Elektronkate = negatiivse laenguga Tuum = positiivse laenguga Prooton = positiivne Neutron = neutraalne Elektron = negatiivne 1.kiht max 2 elektroni; 2.kiht max 8 elektroni; 3.kiht max 18 elektroni; 4. kiht max. 22 elektroni, VIIMANE KIHT ALATI max. 8 Aatom on laenguta. Massiarv = A tuumamass = neutronid + prootonid Aatomnumber = Z prootonite arv tuumas A Z = neutronid Elementide aatomi ehituses ja omadustes valitseb kindel süsteem. I-VIIIa rühmanumber, näitab kõige välimise elektronkihi elektronide arvu. Järjekorranumber Elektronide arv, tuumalaeng, prootonite arv tuumas (näitab väike number vasakpoolses ülemises nurgas. Perioodi number (numbrid 1-7) näitab elektronkihtide arvu Aatommass (number all keskel) prootonid + neutronid B-rühma elementidel on reegli päraselt viimasel kihil 2-3 elektroni. Perioodilisustabel ülevalt alla = metallilised omadused tugevnevad; paremalt vasakule = metallilised omadused tugevnevad
d-METALLID ehk siirdemetallid asuvad perioodilisustabeli B-rühmades, enamasti IV orbitaalid. Rühmale iseloomulik kompleksühendite moodustamine: selles osalevad perioodis. Nimetus tuleneb sellest, et viimasena elektronidega täitunud alakiht on vabad orbitaalid. Tuumalaengud suuremad. Tsingirühma metallid: Zn Cd Hg. (d10s2). eelviimase kihi d-alakiht. Tuntumad Fe, Cu, Zn. Viimasena elektronidega täitunud alakiht Kuna eelviimase elektronkihi d alatase täitunud, erinevad märgatavalt teistest d- on eelviimase kihi d-alakiht. Tavaliselt väliskihil 2 elektroni, erandiks Cu rühma metallidest. Samuti ei reageeri veega. elemendid. O.A. muutuv, v.a. Zn 2 ja Ag 1. Raua O.A. ühendites on II ja III (püsivaim). Siirdemetallid on A-rühmade metallidega võrreldes kõvemad ja kõrgema sulamistemp. p-METALLID. Nimetus tuleneb sellest, et väliskihi ehituse moodustavad s-ja p-metallid.
Molekul- aine väikseim osake, millel on samad omadused nagu ainel ja ta võib keemilises reaktsioonis laguneda.Aatom- aine väikseim osake, mis koosneb aatomituumast ja elektronkattest.Aatomituum- koosneb prootonites ja neut laneg +.Nukleon- tuumaosakesed prootonid ja neutronid.Prooton- laeng+ mass 1 määrab keemilise lemendi.Neutron- laeng0 mass1.Elektron- elektronkihi üks osa.Ioon- laenguga energia osake,kus elektrone on rohkem või vähem prootonite arvust.Isotoop- sama laenguga erineva massiarvuga element.Laenguarv-Z koosneb prootonite arvust.Massiarv- A tuumaosakeste arv kokku.Tuumajõud- jõud, mis hoiab tuumaosakesi koos.Seosenergia- on võrdne minimaalse tööga,mis kulub liitosakeste lahutamiseks koostisosadeks.Tuumareaktsioon- tuumaenergia muutub elektrienergiaks.Termotuumareaktsioon- kergete tuumade ühinemine kõrgel temp
Keemiline side on mõjujõud elementide aatomite vahel ühendis. Keemilise sideme tekkimisel läheb aatom üle püsivasse olekusseja selle käigus vabaneb energia Keemilise sideme liigid: *Kovalentne side, mis moodustub ühiste elektronipaaride abil välise elektronkihi paardumata elektronide vahel *Iooniline side, moodustub erinimeliselt laetud ioonide vahel *Metalliline side, moodustub metalli attomitest ja elektronidest.tekkiva sidemetüübi üle saab otsustada suhtelise elektronegatiivsuse abil Suhteline elektronegatiivsus iseloomustab elementi aatomivõimet siduda elektrone keemilise sideme moodustumisel Ühikuks on võetud liitiumi aatomi võime siduda endaga elektrone Kovalentne side <1,7< Iooniline side
Reakts võrrandeid milles on märgitud reaktsioonis eralduv või neelduv soojushulk, nim. termokeemilisteks võrranditeks. Eksotermilistes reaktsioonides energia eraldub, endotermilistes reaktsioonides energia neeldub. Väärisgaaside aatomite väliselektronkiht on elektronidega täidetud ja seetõttu kõige püsivamas olekus. Elektronidega täidetud väliskiht sisaldab reeglina 8 elektroni ehk elektronokteid. Püsiva elektronkihi võivad aatomid saada vajaliku arvu elektronide üleandmisel ühtedelt aatomitelt teistele. Moodustunud ioonide vahel tekivad ioonilised sidemed. Püsiva elektronkihi võivad elementide aatomid saavutada ka ühise elektonipaaride moodustamisel teiste aatomitega Ühiste elektronipaaride moodustamisel tekivad aatomite vahel kovalentsed sidemed. Keemiliste sidemete tekkel energia alati eraldub, keemiliste sidemete lõhkumiseks tuleb alati kulutada energiat.
keemilise elemendi. Neutron elektriliselt neutraalne elementaarosake, mis määrab ära keemilise elemendi isotoobi. Isotoop sama keemilise elemendi aatomid, mis erinevad üksteisest neutronite arvu poolest. Elektronskeem aatomi elektronkatte ehitust kirjeldav skeem, mis näitab elektronide arvu elektronkihtides. Elektronvalem elektronstruktuuri kirjeldav üleskirjutus, mis näitab elektronide paigutust alakihtidel. Aatomiraadius aatomi tuuma ja välimise täidetud elektronkihi vaheline kaugus. Aatomorbitaal aatomi osa, milles elektroni leidumise tõenäosus on väga suur. Keemiline element ühesuguse tuumalaenguga aatomite liik. Perioodilisusseadus seisneb selles, et keemiliste elementide omadused on perioodilises sõltuvuses aatomite tuumalaengust. Oksüdatsiooniaste elemendi aatomite okspdeerumise astet iseloomustav suurus. Keemiline side aatomite- või ioonidevaheline vastastikmõju, mis seob nad molekuliks või kristalliks.
