Üldkeemia kokkuvõte (0)

b>I ALKEEMIA - EELNE PERIOOD IV saj. Keraamika , metallisulatus. Looduse teaduslik uurimine (eeldab eksperimentaalset lähenemisviisi) ei sobinud antiikkreeklase mentaliteediga; “universaalne tööriist” oli sõna.
Egiptlased tundsid: kulla metallurgiat, hõbeda saamist, vaske, pronksi, rauda, pliid, elavhõbedat, keraamikakunsti, klaasi, rasv + taimetuhk seep , kangaste värvimist, nahaparkimist, toiduaine- tehnoloogiat, paljusid medikamente, kosmeetikat, lubi ehitusmater.
II ALKEEMIA PERIOOD IV - XVI saj. Terviklik keskaegne kultuurinähtus, mitte vähe ja veidralt arenenud keemia. See, mis alkeemias ühtib keemiaga (ainete ja nende omaduste eristamine, reaktsioonide läbiviimine , keemialaborile sarnane sisseseade jne.) ei olnud alkeemias eesmärk omaette . Tähtis oli, et alkeemik elaks läbi jumaliku loomishetke, arendaks endas jumalikke jooni (täiustuks).
III KEEMIAVALDKONDI ÜHENDAV PERIOOD XVI -XVIII saj.loodi eeltingimised keemia kui teaduse tekkeks.
Robert Boyle -Teadusliku keemia alused
Galileo Galilei - “esimene päristeadlane”
1)Iatrokeemia etapp: “meditsiiniline keemia”
2) ‘Pneumaatilise keemia’ etapp: gaasid
- Boyle ja Mariotte: rõhu mõju gaasi ruumalale
- Palju hiljem Volta ja Gay- Lussac : temperatuuri mõju
J.B. van Helmont võttis kasut.. termini gaas ja uuris CO2
Robert Boyle - iiri teadlane ja filosoof , Keemia kui iseseisev ala - temast alates.
Joseph Black: CO2 ja karbonaatide edasised uuringud (CO2 neeldumine leelistes)
Giuseppe F.Fontana: hakkas laialdasemalt kasutama gaaside mõõtmise seadmeid, uuris NO ja veegaasi.
Daniel Rutherford : eraldas õhust N2
Joseph Priestley: avastas O2 (sõltumatult Carl Scheele)
3) Flogistoniteooria etapp
Flogiston (G.Stahl’I järgi) - kõigi põlevate (oksüdeeruvate) ainete komponent , mis põlemisel eraldub. FT loojaks Georg Ernst Stahl
Henry Cavendish sai ja kirjeldas H2 määras selle tiheduse, H2+õhk  puhas vesi.
Carl Wilhelm Scheele sai O2 ja uuris põhjalikult. Mõistes O2 osa põlemisprotsessides. Eraldas või sünteesis esimesena mitmeid As, F, Mo, W ühendeid, anorg . ja org. happeid: HCN, H3AsO4, H2SiF6, oblik-, viin-, õun-, sidrun-, kusi- ja gallushapet, glütseriini jt.
Mihhail Lomonossov -Massi säilivuse seadus keemil. reakts . soojuse kineetiline teooria
4) Flogistonivastase teooria etapp -XVIII saj.
Antoine Laurent Lavoisier hapniku tegelik roll põlemis- ja oksü. Reaktsioonides, lihtainete uus tõlgendus, keemil. elemendi mõiste täpsustus, “aine säilivuse seaduse” eksperimentaalne tõestus, flogistoniteooria vastane võitlus, keemianomenklatuuri loomine jm.
Claude Louis Berthollet kasutas esimesena kloori pleegitamiseks,. Massivahekordade uuringud.
Martin Heinrich Klaproth Avastas U ja Zr , osales Ti ja Ce avastamisel. Uuris Sr, Cr ja Te ühendeid. Tõestas raudmeteoriitide Ni-sisalduse.
