Üldkeemia eksami konspekt (0)

Üldkeemia eksam
Sissejuhatus
1. Mis elementi saab toota uriinist? Kirjelda eksperimenti.

• Uriinist saab toota fosforit . Seda tõestas oma katse tulemusena Brand . Destilleerides mõnda soola, aurustades uriini ning selle tulemusena tekkis valge materjal, mis helendas pimedas ja põles hästi. Katsetades tahtis saada ta uriinist kulda või tarkade kivi, et seda saada lasi ta uriinil mõne päeva seista, kuni see hakkas halvasti lõhnama. Siis keetis ta uriini pastaks, kuumutas selle kõrgel temperatuuril ja juhtis auru läbi vee. Ta lootis, et aur kondenseerub kullaks, aga hoopis tekkis valge vahane aine, mis helendas pimedas. Nii avastas Brand fosfori – esimese elemendi, mis avastati pärast antiikaega. Kuigi kogused olid enam-vähem õiged (läks vaja 1,1 liitrit uriini, et toota 60 g fosforit), ei olnud vaja lasta uriinil roiskuma minna.
  

2. Kes ja kuidas avastas vesiniku? Kirjutage reaktsiooni võrrandid .

• Vesiniku avastas 1766 aastal füüsiku ja keemiku juurtega inglane Henry Cavendish, kes isoleeris metallidest ja hapetest saadud "põleva õhu" (divesiniku) ning kirjeldas ja uuris seda põhjalikult.
  
• Vesiniku põlemisel on keemilise reaktsiooni võrrand: 2H2 + O2 = 2H2O
  

3. Keda peetakse kaasaegse keemia isaks ja miks?

• Keemia isaks peetakse Antonie Lavoisier , kelle olulisemad avastused on seotud põlemisreaktsiooniga ehk kus põlemine on ühinemine hapnikuga.
  

4. Millega tegeleb keemia ja mis on keemia harud ( iseloomustage neid)?

• Keemia on teadus ainetest ja nende muundumisprotsessidest, mille käigus ühed ained muunduvad teisteks keemiliste sidemete ümberjaotumise ning elektronkatete ümberformeerumise tõttu.
  
• Keemia klassikalised põhiharud
  
• Füüsikaline keemia – keemia üldised põhialused .
  
• Orgaaniline keemia – süsinikuühendite reaktsioonid ja omadused.
  
• Anorgaaniline keemia – kõigi ülejäänud elementide ühendite reaktsioonid ja omadused.
  
• Keemia eriharud
  
• Analüütiline keemia – objektide keemilise koostise määramine.
  
• Biokeemia – bioloogiliselt oluliste ainete, protsesside ja reaktsioonide uurimine .
  
• Teoreetiline keemia – ainete struktuuri ja omaduste uurimine matemaatiliste mudelite kaudu.
  
• Keemiainseneriteadus – tööstuslike keemiliste protsesside uurimine.
  

5. Keemia makroskoopiline ja mikroskoopiline tase (näited).

• Makroskoopiline tase – toimuvad silmaga nähtavad või siis mõnel muul viisil jälgitavad muutused
  
• Nt põlemine
  
• Mikroskoopiline tase – aatomite vaheliste sidemete muutumine jms.
  
• 2Mg(t) + O2(g) → 2MgO(t)
  

6. Selgitage millest koosneb teaduslik meetod.

• Andmete kogumine
  
• Seoste otsimine andmekogumites
  
• Hüpoteesi(de) püstitamine ja eksperimentaalne kontrollimine
  
• Teooria formuleerimine:
  
  • Kvalitatiivsed ja kvantitatiivsed teooriad
    
  • Ennustused teooria põhjal
    
  • Mudelid
    

7. Aatomiehitus . Aatomi ehituse seosed perioodilisustabeliga.

• Aatom koosneb aatomituumast ja elektronkattest. Aatomituum omakorda koosneb prootonitest (+) ja neutronitest (0). Elektroni laengut nimetatakse elementaarlaenguks , kuna see on looduses kõige väiksem laeng.
  
• Prootonite arv (Z) – aatomi tuumalaeng – aatomnumber – järjekorranumber
  
• Neutronite arv (N)
  
• Massiarv (A) = prootonite arv (Z) + neutronite arv (N)
  

• Rühma number näitab A-rühma elementidel elektronkihtide arvu
  
• Järjekorranumber näitab elektronide arvu aatomis
  
• Perioodinumber näitab, kui mitu elektroni on välimisel kihil
  
• 1. elektronkihil võib olla kuni 2 elektroni
  
• 2. elektronikihil võib olla kuni 8 elektroni
  
• 3. elektronkihil võib olla kuni 18 elektroni
  
• 4. elektronkihil võib olla kuni 32 elektroni
  
• Eelviimasel kihil saab olla kuni 18 elektroni
  

8. Ionisatsioonienergia

• Isolatsioonienergia on energia, mis kulub elektroni eemaldamiseks üksikult aatomilt (või molekulilt)
  

9. Keemiline side

• Keemiline side on viis, kuidas kaks või enam aatomit või iooni on aines omavahel seotud.
  
• Keemilise sideme liigi üle otsustatakse elektronegatiivsuste erinevuse Δx abil:
  
  • Kui Δx = 0, siis on mitepolaarne kovalentne side (nt H2)
    
  • Kui Δx = 0…1,7 siis on polaarne kovalentne side (nt HCl)
    
  • Kui Δx > 1,7 siis on iooniline side (nt NaCl)
    
• Kovalentsed sidemed tekivad üldjuhul mittemetallide aatomite vahel. Mittemetalli ja metalli aatomi vahel tekib tavaliselt iooniline side. Metallide aatomite vahel tekib metalliline side.
  

10. Kovalentse sideme omadused

• Kovalentne side ehk atomaarne side on ühiste elektronpaaride vahendusel aatomite vahele moodustuv keemiline side
  
• Kovalentse sideme puhul on kandev roll elektronkatte väliskihi elektronide vastastikkusel toimel. Aatomid moodustavad vähemalt ühe ühise elektronpaari.
  
• Ühe siduva elektronpaari (üksikside) asemel võib olla kaks (kaksikside), kolm (kolmikside) või väga harva ka neli (nelikside) või kuus (kuuikside).
  
• Kui kovalentne side on tekkinud sama elemendi aatomite vahel, või aatomite vahel, mille elektronegatiivsus on võrdne, seovad mõlemad aatomid ühiseid elektronpaare võrdse jõuga ning sidet nimetatakse mittepolaarseks.
  

11. Teised keemilise sideme liigid: Iooniline side, selle erinevus kovalentusest sidemest. Vesiniksideme olemus ja tekkimise tingimused; vesiniksideme mõju aine omadustele, selle tähtsus eluslooduses . Metalliline side.

• Metalliline side:
  
• Metalliline side on keemilise sideme tüüp, mis moodustub negatiivsete vabade elektronide ja positiivsete metallioonide vastastikuse tõmbumise tulemusena metallis.
  
• Vabad elektronid põhjustavad metallide elektri- ja soojusjuhtivust ning plastilisust
  
• Metalliline side avaldub kõige selgemalt aktiivsete metallide – leelis - ja leelismuldmetallide korral
  
• Iooniline side:
  
• Iooniline side on ioonidevaheline keemiline side, mis tekib vastasmärgiliste laengutega ioonide elektrilise tõmbumise tulemusena.
  
