KEEMIA KORDAMISKÜSIMUSED (1)

5 VÄGA HEA

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.

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.
Reaktsiooni käigus aatomid ei kao ega teki ja et aatommass on püsiv, ei muutu ka ainete üldmass.
N: 2H2+O2=2H2O (2 mol/1mol/2mol -> 4g/32g/36g)
Reageerivate ainete masside summa võrdub lõppsaaduste masside summaga.

Energia jäävuse seadus
Energia ei teki ega kao. Suletud süsteemis on energia hulk konstantne . Energia on seotud massiga:
∆E= ∆m*c2 (E- energiamuut ; c2= 9*1016m/s)
∆m=∆E/c2
Kui reaktsiooniga kaasneb energiamuut, esineb ka massimuut. Tavaliselt on massimuut reaktsioonides tühine.
NT: 1 mooli H2 põlemisel vaakumis on massimuut ∆m umbes 1 miljardik/g

Koostise püsivuse seadus
Igal ühendil on kindel koostis, mis ei sõltu tema saamisviisist (1799a. J. Proust )
NT: a) 2H2O = 2H2+O2; b) 2H2O2 =2H2O+O2; c) loodusliku vee puhastumisel.
Kõikidel juhtudel saadakse ühesuguse koostise ja omadustega aine. Koostise püsivuse seadus kehtib täielikult gaaside ja vedelike puhul (H2O, H2SO4, HBr, C6H6 jt.) Selliseid aineid nimetatakse DALTONIIDIDEKS.
Tahkete ainete puhul esineb kõrvalekaldumine koostise püsivuse seadusest, mis on tingitud kristallvõre defektidest ja mille tõttu ühendiste valemites võib esineda mittetäisarvulisi indekseid.
NT: Na+Cl- ei pruugi keedusoola kristallides võre defekti tõttu olla võrdne ja kristallide koostist võib iseloomustada nt. valemiga NaCl0,98, samuti ka Fe0,95O. Selliseid aineid nimetatakse BERTOLIIDIDEKS.

Kordsete püsivuse seadus
Kui 2 elementi moodustavad teineteisega mitu ühendit, siis ühe elemendi kindlale massile vastavad kahe elemendi massid , mis suhtuvad üksteisesse nagu lihtsad täisarvud. NT: N2O, NO, N2O3 – vastavad ühele N-le O aatomi massid, suhtuvad nagu arvud 1:2:3:4:5

Ekvivalentide seadus
Ained reageerivad teineteisega alati ekvivalentsetes kogustes ( hulkades ), mis on võrdsed nende ainete ekvivalentmassiga.

Ruumalaliste suhete seadus
Püsivatel tingimustel suhtuvad reageerivate ja reaktsioonil tekkivate gaaside ruumalad üksteisesse nagu lihtsad täisarvud. NT: 2H2+O2=2H2O (2:1:2 -> mahuühikud)

Avogadro seadus. Normaaltingimused. Gaasi molaarruumala
AVOGADRO SEADUS: kõikide gaaside võrdsed ruumalad sisaldavad samal rõhul ja temperatuuril võrdse arvu molekule. Gaasiliste lihtainete molekulid koosnevad Avogadro seaduse kohaselt kahest aatomist. NT: Cl, H2, O2 jne.
Et gaasi ruumala sõltub oluliselt temperatuurist ja rõhust, kasutatakse gaaside iseloomustamiseks NORMAALTINGIMUSI ( 0C (270K), 760 mmHg (1 at.=101325 Pa)) 1 mooli gaasilise aine ruumala normaaltingimustel on 22,4 l.

Aatom ja molekul . Süsinikuühik. Aatommass. Molekulmass
AATOM-elemendi väikseim osake, millel säilivad elemendi omadused ja millisena element esineb liht- või liitainete molekulis.
LIHTAINE – koosneb ühe ja sama elemendi aatomitest. NT: Fe, O2 jne
LIITAINE – koosneb erinevate elementide aatomitest. NT: H2O, HCl jt.
MOLEKUL – lihtaine või ühendi väikseim osake, mis eksisteerib iseseisvalt säilitades selle aine keemilised omadused. Ühe ja sama elemendi aatomid võivad moodustada mitmeid lihtaineid. NT: võib süsinik esineda mitmesuguses kristallvormis / grafiit , teemant, karbiin). Seda nim. ALLOTROOPIAKS
Aatomite mõõtmed ja mass on väga väikesed (1,674*10-27 kg)
Arvutuste hõlbustamiseks on kasutusele võetud SÜSINIKUÜHIK, mis on 1/1212/6 C aatommassist ja tema väärtus on 1,6*10-27 kg
AATOMMASS – suhtearv, mis näitab, mitu korda on elemendi aatomi mass suurem 1/1212/6 C aatommassist. NT: Ar(O)=16.
1.9 Avogadro arv. Mool . Molaarmass
MOLEKULMASS – arv, mis näitab, mitu korda on aine molekuli mass suurem 1/12 6/23 C massist. NT: M(h2So4)=2+32+4*46=98
MOOL – ainehulga põhiühik, mis sisaldab niisama palju osakesi, kui on aatomeid 12 g C-s (nim. Avogadro arvuks: 6.02 * 1023 osakest mooli kohta.
MOLAARMASS – aine 1 mooli mass grammides . NT: M(H2O)=18 g/mol.
EKVIVALENTMASS – aine mass, mis keemilistes reaktsioonides vastab 1,008 massiühikule vesinikule või 8 massiühikule hapnikule.
MOOLIDE ARV – aine mass grammides jagatud molaarmassiga. n=m/M
EKVIVALENTIDE ARV – aine mass grammides jagatud aine ekvivalendiga.

