Üldine keemia (1)

5 VÄGA HEA

Üldine keemia

Aine ehitus
Aatom koosneb aatomituumast ja elektronkattest. Aatomituuma koostisse kuuluvad prootonid ja neutronid . Aatomi elektronkate jaguneb elektronkihtideks, need omakorda alakihtideks. 1. elektronkihis on üks alakiht, igas järgmises kihis on üks alakiht rohkem. Igas alakihis on kindel arv orbitaale. Orbitaal – ruumiosa , kus elektroni leidumise tõenäosus on väga suur. s-alakihis on 1 orbitaal, p-alakihis on 3 orbitaali, d-alakihis on 5 orbitaali jne. Üks orbitaal mahutab kuni kaks elektroni ehk ühe elektronipaari.

Aatomi ehituse seos perioodilisustabeliga
Aatomiraadius suureneb rühmas ülevalt alla, sest kasvab elektronkihtide arv.
Aatomiraadius väheneb A-rühmades perioodis vasakult paremale, sest suureneb tuumalaeng ja seega tuuma mõju elektronkattele.
Keemilistes reaktsioonides on:

metallidele omane elektrone loovutada,
mittemetallidele elektrone pigem liita.

Elementide sümbolid
Elementidele antakse ka kindel keemiline sümbol, mis põhineb elemendi ladinakeelsel nimetusel. Keemilised sümbolid võimaldavad keemikute suhtlemist hoolimata keelte erinevustest.

Igapäevaelust tuntud ainete keemilised valemid ja kasutusotstarve

Tänapäevase aatomimudeli kujunemine ( elektronpilv , orbitaalid )
Thomson – aatom on “positiivse elektri meri”, millesse on korrapäraselt paigutatud elektronid: “rosinapuding”.
Rutherford – aatomi kese on tuum, mille ümber tiirlevad elektronid (justkui planeedid Päikese ümber): “ planetaarne mudel”.
Bohr – elektronid jaotuvad energiatasemete järgi kihtidesse (tiirlevad kindlatel orbitaalidel)
Tänapäeval - tuuma ümber liikuvad elektronid moodustavad elektronpilved, mille erinevates osades on elektroni leiutõenäosus erinev
Elektronpilve piire, järelikult ka aatomi mõõtmeid, ei ole võimalik täpselt määrata. Mitmeelektronkihiliste aatomite elektronkate on kihiline
Erinevate elektronkihtide ja alakihtide täitumine toimub vastavuses Pauli keeluprintsiibiga ja energia miinimumi printsiibiga
Elektronid liiguvad aatomis ülikiiresti ning moodustavad seetõttu nn elektronpilve: nende laeng on justkui laiali määritud. Orbitaal on ruumiosa aatomis, kus elektroni leidumise tõenäosus on suur ehk elektronpilv tihe. Üks orbitaal mahutab max 2 elektroni. Kaks ühe ja sama orbitaali elektroni annavad elektronpaari. Kui orbitaalil asub 1 elektron , nimetatakse seda paardumata elektroniks.
Orbitaalide tähistused ja orbitaalide arvud:

s-orbitaalid: 1 tk (kokku mahub 2 e-) kerakujuline

p-orbitaalid: 3 tk (mahub 6 e-)
hantlikujulised (ruumiline kaheksa)

d-orbitaalid: 5 tk (10 e-)

f-orbitaalid: 7 tk (14 e-)
Ühesugused orbitaalid moodustavad vastava alakihi.