• Iooniline side esineb aktiivsete metallide ja (aktiivsete) mittemetallide vahel (paljud soolad , mitmed oksiidid ja hüdroksiidid )
  
• Ioonilise sideme tekkeks peab sidet moodustavate elementide elektronegatiivsuse vahe olema vähemalt 1,7.
  
• Vesinikside:
  
• Vesinikside on kuni 10 korda nõrgem kui kovalentne side
  
• Vesiniksidemed tekivad peamiselt ainetes, milles vesiniku aatom on kovalentse sidemega seotud tugevalt elektronegatiivsete elementide fluori, hapniku või lämmastiku aatomiga.
  

Anorgaaniliste ühendite põhiklassid ja nende omadused.
12. Metallid.

• Metallideks nimetatakse keemilisi elemente, millel on vabu elektrone ja mis tahkes olekus moodustavad nn metallilise võre , mis annab neile iseloomuliku metallilise läike, hea elektrijuhtivuse ning soojusjuhtivuse ja on ka enamikus sepistatavad
  
• Praktikas kasutavatest metallidest on parimad elektri- ja soojusjuhid hõbe ja vask, küllaltki head on ka kuld ja alumiinium .
  

13. Materjalide füüsikalised omadused: nimetage ja iseloomustage neid.

• Tihedus, sulamistemperatuur , korrosioonikindlus
  
• Erinevad materjalide grupid (metallid, plastid , keraamika) erinevad üksteisest eelkõige tiheduse (roo) poolest, mille ühik on mahuühikumass kg/m3 . Plastide tihedus on vahemikus 1000-2000, keraamikal 1500-2500, metallidel 1700- 22000 piires.
  
• Temperatuuri, mil materjal läheb tardolekust üle vedelasse, nimetatakse sulamistemperatuuriks (Ts)
  
• Korrosiooniks nimetatakse materjali ja keskkonna (õhk, gaasid, vesi, kemikaalid) vahelist reaktsiooni, milles materjal hävib.
  

14. Kuidas saab metallid liigitada lähtuvalt füüsikalistest omadustest (näited).

• Sulamist°- Kerg - ja rasksulavad
  
• ↑ ↑
  
• Hg Fe
  
• Tihedus – kerg- ja raskmetallid
  
• ↑ ↑
  
• Na Hg
  

15. Raud ja rauasulamid (omadused, kasutamine, võrdlus).

• Tihedus 7,87 g/cm3
  
• Sulamistemperatuur on 1535 °C
  
• Hea korrosioonikindlus
  
• Raud on keskmise kõvadusega metall
  
• Plastiline
  
• Hea soojus - ja elektrijuht
  
• Keskmise aktiivsusega metall
  
• Reageerib mittemetallidega (sulfiidide, fosfiidide jne.. teke)
  
• Leelistega ei reageeri
  
• Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
  
• Fe + H2SO4 (20-30%) = FeSO4 + H2
  

16. Vask ja vasesulamid (omadused, kasutamine, võrdlus).

• Tihedus 8,9 g/cm3
  
• Sulamistemperatuur on 1083 °C
  
• Värvus erineb punasest kuldkollaseni
  
• Plastiline
  
• Väga hea korrasioonikindlus
  
• Sepistatav, valtsitav ja traadiks tõmmatav metall
  
• Hea soojus- ja elektrijuht
  
• Kuumutamisel õhus kattub vask musta värvusega vask(II)oksiidi kihiga
  
• Kuivas õhus on vask püsiv
  
• Cu + HCl + O2 = CuCl2 + H2O
  
• Cu + H2SO4 (lahjen.) = ei toimu
  
• Vasesulamid ▪ messing ehk valgevask (Cu – Zn) ▪ pronks (Cu – Sn) ▪ melhior (Cu – Ni) ▪ uushõbe ehk alpaka (Cu – Ni – Zn)
  

17. Nikkel ja niklisulamid (omadused, kasutamine, võrdlus).

• Tihedus 8,9 g/cm3
  
• Sulamistemperatuur 1455 °C
  
• Väga hea korrosioonikindlus
  
• Hõbevalge, läikiv, püsiv õhu ja vee suhtes
  
• Reageerib lahjendatud hapetega
  
• Leelistega ei reageeri
  

18. Alumiinium ja alumiiniumisulamid (omadused, kasutamine, võrdlus).

• Hõbevalge
  
• Tihedus 2,7 g/cm3
  
• Sulamistemperatuur on 660 °C
  
• Väga hea korrosioonikindlus
  
• Hea elektri- ja soojusjuht, kerge ning äärmiselt plastiline
  
• Reageerib paljude lihtainetega ja hapetega
  
• 2Al + 3I2 = 2AlI3
  
• Tõrjub hapetest välja vesinikku ning tekib sool
  
• Lahjendatud hapetest tõrjub välja vesiniku, leelistega tekivad kompleksühendid
  
• 2Al + 6H+ = 2Al 3+ + 3H2
  
• Külmas kontsentreeritud lämmastik - ja väävelhappes passiveerub
  
• Reageerib leelistega
  
• Alumiiniumisulamid ▪ duralumiinium ( Al – Cu – Mg – Mn) ▪ silumiin (Al – Si)
  

19. Magneesium ja magneesiumisulamid (omadused, kasutamine, võrdlus).

• Tihedus 1,74 g/cm3
  
• Sulamistemperatuur 650 °C
  
• Väga hea korrosioonikindlus
  
• Hästi lõiketöödeldav ja keevitatav
  
• Pole nii plastne kui alumiinium
  
• Aktiivne
  
• Lahustub hapetes väga energiliselt
  
• Aluseliste lah. reag. vähe, sest pinnale moodustub reaktsioonisaadustest kaitsekiht
  
• Magneesium reageerib ka paljude teiste elementidega, näiteks lämmastikuga (kuumutamisel tekib magneesiumnitriid)
  
• Reageerib kergesti halogeenidega
  

20. Mittemetallid .

• Mittemetallid on väga mitmekesised. Nende omavahelised erinevused on palju suuremad kui metallidel.
  
• On nii gaasilisi (N2, O2), tahkeid (C, P) kui ka üks tavatingimustes vedel aine ( broom )
  
• On madala sulamistemperatuuriga pehmeid ained, aga ka väga kõrge sulamistemperatuuriga ülimalt tugevaid ja vastupidavaid aineid ( teemant )
  
• Mittemetallide värvused võivad olla väga erinevad (S-kollane, C-must)
  
• Omadused:
  
• Mittemetallid võivad looduses esineda mitmete allotroopidena. Allotroopia – keemilise elemendi esinemine mitme lihtainena. Näiteks: süsinik – teemant, grafiit
  
• Enamik mittemetalle on halvad elektri-ja soojusjuhid
  
• Kõige aktiivsemad mittemetallid on VIIA rühmas
  
• Kõige vähemaktiivsemad (keemiliselt inertsed) on VIIIA rühma mittemetallid (väärisgaasid)
  

21. Alused.

• Alus on keemiline aine, mis vesilahustes dissotsieerudes annab lahusesse hüdroksiidioone
  
• Kõige tuntumad alused on hüdroksiidid, nt. ammoniaakhüdraat (NH3 x H2O)
  
• Leelis on veel lahustuv tugev alus. Leelised on leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidid, nt NaOH , KOH, Ca(OH)2. Need on ioonsed ained, mille kristallvõre koosneb metalli katioonidest ja hüdroksiidioonidest.
  

