Leidsid 33 sarnast õppematerjali, mis on seotud failiga "Keemia kontrolltöö - keemilised sidemed". Need materjalid aitavad sul teemat sügavamalt mõista.
aatomon, reaktsioononegatiivsus, mittepolaarse, molekulvõre, teemant, grafiit, metallilised, lahustites, ioonsed, keemistempijuht, leelised, soolad, vesiniksidemed, aatomid, kristallvõre, mittemolekulaarsed, tõmbejõud, polaarne, väliskiht, katkevad, reaktsioonivõrrand, soojushulk, kovalentne, doonor, aktseptor, polaarsusmistõttu aatomitel tekivad vastasmärgilised osalaengud. Keemilise elemendi aatomi võimet tõmmata enda poole ühist elektronipaari iseloomustatakse elemendi elektronnegatiivsusega. Elektronnegatiivsus näitab keemilise elemendi aatomi võimet tõmmata keemilises sidemes enda poole ühist elektronpaari. Mida suurem on elemendi elektronnegatiivusus, seda tugevamad on tema mittemetallilised omadused ja seda nõrgemad on metallilised omadused. Keemiliste elementide elektronnegatiivsus kasvab perioodilisustabeli A-rühmades alt üles ja perioodides vasakult paremale. Polaarse sideme korral tekib elektronnegatiivsema elemendi aatomil väike negatiivne osalaeng, väiksema elektonnegatiivsusega elemendi aatomil aga väike positiivne osalaeng. Mittepolaarsed ained koosnevad mittepolaarsetest molekulidest, samamoodi polaarsete ainetega. Polaarsed ained lahustuvad paremini polaarsetes lahustites, mittepolaarsed aga
Eksotermilistes protsessides on soojusefekt H < 0. 2. Endotermilistes reaktsioonides on saaduste energia kõrgem kui lähteainetel. Endotermilistes protsessides on soojusefekt H > 0 . 3. Kovalentne side tekib aatomite vahel ühe või mitme ühise elektronipaari abil. 4. Aatomid moodustavad omavahel kovalentseid sidemeid selleks, et saada täis oma väliskiht. 5. Kordne side on kovalentne side, mis on moodustunud mitme ühise elektronpaari abil. 6. Mittepolaarse kovalentse sideme korral on ühine elektronipaar jaotunud võrdselt mõlema aatomi vahel, sest mõlemad aatomid tõmbavad elektronipaari sama tugevusega. 7. Polaarse kovalentse sideme korral tõmbab mittemetallilisem element ühist elektronipaari tugevamini enda valdusesse, sest ta elektronegatiivsus on suurem ning ta tõmbab elektronipaari tugevamalt. 8. Elektronegatiivsus iseloomustab elemendi aatomi võimet tõmmata keemilises sidemes enda poole ühist elektronipaari. 9
2. Aine eitus ja keemiline side 2.1. Ainete liigitamine Aineosakesed on aatomid, ioonid ja molekulid. Molekul koosneb aatomitest. Aine molekulivalem näitab, milliste elementide aatomid ja mitu aatomit on aine ühe molekuli koostises. Elemendi aatomite arvu molekulis näitab indeks. Ainete liigitamine koostise põhjal 1. Lihtained koosnevad ühjest keemilisest elemendist. Lihtaine valemina kasutatakse vastavate elementide sümboleid (Fe, Au, Cu, S, Cu, S, C). Kaheaatomilised molekulid on H2, N2, O2, Cl2, F2, Br2, I2 . Lihtainete liigitamine A. Metallid- aatomite vahel on metalliline side, esinevad kristallidena. B. Mittemetallid- aatomite vahel on kovalentne side, esinevad - üksikaatomitena (väärisgaasid), - molekulidena (lisaks eespool nimetatud kaheaatomilistele molekulidele P4 ja S8), - kristallidena (C, Si). 2. Liitained koosnevad mitmest erinevast keemilisest elemendist (H2O, K3PO4). Ainete liigit
Keemia kordamisküsimused Seleta mõisted : Iooniline side Ioonidevaheline keemiline side, mis tekib vastasmärgiliste laengutega ioonide tõmbumise tõttu. Metall + mittemetall. Kovalentne side Aatomitevaheline keemiline side, mis tekib ühiste elektronpaaride tekkimisel. Mittemetall + mittemetall. Metalliline side Keemiline side metallides tekib metallidevahel ühise väliskihi elektronide abil. Metall + metall. Vesinikside Täiendav keemiline side, mille moodustab ühe molekuli negatiivse osalaenguga elektronnegatiivse elemendi (F, O, N) aatom teisi molekuli positiivse osalaenguga vesinikuaatomiga. Elektronegatiivsus Suurus, mis iseloomustab keemilise elemendi aatomi võimet keemilise sideme moodustamisel tõmmata enda poole ühist elektronpaari. Iooniline side : * 1,9 Kovalentne mittepolaarne : * = 0 Molekulorbitaal Kui kaks aatomit sattuvad üksteisele nii lähedale, et nende elektronide orbitaalid osalised kattuvad, siis nend
