Leidsid 33 sarnast õppematerjali, mis on seotud failiga "Lahuse pH". Need materjalid aitavad sul teemat sügavamalt mõista.
soolad, vesinikioone, dissots, ulatuda, neutraalne, dissotseerub, määramiseks, olemuselt, happed, elektroodid, logaritmi, kno3, bacl2, mgcl2, nh4no3- binaarsed tekib kaks iooni: NaCl Na+ + Cl HPO42 D H+ + PO43 MgSO4 Mg2+ + SO42 - ternaarsed tekib kolm iooni: 5.4. Lahuste kolligatiivsed omadused Na2SO4 2 Na+ + SO42 MgCl2 Mg2+ + 2 Cl Kolligatiivsed omadused omadused, mis sõltuvad lahustunud aine osakeste (ioonide, molekulide) arvust lahuses, aga mitte antud aine iseloomust. Kui tähistada valemijärgne osakeste arv , siis: 2. Dissotsiatsiooni ulatuse järgi:
Hüdrolüüsiks nimetatakse lahustunud soola ioonide reageerimist veega, mistõttu soolade vesilahused ei ole neutraalsed, vaid olenevalt soolast kas happelised või aluselised. Hüdrolüüsi tagajärjel muutub lahuse pH. Tugevate aluste katioonid- on Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, Ag+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+. Need katioonid, ei astu vastastoimesse veega. Teised metalli-ioonid ja ammooniumioon NH 4+ hüdrolüüsuvad. Neutraalseid vesilahuseid- annavad nn tugeva aluse ja tugeva happe soolad NaCl, KNO 3, BaCl2, MgCl2, KI, KClO4 jt. Aluselisi lahuseid- annavad nn tugeva aluse ja nõrga happe soolad. Happelisi lahuseid- annavad nn nõrga aluse ja tugeva happe soolad Nõrga happe ja nõrga aluse soola vesilahuse pH hindamiseks tuleb kasutada dissotsiatsioonikonstantide tabelit. KASUTATUD MÕÕTESEADMED, TÖÖVAHENDID JA KEMIKAALID Ained: SbCl3 lahus, konts. Soolhape, tahked soolad Al2(SO4)3, NaCl, Na2CO3, NH4Cl, CH3COONa, indikaatorid (mp, ff, universaalindikaatorpaber)
arsenaat AsO43-; HONC fulmiinhape fulminaat ONC-. Madalama o-a korral kasut. -is ja -us liidet, aniooni nimetuse lõpuks on sel juhul -it. Mitu hapet, kus oksüdatsiooniaste on sama, väiksema H ja O meta-, suurema orto-. Hapnikuta hapete vesinik, mittemetall lõpuga -iid hape. Tiohapped tekivad O aatomi asendusel S aatomiga. Oksiidid: Rühma O-O sisaldavad oksiidid on peroksiidid. H2O2 vesinikperoksiidid; Na2O2 naatriumperoksiid; O3- osoniidid; O2- hüperoksiidid. Soolad: Kristallveega soolad hüdraat. Vesiniksoolad aat. Kordinatiivühendid e. Kompleksühendid: S2- tio-, sulfido-, CH3COO- atsetato-, O2- okso-, NH2- amido-, (asanido-), H2O akva-, CO karbonüül-, NH3 ammiin-, H2S sulfaan-. Komplekskatiooniga kompleksimoodustaja nimetus eestikeelne. Kompleksaniooniga komleksimoodustaja ladinakeelsele tüvele lisatakse lõpp aat. KOORDINATIIVÜHENDID - Valemites eristatakse koordinatiivne rühm nurksulgudega. Cu+ 2,4; Ag+ 2; Au+ 2,4; Fe2+ 6; Co2+
mõiste, kus = ioonideks dissotseerunud molekulide arv · 100 % lahustatud aine molekulide üldarv Dissotsiatsiooniaste sõltub lahuse kontsentratsioonist, see kasvab lahuse lahjendamisel tuntavalt. Näide: Kui 100-st lahustatud happe molekulist oli ioonideks lagunenud 50 molekuli, siis = 50/100· 100% = 50% Nõrkadel elektrolüütidel on väike (alla 5%). Väga tugevatel elektrolüütidel ( soolad, leelised, tugevad happed) läheneb aga 100%-le. 4. Hapete, aluste ja soolade elektrolüütiline dissotsiatsioon. Dissotsiatsioonivõrrandid. · Hapete dissotsiatsioon Hapete vesilahustel on palju ühiseid omadusi: a) reageerimine metallide, aluseliste oksiidide ja alustega moodustades soolasid; b) hapete vesilahused muudavad indikaatorite värvust, c) hapetel on hapu maitse, d) tekitavad raskeid põletushaavu nahale ja limaskestadele