22. Happed .

• Ainete happelisi omadusi seostatakse tavaliselt nende käitumisega vesilahustes
  
• Hape on keemiline aine, mis annab (dissotsieerudes) vesilahustesse vesinikioone
  
• Osa happeid (puhta ainena) on tavatingimustes vedelikud – nt. väävelhape, lämmastikhape , metaanhape, etaanhape
  
• Teine osa happeid on tavatingimustes tahked ained – nt sidrunhape , bensoehape ja oblikhape
  
• On ka selliseid happeid, mis esinevad ainult vesilahustes (puhta ainena neid ei esine), nt süsihape H2CO3, väävlishape H2SO3
  

23. Soolad.

• Soolad on tahked ioonvõrega kristalsed ained, mis koosnevad katioonidest ja anioonidest
  
• Soolad on keemilised ained, mis koosnevad metalli katioonidest (nt Ca2+) ja happeanioonidest ehk happejäägist (nt SO42-)
  

24. Oksiidid.

• Oksiidid on keemilised ained, mis koosnevad kahest elemendist, millest üks on hapnik, ning mille molekulis hapnikuaatomite vahel puudub keemiline side
  
• Keemiliste omaduste alusel saab oksiide liigitada aluselisteks, happelisteks ja amfoteerseteks. Lisaks on mõned oksiidid, millele happelisust ega aluselisust üldse ei avaldu – need on neutraalsed oksiidid
  
• Aluselised oksiidid
  
• Aluselised oksiidid on oksiidid, mis reageerivad hapetega, moodustades soola ja vee
  
• Aluseliste oksiidide hulka kuulub enamik metallioksiide nt kaltsiumoksiid, naatriumoksiid, raud(II) oksiid . Neis esineb kas iooniline või kovalentne polaarne side
  
• Aktiivsete metallide (leelis- ja leelismuldmetallide) oksiidid on tugevalt aluselised (KOH, NaOH jt)
  
• Vähemaktiivsete metallide oksiidid on nõrgalt aluselised (CrO, FeO, NiO jt)
  
• Nõrgalt aluselistele oksiididele vastavad hüdroksiidid vees praktiliselt ei lahustu nt Cr(OH)2, Fe(OH)2 jt.
  
• Happeline oksiid
  
• Happeline oksiid on oksiid, mis reageerib kas:
  
  • Alusega, moodustades soola ja vee
    
  • Veega, moodustades vastava happe
    
  • Aluselise oksiidiga, moodustades soola
    
• Happeliste oksiidide hulka kuuluvad peamiselt mittemetallioksiidid või kõrgete oksüdatsiooniastmetega metallioksiidid
  
• Neis esineb kovalentne polaarne side. Suurem osa tuntumaid happelisi oksiide on molekulaarsed, kuid nende seas on ka mittemolekulaarseid aineid (nt SiO2 ja CrO3 )
  
• Amfoteerne oksiid
  
• Amfoteerne oksiid on oksiid, millele on nii happelise kui ka aluselise oksiidi omadused, kuid need avalduvad väga nõrgalt. Reageerivad nii hapete kui leelistega üsna raskesti
  
• Tüüpiline amfoteerne oksiid on alumiiniumoksiid (Al2O3)
  
• Amfoteersed oksiidid veega ei reageeri
  
• Neutraalsed oksiidid
  
• Neutraalsetele oksiididele ei vasta ühtegi hapet ega alust
  
• Hapete, leeliste ega veega nad ei reageeri
  
• Sellesse alaliiki kuuluba ainult 3 mittemetallioksiidi: süsinikoksiid CO (tuntud ka vingugaasina), lämmastikoksiid NO ja dilämmastikoksiid N2O (tuntud ka naerugaasi nime all)
  

25. Keemiline reaktsioon (liigitus, näited).

• Looduses, keemiatööstuses ja bioloogilistes protsessides kulgevad keemilised reaktsioonid jaotatakse kaheks:
  
  • Reaktsioonid, milles reageerivate ainete aatomite oksüdatsiooniaste ei muutu
    
  • Reaktsioonid, milles aatomite oksüdatsiooniaste muutub (redoksreaktsioon)
    
• Paralleelsed reaktsioonid
  
• Mõnikord kulgeb ühtede ja samade lähteainete vahel mitu erinevat keemilist reaktsiooni
  
• Näiteks benseeni reageerimisel klooriga tekib alati nii klorobenseeni:
  

C6H6 + Cl2 = C6H5Cl + HCl

• Kui ka heksakloroheksaani
  

C6H6 + 3Cl2 = C6H6Cl6

• Ühinemisreaktsioon
  
• Selle tulemusel tekib liht- või liitainetest ühend:
  

H2 + Cl2 = 2HCl
NaOH + CO2 = NaHCO3

• Orgaanilisest keemiast kuuluvad siia oksüdeerimine, halogeenimine , polümeerimine jne…
  
• Lagunemisreaktsioon
  
• Lihtaine lagunemisreaktsiooni saadusteks on aatomid või uued lihtained
  

Cl2 = 2Cl
O3 = O2 + O

• Liitaine lagunemisreaktsioonil tekivad liht- või uued liitained
  

2H2O = 2H2 + O2
Ca(OH)2 = CaO + H2O

• Mõnede ainete lagunemisreaktsioonil täheldatakse ilmekaid värvuse muutusi. Näiteks rohelise värvusega malahhiidi kuumutamisel tekib musta värvusega vaskoksiid, eraldub värvuseta süsinikdioksiid ja veeaur
  
• Lagunemisreaktsioonid võivad sõltuvalt temperatuurist kulgeda astmeliselt
  
• Asendusreaktsioon
  
• Selle käigus asendavad lihtaine aatomid liitaine koostisesse kuuluva teise elemendi aatomi
  

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

• Vahetusreaktsioon
  
• See kulgeb kahe liitaine vahel, kusjuures tekib kaks uut liitainet
  

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl

• Tekib rasklahustuv aine (sade)
  
• Tekib kerglenduv aine ( gaas )
  
• Tekib nõrk elektrolüüt, nt vesi
  
• Tekib lahustuv kompleksühend
  
• Kui ühtegi märgitud neljast tingimusest ei täideta, siis reaktsioon ei kulge
  
• Isomerisatsioonireaktsioon
  
• Selle reaktsiooni käigus jääb aine kvalitatiivne ja kvantitatiivne koostis endiseks, aine struktuur muutub aga aatomite ümberpaiknemise tõttu
  

CH3CH2CH2CH3 = CH3CH (CH3)CH3

• Allotroopne muundumisreaktsioon
  
• Sellel juhul tekib ühest lihtainest teine lihtaine
  

3O2 = 2O3

• Valge fosfori kuumutamisel punaseks fosforiks
  

Termodünaamika
Termodünaamika uurib ainult makrosüsteeme, mitte üksikuid molekule või nende osi. Termodünaamika on teadus energia muundumistest. Termodünaamiline süsteem – süsteem, mida saab ümbritsevast keskkonnast eraldada ja eksperimentaalselt uurida.
26. Termodünaamika I seadus.

• Energia jäävuse seadus – energia ei teki ega kao, vaid muutub ühest liigist teise.
  
• Suletud süsteemi siseenergia muutus ∆U üleminekul algolekust lõppolekusse on võrdne süsteemile antava soojushulga q ja tema heaks tehtava töö w summaga , Süsteem võib ka energiat kaotada, st teha tööd või anda ära mingi osa soojusest. Seega muutub suletud süsteemi energia energiavahetuse tõttu (kas töö v soojusena) keskkonnaga
  
• Soojus, mis läheb välja ( ekso ), on negatiivne
  
• Töö, mida süsteem teeb on negatiivne (töö läheb välja). Seetõttu suletud süsteemi siseenergia väheneb.
  