elektroni); · süsiniku valent on neli (tema väliskihis on tavaolekus üks elektronpaar ja kaks paardumata elektroni, ent ergastades neli paardumata elektroni, sest üks elektron liigub 2s-alakihilt vabale 2p-alakihi orbitaalile) IV. Kovalentse sideme polaarsus: mittepolaarne ja polaarne kovalentne side Kovalentne side moodustub peamiselt mittemetalliliste elementide aatomite vahel. 4.1 Kaks sama mittemetalli aatomit annavad kovalentse mittepolaarse sideme, sest elektronpaar võrdselt mõlema aatomi juures. Ei ole tekkinud molekuli osalaenguid. 4.2 Kui on tegemist kahe erineva elektronegatiivsusega mittemetalli aatomiga, siis moodustub tõenäoliselt kovalentne polaarne side. Nimelt tõmbab suurema elektronegatiivsusega elemendi aatom ühist elektronpaari tugevamini enda poole ehk elektronpaar viibib pisut rohkem tema valduses. Seetõttu omandab ta negatiivse osalaengu ning väiksema
Keemiline reaktsioon on protsess, milles tekivad ja/või katkevad keemilised sidemed. KEEMILINE SIDE-jõud mis hoiab koos molekule. Keemiliste sidemete tekkel energia alati eraldub, keemiliste sidemete lõhkumiseks tuleb energiat kulutada. EKSOTERMILISTES reaktsioonides energia eraldub H<0(ühinemisreaktsioon), endotermilistes re.. neeldub(lagunemisreaktsioon). Suurus H näitab reaktsiooni saaduste ja lähtainete energiaTE vahet(reaktsioonil eralduvat või neelduvat energiat nim. Reaktsiooni soojusefektiks) VESINIKSIDE-on molekulide vaheline keemiline side kus ühe molekuli vesiniku aatom on seotud teise molekuli hapniku,lämmastiku või fluori aatomiga.METALLILINE SIDE-on negatiivsete suhteliselt vabade elektronide ja positiivsete metalliioonide vasttastikune tõmbumine. Kui osakeste vahel on tugev side siis on ka kõrge sulamis- ja keemistemperatuur(ja vastupidi).KOVLENTNE SIDE-aatomitevaheline keemiline side, mis tekib ühiste elektronpaaride moodustamisel. ELEKTRONEGATIIVSUS-suurus
molekulidega ained on tavaolekus gaasilised või kergesti lenduvad vedelikud. Suuremate molekulidega ained on tavaolekus tahked (kuid väga pehmed) Vees lahustuvus sõltub polaarsusest ja vesiniksidemete olemasolust. Kov. sidemetega mittemol. ained koosnevad kovalentsete sidemetega ühendatud aatomitest. On kihilise või kiulise ehitusega. Tavaingimustes tahked ja enamasti kõrge sulamistemp.'ga. Vees üldiselt ei lahustu ja elektrit ei juhi (va grafiit). Ioonsed ained ioonilise sidemega seotud ioonid, kõrge sulamistemp, tavaliselt tahked (kõvad kuid haprad), enamis lahustub vees hästi, sulas olekus või vesilahuses juhivad hästi elektrit. Metallid metallilise sidemega seotud aatomid, tavatingimustes tahked, (kõvad, kuid haprad vms) , va Hg. Vees ei lahustu, head elektri ja soojusjuhid, metalse läikega. 7. 1) N: väliskihil on üks paar ja kolm paardumata. (üks täpipaar ja kolm
Mittepolaarse kovalentnse sideme korral on ühine elektronpaar jaotunud võrdselt mõlema aatomi vahe. Polaarse kovalentse sideme korral seob üks aatomitest ühist elektronpaari tugevamini, mistõttu aatomitel tekivad vastasmärgilised osalaengud. Elektronegatiivsus näitab keemilise elemendi aatomi võimet tõmmata keemilises sidemes enda poole ühist elektronipaari. Mida suurem on elemendi elektronegatiivsus, seda tugevamad on tema mittemetallilised omadused ja seda nõrgemad on metallilised omadused. Polaarse sideme korral tekib elektronegatiivsema elemendi aatomil väike negatiivne osalaeng, väiksema elektronegatiivsusega elemendi aatomil aga väike positiivne osalaeng. Kui keemilised sidemed on molekulis mittepolaarsed, on ka molekul tervikuna mittepolaarne. Polaarsete sidemete korral sõltub molekuli polaarsus molekuli kujust:ebasümmeetrilise kujuga molekulid on polaarsed, sümmeetrilised molekulid on mittepolaarsed.
