der Waalsi jõududest. Aatomiraadiuse suurenemine suunas He->Rn kasvab aatomite polariseeritavus ja kahaneb nende ionisatsioonienergia. Heelium (He) Heelium on VIII rühma esimene element. Tema aatomis on täitunud elektronkiht 1s 2. Aatomi elektronstruktuuri püsivuse tõttu erineb heelium kõikidest teistest keemilistest elementidest. Heeliumil on suurim ionisatsioonienergia (24,58 eV), kuid väikseim aatomi polariseeritavus. Seetõttu on heeliumi aatomite vahelised van der Waalsi jõud äärmiselt nõrgad ning avalduvad alles ülimadalate temperatuuride või väga kõrgete rõhkude juures. Lihtainena on heelium füüsikaliste omaduste poolest kõige lähedasem molekulaarsele vesinikule (võrdne arv elektrone). Heeliumi keemispunkt (-269 ºC) ja sulamispunkt (-272ºC 25 atmostfääri juures) on palju madalamad kui teistel ainetel. Vedel Heelium on värvuseta, väga kerge (~8korda veest kergem) vedelik. Heeliumi
Heelium(He) Heelium on VIII rühma esimene element. Tema aatomis on täitunud elektronkiht 1s2. Aatomi elektronstruktuuri püsivuse tõttu erineb heelium kõikidest teistest keemilistest elementidest. Heeliumil on suurim ionisatsiooni energia (24,58 eV), kuid väikseim aatomi polariseeritavus. Seetõttu on heeliumi aatomite vahelised van der Waalsi jõud äärmiselt nõrgad ning avalduvad alles ülimadalate temperatuuride või väga kõrgete rõhkude juures. Lihtainena on heelium füüsikaliste omaduste poolest kõige lähedasem molekulaarsele vesinikule (võrdne arv elektrone). Heeliumi keemispunkt (-2690C) ja sulamispunkt (-2720C 25 atm juures) on palju madalamad kui teistel ainetel. Vedel heelium on värvuseta, väga kerge (~8 korda veest kergem) vedelik. Heeliumi puhul
· 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; valents aatomi poolt moodustatud kovalentsete sidemete arv antud ühendis (molekulis);
• 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; valents – aatomi poolt moodustatud kovalentsete sidemete arv antud ühendis (molekulis);
lõhkumiseks (või mis vabaneb selle tekkel). mida rohkem energiat tuleb kulutada sideme lõhkumiseks, seda tugevam see on. sideme energia kasvab rühmas alt üles (va viimase perioodini jõudes) KOVALENTNE SIDE kovalentne side on keemiline side, mis tekib ühise elektronpaari abil orbitaalide kattumisel. põhiomadused: küllastatavus, suunalisus, polaarsus ja polariseeritavus. doonor-aktseptorside – üks sideme partneritest annab mõlemad sideme elektronid doonor – aatom, mis annab sideme moodustamiseks kaheelektronilise orbitaali aktseptor – aatom, mis annab sideme moodustamiseks tühja orbitaali sideme küllastatavus – üks aatom saab moodustab vaid teatud arvu kovalentseid sidemeid valents – aatomi poolt moodustatud kovalentsete sidemete arv antud ühendis (aatomi
Tekitavad vesinikhalogeniide. Moodustavad oksohappeid. Reageerivad teiste mittemetallide. Keemiline aktiivsus väheneb F2 At2. Aktiivsem halogeen tõrjub vähemaktiivse välja. Reageerivad kõikide metallidega (nt. 2 Fe + 3 Cl2 2 FeCl3). Füüsikalised omadused Fluor ja kloor gaasid. Broom auruv vedelik. Jood kristalne sublimeeruv aine. Tugeva lõhnaga. Sööbiva toimega. Agrekaatolekutes molekulid kaheaatomilised (F2, Cl2, Br2 ja I2). Molekulide mõõtmed ja polariseeritavus suurenevad suunas F2 At. Vees lahustuvad osaliselt reageerides (F2 lagundab vett). Lahustuvus on suurem orgaanilistes lahustites (F2 ja Cl2 reageerivad paljudega). Kasutamine Jahutusvedelikes (F2). F- hambapastas. Veepuhastus protsessides (Cl2). Värvainete tootmine (Br2). Keedusoola lisand (I2). Fotograafias ( I2, Br2) Meditsiinis (I2, Br2) Plastide tulekindluse suurendamine (Br2) Ravimites (I2, Br2) Tuumakütuse puhastamine (F2).
