Keemia eksami kordamisküsimused (0)

Mass ja energia.
Aine on mass. Mis tagab ainel sellise omaduse olemasolu – see on on üks aine ehituse mõistatustest. (Bosonid – Higginsi boson). Iga aine püüdleb Maa tsentri suunas.
Albert Einsten 1879 – 1955 – juba (!) 1905 aastal väitis, et ka energial on mass – seetõttu kaldub ka kiirgus (energia) massi suunas – maailm ei ole lineaarne, vaid deformeeritud. Energia ja massi seos:
E = mc2,
Energia joulides, mass kilogrammides ja valgus kiirus meetrit sekundis –
2,9979 × 108, ehk ligikaudu 300 000 km/sec.
SI seitse põhiühikut
Pikkus - meeter m
Mass - kilogramm kg
Aeg - sekund s
Elektrivoolu tugevus - amper A
Absoluutne temperatuur - kelvin K
Ainehulk - mool mol
Valgustugevus - kandela cd

Mool ja kordsete suhete seadus.

Kordsete suhete seadus (nimetatakse ka Daltoni seadus) on oluline keemiaseadus. See väidab, et kui kaks keemilist elementi moodustavad teineteisega mitu keemilist ühendit, siis ühe elemendi mingi kindla massiga ühinenud teise elemendi massid suhtuvad omavahel kui lihtsad täisarvud.
1804.a John Dalton formuleeris kordsete suhete seaduse toetudes koostise püsivuse seadusele ja aine massi jäävuse seadusele.
Näiteks ühendite SO2 ja SO3 korral on 32 g väävli kohta SO2-s 32 g hapnikku ja SO3-s 48 g hapnikku; siit saame, et hapniku suhteline sisaldus ühendites SO2 ja SO3 on 32:48 = 2:3.

Mool ja ruumalaliste suhete seadus.

Püsivatel tingimustel suhtuvad reageerivate ja reaktsioonis tekkivate gaasiliste ainete
ruumalad üksteisesse nagu lihtsad täisarvud. Ruumalade suhe on määratud
koefitsientidega keemilise reaktsiooni võrrandis.
2 H2(g) + O2(g) ==> 2 H2O(g) Näit. antud: VO2= 12 L
10 dm3 5 dm3 10 dm3 VH2O= ?
2 : 1 : 2 VH2O= 2*VO2
= 24 L

Avogadro seadus ja Avogadro arv.

Avogadro arv (tähis: NA) on aineosakeste (aatomite, molekulide või ioonide) arv 1-moolises ainehulgas.
Kindlalt temperatuuril ja kindla rõhu all on kõikide gaaside moolruumalad võrdsed.
Näiteks normaalrõhul on null kraadi Celsiuse juures meelevaldse gaasi ühe mooli ruumala 22,421 liitrit.

Aatomi ehitus ja sellest tulenevad ainete ning molekulide omadused.

Aatom koosneb positiivse elektrilaenguga aatomituumast, mida ümbritseb negatiivselt laetud elektronkate ehk elektronkest. Viimane jaguneb elektronkihtideks, mis omakorda koosnevad negatiivse elementaarlaenguga elektronidest. Aatomi tuum annab 99,9% kogu aatomi massist; aatomi elektronkate määrab ära aatomi läbimõõdu. Vähima aatomi mass on suurusjärgus 10−27 kg ja läbimõõt suurusjärgus 10−10 m (ehk üks ongström).

Omadused
Massivahemik:
1,67 × 10−27 kuni 4,5210 × −25 kg
Elektrilaeng:
null ( neutraalne ) (ioniseerimata aatom)
Diameetri vahemik:
62 pm (He) kuni 520 pm (Cs)
Koostisosad:
Elektronid ja kompaktne nukleonidest ( prootonid ja neutronid ) koosnev tuum

Isotoobid ja isobaarid .

Mingi keemilise elemendi isotoobid on selle aatomite tüübid, mis erinevad üksteisest massiarvu (A) poolest. Järjenumber ehk aatomnumber ehk laenguarv (Z) on neil sama.
isobaarid on ühesuguse massiarvuga nukliidid.

Bohri vesinikuaatomi mudel.

Kui elektron vahetab orbiiti - langeb kõrgema energiatasemega orbiidilt madalama tasemega orbiidile kiirgub valgusena üks kvant energiat (eraldub üks footon).
Elektroni viimiseks kõrgema tasemega orbiidile (ergastamiseks) tuleb süsteemi anda juurde energiat (näit. soojusenergiat). Bohr näitas, et energiatasemed , mida elektron vesiniku aatomis võib omada vastavad nende poolt kiiratavate või neelatavate footonite energiatele.

Elementide perioodilisussüsteem. Elementide elektronegatiivsus .

Keemiliste elementide perioodilisussüsteem on süsteem, mille moodustavad kindla seaduspära järgi muutuvate omaduste alusel reastatud keemilised elemendid, mis on jagatud rühmadesse ja perioodidesse.
Kuigi keemilisi elemente oli püütud ka enne Mendelejevit järjestada, peetakse tänapäeval kasutatava perioodilisussüsteemi loojaks vene keemikut Dmitri Mendelejevit, kes järjestas 1869. aastal tollal teada olnud keemilised elemendid vastavalt nende aatommassile ja keemilistele omadustele. Tänapäeva perioodilisustabelis on Mendelejevi süsteemi veidi muudetud; elemendid järjestatakse vastavalt aatomnumbrile, mis väljendab aatomituuma elektrilaengut ehk prootonite arvu tuumas.
Süsteemi kujutamiseks on palju viise. Enamasti kujutatakse seda tabelina, mille veerud moodustavad 18 rühma ja read seitse perioodi. Rühmad on tihti jagatud ka kaheksaks pea- ja kaheksaks kõrvalalarühmaks ehk A- ja B-rühmadeks, mida tähistatakse rooma numbritega I–VIII.
Esimest kolme perioodi nimetatakse lühikesteks perioodideks ning neljandat, viiendat, kuuendat ja seitsmendat perioodi pikkadeks perioodideks.
Lantanoidid ja aktinoidid paigutatakse enamasti eraldi peatabeli alla.
Iga keemilise elemendi lahtris on tavaliselt vähemalt elemendi tähis, aatomnumber ja aatommass, aga sinna võidakse märkida ka nimetus, elektronegatiivsus, väliselektronkihi konfiguratsioon jms.
Elektronegatiivsus on dimensioonita suurus, mis iseloomustab aatomi suhtelist võimet siduda endaga molekulis või keemilises ühendis elektrone.
2011. aasta seisuga kuulub süsteemi 118 elementi, mille olemasolu on tõestatud. Neist 94 on leitud loodusest, ülejäänud on saadud tehislikult. Neljale elemendile ei ole 2012. aasta seisuga veel ametlikku nime antud.

Keemilise sideme liigid. Keemilise sideme polaarsus .

Keemilise sideme liigi üle otsustatakse elektronegatiivsuste erinevuse ∆x abil:

• kui ∆x = 0, siis mittepolaarne side (nt H2)
  
• kui ∆x = 0...1,9, siis polaarne side (nt HCl)
  
• kui ∆x > 1,9, siis iooniline side (nt NaCl).
  

