Keemilised sidemed: määratlus, tüübid, valemid ja pildid

• Taust

Keemiline perioodilisustabel on tabelis loetletud keemiliste elementide kuvamine. Perioodilisustabeli elementide arv on 118 elementi. Looduses on üle 118 elemendi. Seda seetõttu, et aatomid võivad reageerida ühe aatomi ja teise aatomi vahel, moodustades uue aine, mida nimetatakse ühendiks. Kui kaks või enam aatomit seovad omavahel ja moodustavad keemilise sideme, tekitavad nad ainulaadse ühendi keemiliste ja füüsikaliste omadustega, mis erinevad nende algsetest omadustest (elementide omadused enne reageerida).

On mitmeid asju, millele saame tähelepanu pöörata, nimelt on palju näiteid keemiliste elementide kasutamisest igapäevaelus. Üks näide on vesi. Vesi on eluks hädavajalik materjal. Enamik meie põhivajadustest kasutab vett. Isegi kehas on vesi oluline, et kaitsta DNA-d kahjustuste eest, viia toitaineid kõikidesse kehaosadesse ja hoida tasakaalus kehatemperatuuri. Me teame, et veega on valem H₂O.

Vesi koosneb vesiniku ja hapniku elementidest. Ilma et me mõistaksime, et meil on näiteid ühendite moodustavate elementide rakendamisest, mis seejärel moodustavad ühendeid. Võib-olla peaksime kritiseerima seda, kuidas need elemendid saavad siduda ja seejärel ühendeid moodustada. Enne seda peame kõigepealt teadma, mida tähendavad keemilised ühendid.

Ja termin orgaaniline näib olevat seotud sõnaga organism või elus keha. Orgaaniline on aine, mis pärineb elusolenditelt (loomad / taimed) nagu õli ja kivisüsi. Põhimõtteliselt hõlmab orgaaniline keemia elusorganismidest saadud aineid.

17. sajandi lõpus ja 18. sajandi alguses ekstraheerisid, puhastasid ja analüüsisid keemikud loomadelt ja taimedelt aineid. Ekspertide motivatsioon on tingitud uudishimust elu olemuse vastu ja lisaks sellele ka selle saavutamiseks ravimite, värvainete ja muul otstarbel kasutatavad materjalid ekstraheerimise ja puhastamise teel muud. Aja jooksul selgus, et enamikul loomades ja taimedes leiduvatest ühenditest on elututest objektidest, näiteks mineraalidest, palju erinevaid aspekte.

Üldiselt koosnevad elukehade ühendid mitmest elemendist, nimelt: süsinik, vesinik, hapnik, lämmastik ning lisaks väävel ja fosfor. See asjaolu viib meid definitsiooni juurde. Nii et orgaaniline keemia on keemia haru, mis on spetsialiseerunud süsinikuühendite uurimisele.

Seetõttu on meie jaoks väga oluline osata teada ja õppida keemilisi sidemeid ja orgaanilisi ühendeid. Sest igapäevaelus ei lahutata meid kunagi keemiliste sidemete ja orgaaniliste ühenditega seotud asjadest.

Probleemi sõnastamine

1. Mida mõeldakse keemiliste sidemete ja orgaaniliste ühendite mõistete all?
2. Mis on keemiliste sidemete tüübid?
3. Kuidas tekib keemiline side?

Eesmärgid ja eelised

Lähtudes ülaltoodud taustast, on vaja, et autor tõstaks üles "Keemilised sidemed ja Orgaanilised ühendid ”kui teemat, mida kirjeldatakse täpsemalt selles lihtsas dokumendis koos sihtkoht:

1. Teada ja mõista keemiliste sidemete tähendust.
2. Kõigi keemiliste sidemete tüüpide tundmine.
3. Teada ja mõista keemiliste sidemete moodustumise protsessi.
4. Et teada saada, mis on orgaaniline keemia ja kuidas see mängib igapäevaelus rolli.
5. Treenige ja julgustage õpilasi oma ideede töötlemisel ja väljendamisel loovamalt tegutsema.

Keemiliste sidemete mõistmine ekspertide sõnul

• esitas 1916. aastal Gilbert Newton Lewis (1875-1946) Ameerikast ja Albrecht Kossel (1853-1927) Saksamaalt (Martin S. Silberberg, 2000) Keemiline sidumine on jõud, mis seob aatomid molekulis või ioonses kombinatsioonis igas ühendis.

• Keemiline side on aatomite vaheline külgetõmbejõud, nii et aatomid jäävad kokku ja on ühendites ühendatud. Keemiliste sidemete moodustamise idee esitasid Lewis ja Langmuir (Ameerika) ja Kossel (Saksamaa). Keemiliste sidemete moodustumisel on väärisgaasidel (VIII A) keemiliste sidemete moodustamine väga keeruline.

• On kahtlus, et kui väärisgaasid kombineeruvad teiste elementidega, peab nende elektronide konfiguratsioonis olema unikaalsus, mis takistab neil teiste elementidega kombineerumast. (Elida, 1996). Elida (1996) järgi ütleb, et selle idee põhjal töötati välja teooria nimega Lewise teooria:

1. Keemiliste sidemete moodustumine võib toimuda kahel viisil:
2. Ühe või mitme elektronide olemasolu tõttu ühest aatomist teise nii, et neid on positiivsed ja negatiivsed ioonid, mis mõlemad tõmbavad teineteist, kuna neil on vastupidised laengud, moodustades sidemeid ioon.
3. Tänu elektronpaaride jagamisele seotud aatomite vahel. Moodustatud sideme tüüpi nimetatakse kovalentseks sidemeks.
4. Elektronide ülekandmine või elektronpaaride jagamine toimub nii, et iga antud aatomil on püsiv elektronkonfiguratsioon, see tähendab 8 elektroniga konfiguratsioon valents.

Keemiliste sidemete kaudu moodustavad elemendid seejärel molekulid või objektid, mis veelgi komponeerivad ja saavad universumi osaks. Keemilised sidemed võivad tekkida elektrooniliste interaktsioonide tõttu erinevates vormides ja mehhanismides. Seoses sellega on teada mitut tüüpi keemilisi sidemeid, sealhulgas (Hanapi jt, 2013):

Kahe või enama aatomi vahel on võimalik üksteisega suhelda ja moodustada molekul. Selle vastasmõjuga kaasneb alati energia vabanemine, samas kui jõud, mis molekulis aatomeid hoiab, on side, mida nimetatakse keemiliseks sidemeks. Keemilised sidemed tekivad seetõttu, et elemendid soovivad stabiilset elektronstruktuuri. Kõnealune stabiilne elektronstruktuur on väärisgaasi elektronide struktuur.

