Keemia alused (1)

Aatommass (Ar ) näitab elemendi aatomi massi aatommassiühikutes, s.t mitu korda on antud elemendi aatom raskem 1/12 süsiniku aatomist. Aatommass on dimensioonita suurus, elementide aatommassid on perioodilisussüsteemi tabelis. Tabelis toodud aatommassid pole täisarvulised seetõttu, et seal on arvesse võetud erinevate massiarvudega isotoobid nende leidumise järgi looduses ning arvutatud isotoopide keskmine aatommass.
Paljudel juhtudel ühinevad keemiliste elementide aatomid molekulideks. Näiteks esineb vesinik (H) põhiliselt kaheaatomilise molekulina (H2), samuti hapnik (O2) ja lämmastik (N2). Indeks kaks näitab, mitu elemendi aatomit on molekulis. Seega tähistab keemiline valem H2SO4 väävelhappe molekuli, mis koosneb kahest vesiniku-, ühest väävli-ja neljast hapnikuaatomist.
Mool (n, mol) on aine hulk, mis sisaldab 6,02 .*1023 ühe ja sama aine ühesugust osakest (molekuli, aatomit, iooni, elektroni vm). Seega saab moolides väljendada kõike, mida saab loendada ja mida on arvuliselt tohutult palju.
Molaarmass on ühe mooli aine mass grammides, dimensiooniks on g/mol.
Moolide arvu leidmine tahkes, vedelas või gaasilises olekus puhtale ainele
kus m on puhta aine mass; M – puhta aine molaarmass.
Moolide arvu leidmine gaasilises olekus puhtale ainele mahu kaudu
kus V0 on gaasi maht normaaltingimustel; Vm – gaasi molaarruumala normaaltingimustel (22,4 dm3/mol).
Keemias kastutatavad füüsikalised suurused ja ühikud
Mass on aine koguse mõõduks objektis. SI-süsteemis on massiühikuks kilogramm (kg).
1t = 1000kg
1kg = 1000g
1g = 1000mg
Maht on tuletatud ühik -pikkus kuubis. SI -süsteemis on ühikuks m3
1m3 = 1000 dm3
1m3 = 1000 l
1 dm3 = 1000 cm3
1l = 1000ml
Tihedus on ühe ruumalaühiku mass
Temperatuuri (T) skaalasid on kasutusel kolm. Ühikuteks on Celsiuse (C) ja Fahrenheiti ( F) kraadid ning kelvinid (K). SI -süsteemis on temperatuuri põhiühikuks kelvin (K).
Rõhk on defineeritud kui pinnaühikule mõjuv jõud. SI -süsteemis on rõhk tuletatud ühik (kg /(m s2), ka N/m2) ja seda mõõdetakse paskalites (Pa). Kasutatakse veel atmosfääri (atm) ja torri ehk millimeeter elavhõbedasammast (mmHg).
Rõhk normaaltingimustel:
1atm = 760mmHg = 101325Pa = 10mH2O+4
Kristallhüdraadid
Kristalseid aineid, mille koostisesse kuulub teatud kindel arv vee molekule, nim. kristallhüdraatideks ja neis sisalduvat vett kristallveeks. Tähistatakse: sool*n H2O, n näitab mitu vee molekuli on seotud, näiteks CaSO4 *2H2O (kaltsiumsulfaat–vesi (1/2), kaltsiumsulfaatdihüdraat, kips).
Saagis, lisand
Saagis näitab protsentides, kui palju ainet on võimalik saada tegelikult võrreldes sellega, mida võiks arvutuslikult maksimaalselt saada.
Lähteained võivad sisaldada lisandeid, saadusained moodustuvad vastavalt võrrandile ainult puhtast lähteainest. Arvutustes tuleb lähtuda puhta aine massist, mitte lisanditega lähteaine massist.
