Keemiakursuse kokkuvõte (0)

 
Järeleaitamine 
ehk 
keemiakursuse kokkuvõte 
1 
 SI seitse põhiühikut  
 
Pikkus -  meeter m  
Mass - kilogramm kg 
 Aeg - sekund s  
Elektrivoolu tugevus -  amper  A 
 Absoluutne  temperatuur -  kelvin  K  
Ainehulk -  mool  mol 
  Valgustugevus  - kandela cd  
 
31.10.2011 
2 
Mass 
Iga füüsikaline keha omab massi. Massi 
mõõdetakse kilogrammides (1 kg) ja 
tähistatakse tähega m. Kilogrammile mõjuv 
raskusjõud on sõltuv laiusest. Pariisis on see  
F  = 9,81 N 
r 
Maa  poolusel  on see 9,83 N/kg, ekvaatoril  
9,78N/kg ja Kuul 1,6 N/kg 
Suurus mass väljendab keha inertsust – tema 
omadust osutada suuremat või väiksemat 
vastupanu tema kiirendamisele jõu toimel. 
31.10.2011 
3 
Kiirendus 
Kui keha kiirus muutub (suureneb või 
väheneb) võrdsetes ajavahemikes 
võrdsete suuruste võrra, siis on liikumine 
ühtlaselt muutuv. Kiiruse muudu Δv ja 
sellele muudule vastava ajavahemiku Δt 
suhet nimetatakse kiirenduseks 
a = Δv/Δt  
Kui liikumahakkava auto kiirus kasvab igas 
sekundis 2m/s, siis on tema kiirendus 
a = 2m/s : 1s = 2 m/s×s = 2 m/s2 
31.10.2011 
4 
 
Jõud 
Kui keha on paigal saab ta liikuma hakata 
ainult jõu mõjul, kui keha liigub, siis saab 
ainult jõud tema kiirust suurendada  või 
vähendada. Jõud annab kehale 
kiirenduse. 
Iga keha säilitab oma hetkelise 
liikumisoleku, kui jõud ei põhjusta selle 
oleku muutumist. 
31.10.2011 
5 
Jõu mõõtmine 
Kuna jõud avaldub ainult oma mõjude 
kaudu, siis mõõtmisel kasutatakse neid 
mõjusid. 
Jõuühikuks on  njuuton  (N). 
1 N on jõud, mis ühekilogrammise massiga 
kehale mõjudes suurendab selle kiirust 1 
sekundi jooksul 1 m/s võrra, ehk annab 
talle kiirenduse 1 m/S2 
 
31.10.2011 
6 
Jõud 
Kui hoiate käes šokolaaditahvlit, mille mass 
koos pakendiga on 102 g, siis arendavad 
käelihased jõudu 1 N. 
Jõuühikule antakse täpne definitsioon keha 
liikumise alusel. 
1 N on jõud, mis ühekilogrammise massiga 
kehale mõjudes suurendab selle kiirust 1 s 
jooksul 1 m/s võrra ehk annab sellele 
kiirenduse 1 m/S2 . 
Jõu mõõtmiseks võib kasutada 
vedrudünamomeetrit ehk  vedrukaalu . 
31.10.2011 
7 
Töö 
Tööd tehakse (füüsikalises mõttes) siis, kui 
liikuvale kehale mõjub liikumissihiline jõud. 
Kui kehale mõjub kogu tee s ulatuses jääv 
jõud F , siis avaldub töö järgmiselt: 
s
A = F s 
s
Tööd mõõdetakse njuutonmeetrites (N×m). 
Seda tööühikut nimetatakse džauliks (1 J) 
1N×m = 1 J. 
 
31.10.2011 
8 
Töö 
Keha tõstmisel teeme tööd raskusjõu 
ületamiseks. Kui kehale kiirendust ei  anta , 
võrdub tõstejõud oma suuruselt 
raskusjõuga: 
A = F s = F h = mgh 
s
r
S asemel on siin h, sest keha liigub üles; 
raskusjõud asendatud massi ja 
raskuskiirenduse g korrutisega. 
31.10.2011 
9 
Võimsus 
Füüsikas iseloomustab töötempot võimsus, 
seda määratletakse töö A ja selle 
tegemiseks kulunud aja t suhtena: 
P = A/t 
Võimsusühikuks on: 1N×m/1s = 1 J/s  
Võimsust 1 J/s = 1W on  vatt  
1kW×1h = 1kW×3600s =3,6 MJ 
(megadžaul) 
31.10.2011 
10 
Rõhk 
Rõhk defineeritakse suhtena: 
p = F/S 
Rõhu mõõtühikuks on paskal  (1Pa) 
1 Pa = 1 N/m2 
Vedelikus  on rõhk 1Pa siis, kui see vedelik 
mõjub iga 1m2  suurust pinda jõuga 1 N. 
Rõhk 1 Pa on väga väike. Vananenud 
rõhuühik 1 atmosfäär võrdub 98 100 
paskaliga. 
1 bar = 100 000 Pa = 100 kPa 
1 mm Hg = 133,3 Pa 
31.10.2011 
11 
Rõhk 
Keskmine õhurõhk on  1013 mbar = 760 mm 
Hg – seda nimetatakse normaalrõhuks. 
Õhurõhk kahaneb kõrguse kasvades 1 mbar 
iga 9 m kohta ehk 1 mm Hg iga 11 m 
kohta. 
Rõhuühik  baar  (bar) on 100 kPa ja ligikaudu 
võrdne atmosfääri normaalrõhuga. 
Viimane on defineeritud 1.01325  baari . 
31.10.2011 
12 
Džaul (tähis J) on energiaühik SI-ühikute 
süsteemis. 
 Džauli põhiühik on kg × m2/s2 ehk N × m: 
Džaul on oma nime saanud inglise füüsiku 
James Prescott Joule'i järgi. 
 Definitsioon 
Üks džaul on energia hulk, mis kulub keha 
liigutamiseks 1 meetri võrra rakendades 
sellele jõudu 1 njuuton [N]. 
 
31.10.2011 
13 
Üks džaul on veel: 
Töö, mida tuleb teha, et liigutada ühe kuloniline 
laeng läbi ühe voldise  potentsiaalide vahe. Seda 
seost saab kasutada voldi defineerimiseks. 
Töö, mida tuleb ühtlaselt teha, et toota ühe vatine 
võimsus üheks sekundiks; üks vatt-sekund. Seda 
seost saab kasutada vati defineerimiseks. 
Töö, mis tuleb ligikaudu teha 1kg keha tõstmiseks 
(maakera) maapinnast 10cm  kõrgusele. 
Järelikult: 
Džaul = njuuton × meeter = volt × kulon = amper × 
veeber 
Magnetvoog  -  weber  Wb  V·s V · s m 2 ·kg·s -2 ·A -1 m 2 · kg · s -2 ° -1  
 
 
31.10.2011 
14 
Joule (džaul) 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 
on aine ikkagi ehitatud – millest ta koosneb. 
Füüsikud uurivad tähelepanelikult aatomi tuuma, 
bioloogid seda, millest koosnevad 
elusorganismid, geoloogid , millise koostisega on 
mineraalid  ja millest koosneb Maa. Kindlat piiri 
nende uurimislade ja keemia vahel ei ole. 
 
 
17 
Universumist 
Universumi kõikidest aatomitest on 88,6% 
vesiniku  aatomid , heeliumi aatomeid 11,3%. 
Nende kahe elemendi aatomite arv kokku 
moodustab Universumi aatomitest  99,9%. 
Kosmoloogias kasutusele võetud mõiste Suur 
Pauk  (Big  Bang ) – umbes 13…14 miljardit 
aastat tagasi tähistab paisuva Universumi 
algolekut pärast nn. Plancki hetke (5×10-44 
sekundit pärast alghetke). 
   
See, millest  universum koosneb 
19 
Footonite  ehk valguskvantide levimiskiirus ja 
lainete levimiskiirus – mõlemad mõisted on 
korrektsed – peegeldab elementaarosakeste 
kahest loomust – iga mikroosakene võib käituda 
erinevalt – kord osakese, kord lainena. 
Anihilatsioonil mass kaob ja moodustuvad 
footonid . 
Vastasmõjudest - Päikese valgusrõhk  Maale on 
100 000 tonni. 
Isegi 4 miljardi kilomeetri kaugusel olev planeet 
Neptuun ―tõmbab‖ Maad 18 miljonilise tonni 
jõuga. 
 
20 
Elementide päritolu 
Juba Suure Paugu ajal tekkisid kerged elemendid  vesinik  
(75%) ja  heelium  (umbes 25%) ning väikeses koguses 
liitiumi ja berülliumi. 
Raskemad elemendid tekivad Universumis tähtedes 
toimuvate tuumareaktsioonide (enamasti 
termotuumareaktsioonide) tulemusel. Tekkinud 
vesinikust, mille  aatommass  on umbes 1,0 (üks prooton ), 
Põhijada tähtedes (mille hulka kuulub ka Päike) 
ühinevad vesinikutuumad kõrgel temperatuuril (mitu 
miljonit kraadi) ja kõrgel rõhul heeliumituumadeks 
(aatommass umbes 4,0). See ühinemine läbib mitu 
vaheastet. Saadav kahest prootonist ja kahest neutronist 
koosnev heeliumituum on pisut kergem kui neli prootonit 
kokku. Masside vahe läheb väljuva gammakiirguse 
arvele. 
 
Sarnane tuumasüntees, kus kergemad 
aatomituumad ühinevad raskemateks, jõuab 
enamikus tähtedes välja süsinikutuumade 
moodustumiseni, suurema massiga tähtedes 
rauatuumadeni. 
Raua kiirel  sünteesil võib täht muutuda 
( super )noovaks – ning tema materjal jaotub 
maailmaruumis laiali. Taolise materjali 
koondumisel võivad moodustuda  uued 
taevakehad , nende hulgas ka meie Maa 
taolised.  
 
 
Eralduv energia jääb seejuures aina 
väiksemaks. Raua-aatomi tuum on kõige 
tihedamini kokku pakitud. Raskemate 
tuumade moodustumiseks vajaliku 
tuumasünteesi puhul energia enam ei 
vabane, vaid  reaktsioon  nõuab ise 
energiat. Tähed säilivad seni, kui 
tuumasünteesist energiat vabaneb. Kui 
sünteesimaterjal on otsas, siis täht  kustub . 
 
