KONSPEKT keemias (0)

Atmosfääri tähtsus KAITSEKIHT soojusbilanss,kliima, eluvormid ,CO2 – fotosüntees,O2 – hingamine /oksüdatsioon,N2 - lämmastiku allikas .VEERINGE SAASTAMINE muutused atmosfääri koostises,saasteainete levik õhu kaudu Õhukeemia eripära Päikesekiirgus h
fotokeemilised reaktsioonid_ Reaktsioonide mehhanismid ahelreaktsioonid Kõige tähtsam radikaal OH .Molekulid Aatomid + hergastatud osakesed,radikaalid, ioonid . Saasteained õhus=1)Looduslikud allikad2) Antropogeensed allikad.. Gaasilised saasteained= Aerosoolid õhusaerosool - pihussüsteem; pihuskeskkonnaks on õhk pihustatud faasiks vedeliku tilgad või tahked osakesed(1 nm…0,1 mm). Aerosoolides leiduvate elementide ja ühendite erinev päritolu: kivimitest ja pinnasest , vulkaanidest; mereveest ; kütuste ja jäätmete põlemisprotsessidest, tööstusest, ehitusest. Sudu 1)redutseeriv sudu ehk Londoni sudu= Tahm ,niiskus,SO2…Suits+udu=sudu 2) Fotokeemiline ehk oksüdeeriv sudu ehk Los Angeles ´i sudu=UV,NOx,O3, Süsivesinikud tekkivad PAN-Ühendid (peroksüatsetüülnitraat) H3COO+ NO2+M  CH3C (O)OONO2 + M. Osoon
_ Stratosfääris osoonikiht (25-50 km)_ Troposfääris saasteaine !_ Osooni teke
O2+ hv ->O + O ,O + O2+ M ->O3+ MNeelab tugevalt UV kiirgust (220-330 nm)O3+ hv -> O2 + O Osoonikihi hõrenemineOsooni lagunemine O3+ h__O2 + O Lagunemine saasteainete toimel !Klorofluorosüsinikud, klorofluorosüsivesinikud (CFCl3,
CHF2Cl;); bromofluorosüsinikud (CFBr3 ) jt sarnasedCFCl3 + hv-> Cl•+ CF•Cl2,Cl•+ O3->ClO•+ O2,ClO•+ O ->Cl•+ O2;NO, NO2; O, HOOsoonikihi hõrenemine kahjulik UV kiirgus jõuab maapinnale. Kasvuhoone efekt Kliima tagamiseks vajaliku soojushulga talletamine Maal Q (kliimanorm) = QMaale−QMaalt tähtsamad gaasid: H2O, CO2 (N2O, CH 4) Soojusbilansi tasakaalustamatus (kasvuhooneefekti tugevnemine)
QJÄÄK> _Q kliimanorm. Kliima globaalne muutumine Kasvuhoonegaasid :CO2;CH4;N2O fluorosüsivesinikud jt.HFC, PFC, SF6
absorbeerivad maapinnalt peegeldunud infrapunast kiirgust (mis peaks väljuma atmosfäärist) - kasvuhooneefekti tugevnemine kliima globaalne muutumine globaalne soojenemine.
Happevihma põhjustajad:millised saasteained?,nende allikad?.SO2 atmosfääris,NOx atmosfääris õhus toimuvad ahelreaktsioonidNO2 + O NO + O2; NO + O3 NO2 + O2
NO2+ O NO3; NO2 + O3 NO3 + O2 SO2 ja NO2 õhus ja vees õhus:SO2CO2NO2 KH (CO2) K (H2SO4) ; K ( HNO3 ) K (H2CO3)SO2 ja NO2 mõju vihmavee pH-le suurem! Vee leelisus iseloomustab vee võimet siduda H+ -ioone ehk hapet neutraliseerivate osakeste hulka vees määratakse :vesinikioonide moolide arv, mida on võimeline neutraliseerima 1 liitri vee leelisus. Vee leelisust põhjustavad: tavaliselt looduslikus vees:1)OH- 2) HCO3 - 3)CO3 2-väiksema tähtsusega: H2PO4 -, HPO4 2- , HS. Loodusliku
vee leelisus OH- + H+ H2O; HCO3- + H+ H2CO3; CO32 - + H+ HCO3-;
L = [OH-] + [HCO3-] + 2[CO3 2-].Happevihma toime pinnasele katiooni vahetusmahtuvus (meq/ 100g )mittetundlikud pinnased > 15,4; vähetundlikud pinnased 6,2 … 15,4; tundlikud pinnased Metallid ja nende ühendid1) Looduslikult leiduvad, peamiselt ühenditena2) Elusorganismidele vajalikud elemendid3) Erinevas vormis, erinevate ühenditena erinevad omadused 4)käitumine keskkonnas ja toime. Ca-Mis ühenditena, mis vormis keskkonnas ? Kaltsiumi sisaldavad mineraalid :lubjakivi, kips, dolomiit…
erinevad kaltsiumi soolad CaCl2, CaF2, CaSO4, CaCO3(erinev lahustuvus !)
