Osakesed ainult võnguvad oma tasakaalu asendi ümber. 3.Kirjuta vee tekkimise võõrand ja nimeta ained. H2+O=H2O Kaks vesiniku aatomit ühineb ühe hapniku aatomiga ja tekib vesi. 4.Kirjuta hapnikuvaese põlemise võrrand ja nimeta ained. 2C+O2=2CO Kaks süsiniku molekuli ühineb ühe hapniku aatomiga ja tekib vingugaas. 5.Iseloomusta positiivse iooni teket. Kui aatom annab ära mõne elektroni, siis ta muutub positiivseks iooniks. Positiivse laenguga ioonis on elektrone vähem kui prootoneid. 6.Iseloomusta negatiivse iooni teket. Kui aatom saab juurde mõne elektroni, siis ta muutub negatiivseks iooniks. Negatiivse laenguga ioonis on elektrone rohkem kui prootoneid. 7.Iseloomusta elektroni laengu, massi ja asukoha poolest. Laeng: Negatiivne elektrilaeng. Mass: Tuuma massist palju kordi väiksem ja prootoni ning neutroni massist ligikaudu 2000 korda väiksem Asukoht: Elektronid liiguvad ümber tuuma, mis moodustavad elektronkatte. 8
erinevate leiulainete vahel.ergastatud kvantseisund püsib -10astmes-9....10astmel- 8sek.,metastab -10astmel-3s luminestsents-*külm helendus *tahkiste,vedelike,või gaaside mittesoojuslik helendus ultravalguse,elektronkimbu,keemilise reaktsiooni vms toimel*luminofoorid- luminestsentsvalgust kiirgavad ained(nt:org.värvained,väixeid lisandihulki sisaldavad anorg.ained) *kristallfosfoorid-väikesed lisandihulki sisald.ained (ZnS,Cu) *luminests.footonid tekivad siiretel lisandiaatomis või ioonis *kristallfosfoorid katavad luminests.lampide,teleri,arvutikuvari ekraanide sisepinda !!!!1.kui footon energiaga hf=Ek-Em tabab aatomit ergastustasemel Ek stimuleerib ta aatomit kiirgama.stimuleeritav ja kiiratud footon on omavahel koherentsed(teineteise koopiad) !!! 2.Kiirguslikud siirded (aatomi vm kvantsüst.energiatasemete vahel):1.footoni neeldumine2.vaba ehk spontaanne kiirgus 3.stimuleeritud kiirgus(footoni sansid ergastamata
0 Aine iseloomustus CH4 metaan CO vingugaas CO2 süsihappegaas 1. Süsiniku oksüdatsiooniaste selles ühendis,ioonis molekulis. 2. Kas süsiniku ühend CH4+2O2CO2+2H2O 2CO+O22CO2 CO2+O2ei toimu reageerib hapnikuga ja kui reageerib siis võrrand 3. Süsiniku ühendi M(CH4 )=12+14*1=16 M(CO)=12+16=28 M(CO2 )=12+32=44
mõjutused. Luminestsents on tahkiste , vedelike või gaaside mittesoojuslik helendus ultravalguse, elektronkimbu, keemilise toimel. Luminestsentslambid on hõõglampidest mitmeid kordi ökonoomsemad ja annavad meeldivamat valgust. Luminofoor. Luminestsentsvalgust kiirgavad ained, mille hulka kuuluvad näiteks orgaanilised ained, mille spektraalne koostis ja intensiivsus ei vasta aine temperatuurile. Näiteks : ZnS:Cu (Kooloni järel on lisand.) Siiretel lisandiaatomis või- ioonis tekivadki