Sissejuhatus keskkonnakeemiasse, keemia. (0)

Biosfäär ja selle koostisosad
Biosfäär ja selle koostisosad- on see osa Maast ja teda ümbritsevast, kus on levinud elusorganismid. Haarab alumise osa troposfääri, kuni osoonikihin ca. 20km, hüdrosfääri; maakoore st litosfääri ülemise osa

• Troposfäär
  
• Hüdrosfäär
  
• Litosfääri ülemine osa
  
• Elusaine ehk biomass
  

Fotosüntees: CO2+H2O+hv-> CH2O +O2 CH2O-karbohüdraat- protsess, kus anorgaanilistest ainetest päikeseenergia toimel toodetakse orgaanilist ainet ja vabaneb hapnik.
Atmosfääri koostis- on piirialaks Maa ja kosmose vahel. Tema kaudu toimub Maa ainevahetus kosmosega. Põhilisteks koostisosadeks on lämmastik(kaalu78,08%; mahu 75,5%) ja hapnik(20,95%;23,16%) ja veel mõned hulga teised gaasilised ained( argoon , süsinikdioksiid).
Hüdrosfäär- on Maad ümbritsev veekiht. Vesi esineb kõigis kolmes agrekaatolekus. Vesi-hästi liikuv, auruna(pilvedena), on hea lahusti. Sisaldab 35 promilli lahustunud aineid, katioonides peamiselt Na, Ca, Mg, anioonidest Cl, SO4, HCO3 , CO3. Maailmameri 93%, põhjavesi 4,1%.
Maakoor -Maa suhteliselt jäik ebaühtlane väline kest, mis koosneb mitmesugustest mineraalidest , assotsiatsioonidest, sette-, tard -, ja moondekivimitest. Kontinentaalne maakoor-koosneb lähedaselt graniidilie, sisaldab rohkem ränioksiidi ja vähem magneesiumi ja raua ühendeid. Ookeaniline - koosneb peamiselt basaldist , vähem ränioksiide, rohkem magneesiumis ja raua ühendeid. Nende vahel on subkontinentaalne maakoor ehk üleminekuala. Kõigi keskmine paksu 20 km, tihedus 2,7. Koostis: Hapnik- 47%, Räni(Si) 28%, Al, Fe, Ca, Mg, Na, K.
Elusaine ehk biomass- kõige väiskem osa biosfääris. Koosneb H, C, O, P, N; S- biogeensetest elementidest- kõik taime aj loomariigi esindajad, keerukamad orgaanilised molekulid. Autotroofi- ise suutelised sünteesima eluks vajalike orgaanilsit ainet, heterotroofid - kasutava aga organismivälist orgaanilist ainet.
Elementide levik:
Nüüdisajal tuntakse 112 keemilist elementi, neist esineb looduses 90, ülejäänud on saadud tehislikult tuumareaktsioonide abil. Raku põhiosa moodustub peamiselt 6 keemilist elementi: C, H, O, N, F, S
Vesinik
Avastas XVI sjandil esimesel poole Paracelsius, 1776. a tegi Cavendish kindlaks omadused, 1783. a tõestas Lavoisier, et ves on vesiniku ja hapniku keemiline ühend
Saamine: CH4 → C + 2H2 (800-1000 0C) kivisöe ja koksemigaasid sisaldavad kuni 50% vesinikku. Vee elektrolüüs.
Isotoobid- Tal on kaks stabiilset isotoopi massiarvudega 1 ja 2. Erinevalt muudest elementidest on keemilised ja füüsikalised erinevused vesiniku isotoopide vahel suhteliselt suured. Seetõttu on neil erinimetused ja mitteametlikud, ent laialdaselt kasutatavad erisümbolid. Isotoopi massiarvuga 1 nimetatakse prootiumiks ja keemiline sümbol H käib eriti selle isotoobi kohta. Isotoopi massiarvuga 2 nimetatakse deuteeriumiks, mille keemiline sümbol 2H (mitteametlikult D).
Vesinikul on ka radioaktiivne isotoop massiarvuga 3 ja poolestusajaga 12,3 aastat. Selle nimetus on triitium ja sümbol 3H (mitteametlikult T). (Erinimetused ja -sümbolid on ka isotoopidel, mis kuuluvad radioaktiivsetesse ridadesse.)
Prootiumi aatomi tuum on prooton , mis on elementaarosake . Deuteeriumi aatomi tuum on deuteron, mis koosneb ühest prootonist ja ühest neutronist. Triitiumi aatomi tuum on triiton , mis koosneb ühest prootonist ja kahest neutronist.
Deuteerium 
Deuteeriumi leidub maailmameres keskmiselt üks 2H aatom 6400 H aatomi kohta ehk umbes 0,156 ‰.
Triitium
Looduses esineb triitiumi väga väikestes kogustes. Ta tekib enamasti atmosfääri ülakihtides kosmilise kiirguse mõju tõttu atmosfääris leiduvatele gaasidele.
Hapnik

