Keemia eksami spikker (0)

1) Keemia põhimõisteid ja seadusi.
1.1 Massi jäävuse seadus – suletud süsteemi mass ei sõltu toimuvatest protsessidest selles süsteemis. Keemilise reaktsiooni võrrandi kirjutamisel avaldub seadus selles, et reaktsiooni võrrandi mõlemal poolel peab aatomite sümbolite arv olema võrdne. 2H2+O2=2H2O Lähteaine masside summa on võrdne lõppsaaduste masside summaga . (A.larosier 1774)
1.2 Energia jäävuse seaduse - järgi energia ei tekki ega kao. Kui süsteem on suletud siis – energia hulk konstantne . Energia on setud massiga, järgmise võrandi järgi, kus
ΔE – energiamuut ; Δm- massimut ΔC – valguse kiirus vaakumis (3*108m/s)
ΔE=Δm*C2 (C=3*108m/s). Kui võrreldes lugejaga on väga suur siis massimuut reaktsioonis on väga väike.
1.3. Koostise püsivuse seadus – igal Keemilisel 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 kaks elementi moodustavad teineteisega mitu ühendit, siis ühe elemendi kindlale massile vastavad kahe elemendi massid , suhtuvad üksteisesse nagu lihtsad täisarvud. N: N2O, NO, N2O3 – vastavad ühele N-le O-u aatomi massid, suhtuvad nagu arvud 1:2:3:4:5.
1.5 Ekvivalentide seadus – ained reageerivad teineteisega alati ekvivalentsetes hulkades , mis on võrdelised nende ainete ekvivalent 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 sisaldavad samal rõhul ja temperatuuril võrdse arvu molekule. Gaasiliste molekulid koosnevad avogadro seaduse kohaselt kahest aatomist. N: Cl2;O2;H2 jne. Ühe mooli gaasilise aine ruuala normaalsei tingimusel on 22,4 dm3.