Väärisgaasi elektronide struktuuri tabel

Periood	Element	Aatomnumber	K	L	M	N	O	P
1	Tema	2	2
2	Ne	10	2	8
3	Ar	18	2	8	8
4	Kr	36	2	8	18	8
5	Xe	54	2	8	18	18	8
6	Rn	86	2	8	18	32	18	8

Aastal 1916 G.N. Lewis ja W. Kossel selgitas suhet väärisgaaside stabiilsuse ja nende elektronide konfiguratsiooni vahel. Välja arvatud Tema; on 2 valentselektroni; Väärgaasidel on 8 valentselektroni, nii et need on stabiilsed. Elementide aatomid kalduvad stabiilsuse saavutamiseks järgima väärisgaase. Kui aatom üritab omada 8 valentselektroni, järgib ta väidetavalt oktetti reeglit.

Väikeste aatomnumbritega elemendid (näiteks H ja Li), mis üritavad omada 2 valentselektroni, nagu Tema, väidetavalt järgivad duplettreeglit. Elementide poolt väärisgaaside järgimiseks võetud meetod, nimelt:

1. loobuma või aktsepteerima elektrone;
2. elektronipaaride jagamine.

Niisiis nimetatakse aatomite kalduvust sellise struktuuri või elektronkonfiguratsiooniga nagu väärisgaas või 8 elektroni väliskestas "okteti reegel". Vahepeal nimetatakse aatomeid, millel on kalduvus elektronkonfiguratsioonile nagu heeliumgaas "duplettreegel".

Seega võib järeldada, et jõudu, mis seob molekuli aatomeid või ioonide kombinatsiooni igas ühendis, nimetatakse nn. keemiline side. Selle kontseptsiooni esitas esmakordselt 1916. aastal Gilbert Newton Lewis (1875-1946) Ameerikast ja Albrecht Kossel (1853-1927) Saksamaalt (Martin S. Silberberg, 2000). Mõisted on järgmised:

1. Asjaolu, et väärisgaase (He, Ne, Ar, Kr, Xe ja Rn) on raske ühendeid moodustada, annab tunnistust sellest, et väärisgaasidel on sama elektronide paigutus.
2. Igal aatomil on kalduvus stabiilsete elektronide paigutusega nagu väärisgaasid. Seda tehakse elektronide vabastamise või elektronide püüdmise teel
3. Elektronide stabiilse paigutuse saavutamiseks on võimalik saavutada ainult teiste aatomitega nimelt elektronide vabastamise, elektronide hankimise või elektronide jagamise teel.

Näited keemiliste sidemete piltidest

---

Näidismudel Lewise punkt mis kirjeldab keemilisi sidemeid süsinikC, vesinikHja hapnikO. Lewise punkti kujutamine oli üks keemikute varasemaid katseid keemilisi sidemeid selgitada ja seda kasutatakse tänapäevalgi laialdaselt.

---

KEEMILISTE sidemete tüübid

1. Esmane võlakiri

Primaarsidemed on keemilised sidemed, milles aatomite vaheline side on suhteliselt suur. Need primaarsidemed koosnevad ioonsidemetest, kovalentsetest sidemetest ja metallilistest sidemetest.

Iooniliste sidemete mõistmine ekspertide sõnul (James E. Brady, 1990)

Iooniline side on side, mis tekib elektronide ülekandumise tulemusena ühest aatomist teise (James E. Brady, 1990). Ioonisidemed tekivad elektronide (metallid) loovutavate aatomite ja elektronide (mittemetallid) omandavate aatomite vahel. Metalli aatom, pärast loobuma elektronidest ümber kujundatud positiivne ioon.

Kuigi mittemetallist aatomi aatom, pärast aktsepteerida elektrone ümber kujundatud ioonnegatiivne. Nende vastandlikult laetud ioonide vahel on tõmme (elektrostaatiline jõud), mida nimetatakse iooniline side (elektrovalentne side). Ühendeid, millel on ioonsidemed, nimetatakse ioonühenditeks. Ioonsed ühendid moodustuvad tavaliselt metalliliste ja mittemetalsete elementide aatomite vahel.

Iooniliste sidemete moodustamise protsessi ilmestab NaCl moodustumine. Natirum (Na) elektronkonfiguratsiooniga (2.8,1) on stabiilsem, kui see vabastab 1 elektroni nii, et elektronkonfiguratsioon muutub väärtuseks (2.8). Kuigi Kloor (Cl), mille konfiguratsioon on (2,8,7), on stabiilsem, kui ta saab 1 elektroni nii, et selle konfiguratsioon muutub (2,8,8). Nii et nende stabiilsemaks muutmiseks annetab naatrium ühe elektroni ja kloor saab ühe elektroni naatriumist.

Kui naatrium kaotab elektroni, muutub see väiksemaks. Kuigi kloor muutub ühe elektroni lisamise tõttu suuremaks. Seetõttu on positiivse iooni suurus alati väiksem kui eelmine suurus, kuid negatiivne ioon kipub olema suurem kui eelmine suurus. Kui toimub elektronivahetus, saab Na positiivselt laetud (Na⁺) ja Cl laetakse negatiivselt (Cl^–). Siis on Na vahel elektrostaatiline jõud⁺ ja Cl^– moodustades seega ioonilise sideme.

Ioonisidemed tekivad:

1. negatiivsete ioonidega positiivsed ioonid,
2. väikesed ionisatsioonipotentsiaalenergia aatomid, millel on suured elektronafiinsuse aatomid (IA rühma aatomid, IIA elemendid VIA rühma aatomitega, VIIA elemendid),
3. väikese elektronegatiivsusega aatomid suure elektronegatiivsusega aatomitega

Iooniliste ühendite omadused on järgmised.

1. Tahkes vormis see elektrit ei juhi, kuna ioonosakesed on võrega tihedalt seotud, mistõttu liikumiseks pole vabu elektrone.
2. Sula ja selle lahus juhivad elektrit.
3. Üldiselt kristalse tahke aine kujul, mille pind on kõva ja seda on raske kriimustada.
4. Kõrge sulamis- ja keemistemperatuur.
5. Lahustub polaarsetes lahustites ja lahustub mittepolaarsetes lahustites.

---

Ioonisidemed tekivad positiivse laenguga ja negatiivselt laetud ioonide vahelise atraktiivse jõu tõttu.

Wibowo (2013) järgi tuleb märkida mitut asja, tavaliselt on selles keemilises sidematerjalis eksiarvamus, näiteks järgmine näide:

1. Ioonisidemed võivad tekkida ainult lihtsate katioonide ja anioonide vahel.
2. Ioonsed ühendid võivad tekkida ainult otse ioonidest jne.

Valemi või ioonvalemi kohta. Ioonseid ühendeid molekulidena ei eksisteeri, seega ei saa me teada ioonsete ühendite molekulivalemit. Selle asemel on ühendi ioonvalem selle ühendi empiiriline valem. Näiteks on naatriumkloriid valemiga NaCl.