Redoksreaktsioonid
Reaktsioone, mis on seotud elektronide üleminekuga ühelt aatomilt teisele, nimetatakse redoksreaktsioonideks. Ainet või iooni, mille koostises olevad aatomid loovutavad elektrone, nimetatakse redutseerijaks, see aine ise seejuures oksüdeerub (tema oksüdatsiooniaste kasvab). Ainet või iooni, mis seob oma struktuuri elektrone, nimetatakse oksüdeerijaks, aine ise seejuures redutseerub (tema oksüdatsiooniaste kahaneb). Redoksreaktsiooni toimumiseks loob võimaluse redutseerija ja oksüdeerija otsene või kaudne kontakt (voolu juhtiva aine/materjali vahendusel).
Redoksreaktsioone saab esitada ka kahe poolreaktsioonina. Näiteks tsingi reaktsioon soolhappega
Tuntumad oksüdeerijad on kloor, broom , hapnik, lämmastikhape, kaaliumpermanganaat, kaaliumdikromaat jt. Tuntumad redutseerijad on vesinik, süsinikoksiid, süsinik, metallid, jodiidioonid (I.), sulfiidioonid (S2.) jt. Mõni aine võib olla nii oksüdeerija kui ka redutseerija. Näiteks vesinikperoksiid on jodiidiooni suhtes oksüdeerija, permanganaatiooni suhtes redutseerija.
Kuna redoksreakstioonid toimuvad elementide oksüdatsiooniastme muutusega, siis tuleb osata leida elementide oksüdatsiooniastet ühendites.
Juhised elementide oksüdatsiooniastme leidmiseks:
1. Ühendit moodustavate aatomite oksüdatsiooniastmete summa on null.
2. Iooni moodustavate aatomite oksüdatsiooniastmete summa võrdub iooni laenguga.
3. Keemilises ühendis oleva hapniku oksüdatsiooniaste on -II. Erandiks on OF2, milles hapniku oküdatsiooniaste on II. Peroksiidides on hapniku oksüdatsiooniaste -I.
4. Keemilises ühendis oleva vesiniku oksüdatsiooniaste on I. Erandiks on metallhüdriidid (NaH), kus vesiniku oksüdatsiooniaste on -I.
5. Leelismetallide (Na, K jt), ka hõbeda oksüdatsiooniaste ühendites on I.
6. Magneesiumi, leelismuldmetallide (Ca, Ba jt), tsingi ja kaadmiumi oksüdatsiooniaste ühendites on II.
7. Ühendis, kus esinevad iooniline ja kovalentne side, arvutatakse elemendi oksüdatsiooniaste teiste elementide oksüdatsiooniastmete kaudu. Näiteks KClO4 on kaaliumi oksüdatsiooniaste I ja hapniku oksüdatsiooniaste -II. Kloori oksüdatsiooniaste tuleb arvutades VII.
8. Ioonilise sidemega binaarses ühendis võrdub elemendi oksüdatsiooniaste selle elemendi ioonilaenguga.
9. Ainetes, mis koosnevad ühe elemendi aatomitest (H2 ,O2 jt) on elemendi aatomi oksüdatsiooniaste null.
10. Kovalentse polaarse sidemega ühendites (SO2, NH3 jt) on negatiivne oksüdatsiooniaste elektronegatiivsemal elemendil SIV O-II ;N-III HI 3
Reaktsioonivõrrandite tasakaalustamine
Reaktsioonivõrrand on keemilisel reaktsioonil toimunud muutuste lühike ja ülevaatlik väljend. Reaktsioonivõrrandis antakse lähteained ja saadused valemitena, kusjuures reaktsioonist osavõtvaid elemente peab ühel ja teiselpool võrdusmärki olema ühepalju. Võrdsustamiseks asetatakse lähteainete ja saaduste ette koefitsiendid.
