Embedded Files
Shumica e lëndëve kimike përbëhen nga molekulat. Oksigjeni që thithim, uji që pijmë, sheqeri që hamë, të gjitha janë të përbëra prej molekulave. Molekulat janë njësitë më të vogla të një bashkimi kimik, që ruajnë vetitë e lëndës.
Molekulat përftohen nga bashkimi i dy ose më shumë atomeve. Bashkimi mund të ndodhë mes atomeve të së njëjtës lënde themeltare (element), si për shembull oksigjeni (O₂), ose nga atome të lëndëve të ndryshme, si për shembull uji (H₂O).
Molekulat qëndrojnë bashkë në sajë të lidhjeve kimike, kryesisht lidhjet e ndërvarura (kovalente). Ndërtimi, pamja dhe vetitë e molekulës varen nga mënyra e lidhjes së atomeve.
Molekulat kanë pamje dhe madhësi të ndryshme. Molekulat e thjeshta, si për shembul gazi nitrogjen (N₂) apo hidrogjeni (H₂), kanë në përbërjen e tyre fare pak atome. Ndërsa molekulat e ndërlikuara, si për shembull proteinat e ADN-së, mund të përmbajnë disa mijëra, e madje edhe miliona atome të vendosura në lloj lloj trajtash e renditjesh.
Fotografi e një bashkëveprimi kimik molekuar dhe molekulat e përftuara parë në mikroskop (lartë).
Formulat skelet të molekulave të përfshira në bashkëveprim dhe ato të përftuara (poshtë).
Burimi: F. R. Fischer dhe kolegët (Direct Imaging of Covalent Bond Structure in Single-Molecule Chemical Reactions, doi: 10.1126/science.1238187)
Emërtimet e molekulave dhe binjakët
Emërtimet e molekulave dhe binjakët
Emërtimet e molekulave në gjuhën shkencore quhet formula molekulare. Ato na ndihmojnë që të dallojmë molekulat nga njëra-tjetra në mënyrë të saktë dhe të thjeshtë duke përdorur germa dhe shifra. Gërmat përdoren për të dalluar atomet (elementët) e veçanta sipas sistemit periodik të lëndëve, pjesëmarrës në lidhjen kimike, si për shembull H për hidrogjenin, O për oksigjenin dhe C për karbonin (carbon). Ndërsa shifrat në dysheme, që vendosen pas gërmave, tregojnë numrin atomeve pjesëmarrës për çdo lëndë. Për shembull, emërtimi i molekulës së ujit (H₂O) na tregon që çdo molekulë uji përmban dy atome hidrogjeni dhe një atom oksigjeni. Ja disa nga emërtimet e molekulave me të përhapura në natyrë:
H₂O - uji,
O₂ - oksigjeni,
CO₂ - dioksidi i karbonit,
CH₄ - gazi metan,
C₆H₁₂O₆ - glukoza,
N₂ - nitrogjeni,
NH₃ - amonjaku,
H₂ - dihidrogjeni,
O₃ - ozoni,
NaCl - kripa.
Emërtimet e molekulave janë të rëndësishme për fushën e kimisë sepse na tregojnë llojin dhe sasinë e atomeve të pranishme në çdo bashkim kimik. Por ato nuk na tregojnë asgjë për vendosjen e atomeve në hapësirë ose mënyrën e lidhjes në molekulë. Këto të dhëna i marrim ose i japim nëpërmjet formulave ndërtimore (formulave strukturore) dhe vizatimeve (modeleve) të molekulave. Për shembull, si glukoza (sheqer), si formaldehidi (një bashkim i thjeshtë kimik organik) përmbajnë karbon (C), hidrogjen (H) dhe oksigjen (O), por emërtimet e tyre molekulare ndryshojnë. Emërtimi i glukozës është C₆H₁₂O₆, ndërsa emërtimi i formaldehidit është CH₂O, gjë që tregon se këto dy molekula kanë sasi dhe vendosje të ndryshme të atomeve në bashkimin kimik. Ndryshimi në sasi dhe vendosje të atomeve sjell ndryshime të vetive kimike e fizike të molekulës. Ja disa shembuj molekulash me formula të ngjashme:
C₆H₁₂O₆ (glukozë) dhe CH₂O (formaldehid),
CO (monoksid karboni) dhe CO₂ (dioksid karboni),
H₂O (ujë) dhe H₂O₂ (peroksid hidrogjeni),
N₂O (oksid azoti) dhe NO₂ (dioksid nitrogjeni).