23 
Keemilised ühendid 
Valdav enamik elemente võib keemiliste reaktsioonide 
tulemusel moodustada keemilisi ühendeid (liitaineid). 
Liitaine  koosneb kindla ehitusega molekulidest. Liitaine 
iga molekul  sisaldab erinevate elementide aatomeid. 
See, milliste elementide aatomid millisel arvul molekuli 
kuuluvad, määrab liitaine keemilise koostise. 
Liitained on näiteks vesi,  soolad , oksiidid ja orgaanilised 
ühendid. Näiteks vesi H O on ühend elementidest 
2
vesinik H (2 aatomit molekulis) ja hapnik O (1  aatom  
molekulis). 
Eri elemendid võivad moodustada ka segu, näiteks sulami. 
 
Aine on mass. Mis tagab ainel sellise omaduse olemasolu 
– see on on üks aine ehituse mõistatustest. (Bosonid – 
Higginsi boson). Iga aine püüdleb Maa tsentri suunas. 
Albert  Einsten  1879  – 1955 – tõdes juba (!) 1905 aastal, et 
ka energial on mass – seetõttu  kaldub  kiirgus (energia) 
massi suunas – maailm ei ole lineaarne, vaid 
deformeeritud. Energia ja massi seos: 
E = mc2, 
Energia joulides, mass kilogrammides ja valguse kiirus 
meetrit sekundis –  
2,9979 × 108, ehk ligikaudu 300 000 km/sec. 
SI – mõõtühikute süsteem. 
 
25 
Osakeste karakteristikud 
Mikroosakeste  maailm on suurte 
kiiruste ja kvantnähtuste maailm, 
kus kehtivad relativistliku  mehaanika  
(erirelatiivsusteooria) ja 
kvantmehaanika  seadused ja 
põhitõed, nagu näiteks osakeste 
laineline iseloom.  
26 
Elementaarosakese üldisest 
määratlusest lähtudes jätame kohe 
kõrvale niisugused omadused nagu 
kuju ja suurus. Tähtsaimad 
relativistlikku osakest määratlevad 
karakteristikud on seisumass (ei 
olene taustsüsteemist),  elektrilaeng , 
sisemine omapöörlemishulk ehk 
spinn  (ingl. k. spin - pöörlema) ja 
paarsus .  
27 
Tänapäeva arusaamad aine ehituse alalt on 
praeguseks  summeeritud osakestefüüsika 
Standardmudelisse, mille kohaselt kogu nähtav 
materiaalne maailm, Universum, on üles 
ehitatud fundamentaalfermionidest, kvarkidest 
ja leptonitest, kolme jõu - (1) tugeva 
kvarkidevahelise jõu, (2) nõrka ja 
elektromagnetilist jõudu ühendava elektronõrga 
jõu ja (3) gravitatsiooni vahendusel. Neid 
jõudusid (ehk vastastikmõjusid ehk 
interaktsioone) kannavad üle vastavad 
vahebosonid: (1) gluuonid , (2) footon ja nõrga 
mõju vahebosonid ning (3) praegu veel 
hüpoteetiline graviton.  
28 
 
Prooton – mass 1,67×10-27kg; kesk. eluiga 
1,9×1029a.laeng 1,6×10-19C (1 lü) 
29 
Mass ja energia. 
Aine on mass. Mis tagab ainel sellise omaduse olemasolu 
– see on on üks aine ehituse mõistatustest. (Bosonid – 
Higginsi boson). Iga aine püüdleb Maa tsentri suunas. 
Albert Einsten 1879 – 1955 – juba (!) 1905 aastal – ka 
energial on mass – seetõttu kaldub ka kirgus (energia) 
massi suunas – maailm ei ole lineaarne, vaid 
deformeeritud. Energia ja massi seos: 
E = mc2, 
Energia joulides, mass kilogrammides ja valgus kiirus 
meetrit sekundis –  
2,9979 × 108, ehk ligikaudu 300 000 km/sec. 
 
30 
Astrofüüsika uurib seda millest koosnevad teised 
maailmad ja aines mis täidab tähtedevahelist 
ruumi. 
Aine ehituse tundmiseks on oluline teada kuidas 
on aine ikkagi ehitatud – millest ta koosneb. 
Füüsikud uurivad tähelepanelikult aatomi tuuma, 
bioloogid seda, millest koosnevad 
elusorganismid, geoloogid, millise koostisega on 
mineraalid ja millest koosneb Maa. Kindlat piiri 
nende uurimislade ja keemia vahel ei ole. 
 
31 
Keemia on teadus ainetest – millest nad 
koosnevad ja kuidas erinevatel tingimustel 
reageerivad ning seega  
on 
 
keemia teadus, mis uurib ainete omadusi, 
nende koostist ja ehitust ning reaktsioone 
nende vahel ning mille tulemusena 
moodustuvad uued ained    
32 
Aatomi mass ja aatommass. Aatomite mõõtmed 
ja mass on väga väikesed. Aatomite tegelik 
mass on 1x10-27 kuni 1x10-25 kg. Väikseima 
aatomi - vesiniku aatomi kaal on 1,674×10-27 kg, 
süsiniku aatomi kaal 1,99×10-26 kg.  
Tegelemine nii väikeste arvudega on ebamugav ja 
seetõttu kasutatakse arvutuste hõlbustamiseks 
suhtarve. Taoline põhimõte on keemias 
rakendust leidnud juba alates 19. saj. teisest 
poolest. Alates 1960-61  aastast võeti 
aatommasside skaala aluseks 1/12 C-12 
massist. Süsinikuühiku asemel kasutatakse 
nüüdisajal terminit aatommassiühik (amü). 
 
33 
1amü on 1/12 C isotoobi  C-12 
aatommassist (~1,66054×10-27kg). 
Amü-d kasutatakse ka aatomite 
koostisosade massi (m) 
väljendamiseks: m (prooton) = 1,007 
amü; neutroni mass m ( neutron ) = 
1,008 amü. 
 
34 
Aatomi mass moodustub tuuma massist ja 
elektronide massist. Kuna tuuma moodustumisel 
esineb  massidefekt (palju väiksem massidefekt 
esineb ka aatomite moodustumisel tuumast ja 
elektronidest) määratakse aatomite  massid  
eksperimentaalselt. Sama elementide isotoopide 
massid erinevad ligikaudu neutroni massi võrra. 
Kuna aatomite massid on väga väikesed (hapniku 
mass 2,65×10-26 kg), kasutatakse 
manipuleerimiste vältimiseks suhtelisi 
aatomimasse. Viimaste ühikuks on võetud 1/12 
aatomi süsinik-12 (12C) massist, mida 
nimetatakse aatomimassiühikuks (amü). 1 amü 
on ≈1,66×10-27 kg. Prootoni ja neutroni mass on 
ligikaudu 1 amü. 
 
Elektroni mass on prootoni massist 1836 
korda ja neutroni massist 1837 korda 
väiksem. Et aatomi mass võrdub tema 
koostisosade prootonite, neutronite ja 
elektronide massiga, siis peaks 
aatommass olema peaaegu täisarv. 
Tegelikult see nii ei ole, sest: 
 
36 
enamik looduses esinevaid keemilisi 
elemente koosnevad mitmetest 
isotoopidest. Puhtaid elemente, mis 
looduses esinevad vaid ühe isotoobina, on 
vähe (F, Na, Al, P, I). Ühe ja sama 
elemendi isotoopidel on tuumas prootonite 
arv ühesugune,  neutronite arv aga on 
erinev. 
 
37 
Aatomimassi tähiseks on A , kusjuures  
r
sulgudes järgneb elemendi sümbol, mille 
aatomimassi märgitakse. Nii on väävli 
aatomimass  A (S) = 32,06. Indeks r 
r
(relativus) tähendab suhtelist, relatiivset ja 
osutab, et tegemist on suhtarvudega. 
Aatommass on dimensioonita suurus.  
 
38 
39 
Heeliumi aatom 
40 
Aine füüsikalised ja keemilised 
omadused 
Füüsikalisi omadusi saab mõõta ja jälgida, 
reeglina ilma ainet ja tema koostist 
muutmata 
   (värvus,  sulamistemperatuur , 
keemistemperatuur  ja tihedus) 
Keemilised omadused, on seotud aine 
koostise muutusega, keemiliste 
   reaktsioonidega (vesiniku põlemine 
hapnikus, raua roostetamine)) 
41 
 
Aine füüsikalised ja keemilised 
omadused 
Füüsikalisi omadusi saab mõõta ja jälgida, 
reeglina ilma ainet ja tema koostist 
muutmata 
   (värvus, sulamistemperatuur, 
keemistemperatuur ja tihedus) 
Keemilised omadused, on seotud aine 
koostise muutusega, keemiliste 
   reaktsioonidega (vesiniku põlemine 
hapnikus, raua roostetamine)) 
42 
 
Füüsikaliste ja keemiliste nähtuste seos 
     00C    1000C   >20000C 
H O H O  H O  H  + 1/2O
2
2
2
2
2 
jää      vedel   vee- 
            vesi     aur 
füüsikaline nähtus    keemiline nähtus 
43 
Bohri  vesinikuaatomi mudel 
Kui elektron vahetab orbiiti - langeb kõrgema 
energiatasemega orbiidilt madalama tasemega 
orbiidile kiirgub valgusena üks kvant energiat 
(eraldub üks footon). 
Elektroni viimiseks kõrgema tasemega orbiidile 
(ergastamiseks) tuleb süsteemi anda juurde 
energiat (näit. soojusenergiat).  Bohr näitas, et 
energiatasemed , mida elektron vesiniku aatomis 
võib omada vastavad nende poolt kiiratavate või 
neelatavate footonite energiatele. 
 
 
44 
Kvandid 
Max Planck : kiirgusenergia  vabaneb tahkete 
kehade aatomitest ja molekulidest või 
neelatakse nende poolt vaid kindlate 
diskreetsete (üksikutest eristatavatest 
väärtustest  koosnevate ) hulkadena - kvantidena. 
Kvant (lad keelest Quantum - kui suur; kui palju) - 
vähim energiahulk, mis saab kiirguda või 
neelduda elektromagnetkiirgusena. 
 
