Põlula Gümnaasium Pilvi Mets MAGNEESIUM Referaat Põlula 2015 ÜLDISELT Magneesium on keemiline element järjenumbriga 12. Magneesium asub kolmandas perioodis. Tema elektronkonfiguratsioon on [Ne]3s2. Magneesiumi ioonilMg2+ on sama elektronkonfiguratsioon nagu neoonil, sest kaks 3s-elektroni on ioonil puudu. Tal on kolm stabiilset isotoopi massiarvudega 24, 25 ja 26 (magneesium-24, magneesium- 25 jamagneesium-26). Saadud on ka tehisisotoope.[1] Suhteline aatommass on 24,305. Magneesium on s-element ning asub teise rühma peaalarühmas. Omadustelt on magneesium metall. Mõnikord arvatakse ta leelismuldmetallide hulka; sel
3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d10 5f14 6p4 1s2 2s2 2p6 3s2 6 VI 2 IIA Ba 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 1s2 2s2 2p6 3s2 5 5 7 VIIA I 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5 1s2 2s2 2p6 3s2 6 6 7 VIIB Re 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 4f14 5p6 6s2 6p5 4. Kirjutage kolm lauset, kasutades igas lauses vähemalt kolme alljärgnevat mõistet. Prooton, elektronkonfiguratsioon, tuum, perioodinumber, neutron. Aatomituum koosneb prootonitest ja neutronitest. Aatomi elektronkonfiguratsiooni terooria käsitleb aatomi ehitust. Perioodinumber näitab mitu elektronkihti on aatomis. 5. Iseloomustge Bohri aatomimudel. Bohri aatomimudelil on positiivse elektrilaunguga tuum ning negatiivse elektrilaenguga elektronid.Elektronid tiirlevad ümber tuuma diskreetsetel ringjoonelistel orbiitidel KT KEEMIAST TEEMA: AATOMI EHITUS
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. Aatomi elektronkonfiguratsioon – kirjeldab mitmeelektronilises aatomis elektronide jaotust orbitaalidel Pauli keeluprintsiip: aatomis ei saa olla kahte elektroni, mille kõik neli kvantarvu oleksid vastavalt võrdsed. Samal orbitaalil ei saa olla rohkem kui 2, vastasmärgiliste spinnidega, elektroni Hundi reegel: kui samas alakihis on rohkem kui 1 orbitaal, siis paigutuvad elektronid eelistatult ühekaupa, paralleelsete spinnidega, erinevatele alakihi orbitaalidele.
Jõhvi Gümnaasim Signe Viiksaar 11. A klass MAGNEESIUM Referaat Juhendaja Kristelle Kaarmaa Jõhvi 2018 SISSEJUHATUS Magneesium on keemiline element järjenumbriga 12. Tema asukoht on kolmandas perioodis. Tema elektronkonfiguratsioon on [Ne]3s2. Magneesiumi ioonil Mg2+ on sama elektronkon- figuratsioon nagu neoonil, sest kaks 3s-elektroni on ioonil puudu. Tal on kolm stabiilset isotoopi massiarvudega 24, 25 ja 26. Suhteline aatommass on 24,305. Magneesium on s-element ning asub teise rühma peaalarühmas. Omadustelt on magneesium metall. Mõnikord arvatakse ta leelismuldmetallide hulka; sel juhul on ta nende seas berülliumi järel teine element. Metallide elektrokeemilises pingereas on magneesium vesinikust eespool. Tema
