Leidsid 33 sarnast õppematerjali, mis on seotud failiga "ELEKTROLÜÜDID". Need materjalid aitavad sul teemat sügavamalt mõista.
ioonid, hape, hüdrolüüs, dissotsatsioon, puhver, anioonid, ch3coo, lahustuvus, elektrolüüdid, puhverlahus, vesinik, reaktsioon, tugevast, soolad, elektrolüüt, happed, ch3cooh, happest, alusest, lahustuvuskorrutis, lahustis, elektrolüütiline, dissotsiatsioon, hco3, co32, lahjem, chatelier, doonor, aktseptor, veele, vesinikeksponent, liiasstandardkontsentratsioonidest (200x pole veel palju…) CH+=1 mol/l } see on juba liiga suur erinevus. CH+=10‾7 mol/l } Meditsiinis organismi puhul: ∆G˚’ puhul CH+=10‾7 mol/l. Kui reaktsioonis vesinikioon ei osale, siis ∆G˚ ja ∆G˚’ langevad kokku. Vahel kasutatakse standardtingimust ∆G˚″ p =0,2 atm, p=0,005 atm, CH+=10‾7 mol/l, CH2O=55,56 mol/l, C=10ˉ² mol/l. ∆G väärtus ei sõltu sellest, millist standardiseerimise tingimust kasutatakse. ATP hüdrolüüs ATP hüdrolüüsil esimesel kahel astmel ∆G˚’=–30 kJ/mol, viimasel astmel veidi vähem. ATP4‾ + H2O ⇄ ADP3‾ + HPO4²ˉ + H+ ∆G˚’=–30 kJ/mol Kuid miks on organism valinud just ATP, kui näiteks kreatiinfosfaadi ∆G˚’=–43 kJ/mol? Sest ATP hüdrolüüsil vabaneb optimaalne hulk energiat — piisav hulk energiat, et viia läbi organismile vajalikke, aga energeetiliselt mittekasulikke reaktsioone, kus ∆G>0. Teisalt aga ei ole tema sünteesireaktsiooni
LAHUSED Tahkete kristalsete ainete korral, kus on enamasti ülekaalus kristallivõre lõhkumiseks kuluv energia H1, on lahustumine endotermiline protsess (H > 0). Gaaside lahustumisel on aga ülekaalus solvatatsioonil vabanev energia H2, seega on lahustumine eksotermiline (H < 0). Vastavalt Le Chatelier' printsiibile nihkub temperatuuri tõstmisel tasakaal endotermilise protsessi suunas. Seega enamiku kristalsete ainete lahustuvus temperatuuri tõstmisel kasvab, gaaside lahustuvus aga väheneb. Seejuures sõltub lahustuvus temperatuurist seda enam, mida suurem on H arvuline väärtus. Lähedaste omadustega vedelikud lahustuvad teineteises tavaliselt piiramatult, st. segunevad teineteisega igas vahekorras (nt. vesietanool). Enamasti esineb aga vedelike korral piiratud lahustuvus saadakse kaks teineteisega mittesegunevat erineva koostisega
lahustuvus – aine maksimaalne sisaldus lahuses (või lahustis) ehk küllastunud lahuse kontsentratsioon (g/100g lahustis vms.) antud tingimustes. Lahustumisentalpia (∆Hl) – soojusefekt 1 mol aine lahustumisel (lõpmata suures hulgas lahustis, p = const.): ∆Hl = ∆H1 + ∆H2 , ∆H1 > 0 – lahustumisel sidemete lõhkumiseks kuluv energia, ∆H2 < 0 – lahustiga seostumisel (solvaatumisel, hüdraatumisel) vabanev energia. 2. Erineva agregaatolekuga ainete lahustuvus vedelikes Tahkete ainete lahustuvus vedelikes: tahkete ainete lahustumisel enamasti ∆Hl > 0, ∆Sl < 0; temperatuuri tõstmisel tahkete ainete lahustuvus enamasti kasvab. Jaotusseadus – lahustunud aine jaotub kahe tasakaalus oleva vedeliku (lahusti) vahel kindlas c1 suhtes: K= , c2
Tahkete ainete ja vedelike lahustuvus üldjuhul suureneb t° tõusuga. 5. LAHUSED Kui nii lahusti kui lahustunud aine on vedelikud kasut. mõisteid segunevad ja Lahus on kahest või enamast komponendist (lahustunud ained, lahusti) koosnev mittesegunevad vedelikud homogeenne süsteem.
