docstxt/14432793318283.txt
Suudab maarata molekulides olevate aatomite (C, O, N, H) hubridisatsiooniastet ja sidemete vahelisi nurki; suudab kirjeldada aatomiorbitaalidest -ja -sidemete tekkimist, sidemete geomeetriat ja elektronide paigutust keemilistes sidemetes; suudab esitada mittepolaarse- ja polaarse resonantsi resonants- piirstruktuure. Kontrolltoo on arvestatud, kui oigeid nimetusi on vahemalt 51%. Hinde ,,5" saab vahemalt 91% soorituse korral. · Aatomiorbitaal piirkond, kus elektronpilv asub; orbitaalide asukohad soltuvad osakese energiast (mida suurem energia, seda kaugemal); orbitaalide osakesed on kvanditud · molekulaarorbitaal - piirkond, mis moodustub aatomiorbitaalide katkemisel ja keemilise sideme moodustamisel. · keemiline side on uhine elektronpaar; viis, kuidas kaks voi enam aatomit voi iooni on aines omavahel seotud. Molekulides olevate aatomite (H, O, N, C) hübridisatsiooniastete ja sidemete vaheliste nurkade määramine
(Li : Li), vesiniku aatomi selektronorbitaali ja kloori aatomi porbitaali kattumisel moodustub molekul HCl (H : Cl). Keemilise sideme püsivuse mõõduks on sideme lõhkumiseks vajaminev energiahulk. Kovalentne side on seda püsivam, mida suurem on elektronpilvede kattumise aste. Elektronpilvede kattumise aste sõltub omakorda elektronpilvede mõõtmetest, nende kujust ning kattumise viisist. Reas Li2; Na2; K2 suurenevad kattuvate orbitaalide mõõtmed, vähenevad aga orbitaalide tihedused ja nende kattumise aste ning seetõttu ka sideme püsivus. Seda kinnitab ka molekulide dissotsiatsioonienergia vähenemine ja tuumadevahelise kauguse suurenemine: Kahe antiparalleelse spinniga elektroni viibimine kahe tuuma jõuväljas on energeetiliselt kasulikum kui elektroni viibimine ainult oma tuuma jõuväljas, siis võtavad kovalentse sideme moodustamisest osa kõik üheelektronilised orbitaalid.
maksimaalne elektronide arv energeerilisel nivool on 2 n => 2)8)18)32)etc orbitaalkvantarv l – määrab elektroni energia alanivoo, iseloomustab orbitaali kuju l = 0, 1, 2, 3, ..., n-1 l = 0 => s-orbitaal l = 1 => p-orbitaal l = 2 => d-orbitaal elektrone, mille l võrdub nt 0, 1, 2, 3, nimetatakse vastavalt s-, p-, d- ja f-elektronideks magnetkvantarv m – määrab orbitaalide arvu alanivool ja iseloomustab selle orientatsiooni m = 0, +-1, +-2, +-3, +-l n=1 l=0 m=0 => 1s n=2 l=0 m=0 => 2s l = 1 m = 0; +-1 => 2p n=3 l=0 m=0 => 3s l = 1 m = 0; +-1 => 3p
l=2 d - orbitaal ruumiline l=3 f- orbitaal - - 3) magnetkvantarv ml = 0 ; + 1 ; - 1 ; + 2 ; - 2 ; ... ; + l ; - l seotud orbitaalkvantarbuga - igale l-i väärtusele vastab 2 l + 1 magnetkvantarvu = antud tüüpi orbitaalide arv antud energia peanivool n määrab ära orbitaali orientatsiooni ruumis 5 kvantarve on tegelikult neli, neist neljas - tähistusega ms - on elektroni nn. spinnkvantarv (vt. järgmine lk.) 6 "On keegi jalgpalli näinud? (pikk paus) Mõni on..." Juha Ehrlich, 26. X. 2002 CREATED BY: Mihkel Sonn STUD. MED. I 3 MEDITSIINILINE KEEMIA
Enamasti on sideme elektronpaar(id) nihkunud ühe või teise aatomi suunas. Polaarne- asümmeetriline; mittepolaarne sümmeetriline. Lewise teooria teised elemendid püüavad keemiliste reaktsioonide kaudu saavutada väärisgaasidega analoogseid (kaheksaelektronilisi) elektronkonfiguratsioone (nn oktetiprintsiip). Valentselektronid täppidena ja ühine elektronpaar kriipsuna. (Valentssidemete teooria keemiline side moodustub aatomite lähenemisel ja orbitaalide kattumisel. Kattumise tulemusena tekivad uued (teistsugu kuju ja energiaga) orbitaalid, mis võimaldavad elektronidel paigutada enegreetiliselt soodsamalt tuumade vahele ja nende ümbrusse. Näitab ära hübridisatsiooni.) Lewise sümbolid aatomit tähistatakse vastava elemendi sümboliga, mille ümber kujutatakse väliskihi elektrone punktidena. Aatomite kujutamisel enamasti ei arvestata s- ja
leidmise tõenäosustihedus ·Lahendades Schrödingeri võrrandi võime leida elektroni paiknemise tõenäosuse suvalises ruumalaelemendis tuuma mõjuväljas tulemuseks on orbitaalid Niels Bohr elektron saab omada ainult teatud energia väärtusi energia on kvantiseeritud Seletas ära vesinikuaatomi joonspektri H aatomi ionisatsiooni energia on 13,6 eV ehk 1300 kJ/mol Iga orbitaal on kirjeldatav kolme kvantarvu abil · n peakvantarv elektronkiht · l orbitaalkvantarv orbitaalide kuju (s, p, d ja f orbitaalid) · m magnetkvantarv orbitaali orientatsioon ruumis (px, py, pz) Mida suurem on peakvantarv seda kaugemal tuumast võib elektroni kohata ja seda kõrgem on elektroni energia Orbitaal- ja magnetkvantarvud s orbitaal sfääriline ja igas suunas võrdne ühes elektronkihis on üks s orbitaal
