MOOL aine hulk, mis sisaldab 6*1023 aineosakest. MOLAARMASS aine ühe mooli mass grammides. AVOGADRO ARV osakeste arv ühes moolis aines; NA=6,02*1023 dm3/mol. GAASI MOLAARRUUMALA kõikide gaaside ühe mooli ruumala normaaltingimustes; Vm=22,4 dm3. KEEMILINE SIDE aineosakeste vahelise vastasmõju kindel viis, tekkes osalevad väliskihi elektronid. MITTEPOLAARNE KOVALENTNE SIDE sama elemendi aatomite vahel, elektronegatiivsused on ühesugused. ?X=0. POLAARNE KOVALENTNE SIDE moodustub erinevate mittemetallide aatomite vahel, elektronegatiivsused erinevad vähe, ühine elektronpaar on elektronegatiivsema poolt. ?X1,7. METALLILINE SIDE moodustavad metalliaatomid metallides, teostub metalliioonide ja neile ühiste elektronide kaudu. VESINIKSIDE esineb sama aine molekulide vahel, esineb ainetes, kus vesinik on vahetult seotud kas hapniku, lämmastiku või fluoriga.
halogeeni aatomi(tega).
· Ahelisomeerid- erinevad süsinikuahela ehituse poolest
· Asendisomeerid süsinikuahel sarnane, aga erinevad halogeeni asetuse poolest.
· Halogeenide füüsikalised omadused:
o Enamik on toatemp. Vedelikud või tahked ained
o Hüdrofoobsed
o Suure tihedusega
· Füsioloogilised omadused:
o Mürgised ( RF
järjekohal , (st tuumas on prootonit) ja tuumaosakeste koguarv ehk massiarv on (st, neutroneid on A-Z). 6. Elektro negatiivsus Elektronegatiivsus on dimensioonita suurus, mis iseloomustab aatomi suhtelist võimet siduda endaga molekulis või keemilises ühendis elektrone. Kõrge elektronegatiivsusega elementide aatomid seovad tekkinud molekulides elektrone tugevalt. Kokkuleppeliselt võetakse ühikuks liitiumi aatomi elektronegatiivsus XLi = 1. Teiste elementide elektronegatiivsused leitakse võrdluse teel. Alljärgnev tabel toob ära mõnede elementide elektronegatiivsused. 7. Ühendite polaarsus Lähtuvalt sellest kas molekul sisaldab polaarseid või mittepolaarseid kovalentseid sidemeid jagatakse molekulidpolaarseteks ja mittepolaarseteks. Kõik molekulid, milles esineb mittepolaarne kovalentne side on mittepolaarsed. Kui molekulides esineb polaarne kovalentne side siis sõltub molekuli polaarsus sellest, kuidas aatomid üksteise suhtes ruumis paigutuvad
MOOL aine hulk, mis sisaldab 6*1023 aineosakest. MOLAARMASS aine ühe mooli mass grammides. AVOGADRO ARV osakeste arv ühes moolis aines; NA=6,02*1023 dm3/mol. GAASI MOLAARRUUMALA kõikide gaaside ühe mooli ruumala normaaltingimustes; Vm=22,4 dm3. KEEMILINE SIDE aineosakeste vahelise vastasmõju kindel viis, tekkes osalevad väliskihi elektronid. MITTEPOLAARNE KOVALENTNE SIDE sama elemendi aatomite vahel, elektronegatiivsused on ühesugused. X=0. POLAARNE KOVALENTNE SIDE moodustub erinevate mittemetallide aatomite vahel, elektronegatiivsused erinevad vähe, ühine elektronpaar on elektronegatiivsema poolt. X<1,7. IOONILINE SIDE moodustavad metalli ja mittemetalli aatomid, mille elektronegatiivsused erinevad olulisel määral. X>1,7. METALLILINE SIDE moodustavad metalliaatomid metallides, teostub metalliioonide ja neile ühiste elektronide kaudu
Lagunemisreaktsioonid endotermilised SÜSTEEMSUS: Aatomite/ioonide vahel molekulis/kristallis: Kovalentne 2 või enam mittemetalli · Levinuim · Ühine elektronpaar · Kumbki aatom annab ühe elektroni ühisesse elektronpaari, mis jääb tiirlema mõlema aatomi tuuma ümber · Kahe sama mittemetalli korral (H2) mittepolaarne · Kahe erineva mittemetalli korral (HCl) - polaarne Iooniline metall + mittemetall(id) · Kui aatomite elektronegatiivsused on väga erinevad (tugev metall ja mittemetall) TOIMUB ELEKTRONIDE ÜLEMINEK JA TEKIVAD IOONID · Mõjuvad elektrilised tõmbejõud, mis on ioonsidemete alus · Kui tegemist on nõrga metalli ja/või nõrga mittemetalliga, siis elektronide üleminekut ei toimu Metalne metallid · Metallide aatoimid paiknevad üksteisele nii lähedal, et väliskihtide orbitaalid osaliselt kattuvad
vähesed on toatemperatuuril gaasid Nad ei lahustu vees (on hüdrofoobsed), kuna ei moodusta vesiniksidemeid Tihedus on üpris suur- enamus on veest raskemad Halogeeniühendite füsioloogilised omadused Elusorganismidele on enamus halogeeniühendeid mürgised ja mõned isegi väga mürgised Lenduvad halogeenid on narkootilise toimega Organismis põhjustavad kesknärvisüsteemi ja maksa kahjustusi Struktuur Süsiniku ja halogeeniaatomite elektronegatiivsused on väga erinevad => elektronpaar on tõmmatud halogeeni poole (halogeeni elektronegatiivsus on suurem) ja tekib polaarne kovalentne side Nii halogeeniaatomile kui ka süsiniku aatomile tekivad osalaengud (süsinikul positiivne ja halogeenil negatiivne) Elektrofiilid ja nukleofiilid Elektrofiiliks nimetatakse osakest, mis omab tühja orbitaali või positiivset laengut (Na+, K+, Li+, H+) Elektrofiil võtab igal võimalusel endale elektrone juurde
Keemilised omadused:
· Halogeenide puhul on halogeeni juures nukleofiilne tsenter ja süsiniku juures
elektrofiilne tsenter.