CH3COOH - äädikhape Orgaaniliste ühendite 3 olulisemat elementi on C,H,N. Vitalism on elujõuõpetus. Vitalismi järgi org. ained tekivad ainult elujõu mõjul. Vitalism kõrvaldati kusiaine, äädikhappe, benseeni jpt ainete sünteesiga laboris. Valentselektron - paardumata elektron saab moodustada keemilist sidet. Valentsorbitaal on orbitaal, mille paardumata elektronid saavad moodustada keemilisi sidemeid. Ergastumine on paardunud elektroni üleminek tühjale orbitaalile sama elektronkihi piires. Hübridisatsioon on valentselektronide energia võrdsustamine, tekivad ühesuguse energiaga hübriidsed orbitaalid. ??Hübriidne orbitaal on võrdse energiaga orbitaal ? Orgaanilises ainetes moodustuvad ahelad: · hargnemata · hargnenud · tsükliline Alkaanid on ainult tetraeedrilisi süsinikke sisaldavad süsivesinikud.(CnH2n+2) Homoloogiline rida on sarnaste liikmete rida. Homoloogiline vahe -CH2 mille poolest iga järgnev homoloog erineb teisest/eelnevast.
Dielektrik on mittejuht, vabu laengukandjaid mittesisaldav aine (aatom või molekul moodustab elektriliselt neutraalse tervikliku süsteemi). Aine, milles elektrivälja mõjul toimub seotud laengukandjate nihkumine oma tasakaaluasendi suhtes. Elektrivälja puudumisel ümbritsevad välimised elektronid aatomi siseosa ühtlase kihina. Kui aatomile mõjub elektriväli, siis nihkub elektronpilv rakendatud väljale vastupidises suunas. Selle tagajärjel ei ühti välimise elektronkihi negatiivse laengu kese enam aatomi positiivse laengu keskmega. Elektrivälja tugevus näitab, kui suur jõud mõjub selles väljas ühikulise positiivse laenguga kehale. On vektoriaalne suurus. Punktlaengu väljatugevus on võrdeline laengu suurusega ning pöördvõrdeline vahekauguse ruuduga. Jõud on laengu ja väljatugevuse korrutis. Mitmest kehast koosneva ja elektrit juhtiva
AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3NaCl. Lahustub nii hapetes kui ka leelistes. Kuumutamisel laguneb oksiidiks ja veeks. Alumiiniumisoolad on enamasti valged tahked ained. Soolade vesilahused on tugevalt happelise reaktsiooniga. Al2(SO4)3 (Alumiiniumsulfaat), mis esineb kristallhüdraadina. Kasutatakse joogivee puhastamisel. RAUD Iseloomustus. dmetall ehk siirdemetall. Asub 4. perioodi VIIIB rühmas. Selles rühmas paiknevad elemendid triaatidena. Välise elektronkihi salakihil kaks elektroni, mida saab loovutada keemilise sideme moodustamiseks. Ühendeid on mitmes oksüdtasiooniastmes. Põhilised oksüdatsiooniastmed on +2 ja +3. Raud(II)ühendid ei ole püsivad ja oksüdeeruvad raud(III) ühenditeks redutseerijate abil. Elektronvalem: 1s2s2s22p63s23p63d64s2. Kui raua aatomid loovutavad väliskihi eletktronid tekivad +2 ühendid, kui aga loovutavad ka dalakihilt saame +3 ühendid. Ühtaselt täidetud kihi tõttu saab püsivad ühendid
Bohri aatomimudel selgitab selliste värvuste ehk spektrijoonte tekkimist järgmiselt: nähtava valguse spektrijooned tekivad elektroni üleminekul kõrgemalt orbiidilt 2-le lubatud orbiidile. 9 Mingi keemilise elemendi elektronkate koosneb kolmest elektronkihist. Arvuta, mitu elektroni tohib maksimaalselt olla selle aatomi elektronkattes? – Pauli keeluprintsiibi kohaselt tohib ühes elektronkihis olla maksimaalselt 2n2 elektroni, kus n on elektronkihi number ehk peakvantarv. Selles ülesandes on n = 3, ehk 2*32 = 18. Selle keemilise elemendi aatomi elektronkattes või maksimaalselt olla 18 elektroni.
Dielektrik on mittejuht, vabu laengukandjaid mittesisaldav aine (aatom või molekul moodustab elektriliselt neutraalse tervikliku süsteemi). Aine, milles elektrivälja mõjul toimub seotud laengukandjate nihkumine oma tasakaaluasendi suhtes. Elektrivälja puudumisel ümbritsevad välimised elektronid aatomi siseosa ühtlase kihina. Kui aatomile mõjub elektriväli, siis nihkub elektronpilv rakendatud väljale vastupidises suunas. Selle tagajärjel ei ühti välimise elektronkihi negatiivse laengu kese enam aatomi positiivse laengu keskmega. 6. Plaatkondensaatori mahtuvus Kindla mahtuvuse saamiseks luuakse kehade süsteem, mida nim kondensaatoriks. Kondensaatori moodustavad 2 elektrit juhtivat plaati, mille vahel on dielektrikuks kiht. Kondensaatori mahtuvus on tema katete (e. plaatide) mahtuvus. Kui kondensaatori üks kate maandada siis maandamata katte laadimine on sama väärne vastava laeng üle viimisega ühelt kattelt teisele
neutraalsed aatomid. Elektronid on (nagu prootonid ja neutronid) fermionid, seega kehtib ka nende kohta Pauli keeluprintsiip, mis ei luba kahel elektronil olla samas ruumiosas samas energeetilises olekus (kvantolekus). Iga elektron, mis lisandub aatomi elektronkattesse, peab valima omale teistest elektronidest erineva energiatasemega aatomorbitaali, mis on määratud elektronkatte kvantarvudega. Elektronkatte peakvantarv (n) määrab ära elektronkihi, millel elektron asub. Täpse orbitaali määramiseks tuleb arvestada veel asimuudi kvantarvu (l), magnetilise kvantarvu (ml) ja elektroni spinniga. Kui kõik aatomi elektronid asuvad madalaimates (vähima energiaga) lubatud kvantolekutes, siis on aatom põhiolekus. Kui mõni elektron neelab footoni (saab endale footoni energia), siis tõuseb ta mõnele kõrgemale vabale energiatasemele ja aatom läheb ergastatud olekusse.
