Aatomi põhiolek Põhiolekus on aatomi kõik elektronid vähimate võimalike kvantarvudega aatomorbitaalidel. Selleks, et aatomit ergastada, peab mõni aatomi elektron neelama footoni (energiakvandi, mille tulemusena liigub ta mõnele kõrgemal asuvale vabale orbitaalile, mille üks või mitu kvantarvu on suuremad kui vähima energiatasemega vaba orbitaali vastavad kvantarvud. Põhiolekusse naasmiseks peab elektron üleliigse energia äraandmiseks footoni kiirgama. Ergastatud olek Selleks, et aatomit ergastada, peab mõni aatomi elektron neelama footoni (energiakvandi, mille tulemusena liigub ta mõnele kõrgemal asuvale vabale orbitaalile, mille üks või mitu kvantarvu on
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
CH3COOH - äädikhape Orgaaniliste ühendite 3 olulisemat elementi on C,H,N. Vitalism on elujõuõpetus. Vitalismi järgi org. ained tekivad ainult elujõu mõjul. Vitalism kõrvaldati kusiaine, äädikhappe, benseeni jpt ainete sünteesiga laboris. Valentselektron - paardumata elektron saab moodustada keemilist sidet. Valentsorbitaal on orbitaal, mille paardumata elektronid saavad moodustada keemilisi sidemeid. Ergastumine on paardunud elektroni üleminek tühjale orbitaalile sama elektronkihi piires. Hübridisatsioon on valentselektronide energia võrdsustamine, tekivad ühesuguse energiaga hübriidsed orbitaalid. ??Hübriidne orbitaal on võrdse energiaga orbitaal ? Orgaanilises ainetes moodustuvad ahelad: · hargnemata · hargnenud · tsükliline Alkaanid on ainult tetraeedrilisi süsinikke sisaldavad süsivesinikud.(CnH2n+2) Homoloogiline rida on sarnaste liikmete rida.
· Positiivne laeng või osalaeng + · Püüavad moodustada keemilist sidet, täites oma tühja orbitaali teise osakese vaba elektronipaariga · C, H Nukleofiil vaba elektronipaariga osake · Nukleofiilsustsenter nukleofiili koostisse kuuluv vaba (sidemeks kasutamata) elektronipaariga aatom · Negatiivne laeng või osalaeng - · Püüavad moodustada keemilist sidet, loovutades oma vaba elektronipaari teise osakese tühjale orbitaalile · O, N REAKTSIOONIDE ANALÜÜS · Ründav osake reaktsiooni alustav osake · Reaktsioonitsenter nukleofiilsus-, elektrofiilsus- või radikaaltsenter, kuhu ühineb ründav osake · Lahkuv rühm asendusreaktsiooni korral väljatõrjutav osake · Katkev side kovalentne side, mis katkeb lahkuva rühma väljatõrjumisel Nukleofiilse asendusreaktsiooni analüüs Halogeeniühend+leelis Nukleofiilse asendusreaktsiooni analüüs
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. Elektrone loovutades käituvad aatomid redutseerijana (oksüdatsiooniaste kasvab). Elementide metallilus tugevneb: rühmas (aatomiraadius suurneb);
aatomite, ioonide või molekulide paiknemine on korrapärases kristallvõres. Kovalentside: tekib ainete ühiste elektronpaaride vahel, esineb aatomite vahel molekulides või kristallides, toimub nn elektronide jagamine. Keemiline side jaguneb: ioonsidemeks ja kovalentsidemeks. Võredefekt: kristallides esinev hälve võre ideaalses korrapärasuses. Elektron on ergastatud seisundis siis kui ta neelab footoni ning saades sellega energiat juurde tõuseb kõrgemale orbitaalile, mille üks või mitu kvantarvu on suuremad minimaalsetest. Kvantarv süsteemi olekut iseloomustav väärtus kvantmehhaanikas. Tähis nL. Elektroni orbiidil tiirlevad leiulained peavad olema orbiidilained. Bohri aatomimudel: mänginud olulist rolli mikrofüüsikas. Kirjeldas vesiniku ehitust piisavalt täpselt, selgitades tema spektrijoonte olemust. Siiski ei saanud seda kasutada mitmeelektronilistele aatomitele. Laineomadustega elektron ei saa karbis kunagi paigale jääda. Peakvantarv: n
