Aine käitumine vees oleneb aine keemilise sideme tüübist. Ioonideks lagunemine toimub ka elektrolüütide sulamisel (tahke aine läheb üle vedelaks). Kuna ioonid on laengukandjad, siis juhivad sulad elektrolüüdid ja elektrolüütide vesilahused elektrit. Dissotsiatsioonivõrrandid näitavad, millised ioonid on elektrolüüdi lahuses. Need võrrandid peavad olema tasakaalus ja laengute summa peab olema 0. Aluste dissotsiatsioonil tekivad alati hüdroksiidioonid OH-: NaOH Na+ + OH- Ba(OH)2 OH- + BaOH+ 2OH- + Ba2+ Hapete dissotsiatsioonil tekivad alati vesinikioonid H+: HCl H+ + Cl- H2SO4 H+ +HSO4- 2H+ +SO42- Soolade dissotsiatsioonil tekivad positiivsed metalliioonid ja negatiivsed happeanioonid: K2SO4 2 K+ + SO42- Al2(SO4)3 2Al3+ +3SO42- Dissotsiatsiooniaste (dissotsiatsioonimäär) näitab, kui suur osa lahustunud aine molekulidest on lagunenud ioonideks
Vee polaarsete molekulide seostumist lahustunud aine osakestega nimetatakse hüdraatumiseks. Ioonideks lagunemine toimub ka elektrolüütide sulamisel (tahke aine läheb üle vedelaks). Kuna ioonid on laengukandjad, siis juhivad sulad elektrolüüdid ja elektrolüütide vesilahused elektrit. Dissotsiatsioonivõrrandid näitavad, millised ioonid on elektrolüüdi lahuses. Need võrrandid peavad olema tasakaalus ja laengute summa peab olema 0. Aluste dissotsiatsioonil tekivad alati hüdroksiidioonid OH-: NaOH → Na+ + OH- Ba(OH)2 → OH- + BaOH+ ↔ 2OH- + Ba2+ (astmeline) Hapete dissotsiatsioonil tekivad alati vesinikioonid H+: HCl → H+ + Cl- H2SO4 → H+ +HSO4- ↔ 2H+ +SO42- (astmeline) Soolade dissotsiatsioonil tekivad positiivsed metalliioonid ja negatiivsed happeanioonid: K2SO4 → 2 K+ + SO42- Al2(SO4)3 → 2Al3+ +3SO42-( puudub astmeline diss)
Elektrolüütiline dissotsiatsioon – elektrolüütide jagunemine ioonideks nende lahustumisel vees • Dissotsiatsiooni põhjustab hüdraatumine – vee molekulide seostumine ioonidega: Ioonsed ained – leelised ja soolad – on tugevad elektrolüüdid •Ioonsete ainete dissotsiatsioon NaCl Na+ + Cl- Polaarsed ained on tugevad happed, Nõrkade hapete puhul tekib lahuses happe ioonide ja molekulide vahel tasakaal Hapete dissotsiatsioon •Hapete dissotsiatsioonil moodustuvad positiivsed vesinikioonid ja negatiivsed happejääkioonid •Hapete dissotsiatsioon: HCl H+ + Cl- (ainult I astmes) •Mitmealuseliste hapete dissotsiatsioon toimub astmeliselt nt. H2SO4: kahe-prootoniline hape •I astmes H2SO4 H+ + HSO4- •II astmes HSO4- H+ + SO42- • Mitmealuseliste hapete dissotsiatsioon toimub praktiliselt ainult esimeses astmes (järgus) Aluste dissotsiatsioon
lahustunud aine molekulide üldarv MITTEPOLAARSED AINED mittepolaarsetest molekulidest koosneb aine. POLAARSED AINED polaarsetest molekulidest koosnev aine. IOONILISED AINED ioonilise kristallvõrega aine, milles osakesed on seotud ioonilise sidemega. ELEKTROLÜÜDI LAHUS elektrolüüdid on jagunenud ioonideks, juhib elektrivoolu. LAHUSE ELEKTRIJUHTIVUS kui lahuses on ioonid, juhib lahus elektrit. HAPE (aine, mis annab lahusesse vesinikioone) elektrolüüt, mille dissotsiatsioonil katioonidena moodustuvad üksnes vesinikioonid. HAPPELINE OKSIID mittemetallioksiid, mis vastab mingile happele; alusega reageerides annavad soola ja vee. TUGEV HAPE lahuses täielikult dissotseerumun ioonideks: H2SO4; HNO3; HCl. NÕRK HAPE lahustumisel osaliselt dissotseerub ioonideks: H2S; H2CO3; H4SiO4. ALUS EHK HÜDROKSIID (aine, mis annab lahusesse hüdroksiidioone) elektrolüüt, mille dissotsiatsioonil anioonidena moodustuvad üksnes hüdroksiidioonid.
happed NaCl, CuSO4, H2SO4, HNO3, CaCl2, LiBr. HCl 3. Märgi tabelis õigetesse lahtritesse ristid. sula NaCl HCl HCl NaOH CH 3 CH 2 OH NaCl (lahuses) (gaas) (lahuses) (lahuses) (etanool) molekulidena ioonidena juhib elektrit 4. Kirjuta puuduvad ioonid, mis tekivad alltoodud ainete dissotsiatsioonil. NaOH Ba(OH) 2 HNO 3 CuCl 2 Al 2 (SO 4 ) 3 katioonid Na+ 2Al3+ anioonid 2OH- 5. Mille poolest erinevad mitteelektrolüüdid elektrolüütidest? ............................................................................................................ .............................................................
