Keemia eksami vastused (0)

1. Mis elemendi saab toota uriinist? Kirjeldage eksperimenti.
Fosfori avastas 17.saj Saksa keemik Brand . Ta eksperimenteeris uriiniga, mis sisaldab märkimisväärsetes kogustes lahustunud fosfaate. Esmalt lasi ta uriinil mõne päeva seista, kuni see hakkas halvasti lõhnama. Edasi keetis ta uriini pastaks, kuumutas selle kõrgel temperatuuril ja juhtis auru läbi vee. Aur kondenseerus valgeks vahaseks aineks, mis helendas pimedas ja põles hämmastavalt hästi.
2. Kes ja kuidas avastas vesiniku? Reaktsioonivõrrand.
Henry Cavendish, inglise keemik. Mõõtis esimesena gaaside tihedust; 18. saj uuris gaasi, mis eraldub metallide reageerimisel hapetega; gaas on väga väikese tihedusega ja kergestisüttiv; Tõestas katseliselt, et selle gaasi põlemisel tekib vesi; st. vesi tekib kahe gaasi kombinatsioonil. Zn + H2SO4= ZnSO4 + H2↑
3. Keda peetakse kaasaegse keemia isaks ja miks?
Antoine- Laurent Lavoisier , prantsuse keemik, 18. saj
Tõestas eksperimentaalselt ainete massi jäävuse seaduse. Selgitas, et ainete põlemine ja raua roostetamine on reageerimine hapnikuga. Seostas hingamise süsinikuühendite oksüdeerumise ja energia eraldumisega organismis. Tõestas, et vesi koosneb hapnikust ja vesinikust.
18. saj esitas keemia nomenklatuuri põhimõtted. Aine nimetus väljendab, millistest elementidest aine koosneb. Ilmus Lavoisier´ teos “Keemia elementaarkursus, (esimene keemiaõpik tänapäevases mõttes).
4. Millega tegeleb keemia ja mis on keemia harud ( iseloomustage neid)?
Keemia on teadusharu, mis käsitleb ainete koostist, ehitust ja omadusi ning nende muundumisprotsesse, mille käigus ühed ained muunduvad teisteks keemiliste sidemete ümberjaotumise ning elektronkatete ümberformeerumise tõttu.
Keemia klassikalised (põhi)harud:

• Füüsikaline keemia – Keemia üldised põhialused.
  
• Orgaaniline keemia – Süsinikuühendite reaktsioonid ja omadused.
  
• Anorgaaniline keemia – Kõigi ülejäänud elementide ühendite reaktsioonid ja omadused.
  

Keemia eriharud:

• Analüütiline keemia – Objektide keemilise koostise määramine.
  
• Biokeemia – Bioloogiliselt oluliste ainete, protsesside ja reaktsioonide uurimine .
  
• Teoreetiline keemia – Ainete uurimine matemaatiliste mudelite kaudu.
  
• Keemiainseneriteadus – Tööstuslike keemiliste protsesside uurimine.
  

Keemiast välja kasvanud teadused:

• Molekulaarbioloogia – Elusorganismide funktsioneerimise uurimine, lähtudes nende molekulaarsest koostisest.
  
• Materjaliteadus – Materjalide uurimine, lähtudes nende keemilisest struktuurist ja koostisest.
  

5. Keemia makroskoopiline ja mikroskoopiline tase (näited)?
Mikroskoopiline tase: Aatomite vaheliste sidemete muutumine jms.
Nt (2Mg(t) + O2(g) -> 2MgO(t)
Makroskoopiline tase: Toimuvad silmaga nähtavad või siis mõnel muul viisil jälgitavad muutused.
Keemik reeglina mõtleb mikroskoopilisel tasemel, ehk kuidas sidemed tekivad, katkevad jne. Eksperimenti tehakse reeglina makroskoopilisel tasemel. Mõlemal tasemel toimuvaid protsesse kirjeldatakse keemiliste ja matemaatiliste valemite abil. Tänapäeval on võimalik paljusid makroskoopilisi protsesse edukalt arvutiga modelleerida, saamaks paremat ettekujutust mikroskoopilisel tasemel toimuvast.
6. Selgitage, millest koosneb teaduslik meetod?

• Andmete kogumine
  
• Seoste otsimine andmekogumites
  
• Hüpoteesi(de) formuleerimine ja eksperimentaalne kontrollimine
  
• Teooria formuleerimine:
  
