TTÜ YKI0150 Eksam (0)

Kordamisküsimused 2021/2022 õppeaastal sügissemester   YKI0150 Üldine keemia  Legend ,,Keemia alused” Õpiku tekst on selline :P  1. Mateeria ja aine mõisted.   Mateeria– kogu meid ümbritseva maailma mitmekesisus oma nähtuste ja asjade koguga. Aine–  mateeria eksisteerimise vorm/on mateeria vorm, mis omab kindlat või püsivat
koostist ja iseloomulikke omadusi (vesi, ammoniaak, kuld, hapnik) 2. Aine massi jäävuse seadus.   ,,Reaktsioonist osa võtvate ainete mass on konstantne. Reaktsiooni astuvate ainete 
masside summa on võrdne reaktsioonil tekkinud ainete masside summaga.” – 1748, M. 
Lomonossov
3. Energia jäävuse seadus.  
,,Energia ei kao ega hävi ega teki iseenesest, vaid üksikud energialiigid võivad 
muunduda teisteks ekvivalentses suuruses. – 1760
,,Aine mass ja selles sialduv energia on omavahel seotud” – Einstein 1905, ΔE=Δm*c²E=Δm*c²ΔE=Δm*c²m*c²
Süsteemi kogumass, mis koosneb ainemassist ja süsteemi energiale vastavast massist, on
ajas muutumatu suurus.
4. Keemilise elemendi-, keemilise ühendi ja molekuli mõisted.  
Keemiline element–on kogum ühesuguse tuumalaenguga aatomeid.
Keemiline ühend– moodustuvad keemiliste elementide ühenemisel, millest väiksem 
iseseisev osake on molekul.
Molekul– aine väiksem osake, millele on antud aine keemilised omadused ning mis võib 
iseseisvalt eksisteerida. 5. Aine agregaatolekud.  
Tahke–  tahkes aines on molekulid tihedalt koos ja nende liikumine pole võimalik.
Vedel– vedelikus on molekulide omavaheline kaugus mõnevõrra suurem ja nad võivad 
üksteisest mööduda.
Gaasiline– molekulidevaheline kaugus on suur ja nad võivad üksteisest vabalt mööduda. 
Molekulidevahelised jõud on väikesed.  6. Aatom- ja molekulmass.  
Aatommass– moodustub tuuma massist ja elektronide massidest. Kuna tuuma 
moodustumisel esineb massidefekt, siis määratakse aatommass eksperimentaalselt.
Molekulmass–on aine molekuli mass väljendatuna aatommassiühikutes. Molekulmass 
arvutatakse tavaliselt keskmiste aatommasside summana.  7. Mooli mõiste ja arvutamine tahkele, vedelale ja  gaasilisele ainele. !!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!! Mool–  aine   hulk,   mis   sisaldab   6,02*10²³   osakest   (molekuli   või aatomit).   /on   selline   ainehulk,   milles   sisaldub   sama   palju   osakesi (aatomeid, molekule) kui kaheteistkümnes grammis süsinik 12s.


8. Aine koostise püsivuse seadus.  ,,Igal keemilisel ühendil on kindel kvalitatiivne ja kvantitatiivne  koostis, mis ei sõltu ühendi saamisviisist.  9. Kordsete suhete seadus.  
Ka Daltoni seadus :,,Kui kaks elementi moodustavad teineteisega mitu ühendit, siis ühe 
elemendi mingi kindla massiga seotud teise elemendi massid suhtuvad üksteisesse kui 
lihtsad täisarvud.  1808 10. Avogadro hüpotees.  
,,Samal rõhul ja temperatuuril sisaldavad erinevate gaaside ruumalad võrdse arvu 
molekule.”. Normaaltingimisel 22,4l
11. Anorgaaniliste ühendite nomenklatuur.  
Katioonid –  Ühe– või mitmeaatomiline osake, millel on positiivne laeng
Anioonid – Ühe– või mitmeaatomiline osake, millel on negatiivne laeng. Binaarse 
ühendi (2 elementi) nimetuse lõpp –iid. Mitmeaatomilistel, hapnikku sisaldavatel sageli 
–aat või ka –it
Happed – Kõrgeima võimaliku oksüdatsiooniastmega (mis võrdub rühma numbriga 
perioodilisussüsteemis) mittemetalli sisaldavaid oksohappeid nimetatakse 
traditsiooniliselt mittemetalli järgi.
Alused –  Nimetused sõnast hüdroksiid ja metalli nimetusest. Kui metall moodustab 
mitu hüdroksiidi, kus metalli o–a on erinev, siis näidatakse sulgudes ära metalli o–a
Oksiidid – Nimetused tuletatakse elemendi nimetusest ja sõnast oksiid. Muutuv o–a 
näidatakse sulgudes või kasutatakse arvulist eesliidet. Eristatakse: happelised oksiidid, 
aluselised oksiidid, amfoteersed oksiidid (nii happelised kui aluselised omadused), 
inertsed oksiidid (oksiidid, mis ei reageeri vee, hapete ega alustega N2O, NO)
Soolad – Nimetused moodustatakse katiooni ja aniooni nimetustest. Erinev o–a 
näidatakse sulgudes. Valemites eelnevad katioonid anioonidele. 12. Aatomid  
Daltoni aatomiteooria (1808) ● Elemendid koosnevad väga väikestes osakestest ehk aatomitest
● Sama elemendi kõik aatomid on identsed. 
● 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 Aatomi mass on kontsentreeritud peamiselt aatomi tuuma, kuid see on aatomi ehitusega 
võrreldes väga väike, mistõttu peab tuuma tihedus olema väga suur. 
Aatomite omadusi kijreldades ei saa rakendada samasid füüsikaseaduseid, mida 
suuremate objektide puhul!  13. Orbitaalid.  
Elektronid paiknevad aatomituuma ümber kindlaksmääratud kujuga ruumipiirkondades 
ehk orbitaalidel. Orbitaali all mõeldakse sellist ruumipiirkonda, kus elektron 99% 
tõenaosusega viibib. Igal orbitaalil on oma kindel energiatase ja eristatakse s, p, d ja f 
orbitaale. 
Elektroni üleminekul kõrgema energiaga orbitaalile neeldub kvant energiat, madalamale 
vastupidi(kiirgub kvant energiat). Juhul, kui aatomeid on palju, toimub neid üleminekuid
samuti palju ning tekib erinevatest diskreetsetest lainepikkustest koosnev kiirgus, mida 
saab lahutada üksikuteks kindla lainepikkusega komponentideks ja registreerida.
Igale orbitaalile mahub maksimaalselt kaks elektroni. 
14. Bohri vesinikuaatomi mudel.  
Aatomi keskel on tuum, selle ümber tiirleb ringikujulisel orbitaalil elektron. Elektron 


saab liikuda ianult tuumast kindlatel kaugustel asetsevatel orbiitidel ja igal orbiidil on 
kindel energiatase. 
Kui elektron vahetab orbiiti, langeb kõrgema energiatasemega orbiidilt madalama 
tasemega orbiidile, kiirgub valgusena üks (ühik?) kvant energiat ehk eraldub üks 
footon. Elektroni üleviimiseks kõrgema energiatasemega orbiidile, tuleb süsteemi 
energiat juurde viia. En=–RH(1/n2)
R on Rydbergi konstant ja n on peakvantarv
Energia, mis eraldub või läheb ühelt aatomilt teisele: DE =Δm*c² hν =Δm*c² E1 - E2 15. DeBroglie hüpotees.  
Lainelised omadused ei ole omased ainult footonitele vaid kõikidele 
elementaarosakestele. Selle hüpoteesi õigsust on hilisemad katsed ka tõestanud - 
elektronil on ka lainelised omadused, kusjuures lainepikkus on määratud liikuva osakese
massi ja kiirusega.
16. Schrödingeri mudel.  
(kirjeldab mikroosakeste liikumist, ka lainevõrrand)
Schrödingeri võrrandis sisalduvad osakese omadused (mass, m) ja lainelised omadused 
(lainefunktsioon, ψ-psii )
Eψ=Δm*c²Hψ
H- Hamiltoni operaator
H annab eeskirja süsteemi üldenergia arvutamiseks, E on konkreetne energia väärtus.
Lainefunktsioon kirjeldab elektroni liikumist iseloomustavate lainete amplituudi, nende 
faasi (pluss või miinus); ta määrab elektroni lubatud energiatasemetele vastavad 
ruumikoordinaadid (x, y, z). Lainefunktsiooni ruut annab elektroni leidumise tõenäosuse
mingis ruumiosas aatomituuma ümbruses. Kui elektroni leidumise tõenäosus mingis 
ruumiosas on suurem siis st, et elektronpilve tihedus selles ruumiosas on suurem. 
Ruumiosa, milles elektroni viibimise tõenäosus on kõige suurem nimetatakse orbitaaliks.
Elektroni võimalikke energiatasemeid ja lainefunktsiooni kirjeldatakse kolme 
kvantarvuga, mis saadakse Schrödingeri võrrandi lahendamisel. 17. Kvantarvud: pea-, orbitaal-, magnet- ja spinnkvantarv.  
Peakvantarv (n) määrab orbitaali energia ja kauguse tuumast. Omab täisarvulisi 
väärtuseid 1,2,3 jne. Mida suurem on peakvantarv seda suurem on kaugus tuumast ja 
seega seda suurem on orbitaal.
Orbitaalkvantarv (l) määrab orbitaali ruumilise kuju ning tema väärtus sõltub 
peakvantarvu väärtusest. Selle väärtused on täisarvud vahemikus 0 – (n-1). 
Orbitaalkvantarvu väärtust tähistatakse tavaliselt ka tähega ehk n määrab ära orbitaali 
põhinivoo ja l alamtasemed. 
Magnetkvantarv (m) määrab ära orbitaali asendi (orientatsiooni) ruumis ja orbitaalide 
arvu antud energia alamtasemel. Sõltub l väärtusest ja igale l väärtusele vastab (2l+1) 
täisarvulist m väärtust. 
Spinnkvantarv (ms) iseloomustab konkreetset elektroni ja tema pöörlemist ümber oma 
telje, väärtused -½ ja +½ . Samal orbitaalil võib olla maksimaalselt kaks erineva 
spinnkvantarvuga elektroni, mis moodustavad elektronpaari.  
18. Hundi reegel.  
Alanivoo piires elektronid püüavad paigutuda nii, et nende summaarne spinn oleks 
maksimaalne (et täidaksid maksimaalse arvu orbitaale) st. ühesugused orbitaalid 
(samade n ja l väärtustega) täituvad esmalt ühesuguse spinnkvantarvuga elektronidega
Neutraalsete aatomite orbitaalid täituvad nende energiatasemete kasvu järjekorras 
järgmiselt (iga järgmise taseme energia on eelmisest kõrgem): 1s →2s → 2p →3s →3p 
→4s →3d →4p →5s →4d →5p →6s  →4f →5d →6p →7s →5f →6d →7p →8s


19. Elektronvalem, ruutskeem ja selle kirjutamine suvalise  keemilise elemendi jaoks. 20. Orbitaali energiadiagramm.   21. Keemiliste elementide perioodilisussüsteem.  
(mendelejevi tabel lihtsalt) 
Perioodilisusseadus: Prootonite arvu (järjenumbri) kasvu järjekorras järjestatud 
elementide reas elementide omadused korduvad perioodiliselt
22. Elementide perioodilised omadused.  
Perioodiliselt muutuvad elektronstruktuuriga seotud omadused: elementide aatomi- ja 
iooniraadiused ning nendest tulenevad omadused (red-oks). Aatomi raadiuse vähenedes 
elemendi oksüdeerivad omadused suurenevad ja vastupidi. Füüsikalised omadused: 
sulamis- ja keemistemperatuur, kõvadus, magnetilised omadused, kristallstruktuur jm. 
Mitteperioodiliselt muutuvad tuumalaenguga seotud omadused (aatomi nr, aatommass). 
Perioodiliselt muutuvad omadused:
Valentselektronide arv (väliskihi e arv): kasvab perioodides vasakult paremale, Aatomite
suurus (mõjutab moodustuvate keemiliste ühendite omadusi): kasvab rühmades suunaga 
ülevalt alla. Aatomi ja iooni raadiused muutuvad perioodiliselt st perioodides 
tuumalaengu suurenemisel vähenevad. Alarühmades jrk nr kasvades raadiused 
suurenevad (eriti s ja p elemendid). Samas rühmas on sarnane valentselektronide 
struktuur kuid aatomite suurused on erinevad  sama rühma elemendid võivad 
moodustada erinevate omadustega ühendeid.
23. Ionisatsioonienergia.  
 Ionisatsioonienergiaks nimetatakse energiahulka, mida tuleb kulutada, et elektroni 
aatomist eraldada ja tuuma mõjusfäärist kõrvaldada. Ühik kJ/mol. (Elemendi keemiline 
iseloom on tingitud tema aatomite võimest loovutada ja siduda elektrone, millega 
kaasneb energeetiline efekt.) 
E  + I =Δm*c² E  + e ⁰ + I = E⁺ + e⁻ ⁺ + e⁻ ⁻ 1 

Kõige väiksem on I 1. rühma s- elementidel, kõige suurem väärisgaasidel. I väärtus 
oleneb elektronstruktuurist, tuuma laengust, aatomi raadiusest. Mida suurem on aatomi 
raadius, seda nõrgemini seob ta elektrone ja seda väiksem on I väärtus. I nim. elemendi 
metalliliste omaduste mõõduks, mida väiksem seda metallilisem. Elemendi jrk nr 
kasvades rühma piires I väheneb. Alarühmades s ja p elementide jrk nr kasvades üldiselt 
I väheneb, d- elementidel suureneb. Kuna   ionisatsioonienergia   iseloomustab,   kui   raske   on   aatomist
elektroni eraldada, sis
voib   eeldada,   et   madala   ionisatsioonienergiaga   elemendid
moodustavad kergesti katioone ja juhivad takes (ja ka vedelas) olekus
elektrit   (selleks   peavad  möned  elektronid   olema  piisavalt  vabad,  et
likuda).   Kõrge   ionisatsioonienergiaga   elemendid   ei   moodusta   suure
tõenäosusega katioone ega juhi elektrit.
Ionisatsioonienergiad üldjuhul vähenevad rühmas ülalt alla, kuna gas
järgmises perioodis paiknevad välimised elektronid elektronkihil, mis
on tuumast kaugemal ja seetõttu tuumaga nõrgemini seotud. Seega
näiteks   tseesiumi   aatom   loovutab   elektroni   kergemini   kui   naatriumi
aatom.
Perioodilisustabeli   vasaku   alanurga   elementide   madalad
ionisatsioonienergiad seletavad nende metallilisi omadusi. Metallitükk
koosneb elemendi katioonidest, mida ümbritseb aatomite loovutatud
valentselektronide   pilv.   Ainult   madala   ionisatsioonipotentsiaaliga
elemendid - s-elemendid, d-elemendid, f-elemendid ja p-ploki vasakus
allnurgas asuvad elemendid - moodustavad metallilisi tahkiseid, kuna
ainult need saavad kergesti elektrone loovutada.
24. Elektronafiinsus.  
Tähistatakse Eea, E Elemendi elektronafiinsus E, on energia, mis vabaneb, kui elektron
liitub gaasifaasis oleva aatomiga. Körge elektronafiinsus naitab, et 
elektroni liitumise aatomiga vabaneb palju energiat. Negatiivne 
elektronafiinsus näitab, et elektroni lisamiseks aatomile tuleb kulutada
energiat. See kokkulepe on vastavuses termini „afiinsus
tavatähendusega. Formaalselt on elemendi X elektronafiinsus 
määratletud kui
E(X) = E(X) - E(X)   X(g) + e (g) -› X (g)
kus E(X) on gaasifaasilise aatomi X energia ja E(X*) on vastava 
gaasifaasilise anioon:
energia., Nii on näiteks kloori elektronafinsus järgmises protsessis 
vabanev energia:
vabanev energia = Ea (3,62 eV, 349 kJ-mol-1).
CI(g) + e (g) - CI(g)
Kuna elektroni energia on madalam, kui elektron paikneb aatomi ühel 
vabal orbitaalil, siis on erinevus Ea(C1) = E(CI) - E(CI-) positiivne ja 
kloori elektronafiinsus on samuti positiivne. Analoogiliselt 
ionisatsioonienergiatega väljendatakse elektronafiinsusi kas 
elektronvoltides (aatomi kohta) või kilodžaulides ühe mooli aatomi 
kohta. Aniooni moodustumisel liituvad aatomiga elektronid, protsess on seotud energeetilise 
efektiga. Elektroni liitumisel aatomiga võib energiat eralduda või neelduda.
Eea  sõltub elektronkonfiguratsioonist, muutub perioodiliselt. Kõige suurem on 7. rühma 
pelementidel ja kõige väiksem aatomitel s² konfiguratsiooniga


Energia eraldumine kaasneb 1se elektroni liitumisega halogeenidel, O, S, C. Järgmise 
elektroni liitumine on seotud energia neeldumisega. 25. Elektronegatiivsus.  
Tähistatakse E ₙ Võimaldab hinnata antud aatomi võimet siduda endaga elektroni, et moodustuks 
keemiline side. Sõltub nii I-st kui E-st.
E =Δm*c² ½(I+E ₙ ea) Paulingi skaala, aluseks Li EN =Δm*c²1 Perioodides jrk nr kasvades EN kasvab, alarühmades 
vastupidi.  Paulingi skaala: Kovalentne   side   on   polaarne,   kui   üks   atom   tômbab   elektrone   enda
poole suurema
juga   kui   teine   aatom,   sest   siis   asub   ühine   elektronpaar   suurema
tõenäosusega esimese
aatomi   juures.   1932.   aastal   pakkus   Ameerika   keemik   Linus   Pauling
elektronide   tõmbejõu   määramiseks   sidemetes   välja   kvantitatiivse
suuruse.   Võimet   tõmmata   sideme   elektronipaari   enda   pole
iseloomustatakse  aatomi  elektronegatiivsusega,   mida   tähistatakse   χ
(kreeka   täht   hi).   Suurema   elektronegatiivsusega   elemendi   aatom
tõmbab   ühist   elektronipaari   tugevamini   enda   poole.   Paulingi   skaala
pôhineb   sidemete   A-A,   B-B   ja   -B   dissotsiatsioonienergiatel   D,   mida
möödetakse   elektronvoltides.   Ta   defineeris   kahe   elemendi   A   ja   B
elektronegatiivsuste erinevust kui


|χ A− χ B|❑1/2❑❑ Seejärel määras ta individuaalsed elektronegatiivsuste väärtused, mis
olid kooskõlas ülaltoodud valemiga.
1934.   aastal   pakkus   Ameerika   keemik   Robert   Mulliken
elektronegatiivsuste skaala
leidmiseks   välja   teise   meetodi.   Tema   pakutud   valemis   avaldub
elektronegatiivsus ele-
mendi   ionisatsioonienergia   (I)   ja   elektronafinsuse   (E)   (mõlemate
arvulised väärtused
on elektronvoltides) poolsummana:
χ=½ (I + Eₐ).). Mullikeni   definitsioon   on   arusaadavam,   sest   körge
ionisatsioonienergiaga aatom ei kaldu oma elektrone loovutama. See-
eest   kõrge   elektronafiinsuse   korral   on   energeetiliselt   soodustatud
aatomi   võime   tõmmata   enda   pole   elektrone.   Selliste   omadustega
elemendid   ei   loovuta   elektrone   (st   elektronide   loovutamine   on
energiakulukas),   vaid   pigem   kalduvad   neid   liitma   (st   energia
vähenemist),   seega   klassifitseeritakse   nad   kõrge elektronegatiivsusega   elementideks.   Vastupidisel   juhul,   kui   nit
ionisatsioonienergia kui ka elektronafiinsus on madal, kulub elemendil
oma elektronide loovutamiseks vaga vähe energiat ning kalduvus neid
liita on väike, mis tähendab madalat elektronegatiivsust. Sellisel viisil
saadud   arvulised   väärtused   on   suurel   määral   kooskõlas   käesolevas
Õpikus kasutatud Paulingi väärtustega.