Në disa raste, bashkimet kimike mund të kenë të njëjtin emërtim molekular, pra janë binjake në emërtim, por dallojnë për nga ndërtimi i molekulës. Këto raste në gjuhën shkencore quhen izomere. Për shembull, butani dhe isobutani kanë të njëjtin emërtim molekular C₄H₁₀, e megjithatë atomet e tyre janë vendosur në mënyra të ndryshme në secilën molekulë. Ky ndryshim në vendosje sjell shfaqjen e vetive të ndryshme fizike. Ja disa shembuj izomeresh:
C₄H₁₀ - është formula e butanit dhe isobutanit,
C₆H₁₂O₆ - është formula e glukozës, fruktozës dhe galaktozës,
C₂H₆O - është formula e etanolit, dimetilot dhe eterit.
Paraqitja e molekulave me vizatim
Paraqitja e molekulave me vizatim
Ndërtimi i molekulave mund të paraqitet në disa mënyra dhe secila prej tyre tregon shkallë të ndryshme të dhënash e imtësish mbi vendosjen e atomeve dhe lidhjet që ato krijojnë në molekulë. Disa nga më të përhapurat janë: struktura e Luisit, formula strukturore, formula skelet, paraqitja me topa dhe shkopa, paraqitja me mbushje të hapsirës, diagrama e orbitaleve molekulare, harta e dendësisë së elektroneve, formula e perspektivës, projeksioni i Fisherit, projeksioni i Njumanit dhe projeksioni i Hothornit.
Një nga mënyrat më të përhapura të paraqitjes së ndërtimit të molekulës është ajo me viza dhe pika. Në gjuhën shkencore kjo mënyrë quhet struktura me pika dhe viza e Luisit (Lewis). Sipas kësaj mënyre, vizat tregojnë lidhjet kimike mes atomeve, ndërsa pikat tregojnë elektronet e lira. Çdo vizë nënkupton një çift lidhës, ose lidhjet e ndërvarura. Pikat vendosen rreth e përqark atomit në çifte për të treguar elektronet e lira që mund të krijojnë lidhje (çiftet valente) por që nuk marrin pjesë në lidhjen e dhënë kimike.
Struktura e Luisit është shumë e përshtatshme për të nxjerrë në pah elektronet lidhëse dhe jo lidhëse në molekulë, pasi këto na ndihmojnë të kuptojmë e të përcaktojmë pamjen e përgjithshme të molekulës, aftësinë bashkëvepruese dhe njëanshmërinë e ngarkesës elektrike (polaritetin). Ato na ndihmojnë gjithashtu të dallojmë llojet e lidhjeve që krijohen - njëshe, dyshe ose treshe, - në varësi të çifteve të përbashkëta të elektroneve që shfrytëzohen nga atomet.
Ndonëse struktura e Luisit gjen përdorim të gjerë si mënyrë për paraqitjen e ndërtimit të molekulave, ajo ka edhe mangësi. Për shembull ajo nuk merr parasysh vendosjen e saktë të atomeve në hapsirë kundrejt njëri-tjetrit dhe as përshkruan pamjen e orbitaleve dhe shkallëve të energjisë së elektroneve, siç bëjnë disa mënyra të tjera.
Disa mënyra të drejta të paraqitjes së molekulës së ujit (H2O) sipas strukturës me pika dhe viza të Luisit.
Nëse strukturës së Luisit i heqim pikat, atëherë përftojmë një mënyrë tjetër të paraqitjes së ndërtimit të molekulës. Në gjuhën shkencore kjo mënyrë quhet formula strukturore. Formula strukturore është pothuajse e njëjtë me strukturën e Luisit, me ndryshimin e vetëm që në formulën strukturore tregohen vetëm lidhjet kimike, sepse në dallim nga struktura e Luisit, formula strukturore nuk ka për qëllim të tregojë elektronet e lira.
Formulat strukturore na ndihmojnë të kuptojmë dukurinë e izomerizmit, ku molekulat mund të kenë formulë kimike të njëjtë por ndërtim të ndryshëm, si në rastin e butanit (C4H10) dhe isobutanit (C4H10).
Paraqitje e formulave strukturore të butanit (C4H10) dhe isobutanit (C4H10)
Formula strukturore mund të vizatohet edhe në trajtë të ngjeshur, pa viza, në të cilën tregohen vetëm lidhjet kimike. Për shembull trajta e ngjeshur e formulës strukturore të butanit është CH3CH2CH2CH3, ndërsa e isobutanit është (CH3)3CH.
Paraqitje shpjeguese e formulës së ngjeshur.
