Atomit ja aineet
Protoneilla p+ on positiivinen varaus ja neutroneilla n0 ei ole varausta, vaan ovat neutraaleja, eli ydin on neutraali. Protonit+Neutronit = Nukleonit joka on siis massaluku A. Järjestysluku on protonien lukumäärä p+. Positiiviset protonit hylkivät toisiaan ytimessä. Tämän hylkimisvoiman kumoaa kuitenkin neutronit (varauksettomia).
Isotoopit ovat taas samoja alkuaineita, mutta niillä on eri massaluku, johtuuen neutronien erilaisesta määrästä. Saman alkuaineen eri isotooppeja kutsutaan nuklidiksi. Kaikilla alkuaineilla on radioaktiivisia isotooppeja ja ne muuttuvat hajoamisten kautta pysyvämmiksi isotoopeiksi tai toisiksi alkuaineiksi. Kun niillä on eri määrät neutroneita, niin silloin niillä on myös erilaiset atomimassat A. Kun tiedetään esiintymisprosentit eri atomimassan omaaville nuklideille, niin kertomalla ne prosenteillaan ja summaamalla yhteen, saadaan keskimääräinen atomimassa. Esim: Amassa1*0,20 + Amassa2*0,80.
Isotooppeja nimetään esim. helium-3, uraani-238 tai vastaava kemiallisilla merkeillä 238U ja 3He, eli alkuaineen nimi ja massaluku (nukleonit) tai massaluku ja kemiallinen merkki. Mikäli atomissa on liian vähän tai liian paljon neutroneita, niin se voi hajota muiksi alkuaineiksi. Useimmilla alkuaineilla on isotooppeja. Epävakaat isotoopit ovat radioaktiivisia eli ne hajoavat itsestään, lähettäen säteilyä. Hajoaminen voi tapahtua välivaiheiden kautta ja siinä voi vapautua alfan- ja beetan lisäksi myös gammasäteilyä. Lopulta muodostuu pysyvä ydin. Hajoaminen noudattaa hajoamislakia N = Noe –λt.
Elektroneilla e- on taas negatiivinen varaus ja ne määräävät alkuaineen kemialliset ominaisuudet ja niitä on yhtä paljon kun protoneja, jolloin atomi on sähkösesti neutraali. Jos atomi on ioni, niin sillä on varausta ja kun ydin ei muutu mihinkään, niin se varaus johtuu elektroneista. Ylimäärä e- => negatiivinen ioni eli anioni, sekä alimäärä elektroneita e- => positiinen ioni eli kationi.
Atomimassa u on 1/12 osaa hiilen isotoopin-12C massasta. Joskus siitä käytetään nimeä Dalton (Da). Luonnossa esiintyvien alkuaineiden keskimääräiset atomimassat saadaan, kun lasketaan kaikkien eri isotooppien massojen keskimäärä.
Molekyylimassa saadaan kun lasketaan molekyylin kaikkien atomien atomimassat. Vastaavasti kaavamassa on ionien atomimassojen summa. Kun puhutaan suhteellisesta massasta, niin ei käytetä yksikköjä, koska se on suhdeluku.
Kvanttimekaaninen atomimalli
Tässä mallissa elektronikuoret ovat kirjaimilla K L M N tai numeroilla 1 2 3 4. Kullekkin kuorelle mahtuu 2n^2 elektroneja. Mitä kauempana elektroni sijaitsee ytimestä, sen suurempi energia. Elektronit pyrkivät aina alimmalle tasolle kuorilla. Uloin kuori on valenssikuori jossa valenssielektronit.
Elektronin siirtyessä kuorelta toiselle, vastaanottautuu tai purkautuu energiaa. Kun atomi virittyy, niin se siirtää elektronin uloimalle kuorelle. Tällöin atomi absorboi energiaa ja kun se purkaa viritystilan, niin se emittoi säteilyä. Energia erotus puretaan/viritetään kokonaisina säteilykvanttina. Kokonaisenergia on kvantittunut siten että energiatilojen erotukset ovat yhtä suuria kuin emissiossa/absorbtiossa tapahtuvat energiamuutokset. hf = En - Em , jossa En ja Em ovat energiatilat eri tasoilla. Muistat että E=hf eli kuvaa atomin energiaa, jossa h on Planckin vakio. Esimerkiksi valosähköisessä ilmiössä fotoni törmää atomiin saaden elektronin irtoamaan, mikäli fotonin energia tarpeeksi suuri. Tässä tilanteessa fotoni menettää energiansa kokonaan irronneelle elektronille. E=hf = ½ mv2. Mikäli elektroni säteilyn tuloksena siirtyy ylemmälle kuorelle, eli virittyy, niin viritystila purkautuu ja purkauksessa syntyy karakteristista säteilyä eli luminesenssiä.
Vetyatomin perustilan energia on -13,6 eV. Tämän perustilan muuttamiseksi tarvitaan siis 13,6 eV suuruinen (ionisointi)energia, jotta se saadaan muuttumaan.
Kvanttiluvut
Pääkvanttiluku n, kertoo millä elektronikuorella elektroni ja mikä on elektronikuoren keskimääräinen energia (n = 1, 2, 3…) Kuorien lukumäärä kasvaa kun mennään ylhäältä alaspäin. Sivukvanttiluku ilmoittaa elektronin energiatilan eli orbitaalin ja orbitaalin muodon, sekä alakuorien määrän.
S-orbitaali on pallomainen joka sisältää maksimissaan 2 elektronia eli yksi laatikko. P-Orbitaali sisältää kaksi lohkoa, jota erottaa ytimen kautta kulkeva solmukohta. Ne muodostavat yhteensä 3 kappaletta p-orbitaaleja, jotka ovat kohtisuorassa toisaan vasten järjestäytyneinä avaruudellisiin muotoihin px, py ja pz ja ne mahdollistavat 6 elektronia (3 laatikkoa). D-orbitaali apilamainen ja sisältää 10 elektronia (5 laatikkoa) sekä f-orbitaali sisältää enintään 14 elektronia (7 laatikkoa). Sivukvanttiluku saa arvoja 0, 1, 2, 3… eli se saa n-1 (yhden vähemmän kuin pääkvanttiluku). 0 vastaa s-orbitaalia, 1 vastaa p-orbitaalia ja 2 vastaa d-orbitaalia.
Magneettinen kvanttiluku ilmoittaa magneettikentässä olevan elektronin eneregiatason ja se kuvastaa avaruudellista sijaintia. Laatikko mallissa lattikoiden luku määrä eli orbitaalien lukumäärä. Magneettikvanttiluku saa arvoja –(sivukv.) 0 +(sivukv.) eli sivukvanttilukuarvon mukaisesti negatiivisesta positiiviseen. Spinkvanttiluku kuvaa elektronin pyörimissuuntaa ja se voi saada arvon -0,5 tai +0,5.