3. Elektronide paiknemine aatomis. Pauli printsiip. Hund' i reegel. Klit skovski reegel. Elektronid paigutuvad aatomis nii, et nende summaarne potentsiaalne energia oleks minimaalne - s.t. orbitaalid täituvad elektronidega energia kasvu järjekorras. Aatomis ei saa olla kahte elektroni, mille kõik 4 kvantarvu Pauli printsiip: oleksid ühesugused. Sellest järeldb, et ühele orbitaalile mahub max. 2 elektroni, aga nende spinnid peavad erinema Näide: B5 1 s2 2 s2 2 p1 elektronide arv väliskihil peakvantarv n P15 1 s2 2 s2 2 p6 3s2 3 p3
Sama näide nikkliga Ni +28 nikkel asub neljandas reas, märgime ära 4 kihti Ni +28 ) ) ) ) ja numbrid Ni +28 2)8)10)8) viimasel kihil peab olema 8 elektroni kuna nikkel asub B elementide seas ja rühmas VIII B. Elektronkihid jagunevad alates teisest kihist alakihtideks ja igale alakihile vastab kindla kujuga aatomiorbitaal. Orbitaal- ruumi osa, kus elektroni leidmise tõenäosus on suur. 1)s-orbiaal (sfääriline) 2)p-orbitaal (ruumiline) 3)d-orbitaal 4)f-orbitaal Ühele orbitaalile mahub kuni kaks vastassuunalise spinnidega (pöörlemisega) elektroni. Orbitaal võib olla: 0 elektroni- tühi 1 elektron- paardumata 2 elekrtoni- elektronpaar, vastassuunaliste spinnidega Elektronskeem, elektronvalem, ruutskeem: N +7 2)5) elektronskeem (lämmastik asub V rühmas, seega viimasel kihil 5 elektroni) 1s 2s 2p elektronvalem ruutskeem (alanivoo täitub kõigepealt ühekaupa) Sama näide kaaliumiga:
Orbitaalkvantarv · tähis l · võib omada täisarvulisi väärtusi l= 0,1,2,...,n-1 ·iseloomustab elektroni liikumishulga momendi absoluutväärtust ·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
* Kuna elektronide jaotuse aluseks on energia, siis oleks mõiste "kiht" asemel õigem 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
mis tekib vastasmärgiliste laengutega ioonide elektrilise tõmbumise tulemusena. Iooniline side tekib metalli ja mittemetalli vahel metalliline - metalliioonide ja liikuvate ühistatud elektronide vastastikune tõmbumine metallides vesinikside - täiendav side, mis tekib selliste molekulide vahel, mis sisaldavad H-F; H-N; H-O sidemeid. doonor- aktseptorside - Keemiline side, milles ühe elemendi aatomi elektronpaar läheb teise elemendi aatomi vabale (tühjale) orbitaalile. Elementi, mis annab elektronpaari, nimet. doonoriks. Element, millel on tühi orbitaal - aktseptor.
aatomite vahel, või aatomite vahel, mille elektronegatiivsus on võrdne seovad mõlemad aatomid ühiseid elektronpaare võrdse jõuga. Iooniline side - side, mis on moodustunud erinevate laengutega ioonide vahel. Tekib elektronide ülekandumisel ühelt aatomilt teisele. Koordinatiivne side e doonor-aktseptorside keemiline side, mille ühe elemendi aatomi elektronpaar läheb teise elemendi aatomi vabale orbitaalile. Sideme polaarsus eri elementide vahelised keemilised sidemed ei ole sümmeetrilised. 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.