Elektrolüüdid 1. Mõisted: · Elektrolüüdid ained, mis lahuses või sulatatud olekus juhivad elektrit. Tekitavad lahusesse ioone. · Mitteelektrolüüdid ained, mis elektrit ei juhi. · Elektrolüütiline dissotsiatsioon elektrolüütide lahustumisega kaasnev aine osaline või täielik lahustumine ioonideks. · Tugevad elektrolüüdid kõik ioonilised ained, nende lahused sisaldavad ainult ioone ja neis ei ole elektrolüüdi molekule, nad dissotseeruvad lahustumisel täielikult.Need on soolad, leelis- ja leelismuldmetallide hüdrooksiidid, anorgaanilised happed.' · Nõrgad elektrolüüdid need on osaliselt dissotseerunud, dissotsatsiooni määr on väiksem kui 5%, eelkõige alused ja happed. · Hüdraatunud ioonid vee molekulidega ümbritsetud ioonid, nende tekkimisel vabaneb energia.
ELEKTROLÜÜTIDE LAHUSED 1. Elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid Lahuste elektrijuhtivuse alusel võib aineid jaotada 2 liiki: 1) elektrolüüdid hapete, aluste, soolade vesilahused. Elektrolüüdid juhivad elektrivoolu vesilahuses ja sulatatud olekus (kuna sisaldavad vabu laengukandjaid ioone); 2) mitteelektrolüüdid destilleeritud vesi, suhkru, alkoholide ja paljude orgaaniliste ainete vesilahused. Mitteelektrolüüdid praktiliselt ei juhi elektrivoolu (ei ole võimelised vabu ioone moodustama). Elektrolüüdid- ained, mille vesilahused Mitteelektrrolüüdid- ained, mille sisaldavad ioone vesilahused ei sisalda ioone
Vesinikuühendid mittemetallidega (vesiniku o-a 1). BH3 boraan, SiH4 silaan, AsH3 arsaan, NH3 asaan (trad. ammoniaak), N2H4 diasaan (trad. Hüdrasiin), PH3 fosfaan. Happed: H3BO3 boorhape boraat BO33-; H3AsO4 arseenhape arsenaat AsO43-; HONC fulmiinhape fulminaat ONC-. Madalama o-a korral kasut. -is ja -us liidet, aniooni nimetuse lõpuks on sel juhul -it. Mitu hapet, kus oksüdatsiooniaste on sama, väiksema H ja O meta-, suurema orto-. Hapnikuta hapete vesinik, mittemetall lõpuga -iid hape. Tiohapped tekivad O aatomi asendusel S aatomiga. Oksiidid: Rühma O-O sisaldavad oksiidid on peroksiidid. H2O2 vesinikperoksiidid; Na2O2 naatriumperoksiid; O3- osoniidid; O2- hüperoksiidid. Soolad: Kristallveega soolad hüdraat. Vesiniksoolad aat. Kordinatiivühendid e. Kompleksühendid: S2- tio-, sulfido-, CH3COO- atsetato-, O2- okso-, NH2- amido-, (asanido-), H2O akva-, CO karbonüül-, NH3 ammiin-, H2S sulfaan-. Komplekskatiooniga kompleksimoodustaja nimetus eestikeelne
Lahustuvus andtud tingimuste küllastunud lahuse konts. [g / 100 g lahustis]. Paremini lahustub aine sellistes lahustites, mis on temaga samade omadustega (n. polaarsus). Massiprotsent p = l.a. / kogu lahus 100% Massimurd sama, kuid protsentideks viimata. Molaarsus c = lahustunud moolide arv ühes liitris lahuses. Molaalsus m = lahustunud moolide arv ühes kg-s lahuses. Moolimurd X = l.a. moolide arv / kogu lahuse moolide arvuga. (lah. a + H2O). II TAHKETE JA VEDELATE AINETE LAHUSTUVUS VEDELIKUS Tegurid: G < 0 küllastamata lahus; G = 0 küllastunud; G > 0 üleküllastunud. Hl > 0; Sl > 0 (enamasti, v.a. tahked leelised ja tahked happed...nende puhul T+ vähendab). 1) Lahusti ja l.a. iseloom (ja polaarsus). 2) T+ suurendab lahustuvust. Vedelikud: Sl = 0. Jaotusseadus mingi aine lahustumisel 2-ks teiseks, on nende jaotus kindlates suhetes. N: [K = c(I2) CS2-s / c(I2) H2O-s]. I2 jaotub kahe lahuse kihi vahel, pôhiliselt siiski benseenis.
