Keemiline side (0)

5 VÄGA HEA

17
MEDITSIINILINE KEEMIA
keemiline side

Ettekujutus aatomi ehitusest.
"Kogu asja vaatame üle elektroni seisukohast !"1
Elektronid on mikroosakesed, millel on dualistlik olemus:
1) osakese omadused

seisumass

laeng

2) laine omadused

lainepikkus

sagedus

Elektroni kirjeldamisel aastomis saab kasutada ainult kvantmehaanika seadusi.
Definitsioon: Liikuvat elektroni vaadeldakse aatomis kui seisvat lainet kolmemõõtmelises (3-D) ruumis2.
Ei saa üheagselt täpselt määrata elektroni energiat ja tema täpseid koordinaate aatomis antud ajahetkel
Elektroni energia saadakse Schrödingeri võrrandi3 lahendamisel, kusjuures võrrand omab lahendeid ainult teatud kindlate energiate jaoks. Võrrandist avaldub elektroni kvantiseloom:
1) elektron ei saa omada mitte igasugust energiat, vaid ainult teatud kindlaid energiaväärtusi
2) elektroni energia ei saa muutuda sujuvalt , vaid ainult hüppeliselt - n.ö. energiakvantide kaupa
Kuna elektroni energiat saab võrrandi abil täpselt määrata, ei ole samaaegselt võimalik kindlaks teha elektroni täpset liikumistrajektoori aatomis (Eisenbergi määramatuse printsiip!). On võimalik määrata ainult elektroni leidumise tõenäosuse aatomi ühes või teises piirkonnas.
Arvutatakse Schrödingeri võrrandis esinev suurus Ψ2 e. lainefunktsioon4 aatomi erinevate ruumipunktide jaoks:

mida suurem on antud punktis Ψ2 väärtus, seda suurem on tõenäosus, et elektron on end antud punktis ilmutanud

ruumiosa, kus Ψ2 > 0, nim. elektronpilveks

ruumiosa, kus Ψ2 > 0,9, nim. orbitaaliks

Kvantarvud ja kvantorbitaalid. Spinn .
Schrödingeri võrrandi lahendamisel tuuakse sisse kolm5 omavahel seotud täisarvu e. kvantarvu, mis määravad ära elektroni oleku aatomis:
1) peakvantarv n = 1 ; 2 ; 3 ; 4 ; ... ; 7
K L M N Q

määrab ära elektroni energia peanivoo ja tema orbitaali kauguse tuumast

mida suurem on n, seda suurem on elektroni potentsiaalne energia ning seda kaugemal tuumast ta liigub

sama n-väärtusest omavad elektronid asuvad kõik samal energia peanivool - samas elektronkihis!

2) orbitaalkvantarv l = 0 ; 1 ; 2 ; 3 (n - 1)

seotud peakvantarvuga

määrab ära energia alanivood peanivoo piires, orbitaali kuju ning tüübi:

l = 0
s - orbitaal
- 6
l = 1
p - orbitaal
ruumiline "kaheksa"
l = 2
d - orbitaal
ruumiline
l = 3
f- orbitaal
3) magnetkvantarv ml = 0 ; + 1 ; - 1 ; + 2 ; - 2 ; ... ; + l ; - l

seotud orbitaalkvantarbuga - igale l-i väärtusele vastab 2 l + 1 magnetkvantarvu = antud tüüpi orbitaalide arv antud energia peanivool n

määrab ära orbitaali orientatsiooni ruumis

Antud energianivool on orbitaalide arv Norb = n 2
Näide:
n = 3 ► l = 0 ► ml = 0 ► 2 l + 1 = 1 s - orbitaal
l = 1 ► ml = 0 ; + 1 ; - 1 ► 2 l + 1 = 3 p -orbitaali
l = 2 ► ml = 0 ; + 1 ; - 1 ; + 2 ; - 2 ► 2 l + 1 = 5 d - orbitaali
Elektronide spinnidest vaid niipalju, et elektron kui selline võib pöörduda ümber oma telje ja omada seejuures kahte väärtust:
ms = 1/2 ; - 1/2
ms
spinnkvantarv