Kuvassa nähdään että jokainen sijoittunut elektroni saa eri kombinaation Paulin kieltosäännön mukaisesti. Esim. 2-kuorelle mahtuu 8elektronia, joista s:llä on yksi orbitaali eli mahtuu 2kpl eri spinein, sekä 2p orbitaali saa magneetit(laatikot) 3kpl ja niille mahtuu 6 eri spinein. Näin jatkuen jokaisella eri kombinaatio.
Orbitaalidiagrammi
Kuva. Orbitaalidiagrammi, jossa nähdään täyttymisjärjestys.
VIDEO KVANTTILUVUISTA JA ORBITAALEISTA
Elektronikonfiguraatiolla kuvataan elektronien sijoittumista atomiorbitaaleille kasvavan energian mukaisessa järjestyksessä. Sen kirjoittamisessa noudatetaan minimienergiaperiaatetta joka menee seuraavan kuvan mukaisesti. Tässä esimerkiksi Vanadium z=23 elektronit menee 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d3 eli uloin kuori onkin tuo neljäs kuori, vaikka 3:lle mahtuisi viellä tavaraa. Tämä siksi kun nelosen p-orbitaali vie vähemmän energiaa. Eli et voi ajatella ulomman kuoren elektroneja suoraan kuorien maksimimäärien 2n2 perusteella analogisesti vaan pitää tarkastella asiaa elektronikonfiguraation kautta, että paljonko ja mikä on valenssikuoren tilanne ks. atomin kohdalla.
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d….. Muista että orbitaalien energia kasvaa tämän mukaisesti, eli elektronikonffan mukaan kasvaa energia.
Paulin kieltosääntö sanoo että samassa atomissa ei voi olla kahta elektronia joiden kvanttilukujen kombinaatio olisi täysin sama. Hundin säännön mukaan elektronit asettuvat energialtaan samanarvoisille orbitaaleille samansuuntaisin spinein, niin pitkälle kuin on mahdollista (suomibussi).
Alkuaineiden jaksollinen järjestelmä
Atomin halkaisija riippuu elektronikuorien lukumäärästä. Ryhmässä kun mennään alaspäin, niin koko kasvaa. Kun siirrytään oikealle, niin koko pienenee koska kasvava ydinvaraus vetää elektroneja tiheämmin kohti ydintä. Sama pätee ionien kohdalla, jolloin positiivinen ioni omaa suuremman ydin varauksen, joten se on pienempi perus atomiin verrattuna ja negatiivinen isommalla elektroni määrällä ei pakkaudu niin tiukkaan, joten se on suurempi vastaavaan atomiin verrattuna.
Ionisaatioenergia on reaktiossa kuluva energia jossa atomi luovuttaa elektronin ja muodostuu positiivinen ioni eli kationi. Eli se energia jolla elektroni saadaan heivattua hevonkuuseen kuoreltaan. Ionisoitumista energioineen voidaan kuvata seuraavalla yhtälöllä:
A(g) + ionisoitumisenergia → A+(g) + e− ja tätä voi seurata toinen ionisoituminen
A+(g) + toinen ionisoitumisenergia → A2+(g) + e− . Mitä pienempi ionisoitumisenergia, niin sitä helpommin kuorelta saadaan elektroni heivattua mäelle. Eli sitä helpommin muodostuu elektronin luovuttanut ioni eli (po)kationi. Ryhmässä alaspäin ionisaatioenergia pienenee ja jaksossa oikealle kasvaa. Eli halogeenit ei hevillä häviä eli anna pois elektroneita vaan mielellään ottaa ja siksi niillä on korkea ionisaatioenergia. Esimerkiksi jos Alumiini (Al) omaa 13 elektronia, niin sen konfiguraatio on 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1, niin tässä saman orbitaalin elektroneilla ks. kuorella on sama ionisaatioenergia-arvo, eli 2p-orbitaalin 6 elektronia omaa saman ionisaatioenergia-arvon, kun taas 3p:n 1elektroni on p:llä mutta kuitenkin eri kuorella, niin on näillä huomattavasti erilaiset ionisaatioenergian arvot.
Elektroniaffiniteetti on elektronin vastaanotto reaktiossa vapautuva energia eli kun syntyy negatiivinen ioni eli anioni. Mitä negatiivisempi elektroniaffiniteetti, sitä helpommin muodostuu anioni eli energiaa vapautuu. Ryhmässä alaspäin affiniteetti kasvaa, eli ei oikein muodosta anionia, kuin taas jaksossa oikealle siirryttäessä affiniteetti on voimakkaan negatiivinen ja mielellään muodostaa anionin.
Elektronegatiivisuus kuvastaa atomin kykyä vetää sidoselektroneja puoleensa. Mitä suurempi arvo, sitä enemmän kykyä vetää elektroneja puoleensa nimenomaan sidostilanteessa. Se atomi joka vetää enemmän elektroneja puoleensa, saa negatiivisen osittaisvarauksen. Pooliton on sellainen yhdiste jonka sidoksessa elektronit ovat tasaisesti jakautuneet kummallekkin atomille. Sidos on poolinen silloin kun atomeilla on erilainen kyky vetää elektroneja puoleensa, eli niillä on erilainen elektronegatiivisuusarvo. Voimakas elektronegatiivisuusero aiheuttaa ionin syntymisen. Kovalenttisia sidoksia (poolisia) muodostaa mielellään epämetallit keskenään. (Symmetria rakenteen ansiosta sidos voikin olla pooliton esim. hiilidioksisdilla, jossa kahden sidoksen muodostuneet osittaisvaraukset kumoavat toisensa, muista että poolittomat kulkee helposti rasvaliukoisen solukalvon läpi, joten kaikki poolittomat happi O2, hiilidioksidi CO2 kulkee helposti läpi).
Yhteenveto MUISTI:
Alkuaineiden sitoutuminen
Pyrkimyksenä on sitoutua, niin että atomin elektronit olisivat mahdollisimman lähellä oktettia. Tähän pyritään luovuttamalla, vastaanottamalla ja jakamalla elektroneja. Kemialliset sidokset perustuvat sidoselektronien välisiin sähköisiin vetovoimiin.
