orbitaal. · P element element, mille välisel elektronkihil viimaseks orbitaaliks on p - orbitaal. 9. Millise kujuga on s orbitaal ja mitu elektroni sinna mahub? · Kerakujuline · 2 elektroni 10. Millise kujuga on p orbitaal ja mitu elektroni sinna mahub? Mitu p orbitaali võib olla ühel kihil? · Ruumilise kaheksa kujuga · Orbitaalile mahub 2 elektroni, aga ühe kihi orbitaalidele 6 · 3 orbitaali võib olla igal kihil 11. Oska leida prootonite, neutronite ja elektronide arve. · Aatomnumber = tuumalaeng = prootonid = elektronid = järjekorra number · Massiarv prootonite arv = neutronite arv 12. Oska koostada elektronskeeme, elektronvalemeid, ruutskeeme. · Elektronskeem Na : +11 I 2) 8) · Elektronvalem 1s2 2s2 2p6 · Ruutskeem - 13. Oska leida paardunud ja paardumata elektronide arve.
Nukleofiil- elektronrikas tsenter (harilikult vaba elektronpaar), loovutab elektrone keemilise sideme moodustamiseks. Bronstedi hape- aine, mis loovutab prootoneid. Loovutades prootoni, saab negattiivse laengu ja muutub konjugeeritud aluseks. Bronstedi alus- aine, mis seob prootoneid. Liites prootoni, muutub konjugeeritud happeks. Elektrofiilne tsenter-vabad ja osaliselt vabade orbitaalidega piirkonnad, mis on võimelised vastu võtma vabu või osaliselt vabu elektronpaare neile vabadele orbitaalidele. Nukleofiilne tsenter- vabad või osaliselt vabad elektronpaarid võivad hõivata teiste elementide vabasid või osaliselt vabasid orbitaale, seda piirkonda nimetataksegi nukleofiilseks tsentriks. Lewise hape-aine, mis on võimeline liitma elektronpaari. Lewise alus- aine, mis on võimeline looutama elektronpaari kovalentsesideme moodustamiseks. Orbitaal- ühe elektroni või elektronpaari poolt hõivatud ruumiosa. Aatomiorbitaal- piirkond, kus asuvad elektronid.
1. SÜSINIKU KEEMIA Orgaaniline keemia - elusorganismidest pärinevate ainete keemia süsinikuühendite keemia. Orgaanilised ained koosnevad peamiselt süsiniku ja vesiniku aatomitest. Nende molekulid võivad sisaldada ka hapniku, lämmastiku ja halogeenide aatomeid. Süsiniku erilisus Süsiniku omadus moodustada püsivaid ühendeid tuleneb tema aatomi ehitusest. Vabas süsiniku aatomis on elektronid paigutunud erinevatele orbitaalidele ning elektronide energiad on erinevad. Süsinikuühendis on aga süsiniku teise kihi elektronide energia võrdsustunud, orbitaalid on täidetud teiste aatomite elektronide osavõtul. Süsiniku aatomil on nüüd väga püsiv kaheksast elektronist koosnev teine ehk viimane elektronkiht. Süsiniku aatom molekulis Orgaanilistes ühendites on süsinikul alati neli sidet, hapnikul kaks, lämmastikul kolm ja vesinikul üks side. Süsiniku aatomi olekud molekulis:
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 Elementide aatomiraadius suureneb: rühmas (elektronkihtide arv aatomis kasvab); perioodis (perioodi alguses on tuumalaeng väiksem) Keemiline element on seda metallilisem, mida kergemini saavad tema aatomid elektrone loovutada
alakihis (kirjeldab orbitaalse liikumise orientatsiooni) 4)spinnkvantarv m s (-½ või ½)– iseloomustab elektroni teatavat sisemist omadust, spinni Elektronkonfiguratsioon – elektronide jaotus orbitaalidel Pauli printsiip – samal orbitaalil ei saa olla rohkem kui kaks, vastasmärgiliste spinnidega, elektroni Hundi reegel – kui asmas alakihis on rohkem kui üks orbitaal, siis paigutuvad elektronid eelistatult ühekaupa, paralleelsete spinnidega, erinevate alakihi orbitaalidele Põhiolek – aatomi kõige madalama energiaga seisund Ergastatud olek – kõrgema energiaga seisund Osaliselt täidetud välist elektronkihti nimetatakse valentskihiks ja selllel olevaid elektrone valentselektronideks Aatomiraadius – pool naaberaatomite vahekaugusest; kovalentne raadius (aatomid kovalentselt seotud); van der Waalsi raadius (kui aatomid asuvad eri molekulides, mis puutuvad kokku) Ioonraadius – elemendi ioonraadius on tema osa naaberioonide vahelisest
