Kimijas pamati

4,033 views

Published on

0 Comments
3 Likes
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

No Downloads
Views
Total views
4,033
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
2
Actions
Shares
0
Downloads
0
Comments
0
Likes
3
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Kimijas pamati

  1. 1. Ķīmijas pamati Šūna
  2. 2. IevadamCinga – C vitamīna deficīts, trūkums
  3. 3. Vielas• Dabā ir sastopami tikai 92 elementi no 118• Elementus nav iespējams sadalīt sīkāk tā, lai būtu noteiktas fizikālas un ķīmiskas īpašības.• Gan zemes garozu, gan dzīvos organismus veido līdzīgi elementi, atšķiras to kvantitatīvās attiecības.
  4. 4. Vielas• Seši elementi: C, H, N, O, P, S veido 98% no organismu dzīvās pamatmasas
  5. 5. Atomi veido vielas• Katram elementam ir «savs» atoms,• Tie ir izkārtoti periodiskajā tabulā• Atomam (elementam) ir savs nosaukums un simbols;• H – ūdeņraža atoms, Na – nātrija atoms
  6. 6. Atomi veido vielas• Katram atomam ir sava masa, kuru veido elementārdaļiņas, stabilākās no tām ir elektroni, protoni un neitroni – tie ir arī «vissmagākie»!
  7. 7. Atomi veido vielas Atommasa Atoma simbols Atoma kārtas skaitlis
  8. 8. Joni• Viena veida atomiem var būt dažāds elektronu skaits;• Atomus, kuriem ir vienāds protonu skaits , bet ir dažāds elektronu skaits sauc par joniem, tie ir arī lādēti atomi.
  9. 9. Izotopi• Viena veida atomiem var būt dažāds neitronu skaits;• Atomus, kuriem ir vienāds protonu skaits , bet ir dažāds neitronu skaits sauc par izotopiem.
  10. 10. Atoma elektronu enerģijas līmeņi• Elektroni apkārt kodolam riņķo enerģijas līmeņos, Nils Bors balstījās uz atklājumu, ka elektroniem ar vienādu lādiņu un masu ir dažādas enerģijas.• Potenciāla enerģija – uzkrātā• Elektroni ar vismazāko enerģiju ir tuvāk pie kodola Ja iegūst enerģijuM līmenisL līmenisK līmenis Ja enerģiju zaudē
  11. 11. 2b.1. 2a. Skābeklis 3a. 3b. 4.
  12. 12. Elektronu izvietojums čaulās• Līdz Kalcijam (Ca) , pirmajā apvalkā ne vairāk kā 2 elektroni, bet katrā nākamajā var būt astoņi.• No sākuma aizpildās tuvāk esošie apvalki.• Piemēram, Sērs (S) – kārtas skaitlis 16 – tātad normāla atoma veidā, ne jonos, būs 16 elektroni: – Pirmajā 2 – Otrajā 8 – Trešajā 6
  13. 13. Atoma uzbūve• Atomi (elementi) periodiskajā tabulā ir izkārtoti periodos un rindās.• Ir sakārtoti rindās atbilstoši elektronu skaitam ārējā čaulā.• Elektronu ārējā čaula tiecas iegūt 8 elektronu, tiem atomiem kuriem ārējā čaulā ir 8 elektroni ir inerti – nereaģē, piemēram, argons
  14. 14. Elektronu izvietojums• Elektroni nekustās pa riņķa līniju, bet gan eliptiski, varētu pat teikt, ka neprognozējami;• Divu elektronu kustības trajektoriju apkārt kodolam sauc par orbitālēm;• 1.čaulā var būt viena orbitāle (2 elektroni), bet otrajā 4 orbitāles (8 elektroni);
  15. 15. Orbitāles p orbitāles orbitāle d orbitāle
  16. 16. Elektronu konfigurācija • 1. Čaulā ir viena s orbitāle • 2. Čaulā ir viena s orbitāle un trīs p orbitāles • pēc Kalcija sākas d orbitāles elementi, • 3. čaulā 1 s orbitāle, 3 p orbitāles un 5 d orbitāles Elektronu skaits uz šī Orbitāles veids tipa orbitālēm šajā čaulā Elektronu skaitsČaulas numurs līdz šai čaulas orbitālēm
  17. 17. Ķīmiskās formulas un vienādojumi• Savienojušies atomi veido molekulas, piemēram, metāns CH4 vai molekulārais skābeklis O2• Vai vari pateikt kāds ir atomu skaits katram elementam? – 2C2H5(OH) • C – 4 atomi • H – 12 atomi • O – 2 atomi• Vai tu zini, kas tā par vielu? Organiska vai neorganiska? Un kāpēc?