siis on tegemist täielikult ioniseeritud aatomiga. Elektronide aatomist lahtirebimine või juurdelisamine on aatomi ioniseerimine. Kõige kergemini on aatomist lahti rebitavad need elektronid, mis on aatomiga kõige nõrgemini seotud. Ioonidel on elektrilaeng, mille määrab neutraalsest aatomist välja rebitud või sellele lisandunud elektronide arv; seetõttu reageerivad ioonid ümbritsevate aatomitega palju tugevamalt kui neutraalsed aatomid. Elektronkatte peakvantarv (n) määrab ära elektronkihi, millel elektron asub. Täpse orbitaali määramiseks tuleb arvestada veel asimuudi kvantarvu (l), magnetilise kvantarvu (ml) ja elektroni spinniga. Broglie`elektronorbitaalid
Kvantmehaanikas kirjeldatakse osakese käitumist lainefunktsiooniga. Lainefunktsiooni tähistatakse psiiga Ψ. Elektronpilv – elektroni leidumise tõenäosus Lainefunktsioon leitakse enamasti Schrödingeri võrrandi lahendamise käigus � Ψ = �Ψ (siin � on hamiltoniaan (energiaoperaator); � on süsteemi energia) Kvantarvud – lainefunktsioonides esinevad täisarvud, millest võib sõltuda ka lainefunktsiooni matemaatiline kuju 1)peakvantarv n (positiivne täisarv) – määrab elektronkihi (määrab orbitaali mõõtmed ja energia) 2)orbitaalkvantarv l (0 või positiivne täisarv) – määrab alakihi; tähistatakse töhtedega s,p,d,f (määrab orbitaali tuuma ümber ringlemise kiiruse ja selle kaudu orbitaali kuju) 3)magnetkvantarv ml (täisarv vahemikus –l....l) – määrab konkreetse orbitaali alakihis (kirjeldab orbitaalse liikumise orientatsiooni) 4)spinnkvantarv m s (-½ või ½)– iseloomustab elektroni teatavat sisemist omadust, spinni
Kvantmehaanikas kirjeldatakse osakese käitumist lainefunktsiooniga. Lainefunktsiooni tähistatakse psiiga . Elektronpilv elektroni leidumise tõenäosus Lainefunktsioon leitakse enamasti Schrödingeri võrrandi lahendamise käigus = (siin on hamiltoniaan (energiaoperaator); on süsteemi energia) Kvantarvud lainefunktsioonides esinevad täisarvud, millest võib sõltuda ka lainefunktsiooni matemaatiline kuju 1)peakvantarv n (positiivne täisarv) määrab elektronkihi (määrab orbitaali mõõtmed ja energia) 2)orbitaalkvantarv l (0 või positiivne täisarv) määrab alakihi; tähistatakse töhtedega s,p,d,f (määrab orbitaali tuuma ümber ringlemise kiiruse ja selle kaudu orbitaali kuju) 3)magnetkvantarv ml (täisarv vahemikus l....l) määrab konkreetse orbitaali alakihis (kirjeldab orbitaalse liikumise orientatsiooni) 4)spinnkvantarv m s (-½ või ½) iseloomustab elektroni teatavat sisemist omadust, spinni
Aine ehitus Konspekt 1. Mõisted Aatomifüüsika teadusharu, mis uurib aatomi ehitust ja omadusi Energiatase energia, mis vastab aatomi statsionaarsele olekule Peakvantarv (n) määrab elektroni kõige tõenäosema kauguse tuumast (elektronkihi numbrid) Põhiolek olek, kus elektroni energia on minimaalne Ergastatud olek olek, kus elektroni energia on suurem kui põhiolekus Pidevspekter spekter, kus üks värvus läheb sujuvalt üle teiseks värvuseks; elektromagnetilise kiirguse sagedus muutub pidevalt Joonspekter spekter, kus üksikud värvilised jooned on tumedal taustal (kiirgusspekter) või üksikud tumedad jooned on pideva spektri taustal (neeldumisspekter)
Elektriväli juhtides: Elektrivälja paigutatud juhis liiguvad vabad elektronid jõujoontele vastassuunas, kuna nende ja+ laengute vaheline elektriväli tasakaalustab välisevälja ja üldine väljatugevus langeb nullini. Kasutatakse ära varjestamisel, kahjulik radiaatorites. Elektriväli dielektrikutes: dielektrikuteks nim. aineid, kus pole vabu laenguosakesi. Elektriliste omaduse põhjal jagunevad: 1)polaarsed ja2 )mittepolaarsed. Mittepolaarne molekul muutub dipooliks elektronkihi nihkumisel. Dipoolid on dielektrikus suunatud kaootiliselt. Elektriväljas pöörduvad dipoolid piki jõujooni tekivad pinglaengud ja nende vaheline elektriväli vähendab üldist elektrivälja.Elektrivälja töö: kui laeng q läbib lõigu d, on elektrivälja poolt tehtud töö A=Fd. Valemist E=F/q saame F=Eq, asendades F-i, saame A=Eqd. Kui laeng q läbib lõigu s, siis elektriväli töö A=Fscosa, ent scosa=d ning A=Fd ehk A=Eqd. Järeldus:elektrivälja töö ei sõltu läbitud teepikkusest
Elektriväli juhtides Elektrivälja paigutatud juhis liiguvad vabad elektronid jõujoontele vastassuunas kuni nende ja + laengute vaheline elektriväli tasakaalustub välisvälja ja üldise välja tugevus langeb 0-ni. Seda saab ära kasutada varjestamisel. Elektriväli dielektrikutes Dielektrikuks nim. aineid, milles ei ole vabu laengukandjaid. Elektriliste omaduste põhjal: 1) polaarsed (vesi) ja 2) mittepolaarsed. Mittepolaarne molekul muutub elektriväljas polaarses dipooliks elektronkihi nihkumisel. Dipoolid on elektrikus orienteeritud, suunatud kaootiliselt. Elektriväljas pöörduvad dipoolid pikijõudu, tekivad pindlaengud ja nende vaheline elektriväli vähendab üldist väljatugevust epsilon korda. Elektrivälja töö Kui laeng q läbib lõigu d, on elektrivälja poolt tehtud töö A= Fd. Saame A= Eqd. Elektrivälja töö ei sõltu läbitud pikkusest. Pinge ja potentsiaal Pingeks nim. elektrivälja tööd 1C nihutamisel ühest punktist teise.