  • Kvalitatiivsed ja kvantitatiivsed teooriad
    
  • Ennustused teooria põhjal
    
  • Mudelid
    

7. Aatomiehitus. Aatomi ehituse seosed perioodilisustabeliga?
Aatom koosneb aatomituumast ja elektronidest, elektriliselt neutraalne . Aatomiks nimetatakse väikseimat osakest, mis säilitab talle vastava keemilise elemendi keemilised omadused. Aatomid võivad aines esineda üksikuna või molekulideks liitununa. Keemia seisukohast on aatom jagamatu , füüsikaliste vahenditega aga saab teda lahutada elementaarosakesteks. Aatomi ehitust võivad muuta looduslikud radioaktiivsed protsessid ja aatomite pommitamine elementaarosakestega.
Aatomi mass: Peaaegu kogu aatomi mass on koondunud tuuma. Aatomi mass on suurusjärgus 10-27 kg kuni 10-25 kg. Et nii väikeste arvudega on tülikas opereerida, siis väljendatakse aatomi massi suhtena teatud kindla aatomi massiga. Seetõttu väljendatakse aatomi massi dimensioonita arvuga, mida nimetatakse aatommassiks.
Ehitus: Elektronid on negatiivse laenguga aineosakesed, mis tiirlevad ringikujuliselt ümber aatomituuma. Elektronid tiirlevad ümber aatomituuma kindlatel kaugustel. Asukohti, kus elektronid tiirlevad, nimetatakse elektronkihtideks. Mida kaugemal on elektronkiht tuumast, seda suurema energiaga elektronid seal tiirlevad. Tuumale kõige lähemal asuvat elektronkihti nimetatakse esimeseks elektronkihiks ja kõige kaugemal asuvat väliseks elektronkihiks. Ümber aatomituuma erinevatel elektronkihtidel tiirlevaid elektrone kokku nimetatakse elektronkatteks. Igasse elektronkihti mahub kindel arv elektrone.
Aatomid erinevad üksteisest massi, mõõtmete ja sisemise ehituse poolest. Aatomituum on aatomi keskel paiknev aineosake, mis koosneb nekleonitest. Aatomituum on aatomist ligi 100000 korda väiksem. Nukleoniteks on prootonid ja neutronid , need omakorda koosnevad kvarkidest. Prootonitel on positiivne elektrilaeng, neutronitel laeng puudub ehk neutronid on elektriliselt neutraalsed.
Aatomi ehituse seosed perioodilisustabeliga:

• Aatomnumber (järjenumber) = tuumalaeng = prootonite arv = elektronide koguarv
  
• Perioodi number = elektronkihtide arv
  
• A-rühma number = elektronide arv väliskihil
  
• B-rühma elementidel on väliskihil tavaliselt 2 elektroni
  
• Ümardatud aatommass = massiarv = prootonite + neutronite arv
  

8. Ionisatsioonienergia
Ionisatsioonienergia on energia, mis kulub elektroni eemaldamiseks üksikult aatomilt (või molekulilt). Mida väiksem on ionisatsioonienergia, seda meelsamini loovutab aatom (või molekul ) elektroni ja ioniseerub.
9. Keemiline side
Keemiline side on viis, kuidas kaks või enam aatomit või iooni on aines omavahel seotud. Keemilise sideme liigi üle otsustatakse elektronegatiivsuste erinevuse ∆x abil:

Kui ∆x = 0 - mittepolaarne kovalentne side (nt H2)

Kui ∆x = 0-1,7 – polaarne kovalentne side (nt HCl)