IV KVANTITATIIVSETE SEADUSTE PERIOOD 1800 -1860
Joseph Louis Proust ,John Dalton ,Joseph Louis Gay-Lussac, Amadeo Avogadro J.B.Richter, H.Hess, E. Mitscherlich jt.
Koostise püsivuse seadus (Proust, Dalton) - Igal keemilisel ühendil on kindel kvalitatiivne ja kvantitatiivne koostis, see ei sõltu ühendi saamisviisist.
Kordsete suhete seadus (J.Dalton, 1808) - Kui kaks keemilist elementi moodustavad teineteisega mitu ühendit, siis ühe elemendi ühe ja sama massiga seotud teise elemendi massid (nendes erinevates ühendites) suhtuvad üksteisesse nagu lihtsad täisarvud.
Ruumalaliste suhete seadus (Gay-Lussac, 1808) - Püsivatel tingimustel suhtuvad reageerivate gaaside
ruumalad üksteisesse ja reaktsioonis tekkivate gaaside ruumaladesse nagu lihtsad täisarvud.
Avogadro seadus (A.Avogadro, 1811) - Samal rõhul ja temperatuuril sisaldavad erinevate gaaside võrdsed ruumalad ühesuguse arvu molekule.
StanislaoCANNIZZARO-itaalia keemik . Esitas keemiliste põhimõistete süsteemi, aatommasside ratsionaalse süsteemi, määras ja põhjendas paljude elementide aatommasse, piiritles Avogadro seaduse alusel selgelt mõisted aatom , molekul ja ekvivalent
V KAASAEGSE KEEMIA PERIOOD 1860 – seniajani
Elementide klassifikatsioon ja perioodilisusseadus (D.Mendelejev jt.) ; Füüsikaline keemia: elektrokeemia, lahuste teooria, keemiline termodünaamika ; Aatomi ehituse teooria; aine süvastruktuur ; Füüsikalised uurimismeetodid ; Keemiatööstus
KEEMIA - teadus ainetest ja nende muundumise seaduspärasustest. Ümbritseva maailma aineline aspekt.
Keemilised reaktsioonid - ainete sellist laadi muund , kus tekivad või lagunevad aatomitevahelised keemilised sidemed, kusjuures aatomite liik (keemiline element) ei muutu; aatomites toimuvad muutused välistes elektronkihtides.
Rutherfordi planetaarne aatomimudel selgitas -osakeste hajumisnähtusi kuid ei selgitanud aatomi stabiilsust ega aatomispektrite katkendlikkust
Need pobleemid ületas Niels Bohr+3postulaati
elektron -1, prooton +1
Isotoobid: ühesugune tuumalaeng (sama element) erinev massiarv
Isobaarid (‘samarasked’): ühesuguse massiarvuga erinevad keemil.elemendid
Massidefekt - Aatomi mass peaks võrduma stabiilsete komponentosakeste (elektronid, prootonid, neutronid) massiga. Tegelikult esineb kõigi elementide puhul ‘puudujääk’ ( 1%). Massidefekti moodustab energiana eraldunud massi osa:
E = mc2 E – energia ; m – mass ; c - valguse kiirus vaakumis
Energia ja massi ekvivalentsuse seadus (Einstein, 1905)
Radioaktiivsus - keemil. elementide aatomituumade iseeneslik lagunemine . Avastas: H.Becquerel (1896).
Radioakt . lagunemine ei sõltu otseselt välistingimustest
Poolestusaeg - sõltumatu radioakt. aatomite algkogusest ja määratud lagunemise konstandiga ,mis eri tuumade puhul drastiliselt varieeruvad Esimene tehis-tuumareaktsioon (Rutherford,1919)
Tuumareaktorid toodavad paljusid radioisotoope -
kasutamine loodusteadustes ja meditsiinis: (keemil. Reaktsioonimehh.-
de uurimisel , organismi füsioloogia , meditsiinis, tööstuses)
Mateeria dualistlik avaldumine - Elektronidega põrkuvate -kvantide impulss muutub täpselt nii, nagu kahel põrkuval osakesel: põrkumisel muutub -kvandi suund ja kasvab lainepikkus
(Compton, 1933)
“Elektronpilv” - elektroni negat. laengu jaotustiheduse ruumiline kuju aatomis
Orbitaal - elektronide jaotustiheduse kuju kus 2 on suur, seal elektroni esinem. tõenäosus kõrge ja vastupidi, sõlmpindadel 2 = 0
2 (x,y,z) - lainefunktsiooni ruudu sõltuvus ruumikoord.-dest : iseloomustab elektroni esinemise tõenäosust tuuma ümbritsevas ruumis – koordinaadistikus ja koordinaattelgede alguspunktiks on aatomituum
Peakvantarv n - mistahes täisarvul. väärtused 1 … 
- määrab elektronorbitaali energia ja iseloomustab elektroni tõenäoseimat kaugust tuumast.