Kovalentne side (ka kovalentside, aatomside, atomaarne side, homöopolaarne side) on ühiste elektronpaaride vahendusel aatomite vahele moodustuv keemiline side.
Kovalentse sideme juures on kandev roll elektronkatte väliskihi elektronide (valentselektronide) vastastikune toime. Aatomid moodustavad vähemalt ühe ühise elektronpaari. Ühe siduva elektronpaari (üksikside) asemel võib olla kaks (kaksikside), kolm (kolmikside) või väga harva ka neli (nelikside) või kuus (kuuikside).
Vesinikside on täiendav keemiline side, mille moodustab ühe molekuli negatiivse osalaenguga elektronegatiivse elemendi (F, O, N) aatom teise molekuli positiivse osalaenguga vesinikuaatomiga. Vesiniksidemed tekivad peamiselt ainetes, milles vesinikuaatom on kovalentselt seotud tugevalt elektronegatiivse elemendi aatomiga. Side tekib kas kahe molekuli vahele (intermolekulaarne) või ühe molekuli eri osade vahele (intramolekulaarne). Vesiniksidemeid esineb nii anorgaanilistes (vesi, fosforhape ) kui ka orgaanilistes (DNA, valgud ) ühendites. Molekulide vahel esinevad vesiniksidemed põhjustavad ainete sulamis- ja keemistemperatuuri olulist tõusu, kuna nende lõhkumiseks on vaja kulutada täiendavat energiat. Vesinikside on kuni 10 korda nõrgem kui kovalentne side.
Metalliline side ehk metalliside on keemilise sideme tüüp, mis moodustub negatiivsete vabade elektronide ja positiivsete metallioonide vastastikuse tõmbumise tulemusena metallis. Vabad elektronid põhjustavad metallide elektri- ja soojusjuhtivust ning plastilisust.
Metalliline side avaldub kõige selgemalt aktiivsete metallide – leelis- ja leelismuldmetallide korral. Vähem aktiivsetes metallides esinevad lisaks metallilisele sidemele mingil määral ka aatomitevahelised kovalentsed sidemed. Eriti märgatav on kovalentse sideme osatähtsus siirdemetallide (d-metallide) korral.

Metallid, mittemetallid ja nende elektronegatiivsus.

Metallideks nimetatakse keemilisi elemente, millel on vabu elektrone ja mis tahkes olekus moodustavad niinimetatud metallilise võre, mis annab neile iseloomuliku metallilise läike, hea elektrijuhtivuse ning soojusjuhtivuse ja on ka enamikus hästi sepistatavad.
Mittemetallid on suure elektronegatiivsusega elemendid, mis keemilistes reaktsioonides peamiselt liidavad elektrone. Perioodilisustabelis asuvad nad pea-alarühmades ülal paremal, k.a. vesinik , mis asub tavaliselt kõige esimese elemendina ülal vasakul. Mittemetallide hulka kuuluvad ka väärisgaasid, kuigi need ei liida elektrone, sest nende väline elektronkiht on maksimaalselt täitunud.
Keemilistes reaktsioonides moodustavad nad teiste mittemetallidega tavaliselt kovalentse sideme, metallidega tavaliselt ioonilise sideme.
Mittemetallide lihtainete omadused

• Ei juhi elektrit ning juhivad halvasti soojust
  
• Neil puudub metalli iseloomulik läige
  
• Esinevad nii gaasi (vesinik, fluor , hapnik, lämmastik, kloor , väärisgaasid), vedeliku ( broom ), kui ka tahkisena (seleen, väävel, boor , räni, jood , fosfor , süsinik)
  
• Rabedad, ei ole sepistatavad
  
• Valdavat värvi ei ole, nagu metallidel on hallikas.
  

Molekulaarsed ja mittemolekulaarsed ained.

Molekulaarne aine on molekulidest koosnev keemiline aine.
Molekulaarsed ained on palju mittemetallid: nt vesinik, hapnik, broom, jood, valge fosfor jt. Molekulidest koosnevad ka palju mittemetalliliste elementide ühendid: nt vesinikkloriid , divesiniksulfiid, süsinikdioksiid, tetrafosfordekaoksiid, sealhulgas ka väga palju orgaanilised ained: nt metaan , benseen, etanool , glükoos.
Molekulaarsed ained võivad olla tavatingimustes gaasid, vedelikud või ka tahked ained.
Molekulide sees on aatomid omavahel seotud kovalentsete sidemete abil. Kui molekulaarne aine on gaasilises olekus, siis tema molekulide vahel vastastiktoime praktiliselt puudub. Gaasi molekulid liiguvad kiiresti ja korrapäratult ringi, täites kogu ruumi, milles nad asuvad.
Mittemolekulaarne aine on keemiline aine, mis koosneb väga suurest hulgast aatomitest või ioonidest, mis on omavahel seotud keemiliste sidemetega. Molekule nendes ainetes ei esine.
Tüüpilised mittemolekulaarsed ained on ioonsed ained ja metallid.

Vesinikside.

Vesinikside on täiendav keemiline side, mille moodustab ühe molekuli negatiivse osalaenguga elektronegatiivse elemendi (F, O, N) aatom teise molekuli positiivse osalaenguga vesinikuaatomiga. Vesiniksidemed tekivad peamiselt ainetes, milles vesinikuaatom on kovalentselt seotud tugevalt elektronegatiivse elemendi aatomiga. Side tekib kas kahe molekuli vahele (intermolekulaarne) või ühe molekuli eri osade vahele (intramolekulaarne). Vesiniksidemeid esineb nii anorgaanilistes (vesi, fosforhape) kui ka orgaanilistes (DNA, valgud) ühendites. Molekulide vahel esinevad vesiniksidemed põhjustavad ainete sulamis- ja keemistemperatuuri olulist tõusu, kuna nende lõhkumiseks on vaja kulutada täiendavat energiat. Vesinikside on kuni 10 korda nõrgem kui kovalentne side.

Vesi. Vee molekuli ehitus ja sellest tulenevad vee eripärad.

Vesi ehk divesinikmonooksiid ehk vesinikoksiid ehk oksidiaan on keemiline ühend molekulaarse valemiga H2O. Seega koosneb üks vee molekul kahest vesiniku ja ühest hapniku aatomist.
Vesi on kõige levinum aine nii Maal kui ka Universumis: molekulaarsetest ainetest on vesi leviku poolest kolmandal kohal pärast vesinikku (H2) ja süsinikoksiidi (CO).
Vesi on normaaltingimustel vedel seetõttu, et vee molekulidel on väga väike molekulmass ja nad moodustavad omavahel vesiniksidemeid. Vesiniksidemete olemasolu muudab vee molekulide üksteisest eraldamise raskemaks ja tõstab seega vee sulamis- ja keemistemperatuuri[1].
Tahkes olekus vett nimetatakse jääks. Jää on kristallilise ehitusega ja selle kristallvõres esinevad tühimikud, mistõttu on jää tihedus väiksem, kui vedelal veel.
Vett võib leida peaaegu kogu Maalt ja seda vajavad kõik avastatud elusorganismid . Nad koosnevad suures osas veest, mõned vees elavad organismid isegi kuni 99% ulatuses.
Vesi katab ligikaudu 70% Maa pinnast.
Vesi on üks levinumaid ja parimaid lahusteid, selles lahustuvad hästi väga paljud gaasilised, vedelad ja tahked ained.
Enamik protsesse eluslooduses kulgeb vesikeskkonnas lahustunud ainete osavõtul. Vesilahused osalevad näiteks ainevahetuslikes protsessides, vesilahustena omastavad ka taimed mullast toitaineid.

Molekulidevahelised jõud.

Polaarsed ja mittepolaarsed molekulid.

