Keemia eksami spikker (1)

1) Keemia põhimõisteid ja seadusi.
1.1 Massi jäävuse seadus – suletud süst.mass ei sõltu toimuv.-st protsessidest selles süst.s. Keem. reaks .i võrrandi kirj .l avaldub seadus selles, et reak.i võrrandi mõlemal poolel peab aatomite sümbolite arv . 2H2+O2=2H2O Lähteaine masside summa on võrdne lõppsaaduste masside summaga. (A.larosier 1774)
1.2 Energia jäävuse seaduse järgi en. ei teki ega kao. Kui süst. on suletud siis – en. hulk konst . En. on seot massiga, järgmise võrrandi järgi, kus
ΔE – energiamuut; Δm- massimuut ΔC – valguse kiirus vaakumis (3*108m/s)
ΔE=Δm*C2 (C=3*108m/s). Kui võrreldes lugejaga on väga suur siis massimuut reak.s on väga väike.
1.3. Koostise püsivuse seadus – igal Keem.l ühendil on kindel koostis, mis ei sõltu tema saamisviisist. (J. Proust 1799) N. vett

2H2+O2=2H2O

2H2+O2=2H2O+O2

loodusliku vee puhastamisel
See seadus kehtib aurude ja vedelike puhul. Sellised ained, mille puhul koostise püsivuse seadus kehtib on daltoniidid. Tahkete ainete puhul võib esineda kõrvale kalduvusi koostise püsivuse seadusest. See on tingitud kristallvõre defektidest, mille tõttu ühendite valemites võib esineda mitte täisarvulisi indekseid. N: FeO ühe O kohta on 0,9 Fe (Bertalliidid)
1. 4 Kordsete suhete seadus – kui 2 elem -i mood-vad teinet-ga mitu ühendit, siis ühe elem-i kindlale massile vast-d kahe elem-i massid, suhtuv ükst-e nagu lihtsad täisarvud. N: N2O, NO, N2O3 – vastavad ühele N-le O-u aatomi massid,suht nagu arvud 1:2:3:4:5.
1.5 Ekvivalentide seadus – ained reag-d teineteisega alati ekviv-tes hulkades ,mis on võrdel-d nende ainete ekviv.t massiga.
1.6. Ruumalaliste suhete seadus – kehtib kulgevate keemiliste reaktsioonide puhul. 2H2+O2=2H2O (veeaur)
mahuühikud 2 1 2 suhe 2 : 1 : 2
1. 7. Avogadro seadus – kõikide gaaside võrdsed ruumalad sisal-d samal rõhul ja temp-l võrdse arvu moke. Gaasiliste mokd koosn avogadro seaduse kohaselt kahest atmst. N: Cl2;O2;H2 jne. Ühe mooli gaasilise aine ruumala norm. tingimusel on 22,4 dm3.

Põhimõisted

Aatom – elemendi väiksem osake, millel säilivad elemendi oma-dused ja millisena element esineb liht- või liitainete molekulis.
Lihtaine – koosn. Ühe & sama elem.i aatomitest. N: Fe,O2,H2jne.
Liitaine – koosn. erin-te elementide aatomitest N: H2O, HCl jne.
Molekul – lihta. või ühendi väiksem osake, mis eksist. iseseisvalt, säil.des selle aine keem.d om.d. Ühe ja sama elem-i atm-d võivad moodustada mitmeid lihtaineid. N: C võib esineda mitmes kristallvormis ( grafiit , teemant, garbüüt). See on allotroopia .
Aatomite mõõtmed ja mass on v väikesed. N: H>1,674*10-26kg.
Süsinikuühik – see on ühik mis on 1/12 12/6 C aatomi massist ja tema väärtust on 1,6*10-27kg.
Aatommass – on suhtarv, mis näitab mitu korda on elemendi aatommass suurem 1/12 12/6C aatommassist, kuna ta on suhtarv ilma ühikuta suurus. N: Ar(O)=16
Molekulmass – on arv, mis näitab mitu korda on aine molekulmass suurem 1/12 12/6C aatommassist ja on võrdne teda moodustavate elementide aatommasside summaga. N: Mr(H2SO4)=2*1+32+4*16=98.
Mool on ainehulk , mis sisaldab niisama palju osakesi ( aatomid , molekulid, ioonid , elektroonid=, kui on aatomeid 12gr 12C.
Avogadro arv (Na) – osakeste arv 1 mol kohta, mis on 6,02*1023. Mol on laiendusühik ja mistähes aine 1 mol on 6,02*1023 osakest.
Molaarmass (M) – aine 1 mol mass grammides (ühikuks on g/mol). N: H2O 18 g/mol.
Ekvivalentmass (EM) – aine mass, mis keemilises reaktsioonis vastab 1,008-le massiühikule või 8-le massiühikule hapnikule.
Moolidearv – aine mass g-des jag-d aine molaarmassidga. n=m/M
Ekvivalentide arv – aine mass g.des jagatud aine ekvivalendiga.
Keemilise ühendi lühim väljendusviis on keemiline valem, mis väljendab ühendi kvalitatiivset ja kvantitatiivset suhet.
Aatomite arvu vahekorda väljendatakse täisarvudega, kusjuures aatomite arvu tähistab alumine indeks.
Reaktsiooni võrrand on keemilistes reaktsioonides toimunud muu-tuse lühike väljend, kus lähteained ja saadused ant. valemitena. Reaktsiooni võrrandite põhjal saab teha mitmesuguseid arvutusi, millest olulisem on lähteainete või saaduste koguste arvutamine ainete koguste põhjal. N: Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O.

2) Aatomi ehitus ja selle seos perioodilisus süsteemiga.

Klassikalist aatomi mudelit täiendas N. Bohr (1895-1962), näidates, et elektron võib liikuda ümber tuuma statsionaarsetel ringorbiitidel, mis on määratud peakvant arvuga (n) – omab ainult täisarvulisi väärtusi. Peakvantarv (n) n=1 puhul liigub elektron esimesel e.põhiorbiidil.
Stats -tel orbiitidel liik-s ekt en-t ei kiirga, kuid kiirgab või neelab en-t kvantidena üleminekul ühelt orbiidilt teisele. Üleminekul I-lt orbiidilt II-le, ekt neelab en. kvandi, vastupid. juhul kiirgab. Ümbr.st keskkonnast en. neeldumisel läheb aatom põhiseisundist kõrgema energiaga nn. Energastatud olekusse.
Tuumalaengu ja massiarvu väärtused märgit. Keem-te sümbolite ette (23/11 Na). Siin näeme, et Na tuumalaengus on 11 prootonit-elektroni ja neutronite arv on massiarv -tuumalaeng = 12.