• Suletud süsteemi energia muutub tänu energiavahetusele soojuse ja töö kujul süsteemi ja ümbritseva keskkonna vahel.
  
• Isoleeritud süsteemi siseenergia ei muutu, sest energiaülekanne puudub (∆U = 0)
  
• Tsüklilises protsessis, juhul kui süsteemi alg ja lõppolek langevad kokku on üldine siseenergia muutus ∆U = 0. Seega on selles protsessis süsteemi töö võrdne ümbruselt saadud soojusega w=q
  

27. Termodünaamika I seaduse matemaatiline avaldis .

• ∆U = q + w
  

28. Protsessid püsival ruumalal ja rõhul, entalpia , soojusmahtuvus .

• Isobaariline protsess, ehk protsess püsival rõhul
  
• V1/V2 = T1/T2
  
• Isohooriline protsess, ehk protsess püsival ruumalal
  
• P1/T1 = P2/T2 ehk P1T2 = P2T1
  
• Konstantsel rõhul toimuvate protsesside kirjeldamiseks kasutatakse mõistet entalpia . Entalpia on termodünaamilise süsteemi siseenergia (U) ja rõhuenergia (pV) summa
  
• H = U + pV (ühik džaul)
  
• Soojusmahtuvuseks (C) soojushulka, mis on vajalik antud ainekoguse temperatuuri tõstmiseks 1 kraadi võrra. Soojusmahtuvus sõltub nii aine olekust (mida võib määratleda näiteks temperatuuri ja rõhu kaudu) kui ka termodünaamilisest protsessist, milles aine osaleb.
  

29. Järeldused Hessi seadusest, tekke- ja põlemissoojused.

• Hessi seadus: Entalpiamuut (soojusefekt) sõltub süsteemi alg- ja lõppolekust, mitte aga protsessi läbiviimise teest või reaktsiooni vahestaadiumitest ehk siis reaktsiooni entalpiamuut on alati ühesugune ega sõltu reaktsiooni toimumise teest lähteainetest saadusteni.
  
• Hessi seadus võimaldab arvutada ka selliste reaktsioonide soojusefekte, mida reaalelus pole võimalik läbi viia või mida otseselt mõõta ei saa (nt. Metaan )
  
• Entalpiamuut põlemisel ehk põlemissoojus on soojusenergia hulk, mis vabaneb ühe mooli aine täielikul põlemisel hapnikus. Aine põlemissoojuse mõõtmiseks kasutatakse kalorimeetrilist pommi.
  
• Entalpiamuut tekkimisel ehk tekkesoojus on soojusenergia hulk, mis vabaneb või neeldub ühe mooli ühendi tekkimisel lihtainetest või standardolekus. Keemilise reaktsiooniga kaasneb enamasti ka energia eraldumine või neeldumine .
  

30. Termodünaamika II seadus, termodünaamiliselt pöörduvad ja mittepöörduvad protsessid

• Protsesside suuna ja tasakaaluoleku kindlakstegemine põhineb td II seadusel:
  
• Ei ole võimalik selline protsess, kus kogu soojus muudetaks tööks ning pole võimalik kanda soojust üle külmemalt kehalt soojemale ilma tööd tegemata
  
• Isoleeritud süsteemi entroopia kasvab ajas
  
• Pööratavaks protsessiks nimetatakse protsessi, mis saab kulgeda nii, et süsteem läbib kõik olekud mis pärisuunaski, ainult vastupidises järjekorras ja jõuab algolekusse tagasi
  
• Mittepööratava protsessi korral pole olekute vastupidises järjekorras läbimine võimalik. Kõik reaalsed protsessid on mittepööratavad, sest need esinevad avatud süsteemides, kus esineb soojusülekanne süsteemi ja keskkonna vahel.
  

31. Entroopia, tema avaldis pöörduvate ja mittepöörduvate protsesside korral, entroopia kasvu seadus

• Mida korrastatum on süsteem, seda väiksem on entroopia. Mida väiksem on süsteemi korrastamatus, seda suurem on entroopia.
  
• Iseeneslike protsessidega kaasneb entroopia kasv.
  
• Entroopia kasvab: sulamisel, aurustumisel, temperatuuri tõstmisel, gaasi paisumisel , tahke aine lahustumisel
  
• 
  

32. Entroopia leidmine isotermilistes protsessides ja temperatuuri muutumisel

• Temperatuuri tõusuga kaasneb süsteemi korrapära vähenemine(entroopia suureneb), kuna molekulid hakkavad rohkem (energilisemalt, kiiremini) liikuma.
  
• Entroopia mõõtmiseks temperatuuri muutmisel kasutatakse entroopia termodünaamilist definitsiooni ja TD III seadust:
  
• 
  

34. Gibbsi vabaenergia , reaktsiooni suuna ja tasakaalu kriteeriumid.

• Gibbs’i vabaenergiaks (G) nimetatakse aine vaba energiat konstantsel temperatuuril ja konstantsel rõhul.
  
• Gibbsi energia muut määrab reaktsiooni toimumise suuna/spontaansuse.
  
• Iseeneslikult toimub reaktsioon kui ΔE ( elektromotoorjõud ) > 0 ΔG
• Seega kulgeb redoksreaktsioon suunas, kus kõrgema redokspotentsiaaliga komponent on oksüdeerija ja madalama redokspotentsiaaliga komponent on redutseerija .
  
• Elektromotoorjõu mõõtmise kaudu on võimalik arvutada väga täpseid Gibbsi energia väärtusi.
  
• Juhul, kui ei ole tegemist standardtingimustega, tuleb arvestada elektroodipotentsiaalide ja vastavalt elektromotoorjõu sõltuvust temperatuurist ja kontsentratsioonidest.
  

35. Gibbsi vabaenergia arvutamine.
H – soojusefekti muut
T –temperatuur Kelvinites
G – Gibbsi vabaenergiamuut
S – entroopia muut
Keemiline tasakaal ja kineetika
36. Keemilise reaktsiooni tasakaal.

• Pöörduvate reaktsioonide korral:
  
• Kui tingimused ei muutu, kulgevad reaktsioonid olekuni, kus vastassuunaliste reaktsioonide kiirused saavad võrdseks, ainete kontsentratsioonid enam ajas ei muutu ja tekkinud segus on sõltuvalt tingimustest rohkem või vähem kõiki reaktsioonis osalevaid aineid = TASAKAAL
  

37. Keemilise tasakaalu ja reaktsiooni suuna kriteeriumid.

• Toimuvad nii päri-kui vastassuunaline reaktsioon.
  
• Mõlemad nimetatud reaktsioonid toimuvad võrdse kiirusega
  
• Keemilisele tasakaaluolekule vastab Gibbsi vabaenergia minimum, s.t. ΔG=0
  
• Reaktsiooni vabaenergiamuut on saaduste ja lähteainete molaarsete vabaenergiate vahe.
  
• Selle arvutamiseks peame teadma, kuidas iga reaktsioonis oleva aine vabaenergia muutub sõltuvalt tema kontsentratsioonist või osarõhust.
  
• Mida kaugemal on keemiline reaktsioon tasakaaluolekust, seda suurem on tema võime teha kasulikku tööd.
  

