Referatai

Atomo sudėtis, termochemijos dėsniai, metalų savybės

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

Temos: 1. Atomo sudėtis. Cheminės jungtys. Kompleksiniai junginiai 2. Cheminės termodinamikos ir termochemijos dėsniai 3. Metalų cheminės ir fizinės savybės 1.1. ATOMO SUDĖTIS Atomas – pati mažiausia cheminio elemento dalelė, įeinanti į vieninių ir sudėtinių medžiagų molekulių sudėtį. Medžiagų atomai susideda iš teigiamo krūvio branduolio ir aplink jį skriejančių neigiamo krūvio elektronų. Elektrono masė 9,1∙10-28 g arba 1/1937 vandenilio atomo masės dalis. Elektrono krūvis 4,8∙10-10 absoliutinių elektrostatinių vienetų arba 1,6∙10-19 kulonų. Elektronų srautas susidaro leidžiant elektros srovę per išretintas dujas (katodas spinduliuoja), kaitinant metalus (termoelektroninė emisija), apšviečiant daugelį metalų ultravioletiniais spinduliais (fotoefektas). Kadangi atomas neutralus, tai suminis neigiamas elektronų krūvis yra lygus teigiamam branduolio krūviui. Kitaip sakant, skriejančių aplink branduolį elektronų skaičius yra lygus elemento eilės numeriui periodinėje elementų sistemoje. Elektrono masė labai maža, ir visa atomo masė yra sukoncentruota jo branduolyje. Tūris, kurį užima atomo branduolys, apytiksliai sudaro tik 10-13 viso atomo tūrio. Tai rodo, kad atomų branduolių tankis labai didelis. Atomų branduoliai susideda iš protonų, turinčių teigiamą krūvį, ir neutronu – neutralių dalelių. Abi dalelės turi beveik tą pačią masę, lygią 1 unitui (angliniam vienetui). 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. Izotopais yra vadinami to paties elemento atomai, turintys skirtingas atomines mases ir vienodą branduolio krūvį. Pavyzdžiui, chloro dujos susideda iš dviejų izotopų ir . Elemento atominė masė, užrašyta periodinėje elementų sistemoje, yra vidurkis masių įvairių izotopų, paimtų tuo procentiniu santykiu, kokiu šie izotopai paplitę gamtoje. Įvairių elementų atomai, turintys vienodas atomines mases, bet skirtingą branduolio krūvį, vadinami izobarais. Pavyzdžiui, , , . 1.2. Cheminės jungtys Cheminės jungtys apibūdina ryšį tarp jonų ir atomų molekulėje. Jos susidaro veikiant traukos jėgoms, nuo jų labai priklauso cheminės ir fizinės medžiagų savybės. Cheminė jungtis yra elektroninės prigimties. Ją sudaro priešingų krypčių sukinių elektronai, jungiantys kelis atomus į bendrą visumą. Jungtys tarp atomų skirstomos į jonines, kovalentines, koordinacines ir metalines, o tarp molekulių – į vandenilines ir vandervalsines. Joninė jungtis Joninės jungties susidarymas aiškinamas, remiantis 1915 m. Paskelbta Koselio teorija. Elementai linkę įgyti tokį išorinį elektronų sluoksnį, kokį turi artimiausios inertinės dujos. Todėl tol, kol susiformuoja stabilusis aštuonių elektronų išorinis sluoksnis, vieni atomai atiduoda elektronus, virdami teigiamais jonais, kiti atomai prisijungia elektronus, virsdami neigiamais jonais. Teigiami ir neigiami jonai vienas kitą traukia ir susidaro neutralios molekulės. Cheminė jungtis, susidariusi veikiantpriešingo krūvio jonų elektrostatinėms traukos jėgoms, vadinama