Elemendi põhiisel-ks on Z, mis määr. elem-i om-d. Kui ühe ja sama prt-te arvu juures on tuumas erinev arv ntrne on elem-l mitu massiarvu. Elem-i eri massiarvuga atm-id nim isotoopideks. (1/1 H, 2/1 H – deuteerium , 3/1 H – triitium. Looduses on teada üle 300 isotoobi , millest u 250 on stab. ja üle 50-ne ebastab. e. Radio -akt. Aatomi tuumadel on kindel sisestrukt, mis mõj. tuuma stab-st. Aatomi tuuma kehalise ehituse kohaselt, vaadel-kse tuuma kerana, milles prt-d ja neutronid paikn-d sfääridena. Tuuma püsivus sõlt. prt-te ja ntr-te vahekorrast. Kui prt-te ja ntr-te kihid tuumas on täid-d, on tegem. eriti stabiilsete tuumadega (N: 4/2 He; 16/8 O).
Aatomi elektronide struktuur ja kvantarvud .
Kaasaegse aatomi ehituse teooria seisukohast on elektroni täpse liik.tee määr. võimatu. Saab vaid väita, et teat . elektron asub antud ajamomendil ühes või teises ruumiosas, kus elektronide leitumise tõenäosust nim elektronpilve tiheduseks. Elektronpilve all mõist. elektronide negat. laengu jaotustiheduse ruumilist kuju aatomis ja seda nimetakse orbitaaliks. Et elektron liigub ruumis, määravad tema ruumilise kuju elektron kattes kvantarvud: peakvantarv (n), orbitaalkvantarv (l), magnetkvantarv (ml), spinnkvantarv (ms). Peakvantarv – määrab elektronide orbitaali en. ja isel-b tema tõenäosemat kaugust tuumast. Tema väärtused aatomi normaalses olekus on täisarvulised (1-7) vastavalt perioodi numbrile. Kuid en.tasemeid tähist. tähtedega (K, L, M, N, O, P, Q kiht). Orbitaali kuju määravad peakvantarv (n) ja orbitaalkvantarv (l). Orbitaalkvantarv – isel-b samal kihil olevate ekt-de en erinevust st.elektronpilve kuju. Magnetkvantarv – määr. orbit -de suuna ja tema väärtused on (-1 kuni +1). Aatomis ei saa olla kahte täpselt ühesug-s en-olekus asuvat st.ühesug-te kvantarvudega ekt-i. Ühele ja samale orb-le mahub 2 vastupid. suunaga – spinniga ekt-i, mis mood. elektonpaari. Spinnkvantarv – isel-b ekt-e pöörl-st ümber oma telje ja vastavalt pöörl-suunale. 2 arv-st väärtust –1/2; +1/2. Aatomite eletronkihtidemahutavust isel-b:
1) W.Paul (1925) printsiip – aatomis ei saa olla kahte täpselt ühesuguses energiaolekus st.ühesuguste kvantarvuga elektroni.
2) En miinimum – peab ekt-de aatomis olema minim-ne poten -ne en. Mida kaugemal ekt on tuumast, seda nõrg on ta tuumaga seot.
3) F. Mundi reegel – ühesug. tüüpi orbitaalid täit-d esmalt ühesug. spintkvantarvuga ekt-dena st.ekt-d asuvad antud alatasemel aga igaüks eraldi orbitaalidele, paaristumata elektronidena. Aatomite elektronkatete ehituse sümboolseks tähist kasut (2.5) Elektronvalemeid, kus elektronide asetust tasemetele ja alatasemetele välj-kse peakvantarvude ja alatasemete sümbolite abil. Alataseme sümboli kohal paremal olev arv näitab elektronide arvu sellel alatasemel. En-tasemed ja alatasemed täit-d järjestuses 1s2 – 2s2 –2p6 – 3s2 –3p6 – 4s2 – 3d10 – 4p6 – 5s2 –4d10 jne.
3) Keemiline side ja molekuli ehitus.
Keem reaks-s on lähteainete mok-des sidemete katk. ja saaduste mok-s uute sidemete tekk. Keem-s reak-s ei muutu aatomite arv ja liik, kuid muut-d aatomite vahel-d keem-d sidemed, samas eral-b või neeldub en-t. Erist-se mitmesug-d sideme tüüpe: kovalentne , iooniline, metalliline, koordinatiivne , vesinikside.
Pauli printsiip lubab orbitaali täita kahe vastasmärgilise spinniga (ms= -1/2; +1/2), ekt-ga. Kui kumbki atm ann sidemesse ühe oma paar-ta ekt-i, tek (3.2) Kovalentne side. Selline side on kõige üldisem keem sideme liik, mille olemus seisn ühe või mitme ekti üheaegses toimes mõlema atmi tuumaga. Tüüp-ne kov side mood-b lähedaste elektronnegat- tega elem-de aatomite vahel. N: O on väliskihil 6 ekt-i. O moki mood-l tekib 2 kovalentset sidet.
Kahe erisug. atmi vahelise kov. sideme puhul nihkub siduv ekt-paar elektronneg-ma aatomi poole s.t.mok-s on orb-de kattumis-piirkond nihut-d tug-ni elektrone siduva, elektroneg-ma elem-i poole – tekib polaarne side.
N: kovalentne side HCl moki puhul kuj-b endast dipooli. Neg-ne laeng on nihk-d Cl poole.
Side on seda pol-m, mida rohkem erin-d elem-de elektroneg-d. Kuna orb-d on ruumiliselt orienteeritud on kov. side kindla suunaga ( suunaline ).
S orbit-de sfäärilise sümmeetria puhul pole kattumise suund ol. Maks-ne katt -ne esineb tuumasid ühendava sirge sihis. p orbit-de puhul, mis on ruumiliselt orient-d täisnurga all sõltub kattumise ulatus peale tuumade vah-se kauguse, kattuvate orbit-de paikn-st.
Elem-d püüavad reakts -des omandada väliskihile 8 elektroni rida – nim.oktetiks OKTETT.
Metalli aatomitel on kergem loovutada väliskihilt 1-3 elektroni, kui neid liita okteti tekkimises.
Väärisgaasid, mille välis elektron kihtidel on 8 ekt-i (va. He, millel on 2 ekt-i) on passiivsed. Metallid (Na – ē) loovutavad väliskihilt ekt-i (Mg –2 ē). N: Na – ē  Mg 2+
Mittemetalli aatomid liid. Ekt-i N: Cl+eCl-
Ioonide tekk-se protsessi nim IONISATSIOONiks. Elektmagnetiivsuse all mõist. elem-i aatomi ekti sidumise võimet. Perioodides kordub elem-de välisekt.kihi struktuur, millest ongi ting keem-te om-te korduvus . Elem kuul rühma, millisele orbit-le tema aatomis tuleb viimane ekt. Perioodi piirides muutub elem-de iseloom metall  mittemetall. Rühmas, kus ekt. kihtide arvu suurend -l kasv aatomi raadius, nõrg-b tuuma ja välisekt-de kihi vah-ne külgetõmme ning võib kergesti eralduda.