_ Ca2+ ioonid vees (hüdratiseeritud !)_ Ca 2+ ioonid kompleksühendite koosseisus_ Ca-orgaanilised ühendid. Raskemetallid_ Toksilised metallid (Hg, Pb, Cd, …)nende
kontsentratsioonid keskkonnas ?_ Probleemid keskkonnas tänu inimtegevusele
_ Ei lagune keskkonnas!! Lahustumine ja sadenemine Tähtsad määramaks metallide käitumist ja transporti keskkonnas_ Lahustumine: määrab ainete sisaldused looduslikes vetes _ Sademe tekkimine: metallide sidumine ja keskkonnas liikumatuks muutmine; oluline vee või reovee puhastamisel. Sademe tekkimine või lahustumine -sade tekkib kui ioonide kontsentratsioonide korrutis ületab lahustuvuskorrutise kui küllastunud lahusele lisada sademega ühist iooni sisaldava aine lahust, nihkub tasakaal sademe tekke suunas. Vee karedus Ca2+, Mg2+üldkaredus mööduv karedus (e. karbonaatne karedus) Ca(HCO3)2 CaCO3 (t) + CO2 (v) + H2O püsiv (jääv) karedus CaSO4, MgSO4 ja teised soolad. KompleksühendidKeemiline side võib tekkida ka ühe aatomi elektronpaari ja
teise aatomi vaba orbitaali kattumisel doonor -aktseptor ehk koordinatiivne side Kompleksühendid (-ioonid) - iooni või molekuli moodustavate osakeste vaheline side on tekkinud doonor-aktseptor mehhanismi järgi. Komplekse moodustavad ligandid vees  Kloriidid (merevees),Humiinained;AminohappedAntropogeense päritoluga ligandid
_ Na-tripolüfosfaat;_ Na-etüleendiamiintetraatsetaat (EDTA);_ Na-nitrilotriatsetaat (NTA).
Komplekseerumine humiinainetega Vegetatsiooni bioloogilise lagunemise jäägid
HUMIINAINETE KLASSIFIKATSIOON : humiinid,humiinhapped,fulvohapped ! Ühendite rühmad, sarnased omadused, sarnane päritolu vees lahustumatud M 10000... 100000 vees lahustuvad M 300...10000. Metallide komplekseerumine
Humiinainetega Fulvohapped + metalliioonid ,metalliioonide lahustumine ja transport
loodusliku vee kollakas värvus (nt Fe3+) Humiinid, humiinhapped + metalliioonid
metallioonide akumuleerumine põhjasetetes metallide seondumine turbas , mullas.
