Bendroji chemija (referatas)

Atomo sandara. Mažiausia elemento dalelė, turinti elemento savybes, yra atomas. Jį sudaro teigiamo krūvio branduolys, aplink kurį skrieja elektronai. Tai labai mažos, beveik besvorės (elektrono masė 9,1*10-28g), neigiamo krūvio dalelės (elektrono krūvis 1,6*10-19C). ( Elektronas yra pagrindinis elektros krūvio vienetas.) Kadangi atomas neutralus, tai suminis neigiamas elektronų krūvis yra lygus teigiamam branduolio krūviui. 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. Branduolį sudaro įvairios dalelės. Svarbiausios jų – protonai ir neutronai. Vieno protono masė atitinka maždaug vieną atominės masės vienetą. Jo teigiamo krūvio absoliučioji vertė yra tokio pat dydžio, kaip ir elektrono krūvis. Neutronų masė panaši į protonų, bet neutronai neturi krūvių. Elementariųjų dalelių (elektronų, protonų, neutronų) simboliai yra tokie : elektronas –10e (arba e-); protonas 11H (arba H+); neutronas 01n (arba n). Branduolio skersmuo yra apie 10-12 cm – šimtamilijoninė vieno milimetro dalis. Reakcijos, kurių metu pakinta elemento atomo branduolio sudėtis ir jis virsta kitu elementu, vadinamos branduolinėmis. Vienos branduolinės reakcijos vyksta savaime, kitos – dirbtinai. Natūralių radioaktyviųjų elementų, pavyzdžiui, urano, radžio, radono, polonio ir kt., atomai savaime virsta kitų elementų atomais, skleisdami α, β ir γ spindulius. Išspinduliuodamas α dalelę, 42He, radioaktyvaus elemento atomas virsta nauju elementu, kurio masė mažesnė keturiais vienetais, o krūvis – dviem vienetais. Tai matyti iš radžio branduolinio skilimo reakcijos lygties; jis, išspinduliuodamas α dalelę, virsta radonu : 22688Ra → 22286Rn + 42He . Branduolinėse reakcijose branduolių masių ir krūvių suma abiejose lygties pusėse turi būti vienoda. Radioaktyviajam elementui išspinduliavus β dalelę (elektroną 0-1e), atsiradusio elemento branduolio masė lieka ta pati, o krūvis padidėja vienetu, nes elektronas atskyla iš neutrono, o šis virsta protonu. Radioaktyvieji elementai vienų γ spindulių nespinduliuoja, juos skleidžia kartu su α ar β spinduliais. Susidarę naujų elementų atomai, jų branduoliams išmetus α ir β daleles, dažniausiai būna sužadinti. Tokie atomai, išspinduliuodami γ spindulius, pereina į normalų būvį. Skylant radioaktyviesiems elementams, susidaro taip pat radioaktyvūs elementai. Radioaktyvaus elemento patvarumas nusakomas jo puskiekio skilimo periodu T, laiku per kurį suskyla pusė jo paimto kiekio. Branduolins reakcijos sukeliamos, dirbtinai bombarduojant elemento patvarius atomus greitai lekenčiomis dalelėmis (α dalelėmis, protonais, neutronais, γ spinduliais). Branduolinėms reakcijoms sukelti labai tinka neutronai, nes jie yra neutralūs, todėl bombarduojamų atomų branduoliai jų neatstumia. Taip galima iš natrio gauti radioaktyvųjį fluorą : 2311Na + 10n → 209F + 42He . Atskiras elektronų būsenas apibrėžia banginė funkcija ψ, vadinama atomine orbitale. Atominė orbitalė priklauso nuo keturių kvantinių skaičių. Elektronai būna sluoksniuose, arba energijos lygmenyse. Kiekviename energijos lygmenyje bendra elektronų energija yra maždaug vienoda. Kiekvienam pagrindiniam energijos lygmeniui priskiriamas sveikasis skaičius. 1, 2, 3 … n yra skaičiai, vadinami pagrindiniais kvantiniais skaičiais ir nurodantys elektronų energiją. Energijos lygmenys žymimi ir raidėmis K, L, M, N… Pagrindinis kvantinis skaičius, be to, nusako didžiausią elektronų skaičių, esantį sluoksnyje ar energijos lygmenyje(= 2*n2). Pirmajame energijos lygmenyje gali būti 2*12=2 elektronai, antrajame – 2*22=8; trečiajame – 2*32=18 ir t. t. Orbitinis (šalutinis) kvantinis skaičius l apibūdina orbitalės formą ir į kiek polygmenių suskirstytas orbitalės energijos lygmuo. Orbitinio kvantinio skaičiaus reikšmės yra sveiki skaičiai, pradedant 1 ir baigiant n-1. Kai n=1, orbitinis kvantinis skaičius turi tik vieną reikšmę – l=0. Šiuo atveju elektrono energijos polygmenių nėra. Kai n=2, l reikšmės yra dvi : l=0; 1 (2 polygmeniai). Orbitinio kvantinio skaičiaus reikšmės dar žymimos raidėmis: p, d, f. Magnetinis kvantinis skaičius m1 rodo orbitalės kryptį atomo erdvėje, nes elektronas turi orbitinį magnetinį momentą. Magnetinio kvantinio skaičiaus reikšmių yra 2l+1. Kai l=0, tai m1 turi vieną reikšmę : m1=0, nes s orbitalė neturi krypties erdvėje. Kai l=1, m1 reikšmės yra +1; 0; -1, kitaip sakant, atome gali būti trys p orbitalės. Kai l=2, m1 