• Hapnik on üks levinumaid ja olulisemaid elemente Maal.
  
• Maa atmosfääris on hapnikku ~21%.
  
• Hapnikku kasutavad hingamiseks kõik aeroobsed elusorganismid.
  
• Hapnik osaleb ka teistes looduslikes oksüdatsioonireaktsioonides: kõdunemis-, mädanemis- ja põlemisprotsessides.
  
• Hapnikku leidub väga paljudes ühendites.
  

Hapniku keemiline sümbol on O. Hapnik asub perioodilisustabeli 2.perioodi VI rühmas. Tema tuumalaeng on 8. Hapniku aatomis on: 8 prootonit, 8 neutronit ja 8 elektroni, välises elektronkihis on 6 elektroni. Et saavutada püsivat väliskihti, on hapniku aatomil vaja liita veel 2 elektroni – järelikult keemilistes reaktsioonides hapnik seob elektrone ja on oksüdeerija.
Omadused:

• Hapnik on värvitu, lõhnatu, maitseta õhust raskem gaas .
  
• Hapnik on mittemetall, mis on keemiliselt küllaltki aktiivne.
  
• Hapnik soodustab ning kiirendab põlemist ja tõstab leegi temperatuuri.
  

Absence of oxygen : pyrites FeS2 in sedimentary rocks
FeS2 + 15O2 + 2H2O 4Fe3+ + 8SO42- + 4H+
Hapniku ringe:
Koguseliselt on hapnik globaalses aineringes tähtsaim element ja esineb selles ringes peamiselt vee koostises. Vaba hapnik (O2) tekkis siis, kui taimsed organismid hakkasid fotosünteesima. Fotosünteesi käigus lagundatakse vee molekule. Praegune atmosfääri hapnikusisaldus (20,95%) saabus umbes 220 miljonit aastat tagasi. Kuna fotosünteesil toodetakse rohkem hapnikku kui seda hingamisel kulub, siis ongi hapniku hulk aja jooksul suurenenud. Suurema osa hapnikust produtseerib fütoplankton, maismaataimede osakaal on väiksem. Kogu atmosfääri hapnik uueneb umbes 2000 aasta jooksul.
Blue -green algea developed
CO2(g) + H2O(l) ---hnCH2O(s) + O2(g)
Dihapnik on stabiilne gaas.

• Ta moodustab Maa atmosfäärist ~21%.
  
• Dihapnik on keemiliselt aktiivne.
  
• Hapnik reageerib paljude liht- ja liitainetega
  
  • Ühinemise tulemusena moodustuvad OKSIIDID
    

C + O2 = CO2 CH4+ 2O2 = CO2 +2H2O
SÜSINIKDIOKSIID SÜSINIKDIOKSIID
Trihapnik on iseloomuliku terava, veidi kloori meenutava lõhnaga sinakas , suhteliselt ebapüsiv gaas.