Komplekseerumise tähtsus keskkonnas _ Metallide sattumine vette lahustumatutest
(rasklahustuvatest) ühenditest keskkonnas liikuvaks muutumine,_ Metalliioonide sidumine vees lahustumatute kompleksühendite koosseisus . Redoksreaktsioon muutuvad elementide oksüdatsiooniastmed ,oksüdeerija seob elektrone oksüdatsiooniaste väheneb, redutseerija loovutab elektrone oksüdatsiooniaste suureneb.Oksüdatsiooniaste _ Lihtainetes on elementide oksüdatsiooniaste 0_ Üheaatomilise iooni oksüdatsiooniaste võrdub iooni
laenguga_ Hapniku oksüdatsiooniaste ühendites on tavaliselt –II_ Vesiniku oksüdatsiooniaste ühendites (mittemetallidega)tavaliselt I _ Neutraalse ühendi koostiselementide
oksüdatsiooniastmete summa on 0. Redoksreaktsioonide näiteid metallide hävinemine ümbritseva keskkonna toimel keemiline elektrokeemiline korrosioon ( metall + elektrolüüt)
biokeemiline Elektronide loovutamine : M M2+ +2e liitmine: O2+ 2H2O+ 4e4 OH, O2+ 4H+ + 4e 2H2O ,2H+ + 2e2H2. Redoksreaktsioonide näiteid orgaanilise aine lagunemine hapniku juuresolekul (aeroobsetes tingimustes)orgaaniliste reoainete lagunemine reoveepuhastis < + O2 ----> CO2 + H2O elektronide loovutamine:elektronide liitmine:Redoksreaktsioonide näiteid – nitrifikatsioon (toitainete ärastamine reoveest)
NH4 + + O2 ----> NO3 - + H + + H2O elektronide loovutamine: elektronide liitmine:
Tasakaalusta võrrand!Redoksreaktsioonide näiteid orgaanilise aine lagunemine hapnikuvabas keskkonnas (anaeroobsetes tingimustes) < ----> CH4 + CO2. Orgaaniliste ainete omadusi,sõltuvalt struktuurist käitumine keskkonnas:lahustumine vees
lagunemine keskkonnas toksiline toime elusorganismidele.Biodegradatsioon ainete lagunemine mikroorganismide abil_ Süsinikuringe tagaja_ Erinevate orgaaniliste ainete lagunemine keskkonnas _ loodusliku päritoluga ainete lagunemine_sünteetiliste kemikaalide lagunemine ?Orgaaniliste saasteainete püsivus ja lagundatavus .Püsivus lagundatavus e. degradeeritavusBiodegradatsioon täielik, primaarne. Aeroobne biodegradatsioon
Anaeroobne biodegradatsioon.Orgaaniliste ainete biodegradatsioon_ Kas on biodegradeeruvad ained?aeglaselt lagunevad ehk püsivad ained _ Kui palju kulub lagunemisel hapnikku?Vee biokeemiline hapnikutarve BHT BHT7 hapniku hulk (mg), mis kulub 1 liitris vees oleva orgaanilise aine lagundamiseks mikroorganismideabil (biokeemiliselt) 7 päeva jooksulorgaaniline aine + O2 CO2+ H2O. Isepuhastusvõime_ Looduslik protsess, mille tulemusena keskkond vabaneb reostusest_ Saasteainete muutumine kahjutuks organismide elutegevuse, füüsikaliste ja keemiliste protsesside tagajärjel. Püsivad orgaanilised saasteained_ Lagunevad keskkonnas väga aeglaselt_ Püsivad keskkonnas pikka aega,liiguvad kaugele_ Võivad kuhjuda organismidesseAllikad:toodetud teatud tehnilisel eesmärgil pestitsiidid, biotsiidid soovimatud kõrvalproduktid tööstuses, põletamisel
eelnevate degradatsiooni- või metabolismiproduktid. Dioksiinid Allikad:Põlemisprotsessid, kloori sisaldavate jäätmete põletamine !kõrvalproduktid paberi tootmisel, klorofenoolidega reaktsioonides.TCDDVees halvasti lahustuvad,Väga püsivad,Väga toksilised. GAASIDE LAHUSTUVUS VEESOn kindlaks tehtud, et tasakaalu korral on gaasi kontsentratsioonide suhe vedelfaasis jagaasifaasis antud temperatuuril püsiv suurus. Gaaside lahustuvust vedelikes kirjeldab Henry seadus: gaasi lahustuvus vedelikus (küllastuskontsentratsioon) on võrdeline tema