Tasakaalustamine elektronide bilansi meetodil:
1. Leida elemendid, mille oksüdatsiooniaste muutub.
2. Kirjutada välja oksüdeerumise ja redutseerumise poolreaktsioonid.
3. Elektronide tasakaalustamiseks leida ühine kordaja (liidetud ja loovutatud elektronide arvud peavad võrduma).
4. Saadud koefitsiendid kanda võrrandisse.
5. Tasakaalustada ülejäänud reaktsioonivõrrand.
Tasakaalustamiseks võib vajadusel lisada vee molekule või vesinikioone happelises keskkonnas. Aluselises keskkonnas võib lisada hüdroksiidioone või vee molekule.
Näide: Redoksreaktsiooni tasakaalustamine happelises keskkonnas
Lahused
Lahus on kahest või enamast komponendist (lahustunud ained, lahusti) koosnev homogeenne süsteem. Kui üks aine lahustub teises, jaotuvad lahustunud aine osakesed (aatomid, molekulid või ioonid) ühtlaselt kogu lahusti mahus.
Lahusti — mittevesilahuste korral aine, mida on lahuses rohkem ja/või mis ei muuda oma agregaatolekut (vesilahuste korral alati vesi).
60% etanooli + 40% atsetooni lahustiks etanool
98%-ne väävelhappelahus lahustiks vesi
Lahustuvus — aine omadus lahustuda mingis lahustis — puhta aine mass, mis lahustub antud temperatuuril 100 grammis lahustis. Tahkete ainete ja vedelike lahustuvus temperatuuri tõusuga üldjuhul suureneb, gaaside lahustuvus aga väheneb. Lahusti eemaldamisel lahusest jääb alles sama lahustunud aine. Gaaside lahustuvus sõltub ka rõhust.
Lahustunud aine sisalduse põhjal eristatakse
küllastumata lahust -lahus, milles ainet antud temperatuuril ja rõhul veel lahustub;
küllastunud lahust -lahus, mis sisaldab antud temperatuuril ja rõhul maksimaalse koguse lahustunud ainet ( tasakaaluolek );
üleküllastunud lahus -aeglasel jahutamisel saadud ebapüsiv süsteem, mis sisaldab lahustunud ainet üle lahustuvusega määratud koguse. Vähesel mõjutamisel (loksutamine, tahke aine kristallikese lisamine) liigne ainehulk eraldub.
Kasutatavamad lahuse koostise väljendusviisid on järgmised:
1. Massiprotsent (ehk protsendilisus) (C%)
Lahuse protsendiline koostis näitab lahustunud aine massi sajas massiosas lahuses:
Lahuse massi ja mahtu seob lahuse tihedus. Lahuse tihedus näitab lahuse ühe ruumalaühiku massi
Lahustunud aine massi leidmiseks saab valemitest
2. Molaarne kontsentratsioon (ehk molaarsus ) (CM ) Molaarne kontsentratsioon näitab lahustunud aine moolide arvu ühes liitris lahuses
Avaldame ka nendest valemitest lahustunud aine massi lahuses
3. Molaalne kontsentratsioon (ehk molaalsus ) (Cm) Molaalne kontsentratsioon näitab lahustunud aine moolide arvu ühes kilogrammis lahustis
4. Moolimurd (Cx) Moolimurd näitab lahustunud aine moolide arvu suhet lahusti ja kõikide lahustunud ainete moolide arvu summasse. Kui lahus koosneb lahustist ja vaid ühest lahustunud ainest, siis
5. ppm (parts per million) ppm näitab lahustunud aine massiosade arvu miljonis massiosas lahuses. Kasutatakse väga väikeste sisalduste esitamiseks näiteks keskonnakeemias. Kui ppm- ides väljendatavate lahuste kontsentratsioonid on väga madalad (lahuste tihedused võib lugeda ligikaudu võrdseks 1,00 g/cm3), siis võib kehtivaks lugeda ka järgmised seosed:
Lahuste valmistamisega seotud arvutused
Lahuste valmistamisel lähtutakse eeldusest, et lahustunud aine mass (või ka moolide arv) ei muutu.