Saundersi (2007) järgi ioonvõres on neid ioone võrdne arv, näiteks:

1. Magneesiumoksiid sisaldab Mg²⁺ ja O^2- ioon ja valemiks on MgO
2. Kaltsiumkloriid sisaldab Ca²⁺ ja kl^2- ioon ja valemiks on CaCl₂
3. Alumiiniumoksiid sisaldab Al³⁺ ja O^2- ioon ja valem on Al₂O₃

---

Keemiliste sidemete näited igapäevaelus:

näiteks on vesi. Vesi on eluks hädavajalik materjal. Enamik meie põhivajadustest kasutab vett. Isegi kehas on vesi oluline, et kaitsta DNA-d kahjustuste eest, viia toitaineid kõikidesse kehaosadesse ja hoida tasakaalus kehatemperatuuri. Me teame, et veega on valem H₂O. Vesi koosneb vesiniku ja hapniku elementidest.

Ilma et me mõistaksime, et meil on näiteid ühendite moodustavate elementide rakendamisest, mis seejärel moodustavad ühendeid. Võib-olla peaksime kritiseerima seda, kuidas need elemendid saavad siduda ja seejärel ühendeid moodustada. Enne seda peame kõigepealt teadma, mida tähendavad keemilised ühendid. Ja termin orgaaniline näib olevat seotud sõnaga organism või elus keha.

Orgaaniline on aine, mis pärineb elusolenditelt (loomad / taimed) nagu õli ja kivisüsi. Põhimõtteliselt hõlmab orgaaniline keemia elusorganismidest saadud aineid.

---

Kovalentsed võlakirjad (James E. Brady, 1990)

kovalentne side on side, mis tekib tänu elektronpaari jagamisele kahe aatomi vahel (James E. Brady, 1990). Kahe aatomi vahel, mis mõlemad tahavad saada elektrone (mittemetallseid aatomeid), moodustub kovalentne side.

Jagatud elektronide paari nimetatakse sidumiselektronipaariks (PEI) ja valentselektronipaariks, mis ei osale kovalentse sideme moodustamises, üksikpaariks (PEB). Kovalentsed sidemed tekivad tavaliselt mittemetalliliste elementide aatomite vahel, võivad olla sarnased (nt H2, N2, O2, Cl2, F2, Br2, I2) ja erinevat tüüpi (nt: H2O, CO2 jt). Ühendeid, mis sisaldavad ainult kovalentseid sidemeid, nimetatakse kovalentseteks ühenditeks.

Kovalentse ühendi keemiline valem

Viidates oktetireeglile, võime ennustada kovalentselt seotud ühendi molekulivalemit. Sellisel juhul peab paaritatud elektronide arv olema võrdne. Pidage siiski meeles, et okteti reeglit ei järgita alati, on olemas mõned kovalentsed ühendid, mis rikuvad oktetti reeglit.

Näiteks on H ja O vaheline side H-s₂O. H ja O elektronide konfiguratsioon on see, et H vajab 1 elektroni ja O vajab 2 elektroni. Selleks, et O- ja H-aatomid järgiksid oktetireeglit, peab antud H-aatomite arv olema kaks, samas kui O-aatomid on üks, seega on ühendi molekulaarne valem H₂O.

---

Kovalentsed võlakirjad koosnevad:

• Mittepolaarne kovalentne side

Mittepolaarne kovalentne side on kovalentne side, milles PEI on võrdselt tugevalt seotud sidumisatomitega. Mittepolaarsed kovalentsed ühendid moodustuvad elementide aatomite vahel, mille elektronegatiivsuse erinevus on null või dipoolmoment = 0 (null) või millel on sümmeetriline molekulaarne kuju. Punkt elektron negatiivne laeng sidemed on üksteise lähedal, nii et koostisosades molekulides pole dipoolmomenti, teisisõnu on jagatud elektronidel sama atraktiivsus.

Mittepolaarne kovalentne side koosneb:

• üksikovalentne side

Üksikud kovalentsed sidemed on kovalentsed sidemed, millel on 1 PEI paar.

Näide: H2, H2O (elektronide konfiguratsioon H = 1; O = 2, 6).

Näide sidemete moodustumisest H. molekulis₂O allpool:

• Topeltkovalentne side

Topeltkovalentne side on kovalentne side, millel on 2 paari PEI-sid.

Näide: O2, CO2 (elektronkonfiguratsioon O = 2, 6; C = 2, 4).

Järgnev näitab kaksiksideme moodustumist CO-molekulis₂.

• Kolmekordne kovalentne side

Kolmekordne kovalentne side on kovalentne side, millel on 3 PEI paari.

Näide: N2 (elektronide konfiguratsioon N = 2, 5).

Järgnev näitab kolmiksideme moodustumist N.-molekulis₂

• Polaarne kovalentne võlakiri

Polaarne kovalentne side on kovalentne side, milles PEI kipub olema seotud ühe sideaatomiga. Kovalentse sideme polaarsuse määrab elemendi elektronegatiivsus. Polaarsed kovalentsed ühendid esinevad tavaliselt elementide aatomite vahel, millel on suur elektronegatiivsuse vahe, asümmeetriline molekulaarne kuju ja dipoolmoment. kovalentne side Seda, mis toimub kahe erineva aatomi vahel, nimetatakse polaarne kovalentne side. Polaarne kovalentne side See võib esineda ka kahe aatomi vahel, mis on samad, kuid millel on erinev elektronegatiivsus.

Näide polaarsest kovalentsest sidemest: HF

aastal HF ühend Sel juhul on F-l kõrge elektronegatiivsus võrreldes H-ga. nii et elektronipaar on F poole rohkem meelitatud, moodustavad selle tulemusena dipoolid või toimub polarisatsioon (pooluste moodustumine H ja F vahel).

• Kovalentsed kovalentsed sidemed

koordinatsiooni kovalentne side on kovalentne side, milles jagatud elektronipaari annetab ainult üks aatom, samas kui teine ​​aatom ei loovuta elektrone. Nii et siin on üks, mis annab aatomi aatomi üksik elektronide paar, samas kui teine ​​aatom on vastuvõtja. koordinatsiooni kovalentne side mõnikord tähistab nool (→), mis näitab elektronpaari annetamise suunda.

Kovalentsete kovalentsete sidemete näited: BF3NH3

5B = 1s2 2s2 2p1

9F = 1s2 2s2 2p5

7N = 1s2 2s2 2p3

---

Kovalentsete ühendite omadused:

1. Keemispunkt

Üldiselt on kovalentsetel ühenditel madalad keemistemperatuurid (keskmiselt alla 200 0C). Näiteks vesi, H2O on kovalentne ühend. Kovalentsed sidemed vesinikuaatomite ja hapnikuaatomite vahel veemolekulides on üsna tugevad, samas kui veemolekulide vahelised jõud on üsna nõrgad. See olukord põhjustab vedelas faasis (vormis) oleva vee hõlpsaks muutumisel veeauruks kuumutatakse temperatuurini umbes 100 ° C, kuid sellel temperatuuril on H2O molekulis kovalentsed sidemed mitte lahku minna.