Keemiline valem. Reaktsioonivõrrand. Keemilise reaktsiooni kulgemine . Saagis.
Keemilise elemendi all mõistame teatud kindlat aatomite liik, mida iseloomustab tuumalaeng , aatomiraadius , oksüdatsiooni aste jne.
Keemiliste elementide ühinemisel moodustub KEEMILINE ÜHEND, mille väikseim iseseisev element on molekul.
Keemilise ühendi lühim väljendusviis on keemiline valem, mis väljendab ühendi ja kvalitatiivset ja kvantitatiivset koostist, elementide sümbolite ja aatomite arvu kaudu.
Aatomite arvu vahekorda väljendatakse täisarvudega, kusjuures aatomite arvu tähistab alumine indeks, tegurid näitavad iseseisvate aatomirühmade arvu.
NT: CuSO4 +10H2O (vasksulfaadi kohta on 10 kristallhüdraati)
Kristallvesi on soolades sisalduv vesi ja selliseid sooli nimetatakse hüdraatideks.
REAKTSIOONIVÕRRAND on keemilisel reaktsioonil toimunud muutuste lühike väljendusviis kus lähteained ja saadused antakse valemitena. Reaktsioonivõrrandi põhjal saab teha mitmesuguseid arvutusi , millest olulisemad on lähteainete või saaduste arvutamine teiste ainete koguste põhjal.
Keemilise protsessi läbiviimisel esinevad praktiliselt mitmesugused kaod, mille tõttu saadud produkti mass on väiksem teoreetilisest. Samuti tuleb kadude tõttu kindla hulga produkti saamiseks võtta rohkem lähteaineid.
Protsessi SAAGISE % võrdub tegelikult saadud aine hulk jagatud teoreetiliselt võimaliku hulgaga ja korrutades 100 %
Saagise % = tegelikult saadud aine hulk / teoreetiliselt võimalik hulk * 100%
Saagis x-ides = 100 - kao %
2. Aatomi ehitus ja selle seos perioodilisussüsteemiga
2.1 Aatomi ehitus. Aatomi tuum ja tema koostis. Isotoobid
AATOMI EHITUS. Kuni 19 sajandi lõpuni arvati, et aine väikseim osake – aatom – on mittejagatav. Tõendeid aatomi kui liitosakese kohta saadi fotoefekti, mille avastas H.Hete 1879, röntgeni kiirte (C. Röntgen- 1985), radioaktiivsuse (Curild 1896 – 1898) avastamisel.
Et aatom tervikuna on neutraalne , peavad tema koostises olema ka positiivselt laetud osakesed.
1911.a. ehitas Rutherford aatomi ehituse mudeli, mille kohaselt praktiliselt kogu aatomi mass on koondatud positiivselt laetud tuuma. Ringorbiidil ümber tuuma tiirlevad elektronid, mille arv aatomis on võrdne tuuma positiivse laenguga. Klassikalist aatomi mudelit täiendas Taani teadlane N. Bohr (1855 – 1962) näidates, et elektron võib liikuda ümber tuuma kindlatel statsionaarsetel ringorbiitidel, mis on määratud ja kvantarvuga n ja mis omab ainult täisarvulisi väärtusi.
Peakvantarvu 1 puhul liigub elektron esimesel e. põhiorbiidil.
Statsionaarsetel ringorbiitidel liikudes elektron energiat ei kiirga. Elektron kiirgab või neelab energiat kvantidena üleminekul ühelt orbiidilt teisele.
Üleminekul 1 orbiidilt teisele elektron neelab energiakvandi. Energia neeldumisel läheb aatom põhiseisundist kõrgema energiaga nn ergastatud olekusse.
1919.a. tõestas Rutherford, et tuuma üheks koostisosaks on prooton , mille mass on ligikaudne 1 süsinikuühik, mis on positiivse laenguga ja mille laengu absoluutväärtus on 1,60212*10-19
elektronide ja prootonite arvud on võrdsed. Edaspidi avastati teine massiga aatomtuuma koostisosa , millel puudus laeng – NEUTRON . Tuumafüüsikas nim. Prootonit ja neutronit NUKLEONIDEKS. Selle teooria kohaselt koosnevad aatomi tuumad prootonitest ja neutronitest , mille summa annab MASSIARVU .
Z+N=A (Z-prooton; N-neutron, A- massiarv )
Prootonite arv võrdub tuumalaenguga, mis määrab elemendi asukoha perioodilisussüsteemis (Z=järjenumbriga, sama palju elektrone on ka elektronkattes.) Tuumalaengu ja massiarvu väärtused märgitakse keemilise elemendi sümboli ette. NT 11/23 Na (tuumalaeng, massiarv, järje nr/ aatommass)
Elemendi põhi iseloomustajaks on põhilaeng, mis määrab elemendi omadused. Ühe ja sama prootonite arvu juures on erinev arv elektrone. Antud elemendi erimassiarvuga aatomit nim. ISOTOOBIKS. NT: 1/1H, 2/1H ( deuteerium ) 3/1H (triitum).
Looduses on teada üle 300 isotoobi , millest ligikaudu 230 on stabiilsed, 50 ebastabiilsed, radioaktiivsed. Aatomituumadel on kindel sisestruktuur, mis mõjutab tuuma stabiilsust.
Aatomituuma kihilise ehituse kohaselt vaadeldakse tuuma kerana, milles prootoneid ja neutronid paiknevad SFÄÄRIDENA. Tuuma püsivus sõltub prootonite ja neutronite vahekorrast, kui prootonite ja neutronite kihid tuumas on täidetud, on tegemist eriti stabiilse tuumaga . NT: 2/2He, 16/8 O jt.
2.2 Aatomi elektronstruktuur. Kvantarvud . Elektronvalemid
kaasaegse aatomite ehituse teooria sisu kohaselt on elektroni täpse liikumise tee määramine võimatu. Saab vaid väita, et teatud elektron asub antud ajamomendil ühes või teises ruumiosas, kus elektroni leidmise tõenäosust nim. ELEKTRONPILVE TIHEDUSEKS. ELEKTRONPILVE all mõistame elektroni negatiivse laenguga jaotustiheduse ruumilist kuju aatomis – ORBITAAL . Kui elektron liigub ruumis määravad tema ruumilise kuju KVANTARVUD: a) peakvantarv - n b) orbitaalkvantarv – l c) magnetkvantarv – ml d) spinnkvantarv - ms
Peakvantarv määrab elektronide orbitaali energia ja iseloomustab tema tõenäosemat kaugust tuumast. Tema väärtused on aatomi normaalolekus täisarvud 1-7ni. Energiatasemeid tähistatakse tähtedega: K, L, M, N, O, P, Q kiht. I tasemel K võib olla 1 või 2 elektroni, II tasemel L kuni 8 elektroni jne. Maksimaalselt võib olla 2.n2 elektroni. Orbitaalkvantarv l iseloomustab samal kihil olevate elektronide energia erinevust. Elektronpilve kuju ja tema väärtused on täisarvulised alates 0 kuni n-1ni. NT: n=4, siis orbitaalkvantarvu l väärtused on l 0 (s) 1(p) 2(d) 3(f).
Skemaatiliselt iseloomustab s-elektronpilve kuju kerasümmeetria. Keerulisemad on p, d, f orbitaalid . P ruumilist orientatsiooni iseloomustab m ml magnetkvantarv. Vastavad p orbitaalid on üksteisega risti (ruumiline 8) Magnetkvantarv ml määrab orbitaalise suuna ja tema väärtused. Ml= -l….+l (arvulised väärtused). Spinnkvantarv ms – aatomis ei saa olla kahte täpselt ühesuguses energiaolekus asuvat, st. ühesuguse kvantarvuga elektroni. Ühele ja samale orbitaalile mahub 2 vastupidise suunaga pöörlemissuunaga-spinniga- elektroni, mis moodustavad elektronpaari.
Aatomi elektronkihtide mahtuvust iseloomustab :
a)W. Pauli printsiip – aatomis ei saa olla kahte täpselt ühesuguses energiaolekus elektroni.
b)Energia miinimum – peab elektronide aatomis olema minimaalne potentsiaalne energia. Mida kaugemal elektron on tuumast, seda nõrgemini on ta seotud tuumaga.
c) F. Mundi reegel – ühesugust tüüpi orbitalid täituvad esmalt ühesuguse spinnkvantarvuga elektronidena, st. elektronid aseuvad antud alatasemel igaüks eraldi orbitaalidel, paaristumata elektronidena. Aatomite elektronkatete ehituse sümboolseks tähistamisek kasutatakse elektronvalemeid. ELEKTRON VALEMEID, kus elektronide asetust tasemele ja alatasemele väljendatakse peakvantarvude ja alatasemete sümbolite abil. Alataseme sümboli kohal paremal olev arv näitab elektronide arvu sellel alatasemel. Energiatasemed ja alatasemed täituvad järjestuses 1s2-2s2-2s6-3s2-4s2-3d10 jne.
2.3 Keemiliste elementide perioodilisussüsteem
1869 a. Mendelejev keemiliste elementide vastase seose kasutades seda ka avastamata elementide prognoosimisel. Perioodilisus süsteemis on elemendid järjestatud aatomi nr järgi. . perioodilisussüsteemi osadeks on perioodid, rühmad ja lahtrid. Iga element on paigutatud lahtrisse , kuhu on märgitud tema sümbol, järjekorranr. Tuumalaeng ja aatommass. Süsteemis on 7 perioodi, millest esimesed 3 on väiksed perioodid 2 või 8 elemendiga, järgmised 4 on suured perioodid 18 v 32 elemendiga. Viimane – 7 on lõpetamata periood. Süsteemis on eraldatud metallid ja mittemetallid ja s, p ja d liigitatakse eraldi plokkidena. Järjekorranr suurenedes suureneb elemendi tuumalaeng ning aatomi raadius väheneb.
Aatomi elektronkihtide mahtuvust iseloomustab vastavalt. Elektronid püüavad reaktsioonides omandada 8 elektronilist väliskihti – oktetti. Metalli aatomitel on kergem loovutada 1-3 elektroni, kui liita neid oktetti tekkimisel. Metallid loovutavad elektrone.NT: Na-e- =Na+; Mg – 2e- =Mg 2+; Al – 3e2 =Al3+ jne. Mittemetallid liidavad elektroone: Cl+e-= Cl-; S +2e- = S2-
3. Keemiline side ja molekuli ehitus
keemiline reaktsioon on lähteainete molekulides sidemete katkemine ja saaduste molekulides uute molekulide tekkimine. Reaktsioonides ei muutu aatomite arv ja liik, kuid muutuvad sidemed, mille juures eraldub või neeldub energia. Uue sideme tekke põhjuseks on ühinevate aatomite elektronide kollektiveerumine molekulis, millega võib kaasneda ka laengu ülekandumine. Eristatakse mitmesuguseid sidemetüüpe: kovalentne -, iooniline, metalliline, koordinatiivne -, vesinikside.
Keemilise sideme puhul on süsteemis energia väiksem aatomite energiate summast . Sideme tekke puhul toimub aatomite elektronkate ümberkorraldumine ja suureneb elektronpilve tihedus tuumade vahel.
Pauli printsiip lubab orbitaali täita kahe vastasmärgilise spinniga elektroniga, kui kumbki aatom annab sidemesse ühe oma paardumata elektroni, tekib kovalentne side.
3.1 Kaasaegseid seisukohti keemiliste sidemete kohta
3.2 Kovalentne side ja tema omadused
Kovalentne side on kõige üldisem keemilise sideme liik, mille olemus seisneb ühe või mitme elektroni üheaegses toimes mõlema aatomi tuumaga. Tüüpiline kovalentne side moodustub lähedaste elektronegatiivsusega elementide aatomite vahel. MT: O on väliskihil 6 elektroni. O molekuli moodustamisel tekib 2 kovalentset sidet.
Kahe erisuguse aatomi vahelise kovolentse sideme puhul nihkub siduv elemendipaar elektronegatiivsema aatomi poole, st molekulis on orbitaalide kattumispiirkond nihutatud tugevamini elektrone siduva, elektronegatiivsema elemendi poole – tekib polaarne side. Kuna orbitaalid on ruumiliselt orienteeritud on kovalentne side kindla suunaga. S-orbitaali sväärilise kuju tõttu kattumise suund pole oluline, p-orbitaali puhul, mis on ruumiliselt orienteeritud täisnurga all sõltub kattumise ulatus peale tuumade vahelise kauguse , kattuvate orbitaalide paiknemisest.
3.3 Iooniline side
elektronide kollektiviseerimise piirjuhtumiks on ühe aatomi elektriline üleminek teisele aatomile ja sellega seoses positiivse ning negatiivse iooni teke. Keemiline side nende osakeste vahel on elektrostaatiline ja sidet nim. Iooniliseks sidemeks. Selline side moodustub tugevasti erinevate elektronegatiivsustega elementide aatomite vahel. Üldreeglina on sideme pikkus seda väiksem ja sideme energia seda suurem, mida ulatuslikum on sidet moodustavate orbitaalide kattumine NT: H-h sideme pikkus on 0,074 nm; Cl-Cl 0,199nm jne
