keemiline side (Mitte)?kovalentne keemiline side esineb 2 ühesuguse mittemetallivahel Kovalentne polaarne keemiline side keemiline side, milles aatomeid siduv ühine elektronipaar on enam kui ühe aatomi valduses ja molekulide osadel on erinimelised osalaengud, tekib 2 erineva mittemetalli vahel Keemiline iooniline side - Kristalli moodustavate ioonide korrapärane ruumiline asetus, tekib metalli ja VIA ja VIIA elementide vahel Ioonilist sidet iseloomustab : 1)esinevad ainult molekulidena või auru olekus 2)moodustavad ioonilise kristalli võre 3)nendel on iseloomulik tahke agregaatolek 4)hea lahustuvus vees 5)tahkena ei juhi elektrivoolu, vees lahustunult juhib 6)kõrge sulamistemperatuur, alates 2000 kraadist 7)mehaaniliselt kõvad ained 8)haprad Elektronegatiivsus avastas 1932.a teadlane Linus Pauling, EN all mõistetakse aatomi võimet tõmmata keemilises sidemes elektronid enda poole ja moodustada ühist elektronpaari
REDOKSREAKTSIOONID redoksreaktsioon – reaktsioon, milles toimub elektronide üleminek, muutuvad elementide oksüdatsiooniastmed oksüdatsiooniaste – elemendi aatomi tinglik laeng ühendis eeldades ioonilist sidet kõigi aatomite vahel (mitu elektroni aatom saab loovutada või juurde võtta) oksüdeerumine – elektronide loovutamine, redutseerija oksüdatsiooniastme kasv sagedased redutseerijad: H2S, FeSO4, Zn, KI, Na, H2SO3 redustseerumine – elektronide liitmine, oksüdeerija oksüdatsiooniastme kahanemine sagedased oksüdeerijad: O2, KMnO4, Cl2, H2O2, konts. H2SO4
Keemia alused. Põhimõisted ja -seaduspärasused V. Redoksprotsessid 1. Redoksreaktsioonide tasakaalustamine Redoksreaktsioon reaktsioon, milles toimub elektronide üleminek; redoksreaktsoonis muutuvad elementide oksüdatsiooniastmed. oksüdatsiooniaste elemendi aatomi tinglik laeng ühendis (eeldades ioonilist sidet kõigi aatomite vahel)); oksüdeerumine elektronide loovutamine (redutseerija oksüdeerub, tema oks. aste kasvab), redutseerumine elektronide liitmine (oksüdeerija redutseerub, tema oks. aste kahaneb). Redoksreaktsioonide tasakaalustamise põhimõte: liidetud ja loovutatud elektronide arvud on võrdsed. 2. Elektroodipotentsiaal ja redokspotentsiaal Elektroodipotentsiaal (E), V potentsiaal, mille omandab metallelektrood tema soola lahuses
molekul tervikuna on mittepolaarne. Võrdle näiteks H2O ja CO2 molekule. Vees on sidemetevaheline nurk 105 ja molekul on tervikuna polaarne (dipool), kuid süsinikdioksiidis paiknevad polaarsed sidemed sirged ja molekul tervikuna on mittepolaarne. 2.4 Iooniline side Iooniline side on vastasmärgiliste ioonide tõmbumine. Ioonid tekivad, kui üks aatom loovutab ja tiene liidab elektrone. Ioonilist sidet võib vaadelda kovalentse sideme piirjuhuna, kus ühine elektronipaar on täielikult ühe aatomi valduses (elektronegatiivsuste erinevus on suur=. Iooniline side esineb aktiivse metalli ja mittemetalli vahel metallioksiidides, hüdroksiidides ja soolades. Ioonilise sidemega ained esinevad ioonkristallidena, näiteks Na+Cl-, K+OH-, Ca2+O2-. 2.5 Metalliline side Metallikristallis paiknevad metalliaatomid üksteisele nii lähedal, et nende
