Referatai

Atomo sudėtis. Cheminės jungtys

9.4   (2 atsiliepimai)
Atomo sudėtis. Cheminės jungtys 1 puslapis
Atomo sudėtis. Cheminės jungtys 2 puslapis
Atomo sudėtis. Cheminės jungtys 3 puslapis
Atomo sudėtis. Cheminės jungtys 4 puslapis
Atomo sudėtis. Cheminės jungtys 5 puslapis
Atomo sudėtis. Cheminės jungtys 6 puslapis
Atomo sudėtis. Cheminės jungtys 7 puslapis
Atomo sudėtis. Cheminės jungtys 8 puslapis
Atomo sudėtis. Cheminės jungtys 9 puslapis
Atomo sudėtis. Cheminės jungtys 10 puslapis
Atomo sudėtis. Cheminės jungtys 11 puslapis
Atomo sudėtis. Cheminės jungtys 12 puslapis
Atomo sudėtis. Cheminės jungtys 13 puslapis
Atomo sudėtis. Cheminės jungtys 14 puslapis
Atomo sudėtis. Cheminės jungtys 15 puslapis
www.nemoku.lt
www.nemoku.lt
Aukščiau pateiktos peržiūros nuotraukos yra sumažintos kokybės. Norėdami matyti visą darbą, spustelkite peržiūrėti darbą.
Ištrauka

