Keemia alused KT1 (0)

1 Hindamata

Esitatud küsimused

Milliste omaduste poolest erineb kvantosake klassikalise mehaanika osakesest?
Millised on tähtsamad järeldused mis tulenevad Schrödingeri võrrandist?
Kuidas ja miks erinevad vesinikusarnase aatomi ja mitmeelektronilise aatomi orbitaalid?
Mis on resonants keemilise sideme teoorias?
Kuidas moodustub Lewisi happe ja aluse vaheline side?
Millised on ioonilise ja kovalentse sideme põhilised erinevused?
Mida kirjeldab aatomi elektronegatiivsus ja kuidas see mõjutab keemilist sidet?
Mis on polariseeritavus keemilise sideme teoorias ja kuidas see mõjutab keemilist sidet?
Kuidas arvutatakse gaasi osarõhud segus ja segu kogurõhk?
Millest ja kuidas sõltub gaasi molekulide kiiruste Maxwelli jaotus?
Kuidas tekivad Londoni jõud?

Lõik failist

Nimetage tähtsamad kontsentratsiooni väljendusviisid, neile vastavad kontsentratsiooni ühikud ja selgitage nende arvutamist. – P(massiprotsent) =m(aine)/m(lahus)*100% iseloomustab lahustunud aine hulka lahuse või lahusti kindlas ruumalas või massis. Molaarsus(c;mol/dm3,M) – nt lahustunud aine moolide arvu 1 dm3 lahuses. c=n(l aine)/V(lahus dm3). Molaalsus (cm;mol/kg,m) – nt lahutunud aine moolide arvu 1kg lahuti kohta. Cm=n(l aine)/m(lahusti kg). Moolimurd (X) – lahuse 1 komponendi moolide arvu suhe lahuse kkogu moolide arvust. X1=n1/n1+n2.

Milliste omaduste poolest erineb kvantosake klassikalise mehaanika osakesest? – Klassikalise mehaanika raames määravad osakese oleku üheselt tema asukoht ja kiirus. Seetõttu ei ole klassikalises mehaanikas vajadust vaadelda olekuid ja mõõtmistulemusi lahus, sest olek määrab mõõtmistulemused ja ümberpööratult. Kvantmehaanikas aga ei ole üldjuhul üheselt ennustatav, millised tulemused täpselt annab osakese asukoha ja kiiruse mõõtmine. On võimalik, et täpselt ühesugustes süsteemides saadakse osakese asukoha ja kiiruse mõõtmisel erinevad tulemused. Etteantud olek määrab ära üksnes tõenäosused, millega saadakse antud suuruse mõõtmisel üks või teine tulemus. Sellepärast vaadeldakse kvantmehaanikas mõõdetavaid suurusi ning olekuid lahus ning ka mõõdetava suuruse mõiste on teistsugune kui klassikalises mehaanikas.

Millised on tähtsamad järeldused, mis tulenevad Schrödingeri võrrandist? – Süsteemi energiad on kvanditud – ainult rida diskreetseid energiaväärtusi(energiatasemeid) on lubatud (ainult täisarvuliselt x=0 jne). 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.

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 sageli tähistatakse kas ↑,↓ või ja . Nt: n=2; l=0,1;ml=-1,0,+1.

Kirjeldage vesinikusarnase aatomi 1s-, 2s- ja 3s-aatomorbitaalidel paiknevale elektronile vastavat elektrontiheduse jaotust ruumis. Joonistage vastavate jaotuste graafikud . – Samal kaugusel on sama elektrontihedus. Sõlmpindade arv aatomorbitaalidel võrdub peakvantarv -1, mida suurem peakvantarv seda rohkem on sõlmpindasid...ja rohkem laialimääritud.... Joonis kaustikus! EKSAM VIST !

Kuidas ja miks erinevad vesinikusarnase aatomi ja mitmeelektronilise aatomi orbitaalid ? – Mitmeelektronilised aatomite orbitaalid on suhteliselt sarnased H orbitaalidele, aga suurem tuumalaeng tõmbab elektrone rohkem ja alandab oleku energiat samuti elektronid tõukuvad omavahel ja tõstavad oleku energiat. Rohkem elektrone.

Kirjutage välja elemendi põhioleku elektronstruktuur ja elektronvalem . Millised on elektroni kvantarvude suurimad väärtused aatomi põhiolekus? – Elektronvalem (1s2,2s2;2p6,3s2,3p6,4s2,3d10jne), elektronstruktuur ( kastid ).