Elektronide paiknemine aatomis. Pauli printsiip. Hund' i reegel. Klitškovski reegel.
Elektronid paigutuvad aatomis nii, et nende summaarne potentsiaalne energia oleks minimaalne - s.t. orbitaalid täituvad elektronidega energia kasvu järjekorras.
Aatomis ei saa olla kahte elektroni, mille kõik 4 kvantarvu oleksid ühesugused. Sellest järeldb, et ühele orbitaalile mahub max. 2 elektroni, aga nende spinnid peavad erinema
Näide:
B elektronide arv väliskihil
5 1 s2 2 s2 2 p1
peakvantarv n
P15 1 s2 2 s2 2 p6 3s2 3 p3
Skeemi võib kujutada ka kvantrakkudena:
2 p
B5
energia kasvu suund "alt ülesse"
↑↓
2 s
↑↓
1 s
Üks kvantrakk kjutab ühte orbitaali. Mida kõrgemal ta asub, seda suurem on ta energia.
Üht tüüpi orbitaalid antud energia peanivool täituvad elektronidega sellises järjekorras,
et spinnide summa oleks maksimaalne
Lihtsamalt öeldes: üht tüüpi orbitaalid täituvad kõigepealt ühesugust spinni omavate elektronidega - üks elektron igale orbitaalile. Alles siis, kui kõik orbitaalid on täidetud ühe elektroniga, lisandub orbitaalile ka teine - vastasmärgilise spinniga - elektron.
Näide:
↑
↑
↑
2 p
N7
↑↓
2 s
↑↓
1 s
↑↓
↑
↑
2 p
O8
↑↓
2 s
↑↓
1 s
Alates 19. elemendist (K) tekib aga teatud näiline ebareeglipära. 18. elemendil (Ar) on täitunud kõik 3 p - orbitaali, K - l täitub aga enne 3 d - orbitaali 4 s - orbitaal. Siiski ei ole vastuolu energiaprintsiibiga7.
Sisemiste kihtide elektronid ekraneerivad8 väliskihis asetsevaid elektrone.
Erinevat tüüpi orbitaalid ekraneeruvad eraldi, kõige vähem s - orbitaal, siis p - , d - ning kõige rohkem - f - orbitaal. Seetõttu täitubki 4 s - orbitaal enne kui 3 d - orbitaal, sest ta ekraneerub viimasest vähem.
1 s
2 s
2 p
3 s
3 p
3 d
orbitaalide
täitumise
järjekord
4 s
4 p
4 d
4 f
5 p
5 d
5 f
5 s
6 s
6 p
6 d
6 f
7 s
7 p
7 d
7 f

Keemilise sideme üldiseloomustus. Sideme karakteristikud .
Kaasajal arvatakse, et mistahes keemiline side põhineb elektromagnetilisel vastastoimel9. Füüsikaliseks põhjuseks on valentselektronide kollektiviseerumine .
Sideme seisukohalt on kõige tähtsam elektronegatiivsus = ionisatsioonienergia + elektroni afiinsuse poolsumma:
ε
elektronegatiivsus - määrab ära tekkiva sideme iseloomu
I
ionisatsioonienergia - energia hulk, mis kulub elektroni eraldamiseks aatomist ja tuuma mõjusfäärist
E
elektroni afiinsus - energia, mis eraldub siis, kui elektron liitub aatomile ja moodustub negatiivse laenguga ioon
Üldiselt:
1) kui suhteline elektronegatiivsus 2) kui suhteline elektronegatiivsus > 1,7 , on tegemist mittemetalliga
Elektronegatiivsus kasvab perioodi piires vasakult paremale ning rühmades - ülevalt alla.
Keemilistel sidemetel on omad kindlad karakteristikud:

sideme pikkus r 0 10

sidet moodustavate aatomite tsentrite vaheline kaugus

suurusjärk 0,1 - 0,2 nm (väikseim H2 molekulis ► r 0 = 0, 074 nm)

valentsnurk

nurk kahe keemilise sideme vahel 3 või enama aatomiga molekulis

" näide: H2O molekul
Neid saab täpselt mõõta!" 11

sideme energia E 0 [KJ / mol]

energia, mis eraldub keemilise sideme moodustumisel

mida suurem on sideme energia, seda tugevam on keemiline side

võrdne energiaga, mida on vaja kulutada keemilise sideme lõhkumiseks

Kovalentse sideme tekkemehhanism .
"Et olemusest aru saada vaatame, kuidas tekib H2 molekul!"12
Selleks tuleb lahendada Schrödingeri võrrand sellise süsteemi jaoks, mis koosneb kahest lähenevast vesinikuaatomist.
Tuleb välja, et sellise süsteemi puhul on kaks lahendit - nii energia kui ka elektroni leidmise tõenäosuse (Ψ2 !!!) jaoks:
r
U
I ↑↑
II ↑↓
r 0
E 0

