1. Nimetada ja selgitada kõigi nelja kvantarvu seoseid aatomorbitaalide omaduste ja suhteliste energiatega.

• Peakvantarv n määrab ära energiataset, kuhu elektron kuulub (mitmenda täidetud kihiga tegemist on). (See oli Jaana Tammiku –Tauli vastus)
• Peakvantarv (n) määrab ära elektronkihi, milles elektron asub. Peakvantarvu omab täisarvulisi väärtusi 1, 2, 3 jne. Mida suurem on n, seda suurem on elektroni keskmine kaugus tuumast ja seda suurem seega orbitaal. (Mida suurem on orbitaal seda kõrgem on selle orbitaali energia).
• Orbitaalkvantarv kvantarv  (l) määrab alamelektronkihi (s, p, d, f), millel elektron asub ja vastava lainefunktsiooni ruumilise kuju. L-i väärtused on täisarvud vahemikus 0- (n-1). Kui n=1 siis l saab olla vaid 0; kui n=2, siis l saab olla 0 või 1 jne. L-i väärtusi tähistatakse tavaliselt tähtedega 0 – s ; 1 – p ; 2 – d ; 3 – f ;  4 – g; 
• Orbitaalkvantarv l määrab ära energeetilise alanivoo selle põhikihi sees, kuhuelektron kuulub. Teisiti öeldes orbitaali (elektronpilve) kuju. (J.T.-T. Vastus)

Seega, kui l=0, siis on tegemist s-orbitaaliga jne.

N ja l määravad ära orbitaalide energiatasemed: n – põhinivoo ja l – alamtasemed.

• Magnetiline kvantarv (m_l) määrab ära orbitaali ruumilise orientatsiooni. Ning määrab ära orbitaalide arvu antud energia alamtasemel. Magnetkvantarv sõltub l-i väärtusest. Igale l-i väärtusele vastab (2l +1) täisarvulist ml-i väärtust. { Magnetilise kvantarvu võimalikud väärtused on täisarvud -l ja l vahel (piirid kaasa arvatud). Näiteks kui elektron on orbitaalil d (l = 2), siis tema ml võib olla kas -2, -1, 0, 1 või 2.}
• Spinn (m_s) tõttu võib igal orbitaalil olla korraga kuni kaks elektroni. Elektroni spinn võib olla kas -½ või ½. Kuigi spinn võeti alguses kasutusel "abistava" kvantarvuna, et põhjendada kahe elektroni viibimist samas energeetilises olekus, siis põhjalikum uurimistöö näitas, et spinn on täiesti reaalne igat elemetaarosakest iseloomustav kvantarv (vt. allpool). (Spinn iseloomustab konkreetset elektroni ja tema pöörlemist ümber oma telje, samal obritaalil võib olla maksimaalselt kaks erineva spinnkvantarvuga elektroni, mis moodustavad elektronpaari.)
• Spinnkvantarv m(s) määrab ära elektroni spinnoleku. Iseloomustab elektroni magnetilist momenti, näidates ära, kas elektroni magnetmoment on magnetvälja suunaline või sellega risti. (J. T.-T. Vastus)

NB! Pauli printsiip: aatomis ei saa olla kahte täpselt ühesuguses energiaolekus asuvat (st. Ühesuguste kvantarvudega) elektroni.

N on seotud orbitaali suuruse ja energiaga, l kujuga ja m_l orientatsiooniga ruumis.

2. Kirjutada välja Aufbau printsiibi põhjal elemendi põhioleku elektronkonfiguratsioon ja -valem.

Aufbau printsiip ütleb, et orbitaalid hakkavad elektronidega täituma alustades madalaima energiaga orbitaalist. Kõrgema energiaga orbitaal ei hakka enne elektronidega täituma kui madalama energiaga orbitaal täis ei ole. Aufbau printsiipi kasutatakse (koos Hund’i reegli ja Pauli printsiibiga) selleks, et määrata aatomi, iooni või molekuli elektronkonfiguratsiooni.

Aatomite korral hakkavad nende alakihid täituma (mõningate eranditega) järgmises järjekorras: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

Molekulide korral kehtib Aufbau printsiip samuti – keemilisest sidemest osa võtvad väliskihi elektronid täidavad molekulaarorbitaalid alustades madalaima energiaga orbitaalist.

On aga ka elemente, mis ei allu Aufbau printsiibile. Kõik need elemendid asuvad perioodilisustabeli d-plokis. Põhjus, miks see nii on, seisneb selles, et poolikult- (5 elektroniga) ja täielikult (10 elektroniga) täidetud d-alakihis elektroni hoidmiseks kulub aatomil vähem energiat kui madalama energiaga s-alakihis hoidmiseks.

Erandid 4. perioodis:

Element	Z	Elektronkonfiguratsioon
Skandium	21	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
Titaan	22	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
Vanaadium	23	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
Kroom	24	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
Mangaan	25	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
Raud	26	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Koobalt	27	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
Nikkel	28	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8
Vask	29	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
Tsink	30	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
Gallium	31	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1

Erandid 5. perioodis:

Element	Z	Elektronkonfiguratsioon
Ütrium	39	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d1
Tsirkoonium	40	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d2
Nioobium	41	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d4
Molübdeen	42	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d5
Tehneetsium	43	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d5
Ruteenium	44	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d7
Roodium	45	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d8
Pallaadium	46	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d10
Hõbe	47	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d10
Kaadmium	48	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10
Indium	49	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p1

Erandid 6. perioodis:

Element	Z	Elektronkonfiguratsioon
Iriidium	77	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d7
Plaatina	78	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 4f14 5d9
Kuld	79	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 4f14 5d10
Elavhõbe	80	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10
Tallium	81	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p1

3. Selgitada, kuidas ja miks muutuvad aatomiraadius, ionisatsioonienergia, elektronafiinsus ja elektronegatiivsus perioodilisustabelis.