Tähtsamad perioodilised seosed aatomite omadustes. Selgitage, kuidas muutuvad aatomiraadius , ionisatsioonienergia, elektronafiinsus ja elektronegatiivsus perioodilisustabelis . – Aatomiraadius←↓ väheneb perioodis vasakult paremale ja rühmas kasvavad ülalt alla. Ionisatsioonienergia→↑ – esimesed ionisatsioonienergiad I1 kasvavad perioodis vasakult paremale ja rühmas vähenevad ülevalt alla. Energia, mida tuleb kulutada elektroni väljalöömiseks neut. aatomist. Elektronafiinsus→↑– suurimad tabeli paremas ülanurgas ( flour , hapnik). Elektronegatiivsus→↑ – aatomite elektronegatiivsused kasvavad perioodis vasakult paremale ja rühmas vähenevad ülevalt alla. Ioonraadiused. Aatomite polariseeritavused vähenevad perioodis vasakult paremale ja rühmas kasvavad ülevalt alla. Anioonid on polariseeritavamad kui vastavad aatomid tänu oma suuremale raadiusele. Polariseerivad omadused on intensiivsemad väikese raadiusega ioondel. Diagonaalsed seosed – 2 ja 3 perioodi elementide vahel, sarnased aatomraadiused, sama .... Nt: Li ja Mg. Metallid ja mittemetallid .

Selgitage inertpaari efekti mõne näite abil. – omadus moodustada ioone, mille laeng on 2 võrra väiksem valentselektronide arvust. In 4d105s25p1 → In+, In3+ 2o-a.

Defineerige kristallivõre energia. Selgitage, millistest ioonide omadustest sõltub see suurus. – Kristallvõre energia on energia erinevus kristalli moodustavate ioonide tihepakendi ja gaasifaasis üksteist lõpmata kaugel paiknevate ioonide vahel. Mida suuremad on ioonlaengud, seda suurem on vatastikune tõmme. Võreenergia on suur, kui ioonilaengud on suured samuti kui kaugused ioonide vahel on väiksed (väiksed ioonraadiused).

Kirjutage välja iooni elektronstruktuur ja elektronvalem. – Elektronstruktuur(kastid), elektronvalem(1s2jne). P-elemendid – d-elektronid tugevalt seotud, kui täidetud, ei anta enam ära. Ga[Ar] 3d104s24p1 → Ga3+[Ar]3d10. D-elemendid – enne s-elektronid ja siis d-elektronid. Fe[Ar]3d64s2 → Fe3+(2+)[Ar]3d5(6); N1s22s22p3 → 1s22s22p6 = [Ne]

Joonistage Lewisi struktuurid molekulile, radikaalile ja ioonile. – nitraatioon, 3 erinevat struktuuri. Radikaalile vihikus.

Mis on resonants keemilise sideme teoorias ? Joonistage molekuli, radikaali ja iooni tähtsamad resonantsstruktuurid. Hinnake erinevate resonantsstruktuuride osakaalu , kasutades formaalseid laenguid. – Resonants – ühelgi elemendil ei saa olla rohkem elektrone kui mahub tema valentskihile. Molekuli laneg peab jääma samaks. Formaalse laengu järgi saab aru, kas anioon või katioon. Sidemed aatomite vahel saavad olla delokaliseeritud nii et nad ei ole sideme kordsed. Sideme kordsed saavad olla mittetäisarvuline. Formaal laeng V-(2L+S). V- valents ( paardumata +S); L- paare ; S- sidemeid

Kirjeldage okteti reeglit ja selle erandeid näidete abil. – Iga aatom võtab oma valentskihile 8 elektroni ja saavutab sellega väärisgaasi elektronkonfiguratsiooni ns2np6. C, N, O, F järgivad seda reeglit. Mittemetallid alates 3.perioodist võivad oma valentskihti võtta ka rohkem kui 8 elektroni, sest tulevad mängu d-orbitaalid (10, 12 või enam) PCl6-. Erand – radikaalid paardumata (spinniga) elektroniga. Radikaalid tekitavad kovalentse sideme homolüütilisel katkemisel (kasutik).

Defineerige Lewisi hape ja alus. Tooge näited. Kuidas moodustub Lewisi happe ja aluse vaheline side? – Hape on elektronpaari aktseptor (H+) ja alus on elektronpaari doonor (OH-). Ühel elektronpaar üle, teisel vaba orbitaal . L happe ja aluse vahelisel reaktsioonil tekib koordinatiivse sidemega kompleks. (BF3(hape) + F-(alus) → BF4-?) :NH3(alus) + H+(hape, vaba orbitaal) → NH4+.

Millised on ioonilise ja kovalentse sideme põhilised erinevused? Ennustage ja põhjendage, milline kahest antud sidemest on kovalentsem / ioonilisem. – Ioonilised sidemed on mittepolaarsed, kuid kovalentsed heteronukleaarsed sidemed on polaarsed. Polaarsel kovalentsel sidemel moodustub dipoolmoment ( vektor positiivse laengu suunas). Kovalentse sideme põhiomadused: küllastatavus, suunalisus, polaarsus ja polariseeritavus . Iooniline side: ühine elektronpaar on on üle läinud elektronegatiivsema elemendi aatomile, moodustunud ioone seovad elektrostaatilised tõmbejõud; puudub sideme küllsatatavus ja suunalisus; kristallsed, kõrge sulamis temp, rabedad.

