![\"pilt\"](\"https:\/\/sisu.ut.ee\/wp-content\/uploads\/sites\/524\/screenshot_2022-03-25_at_16.07.58.png\" "\\"screenshot_2022-03-25_at_16.07.58.png\\"")
<\/p>\nAinult v\u00e4hesed keemilised elemendid\u00a0esinevad looduses vabade aatomitena. Ainetes on \u00fcksikud aatomid enamasti\u00a0ebap\u00fcsivad, mist\u00f5ttu \u00fchinevad nad suuremateks osakesteks \u2013 molekulideks v\u00f5i kristallideks. Seega enamike ainete korral on keemilise elemendi aatomid vastastiktoimes sama elemendi v\u00f5i m\u00f5ne teise elemendi aatomitega. Aatomitevahelist toimet nimetatakse keemiliseks sidemeks. Sideme konkreetseks tekkep\u00f5hjuseks on aatomeid siduvate \u00fchiste elektronpaaride moodustumine v\u00f5i aatomitest tekkinud vastaslaenguga ioonide t\u00f5mbumine.<\/p>\n
Keemilise sideme tekkimisel vabaneb alati energiat (vaata joonist 1). Molekulide tekkimine aatomitest ja molekulide lagunemine aatomiteks on kaks vastassuunalist protsessi. Molekuli lagundamiseks tuleb l\u00f5hkuda keemilisi sidemeid, milleks kulub energiat.<\/p>\n
<\/p>\n
Molekul\u00a0on v\u00e4ikseim iseseisev osake ja koosneb kovalentse(te) sideme(te)ga seotud aatomitest. Molekulil on alati madalam energia kui tema koosseisus olevatel \u00fcksikutel aatomitel.<\/p>\n
Keemiline side on aatomitevaheline vastastiktoime, mis on seotud aatomorbitaalide osalise kattumisega, mis v\u00e4hendab s\u00fcsteemi energiat. Keemilise sideme liigid on kovalentne side, iooniline side, metalliline side ja vesinikside.<\/p>\n
Kovalentne side on aatomitevaheline side, mis tekib \u00fchiste elektronipaaride moodustumisel. Selleks on kaks v\u00f5imalust. K\u00f5ige sagedamini moodustub \u00fchine elektronipaar viisil, kus m\u00f5lemad aatomid annavad selleks \u00fche elektroni. N\u00e4iteks vesinikumolekul tekib, kui m\u00f5lemad vesinikuaatomid annavad oma elektroni sideme moodustamiseks (joonis 2).<\/p>\n
![\"pilt\"](\"https:\/\/sisu.ut.ee\/wp-content\/uploads\/sites\/524\/screenshot_2022-03-25_at_14.18.39.png\" "\\"screenshot_2022-03-25_at_14.18.39.png\\"")
<\/p>\n
L\u00e4mmastikuaatomil on v\u00e4liskihis 5 elektroni, 3 neist on paardumata. L\u00e4mmastikuaatomi paardumata elektronid \u00fchinevad vesinikuaatomite elektronidega \u2013 tekivad \u00fchised elektronpaarid ehk moodustub kolm keemilist sidet (joonis 3).<\/p>\n
![\"pilt\"](\"https:\/\/sisu.ut.ee\/wp-content\/uploads\/sites\/524\/screenshot_2022-03-25_at_14.19.40.png\" "\\"screenshot_2022-03-25_at_14.19.40.png\\"")
<\/p>\n
Osakese v\u00e4liskihi elektrone ja keemilist sidet kujutatakse ka t\u00e4ppskeemina:<\/p>\n
\u0387<\/b> \u00fcksik t\u00e4pp t\u00e4histab \u00fchte elektroni v\u00e4lisel elektronkihil,<\/p>\n
:<\/b> kaks t\u00e4ppi t\u00e4histab elektronpaari,<\/p>\n
\u2011 t\u00e4histab \u00fcksiksidet,<\/p>\n
=<\/b> t\u00e4histab kaksiksidet,<\/p>\n
\u2261<\/b> t\u00e4histab kolmiksidet.<\/p>\n
![\"pilt\"](\"https:\/\/sisu.ut.ee\/wp-content\/uploads\/sites\/524\/screenshot_2022-03-25_at_14.20.27.png\" "\\"screenshot_2022-03-25_at_14.20.27.png\\"")
<\/p>\n