Füsioloogilised omadused
Mürgised. Kergesti lenduvamad ( madal keemistemperatuur) on narkootilise toimega-
kesknärvisüsteemi ja maksa kahjustused, võib olla surmav. Kasutatakse
pestitsiididena
Toksilisus kasvab reas RF
Variant 1 1) Keemilise sideme tekkimisel püüavad aatomid (elektronide liitmisel või loovutamisel) saavutada endale 8 või 2 elektronilise väliskihi. 2) PK sideme korral on elektronpaar nihutatud suurema elektronegatiivsusega aatomi poole. 3) Dipoolid on poolustega molekulid, kus molekuli 2 poolt on erineva laenguga. (Dipoolsed molekulid saavad tekkida kuna aatomine elektronegatiivsused erinevad.) 4)Metallilises sidemes osalevad osakesed: metallikatioonid, metalliaatomid ja elektrongaas. 5) Ioonilise sidemega ained on haprad, sest kristalli mõjutamisel satuvad kohakuti samanimelised ioonid, mis tõukuvad. Kristall puruneb. 6) Molekulide vaheline side on vesinikside. 7) Vesiniksideme korral peab molekulis esinema H aatom ja teise aatomina kas F, O, N või S. 8) Elektroneatiivsus on suurus, mis iseloomustab ELEMENDI AATOMI VÕIMET SIDUDA ENDAGA ELEKTRONE. Variant 2
MITTEMETALLID Mittemetallideks loetakse elemente, mille välisel elektronkihil on neli kuni 8 elektroni ning mis reageerimisel metallidega käituvad redutseerijatena. Mittemetalli raadiused on väiksemad, kui metallidel ja nad hoiavad elektrone tugevamini kinni ehk nende elektronegatiivsused on suuremad. Üldised füüsikalised omadused: · halvad elektrijuhid (va. süsinik grafiidina) · toatemperatuuril valdavalt kas tahked või gaasilised (8A ehk vääris- inertgaasid 7A vesinik, kloor, fluor, 6A hapnik, 5A lämmastik) ainuke vedelmetall on broom, ülejäänud on tahked. · tihti molekulaarsed, kahe aatomolisi molekule moodustavad N, O, 7Arühm. · molekulaarsed on ka tahkena väävel ja fosfor, ülejäänud koosnevad
Bohr joonspektrite tekkemehhanismi selgitamise probleemid. 2. Elektronegatiivsus: mõiste tähendus, seos keemilise sideme ioonilisusega Elektronegatiivsus on suurus, mis iseloomustab aatomi suhtelist võimet siduda endaga molekulis või keemilises ühendis elektrone. Kõrge elektronegatiivsusega elementide aatomid seovad tekkinud molekulides elektrone tugevalt. Kokkuleppeliselt võetakse ühikuks liitiumi aatomi elektronegatiivsus X Li = 1. Teiste elementide elektronegatiivsused leitakse võrdluse teel. Tekib väga erinevate elektronegatiivsustega elementide puhul (leelismetallid ja halogeenid); täiesti puhtal kujul ei esine Ioonside: molekuli mõistel on statistiline tähendus (posit. ja negat. ioonid ei moodusta ühist püsivat osakest, kuid nende osakaalud on võrdsed) 3. Maa atmosfääri koostis - püsivad komponendid: N2 (78%); O2 (21%); väärisgaasid Ar(0,93%); ülejäänud vähe. - muutuvad komponendid: peam. CO2 keskm.sisaldus 0,04% ja veeaur (H2O) 4%
Prootonafiinsus (PA) on energia, mis eraldub prootoni H+ liitumisel ühendiga Ammoniaak NH3 : NH3 + H+ = NH4+ PA = 204,0 kkal/mool = ~8,84 eV Vesi H2O: H2O+ H+ = H3O+ PA = 164,7 kkal/mool = ~7,15 eV (1 kal = 4,184 J ) CH3NH2 + H+ = CH3NH3+ PA = 214,7 kkal/mool Me2NH + H+ = Me2NH2+ PA = 222,5 kkal/mool Me3N + H+ = Me3NH+ PA = 227,2 kkal/mool Elektronegatiivsused L. Pauling (1901- 1994) võttis kasutusele H He 2,1 Li Be B C N O F Ne 1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0 Na Mg Al Si P S Cl Ar 0,9 1.2 1,5 1,8 2,1 2,5 3,0 K Ca Br Kr 0,8 1,0 2,8 Rb J Xe
mittepolaarne (ei teki poolusi). Mittepolaarne kovalentne side esineb mittemetallides (lihtainetes!), näiteks HH, OO, NN. Kuna C ja H elektronegatiivsuste erinevus on tühine, siis loetakse ka nendevahelised sidemed mittepolaarseteks (näiteks süsivesinikes). Polaarne kovalentne side tekib erinevate mittemetalliliste elementide aatomite vahele. Tavaliselt tõmbab üks aatom ühist elektronipaari tugevama jõuga kui teine (elektronegatiivsused on erinevad, kuid mitte väga palju). Seepärast tekivad molekulis poolused. Osalaeng (väiksem elektroni laengust) iseloomustab elektrontiheduse nihkumist polaarsel sidemel (- või +). Negatiivse osalaengu omandab see aatom, mis tõmbab ühist elektronipaari rohkem enda poole. Teine aatom omandab positiivse osalaengu. Side ons eda polaarsem, mida suurem on aatomite elektronegatiivsuse erinevus.
