Üldkeemia eksami kordamisküsimused. (0)

Keemia Eksam
1. Mis on aatom ? Millest see koosneb? (Kirjelda naatrium aatomi näitel, järjenumber 11).Aatom koosneb aatomituumast ja elektronidest ning on elektriliselt neutraalne . Aatomiks nimetatakse väikseimat osakest, mis säilitab talle vastava keemilise elemendi keemilised omadused. Naatrumil on kolm elektronkihti. Viimases kihis on üks elektron .
2. Mis on keemiliste elementide perioodilussüsteem? Too välja ka peamised seaduspärasused selles.Keemiliste elementide perioodilussüsteem on süsteem, mille moodustavad kindla seaduspära järgi muutuvate omaduste alusel reastatud keemilised elemendid, mis on jagatud rühmadesse ja perioodidesse. Kõige täielikuma ja ülevaatlikuma süsteemi esitas 1869. aasta märtsis vene keemik Dmitri Mendelejev . Ta reastas tol hetkel tuntud olnud 63 elementi aatommassi kasvu järjekorras ritta ning siis paigutas sarnaste omadustega elemendid üksteise alla, väites, et "elementide omadused on aatommassidest perioodilises sõltuvuses".
Peamised seaduspärasused:
• Liikudes tabelis vasakult paremale ja alt üles suurenevad elementide mittemetallilised omadused ja vähenevad metallilised omadused.
• Liikudes rühmas ülevalt alla suurenevad metallide keemilised aktiivsused. See on tingitud sellest, et elektronkihtide kasvades kaugeneb väline elektronkiht aatomituumast ja nende külgetõmme väheneb.
• Liikudes rühmas alt üles suurenevad mittemetallide keemilised aktiivsused. See on tingitud sellest, et elektronkihtide vähenedes on seda tugevam side aatomituumaga.
• Perioodi number näitab elektrokihtide arvu ning rühma number näitab välimisel elektronkihil olevate elektronide arvu.
3.Mis on oksüdatsiooniaste? Määra oksüdatsiooni aste etteantud ühendites. Oksüdatsiooniaste on keemias arv, mis näitab aatomi oksüdeerituse astet keemilises ühendis. Oksüdatsiooniaste on elemendi aatomi laeng ühendis, eeldusel , et ühend koosneb ioonidest ühe elemendi kaupa. Oksüdatsiooniastme suurenemine keemilise reaktsiooni käigus on oksüdeerumine, oksüdatsiooniastme vähenemine aga redutseerumine. Määrata saab osaliselt rühma nr kaudu. Märgitakse Rooma numbriga (+ ei kirjuta) Lihtainetel 0. F=-I; O=-II; H=I
4. Mis on keemiline side? Nimeta selle eriliigid ja kuidas neid eristatakse? Keemiline side on viis, kuidas kaks või enam aatomit või iooni on aines omavahel seotud. Keemilise sideme liigi üle otsustatakse elektronegatiivsuste erinevuse Δx abil:
A) Kui Δx=0, siis mittepolaarne kovalentne side (nt H2)
B) Kui Δx=0...1,7, siis polaarne kovalentne side (nt HCl)
C) Kui Δx>1,7, siis iooniline side (nt NaCl)
Kovalentsed sidemed moodustuvad eriti mittemetallide aatomite vahel. Mittemetalli ja metalli aatomi vahel tekib tavaliselt iooniline side, metallide aatomite vahel metalliline side.
*Kovalentne side ehk atomaarne side on ühiste elektronpaaride vahendusel aatomite vahele moodustuv keemiline side. Vesinikside on 10korda nõrgem.
*Metalliline side on keemilise sideme tüüp, mis moodustub negatiivsete vabade elektronide ja positiivsete metallioonide vastastikuse tõmbumise tulemusena metallides.
*Iooniline side on ioonidevaheline keemiline side mis tekib vastasmärgiliste laengutega ioonide elektrilise tõmbumise tulemusena.
5.Mis on metallid?Nimeta metallide põhiomadused! 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 hästi sepistatavad. Aatomite vahel on metalliline side.
Metallide põhiomadused:
*Enamik metallide iseloomulikke füüsikalisi omadusi on tingitud metallilisest sidemest . Metallidel kui lihtainetel on teatud iseloomulikud füüsikalised omadused: nad on tavaliselt läikivad, suure tihedusega, venitatavad ja sepistatavad, tavaliselt kõrge sulamistemperatuuriga , tavaliselt kõvad, juhivad hästi elektrit ja soojust. Need omadused tulenevad põhiliselt sellest, et metalliaatomi väliskihi elektronid ( valentselektronid ) ei ole aatomiga tugevalt seotud, mis on tingitud nende madalast ionisatsioonienergiast.
*Enamik metalle on keemiliselt aktiivsed. Eriti leelismetallid ja leelismuldmetallid , mis kuuluvad perioodilisustabeli kahte vasakpoolsesse rühma. Keemilise inertsuse tõttu on omamoodi erandiks väärismetallid. Metallide keemilist aktiivsust väljendab nn pingerida, ning enamik metalle tõrjuvad lahjendatud hapetest vesinikku välja.
6. Mis on mittemetallid ? Nimeta mittemetallide põhiomadused! Mittemetallid on suure elektronegatiivsusega elemendid, mis keemilistes reaktsioonides peamiselt liidavad elektrone. Aatomite vahel kovalentne side. Perioodilisustabelis asuvad nad pea-alarühmades ülal paremal, k.a. vesinik, mis asub tavaliselt kõige esimese elemendina ülal vasakul. Mittemetallide hulka kuuluvad ka väärisgaasid, kuigi need ei liida elektrone, sest nende väline elektronkiht on maksimaalselt täitunud.
Põhiomadused:
•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).
•On nii gaasilisi (N2, O2), tahkeid (C, P) kui ka üks tavatingimustes vedel aine (broom).
•On madala sulamistemperatuuriga pehmeid aineid, aga ka väga kõrge sulamistemperatuuriga ülimalt tugevaid ja vastupidavaid aineid (teemant).
•Mittemetallide värvused võivad olla väga erinevad (S-kollane, C-must).