alakihis (kirjeldab orbitaalse liikumise orientatsiooni) 4)spinnkvantarv m s (-½ või ½) iseloomustab elektroni teatavat sisemist omadust, spinni Elektronkonfiguratsioon elektronide jaotus orbitaalidel Pauli printsiip samal orbitaalil ei saa olla rohkem kui kaks, vastasmärgiliste spinnidega, elektroni Hundi reegel kui asmas alakihis on rohkem kui üks orbitaal, siis paigutuvad elektronid eelistatult ühekaupa, paralleelsete spinnidega, erinevate alakihi orbitaalidele Põhiolek aatomi kõige madalama energiaga seisund Ergastatud olek kõrgema energiaga seisund Osaliselt täidetud välist elektronkihti nimetatakse valentskihiks ja selllel olevaid elektrone valentselektronideks Aatomiraadius pool naaberaatomite vahekaugusest; kovalentne raadius (aatomid kovalentselt seotud); van der Waalsi raadius (kui aatomid asuvad eri molekulides, mis puutuvad kokku) Ioonraadius elemendi ioonraadius on tema osa naaberioonide vahelisest
elektrontiheduse jaotust ruumis. Joonistage vastavate jaotuste graafikud. Samal kaugusel on sama elektrontihedus. Sõlmpindade arv aatomorbitaalidel võrdub peakvantarv -1, mida suurem peakvantarv seda rohkem on sõlmpindasid...ja rohkem laialimääritud.... Joonis kaustikus! EKSAM VIST! 6. Kuidas ja miks erinevad vesinikusarnase aatomi ja mitmeelektronilise aatomi orbitaalid? Mitmeelektronilised aatomite orbitaalid on suhteliselt sarnased H orbitaalidele, aga suurem tuumalaeng tõmbab elektrone rohkem ja alandab oleku energiat samuti elektronid tõukuvad omavahel ja tõstavad oleku energiat. Rohkem elektrone. 7. Kirjutage välja elemendi põhioleku elektronstruktuur ja elektronvalem. Millised on elektroni kvantarvude suurimad väärtused aatomi põhiolekus? Elektronvalem (1s2,2s2;2p6,3s2,3p6,4s2,3d10jne), elektronstruktuur (kastid). 8. Tähtsamad perioodilised seosed aatomite omadustes. Selgitage, kuidas muutuvad aatomiraadius,
Lewise struktuurid näitavad sidemete ja vabade elektronpaaride ligikaudset paiknemist molekulis. Lihtsamate ja keerukamate molekulide kuju kirjeldamiseks antakse sidemepikkused, nurgad sidemete vahel , nurgad tasandite vahel. Nomenklatuur: 1) trivaalsed nimetused(uurea); 2) pooltrivaalsed nimetused(atsetoon) ; 3) süstemaatilised nimetused (IUPAC) (etaanhape); 3. Aatomorbitaalid, hübridisatsioon. Tuuma ümber tiirlevad elektronid on paigutunud orbitaalidele. S-alakihi orbitaal on kerakujuline, keskpunktiga aatomi tuumas. P-alakihi orbitaal vastab kahele kerapinnale lõikumispunktiga aatomi tuumas; p-orbitaalid on paigutunud 90° nurga all. Hübridisatsioonil tekib s jap orbitaalidest ,,segunenud" sp orbitaalid. Tekkinud orbitaalide ergastatuse tase on madalam kui p- ja kõrgem kui s-orbitaalidel. Esineb kolm liiki hübridisatsiooni: 1) sp3- tetraeedrilised
Elementide füüsikalised ja keemilised omadused sõltuvad elektronide arvust suurima n-ga orbitaali väliskihis. Selles kihis on tuumast kõige kaugemal asuvad ja seega kõige nõrgemini seotud elektronid, ehk valentselektronid. See arv ühtib perioodsussüsteemi rühma numbriga. Kiht (n) määrab perioodi. Täidetud orbitaalid (õigemini nende sõlmpinnad) on sfäärilise sümmeetriaga. Ühte elektronkihti saab kuuluda maksimaalselt 2n2 elektroni. Põhimõte on see, et • s-orbitaalidele (l=0) mahub kaks elektroni 2x(m=0) • p-orbitaalidele (l=1) mahub kuus elektroni 2x(m=-1,0+1) • d-orbitaalidele (l=2) mahub kümme elektroni 2x(m=-2,- 1,0,1,2). • f-orbitaalile (l=3) mahub neliteist elektroni. Aga juba alates neljandast perioodist tekivad ebaregulaarsused, mis on põhjustatud sellest, et mitmeelektroonsetes aatomites sõltub elektronide energia elektronidevahelise vastastikmõju tõttu samuti kvantarvust l.
