Atomo sudėtis. Metalai

Atomo sudėtis, cheminės jungtys, kompleksiniai junginiai. Atomas – pati mažiausia cheminio elemento dalelė įeinanti į vieninių ir sudėtinių medžiagų molekulių sudėtį. Atomo sandara sudėtinga. Paprasčiausiai sudarytas vandenilio atomas. Jo centre branduolys, o aplink jį juda elektronas. Brandulį sudaro dviejų rūšių elementariosios dalelės – protonai ir neutronai. Sąveikaudami tarpusavyje, atomai gali perduoti vienas kitam savo elektronus. Protonų skaičius elemento atomo branduolyje žymimas raide Z ir vadinamas atominiu skaičiumi. Visi to paties elemento atomai savo branduoliuose turi vienoda protonų skaičių. Bet gali skirtis neutronų skaičius. Neutronų skaičius branduolyje žymimas raide N. Protonų ir neutronų skaičiau suma vadinama masės skaičiumi ir žymima A=Z+N. Elementų atomų atmainos besiskiriančios netronų skaičiumi vadinamos izotopais. Neutraliame atome yra vienodas elektronų ir protonų skaičius (protonų ir elektronų krūviai kompensuoja vienas kitą). Cheminės jungtys atsiranda sąveikaujant emektroniniams laukams, kuriuos sukuria besijungiančių atomų elektronai ir branduoliai. Cheminės jungties stiprumą apibūdina jungties energija, kuri parodo energijos kiekį, reikalingą jungčiai suardyti. Cheminės jungtys skirstomos į: Kovalentines Jonines Metališkąsias Vandenilines Koordinacines Cheminė jungtis atsirandanti susidarant bendroms elektronų poroms, vadinama kovalentine jungtimi: arba arba Jei abiejų atomų elektronų neigamumai yra vienodi, abu atomai galės visiškai lygiaverčiai sudaryti bendrą elektronų porą. Tokia jungtis vadinama kovalentine nepoline (ir t.t.). Prie elektroniškai neigiamesnio atomo kaupiasi neigiamesnis krūvis, o prie kito – teigiamesnis. Tokia jungtis vadinama kovalentine poline (). Valentinių jungčių metodas Atomams suartėjus taip, kad tarp jų galėtų atsirasti jungtis, atomų orbitalės susineria. Sąnaros vietoje yra didžiausia elektronų poros buvimo tikimybė. Pagal atomų sąnaros būdą jungtys skirstomos į  ir  jungtis. Kuo daugiau orbitalės susineria, tuo daugiau išsiskiria energijos ir tuo stipresnė susidaro kovalentinė jungtis. Susidarant  jungčiai, orbitalės susineria daugiau, negu susidarant  jungčiai, todėl  jungtys yra stipresnės. Elektronų orbitalių hibridizacija Junginiuose hibridizacija esti tokia: sp, ir . Kompleksiniuose junginiuose hibridizuojasi s, p ir d orbitalės. sp hibridizacija galima tuomet, kai molekulės centrinio elemento atomas turi 2 pavienius elektronus s ir p orbitalėse. hibridizacija galima tuomet, kai molekulės centrinio elemento atome yra 3 pavieniai elektronai s ir p orbitalėse. Nesotiem anglevandeniliams būdinga ir sp hibridizacija. hibridizacija vyksta tik tuo atveju, kai molekulės centrinio atomo išorinio atomo išoriniame sluoksnyje dalis orbitalių užpildytos elektronų poromis, o kitos – pavieniais elektronais ir sudaro jungtis. Joninė jungtis susidaro dėl elektrostatinės tarpusavio traukos. Tai viena iš paprasčiausių cheminių jungčių. Pavizdžiui reaguojant NaCl, Na atomas atiduoda elektroną iš 3s orbitalės ir virsta teigiamu jonu: ; Cl atomas šį elektroną prisijungia į 3p orbitalę ir virsta neigiamu jonu . Beveik visi joniniai junginiai yra kristalinės medžiagos. Metališkoji jungtis susidaro dėl to, kad metalai gali atiduoti savo valentinius elektronus. Metalų kristalai dėl metališkojo ryšio lengvai deformuojami. Cheminė jungtis, kuri susidaro tarp į molekulę sujungto vandenilio atomo ir kito elemento vadinama vandeniline. Vandervalinės jėgos Nors molekulės yra neutralios ir negali sudaryti valentinių jungčių, tačiau jos taip pat viena kitą veikia. Tarp molekulių veikiančios jėgos vadinamos vandervalinėmis jėgomis ir skirstomos į 3 rgupes: dipolines, indukcines ir dispersines. 