1- mõisted Eksotermiline reaktsioon energia eraldumisega kulgev keemiline reaktsioon. Endotermiline reaktsioon energia neeldumisega kulgev reaktsioon. Keemiliste sidemete tekkel energia alati eraldub, keemiliste sidemete lõhkumiseks tuleb alati kulutada energiat. Kui saaduste energia on madalam kui lähtainetel on reaktsioon eksotermiline(energia eraldub) Kui saaduste energia on kõrgem kui lähtainetel, on reaktsioon endotermiline(energia neeldub) kovalentne side aatomivaheline keemiline side, mis tekib ühiste elektronpaaride moodustumisel. polaarne kovalentne side - kovalentne side erineva elektronegatiivsusega aatomite vahel, sidet moodustavatel aatomitel tekivad seejuures erinimelised osalaengud. mittepolaarne kovalentne side kovalentne side, milles ühine elektronpaar kuulub võrdselt mõlemale sidet moodustavale aatomile; esineb võrdse (või väga lähedase) elektronegatiivsusega aatomite vahel. Elektronegatiivsus - suurus, mis iseloomustab keemilise elemendi a
Aatom aineosake, mis koosneb aatomituumast ja elektronidest; molekuli koostisosa. Molekul molekulaarse aine väiksem osake, kovalentsete sidemetega seotud aatomite rühmitus Keemiline side aatomite- või ioonidevaheline vastasikmõju, mis seod nad molekuliks või kristalliks Kovalentne keemiline side aatomitevaheline keemiline side, mis tekib ühiste elektronipaaride moodustumisel Polaarne kovalentne side kovalentne side erineva elektronegatiivsusega aatomite vahel, sidet moodustavatel aatomitel tekivad seejuures erinimelised osalaengud. Mittepolaarne kovalentne side kovalentne side, mille ühine elektronipaar kuulub võrdselt mõlemale sidet moodustavale aatomile; esineb võrdse elektronegatiivsusega aatomite vahel Iooniline side ioonidevaheline keemiline side, mis tekib vastasmärgiliste laengutega ioonide tõmbumise tõttu. Vesinikside täiendav keemiline side, mille moodustab ühe molekuli negatiivse osalaenguga elektronegatiivse elemendi aatom teise molekul
võib olla ka tahkes olekus, tahkes olekus pehmed ja peenestatavad, lahustuvus vees sõltub molekulide polaarsusest ja võimest, Kov. sidemega mittemoleku. ained: koosnevad kov. sidemetega ühendatud aatomitest, küllaltki kõrge sulamistemperatuuriga, tavatingimustes tahked, suure kõvadusega, haprad, pehmed, enamik on vees praktiliselt lahustumatud, elektrit ei juhi Ioonsed ained: koosnevad ioonidest, küllaltki kõrge sulamistemperatuuriga, tavatingimustes tahked, suure kõvadusega, haprad, enamik lahustub hästi vees, sulas olekus või vesilahuses juhivad hästi elektrit Metallid: koosnevad aatomitest, erineva sulamistemperatuuriga (siirdemetallid kõrge sulamistemp.), tavatingimustes tahked, erineva kõvadusega, suhteliselt plastilised ja hästi töödeldavad, vees ei lahustu, head elektri- ja soojusjuhid 16
- neil on kõrgem sulamis- ja keemistemperatuur Metalliline side esineb metallides metalli aatomite, ioonide ja elektronide vahel. - põhjustab metallide elektrijuhtivuse(elektronid) - põhjustab metallide plastilisuse Keemilise sideme liik Kristallvõre tüüp Näited molekulaarsed ained: molekulvõre paljud mittemetallid(Cl2, I2, P4, S8); paljud mittemetalliliste elementide ühendid(H2S, CO2,CS2); Kovalentne side paljud orgaanilised ained(C10H22,C6H12O6) jt aatomitest koosnev mittemolekulaarsed kovalentsed ained: mittemetallid ruumiline, kihiline (teemant, grafiit, räni, punane fosfor)