Kuna elektronid on samaaegselt ka laine (vastavalt laine-osake dualismile), siis tekitab iga elektron tuuma ümber kolmemõõtmelise seisulaine, mis tuuma suhtes ei liigu. Selline käitumine on määratud aatomorbitaaliga - matemaatilise funktsiooniga, mis kirjeldab ära tõenäosuse, et elektron on mingis konkreetses punktis aatomituuma ümbruses olemas. 1.4.2 Elektronkihid Elektronkate jaguneb elektronkihtideks, mis omakorda jagunevad alamelektronkihtideks ja orbitaalideks. Elektronkihi, milles elektron paikneb, määrab ära elektroni elektronkatte peakvantarv (n). Kuna elektriliselt neutraalsel aatomil on alati vähemalt üks elektronkiht, siis peakvantarvu väärtused võivad olla 1, 2, 3 jne. Teoorias võib aatomil olla lõpmatu arv elektronkihte, kuid reaalselt on kõige suuremal avastatud keemilise elemendi aatomil ergastamata seisundis seitse elektronkihti. 1.4.3 Valentselektronkiht
12) Oksüdeerija-on keemias aine, mis redoksreaktsiooni käigus liidab endaga elektrone. 13) Redutseerimine-on redoksreaktsiooni käigus oksüdeerijaga toimuv protsess, mis seisneb selles, et ta liidab endaga elektrone. 14) Oksüdeerumine-elektronide loovutamine 15) redoksreaktsioon-on keemiline reaktsioon, mille käigus aatom (või ioon) liidab või loovutab elektrone 16) s-orbitaal-kerakujuline, mahutab 2e 17) s-alakiht-iga elektronkihi esimene alakiht, koosneb s-orbitaalist 18) p-orbitaal-hantlikujuline, mahutab 6e 19) p-alakiht-alates teisest elektronkihist, järgneb s-alakihile, koosneb 3st p-orbitaalist 20) d-orbitaal- lutikujuline-mahutavad 10e 21) d-alakiht- koosneb 5st d-orbitaalist 22) molekul- koosnevad aatomitest 23) lihtaine-on keemiline aine, milles esinevad ainult ühe elemendi aatomid. 24) Liitaine-keemiline aine, milles esinevad rohkem kui ühe elemendi aatomid
on värvusetud. Enamiku mittemetallide ühiseks omaduseks on see, et nad praktiliselt 3 ei juhi elektrit. Mittemetallid loovutavad väliskihi elektrone palju raskemini kui metallid. Metallidega reageerimisel käituvad mittemetallid oksüdeerijatena, liites endaga metalli aatomite poolt loovutatud elektrone. Sel viisil saavutavad nad püsiva oleku elektronidega täidetud välise elektronkihi. Samas võivad nad loovutada elektrone reageerimisel mõne endast aktiivsema mittemetalliga, s.t. käituda redutseerijana. Seega erinevalt metallidest võib mittemetall elektrone nii liita kui ka loovutada, olles kas oksüdeerija või redutseerija, olenevalt reaktsioonipartnerist. Aatom on keemilise elemendi väikseim iseseisev osake ja molekuli koostisosa. Aatom koosneb tuumast ja elektronkattest. Tuuma mass moodustab valdava osa aatomi massist. Tuumas on prootonid ja neutronid
Vedelas olekus on elavhõbe väga halva elektrijuhtivusega. Absoluutse nulli lähedal on ta aga ülijuht. Elavhõbedal on suur pindpinevus, tema pindpinevusteguriks on 0,4865 N/m. Teraskuul ujub elavhõbeda pinnal Hg on peegelduv vedel metall 4 Keemilised omadused Tsingi alarühma metallidest on elavhõbe kõige väiksema aktiivsusega. Eelviimase elektronkihi täitumise tõttu on elavhõbeda oksüdatsiooniaste II. Soolhape, lahjendatud väävelhape ning leelised ei mõju elavhõbedale. Ta reageerib kergesti lämmastikhappega. Kontsentreeritud väävelhape reageerib elavhõbedaga kuumutamisel. Hg asub metallide pingereas vesinikust vasakul ega tõrju seepärast hapetest vesinikku välja. Ta reageerib vaid nende hapetega, mille anioonid on tugevad oksüdeerijad. Tekkida võivad nii Hg(II) kui ka Hg(I) ühendid. Näiteks tekib
lahustites vähelahustuvad, lahustes disproportsioneeruvad : · Hg22+ Hg2+ + Hg · (tasakaal paremale Cl-, Br- jm. kompleksimoodustavate ligandide juuresolekul) · Dihalogeniidid HgHal2 lahustuvad nii vees kui org. lahustites, neile on iseloomulik (erinevalt suurest enamikust teistest sooladest), et nad praktiliselt ei dissotsieeru vesilahustes. Soolade MHal (M = Na, K, Rb) vesilahustes hästilahustuvad kompleksid M2HgHal4 II rida 1. Väärisgaaside elektronkihi omadused väliselektronkihi konfiguratsioon : s2p6 välise energiataseme orbitaalid täiesti täitunud (alates Ar-st täiel. täitunud nii s - kui p - nivood) Väliselektronkihi suur püsivus keemil. passiivsus Oktetireegel: aatomid püüavad keemil. reaktsioonides saavutada 8-elekronilist väliskihti - max stabiilsus He, Ne, Ar - ühendeid ei tunta seniajani (v.a. eksimeerid ArO + jmt) Esimesed väärisgaaside ühendid saadi alles 1962 (N
kvant korraga. Statsionaarsed on need orbiidid, kus tekivad lained. ,,Korpuskulaar-laineline dualism." 39.Elementaarkvantmehhaaniline aatomimudel. http://www.colorado.edu/physics/2000/quantumzone/bohr.html 40.Kirjutage kvantarvude valiku reeglid. Orbitaalkvantarv l väärtusega 0,1,2....n-1 määrab ära orbitaali kuju (st piirkonna kus elektroni leidumine on kõige tõenäosem). O iseloomustab orbitaalide jaotust energia järgi ühe elektronkihi piires. Igale orbitaalarvule l vastab oma alakiht. Kui l=0, siis on tegu s-orbitaaliga, kui l=1, siis p- orbitaaliga ja kui l=2, siis d-orbitaaliga. Magnetkvantarv m väärtustega -2,-1,0,1,2,...+-L(l) (määrab orbitaali asendi üksteise suhtes). Peakvantarv n väärtustega 1,2,3... määrab ära orbitaali energia e. Orbitaali kauguse tuumast (e. millisel elektronkihil elektron asub). Spinn - +-1/2, iseloomustab elektroni ,,sisemist" magnetmomenti (on