Molekyylien sisäiset sidokset
Kovalenttinen sidos muodostuu kahden atomin välille, joille jää yhteinen/yhteisiä elektronipareja. Esim vedyllä yhdellä kuorella yksi elektroni, joten sen kandee hommaa toinen niin olis oktetissa, joten se sitoutuu toiseen vetyyn, muodostaen vetykaasun. Vesimolekyylissä kaksi vetyä saa oktetin kun jakaa hapen elektronien kanssa ja vastoin happi saa kahden vedyn elektronimäärän vaikutusalueelle ja on tyytyväinen eli oktetissa. Happi mielellään myös muodostaa toisen hapen kanssa kovalenttisen kaksoissidoksen ja molemmat hapet ovat näin tyytyväisiä. Samaan tyyliin typpi, jolla on 3 elektronin vaje, niin se muodostaa em. tavalla kolmoissidoksen.
Poolittomia sidoksia on silloin kun elektronegatiivisuus on sama ja elektronit ovat tasaisesti jakautuneet atomeille. Poolisia silloin kun atomilla on kyky vetää elektroneja puoleensa eli niillä on eri elektronegatiivisuus. Esim. H ja Cl (eri päissä jaks. järj.).
Koordinaatiosidos on kovalenttisen sidoksen erikoismuoto, jossa toinen osallistuva atomi luovuttaa kummatkin sidokseen tarvittavat elektronit. Sidoksen muotouduttua, kaikki sidokset ovat samanarvoisia. Esim. ammoniakin tai suolahapon reaktio vesimolekyylin kanssa KUVA. Eli vesi vaan koordinoi vetynsä menemään muualle. Ammoniakki ottaa vedeltä H:n eli ns. protonin ja lopusta vedestä jää jäljelle pelkkä hydroksidi-ioni OH-. Päinvastoin kun suolahappo, joka väkisin tyrkyttää vedelle vetyatomin ja näin ollen syntyy oksonoimionia H3O+
Typellä on vapaa elektroni pari johon vety eli protoni sitoutuu. Vety ei tuo elektroneja ollenkaan mukanaan vaan tulee niinkuin vapaamatkustajana, ilman (lippua) elektroneja.
Ionisidos ja (metallisidos)
Ionisidos muodostuu kun atomien elektronegatiivisuuero on riittävän suuri, luovuttaa elektropositiivisempi kokonaan elektroninsa elektronegatiiviselle. Syntyy positiivinen ja negatiivinen ioni, joiden sähköiset vetovoimat vetävät toisiaan puoleensa. Esim. natriumin elektronegatiivisuus arvo on 0,9 ja kloorin 3,0 niin natrium luovuttaa elektroninsa kloorille. Ionisidoksen muodostumisessa tarvittava elektronegatiivisuusero ei ole tarkka vaan häilyvä, jolloin tietyssä kohdassa sidoksen ioniluonne alkaa kasvamaan. Metallisidos Metallit eivät voi muodostaa kovalenttisia sidoksia, eikä ionisidoksia, vaan ne luovuttavat ulkoelektroninsa metallien yhteyseen elektroniparveen ja näin muodostuu metallisidos.
Molekyylien väliset sidokset
Dipoli-dipoli sidoksissa erimerkkiset osittaisvaraukset vetävät toisiaan puoleensa, siten että saman merkkiset osittaisvaraukset hylkivät toisiaan. Nämä ovat heikompia, kuin kovalenttiset tai ionisidokset.
Dipoli-dipolin erikoistapaus on vetysidos, jossa vety sitoutuu itseään selvästi elektronegatiivisempaan pieneen atomiin (esim fluori, happi, typpi NOF). Sidoksessa sidoselektronit ovat selvästi elektronegatiivisemman puolella, ja näin vety saa suuren positiives osittaisvarauksen. Vetysidokset ovat voimakkaampia kuin normaalit dipoli-dipolit, mutta kuitenkin heikompia kuin kovalenttiset sidokset. Vetysidoksia on mm. isojen esim DNA-molekyylien välillä, joita merkitään katkoviivalla. Vetysidoksia ovat mm. ”vedessä vesimolekyylien välillä, ammoniakki molekyylien välillä, sekä vetyfluoridissa ja metanolissa”. Aineen/molekyyliseoksen kiuhimispiste on korkeampi jos se kykenee vetysidoksiin.
Ionidipolisidos on selvästi voimakkain heikoista sidoksista mutta ei kuitenkaan niin kova kuin vahvat sidokset. Dipolin toinen pää hakeutuu kohti ionia ja niillä on voimakkaan erimerkkiset varaukset ja kova vetovoima. Esim. ruokasuolan liukeneminen veteen. Dispersiovoimissa eli van der Whals voimissa poolittomien molekyylien elektronien liikkuvuus saa aikaan hetkellisen dipolin, joka voi indusoida naapurimolekyylissä myös hetkellisen dipolin ja näin syntyy vetovoima molekyylien välille. Hydrofobisessa vuorovaikutuksessa esimerkiksi proteeni primaarirakenteessa näkyvät hydrofobiset alueet pakkautuu sisäpuolelle, kun proteiini laskostuu sekundaarirakenteeseen. Näin muodostuu pallomainen proteiini jossa hydrofobiset alueet sisällä ja hydrofiiliset alueet ulkoreunoilla.
Mikäli molekyylillä on sekä hydrofobinen että hydrofiilinen osa, niin se on ampfipaattinen molekyyli esim. kalvolipidit ja saippua. Tämä vesipakoisten osien hakeutuminen toistensa läheisyyteen sanotaan hydrofobiseksi vuorovaikutukseksi. Muodostuneita eri faaseja kutsutaan miselleiksi.
SidosenergiaOn sidoksen purkamiseen vaadittavaa energiaa, yksikkönä kJ/mol. Kokonaissidosenergia muodostuu atomien omista sidosenergioista ja molekyylien sidosenergioista. Atomien vahvoja vuorovaikutuksia on kovalenttinen-, ioni-, metallisidos. Heikkoja vuorovaikutuksia on ionisidokset, dipolisidokset, dispersiovoimat ja hydrofobinen vuorovaikutus eli van der whaals. Mitä vahvempi sidos, niin sitä enemmän tarvitaan energiaa rakenneosien erottamiseen ja mitä vahvempi sidos sitä korkeampi sulamis- ja kiehumispiste, mutta niitä arvioitaessa tulee ottaa huomioon molekyylin koko tottakai.