Orbitaalkvantarv l - täisarvul. väärtused 0, 1, 2 … (n-1) - määrab orbitaali kuju (koos peakvantarvuga)
Magnetkvantarv ml - posit. või negat. täisarvul. väärtused vahemikus ml = -1, -2, … 1, 0, -1, -2 …
Spinn - kvantarv e. spinn: +1/2 või -1/2 näitab, kas elektroni magnetmoment on magnetvälja suunaline või on ta sellega risti.
Erineva spinniga elektronide olemasolu kahekordistab elektronide arvu, mis mahub mingile konkreetsele orbitaalile.
Aatomite elektronkihtide mahutavus : Pauli printsiip (W.Pauli, 1925) aatomis ei saa olla kahte täpselt ühesuguses energiaolekus asuvat, s.t. ühesuguste kvantarvudega elektroni. (kui ühtivad kolm kvantarvu n, l, ml, siis peab spinn olema erinev)
Vastavalt Pauli printsiibile mahub ühele ja samale orbitaalile, mida iseloomustab kvantarvude n, l ja ml kindlate väärtuste kogum, kaks vastupidise spinniga elektroni, mis moodustavad elektronpaari.
Hundi reegel - Orbitaalide täitumise järjekord
Ühesugust tüüpi orbitaalid (n ja l väärtused orbitaalidel samad, ml aga erinev) täituvad esmalt ühesuguse spinnkvantarvuga elektronidega.
Keemiline reaktsioon - keemil. sidemete katkemine lähteainete ja uute sidemete tekkimine saaduste molekulides
Elektronegatiivsus - sobiv suurus elektronisidumisvõime iseloomustamiseks aatomites (L.Pauling, 1932).
Tänapäeval- seostatakse EN vastava aatomi ionisatsioonienergia ja elektronafiinsusega (nende poolsummaga)
mittepolaarne (homöopolaarne) side
polaarne side - Keemiline side on seda polaarsem, mida erinevamad on elementide elektronegatiivsused. Kõige polaarsem side: leelismetalli ja halogeeni aatomite vahel
Kovalentne side -ühe või mitme valentselektroni üheaegne toime mõlema osaleva aatomituumaga. Kovalentse sideme moodustumisel määrab valentsi mitte paaristumata elektronide arv valentskihis vaid valentsorbitaalide üldarv.
Sigma - ja piiside - Kõiki neid sidemeid , mis moodustuvad aatomituumasid ühendava sirge sihis ja on sirge suhtes telgsümmeetrilised, nimetatakse -sidemeteks ja -sidemeks nim neid sidemeid kus d-elektronide osalusel tekkivates ühendites keemiline side moodustub paralleelselt orienteeritud orbitaalide külgkattumise teel.
Vesinikside (VS) reeglina 10-20 korda nõrgem kui kovalentne side, alati osaled sidemes H aatom.
Vesinikside vees - Vee molekulis on mõlemad O-H sidemed polaarsed, mõlema vesinikuaatomi s-orbitaalid osaliselt vabad, O aatomil kaks vaba (sidemetes mitteosalevat) elektronpaari. Mõju - molekulide assotsiatsioonile/dissotsiatsioonile, ainete lahustumisele, kristallumisele, molekulide, eriti makromolekulide konformatsioonile.
