(XeO3+ 4NaOH+ O2= Na4XeO6+ O2+ 2H2O). Xe(VI) ühenditele on iseloomulik disproportsioneerumisreaktsioonid. Ksenoon (VIII) ühendid: on tuntud gaasiline kollase värvusega XeF 8, XeO4 ja XeOF3. XeO4 molekul on tetraeedrikujuline, Xe aatom tsentris. XeO 4 saadakse toatemperatuuril (Ba3XeO6+ 2H2SO4= 2Ba SO4+ XeO4+ 2H2O). Tavalistes tingimustes laguneb XeO4 aeglaselt ksenooniks, ksenoontrioksiidiks ja hapnikuks. Vastavalt molekulorbitaalide meetodile on Kr, Xe ja Rn ühendites kolmetsentrilised sidemed. Radoon (Rn) Radooni elektronvalem on 1s22s22p6 3s23p63d10 4s24p64d105s25p64f10 6s26p6 Radoon sarnaneb oma omadustelt (nagu ka krüptoon) peaaegu täielikult ksenoonile. Siiski, radoon on radioktiivne (Poolestusaeg umbes 3,5 päeva). Teda on maal veel tänu sellele, et teda eraldub pidevalt raadiumi lagunemisel. Täiesti puhast radooni on võimatu saada, sest ta sisaldab alati oma lagunemise produkte (lõpp-produkt on plii).
Kolm sp2- hübriidi moodustuvad ühest s- ja kahest p-orbitaalist. Tetraeedriline molekul. Sp3-hübr. Sidemenurk 109,5o. Neli sp3-hübriidi moodustuvad ühest s- ja kolmest p-orbitaalist. Kui molekuli kuju (nt reaktsioonis) muutub, muutub ka hübridisatsioon. Nägemisel (silma võrkkestas) oluline molekul – retinaal. Valguskvant ergastav pii-elektroni sidemelt, kaksikside nõrgeneb, molekul saab üle minna trans-vormi, mis põhjustab optilises närvis signaali ja valgusaistingu. Molekulorbitaalide teooria. Põhiideed: orbitaalid on delokaliseeritud üle kogu molekuli. Orbitaalid jagunevad siduvateks, lõdvendavateks ja mittesiduvateks. Kuju järgi võib jaotada sigma-, pii-, delta-, jne orbitaalideks. Orbitaalid täituvad elektronidega samuti nagu aatomites: madalama energiaga orbitaalid täituvad esimestena; ühele orbitaalile mahub 2, eripidise spinniga elektroni; võrdse energiaga orbitaalid täituvad algus ühekaupa (Hundi reegel). Keemiline side esineb, kui siduvatel
kirjeldavad molekuli mõnevõrra erineva vaatenurga alt. Üht võimalikku kirjeldust nimetatakse valentssidemete mudeliks. Valentssidemete mudel · Side tekib aatomite vahel elektronide orbitaalide kattumisel kattumise piirkonnas on laengutihedus kõige suurem. Tavaliselt moodustavad sidemeid pooleldi täitunud (1 elektroniga) orbitaalid, vahel moodustavad sideme ka täiesti täitunud orbitaal ja tühi orbitaal. · Sideme elektronipaarid on lokaliseeritud (erinevalt näiteks molekulorbitaalide mudelist, vaata ptk 16 lk 110), igale keemilisele sidemele vastab elektronipaar. · Orbitaalide kattumine võib esineda nii sama tüüpi (s ja s) kui ka erinevate (s ja p; s ja d) orbitaalide vahel. 1 Kui orbitaalide kattumine toimub aatomituumi ühendaval sirgel on tegemist sigma sidemega: sigma-side kattumine aatomituumi ühendaval sirgel 2. Kui kattumine toimub aatomituumasid ühendavast sirgest eemal, siis on tegemist pii sidemega: Hübridisatsioon
tekkimiseks peab olema vaba jagmatu elektronipaar, akseptori vaba orbitaal -side- sidemed, mis moodustavad aatomituumasid ühendava sirge sihis ja on sirge suhtes telgsümmeetrilised -sidemed- keemiline side moodustub paralleelselt orienteeritud orbitaalide külgkattumise teel Valentssidemete meetod:side moodustub paaristumata elektronidega Hübridisatsioon- eri tüüpi orbitaalide selline liitumine, et tekivad ühesuguse kujuga energeetiliselt võrdsustunud hübriidorbitaalid MOLEKULORBITAALIDE TEOORIA: mitmeaatomilistes molekulides vastab igale elektronile kindel kogu molekuli hõlmav orbitaal, need molekulorbitaalid moodustuvad mitte ainult valentskihi, vaid kõigi elektronide osavõtul Vesinkside- on väga oluline keemilise sideme liik. Elusaine funktsioneerimine sõltub vesiniksideme mõjust. Metalliside- keeminine side, mis on tingitud nn elektrongaasi vastastoimest kristallivõre positiivselt laetud ioonide skeletiga. Doonor-akseptorside e
võrdväärsed oribtaalid ehk hübriidsed orbitaalid Mitmeaatomilistes molekulides võrdsustuvad keemilise sideme moodustumisel valentselektronide energiad ja algsetest s, p, d ja f orbitaalidest tekivad uue kujuga nn. hübriidsed orbitaalid. See meetod kirjeldab hästi molekulide kuju, sidemete suunda ja nendevahelisi nurki. 1. Sigma ja pii- sidemed 2. Vesinikside 3. Metalliline side 4. Molekulorbitaalide (MO) meetodi põhiseisukohad (1930 a Hückel, Hund, Mulliken) Keemilise sideme elektronid delokaliseeritud üle kogu molekuli. Nad ei paikne konkreetsel sidemel, vaid liiguvad kogu molekuli ulatuses vabalt ringi. MO-d moodustuvad aatomorbitaalidest ja kehtib reegel, et N-aatomorbitaali moodustavad N-molekulaarorbitaali. Igale elektronile molekulis vastavad oma kindlad MO-d. Need määravad elektronide oleku molekulis ja neid kirjeldavad kindlad lainefunktsioonid y.
potentsiaaliauk on väga sügav ning järsu ja kõrge seinaga. (lõhnataju?). Molekulide aatomitel kaks põhimudelit: valentssideme m (ioonne, kovalentne), molekulaarorbitaalide m. Ioonne: eeldus väike lainef-de kattumine, side tekib el-de annetamise tulemusena. Ioonraadius sõltub iooni laenugst. Kovalentne: tekib ioonide ühistumise tulemusel. El- pilved peavad oluliselt kattuma. Stabilisatsioonienergia peamine allikas on elektronide poolt hõivatava ruumiosa kasv. Molekulorbitaalide m: käsitleb elektrone kuuluvana kogu molekulile. Elektronegatiivsus (elektroni erinev tõmme) molekuli moodustavate aatomite poolt põhjustab sideme polariseeritust. Polariseerumine: elektron molekulis eelistab alati madalamal energial asuvat aatomorbitaali, sest see kindlustab madalama koguenergiaga MO. Bioloogia sidemetüübid: doonor-aktseptorside (mõlemad sidet moodustavad elektronid on pärit ühelt ja samalt aatomilt, kuid kasutatakse teise aatomi tühja orbitaali/-e),
annaabi.ee 