26. Keemiline side: Lewise teooria põhiseisukohad.  
Lewise teooria:
,,Keemilise sideme moodustavad valentselektronid (väliskihi elektronid). Iooniline side 
tekib elektronide ülekandumise teel ühelt aatomilt teisele. Kovalentne side tekib 
elektronide jagamise teel aatomite vahel.”
Elektronid jagatakse aatomite vahel selliselt, et moodustuks väärisgaasidele iseloomulik 
konfiguratsioon, väliskihis 8 elektroni - oktett. Paljud põhiteadmised keemilise sideme kohta töötas 20. sajandi 
alguses valja G. N. Lewis. Ta leiutas lihtsa viisi, kuidas kujutada 
valentselektrone, kui aatomid moodustavad ioonilisi sidemeid. Iga 
valentselektroni tähistatakse punktina, mis ümbritsevad elemendi 
sümbolit. Üksik punkt tähistab ühte elektroni orbitaalil, punktipaar 
kahte paardunud elektroni, mis jagavad orbitaali. Aatomite Lewisi 
sümbolite näideteks on: Lihtsaks näiteks on kaltsiumkloriidi valem. Kaltsiumi atom loovutab 
oma kaks valentselektroni, moodustades Ca²⁺-iooni. Kuna igal kloori 
aatomil on valentskihis üks vakants, on vaja kahte aatomit kaltsiumi 
aatomi kahe loovutatud elektroni jaoks: 27. Valentssidemete meetodi põhiseisukohad.  
Side aatomite vahel molekulis tekib elektronpaaride moodustumise tõttu
Side tekib kahe erineva spinniga elektroni vahel, seda moodustavad elektronid kuuluvad 
üheaegselt mõlemale aatomile. Võimalikud 2 sideme moodustamise mehhanismi: 1)  side tekib kahe 1 elektronilise aatomorbitaali kattumisel: H↑ + ↓H → H↑↓H
2)  side tekib 1 aatomi 2 elektronilise aatomorbitaali ja teise aatomi vaba orbitaali  kattumisel: H ⁺ + e⁻  + ↑↓H → H↑↓H ⁻ Põhiseisukohad:
•Aatomid säilitavad molekulis oma individuaalsuse; 
• Moodustuvad 2 tsentrilised, kahe elektronilised kovalentsed sidemed; 
• Kõik keemilised sidemed molekulis on kirjeldatavad kombinatsioonina 2 tsentrilistest 2 
elektronilistest sidemetest. 
• Meetod annab häid tulemusi keemilise sideme kirjeldamiseks, eriti kui moodustuvad s 
(sigma) sidemed s elektronide osavõtul. 
• Ei anna tulemusi hapniku molekuli korral, kus peaks katsete tulemusena olema 2 
paardumata elektroni (O2 on paramagnetiline), CO, NO, NO2 ja boraanid (B2H6). Sõltuvalt aatomorbitaalide kattumise iseloomust eristatakse δ(delta), σ(sigma) ja π(pi) sidet Σ- side võib tekkida 2s orbitaalide kattumisel. Kordinatsiooniarvuks nimetatakse seda, kui palju sigma sidemeid tekib.


π   -   side   moodustub   p-   d   ja   f   orbitaalide   kattumisel:   p-p,   p-d,   d-d.  Π-   side   tekib   kui moodustub ka σ-side, põhjustab sideme kordsuse.  28. Keemilise sideme energia.   Molekuli moodustumisel aatomitest vabaneb energiat. Aatomivahelise sideme lõhkumiseks
on vaja kulutada energiat. N-ö suuruselt võrdselt, märgilt vastupidised nimetatakse sideme
energiaks, kJ/mol.
Sideme   energia   on   2   aatomi   ühendumisel   eralduv   energia,   mitte   2   lihtaine   ,olekuli
reageerimisel eralduv energia. 
Mitme sidemega ühendites on kõik sidemed võrdväärsed.  29. Keemilise sideme suunalisus.   Loetakse   üheks   kov   sideme   tähtsaks   omaduseks,   mis   sõltub   molekuli   moodustavate
aatomite arvust, aatomorbitaalide tüübist ja nende asendist ruumis. ● Kov side tekib aatomorbitaalide kattumise suunas
● 2-aatomilised molekulid moodustuvad 2-st aatomist AA(H2, Cl2) või 2st erinevast aatomist AB(HCl)-molekul on lineaarse ehitusega (nurk 180) ● 3-aatomiline AB2, , mis   võib   olla   lineaarne   B__võiA__B   või   nurgaga (teoreetiliselt 90 kraadi, veel tegelikult 104,5 kraadi). 4-aatomilises molekulis on
aatomid   kas   tasapinnal   (kolmnurkstruktuur)   või   moodustavad   trikoonilise
püramiidi.   5-aatomilises   molekulid   AB4  moodustavad   ruumilise   tetraeedri,
kusjuures aatom A asub tsentris ja B-d asuvad nurkades. 30. Orbitaalide hübridisatsioon.   Ehk   kui   keemilise   sideme   moodustamisest   osavõtvad   ühe   aatomi   elektronid   kuuluvad
erinevat tüüpi orbitaalidele, siis toimub orbitaalide segunemine, mille tulemusena tekivad
uued ühesuguse kujuga energeetiliselt võrdväärsed hübriidsed orbitaalid.  ● Mitmeaatomilistes   molekulides   võrdsustuvad   keemilise   sideme   moodustumisel valentselektronide energiad ja algsetest s, p, d, ja f orbitaalidest tekivad uue kujuga
nn hübriidsed orbitaalid.  Hübriidsed orbitaalid, lähtudes minimaalse energia printsiibist, paigutuvad ruumis nii et
nende vahekaugus oleks maksimaalne. See määrabki ära molekulide ruumilise kuju. Kui
mitu esialgse kujuga orbitaali seguneb nii mitu hübriidset orbitaali tekib.  ● Sigma-side: kovalentses sidemes, mis moodustub orbitaalide tippude kattumisest,


on elektronpilve tihedus suurim aatomituumi ühendava sirge ümber. Σ-side ● Pii-side:  kovalentses sidemes, mis moodustub orbitaalidr külgede kattumisest, on elektronpilve tihedus suurim aatomituumade tasapinnast eemal. Π- side ● ● Oma mudeli parandamiseks arvestame, et s- ja p-orbitaalid on 
elektrontiheduse
lained, mis paiknevad aatomituuma ümber. Võib kujutleda, et neli 
orbitaali liituvad üksteisega ja moodustavad seetõttu uue kujuga 
orbitaalid, just nagu lained veepinnal. Kohtades, kus köik 
lainefunktsioonid on positivsed voi negatiivsed, kasvavad inter-
terentsi tulemusena amplituudid, ja kohtades, kus lainefunktsioonid on
erimärgilised, toimub amplituudide vähenemine, mis võib tähendada 
isegi nulliks taandumist. Seega moodustuvad aatomorbitaalide 
interferentsi tulemusena uue kujuga hübriidsed orbitaaid. Neli 
hübriidset orbitaali hₙ, tekivad nelja aatomorbitaali 
lineaarkombinatsioonina:
h=S+Px+Py+Pi
h=S-Px-Py+ Pi
h=s-Px+Py-Pa
ha=S+ Px-Py-Pr
Ni on h₁-orbitaalis s- ja p-orbitaalid oma tavaliste märkidega ja nende 
amplituudid liituvad seal, kus kõigi nelja orbitaali amplituudid on 
positivsed. Orbitaali h₂ puhul on aga pₓ a pᵧ vastasmärgiga ja tekkiv 
interferentsipilt on teistsugune. Kuna nad on moodustunud ühest s-
orbitaalist ja kolmest p-orbitaalist, nimetatakse neid nelja hübriidset 
orbitaali
sp'-hübridideks. Nad erinevad üksteisest ainult oma ruumilise 
orientatsiooni poolest
- igaüks neist osutab tetraeedri erinevasse nurka (JOONIS 2F.6) - olles 
muid identsed.
Orbitaalide energiadiagrammil kujutame neid hübridisatsiooni 
tulemusena tekkinud
nelja vordse energiaga orbitaalina, mis paiknevad energia järgi nende 
s- ja p-orbitaalide vahel, millest nad on konstrueeritud (6). Saadud 
hübriidsed orbitaalid on joonisel rohelised tuletamaks meile meelde, et
nad on segu (sinistest) s-orbitaalidest ja (kollastest) p-orbitaalidest, 
sp³-hübriidsel orbitaalil on kaks paisu, kuid üks neist ulatub kaugemale


kui aluseks olevad p-orbitaalid ja teine pais on lühenenud. Kuna 
hübriidse orbitaali korra on elektrontiheduse amplituudid koondunud 
ühele poole aatomituuma, saab see paremini kattuda teiste 
orbitaalidega ja selle tulemusena on moodustuv side tugevam kui ima 
hübridisatsioonita. 31. Sigma ja pii- sidemed.  
Kovalentses sidemes, mis moodustub orbitaalide tippude kattumisest, on elektronpilve 
tihedus (elektronide paiknemise tõenäosus) suurim aatomituumi ühendava sirge ümber 
(aatomituumadega samas tasapinnas) - sellist sidet nimetatakse sigma sidemeks
Sigma side on silindrilise kujuga! Kovalentses sidemes, mis moodustub orbitaalide külgede kattumisest, on elektronpilve 
tihedus suurim aatomituumade tasapinnast eemal - sellist sidet nimetatakse pii-sidemeks


PS! ᴨ- sideme korral on üks süsiniku p orbitaal jäänud hübridiseerumata – tegemist on 
sp2 hübridisatsiooniga 32. Vesinikside.   H-side on dipool-dipool vastasmõjude eriliik, kus üks osapool on vesinik, mis on seotud
väikesemõõdulise   elektronegatiivse   aatomiga   (F,   O,   N)   js   teine   osapool   on   vaba
elektronpaar. ● 10-20 korda nõrgem kui kovalentne side;
● Intramolekulaarne (molekuli sisene)  H-side- el. neg. aatom on vesinikuga  samas molekulis; ● Intermolekulaarne (molekulide vaheline) H-side – el. neg. aatom on teises  molekulis; ● Sarnasus kovalentse sideme doonor-aktseptor mehhanismiga Dispersioonijoud on universaalsed, st möjuvad köigi molekulide vahel,
olenemata nende
eripärast.   Samamoodi   on   universaalne   dipoolide   vastastikmöju,
olenedes vaid moleku-
lide   polaarsusest.   Kuid   on   olemas   ka   üks   tugev   spetsiifiline
vastastikmöju, mis toimib
molekulide, kus vesinik on seotud kindlat tüüpi aatomitega, vahel.
Spetsiifilise toime olemasolu voib eeldada, kui kanda graafikule 14. kuni
17. rühma
elementide   binaarsete   vesinikuühendite   keemistemperatuurid   (JOONIS
3F.10). Rühmas
14 on muutuse suund samasugune, nagu voib eeldada elektronide arvu
kasvust aato-
mis:   keemistemperatuur   kasvab   rühmas   ülalt   alla,   sest
dispersioonitoime kasvab. Vesi,
ammoniaak ja vesinikfluoriid on aga anomaalsete omadustega. Nende
erakordselt kõrge
Tugev   vastastikmõju,   mis   põhjustab   nende   ning   ka   mõningate   teiste
ainete kõrge
keemistemperatuuri, on vesinikside. Vesinikside tekib väikese tugevalt
elektronegatiivse
aatomiga (eriti N, O ja F) seotud vesiniku ja teise molekuli N, O vi F
aatomi vaba elektronipaari vahel (10).


Vesiniksideme   moodustumise   mõistmiseks   kujutame   ette,   mis   juhtub,
kui kaks
vee   molekuli   satuvad   lähestikku.   Iga   O-H-side   on   polaarne.
Elektronegatiivne hapniku
atom tômbab sideme elektrone tugevalt enda poole ja vesiniku aatom
on peaaegu elekt-
ronkatteta. Kuna vesiniku atom on väga väike, sis voib ta sattuda teise
vee molekuli
hapniku   vaba   elektronipaari   lähedale,   nende   vahel   tekib   tugev
tõmbejõud ja moodustub
vesinikside. Vesinikside on tugevaim sis, kui vesiniku atom satub kahe
hapniku aatomi
vahele, nendega ühele sirgele. Vesiniksidet tähistatakse punktiiriga: O-
H…O. Keskmine 33. Metalliline side.   ● Väliskihtide elektronid eralduvad kergesti metalli aatomist ja tekivad positiivsed ioonid, moodustavad metali kristallvõre ● Vabanenud suure liikuvusega elektronid moodustavad nn elektrongaasi, mis täidab kristallvõre ioonidevahelise ruumi ja tekitab kogu võret hõlmava delokaliseeritud
sideme ● Elektrongaas põhjustab metallide kõrge elektri- ja soojusjuhtivuse ja metalse läike
● Metallilisel sidemel puudub suunalisus ja küllastatavus, suhteliselt tugev keemilise sideme liik. 34. Molekulorbitaalide (MO) meetodi põhiseisukohad.  
1930 a Hückel, Hund, Mulliken:
• VS meetod ei selgita kõiki ühendite omadusi 
• VS meetodi järgi molekulide moodustumine toimub tervete aatomite üksteisele 
lähenemise kaudu MO meetod eeldab: 
• Algul lähenevad üksteisele vaid tuumad või tuumad koos sisemiste energianivoodega, 
nende nn tühjade aatomorbitaalide kattumisel moodustuvad tühjad MO-d, seejärel 
lähevad elektronid MO-dele. 
• Lühidalt aatomorbitaalid ei säilu, asemele MO-d, mis ühised tervele molekulile.
•Igale elektronile molekulis vastavad oma kindlad MO-d. Need määravad elektronide 
oleku molekulis ja neid kirjeldavad kindlad lainefunktsioonid . 
• Elektron liigub molekulis kõikide tuumade väljas kui molekul on 2-aatomiline siis MO 
on 2-tsentriline. Kui molekul on naatomiline siis MO on n-tsentriline. 


• Lainefunktsioon 2 igas ruumipunktis väljendab elektroni asendi tõenäosust. 
• Lainefunktsiooni iseloomustavad kvantarvud. 
• Igale MO-le mahub 2 elektroni antiparalleelsete spinnidega (paardunud elektronid) st 
kehtib Pauli printsiip. 
• Kehtib Hundi reegel (alanivoo piires elektronid paigutuvad nii et nende summaarne 
spinn oleks max) 
• Igale MO-le vastab kindel energia. 35. MO energiatasemete skeemid N2, O2, CO ja CH4 molekulide  jaoks.   !!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!! 36. Molekulidevahelised jõud: orientatsiooni-, induktsiooni ja  dispersiooni jõud.   Orientatsioonijõud– jõud püsiva dipoolmomendiga polaarsete molekulide vahel  või ioon-dipool vastastoime. Kui 2 polaarset molekuli lähenevad teineteisele siis  need molekulid orienteeruvad vastavalt oma poolustele. Mida polaarsemad seda  tugevamad nendevahelised tõmbejõud. 
Eor= –2μ²/r³μ²/r³r³ Induktsiooni jõud– jõud polaarsete ja mittepolaarsete molekulide vahel. Polaarne molekul tekitab teises samuti dipoolmomendi. Seejärel molekulid orienteeruvad  vastvalt pooluste laengutele.
Eind= –2μ²/r³αμ²/r³r⁶ Dispersiooni jõud– ehk Londoni jõud: elektronide liikumisel tekkivate  hetkdipoolide nõrk vastastikune mõju. Tekib 2 mittepolaarse molekuli  lähenemisel. Universaalne st esineb kõikides molekulides ja aatomites
Edisp= –¾ Iα²/r⁶α²/r³r⁶ kus I - ionisatsioonienergia (suureneb molaarmassi kasvuga) 37. Gaas ja aur-definitsioonid.   Gaas on aine, mis normaaltemperatuuril ja rõhul on täielikult gaasilises olekus. Aur on selline aine gaasilises olekus, mille keemistemperatuur on kõrgem kui  toatemperatuur. (näiteks veeaur)
38. Gaaside omadused.  
Gaaside kõige iseloomulikum omadus on nende kokkusurutavus ja võime paisuda. 
•Gaasidel ei ole kindlat kuju, nad täidavad anuma võttes selle kuju. 
•Gaasi ruumala ühtib anuma ruumalaga, milles ta asub. 
• Ruumala sõltub temperatuurist ja rõhust.
Gaasikogum, mis on uurimiseks küllalt suur, on üks aine oleku vorme. 
Gaas on tohutu
hulga osakeste kogum, milles avalduvad üksikosakeste kollektiivsed 
omadused. Näi-
teks näeme jalgrattapumba surumisel, et öhk on kokkusurutav, st 
tema ruumala saab
hölpsasti vähendada. Gaasi ruumala vähendamist nimetatakse 
kokkusurumiseks. See,
et gaase on kergem kokku suruda kui vedelikke ja tahkiseid, näitab, et
gaasimoleku-
lide vahel on palju vaba ruumi. Kui suruda hupalli öhku, sis täidab 
gaas kiiresti kogu
vöimaliku ruumi. Järelikult on gaasimolekulid väga liikuvad ning 
reageerivad ruumalamuutusele kiiresti. Sellest, et gaas avaldab 
õhupallis igas suunas ühesugust rõhku, võib järeldada, et 
gaasimolekulidel ei ole kindlat liikumissuunda - liikumine on kaootiline 