Teine v\u00f5imalus keemilise sideme tekkeks on, kui \u00fcks osake annab elektronpaari ja teine t\u00fchja orbitaali. N\u00e4iteks NH3<\/sub> molekul seob prootoni H+<\/sup>, mille tulemusena tekib N-H side NH4<\/sub>+\u00a0<\/sup>ioon (joonis 5).<\/p>\n Kovalentne side v\u00f5ib olla mittepolaarne (kui elektronpaar on jagatud v\u00f5rdselt m\u00f5lema aatomi vahel) v\u00f5i polaarne (kui elektronpaar on t\u00f5mmatud rohkem \u00fche aatomi poole). Kovalentse sideme hindamiseks kasutatakse keemias suurust elektronegatiivsus<\/strong> (elektronegatiivsust t\u00e4histatakse s\u00fcmboliga \u03c7, elektronegatiivsuste v\u00e4\u00e4rtusi vaata jooniselt 6). Elektronegatiivsus n\u00e4itab elemendi aatomite v\u00f5imet t\u00f5mmata enda poole \u00fchist elektronpaari. Elektronegatiivsus suureneb perioodis vasakult paremale ja r\u00fchmas alt \u00fcles. K\u00f5ige suurem elektronegatiivsus on fluoriaatomil ja k\u00f5ige v\u00e4iksem tseesiumiaatomil.<\/p>\n Lihtainete kaheaatomilistes molekulides (H2<\/sub>, O2<\/sub>, N2<\/sub> jt) on \u00fchine elektronpaar v\u00f5rdselt m\u00f5lema aatomi valduses, sest aatomid seovad elektronpaari \u00fchesuguse tugevusega (vt joonist 7). V\u00e4ga tihti on aga kovalentne side moodustunud eri t\u00fc\u00fcpi aatomite vahel (H2<\/sub>O, HI, NaCl jt). Need aatomid m\u00f5jutavad \u00fchist elektronpaari erinevalt, kuna on erineva suuruse\u00a0ning tuumalaenguga. \u00dchine elektronpaar on alati t\u00f5mmatud mittemetallilisema elemendi\u00a0ehk elektronegatiivsema elemendi aatomi poole.<\/p>\n Polaarse kovalentse sideme<\/strong> puhul on aatomeid siduv \u00fchine elektronpaar t\u00f5mmatud elektronegatiivsema elemendi aatomi poole ja molekulide osadel on erinimelised osalaengud. Mida rohkem on \u00fchine elektronpaar ehk elektronpilv t\u00f5mmatud elektronegatiivsema elemendi aatomi poole, seda polaarsem on side. N\u00e4iteks vesinikkloriidi molekulis on vesinik v\u00e4iksema elektronegatiivusega\u00a0kui kloori aatom ning \u00fchine elektronpilv on t\u00f5mmatud kloori aatomi poole: \u03b4+<\/sup>H :Cl\u03b4-.<\/sup> Vesiniku aatom on laetud positiivselt ja kloori aatom negatiivselt.<\/span><\/p>\n Mittepolaarse kovalentse sideme<\/strong> korral on aatomeid siduv elektronpaar v\u00f5rdselt m\u00f5lema aatomi valduses.<\/p>\n Iooniline side <\/strong>esineb vastasm\u00e4rgiliste laengutega ioonide vahel\u00a0 kristalliv\u00f5res. Iooniline side kujutab endast polaarse kovalentse sideme \u00fcht \u00e4\u00e4rmuslikku piirjuhtu (teine piirjuht on mittepolaarne side). Ioonilise sideme korral on aatomeid siduv \u00fchine elektronpaar t\u00e4ielikult \u00fcle l\u00e4inud elektronegatiivsema elemendi aatomile, mille tulemusena on tekkinud vastasm\u00e4rgiliste laengutega ioonid. Vastasm\u00e4rgilisi ioone hoiavad koos elektrostaatilised t\u00f5mbej\u00f5ud (joonis 6 c).<\/p>\n Elektronegatiivsuste suhtelise erinevuse j\u00e4rgi saab m\u00e4\u00e4rata kovalentse sideme alaliike. Elektronegatiivsuste suhtelist erinevust t\u00e4histatakse s\u00fcmboliga\u00a0\u0394\u03c7 ning selle leidmiseks tuleb lahutada \u00fchendis keemilist sidet moodustavate\u00a0elementide\u00a0elektronegatiivsuste v\u00e4\u00e4rtused.