Hoolimata sellest, et see on suurima elektrijuhtivusega metall, on kalli hinna tõttu siiski elektriseadmetes kasutusel odavam vask. Kõrgeima elektrijuhtivuse tõttu on hõbe väikseima takistusega metall. ● Metallide seas on hõbedal samuti kõrgeim soojusjuhtivus ja üks kõrgemaid peegeldustegureid (spektri nähtavas osas on alumiiniumil veidike parem peegeldustegur, hõbe peegeldab kehvasti ultraviolettkiirgust). Hõbeda säravvalge läike põhjustab elektronkonfiguratsioon, mille tulemusena peegelduvad kõik elektromagnetlained, mille lainepikkus on üle 300 nanomeetri. Seetõttu peegeldub tagasi kogu nähtav valguse spekter, mis moodustabki valge värvuse. Hõbe Kasutamine ● Hõbe kui valuuta ● Ehte- ja lauahõbe ● Fotograafia ● Riietus ● Toidus
toatemperatuuril (Be ja Mg soojendamisel): Sr + 2H2O tekib H2 + Sr(OH)2 (strontsiumhdroksiid) -Reag. hapetega: 2.rhma elemendid paiknevad metallide pingerea algul ning reag. seeprast hapetega aktiivselt: Ca + 2HCl tekib CaCl2 + H2 Tekivad lihtsoolad, milles LMM-de o.-a. alati II. Lahustumine vib olla aeglane juhul, kui reageerimisel tekivad rasklahustuvad soolad Be + H2SO4 tekib BeSO4 + H2 2. LMM: LOETLEDA, KUIDAS MUUTUB NENDE KEEM.AKTIIVSUS RHMA PIIRES JA NENDE ELEKTRONKONFIGURATSIOON JA O.-A. HENDITES. Liikumisel rhmas suunas Be-Mg-Ca-Sr-Ba-Ra vib theldada jrgmisi trende: aatommass suureneb, vheneb keemis-ja sulamistemp, suureneb met.tihedus, vheneb kvadus, hendites on elementide o.a. hesugune II, keemiline aktiivsus suureneb. Rhma elemendid kuuluvad aatomiehituslikult s-elementide hulka. Aatomite vliselektronkihi kofiguratsioon on ns2. 2. rhma elementide korral titub s- orbitaal ja jrgmiste elementide rhmade puhul hakkavad tituma p-orbitaalid. 3
lämmastik suuremas kontsentratsioonis lämmatava toimega. Kõrgema rõhu all mõjub lämmastik iseenesest narkootiliselt, seda ka piisava hulga hapniku juuresolekul. Vesinik Vesinik on keemiline element järjenumbriga 1. Ta on lihtsaima aatomiehitusega ning väikseima aatommassiga element. Keemiliste elementide perioodilisuse süsteemis kuulub ta 1. perioodi ja s-blokki. Teda paigutatakse mõnikord I rühma, mõnikord VII rühma, mõnikord mitte ühessegi rühma. Elektronkonfiguratsioon on 1s .Vesinik on tüüpiline mittemetall .Vesinik on Universumis (kuid mitte maakoores) kõige sagedasem element. Ta esineb vees ja peaaegu kõigis orgaanilistes ühendites, seega seotud kujul kõigis organismides.Vesinik on kõige väiksema aatommassiga element; kõige sagedasema isotoobi prootiumi aatom koosneb ainult ühest prootonist ja ühest elektronist. Vesiniku aatommass on 1,00794±0,00007 g·mol-1.Maal ei esine tavalistes looduslikes tingimustes
Vesinik · Järjenumber 1 · 1.perioodi element ja kuulub s-plokki · Paigutatakse erinevatesse rühmadesse. · Aatommass on 1,00797 · Elektronegatiivsus 2,1 · Elektronkonfiguratsioon 1s1 · Tavaliseim oksüdatsiooniaste on I, sest enamasti käitub redutseerijana loovutades ühe elektroni. · Isotoobid: · Prootium ehk tavaline vesinik. · Deuteerium ehk raske vesinik. · Triitium ehk üliraske vesinik. · Füüsikalised omadused: värvitu, lõhnatu, maitsetu gaas, väikseima tihedusega gaas, lahustub vees halvasti, keemistemperatuur -253°C, sulamistemperatuur -259°C.