Vesiniksideme esinemine/puudumine mõjutab aine omadusi - vesiniksideme tõttu on kõrge elektronegatiivsusega elementide ühenditel anomaalselt kõrged keemis- ja sulamistemperatuurid.
Metalliside (MS) on keemiline side, mis on tingitud nn. elektrongaasi (valentselektronide) vastastoimest kristallivõre positiivselt laetud ioonide skeletiga.
Doonoraktseptorside kompleksühendites (koodrinatsiooniline side koordinatiivsetes ühendites) - keemiline side kompleksühendites, kus üks või mitu aatomit moodustavad suurema arvu sidemeid, kui seda võimaldab nende aatomite kõrgeim formaalne valents . Kompleksühendi sisesfäär on üldiselt püsiv, seda püsivust iseloomustatakse ebapüsivuskonstandiga.
Carl Claus – plaatinametallide kompleksühendid, Ru avastamine jm
Alfred Werner - üldistas tollal tuntud teadmised kompleksühendite
kohta, lõi kompleksühendite koordinatsiooniteooria
Perioodilisusseadus (D.Mendelejev, 1869)
Klassikaline PS - Elementide omadused, aga seetõttu ka nende poolt moodustatud lihtsate ja keeruliste kehade omadused asuvad perioodilises sõltuvuses nende aatomkaalust.
Kaasaegne PS - Keemiliste elementide ja nendest moodustunud liht- ning liitainete omadused on perioodilises sõltuvuses aatomite tuumalaengust (järjenumbrist)
Mendelejevi perioodilisusseaduse peamine puudus: ei olnud sügavamat teaduslikku põhjendust, oli vaid konstateering. Põhjendus selgus alles seoses aatomi siseehituse tundmaõppimisega.
s-elemendid (H, He, leelis ja leelismuldmetallid + Be, Mg tüüpi elemendid) p-elemendid (halogeenid, väärisgaasid jt (va He)),
d-elemendid (siirdeelemendid) f-elemendid (lantanoidid, aktinoidid, reasisesed elemendid)
Oksüdatsiooniaste = aatomi formaalne laeng ühendis korreleerub hästi
perioodilisussüsteemiga. (Tavaliselt ühtib elemendi maksim. oksüdatsiooniaste tema rühma numbriga)
Litosfäär ( maakoor ) - Suhteliselt õhuke (5 - 70 km) - siit saab inimkond kogu keemilise tooraine : kütused, metallid, soolad (eriti Na- ja K- kloriid , Na2CO3, Na2SO4, CaSO4 jpt), ehitusmaterjalid (eriti SiO2, kivimid, savid, lubjakivi  CaO), tooraine keemil. sünteesiks (eriti plastid , lõhkeained  kaevandamiseks, määrdeained , ravimid jpt.)
84% maakoorest: 3 elementi - O 47% , Si 29,5%, Al 8,05%
Levinud metallid on ka (sisaldus %-des): Fe (4,65%), Ca (2,96%), Na(2,5%),K (2,5%), ülejäänud 85 elementi kokku alla 1%
Looduses on elemendid peamiselt ühenditena. Lihtainetena: Au, Pt, Ag, Cu, S, C, õhu komponendid, He, Hg jmt.
Hüdrosfäär  71% Maa pinnast (vedelas või tahkes olekus)
Ookeanivees keskmiselt 3,5% lahustunud sooli (Läänemeres 0,2 … 1,6%, suurenedes Taani väinade suunas). Sooladest kõige rohkem halogeniide (85%, peam. Cl-), vähem sulfaate (11%) ja karbonaate (0,3%). Katioonidest leidub peam. Na+, Mg2+, K+, Ca2+ ja Sr2+, teisi alla 10-5 %. Siseveekogude vees on 0,05% lahustunud sooli, peam. karbonaate (80% sooladest). Vees lahustunud O2 (N2 lahustub vähem) - oluliselt tähtis elusorganismidele.