2NaOH + SO3 = Na2SO4 + H2O Soolad Sool koosneb metalli ioonist ja happejääkioonist. Nimetuse lõpp saadakse vastavalt happejääkioonile. Cl - kloriidioon - kloriid - oks. aste -1 SO3 - sulfitioon - sulfit - oks. aste -2 S - sulfiidioon - sulfiid - oks. aste -2 SO4 - sulfaatioon - sulfaat - oks. aste -2 CO3 - karbonaatioon - karbonaat - oks. aste -2 PO4 - fosfaatioon - fosfaat - oks. aste -3 NO3 - nitraatioon - nitraat - oks. aste -1 Soolade keemilised omadused · vees lahustuvad, soolad reageerivad leelistega · sool reageerib soolaga. Na2SO4 + BaCl2 = 2NaCl + BaSO4 · aktiivsem metall tõrjub vähem aktiivsema tema soolalahusest välja. Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu. Erand. K, Na, Ca, Ba metallid ei tõrju teist metalli tema lahusest välja kuna nad reageerivad veega. · tugevam hape tõrjub nõrgema tema soolast välja. H2SO4 HCl;HNO3 H3PO4 tugevuse järjekorras H2SO3 H2S;H2CO3 Sool (lah.) + sool (lah
5000L=39,5mol=39,5*40=1580g Ca2+. mCaCO3=(1580g*100g/mol)/(40g/mol)=3950g. Ca2++2HCO3CaCO3+CO2+H2O või Mg2++2HCO3Mg(OH)2+2CO2. 6. Aatomi, elektroni, molekuli, iooni, valemi, mooli, faasi ja süsteemi mõisted Aatom: elemendi väikseim osake, millel säilivad selle elemendi keemilised omadused, koosn pos laenguga tuumast ja seda ümbritsevast elektronkattest. Elektron: neg laenguga (-e) aatomi stabiilne elementaarosake. Molekul: elektriliselt neutraalne, st iseseisvalt eksisteeriv väikseim aine osake, ühe- või erisuguste aatomi tuumade ja elektronide püsiv dünaamiline süsteem, mille sisemised vastasmõjud on suuremad kui vastastikmõjud ümbrusega. Ioon: on elektriliselt laetud osake, mis tekib siis, kui aatom loovutab või liidab ühe või mitu elektroni, et moodust stabiilset väliselektronkihti. Jagunevad katioonid ja anioonid. Valem: on informatsioon ühendi keemilise
Indikaatorid: · universaalindikaatorpaber pH hinnanguks võtta lahust klaaspulgaga ning kanda seda indikaatorpaberile. Võrrelda tekkivat värvust värviskaalaga pakendil, · fenoolftaleiin (ff) pöördeala (värvuse muutumise pH vahemik) pH 8,3...9,9 (sellest väiksema pH juures värvitu, suurema juures punane), · metüülpunane (mp) pöördeala pH 4,2...6,3 (sellest väiksema pH juures punane, suurema juures kollane, pöördealas oranz), Tahked soolad: Al2(SO4)3, NaCl, Na2CO3, Na2SO3 NH4Cl, CH3COONa, CH3COONH4 ning tsingigraanulid. Töö käik ning katseandmete töötlus ja analüüs 1 . Tugevate ja nõrkade elektrolüütide keemiline aktiivsus. Ühte katseklaasi valada 2-3 mL 2M soolhapet, teise samapalju 2M etaanhapet (äädikhapet). Kumbagi katseklaasi viia ühesugused tsingitükid. Mõlemad katseklaasid asetada kuuma vette. Kumb hape mõjub energilisemalt tsingile? Teha järeldus lähtudes happe tugevusest.
