Üldkeemia (0)

SISSEJUHATUS 
BBC CHEMISTRY – A VOLATILE HISTORY – DISCOVERING THE ELEMENTS
  
1. Mis elementi saab toota uriinist? Kirjeldage eksperimenti.
Uriinist saab toota fosforit. Uriin tuleb jätta paariks päevaks seisma ning seejärel 
kuumutada. Kuumutamisel tekkiv aur tuleb suunata läbi vee. Selle tulemusena tekib valge 
vahane aine, mis  helendab  pimedas.
2. Kes ja kuidas avastas vesiniku. Kirjutage reaktsiooni võrrandit.
Vesiniku avastajaks ( 1766 ) loetakse inglise füüsik ja  keemik Henry Cavendishi, kes isoleeris
metallidest ja hapetest saadud "põleva õhu" (divesiniku) ning kirjeldas ja uuris seda 
põhjalikult. Elavhõbeda ja happe segus tekkisid väikesed gaasimullid, mille koostist ei 
õnnestunud tal samastada ühegi tuntud gaasiga. Kuigi ta ekslikult  arvas , et  vesinik on 
elavhõbeda (mitte happe) koostisosa , suutis ta selle omadusi hästi kirjeldada.
2Na + 2H O —> H  + 2Na+ + 2OH–
2
2
3. Keda peetakse kaasaegse keemia isaks ja miks?  
Kaasaegse keemia isaks peetakse  Antoine  Lavoisieri, kes uuris põlemisreaktsioone, 
kasutades  hermeetiliselt  suletavaid nõusid ning kaaludes reaktsiooni lähteained ja  saadused . 
Nende abil näitas ta, et 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 harud: 
Füüsikaline keemia – keemia üldised põhialused.  
Orgaaniline keemia – süsinikuühendite reaktsioonid ja omadused.  
Anorgaaniline keemia – kõigi ülejäänud elementide ühendite reaktsioonid ja omadused. 
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). 
Mikroskoopiline tase: aatomite vaheliste sidemete muutumine jms. 
2Mg(t) + O2(g)   2
 MgO(t)       
Makroskoopiline tase: toimuvad silmaga nähtavad või siis mõnel muul viisil jälgitavad 
muutused. 
Keemik reeglina mõtleb mikroskoopilisel tasemel, s.t kuidas sidemed tekivad, katkevad jne. 
Eksperimenti tehakse reeglina makroskoopilisel tasemel.  
Mõlemal tasemel toimuvaid protsesse kirjeldatakse keemiliste ja matemaatiliste valemite 
abil. 
6. Selgitage, millest koosneb teaduslik meetod. 
Teaduslik meetod algab andmete kogumisega. Pärast seda otsitakse andmekogumitest 
seoseid . Järgnevalt formuleeritakse hüpotees(id) ning kontrollitakse eksperimentaalselt. 
Seejärel formuleeritakse teooria. Teooriad võivad olla nii  kvalitatiivsed kui ka 
kvantitatiivsed . Teooriaks võib olla ka mudel.
 