1. Volatiilsus (võime aurustuda)

Enamik kovalentseid ühendeid on lenduvad vedelikud ja gaasid. Lenduvate omadustega kovalentsete ühendite molekulid tekitavad sageli iseloomuliku lõhna. Parfüümid ja lõhnaained on kovalentsed ühendid, lenduvate kovalentsete ühendite näited

1. Lahustuvus

Üldiselt on kovalentsed ühendid vees lahustumatud, kuid orgaanilistes lahustites kergesti lahustuvad. Orgaanilised lahustid on süsinikuühendid, näiteks bensiin, petrooleum, alkohol ja atsetoon. Siiski on mõned kovalentsed ühendid, mis võivad vees lahustuda, kuna nad reageerivad veega (hüdratsioon) ja moodustavad ioone. Näiteks vees lahustunud väävelhape moodustab vesinikioonid ja sulfaatioonid. Kovalentseid ühendeid, mis võivad vees lahustuda, nimetatakse edaspidi polaarseteks kovalentseteks ühenditeks, samas kui vees lahustumatuid kovalentseid ühendeid nimetatakse mittepolaarseteks kovalentseteks ühenditeks.

1. Elektrijuhtivus

Üldiselt ei suuda kovalentsed ühendid erinevates vormides elektrit juhtida või on mitteelektrolüüdid, välja arvatud polaarsed kovalentsed ühendid. Seda seetõttu, et polaarsed kovalentsed ühendid sisaldavad vees lahustatuna ioone ja need ühendid on nõrgad elektrolüüdiühendid. Järgmine on pilt mitteelektrolüütühendite, nõrkade ja tugevate elektrolüütide erinevusest.

---

Metal Bond

Metallilised sidemed on keemilised sidemed, mis tekivad valentselektronide jagamisel metalli aatomite vahel. Näited: mustmetallid, tsink ja hõbe. Metallilised sidemed ei ole ioonsed ega kovalentsed sidemed. Üks metalliliste sidemete selgitamiseks esitatud teooriaid on elektronmere teooria. Näide metallist sidumisest. Raud (Fe) aatomi valentselektronipositsioonid võivad kattuda teiste Fe aatomite valentselektronipositsioonidega.

See valentselektronide kattuvus võimaldab iga Fe aatomi valentselektronil vabalt liikuda Fe + ioonide vahelises ruumis, moodustades elektronide mere. Kuna laengud on vastupidised (Fe2 + ja 2 e–), on Fe + ioonide ja nende vabade elektronide vahel tõmme. Selle tulemusena moodustub side nn metalliside.

Metallisidemete olemasolu põhjustab metallide:

1. toatemperatuuril tahke, välja arvatud Hg;
2. kõva, kuid painduv / vormitav;
3. on kõrge keemis- ja sulamistemperatuuriga;
4. hea elektri- ja soojusjuht;
5. läikiv.

Näited metallist sidemetest:

Metalliühendite füüsikaliste omaduste võrdlus mittemetallühenditega

Metallist	Mittemetallist
1.	Metallilised tahked ained on head elektrijuhtmed	1.	Mittemetallist tahked ained ei ole tavaliselt elektrijuhid
2.	On metallist läikega	2.	Pole läikiv
3.	Tugev ja kõva (sulamina kasutamisel)	3.	Enamik mittemetalle ei ole tugevad ja pehmed
4.	Saab painutada ja venitada	4.	Tavaliselt habras ja puruneb painutamisel või venitamisel
5.	Hea soojusjuht	5.	Kuumuse juhtimine on keeruline
6.	Enamikul metallidel on suur tihedus	6.	Enamikul mittemetallidel on madal tihedus
7.	Enamikul metallidel on kõrge keemis- ja sulamistemperatuur	7.	Enamikul mittemetallidest on madalad keemis- ja sulamistemperatuurid

---

METALLÜHENDITE REAKTSIOON:

Leelismetallidel on mitu füüsikalist omadust, sealhulgas pehmed, läikivad valged ja kergesti lõigatavad. Kui need metallid jäetakse vabasse õhku, muutub pind tuhmiks, kuna nad reageerivad kergesti vee või hapnikuga ning ladustatakse tavaliselt petrooleumis.

Aatomnumbri suurenedes suureneb ka pehmuse aste. Leelismetallide pehmuse aste suureneb nende metallide aatomite arvu suurenemisega. Leelismuldmetallide keemilisi omadusi võib muu hulgas jälgida nende reaktsioonist veele. Selle reaktsioon veega tekitab vesiniku ja hüdroksiidi gaase ning on üsna kuum. Reaktsioonivõime külma veega suureneb metallide arvu suurenemisega.

Leelismuldmetallid, välja arvatud berüllium, on kõik valget värvi, neid on lihtne lõigata ja need näivad lõikamisel läikivad ning muutuvad õhus kiiresti tuhmiks. Nende reaktsioonivõime veega on erinev. Berüllium võib reageerida hõõguva vee ja auru kujul oleva veega. Magneesium reageerib külma veega aeglaselt ja kiiremini, seda kuumem on leelismuldmetallid tanah teised reageerivad külma veega väga kiiresti vesiniku- ja hüdroksiidgaaside tootmiseks ning suures koguses kuum.

Leelismetallide ja leelismuldmetallide kloriidiühendid lahustuvad vees, moodustades lihtsad hüdraatioonid. Paljud kovalentsed või kergelt kovalentsed kloriidid läbivad hüdrolüüsi, saades kloriidid ja nende oksiidid või hüdroksüülid. Näiteks reageerib alumiiniumkloriidi lahus veega, moodustades alumiiniumhüdroksiidi.

---

• Kovalentne võlakirjade polarisatsioon

Kahe aatomi elektronegatiivsuse erinevus põhjustab ühendi polaarsuse. Elektronegatiivsuse erinevus põhjustab siduva elektronipaari tõmbumist ühele elemendile dipooli moodustamiseks. Selle dipooli olemasolu põhjustab ühendi polaarsuse. Ühendi HCl korral on ühine elektronpaar Cl-le lähemal, kuna ligitõmbavus elektronide poole on suurem kui H.

See põhjustab H - Cl sideme polarisatsiooni. Cl aatom on negatiivsem kui H aatom, see põhjustab polaarse kovalentse sideme tekkimist.

Näide:

1) Polaarsed kovalentsed ühendid: HCl, HBr, HI, HF, H2O, NH3.

2) Mittepolaarsed kovalentsed ühendid: H2, O2, Cl2, N2, CH4, C6H6, BF3.

Enam kui kahest elemendist koosneva kovalentse sideme korral määratakse ühendi polaarsus järgmiselt.

1) Dipoolmomentide arv, kui dipoolmomentide summa = 0, liit senyawa

mittepolaarne. Kui dipoolmoment ei ole võrdne 0-ga, siis

Ühend on polaarne.

2) molekuli kuju, kui molekuli kuju on sümmeetriline, on ühend mittepolaarne, kui aga molekuli kuju ei ole sümmeetriline, siis on ühend polaarne.