) :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 heteronukleaarsed sidemed on polaarsed. Polaarsel kovalentsel sidemel moodustub dipoolmoment (vektor positiivse laengu suunas). Kovalentse sideme põhiomadused: küllastatavus, suunalisus, polaarsus ja polariseeritavus. Iooniline side: ühine elektronpaar on on üle läinud elektronegatiivsema elemendi aatomile, moodustunud ioone seovad elektrostaatilised tõmbejõud; puudub sideme küllsatatavus ja suunalisus; kristallsed, kõrge sulamis temp, rabedad. 17. Mida kirjeldab aatomi elektronegatiivsus ja kuidas see mõjutab keemilist sidet? Elektronegatiivsus (X;chi) võime tõmmata sideme elektronpaari enda poole. Suurema elektronegatiivsusega aatom tõmbab elektronpaari tugevamini
Isoahel C-ahel hargneb. Primaarne, sekundaarne, tertsiaarne, kvaterinaarne 109,5 120 180 kraadi Newman'i projektsioon - saepukk Resonants elektronide ümberpaigutumine. Ainult läbi -sideme. Resonantsstruktuurid näit. laengute jaotuse muutust süsteemis. Konjugeeritud -elektronsüsteemides on -sidemed osalised Elektronide doonorid aatomid, kus on mitteseotud elektronpaar Elektronide aktseptorid rühmad, mis on võimelised vastu võtma elektrone Keemiliste sidemete polariseeritavus see määr, mille võrra molekuli ümbritsev keskkond muudab laengute esialgset jaotust molekulis. Mida suurem molekul, seda nõrgemini hoiab valentselektrone, seda paremini temaga moodustunud keemilised sidemed polariseeritavad. Mittepolariseeritavad sidemed jäigad, hästi polariseeritavad sidemed pehmed. Elektronvaesed tsentrid (osaliselt)vabad orbitaalid elektrofiilid+(Lewis'e happed) Elektronrikkad tsentrid (osaliselt) vabad elektronpaarid nukleofiilid-(Lewis'e alused
Karbkatioon-pos ioon kus pos laeng on süsinikul. Foraalne laeg-iseloomustab laengu jaotust molekulis. Elektronegatiivsus-elemendi võime hoida kinni elektrone kovalentses sidemes. Polaarne side- elek paar küll ühine kuid ei jaotu tuumade väljas ühtlaselt. Iooniline side-laeg on täielikult ühel elem. Dipoolmoment- iseloomustab sideme ioonilisuse mahtu, mis on arvuliselt võrdne elementaarlaengu sajakordse väärtusega. Induktsioon-elektronegatiivse aatomi mõju edasikandumine piki sigmasidet. Isoeerija- sama mol mass ja valem erinev struktuur. Asendisomeer-erinevad paigutuse poolest. Radikaalne reaktsioon- toimub sümmeetriline sidemete katkemine(homolüütiline prot)ja moodustumine (homogeenne protsess). Polaarne reakts-mittesümmeetriline sidemete katkemine (heterolüütiline) ja tekkimine (heterogeenne). BRONSTEDI def: Hape-aine mis loovutab prootoneid.saab neg laengu muutub konj alusex Alus-aine mis seob prootoneid. LEWISE def: Hape-aine mis on...