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); · süsiniku valent on neli (tema väliskihis on tavaolekus üks elektronpaar ja kaks paardumata elektroni, ent ergastades neli paardumata elektroni, sest üks elektron liigub 2s-alakihilt vabale 2p-alakihi orbitaalile) IV. Kovalentse sideme polaarsus: mittepolaarne ja polaarne kovalentne side Kovalentne side moodustub peamiselt mittemetalliliste elementide aatomite vahel. 4.1 Kaks sama mittemetalli aatomit annavad kovalentse mittepolaarse sideme, sest elektronpaar võrdselt mõlema aatomi juures. Ei ole tekkinud molekuli osalaenguid. 4.2 Kui on tegemist kahe erineva elektronegatiivsusega mittemetalli aatomiga, siis moodustub tõenäoliselt kovalentne polaarne side
Orbitaal- ja magnetkvantarvud s orbitaal sfääriline ja igas suunas võrdne ühes elektronkihis on üks s orbitaal p orbitaal hantlikujuline ühes elektronkihis on kolm p orbitaali Orbitaalide täitmine elektronidega järgib aufbau printsiipe: · madalama energiaga orbitaalid täidetakse enne · ühele orbitaalile ei mahu üle kahe elektroni Pauli printsiip · sama energiaga orbitaalide puhul täituvad orbitaalid esmalt ühe elektroniga ja alles siis tulevad paarilised Hundi reegel Elektronvalemid Element Orbitaal Elektronvalem (jrk nr) 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz H (1) 1s1 C (6) 1s22s22p2
tõenäoseimat kaugust tuumast. Orbitaalkvantarv l - täisarvul. väärtused 0, 1, 2 … (n-1) - määrab orbitaali kuju (koos peakvantarvuga) Magnetkvantarv ml - posit. või negat. täisarvul. väärtused vahemikus ml = -1, -2, … 1, 0, -1, -2 … Spinn-kvantarv e. spinn: +1/2 või -1/2 näitab, kas elektroni magnetmoment on magnetvälja suunaline või on ta sellega risti. Erineva spinniga elektronide olemasolu kahekordistab elektronide arvu, mis mahub mingile konkreetsele orbitaalile. 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.
= 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 lainepikkusega komponentideks ja registreerida (emissioon-spektraalanalüüs). ➢ Igale orbitaalile mahub maksimaalseltkaks elektroni. 15
Metallivõre negatiivsete vabade elektronide ja positiivsete metallioonide vaheline side. Elektri- ja soojusjuhtivus, plastilisus, läige. Aatomvõre aatomite vahel tugev kovalentne side. Kõrge sulamis- ja keemistemperatuur, tahked. 1. Mitu elektroni ja miks võib olla ühel orbitaalil? Üks orbitaal mahutab kuni 2 elektroni. Ühel orbitaalil võib olla maksimum 2 elektroni ning minimaalselt 0 elektroni, sest ühele orbitaalile mahub vaid kaks elektroni, mille magnetväljad peavad olema kindlasti vastassuunalised. 2. Mitu elektronkihti/ väliskihi elektroni on... aatomil? Mille järgi otsustad? Nt Ca aatomil on 4 elektronkihti ja väliskihis 2 elektroni, sest ta asub 4. perioodis IIA rühmas. 3. Mitu elektroni saab olla aatomi väliskihil maksimaalselt? Miks? Viimasel elektronkihil võib olla maksimaalselt 8 elektroni, sest nii on aatom kõige püsivamas olekus. 4
! Allotroobid on erinevad struktuuri ja omaduste poolest.! Näiteid allotroopidest:! Süsinik – süsi, grafiit, teemant, grafeen jt.! Hapnik – monohapnik, dihapnik (O2 - atmosfääris olev, see mida me hingame), osoon (O3 ), punane hapnik (O4).! F osfor – punane, valge, must jt.! ! Orbitaalide hübridiseerumisest metaani (CH4) näitel.! Ergastatud süsiniku aatomi skeemist nähtub, et väliskihi elektronide energia on erinev. Teatavasti on s-orbitaalile kuuluva elektroni energia väiksem kui p-orbitaalile elektroni energia. Siis peaks metaani molekulis olema üks C-H side nõrgem (väiksema energiaga) kui kolm ülejäänud C-H sidet, mis on tekkinud p-orbitaali elektronide abil. Veelkord süsinikust: seega ja kuigi süsinik peaks teoreetiliselt olema kahevalentne (2s paar ja kaks paardumata 2p elektroni), kuid peaaegu kõigis ühendites, sealjuures kõigis orgaanilistes ühendites, on süsinik neljavalentne.