osarõhuga lahuse kohal: Xg = KH × pg ,kus Xg on gaasi lahustuvus vedelikus ehk gaasi küllastuskontsentratsioon lahuses, mol/l KH on Henry konstant, mol/ (l×atm)pg on gaasi osarõhk lahuse kohtal, atm Võrdelisusteguriks on Henry konstant, mis sõltub gaasi iseloomust ja temperatuurist, ei sõltu gaasi üldhulgast ega osarõhust. Näiteid gaaside Henry konstantide väärtuste kohta võib leida tabelist 1. Gaaside kontsentratsiooni võib avaldada erinevates ühikutes, ühikute valikust sõltub ka Henry konstandi väärtus. LAHUSTE KONTSENTRATSIOONID-Kogu ümbritsev elu on vahetult seotud lahustega . Lahustel on suur tähtsus nii looduses kui tehnikas toimuvates protsessides.Lahuseks nimetatakse kahest voi enamast ainest koosnevat homogeenset süsteemi, milles lahusti ja lahustunud ainete vahekorda saab muuta. Omaduste poolest on lahused segude ja keemiliste ühendite vahepealsed.Lahusti ja lahustunud aine vahekorda iseloomustatakse kontsentratsiooni abil.Kontsentratsioon näitab lahustunud aine sisaldust lahuses. Kasutusel on mitmed erinevadkontsentratsiooni väljendusviisid:1. Protsendiline (%) kontsentratsioon (massiprotsent)näitab, mitu massiosa lahustunud ainet on sajas massiosas lahuses.Näide: 4 %-line NaOH lahus. See tähendab, et 100 g lahuses on 4 g NaOH. NB! mõnikord (gaaside, vedelike korral) kasutatakse ka mahuprotsenti, see näitab mitu mahuosa lahustunud ainet on 100 mahuosas lahuses2. Molaarne kontsentratsioon ( molaarsus ) näitab lahustunud aine moolide arvu 1 liitris(=1dm3) lahuses Näide: 2 M H2SO4 lahus. See tähendab, et 1 liitris lahuses sisaldub 2 mooli H2SO4 2 M = 2 mol/l 3. Moolimurd (moolosa) on lahustunud aine moolide arvu suhe lahuse summaarsesse moolide arvu moolimurd = n1 / (n1+n2) n1- lahustunud aine moolide arv n2- lahusti moolide arv lahuses Mool on aine hulga ühik. Tegemist on SI- süsteemi pohiühikuga. Tähistatakse: mol. Mooli mõiste aluseks on aine hulga määratlemine aine osakeste arvu kaudu. Vorrelda voib tosinaga. Tosinas on 12 eset, asja jne. Mool sisaldab samuti kindla arvu osakesi.MOOL on aine hulk, mis sisaldab 6,02 1023 vastava aine osakest (molekulid, aatomid, ioonid). 6,02 1023on Avogadro arv ( NA).Näited:1) 1 mol Fe sisaldab 6,02 1023 Fe aatomit;2) 1 mol H2 sisaldab 6,02 1023 H2 molekuliKuna 1 mol ainet sisaldab alati kindla arvu osakesi, on iga aine ühel moolil kindel mass – molaarmass . MOLAARMASS on ühe mooli aine mass grammides . REDOKSREAKTSIOONIDEsineb kahte tüüpi keemilisi reaktsioone. Ühtedes ei muutu reageerivate ainete koostisse kuuluvate elementide oksüdatsiooniaste, näiteks:
NaCl + AgNO3 = AgCl + NaNO3,Teist tüüpi reaktsioonides aga elementide oksüdatsiooniaste muutub, näiteks:Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2.Selle reaktsiooni tulemusena suureneb tsingi oksüdatsiooniaste 0-lt II-le, vesiniku oksüdatsiooniaste väheneb I-lt 0-le. Oksüdatsiooniaste (o.a.) on elemendi aatomi laeng ühendis eeldusel, et ühend koosneb ioonidest ühe elemendi kaupa.Redoksreaktsioonides toimub samaaegselt kaks protsessi - oksüdeerumine ja redutseerumine.Protsessi, milles aatom voi ioon loovutab elektrone, nimetatakse oksüdeerumiseks. Protsessi, milles aatom või ioon omastab elektrone, nimetatakse redutseerumiseks. Elektronide ülekannet väljendatakse nn. elektronvõrranditega:Zn0 - 2e = ZnII (oksüdeerumine), I-I - e = I0 (oksüdeerumine),
HI + e = H0 (redutseerumine), Cl0 + e = Cl-I (redutseerumine).