3.4 Orbitaalide hübridisatsioon. Keem.sideme mood-st osa võtvate eri tüüpi orbit-de om. on hübriidorbitaalide teke. On teada, et (CH4) metaani mok-s paikn-d 4 vesinikuaatomi tetraeedriliselt.

Ergastatud C aatomis 1s2 2s 2px 2py 2pz on välis kihil 1 s ja 3p orbitaali, mille tõttu peaksid CH4 molekulis olema 1s + s side ja 3 üksteisega risti olevat olevat s-p sidet. Tegelikult aga on tõestatud 4 ühesuguse keem-se sideme olemasolu, mis tek eri tüüpi orbit-de liitumise teel hübriidorbit- deks . Mille kattumine sidemete tekkel on suurem s ja p orbitaalidel eraldi. 1s-orbitaali ja 2p orbitaalist tekib 3 orbitaali, mille vaheline nurk on 120.
3.3 Iooniline side. Elektronide kollektiviseerumise piirijuhtum on ühe aatomi üleminek teisele aatomile ja sellega seoses negatii-vsete ja positiivsete ioonide teke. Keemiline side nende osakeste vahel on elektrostaatiline ja sidet nim. IOON -sidemeks. Selline si-de moodustab tugevasti erinevate elektronegatiivsustega elemen-tide aatomite vahel. N: leelisMe-llide ja halogeenide vahel
Na – ē  Na + +. Cl + ē  Cl –
| |
Na + + Cl –  Na + + Cl –
Keem-ne side võib tekk ainult antiparall-te spinnidega ühe ekt-niliste orbit-de katt-isel, vaid ka ühe aatomi elektronpaari ja teise aatomi vaba orbit-i kattumisel. N: NH3 ( amoniaagi ) moks on p orbitaalide 3 ekt-i mood-d 3-me H aatomi s ektr-dega 3 ektnpaari.
3.7 Kordinatiivne e. doonor - akseptor side. Keemilise sideme energia on aatomitest molekuli tekkimisel eraldunud energia ja mõõdetakse kilodzaul mooli kohta. Keemilise sideme pikkuseks nim.tuumade vahelist kaugust ergastamata molekulis.
3.5 Metalliline side Met-se sideme om-d pole kirj-tavad kov sideme ega ioonilise sideme teooria abil. Met-ne side on osakeste vaheline tõmbum. metallvõres. Võre koosn posit-st met-i ioonidest ja nende vahel vabalt liik-st ekt-dest, mis mood-vad nn.elektrongaasi, mis täid kristallvõre ioonide vahelise ruumi ja tek-b kogu võret hõlmava delokaliseeritud sideme. Ekt-de liik-se abil on seletatav met-de hea soojus ja elektrijuht. Ektde ja ioonide vastasmõju on tug. Met-l sid-ml puudub suunalisus ja ta on suht tugev keemiline side.
metalli katioonid (+)
Delokaliseeritud elektroonid (-)
3.6 Vesinikside. Keem sideme ol-ne liik on vesinikside, mis oma loomult on elektrostaat-se ja doonor-akseptor sideme vahepealne. Hside on elektrostaatiline tõmbumine H-ku sis-va pol-se mok-i ja teise mok-i vaba ekt-paari vahel. Pol-d sidemed täh-d seda, et igal H-ku aatomil on väike posit osalaeng , mis selle tõttu tõmb aatomi vaba ekt-paari poole. H-sidet mood-b tug-lt ekt-neg-te elem-de (H, O, N, S, Cl) atm-tega seotud vesinik , mis tug-a polarisatsiooni tõttu kann suht suurt pos-t osalaengut ja omab seetõttu osaliselt vaba s-orbit-i. Selline orb. võib seetõttu osaliselt siduda mõne teise atmi vaba ekt-paari, mille tõttu tek nõrk keem side (H-side). H-sidemel on suur tähtsus ainete lahustumisel, mok-de assots -io-l ja ainete kristallumisel.
3.8 Kompleksühendit.
Ühendite klassi, kus iooni või mok-i mood-te ühendite vaheline keem side on tekkinud doonor-akseptor mehhanismi järgi, nim. kompleks e.kordinatiivseteks ühenditeks.
Tsentraalaatomit, mis saab kindla arvu ioone või moke, nim. kompleksi moodustajaks. Tema ümber paig -d osakesi nim. liganditeks. Kõige levin -d kompleksi mood-jad on d- ja f elem-d. Suht nõrgad kompleksi mood-jad on tüüpil-d met-d. Tüüpilised ligandid on: NH3, H2O, CO, halogeniidioonid ja paljud orgaan-d mok-d. Iga kompleksi mood-ja seob teat arvu ligandeid, mis vast kordinatsiooni arvule. Ligandid mood-d kordinatsioonisfääri. Liganditega koos moodustab kompleksi moodustaja sisesfääri, mis pann kirj-l nurksulgudesse. Kui sisesfäär annab pos laengut on ta kompleks katioon, neg laenguga, kompleks anioon ja võib olla ka neutr. Kompleks ioonide laengu neutral -vad vastasnimelise laenguga ioonid, mis mood-vad välissfääri.
Kompleksi ühendi tekke näiteks on järgnev reaktsioon :
Sisesfäär Välissfäär
Cu2+ + SO4 2– + 4NH3 tek-d nn tahked lahused (segakrist-d). Sellised sulamid on koostiselt ja ehituselt homog-d(Cu+Ni;Cu+Au;Au+Ag).Sulamid võiv mood-da ka erin-sse ainekl-sse kuuluvate ühendite seg-l (N: Fe+C  teras või malm). Sulamite om-d sõlt komponentide om-s sisalduvusest, saam .ting-st ja töötlusviisidest. Korrosiooni kindlamad on sulamid mis kuj. endast homog-d tahkeid lahuseid. Korrosiooni kindlust tõstab räni (+Si) lisamine. Sulamite om-te sõltuvust koostises uuritakse fsk-s-keem-te meetoditega, mille tulemuste põhjal koost. omadus-koostis diagrammid. Sulamite diagrammid koostatakse termilise analüüsi meetodil mõõdetud jahtumiskoverate abil.
5) Keemiliste reaktsioone seaduspärasused.
Keem reakti võrrand väljen-b reaktsi üldtulemusi, teg on reakts keerulisem.