a Ia) lagundamine Cu(OH)2 = CuO + H2O · Liitaine + hapnik CS2 + 2 O2 = CO2 + SO2 · Soolade lagundamine CaCO3 = CaO + CO2 Happed alused soolad Definitsioon Arrhenius: Ained mille dissotsiatsioonil eralduvad Arrheniuse järgi ained, mille elektrolüütilisel Liitained, mille kristallivõre koosneb katioonidest (enamasti vesinikioonid (H+) dissotsiatsioonil eralduvad hüdroksiidioonid metalliioonid) ja anioonidest (happejäägiioonid) Brønsted: Ained, mis loovutavad prootoneid (OH) Brønsted: aineosakesed, mis seovad
Keemia I eksam 1. lähtudes molekuli ehituset, selgita, miks perioodilisussüsteemi 7. rühma elemendid esinevad lahustes ja ioonilistes ühendites anioonidena? 2. energia jäävuse seadus ja aine massijäävuse seadus 3. millised tegurid ja kuidas mõjutavad kristalsete ainete lahustuvust vees? 4. millised tegurid ja kuidas mõjutavad keemiliste reaksioonide kiirust? 5. elektrolüütiline dissotsiatsioon? Näide 6. millised iseloomulikud ioonid tekivad hüdroksiidide ehk aluste dissotsiatsioonil vesilahuses? Milline on sellise lahuse pH 7. millised iseloomulikud ioonid tekivad hapete dissotsiatsioonil vesilahuses? Milline on sellise lahuse pH? 8. katalüsaatorid 9. mis on põlemine? Kuidas toimub tahkete, vedelate ja gaasiliste ainete põlemine? Millised tingimused on vajalikud, millised produktid tekivad? 10. milliseid aineid nim. isomeerideks? Mis on sama, mis on erinev? Vastused 1. seitsmenda rühma elementidel on aatomivälises elektronkihis 7 elektroni ja
tähendab see seda, et vaskhüdroksiidi saamiseks võib võtta suvalise vees lahustuva vasesoola ja suvalise leelise Gaasi teke Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2CO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2 CO32- + 2H+ = H2CO3 = H2O + CO2 ( Gaas tekib, sest algul tekkiv nõrk hape on ebapüsiv) Ei teki ei sadet, gaasi ega vett - reaktsioon ei kulge NaOH + KCl = NaCl + KOH Na+ + OH- + K+ + Cl-= Na+ + Cl- + K+ + OH- Ehk pärast koondamist 0 = 0 Happed, nende omadused Arrheniuse järgi ained, mille dissotsiatsioonil eralduvad vesinikioonid H2SO4 = H+ + HSO4- = 2H+ + SO4- Hapete üldised keemilised omadused, aga ka näiteks hapu maitse, on seotud vesinikiooniga Reageerimine metallidega Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 Tsink oksüdeerub ( on redutseerija) Zn 0 - 2e = Zn2+ Vesinikioon redutseerub ( on oksüdeerija) 2H + + 2e = H2 Reageerimine aluste ja aluseliste oksiididega NaOH + HCl = NaCl + H2O sisuliselt on neutralisatsioonirektsioon vee tekke reaktsioon H+ + OH- = H2O
2. Elektrolüütiline dissotsiatsioon Elektrolüütiline dissotsiatsioon on ioone sisaldavate lahuste tekkeprotsess elektrolüütide lahustumisel vees (elektrolüütide lagunemine ioonideks nende lahustumisel vees). Dissotsiatsiooni põhjustab hüdraatumine vee molekulide seostumine ioonide ja molekulidega. Ioonilise aine dissotsiatasioon Polaarsetest molekulidest koosnevate ainete dissotsiatsioon Ioonid on juba algselt kristallivõres olemas, dissotsiatsioonil Molekulaarsete ainete korral toimub aga kõigepealt rebivad vee (polaarsed ) molekulid lahustuva aine molekulide polariseerimine vee erinimeliste laengute molekulide poolt ja seejärel hüdraatumine (molekulid omavahelise tõmbumise tõttu ioonid kristallist välja. justkui rebitakse vee molekulide poolt pooleks). Dissotsiatsiooni tulemusena esinevad lahuses kas ainult ioonid
metall + mittemetall =>> sool -??? alus.oks + vesi -ainult IA ja IIA (alates Ca) metallide oksiidid hap.oks. + vesi -ei reageeri SiO2. 3. SELGITA 1. Iooniliste ja polaarsete kovalentsete ainete dissotsiatsiooni iseärasusi lahustumisel Ioonilste ainete dissotsiatsioonil rebivad vee molekulid ioonid kristallist välja, molaarsete ainete korral aga toimub vee molekulide mõjul lahustuva aine molekulide polariseerimine ja lagunemine ioonideks. 2. tugevate ja nõrkade elektrolüütide dissotsiatsiooni määra erinevus Tugevate elektrolüütide dissotsiatsioon on täielik, nõrkade puhul on aga osaline ja kulgeb pöörduvalt
piirväärtusele 0. Piiriline ekvivalentjuhtivus 0 võrdub piiriliste ekvivalentjuhtivuste ehk lühidalt ioonjuhtivuste 0+ ja 0- summaga: Lahuse ekvivalentjuhtivuse suhe piirilisse ekvivalentjuhtivusse võrdub elektrolüüdi dissotsiatsiooniastme ja elektrijuhtivuse teguri f korrutisega: Nõrkade elektrolüütide lahuste korral f=1 ja . See võimaldab leida elektrijuhtivuse mõõtmise teel dissotsiatsiooniastet ja selle alusel dissotsiatsioonikonstanti. Binaarse elektrolüüdi korral, mille dissotsiatsioonil tekib üks katioon ja üks anioon, avaldub dissotsiatsioonikonstant Kd võrranditega ja , kus c on molaarne kontsentratsioon. Katseandmed, tulemused ja arvutused A. Elektroodide konstandi määramine: Mõõdetud takistus 0,02n KCl lahusega 117 0,02n KCl erijuhtivus (temperatuuril 25C) 0,2767 S/m (võtsin tabelist) Nõu konstant B. Nõrga elektrolüüdi lahus Elektrolüüt: HCOOH (0,3854n) Piiriline ekvivalentjuhtivus: 0+=349,810-4 Sm2g-ekv-1 ja 0-=54,6 Sm2g-ekv-1 (leidsin
MgOH(laeng+) --> OH(laeng-) + Mg(laeng 2+) 2.) (CaOH)2CO3 --> 2CaOH(laeng+) + CO3(laeng 2-) CaOH(laeng+) <--> OH(laeng-) + Ca(laeng 2+) Vee dissotsatsioon. Vesi on väga nõrk elektrolüüt, kuna 556 miljoni vee molekuli kohta dissotseerub ainult 1 molekul vett. ((H20 <--> H(laeng+) + OH(laeng-) )) Vesi dissotseerub üheaegselt nii happe kui ka alusega, mistõttu on vees võrdselt nii happelisi kui ka aluselisi omadusi. Et vee molekulide dissotsiatsioonil tekib võrdselt nii vesinik kui ka hüdroksiid ioone, siis on puhtas vees nende kontsentratsioon(C) suurusega 0,0000001 mol/dm3 C(H laeng+) = C(OH laeng-) = 0,0000001 mol/dm3 (10 astmes miinus 7). Dissotsatsiooni määr. Elektrolüütilise dissotsatsiooni ulatust iseloomustab dissotsatsiooni määr (ehk dissotsatsiooni aste), mis näitab, kui suur osa lahustunud aine molekulidest on jagunenud ioonideks. Seda väljendatakse kümnendmurru või protsendina. alfa = Cd jagatud C .