7. Osata määrata etteantud ühendite aineklassi (kas tegemist soola, oksiidi, hüdroksiidi või happega ). Aineklassid:
* Soolad : Koosneb metalli katioonist ja happe anioonist ehk happejäägist. Nt. NaNO3 -naatriumnitraat; CaSO4 - katsiumsulfaat.
* Oksiidid : Koosneb kahest elemendist, millest üks on hapnik. Jaotatakse: aluselised , happelised , neutraalsed ja amfoteernsed. Nt. H2O- vesi; Al2O3- alumiiniumoksiid ; CaO- kaltsiumoksiid ehk kustutamata lubi.
*Hüdroksiidid: Koosneb metallioonidest ja hüdroksiidioonidest (OH-). Jaotatakse leelised(lahustuvad vees) ja nõrgad alused(ei lahustu). Nt. Ca(OH)2-kaltsiumhüdroksiid; KOH-kaaliumhüdroksiid; NaOH - naatriumhüdroksiid.
* Happed : Annab lahusesse vesinikioone . HCl- vesinikkloriidhape (soolhape); H2SO4- väävelhape; HNO3 - lämmastikhape.
8. Mis on keemiline reaktsioon ? Nimeta keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid? Keemiline reaktsioon on protsess, mille käigus ühest või mitmest keemilisest ainest (lähteaine(te)st) tekib keemiliste sidemete katkemise ja/või moodustumise tulemusena üks või mitu uute omadustega keemilist ainet (saadust, produkti ). Jaotatakse: reaktsioonid kus reageerivate ainete aatomite oksüdatsiooniaste muutub ja, sellised kus ei muutu.
Reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid:
*temperatuur *katalüsaatorid
* agregaatolek *rõhk
*reagentide iseloom * konsentratsioon
Reaktsiooni kiirendavad tegurid on temperatuuri tõstmine, konsentratsiooni suurendamine , gaaside korral rõhu suurendamine, tahkete ainete peenestamine, katalüsaatori kasutamine(katalüüs), segamine.
9.Keemilised reaktsioonid metallidega. Metallide reageerimine hapetega, leelistega ja veega.
Metallide pingerida:
Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Ni Sn Pb H2 Cu Hg Ag Pt Au
Keemiline aktiivsus suureneb paremalt vasakule.
*Metallide reageerimine hapetega.(va. HNO3) Pingereas vesinikust vasakul olevad metallid reageerivad lahjendatud hapetega. Tekivad sool ja H2. Paremal olevad ei regeeri lahjendatud hapetega. Lämmastikhappe ja konsentreeritud H2SO4(konts) regeerimisel metallidega on oksüdeerijaks happeanioon. Pole oluline asukoht pingereas. Ka ei eraldu kunagi vesinikku. Väävelhappe korral tekib sool, sulfaat ja vesi.
Zn + 2H2SO4(konts.) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O
Vaba väävel ja eriti divesiniksulfiid võivad tekkida kõrgematel temperatuuridel. Väheaktiivsete metallide (Cu, Ag, Hg) reageerimisel kontsentreeritud H2SO4-ga eraldub SO2. Kuld (Au) ja plaatina(Pt) ei reageeri kontsentreeritud H2SO4-ga.
*Metallide reageerimine leelistega. Leelistega reageerivad niisugused (vaid üksikud) metallid, mille hüdroksiididel on lisaks aluselistele omadustele ka happelised omadused (amfoteersus): Al,Zn. Sealjuures tekib kummalise koostisega sool, mis meenutab valemilt alust. Koosneb kahest metallist ja OH rühmast. Läheainena võtab osa lisaks vesi:
2Al + 2NaOH +6H20 => 2Na[Al(OH)4] + 3H2
*Metallide regeerimine veega. Aktiivsed metallid (Li-Mg) reageerivad (vedela) veega, tekivad hüdroksiid ja H2. 2Na + 2H2O => 2NaOH + H2
Keskmise aktiivsusega metallid (Al-Fe) reageerivad veeauruga (kõrgel t), tekivad oksiid ja H2. 3Fe + 4H20 => Fe304 + 4H2
Väheaktiivsed metallid (Ni-Au) ei reageeri veega.
10.Loetle erinevaid keemilisi reaktsioone!
*Ühinemisreaktsioon. Selle tulemusena tekib liht- või liitainetest ühend.
H2 + Cl2 = 2HCl
NaOH + CO2 = NaHCO3
Orgaanilisest keemiast kuuluvad siia alla oksüdeerimine, halogeenimine ja polümeerimine.
*Lagunemisreaktsioon. Lihtaine lagunemisreaktsiooni saaduseks on aatomid või uued lihtained. Cl2 = 2Cl O3 = O2 + O
Liitaine lagunemisreaktsioonil tekivad liht- või uued liitained. 2H2O = 2H2 + O2
Lagunemisreaktsioonid võivad sõltuvalt temperatuurist kulgeda astmeliselt.
* Asendusreaktsioon . Selle käigus asendavad liitaine 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 aatomite ümberpaiknemise tõttu. CH3CH2CH2CH3 → CH3CH(CH3)CH3
*Allotroopne muundumisreaktsioon. Sellel juhul tekib ühest lihtainest teine lihtaine. 3O2 = 2O3 Valge fosfori muutumine kuumutamisel punaseks fosforiks.
*Redoksreaktsioon on keemiline reaktsioon, mille juures elektronid lähevad üle redutseerijalt oksüdeerijale ning esimese oksüdatsiooniaste suureneb, teise oma samal ajal väheneb (elektronide üleminek ühelt aatomilt teisele).
Redutseerija aatomid loovutavad elektrone. Redutseerija see juures oksüdeerub.
Tema oksüdatsiooniaste kasvab.
Oksüdeerija aatomid liidavad elektrone. Oksüdeerija see juures redutseerub. Tema oksüdatsiooniaste kahaneb.
Redoksreaktsiooni toimumiseks loob võimaluse redutseerija ja oksüdeerija otsene või kaudne kontakt (voolu juhtiva aine/materjali vahendusel).
11.Osata tasakaalustada redoksreaktsioone.
Võrdsustamiseks asetatakse lähteainete ja saaduste ette koefitsiendid.
Tasakaalustamine elektronide bilansi meetodil:
*Leida elemendid, mille oksüdatsiooniaste muutub.