Kui ∆x > 1,7 – iooniline side (nt NaCl)
Kovalentsed sidemed moodustuvad eriti mittemetallide vahel. Mittemetalli ja metalli aatomi vahel tekib tavaliselt iooniline side. Metallide aatomite vahel tekib metalliline side.
10. Kovalentse sideme omadused
Kovalentne side on ühiste elektronpaaride vahendusel aatomite vahele moodustuv keemiline side.
Kovalentsed isdemed moodustuvad eriti mittemetallide aatomite vahel. See esineb molekulides, liitioonides ja kristallides.
Kovalentse sidemega seonduvad ühe ja sama mittemetalli aatomid või väikese elektronegatiivsuste vahega elementide aatomid.
Kovalentse sideme juures etendab kandvat osa elektronkatte väliskihi elektronide (valentselektronide) vastastikune toime. Aatomid moodustavad vähemalt ühe ühise elektronpaari. Ühe siduva elektronpaari (üksikside; kõige levinum juhtum) asemel võib olla ka mitu (mitmikside): kaks (kaksikside), kolm (kolmikside) või väga harva ka neli (nelikside) või kuus (kuuikside).
Kui kovalentne side on tekkinud sama elemendi aatomite vahel, või aatomite vahel, mille elektronegatiivsus on võrdne (Δx = 0), seovad mõlemad aatomid ühiseid elektronpaare võrdse jõuga ning suurem elektrontihedus on jaotatud mõlema aatomituuma suhtes sümmeetriliselt. Positiivsete ja negatiivsete laengute keskmed langevad kokku. Niisugust sidet nimetatakse mittepolaarseks kovalentseks sidemeks ehk mittepolaarseks sidemeks. Niisugune side on näiteks dihapnikus, dilämmastikus ja diklooris.
Kui side on tekkinud erineva elektronegatiivsusega elementide aatomite vahel, mõjutab suurema elektronegatiivsusega elemendi aatom elektronpaare tugevamini ning need on nihutatud selle elemendi aatomi poole. Niiviisi omandab see aatom sidemes negatiivse, teised aatomid (või teine aatom) positiivse elektrilaengu. Molekul tervikuna jääb elektroneutraalseks. Et molekulis tekivad poolused, nimetatakse sellist sidet polaarseks kovalentseks sidemeks ehk polaarseks sidemeks. Polaarne side on näiteks vesinikfluoriidhappes ja vesinikkloriidhappes.
11. Teised keemilise sideme liigid: Metalliline side, iooniline side ja selle erinevus kovalentsest sidemest. Vesiniksideme olemus ja selle tekkimise tingimused, mõju aine omadustele ja tähtsus eluslooduses .
Metalliline side on keemilise sideme tüüp, mis moodustub negatiivsete vabade elektronide ja positiivsete metalliioonide vastastikuse tõmbumise tulemusena metallis. Vabad elektronid põhjustavad metallide elektri- ja soojusjuhtivust ning plastilisust. Metalliline side avaldub kõige selgemalt aktiivsete metallide- leelis - ja leelismuldmetallide korral.
Iooniline side on ioonidevaheline keemiline side, mis tekib vastasmärgiliste laengutega ioonide elektrilise tõmbumise tulemusena. Iooniline side esineb aktiivsete metallide ja (aktiivsete) mittemetallide vahel (paljud soolad , mitmed oksiidid , hüdroksiidid ). Ioonilise sideme tekkeks peab sidet moodustavate elektronide elektronegatiivsuse vahe olema vähemalt 1,7.
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. Vesiniksidemed on ainulaadsed, sest nad saavad tekkida ainult vesiniku aatomi olemasolu korral, teiste ainete aatomid vesinikku vesiniksidemetes asendada ei saa. Sideme moodustumisse panustavad elektrostaatilised vastastikmõjud ( hape /alus), polarisatsiooniefektid (pehme/jäik), van der Waalsi jõud (dispersioon/tõukumine: molekulidevahelised elektronkorrelatsioonid) ja kovalentsus (laenguülekanne).
Kõige levinum ja võib-olla ka lihtsaim vesiniksideme näide on vee molekulide vaheline side.
Vesiniksidemete funktsionaalsed omadused on eluprotsesside jaoks äärmiselt olulised. Kuna need sidemed on suhteliselt nõrgad (võrreldes iooniliste ja kovalentsetega), mahuvad nende tekke ja lõhkumise energiad elava organismi normaalse temperatuurikõikumise piiride vahele. See võimaldab reaktsioonide kiiret toimumist. Vesiniksidemed panustavad paljude biomolekulide (nt proteiinid , nukleiinhapped ) kolmemõõtmeliste struktuuride moodustumisse. Näiteks DNA kaksikheeliks tekib suures osas tänu vesiniksidemetele komplementaarsete nukleotiidide vahel. Samas on nendel sidemetel peamine roll DNA replikatsioonis, transkriptsioonis ja translatsioonis. Looduslikest polümeeridest võib mainida tselluloosi (taimede struktuurne materjal), mille arvukad hüdroksüülrühmad moodustavad ahelasiseseid ja ahelate vahelisi vesiniksidemeid. Vesiniksidemete esinemine struktuuris teeb polümeere (nii sünteetilisi kui looduslikke ) tundlikeks niiskuse suhtes.
