sidemete tekkimisel energia eraldub. Termokeemiline võrrand reaktsioonivõrrand, milles on märgitud ka reaktsioonis eralduv või neelduv soojushulk. Eksotermilistes reaktsioonides energia eraldub H < 0 ( saaduste energia on madalam kui lähteainetel ). Endotermilistes reaktsioonides energia neeldub H > 0 ( saaduste energia on kõrgem kui lähteainetel ). Kovalentne side Elektronipaari doonor Aatom, mis annab ühiseks kasutamiseks vaba elektronipaari. Elektronipaari aktseptor Teine aatom mis annab sideme moodustamiseks tühja orbitaali. Kordne side Keemiline side, mis tekib kahe aatomi vahel mitme ühise elektronipaari abil. Aatomi ergastumisel läheb elektron madalama energiaga alakihist üle kõrgema energiaga alakihti, s.t aatomi energia kasvab. Kovalentse sideme polaarsus Mittepolaarse kovalentse sideme korral on ühine elektronpaar jaotunud õrdselt mõlema
1. Eksotermilistes reaktsioonides on lähteainete energia kõrgem kui saadustel. Eksotermilistes protsessides on soojusefekt H < 0. 2. Endotermilistes reaktsioonides on saaduste energia kõrgem kui lähteainetel. Endotermilistes protsessides on soojusefekt H > 0 . 3. Kovalentne side tekib aatomite vahel ühe või mitme ühise elektronipaari abil. 4. Aatomid moodustavad omavahel kovalentseid sidemeid selleks, et saada täis oma väliskiht. 5. Kordne side on kovalentne side, mis on moodustunud mitme ühise elektronpaari abil. 6. Mittepolaarse kovalentse sideme korral on ühine elektronipaar jaotunud võrdselt mõlema aatomi vahel, sest mõlemad aatomid tõmbavad elektronipaari sama tugevusega. 7. Polaarse kovalentse sideme korral tõmbab mittemetallilisem element ühist elektronipaari
Vasta tabeli põhjal järgmistele küsimustele: 7. Milliste aatomite vahel moodustub iooniline side? aktiivse metalli ja aktiivse mittemetalli aatomite vahel 8. Milliste aatomite vahel tekib kovalentne side? esineb mittemetallilistest elementidest koosnevates liht- ja liitainetes 9. Milles seisneb ioonilise ja kovalentse sideme erinevus? Ioonilise sideme korral moodustuvad ioonid,kovalentse sideme korral elektronpaarid. Ülesande nr Esimene aatom Teine aatom Elektroni(de) üleminek / elektronipaari moodustumine Keemilise sideme tüüp 2 Cl Na elektroni üleminek iooniline 4 F F elektronipaari moodustumine kovalentne 6 F Mg elektroni üleminek iooniline * H elektronipaari moodustumine kovalentne side * H elektronipaari moodustumine iooniline side * Cl Al elektroni üleminek iooniline
aatomiga. Üks aatom annab kovalentse sideme moodustumiseks oma vaba elektronpaari, teine aga tühja orbitaali. Kovalentse sideme tekkimiseks peavad aatomid sattuma teineteisele nii lähedale, et nende elektronide orbitaalid osaliselt kattuvad. Nendest moodustub uus, mõlemale aatomile ühine orbitaal molekulorbitaal. Elektronpaari doonor aatom, mis annab ühiseks kasutamiseks vaba elektronpaari Elektronipaari aktseptor teine aatom, mis annab sideme moodustamiseks tühja orbitaali. Doonorakseptorside keemiline side, mis tekib siis, kui üks aatom annab vaba elektronpaari ja teine annab tühja orbitaali. Kordne side on keemiline side, mis tekib kahe aatomi vahel mitme ühise elektronipaari abil. Aatomi ergastumisel läheb elektron madalama energiaga alakihist üle kõrgema energiaga alakihti, st aatomi energia kasvab.