Aineid (aatomeid või ioone), mis seovad endaga elektrone, nimetatakse oksüdeerijateks.
Elektronide sidumise tulemusena oksüdeerija ise redutseerub. Tüüpilisteks oksüdeerijateks on
hapnik, halogeenid , hapnikku sisaldavad kloori ja broomi happed ning nende soolad,
kaaliumdikromaat, lämmastikhape, kuningvesi, raud(III) ühendid jt.Aineid (aatomeid või ioone), mis loovutavad elektrone, nimetatakse redutseerijateks.Elektronide loovutamise tulemusena redutseerija ise oksüdeerub. Redutseerijateks on metallid,vesinik, divesiniksulfiid , vesinikkloriidhape, raud(II) ühendid jt. Ained, mille koostises olevate aatomite oksüdatsiooniaste võib nii väheneda kui ka suureneda (näiteks väävlil väävlishappes),
võivad olla kas oksüdeerijad või redutseerijad.Redoksreaktsiooni võrrandi koostamiseks on esiteks tarvis teada nii lähteainete kui ka lõppsaaduste keemilisi valemeid. Teiseks on vaja määrata reaktsioonist osavõtvate elementide oksüdatsiooniastmed enne ja pärast reaktsiooni toimumist . Oksüdatsiooniastme arvutamisel tuleb arvestada järgmist:1. Ühendis elementide aatomite oksüdatsiooniastmete summa on võrdne nulliga2. Lihtainete oksüdatsiooniaste on null3. Keemilises ühendis vesiniku o.a. on I (välja arvatud aktiivsete metallide hüdriidides)
4. Keemilises ühendis on hapniku o.a. on -II (välja arvatud peroksiidides)5. I, II ja III A rühma metallide o.a. võrdub rühma numbriga .Kasutades eeltoodud juhiseid leida näiteks väävli o.a. väävelhappes H2SO4. Et molekul onelektriliselt neutraalne , siis väävli o.a. x leiame: 2 (I) + 4 (-II) + x = 0.Siit x = 6. Järelikult on väävli o.a. H2SO4-s VI.
Kolmandaks määrata, milliste elementide o.a. muutub reaktsiooni käigus. Neljandaks koostada vastavad oksüdatsiooni- ja reduktsiooniprotsesse väljendavad elektronvõrrandid ja leida koefitsiendid oksüdeerijale, redutseerijale ning nende ühenditele arvestades, et redutseerija poolt loovutatud elektronide arv peab võrduma oksüdeerija poolt omastatavate elektronide arvuga. Lõpuks leida koefitsiendid ainetele , mille elementide o.a. ei muutu. Vaatleme konkreetse näite abil redoksreaktsiooni võrrandi koostamist elektronbilansi meetodil.Näide 1. Reaktsioon kulgeb skeemi järgi:HClO3 + H2S HCl + H2SO4.
Oksüdatsiooniaste muutub klooril ja väävlil järgmiselt:ClV + 6e Cl-I 8 4
S-II - 8e SVI 6 3 Seega on kloorhape oksüdeerija, divesiniksulfiid aga redutseerija. Et oksüdeerija poolt liidetavate elektronide arv peab võrduma redutseerija poolt loovutatavate elektronide arvuga, tuleb esimest elektronvõrrandit korrutada neljaga, teist kolmega. Pärast leitud koefitsientide asetamist reaktsiooni skeemi omandab võrrand järgmise kuju:
4HClO3 + 3H2S = 4HCl + 3H2SO4.Näide 2. Vase reageerimisel lahjendatud lämmastikhappega on redoksreaktsiooni produktideks vask(II)nitraat Cu(NO3)2 ja lämmastikoksiid NO: Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO.Neutraalne vase aatom reaktsiooni tulemusel oksüdeerub, loovutades kaks elektroni, lämmastiku aatom (o.a. = V) redutseerub, omandades kolm elektroni:Cu0 - 2e CuII 3…NV + 3e NII 2
Järelikult kulub kolme vase aatomi oksüdeerimiseks kaks molekuli lämmastikhapet ja
redoksreaktsiooni tulemusel tekib kolm vask(II)iooni, mis lähevad Cu(NO3)2 koostisse, ja kaksNO molekuli:3Cu + 2HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO.Tuleb arvestada, et kolme molekuli Cu(NO3)2 tekkimiseks kulub täiendavalt kuus molekuli HNO3 ning reaktsiooni käigus tekib neli molekuli vett. Seega on võrrandi lõplik kuju: 3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.Kontroll hapniku aatomite arvu järgi näitab, et võrrand on koostatud õigesti.