M(HCl) = 36,5 g/mol. Tegemist on elektrolüüdilahusega ja T e = iKc m , kus i = 1 + (-1). Arvutame vesinikkloriidi molaalsuse selles lahuses: 100 g lahuses on 3,65 g HCl. 3,65 g n(HCl) = = 0,100 mol . 36,5 g/mol 0,100 mol HCl on (100 g- 3,65 g) = 96,35 g vee 0,0964 kg vee kohta. 0,100 mol mol cm = = 1,04 . 0,0964 kg H 2 O kg Et = 0,78 ja = 2 (HCl dissotsiatsioonil tekib 2 iooni), siis i = 1 +0,78(2 - 1) = 1,78. T e = 1,78 0,516 Kkg/mol 1,04 mol/kg = 0,955 K e 0,955 °C ja T e = 100 °C + 0,955 °C = 100,955 °C 101 °C. Näide 6. Arvutage MgCl 2 näiv dissotsiatsioonimäär 0,5% lahuses, kui selle lahuse osmootne rõhk 20 °C juures on 3,2 10 5 Pa. Lahuse = 1,000 g/cm 3 . Lahendus. Et on tegemist elektrolüüdilahusega, on osmootne rõhk arvutatav valemist = icRT. MgCl 2 dissotsiatsioonil tekib 3 iooni ja seega = 3.
Zn(NO3)2 Zn2+ + 2NO3 NaOH Na + + OH-- Molaarne kontsentratsioon ·Väljendab lahustunud aine moolide arvu 1 dm3 ( = 1000 cm3) lahuses ·0,25 = 0,25 M Ülesanded ·Arvuta 36%-lise lämmastikhappe lahusemolaarne kontsentratsioon, kui tema tiheduson 1,225 g/cm3.·Arvuta 1M kaaliumhüdroksiidi lahusemassiprotsent, kui tema tihedus on 1,05g/cm3. Hapete dissotsiatsioon ·Hapete dissotsiatsioonil tekkiv vesinikioon(prooton) ühineb vee molekuliga, moodustadeshüdrooniumiooni H3O+ ·H2O + HNO3 H3O+ + NO3 ·Lihtsustatult HNO3 H+ +NO3 Astmeline dissotsiatsioon ·Mitmeprootonilised happed dissotsieeruvadastmeliselt (peamiselt esimeses astmes) ·Vesiniksoolad dissotsieeruvad katiooniks javesinikku sisaldavaks happeaniooniks NaHSO4 Na+ + HSO4-- Ammoniaakhüdraat kui nõrk alus
15) Osata määrata etteantud ainete vesilahuse reaktsiooni keskkonda ja pH väärtust. Aluseline, nõrk elektrolüüt pH>7 Happeline, tugev elektrolüüt pH<7 Määra antud ühendite vesilahustes reaktsiooni keskkond ja pH väärtus Kaaliumoksiid- aluseline, ph>7, väävelhape- happeline ph<7, kaaliumsulfit, vääveldioksiid-neutraalne, vask(II)sulfaat, lämmastikhape 16) Teada happe-aluse protolüütilist teooriat. Kõikide hapete elektrolüütilisel dissotsiatsioonil eraldub vesinikioon (H+ ehk prooton). Seetõttu on happed ained, mis loovutavad prootoni. Vaba elektronpaari olemasolu tõttu seovad hüdroksiidioonid kergesti vesinikiooni. Seetõttu on alused ained, mis seovad prootoni. 17) Mis on pH? Tema väärtused erinevates keskkondades. pH näitab vesinikioonide sisaldust lahuses. Happelises keskkonnas on pH<7, aluselises keskkonnas on pH> 7 ja neutraalses keskkonnas pH =7
3. Kvaternaarsed — tekib 4 iooni H3PO4 ⇄ 3H+ + PO4³‾ Elektrolüütide jaotamine struktuuri järgi 1. ioonkristalsed ehk ioonilised ühendid 2. molekulaarsed ühendid, milles on üks või mitu tugevat polaarset sidet, nt. CH3COOH, H2SO4. Mida polaarsem on lahusti, seda ulatuslikum on dissotsatsioon. Vesi on üks kõige polaarsemaid tavalahusteid. 3. polümeersed elektrolüüdid. Sisaldavad palju dissotsiatsioonivõimelisi gruppe. Nende dissotsiatsioonil tekib üks polümeerne paljulaenguline ioon ja lahusesse satub palju madalamolekulaarseid, enamasti anorgaanilisi ioone. Neid võib omakorda jagada aluselise iseloomuga aluselise iseloomuga ioonideks (sisaldavad kas –OH, –NH2 või –NH3 rühmasid, pürimidiin), happelise iseloomuga ioonideks (sisaldavad –COOH, –SH), polüamfolüütideks (sisaldavad nii aluselise kui happelise iseloomuga rühmasid, nt. valgud; võivad lahusesse anda
· Mg esineb klorofülli koostises keskse elemendina; on vajalik nukleiinhapete talitluses · Fe esineb hemoglobiini koostises (vere punalibledes) keskse elemendina, osaleb hapniku transpordil veres. · NH4 ammooniumioon loomorganismides toimub selle ainevahetuse jääkprodukti väljutamine erituselundkonna kaudu. · H vesinikioonidest valdav osa on moodustunud mitmete hapete ja aluste dissotsiatsioonil (ehk ioonide tekkel). Mida rohkem on H-ioone lahuses, seda happelisem on keskkond. 6. Mis kuuluvad bikoaktiivsete ainete alla? Põhilisteks bioaktiivseteks aineteks on ensüümid, vitamiinid ja hormoonid. 7. Kuidas jaotatakse sahhariidid? Too näiteid · Monosahhariidid ehk lihtsuhkrud. Nad on madalmolekulaarsed orgaanilised ühendid, milles süsiniku aatomite arv ei ületa 10 (enamasti 3-6). Nt viinamarjasuhkur ehk glükoos, puuviljasuhkur ehk fruktoos.
dissotsiatsiooniastme ja elektrijuhtivuse teguri f korrutisega = f (7.5) 0 Nõrkade elektrolüütide lahuste korral f = 1 ja / 0 = . See võimaldab leida elektrijuhtivuse mõõtmise teel dissotsiatsiooniastet ja selle alusel dissotsiatsioonikonstanti. Binaarse elektrolüüdi korral, mille dissotsiatsioonil tekib üks katioon ja üks anioon, avaldub dissotsiatsioonikonstant Kd võrranditega 2 Kd = c (7.6) 1 - 2c ja Kd = (7.7) 0 (0 - )
veres. • Ca – annab luukoele tugevuse; on vere hüübimisfaktor • Mg – esineb klorofülli koostises keskse elemendina; on vajalik nukleiinhapete talitluses • Fe – esineb hemoglobiini koostises (vere punalibledes) keskse elemendina, osaleb hapniku transpordil veres. • NH4 – ammooniumioon – loomorganismides toimub selle ainevahetuse jääkprodukti väljutamine erituselundkonna kaudu. • H – vesinikioonidest valdav osa on moodustunud mitmete hapete ja aluste dissotsiatsioonil (ehk ioonide tekkel). Mida rohkem on H-ioone lahuses, seda happelisem on keskkond. 6. Mis kuuluvad bikoaktiivsete ainete alla? Põhilisteks bioaktiivseteks aineteks on ensüümid, vitamiinid ja hormoonid. 7. Kuidas jaotatakse sahhariidid? Too näiteid • Monosahhariidid ehk lihtsuhkrud. Nad on madalmolekulaarsed orgaanilised ühendid, milles süsiniku aatomite arv ei ületa 10 (enamasti 3-6). Nt viinamarjasuhkur ehk glükoos, puuviljasuhkur ehk fruktoos.