vedela õhu fraktsioneerival destillatsioonil. Heeliumi leidub ka suhteliselt rohkem maakoores Omadused. Väärisgaasid on värvuseta ja lõhnata üheaatomilised gaasid. Nad on madala sulamis- ja keemistemperatuuriga lihtained. Väärisgaasi aatomite vahel ei teki tavalisi keemilisi sidemeid, aatomite vastastiktoime on tingitud ainult nõrkadest van der Waalsi jõududest. Aatomiraadiuse suurenemine suunas He®Rn kasvab aatomite polariseeritavus ja kahaneb nende ionisatsioonienergia. Heelium (He) Heelium on VIII rühma esimene element. Tema aatomis on täitunud elektronkiht 1s2. Aatomi elektronstruktuuri püsivuse tõttu erineb heelium kõikidest teistest keemilistest elementidest. Heeliumil on suurim ionisatsiooni energia (24,58 eV), kuid väikseim aatomi polariseeritavus. Seetõttu on heeliumi aatomite vahelised van der Waalsi jõud äärmiselt nõrgad ning avalduvad
Erimaterjalide keemia (3EAP) Ülesehitus Fluoreeritud materjalid vedelkristallid oksiid ja poorsed materjalid oksiidmaterjalid ja kiled tseoliidid metallorgaanilised võrkmaterjalid tera.chem.ut.ee/~ivo/erimaterj/ Fluoropolümeerid FLUOORI OMADUSED JA MÕJU MOLEKULIDS · elektronegatiivseim suur tuumalaeng + väike aatomraadius valentselektronkihis 7 elektroni · ionisatsioonipotentsiaal (energia, et elektron välja viia): 1681 kJ/mol · polariseeritavus on väike see on seotud molekuli suurusega (võrdelises sõltuvuses) kuidas elektronkiht deformeerub laengu läheduses kergem on polariseerida, kui elektronid on tuumast kaugel · fluori puhul on elektronid lähedal: (väike vanderwaalsi raadius) aatomid saavad üksteisele lähemale minna > mõjutab molekuli suurust · fluori aatomorbitaalide energia on väga väike. elektrone hoitakse tugevamalt kui näiteks vesiniku aatomis
112. tuntud elemendist leidub looduses 94. 84% maakoorest 3 elementi: O 47%, Si 30%, Al 8%. Levinud metallid on ka Fe, Ca, Na, K. Elemendid looduses on peam ühenditena.Levinumad on väikese järjekorranumbriga(kuni26) ja paari-järjenumbriga elemendid. 4) Sidemete polaarsus- 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. Kui katkemisel läheb elektronpaar täielikult üle ühele aatomitest heterolüütiline katkemine. 5) kolloidlahuste keemilised-füüsikalised om - *valgushajumine. Kolloidosakeste pinnal toimub küllalt suur valguse hajumine
Kui me aga joonistame selle molekuli valentsstruktuuri, siis selle järgi on selles struktuuris üks kaksikside ja kaks kaksiksidet: Seega peaksid hapnikuaatomid ja CO sidemed üksteisest erinema. Et aga sidemed on võrdsed, siis võime formaalselt vaadelda, et tegelik karbonaatioon moodustub võimalike struktuuride resonantsi tulemusena kui nende resonantshübriid. Joonista NO3 iooni resonantsstruktuur. Joonista CO2 molekuli resonantsstruktuur. Kovalentse sideme polariseeritavus Side erinevate elementide aatomite vahel on alati rohkem või vähem polaarne. Seda põhjustavad aatomite erinevad mõõtmed ja erinev elektronegatiivsus. Näiteks HCl molekulis on siduv elektronpilv nihutatud elektronegatiivsema (kloori) aatomi suunas. LiF molekulis muutub mittepolaarne side valdavalt iooniliseks sidemeks. Siduva elektronipilve nihkumise ulatuse alusel jaguneb keemiline side mittepolaarseks, polaarseks ja iooniliseks. Metalliline side
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. Kui katkemisel läheb elektronpaar täielikult üle ühele aatomitest heterolüütiline katkemine. 4. Kolloidlahuste füüsikalised-keemilised omadused Valgushajumine, kolloidlahusest läbi juhitud valgus-kiirtekimbu tee lahuses on näha heleda koonusena
