Võnkumine on olemuselt perioodiline kohavahetus. Elektroni ,,koht" aatomis on tema leiulaine. Kvantsiiret tuleb käsitleda kui elektroni võnkumist ühest seisulainest teise, ühest elektronpilvest teise. Kvantsiire on protsess, mis toimub lõpliku ajavahemiku jooksul.(mitte momentaanselt) Elektromagnetlaine kiiratakse, kui elektron võngub ühest leiulainest teise. Valguse neeldumisel lähtub protsess madalamast energiatasemest ja lõpeb suurema energiaga orbitaalil. Kui kõik aatomi elektronid asuvad madalaimates (vähima energiaga) lubatud kvantolekutes, siis on aatom põhiolekus. Kui mõni elektron neelab footoni (saab endale footoni energia), siis tõuseb ta mõnele kõrgemale vabale energiatasemele ja aatom läheb ergastatud olekusse. Tagasi põhiolekusse minnes kiirgab aatom footoni; sellega naaseb elektron vähima võimaliku energiaga kvantolekusse. aatomites on erinevate kvantolekute energiatasemete vahed erinevad, siis iga aatom kiirgab
· 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. · S orbitaalile mahub alati kaks elektroni ja p orbitaalidele kokku mahub 6. Jaotus toimub järjekorras. Nt. 5 elektroni välisel kihil ; 2 s orbitaalil, 3 p orbitaalil, mis teeb 3 paardmata elektroni. 14. Oska leida oksüdatsiooniastmeid. · O alati -2 · H alati +1 15. Oska leida maksimaalset ja minimaalset oksüdatsiooniastet ja koosta neile vastavate ühendite valemeid. · Metallidel minimaalne oksüdatsiooni aste puudub. Makimaalne = A rühma number või 2. · Mittemetallidel minimaalne osüdatsiooni aste = 8 A rühma number ; maksimaalne = A rühma number. 16
1. Aatomorbitaal aatomi osa, milles elektroni leidmise tõenäosus on kõige suurem Elektronipaar ühel orbitaalil asuvad 2 elektroni, mis moodustavad ühe elektronpaari Paardumata elektron üksik elektron mingil orbitaalil Katioon positiivse laenguga elektron Elektronegatiivsus keemilist elementi iseloomustav suhtarv, mis arvestab aatomi võimet tõmmata Eksotermiline reaktsioon soojuse(energia) vabanemisega toimuv reaktsioon Endotermiline reaktsioon soojuse(energia) neeldumisega toimuv reaktsioon Anioon negatiivse laenguga osake Oksüdatsiooniaste näitab iooni laengu suurust keemilises ühendis, eeldusel, et see aine koosneb ioonidest
Kontrolltöö: Aatomi ehitus. Keemiline side. Lk 10-66 Prooton positiivse laenguga aatomi osake; Neutron laenguta aatomi osake; Elektron negatiivse laenguga, paikneb orbitaalil; Massiarv tuumaosakest arv aatomituumas neutronite arv + prootonite arv; Aatomituum väga väike ja tihe keskosa, kuhu on koondunud põhiline osa aatomi massist; Aatom keemilise elemendi väikseim osake, molekuli koostisosa; Aatomnumber ehk järjenumber; Lihtaine keemiline aine, milles esinevad ainult ühe elemendi aatomid; Liitaine keemiline ühend, esinevad kahe või enama keemilise elemendi aatomid; Elektronkiht
Seal, kus elektron liigub sagedamini, on tema leidumise tõenäosus suurem. Teisiti väljendades elektronpilve tihedus on selles kohas suurem. Orbitaal näitab elektroni liikumisel tekkiva elektronpilve kuju. Elektron liigub põhiliselt vaid orbitaaliga määratud alas. Väljapoole orbitaali satub ta üsna harva. Kõik orbitaalid ei ole ühesuguse kujuga. Osa on kerakujulised, kuid on ka keerukama kujuga orbitaale. Üks orbitaal mahutab kuni 2 elektroni. Kaks elektroni, mis asuvad samal orbitaalil, moodustavad elektronipaari. Elektronidel on lisaks negatiivsele laengule ka magnetilised omadused. Selleks, et elektronid saaksid moodustada elektronipaari, peavad nende magnetväljad olema vastassuunalised. Vastassuunaline magnetväli vähendab elektronide omavahelist tõukumist ühesuguse (negatiivse) laengu tõttu. Markus M
energiaga kihtidele. *Liikumisel rühmas alt üles leelismetallide (IA rühm) keemiline aktiivsus väheneb. *Elektroni mass on väiksem kui prootonimass. *1s orbitaal on mõõtmetelt väiksem kui 3s orbitaal. *p-orbitaalid on hantlikujulised. *Ühel elektronkihil võib olla kuni 10 d-elektroni. *Järjenr. perioodilisustabelis näitab prootonitearvu tuumas. *Tuumale kõige lähemal asuvad kõige aeglasemalt liikuvad elektronid. *Ühel orbitaalil saab olla kaks elektroni siis , kui nende pöörlemissuunad on erinevad. *Aatomi üleminekul ergastatud olekust pöhiolekusse lähevad elektronid körgema energiaga kihtidelt üle madalama energiaga kihtidele. *Liikumisel rühmas alt üles halogeenide (VII A rühm) keemiline aktiivsus suureneb. *Neutroni mass on suurem kui elektroni mass. *5p orbitaal on möötmetelt suurem kui 2p orbitaal. *s.orbitaalid on kerakujulised. *Ühel elektronkihil vöib max. olla 14 f-elektroni.