Mida kirjeldab aatomi elektronegatiivsus ja kuidas see mõjutab keemilist sidet? – Elektronegatiivsus (X;chi) – võime tõmmata sideme elektronpaari enda poole. Suurema elektronegatiivsusega aatom tõmbab elektronpaari tugevamini. Mida suurem on sidemes osalevate aatomite elektronegatiivsuste erinevus, seda polaarsem on side. Kui elektronnegatiivsuste erinevus on väga suur (üle 2) on sidee pigem iooniline.

Mis on polariseeritavus keemilise sideme teoorias ja kuidas see mõjutab keemilist sidet? Selgitage, kuidas muutuvad aniooni polariseeritavus ja katiooni polariseeriv võime perioodilisustabelis. – Kõik ioonilised sidemed on mingil määral ka kovalentsed, kuna katiooni positiivne lang deformeerub (tõmbab) aniooni elektronpilve rohkem kahe aatomi vahele. Side, mis moodustub ioonide vahel on suure kovalentse iseloomuga , sest elektronpilv on tõmmatud aatomite vahele, väikese katiooni ja suure aniooni vahel. Mida suurem on anioon ja mida väiksem katioon ioonilises sidemes, seda kovalentsema iseloomuga on side. Suure raadiusega anioonid on kergesti polariseeritavad. Väikese raadiusega katioonid on tugeva polariseeriva toimega. I- on kergemini polariseeritav kui Cl-. Al3+ on tugeva polariseeriva toimega. Polariseeritavus sõltub tuuma tõmbest, raadiusest ←↓.

Defineerige keemilise sideme dissotsiatsioonienergia. Millised tegurid mõjutavad keemilise sideme tugevust? Põhjendage! – Dissotsatsioonienergia D näitab, kui palju energiat tuleb kulutada sideme lõhkumiseks. Tugevamale sidemele vastab suurem dissotsatsioonienergia. Kaksikside on alati tugevam kui üksikside samade elementide vahel. Vabad elektronpaarid seotud aatomitel tõukuvad ja seega nõrgestavad sidet. Suuremate aatomiraadiuste korral on side nõrgem. Mida pikem side seda nõrgem. ↓F2, ↑Cl2, ↓Br2, ↓I2 Cl alates side tugevam, sest mängu tulevad d-orbitaalid, mis stabiliseeerivad.

Nimetage VSEPRi teooria põhipostulaadid. Ennustage elektronide paiknemist ning molekuli või mitmeaatomilise iooni kuju, kasutades VSEPRi teooriat. Kirjutage VSEPRi valem. Põhjendage, kas molekul on polaarne või mittepolaarne . – VSEPRi teooria keskendub sidmete ja elektronipaaride paiknemisele tsentraalse (te) aatomi(te) ümber. Molekuli kuju ennustamis tuleb arvestada, et suure elektrontihedusega molekuli osad tõukuvad omavahel. Suur elektrontihedus on molekulis sidemetel ja vabades elektronpaarides. Ühe tsentri ümber olevad sidmed ja elektronpaarid tõukuvad ning paiknevad seetõttu üksteisest võimalikult kaugel. Kordseid sidemeid käsitletakse samamoodi kui üksiksidemeid, s.t ühe kõrge elektrontihedusega alana. Kui molekulis on enam kui 1 tsentraalaatom , siis käsitletakse neid üksteisest sõltumatutena. Vabad elekttronpaaris tsentraalaatomi juures mõjutavad molekuli geomeetriat. VSEPRi valem: AXnEm, kus A on keskne aatom, X side(ligandide arv) ja E vaba elektronpaar. Teooria ennustab küll deformatsiooni suunda, kuid mitte ulatust: nurkade tegelikud väärtused saame kas eksperimendist või lahendaades arvutil Schrödingeri võrrandi. ( kaustik )

Valentssidemete teooria põhimõisted: võrrelge omavahel σ- ja π-sidemeid ning selgitage hübridisatsiooni näidete abil. – Valentssidemete teooria kirjeldab sidemete moodustamist kvantmehaanikast lähtudes ja võimaldab põhimõtteliselt arvutada ka energiaid, sidemte pikkusi ja murkasid. Vastavalt kvantmehaanikale saab elektroni paiknemist molekulis kirjeldada vaid tõenäosuslikult. Mida väiksemad orbitaalid, seda suurem kattumine ja mida suurem kattumine, seda tugevam side. 1s.orbitaalide kattumise tagajärjel moodustub -side, mis hoiabki nt H2 molekuli koos. Elektrontihedus, mis vastab -sidemele, paikneb mõlema aatomituuma ümber (ja vahel) ning on sideme telje suhtes silidrilise sümmeetriaga. Orbitaalide külgepidi kattumine annab -sideme, kus orbitaalid kattuvad kahes kohas – ülal- ja allpool sideme tasandit , p-orbitaalil on sideme tasandis sõlmpind. –side on nõrgem kui –side, kuna orbitaalide kattumine on siin väiksem. Üksikside - -side; kaksikside 1-side ja 1-side jne. Hübridisatsioon – ühe ja sama aatomi eri tüüpi orbitaalide ühtlustumine –sideme moodustamisel, molekulis moodustavaad sidemeid hübriidsed (segatüüpi) orbitaalid. Nt sp-lineaarne-CO2; sp2-tasapinnaline kolmnurk -BF3; sp3-tetraeeder-CH4. Be 2s2=2s12p1.

