AATOMIEHITUS, OMADUSED (0)

AATOMIEHITUS , OMADUSED
orbitaal – ruumiosa, kus elektroni leidmise tõenäolsus on suur
peakvantarv n – määrab elektroni energiataseme/nivoo, näitab elektronkihtide arvu aatomis // vastav perioodi numbrile tabelis
n = 1, 2, 3, ..., 7 kihid K, L, M, N, O, P, Q
mida kaugemal tuumast elektron on, seda nõrgemini on ta seotud tuumaga ja seda suurem on ta energia.
maksimaalne elektronide arv energeerilisel nivool on 2 => 2)8)18)32)etc
orbitaalkvantarv l – määrab elektroni energia alanivoo, iseloomustab orbitaali kuju
l = 0, 1, 2, 3, ..., n-1 l = 0 => s-orbitaal
l = 1 => p-orbitaal
l = 2 => d-orbitaal
elektrone, mille l võrdub nt 0, 1, 2, 3, nimetatakse vastavalt s-, p-, d- ja f-elektronideks
magnetkvantarv m – määrab orbitaalide arvu alanivool ja iseloomustab selle orientatsiooni
m = 0, +-1, +-2, +-3, +-l n = 1 l = 0 m = 0 => 1s
n = 2 l = 0 m = 0 => 2s
l = 1 m = 0; +-1 => 2p
n = 3 l = 0 m = 0 => 3s
l = 1 m = 0; +-1 => 3p
l = 2 m = 0; +-1; +-2 => 3d
orbitaalide üldarv energianivool on
=> 1; 1+3; 1+3+5; etc
spinnkvantarv ms – määrab elektroni magnetmomendi suuna
ms = +- ½
Pauli prinsiip – aatomis ei saa olla kahte ega enamat elektroni samas kvantolekus (kõik neli kvantarvu – n, l, m, ms – ei saa olla ühesugused)
igal võrdse n, l ja m-ga orbitaalil saab asuda ainult kaks elektroni, mille spinnid peavad olema vastassuunalised.
minimaalse energia/aufbau prinsiip – elektronidel peab aatomis olema minimaalne potentsiaalne energia / elektronid täidavad orbitaalid energia kasvu järjekorras
Hundi reegel – antud alanivoo elektronide summaarne spinn peab olema maksimaalne (alguses täituvad ühekaupa sama spinniga elektronidega, siis lisanduvad vastupidise spinniga elektronid)
3 elektroni paigutamine d-alakihile: , MITTE
Kletškovski reegel – määrab alanivoode täitumise järjekorra: mida suurem on orbitaali n + 1 summa, seda kõrgem on orbitaali energia; kui kahe orbitaali n + 1 summa on võrdne, täitub enne madalama n väärtusega orbitaal
elemendi asukoha määramine perioodilisustabelis