• Elusorganismidele on osoon suuremas kontsentratsioonis väga mürgine.
  
• Osooni kasutatakse kliimaseadmete, paberi- ning toiduainetetööstuses, toitainete säilitamisel ja meditsiinis.
  
• Osoonikiht ehk osnosfäär asub 10-50 km kõrgusel maapinnast.
  
• Osonosfääri lagunemine tõttu jõuab maale rohkem UV-kiirgust.
  
• Osooni tekkimine: O + O2 = O3
  

Süsinik
Allotroopsed teisendid
Teemant
Läbipaistev, värvuseta kristalliline aine. Ta on kõige kõvem looduslik mineraal . Teemandi kristallivõres on süsiniku aatomid üksteisest võrdsel kaugusel ja iga aatom on seotud nelja kovalentse sidemega.
Niisugune struktuur põhjustabki teemanti erandliku kõvaduse. Teemanti kasutatakse klaaside lõikamiseks, kivimite puurimiseks, tema pulbriga lihvitakse metalle , vääriskive ning teemandit ennast. Lihvitud, korrapärase kujuga teemante nimetatakse briljantideks. Teemante on looduses harva. Neid leidub Lõuna-Aafrikas, Indias ning Jakuutias. Teemante toodetakse ka sünteetiliselt grafiidist ülikõrglel rõhul ja temperatuuril.
Teemandi struktuuris ei ole üldse vabu väliskihi elektrone – kõik on kovalentsete sidemete koostises. Sellepärast ei juhi teemant elektrit.
Grafiit
Tumehall kristalliline läikiv aine. Ta juhib elektrit ja on rasksulav(3500o)Vastandina teemandile on grafiit väga pehme, puudutamisel tundub ta rasvane ja jätab paberile tumeda jälje. Tänu sellele omadusele valmistatakse grafiidist pliiatseid. Teemandi ja grafiidi kõvaduse suur erinevus seletub nende erineva kristallstruktuuriga. Grafiidi kristallis paiknevad kõik süsiniku aatomid korrapärase tasapinnalise kuusnurga tippudes. Kuusnurgad paiknevad kihtides, seejuures kihtidevaheline kaugus on suurem kui kuusnurgas süsiniku aatomite vahel.
Süsinikdioksiid-CO2
Õhus leidub ligikaudu 0,03% CO2. Ta moodustub hingamisel, põlemisel, käärimisel, mädanemis- ja kõdunemisprotsessidel. Laboratoorselt saadakse teda kaltsiumkarbonaadist hapete toimel:
CaCO3+2HCL→CaCl2+H2CO3 H2CO3→H2O+CO2
Süsinikdioksiid-CO
Süsinikdioksiid tekib orgaaniliste ainete ja kütuse mittetäielikult põlemisel. Rahvapäraselt tuntakse teda vingugaasi nime all. Süsinikoksiid on värvuseta ja lõhnata väga mürgine gaas.
Süsinikringe
Süsinikku on looduses lihtaine (peamiselt grafiit, tühisel määral teemante), ohtralt kaevandavate sütena (kivisüsi, antratsiit), õhus CO2-na, maapõues kaltsiumkarbonaadina( lubjakivi , kriit, marmor) ning orgaaniliste ühendite taim- ja loomorganismides .
Süsinik ja tema ühendid on looduses pidevas ringes. Fotosünteesil seovad taimed õhust CO2 ja muudavad selle orgaanilisteks ühenditeks, millest ehitavad üles oma organismi. Fotosünteesil vabanev hapnik rikastab õhku. Taimse päritoluga aine on looduses miljonite aastate vältel muundunud aeglaselt turbaks ja lõpuks kivisöeks. Seejuures süsinikusisaldus kütuses kogu aeg suureneb. Taimede muundumist iseloomustab skeem:
taimed→turvas→pruunsüsi→kivisüsi→antratsiit
Elusorganismide hingamisel, surnud organismide kõdunemisel või kütuse põlemisel tekib CO2.
CO2 moodustub vees lahustudes süsihappe ja selle soolasid, õhust seovad teda aga taimed. Kõikide nende protsesside tulemusena hoitakse õhus sisaldust enam-vähem püsivana.
Kütused
Sõltuvalt agregaatolekust jaotatakse kütused tahke-, vedel- ja gaaskütusteks, päritolu aga:
1)looduslikeks kütusteks(kivisüsi, nafta , maagaas)
2)tehiskütusteks(koks, brikett , petrooleum, veegaas, generaatorgaas)
Lämmastik
Valgud
Valgud võivad koosneda ühest või mitmest peptiidist. Valgud koosnevad tuhandetest aminohapetest. Polüpeptiididest eristab neid see, et kui polüpeptiidide  molekulmass  on tavaliselt alla 10 000  daltoni , siis valkudel on see suurem. Molekulmass ei ole seotud bioloogiliselt aktiivsete valkude funktsiooniga. Polüpeptiidide ahelate pikkus on valkudes väga varieeruv , ulatudes sajast paarikümne tuhande aminohappejäägini. Enamik looduslikult esinevatest valkudest sisaldab alla 2000 aminohappejäägi.
Lihtsama struktuuriga valgu aminohappejääkide arvu saab umbkaudselt arvutada jagades molekulmassi 110-ga. Kuigi 20 tavalisema aminohappe keskmine molekulmass on 138 ühikut, esinevad valkudes enamasti väiksemad aminohapped, mille osakaale arvestades on valkude keskmise aminohappe molekulmass 128 ühikut, ning kuna peptiidsideme moodustumisel eraldub veemolekul (M=18 g/mol), taandub keskmine aminohappe molekulmass 110-le.
Lämmastiku ringe