Piiriline ekvivalentjuhtivus l0 võrdub piiriliste ekvivalentjuhtivuste ehk lühidalt ioonjuhtivuste ja summaga . Lahuse ekvivalentjuhtivuse suhe piirilisse ekvivalentjuhtivusse võrdub elektrolüüdi dissotsiatsiooniastme a ja elektrijuhtivuse teguri f korrutisega . Nõrkade elektrolüütide lahuste korral f = 1 ja / 0 = . See võimaldab leida elektrijuhtivuse mõõtmise teel dissotsiatsiooniastet ja selle alusel dissotsiatsioonikonstanti. Binaarse elektrolüüdi korral, mille dissotsiatsioonil tekib üks katioon ja üks anioon, avaldub dissotsiatsioonikonstant Kd võrranditega ja , kus c on molaarne kontsentratsioon. Tugevate elektrolüütide lahustes = 1 ja / 0 = f . Elektrijuhtivuse tegur f näitab ioonidevahelise mõju tugevust. Vastasmõju puudumisel f = 1. Tugevate elektrolüütide lahustes l on lineaarses sõltuvuses kontsentratsiooni ruutjuurest: (Kohlrauschi valem): . Ioonjuhtivused on võrdelised ioonide liikuvustega u 0 s.o.
· Tavatemperatuuril ja -rõhul on lämmastikul kolmiksideme tõttu suur inertsus · ~ reageerib vaid liitiumi ja raadiumiga 6Li + N2 2Li3N; 3Ra + N2 Ra3N2 · Kõrgemal temperatuuril - 3Mg + N2 Mg3N2; 3Ca + N2 Ca3N2; 2Ti + N2 2TiN · Väga kõrgel temp. N2 + 3H2 2NH3; N2 + O2 2NO (ka ioniseerivate kiirte mõjul) · Koksiga 2C + N2 (CN)2 · Halogeenide ja S-ga saadakse üh. kaudselt Lämmastik · Laboris saadakse ammooniumdikromaadi või ammooniumnitriti termilisel dissotsiatsioonil (NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + 4H2O; NH4NO2 N2 + H2O · Samuti ammoniaagi NH3 reageerimisel broomiveega või juhtimisel üle hõõguva vask(II)oksiidi - 8NH3 + 3Br2 N2 + 6NH4Br; 2NH3 + 3CuO N2 + 3Cu + 3H2O · Tööstuslikult saadakse paralleelselt hapnikuga fraktsioneerival destillatsioonil Lämmastik Kasutusalad: ·Keemiatööstus, metallurgia ammoniaagi tootmine; tänu inertsusele ning madalatele sulamis- ja keemistemp. saab lämmastikuga kaitsta
Piiriline ekvivalentjuhtivus l0 võrdub piiriliste ekvivalentjuhtivuste ehk lühidalt ioonjuhtivuste ja summaga . Lahuse ekvivalentjuhtivuse suhe piirilisse ekvivalentjuhtivusse võrdub elektrolüüdi dissotsiatsiooniastme a ja elektrijuhtivuse teguri f korrutisega . Nõrkade elektrolüütide lahuste korral f = 1 ja /0 = . See võimaldab leida elektrijuhtivuse mõõtmise teel dissotsiatsiooniastet ja selle alusel dissotsiatsioonikonstanti. Binaarse elektrolüüdi korral, mille dissotsiatsioonil tekib üks katioon ja üks anioon, avaldub dissotsiatsioonikonstant K d võrranditega ja , kus c on molaarne kontsentratsioon. Tugevate elektrolüütide lahustes = 1 ja / 0 = f . Elektrijuhtivuse tegur f näitab ioonidevahelise mõju tugevust. Vastasmõju puudumisel f = 1. Tugevate elektrolüütide lahustes l on lineaarses sõltuvuses kontsentratsiooni ruutjuurest: (Kohlrauschi valem): . Ioonjuhtivused on võrdelised ioonide liikuvustega u 0 s.o.
etüleendiamiin :NH2-CH2-CH2-H2N: jt. Plaatina(II) kompleks bidentaatse liganditega bis(etüleendiamiin)plaatina(2+)-iooni [Pt(en)2]2+ näitel: 2 Kompleksühendite klassifitseerimiseks kasutatakse kas ligandide nimetusi või omadusi. Kasutamist on leidnud alljärgnevad üldnimetused: c) akvakompleksid ligandiks on H2O molekulid; b) atsiidokompleksid ligandiks on hapete dissotsiatsioonil moodustuv anioon; a) ammiinkompleksid ligandiks on NH3 molekulid; d) hüdroksokompleksid ligandiks on OH- rühmad. Tugev kompleksühendist elektrolüüt dissotsieerub ioonideks nagu mistahes tugev elektrolüüt. Nii on kompleksühendi [Ag(NH3)2]Cl vesilahuses [Ag(NH3)2]+ ja Cl- ioonid, H2[AgI3] vesilahuses H+ ja [AgI3]2- ioonid jne: [Ag(NH3)2]Cl [Ag(NH3)2]+ + Cl H2[AgI3] 2H+ + [AgI3]2
a) Ühel juhul dinaatriumvesinikfosfaati Na2HPO4 b) Teisel juhul naatriumkloriidi. Lisasime mõlemale lahusele 20 tilka erinevat ainet. Reaktsioon toimus kiiremini kui lisasime saadud lahusele Na2HPO4 Na2HPO4 2Na + HPO4 Katse 3. Mitmevärvilised vesikasvud Keeduklaasis, milles asus naatriumsilikaadi lahus lisasime erinevaid soolade kristalle. (FeCl 3, 6H2O, MnCl24H2O, CuCl26H2O, CoCl26H2O, NiCl26H2O. Lahusesse puistatud kristalli pind hakkab lahustuma ning soola dissotsiatsioonil tekkivad metalliioonid moodustavad silikaatioonidega vähelahustuvaid silikaate. (Kõrvalt vaadates vägid välja nagu korallid meres.) 2. Laboratoorne töö nr.2 .1. Ainete eraldamine segudest. Töövahendid: Statiiv, statiivirõngas, ristmuhvid, lehter, keeduklaasid, klaaspulk, jaotuslehter, filterpaber, portselankauss, segu-koosneb toiduõlist ja soolveest ning vee ja liiva segu. Katse 1. Lahustumatu aine eraldamine segust.