sool- või lämmastikhape Indikaatorid: Universaalindikaatorpaber – pH hinnanguks võtta lahust klaaspulgaga ning kanda seda indikaatorpaberile. Võrrelda tekkivat värvust värviskaalaga pakendil. Fenoolftaleiin (ff) – pöördeala (värvuse muutumise pH vahemik) pH 8,3...9,9 (sellest väiksema pH juures värvitu, suurema juures punane). Metüülpunane (mp) – pöördeala pH 4,2...6,3 (sellest väiksema pH juures punane, suurema juures kollane, pöördealas oranž). Tahked soolad Al2(SO4)3, NaCl, Na2CO3, Na2SO3 NH4Cl, CH3COONa, CH3COONH4 ning tsingigraanulid. 1. Tugevate ja nõrkade elektrolüütide keemiline aktiivsus. Ühte katseklaasi valada 2-3 mL 2M soolhapet, teise samapalju 2M etaanhapet. Mõlemasse katseklaasi viia ühesugused tsingitükid. Mõlemad katseklaasid asetada kuuma vette. Kumb hape mõjub energilisemalt tsingile? Soolhape mõjub energilisemalt. Kirjutada hapete dissotsiatsiooni reaktsioonide võrrandid. HCl ↔ H+ + Cl-
Vesilahuse lahustiks on vesi. Enamasti on tegu anorg. lahusega, mis võib olla tuleohtlik või toksiline · Vedelik ; Värvus · Viskoosus ; Tihedus · Keemis temp. ; Koostis · Lisainfo Aatom elemendi väikseim osake, millel säilivald selle elemendi keemilised omadused. Koosneb positiivse laenguga tuumast ja seda ümbritsevast elektronkattest. Elektron Negatiivse laenguga aatomi stabiilne elementaarosake. Molekul Elektriliselt neutraalne, st iseseisvalt eksisteeriv väikseim aine osake, ühe või erisuguse aatomituumade ja elektronide püsiv dünaamiline süsteem, mille sisemised vastasmõjud on suuremad kui vastatstikmõjud ümbrusega Ioon elektriliselt laetud osake, mis tekib kui aatom loovutab või liidab ühe või mitu elektroni, et moodustada stabiilset väliselektronkihti. Katoodid ja Anoodid. Molekul On aine hulge SI ühik, mis sisaldab samapalju struktuuri elemente, kui on aatomeid.
(kuid reaalselt astuvad reaktsioonidesse vaid ekstreemsetes tingimustes); ei reageeri veega. Tähtsamad amfoteersed oksiidid on Al2O3, ZnO, Cr2O3, Fe2O3. d. Neutraalsed oksiidid oksiidid, mis hapete, aluste ja veega ei reageeri. Tähtsamad neutraalsed oksiidid on NO, N2O, CO. 2. Happed- on ained, mis annavad lahusesse vesinikioone (H+).Happed koosnevad vesinikioonidest ja happeanioonidest (happejäägist). Happeaniooni laeng võrdub vesiniku aatomite arvuga happe molekulis. a. Hapete liigitamine vesiniku aatomite arvu järgi: a.i. Üheprootonilised happed (näiteks HCl, HNO3).. a.ii. Mitmeprootonilised happed (näiteks H2SO4, H3PO4) b. Hapete liigitamine hapniku sisalduse järgi:
b) ammoniaagi vesilahuse lahjendamisel, pH ei muutu c) etaanhappe lahusele naatriumetanaadi lisamisel, pH kasvab d) etaanhappe ja naatriumetanaadi lahuste segu lahjendamisel, pH ei muutu e) ammoniaagi vesilahusele ammooniumkloriidi lisamisel. pH kahaneb 7. Kuidas muutub ammoniaakhüdraadi lahuse lahjendamisel: a) lahuse pH; b) NH3H2O dissotsiatsioonimäär ? Miks? pH ei muutu, kuna vesinikioonide konts. jääb samaks. kasvab, kuna vesi seob osa vesinikioone, lahus on lahjem 8. Kuidas ja miks sõltub puhverlahuse puhvermahtuvus: a) nõrga elektrolüüdi (happe või aluse) ja tema soola kontsentratsioonist, b) happe ja tema soola kontsentratsioonide suhtest? Üldine keemia. Näidisküsimused. 9. Millist tüüpi soolad hüdrolüüsuvad? Millised tegurid tugevdavad soola hüdrolüüsi? Nõrga happe soolad ja nõrga aluse soolad. Temperatuuri tõus, lahuse lahjendamine,