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. Kui kahte aatomit seob kaks või kolm ühist elektronipaari, on tegu kordse sidemega (kaksik- või kolmikside): OCO, NN. Kovalentsel sidemel on kaks alaliiki. Mittepolaarne kovalentne side tekib ühe ja sama mittemetalilise elemendi aatomite vahele. Mõlemad aatomid mõjutacad ühist elektronipaari võrdse jõuga ja molekul on mittepolaarne (ei teki poolusi). Mittepolaarne kovalentne side esineb mittemetallides
on tema leidumise tõenäosus suurem. Teisiti väljendades elektronpilve tihedus on selles kohas suurem. Orbitaal näitab elektroni liikumisel tekkiva elektronpilve kuju. Elektron liigub põhiliselt vaid orbitaaliga määratud alas. Väljapoole orbitaali satub ta üsna harva. Kõik orbitaalid ei ole ühesuguse kujuga. Osa on kerakujulised, kuid on ka keerukama kujuga orbitaale. Üks orbitaal mahutab kuni 2 elektroni. Kaks elektroni, mis asuvad samal orbitaalil, moodustavad elektronipaari. Elektronidel on lisaks negatiivsele laengule ka magnetilised omadused. Selleks, et elektronid saaksid moodustada elektronipaari, peavad nende magnetväljad olema vastassuunalised. Vastassuunaline magnetväli vähendab elektronide omavahelist tõukumist ühesuguse (negatiivse) laengu tõttu. Markus M
2) Kummal isomeeril on kõrgem keemistemperatuur ja miks? _______________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________ ÜLESANNE 11. (7 punkti) A. Valige sulgudes olevast loetelust igasse alltoodud lünka sobiv mõiste (elektrofiilsus, nukleofiilsus, elektrofiil, nukleofiil): ____________________________ omab vaba või osaliselt vaba orbitaali ja on elektronipaari aktseptor. ____________________________ on omadus pakkuda teisele osakesele elektronipaari ühise sideme moodustamiseks. ____________________________ omab väliskihis jagamata elektronipaari ja on elektronipaari doonor. ____________________________ on omadus pakkuda teisele osakesele osaliselt vaba orbitaali ühise sideme moodustamiseks. B
Kordamine 1. keemiline side- aatomite- või ioonidevaheline vastastikmõju, mis seob nad molekuliks või kristalliks. kordne side-keemiline side, mis tekib kahe aatomi vahel mitme ühise elektronipaari abil. elektronipaar- kaks vastassuunalise magnetväljaga elektroni, mis asuvad ühel orbitaalil, mooustades ühise elektronpilve. Molekulorbitaal-??? kovalentne mittepolaarne side- kovalentne side, mills ühine elektronpaar kuulub võrdselt mõlemale sidet moodustavale aatomile; esineb võrdse (või väga lähedase) elektronegatiivsusega aatomite vahel. kovalentne polaarne side- kovalentne side erineva elektronegatiivsusega aatomite vahel,
ioonide tõmbumise tõttu. Vesinikside täiendav keemiline side, mille moodustab ühe molekuli negatiivse osalaenguga elektronegatiivse elemendi aatom teise molekuli positiivse osalaenguga vesinikuaatomiga. Metalliline side keemiline side metallides; tekib metalliaatomite vahel ühiste väliskihi elektronide abil. Elektronegatiivsus suurus, mis iseloomustab keemilise elemendi aatomi võimat keemilise sideme moodustamisel tõmmata enda poole ühist elektronipaari. Kovalentne kaksikside kui on 2 elektronipaari. Üksikute aatomite reageerimisel moodustub aatomite vahele keemilineside ja tekib keerukam osake-kristallid, molekulid või ioonid. Keemilise sideme moodustumisel püüavad aatomid elektronide loovutamise või liitmise tulemusena saavutada olukorda, et nende aatomite välisel elektronkihil oleks 8 elektroni. Elemendi aatomi võimet siduda endaga elektrone ühendis nimetatakse elektronegatiivsuseks.
Kui saaduste energia on kõrgem kui lähtainetel, on reaktsioon endotermiline(energia neeldub) Ühinemisreaktsioonides on enamasti ülekaalus energia eraldumine uute sidemete tekkel, seetõttu on enamik ühinemisreaktsioone eksotermilised. Lagunemisreaktsioonides on enamasti ülekaalus energia neeldumine vanade sidemete lõhkumisel, seetõttu on enamik lagunemisreaktsioone endotermilised. Aatom, mis annab ühiseks kasutamiseks vaba elektronipaari on elektronipaari doonor. Teine aatom mis annab sideme moodustamiseks tühja orbitali on elektronpaari aktseptor. Sel teel tekkinud kovalentset sidet nimetatakse doonot-aktseptorisidemeks. Keemilist sidet mis tekib kahe aatomi vahel mitme ühise elektronpaari abil nim kordseks sidemeks. 2. elektronpaari abil tekib kaksikside, 3 elektonipaari abil kolmikside. Kordne side on tugevad kui üksikside. Aatomi ergastumisel läheb elektron madalama energiaga alakihist üle kõrgema energiaga alakihti, s.t