U - potentsiaalne energia

r - aatomituumade vaheline kaugus

Olukord I ↑↑

lähenevad 2 paralleelsete elektronspinnidega aatomid

teatud kaugusest alates hakkab potentsiaalne energia kasvama ning ülekaalu saavutavad tõukejõud

tuumadevahelises alas on Ψ2 vähenenud - ning paralleelsete spinnide puhul sidet ei teki

Olukord II ↑↓

lähenevad 2 antiparalleelsete elektronspinnidega aatomid

teatud kaugusest alates hakkab süsteemi potentsiaalne energia kahanema

ülekaalu saavutavad tõmbejõud

kaugusel r 0 on süsteemi potentsiaalne energia minimaalne ► energia = E 0

kui vahemaa veelgi väheneb, potentsiaalne energia kasvab ja kasvama hakkavad ka tõukejõud

Schrödingeri võrrandi lahendusest tuleneb, et nüüd on Ψ2 väärtus kahe kaatomituuma vahel oluliselt kasvanud - s.t. aatomite orbitaalis on kattunud.
neil aatomitel on nüüd ühine elektronpilv ► ühine elektronpaar
siin on Ψ2 suure väärtusega
Järelikult tekkis antiparalleelsete elektronspinnidega aatomite vahel side, mille pikkus on r 0 ja energia on E 0.
Selline side võib tekkida / tekib siis, kui:
1) mõlemal kattuval orbitaalil on 1 elektron
2) ühel kattuvatest orbitaalidest on 2 elektroni, teisel - ühtegi; tekib nn. doonoraktseptorside, vt. näide
N H
äide: NH4
NH 4
H
H
H

Kvantmehhaanilised meetodid.
Paljude valentsete süsteemide jaoks ei ole Schrödingeri võrrand lahendatav, kuna selle täpsus pole piisav. Seetõttu kasutatakse kvantmehhaanilisi meetodeid :
molekulaarorbitaalide meetod
valentssidemete meetod

suudab ära kirledada praktiliselt kõiki sidemeid ja molekulide omadusi, on universaalne

pole täiuslik, kuid lihtne ja seetõttu laialdaselt kasutatav

selle järgi on keemiline side alati kahetsentriline, s.t. tekib ainult kahe aatomi vahel

sideme moodustavad ainult antipolaarsete elektronspinnidega aatomid

σ - side, π - side.
Side on seda tugevam, mida suurem on orbitaalide kattumisaste.
Sidet iseloomustavad järgmised parameetrid :

küllastatus

kattuda saavad ainult 2 orbitaali

suunalisus

orbitaali kattumine toimub alati selles suunas, kus on võimalik max. kattumine - siis tekib tugevam side

orbitaalid omavad kidnlat kuju ja kindlaviisilist ruumilist orientatsiooni

polaarsus

Kuna kattumine on võimalik ainult vägagi kindlas suunas, on ka keemiline side ruumis samuti kindlas suunas orienteerunud.
E näited
rinevat tüüpi kovalentseid sidemeid eristatakse lähtudes orbitaalide kattumise iseloomust:
1) σ - side (sigma-side)

orbitaalide kattumine toimub aatomituumi ühendavat sirget mööda

üksikside on alati sigma-side

kaksik- ja kolmiksidemete koostises on alati üks sigma-side

sigma-side on kõige tugevam sidemeliik

näited
2) π - side (pii-side)

orbitaalide kattumine toimub kahel pool aatomituumi ühendavat sirget

vaatamata kahele kattumispiirkonnale on pii-side sigma- sidemest oluliselt nõrgem, sest orbitaalide summaarne kattumine on sigma-sideme omast väiksem

näited
3) δ - side (delta-side)