Keemia alused. Põhimõisted ja -seaduspärasused V. Redoksprotsessid 1. Redoksreaktsioonide tasakaalustamine Redoksreaktsioon – reaktsioon, milles toimub elektronide üleminek; redoksreaktsoonis muutuvad elementide oksüdatsiooniastmed. oksüdatsiooniaste – elemendi aatomi tinglik laeng ühendis (eeldades ioonilist sidet kõigi aatomite vahel)); oksüdeerumine – elektronide loovutamine (redutseerija oksüdeerub, tema oks. aste kasvab), redutseerumine – elektronide liitmine (oksüdeerija redutseerub, tema oks. aste kahaneb). Redoksreaktsioonide tasakaalustamise põhimõte: liidetud ja loovutatud elektronide arvud on võrdsed. 2. Elektroodipotentsiaal ja redokspotentsiaal Elektroodipotentsiaal (E), V – potentsiaal, mille omandab metallelektrood tema soola lahuses
kloori aatomid on süsinikust suunatud tetraeedri tippudesse sümmeetriliselt, siis taas ei ole tegemist 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
Kristallvõre keskmetes asuvad ioonid moodustavad korrapärase ruumilise struktuuri- ioonilise kristallvõre ehk ioonvõre. Üksl lihtsamaid ioonvõre tüüpe esineb näiteks naatriumkloriidis, mille kristallvõres iga iooni ümbritseb 6 vastaslaenguga iooni. Ioonide vahel kristallvõres esineb iooniline side ehk ioonne side. Vastasmärgiliste laengutega ioonide vahel esinevat tõmbejõudu ioonkristallis nimetatakse iooniliseks sidemeks. Päris puhtakujulist ioonilist sidet, kus ühised elektronpaarid on tõepoolest täielikult üle läindu elektronegatiivsema elemedni aatomile, reaalseltei esinegi. Ka kõige suurema eletronegatiivsuse erinevusega elementide korral(Cs ja Fe) on ioonide vahel vähesel määral olemas ka kovalentset sidet. Rääkides ioonilise sidemega ainetest, peetakse tegelikult silmas aineid, milles iooniline side on selges ülekaalus võrreldes kovalentsega(nn valdavalt iooniline
Ühine elektronpaar nihkub aktiivsema mittemetalli poole, see on suurema elektronegatiivsuse poole. Selle tagajärjel muutub side polaarseks, ühte otsa jääb negatiivne laeng ja teise ossa positiivne. Sidemel oleks nagu kaks poolust. Mida suurem on elektronegatiivsuste vahe , seda suurem on elektronide nihe, seda polaarsem on side ja seda suuremad on osalaengud. Kui dX > 1,7 loetakse side valdavalt iooniliseks. Kuna elektronegatiivsuste vahe ei saa olla lõpmatult suur, siis pole puhast ioonilist sidet tegelikult olemas. 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
< 1.7 -> 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
- liitumine vesinikuga 53)Vee karedus on vee omadus, mille tingivad vees lahustunud Ca ja Mg soolad. 54)Elektrolüütiline dissotsiatsioon on hüdratiseeritud ioonide moodustumine lahuses. 55)Elektrolüüt on aine, mille vesilahus juhib elektrit. 56)Dissotsiatsioonimäär näitab lahuses olevat vahekorda ioonide ja molekulide vahel. 57) Mittepolaarsed ained omavad mittepolaarset kovalentset sidet. 58) Polaarsed ained omavad polaarset kovalentset sidet (näiteks H2O) 59)Ioonilised ained omavad ioonilist sidet. (näiteks NaCl) 60)Lahuse elektrijuhtivus on võime juhtida elektrit. 61)Hape on aine, mis annab lahusesse vesinikioone. 62)Happeline oksiid ehk mittemetallioksiid koosneb mittemetallist ja hapnikust.(NO) 63) Tugev happe lahuses on peamiselt vesinikioonid ja happeanioonid. Happe molekule seal praktiliselt pole . (HNO3, HCl, H2SO4) 64)Nõrk happe lahuses on ülekaalus happe molekulid ja väga vähe on vesinikioone ja happeanione.(H 2CO3, H2SO3, H2S)
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 Ioonilisel sidemel pole ülalolevast definitsioonist otse lähtudes mingit suunalisust, sest "KERAD - võivad üksteisega toimida igast suunast!" 15 Samuti ei ole küllastatust, set kahe iooni elektriväljad üksteist täielikult iialgi ei kompsenseeri.