polaarse ainega. Kehtib seaduspärasus: sarnane lahustab sarnast. See tähendab, et polaarsetes lahustites (nt vees) lahustuvad hästi polaarsed ained ja halvasti mittepolaarsed. Näiteks tugevalt polaarne HCl lahustub vees suurepäraselt, mittepolaarne süsihappegaas aga päris kehvasti! VI. Iooniline side Iooniline side on nö kovalentse sideme piirjuht puhast ioonilist sidet ei ole tegelikult olemas... Kui aatomite elektronegatiivsused on väga erinevad (>1,9), st on tegemist tugeva metalli ja tugeva mittemetalliga, siis tõmbab elektronegatiivsema elemendi aatom elektrone nii tugevasti, et toimub elektroni(de) üleminek ja tekivad ioonid. Nende ioonide vahel mõjuvad elektrilised tõmbejõud, mis ongi ioonilise sideme alus. VII. Metalliline side Metalli aatomid paiknevad üksteisele nii lähedal, et aatomite väliskihtide orbitaalid osaliselt kattuvad. Seega hakkavad
16.7 Teada, kuidas ionisatsiooni- ja hüdraatisomeeride paare saab keemiliselt eristada; Peatükk 18 18.1 Eristada alkaane, alkeene, alküüne ja areene nendes esinevate sidemete, struktuuri ja reaktiivsuse põhjal; Alkaanid (CnH2n+2)järelliide aan, hargnenud ahelal-üül on küllastunud süsivesinikud, sisaldavad vaid üksiksidemeid, jagunevad hargnemata ahelaga-butaan, hargnenud ahelaga- metüülpropaan, tsüklilised-tsüklobutaan. Alkaanid on mittepolaarsed, sest süsiniku ja vesiniku elektronegatiivsused on praktiliselt võrdsed. Valdavalt esineb molekulide vahel Londoni jõud suurema molekulmassiga alkaanides tugevam. Alates butaanist hakkavad isomeerid. Hargnenud ahelaga alkeenidel on keemis-ja sulamistemperatuurid ning aurustumisentalpiad kõrgemad kui hargnenud ahelaga alkaanidel. Omased on oksüdeerumis ja asendusreaktsioonid, mis toimuvad radikaalmehhanismiga. CH4 + O2=CO2+2H2O. Alkaanid on keemiliselt vähereaktiivsed Alkeenid (CnH2n) annavad kaksiksideme, järelliide een,
kordseid sidemeid, mille hüdrogeenimise tulemusena saab neid viia küllastunud süsivesinikeks. 2 Alkaanid · Alkaanid on küllastunud süsivesinikud, s.t sisaldavad vaid üksiksidemeid. · Võivad olla hargnemata ahelaga (butaan), hargnenud ahelaga (metüülpropaan), tsüklilised (tsüklobutaan). · Süsiniku ja vesiniku elektronegatiivsused on praktiliselt võrdsed, seega on alkaanid mittepolaarsed. Alkaanid · Alkaani molekulide vahel on valdavalt Londoni ehk dispersioonijõud. Dispersioonijõud kasvab elektronide arvu kasvuga ja seega on tugevam suurema molekulmassiga alkaanides. · Alkaanide korral alates butaanist C 4H10 tuleb arvestada isomeeride esinemise võimalusega. Alkaanid: nomenklatuur
3) Litosfääri koostis Maakoorest saab inimkond kogu keemilise tooraine: kütused, soolad, metallid, ehitusmaterjalid,kivimid, savid, lõhkeained. 112. tuntud elemendist leidub looduses 94. 84% maakoorest 3 elementi: O 47%, Si 30%, Al 8%. Levinud metallid on ka Fe, Ca, Na, K. Elemendid looduses on peam ühenditena.Levinumad on väikese järjekorranumbriga(kuni26) ja paari-järjenumbriga elemendid. 4) Sidemete polaarsus- keemiline side on seda polaarsem, mida erinevamad on elementide elektronegatiivsused. Kõige polaarsem side: leelismetalli ja halogeeni aatomite vahel. Sama tüüpi ühendite korral sidemete polariseeritavus ksavad siduva elektronpilve tiheduse vähenedes, seega aatomite mõõtmete kasvamisega ja elektronegatiivsuste kahanemistega(suureneb reas HF>HCl>HBr>HI) Polariseeritavuse piirjuhtum on sidemete katkemine ja ioonide teke. Kui katkemisel läheb elektronpaar täielikult üle ühele aatomitest heterolüütiline katkemine.