luminestsentsifootonid. (Temperatuuril 293 K (20 ºC) vastab musta keha kiirgusmaksimumile lainepikkus 10 µm.) Luminofooride omadused : Luminofoorid töötavad energiamuundajatena, mis transformeerivad erinevaid energialiike valgusenergiaks (fotoluminestsentsi erijuhul: muundavad materjalile langevat valgust erineva spektriga üldiselt pikemalaineliseks valguseks). Luminestentsi oluliseks tunnuseks on asjaolu, et väljakiiratav energia on
mittesoojuslik helendus ultravalguse, elektronkimbu, keemilise toimel. Luminestsentslambid on hõõglampidest mitmeid kordi ökonoomsemad ja annavad meeldivamat valgust. Luminestseesivaid aineid kutsutakse luminofoorideks Luminofoor. Luminestsentsvalgust kiirgavad ained, mille hulka kuuluvad näiteks orgaanilised ained, mille spektraalne koostis ja intensiivsus ei vasta aine temperatuurile. Näiteks : ZnS:Cu (Kooloni järel on lisand.) Siiretel lisandiaatomis või- ioonis tekivadki luminestsentsifootonid. (Temperatuuril 293 K (20 ºC) vastab musta keha kiirgusmaksimumile lainepikkus 10 µm.) · Nende hulka kuuluvad orgaanilised värvained, väikesi lisandihulki sisaldavad anorgaanilised ained, mida nim. kristallfosfoorideks Kristallfosfoorid. Kristallfosfoorid katavad luminestsentslampide, samuti telefi- ja arvutikuvari ekraanide sisepinda. Luminofooride omadused : töötavad energiamuundajatena, mis transformeerivad erinevaid
Ioon Elektrilise potentsiaali jaotuminenitraadi (NO3-)) ioonis. Punase värviga piirkonnad on madalama energiaga kui kollase värviga piirkonnad. Ioon on aatom või molekul, mis on kaotanud (või juurde saanud) ühe või mitu valentselektroni, mis annab talle positiivse või negatiivse elektrilaengu. Positiivse elektrilaenguga iooni nimetatakse katiooniks ja sellel on elektronkattes vähem elektrone kui tuumas prootoneid. Negatiivse elektrilaengugaiooni nimetatakse aniooniks ja sellel on elektronkattes rohkem elektrone kui tuumas prootoneid.
Aatomimudelid Planetaarne aatomimudel Aatomi keskel paikneb positiivse laenguga aatomi tuum kuhu on koondunud praktiliselt kogu aatomi mass. Aatomi tuuma ümber tiirlevad negatiivse laenguga elektronid. Summaarne aatomi elektrilaeng on 0 ehk neutraalne. Negatiivses ioonis on negatiivsed osakesi ehk elektrone rohkem. Positiivne loovutab – elektrone vähem Aatomiehitus Aatom koosneb positiivse elektrilaenguga aatomituumast, mida ümbritseb negatiivselt laetud elektronkate ehk elektronkest. Viimane jaguneb elektronkihtideks, mis omakorda koosnevad negatiivse elementaarlaenguga elektronidest Aatomituum Aatomituum koosneb lähestikku asetsevatest nukleoididest – positiivse elektrilaenguga prootonitest ja elektrilaenguta (neutraalsetest) neutronitest.