turi 5 reikšmes (penkios d orbitalės); kai l=3, - septynios f orbitalės. Sukinio kvantinis skaičius S. Kvantinės mechanikos požiūriu elektrono sukimasis aplink savo ašį nėra priimtinas, bet šis kvantinis skaičius susijęs su savuoju impulso momentu paaiškina atominių spektrų linijų nevienalytiškumą. Šio skaičiaus yra dvi reikšmės, žymimos +1/2 ir –1/2 (h/(2π) vienetais). Sukinio kvantinis skaičius žymimas rodyklėmis ↑ ir ↓. Elektronas gali turėti vieną šio kvantinio skaičiaus reikšmę. Elementų atomų elektronų būseną (energiją, orbitalės pavidalą, matmenis ir kryptį) apibūdina keturi kvantiniai skaičiai: pagrindinis, šalutinis, magnetinis ir sukinio. Elementų atomų elektronai orbitalėse išsidėstę pagal mažiausios energijos ir Paulio (draudimo) principą. 1. Mažiausios energijos principas. Elektronai atome pasiskirsto taip, kad atomo, kaip sistemos, energija būtų mažiausia. Pirmiausia elektronai užpildo tas orbitales, kurių energija yra mažiausia. Vienos rūšies orbitalės polygmenio viduje energija yra vienoda. Kiekvieno polygmenio s orbitalių energija yra mažesnė už kitų orbitalių energiją. Pavyzdžiui, 4s orbitalės energija yra mažesnė negu 3d orbitalės, todėl dar neužsipildžius paskutiniajam energijos lygmeniui elektronais užpildomos priešpaskutiniojo energijos lygmens orbitalės. 2. Paulio (draudimo) principas teigia, kad atome negali būti dviejų elektronų, kurių visų keturių kvantinių skaičių reikšmės būtų vienodos. Kai atome elektronų debesų pavidalas, matmenys ir kryptys erdvėje sutampa, jie turi priešingos krypties sukinius. Tokius elektronus vadiname elektronų pora, nes jie yra toje pačioje orbitalėje. Taigi, vienoje orbitalėje vieną elektroną žymime rodykle ↑ ,o elektronų porą su priešingos krypties sukiniais žymime dviem į priešingas puses nukreiptomis rodyklėmis ↑↓ . Elektronai energijos polygmenio (p, d, f orbitalėse) išsidėsto pagal Hundo taisyklę : jie užpildo p, d ir f orbitales taip, kad jose būtų kuo daugiau pavienių elektronų. Vienodos energijos orbitalėse (tame pačiame polygmenyje) elektronai pirmiausia išsidėsto po vieną ir turi tos pačios krypties sukinius. Tik užpildžius visas orbitales, elektronai sudaro elektronų poras. Pavyzdžiui, deguonies atomas turi 8 elektronus. Atomo elektroninė formulė užrašoma taip : pagrindinis kvantinis skaičius ir polygmenį atitinkanti raidė 1s,2s,2p. Įrašius elektronų skaičių polygmenyje (kaip simbolio laipsnio rodiklį) formulė atrodys taip: 1s22s22p4. Tokia deguonies atomo elektroninė formulė dar vadinama elektronų konfiguracija. Cheminės jungties tipai. Cheminis ryšys – tai atomų sąveika, dėl kurios susidaro molekulės, jonai, kristalai. Vienodų arba skirtingų elementų atomai jungiasi į atomų agregatus ir sudaro junginius. Pamatinė junginio dalelė yra molekulė – elektrikai neutralus vienetas, kurį sudaro du ir daugiau atomų. Elektronų elgseną junginyje galima apibūdinti dvejopai : a) pagal molekulinį orbitalių modelį; b) pagal atominių orbitalių modelį. Atveju a visų molekulės branduolių elektronai priklauso junginiui ir jiems turi įtakos kiti elektronai. Galvoje turimi tiek molekuliniai, tiek atominiai energijos lygmenys. Atvejas b paprastesnis, bet ne toks tikslus. Jo modelyje molekulę sudarantys atomai traktuojami kaip atskiri atomai. Tačiau vienas ar daugiau išorinių elektronų gali ištrūkti iš atomo, kad galėtų pereiti į kito atomo išorinį sluoksnį. Tarp molekulės atomų egzistuoja trauka, vadinama cheminiu ryšiu. Jį sudaro išoriniai, vadinamieji valentiniai elektronai. Traukos stiprumas priklauso nuo ryšio stiprumo. Cheminiuose junginiuose protonų skaičius niekada nepakinta. Molekulių energija yra mažesnė už ją sudarančių laisvų atomų energiją. Taip paaiškinamas junginio patvarumas, kadangi gamtoje egzistuoja medžiagų susidarymo su kuo mažesniu energijos kiekiu tendencija. Sudarant junginį, daugelio elementų atomai linkę savo išorinį sluoksnį užpildyti elektronais. Taip atsiranda elektronų oketas – būdinga inertinių dujų konfiguracija. Jos metu atomai atiduoda, prisijungia elektronus arba juos pasidalija su kitais atomais. Pirmieji periodinės sistemos elementai nuo kitų skiriasi tuo, kad turi tik vieną arba du elektronus. Joninės jungties susidarymas aiškinamas, remiantis 1945 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, virsdami teigiamais jonais, kiti atomai prisijungia elektronus, virsdami teigiamais jonais, kiti atomai prisijungia