A on Kohlrauschi konstant (sirge tõus teljestikus = ( C ), mis sõltub iooni laengust ja on seotud ioon-ioon tüüpi vastasmõjudega lahuses. Nõrkadele elektrolüütidele Kohlrauschi seadus ei kehti. Eristatakse elektrolüüdi (CH3COOH lahus) molaarse juhtivuse mõistet (), mida kasutatakse vaid binaarsete elektrolüütide iseloomustamiseks ning ioonide (CH3COO või H+) molaarse juhtivuse ( j ) mõistet. = ( + + + ) kus + , dissotsiatsioonil tekkivate katioonide ja anioonide arv (CaCl 2: + = 1, = 2) dissotsiatsiooniaste 0 = + +0 + 0 /lahuse lahjendamisel 1/ Lahuse ekvivalentjuhtivuse suhe piirilisse ekvivalentjuhtivusse võrdub elektrolüüdi dissotsiatsiooniastme ja elektrijuhtivuse teguri e korrutisega. Elektrijuhtivuse tegur e näitab ioonidevahelise mõju tugevust. = fe 0 Tugevate elektrolüütide lahustes = 1 ja / 0 = e
KHT arv on alati suurem vastava veeproovi BHT arvust. Happed- on liitained, mis koosnevad ühest või mitmest vesiniku ioonist ja happejäägist: Jagatakse kahte rühma: hapnikuga happed (H2SO3) ja hapnikuta happed.(HCl) Soolad- on liitained, mis koosnevad metalli ioonist ja happejäägist. Tekib happe ja aluse reageerimisel.Näiteks NaCl. Jagatakse: lihtsoolad (NaCl); vesiniksoolad (NaHCO3); Hüdroksiid soolad (Mg(OH)Cl) ja Liitsoolad. ALUS elektrolüüt, mille dissotsiatsioonil lähevad lahusesse hüdroksiidioonid (üldisemas tähenduses on alus prootoneid siduv keemiline ühend). On lihtaine, Koosneb metallioonist ja hüdroksiidiooni(de)st Alused- (OH) liigitus: vees lahustuvad e leelismetallid (KOH, NaOH) ja vees mittelahustuvad.(Fe(OH)2) Tugevuse järgi Leelised on tugevad (LiOH) ; Vees mitte lahustuvad on nõrgad Cu(OH)2 OH rühmade järgi KOH reag. 1 happega, 1-happeline; Ba(OH)2 reag.2 happega, 2-happeline
dissotsiatsiooniastme ja elektrijuhtivuse teguri f korrutisega = f 0 (7.5) Nõrkade elektrolüütide lahuste korral f = 1 ja / 0 = . See võimaldab leida elektrijuhtivuse mõõtmise teel dissotsiatsiooniastet ja selle alusel dissotsiatsioonikonstanti. Binaarse elektrolüüdi korral, mille dissotsiatsioonil tekib üks katioon ja üks anioon, avaldub dissotsiatsioonikonstant Kd võrranditega 2c Kd = 1 - (7.6) 2 c ja Kd = 0 ( 0 - ) (7.7) kus c on molaarne kontsentratsioon. Tugevate elektrolüütide lahustes = 1 ja / 0 = f .
C ioon-ioon tüüpi vastasmõjudega lahuses. Nõrkadele elektrolüütidele Kohlrauschi seadus ei kehti. Eristatakse elektrolüüdi (CH3COOH lahus) molaarse juhtivuse mõistet (), mida kasutatakse vaid binaarsete elektrolüütide iseloomustamiseks ning ioonide (CH 3COO või H+) molaarse juhtivuse ( j ) mõistet. = ( ++ + ) kus + , dissotsiatsioonil tekkivate katioonide ja anioonide arv (CaCl 2: + = 1, = 2) dissotsiatsiooniaste 0 = ++0 + 0 /lahuse lahjendamisel 1/ Tugevate elektrolüütide lahustes = 1 ja / 0 = e. Nõrkade elektrolüütide lahustes, kus vastasmõju puudub e = 1. Nende lahuste korral / 0 = . See võimaldab leida elektrijuhtivuse mõõtmise teel dissotsiatsiooniastet ja selle alusel dissotsiatsioonikonstanti K c. = / 0 2 CM Kc 1
piirväärtused. A on Kohlrauschi konstant (sirge tõus teljestikus = ( C ), mis sõltub iooni laengust ja on seotud ioon-ioon tüüpi vastasmõjudega lahuses. Nõrkadele elektrolüütidele Kohlrauschi seadus ei kehti. Eristatakse elektrolüüdi (CH3COOH lahus) molaarse juhtivuse mõistet (), mida kasutatakse vaid binaarsete elektrolüütide iseloomustamiseks ning ioonide (CH3COO või H+) molaarse juhtivuse ( j ) mõistet. = ( + + + ) kus + , dissotsiatsioonil tekkivate katioonide ja anioonide arv (CaCl2: + = 1, = 2) dissotsiatsiooniaste 0 = + +0 + 0 /lahuse lahjendamisel 1/ Lahuse ekvivalentjuhtivuse suhe piirilisse ekvivalentjuhtivusse võrdub elektrolüüdi dissotsiatsiooniastme ja elektrijuhtivuse teguri e korrutisega. Elektrijuhtivuse tegur e näitab ioonidevahelise mõju tugevust. = fe 0 Tugevate elektrolüütide lahustes = 1 ja / 0 = e
Samanimeliste ioonide olemasolu korral lahuses väheneb dissotsiatsioonimäär vastavalt Le Chatelier' printsiibile. Viies näiteks etaanhappelahusesse naatriumetanaati, suureneb CH3COO--ioonide kontsentratsioon ja tasakaal CH3COOH CH3COO- + H+ nihkub molekulide tekke suunas. Seoses sellega väheneb etaanhappe dissotsiatsioonimäär. Mitmeprootonilised happed ja mitmehüdroksiidsed alused dissotsieeruvad astmeliselt. Süsihappe dissotsiatsioonil vesilahuses on järgmised tasakaalud: TÜ Füüsikalise keemia instituut 7 Keemia alused III. TASAKAALUD ELEKTROLÜÜTIDE LAHUSTES [H ][HCO 3 ] 1) H2CO3 H+ + HCO3 ; K I 4,5 10 7 ; [H 2CO3 ]
ka positiivne (osa)laeng Nukleofiilid: tuuma armastajad osakesed, mis loovutavad elektrone. Tavaliselt on neil ka negatiivne (osa)laeng Halogenoalkaanides on olemas nukleofiilsude ja elektrofiilsuse tsentrid R - CefH2 : Clnf Nukleofiil ühineb elektrofiiliga ( nagu anioon ja katioon) Aktiivsem nukleofiil tõrjub vähemaktiivse välja - sama kehtib ka elektrofiilide kohta Näiteks alkoholi teke halogeeni aatomi asendamisel hüdroksüüliga Sideme heterolüütilisel dissotsiatsioonil: R - C+H2 :Cl- à R - C+H2 + :Cl- tekivad ioonid Tugevam nukleofiil - hüdroksiidioon -võib kloori asendada, andes alkoholi R - C+H2 :Cl- à R - C+H2 + :Cl- NaOH à Na+ + :OH- . R - C H2 + :OH à R - C H2 :OH summaarselt: R - CH2-Cl + NaOH à R - CH2- OH + NaCl + - + - C2H5Br + NaOH à C2H5OH + NaBr jne etanool CH3-CHBr- CHBr-CH3 + 2KOH à CH3-CH(OH)- CH(OH)-CH3 + 2KBr 2,3 -butaandiool