Vesilahustes kulgevate redoksvõrrandite kordajate leidmiseks on otstarbekas koostada iooniliselektroonsed abivõrrandid, milles näidatakse elektronide ülekanne ühtedelt aatomitelt või ioonidelt teistele ning arvestatakse keskkonna iseloomu (aluseline, happeline, neutraalne), milles reaktsioon kulgeb. Oksüdeeruvate ja redutseeruvate ioonide ning molekulide koostisse kuuluvate vesiniku ja hapniku aatomite arvu tasakaalustamiseks tuleb ioonilis-elektroonsetesse võrranditesse sisse viia vee molekulid ja vesinikioonid (happelises keskkonnas) või vee molekulid ja hüdroksiidioonid (aluselises keskkonnas). TASAKAALUD VESILAHUSTES Keemiline tasakaal Keemilisi reaktsioon saab jaotada pöördumatuteks ja pöörduvateks. Pöördumatute reaktsioonide puhul lähteainete reageerimisel tekkinud reaktsioonisaadusedomavahel ei reageeri. Näiteks : NaOH + HCl NaCl + H2O
Pöördumatus tähendab seda, et vastupidises suunas reaktsioon ei toimu. Antud näite korral
seda, et naatriumkloriidist ja veest ei teki vesinikkloriidhapet ja naatriumhüdroksiidi.
Vesilahustes kulgevate pöördumatute reaktsioonide tunnuseks on saadusena tekkiv
lahustumatu aine (sade), vesi või gaasiline aine. Pöördumatud reaktsioonid on ka orgaaniliste
ainete põlemisreaktsioonid.Pöörduvad reaktsioonid kulgevad kahes suunas. Ained mis tekivad reaktsiooni tulemusena (reaktsiooni saadused ) voivad reageerida omavahel, kusjuures moodustuvad tagasi reaktsiooni lähteained. Sellist keemiliste reaktsioonide pöörduvust voib väljendada vorrandiga: mA + nB pD + qE Märk näitab, et pärisuunaline reaktsioon (reaktsiooni saaduste tekkimine) ja vastassuunaline reaktsioon (reaktsiooni lähteainete tekkimine) kulgevad samaaegselt.Vastavalt massitoime seadusele on pärisuunalise reaktsiooni kiirusm n v k A B 1 1 ja vastassuunalise reaktsiooni kiirus p q v k D E 1 2
Kui oletada, et reaktsiooni algul esinevad süsteemis ainult ained A ja B, siis reaktsiooni
kulgemisel kiirus v1 järk-järgult väheneb ja kiirus v2 vastavalt suureneb ning see toimub kuni
molemate kiiruste vordsustumiseni. Kiiruste vordsustumine tuleneb massitoime seadusest.