jonine jungtimi. Joninė jungtis gali susidaryti tuo atveju, kai tarpusavyje jungiasi atomai, kurie turi labai skirtingus jonizacijos energijos (t.y. energijos, kurią reikia panaudoti, norint atskirti iš atomo viena elektroną) ir elektroninio giminingumo (t.y. energijos, kuri išsiskiria, atomui prijungus vieną elektroną) dydžius. Pavyzdžiui, Na atomasatiduoda vieną valentinį elektroną atomui ir virsta teigiamu Na+ jonu, turinčiu elektroninę inertinių dujų neono konfigūraciją; Cl atomas, prisijungęs elektroną, tampa neigiamu Cl- jonu, turinčiu pastovią inertinių dujų argono elektroninę konfigūraciją. Susijungę abu jonai sudaro neutralią NaCl molekulę. Na - ē  Na+ , Cl + ē  , Na+ +  NaCl. Tokiu būdu joniniai junginiai susidaro tik tuomet, kai reaguoja tipiniai metalai ir nemetalai. Kovalentinė jungtis Kovalentinė jungtis susidaro tarp vienodų nemetalų atomų ir elementų (nemetalų) su artimomis cheminėmis savybėmis, kurie turi neporinius (skirtingų sukimosi krypčių) elektronus. Kovalentinė jungtis aiškinama bendros elektronų poros, priklausančios abiem atomams, susidarymu. Pvz.: H+ + H+  H  H (H2 molekulė) arba H • + H •  H  H. Sudaranti jungtį elektronų pora gali būti žymima brūkšneliu –. Anglies atomas išoriniame energetiniame lygyje turi keturis elektronus (•), vandenilis – vieną elektroną (x), metano CH4 molekulėje susidaro keturių elektronų poros: H • x• • C • + 4Hx  H • C • H; CH4. • •x H Kai jungiasi vienodi atomai H2, Br2, O2, N2, tai bendroji elektroninė pora yra simetriškai išsidėsčiusi atomų branduolių atžvilgiu. Šiuo atveju kovalentinė jungtis vadinama nepoline. CCl4, CH4 molekulėse jungtys tarp atomų C – Cl ir C – H yra kovalentinės nepolinės, o molekulė – polinė, nes joje yra keturios simetriškai išsidėsčiusios jungtys. Kai jungiasi vienas su kitu skirtingo elektroneigiamumo elementų atomai, pvz., HCl, HF ir panašiose molekulėse, bendroji elektroninė pora yra pasistūmusi link elektroneigiamesnio atomo. Šiuo atveju kovalentinė jungtis bus polinė (molekulės irgi vadinamos polinėmis). Polinės molekulės: yra H2O, H2S, NH3, PF3 ir kt. Koordinacinė jungtis Koordinacinė jungtis – tai viena iš kovalentinės jungties atmainų. Jai susidaryti padeda elektronų pora, priklausanti vienam iš reakcijoje dalyvaujančių atomų. Pavyzdys – NH3 jungimosi su HCl reakcija. Tiek amoniako, tiek druskos rūgšties molekulės neutralios. Vandenilio atomas turi vieną valentinį elektroną, azoto atomas – penkis valentinius elektronus. Trys azoto atomo elektronai su trimis vandenilio atomais sudaro tris elektronų poras, t. y. kovalentinę jungtį, o viena elektronų pora, priklausanti tiktai azoto atomui, lieka laisva: H . .  N  H. . . H Ši elektronų pora gali sudaryti kovalentinę jungtį su kitų elementų atomais, turinčiais laisvus, valentiniais elektronais neužpildytus energetinius lygmenis.   H  H + . . . .  . .  . . H  N  + H  Cl   H  N  H  Cl -. . . . .  . .  . . H  H    Amoniako molekulėje kovalentinę jungtį sudaro trys azoto atomo p elektronai ir trijų vandenilio atomų s elektronai. Susidariusios trys elektronų poros skrieja aplink abiejų atomų branduolius. Druskos rūgšties molekulėje vienintelis vandenilio elektronas su vienu chloro elektronu sudaro elektronų porą, skriejančią aplink abiejų atomų branduolius, t. y. kovalentinę jungtį. Dėl to lieka laisvas vandenilio atomo elektrono energetinis lygmuo. Jungiantis amoniakui su druskos rūgštimi, laisvieji azoto atomo elektronai užpildo laisvą vandenilio atomo energetinį lygmenį ir sudaro koordinacinę protono bei azoto atomo cheminę jungtį. 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 akceptoriumi. Todėl koordinacinė jungtis dar vadinama donorine-akceptorine. Metalinė jungtis Metalinė jungtis aiškinama elektroninių dujų ir zonine kovalentinių medžiagų sandaros teorijomis. Aiškinant jungties atsiradimą tarp metalo atomų, remiantis elektroninių dujų teorija, laikoma, kad kristale taisyklingai išsidėsčiusių metalo jonų laisvieji valentiniai elektronai, susiejantys metalo jonus, susidarant metalinei jungčiai greitai juda įvairiomis kryptimis lyg dujos. Zonine teorija aiškinant metalinės jungies atsiradimą, laikoma, kad metalo atomų valentinių elektronų orbitalės dengia viena kitą. Šiose orbitalėse elektronai judrūs, pereina iš vieno atomo į kitą, sudarydami daugiacentres molekulines orbitales, apimančias visą metalo kristalą ir sudarančias metalinę jungtį. Vandenilinė jungtis Vandenilio atomai, susijungę su atomais, energingai prijungiančiais elektronus (fluoro, deguonies, mažesniu laipsniu azoto), turi savybę susijungti su kitu tos pačios rūšies elemento atomu iš kitos molekulės. Tai įvyksta todėl, kad vandenilio atomas, netekęs vienintelio elektrono, tampa branduoliu, turinčiu tūkstančius kartų mažesnį skersmenį negu kitų elementų jonai. Dėl to protonas turi labai stiprų elektrinį lauką ir lengvai sąveikauja su elektroniniais kitų atomų apvalkalais. Pvz., vienas HF molekulės vandenilio atomas yra stipriai traukiamas elektroninio fluoro atomo apvalkalo iš kitos HF molekulės. Dėl to vandenilio atomas susijungia su abiejų fluoro vandenilio molekulių F atomais: H – F … H – F. Cheminė jungtis, kuri susidaro tarp į molekulę sujungto vandenilio atomo ir kito elemento, lengvai prijungiančio elektronus, atomo vadinama vandeniline. Vandenilinė jungtis padeda susidaryti dviguboms molekulėms. Vandenilinė jungtis susidaro tarp HF, H2O, NH3 ir kitų molekulių: O – H … O – H.   H H Tik šios jungties buvimu galima paaiškinti aukštas vandens lydymosi ir virimo temperatūras, palyginti su kitų panašaus tipo junginių, pavyzdžiui, , temperatūromis. Vandenilinė jungtis yra silpnesnė už kitas chemines jungtis. Jai išardyti užtenka 21-42 kJ/moliui energijos. Tuo tarpu kitoms Jungtims reikia 457-620 kJ/mol. Vandervalsinės jėgos Nors molekulės yra neutralios ir negali sudaryti valentinių jungčių, tačiau jos taip pat viena kitą veikia. Tarp molekulių veikiančios jėgos vadinamos vandervalsinėmis ir skirstomos į tris grupes: dipolinės, indukcinės ir dispersinės. Dipolinės jėgos veikia tarp dviejų polinių molekulių. Vienų molekulių teigiamieji poliai pritraukia kitų molekulių neigiamuosius polius, atstumia teigiamuosius ir atvirkščiai. Nusistovėjus pusiausvyrai, molekulės orientuojasi erdvėje, o savitarpio traukos jėgoms viršijant atostūmio jėgas, susidaro dipolinis ryšys. Kylant temperatūrai, Dipolinė sąveika silpnėja. Indukcinis ryšys tarp molekulių susidaro tada, kai suartėja polinė ir nepolinė molekulės. Polinė molekulė sukuria nepolinėje molekulėje laikiną dipolį. Toliau abi molekulės sąveikauja kaip dipoliai. Indukcinės jėgos nepriklauso nuo temperatūros. 