elektronus, virsdami neigiamais jonais. Teigiami ir neigiami jonai vienas kitą traukia ir susidaro neutralios molekulės. Cheminė jungtis, susidariusi veikiant priešingo krūvio jonu 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 vieną elektroną) ir elektroninio giminingumo energijos (t.y. energijos, kuri išsiskiria, atomui prijungus vieną elektroną) dydžius. Pavyzdžiui, Na atomas atiduoda vieną valentinį elektroną chloro atomui ir virsta teigiamu Na+ jonu, turinčiu elektroninę inertinių dujų neono konfiguraciją; Cl atomas, prisijungęs elektroną, tampa neigiamu Cl- jonu, turinčiu pastovią inertinių dujų argono elektroninę konfiguraciją. Susijungę abu jonai neutralią NaCl molekulę. Tokiu būdu joniniai junginiai susidaro tik tuomet, kai reaguoja tipiniai metalai ir nemetamai. 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 medžiagos – H2, Cl2, tiek ir sudėtinės – NH3. Pavyzdžiui, suartėjus dviems chloro atomams, du elektronai – vienas iš vieno Cl atomo, kitas iš kito – sudaro bendrą elektronų porą, skriejančią aplink abu branduolius, o kiekvienas chloro atomas turi pastovų 8 elektronų išorinį sluoksnį. Bendri abiejų atomų elektronai vadinami poriniais. Elemento valentingumas junginiuose su kovalentine jungtimi yra lygus elektroninių porų skaičiui. Tipinė kovalentinė jungtis susidaro tarp to paties elemento atomų, arba tarp cheminėmis savybėmis artimų elementų atomų. Pavyzdys – tos grupės nemetalų junginiai. Kai jungiasi vienarūšiai atomai, bendroji elektronų pora yra vienodai traukiama abiejų branduolių ir yra simetriškai išsidėsčiusi abiejų branduolių atžvilgiu. Tokia kovalentinė jungtis vadinama nepoline. Kai jungiasi vienas su kitu skirtingo elektroneigiamumo elementų atomai, bendroji elektronų pora didesniu ar mažesniu laipsniu yra pasislinkusi arčiau vieno iš branduolių, t.y. atomo, turinčio didesnį elektroneigiamumą. Dėl to elektriniai krūviai molekulėje pasiskirsto nevienodai, t.y. abiejų atomų teigiamų ir neigiamų krūvių elektriniai svorių centrai nesutampa, tarp jų yra tam tikras atstumas. Kovalentinė jungtis, sudaryta elektronų poros, nesimetriškai išdėstytos abiejų branduolių lauke. Vadinama poline. Poliškumo laipsnis apibūdinamas bipolio momentu, kuris lygus poliaus elementinio elektrinio krūvio e ir atstumo tarp priešingų krūvių elektrinių svorių centrų l sandaugai: μ= el Polinė jungtis yra tarpinė tarp kovalentinės ir joninės. Ji būdinga daugeliui junginių, pavyzdžiui, vandenilio halogenidams, vandeniui ir kt. Polinės molekulės dar kitaip vadinamos bipoliais. (Dipolis – sistema, kurioje yra du vienodo dydžio, bet priešingo ženklo elektriniai krūviai, išdėstyti tam tikru atstumu vienas nuo kito.) Molekulės, kurių bipolio momentas lygus 0 , yra nepolinės – Cl2, H2. daugiatomių molekulių poniškumas priklauso nuo jungties poniškumo laipsnio ir nuo šių jungčių išsidėstymo molekulėje. Molekulė gali sudaryti kelias polines jungtis, o joms simetriškai išsidėsčius, krūviai kompensuojami ir molekulė tampa nepoline. Pavyzdžiu, molekulė CO2 nepolinė, O=C=O, nors jungtys C=O polinės. Vandens molekulėje vandenilio atomai išsidėsto ne simetriški, o trikampiu. Jungties O-H poniškumas labai didelis. O šių jungčių momentai, kaip ir pačios jungtys, sudaro 1050 kampą. Suminis bipolio momentas gaunamas labai didelis, todėl vandens molekulė yra ryškiai polinė. Koordinacinė jungtis. Čia du atomai turi bendrą elektronų porą, kurią sudaro tik vienas atomas. Šį ryšį turi patvarūs daugiatomiai jonai, pvz.., oksonio jonas (H3O)+. Dujinį vandenilio chloridą ištirpinus vandenyje, chloras perima visus viengubo kovalentinio ryšio elektronus. Vandenilio branduolys (protonas) jungiasi su vandens deguonimi viena laisva deguonies elektronų pora, kuri dabar jau priklauso abiem. Kiekvieną iš trijų H supa 2 elektronai (kaip helyje). 