4 kattumispiirkonda

Hübridisatsioon.
Molekuli ruumiline ehitus sõltub sellest, et keemilistel sidemetel on ruumis kindel orientatsioon .
Reaalselt eksisteerivate molekulide kirjeldamisel tekivad aga raskused...
y
z
Vesiniku orbitaalid vees:
kõik teljed on kaunilt omavahel risti, valentsnurk peaks olema 90 o...
... aga ei ole!
valentsnurk on, teadagi, 104, 5 o.
x
"Et olukorda päästa, toodi sisse hübridisatsiooni mõiste." 13
Hübridiatsioon tähendab, et erinevat tüüpi orbitaalid, mille energia just liiga palju ei erine, võivad liituda. Liitumise tagajärjel tekib sama arv ühesuguse kujuga ning võrdse energiaga uusi orbitaale, nn. sega - e. hübriidorbitaale.
Näide:
ühte suunda väljavenitatud
Hübridisatsioon annab võimaluse orbitaalide kattumisaste suurendamiseks - järelikult tekib tugevam side, mis on loomulikult energeetiliselt kasulikum:

sp - hübridisatsioon

1 s orbitaal + 1 p orbitaal = 2 hübriidset sp - orbitaali

sellised on nt. II alarühma elemendid (Be, K, Zn), ka süsinik CO2 - s

skeem:
2 sp
valentsnurk = 180 o ,
niimoodi tekkivad molekulid on lineaarsed

sp2 - hübridisatsioon

1 s orbitaal + 2 p orbitaali = 3 hübriidset sp2 - orbitaali

tekkivad orbitaalid asuvad tasapinnas, valentsnurk on 120 o

sellised on nt. III alarühma elemendid (boor BH3 - s, C orgaanilistes ühendites, kui ta seostub kaksiksidemetega )

skeem

sp3 - hübridisatsioon

1 s orbitaal + 3 p orbitaali = 4 hübriidset sp3 - orbitaali

asetsevad ruumis tetraeedriliselt, valentsnurk on 109 o

nt. CH4

Kõik hübridiseerunud orbitaalid ei pruugigi moodustada sidet. Heaks näiteks on H2O, kus kaks hübriidset orbitaali moodustavad sideme, aga ühel orbitaalil on vaba elektronpaar...

Kovalentse sideme ja molekuli polaarsus, iooniline side kui kovalentse sideme piirjuht.
Kui side tekib kahe ühesugust elektronegatiivsust omava aatomi vahel, on nende ühine elektronpilv jaotunud mõlema aatomi vahel võrdselt - täpselt kahe tuuma vahel. See on mittepolaarne side (H2, O2, N2 jt).
Aga kui sidet moodustavad aatomid elektronegatiivselt erinevad, siis on ühine elektronpilv tõmmatud elektronegatiivsema aatomi poole. Elektronegatiivsemal aatomil on seetõttu negatiivne osalaeng δ -, teisel aatomil on sama suur postiivne osalaeng δ +. See on polaarne side.
Polaarset sidet võib vaadata kui dipooli e. kahest võrdsest, kuid vastasnimeliste laengutega osast koosnevat süsteemi.
δ +
δ -
iseloomustatakse dipoolmomendiga:
μ = δ x l [ D ] - Denye
-
+
l - tsentritevaheline kaugus
Dipoolmoment on vektoriaalne suurus, s.t. tema puhul on olulised nii väärtus kui ka suund. Mida suurem on sideme dipoolmoment, seda polaarsem on 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.
Tüüpilised ioonilised ühendid moodustuvad I. , II. , ja VII. pea-alarühma elemendid. "Aga HCl on molekulaarne ühend!" 16
On kokkulepe, et
1) sidemed, kus μ = 0 - 4 D, on kovalentsed
2) sidemed, kus μ  4 D, on ioonilised
kovalentsed sidemed
ioonilised sidemed
μ
4
0
Antud juhul on tegemist puhtakujulise kokkuleppega, sest näiteks ka igas ioonilises sidemes on teatud kovalentne osa.
Kui meil on paljuaatomiline molekul, siis selles on mitu keemilist side, mis enamasti on kõik polaarsed.
"Ja... Ja... Ja..." 17 Ja molekuli summaarne dipoolmoment on võrdne molekuli kõikide sidemete geomeetrilise summaga .
Need dipoolmomendid võivad:
a) üksteist kompenseerida ► molekul on mittepolaarne
b) üksteist mittekompenseerida ► molekul on polaarne
Näide:
2 δ+

molekul on lineaarne (180 o)

dipoolmomendid kompenseerivad üksteist

molekul on mittepolaarne, sest summaarselt μ = 0

Näide:
O
H
H

dipoolmomendid üksteist ei kompenseeri

molekul on polaarne

Väliselektrivälja ning ka iooni või polaarse molekuli elektrivälja toimel võivad elektronpilved deformeeruda. Seda nähtust nimetatakse polarisatsiooniks.
Polarisatsiooni tagajärjel võivad mittepolaarsed molekulid muutuda polaarseteks ja polaarsed veelgi polaarsemateks:
1. juhul ► tekib indutseeritud dipool + indutseeritud dipoolmoment
2. juhul ► tekib indutseeritud dipool + täiendav dipoolmoment