Aine molekulis aatomitevahelised keemilised sidemed moodustuvad ühiste elektronpaaride kaudu. Molekuli polaarsus tähendab elektrontiheduse ( elektrilist laengute) nihkumist molekulis tulenevalt elektronide (elektronpilvede) nihutatud paiknemisest.
Elektronide ebaühtlane paiknemine aatomitevahelisel keemilisel sidemel viib positiivse ja negatiivse elektrilise laengu nihkumisele. Naaberaatomitel tekivad erimärgilised osalaengud, mida tähistatakse δ+ ( delta pluss) ja δ- (delta miinus). Esineda võivad mittepolaarsed (näiteks H2), polaarsed (näiteks Hδ+Clδ-) või ioonilised sidemed (näiteks Na+Cl-). Polaarsel molekulil on elektriline dipoolmoment . Polaarsetel molekulidel esineb vastastikune toime dipool -dipool interaktsioonide ja vesiniksidemete kaudu.
Elektronide ebaühtlast paiknemist kahe aatomi vahel põhjustab aatomite erinev võime tõmmata elektrone oma poole (s.t. aatomite elektronegatiivsuste erinevus) ja molekuli struktuuri asümmeetria.
Vesi (H2O) kui polaarne ühend lahustab kergesti paljusid teisi polaarseid ja ioonilisi ühendeid, kuid halvasti mittepolaarseid. Suurtel molekulidel, mille ühes otsas on polaarsed rühmad ja teises mittepolaarsed, evivad pindaktiivsete ühendite omadusi.
Molekuli struktuur ja polaarsus
Alljärgnev tabel lubab ennustada molekuli polaarsust tulenevalt tema struktuurist.
Valem
Kirjeldus
Näide
Polaarne
AB
Lineaarsed molekulid
CO
HAx
Molekulid ühe H aatomiga
HF
AxOH
Otsmine OH-rühm molekulis
C2H5OH
OxAy
Otsmine O-aatom molekulis
H2O
NxAy
Otsmine N-aatom molekulis
NH3
Mittepolaarne
A2
Mingi elemendi kaheaatomiline molekul
O2
CxAy
Enamus süsinikühendeid
CO2
Molekuli polaarsus on seotud ühe või mitme polaarse kovalentse sidemega. Molekuli polaarsust mõjutavad struktuurifaktorid:

• aatomite elektronegatiivsused – mida suurem on elektronegatiivsuste erinevus, seda polaarsem on aatomitevaheline side; piirjuhud on mittepolaarne ja iooniline side
  
• aatomi polariseeruvus – väikeste aatomitega võrreldes polariseeruvad suured aatomid (näiteks jood) kergemini, s.t. rohkem kui tuleneb elektronegatiivsuste erinevusest
  
• molekuli suurus – mingi polaarse sideme mõju molekuli polaarsusele väheneb molekuli suuruse kasvades; näiteks etanool on vees lahustuv, kuid geraniool on õli
  
• molekuli sümmeetria – vastassuundades asuvate sidemete polaarsused võivad molekulis üksteist kompenseerida; näiteks boortrifluoriid (BF3) molekul on mittepolaarne, sest kolm sümmeetriliselt asetsevat polaarset B–F sidet kompenseerivad üksteist.
  

Kompleksühendid.

Kompleksühend on kompleksioone või neutraalseid komplekse sisaldav keemiline ühend. Kompleks koosneb tavaliselt kesksest aatomist või ioonist, millega on seostunud mingi arv ioone või molekule (ligande).
Keemilist protsessi, mille tagajärjel tekivad kompleksühendid, nimetatakse kelaatumiseks.
Fotosüntees.
Fotosüntees (kreeka photo - 'valgus' + synthesis 'ühendamine, liitmine ') on looduses asetleidev protsess, mille käigus elusorganismid muudavad päikeseenergia keemiliseks energiaks. Fotosüntees toimub fotoaktiivsete pigmentide, näiteks klorofülli kaasabil.
Fotosünteesi lähteaineteks on süsinikdioksiid, vesi ja mineraalained (energiaallikaks on päikeseenergia), lõpp-produktiks ehk saaduseks on süsivesikud, peamiselt glükoos, fruktoos ja tärklis ning kõrvalsaaduseks hapnik.
Reaktsioone, mis on seatud valguse neeldumise ja elektronide ülekandumisega, nimetatakse valgusreaktsioonideks ning CO2 sidumise ja taandamisega seotut pimereaktsioonideks.
Fotosünteesi võib vaieldamatult pidada kõige tähtsamaks biokeemilise aineringe lüliks, kuna kõik organismid sõltuvad selle käigus toodetavast orgaanilisest ainest. Fotosüntees toimub peamiselt taimedes, paljudes vetikates ning ka mõnedes bakterites (näiteks tsüanobakterites). Fotosünteesivõimelised on samuti mõned vibur - ning ripsloomad. Fotosünteesi läbiviivaid organisme nimetatakse fotoautotroofideks.
Üldjuhul eraldub fotosünteesi käigus kõrvalsaadusena hapnik (oksügeenne fotosüntees), kuid osadel fotosünteetilistel bakteritel esineb ka ilma hapniku tekkimiseta fotosüntees (anoksügeenne fotosüntees).

Aine agregaatolekud.

Agregaatolek ehk aine olek (ka lihtsalt: olek) on aine vorm, mille määrab tema molekulide soojusliikumise iseloom. Eri agregaatolekuga ained erinevad oma osakeste vaheliste seoste tüübi ning nendevaheliste ruumiliste ja ajaliste suhete poolest. Agregaatoleku mõiste abil kirjeldatakse aine võimalikke olekuid lihtsustatult ja kvalitatiivselt.
Aine põhiolekud on tahke, vedel, gaasiline ja plasmaolek (mõnikord tuuakse eraldi välja Bose-Einsteini kondensaat ). Näiteks vett (H2O) nimetatakse tahkes olekus jääks, vedelas olekus veeks ja gaasilises olekus veeauruks.

Gaaside seadused.

Boyle 'i- Mariotte 'i seadus on üks gaaside seadustest ning ideaalse gaasi olekuvõrrandi erijuht. Selle kohaselt muutub gaasi rõhk isotermilises protsessis pöördvõrdeliselt gaasi ruumalaga. See tähendab, et kui gaasi temperatuur hoida muutumatuna, siis gaasi ruumala vähendamisel kaks korda suureneb rõhk kaks korda.
Matemaatiliselt võib Boyle'i-Mariotte'i seadust väljendada kujul:
kus
ja
tähistavad vastavalt gaasi rõhku, ruumala ja temperatuuri.
Charles'i seaduse [š'arli seaduse] järgi on jääval rõhul ideaalse gaasi ruumala võrdeline absoluutse temperatuuriga:
p/T = const , kui V = const (p = const × T).
Gay-Lussaci seadus väidab, et kui gaasid reageerivad omavahel ja moodustavad sealjuures uusi gaase ning kõigi gaaside ruumala mõõdetakse samal rõhul ja samal temperatuuril, siis nii reaktsiooni lähteainete kui saaduste suhe on väljendatav väikeste täisarvude abil.

Atmosfäär ja selle koostis.

Atmosfäär (inglise keeles atmosphere) ehk õhkkond on Maad ümbritsev kihilise ehitusega õhukest, mis koosneb erinevatest gaasidest ning seda hoiab kinni gravitatsioonijõud.
Atmosfäär neelab UV-kiirgust ning tekitab kasvuhooneefekti, vähendades sellega ööpäevaseid temperatuuri ekstreemumeid.
Atmosfäär koosneb põhiliselt: metaan, dilämmastikoksiid ja osoon. Filtreerimata õhust võib leida ka mitmeid looduslikke lisasid, nagu näiteks tolm, eosed/ spoorid , vulkaaniline tuhk ning meresool. Võib esineda ka mitmeid tööstuslikke saasteaineid nagu kloor (elementaarosakesena või ühendina), fluoriidi ühendid, elavhõbe ning väävliühendid.

Aine olekudiagrammid.

Tüüpiline aine olekudiagramm olenevalt rõhust ja temperatuurist. Kolmikpunkti koordinaadid on Ptp ja Ttp ning kriitilise punkti koordinaadid on Pcr ja Tcr. Kriitilisest punktist edasi on aine ülekriitilise fluidumi omadustega.