1. Kirjutatakse avaldised , mis väljendavad lahuses oleva aine hulka enne ja pärast lahustamist (lahjendamist, kontsentreerimist, segamist).
2. Kontrollitakse, et ühikud oleksid mõlemas avaldises ühed ja samad mass = mass
mool = mool
3. Avaldised võrdsustatakse ja lahendatakse.
Lahuse massiprotsendi ja molaarse kontsentratsiooni omavaheline seos
Kasutatakse kombinatsiooni valemitest. Kuna lahustunud aine mass (maine) on sellisel teisendamisel muutumatu suurus, saab valemite paremad pooled võrdsustada:
Valemist saab leida kas CM või C%, kui kõik ülejäänud suurused on olemas. Lahuse maht 1000 cm3 (ehk 1 dm3) antakse ette.
Segamisreegel
Lahuste lahjendamisel lahustiga ja kahe või enama erineva kontsentratsiooniga lahuse segamisel saadava lõpplahuse kontsentratsioon arvutatakse segamisreegli abil.
Olgu vaja segada a grammi lahust A (kontsentratsiooniga x%) b grammi lahusega B (kontsentratsiooniga y%) lõpplahuse (kontsentratsiooniga z%) saamiseks.
Gaasid
Gaasilises olekus aine molekulid täidavad ühtlaselt kogu ruumi, molekulid on pidevas korrapäratus soojusliikumises. Molekulidevahelised kaugused on suured, mistõttu jõud nende vahel on väikesed ja jäetakse sageli arvestamata - ideaalgaas . Erinevalt tahketest ainetest ja vedelikest sõltub gaaside poolt hõivatud maht oluliselt temperatuurist ning rõhust. Gaasiliste ainete poolt hõivatud mahtu väljendatakse tavaliselt kokkuleppeliselt nn normaaltingimustel:
temperatuur 273,15 K (0 . C)
rõhk 101 325 Pa (1,0 atm; 760 mmHg, 10 m H2O sammast +4.C)
Viimasel ajal soovitatakse kasutada gaaside mahu väljendamiseks ka nn standardtingimusi:
temperatuur 273,15 K (0 . C)
rõhk 100 000 Pa (0,987 atm; 750 mmHg)
Avogadro seadus. Kõikide gaaside võrdsed ruumalad sisaldavad ühesugusel temperatuuril ja rõhul võrdse arvu molekule (või väärisgaaside korral aatomeid). Kui normaaltingimustel on 1,0 mooli gaasi maht ehk molaarruumala Vm = 22,4 dm3 /mol, siis standardtingimustel
Sooritades arvutusi gaasidega ja kasutades erinevaid infoallikaid, tuleb hoolega jälgida ja enda töödes alati fikseerida, kas tegemist on gaasi mahuga normaal -või standardtingimustel.
Ideaalgaasidevõrranditestulebkasutada temperatuuriühikunakelvinit(K), mitteaga Celsiusekraade(.C).
Põhilised ideaalgaaside seadused
Boyle ’i- Mariotte ’ iseadus : Konstantsel temperatuuril on kindla koguse gaasi maht
(V) pöördvõrdelises sõltuvuses rõhuga (P). Boyle’i -Mariotte’i seadus kehtib juhul, kui rõhu muutmisel gaas jääb täielikult gaasilisse olekusse.
Võrduses peavad nii P1 ja P1kui ka V1 ja V2 ühikud olema ühed ja samad.
GayLussac’iseadus: Konstantsel rõhul on kindla koguse gaasi maht (V) võrdelises sõltuvuses temperatuuriga (T). Gay Lussac ’i seadus kehtib juhul, kui temperatuuri muutmisel gaas jääb täielikult gaasilisse olekusse.
Charles’iseadus: Jääval mahul on antud gaasimassi rõhk võrdeline gaasi temperatuuriga
Kombineerides valemeid saame:
NB!Mõlemalpoolvõrdusmärkipeabkasutamaühtesidjasamurõhu-,mahu-jatemperatuuriühikuid.