Biosfäär - elusorganismide toime sfäär (kogu hüdrosfäär, osa lito- ja atmosfäärist) Biosfääris kulgevad elementide ja liitainete ringlusprotsessid (tavaliselt eristatakse O, C, N, P ja H2O-ringet;
tegelikult ringe palju laiem - vaid inimeluga võrreldes aeglane)
Ohtlik on “pihustumine”  väljumine praktilise kasutuse sfäärist:
eriti Sn, Ag, Au, Pt ja plaatinametallid, U, kütused
Universum
Kosmilises ruumis, teistel planeetidel, tähtedel jm. - hoopis erinev elementkoostis kui Maal. Kosmiline ruum üldiselt: 71% H ja 28% He, teisi elemente kokku  1%.
Agregaatolek - aine olekuvorm, mille määrab molekulide soojusliikumise laad. Välistingimuste (rõhu, t) muutumisel siirdub aine pidevalt või hüppeliselt ühest agregaatolekust teise (s.o. faasisiire).
Agregaatolekuid on 4: gaasiline, vedel, tahke, plasma -olek
Plasma – osaliselt või täielikult ioniseeritud gaasitaoline olek; käitumist uurivad spetsiifilised teadusharud
Gaasid - tihedus väike, mistõttu molekulidevahel. seosejõud nõrgad,
molekulide liikumine korrapäratu, peaaegu vaba, täidavad ühtlaselt suvalise ruumi.
Tahkised - tihedus suur, molekulide väike võnkumine ümber tasakaaluasendi
Vedelikud - nende kahe vahepealsed, võnkumisele lisandub (tahkistega võrreldes) suht aeglane kulgliikumine . On kindla ruumalaga kuid kindel kuju puudub.
viskoossus - väljendab vedelikukihtide hõõrdumist, kah temp tõustes pindpinevus - pinnakihi osakeste jõuväljad jäävad kompenseerimata (pinnakihi pot.en. suureneb ja see avaldab survet sisemassile)
difusioon - väljendab vedelikumolekulide dünaamilisust.
van der Waalsi jõud - neutraalsete molekulide vahel toimiv
Ep = Eor
+ Eind + Edisp
molekulide vastastoime pot.koguenergia = orientats.energia + indukts.energia + dispersioonienergiia
Gaasiseadused - Funktsionaalsed seosed gaaside rõhu, temperatuuri, ruumala (olekuparameetrite) vahel.
Ideaalgaas - lihtsustatud mudel, reaalsuselähedane.
Gaasi molaarruumala - Vm - 1 mooli gaasi ruumala standardtingimustes Vm = 22,4 l
Osarõhkude (partsiaalrõhkude) seadus (J.Dalton, 1801):
gaasisegu üldrõhk (P) võrdub kõikide komponentide osarõhkude (pi) summaga . P = p1 + p2 + … pn = pi Osarõhk - rõhk, mida segukomponent omaks, kui ta (antud t-ril) üksinda täidaks segu koguruumala.
Reaalgaasid - Erinevalt ideaalgaasist on kõik reaalgaasid muudetavad vedelateks ja tahketeks - küllalt kõrgel rõhul ja madalal t-l. Reaalgaasidel esineb kriitiline olek, millele vastavad igale gaasile iseloomulikud kriitilised parameetrid : Tk, Pk, Vk Kriitilises olekus kaob faasidevaheline eralduspiir (erinevus gaas -vedelik kaob).
Amorfsed ained - kristallivõre puudub, kuid omavad (praktil.) kindlat kuju (silikaatklaas, pigi, paljud org. polümeerid )
Vedelad kristallid - omaduste anisotroopsus (vedelikud, kuid säilinud kaugmõju elemendid.
Kristallilisus on tahke aine oleku vorm, milles aineosakesed (molekulid, ioonid , aatomid ) moodustavad korrapärase perioodilise kolmemõõtmelise struktuuri: toimub vaid teatud võnkumine tasakaaluasendi ümber. Need tasakaaluasendi punktid moodustavad kujutletava ruumilise kujundi – KRISTALLIVÕRE on mudel.
