Chemijos pagrindai

 1. Chemija Chemija – mokslas tiriantis medžiagų sudėtį, sandarą, ir savybes, o taip pat fizikinių cheminių savybių kitimo priežastis bei dėsningumus. Medžiaga yra materijos pasireiškimo forma kaip ir laukas. Medžiagos dalelėms būdinga rimties masė. Lauko dalelių rimties masė lygi 0. Abi materijos formos yra susijusios. Medžiagos dalelės dėl jų lauko sąveikos jungiasi į stambesnius darinius. Chemijos tyrimo objektas yra atomų ir molekulių judėjimas susidarant naujiems dariniams t.y. jonams, radikalams, molekulėms ir tt 2. Atomas, molekulė, molis. Atomas - mažiausia cheminio elemento dalelė, turinti visas jo savybes. Cheminis Elementas – vienodą branduolio krūvį turinčių atomų visuma. Molekulė – mažiausia medžiagos dalelė, turinti esmines tos medžiagos savybes. Visas medžiagai būdingas chemines ir fizikines savybes turi ne viena molekulė, bet jų visuma. Molis – Medžiagos kiekio vienetas SI sistemoje. Molis yra lygus kiekkiui medžiagos , kuri turi tiek vienodų dalelių (atomų, jonų, molekulių, radikalų, elektronų ir kt.), kiek yra atomų anglies izotope 12C, kurio masė 12 g. Šis skaičius vadinamas Avogadro skaičiumi; N=6,02*1023 mol-1. Atomų ir molekulių masės reiškiamos santykiniais dydžiais. Atominės masės vienetu (a.m.v), arba unitu, laikoma 1/12 anglies izotopo 12C masės dalis. Atomų, molekulių ir kitų elementariųjų dalelių masė yra bevardis skaičius, kuris parodo, kiek kartų atomo, molekulės ar kitos dalelės masė yra didesnė už 1/12 12C izotopo masę. Ši masė vadinama santykine molekuline, atomine, ekvivalentine ar kitos dalelės mase. Kadangi bet kurios medžiagos molyje yra vienodas skaičius struktūrinių dalelių, tai medžiagos molio masė proporcinga atitinkamos struktūrinės dalelės santykinei masei, t.y. dalelės molio masė gramais (M, g/mol) savo skaitine verte yra lygi tos dalelės santykinei masei atominiais masės vienetais, todėl ši masė dar vadinama grammolekule, gramatomu, gramekvivalentu ir kt. Absoliuti molekulės, atomo ar kitos dalelės masė, išreikšta gramais, yra gaunama molio masę dalijant iš Avogadro skaičiaus. Pvz., santykinė vandens molekulės masė – MH2O=18, molio masė – MH2O=18g/mol, absoliuti molekulės masė – MH2O=18/6.02*1023=2.99*10-23 g. 3. Ekvivalentas. Ekvivalentų dėsnis. Ekvivalentu (ekvivalento molio mase) vadinamas medžiagos kiekis, kuris prijungia arba pakeičia vieną molį vandenilio jonų (1,008 g/mol), arba vieną molį deguonies jonų (8 g/mol), arba viena molį elektronų. Ekvivalentų dėsnį nustatė mokslininkas Richteris. Anot jo, medžiagos reaguoja kiekiais, proporcingais jų ekvivalentams. 4. Atomas Pirmas Boro postulatas teigia, kad elektronas apie atomo branduolį gali judėti neišspinduliuodamas energijos, tik tam tikro spindulio (kvantuotomis, arba stacionarinėmis) orbitomis. Antras Boro postulatas teigia, kad elektronui pereinant iš tolimesnės nuo branduolio orbitos vadinamos stacionarinėmis. Joms būdinga tam tikra elektrono judėjimo energija E. E=Etolimesnės-Eartimesnės=h*v Mokslininkas De Broilis, vėliau Heizenbergas ir galiausiai Šredingeris šviesos spinduliavimo teoriją pritaikė ir e bei kitų mažų dalelių judėjimo aiškinimui. Pagal šią teoriją visoms mažoms medž. dalelėms yra būdingas banginis – korpuskulinis dualizmas (maža dalelė juda ir kaip dalelė ir kaip banga). 