20. Mittemetallid .
Mittemetallid on väga mitmekesised. Nende omavahelised erinevused on palju suuremad kui metallidel.
•On nii gaasilisi (N2, O2), tahkeid (C, P) kui ka üks tavatingimustes vedel aine ( broom ).
•On madala sulamistemperatuuriga pehmeid aineid, aga ka väga kõrge sulamistemperatuuriga ülimalt tugevaid ja vastupidavaid aineid ( teemant ).
21.Alused.
Alus on keemiline aine, mis vesilahustes dissotsieerudes annab lahusesse hüdroksiidioone.
•Koige tuntumad alused on hüdroksiidid, nt. ammoniaakhüdraat (NH3 ∙H2O) Hüdroksiid on mittemolekulaarne kristalne aine, mis annab dissotsieerumisel lahusesse metalli katioone ja hüdroksiidioone.
•Leelis on veel lahustuv tugev alus. Leelised on leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidid, nt. NaOH , KOH, Ca(OH)2. Need on ioonsed ained, mille kristallvõre koosneb metalli katioonidest ja hüdroksiidioonidest
22. Happed .
Ainete happelisi omadusi seostatakse tavaliselt nende käitumisega vesilahustes. Hape on keemiline aine, mis annab (dissotsieerudes) vesilahustesse vesinikioone . Osa happeid (puhta ainena) on tavatingimustes vedelikud – nt. väävelhape, lämmastikhape , metaanhape ja etaanhape . Teine osa happeid on tavatingimustes tahked ained – nt. sidrunhape , bensoehape ja oblikhape . On ka selliseid happeid, mis esinevad ainult vesilahustes (puhta ainena neid ei esine), nt. süsihape H2CO3, väävlishape H2SO3.
23. Soolad.
Soolad on tahked ioonvõrega kristalsed ained, mis koosnevad katioonidest ja anioonidest.
•Soolad on keemilised ained, mis koosnevad metalli katioonidest (nt. Ca2+) ja happeanioonidest ehk happejäägist (nt. SO4 2-).
• NaNO3 – naatriumnitraat
•Cr2(SO4)3 – kroom (III) sulfaat (loeme: kroom-kolm-sulfaat)
24. Oksiidid.
Oksiidid on keemilised ained, mis koosnevad kahest elemendist, millest üks on hapnik, ning mille molekulis hapnikuaatomite vahel puudub keemiline side.
•Keemiliste omaduste alusel saab oksiide liigitada aluselisteks, happelisteks ja amfoteerseteks. Lisaks on mõned oksiidid, millele happelisust ega aluselisust üldse ei avaldu – need on neutraalsed oksiidid.
Aluselised oksiidid on oksiidid, mis reageerivad hapetega, moodustades soola ja vee. Nende hulka kuulub enamik metallioksiide, nt. kaltsiumoksiid, naatriumoksiid , raud(II) oksiid . Neis esineb kas iooniline voi kovalentne polaarne side. Aktiivsete metallide (leelis- ja leelismuldmetallide) oksiidid on tugevalt aluselised. (nt, KOH, NaOH jt). Vähemaktiivsete metallide oksiidid on nõrgalt aluselised (nt. CrO, FeO, NiO jt). Nõrgalt aluselistele oksiididele vastavad hüdroksi did vees praktiliselt ei lahustu
Happeline oksiid on oksiid, mis reageerib kas: – alusega, moodustades soola ja vee, – veega, moodustades vastava happe või – aluselise oksiidiga, moodustades soola. Happeliste oksiidide hulka kuuluvad peamiselt mittemetallioksiidid voi kõrgete oksüdatsiooniastmetega metallioksiidid. Neis esineb kovalentne polaarne side. Suurem osa tuntumaid happelisi oksiide on molekuraalsed, kuid nende seas on ka mittemolekulaarseid ained (nt: SiO2 ja CrO3 ).
Amfoteerne on oksiid, millel on nii happelise kui ka aluselise oksiidi omadused, kuid need avalduvad väga nõrgalt. Reageerivad nii hapete kui leelistega üsna raskesti. Tüüpiline amfoteerne oksiid on alumiiniumoksiid (Al2O3). Amfoteersed oksiidid veega ei reageeri.
Neutraalsed oksiidid. Neutraalsetele oksiididele ei vasta ühtegi hapet ega alust. Hapete, leeliste ega veega nad ei reageeri. Sellesse alaliiki kuulub ainult 3 mittemetallioksiidi: susinikoksiid CO (tuntud ka vingugaasina), lämmastikoksiid NO ja dilämmastikoksiid N2O (tuntud ka naerugaasi nime all).
25. Keemiline reaktsioon (liigitus, näited).
1. Paralleelsed reaktsioonid
•Mõnikord kulgeb ühtede ja samade lähteainete vahel mitu erinevat keemilist reaktsiooni.
•Näiteks benseeni reageerimisel klooriga tekib alati nii klorobenseeni
C6H6 + Cl2 = C6H5Cl + HCl
Kui ka heksakloroheksaani
C6H6 + 3Cl2 = C6H6Cl6
2. Ühinemisreaktsioon
•Selle tulemusel tekib liht- või liitainetest ühend:
H2 + Cl2 = 2HCl
NaOH + CO2 = NaHCO3
3. Lagunemisreaktsioon
• Lihtaine lagunemisreaktsiooni saadusteks on aatomid või uued lihtained
Cl2 = 2Cl
O3 = O2 + O
• Liitaine lagunemisreaktsioonil tekivad liht- või uued liitained :
2H2O = 2H2 + O2
Ca(OH)2 = CaO + H2O
3. Asendusreaktsioon
•Selle käigus asendavad lihtaine aatomid liitaine koostisse kuuluva teise elemendi aatomi