5.1 Keemilise termodünaamika põhimõisteid.
Reaktsi seaduspärasusi võim-b avaldada keemil. termodünaamika, mis uur eri en.vormide üleminekuid keem-s protsessides,seejuures isel-b süst-i oleku parameetritega ja oleku funkts-dega. Oleku funi nimelt siseen. muut arvut-se süst-i algoleku ja lõppoleku funkts-de väärtusteb abil. Erist homogeenseid ja heterogeenseid süsteeme. Homog süst om-d on kõikides osades samad. Heterog süst koosn mitmest eriom-ga osast e.faasist. Süst on avatud, kui tema ja ümbruse vahel toim ainevahetus. Süst on suletd, kui ainevah puud.
5.2 Keemiliste reaktsioonide soojusefektid .
Reakts-i soojusefekti all mõist-se soojushulka, mis püsival temp-l eraldub või neelub ainete mittepöörataval ja täielikul reag-sel. Soojusefekti mõõtmise ja arvutamisega tegelevate keemiharu nim.termokeemiaks. Nim-des keha sisemist en.varu siseen-ks (U) võib öelda: eksotermilises reakt-s vabaneb soojust siseen vähen-se arvelt. Endotermilises reak-s neeldub soojust ja süst-i siseen kasv.
Isokoorseks soojusefektiks (qv) ehk reakts-i en-ks nim. jääval ruumalal toimuva keem reakts-i soojus efektsi, mis on võrdne reakts-i en muutude, saaduste ja lähteainete siseen-te vahega.
Isobaarne soojusefekt (qp) – jääval rõhul toimuv soojusefekt.
Gaaside erald -se puhul peab süst kulutama osa oma en-st paisumis tööks, kui juures paisumis töö on võrdne rõhu ja ruumala muutuse korrutisega w=PΔV. Erinevus siseen muutuse ja entalpia muutuse sõltub ruumala muutusest, väljen-des gaasi ruumala muutust oleku võrrandi kaudu V=nRT/P saame seose, et entalpia mutes on ΔH=ΔU+ΔnRT. Et tahkete ja vedelate ainete molaar ruumalad on gaasi omadega võrreldes väikesed, võetakse ruumala mutes ja moolide arvu mutes arvesse ainult gaaside reaktsioonide puhul.
Termokeemia võrrandid. Soojusefekti väärtusi sisald-id reaktsi võrrandeid nim. termokeemia võrranditeks. Reaks-i soojusefekt olenb välisting-st (temp-st,rõhust). Et reakts-e saaks omavah võrr, esit käsiraamatuses soojusefektide väärtused standard tingte jaoks.
5.3 Hessi seadus. Reakts-de soojusefektid olid võrdsed oleku fun-de muutudega. Hessi seadust nim.termokeemia põhisead-ks (1840). Hessi seadus: Soojusefekt, olles võrdne reaktsi saaduste ja lähteainete siseen-te või entalpiate erinevusega ei sõltu reak-i toim-se tegelikust viisist ega vaheetappidest.
Liitaine tekkesoojus. (võrdne 0ga). Aine põl-soojuseks nim. ühe mooli aine täielikul põl-l esin -t soojusefekti. Mittepõlevate ainete põl-soojused on võrdsed 0ga. Hessi seadusest järeldub: 1) keem reakts.i soojusefekt = saaduse tekkesoojuste algebra .te summaga, millest on lahut -d lähtainete tekkesoojuste algebraline summa. 2) Keem reak-de soojuseffekt = lähtainete põl.soojuste summa. Summeerimisel tuleb arvest reakts.i võrrandi tegureid, millega molaarseid entalpiaid korrutada. Soojusefekti arvut. Võimal-b õigesti hinn km.tööstuse soojusbilansse ja protsessi juht. Orgns-de eluteg, kus on vajal-d organismi sisesed en.allikad, milleks on oksüdats-i protsessid, tuleb arvest rasvade süsivesinike ja valkude oküdats-l vabanevat soojust, et koost en.bialansi. Kütuste põl.soojusi e. kütteväärtusi tuleb arvest soojusseadmete ja mootorite konstr-l.
5.4 Entroopia (S).
Protsesside suuna ja tasakaalu olekud määrab termodünaamika II seadus: Kõik protsessid looduses toimuvad iseenesest ainult ühes suunas. Iseenesliku protsessi toim-se tulemus on süst-i tasakaal. Mikroolekute arvu, mille abil saab teost antud makro-olekut nim. termodünaamiliseks tõenäosuseks (W) ja entroopia defin -kse tõenäosuse kaudu. S=R/Na*InW. Entroopia iseloomustab süsteemi korrapäratust ja entroopia on suurem kõrgematel teperatuuridel. Gaasides , kus moolide paigutus ja liikumine on entroopia kõrgem. Entropiia kasvab aine molaarmassi kasvuga ja koosneb kuuluvate aatomite arvu suurenemisega. gaasid omavad kõrget entroopiat kuna seal on molekulid pidevas liikumises ja seega on seal üks suur korrapäratus
Reaktsiooni külgemise suund ja Gibbsi energia
USA teadlane J. W. Gibbs võttis käsutuse entalpia ühendava fun-ni, mida nim. Gibbsi en-ks.G=H-T*S G muutub P, T või koostis muutudes T, P – const . ΔG = ΔH- T*ΔS
Püsiva temp-i ja rõhu korral on Gibbsi en.muutus võrdne entalpia muutus miinus temp korda entalpia.
Süst-s en muutus muutub temp-i, rõhu või koostise muut-sel. Kui G en on mini-ne on tasakaalu olek.
Iseeneslikud prots-d viivad suletud süst-i alati tasakaalu olekusse s.t. iseenesest saavad kulg ainult need prots-d, mille puhul G en väheneb. G en vähen-ne isel-b ainete reakts-i võimet. G.en konstantsus isel-b tasakaalu olekut ja G en suur-ne pole neis ting-tes iseenesest võimalik.
5.5 Keemiline tasakaal
Reakts-d liigitatakse pöördumatuteks kulgemise järgi:
1) reakts-ks, mis kulg praktiliselt lõpuni
2) reakts-ks, kus suletud süst-s reag osa lähteainest. Viimaseid nim pöörduvateks, sest reakts-i lõppedes on lähteainete vahelise pärisuunalise ja saaduste vahelise vastassuunalise reakts-i kiirused võrdsed.
Tasakaalukonstant oleneb temp-st, kuid ei olene aine hulkadest. Reakts-s osaleva aine lis-l tasakaalus olevale süst-le või eemaldamisel sellest, nihk tasakaal, nii et konstant säil-b oma väärtuse, kuigi konsentratsioonid muutuvad. Selle järgi sõnastas prantsuse teadlane Le Chatelier' liikuva tasakaalu printsiibi:
Kui mingi välismõju (temp-i, rõhu või konsentratsiooni) muutum. rikub keem-st tasakaalu, siis kulg-d selles süst-s selle mõju tagajärgi vähend-d reakts-d, mis viivad süst-i üle uude tasakaalu olekusse.