kasvu järjekorras. Keemiline reaktsioon keemiliste sidemete katkemine lähteainete ja uute sidemete tekkimine saaduste molekulides. Tänapäeval lähtub keemilise sideme teooria Schrödingeri võrrandist.Keemilise sideme tekke üldine füüsikaline alus: valentselektronide kollektiviseerumine-see tunnus võimaldab alati eristada keemilist sidet muudest interaktsioonidest. Keemiline side on seda polaarsem, Mia erinevamad on elemetntide elektronegatiivsused. Ioonside: tekib väga erinevate elektronegatiivsusega elementide puhul (leelismetallid ja halogeenid);täiesti puhtal kujul ei esine Mittepolaarne e homoöpolaarne side ühesugustest aatomitest koosnevad lihtaine molekulid H2, Cl2, O2 Polaarne side: erinevatest molekulidest koosnevad molekulid N:HCl Heterolüütiline katkemine- elektronpaar läheb üle ühele aatomitest Homolüütiline katkemine:sümmeetrilise
Levinumad on väikese järjenumbriga (kuni 26) ja paarisjärjenumbriga elemendid. 4) Sideme polaarsus Polaarne ja mittepolaarne side. Polaarne side esineb ühesuguste aatomite vahel (nt H2) ja mittepolaarne erinevatest aatomitest koosnevate molekulide vahel (HCl). Elektronpilv nihutatakse elektronegatiivsema elemendi tuuma suunas. Keemiline side on seda polaarsem, mida erinevamad on elementide elektronegatiivsused. Kõige polaarsem: leelismetalli ja halogeeni aatomi vahel. 5) Kolloidlahuste keemilisedfüüsikalised lahused 6) Reaktsiooni etapid 4. rida 1) Hessi seadus Summaarne entalpia muut keemilises reaktsioonis ei sõltu selle reaktsiooni toimumise teest ega vaheetappidest. 2) Määramatuse printsiip Heisenbergi määramatuse printsiip
on toatemperatuuril gaasid. Nad ei lahustu vees (hüdrofoobsed) kuna ei moodusta vesiniksidemeid. Tihedus on üpris suur (enamus on veest raskemad). · Füsioloogilised omadused: Elusorganismidele on enamus halogeeniühendeid mürgised ja mõned isegi väga mürgised. Lenduvad halogeenid on narkootilise toimega. Organismis põhjustavad kesknärvisüsteemi ja maksa kahjustusi. · Struktuur: kui süsiniku ja vesiniku elektronegatiivsused olid suhteliselt sarnased, siis süsiniku ja halogeeniaatomite elektronegatiivsused on väga erinevad => elektronpaar on tõmmatud halogeeni poole (halogeeni elektronegatiivsus on suurem) ja tekib polaarne kovalentne side. Nii halogeeniaatomile kui ka süsiniku aatomile tekivad peale osalaengud. Süsinikul tekib positiivne osalaeng (+) ja halogeenil negatiivne osalaeng (). Näiteks: H + Cl
on toatemperatuuril gaasid. Nad ei lahustu vees (hüdrofoobsed) kuna ei moodusta vesiniksidemeid. Tihedus on üpris suur (enamus on veest raskemad). · Füsioloogilised omadused: Elusorganismidele on enamus halogeeniühendeid mürgised ja mõned isegi väga mürgised. Lenduvad halogeenid on narkootilise toimega. Organismis põhjustavad kesknärvisüsteemi ja maksa kahjustusi. · Struktuur: kui süsiniku ja vesiniku elektronegatiivsused olid suhteliselt sarnased, siis süsiniku ja halogeeniaatomite elektronegatiivsused on väga erinevad => elektronpaar on tõmmatud halogeeni poole (halogeeni elektronegatiivsus on suurem) ja tekib polaarne kovalentne side. Nii halogeeniaatomile kui ka süsiniku aatomile tekivad peale osalaengud. Süsinikul tekib positiivne osalaeng (+) ja halogeenil negatiivne osalaeng (). Näiteks: H + Cl