Aatomorbitaal – aatomi asa, kus elektronide leidumise tõenäosus on kõige suurem. Elektronipaar – kaks kastassuunalise magnetväljaga elektroni, mis asuvad ühel orbitaalil moodustades ühise elektronpilve. Paardumata elektron – üksik elektron o.a – elemendi aatomite oksüdeerumise astet iseloomustav suurus Katioon – positiivse laenguga ioon anioon – negatiivse laenguga aatom või aatomite rühmitus elektronegatiivsus – suurus, mis iseloomustab keemilise elemendi aatomi võimet keemilise sideme moodistamisel tõmmata enda poole ühise elektronpaari. Eksotermiline reaktsioon – soojuse (energi) eraldumisega kulgev keemiline reaktsioon.
(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, siis mõni side peab katkema, et ei tekiks absurdseid struktuure. Valige välja side, mis katkeb. Joonistage kaarnool valitud sideme keskelt ning lõpetage see sobivas kohas. 7) Kirjutage välja produkti struktuur, lõhkuge sidemed, millelt kaarnooled alguse said ning
Isomeer ühesuguse elementkoostise ja molekulmassiga, kuid erineva struktuuriga ained Hüdrofoobsus vett tõrjuvad Oksüdeerumine kõik orgaanilised ained on redutseerijad st. nad võivad oksüdeeruda mitmesuguste oksüdeerijate toimel Täielik oksüdeerumine siis kui mingi aine põleb täielikult Mittetäielik oksüdeerumine aine ei põle täielikult ja eraldub tahm Paralüüs aine lagunemine kõrge temp toimel. Radikaal osake, mille mingil orbitaalil asub üksik paardumatu elektron Radikaalne dissotsiatsioon radikaali tekkega katkeb C C side Rekombineerumine radikaalide taasühinemine Ahelreaktsioon radikaal ründab stabiilseid molekule ja toimub mitu korda erinevateks aineteks üleminek. Põlemis reaktsioon. CH4+2O2=CO2+2H2O CH6+Cl2=CH3Cl+HCl
docstxt/14432793318283.txt
Kordamine 1. keemiline side- aatomite- või ioonidevaheline vastastikmõju, mis seob nad molekuliks või kristalliks. kordne side-keemiline side, mis tekib kahe aatomi vahel mitme ühise elektronipaari abil. elektronipaar- kaks vastassuunalise magnetväljaga elektroni, mis asuvad ühel orbitaalil, mooustades ühise elektronpilve. Molekulorbitaal-??? kovalentne mittepolaarne side- kovalentne side, mills ühine elektronpaar kuulub võrdselt mõlemale sidet moodustavale aatomile; esineb võrdse (või väga lähedase) elektronegatiivsusega aatomite vahel. kovalentne polaarne side- kovalentne side erineva elektronegatiivsusega aatomite vahel, sidet moodustades tekivad aatomitel seejures erinevad märgid.
ajavahemiku jooksul, mitte lõpmata nobe hüpe Kvantseisundite eluiga 10 astmes -9 10 astmes -8 sekundit Valguse võnkesagedus on 10 astmes 14 Hz Selle ajaga jõuab toimuda tuhandeid kuni miljoneid valgusvõnkeid kiiratavas valguslaines Kiirgamisaega t tõlgendatakse kui aatomi ergastatud seisundi iga, kestust Valguse neeldumist aatomis võib vaadelda samalaadselt, ainult siis lähtub protsess madalamale energiatasemele vastavast seisulainest ja lõpeb suurema energiaga orbitaalil Spektrijoonte intensiivsus Mõne enetgiaga footoneid kiiratakse tihti, teisi harva. Toimumissagedus on erinev Eredadjooned lühiealineseisund Tuhmid jooned pikaelaised (metastabiilsed) Külm helendus Luminestsenst on helendus, mille põhjuseks ei ole keha hõõgvele kuumutamine, vaid teised mõjutused. Luminestsents on tahkiste , vedelike või gaaside mittesoojuslik helendus ultravalguse, elektronkimbu, keemilise toimel.
massist eriti suur. Aatomis on ka laenguta osakesed neutronid, mis asuvad aatomi tuumas . Nende mass on ligikaudu võrdne prootonite massiga. Seega on aatomi mass koondunud tuuma . 2 Aatomi valentsi saab leida väliskihi paardumata elektronide järgi(mille järgi?) 3 B alarühma elemente nimetatakse siirdemetallideks metallideks ja ka d elementideks. 4 Leelismetallid kuuluvad IA Rühma. 5 Ühel orbitaalil võib olla 2 elektroni, kui on täidetud tingimus, et magnetväljad on vastassuunalised. 6 P-elemendid asuvad perioodilisustabelis III kuni VIII A rühmades. 7 Missugused keemilised elemendid loetelust moodustavad ühendid E2O7 ja HEO4?(Se, C, N, Mg, Br, V, Mn, Cr) BR, E ehk elemendi oksüdatsiooniaste on 7(miks?) ***!!!!!#¤%# 8 Latanoide ja aktinoide nimetatakse f elementideks.Neil on sarnase omadused, kuna neil täidetakse viimasena väljaspoolt lugedes kolmas kiht
Pilet 11 1. Termodünaamika II printsiip Termodünaamika teine seadus väidab, et kõigis looduslikes protsessides entroopia kasvab. Entroopia on Universumi korrapäratuse määr. Teise seaduse üks järeldus on, et soojus liigub kuumemast kohast külmemasse kohta. Kuuma objekti kogunenud soojus levib laiali väljapoole ja on vähem korrapärane, sel viisil see protsess suurendabki entroopiat. Soojus ei levi iseenesest külmast kohast kuuma kohta. Entroopia mängib osa ka keemilistes reaktsioonides. Paljud reaktsioonid suurendavad entroopiat, muutes keemilise energia soojuseks, mis kandub ümbruskonda laiali. Mõnede reaktsioonide korral vabanevad gaasid, mis on vedelikest või tahketest kehadest vähem korrapärased. 2. Füüsikalise pendli võnkeperiood. Füüsikalise pendli taandatud pikkus Füüsikaliseks pendliks nimetatakse suvalise kujuga jäika keha, mis saab rippudes võnkuda liikumatu punkti ümber. Füüsikaliseks pendliks võib olla näiteks kiikuv pilt...