ja igas suunas ühesugune. Meie esmane kujutlus gaasist võiks olla 
seetõttu kui süsteemist, mis koosneb suurest hulgast kaootiliselt 
liikuvatest molekulidest, mille kiirus ja suund omavaheliste 
kokkupõrgete tulemusena muutuvad.
Gaasid on vabalt kokkusurutavad ja täidavad kiiresti iga võimaliku 
vaba ruumiosa,
seega on gaasimolekulid üksteisest kaugel ning pidevas kaootilises 
liikumises.
39. Gaaside olekuparameetrid.  
• rõhk P 
• temperatuur T 
• moolide arv n 
• Ruumala (maht) V 
• Rõhk- jõud pinnaühiku kohta
1 N/m²
P=Δm*c²F/A 40. Gaaside põhiseadused:  Boyle- Mariotte Konstantsel temperatuuril on kindla koguse gaasi ruumala  pöördvõrdelises sõltuvuses rõhuga. Joont graafikul nimetatakse gaasi  isotermiks P V = const  P  /r³ P  = V  /r³ V ₁ / P₂ = V₂ / V₁ ₂ = V₂ / V₁ ₂ = V₂ / V₁ ₁ / P₂ = V₂ / V₁ Gay-Lussaci Konstantsel rõhul on kindla koguse gaasi ruumala võrdelises  sõltuvuses temperatuuriga. Joonisel kujutatud jooni nimetatakse gaasi  isobaarideks  =   𝑉 𝑇 = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡   𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡   = 𝑉₁41. Clapeyroni-Mendelejevi võrrand ideaalgaasi kohta.   PV=(m/r³M)RT
42. Gaaside suhteline ja absoluutne tihedus.  
Gaasi suhteline tihedus– ühe gaasi massi suhe teise gaasi massi samadel tingimustel (V, 
P, T); ühikuta suurus. (väljendatakse tavaliselt õhu suhtes või vesiniku suhtes: Dõhk=Δm*c²Mgaas/29 
 DH2=Δm*c² Mgaas/2)
D=m /r³m =M /r³M ₁ / P₂ = V₂ / V₁ ₂ = V₂ / V₁ ₁ / P₂ = V₂ / V₁ ₂ = V₂ / V₁ Gaasi absoluutne tihedus– normaaltingimustel ehk 1 liitri gaasi mass normaaltingimustel
V –gaasi molaarruumala ehk 1 mooli gaasi ruumala 22,4 L ₘ–gaasi molaarruumala ehk 1 mooli gaasi ruumala 22,4 L ρ =Δm*c²M ⁰ + I = E⁺ + e⁻ gaas/22,4 43. Metaani aururõhu sõltuvus temperatuurist (joonistada graafik ja  seletada selle alusel  kriitilise temperatuuri ja -rõhu mõisteid).   Kriitiline temperatuur- so. temperatuur, millest kõrgemal ei saa gaasi veeldada rõhu  suurendamisega.  Kriitiline rõhk- rõhk, mille korral gaas on nii vedelas kui gaasilises olekus st. et vedela ja gaasilise oleku vahel on tasakaal.


Metaani graafik: 44. Süsinikdioksiidi aururõhu sõltuvus temperatuurist (joonistada  graafik ja seletada  selle alusel kriitilise temperatuuri ja-rõhu  mõisteid)  1  


45. Reaalgaasi definitsioon ja näide.  
Reaalgaas on gaas, mille molekulidel on omaruumala ning molekulide vahel on 
vastasmõjud. Gaas erineb ideaalsest seda enam, mida madalam on temperatuur ja mida 
kõrgem on rõhk. Reaalgaase saab kirjeldada van der Waalsi võrrandi abil: a-d sisaldav liige kirjeldab molekulide omavahelisi tõmbumisi; b-d sisaldav liige 
kirjeldab molekulide omaruumala.
Näide:
Kuiva õhu koostis (ruumala- ehk mahu%): N 78,08; O  20,95; Ar 0,93; CO  0,03. ₂valitsevad tõmbe-
ja tõukejõud. Tõmbejõud on suurema ulatusega kui tõukejõud. 
Kokkusurutavuse
tegur näitab molekulidevaheliste jõudude tugevust ja tütpi. Kui Z > 1, 
siis domineerib tõukumine, kui Z < 1, sis on ülekaalus 
molekulidevahelised tõmbejõud.
46. Atmosfääri koostis.   47. Plahvatavad gaaside segud (milliseid teate, näited -vähemalt 5 


erinevat).   Atsetoon ja õhk Bensiin ja õhk Dikloroetaan ja õhk Metüülatsetaat ja õhk Etanool ja õhk Dietüüleeter ja õhk 48. Metaani iseloomustus (keemilised omadused, kasutamine,  transport).   Värvitu gaas  • Põlemisreaktsioon: CH  + 2O  → CO  + 2H O Põleb sinise leegiga.  ₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O Põleb sinise leegiga.  ₂49. Freoonide iseloomustus (keemilised omadused, kasutamine,  transport, ohtlikkus).   inertsed, kergesti veeldatavad, tuleohutud ja suhteliselt suurt aururõhku omavad  gaasid.  • Toodeti metaanist CH , etaanist C H , propaanist C H  ja butaanist C H  vesiniku  ₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O Põleb sinise leegiga.  ₂50. Väävelvesiniku (H2S) iseloomustus (keemilised omadused,  ohtlikkus).   • Tekib looduses ja tehissüsteemides peamiselt väävli aatomeid sisaldavatest ainetest.  • Värvuseta ja äärmiselt mürgine gaas.  • Mädamuna lõhn.  • Põhjustab üldmürgistuse. Kontsentratsioonil üle 1000 ppm seiskub kohe hingamine; • Kontsentratsioonil 800 ppm saabub 50% inimestel surm 5 min jooksul.  • Gaasiandurid- reageerivad häirega kui konts >15 ppm.  H S tekke ja kogunemiskohad:  ₂51. Süsinikdioksiidi iseloomustus (keemilised omadused, kasutamine,  transport,  ohtlikkus).   • Kõik joome gaseeritud jooke, jääb mulje et pole surmav gaas.  • Lahustub vees;  • Leidub õhus;  • On kasvuhoonegaas st. laseb läbi nähtavat valgust, neelab infrapunast kiirgust.  • Suures kontsentratsioonis mürgine. Kontsentratsioon: inimorganismi hakkab 


kahjustama kui CO  on üle 1% st. 10 korda väiksem kui H2S-il. Kahjustuste iseloom  ₂52. Loodusliku vee koostis.  
Looduslik vesi on suspensioon vesilahustes st. tahkete osakestega vesilahus. Peamised 
koostisosad: H O, Ca² , Mg³ , Fe³ , Na , K , HCO , Cl , SO  ² , H , OH , lisaks  ₂53. Katlakivi tekke reaktsioonid ja tema eemaldamine (vt ka  praktikumi töö).   Katlakivi tekke reaktsioonid: (Vees üle 65 ༠ C hakkab toimuma lagunemine) 2 HCO   →CO  ²  + CO  + H O ₃⁻ ₃ ⁻ ₂54. Karbonaatne karedus ja selle määramine (vt ka praktikumi  töö).   Karedust, mida arvutatakse HCO  ja CO²  kontsentratsioonide järgi,  ₃⁻ ⁻₃ nimetatakse karbonaatseks kareduseks (KK) (NB! — kui samas vees Ca²  ja  ⁺ + e⁻ Mg²  ei sisaldu, ei ole ka karbonaatset karedust) ⁺ + e⁻ Soolhappega tiitrimisel reageerivad vesinikkarbonaatioonid soolhappega  vastavalt: HCO    + H →  H O + CO ₃⁻ ⁺ + e⁻ ₂55. Üldkaredus ja selle määramine (vt ka praktikumi töö).  
Karedust, mida arvutatakseCa²  ja Mg²  summaarse kontsentratsiooni järgi, nimetatakse ⁺ + e⁻ ⁺ + e⁻ üldkareduseks (ÜK) (NB ! — kui samas vees ei sisaldu ei HCO  ega CO² , siis  ₃⁻ ⁻₃ mitmete kirjandusallikate seisukohalt ei ole katlakivi tekke vaatenurgast ka 
üldkaredust!).
(Ca²  ja Mg²  ioonide summaarse sisalduse) määramine toimub nn  ⁺ + e⁻ ⁺ + e⁻ kompleksonomeetrilise tiitrimise teel. Siin kasutatakse ekvivalentpunkti leidmisel 
erinevate kompleksioonide erinevat värvust. Tiitritakse etüleendiamiintetraetaanhappe 
(EDTA) dinaatriumisoola ehk triloon-B lahusega, mida võib lihtsustatult tähistada 
Na H Y: Na H Y → 2Na  + H Y² ₂56. Vee pehmendamise meetodid (vt ka praktikumi töö).   ● väljasadestusmeetod Ca²  ja Mg²  viiakse rasklahustuvatesse ühenditesse ning  ⁺ + e⁻ ⁺ + e⁻ viimased eemaldatakse veest filtreerimise või setitamisega;   Ca²  ja Mg²  seotakse vees lahustuvatesse kompleksühenditesse, millised viivad Ca²  ja ⁺ + e⁻ ⁺ + e⁻ ⁺ + e⁻ Mg²  kontsentratsiooni vees sedavõrd väiksemaks, et CaCO  või rasvhapete Ca-Mg- ⁺ + e⁻ ₃


sooli ei moodustu (ei sadene).   ● Ioonvahetusmeetod Ca²  ja Mg²  ning HCO  – väljavahetamine vees teiste ioonide ⁺ + e⁻ ⁺ + e⁻ ₃ vastu, millised ei moodusta vee kasutamisel rasklahustuvaid ühendeid. ● Väljasadestusmeetod, lisatakse reaktiive: leelismetallide karbonaadid (Na CO ),  ₂ehk triloon-B ● Vee keetmine st kuumutamine ja filtrimine (kõrvaldab mööduva ehk karbonaatse  kareduse);  ● Kemikaalide kasutamine Katlakivi sadestamist vältivate kemikaalide lisamine veele näiteks kaaliumdikromaat (K Cr O ), ortofosfaadid (naatriumfosfaat),  ₂urbseks massiks, mis on kergesti torudest väljapestav. Need ühendid kaitsevad 
metalle ka korrosiooni eest. Ioonvahetus – pehmendatav vesi juhitakse läbi filtri, mis on täidetud vees praktiliselt 
lahutumatu ioniidiga. Ca ja Mg ioonid vahetatakse välja Na  või H ioonidega, ja  ⁺ + e⁻ ⁺ + e⁻⁺ + e⁻ HCO  ioonid Cl  või OH  ioonidega kuna Na-soolad on hästilahustuvad siis selline  ₃⁻ ⁻ ⁻ vesi katlakivi ei tekita 57. Veepuhastusprotsessi põhimõttelised etapid koos selgitustega  (tööstuses). ● Heljumite eraldamine- mehaanilistes filtrites. Filtris puhas jõe- järve liiv,  purustatud kvarts, antratsiit, purustatud marmor (0,7-1,3 mm).   ● Kolloidide eraldamine – koagulatsiooniprotsess. Vees enamik neg. laenguga, vaja  neutraliseerida kolloidosakese laeng, milleks lisatakse elektrolüüte (koagulante, mis annavad positiivse laenguga kolloide). Vastasnimeliselt laetud kolloidid  neutraliseerivad üksteist, neutraalsed osakesed liituvad ja sadenevad.   ● Koagulantidena kasutatkse alumiiniumsulfaati Al (SO ) *18H O, raudsulfaati  ₂  58. Faasidiagrammid (selgitus, joonis- vee ja CO2 oleku diagrammide  näitel).  Seovad kõikide faaside (tahke, vedel, gaas) püsivuspiirid. Võimaldavad määrata aine  agregaatolekut erinevatel temperatuuridel ja rõhkudel, samuti keemis- ja  sulamistemperatuuri erinevatel rõhkudel.  Olekudiagrammid on kolmemõõtmelised  teljestikus P-V-T, sagedamini kasutatakse tasapinnalist P-T diagrammi.  Pinnad (alad)  diagrammil kujutavad ühe faasi eksisteerimistingimusi (rõhk ja temperatuur).  Kõverad  diagrammil kujutavad neid T ja P tingimusi mille juures kaks erinevat faasi on omavahel tasakaalus. 59. Superkriitiline olek, superkriitilises olekus süsinikdioksiidi omadused  ja kasutamine.  


Superkriitiline CO ₂60. Vedelike üldomadused.   Üldiselt vedelike omadused on järgmised:  - omandavad anuma kuju;  - ei täida osaliselt täidetud anumat ühtlaselt;  - ei pruugi seguneda omavahel;  - on väga vähe kokkusurutavad. Molekulide kaugused aines on võrreldavad molekulide mõõtmetega- vedel agregaatolek; Molekule pole võimalik kokku suruda;   Eristatav nn. lähistruktuur- korrapärase ehitusega molekulirühmad, näiteks vesi, jää;   Temperatuuri tõustes vedelikes molekulide soojusliikumine intensiivistub,  struktuurielementide püsivus langeb ja keemistemperatuuride lähedal muutuvad  vedelikud sisestruktuurilt amorfseteks.   Polaarsed ühendid- assotsiaadid- assotsieerunud vedelikud- vesi, orgaanilised happed,  alkoholid.
61. Viskoossus.  
Viskoossuseks nimetatakse takistust voolamisel st. mida väiksem on viskoossus, seda 
kiiremini voolab, mida suurem seda aeglasemalt vedelik voolab. vedelikukihtide omadus
takistada vastastikku üksteise või vedelikku asetatud keha liikumist (h (eeta), kg/ms ehk 
Pa.s; 1P (puaas) =Δm*c² 1 g/cm.s =Δm*c²0,1 Ps.s). 
Vedeliku viskoossus on takistus voolamise vastu: mida suurem on 
viskoossus, seda
aeglasemalt vedelik voolab. Sure viskoossusega vedelikud on näiteks 
siirup toatempe-
ratuuril ning sulaklaas. Viskoossus näitab, et vedeliku molekulide 
vahel esineb tugev
vastastiktoime, mis takistab osakestel üksteise suhtes liikuda (JOONIS 
3G.2). Vedelike viskoossust on siiski keeruline ennustada, sest see 
sõltub peale molekulide omavahelise toime tugevuse ka sellest, kui 
kergelt saavad nad üksteist vedelikuvoolus asendada.
Tugevate vesiniksidemete tõttu on vesi viskoossem kui benseen. 
Benseeni molekulid võivad kergesti üksteise suhtes liikuda, kuid 
selleks et vee molekulid saaksid liikuda, tuleb lõhkuda 
vesiniksidemeid. Siiski ei ole vee viskoossus väga suur, sest 


vesiniksidemete struktuur on kergesti muutuv. Tine määrav faktor on 
pikkade süsivesinikahelate haardumine. Süsivesinikõlide ja -määrete 
molekulid on mittepolaarsed ja nende vahel mõjuvad vaid Londoni 
toimed, kuid nende pikad ahelad takerduvad üksteise taha nagu 
spagetid ning molekulide üksteise suhtes liikumine on raskendatud.
62. Pindpinevus.  
Pindpinevus –on jõud, mis rakendub vedeliku pinna osakestele ja on suunatud vedeliku 
mahu sisse. Vedeliku pinnaosakestele mõjuvad jõud on väljastpoolt tasakaalustamata 
ning seetõttu pind omab teatud vabat energiat. Põhjustatud pinnal asuvate molekulide 
energiaülejäägist, võrreldes vedeliku sees asuvate molekulidega. Kuna pinnakihi 
molekulidele mõjuvad jõud on suunatud vedeliku sisse, võtab vedelikupiisk kera kuju.  Pindpinevus   on   resultantjõud,   mis   on   suunatud   vedeliku   sisemusse.
Järelikult võime eeldada, et tugevate molekulidevaheliste jõududega
vedelikud   on   suure   pindpinevusega.   Tõesti,   vee   pindpinevus   on
vesiniksidemetest   tingituna   umbes   kolm   korda   suurem   kui   teiste
tavaliste vedelike pindpinevus. Samas on elavhõbeda pindpinevus vee
pindpinevusest   rohkem   kui   kuus   korda   suurem,   mis   näitab,   et
tõmbejõud Hg aatomite vahel on väga tugevad - võib isegi öelda, et
need toimed on osaliselt kovalentse iseloomuga.
Pindpinevus   on   terve   hulga   igapäevanähtuste   pohjuseks.   Näiteks
vötab vedelikutilk
õhus või vahasel pinnal pindpinevusjõudude toimel kera kuju, sest siis
on tilga pindala kõige väiksem. Tõmbejõud vee molekulide vahel on
suuremad kui vee
molekulide ja suurte mittepolaarsete süsivesinike (nt vaha) molekulide
vahel.   Temperatuuri   tõustes   pindpinevus   väheneb,   sest   kiiremini
likuvate molekulide kasvav energia ületab molekulide vastastiktoimet.
Vesi valgub laiali mööda paberi-, puu- voi riidepinda, st märgab neid,
sest   moodustuvad   vesiniksidemed   vee   molekulide   ja   nende
materjalide pinnamolekulide vahel. 63. Vedelike tõus kapillaarides ja pragudes.   Kapillaartõus, vedeliku tõus peenikestes torudes, avaldub siis, kui 
vedeliku molekulide ja kapillaari sisepinna molekulide vahel 
valitsevatest jõududest on ülekaalus adhesioonijõud (jõud, mis seovad
ainet pinnaga), mitte aga kohesioonijõud (jõud sama aine osakeste 
vahel). Adhesiooni- ja kohesioonijõudude suhtelise tugevuse ilminguks
on meniski–vedeliku kõverpinna tekkimine kitsas torus. Vee meniski 
servad on klaaskapillaaris ülespoole, moodustades nõguspinna, sest 
vee molekulide ning klaasipinnal leiduvate hapniku aatomite ja OH-
rühmade vahel moodustuvate adhesioonijõudude tugevus on 
võrreldav vee molekulide kohesioonijõududega. Vesi püüab seetõttu 
katta nii suure osa klaasist kui võimalik. Elavhõbeda menisk on aga 
pööratud servadega allapoole - ta moodustab kumerpinna. Järelikult 
on kohesioonijõud elavhõbeda aatomite vahel suuremad kui 
adhesioonijõud elavhõbeda ja klaasi vahel ning selle pärast püüab 
elavhõbe kontaktpinda klaasiga vähendada. Kapillaarnähtused tekivad
sellest, et kohesioonijõud vedeliku sees ja adhesioonijõud vedeliku ja 
anumaseinte vahel ei tasakaalusta teineteist.
64. Vesi, vee keemilised omadused.  


