Keemia ja teaduslik meetod (0)

Q: Millised on esimest ja teist järku reaktsioonide kiiruskonstantide dimensioonid?

Vastus leiad õppematerjalist: Keemia ja teaduslik meetod

Q: Kui palju kulub aegaet antud kogus oksiidi laguneks 50 ulatuses kui lagunemise kiiruskonstant on 56x 10 -2 s?

Vastus leiad õppematerjalist: Keemia ja teaduslik meetod

Q: Milline on tugevam hape?

Vastus leiad õppematerjalist: Keemia ja teaduslik meetod

Keemia - Üldkeemia

1 Hindamata

Esitatud küsimused

Millised on esimest ja teist järku reaktsioonide kiiruskonstantide dimensioonid?
Kui palju kulub aegaet antud kogus oksiidi laguneks 50 ulatuses kui lagunemise kiiruskonstant on 56x 10 -2 s?
Milline on tugevam hape?

Loeng 1-2 Keemia ja teaduslik meetod

1.Teadus ja keemia.
Teadus uurib ja püüab mõista loodust. Sõltuvalt uuritavst objektist või tema eri tahkudest eristame sotsiaalteadusi (inimsuhted), bioloogiateadusi (elavad organismid) ja füüsikalisi teadusi (põhilised loodusprotsessid ). Keemia, kuuludes viimaste hulka, uurib aine struktuuri, omadusi ja muundumisi.Teadlased, vaadeldes loodust ja korraldades katseid (see on mõõtmisi) koguvad andmeid mõistmaks, mis looduses toimub. Saadud andmete alusel teadlased sõnastavad mõisteid ja väiteid, püsitavad hüpoteese, loovas teooriaid ja avastavad loodusseadusi.
Hüpotees (kr. hypothesis-alus, eeldus) on teadaolevaile faktidele toetuv, kui tõestamata oletus mingi nähtuse, seaduspärasuse vms. kohta. Hüpoteeside tõenäosus on erinev, tähtis on, et nad võimaldavad fakte loogiliselt organiseerida.. Erinevalt meelevaldseist oletusist peab ta olema vähemalt põhimõtteliselt kontrollitav aitamaks seega koguda uusi teadmisi. Tõestatud hüpotees muutub teooriaks või selle osaks.
Teooria (kr. vaatlus, uurimine ) on teatud mõttelisi mudeleid, seadusi esitavate mõistete ja väidete, mõtteliste katsete ja tõestuste terviklik süsteem, mida saab rakendada teaduslikult kirjeldatud nähtuste seletamiseks ja ennustamiseks. Teooriaid ja hüpoteese nimetatakse ka kokkuvõtvalt mudeleiks.
Loodusseadus on kõikidel aegadel ja kõikjal looduses esinevate korrapärasuste sõnastus.
Igale teadusele on omane teatud meetodite (kr. methodos-uurimistee, -viis) kompleks , mille oluliselt määrab objekt ja mis sisaldab empiirilisi (katse, vaatlus) ja teoreetilisi (analüüs ja süntees, abstraktsioon jt.) meetodeid . Kõigile neile meetodeile, nimetame neid summaarselt teaduslikuks meetodiks on omane alltoodu:
-uuritava küsimuse sõnastamine,
-kogu olemasoleva informatsiooni hankimine antud küsimuse kohta, selle analüüs, küsimust selgitavate oletuste püstitamine ja nende võimalik katseline kontrollimine,
-katsete tulemuste analüüs, mingi seaduse või printsiibi sõnastamine,või vajadusel tulemusi selgitava hüpoteesi püstitamine,
-hüpoteesi katseline kontroll ja vajadusel täiendamine, võibolla saab siit alguse teaduslik teooria.
Teadusliku uurimise aluseks on eeldus et loodus “töötab” kõikjal ja alati teatud kindlate seaduspärasuste järgi. Fakt, mis leiti antud tingimusis ühe teadlase poolt peab samades tingimusis olema korratav teise teadlase poolt. See väldib kõigi nn.meelisideede levimist teadusmaailmas , mis on sisemiselt kooskõlastatud, pidevalt muutuv ja täienev, toetudes inimkonna kogu olemasolevale kogemusele. Keegi ei saa väita, et senileitu on absoluutselt tõene, uute nähtuste avastamisel tehakse parandusi või tekivad uued teoriad, mis leitu paigutavad kooskõlas kõige eelnevaga uude juba avaramasse süsteemi.
2. Mõõtmine ja rahvusvaheline ühikute süsteem.
Mõõtmine on suuruse väärtuse määramine mõõtevahendi abil. Viimase täpsus määrab ära nn. oluliste numbrite arvu mõõtmistulemuses (näide argooni avastamise kohta). Aritmeetilisis tehteis jälgi alati väärtust väikseima oluliste numbrite arvuga kuna see arv on limiteeriv. Mõõtmiste juures eristatakse mõõtmise õigsust (ing. accuracy -erinevus mõõdetava suuruse tõelisest väärtusest ) ja täpsust (ing. precision -mõõtmistulemuse korratavus). Mõõdetava suuruse väärtus sõltub loomulikult mõõteühikust. Mõõteühikute suurused on kokkuleppelised. On olemas mitu mõõtsüsteemi, mis erinevad üksteisest nende aluseks võetud põhiühikute poolest. Tänapäeval on kokku lepitud kasutada kõikjal Rahvusvahelist Mõõteühikute Süsteemi (prantsuse k. Systeme Internationale, SI süsteem), mis on kaasajastatud meetersüsteem. Selles süsteemis on 7 põhiühikut, paar täiendavat ühikut. Kõik teised on neist tuletatud ühikud , mis on moodustatud füüsikalisi suurusi siduvate ja kehade või nähtuste lihtsamatele vormidele vastavate võrrandite abil. Meile on olulisemad tab. 1 toodud põhiühikud :
Tabel 1

Mõned olulised SI süsteemi põhiühikud

Suurus Ühik
nimetus
dimensioon
nimetus
tähis
Pikkus
L
meeter
m
Mass
m
kilogramm
kg
Aeg
t
sekund
s
Temperatuur
T
kelvin
K
Aine hulk
n
mool
mol
Tab. 2 on toodud mõned olulised tuletatud ühikud.
Tabel 2

Mõned olulised tuletatud ühikud

Nimetus
Dimensioon
Määrav võrrand

Ühik

Pindala, S
l2
S = l1l2
m2
Ruumala, V
l3
V = l1l2l3
m3
Kiirus, v
lt-1
v = l/t

m/s

Kiirendus, a (g)
lt-2
a = l/t1t2
m/s2
Jõud (raskusjõud), F
mlt-2
F = ma (mg)
N njuuton
Rõhk, P
ml-1t-2
P = F/S

Pa paskal

Tihedus,1)
ml-3
 = m/V
kg/m3
Erikaal,f
ml-2t-2
f = F/V
N/m3
Töö (energia), w
ml2t-2
w = Fl
J dzaul
1) tihti kasutatakse suhtelist tihedust näit. õhu või vee suhtes. Selliste suuruste dimensioon on muidugi alati üks.
Allpool toome SI põhiühikute definitsioonid (v.a. valgustugevuse ühik kandela):
meeter (m) võrdub vahemaaga, mille valgus läbib vaakumis 1/299 792 458 sekundiga (1983).
kilogramm (kg) on massiühik, mis võrdub rahvusvahelise kilogrammietaloni massiga (1901).
sekund (s) võrdub 133Cs aatomi põhiseisundi kahe ülipeenstruktuurinivoo
vahelisele siirdele vastava kiirguse 9 192 631 770 perioodiga (1967).
amper (A) on selline muutumatu elektrivoolu tugevus, mis kahte lõpmatult pikka ja paralleelset, teineteisest vaakumis 1 m kaugusel asetsevat kaduväikese ringikujulise ristilõikega sirgjuhet läbides tekitab nende juhtmete vahel iga meetripikkuse lõigu kohta jõu 2x10-7 njuutonit (1948) (ehk 1 kulon[C]/s).
kelvin (K) on termodünaamilise temperatuuriskaala kraad, mis võrdub 1/273,16 osaga vee kolmikpunkti termodünaamilisest temperatuurist (1967).
mool (mol) on aine hulga ühik, mis sisaldab niisama palju struktuuriüksusi (aatomeid, molekule, ioone), kui on aatomeid 0,012 kilogrammis süsiniku isotoobis 12C ( 1971 ). Näiteks on ühes moolis vesinikus (H2) 6,022. 1023 vesiniku molekuli, mis sisaldavad 12,044.1023 vesiniku aatomit. Üks mool vesinikiooni sisaldab 6,022.1023 H+ -iooni. Ühe mooli s.o. Avogadro arvule võrdse elektronide hulga kogulaeng on 96,49 kC (seega üks mool ainet on nii mitu grammi kui mitu ühikut on ta aatom - või molekulmassis, mis on vanem mooli määratlus )
Tuletatud ühikute definitsioonid tulenevad tab.2 toodud dimensioonidest.
Muide, tuntud suuruste dimensioonidega opereerimine (nn. dimensioonanalüüs) on kasulik
võte ka tuletatud füüsikaliste konstantide ühikute leidmisel.
Täiendavat lugemist:
ENE, märksõnad abstraktsioon, idealisatsioon, hüpotees, teooria, meetod;
Tehnikaleksikon, 1981, lisa 1.
Füüsikalise keemia terminid, sümbolid ja ühikud.
Kasulikud eesliited:
Atto a 10-18

Femto f 10-15

Pico p 10-12
Nano n 10-9
Micro m 10-6
Milli m 10-3
Centi c 10-2
Deci d 10-1
Deka da 10