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.
vähim võimalik energia). Ergastatud olekus süsteemist saab energiat "ära võtta" ilma süsteemi lõhkumata või muutmata. 2.Elektronpilv Elektronid liiguvad aatomis ülikiiresti,moodustades oma liikumisel negatiivse laengu pilve ehk elektronpilve. 3. Alakiht Aatomi elektronkate jaguneb elektronkihtideks, mis omakorda alakihtideks. Ühe alakihi moodustavad sarnase kujuga orbitaalidel liikuvad elektronid. 4. Paardumata elektron Paardumata elektron on üksik elektron mingil orbitaalil. 3. Täitke tabel: Elektronvalem Elektronkihtide Perioodi Väliskihi Rühma Elemendi arv number elektronide number tähis arv 1s2 2s2 2p6 3s2 4 4 7 VIIB Mn 3p6 3d5 4s2 1s2 2s2 2p6 3s2 6 6 6 VIA Po 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d10 5f14 6p4
üksteise külge - nende tihedus, sulamis- ja keemistemperatuurid on kõrgemad kui sama C- ja H-aatomite arvuga hargnenud molekulidel. Kõik alkaanid on hüdrofoobsed (vett tõrjuvad), kuna neil puudub vastastikmõju vee molekulidega. Keemilised omadused. Tavatemperatuuril on alkaanid suhteliselt püsivad. Reaktsiooni toimumiseks tuleb esmalt tugevad -sidemed lõhkuda, milleks kulub energiat (soojus, valgus). Alkaanide sidemete katkemisel tekivad RADIKAALID, osakesed, mille mingil orbitaalil asub paardumata elektron. Radikaalid on kõrge energiaga osakesed, sest nende paardumata elektron püüab paarduda. Alkaanidele omased keemilised reaktsioonid on 1)pürolüüs ja 2) oksüdeerumine. Pürolüüs on aine lagunemine kõrge temperatuuri mõjul. Näit. metaani pürolüüs: 1) CH4→C+2H2 2) 2CH4→ CH=CH + 3H2 Oksüdeerumine: 1) osaline oksüdeerumine,tekivad alkoholid ( R-OH ) 2C2H6 + O2 → 2C2H5OH
l = 2 m = 0; +-1; +-2 => 3d 2 orbitaalide üldarv energianivool on n => 1; 1+3; 1+3+5; etc spinnkvantarv ms – määrab elektroni magnetmomendi suuna ms = +- ½ Pauli prinsiip – aatomis ei saa olla kahte ega enamat elektroni samas kvantolekus (kõik neli kvantarvu – n, l, m, ms – ei saa olla ühesugused) igal võrdse n, l ja m-ga orbitaalil saab asuda ainult kaks elektroni, mille spinnid peavad olema vastassuunalised. minimaalse energia/aufbau prinsiip – elektronidel peab aatomis olema minimaalne potentsiaalne energia / elektronid täidavad orbitaalid energia kasvu järjekorras Hundi reegel – antud alanivoo elektronide summaarne spinn peab olema maksimaalne (alguses täituvad ühekaupa sama spinniga elektronidega, siis lisanduvad vastupidise spinniga elektronid) 3 elektroni paigutamine d-alakihile: , MITTE
töhtedega s,p,d,f (määrab orbitaali tuuma ümber ringlemise kiiruse ja selle kaudu orbitaali kuju) 3)magnetkvantarv ml (täisarv vahemikus –l....l) – määrab konkreetse orbitaali 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
töhtedega s,p,d,f (määrab orbitaali tuuma ümber ringlemise kiiruse ja selle kaudu orbitaali kuju) 3)magnetkvantarv ml (täisarv vahemikus l....l) määrab konkreetse orbitaali 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
PROOTON, ELEKTRON NEUTRON (TUUMA ÜMBER) AATOMI EHITUS (II) · Kuna kõik elektronid erinevad üksteisest energia poolest, jagatakse elektronkihte alates 2. kihist (2 periood) alakihtideks. Tähistatakse tähtetega s, p, d, f. s orbitaal p orbitaal · Kui elektron on üksinda mingil orbitaalil, siis on ta paardumata elektron. Kaks elektroni orbitaalil moodustavad elektronpaari ja neid nimetatakse paardunud elektronideks. Näide: H: He: 1s 1s paardumata el. paardunud el. · 2p alakihi energia on suurem kui 2s alakihi energia. · Elektronvalemi koostamine:
PROOTON, ELEKTRON NEUTRON (TUUMA ÜMBER) AATOMI EHITUS (II) · Kuna kõik elektronid erinevad üksteisest energia poolest, jagatakse elektronkihte alates 2. kihist (2 periood) alakihtideks. Tähistatakse tähtetega s, p, d, f. s orbitaal p orbitaal · Kui elektron on üksinda mingil orbitaalil, siis on ta paardumata elektron. Kaks elektroni orbitaalil moodustavad elektronpaari ja neid nimetatakse paardunud elektronideks. Näide: H: He: 1s 1s paardumata el. paardunud el. · 2p alakihi energia on suurem kui 2s alakihi energia. · Elektronvalemi koostamine:
Leelised ehk I A rühma metallid Ajalooliselt tuleneb sõna leelismetall sellest, et nende metallide hüdroksiide tunti juba ammu ja neid nimetati leelisteks. Tänapäevane selgitus võiks olla lihtsalt selline, et nende metallide veega reageerimisel tekivad leelised. Leelismetallid on kõige metalsemad elemendid. Aatomi ehituselt kuuluvad nad s-elementide hulka, kuna nende aatomite välisel orbitaalil on üks elektron. Sellest tulenevalt on kõikide leelismetallide aatomite väliskihi elektronvalemiks ns ja oksüdatsiooniastmeks ühendis +I. Kuna leelismetallidel on väliskihis ainult üks elektron, siis seetõttu nad loovutavad selle erakordselt kergesti. Kusjuures mida kaugemal väliselektron aatomituumast asub, seda kergemini see loovutatakse. Just sel põhjusel on leelismetallid väga tugevad redutseerijad ja keemiliste omaduste poolest nad kuuluvad kõige aktiivsemate metallide hulka.
·määrab kindlaks, millised võimalikud orbiidid antud n korral on stabiilsed Magnetkvantarv · Kui kõik ausalt ära rääkida..... tähis ml ·võib omada väärtusi ml=0,±1,±2,...,±(l-1),±l ·iseloomustab liikumishulga momendi vektori võimalikku suunda Spinnkvantarv · tähis ms ·väärtuseks ms=±½ · "lubab" igale orbitaalile panna 2 elektroni Lihtsamad ja keerulisemad aatomid Kergemad näited H, He Vesiniku aatomi põhiolekus on aatomituuma ümber üks elektron 1s orbitaalil Keerulisemate molekulide koostises võib olla tuhandeid aatomeid Näited: HTTP://WWW.COLORADO.EDU/PHYSICS/2000/ -> table of contents -> quantum atom -> atomic spectra Molekulide ehitus Kui kaks või enam aatomit on ühinenud tihedalt seotud koosluseks, siis öeldakse, et need aatomid moodustavad molekuli Aatomeid koos hoidev keemiline side jaguneb kovalentseks ja ioonsidemeks Kovalentne side moodustub siis, kui molekuli koosseisu kuuluvate aatomite üks või mitu
ELEKTRON NEUTRON (TUUMA ÜMBER) AATOMI EHITUS (II) · Kuna kõik elektronid erinevad üksteisest energia poolest, jagatakse elektronkihte alates 2. kihist (2 periood) alakihtideks. Tähistatakse tähtetega s, p, d, f. s orbitaal p orbitaal · Kui elektron on üksinda mingil orbitaalil, siis on ta paardumata elektron. Kaks elektroni orbitaalil moodustavad elektronpaari ja neid nimetatakse paardunud elektronideks. Näide: H: He: 1s 1s paardumata el. paardunud el. · 2p alakihi energia on suurem kui 2s alakihi energia.
mitteosalevad sp²-hübriidorbitaalid võivad moodustada -sidemeid (üks s- ja üks p-orbitaal). Süsiniku aatomi teine ja kolmas väliskihi teiste aatomitega, näiteks vesinikega, nagu eteeni p-orbitaal ei hübradiseeru. Kui liituvad kaks sp-süsinikku, siis sel molekulis.Hübridiseerunud orbitaalidel olevad elektronid on juhul moodustub süsiniku aatomite vahele üks ühine elektronpaar, madalama energiaga võrreldes hübridiseerimata orbitaalil oleva kuna kattuvad mõlema süsiniku sp- hübriidorbitaalid ja sinna tekib elektroniga. Madalama energiaga elektronidest moodustuvad -(sigma) side. spsüsiniku kahe risti asuva p-orbitaali kattumisel stabiilsemad sidemed ja kõrgema energiaga elektronidest vastavalt tekib aga kaks pii() sidet, mille maksimaalsed kattumisalad on väiksema stabiilsusega side. Mida väiksema stabiilsusega on samuti teineteisega ristiolevas tasapindades.