REFERATAS Atomo sudėtis. Cheminės jungtys Svarbiausios atomą sudarančios dalelės: elektronai, protonai, neutronai, pozitronai, , , . Elektronai – neigiamos dalelės, išsidėstę aplink atomo branduolį. Kai kurie įkaitinti metalai išspinduliuoja elektronus, toks reiškinys vadinamas termoelektronine emisija. Elektrono krūvis 1,602*10-19 yra mažiausias, koks tik gali būti elektros krūvis, vadinamas elementariu krūviu. Pozitronai – teigiamo krūvio dalelės, kurių krūvis yra tokio pat dydžio, kaip elektrono neigiamas. 1932 m. fizikai V. Heizenbergas ir D. Ivanenko pateikė atomo branduolio sudėties teorija, pagal kurią atomų branduoliai susideda iš protonų, turinčių teigiama krūvį, ir neutronų, neutraliųjų dalelių. Protonų skaičius yra lygus elemento eilės numeriui elementų periodinėje sistemoje, o neutronų – elemento atominės masės ir eilės numerio skirtumui. Kadangi neutronai neturi krūvio, tai jų skaičiaus pasikeitimas branduolyje atsiliepia tik atomo masei, bet nepakeičia branduolio krūvio, kartu ir atomo cheminių savybių. Pasikeitus neutronų skaičiui atomo branduolyje, susidaro izotopai. Tai to paties elemento atomai, turintys skirtingas atomines mases ir vienodą branduolio krūvį. Įvairių elementų atomai, turintys vienodas atomines mases, bet skirtingą branduolio krūvį, vadinami izobarais. , ,  dalelės susidaro vykstant branduolinėms reakcijoms, skylant branduoliams. Reakcijos, kurių metu vienų elementų atomų branduoliai virsta kitų elementų atomų branduoliais, vadinamos branduolinėmis. Išspinduliuodamas alfa dalelę, 24He, radioaktyvaus elemento atomas virsta nauju elementu, kurio masė mažesnė keturiais vienetais, o krūvis dviem vienetais. Radioaktyviam elementui išspinduliavus beta dalelę (elektroną-10e). Atsiradusio elemento branduolio masė lieka ta pati, o krūvis padidėja vienetu. Spinduliai turi tam tikrą energiją, kuri yra išmetama porcijomis, vadinamomis energijos kvantais arba fotonais. E-h*f E – fotono energija h – Planko konstanta f – dažnumas Visi įkaitinti kūnai skleidžia spindulius, kuriuos praleidus pro stiklo prizmę, difrakcinę gardelę arba kietos medžiagos kristalą, gaunami atitinkami emisijos spektrai. Šie spinduliai susidaro todėl, kad, kaitinant medžiagas, atomų valentiniai elektronai absorbuoja šiluminę energiją ir labai trumpą laiką yra sužadinti. Po to jie vėl grįžta į normalų būvį, kartu skleisdami energiją infraraudonųjų, regimosios šviesos ar ultravioletinių spindulių pavidalu. Planetinį atomo modelį labai patobulino danų fizikas N. Boras. Jis rėmėsi optinių spektrų linijiniu pobūdžiu ir trimis postulatais. Pirmasis postulatas. Elektronai aplink branduolį skrieja ne bet kokiomis orbitomis, o tik tokiomis, kurių spinduliai proporcingi sveikų skaičių n kvadratams. Antrasis postulatas. Skriedamas pastovia orbita, elektronas energijos neišspinduliuoja. Trečiasis postulatas. Elektronas, peršokdamas iš pastovios orbitos į bet kurią kitą, absorbuoja energijos kvantą, o grįždamas atgal, išspinduliuoja energijos kvantą. Kvantinis mechaninis atomo modelis Pagrindinis dydis, apibūdinantis elektrono būvį atome, yra elektrono energija, kuri priklauso nuo atstumo iki branduolio. Kuo toliau nuo branduolio, tuo atomo energija yra didesnė. Jei atome yra daugiau nei du elektronai, jie grupuojami į atskirus energijos lygmenis. Elektrono energijos dydis apibūdinamas pagrindiniu kvantiniu skaičiumi n. Pagrindinis kvantinis skaičius n - 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Žymėjimas spektroskopijoje - K, L, M, N, O, P, Q. Elektronai esantys tame pačiame lygmenyje, turi artimą, bet ne visiškai vienodą energijos atsargą. Dėl šios priežasties kiekvieno lygmens elektronai skirstomi į polygius. To paties lygmens elektronų energetinio būvio skirtumas atsiranda dėl elektrono judėjimo kiekio momento mvr, kuris apibūdinamas orbitiniu skaičiumi l. Orbitinis kvantinis skaičius l -0, 1, 2, 3, 4. Žymėjimas spektroskopijoje - s, p, d, f, g. Hundo tasyklė: elektronai užpildo p, d ir f orbitales taip, kad jose gūtų kuo daugiau nesuporuotų elektronų. Elektronas atome skrieja ne tik aplink branduolį, bet ir sukasi apie savo ašį. Toks judėjimas apibūdinamas kvantiniu sukinio skaičiumi. Cheminės jungtys Gamtoje tik nedaugelis cheminių elementų randami pavienių laisvų atomų pavidalo. Daugumos elementų atomai linkę sudaryti cheminę jungtį. Cheminė jungtis gali susidaryti tarp to paties arba skirtingų elementų atomų ir tarp sudėtingesnių dalelių: molekulių, jonų, radikalų. Nagrinėti cheminę jungtį labai padėjo valentingumo samprata ir A. Butlerovo cheminės sandaros teorija (1861) bei D. Mandelejevo atrastas periodinis dėsnis. Tačiau cheminės jungties prigimtis buvo suprasta tik XX a. pradžioje, kai paaiškėjo, kad ją lemia atomų valentiniai elektronai. Cheminės jungties teorijos plėtojimas – vienas iš svarbiausių dabartinės chemijos uždavinų. Nesuvokus cheminės junkties esmės, neįmanoma nagrinėti junginių cheminių savybių priežastingumo ir daugelio procesų, iš jų ir biocheminių bei genetinių, vykstančių ląstelėse. Cheminė junktis atsiranda sąveikaujant elektriniams laukams, kuriuos sukuria besijungiančių atomų elektronai ir branduoliai. Susidaręs junginys esti patvarus tik tuo atveju, kai jo energija mažesnė nei pradinių atomų t. y., kai, susidarant jungčiai, energija iųšsiskiria. Dabartinė cheminės jungties teorija pagrįsta prielaida, kad erdvėje tarp besijungiančių atomų branduolių padidėja elektronų tankis. Pagal elektronų tankio pasiskirstymą cheminė jungtis skirstoma į kovalentinę, joninę ir metališkąją. Paprastai jungniuose vyrauja vieno tipo jungtis, bet kartu būna ir kitų. Cheminio junginio savybes lemia ne tik jo molekulės kokybė ir kiekybinė sudėtis, bet ir vidinė sandara, t. y. molekulę sudarančių atomų jungimosi tvarka. Atomai, jungdamiesi tam tikra tvarka, vienas kitą veikią, todėl šiek tiek pakinta ir jų cheminės ypatybės. Pavyzdžiui, vandenilio atomo savybės priklauso nuo to, su kokiu atomu jis susijungęs. Panagrinėkime vandenilio junginius su chloru, deguonimi ir azotu: HCL, H2O ir NH3. nuo vandenilio chlorido HCL molekulės vandeniniuose tirpaluose lengvai atskyla vandenilio jonas H+, todėl vandenilio chlorido savybės yra rūgštinės. Iš vandens molekulės H2O vandenilio jonai atskyla daug sunkiau, - vanduo yra amfoterinio pobūdžio, iš amoniako molekulės NH3 vandenilio jonas neatskyla, - amoniako savybės yra bazinės. Molekulių sandarą galima nustatyti cheminiais metodais, vykdant įvairias reakcijas su tiriamąja medžiaga, t. y. tiriant medžiagos cheminius kitimus. Dabar vietoj cheminės analizės metodų vis dažniau taikomi fizikiniai, nustatomi įvairūs molekulių sandaros ypatumai, pavyzdžiui, atstumai tarp atomų, kampai tarp jungčių, elektronų tankio pasiskirstymo pobūdis ir kt. Iš fizikinių metodų šiuo metu plačiausiai taikomi šie: elektronografija, spektrinė analizė bei kristalų rentgeninė struktūros analizė. Joninę junktį ir joninių junginių sandarą lemia elektrostatinės jėgos, kurios atsiranda tarp priešingo elektros krūvio dalelių. Joninė