VII. Keemiline side 1. Keemiline side Keemiline side ühise elektronpilve abil moodustuv osakestevaheline side; · keemilise sideme pikkus kaugus aatomituumade vahel molekulis või kristallis; · keemilise sideme energia töö, mis tuleb teha, ehk energia, mis tuleb kulutada keemilise sideme lõhkumiseks (või mis vabaneb keemilise sideme tekkel). 2. Kovalentne side Kovalentne side keemiline side, mis tekib ühise elektronipaari abil aatomite elektronorbitaalide kattumisel. Kovalentse sideme põhiomadused: küllastatavus, suunalisus, polaarsus ja polariseeritavus. Doonor-aktseptormehhanism kovalentse sideme tekkel: doonor - aatom, mis annab sideme moodustamiseks kaheelektronilise orbitaali; aktseptor aatom, mis annab sideme moodustamiseks tühja orbitaali. · Kovalentse sideme küllastatavus Küllastatavus üks aatom saab moodustada vaid teatud piiratud arvu kovalentseid sidemeid;
VII. Keemiline side 1. Keemiline side Keemiline side – ühise elektronpilve abil moodustuv osakestevaheline side; • keemilise sideme pikkus – kaugus aatomituumade vahel molekulis või kristallis; • keemilise sideme energia – töö, mis tuleb teha, ehk energia, mis tuleb kulutada keemilise sideme lõhkumiseks (või mis vabaneb keemilise sideme tekkel). 2. Kovalentne side Kovalentne side – keemiline side, mis tekib ühise elektronipaari abil aatomite elektronorbitaalide kattumisel. Kovalentse sideme põhiomadused: küllastatavus, suunalisus, polaarsus ja polariseeritavus. Doonor-aktseptormehhanism kovalentse sideme tekkel: doonor - aatom, mis annab sideme moodustamiseks kaheelektronilise orbitaali; aktseptor – aatom, mis annab sideme moodustamiseks tühja orbitaali. • Kovalentse sideme küllastatavus Küllastatavus – üks aatom saab moodustada vaid teatud piiratud arvu kovalentseid sidemeid;
-a vastava oksiidi valem laeng 12 1s2 2s2 2p6 3s2 S2- 19 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ÜLESANNE 6. (6 punkti) Õpilane kirjutas kontrolltöös alltoodud teksti. Parandage selles tekstis esinevad 6 viga (tõmmake vigadele joon alla ja kirjutage nende kohale parandus). HF molekulides on seotud kahe mittemetallilise elemendi aatomid ja seetõttu esineb nendes mittepolaarne kovalentne side. Ühise elektronipaari moodustavad vesiniku aatomi üksik elektron (1s1) ja fluori aatomi (1s22s22p63s23p5) väliskihi paardumata elektron. Kuna ühine elektronipaar on tugevamini tõmmatud vesiniku kui elektronegatiivsema aine poole, on HF molekulid polaarsed. HF molekulides esineb ka vesinikside, seepärast on HF keemistemperatuur oluliselt madalam teiste vesinikhalogeniidide keemistemperatuurist. 2 ÜLESANNE 7. (5 punkti) A
(võib tekkida ka suurte molekulide erinevate osade vahel). metalliline side keemiline side metallides; tekib metalliaatomite vahel ühiste väliskihi elektronide vahel. ioonside - ioonidevaheline keemiline side, mis tekib vastasmärgiliste laengutega ioonide tõmbumise tõttu. keemiline side aatomite- või ioonidevaheline vastastikmõju, mis seob nad molekuliks või kristalliks. kordne side keemilist sidet, mis tekib kahe aatomi vahel mitme ühise elektronipaari abil. molekulaarsed ained molekulidest koosnev aine mittemolekulaarsed ained aine mis ei koosne molekulidest (ioonsed ained, metallid,
Aatomituuma koostisse kuuluvad prootonid ja neutronid. Aatomi elektronkate jaguneb elektronkihtideks, need omakorda alakihtideks. 1. elektronkihis on üks alakiht, igas järgmises kihis on üks alakiht rohkem. Igas alakihis on kindel arv orbitaale. Orbitaal ruumiosa, kus elektroni leidumise tõenäosus on väga suur. salakihis on 1 orbitaal, palakihis on 3 orbitaali, dalakihis on 5 orbitaali jne. Üks orbitaal mahutab kuni kaks elektroni ehk ühe elektronipaari. 2. Aatomi ehituse seos perioodilisustabeliga Aatomiraadius suureneb rühmas ülevalt alla, sest kasvab elektronkihtide arv. Aatomiraadius väheneb Arühmades perioodis vasakult paremale, sest suureneb tuumalaeng ja seega tuuma mõju elektronegatiivsuse ja mittemetallilisuse kasv elektronkattele. Keemilistes reaktsioonides on: metallidele omane elektrone loovutada,