Hecto h 102

Kilo k 103
Mega M 106
Giga G 109
Tera T 1012
Vajalikke seoseid :
1Å (angström) = 10-10 m , 1atm = 760 mmHg = 10 m H2O = 101,3 kN/m2
1 torr = 1 mmHg 1bar = ca 1atm
1kkal/mol = 4,18 kJ/mol 1eV = 23,1 kkal/mol
NB! Tehes arvutusi määra alati enne oluliste arvude hulk kõige ebatäpsemais lähteandmeis (null, mis näitab suurusjärku pole oluline arv!), siis ümmarda kõik lähteandmed nii, et neis oleks üks number rohkem, soorita tehe ja ümmarda vastus. Muide, mõned arvud on põhimõtteliselt täpsed, näit, iooni laenguarv z (zNa+ = 1).
Ülesandeid: 1) tehteid astmetega, 2) tehteid logaritmidega
Mida ma pean teadma :
1). Keemia objekt ja üldine ettekujutus teaduslikust meetodist,
2) SI süsteemi 5 põhiühikut, olulised tuletatud ühikud ja nende dimensioonid,
3) Teades füüsikalist suurust määravat võrrandit teha suuruse dimensioonanalüüsi,
4) Aritmeetilised tehted kümne astmetega ja logaritmidega, arvude ümmardamine.
Lisa: näide dimensioonanalüüsist.
Faktor-märgistatud meetod ( factor labled method, Mortimer ) konversiooni faktori määratlus (faktor võrdub füüsikalises
mõtttes ühega, lugejas ja nimetajas on sama suurus väljendatud erinevais ühikuis:
= 3,00 x 103
Leia 1,278 mooli ideaalgaasi ruumala toodud rõhul ja temmeratuuril:
PV = n RT, V = nRT/ P
n = 1,278 mol, R = 8,3145 J K-1mol-1 P = 2,341 atm, T = 298,15 K;
V = (1,278 mol) (8,3145J K-1 mol-1) (298,15 K)/2,314 atm (1atm/101325Pa),
Või teisiti kirjutatult:
V =
= 1,351 x 10-2 J Pa-1 = 1,351 10-2
m3
J Pa-1 = ml2t-2 x m-1 l t2 = l3
Loeng 3-4 Aine ehitus ja mikroosakesed
1. Elemendid ja aatomid .
Meid ümbritsevad ained on oma välimuselt, koostiselt ja omadusilt kas heterogeensed (ebaühtlased) või homogeensed (ühtlased). Homogeenne aine võib esineda puhta ainena või lahusena . Puhas aine võib olla kas liitaine või lihtaine . Viimane sisaldab ainult ühte elementi ja teda ei saa enam jaotada lihtsaimks aineiks.
Keemilise muundumise (reaktsiooni) käigus üks aine muutub teiseks aineks, füüsikalisel muundumisel muutub ainult aine olek (tahke, vedel, gaasiline). Vastavalt aine jäävusele ja elementide kindlatele suhetele keemilises reaktsioonis koosnevad elemendid aatomeist, mis on antud elemendile omane väikseim osake (kr. k. atomos, jagamatu , Demokritus, 400 aastat e.m.a.).
Aatomid koosnevad omakorda prootoneist, neutroneist ja elektronidest. Prootonid on positiivselt laetud, neutronid on neutraalsed, elektronid on laetud negatiivselt. Prootonid ja neutronid moodustavad aatomi tuuma, mis sisaldab peaaegu kogu aatomi massi, nende osakeste summa on aatomi massiarv . Elektronid asuvad väljaspool tuuma. Elemendi aatomnumber on tema aatomis olevate prootonite arv (mis on ka elektronide arv kuna aatom on neutraalne ).
Elemendid võivad esineda mitmesuguste isotoopidena. Isotoobid erinevad üksteisest neutronide arvu ja seega ka massi poolest. Seega erinevate isotoopidel on erinev massiarv. Elemendi aatommass on temas esinevate isotoopide masside keskmine väärtus (arvestades loomulikult ka isotoopide sisaldust antud aatomis) ja seega pole täisarv. Aatommassiühikuks on 1/12 süsiniku isotoobi C-12 massist.
Elementide omaduste perioodilisuse seadus võimaldab kõiki elemente esitada nn. periodilisussüsteemina, Mendelejeevi tabelina (vt. tabel). Seni esineb tabelis 109 elementi. Elemente tähistatakse sümbolitega, mis on tavaliselt elemendi nime 1 või 2 esimest tähte. Sarnaste omadustega elemendid asuvasd tabelis samas vertikaalses tulbas – grupis (neid on 18). Horisontaalne rida moodustab aga perioodi (neid on 7). Tabelit poolitab tugevalt paremal asuv astmeline joon. Sellest joonest vasakul asuvad metallid, paremal mittemetallid , metalloidid on vahetult joonel. Mõned tähtsamad grupid on leelismetallide, leeliemuldmetallide, siirdemetallide, halogeenide ja väärisgaaside grupid.
Bohri aatommudeli järgi elektronid tiirlevad aatomituuma ümber kindlail orbiitidel . Kvantkeemilise mudeli järgi on elektron kui mikroosake nii osake kui ka laine ja ta asub aatomis teatud tõenäosusega orbitaaliks nimetatavas ruumi osas. Elektrone klassifitseeritakse nende energiataseme ja orbitaali kuju järgi. Energiatasemeid (elektronkihte e. peanivoosid ) tähistatakse numbritega 1.,2. kuni 7. nivoo (muide, energia nullnivooks on üksteisest lõpmatu kaugel olevad tuum ja elektron, seega on energia väärtused negatiivsed). Peanivoo jaguneb alanivoodeks ja viimaseid tähistatakse tähtedega s,p,d,f. Viimased kolm orbitaali - p,d ja f - orbitaalid on vastavalt 3,5 ja 7 kordselt kõdunud (s.t. neid orbitaale on 3,5 ja7). Neid grupiti võrdse energiaga orbitaalid paiknevad ruumis erinevalt, näit px, py ja pz piki vastavaid koordinaattelgi. Aatomi elektronkonfiguratsioon kujuneb paigutades elektronid paarikaupa alanivoodele alates kõige madalamast nivoost. Sama energiaga alanivoosid täidetakse esialgu vaid osaliselt Seega ühe elektronkihi s,p,d, ja f orbiitidel võib esineda vastavalt kuni 2, 6, 10 ja 14 elektroni.. Summaarne elektronide arv kihis sõltub hõivatud orbitaalide arvust. Maksimaalne elektronide arv kihis on 2n2. Näit. floori elektronkonfiguratsioon kirjutatakse nii 1s22s22p5 (vt. tabel), kus ülaindeks näitab elektronide arvu antud orbiidil. Sisuliselt perioodilisussüsteem väljendab elementide omadusi sõltuvalt tuumalaengust ja sellest tulenevast elektronide arvust ja nende konfiguratsioonist. Vastavalt antud perioodis täituvale orbitaalile elemendid jagunevad s,p, d ja f elementideks. Kõige kõrgemal põhinivool asuvaid elektrone nimetatakse valentselektronideks.
2. Ühendid: ioonid ja molekulid
Sõltuvalt asendist perioodilises süsteemis on aatomitel kalduvus kas omandada, anda ära või jagada elektrone saavutamaks inertsetele väärisgaasidele omast stabiilset elektronkonfiguratsiooni. Viimastele omane elektronkonfiguratsioon omab vähem potensiaalset energiat ja on seega stabiilsem. Aatomid kaotavad , liidavad või jagavad elektrone saavutamaks perioodilises süsteemis lähima inertgaasi elektronkonfiguratsiooni (oktettreegel).
Metallid reageerivad mittemetallidega moodustamaks kristalseid ioonseid ühendeid. Ioonses ühendis ioonid on seotud kristallvõres ioonsete sidemetega. Metalli aatomitel on kalduvus kaotada elektrone moodustamaks positiivselt laetud ioone, mittemetallid aga liidavad elektrone, moodustades negatiivselt laetud iooone. Iooni elektrilaeng sõltub aatomi poolt saadud või kaotatud elektronide arvust. Iooniliste ühendite valemeis on alaindeksitega näidatud väikseim ioonide suhe saavutamaks ühendeile omast elektrilist neutraalsust. Polüaatomsed ioonid on kahest või enamast aatomist koosnevad laetud grupid mida hoiavad koos kovalentsed sidemed. Ioonse ühendi nimi moodustatakse kasutades negatiivse iooni jaoks järelliidet “iid” välja arvatud polüaatomsed ioonid. Viimaste jaoks kasutatakse spetsiaalseid nimetusi.
Puhtas metallis või metallide segus (sulam) metallid esinevad ioonidena ja nende valentselektronid liiguvad metallis vabalt.
Mittemetalli aatomid käituvad teisiti: saavutamaks stabiilsust jagavad nad elektrone teiste aatomitega. Jagatud elektronpaar on kovalentne side. Viimaste poolt kooshoitud aatomite grupp on molekul . Aatomite vahel võivad olla ka mitmekordsed kovalentsed sidemed.Kui elektronid on jagatud kahe aatomi vahel võrdselt, siis on moodustunud side mittepolaarne, ebavõrdse jaotumise korral on tegu polaarse kovalentse sidemega. Sideme polaarsus on määratud tema poolt ühendatud aatomite elektronegatiivsuse erinevusega. Elektronegatiivsus on parameeter, mis näitab aatomi võimet tõmmata enda poole ühiselt jagatud elektronpaari. Polaarses molekulis on elektronegatiivsem aatom negatiivne poolus .
Molekulide ja paljuaatomliste ioonide struktuuri esitatakse sageli nn. punktstruktuuridena (Lewisi struktuurid ) kus näidatakse kõik kõik valentselektronid, s.o. sidemeis olevad elektrone ja ka sidemeis mitteasuvaid nn. vabad elektronpaarid.
Elektronide arvu, mille aatom annab ära kas täielikult (kui tekib ioon ) või osaliselt (moodustub kovalentne side elektronegatiivsema aatomiga) nimetatakse elemendi oksüdatsiooniastmeks. Elementide oksüdatsiooniastmed on samuti näidatud Mendeleejevi tabelis.
Kovalentse ühendi valemis näidatakse samuti alaindeksitega mitu ühendit moodustavate elementide aatomit on antud molekulis.
Molekulide kujud on ennustatavad valentskihi elektronpaaride tõukumise alusel: need elektronpaarid on üksteisest maksimaalsel kaugusel. Molekulid polaarsete kovalentsete sidemetega omavad dipoolmomenti ja on polaarsed (kui molekuli sümmeetria tõttu ei toimu pooluste vastastikkune “nullimine” ruumis). Molekulid, kus ei ole polaarseid kovalentseid sidemeid , on apolaarsed (mittepolaarsed).
Lisa 1:Täiendavaid juhiseid anorgaaniliste ühendite valemite kirjutamiseks:
Elemendisümbolite järjestus valemis:
-elektronegatiivsuse järgi,KCl
-iooni iseloomustav element esikohale, OH-
-arvesta tegelikku struktuuri, HOCN
-katioon enne aniooni,NaCl
Koostisosade nimetused:
-elektropositiivne koostisosa - vastava elemendi nimetus
-elektronegatiivne koosstisosa –tuletatakse elemendi ladinaleelsest nimetusest pluss järrelliide “iid”
näit.
hydrogenium hüdriid
oxygenium oksiid
Mitmeaatomiline elektronegatiivne koostisosa puhul kasutatakse nimetusi sulfaat, nitraat jne.
Orgaaniliste ühendite valemite kirjutamisest vt. orgaanilise keemia loenguplokis.
Lisa 2:
sidemete klassifitseerimine elektronegatiivsuste erinevuste  järgi:
side 
-iooniline 2,0-3,2 metall -mittemetall(mm)
-peamiselt iooniline 1,5-2,0 sama ja mm-mm
- polaarne kovalentne 0,5-1,5
-mittepolaarne kovalentne 0 – 0,4.
Märkusi: 1) aatomi raadius on ca 10 000 (104) korda suurem kui tema tuum
Mis ma pean oskama:

orienteeruma Mendelejeevi tabelis leidmaks elementide iseloomulikke näitajaid, s.h. elektronkonfiguratsioone ja elektronegatiivsusi,

teadma keemiliste sidemete põhitüüpe ja neid määrata keemilistes ühendites,

määrata elementide oksüdatsiooniastmeid ühendites,

oskama nimetada lihtsamaid anorgaanilisi ühendeid.