---

• Okteti reegel

Aoktett, st element omandab või kaotab elektrone, et jõuda kaheksa valentselektroni (oktetti) täieliku olekuni. Näiteks on naatriumil üks valentselektron. Oktetiseaduse kohaselt on see element stabiilne, kui sellel on 8 valentselektroni. Seega kaotab naatrium oma 3s elektroni. Seega muutub naatriumiaatom positiivse laenguga üks (Na⁺).

Ioon on neooniga (väärisgaas) isoelektrooniline, nii et Naiooni ioon⁺ on stabiilne. Vahepeal nõuab oktetireegli järgimiseks elementaarkloor elektroni täitmiseks 3p juures ühte elektroni. Pärast ühe täiendava elektroni saamist muutub see element iooniks, mille negatiivne laeng on üks (Cl^–). Cl. Ioonid^–isoelektrooniline koos argooniga (väärisgaas), nii et see on stabiilne.

Kui naatrium segatakse klooriga, võrdub naatriumi kaotatud elektronide arv kloori abil saadud elektronide arvuga. Üks 3s elektron naatriumis kandub kloori 3p orbitaalile.

• Kaheksandiku reegli erandid ja ebaõnnestumised

Ehkki oktetireegel aitab lihtsate binaarsete ühendite keemiliste valemite ennustamisel palju kaasa, aitab see siiski osutus rikkunuks ega suutnud ühendite keemilisi valemeid siirde- ja siirdeelementide põhjal ennustada.

• Erandid okteti reeglist

Oktetireegli erandid võib jagada kolme rühma järgmiselt.

• Ühendid, mis ei jõua okteti reeglini.

Sellesse rühma kuuluvad ühendid, mille keskaatomil on vähem kui 4 valentselektroni. See põhjustab pärast seda, kui kõik paaritud valentselektronid pole veel oktetti jõudnud. Näiteks on BeCl2, BCl3 ja AlBr3.

• Ühendid, millel on paaritu arv valentselektrone. Näitena võib tuua NO2, mille valentselektron (5 + 6 + 6) = 17.
• Ühendid, mis väljuvad okteti reeglist. See toimub 3. või enama perioodi elementides, mille väliskesta mahutab rohkem kui 8 elektroni (pidage meeles, et M-kest mahutab kuni 18 elektroni). Mõned näited on PCl5, SF6, ClF3, IF7 ja SbCl5.

• Okteti reegli rike

Oktetireegel ei suuda ennustada nii siirde- kui ka üleminekuelementide ühendite keemilisi valemeid. Üleminekujärgsed elemendid on üleminekuelementide järel metallilised elemendid, näiteks Ga, Sn ja Bi. Sn-is on 4 valentselektroni, kuid +2 oksüdatsiooniastmes on rohkem ühendeid. Samamoodi on Bi, millel on 5 valentselektroni, kuid rohkem ühendeid, millel on oksüdatsiooniastmed +1 ja +3. Üldiselt ei vasta üleminekuelemendid ja siirdejärgsed elemendid okteti reeglile.

---

2. Sekundaarne liimimine (molekulidevaheline atraktsioon)

Sekundaarsed sidemed on molekulidevahelised sidemed. Sekundaarsed sidumisjõud tekivad aatom- või molekulaarsetest dipoolidest. Põhimõtteliselt tekib elektriline dipool siis, kui aatomi ja molekuli positiivsete ja negatiivsete osade vahel on eraldatus. Pidage meeles, et molekulidevahelised atraktsioonid on seotud ainete füüsikaliste omadustega, nagu nende sulamis- ja keemistemperatuurid.

Mida tugevamad on molekulidevahelised tõmbejõud, seda raskem on neid murda, mille tulemuseks on ühendi sulamis- ja keemistemperatuurid.

1. Londoni stiil / dispersioonistiil

Londoni jõud ehk dispersioonijõud on mittepolaarses aines olevate molekulide vaheline atraktiivne jõud. Saksa teadlane Fritz London avaldas selle stiili teooria, nii et seda stiili võib nimetada Londoni stiiliks. Londoni jõud on jõud, milles elektronid pidevalt orbitaalides liiguvad. Elektronide ülekandmine ühest piirkonnast teise põhjustab tavaliselt mittepolaarse molekuli hetkepolaarse moodustumise, moodustades hetkelise dipooli.

Sel viisil moodustunud dipooli nimetatakse hetkeliseks dipooliks, kuna see võib ühe sekundi jooksul nii palju muutuda. Molekuli hetkeline dipool võib indutseerida ümbritsevaid molekule moodustama indutseeritud dipooli.

Londoni stiil on suhteliselt nõrk stiil. Ainetel, mille molekule tõmbab ainult Londoni jõud, on madal sulamis- ja keemistemperatuur võrreldes teiste ainetega, mille molekulmass on ligikaudu sama. Kui molekulid on väikesed, on need tavaliselt toatemperatuuril gaasid. Näiteks on vesinik (H₂), lämmastik (N₂), metaan (CH₄), väärisgaasid nagu heelium (He) jne.

Londoni jõu tugevus sõltub mitmest tegurist, sealhulgas molekuli keerukusest ja molekuli suurusest.

Molekulaarne keerukus

• Keeruliste molekulide vahel on rohkem vastastikmõjusid kui lihtsates molekulides, seega on Londoni jõud suurem kui lihtsate molekulide oma.
• Mida suurem hr, seda tugevam on Londoni stiil.

Molekulmõõt

• Suurematel molekulidel on suurem atraktsioon kui väiksematel molekulidel. Nii et on kerge tekkida hetkeline elektriline poolus, mis põhjustab suuri Londoni vägesid.
• Rühmas ülalt alla suureneb suurus, seega suureneb ka Londoni vägi.

1. Vesinikside

Suhteliselt tugev molekulidevaheline jõud on vesinikühendites, millel on suur elektronegatiivsus, nimelt fluor (F), hapnik (O) ja lämmastik (N). Näiteks HF-is H₂0 ja NH₃. See kajastub nende ühendite silmatorkavalt kõrgetes keemistemperatuurides võrreldes teiste sarnaste ühenditega.

Nende vesiniksidemete tugevust mõjutab molekuli aatomite elektronegatiivsuse erinevus. Mida suurem on erinevus, seda suuremad moodustuvad vesiniksidemed.

Vesiniksidemed mõjutavad ühendi keemistemperatuuri. Mida suuremad vesiniksidemed, seda kõrgem on keemistemperatuur. Spetsiaalselt vee jaoks (H₂O), igas molekulis on kaks vesiniksidet. Selle tulemusena on vesiniksidemete koguarv suurem kui vesinikfluoriidhappel (HF), millel peaks olema vesiniksidemeid suurim (elektronegatiivsuse suurima erinevuse tõttu), nii et vee keemistemperatuur on kõrgem kui happel florida.

