Keemiline side

Allikas: Vikipeedia

Keemiline side on side, mis ühendab aatomeid üksteisega. Lihtsaima keemilise sideme mudeli järgi aatomid n-ö üritavad keemilise sideme moodustamise abil saavutada: vesiniku puhul dubletti ehk kahte elektroni väliskihis, sp-elementide puhul elektronoktetti ehk 8 elektroni aatomi väliskihis ning d-elementide puhul 18 elektroni väliskihis.

Aatomite ülesehitus[muuda | muuda lähteteksti]

f, d, p, ja s orbitaalidega aatomid

Electron orbitals.svg


Iga aatom koosneb elektronkihtidest. Igas elektronkihis on aatomorbitaalid, mille peal paiknevad elektronid. Aatomorbitaale jaotatakse s-, p-, d- ja f-orbitaalideks, millel on iseloomulikud kujud. Esimese elektronkihi moodustab üks s-orbitaal, teise elektronkihi üks s- orbitaal ja kolm p-orbitaali, kolmanda elektronkihi üks s-orbitaal, kolm p-orbitaali ja viis d-orbitaali jne. Orbitaalid on üksteise suhtes paigutatud kindla suunaga. Orbitaalide täitumise järjekord käib Aufbau printsiipi järgi: orbitaalid hakkavad elektronidega täituma alustades madalaima energiaga orbitaalist. Kõrgema energiaga orbitaal ei hakka enne elektronidega täituma kui madalama energiaga orbitaal ei ole veel täis

Keemilised elemendid[muuda | muuda lähteteksti]

Keemilised elemendid jagatakse metallideks, metalloidideks ehk poolmetalliseks ja mittemetallideks. Keemilist sidet saavad moodustada valentselektronid (need on peaalarühma elementide jaoks väliskihi elektronid). Elektronid esinevad keemilistes ühendites tavaliselt elektronpaaride kujul, milles paardunud elektronid paiknevad samas ruumipiirkonnas ning omavad sama energiat.

Keemilisi sidemeid on erinevaid tüüpe, olenevalt aatomi omadustest, nt, elektronegatiivsusest, tekivad kovalentne (polaarne ja mittepolaarne), iooniline ja metalliline side.

Cl2 polarity.svg
HCl polarity.svg


Nuvola di elettroni.svg
Ionic bonding animation.gif
Hydrogen-bonding-in-water-2D.png

Kovalentse keemilise sideme annab selle käsitluse järgi kahe aatomi poolt jagatud elektronpaar. Elektronegatiivsemad aatomid tõmbavad elektronpaari tugevamalt enda juurde. Kui keemilist sidet moodustavad aatomid tõmbavad elektrone enda poole võrdselt, siis on tegemist mittepolaarse kovalentse keemilise sidemega (nt Cl–Cl). Erinevate elementide aatomite vaheliste keemiliste sidemete korral omandab elektronegatiivsema elemendi aatom negatiivse laengu. Kui elementide elektronegatiivsuste vahe on suhteliselt väike, on ka niimoodi tekkivad laengud suhteliselt väikesed ning väiksemad ühe elektroni laengust (elementaarlaengust), mistõttu kutsutakse selliseid laenguid osalaenguteks. Osalaengute paiknemist keemilises valemis tähistatakse kreeka tähega δ ja nende suuruseid mõõdetaks elementaarlaengu suhtes. Kovalentset sidet, milles osalevatel aatomitel on osalaengud, kutsutakse polaarseks keemiliseks sidemeks (nt H–Cl).

Metalliline side - lihtsaima käsitluse järgi moodustavad valentselektronid metallides n-ö elektrongaasi, liikudes vabalt positiivse laenguga metalliioonide vahel (nt Lin, n = ∞). Metallilise sideme moodustamiseks peab elementide ionisatsioonienergia (ja sellega seotult elektronegatiivsus) olema suhteliselt madal, tagades elemendile suure positiivsete ioonide moodustamise võime. Samas peab sidet moodustavate elementide elektronegatiivsuste vahe olema väike (vastasel korral tõmbaks ühe elemendi aatomid elektrone enda poole nii tugevalt, et moodustuks iooniline side). Alati omab kovalentset komponenti.

Mida suuremaks muutub sidet moodustavate aatomite elektronegatiivsuste vahe, seda suuremaks muutuvad ka aatomite osalaengud. Kui elementide elektronegatiivsuste vahe on piisavalt suur, siis võib nendevahelist keemilist sidet pidada enamjaolt iooniliseks (nt Na–Cl). Puhta ioonilise sideme puhul on elektronpaar täielikult elektronegatiivsemale aatomile või aatomite rühmale üle läinud. Täiesti puhast ioonilist sidet ei esine, vaid ioonilistes ühendites on keemilisel sidemel alati ka teatav kovalentne komponent. Analoogiliselt saab osalaenguid polaarsetes kovalentsetes sidemetes pidada enamjaolt kovalentses sidemes esinevaks täiendavaks iooniliseks komponendiks. Nõnda puudub ioonilise ja kovalentse sideme vahel selge piir.

Molekulide vahel esinevad erinevad jõud: van der Waalsi jõud, dispersioonimõju, induktsioonimõju ning vesiniksidemed, mis on üsna tugevad (aga 10 korda nõrgem, kui kovalentne side) ning mõjutavad ühendi keemilisi omadusi. Vesiniksidemed (nt vee molekulide vahel) on ainulaadsed, sest nad saavad tekkida ainult vesiniku aatomi olemasolu korral, teiste ainete aatomid vesinikku vesiniksidemes asendada ei saa.

Keemilise sideme liigi üle otsustamine[muuda | muuda lähteteksti]

Keemilise sideme liigi üle otsustatakse elektronegatiivsuste erinevuse ∆χ abil:

  • kui ∆χ = 0...0,4, siis mittepolaarne kovalentne side (nt Cl2)
  • kui ∆χ = 0,4...2, siis polaarne kovalentne side (nt HCl)
  • kui ∆χ > 2, siis iooniline side (nt NaCl), aga kuna puhast ioonilist sidet ei esine (alati on olemas kovalentne osakaal), siis õigem on määrata kahe elemendi vahel
    Van Arkel-Ketelaar triangle eesti.svg
    domineeriva keemilise sideme liigi. Selle ligikaudseks hindamiseks saab kasutada van Arkel–Ketelaari kolmnurka.

Aastal 1941 tunnustas van Arkel kolm selgelt eristavate omadustega materjali ja paigutas need võrdkülgse kolmnurka tippudele. Ketelaar täiendas kolmnurka suurema binaarsete ühendite kogusega. Antud kolmnurka arendati veel ning leiti sõltuvust:

  • x-teljel asuva kahe aatomi keskmist elektronegatiivsuse
  • y-teljel asuva kahe aatomi elektronegatiivsuste vahe vahel.

Teades need koordinaate leiab kolmnurka pealt domineeriva sideme liiki. Pilt kolmnurgast asub siin: Siin

Vaata ka[muuda | muuda lähteteksti]