Seega on mingi molekuli kõik väliskihtide elektronid kõigi tuumade väljas. Sellised molekul-orbitaalid haaravad kogu molekuli, arvestamata, et molekulis on erineva pikkusega ja polaarsusega sidemeid kahe aatomi vahel. -orbitaal (sigma-orbitaal) koosneb enamasti kahest s-tüüpi orbitaalist.-orbitaal (piiorbitaal) moodustub kahest paralleelsest p-orbitaalist.Mida madalam on siduva molekulorbitaali energia, seda tugevam on keemiline side. Molekulorbitaali geomeetria sõltub osalevate orbitaalide kujust ja aatomite suhtelisest elektronegatiivsustest. Olulised on siduvad orbitaalid ja -orbitaal ning vastavad lõdvendavad orbitaalid * ja *-orbitaal. Mida madalam on siduva molekulorbitaali energia, seda tugevam on keemiline side. 4 ) Koval e nt s e sid e m e p ara m e etrid ( sid e m e pikku s, si d e m e e n e r gia ). Kovalentset keemilist sidet iseloomustab: pikkus, energia, küllastatud ja suunatus. KS pikkus - 2 aatomi tuumade vaheline kaugus (1-2 Å). Keemiliselt on side
Matemaatiliselt kirjeldab elektronpilve Schrödingeri võrrand: hy=ey Orbitaali saab kirjeldada lainevõrrandiga = peakvantarv n (orbitaali kaugus tuumast, n-le vastab n2 orbitaali), orbitaankvantarv l (orbitaali kuju, igale l-le vastab alakiht, s=0), magnetkvantarv m (orbitaalide asend üksteise suhtes, 0, +-1..+-l). Elektronpaar vastasmärgiliste spinnidega elektonid Elektronvalem elektronide paigutus energia järgi aatomis MO-meetod keemiliste sidemete tekkimine lähtudes kvantmehaanika seadustest. Lõdvendav, mittesiduv, siduv Orbitaal piirkond, kus elektron(paar) saab aatomis või molekulis asuda Kvant energiaportsjon, et elektron saaks orbitaale vahetada Van der Waalsi raadius molekuli elektronpilvede poolt hõivatud piirkonna raadius
temperatuur, ligandide tüüp jne jne. Nt Cu(II) aatom võib seonduda sõltuvalt asjaoludest 2, 3 või 4 ligandiga. Näide kompleksimoodustajast alumiinium(3+) ja ligandideks, milleks on selles näiteks vee molekuid. Kompleksimoodustaja võib olla nii ioon kui ka neutraalne aatom, tavaliselt siiski ioon, enamikel juhtudel metalliioon, mis on eriti ergutatud looma sidemeid ka orbitaalide abil, mis on tal tühjad ja hübridiseerunud. Kui sisesfäär (kompleksioon) oma negatiivset laengut, kogunevad omakorda tema ümber positiivsed ioonid ja kui sisesfäär on positiivse laenguga, kogunevad tema ümber anioonid. Miks tekivad kompleksühendid? Põhjuseid, mis ligandid seonduvad tugevalt kompleksimoodustaja (ehk tsentraalaatomi) külge, leidub palju. Üks lihtsam selgitus on koordinatiivsete sidemete tekkevõimalus. Koordinatiivsed
ruumipunktis ja vastaval ajahetkel. Kui elektroni leidumise tõenäosus mingis ruumiosas on suurem, siis me ütleme, et elektronpilve tihedus selles ruumiosas on suurem. Aatomites võib lainefunktsiooniga kirjeldada kõigi (või osa) elektronide käitumist korraga. Lainefunktsioone, mis kirjeldavad vaid ühe elektroni käitumist, nimetatakse orbitaalideks. Tulenevalt elektroni liikumise määramatusest ei ole võimalik täpselt määrata orbitaalide, aatomite ega ka molekulide mõõtmeid. Sageli tasapinnaline kujutis. Täpikeste tihedus kujutatakse orbitaale ruumiosana, milles näitab elektronide leidumise tõenäosust elektroni viibimise tõenäosus on suur (mitte alla antud kohas. 0,9), ehk milles elektron paikneb 90% ajast. Joonis 12.1. Kerakujulise elektronpilve Kvantarvud Schrödingeri võrrand on täpselt lahendatav üht elektroni sisaldava, vesinikusarnase, aatomi korral
Küllastumata ühendid on orgaanilised ained kus C aatomite vahel esineb kovalentne kaksikside või kolmikside. Pii side moodustub hübridiseerimata p orbitaalide kattumisel Alkeenid on küllastumata süsivesinikud mis sisaldavad kaksiksidet. (nomenklatuuris -een lõpp) Üldvalem CnH2n eteen Alkeenidel esineb isomeeria: 1) Kaksiksideme asukoha muutusest H3C H2C HC = CH2 -> H3C HC = CH - H3C 2) Süsivesinikahela lagunemisel H3C H2C HC = CH CH3 -> 3) Tsükliliste struktuuride ühendite tekkest
Aatom on nagu väike päikesesüsteem, kus päikest asendab tuum ning suures tühjuses liiguvad eektronid nagu planeedid. Tuum on 100000 korda väiksema läbimõõduga, kui aatom . 39) Antud: ; O2;H2 t=25C = Vastus: =; 40) Kvantarvud a)peakvanarv, mida tähistatakse n (n=1,2,3...n). Määrab energia ehk orbitaali kauguse tuumast. b)orbitaalkvantarv l, väärtusega 0,1,2...n-1 määrab orbitaali kuju. Iseloomustab orbitaalide jaotust energia järgi ühe elektronikihi piires. c)magnetkvantarv m väärtusega 0,+/-1, +/-2... +/-l. Määrab orbitaalide asendi üksteise suhtes. d)spin -1/2; +1/2; kirjeldab elektronide pöördumise. n l m Orbitaalide arv Orbitaali antud tähistus energianivool
tippudesse. (Nim. On saanud sellest, et süsinikuga(sp2) seotud 4aatomit paiknevad tetraeedri tippudes e. Kõik nurgad on võrdsed (109c) Sp3- hübriidorbitaalidest moodustub alati 4üksik e. Sigmasidet. Tasandiline süsinik(Sp2)- süsiniku aatom olekus, mis esineb kaksiksidemelvõi aromaatses ringis. Süsinikuga seotud 3 aatomit paiknevad süsinikuga samal tasapinnal(nurgad 120c). Pii-side- tekib 2naaberaatomi p-orbitaalide kattumisel, kui nende teljed on paralleelsed. Lineaarne süsinik(Sp)- nim, on sellest et süsinikuga seotud 2aatomit paiknevad C'ga samal sirgel(nurgad180c). Heterotsükkel- kui tsükklit moodustavate aatomite hulgas esineb ka 2'te keemiliste elementide aatomeid. Orgaaniliste ainete tähistamine- valemid jaotuvad 4'ks,valem täh. Ja näitab millistest keemilistest elementidest aine koosneb ja milline on koostis elementide arvuline vahekord aines. Summaarne valem- e