Kristallivõred klassifitseeritakse osakeste geomeetrilise paigutuse põhjal - aluseks võre sõlmpunktide sümmeetria
230 kristallivõre tüüpi - 32 klassi - 7 kristallisüsteemi
Polümorfism – sama aine võib esineda erinevates kristallvormides.
Isomorfism - erinevatel ainetel ühesugune kristallvorm
(tingimused: sarnane ehitus, lähedased ioonide mõõtmed)
Sulamid - Tekivad vedelas olekus üksteises lahustuvate ainete tahkumisel. ( metall - metall , metall -mittemetall, hape – happeline oksiid , oksiid – oksiid, keerulised looduslikud kivimid, tööstuslikud šlakid). Mitmekomponentsed füüsikalis-keemilised süsteemid, mis koosnevad ühest või mitmest tasakaalulisest faasist.
Eksotermilistes reaktsioonides ( soojus eraldub) - U väheneb
Endotermilistes reaksioonides ( soojus neeldub) - U kasvab
qv = U, qv - isokoorse reaktsiooni soojusefekt ; U - saaduste ja lähteainete siseenergiate erinevus.
Termokeemiavõrrand - reaktsioonivõrrand , mis sisaldab soojusefekti väärtust. Soojusefektide väärtused (teatmeteostes) - antud ühtse standardoleku suhtes. Termokeemiavõrranditesse kirjutatakse ka aine agregaatolekud (sageli ka kristallvormid) - nendest oleneb soojusefekti väärtus.
Hessi seadus: Summaarne entalpia muut keemilises reaktsioonis ei sõltu selle reaktsiooni toimumise teest ega vahe-etappidest. Reaktsiooni entalpia = saaduste tekke-entapia – lähteainete tekke-ent.
Põlemissoojus ühe mooli aine täielikul põlemisel vabanev soojushulk
Orgaanilise aine põlemisel - iga koostiselement põleb ära “eraldi”
H  H2O ; C  CO2 ; S  SO2
Sidemeentalpia e. sidemeenergia (SE) - keemiliselt seotud aatomite eraldamiseks (sideme lõhkumiseks) kuluv energiahulk ; seesama energiahulk vabaneb sideme moodustumisel
Termodünaamika (TD) - füüsika haru, mis käsitleb soojusnähtusi ja nende seost aine füüsikalis-keemiliste omadustega.
TD I printsiip - energia jäävuse seadus:
Energia vabanemine või neeldumine reaktsioonil põhjustab muutuse reaktsioonisaaduste energias. Sellest järeldub siseenergia U kui olekufunktsiooni olemasolu.
TD II printsiip määrab iseeneslike (spontaansete) protsesside suuna
Põhimõte: soojus ei saa iseenesest minna külmemalt kehalt soojemale; ei ole võimalik ehitada perioodiliselt töötavat soojusjõumasinat, mille tegevuse ainus tulemus on soojuse muundumine tööks.
- väljendab protsesside suundi, tasakaaluolekuid
- võimaldab määrata ainete reaktsioonivõimelisust ja reakts. tulemust
TD III printsiip määrab süsteemide käitumise absoluutse nullpunkti läheduses.
Reaktsioonientroopia - entroopiamuut keemilises reaktsioonis
s.o. reaktsioonisaaduste entroopiate summa miinus lähteainete entroopiate summa.
Gibbsi energia - entalpiat ja entroopiat ühendav termodünaamiline funktsioon G = H - TS ; G - Gibbsi energia ; H – entalpia ; S – entroopia . Gibbsi energia abil on mugav väljendada keemiliste protsesside tasakaalu.