5. Kvantiniai skaičiai Elektronų būsenai apibūdinti pagal kvantų mechaniką, vartojami 4 kvantiniai skaičiai. Pagrindinis kvantų skaičius n, nurodo e atstumą nuo branduolio ir jo pilnutinę energiją. Pagr. Kvantų skaičius gali įgyti reikšmes nuo 1 iki 7.Sužadintame nuo 1 iki +. Pagr. Kvantų sk. kinta taip, kaip orbitų spinduliai Boro modelyje. Tiktai pagal kvantų mechaniką energetinis lygmuo, pasižymintis tam tikru jam būdingu energijos kiekiu, gali turėti ir ne vieną orbitalę.Energijos lygmenys atomuose egzistuoja nepriklausomai nuo to, ar juose yra e ar ne. jei yra e, tai jis dar vadinamas elektrodiniu sluoksniu. 1 (elektronų sluoksnis) -K, 2-L,3-M,4-N,5-O,6-P,7-Q. Orbitinis (šalutinis) kvantų sk. (l) nusako orbitinio impulso momento didumą (energetinius polygmenis lygmenyje). Fiziniu požiūriu, orbitinis kvantų sk. apibūdina orbitalės paviršiaus formą ir jos simetriją. Orbitinis kvantų sk. gali įgyti reikšmes nuo 0 iki n-1. kiekviename energijos lygmenyje polygmenių skaičius prilygsta pagr. kantų sk. Magnetinis kvantų sk. Me nusako elektrono impulso momento vektoriaus orientaciją magnetiniame lauke. Pagal kvantų mechaniką vektorius magnetiniame lauke orientuojasi tik taip, kad jo projekcija į megnetinio lauko kryptį įgautų sveiką teigiamą arba neigiamą skaičių, arba 0. Šie 3 kvantų skaičiai charakterizuoja e judėjimą apie branduolį. Jo energetinę būseną branduolio atžvilgiu. Bet e juda ne tik apie branduolį, bet ir apie savąją ašį. Šį judėjimą ir jo energiją, susijusią su savuoju e impulso momentu nusako 4-asis sk., vadinamas spinu (s). Kiekvienai magnetinio kvantinio skaičiaus reikšmei galimos 2 sukinio kvantinio sk. reikšmės. Pagal laikrodžio rodyklę ir prieš. Kryptys padeda nustatyti magnetines atomų ir jų junginių savybes. 6. Atomų sandara. Pauli draudimo principas teigia, kad negali būti 2 e, kurių visų keturių kvantinių sk. reikšmės būtų vienodos. Bent viena kvantų sk. reikšmė turi skirtis. Pagal kvantų mechaniką, e visų pirma stengiasi užimti orbitales, kurių pagr. kvantų sk. n ir orbitinis sk. l yra mažiausias. Hundo taisyklė nusako e pildymo tvarką pasluoksniuose. Pagal kvantų mechaniką, e energijos polygmeniuose išsivysto taip, kad elektroninis debesėlis būtų maksimaliai simetriškas ir tūrėtų maksimalų sukinį. P,d,f orbitales užpildo pirmiau elektronai su vienodu sukiniu, ir tik vėliau poruojasi į dupletus su priešingo sukinio e. 7. Elektroninės formulės 56Ba 1s2, 2s2p6 3s2p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 8. Periodiškas atomo savybių kitimas. Periodinė elementų sistema pagal atomų elektroninę sandarą rodo, kad periodą sudaro visuma elementų, turinčių vienodą elektroninių sluoksnių skaičių, nesužadintame atome. Grupę sudaro elementai, kurie turi analogišką valentinių (išorinių) elektroninių sluoksnių sandarą. Grupės numeris rodo skaičių elektronų, kurie yra su branduoliu susiję silpniausiai ir gali dalyvauti ryšio sudaryme. Grupės numeris nurodo maksimalų to elemento oksidacijos laipsnį junginiuose. Periodinės elementų sistemos elementai dar grupuojami pagal paskutinių elektronų užpildomas orbitales. (diferencijuojančius elektronus). IA ir IIA grupių elementai, kurie savo paskutiniaisiais elektronais užpildo išorinio sluoksnio s orbitales dar vadinami s elementais. 9. Valentingumas Valentingumas – elementų valentingumą aiškinančių teorijų yra daug, bt visos jos teigia, kad cheminė jungtis atsiranda sąveikaujant elektriniams laukams, kuriuos sukuria besijungiančių atomų elektronai ir branduoliai. Išvados: 1) Kuo mažiau valentinių elektronų ir didesnis spindulys, tuo stipresnės bazinės savybės. 