Keemia alused. Põhimõisted ja -seaduspärasused (0)

Keemia alused. Põhimõisted ja -seaduspärasused
V.  Redoksprotsessid
1. Redoksreaktsioonide tasakaalustamine
Redoksreaktsioon  –    reaktsioon ,   milles   toimub   elektronide   üleminek;   redoksreaktsoonis 
muutuvad elementide oksüdatsiooniastmed.
oksüdatsiooniaste  –   elemendi   aatomi    tinglik    laeng   ühendis   (eeldades   ioonilist   sidet   kõigi 
aatomite vahel));
oksüdeerumine  – elektronide  loovutamine  (redutseerija oksüdeerub, tema oks. aste kasvab),  
redutseerumine – elektronide  liitmine  (oksüdeerija redutseerub, tema oks. aste kahaneb).
Redoksreaktsioonide   tasakaalustamise   põhimõte:   liidetud   ja    loovutatud    elektronide   arvud   on 
võrdsed. 
2. Elektroodipotentsiaal ja redokspotentsiaal
Elektroodipotentsiaal (E), V  – potentsiaal, mille omandab metallelektrood tema soola lahuses 
pöörduva reaktsiooni  Mz+ + ze- 
M   tulemusena. 
x
0
RT
aoks
E = E +
ln
 ,
y
zF
ared
E° – standardpotentsiaal, E = E°, kui a z+
M  = 1 M,
F – Faraday  arv ( 96 485 C/mol),
z – elementaaraktis üleminevate elektronide arv,
 R – universaalne gaasikonstant,
a z+
M  –metalli ioonide aktiivsus lahuses,
T – absoluutne temperatuur.
Normaal - ehk standardvesinikelektrood:   E°(2H+/H2)  =  0.0 V
Redokspotentsiaal  (E) – väljendab tööd, mida tuleb kulutada, või mis eraldub 1 Faraday arvu 
laengu (1 mooli elektronide) üleminekul redoksreaktsioonis.
Nernsti  võrrand:
x
0
RT
aoks
E = E +
ln
y
zF
ared
E – redokspotentsiaal, 
aoks/ared – oksüdeeritud/redutseeritud vormi aktiivsus,
E° – standardpotentsiaal,
x/y – astendajad (reaktsioonivõrrandi  kordajad ).
Redokspotentsiaal   kui   reaktsiooni   suuna 
kriteerium . 
-∆G = zF∆E  ,
∆G – Gibbsi energia muutus redoksreaktsioonis,
∆E   –   redokssüsteemide   (poolelementide)  
redokspotentsiaalide vahe.
Metallide  korrosioon , korrosioonitõrje
korrosioon  –  metalli  hävimine  (oksüdeerumine) ümbritseva keskkonna toimel
elektrokeemiline  korrosioon  –  toimub metalli ja elektrolüüdilahuse  piirpinnal , koosneb:
metalli oksüdeerumisest (anoodprotsess) ja depolarisaatori redutseerumisest (katoodprotsess).
Keemia alused. Põhimõisted ja -seaduspärasused
VI.
  Aatomiehitus
1. Kvantmehhaanilise mudeli põhiseisukohad, kvantarvud
Orbitaal   – ruumiosa , kus elektroni leidumise tõenäosus on suur;
•  peakvantarv , n  – määrab elektroni energianivoo,   n = 1, 2, 3, 4 … ∞, ( kihid : K, L, M, N ..);
• orbitaal- ehk kõrvalkvantarv, l   – määrab elektroni energia alanivoo, iseloomustab orbitaali 
kuju,  l = 0, 1, 2, 3, …, n-1 ( orbitaalid : s, p, d, f ..);
• magnetkvantarv,   ml    –   määrab   orbitaalide   arvu   alanivool,   iseloomustab   orbitaali  
orientatsiooni ruumis,  ml = 0, ± 1, ± 2, ± 3 …, ± l;
1s
2s  2p
• spinnkvantarv, ms  – määrab elektroni magnetmomendi suuna, ms = ± ½ .