Üliõpilase nimi:_________________________ Õpperühm:____________________________ Kuupäev:____________________________ LABORATOORNE TÖÖ 3 Elektrolüütide lahused, pH mõõtmine, hüdrolüüs Töövahendid Koonilised kolvid (250 mL), mõõtkolvid (100 mL), bürett, pipett (10 mL), keeduklaas (50 mL), pH-meeter, katseklaaside komplekt, klaaspulk Reaktiivid 0,05...0,1M HCl kontroll-lahus, täpse kontsentratsiooniga NaOH standardlahus, ligikaudu 0,01M NH3 ⋅ H2O lahus, 2M soolhappe, etaanhappe ja ammoniaakhüdraadi lahused, küllastatud KCl lahus, SbCl3 lahus, konts. sool- või lämmastikhape Indikaatorid:
lahustuvus aine maksimaalne sisaldus lahuses (või lahustis) ehk küllastunud lahuse kontsentratsioon (g/100g lahustis vms.) antud tingimustes. Lahustumisentalpia (Hl) soojusefekt 1 mol aine lahustumisel (lõpmata suures hulgas lahustis, p = const.): Hl = H1 + H2 , H1 > 0 lahustumisel sidemete lõhkumiseks kuluv energia, H2 < 0 lahustiga seostumisel (solvaatumisel, hüdraatumisel) vabanev energia. 2. Erineva agregaatolekuga ainete lahustuvus vedelikes Tahkete ainete lahustuvus vedelikes: tahkete ainete lahustumisel enamasti Hl > 0, Sl < 0; temperatuuri tõstmisel tahkete ainete lahustuvus enamasti kasvab. Jaotusseadus lahustunud aine jaotub kahe tasakaalus oleva vedeliku (lahusti) vahel kindlas c1 suhtes: K= , c2 K jaotustegur; c1 ja c2 aine molaarsed kontsentratsioonid ühes ja teises lahustis.
p funktsioonid pH, pX Gravimeetriline tiitrimeetria-Olemus:Mõõdetakse tiitrimiseks kulunud titrandi massi Eelised-suurem kiirus, mugavus; pole vaja kalibreerida klaasnõusid;pole vaja arvestada temperatuuri muutusi;kaalumine on täpsem kui ruumala mõõtmine; kergelt automatiseeritav. Vesilahuste keemiline koostis-(elektrolüüdid, alused, happed) Elektrolüüdid:ühendid mis lahustudes vees moodustavad ioone AaBb aAb+ + bBa- põhjustavad lahuste elektrijuhtivust Tugevad elektrolüüdid:Ioniseeruvad täielikult lahustudes vees Näiteks:HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3, H2SO4 leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidid: NaOH, KOH, Ca(OH)2 tugeva happe ja aluse reaktsioonil tekkinud soolad Nõrgad elektrolüüdid:Lahustamisel vees mittetäielikult ioniseerunud. Põhjustab vähest juhtivust H3PO4 H3O+ + H2PO4- AgCl Ag+ + Cl- Näited: vesi H2O ; ammoniaak NH3 ; üksikud soolad: HgCl2, HgBr2 ; enamus orgaanilisi happeid:
TTÜ keemiainstituut Anorgaanilise keemia õppetool YKI3152 Anorgaaniline keemia praktikum Laboratoorne Töö pealkiri: Elektrolüütide lahused, pH mõõtmine, töö nr. 3 hüdrolüüs Õpperühm: Töö teostaja: Ksenia Katsanovskaja KATB-21 072545 Õppejõud: Töö teostatud: Protokoll Protokoll V. Lepane esitatud: arvestatud: Eksperimentaalne töö 3 Töövahendid Koonilised kolvid (250 mL), mõõtkolvid (100 mL), bürett, pipett (10 mL), keeduklaas (50 mL), pH-meeter, katseklaaside komplekt, klaaspulk. Reaktiivid 0,05..