Levinuim vesinikuühend (ookeanid, jõed, järved, veeaur atmosfääris, lumi ja jää). Vesi 
osaleb kõikides eluprotsessides. 50-99% elusorganismide massist (2/3 inimese massist).  
külmumistemperatuur 0C  keemistemperatuur 100C (760 mm Hg juures)  tihedus 1,00 g/
cm3 (+4C juures suurim)  jää tihedus ~0,9 g/cm3 Looduslik vesi sisaldab alati 
lahustunud ja suspendeeritud lisandeid: ookeanivesi- sooladesisaldus kuni 4%; magevesi
0,01-0,05%, Surnumeri (tegelikult järv) 30%
Vesi on hea lahusti ioonilistele ja polaarsetele ühenditele.  Veel on kõrge 
soojusmahtuvus – neelab palju soojust, samas temperatuur palju ei tõuse – temperatuuri 
stabiliseerimine looduses.  Tahkes olekus tihedus väiksem kui vedelas – jäätumine 
toimub veekogu pinnalt alates.  Vee keemis-ja sulamistemperatuur oluliselt kõrgemad 
kui sarnastel ühenditel (H2S, H2Te).  Need omadused tingitud suhteliselt tugevate 
molekulidevaheliste jõudude nn. vesiniksideme olemasolust vee molekulide vahel.
Ühe vee molekuli hapnikuaatomi ja kahe teise vee molekuli vesinikuaatomite vahel tekib
tugev elektrostaatiline vastasmõju, mistõttu vee molekulid moodustavad ulatusliku 
kolmemõõtmelise võrgustiku, kus iga vee molekul on seotud nelja lähedalasuva vee 
molekuliga. Nende täiendavate sidemete lõhkumiseks on vaja oluliselt enam energiat kui
nende ühendite korral, milles vesiniksidet ei esine.  Keemiliselt on vesi aktiivne ühend – 
reageerib paljude metallidega, mittemetallidega, sooladega (hüdrolüüs) ja oksiididega.
Iga vee molekul võib osaleda 2 H-sideme moodustamisel. Tekib ruumiline võrk kus iga 
O aatom asub tetraeedri tsentris, H aatomid aga selle nurkades. Kui jää sulab siis osa H-
sidemeid puruneb (~15%), seepärast vee molekulid võivad paigutuda tihedamalt. 
Edasisel vee kuumutamisel H-sidemed purunevad kuid molekulide soojusliikumine 
intensiivistub  vee tihedus väheneb. Tavatemperatuuril säiluvad vees H-sidemed (50%), 
aurufaasi üleminekul need purunevad täielikult. Paljud ained lahustuvad, sest moodustub
H-side lahustunud aine ja lahusti molekulide vahel.
65. Vee ioonkorrutis.  
Kuna vaid vähesed vee molekulid on lagunenud ioonideks, siis jääb dissotsieerumata vee
molekulide kontsentratsioon [H2O] praktiliselt muutumatuks ja korrutise K[H2O] võib 
lugeda konstantseks K[H2O] =Δm*c² const =Δm*c² Kv Seda korrutist tähistatakse Kv (KW, KH2O) 
ning nimetatakse vee ioonkorrutiseks Kv =Δm*c² [H+][OH–] Vee ioonkorrutise väärtuseks 
standardtingimustel 25°C juures onKv =Δm*c² 1,0010–14
66. pH mõiste ja määramise meetodid.  
Happelises lahuses on ülekaalus vesinikioonid (CH+ > COH-) ja aluselises lahuses 
hüdroksiidioonid (CH+ < COH-). Lahuste happelisi - aluselisi omadusi kirjeldatakse 
arvuliselt vesinikeksponendi ehk pH mõistega: mõiste pH võttis kasutusele Rootsi 
keemik Sörensen ja see on negatiivne logaritm vesinikioonide molaarsest 
kontsentratsioonist: pH =Δm*c² – log (CH+) 
Visuaalselt võimaldavad lahuse pH-d hinnata indikaatorid - ühendid, mis omavad 
happelises ja aluselises keskkonnas erinevat värvust. pH väärtuste vahemikku, milles 
indikaatori värvus muutub, nimetatakse indikaatori pöördealaks
67. Lahuse mõiste.  
Lahuseks nimetatakse 2 või enamast komponendist koosnevat vedelat või tahket 
homogeenset süsteemi. Ka gaaside segusid võib vaadelda kui lahuseid 68. Lahuste klassifikatsioon aine sisalduse põhjal (küllastunud,  küllastumata,  üleküllastunud).   küllastumata lahus – lahus, milles antud ainet veel lahustub DG<0; küllastunud lahus – lahus, mis sisaldab antud temperatuuril ja rõhul  maksimaalse koguse lahustunud ainet (tasakaal) DG=Δm*c²0;  üleküllastunud lahus – aeglasel jahutamisel saadud ebapüsiv süsteem, mis  sisaldab lahustunud ainet üle lahustuvusega määratud koguse. Vähesel  mõjutamisel (loksutamine, tahke aine kristallikese lisamine) liigne  ainehulk eraldub DG>0.


Lahustuvust väljendatakse lahustunud aine grammide arvuga 100 g lahustis  (vees) või lahuses 69. Ruumala- ja soojusefekt lahustumisel.  
Soojusefekt lahustumisel: Lahustunud aine osakesed on neid ümbritsevate lahusti 
osakestega seotud, moodustades suhteliselt ebapüsivaid, muutuva koostisega ühendeid – 
solvaate (vee korral hüdraate). Solvaatide teke põhjustab soojuse eraldumist lahustumisel
ning mõnel juhul ka värvuse muutust.
Soojust eraldub Na2SO4, Na2SO3, Ca(CH3COO)2, CaCl2 jt soolade lahustumisel – 
eksotermiline reaktsioon; Soojust neeldub NH4NO3 lahustumisel, võtab soojuse 
keskkonnast – endotermiline efekt.
Ruumalaefekt lahustumisel: Esineb kontsentreeritumate lahuste korral nn kontraktsioon.
Vee molekulid on aine osakestega mõnel juhul nii tugevasti seotud, et aine 
kristalliseerumisel lahusest jääb vesi kristallide koostisse, moodustades kristallhüdraate. 
70. Lahustuvus ja seda määravad tegurid.
Lahustuvus sõltub: lahustuva aine, lahusti iseloomust, rõhust ja temperatuurist.
 Gaaside lahustuvus suureneb rõhu tõstmisel ja temperatuuri alanemisel.
 Gaaside lahustuvuse sõltuvust rõhust väljendab Henry seadus: Gaasi lahustuvus 
vedelikus on võrdeline tema osarõhuga lahuse kohal.  
Gaaside lahustuvus sõltub temperatuurist Kui p =Δm*c² const siis log L =Δm*c² A - B/T, kus L on 
lahustuvus, A,B on antud lahustit iseloomustavad konstandid, T- absoluutne 
temperatuur. Rõhu kiire vähenemine põhjustab osa gaasi eraldumist lahusest (CO2 
eraldumine pudeli avamisel, kessoontõbi tuukritel -N eraldumine verest mullikestena).
 Seadus ei kehti veega reageerivate ainete kohta (NH3, SO2, CO2). Näiteks NH3 
reageerib osaliselt veega ja tema lahustuvus osutub oodatust kõrgemaks.
NB! Lahustuvuse määrab gaasi osarõhk, mitte üldrõhk lahuse kohal Näide: Mineraalvee 
pudelis on CO2 rõhu all 0,1 MPa, pudeli avamisel gaas eraldub, sest CO2 osarõhk õhus 
on 0,00003 MPa. Madala keemistemperatuuriga gaasid (väärisgaasid, N2, H2, CO, O2) 
lahustuvad vees vähe.
Gaasi lahustuvuse olenevus temperatuurist 
Gaasi lahustuvus temperatuuri tõustes väheneb Näiteks külma vee soojenemisel 
eralduvad anuma seinale õhumullid lahustuvuse vähenemise tõttu 
 On eksotermiline protsess 
NB! Termiline saastamine: vee temperatuuri tõus põhjustab lahustunud hapniku 
vähenemise veekeskkonnas aga elu sõltub sellest.
Vedelike lahustuvus vedelikes temperatuuri tõustes tavaliselt suureneb, rõhust oleneb 
vähe, ainult väga kõrgetel rõhkudel lahustuvus kasvab märgatavalt. Kui 1 vedelik 
lahustub teises piiratult, tekib 2 kihti: 1. vedeliku küllastatud lahus 2. vedelikus ja 2. 
vedeliku küllastatud lahus 1. vedelikus. Kui tõsta temperatuuri siis lahustuvus kasvab, 
mõnel juhul teatud temperatuurist alates muutub lahustuvus piiramatuks. Seda 
temperatuuri nim. lahustumise kriitiliseks temperatuuriks.
Sarnaste omadustega vedelikud lahustuvad teineteises igas vahekorras (vesi – etanool, 
benseen- tolueen); Piiratud lahustumine (vesi - dietüüleeter, 2 kihti: pealmine vee lahus 
eetris, alumine eetri lahus vees); 
Tahke aine lahustuvus vedelikes üldiselt kasvab temperatuuri tõustes, rõhu mõju väike. 
Oleneb nii tahke aine kui lahusti iseloomust. Lahustuvuse suurenemine temp. tõstmisel 
on iseloomulik kristallhüdraatidele, mis lähevad üle veevabaks soolaks, lahustuvus temp.
edasisel tõstmisel väheneb. Elektrolüütide mõju gaasi lahustuvusele: gaaside lahustuvus 
vees väheneb kui vesi sisaldab lahustunud soolasid. Näiteks 1 mL vees 20 oC lahustub 3 
mL Cl2, kui 1mL küllastatud NaCl lahus siis lahustub ainult 0,3 mL Cl2. 71. Lahuste kontsentratsioonide väljendusviisid: protsent, molaarsus,   molaalsus, moolimurd, normaalsus.   Protsentkontsentratsioon C% näitab lahustunud aine massi sajas 


massiosas lahuses Molaarne kontsentratsioon CM näitab lahustunud aine moolide arvu  ühes kuupdetsimeetris (ühes liitris) lahuses Molaalne kontsentratsioon Cm näitab lahustunud aine moolide arvu 1 kilogrammis lahustis Moolimurd Cx näitab lahustunud aine moolide arvu suhet lahusti ja  kõikide lahustunud ainete moolide arvu summasse. Kui lahus koosneb  lahustist ja vaid ühest lahustunud ainest, siis Cx=Δm*c²n.aine/n.aine+nlahusti Normaalsus ehk normaalne kontsentratsioon (CN) – väljendab  lahustunud aine ekvivalentide arvu arvu 1 liitris lahuses, ühik ekv/dm3,  N  KUI SA NEID VALEMEID SENI EI TEA, SIIS MIKS SA ÜLDSE  SEDA EKSAMIT TEED? 72. Lahuse aururõhk (Daltoni seadus).  
Daltoni seadus ,,kui lahustunud aine on mittelenduv (näit. suhkur), siis on lahuses oleva 
lahusti aururõhk alati väiksem puhta lahusti aururõhust.”
Lahustid ja lahuses olevad lenduvad komponendid aurustuvad ka keemistemperatuurist 
madalama temperatuuri juures: lahtises anumas aurustub mingi aja jooksul kogu vedelik,
kinnises anumas tekib vedeliku ja auru (aurustuvate ja kondenseeruvate molekulide) 
vahel tasakaal. 
• Tasakaalu korral on auru faas küllastatud ja vedeliku kohal on küllastunud auru rõhk. 
Temp. tõstmisel küllastunud auru rõhk suureneb.  • Auru faas vedela lahuse kohal võib koosneda lahuse mõlema komponendi molekulidest.
 • Lahuse üldine aururõhk P on võrdne kummagi komponendi auru osarõhkude summaga
 P =Δm*c² P +P ₁73. Raoulti seadus.  
Lahustel on väiksem aururõhk kui puhtal lahustil samal temperatuuril. Kui lahus 
aurustub siis lahustunud aine molekulid hoiavad kinni lahusti molekule. Lahuse 
aururõhu alanemine sõltub nii temperatuurist kui kontsentratsioonist
Komponendi aurude osarõhk lahuse kohal on võrdne vastava puhta komponendi 
moolimurru ja aururõhu korrutisega:Plahusti =Δm*c² CXlahusti * P0lahusti
Võrrand näitab, et mittelenduv lahustunud aine vähendab lahusti omadust üle minna 
aurufaasi – mida rohkem on lahuses lahustunud ainet, seda väiksem on lahusti 
moolimurd.
Kui lahuse mõlemad komponendid on lenduvad (näit. vesi + etanool), siis lahuse 
aururõhk on summa mõlema komponendi aururõhkudest: 𝑝A =Δm*c² 𝐶XA ∗ 𝑝A0 𝑝B =Δm*c² 𝐶XB ∗ 𝑝B0 Üldine aururõhk lahuse korral:  𝑝üldine =Δm*c² 𝑝A+ pB Seadus on rakendatav ainult tahkete ainete ja mittelenduvate vedelike lahustele. Lahuse 
aururõhu alanemise mõõtmist võib kasutada lahustunud aine molekulmassi määramiseks 74. Lahuse keemistemperatuuri tõus (graafik ja selgitus).  
Vedelik keeb temperatuuril mille juures tema aururõhk saab võrdseks välisrõhuga. • 
Mittelenduva aine lahustamine vedelikus vähendab aururõhku, seepärast on lahuse korral
kõrgem keemistemperatuur kui puhta lahusti puhul. 
• Lahuse keemistemperatuur on alati kõrgem kui puhta lahusti keemistemperatuur 
∆  𝑇 = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡 k =Δm*c² i * Ke * Cm


75. Lahuse külmumistemperatuuri langus (graafik ja selgitus).  
Lahuse külmumistemperatuur on madalam puhta lahusti külmumistemperatuurist: ΔE=Δm*c²  𝑇 = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡 s =Δm*c² i * Kk* Cm  
Kasutatakse: jää sulatamiseks maanteedel (NaCl, CaCl2); jahutussegude valmistamisel 
(antifriis 50:50  70:50 etüleenglükool (külmumistemperatuur -12 oC): vesi); ainete puhtuse
hindamisel; molaarmassi leidmisel (krüoskoopia). 76. Osmoos, osmootne rõhk, tähtsus.  
Osmoos - lahusti molekulide liikumine läbi poolläbilaskva membraani kõrgema 
kontsentratsiooniga lahuse suunas.
Poolläbilaskev membraan - õhukene vedel või tahke kile (paber, tsellofaan, pärgament, 
elusraku seinad), mis laseb läbi vaid lahusti H2O molekule ei lase läbi lahustunud aine 
osakesi. 
Vee ülemineku kiirus puhtast veest lahusesse on suurem kui vastassuunalise ülemineku 
kiirus  lahuse V kasvab ja tema kontsentratsioon väheneb.
Osmoosist põhjustatud vedelikusambale vastavat rõhku tasakaaluolekus, kus lahusesse 
tungivate ja sealt tagasi pöörduvate lahusti molekulide arv võrdsustub, nimetatakse 
osmootseks rõhuks (Π,uuemates õpikutes suur täht, vanemates õpikutes väike π).
Osmootne rõhk on võrdeline absoluutse temperatuuriga ja ka lahuse kontsentratsiooniga. Π =Δm*c² iCM RT
ΠV =Δm*c² inRT Tähtsus:


Osmootse rõhu mõõtmist kasutatakse lahustunud ainete (kõrgmolekulaarsete ühendite) 
molaarmassi määramisel. Meetodit nimetatakse osmomeetriaks. 
Loomade ja taimede ainevahetuses oluline. 
Vee jaotumine kudedes oleneb osmootsest rõhust. 
Pöördosmoos- rakendades soola lahusele suuremat rõhku kui osmootne rõhk, saab 
sundida lahusti molekule minema läbi poolläbilaskva membraani puhtasse lahustisse. 
Pöördosmoosi tehnoloogiat kasutatakse tänapäeval laialdaselt joogivee tootmisel 
mereveest. 77. Elektrolüüdi mõiste, näited, nõrgad ja tugevad elektrolüüdid,  mitteelektrolüüdid.   Elektrolüüdid - ained, mille vesilahused ja/või mis vedelas olekus juhivad  elektrivoolu. Mitteelektrolüüdid ained, mis lahustuvad vees kuid ei dissotsieeru. Juhtivuse  muutust ei esine. Etanool C H OH, Sahharoos C H O ₂78. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni mõiste. Protsess, mille käigus lagunevad elektrolüüdid lahuses ioonideks.   
79. Dissotsiatsioonimäär ja – konstant.  
Dissotsiatsiooni ulatust iseloomustab dissotsiatsioonimäär (α) – ioonideks lagunenud (e. 
ioniseerunud) molekulide suhe üldisesse lahuses olevate molekulide arvu α=Δm*c² dissotsieerunud molekulide arv lahustunud molekulide koguarv α sõltub temperatuurist, lahuse kontsentratsioonist: temp. tõustes a väheneb, sest 
tavaliselt eraldub dissotsiatsioonil soojust; erand vesi- vee dissotsiatsioon on 
endotermiline protsess, mistõttu kõrgemal temp.-l vee α suurem. 
Kui lahuse konts kasvab – α väheneb, sest vahemaa erinimeliselt laetud ioonide vahel 
väiksem.
Dissotsiatsiooni tasakaalu kirjeldavat tasakaalukonstanti nimetatakse 
dissotsiatsioonikonstandiks (ka ionisatsioonikonstandiks). 80. Dissotsiatsiooni astmelisus. Näide.
Mitmeprootonilised happed dissotsieeruvad mitmes järgus. Näiteks väävelhape loovutab
I järgus ühe vesinikiooni:
H SO  →H  + HSO   (I järk)  ₂HSO    → H  + SO  ² (II järk) ₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O Põleb sinise leegiga.  ⁻ ⁺ + e⁻ ₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O Põleb sinise leegiga.  ⁻ Kui väävelhape on tugev elektrolüüt, siis vesiniksulfaatioon dissotsieerub edasi juba 
väga vähesel määral. Viimane seaduspärasus on iseloomulik kõikidele 
mitmeprootonilistele hapetele.
81. Ostwaldi lahjendusseadus.  
“Lahuse lahjendamisel suureneb elektrolüüdi dissotsiatsioonimäär α. Lõpmatul 
lahjendamisel saab α võrdseks ühega.” K ₕ¿ α ²∗C ₕ 1 – α K ei sõltu kontsentratsioonist. Ligikaudsetel arvutusel ja väga nõrkade elektrolüütide 


puhul: nõrk elektrolüüt a≈1 (a < 0,05), siis K=Δm*c² α²C  α=Δm*c²❑ √ K
C 82. Debye-Hückeli teooria.  
Iooni vastastiktoime teda ümbritseva ioonatmosfääriga pidurdab iooni liikumist lahuses, 
mis avaldub iooni kontsentratsiooni näilises vähenemises. 
Vastastiktoime tugevnemine kõrgema kontsentratsiooniga lahustes põhjustab ioonide 
assotsiatsiooni. Ioonid ühinevad paarikaupa moodustades nn. ioonpaare. Need võivad 
olla laenguga või laenguta. 
Ioonpaarid lagunevad kergesti ioonideks ja tekivad ka uued ioonpaarid. 
Näib nagu poleks tugev elektrolüüt täielikult dissotseerunud. Teatud osa 
kontsentratsioonist nagu kaoks ära.
83. Aktiivsuse mõiste ja arvutamine.  
Aktiivsus on lahuse omadusi otseselt iseloomustav ioonide efektiivne kontsentratsioon 
(see kontsentratsioon, mis pääseb mõjule). 
Formaalne suurus Kasutatakse kontsentratsioonide asemel tugevate elektrolüütide 
lahuste puhul
a =Δm*c²  γCCM
γC on aktiivsustegur ja sõltub iooni laengust ja tema raadiusest ning kõikidest teistest 
lahuses olevatest ioonidest, sest elektrostaatilised jõud eksisteerivad kõikide lahuses 
olevate laetud osakeste vahel. 
• Tugevalt lahjendatud lahustes puudub ioonide vastastiktoime (elektrostaatilised jõud on
väikesed) ja a=Δm*c²C; γC=Δm*c²1
84. Hüdrolüüsi mõiste – ja hüdrolüüsimäär.  
Hüdrolüüsiks nimetatakse lahustunud soola ioonide reageerimist veega mistõttu soolade 
vesilahused ei ole neutraalsed, vaid olenevalt soolast kas happelise või aluselise 
reaktsiooniga.
Tugevate aluste katioonid on Li , Na , K , Rb , Cs ; Ag ; Mg² , Ca² , Sr² , Ba² .  ⁺ + e⁻ ⁺ + e⁻ ⁺ + e⁻ ⁺ + e⁻ ⁺ + e⁻ ⁺ + e⁻ ⁺ + e⁻ ⁺ + e⁻ ⁺ + e⁻ ⁺ + e⁻ Need katioonid ei astu vastastoimesse veega. 
Teised metalli-ioonid ja ammooniumioon NH , käituvad vesilahustes hapetena ja vesi  ₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O Põleb sinise leegiga. ⁺ + e⁻ reageerib nendega nagu alus. 85. Tugeva aluse ja nõrga happe soola hüdrolüüs ja saadud lahuse pH.   Neutraalseid (pH =Δm*c² 7) vesilahuseid annavad  tugeva aluse ja tugeva happe soolad  Näiteks NaCl, KNO , BaCl , MgCl , KI, KClO  jne.  ₃ ₂ 7,00  ⁺ + e⁻ ⁻ Hüdrolüüsivõrrand ioonkujul ja molekulaarkujul:  CO ²  + H O  ₃ ⁻ ₂← HCO  + OH ₃⁻ ⁻


K CO  + H O  ₂← KHCO  + KOH ₃ 86. Nõrga aluse ja tugeva happe soola hüdrolüüs ja saadud lahuse pH.   Happelisi   lahuseid   annavad   nõrga   aluse   ja   tugeva   happe   soolad (FeCl , Al (SO ) , Bi(NO ) , NH NO , SbCl  jne.).  ₃ ₂←NH *H O + H   ₃ ₂ Cₒ  pH < 7,00  ₕ₊ > Cₒₕ₋ pH < 7,00  ₕ₋ pH < 7,00  Hüdrolüüsivõrrand ioonkujul:  NH  + H O   ₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O Põleb sinise leegiga. ⁺ + e⁻ ₂←NH *H O + H ₃ ₂←NH H O + HCl ₃ ₂87. Nõrga happe ja nõrga aluse lahuse hüdrolüüs ja saadud lahuse pH.   pH hindamiseks tuleb kasutada dissotsiatsioonikonstantide tabelit. Selliste   soolade   -   (NH ) S,   CH COONH   korral   hüdrolüüsuvad   nii ₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O Põleb sinise leegiga.  ₂←NH H O + H  (a)  ₃ ₂←HS  + OH  (b)  ⁻ ⁻ Hüdrolüüsi võrrand molekulaarkujul:  (NH ) S + H O  ₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O Põleb sinise leegiga.  ₂← NH * H O + NH HS  ₃ ₂88. Koordinatiivühendite mõiste ja ehitus. Koordinatiivühend  on elektriliselt  neutraalne  ühend, mille  koostises olevatest ioonidest vähemalt 1 on kompleks.   Ehitus:  Kompleksimoodustaja (A: keskne metalliioon)- tsentraalaatom, mis on võimeline koordinatiivselt siduma kindla arvu ioone või molekule, d ja f elemendid; võib olla laetud osake, neutraalne aatom, molekul. Ligandid  -   tsentraalaatomi   ümber   paigutunud   osakesed,   aatomid, ioonid   või   molekulid   milledel   on   vaba   elektronpaar   (H2O,   NH3, halogeniidioonid, CO)  Koordinatsiooniarv-   iga   kompleksimoodustaja   võib   siduda   tüüpilise arvu ligande, sõltub ligandist; 2-10, levinumad 4 ja 6 Koordinatsioonisfäär- moodustub ligandidest Sisesfäär-   kompleksimoodustaja   koos   ligandidega,   valemis kirjutatakse nurksulgudesse; neutraalne,  positiivne- komplekskatioon, negatiivne- kompleksanioon. 89. Koordinatiivühendite nomenklatuur.   Märgitakse   kompleksimoodustaja,   tema   laeng,   millised   ligandid


esinevad, ligandide arv, välissfääri koostis. Ligandid:   F -fluoro;   Cl   -   kloro;   OH   -   hüdrokso;   O   -okso; ⁻ ⁻ ⁻ ₂90. Amorfsed ained. Klaas.  
-üleminekuvorm vedelike ja kristalsete ainete vahel;
- ühendid, millel puudub korrapärane 3-mõõtmeline struktuur ja mis võivad võtta 
suvalise kuju (lõpmatult suure viskoossusega vedelikud, näiteks klaas). 
Amorfsete ainete omadused (tugevus, elektrijuhtivus) on ühesugused igas suunas – nad 
on isotroopsed. 
Puudub kristallvõre; ei voola; omavad kindlat kuju; 
Mehaaniliselt suhteliselt tugevad; Pole kindlat sulamistemperatuuri- soojenemisel 
viskoossus kahaneb ja vedelike omadused tugevnevad; kasutatakse mõisteid 
pehmenemistemperatuur ja deformeerimistemperatuur 
Struktuurielemendid kõrge püsivusega. Näiteks: silikaat- ja orgaaniline klaas, 
polümeerid
Klaas:
Silikaatklaas optiliselt läbipaistev anorgaaniliste materjalide sulamisprodukt. Klaasid 
tekivad sulas olekus oleva tahke aine tahkumisel. 
Kõige tuntum- aknaklaas. 
Puhas kvartsklaas 100% SiO  optika  ₂Klaaside liigitus:
Pudeli ja aknaklaas  
Kuumuskindel klaas  
Keemiliselt vastupidav klaas (ei sisalda Na2O, K2O)  
Optiline klaas (murdumisnäitaja suur)  
Kristallklaas (suur murdumisnäitaja, <30% PbO2)  Karastatud klaas (saamine 
karastamise teel)  
Tripleksklaas (3-kihiline, karastatud klaasikihtide vahel on plastmassikiht)  
Sitall (silikaat+kristall)-talub kõrgeid temperatuure <1000 oC  
Kvartsklaas- kõrge temperatuur <1400 oC, raske töödelda, puruneb kergesti, keemiliselt 
püsiv, valgust läbilaskev, väike soojus- ja elektrijuhtivus
91. Vedelkristallid. Liigitus ja omadused. Näited. 
Anisotroopsed omadused- ka vedelas olekus omadused sõltuvad suunast; näiteks 
elektrijuhtivus;
Nende ühendite osakesed võivad üksteise suhtes ümber paikneda, kuid nad säilitavad 
oma orientatsiooni (näit. teljed paigutunud niidikujuliselt ühes suunas).
Struktuur muutub kuumutamisel või voolu läbijuhtimisel, selle tulemusel muutuvad ka 
omadused (värvus).
Kasutatakse arvutites, kellades, kalkulaatorites, mobiilides jne. 
Näiteks: 4, 4`-dimetoksüasoksübenseen


2   92. Kristalsed tahkised.  
Kristalsed tahkised- osakesed paiknevad korrapäraselt, osakesed paiknevad 
tasapinnaliselt
93. Kristallvõrede tüübid (sh aatom-, molekul- ja ioonvõre).  
Jagatakse seitsmeks:
kuubiline (NaCl); • tetragonaalne (TiO2-rutiil); • rombiline (MgSO4.7H2O); • 
heksagonaalne(SiO2); • monokliinne (CaSO4.2H2O-kips); • trikliinne (K2Cr2O7); • 
trigonaalne.
Aatomvõre- sõlmpunktides aatomid, seotud kovalentsete sidemetega (teemant (C), 
grafiit, SiO2,B, Se, Ge, Si, As, pooljuhid); 
Molekulvõre- sõlmpunktides elektriliselt neutraalsed molekulid, seotud nõrkade van der 
Waalsi jõududega (jää, tahke He, CH4, O2, CO2, P4, S8); 
Ioonvõre- sõlmpunktides vahelduvad katioonid ja anioonid, seotud elektrostaatiliste 
jõududega (NaCl, CaBr2, K2SO4, soolad); 
Metallvõre- võre sõlmpunktides positiivselt laetud ioonid, nende vahel elektronid (Fe, 
Ni, Li, K, Ca, Cu, Cr jt.)
94. Isomorfism ja polümorfism. Näited.  
Isomorfism – nähtus kus lähedase keemilise koostisega ained moodustavad ühesuguse 
kristallvõrega kristalle (segakristalle) st erinevad ühendid, sarnase kristallvõrega. Ainult 
lähedaste mõõtmetega aatomid, samade mõõtmete ja sama laenguga ioonid võivad 
kristallvõres üksteist vahetada. Nt KCl, KBr; MgSO *7H O, NiSO *7H O,  ₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O Põleb sinise leegiga.  ₂sisestruktuuriga kristallivormides (S, SiO2, CaCO3) Näiteks: C - teemant, grafiit, 
fullereenid;
95. Süsiniku allotroobid: teemant, grafiit, fullereenid.
  • Teemant 
Iga sp³ hübriidses olekus C aatom on kovalentselt seotud nelja naaberaatomiga s-sideme 
(väga tugev kovalentne side) abil. 
C aatomid paiknevad tetraeedriliselt. 
Iga C-C side on sama pikk 154 pm ja sama tugevusega.
Kõva, hea soojusjuht, ei juhi elektrit, optiliselt läbipaistev (N ja UV), kõrge 
murdumisnäitaja 
Kõrge sulamistemperatuur 4100 ༠ C 
Looduslikud saadakse grafiidist aeglaselt kõrgel rõhul ja temperatuuril 
Sünteetilised- esimesed Rootsis 1953, 7GPa rõhk, kõrge temperatuur


Grafiit 
C püsiv allotroop normaaltingimustel 
Must, läikiv, hea elektrijuht, pehme, libe 
Sulab temperatuuril 3700 oC 
Koosneb kovalentsete sidemetega kuusnurkadesse seotud sp2 hübriidses olekus C 
aatomite kihtidest (C-C 142 pm). Kihtidevahelised sidemed on nõrgad (van der Waals, 
C-C 335 pm). 
4-s valentselektron pole kõvasti seotud, liigub suhteliselt vabalt st põhjustab 
elektrijuhtivuse. 
Kasutatakse määrdeainena, elektroodidena jm 
keemiliselt aktiivsem kui teemant
Fullerfeenid
Kümned, sajad või tuhanded C aatomid ühinenud palli või torusarnasteks molekulideks. 
Kõige suuremaid nim. C nanotorudeks. C60 – kõige tuntum fullereen. 
Lahustuvad heksaanis ja tolueenis; hajutavad valgust; ei juhi elektrit; reageerivad leelis- 
ja leelismuldmetallidega; 
Rb C  on ülijuht. ₃ ₆, propaanist C₃H₈ ja butaanist C₄H₁₀ vesiniku ₀ vesiniku  96. Metallilised tahkised: üldiseloomustus ja omadused.  
Aatomid metallivõres püüavad täita ruumi võimalikult tihedalt. Ühesuuruste aatomite 
puhul koosneb kristall kuusnurkse aatomite paigutusega kihtidest. 
Teine kiht paigutub esimese suhtes selliselt, et aatomid jäävad esimese kihi aatomite 
vahekohtadesse. 
Kolmanda kihi paigutumiseks on kaks võimalust. 
1) paigutub esimesega kohakuti. Kristallvõret nimetatakse heksagonaalseks 
tihepakendiks (hcp). 
Näiteks: Mg, Zn 
2) kolmas kiht paigutub nihkega. Neljas kiht kordab esimest. Kristallvõret nimetatakse 
kuubiliseks tihepakendiks (ccp).
 Näiteks: Al, Cu, Ag, Au
Võretühimikud – nn metallvõres kerade vahelised tühimikud. 
Metalli tihepakendi tühimikud saab täita väiksemate aatomitega, selle tulemusena 
moodustub sulam. 
Millise tihepakendi metall moodustab sõltub sellest milline võre on väiksema energiaga  
metalli elektronstruktuurist.
OMADUSED- SEPISTATAVUS
• Metallis ümbritseb katioone elektronpilv. Sidemed on vähe suunatud ja katioone saab 
kergelt naaberioonidest mööda suruda. Haamriga on võimalik suurt hulka katioone 
nihutada ja elektronpilv tuleb järele. 
Erinev sepistatavus on seotud nende struktuuri erinevustega. 
Metalli struktuuris on nn libisevad kihid- aatomkihid, mis võivad rõhu mõjul üksteise 
suhtes libiseda. Näiteks kuubilises tihepakendis (väikeste kuupide kordumine igas 
suunas) on 8 eri suunas libisevat kihti (vask- Cu), seepärast on metall hästi sepistatav. 
Sarnased omadused ka Al, Ag, Au. 
Heksagonaalses tihepakendis- 1 libisev kiht (Zn, Cd), metallid on rabedad.
97. Sulamid ja nende üldomadused.  
Saamine- lisatakse sulatatud metallile ühte või mitut teist metalli või mittemetalli: 
metallid segunevad või reageerivad üksteisega sulatatud olekus ja moodustavad 
jahtumisel tahke sulami.  
Sulamite omadused erinevad lähtemetallide omadest: sulami sulamistemperatuur on 
madalam, kõvadus aga suurem kui lähtemetallidel.  Näiteks - pronks on Cu ja Sn sulam; 
- Woodi sulam sisaldab 50 % Bi, 27% Pb, 13% Sn, 10% Cd; - teras sisaldab aga 
mittemetalle sh süsinikku); - Looduslikud kivimid: graniit, gneiss, basalt