(Amfoteerne oksiid reageerib nii hapete kui ka alustega). Al2O3 ZnO Cr2O3 Cr2O3 + 2KOH + 3H2O = 2K[Cr(OH)4] Al2O3 + 6 NaOH + 3H2O = 2Na3 [Al (OH)6] 4. Neutraalsed oksiidid Ei reageeri ei hapete, aluste ega veega. Tähtsamad neutraalsed oksiidid on NO N2O CO 4 3. HAPPED HAPE aine, mille vesilahuses on ülekaalus vesinikioonid. Definitsioon: hape loovutab prootoneid. Koostis: Koosneb ühest või mitmest vesinikioonist ja happe jääkioonist. Struktuur valemid: HO O HO S Happejääk käitub iseseisva rühmitusena HO O HO P=O Happejäägi o.-a. määrab vesinikioonide arv
lahustub, kuni ioonide kontsentratsioonide korrutis saab võrdseks lahustuvuskorrutise väärtusega. Teades lahustuvuskorrutise väärtust, võib arvutada elektrolüüdi lahustuvuse (S). IV. SOOLADE HÜDROLÜÜS Hüdrolüüsiks nimetatakse lahustunud aine ja vee (lahusti) vahelist reaktsiooni, milles tekivad vähedissotsieeruvad või raskesti lahustuvad ühendid. Anorgaanilistest ühenditest alluvad hüdrolüüsile põhiliselt mitmesugused soolad (nt. FeCl3, Na2CO3) ja happelised halogeniidid (nt. PCl3, SiCl4). Soolade hüdrolüüs on neutralisatsioonireaktsiooni pöördreaktsioon, mis toimub soola ioonide ja nende hüdraatkattesse kuuluvate vee molekulide vahel. Mida suurem on iooni laeng ja mida väiksemad tema mõõtmed, seda tugevam on iooni polariseeriv toime vee molekulidele ja järelikult seda tugevamini sool hüdrolüüsub. Tugeva aluse ja tugeva happe vaheline neutralisatsioonireaktsioon ei ole pöörduv, vaid
Massiprotsent p = l.a. / kogu lahus 100% Massimurd sama, kuid protsentideks viimata. Molaarsus c = lahustunud moolide arv ühes liitris lahuses. Molaalsus m = lahustunud moolide arv ühes kg-s lahuses. Moolimurd X = l.a. moolide arv / kogu lahuse moolide arvuga. (lah. a + H2O). II TAHKETE JA VEDELATE AINETE LAHUSTUVUS VEDELIKUS Tegurid: G < 0 küllastamata lahus; G = 0 küllastunud; G > 0 üleküllastunud. Hl > 0; Sl > 0 (enamasti, v.a. tahked leelised ja tahked happed...nende puhul T+ vähendab). 1) Lahusti ja l.a. iseloom (ja polaarsus). 2) T+ suurendab lahustuvust. Vedelikud: Sl = 0. Jaotusseadus mingi aine lahustumisel 2-ks teiseks, on nende jaotus kindlates suhetes. N: [K = c(I2) CS2-s / c(I2) H2O-s]. I2 jaotub kahe lahuse kihi vahel, pôhiliselt siiski benseenis. III GAASIDE LAHUSTUVUS VEDELIKUS. Tegurid: Sl < 0; Hl < 0. 1) Gaasi ja lahusti iseloom + polaarsus, reageerivus lahustiga suurendab ++. 2) T+ vähendab lahustuvust
Mool on aine kogus, mis sisaldab samapalju struktuurielemente kui on aatomeid 12g süsinikus. Faas on heterogeense süsteemi üks homogeenne osa, faaside vahel on piirpinnad, s.t. faasid võivad erineda üksteisest füüsikalise oleku, keemilise koostise või struktuuri poolest. Süsteem on ruumi osa, mis võib olla piiratud piirpindadega (suletud süst.) või mitte (avatud süst.). Avogadro arvuks nim. 1 moolis sisalduvate osakeste arvu NA=6,02*1023 mol. Hapete ja aluste teooria: happed eraldavad prootoneid ja alused liidavad prootoneid. Kas aine on alus või hape, oleneb partnerist 7. Gaasi ja auru mõiste: Gaas on aine, mis tavatingimustel (rõhk 1 atm ja toatemp.il 18-23 0C) esineb täielikult gaasilises olekus. Aurud on gaasilises olekus olevad ained, mis tavatingimustel on kas vedelad ja/või tahked. Gaaside kõige iseloomulikumaks omaduseks on nende kokkusurutavus ja võime paisuda. Gaasi ruumala ühtib anuma ruumalaga, milles ta asub. Gaas avaldab anuma