Juhendas: Helgi Muoni Klass: 10a Tartu 2003 I AINE PÕHIKLASSID LIHTAINED LIITAINED Koosnevad ühe elemendi aatomitest Koosnevad mitme elemendi (~ 400) aatomitest Metallid Poolmet. Mittemet. Oksiid Hape Alus Sool ~90 5 19 CO2 HCl KOH KCl Cu, Ag Ge, As, S, P, O2 K2O H2SO4 Cu(OH)2 NaHCO3 Sb CO Cu(OH)2 Al2O3 KA(SO4)2 Lihtainete arvukust tõstab allotroopia Nähtus.
Mida lahjem lahus, seda suurem α. Mida suurem on kontsentratsioon, seda väiksem on dissotsiatsiooniaste α. 2. Temperatuurist – mida kõrgem temperatuur, seda kõrgem α 3. Lahusti iseloom Mida suurem on lahusti molekulide polaarsus, seda enam ta nõrgendab ioonilisi sidemeid 4. Elektrolüüdi omadustest 5.Samanimelisi ioone sisaldava elektrolüüdi lisamine Elektrolüüdid – ained, mille vesilahused sisaldavad ioone– Kuna ioonid on laengukandjad, siis juhivad elektrolüütide lahused elektrivoolu .Ioonilise ja tugevalt polaarse kovalentse sidemega ained• Tugevad elektrolüüdid – esinevad lahuses ainult ioonidena (tugevad happed, leelised ja soolad) • Nõrgad elektrolüüdid – lahuses esinevad nii molekulid kui ka ioonid (nõrgad happed ja alused)’ Mitteelektrolüüdid – ained, mille vesilahused ei sisalda ioone– Ei juhi elektrivoolu
mida keemisel või sulamisel tuleb lõhkuda erineval temp. Puhastes ainetes on ainult ühte tüüpi sidemed, seega sulamine ja keemine toimub ühel temperatuuril. Lahused, lahuste omadused 1. Miks on enamiku tahkete ainete lahustumisel Hl > 0 ja Sl > 0, gaasidel aga Hl < 0 ja Sl < 0? Sest entroopia töötab lahustumise vastu, temp. tõstmisel gaaside lahustuvus väheneb. 2. Miks enamiku tahkete ainete lahustuvus temperatuuri tõstmisel kasvab? Temperatuuri tõstmisel nihkub tasakaal endoterm. reaktsiooni suunas. 3. Kuidas valmistada tiosulfaadi üleküllastunud lahust, arvestades et selle aine lahustuvus temperatuuri tõstmisel kasvab? Kui ettevaatlikult alandada temperatuuri. Saadakse lahus, mis sisaldab rohkem lahustunud ainet, kui oleks antud temperatuuril küllastumiseks vaja.(Ettevaatlikult tingimusi muutes) 4
joonega on tähistatud makroergilised sidemed, mille oksüdatsiooni G absoluutväärtusest, nii et katkemise G on -30 kJ/mol; sünteesi G seega ligi 30 kJ/mol. summaarselt G<0 . ATP hüdrolüüs energia kättesaamiseks toimub kolmes astmes, millest organism kasutab tavaliselt vaid Raku bioenergeetika esimest: +¿ Põhitoitained on süsivesikud, rasvad ja valgud. ¿
..6,3 (sellest väiksema pH juures punane, suurema juures kollane, pöördealas oranz), Tahked soolad: Al2(SO4)3, NaCl, Na2CO3, Na2SO3 NH4Cl, CH3COONa, CH3COONH4 ning tsingigraanulid. Töö käik ning katseandmete töötlus ja analüüs 1 . Tugevate ja nõrkade elektrolüütide keemiline aktiivsus. Ühte katseklaasi valada 2-3 mL 2M soolhapet, teise samapalju 2M etaanhapet (äädikhapet). Kumbagi katseklaasi viia ühesugused tsingitükid. Mõlemad katseklaasid asetada kuuma vette. Kumb hape mõjub energilisemalt tsingile? Teha järeldus lähtudes happe tugevusest. 2HCl + Zn = ZnCl2 + H2 2CH3COOH + Zn = (CH3COO)2Zn + H2 Tsink hakkab soolhappes energilisemalt reageerima kui äädikhappes, seega on HCl tugevam hape. 2 . Tasakaal nõrga happe ja aluse lahuses. Katseklaasi valada 4-5 mL vett ja lisada sellele 3-4 tilka 2M etaanhapet (äädikhapet) ja 1-2 tilka metüülpunast. Fikseerida lahuse värvus. Lahus jagada kaheks. Ühele osale lisada väike