Aatomi raadius väheneb perioodilisuse tabelis vasakult paremale ja suureneb ülevalt alla. Igas uues perioodis lisanduvad uued elektronid järjest välimistele elektronkihtidele, mis asuvad aina kaugemal tuumast ja seetõttu suureneb raadius ülevalt alla. Vasakult paremale väheneb raadius, sest siis suureneb elektronegatiivsus, mis tõmbab elektrone tugevamingi tuuma suunas ja seetõttu on aatom kompaktsem.

Esimene ionisatsioonienergia langeb perioodilisuse tabelis üldiselt ülevalt alla. Samas kasvab perioodilisuse tabelis vaskault paremale. Järgmises perioodis langeb tagasi madalamale väärtusele ja hakkab uuesti tõusma jne.

Ionisatsioonienergia on energia, mis kulub elektroni eelmaldamiseks aatomist. Ionisatsioonienergia väheneb tüüpiliselt rühmas ülevalt alla, kuna väliskihi elektronid asuvad tuumast järjest kaugemal ja on seetõttu tuumaga nõrgemalt seotud. Vasakult paremale liikudes suureneb elektronegatiivsus, mistõttu on elektronid tuumaga tugevamini seotud ja nende eemaldamiseks kulub rohkem energiat.

Teine ionisatsioonienergia on alati kõrgem kui esimene, eriti veel, kui elektron tuleb ära võtta sisemisest elektronkihist. Positiivse laenguga aatomilt negatiivselt laenguga elektroni on raskem ära võtta kui neutraalse laenguga aatomilt.

Elektronafiinsus on energia, mis eraldub või neeldub, kui elektron lisandub aatomile. Suureneb tabelis ülesse paremale floori suunas. Elektronafiinsus suureneb perioodilisuse tabelis ülesse paremale fluori suunas. Lisanduv elektron maabub p-orbitaalis , mis asub tuuma lähedal ja on laengu poolest sobilik. Väärisgaasidel on negatiivne elektronafiinsus, kuna elektron peab hõivama orbitaali, mis asub väljaspool täidetud elektronkihti ja tuumast kaugel. See nõuab lisaenergiat. Teise elektroni lisandumine nõuab samuti lisaenergiat, kuna negatiivselt laentud aatomile tuleb liita veel üks negatiivselt laetud elektroni ja nende vahel on tõukejõud.

4. Selgitada inertpaari efekti mõne näite abil.

Inertpaari efekt on omadus moodustada ioone mille laeng on kahe võrra väiksem valentselektronide arvust.

Õhus kuumutamisel moodustab tina tina(IV)oksiidi, aga plii aatom moodustab kõigest plii(II)oksiidi, kui ta asub IVA rühmas.

Inertpaari efekt : omadus moodustada ioone, mille laeng on 2 võrra väiksem valentselektronide arvust. Näiteks: In 4d¹⁰ 5s² 5p¹  seda ühte on lihtsam loovutada ja jääbki siis kas In⁺ või In³⁺  samamoodi on Ga –miga.

5. Võrrelda kaheioonilise ühendi suhtelisi kristallivõre energiaid.

Kristallivõre energia on energia, mida tuleb kulutada, et lõhkuda kristall ja viia gaasifaasis (gaasis paiknevad) olevad ioonid üksteisest võimalikult kaugetele positsioonidele. Näiteks NaCl ja KCl – NaCl kristallivõre energia on suurem r(Na⁺) = 102 pm , r(K⁺) = 138 pm, r(Cl^-) = 181 pm. Na ja Cl tõmbab üksteise poole suurem energia, kuna nende energiate vahe on suurem. See on nagu elektronegatiivsusega. Iooniline side on küllastumatu.

6. Kirjutada välja Aufbau printsiibi põhjal iooni elektronkonfiguratsioon ja -valem.

Põhimõtteliselt on kõik sama, mis muidu, kuid lõpp kaob ära ja selle asemel tuleb, kas negatiivne või positiivne laeng. Kui aatom võtab elektrone juurde, siis tal on miinus laeng, aga kui ta annab ära, siis tal on pluss laeng. Fe võib ära anda kas kaks või kolm eletroni. Mittemetallid tavaliselt ei loovuta elektrone, vaid võtavad juurde, millest tuleneb nende miinuslaeng.

7. Joonistada molekuli, radikaali ja iooni Lewisi struktuur.

8. Joonistada molekuli, radikaali ja iooni tähtsamad resonantsstruktuurid.

9. Kasutada erinevate resonantsstruktuuride osakaalu hindamiseks formaalseid laenguid.

Formaalse laengu leidmiseks tuleb leida valentselektronide arv, mis kuuluvad aatomile : igast sidemest kuulub aatomile 1 elektron; vabad elektronpaarid kuuluvad täielikult aatomile. Laengu leidmiseks tuleb valentselektronide arvust vastavas vabas aatomis lahutada sidemetes osalevate elektronide ja vabade elektronpaaride arv. (valentselektronid – aatomi viimasel kihil olevad elektronid)

10. Millised on ioonilise ja kovalentse sideme põhilised erinevused? Ennustada, milline kahest sidemest on kovalentsem / ioonilisem.