BaCl2, Li2O, CaO jt. Need ühendid koosnevad ainult kahe elemendi aatomitest. Ioonilien side katioonide ja anioonide vahel esineb ka keerulisema koostisega soolades, näiteks Na2CO3 ,Mg(NO3) 2, CuSO4 ning aktiivsete metallide hüdroksiidides ( leelistes), näiteks NaOH,LiOH,Ba(OH) 2 jt. Anioonide koostisse kuuluvate aatomite omavahelised sidemed on aga kovalentsed(näiteks O ja H aatomi vahel OH- ioonis, S aatomi ja nelja O aatmoni vahel SO4 2- ioonis jne.) 9 Kasutatud kirjandus 1) http://www.crjg.vil.ee/materjalid/oppematerjalid/keemia/2iooniside.html 2) www.ut.ee/biodida/taiend/2004/kikkatalo/teooria.doc 4) Tamm, L. Üldine ja anorgaaniline keemia. Avita, 2005 5) Spauszus, S. Retk anorgaanilise keemia maailma. Valgus, 1971. Tallinn 6) Sokolovskoi, E. M. Üldise keemia praktikum. Valgus, 1979
(OA-d käivad tavaliselt rooma numbritega. Meile vist pole seda niimoodi õpetatud, aga see hea tava.) Nagu vesinik (H) on alati + I, hapnik (O) on(praeguse kursuse jooksul) –II. Lisaks veel A-rühma metallidel on see võrdne rühma numbriga perioodilisuse tabelis (rühmad on perioodilisus tabelis vertkaalselt, perioodid horisontaalselt). Nüüd saame leida ülejäänud elementide OA-d. Et lihtsam oleks leiame palju on elemendi OA ioonis kokku. Näiteks kui on molekulis 4 hapniku aatomit ja hapniku OA on –II, siis kokku on -8. Nüüd leiame ka teised OA-d. Kui oleks näiteks mõni indeksiga element millel OA-d otsime, siis tuleks kogu elemendi OA lihtsalt indeksiga läbi jagada. Siit siis näeme, et OA muutub kahel elemendil : Mn +VII muutub Mn +II ning S +IV muutub S +VI . Nendega sooritamegi siis redoksreaktsiooni. OA langeb kui elektrone lahutatakse ja OA tõuseb kui elektrone liidetakse.
Relatsiooni (vastavuse) muutumispiirkond R ange(R )= { b B | leidub a A nii et (a,b) R} (range of R) N 2: A ntud on hulgad A= { 2,3,4} j a B={ 3,4,5,6,7} . D efineerida relats ioon aRb nii et b j agub a-ga. Leida selle relats iooni mä äramis p iirkond j a muutu mis p iirkond. R = { (2,4),(2,6),(3,3),(3,6),(4,4)} D om(R )= { 2,3,4} R ange(R )= { 3,4,6} N 3: V aatle me relats ioone reaalarvude hulgal ehk olgu A = B= reaalarvud e hulk. Ele mend id a j a b loeme relats ioonis R olevateks kui kehtib võrratus |x |+ |y|< = 1 j a teis es relats ioonis S olevateks kui kehtib võrratus |x+ y|< = 1 M õlemad relats ioonid on alamhu lgad ots ekorrutis es t R × R j a on kuj utatavad tas andi punktihulkadena R elats ioon R on romb i s iss e Relats ioon S on riba j ääv punktipaaride hulk N 4: V aatle me relats ioone naturaal arvude hulgal ehk olgu A= B= naturaalarvude hulk. A ritmeet ikateh ted <,< = ,> ,> = ,= , on relats ioonid
R ange(R )= { b B | leidub a A nii et (a,b) R} (range of R) N 2: A ntud on hulgad A= { 2,3,4} j a B={ 3,4,5,6,7} . D efineerida relats ioon aRb nii et b j agub a-ga. Leida selle relats iooni mä äramis p iirkond j a muutu mis p iirkond. R = { (2,4),(2,6),(3,3),(3,6),(4,4)} D om(R )= { 2,3,4} kõik või mal ikud paaride es imes ed elemendid R ange(R )= { 3,4,6} N 3: V aatle me relats ioone reaalarvude hulgal ehk olgu A = B= reaalarvud e hulk. Ele mend id a j a b loeme relats ioonis R olevateks kui kehtib võrratus |x |+ |y|< = 1 tuleb romb graafikul j a teis es relats ioonis S olevateks kui kehtib võrratus |x+ y|< = 1 graafik läheb lõppma tus s e M õlemad relats ioonid on alamhu lgad ots ekorrutis es t R × R j a on kuj utatavad tas andi punktihulkadena R elats ioon R on romb i s iss e Relats ioon S on riba j ääv punktipaaride hulk N 4: V aatle me relats ioone naturaal arvude hulgal ehk olgu A= B= naturaalarvude hulk.