F = NA*e 8. Valiku reeglid: Peakvantarv n väärtustega 1,2,3... määrab ära orbitaali energia e. Orbitaali kauguse tuumast (e. millisel elektronkihil elektron asub). Peakvantarv võetakse perioodi järgi. Näiteks kolmas periood, siis n-i väärtus ongi 3. Orbitaalkvantarv l väärtusega 0,1,2....n-1 määrab ära orbitaali kuju (st piirkonna kus elektroni leidumine on kõige tõenäosem). O iseloomustab orbitaalide jaotust energia järgi ühe elektronkihi piires. Igale orbitaalarvule l vastab oma alakiht. Kui l=0, siis on tegu s-orbitaaliga, kui l=1, siis p-orbitaaliga ja kui l=2, siis d-orbitaaliga. Magnetkvantarv m väärtustega -2,-1,0,1,2,...+-(l) (määrab orbitaali asendi üksteise suhtes). 7 Spinn - +-1/2, iseloomustab elektroni ,,sisemist" magnetmomenti (on tingitud elektronpilve ,,pöörlemisest"). n=3
2 Iga võimalikku elektroni kvantolekut aatomis kirjeldab kindel kvantarvude nelik n, l, m l , m s. Pauli keeluprintsiip : aatomis ei saa olla mitut elektroni, mille olek on määratud nelja kvantarvu ühesuguse kombinatsiooniga , ei saa ühes ja samas aatomis olla kaht elektroni ühesuguses kvantolekus. Elektronkihi moodustavad elektronid, milledel on ühesugune n väärtus.Elektronkihte tähistatakse : K, L, M, N, O, P, Q jne. Kihis oleva elektronide arvu määrab valem 2 n 2, elektronide arvu alakihis valem 2 ( 2 l + 1 ). Peakvantarv n 1 2 3 4 5 Elektronkihi tähis K L M N O Suurim elektronide
väga madala keemistemperatuuriga värvitud gaasid, mis esinevad üheaatomilise lihtainena ning peaaegu kunagi ei astu keemilistesse reaktsioonidesse. Väärisgaasid on Heelium (He), Neoon (Ne), Argoon (Ar), Krüptoon (Kr), Ksenoon (Xe) ja Radoon (Rn). Heelium kuulub s elementide hulka (elektronvalem 1s 2). Teised väärisgaasid on p elemendid ning nende aatomite välis-elektronkihti iseloomustab valem xs2xp6. Väärisgaaside aatomites on väliselektronkiht täielikult täitunud ja välise elektronkihi püsivus on maksimaalne. Lõpetatud struktuuriga välisest elektronkihist on väga raske elektrone välja tõrjuda. Väliselektronkihi suure püsivuse tõttu on väärisgaasid väga väikese keemilise aktiivsusega. Heelium, Neoon ja Argoon on jäänud keemiliselt inertseteks gaasideks. Väärisgaaside reas väheneb ionisatsioonienergia suunas He>Ne>Ar>Kr>Xe>Rn. Seetõttu esineb rea viimastel elementidel (Kr, Xe, Rn) keemiline aktiivsus elektrone hästi siduvate elementide (F) suhtes
Elektronid on (nagu prootonid ja neutronidki) fermionid, seega kehtib ka nende kohta Pauli keeluprintsiip, mis ei luba kahel elektronil olla samas ruumiosas samas energeetilises olekus (kvantolekus). Iga elektron, mis lisandub aatomi elektronkattesse, peab valima endale teistest 9 elektronidest erineva energiatasemega aatomorbitaali; aatomorbitaalid on määratud elektronkatte kvantarvudega. Elektronkatte peakvantarv (n) määrab ära elektronkihi, millel elektron asub. Täpse orbitaali määramiseks tuleb arvestada veel asimuudi kvantarvu (l), magnetilise kvantarvu (ml) ja elektroni spinniga. Kui kõik aatomi elektronid asuvad madalaimates (vähima energiaga) lubatud kvantolekutes, siis on aatom põhiolekus. Kui mõni elektron neelab footoni (saab endale footoni energia), siis tõuseb ta mõnele kõrgemale vabale energiatasemele ja aatom läheb ergastatud olekusse.
temperatuuri, muuta aine keemilist struktuuri jne. See võime avaldub kahel erineval moel: hoitud potentsiaalina või aktiivse liikumisena. Hoitud energia potentsiaali nimetatakse potentsiaalseks energiaks, liikumise energiat kineetiliseks energiaks. Potentsiaalne energia sõltub objekti positsioonist ja võib kergesti muutuda kineetiliseks energiaks, see omakorda mehhaaniliseks või soojusenergiaks. Energia ei teki ega kao, vaid muundub ühest olekust teise Välimise elektronkihi elektronidel on suurem potentsiaalne energia, kui sisemiste kihtide elektronidel, sest võimaluse korral nad langevad tuumale lähemale, järgmisele sisemisele kihile. Kui see langemine toimub, muudetakse elektroni potentsialne energia kineetiliseks. Kui langemine on toimunud, muutub kineetiline energia soojus- või valgusenergiaks. Molekulidel on kineetiline energia, sest nad on pidevas liikumises. Molekulide kineetilist energiat nimetatakse soojusenergiaks. Soojusenergia
osakeste arvust, vaid iga konkreetse osakese ioniseerimisvõimest (energiast). RADIOAKTIIVNE KIIRGUS Radioaktiivne kiirgus on ioniseeriv kiirgus. Sõltuvalt kiirguse tüübist teeb ta seda otseselt (alfa, beeta ja gammakiirgus) või kaudselt (neutronkiirgus). Ka röntgenkiirgus on ioniseeriv kiirgus, kuid selle energia (ja seega ka ioniseerimisvõime) on gammakiirgusest väiksem. Ultraviolettkiirgus ja nähtav valgus ioniseerivad vaid väheseid aineid, mille välise elektronkihi elektroni seoseenergia on piisavalt väike. Tuumakiirguse bioloogiline toime Laetud osakesed ioniseerivad aatomeid Tekivad keemiliselt aktiivsed ioonid, mis muudavad raku normaalset toimet Kui hävib kriitiline hulk valgu molekule, rakk sureb DNA molekuli kahjustumine on tõsisem, kuna rakus võib olla ainult üks selline molekul Kriitilise hulga rakkude surm toob kaasa taastumisvõimetuse Võib juhtuda ka, et rakk jääb ellu, kuid muutub defektseks.