Aatomi elektronkonfiguratsioon – kirjeldab mitmeelektronilises aatomis elektronide jaotust orbitaalidel Pauli keeluprintsiip: aatomis ei saa olla kahte elektroni, mille kõik neli kvantarvu oleksid vastavalt võrdsed. Samal orbitaalil ei saa olla rohkem kui 2, vastasmärgiliste spinnidega, elektroni Hundi reegel: kui samas alakihis on rohkem kui 1 orbitaal, siis paigutuvad elektronid eelistatult ühekaupa, paralleelsete spinnidega, erinevatele alakihi orbitaalidele. (Üheskoos tuntakse neid reegleid ka kui Aufbau printsiip (ülesehitamine, saksa k)) Põhiolek – aatomi kõige madalama energiaga seisund (oleks) Ergastatud olek – kõrgema energiaga olek. Ergastatud olekutes Pauli keeluprintsiip kehtib alati, kuid Hundi reegel ei pruugi kehtida Elektronvalem – selle abil pannakse enamasti kirja elektronkonfiguratsioon. Kasutatakse ka eri suunaga nooli (vastavad erinevatele spinnkvantarvu väärtustele), mis kantakse orbitaale
Heterog süst koosn 3) F.Mundi reegel ühesug. tüüpi orbitaalid täit-d esmalt ühesug. Neid jag. N: kordinatsiooniarvu järgi, ligandite doonoraatomite mitmest eriom-ga osast e.faasist. Süst on avatud, kui tema ja spintkvantarvuga ekt-dena st.ekt-d asuvad antud alatasemel aga järgi, tsentraalaatomite järgi. ümbruse vahel toim ainevahetus. Süst on suletd, kui ainevah puud. igaüks eraldi orbitaalidele, paaristumata elektronidena. Aatomite 4) Aine agregaatolekud. 5.2 Keemiliste reaktsioonide soojusefektid. elektronkatete ehituse sümboolseks tähist kasut (2.5) Mok-de vah jõudusid nim.van der Waasi jõududeks ja nad on ting Reakts-i soojusefekti all mõist-se soojushulka, mis püsival temp-l
3-aatomiline AB2 (CO2, H2O) võib olla lineaarne B__A__B või nurgaga 4-aatomilises molekulis on aatomid kas tasapinnal (kolmnurkstruktuur) või moodustavad trikoonilise püramiidi. 5-aatomilised molekulid AB4 moodustavad ruumilise tetraeedri, kusjuures aatom A asub tsentris, B-d selle nurkades 1. Orbitaalide hübridisatsioon.(Pauling 1931) Kui keemilise sideme moodustamisest osavõtvad ühe aatomi elektronid kuuluvad erinevat tüüpi orbitaalidele, siis toimub orbitaalide segunemine, mille tulemusena tekivad uued ühesuguse kujuga energeetiliselt võrdväärsed oribtaalid ehk hübriidsed orbitaalid Mitmeaatomilistes molekulides võrdsustuvad keemilise sideme moodustumisel valentselektronide energiad ja algsetest s, p, d ja f orbitaalidest tekivad uue kujuga nn. hübriidsed orbitaalid. See meetod kirjeldab hästi molekulide kuju, sidemete suunda ja nendevahelisi nurki. 1. Sigma ja pii- sidemed 2
Kui l=0 ja orientatsioon ruumis ehk m puudub, siis on orbitaal sfääri kujuline (Tabel 2) ja sellist orbitaali kutsutakse s- orbitaaliks.Teisel elektronkihil lisandub l=1 ja m= -1,0,1 võimalused. Need on kolm p-orbitaali, mis kõik koosnevad hantlit või number kaheksat meenutavast ruumipiirkonnast. 41 Erinevad p-orbitaalid on üksteisega risti (joonis 1). Kõrgematel elektronkihtidel lisanduvad s ja p orbitaalidele d, f jne orbitaalid, millede kujud ja suunad on veel komplekssemad, kuid orgaanilise keemia põimõistetest arusaamiseks piisab s- ja p-orbitaalide tundmisest. Tabel 2. Kvantarvud ja nendele vastavad orbitaalid n l m kuju kommentaarid y 1 0 0 1s orbitaal
segus Be või B-ga – neutronite allikas Po ja tema ühendid on väga mürgised 3.25. 17.rühma elemendid: halogeenid (F – At) 3.25.1. Üldiseloomustus Elemendid (17. rühm): F Cl Br I At Väliselektronkiht kõikidel ns2np5 F 1s22s22p5 – 2. energiatasemel puuduvad d-orbitaalid (ei ole ergastatud valentsolekuid) oksüdatsiooniastmed 0, -I Alates Cl-st võimalikud üleminekud vabadele d-orbitaalidele (paardumata elektronide arv suureneb) Oksüdatsiooniastmed 0, -I (püsivaim) kuni VII 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)
annaabi.ee 