Kui siduv elektronpaar elektronegatiivsema aatomi poole s.t.molekulis reaktsioonide puhul. 2H2+O2=2H2O (veeaur) molekulid on teineteisele küllelt lähedal indutseerib polaarne on orbitaalide kattumispiirkond nihutatud tugevamini elektrone mahuühikud 2 1 2 suhe 2 : 1 : 2 molekul mittepolaarsele dipoolmomendile, mis on seda suurem, siduva, elektronegatiivsema elemendi pooli tekib polaarne side. 1. 7
10. Alküüni vesiniku ja üks süsiniku aatom) paiknevad ühel tasapinnal, sest molekuli ehitus (sp-süsiniku teke, kahe hübradiseerimta p- nende aatomite vahelised nurgad on 120 º. Tetraeedrilisel ehk sp³- orbitaalidest kahe pii sideme moodustumine, millest koosneb süsinikul on kõik neli väliskihi orbitaali (üks s- ja kolm p-orbitaali) kolmikside jne.)Kolmiksidemega seotud süsiniku aatomid ja hübridiseerunud (erinevate orbitaalide energia on segunenud ja nendega seotud vesiniku aatomid paiknevad ühel ja samal sirgel, võrdsustunud-ühtlustunud).Tasandilisel ehk sp² - süsinikul on sest nende aatomite vahelised nurgad on 180º. Etüüni molekul väliskihis hübridiseerunud nelja orbitaali asemel kolm orbitaali koosneb kahest süsiniku ja kahest vesiniku aatomist. Seega (üks s- ja kaks p-orbitaali)
3) Leidke lähteainetes kõik nukleofiilsustsentrid ning otsustage milline neist on kõige nukleofiilsem. Seejärel leidke elektrofiilsustsentrid ning hinnake nende tugevust. 4) Kui nende tsentrite liitumine tundub viivat produktini, siis joonstage välja reagendid (koos laengutega) nii, et nukleofiilsus ja elektrofiilsus tsentri vahele jääb keemilise sideme moodustumiseks sobiv vahemaa ning nukleofiil ründab elektrofiili orbitaalide suhtes õige nurga all. 5) Joonistage kaarnool nukleofiilit elektrofiilile. See peab saama alguse täidetud orbitaalilt või negatiivsele laengult (näidake seda täpselt puutudes noole otsaga sidet või elektronpaari/negatiivset laengut) ning lõppema tühjal orbitaalil (näidake selle täpset asukohta noolepeaga). 6) Otsustage kas aatomitel, millega reaktsioon toimus, on nüüd liiga palju sidemeid; kui on,
VI. Aatomiehitus 1. Kvantmehhaanilise mudeli põhiseisukohad, kvantarvud Orbitaal ruumiosa, kus elektroni leidumise tõenäosus on suur; · peakvantarv, n määrab elektroni energianivoo, n = 1, 2, 3, 4 ... , (kihid: K, L, M, N ..); · orbitaal- ehk kõrvalkvantarv, l määrab elektroni energia alanivoo, iseloomustab orbitaali kuju, l = 0, 1, 2, 3, ..., n-1 (orbitaalid: s, p, d, f ..); · magnetkvantarv, ml määrab orbitaalide arvu alanivool, iseloomustab orbitaali orientatsiooni ruumis, ml = 0, ± 1, ± 2, ± 3 ..., ± l; 1s · spinnkvantarv, ms määrab elektroni magnetmomendi suuna, ms = ± ½ . 2s 2p 3s 3p 3d Pauli printsiip aatomis ei saa olla kahte (või enamat) elektroni samas 4s 4p 4d 4f
VI. Aatomiehitus 1. Kvantmehhaanilise mudeli põhiseisukohad, kvantarvud Orbitaal – ruumiosa, kus elektroni leidumise tõenäosus on suur; • peakvantarv, n – määrab elektroni energianivoo, n = 1, 2, 3, 4 … ∞, (kihid: K, L, M, N ..); • orbitaal- ehk kõrvalkvantarv, l – määrab elektroni energia alanivoo, iseloomustab orbitaali kuju, l = 0, 1, 2, 3, …, n-1 (orbitaalid: s, p, d, f ..); • magnetkvantarv, ml – määrab orbitaalide arvu alanivool, iseloomustab orbitaali orientatsiooni ruumis, ml = 0, ± 1, ± 2, ± 3 …, ± l; 1s • spinnkvantarv, ms – määrab elektroni magnetmomendi suuna, ms = ± ½ . 2s 2p 3s 3p 3d Pauli printsiip – aatomis ei saa olla kahte (või enamat) elektroni samas 4s 4p 4d 4f
Pilet 4 1. Newtoni seadused Newtoni I seadus Newtoni esimene seadus ehk inertsiseadus väidab, et keha liigub ühtlaselt sirgjooneliselt või seisab paigal, kui talle mõjuvate jõudude resultant võrdub nulliga. Newtoni II seadus Newtoni teine seadus väidab, et kehale mõjuv jõud võrdub keha massi ja selle jõu poolt kehale antud kiirenduse korrutisega: F=m·a Newtoni III seadus Kehade mõju pole kunagi ühepoolne - see on vastastikune. Kohta, kus mingile kehale üldse jõud ei mõjuks, universumis ei leidu. Newtoni kolmandas seaduses seisab, et kaks keha mõjutavad teineteist jõududega, mis on absoluutväärtuselt võrdsed ja vastassuunalised. 2. Bernoulli võrrand Bernoulli võrrand seob voolava vedeliku rõhu, voolu kiiruse ja asendi potentsiaalse energia ning kirjeldab energia tasakaalu voolava vedeliku joas. Võrrandi tuletas Sveitsi matemaatik Daniel Bernoulli (17001782). 3. Valguse murdumine, murdumisseadus, murdumisnäitaja Valguse murd...