on toatemperatuuril gaasid. Nad ei lahustu vees (hüdrofoobsed) kuna ei moodusta vesiniksidemeid. Tihedus on üpris suur (enamus on veest raskemad). · Füsioloogilised omadused: Elusorganismidele on enamus halogeeniühendeid mürgised ja mõned isegi väga mürgised. Lenduvad halogeenid on narkootilise toimega. Organismis põhjustavad kesknärvisüsteemi ja maksa kahjustusi. · Struktuur: kui süsiniku ja vesiniku elektronegatiivsused olid suhteliselt sarnased, siis süsiniku ja halogeeniaatomite elektronegatiivsused on väga erinevad => elektronpaar on tõmmatud halogeeni poole (halogeeni elektronegatiivsus on suurem) ja tekib polaarne kovalentne side. Nii halogeeniaatomile kui ka süsiniku aatomile tekivad peale osalaengud. Süsinikul tekib positiivne osalaeng (+) ja halogeenil negatiivne osalaeng (). Näiteks: H + Cl
Ühte rühma kuuluvate elementide väliselektronkihil on ühesugune struktuur ja sarnane oksütatsiooni aste. VAATA 15. KÜSIMUSE VASTUST. 22. Mis on elementide elektronegatiivsus? Elektronegatiivsus ja elementide perioodiline süsteem - on suurus, mis iseloomustab aatomi suhtelist võimet siduda endaga molekulis või keemilises ühendis elektrone. Kokkuleppeliselt võetakse ühikuks liitiumi aatomi elektronegatiivsus XLi = 1. Teiste elementide elektronegatiivsused leitakse võrdluse teel. 23. Kovalentne side, selle polariseeritavus - Kovalentneside on homopolaarne side sidet moodustav elektronpaar asub tuumasid moodustava sirge keskpaigas ja elektronpilve tihedus on jaotunud mõlema tuuma suhtes sümmeetriliselt. molekulis on orbitaalide kattumispiirkond nihutatud tugevamini elektrone siduva elektronegatiivsema elemendi poole, molekul polariseerub tekib polaarne side. 24
Mida suurem on sideme dipoolmoment, seda polaarsem on side. CREATED BY: Mihkel Sonn STUD. MED. I 14 MEDITSIINILINE KEEMIA keemiline side Kovalentsel sidemel on 2 piirjuhtu: 1) mittepolaarne kovalentne side, millest oli ülalpool veidi juttu 2) iooniline side Kui sidet moodustavate aatomite elektronegatiivsused on "väääga erinevad"14 , tõmmatakse ühine elektronpilv peaaegu täielikult elektronegatiivsema aatomi mõjusfääri. Sellist sidet nim. iooniliseks sidemeks. Ioonilist sidet on otstarbekas vaadelda elektrostaatilise teooria seisukohalt. Viimase arusaamade kohaselt ioon on sfääriline kera, mille elektriväli on ruumis ühtlaselt jaotunud
Keemiline reaktsioon - keemil. sidemete katkemine lähteainete ja uute sidemete tekkimine saaduste molekulides Elektronegatiivsus - sobiv suurus elektronisidumisvõime iseloomustamiseks aatomites (L.Pauling, 1932). Tänapäeval- seostatakse EN vastava aatomi ionisatsioonienergia ja elektronafiinsusega (nende poolsummaga) mittepolaarne (homöopolaarne) side polaarne side - Keemiline side on seda polaarsem, mida erinevamad on elementide elektronegatiivsused. Kõige polaarsem side: leelismetalli ja halogeeni aatomite vahel Kovalentne side -ühe või mitme valentselektroni üheaegne toime mõlema osaleva aatomituumaga. Kovalentse sideme moodustumisel määrab valentsi mitte paaristumata elektronide arv valentskihis vaid valentsorbitaalide üldarv. Sigma- ja piiside - Kõiki neid sidemeid, mis moodustuvad aatomituumasid ühendava sirge sihis ja on sirge suhtes telgsümmeetrilised, nimetatakse -sidemeteks ja -sidemeks nim neid
1.Tähtsamad perioodilised seosed aatomite omadustes. Selgitage, kuidas muutuvad aatomiraadius, ionisatsioonienergia, elektronafiinsus, elektronegatiivsus ja polariseeritavus perioodilisustabelis. · Aatomiraadiused vähenevad perioodis vasakult paremale ja rühmas kasvavad ülalt alla. · Esimesed ionisatsioonienergiad I1 kasvavad perioodis vasakult paremale ja rühmas vähenevad ülalt alla. · Elektronafiinsused Ea on suurimad tabeli paremas ülanurgas (fluor, hapnik). · Aatomite elektronegatiivsused kasvavad perioodis vasakult paremale ja rühmas vähenevad ülalt alla. · Aatomite polariseeritavused vähenevad perioodis vasakult paremale ja rühmas kasvavad ülalt alla. Anioonid on polariseeritavamad kui vastavad aatomid tänu oma suuremale raadiusele. Polariseerivad omadused on intensiivsemad väikese raadiusega ioonidel 2.Selgitage inertpaari efekti mõne näite abil. [Omadus moodustada ioone, mille laeng on 2 võrra väiksem valentselektronide arvust.] Näiteks Tl