7. Aatomi ehitus. Aatomi ehituse seosed perioodilisustabeliga.
Aatom  koosneb tuumast ning tuuma ümber olevast  elektronkattest. Tuumas paiknevad 
positiivse laenguga  prootonid ning null-laenguga  neutronid . Elektonid on negatiivse 
laenguga. 
Elemendid on perioodilisustabelisse järjestatud prootonite/elektronide arvu järgi.  
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.  
8. Ionisatsioonienergia. 
Ionisatsioonienergia on energia, mis kulub elektroni eemaldamiseks üksikult aatomilt       
(või molekulilt).   
Mida väiksem on ionisatsioonienergia, seda meelsamini loovutab aatom (või  molekul ) 
elektroni ja ioniseerub.
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: 
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. 
10. Kovalentse sideme omadused.
Kovalentne side ehk atomaarne side on ühiste elektronpaaride vahendusel aatomite vahele 
moodustuv keemiline side. 
Kovalentse sideme juures on kandev roll elektronkatte väliskihi elektronide 
(valentselektronide) vastastikune toime.  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) elektronpaari. 
Kovalentsed sidemed moodustuvad eriti mittemetallide aatomite vahel. 
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 kovalentsest sidemest . 
Vesiniksideme olemus ja tekkimise tingimused; vesiniksideme mõju aine omadustele, 
selle tähtsus  eluslooduses . Metalliline 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. Iooniline side erineb kovalentsest sidemest suurema elektronegatiivsuse
poolest.
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. 
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. 
ANORGAANILISETE ÜHENDITE PÕHIKLASSID JA NENDE OMADUSED. 
12. Metallid
Metallideks nimetatakse keemilisi elemente, millel on vabu elektrone ja mis tahkes olekus 
moodustavad niinimetatud metallilise võre, mis annab neile iseloomuliku metallilise läike. 
Metallid on hea elektri- ning soojusjuhtivusega ja on ka enamjaolt hästi sepistatavad.
Perioodilisussusteemis lahutab  metalle  mittemetallidest diagonaal, mis kulgeb boorist (B) 
polooniumini (Po). Joone peale jäävad elemendid on poolmetallid ehk metalloidid; üles 
paremale jaavad mittemetallid . 
Praktikas  kasutatavatest  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 – aine mass ruumalaühikus
Sulamistemperatuur  – aine temperatuur, mille saavutades hakkab aine sulama või tahkuma
Korrosioonikindlus  – Omadus, mis hoiab ära (piirab) korrosiooni.  Korrosioon  on keemilise
aine või materjali (enamasti metalli) osaline häving keskkonnas toimuvate keemiliste 
reaktsioonide tõttu.
14. Kuidas saab metalle liigitada lähtuvalt füüsikalistest omadustest (näited).
Metalle saab liigitada:
Sulamistemperatuuri järgi – Kergsulavad (Hg -39, Sn 232, Zn 420, Al 660) ja  rasksulavad
(Cu 1083, Fe 1540, Cr 1890, W 3400) metallid.
Tiheduse järgi – Kergmetallid  (Li 0,53, Na 0,97, Mg 1,7, Al 2,7) ja raskmetallid (Ag 10,5, 
Hg 13,6, Au 19,3)
15. Raud ja rauasulamid (omadused, kasutamine, võrdlus). 
Tihedus 7,87 g/cm3 . Sulamistemperatuur on 1535 Celsiuse kraadi. Hea korrosioonikindlus
Raud on maakoores sisalduselt neljas element. 
Raua füüsikalised ja keemilised omadused  
• hõbevalge  
• keskmise kõvadusega  metall  
• plastiline 
• hea  soojus - ja elektrijuht 
• keskmise aktiivsusega metall 
• reageerib mittemetallidega (sulfiidide, fosfiidide jne. teke)  
• leelistega ei reageeri   
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 
2Fe + 6H2SO4(konts.) = temp. Fe2(SO4)3 + 3SO2 +  6H2O  
Fe + H2SO4(20-30%) = FeSO4 + H2 konts. 
HNO3 toimel passiveerub  
16. Vask ja vasesulamid (omadused, kasutamine, võrdlus).
Tihedus 8,9 g/cm3. Sulamistemperatuur on 1083 Celsiuse kraadi 
• värvus varieerub  punasest  kuldkollaseni 
• plastiline 
• väga hea korrosioonikindlus
   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 + 2HCl + O2 = CuCl2 + 2H2O 
Cu + H2SO4(lahjen.) = ei toimu 
Cu + 2H2SO4(konts.) =  CuSO4 + SO2 + 2H2O 
Cu + 4HNO3(lahjen.) = Cu(NO3)2 + 2NO + 2H2O 
Cu + HNO3(konts.) = Cu(NO3)2 + NO2 + H2O 
17.  Nikkel  ja niklisulamid (omadused, kasutamine, võrdlus). 
Nikli  tihedus normaaltingimustel on 8,9 g/cm3. Nikli sulamistemperatuur on 1455 °C ja 
keemistemperatuur   2913 °C.
Nikkel on lihtainena hõbevalge, kollaka läikega  plastne  metall. Ta on hästi töödeldav, kuid 
juba vähesed lisandid, eriti väävel ja hapnik, halvendavad oluliselt mehaanilisi omadusi ja 
korrosioonikindlust. Keemiliselt on kompaktne nikkel väheaktiivne, õhus püsiv. Leeliste 
lahustega  nikkel ei reageeri.  Vesinikuga  moodustab nikkel  tahkeid  lahuseid.
18. Alumiinium ja alumiiniumisulamid  (omadused, kasutamine, võrdlus).
Hõbevalge. Tihedus: 2,7 g/cm³. Sulamistemperatuur: 660 °C . Väga hea korrosioonikindlus 
Hea elektri- ja soojusjuht, kerge ning äärmiselt plastiline.
 