(soojendame teekannu 1l.): Ek1=mgh=30*2*9,81=588,6 Ek2=mgh=30*1,5*9,81=441,45. Energiate vahe on 147,15. algsest pot en-st muutus soojuseks 147,15 J. 1L vett soojendan: 142,15J=35,2cal. (cal-energia hulk, mis tõstab 1g vee t* 1* võrra). 35,2/1000=0,0352* võrra soojeneb vesi :) Kiirus on füüs suurus, mida mõõdetakse ajaühikus läbitud teepikkusega. Valem: v=s/t, Ühik m/s. 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.
osalaeng v laeng. Nukleofiilsustsenter- on aatom, millel on vaba(sidemeks kasutamata) elektronipaar ja negatiivne osalaeng v laeng. Elektrofiil- tühja orbitaaliga osakesed. Püüavad moodustada keemilist sidet, täites oma 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,
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). Igale orbitaalile mahub maksimaalselt kaks elektroni 1. Bohri vesinikuaatomi mudel
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 mahub maksimaalselt 2 elektroni. Kindla peakvantarvuga kihte tähistatakse ka tähtedega K (n=1), L (n= 2), M (n = 3) jne. · s-orbitaalid on kerakujulised: Igal energiatasemel/kihil on üks sfäärilise kujuga s-orbitaal. Vesiniku aatomis on elektronpilve maksimaalne tihedus 0.53 Å kaugusel tuumast. Järgmiste tasemete s-orbitaalidel on suuremad mõõtmed. Joonis 12.2 s-orbitaal Alates teisest energiatasemest (n = 2) (L-kihist) on võimalikud ka kolm p-orbitaali.
ajalises muutuses. Milliste elementide vahel tekib iooniline side? Iooniline side moodustub tugevalt elektropositiivse ja tugevalt elektronegatiivse elemendi vahel. 5. Mis on ioonilise sideme aluseks? Ioonilise sideme aluseks on tugevad kulonilised jõud nende erinimeliselt laetud ioonide vahel. 6. Kirjelda NaCl ioonilise sideme teket? Ionisatsioonil annab Na ära oma välimise 3s1 elektroni ja see paigutub Cl aatomi mitte täielikult täidetud 3p orbitaalile ja tekib Na + Cl- ioonide paar. Moodustunud Na+ välimine elektronikiht on täielikult täidetud ja omab seega kõrget stabiilsust. Analoogselt, kloori aatom võtab juurde elektroni ja moodustub kloori ioon Cl -, mille välimine elektronkiht on jällegi täielikult täidetud ja seega kõrge stabiilsusega. 7. Miks katioonide mõõtmed ioonilise sideme tekkimisel muutuvad ja kuidas? mõõdud vähenevad 8
46. Kompleksühendid veekogus: klorofüll, Hemotsüaniin. 47. Kompleksühendite nimetamine ja valemite kirjutamine. Nimetuse andmist alustatakse katiooni(de)st, seejärel nimetatakse anioon(id). Kui tsentraalaatomiga on seostunud erinevad ligandid, siis loetletakse need üles tähestikulises järjekorras (eesliiteid arvestamata). 48. Doonor-aktseptorside- Keemiline side, milles ühe elemendi aatomi elektronpaar läheb teise elemendi aatomi vabale orbitaalile. 49. Millest sõltub kompleksühendi värvus? Värvus sõltub nii metallist kui ka liganditest. 50. Kelaat- Kompleks, kus ligand annab metalliga mitu sidet ja moodustab tsükli. 51. Kompleksühendite teke. Tsentraalaatomi ja ligandide ühinemisel, kompleksi moodustajametall + ligand= kompleksühend. 52. Looduslikus vees komplekse moodustavad ligandid. Humiinained 53. EDTA kasutusala. Tööstuses, meditsiinis, kosmeetikas (šampoon), laboratoorsetes töödes. 54
kihi struktuur, millest ongi tingitud keemiliste omaduste kordu- aatommass suurem 1/12 12/6C aatommassist, kuna ta on suhtarv Vm=V/n, n=m/M, V=nVm, PVm=RT vus. Element kuulub rühma, millisele orbitaalile tema aatomis tu- ilma ühikuta suurus. N: Ar(O)=16 PV=m/MRT Clapeyron-Medelejev´I võrrand. leb viimane elektron. Perioodi piirides muutub elementide iselom
aatomite vahel, või aatomite vahel, mille elektronegatiivsus on võrdne seovad mõlemad aatomid ühiseid elektronpaare võrdse jõuga. Iooniline side - side, mis on moodustunud erinevate laengutega ioonide vahel. Tekib elektronide ülekandumisel ühelt aatomilt teisele. Koordinatiivne side e doonor-aktseptorside keemiline side, mille ühe elemendi aatomi elektronpaar läheb teise elemendi aatomi vabale orbitaalile. Sideme polaarsus eri elementide vahelised keemilised sidemed ei ole sümmeetrilised. 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
määrab orbitaali kuju Magnetkvantarv-m:isel elektronorbitaalide ruumilist orientatsiooni Spinnkvantarv e spinn:näitab,kas elekrtoni magnetmoment on magnetvälja suunaline või o ta sellega risti(+1/2 või 1/2) Erineva spinniga elektronide olemasolu kahekordistab elektronide 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