Elementide keemiliste omaduste sõltuvus perioodilisustabelist ( metall , mittemetall, väärisgaas ehk inertgaas , redutseerija , oksüdeerija, siirdemetallid, elektronvalemid, ruutskeemid)
aatomnumber = tuumalaeng = prootonite arv = elektronide arv
aatommass ~ massiarv (A) = tuumaosakeste arv (prootonid+neutronid)
perioodi number = elektronkihtide arv
A- rühma number = väliskihi elektronide arv
Isotoobid on sama keemilise elemendi aatomid , mis erinevad üksteisest neutronite arvu ja seetõttu massiarvu poolest.
Rühmas ülevalt alla ja perioodis paremalt vasakule:

suureneb aatomi raadius ehk väliskiht kaugeneb tuumast ja
väheneb tuuma mõju väliskihi elektronidele

→ on hõlpsam loovutada elektrone
→ kasvab elementide metallilisus .
Elemente võib elemente liigitada selle alusel, milline on kõrgeima energiaga alakiht, millel asuvad elektronid:

s-elemendid (IA, IIA)
p-elemendid (IIIA-VIIIA)
d-elemendid (siirdemetallid B-rühmades)
f-elemendid ( lantanoidid ja aktinoidid)

Nõnda on võimalik elektronvalemist ka üpris palju lisainfot välja lugeda. Näiteks elektronvalemi lõpp ...4s23d104p3 annab kohe informatsiooni, et element asub 4. perioodis, on aga p-element ning asub VA rühmas, kuivõrd väliskihil on 5 elektroni.
s- ja p-elemendid ehk A-rühmad

metallide kõrgeim oksüdatsiooniaste võrdne rühmanumbriga, madalaim 0.
mittemetallide kõrgeim oksüdatsiooniaste võrdne rühmanumbriga, madalaim rühma number miinus kaheksa. (va O ja F ja H)

d-elemendid ehk B-rühmad

metallidel puudub kindel o.a. Nad võivad loovutada kõik väliskihi elektronid või osa ka eelviimaselt kihilt. Fe: II või III ; Cu: peamiselt II, aga võib olla ka I ; Zn: II ja Ag: I...

OKSÜDEERIJA – aine, mis põhjustab elemendi oksüdatsiooniastme suurenemist; oksüdeerija seob elektrone.
OKSÜDEERUMINE (oksüdatsioon) – keemiline reaktsioon , milles elemendi oksüdatsiooniaste suureneb.
REDOKSREAKTSIOON (redutseerimis-oksüdeerimisreaktsioon) – keemiline reaktsioon, mille käigus muutuvad reageerivate ainete elementide oksüdatsiooniaste: oksüdeerija redutseerub, redutseerija oksüdeerub.
REDUTSEERIJA – aine, mille koostises olev element (või ioon ) loovutab reaktsioonil elektrone; reaktsioonil redutseerija oksüdeerub.
REDUTSEERUMINE ( reduktsioon ) – keemiline reaktsioon, milles elemendi oksüdatsiooniaste väheneb.

Oksüdatsiooniaste. Valemi koostamine lähtuvalt elementide oa-st
Oksüdatsiooniaste on keemias arv, mis näitab aatomi oksüdeerituse astet keemilises ühendis. Oksüdatsiooniastme suurenemine keemilise reaktsiooni käigus on oksüdeerumine, oksüdatsiooniastme vähenemine aga redutseerumine. Selliste reaktsioonide puhul toimub formaalne elektronide ülekanne: elektronide summaarne formaalne juurdesaamine on redutseerumine ja elektronide summaarne formaalne loovutamine on oksüdeerumine.
1) vaba elemendi (ühinemata neutraalse aatomi) oksüdatsiooniaste on 0;
2) lihtsa (monoaatomilise) iooni puhul on oksüdatsiooniaste võrdne iooni summaarse elektrilise laenguga;
3) enamikus ühendites on vesinikul oksüdatsiooniaste 1 ja hapnikul oksüdatsiooniaste -2. (Siin on eranditeks, et vesinikul on aktiivsete metallide hüdriidides, näiteks LiH, oksüdatsiooniaste -1 ning hapnikul näiteks ülihapendites, näiteks H2O2 oksüdatsiooniaste -1, samuti ühendites fluooriga);
4) neutraalse molekuli aatomite oksüdatsioonisastmete algebraline summa peab olema 0 ning ioonide puhul peab nende koosseisus olevate aatomite laengute algebraline summa olema võrdne iooni laenguga. Näiteks on väävli oksüdatsiooniastmed ainetes H2S, S8 (väävel lihtainena), SO2, SO3 ja H2SO4 vastavalt -2, 0, +4, +6 ja +6. Mida kõrgem on antud aatomi oksüdatsiooniaste, seda suurem on tema oksüdeerituse aste; mida madalam on tema oksüdatsiooniaste, seda suurem on tema redutseerituse aste." Lihtaines on iga aatomi oksüdatsiooniaste 0. Liitainetes on kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete summa 0. A-rühmade metallide oksüdatsiooniaste ühendites on tavaliselt rühma number, B-rühmade metallide oksüdatsiooniastmed on varieeruvad, enamasti 2. Mittemetallidel on muutuv oksüdatsiooniaste: maksimaalne oksüdatsiooniaste on rühma number ja minimaalne oksüdatsiooniaste on rühma number miinus 8.