Formula strukturore mund të paraqitet në mënyrë të thjeshtuar edhe duke përdorur vetëm viza në vend të atomeve të karbonit (C) dhe hidrogjenit (H). Sipas kësaj mënyre, prania e këtyre dy atomeve merret si e mirëqenë, duke shënuar vetëm atomet e tjera. Kjo mënyrë e paraqitjes së ndërtimit të molekulës përdoret shpesh për të paraqitur molekulat e hidrokarbureve në kiminë jetësore (organike), të cilat kanë ndërtim të ndërlikuar dhe janë të vështira për t’u lexuar.
Paraqitje e formulës skelet të molekulave të propanit (C3H8), butanit (C4H10) dhe pentanit (C5H12)
Në mënyrë që të paraqesim një pamje të thjeshtuar të vendosjes së atomeve në hapësirë tek formula strukturore mund të përdorim pykat dhe vijëzimet. Në gjuhën shkencore kjo quhet formula me perspektivë. Sipas kësaj mënyre pykat tregojnë lidhjet kimike me drejtim për nga vëzhguesi, ndërsa vizat me pika tregojnë lidhjet kimike me drejtim të kundërt me vëzhguesin. Kjo mënyrë përdoret kryesisht për të paraqitur molekulat me ndërtim katërfaqësh, siç janë për shembull bashkimet kimike organike, ku vizatimi në rrafsh nuk na ndihmon të kuptojmë pamjen e vërtetë hapsinore të molekulës.
Paraqitje e formulës me pyka dhe vijëzim të molekulës së butanit (C4H10). Kjo paraqitje është më afër pamjes së vërtetë të vendosjes së atomeve në hapësirë kundrejt njëri-tjetrit.
Për të paraqitur ndërtimin e molekulës dhe vendosjen e atomeve në hapësirë kundrejt njëri tjetrit mënyra më e përshtatshme është ajo me topa dhe shkopinj. Sipas kësaj mënyre, topat përfaqësojnë atomet, ndërsa shkopinjtë përfaqësojnë lidhjet e ndërvarura kimike mes tyre. Kjo mënyrë është veçanërisht e përshtatshme për të treguar këndet e sakta të vendosjes së atomeve në hapësirë kundrejt njëri-tjetrit, ose siç quhet në gjuhën shkencore, gjeometrinë e molekulave. Vizatimet me vëllim mund të krijohen vetëm me ndihmën e kompjuterit.
Tre mënyra të drejta të paraqitjes së molekulës së ujit (H2O) sipas mënyrës me topa dhe shkopa me vëllim.
Molekulat katërfaqëshe kanë dy pamje: të majtën dhe të djathtën. Këto pamje janë pasqyrim i njëra-tjetrës. Ndonjëherë ndodh që pamjet e pasqyruara nuk përputhen, sido që t’i rrotullosh. Në gjuhën shkencore kjo dukuri quhet kiralitet. Prandaj, për paraqitjen e këtyre molekulave përdoret mënyra e quajtur projeksioni i Fisherit (Fischer).
Projeksioni i Fisherit është një vizatim në rrafsh i ndërtimit vëllimor të molekulave me qendra katërfaqëshe, pasqyrimi i të cilave nuk përputhet. Këto molekula janë zakonisht molekulat jetësore të karbohidrateve dhe aminoacideve. Sipas kësaj mënyre, ngrehina vëllimore molekulare shpaloset në mënyrë të tillë që të mund të vizatohet në letër. Tek projeksion i Fisherit, vija për së gjati tregon rrafshin qendror të molekulës, ndërsa vijat për së gjeri tregojnë atomet që dalin jashtë këtij rrafshi.
Paraqitje e molekulave gliceraldehidit-D (C3H6O3) majtas dhe gliceradehiditit-L (C3H6O3) djathtas sipas projeksionit të Fisherit. Pasqyrimet e molekulës nuk përputhen me njëra-tjetrën. Poshtë paraqitet pamja me pamje me vëllim e molekulës.
Ndonjëherë del nevoja që një molekulë ta shohim nga drejtimi i boshtit të një lidhjeje të caktuar kimike, kryesisht ato të karbonit (C), për të kuptuar se si atomet apo bashkësitë e atomeve vërtiten rreth këtij boshti. Për këtë qëllim përdoret mënyra e paraqitjes e quajtur projeksioni i Njumanit (Newman). Projeksioni i Njumanit na ndihmon t’ë dallojmë më mirë shumëllojshmërinë e ngrehinave molekulare, veçanërisht për të kuptuar vendosjen e atomeve apo bashkësive atomike kundrejt dy atomeve pjesëmarrëse në lidhje kimike.