38. Keemilise tasakaalu sõltuvus segu koostisest, rõhust ja temperatuurist. Le Chatelier ’ printsiip

• Kui p ja T on const ., siis saavad spontaanselt kulgeda vaid need protsessid, mille käigus Gibbsi energia väheneb
  
• Kui temperatuuri ei ole constant ., siis saab otsustada reaktsiooni suuna üle reaktsiooni entalpiamuudu ja entroopiamuudu koosmõju järgi vastavalt võrrandile.
  
• Le Chatelier’ printsiip – dünaamilises tasakaalus olev süsteem reageerib talle avaldatud mõjule nii, et tasakaal nihkub selle reaktsiooni suunas, mis toimub vastu tekitatud muutusele (et vähendada seda välist mõju)
  

39. Keemiline tasakaal, tasakaalukonstantide erinevad avaldusvormid.
40. Tasakaalukonstandi sõltuvus temperatuurist.
41. Reaktsiooni kiirus, massitoimeseadus.

• Reaktsiooni kiirus sõltub: • reaktsioonist osa võtvate ainete kontsentratsioonist • olekust • peenestusaste • temperatuurist • katalüsaatoritest • rõhust (gaaside puhul)
  
• Kiiruse all mõistetakse reegline omaduse muutust ajaühiku kohta
  
• Reaktsiooni kiirus on kontsentratsiooni muutus ajaühikus.
  
• Reaktsiooni kulgedes väheneb pidevalt lähteainete kontsentratsioon, seega ka reaktsiooni kiirus v. Reaktsiooni keskmine kiirus:
  
• 
  
• Reaktsiooni kiiruse ühikuks on reeglina mol/lxs
  
• Miinusmärk näitab, et reaktsiooni kulgedes kiirus väheneb
  
• Tuleb reaktsiooni kiiruse juures ära märkida ka millise aine kohta kiirus käib.
  

42. Reaktsiooni järk.

• Reaktsiooni järk on suurus, mis arvuliselt võrdub kontsentratsioonide astmenäitajate summaga reaktsiooni kiiruse võrrandis.
  
• Reaktsiooni järk defineeritakse ka iga reaktsioonis osaleva aine jaoks eraldi kui tema kontsentratsiooni astmenäitaja .
  
• Reaktsiooni järku määratakse alati reaktsiooni lähteainete kontsentratsioonide järgi
  
• Reaktsiooni järk ei ole seotud reaktsiooni lähteainete stöhhiomeetriliste koefitsiendiga reaktsiooni tasakaalustatud võrrandis.
  

43. Reaktsiooni kiiruse sõltuvus temperatuurist, van’t Hoffi reegel ja Arrheniuse empiirilised võrrandid.

• Keemiliste reaktsioonide kiirus kasvab temperatuuri tõustes
  
• Van’t Hoffi reegel: temperatuuri tõstmisel 10 kraadi võrra kiireneb reaktsioon 2 kuni 4 korda
  
• Arrheniuse võrrand väljendab kvantitatiivset seost temperatuuri ja reaktsiooni kiiruse vahel.
  

44. Homogeense ja heterogeense katalüüsi näiteid.

• Katalüsaator on aine, mis kiirendab reaktsiooni, ise reaktsiooni käigus ära kulutamata.
  
• Negatiivne katalüsaator in inhibiitor
  
• Katalüsaator toimib reeglina reaktsioonimehhanismi muutmise kaudu
  
• Homogeenne katalüüs – reageerivad ained ja katalüsaator on samas faasis
  

2SO2 + O2 + (NOx) → 2SO3
2SO2 + 2NO2 = 2SO3 + 2NO
2NO + O2 = 2NO2

• Heterogeenne katalüüs – reageerivad ained ja katalüsaator moodustuvad erinevad faasid ehk protsess toimub faaside piirpinnal.
  

C2H4 + H2 + (Ni) = C2H6
45. Miks reaktsiooni kiirus enamasti kahaneb reaktsiooni toimumise vältel?

• Sest reaktsiooni kiirus sõltub lähtainete kontsentratsioonist ning reaktsiooni kulgedes lähteainete kontsentratsioon väheneb.
  

47. Kummas suunas kulgemisel on pöörduva reaktsiooni aktiveerimisenergia suurem, kas endotermilise reaktsiooni suunas või eksotermilise reaktsiooni suunas? Miks?

• 
  

48. Millised järgmistest teguritest kiirendavad reaktsiooni? Millised nendest võivad nihutada reaktsiooni tasakaalu?
a) (tahke) lähteaine peenestamine
b) saaduse lisamine
c) temperatuuri tõstmine - k
d) katalüsaatori lisamine - k
e) lähteaine lisamine
f) lähteaine eemaldamine
g) ainete segamine
h) saaduse eemaldamine
i) rõhu tõstmine (gaasilis(t)e lähteaine(te) korral)
49. Millest sõltub reaktsiooni tasakaalukonstant ?

• Sõltub temperatuurist
  

Elektrokeemia
Elektrokeemia on keemia haru, mis tegeleb spontaansete reaktsioonide arvel elektrivoolu saamisega , elektrivoolu toimel mittespontaansete reaktsioonide läbiviimisega ja kõige sellega seonduvaga
Elektrokeemilised meetodid võimaldavad elektriliste mõõtmiste põhjal jälgida keemilise reaktsiooni kulgu või ioonide kontsentratsioone lahustes.
Oksüdatsioon on elektronide loovutamise protsess
Reduktsioon on elektronide liitmise protsess
Oksüdeerija on aine, mis oksüdeerub teist ainet, liites endale elektrone
Redutseerija on aine, mis redutseerib teist ainet, loovutades sellele elektrone
50. Redoksreaktsioonid .

• Redoksreaktsioon on reaktsioon, milles toimub elektronide üleminek ning muutuvad elementide oksüdatsiooniastmed. Redoksreaktsioonides on seotud kaks vastandlikku protsessi; ühe elemendi oksüdeerumisega kaasneb teise elemendi redutseerumine.
  
• Vastavalt oksüdatsioon ja reduktsioon.
  
• Juhised elementide oksüdatsiooniastme leidmiseks:
  
• Ühendit moodustavate aatomite oksüdatsiooniastmete summa on null
  
• Iooni moodustavate aatomite oksüdatsiooniastmete summa võrdub iooni laenguga
  
• Keemilises ühendis oleva hapniku oksüdatsiooniaste on -II. Erandiks on OF2 (II), peroksiidides H2O2 (-I)
  
• Keemilises ühendis oleva vesiniku oksüdatsiooniaste on I. Erandiks on metallhüdriid NaH (-I)
  
• Leelismetallide (Na, K jt), ka hõbeda oksüdatsiooniaste ühendites on I
  

51. Mis on oksüdatsiooniaste? Määra oksüdatsiooniaste etteantud ühendites.

• Oksüdatsiooniaste on formaalne suurus, mis näitab elemendi laengut ühendis eeldusel , et ühend koosneb üheaatomilistest ioonidest.
  
• 
  

52. Tuntumad tugevad oksüdeerijad ja redutseerijad . Redoksreaktsioonide tasakaalustamine , osavõrrandid (poolreaktsioonide võrrandid).

• Tuntumad oksüdeerijad on kloor , broom, hapnik, lämmastikhape, kaaliumpermanganaat , kaaliumdikromaat.
  
• Tuntumad redutseerijad on vesinik , süsinikoksiid, süsinik, metallid, sulfiidioonid
  
• 
  

• 
  

53. Mis on standardpotentsiaal? Kuidas on seotud standardpotentsiaalid ja oksüdeerijad (redutseerijad)?

• Standardpotensiaal defineeritakse standardse vesinikelektroodi anoodi suhtes ehk kui redutseerumisreaktsiooni potentsiaal.
  