23. Millised on elektropositiivsed elemendid? Ennem omastavad elektrone, kui loovutavad. 24. Millised on elektronegatiivsed elemendid? Ennem loovutavad elektrone, kui omastavad 25. Mida näitab elektronegatiivsuse väärtus? Aine keemilist aktiivsust, oksüdatsiooni astet??? 1. Millal tekib aatomite vahel keemiline side? Keemiline side tekib aatomite vahel siis, kui selle tulemusena väheneb süsteemi potensiaalne (vaba) energia. Iseloomusta ioonilist sidet? Suhteliselt tugevad aatomitevahelised jõud ioonilise sideme juhul on põhjustatud kulonilistest (elektrostaatilistest tõmbejõududest) jõududest negatiivsete ja positiivsete ioonide vahel, mis tekivad elelektronide üleminekul ühelt sidet moodustavalt aatomilt teisele. Iooniline side on suhteliselt tugev ilma suunata side. 2. Iseloomusta kovalentset sidet? Suhteliselt tugev aatomite vaheline side, mis tekib elektronpilvede jagamisel sidet moodustavate aatomite vahel
vabu elektrone.Tänu sellele on metallid head elektri ja soojusjuhid. Paljud metallid omavad suurt kõvadust toatemperatuuril(mõned ka kõrgel temperatuuridel)ja nendel poleeritud pind omandab läike. 2.Millised aatomi koostisosad määravad ära aine elektrilised ja keemilised omadused? Tuuma ümbritsevad elektronid, eriti välimised elketronkihid määravad ära aatomite elektrilised, mehhaanilised, keemilised ja termilised omadused. 3.Iseloomustage ioonilist sidet? Suhteliselt tugevad aatomitevahelised jõud, mis on põhjustatud elektrostaatilisest tõmbejõududest positiivsete ja neg ioonide vahel, mis tekivad elektronide üleminekul ühelt sidet moodustavalt aatomilt teisele. Iooniline side on suhteliselt tugev, ilma suunata side. 4.Defineerige elektroneutraalsuse kriteerium ioonilise sideme puhul? Ioonsete materjalide struktuuris peavad ioonid olema paigutatud nii, et säiliks materjali elektriline neutraalsus ka lokaalsel tasandil
paigutunud korrapäraselt, suur arv vabu elektrone. Tänu sellele on metallid head elektri ja soojusjuhid.Paljud metallid omavad suurt kõvadust toatemperatuuril(mõned ka kõrgetel temperatuuridel) ja nende poleeritud pind omandab läike. 2.Millised aatomi koostisosad määravad ära aine elektrilised ja keemilised omadused? Tuuma ümbritsevad elektronid, eriti valimised elektronkihid määravad ära aatomite elektrilised,mehhaanilised,keemilised ja termilised omadused, 3.Iseloomustage ioonilist sidet?Suhteliselt tugevad aatomitevahelisedjõud, mis on põhjustatud elektrostaatilistest tõmbejõududest positiivsete ja negatiivsete ioonide vahel, mis tekivad elektronide üleminekul ühelt sidet moodustavalt aatomilt teisele.iooniline side on suhteliselt tugev, ilma suunata side. 4.Defineerige elektroneutraalsuse kriteerium ioonilise sideme puhul? ioonsete materjalide struktuuris peavad ioonid olema paigutatud nii, et säiliks materjali elektriline neutraalsus ka lokaalsel tasandil
Veemolekulide dipoolid interakteeruvad katioonide ja anioonidega põhjustades viimaste hüdraatumist. Hüdraatunud ioon on ümbritsetud veemolekulide kihtide poolt (hüdratatsiooni kihid) (joonis 3.3). Paljude ioonsete ühendite nagu NaCl vees lahustuvus on tagatud kahe faktori poolt. Esiteks on hüdratatsioonikihtide moodustumine energeetiliselt soodne. Teiseks, nähtuvalt vee kõrgest dielektrilisest konstandist varjestab vesi efektiivselt laenguid ja seega on ioonilist kristalli koos hoidvad elektrostaatilised interaktsioonid vesikeskkonnas oluliselt nõrgestatud. Veemolekulide polaarse iseloomu tõttu lahustuvad vees ka sellised mitteioonsed kuid polaarsed orgaanilised ühendid nagu amiidid, fenoolid ja estrid. Hüdrofoobsed molekulid vesilahuses Hüdrofiilsete molekulide vees lahustuvus põhines nende energeetiliselt soodsal interaktsioonil veemolekulidega. Seega pole üllatav, et ühendid nagu süsivesinikud, mis ei ole
57 F aatomi väliskihil on 7 elektroni kuus moodustavad 3 elektronpaari, seitmes on paardumata see elektron võib moodustada elektronpaari ja kovalentse sideme teise F aatomiga seega on kummagi F aatomi jaoks moodustunud oktett. 58 59 sp3 orbitaalid metaan 60 Ioonilist sidet (esineb taolisel kujul gaasilises faasis) võib ka nii kujutada s-p- side 61 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
kovalentsest ja vesiniksidemest. Sellised kombineeritud sidemed võivad moodustada ka primaarsetest sidemete vahel: 1. ioonline kovalentne side; 2. metalliline-kovalentne; 3. metalliline-iooniline; 4. iooniline-kovalentne-metalliline. 3.6.1. Iooniline-kovalentne kombineeritud side (joonis 2.47). Enamik kovalentse sidemega molekule omavad ka mingi ioonilise sideme osa ja vastupidi. Sellist osalist ioonilist osa kovalentses sidemes on võimalik väljendada kasutades elektronegatiivsuse skaalat. 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
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.
annaabi.ee 