aatomite vahel, või aatomite vahel, mille elektronegatiivsus on võrdne seovad mõlemad aatomid ühiseid elektronpaare võrdse jõuga. Iooniline side - side, mis on moodustunud erinevate laengutega ioonide vahel. Tekib elektronide ülekandumisel ühelt aatomilt teisele. Koordinatiivne side e doonor-aktseptorside – keemiline side, mille ühe elemendi aatomi elektronpaar läheb teise elemendi aatomi vabale orbitaalile. Sideme polaarsus – eri elementide vahelised keemilised sidemed ei ole sümmeetrilised. 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
Sidet tekitavaid jõudusid nimetatakse ka dispersioonmõjuks. Orbiidil tiirlevat elektroni ja tuuma võib vaadelda pöörleva dipoolina. Naaberaatomite / dipoolide tiirlemisel tekib nende vahel mõningane “kooskõlastatus”. Aatomite vahel tekib suhteliselt nõrk side. Näited: lämmastik, argoon, hapnik, neoon, parafiin ja paljud teised orgaanilised ained 2.8. ELEKTRONIDE ENERGEETILISED SPEKTRID Et elektronide võimalikud orbitaalid aatomis on kvanditud, siis vastab igale orbitaalile ka kindel energia. Seda saab kujutada energiadiagrammina. Normaalselt asub elektron madalaimal võimalikul energianivool (valentskihis). Kui elektron saab väljast energiakvandi, mille suurus võrdub kahe võimaliku energianivoo vahega, siirdub ta sellele teisele energianivoole, st ergastub. Kui energiakvant võimaldab elektronil siirduda nivoole W=0, siis ta vabaneb aatomist, st ioniseerub. Vastav energia on ionisatsioonienergia Wi Vesiniku aatomi energeetiline spekter
12.Analüüsi piiratud lahustuvusega kahekomponentse süsteemi faasidiagrammi. 4 1.Defineeriga materjalidteaduse mõiste? Materjaliteadus tegeleb materjali omaduste ja struktuuri vaheliste seoste otsimisega. Kogub fakte ja sütematiseerib need. 2.Defineerige Heisenberg'i määramatuse printsiip? Ühel ajal ei ole võmalik määrata elektroni asukohta ja liikumismomenti. 3.Kirjelda ioonilise sideme teket NaCl-s? Na annab ära oma välise 3s1 elektroni ja see paiguldub Cl aatomi orbitaalile ja tekib Na+Cl ioonide paar. Moodustunud paari välimine elektronkiht on täielikult täidetud ja seega kõrge stabiilsusega. 4.Mis on teemandi tugevuse aluseks? Süsiniku aatomid on tetraeedriliselt paigutatud üksteisest võrdsetel kaguustel ja sidemed on tugevad. 5.Millised variatsoonid kristallstruktuuris on võimalikud ortorombilises süsteemis? Lihtne, -ruumtsentreeritud-, pindtsentreeritud- ja alustsentreeritud ortorombilised elementaarrakud. 6
orbitaal. Osakesi, millel on vaba või osaliselt vaba orbitaal, nimetatakse elektrofiilideks (elektrone armastav). Elektrofiilsust põhjustab elektrofiili koostisse kuuluv tühja või osaliselt tühja orbitaaliga aatom ehk elektrofiilsustsenter. Tavaliselt tuntakse elektrofiilsustsentrit ära positiivse laengu või positiivse osalaengu järgi. Niisiis loovutab nukleofiil oma vaba elektronpaari elektrofiili tühjale orbitaalile. Nukleofiil on seda tugevam, mida kergemini ta suudab oma vaba elektronpaari loovutada. Elektrofiil on seda tugevam, mida kergemini ta suudab täita oma tühja orbitaali. a) Liitumisreaktsioonid vesinikuga (hüdrogeenimine) Alkaani molekulidel puudub võime liita vesiniku aatomeid, mistõttu neid nimetatakse küllastunuteks. Alkeenid ja alküünid võivad endale juurde liita vesiniku aatomeid, mistõttu neid nimetataksegi küllastamatuteks
· Läikivad · Sepistatavad · Suure tihedusega · Kõvad · Head elektri ja soojusjuhid · Keemiliselt aktivsed · Tahked metallid on kristalsed ained. Metalli kristallvores ehk metallivores paiknevad aatomid uksteisele voimalikult lahedal, nii et nende valiskihi elektronorbitaalid osaliselt kattuvad. · Metalli aatomites on valiskihi elektronid suhteliselt norgalt seotud. Seetottu saavad elektronid kergesti liikuda uhe aatomi orbitaalilt teise aatomi orbitaalile (st uhe aatomi juurest teise aatomi juurde) ja nii ule kogu metallikristalli. Valiskihi elektronid muutuvad seega koigile aatomitele uhiseks, sidudes omavahel koiki aatomeid metallikristallis. · Uhiste valiskihi elektronide abil moodustunud keemilist sidet metallides nimetatakse metalliseks sidemeks. · Enamik metalle on keemiliselt aktiivsed. · Eriti leelismetallid ja leelismuldmetallid, mis kuuluvad perioodilisustabeli kahte vasakpoolsesse ruhma.