• On kaks põhiallikat: 1)lämmastiku sidumine, eluta loodusest elutasse 2) lämmastiku vabanemine , üleminek uuesti atmosfääro
  
• Lämmastikuringe on lämmastiku ja tema ühendite tsükliline liikumine eluta ja eluslooduse elementide vahel ökosüsteemis.
  
• Põhiline osa (umbes 78%) maakera atmosfäärist koosneb lämmastikust. Atmosfäärne lämmastik on bioloogiliselt piiratud kasutusega, põhjustades lämmastiku vajakajäämist erinevates ökosüsteemides. Lämmastikuringe pakub erilist huvi ökoloogidele, sest lämmastiku kättesaadavus mõjutab ökosüsteemide võtmeprotsesse, hõlmates primaarproduktsiooni ja lagunemist. Inimtegevus, nagu fossiilsete kütustepõletamine, lämmastikväetiste kasutamine ja lämmastiku eraldumine heitvette, on suurel määral aidanud kaasa lämmastiku dünaamilisele ringlemisele. [1]
  
• Reaktiivne lämmastik (rN) on bioloogiliselt kasutatav lämmastiku vorm. Nendeks on lämmastikuanorgaanilised redutseerunud ühendid (NH3, NH4+), anorgaanilised oksüdeerunud ühendid (NOx, HNO3 , N2O ja NO3-) ning orgaanilised ühendid (uurea,  amiinid , proteiinid jt)[2].
  
• Õhus on vaba N2 (lämmastik) kättesaadav vähestele bakteritele (näiteks mügarbakterid), kes on võimelised redutseerima lämmastikku ammooniumiks. Taimed ja suur osa mikroobe toituvad mineraalsetest lämmastikuühenditest (põhiliselt nitraatidest), orgaanilise aine lagunemisel vabanevaid ammoniaaki ja ammooniumiühendeid kasutavad taimed ja mikroorganismid . Seda orgaanilise aine lagundamise protsessi nimetatakse ammonifikatsiooniks. Suur osa orgaanilisi lämmastikuühendeid allub nitrifikatsioonile, oksüdeerudes nitraatideni, mis on kergesti taimede poolt omastatavad. Suure kontsentratsiooni korral nitraadid bioakumuleeruvad ja võivad saada ohtlikuks loomorganismidele.
  

