Anorgaaniline Keemia/Atmosfääri osakesed

Atmosfäär on maad ümbritsev gaasikiht, milles valdavaks on lämmastiku, hapniku ja argooni segu. Maa atmosfäär kaitseb elu maal päikese ultraviolettkiirguse eest ning ühtlustab maapinna päevaseid ja öiseid temperatuurikõikumisi.

Atmosfääril on kolm optilist omadust. Esimeseks on hajumine, valguse läbimisel atmosfäärist, osa valgusest hajub. Teiseks on neeldumine, erinevad gaasi molekulid neelavad erineva lainepikkusega kiirgust, näiteks O₂ ja O₃ neelavad lühemat lainepikkust. Kolmandaks on kiirgamine, mõned ühendid kiirgavad valgust, nagu näiteks CO₂ ja H₂O.

Osaliselt või täielikult täidetud molekulid

Osaliselt täidetud molekulid

Radikaalid on aatomid, ioonid või molekulid, millel on üks või mitu paardumata valentselektroni. Radikaal on väga lühiealine intermediaat, sest ta reageerib kiiresti teiste radikaalide või molekulidega ^[1]. Intermediaat on keemilises protsessis esinev vaheühend, mis ei ole lähteühendiks ega lõppsaaduseks.
Biradikaalid

Paardumata valentselektron põhjustab radikaalide paramagneetilisust. Paardumata valentselektroni magnetmoment, spinn muudab aine pisut magnetiliseks. Valentselektronid orienteeruvad välises magnetväljas magnetväljaga samas suunas ^[2]. Näitena võib tuua siin hapniku molekuli.

Täielikult täidetud molekulid

Täielikult täidetud molekulid on aatom- ja molekulaarsüsteemid, kus kõik valentselektronid on paardunud. Molekulid, millel on kõik elektronid paardunud on diamagneetilised, sest neil on spinnid erimärgilised ^[2].

Aatomorbitaalid (AO)

Orbitaal on ühe elektroonne lainefunktsioon, mis on saadud aatomi Schrödingeri võrrandi lahendusena. Orbitaale ise ei ole võimalik näha, vaid näeb ainult elektrontihedusi. Elektrontihedus on elektroni leidmise tõenäosus kindlas punktis, millel on kindlad koordinaadid. Orbitaalid ei ole unikaalsed, paljudel orbitaalidel on samasugune sümmeetria.

Orbitaali karakteristlikud omadused

Lainefunktsiooni faas. Kui lainefunktsiooni väärtused on üle nulli on tegemist positiivse faasiga, kui väärtused on alla nulli on tegemist negatiivse faasiga.
Radiaal sõlm on raadius tuumast, kus lainefunktsiooni väärtus igas suunas võrdub nulliga. Radiaal sõlm ilmneb just s-orbitaalide korral, sest nad on kerad.
Sõlmetasand on koht, kus lainefunktsiooni väärtus on null. Selles kohas elektrone olla ei saa. Sõlmetasand on tasand kahe erineva faasi vahel (positiivne ja negatiivne).

S orbitaalid

Erinevad orbitaalid

1s orbitaal on madalaima energiaga lainefunktsioon. See orbitaal sõltub ainult kaugusest elektroni ja tuuma vahel. 1s orbitaalil on ainult üks faas ning tal puudub radiaal sõlm. Kui tegemist on 2s orbitaaliga esineb tal kaks erinevat faasi - üks on positiivne ja teine on negatiivne. Raadiuse suurenemisel elektroni ja tuuma vahel lainefunktsiooni väärtus väheneb, läbib nulli ja läheb edasi negatiivseks. 2s orbitaal omab radiaal sõlme, mis eraldab kahte faasi. Kui tegu on näiteks 3s orbitaaliga, esineb tal kaks erinevat faasi, kuid radiaal sõlmi on tal kaks. Faasid vahetuvad ning iga kord kui faas vahetub on nende vahel radiaal sõlm, nende eraldamiseks.S orbitaalidel ei ole sõlmetasandit, nagu teiste orbitaalide puhul.

P orbitaalid

2p orbitaalide puhul on kõigil olemas nii positiivne kui ka negatiivne faas. Nendel orbitaalidel on sõlmetasand, kuid ei ole radiaal sõlme. 2p orbitaale on kolme erinevat tüüpi arvestades kuhu on orbitaal suunatud, 2px, 2py ja 2pz orbitaalid. X puhul on orbitaal suunatud vassakule, y puhul on orbitaal suunatud paremale ja z puhul on orbitaal suunatud ülesse.