• reageerib paljude  lihtainete  ja hapetega 2Al + 3I2 = 2AlI3 
• hapetest tõrjub ta välja vesinikku ning tekib sool 
• lahjend. hapetest tõrjub välja vesiniku, leelistega tekivad kompleksühendid 
2Al + 6H+ = 2Al3+ + 3H2 
• külmas konts. lämmastik- ja väävelhappes passiveerub, kuuma H2SO4 toimel tekib 
Al2(SO4)3 ja eraldub SO2 
2Al + 6HNO3(konts.) = Al2O3 + 6NO2 + 3H2O 
• reageerib leelistega 
2Al + 6H2O + 6OH– = 2[Al(OH)6]3– + 3H2
     
19.  Magneesium  ja magneesiumisulamid (omadused, kasutamine, võrdlus). 
Tihedus: 1,74 g/cm3. Sulamistemperatuur: 650 Celsiuse kraadi. Väga hea 
korrosioonikindlus  
• hästi lõiketöödeldav ja  keevitatav  
• pole nii plastne kui alumiinium  
• aktiivne  
• lahustub hapetes väga energiliselt,  kusjuures  moodustuvad divesinik ja Mg2+- ioonid : tekib
sool  
• aluseliste lahustega reageerib vähe, sest pinnale moodustub reaktsioonisaadustest 
kaitsekiht.   
• Magneesium reageerib ka paljude teiste elementidega, näiteks lämmastikuga 
(kuumutamisel tekib magneesiumnitriid (Mg3N2)  
• 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 aineid, aga ka väga kõrge 
sulamistemperatuuriga ülimalt tugevaid ja vastupidavaid aineid ( teemant ). 
Mittemetallide värvused võivad olla väga erinevad (S-kollane, C-must). 
Mittemetallide omadused: 
• 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 ∙H2O)  
Hüdroksiid on mittemolekulaarne  kristalne  aine, mis annab dissotsieerumisel lahusesse 
metalli katioone ja hüdroksiidioone. 
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  ja  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. SO4 2-).  
NaNO3  – naatriumnitraat 
Cr2(SO4)3 – kroom (III) sulfaat  (loeme: kroom-kolm-sulfaat)
   
