Keemiline side: erinevus redaktsioonide vahel
Eemaldatud sisu Lisatud sisu
25. rida:
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 ([[Elementaarlaeng|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|Metalliline]] side - lihtsaima käsitluse järgi moodustavad valentselektronid metallides n-ö elektrongaasi, liikudes vabalt positiivse laenguga metalliioonide vahel (nt Li<sub>n</sub>, 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 [[Iooniline side|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 10x 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 ==
| |||