45 
Bohri vesiniku aatomi mudel 
46 
Seisevlaine – nii võiks elektroni olekut s orbiidil 
kujutada. 
47 
48 
Raua ja vesiniku emissioonspektrid 
49 
Molekulmass  (M ) on molekulmass amü-des. Liht- 
r
või liitaine suhteline molekulmass võrdub teda 
moodustavate elementide  suhteliste  
aatommasside summaga  – tähis M . M  on 
r
r
dimensioonita suurus. 
M (O ) = 2×16 = 32 
r
2
Kuna paljud ained ei esine molekulidena, on 
kasutusel ka termin valemmass.  
M (NaCl) = 23 + 35,5 = 58,  
r
 
50 
  
Keemiaalastes arvutustes ei kasutata ühikuta 
suurusi aatomi ja molekulmassi (valemmassi), 
vaid molaarmassi. Molaarmassi tähis on M, 
millele järgneb sulgudes aine valem. 
Molaarmassi ühik on g/mol.  
M ja M arvväärtused on ühe ja sama aine puhul 
r 
ühesugused, erinevus on ainult ühikus. 
H SO  puhul saame:  
2
4
M (H SO ) = 98      
r
2
4
 M(H SO ) = 98g/mol 
2
4
 
51 
Valentselektronid  
Keemiline side moodustub aatomite vahel 
sel teel, et reageerivad aatomid 
loovutavad või liidavad elektrone.  
Neid elektrone, mis osalevad keemilise 
sideme moodustamisel, nimetatakse 
valentselektronideks. 
52 
Valentselektronid 
Keemiline side aatomite vahel moodustub 
reageerivate aatomite poolt elektronide 
loovutamise või  liitmise  kaudu. 
Neid elektrone, mis osalevad keemilise 
sideme moodustamisel, nimetatakse 
valentselektronideks. 
53 
Valentselektronid 
Valentselektronide arvu samasus tingib keemiliste 
omaduste kordumise elementide perioodilise 
susteemi (EPS) rühmas ülevalt alla. 
ehk 
 elektronide väliskatte konfiguratsioon on sarnane 
(kordub niivõrd kuivõrd) kõikides EPS 
perioodides. 
 
54 
JÄRELIKULT! 
Valentselektronid 
Keemilise sideme moodustumisel osalevad 
tuumast kõige kaugematel orbitaalidel olevad 
elektronid – valentselektronid ja tühjad 
orbitaalid . 
Valentselektronid - välimistel orbitaalidel olevad 
elektronid, mis on  tuumaga  nõrgalt 
   seotud. Keemilistes reaktsioonides muutub vaid 
nende elektronide energiaolek. 
 
55 
Kovalentne  side 
-  mittepolaarne  molekul s-s-σ side – on moodustunud 
elektronpaar  – aatomorbitaalid on kattunud – He 
elektronstruktuur on moodustunud. 
56 
Kovalentne side – vesinik – mittepolaarne molekul 
–  elektronkate  on ―täiuslik‖ – 2n2. 
57 
F aatomi väliskihil on 7 elektroni – kuus moodustavad 3 elektronpaari, 
seitmes  on paardumata – see elektron võib moodustada elektronpaari ja 
kovalentse sideme teise F aatomiga – seega on kummagi  F aatomi jaoks 
moodustunud  oktett . 
58 
59 
sp3 orbitaalid – metaan 
 
60 
Ioonilist sidet (esineb taolisel kujul gaasilises faasis) võib ka nii kujutada 
s-p-σ side 
61 
Iooniline side 
62 
Iooniline side 
63 
Iooniline side 
64 
Iooniline side 
Terminitest - positiivsed ioonid  on katioonid ja; 
negatiivsed ioonid on  anioonid . 
Elektronide  liitmine  või loovutamine sõltub 
elektronokteti moodustumisest. 
Iooniline side tekib niisuguste elementide aatomite 
omavahelisel reageerimisel, mille 
elektronegatiivsused erinevad teineteisest 
tunduvalt ΔEN >1,9. 
65 
Iooniline side (NaCl) 
 NaCl sideme tüübi määramine: 
ΔEN(NaCl)=EN(Cl)-EN(Na)=3,0-0,9=2,1 
Tegemist on ioonilise sidemega, kusjuures 
Na ja Cl omandavad mõlemad väliskihile 
elektronide okteti ja laengu. Erinimeliselt 
laetud ioonid tõmbuvad elektrostaatiliselt 
ja tekib iooniline side. 
Positiivsed ioonid – katioonid. 
Negatiivsed – anioonid. 
66 
Iooniline side (NaCl) 
Kuna  erinimeliste  ioonide arv on suur, võib 
valemi kirjutada ka kujul Na Cl
n
n 
Kristalse ioonilise sidemega ühendid ei 
koosne molekulidest, vaid erinimeliselt 
laetud ioonidest – seega on tegemist 
mittemolekulaarse ainega. 
Keedusool esineb molekulidena valemi NaCl 
kohaselt vaid kõrgel temperatuuril 
(1450oC) aurudes. 
67 
Kuid 
Ioonsideme puhul on molekuli mõistel 
statistiline tähendus – positiivsed ja 
negatiivsed ioonid ei moodusta ühist 
püsivat osakest (molekuli), kuid 
erimärgiliste ioonide osakaalud on 
võrdsed. 
68 
Keemilised sidemed - kokkuvõtvalt 
• Keemilise sideme liigi üle otsustatakse 
elektronegatiivsuste erinevuse ∆x abil. 
• ∆x = 0, siis mittepolaarne side (nt H )  
2
• ∆x = 0...1,7, siis  polaarne  side (nt HCl)  
• ∆x > 1,7, siis iooniline side (nt NaCl)  
69 
Kokkuvõtteks - polaarselt sidemelt mittepolaarsele 
70 
Ioonilised sidemed (mittemolekulaarsed 
ained)  (a) – molekulaarsed ühendid (b) 
71 
Mittemolekulaarne aine on keemiline 
aine, mis koosneb väga suurest 
hulgast aatomitest või ioonidest, mis 
on omavahel seotud keemiliste 
sidemetega. Molekule nendes ainetes 
ei esine. 
Tüüpilised mittemolekulaarsed ained 
on ioonsed ained ja metallid. 
72 
Molekulaarne  aine on molekulidest koosnev aine. 
Molekulaarsed ained on palju  mittemetallid : nt vesinik, 
hapnik, broom, jood , valge  fosfor  jt. Molekulidest 
koosnevad ka palju mittemetalliliste elementide ühendid: 
nt vesinikkloriid, devesiniksulfiid, süsinikdioksiid, 
tetrafosfordekaoksiid , sealhulgas ka väga palju 
orgaanilised ained: nt metaan,  benseen ,  etanool , 
glükoos. 
Molekulaarsed ained võivad olla tavatingimustes gaasid, 
vedelikud või ka  tahked ained. 
Molekulide sees on aatomid omavahel seotud kovalentsete 
sidemete abil. Kui molekulaarne aine on gaasilises 
olekus, siis tema molekulide vahel vastasiktoime 
praktiliselt puudub. Gaasi molekulid liiguvad kiiresti ja 
korrapäratult ringi, täites kogu ruumi, milles nad asuvad. 
73 
Näidisülesanne koos lahendusega 
Sideme liik 
Selgitada, milline keemiline side esineb ühendis 
NaCl 
DEN(NaCl)=EN(Cl)-EN(Na)=3,0-0,9=2,1 
Et DEN on suurem kui 1,9, siis on ühendis NaCl 
iooniline side 
 Na-eNa+  ja Cl+eCl- 
Mõlemad aatomid omandavad seejuures 
väliskihile okteti ja laengu – erinimelised ioonid 
(Na+ ja Cl-) tõmbuvad elektrostaatiliselt ning 
tekib iooniline side. 
 
74 
Elementide perioodiline süsteem 
elektronegatiivsustega – abiks eelmisel slidel oleva 
ülesande lahendamisel 
75 
Kokkuvõte 
Iooniline side tekib siis, kui laeng jaotub väga 
ebaühtlaselt – laengute ühtlasema jaotuse korral 
tekib mittepolaarne kovalentne side, laengute 
suurema erinevuse korral polaarne kovalentne 
side. 
Eri sidemetüüpide vahel on pidev üleminek: 
mittepolaarsed molekulid (kovalentne side)  
polaarsed molekulid (polaarne kovalentne 
side) aine ioonsete sidemetega. 
 
76 
Tagasi SI süsteemi juurde! 
Mool kui aine hulga ühik. Aine kogust võib mõõta 
mitmeti – ruumalaühikutes, massiühikutes. 
Keemias eelistatakse mõõta aine kogust 
loendades vastavaid osakesi. Keemias on 
sellisel mõõtmisviisil mitmeid  eeliseid eelnevate 
ees, kuna keemia tegeleb eelkõige 
ainetevaheliste reaktsioonide uurimisega, 
reageerivad aga osakesed ja seda kindlates 
vahekordades. Mooli mõiste põhineb aine hulga 
määramisel aineosakeste hulga määramisel 
aineosakeste arvu kaudu. 
 
77 
• Aine kogus – aine massiühikute ja 
mahuühikute kaudu (g, kg, cm3, ml, 
m3, l) 
• Aine hulk – aine loendusühikutes, 
Avogadro  arvu kaupa (mol, mmol)  
• Seega: aine hulk ≠ aine kogus  
 
78 
Mool on aine hulk, mis sisaldab niisama 
palju üksikosakesi, kui on 12g süsiniku 
isotoobis süsinik-12. Selles sisaldub 
6,02× 1023  aatomit. Viimast väärtust 
nimetatakse Avogadro arvuks ja 
tähistatakse N . 
A
N = 6,02×1023  1/mol (loe: 6,02×1023  
A 
osakest mooli kohta). 
 