Keemiline side (Iooniline, kovalentne ja metalliline side, vesinikside)
KEEMILINE SIDE – kahe või enama aatomi (iooni) vaheline side, mis liidab atomeid molekuliks ning aatomeid või ioone kristalliks.

Iooniline side

Keemiline side, mis tekib valentselektroni üleminekul ühelt aatomilt teisele elektronipaari moodustamisega; on iseloomulik metalliühenditele kõige tüüpilisemate mittemetallidega.

x  1,7 (1,9) näit. MgO

Kovalentne side

Keemiline side, mis moodustub ühiste elektronpaaride vahel on kovalentne side.
Moodustub ühe ja sama elemendi aatomite või üksteisest vähe erinevate elektronegatiivsustega elementide aatomite reageerimisel.
Mõlemad reageerivad aatomid loovutavad ühe või enam elektroni ühiste elektronpaaride moodustamiseks.
Elektronpaari moodustavad vastassuunaliste spinnidega paardumata (üksikud elektronid) elektronid.
Ühesuunalise spinniga aatomitest molekuli ega elektronpaari ei teki.

Kovalentne side jaguneb veel mittepolaarseks- ja polaarseks kovalentseks sidemeks.

Mittepolaarne kovalentne side

Lihtaine molekulid (H2, O2, N2, F2, Cl2) on moodustunud ühe ja sama elemendi aatomitest.
Mittemetallid (samad).

Polaarne kovalentne side

Kui ühinevad kaks erineva elemendi aatomit, millest üks on mittemetallilisem kui teine (n. vesinik ja kloor ), siis ühist elektronipaari tõmmatakse tugevamalt mittemetallilisema elemendi poole.
Polaarse kovalentse sideme puhul on ühine elektronipaar tõmmatud mittemetalsema – suurema elektronegatiivsusega – elemendi aatomi poole. (n. HCl, CO)

Metalliline side

Metallide kristallvõre punktides asuvad positiivselt laetud metalli ioonid, mille vahel liiguvad elektronid, mis moodustavad nn. elektrongaasi.

K – e  K+
+ e +
e e e
+ e + “ elektrongaas ”

Metalliline side esineb niisuguste elementide puhul, mille väliselektronkihis on 1 kuni3 elektroni, mis kergesti loovutatakse.
Metalliline side eksisteerib vaid siis, kui metall on tahkes või vedelas olekus.

Vesinikside

Vesinikside esineb vesinikku sisaldavate molekulide vahel, kui vesinik on ühendis F, O või N (n. molekulide HF, H2O või NH3 vahel).
Põhiside: kovalentne polaarne
Vesiniksideme lõhkumiseks kulub palju energiat.
Vesi keeb , kui veeauru rõhk võrdub välisrõhuga.