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
4. Vahetusreaktsioon
•See kulgeb kahe liitaine vahel, kusjuures tekib kaks uut liitainet:
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl
5.Isomerisatsioonireaktsioon
•Selle reaktsiooni käigus jääb aine kvalitatiivne ja kvantitatiivne koostis endiseks, aine struktuur muutub aga aatomite ümberpaiknemise tõttu
CH3CH2CH2CH3 → CH3CH (CH3)CH3
6. Allotroopne muundumisreaktsioon
•Sellel juhul tekivab ühest lihtainest teine lihtaine. 3O2 = 2O3
7. Redoksreaktsioonid
Vahetusreaktsioonide puhul jaab elementide oksüdatsiooniaste endiseks. Oksudeerumis- ja redutseerumisreaktsioonide ehk redoksreaktsioonide käigus aga elementide oksüdatsiooniaste muutub. Redoksreaktsioonides on üks lahteainetest oksüdeerija , teine redutseerija
Elektrokeemia
50. Redoksreaktsioonid
Redoksreaktsioon on keemiline reaktsioon, mille juures elektronid lähevad üle redutseerijalt oksüdeerijale ning esimese oksüdatsiooniaste suureneb, teise oma samal ajal väheneb (elektronide üleminek ühelt aatomilt teisele). • Oksüdatsiooniaste on elemendi aatomi laeng ühendis, eeldusel, et ühend koosneb ioonidest ühe elemendi kaupa. • Ainet või iooni, mille koostises olevad aatomid loovutavad elektrone, nimetatakse redutseerijaks, see aine ise seejuures oksüdeerub (tema oksüdatsiooniaste kasvab). • Ainet või iooni, mis seob oma struktuuri elektrone, nimetatakse oksüdeerijaks, aine ise seejuures redutseerub (tema oksüdatsiooniaste kahaneb). • Redoksreaktsiooni toimumiseks loob võimaluse redutseerija ja oksüdeerija otsene või kaudne kontakt (voolu juhtiva aine/materjali vahendusel).
51. Mis on oksüdatsiooniaste? Määra oksüdatsiooniaste etteantud ühendites.
• Oksüdatsiooniaste on keemias arv, mis naitab aatomi oksudeerituse astet keemilises uhendis. Formaalne oksudatsiooniaste on hupoteetiline elektrilaeng, mis aatomil oleks keemilises uhendis, kui koik selle aatomi keemilised sidemed teiste keemiliste elementide aatomitega oleksid ioonilised . Oksudatsiooniastme suurenemine keemilise reaktsiooni kaigus on oksudeerumine, oksudatsiooniastme vahenemine aga redutseerumine. St. Selliste reaktsioonide puhul toimub formaalne elektronide ulekanne: elektronide summaarne formaalne juurdesaamine on redutseerumine ja elektronide summaarne formaalne loovutamine on oksudeerumine. Lihtaines on iga aatomi oksudatsiooniaste 0. Liitainetes on koigi aatomite oksudatsiooniastmete summa 0. A-ruhmade metallide oksudatsiooniaste uhendites on tavaliselt ruhma number, B-ruhmade metallide oksudatsiooniastmed on varieeruvad, enamasti 2.
Neutraalse molekuli aatomite oksudatsioonisastmete algebraline summa peab olema 0 ning ioonide puhul peab nende koosseisus olevate aatomite laengute algebraline summa olema vordne iooni laenguga. Naiteks on vaavli oksudatsiooniastmed ainetes H2S, S8 (vaavel lihtainena), SO2, SO3 ja H2SO4 vastavalt -2, 0, +4, +6 ja +6. Mida korgem on antud aatomi oksudatsiooniaste, seda suurem on tema oksudeerituse aste; mida madalam on tema oksudatsiooniaste, seda suurem on tema redutseerituse aste.
52. Tuntumad tugevad oksüdeerijad ja redutseerijad . Redoksreaktsioonide tasakaalustamine , osavõrrandid (poolreaktsioonide võrrandid).
Tuntumad oksüdeerijad on hapnik ( O2) , kloor (Cl2) , lämmastikhape (HNO3)
Tuntumad redutseerijad on vesinik , süsinikoksiid, süsinik , metallid, jodiidioonid (I.), sulfiidioonid (S2.)
Koostame redoksvorrandi vase reageerimise kohta lahjendatud lammastikhappega, kui reaktsioonisaadusteks on vasknitraat ja lammastik(II)oksiid.
1) Kirjutame reaktsiooni skeemi ja maarame elementideoksudatsiooniastmed
Cu0 + HINO3 -II → CuII(NO3)2 + NIIO-II1 -6
Vase o.a on 0 (lihtaine), vasknitraadis on vask seotud kahe nitraatiooniga, s.t asendab valemis kahte vesinikku, jarelikult on tema o.a II. Maarame lammastiku o.a. lammastikhappes: vesinikul I, kolmel hapniku aatomil on 3*(-II)=-6, et o.a. summa vorduks nulliga, peab lammastiku o.a. olema V. Lammastikoksiidis on lammastiku o.a II (sest hapniku o.a. on –II). Seega: Cu0 → CuII, NV→ NII
2) Koostame nuud vorrandid , mis naitavad elektronide uleminekut:
Cu0 – 2e- = CuII (redutseerija Cu0)
NV + 3e- = NII (oksudeerija NV)
3) Et loovutatud ja liidetud elektronide arv oleks vordne, korrutame esimest vorrandit 3-ga, teist 2-ga:
3Cu0 – 6e- = 3CuII
2NV + 6e- = 2NII
3Cu + 2HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO
Vorrandist nahtub, et lammastikhapet kulub ka vasknitraadimoodustamiseks, 3 mooli Cu(NO3)2 saamiseks kulub 6 mooli NHO3,jarelikult kulub uldse kokku 6+2 mooli HNO3:
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO
4) Vorrandi vasakul poolel on 8 vesiniku aatomi sumbolit, selle arvelt tekib 4 mooli vett:
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
53. Mis on standardpotentsiaal? Kuidas on seotud standardpotentsiaalid ja oksüdeerijad (redutseerijad)?
Standardpotentsiaal defineeritakse standardse vesinikelektroodi kui ANOODI suhtes ehk kui redutseerumisreaktsiooni potentsiaal. Mida positiivsem on standardpotentsiaal, seda tugevam on vastavas poolreaktsioonis elektroni liitmise tendents – tegemist on tugeva oksüdeerijaga. Mida negatiivsem on standardpotentsiaal, seda tugevam on vastavas poolreaktsioonis elektroni loovutamise tendents – tegemist on tugeva redutseerijaga.
• Standardpotentsiaalidest E0 saab moodustada metallide elektrokeemilise pingerea , millest lahtudes saab ennustada naiteks metalli reaktsiooni vesinikiooniga:
– negatiivse E0 -ga metallid redutseerivad vesinikioone vesiniku molekuliks (H2)
– positiivse E0 -ga metallid aga mitte (1 M H+ lahuses)
54. Redokspotentsiaal . Nernsti võrrand. Redokspotentsiaal kui reaktsiooni suuna kriteerium . Redoksprotsessid eluslooduses.
Redokspotentsiaal ehk oksüdatsioonipotentsiaal on keemilise elemendi või ühendi tendents liita elektrone ja seetõttu redutseeruda. Igal elemendil/ühendil on temale omane redokspotentsiaal, kusjuures mida positiivsem ehk suurem on elemendi/ühendi redokspotentsiaal, seda kõrgem on tema võime redutseeruda.
Nernsti võrrand: E=E0 + RT/nF ln coks/cred kus E0 – standardpotensiaal (V); n –reaktsioonist osavõtavate elektronide arv; F – Faraday arv; R – gaasi universaalkonstant (8,314 J/K·mol); T – temperatuur (K); Coks ja Cred – oksüdeeritud ja redutseeritud vormi molaarne kontsentratsioon (mol/L).
Redokspotentsiaalide abil on võimalik arvutada redoksreaktsiooni Gibbsi energia muut, mis omakorda võimaldab määrata reaktsiooni iseenesliku kulgemise suunda
Eluslooduses: Fotosüntees on paljuastmeline protsess, mille käigus toimub süsihappegaasis sisalduva süsiniku taandumisreaktsioon. Rakusisese oksüdatasiooni protsess, mille keskseks osa on nn. hingamisahel . Hingamisahela võtmereaktsioon – hapniku taandumist veeks.
55. Mis on korrosioon ? Kuidas selle vastu võidelda?
Korrosioon on metalli soovimatu oksudeerumine. Korrosiooni uheks peamiseks pohjuseks on niiskus. Korrosioonikaitseks kasutatakse: metallipinna katmist varvi voi inaktiivse metalli kihiga ; katoodkaitse – metall on kontaktis aktiivsema metalliga, mis ise oksudeerub. Toimub õhus, looduslikes vetes ja pinnases, iseeneslikult kulgev oksüdatsioon , redoksreaktsioon.
Korrosioonitõrjevahendid:
polümeeri vesilahus (polümeeri kiht ei lase hapnikku ega vett)
 vahekiht (takistab ioonide liikumist). Kemikaalid reageerivad metalli pinnaga ja tekkib vahekiht metalli ja polümeerse kihi vahele)
56. Millega tegeleb elektrokeemia? Milleks kasutatakse elektrokeemilisi protsesse?
Elektrokeemia on keemia haru, mis tegeleb spontaansete reaktsioonide arvel elektrivoolu saamisega, elektrivoolu toimel mittespontaansete reaktsioonide labiviimisega ja koige sellega seonduvaga.
Elektrokeemilised meetodid voimaldavad elektriliste mootmiste pohjal jalgida keemilise reaktsiooni kulgu voi ioonide kontsentratsioone lahustes.
57. Keemilised vooluallikad.
Keemiline vooluallikas on seade, milles elektrokeemilises reaktsioonis vabanev energia muundub vahetult elektrienergiaks. Keemilised vooluallikad on praktilises kasutuses olevad galvaanielemendid, mida kasutatakse elektrivoolu saamiseks. Head vooluallikat iseloomustab: - suur erimahtuvus (toodetava energiahulga ja massi või ruumala suhe) - elektromotoorjõu ( klemmipinge ) konstantsus vooluallika tühjenemisel - madal sisetakistus (võimaldab saada tugevat voolu) - hea säilivus . Kui tegemist on akuga ( korduvat laadimist ja tühjendamist võimaldava galvaanielemendiga), siis on olulised veel: - maksimaalne laadimis- ja tühjendamiskordade arv - väike isetühjenemine. Nt: kuivelement ja pliiaku.
58. Elektrolüüs .
Elektrolüüs on redoksreaktsioon, mis toimub elektrolüüdi lahuses või sulas elektrolüüdis elektroodide pinnal. See reaktsioon toimub elektrivoolu toimel, selles muundub elektrienergia keemiliseks energiaks! Elektrokeemiline reaktsioon alalisvoolu mõjul, mis reeglina viib aine lagunemisele. Redoksreaktsioonid, millele vastab positiivne vabaenergiamuut, ei kulge spontaanselt, küll aga saab neid esile kutsuda elektrivoolu toimel. Elektrolüüs ongi redoksreaktsiooni läbiviimine elektrivoolu toimel spontaansele vastassuunas.