1. dipolinės jėgos veikia tarp dviejų polinių molekulių. Kylant temperatūrai, dipolinė sąveika silpnėja 2. indukcinis ryšys tarp molekulių susidaro tada, kai suartėja polinė ir nepolinė molekulė. Indukcinės jėgos nepriklauso nuo temperatūros. 3. tarpusavyje sąveikauja ir nepolinės molekulės. Šis reiškinys aiškinamas tuo, kad sukantis elektronams ir svyruojant atomų branduoliams atome labai trumpam susikuria dipoliai, dėl kurių tarp molekulių atsiranda dispersinė sąveika. Ji būdinga tiek ir nepolinėms molekulėms. Koordinacinė jungtis – tai viena iš kovalentinės jungties atmainų. Jai susidaryti padeda elektronų pora, priklausanti viem iš reakcijoje dalyvaujančių atomų. Atomas arba jonas, turintis išoriniame energetiniame lygmenyje laisvą elektroninę porą, sudarančią koordinacinę jungtį, vadinamas donoru, o atomas arba jonas, priimantis į savo išorinį energetinį lygmenį šią porą, vadinamas akuptoriumi. Todėl koordinacinė jungtis dar vadinama donoriseakaptorine. Cheminems junginems turintiems koordinacinę jungtį, priklauso kompleksiniai junginiai. Jie yra neutralūs: ir joniniai: katijonai - anijonai - ir kiti. Kompleksiniai junginiai būna: Rūgštys Bazės Neelektrolitai Jonas prisijungęs priešingo ženklo jonus arba neutralias molekules vadinamas kompleksadariu. Pvz: kompleksadaris yra jonai ir molekulės petarpiškai sujungti su kompleksadariu vadinami adendais arba ligandais. Išsidesčiusių aplink kompleksadarį adendų skaičius vadinamas koordinaciniu skaičiumi. Jis gali būti nuo 2 iki 8. Kai kurių ceminių elementų koordinaciniai skaičiai: - 2(4) - 4(6) - 6(8) Adendai būna: Monodentatiniai (jonai) Bidentatiniai Tetradentatiniai Nomenklatūra Sudarant kompleksinio junginio pavadinimą pirmiausia rašomas teigiamo po to neigiamo jono pavadinimas. Ligandų skaičiui nurodyti vartojami graikiški priešdėliai – mono, di, tera ir t.t. kompleksinio anijono, pvz. pavadinimas sudaromas taip: prie kompleksadario () lotyniško pavadinimo “ferum” kamino pridedama galūnė “atas”. Kompleksadario valentingumas žymimas pavadinimo gale romėnišku skaitmeniu: - kalio heksacionoferatas (II) - kalio heksacionoferatas (III) - natrio heksahidroksoaliuminatas (III) Branduolinės reakcijos Reakcijos kurių metu pakinta elemento atomo branduolio sudėtis ir jis virsta kitu elementu vadinamos branduolinėmis. Išspindulevęs  dalelę , radioaktyvaus elemento atomas virsta nauju elementu, kurio masės skaičius mažesnis keturiais vienetais, krūvio skaičius – dviem. Radis išspindulevęs  dalelę, tampa radonu. Radioaktyviam elementui išspindulevus  dalelę (elektroną ), atsiradusio elemento branduolio masės skaičius lieka tas pats, o krūvio skaičius padidėja vienetu, nes elektronas atskyla iš neutrono, o jis virsta protonu: . Pvz. toris išspindulevęs  dalelę, virsta protaktiniu. Radioaktyvieji elementai vienų spindulių neskleidžia, - juos išmeta kartu su  ir  spinduliais. Skylant radioaktyviems elementams, susidaro nauji elementai. Pavyzdžiui skylant , susidaro 15 naujų radioaktyvių elementų, ir tik paskutinis iš jų , yra neradioaktyvus. Visi šie elementai sudaro urano radioaktyviąją šeimą. Cheminė termodinamika ir termochemijos dėsniai Cheminių bei fizikinių procesų energetinius pokyčius, jų kryptį bei vyksmo sąlygas nagrinėja cheminė termodinamika. Pirmasis pagrindinis termodinamikos dėsnis, nurodo, kad sistemoje energija nesigamina ir neišnyksta, bet tik vienor rūšies energija tiksliai ekvivalentiniu santykiu virsta kitos rūšies energija. Sistemos vidinė ir išorinė energija kartu sudaro pilnutinę energiją, vadinamą entalpija H. Taigi šiluma yra entalpijos pokytis, (jei ji gaunama iš išorės, sistemos energija padidėja, jei išsiskiria – sumažėja). Ceminiai procesai dažniausiai yra izobariniai (izobarinis procesas – jei nesikeičia sistemos slėgis (p=constanta)), todėl jų šiluminis efektas reiškiamas entalpijos pokyčiu . Cheminių reakcijų lygtys, kuriose nurodyta reakcijos šiluma, vadinamos