*Kirjutada välja oksüdeerumise ja redutseerumise poolreaktsioonid.
*Elektronide tasakaalustamiseks leida ühine kordaja (liidetud ja loovutatud elektronide arvud peavad võrduma).
*Saadud koefitsiendid kanda võrrandisse.
*Tasakaalustada ülejäänud reaktsioonivõrrand.
*Tasakaalustamiseks võib vajadusel lisada vee molekule või vesinikioone happelises keskkonnas. Aluselises keskkonnas võib lisada hüdroksiidioone või vee molekule.
12. Mis on keemilise reaktsiooni tasakaal? Kuidas seda on võimalik mõjutada? Keemilise reaktsiooni tasakaal on pöörduva reaktsiooni olek, mille korral päri- ja vastassuunaliste reaktsioonide kiirused on võrdsed. Tingimuste muutmisega saab tasakaalu nihutada päri- või vastassuunas (s.t. lähteainete või saaduste tekke suunas). Le Chatelier´ printsiip: pöörduva protsessi tasakaal nihkub alati vastassuunas tekitatud muutusele.
Tasakaal nihkub lähteaine kontsentratsiooni:
*suurendamisel saaduste tekke suunas
*vähendamisel lähteainete tekke suunas
Tasakaal nihkub saaduse kontsentratsiooni
*suurendamisel lähteainete tekke suunas
*vähendamisel saaduste tekke suunas
Tasakaal nihkub rõhu
*tõstmisel väiksema gaasi molekulide arvu suunas
*alandamisel suurema gaasi molekulide arvu suunas
Tasakaal nihkub temperatuuri
*tõstmisel endotermilise protsessi suunas (∆H>0)
*alandamisel eksotermilise protsessi suunas (∆H 0 ja eksotermilise protsessi korral ΔH * Soojusmahtuvus . Soojusmahtuvuseks nimetatakse soojushulka, mis on vajalik antud ainekoguse temperatuuri tõstmiseks 1 kraadi võrra.
Soojusmahtuvus konstantsel ruumalal Cv: Cv=∆U/∆T
Konstantsel rõhul on soojusmahtuvused mõnevõrra suuremad, kuna osa saadud soojusest kulub paisumistöö tegemiseks: CP=∆H/∆T
Ideaalsete gaaside soojusmahtuvused ei sõltu temperatuurist.
Soojusmahtuvus sõltub nii aine olekust (mida võib määratleda nt. temperatuuri ja rõhu kaudu) kui ka termodünaamilisest protsessist, milles aine osaleb. Ühik J/K. C=q/∆T(tavavalem)
18.Järeldused Hessi seadusest, tekke- ja põlemissoojused? Hessi seadus on füüsikalise keemia põhiseadus, mille kohaselt keemilise reaktsiooni soojusefekt sõltub ainult süsteemi alg- ja lõppolekust, mitte reaktsiooni käigust (vahestaadiumidest). Teiste sõnadega, Hessi seadus väidab, et mitmes staadiumis toimuva reaktsiooni korral kogu protsessi entalpia muutus (tähistatakse ΔH) on reaktsiooni vaheetappide entalpia muutuste summa (eeldusel, et füüsikalised tingimused lähte- ja lõppolekul on samad).
Hessi seadus võimaldab arvutada ka selliste reaktsioonide soojusefekte, mida reaalelus pole võimalik läbi viia.
Keemilise reaktsiooni entalpia on soojusefekt, mis kaasneb keemilise reaktsiooniga (kui rõhk ja temperatuur ei muutu). St. tekkentalpia – soojusefekt 1 mooli aine tekkimisel puhastest lihtainetest nende standardolekus.
St. põlemisentalpia – soojusefekt 1 mooli orgaanilise aine täielikul oksüdeerumisel CO2-ks ja veeks (ja lisaks N2-ks, kui ühend sisaldab lämmastikku).
19.Termodünaamika II seadus, termodünaamiliselt pöörduvad ja mittepöörduvad protsessid? Termodünaamika II seadus. Ei ole võimalik selline protsess, kus kogu soojus muutetakse tööks ning pole võimalik kanda soojust üle külmemalt kehalt soojemale ilma tööd tegemat. Isoleeritud süsteemo entroopia kasvab ajas.
Termodünaamilistelt pöörduvad protsessid:
* Carnot ’ ringprotsess on ideaalmudel termodünaamika II seaduse kirjeldamiseks. Üks mool ideaalset gaasi paisub isotermiliselt (A→B) ja adiabaatiliselt (B→C) ning seejärel surutakse kokku isotermiliselt (C→D) ning adiabaatiliselt (D→A), nii et gaasi lõppolek vastab algolekule. Kõik protsessid on pöörduvad. Töö on seda suurem, mida suurem on sooja ja külma keha temperatuuride erinevus. Saame avaldada Carnot’ ringprotsessi kasuteguri:
Termodünaamiliste mittepööduvad protsessid:
Iseeneslikud protsessid on mittepöörduvad (nt. rõhu ühtlustumine, segunemine , temperatuuri ühtlustumine, keemiline reaktsioon). Iseeneslik protsess ei pruugi olla kiire.
20. Entroopia, tema avaldis pöörduvate ja mittepöörduvate protsesside korral, entroopia kasvu seadus? Isoleeritud süsteemis toimuvad iseeneslikud protsessid entroopia kasvu suunas. Seega on iga isoleeritud süsteemi saatuseks muutuda korrapäratuks. Pöörduval protsessil suureneb gaasi energia samapalju kui väheneb soojusallika energia ning süsteemi energia ei muutunud. Konstantsel temperatuuril saab süsteemi entroopiamuutu ΔS arvutada valemist :
Toodud valemis tähistab qrev soojuse pöörduvat ülekandmist – keskkonna temperatuuri lõpmata väike tõstmine muudaks soojuse ülekande suunda. Entroopia on olekufunktsioon – süsteemi korrapära (või korrapäratus) ei sõltu vastava oleku saavutamise teest.
Tuleb teha kindlaks, missugused tegurid tõstavad süsteemi entroopiat . Temperatuuri tõusuga kaasneb süsteem korrapära vähenemine, kuna molekulid hakkavad rohkem (energilisemalt, kiiremini) liikuma. Süsteemi korrapära väheneb ka aine jaotumisel suuremasse ruumalasse või segunemisel.