Võrrelge üksiksideme ja kordsete sidemete omadusi. – Kaksikside on tugevam kui üksikside, kuid nõrgem kahest üksiksidemest. 2.perioodi elemendid nagu C, N ja O moodustavad sageli kaksiksidemeid omavahel ja teiste elementidega, kuid 3. Ja järgenevate perioodide elemendid reeglina teiste elementidega (peale C, N ja O) kaksiksidet ei anna. –sideme ruumiline struktuur (kaks p-orbitaali kattuvad külgepidi) teeb võimatuks vaba pöörlemise kordsete sidemete ümber.

Nimetage molekulaarorbitaalide (MO) teooria põhipostulaadid ning eelised Lewisi ja valentssidemete teooria ees. – MO teooria eeldab, et elektronid ei paikne mitte sidemetel, vaid MO-del, mis katavad kogu molekuli. Mo-de konstrueerimiseks liidetakse omavahel aatomite valentskihtide aatomorbitaalid. MO on seega lineaarkombinatsioon molekuli aatomorbitaalidest. MO energia on madalam kui kummalgi tema moodustamiseks kasutatud aatomorbitaalil, kuna kahe aatomi vahel toimub lainefunktsiooni amplituudi kasv. Orbitaali, millele vastab energia langus, nim siduvaks orbitaaliks. N aatomorbitaali liitumisel moodustub N MO-d. Seega peab kahe H 1s-orbitaalide liitumisel tekkima 2 MO-d. Teine neist vastab aatomorbitaalide kattumisele eri faasides (eri märkidega). Tulemuseks on MO, kus tuumade vahel on elektroni leidumise tõenöosus väiksem ja orbitaali energia seega kõrgem. Sellist orbitaali nim lõdvendavaks. MO Eelised: Hapniku molekulis peaksid kõik elektronid olema paardunud, kuid tal on paramagnetilised omadused, mis ilmnevad vaid paardumata elektronide korral. Diboraan B2H6 peaks Lewis ’i struktuuri järgi andma vähemalt 7 sidet, kuid tal on vaid 12 valentselektroni.

Koostage homonukleaarsete kaheaatomiliste 1. ja 2. perioodi elementide ühendite MO diagrammid . -

Koostage heteronukleaarsete kaheaatomiliste 1. ja 2. perioodi elementide ühendite MO diagrammid. -

Selgitage (lähtudes MO teooriast) metallide, isolaatorite ja pooljuhtide vahelisi erinevusi. – Metallis osalevad MO-de moodustamisel kõik aatomid. Tulemuseks on väga suur hulk MO-sid, mis on energeetiliselt üksteisele väga lähedal, moodustades pideva tsooni, keelutsooni pole. Täielikult täidetud MO-d moodustavad valentstsooni, tühjad ja osaliselt täidetud aga juhtivustsooni. Kui valentstsoon ja juhtivustsoon pole energeetiliselt eraldatud, on tegemist elektrijuhiga. Kui tsoonide vahe on suur (täidetud ja tühjade MO-de vahel on suur vahe), on tegu isolaatoriga. Pooljuhis on valentstsoon ja juhtivustsoon lähedaste energiatega.

Kirjutage ideaalgaasi seaduse valem. Arvutage P, V, T või n väärtus antud tingimustel või peale tingimuste muutumist. – PV=nRT n-universaalne gaasikonstant 8,314 Pa*m3/mol*K.

Leidke gaasilise aine molaarmass gaasi tihedusest ja vastupidi. – Vihik!

Arvutage reagentide mass või ruumala, mis kulub reaktsiooniks gaasiga , kui on antud gaasi ruumala. – Prinditus ülesanne?!

Kuidas arvutatakse gaasi osarõhud segus ja segu kogurõhk? – Segu gaasidest , mis omavahel ei reageeri, käitub ühe puhta gaasina, järgides ideaalgaasi seadust. Daltoni seadus – gaaside segu kogurõhk on summa iga individuaalse gaasi poolt avaldatud rõhkudest(osarõhkudest). Ühe gaasisegu komponendi osarõhk on seotud kogurõhuga moolimurru kaudu: Pj=xjP Pj – osarõhk; P – summarne rõhk.