2 vandens vandenilio atomai duoda po vieną iš dviejų ryšio elektronų, tuo tarpu trečiasis vandenilio atomas naudojasi deguonies elektronų pora. Susidarius oksonio jonui, visi atomai turi lygiavertes bendras elektronų poras. Deguonis kaip ir vandens molekulėje, turi 8 išorinius elektronus, iš kurių 6 yra jo paties. Kadangi deguonis turi 6 valentinius elektronus, H3O+ išlieka teigiamas. Amonio jonas (NH4)+ susidaro, kai amoniakas NH3 prisijungia vieną protoną. Amonio jone N susijungęs su trimis H paprastu kovalentiniu ryšiu, o su ketvirtuoju H – koordinaciniu ryšiu, nes elektronų pora yra kilusi iš amoniako. Jone (NH4)+ azoto ryšys su kiekvienu iš keturių vandenilio atomų yra vienodo stiprumo. Nors iš azoto yra kilę tik 5 elektronai, jo išorinis sluoksnis visiškai sukomplektuotas. Tačiau azotas turi 5 valentinius elektronus, (NH4)+ krūvis lieka teigiamas. Boro fluorido jonas (BF4)-. Boro trifluoride BF3 boras ir fluoras susijungę kovalentiškai. Jungiantis su natrio fluoridu Na+F-, fluorido jonas prisijungia prie boro ir sudaro bendrą elektronų porą. Boro atomą supa elektronų oktetas su 4 savais elektronais. Kadangi boro fluoridas yra trivalentis, tai (BF4)- krūvis neigiamas. Šių molekulinių jonų krūvį kompensuoja kiti priešingo krūvio jonai. Taip vandenilio ir amoniako jonai kompensuoja savo neigiamus krūvius su anijono pagalba, pvz.., chloride Cl-. Susidaro druskos rūgštis (H3O)+Cl- arba atitinkamai amonio chloridas (NH4)+Cl-. Boro tetrafluorido anijonas savo neigiamą krūvį kompensuoja su katijono pagalba, pvz.., natrio (Na+), ir susidaro natrio tetrafluorboratas Na+(BF4)-. Metalinės jungties kilmę aiškina dvi pagrindinės teorijos – elektroninių dujų ir zoninė kristalinių medžiagų sandaros. Pagal pirmąją teoriją metalų kristalai sudaryti iš taisyklingai išsidėsčiusių metalų jonų, tarp kurių įvairiomis kryptimis greitai skrieja laisvi valentiniai elektronai, nepriklausantys jokiam atomui. Ši teorija paaiškina metalų kristalų sandarą, laidumą elektrai ir šilumai, bet nepaaiškina metalų šiluminės talpos. Pagal zoninę teoriją kristalų atomuose valentiniai elektronai, kaip silpniausiai susieti su branduoliu, turi mažesnę energiją negu kiti atomo elektronai ir jų energija sudaro atskirą energijos zoną, vadinamą Valentine zona. Be šios daugiau ar mažiau elektronais užpildytos zonos, yra ir kita didesnės energijos zona, į kurią elektronai negali patekti. Metalai draudžiamos zonos neturi. Ją turi puslaidininkiai ir izoliatoriai. Metalų valentiniai elektronai lengvai pereina į sužadintąją būklę, atsiduria laidumo zonoje ir tampa elektros krūvio nešikliais. Vandenilinė jungtis. Vandenilio atomai, susijungę su atomais, energingai prisijungiančiais 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 tos priežasties protonas turi labai stiprų elektrinį lauką ir lengvai sąveikauja su elektroniniais kitų atomų apvalkalais. Pavyzdžiu, 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 prisijungiančio elektronus, atomo vadinama vandeniline . vandenilinė jungtis padeda susidaryti dviguboms molekulėms. Vandenilinė jungtis būna ir vandens molekulėse: 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, H2S, temperatūromis. Vandenilinė jungtis yra silpnesnė už kitas chemines jungtis. Jai išardyti užtenka 21-24kJ/moliui energijos. Tuo tarpu kitoms jungtims reikia 457-620 kJ/mol. Orbitalių hibridizacija. Sužadinant atomą galima padidinti pavienių elektronų skaičių ir pakeisti jo valentingumą. Panagrinėkime, kaip susidaro metano CH4 molekulė. Susiklojus anglies atomo s elektronui su vandenilio atomo s elektronu, turėtų susidaryti vienas ryšys ir susiklojus anglies atomo p elektronams su vandenilio atomo s elektronais – trys ryšiai. Taigi, vieno ryšio ir trijų ryšių savybės turėtų skirtis. Tačiau taip nėra metane – visi ryšiai ir valentiniai kampai vienodi, molekulė – patvarus simetriškas tetraedras. Tai paaiškinama hibridizacija- naujo tipo orbitalių susidarymu iš kelių skirtingų orbitalių. Hibridizuojasi tik tos orbitalės, kurių energija artima. Per hibridizaciją s ir p orbitalės virsta vienodos energijos ir pavidalo hibridinėmis orbitalėmis. Hibridinės orbitalės, sudarydamos ryšį viena su kita ar su kitomis orbitalėmis, persidengia labiau, todėl ir toks ryšys, ir tokie junginiai yra patvaresni. Hibridinės orbitalės atomo erdvėje išsidėsto taip, kad jų elektronų debesų didžiausių tankių vietos būtų kuo toliau viena nuo kitos. Nuo to priklauso ryšių kryptys ir molekulių kampai, t.y. molekulės geometrinis pavidalas. Yra keli hibridizacijos tipai, kurie priklauso nuo cheminį ryšį sudarančių orbitalių. Tai sp hibridizacija, sp2 hibridizacija ir sp3 hibridizacija. sp hibridizacija. Pavyzdžiui, sužadinus berilio atomą, jos s ir p elektronų debesys virsta dviem hibridinėms orbitalėmis, kurios išsidėsto vienoje tiesėje – kampas tarp jų 1800. Kiekvienoje hibridinėje orbitalėje yra po vieną elektroną, kurie sudaro ryšį su kitų atomų pavieniais elektronais, pvz.., chloro BeCl2 junginyje. sp2 hibridizacija – tai vienodų