Endo - ja eksotermilised reaktsioonid. Reaktsiooni soojusefekt
EKSOTERMILINE reaktsioon [∆H0]
Kaasneb soojuse neeldumine . Reaktsiooni kulgemiseks tuleb reaktsioonisaadusi soojendada, st. anda juurde energiat, mida tähistatakse plussmärgiga (+∆H):
CaCO3 = CaO + CO2 +∆H

Aine omaduste seos aine ehitusega
metall+mittemetall→ iooniline side
mittemetall + mittemetall → kovalentne polaarne side
mittemetall lihtainena →kovalentne mittepolaarne side
metall lihtainena →metalliline side
Molekulaarsed ained koosnevad molekulidest.
Mittemolekulaarsed ained koosnevad ioonidest või aatomitest.
I Molekulvõre
(molekulaarsed ained)
Omadused

Suhteliselt madala sulamis- ja keemistemperatuuriga. Paljud on gaasid või kergesti lenduvad vedelikud
Tahkes olekus pehmed
Paljud vees ei lahustu
Ei juhi elektrit

Näiteks hapnik O2
II Aatomvõre
(mittemolekulaarsed ained)
Omadused

Tahked
Kõrge sulamistemperatuuriga
Kõvad (v.a. kihilise ehitusega ained)
Vees ei lahustu
Elektrit ei juhi (v.a. grafiit )

Näiteks kvarts SiO2
III Ioonvõre
(mittemolekulaarsed ained)
Omadused

Tahked
Kõrge sulamistemperatuuriga
Tahkes olekus on suure kõvadusega, kuid haprad
Lahustuvad vees
Sulas olekus või vesilahuses juhivad hästi elektrit

NaCl
KNO3
Näiteks naatriumkloriid
IV Metallivõre
(mittemolekulaarsed ained)
Metallid koosnevad aatomitest, mis on omavahel seotud metallilise sidemega.
Omadused

Tahked (v.a. Hg)
Erineva sulamistemperatuuri ja kõvadusega
Plastilised, hästi töödeldavad
Head elektri- ja soojusjuhid
Iseloomulik metalne läige

Elektrolüüdid (tugevad ja nõrgad, mitteelektrolüüdid)
Elektrolüüdid – ained, mille lahused sisaldavad ioone.
Mitteelektrolüüdid – molekulaarsed ained, mis lahustumisel ei moodusta ioone.
Tugevad elektrolüüdid - elektrolüüdid, mis on lahuses praktiliselt täie-likult dissotsieerunud ioonideks.
Nõrgad elektrolüüdid –polaarsed ühendid, mis lahustumisel osaliselt dissotsieeruvad ioonideks.
Lahuses on ainult molekulid.
Tugevad happed, leelised ja vees lahustuvad soolad .
Nõrgad happed, soolad mis ei lahustu ja vähe lahustuvad alused.
Paljud orgaanilised ained
Ioonilise ja tugevalt polaarse kovalentse sidemega ained.
Nõrgalt polaarse ja mittepolaarse kovalentse sidemega ained.

Elektrolüütiline dissotsiatsioon (ioonsete ja molekulaarsete ainete puhul)
ELEKTROLÜÜTILINE DISSOTSIATSIOON on ioonide üleminek lahusesse polaarse lahusti molekulide toimel.

Dissotsiatsioonivõrrandid näitavad, millised ioonid tekivad elektrolüüdi lahustumisel.
Dissotsiatsioonivõrrandid peavad olema tasakaalus ja laengute summa peab olema 0.
Ioonideks ei dissotsieeru sade, gaas , vesi, oksiid ja nõrgad elektrolüüdid (H2S, BaSO4).