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 Elektronkonfiguratsioon – elektronide jaotus orbitaalidel Pauli printsiip – samal orbitaalil ei saa olla rohkem kui kaks, vastasmärgiliste spinnidega, elektroni Hundi reegel – kui asmas alakihis on rohkem kui üks orbitaal, siis paigutuvad elektronid eelistatult ühekaupa, paralleelsete spinnidega, erinevate alakihi orbitaalidele Põhiolek – aatomi kõige madalama energiaga seisund Ergastatud olek – kõrgema energiaga seisund
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 Elektronkonfiguratsioon elektronide jaotus orbitaalidel Pauli printsiip samal orbitaalil ei saa olla rohkem kui kaks, vastasmärgiliste spinnidega, elektroni Hundi reegel kui asmas alakihis on rohkem kui üks orbitaal, siis paigutuvad elektronid eelistatult ühekaupa, paralleelsete spinnidega, erinevate alakihi orbitaalidele Põhiolek aatomi kõige madalama energiaga seisund Ergastatud olek kõrgema energiaga seisund Osaliselt täidetud välist elektronkihti nimetatakse valentskihiks ja selllel olevaid
Orgaanilistes ühendites esineb ioonilise iseloomuga side alkoholaatides ja karboksülaatides. CH3COO-Na+ ; CH3CH2O-Na+ Vesinikside vesinikside moodustub elektronegatiivse aatomiga (N;F;O) seotud vesinikuaatomi (+) ja mõne teise üldiselt elektronegatiivse aatomi () vaba elektronpaari vahel. Võib olla nii intermolekulaarne kui intramolekulaarne. 2. Lewise struktuurvalemid ja formaalse laengu arvutamine Väärisgaasidel on stabiilne elektronkonfiguratsioon, teised aatomid soovivad reageerida saavutamaks samasugust stabiilsust. Lewis'i okteti reegel: kovalentsete sidemete moodustamisel saavutavad aatomid väärisgaasi elektronkonfiguratsiooni, jagades selleks vajaliku arvu elektronipaare. Lewis'i struktuurid: sidet tähistame kriipsuga, ülejäänud elektrone punktidega. Formaalse laengu leidmiseks tuleb leida aatomi valentselektronide arv, kusjuures: igast sidemest kuulub aatomile 1 elektron;
Kvantarvud kirjeldavad elektroni võimalikke energiatasemeid ja lainefunktsioone. Peakvantarv (n) määrab ära elektroni keskmise kauguse tuumast, st näitab perioodi (kihinr); Orbitaalkvantarv (l) määrab ära orbitaali kuju. l = 0, 1, 2, ..., n; Magnetkvantarv (m) määrab ära orbitaali orientatsiooni ruumis, st näitab energia nivood mag. väljas. m = -l, ..., l; Spinkvantarv (s) määrab ära elektroni pöörlemise suuna ümber oma telje. s = +/- ½ Aatomi elektronkonfiguratsioon näitab ära elektronide paiknemise aatomis. Põhiolek, ergastatud olek. Pauli printsiip aatomis ei saa olla kahte täpselt ühesuguses energiaolekus asuvat elektroni. Hunid reegel ühesugused orbitaalid täituvad esmalt ühesuguse spinnkvantarvuga elektronidega.
anioon RO- Fosfor P (1s22s22p63s23p3) viievalentne Väävel S (1s22s22p63s23p4) kahe või kuuevalentne anioon RS- Valentsmudelid Element Valentsmudelid H -H C >C< >C= -C =C= O -O- =O >O-+ =O-+ -O- N >N- =N- N >N<+ >N=+ -N+ Hübriidsete orbitaalide mudel Lewise teooriale esitas väljakutse metaan CH4: · Neli C-H sidet paraku on C elektronkonfiguratsioon (1s22s22p2) · Kõik CH sidemed on nii energialt kui pikkuselt võrdsed · Molekul on tetraeedri kujuline · CH CH sidemete vaheline nurk on 109º Linus Pauling 1930-dad: ·Kasutas kvantmehhaanilist lähenemist ·Sidemes olevad elektronid ei paikne mitte aatomorbitaalidel vaid hübridiseerunud orbitaalidel Tetraeedriline C sp3 hübridisatsioon Kombineerides omavahel ühe s ja kolm p orbitaali saame tulemuseks neli sp3 hübriidset orbitaali sp3 C juurese on molekul