79 
Üksikosakesteks võivad olla aatomid, molekulid, 
ioonid, radikaalid, elektronid, footonid jt. 
osakesed. 
Avogadro arvu suurust võib iseloomustada ka nii: 
kui meil oleks üks mool 10 kg kaaluvihte, siis 
nende mass kokku oleks võrdne Maa massiga. 
Aine hulga ja massi vahel esineb seos. Aine hulga 
leidmiseks  moolides  tuleb selle mass 
( grammides ) jagada molaarmassiga (g/mol). 
m(g) : M(g/mol) = n (mol) 
Kasutatakse ka kordusühikuid: kilomool (kmol), 1 
kmol = 103 mol; millimool, 1 mmol = 10-3 mol  
 
80 
Kordsete suhete seadus pildil ehk 
reaktsiooni ühikuks on osakene 
81 
Koostise püsivuse seadus 
Missugusel viisil antud keemiline ühend ka 
poleks saadud, tema koostis jääb ikka 
üheks ja samaks. 
 
Ja 
antud aine moodustamisel ühinevad 
elemendid üksteisega alati kindlas 
kaalulises vahekorras 
82 
Kordsete suhete seadus 
Kui kaks elementi moodustavad teineteisega 
mitu keemilist ühendit, siis ühe elemendi 
kaalulised hulgad, mis neis ühendites 
vastavad teise elemendi ühele ja samale 
hulgale, suhtuvad omavahel nagu 
väikesed täisarvud.  
83 
Kordsete suhete seadus ehk miks on mool nii oluline ühik 
keemias ehk reageerivad kindlad hulgad osakesi ja ikka 
lihtsates vahekordades. 
84 
Üks mool vett, mille mass on 18 g, sisaldab  
N  (6,02×1023) veemolekuli. Üks mool vett 
A 
saab moodustada kahest moolist 
vesinikust ja ühest moolist hapnikust. 
 
85 
Gaaside molaarruumala ja  standardtingimused . Ühe 
mooli  gaasilise  aine ruumala nimetatakse 
molaarruumalaks ja tähistatakse: V . Et gaaside 
m
ruumala sõltub oluliselt temperatuurist ja rõhust, siis 
kasutatakse gaaside omaduste iseloomustamiseks 
standardtingimusi, Need on järgmised: temperatuur 00 C 
(273 K) ja rõhk 105 Pa = 1 baar. Kõikide gaaside 
molaarruumalad  on standardtingimustel 22,7 dm3  (22,7 
l). 
V  = 22,7 dm3/mol = 22,7 l/mol = 22,7× 10-3 m3/mol 
m
Varem kasutati normaaltingimusi, milles rõhk oli 101325 
Pa, sel juhul oleks V  = 22,4 dm3/mol. Normaaltingimusi 
m
enam ei kasutata. 
 
86 
Gay-Lussaci seadus ehk kordsete suhete 
seadus. Prantsuse  tealane  L.J.Gay-
Lussac  uuris gaasiliste ainete vahelisi 
reaktsioone  ning tõdes, et reageerivate 
ja reaktsioonil tekkivate gaaside 
ruumalad suhtuvad üksteisesse nagu 
lihtsad täisarvud. 
Vee moodustamisel reageerivad 1 mahuühik 
O  ja 2 mahuühikut H  ning tekib 2 
2
2
mahuühikut vett (auru). 
 
87 
  
Avogadro seadus. Itaalia  teadlane  A. Avogadro 
selgitas, et kõikide gaaside võrdsed ruumalad 
sisaldavad võrdsel temperatuuril ja võrdsel 
rõhul võrdse arvu gaasi molekule. 
Avogadro seadust saab tuletada kahest eeldusest: 
1. Kõikide gaaside molaarruumalad 
standardtingimustel on 22,7 dm3/mol. 
2. Üks mool gaasi sisaldab N  gaasi molekuli. 
A
 
88 
  
Gaaside  tihedused  suhtuvad teineteisesse nii 
nagu nende molaarmassid. Kahe gaasi 
molaarmasside suhe näitab, mitu korda on üks 
gaas  teisest raskem või kergem ehk milline on 
ühe gaasi tihedus teise suhtes. Praktikas 
hinnatakse sageli gaasi  tihedust  õhu suhtes. Sel 
juhul on õhu M arvväärtus 29. CO  on õhust 
2
raskem 44/29 = 1,5 korda.  
Õhk on veeaurust 29/18 = 1,61 korda raskem. 
 
89 
Vesi 
Vesi ehk  divesinikmonooksiid  ehk  vesinikoksiid  ehk 
oksidiaan  on keemiline ühend keemilise valemiga H O. 
2
Seega koosneb üks vee molekul kahest vesiniku ja 
ühest hapniku aatomist. 
Vesi on kõige levinum aine Maal. Ka Universumis on 
vesi suhteliselt levinud, sest molekulaarsetest ainetest 
on vesi kolmandal kohal pärast vesinikku (H ) ja 
2
süsinikoksiidi (CO). 
Vesi on normaaltingimustel vedel seetõttu, et molekuli 
sees polaarse sidemega seotud vesinikuaatomite ja 
teiste molekulide hapnikuaatomite vahel tekivad 
vesiniksidemed , mis muudavad vee molekulide 
üksteisest eraldamise raskemaks ja tõstavad seega vee 
sulamis- ja keemistemperatuuri  
Tahkes olekus vett nimetatakse jääks. Jää on kristallilise 
ehitusega, milles esinevad tühimikud. Seetõttu on jää 
tihedus väiksem kui vedelas olekus vee tihedus. 
90 
 
Vee eksisteerimine  vedelikuna on võimalik ainult 
veemolekulide vahel tekkivate  vesiniksidemete  
tõttu. Vesiniksidemed saavad tekkida vaid 
polaarsete molekulide vahel ja veemolekulid 
seda on. Kui vesi on gaasilises olekus (auruna), 
agregaatolekus kus puuduvad vesiniksidemed, 
siis liigub ta atmosfääri kõrgematesse kihtidesse 
ning võib sealt sademetena maapinnale tagasi 
pöörduda ainult pärast veemolekulidevaheliste 
vesiniksidemete moodustumist, pärast õhust 
raskemate klastrite moodustumist.  
 
91 
Vesinikside 
Vesinikside esineb vesinikku sisaldavate 
molekulide vahel, kus vesinik on ühendis  fluori , 
hapniku või lämmastikuga. 
Mõned ühenditest kus moodustuvad 
vesiniksidemed – HF; H O; NH jt.
2
3 
 
Sideme tekkemehhanism  - vesiniku aatomi ainus 
elektron tõmmatakse elektronegatiivsema 
elemendi aatomi poole – viimasele moodustub 
negatiivne osalaeng  – vesinikule positiivne ning 
nende vaheline tõmbejõud on sideme 
moodustajaks. 
 
92 
Vesinikside 
Reeglina on vesinikside 10…20 nõrgem kui 
kovalentne side, tema tugevus on 
tavaliselt vahemikus 12…35 kJ/mol. 
Vesiniksideme pikkus ületab kovalentse 
sideme pikkuse 1,5…2 korda. 
Elu eksisteerimise  eelduseks  on nõrkade 
sidemete olemasolu ja nõrkade jõudude 
olemasolu. Vesiniksidemes osaleb alati H 
aatom. 
93 
Vesinikside 
Kõige rohkem on vesiniksidemeid jääs – jää 
sulamisel katkeb neist ~15%, vee soojendamisel 
temperatuurini 40 kraadini ~50%. 
Veeaurus vesiksidemeid praktiliselt ei esine 
Aineid, mis on, mis on suutelised moodustama 
vesiniksidemeid lahusti molekulidega – 
lahustuvad  lahustis  (näit. vees) hästi – HCl,NH3 
 
94 
Jää – vesiniksidemed on märgitud punktiiriga 
95 
Vesiniksideme  moodustumise   mehhanism  
97 
f02-09-P088530 
Vesiniksidemete energiaid 
 
F—H...:F (155 kJ/mol or 40 kcal /mol) 
  
O—H...:N (29 kJ/mol or 6.9 kcal/mol) 
  
O—H...:O (21 kJ/mol or 5.0 kcal/mol)  
 
N—H...:N (13 kJ/mol or 3.1 kcal/mol) 
  
N—H...:O (8 kJ/mol or 1.9 kcal/mol)  
 
HO—H...:OH + (18 kJ/mol or 4.3 kcal/mol)  
3
100 
102 
Dielektriline konstant. 
Dielektriline konstant on suurus, mis näitab, 
mitu korda vastastikused  tungid kahe 
laengu vahel on antud keskkonnas 
väiksemad kui  vaakumis . 
Dielektrilisi  konstante : 
Vesi – 81 (33 – 88); 
Sipelghape  – 58; 
Etanool – 27; 
Kloroform – 5,1; 
Bensool – 2,3; 
103 
Coulomb‗i seaduse ja vee dielektrilise konstandi 
juurde juurde 
104 
Soolsus  massi järgi 
105 
Aine kolm olekut (agregaatolekud) 
Tahkes aines on molekulid tihedalt koos ja nende 
liikumine pole võimalik. Tahkise ruumala on 
konstantne  
Vedelikes on molekulide vaheline kaugus 
mõnevõrra suurem ja nad on üksteise suhtes 
liikuvad, kuid nende vahel toimivad nii tõmbe kui 
tõukejõud 
  Gaasides  on molekulide vaheline kaugus suur ja 
nad võivad vabalt liikuda . 
 Molekulidevahelised jõud on gaasides väikesed 
106 
 
Gaasid merevees 
• Lämmastik vees lahustunud on tasakaaluliselt 
oma paritsiaalrõhuga atmosfääris 
• Hapnik on lahustunud võrdeliselt oma 
partsiaalrõhuga 
• Kui õhus tuleb iga liitri õhu kohta 200 ml O , siis 
2
vees on see hulk 
• Siit veeorganismide aktiivsuse võimalused vees 
kus tavaline hapniku sisaldus on ~5…8 mg/l 
(~6…8 mlO /l vees). 
2
• Kuid veeorganismid  on kõigusoojased – selle 
eelised püsisoojaliste ees 
107 
Molekulidevahelistest jõududest veel 
Molekulide küllaldasel lähenemisel 
üksteisele tekivad nende vahel 
külgetõmbejõud van der Waalsi jõud. 
Kohesioon – tõmme ühesuguste molekulide 
vahel (A-A või B–B). 
Adhesioon – tõmme erinevate ainete 
molekulide vahel (A-B). 
Jõudude mõjupiirkond ~10-7 cm. 
Soodustab molekulide kohalikku 
kontsentreerimist –  soojusliikumine  toimid 
nende jõudude vastu 
108 
Molekulidevahelised jõud 
Kohesioonienergia väärtused on tavaliselt 
1…10 kcal/mool.  Vedelikel on 
kohesioonienergia ligikaudu võrdne 
aurustumissoojusega, tahketel  ainetel  
sublimatsioonisoojusega. 
109 
f02-09-P088530 
Vesi 
• Maakeral oleva vee – levinuim vesiniku ühendi - hulk – 
1,46×1021 kilogrammi. 
• Vesi katab 71% Maakera pinnast. 
• Pinnases on 1,6% veehulgast, veeauruna, pilvedena jne 
atmosfääris 0,001%. 
•  Soolase  vee hulk 97% koguhulgast. 
• 2,4% veest jääna ja 0,6% jõgede ja järvedes. 
 