- d-orbitaalid: 5 tk (kuni 10 e-) - f-orbitaalid: 7 tk (kuni 14 e-) Elektronvalem näitab elektronide paiknemist mitte ainult elektronkihiti, vaid ka alakihiti. Alakihid täituvad energiataseme kasvu järgi. Enne ei hakka täituma uus alakiht, kui eelmine pole täitunud. Energia kasv: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p<8s P: +15 2)8)5)1s22s22p63s23p3 Fe: +262)8)14)2) 1s22s22p63s23p64s23d6 Ruutskeem näitab elektronide paiknemist nii alakihiti kui ka orbitaalide kaupa. Ühte orbitaali märgib üks kastike, millel võib asuda kas üks elektron või kaks elektroni, vastavalt paardumata elektron või elektronpaar. Hundi reegel alles siis, kui kõigil sama alakihi orbitaalidel on olemas üks elektron, algab nende täitumine teise elektroniga. Fosfor: Elementide metalliliste omaduste suurenemine: - rühmas ülevalt alla, sest elektronkihtide arvu kasvamise tõttu suureneb aatomi raadius ehk välinen elektronkiht kaugeneb tuumast;
Aatomnumber (järjekorranr) Z = tuumalaeng (prootonite arv) = elektronide arv (neutraalses aatomis) Massiarv A = tuumaosakeste arv aatomis (prootonite arv Z + neutronite arv N) Orbitaal – ruumiosa, kus elektroni leidumise tõenäosus ehk elektronpilve tihedus on väga suur. Ühel rbitaalil saab olla kuni 2 elektroni (elektronipaar). Aatoni väline elektronkiht koosneb kahes alakihist; s- alakiht, milles on 1 orbitaal; p-alakiht,milles on 3 orbitaali. Orbitaalide täitmist elektronidega kirjeldab ruutskeem (orbitaale tähistavad ruudud, elektrone noolekesed). Orbitaalid täituvad elektronidega energia kasvu järjekorras – enne s-orbitaal, seejärel p- orbitaalid. P-alakihi orbitaalidele lähenevad elektronid algul ükshaaval. Täiendava energi saamisel võib elektron ergastuda, s.t minna kõrgema energiaga orbitaalile. Perioodinumber (n) = elektronkihtide arv aatomis; Rühma number (A- rühmadel) = väliskihi elektronide arv aatomis
Süsinikul on võimalik 3 (4) erinevat valentsolekut, lämmastikul 3, hapnikul 2 ja vesinikul 1 valentsolek. Orgaanilisi ühendeid pannakse kirja kasutades struktuurivalemeid. Tetraeedriline süsinik Kui süsinikul on neli üksiksidet, siis on need suunatud tetraeedri tippudesse kus sidemete vaheline nurk on umbes 109° . Need neli sidet on - sidemed. -side võib ühendada ka süsinike aatomeid omavahel. -side tekib orbitaalide kattumisel ühes ruumiosas aatomi tuumi ühendaval sirgel. Tetraeedriline süsinik Tetraeedriline süsinik (molekuli mudel) (ruumiline struktuurvalem) Süsinikahel omavahel on seotud mitu C aatomit, mille vahel võib esineda peale üksiksidemete ka kahe ja kolmekordsed sidemeid (süsinikud ei ole tetraeedrilised). CH3 -- CH -- CH2 -- CH -- C CH | |
21. Valentssidemete teooria põhimõisted: võrrelge omavahel - ja -sidemeid ning selgitage hübridisatsiooni näidete abil. Valentssidemete teooria kirjeldab sidemete moodustamist kvantmehaanikast lähtudes ja võimaldab põhimõtteliselt arvutada ka energiaid, sidemte pikkusi ja murkasid. Vastavalt kvantmehaanikale saab elektroni paiknemist molekulis kirjeldada vaid tõenäosuslikult. Mida väiksemad orbitaalid, seda suurem kattumine ja mida suurem kattumine, seda tugevam side. 1s.orbitaalide kattumise tagajärjel moodustub -side, mis hoiabki nt H2 molekuli koos. Elektrontihedus, mis vastab -sidemele, paikneb mõlema aatomituuma ümber (ja vahel) ning on sideme telje suhtes silidrilise sümmeetriaga. Orbitaalide külgepidi kattumine annab -sideme, kus orbitaalid kattuvad kahes kohas ülal- ja allpool sideme tasandit, p-orbitaalil on sideme tasandis sõlmpind. side on nõrgem kui side, kuna orbitaalide kattumine on siin väiksem
* Aatomiorbitaal (elektronorbitaal) on ruumiosa, kus elektron viibib kõige sagedamini. -) Orbitaale tähistatakse orbitaali tüübile vastava tähega, mille ees on kihi number. * Ühele orbitaalile mahub kuni 2 vastassuunaliste spinnidega (pöörlemissuunaga) elektroni. * Orbitaalil võib olla: 0e (tühi orbitaal); 1e (paardumata/üksik elektron); 2e (elektronpaar). Kihi Alakihid Alakihtide Maksimaalne Elektronide numbe orbitaalide arv elektronide arv maksimaalne arv kihil r alakihis 1. 1s 1 2 2 2. 2s, 2p 1, 3 2,6 8 3. 3s, 3p, 3d 1, 3, 5 2, 6, 10 18 * Alakihid täituvad: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s... * Elektronvalem väljendab elektronide jaotumist alakihtidele. -) 1
nimetatakse vesiniksidemeks. Näiteks: H2O molekulite vahel O-H side vee molekulis on tugevalt polaarne. Sideme ühine elektroonpaar on tõmmatud hapniku aatomi kui elektronegatiivsema aatomi poole. Vesiniku aatomile jääb osliselt vaba 1s orbitaal. See osaliselt vaba orbitaal võib kattuda naabriks oleva vee molekuli hapniku aatomi orbitaaliga, kus asub vaba elektronpaar (doonor-aktseptormehhanism). Selline tekkinud täiendav side ongi vesinikside. Kuna vesiniku ja hapniku orbitaalide kattumisaste on väga väike on vesinikside väga nõrk side (10-20 korda nõrgem, kui kovalentne side). Tänu vesiniksidemele moodustuvad vee molekulid vees ja jääs assotsiaate (H2O)n, kus n vee korral on 2/3. Kuna vesinikside on väga nõrk, siis temperatuuri tõustes vesiniksidemed järkjärgult katkevad. Vesiniksidemetega on seotud ka polaarsete ühendite hea lahustuvus vees. Suurte molekulide (valgud, ensüümid, RNA, DNA jt) sees tekivad ka molekulisisesed
2-¿+ H ¿ 3-¿+ HP O4¿ + 6O2 orientatsiooni ruumis. Seotud orbitaalkvantarvuga; magnetkvantarvu võimalikud väärtused on AD P¿ +¿+36 ¿ 0 ; ±1 ; ... ; ± l . Energianivoo n orbitaalide ¿ 2C H 3 COCOOH +2 H arv avaldub n2 . 4-¿+ 36 H 2 O+6 C O2 +6 H 2 O ms Spinnkvantarv näitab elektroni .