Kovalentne keemiline side on aatomite vaheline side molekulis, mis moodustub ühiste elektronpaaride abil. Iga elektronpaari tekkeks on kaks võimalust: Kumbki aatom annab ühe elektroni; Üks aatom (doonor) annab elektronpaari ja teine aatom (aktseptor) annab vaba orbitaali. Tekkinud sidemed on põhimõtteliselt ühesugused, seega pole mõistlik rääkida doonor- aktseptorsidemest, vaid vastavast sideme tekkemehhanismist. Liigitatakse:

• Kovalentne mittepolaarne side on kovalentse sideme liik, kus ühine elektronpaar kuulub võrdselt mõlemale sidet moodustavale aatomile. Kov mittepolaarne side tekib ühe ja sama elemendi aatomite vahe. Näiteks: O₂ – mõlema hapniku ümber on kuus elektroni (väliskihi elektronide arv ehk valentskihi elektronid) ja tekib kovalentne mittepolaarne side, kus vabad elektronid on keskel ja mõlema hapniku ümber on 8 elektroni. Mõlemad ühinevad hapniku aatomid seovad ühiseid elektronpaare võrdse jõuga, kuna aatomite tuumalaengud on võrdsed. Ioone ei teki, kuna ühine elektronpaar kuulub võrdselt mõlemale aatomile.
• b)Kovalentne polaarne side on aatomite vaheline keemiline side, mis tekib ühiste elektronpaaride abil ja milles laengud osaliselt

Iooniline side – on keemiline side, mis on vastasmõju erinimeliselt laetud ioonide vahel. Iooniline side on suurima võimaliku polaarsusega side, kus laengud on täielikult eraldunud. Moodustub metalli ja mittemetalli vahele. Omadused: püsivad taked, lahustuvad, tahkes olekus ei juhi elektrit, kõrge sulamistemperatuur.

•  Iooniline side on metalli ja mittemetalli vaheline side (metallioksiidid, soolad, hüdroksiidid)
• Molekule tavatingimustes pole
• Tahkelt moodustavad ioonilise sidemega ained ioonivõrega kristalle
• Elektrilised jõud on tugevad, seega on ioonikristallidel kõrged, kuid mitte rekordilised, sulamistemperatuurid (NaCl 801⁰C)
• Tahkes olekus on ioonid seotud kristallivõresse, ega saa liikuda ja seetõttu on tegemist isolaatoritega
• Sulatamisel või vees lahustamisel, kristallivõre laguneb ja ioonid vabanevad ning tekkiv vedelik juhib elektrivoolu.

11. Ennustada ja selgitada, kuidas muutuvad aniooni polariseeritavus ja katiooni polariseeriv võime perioodilisustabelis.

Suure raadiusega anioonid on kergesti polariseeritavad, st perioodis paremalt vasakule ja rühmas ülevalt alla muutub aniooni polariseeritavus kergemaks. Väikese raadiusega katioonid on tugeva polariseeriva jõuga/toimega. Ühesõnaga rühmas alt üles ja perioodis vasakult paremale katiooni polariseeruv jõud suureneb.

12. Ennustada ja selgitada suhtelist sideme tugevust ja pikkust.

Tugevamale sidemele vastab suurem dissotsiatsioonienergia. Kaksikside on alati tugevam kui üksikside samade elektronide vahel, kuid kaksikside on nõrgem kui kaks üksiksidet.Vabad elektronpaarid seotud aatomitel tõukuvad ja seega nõrgestavad sidet. Suuremate aatomiraadiuste korral on side nõrgem. Sidemepikkus on kaugus seotud aatomite vahel. Kordsed sidemed on lühemad kui üksiksidemed samade aatomite vahel. Tugevamad sidemed on reeglina lühemad.

13. Selgitada elektronide omavahelise tõukumise abil sidemete paiknemise põhiideid VSEPRi teoorias.

Ennustamaks molekuli kuju , tuleb Lewis’i sidemete mudelile lisada üks reegel: suure elektrontihedusega molekuli osad tõukuvad omavahel. (Suur elektrontihedus on molekulis sidemetel ja vabades elektronpaarides). VSEPRI teooria keskendub sidemete ja elektronpaaride paiknemisele tsentraalse aatomi ümber. Ühe tsentri ümber olevad sidemed ja elektronpaarid tõukuvad ning paiknevad seetõttu üksteisest võimalikult kaugel. Sidemete ja vabade elektronpaaride arvu järgi saab antud tsentri ümber ennustada molekuli ruumilist geomeetriat. Kordseid sidemeid käsitletakse sama moodi kui üksiksidemeid ja kui ühendis on rohkem kui üks tsentraalaatom, siis käsitletakse neid üksteisest sõltumatutena. Vabad elektronpaarid tõukuvad teistest elektrontihedusega aladest tugevamini. VSEPRi teooria ennustab deformatsiooni suunda aga mitte ulatust.

14. Ennustada elektronide paiknemist ning molekuli või mitmeaatomilise iooni kuju valemi järgi, kasutades VSEPRi teooriat.