Vedelike pindpinevus . Pindaktiivsed ained ja mitsellid,

Pindpinevus on pinnanähtus, kus vedeliku pinnakiht käitub kui elastne kile. Vedeliku pinnamolekulid mõjustavad üksteist tõmbejõududega, mis on suunatud piki pinda ja püüavad pinna suurust vähendada.
Pindaktiivne aine (ka pindis[1]; lühendatult PAA) on keemiline aine, millel on võime (pindaktiivsus) vähendada vee ja teiste vedelike või tahkiste pindpinevust, suurendades ühtlasi nende märgumist.
Pindaktiivsele ainele vastandub pindinaktiivne aine.
Levinuimad pindaktiivsed ained on seebid , detergendid, dispergendid, sünteetilised pesemisvahendid .

Merevee koostis.

Merevesi on merede ja ookeanide vesi, mille keskmine soolsus on ~3,5% ehk 35 promilli . See tähendab, et iga kilogramm merevett sisaldab 35 grammi lahustunud sooli (valdavalt naatriumkloriidi ioone: Na+, Cl-).
Merevee soolsus sõltub mitmetest teguritest. Kui näiteks on tegu suletud merega ( sisemeri ), siis selle soolsus erineb tunduvalt keskmisest. Samuti sõltub merevee soolsus aurumisest ( aurumine suureneb ekvaatorist pooluse suunas), sademete hulgast (seotud rõhuvöötmetega: rohkem sajab ekvaatori lähedal ja parasvöötmes, vähem sajab troopikas ja polaaraladel) ja jõgede sissevoolust merre (suurte jõgede suudmete juures on merevee soolsus märgatavalt väiksem – estuaaripiirkonnad). Ka merejää sulamise tõttu väheneb merevee soolsus.
Kõige suurem merevee soolsus on Punases meres (42 promilli), kõige väiksem Läänemere Soome lahes (1–2 promilli lahe idaosas).
Pinnal oleva merevee keskmine tihedus on 1,025 g/ml, seega on merevee tihedus suurem kui magevee oma, mille maksimaalne tihedus on 1,000 g/ml 4°C juures, see vahe tuleneb eeskätt merevee soolade massist. Merevee jäätumispunkt on seda madalam, mida kõrgem on vaadeldav soolsus; 35-promilline vesi jäätub -2°C.
Merevee pH jääb vahemikku 7,5...8,4. Helikiirus merevees on 1500 m/s ning see sõltub vee temperatuurist ja rõhust.
Merevett kasutatakse muu hulgas raviprotseduurideks (talassoteraapia).

Termodünaamika esimene ja teine seadus. Hessi seadus.

Termodünaamika esimene seadus on sisuliselt energia jäävuse seadus.
See on edasiarendus mehaanilise energia jäävusest võttes arvesse ka kehade siseenergia ning soojuse kui energiaülekandevormi olemasolu. (Näiteks hõõrdumise esinemisel on mehaanilise energia jäävus rikutud, kuna osa mehaanilisest energiast muundub siseenergiaks - soojuseks.)
Termodünaamika esimest seadust võib ka sõnastatada järgnevalt: "Igiliikuri (perpetuum mobile ) ehitamine on võimatu." See tähendab, et ei ole võimalik ehitada masinat (seadet), mis teeks tööd ilma väliskeskkonnast saadava soojuseta (energiata).
Termodünaamika esimene seadus sätestab, et keha siseenergia (U) saab muutuda tänu soojushulgale (Q), mis saadakse väliskeskkonnast ning tööle (A), mida süsteem teeb välisjõudude vastu:
kus Q on soojushulk , mille keha saab väliskeskkonnalt ning A on töö, mida keha teeb välisjõudude vastu (juhul kui keha annab soojust ära, siis on Q negatiivne; kui välisjõud teevad tööd, siis on A positiivne).
Kõige lihtsam töö vorm on mehaaniline töö. Näiteks gaas teeb paisumisel tööd
kus p on gaasi rõhk ning ΔV on ruumala muut. Võimalikud on ka muud töö vormid (nt. elektriline: aku laadimine -tühjenemine).
Diferentsiaalkujul saab esimest seadust esitada järgnevalt:
Kui teha lihtsustus ning vaadelda sama protsessi ühe mooli ühe kraadilise muutuse jaoks, siis saab termodünaamika I seaduse esitada kujul:
(Cp - moolsoojus isobaarilises protsessis, CV - moolsoojus isohoorilises protsessis, R - Universaalne gaasikonstant )
Universaalne gaasikonstant näitab tööd, mida teeb üks mool ideaalgaasi, paisudes isobaariliselt nii palju, et tema temperatuur tõuseb ühe kraadi võrra.
Termodünaamika teine seadus käsitleb looduslike protsesside mittepööratavust. Tal on hulk omavahel ekvivalentseid sõnastusi.
Clausiuse sõnastus:
Isoleeritud süsteemis kulgevad kõik protsessid entroopia kasvu suunas.
Clausiuse sõnastus (teine variant):
Soojus ei saa iseenesest üle minna külmalt kehalt kuumemale, st ei ole võimalik niisugune protsess, mille ainsaks tulemuseks on soojuse ülekandumine külmemalt kehalt kuumemale.
Thomsoni ( lord Kelvini) sõnastus:
Ei ole võimalik ehitada perioodiliselt töötavat masinat, mis muudaks pidevalt soojust tööks ainult ühe keha jahtumise arvel, nii et ümbritsevates kehades ei esineks mingeid muutusi (st kogu soojust ei ole võimalik täielikult konverteerida tööks).
Ostwaldi sõnastus:
Teist liiki perpetuum mobile on võimatu.
Termodünaamika teine seadus väljendab termodünaamiliste protsesside statistilist iseloomu ja on aluseks nii entroopia kui ka temperatuuri mõiste defineerimisel termodünaamikas.
Hessi seadus on füüsikalise keemia põhiseadus, mille kohaselt keemilise reaktsiooni soojusefekt sõltub ainult süsteemi alg- ja lõppolekust, mitte reaktsiooni käigust (vahestaadiumidest).
Teiste sõnadega, Hessi seadus väidab, et mitmes staadiumis toimuva reaktsiooni korral kogu protsessi entalpia muutus (tähistatakse ΔH) on reaktsiooni vaheetappide entalpia muutuste summa (eeldusel, et füüsikalised tingimused lähte- ja lõppolekul on samad).
Hessi seadus on energia jäävuse seaduse erijuhtum keemiliste protsesside korral. See seadus võimaldab arvutada reaktsioonide soojusefekte, mis ei ole otseselt määratavad. Nimetatud seaduse avaldas Germain Hess 1840. a.

Reaktsiooni molekulaarsus .

Molekulaarsuseks nimetatakse keemias elementaarreaktsioonis põrkuvate osakeste (aatomite, molekulide, ioonide, radikaalide) arvu, st ühes reaktsiooni elementaarstaadiumis osalevate osakeste arvu.
Seda suurust kasutatakse keemiliste reaktsioonide iseloomustamisel.
Molekulaarsuse järgi jagatakse elementaarreaktsioonid:

• monomolekulaarne reaktsioon , milles osaleb üks osake (molekul A dissotsieerub või isomeriseerub produkti (de)ks)
  
• bimolekulaarne reaktsioon, milles osaleb kaks osakest
  
• trimolekulaarne reaktsioon, milles osaleb kolm osakest. Trimolekulaarsed reaktsioonid on väga haruldased, sest kolme osakese samaaegne põrkumine on vähe tõenäoline.
  

Elementaarreaktsioonide kirjeldamisel kasutatavad mõisted nagu molekulaarsus, reaktsiooni järk ja stöhhiomeetriline koefitsient on tavaliselt arvuliselt kokkulangevad, kuid neid mõisteid kasutatakse erinevates kontseptsioonides.

Keemiline kineetika .