elektronstruktuuri. Sellise sideme korral tõmbab metallilisem element aatomi endale. · Elektronegatiivsus on suurus, mille all mõistetakse elemendi aatomi võimet siduda endaga molekulis elektrone(kumb loovutab, kumb liidab) Suurema EN väärtusega elemendi aatom liidab, väiksema EN väärtusega element aga loovutab elektrone. EN suureneb perioodilisustabelis rphmades alt üles ja vasakult paremale. · Mitme ühise elektronipaari abil moodustunud kovalentset sidet nim. Kordseks sidemeks. · Aatomi ergastumisel läheb elektron madalama energiaga alakihist üle kõrgema energiaga alakihti s.t aatomi energia kasvab. Iooniline side · Tekib niisuguste aatomite vahel, mille EN erinevad teineteisest tunduvalt EN>1,7 · Vastasmärgiliste laengutega ioonide vahelist tõmbejõudu ioonkristallis nim. Iooniliseks sidemeks. · Ioonid on anioonid
· Positiivne laeng või osalaeng + · Püüavad moodustada keemilist sidet, täites oma tühja orbitaali teise osakese vaba elektronipaariga · C, H Nukleofiil vaba elektronipaariga osake · Nukleofiilsustsenter nukleofiili koostisse kuuluv vaba (sidemeks kasutamata) elektronipaariga aatom · Negatiivne laeng või osalaeng - · Püüavad moodustada keemilist sidet, loovutades oma vaba elektronipaari teise osakese tühjale orbitaalile · O, N REAKTSIOONIDE ANALÜÜS · Ründav osake reaktsiooni alustav osake · Reaktsioonitsenter nukleofiilsus-, elektrofiilsus- või radikaaltsenter, kuhu ühineb ründav osake · Lahkuv rühm asendusreaktsiooni korral väljatõrjutav osake · Katkev side kovalentne side, mis katkeb lahkuva rühma väljatõrjumisel Nukleofiilse asendusreaktsiooni analüüs Halogeeniühend+leelis
Metalliline side-keemiline side metallides;tekib metalliaatomite vahel ühiste väliskihi elektronide abil Metallvõre-metallides esinev kristallvõre tüüp kus võre sõlmpunktides asuvad metalli aatomid Mittemetall-lihtaine millel puuduvad metallidele iseloomulikud omadused Mittemolekulaarne aine-aine mis ei koosne molekulidest Mittepoolarne aine-mittepolaarsetest molekulidest koosnev aine Mittepolaarne kovalentne side-kovalantne side milles ühine elektronipaari kuulub võrdselt mõlemale sidet moodustavale aatomile Molekulaarne aine-molekulidest koosnev aine Molekulidevaheline side-suhteliselt nõrk side molekulide vahel mis hoiab molekule tahkes ja vedelas aines koos Molekulvõre-kristallvõre kus sõlmpunktides asuvad molekulid Oksiid-kahest elemendist koosnev keemiline ühend millest üks on hapnik Polaarne aine-polaarsetest molekulidest koosnev side Polaarne molekul-molekul milles positiivse ja negatiivse laengu keskmed ei lange kokku mistõttu
· alus prootoni aktseptor aine, mille osakesed seovad prootoneid. HA + B A- + BH+ hape (1) alus (2) alus (1) hape (2) Happe /aluse seostatud (konjugeeritud) paarid: HA/A- ; BH+/B. Amfolüüt aine, mille osakesed võivad nii siduda kui loovutada prootoneid. Hapete-aluste elektronteooria ehk Lewis'i teooria · hape elektronipaari aktseptor (omab vaba orbitaali), · alus elektronipaari doonor (omab vaba elektronipaari). 5. Puhverlahused Puhverlahus lahus, millel on võime (teatud piirides) säilitada oma pH väärtust nii lahjendamisel kui ka väikese koguse tugeva happe või aluse lisamisel. ch Happeline puhver (nt. CH3COOH + CH3COONa): [ H ] = K h , +
• alus – prootoni aktseptor – aine, mille osakesed seovad prootoneid. HA + B A- + BH+ hape (1) alus (2) alus (1) hape (2) Happe /aluse seostatud (konjugeeritud) paarid: HA/A- ; BH+/B. Amfolüüt – aine, mille osakesed võivad nii siduda kui loovutada prootoneid. Hapete-aluste elektronteooria ehk Lewis’i teooria • hape – elektronipaari aktseptor (omab vaba orbitaali), • alus – elektronipaari doonor (omab vaba elektronipaari). 5. Puhverlahused Puhverlahus – lahus, millel on võime (teatud piirides) säilitada oma pH väärtust nii lahjendamisel kui ka väikese koguse tugeva happe või aluse lisamisel. ch Happeline puhver (nt. CH3COOH + CH3COONa): [ H ] = K h , +