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 dipersinė sąveika. Dipersinė sąveika būdinga tiek nepolinėms, tiek ir polinėms molekulėms. Tarp molekulių veikiančios jėgos yra gerokai sipnesnės už cheminių jungčių jėgas, tačiau jų pakanka, kad medžiagų molekulės būtų sujungtos į agregatus. 1.3. KOMPLEKSINIAI JUNGINIAI Kompleksiniais junginiais vadinami junginiai, į kuriuos įeina daugiau ar mažiau patvarūs sudėtingi (kompleksiniai) jonai ar molekulės, galintys egzistuoti tiek tirpalo, tiek kristalų pavidalu. Kompleksinių junginių sandara Kompleksiniai junginiai gaunami jungiantis neutralioms molekulėms, pvz.: NH3 + HCl  [NH4]Cl, CuCl2 + 4NH3  [Cu(NH3)4]Cl2. Kompleksiniai junginiai gali turėti: 1) kompleksinį katijoną, pvz.: [Co(NH3)6]Cl3, 2) kompleksinį anijoną, pvz.: Na3[Co(NO2)6], 3) kompleksinį katijoną ir anijoną, pvz.: [Ni(NH3)6]2[Fe(CN)6], 4) kompleksą – neelektrolitą, pvz.: [Co(NH3)3(NO2)3], [Pt(NH3)2Cl4]. Kompleksinių junginių sandarą aiškina koordinacinė teorija. Pagal ją, kompleksinis junginys sudarytas iš vidinės ir išorinės koordinacinių sferų. Komplekso vidinė koordinacinė sfera susideda iš kompleksadario ir ligandų. Formulėse vidinė komplekso sfera žymima laužtiniais skliausteliais. Kompleksinių junginių kompleksadaris užima centrinę vietą. Kompleksadariu būna: 1) metalų jonai, pvz.: Ag+, Cu2+, Co3+, Ni2+, Fe2+, Pt4+ ir kt., 2) metalų, priklausančių d elementams, neutralūs atomai, pvz.: Cr, Mn, Fe, Re, Mo, 3) nemetalų jonai, pvz.: B3+, N3+, Si4+, P5+, S6+. Ligandai (adendai) išsidėsto aplink kompleksadarį. Ligandais būna: 1) neigiami jonai, pvz.: , , , , , ir kt., 2) polinės molekulės, pvz.: H2O, NH3, NO, CO, PH3 ir kt., 3) linkusios poliarizuotis molekulės, pvz.: (CH2)2(NH2)2 – etilendiaminas ir kt. Koordinacinis skaičius – tai skaičius, rodantis, kiek ligandų susijungę su kompleksadariu. Žinomi įvairūs koordinaciniai skaičiai: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 12. Dažniausiai pasikartoja šie: 6 – Co2+, Co3+, Fe2+, Fe3+, Pt4+, Ni2+, Cr3+ jonams, 4 – Cu2+, Pt2+, Zn2+, Hg2+, Au3+, Cd2+ jonams. Koordinacinis skaičius visada didesnis už kompleksadario valentingumą. Komplekso išorinę koordinacinę sferą sudaro jonai, esantys toliau nuo kompleksadario. Formulėse tai jonai, esantys už laužtinių skliaustų. Pvz., junginio K4[Fe(CN)6]: 1) komplekso vidinė koordinacinė sfera – , 2) kompleksadaris – Fe2+, 3) ligandai (adendai) –, 4) koordinacinis skaičius – 6, 5) komplekso išorinė koordinacinė sfera – 4K+. Žinant koordinacinės teorijos pagrindinius teiginius, galima sudaryti kompleksinių junginių formules, rasti kompleksadario krūvį ir koordinacinį