keemiline side võib tekkida mitte ainult anti-paralleelsete spinnidega ühe eletroniliste orbitaalide kattumisel vaid ka ühe aatomi elektronpaari ja teise aatomi vaba orbitaali kattumisel. NT: Na- e- -> Na+; Cl+e- -> Cl-; Na++Cl- -> NaCl
3.4 Orbitaalide hübridisatsioon
keemilise sideme moodustamisest osavõtvate eritüüpi orbitaalide omaduseks on hübriidorbitaalide tekke. On teada, et metaani molekulis (CH4) paiknevad 4- vesinuku aatomit tetraeetiliselt, tsentris asub C- aatom. Ergastatud C aatomis on 1s2 2s2 2px 2py 2pz. Sellise valemi järgi peaksid metaanimolekulis olema eritüüpi beeta-sidemed ja 3 üksteisega risti olevat SP sidet. Kuid tegelikult on tõestatud 4 ühesuguse keemilise sideme olemasolu, mis tekkimisel eritüüpi orbitaalide liitumisel e hübridasatsiooni teel hübriid orbitaalideks. Ühe 2 ja ühe p hübridisatsioonil tekib z teljel väljavenitatud kujuba s-p pilv, mille omavaheline nurk on 180kraadi.
3.5 Metalliline side
metallilise sideme omadused pole kirjeldatavad kovalentse ega ioonilise sideme teooria abil. Metalliline side on osakeste vaheline tõmbumine metallvõres. Võre koosneb positiivsetest metalli ioonidest ja nende vahel vabalt liikuvatest elektonidest, mis moodustavad nn. Elektrongaasid, mis täidab kristallvõre ioonidevahelise ruumi ja tekitab kogu võret hõlmava delokaliseeritud sideme. elektronide suhteliselt kerge liikumise abil on seletatav metallide hea soojus - ja elektrijuhtivus . Vastastikmõju elektronide ja ioonide vahel on tugev. Metallilisel sidemel puudub ruumilisus ja ta on suhtelislt tugev keemiline side. Tüüpilised metallilise sidemega elemendid on leelismetallid.
PILT:
3.6 Vesinikside
keemilise sideme oluline liik on vesinikside, mis oma iseloomult on elektrostaatilise ja doonor - akseptor sideme vahapealne. Vesiniksidemel on elektrostaatiline tõmbumine vesinikku sisaldava polaarse molekuli ja teise molekuli vaba elektronpaari vahel. Polaarsed sidemed tähendavad seda, et igal vesiniku aatomil on väike positiivne osalaeng , mis selle tõttu tõmbub aatomi vaba elektronpaari poole. Vesiniksidet moodustab tugevalt elektronegatiivsete elementide (F, O, N, S jt) aatomitega seotud vesinik , mis tugeva polarisatsiooni tõttu kannab suhteliselt suurt positiivset osalaengut ja omab selle tõttu osaliselt vaba s orbitaali. Selline orbitaal võib seetõttu osaliselt siduda mõne teise aatomi vaba elektonpaari, mille tõttu tekib nõrk keemiline side – vesinikside. Vesiniksidemel on suur tähtsus aine lahustumisel, molekulide assotsatsioonil ja kristallumisel.
3.7 Doonor – aktseptorside
keemilise sideme energia on aatomitest molekuli tekkimisel eraldunud energia ja mõõdetakse kilodzaul mooli kohta. Keemilise sideme pikkuseks nim. Tuumade vahelist kaugust ergastumaya molekulis
3.8 Kompleksühendid
ühendite klassi, kus iooni või molekuli moodustavate ühendite vaheline keemiline side on tekkinud doonor-akseptor mehhanismi järgi nim. Kompleksühenditeks.
Tsentraalaatomit, mis seob kindla arvu ioone või molekule nim. Kompleksi moodustajateks. Teme ümber paigutunud osakesi liiganditeks. Kõige levinumad kompleksi moodustajad on d ja f elemendid. Suhteliselt nõrgad kompleksi moodustajad on tüüpilised metallid. Liisanditel peab olema vaba elektronpaar või vaba orbitaal. Liigandid: H2O, NH3, CO jt. Iga kompleksi moodustaja seob teatud arvu liigandeid, mis vastab kordinatsiooni arvule ja kordinatsiooniarv on vahemikus 2-10ni, enam levinud on 4 või 6. liigandid moodustavad kordinatsiooni sfääri. Liiganditega koos moodustab kompleksi moodustaja sisesfääri, mis kirjutatakse nurksulgudesse. Kui sisesfäär kannab +laengut on ta kompleks KATIOON , kui + laengut, siis ANIOON . Ta võib olla ka neutraalne. Kompleksioonide laengu neutraliseerivad vastasnimelise laenguga ioonid , mis moodustavad välisfääri.
NT:
Nende suure arvu ja mitmekesisuse tõttu puudub neil ühtne klassifikatsioon. Neid jaogatakse näit. Kordinaatori arvu järgi, liigandite doonoraatomite järgi, tsentraalaatomite järgi jne.
4. Aine agregaatolekud
Gaasid ja vedelikud: Aatomid, molekulid ja ioonid esinevad tegelikkuses suurearvuliste kollektiividena ja omavad osakeste vastastikuse mõjujõu tõttu teatud sisemist organisatsiooni, mis avaldub nende AGREGAATOLEKUTENA ( gaas , vedel, tahke). Need olekud erinevad üksteisest osakeste kauguse ja vastastikuse toime tugevuse poolest. Molekulide vahelisi jõude nimetatakse VAN SER WAASI jõududeks. Nad on tingitud elektronide ebaühtlasest jaotusest ja elektronide liikumisest aatomites . Nad jagatakse orientatsiooni induktsiooni ja dispersiooni jõududeks.
4.1 Ideaalgaas ja reaalgaas
Gaasilise oleku puhul täidavad gaasi molekulid ühtlaselt kogu ruumala, kuna nende vahelised jõud on väikesed, siis on nad alalises korrapäratus liikumises. Gaasides on kaugused molekulide vahel osakeste mõõtmetega võrreldes suured ja molekulide vastastikune toime suhteliselt nõrk. Sellist oletatavat gaasi, milles gaasimolekulide vahel ei esine jõudusid ja mille molekulid ei oma ruumala, nimetatakse IDEAALGAASIKS. Kui tingimused ei erine palju normaaltingimustest ( 273 K (0 o C) 1 atm (760 mmHg; 101325 Pa) on erinevused ideaal- ja REAALGAASI vahel väikesed.
4.2 Gaasi olekuparameetrid ja olekuvõrrandid
Teatud hulga mistahes gaasi füüsikalist olekut kirjeldatakse rõhuga, ruumalaga ja temperatuuriga (P;V,t) ja neid suurusi nimetatakse OLEKUPARAMEETRITEKS. Need oleku parameetrid määravad gaasi oleku.
Gaasi oleku võrrand ideaalgaasi korral:
P * V = n * R * T P – rõhk
n – moolide arv
R – konstant (gaasi)
T - temperatuur
Molekulaarruumala
Vm = V / n V – üldine ruumala
n - moolide arv
Sellega seoses võib oleku võrrand saada ka teisi olekuid (kujusid):
P * Vm = R*T
P * V = m / M * RT Clapeyron Mendeljejevi võrrand
R- Universaalne gaasikonstant omab arvulisi väärtusi. (sõltuvalt tingimustest) Sõltub ühikutest ja väljendatuna 1 mooli gaasi kohta ja omab järgmisi väärtusi:
R = Po*Vo / To = 1 atm*22,4 l / 273 K = 0,082 l*atm/K No – normaaltingimused (nullike)
R = 760 mmHG*22400 CM3 / 273 K = 62400 cm3*mmHg/K
Si süsteemis 1 Kmol kohta: R = 101325 Pa * 22,4m3 / 273 K 00 8314 Pa * kmol/K = 83143… /mol
Gaasi olekuvõrrandist tingimustes kui konstant on moolide arv ja temperatuur: Const : n, T -> P*V = n*RT. Tuleneb Boyle `I – Mariotte `I seadus:
P * V = P1*V1=P2*V2 ->V1/V2=P1/P2.
Boyle´I_Mariotte´I seadus jääval rõhul on gaasi antud massi ruumala võrdeline gaasi absoluutse temperatuuriga (Kelvinites). Kui V ja n on konstandid, sii: P=n/v*T= const. -> P1/T1= P2/T2.
Seoses normaaltingimustes: kui gaasi rõhk ja temp. erinevad normaaltingimustest saadakse seos gaasi ruumala ümberarvutamiseks normaaltingimustele (P0, V0. T0): P0*V0/T0=P*V/T
Absoluutne temperatuur on Kelvini astmikul aluseks (273 K=0 C). keskmiseks toa temp. loetakse 20 C. T=273 + t(C)
AVOGADRO SEADSU: Kõikide gaaside võrdsed ruumalad sisaldavad ühesugusel rõhul ja temp. võrdse arvu molekule. Gaasi molaarruumala normaaltingimustel on 22,4 l. gaasi moolide arv võrdub gaasi maht liitrites normaaltingimustel jagatud 22,4.
4.3 Gaasisegud. Partsiaalrõhkude seadus
GAASISEGUD: 1801 a. formuleeris Dalton partsiaalrõhkude seaduse: ideaalgaasisegu üldrõhk on võrdne kõikide komponentide osarõhkude summaga: P=p1+p2+p3+…+pn
PARTSIAALRÕHK(pi) on rõhk, mida segu komponent omaks kui ta antud temperatuuril üksi täidaks kogu segu ruumala: pi/P=ni/n=Xi -> pi=xi*P
Xi on komponendi moolmurd konsent. Gaasi segus, kui komponendi moolide arv on: n=n1+n2…+nk
REAALGAAsides on gaasimolekulide vahel van der Waasi jõud ja gaasi molekulid omavad ruumala. Reaalgaaside käitumise kõrvalekaldeid ideaalgaaside omast suurenevad madalatel temp. ja kõrgetel rõhkudel kui kaugused molekulide vahel on väiksemad. Reaalgaasie puhul kasutatakse piiratud rakendusega olekuvõrrandeid, millest üks lihtsamaid on VAN DER WAASI võrrand: (P+α/V2 )*(V-b)=R*T
Reaalgaase iseloomustab kristalse oleku olemasolu esinemine ja kriitilised parameetrid. Kriitilises olekus läheb gaas pidevalt üle vedelikuks ilma, et tema parameetrid muutuksid. Gaasid on vedeldatavad allpool kriitilisi parameetreid.
4.4 Vedelikud
kui kaugused molekulide vahel muutuvad võrreldavaks molekulide mõõtmetega, hakkavad molekulide vahelised jõud takistama molekulide vaba liikumist. Aine sisestruktuuris ilmneb teatud korrapärasus. Tekib VEDEL AGREGAAT OLEK. Molekulid paiknevad nii tihedalt, et neid pole võimalik kokku suruda ja vedelikul on kindel ruumala. Et aga vedelikud on säilinud soojusliikumise vabadusastmed , puudub vedelikul kuju. Vedelike sisestruktuuris on gaasidele iseloomulikuks korrapäratuse elemente ja tahketele ainetele iseloomulikke korrapärasuse elemente. Vedelikel puudub kindel kristallvõre, kui esinevad dünaamilised lähistruktuuri. Nii on enamik veemolekule ümbritsetud vesiniksideme abil seotud veemolekulide poolt. Soojusliikumise tõttu need struktuurid pidevalt lagunevad ja moodustuvad. NH2O -> n=2 – 3 (assotsiaalid)
Aatomite pidev ümberpaiknemine põhjustab vedelike VOOLAVUSE. Vedeliku molekulid on pidevas liikumises. Kõrge kineetilise energiaga molekulid ületavad pinnakihi osakeste tõmbejõu ja väljuvad aurufaasi. Põrkudes vedeliku pinnaga võivad nad minna tagasi vedelfaasi. Kahe protsessi tasakaalu iseloomustab AURURÕHK, mis kirjeldab vedeliku molekulide kontsentratsiooni aurufaasis. Kui vedeliku aururõhk muutub võrdseks välisrõhuga, hakkab vedelik keema ja vastav temp. on KEEMISTEMP: vedeliku struktuuri peegeldab viskoossus ja pindpinevus . VISKOOSSUSEKS nim. ühe vedelikukihi võimet takistada teise kihi liikumist või avaldada vastupanu mõne teise keha liikumisele vedelikus .
Temperatuuri tõusuga viskoossus kahaneb. Vedeliku pinnakihi ja sisemuses asuvate molekulide vastastikkuse toime tõttu tekib PINDPINEVUS. Vedeliku pinnakihile mõjub tõmbejõud sisemusest ja pinnakihi molekulid avaldavad survet sisemuse kihile, mille tõttu pinnakiht püüab võimlaikult kokku tõmbuda, nt veetilk võtab kera kuju. Pindpinevus on energia kogus, mis on vaja kulutada pinna ühikuliseks suurendamiseks (1N/m) ja kahaneb temp. kasvamisel.