Kuna elektrolüütide vesilahustes osalevad reaktsioonides ioonid, siis on õigem kirjutada võrrandid ioonilisel kujul. Selleks tuleb kõikide ainete, mis annavad lahustesse palju ioone, valemid kirjutada lahti ioonideks (arvestades seejuures valemites olevaid indekseid ja võrrandi kordajaid). Nende ainete valemid, mis ioone lahusesse ei anna või annavad vähe, jäetakse molekulaarsele kujule . Kui taandada võrrandi mõlemal poolel esinevad ioonid, saame lühendatud ehk taandatud ioonvõrrandi.
NaCl + AgNO3 = AgCl + NaNO3 ( molekulaarne võrrand)
Na+ + Cl- + Ag+ + NO3- = AgCl + Na+ + NO3- (täielik ioonvõrrand)
Cl- + Ag+ = AgCl (taandatud ioonvõrrand)

Hapete ja aluste tugevus
HAPE – aine, mille vesilahuses on ülekaalus vesinikioonid. Koosneb ühest või mitmest vesinikioonist ja happe jääkioonist. Hape loovutab prootoneid
ALUS – elektrolüüt, mille dissotsiatsioonil lähevad lahusesse hüdroksiidioonid (üldisemas tähenduses on alus prootoneid siduv keemiline ühend). Koosneb metallioonist ja hüdroksiidiooni(de)st.
LEELIS – vees lahustuv tugev alus (NaOH, KOH, Ca(OH)2). IA ja IIA rühma metallidest:
leelismetallide hüdroksiidid - LiOH, KOH, jt.
leelismuldmetallide hüdroksiidid – Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2
Tugevus

Leelised on tugevad LiOH
Vees mittelahustuvad alused on nõrgad Cu(OH)2

Tugevus
 - dissotsiatsioonimäär
 = ioonideks dis.-nud molek . arv / lahustunud molek üldarv  100
DISSOTSIATSIOONIMÄÄR (-aste) – aine ioonideks lagunenud ja lahustunud molekulide üldarvu suhe.
NÕRK


.DOC Laadi alla originaalfail 9 lk · .doc · 92 allalaadimist

50 punkti Autor soovib selle materjali allalaadimise eest saada 50 punkti.

~ 9 lehte Lehekülgede arv dokumendis

2010-09-28 Kuupäev, millal dokument üles laeti

92 laadimist Kokku alla laetud

1 arvamus Teiste kasutajate poolt lisatud kommentaarid

Raudo Õppematerjali autor

Väga põhjalik kokkuvõte kogu üldisest keemiast

Sarnased õppematerjalid

doc

Üldine ja anorgaaniline keemia

TARTU KIVILINNA GÜMNAASIUM Koostas: Riho Rosin Juhendas: Helgi Muoni Klass: 10a Tartu 2003 I AINE PÕHIKLASSID LIHTAINED LIITAINED Koosnevad ühe elemendi aatomitest Koosnevad mitme elemendi (~ 400) aatomitest Metallid Poolmet. Mittemet. Oksiid Hape Alus Sool ~90 5 19 CO2 HCl KOH KCl Cu, Ag Ge, As, S, P, O2 K2O H2SO4 Cu(OH)2 NaHCO3 Sb CO Cu(OH)2 Al2O3 KA(SO4)2 Lihtainete arvukust tõstab allo

Keemia

rtf

Konspekt

V = n *22,4 = 0,6 mol * 22,4 = 13,44 dm3 H2 Mitu g tsinkkloriidi tekib 73 g 10%-lise vesinikkloriidhappe lahuse reageerimisel tsingiga? Kuna tsingiga reageerib HCl, mitte lahuses olev vesi, siis tuleb kõigepealt leida lahuses oleva HCl mass: 73 g - 100% x g - 10% x = = 7,3 g HCl n == = 0,2 mol HCl 0,2 mol x mol Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 2 mol 1 mol x = = 0,1 mol ZnCl2 m = n *M = 0,1 mol * 136 = 13,6 g ZnCl2 8 Valik mõisteid. (mida eespool pole toodud) Keemia teadus ainetest ja nende muundumistest. Keemia uurib ainete koostist, ehitust, omadusi, saamist, kasutamist. Keemiline reaktsioon protsess, mille käigus ühtedest ainetest (lähteainetest) tekivad teised ained (saadused). Keemilise reaktsiooni tunnused võivad olla värvuse muutus, soojuse ja valguse eraldumine, lõhna muutus, gaasi eraldumine, sademe (lahustumatu aine) teke. Puhas aine koosneb ainult ühe aine osakestest, tal on kindel koostis ja kindlad omadused.