3s  3p  3d
Pauli   printsiip  –   aatomis   ei   saa   olla   kahte   (või   enamat)   elektroni   samas  4s  4p  4d  4f
5s  5p  5d  5f  5g
kvantolekus;
6s  6p  6d
aufbau printsiip  – elektronid täidavad orbitaale energia kasvu järjekorras;
7s  7p
Hundi   reegel    –   antud   alanivoo   elektronide    summaarne    spinn   peab   olema 
maksimaalne;
Kletškovski   reegel  –   määrab   alanivoode   täitumise   järjekorra   (mida   suurem   on   orbitaali   n   +   l 
summa, seda kõrgem on orbitaali energia;  kui kahe orbitaali n + l summa on võrdne, täitub enne 
madalama n väärtusega orbitaal).
2. Elektronvalemi seos elemendi asukohaga perioodilisussüsteemis
Maksimaalne n väärtus  – määrab perioodi numbri (energianivoode ehk elektronkihtide arvu);
s- ja p- elementidel määrab väliskihi elektronide arv rühma numbri;
d-elementidel   –   rühma   numbri   määrab   (üldjuhul)   väliskihi   elektronide   ja   eelviimase   kihi 
d-elektronide arvu summa. 
3. Aatomit iseloomustavad suurused
• Efektiivne tuumalaeng  (Zef)  –  efektiivne (väliskihi elektrone mõjutav) tuumalaeng:
Zef = Z – σ  ,
Z – kogu tuumalaeng,   σ – varjestusefekt.
• aatomi ja iooni raadius
metalliline raadius  – pool aatomituumade vahelisest kaugusest metalli kristallivõres;
kovalentne raadius  – pool aatomituumade vahelisest kaugusest lihtaine  molekulis;
iooniraadius  – määratakse ioonkristallis tuumadevahelise kauguse kaudu;
orbitaalraadius  –  teoreetiliselt arvutatud aatomi- või iooniraadius; 
• ionisatsioonienergia (I ),  KJ/mol või eV – energia, mis kulub isoleeritud aatomist ühe elektroni 
eraldamiseks: 
• elektronafiinsus (EA või Ae), KJ/mol või eV – energia, mis eraldub või neeldub, kui isoleeritud 
aatom  seob ühe elektroni.
4. Aatomi tuum
• keemiline element  – ühesuguse tuumalaenguga aatomite liik:                A = Z + N  ,
A – massiarv ,  Z – tuumalaeng (prootonite arv),  N – neutronite arv;
•  isotoobid   – sama keemilise elemendi  aatomid , millel on erinev neutronite arv ja massiarv .
5.  Tuumareaktsioonid
Radioaktiivse kiirguse liigid:
• α -kiirgus  – He aatomi tuumade  voog ;
• β -kiirgus  – elektronide voog β- (või positronide voog β+);
• γ –kiirgus  – väga kõrge sagedusega elektromagnetlainetus;
• elektronihaare  –  tuum neelab elektroni K või L kihilt.
Keemia alused. Põhimõisted ja -seaduspärasused
VII.  Keemiline side
1. Keemiline side  
Keemiline side  – ühise elektronpilve abil moodustuv osakestevaheline side;
• keemilise sideme pikkus – kaugus aatomituumade vahel molekulis või kristallis;
• keemilise sideme energia  – töö, mis tuleb teha, ehk energia, mis tuleb kulutada keemilise 
sideme lõhkumiseks (või mis vabaneb keemilise sideme tekkel).
2. Kovalentne side 
Kovalentne side  – keemiline side, mis tekib ühise elektronipaari abil aatomite elektronorbitaalide 
kattumisel.  
Kovalentse sideme põhiomadused:   küllastatavus, suunalisus, polaarsus ja polariseeritavus .
Doonor -aktseptormehhanism kovalentse sideme tekkel:
doonor - aatom , mis annab sideme moodustamiseks kaheelektronilise orbitaali;
aktseptor  – aatom, mis annab sideme moodustamiseks tühja orbitaali.