6. Selgitage, millest koosneb teaduslik meetod? Andmete kogumine Seoste otsimine andmekogumites Hüpoteesi(de) formuleerimine ja eksperimentaalne kontrollimine Teooria formuleerimine: o Kvalitatiivsed ja kvantitatiivsed teooriad o Ennustused teooria põhjal o Mudelid 7. Aatomiehitus. Aatomi ehituse seosed perioodilisustabeliga? Aatom koosneb aatomituumast ja elektronidest, elektriliselt neutraalne. Aatomiks nimetatakse väikseimat osakest, mis säilitab talle vastava keemilise elemendi keemilised omadused. Aatomid võivad aines esineda üksikuna või molekulideks liitununa. Keemia seisukohast on aatom jagamatu, füüsikaliste vahenditega aga saab teda lahutada elementaarosakesteks. Aatomi ehitust võivad muuta looduslikud radioaktiivsed protsessid ja aatomite pommitamine elementaarosakestega. Aatomi mass: Peaaegu kogu aatomi mass on koondunud tuuma. Aatomi mass on suurusjärgus
8·10-16 ); OH- on tugevam alus kui NH3. tasakaal nihutaud lähteainete suunas. Dissotsatsioonikonstandi seos happe/aluse tugevusega 1) mida väiksem on dissotsatsioonikonstant K h /a , seda nõrgema happe/alusega on tegu. 2) kui happe-aluse lahuses on mõlema dissotsatsioonikonstandid K h /a võrdsed, siis lahus on neutraalne. 3) mida väiksem on p K h /a ( pK h/ a = - log K h /a ), seda tugevama aluse/happega on tegu. VEE IOONKORRUTIS vee dissotsieerumine: H2O ⇋H+ + OH- Puhtas vees: [H+] = [OH-] = 10-7 M; happelises lahuses: [H+] > 10-7 ; aluselises lahuses: [OH-] > 10-7 Antud temperatuuril on Kw konstantne suurus, mis ei sõltu ei veele lisatud elektrolüütide
lahustumisel suureneb lahustunud aine osakeste arv dissotsiatsiooni tagajärjel. Seda saab näidata isotoonilise koefitsendiga (i), mis arvestab osakeste kasvuga lahustumisel (molekulid lahustuvad ioonideks, osakesi tekib juurde). i = ∆Teksperimentaalne ∆Tteoreetiline ∆T=i·k·m π=i·c·R·T Elektrolüütide jaotamine dissotsiatsiooni ulatuse põhjal 1. tugevad elektrolüüdid. Täielikult dissotsieeruvad ioonideks. Praktiliselt kõik soolad, leelis- ja leelismuldmetallide alused (vesilahuste korral), hapetest HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HclO4, H2SO4 (esimeses astmes) 2. nõrgad elektrolüüdid. Osaliselt dissotsieeruvad ioonideks. Kõik eelpool mittenimetatud alused, happed, orgaanilised happed ja alused. Nt. HNO2, H2SO3, H3PO4, HCN, H2CO3, H2S, CH3COOH. Elektrolüütide jaotamine ühe molekuli täielikul dissotsatsioonil tekkivate ioonide arvu põhjal 1. Binaarsed — tekib 2 iooni
Happevihma toime pinnasele katiooni vahetusmahtuvus (meq/100g)mittetundlikud pinnased > 15,4; vähetundlikud pinnased 6,2 ... 15,4; tundlikud pinnased < 6,2. 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
lahustunud molekulide koguarvu suhet ja teda tähistatakse -ga. võib omada väärtusi nullist üheni. Täieliku dissotsiatsiooni korral = 1 (100%). Dissotsiatsioonimäär sõltub elektrolüüdi ja lahusti iseloomust, lahuse kontsentratsioonist, temperatuurist, samanimeliste ioonide olemasolust lahuses. Dissotsiatsioonimäära väärtuse alusel jaotatakse elektrolüüdid nõrkadeks ja tugevateks. Nõrgad elektrolüüdid on näiteks H 2 SO 3 , H 2 S, HNO 2 , HCN, NH 3 H 2 O, mõned soolad (HgCl 2 ), orgaanilised happed (HCOOH, CH 3 COOH). Tugevad elektrolüüdid on näiteks HCl, H 2 SO 4 , HNO 3 , KOH, NaOH, LiOH, Ba(OH) 2 , Ca(OH) 2 , enamik sooladest. Nõrgad elektrolüüdid on lahustes osalt ioonide, osalt molekulidena. Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioon on pöörduv protsess: HA H+ + A- . Elektrolüütilise dissotsiatsiooni tasakaalukonstant K avaldub järgmiselt: [H + ][A - ] K= ,