ÜLDOMADUSED:
Sõltuvad koostisest, saamistingimustest, töötlemisest. 
Sulameid iseloomustatakse nende elektriliste, magnetiliste, termiliste ja mehaaniliste 
omaduste aga ka korrosioonikindluse kaudu. 
Elektrilised: elektrijuhtivus. Reeglina sulamite sisestruktruur korrapäratum kui puhastel 
komponentidel  elektrijuhtivus madalam. 
Näiteks Cu sulami elektrijuhtivus väheneb 27% kui lisada Pb 0,13%. 
Paljud sulamid on madalatel temperatuuridel ülijuhid (MoC, WC) kuigi komponentidel 
puuduvad ülijuhi omadused.
• Kõvadus- reeglina kõrgem pehmema koostiskomponendi kõvadusest. Tüüpilised 
kõvasulamid on metallkeraamilised süsteemid, mis koosnevad põhiliselt W, Ti, Ta jt 
karbiididest, Zr ja Ti boriididest. 
Sulamistemperatuur- sageli madalam koostisosade sulamistemperatuurist. Näiteks 36% 
Pb (Ts =Δm*c² 327 oC) ja 64% Sn (Ts =Δm*c² 232 oC) sulab 181 oC juures. 
Korrosioonikindlus- suurem sulamitel, mis on homogeensed tahked lahused. Näiteks 
kroomnikkelterased, Si lisamine tõstab paljude sulamite korrosioonikindlust. 98. Sulami olekudiagramm (osata selgitada joonist).  
• Sulami sulamistemperatuuri sõltuvus koostisest Komponendid lahustuvad üksteises 
piiramatult, keemilisi ühendeid ei moodusta. Sulam on Cd ja Bi kristallide mehaaniline 
segu. AC ja CB –sulamiskõverad- sulami kristallumistemperatuuri olenevus koostisest. 
A ja B puhtad metallid; C- madalaima sulamistemperatuuriga sulam mida metallid 
võivad moodustada nn eutektiline punkt (eutektiline temperatuur ja eutektiline koostis. • 
Komponendid moodustavad keemilisi ühendeid. Tekib intermetalliid Mg3Sb2. 
Maksimum vastab ühendi sulamistemperatuurile nim daltoniidiks. Cst joon alla- 2 
diagrammi, mõlemal eutektilised koostised (B ja D) AB- Mg kristallub sulamist, mis 
koosneb Mg ja Mg3Sb2, B- mõlemad kristalluvad koos; CD – ühendi Mg3Sb2 , DE - Sb
kristallumine lahusest, mis koosneb ühendist Mg3Sb2 ja Sb-st. Ag-Au süsteem, kõver I- 
vedela sulami kristallumise algtemp, II- tahkumise lõpptemp. Ülemisest kõverast üleval 
on süsteem vedel, alumisest kõverast madalamatel temp-del tahke. Kõveratevahelises 
alas- tasakaal. Punktis a- tasakaalus vedelik b tahke lahusega c st tahkes lahuses on 
rohkem Au-d. Jahtumiskõver- termiline analüüs. I- puhas aine, II- 2 komponendi segu. I 
– punkt a ainekristallid tekivad (eraldub soojust), b- kogu vedelik on kristallunud. II- 
punkt c kristalluvad 1 komponendi kristallid, cd kristallumissoojuse tõttu langeb temp 
aeglasemalt, koostis muutub, d- eutektiline koostis, hakkab eralduma teine komponent, 
lõplik kristallumine punktis e. NEID PEAKS OSKAMA SIIS SELGITADA :) 
99. Keemiliste reaktsioonide pööratavus.  
Reaktsiooni kulgemine mõlemas suunas. 
Reaktsioonid kulgevad mittepööratavalt (st ühes suunas) ainult siis kui üks või mitu 
reaktsiooniprodukti eemaldada keskkonnast. Näiteks gaaside teke, sademete teke 


reaktsiooni tulemusena. 
Mõned reaktsioonid, näiteks hapniku ja vesiniku plahvatuslik reaktsioon, näivad 
kulgevat lõpuni, ent mõned paistavad peatuvat juba alguses. Vaatleme reaktsiooni, mis 
toimub, kui lämmastiku ja vesiniku segu kuumutatakse rôhu all väikese koguse raua 
juuresolekul:
                          Fe
N (g) + 3 H (g) -› 2 NH  (g). ₂Nagu jooniselt näha, pole tähtis, kui kaua me ootame - saadust juurde
ei teki. Reaktsioon on jõudnud tasakaaluolekusse. Kui näiliselt ammoniaagi tekkimine
peatub, siis pöördreaktsiooni
2 NH  (g) -› N  (g) + 3 H (g) ₃ ₂laguneb ammoniaak sama kiiresti, kui tekib. Nagu faasiüleminekute puhul, asendame
pärisuunalise noole tasakaaluolekus kahe vastassuunalise poolnoolega: Kõik keemilised tasakaalud on dünaamilised. Dünaamilised tasakaalud on „elus" tasa.
kaalud selles möttes, et nad reageerivad temperatuuri ja rõhu muutustele ning reagentide
lisamisele või eemaldamisele. Reaktsioon, mis ei toimu (nagu vesiniku ja hapniku segu
toatemperatuuril ja tavarõhul) on sellise koostisega, mis ei reageeri väikesele tingimuste
muutusele. 100. Keemilise reaktsiooni tasakaal ja tasakaalukonstant. 
1864.  aastal   avastasid   norralased   Cato   Guldberg   (matemaatik)   ja
Peter   Wange   (keemik)  sõltuvuse,   mis   võtab   kokku   reaktsioonisegu
koostise tasakaaluolekus. 


Tasakaaluolekus   määrati   segude   koostis   ja  üldrõhk  P.   Esialgu   ei
paistnud tulemustes
mingit   seaduspära,   ent   Guldberg   ja   Waage   märkasid   harukordset
seost: K= P so3/ P° 2 ¿ ¿ kus väärtus K oli peaaegu sama iga eksperimendi korral ega söltunud
gaaside   algkontsentratsioonist.   Valemis   on   P   gaasi   J   tasakaaluline
osaröhk ja P° = 1 bar on standardrõhk.  Pane tähele, et K on ühikuta
suurus, sest  PJ  ühik taandub  P°-ga jagamisel igas osajagatises  välja.
Edaspidi kirjutame lihtsustamiseks valemi kujul K= ( P so3)❑ 2 ( P so 2 )❑ 2 P o 2 kus PJ  on aine J osarõhu arvuline väärtus baarides.
Guldberg ja Wage said reaktsioonisegu erinevate algkoostiste korral
eksperimendi  piirides   sama   K   väärtuse.   See   tähelepanuväärne
tulemus näitab, et K iseloomustab
antud temperatuuril reaktsioonisegu tasakaalulist koostist. Suurust K
nimetatakse reaktsiooni tasakaalukonstandiks.
101. Le Chatelier printsiip.  
,,Tingimuste muutmine tasakaalusüsteemis kutsub esile tasakaalu nihkumise suunas, mis
paneb süsteemi avaldama vastupanu tekitatud muutustele.”
Järeldused:
Lähteainete kontsentratsiooni suurendamine ja produktide kontsentratsiooni 
vähendamine (saaduste eemaldamine süsteemist) tasakaalusüsteemis nihutavad tasakaalu
paremale - produktide tekke suunas.  
Temperatuuri tõstmine nihutab endotermilise reaktsiooni tasakaalu paremale - saaduste 
tekke suunas, eksotermilise reaktsiooni tasakaalu aga vasakule - lähteainete tekke 
suunas;  
Gaasiliste ainete osavõtul kulgevates reaktsioonides nihutab rõhu tõstmine tasakaalu 
suunas, millises on gaasiliste ainete molekulide arv väiksem.
102. Keemilise reaktsiooni kiirus.  
Keemilise reaktsiooni kiiruse uurimisega seotud probleemid moodustavad sellise 
keemiateaduse haru nagu keemiline kineetika.
Kriteerium reaktsiooni spontaansuse hindamiseks ΔE=Δm*c²G - Gibbsi vabaenergia muut  
Kui ΔE=Δm*c²G <0, siis reaktsioon on teostatav, kuid ei pruugi kulgeda sest reaktsiooni kiirus on
liiga väike. Reaktsiooni kiiruse tõstmise tulemusena saab reaktsiooni muuta tegelikult 
toimuvaks.
Homogeenne reaktsioon- kulgeb ühtlases keskkonnas (gaas, lahus);  
Heterogeenne reaktsioon- kulgeb reageerivate ainete faase eraldaval piirpinnal.
103. Massitoimeseadus.  
  Massitoimeseadus üldistab seda tulemust:
suvalise ideaalgaaside osalusel toimuva reaktsiooni korral same avaldada tasakaalukonstandi järgmiselt: K=¿ ¿ K on antud temperatuuril reaktsioonile iseloomulik suurus, kus PJ on 
aine J osarõhu


arvuline väärtus baarides. Pane tähele, et saadused asuvad lugejas 
ning lähteained nimetajas ning et osaröhud on astmetes, mis 
vastavad nene stöhhiomeetrilistele kordajatele
104. Reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid. 
Temperatuur. Mida kõrgem on temperatuur, seda intensiivsem on molekulide 
soojusliikumine ja suurem nende kineetiline energia. See suurendab molekulide 
efektiivsete kokkupõrgete tõenäosust ning koos sellega reaktsioonikiirust. 
Kiiruse sõltuvust temperatuurist kirjeldab astmefunktsiooni graafik, näiteks kui 
γC=Δm*c²3,T273K →373K;v kasvab 59000 korda
Homogeensed reaktsioonid: reageerivate ainete iseloom, temperatuur, reageerivate 
ainete kontsentratsioon, katalüsaatorid. 
Heterogeensed reaktsioonid: kõik tegurid samad, mis homogeenstel reaktsioonidel, 
kokkupuutepinna suurus, tahkiste struktuur (poorsus jm) 
105. Reaktsiooni mehhanism.  
Reaktsiooni võrrand ei näita, kuidas reaktsioon tegelikult toimub - kirjeldab vaid 
lähteainete ja saaduste moolide arvu. Tegelikku protsessi selgitab reaktsiooni 
mehhanism.
Reaktsiooni molekulaarsus on reaktsiooni elementaaraktis osalevate (üheaegselt 
kokkupõrkavate) molekulide arv.
Üheastmelised reaktsioonid  –monomolekulaarsed A saadused reageerib (laguneb) üks 
molekul N O  =Δm*c² N O  + ½O ₂reaktsioonid on I järku
106. Reaktsiooni järk.  
Reaktsiooni järk- võrdub kontsentratsioonide astmenäitajate summaga reaktsioonikiiruse
võrrandis.
Massitoimeseadus- kiirus on võrdeline reageerivate ainete kontsentratsioonide 
korrutisega. Kehtib ideaalgaasi ja lahjendatud lahuste korral.
Monomolekulaarne lagunemisreaktsioon
v=Δm*c² k c ₁Bimolekulaarne reaktsioon (HI tekke ja lagunemisreaktsioon), reaktsiooni kiirus 
v =Δm*c² k c c  või v =Δm*c² k c² ₂k  ja k -  ₁C H O  + H O  →C H O  + C H O ₁kiirusest;
Murdarvulise järguga reaktsioonid 
H  + Br  =Δm*c² 2HBr, reakts. järk on 5/4 (astmeline reaktsioon) ₂107. Katalüüs ja katalüsaator.  
Katalüsaator on aine, mis kiirendab reaktsiooni, kuid mille kontsentratsioon reaktsioonis
ei muutu. Ta ei mõjuta reaktsiooni tasakaalu, vaid mõjutab kiirust, millega 
tasakaaluolekusse jõutakse.
Reaktsiooni kiirus sõltub süsteemi viidud ainest nn katalüsaatorist. Protsesse millest 
need ained osa võtavad nimetatakse katalüüsiks
Katalüüside liigid:
Homogeenne katalüüs –katalüsaator ja lähteained samas faasis, enamasti vedelfaasis.  
Katalüsaatori funktsioon: luua alternatiivne reaktsiooni tee, millel on võrreldes tavalise 
reaktsiooniga madalam aktivatsioonienergia.
Heterogeenne katalüüs –Katalüsaator ja lähteained eri faasides. Tekivad vaheühendid 


katalüsaatori pinnal. Need on ebapüsivad pindühendid.  Katalüsaatorimürgid - ained, mis
adsorbeeruvad katalüsaatori pinnale ja takistavad reagentide adsorptsiooni või isegi 
reageerivad katalüsaatoriga (H2S, CO, tetraetüülplii, tetrametüülplii, As ja Se - 
ühendid).  Promootorid - ained, mis veelgi kiirendavad katalüsaatori toimet. Nad 
suurendavad katalüsaatori pinnal aktiivsete punktide (näiteks defektidega kristallide) 
arvu (metallid, metalli oksiidid ja –hüdraadid).
Autokatalüüs – Katalüsaator tekib reaktsiooni käigus, on üks reaktsiooni produkt 
H C O  + H SO  + KMnO   →MnSO  + K SO  + CO  + H O esialgu kulgeb  ₂Estri seebistumine (hüdrolüüs), katalüsaatoriks on protsessi tulemusena tekkinud H+ 
ioonid;  
Biokatalüüs- taimsetes ja loomsetes organismides sisalduvad ensüümid katalüüsivad 
mitmeid eluprotsesse nim biokatalüsaatoriteks. 108. Keemiliste reaktsioonide liigitus: ekso- ja endotermilised  reaktsioonid.   Eksotermiline reaktsioon- soojus vabaneb siseenergia vähenemise arvelt;  Metaani põlemine CH  + 2O  →CO  + 2H O ₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O Põleb sinise leegiga.  ₂109. Hessi seadus.  ,,Reaktsioonientalpia on tema vaheetappide entalpiamuutude  summa” “Soojusefekt, olles võrdne reaktsioonisaaduste ja lähteainete entalpiate  erinevusega, ei sõltu reaktsiooni tegeliku toimumise viisist ega vaheetappidest.” soojusefekt reaktsioonile  C(grafiit) + O ₂110. Termodünaamika I seadus. Entalpia.
  energia jäävuse printsiip - ,,energia vabanemine või neeldumine keemilise reaktsiooni 
käigus peab põhjustama vastava muutuse reaktsioonisaaduste energiavarus, võrreldes 
lähteainete summaarse energiavaruga”
Soojusefekt on võrdne süsteemi entalpiamuuduga.
q  – w =Δm*c²ΔE=Δm*c²U, siit q  =Δm*c² ΔE=Δm*c²U + PΔE=Δm*c²V =Δm*c² ΔE=Δm*c²(U+PV) =Δm*c² ΔE=Δm*c²H ₚ – w =ΔU, siit qₚ = ΔU + PΔV = Δ(U+PV) = ΔH ₚ – w =ΔU, siit qₚ = ΔU + PΔV = Δ(U+PV) = ΔH ↑ termodünaamika 1. seaduse põhjal.
Entalpia muutus protsessis (ΔE=Δm*c²H) võrdub protsessis (reaktsioonis) neelduva või eralduva 
soojushulgaga.  Kui protsessis eraldub energiat nimetatakse seda eksotermiliseks 
protsessiks (ΔE=Δm*c²H < 0)  Kui energiat tuleb süsteemi juurde anda on tegemist endotermilise 
protsessiga (ΔE=Δm*c²H > 0).
Entalpia muut antakse tavaliselt reaktsioonivõrrandis esimesel kohal seisva lähteaine ühe
mooli kohta.
Vastassuunaliste protsesside entalpiate muudud on võrdsed, aga vastasmärgilised.
Termokeemilistes võrrandites näidatakse alati ära ainete agregaatolek (s, l, g), sisaldavad
reaktsiooni soojusefekti, kasutatakse murdarvulisi koefitsiente.  Ainete entalpiad ja 
seega ka reaktsioonide entalpiate muudud ΔE=Δm*c²H sõltuvad temperatuurist.  Ühendi 
standartne tekkeentalpia (ΔE=Δm*c²Hf, ❑298 0 ) on võrdne energia muuduga antud ühendi  tekkimisel lihtainetest standardtingimustel (st. kindlatel kokkuleppelistel 
välistingimustel, milleks on temperatuur t =Δm*c² 25°C ehk 298 K ja rõhk P =Δm*c² 1 atm)
soojusefekt (ΔE=Δm*c²H ) on entalpia muut reaktsiooni läbiviimisel standardtingimustel. ΔE=Δm*c²H   ⁰ + I = E⁺ + e⁻ ⁰ + I = E⁺ + e⁻


leidmiseks tuleb lahutada reaktsioonisaaduste standartsete tekkeentalpiate summast 
lähteainete standartsete tekkeentalpiate summa.
ENTALPIA TÄHTSUS:
Võimaldab arvutada reaktsioonide soojusefekte;  Soojusefektide arvestamine võimaldab 
õigesti hinnata soojusbilanssi keemiatööstuses ja protsesside juhtimist;  
Soojusseadmete- ja – mootorite konstrueerimisel vaja arvestada kütuste põlemissoojusi; 
Energeetikas- suur osa energiast saadakse fossiilsete kütuste põletamisel.  
Saab hinnata, kas teatud keemiline reaktsioon kulgeb või mitte määratud tingimustel.
Olekufunktsioon,   mis   võtab   arvesse   püsival   rõhul   soojusülekandega
kaasnevast   paisumistööst   tingitud   energiakadusid   (ning
kokkusurumisega   kaasnevat   energia   lisandumist),   on   entalpia   (H).
Entalpia definitsioonavaldis on:
H= U+ PV,
kus U, P ja V on süsteemi siseenergia, rõhk ja ruumala. Teame, et
entalpia on oleku-
funktsioon, sest U (termodünaamika esimesest seadusest), P ja V on
olekufunktsioonid   ja   järelikult   peab   ka   H   =   U+   PV   olema
olekufunktsioon. 
111. Termodünaamika II seadus. Entroopia.  
I seadus väljendab energia jäävust, lahtiseks jääb keemilise reaktsiooni suund. 
Keemilistel reaktsioonidel on olemas eelistatud kulgemise suunad, II seadus teeb seda. 
Üks reaktsioon peab olema eelistatud teisega võrreldes. Reaktsioon kulgeb 
põhimõtteliselt ka vastassuunas kuid see pole iseeneslik suund, toimub välise jõu 
rakendamise tulemusena.
“Iα²/r⁶gas spontaanses protsessis peab süsteemi ja ümbritseva keskkonna summaarne 
entroopia kasvama.” ←II seadus. 
Entroopia:
Süsteemi korrapäratuse mõõduks on entroopia (S, J/K*mol). Erinevalt entalpiast on 
entroopia otseselt eksperimentaalselt määratav suurus.
Defineeritakse tõenäosuse W kaudu Boltzmanni võrrandi abil: S=Δm*c² R/NA * ln W, 
kus R- universaalne gaasikonstant, 
NA- Avogadro arv, 6,02.1023; 
R/NA- 1,38.10-23 J/K.mol- entroopia mõõtühik 
W- oleku tõenäosus, väljendab süsteemi moodustavate osakeste paigutusviiside, 
energiajaotusviiside mitmekesisust. 
Mida rohkem võimalusi osakeste erinevaks jaotamiseks seda suurem W.
puu →põlemine →CO2 + soojus (hajub universumis)
Entroopia on süsteemi molekulide korrapära puudumise mõõduks.  
Entroopia muutus reaktsioonides. Standartne entroopia muut 
ΔE=Δm*c²S0 =Δm*c² Σnᵢ S (produktid) - Σnᵢ S (lähteained)  ⁰ + I = E⁺ + e⁻ ⁰ + I = E⁺ + e⁻ nᵢ- ainete koefitsiendid reaktsioonivõrrandis
Entroopia kasv ΔE=Δm*c²S > 0 
sulamine, aurustumine, lahustumine, temperatuuri tõstmine (intensiivistub osakeste 
liikumine), reaktsioonid, kus gaasiliste ainete hulk (maht, moolide arv) kasvab; 
Entroopia kahanemine ΔE=Δm*c²S < 0 veeldumine, tahkestumine, gaasiliste ainete mahu 
vähenemine: 
C(s) + O (g) →2CO(g) ΔE=Δm*c²S > 0  ₂stsenaariumi. Esiteks-
kuum metallitükk jahtub külmas ruumis, kui energiliselt vibreerivate


aatomite energia
ümbrusse   hajub   (õhku   ja   aparatuuri   metalli   ümber).   Vibreerivad
metalli   aatomid   põrkuvad   ümbruse   aeglasemate   aatomite   ja
molekulidega, kandes osa oma energiast põrgetega neile üle.
Vastupidine muutus on väga ebatõenäoline, sest see nõuaks energia
koondumist
Ümbrusest   pisikesse   metallitükki.   See   tähendab   et   on   vähem
energiliselt liikuvate ümbruse aatomite ja aktiivsemalt liikuvate metalli
aatomite   põrkel   hakkaksid   viimased   veel   energilisemalt   liikuma.
Teiseks: juhuslikult liikuvad gaasimoelkulid hajuvad üle kogu anuma
ning on väga ebatõenäoline, et nende juhuslik liikumine toob nad koik
spontaanselt ühte nurka tagasi. Selge seaduspärasus on, et energia ja
aine kalduvad hajuma korrapäratul moel.
Termodünaamika keeles väljendatakse seda lihtsat mõtet entroopia S
mõiste kaudu.
Entroopia on korrapäratuse moode. Madal entroopia tähendab suurt
korrapära;   kõrge   entroopia   suurt   korrapäratust.   Ülalkirjeldatud
seaduspärasuse võib sõnastada termodünaamika teise seadusena:
isoleeritud   süsteemi   entroopia   kasvab   iga   spontaanse   muutuse
käigus.
Kuuma metalli iseenesliku jahtumisega kaasneb seega entroopia kasv,
kuna   energia   hajub   ümbruskonnas.,,Isoleeritud   süsteemina"
vaadeldakse   praegusel   juhul   kuuma   metallitükki   ja   tema   lähimat
ümbruskonda.   Entroopia   kasv   kaasneb   ka   gaasi   paisumisega,   kuna
molekulid   levivad   üle   kogu   anuma.   Süsteemi   ja   tema   ümbruse
loomulik areng liigub korrapärast korrapäratuse suunas, madalamalt
entroopialt kõrgema entroopia poole.
Kui   temperatuur   ei   muutu,   sis   saab   süsteemi   entroopia   muutust
arvutada järgmise
avaldise abil: ΔSS¿ q pöörduv T kus   ΔSS   on   süsteemi   entroopia   muutus,   q   on   soojusena   üle   kantud
energia   ja   T   on   (absoluutne)   temperatuur,   millel   soojuse   ülekanne
toimub;   q   alaindeks   „pöörduv"   näitab,   et   energia   peab   olema   üle
kantud   pöörduvalt.   Soojusenergia   pöörduva   ülekande   korral   peavad
süsteemi ja ümbruse temperatuurid erinema lõpmata vähe ning nad
peavad   olema   sisuliselt   muutumatud.   Mõõtes   soojust   džaulides   ja
temperatuuri kelvinites,
mõõdetakse entroopiamuutust (ja entroopiat ennast) džaulides kelvini
kohta (J*K⁻¹).
112. Gibbsi energia.  
Gibbsi energia G, mida defineeritakse kui
G=H-TS.
See   suurus,   mida   üldiselt   tuntakse   vabaenergiana   ja   formaalselt
Gibbsi energiana (ka
Gibbsi vabaenergia), defineeritakse üksnes olekufunktsioonide kaudu,
järelikult   on   see   ka   ise   olekufunktsioon.   Konstantsel   temperatuuril
toimuva protsessi korral avaldub Gibbsi energia muutus kujul
ΔSG=ΔSH-TΔSS konstantsel temperatuuril.


