5) A)Iooniline side,ioonvõre B)kovalentne, molekulvõre C)kovalentne,molekulvõre D)iooniline,ioonvõre E)metalliline,metallvõre.6)B,C.7)Molekulaarne koosneb molekulidest.Mittemolekulaarne koosneb aatomitest v ioonidest,mis on omavahel seotud keemiliste sidemetega.8)Mida suurem on erinevus elektronegatiivsuste vahel,seda polaarsem on. 1)Kovalentne side-tekib ühiste elektronipaaride moodustamisel aatomite vahel.Molekulorbitaalid tekivad aatomorbitaalide ühinemisel.Mittemolekulaarne aine-koosneb suurest hulgast keemiliste sidemetega ühe- ndatud aatomitest v ioonidest.Molekule ei esine.2)Suurte molekulide korral võivad vesiniksidemed tekkida ka molekulide sees-molekulide erinevates osades asuvate postiivsete osalaenguga vesiniku aatomite ja negatiivse O aatomite vahel.Tekivad peamiselt ainetes,kus vesiniku aatom on kovalentse sidemega seotud tugevalt elek- tronegatiivsete elementide fluori,hapniku v lämmastiku aatomiga
muutus ajaühikus. Katalüüs - Katalüüs on keemilise reaktsiooni kiiruse muutmine (tavaliselt suurendamine) katalüsaatori abil. Katalüsaator - Katalüsaator on keemias aine, mis muudab reaktsiooni kiirust, kuid vabaneb pärast reaktsiooni lõppu endises koguses. Inhibiitor - Reaktsiooni aeglustav aine. Ensüüm - Ensüümid on bioloogilised katalüsaatorid( nendele on omane suur efektiivsus ja kõrge substraadispetsiifilisus). Sigma-side - Sigmaside kov. side, mille korral aatomorbitaalide kattumine on suurim aatomituumi ühendaval sirgjoonel.(tugevam side, kui piiside) Pii-side - Piiside kov. side, mille korral aatomorbitaalide kattumine on suurim kahel pool aatomi tuumi ühendavat tasapinda. Kaksikside - Kaksikside on keemiline side, kus on ühinenud kaks elektronpaari. Kolmikside - Kolmikside on keemiline side, kus on ühinenud kolm elektronpaari. Aromaatne side kaksikside ei ole lokaalne.
plastilised. Molekulvõre- võret moodustavate osakeste (molekulide) vahel on nõrgad molekulidevahelised sidemed, mistõttu ained on tavaliselt madalate sulamis- ja keemistemperatuuridega ning pehmed. 2.3 Kovalentne side Kovalentne side on ühiste elektronipaaride abil tekkinud side. Tga esineb aatomite vahel molekulides (või kristallides). Ühine elektronipaar tekib ühinevate aatomite väliskihi üksikutest elektronidest vastavate aatomorbitaalide osalisel kattumisel. Paardumata elektronid on kõrge energiaga, paardunud elektronid madala energiaga (stabiilne seisund). Valents näitab ühe aatomi poolt moodustatud kovalentsete sidemete arvu. Näiteks on tüüpilised valentsid vesinikul 1, hapnikul 2, lämmastikul 3 ja süsinikul 4. Struktuurivalemites, mis näitavad aine ehitust, tähistatakse ühte ühist elektronipaari ühe kriipsuga: HH.