muutusi;kaalumine on täpsem kui ruumala mõõtmine; kergelt automatiseeritav. Vesilahuste keemiline koostis-(elektrolüüdid, alused, happed) Elektrolüüdid:ühendid mis lahustudes vees moodustavad ioone AaBb aAb+ + bBa- põhjustavad lahuste elektrijuhtivust Tugevad elektrolüüdid:Ioniseeruvad täielikult lahustudes vees Näiteks:HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3, H2SO4 leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidid: NaOH, KOH, Ca(OH)2 tugeva happe ja aluse reaktsioonil tekkinud soolad Nõrgad elektrolüüdid:Lahustamisel vees mittetäielikult ioniseerunud. Põhjustab vähest juhtivust H3PO4 H3O+ + H2PO4- AgCl Ag+ + Cl- Näited: vesi H2O ; ammoniaak NH3 ; üksikud soolad: HgCl2, HgBr2 ; enamus orgaanilisi happeid: HCOOH, CH3COOH, (COOH)2 ; happed: HF, H2S, HCN, H2CO3, H2SiO3, H3PO4 ; amiinid: CH3NH2 (metüülamiin), C6H5NH2 (fenüülamiin, aniliin) ; mitmealuselised happed II ja eriti III dissotsiatsiooni- järgus
Happe tugevust iseloomustab tema dissotsiatsioonikonstant Ka ja selle negatiivne kümnendlogaritm pKa. Mida tugevam on hape, seda nõrgem alus on vastav 3 (temast tekkinud) konjugeeritud alus ehk mida kergemini loovutab hape prootoni, seda viletsam prootoni aktseptor on ka vastav konjugeeritud alus. Vee ionisatsioon, vee ioonkorrutis Kuigi vesi on oma põhiolemuselt neutraalne ühend omab ta siiski kerget tendentsi loovutada prootonit. Tegelikult võib vesi käituda samaaegselt nii väga nõrga happe kui väga nõrga alusena (mitte segi ajada konjugeeritud alusega). Kõige paremini tuleb see ilmsiks kui me vaatame ionisatsioonireaktsiooni toimuvana nii, et üks veemolekul annab prootoni üle teisele veemolekulile. Tulemuseks on hüdrooniumiooni H3O+ ja hüdroksüüliooni OH- moodustumine. Seega võib vesi käituda nii prootoni doonori kui aktseptorina:
molekulide kontsentratsioon on peaaegu võrdne vee üldkontsentratsiooniga). Kc · [H2O] = Kc · CH2O = [H+] · [OH-] = const = Kw Vee ioonkorrutise väärtus 22 oC juures: = 0,9978 g/cm3, CH20 = 55,4 mol/l, Kw = 1,8 · 10-16 · 55,4 = 1,0 · 10-14 pH vesilahuste happesuse-aluselisuse mõõt. pH = - log [H+]. Happeline lahus [H+] > [OH-] ehk pH < 7,0 n: äädikas; aluseline lahus [H+] < [OH-] ehk pH > 7,0 n: sooda lahus; neutraalne lahus [H+] = [OH-] ehk pH = 7,0 n: vesi. Lahustuvuskorrutis Ks konstantne suurus, mis väljendab ioonide korrutist lahuses. Ks = K · [MmAa] = [Ma+]m · [Am-]a = const Hüdrolüüs lahustunud soola ioonide reageerimine vees, mistõttu soolade vesilahused ei ole neutraalsed, vaid olenevalt soolast kas happelised või aluselised. Ei hüdrolüüsu nn tugeva happe ja tugeva aluse soolad NaCl, KNO3. Tugeva aluse
tunnused, mis on antud aine kasutamise seisukohast olulised Iseloom: vedelad on enamasti anorgaanilised kuid ka orgaanilised; võivad olla tuleohtlikud, toksilised ja kergesti lenduvad. Ca2+ + 2HCO3= CaCO3 + CO2 + H2O või Mg2+ + 2HCO3= Mg(OH)2 + 2CO2. 6. Aatom: elemendi väikseim osake, millel säilivad selle elemendi keemilised omadused, koosn pos laenguga tuumast ja seda ümbritsevast elektronkattest. Elektron: neg laenguga (-e) aatomi stabiilne elementaarosake. Molekul: elektriliselt neutraalne, st iseseisvalt eksisteeriv väikseim aine osake. Ioon: on elektriliselt laetud osake, mis tekib siis, kui aatom loovutab või liidab ühe või mitu elektroni, et moodust stabiilset väliselektronkihti. Jagunevad katioonid ja anioonid. Valem: on informatsioon ühendi keemilise koostise ja struktuuri kohta, milles kasut elementide keemilisi sümboleid; jagunevad empiirilisteks ja struktuurilisteks. Empiiriline valem näitab aine