· Mehh. omadused : Pt - väga pehme ja plastne · (Pd peaaegu samal määral) · Os, Ru, Rh - haprad · Ir - tugev, jäik 5. Titaanirühma üldomadused · Levik maakoores. Ti - levinud metall, · kuid laialdasem kasutam. (lihtainena) - XX saj. II poolest · Zr - keskm. levikuga metall · Hf - hajutatud · 2 viimast väga lähedate omadustega, seetõttu raske teineteisest eraldada · (põhjus, miks Hf avastati alles 1923) · · Elektronkonfiguratsioon · elementide aatomite väline elektronkiht : s2 · eelviimane elektronkiht, d-alatase : d2 · üldiselt : (n - 1)d2ns2 n - perioodi nr · elementide o-a. ühendites II - IV (kõige tavalisem IV) · Ti-l ka kuni -I · · Aatomiraadiused ebatavaliselt lähedased, · eriti Zr-l ja Hf-l (lantanoidne kontraktsioon; selgitatud lantanoidide juures) · · Oksiidid EO2 - rasklahustuvad · reas TiO2 ZrO2 HfO2 aluselised omadused suurenevad · · Lihtainete tihedus muutub väga järsult
VESINIK Grete Ojandu TT1 Olustvere TMK 2009a. Vesinik on keemiline element järjenumbriga 1[1]. Ta on lihtsaima aatomiehitusega ning väikseima aatommassiga element[2]. Keemiliste elementide perioodilisuse süsteemis kuulub ta 1. perioodi ja s-blokki. Teda paigutatakse mõnikord I rühma, mõnikord VII rühma, mõnikord mitte ühessegi rühma[3]. Elektronkonfiguratsioon on 1s1[4]. Vesinik on tüüpiline mittemetall[5]. Vesinik on Universumis (kuid mitte maakoores) kõige sagedasem element. Ta esineb vees ja peaaegu kõigis orgaanilistes ühendites, seega seotud kujul kõigis organismides. Vesinik on kõige väiksema aatommassiga element; kõige sagedasema isotoobi prootiumi aatom koosneb ainult ühest prootonist ja ühest elektronist. Vesiniku aatommass on 1,00794±0,00007 g·mol-1.
,2. kuni 7. nivoo (muide, energia nullnivooks on üksteisest lõpmatu kaugel olevad tuum ja elektron, seega on energia väärtused negatiivsed). Peanivoo jaguneb alanivoodeks ja viimaseid 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
Ar 18.9984 35.4527 79.904 126.9045 El. neg. 4.0 3.0 2.8 2.5 Ts, °C -219.6 -101.5 -7.3 113.7 Tk, °C -188.1 -34.0 59 184.3 Tkr, °C -129 144 313 546 0, g/cm3 0.00181(g) 0.00321(g) 3.12(l) 4.94(s) Elektronkonfiguratsioon F [He] 2s22p5 Cl [Ne] 3s23p5 Br [Ar] 3d104s24p5 I [Kr] 5s24d105p5
b) teise katseklaasi panna üks Zn graanul ja võrrelda katset ~ 20 min jooksul katsega 2.1.d. Kas tsingi pinnale tekib vasekiht mõlemas katseklaasis? Põhjendada. Selles katses ei tekkinud mingit vase kihti tsingile ega läinud ka tsinkioone lahusesse vase asemele kompleksi. Vaskammiin kompleks on liiga püsiv, lisaks on ta ümbritsetud ligandidest, mis takistavad tsingil ligi pääsemast ja lõppude lõpuks on tsingil ja vasel piisavalt erinev elektronkonfiguratsioon ja ta ei sobi samasugust ammiinkompleksi moodustama, ammiinligandid vajavad just sellist stabiilset sidet tühjade orbitaalide ja vabade elektronpaaride vahel, mitte aga paremat redutseerijat, kes loovutaks elektrone kergemini. 2.3 Kahte katseklaasi valada ~1 mL 0,2 M NiSO4 lahust. a) ühte katseklaasi lisada tilkhaaval ja loksutades 0,2 M NaOH lahust kuni muutusi enam ei toimu; NiSO4 + 2NaOH Ni(OH)2 + Na2SO4 (sade on heleroheline, tuhmroheline)
Kui vees on lahustunud hapnikku väga vähe, siis nimetatakse seda seisundit hüpoksiliseks (hüpoksia). 6 2.0 Mis on Vesinik? Vesinik on keemiline element järjenumbriga 1.Ta on lihtsaima aatomiehitusega ning väikseima aatommassiga element. Keemiliste elementide perioodilisuse süsteemis kuulub ta 1. perioodi ja s-blokki. Teda paigutatakse mõnikord I rühma, mõnikord VII rühma, mõnikord mitte ühessegi rühma. Elektronkonfiguratsioon on 1s1. Vesinik on tüüpiline mittemetall. Vesinik on Universumis kõige sagedasem element. Ta esineb vees ja peaaegu kõigis orgaanilistes ühendites, seega seotud kujul kõigis organismides. Vesinik on kõige väiksema aatommassiga element; kõige sagedasema isotoobi prootiumi aatom koosneb ainult ühest prootonist ja ühest elektronist. Vesiniku aatommass on 1,00794±0,00007 g·mol-1.