madalam, seega on benseen palju püsivam, kui tüskloheksatrieen. Hilisemad uuringud tõestasid, et kõik benseeni sidemed on ühepikkused (sidemed on poolteisekordsed) ja sama energiaga. Lisaks on benseeni molekul tõiesti sümmeetriline moodustis, milles kõik aatomid asetsevad ühel tasapinnal, erinevalt tsükoheksaanist, mis moodustab ruumilise struktuuri. Joonis 1. Benseeni kujutamine. Kõik süsinikud on sp² valentsed. Igal süsinikul on hübridiseerimata(?) p-orbitaal ja nende orbitaalide kattumisel tekib -elektronpilv kahel poolel -sidemete tasapinda. Aromaatne struktuur benseeni molekuli struktuur. Aromaatne tuum asendatud benseeni molekulides sisalduv benseeni tuum. Aromaatsed tuumad on tasapinnalised ( sisaldavad ainult sp² valents olekus süsinikke ). Tuumaks on terve tsüklit hõlmav -elektronpilv. Aromaatse struktuur -elektronpilv võib hõlmata ainult üheainsa tsükli, aga ta võib ulatuda ka üle terve mitmetsüklilise molekuli. Nt. naftaleen.
4.Kvantarvud - mõiste ja mida mingi konkreetne kvantarv määrab. Kvantarvud iseloomustavad aatomi olekut, määravad ära aatominerrgia taseme, määravad elektronkatte struktuuri jagunemise elektronkihtideks ja orbitaalideks. Kvantarve on kokku 4: a) Peakvantarv- keskmine kaugus tuumast, tähis n b) Orbitaalkvantarv- määrab orbitaali geomeetrilise kuju , võimalikud orbitaalid, mis on I väärtuse korral stabiilsed . Tähis I c) Magnetkvantarv- määrab orbitaali paiknemise teiste orbitaalide suhtes, tähis m d) Spiraalkvantarv- sisemine liikumine mkroosakestes,millega kaasneb kindel magnetväli. Tähis ms 5.Mis on kvantmehaanika peamised seisukohad? Kvantmehaanika – on füüsika haru, mis tegeleb aine ja välja vaheliste seoste, aatomi struktuuri, kvantosakeste liikumise ja sellega seotud nähtuset uurimisega. Energia võib kiirguda või neelduda vaid kindlate kvantide kaupa. a) Aineosakestel on laineomadused -osake võib käituda lainena
keeluprintsiibiga ja energia miinimumi printsiibiga Elektronid liiguvad aatomis ülikiiresti ning moodustavad seetõttu nn elektronpilve: nende laeng on justkui laiali määritud. Orbitaal on ruumiosa aatomis, kus elektroni leidumise tõenäosus on suur ehk elektronpilv tihe. Üks orbitaal mahutab max 2 elektroni. Kaks ühe ja sama orbitaali elektroni annavad elektronpaari. Kui orbitaalil asub 1 elektron, nimetatakse seda paardumata elektroniks. Orbitaalide tähistused ja orbitaalide arvud: a. sorbitaalid: 1 tk (kokku mahub 2 e) kerakujuline b. porbitaalid: 3 tk (mahub 6 e) hantlikujulised (ruumiline kaheksa) c. dorbitaalid: 5 tk (10 e) d. forbitaalid: 7 tk (14 e) Ühesugused orbitaalid moodustavad vastava alakihi. 6. Elementide keemiliste omaduste sõltuvus perioodilisustabelist (metall, mittemetall, väärisgaas ehk inertgaas, redutseerija,
5. Sõltub aatomi energia muutusest, mis omakorda sõltub milliselt orbiidilt millisele ta liigub. f= = = 6. Aatom kiirgab kvandi, kui elektron liigub tuumale lähemale Neelab kvandi, kui elektron liigub tuumast kaugemale. 7. 1) peakvantarv n=1,2,3,4,... Määrab ära elektroni orbiidi raadiuse, kiiruse, aatomi energia väärtuse, lainepikkuse. 2)orbitaalkvantarv l=0,1,2,3,.. (n-1) Määrab ära vastaval orbitaalil olevate orbitaalide kuju ja lainepikkuse. l=0....s 1s l=1....p 2s2p l=2....d 3s3p3d 3)magnetkvantarv m=0; -1; -2; -3;.... -(n-1) Määrab ära elektroni tiirlemissuuna ümber tuuma. Päripäeva +, vastupäeva Tiirlemissuuna kindlaksmääramiseks on vaja magnetvälja, kiirgusspektrile tekib ühe joone asemel kaks joont. 4)spinn Määrab ära elektronide pöörlemissuuna ümber oma telje Kõik elementaarosakesed on spinniga. Võivad pöörelda päri- ja vastupäeva.