Tasakaalureaktsioonid- Selliste reaktsioonide tasakaaluolekut kirjeldab tasakaalukonstant K, mis arvestab reaktsioonivõrrandi kordajaid. H2 (g) + I2 (g) = 2HI (g) ; K = HI2
: H2I2
Tasakaalukonstant 1) on murd , mille lugejaks on reaktsioonisaaduste tasakaalu- kontsentratsioonide korrutis ja nimetajaks lähteainete tasakaalu- kontsentratsioonide korrutis; seejuures on kontsentratsiooni- väärtuste astendajateks reaktsioonivõrrandi koefitsiendid. 2)väljendab reageerivate ainete ja reaktsioonisaaduste kontsent- ratsioonide kindlat vahekorda keemilise tasakaalu olekus. 3) on reaktsioonile iseloomulik konstant, mis ei olene reagentide kontsentratsioonidest (oleneb temp.-st). Reaktsioonisegu mis- tahes komponendi lisamisel või eemaldamisel nihkub keemiline tasakaal selliselt , et K säilitab esialgse väärtuse.
Reaktsiooni molekulaarsus - Väljendab reaktsiooni elementaaraktis osalevate molekulide arvu.
Monomolekulaarne reaktsioon - elementaaraktis osaleb üks molekul .
Bimolekulaarse reaktsiooni - elementaaraktis osaleb kaks molekuli.
Trimolekulaarse reaktsiooni - elementaaraktis põrkuvad kolm molekuli,
Van’t Hoffi reegel: temperatuuri tõusule 10 K vastab reaktsiooni kiiruse kasv 2-4 korda (kehtib ainult teatud reaktsioonide korral ja “sobivas” temperatuurivahemikus)
Katalüsaator - keemilise reaktsiooni kiirust mõjutav aine. Katalüsaatorid on selektiivsed. Katalüsaator ei muuda tasakaaluolekut ega saa põhjustada termodünaamiliselt võimatut reaktsiooni, saab kiirendada vaid võimalikke reaktsioone. Vähendab energiabarjääri (aktiveerimisenergia väheneb), ei muuda süsteemi alg- või lõpp-oleku energeetilist nivood.
Kolloidlahused - iseloomulik heterogeensus : dispergeeritud faasil (kolloidosakestel) ja dispersioonikeskkonnal on erinevad omadused.
Lüofoobsed kolloidid (lüofoobne - “lahustit kartev”) - dispergeerunud osakesed nõrgas vastastoimes lahustiga, seetõttu suhteliselt ebapüsivad.
Lüofiilsed kolloidid (lüofiilne - “lahustit armastav”) - osakesed tugevas vastastoimes DK-ga. Moodustuvad sageli aine ja vedeliku segamisel. Püsivamad kui lüofoobsed kolloidid.
Adsorptsioon - aineosakeste kogunemine faasi sisemusest faaside piirpinnale. On iseeneslik protsess, kaasneb energia eraldumine (eksotermiline) Põhjus: adsorbendi pinnakihi osakeste jõuväli jääb kompenseerimata ja seetõttu on pinnal lisaenergia (pinnaenergia) võrreldes sisekihtidega). Protsessi eksotermilisuse tõttu väheneb adsorbeerunud aine hulk temperatuuri tõusmisel ja suureneb temperatuuri alanemisel.
Kemosorptsioon - pinnal (adsorbendi ja adsorbaadi vahel) tekib keemiline side. Kui keemiline side on tugev - mittepööratav protsess

Raoult’I seadus - komponendi aururõhk vedela lahuse kohal on võrdne vastava puhta komponendi aururõhu ja tema kontsentratsiooni korrutisega lahuses.
Raoult’I seadus mittelenduva aine lahuse kohta: aururõhu suhtelinelangus on võrdeline lahustunud aine moolimurruga lahuses
Osmoos (kr. - tõuge, surve) - aine iseeneslik kandumine läbi poolläbilaskva membraani, mis eraldab kaht erineva kontsentratsiooniga lahust.
Dissotsiatsioon - osakeste jagunemine, lagunemine väiksemateks
Elektrolüütiline dissotsiatsioon (S. Arrhenius, rootsi keemik) - lahustunud aine molekulide täielik või osaline lagunemine katioonideks ja anioonideks.
ED erijuhtum - ioonsete kristallide lagunemine vastasnimelisteks ioonideks lahustumisel (või sulatamisel). Ioonid saavad tekkida ainult paaridena (vastasnimelistena)
Reeglina toimub ED polaarsetes lahustites (näit. Vees) ja selle käigus katkevad molekulide kõige polaarsemad sidemed.