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 seaduspara jargi muutuvate omaduste alusel reastatud keemilised elemendid, mis on jagatud ruhmadesse ja perioodidesse. · Tanapaeval kasutatava perioodilisussusteemi loojaks peetakse vene keemikut Dmitri Mendelejevit · Elemendid jarjestatakse vastavalt aatomnumbrile, mis valjendab aatomituuma elektrilaengut ehk prootonite arvu tuumas. seadusparasusi
· Vesinik annab nii katiooni (H+) kui aniooni (hüdriidioon H-). Hüdriidioon on suure raadiusega ja väga polariseeritav, olles väga tugev redutseerija. NaH(s) + H2O(l) NaOH(aq) + H2(g) · Vesinikside. 9. Leelismetallid (Li, Na, K): leidumine, lihtainete saamine, omadused ja kasutamine. · Perioodilisussüsteemi 1. rühma liikmed leelismetallid (liitium, naatrium, kaalium, rubiidium, tseesium ja frantsium) on väga sarnaste omadustega. · Leelismetalliaatomite valentskihi elektronkonfiguratsioon on ns1. · Leelismetallide omadused tulenevad nende madalast ionisatsioonienergiast. · Leelismetallid on metallidest kõige reaktsioonivõimelisemad. Seega neid puhtal kujul looduses ei esine. · Nad on tugevad redutseerijad, mistõttu saab neid põhiliselt elektrolüüsi teel. Kaaliumit saab ka sula KCl redutseerimisel naatriumi aurudega: · Leelismetallid on pehmed ja hõbehalli värvusega metallid.
20. Kuidas toimub kovalentse sideme teke hapniku molekulis? Analoogselt hapniku aatom, kus välimisel elektronkihil on 6 elektroni (2s2 2p4), saab neoonile vastava stabiilse elektronkonfiguratsiooni pärast kahe 2p elektroni jagamist teise hapniku aatomiga ja moodustub stabiilne kaheaatomiline hapniku molekul 21. Kuidas toimub kovalentse sideme teke lämmastiku molekulis? Lämmastikus, mille välimises elektronkihis on 5 elektroni, tekib stabiilne elektronkonfiguratsioon pärast kolme 2p elektroni jagamist kahe lämmastiku molekuli N2 moodustava aatomi vahel (joonis 2.27c). 22. Mis on sp3 hübridatsioon? Hübridatsioonil läheb üks 2s orbitaal üle 2p orbitaaliks nii, et moodustuvad 4 täiesti võrdset sp3 hübriidset orbitaali 23. Mis on grafiidi pehmuse aluseks? süsiniku aatomid on seotud tasapinnaliselt ja side üksikute tasapindade vahel on nõrk. 24. Mis on teemandi tugevuse aluseks? 25. Kas kovalentne side on suunatud või suunatu? suunatud
Peakvantarvule vas- tavad alakihid 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f Alakihi orbitaalide arv 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 Suurim elektronide arv alakihis 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 Erinevate elektronkihtide ja alakihtide täitumine toimub vastavuses Pauli keeluprintsiibiga ja energia miinimumi printsiibiga. 7 Mõnede elementide elektronkonfiguratsioon 8 Spekter näitab valguse intensiivsuse jaotust lainepikkuste või sageduste järgi. Spektred saadakse ja uuritakse spektraalaparaatidega. Spektroskoop, spektromeeter. Pidevspektris läheb üks värvus sujuvalt üle teiseks värvuseks , mis tähendab , et em.kiirguse sagedus muutub pidevalt . Pidevspektri tekitavad kõrge temperatuurini kuumutatud vedelikud ja tahkised ning suure tihedusega gaasid
