keemiliste elementide perioodilised omadused (0)

Microsoft PowerPoint - YKI0150_3L_21



14/09/2021 1 YKI0150      3. loeng Keemiliste elementide perioodilised omadused. Keemiline side ja molekuli ehitus Elementide perioodilised
omadused • Perioodiliselt muutuvad elektronstruktuuriga seotud omadused: elementide aatomi- ja iooniraadiused
ning nendest tulenevad omadused (red-oks). 
Aatomi raadiuse vähenedes elemendi oksüdeerivad
omadused suurenevad ja vastupidi. • Füüsikalised omadused: sulamis- ja keemistemperatuur, kõvadus, magnetilised
omadused, kristallstruktuur jm • Mitteperioodiliselt muutuvad tuumalaenguga seotud omadused (aatomi nr, aatommass) 14.09.2021 Viia Lepane 2 Aatomi- ja iooni raadius • Elektronide liikumise lainelise iseloomu tõttu ei saa aatomil olla rangelt kindlaksmääratud piire. Seetõttu pole aatomi
absoluutsete mõõtmete leidmine võimalik. • Praktikas on tegemist aatomi raadiustega kui nad on  üksteisega seotud keemilise sideme abil. Seega aatomi ja
iooni raadiusi vaadeldakse kui efektiivseid suurusi. • Aatomi raadius- kaugus tuuma ja kõige kaugema elektroni vahel. • Aatomi ja iooni raadiused muutuvad perioodiliselt st perioodides tuumalaengu suurenemisel vähenevad.  • Alarühmades jrk nr kasvades raadiused suurenevad (eriti s  ja p elemendid). 14.09.2021 Viia Lepane 3 Ionisatsioonienergia (I) • Elemendi keemiline iseloom on tingitud tema aatomite võimest loovutada ja siduda elektrone, millega kaasneb
energeetiline efekt. • Ionisatsioonienergiaks nimetatakse energiahulka, mida tuleb kulutada, et elektroni aatomist eraldada ja tuuma
mõjusfäärist kõrvaldada. Ühik kJ/mol.
E0 + I = E+ + e-
I1Iga järgmise elektroni eraldamiseks aatomist kulub rohkem
energiat. 14.09.2021 Viia Lepane 4 Ionisatsioonienergia • Kõige väiksem on I 1. rühma s- elementidel, kõige suurem väärisgaasidel. • I väärtus oleneb elektronstruktuurist, tuuma laengust, aatomi raadiusest. Mida suurem on aatomi raadius, seda nõrgemini
seob ta elektrone ja seda väiksem on I väärtus. • I nim. elemendi metalliliste omaduste mõõduks, mida väiksem seda metallilisem. • Elemendi jrk nr kasvades rühma piires I väheneb.
• Alarühmades s ja p elementide jrk nr kasvades üldiselt I  väheneb, d- elementidel suureneb Näiteks p-elemendid 33 As 9,81eV, 51 Sb 8,64 eV, 83 Bi 7,29 
eV; d-elemendid 23 V 6,74, 41 Nb 6,88, 73 Ta 7,88 eV (NB! 1eV = 1,6.10-19J (SI ühik) 14.09.2021 Viia Lepane 5 Elektronafiinsus (Eea, E) • Aniooni moodustumisel liituvad aatomiga elektronid,  protsess on seotud energeetilise efektiga. Elektroni
liitumisel aatomiga võib energiat eralduda või
neelduda. • Eea sõltub elektronkonfiguratsioonist, muutub perioodiliselt. Kõige suurem on 7. rühma p-
elementidel ja kõige väiksem aatomitel s2
konfiguratsiooniga. • Energia eraldumine kaasneb 1se elektroni liitumisega halogeenidel, O, S, C. Järgmise elektroni
liitumine on seotud energia neeldumisega. 14.09.2021 Viia Lepane 6


14/09/2021 2 Elektronegatiivsus (EN , C(chi)) • Võimaldab hinnata antud aatomi võimet siduda endaga elektroni, et moodustuks keemiline side. 