reaktsioonisaadusi soojendada, st. anda juurde energiat, mida tähistatakse plussmärgiga (+H): CaCO3 = CaO + CO2 +H 10. Aine omaduste seos aine ehitusega metall+mittemetall iooniline side mittemetall + mittemetall kovalentne polaarne side mittemetall lihtainena kovalentne mittepolaarne side metall lihtainena metalliline side Molekulaarsed ained koosnevad molekulidest. Mittemolekulaarsed ained koosnevad ioonidest või aatomitest. I Molekulvõre (molekulaarsed ained) Omadused · Suhteliselt madala sulamis ja keemistemperatuuriga. Paljud on gaasid või kergesti lenduvad vedelikud · Tahkes olekus pehmed · Paljud vees ei lahustu · Ei juhi elektrit Näiteks hapnik O2 II Aatomvõre (mittemolekulaarsed ained) Omadused · Tahked · Kõrge sulamistemperatuuriga · Kõvad (v.a. kihilise ehitusega ained) · Vees ei lahustu · Elektrit ei juhi (v.a. grafiit) Näiteks kvarts SiO2 III Ioonvõre
mittemolekulaarne aine- aine, misei koosne molekulidest (ioonsed ained, metalid, kovalentsed mittemolekulaarsed ained) 2. Elementide elektronegatiivsus muutub rühmas alt ülesse ja erioodis vasakult paremale, sest mida tugevam on elektrinegatiivsus, seda nõrgemad on aine mittemetallilised omadused ja ainetemetallilisedonmadused on rühmas ülevalt alla ja paremalt vasakule 3. Mida suurem on elektronegatiisus, seda nõrgemad on ainete metallilised omadused ja seda tugevamad on ainete mitemetallilised omadused. 4. Molekulide polaarsus sõltub positiivsete ja negatiivsete laengute keskmete kokkulangemisest. 5. Aatomid moodustavad omavahel kovalentseid sidemeid, et saada oma viimasesse elektronkihti maksimum täitumus. 6. Kordne side on tugevam kui üksiksidemed, sest aatomid on omavahel ühendatud mitme elektronipaari abil. 7. 8
Keemia alused. Põhimõisted ja -seaduspärasused V. Redoksprotsessid 1. Redoksreaktsioonide tasakaalustamine Redoksreaktsioon reaktsioon, milles toimub elektronide üleminek; redoksreaktsoonis muutuvad elementide oksüdatsiooniastmed. oksüdatsiooniaste elemendi aatomi tinglik laeng ühendis (eeldades ioonilist sidet kõigi aatomite vahel)); oksüdeerumine elektronide loovutamine (redutseerija oksüdeerub, tema oks. aste kasvab), redutseerumine elektronide liitmine (oksüdeerija redutseerub, tema oks. aste kahaneb). Redoksreaktsioonide tasakaalustamise põhimõte: liidetud ja loovutatud elektronide arvud on võrdsed. 2. Elektroodipotentsiaal ja redokspotentsiaal Elektroodipotentsiaal (E), V potentsiaal, mille omandab metallelektrood tema soola lahuses pöörduva reaktsiooni Mz+ + ze- M tulemusena. x RT a oks
Keemia alused. Põhimõisted ja -seaduspärasused V. Redoksprotsessid 1. Redoksreaktsioonide tasakaalustamine Redoksreaktsioon – reaktsioon, milles toimub elektronide üleminek; redoksreaktsoonis muutuvad elementide oksüdatsiooniastmed. oksüdatsiooniaste – elemendi aatomi tinglik laeng ühendis (eeldades ioonilist sidet kõigi aatomite vahel)); oksüdeerumine – elektronide loovutamine (redutseerija oksüdeerub, tema oks. aste kasvab), redutseerumine – elektronide liitmine (oksüdeerija redutseerub, tema oks. aste kahaneb). Redoksreaktsioonide tasakaalustamise põhimõte: liidetud ja loovutatud elektronide arvud on võrdsed. 2. Elektroodipotentsiaal ja redokspotentsiaal Elektroodipotentsiaal (E), V – potentsiaal, mille omandab metallelektrood tema soola lahuses pöörduva reaktsiooni Mz+ + ze- M tulemusena. x RT a oks