Keemia

doc

Keemia - aatomi ehitus

Keemia Pärnu Sütevaka Humanitaargümnaasium Sander Gansen TH. klass 2010/2011 Aatomi ehitus * Aatom aine osake, millest koosnevad molekulid. -) Aatom ise on neutraalne, ilma laenguta osake. * Aatom läheb kaheks aatomituum ja elektronkatel. -) Aatomituum jahuneb tuumaosakesteks ehk nukleonideks ja need omakorda prootoniteks (+ laeng) ja neuroniteks (0 laeng). -) Elektronkate jaguneb elektronkihiks, mis omakorda jaguneb elektronideks (- laeng) * tuumalaeng Z = prootonite arv. -) Prootonite arv = elektronide arv * 1. Kihil kuni 2e; 2. Kihil kuni 8e; 3. Kihil kuni 18e. * Massiarv A = prootonite arv + neuronite arv. Osake Laeng Mass (aatommassiühikutes) (elementaarlaengutes) Prooton (p) +1 1 Neuron (n) 0 1 Elektron (e) -1 0,000

Keemia

rtf

Keemia eksamiks mõisted

Aatomiks - nimetatakse väikseimat osakest, mis säilitab talle vastava keemilise elemendi keemilised omadused. Aatom koosneb aatomituumast ja elektronkattest. Aatomituuma- koostisesse kuuluvad prootonid ja neutronid. Elektronkate- moodustavad elektronid. Isotoobid- on elemendi teisendid,mille tuumas on erinev arv neutroneid. Aatomorbitaal- on ruumisosa, kus elektron viibib kõige sagedamini. Keemiline element - kindla ühesuguse tuumalaenguga aatomite liik/kogum. Aatomnumber - Keemilise elemendi aatomnumber ehk järjenumber ehk laenguarv (Z) on prootonite arv selle elemendi aatomi tuumas. Tuumalaeng - aatomituuma elementaarlaengute arv, mis on võrdne prootonite arvuga tuumas. Massiarv, aatommass - Ümardatud aatommass = massiarv = prootonite ja neutronite arv kokku. Elektronide väliskiht - elektronide arv väliskihil ehk elemendi rühmanumber, välisel elektronkihil võib olla kuni 8 elektroni. elektronoktett - Kui aatomi väliskihis on kaheksa elektroni, siis moodustub elektronokte

Keemia

odt

Aatomi ehitus. Keemiline side. Lk 10-66

Kontrolltöö: Aatomi ehitus. Keemiline side. Lk 10-66 Prooton positiivse laenguga aatomi osake; Neutron laenguta aatomi osake; Elektron negatiivse laenguga, paikneb orbitaalil; Massiarv tuumaosakest arv aatomituumas neutronite arv + prootonite arv; Aatomituum väga väike ja tihe keskosa, kuhu on koondunud põhiline osa aatomi massist; Aatom keemilise elemendi väikseim osake, molekuli koostisosa; Aatomnumber ehk järjenumber; Lihtaine keemiline aine, milles esinevad ainult ühe elemendi aatomid; Liitaine keemiline ühend, esinevad kahe või enama keemilise elemendi aatomid; Elektronkiht Isotoobid sama keemilise elemendi aatomid, mis erinevad üksteisest neutronide arvu poolest ja seega ka massiarvu poolest; Keemiline element on ühesuguse tuumalaenguga(prootonite arvuga) aatomite liik. Elektronkate koosneb elektronidest, jaotub elektronkihtideks. Elektronskeem näitab elektronide paiknemist elektronkihtidel. Elektronpilv elektronide kiire liikumise tõttu tekkinud negatiivne laengu p