Sõltub nii I-st kui E-st EN = ½ (I + Eea) Paulingi skaala, aluseks Li EN =1
Perioodides jrk nr kasvades EN 
kasvab, alarühmades vastupidi. 14.09.2021 Viia Lepane 7 Element EN
F 4,0 O 3,5 Cl, N 3,0 Br 2,8 Li 1,0 Na 0,9 K 0,8 Cs 0,7 Keemiline side Lewise teooria
• Keemilise sideme moodustavad  valentselektronid (väliskihi elektronid); • Iooniline side tekib elektronide ülekandumise  teel ühelt aatomilt teisele; • Kovalentne side tekib elektronide jagamise  teel aatomite vahel; Elektronid jagatakse aatomite vahel selliselt, et  moodustuks väärisgaasidele iseloomulik  konfiguratsioon, väliskihis 8 elektroni - oktett. 14.09.2021 Viia Lepane 8 Iooniline side • Väljendatuna Lewis'e sümbolites, võiks ioonilise sidemega ühendi teke välja näha järgmiselt: LiF hoiab koos elektrostaatiline tõmbejõud positiivse Li+ ja negatiivselt
laetud F- vahel. Selliste tugevate tõmbejõudude tulemus on keemiline
side, mida nimetatakse iooniliseks sidemeks. Keemilise sideme moodustumisel vabaneb energiat, seega on ühend LiF
stabiilsem kui eraldi eksisteerivad Li+ ja F- ioonid. 14.09.2021 Viia Lepane 9 Iooniline side 14.09.2021 Viia Lepane 10 Tekib leelismetallide ja halogeenide
aatomite vahel. NaCl tüüpi binaarsetes ühendites esineb
~100% iooniline side. 
Katioone moodustavad väikese I-ga
elemendid (1. ja 2. rühma s-elemendid).
Anioone moodustavad suure
elektronafiinsuse tõttu peamiselt 7. rühma
p-elemendid. Kovalentne side • Molekulides hoiavad aatomeid tavaliselt koos kovalentsed sidemed – keemiline side,
milles kaks aatomit jagavad ühiselt sidet
moodustavat elektronpaari. Kovalentne side
tekib kahe aatomi orbitaalide osalisel
kattumisel. Lihtsustamise mõttes tähistatakse kovalentset sidet sageli ka
ühe kriipsukesega H-H. 14.09.2021 Viia Lepane 11 Kaksik- ja kolmikside • Kui kaks aatomit jagavad ühiselt kahte või kolme elektronipaari, on tegemist vastavalt
kovalentse kaksiksidemega (O2, CO2 –
kaks kaksiksidet) või kolmiksidemega (N2). 14.09.2021 Viia Lepane 12


14/09/2021 3 Kovalentse sideme omadused Polaarsus
• Kui ühinevad sama elemendi aatomid (H2, N2), siis on sidet moodustav elektronpaar jagatud võrdselt mõlema aatomi vahel - mittepolaarne kovalentne side • Kui sideme moodustavad erineva elektronegatiivsusega elementide aatomid, on  siduv elektronpaar (elektronpilv) nihkunud suurema elektronegatiivsusega elemendi aatomi poole - polaarne kovalentne side 14.09.2021 Viia Lepane 13 • Vesinik saab seejuures väikese positiivse osalaengu, fluor negatiivse - tekib polaarne molekul
e. dipool. • Dipool on molekul, millel on eristatavad positiivse ja negatiivse laengu tsentrid. Sideme polaarsuse
mõõduks on dipoolmoment ( m, D).  • SI süsteemis 1 debai = 3,336  10-30 Cm m = Q. r    kus Q - laengu suurus, C        r - laengute vaheline kaugus, m 14.09.2021 Viia Lepane 14 dipoolmomendid 14.09.2021 Viia Lepane 15 Molekuli geomeetrilise kuju tõttu võivad
dipoolmomendid üksteist tasakaalustada. Sideme liik Tekkiva sideme liigi üle saab otsustada
võrreldes sidet moodustavate elementide
elektronegatiivsusi (kuigi piiri on raske
tõmmata):
Iooniline side: el. negat. 