D orbitaalid

D orbitaalide korral on neil kaks sõlmetasandit, et eraldada erinevaid faase. Nagu p orbitaalide puhul on ka siin indeksitega määratud, kuhu orbitaal on suunatud. Kui elektron läheb tuumast kaugemale, siis nende vaheline vastasmõju väheneb ja lõpuks läheb lainefunktsioon nulli.

Molekulaarorbitaalid (MO)

Molekulaarorbitaale kasutatakse, et iseloomustada elektrontihedusi keemilistes struktuurides. Molekulaarorbitaalid ei ole unikaalsed, paljudel orbitaalidel on samasugune sümmeetria ^[3]. Molekulaarorbitaalid saadakse kui kombineeridakse üks aatomorbitaal teisega. Enne orbitaalide kombineerimist peab teadma, milliseid orbitaale saab kombineerida ja milliseid ei saa, et kahte aatomorbitaali kombineerida peab neil olema samasugune sümmeetria. Näiteks 2px kombineerimiselt 2px orbitaaliga on näha, et neid kahte saab kombineerida, sest neil on samasugune sümmeetria. Kuid näiteks 2px ja 2pz sümmeetria on täiesti erinev ja neid kahte kokku panna ei saa.

Aatomite kombinatsioon

Molekulaarorbitaale saadakse aatomorbitaalide hübridisatsiooni abil. On olemas nii siduv kui ka lõdvendav kombinatsioon. Siduva molekulaarorbitaali energia alaugses langeb miinimumi ja siis hakkab uuesti kasvama. Miinimumis olles on energeetiliselt kasulik aatomitel kokku saada, et moodustada molekul. Lõdvendava kombinatsiooni puhul energia koguaeg kasvab kui tuumadevaheline kaugus väheneb. Siduvat ja lõdvendavat kombinatsiooni tähistatakse sigma ja pi indeksiga. Kui molekulaarorbitaali lainefunktsioon muudab märki keerates ttumadevahelist telge 180 kraadi, tähistatakse pi-ga. Kui lainefunktsioon ei muuda märki on tegemist sigmaga.

Orbitaale hakatakse täitma madalaima energiaga tasanditest. Alguses täidetakse 1s siis 2s ja edasi 2p orbitaalid. Siduvad orbitaalid on madalama energiaga kui mittesiduvad orbitaalid. Mida kõrgemaks läheb energia, seda raskemaks läheb molekulaarorbitaalide geomeetria.

Diatoomilised molekulid

Diatoomilised molekulid on molekulid, mis koosnevad kahest aatomist, mis on omavahel ühendatud. Diatoomilisi molekule saab jagada homonukleaarseteks ja heteronukleaarseteks molekulideks. Homonukleaarsed molekulid koosnevad sama elemendi aatomitest, nagu näiteks vesinik (H₂), lämmastik (N₂) või hapnik (O₂). Heteronukleaarsed molekulid koosnevad erinevate elementide aatomitest, nagu näiteks süsikoksiid (CO), lämmastikoksiid (NO) või vääveloksiid (SO) ^[4]. Teised elemendid võivad aurustamisel moodustada diatoomilisi molekule, kuid jahtumisel nad polümeriseeruvad uuesti.

Umbes 99% atmosfäärist koosneb kahest diatoomimolekuli liigist, milleks on lämmastik ja hapnik.

Kõik diatoomilised molekulid on lineaarsed, mis on aatomite lihtsaim ruumiline paigutus. Ning neid molekule iseloomustab üks parameeter, milleks on sideme pikkus või kahe aatomi vaheline kaugus ^[5]. Olenevalt kas tegemist on homonukleaarse või heteronukleaarse molekuliga, tähistatakse lineaarset geomeetriat kas D_{$\infty$ h} või C_{$\infty$ v}-ga.

Hapnik O₂

Hapniku (O₂) molekulaarorbitaal

Lämmastikoksiidi (NO) molekulaarorbitaal

O₂ on hapniku kõige levinum allotroopne vorm, milles on kaks hapniku aatomit. Allotroopia on nähtus, mis seisneb selles, et sama keemiline element võib esineda mitme erineva lihtainena. Hapnik on stabiilne värvitu gaas, mis kondenseerudes muutub sinakaks. Hapnik on radikaalne ühend, sest tema kaks väliskihi elektroni ei ole paardunud, sellepärast on ta ka erandlik molekul, tavaliselt on paarisarv elektronidega molekulaarorbitaalid täiesti täidetud. Tänu sellele, et ta on radikaal on ta ka paramagneetiline ^[6]^[7].