jungtis susidaro tarp tų elementų atomų, kurių labai skiriasi neigiamasis elektringumas, pavyzdžiui, tarp IA ir VIIA grupių elementų. Mažesnio neigiamojo elektringumo elemento atomas gali prarasti elektroną ir virsti teigiamu jonu, didesnio neigiamojo elektringumo – jį prisijungti ir virsti neigiamu jonu. Tarp priešingo krūvio jonų atsiranda elektrostatinė sąveika. Jungties susidarymas yra egzoterminis procesas. Susidarant joninei jungčiai, egzoterminis procesas galimas tuo atveju, kai prarandančio elektroną atomo jonizacijos energija yra mažesnė nei prijungiančio elektroną atomo elektroninio giminingumo energija. Inertinių elementų atomų elektroninę sandarą, išskyrus helio 1s2, galima išreikšti bendra formule: ns2np6. Kai žinoma, tokia elektroninė sandara yra labai patvari, šių elementų atomai nelinkę nei atiduoti elektronų, nei juos prisijunkti. Vienodos elektroninės sandaros atomai ir jonai sudaro izoelektronines eiles (helio, neono, argono). Junginių turinčių tipišką joninę jungtį, nedaug. Tai šarminių ir žemės šarminių IA ir IIA grupių metalų junginiai su halogenais. Tačiau ir šiuose junginiuose elektronų tankis tarp jonų nėra lygus nuliui. Jonų traukos ir stūmos jėgos bei junginio stechiometrinė sudėtis priklauso nuo jų elektros krūvių. Jonus galime įsivaizduoti kaip krūvį turinčius rutuliukus, kurių jėgų laukas erdvėje tolygiai sklinda į visas puses. Todėl kiekvienas jonas gali įvairia kryptimi savęs link traukti priešingo ženklo jonus. Joninė junktis, skirtingai nuo ko(valentinės, yra nekryptinga. Sąveika tarp dviejų jonų negali visiškai atsverti jų jėgų lauko jungties joniškumo P priklausomybė nuo elementų neigiamųjų elektringumų skirtumo (XB – XA), todėl joninė jungtis, skirtingai nuo kovalentinės, yra neįsotinta. Joninės jungties nekryptingumas ir neįsotinimas lemia joninių junginių sandarą. Energijos požiūriu palankiausia, kad kiekvieną joną suptų tam tikras didžiausias skaičius priešingo ženklo jonų. Šis jonų skaičius vadinamas koordinacijos skaičiumi. Skirtingai nuo kovalentinių junginių, “grynai” joninių junginių koordinacijos skaičius priklauso ne nuo elementų atomų elektroninės sandaros, be nuo jonų dydžio. Kai jonų radiusų santykis 0,73 –1,37, - kubinė ir t.t. Įprastinėmis sąlygomis joniniai junginiai yra kristalinės medžiagos. Joniniuose kristaluose nėra atskirų molekulių. Į visą kristalą žiūrima kaip gigantišką molekulę, susidedančią iš didelio skaičiaus jonų. Joniniai junginiai, tirpdami poliniuose tirpikliuose, visiškai disocijuojasi į jonus, o nepoliniuose paprastai netirpsta arba pereina į koloidinę būseną. Joninių junginių jungties energiją galima apskaičiuoti pagal Kulono dėsnį. Svarbi joninių junginių charakteristika – jų kristalinės gardelės energija Ekr, matuojama darbu, kurį reikia atlikti, norint kristalą suardyti į jonus ir juos atskirtibe galo dideliu atstumu. Kristalinės gardelės energija nustatoma eksperimentiškai, vadovaujantis Heso dėsniu, arba apskaičiuojama teoriškai Kovalentinę jungtį sudaro atomus jungianti bendra valentinių elektronų pora. Ši jungtis dažniausiai susidaro tarp nemetalų atomų. Kovalentinės jungties teorijos kūrėjas – Dž. Lujis (1916 m.) (JAV). Šiai teorijai vėliau buvo pritaikyti kvantinės mechanikos teiginiai. Molekulei negalima gauti tikslaus Šrėdingerio lygties sprendinio, atitinkančio mažiausią jos energiją. Taigi molekulių, kaip ir daugiaelektronių atomų, sandaros charakteristika paga kvantinę mechaniką gaunama naudojant artutinius Šrėdingerio lygties sprendinius. Kovalentinės jungtis aiškinama dviem metodais: valentinių jungčių (VJ) ir molekuliųorbitalių (MO). Kovalentinę jungtį sudaro atomo valentiniai nesuporuoti elektronai, t. y. vienaelektronės orbitalės. Tačiau daugeliu atvejų atome kovalentinių jungčių gal būti daugiau nei normalios būsenos atomas turi vienaelektonių orbitalių. Kovalentinę jungtį gali sudaryti visos vienaelektronės orbitalės, esančios nesužadintame atome arba atsirandančios atomą sužadinus. Tačiau kovalentinę jungtį gali sudaryti ir išoriniame atomų elektrodų sluoksnyje esanti dvielektronė orbitalė. Kovalentinės jungties susidarymo būdas, kai atomas donoras, turintis nepanaudotą dvielektronę orbitalę, sąveikauja su atomu akceptoriumi, turinčiu neužpildytą orbitalę, vadinamas donoriniu-akceptoriniu. Kovalentinė jungtis susidaro, kai elektronai ne pereina iš vieno atomo į kitą, o sudaro vieną arba keletą besijungiantiems atomams bendrų porų. Kovalentinę jungtį gali turėti tiek vieninės, tiek sudėtinės medžiagos. Kovalentinė jungtis, kai jungiasi vienarūšiai atomai, vadinama nepoline, o kai jungiasi skirtingo elektroneigiamumo elementų atomai – poline jungtimi. Poliškumo laipsnis apibūdinamas bipolio momentu, kuris lygus poliaus elementinio elektrinio krūvio e ir atstumo tarp priešingų krūvių elektrinių svorių centrų l sandaugai: -e*l Kompleksiniai junginiai Koordinacinė jungtis – tai viena iš kovalentinės jungties atmainų. Jai susidaryti padeda elektronų pora, priklausanti vienam iš reakcijoje dalyvaujančių atomų. Naujų elektroninių porų čia nesusidaro Atomas arbe jonas, turintis išoriniame energetiniame lygmenyje laisvą porą, sudarančią koordinacinę jungtį, vadinamas donoru, o priimantis į savo išorinį energetinį lygmenį šią porą - akceptoriumi. Cheminiams junginiams, turintiems koordinacinę jungtį, priklauso kompleksiniai junginiai. Tai medžiagos, kuriose atomai arba jų grupės susijungę koordinacine ir jonine jungtimi. Pvz.: kompleksas bf4 susidaro, reaguojant boro fluoridui su fluoro jonu. Metališkoji jungtis. Daugiau nei trys ketvirtadaliai cheminių elementų yra metalai. Metalinės vieninės medžiagos nuo kitų skiriasi kai kuriomis bendromis savybėmis : metalai yra geri elektros ir šilumos laidininkai, jie plastiški, kalūs, metališkai blizga. Metalų sandarą ir savybes lemia metališkoji jungtis, kurią sudaro palyginti nedidelis skaičius elektronų, esančių metalų atomų išoriniame sluoksnyje. Susijungus dviem metalų atomams, nesusidaro tokia patvari elektronų konfigūracija, kaip susijungus dviem nemetalų atomams. Metališkoji jungtis būdinga kietos ir skystos būsenos metalams. Įprastomis sąlygomis metalai, išskyrus gyvsidabrį, yra kristalinės medžiagos. Jų dalelės išsidėsčiusios pagal tankiausios sanglaudos principą. Metalams būdingos tokios kristalinės gardelės: kubinė centruotojo paviršiaus, heksagoninė, kubinė centruotojo tūrio. Metališkosios jungties energija yra mažesnė nei joninės ar kovalentinės. Ji apibūdinama metalinės kristalinės gardelės energija, t.y. energija, kuri reikalinga metalo kristalui suardyti į pavienius atomus. Cheminei jungčiai metaluose aiškinti sukurtos dvi teorijos: laivųjų elektronų ir juostinė kietojo kūno. Pagal laisvųjų elektronų teoriją metalų kristalai sudaryti iš taisyklingai išsidėsčiusių metalų jonų, tarp kurių juda laisvi elektronai, sudarantys vadinamąsias “elektronines dujas”, jungiančias tankiai išsidėsčiusius katijonus. Metališkoji jungtis yra nelokalizuota, taigi neįsotinta ir nekryptinga. Ši teorija nusako šarminių