Tartu 2003 SISUKORD I. Keemiline kineetika ja keemiline tasakaal. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . II. Lahused. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . III. Tasakaalud elektrolüütide lahustes. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . IV Soolade hüdrolüüs. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . V. Redoksreaktsioonid. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . VI. Metallide aktiivsus ja korrosioon. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2 I. KEEMILINE KINEETIKA JA KEEMILINE TASAKAAL A. Keemilise reaktsiooni kiirus
Lahuse ja pihuse erinevus: lahus on homogeenne süsteem-ained on samas olekus; pihus on heterogeenne süsteem, ained on erinevas olekus või mittelahustunud Lahustuvad vaid molekul- ja ioonivõrega ained Lahustumisprotsess: kõigepealt lõhutakse kristallvõre ja ioonilised sidemed, siis tekivad osakesed mis moodustavad lahusti ja lahustunud aine osakestest. Enamike tahkete ainete lahustumine on endotermiline protsess, mistõttu lahustuvust saab suurendada temperatuuri tõstmisel Gaaside lahustuvus temperatuuri tõstes väheneb, sest gaasidel pole kristallvõret. Co2 ja joodil pole vedelat olekut Sarnane lahustub sarnasega: polaarsed lahustid lahustavad polaarseid aineid või ioonseid aineid, mittepolaarsed või vähepolaarsed ained lahustavad mittepolaarseid aineid Molekulaarsete aimete lahustumisprotsess: ei teki ioone, tekivad mitteelektrolüüdid ja lhaus ei juhi elektrit(erandiks on happed, mis on küll molekulaarsed, kuid tekivad ioonid)
vastasnimeliselt laetud osakesteks ioonideks. Mitteelektrolüüt keemiline ühend, mis lahustis ei lagune ioonideks. Elektrolüütiline dissotsiatsioon elektrolüütide ioonideks lagunemine lahuses. Dissotsiatsioonimäär kirjeldab ioonide lagunemise ulatust. Dissotsiatsioonikonstant kirjeldab lahuses tekkinud ioonide ja molekulide vahelist tasakaalu. Nõrgad elektrolüüdid vähedissotsieeruvad ühendid, st ained, mille dissotsiatsioon pole täielik ( < 1). Tugevad elektrolüüdid hästi dissotsieeruvad ühendid ( 1), dissotsiatsiooni tasakaal on tugevalt nihutatud paremale, lahuses on ainult ioonid. Dissotsiatsiooni tasakaalu nihutamine dissotsiatsioonimäär oleneb temp, aine iseloomust ja kontsentratsioonist. Mida väiksem on Kc (Kc << 1), seda nõrgema elektrolüüdiga on tegemist. Aga mida
ELEKTROLÜÜTIDE KASUTUSALAD TÄNAPÄEVA ELUS Laurene Männik Pärnu Hansagümnaasium 11.c 2013 Sisukord 1. Elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid 2. Elektrolüütide tugevus 3. Dissotsiatsioonivõrrandid 4. Dissotsiatsioonimäär 5. Vesinikeksponent 6. Keemilisi reaktsioone elektrolüütide lahustes 7. Soolade hüdrolüüs ELEKTROLÜÜDID ja MITTEELEKTROLÜÜDID Mis on elektrolüüt ja mitteelektrolüüt? · Elektrolüüt on aine (happed, alused, soolad), mis vesilahuses jaguneb täielikult või osaliselt ioonideks. · Mitteelektrolüüt on aine (paljud orgaanilised ained, lihtained,
