KYP0040 MATERJALITEADUSE ÜLDALUSED - tud.ttu.ee

Sideme energia on vahemikus 3 – 6 eV (1 eV = 1,6ּ10 -19 J), seega küllalt suur. Seetõttu omavad
ioonse sidemega ained kõrgeid sulamistemperatuure (vt tabel 1-6), nad on kõvad ja rabedad,
elektriliselt ja soojuslikult isolaatorid.
Iooniline side on peamine side näit keraamilistes materjalides.
Kovalentne side
Stabiilne elektronstruktuur tekib ühiste elektronpaaride tekkimise teel. Näide: metaani molekul (joon
1-7). Pärast ühiste elektronpaaride tekkimist on vesinikul välikihis 2 elektroni (nagu He-l), süsinikul
8 elektroni. Tegelikult toimub ühiste elektronide elektronpilvede kattumine
Kovalentne side omab suunda. Tekib suunas, kus toimub elektronpilvede suurim kattumine. Joonisel
1-8 on esitatud sidemed, mis on tekkinud erinevate elektronide (s, p, d) elektronpilvede kattumisel.
Kovalentsete sidemete arv, mida üks aatom võib moodustada, on määratud väliskihis olevate
elektronide arvuga. Seega kovalentne side omab küllastust. Aatomi lähimate naabrite arv on
määratud sidemete arvuga.
Kovalentne side esineb:
- sama elemendi aatomite vahel gaasimolekulides (H 2 , Cl 2 jne);
- erinevate mittemetallide aatomite vahel anorgaanilistes ja orgaanilistes ühendites (H 2 O, HF,
CH 4 , CH 2 = CH 2 jne);
- elementaarsetes tahketes ainetes (räni, teemant);
- polümeerides.
Kovalentne side süsinikuga võib olla üksikside (tekib 1 ühine elektronpaar), kaksikside (2 ühist
paari) ja ka kolmikside (3 ühist paari).
Sidemed süsiniku aatomitega on tavaliselt hübriidsidemed (elektronpilved on hübridiseerunud).
Üksiksidemete korral s ja p elektronide vahel tekivad neli hübriidset sp 3 orbitaali, mis on suunatud
ruumis tetraeedri tsentrist tippude suunas. Samasugune on olukord räni korral.
Kovalentne side võib olla väga tugev (teemant, sidemeenergia 7,4 eV), aga ka suhteliselt nõrk (Sb).
Puhas kovalentne side esineb ainult sama aine aatomite vahel (teemant, räni), muudel juhtudel on ta
alati osaliselt iooniline (+ ja – laengu keskmed ei lange kokku). Sellist sidet nimetatakse ka
polaarseks kovalentseks. Seal on ühise elektronpaari elektronpilv nihkunud elektronegatiivsema
elemendi aatomituuma poole. Sellist süsteemi nimetatakse dipooliks (joon 1-9). Sideme polaarsust
iseloomustab dipoolmoment μ = qּl, kus q on laengu suurus ja l laengute keskmete vaheline kaugus.
Ka puhast ioonilist sidet ei ole olemas, alati on ta osaliselt kovalentne (esineb elektronpilvede
kattumine). Mida rohkem erineb aatomite elektronegatiivsus, seda suurem on nendevahelises
sidemes ioonilise sideme osakaal ja vastupidi.
Metalliline side
Esineb metallides ja nende sulamites. Metallis aatomite valentselektronid ei ole seotud ühegi
konkreetse aatomiga, vaid saavad rohkem või vähem vabalt metallis liikuda, moodustades nn
elektrongaasi. Metalli ioonid moodustavad kristallvõre, mille summaarne + laeng võrdub
elektrogaasi summaarse - laenguga. Seega elektrongaas moodustab nagu „liimi“, mis hoiab ioone
koos (joon 1-10). Selle tulemusena metalliline side ei oma suunda ja lähimate naaberosakeste arv on
määratud geomeetriliste faktoritega.
4