Redaktsioon: 21. mai 2018, kell 15:37 redigeeri Hirvelaid (arutelu \| kaastöö) Usaldatud kasutajad 35 324 muudatust Resümee puudub ← Vanem muudatus		Redaktsioon: 22. aprill 2019, kell 11:25 redigeeri eemalda Iifar (arutelu \| kaastöö) Administraatorid 76 120 muudatust P pisitoimetamine Märgis: AWB Uuem muudatus →
1. rida: {{allikad}} '''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 == [[Fail:ADOMAH periodic table (horizontal) - electron orbitals.svg\|1200px\|f, d, p, ja s orbitaalidega aatomid]] [[Pilt:Electron orbitals.svg\|400px~~\|right~~]] 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 printsiip~~\|Aufbau printsiipi~~]]i 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 == Keemilised elemendid jagatakse [[~~Metallid\|metallideks~~metallid]]eks, [[~~Metalloidid\|metalloidideks~~metalloidid]]eks ehk [[Poolmetallid\|poolmetalliseks]] ja [[~~Mittemetallid\|mittemetallideks~~mittemetallid]]eks. Keemilist sidet saavad moodustada [[valentselektronid]] (need on peaalarühma elementide jaoks väliskihi elektronid). Elektronid esinevad keemilistes ühendites tavaliselt [[~~Elektronpaar\|elektronpaaride~~elektronpaar]]ide kujul, milles paardunud elektronid paiknevad samas ruumipiirkonnas ning omavad sama energiat. Keemilisi sidemeid on erinevaid tüüpe, olenevalt aatomi omadustest, nt, elektronegatiivsusest, tekivad [[Kovalentne side\|kovalentne]] (polaarne ja mittepolaarne), [[Iooniline side\|iooniline]] ja [[Metalliline side\|metalliline]] side. [[Pilt:Cl2 polarity.svg\|100px~~\|right~~\|]] [[Pilt:HCl polarity.svg\|100px~~\|right~~\|]] [[Pilt:Nuvola di elettroni.svg\|150px~~\|right~~\|]] [[Pilt:Ionic bonding animation.gif\|~~200px\|right\|~~Ionic bonding animation.gif]] [[Pilt:Hydrogen-bonding-in-water-2D.png\|~~200px\|right\|~~Hydrogen-bonding-in-water-2D.png]] [[Kovalentne side\|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 ([[~~Elementaarlaeng\|elementaarlaengust~~elementaarlaeng]]ust), 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. 21. rida: 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]] (nt dispersioonimõju ja induktsioonimõju) ning [[~~Vesinikside\|vesiniksidemed~~vesinikside]]med. Vesiniksidemed on üsna tugevad (aga 10 korda nõrgem, kui kovalentne side) ning mõjutavad ühendi keemilisi omadusi. == Keemilise sideme liigi üle otsustamine == [[Pilt:Van Arkel-Ketelaar triangle eesti.svg\|~~thumb~~pisi\|Van Arkel-Ketelaari kolmnurk. Värviliseks on tehtud erinevate sidemete tüüpide alad parema arusaamise jaoks.]] Keemilise sideme liigi üle otsustatakse [[elektronegatiivsus]]te erinevuse ∆''χ'' abil: kui ∆''χ'' = 0...0,4, siis mittepolaarne kovalentne side (nt [[Kloor\|Cl]]<sub>2</sub>) 49. rida: ==Välislingid== [https://digi.lib.ttu.ee/i/?837 "Aatomi ehitus. Keemiline side. Õppevahend"]. digi.lib.ttu.ee [[Kategooria:Keemiline side]]

Keemiline side: erinevus redaktsioonide vahel