Keemilise sideme moodustamisest võtavad osa väliskihi elektronid ja tühjad orbitaalid. Keemilise sideme kirjeldamiseks on mitmeid mudeleid ja teooriaid. Praktikas kasutatakse erinevatest mudelitest pärinevaid mõisteid sageli läbisegi, mistõttu tuleb eristada mõistete päritolu ja teada nende rakenduspiire. Lewise teooria Aluseks on võetud asjaolu, et väärisgaasid keemilistes reaktsioonides enamasti ei osale, kuna nende elektronkonfiguratsioon on väga stabiilne. Teised elemendid püüavad saavutada samasugust stabiilsust keemiliste reaktsioonide kaudu: Lewise teooria põhiprintsiibid: · Keemilise sideme aluseks on elektronid, eriti väliskihil asuvad elektronid, mida nim. valentselektronideks. · Iooniline side - tekib elektronide ülekandumise teel ühelt aatomilt teisele (ioonide moodustumine). · Kovalentne side - tekib elektronide jagamise teel aatomite vahel.
lainefunktsioone. Peakvantarv (n) määrab ära elektroni keskmise kauguse tuumast, st näitab perioodi (kihinr); Orbitaalkvantarv (l) määrab ära orbitaali kuju. l = 0, 1, 2, ..., n; Magnetkvantarv (m) määrab ära orbitaali orientatsiooni ruumis, st näitab energia nivood mag. väljas. m = -l, ..., l; Spinkvantarv (s) määrab ära elektroni pöörlemise suuna ümber oma telje. s = +/- ½ 43. Aatomi elektronkonfiguratsioon näitab ära elektronide paiknemise aatomis. Põhiolek, ergastatud olek. Pauli printsiip aatomis ei saa olla kahte täpselt ühesuguses energiaolekus asuvat elektroni. Hunid reegel ühesugused orbitaalid täituvad esmalt ühesuguse spinnkvantarvuga elektronidega. 44. Perioodilisussüsteem s (leelis ja leelismuldmetallid), d (siirdeelemendid e üleminekumetallid), p (mittemetallid (väärisgaasid)) ja f (lantanoidid ja
lainefunktsioone. Peakvantarv (n) – määrab ära elektroni keskmise kauguse tuumast, st näitab perioodi (kihinr); Orbitaalkvantarv (l) – määrab ära orbitaali kuju. l = 0, 1, 2, ..., n; Magnetkvantarv (m) – määrab ära orbitaali orientatsiooni ruumis, st näitab energia nivood mag. väljas. m = -l, ..., l; Spinkvantarv (s) – määrab ära elektroni pöörlemise suuna ümber oma telje. s = +/- ½ 43. Aatomi elektronkonfiguratsioon – näitab ära elektronide paiknemise aatomis. Põhiolek, ergastatud olek. Pauli printsiip – aatomis ei saa olla kahte täpselt ühesuguses energiaolekus asuvat elektroni. Hunid reegel – ühesugused orbitaalid täituvad esmalt ühesuguse spinnkvantarvuga elektronidega. 44. Perioodilisussüsteem – s (leelis ja leelismuldmetallid), d (siirdeelemendid e üleminekumetallid), p (mittemetallid (väärisgaasid)) ja f (lantanoidid ja
11.Def segu. 15 1.Mis on polümeermaterjalid? Polümeermaterjalid on materjalid, mis koosnevad pikkadest süsinikuahelatest ja sisaldavad täiendavalt ka teisi mittemetallilisi elemente (vesinik, lämmastik, hapnik) 2.Esmase sideme üldiseloomustus? Esmane side on seotud elektronide üleandmise või jagamisega sidet moodustavate aatomite vahel ja on suhteliselt tugev side. 3.Mis inertgaaside keemilise inertsuse aluseks? Elemendi suure keemilise inertsuse aluseks on s2p6 elektronkonfiguratsioon välimises elektronkihis. 4.Kuidas muutub ioonilise sideme energia ioonilise sideme tekkel? Süsteemi energia on min kui ioonid on tasakaalukaugusel a0. ja sideme energia on otseselt seotud sideme tugevusega ja ioonide vahelise kaugusega. Tõukeenergia neeldub kui ioonid satuvad lähestikku ja on positiivne, tõmbeenergia vabaneb kui 2 iooni satuvad lähedusse ja on negatiivsed.(?) 5.Kuidas muutuvad inertgaaside sulamistemperatuurid inertgaasi aatomsuurusega ja miks?