21.Entroopia leidmine isotermilistes protsessides ja temperatuuri muutumisel? Entroopia mõõtmiseks kasutatakse entroopia termodünaamilist definitsiooni ja TD III seadust: S(T )= S(0 + ∆S(soojend.0K T )
Arvestama peab ka, et suurema temperatuurivahemiku korral sõltub aine soojusmahtuvus temperatuurist:
22.Entroopia III seadus, absoluutse entroopia arvutamine standardtingimustes? Entroopia tähtsus keemias on selles, et ta võimaldab ennustada reaktsioonide iseeneslikku kulgemist või mittekulgemist. Arvestama peab, et reaktsiooniga kaasnev entroopiamuut koosneb kahest osast:
– saaduste entroopia erinevus lähteainetest;
– reaktsioonil eralduv soojus tõstab keskkonna entroopiat.
Kui reaktsiooni käigus kulub või tekib gaas, on vastav entroopiamuut domineeriv ja reaktsioonientroopia märki saab sellest lähtuvalt ennustada.
Standardne reaktsioonientroopia ΔSr0 on defineeritud kui reaktsioonisaaduste ja lähteainete molaarsete entroopiate vahe, võttes arvesse stöhhiomeetriakoefitsiente:
23. Gibbsi vabaenergia , reaktsiooni suuna ja tasakaalu kriteeriumid.Gibbsi vabaenergia? Keemilisele tasakaaluolekule vastab Gibbsi vabaenergia miinimum, s.t ΔG = 0 Reaktsiooni vabaenergiamuut on saaduste ja lähteainete molaarsete vabaenergiate vahe. Selle arvutamiseks peame teadma, kuidas iga reaktsioonis osaleva aine vabaenergia muutub sõltuvalt tema kontsentratsioonist või osarõhust.
24.Gibbsi vabaenergia arvutamine. Konstantsel temperatuuril ja rõhul:
Seega kulgeb iga protsess iseeneslikult vabaenergia vähenemise suunas (ΔG Reaktsiooni ΔH ja ΔS ei muutu oluliselt temperatuuri muutudes , kuna temperatuur mõjutab nii lähteainete kui ka produktide vastavaid suurusi samas suunas. Reaktsiooni vabaenergia muutub temperatuuri muutudes aga märgatavalt ja võib isegi märki muuta!
Standartne reaktsiooni vabaenergia:
25. Keemiline potentsiaal? Keemiline potensiaal on termodünaamikas potensiaalse energia vorm mida saab ära kasutada või vabastada keemilise reaktsiooni ajal. See on vaba energia kasvu mõõt teatud komponendi sisalduse muutumisel süsteemis, kusjuures süsteemi muud parameetrid ei muutu. μ - keemiline potentsiaal - so Gibbsi energia osatuletis üht liiki molekulide järgi μi = (ðG/ðni)P,T,n.
26. Keemiline tasakaal, tasakaalukonstantide erinevad avaldusvormid? Keemiline 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
Tasakaaluoleku matemaatiliseks kirjeldamisekskasutatakse tasakaalukonstanti K:
reaktsiooni:
Keemilise tasakaalu tingimused. Kui p ja T on const , siis saavad spontaanselt kulgeda vaid need protsessid, mille käigus Gibbsi energia väheneb (ΔGP,T Erinevad avaldusvormid. Kc on iseloomulik konstant, mis oleneb temperatuurist, kuid ei olene reageerivate ainete kontsentratsioonist:
Kui reaktsioonis osalevad gaasilised ained:
Tasakaalukonstandi väärtus näitab kuidas reaktsioon kulgeb:
*K suur väärtus (K>1) tasakaalulises reaktsioonisegus on ülekaalus saadused.
*K on väike (K tasakaalulises reaktsioonisegus on ülekaalus lähteained.
27.Tasakaalukontstandi sõltuvus temperatuurist. Igal reaktsioonil on kindel tasakaalukonstant , mis muutub temperatuuri muutudes. Pöördreaktsiooni tasakaalukonstant on pärisuunalise reaktsiooni tasakaalukonstandi pöördväärtus.
28. Reaktsiooni kiirus, massitoimeseadus ?
Reaktsiooni kiirus sõltub:
*reaktsioonist osavõtvate ainete kontsentratsioonist
*olekust
*peenestusaste
*temperatuurist
*katalüsaatoritest
*rõhust (gaaside puhul)
Reaktsiooni kiiruskonstant sõltub samuti kõigisteelpool nimetatud teguritest v.a. reageerivate ainete kontsentratsioonist.
Keemilise reaktsiooni kiirus:*Kiiruse all mõistetakse reeglina omaduse muutust ajaühiku kohta. Reakts . kiirus on kontsentratsiooni muutus ajaühikus. Kineetikas reaktsiooni kiirus defineeritud kui lähteaine kontsentratsiooni vähenemise või saaduse kontsentratsiooni kasvu kiirus => muutub reageeriva aine kontsentratsioon ajaühikus.
Lihtreaktsiooni kiirus on igal ajamomendil võrdeline reageerivate ainete kontsentratsioonidega astmetes, mis vastavad reaktsiooni stöhhiomeetrilistele koefitsientidele.
Massitoimeseadus: Keemilise reaktsiooni kiirus on võrdeline lähteainete kontsentratsioonide korrutisega.
29. 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.
Kvantitatiivset seost temperatuuri ja reaktsiooni kiiruse (konstandi) vahel väljendab Arrheniuse võrrand.
kus k on reaktsiooni kiiruskonstant, A on konstant, E on aktiveerimisenergia ja R – gaasi universaalkonstant.
Joonisel on E1 otsesuunalise eksotermilise reaktsiooni aktiveerimisenergia. Reaktsiooni kulgemisel eraldub energia ΔH soojusenergiana (reaktsiooni soojusefekt). Vastassuunalisel endotermilisel reaktsioonil aga neeldub energia ΔH, kusjuures aktiveerimisenergia väärtus on E2. Molekuli energialiiga nimetatakse aktiveerimisenergiaks.