Vesinikside.
Vesinikul on ainult üks (s - ) ning täiendava sideme võib ta moodustada sel juhul, kui vesinik on molekulis seotud endast oluliselt elektronegatiivsema aatomiga.
Näide: H2O
OH - side on polaarne, ühine elektronpaar on tõmmatud rohkem O2 - orbiidile, sest O2 elektronegatiivsus on suurem.
Tänu sellele jääb vesinikul osaliselt vaba orbitaal, mis võib kattuda naabermolekuli O2 - orbitaaliga, kus on sobival juhul ka vaba elektronpaar...
Selliselt tekkinud side on vesinikside.
O
H
H
H
O
H
δ-
O
vesinikside
H
H
"Osalaengute kaudu ei tõmbu siin midagi - vesinikside tekib ORBITAALIDE vahel !!!" 18
Vesinikside on nõrk side, sest kattumine on orbitaalidel suhteliselt väike. Ioonilisest sidemest on vesinikside ligikaudu 10 - 20 korda nõrgem. Temperatuuri tõustes vesiniksidemed järk-järgult ja suhteliselt kergesti katkevad .
T
kogumid
änu vesiniksidemele esineb üleüldse vesi jt. assotsiaadid e. ühendid, kus on vesinikside:
Näide:
(H2O) n
kusjuures a) vee puhul: n = 2 - 3
b) HCl puhul: n  4
Nüüd - ja lõpetuseks - mõningad näited selle kohta, kuidas vesinikside mõjutab ainete omadusi.
Kui vees poleks vesiniksidet, lähekst ta keema - 80 o C ning külmuks - 100 0 C juures.
Tänu vesiniksidemele on veel ja jääl anomaalsed omadused:
Näide: jää

jää assotsiaadid on sakilised

molekulid ei saa üksteisele kuigi lähedale minna ažuurse struktuuri tõttu - osaliselt ja kohati on struktuur lihtsalt tühi

kui jää sulab, katkeb 10 % vesiniksidemetest ja molekulid liiguvad lähemale, aga

VESI ON JÄÄST IKKAGI SUUREMA TIHEDUSEGA
Suurte molekulide ( valgud , ensüümd, nukleiinhapped jt.) puhul võib vesinikside tekkida ühe ja sama molekuli erinevate osade vahel - seda nim. molekulaarseks vesiniksidemeks.
Tänu molekulisisestele vesinksidemetele on tekkinud näiteks:

valkude ja ensüümide struktuurid

DNA ja RNA primaarstruktuur

DNA-l ja RNA-l on geneetiline info suhteliselt hästi kaitstud,
kuna on tänu vesiniksidemetele suunatud sissepoole