H  + 1/2 O  ↔ H O 
2
2
2
Auru tekkeenergia (ΔH) on – 242 kJ/mol ja vedela vee 
jaoks -286 kJ/mol 
  
111 
 
f03-03-P088530 
Molekulidevahelised jõud 
Kohesioonienergia on energiahulk, mida 
tuleb kulutada molekulidevahelise sideme 
A-A lõhkumiseks ja nende molekulide 
eemaldamiseks lõpmata kaugele. 
Kohesioonienergiat mõõdetakse 
elektronvoltides ühe sideme kohta. 
Tavaliselt antakse selle väärtus kcal/mool 
või J/mool – sellisel juhul võrdub lõhutud 
sideme hajutamiseks kulutatud energia 
korrutatud Avogadro arvuga. 
113 
Orientatsioonijõud 
Suhteliselt vabalt liikuvad polaarsed 
molekulid orienteeruvad teineteise suhtes 
selliselt, et ühe molekuli positiivne poolus  
pöördub teise molekuli negatiivse pooluse 
poole – orienteeruv  polarisatsioon  –  
Nende jõudude iseloom - püsiva 
dipoolmomendiga polaarsete molekulide 
vahel või ka ioon- dipool vastastoime. 
114 
Induktsioonijõud 
Kahe polaarse molekuli lähenemisel 
teineteisele avaldavad indutseerivat toimet 
ka nende samamärgilised poolused – 
ilmneb samamärgiliste  elektrilaengute  
tsentrite vahekauguste suurenemine – 
molekulid ―venivad pikemaks‖. Selle 
tulemusel suureneb ka  dipoolmoment  – 
tegemist on indutseeriva või nn 
deformeeriva polarisatsiooniga. 
115 
Kummile, kleepsudele, nätsule ja 
nendetaolistele ühenditele annavad 
painduvuse  ja elastsuse pikkade 
molekuliahelatevahelised kohesioonijõud – 
van der Waalsi jõud – kohesioonienergia 
väärtus 1-2 kcal/mool. 
Ainetel, mille kohesioonienergia on >5 
kcal/mool on suur kõvadus ja  kalduvus  
moodustad kristalset struktuuri – paljud 
sünteetilised kiud – nailon,  teflon  jt. 
116 
Kompleksühendite mõiste 
Ühendite klass, kus iooni või molekuli 
moodustavate osakeste (ioonide, aatomite, 
radikaalide, molekulide) vaheline keemiline side 
on tekkinud doonor - aktseptor  mehhanismi järgi 
ehk 
kompleksühendid moodustuvad lihtsamatest 
ühenditest ilma uue elektronpaari loomiseta. 
 
 
117 
Koordinatiivne  side kui kovalentse 
sideme eriliik 
Nii NH  ja H+ reageerimisel loovutab 
3
lämmastiku aatom oma vaba elektronpaari 
ja  vesinikioon  oma tühja orbitaali 
kovalentse sideme moodustamiseks. 
Elektronpaari loovutaja on DOONOR. 
Tühja orbitaaliga ioon – elektroni vastuvõtja 
- on AKTSEPTOR. 
118 
Koordinatsioonisidemed skeemil 
119 
Koordinatiivne side kui kovalentse sideme 
eriliik 
Taolisel moel tekkinud kovalentne side on doonor-
aktseptorside ehk koordinatiivne side. 
Erinevus  tavalisest kovalentsest sidemest  
on 
kui kovalentse sideme moodustamisel annab 
kumbki reageeriv aatom elektronpaari tekkeks 
ühe elektroni 
siis  
 koordinatiivse sideme tekkimisel annab üks 
aatomitest elektronpaari, teine vakantse 
orbitaali. 
120 
Kompleksühendi klorofülli vahenduse toimub 
reaktsioon: 
 
6CO +6H O  C H O +6O -674 kcal 
2
2
6
12
6
2
 
Eluslooduse  oluliseim  reaktsioon – 
fotosüntees – peale kogu elusa materjali 
alusaine loomise on selle reaktsiooni 
tulemusena atmosfääris vaba hapnik ja 
maapõues taandatud süsiniku varud (süsi, 
nafta , põlevkivi,  turvas  jne.).  
121 
Fotosüntees 
Kompleksühend klorofüll Maailmameres 
124 
Ideaalgaasi võrrand 
• P V /T  =P V /T
0
0
0
1
1
1 
• PV/T on konstantne 
suurus, tähistatakse R ja 
nimetatakse gaaside 
universaalkonstandiks 
• PV=RT on  Clapeyroni -
Mendelejevi  võrrand 
• R = p v /T  = 1 x 
0 0
0
22,4/273=0,082 L x atm x 
K-1 
R  P V
0
0 
1 
22 4 
273
T 0
125 
• Või sama SI süsteemis 
• R = p v /T =101325 x 22,4/273 = 8314 (Pa x m3 x K-1 ) 
0 0
0
• Vabalt võetud gaasi mahu puhul on 
võrrandi kuju  
• PV = nRT, kus n on gaasi moolide arv 
• See on ideaalgaasi olekuvõrrand ehk 
Clapeyroni-Mendelejevi  võrrand 
või 
                            , kus m on gaasi mass  
 
(grammides; kilogrammides jne.) 
126 
 
127 
Atmosfääri komponentide pooleluead 
 
N  – 106 a. 
2
O  – 5×103 a. 
2
Ar – 107 a. 
CO  – 4 a. 
2
H O – 10 ööpäeva 
2
 
128 
Atmosfäär on 400 korda 
väiksema massiga kui seda on 
Maailmameri 
ning 
tema koostis on kujundatud 
roheliste taimede poolt 
fotosünteesi kaudu 
kompleksühendi klorofüll 
vahendusel. 
129 
 
 
Gaasid - vedelikud 
On  selgunud , et on olemas temperatuur 
millest kõrgemal ja rõhk millest 
madalamal, pole gaasid veeldatavad – 
neid nimetatakse vastavalt KRIITILISEKS 
RÕHUKS ja KRIITILISEKS 
TEMPERATUURIKS. 
Ühe mooli aine ruumala kriitilisel 
temperatuuril ja rõhul nimetatakse 
KRIITILISEKS MOOLRUUMALAKS. 
 
130 
Olekudiagramm  
Kõver BD lõpeb alati kriitilises punktis Tkr, Pkr. Sellest temperatuurist kõrgemal 
ei saa antud aine eksisteerida vedelas olekus (olenemata rõhust). H O: 
2
374.2°C ja 218.3 atm 
131 
Pindpinevus  on 
-energiahulk, mis on vajalik vedeliku pinna suurendamiseks 
või vähendamiseks ühe pinnaühiku võrra(g, N/m). 
Pindpinevus on põhjustatud pinnal asuvate molekulide 
   energiaülejäägist, võrreldes vedeliku sees 
   asuvate molekulidega. Kuna pinnakihi 
   molekulidele mõjuvad jõud on suunatud 
   vedeliku sisse, võtab vedelikupiisk kera kuju.  
   20°C juures:  vesi 72.7 N/m 
                        atsetoon 23.7 N/m 
                        elavhõbe 487 N/m 
 
132 
Pindpinevuse juurde 
ehk pindpinevus ja vaba pinnaenergia on 
väärtuselt võrdsed (erinevus on mõõtühikus). 
133 
Vedeliku pinnakiht avaldab seega rõhku vedeliku 
sisekihtidele – see on molekulaarrõhk. 
Molekulaarrõhk väheneb temperatuuri tõustes. 
134 
Vesiniksideme moodustumise mehhanism = pindpinevuse tekkemehhanism 
135 
Pinnad 
Pindaktiivsed ained - ühendid, mille lisamisel 
väheneb vedeliku pindpinevus (näit. seep ). 
Märguvad pinnad - hüdrofiilsed pinnad 
(ioonvõrega mineraalid - silikaadid, sulfaadid ,   
metallioksiidid ja hüdroksiidid). 
Mittemärguvad pinnad - hüdrofoobsed pinnad 
(metallid, enamik molekulaarse struktuuriga 
orgaanilisi ühendeid). 
 
136 
Pindaktiivsed ained 
Takistavad mustuse tagasisadenemist - 
tensiidi molekulid ümbritsevad kohe 
mustuseosakese - tekivad mitsellid. Nii 
takistatakse mustuseosakeste ühinemist ja 
tagasisadenemist. 
Pindaktiivsed ained toimivad keemias tuntud 
põhimõtte alusel – sarnane sarnases – 
vesi-vees ja õli-õlis. 
137 
Mitsell  – emulsioonis tüüp ―õli-
vees‖ 
138 
Seebid  – joonisel ―õli-vees‖ 
139 
Kristallvõred võivad olla: 
 
Mittepolaarsed molekulivõred; 
Polaarsed molekulvõred; 
Aatomvõred; 
Metallvõred; 
Ioonvõred; 
140 
Kristallvõrede iseloomustus 
141 
Termodünaamika olemus 
Termodünaamika on teadus, mis uurib soojuse 
vahekorda teiste energialiikidega 
s.t. 
Termodünaamika on õpetus soojuse ja töö 
vahelisest seosest ja seetõttu vaatleb kõiki 
energialiike ja nende vastastikuseid 
muundumisi. 
Termodünaamika kujunes 19. saj. aurumasinate 
töö ja nendes masinates toimuvate protsesside 
tundmaõppimise baasil. 
 