Aatommass - keemilise elemendi aatomi mass Molekulmass - aine molekuli mass Valents - näitab sidemete arvu, mille abil aatom on seotud teiste aatomitega Oksüdatsiooniaste - aatomi formaalne laeng ühendis Aatomituum - positiivse laenguga aine tihe kogum aatomi keskosas, koosneb prootonitest ja neutronitest Aatomi massiarv - prootonite ja neutronite summa aatomituumas Radioaktiivsus - keemiliste elementide aatomituumade iseeneslik lagunemine Elektronpilv - Ühe elektronkihi liikuvate elektronide kohta kasutatav termin Elektronkihid - elektroni kaugus tuumast (orbitaal) Elektronegatiivsus - suurus, mis iseloomustab aatomi võimet siduda endaga keemilises ühendis elektrone Elektronegatiivsus on elemendi aatomite võime tõmmata enda poole ühist elektronpaari Keemiline side - viis, kuidas kaks või enam aatomit on molekulis omavahel seotud Keemilise sideme tüübid: üksikside - side, kus on ühinenud üks elektronpaar
Aatommass - keemilise elemendi aatomi mass Molekulmass - aine molekuli mass Valents - näitab sidemete arvu, mille abil aatom on seotud teiste aatomitega Oksüdatsiooniaste - aatomi formaalne laeng ühendis Aatomituum - positiivse laenguga aine tihe kogum aatomi keskosas, koosneb prootonitest ja neutronitest Aatomi massiarv - prootonite ja neutronite summa aatomituumas Radioaktiivsus - keemiliste elementide aatomituumade iseeneslik lagunemine Elektronpilv - Ühe elektronkihi liikuvate elektronide kohta kasutatav termin Elektronkihid - elektroni kaugus tuumast (orbitaal) Elektronegatiivsus - suurus, mis iseloomustab aatomi võimet siduda endaga keemilises ühendis elektrone Elektronegatiivsus on elemendi aatomite võime tõmmata enda poole ühist elektronpaari Keemiline side - viis, kuidas kaks või enam aatomit on molekulis omavahel seotud Keemilise sideme tüübid: üksikside - side, kus on ühinenud üks elektronpaar
1.Keemiliste elementide perioodilisus seadus, perioodilisus tabel ja selle rakendus keemiliste elementide iseloomustamisel. Keemiliste elementide, ning neist moodustunud liht- ja liitainete omadused on perioodilises sõltuvuses aatommassist. Perioodilises süsteemi ahela koostas Mendelev, kus igale elemendile on oma lahter, koos aatomi numbriga, selle aatommassiga, nimega ja sümboliga. Iseloomustamisel saab tabeli perioodi numbrist teada aatoni elektronkihi arvu, aatomi number on prootonite ja neutronite koguarv, gruppist tuleb viimase kihi elektronide arv. 2.Metallide asukoht keemiliste elementide perioodilisus tabelis Elementide metalliliste omaduste muutus perioodis (III perioodi näitel). Kõik perioodid algavad aktiivsete metallidega. Liikudes vasakult paremale nõrgenevad metallilised omadused nagu välises elektronkihis suureneb elektronite arv (väheneb arv elektroni mida loovutab) ja tuumalaengu suurenemisel
· Täidavad biofunktsioone valdavalt ioonsel kujul · Vajatakse üle 100 mg ööpäevas Essentsiaalsed mikrobioelemendid: Fe, Cu, Zn, Mn, Co, I, Mo, V, Ni, F, Cr, Se, Si, Sn, B, As INIMORGANISMI PÕHIBIOELEMENDID Inimorganismi põhibioelementideks on H, C, O, N, P, S: (Nende elementide baasil formeeruvad biomolekulid) Põhibioelementide evolutsiooniline "eelistatus" biofunktsioonides tuleneb: · Annavad kergesti kovalentseid sidemeid välimise elektronkihi iseärasuste tõttu · Kaksiksidemete (O, C, N) või kolmiksidemete (C) tekkevõimalus on aluseks biomolekulide mitmekesisusele ja reaktsioonivõimele · Nende baasil organismis moodustuvad vesilahustuvad anorgaanilised ühendid (CO2, NH3) on kergesti kasutatavad ja väljutatavad SÜSINIK Inimorganismis (70 kg) on umbes 15 kg süsinikku: (ca 18% kaaluliselt) Keemilised omadused: · Süsiniku aatom võib anda 4 kovalentset sidet kas süsiniku või teiste elementide aatomitega, näit
Pole olemas süsteemi olekut, kus tema energia oleks null ka madalaimas energeetilises olekus säilib nullenergia. Osakesel potensiaali augus ei saa E=0, osake pole paigal. Lainefunktsioon on pidev, muutub pidevalt. Mida raskem on osake, seda madalamal energiatasemel ta paikneb. 4. Nimetage aatomis elektroni olekut määravad kvantarvud ja selgitage, millised elektroni (või siis vastava orbitaali) omadused on nende kvantarvudega määratud. - Peakvantarv (n), mis määrab ära elektronkihi, milles elektron asub, määrab energianivoo, kuhu elektron kuulub. Orbitaalkvantarvu (l;0,1,...,n-1). Määrab alanivoo, kuhu elektron kuulub ja ka vastava lainefunktsiooni ruumilise kuju (s, p, d, f). Magnetkvantarv (ml;l,l-1,...,-l), määrab orbitaali ruumilise orientatsiooni. Spinn(ms;1/1;-1/2), iseloomustab elektroni magnetilist momenti, näidates ära, kas elektroni magnetmoment on magnetvälja suunaline või sellega risti. Elektron võib olla aatomis olla kahes spinnolekus, mida
Sn, B, As): eluks vajalik mikrobioelementide miinimum, sisaldus elusorganismis alla 0,1% Põhibioelemendid - H, C, O, N, P, S Nende baasil formeeruvad biomolekulid, raku orgaaniline aine, kudesid moodustavad ühendid. Põhibioelementide koguhulgast moodustab 62% H, 25% C, 10% O ja 2% N. P ja S osakaal on tagasihoidlikum. Nende 6 keemilise elemendi sobivus põhibioelementideks tuleneb: · annavad kergesti kovalentseid sidemeid välimise elektronkihi iseärasuste tõttu ja need sidemed on stabiilsed, mis tagab biomolekulide püsivuse · kaksiksidemete (O, C, N) või kolmiksidemete (C) teke on aluseks biomolekulide mitmekesisusele ja reaktsioonivõimele · moodustuvad sidemed on ensümaatiliselt sünteesitavad ja lõhustatavad · neist moodustunud anorgaanilised ühendid (CO2, NH3, H20) on veeslahustuvad ja seetõttu organismis kasutatavad ning kergesti eemaldatavad Süsinik on kogu elava keskne element