Elektrolüüsi kasutatakse::
– aktiivsete metallide tootmiseks, nt Na saadakse sula NaCl elektrolüüsil ja Al saadakse sulatatud Al2O3 elektrolüüsil
– toormetallide puhastamine
– keemiatööstuse toorainete saamiseks, nt NaCl vesilahuse elektrolüüsil saadakse vesinikku, kloori ja naatriumhüdroksiidi:
59. Mis on elektrokeemiline rakk ? Millest see koosneb?
Laetud osakeste tekitatud elektrivoolu ja potentsiaali (pinge) uurimiseks on vaja tekitada vooluring . Elektrokeemiline rakk on seade mis suudab kas tuleneva elektri energiat keemiliste reaktsioonide või hõlbustada keemiliste reaktsioonide kehtestamise kaudu elektrienergiaks. (wiki).
Koosneb:
Soolasild – elektrit juhtiv lahus, mis eraldab
kahte elektroodiruumi.
• Elektrijuhe.
• Potentsiomeeter (millivoltmeeter).
• Anumad ehk elektroodiruumid.
• Lahused , millesse elektroodid on sukeldatud.
60. Lahustumissoojus . Lahustumisentalpia . Lahustumisentroopia.
Lahustumissoojus - Soojushulk, mis eraldub või neeldub teatud koguse lahustatava aine (1 mol) lahustumisel teatud koguses lahustis .
Lahustumisentalpia - 1 mooli aine lahustumisega kaasnev entalpia muutus.
Lahustumisentroopia – Teine oluline parameeter lahustumise kirjeldamiseks on lahustumisentroopia. Korrastatud tahkise lahustumisega peaks kaasnema entroopia kasv.
61. Tõelised ja kolloidlahused .
Tõelised lahused - lahused, milles on lahustunud aine jaotunud molekulideks, aatomiteks või ioonideks. Sellised lahused on termodunaamiliselt püsivad süsteemid.
Kolloidlahused - Heterogeensed lahused, mis silmaga vaadates tunduvad ühtlased. Seega segades liiva vette me kolloidlahust ei saa, sest liivaterad on palja silmaga nähtavad. Osakeste suurus kolloidlahuses on 1...100 nm. Kolloidlahused ei ole termodunaamiliselt stabiilsed. See tähendab seda, et aja jooksul kolloidlahus laguneb näiteks sademe tekke näol.
62. Gaaside lahustumine vedelikes. Henry seadus.
Gaaside lahustuvus väheneb t° tõusuga ja suureneb rõhu kasvuga. Gaaside lahustuvus vees väheneb, kui vesi sisaldab lahustunud soolasid. Gaaside lahustuvus konstantsel temperatuuril on proportsionaalne nende osarõhkudega:
C = Kh x P
k H - antud gaasile temperatuurist soltuv konstant (Henry konstant) (mol/1 atm); C – gaasi kontsentratsioon lahuses (mol/l); P – gaasi osarõhk lahuse korral (atm). Osarõhk e. partsiaalrõhk on rõhk, mida mingi gaasisegu keemiline komponent avaldaks, kui see vaadeldav komponent esineks üksi samal temperatuuril ja samal ruumalal. • Konstantsel temperatuuril rõhu tõstmine kaks korda suurendab ka gaasi lahustuvust kaks korda.
63. Lahuste omadused. Kolligatiivsed omadused.
Kolligatiivsed omadused – omadused, mis sõltuvad lahustunud aine osakeste (ioonide, molekulide) arvust lahuses (kontsentratsioonist), aga mitte antud aine iseloomust. Tähtsamad kolligatiivsed omadused on aururõhu alanemine, keemistemperatuuri kasv, külmumis-temperatuuri alanemine ja osmootne rõhk.
Kolligatiivseid omadusi on hea arvutada, lähtudes kontsentratsioonidest, mis on esitatud kas: moolimurruna x või molaalsusena Cm.
64. Osmoos ja osmootne rõhk.
Osmoos – lahusti ühesuunaline difusioon läbi poolläbilaskva membraani puhtast lahustist lahusesse või väiksema kontsentratsiooniga lahusest kõrgema kontsentratsiooniga lahusesse (nähtus, kus solvent tungib läbi poolläbilaskva membraani kontsentreeritumasse lahusesse).
Osmootne rõhk - Osmoosi toimel tõuseb kõrgema kontsentratsiooniga lahuses rõhk, mida nimetatakse osmootseks rõhuks. Osmootne rõhk p – on võrdne rõhuga, mida tuleb avaldada lahusele selleks, et katkestada lahusti tungimist lahusesse läbi membraani.
65. Millistel tingimustel ja miks toimub osmoos?
Osmoosi korral difundeerub lahustunud aine läbi poolläbilaskva membraani, mis eraldab kahte erineva kontsentratsiooniga lahust. Oluline on teada, et eeskätt difundeeruvad läbi membraani vee molekulid, kuna need on väiksed ja membraan neid oluliselt ei takista. Seega toimub osmoos suunas, kus vee molekulide tihedus on väiksem ehk madalalt kontsentratsioonilt kõrgemale. 
Osmoos on iseeneslikult toimuv füüsikaline protsess, s.t. süsteem ei vaja selleks energiat lisaks.
66. Millised tegusrid ja kuidas mõjutavad lahuse osmootset rõhku?