Põhimõisted

Aatom – elemendi väiksem osake, millel säilivad elemendi oma-dused ja millisena element esineb liht- või liitainete molekulis.
Lihtaine – koosneb ühe ja sama elemendi aatomitest. N: Fe, O2, H2 jne.
Liitaine – koosneb erinevate elementide aatomitest N: H2O, HCl jne.
Molekul – lihtaine või ühendi väiksem osake, mis eksisteerib iseseisvalt, säilitades selle aine keemilised omadused. Ühe ja sama elemendi aatomid võivad moodustada mitmeid lihtaineid. N: C võib esineda mitmes kristallvormis ( grafiit , teemant, garbüüt). See on allotropia.
Aatomite mõõtmed ja mass on väga väikesed. N: H aatomi mass 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 suhtav, 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.
Mol 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 grammides jagatud aine molaarmassidga. n=m/M
Ekvivalentide arv – aine mass grammides 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 antakse valemite-na. Reaktsiooni võrrandite põhjal saab teha mitmesuguseid arvut-usi, millest olulisem on lähteainete või saaduste koguste arvutami-ne 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.
Statsionaa rsetel orbiitidel liikudes elektron energiat ei kiirga, kuid kiirgab või neelab energiat kvantidena üleminekul ühelt orbiidilt teisele. Üeminekul esimeselt orbiidilt teisele, elektron neelab energia kvandi, vastupidisel juhul kiirgab. Ümbritsevast keskkonnast energia neeldumisel läheb aatom põhiseisundist kõrgema energiaga nn. Energastatud olekusse.
Tuumalaengu ja massiarvu väärtused märgitakse keemiliste süm-bolite ette (23/11 Na). Siin näeme, et Na tuumalaengus on 11 pro-otonit-elektrooni ja neutronite arv on massiarv - tuumalaeng = 12.
Elemendi põhiiseloomustajaks on Z, mis määrab elemendi omadused. Kui ühe ja sama prootonite arvu juures on tuumas erinev arv neutrone on elemendil mitu massiarvu. Elemendi eri massiarvuga aatomeid nimetatakse isotoopideks. (1/1 H, 2/1 H – deuteerium , 3/1 H – triitium . Looduses on teada üle 300 isotoobi , milles umbes 250 on stabiilsed ja üle 50-ne ebastabiilsed e. Radio -aktiivsed. Aatomi tuumadel on kindel sisestruktuur , mis mõjutab tuuma stabiilsust. Aatomi tuuma kehalise ehituse kohaselt, vaadel- dakse tuuma kerana, milles prootonid ja neutronid paiknevad sfää-ridena. Tuuma püsivus sõltub prootonite ja neutronite vahekorrast. Kui prootonite ja neutronite kihid tuumas on täidetud, on tegemist eriti stabiilsete tuumadega (N: 4/2 He; 16/8 O).
Aatomi elektronide struktuur ja kvantarvud .
Kaasaegse aatomi ehituse teooria seisukohast on elektroni täpse liikumise tee määramine võimatu. Saab vaid väita, et teatud elektron asub antud ajamomendil ühes või teises ruumiosas, kus elektronide leitumise tõenäosust nimetatakse elektronpilve tiheduseks . Elektronpilve all mõistetakse elektronide negatiivse 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 energia ja iseloomustab tema tõenäosemat kaugust tuumast. Tema väärtused aatomi normaalses olekus on täisarvulised (ühest seitsmeni) vastavalt perioodi numbrile. Kuid energiatasemeid tähistatakse tähtedega (K, L, M, N, O, P, Q kiht). Orbitaali kuju määravad peakvantarv (n) ja orbitaalkvantarv (l). Orbitaalkvantarv – iseloomustab samal kihil olevate elektronide energia erinevust st.elektronpilve kuju. Magnetkvantarv – määrab orbitaalide suuna ja tema väärtused on (-1 kuni +1). Aatomis ei saa olla kahte täpselt ühesuguses energiaolekus asuvat st.ühesuguste kvantarvudega elektrooni. Ühele ja samale orbitaalile mahub kaks vastupidise suunaga – spinniga elektroni, mis moodustavad elektonpaari. Spinnkvantarv – iseloomustab elektronide pöörlemist ümber oma telje ja vastavalt pöörlemissuunale. Kaks arvulist väärtust –1/2; +1/2. Aatomite eletronkihtidemahutavust iseloomustab:
1) W.Paul (1925) printsiip – aatomis ei saa olla kahte täpselt ühesuguses energiaolekus st.ühesuguste kvantarvuga elektroni.
2) Energia miinimum – peab elektronide aatomis olema minimaalne potensiaalne energia. Mida kaugemal elektron on tuumast, seda nõrgemini on ta tuumaga seotud.
3) F.. Mundi reegel – ühesugust tüüpi orbitaalid täituvad esmalt ühesuguse spintkvantarvuga elekrtonidena st.elektronid asuvad antud alatamel alga igaüks eraldi orbitalidele, paaristumata elektronidena. Aatomite elektron katete ehituse sümboolseks tähistamiseks kasutatakse (2.5) Elektron valemeid, kus elektronide asetust tasemetele ja alatasemetele väljendatakse peakvantarvude ja alatasemete sümbolite abil. Alataseme sümboli kohal paremal olev arv näitab elektronide arvu sellel alatasemel. Energiatasemed ja alatasemed täituvad järjestuses.
1s2 – 2s2 –2p6 – 3s2 –3p6 – 4s2 – 3d10 – 4p6 – 5s2 –4d10 jne.
3) Keemiline side ja molekuli ehitus.
Keemilises reakstioonis on lähteainete molekulides sidemete katkemine ja saaduste molekulides uute sidemete tekkimine. Kee-milises reaktsioonis ei muutu aatomite arv ja liik, kuid muutuvad aatomite vahelised keemilised sidemed, seejuures eraldub või neeldub energiat. Eristatakse mitmesuguseid sideme tüüpe: kovalentne , iooniline, metalliline, koordinatiivne , vesinikside.
Pauli printsiip lubab orbitaali täita kahe vastasmärgilise spinniga (ms= -1/2; +1/2), elektroniga. Kui kumbki aatom annab sidemesse ühe oma paaritumata elektroni, tekib (3.2) Kovalentne side. Selline side on kõige üldisem keemilise sideme liik, mille olemus seisneb ühe või mitme elektroni üheaegses toimes mõlema aatomi tuumaga. Tüüpiline kovalentne side moodustub lähedaste elektronnegatiivsustega elementide aatomite vahel. N: O on väliskihil 6 elektroni. O molekuli moodustamisel tekib 2 kovalentset sidet.
Kahe erisuguse aatomi vahelise kovalentse sideme puhul nihkub siduv elektronpaar elektronegatiivsema aatomi poole s.t.molekulis on orbitaalide kattumispiirkond nihutatud tugevamini elektrone siduva, elektronegatiivsema elemendi pooli – tekib polaarne side.
N: kovalentne side vesinik kloriidi molekuli puhul kujutab endast dipooli . Negatiivne laeng on nihkunud Cl poole.
Side on seda polaarsem, mida rohkem erinevad elementide elektronegatiivsused. Kuna orbitaalid on ruumuliselt orienteeritud on kovalentne side kindla suunaga ( suunaline ).
S orbitaalide sfäärilise sümmeetria puhul pole kattumise suund oluline. Maksimaalne kattumine esineb tuumasi ühendava sirge sihis. p orbitaalide puhul, mis on ruumiliselt orienteeritud täisnurga all sõltub kattumise ulatus peale tuumade vahelise kauguse, kattuvate orbitaalide paiknemisest.
Elemendid püüavad reaktsioonides omandada väliskihile 8 elektroni rida – nim.oktetiks OKTETT.
Metalli aatomitel on kergem loovutada väliskihilt 1-3 elektroni, kui neid liita okteti tekkimises.
Väärisgaasid, mille valis elektron kihtidel on 8 elektroni (va. He, millel on 2 elektroni) on passivsed. Metallid (Na – ē) loovutavad väliskihilt elektroni (Mg –2 ē). N: Na – ē  Mg 2+
Mittemetalli aatomid liidavad elektroni N: Cl+eCl-
Ioonide tekkimise protsessi nimetakse IONISATSIOONiks. Elektmagnetiivsuse all mõistetakse elemendi aatomi elektroni sidumise võimet. Perioodides kordub elementide välis elektron kihi struktuur, millest ongi tingitud keemiliste omaduste kordu-vus. Element kuulub rühma, millisele orbitaalile tema aatomis tu-leb viimane elektron. Perioodi piirides muutub elementide iselom metall  mittemetall. Rühmas, kus elektron kihtide arvu suurend -amisel kasvab aatomi raadius, nõrgeneb tuuma ja väliselektronide kihi vaheline külgetõmme ning võib kergesti eralduda.