Keemiline side on vastastiktoime aatomite vahel molekulides ja ioonide vahel kristallides. Tekib aatomi väliskihi elektronide abil. - osalaeng (väike delta) - Suur delta Keemilise sideme tüübid: 1) Kovalentne side a)polaarne b)mittepolaarne 2)iooniline side 3)metalliline side 4)vesinikside Kovalentne side on ühise või ühiste elektronipaaride abil moodustunud side. Polaarne kov. Sideme korral seob üks aatomitest ühist elektronpaari tugevamini, mistõttu aatomitel tekivad vastasmärgilised osalaengud. Polaarne side: NO2, CO2, CH4 2 mittemetalli. Mittepolaarse kov. Sideme korral on ühine elektronpaar jaotunud võrdselt mõlema aatomi vahel, sest mõlemad aatomid tõmbavad elektronpaari sama tugevusega. Mittepolaarne side: O2, Br2, C- üks aine, Vesinikside on (iselaadne molekulide vaheline side) keemiline side, kus ühe molekuli vesiniku aatom on seotud teise molekuli hapniku, lämmastiku või fluori aatomiga. Ained, mis moodustavad veega tugevaid vesiniksideme,
1.Keemiline side on mõju,mis ühendab aatomid või ioonid molekuliks või kristalliks. 2. Elektronegatiivsus- suurus, mis iseloomustab keemilise elemendi aatomi võimet keemilise sideme moodustumisel tõmmata enda poole ühist elektronpaari. Polaarsed ained- polaarsetest molekulidest koosnev aine. Mittepolaarsed ained – mittepolaarsetest molekulidest koosnev aine. Kordne side - on keemiline side, mis tekib kahe aatomi vahel mitme ühise elektronpaari abil. Iooniline side - Elektronide üleminek ühelt aatomilt teisele./ ioonidevaheline keemiine side,mis tekib vastasmärgiliste laengutega ioonide tõmbumise tõttu. Kovalentne side – aatomitevaheline keemiline side, mis tekib ühiste elektronpaaride moodustumisel. Metalliline side – keemiline side metallides, mis tekib metalli aatomite vahel ühiste väliskihi elektronide abil. Vesinikside- on täiendav side molekulide vahel, mis tekib selliste molekuli
vahel nt: 11. Elektronegatiivsus näitab keemilise elemendi võimet tõmmata keemilises sidemes enda poole ühist ekektronpaari. Elektronegatiivsus suurendab tabelis alt üles ka vasakult paremale. 12. Polaarne kovalentne side tekib erinevate mittemetalli aatomite vahel. 13. Polaarne aine aine, mis koosneb polaarsetest molekulidest. Mittepolaarne aine aine, mis koosneb mittepolaarsetest molekulidest Polaarsed ained lahustuvad paremini polaarsetes lahustites. Mitte- polaarsed ained mittepolaarsetes lahustites. Molekuli polaarsus sõltub: a) sidemete polaarsusest b) sidemete paiknemisest molekulis 14. Iooniline side tekib erinimelise laenguga ioonide tõmbumisel Metall - + Mittemetall + 15. Iooniline side tekib metalli ja mitte metalli vahel. Mida vähem on metallilisi omadusi, seda suurem on elektronegatiivsus. 16. Ioonvõre moodustavad kristallvõre keskmes asuvad ioonid, mis
lahustuvad hästi vees. 4. Molekulaarsed ained ja kristallvõrega ained. Kuidas neid molekulivalemi järgi ära tunda? Molekulaarsed ained Mittemolekulaarsed ained Kovalentse polaarse ja kovalentse Kristallvõre mittepolaarse sidemega ained. Iooniline või metalliline side Eksisteerivad üksikmolekulidena. NaCl Fe O2; H2O Aatomvõre. ERANDID. Iood tahkena molekulvõre Vesi tahkena molekulvõre Süsinik Teemant: tugevaim lihtaine, ei juhi elektrit Grafiit: juhib elektrit, rabe Fullereen ja karbiin on molekulaarsed SiO2 tahkena kristallvõre kvart- täiesti puhas SiO2 5. Keemilise reaktsiooni energia. Ekso- ja endotermiline reaktsioon. Eksotermiline reaktsioon Endotermiline reaktsioon Energia eraldub Energia neeldub Ühinemisreaktsioon Lagunemisreaktsioon