Keemia KT Elektrolüüdid ained, mis jagunevad lahustumisel ioonideks Elektrolüütiline dissotsiatsioon lahustumisel kaasnev aine jagunemine ioonideks, toimub nende vastastiktoime tõttu polaarsete vee molekulidega Hüdraatumine e. hüdratsioon lahustunud aine osakeste seostumine vee molekuliga Ioonsed ained (leelised ja soolad) tugevad elektrolüüdid Molaarne kontsentratsioon väljendab lahustunud aine moolide arvu 1l e 1dm3 lahuses. Happe elektrolüütiline dissotsiatsioon - happe ja vee molekulide vaheline keemiline reaktsioon, milles tekivad hüdrooniumioonid ja happe anioonid. Mitmeprootoniliste hapete elektrolüütiline dissotsiatsioon on astmeline (H jaguneb mitu korda) Soola hüdrolüüs neutralisatsioonireaktsiooni pöördreaktsioon, milles sool reageerib veega, moodustades nõrga happe või nõrga aluse
%: Molaalsus: Ppm,ppb,ppt Lahustunud aine ja lahusti ruumalade suhe P funktsioonid Gravimeetriline tiitrimeetria: Olemus-mõõdetakse tiitrimiseks kulunud titrandi massi Eelised-suurem kiirus, mugavus;pole vaja kalibreerida klaasnõusid;pole vaja arvestada temperatuuri muutusi;kaalumine on täpsem kui ruumala mõõtmine;kergelt automatiseeritav. Vesilahuste keemiline koostis: Elektrolüüdid-aine või ühend mis vesilahustes moodustab lahustumisel ioone ja hakkab elektrit juhtima.Tugevad elektrolüüdid: Ioniseeruvad täielikult lahustudes vees.Nõrgad elektrolüüdid:lahustuvad vees,osa molekule jäävad kokku. Happe ja aluse definitsioonid: Happed on ühendid, mis loovutavad prootoneid (e. vesinikioone); Alused on ühendid,mis seovad prootoneid. Vesi käitub nii happe kui ka alusena.Ta on amfolüüt. Autoprotolüüs-reaktsioon,milles osaleb amfolüüt.Toimub prootonite ülekanne. Keemiline tasakaal-päri-ja vastassuunalise reaktsiooni kiirused on võrdsed.
aste -2 PO4 - fosfaatioon - fosfaat - oks. aste -3 NO3 - nitraatioon - nitraat - oks. aste -1 Soolade keemilised omadused · vees lahustuvad, soolad reageerivad leelistega · sool reageerib soolaga. Na2SO4 + BaCl2 = 2NaCl + BaSO4 · aktiivsem metall tõrjub vähem aktiivsema tema soolalahusest välja. Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu. Erand. K, Na, Ca, Ba metallid ei tõrju teist metalli tema lahusest välja kuna nad reageerivad veega. · tugevam hape tõrjub nõrgema tema soolast välja. H2SO4 HCl;HNO3 H3PO4 tugevuse järjekorras H2SO3 H2S;H2CO3 Sool (lah.) + sool (lah.) = sool + sool Sool (lah.) + leelis (lah.) = sool või hüdroksiid Sool + hape (tugevam) = sool + hape (nõrgem) Lahuse pH skaala PH-ga määratakse vesinikioonide kontsentratsiooni lahuses. Kontsentratsiooni hulga tähis on mol/dm(kuubis). 1mol/dm (kuubis) PH=0 0,1mol/dm (kuubis) PH = 1 PH = -log [H+]
ELEKTROLÜÜDID JA MITTEELEKTROLÜÜDID Elektrolüüdid on ained, mis sisaldavad ioone ning tänu sellele nad juhivad sulatatud olekus või vesilahustes elektrivoolu. Elektrolüüdid sisaldavad ioone juba tahkes olekus (NaCl, KNO 3, NaOH) või moodustavad neid lahustumise protsessis (NaCl, H 2SO4). Tahkes olekus ei juhi soolad elektrivoolu, sest ioonid ei suuda tugeva ioonilise sideme tõttu kristallvõrest väljuda. Ioonide liikumine saab võimalikuks kas tahke soola sulatamisel või soola lahustamisel vees. Ioonide olemasolu ja nende suunaline liikumine elektriväljas annabki ainele või lahusele elektrijuhtivuse. Seega saab elektrijuhtivuse kaudu kindlaks määrata, kas antud aine on elektrolüüt või mitte. Elektrolüütideks võivad olla need ained, mis sisaldavad tugevalt polaarseid kovalentseid või ioonilisi sidemeid.