maksimaalne n väärtus määrab perioodi numbri

viimane alatase määrab, kas tegemist on s-, p-, d- või f-elemendiga

s- ja p-elementidel määrab väliskihi elektronide arv rühma numbri

d-elementidel määrab rühma numbri vliskihi elektronide ja eelviimase kihi d-elektronide arvu summa
välja arvatud kui viimane d-alakiht on täielikult täitunud (10 elektroni):
tuumalaeng Z – aatomi prootonite arv
efektiivne tuumalaeng Zef – määrab, kui tugevasti aatom hoiab kinni väliskihi elektrone / see osa tuumalaengust, mis mõjutab väliskihi elektrone
Zef = Z –  kogu tuumalaeng, varjestusefekt
aatomiraadius r
raadius suureneb ülevalt alla sest elektronkihtide arv suureneb; vasakult paremale väheneb, sest tuumalaeng suureneb (elektrone tõmmatakse rohkem tuuma lähedale)
rühmas muutused kõige järsemad leelismetallidel, halogeenidel väiksem muutus. metallide raadiused on hulga suuremad kui mittemetallidel
metalliline raadius – pool aatomituumade vahelistest kaugustest metalli kristallivõres
kovalentne raadius – pool aatomituumade vahelisest kaugusest lihtaine molekulis
kui aatom loovutab elektrone (tekitades katiooni ), siis tekkinud osakese aatomraadius on esialgsest väiksem
ionisatsioonienergia I – energia, mis kulub isoleeritud aatomist ühe elektroni eraldamiseks (selle katiooniks muutmiseks). määrab metallilised omadused: mida väiksem ionisatsioonienergia, seda metallilisem element.
ionisatsioonienergia on alati endotermiline ΔH > 0
iga järgmise elektroni loovutamine on raskem kui eelmine . kergem on elektroni loovutada sellisel elemendil, millel on orbitaalil osad paardunud osad paardumata elektronid (kuna energeetiliselt on soodsam, kui kõik „kastid“ on ühe, kõik kahe või kõik 0 elektroniga)
elektronafiinsus Ae – energia, mis eraldub või neeldub isoleeritud aatomile ühe elektroni sidumisel (selle aniooniks muutmisel). iseloomustab mittemetallilisi omadusi: mida suurem on elektronafiinsus, seda mittemetallilisem element.
Elektron saab minna üle ühelt elemendilt teisele ainult siis, kui vahe elektronafiinsuse EA2 ja ionisatsioonienergai I1 vahel on suurem kui vahe EA1 ja I2 vahel.
EA2-I1>EA1-I2 või EA2+I2>EA1+I1
halogeenidel ΔH
leelismetallidel ΔH > 0
tekkiva aniooni mõõtmed on suuremad esialgsest aatomist. anioonid on tavaliselt oma mõõtmetelt suuremad kui katioonid.
elektronegatiivsus χ – iseloomustab elemendi aatomi võimet siduda ühist elektronpaari keemilises ühendis või molekulis.
mida suurem on elektronegatiivsus, seda tõenäolisemalt on elemendi muundumine aniooniks ja seda vähem metalliline ta on
AATOMI TUUM, TUUMAREAKTSIOONID
keemiline element – ühesuguse tuumalaenguga aatomite liik.
A = Z + N; A – massiarv , Z – tuumalaeng, N – neutronite arv
isotoobid – sama keemilise elemendi aatomid , millel on erinev neutronite arv ja massiarv
nt:
massidefekt – nähtus, mille kohaselt aatomituuma mass on tavaliselt väiksem kui selle moodustavate prootonite ja neutronite masside summa, st osa massi on kaduma läinud energiana tuuma moodustamisel.
tuumade stabiilsusest:
aatomi tuumade stabiilsus sõltub prootonite ja neutronite arvust. seoseenergia on energiahulk, mis on vajalik mingi aatomi või tuuma lõhustamiseks. tuuma siseenergia võrdub tööda, mis tuleb teha selleks, et viia tuuma nukleonid üksteisest sellisele kaugusele, kus nad üksteist ei mõjuta.
stabiilsetes isotoopides on neutronite arv võrdne prootonite arvuga. raskete elementide puhul on neutronite arv suurem kui prootonite arv.
siseenergia seos massiarvuga:
radioaktiivse kiirguse liigid:
radioaktiivne kiirgus – keemilise elemendi mittestabiilse isotoobi iseeneslik muundumine teise elemendi isotoobiks, millega kaasneb energia eraldumine
______________________________________________________________________________________________

kiirgus: He aatomi tuumade voog
alfa osakese laeng +2; mass 4
üldvõrrand : ; M(ka A) – massiarv (prootonid + neutronid ), Z – tuumalaeng
______________________________________________________________________________________________

kiirgus
e+ lagunemine : prooton muundub neutroniks, kiirguvad positron ja elektronneuriino
beeta+ osakeste laeng +1; mass 1
üldvõrrand:
e- lagunemine: neutron muundub prootoniks , kiirguvad elektron ja antielektronneuriino
beeta- osakeste laeng -1; mass 1
üldvõrrand: ______________________________________________________________________________________________

kiirgus: aatom läheb ergastatud olekust põhiolekusse, kiirgub - kvandi
gamma osakeste laeng 0; mass 0
üldvõrrand: ’
______________________________________________________________________________________________
KEEMILINE SIDE
keemiline side on ühise elektronpilve abil moodustuv osakestevaheline side. side tekib vaid siis, kui orbitaalide kattumine on küllaldane . keemiline side tekib, kuna molekulid on madalama energiaga kui aatomid.
keemilist sidet iseloomustavad suurused:

• keemilise sideme pikkus r0 – kaugus aatomituumade vahel molekulis või kristallis. sideme pikkus sõltub selle kordsusest, kordsuse kasvades side lüheneb ning tugevneb.
  

sideme pikkus kasvab rühmas ülevalt alla
samatüübilistes ühendites sideme pikkuse kasvades sideme energia väheneb

• keemilise sideme energia – töö / energia, mis tuleb kulutada keemilise sideme lõhkumiseks (või mis vabaneb selle tekkel). mida rohkem energiat tuleb kulutada sideme lõhkumiseks, seda tugevam see on.
  

sideme energia kasvab rühmas alt üles (va viimase perioodini jõudes)
KOVALENTNE SIDE
kovalentne side on keemiline side, mis tekib ühise elektronpaari abil orbitaalide kattumisel. põhiomadused: küllastatavus, suunalisus, polaarsus ja polariseeritavus .
doonor -aktseptorside – üks sideme partneritest annab mõlemad sideme elektronid
doonor – aatom, mis annab sideme moodustamiseks kaheelektronilise orbitaali
aktseptor – aatom, mis annab sideme moodustamiseks tühja orbitaali
sideme küllastatavus – üks aatom saab moodustab vaid teatud arvu kovalentseid sidemeid
valents – aatomi poolt moodustatud kovalentsete sidemete arv antud ühendis (aatomi valents pole kindel suurus, sõltub ühendist). nt BH3 – valents booril on 3; H2O – valents hapnikul on 2.
valentselektronide arv võrdub A rühmades rühmanumbriga
maksimaalne kovalents – maksimaalne kovalentsete sidemete arv, mida antud elemendi aatom põhimõtteliselt moodustada saab.
1. perioodis – 1 (H)
2. perioodis – 4 (B, C, N)
3. perioodis – 6 (S, Si, Cl)
sideme suunalisus – elektronpilve kuju tõttu võivad orbitaalid kattuda vaid teatud suunas. mida suurem on kattuvus, seda tugevam on kovalentne side. maksimaalne kattuvus esineb tuumi ühendaval sirgel.

-side – orbitaalid kattuvad ühes ruumiosas tuumi ühendava sirge suunal.

-side – orbitaalid kattuvad kahes ruumiosas. esineb kahekordsetes sidemetes . kattumine toimub risti sideme tekke suunaga
delokaliseerunud kovalentne -side – ühendab enam kui kahte aatomit, nt aromaatsed tuumad.

δ-side – ainult d-orbitaalide vahel, kattumine toimub neljas ruumiosas.
sideme kordsus – kahe aatomi vaheliste kovalentsete sidemete arv
sideme polaarsus – elektronpilve nihutus elektronedatiivsema elemendi aatomi poole. kovalentne side saab olla polaarne või mittepolaarne . sideme polaarsust iseloomustab dipoolmoment .
sideme polariseeritavus – sideme polaarsuse muutus elektrivälja toimel
mida suuremad on molekulide mõõtmed, seda kergemini on need polariseeritavad. katioonid ei ole eriti polariseeritavad, sest nende elektronid on tugevalt seotud. katioonidel on endal polariseeriv toime, see suureneb rühmas alt üles ja perioodis vasakult paremale
molekuli polaarsus – määratud polaarsete sidemete dipoolmomentide summaga . et molekul oleks polaarne:

• osa sidemeid peab olema polaarsed
  
• need polaarsed sidemed peavad olema ebasümmeetrilised
  

kui kõik sidemed on mittepolaarsed, siis on molekul tervikuna ka mittepolaarne. kui dipoolmoment μ = 0, siis on molekul mittepolaarne. kui μ >> 0, siis on molekul polaarne
hübridiseerumine
hübriidsed orbitaalid on ühtlasema energia, nende kattumisel tekkiv side on tugevam. orbitaalide hübridiseerumiseks vajalikud tingimused: a) antud orbitaalide energiad peavad olema suhteliselt sarnased; b) tekkivad sidemed peavad olema piisavalt tugevad.
sp hübrisatsioon
Berülliumi aatomi ühest s- ja ühest p-orbitaalist tekib 2 hübriidorbitaali, mis on 180◦ nurga all => sp
molekul on mittepolaarne, kuna on korrapärane.
sp² hübrisatsioon
Boori aatomi ühest s- ja kahest p-orbitaalist tekib 3 hübriidorbitaali, mis on 120◦ nurga all => sp²
molekul on mittepolaarne, kuna on korrapärane.
sp³ hübrisatsioon

CCl4
Süsiniku ühest s- ja kolmest p-orbitaalist tekib 4 hübriidorbitaali, mis on 109◦ nurga all => sp³
molekul on mittepolaarne, kuna on korrapärane.