Los Angelese sudu - põhjustab fotokeemilisi reaktsioone, mis tekivad sisepõlemismootorite heitgaside toime. Reaktsiooni tulemusena tekivad toksilised ained, mis on kahjuliku toimega. Üsna oluline osa on osoonil, mis antropogeense saastuse tõttu moodustub maapinnalähedastes õhukihtides. Tekib pilvitu ja kuiva ilmaga ning seda soodustuvad atmosfääri sattunud süsivesikud. Kütuste põlemine toimub lämmastiku ja hapniku seguses õhus. Väga kõrgel temperatuuril võib suhteliselt intertne N2 fragmenteeruda ja astub reaktsiooni O+N2-NO+N
Osooni tekkimine
N+O2-NO+O summeerides need võrrandid saame N2+O2-2NO Lämmastikoksiidi oksüdatsioonil sudus tekib lämmastikdioksiid. UV mõjul NO ja NO2 ergastuvad ja moodustub monohapnik ja edasi juba osoon. NO+hv+O2->NO2+O NO2+hv-NO+O NO2+hv+O2-NO+O3 O2+O->O3 Lämmastikoksiid, osoon ja monohapnik võib reageerida õhus leiduva veeauruga ja orgaaniliste ühenditega, tekivad toksilised ained.
Happevihmad
Tekib fosiilsete kütuste põlemise tagajärjel. SO2 oksüdeerub väävelhappeks, kus väävelhape astub reaktsioon kaltsimkarbonaadiga, mille tõttu ka marmorimst ja paekivi hoonetel tekivad suured kahjustused.
H2SO4+CaCO3+H2O->CO2+ CaSO4 *H2O
lubjakivi kips
Väävel
Väävlil on 4 stabiilset isotoopi, massiarvudega 32, 33, 34 ja 36. Väävel on mittemetall. Tal on rohkelt allotroopseid vorme. Tavatingimustes on stabiilne rombiline väävel. See on kollane, rabe, elektrit mittejuhtiv kristalne aine tihedusega 1,96 g/cm³. Vees kristalne väävel ei lahustu, vähesel määral lahustub orgaanilistes lahustites nagu benseen ja etanool. Lisaks halvale elektrijuhtivusele on väävel ka halb soojusjuht. Väävli hõõrumisel naha vastu omandab ta negatiivse elektrilaengu. Keemiliselt on väävel aktiivne element. Reageerib normaaltingimustel leelismetallide, leelismuldmetallide, elavhõbeda, vase ja hõbedaga. Soojendamisel kulgevad reaktsioonid ka alumiiniumi, raua, tsingi ja pliiga . Veidi suurem on aktivatsioonienergia väävli reageerimiseks mittemetallidega, mistõttu toimuvad sellised reaktsioonid kõrgematel temperatuuridel . Väävel ei reageeri kulla, plaatina , joodi, lämmastiku ja väärisgaasidega.
Väävli stabiilsemad oksüdatsiooniastmed on −2, 0, 4 ja 6. Oksüdeerivas keskkonnas valdab oksüdatsiooniaste 6; redutseerivas keskkonnas on oksüdatsiooniastmed −2, 0 ja 4 võrreldava stabiilsusega ja lähevad kergesti üksteiseks üle. Väävli oksiidid on happelised . Väävli vesinikühendeist tähtsaim on divesiniksulfiid, mis on nõrk hape ja redutseerivate omadustega.
Väävelringe
Väävliringe olulisimad etapid on järgmised:

• orgaanilise väävli muutumine anorgaaniliseks ehk vesiniksulfiidiks (H2S).
  
• sulfiidi, elementaarväävli (S) ja teiste väävliühendite oksüdeerumine sulfaatideni ( SO42 -).
  
• sulfaatide redutseerimine sulfiidideks
  
• mikroobide kaasabil väävliühendite kontsentreerumine ja inkorporeerimine orgaaniliseks väävliks.
  