30. Homogeense ja heterogeense katalüüsi näiteid.
Katalüsaator on aine, mis kiirendab reaktsiooni, ise reaktsiooni käigus ära kulumata. Negatiivne katalüsaator on inhibiitor . Inimorganismis ensüümid: katalüüsivad kindlaid reaktsioone. Katalüsaator toimib reeglina reaktsioonimehhanismi muutmise kaudu:
*Homogeenne katalüüs (reageerivad ained ja katalüsaator on samas faasis)
*Heterogeenne katalüüs (reageerivad ained ja katalüsaator moodustuvad erinevad faasid ehk protsess toimub faaside piirpinnal)
31. Mis on keemilise reaktsiooni järk? Milline on reaktsiooni kiirus 0.-ndat ja 1.-st järku reaktsioonides (graafikute abil)? Mis on iseloomulik 2. järku reaktsioonidele (võrdlus 1. järku reaktsiooniga)?
Keemilise reaktsiooni mehhanismi uurimisel on oluline teada reaktsiooni järku. 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 koefisiendiga reaktsiooni tasakaalustatud võrrandis.
*Nulljärku reaktsioon. ([A] – A kontsentratsioon ajamomendil t; [A]0 – A kontsentratsioon ajamomendil t=0)
Nulljärku reaktsiooni korral avaldub reaktsiooni kiirus kui v = k, s.t kiirus ei sõltu reagentide kontsentratsioonidest.
*Esimest järku reaktsioonid.
Esimest järku reaktsiooni korral on reaktsiooni kiirus proportsionaalne lähteaine kontsentratsiooniga . I järku reaktsiooni korral on reageeriva aine kontsentratsiooni ct sõltuvus ajast t exponentsiaalne (aine täielikuks reageerimiseks on vaja ∞ pikka aega).
Esimest järku reaktsiooni korral toimub reaktsiooni käigus reaktsiooni tunduv aeglustumine. Esimest järku reaktsiooni korral saame lineaarse graafiku kontsentratsiooni logaritmi sõltuvusest ajast.
*Teist järku reaktsioonid.
Teist järku reaktsiooni korral on reaktsiooni kiirus proportsionaalne lähteaine kontsentratsiooni ruudu või kahe lähteaine kontsentratsioonide korrutisega.
Reaktsiooni järgu määramine graafilised meetodid.
*Kontrollitakse, millises graafikus annavad eksperimentaalsed andmed sirge.
*Samuti saab reaktsiooni järke määrata ka poolestusaja järgi. Selleks uuritakse τ ja c0 omavahelist sõltuvust.
*0-järku reaktsiooni korral on τ võrdeline algkontsetrnatsiooniga ja II järku reaktsiooni korral sellega võrdeline, I järku reaktsiooni korral poolestusaeg algkontsetratsioonist ei sõltu.
0 järku reaktsioon I järku reaktsioon
II järku reaktsioon
*Õige järk on see, mille korral kiiruskonstant on konstant.
32. Mis on lahus? Millest see koosneb? Nimeta agregaatoleku järgi eristatavaid lahuseid! Lahus on kahest või enamast ainest koosnev homogeenne süsteem. Ainete agregaatolekute baasil saab eristada järgmisi lahuseid:
*gaas-gaas (õhk)
*gaas-vedelik ( soodavesi -CO2 vees)
*gaas-tahke (H2 pallaadiumis)
*vedelik-vedelik ( etanool vees)
*tahke-vedelik (NaCl vees)
*tahke-tahke ( valgevask Cu/Zn)
33. Lahustumise põhireeglid?
Sarnane lahustab sarnast: polaarne aine lahustub polaarses lahustis ; mittepolaarne aine lahustub mittepolaarses lahustis. Reeglina on antud aine lahustamiseks parimad solvendid need, mis sarnanevad ainega eelkõige oma polaarsuselt.
*Vesi kui polaarne solvent sobib hästi polaarsete , ioonsete ja vesiniksidet andvate ainete lahustamiseks.
*Mittepolaarsete ainete (nt vahad) lahustamiseks sobivad hästi heksaan ja tetrakloroeteen.
Kõrgemal temperatuuril toimub ainete lahustumine reeglina kiiremini. See aga ei tähenda, et kõrgemal temperatuuril oleks lahustuvus alati suurem.
*Nii on enamuse gaaside lahustuvused kõrgemal temperatuuril madalamad.
*Enamuse tahkete ainete lahustuvus kasvab temperatuuri tõustes.
34. Mis on lahustuvus? Mis on küllastuspunkt?
Lahustuvus - aine omadus lahustuda mingis lahustis - näitab aine suurimat massi, mis lahustub antud temperatuuril 100 g vees.
• Praktikas jaotatakse ained hästilahustuvateks (> 2 g/100 g), vähelahustuvateks (0,1 - 1 g/100 g) ja praktiliselt mittelahustuvateks ( On olemas küllastuspunkt, millest alates rohkem ei saa lahustatavat ainet lahusesse lahustada. Teatavatel tingimustel on siiski võimalik küllastuspunkti ületada. Enamiku lahuste lahustuvus paraneb kõrgemal temperatuuril. Lahustuvus – küllastastanud lahuse kontsentratsioon. Küllastunud lahus on lahus, milles on lahustunud maksimaalne võimalik kogus lahustunud ainet.
Üldreegelid lahustuvus:
*Ioonvõrega ja polaarsed ühendid polaarsetes lahustites (soolad, alused, happed vees)
*Mittepolaarsed ühendid mittepolaarsetes lahustites ( orgaanika orgaanikas – benseenis, süsiniktetrakloriidis CCl4)
•Kui nii lahusti kui lahustunud aine on vedelikud kasutatakse mõisteid segunevad ja mittesegunevad vedelikud.
35. Kuidas jagatakse lahuseid lahustunud aine sisalduse järgi? Iseloomusta lühidalt! Lahustunud aine sisalduse põhjal eristatakse:
*küllastumata lahus – lahus, milles antud ainet veel lahustub
*küllastunud lahus – lahus, mis sisaldab antud temperatuuril ja rõhul maksimaalse koguse lahustunud ainet (tasakaal)
*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
• Lahustunud aine eraldumist lahusest nimetatakse kristallisatsiooniks (sademe tekkeks).