Vesiniksidemed, mis tekivad veemolekulide vahel, kus osaline positiivne laeng pärineb ühe veemolekuli H-aatomist. Vesiniksidemed võivad esineda molekulidevahelises ja molekulisiseses. Kui side toimub samas aatomis aatomite vahel, nimetatakse seda molekulisiseseks vesiniksidemeks või molekulisiseseks, näiteks H. molekuliks₂O koos H. molekulidega₂O. Vesiniksidemed tekivad ka molekulidevahelistes molekulides nagu NH3 molekul CH₃CH₂OH koos H. molekulidega₂O, sellist sidet nimetatakse molekulidevaheliseks vesiniksidemeks.

1. Võlakirjad / Van Der Waalsi stiil

Molekulidevahelisi jõude nimetatakse ühiselt van der Waalsi jõududeks. Seega võib öelda, et Londoni jõud, dipool-dipooljõud ja indutseeritud dipool-dipooljõud liigitatakse kõik van der Waalsi jõududeks. Aine molekulidevaheliste jõudude selgitamiseks on aga tavaks teha järgmisi eristusi.

• Mõistet Londoni jõud või dispersioonijõud kasutatakse siis, kui ainsad on molekulidevahelised jõud, st mittepolaarsete ainete puhul. Näiteks väärisgaaside, vesiniku ja lämmastiku puhul.
• Terminit van der Waalsi jõud kasutatakse ainete jaoks, millel on lisaks dispersioonijõududele ka dipoolid, näiteks vesinikkloriid ja atsetoon.

---

Molekulgeomeetria

Molekulgeomeetria on seotud aatomite ruumilise paigutusega molekulis. Diatoommolekulidel on lineaarne geomeetria; Triatoomsed molekulid võivad olla geomeetriliselt lineaarsed või painutatud; Tetraatomilisel molekulil on tasapinnaline või püramiidgeomeetria. Mida rohkem molekuli moodustavaid aatomeid, seda rohkem on sellel geomeetriat.

Molekulgeomeetriat saab määrata katseliselt. Kuid molekulide elektronide struktuuri mõistmise põhjal on võimalik ennustada lihtsate molekulide geomeetriat.

Elektrondomeeni teooria

Elektrondomeeni teooria on viis molekulaargeomeetria parandamiseks, mis põhineb keskaatomi väliskestas olevate elektronide tõrjumisel. Elektrondomeen tähendab elektroni asukohta või ala, kus elektron asub, antud juhul keskaatomit. Elektrondomeenide arv määratakse järgmiselt.

1. Üks siduv elektronpaar (PEI), olgu see siis ühe-, kahe- või kolmikside, moodustab ühe domeeni.
2. Üks üksik paar (PEB) on üks domeen.

Ei	Ühend	Lewise valem	Kesk-Aatom	Elektrondomeenide arv
PEI	PEB
1.	H2O	H O H	2	2	4
2.	CO2	O C O	2	0	2
3	NII2	O S O	2	1	3

Tabel 1.4

Elektrondomeeni teooria põhiprintsiibid

1. Kesk-aatomi väliskesta elektrondomeenide vahel tõrjutakse üksteist, nii et elektrondomeen jääb korraldada ennast (võtta koosseise) nii, et tõrjumine nende vahel oleks minimaalne.
2. Üksikul elektronpaaril on pisut tugevam tõukejõud kui siduval elektronpaaril. See juhtub seetõttu, et üksik elektronpaar on seotud ainult ühe aatomiga, nii et liikumine oleks paindlikum.

Orgaaniliste ühendite määratlus

Enne orgaanilise keemia üksikasjalikumat ja selgemat arutamist on väga oluline teada orgaaniliste ühendite keemiat. Orgaanilised ühendid on ühendid, mis sisaldavad väikestes kogustes palju süsinikku ja muid elemente nagu vesinik, hapnik, lämmastik, väävel ja fosfor.

Siin on mõned näited orgaanilistest ühenditest, mida levib igapäevaelus, nimelt:

CH₄= Metaan (maagaas / biogaas), C₂H₂= Etüün (gaasikarbiid), C₂H₅OH = etanool (alkohol), C₆H₁₂O₆= Glükoos, CH₃COOH = äädikhape (äädikas), C₈H₁₈= Oktaan (bensiin), C₂H₆₌ Etaan, C₃H₈= Propaan, C₃H₆O = propaan (atsetoon).

Olemasoleva arusaama kohaselt on orgaanilisel keemial lai ulatus, mitte ainult: looduslikest ühenditest, kuid hõlmab ka sünteetilisi ühendeid, nimelt ühenduses valmistatud ühendeid laboratoorium. Süsinikuühenditel on oluline roll kõigi elusorganismide igapäevaelus. Nüüd on teada rohkem kui kaks miljonit süsinikuühendit või orgaanilist ühendit võrreldes ± 100 000 orgaanilise ühendiga. Orgaaniliste ühendite eripära on võime siduda teiste levinud aatomitega.

Süsinikuühendites sisalduvad süsinikuaatomid võivad moodustada pikki ahelaid, rõngaid ja muid keerukamaid seadeid. Süsinikuühendeid saab moodustada suurtest molekulidest nagu polüstüreen. Alustades sissejuhatuse selgitusest, eriti taustast, mida on kirjeldatud orgaaniliste ühendite ja anorgaaniliste ühendite kohta, saab siin näidata erinevusi.

Orgaaniline ühend	Anorgaaniline ühend
1. Ei talu kuumust. 2. Kõik ütleb kovalentval 3. Enamik pole vees 4. Aeglane reaktsioon 5. Tal on pikk kett 6. On isomeere 7. Põletamisel tekib süsi	1. Mitte kuum (laguneb kõrgel temperatuuril) 2. Võib anda ioone (kovalentne) 3. Enamasti vees lahustuv 4. Reaktsioon on suhteliselt kiire 5. Ei oma pika kettaga rantai 6. Ei sisalda isomeere 7. Kui põletate, ei tekita see puusütt

Sünteetilised orgaanilised ühendid koosnevad tavaliselt väikeste ja lihtsate tükkide ühendamisest suurteks keerukateks molekulideks. Keemilised sidemed purunevad keemiliste reaktsioonide kaudu.

---

Võlakirjad ja isomeerid

Aatomid sisaldavad tuuma (tuuma), mis on väike ja tihe ning ümbritsetud positiivselt laetud elektronidega ja koosneb prootonitest (+) ja neutronitest (-). Elemendi aatomnumber: prootonite arv tuumas / neutronite arv aatommass prootonite ja neutronite arv.

Orbitaalid on elektronid, mis on koondunud teatud piirkonda, mida ümbritseb tuum. Põhimõtteliselt on enne teadmisi keemiliste sidemetena moodustuvate elementide happesidemetest vaja teada elektronkoore elementidest.

Elektronide paigutus aatomkihis

Naha number	Orbitaalide arv kestas	Elektronide arv, kui kest on täielikult laetud
S	P	D
1. 2 3	1. 1 1	0. 3 3	0. 0 5	2. 8 18

Esimese 18 elemendi elektronide paigutus on:

Elemendid: vesinik, herlium, liitium, berüllium, boor, süsinik, lämmastik, hapnik, fluor, neoon, naatrium, magneesium, alumiinium, räni, fosfor, väävel, kloor ja argoon.