Ülemineku vormiks vedelike ja tahkete ainete vahel on amorfsed ained. Neil puudub kristallvõre nagu vedelikelgi, kuid nad ei voola nii kui tahked ained ja omavad kuju. Tüüpilisteks esindajateks on orgaaniline klaas ja paljud polümeerid. Kristallvõre puudumise tõttu pole neil kindlat sulamistemperatuuri ja soojendamisel tugevnevad vedelike omadused.
4.5 Tahked/ Kristallilised ained. Kristallvõre. Amorfne olek
tahkes agregaatolekus on osakeste vaheline toime nii tugev, et osakeste liikumisel puuduvad vabadusastmed. Tahketel ainetel on kindel kuju ja ruumala. Enamik kristallilisi aineid on polükristallilised, koosnedes paljudest monokristallidest. Kirstallvõred jaotatakse osakeste geomeetrilise paigutuse järgi 7 kristallsüsteemiks:
a) kuubiline
b)tetradonaalseks
c) rombiline
d)heksagonaalne
e)monokliinne
f)triglonaalne
g)trikliinne
mis erinevad üksteisest telgede pikkuse ja suhtelise asendi poolest. Võre osakeste iseloomu ja vastastiktoime seisukohalt eristatakse aatom-, molekul- ja ioonvõret jt. AATOMVÕREGA kristallide sõlmpunktides on aatomid, mis on üksteisega seotud tugeva kovolentse sidemega. NT. süsinikul on aatomvõre, samuti ka ränil. Aatomkristallid on kõrge sulamistemp. Ja enamasti juhivad halvasti elektrit. MOLEKULVÕRE sõlmpunktides on neutraalsed molekulid, mis on seotud suhteliselt nõrkade van der Waasi jõududega. NT. molekulvõre on tüüpiline orgaanilistele ühenditele ja moodustub paljude gaaside tahkumisel. Kristallid on pehmed ja madala sulamistemp. IOONVÕREGA kristallides vahelduvad võre sõlmpunktides ioonid. NT: Ca+Cl- ( keedusool ). Sidemed on elektrostaatilised. See on tüüpiline anorgaanilistele ühenditele, nt. NaCl jt. Neil on suhteliselt suur kõvadus ja tavaliselt kõrge sulamistemp.
4.6 Olekudiagrammid
Vedela agregaatoleku kohal esineb alati aurufaas. Sarnane tasakaaluseisund esineb ka tahke aine ja tema aurude vahel. NT. naftaleen , joodikristallid. Seda nimetatakse SUBLIMATSIOON -> Tahke aine aurustumine temp. tõusuga. Tasakaaluseisund kahe agregaatoleku vahel esineb ka vedelike kristallumisel ja kristallilise aine sulamisel. Tasakaalusid puhta aine agregaatolekute vahel kuhut. Graafiliselt OLEKUDIAGRAMMIDE abil:
Kõverjooned iseloomustavad piirnevate faaside vahel tasakaalu sõltuvust tingimustest (rõhk, temp). kõver OA iseloomustab vee OB jää tasakaalulise aururõhu sõltuv. Temp. OC kirjeldab jää sulamistemp. Muutust rõhu muutumisel. Kõverate lõikepunktis O on vee kolm agregaatolekut tasakaalus ja seda nim. VEE KOLMIKPUNKTIKS. Kõverate vahelised pinnad vastavad ainult ühe agregaatoleku tingimustele.
5. Keemiliste reaktsioonide seaduspärasusi
keemilise reaktsiooni võrrand väljendab reaktsiooni üldtulemusi. Tegelikult on reaktsioon keerukam
5.1 Keemilise termodünaamika põhimõisteid. Olekuparameetrid ja olekufunktsioon. Homogeensed ja heterogeensed süsteemid
Keemiliste reaktsioonide seaduspärasusi võimaldab avaldada keemiline termodünaamika, mis uurib erienergia vormide üleminekuid keemilistes protsessides, selle juures iseloomustatakse süsteemi olekuparameetrite ja olekufunktsioonidega. Olekuparameetriteks võetakse määreldavad suurused: temp (T), rõhk (P), ruumala(V) ja moolide arv (n). mitmesuguseid süsteemi omadusi vaadeldakse neidt parameetritest lähtuvalt.
OLEKUFUNKTSIOONI muutust ∆ arvutatakse süsteemi algoleku ja lõppoleku funktsioonide väärtuste abil. Mitmesuguseid süsteemi omadusi vaadeldakse neist parameetritest sõltuvalt, eristatakse homogeenseid ja heterogeenseid süsteeme. Homogeense süsteemi omadused on kõikides osades samad, heterogeenne süsteem koosneb mitmest eriomadustega osakestest ehk faasidest . Süsteem on avatud, kui tema ja ümbruse vahel toimub ainevahetus ja suletud, kui ainevahetus puudub.
5.2 Reaktsioonide soojusefektid . Siseenergia ja entalpia . Termokeemiavõrrand
keemiline reaktsioon on keemiliste sidemete ümberkujunemise protsess, mille kulgemisel eraldub soojust. Reaktsiooni soojusefekti all mõistetakse soojust, hulka, mis püsival temperatuuril eraldub või neeldub ainete mittepöörataval ja täielikul reageerimisel. Keemiliste reaktsioonide soojusefektide mõõtmise ja arvutamisega tegelevat keemia haru nim. Termokeemiaks.
Termodünaamika I seaduse – energia jäävuse seaduse- järgi peab energia vabanemine või neeldumine põhjustama muutuse
Nimetades keha sisemist energiavaru siseenergiaks võib öelda, et eksodermilises reaktsioonis vabaneb soojust siseenergia vähenemise arvelt. Endotermilises reaktsioonis neeldub soojust ja süsteemi siseenergia kasvab.
Isotroopseks soojusefektiks e reaktsiooni energiaks nim. Jääval ruumalal toimuva keemilise reaktsiooni soojusefekti. Isobaarne soojusefekt e reaktsioonientalpia on jäävale rõhule vastav soojusefekt.
Keemilise reaktsiooniga kaasneb sageli ruumala muutus, mis on oluline gaasi reaktsioonide korral, sel juhul saab püsivaks lugeda välisrõhku. Gaaside eraldumise puhul peab süsteem kulutama osa oma energiast paisumis tööks w=P* ∆V ; qp-W=∆U; qp=∆U+W=∆U+P*V= ∆(U+pq)=∆ -> ENTALPIA muut.
Seega on isobaarne soojusefekt võrdne süsteemi entalpia muuduga. Protsessid tööstuses toimuvad isobaarses reziimis. Erinevus siseenergia ja entalpia vahel sõltub reaktsiooni ruumala muutusest. Et tahkete ja vedelate ainete molaarruumalad on gaaside omadega võrreldes väiksed võetakse ∆U ja ∆n arvutamisel arvesse gaaside puhul.
Termokeemiavõrrand: soojusefekti väärtusi sisaldavaid reaktsiooni nim. Termokeemiavõrrandiks. Reaktsiooni soojusefekt oleneb välistingimustest (temp, rõhk) et reaktsioone saaks oamvahel võrrelda, esitatakse käsiraamatutes väärtused standardtingimuste jaoks.
5.3 Hessi seadus. Tekke- ja põlemissoojused. Soojusefektide arvestamise rakendusi
Hessi seadus (1840) : reaktsiooni soojusefektid olid võrdsed oleku ja finktsioonide muutustega . Hessi seadust nim. Termokeemia põhiseaduseks. Soojusefekt olles võrdne reaktsiooni saaduste ja lähteainete siseenergiate erinevuseda ei sõltu tegelikult reaktiooni toimumise viisist ega vaheetappidest. Seadus võimaldab arvutada soojusefekte tabeli andmete või mõõtmistulemuste alusel.
Soojusefekti, mis esineb ühemooli ühendi tekkimisel lihtainest standardi tingimustel, nim. Ühendi tekkesoojuseks. Liitaine lagunemissoojus on võrdne liitaine tekke soojusega, kuid vastasmärgiga. Lihtaine tekkesoojus võrdub 0ga. Aine põlemissoojuseks nim. Ühe mooli aine täielikul põlemisel esinevat soojusefekti. Mittepõlevate ainete põlemissoojus võrdub 0ga.
Hessi seaduse järeldused: a) keemilise reaktsiooni soojusefekt võrdub saaduste tekkesoojuste algebralise summaga, millest on lahutatud lähteainete tekesoojuste summa. B) keemilise reaktsiooni soojusefekt võrdub lähteainete põlemissoojuste summaga, millest on lahutatud saaduste põlemissoojusete summa. Summeerimisel tuleb arvestada reaktsioonivõrrandi tegureid, millega molaarseid entalpiaid korrutada.
Organismi elutegevuses, kus on vajalikud organismisisesed energiaallikad milleks on oksüdatsiooniprotsessid, tuleb arvestada rasvade, süsivesikute ja valkude oksüdatsioonil vabanevat soojust, et koostada organismi energiast …
5.4 Entroopia . Gibbsi energia. Reaktsiooni kulgemise suund
iseenesliku protsessi toimumise tulemus looduses on protsessi tasakaal. Protsesside suuna ja tasakaaluolekud määrab TERMODÜNAAMIKS II SEADUS: kõik protsessid looduses toimuvad iseenesest ainult 1 suunas. NT: soojus läheb iseenesest ainult kõrgema temperatuuriga kehalt madalama temp. kehale. Protsesside suuna määramiseks kasutatakse abifunktsioonina ENTROOPIA mõistet, kuna kehad koosnevad paljudest osakestest vastab keha kui terviku olekule e-makroolekule palju mikroolekuid.
Mikroolekute arvu, mille abil saab teostada antud makroolekut nim. Termodünaamilisek tõenäosuseks – W. Entroopia defineeritakse tõenäosuse kaudu.
S= R/NA*lnW (NA – avogadro arv, R-universaalgaasikonst.)
Entroopia mõõtühikuks on R/NA = 1,38*10-23 J/K*mol
Entroopia iseloomustab süsteemi korrapäratust. Kõrgemal temp. on entroopia suurem. Entroopia kasvab aine molaarmassi ja koostisse kuuluvate arvude suurenemisega.
Gibbsi energia: ameerika teadlane Gibbs võttis kasutusele entalpiat ja entroopiat ühendava funktsiooni: G= H-TS (H-entalpia; TS-entroopia) ja seda seost nim. Gibbsi energiaks. Kontstantse temp. ja rõhu korral on Gibbsi energia võrdne: ∆G=∆H-T∆S
Süsteemi Gibbsi energia võib muutuda temp. rõhu või koostise muutudes . Kui P ja T ei muutu, muutub Gibbsi energia ainult reaktsiooni kulgemisel-> Gibbsi energia väheneb kuni miinimumini, millele vastab tasakaaluolek . Const. P ja T korral on Gibbsi energia minimaalne ja tema muutus võrdne 0ga.
Iseeneslikud protsessid viivad suletud süsteemi alati tasakaaluolekusse, seega võivad const. P ja V juures iseenesest toimuda need protsessid, mille puhul Gibbsi energia muut on alla 0. Gibbsi energia vähenemine iseloomustab ainete reaktsioonivõimet. Gibbsi energia konstantsus iseloomustab süsteemi tasakaaluolekut. Gibbsi vabaenergia iseeneslik suurenemine pole nendes tingimustes võimalik.
5.5 Keemiline tasakaal. Tasakaalukonstant . Liikuv tasakaal
reaktsioonid liigitatakse reaktsioonideks, mis kulgevad praktiliselt lõpmatuseni e. PÖÖRDUMATUD ( NaOH +HCl-> NaCl+h2o). teised on reaktsioonid, kus suletud süsteemis reageerub osa lähteainest- PÖÖRDUVAD reaktsioonid, kuna reaktsiooni lõppedes on pärisuunalise ja vastassuunalise vahe vastassuunalisega võrdsed. Pöörduvust väljendatakse kahesuunaliste nooltega (2SO2+O2= 2SO3)
TASAKAALUKONSTANT oleneb temperatuurist, kuid ei olene aine hulkadest. Reaktsioonis osaleva aine lisamisel tasakaalus olevale süsteemile või eemaldumisel sellest, nihkub tasakaal, nii et konstant säilitab oma väärtuse, kuigi kontsentratsioonid muutuvad. Selle jkärgi sõnastas prantsuse teadlane Le Chatelier liikuva tasakaalu printsiibi: kui mingi välismõju (T, P) muutumine rikub keemilist tasakaalu, siis kulgevad selles süsteemis selle mõju tagajärgi vähendavad reaktsioonid, mis viivad üle süsteemi uude tasakaaluolekusse.
5.6 Keemilise reaktsiooni kiirus ja seda mõjutavad tegurid. Kiiruskonstant
keemilise reaktsiooni kiirust mõõdetakse ajaühikus ruumalaühiku kohta tekkinud või reageerinud ainete konts. Muutumisega. Kui reageerivate ainete konst . Ajamomentidel t1 ja t2 on c1 ja c2, siis reaktsiooni keskmine kiirus on: V(c2-c1)/(t2-t1) = - ∆c/∆t (mol(l*min)