kirjutada ühendite punktstruktuure.
Loeng 5-6 Aine makroolekud
1) Tahkised, vedelikud ja gaasid.
Aine füüsikaline e. agregaatolek (faas) on nn. makroomadus, mis on omane suurele hulgale osakestele (näit. üks mool ca 6 korda 1023 osakest). Füüsikalisi olekuid iseloomustavad erinevad füüsikalised omadused ja erinev potensiaalse ja kineetilise energia suhe. Esimene on tingitud molekulide vastastikmõjudest, viimane liikumisest. Agregaatolekuid on kolm: tahke,vedelik ja gaas . Kineetiline molekulaarne teooria seletab nende olekute tüüpilisi omadusi. Olek sõltub tõmbejõududest aine osakeste (ioonide, molekulide, aatomite) vahel ja osakeste kineetilisest enrgiast.
Ioonilistes ainetes ja metallides on osakeste vahel tavaliselt tugevad ioonjõud ja seetõttu on nad toatemperatuuril tahked, moodustades ioonilisi kristalle. Kristallide struktuur on korrapärane: iga ioon omab teatud kindla naabri.
Kovalentsed molekulid tõmbavad üksteist dispersioonijõududega, dipool – dipool jõududega ja vesiniksidemetega. Dispersioonijõud (van der Waalsi või Londoni jõud) on suhteliselt nõrgad ja nad tulenevad molekulide (üldjuhul osakeste) elektronpilve liikuvusest elektriväljas, viimane on tingitud antud molekuli ümbritsevaist teistest molekulidest. Seda elektronpilve liikuvust väljendab osakese polariseeritavus, mis viib ajutiste dipoolide tekkele. Jõud viimaste vahel ongi dispersioonijõud. Dipool – dipool jõud püsivate väikeste laengute vahel ja vesinik (H) – sidemed mis tulenevad vaba elektronpaari ja polariseerunud H aatomi vastastikmõjust (viimased on kõige tugevamad) toimivad ainult kas tahkes või vedelas olekus. Seega taolised ained võivad olla tahked, moodustades molekulaarseid kristalle (või ka amorfseid tahkiseid) või vedelad. Amorfseis tahkiseis korrapära puudub.
Vedelikes molekulid võivad moodustada molekulaarseid assotsiaate, aga muudavad siiski oma lähinaabreid (kuigi viimaste arv võib olla püsiv). Gaasis on osakestevahelised jõud väga nõrgad,neile on iseloomulik difusioonist tingitud kiire segunemine. Nn. ideaalgaasis individuaalsed molekulid ei oma mahtu (neid kujutatakse punktmassidena), mõjutavad teineteist ainult kokkupõrke hetkel ja kogu oleku energia on kineetiline. Taoliste gaaside segus on individuaalsete gaaside rõhk sõltumatu ja additiivne, p1 + p2+ pi = psum. (Daltoni seadus).
Universaalne gaasi seadus seob ideaalgaasi rõhu, mahu, temperatuuri ja hulga valemis PV = nRT, kus R on nn. universaalne gaasikonstant.
Puhastele ainetele on omased teatud kindlad füüsikalised konstandid, näit. sulamis- ja keemistemperatuur, aururõhk , lahustuvus teatud lahustites, spektraalsed omadused. Need omadused,s.h. faasimuutuste temperatuurid iseloomustavad jõude, mis antud faasis toimivad osakeste vahel
Keemisele ja kondenseerumisele suletud nõus on omane dünaamiline tasakaal, mille asend on määratud temperatuuri ja rõhuga anumas. Kui aine muudab oma olekut, siis soojus kas eraldub või neeldub. Vesi temale omaste tugevate vesiniksidemete tõttu on efektiivne soojuse siduja. Viimast omadust iseloomustab aine soojusmahtuvus.
2) Lahused ja dispersioonid
Lahuses koosneb suuremas koguses olevast ainest – lahustist ja temas väiksemas koguses lahustunud ainest (ainetest). Kuigi lahus koosneb mitmesugustest osakestest on tema omdused ühtlased s.o. lahus on homogenne segu. Lahused võivad olla kõigis kolmes agregaatolekus, kitsamas mõttes käsitletakse lahuseid kui vedelikke. Lahuste teke väljendab makroskoopiliste süsteemide üldist tendentsi muutuda vastavalt termodünaamika teisele seadusele kaootilisuse kasvu suunas.
Vesi on universaalne polaarne lahusti. Vesi moodustab tugevaid vesiniksidemeid, mille tõttu vee külmumisel tekivad suhteliselt jäigad heksagonaalsed struktuurid ja seepärast vesi külmumisel paisub. Oma kõrge polaarsuse tõttu vesi lahustab hästi polaarseid ja ioonilisi ühendeid. Sarnane lahustab sarnast – see on üldine reegel.
Üldiselt tahkete ja vedelate ainete lahustumise lahustuvus vedelikes suureneb temperatuuri tõusuga. Le Chatelier printsiibi alusel võime väita,et lahustumisel siis soojus neeldub.Gaaside lahustuvus temperatuuri tõusuga väheneb (seega soojus eraldub), suureneb aga rõhu suurenemisel,s.o. maht väheneb, mis vastab ka samale printsiibile.
Lahustumisel ioone andvaid aineid nimetatakse elektrolüütideks. Elektrolüütide lahused juhivad elektrit.
Lahuste kontsentratsioone määratletakse üldiste terminitega kui küllastunud , küllastamata, üleküllastunud, kontsentreeritud ja lahja lahus. Täpselt väljendatakse kontsentratsioone molaarsusega ( M, mol/L), molaalsusega (mol/kg lahusti), normaalsusega (N, ekv./L), moolosaga, kaalu-ja mahu protsendiga (või osaga), osakeste arvuga miljoni osakese kohta (ppm). Lahuse lahjendamine allub seosele Ca Va= Cl Vl , kus Ca ja Cl on alg – ja lõppkontsentratsioonid ning Va ja Vl vastavad mahud. Ained toimivad reaalseis lahuseis mitte oma kontsentratsioonide (C) vaid aktiivsuste (a) kaudu, kusjuures kehtib seos C = a  , kus  on nn. aktiivsusetegur. Lahjendatud lahuseis see tegur võrdub ühega ja allpool me kasutame seetõttu kõikjal aktiivsuste asemel kontsentratsioone.Taolisis lahuseis olevad osakesed ei mõjuta üksteist, need on nn. ideaallahused. Reaallahuseis tuleb lahustunud osakeste kontsentratsiooni asemel kasutada vastavaid aktiivsusi, nagu ülalt näha viimaste väärtused sõltuvad lineaarselt lahuse kontsentratsioonist.
Lahuse omadusi, mis sõltuvad ainult lahustunud aine osakeste arvust, mitte aga nende tüübist, nimetatakse kolligatiivseteks omadusteks: lahuse külmumistemperatuuri alanemine ja keemistemperatuuri tõus, osmootne rõhk ja analoogne nähtus - dialüüs. Aururõhk lahuse kohal (P) on leitav Raoult´i seadusega: P = xsP , kus xs on lahusti moolosa lahuses ja P on puhta lahusti aururõhk. Mitte-elektrolüüdi molaalne lahus vees alandab lahuse sulamistäppi 1,86 C ja tõstab keemistäppi 0,52 C, elektrolüütide lahused aga kordi rohkem vastavalt tekkinud ioonide arvule.
Kui ühes aine faasis (nimetame teda nüüd dispersiooni keskkonnaks) sisaldab suures hulgas teises faasis olevaid olevaid väikesi (tüüpiliselt diameetriga 1 – 1000 nm) osakesi, siis seda süsteemi nimetatakse dispersiooniks. Dispersioonide käitumist määrab oluliselt faasidevahelise piirpinna olemasolu ja viimane on seda suurem, mida peenem on dispergeeritud faas.
Hästidispergeeritud süsteeme nimetatakse kolloidideks (osakesed alla 100 nm). Kolloidid peegeldavad ja hajutavad valgust (Tyndalli efekt). Kolloidosakesed on elektriliselt laetud. See laeng tuleneb laetud gruppidest osakese pinnal ja vastupidise laenguga ioonide adsorptsioonist ümbritsevast dispergeerivast keskkonnast. Nii moodustub elektriline kaksikkiht tagamaks summaarset neutraalsust. Kui dispergeeritud aine osakesed on piisavalt suured eraldamaks neid filtrimisega, siis on tegu suspensioonidega.
Mida ma pean oskama:

tõlgendada ja ennustada lähtuvalt aine valemist tema füüsikalisi omadusi,

teha arvutusi ideaalgaasi võrrandi abil,

teha arvutusi lahuse kontsentratsioonidega,

eristada kolloide ja tõelisi lahuseid.