Leidumine

• ehedalt
  
• kips
  
• mõrusool
  
• püriit FeS2
  
• väävelvesinik HS
  

Londoni sudu
Sudu- udu, mis on raskem ja tumedam tänu linna tahmale. Tekib udu segunemisel küttekolletest eralduva suitsuga(tahmaga). Suitsus sisalduv tahm absorbeerib niiskust. Fossiilsed kütused sisadavad püriiti, osaliselt fosiilsetes kütustes püriidina FeS2+O2->SO2+ Fe2O3 . Tekkinud vääveldioksid on hästi lahustub ja lahustub suitsuosakeste (C) ümber kondenseerunud vees. Metallijäled, mis sisaldavad põlemisproduktide hulgas, katalüüsivad lahustunud SO2 muundumist väävelhappeks, mis edasi dissotseerub. Tulemusen moodustub kahjuliku toimega aerosooli osakesed. Seda nim. londoni suduks.
Kütuste põletamine
Kütus- kasulike energia allikas
Surnud taimede ja loomade orgaanilised jäänused, mis on mattunud setetesse, sisaldavad “kapseldunud” päikeseenergiat – fossiilsed kütused;
Eesti fossiilsed kütused: põlevkivi ja turvas; nafta , maagaasi ja põlevkivi lähtematerjali ladestuskohad olid merepõhjas; kivisüsi ja sellega kaasnev metaan, samuti turvas on maismaataimelise tekkega
Metallid
Põllumuldade raskemetallisisaldus on piirkonniti erinev. Mulla raskemetallide sisaldus kõigub suuresti, sõltudes selle metalli sisaldusest lähtekivimistes, mullatekketingimustest ja ka inimtegevuse mõjutustest.
Raskemetallide lahustuvus sõltub konkreetselt elemendist, tema iooni laengust, lahuse pH-st ning teiste ioonide ja mitmete teiste ühendite olemasolust keskkonnas.
Metallid kui elemendid keskkonnas ei lahustu, nende liikuvus väheneb, kui seotakse neid kompleksidesse. Raskemetallid on mullas kinni hoitud humiinainete poolt.

• Elavhõbe (Hg)
  

Lähtekivim ei mõjuta mulla elavhõbeda sisaldust väga suurel määral. Mullas sisaldub elavhõbedat enam kui lähtekivimis. Erinevalt teistest raskemetallidest on leavhõbe lenduv. Kõige olulisemat elavhõbedareostust on läbi aegade tekitanud elavhõbeda kasutamine pestitsiidina. Anorgaanilist elavhõbedat kasutas puidutööstus puitmaterjali hallituse tõrjeks.

• Plii (Pb)
  

Savisette ja kiltkivi rikkad mullad sisaldavad kõige rohkem pliid. Saastamata muld sisaldab pliid tavaliselt 2-60 mg/kg. Pliid lisatakse bensiinile oktaanarvu suurendamiseks alates 1920ndaist, praegu umbes 0,8 g liitri kohta. Mullas tekivad pliist enamasti raskesti omastatavad orgaanilised ühendid. Plii on tugevasti akumuleeruv.

• Arseen
  

Inimtegevusel satub loodusesse ~80 000 tonni ehk 95% Maal vabanevast arseenist. Suurim saastaja on pestitsiiditööstus. 1940ndateni, pihustati viinamarjaistandustes aastas kuni 2,7 kg arseeni hektarile. Metallurgias on arseen maakide särdamise kõrvalsaadus. Umbes 50% lendunud arseenist koguneb mulda vastavate tehaste läheduses. Arseeni mürgisus loomadle sõltub: arseeniühendist, organismi liigist ja vanusest , teistest ühenditest ja keskkonna pH-st. Inimesel põhjustab surmava ägeda mürgistuse 70-180 mg.