metalų ypatumus bei kokybiškai paaiškina metalų laidumą elektrai, šilumai, bet nepaaiškina daugelio kitų metalų ypatybių.molekulių sąveikos jėgos dažnai vadinamos van der Valso jėgomis. Pagal traukos jėgas molekulių sąveika skirstoma į orientacinę, indukcinę ir dispersinę. Visų trijų rūšių sąveika tarp molekulių silpnėja, didėjant atstumui tarp jų. Orientacinė molekulių sąveika būdinga polinėms molekulėms, kurios pasižymi pastoviu dipoliniu momentu. Elektriniame lauke, kurį polinės molekulės sukuria apie save, jos orientuojasi vienos kitų atžvilgiu, ir sistemos energija sumažėja. Traukos jėga būna didžiausia, kai molekulių dipoliai išsidėsto išilgai vienos linijos. Indukcinė sąveika vyksta tarp polinių ir nepolinių molekulių. Nepolinę molekulę poliarizuoja polinės molekulės elektrinis laukas, ir tos molekulės sąveikauja. Dispersinė sąveika pasireiškia tarp nepolinių molekulių. Šios sąveikos esmę paaiškina kvantinė mechanika. Atomuose ir molekulėse dėl elektronų skriejimo apie branduolį atsiranda akimirksniniai dipoliai, kurie poliarizuoja gratimas molekules. Tarp akimirksnių elektrinių dipolių, kurių padėtis nuolat kinta, vyksta sąveika. Dispersinei sąveikai turi įtakos molekulių geba poliarizuotis. Tarp tos pačios rūšies molekulių gali pasireikšti visų trijų rūšių sąveika, bet dažniausiai vyrauja dispersinė sąveika (išskyrus molekules su dideliais dipoliniais momentais, pavyzdžiui, H2O). Cheminė jungtis, kuri susidaro tarp į molekulę sujungto vandenilio atomo ir kito elemento, lengvai prijungiančio elektronus, atomo, vadinama vandeniline. Vandervalsinės jėgos.Tarp molekulių veikiančios jėgos vadinamos vandervasinėmis ir skirstomos į tris grupes: dipolinės, indukcinės ir dispersinės. Dipolinės jėgos veikia tarp dviejų polinių molekulių. Indukcinis ryšys tarp molekulių susidaro tada, kai suartėja polinė ir nepolinė molekulės. Tarpusavyje sąveikauja ir nepolinės molekulės. Šis reiškinys apibūdinamas tuo, kad sukantis elektronams ir svyruojant atomų branduoliams atome labai trumpam susikuria dipoliai, dėl kurių tarp molekulių atsiranda dispersinė sąveika. Vandenilinė jungtis – viena iš ryškiausių tarpmolekulinių sąveikų. Vandenulis, kovalentine jungtimi susijęs su didesnio neigiamojo elektringumo atimu, gali sudaryti dar vieną jungtį. Vandenilinė jungtis labai paplitusi gamtoje, ja remiantis galima paaiškinti daugelį kondensuotosios būsenos medžiagų savybių. Vandenilinės jungties susidarymo mechanizmas donorinis-akceptorinis: elektronų poros donaras yra neigiamojo elektringumo elemento atomas, akceptorius – protonas. Vandenilinės jungties energija yra tarpinė tarp fizikinio ryšio, kurį lemia van der Valso jėgos, ir cheminio – donorinės-akceptorinės jungties. Vandenilinės jungties energija didėja, didėjant atomo donoro neigiamajam elektringumui ir mažėjant jo matmenims. Vandenilinė jungtis gali susidaryti ne tik tarp molekulių, bet ir jose pačiose. Susidarant tarpmolekulinei vandeniliniai jungčiai, molekulės jungiasi į dimerus ir sudėtingesnius linijinius, šakotus arba žiedinius asociatus. Medžiagų, kurių molekulės jungiasi vandeniline jungtimi, yra aukštesnė lydymosi ir virimo temperatūra, didesnė garavimo šiluma. Didėjant analogiškų junginių molekulinei masei, didėja jų virimo temperatūra. Vandenilinė jungtis turi labai didelę įtaką vandens ir ledo struktūrai, jų savybėms. Kiekvienas vandens molekulės deguonies atomas yra tetraedriškai susijęs su keturiais kitais deguonies atomais, o tarp jų yra vandenilio atomai. Ledui lydantis, dalis vandenilinių jungčių suyra. Vidinę vandenilinę jungtį turi daugelis organinių junginių. Vandenilinė jungtis turi labai didelę reikmę gyviesiems organizmams. Baltymų molekulėse aminorūgštis jungia peptidinės grupės –NH-CO-. tarp jų susidaro vandenilinės jungtys –NH··· O-, todėl baltymai įgyja spiralinę struktūrą. Nukleino rūgščių struktūra irgi aiškinama vandenilinėmis jungtimis, kurias sudaro fosfatinės grupės. Baltymų ir nukleino rūgščių denatūracija susijusi su vandenilinių jungčių suardymu. Šiomis jungtimis aiškinamas fermentų veikimas, raumenų funkcionavimas, kai kurie atminties mechanizmo aspektai. Metalai Metalų fizikinės savybės Metalais vadinami tie elementai, kurie turi būdingų cheminių savybių. Metalai skirstomi į juoduosius ir spalvotuosius. Taurieji metalai labai atsparūs oksidacijai. Retieji metalai – tai gamtoje mažai paplitę metalai, pavyzdžiui, lantanoidai, volframas, molibdenas. Visi metalai, išskyrus gyvsidabrį, kambario temperatūroje yra kietos kristalinės medžiagos. Nuo vidinės metalų sandaros priklauso jų būdingosios fizikinės savybės. 1. Plastiškumas. Deformuojantis t.y. keičiant formą metalo gabalui, jonų sluoksniai tik pasislenka vienas kito atžvilgiu, o ne atitrūksta, nes jungiantys juos elektronai, atitinkamai pasistūmėję, toliau jungia pasislinkusius jonus. 2. Elektrinis laidumas. Jį lemia laisvas elektronų judėjimas visame metalo gabale, kadangi jie nepriklauso kuriam nors atomui. 3. Didelis šilumos laidumas. Šiluminę energiją iš vienos metalo gabalo vietos į kitą daugiausia perneša tie patys elektronai. Jei taip pa yra metalų bendrų optinių savybių – neskaidrumo ir metališko blizgesio – priežastis. Iš metališko blizgesio atpažįstame metalus ir jų lydinius tarp kitų medžiagų. Metalai blizga todėl, kad jie atspindi nuo savo paviršiaus šviesos spindulius, bet nepraleidžia jų kaip stiklas ir beveik nesugeria kaip suodžiai. Išvardytos savybės reiškiasi metaluose nevienodai. Pavyzdžiui, metališku blizgesiu pasižymi sidabras; jis ir panaudojamas veidrodžių gamyboje. Žiūrėdami į veidrodį, matome savo atspindį nuo ploniausio sidabro sluoksnio, kuriuo padengtas užpakalinis stiklinis plokštelės paviršius. Pagal elektrinį laidumą pirmą vietą tarp visų medžiagų užima taip pat sidabras; po jo eina varis ir aliuminis. Dėl sidabro brangumo elektrotechnikoje elektros laidams naudojamas varis ir aliuminis. Be šių metalų neįmanoma būtų perduoti elektros energiją dešimčių ir šimtų kilometrų nuo gaminančios ją elektrinės. Kitų metalų elektrinis laidingumas kinta laibai įvairiai. Pavyzdžiui, volframo jis 340 kartų mažesnis negu sidabro. Technikai reikalingi ir vidutiniškai laidūs elektrai metalai. Jie būtini elektriniuose šildymo įrenginiuose. Elektros lemputės kaitinimo siūlelis įkaista tik dėl varžos, kuria jis priešinasi elektros srovei; todėl siūlelis gaminamas iš metalo, turinčio mažą elektrinį laidumą. Dabar kaitinimo siūleliai gaminami daugiausia iš volframo. Metalų šilumos laidumas proporcingas jų elektriniam laidumui. Todėl pagal šilumos laidumą metalai išsidėsto tokia pat eile kaip ir pagal elektrinį laidumą: sidabras, po jo eina varis ir aliuminis, toliau kiti metalai. Pagrindinė mechaninė metalų savybė – plastiškumas – praktikoje reiškiasi tuo, kad nuo kūjo smūgio metalai nesubyra į gabaliukus, o susiploja – jie kalūs. Pirmą vietą tarp metalų pagal kalumą užima auksas. Jį galima išvalcuoti į ploniausius pusiau permatomus lapus ir ištempti į ploniausią, akimi nematomą vielelę. Iš nespecifinių