  18. 18. Jonu saite• Jonu saite ir ķīmiska saite starp atomiem, kas satur kopā joni (pozitīvā un negatīvā lādiņa pievilkšanās), piemērs, nātrija hlorīds jeb vārāmā sāls
  19. 19. Kovalentā saite• Veidojas kad diviem atomiem ir kopīgi elektroni, līdz ar to katram atomam ir pa 8 elektroniem
  20. 20. Polārās, nepolārās kovalentās saites• Ja ārējā čaulā ir nesimetrisks elektronu sadalījums starp atomiem, tad rodas polāra molekula (ir lādiņš)
  21. 21. http://www.kentchemistry.com/links/bonding/moleculePolarity.htm
  22. 22. Ūdeņraža saite• Ūdens molekulā polaritāti izraisa ūdeņraža atomi, un tie ir saistīti arī ar citu molekulu skābekļa atomiem, veidojas vāja saite, ko sauc par ūdeņraža saiti
  23. 23. Oksidēšanās-reducēšanās• Oksidēšanās ir elektronu atdošana• Reducēšanās ir elektronu pievienošana• NaCl gadījumā nātrijs oksidējas (atdod elektronu) un attiecīgi hlors reducējas• Red-oks reakcijas attiecina arī uz kovalentajām saitēm – jāskatās, kas pie kā pievienojas, kas pievienojas tas oksidējas
  24. 24. H2O• Visi dzīvie organismi satur 70-90% ūdens;• Uz Zemeslodes ~ 71%• Ūdens molekula ir polāra;• Molekulas saista kopā ūdeņraža saites, kas ir salīdzinoši vājas;• Ja būt kovalentās saites, tad ūdens vārītos −800C un sasaltu −1000C, nebūtu iespējama dzīvība.
  25. 25. H2O• Kalorija ir siltuma enerģijas daudzums, kas nepieciešams, lai vienam gramam ūdens paaugstinātu temperatūru par 1 oC• Šī enerģija ir augstāka nekā citiem šķidrumiem ar kovalento saiti;• Ūdens lēni atdziest un sasilst, kas, piemēram, dzīvajos organismos palīdz nodrošināt homeostāzi.
  26. 26. H2O• Ūdenim ir liels iztvaikošanas siltums, ši īpašības nodrošina «normālu» klimatu un organismu nepārkaršanu
  27. 27. H2O• Ūdens ir universāls šķīdinātājs
  28. 28. H2O• Molekulas kuras nav jonu veidā un saistās ar ūdeni sauc par hidrofīlajām molekulām, bet molekulas, kuras nesaistās un nav jonu veidā, piemēram, tauki, sauc par hidrofobajām molekulām Šādas pazīmes bar būt arī vienai molekulai, piemēram, šūnapvalkiem, šunu membrānām, hidrofīlais gals ir ūdeni, bet hidrofobais prom no tā un veido telpu
  29. 29. H2O• Ūdenim piemīt kohēzija un adhēzija• Kohēzija – saistīšanās• Adhēzija – pielipšana
  30. 30. Kāpēc ūdens mērītājs var staigāt pa ūdeni?• Tāpēc, ka ūdens spraigums ir lielāks nekā spēks ko spiež ūdensmērītājs
  31. 31. Ūdens spraigums• Ir spēks, kas nepieciešams, lai «salauztu» šķidruma virsmu
  32. 32. H2O• Ūdenim vislielākais blīvums ir 4 oC;• Sasalušam ūdenim, ledum blīvums ir vismazākais un ledus peld pa virsu
  33. 33. Adhēzija un kohēzija nodrošinaūdens transportu augos
  34. 34. Skābes,bāzes• Tīram ūdenim sadaloties un disociējoties veidojas vienāds skaits ūdeņraža joni (H+) un hidroksiljoni (OH-);• Šajā gadījumā pH=7, jo šis cipars norāda, ka ūdeņraža jonu koncentrācija šķīdumā ir 10-7 moli/litrā
  35. 35. Skābes• Skābēm disociējot ūdenī atbrīvojas H+ joni, piemēram, nozīmīga skābe ir sālsskābe – HCl → H+ + Cl-• Sālskābes pH= 2, kas nozīmē, ka ūdeņražu jonu koncentrācija ir palielinājusies līdz 10-2 moli/litrā
  36. 36. Bāzes• Bāzēm disociējot ūdenī vai nu pievieno ūdeņraža jonus vai atbrīvo hidroksiljonus, nozīmīga bāze ir nātrija hidroksīds – NaOH→ Na+ + OH-• Nātrija Hidroksīda pH= 11, kas nozīmē, ka ūdeņražu jonu koncentrācija ir samazinājusies līdz 10-11 moli/litrā
  37. 37. Bufersistēmas• Bufersistēmas nodrošina pH nemainīgumu, t.i. Ja šķīdumā nonāk kāda viela vai joni, tad pH būtiski nemainās, dabiska bufersistēma ir asinis• Šī sistēma uzņem pārpailkušos hidroksiljonus un ūdeņraža jonus

×