Loeng 4

X – sidemed; E-vabad elektronpaarid

• Elektronpaar surub sidemed alla poole. Kaheaatomilise molekuli korral kujust midagi rääkida pole, eks ta sirge ole
• Kolmeaatomilised võivad olla sirged või “nurgaga”
• neljaaatomilised AB₃ tüüpi molekulid on püramiidi kujulised (NH₃ ., PCl₃ …)
• Viieaatomilised lihtsamad molekulid on tetraeedri kujulised ( CH₄ , SiF₄ ,) Suure sümmetria tõttu on kõik  AB₄ molekulid tervikuna mittepolaarsed. On teada, ka mõned tasapinnalised molekulid (näiteks kompleksanioon [PtCl₄]^2-)

VSEPRi teooria  keskendub sidemete ja elektronpaaride paiknemisele tsentraals(et)e aatomi(te) ümber. Ühe tsentri ümber olevad sidemed ja elektronpaarid tõukuvad ning paiknevad seetõttu üksteisest võimalikult kaugel. VSEPRi teoorias käsitletakse kordseid sidemeid samamoodi kui üksiksidemeid, s.t. ühe kõrge elektrontihedusega regioonina. Kui molekulis on enam kui üks “tsentraalne aatom, siis käsitletakse neid üksteisest sõltumatutena. Vabad elektronpaarid tsentraalse aatomi juures mõjutavad  molekuli geomeetriat, kuigi molekuli geomeetria kirjeldamiseks piisab vaid aatomite paigutusest. VSEPRi teoorias on ka vaba elektronpaar või vaba paardumata elektron (radikaalis) kõrge elektrontihedusega ala. Vabad elektronpaarid tõukuvad teistest elektrontihedusega aladest tugevamini.

15. Ennustada molekuli polaarsust.

Ühine elektronpaar(id) nihkub aktiivsema mittemetalli poole, see on suurema elektronegatiivsuse poole. Selle tagajärjel
muutub side polaarseks, ühte otsa jääb negatiivne laeng ja teise ossa positiivne. Sidemel oleks nagu kaks poolust. Mida
suurem on elektronegatiivsuste vahe , seda suurem on elektronide nihe, seda polaarsem on side ja seda suuremad on osalaengud. Kuna elektronegatiivsuste vahe ei saa olla lõpmatult suur,
siis pole puhast ioonilist sidet tegelikult olemas. Polaarset sidet saab üsna hästi kirjeldada kovalentse (mittepolaarse)
ja ioonilise sideme kombinatsioonina. Näiteks võime ette kujutada, et HCl side on 13% iooniline ja 87% kovalentne H^0,13+Cl^0,13-. Enamasti ei märgita osalaengute arvulisi väärtusi ja kasutatakse nende tähistamiseks kreeka tähte “s igma” H^s+Cl^s-

NB!!!

• CO₂ O = C = O molekul on sirge, seetõttu elektronide nihked kompenseerivad üksteist ja ehkki sidemed on selgelt polaarsed, molekul tervikuna polaarne ei ole. Sirged on sellised molekulid või molekulide osad, milles on kolmikside, või milles on ühe aatomi juures kaks kaksiksidet.
• HOH molekulis elektronide nihked ei kompenseeru  ja vee molekul on tervikuna polaarne.
• N₂O ei ole mitte NON vaid NNO ja tema ehitust  võib lihtsustatult edasi anda, kui
  :N^- = N⁺ = O  Kuigi molekul on sirge on ta ilmselt siiski  polaarne – lisaks sirgele kujule on tal vaba elektronpaar , mis käitub sidemena.

Cis – polaarne, trans – mittepolaarne

(Polaarne – side kahe erineva mittemetalli vahel, mittepolaarne – kahe sama elemendi vahel   -  SIDEME PUHUL)

Nurkjas kuju ja vaba elektronpaariga, siis on ta polaarne. Lineaarne (kujult sirge) on mittepolaarne

16. Seletada molekuli struktuuri hübriidsete orbitaalide, σ- ja π-sidemete kaudu.

Elektrontihedus, mis vastab sigma sidemele, paikneb mõlema vesinikutuuma ümber (ja vahel) ning on sideme telje suhtes silindrilise sümmeetriaga. Analoogiliselt toimub sigma-sideme moodustumine vesinikfluoriidis, kus osalevad vesiniku 1s-orbitaal ja fluori 2p_z-orbitaal. Lämmastiku aatomis on kolm paardumata elektroni, mis asuvad 2p-orbitaalidel. Lämmastiku molekuli moodustumisel kattuvad kaks p_z-orbitaali sideme telje suunas ja annavad sigma sideme. Ülejäänud p_x- ja p_y-orbitaalid saavad kattuda ainult külgepidi, kuna on risti sideme telje suhtes. Orbitaalid ekülgepidi kattumine annab pii-sideme, kus orbitaalid kattuvad kahes kohas – ülal- ja allpool sideme tasandit (p-orbitaalil on sideme tasandis sõlmpind). Pii-side on nõrgem, kui sigma-side, kuna orbitaalide kattumine on siin väiksem. Üksikside on alati sigma-side; kaksikside on sigma-side ja pii-side; kolmikside on 1 sigma-side ja 2 pii-sidet.

17. Nimetada molekulaarorbitaalide (MO) teooria põhipostulaadid ja eelised Lewisi ja valentssidemete teooria ees.

Lewis’i teooria ei ole universaalne. Isegi koos nende täiendustega, mille lisasid VSEPR ja valentssidemete teooria, ei suuda Lewis’i struktuur seletada nähtusi, nagu elektrondefitsiitsete ühendite olemasolu või mitmete molekulide paramagnetilisi omadusi. Nendele küsimustele leiti vastus molekulorbitaalide (MO) teooria abil.

Peamine erinevus valentssidemete teooria ja molekulorbitaalide teooria vahel seisneb selles, et kui valentssidemete teooria eeldab, et iga sidet moodustav elektronpaar paikneb kahe omavahel seotud aatomi vahel, siis MO teooria lähtub vastupidiselt hoopis sellest, et kõik valentselektronid kuuluvad molekulile kui tervikule. MO teooria järgi paiknevad elektronid molekuli ümbritsevatel molekul­orbi­taa­lidel ehk teisisõnu, elektronid on delokaliseeritud.