Kovalentne side jaguneb veel mittepolaarseks- ja polaarseks kovalentseks sidemeks. a) Mittepolaarne kovalentne side Lihtaine molekulid (H2, O2, N2, F2, Cl2) on moodustunud ühe ja sama elemendi aatomitest. Mittemetallid (samad). b) Polaarne kovalentne side Kui ühinevad kaks erineva elemendi aatomit, millest üks on mittemetallilisem kui teine (n. vesinik ja kloor), siis ühist elektronipaari tõmmatakse tugevamalt mittemetallilisema elemendi poole. Polaarse kovalentse sideme puhul on ühine elektronipaar tõmmatud mittemetalsema suurema elektronegatiivsusega elemendi aatomi poole. (n. HCl, CO) Iooniline side ... keemiline side, mis tekib valentselektroni üleminekul ühelt aatomilt teisele elektronipaari moodustamisega; on iseloomulik metalliühenditele kõige
Funktsiooniisomeeria, (nt CH3CH2OH ja CH3OCH3 või propeen ja tsüklopropaan) Ruumiline ehk stereoisomeeria Geomeetriline isomeeria, nt cis-trans isomeeria (õpik I osa lk 96) Kiraalsus (käelisus), nimetatakse ka optiliseks isomeeriaks (õpik II osa lk 7778). 5. Struktuuriefektid orgaanilises keemias (õpik II osa lk 134135; sulgudes teaduslik nimetus): a) sidemete delokalisatsioon (mittepolaarne resonantsiefekt); b) laengu või elektronipaari delokalisatsioon (polaarne resonantsiefekt); c) sidemete polariseeritus (induktsiooniefekt). 6. Buta-1,3-dieen; aromaatsed ühendid, nt benseen (õpik I osa lk 107109). 7. Näiteks fenoolide ja aromaatsete amiinide omadused (õpik I osa lk 120122). 8. Tolueen, sest metüülrühm muudab benseenitsükli nukleofiilsemaks võrreldes asendamata ben- seeniga. 9. Süsihappest tugevamad happed: äädikhape, trinitrofenool, oblikhape. 10
Elektronkihtide (orbitaalide) täitumise järjekord on kujutatud järgmisel skeemil: Elektronkonfiguratsioonide esitamiseks kasutatakse järgmisi kujutusviise (hapniku aatomi näitel): Elektronvalem: Lõpuni täidetud elektronkihte tähistatakse sageli lihtsuse mõttes vastava perioodi viimase elemendi (milleks on väärisgaas) sümboliga, mis pannakse nurksulgudesse: Orbitaaldiagramm: Kahte samal ruumiorbitaalil paiknevat (erineva spinniga) elektroni nim. elektronipaariks. Elektronipaari kuuluvaid elektrone nim. paardunud elektronideks. Ruumiorbitaalil paiknevat üksikut elektroni nim. paardumata elektroniks. Orbitaalienergia diagramm: Elektronid aatomis. Molekulide kuju. Lewise sümbolid Aatomit tähistatakse vastava elemendi sümboliga, mille ümber kujutatakse väliskihi elektrone punktidena, paigutades nad võimalikult "laiali" NB! Valentselektronide asetsemist s-ja p-orbitaalidel enamasti ei arvestata.
kompleksioon omab negatiivset laengut (kompleksanioon), negatiivse laenguga ioonid juhul, kui kompleksioon omab positiivset laengut (komplekskatioon). Välissfäär võib ka puududa ja kui kompleksi laeng on 0, on tegemist neutraalse kompleksiga, nagu näiteks [Co(NH3)3Cl3]. Antud juhul on kompleksimoodustaja Co(III) koordinatsiooniarv kuus ning ligandideks on 3 NH3 molekuli ja 3 Cl iooni. Ligandi side tsentraalaatomiga moodustub sama ligandi ühe või mitme aatomi vaba elektronipaari kaudu. Kui ligand on seotud kompleksimoodustajaga ühe aatomi kaudu, nagu NH3 diammiinhõbe(1+)ioonis (H3N: Ag :NH3), on tegemist monodentaatse ligandiga, kuid ligandid võivad olla ka bi-, tri-, ning polüdentaatsed st side on moodustunud sama ligandi kahe, kolme või enama aatomi vaba elektronipaari kaudu. Ligandidest on suur osa monodentaatsed, nende hulka kuuluvad: a) ühe negatiivse laenguga liht- ja liitioonid nagu F-, Cl-, Br-, I-, OH-, NO2-, NH2-, CN-, SCN- jt;
vahele. Mõlemad aatomid mõjutaad ühist elektronpaari võrdse jõuga. Nt: H-H, 02. NB! C-H sidet loetakse samuti mittepoolaarse kovalentse sideme alla, sest nende vaheline elektronegatiivsuste erinevus on niivõrd väike Polaarne kovalentne side tekib erinevate mittemetalliliste elementide aatomite vahele. Nt: NO, PO4, CO2 Osalaeng iseloomustab elektrontiheduse nihkumist polaarsel sidemel. Negatiivse osalaengu omandab see aatom, mis tõmbab ühist elektronipaari rohkem enda poole. Metalliline side negatiivselt suhteliselt vabade elektronide ja positiivsete metalliioonide vastastikune tõmbumine Vesinikside täiendav side, mis tekib selliste molekulide vahel, mis sisaldavad väga polaarseid F-H, O-H või N-H sidemeid. Isomeerid liitained, mis erinevad struktuuri ja omaduste poolest Keemilise reaktsiooni kiirus seda näitab ajaühikus ruumalaühiku kohta tekkinud või reageerinud ainehulk