ergastav pii-elektroni sidemelt, kaksikside nõrgeneb, molekul saab üle minna trans-vormi, mis põhjustab optilises närvis signaali ja valgusaistingu. Molekulorbitaalide teooria. Põhiideed: orbitaalid on delokaliseeritud üle kogu molekuli. Orbitaalid jagunevad siduvateks, lõdvendavateks ja mittesiduvateks. Kuju järgi võib jaotada sigma-, pii-, delta-, jne orbitaalideks. Orbitaalid täituvad elektronidega samuti nagu aatomites: madalama energiaga orbitaalid täituvad esimestena; ühele orbitaalile mahub 2, eripidise spinniga elektroni; võrdse energiaga orbitaalid täituvad algus ühekaupa (Hundi reegel). Keemiline side esineb, kui siduvatel orbitaalidel on rohkem elektrone kui lõdventavatel orbitaalidel. Tahkised jagunevad: metallid (elektrijuhtivus temperatuuri tõustes kahaneb); pooljuhid (elektrijuhtivus temperatuuri tõustes kasvab); isolaatorid (ei juhi elektrit); ülijuhid (elektritakistus on 0, enamasti väga madalal temperatuuril). Sidemed tahkistes
. ¿ 36 AT P¿ käitumist orbitaali piires; kaks võimalikku väärtust: ATP ja ADP suhe rakkudes peab alati olema 1 1 konstantne. ;- . Järelikult mahub ühele orbitaalile Kreatiinfosfaat asub lihasrakkudes. Tema G on -43 2 2 kJ/mol, kuid ta pole kaugeltki nii universaalne kui ATP. Ta maksimaalselt kaks elektroni. mängib rolli kiiresti ja ulatuslikult muutuva energiatarbega Elektronid paiknevad aatomis nii, et nende summaarne rakkudes näiteks sprinter kasutab esimese 6..