metalams fizikinių savybių dažniausią praktinę reikšmę turi tankis, lydymosi temperatūra ir kietumas. Metalo tankis tuo mažesnis jo atominė masė ir kuo ilgesnis atomo spindulys. Jis metaluose kinta labai plačiai – nuo 0,5 g/cm3 (ličio) iki 22 g/cm3 (osmio). Metalai, kurių tankis yra mažesnis negu 5, vadinami lengvaisiais metalais. Iš konstrukcinių lengvųjų metalų pažymėtini: magnis, aliuminis ir titanas; jie daugiausia naudojami transporto priemonėms, titanas – lėktuvams, skraidantiems viršgarsiniu greičiu. Nuo trinties į orą labai įkaista skrendančio tokiu greičiu lėktuvo apkaba, o nuo įkaitimo metalų tvirtumas, prieš tapdamas lygus nuliui (kada metalas išsilydo), smarkiai sumažėja. Titano labai aukšta lydymosi temperatūra ir jo tvirtumas, skirtingai nuo aliuminio lydinių, greitai skrendant nesumažėja. Tais retais atvejais, kada metalas turi būti kiek galima tankesnis (šratai, kulkos), naudojamas švinas, nors jo tankumas mažesnis negu pačių sunkiausių, tačiau brangių metalų. Metalų savybės – lydymosi temperatūra, tvirtumas, kietumas – daugiausia priklauso nuo metalų jungties tvirtumo. Ji nevienoda įvairiuose metaluose ir itn tvirta sunkiuose metaluose, turinčiuose nepilną atomo priešpaskutinį elektronų sluoksnį; todėl tokie metalai sunkiai lydosi ir labai kieti. Metalų lydymosi temperatūra labai kinta: nuo –39oC (gyvsidabrio) iki 3410oC (volframo). Gyvsidabris, kaip vienintelis skystas įprastinėmis sąlygomis metalas, naudojamas matavimo prietaisuose, volframas – visais atvejais, kai reikia metalo, atlaikančio itin aukštą temperatūrą, pavyzdžiui, elektros lempučių kaitinimo siūleliai. Labai kinta ir metalų kietumas: šarminiai metalai minkšti kaip vaškas, o pačių kiečiausių metalų – volframo ir chromo – negalima apdirbti grūdintomis dildėmis .Visos šios savybės aiškinamos kristalo gardelės ir metalinės jungties ypatumais. Metalų laidumas elektrai ir šilumai yra vienas kitam tiesiogiai proporcingi. Elektros srovei ir šilumai laidūs tik kieti ir skysti metalai. Metalų plastiškumas – tai savybė deformacijos metu išlaikyti įgytą formą. Metalų magnetinės savybės yra nevienodos. Stipriai įsimagnetinantys metalai yra geležis, kobaltas, ir nikelis. Kiti metalai yra diamagnetiniai arba paramagnetiniai. Jų magnetinės savybės išnyksta, nustojus veikti išorės magnetiniam laukui. Metalų cheminės savybės Nuo metalų atomų sandaros priklauso ne tik būdingos metalų – vieninių medžiagų – fizikinės, bet ir bendros cheminės savybės Visos metalų cheminės reakcijos, nors ir labai įvairios, bet yra oksidacijos-redukcijos reakcijos ir gali būti tik dviejų tipų: jungimosi ir pavadavimo. Metalai visose cheminėse reakcijose gali tik turėti teigiamą oksidacijos laipsnį. Bendra schema galime rašyti taip: Meo – nē→ Me+n; čia : Meo – metalas – vieninė medžiaga, o Me+n – metalas cheminiame junginyje. Galima spėti, jog metalai atiduoti savo valentinius elektronus nemetalų atomams, vandenilio jonams, kitų metalų jonams ir dėl to reaguoti su nemetalais – vieninės medžiagomis – vandeniu, rūgštimis, druskomis. Be to, medžiagos, su kuriomis reaguoja metalai, skiriasi gebėjimu oksiduotis. Labai svarbu, kokiomis sąlygomis egzistuoja medžiagos. Nuo viso to priklauso, ar reaguos tam tikras metalas su vienu ar kitu oksidatoriumi, kokie produktai susidarys, įvykus reakcijai. Aukštoje temperatūroje daugelis metalų sugeba deguonyje: 2Mgº+O2=Mg +²O-² . Šiomis sąlygomis nesioksiduoja tik auksas, sidabras, platina ir kai kurie kiti metalai. Su halogenais daugelis metalų reaguoja labai aktyviai. Pavyzdžiui, aliuminis užsidega brome normaliomis sąlygomis: . Kai metalai reaguoja su vandeniu, kai kuriais atvejais susidaro hidroksidai. Labai aktyviai normaliomis sąlygomis su vandeniu reaguoja šarminiai ir žemės šarminiai metalai. Bendrą šios reakcijos schemą galima parašyti taip: . Kiti metalai su vandeniu reaguoja aukštesnėje temperatūroje: magnis, kai jis verda, raudonai įkaitusi geležis vandens garuose. Šiais atvejais susidaro metalų oksidai. Jeigu metalas reaguoja su rūgštimi, jo esti susidariusioje druskoje. Kai metalas reaguoja su nedeguoninės rūgšties tirpalu, jį oksiduoja šiame tirpale esantys vandenilio jonai. Sutrumpintą bendrą joninę lygtį galima taip parašyti: . Deguoninių rūgščių – koncentruotų sieros ir azoto rūgščių – anijonai yra stipresni oksidatoriai negu vandenilio jonai. Todėl su šiomis rūgštimis reaguoja kai kurie tų metalų, pavyzdžiui, varis, sidabras, kurių negali oksiduoti vandenilio jonai. Cheminėse reakcijose metalai tik atiduoda elektronus ir oksiduojasi, kitaip tariant, jie yra reduktoriai. Metalų redukcinės savybės skirtingos. Kuo mažesnis metalo standartinis potencialas, tuo metalas aktyvesnis ir stipresnis reduktorius. Metalų aktyvumas nustatomas įvairiomis reakcijomis, tarp jų metalų išstūmimo kitais metalais iš jų druskų tirpalų reakcijomis. Rusų mokslininkas Beketovas išnagrinėjo metalų išstūmimo reakcijas ir sudarė “metalų išstūmimo eilę”. Joje visi metalai surašyti pagal mažėjantį aktyvumą: Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Ti, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au. Beveik visi metalai reaguoja su rūgštimis. Aukštose temperatūrose kai kurie metalai reaguoja tarpusavyje ir sudaro intermetalinius junginius. Metalų rūdos ir metalų gavimo būdai Mineralai, iš kurių gaminami metalai, vadinami rūdomis. Daug mineralų turi po kelis metalus. Tokios rūdos vadinamos polimetalinėmis. Rūdos, kuriose, be metalų, yra ir kitų techniškai svarbių nemetalų vadinamos kompleksinėmis. Rūdos aptinkamos dideliais kiekiais bei mažesniais telkiniais arba susimaišiusios su uolienomis. Pašalinių medžiagų kartais būna tiek daug, kad metalus gaminti iš rūdų ekonominiu požiūriu neapsimoka. Tada rūdos praturtinamos naudingu komponentu, t.y. sodrinamos mechaniniu, elektromagnetiniu bei fizikiniu ir cheminiu būdu. Mechaninis rūdų sodrinimas pagrįstas skirtingu rūdos ir priemaišų tankiu, elektromagnetinis – tuo, kad rūdos daleles elektromagnetas traukia, o nenaudingų uolienų – ne. Iš fizikinių ir cheminių rūdos sodrinimo būdų svarbiausias yra flotacija. Šis būdas pagrįstas skirtingomis rūdos ir nenaudingos uolienos dalelių absorbcinėmis savybėmis. Pagrindiniai metalų gavimo būdai yra metalurginis ir hidrometalurginis. Dažniausiai taikomas metalurginis būdas, jis skirstomas į karboterminį ir metaloterminį. Taikant karboterminį būdą, metalai iš oksidinimų rūdų redukuojami anglimi arba jos monoksidu aukštoje temperatūroje. Šiuo būdu gaunama geležis, varis, švinas, cinkas, alavas. Taikant metaloterminį būdą, metalai iš oksidų, chloridų ir sulfidų redukuojami, kaitinant juos su aktyviais metalais – natriu, aliuminiu, magniu, geležimi. Labai dažnai kaip reduktorius vartojami aliuminio milteliai, todėl procesas vadinamas aliumotermija. Hidrometalurginis būdas naudojamas metalams gauti iš druskų vandeninių tirpalų. Pagrindiniai labai grynų medžiagų gavimo būdai Pagrindiniai medžiagų valymo būdai yra cheminis ir fizikinis. Cheminis valymo būdas taikomas tada, kai medžiaga