Kovalentne side · Jaguneb polaarseks ja mittepolaarseks kovalentseks sidemeks. · Mittepolaarne esineb lihtainetes ühe ja sama elemendi aatomite vahel,elektronegatiivsuste(EN) erinevus on EN=0. Sellise sideme korral kuulub ühine elektronpaar võrdselt mõlemale aatomile. · Polaarnse esineb erinevate elementide aatomite vahel, side on aatomite vahel, mille elektronegatiivsuste erinevus on väike EN=1,7 Aatomid püüavad omastada väärsigaaside elektronstruktuuri. Sellise sideme korral tõmbab metallilisem element aatomi endale. · Elektronegatiivsus on suurus, mille all mõistetakse elemendi aatomi võimet siduda endaga molekulis elektrone(kumb loovutab, kumb liidab) Suurema EN väärtusega elemendi aatom liidab, väiksema EN väärtusega element aga loovutab elektrone. EN suureneb perioodilisustabelis rphmades alt üles ja vasakult paremale. · Mitme ühise elektronipaari abil moodustunud kovalentset sidet
Keemia mõisted Aatommass on ühe aatomi mass aatommassiühikutes Isotoop elemendi teisend , mille tuumas on erinev arv neutrone Allotroop elemendi teisedid, mis erinevad neutronite arvu poolest molekulis Aatomorbitaal ruumiosa, kus elektron viibib kõige sagedamini Perioodilisusseadus elementide omadused on perioodilises sõltuvuses aatomite tuumalaengust Elektronegatiivsus iseloomustab elementide aatomite elektronide enda poole tõmbamise võimet keemilises sidemes Ioon laenguga aatom või aatomirühm. Aatomist tekib ioon, kui aatom loovutab või liidab elektrone Katioon Positiivne ioon Anioon negatiivne ioon Oksüdatsiooniaste näitab iooni laengu suurust keemilises ühendis eeldusel, et see aine koosneb ioonidest. Molekul aine väikseim osake, mis koosneb aatomitest Molekulivalem näitab, milliste elementide aatomid ja mitu aatomit on aine ühe molekuli koostises Lihtaine aine, mis koosneb ainult ühe elemendi aatomitest. O-a on alati 0 Liita
Sellist tüüpi kristallivõret, mis koosneb omavahel suhteliselt nõrgalt seotud molekulidest, nim MOLEKULVÕREKS. Mille keskmetes paiknevad kovalentsete sidemetega seotud aatomid, nim AATOMVÕREKS. SiO2, SiC, BrC. Mittepolaarne kovalentne side- sarnased mittemetallid. Polaarne kovalentne side- erinevad mittemetallid. Vesinikside- seotud hapnikuga, lämmastiku või flooriga. Metalliline side- tegemist metalliga. H2S- polaarne kovalentne side, molekulvõre. P4- Mittepola. Kov. Side, molekulvõre. LiF- iooniline side, ioonvõre. Al-metalliline side, metallvõre. SO3- Polaarne kov. Side, molekulaarne. Si- mittepol. Kovalentne, mittemolekulaarne. SiO2- polaarne kovalentne side, mittemolekulaarne. Fe- metalliline, mittemolekulaarne. Cl4- polaarne kovalentne, molekulaarne. H2S ja P4 on madala sulamistemp. (kovalentne side) Suurenemise järjekorras. H-As, H-Se, H-Br. VÄÄRISGAASID- esinevad üksikaatomitena, väliskihil on 8 elektroni ja ongi kõige püsivam olek. VESINIKSIDE- H2O, CH3OH
särgmised omadused : sulamis- ja keemistemperatuur, kõvadus, elektrijuhtivus. · Metallivõre juhivad elektrit ja soojust, on plastilised ja läikivad. · Ioonvõre suhteliselt kõrge sulamistemp., haprad, lahustuvad sageli vees ja teistes polaarsetes lahustes. · Aatomvõre kõrge sulamistemp., suur kõvadus, vees praktiliselt ei lahustu ja elektrit ei juhi. · Molekulvõre madal või mõõdukas sulamistemp., aurustuvad kergesti, pehmed, vees lahustuvad vähe või üldse mitte. · Vesinikside suurendab aine tihedust, tõstab sulamis ja keemistempi. · Parandab lahustuvust vees. 10. Harjutused 1 15 õpikust lk 23 24.