15 pilet 1. Mis on polümeermaterjalid? Polümeermaterjalid on materjalid mis koosnevad pikkadest süsinikahelatest ja sisaldavad täiendavalt ka teisi mittemetallilisi elemente (vesinik, lämmastik, hapnik). 2. Esmase sideme üldiseloomustus? Esmane side on seotud elektronide üleandmise võl jagamisega sidet moodustavate aatomite vahel ja on suhteliselt tugev side. 3. Mis inertgaaside keemilise inertsuse aluseks? Elemendi suure keemilise inertsuse aluseks on s2p6 elektronkonfiguratsioon välimises elektronkihis. 4. Kuidas muutub ioonilise sideme energia ioonilise sideme tekkel? Süsteemi energia on minimaalne kui ioonid on tasakaalukaugusel aO. Ja sideme energia on otseselt seotud sideme tugevusega ja ioonide vahelise kaugusega. Tõukeenergia neeldub kui ioonid satuvad lähestikku ja on positiivne, tõmbeenergia vabaneb kui 2 iooni satuvad lähedusse ja on negatiivne.(?) 5. Kuidas muutuvad inertgaaside sulamistemperatuurid inertgaasi aatomsuurusega ja miks
2.4.2. Elektron-konfiguratsioon elementides. Elektronid täidavad orbitaale järgnevas järjestuses (joonis 2.9) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 Seda rida on kerge meelde jätta joonise 2.10 kujul. Võrreldes joonist 2.8 ja eksperimentaalselt määratud elektronkonfiguratsioone aatomites ilmneb rida kõrvalekaldeid ülalpool toodud seaduspärasustest orbitaalide täitumises (Cu - vask, element nr. 29, eksperimendis tuvastatud elektronkonfiguratsioon on 3d10 4s1, süsteemne 3d9 4s2), mida seni teadus ei ole veel seletanud. Eksperimentaalselt on näidatud samuti, et elektronid püüavad aatomis omada paralleelseid spinne. Näiteks, kui mingi energianivoo elektronorbitaalidel on 5 elektroni, siis need püüavad paigutuda nii, et kõik lubatud 5 orbitaali on täidetud paralleelsete spinnidega elektronidega (joonis 2.7). 2.5. Elektronstruktuur ja reaktsioonivõime. (joonis 2.11) Inertgaasid
BaO2+H2SO4=BaSO4 (nool alla)+H2O2. Valguse käes või katalüsaatorite toimel laguneb: 2H2O22H2O+O2. Tugev oksüdeerija nii happelises kui aluselises kk-s 2KI+H2O2I2+2KOH võib esineda ka redutseerijana. 9. Leelismetallid (Li, Na, K): leidumine, lihtainete saamine, omadused ja kasutamine. Perioodilisussüsteemi 1. rühma liikmed leelismetallid (liitium, naatrium, kaalium, rubiidium, tseesium ja frantsium) on väga sarnaste omadustega. Leelismetalliaatomite valentskihi elektronkonfiguratsioon on ns1. Leelismetallide omadused tulenevad nende madalast ionisatsioonienergiast.Keemilise aktiivsuse (kõige reakts võimelisemad) tõttu esinevad looduses ainult ühenditena. Lito- ja hüdrosfääris on levinumad Na- ja K-ühendid, teiste leelismetallide ühendid on palju haruldasemad. Tähtsamaks esinemiskujuks looduses on halogeniidid (kloriid, sulfaat, silikaat, fosfaat). L-metalle saadakse vastavate soolade või leeliste elektrolüüsil (tugevad
annaabi.ee 