Väärisgaasid Elementide perioodilisussüsteemis moodustavad väärisgaasid heelium (He), neoon (Ne), argoon (Ar), krüptoon (Kr), ksenoon (Xe), radoon (Rn) VIII rühma pea-alarühma. He kuulub s- elementide hulka (elektronvalem 1s2 ). Teised väärisgaasi on p-elemendid ning nende aatomite väliselektronkihti iseloomustab valem xs2xp6 . Seega on väärisgaaside aatomites väliselektronkiht täielikult täitunud ja välise elektronkihi püsivus on maksimaalne.Lõpetatud struktuuriga välisest elektronkihist on väga raske välja lüüa elektrone, mistõttu väärisgaaside ionisatsioonienergiad on tunduvalt suuremad ja afiinsus elektroni suhtes palju madalam kui antud perioodi teistel elementidel. Väliselektronkihi suure püsivuse tõttu on väärisgaasid väga väikese keemilise aktiivsusega. Heelium, neoon ja argoon on jäänud keemiliselt inertseteks gaasideks. Väärisgaaside reas
Elektronkate · Aatomi elektronkate koosneb elektronidest, millel on negatiivne elektrilaeng. · Elektronid ei tiirle umber aatomi selle sona klassikalises moistes, vaid moodustavad elektronpilve. · Elektronpilve labimoot on mitu suurusjarku suurem aatomituuma labimoodust, seega maarab elektronpilve labimoot ara aatomi mootmed. Aatomi labimoodu suurusjark on 10-10 m. Uhte sentimeetrisse mahuks ritta asetatuna umbes 100 miljonit aatomit. · Elektronkatte peakvantarv (n) maarab ara elektronkihi, millel elektron asub. Tapse orbitaali maaramiseks tuleb arvestada veel asimuudi kvantarvu (l), magnetilise kvantarvu (ml) ja elektroni spinniga. 2. Mis on keemiliste elementide perioodilussüsteem? Too välja ka peamised seaduspärasused selles (kuidas muutuvad elektronegatiivsus, aatomite raadiused, tuumalaeng, ionisatsioonienergia, elektronkonfiguratsioon). Keemiliste elementide perioodilisussüsteem on susteem, mille moodustavad kindla
Tabel 3.1 toob võrdlevalt välja vee ja mõnede sarnase molekulmassiga ühendite füüsikalised omadused. Enamikul sarnastel madalmolekulaarsetel ühenditel on madal keemispunkt ja nad on normaalrõhul ja toatemperatuuril gaasilised ained. Mis teeb vee nii eriskummaliseks? Vastus peitub veemolekulide omaduses moodustada omavahel vesiniksidemeid. Veemolekuli elektronstruktuur on skemaatiliselt toodud joonisel 3.1 a. Hapnikuaatomi kuuest välise elektronkihi orbitaalidel paiknevast elektronist kaks on kaasatud kovalentsete sidemete moodustamisse kahe vesinikuaatomiga. Ülejäänud neli elektroni esinevad kahe vaba elektronpaarina ja need elektronpaarid on suurepärased vesiniksideme aktseptorid. Samas käituvad veemolekuli koostises olevad OH rühmad kui vesiniksideme doonorid. Seega on iga veemolekul ühtlasi nii vesiniksideme aktseptoriks kui ka doonoriks ja vesi koosnebki omavahel
Vesiniku aatomi lainefunktsioonides sisaldub 4 kvantarvu: - peakvantarv n määrab orbitaali mõõtmed ja energia - orbitaalkvantarv l määrab orbitaali tuuma ümber ringlemise kiiruse ja selle kaudu orbitaali kuju - magnetkvantarv ml kirjeldab orbitaalse liikumise orientatsiooni - spinnkvantarv ms iseloomustab elektroni teatavat sisemist omadust, spinni Aatomorbitaalid – elektronide lainefunktsioonid aatomis Seosed kvantarvude vahel. Peakvantsarv n on positiivne täisarv; määrab elektronkihi. Orbitaalkvantarv l on null või positiivne täisarv, alati väiksem kui n ehk n-1; määrab alakihi; tähistatakse tähtedega s, p, d, f, … (l=0, 1, 2, 3, …). Magnetkvantarv ml on täisarv vahemikus –l…l; määrab konkreetse orbitaali alakihis. Spinnkvantarv ms saab olla ainult – ½ või + ½ Elektroni spin. Aatomis kirjeldab elektroni spinnseisundit spinnkvantarv ms, mille lubatavad väärtused on -1/2 ja +1/2. Kasutatakse ka üles ja allapidi nooli või vastavalt alfa ja beeta.
2KI+Cl2=2KCl+I2 2KCl+I2=reaktsiooni ei toimu Kõik halogeenid moodustavad vesinikuga vesinikhalogeenide (HF, HCl, HBr, HI), mille vesilahused on happed. Elementide järjenumbri suurenemisel fluorilt joodi suunas suureneb aatomite raadius. Vastavalt sellele toimub mittemetalliliste omaduste nõrgenemine. Jood võib olla ühendeis juba metallilise elemendina, näiteks jood(III)nitraadis I(NO3)3 ja fosfaadis (IPO4). Halogeenide aatomite väliselektronkihil on seitse elektroni ja elektronkihi ehitust iseloomustab järgmine struktuur: s2p5. Halogeenide keemiline altiivsus on seotud aatomiraadiusega. Et fluori aatomite väliselektronkihis on teine kiht (2s22p5), siis liidab ta kergemini kui teised halogeenid oma väliselektronkihile ühe elektroni, moodustades 8 elektronist koosneva okteti. Fluor on mitte ainult kõige altiivsem halogeen, vaid üldse kõige aktiivsem mittemetall. Teistel halogeenidel on väliselektronkiht tuumast kaugemal. Seepärast
täisarvu, mida nimetatakse kvantarvudeks. Kahel Üldiselt, metallide <1,7 ja mittemetallide elektronil aatomis ei saa olla kattuvat kvantarvude komplekti Pauli printsiip. n >1,7 . Peakvantarv - määrab ära elektroni energia peanivoo (elektronkihi) ja tema orbitaali kauguse Keemilist sidet iseloomustab selle pikkus r0 (sidet tuumast; võimalikud väärtused 1; 2 ; ... ; 7 . moodustavate aatomite tsentri vaheline kaugus, Orbitaalkvantarv l määrab ära energia suurusjärk 0,1 nm), energia
tähistatakse tähtedega s,p,d,f. Viimased kolm orbitaali - p,d ja f - orbitaalid on vastavalt 3,5 ja 7 kordselt kõdunud (s.t. neid orbitaale on 3,5 ja7). Neid grupiti võrdse energiaga orbitaalid paiknevad ruumis erinevalt, näit p x, py ja pz piki vastavaid koordinaattelgi. Aatomi elektronkonfiguratsioon kujuneb paigutades elektronid paarikaupa alanivoodele alates kõige madalamast nivoost. Sama energiaga alanivoosid täidetakse esialgu vaid osaliselt Seega ühe elektronkihi s,p,d, ja f orbiitidel võib esineda vastavalt kuni 2, 6, 10 ja 14 elektroni.. Summaarne elektronide arv kihis sõltub hõivatud orbitaalide arvust. Maksimaalne elektronide arv kihis on 2n2. 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
Liiga suur raku ruumala ei võimalda piisavalt suurt pindala. 45. Oletame, et rakk on kuubi kujuline, mille serva pikkus on 10 m. ATP kontsentratsioon rakus on 5 mM. Mitu ATP molekuli on rakus? 46. Oletame, et bakterirakk on vaadeldav kuubina, mille serva pikkus on 1 m. Bakterirakus on 50 DNA polümeraasi molekuli. Milline on DNA polümeraasi kontsentratsioon bakterirakus? 47. Millega on põhjendatav vee kõrge sulamis- ja keemistemperatuur? V: Hapnikuaatomi kuuest välise elektronkihi orbitaalidel paiknevast elektronist kaks on kaasatud kovalentsete sidemete moodustamisse kahe vesinikuaatomiga. Ülejäänud neli elektroni esinevad kahe vaba elektronpaarina ja need elektronpaarid on suurepärased vesiniksideme aktseptorid. Samas käituvad veemolekuli koostises olevad OH rühmad kui vesiniksideme doonorid. Seega on iga veemolekul ühtlasi nii vesiniksideme aktseptoriks kui ka doonoriks ja vesi koosnebki omavahel vesiniksidemetega ühendatud veemolekulide võrgustikust