Molekulorbitaalid tekivad aatomorbitaalide ühinemisel.

Molekulaarorbitaalideteooria eeldab, et elektronid ei paikne mitte sidemetes, vaid MO-del, mis katavad kogu molekuli. MO-d saadakse liites omavahel aatomite valentskihtide aatomorbitaalid. MO on seega lineaarkombinatsioon molekuli aatomorbitaalidest. Nii moodustub vesiniku molekulis sidemele vastav MO kui summa mõlema vesiniku 1s-orbitaalidest: ψ= ψ_A1s+ ψ_B1s .  Nii saadud MO energia on madalam kui kummagi tema moodustamiseks kasutatud aatomorbitaalil, kuna kahe aatomi vahel toimub lainefunktsiooni  amplituudi kasv. Orbitaali, millele vastab energia langus nimetatakse siduvaks orbitaaliks. N aatomorbitaali liitumisel moodustub N MO-d. Seega peab kahe vesiniku 1s-orbitaalide liitumisel tekkima ka 2 MO-d. Teine neist vastab aatomorbitaalide kattumisele eri faasides (eri märkidega):  ψ= ψ_A1s- ψ_B1s . Tulemuseks on MO, kus tuumade vahel on elektroni leidumise tõenäosus väiksem ja orbitaali energia seega kõrgem. Sellist orbitaali nimetatakse lõhustuvaks.

Valentsidemete teooria ei seleta paardunud ja paardumata elektronide omadusi. Lewis ei ole piisavalt täpne.

18. Koostada ja selgitada homonukleaarsete kaheaatomiliste 1. ja 2. perioodi elementide ühendite molekulaarorbitaalide energia diagramme.

Molekuli elektronstruktuuri kujutamiseks tuleb koostada kõik võimalikud MO-d arvestades aatomorbitaalide ruumilist paiknemist.Elektronid paigutuvad MO-dele nii, et esmalt täituvad madalama energiaga MO-d; igal MO-l võib olla maksimaalselt 2 elektroni; mitme sama energiaga MO korral täituvad need algul ühe paardumata elektroniga. S-orbitaalide kattumisel tekib kaks sigma MO-d (siduv ja lõhustuv/lõdvestav). P-orbitaalide kattumisel tekib kaks sigma MO-d ja 4 pii MO-d (2 siduvat ja kaks lõhustuvat/lõdvestavat.

NB! 2. perioodi aatomite Li...N korral on energeetiline järjestus järgmine: 2p(pii) < 2p(sigma)< kaks 2p(pii lõhustuv)<  2p(sigma lõhustuv). O ja F korral on järjestus järgmine: 2p(sigma)< kaks 2p(pii) < kaks 2p(pii lõhustuv)< 2p(sigma lõhustuv). Vastavalt MO teooriale ning valentskihi elektronstruktuurile on O₂ molekulis 2 paardumata spinniga elektroni, mis seletabki tema paramagneetilisust.

19. Kasutada molekulaarorbitaalide (MO) teooriat, et selgitada metallide, isolaatorite ja pooljuhtide vahelisi erinevusi.

Isolaator on aine mis ei juhi elektrit ega soojust. Ei tohi olla vabu elektronpaare. Tahkes olekus ioonkristallid on isolaatorid.

Pooljuht on see, mis juhib vähesel määral.

Metallide puhul peab olema vaba elektronpaar.

MO teooria selgitab ka metallide ja pooljuhtide elektrilisi omadusi. ( Metallilise elektrijuhi juhtivus väheneb temperatuuri tõustes. Pooljuhi elektrijuhtivus tõuseb temperatuuri tõustes ja on palju väiksem kui juhil. Isolaator ei juhi elektrit. Ülijuht ei avalda voolule takistust.) Metallis osalevad MO-de moodustamisel kõik aatomid. Tulemiseks on väga suur hulk MO-sid, mis on energeetiliselt üksteisele väga lähedal, moodustades ühtse tsooni.Täielikult täidetud MO-d moodustavad valentstsooni, tühjad ja osaliselt täidetud aga juhtivustsooni. Kui valentstsoon ja juhtivustsoon pole energeetiliselt eraldatud, on tegemist elektrijuhiga. Kui tsoonide vahe on suur (täidetud ja tühjade Mo-de vahel on suur vahe) on tegu isolaatoriga. Pooljuhis on valentstsoon ja juhtivustsoon lähedaste energiatega.

20. Kasutada ideaalgaasi seadusi, et arvutada P, V, T või n väärtust antud tingimustel või peale tingimuste muutumist.

PV=nRT

21. Leida molaarmass gaasi tihedusest ja vastupidi.

n= V/Vm

n=m/M

Vm – 22,4 normaaltingimustes

(roo)=m/V

22. Arvutada reagentide mass või ruumala, mis kulub reaktsiooniks gaasiga, kui on antud gaasi ruumala.

Reagendid on põhiaine lisaained, mis on vajalikud reaktsiooni toimumiseks.