Mo- de konstrueerimiseks liidetakse omavahel aatomite valentskihtide aatomorbitaalid. MO on seega lineaarkombinatsioon molekuli aatomorbitaalidest. MO energia on madalam kui kummalgi tema moodustamiseks kasutatud aatomorbitaalil, kuna kahe aatomi vahel toimub lainefunktsiooni amplituudi kasv. Orbitaali, millele vastab energia langus, nim siduvaks orbitaaliks. N aatomorbitaali liitumisel moodustub N MO-d. Seega peab kahe H 1s-orbitaalide liitumisel tekkima 2 MO- d. Teine neist vastab aatomorbitaalide kattumisele eri faasides (eri märkidega). Tulemuseks on MO, kus tuumade vahel on elektroni leidumise tõenöosus väiksem ja orbitaali energia seega kõrgem. Sellist orbitaali nim lõdvendavaks. MO Eelised: Hapniku molekulis peaksid kõik elektronid olema paardunud, kuid tal on paramagnetilised omadused, mis ilmnevad vaid paardumata elektronide korral. Diboraan B2H6 peaks Lewis'i struktuuri järgi andma vähemalt 7 sidet, kuid tal on vaid 12 valentselektroni. 24
redoksreaktsioonide võrrandeid. O.-a. arvutamine: I VII -II K Mn O4 +1 +7 -8 KEEMILINE SIDE Keemiline side on ühine elektronpaar Sideme tekkeenergia on ühendi püsivuse mõõt Aatomorbitaalide kattumisel tekib molekulorbitaal Elektronegatiivsus (X) iseloomustab jõudu,millega aatom tõmbab enda poole sidemeks olevaid elektrone. Elektronegatiivsus kasvab perioodilisustabelis noolega näidatud suunas. Sarnaste elementide (X<0,4) vahel tekib kovalentne side · Lihtainetes mittepolaarne kovalentne side HH NN · Liitainetes polaarne kovalentne side - O=C+=O- O- +
redoksreaktsioonide võrrandeid. O.-a. arvutamine: I VII -II K Mn O4 +1 +7 -8 KEEMILINE SIDE Keemiline side on ühine elektronpaar Sideme tekkeenergia on ühendi püsivuse mõõt Aatomorbitaalide kattumisel tekib molekulorbitaal Elektronegatiivsus (X) iseloomustab jõudu,millega aatom tõmbab enda poole sidemeks olevaid elektrone. Elektronegatiivsus kasvab perioodilisustabelis noolega näidatud suunas. Sarnaste elementide (X<0,4) vahel tekib kovalentne side · Lihtainetes mittepolaarne kovalentne side HH NN · Liitainetes polaarne kovalentne side - O=C+=O- O- +
redoksreaktsioonide võrrandeid. O.a. arvutamine: I VII II K Mn O4 +1 +7 8 KEEMILINE SIDE Keemiline side on ühine elektronpaar Sideme tekkeenergia on ühendi püsivuse mõõt Aatomorbitaalide kattumisel tekib molekulorbitaal Elektronegatiivsus (X) iseloomustab jõudu,millega aatom tõmbab enda poole sidemeks olevaid elektrone. Elektronegatiivsus kasvab perioodilisustabelis noolega näidatud suunas. Sarnaste elementide (X<1,9) vahel tekib kovalentne side · Lihtainetes mittepolaarne kovalentne side H H N º N · Liitainetes polaarne kovalentne side d O=Cd+ =Od Od
DH = -431,7 kJ/mol Üksikute H-aatomite eraldamiseks molekulist vajaminev energia ei ole sama (ühe H aatomi eraldamise järel orbitaalide ümberpaiknemine, valentsnurga muutus Sideme energia on kahe aatomi ühinemisel eralduv energia, mitte kahe lihtaine molekuli reageerimisel eralduv energia. Mitme sidemega ühendites (CH4) on kõik 4 sidet võrdväärsed 1. Keemilise sideme suunalisus sõltub molekuli moodustavate aatomite arvust, aatomorbitaalide tüübist ja nende asendist ruumis. Kovalentne side tekib aatomorbitaalide kattumise suunas. Kaheaatomilised molekulid moodustuvad kahest samast aatomist AA (H2, Cl2) või kahest erinevast aatomist AB (HCl) molekul on lineaarse ehitusega (nurk 1800) 3-aatomiline AB2 (CO2, H2O) võib olla lineaarne B__A__B või nurgaga 4-aatomilises molekulis on aatomid kas tasapinnal (kolmnurkstruktuur) või moodustavad trikoonilise püramiidi.
· ionisatsioonipotentsiaal (energia, et elektron välja viia): 1681 kJ/mol · polariseeritavus on väike see on seotud molekuli suurusega (võrdelises sõltuvuses) kuidas elektronkiht deformeerub laengu läheduses kergem on polariseerida, kui elektronid on tuumast kaugel · fluori puhul on elektronid lähedal: (väike vanderwaalsi raadius) aatomid saavad üksteisele lähemale minna > mõjutab molekuli suurust · fluori aatomorbitaalide energia on väga väike. elektrone hoitakse tugevamalt kui näiteks vesiniku aatomis · CF side on stabiilsem kui CH, sest MO energia on madalam 1 Monday 1 October y CF korral tekib dipool moment, negatiivne hüperpolügatsioon???(äkki on polümerisatsioon) kontrolli üle JOONIS 1 side on lühem khi enamel testel, avid vesinikuga on lühem, sest elektrone on
annaabi.ee 