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 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 voi kovalentne polaarne side. Aktiivsete metallide 
(leelis- ja leelismuldmetallide) oksiidid on tugevalt aluselised. (nt, KOH, NaOH  jt).  
Vähemaktiivsete metallide oksiidid on nõrgalt aluselised (nt. CrO, FeO, NiO jt). Nõrgalt 
aluselistele oksiididele vastavad hüdroksiidid vees praktiliselt ei lahustu, nt. Cr(OH)2, 
Fe(OH)2, jt.
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 molekuraalsed, kuid nende seas on ka mittemolekulaarseid 
ained (nt: SiO2 ja  CrO3 ).  
Amfoteerne  oksiid on oksiid, millel 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).  
Veel näiteid: kroom(III)oksiid (Cr2O3), raud(III)oksiid (Fe2O3), tsinkoksiid  (ZnO).   
Amfoteersed oksiidid veega ei reageeri.
Neutraalsetele oksiididele ei vasta ühtegi hapet ega alust.   
Hapete, leeliste ega veega nad ei reageeri.  
Sellesse  alaliiki  kuulub 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: Cu2CO3(OH)2 = 2CuO + CO2 + H2O  
Lagunemisreaktsioonid  võivad sõltuvalt temperatuurist kulgeda astmeliselt. 
Asendusreaktsioon
Selle käigus asendavad lihtaine aatomid liitaine koostisse 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.
TERMODÜNAAMIKA
 
26. Termodünaamika I seadus.
Termodünaamika I seadus ehk energia jäävuse seadus ütleb: energia ei teki ega kao, vaid 
muundatakse mingiks teiseks vormiks.   
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 või soojusena) keskkonnaga. Soojus, mis 
läheb välja ( ekso ), on negatiivne. Töö, mida süsteem teeb, on negatiivne (töö läheb välja).  
Selle tõttu 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 =O.  Seega on selles protsessis süsteemi töö võrdne ümbruselt 
saadud soojusega w=q. 
 
27. Termodünaamika I seaduse matemaatiline  avaldis . 
 U
  = q + w
 U
  – siseenergia muutus
q – süsteemile antav  soojushulk
w – töö
28. Protsessid püsival ruumalal ja rõhul, entalpia , soojusmahtuvus .
Kui mingis protsessis kolmest olekuparameetrist jääb üks muutumatuks, siis on tegemist 
isoprotsessiga. 
P= konst  – isobaarilised protsessid, atmosfääri rõhul  lahtises  nõus kulgevad reaktsioonid  
V=konst – isokoorilised protsessid, hermeetiliselt suletud jäigaseinalises aparatuuris 
toimuvad protsessid  
T=konst – isotermilised protsessid   
Adiabaatilised protsessid – ei toimu soojusvahetust ümbrusega (q = 0) muutuvad: T , P , V
Eksotermiline protsess – soojus eraldub   
Endotermiline  protsess – soojus neeldub   
Adiabaatiline protsess – puudub soojusvahetus
Avaldame soojusefekti termodünaamika I seadusest:    
 q =

d U –   w
  = d U + pdV  
Kui ruumala ei muutu, siis p d V =0   q 
 V = d U 
Kuna U on olekufunktsioon, siis q V =   U
    
Siseenergia muut on võrdne soojusefektiga konstantsel ruumalal.
Entalpia (kui rõhk ei muutu) 
Keemias toimub enamus reaktsioone aga konstantsel rõhul (lahtises anumas). 
Siin teeb süsteem saadud soojuse arvel ka tööd ja tema siseenergia muutus on selle võrra 
väiksem. Siseenergia pole piisavalt hea olekufunktsioon, kirjeldamaks süsteemiga toimunud 
muutusi.  
Konstantsel rõhul toimuvate protsesside kirjeldamiseks on parem entalpia H . 
 H
  =   U
  + P   
 V 
Entalpiamuut on soojusefekt  konstantsel rõhul. 
Kuna antud juhul sõltub soojushulk ainult alg- ja lõppolekust, siis võime nimetada selle 
suuruse olekufunktsiooniks:  qp =  H
    
Soojusmahtuvus – soojushulk, mis kulub keha temperatuuri tõstmiseks 1 ºC võrra kui 
temperatuuri tõstmine ei muuda aine agregaatolekut (keemilist koostist).  
Soojusmahtuvuse ühikuks on [J/K].
C = q/  T

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. Kõigil muudel juhtudel tuleb 
arvestada, et suures temperatuurivahemikus sõltuvad ainete soojusmahtuvused 
temperatuurist ning ainult väikeste temperatuurimuutuste korral võib soojusmahtuvuse 
lugeda konstantseks. 
   