Enamasti on sideme elektronpaar(id) nihkunud ühe või teise aatomi suunas. Polaarne- asümmeetriline; mittepolaarne sümmeetriline. 47. Lewise teooria teised elemendid püüavad keemiliste reaktsioonide kaudu saavutada väärisgaasidega analoogseid (kaheksaelektronilisi) elektronkonfiguratsioone (nn oktetiprintsiip). Valentselektronid täppidena ja ühine elektronpaar kriipsuna. (Valentssidemete teooria keemiline side moodustub aatomite lähenemisel ja orbitaalide kattumisel. Kattumise tulemusena tekivad uued (teistsugu kuju ja energiaga) orbitaalid, mis võimaldavad elektronidel paigutada enegreetiliselt soodsamalt tuumade vahele ja nende ümbrusse. Näitab ära hübridisatsiooni.) 48. Lewise sümbolid aatomit tähistatakse vastava elemendi sümboliga, mille ümber kujutatakse väliskihi elektrone punktidena. Aatomite kujutamisel enamasti ei arvestata s- ja p-almkihtide olemasolust tingitud elektronide paardumisega,
Enamasti on sideme elektronpaar(id) nihkunud ühe või teise aatomi suunas. Polaarne- asümmeetriline; mittepolaarne – sümmeetriline. 47. Lewise teooria – teised elemendid püüavad keemiliste reaktsioonide kaudu saavutada väärisgaasidega analoogseid (kaheksaelektronilisi) elektronkonfiguratsioone (nn oktetiprintsiip). Valentselektronid täppidena ja ühine elektronpaar kriipsuna. (Valentssidemete teooria – keemiline side moodustub aatomite lähenemisel ja orbitaalide kattumisel. Kattumise tulemusena tekivad uued (teistsugu kuju ja energiaga) orbitaalid, mis võimaldavad elektronidel paigutada enegreetiliselt soodsamalt tuumade vahele ja nende ümbrusse. Näitab ära hübridisatsiooni.) 48. Lewise sümbolid – aatomit tähistatakse vastava elemendi sümboliga, mille ümber kujutatakse väliskihi elektrone punktidena. Aatomite kujutamisel enamasti ei arvestata s- ja p-almkihtide olemasolust tingitud elektronide paardumisega,
liitainedte omadused on perioodilises sõltuvuses aatomite tuumalaengust. 6) Organismi koostis Vesi 60% inimorganismi massist. Ülejäänud: 20% valgud, 15% rasvad, anorgaanilised ühendid. Peam organogeenid: O, C, H Anorg elemendid: Ca, K, Na, Mg jpt Mikroelemendid: F, Si, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, As, Se, Mo, Sn, I 7) Elektronorbitaalide teooria Orbitaalid ja nende täitumine: s2, p6, d10, f14 Orbitaalide täidetust elektronidega ja nende jaotust väljendatakse ELEKTRONVALEMITEGA. Max täidetud orbitaalid on vaid Hel ja Nel. Teistel on mitmeid vabu orbitaale. Ühesugust tüüpi orbitaalid täituvad esmalt ühesuguse spinnkvantarvuga elektronidega. Esimese kolme perioodi piires elektronkihtide täitumine reeglipäraselt. Alates neljandast perioodist muutub olukord keerulisemaks.
3.2 Kovalentne side ja tema omadused Kovalentne side on kõige üldisem keemilise sideme liik, mille olemus seisneb ühe või mitme elektroni üheaegses toimes mõlema aatomi tuumaga. Tüüpiline kovalentne side moodustub lähedaste elektronegatiivsusega elementide aatomite vahel. MT: O on väliskihil 6 elektroni. O molekuli moodustamisel tekib 2 kovalentset sidet. Kahe erisuguse aatomi vahelise kovolentse sideme puhul nihkub siduv elemendipaar elektronegatiivsema aatomi poole, st molekulis on orbitaalide kattumispiirkond nihutatud tugevamini elektrone siduva, elektronegatiivsema elemendi poole tekib polaarne side. Kuna orbitaalid on ruumiliselt orienteeritud on kovalentne side kindla suunaga. S-orbitaali sväärilise kuju tõttu kattumise suund pole oluline, p-orbitaali puhul, mis on ruumiliselt orienteeritud täisnurga all sõltub kattumise ulatus peale tuumade vahelise kauguse , kattuvate orbitaalide paiknemisest. 3.3 Iooniline side
molekulorbitaali tekkimiseks, järelikult tekib ühine orbitaal Hübridisatsioonil tekib s ja p orbitaalidest "segunenud" sp orbitaal. - Ideaalselt kovalentne side moodustub samaliigiliste, rangelt ekvivalentse elektronegatiivsusega aatomite vahel. Tekkinud orbitaalide ergastatuse tase on madalam kui p- ja kõrgem kui s- · Iooniline side on side, mis on moodustunud erinevate laengutega orbitaalidel. Esineb kolme liiki hübridisatsiooni: ioonide vahel 1) sp3- 1s + 3p 4 sp orbitaali (ühekordsed sidemed alkaanid) Iooniline side moodustub eriliigiliste aatomite vahel.
d. Kas tsingi pinnale tekib vasekiht mõlemas katseklaasis? Põhjendada. Selles katses ei tekkinud mingit vase kihti tsingile ega läinud ka tsinkioone lahusesse vase asemele kompleksi. Vaskammiin kompleks on liiga püsiv, lisaks on ta ümbritsetud ligandidest, mis takistavad tsingil ligi pääsemast ja lõppude lõpuks on tsingil ja vasel piisavalt erinev elektronkonfiguratsioon ja ta ei sobi samasugust ammiinkompleksi moodustama, ammiinligandid vajavad just sellist stabiilset sidet tühjade orbitaalide ja vabade elektronpaaride vahel, mitte aga paremat redutseerijat, kes loovutaks elektrone kergemini. 2.3 Kahte katseklaasi valada ~1 mL 0,2 M NiSO4 lahust. a) ühte katseklaasi lisada tilkhaaval ja loksutades 0,2 M NaOH lahust kuni muutusi enam ei toimu; NiSO4 + 2NaOH Ni(OH)2 + Na2SO4 (sade on heleroheline, tuhmroheline) b) teise katseklaasi lisada tilkhaaval ja loksutades 6M NH 3 · H2O vesilahust. NiSO4 + 6NH3·H2O [Ni(NH3)6]SO4 + 6H2O Atsiidokompleksid 3
arvu. Pauli printsiip:aatomite elektronkihtide mahutavus-aatomis ei saa olla kahte täpselt ühesuguses energiaolekus asuvat, st ühesuguste kvantarvudega elektroni.Vastavalt Pauli printsiibile mahub ühele ja samale orbitaalile kaks vastupidise spinniga elektronpaari. Orbitaali täitumise järjekord(Hundi reegel): ühesugust tüüpi orbitaalid täituvad esmalt ühesuguse spinnkvantarvuga elektronidega.Kletskovi reegel:orbitaali energia on määratud kvantarvude summaga n+1, orbitaalide täitumine antud energiatasemel toimub selle summa kasvu järjekorras. Keemiline reaktsioon keemiliste sidemete katkemine lähteainete ja uute sidemete tekkimine saaduste molekulides. Tänapäeval lähtub keemilise sideme teooria Schrödingeri võrrandist.Keemilise sideme tekke üldine füüsikaline alus: valentselektronide kollektiviseerumine-see tunnus võimaldab alati eristada keemilist sidet muudest interaktsioonidest. Keemiline side on seda polaarsem, Mia erinevamad on elemetntide
Paljudes maades kasutatakse biogaasi majapidamiskütusena. Käärimisjääk säilitab endas kõik kasulikud elemendid ja on seetõttu hea põlluväetisena. Oktaaniarv: Iseloomustab kütuse detonatsioonikindlust. Väga väikese detonatsiooni kindlusega on heptaan, väga kõrge det. Kindlusega on 2,2,4 trimetüülpentaan e. isooktaan 4. Sigma side on keemiline side, mille puhul on aatomiorbitaalide kattumine maksimaalne aatomituumi ühendaval mõttelisel sirgel. -side tekib p-orbitaalide kattumisel kahel pool aatomituumi ühendavat mõttelist sirget. See on nõrgem kui sigma side, kaksikside tervikuna on püsivam, kuid suurema reaktsioonivõimega. Sp3-hübridisatsioon- 4 hübriidset orbitaali. Kõige viimasel kihi olevate orbitaalide energiad on võrdsustunud. ALKAANID Sp2-hübridisatsioon- 3 hübriidset + p-orbitaal. CsigmaC ALKEENID. kaksikside Sp-hübridisatsioon - 2 hübriidset + 2 p orbitaali. ALKÜÜNID.