hinnata kontsentratsioonist tulenevaid vesilahuste keemis- ja sulamispunktide muutusi.
Kasulikke seoseid: MW ( molekulmass , a.m.ü.), siit GMW (aine hulk molekulmassile võrdseis grammides ), siit EW (ekvivalentkaal) = MW/Z, kus Z on kas 1)iooni laengu absoluutväärtus, 2)H+ või OH– ioonide arv millega antud osake reageerib happe/aluse reaktsioonis või 3)oksüdatsiooniastme muutuse absoluutväärtus red-oks reaktsioonis.
Alltoodud pilt illustreerib NaCl kristalli ehitust (näed seal korrapära) ja kristalli lahustumisprotsessi vees. Vt. hoolikalt, see on väga õpetlik !
Loeng 7-8 Keemilised reaktsioonid
1). Keemiliste reaktsioonide kirjutamine.
Kirjeldamaks keemilist reaktsiooni kirjutatakse noolega eraldatuna lähteainete ja produktide valemid. Võrrand tasakaalustatakse, paigutades stöhhiomeetrilised koefitsiendid valemite ette nii, et lähteained ja produktid sisaldavad võrdse arvu kõikide elementide aatomeid.
Aine molekulmass on tema valemis sisalduvate elementide aatommasside summa. Molekulmass grammides on selle aine molaarmass . See aine hulk on mool (mol) ja temas sisaldub Avogadro arvule ( NA = 6,02x 1023) võrdne arv osakesi (aatomeid, molekule, ioone, elektrone.valemile vastavaid ühikuid, sõltuvalt aine tüübist).
Koefitsiendid tasakaalustatud võrrandis on reaktsiooni lähteainete ja produktide suhtelised moolide arvud. Iga aine jaoks moolid on kergesti muundatavad grammideks (kasutatades molaarmassi) või osakeste arvuks (Avogadro arvu abil). Niisiis , tasakaalustatud võrrandi alusel saab kergesti arvutada lähteainete ja produktide suhtelised hulgad moolides, grammides või osakeste arvudes. Lähteaine , mille hulk piirab mõne produkti teket on nn. limiteeriv lähteaine. Reaktsiooni saagist väljendatakse %-des arvutuslikust saagisest.
2). Reaktsioonide kulgemise suund
Keemilisi reaktsioone, mis kulgevad soojuse eraldumisega nimetatakse eksotermilisreks, energiat neelavaid reaktsioone aga endotermilisteks. Soojushulk, mis vabaneb või neeldub reaktsiooni käigus on reaktsiooni soojusefekt . Kokkuleppeliselt neelduv soojushulk tähistatakse plussiga (see on süsteemi seisukohalt oletatavasti soodsam ), eralduv miinusega. Sisuliselt on reaktsiooni soojusefekt reaktsiooni produktide ja lähteainete soojussisalduste e. entalpiate vahe püsival rõhul toimuva reaktsiooni puhul. Entalpia muutuste arvutamiseks võetakse aluseks standardolek, s.o. elemendi stabiilne olek temperatuuril 25 C ja rõhul 1 atm (101325 Pa). Kokkuleppeliselt keemiliste elementide entalpiad standardtingimusil on võetud nulliks. Ühendi standardne entalpia ( H 298) on selle ühendi stabiilsetest elementidest tekkimise reaktsiooni soojuseffekt kui lähteained ja produktid on ülaltoodud standardtingimusis (vt. ka näiteis toodud alternatiivset tekkeentalpiat vabadest aatomeist).
Entalpia, entroopia ja vabaenergia (Gibbsi energia) on termodünaamilised funktsioonid, millega kirjeldatakse makroskoopiliste süsteemide olekut sõltuvalt süsteemi oleku parameetreist, s.o. mahust, rõhust ja temperatuurist. Olulised on nende funktsioonide muutused reaktsiooni käigus ja neid tähistatakse vastavalt H, S ja G. Need funktsioonid on tuletatavad termodünaamika seaduste alusel. Termodünaamika esimese seaduse järgi energia on jääv, aga ta teiseneb ühest liigist teise. Teise seaduse kohaselt osa energiat muundubl kasulikuks tööks (näit . keemilise reaktsiooni kulgemiseks).see on “vaba” energia. Alati osa energiat hajub soojusena, s.o. korrapäratu molekulaarse liikumisena mille tagajärjel susteemi entroopia kasvab. Teisisõnu, makrosüsteemid muutuvad spontaanselt korrapäratuse suurenemise suunas. Korrapäratuse mõõduks ongi entroopia. Vabaenergia on kasulikuks tööks muutuv energia. Toodud termodünaamilised funktsioonid on seotud valemiga:
G = H – T S .
Kui G  0, siis reaktsioon võib kulgeda spontaanselt, kui G  0, siis reaktsiooni kulgemine on energeetiliselt ebasoodne.
Suletud nõus pöörduvad keemilised reaktsioonid saavutavad dünaamilise tasakaalu. Tasakaaluolekus otsene ja pöördreaktsioon kulgevad võrdse kiirusega ja lähteainete ning produktide kontsentratsioonid on püsivad. Tasakaalu väljendab tasakaalukonstant , mis on reaktsiooni produktide ja lähteainete kontsentratsioonide suhe. Näit. reaktsiooni aA + bB  cC + dD jaoks tasakalukonstant K võrdub
K = [C]c [D]d / [A]a [B]b

Nurksulgudes toodud tähised väljendavad lahjendatud lahuseis antud ainete kontsentratsioone ja a, ( aktiivsuse tegur võrdub ühega) ja a, b, c,d on stöhiomeetrilised kordajad.