Näiteks kui teatud momendil v2 suureneks, siis selle tulemusena toimunud ainete A ja B
kontsentratsioonide suurenemine pohjustaks järgmisel momendil v2 vähenemise ja kiiruste
vordsus jääb püsima. Pöörduvad reaktsioonid kulgevad seega keemilise tasakaalu seisundini,
mille saabumisel kontsentratsioonide muutumine antud tingimustel lakkab.Keemiliseks tasakaaluks nimetatakse süsteemis olukorda, mille puhul päri- ja vastassuunalise reaktsiooni kiirused on vo rdsed v1 = v2. Keemiline tasakaal püsib senikaua , kuni jäävad muutumata antud tasakaalutingimused – ainete kontsentratsioonid, temperatuur ja rohk . Tingimuste muutmine kutsub enamasti esile kas pärivoi vastassuunalise reaktsiooni suhtelise kiirenemise, mille tagajärjel tasakaalukontsentratsioonid muutuvad, s.o. toimub tasakaalu nihkumine . Keemilise tasakaalu nihkumiseks nimetatakse pöörduva reaktsiooni ühe suuna ajutist eelistatud kulgemist , mis vältab ainult senikaua, kuni on saabunud uus tasakaal, mis vastab uutele muutunud tingimustele. Tasakaalu nihkumine võib toimuda kahes suunas. Pärisuunalise reaktsiooni ajutist eelistatud kulgu nimetatakse nihkumiseks paremale. Vastassuunalise reaktsiooni eelistatud kulgu nimetatakse tasakaalu nihkumiseks vasakule. Tasakaalu nihkumise suuna määramisel tuleb juhinduda Le Chatelierprintsiibist:
kui muuta tasakaalusüsteemi ühte tingimust (temperatuuri, aine kontsentratsiooni, rõhku), siis
nihkub tasakaal selle protsessi suunas, mis toimib vastupidiselt tekitatud muutusele
Elektrolüütiline dissotsiatsioon Elektrolüüdid on ained, mis vees lahustumisel dissotsieeruvad (lagunevad) ioonideks. Vesilahustes moodustuvad vee polaarsete molekulide toimel hüdraatunud ioonid, toimub elektrolüütiline dissotsiatsioon:
NaCl + (n + m)H2O = Na+(H2O)n + Cl-(H2O)m. Tavaliselt kirjutatakse võrrandeid lihtsustatult vee molekulideta: NaCl = Na+ + Cl-. Elektrolüütide hulka kuuluvad happed, alused, soolad. Elektrolüüdid on ioonilise kristallivõrega tahked ained (soolad) ja mitmed molekulaarse ehitusega gaasid või vedelikud (H2SO4, HCl, CH3COOH ) Elektrolüüdid jagunevad tugevateks ja norkadeks. 1. Tugevad elektrolüüdid: soolad, leelismetallide ja leelismuldmetallide hüdroksiidid ja mitmed happed: H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO3, HClO4 Tugevad elektrolüüdid on vees täielikult dissotsieerunud. Nende dissotsiatsiooni võib pidada pöördumatuks protsessiks, vastupidist protsessi praktiliselt ei toimu.2. Nõrgad elektrolüüdid: dissotsieeruvad pöörduvalt, st. toimub ka vastupidine protsessHA H+ +A-.
Kõrvuti ioonidega on lahuses ka lahustunud aine molekulid ning nende vahel on tasakaal.
Kuna tegemist on pöörduva reaktsiooniga, voime kirjutada tasakaalukonstandi avaldise :
K – dissotsiatsioonikonstant , iseloomustab elektrolüüdi tugevust. Mida väiksem on K väärtus,
seda vähem ioone on lahuses, seda norgema elektrolüüdiga on tegemist.K sõltub elektrolüüdi iseloomust, lahuse temperatuurist. Ei sõltu lahuse kontsentratsioonist.Sageli kasutatakse ka dissotsiatsioonikonstandi logaritmilist kuju pK = - log K. Etaanhape CH3COOH on nõrk hape , tema dissotsiatsioonikonstant K= 1,8 10-5 ja pK = 4,7.Norgad elektrolüüdid on näiteks vesi, mitmed happed (H2CO3, H2S, HCN, H2SiO3 , H3PO4,
HF) ja orgaanilised happed (CH3COOH, (COOH)2)Mitmeprootonilised happed dissotsieeruvad astmeliselt, igale astmele vastab erinev dissotsiatsioonikonstant. Näiteks süsihappe korral:1) H2CO3 H+ + HCO3 Vee dissotsiatsioon ja pH Vesi on väga nork elektrolüüt, vee molekulid on mõningal määral dissotsieerunud ioonideks..Vee dissotsiatsioonil tekivad oksoonium- ja hüdroksiidioonid: 2H2O H3O+ + OH-
Tavaliselt kirjutatakse lihtsustamiseks oksooniumioonide asemel vesinikioon (H+)
H2O H+ + OH- Et tegemist on väga nõrga elektrolüüdiga, võib vee mittedissotsieerunud molekulide kontsentratsiooni lugeda vordseks vee üldkontsentratsiooniga ja vee dissotsiatsiooni kvantitatiivsel iseloomustamisel saab dissotsiatsioonikonstandi asemel kasutada vee ioonkorrutise KW (Kv) avaldist: −K H OH w
temperatuuril 25C on Kw = 1,0 10-14. Tuleb silmas pidada, et H+- ja OH--ioonid eksisteerivad igas vesilahuses ning nende kontsentratsioonid on omavahel seotud vee ioonkorrutise kaudu. Seega eksisteerivad hapetelahustes kõrvuti H+-ioonidega ka OH--ioonid ning −H OH = 10-14 (25C juures) alusel võime järeldada, kui lahuses on H>10-7 mol/l, siis samaaegselt −OH 10-7 mol/l,neutraalne keskkond H = −OH =10-7 mol/l,aluseline keskkond H vesilahuste happelisuse-aluselisuse) väljendamiseks vesinikeksponenti pH = - log HAnaloogiliselt voib defineerida ka pOH = - log −OH ning vee ioonkorrutise avaldisest järeldub siis, et pH + pOH = 14.