ionisatsioonienergia, elektronafiinsus ja elektronegatiivsus perioodilisustabelis. Aatomiraadius väheneb perioodis vasakult paremale ja rühmas kasvavad ülalt alla. Ionisatsioonienergia esimesed ionisatsioonienergiad I1 kasvavad perioodis vasakult paremale ja rühmas vähenevad ülevalt alla. Energia, mida tuleb kulutada elektroni väljalöömiseks neut. aatomist. Elektronafiinsus suurimad tabeli paremas ülanurgas (flour, hapnik). Elektronegatiivsus aatomite elektronegatiivsused kasvavad perioodis vasakult paremale ja rühmas vähenevad ülevalt alla. Ioonraadiused. Aatomite polariseeritavused vähenevad perioodis vasakult paremale ja rühmas kasvavad ülevalt alla. Anioonid on polariseeritavamad kui vastavad aatomid tänu oma suuremale raadiusele. Polariseerivad omadused on intensiivsemad väikese raadiusega ioondel. Diagonaalsed seosed 2 ja 3 perioodi elementide vahel, sarnased aatomraadiused, sama .... Nt: Li ja Mg. Metallid ja mittemetallid. 9
pair) ja sidet mittemoodustavaid elektronpaare ( aatomi vahel, on nende ühine elektronpilv jaotunud mõlema aatomi vahel võrdselt. Sellist sidet nimetatakse lp , lone pair). Tõukumine nõrgeneb järgmises mittepolaarseks. Kui sidet moodustavate aatomite elektronegatiivsused järjekorras: lp-lp , lp-bp , bp-bp . erinevad, on ühine elektronpilv tõmmatud elektronegatiivsema aatomi poole. Viimane saab -¿¿
optilised isomeerid (teineteise peegelpildid); geomeetrilised isomeerid. 6. Kuidas saab ionisatsiooni- ja hüdraatisomeeride paare keemiliselt eristada? ?? 10. Kirjeldage alkaanide, alkeenide, alküünide ja areenide struktuuri ning nende reageerimisvõimet. Alkaanid (CnH2n+2) on küllastunud süsivesinikud, s.t sisaldavad ainult üksiksidemeid. Võivad olla hargnemata ahelaga (butaan), hargnenud ahelaga (metüülpropaan), tsüklilised (tsüklobutaan). Süsiniku ja vesiniku elektronegatiivsused on praktiliselt võrdsed, seega on alkaanid mittepolaarsed. Alkaani molekulide vahel on valdavalt Londoni ehk dispersioonijõud. Dispersioonijõud kasvab elektronide arvu kasvuga ja seega on tugevam suurema molekulmassiga alkaanides. Alkaanide korral alates butaanist C4H10 tuleb arvestada isomeeride esinemise võimalusega. Hargnemata ahelaga alkaanide keemis- ja sulamistemperatuurid ning aurustumisentalpiad on kõrgemad kui hargnenud ahelaga alkaanidel. Londoni jõud.
Mittemetallide aktiivsus ulalt alla vaheneb, sest aatomi raadiuse kasvades vaheneb voime liita elektrone. Elementide elektornegatiivsus · Elektronegatiivsus on dimensioonita suurus, mis iseloomustab aatomi suhtelist voimet siduda endaga molekulis voi keemilises uhendis elektrone. · Korge elektronegatiivsusega elementide aatomid seovad tekkinud molekulides elektrone tugevalt. · Kokkuleppeliselt voetakse uhikuks liitiumi aatomi elektronegatiivsus XLi = 1. Teiste elementide elektronegatiivsused leitakse vordluse teel. · Tinglikult saab elektronegatiivsuse pohjal eristada metalle ja mittemetalle. Elemendid elektronegatiivsusega alla 1,7 on metallilised, elektronegatiivsusega ule 1,7 mittemetallilised. Elektronegatiivsuste vahe alusel saab ka kindlaks tehavaldava sideme liitaine molekulides ning uhendeis .Elemendid, mille elektronegatiivsuste vahe on alla 1,7, moodustavad kovalentse sideme, teised ioonilise sideme.