Hapnik on keemiliselt aktiivne, reageerib paljude ainetega ja on üheks levinumaks oksüdeerijaks. Hapnik moodustab umbes 21% atmosfääris olevatest ühenditest.

Lämmastikoksiid NO

Lämmastikoksiid on värvitu mürgine gaas, mis tekib näiteks lämmastikust ja hapnikust kõrgel temperatuuril äikese toimel. Või saab seda teha ammoniaagi oksüdeerimisel kõrgel temperatuuril ^[8]^[9].

${\ce {O2 + N2 -> 2NO}}$

${\ce {4NH3 + 6O2 -> 4NO + 6H2O}}$

Lämmastikoksiid on radikaalne ühend, millel on üks paardumata elektron π lõdvendaval molekulaarorbitaalil. Lämmastikoksiid võib elektroni kas võtta või anda, et moodustada sidet ^[8].

Vääveloksiid SO

Vääveloksiidi leidub ainult lahjendatud värvitu gaasina, kontsentreeritult muutub ta divääveldioksiidiks. Vääveloksiid on termodünaamiliselt ebastabiilne ühend.

${\ce {O + S2 -> S + SO}}$

Vääveldioksiidi molekulil on kaks paardumata elektroni, infrapunakiirgusega ergastades molekul ergastub singletsesse olekusse, kus kõik tema elektronid on paardunud ^[9]^[10].

Süsinik C₂

Disüsinik on rohekas gaasiline molekul, mille elektronid on kõik paardunud ja selletõttu on ta diamagneetiline molekul ^[11].

Lämmastik N₂

Lämmastik on normaaltingimustel värvitu gaas. Lämmastik on diamagneetiline ühend, millel on kõik elektronid paardunud. Lämmastik omab kolmiksidet kahe aatomi vahel ^[9].

Gaasiline lämmastik moodustab umbes 78% kogu atmosfääri koostisest.

Süsinikoksiidi (CO) molekulaarorbitaal

Süsinikoksiid CO

Süsinikoksiid tuntud ka kui vingugaas on normaalolekus värvitu mürgine gaas. Süsinikoksiid tekib mittetäieliku põlemise käigus. Tema molekulis on hapniku ja süsiniku aatomid seotud kolmiksidemega, need kolm sidet ühendavad süsinikku ja hapnikku väga tugevasti ning see side on tugevam kui side lämmastiku molekulil ^[12].

Süsinikoksiidi leidub Maa atmosfääris väga väikestes kogustes.

Triatoomilised molekulid

Triatoomilised molekulid on molekulid, mis koosnevad kolmest aatomist. Sarnaselt diatoomilistele molekulidele saab ka neid jaotada homonukleaarseteks ja heteronukleaarseteks molekulideks.

Homonukleaarseks on näiteks osoon, heteronukleaarseteks on näiteks süsinikdioksiid, lämmastikdioksiid ja vääveldioksiid.

Triatoomilised molekulid võivad olla lineaarse, painutatud või tsüklilise geomeetriaga. Lineaarne molekul on näiteks süsinikoksiid. Osoon, lämmastikdioksiid ja vääveldioksiid on painutatud geomeetriaga.

Lämmastikdioksiidi (NO₂) molekulaarorbitaal

Lämmastikdioksiid NO₂

Lämmastikdioksiidi värvus varieerub toatemperatuuril kollakas-pruunikast punakas-pruunikaks gaasiks. Tema punakas värvus tuleneb sellest, et lämmastikdioksiid neelab valgust sinisest piirkonnast, mis on umbes 400-500 nm juures. Lämmastikoksiid on radikaal ühe paardumata elektroniga, tänu sellele on tal paramagneetilised omadused.

Lämmastikdioksiid on tugev oksüdeerija, mis liidab endaga elektrone.

${\ce {2NO + O2 -> 2NO2}}$

Lämmastikdioksiidi esineb atmosfääris väga vähe. Atmosfääris neelab see ühend päikesevalgust ja reguleerib troposfääri keemiat, eriti just osooni kontsentratsiooni. Lämmastikdioksiidi molekulaarorbitaalil on üks paardumata elektron sigma siduval orbitaalil.