kui kompleksioon omab positiivset laengut (komplekskatioon). Välissfäär võib ka puududa ja kui kompleksi laeng on 0, on tegemist neutraalse kompleksiga, nagu näiteks [Co(NH3)3Cl3]. Kompleksühendite klassifitseerimiseks kasutatakse kas ligandide nimetusi või omadusi. Kasutamist on leidnud alljärgnevad üldnimetused: a) ammiinkompleksid ligandiks on NH3 molekulid; b) atsiidokompleksid ligandiks on hapete dissotsiatsioonil moodustuv anioon; c) akvakompleksid ligandiks on H2O molekulid; d) hüdroksokompleksid ligandiks on OH- rühmad. Tugev kompleksühendist elektrolüüt dissotsieerub ioonideks nagu mistahes tugev elektrolüüt. Nii on kompleksühendi [Ag(NH ) ]Cl vesilahuses [Ag(NH ) ]+ ja Cl- ioonid. 3 2 3 2 [Ag(NH3)2]Cl [Ag(NH3)2]+ + Cl- Lisaks ülaltoodud ioonidele on esimeses lahuses veel [Ag(NH3)]+ ja Ag+ ioone. Nende
Need molekulid on amfifiilsed, st osa molekulist on polaarne, osa mittepolaarne.Seetõttu kuuluvad PAA hulka paljud orgaanilised ained, mis sisaldavad hüdrofoobset süsivesinikahelat ja mõnda polaarset rühma.PAA jagatakse mitteionogeenseteks (nt etoksü-rühma sisaldavad estrite derivaadid) ja ionogeenseteks.Viimased võivad sõltuvalt nende dissotsiatsioonist vesilahuses olla katioonaktiivsed (nt mõned alkaloidid) või anioonaktiivsed (nt pesemisvahendid).Näiteks Na-stearaadi C17H35COONa dissotsiatsioonil tekib pindaktiivne anioon C17H35COO- ja Na+- ioon. Mitsellide suurus ja mikrostruktuur sõltub kontsentratsioonist, 50-100 molekulist moodustunud agregaat on enamasti sfäärilise kujuga. Mitsellid võivad moodustada erinevaid kujusid: sfääriline, kettakujuline, silindriline ja ellipsikujuline. 29. Valguse hajumine disperssetes süsteemides Kuna kolloidlahuses on pihustunud aine osakesed tunduvalt suuremad kui tõelises lahuses, siis on need osakesed nähtavad pihust läbivas valguses
ioonvõrrandi. NaCl + AgNO3 = AgCl + NaNO3 (molekulaarne võrrand) Na+ + Cl- + Ag+ + NO3- = AgCl + Na+ + NO3- (täielik ioonvõrrand) Cl- + Ag+ = AgCl (taandatud ioonvõrrand) 13. Hapete ja aluste tugevus HAPE aine, mille vesilahuses on ülekaalus vesinikioonid. Koosneb ühest või mitmest vesinikioonist ja happe jääkioonist. Hape loovutab prootoneid ALUS elektrolüüt, mille dissotsiatsioonil lähevad lahusesse hüdroksiidioonid (üldisemas tähenduses on alus prootoneid siduv keemiline ühend). Koosneb metallioonist ja hüdroksiidiooni(de)st. LEELIS vees lahustuv tugev alus (NaOH, KOH, Ca(OH) 2). IA ja IIA rühma metallidest: leelismetallide hüdroksiidid LiOH, KOH, jt. leelismuldmetallide hüdroksiidid Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 Tugevus
H H metanool metanolaatioon vesinikioon Metanolaatioon on negatiivse laenguga ebastabiilne tugev nukleofiil ja tugev alus ning seob kergelt positiivse vesinikiooni ja annab niiviisi tagasi metanooli. Seetõttu alkoholi jagunemine ioonideks on raskendatud ning tema tasakaaluasendis alkoholi vesilahuses indikaatoritega vesinikioone nende vähesuse tõttu tõestada ei saa. Fenooli dissotsiatsioonil tekkiv fenolaatiooni hapnikul olev negatiivne laeng (üleliigne elektronpaar) on haaratud aromaatse tuuma ühisesse -elektronide pilve. Seega on fenolaatioon stabiliseeritud, ta on nõrgem nukleofiil ja alus kui tavaline alkoholaatioon ega soovi nii hoolega vesinikiooni tagasi liita. O H O + H+
Oksiide on mõningatel juhtudel võimalik saada ka metalli reageerimisel veega, nad tekivad ka paljude ebapüsivate ainete lagunemisel. Happed koosnevad vesiniku aatomi(te)st ja happejäägist. Happelise lahuse pH>7. Mida väiksem on pH väärtus, seda happelisem on lahus. Muudavad lakmuse punaseks. On söövitava toimega. Reageerivad metallidega, seejuures eraldub vesinik. Elektrolüüt, mille dissotsiatsioonil lähevad lahusesse hüdroksiidioonid (üldisemas tähenduses on alus prootoneid siduv keemiline ühend). Koosneb metallioonist ja hüdroksiidiooni(de)st. Soolad on keemilised ained, mis koosnevad metalli katioonidest (näiteks Ca2+) ja happeanioonidest ehk happejäägist (näiteks SO42). 5. Anorgaaniliste põhiaineklasside mõiste, valmid ja nimetamine, erinevad liigitamisvõimalused, füüsikalised ja keemilised