Hilatyypit
Kiinteät aineet jaetaan kiteisiin ja amorfisiin aineisiin. Kiteiset aineet muodostavat hiloja, joita voi olla atomi-, molekyyli-, metalli- ja ionihila. Amorfisilla aineilla ei ole tarkkaa rakennetta (lasit muovit). Kiteisistä aineista atomihilassa mm. timantti, atomit sijaitsevat hilapisteessä ja ne ovat lujia ja niillä on korkea sulamispiste. Molekyylihilassa sidosvoimat pitävät molekyylejä koossa. Ne ovat melko hauraita ja niillä on alhainen sulamispiste (ruokosokeri, rikki S8). Metallihilassa atomeja sitoo toisiinsa metallisidosten liikkuvat elektronit. Hyvä sähkön- ja lämmönjohtokyky sekä atomit voivat liikkua toisten lomitse (muokkailtavuus). Ionihilassa ionit järjestäytyy siten että erimerkkiset varaukset lähelle ja samanmerkkiset varaukse kauemmas toisistaan. Muodostaa hyvin järjestäytyneen rakenteen. Pienin rakenneyksikkö on alkeiskoppi.
Nesteet
Nesteolomuoto on tiheydeltään melko samanlainen kuin kiinteä, mutta siinä hiukkaset pääsevät liikkumaan toistensa lomitse, eikä niillä ole tarkkaa muotoa niin kuin kiinteillä -> neste ottaa astian muodot. Nesteen viskositeetti, eli jäykkyyteen vaikuttaa mm. hiukkasten koko, olomuoto, hiukkasten väliset vetovoimat ja lämpötila.
Vesi divetymonoksidi on elämän tärkeimpiä pääsääntöisesti liuos muodossa olevista molekyyleistä. Vesimolekyylissä on molemmilla vedyillä vaikutuspiirissään e elektronia ja happi atomilla 8 elektronia. Vetyatomilla on positiivinen ja hapella negatiivinen osittaisvaraus, koska happi omaa korkeamman elektronegatiivisuuden ja näin vetää voimakkaammin elektroneja puoleensa. . Vesimolekyylit ovat ainoa yhdiste joka esiintyy maapallolla kaikissa kolmessa olomuodossaan. Valo läpäisee vettä hyvin, jotta vedessä elävät kasvitkin voi naattia auringosta ja yhteyttää. Ihmisestä noin 62% on vettä ja pienikin nestehukka voi vaikuttaa jaksamiseen. Vesimolekyylin hybridisaatio (video)
Sidosesimerkki
LiukeneminenSamanlainen liuottaa samanlaista. Pooliset liukenevat veteen hyvin joten ovat hydrofiilisiä. Näitä ovat orgaaniset yhdisteet joissa happea ja tai typpeä sisältäviä ryhmiä. Tietyt pooliset yhdisteet liukenevat veteen hyvin esim. etanoli ja muut sokerit, koska vesi rikkoo molekyylien väliset sidokset ja muodostuu vetysidoksia vesimolekyylien kanssa. Mutta jos on kiinteitä hiloja joissa tiukka sidosrakenne, niin ne ovat niukkaliukoisia, esim virtsahappo, nukleotidiemäkset.
Poolittomat ovat hydrofobisia eli ne eivät liukene veteen, koska eivät pysty tunkeutumaan vesimolekyylien väliin. Poikkeuksena hiildioksidi joka on siis pooliton, mutta liukenee jonkin verran kuitenkin, koska siinä on poolisia sidoksia, vaikkakin ne ovat kumoutuneet symmetrisyyden takia.
Ionit muodostavat vedessä ioni-dipolisidoksia, jonka seurauksena ionille muodostuu hydraatiovaippa. Jos on kyseessä muu liuotin kuin vesi niin tällöin puhutaan solvatoitumisesta.
Kiinteän aineen liukenemisen vastakohta on saostuminen eli kiteytyminen. Ioniyhdisteen kiteytyessä vesimolekyylejä kuitenkin saattaa jäädä ionihilaan jolloin puhutaan kidevedestä. Tälläisiä yhdisteitä kutsutaan kidevedelliseksi suolaksi eli hydraatiksi. Kidevesi pitää ottaa huomioon kun lasketaan molekyylimassaa. Kaavassa saattaa olla pisteellä erotettuna esim CuSO4-6H2O. Kidevesi saadaan pois kuumentamalla hilaa eli rapauttamalla. Kidevedellisellä aineella on kuitenkin taipumus uudelleen sitoa vettä ympäristöstään eli se on nk. hygroskooppinen aine.
Kaasujen liukoisuutta veteen voidaan lisätä nostamalla painetta.
Diffuusio ja osmoosiDiffuusiossa väkevyyserot pyrkivät tasoittumaan. Väkevämmästä aineesta siirtyy laimeampaan ja laimeammasta kohti väkevämpää. Tälläin väkevyyserot alkavat siis tasoittua. Kun taas osmoosissa hiukkaset eivät liiku vaan väkevyyseron tasoittajana toimii vesi, joka siirtyy esim. puoliläpäisevän kalvon läpi. Eli vesi siirtyy kohti väkevämpää faasia.
Pintajännitys ja kapillaari-ilmiöNesteen sisäinen voima on suurempi kuin voima rajapinnassa. Tällöin nesteen pinta yrittää vetäytyä kasaan päin. Tämä mahdollistaa monet fysikaaliset ilmiöt kuten vesimittarin kävely veden pinnalla, kapillaari-ilmiö ja pisaran mudostus. Pintajännitys kuvastaa energian varastoitumista nesteenpinnalle ja sitä kuvataan seuraavalla kaavalla.
Pintajännitys arjessa
Aineita ovat seokset ja puhtaat aineet. Seoksessa komponentit voivat kuitenkin muodostaa eri faaseja eli ovat ns. heterogeenisiä seoksia, jossa hiukkaskoko niin pieni että rajapintaa ei voida nähdä selvästi. Kolloidiseos on sellainen jossa hiukkaskoko on niin pieni että seosta pidetään hetero- ja homogeenisen välimuotona. Proteiinit käyttäytyvät niinkuin kolloidihiukkaset ja ne heijastavat ja taittavat valoa (Tyndalin ilmiö).
Ainemääräsuhteiden laskemisessa, jos tiedetään esim kaikkien alkuaineiden massat, niin laske ne moolimassa perusteella ainemääriksi n. Sitten jaat jokaisen saadun tuloksen pienimmällä ainemäärällä, niin vola tässä on niiden suhteet toisiinsa nähden.
Mikäli halut laskea molekyylikaavasta ja sen alapotensseista tarkemmat vaikka prosentti osuudet niin kerro jokaisen atomin kappalemäärä sen itsensä moolimassalla. Siitä saat tietää montako massan per 1 moolia kohden. Sitten sen massan jaat sillä koko molekyylin molekyylimassalla. Esimerkiksi C23H32O7 jonka kokonaismolekyylimassa on 300g/mol. Niin lähdet ensin laksemaan hiilen kertomalla hiilen atomimassan 23:lla. Siitä samanlailla kaikki muut. Sitten nämä tulokset jaat sillä alkuperäisellä molekyylimassalla 300g/mol. Näin saat prosenttiosuudet laskettua.