skaičių. Pavyzdys Parašyti kompleksinio junginio [Ni(NH3)6]SO4 susidarymo reakciją. Sprendimas NiSO4 + 6NH3  [Ni(NH3)6]SO4. Dvigubos druskos. Kompleksinių junginių disociacija Kompleksinių junginių grupei priskiriamos dvigubos druskos, pvz., KAl(SO4)2, ir kristalohidratai, pvz., CuSO4  5H2O. Dvigubos druskos yra labai nepatvarūs kompleksiniai junginiai. Pagrindinis skirtumas tarp dvigubų ir kompleksinių druskų yra tas, kad dvigubos druskos vandenyje disocijuoja į visus jas sudarančius jonus. Pvz.: KAl(SO4)2  K+ + Al3+ + . Kompleksiniai junginiai vandenyje disocijuoja į kompleksinį joną ir jonus, esančius išorinėje koordinacinėje sferoje. Pvz.: K3[Fe(CN)6]  3K+ + , [Ag(NH3)2]Cl  [Ag(NH3)2]+ + . Tirpalą skiedžiant vandeniu, kompleksinių junginių disociacijos laipsnis didėja. Kompleksinio jono ir kompleksadario krūvio skaičiavimas 1. Kompleksinio jono krūvis lygus kompleksadario ir ligando krūvių algebrinei sumai. Pvz.: , , , +2+0 = +2. +3+(–4) = –1. +4+(–4)+0 = 0. 2. Apie kompleksinio jono krūvį galima spręsti iš išorinėje koordinacinėje sferoje esančių jonų krūvių (žr. kompleksinių junginių disociacijos lygtis). Kompleksadario krūvis skaičiuojamas pagal bendrą taisyklę: junginį sudarančių elementų krūvių algebrinė suma turi būti lygi nuliui. Pvz.: K[Co(NH3)2(NO2)4], +1+x+0+(–4)0, x4–13. Pavyzdys Išnagrinėti kompleksinį junginį: [Ru(OH)2(H2O)4] Cl2 ir parašyti jo disociacijos reakcijos lygtį. Sprendimas Kompleksadaris šiame junginyje – Fe jonas. Kompleksadario koordinacinis skaičius lygus 6, kadangi šis yra prisijungęs 6 ligandus (du OH jonus ir 4 neutralias vandens molekules). Nustatome kompleksadario krūvį: x+(–1)2+04+(–1)20, x  +4. Vadinasi, kompleksadaris yra Ru4+ jonas. Disociacijos lygtis: [Ru(OH)2(H2O)4]Cl2  [Ru(OH)2(H2O)4]2+ + 2Cl. Kompleksinio junginio pavadinimas Kompleksadario prijungtų adendų skaičiui ir išorinėje koordinacinėje sferoje esančių jonų skaičiui rasti vartojami graikiški skaičių pavadinimai (mono, di, tri, tetra, penta, heksa ir kt.). Kompleksadario krūvis žymimas romėnišku skaičiumi skliausteliuose (kompleksiniame katijone – po kompleksadario, kompleksiniame anijone – prieš kompleksadarį). Jei junginyje yra kompleksinis katijonas – sakomi prijungtų ligandų, kompleksadario (lietuviškai) ir išorinėje koordinacinėje sferoje esančių jonų pavadinimai. Pvz.: [Ag(NH3)2]NO3 – diamoniako sidabro (I) nitratas, [Cu(NH3)4]Cl2 – tetraamoniako vario (II) dichloridas. Jei junginyje yra kompleksinis anijonas, sakomi išorinės sferos jonų, prijungtų ligandų ir kompleksadario pavadinimai. Kompleksadario pavadinimas sudaromas, prie kompleksadario lotyniško pavadinimo pridedant galūnę „-atas“. Pvz.: K3[Fe(CN)6] – trikalio heksaciano (III) feratas, K2[PtCl4] – dikalio tetrachloro (II) platinatas. 2. CHEMINĖS TERMODINAMIKOS IR TERMOCHEMIJOS DĖSNIAI Kiekviena medžiaga turi jai būdingą cheminę, arba vidinę energiją, kuri gali virsti kitos rūšies energija: elektros, šilumine, mechanine, šviesos ir atvikščiai. 