Molekulide moodustumine – kovalentne side aatomite vahel.


Orbitaalil üksi asuv elektron omab magnetmomenti ja püüab paarduda teise, vastassunalise spinniga elektroniga, nii nagu kaks pulkmagnetit tõmbuvad kui põhja- ja lõunapoolused satuvad vastatstikku. Seetõttu on keemiliste elementide aatomid ja ka molekulid, mille koosseisus on paardumata elektrone, keemiliselt aktiivsed ja neid nimetatakse radikaalideks. Kui lähedal juhtub olma teine aatom, millel vaba elektron on vastasmärgilise spinniga, võiksid need kaks elektroni põhimõtteliselt paari moodustada, kuid selleks peavad nad enne teineteisele küllat ligidale saama. Probleem on selles, et dipoolsed magnetid (kahepooluselised) magnetid tõmbuvad piisavalt tugevasti ainult väikeselt kauguselt, välised elektronid aga tõukuvad omavahel juba suurelt kauguselt. Seetõttu molekuli moodustumiseks peavad elektronkatted alguses lähenedes isegi teatud määral tõukejõudude poolt moonutatud saama, enne kui tõmbuvad jõud piisava tugevuse saavutavad. Molekuli moodustumine on kvantmehaaniliselt väga keerukas protsess ja vastavaid lainevõrrandeid täpselt lahendada ei ole niikuinii võimalik. Näiteks on niisuguses kahe paardunud elektroni lainefunktsioonis elektroni maksimaalne tõenäosustihedus otse tuumade vahel. Seega, lisaks spinnide kui magnetite vastastikusele tõmbele on oluline veel mõlema tuuma tõmme nende vahel asuva elektroni suhtes. Meie kursuse piires on piisav mõista, et keemilise sideme kahe aatomi vahel saavad moodustada ainult kaks paardumata elektroni, millel on vastassuunalised spinnid, ja paardunud elektronidest tingitud tugev aatomitevaheline tõmme on mõjus ainult väikestel kaugustel.

Vaatleme molekuli moodustumist energeetilisest aspektist. Kui kaks aatomit asuvad kaugel, võib nende omavahelise mõju potentsiaalse energia lugeda nulliks (mõju ei ole). Lähenedes hakkab tunda andma kõigepealt väliste elektronide omavaheline tõukumine. Seda tõukejõudu ületades potentsiaalne energia suureneb, muutudes positiivseks. Potentsiaalse energia suurnemine toimub loomulikult kineetilise energia vähenemise arvel, s.t. molekulid lähenevad inersi tõttu ja lähenedes kiirus aeglustub. Kui algkiirus oli küllalt suur võivad elektronid üksteisele nii lähedale sattuda (potentsiaalne energia saavutab maksimumi), et antiparalleelsete spinnidega elektronide tõmme hakkab domineerima Seevastu elektronpilvede tõukumine isegi väheneb, sest elektronid asuvad nagu üksteise sees, orbitaalid osaliselt kattuvad. Tõmbejõu sfääris hakkab potentsiaalne energia uuesti kahanema, kineetiline seevastu aga suurenema. Tuumade teatud omavahelise kauguse puhul saabub potentsiaalse energia miinimum, aga muidugi uuesti kineetilise energia maksimum. Kui selles seisus aatomipaar energiat ära ei anna, siis stabiilset molekuli ei moodustu. Põrgates naabermolekuliga või energiakvanti kiirates saab ülearusest energiat vabaneda ja siis stabiliseerub potentsiaalse energia miinimumi seisund. Pange tähele, et vabanenud energia muutub just kogu molekuli energiaks, mitte uuesti nendesamade aatomite kineetiliseks energiaks, mis reaktsiooni astusid. Reageerivad aatomid on oma kineetilise energia abil ületanud nn. aktivatsioonienergia barjääri ja moodustanud stabiilse molekuli, vabanedes seejuures ülearusest energiast. Uus energiamiinimum, mis vastab molekuli olekule, võib olla kas madalam või kõrgem kui aatomite esialgne potentsiaalse energia nivoo (null). Kui lõppnivoo on madalamal kui algnivoo, siis selles reaktsioonis vabanes energiat (ka see muutus molekulide liikumise energiaks, soojuseks). Kui lõppnivoo on kõrgem kui algnivoo, siis reaktsioonis kokkuvõttes neeldus kineetilist energiat, s.t. osa aatomite kineetilisest energiast ei muutunud mitte molekulide kineetiliseks energiaks, vaid jäi molekulisiseseks potentsiaalseks energiaks. Niisuguse reaktsiooni tulemusena segu jahtub, molekulide kineetiline energia väheneb.