erinevus suur DE > 1,5 - 2 Na  0,9  Cl  3,0  NaCl
Ca  1,0  O  3,5  CaO 14.09.2021 16 Viia Lepane Sideme liik Polaarne kovalentne side: 
el. negat. erinevus väike
DE < 1,5 - 2
H  2,1  F  4,0  HF
H  2,1  Cl  3,0 HCl
Mittepolaarne kovalentne
side:  DE 0 14.09.2021 Viia Lepane 17 ioonne polaarne
kovalentne mittepolaarne
kovalentne Näiteid 14.09.2021 Viia Lepane 18 ioonne polaarne
kovalentne mittepolaarne
kovalentne


14/09/2021 4 Molekulide kuju ja struktuur
Valentssidemete (VS) meetodi põhiseisukohad Nn elektronpaaride meetod
Aluseks väide: side aatomite vahel molekulis tekib
elektronpaaride moodustumise tõttu
• Side tekib kahe erineva spinniga elektroni vahel, seda moodustavad elektronid kuuluvad üheaegselt mõlemale
aatomile. • Võimalikud 2 sideme moodustamise mehhanismi:
1) side tekib kahe 1 elektronilise aatomorbitaali kattumisel H↑ +  ↓H → H↑↓H 2) side tekib 1 aatomi 2 elektronilise aatomorbitaali ja teise aatomi vaba orbitaali kattumisel H+ □ + ↑↓H-→ H↑↓H 14.09.2021 Viia Lepane 19 VS meetod LiH, NaH
H- hüdriid
so doonoraktseptor mehhanism, vaba orbitaal-
aktseptor, hüdriid – doonor
Doonoriks võivad olla OH-, F-, molekuli
koostisesse kuuluvad elementide aatomid, 
milledel on vabad elektronpaarid NH3, H2O 14.09.2021 Viia Lepane 20 VS põhiseisukohad • Aatomid säilitavad molekulis oma individuaalsuse;
• Moodustuvad 2 tsentrilised, kahe elektronilised kovalentsed sidemed; • Kõik keemilised sidemed molekulis on kirjeldatavad kombinatsioonina 2 tsentrilistest 2 elektronilistest
sidemetest. • Meetod annab häid tulemusi keemilise sideme kirjeldamiseks, eriti kui moodustuvad s (sigma) sidemed s  elektronide osavõtul. • Ei anna tulemusi hapniku molekuli korral, kus peaks katsete tulemusena olema 2 paardumata elektroni (O2 on  paramagnetiline), CO, NO, NO2 ja boraanid (B2H6). 14.09.2021 Viia Lepane 21 s, p ja d side • Sõltuvalt aatomorbitaalide kattumise iseloomust eristatakse s, p ja d sidet. s -side võib tekkida 2s orbitaalide kattumisel
Näiteks H2 s-s; vesinikhalogeniidid s-p; halogeenid p-p.
Kuna  ssidet moodustavad orbitaalid kattuvad vaid ühe telje suunas, on ta energeetiliselt kõige kasulikum. Kui aatomite
vahel on vaid 1 side siis on ta sigma side. Aatomite poolt
moodustuvate ssidemete arvu nim. koordinatsiooniarvuks. s-d, p-d, d-d (joonised)
p -side moodustub p-, d- ja f orbitaalide kattumisel
p-p, p-d, d-d (joonised)
Pii-side tekib kui moodustub ka s-side, põhjustab sideme kordsuse 14.09.2021 Viia Lepane 22 Valents …nim. aatomi poolt moodustatavate sidemete arvu, 
kusjuures pole oluline kas side tekib 1 elektroniliste
aatomiorbitaalide kattumisel või tühja orbitaali ja 2 elektronilise
orbitaali kattumisel.
Maksimaalne valents määratakse valentsorbitaalide arvuga
(mitte valentselektronide)
Perioodi nr Element   Valentsorbitaalid Max valents I                     s               1s                                1
II                    s, p           2s, 2p (3)                    4
III                   s, p           3s, 3p (3), 3d (2)         6
IV                  s, p           4s, 4p (3), 4d (2)          6
V                   s, p           5s, 5p (3), 5d (2), 5f (2)  8 14.09.2021 Viia Lepane 23 Keemilise sideme energia • Molekuli moodustumisel aatomitest vabaneb energiat.  Aatomitevahelise sideme lõhkumiseks on vaja kulutada
energiat. No suuruselt võrdsed, märgilt vastupidised nim. 
sideme energia, ühik kJ/mol Näide H molekuli tekkimisel eraldub energiat DH = -431,7 kJ/mol • Sideme energia on 2 aatomi ühinemisel eralduv energia,  mitte 2 lihtaine molekuli reageerimisel eralduv energia. • Mitme sidemega ühendites (CH4) on kõik 4 sidet võrdväärsed ja üksiksideme energia on 410,9 kJ/mol. Kuid üksikute H-aatomite eraldamiseks molekulist vajaminev
energia ei ole sama (1H aatomi eraldamise järel orbitaalide
ümberpaiknemine, valentsnurga muutus). 14.09.2021 Viia Lepane 24


14/09/2021 5 Keemilise sideme suunalisus Suunalisus sõltub molekuli moodustavate aatomite arvust, 
aatomorbitaalide tüübist ja nende asendist ruumis.