Ühine elektronpaar Elektroni üleminek metallilt Metallides Moodustub molekul mittemetallile Üldiselt kaks või enam Tekivad ioonid mittemetalli Aktiivne metall ja mittemetall(id) III. Kovalentne side Kovalentne side on levinuim keemiline side! See moodustub ühise elektronpaari abil: kumbki aatom annab väliskihilt ühe paardumata elektroni elektronpaari, elektronpaari aluseks on vastavate elektronide orbitaalide osaline kattumine, elektronpaar jääb tiirlema mõlema aatomi tuuma ümber. Valents näitab ühe aatomi poolt moodustavate kovalentsete sidemete arvu ehk on tingitud väliskihi paardumata elektronide arvust. · vesiniku valents on üks; · hapniku valents on kaks (tema väliskihis on kaks paardumata elektroni ja kaks elektronpaari); · lämmastiku valents on kolm (tema väliskihis on üks elektronpaar ja kolm paardumata elektroni);
1) Mõisted: areenid - süsivesinikud, mis sisaldavad üht või mitut benseenituuma ehk tsüklit kuuest süsinikust ja kuuest vesinikust. Areenide üldvalem on CnH2n-6 (n=6,10,14,...) benseenituum benseeni molekulis p-orbitaalide kattumisel tekkinud ühine ring nitreerimine - asendusreaktsioonid mineraalhapetega vinüülrühm - kaksiksidemega süsivesinikrühm (-CH=CH2) aromaatne struktuur dioksiinid ülimalt keskkonnaohtlikuks peetav ühend heterotsülilised ühendid - aromaatsed ühendid, mille tsüklit moodustuvad peale süsinike veel teiste elementide aatomid süsivesinike halogeeniühendid - orgaanilised ühendid, kus süsivesinikes on üks või mitu vesiniku aatomit asendatud halogeeni aatomi või aatomitega
Aatomite elektronkihtide mahutavus: Pauli printsiip (W.Pauli, 1925) aatomis ei saa olla kahte täpselt ühesuguses energiaolekus asuvat, s.t. ühesuguste kvantarvudega elektroni. (kui ühtivad kolm kvantarvu n, l, ml, siis peab spinn olema erinev) Vastavalt Pauli printsiibile mahub ühele ja samale orbitaalile, mida iseloomustab kvantarvude n, l ja ml kindlate väärtuste kogum, kaks vastupidise spinniga elektroni, mis moodustavad elektronpaari. Hundi reegel - Orbitaalide täitumise järjekord Ühesugust tüüpi orbitaalid (n ja l väärtused orbitaalidel samad, m l aga erinev) täituvad esmalt ühesuguse spinnkvantarvuga elektronidega. Keemiline reaktsioon - keemil. sidemete katkemine lähteainete ja uute sidemete tekkimine saaduste molekulides Elektronegatiivsus - sobiv suurus elektronisidumisvõime iseloomustamiseks aatomites (L.Pauling, 1932). Tänapäeval- seostatakse EN vastava aatomi ionisatsioonienergia ja
Enam kui kahest aatomist koosnev molekul võib olla mittepolaarne, kui sidemete dipoolmomentide vektorid summeeruvad nulliks. Molekulide polaarsuse leidmine ÕPIKUST LK 231 joonis 3.7, õp lk 232 näited ja ülid. Ülid 3.19-3.24 Valentssidemete teooria. Peamine idee: sideme moodustamisel orbitaalid kattuvad, moodustades ühise orbitaali. Ühisel orbitaalil võib paikneda maksimaalselt 2, eripidiste spinnidega elektroni. Sigma-side – moodustub orbitaalide otsapidi kattumisel. Üksikside Pii-side – moodustub orbitaalide külgepidi kattumisel. Kaksikside on sigma-side + pii-side(, väga harva esineb kahest pii- sidemest koosnev kaksikside). Kolmikside on sigma-side + 2 pii-sidet. Valentssidemete teooria võimaldab moodustada orbitaalide kombinatsioone e hübriidorbitaale. Orbitaalide hübridisatsioon. ??? Lineaarne molekul. Sp-hübr. Sidemenurk 180o. 2 sp-hübriidi moodustuvad ühest s- ja ühest p-orbitaalist.
