Mida suurem raadius,seda tugevamad on metallilised omadused(elektrone ära anda).Metallilised-suhteliselt väike väliskihi elektronide arv;suhteliselt suur aatomiraadius;aatomid alati loovutavad elektrone(on redutseerijad- võtavad juurde).Mittemetallilised-suhteliselt suur väliskihi elektronide arv;suhteliselt väike aatomiraadius;aatomid võivad elektrone liita(võivad olla oksüdeerijad-loovutavad).Rühmas liikudes ülevalt alla-aatomi raadius kasvab,metallilisus kasvab,mittemetallilisus kahaneb.Perioodis liikudes vasakult paremale-aatomi raadius kahaneb,metallilisus kahaneb,mittemetallilisus kasvab.Kaalium- tugev redutseerija,neli kihti,kergem ära anda elektrone.Kloor-tugev oksüdeerija,kolm kihti,kergem juurde võtta,aktiivsem. Mittemetallid võtavad juurde elektrone-Mida tugevam mittemetall,seda kergemini võtab juurde.Mida tugevam metall,seda kergemini annab ära.Mg ja Ca-raadius-Ca aatomi raadius on suurem,sest aatomis on rohkem elektronkihte,sama rühm
· Elektronskeem P+15|2)8)5) · Elektronvalem 1s2s2p3s3p · Ruutskeem ruudukesed nooltega · väliskihi ruutskeem (elektronipaarid ja paardumata elektronid väliskihil) 3. Elemendi aatomis elektronkihtide väliskihi elektronide, prootonite ja neutronite arvu leidmine. 4. A-rühma elemendi maksimaalse ja minimaalse oksüdatsiooniastme määramine ja tüüpühendite (oksiidid, vesinikühendid) valemite koostamine. 5. A-rühmade elementide omaduste (metallilisus/ mittemetallilisus, aatomiraadius, väliskihi elektronide arv, elektronkihtide arv, elektronegatiivsus, tuumalaeng) muutumine rühmades ja perioodides. 6. Keemilise sideme tekkel (üksikaatomitest või ioonidest molekulide või kristallide tekkel) lähevad aineosakesed üle püsivamasse (väiksema energiaga ) olekusse; keemilise sideme tekkimisel energia ............. ja keemilise sideme katkemisel energia ....................... 7
aatomitega. Ka vesinikuaatomi ionisatsioonienergia on poole suurem kui leelismetallidel ning palju suurem elektronegatiivsus. Lähtudes sellest, et elektronkatte väliskihi täitmiseks on vesinikuaatomil puudu üks elektron nagu halogeenide aatomitelgi, võib vesiniku paigutada VII rühma. Nagu halogeenide aatomitelgi, on vesinikuaatomil suur ionisatsioonienergia. Halogeenidest erineb vesinik aga väiksema elektronafiinsuse ja elektronegatiivsuse poolest. Vesiniku mittemetallilisus ei ole nii väljendunud nagu halogeenidel. Nõnda moodustavad ühendeid H-ioonidega ainult väga elektropositiivsed metallid nagu kaalium ja kaltsium. Vesiniku ionisatsioonienergia on nii suur, et isegi vesiniku (I) ühendid niisuguste tugevate oksüdeerijatega nagu fluor ja hapnik ei saa olla ioonilised. Kui ühendites tekiksidki positiivsed vesinikuioonid, siis moodustuks nende väga suure polariseeriva toime tõttu ikkagi kovalentne side
Elektrone loovutades käituvad aatomid redutseerijana (oksüdatsiooniaste kasvab). Elementide metallilus tugevneb: rühmas (aatomiraadius suurneb); perioodis (perioodi alguses on tuumalaeng väiksem, aatomiraadius suurem) Keemiline element on seda mittemetallilisem, mida paremini saavad tema aatomid elektrone siduda. Elektrone sidudes käituvad aatomid oksüdeerijana oksüdatsiooniaste väheneb). Enamiku mittemetalliliste elementide aatomid saavad elektrone ka loovutada. Elementide mittemetallilisus tugenveb: rühmas (aatomiraadius väheneb); perioodis (tuumalaeng kasvab, aatomiraadius väheneb) A-rühmade elementide maksimaalne (kõrgeim) oksüdatsiooniaste on võrdne rühma numbriga. Maksimaalne oksüdatsioniaste tekib aatomist kõigi väliskihi elektronide loovutamisel. Mittemetalliliste elementide minimaalne (madalaim) oksüdatsiooniaste võrdub –(8 – x), milles x on rühma number (ehk väliskihi elektronide arv).