teiste ainetega reageerida on tingitud C C ja C H sidemete suurest püsivusest. Reaktsiooni kulgemiseks on vaja side(med) lõhkuda. C C ja C H sidemete lõhkumiseks tuleb anda molekulile hulk energiat (kuumutamise teel või energiarikka kiirguse abil). Sidemed alkaanides on mittepolaarsed. Sideme katkemise korral alkaani jaotus säilib kummalegi osakesele, mis tekib sideme lõhkumisel, jääb 1e sidet moodustanud elektronpaarist. Radikaal (vaba radikaal) osake, mille mingil orbitaalil asub üksik paardumata elektron . CH - CH - CH CHCH + CH -radikaaliline dissotsiatsioon. Radikaal on kõrge energiaga osake. Ta püüab igal võimalusel liituda teise osakese elektroniga elektronpaariks, sest nii tekib madalama energiaga osake. CHCH + H CH - CH -radikaalide taasühinemine e. rekombineerumine Radikaal võib rünnata stabiilset molekuli. Alkaani moelkulis on radikaalile kättesaadav
elektronpilv ühine elektronpaar siin on 2 suure väärtusega Järelikult tekkis antiparalleelsete elektronspinnidega aatomite vahel side, mille pikkus on r 0 ja energia on E 0. Selline side võib tekkida / tekib siis, kui: 1) mõlemal kattuval orbitaalil on 1 elektron 2) ühel kattuvatest orbitaalidest on 2 elektroni, teisel - ühtegi; tekib nn. doonoraktseptorside, vt. näide Näide: NH4 H H N H NH 4 H 6. Kvantmehhaanilised meetodid. Paljude valentsete süsteemide jaoks ei ole Schrödingeri võrrand lahendatav, kuna selle täpsus pole piisav
mittepolaarne konjugatsioon 4n+2 -elektroni osavõtul, nim aromaatseteks. Benseeni mittepolaarset konjugatsiooni võime kujutada järgmiselt: Joonis Hückeli reegel kehtib kõikide tsükliliste küllastumatute süsteemide kohta. Aromaatsed on nt: Naftaleen n=2, elektronide arv 10 Aromaatsed ei ole nt: Tsüklobitadieen n=?, elektronide arv 4 Aromaatsed on ka heterotsüklid, millede p-orbitaalil asuv mittesiduv elektronpaar võib anda oma elektronpaari või mitte anda -elektronsüsteemi ja nii täita Hückeli kriteeriumi. Pürrool n=?, elektrondie arv 6 Püridiin n=?, elektronide arv: 6 süsteemid, 2 väljas Imidasool n=?, elektronide arv: 6 süsteemid, 2 väljas REAKTSIOONIDE SELETUSED http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/carey/student/olc/ch12overview.html ELEKTROFIILNE ASENDUS AROMAATSES TUUMAS
· laengu jaotust molekulis iseloomustab diipolmoment (müü=e-d). Naitab kui suur ja kaugel on laeng. (Van der Waals). · Elektroonsed efektid molekulis on induktsioon ja resonants/mittepolaarne resonants · Induktsioon elektronegatiivse aatomi moju edasikandumine mooda sigma sidemeid. Sumbub kiiresti. Funktsionaalsete rühmade induktsioon!! Induktsiooni pohjustab aatomite voi funktsionaalsete ruhmade erinev elektronegatiivsus · resonantsmudel kirjeldab p-orbitaalil olevate elektronide omavahelist seotust ja elektronide voimalikke umberpaiknemisi molekulis · resonants - uhe ja sama aine konjugatsioon pii elektronsusteemis / p-orbitaalide konjugatsioonist (seotusest) pohjustatud elektronide umberpaigutus molekulis. Ainult kaksiksidemetega (steerika probleem) · polaarse resonantsi jaoks on vaja elektronegatiivset elementi. Selle kaigus liigub terve elektronpaar. Polaarse resonantsi tottu tekivad elektronrikkad/vaesed tsentrid
v = E1- E2 Orbitaalid. ➢ Elektronid paiknevad aatomituuma ümber kindlaksmääratud kujuga ruumipiirkondades – orbitaalidel. ➢ Orbitaali all mõeldakse sellise ruumiosa piirpinda, kus elektron 99%-se tõenäosusega viibib. Igal orbitaalil on oma kindel energiatase. Eristatakse s, p, d ja f orbitaale ➢ Elektroni üleminekul kõrgema energiaga orbitaalile (ergastamine) neeldub kvant energiat, üleminekul madalamaenergiaga orbitaalile kiirgub kvant energiat ➢ Kui aatomeid on palju, siis toimub neid üleminekuid palju ja tekib erinevatest diskreetsetest lainepikkustest koosnev kiirgus, mida saab lahutada üksikuteks kindla
Aatomite laengud pole seejuures olulised. Klassifitseeris orgaanilised ained tüüpideks e peredeks. Ühte tüüpi ühenditel on samasugune tuum. Vee molekulist lähtuvates ühendites on tuumaks hapniku aatom, ammoniaagi molekulist lähtuvates ühenites aga N aatom. Ühe vesiniku aatomi asendamisel orgaanilise radikaaliga vee molekulis (metüül, etüül jne)saadakse alkohol ja ammoniaagi molekulist amiin jne. Tänapäeval on radikaali mõiste teine- 1 paardumata elektron orbitaalil. Ta koostas ka orgaaniliste ainete kolmemõõtmelised mudelid, mis aga ei äratanud tol ajal tähelepanu. Berzeliuse survel jäid Laurentile tähtsamad keemialaborid suletuks, ta jäi elulõpuni tööle provintsi. Liebig lõpuks tunnistas Laurenti ideid, kuid Wöhler jäi Berzeliusele kindlaks. Gmelini käsiraamatu hilisemates väljaannetes ja Beilsteini entsoklopeedias 1880 võeti kasutusele Laurenti esitatud org ainete käsitlus
