o Kuidas mõjutavad tõmbe- ja tõukejõud gaaside kokkusurumist? Kui gaas on hõre ja molekulide vahekaugused on keskmiselt palju suuremad kui kümme molekuli läbimõõtu, on gaas üsna ´ideaalilähedane´. Tihedama gaasi puhul tuleb arvestada molekulidevahelisi tõmbejõude. Need teevad reaalse gaasi kokkusurumise ideaalse gaasiga võrreldes lihtsamaks, kuna nad teevad osa kokkusurumise tööst ära. Kui aga gaasi tihedus läheb nii suureks, et molekulidevaheline kaugus läheneb molekuli läbimõõdule, muutub kokkusurumine taas raskemaks, sest molekulid on juba tihedalt koos ja üksteise sisse neid suruda ei saa. Seega võib reaalse gaasi kokkusurumine olla ideaalse gaasiga võrreldes nii lihtsam kui ka raskem
Tahkises paiknevad aineosakesed korrapäraselt üksteise lähedal ning nende omavahelised jõud on tugevad. Kindel ruumala. Avaldab vastupanu deformatsioonile. Vedelik – voolav, võtab anuma kuju. Aineosakeste omavahelised sidemed on nõrgemad. Kindel ruumala. Gaas – puudub kindel ruumala, lendub, aineosakeste omavahelised sidemed puuduvad. 3. Mis on van der Waalsi jõud ning miks neid vaja on? Van der Waalsi jõududeks nimetatakse molekulidevahelisi, suhteliselt nõrku mõjusid, mis indutseerivad molekulide erinevate aatomite juures erinimelisi laenguid, mille tulemusel molekulid üksteist mõjutavad. 4. Mis määravad aine oleku ja ülemineku ühest olekust teise? Aatomid, keemilised sidemed ja molekulide struktuur määravad aine oleku. Olekute üleminek ühest teise määrab temperatuur ja rõhk. Kokkuvõttes määravad selle molekulaarjõud. 5. Mis hoiavad aatomeid molekulides? Keemilised sidemed. 6. Miks molekulid omavahel tõmbuvad
suunatus. KS pikkus - 2 aatomi tuumade vaheline kaugus (1-2 Å). Keemiliselt on side seda tugevam, mida lühem on ta pikkus. KS energia - energia, mis on vajalik sideme katkemiseks. Tavaliselt 200 650 kJ/mool (50-150 kkal/mool, umbes 2-6 eV). KS küllastatus on aatomite võime moodustada piiratud arv kovalentseid sidemeid (süsinik maksimaalselt 4) KS suunatus määrab molekuli ruumilise struktuuri, geomeetria. Parameetrid: Molekulidevahelisi jõudusid nimetatakse van der Waalsi jõududeks. Kui aatomite stabiilsed orbitaalid on elektronidega täielikult asustatud, saavad elektronid läheneda ainult orbitaalide kattumise alguseni. Edasise lähenemisega toimub süsteemi energia järsk kasv, kuna stabiilsete orbitaalide arv väheneb, sest kahe aatomorbitaali kattumisel moodustuvad nende vahele siduvad ja lõdvendavd orbitaalid. 5 ) Millel põhineb induktsioonieffekt ?
gaasi käitumist. ·Sellest piirist lähemal muutub kokkusurumine lihtsamaks. ·Kui molekulid on üksteisest ligikaudu ühe molekuli kaugusel, muutub kokkusurumine taas raskemaks. ·Reaalse gaasi uurimisel tuleb arvestada molekulide ruumala ja molekulidevahelist vastastikmõju. ·Seda kirjeldab reaalse gaasi olekuvõrrand e. Van der Waalsi võrrand m2 a m m p + 2 - 2 V - b = RT M V M M a-molekulidevahelisi tõmbejõude iseloomustav konstant b-molekulide ruumala iseloomustav konstant Konstandid a ja b on katseliselt määratavad iga gaasi jaoks eraldi. Temperatuuri langedes vedelik tahkestub. Molekulide keskmine kineetiline energia väheneb. Molekulid ei suuda enam lahkuda nende kõrval olevate molekulide mõjupiirkonnast. Nad jäävad mingi tasakaaluasendi ümber võnkuma. Looduses kehtib põhimõte, mille kohaselt iga süsteem omab minimaalset antud tingimustes võimalikku energiat.