Keemiline kineetika on füüsikalise keemia haru, mis tegeleb keemiliste protsesside kiiruste ja kulu uurimisega. Keemiline kineetika uurib, kuidas ekperimendi tingimused võivad mõjutada keemiliste reaktsioonide kiirusi ning anda informatsiooni reaktsioonimehhanismi ja reaktsiooni vaheolekute kohta. Lisaks tegeleb keemiline kineetika keemilisi reaktsioone iseloomustavate matemaatiliste mudelite väljatöötamisega. Keemilisele kineetikale panid 1864. aastal aluse Peter Waage ja Cato Guldberg, formuleerides massitoimeseaduse, mis määrab tasakaaluolekus reagentide ja produktide kontsentratsioonide suhte.[1]
Keemiline kineetika tegeleb reaktsioonikiiruse eksperimentaalse määramisega, mille põhjal tuletatakse reaktsiooni kiiruse võrrandid ja kiiruskonstandid. Küllalt lihtsad reaktiooni kineetilised võrrandid on avaldatud nullindat järku reaktsioonide (millede puhul reaktsioonikiirus ei sõltu reageerivate ainete kontsentratsioonist), esimest järku reaktsioonide ja teist järku reakstioonide jaoks. Reaktsiooni kiiruse võrrandid on leitavad ka keerukamate reaktsioonide jaoks. Jadareaktsioonide puhul määrab kiirust limiteeriv staadium kogu reaktsiooni kineetika. Reaktsiooni aktivatsioonienergia on katseliselt leitav Arrheniuse võrrandist. Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad peamised tegurid on temperatuur, reagentide iseloom, reageerivate ainete agregaatolek, reagentide kontsentratsioonid, katalüsaatorid, reaktsiooni keskkond.[1]

Homogeensed ja heterogeensed reaktsioonid.

Heterogeenne reaktsioon on keemiline reaktsioon tahke aine või vedeliku pinnal. Reaktsioonid gaasi ja vedeliku, gaasi ja tahke aine ning vedeliku ja tahke aine vahel on heterogeensed. Heterogeense reaktsiooni korral on reageerivad ained harilikult adsorbeerunud, mistõttu nende reaktsioonide kineetika on keeruline. Märkimisväärne mõju reaktsiooni kiirusele on tahke faasi pindalal. Olulise osa heterogeensetest reaktsioonidest moodustavad reaktsioonid tahketel katalüsaatoritel, see on heterogeenne katalüüs.
Heterogeensele reaktsioonile vastandub homogeenne reaktsioon.
Homogeenne süsteem on ainult ühest faasist koosnev süsteem.
Keemias mõistetakse homogeense süsteemina ühtlast süsteemi, milles iga ruumiühiku keemiline koostis ja füüsikaline olek on ühesugune. Homogeenses süsteemis, milles on mitu keemilist ainet, on kõik komponendid jaotunud ühtlaselt kas molekulide, aatomite või ioonidena. Homogeenne süsteem ei hajuta valgust ja selle osiseid ei saa eraldada filtrimisel ega muul mehaanilisel teel.
Tõelised lahused ja gaaside segud on enamtuntud homogeensed süsteemid.
Suur osa keemilisi reaktsioone on homogeensed reaktsioonid, see tähendab, et toimuvad homogeenses segus (lahuses).
Homogeense süsteemi vastand on heterogeenne süsteem. Nende kahe vahepealsed on kolloidsüsteemid (kolloidlahused).

Reaktsioonikeskkonna mõju reaktsioonide kulgemisele.

Le Chatelier printsiip ja massitoimeseadus .

Le Chatelier' printsiip on põhimõte, mille järgi saab ennustada keemilise tasakaalu nihkumist keemilise reaktsiooni tingimuste muutudes . Printsiibi töötasid üksteisest sõltumatult välja Henry Louis Le Chatelier ja Karl Ferdinand Braun.
Kokkuvõtlikult väljendatakse printsiipi järgnevalt: kui keemilise tasakaalu korral muutub mingi osapoole kontsentratsioon, temperatuur, ruumala või (kogu)rõhk, siis keemilise reaktsiooni tasakaal on vastassuunaline selle teguri muutusele.

Reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid.

Reaktsiooni kiirus on keemias reaktsioonis osaleva aine kontsentratsiooni muutus ajaühikus.
Reaktsiooni kiirus v = (C2–C1)/t, kus C2 on kontsentratsioon ajahetkel t2 ja C1 on kontsentratsioon ajahetkel t1 ning t = t2–t1 on kontsentratsiooni muutumiseks kuluv aeg.
Et kontsentratsiooni ühikuks on keemias tavaliselt mol/l, siis reaktsiooni kiiruse ühikuks on mol/l∙s (mool liitri kohta sekundis).
Reaktsiooni kiirus sõltub paljudest asjaoludest, näiteks reaktsioonis osalevate ainete kontsentratsioonist ja temperatuurist. Näiteks toimub põlemine puhtas hapnikus kiiremini kui õhus. Gaasiliste ainete vahelist reaktsiooni kiirendab rõhu tõstmine, mis sisuliselt on samaväärne kontsentratsiooni suurendamisega.
Kui temperatuur tõuseb 10° C võrra, suureneb reaktsiooni kiirus rusikareeglina 2 korda[1]. Reaktsiooni kiiruskonstandi k väärtus ei sõltu ainete kontsentratsioonidest, kuid sõltub temperatuurist ja reaktsiooni aktivatsioonienergiast Ea ning avaldub Arrheniuse võrrandi kaudu.
Reaktsiooni kiirust võivad suurendada ka katalüsaatorid.
Reaktsiooni kiirust suurendab reageerivate ainete kokkupuutuva pinna suurendamine . See kehtib näiteks heterogeense katalüüsi korral. Aine peenestamine harilikult suurendab reaktsiooni kiirust, sest sellega tema pind suureneb.
Ainete segamine enne reaktsiooni suurendab reaktsiooni kiirust. Veel rohkem suurendab kiirust ainete pidev segamine reaktsiooni ajal. See näitab difusioonlimiteeritud reaktsiooni.
Reaktsiooni käigus reaktsiooni kiirus reeglina muutub. Enamiku reaktsioonide kiirus sõltub reageerivate ainete kontsentratsioonidest. Sedamööda, kuidas lähteained ammenduvad, reaktsioon aeglustub.
Mõni reaktsioon võib kiiremini toimuda valguse käes. Valgus ehk elektromagnetkiirgus on üks energia vormidest ja mis tahes kujul oleva energia juurdeandmine võib teatud tüüpi reaktsiooni kiirendada või isegi selle iseeneslikuks teha. Näiteks metaani ja kloori reaktsioon täielikus pimeduses on väga aeglane, hajutatud valgus seevastu seda reaktsiooni ja ere päikesevalgus muudab selle plahvatuslikuks: CH4 + 2Cl2 = CCl4 + 2H2.
Reaktsiooni kiirust võib mõjutada kasutatav isotoop . Eriti kehtib see vesiniku kohta, sest tavalise vesiniku ja deuteeriumi aatomi mass on selgelt erinev.
Keemiliste reaktsioonide kiiruse ja mehhanismidega tegeleb keemiline kineetika.

Katalüüs.

Katalüüs on keemilise reaktsiooni kiiruse muutus tänu spetsiifilise lisandi, mida nimetatakse katalüsaator, reaktsioonis osalemisele. Erinevalt reagentidest katalüsaator reaktsioonitsükli jooksul taastub (regenereerub).
Katalüsaatori osalusel toimuvat reaktsiooni nimetatakse katalüütiliseks reaktsiooniks. Tavaliselt katalüsaator osaleb reaktsiooni kõige aeglasemas staadiumis ja mõjutab seetõttu keemilise protsessi kiirust. Seejuures katalüsaatori mõju sõltub katalüsaatori aktiivsusest ja kogusest; harilikult piisab juba väga väikesest kogusest. Tahke katalüsaatori korral võivad reaktsiooni kiirust määravateks osutuda reagentide ja produktide difusiooniprotsessid.

Gaaside lahused vedelikes . Henry-Daltoni seadused.