Gibbsi energia on oluline just sellepärast, et  kui rõhk ja temperatuur
on konstantsed.
siis   saab   protsessi   spontaansust   ennustada   üksnes   süsteemi
termodünaamiliste omaduste alusel.
Paljudes reaktsioonides ΔE=Δm*c²H >> T*ΔE=Δm*c²S seega ΔE=Δm*c²G≈ΔE=Δm*c²H. 
See   seletab,   miks   paljud   eksotermilised   protsessid   on   spontaansed.   Kuid   leidub   ka
spontaanseid endotermilisi protsesse - juhul kui nende entroopia kasv on soojusefektist
suurem. 
ΔE=Δm*c²G>0, siis reaktsioon ei toimu spontaanselt
Gibbsi vabaenergia muut protsessis (reaktsioonis) leitakse entalpia muudu ja entroopia
muudu kaudu: 
ΔE=Δm*c²H  =Δm*c² ΣΔE=Δm*c² ⁰ + I = E⁺ + e⁻ Hf 0 (produktid) - ΔE=Δm*c²H f 0 (lähteained)  ΔE=Δm*c²S  =Δm*c² ΣΔE=Δm*c²S (produktid) - ΣΔE=Δm*c²S (lähteained)  ⁰ + I = E⁺ + e⁻ ⁰ + I = E⁺ + e⁻ ⁰ + I = E⁺ + e⁻ ΔE=Δm*c²G  =Δm*c² ΔE=Δm*c²H  - T*ΔE=Δm*c²S   ⁰ + I = E⁺ + e⁻ ⁰ + I = E⁺ + e⁻ ⁰ + I = E⁺ + e⁻ Kuid on olemas ka tabeleid standardse vaba tekkeenergia ΔE=Δm*c²Gf 0  väärtustega. Sel juhul analoogiliselt entalpia ja entroopiaga: ΔE=Δm*c²G  =Δm*c² ΣnᵢΔE=Δm*c² ⁰ + I = E⁺ + e⁻ Gf 0prod - Σnᵢ ΔE=Δm*c²G f 0lähte  ΔE=Δm*c²G   <<   0   ei   tähenda   veel,   et   reaktsioon   toimub   kiiresti!   ΔE=Δm*c²G   arvestab   ainult   alg-   ja
lõppolekut (kas protsess on võimalik), mitte aga seda kuidas muutus tegelikult toimub
(kineetika, kemism). 113. Keemiliste reaktsioonide kulgemise termodünaamilised  tingimused.  Soodustab:  1) ΔE=Δm*c²H<0 (eksotermiline);  2) ΔE=Δm*c²S >0 (entroopia kasvab).  st V suurenemisega toimuvad protsessid on soodustatud võrreldes protsessidega kus  V väheneb.  Entalpia ülekaalus madalatel temperatuuridel.  Madalatemperatuurilised protsessid on ainult eksotermilised.  Entroopia mõjub kõrgetel temperatuuridel.  Kõrgetemperatuurilistest protsessidest on eelistatud need, kus eraldub gaase. Ühinemine  Lihtainete ühinemine liitaineteks, lihtsamad struktuurid  keerulisemad struktuurid  ΔE=Δm*c²H<0;   Lagunemine  Suured molekulid väiksemateks molekulideks ΔE=Δm*c²S >0. C + CO  ↔2CO ΔE=Δm*c²H>0 (endotermil.), ₂0 (ΔE=Δm*c²V>0).  1) t<400 oC, ΔE=Δm*c²H>0, ΔE=Δm*c²G>0 st reaktsioon ei kulge vasakult paremale, läheb  vastassuunas 2CO → C + CO   ₂10000 oC, ΔE=Δm*c²S>0, ΔE=Δm*c²G<0 , st kulgeb vasakult paremale;  3) t~700 oC, ΔE=Δm*c²H ~ TΔE=Δm*c²S , ΔE=Δm*c²G =Δm*c² 0, mõlemat pidi, tasakaaluolek. 114. Keemiliste reaktsioonide tüübid (paralleelsed-, konjugeeritud-,  järjestikused,  mitmeastmelised-, ahel jm).   Paralleelsed reaktsioonid- samade lähteainete reageerimine mitmel viisil, tavaliselt  lagunemisreaktsioonid. Lõpp-produktide hulgad on võrdelised vastavate  kiiruskonstantidega. Temperatuuri muutmisega võib lõppproduktide suhtelist hulka  muuta. Spetsiaalsete katalüsaatorite kasutamisega võib saavutada olukorra, kus ühe  aine saagis on ~100%.Tavaliselt mitte kunagi ei teki ainult 1produkt.  Kloraatide lagunemine:  2KClO  --t, MnO  -- 2KCl + 3O  (I) katalüsaatoriga;  ₃ ₂

reaktsiooni kulgemise tulemusena.  2Na SO  + O   2Na SO  - iseseisvalt toimuv  ₂v=Δm*c² kc H2cBr 2❑1/2 Mitmeastmelised reaktsioonid  2NO + 2H  2H O + N2 järk ₂115. Sadestusreaktsioon ja lahustuvuskorrutise mõiste.  
Ba(OH) (aq)+ H SO (aq) BaSO (s)+ 2H O(l)  ₂l – vedelfaas; 
t (s) – tahke faas. 
Ioonkujul sama reaktsiooni võrrand: 


Ba² (aq)+ SO ² (aq) →BaSO (s)  ⁺ + e⁻ ₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O Põleb sinise leegiga.  ⁻ ₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O Põleb sinise leegiga.  või Ba² + SO ²  →BaSO ↓  ⁺ + e⁻ ₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O Põleb sinise leegiga.  ⁻ ₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O Põleb sinise leegiga.  Tavaliselt kõik ained ei sadestu vesilahusest täielikult. Küllastatud lahuses on tasakaal, 
kus ainet lahustub ja sadestub sama kiirusega. 
Ca(OH) (s)  →Ca² (aq) + 2OH (aq) ₂aktiivsuste) korrutis rasklahustuva elektrolüüdi küllastatud lahuses, kusjuures iga iooni 
kontsentratsioon on astmes, mis vastab tema stöhhiomeetrilisele koefitsiendile 
dissotsiatsioonivõrrandis.
116. Neutralisatsioonireaktsioon.  
Kasutatakse palju heitvee puhastamisel ja soolade valmistamisel. Vees lahustunud 
happelise või aluselise aine kontsentratsiooni määramisel tiitrimisega.
HCl + NaOH → NaCl + H O  ₂117. Redoksreaktsioonide mõiste ja tasakaalustamine.  
Redoksreaktsioon ehk muutusega kulgev reaktsioon.Redoksreaktsioonides toimub 
elektronide liikumine ühelt elemendilt teisele. 
Oksüdeerija liidab elektrone tema oa väheneb (ta redutseerub) 
Redutseerija (taandaja) loovutab elektrone tema oa kasvab (ta oksüdeerub)
TASAKAALUSTAMINE:
Cu  + H ⁰ + I = E⁺ + e⁻ N + V O  →C ₃ u + II (NO ) +  ₃ ₂kõik vabad elemendid ja molekulid on elektriliselt neutraalsed (st oa =Δm*c² 0) 
vesiniku oa ühendites on +I, va hüdriidid (-I, NaH, CaH )  ₂Cu  -2e- →C ⁰ + I = E⁺ + e⁻ u + II  (red)  N + V  + 3e- →N+II(oks) 118. Oksüdeerijad. Näited.  
Lihtained, millede aatomid seovad suhteliselt kergelt elektrone: O2, F2, Cl2, Br2, I2 jt., 
omandades oksüdatsiooniastmed: hapnik (-II), halogeenid (-I) 
Liitained, millised sisaldavad metallide aatomeid, mis võivad siduda elektrone: 
näiteks: Muutudes vastavalt Liitained, milles sisalduvate mittemetallide aatomite oa saab muutuda negatiivsemaks, 
näiteks:


Näiteid oksüdeerijatest: lämmastikhape ja tema soolad – nitraadid (KNO3), konts. 
väävelhape, halogeenid (F2, Cl2), halogeenide hapnikhapped ja nende soolad (KClO3 – 
kaaliumkloraat), gaasiline hapnik, kaaliumpermanganaat, kaaliumdikromaat, 
vesinikperoksiid jm
119. Redutseerijad. Näited.  
Lihtained, millede aatomid loovutavad elektrone suhteliselt kergesti, s.t. oksüdeeruvad 
kergesti: H2, C, S, Na, Mg, Al, Zn jt. 
Metallide ioonid ja liitained, millised sisaldavad metallide aatomeid, mis võivad 
loovutada elektrone, s.t. nende oksüdatsiooniaste võib muutuda positiivsemaks:  Mittemetallide ioonid ja liitained, mis sisaldavad mittemetallide aatomeid, mis võivad 
loovutada elektrone: Tuntumateks redutseerijateks on aktiivsed metallid, gaasiline vesinik, CO ja süsinik. 
Kui elemendi aatomite o-a mingis aines on võimaliku minimaalse ja maksimaalse o-a 
vahel, siis võib ta reageerida nii oksüdeerijana kui ka redutseerijana, olenevalt partnerist.
120. Metallide pingerida.  
Metallelektroodide rida, järjestatuna standartsete redokspotentsiaalide kasvu järgi, 
nimetatakse metallide pingereaks. Pingereas vesinikust eespool on aktiivsed metallid, 
mis tõrjuvad lahjendatud hapetest välja vesiniku. Pingereas eespool asuv metall tõrjub 
soola lahusest välja temast pingereas tagapool oleva metalli. Metallide pingereas eespool
asuv metall on galvaaniahelas anoodiks (-), tagapool asuv katoodiks (+).
Li, Rb, Cs, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Sc, Be, Al, Ti, Mn, Nb, Ta, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, 
Ni, Mo, Sn, Pb, H ₂ = V₂ / V₁, Bi, Cu, Ag, Rh, Hg, Os, Pd, Iα²/r⁶r, Pt, Au !!!metallide standartpotentsiaalid ja pingerida kehtib ainult ideaalsetele, st puhastele ja 
kristallstruktuuriga, metallidele. Millise puhtusastmega metallidele on aga need 
potentsiaalid määratud, ei ole andmete juurde märgitud: kas 99,0 % või 99,9% või 
99,99%
Inseneripraktikas on enamasti tegemist metallide sulamitega ja sellistel juhtumitel 
ülaltoodud potentsiaalid ning pingerida ei ole otseselt kasutatav.  121. Standardne elektroodpotentsiaal.  
Elektroodpotentsiaal näitab, mil määral elektrokeemilises ahelas eksisteerivad 
kontsentratsioonid erinevad nende tasakaalukontsentratsioonidest.
Elektrokeemilise ahela potentsiaal on vahe üksikute elektroodide potentsiaalide vahel. 
Pole võimalik mõõta üksiku elektroodi elektromotoorjõudu, tuleb kasutada võrdlust 
mingi kindla kokkuleppelise elektroodiga - vesinikelektrood.
122. Nernsti võrrand. Valem koos sümbolite selgitusega.  


Ehk elektroodpotentsiaal. E=E ⁰ + I = E⁺ + e⁻− RT
nF ln [ C ]❑ c [D ]❑d [ A ] ❑ a [ B]❑b Asendades arvud saadud valemisse ja 25 °C juures s.o. NERNSTI võrrand.
123. Galvaanielement, töötamise põhimõte, näide. 
Galvaanielement –seadis, milles redoksreaktsioonide tulemusel tekib elektromotoorjõud 
(Luigi Galvani 1737- 1798, Itaalia) st muudab keemilise reaktsiooni energia vahetult 
elektrienergiaks.
TÖÖTAMISE PÕHIMÕTE JA NÄIDE: tsinkplaat tsinksulfaadi lahuses, vaskplaat 
vasksulfaadi lahuses, mõlemad anumad ühendatud KCl (joonisel K2SO4) lahust 
sisaldava sillaga (soolasild). 
Kui lahuses toimub elektronide liitmine-loovutamine tsingi pinnal, siis 
galvaanielemendis on pandud need protsessid kulgema erinevates anumates ja elektronid
sunnitakse liikuma mööda välist ahelat/juhet (metalli). 
Elektronide suunatud liikumine on elektrivool. 
Zn ja Cu plaadid – elektroodid: Zn anood (-), Cu katood (+) 
Elektronid liiguvad anoodilt (negat. elektroodilt) katoodile (pos.elektroodile)! 124. Galvaanielemendi elektromotoorjõu leidmine (osata  arvutada  standardpotentsiaalidest).   125. Keemilised vooluallikad: kuivelement (tavaline, leelis ja Hg  patareid).  
Keemilised vooluallikad on tegelikult galvaanielemendid, mida kasutatakse  elektrivoolu saamiseks.
Patarei on elektrokeemiline element (sageli järjestikku ühendatud mitu), mida  võib kasutada konstantse pingega alalisvoolu saamiseks. 
Aku - korduvkasutusega alalisvooluallikas, reaktsioonid anoodil ja katoodil on  pööratavad (Atkins sekundaarelement). 
Kuivelement on primaarpatarei (Atkins), lähteained on sellesse suletud  tootmise käigus, ei saa laadida.
Mn-Zn element E =Δm*c² 1,5 V 
anoodiks tsink 
katoodiks süsinikvarras ja MnO   ₂

Hg patareisid kasutatakse kellades, kalkulaatorites jms.  Leelispatareid:
Sama kui Mn-Zn patarei kuid 
1) sisaldab aluselist elektrolüüti KOH 
2) Zn pind kare suurem pind, pikem kasutusiga 
Emj E =Δm*c² 1,5 V 
Anoodil Zn + 2OH  → Zn(OH)  + 2e ⁻ ₂126. Keemilised vooluallikad: Pb aku.  
Voolu võttes sadeneb mõlemale elektroodile valge PbSO , väävelhappe H  ja  ₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O Põleb sinise leegiga.  ⁺ + e⁻ SO4 2−¿¿ ioone kulub ja moodustub vesi. Seega väävelhappe kontsentratsioon  väheneb. 
Aku laadimisel tekkinud PbSO  lahustub, väävelhappe lahus kontsentreerub ja  ₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O Põleb sinise leegiga.  tihedus kasvab. 
Laadimisel tekib plahvatusoht, vältida lahtist tuld. Laadimise lõpus on  pliisulfaat otsas ja vesi reageerib, tekivad hapnik ja vesinik. Nende segu võib  kergelt plahvatada. 
Laetud akus on väävelhape 37% tihedus 1,28 kg/dm³, 
Tühjas akus on väävelhape 25% ja tihedus 1,10 kg/dm³. 
Happe kontsentratsioon ei tohi olla suurem, sest muidu Pb lahustub ja reageerib happega, võib tekkida vesinik ja tekkida plahvatusoht. 127. Keemilised vooluallikad: Ni-Cd, Ni-MH ja Li-ioon  akud .  
Ni-Cd : laetav, pole gaase, õhukindel, kasutatakse kellades ja  kalkulaatorites, E=Δm*c²1,4V 
Anood Cd: Cd + 2OH  → Cd(OH)  + 2e ⁻ ₂Cd on mürgine, akul on nn mäluefekt.
Ni-MH Sarnane Ni-Cd kuid Cd on asendatud MH, milles on  vesinikku. 