5.6 Keemilise reaktsiooni kiirus Keemiline reaktsioon ei kulge, kui tema kiirus on liiga väike. Reakts-i kiirust mõõd reag-te ainete konsentratsioonide vähen-se või suuren -se kaudu. Kui reag-te ainete konsentratsioonid aja momendil tl ja t2 on cl ja c2, siis keskm kiirus sellel ajavahemikul on konsentratsioonide vahe jagatud aegade vahega.
Keskkiirus: V = (c2 - cl )/ (t2 – tl ) = Δc / Δt
Kiirusemõõtühik on N: mol / dm3 * min.
Konstantsel temp-l on keem reakts-i kiirus võrdeline reag-te ainete konsentratsioonide korrutisega.
Arvuliselt on kiirus-konstant võrdne kiiruse konstandiga. Kiiruskonstant sõltub temp-st ja ei sõltu konsentratsioonist ega ajast. Reakts-i kiirust isel-b ka poolestusaeg, mis on aeg, mille jooksul reag-b pool aine hulgast.
Temp-i muutum-l muut oluliselt reakts-i kiirus. Vad't Hoff 'i järgi vastab temp-i tõusule +10°C reakts-i kiiruse kasv 2 kuni 4 korda ja biokeemilistes reakts-des kuni 7 korda.
5.7 Keemilise reaktsiooni mehhanism
Keem reakts-e jaot:
1) Lihtreaks-d ja liitreakts-d Liitr-d on reakts-d, mis kulgevad ühes staadiumis , kusjuures elementaarakti väljendav võrrand ühtib reakts-i üldvõrrandiga. Enamasti on km-s mitmete järjestikku ja parall-t kulg reakts-i liitumisega.
2) Pööratavad ja mittepööratavad Phmt-lt on reakts-d alati pööratavad. Välis ting-te muutumisega saab tasakaalu nih-da nii, et nad on praktiliselt mittepööratavad
3) Paralleelsed
Mõnel juhul reag-d ained mitme parall-reakts-i järgi. Paral .reaks.i tõttu tek tihti saadustena ainete segu.
4) Järjestikused reakts-d Paljud reak-d kulg-d vahestaadiumite kaudu ja tek-d ebapüs-d vahesaadused. Üksikute staadiumite kiirused erin-d tav-lt oluliselt ja summaarse kiiruse määr kõige aeglasema reak-i kiirus.
5) Ahelreaktsioonid Ahelreakts -de puhul tek-d reak-i võimelised osad N: vabad radikaalid reaktsioonis eneses.
Radikaali reag-l lähteainega mood-d saaduste kõrval uued radikaalid, mis võimald-d reakts-i jätkumist.
Erist-kse 3e staadiumit: a) ahela teke b) ahela kulg c) ahela katk-ne Ahelreakts-de hulka kuul polümerisatsiooni reaktsioonid ja aatomi tuumade lõhustumise reakts-d.
6) Fotokeem-d reakts-d.- on nähtava valguse või ultravioletkiirguse toimel kulg-d reakts-d. Esiteks tek-d valguskvandi neeldumisel aktiivsed osad, seejärel toim aine keem lag-ne (fotolüüs) või ühin-ne (fotosüntees). Suure en-ga kiirgusliigid: gamma - ja röntgenkiired, ioniseerivad ka v püs-id moke ja põhj-d kiirguskeemilisi reakts-e.
Katalüüs Katalüsaator on reakts-i kiiruste muut-st põhj aine, mis ei muuda reakts-i tasakaalu olekut, kuid kiirendab selle saab-st. Reakts-i kiirendajat nim katalüsaatoriks ja aeglustajat inhibiitoriks. Katalüsaator kiiren reakts-i valikuliselt ehk selektiivselt. Katalüüsi toim-st selet-se vaheühendite kaudu. N: kasut ainete A ja B reag-l katalüsaatorit X. Katalüsaator reag-b lähteainega A andes reag-s võimelise vaheühendi AX, mis reag-b ainega B, andes akt-se kompleksi AXB ja sellest saad. ühend AB ja vabaneb katalüsaator X. Sõlt sellest, kas katalüsaator ja ained on samas või eri faasis on katalüüs homog või heterog. Biokm-s kasut-id orgaanilisi katalüsaatoreid nim. fermentideks ehk ensüümideks ja nad reguleerivad reaktsioonide kulgu taimedes ja elusorganismides.

6.1 Lahused. Dispergeeritud süsteemid. Solvatsioon

Lahuseks nim. kahest või enamast ainest koosnevat homog-t süst-i. Enamuses olevat ainet nim. tavaliselt lahustiks ehk solvendiks. Solvatsioon – lahusti mokde liitum lahust-d aine osakestega. Kui lahustiks on vesi nim solvatsiooni hüdrotatsiooniks. Enamasti on need ühendid ebapüs. Mõnikord on aga hüdraatne vesi aine mokdega nii tug seot, et jääb aine välja kristallum-l lahusest aine krist-de koostisse. Selliseid ühendeid nim krist.hüdraatideks. Arvu, mis näitab ühe mooli ainega seot vee moolide arvu nim krist.vee koefitsendiks. Tahkete ainete lahust-ga vd-kes kaasn enamasti soojuse neeld. See seletub en kuluga , mis läks kristvõre lagund-ks ja mokde või ioonide difundeerumiseks lahustis . Mõnel juhul kaasn lah.tum-ga lahuse sooj-ne. See seletub keem ühendite, solvaatide tekkega. Aine lah-ne võib olla seot ruumala efektiga , nt tek vees etanooli või väävelhappe lah-l vees lahus, mille maht on väiksem lähteainete mahtude summast . See on seot solvatsiooniga, keem sideme tek-ga aine ja vee vahel, seda nim kontrakstiooniks. Süst-i, kus üks on pihust-d ja ühtl jaot-d teises aines nim. dispersseks süsteemiks. Kui disperseeritud aine osakeste mõõtmed on 10° - l0 7 meetrit, on süst jämedisp. Siia kuul suspersioonid, kus tahke aine on pihustunud vedelikus. Siia kuul ka emulsioonid, kus vedel aine on pihustatud vedelikus. Kui aine osakeste mõõtmed on 10 – 7 – l0 – 9 on süsteem kolloiddispersne ja edasine peenest -ne ei ole võimalik, kuna siis tek lahused.