Tasakaalukonstandi väärtus näitab, kas reaktsiooni tasakaal on vasakul (K  1) või paremal (K 1). väljendades nn. massitoimeseadust. K väärtus sõltub temperatuurist, aga ta ei sõltu reagentide ja produktide algkontsentratsioonidest. Tasakaalukonstant on seotud vabaenergia muutusega valemiga:
G = - RT ln K
s.o. teades vabaenergia muutu saame leida tasakaalu, või vastupidi, tasakaalust saame määrata vabaenergia muudu. Vabaenergia muudu arvutamisel toimitakse analoogselt entalpiate muudu arvutamisele: vabaenergia nullväärtused omistatakse elementide stabiilsetele vormidele standardtingimusil ja ühendi standardne vabaenergia ( G298) on selle ühendi elementidest moodustumise reaktsiooni vabaenergia kui lähteained ja produktid on standardolekus.
LeChatelieri printsiip võimaldab kergesti ennustada tasakaalus oleva reaktrioonisegu koostise muutusi sõltuvalt rõhust, temperatuurist või reaktsioonis osalevate ainete kontsentratsioonidest: kui tasakaalus olevat süsteemi mõjutada nimetatud parameetritega, siis süsteem reageerib muutunud tingimustele nii, et nende mõju väheneks, näit. temperatuuri tõusul tasakaal nihkub soojustneelava reaktsiooni kulgemise suunas.
Termodünaamilised funktsioonid määratlevad süsteemi alg- ja lõppoleku ega ütle midagi kiiruse kohta,millega olek saavutatakse .
3).Reaktsioonide kiirus
Keemilise reaktsiooni kiirus on produktide tekkimise või lähteainete kadumise kiirus ja teda mõõdetakse vastavate kontsentratsioonide muutuste kaudu. Üldjuhul on reaktsiooni kiirus võrdeline reaktsioonis osalevate ainete (reagentide) kontsentratsioonidega. Näit. reaktsioonis, kus ained A, B ja C on võimalikud reagendid, vastav kiiruvõrrand, mis väljendab kontsentratsioonide sõltuvust reaktsiooni kiirusest (dC/dt), võib olla:
Kiirus = kCa 1. järk
Kiirus = kCa2 või kCaCb 2. järk
Kiirus = kCa3 või kCa2Cb või kCaCbCc 3. järk
kus Ca, Cb ja Cc on reagentide A,B ja C kontsentratsioonid ja k on kiiruskonstant . Reaktsiooni järk on siin määratletud kui eksponentide summa kiirusvõrrandi kontsentratsiooniliikmes. Üldjuhul võib kiirusvõrrand olla keerulisem algebraline avaldis murdarvuliste eksponentidega. Nulljärku reaktsiooni kiirus ei sõltu reagentide kontsentratsioonist. Esimest järku reaktsiooni jaoks –dC/dt = kC ja siit tuleneb ln C/C = – kt ja edasi reaktsiooni poolestusaeg kui aeg, mille vältel reageerib pool reaktsiooni algmomendil olemasolevast ainehulgast: t 1/2 = 0,693/k, [s], k [s-1].
Reaktsiooni kulgemiseks on vajalik, et reagentide molekulid põrkumisel omaksid vajalikku nn. aktivatsioonienergiat (ja sobivat orientatsiooni). Madalama aktivatsioonienergiaga reaktsiooni jaoks on reaktsioonikiirus suurem. Aktivatsioonienergiat (G) määratakse reaktsiooni kiiruskonstandi temperatuurisõltuvusest:
k = A e -G /RT .
kus A on antud reaktsioonile iseloomulik konstant. Katalüsaatorid vähendavad aktivatsioonienergiat ja seega tõstavad reaktsioonikiirust. Reaktsioonikiirust mõjutavad veel reaktantide struktuur, mis määrab nende reaktsioonivõime, reaktsioonikeskkond ja heterogeensete süsteemide korral ka loomulikult reagentide peenestusaste ja segamiskiirus.
Näiteid
1. Leia alltoodud reaktsiooni soojuseffekt kui H2O moodustumissoojus ΔHf0 on - 241,8 kJ/mol:
2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)
lahendus. [–241,8 - 0 - 0]x2 = -483,6 kJ/mol. Siin on tegu entalpiate vahega.
Saadud väärtus väljendab vee moodustumissoojust ehk entalpiat kui ta tekib standarttingimusis stabiilseist elementidest, see on molekulaarsest vesinikust ja molekulaarsest hapnikust. Tihti kasutatakse tabeleis ka ühendite entalpiate väärtusi, mis on saadud nende ühendite tekkimisel vabadest aatomitest. Neid entalpiate väärtusi tähistatakse ΔHac0
Kasutame neid väärtusi analüüsimaks ülaltoodud reaktsiooni soojuseffekti põhjusi. Käsiraamatust leiame ΔHac0 väärtused :
H2, O2 ja H2O jaoks vastavalt -435,3 , -498,3 , ja -926,3 kJ/mol .
Vee molekuli tekkimiseks on vaja lagundada aatomeiks 2 vesiniku molekuli ja üks hapniku molekul, selleks kulub energiat 2x435,3 = 870,6 pluss 498,3, kokku seega 1368 ,3 kJ/mol (see energia siseneb süsteemi, seega on ta positiivne). Kahe vee molekuli tekkimisel vabaneb energiat 2x926,3 = miinus 1852 ,6 kJ/mol (see energia lahkub süsteemist, olles seega negatiivne). Reaktsiooni soojuseffekt on sidemete löhkumiseks vajaliku energia ja sidemete tekkimisel vabaneva energia summa, seega on 1368,3 – 1852,6 = - 484 kJ/mol , ehk ühe vee mooli peale –484/2 = - 242 kJ/mol , mis võrdub vee moodustumissoojusega stabiilseist elementidest,s.t.ülaltoodud reaktsioni soojusefekt.
2.Analoogselt ΔHac0 väärtuste kasutamisele reaktsiooni soojuseffekti leidmisel saab tabeleis toodud ΔSac0 ja ΔHac0 väärtuste alusel arvutada ka reaktsioonide entroopia (J/mol K) ja vaba energia (kJ/mol) muutusi. Näit. vaatame reaktsiooni entroopia muutu:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Tabelist saame ΔSac0 väärtused lämmastiku, vesiniku ja ammoniaagi jaoks vastavalt –115, - 98,7 ja – 305 J/mol K . N2 ja H2 molekulide dissosiatsioon aatomeiks suurendab osakeste arvu,seega suurendab korrapäratust ja seega on entroopia muutus positiivne, siit 115 + 3x98,7 = 411 J/mol K, vabade aatomite ühinemine ammoniaagi molekuliks vähendab osakeste arvu , seega suurendab korda, siit entroopia vähenemine – 2x305 = - 610 J /mol K, seega entroopia muutus reaktsioonil 411 – 610 = -199 J/mol K . Analoogselt saame leida, et NH3 tekke soojuseffekt on –92,2 kJ/mol. Siit G0298 = - 92,2 –298 (- 0,199) = -33,0 kJ/mol, mis on väiksem kui null, seega ammoniaak võib põhimõtteliselt tekkida.
3. Leiame ammoniaagi moodustumise reaktsiooni kiiruskonstandi väärtuse 250C juures. Konspektis toodud valemi alusel lnK = ΔG0/RT, siit –33x103/8,31x298 = 13,3 siit K = 6x105 , see suur positiivne väärtus näitab, et reaktsiooni tasakaal reagentide standardsete kontsentratsioonide (1M ) puhul on tublisti paremal, s.t. reaktsioon võib põhimõtteliselt kulgeda, konkreetne kiirus aga sõltub valitud katsetingimusist. Meenutame, gaasikonstandi R väärtus on 8,31 J/mol K (1.99 kal/K mol).
4) Ennustame Le Chatelieri printsiibi alusel kuidas muutub ammoniaagi tekke reaktsiooni tasakaal temperatuuri ja reaktantide kontsentratsiooni muutuste korral: rõhk suureneb – tasakaal nihkub paremale, temperatuur tõuseb – tasakaal läheb vasakule, ammoniaagi kontsentratsioon väheneb – tasakaal paremale. Seleta miks? Süsteem püüab mõjuva teguri eest “ära minna”.
5) Millised on esimest ja teist järku reaktsioonide kiiruskonstantide dimensioonid?
1.järk: k = v/c, mol/L s jagatud mol/L saame s –1; 2.järk: k = v/c2, seega analoogselt tuleb L/mol s.
6) Divesinikdioksiid laguneb veeks ja hapnikuks. Kui palju kulub aega,et antud kogus oksiidi laguneks 50 % ulatuses kui lagunemise kiiruskonstant on 5,6x 10-2 s? Lagunemisreaktsioonid kulgevad üldiselt monomolekulaarse kiirusvõrrandi järgi, seda on näha ka kiiruskonstandi dimensioonist.
0,693/0,056 = 12 s.
Mida ma pean oskama (kasutades käsiraamatuid):
1) teha keemiliste reaktsioonide materjali- ja energiabilansse,
2) määrata makroparameetrite mõju reaktsiooni tasakaalule,
3)arvutada vaba energia muudu järgi tasakaalukonstanti ja vastupidi,
4)osata kasutada 1. järku reaktsiooni kiirusvõrrandit.
Lisa
Näide metaani põlemisreaktsiooni soojusefekti arvutamisest tabelites antud aatomkombinatsioonide entalpiate abil
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)
– 1662 2(– 498,3) – 1609 2(– 926)
ΔH0ac väärtused kJ/mol
Energia null-nivoo (vabad aatomid)
C(g) + 4H(g) + 4O(g)
2659
– 3461
CH4(g) + 2 O2(g)
CO2(g) + 2H2O (g)
– 3461 + 2659 = – 802 kJ/mol
Näide metaani põlemisreaktsiooni soojusefekti arvutamisest tabelites antud moodustumissoojuste väärtuste ΔH0f
abil
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)
– 74,6 – 394 2(–242)
ΔH0f väärtused kJ/mol
C(s), O2(g), H2(g) energia null-nivoo (elemendid standardolekus)
74,6
– 878 – (–74,6) = – 803 kJ/mol
878
Loeng 9-10 Tasakaal 1: happed ja alused
Vaadete areng hapete ja aluste loomusest on hea näide teooria arengust üldisema käsitluse suunas. Arrheniuse käsitluses on happed ja alused ained, mis vees lahustumisel annavad vastavalt kas vesinikioone või hüdroksiidioone. Brönstedi-Lowry käsitluse järgi on happed prootoni (H+) doonorid ja alused prootoni aktseptorid. Vees vaba prootoni ei ole, sest ta on mitu suurusjärku väiksem ka kõige väiksemast aatomist, seetõttu prooton seotakse kohe vee molekuli elektronegatiivse hapniku aatomiga ja nii esineb prooton alati vees seotuna vee molekulidega, näit H(H2O)4+. Reeglina aga kujutatakse prootonit hüdrooniumioonina (H3O+) mis on mugavam. Alused annavad vesilahusesse hüdroksiidioone (OH–).
Vesi ise on väga nõrk hape ja ta ioniseerub vähesel määral:
2H2O  H3O+ + OH– , siit tasakaalukonstant
Kc = [H3O+] [OH–] / [H2O]2; Kc [H20]2 = [H3O+] [OH–], sest [H20]2 on ca püsiv.
25 C juures hüdroonium - ja hüdroksiidiooni kontsentratsioonid vees on võrdsed , olles 10 –7 M , siit tuleneb vee nn. ioonkorrutis Kw = [H3O+] [OH-] = 10 –14 .
Hapete tugevust vees väljendatakse nende ionisatsioonikonstandiga (Ka):
HA + H2O  H3O+ + A– , Kc = [H3O+] [A–]/[HA] [H2O],
[H3O+] [A–]/[HA] = Kc [H2O];
siit tuleneb vee kui happe jaoks tema ionisatsioonikonstant
Ka = Kc [H2O] = [H3O+] [OH–] / [H2O]
Vee molaarne kontsentratsioon on 55,5 M, seega vee Ka = 1,8 10 –16 .
Üldjuhul happe HA jaoks vesilahuses kirjutame
Ka = [H3O+] [A–] / [HA],
kus A– on happega HA konjugeeritud alus.
Ka nimetatakse ka happelisuse konstandiks (pea meeles, et vee kontsentratsioon lahjendatud lahuseis on ca püsiv ja ei lähe võrrandi).
Kahe- ja polüprotoonsed happed dissotsieeruvad astmeliselt ja astmete tasakaalukonstandid varieeruvad laiades piirides.
Lahuse pH väärtus väljendab hüdrooniumioonide kontsentratsiooni lahuses, matemaatiliselt pH = - log[H3O+] . Analoogselt väljendatakse hapete tugevust pKa väärtustega, pKa = – log Ka , seega vee pKa võrdub 15,7. Lahused pH väärtustega alla 7 on happelised , üle 7 on aluselised, lahused pH väärtusega 7 on neutraalsd. Tugevate hapete pKa väärtused on negatiivsed, näit.kloorvesinikhappe pH = – 7 , suhteliselt nõrgal happel , äädikhappel aga 4,7 .
Nagu ülalpool näha, kaasneb happele alati temaga konjugeeritud alus. See võimaldab mugavasti aluste tugevust väljendada samas skaalas. Nimelt aluse tugevus väljendub temaga konjugeeritud happe tugevusena. Nõrga happega on alati konjugeeritud tugev alus ja tugeva happega nõrk alus. Näit. väga nõrga happe ammmoniaagiga NH3 , pKa = 33, on konjugeeritud väga tugev alus amiidioon NH2 - , samuti on veega kui nõrga happega konjugeeritud tugev alus – hüdroksiidioon. Tugeva kloorvesinikhappega on aga konjugeeritud nõrk alus kloriidioon Cl - . Hapete pKa väärtused on toodud vastavais tabeleis.
Happed reageerivad alustega, moodustades sooli. Need on nn. neutraliseerimisreaktsioonid. Tiitrides hapet aluse standardlahusega (või vastupidi) siis saame määrata happe (või aluse) kontsentratsiooni lahuses. Kui kontsentratsion on antud normaalsusena (N), siis V (hape) x N (hape) = V (alus) x N (alus), kus V on lahuste maht. Kujutades graafiliselt lahuse pH sõltuvust lisatava standartlahuse mahust saame nn. tiitrimiskõvera. Tiitrides tugevat hapet nõrga alusega või nõrka hapet tugeva alusega saame tiitrimiskõverail lameda piirkonna, kus pH muutub suhteliselt vähe. Vastavaid lahuseid nimetatakse puhverlahuseiks. Puhverdamisvõime, mis põhineb happe-aluse tasakaalu nihkumisele vastavalt Le Chatelieri printsiibile, on maksimaalne kui lahuses sisaldub võrdseis koguseis ioniseerumata ja ioniseerunud alust (või vastavalt hapet). Näit. atsetaatpuhvris, mis on tugeva aluse ( NaOH ) ja nõrga happe ( äädikhape ) sool:
HOAc(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + OAc-(aq)
Ka = [H3O+][OAc–]/[HOAc]
pH = pKa + lg [sool]/[hape], kus [sool] = [OAc-].
Puhvrina toimib siin nõrk vähedissotsieerunud hape: lisades näit. hapet suureneb selle happe ioniseerumata vormi osa kuna prooton seostub soola aniooniga, lisades alust suureneb happe aniooni osa (alus võtab happelt prootoni), mõlemil juhul säilub pH väärtus.Nagu ülalt näha, võrdsete happe ja soola kontsentratsioonide puhul puhverlahuse pH võrdub happe pKa väärtusele.
Üldjuhul kehtib reegel: happe-aluse reaktsiooni tasakaal on alati nihutatud nõrgema happe ja nõrgema aluse tekke suunas.näit.:
H3O+(aq) + CH3CO2–(aq)  CH3CO2H (aq) + H2O(l)
Siit selgub ka miks nõrga happe ja tugeva aluse soola (või vastupidi tugeva happe ja nõrga aluse soola) vesilahuse reaktsioon on kergelt aluseline (happeline):
KF(aq)  K+(aq) + F–(aq)
F–(aq) + H20(aq)  HF(aq) + OH–(aq),
Alumine reaktsioon on soola hüdrolüüs , mis toimub vähesel määral ja viib vähedissotsieeruva nõrga happpe tekkele.Tasakaal on siiski rõhuvalt vee kui väga nõrga happe tekke suunas, s.o. vasakul.
Ülalpool käsitleti happe – aluse reaktsioone kui prootoni ülekannet happelt vee molekulile. Nii vaadeldavad happed on nn. protoonsed happed.
Veel üldisem on hapete – aluste käsitlus Lewise järgi, mille kohaselt hape on elektronpaari aktseptor ja alus elektronpaari doonor , s.t. prootoni ülekande asemel vaatleme elektronpaari ülekannet. Lewise käsitlus on laiem ja haarab ka prootonhappeid. See käsitlus võimaldab vaadelda happeid – aluseid ka mittevesilahuseis ja on kasulik ka vesilahuseis, näit . kompleksioonide vaatlemisel.
Kompleksioonid koosnevad kas ühest või mitmest tsentraalioonist (tavaliselt metallid), mis on assotsieeunud ühe või mitme teise iooniga, mida kutsutakse ligandeiks. Ligandid stabiliseerivad tsentraaliooni ja hoiavad teda lahuses. Näit. vesilahuses hõbedaioon komplekseerub ammoniaagiga:
Ag+ + 2NH3  Ag( NH3)2+ ,
vastav tasakaalukonstant
K = [Ag( NH3)2+] / [Ag+] [NH3 ]2 = 1.74 x 107
Seda kompleksi võib hävitada, lisades hapet, mis viib uue tasakaalu tekkele :
H+ + NH3  NH4+
Tasakaalu põhimõtet kasutatakse ka raskeltlahustuvate ainete lahustuvuste kvantitatiivsel vaatlemisel. Eeldatakse, et iga aine , hoolimata ta lahustuvuse ulatusest, on lahustuv teatud määral. Näit. praktiliselt lahustumatu höbekloriid kontaktis veega annab tasakaalu
AgCl  Ag+ + Cl- , siit
[Ag+] [Cl-] / [AgCl] = K,
viimase avaldise lugejas olevat suurust nimetatakse lahustuvuse korrutiseks, mis on vee ioonkorrutise analoog.