Esimese 18 elemendi valentselektronid:

Ioonsed ja kovalentsed sidemed

Ioonisidemed tekivad ühe või mitme valentselektroni ülekandmisel ühest aatomist teise. Elektronidest loobuvad aatomid laetakse positiivselt, nimelt katioonid, samas kui elektrone vastuvõtvad aatomid negatiivselt laetud, on anioonid. Näide: Naatriumi ja kloori aatomite vahelisel reaktsioonil moodustub naatriumkloriid (lauasool). Reaktsiooniga:

Na + .C: → Na⁺ +: Cl:^–

Aatomid katioonid anioonid

Naatriumkloriid Naatriumkloriid

Aatomeid nagu naatrium, mis kipuvad elektrone kaotama, nimetatakse elektropositiivseteks, kloore nagu kloori, mis kipuvad elektrone omandama, aga elektronegatiivseteks.

Tema reaktsioon:

H + H → H: + kloor

Molekuli aatom

Vesinik Vesinik

---

• Süsinik- ja kovalentsed sidemed

Süsiniku aatomil puudub tugev kalduvus loobuda kõigist oma elektronidest või tugev kalduvus saada 4 elektroni. Süsinik ei ole tugevalt elektropositiivne ja tugevalt elektronegatiivne, kuid moodustab elektronide jagamise kaudu teiste aatomitega kovalentseid sidemeid.

Näiteks:
Metaan, st süsinik ühendub nelja vesinikuaatomiga (millest igaühel on üks ja neli valentselektroni)

---

• Süsinik-süsinik üksikside

Süsinikuaatomi iseloomulik omadus on see, et sellel on piiratud võime jagada oma elektrone mitte ainult teiste elementidega, vaid ka teiste süsinikuaatomitega. Näiteks etaan ja heksakloroetaan: iga süsinik on seotud kolme vesinikuaatomi või kolme klooriaatomiga.

Kuigi neil pole mitte ühte, vaid kahte süsinikuaatomit, on neil ühenditel keemilised omadused sarnased (vastavalt) metaanile ja süsinikuneutraalsele kloriidile. Süsinik-süsinik sidemed (molekul: süsinik süsinikuks) Etaanis, nagu vesiniksidemete korral vesiniku molekul on puhas kovalentne side, milles elektronid jagunevad kahe süsiniku aatomi vahel identsed.

Nagu molekulaarse vesiniku puhul, kasutatakse soojust süsinikusideme lõhustamiseks kaheks CH3 osaks (nn metalliradikaalid). Radikaal on osa, millel on paaritu arv vabu elektrone.

Siduvate süsinikuaatomite arv on peaaegu piiramatu ja mõned molekulid võivad sisaldada rida 100 või enam süsinik-süsinik sidet. Elementide võimet moodustada ahelaid sarnaste aatomite sidumise tulemusena nimetatakse katiooniks. Süsinikuaatomid ei ole seotud ainult sirgete ahelatega, vaid moodustavad ka harusid ja mähiseid, nagu näeme väga ühtlaselt.

---

• Valents

Valents tähendab tugevust või võimekust ja on tihedalt seotud ühe elemendi ühendatud tugevusega. Elementide valents on sidemete arv, mida asjaomased elemendid võivad luua.

• Isomeetria

Molekulaarne valem on aine, mis määrab ainult olemasolevate aatomite arvu ja tüübid, samas kui struktuurivalem kirjeldab aatomite paigutust. näiteks: H2O on vee molekulaarne valem. Iga veemolekul koosneb kahest vesiniku aatomist ja ühest hapnikuaatomist.

Struktuurivalemiks on H-O-H

Termin isomeer pärineb ladina keelest "isos", mis tähendab võrdset ja "metos", mis tähendab osa. Niisiis on struktuursed isomeerid ühendid, millel on sama molekulaarne valem, kuid erinevad struktuurivalemid.

näide: valemi C2H6O jaoks

struktuurivalem:

Esimeses valemis on kaks süsinikku ühendatud ühe kovalentse sidemega, teises valemis aga süsinik hapnikuga. Et teada saada, milline koostis on vedelik ja milline gaas, see tähendab lihtsa keemilise testi abil.

vedelik C₂H₆O (etüülalkohol või etanool) reageerib naatriummetalliga, saades vesinikgaasi ja uue ühendi C₂H₅Oh na. samal ajal kui C gaasigaas₂H₆O (dimetüüleeter) ei reageeri naatriummetalliga. mõlemad on struktuursed isomeerid, millel on sama struktuurivalem, kuid erinevad struktuurid.

---

Struktuurivalemi kirjutamine

Orgaanilise keemia uurimiseks võib struktuurivalemi kirjutamisel seda teha mitmel viisil, näiteks molekulaarse valemi C jaoks₅H₁₂

• Sirge ahel (C-C-C-C-C)

Kett kasutab ühte valentsi iga süsiniku jaoks, mis on ahela keskel oleva järgmise süsiniku jaoks "lõpus". seetõttu jääb iga süsinik, millel on vesiniksidemeks jäänud kolm valentsi.

• Hargnenud kett

Oletame, et lahutame nelja süsiniku pikkuse ja ühendame. viies süsinik ühel süsinikul keskel nagu: C-C-C-C

C

Kui lisate igale süsinikule muid sidemeid, et täita nelja valents, näete, et on kolm süsinikku, millel on kolm vesinikku, ja mõnedel on üks või kaks vesinikku.

---

• Struktuurivalemi lühend

Struktuurivalemite kirjutamise hõlbustamiseks saab seda teha lühendatud kujul, vähendamata valemi tähendust. Näiteks etüülalkoholi struktuurivalem.

---

• Orgaanilise keemia roll igapäevaelus

Orgaaniline keemia on oma rollis igapäevaelus väga palju teiste teadusharude kaudu. Peaaegu samad reaktsioonid elusorganismides hõlmavad orgaanilisi aineid ja elusorganismide peamised koostisosad on: valgud, süsivesikud, lipiidid, (rasvad) nukleiinhapete (DNA, RNA) rakumembraanid, ensüümid, hormoonid on ühendid orgaaniline.

Orgaanilised ühendid, mida me igapäevaselt näeme, on bensiin, riided, puitmööbel. raamat raamatuteks, ravimid, plastpakendid, film portreede jaoks, parfüümid, vaibad jt. kuuleme sageli selliseid uudiseid nagu polüetüleen, epoksü, vahtpolüstürool. nikosi, küllastumata rasv, kolesterool ja oktaanarv.