ir jos priemaišos turi skirtingų cheminių savybių. Fizikiniai valymo būdai pagrįsti skirtingomis medžiagos ir priemaišų fizikinėmis savybėmis. Prie fizikinių valymo metodų priklauso perlydymas, distiliavimas, sublimavimas, rektifikavimas, kryptinis kristalizavimas ir zoninis lydymas. Taikant perlydimo metodą, valomoji medžiaga išlydoma kvarco arba grafito tigliuose. Dujos ir drėgmė išgaruoja, o oksidai išplaukia į paviršių ir sudaro plėvelę, kurią galima pašalinti. Distiliavimas – tai skysto mišinio komponentų atskyrimas, išgarinant skystį ir sukondensuojant garus. Sublimavimas – tai kieto mišinio komponentų atskyrimas, išgarinant ir sukondensuojant garus. Rektifikavimas – tai skysto mišinio komponentų atskyrimas, išgarinant ir daug kartų leidžiant garus pro priešais tekantį kondensatą. Kryptinė kristalizacija – tai procesas, kai išlydyta medžiaga palaipsniui sukristalizuodama į kietą. Zoninis lydymas yra vienas geriausių metalų ir puslaidininkių valymo būdų. Pirmasis termodinamikos dėsnis. Vidinė energija. Entalpija Sistema – tai tariamai nuo aplinkos atskirtas kūnas arba sąveikaujančių kūnų grupė, apibūdinama tam tikru būviu. Komponentas – tai sistemą sudaranti cheminė medžiaga, kuri gali būti iš sistemos išskiriama. Fazė yra sistemos dalis, atskirta paviršiumi nuo kitos dalies. Sistemos, sudarytos iš fazės, vadinamos homogeninėmis. Sistemos, sudarytos iš dviejų ar daugiau fazių, vadinamos heterogeninėmis. Sistemos būvis apibūdinamas fizikiniais dydžiais: temperatūra, slėgiu ir tūriu. Sistemos perėjimas iš vieno būvio į kitą vadinamas procesu. Kiekviena sistema susideda iš nuolat judančių materialių dalelių. Judėjimo kiekybė charakteristika yra energija. Visa tam tikros medžiagos dalelių kinetinė ir potencinė energija vadinama jos vidine energija. Tai termodinaminė funkcija, žymima raide U. kinetinę dalelių energiją sudaro jų slenkamojo judėjimo, virpesių ir sukimosi energija, potencinę energiją sąlygoje tarp dalelių veikiančios traukos ir stūmos jėgos. Medžiagos vidinė energija yra ekstensyvi funkcija, t.y. priklauso nuo medžiagos kiekio. Absoliutaus jos dydžio nustatyti dar nėra galimybių, todėl matuojami tik jos pokyčiai įvairių procesų metu. Taigi, vykstant bet kuriam fizikiniam ar cheminiam procesui, t.y. kintant sistemos būsenai, matuojamas vidinės energijos pokytis ∆U: ∆U = U2-U1. Svarbu ta, kad vidinės energijos pokytis proceso metu priklauso tik nuo sistemos pradinės ir galinės būsenų ir nepriklauso nuo to, kaip vyko procesas. Bet kuriam tokiam procesui galioja energijos tvermės dėsnis. Jį šiuo atveju galima aprašyt tokia lygtimi: ∆U=Q-A; čia Q – proceso metu sunaudotos arba išsiskyrusios šilumos kiekis; A – sistemos atliktas darbas prieš sistemą veikiančias aplinkos jėgas (išorinį slėgį, elektrinį arba magnetinį lauką ir kt.). Ši lygtis išreiškia pirmąjį termodinamikos dėsnį, kurį galima formuluoti taip: sistemai suteiktas šilumos kiekis Q sunaudojamas jos vidinei energijai padidinti ir darbui prieš aplinkos jėgas atlikti, t. y. Q =∆U+A. Kitos šio dėsnio formulutės: bet kurioje izoliuotoje sistemoje visų rūšių energijų suma yra pastovus dydis; negalimas toks amžinas variklis, kuris veiktų negaudamas energijos iš aplinkos. Remiantis šiuo dėsniu, sudaro procesų energijos ir šilumos balansai, apskaičiuojami šiluminiai efektai. Sistemos, kurią veikia ti išorinis slėgis, atliekamą darbą galima apskaičiuoti taip: A = ρ(υ2-υ1)=ρ∆υ čia υ1 ir υ2 - pradinės ir galinės būsenos sistemos tūris. Izochorinio proceso metu sistemos tūris nesikeičia (∆υ2 = 0), ir sistema neatlieka prieš aplinkos jėgas jokio darbo (A = 0). Jos vidinės energijos pokytis lygus izochorinio proceso šiluminiam efektui: ∆U = Qυ ; čia Qυ – izochorinio proceso metu išsiskyrusi arba sunaudota šiluma. Dažniausiai procesai vyksta pastoviame slėgyje. Jie vadinami izobariniais. Tokie yra gyvuosiuose organizmuose vykstantys procesai. Jų metu sistema atlieka plėtimosi darbą A ir ∆U = Qρ- A = Qρ – ρ(υ2-υ1); čia Qρ – izobarinio proceso šiluminis efektas. O pertvarkę šią lygtį ir vietoj ∆U įrašę U2-U1 gausime: U2-U1 = Qρ - ρ(υ2-υ1) arba Qρ = (U2 + ρυ2) – (U1 + ρυ1). Funkcija U + ρυ vadinama entalpija ir žymima raide H. entalpija – sistemos pilnutinė energija. Jos. Kaip ir medžiagos vidinės energijos, nustatyti negalima, matuojami tik entalpijos pokyčiai įvairių procesų metu. Taigi izobariniame procese išsiskyrusios arba sunaudotos šilumos kiekis Qρ lygus entalpijos pokyčiui: Qρ = H2 – H1 = ∆H. Procesas, kuriame šiluma išsiskiria, vadinamas egzoterminiu. Jo metu sistemos vidinė enrgija (izochorinis procesas) arba entalpija (izobarinis procesas) mažėja, ir jų pokyčiai neigiami (-∆U ar -∆H). endoterminio proceso metu sistema šilumą sunaudoja, todėl jos vidinė energija arba entalpija didėja -∆U ar ∆H pokyčiai teigiami. Antrasis termodinamikos dėsnis. Entropija Pagal pirmąjį termodinamikos dėsnį negalima nusakyti, kuri kryptimi ir iki kokios ribos vyks vienas ar kitas procesas, susijęs su energijos kitimu. Antrasis termodinamikos dėsnis nusako proceso kryptį, t.y. nurodo, koks procesas esamomis sąlygomis gali vykti savaime, t.y. sistemai negaunant energijos iš aplinkos, ir kiek čia gali būti atlikta naudingo darbo. Kiekviena nepusiausviroji sistema savaime kinta, artėdama prie termodinaminės pusiausvyros būsenos, kurioje jos energija yra mažiausia. Pavyzdžiui, dujos difunduoja iš didesnio slėgio į mažesnio slėgio sritį, ištirpusi medžiaga – iš mažesnės į didesnės koncentracijos zoną, šiluma pereina iš šiltesnio kūno į šaltesnį, organinės medžiagos, oksiduojamos oro deguonimi, virsta mažesnės vidinės energijos medžiagomis. Tai savaiminiai procesai. Antrasis termodinamikos dėsnis nurodo, kad savaiminiai procesai negali vykti priešinga kryptimi. Priešingam procesui reikalinga energija iš aplinkos. Antrasis termodinamikos dėsnis formuluojamas įvairiai. Keletas jo formuluočių: negalimas toks procesas, kurio metu visa šiluma būtu paversta darbu; šiluma negali savaime pereiti iš šaltesnio kūno į šiltesnį; negalimas antrosios rūšies amžinais variklis (t.y. toks, kuris visą šilumą paverstu darbu). Bet kurį savaiminį procesą galima panaudoti tam tikram darbui atlikti. Sistemos darbas, kurį ji atlieka pereidama iš vienos būsenos į kitą, priklauso nuo to, kaip keičiamos išorinės sąlygos.