Joonis kaustas! 35. Selgitage, mille poolest erinevad reaalsed gaasid ideaalgaasist. reaalgaasid on veeldatavad, seega gaasi molekulide vahel peavad eksisteerima tõmbejõud. Niimoodi saadud (aga ka muud) vedelikud ei ole kergesti kokkusurutavad, seega peavad eksisteerima ka tugevad tõukejõud molekulide vahel. Tõmbejõud molekulide vahel kasvab molekulide lähenedes ja teatust punktist tõukuvad kiiresti. 36. Kirjeldage tähtsamaid molekulidevahelisi interaktsioone ja selgitage nende sõltuvust osakestevahelisest kaugusest. Ioon-dipool dipoolmomenti omavad molekulid orienteeruvad iooni ümber nii, et iooniga erinimeline dipooli ots oleks suunatud iooni poole, soolalahused. Stabiliseerib süsteemi. 2x kaugemal on interaktsioon 4x nõrgem. Dipool-dipool tahkises, mis koosneb dipoolmomenti omavatest molekulidest, on nende orientatsioon selline, et dipoolide erinimelised otsad oleksid võimalikult lähestikku
lümfotsüütiline leukeemia ja non-Hodgkini lümfoomi. Plasmas esinevad ebanormaalsed immunoglobuliini molekulid e. paraproteiinid. Neid sekreteerivad pahaloomulised kontrollimatud B-lümfotsüütide kloonid. Erinevalt tavalistest immunoglobuliinidest esinevad need plasmas suures konsentratsioonis ja omavad ainult ühte kerget ahelat (kappa või labda) Vastavalt konsentratsioonile, suurusele ja kujule moodustavad nad molekulidevahelisi sildasid, suurendades sel viisil viskoossust. Adsorbeerudes erütrotsüütide pinnale võivad põhjustada rakk-proteiin-rakk võrgustikke, mis jällegi suurendab viskoossust kogu suspensioonis, eriti madalate kiiruste puhul. Kompensatsioonimehhanismina saavutamaks parimat hapnikutransporti antud tingimustes on hematokriti vähenemine, kuna see vähendab teatud määral ka viskoossust.
poolet, et nende molekule ei käsitleta punktmassidena ja arvastatakse molekulide vahel mõjuvat tõmbejõudu. Reaalse gaasi käitumist kirjeldab reaalse gaasi võrrand nn. van der Waalsi võrrand: (p+ m2/M2 a / V2)(V- m/M b)= m / M RT (p- gaasi rõhk, m- mass, M- molaarmass, V- ruumala, T- temp, R- universaalne gaasikonstant, a ja b- katseliselt määratavad konstandid, mis olenevad gaasist. a- iseloomustab molekulidevahelisi tõmbejõude ja b- molekulide ruumala. Ülekandenähtused: ¤Difusioon seisneb ühe aine molekulide tungimises teise aine molekulide vahele. Difusioon esineb siis, kui gaasimolekulide kontsentratsioon ruumi eri piirkondades on erinev. Edasikandunud gaasi massi saab leida seosest m= D (n1- n2 /l) St (m- gaasi mass, t-aeg, S-pinna suurus, l- gaasimolekulide alg- ja lõppasendite vaheline kaugus, n1ja n2 on vastavalt molekulide konsentratsioon alg- ja lõppasukohas, D-difusioonitegur,
lähevad vastavates tingimustes üle vedelikeks või tahketeks aineteks, kõik ained on teistes ainetes teatud määral lahustuvad jne. Protsessid toimuvad ka molekulide ja ioonide ning erineva laenguga ioonide reageerimisel. See kõik on kompleksimoodustumine. Molekulide toime on loomult kas elektrostaatiline või doonoraktseptoorne. Molekulidevaheline elektrostaatiline toime Elektrostaatiline toime sõltub molekulide polaarsusest ja polariseeritavusest. Molekulidevahelisi jõudusid nimetatakse van der Waalsi jõududeks. Nendest on tingitud molekulide tõmbumine, ainete agregaatolek ja üleminek ühest agregaatolekust teise. Molekulide doonoraktseptortoime Kui ühel molekulil on vaba elektronpaar, teisel aga vaba orbitaal, võib nende vahel moodustuda kovalentne side. Vesinikside Vesinikside on elektrostaatilise ja doonoraktseptorsideme vahepealne side ning seda põhjustab vesiniku
Mittemolekulaarsed ioonidest või aatomitest. Keemilise sideme tekkel eraldub energiat, eksotermiline. Sideme lõhkumisel neeldub energiat, endotermiline protsess. Mittepolaarne kovalentne side esineb ühesuguste mittemetalliliste ühendite vahel või C ja H vahel Polaarne on erinevate mittemetalliliste ühendite vahel. Iooniline side mittemetalli ja metalli vahel. Metalliline side metallide vahel. Vesinikside on F H, N H või O H vahel. Mida rohkem molekulidevahelisi vesiniksidemeid, seda kõrgemad keemis- ja sulamistemperatuurid. Mida rohkem veega vesiniksidemeid moodustab, seda paremini lahustub vees. Reaktsiooni kiirenedavad tegurid on temperatuuri tõstmine, tahke aine peenestamine, gaaside puhul rõhu tõstmine, kontsentratsiooni suurendamine ja katalüsaatori kasutamine. Katalüüs Reaktsioon katalüsaatori toimel. Tasakaal nihkub: 1. Lähteainete kontsentratsiooni: Suurendamisel saaduste tekke suunas. Vähendamisel lähteainete tekke suunas.