,70 C CH 3CH = CHCH 3 + CH 3CH 2 OH + Br - · Reaktsioon algab etanolaatiooni atakiga -CHBr- rühma naabersüsiniku juures paiknevale vesinikule, mis seotakse prootonina, ning sellele järgneb Br- iooni eraldumine molekulist. Reaktsioonil moodustub ka mõningane kogus CH3CH2CH=CH2. Alkeenide omadused · Süsinik-süsinik -side on suhteliselt nõrk, kuna p-orbitaalide kattumine on väike. · Alkeenide erinevus alkaanidest tuleneb ka sellest, et kaksikside (-side) põhjustab negatiivse laengu koondumise sidemele, s.t nukleofiilset tsentrit, mida saab atakeerida elektrofiil. · Alkeenidele on omased elektrofiilsed liitumisreaktsioonid kaksiksidemele, kus -sideme asemel moodustub kaks -sidet. 9 Alkeenide omadused · Halogeenimine:
Kovalentne side • kovalentne side - ühiste elektronpaaride abil aatomite vahele moodustuv side • Iga elektronpaari tekkeks on kaks võimalust: 1. Kumbki aatom annab ühe elektroni H.+.H=H:H(H–H) 2. Üks aatom (doonor) annab elektronpaari ja teine aatom (aktseptor) annab vaba orbitaali :H- + H+ = H : H Mõlemal juhul tekib sama osake , vesiniku molekul H2 Kummalgi vesiniku aatomil on üks elektron ja kahe aatomi orbitaalide kattumisel (rohelises osas) tekibki ühine elektronpaar. Mittepolaarne kovalentne side • Kui kovalentne side on tekkinud sama elemendi aatomite vahel või aatomite vahel, mille elektronegatiivsus on võrdne, seovad mõlemad aatomid ühiseid elektronpaare võrdse jõuga ning sidet nimetatakse mittepolaarseks Polaarne kovalentne side • Kui side on tekkinud erineva elektronegatiivsusega elementide aatomite vahel, siis mõjutab suurema
25. Mida mõõdab kangkaal (massi) N*s2/m , mida vedrukaal (kaalu) kg*m/s2. 26. Aatomi p orbitaalile mahub maks 6 elektroni. Nende energia on suurem võrreldes sama elektronkihi s-elektronidega. p- ja d-orbitaalid omavad sõlmpindasid, mis läbivad tuuma. Sellepärast p- ja d-elektronid ei satu kunagi tuumade lähedale. See piirang vähendab elektronide käsutuses olevat vaba ruumi, elektronid tõukuvad omavahel tugevamini ja vastavad energiad tõusevad s-orbitaalide energiast kõrgemale. Teine p- ja d-elektronide energia tõusu põhjus s-orbitaalide suhtes on, et tuuma laeng on s-elektronide poolt rohkem ekraneeritud. Milles seisneb aine-osake dualism? Näited: see põhineb de Broglie hüpoteesil, mille kohaselt peaksid kõikidel osakestel olema ka lainelised omadused nagu footonitelgi, lambda= h:mv. Täiskiirusel (27 km/h) jooksva elevandi (mass 1t) lainepikkus aga 1.1*10-37 m 27
n orm aalseks kasvu ks) 23 Suletud konjugeerunud süsteemid (aromaatsed Joon. 25 ühendid) H H Pz-orbitaalide külgkattumine (π-elektronide delokalisat- H 88 H sioon) ringjas struktuuris viib suletud konjugeerunud süs- 8888H H teemide tekkeni (termodünaamiliselt püsivamad kui avatud konjugatsiooniahelaga süsteemid).
Kuna kiirgus koosneb kvantidest, ei saa aatom kaotada energiat pidevalt, vaid ainult terve kvant korraga. Statsionaarsed on need orbiidid, kus tekivad lained. ,,Korpuskulaar-laineline dualism." 39.Elementaarkvantmehhaaniline aatomimudel. http://www.colorado.edu/physics/2000/quantumzone/bohr.html 40.Kirjutage kvantarvude valiku reeglid. Orbitaalkvantarv l väärtusega 0,1,2....n-1 määrab ära orbitaali kuju (st piirkonna kus elektroni leidumine on kõige tõenäosem). O iseloomustab orbitaalide jaotust energia järgi ühe elektronkihi piires. Igale orbitaalarvule l vastab oma alakiht. Kui l=0, siis on tegu s-orbitaaliga, kui l=1, siis p- orbitaaliga ja kui l=2, siis d-orbitaaliga. Magnetkvantarv m väärtustega -2,-1,0,1,2,...+-L(l) (määrab orbitaali asendi üksteise suhtes). Peakvantarv n väärtustega 1,2,3... määrab ära orbitaali energia e. Orbitaali kauguse tuumast (e. millisel elektronkihil elektron asub).
F = NA*e 8. Valiku reeglid: Peakvantarv n väärtustega 1,2,3... määrab ära orbitaali energia e. Orbitaali kauguse tuumast (e. millisel elektronkihil elektron asub). Peakvantarv võetakse perioodi järgi. Näiteks kolmas periood, siis n-i väärtus ongi 3. Orbitaalkvantarv l väärtusega 0,1,2....n-1 määrab ära orbitaali kuju (st piirkonna kus elektroni leidumine on kõige tõenäosem). O iseloomustab orbitaalide jaotust energia järgi ühe elektronkihi piires. Igale orbitaalarvule l vastab oma alakiht. Kui l=0, siis on tegu s-orbitaaliga, kui l=1, siis p-orbitaaliga ja kui l=2, siis d-orbitaaliga. Magnetkvantarv m väärtustega -2,-1,0,1,2,...+-(l) (määrab orbitaali asendi üksteise suhtes). 7 Spinn - +-1/2, iseloomustab elektroni ,,sisemist" magnetmomenti (on tingitud
Aatomiorbitaal on selline aatomi piirkond, kus rohkem kui 90% tüenäosusega võib leida elektroni. Elektronide käitumist aatomis kirheldab lainefunktsioon(Schrödingeri võrrand). Aatomiorbitaalide kuju kirjeldavad lainefunktsiooni kvantarvud. Igal orbitaalil võib olla maksimaalselt 2 elektroni. Orbitaalide kattumisel moodustuvad molekulorbitaalid. Kahest aatomiorbitaalist tekib kaks molekulorbitaali siduv ja lõdvendav. Igal molekulorbitaalil võib olla maksimaalselt kaks elektroni. Molekulaarorbitaalide moodustumise tulemusena süsteemi koguenergia väheneb. Energeetiline võit on vürdne sideme energiaga. S-ja p-aatomiorbitaalid võivad hübridiseeruda moodustades kolme tüüpi hübriidorbitaale:
annaabi.ee 