Aatomite laengud pole seejuures olulised. Klassifitseeris orgaanilised ained tüüpideks e peredeks. Ühte tüüpi ühenditel on samasugune tuum. Vee molekulist lähtuvates ühendites on tuumaks hapniku aatom, ammoniaagi molekulist lähtuvates ühenites aga N aatom. Ühe vesiniku aatomi asendamisel orgaanilise radikaaliga vee molekulis (metüül, etüül jne)saadakse alkohol ja ammoniaagi molekulist amiin jne. Tänapäeval on radikaali mõiste teine- 1 paardumata elektron orbitaalil. Ta koostas ka orgaaniliste ainete kolmemõõtmelised mudelid, mis aga ei äratanud tol ajal tähelepanu. Berzeliuse survel jäid Laurentile tähtsamad keemialaborid suletuks, ta jäi elulõpuni tööle provintsi. Liebig lõpuks tunnistas Laurenti ideid, kuid Wöhler jäi Berzeliusele kindlaks. Gmelini käsiraamatu hilisemates väljaannetes ja Beilsteini entsoklopeedias 1880 võeti kasutusele Laurenti esitatud org ainete käsitlus
tühja orbitaali teise oskakese vaba elektronpaariga aktseptorid. Nukleofiil- vaba elektronpaariga osakesed. Tsentriks võib olla kaksik v kolmikside. Püüavad moodustada keemilist sidet, loovutades oma vaba elektronpaari teise osakese tühjale orbitaalile doonor. NUKLEOFIIL ÜHINEB ELEKTROFIILIGA, ELEKTROFIIL EI ÜHINE ELEKTROFIILIGA. NUKLEOFIIL EI ÜHINE NUKLEOFIILIGA. Radikaalid- paardumata elektroniga osakesed. On neutraalsed aatomirühmad. Mille koostisse kuulub aatom, mille ühel orbitaalil on paardumata elektron. Radikaalid püüavad moodustada keemilist sidet teiselt osakeselt puuduvat elektroni haarates.tavaliselt kaasneb sellega uue radikaali teke. Ründav osake- reaktsiooni alustav osake. Reaktsioonitsenter- nukleofiilsustsenter, elektrofiilsustsenter v radikaaltsenter, kuhu ühineb ründav osake. Lahkuv rühm- asendusreaktsiooni korral väljatõrjutav osake. Katkev side- kovalentne side, mis katkeb lahkuva rühma väljatõrjumisel.
Erinevate elektronkihtide ja alakihtide täitumine toimub vastavuses Pauli 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
Seega esimene punkt – nad peavad olema tsüklilised ühendi osad (konjugatsioon peab katma kogu tsükli)! Teiseks peavad nad olema tasapinnali- sed – see tähendab, et kõik aatomid (Pange tähele! Mitte ainult süsinikud!) peavad olema sp2-hübridiseerunud. Kõige lihtsam meelde jätta – kõik aatomid, mis on seotud kaksik (kordse-)sidemega ja pürroolne lämmastik (ka sar- nane hapnik ja väävel) on sp2-hübridisatsioonis. Kõik kak- siksidemega seotud aatomid kannavad oma vabal p- orbitaalil ühte vaba p-taseme elektroni, mida nimetatakse π -elektroniks. Pürroolsel lämmastikul on neid aga 2!!! Nüüd Joonis A. viimane Hückeli reegli punkt – kas võrrandis 4n+2= x π- elektroni, kus x on teie poolt uuritava tsükli π-elektronide arv (antud ülesandes 4n+2=6), on n täisarv või mitte. Kui n on täisarv (antud ülesandes n=1) ja eelnevad tingimused ka kõik täidetud, siis on vastav tsükkel aromaatne! Kirjutate tsükli sisse n-le vastava täisarvu! Joonis A.
kasutada mõistet "energiavoo" (energiatase). * Elektronpilv on elektronide kiire liikumise tulemusel tekkiv ruumiline negatiivse laenguga pilv. -) Igale alakihile vastavad kindla kujuga aatomiorbitaalid. * 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
Süsiniku p-orbitaalid kattuvad aga üleval- ja allpool aatomi tuumi ühendavad sirget. P-orbitaalide kattumisel tekkinud ühise elektronpaari jaotmist mõlemale poole aatomi tuumi ühendavat sirget nimetatakse -(pii) sidemeks. Kaksiksideme moodustamises mitteosalevad sp²-hübriidorbitaalid võivad moodustada -sidemeid teiste aatomitega, näiteks vesinikega, nagu eteeni molekulis. Hübridiseerunud orbitaalidel olevad elektronid on madalama energiaga võrreldes hübridiseerimata orbitaalil oleva elektroniga. Madalama energiaga elektronidest moodustuvad stabiilsemad sidemed ja kõrgema energiaga elektronidest vastavalt väiksema stabiilsusega side. Mida väiksema stabiilsusega on sidemed, seda reageerimisvõimelisemad on ühendid. Kuna -side võrreldes -sidemega sisaldab kõrgema energiaga elektrone, siis sel põhjusel -side on ka nõrgem side võrreldes - sidemega. Seda tõestab -sidet sisaldavate ühendite (näiteks alkeenide, alküünide)
DESTILLEERIMINE- vedeliku eraldamine lahusest aurustumisel ja sellele järgneval aurude veeldamisel (jahutamisel). DISSOTSIATSIOON- aineosakeste lagunemine väiksemateks osakesteks. EKSOTERMILINE REAKTSIOON- energia (soojuse) vabanemisega toimuv keemiline reaktsioon (näit. põlemisreaktsioonid). EKSIKAATOR- erilise kujuga klaasnõu. ELEKTRONID- üliväikesed negatiivse laenguga osakesed, mis moodustavad aatomis tuuma ümritseva elektronkatte.Tähis e-. ELEKTRONIPAAR- ühel orbitaalil asuvad kaks elektroni, mis moodustavad ühise elektronpilve. ELEKTRONGAAS- metalliaatomite valentselektronide kogum kristallvõres. ELEKTRONKATE- aatomituuma ümber tiirlevad elektronide kogum, koosneb elektronkihtidest. ELEKTRONKIHT- elektronkatte osa, koosneb tuumast teatud kaugusel tiirlevatest elektronidest. ELEKTRONVALEM- aatomi elektronkatte ehitust väljendav üleskirjutus, mis näitab elektronide energiatasemeid ja alatasemeid ning elektronide arvu nendel.