reaktsiooni kiirendavad temp. tõstmine, kontsentratsiooni suurendamine , rõhu suurendamine gaaside korral, tahkete ainete peenestamine, katalüsaatori lisamine. konstantsel temperatuuril on keemilise kiiruse reaktsiooni kiirus võrdeline reageerivate ainete kontsentratsioonide korrutisega. Kiirusekonstant sõltub temperatuurist ja ei sõltu kontsentratsioonist ega ajast, reaktsiooni kiirust iseloomustab ka poolestusaeg , mille jooksul reageerib pool aine hulgast. Temp muutumisel muutub oluliselt reaktsiooni kiirus. Van´t Hoffi reegli järgi vastab temp. muutumisele 10 K reaktsiooni kiiruse kasv 2-4korda, biokeemias kuni 7 korda.
5.7 keemilise reaktsiooni mehhanism . Katalüüs
Keemilisi reaktsioone jaotatakse:
Lihtreaktsioonid ja liitreaktsioonid: Lihtreaktsioonid on reaktsioonid, mis kulgevad ühes staadiumis ja elementaarakti väljendav võrrand ühtib reaktsiooni üldvõrrandiga. Kui on tegemist mitme järjestikku ja paralleelselt kulgeva reaktsiooni liitumisega, on tegemist liitreaktsiooniga.
Pööratavad ja mittepööratavad reaktsioonid: reaktsioonid on põhimõtteliselt alati pööratavad. Välistingimuste muutumisega saab tasakaalu alati nihutada nii, et nad on mittepööratavad.
Paralleelsed reaktsioonid – tihti reageerivad ained mitme paralleelreaktsiooni järgi. NT. lagunevad kloraadid kuumutamisel kahel viisil: 2KclO3->2KCl+3O2 ja 4KclO3->3KclO4+KCl
Paralleelreaktsioonide tõttu tekib saadustena tihti ainete segu.
Järjestikused reaktsioonid-paljud reaktsioonid kulgevad läbi ebapüsivate vahestaadiumite. NT. tekib vesinikbromiidi temperatuuril üle 500 K järgmiste reaktsioonide järjestikuse kulgemisena: a)Br2-> Br+Br b) Br+H2->HBr+H c) H+Br2->HBr+Br d) H+HBr->H2+Br e) Br+Br->Br2
Üksikute staadiumite kiirused erinevad ja summaarse kiiruse määrab kõige aeglasem reaktsioon.
Ahelreaktsioonide puhul tekivad reaktsiooni võimelised osad, vabad radikaalid reaktsioonis eneses. Radikaali reageerimisel lähteainega moodustuvad saadustekõrval uued radikaalid, mis võimaldavad reaktsiooni jätkumist, tehakse vahet kolme staadiumi vahel: a) reaktsiooni teke b) ahela kulg c) ahela katkemine. ahela pikkuse all mõistetakse ühele tekkinud aktiivsele osakesele vastavat ahele lülide arvu.
Fotokeemilised reaktsioonid on nähtava valguse või ultraviolett kiirguse toimel kulgevad reaktsioonid. Valguskvandi neeldumisel tekkivad molekulis aktiivsed osad. Toimub ainete keemiline lagunemine e. FOTOLÜÜS või ühinemine e FOTOSÜNTEES. Suure energiaga kiirgusliigid nt. röntgen kiired ioniseerivad ka väga püsivaid molekule põhjustades kiirguskeemilisi reaktsioone.
KATALÜÜS: katalüsaator on aine, mis kiirendab reaktsiooni kuid ei muuda reaktsiooni tasakaaluolekut. Reaktsiooni aeglustajat nim INHIBIITORIKS. Reaktsioon algab katalüsaatori ühinemisel lähteainega. NT: kasutades ainete A ja B vahelisel reaktsioonil katalüsaatorit X, siis tekib vaheühend (aktiivne kompleks) A+B+C->AX+B->AB+X.
Biokeemias kasutatakse orgaanilisi katalüsaatoreid, mida nim. Fermentideks või ensüümideks, mis reguleerivad reaktsioonide kulgemist elusorganismides v taimedes.
6. Lahused . Vesi
6.1 lahused ja dispergeeritud süsteemid. Solvatatsioon
LAHUSTEKS nim. Kahest või enamast ainest koosnevat homogeenset süsteemi. Enamuses olevat ainet nim. Tavaliselt lahustiks e. solvendiks. Vähemuses olevat ainet nim. Lahustunud aineks.
Solvatatsioon on lahusti molekulide liitumine lahustunud aine osakestega. Kui lahustiks on vesi nim solvatatsiooni hüdratsooniks, tekkinud ühendit hüdraadiks. Enamasti on need ühendid ebapüsivad. Mõnikord on aga hüdraatne vesi ainemolekulidega nii tugevalt seotud, et jääb aine väljakristallumisel lausest aine kristallide koostisesse selliseid ühendeid nim. Kristallhüdraatideks. NT: CuSO4*5H2O (cuprumsulfaatkristallhüdraat.)
Tahkete ainete lahustumisega vedelikes kaasneb enamasti soojuse neeldumine – see seletub energia kuluga , mis läks kristallvõre lagundamiseks ja molekulide või ioonide defufeerumisel lahuses. Mõnel juhul kaasneb lahustumisega lahuse soojenemine, mis seletub keemiliste ühendite- solvaatide tekkega lahusti ja lahustamata aine molekulide vahel. Aine lahustumine võib olla seotud ruumalaefektiga – kontraktsiooniga.
Süsteemi, kus 1 aine on pihustatud ja ühtlaselt jaotunud teises aines nim. DISPERSNEKS SÜSTEEMIKS. Jaotunud ainet nim. Dispergeerunud komponendiks ja ainet, milles komponent on dispergeeritud nim. Dispersiooni keskkonnaks. Kui osakeste mõõtmed on 10-5…10-7, siis on süsteem jämedispersne, kuhu kuuluvad süsteemid, kus tahke aine on pihustunud ja emulsioonid, kus 1 vedelik on pihustunud teisest. Kui aine osakeste mõõt on 10-7…10-9 on süsteem kolloiddispersne ja edasine dispergeerimine viib molekuli ja iooni tekkeni
6.2 Lahuste kontsentratsioonide väljendusviise. Ainete lahustuvus
tahke aine lahustumisel vedelikus lahkuvad aine pinnalt molekulid ja ioonid ning jaotuvad difusiooni tõttu ühtlaselt lahustis . Kui lahustisse viidud väike kogus ainet selles veel lahustub on lahus KÜLLASTUMATA, kui aine enam ei lahustu on lahus KÜLLASTUNUD. Küllastunud lahus sisaldab lahustunud ainet sellises hulgas, mis antud tingimustel (T ja P) võib max. lahustuda. Küllastunud lahuse kontsentratsioon määrabki aine lahustuvuse . Temp. tõusuga enamiku tahkete ainete lahustuvus suureneb, kuuma küllastunud lahuse jahutamisel eraldub lahustunud aine liig tavaliselt kristallidena. Kui jahutada ettevaatlikult ei pruugi kristallid eralduda ja saadakse üleküllastunud lahus, kus on rohkem ainet, kui tema lahustuvus.
Lahusesse viidud kristallike kutsub sel juhul üleküllastunud lahuses esile lahustunud aine KRISTALLATSIOONI. lahustunud aine hulka kindlas hulgas lahuses või lahustis nim. Lahuse KONTSENTRATSIOONIKS ja väljendatakse: a) massiprotsentides: aine maht 100-s massiosas lahuses (mg% - 0,001g 100 g-s) b) mahu%: aine maht 100-s mahuosas lahuses. Kasut. Vedelike puhul NT: S2H4:H2=-> 1:2 c) molaarsus : aine moolide arv 1 liitris lahuses (1000 grammis lahuses) d) normaalsus : lahustunud aine ekvivalentide arv 1 liitris lahuses. e) moolimurd : lahustunud aine moolide arvu suhe üldmoolide arvusse. Moolimurd korda 100% on moolimurdprotsent.
6.3 Kolloidlahused . Adsorptsioon
kolloidlahus on heterogeenne süsteem, kus kolloidosakesed ja keskkond on eraldatud faaside vahelise pinnaga. Kolloidlahuseid valmistatakse: a) dispersiooni meetodil- peenestamine- dispergeerides suuremaid osakesi kolloiddispersiooni astmeni ja lisatakse stabilisaator. B) kondensatsioonimeetod – luues tingimused iooide või molekulide ühinemiseks agregaatideks. Kasut. Ultraheli , elektrikaani ja kolloidveskeid.
Kolloidsüsteeme jaotatakse: a) aerosoolideks-gaasilise keskkonnaga. NT: tahke aine gaasi s= suits, tolm. Vedelik gaasis = udu b) soolid-vedela keskkonna puhul. NT. H2O c) vahud - gaas vedelikus. NT. tahked vahud (vahtplast, aktiivsüsi)
Vastastiktoime poolest eristatakse lüsofiilseid, püsivaid, lahustiga tugevas vastastiktoimes olevaid ja lüofoobsed nõrgad, ebapüsivas vastastiktoimes.
Hüdrofoobsed ja lüofoobsed kolloidid, mis on keskkonnaga nõrgas vastastiktoimes võivad liituda ja eralduda e. KAOGULEERIDA. .süsteeme. mis lüofiilsuse tugeva vastastiktoime tõttu on omandanud mõne tahke aine omaduse nim. Gaalideks e. tarretisteks ( marmelaad , sült).
Kolloidsüsteeme iseloomustab valguse hajumine e. opalestsents, mida kasutatakse dispersiooni astme määramiseks. Kolloidosake hajutades valgust paistab helendava punktikesena ja kiirtekimbutee heleda koonusena (tyndall´ i effekt ). Kolloidlahusel on osakeste laengust tingitud elektrilised omadused. Nt. saadakse GfNO3 +KCl=AgCl (sadestub)+ KNO3
Tuuma moodustab Ag+ ja Cl- ioonidest koosnev kristallike. Kolloidosakesed absorbeerunud oma pinnale oma koostises esinevaid ioone ja pinnal tekkib adsorbne kiht, kus antud näite puhul on ülekaalus katioone (+laenguid). Tuum koos adsorbse kihiga moodustab iseseisva laenguga graanula, mille laengu neutraliseeruvad lahuses olevad ioonid, mis moodustavad difuusse kihi. Difuusne kiht on graanulaga nõrgalt seotud. Mitsell on neutraalne. Elektrivälja toimel liiguvad laenguga osakesed vastasmärgiga lektrodi suunas. Seda nim. ELEKTROFOREES .
Elektrolüüdi lisamisega saab esile kutsuda seda, et difuusse kihi ioonid lähevad adsorbsesse kihti ja graanula laeng muutub nullist ja saabub ISOELEKTRILINE olek – osakeste kongulatsioon. Sellel viisil saavutatakse osakeste liitumine elektrifiltrites õhupuhastamisel. Jõgede suudmetes koaguleeruvad iseeneslikult kolloidid (jõesuudmed ummistuvad)
Kolloidosakesed kontsentreerivad oma pinnale lahuses leiduvaid ioone ja lahusti molekule – ADSORPTSIOON. Adsorptsioon toimub adsorsel pinnal. Adsorbendi pinna molekulide jõuväli jääb kompenseerimata ja pinnal on teatud lisaenergia, mille tõttu ta seob gaasimolekule või lahuse aineosakesi, seejuures on eraldub soojust. Tuntud adsorbendid on suure eripinnaga boorsed ained, nt. aktiivsüsi, silikageel jt. Kui adsorbsioon on seotud keemilise sidemega tekkega nim. Seda KEMOSORPTSIOONIKS.
6.4 Gaaside lahustuvus vedelikes. Henry – Daltoni seadus
vedelikud lahustavad gaase piiratult ja tasakaalu korral on gaasi kontsentratsioonide suhe gaasil ja vedelgaasil antud temp. jääv suurus. Kui gaasi osarõhk gaasifaasis on pg ja gaasi moolmurdkontsentratsioon xg, siis nende suhe on konstant. Wg/pg=KH (võrdelisustegur e Henry tegur)
gaasi lahustuvus vedelikus on võrdeline tema osarõhuga lahuse kohal. KH võrdelisustegur e. Henry tegur oleneb gaasist ja temp. kõrgetel rõhkudel lahustub vedelikus rohkem gaasi ja rõhu kiirel vähendamisel eraldub osa gaasi mullikestena.
Gaaside lahustumine on eksotermiline ja väheneb temp. tõustes. NT. eralduvad vee soojenemisel mullid keedupoti seintel . Gaaside lahustuvus väheneb kui vees on lahustunud soolasid. Nt. kui 1 cm3 gaasist kloori, siis samas koguses küllastunud NaCl soollahuses lahustub vaid 0,3 cm3 soola.
6.5 Vedelike ja tahkete ainete lahustumine vedelikes. Jaotusseadus
sarnaste omadustega vedelikud lahustuvad teineteises igas vahekorras (H2O, C2H5OH ). Kui vedelikud lahustuvad teineteises piiratult, saadakse kahekihiline lahus.
Nt. annavad vesi ja dietüüleeter kahe kihilise süsteemi. Antud temperatuuril on mõlemad lahused küllastunud. Tavaliselt suureneb temp. tõusuga vedelike vastastikune lahustuvus.
Tahkete ainete lahuses oleneb ainest ja lahustist . NT. lahustub 100 g vees grammides:

AINE

0 c
25 C
50 C
100 C
Ca(OH)2
0,176
0,155
0,127
0,072
NaCl
35,7
36,0
36,8
39,4
KCl
28,0
36,0
41,3
56,4
Lahustuse sõltuvust temp. iseloomustavad lahustusekõverad:
Lahustuvuse suurenemine temp. tõusuga on iseloomulik paljudele kristallidele ainetele. Eriti aga kristall hüdraatidele.
Kõrgematel temp. lähen kristallhüdraat üle veevabaks soolaks, mille lahustumine on eksotermiline (soojusteralduv), selle tulemuseks on lahustuvuse vähenemine edasise temp. tõstmisel. Viies vesilahusega kokku vees mittelahustuva aine, läheb osa veest lahustunud ainest üle orgaanilisse lahustisse. Lahustunud aine tasakaalulise jaotuse määrab kontsentratsioonide suhte konstantsus.
JAOTUSSEADUS: kui kontsentratsioonid on nt. c1 ja c2, siis nende suhe on jaotuskonstant K. c1/c2=K. Suhe väljendab jaotusseadust ja seda formuleeritakse: lahustunud aine kontsentratsioonide suhe kahes tasakaalulises süsteemis on antud temp. jääv suurus.
6.6 lahuste omadused. Lahuse aururõhk. Raoulti seadus
ideaallahused saadakse lähedaste füüsikaliste ja keemiliste omadustega ainete segamisel kui puudub ruumala ja soojusefekt. Vedelik aurustub ka keemistemperatuurist madalama temp. juures. Aurustamisel väljuvad vedelikust molekulid, mis oma kõrge kineetilise energia arvel ületavad naabermolekulide tõmbejõu. Auruõhu suurenemisel kinnises anumas kasvab vastupidise protsessi kondenseerumise kiirus. Tasakaalu korral on aurufaas küllastunud ja koosneb kummagi komponendi aine ja lahusti auru osarõhkude summast, mis on kirja pandus Daltoni seadusena: P=P1+P2 (aururõhk=aine+lahusti)
kui lahustunud aine on mittelenduv , sisaldab aurufaas ainult lahustit . P=P2. aineosakese üleminek vedelfaasist aurufaasi oleneb sellest, millise osa vedeliku pinnast võtavad enda alla komponendi molekulid. See aga oleneb kontsentratsioonist. Seega peab komponendi auru osarõhk olema võrdeline tema kontsentratsiooniga lahuses: p1=K*X1. võrdelisusteguri K mõiste selgitamisel kasut. Võrrandit puhta komponendi puhul, kui x=1. sellel juhul p1=p2, sel juhul võime võrrandi kirjut. Järgmiselt: p1=p0/1 -> RAOLT´I seadus: komponendi aururõhk vedela lahuse kohal on võrdne vastava puhta komponendi aururõhu ja tema kontsentratsiooni korrutisega lahuses. teise komponendi puhul: p2=p0/2*x2; P=P1+P2=p0/1+p0/2*x2
Iga vedeliku küllastunud aururõhk on antud temp. jääv suurus. Mittelenduva aine lahustamisel alaneb vedeliku aururõhk. Selle lahuse aururõhk on madalam ja selle suhteline langus on võrdeline lahustunud aine moolmurdkontsentratsiooniga lahuses. vedelikus lahustunud ained alandavad vedeliku külmumistemperatuuri ja tõstavad keemistemperatuuri. See muutus on võrdeline lisatud aine kontsentratsiooniga.
∆T=Kk*c
sellel põhineb soolade kasutamine jää ja lumesulatamisel teedelt. Jahutussegude valmistamine lumest ja nt. soolast.
6.7 Difusioon ja osmoos
DIFUSIOON on aineosakeste soojusliikumisest põhjustatud iseeneslik protsess, mis viib kontsentratsioonide ühtlustumiseni. See toimub kiiremini gaasides, aeglasemalt vedelikes ja kiireneb temp. tõusuga. Difusioon põhjustab kontsentratsioonide ühtlustumist, nt. vee ja suhkru lahuse kokkupuutel ilma segamata. lahuse ja lahusti eraldamisel membraaniga, mis ei lase läbi lahustunud aine molekule, vaid ainult lahusti molekule, toimub lahusti ühesuunaline difusioon läbi poolläbilaskva membraani. Seda protsessi nim. OSMOOSIKS: osmoos võin toimuda ka eri kontsentratsioonidega lahuste vahel. Poolläbilaskvateks membraanideks on nt. taimsed ja loomsed kiled (rakumembraanid, veresooned ). Vesi tungib läbi membraani ja vedeliku tase tõuseb. Lisarõhu, mis paneb seisma lahusti ühesuunalise liikumise läbi poolläbilaskva membraani nim. Osmooseks rõhuks (tähis:pii): π = c*R*T. võrrandi tuletas katseandmete põhjal 1887. a van´t Hoff . V*π=nRT
Osmoosil on oluline koht loomade, taimede ja inimeste elutegevuses. Rakuseinad on poolläbilaskvate omadustega. Vesi läbib neid kergesti, kuid rakuvedelikus lahustunud ained peaaegu mitte. Seepärast oleneb vee jaotumine kudedes osmootsest rõhust. Lahused, millel on sarnane osmootne rõhk, kasutatakse meditsiinis. NT. kasut. Füsioloogilist lahust, mis on 0,9 % NaCl vesilahust kasut. Süstimislahusena, aga ka vere ja vedeliku kaotuse puhul, sest tema rõhk on 0,78 MPa on ligilähedane vere rõhule ja osmootsele kontsentratsioonile.
6.8 Elektrolüütide lahused. Dissotsiatsiooni aste ja konstant. Nõrgad ja tugevad elektrolüüdid
ained, mille vesilahused juhivad elektrit nim. ELEKTROLÜÜTIDEKS. Elektrijuhtivus on tingitud molekulide jagunemisest laengut kandvateks ioonideks – elektrolüütiline dissotsiatsioon . Hapetel, alaustel ja sooladel on +iooniks metallioonid või vesinikioonid. –ioonideks happejääk või hüdroksiidioon. Lahus on neutraalne. Tugevad elektrolüüdid on lahuses täielikult dissotseerunud. Nõrgad on dissotseerunud osaliselt. DISSOTSATSIOONI ASTMEKS nim. Dissotseerunud molekulide arvu suhet üldmolekulide arvusse. L=N2/N=C2/C
Dissotatsiooni aste suureneb lahuse lahjendamisel ja lõpmata lahjas lahuses on elektrolüüt täielikult dissotseerunud. Α(alfa)=1
Dissotatsiooni astmeid võrreldakse sama normaalsusega lahustel. Tugevatel elektrolüütidel peaks A=1, kuid tegelikult on väiksem kui 1. seda seletatakse ioonide vastastikuse mõjuga. Tugevad elektrolüüdid on nt: HCl, H2SO4, HNO3, NaOH, KOH ja peaaegu kõik soolad . Nõrgad elektrolüüdid on:H2CO3, CH3COOH, NH3*H2O. nõrkade elektrolüütide dissoteerumisel tekib tasakaal, mille tasakaalukonstant:
K ei muutu lahuse lahjendamisel. Elektrolüüdihappeline omadus on prootoni loovutamise võime, aluseline omadus on prootoni sidumise võime. NT. üldjuhul: HA=H++A-
Happeks on prootonidoonor ja aluseks on negatiivse laenguga rühmitus A. happed dissoteeruvad vesiniklahustes oksooniomi iooniks (H3O+) ja katiooniks ja aniooniks. Alused dissorbeeruvad vesilahustes metalliks ja hüdrooksiidiks, kusjuures mitme aluselised happed dissotseeruvad astmeliselt ja aluseliselt.
NT:
Hüdroksiide, mis dissotseeruvad vesilahustes nii aluselise kui happelise skeemi järgi nim. amforteerseteks. Pb(OH)2+H2O=H+-[Pb(OH)3]-; Pb(OH)2=OH-+[Pb(OH)]+
6.9 Vee elektrolüütiline dissotsiatsioon. Vee ioonkorrutis. Vesinikeksponent . Indikaatorid . Puhverlahused
vesi on elektrolüüt, mis dissotseerib vastavalt järgmisele võrrandile: H2O=H++OH-(“H2O=H3O+OH-)
Vee ioonkorrutiseks nim. vesinik ja hüdroksiidioonide kantsentratsioonide korrutist, mis arvulislt 22 C juures on 1*10-14
Kuna puhtas vees on vesinikioonide konts. Sama kui hüdrooksiidide konts, siis vesinikkonts: H+=1*10-7 ja vesinikeksponent (ePH)=-log[H+]. Happelises lahuses on suurem kui 1*10-7 ja pH väikseim kui 7. neutraalses lahuses on pH 7 ja aluselises lahuses on pH>7.
Ühendeid, mille värvus muutub lahuse pH muutumisel nim. INDIKAATORIKS. Lahuseid, mille vesinikioonide aktiivsus muutub väikeste hulkade happe või aluse lisamisel vähe nim. PUHVERLAHUSTEKS. NT. CH3COOH+
6.10 Vesi. Looduslike vete koosseis. Vee karedus ja selle kõrvaldamine
looduslik vesi sisaldab lahustunud ja surpendeeritud lisandeid. Merevee soolasisaldus on kuni 4%, mageveekogused kuni 0,05%. Puhastamisel filtreeritakse vett nt. Al2(SO4)3 lisamisega, siis tekib Al(OH)3, samuti sadenevad hõljumid. Selle järgi vesi filtreeritakse. Bakterite hävitamiseks töödeldakse vett kloori või osooniga. Vee karedust põhjustavad vees lahustunud Ca ja Mg soolad. NT: Ca( Hco3 )2
ÜLDKAREDUS jaotatakse mööduvaks ja püsivaks. Mööduv karedus kõrvaldub veel keetmisel NT. Mg(hCO3)2=Mg(OH)2+2CO. püsiva ja mööduva kareduse kõrvaldamiseks kasutati lupja ja soodat. Kasutatakse ka ioniitee ioonivahetajaid, mis on kõrgmolekulaarsed orgaanilised ühendid ja vahetavad ioone vee anioonidega ja katioonidega. Neid saab regenereerida.
6.11 Hüdrolüüs. Hüdrolüüsi aste ja konstant. Hüdrolüüsi rakendusi
HÜDROLÜÜSIKS nim soola ja vee ioonide vahelist reaktsiooni soola-vesilahuses, mille tagajärjel muutub vesinik ja hüdroksiidioonide aktiivsus. Puhtas vees on vesinikioonide kontsentratsioonid võrdsed. [H+]=[OH-] pH=7 (puhtal veel). Kui hüdrolüüsil üks soola ioonidest seob ühe vee iooni, kutsub see esile teise iooni kontsentratsiooni muutuse.
Kui lahus on happeline: [H+]>[OH]; aluseline: [H+] lahus on happeline. Hüdrolüüs toimub nõrga aluse ja tugeva soola lahuses ( NH4Cl , Ph aluseline, toimb nõrga happe ja tugeva aluse soola-vesilahuse puhul ( CH3COONa ; pH>7; c) K+ +A- + HOH= HA+KOH -> neutraalne. Toimub nõrga happe ja nõrga lause soolalahuse puhul. (CH3COONa4; pH=7) d) Tugeva happe ja tugeva aluse soolvesilahus praktiliselt ei hüdrolüüsu ja on neutraalne (KCl)
Hüdrolüüs ja neutralisatsioon on vastassuunalised. NT: K+ +CN- + HOH K+ + OH- +HCN
Hüdrolüüsi ulatust iseloom. HÜDROLÜÜSI ASTE β, mis on hüdrolüüsunud soola kontsent. Suhe üld kontsentratsioonisse ja oleneb soola ja vee toimest ning kasvab temp tõusuga ning lahjendusega. Β=Cα/Cs
HÜDROLÜÜSI KONSTANDIKS nim hüdrolüüsi reaktsiooni tasakaalu konstanti:
Soolade hüdrolüüsi kasut. vee puhastamisel, taimsete materjalide, nt. puit, õled hüdrolüüsil hapete vesilahusega lahustatakse polüsahhaariidid monosahhariidideks, mis on etanooli, glükoosi ja soodapärmi lähteaineteks. Biokeemilisel hüdrolüüsil on tähtis koht elusorganismide elutegevuses.
7. Redoksreaktsioonid . Elektrokeemia
redoksreaktsioonid on rekatsioonid, mille käigus muutub elementide oksüdatsiooniaste. A) Zn+H2SO4= ZnSO2+H2 -> tsingi reageerimisel väävelhappega annab tsink ära 2 elektroni ja tema oksüdatsiooniaste muutub 2ks. B) 2KI+Cl=Kcl+I2 -> I-2 – e-= I0; Cl0 + e-=Cl –1
protsessi, mille vältel aone loovutab elektrone nim OKSÜDATSIOONIKS. Elektroni sidumist nim REDUKTSIOONIKS. Reaktsioone, millega kaasneb elektronide üleminek ntm REDOKSREAKTSIOONIDEKS. Redoksreaktsioonidel on suur tähtsus looduses ja tehnikas. NT. keemiliste vooluallikate töötamisel, korrosioonil, põlemisel, hingamisel, raku ainevahetuses.