hibridinių orbitalių susidarymas iš trijų skirtingų atominių orbitalių. Ji vyksta tada, kai molekulės centrinio elemento atome yra 3 pavieniai elektronai s ir p. orbitalėse, pvz., sužadintame boro atome. Iš vienos s ir dviejų p orbitalių susidaro trys lygiagretės hibridinės orbitalės, išsidėsčiusios viena kitos atžvilgiu 1020kampu. Tokiu kampu išsidėsčiusios B-H jungtys BH3 molekulėje. sp3 hibridizacija. Jeigu cheminį ryšį sudaro keturios vieno atomo orbitalės, tai jos hibridizuojasi ir virsta keturiomis hibridinėmis sp3 orbitalėmis. Pavyzdžiui, metano molekulėje CH4 iš vienos s ir trijų p pavienių orbitalių susidaro 4 hibridinės orbitalės. Nuo atomo centro jos išsidėsto tetraedru, kampas tarp orbitalių krypčių 1090. Susidarant vandens ir amoniako molekulėms, hibridizuojasi ne tik cheminį ryšį sudarančios orbitalės, bet ir turinčios laisvų elektronų porų orbitalės. Medžiagų sandara. Medžiagos gali būti trijų agregatinių būvių : kietos, skystos ir dujinės .Dar yra ir ketvirtasis, plazminis, medžiagos būvis. Idealiųjų dujų dalelės tiek mažos, jog jų tūrio galima nepaisyti medžiagos agregatinis būvis priklauso nuo dalelių (molekulių, atomų, jonų) savybių, atstumo tarp jų ir traukos jėgų. atstumas ir traukos jėgos priklauso nuo temperatūros ir slėgio. Plazminė būsena. Kaitinant medžiagas tūkstančių, milijonų laipsnių temperatūroje, vyksta atomų terminės jonizacijos procesas, ir susidaro plazma. Ją sudaro suskilę atomai (teigiami jonai, atomų branduoliai ir elektronai) ir nesuskilę atomai. Dešimties – šimto tūkstančių laipsnių temperatūroje susidariusioje plazmoje aptinkama CH5+, H3+, He2+ ir kt. Jonų. Milijonų laipsnių temperatūroje susidariusi plazma susideda vien tik iš suskilusių atomų dalelių. Plazma elektrikai neutrali ir elektrai laidi. Ji susidaro žaibo kibirkštyje, elektros lanke, neono ir kt. Lempose, degiklio liepsnoje. Saulė yra milžiniškas plazmos telkinys. Dujinė medžiagų būsena. Dujinės medžiagos dalelės (molekulės, atomai) yra toli viena nuo kitos, laisvai ir greitai juda įvairiomis kryptimis ir stengiasi užimti kuo didesnę erdvę. Dėl to atsiranda slėgis į indo sieneles. Visi dujų dėsniai išvesti vadinamosioms idealiosioms dujoms . Laikoma, kad idealiųjų dujų dalelės tiek mažos, jog jų tūrio galima nepaisyti, ir kad tarp dalelių nėra jokios traukos. Slegiamos tokios dujos neskystėja. Realiosios dujos slegiamos skystėja, todėl tarp jų dalelių yra tam tikra trauka. Esant mažiems slėgiams ir aukštoms temperatūroms, realiųjų dujų savybės panašios į idealiųjų, o esant dideliems slėgiams ir žemoms temperatūroms, - labai skiriasi. Skystoji būsena panašesnė į kietąją medžiagų būseną, o ne į dujinę. Atstumas tarp skystos ir kietos medžiagos dalelių artimas jų dydžiui, todėl šios abi būsenos vadinamos kondensuotosiomis . skystos ir kietos medžiagos beveik nesuslegiamos ir užima tam tikrą tūrį. Tačiau trauka tarp skysčio dalelių nėra tokia didelė, kaip tarp kietos medžiagos dalelių, todėl skysčiai yra takūs, nepastovios formos. Skysčių dalelės gali slinkti tik keisdamosi vietomis viena su kita, todėl skysčiuose migracijos (savų dalelių maišymosi) ir difuzijos (kitos medžiagos dalelių sklidimo skysčiuose ar kt.. medžiagoje) procesai daug lėtesni negu dujose. Pagal dalelių išsidėstymą skysčiai užima tarpinę padėtį tarp dujinių ir kietų medžiagų. Daugumai skysčių būdinga artimoji dalelių tvarka, t.y. tvarkingas dalelių išsidėstymas labai mažuose, atskiruose skysčio tūriuose (tuo skysčiai panašūs į kietas medžiagas), o visoje kitoje skysčio masėje dalelės juda netvarkingai, kaip dujose. Tokios tvarkingos skysčio dalelių grupės nepatvarios : vienos išnyksta, kitos formuojasi. Skysčius šaldant, tvarkingų dalelių daugėja. Skysčiams irgi būdingos izotropinės . Kietoji būsena. Kietų medžiagų dalelės turi pastovią vietą ir susijusios stipresnėmis traukos jėgomis negu skysčių dalelės. Todėl kietų medžiagų takumas labai mažas, jos turi pastovų tūrį ir formą. Kietų medžiagų dalelės nuolat virpa, ir, kai dalelių kinetinė energija pasidaro didesnė už traukos jėgas, dalelės gali pasikeisti vietomis. Todėl ir kietų medžiagų dalelės migruoja, tik daug silpniau negu skysčių. Kietos medžiagos yra amorfinės ir kristalinės. Amorfinės medžiagos – tai tokios, kurių dalelės išsidėsčiusios kaip ir skysčių. Amorfines medžiagas galima laikyti peršaldytais skysčiais, todėl joms būdinga artimoji dalelių tvarka. Būdingiausia