Henry-Daltoni seadus väidab, et gaasisegu komponendi lahustuvus vedelikus on jääval temperatuuril võrdeline komponendi osarõhuga.

Difusioon ja osmoos .

Enamasti mõistetakse difusiooni (ladina sõnast diffusio 'levimine, hajumine , laialivalgumine') ehk difundeerumise all aine või energia ülekandumist kõrge kontsentratsiooniga piirkonnast madala kontsentratsiooniga piirkonda[1]. Difusiooniprotsess toimub kõikide agregaatolekutega keskkondades (tahkistes, vedelikes, gaasides ja plasmas).
Difusioon on pöördumatu protsess ja on üks süsteemi energia dispersiooni allikatest.
Osmoos on lahusti (näiteks vee) difusioon läbi poolläbilaskva membraani, kusjuures lahusti liigub madalama kontsentratsiooniga lahusest (vee puhul kõrgem veepotentsiaal) lahusesse, kus on kõrgem lahustunud aine kontsentratsioon (vee puhul madalam veepotentsiaal).
Osmoosi kulgemissuunda arvestades eristatakse hüpo- ja hüpertoonset keskkonda (lahust). Hüpotoonses keskkonnas on lahustunud aine kontsentratsioon madalam ja vesi tungib sellest keskkonnast hüpertoonsesse keskkonda sisse, kuni nende kahe keskkonna (osmootsed) rõhud on võrdsed.
Osmoos on iseeneslikult toimuv füüsikaline protsess, s.t. süsteem ei vaja selleks energiat lisaks.

Osmootne rõhk.

Osmootne rõhk on rõhk, mida tuleb rakendada lahusele, et takistada lahusti (tavaliselt vee) liikumist läbi poolläbilaskva membraani[1] ehk vältida osmoosi toimumist [2].
Kolloidlahused, nende püsivus ja ebapüsivus.
Kolloidsüsteem ehk kolloidlahus ehk sool on vedela dispersioonikeskkonnaga pihussüsteem, milles pihustunud aine (kolloidi) osakeste mõõtmed on 10-7...10-9 m.
Sõltuvalt dispersioonikeskkonnast (nt vesi, orgaaniline vedelik) eristatakse hüdrosoole, organosoole jt kolloidsüsteeme[1].
Keemilist sünteesimeetodit, milles hüdrolüüsi ja polükondensatsioonireaktsioonide tulemusena tekib kolloidlahusest diskreetsetest osakestest või polümeeride ahelast koosnev geel , nimetatakse sool-geel-meetodiks.

Sorptsioon .

Sorptsioon (ka sorbeerumine, sorbeerimine) on gaasi, vedeliku või mõne nende komponendi neeldumine vedelikus või tahkes aines või kogunemine tahke aine pinnale.
Materjali, milles toimub mingi aine neeldumine, nimetatakse sorbendiks. Sorptsiooni protsess toimub, kuni tekib tasakaal tahke aine (pinnakihi) poolt seotud või vedelikus neeldunud aine molekulide ja, vastupidi, sealt eraldunud (desorbeerunud) aine molekulide vahel.
Sorptsiooni pöördprotsessi nimetatakse desorptsiooniks.
Eristatakse absorptsiooni, adsorptsiooni, kemosorptsiooni ja kapillaarkondensatsiooni. Mõnikord mõeldakse sorptsiooni all ka nimetatuist kahe nähtuse samaaegset esinemist .

Elektrolüütiline dissotsiatsioon , elektrolüütide lahuste eripärad.

Dissotsiatsioon on keemiliste ühendite või molekulide lagunemine ioonideks, aatomiteks või lihtsamateks molekulideks.
Dissotsiatsioon sõltub:

• temperatuurist;
  
• lahuse kontsentratsioonist.
  

Happed ja alused, pH.

Hape on keemiline aine, mis vesilahustes dissotsieerudes annab lahusesse vesinikioone .
Protolüütilise teooria ehk Brønsted-Lowry teooria kohaselt on hape keemiline aine, mis keemilise reaktsiooni käigus loovutab prootoni, ehk hape on prootoni doonor .
Lewis'i teooria ehk Elektronteooria kohaselt on hape osake, mis käitub elektronpaari aktseptorina. Seega happel peab olema vaba orbitaal .
Esimesena mainitud teooria on loodud Rootsi keemiku Svante Arrheniuse poolt ja kannab nime elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria.
Omad raskused on kõigil kolmel teoorial. Neist kõige laiemalt kasutatakse protolüütilist teooriat. Arrheniuse teooria kõlbab ainult vesilahuste uurimiseks.
Alus on keemiline aine, mis vesilahustes dissotsieerudes annab lahusesse hüdroksiidioone.
Protolüütilise teooria ehk Brønsted-Lowry teooria kohaselt on alus keemiline aine, mis keemilise reaktsiooni käigus seob prootoni, ehk alus on prootoni aktseptor .
Lewis'i teooria ehk Elektronteooria kohaselt on alus osake, mis käitub elektronpaari doonorina. Seega alusel peab olema vähemalt üks vaba elektronpaar.
Esimesena mainitud teooria on loodud Rootsi keemiku Svante Arrheniuse poolt ja kannab nime elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria.
Omad raskused on kõigil kolmel teoorial. Neist kõige laiemalt kasutatakse protolüütilist teooriat. Arrheniuse teooria kõlbab ainult vesilahuste uurimiseks.
Vesinikeksponent ehk vesinikueksponent ehk pH on negatiivne logaritm lahuse vesinikioonide kontsentratsioonist (mol/l). pH näitab lahuse happelisust.
pH väärtused jäävad reeglina vahemikku 0...14. On siiski ka ülihappelisi lahuseid, mille pH on negatiivne. Samuti on tugevalt aluselisi lahuseid, mille pH väärtus on suurem kui 14.
Puhta vee pH on 7. Vihmavee pH on kergelt happeline, sest vesi reageerib õhus oleva süsinikdioksiidiga, moodustades süsihappe. Normaalne vihmavee pH on umbes 5,5.
Lahus on happeline kui pH 7 ja neutraalne kui pH = 7. Vastavaid keskkonnaolekuid nimetatakse aluselisuseks (pH > 7) ja happesuseks ehk happelisuseks (pH

Soolade hüdrolüüs.

Soolad
Üks tüüpilisemaid hüdrolüüsireaktsioone on nõrga happe või nõrga aluse (või mõlema) soola lahustamine vees. Vesi ioniseerub vähesel määral iseeneslikult hüdroksiidiooniks ja vesinikiooniks. Samamoodi dissotsieerub ka sool anioonideks ja katioonideks. Näiteks naatriumetanoaat laguneb vees naatriumiooniks ja etanoaatiooniks. Naatriumioonid reageerivad hüdroksiidioonidega suhteliselt vähesel määral, samas kui etanoaatioonid seonduvad vesinikioonidega ja moodustavad etaanhappe. Selle näite puhul jääb lahusesse hüdroksiidioonide suhteline ülekaal ja lahus ise on aluseline.
Hüdrolüüsil saadud lahuse parameetreid on võimalik ka arvutada. Näiteks reaktsioon HCl + NH4OH = NH4+ + Cl- + H2O. Lahuses reageerib ammooniumioon veega: NH4+ + H2O = NH3 + H3O+ Dissotsiatsioonikonstandi saab tuletada seosest: Ka = ([H3O+][NH3][OH-])/([NH4+][OH-]) = Kw/Kb = 5,7e-10 Sellest järeldub, et saadud lahus on happeline. Kui on teada ka kontsentratsioonid, on võimalik arvutada ka täpne pH väärtus.[1]
Tugevate hapete ja aluste soolad ei hüdrolüüsu, kuna võimalikeks produktideks oleks vastavalt tugev hape ja tugev alus, mis mõlemad dissotsieeruvad vees täielikult. Seega peab keskkond jääma neutraalseks. [2]

Redoksreaktsioonid .