Kasutatud kirjandus:
U. Palm . V. Past. Füüsikaline keemia. Tallinn, "Valgus" 1974
H. Karik. Üldine keemia. Tallinn, "Valgus" 1974
M. Sonn . Juha Ehrlichi loengud. Tartu - Elva, "Käsitöö" 2002
Dokument koostatud kolmapäeval - neljapäeval 2003, kell 10.00 - 00.30 kohaliku aja järgi
1 Juha Ehrlich , October 19th , 2002 a.D.
2 "Kui suudate, kujutage ette...mina ei suuda!", Juha Ehrlich, 19. X. 2002 a. D.
3 võrrand on pikk, siinkohast äratoomist ei vääri - ning ei ole päheõppimiseks
4 lainefunktsiooniks nim. tasapinnalise laine amplituudi A kolmemõõtmelist analoogi. U. Palm, V. Past. Füüsikaline keemia. Tallinn ,"Valgus" 1974 ; lk. 16
5 kvantarve on tegelikult neli, neist neljas - tähistusega ms - on elektroni nn. spinnkvantarv (vt. järgmine lk.)
6 "On keegi jalgpalli näinud? (pikk paus ) Mõni on..." Juha Ehrlich, 26. X. 2002
7 loengus esitas dots. Juha Ehrlich siinkohal lühipantomiimi: paus - pikk paus - "Asi on selles!..." - väga pikk paus - "Kohe ütlen, milles asi on - midagi pole vaja kirjutada!", 26. X. 2002
8 ekraneerimine - sideme nõrgenemine elektroni(de) ja tuuma vahel, mille tagajärjel kasvab elektroni(de) potentsiaalne energia
9 "Kuidas sellest aru saadakse, pole meie asi!", Juha Ehrlich, 26. X. 2002
10 "Niisugune ... piiisikene r-ikene!", Juha Ehrlich, 26. X. 2000, r 0 tahvlile maalides
11 Juha Ehrlich, 26. X. 2002, Vana- Rooma triumfil kiiduavaldusi vastuvõtava väepealiku poosis
12 incredible Juha Ehrlich, 26. X. 2002, kätt tõstes a.k.a. "üks õlu, palun!"
13 Juha Ehrlich, 26. X. 2002, võidukalt...
14 Juha Ehrlich! Again ! 1. XI. 2002
15 Juha Ehrlich, 1. XI. 2002, perverssema iseloomuga inimestele maiuspalana öeldud lause - täpselt sellisel kujul, nagu siin kirjas on, midagi EI ANNAGI omaltpoolt juurde lisada...
16 Juha Ehrlich, 1. XI. 2002, et meil jumala pärast meelest ei läheks
17 Juha ... Ehrlich, 1. XI. 2002
18 Juha, "The Great One", Ehrlich, 1. XI. 2002, meenutades samal ajal, et just sellise vea olevat keegi vene rahvusest tudeng teinud...
CREATED BY: Mihkel Sonn STUD . MED. I

.DOC Laadi alla originaalfail 17 lk · .doc · 14 allalaadimist

50 punkti Autor soovib selle materjali allalaadimise eest saada 50 punkti.

~ 17 lehte Lehekülgede arv dokumendis

2012-11-02 Kuupäev, millal dokument üles laeti

14 laadimist Kokku alla laetud

0 arvamust Teiste kasutajate poolt lisatud kommentaarid

Darkblue Õppematerjali autor

Elektron Keemiline side Kvantarvud kvantorbitaalid Spinn

Sarnased õppematerjalid

pdf

keemiliste elementide perioodilised omadused

omadused suurenevad ja vastupidi. Keemiliste elementide • Füüsikalised omadused: sulamis- ja keemistemperatuur, kõvadus, magnetilised perioodilised omadused. omadused, kristallstruktuur jm Keemiline side ja molekuli ehitus • Mitteperioodiliselt muutuvad tuumalaenguga seotud omadused (aatomi nr, aatommass) 14.09.2021 Viia Lepane 2 Aatomi- ja iooni raadius Ionisatsioonienergia (I)

Keemia alused

docx

AATOMIEHITUS, OMADUSED

antielektronneuriino beeta- osakeste laeng -1; mass 1 üldvõrrand: ______________________________________________________________________________________________ 3) 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

Füüsika

ppt

Keemiline side

N (7) 1s22s22p3 O (8) 1s22s22p4 Na (11) 1s22s22p63s1 P (15) 1s22s22p63s23p3 S (16) 1s22s22p63s23p4 Cl (17) 1s22s22p63s23p5 Keemiline side · On efekt mille tulemusena on kahe teineteisest teatud kaugusel paikneva aatomi energia oluliselt madalam (100 kJ/mol) võrrelduna teineteisest lõpmata kaugel paiknevate aatomitega · Aatomeid teineteise lähedal hoidvad jõud on oma olemuselt elektrostaatilised · Keemilise sideme moodustumise järel paikneb kokkuvõttes rohkem elektrone rohkem tuumade lähedal Molekul Molekul on aatomitest moodustunud agregaat millel on temale ainulaadsed jälgitavad omadused

Keemia alused

doc

Keemilised ja füüsikalised mõjud rakukomponentide vahel

1 MEDITSIINILINE KEEMIA keemilised ja füüsikalised mõjud rakukomponentide vahel 1. Keemiline vastastoime. Definitsioon: Üldjuhul tähendab keemiline vastastoime vesinksidemete teket ja hüdraatumist 1. Näited: + alkohol + - ketorühm aminorühm seda kõike loetakse keemiliseks interaktsiooniks