Ionit
IO3- ionia sisältävät ovat jodaatteja. Muut on esim KI ja CaI2 ovat jodideja. Tee ionikooste
Isotoopit ovat taas samoja alkuaineita, mutta niillä on eri massaluku, johtuuen neutronien erilaisesta määrästä. Saman alkuaineen eri isotooppeja kutsutaan nuklidiksi. Kaikilla alkuaineilla on radioaktiivisia isotooppeja ja ne muuttuvat hajoamisten kautta pysyvämmiksi isotoopeiksi tai toisiksi alkuaineiksi. Kun niillä on eri määrät neutroneita, niin silloin niillä on myös erilaiset atomimassat A. Kun tiedetään esiintymisprosentit eri atomimassan omaaville nuklideille, niin kertomalla ne prosenteillaan ja summaamalla yhteen, saadaan keskimääräinen atomimassa. Esim: Amassa1*0,20 + Amassa2*0,80.
Isotooppeja nimetään esim. helium-3, uraani-238 tai vastaava kemiallisilla merkeillä 238U ja 3He, eli alkuaineen nimi ja massaluku (nukleonit) tai massaluku ja kemiallinen merkki. Mikäli atomissa on liian vähän tai liian paljon neutroneita, niin se voi hajota muiksi alkuaineiksi. Useimmilla alkuaineilla on isotooppeja. Epävakaat isotoopit ovat radioaktiivisia eli ne hajoavat itsestään, lähettäen säteilyä. Hajoaminen voi tapahtua välivaiheiden kautta ja siinä voi vapautua alfan- ja beetan lisäksi myös gammasäteilyä. Lopulta muodostuu pysyvä ydin. Hajoaminen noudattaa hajoamislakia N = Noe –λt.
Elektroneilla e- on taas negatiivinen varaus ja ne määräävät alkuaineen kemialliset ominaisuudet ja niitä on yhtä paljon kun protoneja, jolloin atomi on sähkösesti neutraali. Jos atomi on ioni, niin sillä on varausta ja kun ydin ei muutu mihinkään, niin se varaus johtuu elektroneista. Ylimäärä e- => negatiivinen ioni eli anioni, sekä alimäärä elektroneita e- => positiinen ioni eli kationi.
Atomimassa u on 1/12 osaa hiilen isotoopin-12C massasta. Joskus siitä käytetään nimeä Dalton (Da). Luonnossa esiintyvien alkuaineiden keskimääräiset atomimassat saadaan, kun lasketaan kaikkien eri isotooppien massojen keskimäärä.
Molekyylimassa saadaan kun lasketaan molekyylin kaikkien atomien atomimassat. Vastaavasti kaavamassa on ionien atomimassojen summa. Kun puhutaan suhteellisesta massasta, niin ei käytetä yksikköjä, koska se on suhdeluku.
Kvanttimekaaninen atomimalli
Tässä mallissa elektronikuoret ovat kirjaimilla K L M N tai numeroilla 1 2 3 4. Kullekkin kuorelle mahtuu 2n^2 elektroneja. Mitä kauempana elektroni sijaitsee ytimestä, sen suurempi energia. Elektronit pyrkivät aina alimmalle tasolle kuorilla. Uloin kuori on valenssikuori jossa valenssielektronit.
Elektronin siirtyessä kuorelta toiselle, vastaanottautuu tai purkautuu energiaa. Kun atomi virittyy, niin se siirtää elektronin uloimalle kuorelle. Tällöin atomi absorboi energiaa ja kun se purkaa viritystilan, niin se emittoi säteilyä. Energia erotus puretaan/viritetään kokonaisina säteilykvanttina. Kokonaisenergia on kvantittunut siten että energiatilojen erotukset ovat yhtä suuria kuin emissiossa/absorbtiossa tapahtuvat energiamuutokset. hf = En - Em , jossa En ja Em ovat energiatilat eri tasoilla. Muistat että E=hf eli kuvaa atomin energiaa, jossa h on Planckin vakio. Esimerkiksi valosähköisessä ilmiössä fotoni törmää atomiin saaden elektronin irtoamaan, mikäli fotonin energia tarpeeksi suuri. Tässä tilanteessa fotoni menettää energiansa kokonaan irronneelle elektronille. E=hf = ½ mv2. Mikäli elektroni säteilyn tuloksena siirtyy ylemmälle kuorelle, eli virittyy, niin viritystila purkautuu ja purkauksessa syntyy karakteristista säteilyä eli luminesenssiä.
Vetyatomin perustilan energia on -13,6 eV. Tämän perustilan muuttamiseksi tarvitaan siis 13,6 eV suuruinen (ionisointi)energia, jotta se saadaan muuttumaan.
Kvanttiluvut
Pääkvanttiluku n, kertoo millä elektronikuorella elektroni ja mikä on elektronikuoren keskimääräinen energia (n = 1, 2, 3…) Kuorien lukumäärä kasvaa kun mennään ylhäältä alaspäin. Sivukvanttiluku ilmoittaa elektronin energiatilan eli orbitaalin ja orbitaalin muodon, sekä alakuorien määrän.
S-orbitaali on pallomainen joka sisältää maksimissaan 2 elektronia eli yksi laatikko. P-Orbitaali sisältää kaksi lohkoa, jota erottaa ytimen kautta kulkeva solmukohta. Ne muodostavat yhteensä 3 kappaletta p-orbitaaleja, jotka ovat kohtisuorassa toisaan vasten järjestäytyneinä avaruudellisiin muotoihin px, py ja pz ja ne mahdollistavat 6 elektronia (3 laatikkoa). D-orbitaali apilamainen ja sisältää 10 elektronia (5 laatikkoa) sekä f-orbitaali sisältää enintään 14 elektronia (7 laatikkoa). Sivukvanttiluku saa arvoja 0, 1, 2, 3… eli se saa n-1 (yhden vähemmän kuin pääkvanttiluku). 0 vastaa s-orbitaalia, 1 vastaa p-orbitaalia ja 2 vastaa d-orbitaalia.
Magneettinen kvanttiluku ilmoittaa magneettikentässä olevan elektronin eneregiatason ja se kuvastaa avaruudellista sijaintia. Laatikko mallissa lattikoiden luku määrä eli orbitaalien lukumäärä. Magneettikvanttiluku saa arvoja –(sivukv.) 0 +(sivukv.) eli sivukvanttilukuarvon mukaisesti negatiivisesta positiiviseen. Spinkvanttiluku kuvaa elektronin pyörimissuuntaa ja se voi saada arvon -0,5 tai +0,5.