6.2 Lahuste kontsentratsioonide väljendusviise. Ainete lahustuvus . Tahke aine lahustumisel vedelikus lahkuvad aine pinnalt mokd ja ioonid ja jaot-d difusiooni tõttu ühtl-lt lahustis. Kui lahusesse viidud väike kogus ainet, selles veel lahustub on lahus küllastumata. Kui aine enam ei lahustu on lahus küllastunud. Küll-d lahus sisal lah-nud ainet hulgas, mis ant ting-tel (rõhk, temp) võib maksim -lt lah-da. Küll-nud lahuse kontsentratsiooni nim. aine lahustuvuseks. Enamiku tahkete ainete lahustuvus suureneb temp-i tõusuga. Kuuma küll-nud lahuse jahut-l eral-b lah-d aine ülehulk tav-lt krist-dena. Kui jah-da ettevaatlikult ei pruugi krist-d eral-da ja saad üleküll-d lahus, kus on rohkem ainet, kui on tema lahustuvus. Lahuse-sse viidud väike krist-ke kuts sel juhul esile üleküll-d lahuses lah-nud aine kristallisatsiooni. Lah-nud aine hulka kindlas hulgas lahuses või lahustis nim. lahuse kontsentratsiooniks. Kontsentratsioone välj: 1) massi protsentides — näit lah-d aine massi sajas massi osas lahuses. Lahjade lahuste puhul kasut ja milligramm protsenti. 2) mahu protsentides - aine maht sajas mahuosas lahuses. Vedelike puhul kasut ka mahusuhteid (N: l : 3) 3) molaarsusena – lah-d aine moolide arv ühes l-s lahuses. 4) molaarsus – lah-d aine moolide arv tuhandes g-s lahustis 5) normaalsus – lah-nud aine ekvivalentide arv ühes l-s lahuses 6) ( moolimurd % )/100- lah-d aine moolide arvu suhe üld moolide arvusse. , moolimurd % - lahustunud aine moolide arvu suhe üld moolide arvusse protsentides.
6.3 Kolloidlahused . Adsorptsioon.
Kolloidlahused asuvad dispersiooni astme poolest suspersioonide ja lahuste vahepeal . Dispergeeritud osakesed on seotud agregaatide gruppidena, koosnedes sadadest ja tuhendetest mok-dest. Nende gruppide suurus võib olla väga erinev. Kolloidlahus on heterog süst, kus kolloidosakesed ja keskkond on eral.tud faasidevahelise pinnaga. Kolloidlahuseid valm.kse: 1) dispersiooni meetodil - dispergeerides suuremaid osakesi kolloiddispersiooni astmeni ja lisad-s stabilis-rit. 2) Kondentsatsiooni meetodil - luues ting-sed ioonide või moolide ühin-ks ogrigaatideks. Selleks kasut kolloidveskeid, ultraheli, elektrikaarti. Kolloidsüst-e jaot: 1) aerosoolid - gaasi keskkond, N. tahke aine gaasis on suits ja tolm või aerosool . 2) Soolid - vedela keskkonna korral. Kui keskkonnaks on vesi, siis hüdrosoolid. 3) Vahud - gaas vd-kus.
Vastastikuse toime poolest eris -se lüofiilseid - lahustiga tugevas vastastiktoimes olevad ja lüofoobsed - lahustiga kõrges vastastiktoimes olevad. Vee keskonna puhul nim. hüdrofiilsed ja hüdrofoobsed.
Süst-e, mis lüofiilsuse tõttu on omandanud mõne tahke aine om-d nim. geelideks ehk tarreteks (N: marmelaad, sült).
Kolloidsüst-i isel-b valguse haj, mida nim opalistsentsiks, seda kasut dispersiooni astme määr-ks. Kolloidlahustel on osakeste laengust ting elektrilised om-d. N: saadakse AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3
AgCl tuuma kolloidosakese ehitus on: tuuma moodustab Ag ja Cl ioonidest koosnev krist-ke. Kolloidosakesed absorbeerivad oma pinnale koostises esinevaid ioone ja pinnal tekib adsorbne kiht.
Ant juhul on nt ülekaalus katioonid. Tuum koos adsorbse kihiga mood-b iseseisva osakese graanula, millel antud juhul on posit laeng. Graanula laengu neutr-vad lahuses olevad ioonid, mis mood-vad difuusse kihi. Difuusne kiht on graanulaga nõrgalt seotud, kogu graanula koos difuusse kihiga mood-b mitselli, mis on neutr.
Elektrivälja toimel liig-d laenguga osakesed vastasmärgiga elektroni suunas. Seda lõikumist nim. elektroforeesiks.
Elektrolüüdi lis-ga saab esile kuts seda, et difuusse kihi ioonid lähevad adsorbsesse kihti ja graanula laeng muutub (võib muut 0ks). Sel juhul saabb isoelektriline olek ja osakeste koagulatsioon . Sellisel teel saavut-se osakeste liitum e. koagulatsioon elektrifiltrites. N: jõgede suudmetes koakuleeruvad iseenesest jõevete kolloidid.
Kolloidosakesed kontsentreerivad oma pinnale lahuses leiduvaid ioone ja lahusti moke, seda nim. adsorptsiooniks.
Adsorbendi pinna mokde jõuväli jääb kompenseerimata ja pinnal on teatud lisaenergia, mille tõttu ta seob gaasi molekule ja lahuse aine osakesi Tuntumad atsorbendid on suure eripiimaga (N: m2 /cm3) ained nagu aktiivsüsi, silikageel.
6.4 Gaaside lahustuvus vedelikes . Henry - Daltoni seadus.
Vd-kud lahutavad gaasi piiratult ja tasakaalu korral on gaasi kontsentratsioonide suhe gaasi ja vedelgaasis antud temp-l jääv suurus. Kui gaasi osarõhk gaasifaasis Pg ja gaasi moolmurd kontsentratsioon lahuses on Xg, siis nende suhe antud ting-tel on jääv suurus ehk Xg=Kh*Pg.
Gaasi lahustuvus vd-kus on võrdeline tema osarõhuga lahuse kohal. Võrdelisus tegur kannab Henry teguri nimel ja see oleneb gaasist ja temp-st. Kõrgetel rõhkudel lahus-b vd-kus rohkem gaasi ja rõhu kiire vähend-ne kuts esile gaasi eral-se mullikestena.
Gaaside lahustumine on eksotermiline ja väheneb temp-i tõustes. N: eralduvad vee soojenemisel anuma seintel veemullidena. Gaaside lahustuvus väheneb, kui vees on lahustunud sooli .