elektronid) elektronid. Ühesuunalise spinniga aatomitest molekuli ega elektronpaari ei teki. Kovalentne side jaguneb veel mittepolaarseks- ja polaarseks kovalentseks sidemeks. a) Mittepolaarne kovalentne side Lihtaine molekulid (H2, O2, N2, F2, Cl2) on moodustunud ühe ja sama elemendi aatomitest. Mittemetallid (samad). b) Polaarne kovalentne side Kui ühinevad kaks erineva elemendi aatomit, millest üks on mittemetallilisem kui teine (n. vesinik ja kloor), siis ühist elektronipaari tõmmatakse tugevamalt mittemetallilisema elemendi poole. Polaarse kovalentse sideme puhul on ühine elektronipaar tõmmatud mittemetalsema suurema elektronegatiivsusega elemendi aatomi poole. (n. HCl, CO) Iooniline side ... keemiline side, mis tekib valentselektroni üleminekul ühelt aatomilt teisele elektronipaari moodustamisega; on iseloomulik metalliühenditele kõige tüüpilisemate mittemetallidega. x 1,7 (1,9) näit. MgO Vesinikside
Süsinikul on prootoneid, elektrone ja neutroneid kõiki 6. Süsinikul on palju erinevaid allotroopseid vorme. Neist stabiilsemad on teemant ja grafiit, aga ta moodustab ka mitmesuguseid karbüünide ja fullereenide vorme. Ta ei moodusta ei positiivse ega negatiivse laenguga ioone. Süsinik moodustab teiste aatomitega peamiselt kovalentseid sidemeid, sest ta võib kas loovutada neli elektroni või võtta juurde neli elektroni. Iga side on moodustatud elektronipaari poolt, milles üks elektron pärineb süsiniku aatomilt ja üks mõnelt teiselt aatomilt. Kuna süsiniku aatomil on välisel elektronkihil neli elektroni, siis moodustab ta peaaegu alati neli kovalentset sidet. Looduses on süsinik üsna laialt levinud. Süsinikku ja tema ühendeid on lihtne kasutada ja toota, kuna neid leidub looduses suurtes kogustes. Kõik elusorganismid, kaasa arvatud inimene, koosnevad süsinikuühenditest. Puhast süsinikku leidub looduses teemandi ja grafiidina
Algselt püüti seletada spinni olemasolu kui elektroni kujuteldavat pöörlemist ümber oma telje. Tänapäeval mõistetakse spinni all elektroni omaimpulssmomenti, mis on seotud osakese ruumilise kirjeldamisega. Lainefunktsioone, mis kirjeldavad ka elektroni spinni, nimetatakse spinnorbitaalideks. Spinnkvantarv (ms) omab väärtusi -1/2 ja +1/2. Samal orbitaalil võib olla maksimaalselt kaks erineva spinnkvantarvuga elektroni, mis moodustavad elektronipaari. Orbitaalidekuju ja energiatasemed Aatomi elektronkate on kihilise ehitusega. Iga järgmise kihi elektronid on eelmistest kõrgemal energiatasemel, iga järgmise kihi elektronid on tuumast kaugemal, iga järgmise kihi samasuguse kujuga orbitaalid on suuremad eelmise kihi orbitaalidest. Igale kihile vastab kindel arv orbitaale, kuhu elektronid võivad paigutuda, igale orbitaalile mahub maksimaalselt 2 elektroni. Kindla peakvantarvuga kihte tähistatakse ka tähtedega
Polümeerid Kõrgmolekulaarsed ühendid. Elementaarlülid on omavahel kovalentsete sidemetega seotud. Polümerisatsiooniaste näirab elementaarlülide arvu molekulis. Homopolümeer tekib ühest monomeerist. Kopolümer mitmest monomeerist. Liitumispolümerisatsioon - kordsete sidemete puhul. Polükondensatsioon saaduseks on vesi.. Aatomite vastastikmõju. Aatomid avaldavad molekulis vastastikust mõju. Suurema elektronegatiivsusega aatom tõmbab elektronipaari enda pool, tekivad osalaengud. Elektrofiilsustsenter Aatom, millel on tühi või osaliselt tühi orbitaal ja positiivne laeng või osalaeng. Nukleofiilsustsenter aatom, millel on vaba elektronpaar ja negatiivne laeng või osalaeng. Iooniline dissotsiatsioon ioonide moodustumine (polaarse lahusti mõjul). Ioonsete sidemetega ained on aktiivsemad. Mittepolaarsed ained dissotsieeruvad radikaalideks. Delokalisatsioon laialijaotumine. Molekulide vastastikmõju.
hapniku, lämmastiku või halogeeniga suurendab süsiniku o-ad ühe ühiku võrra. Kütteväärtus-oksüdatsioonil vabaneb alati suur hulk energiat. Mida madalam on süsiniku keskmine o-a, seda rohkem energiat eraldub ja seda suurem on kütteväärtus. Nukleofiil, elektrofiil Nukleofiil : (neg.laeng, omab vaba elektronipaari, armastab tühja orbitaali, omab nukleofiilsustsentrit) Elektrofiil : (pos. laeng, omab tühja orbitaali, armastab elektrone, omab elektrofiilsus tsentrit) H+ -elektrofiil, :NH3 nukleofiil, BCl3-elektrofiil , :OH- -nukleofiil Elektrofiil ei ühine elektrofiiliga ega nukleofiil nukleofiiliga. Igas ühendis mis sisaldab polaarset kovalentset sidet võib eristada nukleofiilsus ja elektrofiilsus tsentrit. CH3-CH2d+-Cld- Võrdled elemente, kumb paremal sel miinus, tõmbab tugevamini.