2 1.Mis on materjal? Materjal on aine koos kõigi oma omaduste komplektiga. 2.Mis on kõrvalkvantarv ja selle lubatud väärtused? Defineerib elektroni eneriga alanivood lubatud põhivoo piires ja seega ruumialad aatomis. Lubatud väärtused on 1-(n-1) 3.Miks anioonide mõõtmed ioonilises sideme tekkimisel muutuvad ja kuidas? Mõõtmete muutumine on tingitud naatriumi 3s1 elektroni äraandmises ja vastavalt elektron/prooton suhte muutumisest. Positiivselt laetud tuum Na ioonis Na+ tõmbab elektronpilve endale ligemale, põhjustades raadiuse vähenemise ionisatsioonil. Elektron/prooton suhte suurenemise tõttu kloori aatomi mõõdud ionisatsioonil suurenevad. Seega aatomist anioonide moodustamisel mõõdud suurenevad. 4.Mis on metallilise sideme tekke aluseks? On elektronpilvede jagamine liituvate aatomite vahel, kuid erinevalt kovalentsest sidemest on see suunata side. 5.Millised on põhilised kristallistruktuurid metallides?
2.pilet 1.Materjal? on aine koos kõigi oma omaduste kompleksiga. 2.Kõrvalkvantarv ja selle lubatud väärtused? Defineerib elektroni energia alanivood lubatud põhivoo piires ja seega ruumialad aatomis.Lubatud väärtused on l- (n-1) 3.Miks anioonide mõõtmed ioonilise sideme tekkimisel muutuvad ja kuidas? Mõõtmete muutumine on tingitud naatriumi 3s1 elektroni äraandmises ja vastavalt elektron/prooton suhte muutumisest.Positiivselt laetud tuum Na ioonis Na+ tõmbab elektronpilve endale ligemale, põhjustades raadiuse vähenemise ionisatsioonil. Elektron/prooton suhte suurenemise tõttu kloori aatomi mõõdud ionisatsioonil suurenevad.Seega aatomist anioonide moodustamisel mõõdud suurenevad. 4.Mis on metallilise sideme tekke aluseks?On elektronpilvede jagamine liituvate aatomite vahel kuid erinevalt kovalentsest sidemest on see suunata side. 5.Millised on põhilised kristallistruktuurid metallides?RTK,PTKja heksagonaalne
kui kompleksioon omab positiivset laengut (komplekskatioon). Välissfäär võib ka puududa ja kui kompleksi laeng on 0, on tegemist neutraalse kompleksiga, nagu näiteks [Co(NH3)3Cl3]. Antud juhul on kompleksimoodustaja Co(III) koordinatsiooniarv kuus ning ligandideks on 3 NH3 molekuli ja 3 Cl iooni. Ligandi side tsentraalaatomiga moodustub sama ligandi ühe või mitme aatomi vaba elektronipaari kaudu. Kui ligand on seotud kompleksimoodustajaga ühe aatomi kaudu, nagu NH3 diammiinhõbe(1+)ioonis (H3N: Ag :NH3), on tegemist monodentaatse ligandiga, kuid ligandid võivad olla ka bi-, tri-, ning polüdentaatsed st side on moodustunud sama ligandi kahe, kolme või enama aatomi vaba elektronipaari kaudu. Ligandidest on suur osa monodentaatsed, nende hulka kuuluvad: a) ühe negatiivse laenguga liht- ja liitioonid nagu F-, Cl-, Br-, I-, OH-, NO2-, NH2-, CN-, SCN- jt; b) üheaatomilised negatiivse laenguga väiksema oksüdatsiooniastmega ioonid nagu
v i I I Tulefadapunktid , B, ja kijlgvaatd ig kujutised ristisoneetrias j a kabine tprojkf s ioonis. 2 ^{ 4'n l[ -- 1' ,.r--, - .Z L , n,,L,-,,L ,,,I|- | K" -,, l. lt ,,= l
Süsteemi entalpia väheneb.) Näidatakse ära aine agrekaatolek. Ühe mooli lähteaine kohta. Reaktsioonis osalevate ainete mool suhteid. Reaktsioonis olevate ainete koostist. Reaktsiooni saaduse eraldumist. Reaktsiooni toimumise eritingimusi (temp, rõhk, katalüsaatorite juuresolek). 8. Iooni laeng - suurus on võrdne tema osakeste (prootonite, neutronite ja elektronide elektrilaengute summaga. Näiteks alumiiniumi (keemiline element nr 13) ioonis Al+3 on 13 prootonit, 14 neutronit ja 10 elektroni, seega on selle iooni laeng +3 (13 · 1 + 14 · 0 + 10 · (-1) = 3). Oksüdatsiooniaste (o-a) aatomi formaalne laeng ühendis, eeldusel, et molekul on üles ehitatud ioonidest ühe aatomi kaupa. Tähistatakse rooma nr, kasutades lisaks miinusmärki ja nulli. Keemiline reaktsioon ühe aine muundumine teiseks. Redoksreaktsioon reaktsioon, milles elementide o-a'd muutuvad.
