Anorgaaniline Keemia/Keemiline Side

Allikas: Vikiõpikud
Mine navigeerimisribale Mine otsikasti

Keemiline side on elektroni(de) ja tuumade vaheline vastastikmõju, mis põhjustab nende ühendamist aineteks ja molekulaarseteks osakesteks. Kõige väiksemad osakesed, milles esineb keemiline side on H2+, H2, H3+ ja HeH+. Nende ja rohkem tuttavate ainete moodustumine aatomitest ja joonidest on põhjustatud energia miinimumi printsiipiga. Keemiline side stabiilsuse kriteeriumiks võib võtta variaali teoreemi, mille täitumist saab jälgida kvantarvutustes. Teiseks stabiilsuse kriteeriumiks on molekulideks, aatomiteks ja ioonideks lagunemise koguenergia barjääri nullist erinev väärtus. Näiteks, O2+ katioon on ebastabiilne hapniku aatomiks ja ioonis lagunemise suhtes, kuid lagunemise barjääri väärtus on nullist erinev mistõttu katioon esineb O2PtF6 soolas.

Viriaali teoreem[muuda]

Keemiline side on põhjustatud elektromagnetilisest vastastikmõjust. Aatomi ja stabiilse molekulaarse ühendi puhul kehtib kvantmehaaniline viriaali teoreem: V = −2T, kus V on potentsiaalne ning T on kineetiline energia. Nii aatomite, kui ka ühendi puhul koguenergia võrdub E = V + T. Ühend on stabiilne aatomiteks lagunemise suhtes, kuna tema suhteline kogueneriga ΔE < 0. Vastavalt viriaali teoreemile ΔV = 2ΔE < 0 ning ΔT = −ΔE > 0, kus ΔX = Xühend − ΣXaatom. Potentsiaalse energia muudu arvutamisel tuleb arvestada elektron–tuum tõmbumisega, elektron–elektron tõukumisega ja ka tuum–tuum tõukumisega, mille osakaalud on kõik märkimisväärsed. Aga kineetilise energia muudu arvutamisel, esimeses lähenduses, võib arvestada ainult elektroni liikumise kineetilise energiaga, millest järeldub, et keemiline side tekib tänu elektroni(de) jagamisele mitme tuuma vahel.[1] Täpsemini, keemiline side tekib tänu sellisele elektrontiheduse ümberjaotamisele tuumade lähenemisel, mis viib koguenergia vähendamisele.

Elektrontiheduse ümberjaotuse mehhanismid[muuda]

Elektrontiheduse sünoonimiks tihtikasutakse elektronpaar, mis kirjeldab ideaalselt lokaliseeritud elektrontihedust.

Laenguülekande ja tagasi annetamise mehhanismid[muuda]

Laenguülekande mehhanismi järgi elektrontiheduse ümberjaotus teostub elektroni üleminekuga ühest aatomist teisele: [D· + ·A ⇒ D+–:A]. Näiteks NaCl ja üldiselt ioonilistes ühendites. Tagasi annetamise mehhanismi järgi lisaks elektrontiheduse annetamise (nt σ-sideme kaudu) toimub ka tagasi annetamine (nt π-sideme kaudu). Näiteks CO molekulis ja sageli komplesühendites.

Radikaalne mehhanism[muuda]

Radikaalse mehhanismi järgi elektrontiheduse ümberjaotus teostub ühise elektronpaari vahendusel: [X· + ·X ⇒ X·–·X]. Näiteks H2 molekulis ja üldiselt kovalentsetes ühendites.

Doonor-aktseptor mehhanism[muuda]

Doonor-aktseptor mehhanismi järgi elektrontiheduse ümberjaotus teostub doonoraatomi elektronpaari ja aktseptoraatomi vaba orbitaali osalusel: [D: + ☐A ⇒ D:→A]. Näiteks BH3·NH3 adduktis ja üldiselt kompleksühendites. Reaktsioonis BH3 + H → BH4 vaba orbitaaliks on MO millele vastab boori p-orbitaal. Reaktsioonid PF5 + F → PF6 ja ClF5 + F → ClF6 toimuvad samuti doonor-aktseptor mehhanismi järgi, kuigi esmapilgul PF5-s puudub vaba orbitaal ning ClF5-s on isegi olemas vaba elektronpaar. Esiteks, MO tasemel selliste kompleks-ioonide moodustamisel vaba orbitaali rolli mängib eg MO ruudukujulise püramiidse XF5 geomeetrias. Teiseks, reaktsiooni soodustavad steeriline ning elektstaatiline faktorid kuna tsentraalaatom on piisavalt suur, et paigutada ümber kuus ligandi, ning moodustunud ioonide vaheline elektrostaatiline interaktsioon annab positiivse panuse vabaenergia muudule. Sarnaselt tekib ka halogeenside reaktsioonis I2 + I → I3, kus vaba orbitaaliks on lõdvendad σ*-orbitaal ning tekkinud triioodid-anioonis on laeng delokaliseeritud kolme aatomi ümber.

Viited[muuda]

  1. Bacskay, G. B., Nordholm, S. & Ruedenberg, K. The Virial Theorem and Covalent Bonding. The Journal of Physical Chemistry A 122, 7880–7893 (2018).