36. Mis on endotermiline ja eksotermiline protsess?
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. Endotermiline reaktsioon on keemiline reaktsioon, mille käigus neeldub soojust. Endotermilise reaktsiooni soojusefekt on positiivne. See tähendab seda, et süsteem saab energiat juurde. Keemilise sideme lagunemine on alati endotermiline protsess.
Kui aga jõud lahusti ja lahustunud aine osakeste vahel on tugevamad, siis lahustub ainet rohkem ja protsess on eksotermiline. Eksotermiline reaktsioon on keemiline reaktsioon, mille käigus eraldub soojust. Keemilise sideme moodustumine on alati eksotermiline protsess.
37. Mille alusel jagatakse lahuseid tõelisteks lahusteks ja kolloidlahusteks?
Tõelised lahused - lahused, milles on lahustunud aine jaotunud molekulideks, aatomiteks või ioonideks. Sellised lahused on termodunaamiliselt püsivad süsteemid.
Neist eristuvad kolloidlahused ehk pihused , mida võib iseloomustada kui heterogeenset süsteemi.
• Kolloidlahused on sellised heterogeensed lahused, mis silmaga vaadates tunduvad ühtlased.
– Seega segades liiva vette me kolloidlahust ei saa, sest liivaterad on palja silmaga nähtavad.
• Osakeste suurus kolloidlahuses on 1...100 nm.
• Kolloidlahused ei ole termodunaamiliselt stabiilsed.
– See tähendab seda, et aja jooksul kolloidlahus laguneb näiteks sademe tekke näol.
Neid eristadakse molekulide jaotamise järgi.
38. Mis on lahuste kontsentratsioon? Loetle erinevaid kontsentratsiooni väljendusviise?
Lahustunud aine hulka kindlas lahuse või lahusti koguses (sageli mahus ) nimetatakse lahuse kontsentratsiooniks.
• Küllastunud lahuse kontsentratsioon on lahustuvus.
Kontsentratsiooni väljendamisviise on mitmeid:
* Molaarne kontsentratsioon- näitab lahustunud aine moolide arvu ühes kuupdetsimeetris (ühes liitris) lahuses
Avaldame nendest valemitest lahustunud aine massi:
*Molaalne kontsentratsioon- näitab lahustunud aine moolide arvu 1 kilogrammis lahustis.
* Moolimurd- näitab lahustunud aine moolide arvu suhet lahusti ja kõikide lahustunud ainete moolide arvu summasse. Kui lahus koosneb lahustist ja vaid ühest lahustunud ainest, siis
Mitut lahustunud ainet sisaldava lahuse korral tuleb murru nimetajas liita nende kõikide moolide arvud:
* Massimurd
*Massi- või mahuprotsent jne.
39. Mis on lahuse kolligatiivsed omadused?
Kolligatiivsed omadused – 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.
Kolligatiivseid omadusi on hea arvutada, lähtudes kontsentratsioonidest, mis on esitatud kas:
– moolimurruna x
– molaalsusena cm
40. Mis on puhverlahused ? Nimeta puhverlahuste põhiomadused!
Puhverlahused on mõningate ainete vesilahused, mis suudavad lahusesse lisatud vesiniku (H+) või hüdroksiidiioone (OH-) 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.
Näiteks atsetaatpuhver - puhverlahus , mis koosneb etaanhappest ( CH3COOH ) ja tema soolast, näiteks naatriumatsetaadist (CH3COONa):
•Sellises lahuses on kõrge CH3COO – ioonide kontsentratsioon. Happe lisamisel reageerivad lahuses olevad atsetaatioonid vesinikioonidega lisatavast happest:
Mõõduka koguse aluse lisamisel aga reageerib etaanhape alusega andes vähedissotsieeruva ühendi - vee:
Puhverlahustel on oluline roll keemilistes ja bioloogilistes süsteemides. Organismis varieerub pH suuresti - maomahl 1.5, veri 7.4. Nende väärtuste säilitamise eest hoolitsevad keerulised puhversüsteemid. Ka paljude analüüside (näit. sadestamine ) läbiviimisel on oluline hoida keskkonna pH muutumatuna.
41. Mis on elektrokeemia ? Milleks kasutatakse elektrokeemilisi protsesse?
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.
Redoksreaktsioonides toimub elektronide üleminek ühelt elemendilt teisele – vastavalt oksüdatsioon (elektronide liitmine ) ja reduktsioon (elektronide loovutamine). Ainete oksüdeerimis-ja redutseerimisvõime kvantitatiivseks iseloomustamiseks kasutatakse elektrokeemilisi redokspotentsiaale E (ka elektroodipotentsiaal) – elektronide üleminekule (o.a. muutusele) vastab elektriline potentsiaal, mis näitab elektronide liitmise võimet. Redoksreaktsioonide osatähtsus organismide elutegevuses ja kogu biosfaaris on väga suur.
• Fotosüntees on paljuastmeline protsess, mille käigus toimub süsihappegaasis sisalduva süsiniku taandumisreaktsioon ning tekivad keerukad orgaanilised ühendid, nt. fruktoos : 6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2
• Keerukatest orgaanilistest molekulidest – süsivesinikes ja lipiidides – sisaldub keemilise sideme energia vabaneb rakusisese oksüdatasiooni protsessis, mille keskseks osa on nn. hingamisahel .
• Hingamisahela võtmereaktsioon – hapniku taandumist veeks:
O2 + 4H→2 H2O
O2 + 4H+ + 4 e- →2 H2O
42. Mis on elektrokeemiline rakk? Millest see koosneb?
Teisel juhul reagendid otseselt kokku ei puutu . Reaktsiooni läbiviimiseks sellisel viisil kasutatakse elektrokeemilist rakku ehk elektrood .
Elektrood on elektrijuht , mille ülesandeks on kontakti loomine vooluringi mittemetalse osaga (nt pooljuht , elektrolüüt, vaakum ). Kui vooluring on mõeldud alalisvoolu jaoks, siis on selle elektroodid vastavalt elektrilaengule anood (+) ja katood (-). Anood – elektrood, mille pinnal toimub oksüdeerimine. Katood – elektrood, mille pinnal toimub redutseerimine ,
43. Mis on standardpotentsiaal? Kuidas on seotud standardpotentsiaalid ja oksüdeerijad redutseerijad? Standardpotentsiaal defineeritakse standardse vesinikelektroodi kui 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 tugevam on vastavas poolreaktsioonis elektroni loovutamise tendents – tegemist on tugeva redutseerijaga.