Näiteks III rühma elemendid, . ▪ sp3-hübridisatsioon – üks s- ja kolm p-orbitaali liituvad neljaks hübriidseks -orbitaaliks. Paigutuvad tetraeedriliselt, valentsnurk. Kovalentse sideme polaarsus ja iooniline side ▪ Kui side tekib kahe ühesuguse elektronegatiivsusega aatomi vahel, on nende ühine elektronpilv jaotunud mõlema aatomi vahel võrdselt. Sellist sidet nimetatakse mittepolaarseks. ▪ Kui sidet moodustavate aatomite elektronegatiivsused erinevad, on ühine elektronpilv tõmmatud elektronegatiivsema aatomi poole. Viimane saab osalaengu ning vähem elektronegatiivne aatom osalaengu . Tegu on polaarse sidemega. ▪ Polaarset sidet võib vaadelda kui dipooli (kahest võrdse erinimelise laenguga ja osast koosnev süsteem). ▪ Dipooli iseloomustab dipoolmoment , kus on osalaengute vaheline kaugus. Dipoolmoment on vektoriaalne suurus, mille ühikuks on denye (D). Mida suurem on sideme dipoolmoment,
Punktdefektidena esineb lisand tahkes lahuses. Tahke lahus moodustab homogeense segu, kus lisandi aatomid on ühtlaselt jaotunud põhiaines. Tahkeid lahuseid: 1)asendustüüpi- lisandi aatomid asendavad põhiaineid aatomeid võresõlmes.; 2)sisendustüüpi- lisandi aatomid lähevad võresõlmede vahele. Asendustüüpi tahke lahuse tekkimine on võimalik, kui aatomite raadiused ei erine rohkem kui 15%; -ainete elektronegatiivsused on lähedased; -ainete kritallvõred on sarnased. Joondefektid Joondefektideks nim ka dislokatsioonideks, kuna nende lähedusse kogunevad lisandite aatomid. Dislokatsioonid on sellised jooned kristallvõres, mille ümber on osa aatomeid paigutunud ebaregulaarselt. Tekivad kristallide kasvamisel, -plastilisel deformeerimisel; -vakantside kogunemisel; -tahkete lahuste tekkimisel. On olemas kaht tüüpi dislokatsioone: 1)ääre dislok-lisapoolaatomkihi lõppemise äär.; 2)
Polaarne AxOH Otsmine OH-rühm molekulis C2H5OH OxAy Otsmine O-aatom molekulis H2O NxAy Otsmine N-aatom molekulis NH3 Mittepolaarne A2 Mingi elemendi kaheaatomiline molekul O2 CxAy Enamus süsinikühendeid CO2 Molekuli polaarsus on seotud ühe või mitme polaarse kovalentse sidemega. Molekuli polaarsust mõjutavad struktuurifaktorid: · aatomite elektronegatiivsused mida suurem on elektronegatiivsuste erinevus, seda polaarsem on aatomitevaheline side; piirjuhud on mittepolaarne ja iooniline side · aatomi polariseeruvus väikeste aatomitega võrreldes polariseeruvad suured aatomid (näiteks jood) kergemini, s.t. rohkem kui tuleneb elektronegatiivsuste erinevusest · molekuli suurus mingi polaarse sideme mõju molekuli polaarsusele väheneb molekuli suuruse kasvades; näiteks etanool on vees
sisaldavad samal rõhul ja temperatuuril võrdse arvu molekule. dipooli. Negatiivne laeng on nihkunud Cl poole. Dispersiooni jõud (Edisp), tekkib lähenevate aatomite või Gaasiliste molekulid koosnevad avogadro seaduse kohaselt kahest Side on seda polaarsem, mida rohkem erinevad elementide molekulide elektronide sünkroonse liikumise tõttu. aatomist. N: Cl2;O2;H2 jne. Ühe mooli gaasilise aine ruuala elektronegatiivsused. Kuna orbitaalid on ruumuliselt orienteeritud Molekulide vastastik toime summaarne potensiaalne energia normaalsei tingimusel on 22,4 dm3. on kovalentne side kindla suunaga (suunaline). (Ep) moodustuv kõiki kolme energiate summast. Põhimõisted S orbitaalide sfäärilise sümmeetria puhul pole kattumise suund Ep = Eor + Eind +Edisp
Iooniline side 62 Iooniline side 63 Iooniline side 64 Iooniline side Terminitest - positiivsed ioonid on katioonid ja; negatiivsed ioonid on anioonid. Elektronide liitmine või loovutamine sõltub elektronokteti moodustumisest. Iooniline side tekib niisuguste elementide aatomite omavahelisel reageerimisel, mille elektronegatiivsused erinevad teineteisest tunduvalt EN >1,9. 65 Iooniline side (NaCl) NaCl sideme tüübi määramine: EN(NaCl)=EN(Cl)-EN(Na)=3,0-0,9=2,1 Tegemist on ioonilise sidemega, kusjuures Na ja Cl omandavad mõlemad väliskihile elektronide okteti ja laengu. Erinimeliselt laetud ioonid tõmbuvad elektrostaatiliselt ja tekib iooniline side. Positiivsed ioonid katioonid.