Kasutatakse haruldaste muldmetallide hüdriide. Pole keskkonnale  nii ohtlik kui Cd. 
Li-ioon akud Kasutatakse kantavates elektroonilistes seadmetes  (mobiiltelefonid, arvutid jm) 
Li on kerge, seepärast Li akud on kerged, suure energiatihedusega.  Ei kasutata otseselt Li metalli vaid tema ühendeid LiCoO  on  ₂128. Kütuseelement (vesinik-hapnik).  
Galvaanielemendi eriliigiks on kütuseelemendid. Oksüdeerub  pidevalt elektroodile antav element. 
Elektrolüüdiks kuum KOH lahus, anoodiks ja katoodiks inertsed,  poorsed süsinikelektroodid. 
Katalüsaatoriks anoodis Ni lisand (ka Pt, Ag, CoO), katoodis Ni ja  NiO lisand (ka Pt, Pd). 
Anoodiruumi juhitakse pidevalt vesinikku, katoodiruumi  hapnikku. 
Summaarne reaktsioon oleks nagu vesiniku põlemine hapnikus,  aga oksüdeerumine ja redutseerumine on teineteisest eraldatud.  Element töötab pidevalt kuni gaase peale antakse, 
E =Δm*c² 1,23 V
Keskkonnale ohutu, päikesevalgus lagundab vett H2 ja O2 st saab  kasutada päikeseenergiat!
Anood (-): H  + 2OH  - 2e-  →2H O |*2 oksüdatsioon  ₂129. Elektrolüüsiahel, töötamise põhimõte, näide.  
Redoksreaktsioonid kulgevad elektrivoolu toimel. Elektrood, mis ühendatud vooluallika 
+ poolusega on anood, - poolusega on katood. NÄIDE: Sulas NaCl lahuses saavad Na+ ja Cl- ioonid liikuda, sest kristallvõre laguneb. 
Na+ ioonid liiguvad katoodile (siin - poolus, NB! Vastupidine pooluste tähistusega 
galvaaniahelas) ja Cl- ioonid anoodile (siin + poolus). Laengut kannavad ioonid, mitte 
vabad elektronid. Sellist juhtivust nim. ioonjuhtivuseks. 
Anoodil anioon oksüdeerub: 2Cl  - 2e →  Cl  (roheline gaas)  ⁻ ⁻ ₂130. Elektrolüüs: sulatatud soolade ja vesilahuste  elektrolüüs, näited.  


Elektrolüüs on protsess, kus mittespontaanse keemilise muutuse  (reaktsiooni, mille ΔE=Δm*c²G > 0) esilekutsumiseks kasutatakse elektrienergiat.  Seega muundub elektrolüüsil elektrienergia keemiliseks energiaks.  Elektrolüütide lahused ja sulas olekus elektrolüüdid sisaldavad ioone.  Alalisvoolu läbijuhtimisel liiguvad katioonid katoodile ja anioonid  anoodile. Elektroodidel toimub ioonide osavõtul elektrokeemiline  reaktsioon, mille tulemusena ioonid kaotavad oma laengu ja muutuvad  neutraalseteks osakesteks. Katoodil ioonid redutseeruvad, anoodil  oksüdeeruvad. Elektrolüüdi lagunemine on võimalik ainult elektrienergia kulutamisega.
Sulatatud soolade elektrolüüs: Sulas NaCl lahuses saavad Na+ ja Cl- ioonid liikuda, sest 
kristallvõre laguneb. Na+ ioonid liiguvad katoodile (siin - poolus, NB! Vastupidine 
pooluste tähistusega galvaaniahelas) ja Cl- ioonid anoodile (siin + poolus). Laengut 
kannavad ioonid, mitte vabad elektronid. Sellist juhtivust nim. ioonjuhtivuseks. 
Anoodil anioon oksüdeerub: 2Cl  - 2e →  Cl  (roheline gaas)  ⁻ ⁻ ₂. 131. Elektrolüüsi kasutamine.   Keemiliste ühendite ja lihtainete saamine;  Tööstuslik rakendus:  1) H, Cl, F ja halogeenühendite tootmine;  2) metallide (Na, K, Mg,Al, Ni, Cu) tootmine ja puhastamine lisanditest  (elektrometallurgia);  3) Õhukeste metallist kattekihtide saamine metallesemete pinnale, et  saada korrosiooni ja kulumiskindlust või dekoratiivset välimust  (galvanotehnika);  4) Leeliste ja raske vee tootmine;  5) Vesinikperoksiidi jt. peroksoühendite saamine  6) orgaaniliste ühendite elektrosüntees. Näide: Al elektrokeemiline tootmine  Sulatatud boksiidist 1000 °C; boksiit Al O  on lahustatud krüoliidis  ₂132. Korrosioon: mõiste, liigitus.  
Korrosioon on materjalide hävimine ümbritseva keskkonnaga toimuvate reaktsioonide 
tõttu. Paljud metallid korrodeeruvad, sest nad oksüdeeruvad kergesti õhu toimel andes 
oksiide, hüdroksiide ja karbonaate. Samas pole oksiidi moodustumine alati ohtlik - 
näiteks Al pinnale tekib õhuke Al O  kiht, mis takistab edasist korrosiooni, raua pinnale  ₂

133. Korrosiooni keskkonnad.  
Atmosfäär- õhk Kõige suuremad kaod. Niiskus, mis sisaldab lahustunud hapnikku; S- 
ühendid; NaCl (mere atmosfäär); lahja H2SO4 (happevihmad)- tööstuskeskkonnas. 
Vesi Magevesi- sisaldab lahustunud hapnikku, mineraale (vee karedus). Merevesi- soola
3,5% (NaCl), mineraalid jm. Merevesi on ohtlikum korrosiooni keskkond kui magevesi. 
Pinnas oluline niiskus, hapnik, soolasisaldus, leelisus ja happelisus, bakterid.
134. Sise- ja välistegurid korrosioonil.  
Sisetegurid: 
Metalli või sulami koostis 
Mikro- ja makrostruktuur Näiteks sulami struktuur ja kristallide suurus  
kristallidevaheline korrosioon  suuremad kristallid, seda rohkem korrodeerub. 
Sisepinged Näiteks metalli töötlemisel (kuumutamine, jahutamine, pressimine, 
valtsimine jm.) tekkinud pinged. 
Pinnatöötlus Näiteks hästi poleeritud metalli pind vastupidav niiskuse toimele, vähe 
mikropragusid.
Välistegurid:
Keskkonna koostis st. lahustunud soolad a) hüdrolüüsuvad soolad pH muutub; b) 
halogeniidioonid  suurendavad korrosiooni; kõrged kontsentratsioonid vähendavad O2 
lahustumist. 
Temperatuur- ohtlik kui suletud süsteem; Sama metall eri temperatuurid kõrgem temp. - 
anood, madalam temp. - katood. 
Vedelike ja gaaside liikumiskiirus- neutraalsetes keskkondades, soodustab O2 difusiooni
Rõhk- suurendab gaaside lahustuvust, mehaanilised pinged metallides. 
pH
135. Keemiline ehk gaaskorrosioon: mõiste, näited.  
toimub kuivades gaasides ja mitteelektrolüütsetes (orgaanilistes) vedelikes 
(naftasaadused, bensiin), kusjuures metallid reageerivad otseselt keskkonna 
komponentidega või oksüdeerijatega. Näiteks reageerimine hapnikuga: 
2 Mg + O → 2 MgO  ₂Praktikas on tegemist enamasti kõrgtemperatuurilise gaaskorrosiooniga: ahjud, kolded, 
aurukatlad, sisepõlemismootorite silindrid jne.
Gaaskorrosioonil kattub metalli pind korrosiooniproduktide kihiga (oksiidid), mis 
takistab oksüdeerija lähenemist metalli pinnale, seega korrosiooniprotsess aeglustub. 
Kaitseb ainult selline korros. produktide kiht, mis katab metalli pinna ühtlase tiheda 
kihina. Näiteks: Cd, Al, Pb, Sn, Ti, Zr, Zn, Ni, Be, Cu, Cr, Fe. 
Puhaste Na, K, Ca, Ba ja Mg pinnale tekkiv oksiidikiht on poorne  ei kaitse korrosiooni 
eest; 
Oksiidikihi kaitsevõime sõltub lisandeist metallides, sulamite koostisest ja struktuurist.
136. Elektrokeemiline korrosioon: selgitus, näited.  
toimub vett sisaldavates keskkondades ja seda põhjustavad elektrokeemilised 
reaktsioonid metalli ja elektrolüüdi kokkupuutepinnal. 
See korrosioon sarnaneb oma olemuselt galvaanielemendi protsessiga. 
Alati kaasneb elektrivoolu tekkimine. 
Harilikult muutub niiskuskelme elektrolüüdiks, kuna selles lahustuvad mitmesugused 
gaasid (H2S, CO2, SO2) ning ümbritsevas keskkonnas lahustunud soolad (NaCl). 
Näiteks raua rooste on hüdrateeritud raudoksiidide segu: Fe2O3. xH2O või xFeO . 
yFe2O3. zH2O.
toimub vaid vee ja hapniku juuresolekul.
Laialt levinud 
Esineb metallide kokkupuutumisel hapete, aluste või soolade lahustega, mereveega, 
saastatud heitveega, looduslike vetega. 


Metallide hävimine õhus või pinnases, kus elektrolüüdiks on õhuke veekile, milles on 
lahustunud gaasid CO2, H2S, SO2, NO2 jt., need moodustavad veega reageerides 
elektrolüüte; 
Tööstuspiirkondades palju CO2, N ja S-ühendeid, seepärast korrosioon intensiivne.
Ei esine täiesti kuivas õhus; 
Hapniku juurdepääs pinnale kiirendab korrosiooni. 
Kahjulik on metallkonstruktsioonide ja torude korrosioon niiskes pinnases; 
Hapnik difundeerub läbi mullakihi metalli pinnale; korrosiooni intensiivsus sõltub 
pinnase füüsikaliskeemilistest omadustest. 137. Korrosioon uitvoolude toimel, kaitse.  
Metall korrodeerub välisallikast tuleva voolu toimel. 
Uitvoolusid põhjustavad trammid, metroo, elektrirongid, keevitusseadmed, 
elektrolüüsivannid. 
Vool saabub tarbijasse alalisvooluallikast õhuliini kaudu ja pöördub sinna tagasi mööda 
relssi. Osa elektrivoolu satub relsilt pinnasesse ja torustikesse (kui need on lähedal), ning
hiljem torustikust läbi pinnase relssi tagasi. 
Uitvoolude raadius sõltub pinnase iseloomust (kümned km).
• 3 tsooni: 
1) katooditsoon- uitvoolud pinnasest suubuvad torustikku; ei ole korrosiooniohtlik 
torustikule aga on ohtlik torustiku isolatsioonile. 
2) tsoon kus uitvoolud liiguvad mööda torustikku. Ei ole ohtlik. 
3) anooditsoon- uitvoolud siirduvad torustikust pinnasesse. Intensiivne korrosioon 
toimub siin tsoonis. 
Uitvooludest põhjustatud kahjustused on väga suured.
KAITSEMEETODID
Torustike sektsioneerimine- nende elektrijuhtivus viiakse minimaalseks; isoleeritakse 
liited dielektrikutega; 
Elektrodrenaaž- uitvoolude ärajuhtimine ohtlikest tsoonidest; ühendatakse metalltorustik
ja trammi relss omavahel keskkonnast isoleeritud juhtme abil. Saab kasutada kui 
torustiku potentsiaal on suurem uitvoolusid vastuvõtva süsteemi potentsiaalist ( kui 
vastupidi, siis suurendab korrosiooni). 
 Katoodkaitse; 
Protektorkaitse. 138. Metallide ja nende sulamite reageerimine korrosioonile  (rida).


  139. Konstruktsioonielementide õige paigutus korrosiooni  vältimiseks. ????????????? 3   140. Korrosioonitõrje üldised meetodid.   Metallkatted, mittemetallkatted, värvikatted ja kattemäärded, elektrokeemiline kate jms. 141. Gaaskorrosiooni tõrje meetodid sh legeerimine.  
Legeerimine - st. sulamitele kuumuskindlate komponentide lisamine. Raua 
legeerimiseks kasut. põhiliselt räni, kroomi, alumiiniumit. Need vähendavad Fe-oksiidi 
tekkimist. 
Kuumuskindlad kaitsekatted. Metallide pinnale kantakse kuumuskindlate sulamite kiht 
(Al, Si, Cr sisaldavad sulamid, ka mittemetalsed katted nagu kuumuskindlad emailid - 
Cr2O3, TiO2, ZnO, SiO2 sisaldavad sulatised). 
Kaitsvate gaasikeskkondade loomine. Gaaside koostise reguleerimine selliseks, et 
oksüdeerimisreaktsioonid oleksid termodünaamiliselt võimatud (ΔE=Δm*c²G > 0). 142. Kuumuskindlad kaitsekatted gaaskorrosiooni tõrjeks:  metallkatted,  mittemetalsed katted.    Kuumuskindlad kaitsekatted. Metallide pinnale kantakse kuumuskindlate  sulamite kiht (Al, Si, Cr sisaldavad sulamid, ka mittemetalsed katted  nagu kuumuskindlad emailid - Cr2O3, TiO2, ZnO, SiO2 sisaldavad  sulatised).  143. Elektrokeemilise korrosiooni tõrje: metallkatted.   Metallkatted. Raua võib katta elektrokeemiliselt mõne teise metalliga (Zn,  Sn, Cr, Cu, Ni, Co, Pb, Au-Ni; Au-Ag) - galvaniseerimine või  kuumsukeldusmeetod. Katoodsed katted- kaetakse vähemaktiivse 


metalliga (Sn, Cu, Ni); Anoodsed katted- kaetakse Zn, Cd. Kuna tsink  on pingereas rauast eespool, oksüdeerub raua asemel tsink. Seejuures  tekib Zn(OH)2, mis reageerib õhus leiduva CO2-ga ja raua pinnale tekib tihe Zn(OH)2.xZnCO3 kiht, mis kaitseb raua pinda. Isegi kui tsingi kate  on vigastatud, kaitseb ta rauda, sest ta on anoodiks ja raud katoodiks,  seega läheb lahusesse ioonidena tsink, mitte raud. 144. Elektrokeemilise korrosiooni tõrje: oksiid ja  fosfaatkatted.  Oksiid- ja fosfaatkatted metallkattega võrreldes vähemefektiivsed, aga  sobivad hästi atmosfäärikorrosiooni tõrjeks ja on heaks aluspinnaks  värvidele. Oksiidikihiga katmist rakendatakse näiteks sageli alumiiniumi  kaitsmisel. Rauapinna katmisel pliimennikuga Pb3O4 raua pind osaliselt  oksüdeerub moodustades tiheda kihi, mis takistab edasist korrosiooni;  K2Cr2O7 kui tugeva oksüdeerija lisamine jahutusvedelikesse tekitab  passiveeriva oksiidikihi, samuti metalli kastmine hetkeks HNO3 lahusesse  so metalli passiveerimine Fosfaatimisel töödeldakse metallipindu mitmesuguste metallide (Mn, Fe,  Zn) fosfaatsete soolade kuumade lahustega. Seejuures tekib metalli pinnale  vähelahustuvate fosfaatide kiht (2- 40 mm), mis pole küll ise korrosiooni  tõrjuvate omadustega, aga on heaks aluspõhjaks värvidele.  Tekkinud kiht parandab värvi nakkumist pinnale ja kaitseb metalli kui  värvikiht peaks pragunema 145. Elektrokeemiline kaitse: protektor-, katood-,  anoodkaitse. Protektorkaitse: Raud roostetab siis kui ta osutub anoodiks. Seega  kui ühendada raua külge mõni temast pingereas eespool oleva  metalli tükk (Mg, Zn), saab anoodiks viimane: Mg – 2e– Mg2+  raud on aga katoodiks, mille pinnal redutseerub õhuhapnik, raud  ise säilib O2 + 2H2O + 4e– 4OH– Zn-ga kaetud terasest detailid hakkab korrodeeruma detaili pinnalt  Zn. Zn kate pole tihe, sisaldab poore Zn korrodeerub pooride  seintelt, läheb sügavuti kui jõuab terase pinnani hakkab  korrodeeruma Zn-tüki ja terase vahelt, takistus suureneb, sest  tekivad korrosiooniproduktid, galvaanipaar Zn-Fe enam ei tööta  hakkab korrodeeruma Fe.  Maa-aluseid torusid kaitsev Zn protektor ümbritsetakse savi ja  kipsi pulbriga, millele lisatud soola (et ei tekiks rasklahustuvaid  soolasid või hüdroksiide). Katoodkaitse: ühendada kaitstav ese alalisvooluallika negatiivse  poolusega - tekitada temast katood. Anoodiks aga kasutada suvalist vanametallitükki. Autode kerega ühendatakse akumulaatori  negatiivne poolus, et tagasi hoida korrosiooni. Pinnases asetatakse  anood spetsiaalsesse ümbrisesse, mis koosneb koksi, kipsi ja NaCl  segust. Anoodkaitse: Kasutatakse välist alalisvoolu allikat.  Kaitstav objekt ühendatakse alalisvooluallika posit. poolusega; neg. poolusega  ühendatakse sobivast materjalist nn. abielektrood.  Objekti pinnale  tekitatakse komponentide oksiidide kiht. Anoodkaitse võimalik  ainult kui metall antud keskkonnas passiveerub ja passiivset olekut  saab säilitada välisvoolu abil. Kasutatakse Al sulamite, roostevaba  teraste ja vahel süsinikteraste korral, ka kroomnikkelterased  väävelhappe lahustes. Saab kasutada kõigi kergelt passiveeruvate 


metallide ja sulamite korrosioonitõrjeks, ei kaasne ühegi metalli  lahustumist. 146. Korrosiooni inhibiitorid- toime, näited.   Inhibiitorite lisamine keskkonnale (karbamiid, urotropiin, NaNO2,  polüfosfaadid, kromaadid). Inhibiitorid vähendavad oluliselt  korrosiooni kiirust. Kasut. sageli tööstuses, kus metallid puutuvad  kokku happelahustega (ka näiteks katlakivi eemaldamise lahustes).  Lisatakse keskkonda, mis on vahetus kontaktis  metallkonstruktsiooniga. Näiteks automootorite jahutusvedelikud,  alusvärvid metallide värvimiseks, betoonides terasarmatuuri  kaitseks lisatakse betoonisegusse.
147. Korrosioonitõrje kuiva õhuga.  
Metallipind puhas, sile → niiskus kondenseerub kui suhteline niiskus ~100%. Kui 
metallipinnal on tolmu, roostet, mikropragusid toimub kondensatsioon ≈100% suhtelise 
niiskuse juures. 
Õhu suhtelise niiskuse vähendamine- tõsta temperatuuri, õhu kuivatamine silikageeliga. 
Viimast kasutatakse kallite seadmete ja aparaatide transportimisel ja laos hoidmisel, ka 
allveelaevades. Pakitakse hermeetilistesse silikageeli sisaldavatesse kilekottidesse. 
Vähendab õhu suhtelist niiskust kuni 40-45%, mis pole korrosiooni seisukohalt ohtlik. Dotsent Viia Lepane 21.12.2021 


4