Standardpotentsiaalidest saab moodustada metallide elektrokeemilise pingerea, millest lähtudes saab ennustada näiteks metalli reaktsiooni vesinikiooniga:
– negatiivse E0 -ga metallid redutseerivad vesinikioone vesiniku molekuliks (H2)
– positiivse E0 -ga metallid aga mitte (1 M H+ lahuses)
44. Mis on korrosioon ? Kuidas selle vastu võidelda?
Korrosioon ehk korrodeerumine on keemilise aine, kivimi, koe või materjali, enamasti metalli, osaline häving keskonnas toimuvate keemiliste reaktsioonide tõttu. Põhiliselt teatakse korrosiooni all metallide oksüdeerimist hapniku toimel. Kõige tuntum korrosiooni vorm on rooste, milles muudetakse raud raud(III)oksiidiks.
*Keemiline
*Elektrokeemiline ( metall + elektrolüüt)
*Biokeemiline
Korrosioonitõrje:
*metalli isoleerimine väliskeskonnast (oksiid- ja fosfaatkatted, värvkatted ja kaitsemäärded)
*katoodkaitse
*protektorkaitse
* katmine korrosioonikindlama metalliga (Cr, Ni, Zn, Sn)
*inhibiitorite kasutamine
Korrosioonitõrjevahendid:
*polümeeri vesilahus (polümeeri kiht ei lase hapnikku ega vett)
* vahekiht (takistab ioonide liikumist). Kemikaalid reageerivad metalli pinnaga ja tekkib vahekiht metalli ja polümeerse kihi vahele)
45. Mis on pindpinevus ja pinnaaktiivsus?
Pindpinevus on pinna vabaenergia. Pindpinevus on pinnanähtus, kus vedeliku pinnakiht käitub kui elastne kile. Vedeliku pinnamolekulid mõjustavad üksteist tõmbejõududega, mis on suunatud piki pinda ja püüavad pinna suurust vähendada.
Pinnaaktiivsus.
46. Mis on adsorptsioon ? Kuidas seda liigitatakse?
Adsorptsioon on aatomite, ioonide, biomolekulide, gaasiliste, vedelate ning lahustunud molekulide adhesioon pinnale. See protsess tekitab adsorbendile adsorbaadi (molekulid või aatomid, mis akumuleeruvad ) kihi. Erineb absorptsioonist selle poolest, et absorptsiooni puhul vedelik imbub või lahustub vedelikus või tahkises . Mõiste sorptsioon hõlmab mõlemat, nii adsorptsiooni kui absorptsiooni. Desorptsioon on adsorptsiooni vastupidine protsess. Sideme iseloom sõltub osavõtvatest ainetest, adsorptsiooni jaotatakse tavaliselt füüsikaliseks adsorptsiooniks (iseloomulikud nõrgad van der Waalsi jõud) ja kemosorptsiooniks (iseloomulikud kovalentsed sidemed). Füüsikaline adsorptsiooni alla kuuluvad ka elektrostaatiliste jõudude mõjul tekkivad sidemed.
47. Absorptsioon ja adsorptsioon (erinevus).
Absorptsioon on keemias gaasi või gaasisegu neeldumine vedelikus või tahkises, harvem mõeldakse selle all vedeliku neeldumist tahkises. Neeldumiskeskkonda või -ainet nimetatakse absorbendiks, neeldunud ainet aga absorbaadiks. Gaaside kuivatamiseks või mõne gaasisegus sisalduva komponendi absorbeerimiseks kasutatakse absorptsioonikolonni. Erinevalt adsorptsiooninähtusest lahustub gaas (või muu aine) kogu absorbendi ruumala ulatuses, adsorptsioonis on see seotud aga aine (adsorbendi) piirpinnaga.
48. Millised ained on hüdrofoobsed, millised hüdrofiilsed?
Hüdrofoobsus on aine omadus, mille puhul ainel puudub vastasmõju vedelikuga ning aine ei märgu ega lahustu vedelikus ja aine ei saa moodustada vesiniksidemeid. Hüdrofoobsed ained on nt paljud metallid ja teatud orgaanilised ained (molekulid ei sisalda polaarseid aatomirühmi). Hüdrofoobsed ained lahustuvad apolaarsetes/orgaanilistes lahustites.
Hüdrofiilsus ehk veelembus on aine võime vastastikuliseks mõjuks veega. Hüdrofiilsed ained on näiteks anorgaanilised soolad, tärklis ja savid.
49. Lahuste stabiilsus? Erinevad lahused saavad mõjutavad tasakaalu reaktsioonis erinevalt stabiilsust reageeritaval ainel või lõppproduktil. Tasakaal on nihtatud sinna aine poole mis on perfektselt stabiilne. Stabiilsus regeeritaval ainel või lõppproduktil või ilmuda ükskõik millisel erineval mitte kovalentsel vastasmõjul…..
Oleneb:
*Elektrolüüdid
*Dehüdrateerivad ained (etanool, siirupid..)
*pH
*Temperatuur
50. Orgaanilise keemia põhieesmärk.
Orgaaniline keemia on süsinkiühendite keemia. Tegelikult pole põhimõttelist erinevust orgaaniliste ja anorgaaniliste ühendite vahel. Kuna süsinkuühendite arv ületab mitmekordselt teiste elementide ühendite arvu, on otstarbekas vaadelda neid eraldi keemiaharu raames. Süsinikuühendeid on sellepärast palju, et süsiniku aatomid võivad ühendites olla omavahel seaotud, moodustades lineaarseid või hargnenud ahelaid või tsükleid(suletud ring).
Orgaanilised ained koosnevad peamiselt süsiniku ja vesinku aatomitest, kui võivad sisaldada ka heteroaatomeid: hapniku, lämmastiku, halogeene ja teisi elemente.
Orgaanilise keemia põhieesmärk on inimkonnale vajalike orgaaniliste ühendite saamine – see on süntees või eraldamine looduslikust materjalist – ning nende ühendite omaduste ja kasutusvõimaluste kindlakstegemine . Seda põhieesmärki toetavad vältimatult tegevused nagu orgaaniliste ühendite struktuuri määramine, analüüsi ja puhastamismeetodite väljatöötamine, aga ka teoreetilise orgaanilise keemia arendamine. Orgaanilised ühendid on kogu eluslooduse alus. Kõige elava keemilise koostisega, struktuuridega, muundumistega, spetsiifiliste funktsioonidega jne tegeleb biokeemia.