amorfinė medžiaga yra stiklas, todėl amorfinė būsena dažnai vadinama stikliškąja būsena. Iš amorfinių medžiagų paminėtinos dervos, sakai, kanifolija, polimerai ir kt. Amorfinės medžiagos yra izotopinės; jų savybės, kaip antai, dielektrinė skvarba, šviesos lūžis, tirpumas, kietis ir kt., įvairiomis kryptimis yra vienodos. Šios medžiagos neturi tikslios lydymosi temperatūros: šildomos tam tikrame temperatūros intervale minkštėja ir pamažu išsilydo. Kristalinėms medžiagoms būdinga tolimoji dalelių tvarka, t.y. dalelės išsidėsčiusios taisyklingai pasikartojančia tvarka visame kristalo tūryje. Kristalinės medžiagos yra antizotropinės – jų fizikinės savybės visomis kryptimis nėra vienodos. Kristalinės medžiagos turi tikslią lydymosi temperatūrą. Kristalinių medžiagų entalpija yra mažesnė negu amorfinių. Tai rodo, kad kristalinė būsena yra patvaresnė. Todėl amorfinė medžiaga per ilgesnį laiką gali persitvarkyti į kristalinę, bet ne atvirkščiai. Stiklas kristalizuodamasis drumsčiasi, eižėja. Tikraisiais kietais kūnais laikomos tik kristalinės medžiagos. Tarp visų šių keturių agregatinių būsenų nėra griežtos ribos. Sudarius labai didelį slėgį, kai kurių dujų mišiniai susisluoksniuoja panašiai kaip nesimaišantys skysčiai. Plačiai vartojami skystieji kristalai, turintys skysčių ir kietų kristalinių medžiagų savybių. Skystieji kristalai – tai drumsti, įvairaus klampumo skysčiai, anizotropiški kaip kristalinės medžiagos. Šių savybių turi kai kurie organiniai junginiai. Tai kalio, amonio oleatai, cholesterino acetatas, lipidai ir kt. Įjungus į jų molekules įvairius pakaitalus, sukuriama labai daug junginių, turinčių skystųjų kristalų savybių. Šiuo metu žinoma apie 6000 skystųjų kristalų, ir jų vis daugėja. Skystieji kristalai yra dielektrikai. Jų savitoji elektrinė varža 1010…1014 Ωm. Skystųjų kristalų savybių turi tokie junginiai, kurių molekulės yra plokščio, ištįsusios, stangrių lazdelių arba siūlų formos. Skystųjų kristalų molekulės išsidėsčiusios ne taip tvarkingai kaip kietuose kristaluose, bet tvarkingiau kaip skysčiuose. Jų molekulės gali laisvai judėti, keistis vietomis (kaip skysčiuose), bet dalelių tam tikras išsidėstymas išlieka (tai – kristalinių medžiagų savybė). Pagal molekulių išsidėstymą skystieji kristalai skirstomi į tris tipus: nematinius, smektinius ir cholesterinus. Kietoms medžiagoms būdinga kristalinė struktūra. Ištyrus rentgeno spinduliais kristalines medžiagas, nustatyta, kad jų dalelės išsidėsčiusios taisyklingai pasikartojančia tvarka ir sudaro erdvinę kristalo gardelę. Dalelių vieta gardelėje vadinama mazgais. Kristalo gardelėje atstumai tarp dalelių (mazgų centrų) beveik tokie patys, kaip ir skysčiuose, nes kietos ir išlydytos kristalinės medžiagos tūris toks pat. Mažiausia kristalo gardelės dalis, kurioje matyti dalelių išsidėstymo tvarka, vadinama elementariąja gardele. Elementariosios gardelės apibūdinamos ašių ilgiu ir kampais tarp jų. Skiriami pagrindiniai elementariųjų gardelių tipai, arba kristalų sistemos: kubinė, tetragonalinė, heksagonalinė, rombinė, monoklininė, triklininė. Cheminė termodinamika ir tremochemija. Termodinamika (graik.. thermos- šiltas, karštas; dynamicos- jėgos, jėginis)- fizikos šaka, tirianti mikroskopinių fizikinių sistemų šiluminius reiškinius. Termodinamiką galima vadinti šilumos mokslu. 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 išlaikymo 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: 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: C + O2 CO2 ΔH0 = -395kJ. Endoterminėse reakcijose sunaudota šiluma padidina sistemos energiją, ir šiuo atveju entalpijos pokytis – teigiamas: H2OH2 +1/2O2 ΔH0 = 286kJ. Cheminių reakcijų lygtys, kuriose nurodoma reakcijos šiluma, vadinamos termocheminėmis lygtimis. Kai reakcijos šiluma arba entalpijos pokytis apskaičiuojamas, esant 298K temperatūrai ir 101,325kPa slėgiui, jis vadinamas standartiniu ir žymimas ΔH0. 