7.1 Redoksreaktsioonid galvaanielemendis. Elektroodipotentsiaalid
metalli asetamisel vette siirduvad metalliioonid vee polaarsete molekulide külgetõmbejõu tõttu lahusesse ja metall omandab sinna jäänud elektronide ülehulga tõttu negatiivse, lahus aga positiivse laengu. Metalli negatiivne laeng hakkab positiivseid ioone tagasi tõmbama. Tekib tasakaal, kus metallist lahkub ajaühikus sama palju ioone kui tagasi tuleb. Potentsiaalide vahet metalli ja ümbritseva lahuse vahel nim ELEKTROODPOTENTSAALIKS. Elektroodi potentsiaalide suhtelisi väärtusi mõõdetakse võrdlus –elektroodi – vesinikelektroodi – abil, mille potentsiaali loetakse tinglikult võrdseks 0-ga. Metallelektroodi potentsiaaliks loetakse potentsiaalide vahet, mis esineb vesinikelektroodi ja oma soolalahusesse asetatud metalli vahel. Erinevate potentsiaalidega elektroodi ühendamisel tekib GALVAANIELEMENT.
Zn-Cu galvaanielemendis on tsink-plaat Zn SO4 lahuses Ning Cu on CuSO4 lahuses. nende vahel on boorne vahesein , mis võimaldab ioonide liikumist ning takistab lahuste soojenemist. Zn, kui aktiivsem metall saadab lahusesse rohkem ioone kui Cu. Tsinkplaadil tekib suurem negatiivne laeng. Plaatide ühendamisel hakkavad elektronid liikuma Zn-Cu´le. Zn plaadilt lähevad uued tsingiioonid lahusesse, Cu SO4 lahusest lähevad Cu ioonid vaskplaadile ja nad neutraliseeruvad.
Kulgevad järgmised reaktsioonid: Zn – 2e- =Zn2+ ( anoodil oksüdatsioon) ja Cu2+ + 2e- =Cu0 ( katoodil redukseerumine)
Lahuse elektroneutraalsuse säilitamiseks liiguvad SO4 2- ioonid Cu elektroodilt Zn elektroodi poole:
Galvaanielemendi elektromotoorse jõu määrab potentsiaalide vahe: Eg=E2-E1
Metallelektroodide standardpotentsiaalide kasvurida nim. metallide pingeraeaks. Pingeraes eelpool oleva negatiivsema standardpotentsiaaliga metall tõrjub vesilahusest välja kõik temast tagapool olevad metallid ja vesiniku.
PINGERIDA:
7.2 Keemilised vooluallikad
Keemilistes vooluallikates saadakse elektrivoolu redoksreaktsioonides vabaneva energia arvel. Galvaanielementides kasut. elektrokeemiliselt aktiivsete ainete energiat ühekordselt.
Akusid saab kasutada korduvalt, sest nende võimet elektrienergiat toota saab laadimisel taastada. Galvaanielementide näiteks on eelpool vaadeldud element.
Pb akus on 1 elektroodiks Pb ja teiseks PbO2. elektrolüüdiks on H2SO4 tihedusega 1,18 – 1,22. elektroodide ühendamisel toimuvad järg. Reakt: ANOODIL: Pb+SO4 2- =PbSo4 – 2e- ja KATOODIL: PbO2 + 4H+ + SO4 2- + 2e- =PbSO4 +2H2O; SUMMAARSELT: PbO2+Pb+2H2SO4=2PbSO4+2H2O
Voolu tarbimisel väheneb H2SO4 kontsentratsioon, kuid laadimisel kulgevad vastupidised protsessid.
7.3 Elektrolüüs. Kasutatavad elektroodid. Elektrolüüsiseadused. Elektrolüüsi kasutamine
alalisvoolu läbistamisel läbi elektrolüütide lahuste või sulaelektrolüüdi hakkavad katioonid liikuma katioodi või anionid anoodi suunas. Sellega kaasneb aine lagunemine – ELEKTROLÜÜS. Katioonid seovad elektrone ja eralduvad neutraalsete aatomite või molekulidena. Anionid annavad elektrone ära ja neutraliseeruvad.
PILT:
NT: HCl vesilahuse elektrolüüsil plaattina elektroodidega neutraliseeruvad KATOODIL: vesiniku ioonid neutraliseeruvad aatomiteks, mis adsorbeeruvad elektroodi pinnal. 2 adsorbeerunud aatomit ühinevad ja moodustavad H2 (lendab ära) aatomi: H+ + e- =H ads.(2 H ads.=H2) ANOODIL: Cl ioon loovutab elektroni ja adsorbeerub. 2 adsorbeerunud Cl aatomit ühinevad moodustades Cl molekuli: Cl- - e-=Cl ads (2Cl ads=Cl2)
Vee molekulid võtavad samuti elektrolüüsist osa. Katoodil eraldub veest vesinik: 2H2O+2e-= H2 (lendlub) + 2OH- ANOODIL:eraldub hapnik: 2H2O – 4 e- = O2(lendub)+4H+
Elektrolüüs SULA ELEKTROLÜÜDIS nt. Na Cl toimub järgmiselt: KATOODIL: Na+ + e- =Na; ANOODIL: 2Cl- - 2e-=Cl2 (oksüdeerub)
Sulatatud soolade elektrolüüsil saadakse ja toodetakse NT. Na, K, Ca, Ba, Mg.
Elektrolüüsil kasutatakse kationide ja anionide suhtes pöörduvaid ja redoks elektroode.
Elektrolüüs allub FARADAY SEADUSELE, mille järgi elektrolüüsil eraldunud aine mass võrdub molaarmassi, voolutugevuse, ajaga jagatud üksikaktist osavõtmave elektronide arv, Fraday konst 9,6487*104 C/mol
7.4 Keemiline ja elektrokeemiline korrosioon . Metallide kaitsmine korrosiooni eest
Korrosiooniks nim. metallide keemilist või elektrokeemilist hävimist ümbritseva keskkonna toimel. KEEMILINE KORROSIOON on metalli keemiline reaktsioon agressiivse gaasiga või orgaanilise vedelikuga. Siia kuulub metalli hävinemine kuivas õhus, mis toimub enamasti kõrgetel temperatuuridel. Kui tekkinud oksiidikiht on boorne ja ebaühtlane, jätkub korrosioon metalli hävinemiseni. Mõnede metallide pinnale tekib õhuhapniku mõjul tihe oksiidikile, mis kaitseb metalli edasise oksüdatsiooni eest (Al, Cr, Ti jt). Praktikas võib kaitsekiht praguneda ja sellega seoses muutub edasise oksüdatsiooni käik. Kõrgel temperatuuril (>600C) korrodeerub raud õhus või hapnikus andes mitmesuguseid oksiide: 3Fe+2O2= Fe3O4 . Oksiidikiht on mitmekihiline ja kihtide paksus oleneb temperatuurist ning hapniku kontsentratsioonist.
ELEKTROKEEMILINE KORROSIOON on metalli hävinemine tema reageerimisel elektrolüüdi lahusega. See reaktsioon kulgeb vabade elektronide osavõtul. Elektrokeemiline korrosioon toimub vett sisaldavates keskkondades. Protsess on seotud galvaani elementide tekkega ja koosneb anoodi ja katoodi reaktsioonist. Anoodi reaktsioonis läheb metall ioonidena lahusesse ja vabanevad elektronid. Katoodi reaktsioonis seotakse elektrone lahuses olevate osakestega. NT: Zn – HCl lahuses: ANOOD: Zn=Zn2+ + 2e-; KATOOD : 2H+ + 2e- =H2
Raud korrodeerub tugevate hapete lahuses sama skeemi järgi kui tsink õhuhapniku juuresolekul lahustes võib korrosioon toimuda teisiti: ANOODIL: 2Fe=2Fe2+ + 4 e-; KATOODIL: O2+2H2O+4e-=¤OH-; SUMMAARNE: 2Fe+O2+H2O=2Fe(OH)2 ( rooste )
Tekkinud Fe(OH)2 oksüdeerub lahustunud hapniku toimel ja tekib RAUAROOSTE , milles on qFeO*pFe2O3*rH2O
Tehnikas kasutatavad metallid sisaldavad lisanditena teisi metalle ja elektrolüüdiga kokkupuutes tekkivad pidevalt töötavad galvaanielemendid, mille töötamisel lähevad aktiivsema metalli ioonid lahusesse ja metall hävib
Vaatame nt tinutatud raudpleki elektrolüütilist korrosiooni: kui tinakiht on terve, käitub raudplekk nii, nagu oleks ta tinast . Tinakihi vigastuse puhul algab elektrokeemiline korrosioon. Elektrolüüdi lahuseks on metalli pinnale adsorbeerunud veekelme, mis sisaldab vesinikhüdroksiidi ja vesinikkarbonaadi ioone. Fe aktiivsema elemendina on anioodiks ja tema pinnalt lahkuvad elektronid.
Elektronid liiguvad katoodile, mille pinnal neutraliseerivad vesinikioone . Rauaioonid ühinevad hüdrooksiitioonidega, tekib rauahüdroksiid, mis ühinedes hapnikuga tekitab rooste.
Tinaga kontaktis oleva raua korrosioon kulgeb galvaanielemendi tekke tõttu kiiremini kui puhta Fe korrosioonil. Kui Fe moodustab galvaanielemendi aktiivsema metalliga (Zn) on Zn anoodiks ja Zn läheb lahusesse ja raud säilub. Seepärast on otstarbekas katta metall vastavalt vajadusele kas temast aktiivsema või positiivsema METALLIGA.
BIOKORROSIOON -metallide korrodeerimisest võtavad osa ka mikroorganismid (bakterid, seened, vetikd), mille elutegevus soodustab elektrokeemiliste reaktsioonide kulgu . Biokorrosioon mõjutab isegi roostevaba terast, sest elutegevuse saadused on orgaanilised happed.
Tõrjeks kasutatakse bakterisiitseid materjale ja korrosiooni inhibiitoreid. NT K2C2O2 ning metallil või värvkatte koostisesse lisatakse mikroorganismide mürke (Hg, Cl2, KmnO4, CuSO4, ZnCl2 ). Korrosiooni intensiivust iseloomustatakse KORROSIOONI kiiruse abil, mis näitab ajaühikus korrodeerunud metalli massi pinnaühiku kohta: a) püsivad metallid alla 0,1 g/m2*h b) vähepüsivad metallid 1-10 g/m2*h c) mittepüsivad metallid üle 10 g/m2*h. Korrosiooni kiirus sõltub metallist, tema struktuurist, pinnalaotusest, sisepingest, välisteguritest (temp. gaasi koostis), ohtlikud on lokaalse korrosiooni liigid (laiguline, täpiline ja rõugeline)korrosiooni kahjude vähendamiseks asendatakse vähepüsivad metallid vastupidavatega ja kõrvaldatakse keskkonna agressiivseid komponente (veeaur, H2O, S, Cl2 jne).
Raua korrosiooni aeglustatakse nt. Cr, Al, Si, Ti, Cu, Co, Be jt lisamisega. Metalli välispind passiveeritakse nt. oksüdeermise või fosfaatimise teel, isoleeritakse laki, värvi, plastmassi, õli või bituumeniga. Metalli pind kaetakse värvilise metalli kihiga (Cr, Ni, Cu jt)
Katmine toimub tavaliselt galvanotehnika abil, kasutatakse ka keraamilisi kaitsekihte (SiO2, Al2O3)
KORROSIOONI PROTSESSI PIDURDAMISEKS lisatakse keskkonnale inhibiitoreid( karbamiid , urotropiin jt) Korrosiooni vähendatakse ka kuiva õhu kasutamisega, nt kallite aparaatide transpordil ja alveelaevades ning kaitsvate gaasikeskkondade loomist nt. metallide tootmisel: CO+CO2+N2 jt
Metlaakonstruktsioonide kaitsmiseks korrosiooni eest niiskes pinnases kasutatakse tema ühendamist vooluallika negatiivse pooluse külge – KATOOD KAITSE. Positiivne poolus ühendatakse abielektroodiga.
PILT:
PROTEKTROKAITSE puhul kinnitatakse metallkonstruktsiooni külge aktiivsest metallist nt. Zn, Al jt. Plaat – PROTEKTOR
PILT:
Mõlemal juhul suureneb elektronide juurdevool metallesemele, mis hoiab ära korrosiooni. NT kasutati protektorkaitset esmakordselt 1824 a sõjalaevadel, kus nad olid kaetud vasega. Vaskkate ühendati tsinkelektroodiga ja selles galvaanpaaris oli lahustuvaks elektroniks tsink: Cu+Zn, Zn loovutab 2 elektroni-> Zn2+
Elektrokeemilise kaitse meetodeid rakendatakse torujuhtmete kaitsmiseks niiskes pinnases, laevkerede kaitsel ja nt. aurukatelde vee trumlisse asetatakse tsinkplaadid ja kontakt katlametalli rauaga ja moodustunud Zn+Fe galvaanielemendis korrodeerub Zn