Sudu- udu, mis on raskem ja tumedam tänu linna tahmale. Tekib udu segunemisel küttekolletest eralduva suitsuga(tahmaga). Suitsus sisalduv tahm absorbeerib niiskust. Fossiilsed kütused sisadavad püriiti, osaliselt fosiilsetes kütustes püriidina FeS2+O2- >SO2+Fe2O3. Tekkinud vääveldioksid on hästi lahustub ja lahustub suitsuosakeste (C) ümber kondenseerunud vees. Metallijäled, mis sisaldavad põlemisproduktide hulgas, katalüüsivad lahustunud SO2 muundumist väävelhappeks, mis edasi dissotseerub. Tulemusen moodustub kahjuliku toimega aerosooli osakesed. Seda nim. londoni suduks. Kütuste põletamine Kütus- kasulike energia allikas Surnud taimede ja loomade orgaanilised jäänused, mis on mattunud setetesse, sisaldavad "kapseldunud" päikeseenergiat fossiilsed kütused; Eesti fossiilsed kütused: põlevkivi ja turvas; nafta, maagaasi ja põlevkivi lähtematerjali ladestuskohad olid merepõhjas; kivisüsi ja sellega kaasnev metaan, samuti turvas on maismaataimelise tekkega
Hapete ja aluste teooria, hapete ja aluste tugevuse ja reaktsioonivõime mõiste, näited. pH mõiste, näited. pH arvutamine prootonite kontsentratsioonist ja vastupidi. Aatom on elemendi väikseim osake, millel säilivad selle elemendi keemilised omadused, koosneb positiivse laenguga tuumast ja seda ümbritsevast elektronkattest. Elektron on negatiivse laenguga (e) aatomi stabiilne elementaarosake. Molekul on elektriliselt neutraalne, on lihtaine või ühendi väikseim osake, mis eksisteerib iseseisvalt ja samal ajal säilitab selle elemendi keemilised omadused. Ioon on elektriliselt laetud osake, mis tekib siis, kui aatom loovutab või liidab ühe või mitu elektroni, et moodustada stabiilne väliselektronkiht. Jagunevad katioonid ja anioonid. Valem on informatsioon ühendi keemilise koostise ja struktuuri kohta, milles kasutatakse elementide keemilisi sümboleid; jagunevad empiirilisteks ja struktuurilisteks
6. Tiitrimeetria tüübid. volumeetriline tiitrimeetria: registreeritakse titrandi ruumala, mis kulub reaktsiooniks analüüsitava ainega; gravimeetriline tiitrimeetria: registreeritakse titrandi kaal; kulonomeetriline tiitrimeetria: registreeritakse aega või voolutugevust, mis on vajalik analüüsitava aine oksüdeerimiseks või redutseerimiseks. 7. Tiitrimeetria põhimõisted Standardlahus Titrant ehk standardlahus peab olema kindla koostise ja kontsentratsiooniga Titrandi kontsentratsiooni määramiseks on vajalik nn. esmane ehk primaarne standard ehk põhiaine tiitrimise ekvivalentpunkt Punkt, kus titranti on lisatud ekvivalentses koguses analüüsitava ainega Näiteks kloriidide määramine 0,005 ekvivalendi kloriidioonide täielikuks reaktsiooniks on vaja 50 ml 0,1 N AgNO3 tiitrimise lõpp-punkt lõpp-punkti määramiseks on nõutav tiitrimiseks kulunud titrandi ruumala; Ideaalsel juhul ekvivalentpunkt = lõpp-punkt; Tavaliselt ei lange kokku Põhjustab tiitrimisviga - ületiitrimist
Heterogeenne süsteem või segu koosneb kahest või enamast kas keemilise koostise või struktuuri poolest erinevast homogeensest osast(faasist). Faas- ühtlane piirpindadega eraldatud süsteemi osa. Faas on heterogeense süsteemi üks homogeennne osa. Faasid võivad erineda üksteisest füüsikalise oleku, keemilise koostise või struktuuri poolest s.t et faaside vahel on piirpinnad. Hapete ja aluste tugevuse määrab hapete ja aluste dissotsatsiooni määr. Tugevad alused ja happed on täielikult dissotseeruvad. Nõrkade korral on see osaline. Hapete ja aluste tugevusest sõltub nende reaktsiooni võime. pH- iseloomustab vesinikioonide sisaldust lahuses. Näiteks NaOH pH on 25*C juures 14,0, Naatriumfosfaadi pH on aga 12,0. Soolhappe pH on 1,0. 7. Gaasi ja auru mõiste, nende üldised omadused ning nende omadusi väljendavad põhiseadused (normaaltingimused, tiheduste väljendamine ja määramine, mooli