SMOW (Standard Marine Ordinary Water) selle D/H = 1,5576 . 10-4 Anomaalselt füüsikal. omadustelt sarnaneb D2O H2O-ga, erinevused on väga väikesed. Kasutatakse: tuumaenergeetikas (neutronite aeglustaja ja soojuskandja), teaduses jm. Avastatud 1932, puhtal kujul eraldatud 1933, toodang praegu mõnituhat tonni aastas 3. Leelismetallid Per.-süst. I rühm: Li Na K Rb Cs Fr Leelismetallid: veega Leelised (tugevad, lahustuvad alused) - tüüpilised s-elemendid välis-elektronkihi konfiguratsiooniga s1, o.-a. alati I - tüüpilised metallid Aktiivsus kasvab koos raadiuse kasvuga : Li Fr Paiknevad pingerea alguses (kõige tüüpilisemad metallid) Reageerivad energiliselt paljude ainetega juba toatemperatuuril - tormiliselt Hal-ga, hapetega kolm kõige aktiivsemat süttivad õhus spontaanselt 3 Avastamine Na, K (sodium, potassium) H. Davy (elektrolüüsiga); 1807 Li - veidi hiljem
Laboris saadakse mõnikord : BaO2 + H2SO4 = BaSO4 + H2O2 (ei teki puhtal kujul, saab kontsentreerida alarõhul) Viskoosne (siirupitaoline) värvitu vedelik, võib kergesti plahvatada, tekitab põletushaavu. Kasutatakse peam. 30%-lise lahusena (“perhüdrool”) 2.2. Leelismetallid (LM) 2.2.1. Sissejuhatus Per.-süst. I rühm: Li Na K Rb Cs Fr Leelismetallid: veega → Leelised (tugevad, lahustuvad alused) - tüüpilised s-elemendid välis-elektronkihi konfiguratsiooniga s 1, o.-a. alati I - tüüpilised metallid Perioodide esimeste elementidena on LM-del suhtel. madala tuumalaengu tõttu suur aatomiraadius – valentselektron on tuumaga nõrgalt seotud → keemil. aktiivsus Ühendites iooniline side Aktiivsus kasvab koos raadiuse kasvuga : Li → Fr (kasvab ka sideme ioonilisuse aste, aktiv.-energia väheneb) Paiknevad pingerea alguses (kõige tüüpilisemad metallid)
N=5x10^15mol x 6,02x10^23=30,1x10^8 Vastus: Rakus on 30,1x10^8 ATP molekuli (^ astmes) 46. Oletame, et bakterirakk on vaadeldav kuubina, mille külje pikkus on 1 m. Bakterirakus on 50 DNA polümeraasi molekuli. Milline on DNA polümeraasi kontsentratsioon bakterirakus? V=(10^(6)m)^3=10^(18) m^(3) n=50 c=n/V=5*10^19 molaarne 47. Millega on põhjendatav vee kõrge sulamis ja keemistemperatuur? Veemolekuli elektronstruktuur on skemaatiliselt toodud joonisel 3.1 a. Hapnikuaatomi kuuest välise elektronkihi orbitaalidel paiknevast elektronist kaks on kaasatud kovalentsete sidemete moodustamisse kahe vesinikuaatomiga. Ülejäänud neli elektroni esinevad kahe vaba elektronpaarina ja need elektronpaarid on suurepärased vesiniksideme aktseptorid. Samas käituvad veemolekuli koostises olevad OH grupid kui vesiniksideme doonorid. Seega on iga veemolekul ühtlasi nii vesiniksideme aktseptoriks kui ka doonoriks ja vesi koosnebki omavahel vesiniksidemetega ühendatud veemolekulide
CO2). 60. Milliste ühenditena d-metallid enamasti looduses esinevad? Miks neid ei leidu ehedalt? Millist d-elementi leidub looduses peamiselt puhtal kujul? Miks? Enamasti esinevad d-metallid looduses: lantanoidid ja aktinoidid, Skandium, Titaan, Vanaadium, Kroom, Mangaan, Raud, Koobalt, Nikkel, Vask, Hõbe, Kuld, Tsink, Kaadmium, Elavhõbe. (Kõik d-elemendid on metallid. d-elemendid on 3.(IIIB) kuni 12.(IIB) rühma elemendid. Neil lisandub elektron eelviimase elektronkihi d-orbitaalile. d- elemente nim. Siirdemetallideks, nende kaudu toimub üleminek tüüpmetallidelt (1. ja 2. Rühma metallidelt) mittemetallidele. Tavaliselt d-elemendid loovutavad ühendite moodustamisel oma s-elektronid ja sageli ka mingi arvu d-elektrone. Vaid 12. rühma elemendid (tsink, kaadmium, elavhõbe) ei kasuta d-elektrone sidemete moodustamiseks. Erinevate oksüdatsiooniastmete olemasolu on nende elementide paljude omaduste põhjuseks.
Kui aatomis on elektrone rohkem või vähem kui prootoneid, siis on tegemist iooniga. Liigse elektroniga on negatiivne ioon (anioon), puuduv elektron on aga positiivsel ioonil (katioon). Kui aatomis ei ole ühtegi elektroni, siis on tegemist täielikult ioniseeritud aatomiga. Seosed perioodilisustabeliga: Elemendid järjestatakse vastavalt aatomnumbrile, mis väljendab aatomituuma elektrilaengut ehk prootonite arvu tuumas – st, et neutraalse aatomi elektronkihi kogulaeng peaks olema sama, jagunedes vastavalt ehitusele ära elektronkihtidele, pidades silmas, et 1. elektronkihil võib olla kuni 2 elektroni, 2. kihil kuni 8 elektroni, 3. kihil kuni 18 elektroni ja 4. kihil kuni 32 elektroni. Näidis elektronskeemist kõrvaloleval joonisel. Iga keemilise elemendi lahtris on lisaks elemendi tähisele üldjuhul aatomnumber ja aatommass, aga vahel on märgitud ka elektronegatiivsus, väliselektronkihi konfiguratsioon jms.
Energiate vahe on 147,15. algsest pot en-st muutus soojuseks 147,15 J. 1L vett soojendan: 142,15J=35,2cal. (cal-energia hulk, mis tõstab 1g vee t* 1* võrra). 35,2/1000=0,0352* võrra soojeneb vesi :) Kiirus on füüs suurus, mida mõõdetakse ajaühikus läbitud teepikkusega. Valem: v=s/t, Ühik m/s. 25. Mida mõõdab kangkaal (massi) N*s2/m , mida vedrukaal (kaalu) kg*m/s2. 26. Aatomi p orbitaalile mahub maks 6 elektroni. Nende energia on suurem võrreldes sama elektronkihi s-elektronidega. p- ja d-orbitaalid omavad sõlmpindasid, mis läbivad tuuma. Sellepärast p- ja d-elektronid ei satu kunagi tuumade lähedale. See piirang vähendab elektronide käsutuses olevat vaba ruumi, elektronid tõukuvad omavahel tugevamini ja vastavad energiad tõusevad s-orbitaalide energiast kõrgemale. Teine p- ja d-elektronide energia tõusu põhjus s-orbitaalide suhtes on, et tuuma laeng on s-elektronide poolt rohkem ekraneeritud
annaabi.ee 