tasakaaluolekus vedelfaasiga või tahke faasiga. Vedelikku, mille aururõhk on tavatemperaturil kõrge, nimetatakse lenduvaks. Lenduv orgaaniline ühend on EV Tööstusheite seaduse järgi orgaanilie ühend, mille aururõhk temperatuuril 293,15 K on vähemalt 0,01 KPa. Vedelike aururõhk oleneb sellest, kui vabalt saavad molekulid teiste molekulide toimeväljast lahkuda. Kõrgemal temperatuuril on molekulide energia suurem ning seega on ka tõenäosus molekulidevahelisi tõmbejõude ületada suurem. Järelikult võib eeldada, et vedeliku aururõhk kasvab koos temperatuuri tõusuga. Henry seadus Enamik vees elavatest organismidest hingab vees lahutunud hapnikku. Kuna hapnik on mittepolaarne, siis lahustub ta vees väikeses koguses ning lahustuvus sõltub selle rõhust. On teada, et gaasi rõhk tekib tema molekulide põrgetest. Kui gaas jagab vedelikuga anumat, siis võivad gaasi molekulid sukelduda vedelikku, nagu meteoriidid langevad ookeani. Kuna põrgete
2 m a m m (p+ M 2 V 2 ) (V - M b)= M RT , kus p on gaasi rõhk, m mass, M molaarmass, V ruumala, T temperatuur , R universaalne gaasikonstant, a ja b katseliselt määratavad konstandid, mis olenevad gaasist. Konstant a iseloomustab molekulidevahelisi tõmbejõude ja b molekulide ruumala. Kui reaalne gaas on toatemperatuuril või sellest kõrgemal temperatuuril ja rõhk ei ole väga palju suurem normaalrõhust, siis saab võib reaalse gaasi kirjeldamiseks kasutada lihtsamat ideaalse gaasi olekuvõrrandit, sest tulemuste erinevus on alla 0,5 %. Ülekandenähtsutest avaldub gaaside korral kõige tugevamalt difusioon, mis on ka arusaadav, sest gaasimolekulid saavad vabalt liikuda. Esineb ka sisehõõre, sest gaasi
Helilained levivad vedelikes ja tahketes kehades niisama hästi kui gaasides (näiteks õhus). Helilainete levikut piirab üks oluline tingimus: heli edasikandumiseks peab alati olema mingi keskkond. Vaakumis heli levida ei saa, sest seal puudub elastne keskkond, mis võnkumist edasi kannaks. 26.Ideaalse gaasi mõiste. Ideaalseks gaasiks nimetatakse niisugust gaasi, mille puhul 1) molekule vaadeldakse punktmassidena, 2) molekulidevahelisi põrkeid ja molekulide põrkeid teiste kehadega vaadeldakse absoluutselt elastsetena, 3) molekulidevahelisi tõmbejõudusid ei arvestata. Molekulaarkineetilise teooria põhivõrrand võimaldab välja arvutada gaasi rõhku, mis tingitud gaasimolekulide põrgetest vastu gaasiga kokkupuutes olevaid kehi. 27.Aine siseenergia.Ideaalse gaasi siseenergia.Temperatuur ja selle seos ideaalse gaasi siseenergia. Aine siseenergiaks nimetatakse selle aine kõigi molekulide kineetiliste ja potentsiaalsete
