Keemia alused praksi KK (0)

Perioodilisussüsteem – s ( leelis ja leelismuldmetallid), d (siirdeelemendid e üleminekumetallid), p ( mittemetallid (väärisgaasid)) ja f ( lantanoidid ja aktinoidid) elemendid; Aatomite raadiused kasvavad rühmas ülevalt alla, perioodis vähenevad vasakult paremale, diagonaalne sarnasus; Katioonide raadiused väiksemad kui vastaval aatomil ja anioonidel raadiused suuremad, kui vastaval aatomil.
Aatomi või iooni ionisatsioonienergia – energia, mis kulub kõige nõrgemini seotud elektroni eemaldamiseks aatomist või ioonist. Ionisatsioonienergiad vähenevad koos aatomi (iooni) raadiuse kasvuga. Kasvab perioodis vasakult paremale ja rühmas alt üles.
Elektronafiinsus – energia, mis kulub või eraldub, kui aatom ( ioon ) liidab enesega elektroni. Kasvab perioods vasakult paremale ja rühmas alt üles.
Elektronegatiivsus – näitab aatomi võimet tõmmata enda poole elektrone polaarses kovalentses sidemes . Sõltub ionisatsioonienergiast ja elektronafiinsusest. Mittemetallilisus kasvab diagonaalselt alt üles.
Metallid – paiknevad perioodide alguses, välimisel elektronkihil enamasti 1-3 elektroni. Aatomiraadiused suuremad, aatomid loovutavad kergesti elektrone mood pos laetud ioone – katioone. Kõige tüüpilisemad metallid on leemis- ja leelismuldmetallid.
Mittemetallid – paiknevad perioodide lõpus, välimisel elektronkihil enamasti 4-8 elektroni. Aatomiraadiused väiksemad kui sama perioodi metallidel, elektronid tuumale lähemal, aatomid liidavad kergemini elektrone, mood neg laetud ioone – anioone . Tüüpilised mittemetallid on halogeenid.
Keemiline side - viis, kuidas kaks või enam aatomit või iooni on aine molekulis või kristallis omavahel seotud.
Kovalentne side – keemiline side, milles kaks aatomit jagavad ühiselt sidet moodustavat elektronpaari.
Polaarne kovalentne side – kui sideme moodustavad erinevate elementide aatomid, on siduv elektronpaar nihkunud suurema elektronegatiivsusega elemendi aatomi poole.
Mittepolaarne kovalentne side - Kui kovalentne side on tekkinud sama elemendi aatomite vahel, või aatomite vahel, mille elektronegatiivsus on võrdne seovad mõlemad aatomid ühiseid elektronpaare võrdse jõuga.
Iooniline side - side, mis on moodustunud erinevate laengutega ioonide vahel. Tekib elektronide ülekandumisel ühelt aatomilt teisele.
Koordinatiivne side e doonor-aktseptorside – keemiline side, mille ühe elemendi aatomi elektronpaar läheb teise elemendi aatomi vabale orbitaalile.
Sideme polaarsus – eri elementide vahelised keemilised sidemed ei ole sümmeetrilised. Enamasti on sideme elektronpaar(id) nihkunud ühe või teise aatomi suunas. Polaarne- asümmeetriline; mittepolaarne – sümmeetriline.
Lewise teooria – teised elemendid püüavad keemiliste reaktsioonide kaudu saavutada väärisgaasidega analoogseid (kaheksaelektronilisi) elektronkonfiguratsioone (nn oktetiprintsiip). Valentselektronid täppidena ja ühine elektronpaar kriipsuna.
(Valentssidemete teooria – keemiline side moodustub aatomite lähenemisel ja orbitaalide kattumisel. Kattumise tulemusena tekivad uued (teistsugu kuju ja energiaga) orbitaalid , mis võimaldavad elektronidel paigutada enegreetiliselt soodsamalt tuumade vahele ja nende ümbrusse. Näitab ära hübridisatsiooni.)
Lewise sümbolid – aatomit tähistatakse vastava elemendi sümboliga, mille ümber kujutatakse väliskihi elektrone punktidena. Aatomite kujutamisel enamasti ei arvestata s- ja p-almkihtide olemasolust tingitud elektronide paardumisega, valentselektronid paigutatakse võimalikult „laiali“.
Lewise struktuurvalem - on aine valem, milles valentselelektronid on kujutatud täppidena ümber sümboli. Keemilist sidet (elektronpaari) võib kujutada ka kriipsuga (-).
Valentskihi elektronpaaride tõukumise mudel - *iga aatomi väliskihis asuvad elektronpaarid tõukuvad üksteisest eemale ning paiknevad selliselt , et nende omavahelised kaugused oleksid max; *keemilised sidemed mood piki selliselt paigutunud elektronipaaride telgi; *molekuli kuju määrab ära aatomituumade asukoht, mitte elektronpaaride oma.