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 išlaikymo dėsnis teigia, kad sistemoje energija nesigamina ir neišnyksta, o tik vienos rūšies energiją tiksliai ekvivalentiniu santykiu virsta kitos rūšies energija. Mokslas, nagrinėjantis šiluminės energijos pokyčius cheminėse reakcijose, vadinamas termochemija. Be vidinės energijos sistema gali įgyti išorinę energiją. Pvz, 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=ΔH Cheminės reakcijos, 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: kJ. Endoterminėse reakcijose sunaudota šiluma padidina sistemos energiją, ir šiuo atveju entalpijos pokytis – teigiamas: , kJ Cheminių reakcijų lygtys, kuriose nurodoma 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 . 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 ( , ) susidarymo šiluma lygi nuliui. Heso dėsnis Reakcijos šiluma priklauso tik nuo reaguojančių medžiagų ir reakcijos produktų rūšies ir būvio ir nepriklauso nuo reakcijos produktų susidarymo būdo. Pvz., nepaisant to, ar anglis iš karto susijungs su deguonimi, sudarydama , ar procesas vyks dviem stadijomis, reakcijos šiluma arba entalpijos pokytis bus vienodas: Termocheminiuose skaičiavimuose remiamasi ir kita Heso dėsnio formule. Reakcijos šiluma arba entalpijos pokytis yra lygus reakcijos produktų susidarymo šilumų sumai, atėmus reaguojančių medžiagų susidarymo šilumų sumą. Pvz.: Apskaičiuokite degimo reakcijos šiluminį efektą 2NH3 + 1O2 → N2 + 3H2O, jei H2O ir NH3 susidarymo šiluma (kJ/mol): –241,88 ir –46,2. Sprendimas DH0 = –3 × 241,88 – (–2 × 46,2) = –633,24 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 dalelėms 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 ΔG ir nelaisvosios energijos pokytis TΔS; čia T – temperatūra. Tarp laisvosios energijos, entalpijos ir nelaisvosios energijos pokyčių yra toks ryšys: ΔG = ΔH – TΔS. Tai pagrindinė cheminės termodinamokos lygtis. Iš laisvosios energijos ΔG sprendžiama, ar procesas savaiminis, ar ne. Jei ΔG0, procesas savaime nevyksta. Esant pusiausvyrai, ΔG=0. 3. METALŲ CHEMINĖS IR FIZIKINĖS SAVYBĖS Metalais vadinami elementai, kurie turi būdingų cheminių savybių. Metalai lengviau oksiduojasi negu nemetalai ir virsta teigiamais jonais. Iš žinomų 104 elementu 82 yra metalai. Metalai skirstomi į juoduosius (geležis, jos lydiniai ir šių lydinių komponentai – manganas, chromas) ir spalvotuosius (varis, jo lydiniai ir šių lydinių komponentai, pavyzdžiui, cinkas, alavas). Taurieji metalai (platina, auksas, sidabras) labas atsparūs oksidacijai. Retieji metalai – tai gamtoje mažai paplitę metalai, pavyzdžiui, lantanoidai, volframas, molibdenas, renis ir kt. Visi metalai, išskyrus gyvsidabrį, kambario temperatūroje yra kietos kristalinės medžiagos. Įvairių metalų tankis labai skiriasi. Pavyzdžiui, Li, Na, K tankis mažesnis už 1 ir plaukia vandenyje. Daugelio svarbių technikai metalų, Zn, Sn, Fe, Cu, tankis didesnis už 5, o o platinos siekia net 21,4 g/cm³. Metalų cheminės savybės Cheminėse reakcijose metalai tik atiduoda elektronus ir oksiduojasi (yra reduktoriai). Kuo lengviau metalas oksiduojasi, tuo jis aktyvesnis, kartu stipresnis reduktorius. Kuo mažesnis metalo standartinis elektrodo