(polükristalliline alumiinium - alumiiniumoksiidi spetsiifiline konfiguratsioon) torus, mis on täidetud ksenooniga ja mis lisaks elavhõbedale sisaldab ka metallilist naatriumi. Klaasi ega kvartsi ei saa seda tüüpi lambi juures kasutada, kuna lambi seina temperatuur tõuseb väga kõrgele (kuni 1300 ºC) ja ka seetõttu, et Na reageerib keemiliselt nii klaasi kui kvartsiga. Ergastatud Na elektron kiirgab üleminekul 3p orbitaalilt 3s orbitaalile kollakat valgust üsna kitsas spektripiirkonnas, mistõttu nende lampide efektiivsus on väga kõrge (90-150 lm/W). Leidub veel ka madalrõhunaatriumlampe, mis erinevalt eelnenud gaasilahenduslampidest ei sisalda elavhõbedat. Madalrõhulambis on Na-kindel klaas täidetud Na ja neoon-argooni gaaside seguga. Lambi sisepind on kaetud tina või indiumi oksiidi kihiga, mis laseb läbi valgust, kuid ei lase läbi infrapunast kiirgust. Na-lamp kiirgab
vastavalt kuni 2, 6, 10 ja 14 elektroni.. Summaarne elektronide arv kihis sõltub hõivatud orbitaalide arvust. Maksimaalne elektronide arv kihis on 2n2. Näit. floori elektronkonfiguratsioon kirjutatakse nii 1s22s22p5 (vt. tabel), kus ülaindeks näitab elektronide arvu antud orbiidil. Sisuliselt perioodilisussüsteem väljendab elementide omadusi sõltuvalt tuumalaengust ja sellest tulenevast elektronide arvust ja nende konfiguratsioonist. Vastavalt antud perioodis täituvale orbitaalile elemendid jagunevad s,p, d ja f elementideks. Kõige kõrgemal põhinivool asuvaid elektrone nimetatakse valentselektronideks. 2. Ühendid: ioonid ja molekulid Sõltuvalt asendist perioodilises süsteemis on aatomitel kalduvus kas omandada, anda ära või jagada elektrone saavutamaks inertsetele väärisgaasidele omast stabiilset elektronkonfiguratsiooni. Viimastele omane elektronkonfiguratsioon omab vähem potensiaalset energiat ja on seega stabiilsem
Skemaatiliselt iseloomustab s-elektronpilve kuju kerasümmeetria. Keerulisemad on p, d, f orbitaalid. P ruumilist orientatsiooni iseloomustab m ml magnetkvantarv. Vastavad p orbitaalid on üksteisega risti (ruumiline 8) Magnetkvantarv ml määrab orbitaalise suuna ja tema väärtused. Ml= -l....+l (arvulised väärtused). Spinnkvantarv ms aatomis ei saa olla kahte täpselt ühesuguses energiaolekus asuvat, st. ühesuguse kvantarvuga elektroni. Ühele ja samale orbitaalile mahub 2 vastupidise suunaga pöörlemissuunaga-spinniga- elektroni, mis moodustavad elektronpaari. Aatomi elektronkihtide mahtuvust iseloomustab : a)W. Pauli printsiip aatomis ei saa olla kahte täpselt ühesuguses energiaolekus elektroni. b)Energia miinimum peab elektronide aatomis olema minimaalne potentsiaalne energia. Mida kaugemal elektron on tuumast, seda nõrgemini on ta seotud tuumaga. c) F
Lõpptulemus: kas raku adapteerumine stressiga või suured vigastused ja raku surm. Selline tasakaalu nihe võib olla põhjustatud kas: 1. oksüdandi rakku sisenemise või seal tekkimise intensiivistumisest, 2. sellele vastu toimiva raku antioksüdantse võime vähenemisest või 3. mõlemast efektist. · Oksüdatiivset stressi põhjustavad aktiivsed vabad radikaalid, millel on elektron- orbitaalidel üks või mitut paardumata elektroni. Radikaalil püüab poolvabale orbitaalile mõnelt teiselt osakeselt elektroni võtta, tulemuseks uus radikaal. Radikaalreaktsioonid on ahelreaktsioonid ning põhjustavad ahelasse astuva osakese elektronikaotust e. oksüdeerumist. · Enamik oksüdantidest on rakus hapnikukesksed reaktsioonivõimelised osakesed (reactive oxygen species = ROS), nad võivad baseeruda ka C, N, S või P aatomitel. Raku komponentidele toimivateks (pro)oksüdantideks on O-kesksed superoksiid
CO2). 60. Milliste ühenditena d-metallid enamasti looduses esinevad? Miks neid ei leidu ehedalt? Millist d-elementi leidub looduses peamiselt puhtal kujul? Miks? Enamasti esinevad d-metallid looduses: lantanoidid ja aktinoidid, Skandium, Titaan, Vanaadium, Kroom, Mangaan, Raud, Koobalt, Nikkel, Vask, Hõbe, Kuld, Tsink, Kaadmium, Elavhõbe. (Kõik d-elemendid on metallid. d-elemendid on 3.(IIIB) kuni 12.(IIB) rühma elemendid. Neil lisandub elektron eelviimase elektronkihi d-orbitaalile. d- elemente nim. Siirdemetallideks, nende kaudu toimub üleminek tüüpmetallidelt (1. ja 2. Rühma metallidelt) mittemetallidele. Tavaliselt d-elemendid loovutavad ühendite moodustamisel oma s-elektronid ja sageli ka mingi arvu d-elektrone. Vaid 12. rühma elemendid (tsink, kaadmium, elavhõbe) ei kasuta d-elektrone sidemete moodustamiseks. Erinevate oksüdatsiooniastmete olemasolu on nende elementide paljude omaduste põhjuseks.