Paraqitje e molekulës së butanit (C4H10) sipas projeksionit të Njumanit.
Së fundmi, për të paraqitur formulat strukturore të molekulave me lak të mbyllur përdoret gjerësisht mënyra e quajtur projeksioni i Hothornit (Hawthorn). Në gjuhën shkencore molekulat me lak të mbyllur quhen molekula ciklike sepse ato krijojnë gjithnjë ngrehina me pamjen e lakut të mbyllur. Molekulat ciklike janë kryeisht molekulat e një lloji sheqernash që në gjuhën shkencore quhen monosaharide.
Paraqitje e molekulës monosaharid D-eritrofuranozë (C4H8O4) sipas projeksionit të Hothornit.
Një mënyrë tjetër e paraqitjes së ndërtimit të molekulave në hapësirë është me flluska me madhësi të ndryshme që përfaqësojnë rrezen atomike të secilit atom, duke na treguar kështu vëllimin e vërtetë që zë secili atom në molekulë kundrejt atomeve të tjera. Në gjuhën shkencore kjo quhet rrezja fon der Vals (van der Waals), që është largësia ku forcat ndërmolekulare midis dy atomeve drejtpeshohen. Mënyra me flluska na jep një pamje më të vërtetë të vëllimit që zë molekula në hapësirë.
Paraqitja e disa molekulave me vëllim sipas mënyrës me rrezen fon der Vals.
Ndërtimi i molekulave
Ndërtimi i molekulave
Vendosja e atomeve të një molekule në hapsirë kundrejt njëri-tjetrit në gjuhën shkencore quhet gjeometria e molekulave. Ajo ndikon tek vetitë kimike dhe fizike të molekulës si polariteti, aftësia bashkëvepruese (reaktiviteti), ngjyra, gjendja e lëndës (e ngurtë, e lëngshme, e gaztë) dhe sjellja e molekulës në veprimtari jetësore (biologjike).
Vendosja e atomeve në hapësirë varet shumë nga numri i atomeve në molekulë. Për shembull molekulat me dy atome kanë pamje të ndryshme nga ato me tre, apo katër, apo më shumë. Kjo vendosje ndodh vetvetiu duke ndjekur parimin e forcave shtytëse mes elektroneve. Në gjuhën shkencore ky parim quhet teoria e shtytjes së çifteve valente të elektroneve. Sipas këtij parimi, duke qenë që çiftet lidhëse të elektroneve përreth atomit qendror shtyjnë njeri-tjetrin, ato zënë vend në mënyrë të tillë që të qendrojnë sa më larg, atje ku forca shtytëse është më e vogël.
Vendosjet e atomeve në molekulë janë të llojeve të ndryshme. Ato mund të radhiten sipas një rendi të caktuar. Gjeometritë e molekulave ndahen në këto lloje:
Siç mund të vihet re nga paraqitja e mësipërme, të gjitha molekulat kanë një atom qendror, rreth së cilit janë vendosur atome të tjerë sipas lidhjes kimike. Kjo dukuri shfaqet sepse atomi qendror është gjithmonë një atom me aftësi të madhe bashkëvepruese dhe që mund të krijojë numrin më të madh të lidhjeve. Në këtë mënyrë atomet me aftësi më të vogël bashkëvepruese, pra me numrin më të vogël të mundshëm të çifteve lidhëse kanë mundësi të kapen pas atomit qendror. Për shembull tek gazi i metani (CH₄), atomi i karbonit (C) mund të krijojë katër lidhje kimike, ndërsa atomi i hidrogjenit (H) mund të krijojë vetëm një.
Gjithashtu, atomi qendror ka kryesisht ngarkesë elektrike më të vogël (elektronegativitet më të vogël) dhe në këtë mënyrë, atomet me ngarkesë elektrike më të madhe, si për shembull oksigjeni, mund të tërheqin drejt vetes elektrone e njëkohësisht të ruajnë lidhjen kimike.
Duke u kapur pas një atomi qendror, atomet e tjera qendrojnë gjithmonë të barazlarguar nga njëri-tjetri, gjë që e mban molekulën të drejtpeshuar e të pathyeshme.
Ngarkesa negative e njëanshme dhe e njëtrajtshme
Ngarkesa negative e njëanshme dhe e njëtrajtshme
Drejtpeshimi i ngarkesës negative në molekulë na ndihmon të kuptojmë sjelljen e saj në mjedise të ndryshme, si për shembull nëse do të tretet apo jo dhe me cilat lëndë do të bashkëveprojë. Themi që molekula ka ngarkesë negative të njëanshme kur ajo nuk është shpërndarë në mënyrë të barabartë mes atomeve. Në gjuhën shkencore kjo dukuri quhet polariteti molekular. Molekulat mund të jenë polare ose jo polare.