potencialas, tuo metalas aktyvesnis ir stipresnis reduktorius. Metalų aktyvumas nustatomas reakcijomis ir apibūdinamas jonizacijos bei elektrodiniu potencialais. Pagal mažėjantį aktyvumą metalai rašomi į aktyvumo eilę: Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Ti, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au. Į metalų aktyvumo eilę rašomas vandenilis; jis vienintelis nemetalas, kuris sudaro laisvą teigiamą joną (jo standartinis elektrodo potencialas lygus nuliui). Kiekvienas aktyvumo eilėje esantis metalas, jeigu nereaguoja su vandeniu, gali išstumti iš druskų tirpalų visus toliau esančius metalus: CuSO4 + Zn  ZnSO4 + Cu. Labai aktyvūs metalai reaguoja su vandeniu kambario temperatūroje: 2K + 2H2O  2KOH + H2. Mažesnio aktyvumo metalai reaguoja su vandens garais aukštoje temperatūroje: 3Fe + 4H2O  Fe3O4 + 4H2. Beveik visi metalai reaguoja su rūgštimis. Kokie reakcijos produktai susidaro, priklauso nuo metalo aktyvumo ir rūgšties savybių bei koncentracijos. Reaguojant metalui su nedeguoninėmis rūgštimis (pvz., HCl, HBr), oksidatorius būna vandenilio jonas, skiriasi vandenilis, pvz.: Mg + 2HCl  MgCl2 + H2. Kai metalai reaguoja su deguoninėmis rūgštimis (pvz., HNO3, H2SO4), oksidatoriai gali būti vandenilio jonai arba rūgščių anijonai (NO, SO). Azoto rūgšties anijonas yra stipresnis oksidatorius negu H+. Todėl, tirpinant metalus azoto rūgštyje, vandenilis nesiskiria. Priklausomai nuo metalo aktyvumo ir rūgšties koncentracijos, azoto rūgštis gali redukuotis iki šių junginių arba jonų: Neaktyvieji metalai (Cu, Hg, Ag) tirpsta koncentruotoje HNO3 ir redukuoja ją iki NO2, o praskiestą rūgštį, kurioje tirpsta, – iki NO: Cu + 4HNO3  Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O, konc. 3Cu + 8HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O. prask. Aktyvieji metalai (Mg, Zn ir kt.) tirpsta praskiestoje HNO3 ir ją redukuoja iki N2 arba NH, pvz.: 4Zn + 10HNO3  4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O. Tirpinant metalus sieros rūgštyje, oksidatorius būna H+ arba SO jonas. Tai priklauso nuo rūgšties koncentracijos. Praskiestoje sieros rūgštyje stipresnis oksidatorius yra H+, tada skiriasi vandenilis: Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2. Koncentruotoje sieros rūgštyje stipresnis oksidatorius yra SO jonas. Priklausomai nuo tirpinamo metalo aktyvumo, SO gali redukuotis iki: , , . Mažiau aktyvūs metalai (Cu, Sn) tirpsta koncentruotoje sieros rūgštyje ir redukuoja ją iki SO2, o aktyvūs metalai (Zn, Mg ir kt.) – iki S arba H2S: Cu + 2H2SO4  CuSO4 + SO2 + 2H2O, 3Zn + 4H2SO4  3ZnSO4 + S + 4H2O, 4Zn + 5H2SO4  4ZnSO4 + H2S + 4H2O. Cinkas, aliuminis, alavas, švinas, berilis pasižymi amfoterinėmis savybėmis. Reaguodami su rūgštimis, jie sudaro paprastąsias druskas, o su šarmais – kompleksinius junginius, pvz.: Al + 2NaOH + 6H2O  2Na[Al(OH)4] + 2H2, tetrahidrokso- aliuminatas Zn + NaOH + 2H2O  Na2[Zn(OH)4] + H2, dinatrio tetrahidrokso- cinkatas Zn + 2NaOH  Na2ZnO2 + H2, natrio cinkatas Al + NaOH + H2O  NaAlO2 + H2. natrio aliuminatas Aukštose temperatūrose kai kurie