pH skaalat kasutatakse tavaliselt vahemikus 0 kuni 14 (happeliste lahuste pH7).Norga elektrolüüdi lahuse pH arvutamisel tuleb arvestada, et tekkinud ioonide kontsentratsioonon elektrolüüdi üldkontsentratsioonist väiksem.On terve rida lahuste pH määramise meetodeid . Ligikaudselt saab pH kindlaks tehaindikaatorite abil. Indikaatorid on ained, mille värvus sõltub lahuse pH-st. Sobivalt valitud indikaatorite segu, nn. universaalindikaatori või sellega immutatud indikaatorpaberi abil saab kiiresti hinnata lahuse pH laias vahemikus (1–14). Lahuste pH täpsemaks määramisekskasutatakse pH – meetrit.
Puhverlahused ja puhverdusvõimeSageli vaja püsiva H+- ioonide kontsentratsiooniga lahuseid, mille pH väärtus ei muutuks märgatavalt, kui neile lisatakse mõõdukates kogustes tugevaid happeid või aluseid voi lahjendatakse neid. Sellise keskkonna loomiseks kasutatakse puhverlahuseid. Lahuse omadust säilitada oma pH väärtust nimetatakse puhverdusvõimeks. Ka kõik eluprotsessid kulgevad normaalselt kindla pH väärtuse juures, mida reguleerivad puhversüsteemid veres,koevedelikes, looduslikes vetes, muldades jm.Lahuseid, mille pH väärtus praktiliselt ei muutu lahuse lahjendamisel või muutub vähe happe või aluse mõõduka koguse lisamisel, nimetatakse puhverlahusteks.Puhverlahused koosnevad enamuses kas norgast happest ja selle soolast tugeva alusega (CH3COOH + CH3COONa) või nõrgast alusest ja selle soolast tugeva happega ( NH4OH +NH4Cl).Kvantitatiivselt iseloomustab lahuse puhverdusvõimet puhvermahtuvus, see on arvuliselt võrdne vesinikioonide või hüdroksiidioonide moolide arvuga, mille lisamine 1 liitrile lahusele kutsub esile pH muutuse ühe ühiku vorra.Tasakaalulised protsessid süsteemis sade- küllastunud lahus Vähelahustuvate ühendite korral püstitub lahuses heterogeenne tasakaal: (tahke) (lahuses) lahuses)Tasakaalus olevas süsteemis on tahke faasi kontsentratsioon konstantne ning ühendades kaks konstanti saame lahustuvuskorrutise avaldise : Rasklahustuva elektrolüüdi küllastatud lahuses on ioonide kontsentratsioonide
korrutis(stöhhiomeetrilistele koefitsientidele vastavates astmetes) püsival temperatuurilkonstantne suurus.Ühendi sadenemise tingimuseksonKunalahustuvuskorrutis on konstantne suurus, siis ioonide kontsentratsiooni muutmisegalahuses on võimalik tasakaalu nihutada kas lahustumise või sademe tekke suunas.Rasklahustuva ühendi MmAn küllastatud lahusele samu ioone (Mn+ või Am-) sisaldavaelektrolüüdi lisamine toob kaasa tasakaalu