Ndonjëherë ndodh që atomet kanë aftësi të ndryshme për të tërhequr elektrone (elektronegativitet) e për kërë arsye, kur hyjnë në një lidhje të ndërvarur (kovalente) me njëri-tjetrin për të krijuar një molekulë, njëra anë e molekulës ka pjesërisht ngarkesë më të madhe pozitive, ndërsa ana tjetër ka pjesërisht ngarkesë më të madhe negative. Domethënë atomi me elektronegativitet më të lartë i tërheq elektronet më afër vetes e për pasojë njëra anën e molekulës bëhet me negative (-), ndërkohë që ana tjetër bëhet më pozitive (+). Në këtë mënyrë themi që molekula ka dy pole. Kjo dukuri në gjuhën shkencore quhet dipol.
Uji (H₂O) është rasti më i njohur i një molekule me ngarkesë të njëanshme negative. Oksigjeni (O) ka aftësi më të lartë për tërhequr elektronet (elektronegativitet 3,44) se hidrogjeni (H) (elektronegativitet 2,20) e për pasojë oksigjenit i rritet pak ngarkesa negative (me të kuqe) ndërsa hidrogjenit i rritet pak ngarkesa pozitive (me mblu).
Monohidridi i flurorit (FH) është një tjetër molekulë ku shfaqet dukuria e dipolit. Atomi i fluorit (F) (me të verdhë) ka aftësi më të lartë për të tërhequr elektronet se atomi i hidrogjenit (H).
Molekula e amonjakut (NH3) është polare për shkak të vendosjes së atomeve në trajtë trekëndore piramidale. Atomi i nitrogjenit (N) ka aftësi më të lartë të tërheqjes së elektroneve se sa atomet e hidrogjenit (H) dhe duke qenë se nuk është vendosur në një rrafsh me to, në molekulë krijohen dy pole.
E kundërta ndodh tek molekula e trifluorurit të borit (BF3), në të cilën për shkak të vendosjes së atomeve në një rrafsh nuk shfaqen dy pole.
Molekulat me ngarkesë negative të njëanshme kanë disa veti të përbashkëta. Për shembull ato mund të treten në ujë dhe tretësira të tjera polare. Temperatura e zierjes dhe shkrirjes është më e lartë se tek molekulat me ngarkesë negative të njëtrajtshme.
Themi që ka ngarkesë negative të njëtrajtshme kur ajo është shpërndarë në mënyrë të barbartë mes atomeve. Në gjuhën shkencore këto molekula quhen jopolare. Kjo ndodh kur atome kanë ngarkesë negative të njëjtë ose të ngjashme, kështu që elektronet shpërndahen njësoj tek të dy atomet; ose kur atomet kanë pamje të pasqyruar (simetrike) e për rrjedhojë ngarkesat negative drejtpeshojnë njëra-tjetrën, gjë që e bën molekulën përgjithësisht jopolare
Molekulat e metanit (CH₄) kanë ngarkesa negative të njëtrajtshme. Lidhjet karbon-hidrogjen kanë ngarkesa negative të ngjashme dhe për shkak të pamjes katërfaqëshe të molekulës, ngarkesat negative drejtpeshojnë njëra-tjetrën. Në këtë mënyrë në molekulë nuk shfaqen pole.
Molekulat me ngarkesa negative të njëtrajtshme kanë disa veti të përbashkëta. Për shembull ato treten në tretësira jopolare si vajrat dhe tretësirat organike. Temperatura e zierjes dhe shkrirjes është më ulët se tek molekulat polare, për shkak se forca tërheqëse ndërmolekulare, si për shembull forca fon der Vals (van der Waals), është më e dobët.
Forcat ndërmolekulare
Forcat ndërmolekulare
Forcat tërheqëse dhe shtytëse në molekulë quhen forca ndërmolekulare. Ato janë më të dobëta se lidhjet e forta të ndërvarura dhe ionike që krijohen mes atomeve, por kanë ndikim të madh tek vetitë fizike që shfaqin molekulat, si temperatura e zierjes dhe e shkrirjes, aftësia tretëse, avullimi dhe trysnia. Për shembull, forcat a fuqishme ndërmolekulare kërkojnë më shumë fuqi për t’u shkëputur, gjë që rrjedhimisht rrit temperaturën e zierjes, soç ndodh tek uji. Forcat a fuqishme ndërmolekulare shfaqin gjithashtu qëndresë më të madhe ndaj përhapjes (viskozitetit) për shkak të aftësisë së lartë të tkurrjes së lidhjeve molekulare në sipërfaqe. Këtë dukuri e gjejmë tek uji për shkak të lidhjeve të hidrogjenit.