Metallilistel elementidel on aatomiraadius väiksem, mittemetallidel aga suurem. Mittemetallilistel elementidel on oktetist puudu vaid mõned elektronid, metallilistel elementidel on välikihi elektronide arv väiksem. Elektronegatiivsus on suurem mittemetallilistel elementidel ja metallilistel elementidel väiksem Mittemetallilised elemendid hoiavad väliskihi elektrone rohkem kinni kui metallilised A rühmade elementide elektronegatiivsus, tuumalaeng, mittemetallilisus suureneb liikudes perioodis vasakult paremale, aatomi raadius aga väheneb. Rühmades suurenevad omadused alt ülesse liikudes: aatomiraadius, aga vähem. 7. Keemilise sideme tekkel (üksikaatomitest või ioonidest molekulide või kristallide tekkel) lähevad aineosakesed üle püsivamasse (väiksema energiaga) olekusse. Keemilise sideme tekkimisel energia eraldub ja keemilise sideme katkemisel energia neeldub. 8. Elektronegatiivsus e
LÄMMASTIK JA FOSFOR ÜLDISELOOMUSTUS · VA rühma tuntuimad ja tähtsamad elemendid on LÄMMASTIK ja FOSFOR · Rühmas ülevalt alla elementide aatomiraadiused kasvavad, mittemetallilisus tugevasti väheneb. · Selles rühmas on elementide aatomite väliskihis 5 elektoni (puudu 3 elektroni) · Maksimaalne oksüdatsiooniaste V ja madalaim oksüdatsiooniaste III. LIHTAINED · LÄMMASTIK koosneb kaheaatomilistest molekulidest. · LÄMMASTIKUL allotroope ei esine. · Tavatingimustes esineb värvusetuna ja on lõhnatu. · Vees peaaegu ei lahustugi. · Keemistemperatuur -196 kraadi.
LÄMMASTIK JA FOSFOR ÜLDISELOOMUSTUS • VA rühma tuntumad ja tähtsamad elemendid LÄMMASTIK ja FOSFOR • Rühmas ülevalt alla elementide aatomiraadiused kasvavad, mittemetallilisus tugevasti väheneb. • Selles rühmas on elementide aatomite väliskihis 5 elektoni (puudu 3 elektroni) • Maksimaalne oksüdatsiooniaste V ja madalaim oksüdatsiooniaste –III. LIHTAINED • LÄMMASTIK koosneb kaheaatomilistest molekulidest. • LÄMMASTIKUL allotroope ei esine. • Tavatingimustes esineb värvusetuna ja on lõhnatu. • Vees peaaegu et ei lahustugi. • Keemistemperatuur -196 kraadi.
· S + H2 H2S väävel oksüdeerija, vesinik redutseerija · O2 + 2 H2 2 H2O hapnik oksüdeerija, vesinik redutseerija 3. KEEMILISED OMADUSED · Redutseerijana käituvad mittemetallid: Endast tugevamate, st kõrgema elektronegatiivsusega mittemetallide suhtes · S + O2 SO2 väävel redutseerija, hapnik oksüdeerija 3. KEEMILISED OMADUSED · Tugevam halogeen või tõrjuda nõrgema halogeeni halogeniidist välja · Mittemetallilisus ehk oksüdeerivad omadused tugevnesid rühmas alt üles! · Cl2 + 2 NaI 2NaCl + I2 · I2 + NaCl ei toimu 4. Mittemetallide redoksomadused ühendites Kui mittemetalli oa on ühendis... · maksimaalne ehk võrdne rühma numbriga, siis saab ta käituda vaid elektrone liita ehk käituda oksüdeerijana · minimaalne ehk võrdne rühma number miinus 8 siis saab ta vaid elektrone loovutada ehk käituda vaid redutseerijana