· molekulidel puudub ruumala, on ainult mass (punktmass); · molekulide vahel puuduvad vastasmõjud. Ükski tuntud reaalgaas sellele mudelile täpselt ei vasta, kuna · molekulidel on ruumala; · molekulide vahel toimivad van der Waalsi jõud. Gaase võib vaadelda ideaalgaasina kõrgetel temperatuuridel ja madala rõhu korral. Gaas erineb ideaalsest seda enam, mida madalam on temperatuur ja kõrgem rõhk. Reaalgaaside korral (madalatel temperatuuridel ja kõrgetel rõhkudel) tuleb arvestada molekulidevahelisi tõmbumisi ja molekulide omaruumala. Seda võtab arvesse van der Waalsi võrrand: Kus P on gaasi rõhk; n moolide arv; V gaasi ruumala; R universaalne gaasikonstant; a gaasi iseloomustav empiiriline konstant, võtab arvesse molekulidevahelisi jõudusid; b gaasi iseloomustav empiiriline konstant, võtab arvesse molekulide ruumalasid; T gaasi temperatuur. Gaaside seadused Boyle'i (Boyle-Mariotte'i) seadus
ideaalgaasi omast (mille Z on alati 1): enamikus gaasides domineerivad madalal rõhul tõmbejõud (Z<1) ja kõrgel rõhul tõukejõud (Z>1) Z = Vm/Vmideaal Reaalgaaside olekuvõrrandid. Viriaalvõrrand: PV = nRT (1 + B/Vm + C/V2m + ...) kus B, C jne on viriaalkoefitsendid. Need koefitsiendid määratakse iga gaasi jaoks katseliselt. Van der Waalsi võrrand: (P + a n2/V2) (V – nb) = nRT parameetrid a ja b määratakse iga gaas jaoks katseliselt. a iseloomustab molekulidevahelisi tõmbejõude, b molekulide tõukumist. 5. PEATÜKK VEDELIKUD JA TAHKISED Vedela ja tahke oleku aluseks on molekulidevahelised vastastikmõjud (jõud). Faas – aine vorm, milles aine on nii füüsikaliselt olekult kui ka keemiliselt koostiselt ühetaoline. Enamus ained võivad esineda gaasi ja vedelas faasis. Tahkeid faae on ainetel sageli mitu. Sama aine tahked faasid erinevad molekulide paigutuse poolest, nt teemant ja grafiit on süsiniku faasid. Omaette faasi
jälgitav näiteks siis, kui vaatlejast möödub ülehelikiirusel liikuv lennuk. 12 9. MOLEKULAARFÜÜSIKA 9.1 Statistiline ja termodünaamiline meetod makroskoopiliste nähtuste kirjeldamisel (Õppida iseseisvalt, Ü.Uder, „Füüsika I”, ptk. 51) 9.2 Ideaalse gaasi mõiste Ideaalseks gaasiks nimetatakse niisugust gaasi, mille puhul 1) molekule vaadeldakse punktmassidena, 2) molekulidevahelisi põrkeid ja molekulide põrkeid teiste kehadega vaadeldakse absoluutselt elastsetena, 3) molekulidevahelisi tõmbejõudusid ei arvestata. Esimene nimetatud lihtsustustest tähendab seda, et kuna gaasis ületab molekulide vahekaugus tunduvalt molekulide mõõtmeid, siis mingis gaasikoguses sisalduvate molekulide omaruumala on gaasi enda ruumalaga võrreldes nii väike, et sellega ei arvesta. Normaaltingimustel on gaasi molekulide omaruumala ligikaudu 10 3 kuni 10 4 korda väiksem
2 m a m m (p+ M 2 V 2 ) (V - M b)= M RT , kus p on gaasi rõhk, m mass, M molaarmass, V ruumala, T temperatuur , R universaalne gaasikonstant, a ja b katseliselt määratavad konstandid, mis olenevad gaasist. Konstant a iseloomustab molekulidevahelisi tõmbejõude ja b molekulide ruumala. 7.7. Ülekandenähtused Ülekandenähtused seisnevad mingi füüsikalise suuruse ülekandumises ühest süsteemi osast teise (näiteks mass, energia, impulss). Ülekandenähtused toimuvad molekulide soojusliikumise ja molekulidevaheliste põrgete tõttu. Neid mõlemaid liikumisi saab vaadelda kulgemisena. · Difusioon seisneb ühe aine molekulide tungimises teise aine molekulide vahele tänu soojusliikumisele
annaabi.ee 