įsivaizduokime idealų procesą, kurio metu nuosekliai begalo mažais dydžiais keičiamos išorės sąlygos ir po kiekvieno pokyčio sistemoje nusistovi pusiausvyra. Toks procesas vadinamas pusiausviruoju, nes jo metu sistema visą laiką būna arti pusiausvirosios būsenos. Šio idealaus proceso metu sistema atlieką maksimalų darbą, t.y. sistemos atliktas darbas lygus tam darbui, kurį reikia atlikti, kad sistema grįžtų į pradinę būseną. Termodinaminiu požiūriu toks procesas bus grįžtamas. Tačiau realūs procesai yra negrįžtami. Taigi termodinaminiu požiūriu realaus negrįžtamo proceso metu sistema maksimalaus darbo neatliks, nes dalis proceso šilumos bus “išbarstoma”, t.y. prarandama nenaudingai. Realūs procesai skiriasi savo negrįžtamumu, t.y. “išbarstytos” šilumos laipsniu. Tai nusakoma termodinamine funkcija entropija, žymima raide S. jei, vykstant grįžtamą izoterminį procesą ( T = const), sistemai bus suteiktas tam tikras kiekis šilumos Qgr, tai sistemos entropijos pokytis S2 – S1 = ∆S bus lygus suteiktos šilumos ir absoliutinės temperatūros santykiui: ∆S = Qgr/T. Entropija reiškiama J · K-1. fizikinė šios termodinaminės funkcijos prasmė labai plati ir įvairi. Aptartuoju požiūriu tai proceso negrįžtamumo matas. Įvykus izoliuotoje sistemoje grįžtamajam procesui, ∆S = 0, taigi sistemos entropija išlieka pastovi. Izoliuotoje sistemoje vykstant negrįžtamam procesui, sistemos entropija padidėja: ∆S>0. tai dar viena iš antrojo termodinamikos dėsnio formuluočių. Pavyzdžiui, padarius prielaidą, kad vandens garavimas 373 K temperatūroje yra grįžtamas procesas, galima apskaičiuoti šio proceso entropijos pokytį. Moliui vandens išgarinti reikia 40668,5 J šilumos. Taigi . Vandens, virstančio garais 373 K temperatūroje, entropija didėja. Jei tomis pat sąlygomis priversime molį vandens garų virsti skysčiu, tokiu pat dydžiu sistemos entropija sumažės. Entropija traktuojama kaip sistemos netvarkingumo, chaotiškumo, matas, t.y. ši funkcija yra statistinio pobūdžio. Austrų fizikas L. Bolcmanas entropiją išreiškia kaip sistemos būsenos tikimybės logaritmą: S = k ln W; čia k – Bolcmano konstanta; W – sistemos būsenos tikimybė. Kiekvieną sistemą galime traktuoti kaip makrosistemą, kurios būseną nusako jos sudedamųjų dalelių galimų mikrobūsenų skaičius. Daugėjant mikrodalelių, didėja ir jų galimų būsenų skaičius. Pavyzdžiui, sistemos, sudarytos tik iš 10 mikrodalelių, didžiausias galimų būsenų skaičius yra 104 dydžio eilės. Taigi, kuo didesnis dalelių galimų mikrobūsenų skaičius tuo didesnė sistemos būsenos tikimybė, didesnė jos entropija. Mažiausiai galimų būsenų turi kristalinės medžiagos (dalelės išsidėsčiusios tvarkingai). Keliant medžiagos temperatūrą, jai lydantis, garuojant, entropija didėja. Sistemos entropija kinta ir vykstant cheminėms reakcijoms. Ji ypač padidėja, kai reakcijos metu susidaro daug dujinės medžiagos molių. Žemėjant temperatūrai, lėtėja dalelių judėjimas, didėja jų tvarka, todėl entropija mažėja. Absoliutinio nulio (0 K) temperatūroje būsenos tikimybė W = 1 ir ln W = 0, todėl idealus kristalo entropija S = 0. šis teiginys vadinamas trečiuoju termodinamikos dėsniu. Pagal jį galima apskaičiuoti absoliučias vieninių ir sudėtinių medžiagų entropijas. Jų reikšmės standartinėmis sąlygomis S0 pateikiamos žinynuose. Entropijos, kaip ir kitų termodinaminių funkcijų, pokytis proceso metu priklauso tik nuo sistemos pradinės ir galinės būsenų: ∆S = Sg – Spr. Pagrindiniai termochemijos dėsniai. Kiekviena medžiaga turi jai būdingą cheminę, arba vidinę energiją, kuri gali virsti kitos rūšies energija: elektros, šilumine, mechanine, šviesos ir atvirkščiai. Absoliutusis vidinės energijos dydis nėra žinomas, todėl matuojami tik jos pokyčiai įvairiausių procesų metu. Cheminėse reakcijose ši energija kinta – jos padaugėja arba sumažėja. Mokslas, nagrinėjantis energijos kitimus cheminėse reakcijose, vadinamas chemine termodinamika. Pagrindinis termodinamikos, arba energijos išsilaikymo dėsnis teigia, kad sistemoje energija nesigamina ir neišnyksta, o tik vienos rūšies energija tiksliai ekvivalentiniu santykiu virsta kitos rūšies energija. Mokslas, nagrinėjantis šiluminės energijos pokyčius cheminėse reakcijose, vadinamas termochemija. Be vidinės energijos sistema gali įgyti išorinę energiją. Pavyzdžiui, sistema sunaudoja šilumą iš išorės, o šiluma, sistemai plečiantis, atlieka darbą, nugalėdama atmosferinį slėgį. Sistemos vidinė ir išorinė energija yra pilnutinė energija, arba entalpija H. Taigi šiluma yra entalpijos pokytis (jei ji gaunama iš išorės, sistemos energija padidėja, jei išsiskiria - sumažėja): Q = ∆H. Cheminėse reakcijose, kurioms vykstant šiluma išsiskiria, vadinamos egzoterminėmis, o kurioms vykstant šiluma sunaudojama, - endoterminėmis. Egzoterminėse reakcijose išsiskirianti šiluma sumažina sistemos energiją, todėl šių reakcijų entalpijos pokytis yra neigiamas: C + O2  CO2, ∆H0 = -395 kJ. Endoterminėse reakcijose sunaudota šiluma padidina sistemos energiją, ir šiuo atveju entalpijos pokytis teigiamas: H2O  H2 + 1/2O2, ∆H0 = 286 kJ. Cheminių reakcijų lygtys, kuriose nurodama reakcijos šiluma, vadinamos termocheminėmis lygtimis. Kai reakcijos šiluma arba entalpijos pokytis apskaičiuojamas, esant 298 K temperatūrai ir 101,325 kPa slėgiui, jis vadinamas standartiniu ir žymimas ∆H0. Junginio susidarymo šiluma yra šilumos kiekis, išsiskiriantis ar sunaudojamas, susidarant iš vieninių medžiagų vienam to junginio moliui. Kadangi termocheminėse lygtyse medžiagų formulės reiškia molius, yra leistini trupmeniniai koeficientai. Vieninių medžiagų (O2, Cl2 H2) susidarymo šiluma lygi nuliui. Pagrindinis termochemijos arba Heso dėsnis. Reakcijos šiluma priklauso tik nuo reaguojančių medžiagų ir reakcijos produktų rūšies ir būvio ir nepriklauso nuo reakcijos produktų susidarymo būdo. Pavyzdžiui, nepaisant to, ar anglis iš karto susijungs su deguonimi, sudarydama CO2, ar procesas vyks dviem stadijomis, reakcijos šiluma arba entalpijos pokytis bus vienodas: C + O2  CO2, ∆H0 = -395 kJ. C + 1/2O2  CO, ∆H0 = -110 kJ. CO + 1/2O2  CO2, ∆H0 = -285 kJ. ∆H0 = -395 kJ. Termocheminiuose skaičiavimuose remiamasi ir kita Heso dėsnio formuluote. Reakcijos šiluma arba entalpijos pokytis ∆H0 yra lygus reakcijos produktų susidarymo sumai, atėmus reaguojančių medžiagų susidarymo šilumų sumą. Pavyzdžiui, benzeno degimo reakcijos šiluminis efektas: C6H6 + 7,5O2  6CO2 + 3H2O, ∆H0 = ? ∆H0 = (6∆+ 3∆) - ∆. Junginių susidarymo entalpijos: ∆= -395 kJ, ∆= +83 kJ, ∆= -242 kJ. ∆H0 = 6(-395) + 3(-242) – 83 = -3179 kJ. Entropija. Sistemos vidinė energija susideda iš laisvosios, naudingu darbu paverčiamos, energijos, ir nelaisvosios, pastovioje temperatūroje naudingu darbu nepaverčiamos, energijos. Nelaisvosios energijos matu laikoma entropija S. Sistemos dalelėmis pradėjus greičiau judėti, entropija didėja. Taigi entropija visada didėja medžiagas kaitinant, medžiagoms pereinant iš kieto į skystą, iš skysto į dujinį agregatinį būvį bei medžiagą tirpinant. Auštant, kristalizuojantis medžiagoms ar skystėjant dujoms, entropija mažėja. Praktiškai nustatomas tik laisvosios energijos pokytis G ir nelaisvosios energijos pokytis TS; čia T - temperatūra. Tarp laisvosios energijos, entalpijos ir nelaisvosios energijos pokyčių yra toks ryšys: ∆G = ∆H - T∆S. Tai pagrindinė chemijos termodinamikos lygtis. Iš laisvosios energijos pokyčio ∆G sprendžiama, ar procesas savaiminis, ar ne. Jei ∆G0, procesas savaime nevyksta. Esant pusiausvyrai, ∆G=0. LITERATŪRA 1. D. Brazauskienė, D. Pukelienė “Neorganinė chemija” 2. J. Chodakovas, D. Epšteinas, P. Gloriozasvas “Neorganinė chemija” 3. K. Daukšas, E. Ramanauskas “Neorganinė sintezė” 4. S. Vasiučenko “Chemija” 5. Kaušinienė “Bendroji chemija” 6. D. Brazauskienė “ Neorganinė chemija”