Kuvassa nähdään että jokainen sijoittunut elektroni saa eri kombinaation Paulin kieltosäännön mukaisesti. Esim. 2-kuorelle mahtuu 8elektronia, joista s:llä on yksi orbitaali eli mahtuu 2kpl eri spinein, sekä 2p orbitaali saa magneetit(laatikot) 3kpl ja niille mahtuu 6 eri spinein. Näin jatkuen jokaisella eri kombinaatio.
Orbitaalidiagrammi
Kuva. Orbitaalidiagrammi, jossa nähdään täyttymisjärjestys.
VIDEO KVANTTILUVUISTA JA ORBITAALEISTA
Elektronikonfiguraatiolla kuvataan elektronien sijoittumista atomiorbitaaleille kasvavan energian mukaisessa järjestyksessä. Sen kirjoittamisessa noudatetaan minimienergiaperiaatetta joka menee seuraavan kuvan mukaisesti. Tässä esimerkiksi Vanadium z=23 elektronit menee 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d3 eli uloin kuori onkin tuo neljäs kuori, vaikka 3:lle mahtuisi viellä tavaraa. Tämä siksi kun nelosen p-orbitaali vie vähemmän energiaa. Eli et voi ajatella ulomman kuoren elektroneja suoraan kuorien maksimimäärien 2n2 perusteella analogisesti vaan pitää tarkastella asiaa elektronikonfiguraation kautta, että paljonko ja mikä on valenssikuoren tilanne ks. atomin kohdalla.
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d….. Muista että orbitaalien energia kasvaa tämän mukaisesti, eli elektronikonffan mukaan kasvaa energia.
Paulin kieltosääntö sanoo että samassa atomissa ei voi olla kahta elektronia joiden kvanttilukujen kombinaatio olisi täysin sama. Hundin säännön mukaan elektronit asettuvat energialtaan samanarvoisille orbitaaleille samansuuntaisin spinein, niin pitkälle kuin on mahdollista (suomibussi).
Alkuaineiden jaksollinen järjestelmä
Atomin halkaisija riippuu elektronikuorien lukumäärästä. Ryhmässä kun mennään alaspäin, niin koko kasvaa. Kun siirrytään oikealle, niin koko pienenee koska kasvava ydinvaraus vetää elektroneja tiheämmin kohti ydintä. Sama pätee ionien kohdalla, jolloin positiivinen ioni omaa suuremman ydin varauksen, joten se on pienempi perus atomiin verrattuna ja negatiivinen isommalla elektroni määrällä ei pakkaudu niin tiukkaan, joten se on suurempi vastaavaan atomiin verrattuna.
Ionisaatioenergia on reaktiossa kuluva energia jossa atomi luovuttaa elektronin ja muodostuu positiivinen ioni eli kationi. Eli se energia jolla elektroni saadaan heivattua hevonkuuseen kuoreltaan. Ionisoitumista energioineen voidaan kuvata seuraavalla yhtälöllä:
A(g) + ionisoitumisenergia → A+(g) + e− ja tätä voi seurata toinen ionisoituminen
A+(g) + toinen ionisoitumisenergia → A2+(g) + e− . Mitä pienempi ionisoitumisenergia, niin sitä helpommin kuorelta saadaan elektroni heivattua mäelle. Eli sitä helpommin muodostuu elektronin luovuttanut ioni eli (po)kationi. Ryhmässä alaspäin ionisaatioenergia pienenee ja jaksossa oikealle kasvaa. Eli halogeenit ei hevillä häviä eli anna pois elektroneita vaan mielellään ottaa ja siksi niillä on korkea ionisaatioenergia. Esimerkiksi jos Alumiini (Al) omaa 13 elektronia, niin sen konfiguraatio on 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1, niin tässä saman orbitaalin elektroneilla ks. kuorella on sama ionisaatioenergia-arvo, eli 2p-orbitaalin 6 elektronia omaa saman ionisaatioenergia-arvon, kun taas 3p:n 1elektroni on p:llä mutta kuitenkin eri kuorella, niin on näillä huomattavasti erilaiset ionisaatioenergian arvot.
Elektroniaffiniteetti on elektronin vastaanotto reaktiossa vapautuva energia eli kun syntyy negatiivinen ioni eli anioni. Mitä negatiivisempi elektroniaffiniteetti, sitä helpommin muodostuu anioni eli energiaa vapautuu. Ryhmässä alaspäin affiniteetti kasvaa, eli ei oikein muodosta anionia, kuin taas jaksossa oikealle siirryttäessä affiniteetti on voimakkaan negatiivinen ja mielellään muodostaa anionin.
Elektronegatiivisuus kuvastaa atomin kykyä vetää sidoselektroneja puoleensa. Mitä suurempi arvo, sitä enemmän kykyä vetää elektroneja puoleensa nimenomaan sidostilanteessa. Se atomi joka vetää enemmän elektroneja puoleensa, saa negatiivisen osittaisvarauksen. Pooliton on sellainen yhdiste jonka sidoksessa elektronit ovat tasaisesti jakautuneet kummallekkin atomille. Sidos on poolinen silloin kun atomeilla on erilainen kyky vetää elektroneja puoleensa, eli niillä on erilainen elektronegatiivisuusarvo. Voimakas elektronegatiivisuusero aiheuttaa ionin syntymisen. Kovalenttisia sidoksia (poolisia) muodostaa mielellään epämetallit keskenään. (Symmetria rakenteen ansiosta sidos voikin olla pooliton esim. hiilidioksisdilla, jossa kahden sidoksen muodostuneet osittaisvaraukset kumoavat toisensa, muista että poolittomat kulkee helposti rasvaliukoisen solukalvon läpi, joten kaikki poolittomat happi O2, hiilidioksidi CO2 kulkee helposti läpi).
Yhteenveto MUISTI:
Alkuaineiden sitoutuminen
Pyrkimyksenä on sitoutua, niin että atomin elektronit olisivat mahdollisimman lähellä oktettia. Tähän pyritään luovuttamalla, vastaanottamalla ja jakamalla elektroneja. Kemialliset sidokset perustuvat sidoselektronien välisiin sähköisiin vetovoimiin.
Molekyylien sisäiset sidokset
Kovalenttinen sidos muodostuu kahden atomin välille, joille jää yhteinen/yhteisiä elektronipareja. Esim vedyllä yhdellä kuorella yksi elektroni, joten sen kandee hommaa toinen niin olis oktetissa, joten se sitoutuu toiseen vetyyn, muodostaen vetykaasun. Vesimolekyylissä kaksi vetyä saa oktetin kun jakaa hapen elektronien kanssa ja vastoin happi saa kahden vedyn elektronimäärän vaikutusalueelle ja on tyytyväinen eli oktetissa. Happi mielellään myös muodostaa toisen hapen kanssa kovalenttisen kaksoissidoksen ja molemmat hapet ovat näin tyytyväisiä. Samaan tyyliin typpi, jolla on 3 elektronin vaje, niin se muodostaa em. tavalla kolmoissidoksen.