Spinnkvantarv ms saab olla ainult – ½ või + ½ Elektroni spin. Aatomis kirjeldab elektroni spinnseisundit spinnkvantarv ms, mille lubatavad väärtused on -1/2 ja +1/2. Kasutatakse ka üles ja allapidi nooli või vastavalt alfa ja beeta. 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
alanivood lubatud põhinivoo piires ja seega ruumialad aatomis, kus elektroni leidmise tõenäosus on suurim, juhul kui antud energianivoo on täidetud. Kõrvalkvantarvu l lubatud väärtused on l = 0, 1, 2, 3,......, n-1 18. Mis on magnetkvantarv ja selle lubatud väärtused? Magnetkvantarv määrab üksikute orbitaalide orientatsiooni ruumis. Tema mõju elektroni energiale on väike. Antud orbitaali lubatud orientatsioonide arv on määratud ära orbitaalil oleva elektroni magnetkvantarvuga. Lubatud ml väärtused on vahemikus - l - + l (ka 0) 19. Mis on spin kvantarv ja selle lubatud väärtused? Spinkvantarv ms määrab 2 elektroni lubatud pöörlemise suunda ümber oma telje. Pöörlemissuunad võivad olla kas kellaosuti suunas või vastu kellaosuti suunda ja vastavad ms väärtused on + 1/2 ja -1/2. 20. Maksimaalne elektronide arv elektron-nivool kvantarvuga n ? 2n2 21. Millises järjestuses täidavad elektronid orbitaale
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. Üksikside - -side; kaksikside 1 -side ja 1 -side jne. Hübridisatsioon ühe ja sama aatomi eri tüüpi orbitaalide ühtlustumine sideme moodustamisel, molekulis moodustavaad sidemeid hübriidsed (segatüüpi) orbitaalid. Nt sp-lineaarne-CO2; sp2-tasapinnaline kolmnurk-BF3; sp3-tetraeeder-CH4. Be 2s2=2s12p1. 22. Võrrelge üksiksideme ja kordsete sidemete omadusi
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:
Ühe elemendi aatomid erinevad teiste elementide aatomitest. Ühendid koosnevad mitme elemendi aatomitest. Keemilises reaktsioonis aatomid paigutuvad ümber, eralduvad üksteisest või ühinevad, aatomeid ei teki juurde ega kao kuskile 1. Orbitaalid Elektronid paiknevad aatomituuma ümber kindlaksmääratud kujuga ruumipiirkondades orbitaalidel. Orbitaal - sellise ruumiosa piirpinda, kus elektron 99%-se tõenäosusega viibib, igal orbitaalil on oma kindel energiatase. Eristatakse s, p, d ja f orbitaale. Elektroni üleminekul kõrgema energiaga orbitaalile (ergastamine) neeldub kvantenergiat, üleminekul madalama energiaga orbitaalile kiirgub kvantenergiat Kui aatomeid on palju, siis toimub neid üleminekuid palju ja tekib erinevatest diskreetsetest lainepikkustest koosnev kiirgus, mida saab lahutada üksikuteks kindla lainepikkusega komponentideks ja registreerida (emissioonspektraalanalüüs).
I A rühma metalle nimetatakse ka leelismetallideks. Ajalooliselt tuleneb sõna leelismetall sellest, et nende metallide hüdroksiide tunti juba ammu ja neid nimetati leelisteks. Tänapäevane selgitus võiks olla lihtsalt selline, et nende metallide veega reageerimisel tekivad leelised. Leelismetallid on kõige metalsemad elemendid. Aatomi ehituselt kuuluvad nad s-elementide hulka, kuna nende aatomite välisel orbitaalil on üks elekt- 1 ron. Sellest tulenevalt on kõikide leelismetallide aatomite väliskihi elektronvalemiks ns ja oksüdatsiooniastmeks ühendis +I. Kuna leelismetallidel on väliskihis ainult üks elektron, siis seetõttu nad loovutavad selle erakordselt kergesti. Kusjuures mida kaugemal väliselektron aatomituumast asub, seda kergemini see loovutatakse
Katioon positiivse laenguga osake. Kui elektronkiht loovutab elektrone. Aatommass keemilise elemendi aatomi mass. Molekulmass aine molekuli mass. Aatomnumber prootonite arv aatomi tuumas. Aatomi massiarv prootonite ja neutronite summa aatomituumas. Valents näitab sidemete arvu, mille abil aatom on seotud teiste aatomitega. Radioaktiivsus aatomituumade iseeneslik lagunemine. Orbitaal ehk elektronkiht elektroni kaugus tuumast. Ühel ja samal orbitaalil asuvad elektronid moodustavad elektronpaari. Elektronkihtidel on erinev arv elektrone. 1. kihis kuni 2 elektroni ; 2. kihis kuni 8 elektroni; 3. kihis kuni 18 elektroni. Elektronkihid täituvad kindla reegli alusel madalama energiaga tasemelt kõrgema energiaga tasemele. Välimises kihis olevad elektronid on kõige nõrgemalt tuumaga seotud ja võivad üle minna ühelt aatomilt teisele aatomile. Välises kihis on 1-8 elektroni. Elektronpilv elektroni leidumise tõenäosus ruumis.