Punktdefektidena esineb lisand tahkes lahuses. Tahke lahus (nagu ka vedel) moodustab homogeense segu, kus lisandi aatomid on ühtlaselt jaotunud põhiaines. Tahkeid lahuseid on kaht tüüpi: 1) asendustüüpi lisandi aatomid asendavad põhiaine aatomeid võresõlmedes (joon 3-3); 2) sisendustüüpi lisandi aatomid lähevad võresõlmede vahele (joon 3-4) Asendustüüpi tahke lahuse tekkimine on võimalik, kui: - aatomite raadiused ei erine rohkem kui ±15%; - ainete elektronegatiivsused on lähedased; - ainete kristallvõred on sarnased. Näiteks Cu ja Ni, mis lahustuvad piiramatult: R, nm elektroneg kr str Cu 0,128 1,9 TTK Ni 0,125 1,8 TTK Sisendustüüpi tahke lahus tekib, kui Rlis << Rpõhiaine. Ka siis on lahustuvus mitte üle 10%. Näiteks C rauas lahustub veidi üle 2%. 3.3 Joondefektid e dislokatsioonid Joondefekte nimetatakse ka dislokatsioonideks, kuna nende lähedusse kogunevad (dislotseeruvad)
Teine ionisatsioonienergia on alati kõrgem kui esimene, eriti veel, kui elektron tuleb ära võtta sisemisest elektronkihist. Positiivse laenguga aatomilt negatiivselt laenguga elektroni on raskem ära võtta kui neutraalse laenguga aatomilt. Elektronafiinsused E on suurimad tabeli paremas ülanurgas (flour, hapnik). Elektronafiinsus on energia, mis eraldub või neeldub, kui elektron lisandub aatomile. Suureneb tabelis ülesse paremale floori suunas. Aatomite elektronegatiivsused kasvavad perioodis vasakult paremale rühmas vähenevad ülevalt alla. Aatomite polariseeritavus vähenevad perioodis vasakult paremale ja rühmas kasvavad ülalt alla. Anioonid on polariseeritavamad kui vastavad aaomid tänu oma suuremale raadiusele. Polariseerivad omadused on intensiivsemad väikese raadiusega ioonidel. 2. Selgitage inertpaari efekti mõne näite abil. Inertpaari efekt on omadus moodustada ioone, mille laeng on kahe võrra väiksem valentselektronide arvust.
saab teha järeldusi molekuli kuju kohta. Elektronegatiivsus Elektronegatiivsus näitab aatomi võimet tõmmata enda poole elektrone polaarses kovalentses sidemes. Sõltub peamiselt aatomi ionisatsioonienergiast ja elektronafiinsusest. Kasutusel on mitmeid skaalasid, millest enamlevinud on L. Paulingi suhteline skaala. Paulingi suhtelisel skaalal loetakse liitiumi elektronegatiivsus võrdseks ühega ja teiste elementide elektronegatiivsusi võrreldakse liitiumiga. Metallide elektronegatiivsused on enamasti alla 2, mittemetallidel üle 2. Mida suurem on elektronegatiivsuse arvväärtus, seda tugevamini tõmbab antud aatom sidemes enda poole elektrone. Mida suurem on vastavate elementide elektronegatiivsuste erinevus, seda polaarsem on side ja seda lähedasem on ta ioonilisele. Valdavalt ioonilise sidemega ühendid tekivad, kui elektronegatiivsuste erinevus on 1,9 ja enam. Sideme pikkus ja sidemeenergia
Mida suurem on molekuli moodustavate aatomite elektronegatiivsete vahe, seda suurem on sideme ioonilisuse aste. Ioonilisuse % on 28 kovalentses sidemes võimalik vastavalt Paulingule arvutada järgmise valemi abil (joonis 2.47). 1 - ( - )2 = 0 1 - 4 100% kus A ja B on vastavalt aatomite A ja B elektronegatiivsused ühendis AB. Kombineeritud side on tüüpiline ühendpooljuhtidele. Näiteks GaAs on ühend, kus Ga on perioodilisuse süsteemis 3A grupi element ja As on 5A grupi element. ZnS on ühend, kus Zn on perioodilisuse süsteemis 2A grupi element ja S on 6A grupi element. Ioonilise sideme aste suureneb vastavalt elektronegatiivsuste vahe suurenemisega. Võib eeldada, et ZnS on suurema ioonilise sideme osaga ühend, kui GaAs, sest elektronegatiisuste vahe on suurem
Kaks erineva elektronegatiivsusega mittemetalli (nt H-Cl ehk HCl) – polaarne side. Üks aatom tõmbab ühist elektronpaari tugevamini enda poole. Kokkuleppeliselt on C-H side sisuliselt mittepol. (... või ka nõrk metall + nõrk mittemetall (Al2S3), kus elektronide üleminekut ei toimu, sest kumbki pole piisavalt vägev.) Iooniline side Justkui kovalentse sideme piirjuht – puhast ioonilist sidet tegelikult pole... Kui aatomite elektronegatiivsused on väga erinevad (tegemist on tugeva metalli ja tugeva mittemetalliga), à toimub elektronide üleminek ja tekivad ioonid. Nende ioonide vahel mõjuvad elektrilised tõmbejõud, mis ongi ioonilise sideme alus. Aktiivne metall + aktiivne mittemetall (nt NaCl, KF) Elektronegatiivsus on elemendi aatomite võime tõmmata enda poole ühist elektronpaari. Kui on tegemist nõrga metall ja/või nõrga mittemetalliga (nt CaC2, Al2S3), siis
annaabi.ee 