Ionisatsioonienergiad vähenevad koos aatomi (iooni) raadiuse kasvuga. Kasvab perioodis vasakult paremale ja rühmas alt üles. Elektronafiinsus energia, mis kulub või eraldub, kui aatom (ioon) liidab enesega elektroni. Kasvab perioods vasakult paremale ja rühmas alt üles. Elektronegatiivsus näitab aatomi võimet tõmmata enda poole elektrone polaarses kovalentses sidemes. Sõltub ionisatsioonienergiast ja elektronafiinsusest. Mittemetallilisus kasvab diagonaalselt alt üles. Metallid paiknevad perioodide alguses, välimisel elektronkihil enamasti 1-3 elektroni. Aatomiraadiused suuremad, aatomid loovutavad kergesti elektrone mood pos laetud ioone katioone. Kõige tüüpilisemad metallid on leemis- ja leelismuldmetallid. Mittemetallid paiknevad perioodide lõpus, välimisel elektronkihil enamasti 4-8 elektroni. Aatomiraadiused väiksemad kui sama perioodi metallidel, elektronid
massiarvu poolest; Keemiline element on ühesuguse tuumalaenguga(prootonite arvuga) aatomite liik. Elektronkate koosneb elektronidest, jaotub elektronkihtideks. Elektronskeem näitab elektronide paiknemist elektronkihtidel. Elektronpilv elektronide kiire liikumise tõttu tekkinud negatiivne laengu pilv. Orbitaal ruumiosa aatomis, kus elektroni leidumise tõenäosus on suur. Metallilisus elektronide loovutamise võime. Mittemetallilisus ehk elektronegatiivsus elektronide liitmise võime. elektronegatiivsus elementide võime tõmmata enda poole elektrone kovalentses sidemes. Oksüdeerija redoksreaktsiooni käigus liidab endaga elektrone. Redutseerija redoksreaktsiooni käigus loovutab elektrone. s-, p-, d-, f-elemendid s-elemendid IA ja IIA rühmas, d-elemendid B-rühmas, p-elemendid IIIA-VIIA rühmas Oksüdatsiooniaste näitab iooni laengu suurust keemilises ühendis, eeldusel, et see aine koosneb ioonidest.
üksikosakesi, kui on aatomeid 12g süsiniku isotoobis C12. Valentselektronideks väise kihi elektronid, mis osalevad keemilise sideme moodustumisel. Valents - aatomi omadus moodustada aatomite vahel ühiseid elektronpaare, mis põhjustavad keemilise sideme tekke. 6. Elektronegatiivsuse all mõistetakse elemendi aatomi võimet siduda endaga elektrone (suur liidab+mittemetallilisus, väike loovutab) 7. Aatom koosneb väikesest raskest positiivselt laetud tuumast(prootonid ja neutronid) ja ümber tuuma tiirlevatest negatiivselt laetud elektronidest, mis on jaotatud elektronkihtidesse. 8. Keemilise sideme jaotus- Ioonne, kovalantne 9. Raku tähtsamad osad- Plasmamembraan ehk välismembraan , Tsütoplasma , Tuum , Endoplasmaatiline retiikulum , Golgi kompleks, Mitokondrid 10. Isomeeride jaotus- Struktuursed, steroid 11
kui leelismetallidel[11] ning palju suurem elektronegatiivsus[12]. Lähtudes sellest, et elektronkatte väliskihi täitmiseks (väärisgaasikonfiguratsiooniga iooni saamiseks[13]) on vesinikuaatomil puudu üks elektron nagu halogeenide aatomitelgi[14], võib vesiniku paigutada VII rühma. Nagu halogeenide aatomitelgi, on vesinikuaatomil suur ionisatsioonienergia.[15] Halogeenidest erineb vesinik aga väiksema elektronafiinsuse ja elektronegatiivsuse poolest[16]. Vesiniku mittemetallilisus ei ole nii väljendunud nagu halogeenidel[17]. Nõnda moodustavad ühendeid H-ioonidega ainult väga elektropositiivsed metallid nagu kaalium ja kaltsium (kaaliumhüdriid KH ja kaltsiumhüdriid CaH2)[18]. Ionisatsioonienergia, elektronafiinsus ja oksüdatsiooniastmed Vesinikuaatomi ionisatsioonienergia on 13,6 eV[19] ehk 1312 kJ/mol. Suure ionisatsioonienergia poolest sarnaneb vesinik VII rühma elementidega.