6.5 Vedelike ja tahkete ainete lahustumine vedelikus. Jaotusseadus Sarnaste om-tega vedelikud lahustuvad teine-teises igas vahekorras. Kui vd-kud lah-vad teineteises piiratult saad kahe kihiline lahus. Ant temp-l on mõlemad lahused küll-nud. Tav-lt tempi tõusuga vdke vastastikune lahustuvus suur-b.Tahkete ainete lahustuvus olen ainest ja lahustist . Lahustuvuse sõltuvust temp-st isel-d lahustuvuskõverad. Viies vesilahusega kokku vees mittelah-va aine (N: orgaanilise lahusti) läheb osa vees lah-nud ainest üle orgaanilisse lahustisse. La-nud aine tasakaalulise jaotuse määrab kontsentratsioonide suhte konstantsus. Kui kontsentratsioonid on C1 ja C2, siis suhe on konstantne ja seda nim. Jaotuskonstandiks ja see seos kirjel jaotusseadust s.t. lah-nud aine kontsentratsioonide suhe kahes tasakaalulises süsteemis jääv suurus.
6.6 Lahuse om-sed. Lahuse aururõhk. Raolti seadus. I
Ideaallahused saad lähedaste fk-te ja keem-te om-tega ainete segl. Kui puudub ruumala ja soojusefekt vdk aurustub ka keemtemp-st madalama temp-i juures. Aurustumisel välj vdkust mokd, mis oma kõrge kineetilise en arvelt ületavad naabermok-de tõmbejõu.
Aururõhu suur-sel kinnises anumas kasv vastupidise protsessi konden-se kiirus. Tasakaalu korral on aurufaas küllastunud ja aururõhk koosn kummagi komponendi aine ja lahusti aururõhkude summast. P=P1 + P2.
Kui lah-nud aine on mittelenduv, siis ülarõhk=lahuse osarõhuga. Aine osakeste üleminek vedelfaasist aurufaasi olen sellest, millise osa vdku pinnast võt enda alla komponendi mok-d, see aga oleneb kontsentratsioonist. Seega peab komponendi auru osarõhk olema võrdeline tema kontsentratsiooniga lahuses, kui kontsent.n lahuses on X1, siis auru osarõhk on võrdeline tema kontsent.niga lahuses. X1 — moolmurdkontsentratsioon See seos (P1=P1*X1) väljendab Raoult'i seadust, mille järgi komponendi auruosa rõhk vedela lahuse kohal võrdub vastava puhta komponendi auruosarõhu ja tema kontsentratsiooni korrutisega lahuses. P=10 *X1 +P20 *X2
7. Redoksreaktsioonid. Elektrokeemia
Redoksreakts-d on rkts-d, mille käigus muutub elem-de oksüd.aste. N:
Zn+H2SO4 = ZnSO4 + H2
2KJ +Cl2 =2 KCl + J2
Zn-i reageerimisel annab Zn aatom ära 2 elektroni ja tema o.a. muutub 0-st II-ni. H+
ioon võtab vastu ühe elektroni ja o.a. muutub 1-st 0-ni.
Zn0 - 2e = ZnII J –
1 – e –
= J 0
H 1 + e–
= H0 Cl° + e = Cl – 1
KJ reag-l annab J –
ioon ära ekti ja tema o.a. muut I-st 0-ni. Cl aatom võtab vastu l ekti ja tema o.a. muutub 0-st I-ni.
Protsessi, mille vältel aine loovut ekt-e,nim.Oksüdats-niks, ekt-i sidumist nim reduktsiooniks. Reakts-e, millega kaasn ekt-de üleminek, nim redoksreakts-deks.
Redoksreakts-del on suur tähtsus looduses, tehnikas : nt keem-te vooluallikatega töötamisel, korrosioonil, põlemisel, hingamisel, raku ainevahetuses.
7.1 Redoksreaktsioonid galvanielementideks.
Elektroodipotensiaalid.
Met-i aset-l vette siirduvad met-i ioonid vee pol-te mok-de külgetõmbejõu tõttu lahusesse ja met oman -b sinna jäänud ekt-de ülehulga tõttu negat, lahus aga posit laengu. Met-i negat laeng hakk posit-id ioone tagasi tõmb. Tek tasakaal, kus met-st lahk ajaühikus sama palju ioone kui tuleb tagasi.
Potentsiaalide vahet met-i ja ümbritseva lahuse vahel nim. elektroodipotentsiaaliks. Elektroodipotentsiaalide suhtelisi väärtusi mõõd-se võrdluselektroodi, nimelt H-elektroodi abil, mille potentsiaali loet tinglikult = 0-ga. Metallelektroodi potents -ks loet potents-de vahet, mis esineb H-elektroodi ja oma soola lahusesse asetatud met-i vahel. Erin-te potents-dega elektroodide ühend-l tek galvaanielement. Nt on Zn-Cu galvaanielemendis Zn plaat ZnSO4 lahuses j a Cu plaat CuSO4 lahuses. Nende vahel on poorne vahesein , mis võimald ioonide liik-st,-kuid takistab lahuste segun-st. Zn kui akt-sem met, saadab lahusesse rohkem ioone kui Cu ja Zn plaadil tek suurem negat laeng. Plaatide ühend-l hakk-d ekt-d liik Zn-lt Cu-le. Zn plaadilt lähevad Zn2+ ioonid lahusesse. CuSO4 lahusest lähevad Cu2 + ioonid vaskplaadile, kus nad neutral-ruvad.
Kulgevad järgmised reaktsioonid :
Zn - 2e –
= Zn2+ ( anoodil -oksüdatsioon)
Cu2+ +2e= Cu0 ( katoodil -redutseerumine) Lahuse elektroneutraalsuse säilitamiseks liiguvad SO42 –
ioonid Cu-elektroodilt Zn elektroodi poole : (-) Zn |ZnSO4| |CuSO4| Cu (+)
Metallelektroodide standardpotentsiaalide kasvu rida nimetatakse metallide pingereaks Pingereas eelpool oleva negatiivsema standardpotentsiaaliga metall tõrjub vesilahusest välja kõik temast tagapool olevad metallid ja H2.
-2,93 -1,66 -0,76 -0,44 0,00 0,34 0,00
K Ba Ca Na Al Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H2,(Pt) Cu
0,80 1,50
Hg Ag Au
7.2. Keemilised vooluallikad Keem-tes vooluallikates saadakse elektrivoolu redoksrkts-des vabaneva en arvel. Galvaanielem-des kasut elektrokeemiliselt akt-te ainete en-t ühekordselt, akusid saab kasut korduvalt, sest nende võimet elektrien-t toota saab laadi -sel taastada. Galvaanielem-de N: on eelpool vaadeldud elem. Pliiakus on üheks elektroodiks plii (Pb), teiseks PbO2, elektrolüüdiks on H2SO4 (tihedusega 1,18 kuni 1,22). Elektroodide ühend-l toim-d järgm reakts-d :
anoodil: Pb+ SO42– - PbSO4 + 2e
katoodil: PbO2 + 4H+ + SO42– + 2e = PbSO4 + 2H2O
summaarselt: PbO2 + Pb + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O
Voolu tarbimisel väheneb H2SO4 kontsentratsioon. Laadimisel kulgevad aga rektsioonid vastupidiselt.