Poolittomia sidoksia on silloin kun elektronegatiivisuus on sama ja elektronit ovat tasaisesti jakautuneet atomeille. Poolisia silloin kun atomilla on kyky vetää elektroneja puoleensa eli niillä on eri elektronegatiivisuus. Esim. H ja Cl (eri päissä jaks. järj.).
Koordinaatiosidos on kovalenttisen sidoksen erikoismuoto, jossa toinen osallistuva atomi luovuttaa kummatkin sidokseen tarvittavat elektronit. Sidoksen muotouduttua, kaikki sidokset ovat samanarvoisia. Esim. ammoniakin tai suolahapon reaktio vesimolekyylin kanssa KUVA. Eli vesi vaan koordinoi vetynsä menemään muualle. Ammoniakki ottaa vedeltä H:n eli ns. protonin ja lopusta vedestä jää jäljelle pelkkä hydroksidi-ioni OH-. Päinvastoin kun suolahappo, joka väkisin tyrkyttää vedelle vetyatomin ja näin ollen syntyy oksonoimionia H3O+
Typellä on vapaa elektroni pari johon vety eli protoni sitoutuu. Vety ei tuo elektroneja ollenkaan mukanaan vaan tulee niinkuin vapaamatkustajana, ilman (lippua) elektroneja.
Ionisidos ja (metallisidos)
Ionisidos muodostuu kun atomien elektronegatiivisuuero on riittävän suuri, luovuttaa elektropositiivisempi kokonaan elektroninsa elektronegatiiviselle. Syntyy positiivinen ja negatiivinen ioni, joiden sähköiset vetovoimat vetävät toisiaan puoleensa. Esim. natriumin elektronegatiivisuus arvo on 0,9 ja kloorin 3,0 niin natrium luovuttaa elektroninsa kloorille. Ionisidoksen muodostumisessa tarvittava elektronegatiivisuusero ei ole tarkka vaan häilyvä, jolloin tietyssä kohdassa sidoksen ioniluonne alkaa kasvamaan. Metallisidos Metallit eivät voi muodostaa kovalenttisia sidoksia, eikä ionisidoksia, vaan ne luovuttavat ulkoelektroninsa metallien yhteyseen elektroniparveen ja näin muodostuu metallisidos.
Molekyylien väliset sidokset
Dipoli-dipoli sidoksissa erimerkkiset osittaisvaraukset vetävät toisiaan puoleensa, siten että saman merkkiset osittaisvaraukset hylkivät toisiaan. Nämä ovat heikompia, kuin kovalenttiset tai ionisidokset.
Dipoli-dipolin erikoistapaus on vetysidos, jossa vety sitoutuu itseään selvästi elektronegatiivisempaan pieneen atomiin (esim fluori, happi, typpi NOF). Sidoksessa sidoselektronit ovat selvästi elektronegatiivisemman puolella, ja näin vety saa suuren positiives osittaisvarauksen. Vetysidokset ovat voimakkaampia kuin normaalit dipoli-dipolit, mutta kuitenkin heikompia kuin kovalenttiset sidokset. Vetysidoksia on mm. isojen esim DNA-molekyylien välillä, joita merkitään katkoviivalla. Vetysidoksia ovat mm. ”vedessä vesimolekyylien välillä, ammoniakki molekyylien välillä, sekä vetyfluoridissa ja metanolissa”. Aineen/molekyyliseoksen kiuhimispiste on korkeampi jos se kykenee vetysidoksiin.
Ionidipolisidos on selvästi voimakkain heikoista sidoksista mutta ei kuitenkaan niin kova kuin vahvat sidokset. Dipolin toinen pää hakeutuu kohti ionia ja niillä on voimakkaan erimerkkiset varaukset ja kova vetovoima. Esim. ruokasuolan liukeneminen veteen. Dispersiovoimissa eli van der Whals voimissa poolittomien molekyylien elektronien liikkuvuus saa aikaan hetkellisen dipolin, joka voi indusoida naapurimolekyylissä myös hetkellisen dipolin ja näin syntyy vetovoima molekyylien välille. Hydrofobisessa vuorovaikutuksessa esimerkiksi proteeni primaarirakenteessa näkyvät hydrofobiset alueet pakkautuu sisäpuolelle, kun proteiini laskostuu sekundaarirakenteeseen. Näin muodostuu pallomainen proteiini jossa hydrofobiset alueet sisällä ja hydrofiiliset alueet ulkoreunoilla.
Mikäli molekyylillä on sekä hydrofobinen että hydrofiilinen osa, niin se on ampfipaattinen molekyyli esim. kalvolipidit ja saippua. Tämä vesipakoisten osien hakeutuminen toistensa läheisyyteen sanotaan hydrofobiseksi vuorovaikutukseksi. Muodostuneita eri faaseja kutsutaan miselleiksi.
SidosenergiaOn sidoksen purkamiseen vaadittavaa energiaa, yksikkönä kJ/mol. Kokonaissidosenergia muodostuu atomien omista sidosenergioista ja molekyylien sidosenergioista. Atomien vahvoja vuorovaikutuksia on kovalenttinen-, ioni-, metallisidos. Heikkoja vuorovaikutuksia on ionisidokset, dipolisidokset, dispersiovoimat ja hydrofobinen vuorovaikutus eli van der whaals. Mitä vahvempi sidos, niin sitä enemmän tarvitaan energiaa rakenneosien erottamiseen ja mitä vahvempi sidos sitä korkeampi sulamis- ja kiehumispiste, mutta niitä arvioitaessa tulee ottaa huomioon molekyylin koko tottakai.
Hilatyypit
Kiinteät aineet jaetaan kiteisiin ja amorfisiin aineisiin. Kiteiset aineet muodostavat hiloja, joita voi olla atomi-, molekyyli-, metalli- ja ionihila. Amorfisilla aineilla ei ole tarkkaa rakennetta (lasit muovit). Kiteisistä aineista atomihilassa mm. timantti, atomit sijaitsevat hilapisteessä ja ne ovat lujia ja niillä on korkea sulamispiste. Molekyylihilassa sidosvoimat pitävät molekyylejä koossa. Ne ovat melko hauraita ja niillä on alhainen sulamispiste (ruokosokeri, rikki S8). Metallihilassa atomeja sitoo toisiinsa metallisidosten liikkuvat elektronit. Hyvä sähkön- ja lämmönjohtokyky sekä atomit voivat liikkua toisten lomitse (muokkailtavuus). Ionihilassa ionit järjestäytyy siten että erimerkkiset varaukset lähelle ja samanmerkkiset varaukse kauemmas toisistaan. Muodostaa hyvin järjestäytyneen rakenteen. Pienin rakenneyksikkö on alkeiskoppi.