Elemendi kuuluvuse perioodi määrab elektronkihtide arv ja kuuluvuse rühma elektronide arv väliselektronkihis (õieti valentselektronide arv). Keemiliste omaduste alusel rühmitatakse elemente metallideks, poolmetallideks, mittemetallideks, leelismetallideks, leelismuldmetallideks, halogeenideks, väärisgaasideks, lantanoidideks, aktinoidideks. Elektronkonfiguratsiooni alusel jagatakse tabel s- p-, d- ja f-plokiks vastavalt sellele, millisel orbitaalil paikneb suurima energiaga elektron. 6. Metallideks nimetatakse keemilisi elemente, millel on vabu elektrone ja mis tahkes olekus moodustavad niinimetatud metallilise võre, mis annab neile iseloomuliku metallilise läike, hea elektrijuhtivuse ning soojusjuhtivuse ja on ka enamikus hästi sepistatavad. 7. Kavitatsiooniks nimetatakse nähtust, kui vedeliku voolamisel voolu pidevus katkeb ja vedelikku tekivad tühikud ehk kavernid.
gif ja http://faculty.salisbury.edu/~momitchell/chem_221_visuals.htm ) Seega võiks kokkuvõtlikult punaselt tähistatud -side mõlemal pool aatomi tuumi ühendavat sirget eteeni molekulis näha välja järgmiselt: (Jooniseallikas: http://ibchem.com/IB/ibnotes/full/bon_htm/14.2.htm ) (Jooniseallikas: http://www.knockhardy.org.uk/assets/HYBRIDC.PDF ) Hübridiseerunud orbitaalidel olevad elektronid on madalama energiaga võrreldes hübridiseerimata orbitaalil oleva elektroniga. Madalama energiaga elektronidest moodustuvad stabiilsemad sidemed ja kõrgema energiaga elektronidest vastavalt väiksema stabiilsusega side. Mida väiksema stabiilsusega on sidemed, seda reageerimisvõimelisemad on ühendid. Kuna -side võrreldes -sidemega sisaldab kõrgema energiaga elektrone, siis sel põhjusel -side on ka nõrgem side võrreldes -sidemega. Seda tõestab -sidet sisaldavate ühendite (näiteks alkeenide, alküünide) kõrgem keemiline aktiivsus võrreldes
(2l + 1) täisarvulist ml väärtust. Spinnorbitaalid Ühes ja samas ruumiosas võib paikneda kaks vastasmärgilise spinniga elektroni. Algselt püüti seletada spinni olemasolu kui elektroni kujuteldavat pöörlemist ümber oma telje. Tänapäeval mõistetakse spinni all elektroni omaimpulssmomenti, mis on seotud osakese ruumilise kirjeldamisega. Lainefunktsioone, mis kirjeldavad ka elektroni spinni, nimetatakse spinnorbitaalideks. Spinnkvantarv (ms) omab väärtusi -1/2 ja +1/2. Samal orbitaalil võib olla maksimaalselt kaks erineva spinnkvantarvuga elektroni, mis moodustavad elektronipaari. Orbitaalidekuju ja energiatasemed Aatomi elektronkate on kihilise ehitusega. Iga järgmise kihi elektronid on eelmistest kõrgemal energiatasemel, iga järgmise kihi elektronid on tuumast kaugemal, iga järgmise kihi samasuguse kujuga orbitaalid on suuremad eelmise kihi orbitaalidest. Igale kihile vastab kindel arv orbitaale, kuhu elektronid võivad paigutuda, igale orbitaalile
suurem. Orbitaaliks nimetakse sellist ala aatomis, kus elektroni leidumise tõenäosus on suur. Orbitaal näitab elektroni liikumisel tekkiva elektronpilve kuju. Elektron liigub põhiliselt vaid orbitaaliga määratud alas ja väljaspoole orbitaali satub ta üsna harva. Kõik orbitaalid ei ole ühesuguse kujuga - osa on kerakujulised, kuid on ka 1 keerukama kujuga orbitaale. Üks orbitaal mahutab kuni 2 elektroni. Kaks elektroni, mis asuvad samal orbitaalil, moodustavad elektronipaari. Elektronidel on lisaks negatiivsele laengule ka magnetilised omadused. Selleks, et elektronid saaksid moodustada elektronpaari, peavad nende magnetväljad olema vastassuunalised. Vastassuunaline magnetväli vähendab elektronide omavahelist tõukumist ühesuguse (negatiivse) laengu tõttu.Elektronkihid jaotatakse omakorda alakihtideks. Esimene (kõige sisemine) elektronkiht koosneb vaid ühest alakihist. Igal
annaabi.ee 