3.4 Orbitaalide hübridisatsioon. Keemilise sideme moodustamisest osa võtvate eri tüüpi orbitaalide omadus on hübriidorbitaalide teke. On teada, et (CH4) metaani molekulis paiknevad 4 vesinikuaatomi tetraeedriliselt.

Ergastatud süsiniku 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 keemilise sideme olemasolu, mis tekkisid eri tüüpi orbitaalide liitumise teel hübriid orbitaalideks. 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: leeisMe-llide ja halogeenide vahel
Na – ē  Na + +. Cl + ē  Cl –
| |
Na + + Cl –  Na + + Cl –
Keemiline side võib tekkida ainult antiparalleelsete spinnidega ühe elektroniliste orbitaalide kattumisel, vaid ka ühe aatomi elektronpaari ja teise aatomi vaba orbitaali kattumisel. N: NH3 ( amoniaagi ) molekulis on p orbitaalide 3 elektroni moodustanud 3-me H aatomi s elektronidega 3 elektron paari.
3.7 Kordinatiivne e. donor - 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 Metallilise sideme omadused pole kirjeldatavad kovalentse sideme ega ioonilise sideme teooria abil. Metalliline side on osakeste vaheline tõmbumine metallvõres. Võre koosneb positiivs-etest metalli ioonidest ja nende vahel vabalt liikuvatest elektronidest, mis moodustavad nn.elektrongaasi, mis täidab kristallvõre ioonide va-helise ruumi ja tekitab kogu võret hõlmava delokaliseeritud sideme. Elektronide liikumise abil on seletatav metallide hea soojus ja elektrijuhtivus . Elektronide ja ioonide vastasmõju on tugev. Metallilisel sidemel puudub suunalisus ja ta on suhteliselt tugev keemiline side.
metalli katioonid (+)
Delokaliseeritud elektroonid (-)
3.6 Vesinikside. Keemilise sideme oluline liik on vesinikside, mis oma loomult on elektrostaatilise ja doonor -akseptor sideme vahepealne. Vesinikside on elektrostaatiline tõmbumine vesinikku sisaldava polaarse molekuli ja teise molekuli vaba elektronpaari vahel. Polaarsed sidemed tähendavad seda, et igal vesiniku aatomil on väike positiivne osalaeng , mis selle tõttu tõmbub aatomi vaba elektronpaari poole. Vesiniksidet moodustab tugevalt elektronegatiivsete elementide (H, O, N, S, Cl) aatomitega seotud vesinik, mis tugeva polarisatsiooni tõttu kannab suhteliselt suurt positiivset osalaengut ja omab seetõttu osaliselt vaba s orbitaali. Selline orbitaal võib seetõttu osaliselt siduda mõne teise aatomi vaba elektronpaari, mille tõttu tekib nõrk keemiline side (vesinikside). Vesiniksidemel on suur tähistus ainete lahustumisel, molekulide assotsiatsioonil ja ainete kristallumisel.
3.8 Kompleksühendit.
Ühendite klassi, kus iooni või molekuli moodustavate ühendite vaheline keemiline side on tekkinud doonor-akseptor mehanismi järgi, nim. kompleks e.kordinatiivseteks ühenditeks.
Tsentraalaatomit, mis saab kindla arvu ioone või molekule, nim.kompleksi moodustajaks. Tema ümber paigutatud osakesi nim.liganditeks. Kõige levinumad kompleksi moodustajad on d- ja f elemendid. Suhteliselt nõrgad kompleksi moodustajad on tüüpilised metallid. Tüüpilised ligandid on: NH3, H2O, CO, halogeniidioonid ja paljud orgaanilised molekulid. Iga kompleksi moodustaja seob teatud ervu ligandeid, mis vastab kordinatsiooni arvule. Ligandid moodustavad kordinatsioonisfääri. Liganditega koos moodustab kompleksi moodustaja sisesfääri, mis pannakse kirjutamisel nurk sulgudesse. Kui sisesfäär annab positiivset laengut on ta kompleks katioon , negatiivse laenguga, kompleks anioon ja võib olla ka neutraalne . Kompleks ioonide laengu neutraliseerivad vastasnimelise laenguga ioonid, mis moodustavad välissfääri.
Kompleksi ühendi tekke näiteks on järgnev reaktsioon :
Sisesfäär Välissfäär
Cu2+ + SO4 2– + 4NH3