• Vask
  

Vask kuulub mitme elutähtsa ensüümi koostisesse ja on mikroelemendina seetõttu vajalik. Inimtegevusega vabaneb vaske aastas 260 000 tonni, s.o 93% “lahtipääsevast” vasest. Üle poole vase aastasest kogusest tuleb metallurgiast ja puidu põletamisest. Vask on loomadele, eriti veeloomadele väga mürgine (neeru- ja maksakahjustused, närvikahjustused jne).
ELEKTROKEEMIA
Elektrokeemia on keemia haru, mis tegeleb piirpinnal elektronjuht/ioonjuht toimuvate keemiliste reaktsioonidega.
Elektrokeemia käsitleb ioone sisaldavate lahuste omadusi ja lahuse ning metalli piiril toimuvaid protsesse, millest võtavad osa ioonid ja elektronid.
Elektroodid : katood (võtab elektrone juurde) ja anood (annab elektrone ära)
Põhiteadmised:
Konsentratsioon
Molaarne kontsentratsioon ehk  molaarsus  iseloomustab lahuse kontsentratsiooni ning näitab, mitu mooli ainet on lahustatud 1 liitris lahuses. Kui ainet on lahustatud 1 kg lahustis , siis räägitakse molaalsest kontsentratsioonist.
Molaarse kontsentratsiooni mõõtühik on: 1 M = 1 mol/l --> ühe molaarne lahus ehk üks mool ainet/ühes liitris lahuses
Molaarse kontsentratsiooni leidmine: ,
kus c = lahuse molaarne kontsentratsioon [M -molaarne]

• n = aine moolide arv [mol]
  
• V = lahuse ruumala [l – liiter ]
  