51. Mis vahe on:
*Küllastunud ja küllastumata ühenditel.
Keemias nimetatakse küllastunud ühenditeks neid orgaanilisi ühendeid, mille molekulis on süsiniku aatomid omavahel seotud üksiksidemetega. Näiteks alkaanid ja tsükloalkaanid.
Küllastumata ühendid on need orgaanilised ühendid, mille molekulis esineb süsinik–süsinik-kaksikside või süsinik–süsinik-kolmikside või mitu kordset sidet. Näiteks alkeenid , alküünid ja dieenid . Orgaanilise materjali küllastumatust näitab joodarv.
Nii küllastunud kui ka küllastumata ühendid võivad sisaldada funktsionaalrühmi. Näiteks küllastunud alküülalkoholid või küllastumata allüülalkoholid. Rasvhapped jagatakse küllastunud ja küllastumata rasvhapeteks.
Formaalselt kuuluvad küllastumata ühendite hulka ka areenid. Kuna aga nende ühendite molekuli ehitus ja keemilised omadused on oluliselt erinevad eelnimetatud küllastumata ühenditega võrreldes, siis tavaliselt aromaatseid ühendeid vaadeldakse omaette ainete klassina.
Küllastunud ühendid – alkaanid.
• Süsinike vahel on ainult üksiksidemed.
• Tetraeedilised (molekulid on ruumilised).
• Hüdrofoobsed (vees peaaegu lahustumatud).
• Alkaanide molekulil puudub võime liita vesinikumolekule – küllastunud.
Küllastumata ühendid - alkeenid ja alküünid
• saavad endale juurde liita vesiniku aatomeid –küllastamata.
• Süsiniku aatomite vahel esineb kaksikside või kolmikside.
*Tsüklilistel ja aromaatsetel ühenditel.
Aromaatsed süsivesinikud on ühendid, mis sisaldavad benseenituuma, mis on kuuest süsiniku aatomist moodustunud tasandiline tsükkel. Areenide üldvalem on CnH2n-6.
Alkaanid e. küllastunud süsivesinikud.Süsinike vahel on ainult üksiksidemed. Üldvalem: CnH2n+2
Alitsüklilised ühendid on sellised tsüklilised (orgaanilised) ühendid, mis ei sisalda aromaatseid rühmi.
Alkeenid on küllastumata süsivesinikud, mille molekulides on vähemalt üks kaksikside süsiniku aatomite vahel. Mõnikord nim ka olefiinideks. Üldvalem – CnH2n.
*Lineaarsetel ja tsüklilistel ühenditel.
Põhimõtteliselt on võimalike süsinikuühendite arv lõpmata suur. Selle põhjuseks on süsiniku võime moodustada tohutult pikki ahelaid, mis võivad olla: a) lineaarsed - süsiniku aatom ahelas on seotud vaid kahe naaberaatomiga (v.a molekulis olevad äärmised aatomid)
c) tsüklilised ehk suletud ehk kinnised - liikudes ahelas mööda süsinikuaatomeid jõuab taas esimese süsinikuni. Nimetuses kasutatakse eesliidet: tsüklo-
Mis on nende struktuurides ühist? Tooge näiteid!
52. Mis on kolloidkeemia ? Nimeta erinevaid kolloidsüsteeme!
Kolloidkeemia on füüsikalise keemia haru, mis uurib pihussüsteeme, asetades rõhu eelkõige kolloidsüsteemidele, kus dispersse faasi osakeste läbimõõt on 10-7...10-9 m. Kolloidkeemias on oluline rõhk erinevate faaside piirpinnanähtuste uurimisel, näiteks hõlmab see nende pindpinevus-, absorptsioon-, adsorptsiooninähtusi.See teadusharu uurib ka kolloidsüsteemide moodustumist ja nende püsivust ajas, selgitades võimalusi kolloidsüsteemide plaanipärasele muutmisele.
Kolloidsüsteeme jagatakse:
• aerosoolid – vedeliku või tahke aine dispersioon gaasilises keskkonnas (näit. udu, suits );
• emulsioonid – vedeliku dispersioon vedelikus (piim, koor, kreemid);
• soolid ehk kolloidsed suspensioonid - tahkete osakeste dispersioonid vedelikus (värvid, pori);
• tahked vahud - gaasilise aine dispersioon tahkes keskkonnas (vahtbetoon, vahtkummi);
• tahked emulsioonid - vedeliku dispersioon tahkes keskkonnas (pärlid)
• tahked soolid – tahke aine dispersioon tahkises (suitsutopaas, suitsukvarts, mitmed vääriskivid)
• geelid - makromolekulide dispersioon vedelikus ( tarretis , kissell )
Kolloidsüsteemid on:
*heterogeenseid dispersseid süsteeme
*kõrgmolekulaarseid ühendeid
53. Mille alusel jagatakse dispersseid süsteeme? Tooge näiteid.
Pihustussüsteem ehk dispersne süsteem ehk jämepihused.
Aine on pihustunud keskkonda suuremate osakestena, mis koosnevad paljudest molekulidest, aatomitest või ioonidest. Pihused on tavaliselt hägused ja ebapüsivad (ained eralduvad üksteisest).
Jämepihused:
*Suspensioonid
*Emulsioonid
*Aerosoolid
*Vahud
* Poorsed materjalid
Kolloidlahused:
*Tarded
*Geelid
Tõelised lahused:
*Küllastumata lahused
*Küllastunud lahused
*Üleküllastunud lahused
Mille alusel jagatakse dispersseid süsteeme? Tooge näiteid. Aine peensusastme järgi: Jäme pihused >10-6 m; Kolloidsüsteemid 10-9…10-6 m; Tõelised lahused 10-6 m (eelmisel)
*Kolloiddispersne süsteem 10-9…10-6 m
-Osakeste mõõtmed tõeliste lahuste ja pihuste vahepealsed
-Näiliselt ühtlased
-Suhteliselt püsivad
*Tõelised lahused