• Kovalentse sideme küllastatavus
Küllastatavus – üks aatom saab moodustada vaid teatud piiratud arvu kovalentseid  sidemeid ;
valents – aatomi poolt moodustatud kovalentsete sidemete arv antud ühendis (molekulis);
maksimaalne  kovalents   – maksimaalne kovalentsete sidemete arv, mida antud elemendi aatom 
saab (põhimõtteliselt) moodustada.
• Kovalentse sideme suunalisus
Kovalentse sideme peamised tüübid:
σ– side  – orbitaalid kattuvad ühes ruumiosas, tuumi ühendava sirge suunal;
π- side  – kattumine toimub kahes ruumiosas – kahel pool tuumi ühendavat sirget; 
sideme kordsus – kahe aatomi vaheliste kovalentsete sidemete arv.
Molekuli kuju - on määratud σ- sidemete suunaga molekulis. 
hübridisatsioon – ühe ja sama aatomi eri tüüpi orbitaalide ühtlustumine σ-sidemete moodustamisel, 
molekulis moodustavad sidemeid hübriidsed (segatüüpi) orbitaalid.  
hübridisatsioon
molekuli kuju
näited
sp
BeCl2, CO2, C2H2
 lineaarne
sp2
BF
2-
3, C2H4 , SO2, CO3
tasapinnaline  kolmnurk  
sp3 
CH
2-
4, NH3, NH4 , SO4
tetraeeder
delokaliseeritud  (kovalentne) π-side  –  π-side, mis ühendab enam kui kahte aatomit.
• Keemilise   sideme   polaarsus 
  –   elektronpilve   (ühise   elektronipaari)   nihutatus 
elektronegatiivsema elemendi aatomi poole;
elektronegatiivsus  – elemendi aatomi võime tõmmata enda poole ühist elektronipaari;
polariseeritavus  – sideme polaarsuse muutus välise elektrivälja toimel;
molekuli polaarsus  – on määratud  polaarsete  sidemete dipoolmomentide vektorsummaga.
Keemia alused. Põhimõisted ja -seaduspärasused
3. Teised osakestevaheliste sidemete (jõudude) liigid
• Iooniline side
Iooniline side  – polaarse kovalentse sideme piirjuht, kus ühine elektronipaar on täielikult üle läinud 
elektronegatiivsema elemendi aatomile, moodustunud ioone seovad elektrostaatilised tõmbejõud;
puudub sideme küllastatavus ja suunalisus.
kristallivõreenergia  – energia, mis on vajalik 1 mooli kristallilise aine lagundamiseks ioonideks 
( ioonvõre korral) või aatomiteks ( aatomvõre  korral);
koordinatsiooniarv – osakeste arv, millega antud osake moodustab sidemeid.
• Vesinikside 
Vesinikside  –   täiendav   side,   mille   positiivse   osalaenguga   vesiniku   aatom   võib   moodustada 
elektronegatiivse  elemendi aatomiga;  pikem ja nõrgem kovalentsest  sidemest ; 
võib olla molekulidevaheline (intermolekulaarne) või molekulisisene (intramolekulaarne).
• Metalliline side 
Metalliline side  –  paljutsentriline elektrondefitsiidiga delokaliseeritud (kovalentne) side;  
puudub sideme polaarsus, suunalisus ja küllastatavus.
• Molekulidevaheline toime (Van der Waalsi jõud)  – osakestevaheline füüsikaline  vastastoime . 
Osakestevaheline kaugus on suurem ja jõud nõrgemad kui keemilise sideme korral; 
mõju on mitteküllastatav ja mittesuunaline.
Alaliigid : 
• orientatsioonijõud  – dipoolide (polaarsete molekulide) vastastoime;
•  induktsioonijõud   – dipoolide ja indutseeeritud dipoolide vastastoime;
• dispersioonijõud  – hetkeliste, sünkroonselt tekkivate dipoolide vastastoime
4. Aine agregaatolek
• kondenseeritud süsteem  –  aine(d) tahkes või vedelas olekus;
•  kristallivõre  tüübid  –   metallivõre , ioonvõre, aatomvõre, molekulvõre.

Document Outline

• VII.  Keemiline side