Ülaltoodud mudel ei kehti mitte üksne molekuli moodudstumise puhul aatomitest vaid ka teiste keemiliste reaktsioonide puhul, mis toimuvad molekulide vahel ja mille tulemusena moodustuvad teised molekulid. Molekulide moodustumise puhul aatomitest on molekuli potentsiaalne energia tavaliselt negatiivsem kui reageerivate aatomite oma (energiat vabaneb). Molekulidevaheliste reaktsioonide puhul esineb nii negatiivsemat kui positiivsemat lõppseisundit.

Paarduda ja kovalentseid sidemeid moodustada võivad omavahel nii erinevate aatomite s-p ja d-elektronid kui ka s, p, ja d elektronid kombinatsioonides. Vastavalt paarduvate elektronide orbitaali kujule võivad sidemed kujuneda erineva pikkusega ja erinevate nurkade all. Lihtsaim juht, kui paarduvad kaks s-elektroni, annab tulemusena hantlikujulise molekuli, kus kaks kerakujulist orbitaali on osaliselt ühinenud (Joonis). s-elektronide paardumisel moodustun nn. -side, millel ei ole kindlat suunda. p-elektronidel on kaheksakujulised orbitaalid ja need võivad s-elektroniga paarduda otstest. Sel juhul on -side kaheksakujulise p-orbitaali otsa pikenduseks, suund on määratud p-orbitaali poolt. p-orbitaalid võivad omavahel paarduda kahel viisil, kas ka otstest (sel juhul on sideme nimetuseks ikkagi -side), või külgedelt. Viimasel juhul kutsutakse sidet -sidemeks. -sideme oluline omadus on see, et ta ei lase sidet moodustavaid aatomeid omavahel pöörelda, kuna side seda lubab. -sideme näiteks s- ja p-orbitaali vahel toome vee molekuli, kus s-orbitaaliga vesiniku elektron on paardunud p-orbitaaliga hapniku elektroniga (joonis). -sidemete näiteks toome lämmastiku molekuli, milles N aatomites on kolm omavahel risti olevat paardumata p-orbitaali. Üks neist paardub teise N aatomi p-elektroniga -sideme abil, kuna kaks paarduvad -sidemete kaudu, moodustades nii kolmekordse sidemega seotud (väga stabiilse, raskesti lõhutava) molekuli.


Võimalike kovalents-sidemete arv aatomis (aatomi võimalik valents).


Aatomite põhiseisundis (madalaimal energiatasemel) on nende kovalents võrdne paardumata elektronide arvuga, mis oleks

