Kas vesi on polaarne või mittepolaarne?
Mis on polaarsus?
Polaarsus on elektri, magnetismi ja elektroonilise signaalimise mõiste. Keemias selgitab polaarsus aatomite vaheliste sidemete teket elektronide jagamise tõttu. Polaarsed molekulid tekivad siis, kui üks aatomitest avaldab sidemel olevate elektronide suhtes tugevamat atraktiivset jõudu. Tegelikult on aatomid selle atomi suhtes rohkem tõmmatud kui teine aatom, mis põhjustab kerge laengu tasakaalustamatuse.
Kuidas määratakse kindlaks polaarsus?
Polaarsuse määramine toimub kontseptsiooni abil, mida tuntakse elektronegatiivsuse all. Elektronegatiivsus on võimalus väljendada aatomi kalduvust meelitada elektroni keemilises sidemuses. See arvutatakse, saades kõnealuste aatomite elektronide negatiivsuse erinevuse. Kui erinevus on vahemikus 0, 4 kuni 1, 7, kirjeldatakse sidet polaarsena. Kui vahe on alla 0, 4, siis on side mittepolaarne kovalentne. Selle tähenduses on see, et aatomite vahel on elektronide võrdne jagamine. Vastupidi, kui erinevus on suurem kui 1, 7, siis seos sisaldab ioonset iseloomu.
Kas vesi on polaarne või mittepolaarne?
Vesi on polaarne molekul, kuna tal on elektronide ebavõrdne jagamine. Vesi on keemiliselt kirjutatud kui H2O, mis tähendab, et see koosneb vesinikust ja hapnikuaatomitest. Vesinik on perioodilisest tabelist esimene, samas kui hapnik on arv 14. Selle tulemusena on hapniku konfiguratsioon 2, 8, 4, samas kui vesiniku aatom on 1. Kui kaks vesinikuaatomit kombineeruvad ühe hapnikuaatomiga, siis kaks neljast elektronist: hapnik moodustavad tugeva sideme vees. Tulemuseks on see, et elektronide jagamine on ebavõrdne, kuna kaks elektroni jäävad kasutamata. Vesiniku ots muutub osaliselt positiivseks, samal ajal kui hapniku ots on osaliselt negatiivne. Lisaks on hapniku aatomil tugevam atraktiivne jõud, mis tõmbab sellega rohkem aatomeid. Seejärel tekib molekulis laengu tasakaalustamatus. Lisaks veele on vesinikfluoriid ka polaarne molekul.
Erinevalt veest tekivad kaks polaarset molekuli. Esiteks võib see olla tingitud elektronide võrdsest jagamisest aatomite vahel. Teiseks võib see olla tingitud polaarsete sidemete sümmeetrilisest paigutusest keerulisema molekuli, näiteks boortrifluoriidi (BF3). Oluline asjaolu, et tuleb arvestada, on see, et mitte iga polaarsete sidemetega molekul on polaarne molekul. Selle stsenaariumi näiteks on süsinikdioksiid (CO 2 ). Süsinikdioksiid ei moodusta mittepolaarset molekuli, kuna selle geomeetria on lineaarne. Kaks dipoolmomenti tühistavad üksteise, mille tulemusel ei esine molekulaarset dipooli hetke. Mittepolaarsete ühendite näited on nafta ja bensiin.
Miks on vee polaarsus oluline?
Vee polaarsus muudab vee eriliseks aineks, sest see aitab kaasa veekogude ainulaadsetele omadustele. Unikaalsed omadused hõlmavad selle tihedust, võimet aineid lahustada ja tugevaid sidemeid, mis hoiavad molekule kindlalt koos. Need vee omadused võimaldavad tal täita oma elu põhiülesandeid.
Vee võime aineid lahustada
Kuna vees on nii positiivselt laetud kui ka negatiivselt laetud ioone, võib see aineid lahustada. Näiteks sool, mis on keemiliselt naatriumkloriid, lahustub vees sageli. Mis juhtub, on see, et veemolekulide positiivselt laetud otsad meelitavad negatiivselt laetud kloriidi ioone. Teisest küljest meelitavad negatiivselt laetud otsad positiivselt laetud positiivseid naatriumiioone. Soola uputamine vees viib naatriumkloriidi ioonide eraldumiseni veemolekulidega. Seega lahustub sool vees.
Vee tihedus külmutamisel
Jää tihedus on tavaliselt väiksem kui veest, mille tulemuseks on jää vees ujuv. Selle põhjuseks on see, et külmutatud vee veemolekulid on kaugemal üksteisest veel üksteise vastu, vesiniksidemega. Seetõttu põhjustavad jahutamistemperatuurid vee tiheduse suurenemist, kuid ainult kuni 4 kraadi Celsiuse järgi. Pärast seda väheneb tihedus ja kui see jõuab null kraadi või alla, on see veest kergem. Jää võib seejärel vees ujuda, toetades seega mereelust.
Tugevad võlakirjad vees
Tugevad sidemed, mis hoiavad veemolekule, aitavad kaasa selle ainulaadsetele füüsilistele omadustele. Tihedalt hoitud molekulid põhjustavad vee väga kõrge keemis- ja sulamispunktid.