ELEKTROLÜÜDID JA MITTEELEKTROLÜÜDID Elektrolüüdid on ained, mis sisaldavad ioone ning tänu sellele nad juhivad sulatatud olekus või vesilahustes elektrivoolu. Elektrolüüdid sisaldavad ioone juba tahkes olekus (NaCl, KNO 3, NaOH) või moodustavad neid lahustumise protsessis (NaCl, H2SO4). Tahkes olekus ei juhi soolad elektrivoolu, sest ioonid ei suuda tugeva ioonilise sideme tõttu kristallvõrest väljuda. Ioonide liikumine saab võimalikuks kas tahke soola sulatamisel või soola lahustamisel vees. Ioonide olemasolu ja nende suunaline liikumine elektriväljas annabki ainele või lahusele elektrijuhtivuse. Seega saab elektrijuhtivuse kaudu kindlaks määrata, kas antud aine on elektrolüüt või mitte. Elektrolüütideks võivad olla need ained, mis sisaldavad tugevalt polaarseid kovalentseid või ioonilisi sidemeid.
energeetiliselt soodne. Teiseks, nähtuvalt vee kõrgest dielektrilisest konstandist varjestab vesi efektiivselt laenguid ja seega on ioonilist kristalli koos hoidvad elektrostaatilised interaktsioonid vesikeskkonnas oluliselt nõrgestatud. Veemolekulide polaarse iseloomu tõttu lahustuvad vees ka sellised mitteioonsed kuid polaarsed orgaanilised ühendid nagu amiidid, fenoolid ja estrid. Hüdrofoobsed molekulid vesilahuses Hüdrofiilsete molekulide vees lahustuvus põhines nende energeetiliselt soodsal interaktsioonil veemolekulidega. Seega pole üllatav, et ühendid nagu süsivesinikud, mis ei ole võimelised moodustama vesiniksidemeid ja ei ole ka polaarsed, lahustuvad vees ainult väga piiratud koguses. Selliseid molekule nimetatakse hüdrofoobseteks (vett kartvad). Erinevalt hüdrofiilsetest molekulidest ei moodustu hüdrofoobsete molekulide ümber hüdratatsiooni kihti.
Riina Aav, Kristiina Kreek 5 Analüütilise keemia näidisülesanded 2013 - d) Ekvivalentpunktis on IO3 hulk täpselt võrdne Hg22+ reageerimiseks vajaliku kogusega. Nii et kõik ioonid sadenevad ja keskkonda satub Hg22+ tänu osalisele Hg2(IO3)2(s) dissotsieerumisele, - - Hg2(IO3)2(s) Hg22+ + 2 IO3 , kus tekib iga Hg22+ kohta 2 IO3 iooni: x 2x (x)(2x)2 = Ksp, siit saamegi, et x = [Hg22+] = 6.9 × 10-7 M Vastused: a) Ve = 35.69 ml; b) 8.29× 10-7 M; c) 1
Indikaatorid- universaalindikaatorpaber, fenoolftaleiin (ff), metüülpunane (mp). Tahked soolad Al2(SO4)3, NaCl, Na2CO3, Na2SO3 NH4Cl, CH3COONa, CH3COONH4 ning tsingigraanulid. 1. Tugevate ja nõrkade elektrolüütide keemiline aktiivsus. Ühte katseklaasi valada 2-3 ml 2M soolhapet, teise samapalju 2M etaanhapet. Kumbagi katseklaasi viia ühesugused tsingitükid. Mõlemad katseklaasid asetada kuuma vette. Energilisemalt mõjub tsingile HCl, sest on tugev hape, etaanhape on nõrk hape. HCl dissotsieerub täielikult H+ + Cl- . 2. Tasakaal nõrga happe ja nõrga aluse lahuses. a. Katseklaasi valada 4-5 ml vett ja lisada sellele 3-4 tilka 2M etaanhapet ja 1-2 tilka metüülpunast. Lahus jagada kaheks. Ühele osale lisada väike kogus tahket naatriumetanaati, loksutada ja võrrelda lahuste värvusi mõlemas katseklaasis. Algselt lahus roosa, CH3COONa lisamisel muutus värvus punaseks. Tasakaal nihkus
Näit. floori elektronkonfiguratsioon kirjutatakse nii 1s22s22p5 (vt. tabel), kus ülaindeks näitab elektronide arvu antud orbiidil. Sisuliselt perioodilisussüsteem väljendab elementide omadusi sõltuvalt tuumalaengust ja sellest tulenevast elektronide arvust ja nende konfiguratsioonist. Vastavalt antud perioodis täituvale orbitaalile elemendid jagunevad s,p, d ja f elementideks. Kõige kõrgemal põhinivool asuvaid elektrone nimetatakse valentselektronideks. 2. Ühendid: ioonid ja molekulid Sõltuvalt asendist perioodilises süsteemis on aatomitel kalduvus kas omandada, anda ära või jagada elektrone saavutamaks inertsetele väärisgaasidele omast stabiilset elektronkonfiguratsiooni. Viimastele omane elektronkonfiguratsioon omab vähem potensiaalset energiat ja on seega stabiilsem. Aatomid kaotavad, liidavad või jagavad elektrone saavutamaks perioodilises süsteemis lähima inertgaasi elektronkonfiguratsiooni (oktettreegel).