NH3
tekib sp³ hübrisatsioon, vaba elektronpaar hübridiseerub kaasa.
molekul on polaarne vaba elektronpaari tõttu (pole korrapärane).
TEISED SIDEMETE LIIGID
elektronegatiivsuse vahe =0 -> mittepolaarne kovalentne
polaarne kovalentne
> 1.7 -> ioonilis-kovalentne
> 2.0 -> valdavalt iooniline
iooniline side – polaarse kovalentse sideme piirjuht, kus ühine elektronpaar on täielikult üle läinud elektronegatiivsema elemendi aatomile. moodustunud ioone seovad elektrostaatilised tõmbejõud. puudub sideme küllastatavus ja suunalisus.
iooniline side pole absoluutne, 100% ioonilist sidet pole olemas. kui side on 50% kovalentne ja 50% iooniline, on tegemist ioonilis-kovalentse sidemega. kui elektronegatiivsuste erinevus on rohkem kui 2.0, siis on tegemist valdavalt ioonilise sidemega.
kristallivõreenergia – energia, mis on vajalik 1 mol kristallilise aine lagundamiseks ioonideks või aatomiteks
koordinatsiooniarv – osakeste arv, millega antud osake moodustab sidemeid
vesinikside – täiendav side, mille positiivse osalaenguga vesiniku aatom võib moodustada elektronegatiivse elemendi aatomiga. vesinikside on pikem ja nõrgem kovalentsest sidemest . vesiniksideme moodustamiseks peab vesinikul olema piisav positiivne osalaeng .
vesinikside moodustub H ja N, O, F aatomite vahel (enamasti molekulidevaheliselt).
metalliline side – paljutsentriline elektrondefitsiidiga delokaliseeritud (kovalentne) side. puudub sideme polaarsus, suunalisus, küllastatavus.
kristallvõre tüübid – metallivõre , ioonvõre, aatomvõre , molekulvõre
MOLEKULIDEVAHELISED JÕUD
molekulidevaheline toime (Van der Waalsi jõud) – osakestevaheline füüsikaline vastastoime . osakestevaheline kaugus on suurem ja jõud nõrgemad kui keemilise sideme korral, mõju on mitteküllastatav ja mittesuunaline. olulisem kokkusurutud gaasides , vedelikes, molekulivõrega kristallides – jõud kahaneb kaugusega kiiresti. nt: O2; CH4; C ( grafiit ); CH3Cl; H2S; SO2; CH3COCH3 ; PCl5
neist sõltub sulamis- ja keemistemperatuur ning lahustuvus .
kui molekulil on suur dipoolmoment (vesi), on ülekaalus orientatsioonijõud, kui molekulil on suur polariseeritavus (HI), on ülekaalus dispersioonijõud .

orientatsioonijõud – dipoolide (polaarsete molekulide) vastastoime. polaarsed molekulid orienteeruvad elektrostaatilise toime tõttu korrapäraselt, orienteerudes sellisesse asendisse kus energia on väikseim.
mida polaarsemad on molekulid, seda tugevamini need tõmbuvad nende erinimeliselt laetud poolused teineteise poole.
mida kõrgem on temperatuur, seda nõrgem on vastastikune orientatsioon

induktsioonijõud – dipoolide ja indutseeritud dipoolide vastastoime e jõud polaarsete ja mittepolaarsete molekulide vahel.
ei sõltu temperatuurist vaid polaarsusest ja polariseeritavusest.

dispersioonijõud – hetkeliste, sünkroonselt tekkivate dipoolide vastastoime, esineb mittepolaarsete molekulide vahel.
sõltub oluliselt osakeste suurusest , mida suuremad on osakesed, seda suurem dispersioonijõud