Terminaalne oksüdeerimine - > vesiniku aatomid kantakse üle hapnikule, mille tulemusel moodustub vesi Fosforüülimine on ADP molekulile fosfaatrühma lisamine kasutades selleks ortofosforhapet ja hindamisahela vesinike aatomite (õigemini nende elektronide) ülekande vaba energiat. Elektronid transpordituna ensüümilt ensüümile jõuavad järjest madalamale energiatasemele kuni lõpuks seotakse hapnikuga ning iga NADH + H+ poolt transporditud elektronipaari ülekandel sünteesitakse kuni 3 ATP ja FADH2 transpordil 2ATP-d, sest FADH2 loovutab enda elektronpaari energeetiliselt madalamal nivool. Kõiki neid seoseid pole selgeks tehtud, aga Peter Mitchelli teooria järgi kasutatakse vaba energiat prootonide pumpamiseks sisemembraani välisküljele, aga enamus polaarseid molekule ja ioone ei saa läbida sisemembraani ning sellepärast tekib elektrokeemiline gradient membraani sise- ja väliskülje vahel
Mõjutab tasakaalu saabumise kiirust. 10. PEATÜKK HAPPED JA ALUSED Arrheniuse teooria – hape on ühend, mis sisaldab vesinikku ja annab reaktsioonil veega vesinikiooni. Alus on ühend, mis annab veega reageerides hüdroksiidiooni. (puudus: piiratud ühe lahusti, veega) Bronsted-Lowry teooria – hape on prootoni doonor. Alus on prootoni aktseptor. Hape ->(loovutav H+)-> konjugeeritud alus. Alus->(liidab H)-> konjugeeritud hape Lewisi teooria – hape on elektronipaari aktseptor. Alus on elektronipaari doonor. Happeline oksiid – molekulaarne aine, mis veega reageerides moodustub Bronstedi happe, nt CO2 moodustab H2CO3 Aluseline oksiid – moodustab veega reageerides Bronstedi aluse nt CaO + H2O -> Ca(OH)2 Amfoteersed oksiidid – moodustuvad poolmetallidest ja ka mõndadest teistest elementidest, mis reageerivad nii hapete kui alustega Vesi on amfiprotoonne – võib käituda nii Bronstedi happe kui alusena ja vahetada prootoneid teise vee molekuliga. Nähtust nimetatakse
1. Radikaali määratlus on toodud lk 37. Eristage reaktsioone, mis võivad toimuda radikaalide endaga (nt rekombinatsioon ehk omavaheline ühinemine molekuliks) ja reaktsioone, mis kulge- vad radikaalide tekkimise ja nende edasise reageerimise teel. Viimastest on juttu lk 3840. 3 2. Radikaalil on paardumata elektron ja seetõttu on ta kõrge energiaga ebastabiilne osake. Radikaal püüab selle elektroniga luua elektronipaari kas teise radikaali paardumata elektroniga või ühe elektroniga elektronipaarist, mis moodustab keemilist sidet mingis teises osakeses. Mõlemal juhul tekib madalama energiaga osake, millel pole paardumata elektroni. 3. Alkaani halogeenimine on summaarse võrrandi järgi asendusreaktsioon. Reaktsiooni mehhanismi, s.t protsessi kulgemise täpse kirjelduse alusel on see ahelreaktsioon. Arvutades süsiniku oksüdatsiooniastmed lähteainetes ja saadustes, leiame, et see on alkaani
suurem. Orbitaaliks nimetakse sellist ala aatomis, kus elektroni leidumise tõenäosus on suur. Orbitaal näitab elektroni liikumisel tekkiva elektronpilve kuju. Elektron liigub põhiliselt vaid orbitaaliga määratud alas ja väljaspoole orbitaali satub ta üsna harva. Kõik orbitaalid ei ole ühesuguse kujuga - osa on kerakujulised, kuid on ka 1 keerukama kujuga orbitaale. Üks orbitaal mahutab kuni 2 elektroni. Kaks elektroni, mis asuvad samal orbitaalil, moodustavad elektronipaari. Elektronidel on lisaks negatiivsele laengule ka magnetilised omadused. Selleks, et elektronid saaksid moodustada elektronpaari, peavad nende magnetväljad olema vastassuunalised. Vastassuunaline magnetväli vähendab elektronide omavahelist tõukumist ühesuguse (negatiivse) laengu tõttu.Elektronkihid jaotatakse omakorda alakihtideks. Esimene (kõige sisemine) elektronkiht koosneb vaid ühest alakihist. Igal järgmisel elektronkihil on üks alakiht rohkem kui eelmisel.