termocheminėmis lygtimis, o išsiskirianti arba sunaudojama šiluma – reakcijos šiluminiu efektu. Reakcijos šiluminis efektas priklauso nuo reaguojančių medžiagų ir reakcijos produktų agregatinės būsenos, temperatūros, slėgio ir koncentracijos. Termochemijos dėsniai: Lavuazjė ir Laplaso dėsnis teigia, kad junginio susidarymo šiluma lygi jo skilimo į vienines medžiagas, iš kurių tas junginys sudarytas, šilumai, bet yra priešingo ženklo. Vieninių junginių (pvz: CO­­2, H2O) susidarymo šilumą galima rasti kalorimetru išmatavus reakcujų šilumą, pvz.: IR Heso dėsnis: reakcijos šiluma priklauso tik nuo reaguojančių medžiagų ir reakcijos produktų rūšies, būsenos, net nepriklauso nuo reakcijos produktų susidarymo būdo. Pvz: degdama anglis gali iš karto virsti anglies (IV) oksidu arba pirmiausiai virsti anglies (II) oksidu ir toliau – anglies (IV) oksidu. Abiem atvejais reakcijos šiluma vienoda. kj/mol kj/mol čia: - junginių entalpijos pokytis Antrąjį termodinamikos dėsnį suformulavo Klauzijus: jokiais savaiminiais prcesais negalima šalto kūno šilumos perduti šiltesniam. Antras termodinamikos dėsnis nusako proceso kryptį t.y., nurodo iki kokios ribos procesas gali vykti savaime, nagaudamas energijos iš aplinkos, ir kaip pasislinko sistemos pusiausvyra pakitus termodinaminėms sąlygoms. Entropija Apie reakcijos savaimingumą spręsti iš šiluminio efekto (entalpijos pokyčio ) nagalime, nes savaime gali vykti tiek egzoterminės, tiek endoterminės reakcijos. Reakcijų savaimingumą nusako antrasis termodinamokos dėsnis. Medžiagų dalelėms būdinga kuo dugiau judėti, skaidytis, virsti paprastesnėmis. Sistemos netvarkingumos matas yra entropija. Medžiagų entropija nustatoma eksperimentiškai. Tai absoliutus dydis reiškiamas J/(mol*k). Medžiagų entropija priklauso nuo temperatūros, agregatinės būsenos. Kaitinamų medžiagų entropija didėja: kietų – entropija didėja mažiausiai, skystų – daugiau, dujinių daugiausiai. Entropija labai padidėja pereinant medžiagoms iš kietos būsenos į skystą ir ypač iš skystos į dujinę būseną. Priešingais atvejais – medžiagai auštant, garams kondencuojantis – entropija mažėja. Norint apskaičiuoti entropijos proceso pokytį , iš reakcijų produktų entropijų sumos atimama reaguojančių medžiagų entropijų suma: apie ceminių medžiagų entropijų pokytį (padidėja ar sumažėja) galima spręsti iš reakcijų tūrio pokyčio. Pvz: Vykstant pirmąjai – tūris ir entropija padidėja ( teigiamas). Vykstant antrąjai – sumažėja ( neigiamas). Vykstant trečiąjai – reakcijos tūris nekinta. Iš entropijos pokyčio galima spręsti apie savaiminio proceso kryptį. Gibso energija Procesuose pasireiškia du priešingi veiksmai: entalpinis ir entropinis; proceso kryptis priklauso nuo to, kuris iš šių veiksnių stipresnis. Pirmasis – entalpinis, veiksnys priverčia sistemą pereiti į būseną, kurioje jo vidinė energija būtų mažiausia. Kietų, kristalinių ir sudėtinių medžiagų molekulių vidinė energija mežesnė nei ištirpusių. Šio veiksnio įtaką rodo entalpijos pokytis . Antrasis – entropinis veiksnys verčia sistemos medžiagas labiau sklaidytis, tapti paprastesnėmis (Pvz: , reakcija yra egzoterminė). Entalpinis veiksnys verčia susidaryti amoniaką, nes išsiskiria energija ir reakcijos produkto – amoniako, vidinė energija mažesnė negu reaguojančių medžiagų (N2, H2). Izoliuotos sistemos vidinė energija susideda iš pastovioje temperatūroje darbu paverčiamos leisvosios energijos ir pastovioje temperatūroje darbu paverčiamos surištosios energijos. Surištoji energija yra temperatūros ir entropijos sandauga (TS). Cheminiuose procesuose nustatomas tik izobarinio potencialo, arba Gibso energijos pokytis G. G=H-TS Ši lygtis išreiškia bendrą entropijos ir entalpijos pokyčio įtaką cheminio proceso krypčiai. Jei G

Daugiau informacijos...

★ 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!