Redoksreaktsioon ehk redutseerumis-oksüdeerumisreaktsioon on keemiline reaktsioon, mille käigus aatom (või ioon ) liidab või loovutab elektrone. Elektronide liikumise tõttu muutub ka aatomi oksüdatsiooniaste.
Redoksreaktsioon saab toimuda ainult siis, kui reageerivate ühendite redokspotentsiaalid on erinevad.

Metallide pingerida , redokspotentsiaal .

Metallide elektrokeemiline pingerida (ka metallide aktiivsuse rida, metallide pingerida) on metallide standardpotentsiaalide lineaarne järjestus, kus ülemised metallid on alumistest aktiivsemad.
Metall
Ioon
Aktiivsus
Eraldamine
K
K+
reageerib veega
elektrolüüs
Na
Na+
Li
Li+
Sr
Sr2+
Ca
Ca2+
Mg
Mg2+
reageerib hapetega
Al
Al3+
C
võrdluseks
Zn
Zn2+
reageerib hapetega
koksiga
sulatamine
Cr
Cr2+
Fe
Fe2+
Cd
Cd2+
Co
Co2+
Ni
Ni2+
Sn
Sn2+
Pb
Pb2+
H2
H+
võrdluseks
Cu
Cu2+
võivad reageerida tugevalt oksüdeeruvate hapetega
kuumutamine
või füüsiline
eraldamine
Ag
Ag+
Hg
Hg2+
Au
Au3+
Pt
Pt2+
Muutused metallides, liikudes tabelist alt ülesse:

• aktiivsus suureneb;
  
• annavad elektrone kergemini, et positiivseid ioone moodustada;
  
• roostetavad või tuhmuvad kergemini;
  
• vajavad rohkem energiat (ja erinevaid meetodeid ), et oma maagist eralduda;
  
• muutuvad tugevamateks redutseerijateks .
  

Redokspotentsiaal ehk oksüdatsioonipotentsiaal[ viide ?] (lühendatult või tähisena sageli rH) on tasakaaluline elektroodipotentsiaal, mis iseloomustab süsteemi oksüdeerivaid või redutseerivaid omadusi[1]. Kui süsteemi redokspotentsiaal on negatiivne, domineerivad redutseerivad omadused, kui positiivne, siis domineerivad oksüdeerivad omadused.
Igal elemendil/ühendil on temale omane redokspotentsiaal, kusjuures mida positiivsem (kõrgem) on elemendi/ühendi redokspotentsiaal seda kõrgem on tema afiinsus elektronide suhtes ehk võime redutseeruda. Redokspotentsiaali mõõdetakse tavaliselt millivoltides.
Redokspotentsiaali standardväärtuseks loetakse kokkuleppeliselt standardvesinikelektroodi väärtust, mis võrdsustatakse väärtusega 0,00 mV. Seetõttu mingi ühendi redokspotentsiaal on suhteline väärtus – võrdlus standardvesinikelektroodiga.

Keemilised vooluallikad.

Keemiline vooluallikas on seade, milles elektrokeemilises reaktsioonis vabanev energia muundub vahetult elektrienergiaks.

Kütuseelement.

Kütuseelement on keemiline vooluallikas, milles saadakse elektrienergiat juurdeantava kütuse oksüdeerimisel vabaneva energia arvel. Niisugust energiamuundurit võib käsitada kui galvaanielementi, mille elektrokeemilise reaktsiooni jaoks tarvilik aine ei paikne lõpliku kogusena elemendi sees, vaid seda antakse väljastpoolt pidevalt juurde. Niiviisi on võimalik saada kütusest vahetult elektrienergiat. Tavalisel viisil toodetakse elektrienergiat teatavasti nii, et muundatakse kütuse põletamisel saadava kuuma auru või gaasi soojus mehaaniliseks energiaks soojusjõumasinas (kolbmootoris, turbiinis), mis käitab elektrigeneraatorit.
Elektrolüüs ja Faraday seadused

. Elektrolüüs on keemias ja tööstuses levinud meetod, kus muidu mitte-iseenesliku reaktsiooni toimuma panemiseks kasutatakse alalisvoolu. Tööstuses on elektrolüüs oluline samm eraldamaks lihtaineid looduslikest materjalidest , näiteks maakidest, elektrolüütilise raku abil.

Faraday seadus ehk elektromagnetilise induktsiooni põhiseadus ehk Faraday-Lenzi seadus ehk Faraday-Maxwelli-Lenzi seadus on seaduspära, mille järgi on elektromagnetilise induktsiooni elektromotoorjõud võrdeline magnetvoo muutumise kiirusega.
Seaduse sõnastas 1831. aastal inglise füüsik Michael Faraday.
Kinnise kontuuriga piiratud pinda läbiva magnetvoo muutumisel indutseeritakse kontuuris elektromotoorjõud:
kus
on elektromotoorjõud voltides
Φ on kontuuriga piiratud pinda läbiv magnetvoog veeberites
Elektromotoorjõu suuna määrab Lenzi reegel.
Magnetvoo muutumine võib olla tingitud kas magnetvälja enda muutumisest või kontuuri liikumisest magnetväljas.

Mool ja Faraday konstant.

Faraday arv ehk Faraday konstant on füüsikas ja keemias kasutatav konstantne arv, mis näitab ühe mooli elektronide elektrilaengu absoluutväärtust.
Faraday konstandi väärtus on 96 485,3415 C/mol (teistel andmetel 96 485,3383 C/mol).
Faraday arv saadakse Avogadro arvu korrutamisel elektroni laenguga.

Elektrolüüsil katoodil ja anoodil toimuvad reaktsioonid.

atood (kreeka k kathodos tee allapoole) on elektriseadme elektrood , millelt väljuvad negatiivse elektrilaengu kandjad ‒ elektronid või anioonid ‒ ja liiguvad seadme sees vastaselektroodile ‒ anoodile. Elektroodipotentsiaalide seisukohast on anioonide liikumisega samaväärne katioonide liikumine anoodilt katoodile.
Elektrokeemilise seadme elektroodid [1]
Seade
Anood
Katood
Galvaanielement ,
kütuseelement
Miinuselektrood (−)
Oksüdatsioon
Plusselektrood (+)
Reduktsioon
Elektrolüüsiseade,
nt laetav aku
Plusselektrood (+)
Oksüdatsioon
Miinuselektrood (−)
Reduktsioon
See, kas anood on katoodi suhtes positiivne või negatiivne, sõltub seadme liigist.
Energiat tarbiva seadise (näiteks katoodkiiretoru, gaaslahenduslambi, elektrolüüsiseadme) pingestamisel ühendatakse katood vooluallika miinuspoolusega ja anood plusspoolusega; seega on katoodi potentsiaal anoodi suhtes negatiivne.
Elektrokeemilises vooluallikas kui energiat andvas seadises on katoodiks see elektrood, millel toimub reduktsioonireaktsioon. Sel juhul on katood anoodi suhtes positiivne: vooluallika katood on ühtlasi plusspoolus ja anood miinuspoolus.

Korrosioon ja kaitsemeetmed korrosiooni vastu.