Daugiau informacijos...

Šį darbą sudaro 5397 žodžiai, tikrai rasi tai, ko ieškai!

★ Klientai rekomenduoja


Šį rašto darbą rekomenduoja mūsų klientai. Ką tai reiškia?

Mūsų svetainėje pateikiama dešimtys tūkstančių skirtingų rašto darbų, kuriuos įkėlė daugybė moksleivių ir studentų su skirtingais gabumais. Būtent šis rašto darbas yra patikrintas specialistų ir rekomenduojamas kitų klientų, kurie po atsisiuntimo įvertino šį mokslo darbą teigiamai. Todėl galite būti tikri, kad šis pasirinkimas geriausias!

Detali informacija
Darbo tipas
Lygis
Universitetinis
Failo tipas
Word failas (.doc)
Apimtis
15 psl., (5397 ž.)
Darbo duomenys
  • Chemijos referatas
  • 15 psl., (5397 ž.)
  • Word failas 125 KB
  • Lygis: Universitetinis
www.nemoku.lt Atsisiųsti šį referatą
Privalumai
Pakeitimo garantija Darbo pakeitimo garantija

Atsisiuntei rašto darbą ir neradai jame reikalingos informacijos? Pakeisime jį kitu nemokamai.

Sutaupyk 25% pirkdamas daugiau Gauk 25% nuolaidą

Pirkdamas daugiau nei vieną darbą, nuo sekančių darbų gausi 25% nuolaidą.

Greitas aptarnavimas Greitas aptarnavimas

Išsirink norimus rašto darbus ir gauk juos akimirksniu po sėkmingo apmokėjimo!

Atsiliepimai
www.nemoku.lt
Dainius Studentas
Naudojuosi nuo pirmo kurso ir visad randu tai, ko reikia. O ypač smagu, kad įdėjęs darbą gaunu bet kurį nemokamai. Geras puslapis.
www.nemoku.lt
Aurimas Studentas
Puiki svetainė, refleksija pilnai pateisino visus lūkesčius.
www.nemoku.lt
Greta Moksleivė
Pirkau rašto darbą, viskas gerai.
www.nemoku.lt
Skaistė Studentė
Užmačiau šią svetainę kursiokės kompiuteryje. :D Ką galiu pasakyti, iš kitur ir nebesisiunčiu, kai čia yra viskas ko reikia.
Palaukite! Šį darbą galite atsisiųsti visiškai NEMOKAMAI! Įkelkite bet kokį savo turimą mokslo darbą ir už kiekvieną įkeltą darbą būsite apdovanoti - gausite dovanų kodus, skirtus nemokamai parsisiųsti jums reikalingus rašto darbus.
Vilkti dokumentus čia:

.doc, .docx, .pdf, .ppt, .pptx, .odt