osakeste vahel, põhjustades nende üleminekut vedelasse ja tahkesse olekusse (vedel heelium 4,2 K). Induktsioonijõud Induktsioonijõud esinevad polaarsete ja mittepolaarsete molekulide vahel. Polaarne molekul tekitab mittepolaarses molekulis indutseeritud dipoolmomendi. Indutseeritud dipool tõmbub püsiva dipooli suunas, polaarse molekuli dipoolmoment suureneb. Induktsioonitoime temperatuurist praktiliselt ei sõltu. Ta on seda suurem, mida suuremad on molekuli dipoolmoment (µ) ja polariseeritavus () ning mida väiksem on kaugus molekulide (dipoolide) vahel (r). Vesinikside Vesinikside on dipool-dipool tüüpi vastasmõju, mis esineb polaarse sidemgga seotud H aatomi ja teise molekuli suure elektronegatiivsusega O, N või F aatomi vahel. A H ... B , kus ... tähistab vesiniksidet A H ... A ja A ning B on kas O, F või N aatom Aatomid paiknevad kas ühel sirgel või kuni 30°-se nurga all sirgjoonest: Vesiniksideme tekkemehhanism
eksamiküsimustes. Tudeng peab teadma erinevate rühmade elementide peamiste ühendite nimetusi, oskama kirjutama ühendile vastavat keemilist valemit või vastupidi. Tudeng peab oskama kirjutama erinevate rühmade elementide peamiste ühendite tekkereaktsioone ning neid tasakaalustama. 1. Tähtsamad perioodilised seosed aatomite omadustes. Selgitage, kuidas muutuvad aatomiraadius, ionisatsioonienergia, elektronafiinsus, elektronegatiivsus ja polariseeritavus perioodilisustabelis. Aatomiraadiused vähenevad perioodis vasakult paremale ja rühmas kasvavad ülevalt alla. Aatomi raadius väheneb perioodilisuse tabelis vasakult paremale ja suureneb ülevalt alla. Igas uues perioodis lisanduvad uued elektronid järjest välimistele elektronkihtidele, mis asuvad aina kaugemal tuumast ja seetõttu suureneb raadius ülevalt alla. Vasakult paremale väheneb raadius, sest siis suureneb elektronegatiivsus,
VAATA 15. KÜSIMUSE VASTUST. 22. Mis on elementide elektronegatiivsus? Elektronegatiivsus ja elementide perioodiline süsteem - on suurus, mis iseloomustab aatomi suhtelist võimet siduda endaga molekulis või keemilises ühendis elektrone. Kokkuleppeliselt võetakse ühikuks liitiumi aatomi elektronegatiivsus XLi = 1. Teiste elementide elektronegatiivsused leitakse võrdluse teel. 23. Kovalentne side, selle polariseeritavus - Kovalentneside on homopolaarne side sidet moodustav elektronpaar asub tuumasid moodustava sirge keskpaigas ja elektronpilve tihedus on jaotunud mõlema tuuma suhtes sümmeetriliselt. molekulis on orbitaalide kattumispiirkond nihutatud tugevamini elektrone siduva elektronegatiivsema elemendi poole, molekul polariseerub tekib polaarne side. 24. Iooniline side molekulaarsed ja mittemolekulaarsed ained - Iooniline side tekib
1.Tähtsamad perioodilised seosed aatomite omadustes. Selgitage, kuidas muutuvad aatomiraadius, ionisatsioonienergia, elektronafiinsus, elektronegatiivsus ja polariseeritavus perioodilisustabelis. · Aatomiraadiused vähenevad perioodis vasakult paremale ja rühmas kasvavad ülalt alla. · Esimesed ionisatsioonienergiad I1 kasvavad perioodis vasakult paremale ja rühmas vähenevad ülalt alla. · Elektronafiinsused Ea on suurimad tabeli paremas ülanurgas (fluor, hapnik). · Aatomite elektronegatiivsused kasvavad perioodis vasakult paremale ja rühmas vähenevad ülalt alla.