=CRT
C-molaarne kontsenratsioon 
R-gaasi konstant 
T-absoluutne temperatuur
Osmootne rõhk on võrdelises seoses molaarse kontsentratsiooniga, gaasi konstandiga ja absoluutse temperatuuriga.
Molaarne kontsentratsioon ehk molaarsus
Väljendab lahustunud aine moolide arvu ühes liitris lahuses
C=n(mol)/V(dm3)
Molaarsus sõltub võrdeliselt molaarmassist ja pöördvõrdeliselt ruumalast.
Mida suurem on aine molaarmass, seda kõrgem on lahuse osmootne rõhk, kui kõik ülejäänud parameetrid on samad.
67. Puhverlahused . Puhverlahuste koostis ja puhverdava toime põhimõte.
Puhverlahused on mõningate ainete vesilahused, mis suudavad lahusesse lisatud vesinik- (H+) või hüdroksiidiioone (OH-) siduda, ilma et nende pH seejuures märgatavalt muutuks. Puhverlahused koosnevad enamasti kas nõrgast alusest ja selle soolast tugeva happega või nõrgast happest ja selle soolast tugeva alusega. Puhverlahused tekivad alati nõrga aluse voi happe tiitrimise käigus.
Puhverlahuste omadused: Lahjendamisel puhverlahuste pH peaaegu ei muutu. Happe voi lahuse lisamisel muutub pH vahe. Lahuse pH on ligikaudselt arvutatav.
Puhverlahustel on oluline roll keemilistes ja bioloogilistes süsteemides. Organismis varieerub pH suuresti - maomahl 1.5, veri 7.4. Nende väärtuste säilitamise eest hoolitsevad keerulised puhversüsteemid . Ka paljude analüüside (näit. sadestamine ) läbiviimisel on oluline hoida keskkonna pH muutumatuna.
68. Vee dissotsiatsioon . Vee ioonkorrutis, vesinikeksponent, lahuse pH skaala.
pH – suurus, mis iseloomustab vesinikioonide konsentratsiooni lahuses. Mida madalam on pH, seda rohkem H+ ioone on.
Vee ioonkorrutis [H+] • [OH-] = 1•10-14
Vesi on vähesel määral dissotsieerunud ioonideks:
H2O
H+ + OH-
pH = – log [CH+]
Lahuse pH (vesinikeksponent) on lahuses sisalduvate vesinikioonide kontsentratsioonide negatiivne kümnendlogaritm. pH mõõdetakse ainult vesilahustes.
Vesilahuste pH väärtuste skaala on vahemikus –1...15 (0...14)
Sõltuvalt keskonna iseloomust on pH väärtused erinevad:
neutraalne keskkond [H+] = [OH-] pH = 7
happeline keskkond [H+] > [OH-] pH aluseline keskkond [H+] 7
69. Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid .
Elektrolüüdid on ained, mille lahused sisaldavad ioone. Elektrolüütide lahused juhivad elektrit. Neis on palju vabu laengukandjaid.
Tugevad elektrolüüdid on lahuses täielikult jagunenud ioonideks, selle aine molekule lahuses ei ole. Soolad, tugevad happed ja tugevad alused (leelised).
Nõrgad elektrolüüdid on lahuses ainult osaliselt jagunenud ioonideks, esinevad lahuses nii molekulide kui ka ioonidena. Nõrgad happed ja nõrgad alused.
70. Elektrolüütiline dissotsiatsioon. Tasakaal nõrkade elektrolüütide lahustes, dissotsiatsioonimäär ja –konstant. Dissotsiatsiooni mõjutavad tegusrid.
Elektrolüütide lagunemist ioonideks lahustite toimel nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks.
Elektrolüütide lahustumisel vees jagunevad molekulid vastasnimeliselt laetud osakesteks – ioonideks. Et lahuses on liikuvad laenguga osakesed, juhivad sellised lahused elektrit, mistõttu tekib elektrivool . Seda ioonideks jagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on lahustunud aine ja polaarse lahusti vastastiktoime tulemus.
Dissotsiatsioonimäär - Elektrolüütilise dissotsiatsiooni ulatust iseloomustav dissotsiatsiooniaste ehk ioonideks lagunenud molekulide arvu suhe lahuses olevate molekulide üldarvusse.
Dissotsiatsioonikonstant (tähis Kd või K) on suurus, mis näitab elektrolüüdi tugevust.
Nõrgad elektrolüüdid dissotsieeruvad pöörduvalt ning nende lahustes on ioonid tasakaalus ioniseerumata molekulidega. Kuna lahuses on ioone vähe, siis on ka nende lahuste elektrijuhtivus väiksem.
Dissotsiatsiooniaste sõltub lahuse kontsentratsioonist ja temperatuurist. Dissotsiatsioonikonstant sõltub elektrolüüdi iseloomust, temperatuurist.
71. Hüdrolüüs
Hüdrolüüsiks nimetatakse keemilist reaktsiooni, mille käigus lõhustuvad molekuli keemilised sidemed veega reageerides. Üldjuhul on hüdrolüüsi näol tegemist aine lagunemisega.
72. Millist tüüpi soolad hüdrolüüsuvad ? Millised tegurid tugevdavad soolade hüdrolüüsi?
Soolade hüdrolüüs on neutralisatsioonireaktsiooni pöördreaktsioon, soolade reageerimine veega. Tekivad nõrgad happed või alused.
Hürdolüüsuvad ainult nõrga happe anioonid ja nõrga aluse katioonid. Tugevate hapete anioonid ja tugevate aluste katioonid hüdrolüüsist osa ei võta. Ei toimu tugeva aluse ja tugeva happe soolades. Nõrga happe ja tugeva aluse soolad annavad aluselise keskkonna. Tugeva happe ja nõrga aluse soolad annavad happelise keskkonna.
Soolade hüdrolüüsi mõjutavad järgmised tegurid. Lahuse lahjendamisel ja temperatuuri tõstmisel nihkub tasakaal hüdrolüüsi tugevnemise suunas. Nõrga aluse ja tugeva happe soola hüdrolüüsi saab vähendada, lisades lahusesse hapet. Tugeva aluse ja nõrga happe soola hüdrolüüsi saab vähendada, lisades lahusesse leelist. Kuumutamisel nihkub tasakaal hüdrolüüsi tugevnemise suunas ning võib moodustuda sade.
73. Miks enamik tahkete ainete lahustuvus temperatuuri tõstmisel kasvab?
Sest siis muutuvad osakestevahelised sidemed nõrgemaks ja nende lõhkumiseks kulub vähem energiat.
74. Millised tegurid ja kuidas mõjutavad tahkete ainete ja gaaside lahustuvust vees?
a) Paljude tahkiste korral, mis on vedelas vees lahustatud, lahustuvus kasvab temperatuuriga. Lahustumine toimub kiiremini, kui tahke aine on peenestatud ja lahust mehhaaniliselt segatakse.
b) Üldiselt temperatuuri tõustes gaaside lahustuvus vees kahaneb. Väga oluline on gaasi suur kokkupuutepind vedelikuga ja segamine. Rõhust oleneb võrdeliselt.
75. Miks soola lisamisel värskele kraaniveele eralduvad sellest kihinal mullikesed?
Kuna vesi sisaldab gaase ja sool on elektrolüüt ja elektorlüüdi lisamine vähendab gaaside lahustuvust.
76. Millistel tingimustel vedelik keeb ?
Vedelik läheb keema, kui küllastunud auru rõhk mullides saab võrdseks välisrõhuga.
77. Millistel tingimustel vedelik külmub?
Külmumisel väheneb vedeliku molekulide energia tasemeni, mil nad enam liikuda ei saa ja toimub aine üleminek tahkesse faasi.
78. Mis on adsorptsioon ? Kuidas seda liigitatakse?
Adsorptsiooniks nimetatakse aineosakeste iseeneslikku kogunemist pindkihti ja aine kontsentratsioon pindkihis uletab aine kontsentratsiooni faasi sisemuses. Iseeneslikult saavad pindkihti koguneda vaid need ained, mis pohjustavad pindpinevuse e. pinna vabaenergia vahenemist. On olemas kaks adsorptsiooni tuupi:
• Fuusikalise adsorptsiooni aluseks on fuusikalised nahtused – van der Waalsi joud adsorbaadi osakeste vahel.
• Kemosorptsioonil tekib keemiline side adsorbendi ja adsorbaadi vahel. Voib tekkida nii elektroni uleminekul kui uhise elektronpaari tekkel.
79. Gibbsi adsorptsioonivōrrand.
Γ= - c/RT x δ∂/∂c
kus, c – PAA kontsentratsioon lahuses, σ – pindpinevus vedelik-gaas pinnal, Γ - adsorbeeritud aine liig pinnakihis
Gibbsi adsorptsiooniks e. Gibbsi pindliiaks nimetatakse aine hulka, mis tuleb lisada süsteemile, kui pindala suureneb ühe ühiku võrra (näiteks 1 cm2) selleks, et aine kontsentratsioon süsteemis jääks samaks.
80. Adsorptsioon vedeliku ja gaasi piirpinnal .
Adsorptsioon on pinnanähtus, mille puhul vedeliku või gaasi molekulid kogunevad molekulaarsidejõudude (van der Waalsi jõudude) toimel tahke keha pinnale.
Kui pindpinevus suureneb kontsentratsiooni kasvades dσ/dc>0, siis 