Defineerige efusioon ja difusioon . Selgitage nende suhtelisi kiiruseid. Difusioon – ühe aine liikumine ( jaotumine ) läbi teise aine, vähendamaks konsetratsioonie erinevust erinevate ruumiosade vahel. Difusioon seletab nt parfüümidee ja feromoonide levikut neid eraldavate isendite ümber. Efusioon – gaasi molekulide tungimine läbi väikeeste avauste (pooride) madalama rõhuga ruumiosa . Konstantsel temp on gaasi efusiooni kiirus pöördvõrdeline tema molaarmassi ruutjuurega. Sama seos kehtib ka difusiooni kiiruse kohta.

Kirjeldage temperatuuri mõju gaasi molekulide keskmisele kiirusele. - Mida kõrgem temp seda kiirem efusioon. v. Gaasi molekuli keskmine kiirus on pöördvõrdeline tema molaarmassi ruutjuurega. Eksperimentidest erinevatel temperatuuridel ilmneb ka gaasi molekulide keskmine kiirus on võrdeline temp ruutjuurega

Nimetage ja selgitage gaaside kineetilise mudeli eeldusi . – gaas on molekulide kogum. Gaasi molekulid on pidevas juhuslikus liikumises. Gaasi molekule võib vaadelda punktmassidena. Gaasi molekulid liiguvad sirgjooneliselt, kuni nad põrkuvad. Molekulid ei mõjuta üksteist, v.a põrkudes (puuduvad tõmbe- ja tõukejõud).

Millest ja kuidas sõltub gaasi molekulide kiiruste Maxwelli jaotus? Joonistage vastavate jaotuste graafikud – Maxwelli kiiruste jaotusest järeldub, et samal temp on kergemate molekulide kiirused suuremad ja ka laiema jaotusega. Temp tõustes gaasi molekulide keskmine kiirus kasvab ja jaotus laieneb . Molekulmassi tõustes molekulide keskmine kiirus väheneb ja jaotus kitseneb. Joonis kaustas!

Selgitage, mille poolest erinevad reaalsed gaasid ideaalgaasist. – reaalgaasid on veeldatavad, seega gaasi molekulide vahel peavad eksisteerima tõmbejõud. Niimoodi saadud (aga ka muud) vedelikud ei ole kergesti kokkusurutavad, seega peavad eksisteerima ka tugevad tõukejõud molekulide vahel. Tõmbejõud molekulide vahel kasvab molekulide lähenedes ja teatust punktist tõukuvad kiiresti.

Kirjeldage tähtsamaid molekulidevahelisi interaktsioone ja selgitage nende sõltuvust osakestevahelisest kaugusest. – Ioon - dipool – dipoolmomenti omavad molekulid orienteeruvad iooni ümber nii, et iooniga erinimeline dipooli ots oleks suunatud iooni poole, soolalahused. Stabiliseerib süsteemi. 2x kaugemal on interaktsioon 4x nõrgem. Dipool-dipool – tahkises , mis koosneb dipoolmomenti omavatest molekulidest, on nende orientatsioon selline, et dipoolide erinimelised otsad oleksid võimalikult lähestikku. Sellise paigutuse korral on dipoolidevahelise interaktsiooni energia maksimaalne. Mida polaarsem seda suurem interaaktsioon. 2x kaugemal interaktsioon 8x nõrgem. Gaasifaasis ja ka vedelas faasis molekulid liiguvad (pöörlevad) üksteise suhtes. Selle tulemusena on ka dipool-dipool interaktsioonid veelgi nõrgemad: osa ajast on dipoolid orienteeritud ebasoodsalt. 2x eemal 64x nõrgem. Dipool-indutseeritud – polaarne molekul indutseerib mittepolaarset molekuli. Vesinikside – koosneb H aatomist kahe väikeste mõõtmete ja suure elektronegatiivsusega aatomi vahel, millest vähemalt ühel peab olema ka vaba elektronipaar. Londoni jõud – kõigi molekulide vahel, ka mittepolaarsete molekulide vahel.

Selgitage, millest sõltub ioon -dipool ja dipool-dipool vastastikmõju suhteline tugevus. – Ioon-dipool interaktsioonid on palju nõrgemad kui ioon-ioon interaktsioonid. Samas tagavad ioon-dipool interaktsioonid näiteks enamike soolade lahustuvuse vees. Mida väiksem on ioonraadius, seda lähemale saab ioon dipoolile minna, seda tugevamad on ioon-dipool interaktsioonid.