metalai reaguoja tarpusavyje ir sudaro intermetalinius (tarpmrtalinius) junginius, pavyzdžiui, CuZn3, Ag5Al3. Jų cheminė formulė neatitinka metalo valentingumo. Metalų fizinės savybės Būdingosios metalų fizikinės savybės yra laidumas elektrai, šilumai, blizgesys ir plastiškumas. Šios savybės aiškinamos kristalo gardelės ir metalinės jungties ypatumais. Metalo kristalinę gardelę sudaro teigiamieji jonai, aplink kuriuos išsidėsto laisvi, mažiausiai su branduoliu susiję valentiniai elektronai. Šie laisvieji elektronai lengvai pereina iš vieno atomo į kitą. Veikiami net ir nedidelio elektros lauko, jie pradeda kryptingai judėti prie teigiamojo poliaus. Teka elektros srovė. Kylant temperatūrai, metalų laidumas elektrai mažėja, nes padidėja kristalo gardelės mazguose esančių jonų svyravimų amplitudė, o tai trukdo elektronams judėti. Metalų laidumas šilumai aiškinamas metalo kristalinėje gardelėje esančių laisvųjų elektronų dideliu judrumu ir padidėjusia jonų svyravimų amplitude, kylant temperatūrai. Svyravimų judesį jonai per elektronus perduoda gretimiems atomams. Dėl to temperatūra metalo masėje greitai išsilygina. Metalų laidumas elektrai ir šilumai yra vienas kitam tiesiogiai proporcingi. Didžiausią laidumą elektrai ir šilumai turi sidabras, varis, auksas, aliuminis, mažiausią – švinas ir gyvsidabris. Elektros srovei ir šilumai laidūs tik kieti ir skysti metalai. Metalų garai yra pavieniai atomai ir nelaidūs elektrai. Metalų milteliai sugeria šviesą ir atrodo juodi arba tamsiai pilki. Kuo lygesnis metalo paviršius, tuo geriau atspindi šviesą ir tuo labiau blizga. Labiausiai blizga sidabras ir paladis. Varis ir auksas trumpąsias šviesos bangas sugeria labiau negu ilgąsias, todėl jie geltoni. Metalų plastiškumas – tai savybė deformacijos metu (kalant, tempiant, valcuojant) išlaikyti įgytą formą. Aiškinama tuo, kad kristalų gardelėse metalų jonai išsidėstę plokštumomis ir, veikiami išorinės jėgos, slysta vienas kitu. Judrūs elektronai greitai pasiskirsto tarp naujos padėties jonų, todėl elektrinė pusiausvyra atsistato ir deformuojami metalai nesuyra. Kambario temperatūroje labiausiai plastiški taurieji metalai, mažiausiai – chromas, stibis, bismutas, manganas. Metalų plastiškumas priklauso ir nuo priemaišų. Kuo grynesnis metalas, tuo jis plastiškesnis. Metalų magnetinės savybės yra nevienodos. Stipriai įsimagnetinantys (feromagnetiniai) metalai yra geležis, kobaltas ir nikelis. Kiti metalai yra diamagnetiniai arba paramagnetiniai. Jų magnetinės savybės išnyksta, nustojus veikti išorės magnetiniam laukui. Literatūra 1. O. Petroševičiūtė, Bendroji chemija. Kaunas. Technologija. 1997 2. G. Buinevičius, L. Ivaškevičienė ir kt., Bendroji chemija. Vilnius. Mokslas. 1991 3. S. Grevys, R. Navickienė, Bendroji chemija. Teoriniai pagrindai ir užduotys. Kaunas. Technologija. 1999

Daugiau informacijos...

Šį darbą sudaro 3513 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
13 psl., (3513 ž.)
Darbo duomenys
  • Chemijos referatas
  • 13 psl., (3513 ž.)
  • Word failas 237 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