HOMME

23. Arvutada gaasi osarõhud segus ja segu kogurõhk.

vihikus

24. Selgitada efusiooni ja difusiooni suhtelisi kiiruseid.

Difusioon on ühe aine liikumine (jaotumine) läbi teise aine, vähendamaks kontsentratsioonierinevust erinevate ruumiosade vahel. Difusioon seletab näiteks parfüümide ja feromoonide leikut neid eraldavate isendite ümber. Efusioon on gaasi molekulide tungimine läbi väikeste avauste (pooride) madalama rõhuga ruumiossa. Kostantsel temperatuuril on gaasi efusiooni kiirus pöördvõrdeline tema molaarmassi ruutjuurega. Sama seos kehtib ka difusiooni kiiruse kohta. Sellest võib järeldada, et gaasi molekuli keskmine kiirus on pöördvõrdeline tema molaarmassi ruutjuurega. Eksperimentidest erinevatel temperatuuridel ilmneb ka, et efusiooni ja seega ka gaasimolekulide keskmine kiirus on võrdeline temperatuuri ruutjuurega: v²∞T/M

25. Kirjeldada temperatuuri mõju gaasi molekuli keskmisele kiirusele.

Mida kõrgem temp, seda kiiremini liiguvad molekuli osakesed.

26. Nimetada ja selgitada gaaside kineetilise mudeli eeldusi.

• Gaas on molekulide kogum. Gaasi molekulid on pidevas juhuslikus liikumises.
• Gaasi molekule võib vaadelda punktmassina (ideaalgaasi korral).
• Gaasi molekulid liiguvad sirgjooneliselt, kuni nad põrkuvad.
• Ideaalgaasi molekulid ei mõjuta üksteist, v.a põrkudes (puuduvad tõmbe-ja tõukejõud)

27. Kirjeldada molaarmassi ja temperatuuri mõju molekulide kiiruste Maxwelli jaotusele.

Maxwelli kiiruste jaotusest järeldub, et samal temperatuuril on kergemate (s.t. väiksemate molaarmassidega) molekulide kiirused suuremad ja ka laiema jaotusega. Temperatuuri tõustes gaasi molekulide keskmine kiirus kasvab ja jaotus laieneb. Väiksemate molaarmassidega molekulid liiguvad samal temperatuuril kiiremini kui raskemate molaarmassidega molekulid.

28. Selgitada, mille poolest erinevad reaalsed gaasid ideaalsetest gaasidest.

Ideaalgaas on punktmass, omavahelised põrked on elastsed. Reaalgaas ei ole punktmass. Reaalsetel gaasidel on olemas tõmbe-ja tõukejõud, ideaalgaasidel need puuduvad.(Gaasi molekulid tõmbuvad, kui nad on üksteisest mõne diameetri kaugusel. Gaasi molekulid tõukuvad, kui nende elektronpilved satuvad kontakti.) Reaalsed gaasid pole kergesti kokkusurutavad ning nad on veeldatavad, ideaalsed gaasid ei ole veeldatavad. (Gaase saab veeldada neid kas kokkusurudes või jahutades – madalatel temperatuuridel liiguvad gaasi molekulid nii aeglaselt, et põrke tagajärjel võivadki kokku jääda – toimubki gaasi veeldumine.)

Punktmass on keha mille mõõtmed võib arvestamata jätta.

29. Nimetada tähtsamad molekulidevahelised interaktsioonid ja selgitada nende sõltuvust osakestevahelisest kaugusest.

• Ioon-ioon interaktsioonid toimuvad ainult ioonide vahel, nende energia kaugussõltuvus on pöördvõrdeline raadiusega (1/r). Ioon-ioon vastasmõju kahaneb kauguse suurenedes kõige aeglasemalt.
• Ioon-dipool interaktsioonid toimuvad ioonide ja polaarsete molekulide vahel, nende energia kaugussõltuvus on pöördvõrdeline raadiuse ruuduga (1/r²). Ioon-dipool vastasmõju kahaneb kauguse suurenedes kiiremini kui ioon-ioon vastasmõju.
• Dipool-dipool e orientatsiooni vastasmõju esineb dipoolmomendiga molekulide vahel (toimub polaarsete molekulide vahel), energia kaugussõltuvus avaldub 1/r⁶, sõltub temperatuurist.
• Dipool-indutseeritud dipool vastasmõju esineb polaarsete ja apolaarsete molekulide vahel, energia kaugussõltuvus avaldub 1/r⁶ . Ei sõltu temperatuurist.
• Dispersioonjõud ehk Londoni jõud esinevad kõigi molekulide vahel ning sõltub tugevalt molekulide suurusest, energia kaugussõltuvus avaldub samasuguselt dipool-dipool vastasmõjule. 
• Vesiniksideesineb molekulid vahel, kus vesinik on vahetult seotud F, N või O-ga.

30. Ennustada ioon-dipool vastastikmõju suhtelist tugevust.

Ioon-dipool interaktsioonid on palju nõrgemad kui ioon-ioon interaktsioonid. Samas tagavad ioon-dipool interaktsioonid näiteks enamiku soolade lahustuvuse vees. Mida väiksem on ioonraadius seda tugevamad on ioon-dipool interaktsioonid. Väikese raadiuse ja suure laenguga ioonid on sageli ka tahkes faasis hüdrateeriutud. Ioon-dipool vastasmõju kahaneb kauguse suurenedes natuke kiiremini, kui ioon-ioon vastasmõju.

31. Selgitada, kuidas tekivad Londoni jõud ja nende sõltuvust aatomi polariseeritavusest ning molekuli kujust ja suurusest.

Londoni jõud on seda tugevamad, mida:

a) polariseeritavam on molekul

b) suuremate mõõtmetega on molekul

c) lineaarsem ehk mittesfäärilisem on molekul

Suurte mõõtmete ja paljude elektronidega molekulid on paremini polariseeritavad sellepärast, et elektronide liikumist on omavahel kergem korreleerida (laeng on rohkem delokaliseeritud). Kaks sfäärikujulist molekuli ei mahu teineteise kõrvale nii hästi (ei saa suures ulatuses lähestikku paikneda) kui kaks mittesfäärilist molekuli. Sfäärikujuliste molekulide kokkupuutepind on väiksem.

