reageerimisel veega. Süsihape on kaheprootoniline hape, mille soolasid nimetatakse karbonaatideks ja vesinikkarbonaatideks. Ka süsihappe estreid võidakse nimetada karbonaatideks, kuid nende õige nimetus on süsihappe estrid. Tehniline tähtsus on süsihappe polüestritel, mida nimetatakse polükarbonaatideks. Süsihappeks nimetatakse mõnikord ka süsinikdioksiidi vesilahust, mis sisaldab väheses koguses süsihapet. Süsihappegaasi lahustumisel vees tekib tasakaalureaktsioon: CO2 + H2O <=> H2CO3 Puhast süsihapet on toatemperatuuril peaaegu võimatu saada. Teoreetilised arvutused on näidanud, et juba üheainsa vee molekuli juuresolekul hakkab süsihape veeks ja süsihappegaasiks lagunema. Puhast süsihapet on siiski saadud niimoodi, et vee ja süsihappegaasi külmutatud segu hakatakse soojendama ning ühtlasi kiiritatakse seda tugeva kiirgusega. Kiirgusega antakse molekulidele omavaheliseks reaktsiooniks vajalikku energiat ja ühtlasi eemaldatakse liigsed
C . molekule. Nõrga elektrolüüdi AB dissotsiatsioon on Nõrga elektrolüüdi isotooniline koefitsent i= ( -1 ) +1 , kus on elektrolüüdi molekuli -¿ tasakaalureaktsioon +¿+B¿ . lagunemisel tekkivate ioonide arv. AB A ¿ Tugevate elektrolüütide lahused Tugevate elektrolüütide dissotsiatsioon on täielik nende
Keemilise tasakaalu nihkumine. Keemilist tasakaalu saab mõjutada mitmesuguste tegurite abil. Käsitleme temperatuuri, rõhu ja ainete kontsentratsiooni toimet. Tuleb lähtuda Le Chatelier'i printsiibist: kui muuta tasakaalusüsteemi ühte tingimust (temp., rõhku, ühe aine konsentratsiooni), siis nihkub tasakaal selle protsessi suunas, mis toimib vastupidiselt tekitatud muutusele. 1) Temperatuuri muutmise mõju väljendab Le Chatelier'i printsiibi järeldus: tasakaalureaktsioon nihkub soojendamisel endotermilises, jahutamisel eksotermilises suunas. Teades, et tasakaalureaktsioon: V1 H2 + I2 = 2HI (H= -50kJ) V1 V on eksotermiline,2 võime järeldada, et jahtumisel nihkub tasakaal vesinikjodiidi tekke suunas, soojendamisel aga vesiniku ja joodi tekke suunas. V2
A+B=AB+deltaH (temperatuuri neeldumine või eraldumine). Reaktsiooni nimetatakse plahvatuseks, kui reaktsioon toimub sekundi murdosa jooksul. Plahvatuse jooksul toimub lagunemisreaktsioon ühe ja sama aine sees nng redoksreaktsioon. Ohtlikumad süsteemid on aur-õhk (bensiini või dietüüleetri aur), gaas-õhk (C2H4 või majapidamisgaas) ja tolm-õhk (väävli või tärklise tolm). 20. Millised reakst. on tasakaalu reakts.: Tasakaalureaktsioon on lõpuni mitte minev reaktsioon ehk nad on pöörduvadehk see on selline olek kui reaktsiooni lähteainete ja saaduste konsentratsioon ei muutu, kuna pärisuunalise reaktsiooni kiirus on võrdne vastas suunalisega. Tasakaalukonstant: K=((C)*(D))/((A)*(B)). Kui muuta ühte tingimust, mis tagab tasakaalu, siis nihkub tasakaal selle reaktsiooni suunas, mis toimib vastu tekitatud muutusele. Kui tõsta rõhku gaasilises süsteemis, siis nihkub tasakaal mahu vähenemise
energiahulga vabanemine osakeste vahelistest sidemetest väga väikese aja jooksul. Argielus kõige plahvatusohtlikumad süsteemid on: *süst aur-õhk dietüüleeter,bensiin, atsetoon, metüülatsetaat, etanool, diklooretaan; *süst gaas-õhk butaan, C3H8, C2H2 , majapidamisgaas, CH4, NH3 ; *süst tol- õhk kivisüsi, tärklis, jahu, suhkur, väävel 22. Keemiline tasakaal on pöörduva reaktsiooni olek, kus pärisuunalise ja vastassuunalise reaktsiooni kiirused on võrdsed. Ehk tasakaalureaktsioon on lõpuni mitte minev reaktsioon, kus nii lähteaine kui saaduse kontsentratsioon ei muutu. Näited: FeCl3 +3NH4SCN Fe(SCN)3 +3NH4Cl. Tasakaalukonstant (k) ioonide kontsentratsioonide korrutis antud temperatuuril. Tasakaalu nihkumine ja nihutamine: Tasakaalu saab nihutada soovitud suunas 2 teguri abil: 1)kasutades üht komponenti liiga 2) saaduse pideva eemaldamisega süsteemist. Le Chatelier' printsiip -
Argielus kõige plahvatusohtlikumad süsteemid on: *süst aur-õhk dietüüleeter,bensiin, atsetoon, metüülatsetaat, etanool, diklooretaan; *süst gaas-õhk butaan, C3H8, C2H2 , majapidamisgaas, CH4, NH3 ; *süst tol-õhk kivisüsi, tärklis, jahu, suhkur, väävel 21). Keemiline tasakaal on pöörduva reaktsiooni olek, kus pärisuunalise ja vastassuunalise reaktsiooni kiirused on võrdsed. Ehk tasakaalureaktsioon on lõpuni mitte minev reaktsioon, kus nii lähteaine kui saaduse kontsentratsioon ei muutu. Näited: FeCl 3 +3NH4SCN Fe(SCN)3 +3NH4Cl. Tasakaalukonstant (k) ioonide kontsentratsioonide korrutis antud temperatuuril. mA+nB pC + qD (kus A,B,C,D on ained ja m,n,p,q vastavad kordajad) v1=k1*[A] m[B]n ; v2=k2*[C]p[D]q Kui v1=v2, ehk tekib tasakaal, siis k1*[A]m[B]n = k2*[C]p[D]q ehk k = k1/ k2=[C]p[D]q / [A]m[B]n ; Näiteid: Fe(t) + 4H2O(g) Fe3O4(t) + 4H2(g)
· süsteem gaas-õhk butaan, C3H8, C2H2 , majapidamisgaas, CH4, NH3 · süsteem tolm-õhk kivisüsi, tärklis, jahu, suhkur, väävel 25. Millised reaktsioonid on tasakaalureaktsioonid? Mõiste ja näited. Katalüüs: mõiste, klassifikatsioon. Keemiline tasakaal on pöörduva reaktsiooni olek, kus pärisuunalise ja vastassuunalise reaktsiooni kiirused on võrdsed. Tasakaalureaktsioon on lõpuni mitte minev reaktsioon, kus nii lähteaine kui saaduse kontsentratsioon ei muutu. Näited: FeCl 3 + 3NH4SCN Fe(SCN)3 + 3NH4Cl. Katalüüs keemilise reaktsiooni kiiruse muutmine vastavate ainete mõjul. Inhibiitor negatiivne katalüsaator, aeglustab reaktsiooni kiirust. Katalüsaator reakts kiirendaja, ei jää lõppsaadustesse. Klassifikatsioon: · Homogeenne katalüüs katalüsaator ja reageerivad ained on samas faasis (lahustes ja gaasides).
annaabi.ee 