29. Järeldused Hessi seadusest, tekke- ja põlemissoojused.
1. Pärisuunalise keemilise reaktsiooni soojusefekt on võrdne vastasmärgiga võetud 
vastassuunalise reaktsiooni soojusefektiga. 
2. Astmelises reaktsioonis on summaarne  soojusefekt võrdne üksikute 
reaktsioonistaadiumide soojusefektide summaga.
Olekufunktsiooni H üldine muutus ringprotsessis peab olema 0.
3. Tekkesoojus on ühendit iseloomustav suurus, mis ei sõltu ühendi saamise viisist. 
Termokeemias nimetatakse tekkesoojuseks soojushulka, mis vabaneb või neeldub liitaine 
tekkimisel püsivas olekus olevatest lihtainetest, kui vastav reaktsioon toimub 
standardtingimustes (rõhk – 1 atm, temp – 298K=25oC). 
Hessi seaduse järgi tuleb mingi reaktsiooni soojusefekti  H
  arvutamiseks produktide 
tekkesoojuste  summast  lahutada lähteainete tekkesoojuste summa.
H  v H  v H
j
j
 i i , kus  H
  on ühendi tekkesoojus, v on stöhhiomeetriline 
koefitsient reaktsioonivõrrandis, i on lähteaine ja j on saadus.
4. Kui kahes eri lähteainetest koosnevas süsteemis kulgevate reaktsioonide tulemuseks on 
samade produktide moodustumine, siis nende reaktsioonide soojusefektide erinevus annab 
esimese süsteemi teiseks üleviiva protsessi soojusefekti. See järeldus Hessi seadusest 
võimaldab arvutada reaktsiooni soojusefekti reageerivate orgaaniliste ainete põlemissoojuste
abil, mis on eksperimentaalselt täpselt määratavad. Orgaanilise aine põlemissoojuseks 
nimetatakse aine täielikul põlemisel standardtingimustel vabanevat soojushulka. Täieliku 
põlemise all mõistetakse põlemisreaktsiooni, mille korral ühendites esinev süsinik läheb 
täielikult üle CO2-ks, vesinik H2O-ks, lämmastik N2-ks ja teised elemendid oksiidideks. Et 
orgaanilise aine põlemisproduktid on ühesugused, siis saadakse reaktsiooni soojusefekt, kui 
lähteainete põlemissoojuste summast lahutada produktide põlemissoojuste summa:
H  v  '
H 
v H
i
i
  '
j
j , kus 
H
 on ühendi põlemissoojus.   
30. Termodünaamika II seadus, termodünaamiliselt pöörduvad ja mittepöörduvad 
protsessid 
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 muutu.  
Konstantsel temperatuuril saab süsteemi entroopiamuutu ∆S arvutada  valemist :
Toodud valemis tähistab q rev soojuse pöörduvat ülekandmist – keskkonna temperatuuri 
lõpmata väike tõstmine muudaks soojuse ülekande suunda. 
Tuleb teha kindlaks, missugused tegurid tõstavad süsteemi  entroopiat .  
–   Temperatuuri tõusuga kaasneb süsteemi korrapära vähenemine, kuna molekulid hakkavad
rohkem (energilisemalt, kiiremini) liikuma.  
–
Süsteemi korrapära väheneb ka aine jaotumisel suuremasse ruumalasse või segunemisel.
 