32. Ennustada kahe ühendi keemistemperatuuride suhtelist järjekorda, arvestades nende ühendite molekulidevaheliste vastastikmõjude tugevust.

Keemistemp on neil madalam, mis annavad vähem vesiniksidemeid. Kõige tugevam vesinikside on HF, järgneb OH ja siis NH.

Mida suurem raadius ja rohkem elektrone, seda kõrgem on keemistemperatuur. Alkaanide puhul (ja ka teiste ühendite puhul) mida pikemad on ahelad, seda kõrgem on nende keemistemperatuurid.

33. Teha kindlaks, kas antud ühend võib anda vesiniksidemeid.

Vesinikside koosneb vesinikuaatomist kahe väikeste mõõtmete ja suure elektronegatiivsusega aatomi vahel.

Vesiniksideme (H – side ) tekitavad 3 elementi –N, O, ja F- juhul, kui nad on vahetult seotud vesiniku aatomitega.
( H – F vesinikfluoriidis, O – H vees, alkoholides…; N –H ammoniaagis, amiinides… sidemed)
H – side on oluliselt nõrgem kovalentsest sidemest . (vastavalt 200 - 600 ja 10 -20 kJ/mol )

H - Side tekib seetõttu, et molekulis on tegemist väga polaarsete sidemetega ja samal ajal on N,O ja F aatomid küllaltki pisikesed.

Vee molekulide vahel on vesiniksidemed, kui saavad tekkida vesiniksidemed vee ja mingi teise aine molekulide vahel - siis sellised ained on enamasti vees hästi lahustuvad Näiteks OH rühma sisaldavad alkoholid lahustuvad vees paremini, kui aldehüüdid, mis sisaldavad  H-C =O rühma (lihtsustatult –CHO) Struktuurist on näha, et aldehüüdides puudub OH side ja
vesiniksidemete teke on võimatu. Etanool – CH₃CH₂OH on veega piiramatult segunev ja küllaltki kõrge keemistemperatuuriga (78⁰) Etanaal – CH₃CHO aga lahustub vees halvasti ja on ka hoopis kergemini lenduv (keeb 26⁰)  Loomulikult mõjutab orgaanilise aine lahustumist ka ülejäänud molekul – suur süsinikahel halvendab lahustuvust. Puskariõlides leiduv pentanool CH₃CH₂ CH₂ CH₂ CH₂OH praktiliselt vees ei lahustu, aga viite hüdroksüülrühma sisaldav glükoos lahustub väga hästi, kuigi süsinikuaatomeid on isegi natuke rohkem CH₂OH(CHOH)₄- CHO
Kokkuvõttes

• H – sideme tekkeks on vaja, et molekulis oleks HF , OH või NH sidemeid
• Vesiniksidemega ained on kõrgemate keemistemperatuuridega, kui nende raskemad analoogid
• Vesiniksidemeid tekitavad ained lahustuvad tavaliselt hästi vees

 Vesinikside võib olla, ka molekulisisene sellised sidemed on väga olulised biomolekulide struktuuri säilitajatena.Põhimõtteliselt on ka geneetiline informatsioon DNA – s kirja pandud just vesiniksidemetega.

Vesiniksedeme tug kahaneb: HF, OH, NH

34. Kirjeldada vedeliku struktuuri. Selgitada, kuidas viskoossus ja pindpinevus sõltuvad temperatuurist ja molekulidevaheliste vastastikmõjude tugevusest.

Viskoossus ja pindpinevus on mõlemad põhjustatud molekulidevahelistest interaktsioonidest. Voolamiseks peavad molekulid saama vabalt liikuda, nendevahelised tõmbejõud toimivad aga vabale liikumisele vastu – tugevamate interaktsioonidega vedelikud on viskoossemad. Viskoossus enamasti alaneb temperatuuri tõustes. Viskoossust suurendavad vesiniksidemed. Nt alkohol on vesiniksidemete tõttu viskoossem kui muud vedelikud. Vedeliku sees olevad molekulid on (tõmbumis) vastasmõjus kõigist suundadest, pinnakihis olevad molekulid aga mitte. Tulemuseks on, et pindmised molekulid tunnevad vedeliku sisse suunatud tõmmet ja vedelik püüab omada minimaalset pinda. Tugevamad vastasmõjud põhjustavad ka pindpinevuse kasvu. (Pindpinevus väheneb temp kasvades ja viskoossus väheneb temp tõustes ja vedelik voolab paremini.)

35. Selgitada adhesiooni ja kohesiooni. Tuua välja nende seosed ja erinevused.

Adhesioon toimub gaaside vahelisel piirpinnal, kohesioon gaaside sisemuses. Adhesioon on molekulaarjõududest (adhesioonijõududest) tulenev eri materjalidest kehade pindade või eri tüüpi osakeste (molekulide või aatomite) üksteise külge kinnijäämine.

Adhesiooni näited on adsorptsioon, seisuhõõrdumine, kleepumine ja tahkiste märgumine.

Adhesioonjõud – jõud vedeliku ja tahkise pinna vahel. Kohesioonijõud – jõud vedeliku molekulide vahel.

36. Eristada metallilisi, ioonilisi, molekulaarseid ja võrkstruktuuriga tahkiseid nende omaduste ja struktuuri põhjal.

Kui temperatuur on nii madal, et molekulide kineetilisest energiast ei piisa enam molekulidevahelise tõmbejõu ületamiseks, siis toimub vedeliku tahkumine. Tahkis võib olla kristalne (molekulid, aatomid või ioonid paiknevad ruumis korrapäraselt) või amorfne (paigutus ei ole korrapärane).