Nesteet
Nesteolomuoto on tiheydeltään melko samanlainen kuin kiinteä, mutta siinä hiukkaset pääsevät liikkumaan toistensa lomitse, eikä niillä ole tarkkaa muotoa niin kuin kiinteillä -> neste ottaa astian muodot. Nesteen viskositeetti, eli jäykkyyteen vaikuttaa mm. hiukkasten koko, olomuoto, hiukkasten väliset vetovoimat ja lämpötila.
Vesi divetymonoksidi on elämän tärkeimpiä pääsääntöisesti liuos muodossa olevista molekyyleistä. Vesimolekyylissä on molemmilla vedyillä vaikutuspiirissään e elektronia ja happi atomilla 8 elektronia. Vetyatomilla on positiivinen ja hapella negatiivinen osittaisvaraus, koska happi omaa korkeamman elektronegatiivisuuden ja näin vetää voimakkaammin elektroneja puoleensa. . Vesimolekyylit ovat ainoa yhdiste joka esiintyy maapallolla kaikissa kolmessa olomuodossaan. Valo läpäisee vettä hyvin, jotta vedessä elävät kasvitkin voi naattia auringosta ja yhteyttää. Ihmisestä noin 62% on vettä ja pienikin nestehukka voi vaikuttaa jaksamiseen. Vesimolekyylin hybridisaatio (video)
Sidosesimerkki
LiukeneminenSamanlainen liuottaa samanlaista. Pooliset liukenevat veteen hyvin joten ovat hydrofiilisiä. Näitä ovat orgaaniset yhdisteet joissa happea ja tai typpeä sisältäviä ryhmiä. Tietyt pooliset yhdisteet liukenevat veteen hyvin esim. etanoli ja muut sokerit, koska vesi rikkoo molekyylien väliset sidokset ja muodostuu vetysidoksia vesimolekyylien kanssa. Mutta jos on kiinteitä hiloja joissa tiukka sidosrakenne, niin ne ovat niukkaliukoisia, esim virtsahappo, nukleotidiemäkset.
Poolittomat ovat hydrofobisia eli ne eivät liukene veteen, koska eivät pysty tunkeutumaan vesimolekyylien väliin. Poikkeuksena hiildioksidi joka on siis pooliton, mutta liukenee jonkin verran kuitenkin, koska siinä on poolisia sidoksia, vaikkakin ne ovat kumoutuneet symmetrisyyden takia.
Ionit muodostavat vedessä ioni-dipolisidoksia, jonka seurauksena ionille muodostuu hydraatiovaippa. Jos on kyseessä muu liuotin kuin vesi niin tällöin puhutaan solvatoitumisesta.
Kiinteän aineen liukenemisen vastakohta on saostuminen eli kiteytyminen. Ioniyhdisteen kiteytyessä vesimolekyylejä kuitenkin saattaa jäädä ionihilaan jolloin puhutaan kidevedestä. Tälläisiä yhdisteitä kutsutaan kidevedelliseksi suolaksi eli hydraatiksi. Kidevesi pitää ottaa huomioon kun lasketaan molekyylimassaa. Kaavassa saattaa olla pisteellä erotettuna esim CuSO4-6H2O. Kidevesi saadaan pois kuumentamalla hilaa eli rapauttamalla. Kidevedellisellä aineella on kuitenkin taipumus uudelleen sitoa vettä ympäristöstään eli se on nk. hygroskooppinen aine.
Kaasujen liukoisuutta veteen voidaan lisätä nostamalla painetta.
Diffuusio ja osmoosiDiffuusiossa väkevyyserot pyrkivät tasoittumaan. Väkevämmästä aineesta siirtyy laimeampaan ja laimeammasta kohti väkevämpää. Tälläin väkevyyserot alkavat siis tasoittua. Kun taas osmoosissa hiukkaset eivät liiku vaan väkevyyseron tasoittajana toimii vesi, joka siirtyy esim. puoliläpäisevän kalvon läpi. Eli vesi siirtyy kohti väkevämpää faasia.
Pintajännitys ja kapillaari-ilmiöNesteen sisäinen voima on suurempi kuin voima rajapinnassa. Tällöin nesteen pinta yrittää vetäytyä kasaan päin. Tämä mahdollistaa monet fysikaaliset ilmiöt kuten vesimittarin kävely veden pinnalla, kapillaari-ilmiö ja pisaran mudostus. Pintajännitys kuvastaa energian varastoitumista nesteenpinnalle ja sitä kuvataan seuraavalla kaavalla.
Pintajännitys arjessa
Aineita ovat seokset ja puhtaat aineet. Seoksessa komponentit voivat kuitenkin muodostaa eri faaseja eli ovat ns. heterogeenisiä seoksia, jossa hiukkaskoko niin pieni että rajapintaa ei voida nähdä selvästi. Kolloidiseos on sellainen jossa hiukkaskoko on niin pieni että seosta pidetään hetero- ja homogeenisen välimuotona. Proteiinit käyttäytyvät niinkuin kolloidihiukkaset ja ne heijastavat ja taittavat valoa (Tyndalin ilmiö).
Ainemääräsuhteiden laskemisessa, jos tiedetään esim kaikkien alkuaineiden massat, niin laske ne moolimassa perusteella ainemääriksi n. Sitten jaat jokaisen saadun tuloksen pienimmällä ainemäärällä, niin vola tässä on niiden suhteet toisiinsa nähden.
Mikäli halut laskea molekyylikaavasta ja sen alapotensseista tarkemmat vaikka prosentti osuudet niin kerro jokaisen atomin kappalemäärä sen itsensä moolimassalla. Siitä saat tietää montako massan per 1 moolia kohden. Sitten sen massan jaat sillä koko molekyylin molekyylimassalla. Esimerkiksi C23H32O7 jonka kokonaismolekyylimassa on 300g/mol. Niin lähdet ensin laksemaan hiilen kertomalla hiilen atomimassan 23:lla. Siitä samanlailla kaikki muut. Sitten nämä tulokset jaat sillä alkuperäisellä molekyylimassalla 300g/mol. Näin saat prosenttiosuudet laskettua.
Ionit
IO3- ionia sisältävät ovat jodaatteja. Muut on esim KI ja CaI2 ovat jodideja. Tee ionikooste