Aur vedelik tasakaal. Aseotroopne segu DISSOTSIATSIOON. LAHUSTE ELEKTRIJUHTIVUS Nõrgad elektrolüüdid: polaarne aine, mis vesilahuses osaliselt jaguneb ioonideks (esineb lahuses nii molekulide kui ka ioonidena).Nõrgad elektrolüüdid on eelkõige nõrgad happed ja nõrgad alused. tugevad elektrolüüdid:polaarne aine, mis vesilahuses laguneb täielikult ioonideks.Tugevad elektrolüüdid on soolad, tugevad happed ja alused (leelised). Happe dissotsiatsioon: Hapete dissotsiatsioonil eralduvad (hüdraatunud) vesinikioonid. Mitmeprotoonse happe korral on dissotsiatsioon astmeline (vesinikioonid eralduvad ükshaaval). Aluse dissotsiatsioon: Mitmealuselised alused dissotsieeruvad mitmes järgus ja nendele tuuakse dissotsiatsioonikonstant igale astmele eraldi lahustuvuskorrutis : ioonide molaarsete kontsentratsioonide (täpsemalt muidugi jälle aktiivsuste) korrutis rasklahustuva elektrolüüdi küllastatud lahuses, kusjuures iga iooni
Isotooniline tegur (i) näitab, mitu korda on osakeste arv lahuses kasvanud elektrolüütilise dissotsiatsiooni tõttu (mitteelektrolüütidel i = 1). i- 1 i = 1 + ( 1) , = -1 , molekuli (valemiühiku) dissotsiatsioonil tekkinud ioonide arv · Elektrolüütide lahustes kehtivad seosed: = i c RT ; Te = iKecm ; Tk = iKkcm ; p i n2 = i x2 . 0 p1 i n 2 + n1
dissotsiatsiooni tõttu (mitteelektrolüütidel i = 1). i− 1 i = 1 + α(ν – 1) , α = ν −1 , ν – molekuli (valemiühiku) dissotsiatsioonil tekkinud ioonide arv • Elektrolüütide lahustes kehtivad seosed: π = i ⋅c ⋅R⋅T ; ∆Te = i⋅Ke⋅cm ; ∆Tk = i⋅Kk⋅cm ; ∆p i ⋅ n2 = ≈ i ⋅ x2 . 0 p1 i ⋅ n 2 + n1
hakkab vesi difundeeruma interstitsiaalruumist plasmasse. Samal ajal muutub interstitsiaalvedelik intratsellulaarvedeliku suhtes hüpertooniliseks ning vesi hakkab difundeeruma intratsellulaarruumist interstitsiaalsesse. · Elektrolüüdid Soolad, happed ja alused, mis vesilahuses suuremal või vähesel määral dissotsieeruvad vabadeks liikuvateks ioonideks. Ioonid on elektriliselt laetud osakesed, mis elektrolüütide dissotsiatsioonil vesikeskkonnas muutuvad liikuvateks. Organismi põhilised katioonid: naatrium, kaltsium, kaalium, magnesium; Organismi põhilised anioonid: kloor, vesinikkarbonaat, fosfaat, sulfaat. Milliekvivalent 1 milliekvivalent on elektrolüüti kogus, mis on ekvivalentne tema positiivse või negatiivse laenguga. Katioonide ja anioonide ülesanned: Ekstratsellulaarsed elektrolüüdid: Na, Cl ja
/8/ N +8 N V -III / 1 /1 KMnO4 + HCl = KCl + MnCl2 + Cl2 I VII -II I -I I -I II -I 0 2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8 H2O Mn +5 Mn VII II / 10 / 2 2Cl -2 2Cl -I 0 / /5 5. ALUSED ehk hüdroksiidid ALUS elektrolüüt, mille dissotsiatsioonil lähevad lahusesse hüdroksiidioonid (üldisemas tähenduses on alus prootoneid siduv keemiline ühend). Koosneb metallioonist ja hüdroksiidiooni(de)st. Definitsioon: Alus liidab prootoneid (vastand hapetele). Nomenklatuur a) metalli o-a. püsiv KOH kaaliumhüdroksiid c) metalli o-a. muutuv Fe(OH)3 - raud(III)hüdroksiid Liigitus 1. OH rühmade järgi
faktoritest on seletatavad lähtuvalt vee kui solvendi omadustest. Happe dissotsiatsioonile järgneb prootoni ja (juhul kui konjugeeritud alus on negatiivse laenguga) negatiivse laenguga konjugeeritud aluse hüdratatsioon veemolekulide poolt. Kuna hüdratatsioon on energeetiliselt soodne ja lisaks aitab varjestada laenguid, siis võib öelda, et enamikul juhtudel soodustab hüdratatsioon hapete dissotsiatsiooni. Erandi moodustavad siin positiivse laenguga happed nagu NH4+, mille dissotsiatsioonil tekib laenguta konjugeeritud alus. Siin stabiliseerib hüdratatsioon happelist (protoneeritud) vormi ja see on ka põhjuseks, miks NH4+ on nii nõrk hape. Dissotsiatsiooni pärsiva faktorina võib nimetada soodsat elektrostaatilist interaktsiooni negatiivselt laetud konjugeeritud aluse ja positiivse laenguga prootoni vahel. Dissotsiatsioon nõuab erimärgiliste laengute teineteisest eraldamist. Elektrostaatilise interaktsiooni efekti võime näha kui võrdleme tabelis 3
hape, tema dissotsiatsioonikonstant K= 1,8 10-5 ja pK = 4,7.Norgad elektrolüüdid on näiteks vesi, mitmed happed (H2CO3, H2S, HCN, H2SiO3, H3PO4, HF) ja orgaanilised happed (CH3COOH, (COOH)2)Mitmeprootonilised happed dissotsieeruvad astmeliselt, igale astmele vastab erinev dissotsiatsioonikonstant. Näiteks süsihappe korral:1) H2CO3 H+ + HCO3 Vee dissotsiatsioon ja pH Vesi on väga nork elektrolüüt, vee molekulid on mõningal määral dissotsieerunud ioonideks..Vee dissotsiatsioonil tekivad oksoonium- ja hüdroksiidioonid: 2H2O H3O+ + OH- Tavaliselt kirjutatakse lihtsustamiseks oksooniumioonide asemel vesinikioon (H+) H2O H+ + OH- Et tegemist on väga nõrga elektrolüüdiga, võib vee mittedissotsieerunud molekulide kontsentratsiooni lugeda vordseks vee üldkontsentratsiooniga ja vee dissotsiatsiooni kvantitatiivsel iseloomustamisel saab dissotsiatsioonikonstandi asemel kasutada vee ioonkorrutise KW (Kv) avaldist: [ + ] [ - ] K = H OH w
oksoühendid. · Sarnaselt liitub ka alkohol (liitub nimetamisväärselt ainult *Karboksüülhape reageerib süsinikahela kaudu ainult eritingimustes. aldehüüdiga), moodustades ebastabiilseid poolatsetaale. *Karboksüülhappe dissotsiatsioonil moodustub karboksülaatioon. Karboksüülhapetel on hapete üldised omadused: *vees lahustuvad happed (metaanhape, etaanhape) reageerivad metallidega 2CH3COOH+Zn(CH3COO)2Zn+H2 Karboksüülhapped (omadused, saamine).