Analüütlise keemia laboratoorse töö protokoll Mona- Theresa Võlma praktikum v B-1 102074 Töö 10 : Elektrolüütiline dissotsiatsioon. Happed ja alused. Hüdrolüüs Katse 2a : Happed ja alused Töö eesmärk : Lahuse happelisuse ja aluselisuse määramine Reaktiivid : 0,01M lahused: HCl, HNO3, H2SO4, H3PO4, NaOH, CH3COOH, NH3·H2O ; 0,1M lahused: NaCl, Na2CO3, NH4Cl, Al2(SO4)3 ; 1M lahused: CH3COOH, NH3·H2O ; Värskelt valmistatud destilleeritud H2O ; kraanivesi ; 0,1M glükoosi lahus Töö käik : Lahused kanda pipeti abil tilkanalüüsi plaadi (TAP) kahte pessa ca 4-5 tilka. 1) Universaalindikaatorpaberile kanda klaaspulgaga ühes reas olevatest igast TAP-pesast
Hapete ja aluste teooria, hapete ja aluste tugevuse ja reaktsioonivõime mõiste, näited. pH mõiste, näited. pH arvutamine prootonite kontsentratsioonist ja vastupidi. Aatom elemendi väikseim osake, millel säilivad selle elemendi keemilised omadused, koosneb positiivse laenguga tuumast ja seda ümbritsevast elektronkattest. Elektron negatiivse laenguga (e) aatomi stabiilne elementaarosake. Molekul elektriliselt neutraalne, st aine iseseisvalt eksisteeriv väikseim osake. Ioon on elektriliselt laetud osake, mis tekib siis, kui aatom loovutab või liidab ühe või mitu elektroni, et moodustada stabiilne väliselektronkiht. Jagunevad katioonid ja anioonid. Valem on informatsioon ühendi keemilise koostise ja struktuuri kohta, milles kasutatakse elementide keemilisi sümboleid; jagunevad empiirilisteks ja struktuurilisteks
74,6 – 878 – (–74,6) = – 803 kJ/mol 20 878 21 Loeng 9-10 Tasakaal 1: happed ja alused Vaadete areng hapete ja aluste loomusest on hea näide teooria arengust üldisema käsitluse suunas. Arrheniuse käsitluses on happed ja alused ained, mis vees lahustumisel annavad vastavalt kas vesinikioone või hüdroksiidioone. Brönstedi-Lowry käsitluse järgi on happed prootoni (H+) doonorid ja alused prootoni aktseptorid. Vees vaba prootoni ei ole, sest ta on mitu suurusjärku väiksem ka kõige väiksemast aatomist, seetõttu prooton seotakse kohe vee molekuli elektronegatiivse hapniku aatomiga ja nii esineb prooton alati vees seotuna vee molekulidega, näit H(H 2O)4+. Reeglina aga kujutatakse prootonit hüdrooniumioonina (H3O+) mis on mugavam. Alused annavad
Analüütilise keemia näidisülesanded 2013 1. Mitu grammi 50 massi%-list NaOH (molaarmass 40 g/mol) lahust tuleb lahjendada 1 liitrises mõõtkolvis, et valmistada 0.10 M NaOH lahus. Lahendus: 1 liitri 0.1M NaOH lahuse valmistamiseks kulub 0.1 mooli NaOH: Nüüd arvutame, millises koguses 50 massi% NaOH sisaldub 0.1 mooli NaOH. Teisendame moolid grammideks 0.1 × 40 = 4.0 g, seega me vajame 4.0 grammi NaOH. Kui 4.0 g moodustab 50% kogu alglahuse massist, siis kogulahuse mass on 4.0 × 100 / 50=8.0 g Vastus: 8.0 g. 2. Mitu milliliitrit 21.6massi%-list Na2CO3 lahust (tihedusega 1.019g/ml) ja 0.10 M Na2CO3 lahust (tihedus 1 g/ml) on vaja kokku segada, et saada 500 ml 0.50 M Na2CO3 lahus (tihedus 1 g/ml) (segunemisel vesilahuste ruumalad ei vähene) Lahendus: Teisendame kõik kontsentratsioonid molaarseteks. 21.6
rõhk saab võrdseks välisrõhuga ning külmumine siis, kui Elektrolüüdid jaotatakse dissotsiatsiooni ulatuse põhjal: tema küllastunud auru rõhk saab võrdseks jää aururõhuga. Tugevad elektrolüüdid dissotsieeruvad Kuna küllastunud auru rõhk lahuse kohal on madalam täielikult ioonideks. Soolad, leelis- ja lahuse kui puhta lahusti kohal, siis keevad lahused leelismuldmetallide alused, tugevad happed ( kõrgemal ja külmuvad madalamal temperatuuril kui puhtad lahustid. Seejuures suurenevad need efektid HN O3 , H 2 S O4 ,
annaabi.ee 