\u00a0HCl korral \u0394\u03c7 = \u03c7kloor\u00a0<\/sub>\u2013 \u03c7vesinik\u00a0<\/sub>= 3,2\u00a0\u2013 2,2 =1.<\/p>\n Kui \u0394\u03c7 < 0,5, siis on tegemist kovalentse mittepolaarse sidemega (H2<\/sub>, Cl2<\/sub>, aga ka molekulid, mille elektronegatiivsuste erinevus on v\u00e4ga v\u00e4ike).<\/p>\n Kui 0,5 < \u0394\u03c7 < 2,0 loetakse side kovalentseks polaarseks (HF, HCl, H2<\/sub>O).<\/p>\n Kui \u0394\u03c7 > 2,0, loetakse side valdavalt iooniliseks (NaCl).<\/p>\n Vesinikside on v\u00e4ga laialt levinud ning m\u00f5jutab paljude protsesside kulgemist. N\u00e4iteks vesiniksidemete teke soodustab aine lahustumist. \u00dche aatomiga tekib vesinikul tugev side \u2013 kovalentne polaarne side, teisega n\u00f5rgem \u2013 nn vesinikside (vaata joonist 8). HF molekulis on \u00fchine elektronpaar t\u00f5mmatud fluori aatomi poole, kusjuures vesiniku aatom on j\u00e4\u00e4nud peaaegu elektronpaarita. F aatomil on negatiivne osalaeng (\u03b4-) ning vesiniku aatomil positiivne osalaeng (\u03b4+). H-side tekib postiivse osalanguga vesinikuaatomi ja teise HF molekuli negatiivse osalaleguga fluoriaatomi vahel. H-sidet m\u00e4rgitakse skeemides punktiirjoonena.<\/p>\n Vesinikside on elektronegatiivse elemendiaatomi (F, O, N) ja polaarse sidemega seotud vesinikuaatomi vaheline t\u00e4iendav side ja on n\u00f5rgem, kui kovalentne side (H-sideme n\u00e4ide veemolekulide vahel joonis 9). Enamasti esineb H-side molekulide vahel, kuid v\u00f5ib esineda ka suuremate molekulide erinevate osade vahel (n\u00e4iteks DNAs ja RNAs).<\/p>\n <\/p>![\"pilt\"](\"https:\/\/sisu.ut.ee\/wp-content\/uploads\/sites\/524\/thumbnail_image005.png\" "\\"thumbnail_image005.png\\"")
<\/p>\nJoonis 5. NH4<\/sub>+<\/sup> iooni moodustumine<\/h6>\n
Sideme polaarsus<\/h2>\n
![\"pilt\"](\"https:\/\/sisu.ut.ee\/wp-content\/uploads\/sites\/524\/screenshot_2022-04-01_at_09.49.32.png\" "\\"screenshot_2022-04-01_at_09.49.32.png\\"")
<\/p>\nJoonis 6. M\u00f5nede elementide elektronegatiivsuste v\u00e4\u00e4rtused. Allikas:\u00a0https:\/\/ptable.com\/?lang=et#Properties\/Electronegativity<\/a><\/h6>\n
![\"pilt\"](\"https:\/\/sisu.ut.ee\/wp-content\/uploads\/sites\/524\/screenshot_2022-03-25_at_14.22.39.png\" "\\"screenshot_2022-03-25_at_14.22.39.png\\"")
<\/p>\nJoonis 7. a) mittepolaarne kovalentne side, kus elektronpar on jagatud kahe aatomi vahel v\u00f5dselt, b) polaarne kovalentne side, kus \u00fchine elektronpaar on t\u00f5mmatud elektronegatiivsema elemendi poole, c) iooniline side, kus elektron on l\u00e4inud elektronegatiivsemale aatomile.<\/h6>\n
Vesinikside<\/h2>\n
![\"pilt\"](\"https:\/\/sisu.ut.ee\/wp-content\/uploads\/sites\/524\/screenshot_2022-03-25_at_14.23.30.png\" "\\"screenshot_2022-03-25_at_14.23.30.png\\"")
<\/p>\nJoonis 8. Vesinikside vesinikfluoriidis<\/h6>\n
![\"pilt\"](\"https:\/\/sisu.ut.ee\/wp-content\/uploads\/sites\/524\/screenshot_2022-03-25_at_14.24.13.png\" "\\"screenshot_2022-03-25_at_14.24.13.png\\"")
<\/p>\nJoonis 9. Vesinikside veemolekulide vahel (m\u00e4rgitud\u00a0 1-ga). Allikas: https:\/\/en.wikipedia.org\/wiki\/Hydrogen_bond<\/span><\/a><\/h6>\n
\n \n \n