142 
Termodünaamika olemus 
Keemias – termodünaamika põhjendab ühe 
või teise protsessi võimalikkust või 
mittevõimalikkust ja näitab kätte protsessi 
suuna. 
Termodünaamika aluseks on energia 
jäävuse printsiip  erinevate 
energialiikide ekvivalentsuse printsiip.  
143 
Ja veelkord – energia jäävuse 
seadus 
Üheski loodusnähtuses ei saa energia 
jäljetult kaduda või eimillestki tekkida. 
Energia saab minna ühest liigist teise, 
kusjuures need üleminekud toimuvad alati 
rangelt  ekvivalentsetes vahekordades. 
144 
Hessi  seadus 
Soojusefekt , olles võrdne reaktsioonisaaduste ja 
lähteainete entalpiate erinevusega, ei sõltu reaktsiooni 
tegeliku toimumise viisist ega vaheetappidest. 
Näiteks soojusefekt reaktsioonile. 
    C( grafiit ) + O2(g) CO2(g) DH° = -393.5 kJ 
Kui me saame aga grafiidist enne süsinikoksiidi: 
    C(grafiit) + 1/2 O2(g) CO(g) DH° = -110.5 kJ 
ja põletame CO seejärel edasi süsinikdioksiidiks: 
    CO(g) + 1/2 O2(g) CO2(g) DH°= -283.0 kJ 
on  summaarne  eralduv  soojushulk  ikka 
    -110.5 + (-283.0) = -393.5 kJ 
 
145 
Protsessi kogu energia e. entalpia  
DH= ΔG + TΔS 
s.t. protsessi kogu energia ehk entalpia 
muut koosneb vabast energiast (ΔG), mis 
võib muutuda tööks ja seotud energiaks 
(TΔS), mis saab eralduda ainult 
soojusena.  
146 
Entroopia  
Clausius formuleeris termodünaamika teise 
seaduse järgnevalt: igasuguse isoleeritud 
süsteemi entroopia püüab saavutada 
maksimumi. 
See tähendab, et protsess kulgeb iseeneslikult 
ainult süsteemi sellise olekuni, mille puhul 
entroopia saavutab antud tingimustes oma 
maksimaalse võimaliku väärtuse. 
Seetõttu on süsteemi püsiva tasakaalu olek:   
ΔS = max 
147 
Entroopia 
Seega - siseenergiat U pole võimalik täielikult 
muuta tööks. 
Siseenergia koosneb kahest osast – vabast ja 
seotud energiast. Vaba energia on see osa 
siseenergia varust, mida saab muuta täielikult 
tööks  
F = U – TS 
Praktikas ei määrata U ja S väärtusi otse, vaid nad 
on leitavad mitmesuguste protsesside mõõtmise 
tulemusel ja seega saame: 
Seotud energia – see osa mida ei saa muuta 
tööks:  Δ(TS) = T× ΔS 
 
148 
Maxwelli ‘i deemon ( Nature  1874) 
149 
Entroopia 
Tööd iseloomustab osakeste korrapärane 
kollektiivne liikumine, soojust aga 
kaootiline  liikumine. Töö  iseeneslikku  
üleminekut soojuseks võib seetõttu 
käsitleda molekulaarse süsteemi 
üleminekuna osakeste korrapäraselt 
liikumiselt suurema tõenäosusega 
korrapäratule liikumisele. Entroopiat võib 
vaadelda kui osakeste soojusliikumise 
kaootilisuse mõõtu. 
150 
Kokkuvõtteks 
Entroopia ja termodünaamika 2 seadus 
Iseenesliku protsessi toimumise tulemus looduses 
on protsessi tasakaaluolek . Protsesside suuna ja 
tasakaaluolekud määrab termodünaamika 2 
seadus:  
Kõik protsessid looduses toimuvad iseenesest 
ainult ühes suunas, soojus  läheb iseenesest 
ainult kõrgema temperatuuriga kehalt madalama 
temperatuuriga kehale ehk 
ΔS  max 
151 
Lisa-kordamiseks 
Termodünaamika II seadus 
EHK 
Soojus  ei saa iseenesest üle minna külmemamalt 
kehalt kuumemale, ükskõik missugused 
vahepealsed protsessid või energia 
muundumised seejuures toimuksid 
EHK 
energia kandub alati kõrgema potentsiaaliga 
süsteemilt üle madalama potentsiaaliga 
süsteemile, kusjuures see ülekandumine kestab 
seni, kuni saabub termodünaamiline tasakaal. 
152 
Lisa 
Looduses põhiliselt endotermiliselt toimuv 
reaktsioonide võrgustik – fotosüntees – on 
allikaks energiarikastele ühenditele – puit, 
kivisüsi, nafta – ja selle reaktsiooni 
―jääkproduktile‖ – vabale hapnikule. 
Puidu põlemine ja meie elutegevus – on 
võimalik vaid endotermiliselt tekkinud 
ühendite ebastabiilsuse tõttu. 
153 
Energia ja töö ühikute vahekordi 
     J 
   erg 
    cal 
     Wh 
 10-7 
     1 
  2,39×10-8  2,78×10-11 
    1 
    107 
  0,239 
2,78×10-4 
  4,184 
  4,184×107        1 
 1,16×10-3 
   3,6×103 
 3,6× 1010  
   861 
       1 
154 
Reaktsioonivõrrand näitab vaid reaktsiooni 
võimalikku tulemust, aga tavaliselt ei toimu 
reaktsioonid võrrandis näidatud viisil – 
enamasti kulgevad keemilised protsessid 
mitmes  staadiumis  – kusjuures tekivad 
vaheühendid, mida võrrand ei  peegelda . 
Reaktsioonivõrrandi piirangutest tulenevalt 
on reaktsioonide mõistmiseks tarvis 
lähemalt uurida keemiliste reaktsioonide 
kulgemist . Keemiliste reaktsioonide kiiruse 
ja kulgemisviisi uurimine on keemilise 
kineetika eesmärgiks. 
155 
Bimolekulaarsed reaktsioonid 
bimolekulaarsed 2 A  saadused  
A + B saadused 
NO(g) + O3(g) NO2(g) + O2(g) 
v = k × CNO × CO3 (II järku) 
Üheastmelisi bimolekulaarseid reaktsioone 
nimetatakse teist järku reaktsioonideks. 
2NO (g)  2NO(g) + O (g) 
2
2
on samuti üheastmeline bimolekulaarne 
reaktsioon 
156 
H (g) + I (g)  2HI(g) 
2
2
 
Reaktsiooni mehhanismist 
Reaktsiooni võrrand ei näita, kuidas reaktsioon 
tegelikult toimub - kirjeldab vaid lähteainete ja 
saaduste moolide arvu. Tegelikku  protsessi 
selgitab reaktsiooni mehhanism. 
Üheastmelised reaktsioonid 
monomolekulaarsed A saadused 
Ei toimu molekulide kokkupõrget, vaid sisemise 
struktuuri muutus monomolekulaarsed 
reaktsioonid on I järku. 
 
157 
Keemilise reaktsiooni kiirus 
Keemilise reaktsiooni kiirust saab 
kvantitatiivselt väljendada reageerivate 
ainete kontsentratsioonide muutusega 
ajaühikus 
ning 
kontsentratsiooni all tuleb mõista aine 
moolide arvu reaktsioonisüsteemi 
ruumalaühiku kohta. 
 
158 
Reageerivate ainete vahelise 
kontakti aste 
Oluline on kas ained A ja B reageerivad 
heterogeenses või homogeenses keskkonnas 
1. Heterogeensed reaktsioonid – reageerivad 
ained on erinevates  faasides  – vedela ja tahke 
aine puhul avaldab reaktsiooni kiirusele mõju 
kokkupuutepinna suurus – reaktsiooni kiirus on 
võrdeline kokkupuutepinna suurusega – aine 
pihustamine suurendab reaktsiooni kiirust. 
Tööstus kasutab laialdaselt tolmkütuseid – 
tolmpõlevkivi – kasutakse meil Eestis 
põlevkivikatelde kütmisel, jahutolm on 
tuleohtlik. 
159 
Reageerivate ainete vahelise 
kontakti aste -2 
2. Homogeensed reaktsioonid – kontakt 
ainete A ja B vahel on suurem, kui nad 
moodustavad homogeense (ühtliku) 
keskkonna – lahustamisel laguneb aine 
üksikuteks molekulideks või ioonideks ja 
lahuste segunemisel saavutavad 
osakesed lähedase kontakti. Seetõttu 
kulgevad reaktsioonid lahustunud ainete 
vahel tavaliselt kiiresti – oluline on 
difusioon  ja lahuste  segamine . 
 
160 
Temperatuur 
Ka - temperatuuri tõus kiirendab suurel 
määral keemilisi protsesse. Paljude 
reaktsioonide uurimise teel on kindlaks 
tehtud seaduspärasus, mida nimetatakse 
van‘t  Hoffi  reegliks: 
Temperatuuri tõusmisel 100 võrra suureneb 
enamiku keemiliste reaktsioonide kiirus 2-
4 korda 
161 
Temperatuur 
Eelpooltoodust järeldub, et temperatuuri 
tõusmisel aritmeetilises progressioonis 
kasvab keemilise reaktsiooni kiirus 
geomeetrilises progressioonis. 
Kui temperatuuril 2000C kuluks reaktsiooniks 
1 sekund, siis temperatuuril 00C kulub 
selleks 1 kuni 2 aastat. 
162 
Reaktsiooni  tasakaalukonstant   
• Reaktsiooni tasakaaluolekut kirjeldab 
matemaatiliselt tasakaalukonstant (Kc), 
mis üldkujus reaktsioonile 
aA + bB = cC + dD 
avaldub järgmiselt: 
 
• [A] - vastava ühendi molaarne konts. 
tasakaaluolekus , mol/dm3 
• Kc sõltub vaid t°-st, mitte 
kontsentratsioonist, kuid reaktsiooni kiirus 
sõltub veel paljudest teistest asjaoludest. 163 
 
Rõhu muutmise mõju 
N +3H 2NH
2
2
3 
Võrrandi vasakpoolses osas on kokku neli 
mooli gaasi, parempoolses kaks – seega 
ammoniaagi sünteesil väheneb molekulide 
hulk, järelikult väheneb süsteemi ruumala 
ja protsess intensiivistub rõhu 
suurenemisel. 
164 
Temperatuuri mõju 
N +3H 2NH -22 kcal (92 kJ) 
2
2
3 
Ammoniaagi sünteesi protsess on 
eksotermiline, kusjuures temperatuuri tõus 
tõrjub seda protsessi tagasi. 
Eelpooltoodust järeldub, et soojendamine ei 
soodusta  ammoniaagi sünteesi, vaid selle 
dissotseerumist. 
 