7.3 Elektrolüüs. Elektroodid. Elektrolüüsiseadused
Alalisvoolu läbijuhtl läbi elektrolüüdi lahuste või sulaelektrolüüdi hakk-d katioonid liik katoodi ja anioonid anoodi suunas. Sellega kaasn aine lagun - elektrolüüs. Katioonid seovad ekt-e ja erald-d neutr-te atm-te või mok-dena, anioonid ann ekt-ne ära ja neutrl-d. N: HC1 vesilahuse elektrolüüsil Pt elektroodidega neutral-vad katoodil H+ ioonid aatomiteks, adsorbeeruvad elektroodil, ühinevad ja eralduvad: H+ +e = Hads
; 2Hads = H2 anoodil loovutab
Cl– - e = 2Clads
2Clads =Cl2 
Vee mokd võtavad samuti elektrolüüsist osa:
Katoodil eraldub veest H2 2H2O + 2e = H2 + 2OH –
Anoodil eraldub O2 2H2O - 4e = O2 + 4H+
Elektrolüüs sula elektrolüüdis, näiteks NaCl-s toimub järgmiselt:
katoodil liidab Na+ elektroni ja neutraliseerub Na+ + e =Na
anoodil Cl– oksüdeerub 2C1– - 2e = C12
Sulatatud soolade elektrolüüsil saadakse ja toodet. Na, K, Ca, Ba, Mg . Elektrolüüsil kasut katioonide ja anioodide suhtes pöörduvaid ja redokselektroode. Elektrolüüs allub Fara-day'i seadustele , mille järgi elektrolüüsil eraldunud aine mass
m = M * I * t M – molaarmass I – voolutugevus
z * F t – elektrolüüsi kestus z - üksikaktist osa-võtvate ekt’de arv F – Faraday konstant = 9,6487*104 kulonit/mol, e. 26,8 A* h /mol
7.4. Keemiline ja elektrokeemiline korrrosioon. Korrosioonikaitse Korrosiooniks nim. materjalide keemilist või elektrokeemilist hävinemist ümbritseva keskkonna toimel.
Keemil. korrosioon - on met-i keem reakts agressiivse gaasi või orgaanilise vdk mitteelektrolüüdiga. Siia kuul met hävim. kuivas õhus (hapnikus) kõrgematel temp-del. Kui tekkinud oksiidikiht on poorne ja ebaühtlane, jätk korrosioon met-i hävimiseni.
Mõnede Met-de pinnale tek tihe oksiidkile (Al, Cr, Ti jt), mis kaits met-i edasise oksüdatsiooni eest. Kaitsekihi pragunedes oküdatsioon jätkub. Oksiidikelme, N: Fe puhul, võib olla mitme-kihiline, mille paksus oleneb temp-st ja hapn. kontsentratsioonist.
N: 700° C juures hFeO : h Fe3O4 : HFe2O3 =100 : 10 : l (h - oksiidikihi paksus) Elektrokeemiline korrosioon – on Met hävim. tema reag-l elektrolüüdilahusega vabade ekt-de osavõtul. See toimub vett sisaldavates keskkondades ja on seot galvaanielem-de tekkega ning anoodi- ja katoodireakts-ga.
Anoodireakts-s läheb met ioonidena lahusesse ja vabanevad ekt-d, katoodireakts-des elektronid seot: N: Zn reag-l HC1 lahusega, kus on H+ ja Cl– ioonid
anoodireaktsioonis Zn = Zn2+ + 2e
katoodireaktsioonis 2H+ + 2e = H2
Sama skeemi järgi korrodeerub hapete lahustes Fe. Õhuhapniku juuresolekul võib reaktsioon toimuda teisiti:
anoodireaktsioonis 2Fe = 2Fe2+ + 4e
katoodireaktsioonis O2 + 2H2O + 4e = 4OH –
summaarne reaktsioon 2Fe + O2 + H2O = 2Fe(OH)2
Tekk-d Fe(OH)2 oksüdeerub lahust-d O2 toimel, andes rauarooste : q FeO * p Fe2O3 * r H2O Tehnikas kasut Me-d, mis sisaldavad lisanditena teisi met-e, tekitavad elektrolüüdi lahuse toimel pid-lt töötavaid galvaanielemente, mille töötamisel lähevad akt-se metalli ioonid lahusesse ja met hävib.
N: tinutatud (Sn) raudpleki puhul, kui tinakiht on terve, on raud- plekk nii, kui ta oleks tinast. Tinakihi vigastuse korral algab elektrokeemiline korrosioon. Elektrolüüdilahuseks on vee kelme, mis sisaldab H+ , OH– ja HCO3 – ioone. Raud on anoodiks ja sealt lahkuvad elektronid
Fe -2e =Fe 2+ , mis liiguvad katoodile
(tinale), kus neutraliseerivad
H+ joone 2H+ + 2e = H2,
Fe2+ ioonid ühinevad OH–- ioonidega: Fe2+ + 2OH– = Fe(OH)2, mis ühinedes hapnikuga moodustab rooste.
Tinaga kontaktis oleva Fe korrosioon kulgeb galvaanielementide tekke tõttu kiiremini kui puhta Fe korrosioon.
Korrosioonikahjude vältimiseks kõrvaldatakse keskkonna agressiivseid komponente H2O, O2, S, C12, kasut lisandeid (näiteks Fe +Cr, Al, Si, Ti, Cu jt)
Me välispinda passiveeritakse ja isoleeritakse. Met pind kaetakse värvilise met’ga (Cr, Ni; Cu, Cd, Zn, Sn, Pb, Ag jt)
Korrosiooniprotsessi pidurdamiseks lisatakse inhibiitoreid, kasut kuiva õhku või spetsiaalseid gaasisegusid.
Me-konstruktsioonide kaitseks kasut katoodkaitset - detail ühend-kse vooluallika neg pooluse külge,pos poolus abielektroodi külge
1-kaitstav toru
2- abielektrood e. maandus
3- alalisvoolu allikas
Protektorkaitse puhul kinnitatakse kaitstava konstruktsiooni külge aktiivsest metallist plaat Zn,Al,Mg e. protektor. Mõlemal juhul suureneb elektronide juurdevool esemele, mis hoiab
ära korrosiooni. Tekkinud galvaanipaaris lahustub protektor. N: korrodeerub Zn. Zn - 2e = Zn2+
l - kaitstav toru
4 - protektor