Kuidas tekivad Londoni jõud? Selgitage nende sõltuvust aatomi polariseeritavusest ning molekuli kujust ja suurusest . – Elektrontiheduse jaotus molekulis pole staatiline, pidevalt toimub elektrontiheduse fluktuatsioone; ühes või teises molekuli osas on eleketrontihedus suurem või väiksem keskmisest. Kui 2 mittepolaarset molekuli satuvad kokku, siis nende dipoolmomendid kooskõlastuvad (+,-). See tekitab ka mittepolaarsetes molekulides ajutusi dipoolmomente. Ühe molekuli ajutine dipool tekitab (indutseerib) teises molekulis energeetiliselt soodsa dipooli. Kahe mittepolaare molekuli vaheline energia sõltub molekulide polariseeritavusest ja molekulidevahelisest kaugusest r. 1.Mida suurem on elektronide arv molekulis, seda suurem on dispersiooni interaktsioon. 2.Sfäärilise sümmeetriaga molekulides on interaktsioon nõrgem kui analoogilistes mittesfäärilistes molekulides. 3.Kõik molekulid, nii mittepolaarsed kui ka polaarsed, on omavahel Londoni vastasmõjus. Suured anioonid on kergemini polariseeritavamad kui ketoonid ja neil on suur dipoolmoment.

Ennustage kahe ühendi keemistemperatuuride suhtelist järjekorda, arvestades nende ühendite molekulidevaheliste vastastikmõjude tugevust.

Tehke kindlaks, kas antud ühend võib anda vesiniksidemeid.

Kirjeldage vedeliku struktuuri. Kuidas viskoossus ja pindpinevus sõltuvad temperatuurist ja molekulidevaheliste vastastikmõjude tugevusest? – Molekulid on vedelikes lähedases kontaktis oma naabritega . Vastasmõjude tulemusena on molekuli lähim naabrus suhteliselt hästi korrastatud, suurematel kaugustel ilmneb korrapäratus. Molekulide kineetiline energia vedelikes on piisavalt suur selleks, et ületada molekulidevahelisi jõude ja liikuda üksteise suhtes. Vedelikele on omane voolavus , seda iseloomustab viskoossus . Viskoossus ja pindpidevus on mõlemad põhjustatud molekulidevahelistest interaktsioonidest. Voolamiseks peavad molekulid saama vabalt liikuda, nendevahelised tõmbejõud toimivad aga vabale liikumisele vastu – tugevamate interaktsioonidega vedelikud on viskoossemad. Viskoossus enamasti alaneb temp tõustes. Pindpinevus - Vedeliku sees olevad molekulid on (tõmbumis) vastasmõjus kõigist suundadest, pinnakihis olevad molekulid aga mitte. Tulemusekks on, et pindmised molekulid tunnevad vedeliku sisse suunatud tõmmet ja vedelik püüab omada minimaalset pinda. Tugevamad vastasmõjud põhjustavad ka pindpinevuse kasvu.

Nimetage erinevad tahkiste struktuuride liigid. Tooge näiteid. – Metalsed tahkised ehk metallid – koosnevad katioonidest, mida hoiab koos elektrongaas (nt s- ja d-elemendid). Ioonilised tahkised – koosnevad ioonidest, mis tõmbuvad omavahel (nt NaCl, KNO3). Molekulaarsed tahkised – koosnevad molekulidest, mida hoiavad koos molekulidevahelised jõud (nt suhkur, jää, I2, S8). Võrktahkised – koosnevad omavahel kovalentselt seotud aatomitest (nt teemant, grafiit , kvarts).

Kirjeldage metalli struktuuri (heksagonaalne ja kuubiline tihepakend) ning selle mõju metalli omadustele. – Metallid koosnevad katioonidest, mida hoiab koos elektrongaas, mis on tekkinud metalliaatomite ionisatsiooni tulemusena. Katioonidevahelised interaktsioonid on kõigis suunades samasugused. Katioonide paiknemist saab modelleerida, kujutades katioone keradena, mida saab erinevalt kokku pakkida . Esimese kihi kerad paiknevad nii, et igaühel on kuus naabrit. Teine kiht paikneb esimese peal, kerade vaheliste tühikute kohal. Kui kolmanda kihi aatomid paiknevad täpselt esimese kihi oamde kohal, saame kihtide paigutuse ABAB, mis vastab heksagonaalsele tihepakendile (hcp). Kui kolmanda kihi aatomid ei paikne täpselt esimese kihi omade kohal, saame uue kihi C ja kihtide paigutuse ABCABC, mis vastab kuubilisele tihepakendile (ccp). Kuna katioonid paiknevad võres tihedaimal võimalikul viisil, on metallid reeglina suure tihedusega. Kuubilises kristallivõres on kogu kristalli läbivad aatomite tasandid , mis võivad üksteise suhtes liikuda – ccp metallid on hästi sepistavad. Hcp metallides sellised libisemistasandid vähe ja nad on hapramad.