H: 1

He: 0

Li: 1

Be: 0

B: 1

C: 2

N: 3

O: 2

F: 1

Ne: 0


Tegelikult aga ei ole valentssidemete arv alati niisugune ja võib olla isegi muutlik sõltuvalt ühenditest. See tuleneb asjaolust, et 2s elektronpaar ei ole mitte väga tugevasti omavahel seotud ja termiline energia on juba võimeline seda sidet lõhkuma, viies ühe 2s elektronidest üle 2p seisundisse. Selle tulemusena on näiteks Be ja ka Ca tavaliselt kahevalentsed, kuigi mõlemad sisaldavad põhiseisundis 2s paari ja mitte ühtegi p-elektroni. Sama lugu on süsinikuga: see peaks teoretiliselt olema kahevalentne (2s paar ja kaks paardumata 2p elektroni), kuid on peaaegu kõigis ühendites, seljuures kõigis orgaanilistes hendites neljavalentne. Üks 2s elektronidest ergastub kolmandale vabale 2p orbitaalile ja kõik neli teise nivoo elektroni osutuvad mittepaardunuiks. Kui niisugusest ergastusseisundist kiiresti moodustuvad valentssidemed, nii et lisandunud tekkinud sidemetest vabaneb rohkem energiat kui kulus ergastusele, siis on niisugune vahepealse ergastuse kaudu moodustunud neljavalentne lõppseisund energeetiliselt madalalmal tasemel kui ergastumata seisundist moodustunud kahevalentne lõppseisund. Kuna valentssidemete moodustumisel vabanenud energia võib olla mitmesugune sõltuvalt moodustunus ühenditest, siis ei ole ka aatomi valents mingi kindel suurus. Küll aga on kindlam suurus maksimaalne võimalik valents, mis on määratud antud peakvantarvule n vastavate s ja p-nivoode üldhulgaga, eeldades, et teatud ergastusseisundites võivad need kõik olla asustatud paardumata elektroniga. Niisiis oleks teise perioodi elementide maksimaalne valents 4 (1 s ja 3p orbitaali) ja kolmanda perioodi elementidel 6 (1 s ja 5 p-orbitaali). Kahjuks tekib ka siin erandeid juhtudel kus kõrgema n väärusega s-orbitaalid on energeetiliselt madalamad kui uhe võrra madalama n-ga d orbitaalid.


Doonor-aktseptorside. Valents-sideme polariseeritus. Vesinikside.


Siiani oleme eeldanud, et kovalents-sideme moodustavad paardudes elektronid, millest üks kuulub ühele ja teine teisele aatomile. Kvantmehaanika lainevõrrandid aga ei tunnusta elektroni ‘kuuluvust’ vaid ainult tema kvantarve (energiaseisundeid). Seetõttu on peaaegu samaväärselt tõenäone juht, kus ühe aatomi elektronpaar moodustab sideme kasutades teise aatomi tühja orbitaali. Tähtis on ainult, et kuuludes kahele aatomile korraga omaks see paar madalamat energiat kui kuuludes ainult ühele aatomile. Niimoodi moodustuvad nn. koordinatsioonilised -sidemed, mis kasutavad näiteks Fe aatomi vabu d-orbitaale, et fikseerida seda aatomit erilises valkstruktuuris, nn. tsütokroomis, kus ta osaleb elektroni ülekandjana. Tsütokroomidel on bioenergeetikas esmajärguline roll.

Kui elektronpaar on moodustanud valents-sideme ja kuulub seega kahele aatomile korraga, siis see ei tähenda sugugi, et elektronid kuuluvad kummalegi aatomile võrdselt. Aatomitel on omadus tõmmata kogu paari suuremal või vähemal määral omaenda orbitaalile, jättes naabri orbitaali vastavalt tühjemaks. Selle tulemusena omandab eltronpaari tõmbav aatom negatiivsema kogulaengu kui tema partner ja seda omadust iseloomustatakse aatomi elektronegatiivsusena. Hapnik on üks elektronegatiivsemaid elemente (Tabel), seega ühendites tõmbab ta elektronpaari tugevasti enesele, jättes partneri orbiidi osa aega tühjaks. Niimoodi kovalentne side polariseerub. Polariseerumise äärmuslikuks väljenduseks on nn. ioonside, kus üks aatom on elektroni täielikult teisele üle andnud. Tüüpilised ioonsidemega seotud ühendid on leelismetallide soolad, nagu NaCl, kus Na on kaotanud elektroni ja muutunud positiivseks iooiks, Cl aga liitnud elektroni ja muutunud negatiivseks iooniks.


Случайные файлы

Файл
26525.rtf
38057.doc
166026.rtf
168375.rtf
79837.rtf




Чтобы не видеть здесь видео-рекламу достаточно стать зарегистрированным пользователем.
Чтобы не видеть никакую рекламу на сайте, нужно стать VIP-пользователем.
Это можно сделать совершенно бесплатно. Читайте подробности тут.