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 ΔH0 =-395kJ C + 1/2O2 CO ΔH0 =-110kJ CO + 1/2O2 CO2 ΔH0 =-285kJ 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. Aušinant, 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 termodinamikos lygtis. Metalų savybės. Metalais vadiname cheminius elementus ir sudėtingus jų lydinius, kuriems būdingos metališkosios savybės: elektros ir šilumos laidumas, plastiškumas, kalumas, kristalinė sandara, lūžio blizgesys, didėjanti elektrinė varža kylant temperatūrai. Jie lengviau oksiduojasi negu nemetamai ir virsta teigiamais jonais. Iš žinomų 104 elementų 82 yra metalai. Visi metalai ir jų lydiniai sąlyginai skirstomi į juoduosius ir spalvotuosius. Juodieji metalai –tai geležis ir lydiniai jos pagrindu: plienas, ketus, ferolydiniai. Jie sudaro 95% visų gaminamų metalų. Spalvotieji- tai visi kiti metalai ir jų lydiniai. Jie skirstomi į lengvuosius, kurių tankis iki 4 g/cm3 (magnis, aliuminis, berilis ir kt.), sunkiuosius (varis, nikelis, švinas ir kt.), tauriuosius (auksas, platina, sidabras ir kt.),retuosius sunkiai lydžius metalus (molibdenas, volframas, vanadis, tantalas ir kt.). palyginus su juodaisiais, spalvotieji yra labai brangūs, todėl visur, kur tik galima, juos stengiamasi pakeisti juodaisiais metalais arba plastmasėmis. Visi metalai, išskyrus gyvsidabrį, kambario temperatūroje yra kietos kristalinės medžiagos. Įvairių metalų tankis labai skiriasi. Pavyzdžiui, Li, Na, K tankis mažesnis už 1 ir jie plaukia vandenyje. Daugelio svarbių technikai metalų, Jn, Sn, Fe, Cu, tankis didesnis už 5, o platinos siekia net 21,4 g/cm3. Būdingos 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, mažiausiais 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 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, kada 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, mažiausiais – 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, kolbas ir nikelis. Kiti metalai yra diamagnetiniai arba paramagnetiniai. Jų magnetinės savybės išnyksta, nustojus veikti išorės magnetiniam laukui. Cheminės metalų savybės. 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. Pavyzdžiui, įmetus Jn gabaliuką į Pb(NO3)2 tirpalą, vyksta reakcija: Zn + Pb(NO3)2 Pb + Zn(NO3)2; joninė lygtis: Zn + Pb2+ Pb + Zn2+. Įmetus Pb gabalėlį į Zn(NO2)2 druskos tirpalą, reakcija nevyksta. Tai rodo, kad cinkas yra aktyvesnis už šviną ir kad cinko atomai elektronus atiduoda lengviau negu švino atomai. 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. Metalų išstūmimo eilėje metalai surašyti ta pačia eilės tvarka kaip ir standartinių potencialų lentelėje. Kiekvienas šios eilės metalas gali išstumti arba redukuoti visus po jo einančius metalus. Metalai, aktyvesni už vandenilį, jį išstumia iš praskiestų rūgščių, išskyrus HNO3. kuo aktyvesnis metalas, tuo lengviau jis išstumia vandenilį. Aktyviausi, t.y. šarminiai metalai vandenilį išstumia net iš vandens. Pavyzdžiui, 2Na + 2H2O 2NaOH + H2 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, H2S), oksidatoriumi būna vandenilio jonai. Skiriasi vandenilis. Pavyzdžiui, Zn + 2HCl ZnCl2 + H2. Kai metalai reaguoja su deguoninėmis rūgštimis (pvz.., HNO3, H2SO4), oksidatorius gali būti vandenilio jonai arba rūgščių anijonai (NO3-, SO42-). Azoto rūgšties anijonas yra stipresnis oksidatorius negu H+, todėl, tirpinant metalus azoto rūgštyje, vandenilis neišsiskiria. Mažai aktyvūs metalai (varis, gyvsidabris, sidabras),tirpdami koncentruotoje azoto rūgštyje, ją redukuoja iki NO2, o tirpdami praskiestoje rūgštyje, - iki NO. aktyvūs metalai (cinkas, magnis ir kiti), tirpdami praskiestoje azoto rūgštyje, ją redukuoja iki N2 arba NH4+. Pavyzdžiui, Cu + 4HNO3(konc) Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O, 3Cu + 8HNO3(pr.) 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O, 4Zn + 10HNO3(pr.) 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O. Tirpinant metalus sieros rūgštyje, oksidatorius būna H+ arba SO42- jonai. Tai priklauso nuo rūgšties koncentracijos. Praskiestoje sieros rūgštyje oksidatorius yra H+. tada, tirpinant metalus, skiriasi vandenilis: Sn + H2SO4 SnSO4 + H2. Tirpdami koncentruotoje sieros rūgštyje, mažiau aktyvūs metalai (pvz.., varis, alavas) ją redukuoja iki SO2, o aktyvūs metalai (pvz.., cinkas, magnis) – iki S arba H2S: Cu + 2H2So4(konc) CuSO4 + SO2 + 2H2O, 4Zn + 5H2SO4(konc) 4ZnSO4 + H2S + 4H2O. Metalai Zn, Al, Sn, Pb pasižymi amfoterinėmis savybėmis. Reaguodami su rūgštimis, jie sudaro paprastąsias druskas, o su šarmais – kompleksinius junginius. Pavyzdžiui, aliuminis,, reaguodamas su šarmų tirpalais, sudaro hidroksoaliuminatą: 2Al + 2NaOH + 6H2O 2Na[Al(OH)4] + 3H2. Aukštose temperatūrose kai kurie metalai reaguoja tarpusavyje ir sudaro intermetalinius (tarpmetalinius) junginius, pavyzdžiui, CuZn3, Ag5Al3. jų cheminė formulė neatitinka metalo valentingumo. Žemėje gryni aptinkami tik labai neaktyvūs