Molekulide kontsentratsioon (tähis n või N) on molekulide arv ühes ruumalaühikus (SI-süsteemi järgi kuupmeetris).
KEEMILINE SIDE – kahe või enama aatomi (iooni) vaheline side, mis liidab atomeid
molekuliks ning aatomeid või ioone kristalliks.
Kovalentne side
Keemiline side, mis moodustub ühiste elektronpaaride vahel on kovalentne side.
Moodustub ühe ja sama elemendi aatomite või üksteisest vähe erinevate
elektronegatiivsustega elementide aatomite reageerimisel.
Mõlemad reageerivad aatomid loovutavad ühe või enam elektroni ühiste
elektronpaaride moodustamiseks.
Elektronpaari moodustavad vastassuunaliste spinnidega paardumata (üksikud
elektronid) elektronid.
Ühesuunalise spinniga aatomitest molekuli ega elektronpaari ei teki.
Kovalentne side jaguneb veel mittepolaarseks- ja polaarseks kovalentseks sidemeks.
a) Mittepolaarne kovalentne side
Lihtaine molekulid (H2, O2, N2, F2, Cl2) on moodustunud ühe ja sama
elemendi aatomitest.
 Mittemetallid (samad).
b) Polaarne kovalentne side
Kui ühinevad kaks erineva elemendi aatomit, millest üks on mittemetallilisem
kui teine (n. vesinik ja kloor ), siis ühist elektronipaari tõmmatakse tugevamalt
mittemetallilisema elemendi poole.
Polaarse kovalentse sideme puhul on ühine elektronipaar tõmmatud
mittemetalsema – suurema elektronegatiivsusega – elemendi aatomi poole. (n.
HCl, CO)
Iooniline side
… keemiline side, mis tekib valentselektroni üleminekul ühelt aatomilt teisele
elektronipaari moodustamisega; on iseloomulik metalliühenditele kõige
tüüpilisemate mittemetallidega.
x 1,7 (1,9) näit. MgO
Vesinikside
Vesinikside esineb vesinikku sisaldavate molekulide vahel, kui vesinik on ühendis
F, O või N (n. molekulide HF, H2O või NH3 vahel).
Põhiside: kovalentne polaarne
Vesiniksideme lõhkumiseks kulub palju energiat.
Vesi keeb , kui veeauru rõhk võrdub välisrõhuga.
17
Metalliline side
Metallide kristallvõre punktides asuvad positiivselt laetud metalli ioonid, mille vahel
liiguvad elektronid, mis moodustavad nn. elektrongaasi.
K – e K+
+ e +
e e e
+ e + “ elektrongaas ”
Metalliline side esineb niisuguste elementide puhul, mille väliselektronkihis on 1 kuni3
elektroni, mis kergesti loovutatakse.
Metalliline side eksisteerib vaid siis, kui metall on tahkes või vedelas olekus.
Vesinikeksponent  ehk vesinikueksponent ehk pH on negatiivne logaritm lahuse vesinikioonide kontsentratsioonist (mol/l). pH näitab lahuse happelisust.
pH väärtused jäävad reeglina vahemikku 0...14. On siiski ka ülihappelisi lahuseid, mille pH on negatiivne. Samuti on tugevalt aluselisi lahuseid, mille pH väärtus on suurem kui 14.
Puhta vee pH on 7. Vihmavee pH on kergelt happeline, sest vesi reageerib õhus oleva süsinikdioksiidiga, moodustades süsihappe. Normaalne vihmavee pH on umbes 5,5.
Lahus on happeline kui pH 7 ja neutraalne kui pH = 7. Vastavaid keskkonnaolekuid nimetatakse aluselisuseks (pH > 7) ja happesuseks ehk happelisuseks (pH pH = -log [H+], kus [H+] on lahuse vesinikioonide kontsentratsioon (mol/l).
Keemiline tasakaal on keemilise süsteemi püsiv olek, mis saabub pöörduva keemilise reaktsiooni  kulgemise tulemusena.
SOOLADE HÜDROLÜÜS… on soola koostisee kuuluvate ioonide keemiline reaktioon veega.
Hüdrolüüs – vee toimel kulgev ühendi lagunemisreaktsioon.
1. pH
pH iseloomustab vesinikioonide sisaldust lahuses.
Neutraalses lahuses on vesinikioone ja hüdroksiidioone võrdselt (pH=7).
Happelist keskkonda (pH7) põhjustavad hüdroksiidioonid OH-.
2. Nõrgast happest ja tugevast alusest moodustunud soola hüdrolüüs
seisneb vee molekulidest happejääkioonidele prootonite liitmises.
Keskkond ALUSELINE
Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH
2Na+ + Co3
2- + H2O = Na+ + HCO3
- + Na+ + OH-
CO3
2- + H2= = HCO3
- + OH-
3. Tugevst happest ja nõrgast alusest moodustunud soola hüdrolüüs
Seisneb vee molekulidest metalliioonidele hüdroksiidioonide liitmises.
Keskkond HAPPELINE
CuCl2 + H2O = CuClOH + HCl
Cu2+ + 2Cl- + H2O = Cl- + CuOH + + H+ + Cl-
Cu2+ + H2O = CuOH+ + H+
4. Nõrgast happest ja nõrgast alusest moodustunud soola hüdrolüüs
Keskkond NEUTRAALNE
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + H2S
5. Tugeva happe ja tugeva aluse soolad ei hüdrolüüsu
Keskkond NEUTRAALNE
Ves kõige tihedam 4 C juures.
Vee jahutamisel vee tihedus üldiselt kasvab, sest madalamal temperatuuril seosutvad vee molekulid tugevamini üksteisega (tekib rohkem vesiniksidemeid). Kõige suurem on vee tiheduse 4 C juures. Temperatuuri edasisel alanemisel hakkab aga vee tihedus mõnevõrra vähenema ja jäätumisel muutub juba märgatavalt väiksemaks. Põhjuseks on see, et jäätumisel seostuvad mitte ainult mõned, vaid juba kõik vee molekulid üksteisega vesiniksidemete abil - iga vee molekul seostub 4 naabermolekuliga, need omakorda 4naabermolekuliga jne. Jääs tekib vee molekulidest korrapärane struktuur, mis on suhteliselt hõre.