165 
Massitoimeseadus  
Gaasisegudes ja lahjendatud 
lahustes kehtib Guldbergi-Waage 
massitoimeseadus: 
konstantsel temperatuuril on 
keemilise reaktsiooni kiirus 
võrdeline reageerivate ainete 
kontsentratsioonide korrutisega. 
 
166 
Massitoimeseadus 
Kui 
A + B  AB, 
siis 
V  = k [A]×[B] 
1
1
 
K  on antud reaktsiooni kiiruskonstant 
1 
167 
Massitoime seadus 
Viies K  ka K  võrrandi vasakule poolele ja 
1
2
tähistades nende suhte K-ga saame 
K= K :K  = [A]×[B]:[C]×[D] 
1
2
Massitoimeseadus: 
Tasakaalukonstant võrdub alg- ja 
vastassuunalise reaktsiooni kiiruste 
konstantide suhtega ehk 
reaktsiooniproduktide ja lähteainete 
kontsentratsioonide korrutiste suhtega. 
 
168 
Le Chatelier ‘ printsiip – sõnastatud 
1884. a. 
Kui muuta ühte neist tingimustest, mis 
määravad antud süsteemi 
tasakaaluseisundi, siis nihkub tasakaal 
selle protsessi suunas, mis toimib vastu 
tekitatud muutusele, vähendades 
kvantitatiivset efekti. 
169 
Reaktsiooni kiirus 
Keemiline reaktsioon H  + I  = 2HI  
2
2
Elementaarakt-  H  ja I  molekulide 
2
2
ühinemine kahe HI molekuli tekkega. 
Kiirust mõõdetakse reageerivate ainete 
kontsentratsioonide muutusega ajaühikus.  
 Reaktsiooni  astunud  aine hulk / selleks kulunud  ajavahemik  
või  
Reaktsioonil tekkinud aine hulk / selleks kulunud ajavahemik 
 
NENDE KAHE NÄITAJA VAHEL PÖÖRDVÕRDELINE SEOS 
170 
Reaktsiooni kiirus valemina 
c  c
c
D
v  2
1  
t  t
t
D
2
1
171 
Reaktsiooni kiirust mõjutavaid tegureid – kokkuvõtvalt. 
•
Reageerivate ainete iseloom (vesinik-hapnik, raua roostetamine jne) 
•
Reageerivate ainete kokkupuutepinna mõju – mida suurem on reageerivate 
ainete kokkupuutepind, seda suurem on reaktsiooni kiirus. 
•
Ainete kontsentratsiooni mõju reaktsiooni kiirusele – mida suurem on aine 
kontsentratsioon, seda rohkem on osakesi ühes ruumalaühikus ja seda 
suurem aineosakeste kokkupuutumise võimalus-tõenäosus - järelikult 
suurem kontsentratsioon, seda suurem on reaktsiooni kiirus. 
(Massitoimeseadus – keemilise reaktsiooni kiirus on võrdeline reageerivate 
ainete kontsentratsioonide korrutisega ehk osakeste effektiivse) kohtumise 
tõenäosusega). 
•
Reaktsiooni kiirus sõltub temperatuurist – van‘Hoffi seadus – temperatuuri 
tõstmisel 100 võrra suureneb keemilise reaktsiooni kiirus 2 kuni 4 korda. 
•
Rõhu mõju reaktsiooni kiirusele – temp. 1200-3000 0C ja rõhul  100000  at 
muutub grafiit teemantiks. Gaasi rõhu tõstmisel 2x, suureneb osakeste 
kontsentratsioon 2x. 
•
Teised tegurid – lahuste segamine, valgus (fotokeem. reakts.), radioaktiivne 
kiirgus,  elektrivool , reaktsioonikeskkonna pH, katalüsaatorite kasutamine, 
autokatalüüs jne.  
 
172 
Raua roostetamine – aeglaselt kulgev reaktsioon 
Põlemine – kiirelt kulgev reaktsioon 
Reaktsioonikiirust mõjutavad tegurid 
175 
Aktivatsioonienergia  
Energia muutused  
reaktsiooni käigus 
 
176 
Näited  Kõrge aktivatsiooni 
Eksotermiline 
energia, väike 
reaktsioon 
soojusefekt 
Endotermiline 
reaktsioon 
Madal aktivatsioonienergia, 
suur soojusefekt 
177 
Katalüütiline tsükkel – A ja B konverteeritakse C-ks. 
178 
Katalüsaatori mõju – keemilise reaktsiooni 
kulgemiseks on tavaliselt mitmeid 
võimalusi – erinevaid reaktsiooniteid. 
Katalüsaator on aine, mille mõjul 
reaktsioon kulgeb mööda kõige madalama 
aktivatsioonibarjääriga teed.  
Aktivatsioonienergia vähenemine ongi 
reaktsiooni kiirenemise kõige olulisem 
– kuid mitte ainuke - põhjus. 
179 
180 
Radioaktiivsed elemendid ja nende  lagunemine  
Aatomid on keerukad süsteemid, mis 
koosnevad paljudest suhteliselt iseisvatest 
alaosadest. 
Elektronkatte püsivus-ebapüsivus on 
klassikalise keemia  uurimisobjekt , 
kuid ka 
 radiokeemia on üks keemia harudest ja 
tegeleb aatomi tuumade püsivuse-
ebapüsivuse uurimisega.  
181 
Radioaktiivsus  
Radioaktiivsus on iseeneslik ebastabiilse isotoobi 
muutumine teiseks elemendiks millega kaasneb 
elementaarosakeste, teiste aatomite tuumade 
või footonite kiirgamine. 
Tuntakse 288 stabiilset isotoopi ja ~ 7500  
radionukliidi. 
Stabiilsetes kergemates tuumades on prootonite ja 
neutronite suhe ~1, raskemates ~ 1:1,5.  
 
 
182 
Radioaktiivsus, ehk tuumalagunemine on 
ebastabiilse (suure massiga) aatomituuma 
iseeneselik lagunemine. Selle protsessiga 
kaasneb radioaktiivne kiirgus. Samuti 
nimetatakse radioaktiivsuseks 
ebastabiilsete elementaarosakeste (nt 
neutron) lagunemist. 
183 
Tuuma lagunemise tulemusena võib tuum 
jääda ergastatud olekusse, millest 
väljumiseks kiirgab tuum gammakvandi. 
Seega kaasneb tuumalagunemisele lisaks 
alfa- ja beetakiirgusele ka gammakiirgus. 
184 
Kiirgusmehhanisme 
neutron  prooton + elektron  
 
– kiiratakse elektron – β kiirgus 
 
n  p + e- 
 
prooton  neutron +  positron  
 
kiiratakse positron – positron β kiirgus 
 
p  n + e+ 
 
Elektronhaare – elektron haaratakse tuumale lähimalt orbitaalilt – elemendi 
järjenumber väheneb ühe koha võrra 
 
e- + p  n 
 
 
 
185 
 
 
Tuumareaktsioonid  
 SEEGA -Tuumareaktsioonides võib energia 
eralduda või neelduda – selle 
karakteristikuks on soojusefekt – 
energiasaagis, mis võrdub reaktsiooni 
astuvate ja reaktsiooni tulemusena 
tekkivate osakeste summaarse 
seisuenergiate vahega (massidefekt) – 
soojusefekti arvutamine: 
ΔE=Δmc2 
186 
Tuumasüntees on tuumade loomine 
varemeksisteerinud nukleonidest. 
Tuumasüntees võib toimuda kas 
tuumafusiooni (tuumaühinemise) või 
tuumafissiooni (tuumalõhustumise) teel.  
Tuumafusioon (ehk tuumaühinemine) on 
reaktsioon, milles kaks kergemat tuuma 
ühinevad raskemaks. Näiteks toodud 
reaktsioon ongi tuumafusioon.  
187 
Tuumafissioon (ehk tuumalõhustumine) on 
reaktsioon, milles raske tuum laguneb 
kergemateks tuumadeks. Kui see toimub 
ilma välise mõjutuseta, siis nimetatakse 
seda spontaanseks lõhustumiseks ja 
tegemist ei ole tuumareaktsiooniga. 
Tänapäeval kasutatav  tuumaenergia  
põhineb just tuumalõhustumise protsessil.  
 
188 
189 
Poolestusaeg  
Poolestusaeg on aine lagunemise (eeskätt 
radioaktiivse, kuid ka keemilise 
lagunemise) kiirust iseloomustav suurus. 
See näitab, kui pika ajavahemiku 
möödumisel muutub aine kogus poole 
väiksemaks. 
Mida suurem on poolestusaeg, seda kauem 
aine säilib. Stabiilsete isotoopide 
poolestusaeg radioaktiivsel lagunemisel 
loetakse lõpmata suureks. 
190 
Ioniseeriv  kiirgus – tekitab ionisatsiooni kõigis eluorganisme moodustavates ainetes – 
eelkõige vees, kuna seda on elusorganismides kõige rohkem. Tekkivate radikaalide 
kaudu võib energia kanduda ja lõhustuda ka teisi elusat moodustavaid ühendeid. 
191 
Stabiilsed ja ebastabiilsed aatomid 
Uraani aatomi tuuma lagunemisel tekivad 
baariumi  ja krüptooni  tuumad  ning eraldub 
neutronite  voog  
232
U 138 Ba + 86 Kr+8n 
92
56
36
Tähtsamad kiirgusliigid on α- ja β-kiirgus 
millega sageli kaasneb γ-kiirgus. 
192 
Ahelreaktsioonid , eriti hargneva ahelaga, 
võivad viia plahvatusteni kui eralduvat 
soojust ei juhita piisavalt efektiivselt 
süsteemist välja: 
 