*Kaks elektroni paigutuvad lineaarselt. *Kolm elektronpaari paigutuvad kolmnurgakujuliselt ühele tasandile. Nelja aatomi korral on molekul trigonaalne (kolmnurkne) tasandiline . Kui aatomeid on kolm ja ükselektronpaaridest on vaba elektronpaar, on molekul nurkjas. *Neli elektronpaari paigutuvad tetraeedriliselt. Vastavalt vabade elektronpaaride arvule võib molekul olla kas nurkjas, kolmnurkne püramidaalne või tetraeedriline. *voos või kuus elektronpaari paigutuvad vastavalt trigonaalse bipüramiidi ja oktaeedri kujuliselt.
Teades kuju võib teha ennustusi selle dipoolmomendi kohta.
Valentssidemete teooria – keemiline side moodustub aatomite lähenemisel ja orbitaalide kattumisel. Kattumise tulemusena tekivad uued (teistsugu kuju ja energiaga) orbitaalid, mis võimaldavad elektronidel paigutada enegreetiliselt soodsamalt tuumade vahele ja nende ümbrusse. Näitab ära hübridisatsiooni.
Hübridisatsioon – 2s ja 2p orbitaalide segunemine.
Sp3 (neli orbitaali on hübridiseerunud. Üks s ja 4 p-orbitaali.)109,5o,
sp2 (kolm orbitaali on hübridiseerunud. Üks 2 ja 2 p-orbitaali) 120o,
sp (kaks orbitaali on hübridiseerunud. S ja p.) 180o
σ–side – orbitaalide kattumine toimub aatomituui ühendaval sirgel.
Π-side – kattumine toimub aatomituumasid ühendavast sirgest eemal.
Kaksikside – on keemiline side, kus on ühinenud kaks elektronpaari. Esineb σ– ja π-side.
Kolmikside – keemiline side, kus on ühinenud kolm elektronpaari. Esineb üks σ– ja kaks π-sidet.
Galvaanielement – seadis, milles rediksreaktsioonide tulemusena vabaneva energia arvel (saadakse erinevate potensiaalidega elektroodide ühendamisel) tekib elektrivool – keemiline energia muundub elektrienergiaks.
Elektroodipotentsiaalid e redokspotentsiaal (E) – elektronide üleminekule (oksüdatsiooniastme muutusele) vastav elektriline potentsiaal, mis näitab elektronide liitmise võimet.
Anood – –poolus; redoksprotsessides toimub seal oksüdeerimine (elektronide loovutamine ). E0 on väiksem.
Katood - +poolus; Redoksreaktsioonis toimub sellel redutseerumine (elektronide liitmine). E0 on suurem.
Metallide pingerida – metallielektroodide rida, järjestatuna E0 kasvu järgi.
*pingereas H eespool on aktiivsed metallid, mis tõrjuvad lahjendatud mitteoksüdeerivatest või nõrkadest oksüdeerivatest hapetest välja vesiniku; *negatiivsema elektroodipotentsiaaliga metall on aktiivsem; *pingereas eespool asuv metall tõrjub soola lahusest välja talle järgneva (suurema E0 väärtusega) metalli.
Galvaanielemendi elektromotoorjõud (∆E, V) – elektroodipetentsiaalide vahe (mida näitab galvanomeeter).
Redoksreaktsioonide spontaansuse kriteerium - ∆G = -z · F (Eoks-ja – Ered -ja) ; z – tasakaalustatud redoksreaktsioonis liitetavate (= loovutavate) elektronide arv (sõltub koefitsentidest); F = 96485 C/mol
aA + … + bH+ + ne- → cB + dH2O (elektroodireaktsioon); (E0 – standardpotentsiaal, V; n – elektronide arv vastavalt elektroodireaktsioonile; F = 96485 C/mol; R = 8,314 J/K·mol; T – temp, K; [ ] – molaarsed kontsentratsioonid, mol/l; a,b,c – koefitsiendid eletroodireaktsiooni võrrandis) Logaritmi ja Faraday kontstandi suure arvväärtuse tõttu Nernsti võrrandis mõjutatavad temp ja kontsentratsioonid elektroodipotentsiaale suhteliselt vähe.
Elektrolüüs – elektrokeemiline reaktsioon alalisvoolu mõjul, mis reeglina viib aine lagunemisele.
Elektrolüüs sulas soolas - võimaldab vältida vee elektrolüütilist lagunemist ja võib takistada muude reaktsioonide kulgemist . Anoodil eraldub näiteks Cl2 ja katoodile koguneb Na+
Elektrolüüs lahuses – vesi võib elektrolüütiliselt laguneda ning võib soodustada muude reaktsioonide kulgemist. Anoodil eraldub näiteks Cl2 ja katoodil H2.