Uhendis vordub aatomite oksudatsiooniastmete algebraline summa nulliga. I VI -II H2SO4 2· (+1) + 6 + 4· (-2) = 0 Lihtaine oksudatsiooniaste on null. H2, F2 , Cl2 , O2 , P4 , S8 , C, Fe, Li jne. Uhendis vesiniku oksudatsiooniaste on I (Erandiks hudriidid, o.a. I), hapnikul II.(Erandiks perroksiidid, o.a. I) I -I I -I -I I NaH, H-O-O-H Soolades on hapet moodustava elemendi oksudatsiooniaste happeanioonis sama, mis vastavates hapetes. I VI II I VI -II H2SO4 Na2SO4 Ioonis on aatomite oksudatsiooniastmete summa vordne iooni laenguga -III I (NH4 ) + 1·(-3) + 4·(+1)=1 Uhendites on leelismetallidel o.a. I, leelismuldmetallidel II, alumiiniumil III, halogeenidel I. Polaarse kovalentse sidemega uhendis on elektronegatiivsemal elemendil negatiivne oksudatsiooniaste. IV II -IV I CO2 CH4 Mittepolaarne kovalentne side ei anna seotud elementidele laengut. I -I -I I H-CC-H 53. Tuntumad tugevad oksüdeerijad ja redutseerijad.
Süsteemi entalpia väheneb.) Näidatakse ära aine agrekaatolek. Ühe mooli lähteaine kohta. Reaktsioonis osalevate ainete mool suhteid. Reaktsioonis olevate ainete koostist. Reaktsiooni saaduse eraldumist. Reaktsiooni toimumise eritingimusi (temp, rõhk, katalüsaatorite juuresolek). 8. Iooni laeng - suurus on võrdne tema osakeste (prootonite, neutronite ja elektronide elektrilaengute summaga. Näiteks alumiiniumi (keemiline element nr 13) ioonis Al+3 on 13 prootonit, 14 neutronit ja 10 elektroni, seega on selle iooni laeng +3 (13 · 1 + 14 · 0 + 10 · (-1) = 3). Oksüdatsiooniaste (o-a) – aatomi formaalne laeng ühendis, eeldusel, et molekul on üles ehitatud ioonidest ühe aatomi kaupa. Tähistatakse rooma nr, kasutades lisaks miinusmärki ja nulli. Keemiline reaktsioon – ühe aine muundumine teiseks. Redoksreaktsioon – reaktsioon, milles elementide o-a’d muutuvad.