siduva, elektronegatiivsema elemendi pooli tekib polaarne side. 1. 7. Avogadro seadus kõikide gaaside võrdsed ruumalad mida kõrgem on mittepolaarse molekuli polariseeritavus. N: kovalentne side vesinik kloriidi molekuli puhul kujutab endast sisaldavad samal rõhul ja temperatuuril võrdse arvu molekule. dipooli. Negatiivne laeng on nihkunud Cl poole. Dispersiooni jõud (Edisp), tekkib lähenevate aatomite või
1) Keemia põhimõisteid ja seadusi. Keem reaks-s on lähteainete mok-des sidemete katk. ja saaduste lähedal indutseerib pol mok mittepol-le dipoolmomendile, mis on 1.1 Massi jäävuse seadus suletud süst.mass ei sõltu toimuv.-st mok-s uute sidemete tekk. Keem-s reak-s ei muutu aatomite arv ja seda suurem, mida kõrgem on mittepol molekuli polariseeritavus. protsessidest selles süst.s. Keem.reaks.i võrrandi kirj.l avaldub liik, kuid muut-d aatomite vahel-d keem-d sidemed, samas eral-b Dispersiooni jõud (Edisp),tek lähen-te aatomite või mok-de ekt-de seadus selles, et reak.i võrrandi mõlemal poolel peab aatomite või neeldub en-t. Erist-se mitmesug-d sideme tüüpe: kovalentne, sünkroonse liikumise tõttu. sümbolite arv <=>
Kristallide struktuur on korrapärane: iga ioon omab teatud kindla naabri. Kovalentsed molekulid tõmbavad üksteist dispersioonijõududega, dipool – dipool jõududega ja vesiniksidemetega. Dispersioonijõud (van der Waalsi või Londoni jõud) on suhteliselt nõrgad ja nad tulenevad molekulide (üldjuhul osakeste) elektronpilve liikuvusest elektriväljas, viimane on tingitud antud molekuli ümbritsevaist teistest molekulidest. Seda elektronpilve liikuvust väljendab osakese polariseeritavus, mis viib ajutiste dipoolide tekkele. Jõud viimaste vahel ongi dispersioonijõud. Dipool – dipool jõud püsivate väikeste laengute vahel ja vesinik (H) – sidemed mis tulenevad vaba elektronpaari ja polariseerunud H aatomi vastastikmõjust (viimased on kõige tugevamad) toimivad ainult kas tahkes või vedelas olekus. Seega taolised ained võivad olla tahked, moodustades molekulaarseid kristalle (või ka amorfseid tahkiseid) või vedelad. Amorfseis tahkiseis korrapära puudub.
Vesinikside!). Kovalentne side Ühine elektronpaar kahe aatomi vahel. Sel viisil tekkinud ained kovalentsed ühendid. Sidemeenergia energiahulk, mis eraldub antud sideme moodustumisel või mida tuleb kulutada aatomite eraldamiseks Pikkus seostunud aatomite tsentrie vaheline kaugus. C-C 0,154 nm, C=C 0,133 nm, C-O 0,143 nm, O-H 0,097 nm Polaarsus tingitud elektrontiheduse ebaühtlasest jaotumisest aatomite vahel Polariseeritavus sideme elektronide ümberpaigutatavuse välise elektrivälja toimel Nõrkade jõudude roll: nõrkade jõudude abil toimub biomolekulaarne äratundmine, biomolekulide kõrgemate struktuuride formeerumine, supramolekulaarsete komplekside moodustumine. Nõrgad jõud piiritlevad organismid kitsasse keskkonnatingimuste (temperatuur, ioonjõud, pH) vahemikku, mille juures nad säilitavad funktsionaalsuse. Van der Waalsi jõud Sidemeenergia 0,4-4,0 kJ/mool Pikkus 0,1-0,2 nm
annaabi.ee 
Sisene Facebook'ga
Sisene Google'ga
Sisene LinkedIn'ga