metalai – auksas, platina ir dalis sidabro, vario, gyvsidabrio. Visų kitų metalų randama junginiuose. Lengvieji metalai paplitę druskomis – chloridais, sulfatais, fosfatais, karbonatais. Aliuminio randami oksidai. Sunkiųjų metalų dažniausiai randami oksidai ir sulfidai, rečiau karbonatai ir kiti junginiai. Mineralai, iš kurių gaminami metalai, vadinami rūdomis (dažnai rūdomis vadinami tik sunkiųjų metalų mineralai). Daug mineralų turi po kelis metalus. Tokios rūdos vadinamos plimetalinėmis. Rūdos, kuriose, be metalų, yra ir kitų techniškai svarbių nemetalų, pvz.., arseno, fosforo, fluoro, vadinamos kompleksinėmis. Pagrindiniai metalų gavimo būdai yra metalurginis ir hidrometalurginis. Dažniausiai metalams gauti 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: Cu2O + C Cu + CO, ZnO + C Zn + CO, Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2. Taikant metaloterminį būdą, metalai iš oksidų, chloridų ar sulfidų redukuojami, kaitinant juos su aktyviais metalais – natriu, aliuminiu, magniu, geležimi. Pavyzdžiui, titanas gaunamas, kaitinant jo chloridą su natriu arba magniu: TiCl4 + 2Mg Ti + 2MgCl2. Prie metalų terminio gavimo priskiriamas ir metalų redukavimas vandenilio dujomis aukštoje temperatūroje. Kaitinant metalų oksidus su vandenilio dujomis, gaunami metalų milteliai. Šiuo būdu gaunamas molibdenas ir volframas. Hidrometalurginis būdas taikomas metalams gauti iš druskų vandeninių tirpalų. Rūda tirpinama atitinkamame tirpiklyje (rūgščių, šarmų, druskų tirpaluose). Tirpalas išvalomas, sukoncentruojamas, ir metalai išgaunami, redukuojant juos aktyvesniais metalais arba leidžiant per tirpalą elektros srovę (elektrolizės būdu). Aktyvesniais metalais išstumiami iš tirpalų mažai aktyvūs metalai, pvz.., sidabras, auksas. Elektrolizės būdu iš tirpalų gaunami taip pat mažai aktyvūs metalai – varis, nikelis, alavas ir kiti. Aktyvūs metalai, pvz.., natris, kalis, kalcis, aliuminis, elektrolizės būdu gaunami ne iš vandeninių tirpalų, bet iš druskų lydalų. Polimerai. Polimerai (stambiamolekuliniai junginiai) -tai didelės molekulinės masės junginiai, kurių atomai susiję kovalentinėmis jungtimis. Jų molekulinė masė didesnė kaip 5000-10000. Stambiamolekulių junginių molekulės vadinamos makromolekulėmis. Jos didelės, ilgagrandės. Kadangi makromolekulėse kartojasi daug atomų grupių, tai stambiamolekuliniai junginiai vadinami polimerais. Medžiagų molekulės, iš kurių gaminamas polimeras, vadinamos monomerais. Pavyzdžiui, jungiantis daugeliui (n skaičiui) metileno monomerų, gaunamas polimeras polietilenas: nCH2= CH2(-CH2-CH2-)n. Pagal gavimo būdą stambiamolekuliniai junginiai skirstomi į: 1) gamtinius, arba natūraliuosius (celiuliozė, vilna, oda); 2) dirbtinius (nitroceliuliozė, acetilceliuliozė); 3) sintetinius (įvairios polimerinės dervos, polietilenas, polivinilchloridas). Polimerai dažniausiai yra amorfinės medžiagos. Tačiau pasitaiko ir kristalinių polimerų, kurie yra kietesni ir atsparesni už amorfinius. Pagal elementiniių grandžių išsidėstymą makromolekulėje stambiamolekuliai junginiai skirstomi į linijinius ir tinklinius, arba erdvinius. Linijiniuose arba mažai šakotuose polimeruose monomerai M jungiasi į vientisą linijinę grandinę : -M-M-M-M-M-M- Prie linijinių polimerų priklauso plietilenas, polipropilenas, kapronas, enantas, novolakė derva, nevulkanizuotas kaučiukas. Šie polimerai tirpstz atitinkamuose tirpikliuse ir šildomi lydosi. Tinkliniuose, arba erdviniuose, plimeruose monomerai sujungti taip, kad jų makromolekulių projekcija plokštumoje sudaro tinklą. | | | | | -M-M-M-M-M- | | | | | -M-M-M-M-M- | | | | | Erdviniai polimerai nesilydo ir netirpsta tirpikliuose. Sių polimerų pavyzdys yra rezitas. Pagal tai, kaip reaguoja į temperatūrą, polimerai skirstomi į termoplastinius ir termoreakcinius. Termoplastiniai yra tokie polimerai, kurie pakartotinai šildomi ir aušinami minkštėja ir kietėja, bet jų sandara nesikeičia. Termoreakciniai polimerai kaitinami negrįžtamai sukietėja ir virsta visai kitos sandaros erdviniais polimerais. Jų sandara ir savybės negrįžtamai pasikeičia. Termoreakciniai polimerai netirpsta tirpikliuose, yra nelydūs. Jie patvaresni už termoplastinius. Stambiamolekuliniai junginiai gaunami prijungimo (polimerizacijos) ir mainų (polikondensacijos) reakcijomis. Polimerizuojasi polimerai, turintys : 1) dvigubą jungtį >C=CC=C-C=C

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!