Positiivne oksüdatsiooniaste. Mittemetall - lihtaine, millel puuduvad metallidele iseloomulikud omadused. Keemilise elemendi võime siduda oma väliskihti elektrone, käituda oksüdeerijana. Omadused on seda tugevamad mida kergemini saavad tema aatomid endaga siduda elektrone. Tugevnevad perioodilisutabelis rühmas alt üles ja ja perioodis vasakult paremale. Elektronegatiivsus näitab keemilise elemendi aatomi võimet t’mmata keemilises sidemes enda poole ühist elektronipaari. Mida suurem on elemendi elektronegatiivsus, seda tugevamad on tema mittemetallilised omadused ja seda nõrgemad on metallilised omadused. Keemiliste elmentide elektronegatiivsus kasvab perioodilisustabeli A - rühmades alt üles ja perioodides vasakult paremale (väärisgaasideni). !4. Keemilised sidemed. Ühendite polaarsus. Erinevate keemiliste sidemete tugevus ja ainete omadused sõltuvalt keemilistest sidemetest. Allotroobid. Orbitaalide hübridiseerimine süsiniku näitel
Valdavalt moodustavad mineraale ioonid või nende rühmad, mis seostuvad ioonilise keemilise sidemega (~90% mineraalides). Mineraalides võib olla ka kovalentne side. Iooniline side - Ioonilise sidemega mineraalid on enamasti täiusliku lõhenevusega. Kovalentne side valentselektronide paaride abil (tugevam kui iooniline). Kumbki aatom annab ühe elektroni. Kovalentse sideme tekkemehhanism: doonoraatom annab elektronipaari, aktseptoraatom vakantse orbitaali. Kovalentne side on laialt levinud orgaanilistes ühendites. Oluline sulfiidsetes mineraalides ja ka silikaatides. Ebaselge lõhenevusega või isegi lõhenevuseta on tugeva (kovalentse) sidemega mineraalid. Vesinikside - täiendav side H+ ühendeis O-2, N-3, F-4ga, kus H+ ainus elektron on tõmmatud elektronegatiiv- sema iooni poole. Vesinikside on tähtis vee molekulide seostajana vees ja jääs.
Pärast seda, kui sidemest osavõtvad aatomid on jaganud oma elektronpilvi ja on moodustunud kovalentne side, on tekkinud molekuli (aatomite paari) energia väiksem kui lähteaatomite energiate summa elektronide vahel toimuva koosmõju tõttu ja tekkinud struktuur on stabiilsem. 3.3.1. Kovalentne side, konkreetsed näited (joonis 2.25, 2.26, 2.27) Kovalentse sideme lihtsaim näide on H 2 molekul, kus 2 vesiniku aatomit moodustavad kovalentse sideme ühitades enda 1s1 elektronid ühisesse elektronipaari. Molekuli moodustumine on kujutatav järgnevalt 1s1 elektronid elektronpaar kovalentne side H + H H:H Vesiniku aatomid vesiniku molekul Kuigi selline punktesitus on tihti kasutatav kovalentse sideme kujutamiseks, ei anna ta informatsiooni elektronpilvede tiheduse jaotuse kohta molekulis. Joonisel 2.26 on esitatud H 2 molekuli teke kahest vesiniku aatomist näidates ära ka toimuva elektronpilvede
mastaabis [sajandi algul väga raske tehniline probleem] Kaasaegsed suure tootlikkusega NH3 sünteesikolonnid töötavad rõhul 25-35 MPa ja tº-l 420– 500ºC (Vastavalt Le Chatelier’ printsiibile soodustab NH 3 teket rõhu tõstmine ja temp. alandamine) NH3 – reaktsioonivõimeline ühend Iseloomulikud 1) ühin.-reaktsioonid, → kompleksioonid (ammooniumioonid NH4+) N aatom (doonor) loovutab sideme tekkeks mittejaotunud elektronipaari 2) oksüd.-reaktsioonid 3) asendusreaktsioonid 1) Ühinemisreaktsioonid Tekib ammooniumioon NH4+: NH3 + H+ → NH4+ NH3 + H2O → NH3 · H2O ↔ NH4+ + OH- NH3 + HCl → NH4Cl ↔ NH4+ + Cl- (ammooniumühendite dissotsieerumine lahuses) Ammooniumühendid kuumutamisel lagunevad (pöörduvalt): termodissotsiatsioon e. termolüüs: NH4Cl ↔ NH3 + HCl Kompleksioonid moodustuvad ka NH3 (või tema vesilahuse)
annaabi.ee 