keemia väärisgaaside aatomitle on väliskihise enamasti 8 elektroni ehk, nn elektronkett. Ühiste elektronpaaride moodustamine või elektronide litmine- loovutamine sab toimuda kemilisetes reaktsioonides. Keemiline reaktsioon on protsess milles tekivad või katkevad keemilised sidemed. Keemiliste sidemete tekkel alati eraldub keemiliste sidemete lõhkumiseks tuleb energiat kulutada. Iga süsteem püüab võimaluse korral minna üle kõige madalama energia olekusse nn. Energia miinimumi printsiibile. Rekatsioonil eralduvat või neelduvat energiat nim. Reaktsiooni soojusefektiks ja täh. Sümbol H. Oktetprintsiip- kui elemendid püüavad saada väliskihi 8 elektoni liitmis või loovutamisel. Termokeemiline võrrand- on reaktsiooni võrrand kus o märgitud eralduv või nelduv soojushulk. Eksodermiline- kui lähtaine energia on kõrgem kui saadustel ja energia eraldub. Entotermiline- kui saaduste eneria on kõrgem kui lähte saadus. Kovalentne side- on ühis elekton paaride abil tekkinud
Cu, Ag Ge, As, S, P, O2 K2O H2SO4 Cu(OH)2 NaHCO3 Sb CO Cu(OH)2 Al2O3 KA(SO4)2 Lihtainete arvukust tõstab allotroopia Nähtus. ALLOTROOPIA on nähtus, kus üks keemiline element võib esineda mitme lihtainena (näiteks C allotroopsed teisendid on teemant, grafiit, fullereen, karbüün). 2. OKSIIDID OKSIID on ühend, mis koosneb kahest elemendist, millest üks on hapnik. Keemiliste omaduste poolest liigitatakse oksiide: aluselised- ehk metallilised-, happelised ehk mittemetallilised-, amfoteersed- ja inertsed oksiidid. 2.1. Aluselised ehk metalli oksiidid Nomenklatuur a) metalli o-a. püsiv Na2O naatriumoksiid BaO baariumoksiid b) metalli o-a. muutuv
KEEMIA Aatom-aineosake mis koosneb aatomituumast ja elektronidest;molekuli koostisosa Alus-aine mis annab lahusesse hüdroksiidioone Aluseline oksiid-hüdroksiid millel avalduvad nii alulised kui ka happelised omadused Anioon-neg. Laenguga aatom või aatomite rühmitus Elektronegatiivsus-suurus mis iseloomustab keemilise elemendi aatomi võimet keemilise sideme moodustamisel tõmmata enda poole ühist elektronpaari Elektronskeem-aatomi elektronkatte ehitust kirjeldav skeem mis näitab elektronide arvu elektronkihtides Hape-aine mis annab lahusesse vesinikioone Hapnikhape-hapniku sisaldav mineraalaine Hüdrooksiid-anorgaaniline ühen mille koostisesse kuuluvad hüdrooksiidioonid OH- või hüdroksiidrühmad OH Hüdrolüüs-aine keemiline reaktsioon veega:soola hürdolüüs on neutralisatsioonireaktsiooni pöördereaktsioon Ioon-laenguga aatom või aatomi rühmitus Iooni laeng-iooni positiivsete või negatiivsete elementaarlaengute arv Iooniline
ehk prootonite arvu tuumas. seadusparasusi · Perioodis paremale liikudes suureneb valiskihil olevate elektronide arv, ruhmas ulalt alla liikudes suureneb elektronkihtide arv. · Paremale liikudes aatomi raadius vaheneb, sest tuumalaeng kasvab ning elektronid paiknevad seetottu tuumale lahemal. · Ulalt alla liikudes aatomi raadius kasvab, sest suureneb elektronkihtide arv. · Vasakult paremale liikudes suurenevad mittemetallilised omadused, ulalt alla liikudes suurenevad metallilised omadused. · Ulalt alla suureneb metallide puhul keemiline aktiivsus, sest reaktsioonis loovutatavad valiskihi elektronid on tuumast kaugemal ja sellega norgemini seotud. Mittemetallide aktiivsus ulalt alla vaheneb, sest aatomi raadiuse kasvades vaheneb voime liita elektrone. Elementide elektornegatiivsus · Elektronegatiivsus on dimensioonita suurus, mis iseloomustab aatomi suhtelist voimet siduda endaga molekulis voi keemilises uhendis elektrone.