Kristalsetel tahkistel on tasased, siledad, üksteise suhtes kindlate nurkade all paiknevad pinnad – tahud, mis on moodustatud korrapäraselt paiknevatest aatomitest. Puhtad elemendid moodustavad kristalseid tahkiseid.

Metalsed tahkised ehk metallid koosnevad katioonidest, mida hoiab koos elektrongaas. Ioonilised tahkised koosnevad ioonidest, mis tõmbuvad omavahel. Molekulaarsed tahkised koosnevad molekulidest, mida hoiavad koos molekulidevahelised jõud. Võrktahkised koosnevad omavahel kovalentselt seotud aatomitest. (SiO₂)

Ioonilisi tahkiseid saab modelleerida kui eri laenguga ja eri raadiusega keradest koosnevaid. Sageli on nende struktuur lähedane tihedaimale pakendile, kus suured anioonid moodustavad struktuuri, mille tühimikes paiknevad katioonid. Ioonilised tahkised on tugevad, jäigad ja haprad.

Molekulaarsed tahkised: Molekulidest koosnevate tahkiste struktuur peegeldab fakti, et molekulid ei ole sfäärilised, samuti on siin kristalli kooshoidvad jõud suhteliselt väikesed. Seetõttu on nende sulamistemperatuurid madalad ja sageli ei moodusta nad kristalle. Molekulaarsed tahkised on reeglina vähem kõvad kui ioonilised tahkised. Neil on ka nõrgad London jõud. Igat molekulaarset tahkist tuleb vaadelda eraldi (kas on polaarne, kas annab vesiniksidemeid jne), kuna nad ei ole piisavalt sarnased, et teha üldisi järeldusi.

Võrktahkised on reeglina kõvad ja jäigad materjalid kõrge sulamistemperatuuriga ning vees lahustumatud. (Teemant, grafiit, keraamilised materjalid)

37. Võrrelda sulamite struktuuri puhaste metallidega.

Metallid:

• Tänu kiiresti reorganiseeruvale elektrongaasile metallikatioonide ümber on metallid sepistatavad ja venitatavad.
• Elektronide liikuvus seletab ka metallide läiget: metallile langev valgus paneb elektronid võnkuma endaga samas sageduses ja põhjustab uue, sama sagedusega valguslaine kiirgamise.

Sulamid

• Sulamid on metalsed materjalid, mis on kahe või enama metalli segud.
• Homogeensetes sulamites on erinevate elementide aatomid jaotunud ühtlaselt.
• Heterogeensed sulamid koosnevad eri koostisega kristalsetest faasidest. (Nende struktuurid võivad olla erinevad.)
• Sulamite struktuur on keerulisem, kuna aatomitel on erinevad raadiused.
• Asendussulamites on komponentide raadiused lähedased ja struktuur lähedane puhastele metallidele. (Asendussulami moodustamiseks ei tohi aatomite raadiused erineda üle 15%)
• Kui üks sulami komponentidest on teistest oluliselt väiksem, asub ta suurema kristali tühimikesse ja moodustub sisestussulam. (Sisestussulami komponentide raadiuste erinevus ca 60%)

38. Teha kindlaks, mis tüüpi vedelkristalliga on tegemist.

Tüübid: nemaatiline faas – molekulid orienteeritud samas suunas. Smektiline faas – paiknevad lisaks samale suunale ka täpselt kõrvuti. Kolesteeriline faas – paralleelselt orienteeritud kihid üksteise suhtes pööratud (nagu lehed üksteise peal).

39. Infrapunase spektroskoopia kasutamine: milleks ja kuidas?

 Spektroskoopia on spektreid käsitlev füüsika haru.

Spektroskoopia on meetod aatomite ja molekulide iseloomustamiseks nende poolt neelatud, hajutatud ja kiirgunud elektromagnetilise kiirguse pôhjal.

Infrapunane spektroskoopia (IP) uurib neeldumis- ja kiirgamisspektreid infrapunases piirkonnas.

Peale pigmendi ja täiteaine analüüsi on võimalik IR sp tõhusalt teostada ka sideaine uuringuid. IR sp abil saab tuvastada erinevaid õlisid, vahasid, vaike ja teisi orgaanilisi materjale, mis on vanemate objektide puhul väga levinud sideained, samuti kaasaegsemaid materjale (nagu alküüdvaigud, polüvinüülatsetaat (PVAC), polüvinüülalkohol (PVAL) jt).

IR sp on eriti hea, kui kasutada seda kombineeritult teiste meetoditega.

40. UV-Vis spektroskoopia kasutamine: milleks ja kuidas? Nimetada tähtsamad UV-Vis spektrites esinevad neelavad rühmad ja neile vastavad elektronüleminekud.

Loeng 5

Kasutatakse pigmentide analüüsil. Pm on see meetod rakendatav ka täiteainete ja sideainete analüüsiks, kuid need omavad neeldumist põhimõtteliselt uv spektrialas, kus erinevaid neelavaid rühmi on palju. Kuna uv-vis spektrijooned on küllalt laiad, esineb joonte ulatuslik kattumine ja spekter on segude korral sisuliselt mitteinterpreteeriv.

Saab identifitseerida ainet ja kasutatakse konsentratsiooni määramiseks.

41. Röntgendifraktsioonanalüüsi kasutamine: milleks ja kuidas?

RDA on eelkõige tahkiste uurimiseks, et kristalli kohta infot saada.