Forcat ndërmolekulare janë tre llojesh, nga më e dobëta tek më e forta:
Forcat e shpërndarjes
Forcat e shpërndarjes
Forcat e shpërndarjes janë forcat më të dobëta ndërmolekulare. Në gjuhën shkencore ato quhen forcat e dispersionit ose forcat e Londonit. Ato i gjejmë tek të gjitha molekulat, si polare, ashtu edhe jopolare. Këto forca krijohen si pasojë e luhatjeve në shpërndarjen e elektroneve në molekulë. Kjo luhatje shkakton përkohësisht ngarkesë negative të njëanshme (dilpolaritet) tek molekula, duke bërë që e njëjta dukuri të përsëritet në varg edhe tek molekulat fqinje. Për pasojë, aftësia e tyre tërheqëse dobësohet.
Forcat e shpërndarjes shfaqen më të theksuara tek atomet e mëdhenj e të rëndë sepse ata kanë më shumë elektrone që mund të shpërndahen në mënyrë të pabarabartë. Gazet inerte si për shembull neoni (Ne) dhe molekulat jopolare si metani (CH₄) ose nitrogjeni (N₂) ndërveprojnë kryesisht nëpërmjet forcave të shpërndarjes.
Ndërveprimet dipol-dipol
Ndërveprimet dipol-dipol
Ndërveprimet dipol-dipol ndodhin mes molekulave që kanë dipolaritet të vazhdueshëm (ngarkesë negative të njëanshme). Ana me ngarkesë pozitive e një molekule tërheq anën me ngarkesë negative të një molekule tjetër, duke krijuar kështu tërheqje ndërmolekulare.
Këto forca janë më të fuqishme se forcat e shpërndarjes, por më të dobëta se lidhjet e hidrogjenit. Ato shfaqen më shumë tek molekulat me polaritet të madh. Kloruri i hidrogjenit (HCl) është molekulë polare. Atomi i klorit (Cl) nga aftësi më të madhe që të tërheqë elektrone (elektronegativitet) e për pasojë tërheq elektronet e molekulës drejt vetes, duke krijuar kështu ndërveprim dipol-dipol mes molekulave klorurit ë hidrogjenit.
Lidhjet e hidrogjenit
Lidhjet e hidrogjenit
Lidhja e hidrogjenit është një lloj i veçantë ndërveprimi dipol-dipol që ndodh sa herë atomi i hidrogjenit (H) krijon lidhje të ndërvarur (kovalente) me një atom me elektronegativitet të lartë (nitrogjen (N), oksigjen (O) ose fluor (F)). Duke pasur ngarkesë pozitive të pjesshme, atomi i hidrogjenit ndjen tërheqje të fortë drejt elektroneve të lira të atomeve me elektronegativitet të lartë tek molekulat fqinje.
Lidhjet e hidrogjenit janë shumë më të fuqishme se forcat e thjeshta dipol-dipol dhe kanë ndikim të madh tek vetitë fizike të lëndës. Lidhja e hidrogjenit shfaqet tek molekulat e ujit (H₂O). Kjo është arsyeja pse uji ka temperaturë të lartë dhe trysni sipërfaqësore në krahasim me molekulat e tjera të vogla.
Bashkëveprimet ion-dipol
Bashkëveprimet ion-dipol
Ndërveprimet ion-dipol ndodhin mes ioneve dhe molekulave me ngarkesa të njëanshme elektrike. Ato bëhen të pranishme kur bashkimet kimike ionike treten në tretësira polare, si për shembull kur kripa e kuzhinës (NaCl) tretet në ujë (H₂O). Ionet pozitive të natriumit (Na⁺) tërhiqen drejt anës dipole të molekulave të ujit, që do të thotë drejt anës me elektronegativitet më të lartë. Ndërsa ionet e klorit (Cl⁻) tërhiqen drejt anës me ngarkesë pozitive, që do të thotë drejt anës me elektronegativitet të ulët.
Forcat dipole të nxitura nga dipoli
Forcat dipole të nxitura nga dipoli
Forcat dipole të nxitura nga dipoli shfaqen kur një molekulë polare shkakton një dipol të përkohshëm tek një molekulë jopolare. Këto forca janë më të dobëta se bashkëveprimet dipol-dipol, por më më të forta se forcat e shpërndarjes.