Füüsika

pdf

Keemia alused. Põhimõisted ja -seaduspärasused

iooniraadius – määratakse ioonkristallis tuumadevahelise kauguse kaudu; orbitaalraadius – teoreetiliselt arvutatud aatomi- või iooniraadius; • ionisatsioonienergia (I ), KJ/mol või eV – energia, mis kulub isoleeritud aatomist ühe elektroni eraldamiseks: • elektronafiinsus (EA või Ae), KJ/mol või eV – energia, mis eraldub või neeldub, kui isoleeritud aatom seob ühe elektroni. 4. Aatomi tuum • keemiline element – ühesuguse tuumalaenguga aatomite liik: A=Z+N , A – massiarv, Z – tuumalaeng (prootonite arv), N – neutronite arv; • isotoobid – sama keemilise elemendi aatomid, millel on erinev neutronite arv ja massiarv . 5. Tuumareaktsioonid Radioaktiivse kiirguse liigid: • α -kiirgus – He aatomi tuumade voog; • β -kiirgus – elektronide voog β- (või positronide voog β+); • γ –kiirgus – väga kõrge sagedusega elektromagnetlainetus;

Üldine keemia

pdf

Loengu materjal

iooniraadius määratakse ioonkristallis tuumadevahelise kauguse kaudu; orbitaalraadius teoreetiliselt arvutatud aatomi- või iooniraadius; · ionisatsioonienergia (I ), KJ/mol või eV energia, mis kulub isoleeritud aatomist ühe elektroni eraldamiseks: · elektronafiinsus (EA või Ae), KJ/mol või eV energia, mis eraldub või neeldub, kui isoleeritud aatom seob ühe elektroni. 4. Aatomi tuum · keemiline element ühesuguse tuumalaenguga aatomite liik: A=Z+N , A massiarv, Z tuumalaeng (prootonite arv), N neutronite arv; · isotoobid sama keemilise elemendi aatomid, millel on erinev neutronite arv ja massiarv . 5. Tuumareaktsioonid Radioaktiivse kiirguse liigid: · -kiirgus He aatomi tuumade voog; · -kiirgus elektronide voog - (või positronide voog +); · kiirgus väga kõrge sagedusega elektromagnetlainetus;

Keemia alused

doc

Keemiline side

Tuumadevahelises alas on kattuvate elektronpilvede tihedus maksimaalne. Negatiivse laengu tiheduse suurenedes tuumade vahel tugevnevad märgatavalt erinimeliste laengute tõmbejõud, võrreldes vastavate jõududega üksikute aatomite vahel. Negatiivse laengu tiheduse suurenemise tuumade vahel ning erinimeliste laengute tõmbejõu suurenedes eraldub energiat. Valentssidemete meetod Valentssidemete meetodi (elektronpaaride meetodi) aluseks on väide, et aatomitevaheline side molekulis tekib elektronpaaride abil. Näiteks välise energianivoo selektronorbitaalide kattumisel moodustub molekul Li2 (Li : Li), vesiniku aatomi selektronorbitaali ja kloori aatomi porbitaali kattumisel moodustub molekul HCl (H : Cl). Keemilise sideme püsivuse mõõduks on sideme lõhkumiseks vajaminev energiahulk. Kovalentne side on seda püsivam, mida suurem on elektronpilvede kattumise aste. Elektronpilvede kattumise aste sõltub

Keemia

doc

Keemia alused KT1

saavutab sellega väärisgaasi elektronkonfiguratsiooni ns2np6. C, N, O, F järgivad seda reeglit. Mittemetallid alates 3.perioodist võivad oma valentskihti võtta ka rohkem kui 8 elektroni, sest tulevad mängu d-orbitaalid (10, 12 või enam) PCl6-. Erand radikaalid paardumata (spinniga) elektroniga. Radikaalid tekitavad kovalentse sideme homolüütilisel katkemisel (kasutik). 15. Defineerige Lewisi hape ja alus. Tooge näited. Kuidas moodustub Lewisi happe ja aluse vaheline side? Hape on elektronpaari aktseptor (H+) ja alus on elektronpaari doonor (OH-). Ühel elektronpaar üle, teisel vaba orbitaal. L happe ja aluse vahelisel reaktsioonil tekib koordinatiivse sidemega kompleks. (BF 3(hape) + F-(alus) BF4-?) :NH3(alus) + H+(hape, vaba orbitaal) NH4+. 16. Millised on ioonilise ja kovalentse sideme põhilised erinevused? Ennustage ja põhjendage, milline kahest antud sidemest on kovalentsem / ioonilisem. Ioonilised sidemed on mittepolaarsed, kuid kovalentsed

Keemia alused

Rohkem sarnaseid