Keemia

doc

Keemia riigieksami põhimõisted

PÕHIMÕISTED AATOM - aineosake, koosneb tuumast ja elektronidest; molekuli koostisosa. TUUMALAENG võrdub arvuliselt elemendi järjenumbriga perioodilisussüsteemis. ELEKTRONKATE tuuma ümbritsevad elektronid. ELEKTRONIDE VÄLISKIHT elektronide arv väliskihil ehk elemendi rühmanumber, välisel elektronkihil võib olla kuni 8 elektroni. KEEMILINE ELEMENT kindla ühesuguse tuumalaenguga aatomite liik. IOON laenguga aatom või aatomite rühmitus. KATIOON positiivse laenguga ioon. ANIOON negatiivse laenguga ioon. MOLEKUL liht- või liitaine väikseim osake, millel on kõik selle aine põhilised keemilised omadused, koosneb aatomitest. AATOMMASS aatommassiühikutes väljendatud aatomi suhteline mass. MOOL aine hulk, mis sisaldab 6*1023 aineosakest. MOLAARMASS aine ühe mooli mass grammides. AVOGADRO ARV osakeste arv ühes moolis aines; NA=6,02*1023 dm3/mol. GAASI MOLAARRUUMALA kõikide gaaside ühe

Keemia

docx

Keemia KT konspekt

1. Aatomorbitaal aatomi osa, milles elektroni leidmise tõenäosus on kõige suurem Elektronipaar ühel orbitaalil asuvad 2 elektroni, mis moodustavad ühe elektronpaari Paardumata elektron üksik elektron mingil orbitaalil Katioon positiivse laenguga elektron Elektronegatiivsus keemilist elementi iseloomustav suhtarv, mis arvestab aatomi võimet tõmmata Eksotermiline reaktsioon soojuse(energia) vabanemisega toimuv reaktsioon Endotermiline reaktsioon soojuse(energia) neeldumisega toimuv reaktsioon Anioon negatiivse laenguga osake Oksüdatsiooniaste näitab iooni laengu suurust keemilises ühendis, eeldusel, et see aine koosneb ioonidest Keemiline side kahe või enama aatomi(iooni) vaheline side, mis liidab aatomeid molekuliks või aatomeid ja ioone kristallideks Kovalentne side aatomite vahel ühiste elektronpaaride kaudu moodustunud keemiline side Osalaeng iseloomustab elektroni tiheduse nihkumist pol

Keemia

docx

Keemia põhimõisted

Keemia põhimõisted (loetelu) 1) Aatom - väiksem osake, mis säilitab talle vastava keemilise elemendi keemilised omadused. Aatom koosneb aatomituumast ja elektronkattest. 2) Tuumalaeng - võrdub prootonite laengute summaga, s.t prootonite arvuga. 3) Elektronkate - koosneb elektronkihtidest, mis omakorda koosnevad elektronidest. 4) Elektronide väliskiht - elektronide arv väliskihil ehk elemendi rühmanumber, välisel elektronkihil võib olla kuni 8 elektroni. 5) Keemiline element - kindla tuumalaenguga aatomite liik.(aatomite liik, millel on ühesugune tuumalaeng) 6) Ioon - on laenguga aatom või aatomirühm.( on aatom või molekul, mis on kaotanud (või juurde saanud) ühe või mitu valentselektroni, mis annab talle positiivse või negatiivse elektrilaengu) 7) Molekul - aine osake, mis koosneb aatomitest. 8) Aatommass - on ühe aatomi mass aatommassiühikutes. 9) Molekulmass - on arv, mis näitab, mitu korda on ühe molekuli mass suurem kui a

Keemia

Rohkem sarnaseid