Kuidas eristada metallilisi, ioonilisi, molekulaarseid ja võrkstruktuuriga tahkiseid nende omaduste põhjal? – Metallilised tahkised – tihedalt pakitud struktuur, heksagonaalselt või kuubiliselt. 12 aatomit ümberringi, 6 kõrval ja 3 ülal ja all. Tänu kiiresti reorganiseeruvale elektrongaasile metallikatioonide ümber on metallid sepistavad ja venitatavad. Elektronide liikuvus seletab ka metallide läiget: metallile langev valgus paneb elektronid võnkuma endaga samas sageduses ja põhjustab uue , sama sagedusega valguslaine kiirgamise. Ioonilised tahkised – saab modelleerida kui eri laenguga ja eri raadiusega keradest koosnevaid , haprad. Sageli on nende struktuur lähedane tihedaimale pakendile, kus suured anioonid moodustavad struktuuri, mille tühimikes paiknevad katioonid. Kõrged sulamis- ja keemistemp . Molekuraalsed tahkised – struktuur peegeldab fakti, et molekulid ei ole sfäärilised, samuti on siin kristalli kooshoidvad jõud suhteliselt väiksed. Seetõttu on nende sulamistemp madalad ja sageli ei moodusta nad kristalle. Molekulaarsed tahkised on reeglina vähem kõvad kui ioonilised tahkised. Võrktahkised – reeglina kõvad ja jäigad materjalid, kõrge sulamistemp ning vees lahustumatud, allotroobid .

Võrrelge sulamite struktuuri puhaste metallide struktuuriga. – sulamid on metalsed materjalid, mis on kahe või enama metalli segud. Homogeensetes sulamites on erinevate elementide aatomid jaotunud ühtlaselt. Heterogeensed sulamid koosnevaad eri koostisega kristalsetest faasidest . Sulamite struktuur on keerulisem, kuna aatomitel on erinevad raadiused . Asendussulamites on komponentide raadiused lähedased ja struktuur lähedane puhastele metallidesle (raadiused erinevad

Lae alla, et näha rohkem ▪ ▪ ▪

50 punkti Autor soovib selle materjali allalaadimise eest saada 50 punkti.

~ 5 lehte Lehekülgede arv dokumendis

2014-01-03 Kuupäev, millal dokument üles laeti

39 laadimist Kokku alla laetud

0 arvamust Teiste kasutajate poolt lisatud kommentaarid

KikuTsikkii Õppematerjali autor

ioon elektron molekul aatom gaas dipool orbitaalid katioon interaktsioon polariseeritav katiooni

Sarnased õppematerjalid

docx

Keemia alused konspekt

Põhimõisted Mateeria on kõik, mis täidab ruumi ja omab massi. Aine on mateeria vorm, millel on väga erinev koostis ja struktuur. Keemia on teadus, mis uurib aineid ja nendega toimuvaid muundumisi ja muudatustele kaasnevaid nähtusi. Aatom koosneb aatomituumast ja elektronidest, elektriliselt neutraalne. Keemiline element on aatomite liik, millel on ühesugune tuumalaeng (111 elementi, 83 looduses). Molekul koosneb mitmest ühe või mitme elemendi aatomitest (samasugustest või erinevatest). Molekul on lihtvõi liitaine väikseim osake, millel on sellele ainele iseloomulikud keemilised omadused. Ioon on aatom või omavahel seotud aatomite grupp, mis on kas andnud ära või liitnud ühe või enam elektroni, omades seetõttu kas positiivse (katioon) või negatiivse laengu (anioon). Aatom, molekul Aatom koosneb aatomituumast ja elektronidest. Aatomituum koosneb prootonitest ja neutronitest. Prootonid ja neutronid ei ole jagamatud, vaid koosnevad kvarkidest. Prootoni laeng on positiiv

Orgaaniline keemia ii

doc

Keemiline side

Keemiline side Kovalentne side Keemilise sideme teooria põhiseisukohti vaatleme vesiniku molekuli tekke näitel: H + H H2 + 431 kJ Vaba vesiniku tuuma ümbritseb 1s kerasümmeetriline elektronpilv. Aatomite Ha ja Hb lähenemisel teineteisele tekivad kahte tüüpi elektrostaatilised jõud: 1. tõmbejõud ühe aatomi tuuma ning teise aatomi elektroni vahel, 2. tõukejõud kahe tuuma vahel. Kui teineteisele lähenevad kaks aatomit, mille elektronide spinnid on antiparalleelsed, siis esialgu on ülekaalus tõmbejõud, edasisel lähenemisel aga tõukejõud. H2 molekuli moodustumisel kattuvad aatomite elektronorbitaalid ning moodustuvad molekulaarsed kaheelektronilised pilved, mis ümbritsevad kahte positiivse laenguga tuuma. Tuumadevahelises alas on kattuvate elektronpilvede tihedus maksimaalne. Negatiivse laengu tiheduse suurenedes tuumade vahel tugevnevad märgatavalt erinimeliste laengute tõmbejõud, võrreldes vastavate jõududega üksikute aatomite vahel. Negatiivs