aktiivsema metalli plaadid, laevadele) · Metalli pinnale tekitatakse mõne ühendi kiht . oksiid, kromaadid · Katoodkaitse välise vooluallike abil (sadamarajatised) · Anoodkaitse pinnale moodustub pos. oksiidi kiht (roostevaba teras) · Inhibiitorid lisatakse värvidesse (NaNO2 --- NaNO3) · Kaitsemäärded · Kuiv õhk Pilukorrusioon kahe metalli kinnituskohtades metalli konstrukts ioonis, kus pinnad jäävad puhastamata. Pinnad tuleb katta inhibiitoritega või kasutada katoodkaitset. (mõjub voolav vesi) Kemismi järgi Kontaktkorrusioon Korrusioon erinevate metallide kokkupuutekohtades. (Al ja Cu, Cu ja teras) Seald tekib galvaaniline baas, kus neg. potensiaalgie metall on anoodiks ehk hävib. Ühtlane, laiguline, pisteline, pilu-, hõõrde-, kontakt-, kiht-, kihtide vaheline, kristallide vaheline ja sisene, väsimus.
I VI -II H2SO4 2 (+1) + 6 + 4 (-2) = 0 Lihtaine oksüdatsiooniaste on null. H2, F2 , Cl2 , O2 , P4 , S8 , C, Fe, Li jne. Ühendis vesiniku oksüdatsiooniaste on I (Erandiks hüdriidid, o.a. I), hapnikul II.(Erandiks perroksiidid, o.a. I) I -I I -I -I I NaH, H-O-O-H Soolades on hapet moodustava elemendi oksüdatsiooniaste happeanioonis sama, mis vastavates hapetes. I VI II I VI -II H2SO4 Na2SO4 Ioonis on aatomite oksüdatsiooniastmete summa võrdne iooni laenguga -III I (NH4 ) + 1(-3) + 4(+1)=1 Ühendites on leelismetallidel o.a. I, leelismuldmetallidel II, alumiiniumil III, halogeenidel I. Polaarse kovalentse sidemega ühendis on elektronegatiivsemal elemendil negatiivne oksüdatsiooniaste. IV II -IV I CO2 CH4 Mittepolaarne kovalentne side ei anna seotud elementidele laengut. I -I -I I H-CC-H 52
nrõ]utab vaļretult ajami toõcl. Sageduse valik įoiirlub etratilasti inlircnlent ja dekrenlent ĮiĮi*ia.g, õ; ģ sug.aussätet įab ette ancla ka nruunduriga įilretrdat-ttd potentsiomeetrilt, (l'enlote operaĮi'ol't alalispinge ūi -"āot,-rallikast (ioonis 5'6) nirrg karrg!LrlrtinrisItrltttdttses nto de)j uht raal i vahendusel' .) Siin ja edaspidi on näitena kasutatud ftnna GetleraĮ' EĮectrit: (GE) sagcdusnruundurite säįteicį' etratrrasti ka mĮĮu pär'itolu Sarirascid. kuid teistsugtrste tälristega sätteid kasr:tatakse sagtdttstn uurrctu'iįe puirul' Pidurdusreostaadid
19 Ionisatsiooniprotsessis muutub Na aatom aatomraadiusega 0,192 nm Na+ iooniks ioonraadiusega 0,095 nm ja aatomraadiusega 0,099 nm kloori aatom muutub Cl- iooniks ioon-raadiusega 0,181 nm. Selline mõõtude muutumine sideme moodustumisel on põhjustatud naatriumi 3s1 elektroni äraandmisest ja vastavalt elektron/prooton suhte muutumisest 11/1110/11. Positiivselt laetud tuum naatriumi ioonis Na+ tõmbab elektronpilve endale ligemale põhjustades raadiuse vähenemist ionisatsioonil. Elektron/prooton suhte suurenemise tõttu (17/17 18/17) kloori aatomi mõõdud ionisatsioonil suurenevad (joonis 2.16). Seega aatomitest katioonide moodustumisel mõõdud vähenevad ja anioonide moodustumisel suurenevad. Analoogiliselt toimub ioonilise sideme teke ka LiF-s (joonis 2.17). 3.2.1. Jõud ioonide vahel ioonpaaris (joonis 2.18).
annaabi.ee 