Ka on vesinikuaatomiionisatsioonienergia poole suurem kui leelismetallidel ning palju suurem elektronegatiivsus. Lähtudes sellest, et elektronkatte väliskihi täitmiseks on vesinikuaatomil puudu üks elektron nagu halogeenide aatomitelgi, võib vesiniku paigutada VII rühma. Nagu halogeenide aatomitelgi, on vesinikuaatomil suur ionisatsioonienergia. Halogeenidest erineb vesinik aga väiksema elektronafiinsuse jaelektronegatiivsuse poolest. Vesiniku mittemetallilisus ei ole nii väljendunud nagu halogeenidel. Nõnda moodustavad ühendeid H-ioonidega ainult väga elektropositiivsed metallid nagu kaalium ja kaltsium (kaaliumhüdriid KH ja kaltsiumhüdriid CaH2). 2.3 Esinemine looduses Vesinik kosmoses Juba varsti pärast Universumi tekkimist Suures Paugus oli tohutu palju prootoneid ja neutroneid. Kõrge temperatuuri tingimustes ühinesid need kergetest aatomituumadeks. Enamik prootoneid jäid siiski ühinemata ning neist said edaspidi H-tuumad.
b) maagaasist: CH4+H2O=CO+3H2 3.) väga puhast H2 saadakse vee elektrolüüsil: 2H2O2H2 +O2 Katoodil eraldub vesinik ja anoodil eraldub hapnik. Halogeenid. VII A rühm: F2 ,Cl2 ,Br2 ,I2 . Aatomi ehitus. 7e- välisel kihil: ns2 np5 , 1 paardumata e- (1 side) Min. o.-a. I, maksimaalne o.-a +VII (va.F, mis kunagi ei loovuta ühtki elektroni). Aatomiraadius kasvab rühmas ülalt alla, seega väheneb e- sidumise võime (elektronegatiivsus) ja väheneb mittemetallilisus. Kõik halogeenide molekulid on kahe aatomilised: F2 ,Cl2 ,Br2 ,I2 . Füüsikalised omadused: Kõik mürgised.Rühmas ülalt all kasvab tihedus, st0,kt0 tõuseb, värvus tumeneb. F2 helekollane mürgine gaas Cl2 rohekaskollane mürgine gaas Br2 punakaspruun mürgine vedelik I2 mustjas metalse läikega mürgine tahke aine. I2 sublimeerurumisel tekib lilla joodi aur. Mittepolaarsete ainetena vees lahustuvad halvasti. Halogeeniuhendite leidumine looduses.
Ionisatsioonienergiad vähenevad koos aatomi (iooni) raadiuse kasvuga. Kasvab perioodis vasakult paremale ja rühmas alt üles. Elektronafiinsus energia, mis kulub või eraldub, kui aatom (ioon) liidab enesega elektroni. Kasvab perioods vasakult paremale ja rühmas alt üles. Elektronegatiivsus näitab aatomi võimet tõmmata enda poole elektrone polaarses kovalentses sidemes. Sõltub ionisatsioonienergiast ja elektronafiinsusest. Mittemetallilisus kasvab diagonaalselt alt üles. Metallid paiknevad perioodide alguses, välimisel elektronkihil enamasti 1-3 elektroni. Aatomiraadiused suuremad, aatomid loovutavad kergesti elektrone mood pos laetud ioone katioone. Kõige tüüpilisemad metallid on leemis- ja leelismuldmetallid. Mittemetallid paiknevad perioodide lõpus, välimisel elektronkihil enamasti 4-8 elektroni. Aatomiraadiused väiksemad kui sama perioodi metallidel, elektronid
Ionisatsioonienergiad vähenevad koos aatomi (iooni) raadiuse kasvuga. Kasvab perioodis vasakult paremale ja rühmas alt üles. Elektronafiinsus – energia, mis kulub või eraldub, kui aatom (ioon) liidab enesega elektroni. Kasvab perioods vasakult paremale ja rühmas alt üles. Elektronegatiivsus – näitab aatomi võimet tõmmata enda poole elektrone polaarses kovalentses sidemes. Sõltub ionisatsioonienergiast ja elektronafiinsusest. Mittemetallilisus kasvab diagonaalselt alt üles. Metallid – paiknevad perioodide alguses, välimisel elektronkihil enamasti 1-3 elektroni. Aatomiraadiused suuremad, aatomid loovutavad kergesti elektrone mood pos laetud ioone – katioone. Kõige tüüpilisemad metallid on leemis- ja leelismuldmetallid. Mittemetallid – paiknevad perioodide lõpus, välimisel elektronkihil enamasti 4-8 elektroni. Aatomiraadiused väiksemad kui sama perioodi metallidel, elektronid