Mõned näitlikud ülesanded

1. Määratle toodud reaktsioonis happed ja alused:
HF(aq) + OH–(aq)↔H2O(liq) + F–
HF kui hape annab prootoni aluseleOH– , moodustades ise konjugeeritud aluseF-. Saades prootoni alus OH- moodustab temaga konjugeeritud happe H2O.
2. Vesinikioonide kontsentratsioon lahuses on 0, 0200 , Leia lahuse pH.
Lg 0,0200 = -1,699, pH = 1,699 NB! Kasuta logaritme loomulikul kujul.
3. Lahuse pH = 4,30. Leia vesinikioonide kontsentratsioon.
Lg [H+] = -4,30, siit [H+] = 5,0x10-5
4. 250C juures on vesinikioonide kontsentratsioon 10–3 M. Leia hüdroksüülioonide kontsentratsioon.
10-14 / 10–3 = 10–11 M.
5. Fosforhappe H3PO4 Ka = 7,1x10–3, väävelhappel aga 1x103.Milline on tugevam hape?
Tugevam hape on väävelhape kuna ta Ka väärtus on kõrgem (NB! aga pH väiksem)
6. Hinda ioniseerunud ja ioniseerimata vee molekulide suhet ühes liitris vees.
1,0 x 10–7 M H3O+ / 55,35 M H2O = 1,8 x10–9 , seega ca 2 molekuli miljardist on ioniseerunud!
7. Leia baarium- ja sulfaatiooni kontsentratsion vees kui baariumsulfaadi lahustuvuskorrutise Ksp väärtus on 1,23 x10–10.
[Ba2+] = [ SO42 -] = S, S x S = Ksp , S = (Ksp)1/2 = 1,1 x 10–5
Mida ma pean oskama:

reastada tabeleis toodud pKa ja Ka väärtuste alusel happeid ja aluseid nende tugevuse järjekorras,

arvutada antud pH väärtuse järgi vesinikioonide kontsentratsiooni ja vastupidi,

tunda ära puhversüsteemi,

reastada aineid lahustuvuse järgi antud lahustuvuskorrutise alusel.
Tugeva aluse tiitrimime tugeva happega (vasakul) ja tugeva happe tiitrimine tugeva alusega (paremal). Need kõverad on peegelpildid. Kõverad on pH väärtuste vahemikus praktiliselt vertikaalsed.
Mõnede hapete pKa väärtusi:

Hape

Alus

pKa väärtus vees

Joodvesinikhape HI

I-

-10

Väävelhape H2SO4

HSO4- SO42-

-3 1,99

Broomvesinikhape HBr

Br-

-9

Kloorvesinikhape HCl

Cl-

-7

Hüdroksoonium ioon H3O+

H2O

-1,74

Floorvesinikhape HF

F-

3,17

Lämmastikushape HONO

NO2-

3,29

Karboksüülhapped RCOOH

RCOO-

4-5

Süsihape H2CO3

CO32-

6,35

Väävedivesinikhape H2S

S-

7,00

Ammoonium ioon NH4+

NH3

9,24

Metanool CH3OH

CH3O-

15,2

Vesi H2O

OH-

15,74

Ammoniaak NH3

NH2-

33 Metaan CH4

CH3-

48

Õpetlik meeles pidada:
[H30+] = 1 , [OH] = 10-14, pH = 0; [OH] = 1, [H3O+] = 10-14 , pH = 14.
Leia ise vahepealsed kontsentratsioonide väärtused kui pH võrdub 2 – 13.
Loeng 11-12 Tasakaal 2: Elektrokeemia
1. Redoksreaktsioonid
Aatom, molekul või ioon oksüdeerub, kui ta kaotab elektrone ja taandub, kui ta saab elektrone juurde. Näit. Na (Ne 3s1)  Na+ (Ne) oksüdeerub, kloor Cl ( Ne 3s23p5)  Cl– (Ar) taandub ja tekib iooniline ühend Na+Cl– (elektronkonfiguratsioonid on kirjutatud lühendatult – Ne ja Ar tähistavad vastavalt neooni ja argooni elektronkonfigutatsiooni). Kui redoksreaktsioonis tekib polaarne kovalentne side, siis elektronid muidugi täielikult üle ei lähe, kuigi oksüdatsiooniastme määramisel seda formaalselt eeldatakse. Näit.
2 H-H + O2  2 H-O-H , formaalne eeldus on 2 ( H+ - O 2--H+)
Elemendi oksüdatsiooniaste näidatakse sulgudes elemendi järel rooma numbriga. Oksüdeerivad ained, s.o. ained mis meelsasti omandavad elektrone, on näit.
O(0), Cl(0), Fe(III), Cr(VI), Mn(IV), Mn(VII), N(V), N(III), S(0), S(IV), S(VI) ja Taandavad (annavad meelsasti elektrone ära) on
H(0), Fe(0), Mg(0), Fe(II), Cr(II), Mn(IV), Ni(III), Cl(-I), S(0), S(-II), S(IV).
Nagu näha, vabade elementide oksüdatsiooniaste on null, elemendid vahepealses oksüdatsiooniastmes võivad sõltuvalt tingimusist olla nii oksüdeerijad kui ka taandajad . Üldine reegel on: oksüdeerimine ei toimu kunagi ilma taandamiseta, moodustub konjugeeritud redokspaar. Siin on otsene analoogia happe – aluse tasakaaluga. Näit. pliisulfiidi oksüdeerimine lämmastikhappega, vt.N.Katt, lk.44 (2000 a)
Redoksreaktsioonide tasakaalustamine põhineb laengu jäävusel: saadud elektronide arv võrdub loovutatud elektronide arvuga. Keerulistes redoksreaktsioonides tavaliselt esineb kolmanda komponendina vesi. Taoliste reaktsioonide tasakaalustamiseks on 2 meetodit – 1) otsene reaktsioonis osalevate elektronide bilansi koostamine ja 2) poolreaktsioonide meetod. Näit. Na dikromaadi taandamine vesinikperoksiidiga hapus keskkonnas.
2) Redokspotensiaalid ja reaktsiooni suund.
Redoksreaktsiooni suund on määratud temas osalevate elementide elektrokeemiliste potensiaalidega (E), mis on standardelemendist ja antud elemendist koostatud elektrokeemilise elemendi (nn. galvaanilise elemendi) elektromotoorne jõud. Elektrokeemiline element koosneb kahest poolelemendist (neis mõlemis on üks konjugeeritud redokspaar), milledel toimuvad poolelementide reaktsioonid, näit
Zn 2+ + 2e-  Zn E = -0,763
Cu 2+ +2e-  Cu E = 0,337
Siin ja allpool käsitleme taandavate poolreaktsioonide potensiaale (Ered ,pane tähele: elektron liitub). Kirjutades neid reaktsioone vastupidi,s.t. oksüdeeriva poolreaktsioonina (Eox ,.Zn annab elektrone ära), siis potensiaal muudab märki: näit.
Zn  Zn2+ +2e E = 0,763
Standardpoolelemendina (elektroodina) kasutatakse vesinikelektroodi, mille potensiaal on kokkuleppeliselt võetud võrdseks nulliga (standardtingimusis, kus H+ aktiivsus on 1M ja H2 rõhk 101,3 kN/m2):
2H+ + 2e  H2 ehk
2 H3O+ + 2e-  H2 + 2 H2O E (standard) = 0 .
Elektrokeemilises elemendis elektronid voolavad suurema negatiivsema potensiaaliga poolelemendilt positiivsemale poolelemendile (meenuta metallide pingerida, negatiivsemale poolelemendile vastab positiivsem vabaenergia väärtus, vt.allpool), näit. tsingilt vasele (tsinkelektrood – katood – lahustub, andes ioone, ta funktsioneerib kui taandaja, vaskelektrood – anood - kasvab, temale sadeneb lahusest vask, ta funktsioneerib kui oksüdeerija ). Elementide elektrokeemilised potensiaalid on toodud vastavais tabeleis. Aine on seda tugevmam oksüdeerija, mida positiivsem on ta E väärtus. Kõige tugevamad oksüdeerijad on muide floor ( E = 2,87) ja osoon ( E = 2,07) ning vastupidi – parimad taandajad omavad negatiivseid E väärtusi (kus E on taandav potensiaal ERed).
Elektrokeemilised mõõtmised lubavad suure täpsusega määrata vastavate reaktsioonide tasakaalukonstante kasutades alltoodud seoseid:
G = -zFE ja E = -G/ zF = RT lnK /zF
kus F = 9,65x 104 C/ mol on Avogadro arvule võrdse elektronide hulga kogulaeng (nn. Faraday konstant), z on iooni laenguarv (elektronekvivalentide arv mooli kohta), G ja E vastavalt reaktsiooni vabaeneergia muut ja elemendi elektrokeemiline potensiaal (ülaindeks näitab vastavaid väärtusi standardtingimusis). Mainigem, et:
E (reaktsioon) = EOx + ERed.
Vaatame allpool ühe elektrokeemilise elemendi tööd , kus elektroodidena kasutatakse tsinki ja hõbedat.
Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e-
EOx = +0,763
2Ag+(aq) + 2e-  2Ag(s) ERed = +0,800
Zn(s) + 2Ag+(aq)  Zn2+(aq) + 2Ag(s) EReaction = +1,563
NB! Hõbeda iooni võtame 2, et võtta vastu 2 tsingi poolt loovutatud elektroni aga taandavat potensiaali kahega ei korruta kuna see on antud voltides mitte volti mooli peale!
Toodud reaktsioon kulgeb vasakult paremale kuna reaktsiooni potensiaal on positiivne (mis vastab negatiivsele vaba energia muutusele). Leiame reaktsiooni tasakaalukonstandi stadardtingimusis: ülaltoodud võrrandi alusel lnK = zFE/RT = 2x96500x1,56/8,31x298 = 123,1; (arvutame siin kolme tüvinumbriga, vastuses võtame ühe lisanumbri, muide “2” on reaktsiooni mehanismi järgi täpne arv), siit lgK = 0,434x123,1 = 53,7 (ümmardasime kolme tüvinumbrini); siit K = ca 5x1053, mis on väga suur arv, tasakaal on täielikult paremal. Muide, lgK = zpE , kus pE = - lg E (analoogne suurus pH-le).
Märkusi:1) ERed väärtused korreleeruvad elektronegatiivsuste väärtustega χ: kõrgele χ väärtusele vastab kõrge positiivne ERed , vt joonis lk. 26.
2) poolreaktsioon on reaktsioon, kus on reaktantidena toodud ka elektronid, poolreaktsioone kasutatamine hõlbustab red-oks reaktsioonide tasakaalustamist: liida tabeleist saadud poolreaktsioone, kusjuures üks tuleb neist enne pöörata! Näit. vesinikperoksiid hapus keskkonnas ( Spencer , tabel 12.1) pluss dikromaat reaktsioon samas tabelis, tasakaalusta nende reaktsioon..
Lugemist: Spencer 555-615.
Vt. lisad allpool!
Ma pean oskama:

tasakaalustada redoksreaktsioone,

kasutada redokspotensiaalide tabeleid reaktsiooni suuna määramisel.
Loeng 13-14 Tuumakeemia
1. Elektromagneetilise kiirguse spekter ja radioaktiivsus
Elektromagneetilise kiirguse (välja) spekter ulatub lühilainelisest kõrge energiaga kiirgusest (nn. kiired, lainepikkus ca 10 -10 - 10 –13 m ) kuni madala energiaga pikalainelise kiirguseni (raadiolained, 10 –4 – 10 m ). Vastavalt mikromaailmas kehtivatele kvantmehaanika seadustele omab kiirgus kahelist loomust, olles nii laine kui ka osake. Seega võime kiirguse levimist vaadelda ka kui footonite (osakeste levimist.
Footonit iseloomustab tema energia:
E = h  = m c2,
kus h on Plancki konstant (6,626 10–34 J.s),  kiirguslaine sagedus, s-1, m on sellele lainele vastav mass ja c on valguse kiirus (2,998 108 m/s).
Elementide tuumade koostis on erinev, mõned tuumad on ebastabiilsed, need on nn. radioisotoobid. Ebastbiilsed tuumad emiteerivad pidevalt kiirgust ja massi, sellist nähtust kutsutakse radioaktiivsuseks. Looduslikud radioisotoobid emiteerivad  ,  ja  kiirgust.  osakesed koosnevad kahest prootonist ja kahest neutronist;  osakesed on elektronid.
2. Tuumavõrrandid ja radioisotoobi pooliga
Radioaktiivseid protsesse kirjeldatakse tuumavõrranditega. Need võrrandid koostatakse nii, et isotoopide massiarvud (ülaindeksid) ja aatomnumbrid (alaindeksid) on võrdsed mõlemil võrrandi poolel:
238U92  4 He2 + 234Th90 ,
Tuumavõrrandi koostamisel pea silmas ka positroni (positiivselt laetud elektroni) emissiooni ja elektronhaaret, mis mõlemad muundavad prootoni neutroniks ja neutroni muundumist prootoniks elektroni eemaldumisel.
Igale radioisotoobile on omane temale iseloomulik lagunemise kiirus. Isotoobi pooliga on aeg, mille vältel pool temast laguneb. Isotoopide poolead on väga erinevad alates mõnest tunnist kuni mõne miljardi aastani. Radioisotoobi pooliga on püsiv suurus ja seda kasutatakse objektide vanuse määramiseks. Muide, ülaltoodud tuumareaktsioon on väga aeglane - uraan -238 pooliga on 4,5 miljardit aastat ja tema lõplik laguprodukt on stabiilne plii-206.
3. Radioaktiivsuse mõõtmine.
Radioaktiivsust mõõdetakse tavaliselt tema toime järgi fotoplaadile või argooni ionisatsioonile (nn. Geigeri lugeja).Radioaktiivsust mõõdetakse radioisotoobi poolt emiteeritud osakeste arvu järgi: isotoobi aktiivsus , mis emiteerib sekundis 3,7 x 1010 osakest ( - või -osakest või footonit) on 1 kürii (Ci) ja vastavalt 1 bekrell (Bk) kui sekundis emiteeritakse 1 osake. - ja röntgenkiirguse (viimast iseloomustab lainepikkuste vahemik ca 10 –12 – 10 –8 m) intensiivsust mõõdetakse tavaliselt ühikuga “röntgen”(r), see on kiirgus, mis genereerib ühes cm 3 kuivas õhus normaalrõhul ühe elektrostaatilise ühiku elektrilaengut (1,61 x 1012 ioonpaari grammi õhu kohta). See vastab absorbeerunud energiahulgale 83,8 ergi. Kasutatakse veel ühikuid “rad” ja “rem” mis vastavad mõlemad adsorbeerunud energiahulgale 100 ergi grammi kohta vastavalt kas igas keskkonnas või inimorganismis.
4. Bioloogiline toime ja rakendused meditsiinis.
Oma ioniseeruva toime tõttu radioaktiivsus kahjustab elavaid organisme. DNA (sellest edaspidi) kahjustused põhjustavad mutatsioone , mis viivad kasvajate ja sünnidefektide tekkele. Radioaktiivsuse toime elavale sõltub doosi suurusest ja sagedusest, radiatsiooni tüübist ja tema allika asukohast (kas keha sees või väljas). Välise emisiooni puhul on kõiege ohtlikumad  kiired, organismisisese emissiooni puhul on kõige ohtlikumad  kiirgajad. Looduses esineb paratamatult radioaktiivsuse foon (nn. looduslik foon), mille peamiseks põhjustajaks on radoon massiarvuga 222, mis moodustub kivimeis ja maapinnas uraan-238 lagunemisel. Summaarne looduslik foon on ca 360 mrem, mis on inimesele kahjutu (lubatav norm 0,5-5 rem´i aastas). Meditsiinis kasutatakse radioaktiivsust kasvajate ravis, haiguste diagnoosimisel ja kudede pildistamisel (röntgenuurigud ja tomograafia). Meditsiinis vajalikud lühikese elueaga radioisotoobid valmistatakse pommitades tsüklotronides sobivaid tuumi  osakestega või neutronidega.
5. Tuumaenergia.
Tuumade lagunemisel või nende liitumisel osa massi muutub energiaks. Vabaneva energia hulk on vastavalt Einsteini võrrandile E = m c2
väga suur. Tuumade lagunemine toimub ahelreaktsioonina, kus vabanevate neutronide hulk plahvatuslikult kasvab. Lõhustuva massi minimaalset hulka, kus ahelreaktsioon on juba võimalik, nimetatakse kriitiliseks massiks. Tuumajõujaamades tuumakütus, näit. uraan- 235 laguneb kontrollitavais tingimusis kergemaiks elementideks baarium-141, krüptoon-92, vabanevad neutronid ja energia(moodsam tehnoloogia kasutab uraani peamist isotoopi uraan -238 mis muundatakse lõhustuvaks plutoonium -239). Tuumasisese energia hulk sõltub tuuma massiarvust, kergete tuumade liitumisel (tuumasüntees) vabaneb palju rohkem energiat kui raskete tuumade lagunemisel. Tuumasünteesi rakendamine energia tootmiseks muutub reaalseks oletatavasti käesoleva sajandi keskpaiku.
Mis ma pean oskama:

teadma radioaktiivsuse kiirguse liike, neist tulenevaid ohte , vastavaid mõõtühikuid ja lubatavaid doose;

hinnata antud hetkel säilunud radioktiivse aine hulka teades alghulka ja poolestusaega.