Delokalisatsioon stabiliseerib osakesi. Hüdrofiilsed ained- millel tugev vastastikmõju veega. Nad märguvad veega, lahustuvad või punduvad vees. Nt väikese süsinike arvuga alkoholid, karboksüülhapped, amiinid jt. Hüdrofoobsed ained- millel puudub vastastikmõju veega, ei märgu ega reageeri veega. Nt , süsivesinikud, eetrid, rasvad, surema süsinike arvuga alkoholid ja karboksüülhapped , halogeenühendid jt. Hüdrofoobsed ained lahustuvad mittepolaarsetes lahustites (eeter, benseen, bensiin). Pindaktiised ained sisaldavad pikka hüdrofoobset süsivesinikahelat ja polaarset hüdrofiilset rühma. Teatud määral lahustuvaid pindaktiivseid aineid kasutatakse pesemisvahendites ehk detergentidena. Molaarmass- on ühe mooli aine mass. Molaarmassi arvutamiseks tuleb liita kokku aatommassid.
võimalik lahustada. Küllastunud lahus lahus sisaldab sellise koguse lahustunud ainet, mida on maksimaalselt võimalik antud temperatuuril ja rõhul lahustada. Üleküllastunud lahus - lahus sisaldab rohkem lahustunud ainet, kui on maksimaalselt võimalik antud temperatuuril ja rõhul lahustada. Ebapüsiv süsteem, tekib näiteks aeglasel jahutamisel. Üldjuhul lahustuvad polaarsed ja ioonvõrega ühendid paremini polaarsetes lahustites (näiteks vees), mittepolaarsed ühendid mittepolaarsetes lahustites (näiteks benseenis). Tähelepanekuid anorgaaniliste soolade lahustuvuse kohta vees: » kõik nitraadid on hästi lahustuvad; » kõik kaalium-, naatrium- ja ammooniumsoolad on hästi lahustuvad; » enamik kloriide on vees lahustuvad, välja arvatud AgCl, PbCl2, Hg2Cl2; » enamik sulfaate on vees lahustuvad, välja arvatud BaSO4, PbSO4, CaSO4, SrSO4;
4. Perioodis vasakult paremale suureneb aatomite tuumalaeng, kuid elektronkihtide arv jääb muutumatuks. Suurema tuumalaengu tõttu tõmmatakse väliskihi elektrone tugevamini tuuma poole, mis põhjustab aatomite raadiuse vähenemist. 5. A-rühm · Väliskihi elektronide arvu ja maksimaalse o.a. märgib rühma number · Minimaalne o.a. - -8+Max. o.a. · Oksiidid NaO (IA) · Happed As NO (VA) · Vesinikuühendid SiH (IVA) 6. Metallilised elemendid loovutavad elektrone, mittemetallilised aga liidavad neid. Metallilistel elementidel on aatomiraadius väiksem, mittemetallidel aga suurem. Mittemetallilistel elementidel on oktetist puudu vaid mõned elektronid, metallilistel elementidel on välikihi elektronide arv väiksem. Elektronegatiivsus on suurem mittemetallilistel elementidel ja metallilistel elementidel väiksem Mittemetallilised elemendid hoiavad väliskihi elektrone rohkem kinni kui metallilised
elemendi aatomite vahel; b)aatomite vahele tekib ühine elektronpaar, mis kuulub võrdselt mõlemale aatomile; c)tekib mittepolaarne molekul. Polaarne kovalentne side: a)esineb mitme erineva mittemetalse elemendi aatomite vahel; b) aatomite vahele tekib ühine elektronpaar, mis on tõmbunud tugevama tõmbejõuga aatomi poole; c)tekib polaarne molekul ehk dipool, mis sisaldab positiivseid ja negatiivseid osalaenguid. 8. Polaarsed ained lahustuvad hästi polaarsetes lahustites ja mittepolaarsed ained mittepolaarsetes lahustites (sarnane lahustab sarnast).
metallide raadiused on hulga suuremad kui mittemetallidel metalliline raadius – pool aatomituumade vahelistest kaugustest metalli kristallivõres kovalentne raadius – pool aatomituumade vahelisest kaugusest lihtaine molekulis kui aatom loovutab elektrone (tekitades katiooni), siis tekkinud osakese aatomraadius on esialgsest väiksem ionisatsioonienergia I – energia, mis kulub isoleeritud aatomist ühe elektroni eraldamiseks (selle katiooniks muutmiseks). määrab metallilised omadused: mida väiksem ionisatsioonienergia, seda metallilisem element. ionisatsioonienergia on alati endotermiline ΔH > 0 iga järgmise elektroni loovutamine on raskem kui eelmine. kergem on elektroni loovutada sellisel elemendil, millel on orbitaalil osad paardunud osad paardumata elektronid (kuna energeetiliselt on soodsam, kui kõik „kastid“ on ühe, kõik kahe või kõik 0 elektroniga)
annaabi.ee 