Biotoime: energiaallikas “aatomipatareides”, kosmoseaparaatides, teisaldatavates seadmetes. Po ja tema ühendid on väga mürgised 17.rühm: halogeenid F, Cl, Br, I, At ns2np5, o-a 0, -I.(püsivaim) kuni VII. Halogeenidele on iseloomulik eriti suur elektronafiinsus ja kõrge elektronegatiivsus. Halogeenid – kõige aktiivsemad mittemetallid – väga reaktsioonivõimelised. Kõige aktiivsem mittemetall on fluor. Mittemetallilisus väheneb reas F – At. OM: Lihtainetena on kõik halogeenid mürgised. Toatemp on halogeenid lihtainetena: F2 ja Cl2 – rohekat värvi gaasid, Br2 – punakaspruun raske vedelik, I2 – tahke must metalliläikeline aine. At2 – tahke aine. Fluor (F) -vabal kujul H. Moissan 1886 (Nobeli pr. 1906); avastajaks nim vahel ka Scheele’t (1771).Vabal kujul väga ohtlik: mitmed keemikud on viga saanud või hukkunud fluori uurides. Vabal kujul üsna raske saada: kõige aktiivsem mittemetall
· Kovalentse polaarse sideme puhul koosnevad ühendid erinevatest mittemetalli aatomitest. · Ühised elektronpaarid on tõmmatud elektronegatiivsema (mittemetallilisema) elemendi aatomi poole. / 2 Elektronpilv liigub mittemetallilisema elemendi aatomi poole. POLAARSUS elektronegatiivsem element tõmbab teise elemendi ja enda ühist elektronpaari enda poole. Ühesõnaga elektronegatiivsus/mittemetallilisus. Elektronegatiivsus elektronide enda poole tõmbamise võime. Sõltub: 1) väliskihi elektronide arv (mida vähem 8-st puudu seda elektronegatiivsem), 2) kihtide arv (mida vähem kihte seda elektrinegatiivsem), 3) tuumalaeng (mida rohkem + - e, seda elektronegatiivsem). 6) IOONILINE JA METALLILINE SIDE. Iooniline side · Vastasmärgiga laengutega ioonide vahel esinevat tõmbejõudu ioonkristallis nimetatakse iooniliseks sidemeks.
redutseerimisvõime/oksüdeerimisvõime rühmas ülalt alla ning perioodis vasakult paremale. Keemiline aktiivsus. Metallidel muutub keemiline aktiivsus rühmas ülevalt alla, mittemetallidel vastupidi. See on seotud elementide metallisuse ja mittemetallilisusega. Metallilised-mittemetallilised omadused. Rühmas ülevalt alla tuuma ja väliselektronkihi vaheline külgetõmme nõrgeneb ning väliskihi elektron võib kergemini eralduda. Metallilisus suureneb rühmas ülevalt alla, mittemetallilisus vastupidi. Aktiivsete metalliliste elementide oksiidid on tugevalt aluseliste omadustega, vähemaktiivsete metalliliste elementide oksiidid on enamasti nõrgalt aluseliste omadustega. Mittemetalliliste elementide oksiidid on enamasti happeliste omadustega (v.a üksikud erandid). Elementide metalliliste omaduste nõrgenedes ja mittemetalliliste omaduste tugevnedes oksiidide aluselised omadused nõrgenevad ja happelised omadused tugevnevad. Mida enam vasakul metall pingereas asub, seda:
Halogeenidele on iseloomulik eriti suur elektronafiinsus (aatomite võime siduda elektroni) ja kõrge elektronegatiivsus. Kui elektron liitub Hal-aatomiga → Hal- (halogeniid-ioon), millel on vastava (per-süsteemis kõrvalasetseva) väärisgaasi elektronstruktuur (seetõttu on halogeniidid väga stabiilsed) Halogeenid – kõige aktiivsemad mittemetallid – väga reaktsioonivõimelised Kõige aktiivsem mittemetall on fluor (nii rühmas kui üldse) Mittemetallilisus väheneb reas F – At (astaat on poolmetall) F Cl Br I At Järjenumber 9 17 35 53 85 Aatommass 18,998 35,453 79,904 126,90 209,99 Aatomiraadius (nm) 0,068 0,099 0,113 0,130 0,144
annaabi.ee 