• Mida positiivsem on standardpotentsiaal, seda tugevam on vastavas poolreaktsioonis elektroni liitmise tendents – tegemist on tugeva oksüdeerijaga
  
• Mida negatiivsem on standardpotentsiaal, seda tugeval on vastavas poolreaktsioonis elektroni loovutamise tendents – tegemist on tugeva redutseerijaga.
  

55. Mis on korrosioon ? Kuidas selle vastu võidelda?

• Korrosioon on metalli hävimine ( oksüdeerumine ) ümbritseva keskkonna toimel
  
• Toimub õhus, looduslikes vetes ja pinnases
  
• Metalli isoleerimine väliskeskkonnast (oksiid-ja fosfaatkatted, värvkatted ja kaitsemäärded)
  
• Korrosioonitõrjevahendid:
  
• Polümeeri vesilahus (polümeeri kiht ei lase hapnikku ega vett)
  
• Vahekiht (takistab ioonide liikumist). Kemikaalid reageerivad metalli pinnaga ja tekib vahekiht metalli ja polümeerse kihi vahele.
  

56. Millega tegeleb elektrokeemia? Milleks kasutatakse elektrokeemilisi protsesse?

• Elektrokeemia tegeleb spontaansete reaktsioonide arvel elektrivoolu saamisega, elektrivoolu toimel mittespontaansete reaktsioonide läbiviimisega ja kõige sellega seonduvaga.
  
• Elektrokeemilised meetodid võimaldavad elektriliste mõõtmiste põhjal jälgida keemilise reaktsiooni kulgu või ioonide kontsentratsioone lahustes.
  

57. Keemilised vooluallikad.

• Keemilised vooluallikad on praktilises kasutuses olevad galvaanielemendid, mida kasutatakse elektrivoolu saamiseks.
  
• Head vooluallikat iseloomustab:
  
• Suur erimahtuvus ( toodetava energiahulga ja massi või ruumala suhe)
  
• Elektromotoorjõu (klemmipinge) konstantsus vooluallika tühjenemisel
  
• Madal sisetakistus (võimaldab saada tugevat voolu)
  
• Hea säilivus
  
• Kui tegemist on akuga ( korduvat laadimist ja tühjendamist võimaldava galvaanielemendiga), siis on olulised veel:
  
• Maksimaalne laadimis- ja tühjendamiskordade arv
  
• Väike isetühjenemine
  
• GALVAANIELEMENT (PATAREI)
  
• AKUD
  
• KÜTUSEELEMENT
  
• Kõikide puhul saadakse elektrienergia keemilise reaktsiooni käigus
  
• Patarei on ühekordselt kasutatav
  
• Akud on korduvalt kasutatavad
  
• Kütuseelement töötab seni, kuni reageerivaid aineid peale antakse.
  

58. Elektrolüüs.

• Elektrolüüs on redoksreaktsioon, mis toimub elektrolüüdi lahuses või sulas elektrolüüdis elektroodide pinnal elektrivoolu toimel.
  
• Katood (-) – elektrood , millel toimub redutseerumine – on seotud vooluallika negatiivse poolusega ja sinna on tekitatud elektronide ülejääk
  
• Anood (+) – elektrood, millel toimub oksüdeerumine – anood on seotud vooluallika positiivse elektroodiga, anoodile on tekitatud elektronide puudujääk
  

Lahused ja nende omadused. Kontsentratsiooni väljendusviisid.
Lahus on kahest või enamast ainest koosnev homogeenne süsteem
Lahus koosnev lahustist ja lahustunud ainest. Vedelikku, milles aine lahustub nimetatakse lahustiks. Lahusti on see aine, mis lahuste moodustumisel ei muuda oma agregaatolekut. Juhul, kui lahusti ja lahustatav aine on samas agregaatolekus, loetakse lahustiks enamasti ainet, mida on lahuses rohkem.
60. Lahustumissoojus , entalpia, entroopia.

• Soojushulka, mis eraldub või neeldub teatud koguse lahustatava aine lahustumisel teatud koguses lahustis nimetatakse lahustumissoojuseks
  
• Kui jõud osakeste vahel lahustunud aine sees on suuremad jõududest lahusti ja lahustunud aine osakeste vahel, siis lahustub vähesel määral ainet ja protsess on endotermiline
  
• Kui aga jõud lahusti ja lahustunud aine osakeste vahel on tugevamad, siis lahustub vähesel määral ainet ja protsess on eksotermiline.
  
• Lahustumisentalpia on 1 mooli aine lahustumisega kaasnev entalpia muutus
  
• Lahustumisentalpia sõltub kontsentratsioonist
  
• Teine oluline parameeter lahustumise kirjeldamiseks on lahustumisentroopia
  
• Korrastatud tahkise lahustumisega peaks kaasnema entroopia kasv
  
• Süsteemi entroopia kasv seletab ka, miks saavad positiivse lahustumisentalpiaga ained siiski lahustuda.
  
• Lahustunud aine mõjul võib aga lahuse korrapära ka kasvada (lahusti molekulid paiknevad korrapärasemalt kui puhtas lahustis) ja just seetõttu ei lahustu. Näiteks heptaan vees, kuigi tema Lahustumisentalpia on negatiivne.
  

61. Tõelised ja kolloidlahused .

• Tõelised lahused on lahused, milles on lahustunud aine muutunud molekulideks, aatomiteks või ioonideks
  
• Sellised lahused on termodünaamiliselt püsivad süsteemid
  
• Kolloidlahused ehk pihused on lahused, mida võib iseloomustada kui heterogeenset süsteemi ning nad tunduvad silmaga vaadates ühtlased
  
• Kolloidlahused ei ole termodünaamiliselt stabiilsed, st, et aja jooksul kolloidlahus laguneb, näiteks tekib sade.
  

62. Gaaside lahustumine vedelikes : Henry seadus

• Gaaside lahustuvus väheneb temperatuuri tõusuga ja suureneb rõhu kasvuga
  
• Gaaside lahustuvus vees väheneb, kui vesi sisaldab lahustunud soolasid.
  
• Gaaside lahustuvus konstantsel temperatuuril on proportsionaalne nende osarõhkudega:
  
• 
  
• KH – antud gaasile temperatuurist sõltuv konstant (Henry konstant)(mol/1 atm) C – gaasi kontsentratsioon lahuses (mol/l) P – gaasi osarõhk lahuse korral (atm)
  

63. Lahuste omadused: kolligatiivsed omadused

• Kolligatiivsed omadused on omadused, mis sõltuvad lahustunud aine osakeste (ioonide, molekulide) arvust lahuses (kontsentratsioonist), aga mitte antud aine iseloomust
  
• Tähtsamad kolligatiivsed omadused on aururõhu alanemine, keemistemperatuuri kasv, külmumistemperatuuri alanemine ja osmootne rõhk.
  

64. Osmoos ja osmootne rõhk.

• Osmoos on lahusti ühesuunaline difusioon läbi poolläbilaskva membraani puhtast lahustist lahusesse või väiksema kontsentratsiooniga lahusest kõrgema kontsentratsiooniga lahusesse
  
• Difusioon on soojusliikumisest tingitud iseeneslik aineosakeste liikumine kõrgema kontsentratsiooniga aladelt madalama kontsentratsiooniga aladele .
  
• Osmootne rõhk:
  
• Osmoosi toimel tõuseb kõrgema kontsentratsiooniga lahuses rõhk, mida nimetatakse osmootseks rõhuks.
  