Osooni (O₃) molekulaarorbitaal

Osoon O₃

Osoon on hapniku allotroopne vorm, mille molekul koosneb kolmest hapniku aatomist. Normaaltingimustel on osoon sinakas gaas, mis madalatel temperatuuridel (-112°C) kondenseerub tume siniseks vedelikuks. Osoon on termodünaamiliselt ebastabiilne ja võib laguneda temperatuuri ja rõhu kasvades. Osoon on diamagneetiline ühend ning kõik tema elektronid on paardunud. Osoon on keemiliselt aktiivne ja oksüdeerib paljusid teisi aineid.

Osoonikiht

Osoon tekib atmosfääris ultraviolettkiirguse mõjul. Osooni molekuli tekkeprotsess on kaheastmeline. Esmalt laguneb hapniku molekul UV-kvandi toimel. Peale selle lagunemist liitub üksik hapniku aatom hapniku kaheaatomilise molekuliga, moodustades osooni kolmeaatomilise molekuli.

Ultraviolettkiirgus neeldub osoonis reaktsioonil, mille lähteaineteks on osoon ja kvant ning lõppsaadusteks on hapnik ja hapniku üksik aatom.

${\ce {O3 + hv -> O2 + O.}}$

See on pöörduv reaktsioon, kuid üksiku hapniku reageerides dihapnikuga eraldub energia soojusena, mitte valgusena.

Süsihappegaasi (CO₂) molekulaarorbitaal

Süsihappegaas CO₂

Süsihappegaas on süsiniku stabiilseim oksiid, mille molekul koosneb ühest süsinikust ja kahest hapniku aatomist, mis on kovalentselt seotud. Süsihappegaasi tekib süsiniku ja selle mitmesuguste ühendite kuumutamisel piisava hulga hapnikuga. Süsinikdioksiid on värvitu gaas, mis on mõõdukalt aktiivne.

Atmosfääris leidub seda ühendit üsna väikestes kogustes, umbes 0,04%. See on peamine kasvuhoonegaas, mis takistab soojusenergia lahkumist Maalt. Üks süsihappegaasi saamise reaktsioone on seotud metaani põlemisega.

${\ce {CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O}}$

Vääveldioksiidi (SO₂) molekulaarorbitaal

Vääveldioksiid SO₂

Vääveldioksiid on värvitu mürgine gaas. Omadustelt on vääveldioksiid redutseerija, ta tahab elektrone ära anda ning ta on diamagneetiline molekul, ei oma ühtegi paardumata elektroni. Vääveldioksiid, mis lahustub vihmapiiskades põhjustab happesademeid, mille pH on normaalsest madalama väärtusega.

Vääveldioksiidi saadakse väävli põlemise reaktsioonil ^[13].

${\ce {S + O2 -> SO2}}$

Molekulide võrdlused

O₃ vs SO₂

Osooni ja vääveldioksiidi molekulaarorbitaalid on väga samasugused, ainukene erinevus nende kahe vahel on orbitaalenergiate väärtused. Võrdluseks võib välja tuua, et osoon on oksüdeerija, mis tahab elektrone endale võtta ning vääveldioksiid on redutseerija, mis tahab elektrone ära anda. Järgmine erinevus on, et osoonil on kokku 24 elektroni, kuid vääveldioksiidil on neid 32. Nii hapnikul kui ka väävlil on sama palju valentselektrone ehk siis kuus. Vääveldioksiidil on väävel seotud hapnikutega kaksiksideme abil, kuid osoonil on hapniku aatomid üksteisega seotud ühe üksiksideme kui ka ühe kaksiksideme abil.

CO₂ vs SO₂

Üks erinevus süsihappegaasi ja vääveldioksiidi vahel on, et süsihappegaas on lineaarne molekul, kus hapnikud tahavad olla üksteisest nii kaugel kui võimalik, kuid vääveldioksiidi molekul on painutatud, sest väävlil on üks vabaelektroni paar ning sellepärast ei saa see molekul lineaarselt olla. Teiseks erinevuseks on, et süsihappegaas on mittepolaarne ühend, kuid vääveldioksiid on polaarne ühend.

CO₂ vs NO₂

Nende kahe vahel on ainult väikene erinevus ja selleks on, et lämmastikdioksiidi molekulil on üks elektron rohkem kui süsihappegaasi molekulil ning see muudab ka tema molekulaarorbitaali, sest omab ühte paardumata elektroni.