• Kovalentne side tekib aatomorbitaalide kattumise suunas.
• 2-aatomilised molekulid moodustuvad 2-st samast aatomist AA (H2, Cl2) või 2-st erinevast aatomist AB (HCl) – molekul on lineaarse ehitusega (nurk 180o) • 3-aatomiline AB2 (CO2, H2O) – võib olla lineaarne
B__A__B või nurgaga (teoreetiliselt 90o, veel tegelikult 104,5o).
4-aatomilises molekulis on aatomid kas tasapinnal
(kolmnurkstruktuur) või moodustavad trikoonilise püramiidi.
5-aatomilised molekulid AB4 moodustavad ruumilise tetraeedri,  kusjuures aatom A asub tsentris, B-d selle nurkades. 14.09.2021 Viia Lepane 25 Näide • II rühma s-elemendid moodustavad H ja halogeenidega AB2 tüüpi molekule, side aatomite vahel on lineaarne BeF2, CaCl2,  BeH2 • VI rühma elemendid O, S, Se moodustavad H-ga AB2 tüüpi molekule H2O, H2S, H2Se. Sidemete vaheline nurk peaks teoreetiliselt olema 90o, sest
kattuvad 2 teineteise suhtes risti olevat p-orbitaali 2H-aatomi s 
orbitaaliga. Tegelikult on nurk suurem H2O 104,5o, H2S 92,1o,  H2Se 91o.
Sidemed H ja O, H ja S, H ja Se vahel on polaarsed ning tekkiv
elektronpaar tõmmatakse elektronegatiivsema aatomi (O, S, 
Se) suunas. H-aatomitel lisa + laeng ja nad tõukuvad nurk
suureneb. Vee molekulis nurk suurem, sest O on 
elektronegatiivsem. 14.09.2021 Viia Lepane 26 Orbitaalide hübridisatsioon Ligikaudne meetod, kirjeldab hästi molekulide kuju, sidemete suunda ja nendevahelisi nurki.
Pauling 1931
Kui keemilise sideme moodustamisest osavõtvad ühe aatomi elektronid kuuluvad erinevat tüüpi orbitaalidele, siis toimub orbitaalide segunemine, mille tulemusena tekivad uued ühesuguse kujuga energeetiliselt võrdväärsed nn hübriidsed orbitaalid.
• Mitmeaatomilistes molekulides võrdsustuvad keemilise sideme moodustumisel valentselektronide energiad ja algsetest s, p, d ja f orbitaalidest tekivad uue kujuga nn.  hübriidsed orbitaalid. Näiteks sp3 hübridisatsiooni korral tekib ühest s ja kolmest p  orbitaalist neli võrdse energiaga hübriidset orbitaali 14.09.2021 Viia Lepane 27 Orbitaalide hübridisatsioon Hübriidsed orbitaalid, lähtudes minimaalse energia printsiibist, 
paigutuvad ruumis nii, et nende vahekaugus oleks
maksimaalne. See määrabki ära molekulide ruumilise kuju. Kui mitu esialgse kujuga orbitaali seguneb nii mitu hübriidset
orbitaali tekib. 14.09.2021 Viia Lepane 28 Sigma- side Kovalentses sidemes, mis moodustub orbitaalide
tippude kattumisest, on elektronpilve tihedus
(elektronide paiknemise tõenäosus) suurim
aatomituumi ühendava sirge ümber
(aatomituumadega samas tasapinnas) - sellist sidet
nimetatakse sigma sidemeks ( s-side) • Etaan: 14.09.2021 Viia Lepane 29 Pii-side Kovalentses sidemes, mis moodustub orbitaalide
külgede kattumisest, on elektronpilve tihedus suurim
aatomituumade tasapinnast eemal - sellist sidet
nimetatakse pii-sidemeks ( p-side) p- sideme korral on üks süsiniku p orbitaal jäänud hübridiseerumata –
tegemist on sp2 hübridisatsiooniga 14.09.2021 Viia Lepane 30 Eteen:


14/09/2021 6 sp- hübridisatsioon 14.09.2021 Viia Lepane 31 1s ja 1p orbitaalidest tekib 2 sp hübriidset orbitaali, need on 
orienteeritud piki üht telge, nende vaheline nurk on 180o.