• Osmootne rõhk p – on võrdne rõhuga, mida tuleb avaldada lahusele selleks, et katkestada lahusti tungimist lahusesse läbi membraani.
  

65. Millistel tingimustel ja miks toimub osmoos?

• Toitainete transport rakkude vahel
  
• Osmoosi teke seletub lahuse madalama vabaenergiaga võrreldes lahusega
  

67. Puhverlahuste koostis ja puhverdava toime põhimõte. Puhverlahused.

• Puhverlahused on mõningate ainete vesilahused, mis suudavad lahusesse lisatud vesinik- või hüdroksiidiioone siduda ilma, et nende pH seejuures märgatavalt muutuks
  
• Puhverlahused koosnevad enamasti kas nõrgast alusest ja selle soolast tugeva happega või nõrgast happest ja selle soolast tugeva alusega.
  
• Puhverlahused tekivad alati nõrga aluse või happe tiitrimise käigus.
  

68. Vee dissotsiatsioon . Vee ioonkorrutis, vesinikeksponent, lahuste pH skaala.

• Dissotsiatsioon on keemiliste ühendite või molekulide lagunemine ioonideks, aatomiteks või lihtsamateks molekulideks.
  
• Destilleeritud vesi on äärmiselt nõrk elektrolüüt. 556 miljoni vee molekuli kohta dissotsieerub üks molekul vett.
  
• Vesi dissotsieerub üheaegselt kui hape ja kui alus, tal on võrdselt nii happelised kui ka aluselised omadused: vesi on amfoteerne. Et vee molekulide dissotsiatsioonil tekib võrdne arv vesinik- ja hüdroksiidioone, siis on puhtas vees nende kontsentratsioon võrdne: [H+ ] = [OH-]
  

69. Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid .

• Selle järgi, millisel määral on elektrolüüdid jagunenud ioonideks, liigitatakse neid tugevateks ja nõrkadeks elektrolüütideks.
  
• Tugevad elektrolüüdid esinevad lahuses ainult ioonidena (selle aine molekule lahuses ei ole). Tugevad elektrolüüdid on lahuses täielikult jagunenud ioonideks, nõrgad elektrolüüdid on lahuses ainult osaliselt jagunenud ioonideks.
  
• Nõrgad elektrolüüdid, mis jagunevad ainult osaliselt ioonideks, esinevad lahuses nii molekulide kui ka ioonidena.
  
• Tugevad elektrolüüdid on soolad, tugevad happed ja tugevad alused (leelised).
  
• Nõrgad elektrolüüdid on nõrgad happed ja nõrgad alused.
  

72. Millist tüüpi soolad hüdrolüüsuvad ? Millised tegurid tugevdavad soola hüdrolüüsi?

• Hürdolüüsuvad ainult nõrga happe anioonid ja nõrga aluse katioonid. Tugevate hapete anioonid ja tugevate aluste katioonid hüdrolüüsist osa ei võta.
  
• Hüdrolüüsi käigus lagunevad vee molekulid vesinikioonideks (H+) ja hüdroksiidioonideks (OH-).
  
• Nõrga happe soola hüdrolüüsi korral seostuvad vee molekulide lagunemisel tekkinud H+ ioonid happe anioonidega, moodustades vastava nõrga happe. Lahusesse jäävad üle vabad OH-ioonid, mis tekitavad aluselise keskkonna.
  
• Nõrga aluse soola hüdrolüüsi korral seostuvad vee molekulide lagunemisel tekkinud OH- ioonid aluse katioonidega, moodustades vastava nõrga aluse. Lahusesse jäävad üle vabad H+ ioonid, mis tekitavad happelise keskkonna.
  
• Kuna mõnede soolade lahused võivad olla tugevalt happelised või aluselised, tuleb seda arvestada ka nende kasutamisel igapäevaelus.
  
• Happeline soolalahus võib riietesse teha auke , nahale sattudes aga tekitada soovitushaavu
  

73. Miks enamiku tahkete ainete lahustuvus temperatuuri tõstmisel kasvab?
74. Millised tegurid ja kuidas mõjutavad a) tahkete ainete, b) gaaside lahustuvust vedelikes?
75. Miks soola lisamisel värskele kraaniveele eralduvad sellest kihinal mullikesed?
76. Millistel tingimustel vedelik keeb?
77. Millistel tingimustel vedelik külmub?
Orgaanilised ühendid (nimetamine, saamine, omadused, isomerisatsioon): alkaanid , alkeenid, alküünid , areenid, alkoholid , estrid, amiinid , aminohapped, karboksüülhapped , aldehüüdid, ketoonid , sahhariidid.
Analüütiline keemia
79. Analüütilise keemia eesmärk.

• Mitmesuguste objektide keemilise koostise määramine
  

80. Kvalitatiivne ja kvantitatiivne analüüs.

• Kvalitatiivne – millised ained on uuritavas objektis sees?
  
• Kvantitatiivne – kui palju on neid ained uuritavas objektis sees?
  

81. Analüüsiobjekt ja proov .

• Analüüsiobjekt on objekt, mille keemilist koostist me keemilise analüüsi teel määrame .
  
• Enamasti ei määrata mitte objekti täielikku keemilist koostist vaid ainult mõne konkreetse juhu jaoks huvipakkuvamate ainete – analüütide – sisaldust
  
• Analüüsiobjektid on enamasti liiga suured selleks, et neid tervenisti analüüsiks kasutada
  
• Selle asemel võetakse objektist analüüsiks proov
  
• Proov on osa analüüsiobjektist, mida kasutatakse analüüsil
  

82. Analüüt ja maatriks .

• Analüüt on aine, mille sisaldust me analüüsiobjektis määrata soovime
  
• Maatriks on proovi see osa, mis ei ole analüüt
  
• Proov = maatriks + analüüt
  

83. Analüüsimeetod ja –metoodika ( näided ).

• Analüüsimeetod on põhimõtteline menetlus teatud liiki objektides teatud analüüdi sisalduse määramiseks
  
• Näiteks EDTA -ga tiirtimine
  
• Analüüsimetoodika on detailne eeskiri analüüsi läbiviimiseks
  
• Näiteks EDTA-ga tiitrimise metoodika tsingi määramiseks vase-tsingi sulamites
  
• Detailsuse aste võib minna välja milliliitrite ja anumate kujuni.
  
• Keemilised meetodid – uuritava aine määramiseks on vajalik keemilise reaktsiooni läbiviimine .
  
• Titrimeetria – kvantitatiivse koostise määramiseks e. mahtanalüüs.
  
• Gravimeetria e. kaalanalüüs e. kaalumismeetod – leitakse aine koostis sademe kaalu/massi kasutades.
  
• Eraldusmeetodite kasutamisel võib ka aineid enne analüüsi teostamist eraldada.
  
• Füüsikalised meetodid – kasutatakse aparatuuri, millega uuritakse aine füüsikalisi omadusi.
  
• Spektroskoopilised meetodid – kasutatakse ainete omadust kiirata/neelata elektromagnetilist kiirgust.
  
• Emissioonspektrid – aine aatomite, molekulide ergastamisel toimub valguse kiirgumine.
  
• Röntgenspektrid – nende saamisel kasutatakse röntgenkiirgust.
  
• Mass- spektrid - tekivad ainete ioniseerimisel kiirete elektronidega vaakumis .
  
• Tuumafüüsikalised e. radiokeemilised meetodid – ainete kiiritamine elementaar - osakestega, näiteks prootonite või neutronite vooga.
  