Seost kasutatakse gaaside mahu viimiseks ühtedelt tingimustelt (rõhk P, temperatuur T1 ) teistele(P2 ,T2 ) või siis ka normaal-või standardtingimustele
kus V0 on gaasi maht normaal-või standardtingimustel; P0 – normaal-või standardtingimustele vastav rõhk (sõltuvalt valitud ühikutest); T0 – normaal-ja standardtingimustele vastav temperatuur kelvinites (273 K); P ja T – rõhk ja temperatuur, mille juures maht V on antud või mõõdetud.
Ühe mooli gaasilise aine korral
kus R on universaalne gaasikonstant.
n mooli gaasi kohta kehtib seos (Mendelejev– Clapeyroni võrrand)
Valemeid kasutatakse gaasi mahu leidmiseks temperatuuril T ja rõhul P, kui on teada gaasi moolide arv või mass.
R arvuline väärtus sõltub valitud ühikutest ja omab järgmisi väärtusi:
Gaasi suhteline tihedus on ühe gaasi massi suhe teise gaasi massi samadel tingimustel (P, T) ning sama ruumala (V) korral. Gaasi suhteline tihedus on ühikuta suurus ja näitab, mitu korda on antud gaas teisest raskem või kergem
Suhtelist tihedust väljendatakse tavaliselt õhu suhtes (õhu keskmine molaarmass, arvestades lämmastiku ja hapniku massivahekorda õhus on 28,96 . 29,0 g/mol) või vesiniku [M(H2 ) = 2,0 g/mol] suhtes
Suhtelise tiheduse kaudu on kerge leida tundmatu gaasi molaarmassi. Kaaludes samadel tingimustel (rõhk, temperatuur) ära kindla mahu õhku ja tundmatut gaasi, saab suhtelisest tihedusest ehk gaasi massi ja õhu massi suhtest arvutada gaasi molaarmassi:
Gaasi absoluutne tihedus normaaltingimustel ehk 1 dm3 gaasi mass normaaltingimustel
Veeauru väiksem tihedus võrreldes õhuga selgitab ka, miks õhurõhk niiskete õhumasside lähenemisel langeb.
Termokeemia
Termokeemia -tegeleb protsesside soojusefektide mõõtmise ja arvutamisega.
Termokeemiline võrrand -reaktsioonivõrrand, milles on märgitud reaktsiooniga kaasnev energia muutus.
Soojusefekt - soojushulk (q), mis eraldub või neeldub aine täielikul reageerimisel. T = 298 K, tavaliselt ühikuks kJ/mol. Kui süsteem vahetab väliskeskkonnaga soojust ja/või teeb tööd, siis tema siseenergia muutub:
Keemilistes reaktsioonides soojus eraldub (eksotermiline reaktsioon H0), sõltuvalt sellest, kas energiamahukam on uute sidemete teke (vabaneb energiat) või sidemete lõhkumine (vajab energiat).
Reaktsiooni standardne entalpia ehk soojusefekt (H. ) on entalpia muut reaktsiooni läbiviimisel standardolekus.
Tekkesoojus -soojushulk, mis eraldub või neeldub 1 mooli liitaine tekkimisel püsivas olekus olevatest lihtainetest.
Reaktsiooni soojusefekt = produktide tekkesoojuste algebraline summa -lähteainete tekkesoojuste algebraline summa
Põlemissoojus -1 mooli aine täielikul põlemisel vabanev soojushulk.
Reaktsiooni soojusefekt = lähteainete põlemissoojuste algebraline summa -produktide põlemissoojuste algebraline summa
Pärisuunalise reaktsiooni soojusefekt on absoluutväärtuselt võrdne ja märgilt vastupidine pöördreaktsiooni soojusefektiga. (Ringprotsessi soojusefekt on võrdne nulliga.)