Keemia

doc

Keemia alused Eksami kordamisküsimuste vastused

Tugevad elektrolüüdid – hästi dissotsieeruvad ühendid (α ≈ 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 suurem on pK, seda nõrgem elektrolüüt pK = - log (Kc). Tugevad happed ja alused: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH)2 32. Vee dissotsiatsioon – vee molekulid on dissotsieerunud ioonideks. 2H2O ↔ H3O+ + OH- Vee ioonkorrutis (Kw) – konstant, mis kehtib kõigis vesilahustes (ja näitab, et vee molekulide kontsentratsioon on peaaegu võrdne vee üldkontsentratsiooniga). Kc · [H2O] = Kc · CH2O = [H+] · [OH-] = const = Kw Vee ioonkorrutise väärtus 22 oC juures: ρ = 0,9978 g/cm3, CH20 = 55,4 mol/l,

Keemia

doc

Eksami kordamisküsimuste vastused

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 suurem on pK, seda nõrgem elektrolüüt pK = - log (Kc). Tugevad happed ja alused: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH)2 32. Vee dissotsiatsioon vee molekulid on dissotsieerunud ioonideks. 2H2O H3O+ + OH- Vee ioonkorrutis (Kw) konstant, mis kehtib kõigis vesilahustes (ja näitab, et vee molekulide kontsentratsioon on peaaegu võrdne vee üldkontsentratsiooniga). Kc · [H2O] = Kc · CH2O = [H+] · [OH-] = const = Kw Vee ioonkorrutise väärtus 22 oC juures: = 0,9978 g/cm3, CH20 = 55,4 mol/l,

Keemia alused ii

doc

Keemiline side

1 MEDITSIINILINE KEEMIA keemiline side 1. Ettekujutus aatomi ehitusest. "Kogu asja vaatame üle elektroni seisukohast!"1 Elektronid on mikroosakesed, millel on dualistlik olemus: 1) osakese omadused seisumass laeng 2) laine omadused lainepikkus sagedus Elektroni kirjeldamisel aastomis saab kasutada ainult kvantmehaanika seadusi.

Füüsika

pdf

keemiliste elementide perioodilised omadused

14/09/2021 Elementide perioodilised omadused • Perioodiliselt muutuvad elektronstruktuuriga seotud omadused: elementide aatomi- ja iooniraadiused ning nendest tulenevad omadused (red-oks). YKI0150 3. loeng Aatomi raadiuse vähenedes elemendi oksüdeerivad omadused suurenevad ja vastupidi. Keemiliste elementide • Füüsikalised omadused: sulamis- ja

Keemia alused

docx

Keemia aluste eksam I semester

Nõrk hape pole lahuses täielikult deprotoneerunud (CH3COOH). Tugev alus on lahuses täielikult protoneerunud (OH-, NaOH). Nõrk alus pole lahuses täielikult protoneerunud (NH3). Arrheniuse definitsioon (1884) – hape sisaldab vesinikku ja annab reaktsioonil veega vesinikiooni. Alus annab veega reageerides hüdroksiidiooni. Puudus: töötab ainult vesilahuses. Bronsted-Lowry definitsioon (1923) – hape on prootoni (vesinikiooni) doonor. Alus on prootoni aktseptor Stöhhiomeetria – keemia kvantitatiivne aspekt – kui palju ainet kulub või moodustub Teoreetiline saagis – maksimaalne hulk saadust, mis on lähteaines võimalik saada. Arvutatakse reaktsioonivõrrandi põhjal. Saagis (tegelik saagis) – see osa teoreetilisest saagisest, mis tegelikult saadakse. Väljendadakse sageli protsentides. Protsendiline saagis = tegelik saagis/teoreetiline saagis * 100%. Kaod on see osa teoreetilisest saagisest, mis tegelikult saamata jääb: saagis+kaod=teoreetiline saagis (100%) 1

Keemia

docx

AATOMIEHITUS, OMADUSED

AATOMIEHITUS, OMADUSED orbitaal – ruumiosa, kus elektroni leidmise tõenäolsus on suur peakvantarv n – määrab elektroni energiataseme/nivoo, näitab elektronkihtide arvu aatomis // vastav perioodi numbrile tabelis n = 1, 2, 3, ..., 7 kihid K, L, M, N, O, P, Q mida kaugemal tuumast elektron on, seda nõrgemini on ta seotud tuumaga ja seda suurem on ta energia. 2 maksimaalne elektronide arv energeerilisel nivool on 2 n => 2)8)18)32)etc orbitaalkvantarv l – määrab elektroni energia alanivoo, iseloomustab orbitaali kuju l = 0, 1, 2, 3, ..., n-1 l = 0 => s-orbitaal l = 1 => p-orbitaal l = 2 => d-orbitaal elektrone, mille l võrdub nt 0, 1, 2, 3, nimetatakse vastavalt s-, p-, d- ja f-elektronideks magnetkvantarv m – määrab orbitaalide arvu alanivool ja iseloo

Füüsika

Rohkem sarnaseid