31.  Entroopia, tema avaldis pöörduvate ja mittepöörduvate protsesside korral, entroopia 
kasvu seadus 
Mittepöörduva (spontaanse) protsessi summaarne entroopia muut isoleeritud süsteemis on 
positiivne.
Iseeneslike protsessidega kaasneb energia ja aine jaotuse korrapära kahanemine ehk siis 
korrapäratuse kasv.
Entroopia kasvab sulamisel, aurustumisel, temperatuuri tõstmisel, gaasi paisumisel, tahke 
aine lahustumisel jne.
Termodünaamikas mõõdetakse korrapäratust entroopiaga S. Mida suurem on korrapäratus, 
seda suurem on ka entroopia.
Entroopia on olekufunktsioon – süsteemi korrapära või korrapäratus ei sõltu vastava 
oleku saavutamise teest.
32. Entroopia leidmine isotermilistes protsessides ja temperatuuri muutumisel
 Konstantsel temperatuuril saab süsteemi entroopiamuutu ∆S arvutada valemist:
Temperatuuri tõusuga kaasneb süsteemi korrapära vähenemine, kuna molekulid hakkavad 
rohkem (energilisemalt, kiiremini) liikuma.
 
33. Entroopia III seadus, absoluutse entroopia arvutamine standardtingimustes. 
Korrapärase kristallistruktuuriga puhta aine entroopia absoluutsel nulltemperatuuril on 
võrdne nulliga.
See seadus annab aluse ainete absoluutsete entroopiate leidmiseks. 
Standardne reaktsioonientroopia ∆S r º on defineeritud kui reaktsioonisaaduste ja lähteainete
molaarsete entroopiate vahe, võttes arvesse stöhhiomeetriakoefitsiente:  
34.  Gibbsi   vabaenergia , reaktsiooni suuna ja tasakaalu kriteeriumid.
Gibbsi energia (tuntud ka kui Gibbsi vabaenergia, tähistatakse ΔG) on termodünaamiline 
potentsiaal, mis iseloomustab tööd, mida termodünaamiline süsteem suudab teha konstantsel
temperatuuril ja rõhul. Sellest ka tema nimetus "vabaenergia" – energia, mis on töötamise 
jaoks "kätte saadav", n.ö. "vaba". Gibbsi energia on võrdne maksimaalse kasuliku tööga, 
mida suudab teha suletud süsteem pöörduval protsessil ilma paisumistööta. Gibbsi energia 
keemilise reaktsiooni jaoks on selle reaktsiooni toimumise potentsiaal, mis võrdub nulliga, 
kui reaktsioon on saavutanud tasakaalu.
Konstantsel temperatuuril ja rõhul:
Seega kulgeb iga protsess iseeneslikult vabaenergia vähenemise suunas
Tasakaaluolekus on delta  G võrdne nulliga.
35. Gibbsi vabaenergia arvutamine.    
G= H – TS
KEEMILINE TASAKAAL JA  KINEETIKA  
36. Keemilise reaktsiooni tasakaal.
Keemilised reaktsioonid:  
 pöörduva

d CaCO3 (t) =  CaO (t) + CO2 (g)  
 m
 ittepöörduvad (kulgevad ühes suunas, praktiliselt lõpuni) 
2 KClO3 (t)  =  2 KCl(t) + 3 O2 (g) 
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 
Keemilise tasakaalu tunnused:
– toimuvad nii päri- kui vastassuunaline reaktsioon   
– mõlemad nimetatud reaktsioonid toimuvad võrdse kiirusega  
Reaktsiooni 
aA + bB  =  cC + dD  
Tasakaaluolek  v1=v2  
Tasakaaluoleku matemaatiliseks kirjeldamiseks kasutatakse tasakaalukonstanti K: 
Keemilisele tasakaaluolekule vastab Gibbsi vabaenergia miinimum, s.t Δ G = 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.
Mida kaugemal on keemiline reaktsioon tasakaaluolekust, seda suurem on tema võime teha 
kasulikku  tööd.  
Kui süsteem teeb tööd, siis tema töövõime väheneb, kuni saab tasakaaluolekus võrdseks 
nulliga.
Reaktsioon toimub, kui  
 
Δ H 0, suvaline  T 
Δ H