Hessi seadus -reaktsiooni soojusefekt sõltub süsteemi alg-ja lõppolekust, mitte protsessi läbiviimise teest. Siit järeldub, et reaktsiooni soojusefekt (q) on võrdne süsteemi lõpp-ja algoleku siseenergiate või entalpiate vahega. Ta ei sõltu protsessi läbiviimise viisist ega vaheetappidest.
Elektronid aatomis. Molekulide kuju
Hund’i reegel -ühesugused orbitaalid (samade n ja l väärtustega) täituvad esmalt ühe spinnkvantarvuga elektronidega. Kui üht tüüpi orbitaalid on ühe elektroniga täidetud, hakkab nendele lisanduma teine, vastupidise spinniga elektron.
Elektronkihtide (orbitaalide) täitumise järjekord on kujutatud järgmisel skeemil :
Elektronkonfiguratsioonide esitamiseks kasutatakse järgmisi kujutusviise (hapniku aatomi näitel):
Elektronvalem:
Lõpuni täidetud elektronkihte tähistatakse sageli lihtsuse mõttes vastava perioodi viimase elemendi (milleks on väärisgaas) sümboliga, mis pannakse nurksulgudesse:
Orbitaaldiagramm:
Kahte samal ruumiorbitaalil paiknevat (erineva spinniga) elektroni nim. elektronipaariks.
Elektronipaari kuuluvaid elektrone nim. paardunud elektronideks.
Ruumiorbitaalil paiknevat üksikut elektroni nim. paardumata elektroniks.
Orbitaalienergia diagramm:
Elektronid aatomis. Molekulide kuju.
Lewise sümbolid
Aatomit tähistatakse vastava elemendi sümboliga, mille ümber kujutatakse väliskihi elektrone punktidena, paigutades nad võimalikult “laiali”
NB! Valentselektronide asetsemist s-ja p-orbitaalidel enamasti ei arvestata.
Praktiline tegevusjuhend Lewise struktuurivalemite joonistamiseks
Mõisted:
Tsentraalne aatom -aatom, millega on seotud vähemalt kaks aatomit.
Terminaalne aatom -aatom, millega on seotud parasjagu üks aatom.
Juhend:
1. Loetakse kokku valentselektronide üldarv molekulis;
2. Joonistatakse molekuli “ skelett ”, paigutades vesinikud sidemete otstesse (terminaalsetele asukohtadele), muud aatomid keskele (tsentraalsetele asukohtadele);
3. Molekulides, kus pole vesinikke, pannakse keskele tavaliselt aatomid, millel on võrreldes teiste aatomitega vähem elektrone väliselektronkihil;
4. Joonistatakse välja elektronid, mis moodustaksid elektronipaari;
5. Ülejäänud elektronid paigutatakse esmajärjekorras terminaalsete aatomite ümber, seejärel, niipalju kui võimalik, tsentraalsete aatomite ümber;
6. Tavaliselt on aatomitel Lewise struktuuris okteti nõue – väliselektronkihil peab olema 8 elektroni. Vesinikul on dueti nõue – kaks elektroni väliselektronkihil;
7. 2. perioodi elemendid (Li...Ne) alluvad hästi okteti nõudele, järgnevate perioodide elementide puhul võib esineda kõrvalekaldeid;
8. Kui tsentraalsetel aatomitel jääb oktetist elektrone puudu, moodustatakse kordseid sidemeid, nihutades vabu elektronipaare sidet moodustavatele asukohtadele;
9. Aatomite ühendamisel kasutatakse elektronipaaride asemel kriipsukesi, kujutamaks sidemeid.
Valentskihi elektronipaaride tõukumise mudel ( VSEPR ) F
Iga aatomi väliselektronkihis asuvad elektronipaarid tõukuvad üksteisest eemale ning paiknevad selliselt, et nende omavahelised kaugused oleksid maksimaalsed. Keemilised sidemed moodustuvad piki selliselt paigutunud elektronipaaride telgi .
Molekulid, kus on rohkem kui 1 tsentraalaatom