Aatomis, kus toimus sp hübridisatsioon jäi järele 2p orbitaali, 
üks neist on risti hübriidse sp orbitaali teljega, asudes samal
tasandil, teine on aga risti selle tasandiga. Muutumatuks
jäänud orbitaale kasutatakse ära kordsete sidemete
moodustamisel. Näiteks etüüni (C2H2) molekulis. Etüüni molekul Kolmikside: üks s- ja kaks p-sidet (näit.  lämmastik N2, N N, etüün C2H2, HCCH). 14.09.2021 Viia Lepane 32 sp2-hübridisatsioon 14.09.2021 Viia Lepane 33 1s ja 2p orbitaali, tekib 3 sp2 hübriidset orbitaali, mis asuvad
tasandil suunatud võrdkülgse kolmnurga tsentrist nende
nurkadesse, nurk 120o. Kasutamata jäänud p orbitaali saab
kasutada kordse sideme moodustamisel näiteks eteenis
(C2H4). Eteeni molekul Kaksikside: üks s-side ja üks p-side (näit.  eteen C2H4 ehk H2C=CH2).  14.09.2021 Viia Lepane 34 sp3-hübridisatsioon 14.09.2021 Viia Lepane 35 Haarab kõiki ühe energianivoo s ja p orbitaale. Tekkinud 4 
ühesugust sp3 hübriidset orbitaali on suunatud tetraeedri
keskelt selle tippudesse, nurk 109o 28´
Näiteks metaan CH4, NH4+, SiCl4, GeF4 Orbitaalide kattumine hübriidsete sp3 orbitaalide puhul on 
suurem kui sp2 ja sp-l seepärast on side püsivam Vesinikside H-side on dipool-dipool vastasmõjude eriliik, kus üks  osapool on vesinik, mis on seotud väikesemõõdulise  elektronegatiivse aatomiga (F, O, N) ja teine osapool  on vaba elektronpaar. 14.09.2021 Viia Lepane 36 Elektronegatiivne väike aatom tõmbab vesinikult
ära suure osa ühisest elektronpilvest, jättes
positiivse laenguga prootoni molekuli nö pinna 
lähedale.
Teise molekuli vaba elektronpaar või muu
negatiivset osalaengut omav molekuli osa
saab sellele prootonile läheneda. Seejärel
tekib nende vahel erinimeliste laengute
tõmbumine- vesinikside.


14/09/2021 7 Vesinikside
• 10-20 korda nõrgem kui kovalentne side
• Intramolekulaarne (molekuli sisene) H-side – el.neg. aatom on vesinikuga samas molekulis; Näiteks vee molekulis, põhjustab molekulide  assotsiatsiooni, ainete lahustumist, kristallumist  jne. • Intermolekulaarne (molekulide vaheline) H-side  – el. neg. aatom on teises molekulis; Näiteks orgaanilistes ühendites sisemolekulaarne  struktuur, valkude spiraalne ehitus • Sarnasus kovalentse sideme doonor-aktseptor  mehhanismiga 14.09.2021 Viia Lepane 37 Metalliline side • Väliskihtide elektronid eralduvad kergesti metalli  aatomist ja tekkivad positiivsed ioonid  moodustavad metalli kristallvõre. • Vabanenud suure liikuvusega elektronid  moodustavad nn. elektrongaasi, mis täidab  kristallvõre ioonidevahelise ruumi ja tekitab kogu  võret hõlmava delokaliseeritud sideme. • Elektrongaas põhjustab metallide kõrge elektri- ja soojusjuhtivuse ja metalse läike. • Metallilisel sidemel puudub suunalisus ja  küllastatavus, suhteliselt tugev keemilise sideme  liik 14.09.2021 Viia Lepane 38