- kaalumine on täpsem kui ruumala mõõtmine; - kergelt automatiseeritav. 14. Vesilahuste keemiline koostis (elektrolüüdid, happed ja alused). + Elektrolüüdid - ühendid mis lahustudes vees moodustavad ioone AaBb aAb + bBa põhjustavad lahuste elektrijuhtivust. Elektrolüüdid on ühendid mis lahustudes vees moodustavad ioone; põhjustavad lahuste elektrijuhtivust. Elektrolüüs jaguneb: tugevad elektrolüüdid, nõrgad elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid. Happed loovutavad elektrone, alused seovad elektrone 15. Brönsted-Lowry happe-aluse teooria põhiseisukohad. 16. Autoprotolüüs · Vee molekul käitub normaalselt nii happe kui alusena (vastavalt partnerile) ja on seetõttu amfiprotoonne aine. · Amfiprotoonsuse tõttu toimub ka puhtas vees prootoni ülekanne ühelt vee molekulilt teisele vee autoprotolüüs.
Mitteelektrolüüdid-ained,mis ei esine lahuses mitte ioonide, vaid neutraalsete molekulidena. (O2, I2; CO, NO, Al2O3; suhkur, etanool; Fe2O3, Cu jt) Tugevad el.-d on lahuses täielikult jagunenud ioonideks (soolad, tugevad happed ja alused) nõrgad el-d on lahuses ainult osaliselt jagunenud ioonideks (nõrgad happed ja alused). Elektrolüütide lahused juhivad elektrit. Mida nõrgem on elektrolüüt, seda väiksem on ta lahuse elektrijuhtivus. Ioonsed ained (soolad,leelised)on tugevad elektrolüüdid. Lahustumisprotsessi soojusefekt tervikuna sõltub sellest, kumb on ülekaalus-kas energia neeldumine kristallvõre lagunemisel v energia eraldumine ioonide hüdraatumisel. Soolad lahustumine vees on endotermiline. Leeliste lahustumine vees on eksotermiline. Aine lahustuvust väljendatakse taval. Lahustunud aine maksimaalse kogusega grammides, mis võib lahustuda 100g lahustis antud temp-l. Molaarne kontsentratsioon väljendab lahustunud aine moolide arvu 1 liitris e 1dm3 lahuses.
vahetusmahtuvus (meq/100g)mittetundlikud pinnased > 15,4; vähetundlikud pinnased 6,2 ... 15,4; tundlikud pinnased < 6,2. Metallid ja nende ühendid1) Looduslikult leiduvad, peamiselt ühenditena2) Elusorganismidele vajalikud elemendid3)Erinevas vormis, erinevate ühenditena erinevad omadused 4)käitumine keskkonnas ja toime. Ca-Mis ühenditena, mis vormis keskkonnas ? Kaltsiumi sisaldavad mineraalid:lubjakivi, kips, dolomiit... erinevad kaltsiumi soolad CaCl2, CaF2, CaSO4, CaCO3(erinev lahustuvus!) _ Ca2+ ioonid vees (hüdratiseeritud !)_ Ca 2+ ioonid kompleksühendite koosseisus_ Ca- orgaanilised ühendid. Raskemetallid_ Toksilised metallid (Hg, Pb, Cd, ...)nende kontsentratsioonid keskkonnas ?_ Probleemid keskkonnas tänu inimtegevusele _ Ei lagune keskkonnas!! Lahustumine ja sadenemine Tähtsad määramaks metallide käitumist ja transporti keskkonnas_ Lahustumine: määrab ainete sisaldused looduslikes vetes
annaabi.ee 