Seega näited orgaanilistest ühenditest, millel on igapäevaelus oma roll, mida neil ühenditel on vajaduste rahuldamisel tähendus inimolenditena ja tegelike tõenditena olemasolevate ühendite tekkimisest, mis on õnnestunud olla tehnoloogilise kultuuri produkt, sest orgaanilise ühendi teaduse haru pole ainult teaduse haru. teadus professionaalsetele keemikutele või arstidele, füüsikutele, veterinaararstidele, apteekritele, õdedele või taimeekspertidele, millest üks on alkohol igapäevaelus. nimelt:

• Metanool

Metanooli saab muuta metanooliks, mida kasutatakse orgaaniliste ühendite valmistamiseks lahustina polümeeride (plastide) valmistamiseks.

• Etanool

Etanool on tavaline alkohol, mis on kõige olulisem alkohol, toatemperatuuril on etanool selge vedelik, lenduv ja iseloomuliku lõhnaga.

Lisaks paljud orgaanilised ühendid, nimelt:

• polüalkohol, mis koosneb kahest, näiteks:

1. Etüülglükool on värvitu, viskoosne ja magusamaitseline vedelik külmumisvastase toimeainena autoradiaatorites, sünteetilise tööstusliku materjalina, näiteks Dacron lahustina ja pehmendajana.
2. Glütserool: kreemide ja kosmeetiliste koostisosade niisutaja ja pehmendajana ning ravimite lahustina.

• Eeter: selle kasutamine lahusti ja anesteetikumina kirurgias, eriti etüüleeter
• Aldehüüdid: formaldehüüd on enim toodetud aldehüüd järgmistel eesmärkidel:

1. formaliini valmistamiseks, mida kasutatakse säilitamiseks (mitte toidus)
2. mitmesuguste termoreaktiivsete plastide valmistamiseks (kuumutamisel pole seda lihtne sulatada)

• Ketoonid

Propanooni kasutatakse laialdaselt vahade, plasti, sirlaki lahustina ja see võib toota ka küünte eemaldamiseks mõeldud viskoont.

• Ester

1. Puuviljaestrid - meeldiva lõhnaga estreid kasutatakse lõhna- ja maitseainetena
2. Pika ahelaga karboksüülhappevaha koos pika ahelaga alkoholiga batikiks
3. Rasvad ja õlid või ja seebi valmistamiseks

---

[Täiendav] Kui on selliseid eksamiküsimusi:

Mis on keemiliste sidemete moodustamise eesmärk?

• siis on vastus eristada ühendeid, millel on elektrovalentsed sidemed ja kovalentsed sidemed ning keerukad ja mittekomplekssed moodustumisreaktsioonid.

Miks moodustavad aatomid keemilisi sidemeid? siis on vastus

1. Ühe või mitme elektronide olemasolu tõttu ühest aatomist teise nii, et neid on positiivsed ja negatiivsed ioonid, mis mõlemad tõmbavad teineteist, kuna neil on vastupidised laengud, moodustades sidemeid ioon.
2. Tänu elektronpaaride jagamisele seotud aatomite vahel. Moodustatud sideme tüüpi nimetatakse kovalentseks sidemeks.
3. Elektronide ülekandmine või elektronpaaride jagamine toimub nii, et iga antud aatomil on püsiv elektronkonfiguratsioon, see tähendab 8 elektroniga konfiguratsioon valents.

Selgitage, mida mõeldakse kovalentse sideme all?

• siis on vastus kovalentne side on side, mis tekib tänu elektronpaari jagamisele kahe aatomi vahel (James E. Brady, 1990). Kahe aatomi vahel, mis mõlemad tahavad saada elektrone (mittemetallseid aatomeid), moodustub kovalentne side.

Mis on Vanderwallsi võlakiri?

• siis on vastus, et molekulidevahelisi jõude nimetatakse ka van der Waalsi jõududeks. Seega võib öelda, et Londoni jõud, dipool-dipooljõud ja indutseeritud dipool-dipooljõud liigitatakse kõik van der Waalsi jõududeks.

---

Järeldus

Mis puutub keemiliste sidemete ja orgaaniliste ühendite arutelu igapäevaelus kirjutamise tausta, autori näidatud mitmesugustest orgaanilistest keemiatest, mis on saadud uurimistöös sisalduvatest ühenditest, ja ka teadusuuringute sünteesist laboratoorium.

Saadud paljudest olemasolevatest ühenditest ja süsinikurühmadest on igapäevases elus oluline roll eriti transpordi-, tervishoiu- ja muudes eluvajadustega seotud valdkondades inimlik.

Ettepanek

Selle artikli kirjutamisel vajab see veel palju täpsustamist, kuid on väga kasulik ka teadmiste süvendamiseks keemiliste sidemete ja orgaaniliste ühendite kohta. Seega saab autor anda ettepanekuid järgmiselt:

• Lugejate jaoks, kes leiavad selles töös puudusi, on vaja parandada, kogudes palju täiustamiseks mõeldud allikaid
• Mitte ainult terapeutilise kirjutamise lugejad, kui vaja, loodetakse, et nad saavad neid õppida ja uurida kui olulisi teadmisi.

---

Piibelgraafika

Elida Tety. 1996. Keemia sissejuhatus. Jakarta: kirjastus Gunadarma.

Mukti Agus. 2013. Parem arusaamine keemiliste sidemete kontseptsioonidest õppematerjalide täiustamise kaudu. Aceh: Chimica Didactica Acta.

Nigel, Saunders. 2007. Keemiaraamat AQA jaoks. New York: Oxford University Press.

UPT MKU. 20113. Keemia põhialused I. Makassar: Hasanuddini ülikool.

Rufaida, Anis Dyah., Wulandari, Erna Tri ja Waldjinah. 2013. Riikliku keemiaeksami 2013/2014 õppeaasta sekundid. Klaten: Intan Pariwara.

Saidah, Aas ja Purba, Michael. 2013. Keemiatehnoloogia ja inseneriteadmised. Jakarta: Kirjastus Erlangga.

Syarifudiin. 2008. Inti Sari Kimia SMA eest. Tangerang: Teaduslik ajakirjandus.

Hark Suminar, 1983. Orgaaniline keemia, kuues väljaanne. Kirjastaja: Erlangga, Jakarta

Kolo, Sefrinus,. 2009. Orgaanilise keemia õppematerjalid. Timori ülikool. Teie kuulsus.

Lianawati Lucia, 1999. Keemilise konsolideerimise juhend. Kirjastaja: CV Yrama Widya, Bandung

---

Seega on käesolevas artiklis kokku pandud ja kirjeldatud keemiliste sidemete materjali ülevaade. Loodame, et see meie koostatud artikkel võib olla kasulik kaasõpilastele, et nad saaksid sellest rohkem aru saada Keemilised sidemed jms, et kaastudengid saaksid vastata küsimustele, mis käsitlevad sidumisprobleeme keemia.

Suur aitäh visiidi eest. 🙂 🙂 🙂

Loe ka:

• • 6 erinevust polaarsete ja mittepolaarsete ühendite vahel

• • Metanooli ja bensiini erinevuse täielik selgitus

• Lahuse ja lahustuvuse määratlus keemias ja näited