.DOC Laadi alla originaalfail 31 lk · .doc · 7 allalaadimist

50 punkti Autor soovib selle materjali allalaadimise eest saada 50 punkti.

~ 31 lehte Lehekülgede arv dokumendis

2015-03-30 Kuupäev, millal dokument üles laeti

7 laadimist Kokku alla laetud

0 arvamust Teiste kasutajate poolt lisatud kommentaarid

at05 Õppematerjali autor

Teadus ja keemia.
Teadus uurib ja püüab mõista loodust. Sõltuvalt uuritavst objektist või tema eri tahkudest eristame sotsiaalteadusi (inimsuhted), bioloogiateadusi (elavad organismid) ja füüsikalisi teadusi (põhilised loodusprotsessid). Keemia, kuuludes viimaste hulka, uurib aine struktuuri, omadusi ja muundumisi.Teadlased, vaadeldes loodust ja korraldades katseid (see on mõõtmisi) koguvad andmeid mõistmaks, mis looduses toimub. Saadud andmete alusel teadlased sõnastavad mõisteid ja väiteid, püsitavad hüpoteese, loovas teooriaid ja avastavad loodusseadusi.
Hüpotees (kr. hypothesis-alus, eeldus) on teadaolevaile faktidele toetuv, kui tõestamata oletus mingi nähtuse, seaduspärasuse vms. kohta. Hüpoteeside tõenäosus on erinev, tähtis on, et nad võimaldavad fakte loogiliselt organiseerida.. Erinevalt meelevaldseist oletusist peab ta olema vähemalt põhimõtteliselt kontrollitav aitamaks seega koguda uusi teadmisi. Tõestatud hüpotees muutub teooriaks või selle osaks....

Keemia teaduslik meetod loodusprotsessid Hüpoteeside tõenäosus

Sarnased õppematerjalid

doc

Keemia alused Eksami kordamisküsimuste vastused

1. Keemiline element – teatud kindel aatomite liik, mida iseloomustab tuumalaeng. Aatom – koosneb aatomituumast ja elektronidest, elektriliselt neutraalne. Molekul – koosneb mitmest aatomituumast (samasugustest või erinevatest) ja elektronidest, elektriliselt neutraalne. Ioon – koosneb ühest või mitmest aatomituumast ja elektronist, omab pos (katioon) või neg (anioon) laengut. 2. Aatomi mass – aatomi mass grammides. Näiteks 10-24 g Ühik: g Molekuli mass – molekuli mass grammides. Ühik : g Aatommass – keemilise elemendi või selle isotoobi ühe aatomi mass aatommassiühikutes (amü). Molekulmass – ühe molekuli mass aatommassiühikutes (amü) ehk süsinikuühikutes (sü). Molaarmass – ühe mooli aine mass grammides. Ühiks: g/mol 3. Aine - *üks aine esinemisvormidest; *kõik, millel on olemas mass ja mis võtab enda alla mingi osa ruumist; *koosneb aatomites, molekulidest või ioonidest. Lihtaine – keemiline aine, milles

Keemia

doc

Eksami kordamisküsimuste vastused

1. Keemiline element teatud kindel aatomite liik, mida iseloomustab tuumalaeng. Aatom koosneb aatomituumast ja elektronidest, elektriliselt neutraalne. Molekul koosneb mitmest aatomituumast (samasugustest või erinevatest) ja elektronidest, elektriliselt neutraalne. Ioon koosneb ühest või mitmest aatomituumast ja elektronist, omab pos (katioon) või neg (anioon) laengut. 2. Aatomi mass aatomi mass grammides. Näiteks 10-24 g Ühik: g Molekuli mass molekuli mass grammides. Ühik : g Aatommass keemilise elemendi või selle isotoobi ühe aatomi mass aatommassiühikutes (amü). Molekulmass ühe molekuli mass aatommassiühikutes (amü) ehk süsinikuühikutes (sü). Molaarmass ühe mooli aine mass grammides. Ühiks: g/mol 3. Aine - *üks aine esinemisvormidest; *kõik, millel on olemas mass ja mis võtab enda alla mingi osa ruumist; *koosneb aatomites, molekulidest või ioonidest. Lihtaine keemiline aine, milles esinevad

Keemia alused ii

docx

Keemia alused kordamisküsimuste vastused

. Entroopia süsteemi korrapäratuse mõõt (S, J/K·mol). Entroopia kasv S >0, sulamine, aurustumine, lahustumine, temp tõstmine, reaktsioonid, kus gaasiliste ainete hulk kasvab Entroopia kahanemine S < 0, veeldumine, tahkestumine, gaasiliste ainete mahu vähenemine. Entroopia muuda arvutamine S = q/T ; So = So(produktid) So(lähteained) Termodünaamika esimene seadus - energia jäävuse seadus, mille kohaselt igas isoleeritud termodünaamilise süsteemi protsessis on siseenergia konstantne. Termodünaamika teine seadus Igas spontaanses protsessis peab süsteem ja ümbritsev keskkonna summaarne entroopia kasvama. Termodünaamika kolmas seadis kui temperatuur läheneb absoluutsele nullile, läheneb süsteemi entroopia konstandile. Spontaansed protsessid iseeneslikult kulgevad protsessid. Mittespontaansed protsessid mitte iseeneslikult kulgevad protsessid. Gibbsi energia muut

Keemia alused

docx

Füüsika kordamisküsimuste vastused 1

Entalpia muutused energias Entroopia korrapäratuse kasv Kordamisküsimused (sissejuhatus, energia, vesi, sahhariidid) 1. Palmitiinhappe oksüdatsiooni Hº mõõdetuna kalorimeetris on -9958 kJ/mol. Milline võiks olla sama reaktsiooni Hº elusrakus: Sama entalpia on olekufunktsioon, ehk sõltub ainult süsteemi olekust, mitte selle saavutamise viisist. 2. Vette asetatud jäätükk sulab. Miks ei ole võimalik olukord, kus jäätükk muutuks veelgi külmemaks ümbritsev vesi aga soojemaks? Termodünaamika II seadus energia liigub isevooluliselt soojalt kehalt külmale. 3. Vee jäätumisel tema korrapära kasvab (S< 0). Kuidas on võimalik vee jäätumine? Kuna jäätumisel vee korrapära kasvab, siis vastab see madalamale entroopiale. Tingimuseks on see, et protsess toimuks madalamatel temperatuuridel. Entroopia vähenemist kompenseerib soojusvahetus keskkonnaga, mistõttu peab keskkond omama madalamat temperatuuri kui jää. 4. Elusorganismides toimub pidev korrapärase mo

Füüsika

288

pdf

Keemiakursuse kokkuvõte

31.10.2011 14 Joule (dzaul) ja kalor - veelkord 1 J = 0.2390 cal (kalorit) 1 cal = 4,184 J 31.10.2011 15 Maailm koosneb mateeriast ja kiirgusest. Mateeria erinevaid vorme nimetatakse aineteks. Keemia on teadus ainetest ainete ehitusest, aine omadustest, aine reaktsioonidest mille tulemusel ained lagunevad ja moodustuvad uued. Keemia tegeleb ainete värvuse uurimisega kiirgus kiirguse neeldumisega ainetes ja kiirguse tekkimisega ainetes. Ainet uuritakse tema muutumistes ka sel moel, kuidas kiirgus temas neeldub ja kuidas ta aines tekib. 16 Astrofüüsika uurib seda millest koosnevad teised maailmad ja aines mis täidab tähtedevahelist ruumi. Aine ehituse tundmiseks on oluline teada kuidas

rekursiooni- ja keerukusteooria

docx

Keemia aluste eksam I semester

Nõrk hape pole lahuses täielikult deprotoneerunud (CH3COOH). Tugev alus on lahuses täielikult protoneerunud (OH-, NaOH). Nõrk alus pole lahuses täielikult protoneerunud (NH3). Arrheniuse definitsioon (1884) – hape sisaldab vesinikku ja annab reaktsioonil veega vesinikiooni. Alus annab veega reageerides hüdroksiidiooni. Puudus: töötab ainult vesilahuses. Bronsted-Lowry definitsioon (1923) – hape on prootoni (vesinikiooni) doonor. Alus on prootoni aktseptor Stöhhiomeetria – keemia kvantitatiivne aspekt – kui palju ainet kulub või moodustub Teoreetiline saagis – maksimaalne hulk saadust, mis on lähteaines võimalik saada. Arvutatakse reaktsioonivõrrandi põhjal. Saagis (tegelik saagis) – see osa teoreetilisest saagisest, mis tegelikult saadakse. Väljendadakse sageli protsentides. Protsendiline saagis = tegelik saagis/teoreetiline saagis * 100%. Kaod on see osa teoreetilisest saagisest, mis tegelikult saamata jääb: saagis+kaod=teoreetiline saagis (100%) 1

Keemia

doc

KEEMIA KORDAMISKÜSIMUSED

1. Keemia põhimõisteid ja põhiseadusi Keemia uurimisobjektiks on ained ja nende muundumised. Keemia on teadus ainete koostisest, ehitusest, omadustest, muundumisest ja sellega kaasnevatest nähtustest. Keemia põhiseaduste avastamiseni jõuti 18. saj lõpul, 19. saj alguses. 1.1 Massi jäävuse seadus Suletud süsteemi mass ei sõltu selles süsteemis toimuvatest protsessidest. Lähteainete masside summa võrdub lõppsaaduste masside summaga. (Laroiser, 1774a.) Keemilise reaktsiooni võrrandi kujutamisel avaldub seadus selles, et reaktsioonivõrrandi mõlemal poolel peab elementide aatomite arv olema võrdne.

Keemia

docx

Füüsikaline üldkonspekt 1

pikkusega ja energiaga . Paljude süsteemide jaoks ei ole Schrödingeri võrrand orbitaali liituvad kolmeks hübriidseks s p2 - lahendatav (täpsus pole piisav). Sel juhul kasutatakse kvantmehaanilisi meetodeid. orbitaaliks. Paigutuvad ühes tasapinnas, valentsnurk Molekulaarorbitaalide meetod universaalne, suudab kirjeldada kõik sidemed ja molekulide 120 ° . Näiteks III rühma elemendid, B H3 . omadused. Valentssidemete meetod (valence shell electron

Füüsika

Rohkem sarnaseid