Katoodil eraldub vesinik. Lagunevad vee molekulid, sest vesinikioone on liialt vähe 2H2O + 2e H2 + 2OH- Anoodil oksüdeeruvad OH- ioonid 4OH- - 4e O2 + 2H2O OH- ioonid oksüdeeruvad kõrgemal potentsiaalil kui halogeenid: I- < Br- < Cl- < OH- 12 13 Hapnikku sisaldavate hapete anioonid oksüdeeruvad vee molekulidest (õigemini elektrivoolu toimel nende dissotsiatsioonil tekkinud OH- ioonidest) kõrgemal potentsiaalil. e) Na2SO4 vesilahuse elektrolüüs süsinikelektroodiga Katoodil redutseeruvad vesinikioonid 2H+ + 2e H2 Anoodil oksüdeeruvad OH- ioonid 4OH- - 4e O2 + H2O (või 2H2O - 4e O2 + 4H+) M ä r k u s : Inertse elektroodina võetakse tavaliselt süsinikelektrood, mis anoodprotsessis ei oksüdeeru. Olenevalt metallist ei pruugi anoodiks olev metall "lahustuda", kuna ta võib
Nimetused valemite järgi ja valemid nimetuste järgi. 2. Osata nimetada kõiki antud töös esinevaid koordinatiivühendeid. Üleval on vastus. 3. Millest koosneb koordinatiivühend? 4. Kuidas klassifitseeritakse koordinatiivühendeid? Koordinatiivühendite klassifitseerimiseks kasutatakse kas ligandide nimetusi või omadusi. Kasutamist on leidnud alljärgnevad üldnimetused: a) ammiinkompleksid – ligandiks on NH3 molekulid; b) atsiidokompleksid – ligandiks on hapete dissotsiatsioonil moodustuv anioon; c) akvakompleksid – ligandiks on H2O molekulid; d) hüdroksokompleksid – ligandiks on OH− rühmad 5. Tuua näiteid monodentaatsete ligandide kohta. Kui ligand on seotud kompleksimoodustajaga ühe aatomi kaudu, on tegemist monodentaatse ligandiga. 10. Tuha analüüs 1. Milliseid keemilised elemendid sisaldusid põletatud materjalis (puu)?
CH 3COOH D CH3COO + H+ happe korral: Lahuses ioone vähe, seega ka elektrijuhtivus väiksem. C H+ = Ch Dissotsiatsiooni tasakaalu kirjeldavat tasakaalukonstanti nimetatakse dissotsiatsiooni- ja aluse korral: konstandiks (ka ionisatsioonikonstandiks). Vaatleme nõrka hapet üldvalemiga HA, mille dissotsiatsioonil tekib üks vesinikioon ning C OH = C a happejääkioon (anioon): Hapete ja aluste tugevus HA D H+ + A Mida suuremad on ionisatsioonikonstantide Kh ja Ka väärtused, seda tugevama happe Kirjutame välja dissotsiatsioonikonstandi avaldise sellele happele:
Hape-alus tasakaal: pH mõiste, pH skaala; vee ionisatsioon; tugevate ja nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioon mis on Ka, mis pKa? Puhverlahused. Henderson- Hasselbalchi võrrand ja selle rakendused. pH vesinikioonide kontsentratsioon vesilahustes pH skaala- 7=neutraalne, <7=happeline, >7=aluseline Vee ionisatsioon- vesi ioniseerub vähesel määral, kui ioniseerudes moodustab hüdrooniumiooni H3O+ ja hüdroksüüliooni OH- , mille mõlema konts on 10 ^-7M. Tugevate elektrolüütide dissotsiatsioonil dissotseerub aine peaaegu täielikult ioonideks. Nõrkade elektrolüütide puhul dissotseerub aine väga vähesel määral. Puhverlahusteks nimetatakse vesilahuseid, mille koostise muutudes tema mingi parameeter säilitab püsiva väärtuse, näiteks puhvri pH väärtus ei muutu väikese koguse happe või aluse lisamisel. Enamus puhvreid koosneb nõrgast happest (prootoni doonor) ja tema soolast (prootoni aktseptor). Puhver- Happe-aluse konjugeeritud paar takistab pH muutumist lahuses, seega
12. Mis on pH ja kuidas seda määratakse? · Vesinikeksponent ehk pH on negatiivne logaritm lahuse vesinikioonide kontsentratsioonist (mol/l). pH naitab lahuse happelisust. · pH vaartused jaavad reeglina vahemikku 0...14. On siiski ka ulihappelisi lahuseid, mille pH on negatiivne (N: pH=0 on vaga tugevalt happeline lahus). Samuti on tugevalt aluselisi lahuseid, mille pH vaartus on suurem kui 14 (N: pH=14 on vaga tugevalt aluseline lahus). · Neutraalsetes lahustes on vee dissotsiatsioonil tekkinud H+ ja OH- ioonide (molaarsed) kontsentratsioonid vordsed: c(H+) = c(OH-). Neutraalsete lahuste pH = 7 (N: puhas vesi). Vihmavee pH on kergelt happeline, sest vesi reageerib ohus oleva susinikdioksiidiga, moodustades susihappe. Normaalne vihmavee pH on umbes 5,5. · Mida suurem on vesinikioonide kontsentratsioon (ja mida vaiksem on hudroksiidioonide kontsentratsioon), seda happelisem on lahus ja seda madalam on lahuse pH. Lahus on happeline kui pH < 7.
0-2.5 (koer). Koer toodab ööpäevas 1 liiter maomahla. Maonõre sekreteeritakse 2-3h pärast söömist, siis kui maos toitu seeditakse. Enamik maomahlast toodetakse maokehas ja maopõhjas. HCl omadused: * muundab proensüümi pepsinogeeni pepsiiniks * hapendab mao sisu (vaja pepsiini tööks) * lagundab side- ja lihaskudet, aitab suuremaid tükke väiksemateks lagundada * tapab mikroorganisme, mis tulevad allaneelatud toiduga kaasa HCl sekretsioon - parietaalrakkudes tekib H+ H2CO3 dissotsiatsioonil (H2CO3 ↔ H+ + HCO3-). H+/ K+ ATPaasi pump pumpab H+ parietaalrakust näärme valendikku ja samal ajal pumbatakse rakku K + vastu. Samal ajal HCO3- läheb verre. Ehk pärast sööki tõuseb venoosse vere pH. Toimub just siis, kui süüakse valgurikast toitu (sekreteeritakse rohkem HCl). Pepsinogeeni sekretsioon – pearakud sünteesivad ja hoiustavad pepsinogeeni proensüümina. Kui pepsinogeen puutub kokku happelise maosisuga, siis muutub aktiivseks pepsiiniks. Neil on
annaabi.ee 