193 
U238 – looduslikus uraanis  99,3% - lõhustub 
ainult kiirete neutronite toimel. 
U235 – looduslikus uraanis 0,7% - lõhustub 
kergesti aeglaste neutronite toimel. 
U tuuma lõhustumisel vabaneb 
hulgalisemalt neutroneid ning piisava 
uraanikoguse  olemasolul  – kriitiline mass 
– piisavalt suur mass, kus moodustub 
ahelreaktsiooni käivitumiseks vajalik 
neutronite ―kontsentratsioon‖ – võib alati 
ahelreaktsioon  – tuumade kiire 
lõhustumine. 
194 
Ahelreaktsioon ja radioaktiivsus 
195 
Aatomireaktor 
196 
Järgneval slidel on aatompommi skeem – 
pommi lõhkamiseks viiakse kokku kaks 
uraan -235 isotoobiga osas rikastatud 
alakriitilise massiga keha – selle tulemusel 
jääb massi rohkem uraani lagunemisel 
tekkivaid neutroneid mis  kutsuvad  esile 
tuumade lõhenemise  tuumade 
lõhenemine ajaühikus suureneb laviininina 
 vabaneb energia  toimub 
tuumaplahvatus .  
197 
198 
199 
Termotuumareaktsioonid  
Heeliumi süntees vesinikust: 
3 H+2 H4 He+1 n 
1
1
2
0
1 grammi He tekkimisel deteeriumist ja 
triitiumist vabaneb 4,2×1011 J energiat, 
Samasuure koguse saame 10 tonni 
diislikütuse põletamisel, 
Selle aluseks ikka endine massidefekt, 
valemikujul: 
ΔE=Δmc2 
 
 
200 
Teller -Ulam –  vesinikupomm  
201 
Gaasisegud 
Kui gaasid omavahel keemilisi ühendeid ei 
moodusta, siis segunevad nad igasuguses 
ruumalalises vahekorras – tegemist on 
homogeensete süsteemidega. 
Järelikult on gaasisegude füüsikalisi 
omadusi (tihedust, erisoojust jne.) võimalik 
arvutada üksikute koostisosade omaduste 
põhjal – need omadused nn. aditiivsed. 
202 
Gaasisegud 
Nii võrdub gaasisegude rõhk üksikute 
gaaside partsiaalrõhkude (osarõhkude) 
summaga. Kui üldrõhk on P, siis osarõhud 
p , p … on vastavalt  Daltoni seadusele 
1
2
P=p +p +p +… 
1
2
3
Gaasisegu allub gaaside seadusele võrdsel 
määral üksikute gaasidega. 
203 
Gaaside lahused vedelikes 
Kokkupuutes vedelikega, hakkab  gaas  selles 
lahustuma (absorbeeruma) – kuni saabub 
vedela ja gaasilise faasi tasakaal – gaasi 
eraldumine ja  lahustumine  võrdsustuvad. 
Gaasi võimet lahustuda vedelikus iseloomustab 
absorptsioonitegur – näitab lahustumisvõimet 
00C juures rõhul 760 mm Hg. 
Hapniku absorptsioonitegur on 4,89×10-2 – s.t 1 
liitris vees lahustub 4,89×10-2 liitrit ehk 48,9 ml 
hapnikku. 
204 
Gaaside lahused vedelikes 
Kolm Henry -Daltoni seadust 
1. Vedeliku teatavas ruumalas lahustuva gaasi 
mass on võrdeline gaasi poolt  vedelikule  
avaldatava rõhuga. 
2. Vedeliku teatavas ruumalas lahustuva gaasi 
ruumala ei olene rõhust. 
Seletus – 100 g vees lahustub (200C juures ja 
rõhul 760 mm Hg) 0,169 g CO  – rõhu 
2
kahekordistamisel kahekordistub ka lahustuva 
gaasi mass – 0,388 g, tema ruumala aga jääb 
samaks. 
205 
Gaaside lahused vedelikes 
Kolm Henry-Daltoni seadust 
3. Gaasisegu iga koostisosa lahustub vedelikes 
võrdeliselt oma partsiaalrõhu ja lahustuvusega. 
Seletus – lahustuva gaasi kontsentratsioon 
gaasilises faasis c  oleneb selle gaasi 
1
partsiaalrõhust. Võrreldes c  väärtust sama 
1
gaasi tasakaalukontsentratsiooniga vedelas 
faasis c ,  selgub , et suhe c :c  on antud gaasi ja 
2
1
2
vedeliku puhul kindla suurusega, mis ei olene 
gaasi rõhust vedeliku kohal – seega c :c  
1
2
= const . 
206 
Lahuste teooria 
Lahjendatud lahustes lahusti lahustunud 
osakeste omavaheline mõju väike – need 
sõltuvad lahuse molekulaarsest 
kontsentratsioonist s.o. lahustunud aine 
molekulide arvust ruumalaühikus. 
Kuna kõigi ainete gramm -molekulid 
sisaldavad võrdset arvu molekule 
(6×1023), siis on molaarne 
kontsentratsioon mitte ainult kaaluline vaid 
ka molekulaarne. 
207 
Difusioon ja osmoos  
Lahustunud aine osakeste omadus ühtlaselt 
jaotuda kogu anuma ruumalas meenutab 
gaaside omadust  levida  kogu anuma 
ruumalas – selle põhjuseks on osakeste 
kaootiline soojusliikumine kõikvõimalikes 
suundades, kusjuures suurema 
kontsentratsiooniga   kohtadest  läheb 
väiksema kontsentratsiooniga  kohtadesse  
arvuliselt rohkem osakesi kui vastupidises 
suunas. 
208 
Osmoos 
Lahusti ühepoolset difusiooni poolläbilaskva 
membraani kaudu mingi aine lahusesse 
nimetatakse osmoosiks (kreeka k. osmos 
– tõuge, rõhk). 
Puhtas  vees liiguvad vee molekulid läbi 
poolläbilaskva membraani mõlemas 
suunas ühesuguses hulgas. 
209 
Diffusioon läbi poolläbilaskva kile 
210 
Osmoos 
Osmoosi  protsessides on lahusti difusiooni 
tulemuseks kahe omavahel poolläbilaskva 
membraani kaudu kokkupuutuva lahuse 
kontsentratsioonide ühtlustumine. 
Kuid. 
osmoosi tulemusena tekib rõhk ka poolläbilaskvale 
membraanile, mis võrdub rõhuga, mida avaldaks 
lahustunud aine, kui ta samal temperatuuril 
oleks gaasilises olekus ja tema ruumala võrduks 
seejuures lahuse ruumalaga. 
 
 
211 
Osmoos 
Võttes arvesse eelpooltoodut, võime 
mitteelektrolüütide lahjendatud lahustele 
rakendada Clayperoni-Mendelejevi 
võrrandit, mis ühendab gaaside 
põhiseadusi. Asendades gaasi rõhu p 
osmootse  rõhuga π, saame: 
πV=vRT 
212 
Ja veelkord -  Osmootne rõhk p
p= iCM RT  (van`t  Hoff  1887) 
pV = inRT
CM - lahustunud aine molaarne konts., mol/dm3 
n - lahustunud aine moolide arv, mol 
V - lahuse ruumala, dm3 
Ja veelkord: 
Osmootne rõhk on arvuliselt võrdne rõhuga, 
mida avaldaks lahustunud aine, kui ta 
ideaalgaasina täidaks antud temperatuuril 
lahuse poolt hõivatud ruumala (van`t Hoffi 
seadus). 
 
213 
214 
Osmoos ja kalad  
•  Luukalad  pärinevad arengulooliselt 
mageveest. 
• Mageveekaladel on organismi soolsus 
suurem kui mageveel. 
• Mageveekalad ei joo vett, sest vesi tungib 
osmoosi tõttu ise nende organismi. 
• Mageveekalade rakuseinad hoiavad  sooli  
kinni. 
• Mageveekalad eritavad suures koguses 
lahjat uriini. 
215 
Osmoos ja kalad 
Ookeanivees hakkab mageveekaladest vesi 
naha kaudu välja difundeeruma. Uriini 
eritumine  väheneb, ei ole võimalik enam 
eemaldad ainevahetuse lõppprodukte ning 
sellele lisandub suurenenud 
soolasisalduse mürgine toime. Kala 
hukkub. 
216 
Täissoolsusega merede  elustik . Osmoos ja kalad 
Eluks täissoolsusega merevees  kohastunud  
luukalad on hüpotoonilised – nende 
organismi soolsus on väiksem kui 
ookeaniveel. 
Organismis olev vesi difundeerub naha 
kaudu keskkonda. 
Veekao kompenseerimiseks joovad 
ookeanikalad suures koguses vett, mis 
imendub  sooltorus. 
Eritavad lõpuste kaudu sooli – enamasti 
ühevalentseid naatriumi, kaaliumi ja kloori 
ioone. 
217 
Täissoolsusega merede elustik 
Ookeanilinnud – toruninalised (albatrossid) 
eritavad liigseid sooli ninas asuvate rakkude 
kaudu. 
Mereimetajad – eriavad vähesel määral kõrge 
soolasisaldusega uriini. Üks  mageda  vee 
allikatest – loomne toit. 
Arengulooliselt soolases vees kujunenud 
kõhrkalad tasakaalustavad ookeanivee kõrget 
soolasisaldust kõrgendatud kusiaine ja soolade 
kontsentratsiooni kaudu nende lümfis ja veres. 
218 
Lahustumisprotsess  vee ja NaCl näitel 
• Ioonilis-dipoolse sideme arvel toimub 
ioonide hüdratiseerumine – see side 
osutub tugevamaks kui seda on side Na+ 
ja Cl- vahel. 
• Na ja Cl ioonid eemalduvad kristallist, 
hüdratiseeruvad täielikult ja difundeeruvad 
lahusesse – tekib homogeenne süsteem – 
tõeline lahus. 
NB! – lahustumisel suureneb süsteemi 
entroopia – osakesed jaotuvad ühtlaselt 
kogu süsteemi ruumala ulatuses. 
219 
NaCl lahustumine – entroopia suureneb 
220 
Soojusefektid  lahustumisel 
Seega on summaarne soojusefekt: 
Q=q+(-c) 
Kui q>c, siis Q>0 – summarne soojusefekt 
positiivne ja vastupidi. 
NaCl lahustumisel on q