Marrim si shembull bashkëveprimin midis molekulës së oksigjenit (O₂) dhe molekulës së ujit (H₂O). Molekula e oksigjenit është jo polare, ndërsa molekula e ujit është polare. Molekula e ujit ka dipol të përhershëm sepse oksigjeni ka aftësi më të lartë të tërheqë elektrone (elektronegativitet) se sa hidrogjeni, e për këtë arsye në molekulë krijohen ngarkesa të njëanshme negative e pozitive.
Kur molekula jo polare e oksigjenit i afrohet molekulës së ujit, fusha elektrike e krijuar nga dipoli i përhershëm i molekulës së ujit shtrembëron renë e elektroneve të molekulës së oksigjenit duke i shtyrë elektronet në anën e kundërt. Për pasojë në njërën anë të molekulës së oksigjenit rritet ngarkesa negative, ndërsa në anën tjetër rritet ngarkesa pozitive. Ky dipol i krijuar rishtas ndëvepron me dipolin e përhershëm të molekulës së ujit. Në gjuhën shkencore kjo dukuri quhet forca dipol të nxitura nga dipoli.
Kjo dukuri mund të vështrohet gjatë tretjes së oksigjenit në ujë. Ndonëse molekulat e oksigjenit nuk janë polare, molekulat e ujit mund të nxisin një dipol të përkohshëm, gjë që lejon një bashkëveprim të dobët mes dy molekulave. Kjo është arsyeja pse uji ka oksigjen dhe pse gjallesat mund të jetojnë në mjedis ujor.
Orbitalet molekulare
Orbitalet molekulare
Kur dy atome lidhen me njëri-tjetrin për t’i dhënë jetë një molekule, orbitalet e elektroneve të tyre mbivendosen e shkrihen duke krijuar kështu orbitale molekulare. Orbitalet janë hapësira të kufizuara rreth e përqark bërthamës atomike, brenda të cilave vërtiten elektronet. Këto hapësira ndryshojnë pamje kur atomi bëhet pjesë e një bashkimi kimik. Elektronet nuk vërtiten më vetëm rreth e përqark bërthamës së tyre, por edhe rreth bërthamës me të cilën është krijuar një lidhje kimike.
Orbitalet molekulare ndahen sipas llojit të lidhjes, për shembull orbitalet të llojit sigma (σ) dhe pi (π). Orbitalet sigma krijohen si pasojë e përputhjes së drejtpërdrejtë të orbitaleve atomike, përgjatë boshtit të traut që lidh dy bërthamat, duke krijuar kështu një re me pamje karameleje përreth boshtit të lidhjes. Këto lidhje janë më të forta dhe gjenden kryesisht tek lidhjet njëshe (me një çift lidhës).
Ka dy lloj orbitalesh molekulare: lidhëse dhe kundër lidhëse. Orbitalet lidhëse krijohen kur orbitalet atomike "p" janë në përputhje me njëra-tjetrën. Në gjuhë shkencore kjo përputhje quhet fazë. Orbitalet molekulare lidhëse kanë shkallë fuqie (nivel energjie) më të ulët se sa orbitalet atomike. Ato drejtpeshojnë ngarkesat elektrike në molekulë, e për pasojë forcojnë lidhjen molekulare, duke rritur dendësinë e elektroneve përreth bërthamave.
E kundërta ndodh me orbitalet molekulare kundër lidhëse, të cilat kanë shkallë fuqie më të madhe, e për pasojë dendësi më të ulët të elektroneve përreth bërthamave, gjë që dobëson e pështjellon drejtpeshimin e lidhjes kimike kur elektronet vërtiten në këto orbitale.
Lidhjet pi (π), nga ana tjetër, krijohen si pasojë e përputhjes anësore të orbitaleve “p”, duke krijuar kështu një hapësirë me dendësi të lartë elektronesh përgjatë boshteve të shtyllave me drejtim tërthor kundrejt boshtit lidhës. Lidhjet pi janë më të dobëta se lidhje sigma. Ato gjenden zakonisht tek lidhjet dyshe e treshe dhe përforcojnë lidhjen sigma (σ), duke e bërë lidhjen edhe më të fortë e më të qëndrueshme.
Orbitalet molekulare paraqiten zakonisht si përshkrime matematikore të vendndodhjes së elektroneve në çdo kohë. Në gjuhën shkencore kjo quhet funksion i valës, për shkak të pamjes së valës që përftohet nga ky përshkrim. Përshkrimet matematikore na tregojnë hapësirat ku orbitalet atomike përputhen (janë në fazë) ose nuk përputhen (janë jashtë faze) menjëra-tjetrën.