soojusjuhtivuse ja on ka enamikus hästi sepistatavad. Tahked metallid on kristalsed ained. Metalli kristallvõres ehk metallivõres paiknevad aatomid üksteisele võimalikult lähedal, nii et nende väliskihi elektronorbitaalid osaliselt kattuvad. Metalli aatomites on väliskihi elektronid suhteliselt nõrgalt seotud. Seetõttu saavad elektronid kergesti liikuda ühe aatomi orbitaalilt teise aatomi orbitaalile (st ühe aatomi juurest teise aatomi juurde) ja nii üle kogu metallikristalli. Väliskihi elektronid muutuvad seega kõigile aatomitele ühiseks, sidudes omavahel kõiki aatomeid metallikristallis. Ühiste väliskihi elektronide abil moodustunud keemilist sidet metallides nimetatakse metalliseks sidemeks. Metalliline side on keemilise sideme tüüp, mis moodustub negatiivsete vabade elektronide ja positiivsete metallioonide vastastikuse tõmbumise tulemusena metallis
olema vabu elektronpaare ja nad moodustavad tsentraalaatomi ümbere sisesfääri. Igale kompleksimoodustajale on iseloomulik kindel ligandide arv ehk koordinatsiooniarv. Kroom(III) korral on see kuus 6-. Kompleksimoodustaja (antud juhul kroom) ja ligandide vahel tekib koordinatiivne side ehk doonor aktseptorside. Moodustub sarnane side kovalentse sidemega, aga tekke mehhanism on erinev: Üks aatom (doonor) annab oma vaba elektronpaari teise aatomi (aktseptori) tühjale orbitaalile ja selle tagajärjel moodustub ühine elektronpaar doonor-aktseptor mehhanismi järgi. Selgituseks saab kasutada ammooniumiiooni tekkemehhanismi. H H H N: + H HNH 38 H H Kroom võib oma sisesfääri siduda kloriidioone, vee molekule aga ka karboksülaatioone
Lõpptulemus: kas raku adapteerumine sellise stressiga või suured vigastused ja raku surm. Selline tasakaalu nihe võib olla põhjustatud kas: 1. oksüdandi rakku sisenemise või seal tekkimise intensiivistumisest, 2. sellele vastu toimiva raku antioksüdantse võime vähenemisest või 3. mõlemast efektist. Oksüdatiivset stressi põhjustavad aktiivsed vabad radikaalid, millel on elektronorbitaalidel üks või mitut paardumata elektroni. Radikaalil on kalduvus poolvabale orbitaalile elektroni mõnelt teiselt osakeselt võtta, tulemusena tekib uus radikaal. Radikaalreaktsioonid on ahelreaktsioonid ning põhjustavad ahelasse astuva osakese elektronikaotust e. oksüdeerumist. Nii endogeensete kui ka toiduga omastatavate antioksüdantide toime mehhanismideks on: 1. superoksiidide tekke pidurdamine mitokondrites, 2. reaktsioonivõimeliste hapnikuradikaalide (ROS) ärakoristamine vähemreaktsioonivõimeliste stabiilsemate radikaalide tekke kaudu, 3
elektronegatiivsemale elemendile ära elektrone ja moodustuvad positiivselt laetud katioonid ja negatiivselt laetud anioonid. Ioonilise sideme aluseks on tugevad kulonilised jõud nende erinimeliselt laetud ioonide vahel. Ioonilise sideme moodustumine viib süsteemi kui terviku vaba energia vähenemisele. Vaatleme näitena NaCl ionisatsiooni (joonis 2.16). Ionisatsioonil annab Na ära oma välimise 3s1 elektroni ja see paigutub Cl aatomi mitte täielikult täidetud 3p orbitaalile ja tekib Na+ Cl- ioonide paar. Moodustunud Na+ välimine elektronikiht on täielikult täidetud ja omab seega kõrget stabiilsust. Analoogselt, kloori aatom võtab juurde elektroni ja moodustub kloori ioon Cl-, mille välimine elektronkiht on jällegi täielikult täidetud ja seega kõrge stabiilsusega. 19 Ionisatsiooniprotsessis muutub Na aatom aatomraadiusega 0,192 nm Na+ iooniks
annaabi.ee 