Virmalised (Aurora borealis)

Virmalised on atmosfääris esinev optiline nähtus. Virmalisi esineb nii põhja- kui ka lõunapoolkeral. Olenevalt kus virmalised tekivad nimetatakse neid erinevalt, kui virmalised esinevad põhjapoolkeral nimetatakse neid aurura borealis kui aga lõunapoolkeral nimetatakse neid aurora australis.

Virmalised tekivad kui Päikesest tulevad päikesetuule osakesed põrkavad vastu Maa magnetvälja, ning sealt osa neist liigub mööda magnetlaine jooni magnetpoolusteni, kus nad omakorda põrkavad vastu atmosfääri aatomeid ja molekule. Toimuvad interaktsioonid kõrgenergeetiliste elektronide ja neutraalsete aatomite vahel. Ergastatakse valentselektrone ja kui nad tagasi algolekusse lähevad tekib neil vaba footon, mida inimesed näevad virmalistena.

Virmaliste värvid sõltuvad erinevatest atmosfääris leidavatest gaasidest, elektrilisest olekust ja elektronide energiatest. Olenevalt kas ergastatuks osutub hapnik, emiteerub sellest kas rohelist (100-150 km kõrgusel) või punast (umbes 250 km kõrgusel) valgust. Lämmastiku aatomitest emiteerub aga punakat või violetset valgust.

Viited

↑ Free Radicals (vaadatud 02.12.2021).
↑ ^2,0 ^2,1 Walling, Cheves T.. "radical". Encyclopedia Britannica, 16 May. 2018. (Vaadatud 02.12.2021).
↑ Fleming, I., Molecular Orbitals and Organic Chemical Reactions, John Wiley & Sons, 2011.
↑ Britannica, The Editors of Encyclopaedia. "molecule". Encyclopedia Britannica, 13 Aug. 2021. (Vaadatud 02.12.2021).
↑ Brown, C., Ford, M., Standard Level Chemistry (2nd ed.), Prentice Hall, 2014.
↑ Wayne, R., P., Singlet Molecular Oxygen, Advances in Photochemistry, 1969.
↑ Dioxygen, 3 Feb. 2021. (Vaadatud 02.12.2021).
↑ ^8,0 ^8,1 Lancaster Jr., J., Nitric Oxide: Principles and Actions, Elsevier, 1996.
↑ ^9,0 ^9,1 ^9,2 Greenwood, N., N., Earnshaw, A., Chemistry of the Elements (2nd ed.), 11.11.1997.
↑ Salama, F., Frei, H., Near-infrared-light-induced reaction of singlet sulfur monoxide with allene and dimethylacetylene in a rare gas matrix: infrared spectra of two novel episulfoxides, The Journal of Physical Chemistry, 1989.
↑ Hoffman, R., Marginalia: C₂ in All Its Guises, American Scientist, 1995.
↑ Bierhals, J., Carbon Monoxide, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 2001.
↑ Müller, H., Sulfur Dioxide, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 2000.

[1] Free Radicals (vaadatud 02.12.2021).

[:0-2] 2,0 ^2,1 Walling, Cheves T.. "radical". Encyclopedia Britannica, 16 May. 2018. (Vaadatud 02.12.2021).

[3] Fleming, I., Molecular Orbitals and Organic Chemical Reactions, John Wiley & Sons, 2011.

[4] Britannica, The Editors of Encyclopaedia. "molecule". Encyclopedia Britannica, 13 Aug. 2021. (Vaadatud 02.12.2021).

[5] Brown, C., Ford, M., Standard Level Chemistry (2nd ed.), Prentice Hall, 2014.

[6] Wayne, R., P., Singlet Molecular Oxygen, Advances in Photochemistry, 1969.

[7] Dioxygen, 3 Feb. 2021. (Vaadatud 02.12.2021).

[:1-8] 8,0 ^8,1 Lancaster Jr., J., Nitric Oxide: Principles and Actions, Elsevier, 1996.

[:2-9] 9,0 ^9,1 ^9,2 Greenwood, N., N., Earnshaw, A., Chemistry of the Elements (2nd ed.), 11.11.1997.

[10] Salama, F., Frei, H., Near-infrared-light-induced reaction of singlet sulfur monoxide with allene and dimethylacetylene in a rare gas matrix: infrared spectra of two novel episulfoxides, The Journal of Physical Chemistry, 1989.

[11] Hoffman, R., Marginalia: C₂ in All Its Guises, American Scientist, 1995.

[12] Bierhals, J., Carbon Monoxide, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 2001.

[13] Müller, H., Sulfur Dioxide, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 2000.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]

[11]

[12]

[13]