Vendosja e elektroneve në orbitale molekulare përcakton radhën e lidhjes, e pastaj fortësinë dhe qëndrueshmërinë e lidhjes. Radha e lidhjes llogaritet si ndryshorja mes numrit të elektroneve tek orbitalet lidhëse dhe orbitaleve kundërlidhëse, pjesëtuar për 2:
Radha e lidhjes = (numri i elektroneve lidhëse - numri i elektroneve kundërlidhëse) / 2.
Ja shembulli i llogaritjes së radhës për molekulën e oksigjenit (O₂):
Radha më e lartë e lidhjeve do të thotë lidhje më e fortë dhe më e qëndrueshme, ndërsa radha 0 tregon se nuk ka asnjë lidhje. Ky përkufizim na ndihmon të kuptojmë pse disa molekula janë jatëgjata e disa të tjera jo, dhe pse disa lidhje janë më të forta se të tjerat.
Teoria e orbitaleve molekulare shpjegon lidhjet me kërcim (të delokalizuara), ku elektronet vërtiten rreth disa bërthamave, siç ndodh tek bashkimet kimike që lëshojnë kundërmim, si për shembull benzeni (C6H6). Tek këto molekula, elektronet "pi" nuk janë të kufizuara vetëm tek një lidhje por qarkullojnë në të gjithë hapësirën molekulare, duke i dhënë molekulës qëndrueshmëri dhe aftësi të madhe bashkëvepruese. Këto lidhje bëjnë dallim nga lidhjet e përqendruara (të lokalizuara), elektronet e të cilave janë të kufizuara vetëm në hapësirën mes dy atomeve. Orbitalet molekulare na japin një pamje më të qartë të lidhjeve kimike, shpërndarjes së elektroneve dhe qëndrueshmërisë së molekulare se sa përfytyrimet e tjera, si për shembull struktura e Luisit apo teoria e valencës.
Lëvizja molekulare
Lëvizja molekulare
Molekulat e lëndëve janë gjatë gjithë kohës në lëvizje, pavarësisht gjendjes së lëndës: e ngurtë, e lëngët apo e gastë. Por mënyra se si lëvizin ato varet nga gjendja e lëndës. Tek gazet, molekulat janë të lira dhe lëvizin me shpejtësi në të gjitha drejtimet, shpesh duke u përplasur me njëra-tjetrën ose me muret e enës. Tek lëngjet, lëvizja e molekulave është disi më e kufizuar se sa tek gazet, sepse molekulat, ndonëse të ngjeshura me njëra tjetrën, mund të rrëshqasin, duke i dhënë lëngut aftësinë e rrjedhjes. Tek lëndët e ngurta, lëvizja molekulare është tejet e kufizuar. Ato mund të lëkunden pa lëvizur nga vendi për shkak të forcave të fuqishme ndërmolekulare. Kjo është dukuria që i jep lëndës ngurtësi.
Shpejtësia dhe lloji i lëvizjes së molekulave ndikohet nga temperatura. Me rritjen e temperaturës, molekulat fitojnë fuqi vepruese (kinetike) dhe lëvizin më shpejt dhe me më shumë gjallëri. Për shembull, kur molekulat e gazit në një enë i nënshtrohen nxehtësisë, ato fillojnë të lëvizin me shpejtësi, duke bërë që gazi të zgjerohet dhe trysnia në muret e enës të rritet.
Teoria e veprimit (kinetikës) së lëndëve na tregon se molekulat janë gjatë gjithë kohës në lëvizje. Sipas teorisë, temperatura e lëndës është drejtpëdrejtë e lidhur me fuqinë mesatare vepruese të molekulave të saj. Tek gazet, teoria shpjegon dukuri si trysnia, vëllimi dhe ndryshimet e temperaturës. Gjatë kohës që molekulat e gazit lëvizin dhe përplasen, ato ushtrojnë forcë tek muret e enës, duke rritur kështu trysninë brenda saj. Teoria na ndihmon të kuptojmë edhe se si temperatura ndikon gjendjen e lëndës. Për shembull, kur një lënde të ngurtë i shtojmë fuqi të mjaftueshme, lëvizja e molekulave bëhet aq e madhe sa arrin të këpusë lidhjet molekulare, duke e kthyer lëndën në gjendje të lëngët (shkrirje) ose të gaztë (avullim).
Lëvizje me lëkundje dhe rrotullim
Lëvizje me rrotullim
Lëvizje me zhvendosje
Google Sites
Report abuse