.DOC Laadi alla originaalfail 14 lk · .doc · 122 allalaadimist

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

~ 14 lehte Lehekülgede arv dokumendis

2012-10-24 Kuupäev, millal dokument üles laeti

122 laadimist Kokku alla laetud

1 arvamus Teiste kasutajate poolt lisatud kommentaarid

triini14 Õppematerjali autor

Keemia eksami kordamisküsimused ja vastused. 12 lehekülge!

Massi jäävuse seadus keemia Koostise püsivuse seadus Avogadro seadus Gaasi molaarruumala Molaarmass

Sarnased õppematerjalid

doc

Keemia eksami spikker

1) Keemia põhimõisteid ja seadusi. vastavalt pöörlemissuunale. Kaks arvulist väärtust 1/2; +1/2. kirjutamisel nurk sulgudesse. Kui sisesfäär annab positiivset 1.1 Massi jäävuse seadus suletud süsteemi mass ei sõltu Aatomite eletronkihtidemahutavust iseloomustab: laengut on ta kompleks katioon, negatiivse laenguga, kompleks toimuvatest protsessidest selles süsteemis. Keemilise reaktsiooni 1) W.Paul (1925) printsiip aatomis ei saa olla kahte täpselt anioon ja võib olla ka neutraalne. Kompleks ioonide laengu võrrandi kirjutamisel avaldub seadus selles, et reaktsiooni ühesuguses energiaolekus st.ühesuguste kvantarvuga elektroni. neutraliseerivad vastasnimelise laenguga ioonid, mis moodustavad võrrandi mõlemal poolel peab aatomite sümbolite arv olema 2) Energia miinimum peab elektronide aatomis olema

Keemia

doc

Keemia eksami spikker

1) Keemia põhimõisteid ja seadusi. Keem reaks-s on lähteainete mok-des sidemete katk. ja saaduste lähedal indutseerib pol mok mittepol-le dipoolmomendile, mis on 1.1 Massi jäävuse seadus suletud süst.mass ei sõltu toimuv.-st mok-s uute sidemete tekk. Keem-s reak-s ei muutu aatomite arv ja seda suurem, mida kõrgem on mittepol molekuli polariseeritavus. protsessidest selles süst.s. Keem.reaks.i võrrandi kirj.l avaldub liik, kuid muut-d aatomite vahel-d keem-d sidemed, samas eral-b Dispersiooni jõud (Edisp),tek lähen-te aatomite või mok-de ekt-de seadus selles, et reak.i võrrandi mõlemal poolel peab aatomite või neeldub en-t. Erist-se mitmesug-d sideme tüüpe: kovalentne, sünkroonse liikumise tõttu. sümbolite arv <=>. 2H2+O2=2H2O Lähteaine masside summa on iooniline, metalliline, koordinatiivne, vesinikside.

Keemia

docx

Kordamisküsimusi valmistumisel keemiaeksamiks.

Kordamisküsimusi valmistumisel keemiaeksamiks. 1. Mis on keemia? Milline on keemia koht loodusteaduste süsteemis? Keemia on teadusharu, mis käsitleb ainete koostist, ehitust ja omadusi ning nende muundumise seaduspärasusi. Keemia- teadus ainete muundumistest ning nendega kaasnevatest nähtustest 2. Aine massi jäävuse seadus. Aine massi ja energia vaheline seos. Reaktsioonist osavõtvate ainete mass on konstantne. Reaktsiooni astuvate ainete masside summa on võrdne reaktsioonil tekkinud ainete masside summaga. · Aine mass ja selles sisalduv energia on omavahel seotud · A. Einstein (1879-1955)

Keemia

odt

Keemia kordamine

Keemia kordamine 1. Mateeria ja aine mõisted. Mateeria- kogu meid ümbritseva maailma mitmekesisus oma nähtuste ja asjade koguga Mateeria peamised avaldumisvormid: aine (mateeria eksisteerimise vorm) ja kiirgus Keemia uurib ainete omadusi, nende koostist ja ehitust ning reaktsioone ainete vahel, mille tulemusena moodustuvad uued ained Keemia- teadus ainete muundumistest ning nendega kaasnevatest nähtustest. 1. Aine massi jäävuse seadus 1748 (Lomonossov) Reaktsioonist osavõtvate ainete mass on konstantne. Reaktsiooni astuvate ainete masside summa on võrdne reaktsioonil tekkinud ainete masside summaga. 2. Energia jäävuse seadus (1760)

Keemia

odt

TTÜ YKI0150 Eksam

Kordamisküsimused 2021/2022 õppeaastal sügissemester YKI0150 Üldine keemia Legend ,,Keemia alused” Õpiku tekst on selline :P 1. Mateeria ja aine mõisted. Mateeria– kogu meid ümbritseva maailma mitmekesisus oma nähtuste ja asjade koguga. Aine– mateeria eksisteerimise vorm/on mateeria vorm, mis omab kindlat või püsivat koostist ja iseloomulikke omadusi (vesi, ammoniaak, kuld, hapnik) 2. Aine massi jäävuse seadus. ,,Reaktsioonist osa võtvate ainete mass on konstantne. Reaktsiooni astuvate ainete

Üldine keemia

docx

Keemia alused konspekt

Põhimõisted Mateeria on kõik, mis täidab ruumi ja omab massi. Aine on mateeria vorm, millel on väga erinev koostis ja struktuur. Keemia on teadus, mis uurib aineid ja nendega toimuvaid muundumisi ja muudatustele kaasnevaid nähtusi. Aatom koosneb aatomituumast ja elektronidest, elektriliselt neutraalne. Keemiline element on aatomite liik, millel on ühesugune tuumalaeng (111 elementi, 83 looduses). Molekul koosneb mitmest ühe või mitme elemendi aatomitest (samasugustest või erinevatest). Molekul on lihtvõi liitaine väikseim osake, millel on sellele ainele iseloomulikud keemilised omadused. Ioon on aatom või omavahel seotud aatomite grupp, mis on kas andnud ära või liitnud ühe või enam elektroni, omades seetõttu kas positiivse (katioon) või negatiivse laengu (anioon). Aatom, molekul Aatom koosneb aatomituumast ja elektronidest. Aatomituum koosneb prootonitest ja neutronitest. Prootonid ja neutronid ei ole jagamatud, vaid koosnevad kvarkidest. Prootoni laeng on positiiv

Orgaaniline keemia ii

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

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

Rohkem sarnaseid