Elektrolüüdid - ühendid, milles aatomid on seotud ioonil. või tugevalt polaarse keemil. Sidemega. Jagatakse 1) sümmeetrilisteks ja ebasümmeetrilisteks 2) dissotsiatsiooniastme alusel (iseloomustab dissotsiatsiooni määra)
Nõrgad elektrolüüdid - molekulid ei ole lahuses täielikult dissotsieerunud; pöörduv protsess. W. Ostwaldi lahjendusseadus: lahuse lahjendamisel suureneb elektrolüüdi dissotsiatsiooniaste
(nõrga elektrolüüdi dissotsiatsioon ioonideks on seda täielikum, mida lahjem on lahus)
Tugevad elektrolüüdid - Tugevate elektrolüütide lahused koosnevad ainult ioonidest. OM: Hea elektrijuhtivus , mis kõrgetel kontsentratsioonidel väheneb
Ioontugevuse reegel - Ühesuguse laenguarvuga ioone moodustavate elektrolüütide korral on ühesuguse ioontugevusega lahjendatud lahustel ka ühesugune aktiivsustegur
Lahustuvuskorrutis (K1) - Rasklahustuva elektrolüüdi küllastunud lahuses on tema ioonide kontsentratsioonide korrutis kindlal temperatuuril jääv suurus. Mida väiksem on K1, seda väiksem on sademe lahustuvus (sama tüüpi elektrolüütide korral). Lahustuvuskorrutised (seega ka lahustuvused) võivad eri ainetel olla
väga erinevad (mitmekümne suurusjärgu ulatuses).
Lavoisier seostas happelisust hapnikusisaldusega
Liebig - hapete vesinikteooria ( vesinik asendatav metalliga)
Arrhenius - elektrol . dissots. teooria, mille järgi happed ja alused dissotsieeruvad lahuses vastavateks ioonideks.
Brnstedi-Lowry üldistatud prootoniteooria (1923):
molekuli või iooni happelised omadused seisnevad võimes loovutada prootoneid teisele osakesele.
Järelikult: esinevad nii molekulaarsed kui ioonilised happed ja alused ;
happelisus ja aluselisus sõltub konjugeeritud paarist, võimaldab arvutada hapete tugevust.
Vesinikeksponent (pH): Happelisust-aluselisust ebamugav väljendada arvu 10 astmetena; S.Sorensen (1909): vesinikeksponent pH = - log aH  Lahuse pH: selles lahuses sisalduvate vesinikioonide aktiivsuste negatiivne kümnendlogaritm
Ioonireaktsioonide lõpuni kulgemise tingimused:
Tekib vähelahustuv sade: Tekib lenduv ühend: Kompleksiooni moodustumine: Vähe dissotsieeruva ühendi teke: (neutralisatsioonireaktsioonid (tugev hape + alus) või nõrga happe väljatõrjumine tugeva happega)
Redoksreaktsioonid - Keemil. reaktsioonid on vahetus- või redoksreaktsioonid. RR : elementide oksüd.-aste muutub reakts. käigus :
üks oksüdeerub, teine redutseerub (elektronkanne)
Oksüdeerija seob elektrone, redutseerija loovutab elektrone. Aktiivsem metall oksüdeerub, passiivsem redutseerub
Redoksreaktsioonide (RR) liigitus 1)Molekulide (ioonide) vahelised- muutuvad eri molekulide või ioonide koostisse kuuluvate aatomite o.-a.-d. 2) Molekulisisesed - muutuvad ühes ja samas molekulis elemendi eri aatomite o.-a.-d 3)Disproportsioneerumisreaktsioonid- muutub ainult ühe elemendi o.-a.: osa selle elemendi aatomitest oksüdeerub, osa redutseerub. 4) Tavaliselt on osa aatomeid oksüdeerijad, osa redutseerijad- seejuures on aatomite liike tavaliselt 2 või 1.