Korrosioon ehk korrodeerumine on keemilise aine, kivimi, koe või materjali, enamasti metalli, osaline häving keskonnas toimuvate keemiliste reaktsioonide tõttu. Põhiliselt teatakse korrosiooni all metallide oksüdeerimist hapniku toimel. Kõige tuntum korrosiooni vorm on rooste, milles muudetakse raud raud(III)oksiidiks.
Mõned metallid on rohkem vastupidavamad korrosioonile, kui teised. Samuti on 4 moodust kaitsta metalle korrosiooni eest: metalli pinna katmine värviga, pinna katmine tsingiga, kuumtsinkimine või nende kasutamine koos.[2]
Värvimine
Metalli pinna katmisel värviga moodustub barjäär, mis ei lase metallil korrodeeruda. Värvimine on eelistatud juhul, kui pinna väljanägemine on oluline, sest ta ei ole püsiv kõigis välitingimustes.[2]
Pinna katmine tsingiga ja kuumtsinkimine
Metalli pinna tsinkimisel kantakse sellele tsingi kiht, mis on aeglase korrosiooniga ning mis kaitseb samuti pinda korrodeeriumise eest.[2]
Kuumtsinkimisel pannakse metall vanni, kus on üles sulatatud tsink ning mis on kuumutatud 460 °C-ni. Õhu kätte sattudes reageerib tsink õhus oleva hapnikuga, tekitades ZnO, mis reageerib õhus oleva süsihappegaasiga ning tekib halli värvi ZnCO3, mis on tugev materjal ning takistab mitmetel tingimustel korrosiooni.[2]
Passiveerimine
Metalli passiveerimiseks nimetatakse metalli pinna katmist õhukese korrosioonivastase kihiga ehk passiivse kihiga, mis koosneb korrosiooni saadustest. Kihi keemiline koostis ning mikrostruktuur peavad erinema metallist, millele kiht kantakse. Tüüpiline kihi paksus, mis metalli peale kantakse on alla 10 nanomeetri . Passiivsel kihil on iseloomulik omadus ennast uuesti taastada, kui kiht peaks mingil põhjusel hävinema või viga saama. Passivatsioon looduslikus keskkonnas nagu õhk, vesi ja maapind keskmise pH juures on märgatud alumiiniumil, roostevabal terasel , titaanil ning ränil.
Näiteks puhas alumiinium olles hapnikuga kontaktis, moodustab alumiiniumoksiidi kihi, mis takistab alumiiniumi edasisise korrodeerumise. Alumiiniumi sulamid aga vastavat oksiidikihti ei tekita, mistõttu tuleb neid passiveerida.
Metalli passivatsioon on määratud metallurgia - ning keskkonnateguritest. pH mõju passivatsioonile on kokku võetud Pourbaix'i diagrammides, kuigi paljude teiste faktorite mõjud on tähtsamad. Näiteks, keskkonna kõrge pH takistab alumiiniumi ning tsingi passiveerimist, madal pH või kloori ioonide olemasolu mõjutab roostevaba terast ning kõrge temperatuur titaani, kuna kõrgel temperatuuril oksiid lahustub pigem titaani, mitte elektrolüüti.

Aatomireaktori töö põhimõte ja selle seos aatomi ehitusega.

Tuumaenergia ja massidefekt . Tuumasüntees ja tuumade lõhustumine.

Tuumaenergia ehk aatomienergia on füüsika seisukohast aatomituuma moodustavate elementaarosakeste süsteemi seoseenergia, mis võib tuumareaktsioonides vabaneda . Energeetika seisukohast on see elektrienergia , mida saadakse tänu tuumareaktsioonidele tuumaelektrijaamades.
Energeetika haru, mis on pühendatud tuumaenergia kasutamisele, on tuumaenergeetika. Tehnika haru, mis tegeleb tuumaenergia rakendamisega, on tuumatehnika.
Massidefekt on tuuma moodustavate nukleonide masside summa ja selle tuuma massi vahe.

Aatomipommi ja termotuumarelva ehituse põhimõtted – selle seos aatomi ehitusega.

uumapomm ehk aatomipomm (ka: aatompomm) on suure plahvatusjõuga lõhkekeha, kus energia vabaneb raskete aatomituumade lõhustumisel. Lisaks tavalisetele tuumapommidele on olemas termotuumapommid (ehk vesinikupommid), neutronpommid ja kombineeritud tuumarelvad. Termotuumapommis kasutatakse tuumalõhustumisel tekkivat energiat termotuumareaktsiooni süütamiseks. Neutronpommi puhul on tegemist väikese lõhkejõuga kombineeritud tuumapommiga, mille puhul ei kasutata neutronpeeglit, vaid pommi eesmärk ongi võimalikult suure hulga neutronite vabastamine, et tekiks surmav neutronkiirgus. Kombineeritud tuumarelvade puhul võimendatakse termotuumareaktsiooni energiat tuumalõhustumisega, mille käivitamiseks kasutatakse termotuumareaktsioonil tekkinud kiireid neutroneid (kiirete neutronitega on võimalik lõhustada ahelreaktsiooni mittetekitavaid tuumakütuseid).
Tuumapommi plahvatusel vabaneb palju energiat; mitu suurusjärku rohkem kui tavalise lõhkeaine plahvatusel. Näiteks tänapäeva termotuumapomm , mis kaalub umbes üks tonn , vabastab lõhkedes energia, mis on võrdne umbes miljoni tonni tavalõhkeaine plahvatusega. Tuumapomme loetakse massihävitusrelvadeks ning nende kasutamise tõkestamine on tänapäeva rahvusvahelise poliitika üks peaeesmärke.
Tuumapommi ehitus
Tavalise (tuumalõhustumisel põhineva) tuumapommi puhul kasutatakse tuumkütusena tavaliselt plutoonium -239. Esimeste tuumapommide tuumkütuseks kasutati ka uraan-235, kuid sellised tuumapommid on oma massi kohta oluliselt väiksema purustusjõuga.
Tuumapommis olev tuumakütus tuleb pommi plahvatamiseks viia üle ahelreaktsiooni tekitamiseks vajaliku kriitilise massi. Kriitiline mass ei ole tegelikult seotud tuumapommi tuumkütuse massiga, vaid määrab ära kütuse koguse, mis on vaja, et piisavalt palju tuumalõhustumisel tekkivaid neutroneid algataks uue tuumalõhustumise reaktsiooni. Tuumkütuse kriitilist massi on võimalik alandada näiteks tuumkütusest välja kiiratud neutronite tagasipeegeldamisega neutronpeegli abil ja tuumkütuse tihendamisega, mis tõstab tõenäosust, et vabanenud neutron tabab mõnda tuumkütuse tuuma.
Uraan-235 tüüpi pommides kasutatakse tuumareaktsiooni algatamiseks tavalõhkeaine plahvatust, mis lükkas kaks kriitilisest massist veidi väiksema massiga uraani poolkera teineteise vastu. Plutoonium-239 pommides kasutatakse kriitilise massi ületamiseks alakriitilise plutooniumi tihendamist ülekriitiliseks sissepoole suunatud plahvatuse (implosiooni) abil. Implosioon tekitatakse 32–96 väikse läätsekujulise tavalõhkeaine tüki üheaegse plahvatusega kerakujulise tuumapommi pinnal.
Tuumapommides kasutatavad neutronpeeglid tehakse paari cm paksusest berülliumi kihist (neutroneid peegeldab berüllium kogu kihi paksuselt, mitte ainult oma välispinnaga nagu tavaline peegel). Ilma neutronpeeglita 239Pu kriitiline mass on 11kg. Be neutronpeeglitega 239Pu minimaalne kriitiline mass on 190g
Neutronpeegli ja implosiooni koos kasutamisel on saadud 239Pu kriitiliseks massiks isegi kuni 50 grammi. Implosioonil põhineva tuumapommi koostisosade valmistamisel on äärmiselt oluline töötlemise täpsus. Sellega võrreldes on isegi prilliklaaside lihvimine "liiga robustne " tegevus.
Kriitilise massi vähendamiseks on oluline 239Pu puhastamine neutronmürkidest(238Pu, 242Pu, 243Am, 245Cm). Neutronmürgid on aatomituumad , mis neelavad neutroni ilma lõhustumata. Kriitilist massi vähendab ka 239Pu jahutamine absoluutse nulli lähedale, suurendamaks lõhustumise ristlõiget.

http://www.kl.ttu.ee/atrik/ope/kky3031/ptk01p2.pdf

15