• Isotoopide analüüs tegeletakse isootopide olemasolu ja koostise selgitamisega.
  
• Klassikalised meetodid:
  
• Gravimeetrilised
  
• Elektrokeemilised
  
• Optilised
  
• Tänapäeval on palju kasutusel ka kromatograafilised meetodid
  
• Füüsiko-keemilised meetodid – kasutatakse aparatuuri, millega uuritakse tasakaalulises süsteemis kulgevaid keemilisi ja faasilisi muundumisi füüsikaliste ja geomeetriliste meetodite abil.
  

84. Analüüsi etapid.

• Meetodi/metoodika valimine
  
• Metoodika valideerimine
  
• Proovi võtmine
  
• Proovi jagamine identseteks alamproovideks
  
• Proovi kaalumine ja ettevalmistamine (ekstraheerimine), lahuse valmistamine
  
• Segajate mõju elimineerimine
  
• Kalibreerimisproovide või -lahuste valmistamine
  
• Analüüsiaparaadi kalibreerimine
  
• Füüsikaliste või keemiliste suuruste mõõtmine, mis on seotus analüüdi kontsentratsiooniga proovis
  
• Tulemuste arvutamine ja selle usaldusväärsuse (määramatuse) hindamine
  

85. Valideerimine.

• Valideerimine on protsess, mille eesmärk on välja selgitada, kas metoodika vastab eesmärgile , st. kas ta kõlbab analüüsiks, milleks teda soovitakse kasutada
  
• Eesmärgile vastavus määratletakse metoodika headust iseloomustavate parameetrite kaudu
  
• Valideerimise olulisimateks vahenditeks on referentsmaterjalid laboritevahelised võrdlusmõõtmised.
  
• Referentsmaterjalid on reaalseid proove imiteerivad objektid, milles vastavate analüütide sisaldused on usaldusväärselt teada (veidi lihtsustatud definitsioon)
  
• Laboritevahelised võrdlusmõõtmised on selliselt korraldatud mõõtmised, kus erinevad laborid analüüsivad sama koostisega proove ja seejärel võrreldakse nende tulemusi
  
• Labor , kelle tulemus oluliselt erineb ülejäänud laborite tulemustest, on tõenäoliselt saanud ebakorrektse tulemuse
  

86. Nimetage ja iseloomustage valideerimse olulisemad vahendid.
87. Metoodika avastamis- ja määramispiirid.

• Avastamispiir (ka detekteerimispiir) vähim analüüdi sisaldus proovis, mida on antud metoodikaga veel võimalik usaldusväärselt detekteerida ja identifitseerida
  
• Määramispiir (ka kvantiseerimispiir) on madalaim analüüdi sisaldus proovis, mida antud metoodika võimaldab usaldusväärselt kvantitatiivselt määrata. Vahel defineeritakse määramispiir kui madalaima kontsentratsiooniga punkt kalibreerimisgraafikul.
  
• Avastamispiir on oluline eeskätt madalate sisalduste määramise metoodikatele. Iseäranis neile, millega määratakse mõne “keelatud” või “ebasoovitava” lisandi leidumist:
  
  • kemikaalijäägid toidus
    
  • saasteained mullas
    
  • ebasoovitavad lisandid tooraines
    
  • dopingukontroll
    

88. Saagis, täpsused, tudlikkus jne.

• Täpsus kordustäpsuse mõistes: korvusmõõtmiste tulemuste omavahelist kokkulangevust iseloomustav suurus – iseloomustab juhuslikku viga
  
• Kui korduvmõõtmised on tehtud lühikese ajavahemiku jooksul samas laboris sama inimese poolt samades tingimustes, räägitakse korduvusest
  
• Kui pikema ajaperioodi jooksul või eri laborites või eri töötajate poolt või muul moel erinevatel tingimustel räägitakse korratavustest.
  
• Saagis näitab seda, milline osa proovis olevast analüüdist saab lõppkokkuvõttes mõõdetud
  
• Saagise väärtused on sageli alla 1, mis on tingitud sellest, et mitmesugustel põhjustel jääb osa analüüti määramata.
  
• Tundlikkus on analüütilise signaali muutus jagatud läbi vastava muutusega analüüdi sisalduses
  

89. Keemilised reaktiivid (omadused, puhtus, säilitamine)
90. Proovi võtmine ja säilitamine.
91. Kaalumine (kaalude hooldus , kontroll, kaalumise täpsus)
92. Proovi ettevalmistuse võimalused.
93. Tahkefaasiekstraktsiooni põhimõte.
94. Filtreerimine.
95. Absoluutse ja suhtelise meetodi võrdlus. Tooge näiteid!
96. Kalibreerimisgraafiku ja lisamismeetodi võrdlus.
97. Titrimeetria põhimõte.

• Tiitrimine on meetod ainete/ioonide/elementide sisalduse määramiseks, mis põhineb analüüdi reaktsioonil ainega, mille kontsentratsioon on täpselt teada
  

• Titrimeetria – kvantitatiivse koostise määramiseks e. mahtanalüüs.
  
• Tiitrimine viiakse läbi selliselt, et oleks võimalik kindlaks teha, millal kogu määratav aine on titrandiga ära reageerinud
  

• Sellist hetke nimetatakse stöhhiomeetriapunktiks e. ekvivalentpunktiks
  
• Teades kulunud titrandi hulka leitakse määratava aine kogus tiitrimisreaktsiooni võrrandi järgi
  

98. Võrrelge omavahel titrimeetrilist ja gravimeetrilist analüüsi.
99. Kromatograafia põhimõte.

• Kromatograafia on sisuliselt meetodite grupp segudes ainete eraldamiseks üksteisest (proovi komponendid lahutatakse kolonnis üksteisest kuna nad interakteeruvad erineval määral liikuva ja liikumatu faasiga) Ained eraldatakse nende adsorptsiooni- või jaotusomaduste erinevuste järgi
  
• Moodsad seadmed lisaks eraldamisele ka detekteerivad eraldatud ained ja mõõdavad nende sisalduse proovis, seega on tegemist mitte lihtsalt eraldmise vaid täieliku määramise meetodiga
  
• Kromatograafia on enam-vähem kõige võimsam segude analüüsimise vahend, mis olemas on
  

100. Mis on kromatogramm ja kuidas saab leida aine hulka kromatogrammilt?
101. Kuidas saaks kasutada kromatograafilist meetodit?
Pinnanähtused ja adsorptsioon
102. Kolloidsüsteemide jaotus.

• 
  

103. Kolloidsüsteemide tekke tingimused.
104. Koagulatsioon .
105. Valguse hajumine disperssetes süsteemides.
106. Mitselli ehitus.
107. Pindaktiivsed ained ja nende struktuur.
108. Pindpinevus .
109. Mis faktoridest sõltub pindpinevus?
110. Mis on adsorbtsioon ? Kuidas seda liigitatakse?
111. Gibbsi adsorptsioonivōrrand.
112. Adsorptsioon vedeliku ja gaasi piirpinnal.
113. Absorptsioon ja adsorptsioon (erinevus).

• Adsorptsioon on pinnanähtus, mille puhul vedeliku või gaasi molekulid kogunevad molekulaarsidejõudude toimel tahke keha pinnale
  
• Absorptsioon on gaasi või gaasisegu neeldumine vedelikus või tahkises
  

114. Millised ained on hüdrofoobsed , millised hüdrofiilsed ?
115. Vedeliku pindpinevuse määramise meetodid.