2) To paties oksidacijos laipsnio s elementų hidroksidas turės stipresnes bazines savybes nei d elemento. 3) p šeimos elementų hidratų rūgštinės savybės stipresnės nei to paties oksidacijos laipsnio d elementų hidratų savybės. 4) Didesnio oksidacijos laipsnio nemetalo hidratas turi stipresnes rūgštines savybes. 5) Mažesnio oksidacijos laipsnio metalo hidratas turės bazines savybes. 10. Cheminio ryšio stiprumą charakterizuoja: a) ryšio energija b) ryšio ilgis c) valentiniai kampai. Ryšio energija savo absoliučiu didumu yra lygi jungties susidarymo energijai. Iš vieninių medžiagų susidarant jungčiai išsiskirianti energija savo absoliučiu dydžiu yra lygi tos jungties suardymo energijai, tik su priešingu ženklu. Kuo didesnė ryšio energija, tuo patvaresnis junginys. Molekulių struktūrai bei ryšio stiprumui didelės reikšmės turi atstumas tarp besijungiančių atomų. T.y. ryšio ilgis viengubosios jungties ilgis tarp besijungiančių atomų bus didesnis nei dvigubosios. Valentiniai kampai priklauso nuo to: a) kokio tipo atominės orbitalės sudaro cheminį ryšį arba nuo to , kaip jos hibridizuojasi. b) Nuo to, kiek jungčių tarpusavy sudaro atomai. 11. Kovalentinė jungtis. Dažniausiai vartojamos valentinių jungčių(VJ) ir molekulinių orbitalių teorijos (MO). Susidarant kovalentinei jungčiai besijungiančių atomų valentinės orbitalės persidengia. Dėl to e tankis tarp besijungiančių atomų branduolių padidėja. Kovalentinę jungtį apibūdina šios charakteristikos: a)sotis b)kryptis c)poliškumas d)kartotinumas a)Kovalentinės jungties sotį (kovalentingumą) nurodo nesuporuotų e skaičius normalioje ir sužadintoje būsenose. Kovalentinę jungtį sudaro e pora, kuri atsiranda, kai vienas ir besijungiančių atomų duoda nesuporuotą e, ir kitas duoda nesuporuotą, bet kitokio spiro, e. Kovalentinę jungtį sudaro e dvejetas, judantis nauja molekuline orbitale. (kovalentinė koordinacinė jungtis kompleksiniuose junginiuose realizuojama taip pat dviejų e, bet juos abu duoda dalelė, vadinama donoru, o orbitalę tiems e duoda akceptorius (centrinis jonas). b)kovalentinės jungties kryptis priklauso nuo orbitalių krypties. Kovalentinė jungtis turi apibrėžtą padėtį (lokalizuotą). Atominės orbitalės hibridizuojasi. Hibridinių orbitalių forma, e tankis, bei energija supanašėja. c)poliškumas. Kai kovalentinę jungtį sudaro 2 vienodi atomai, turintys vienodas valentines orbitales, tai persidengus atominėms orbitalėms bendroji e pora vienodai nutolsta nuo abiejų atomų branduolių. Jei jungtis sudaro nevienodo elektringumo atomai, pvz. H ir Cl, ai bendrosios e poros orbitalė yra pasislinkusi arčiau elektroneigiamesnio (Cl) atomo. Tokioje molekulėje teigiamo ir neigiamo krūvių svorių centrai nesutampa. Krūviai, kuriuos įgauna atomai, būdami jungtyje, vadinami efektiniais atomų krūviais molekulėje. Dviatomėse molekulėse jungties ir molekulės poliškumas sutampa. Daugiaatomių molekulių poliškumas priklauso nuo: a)molekulėje esančių jungčių poliškumo b)jungčių krypties. Jungies poliškumas nusakomas dipolio momentu(vektoriumi), kurio kryptis yra nuo teigiamo poliaus link neigiamo poliaus. Molekulių dipolio momentai nustatomi tiksliai išmatavus medž. dielektrinę skvarbą. Iš molekulės galima spręsti apie molekulės geometrinę sandarą(erdvinę struktūrą). CO2 molekulėje jungtys tarp anglies ir deguonies yra išsidėsčiusios 1800 kampu ir yra poliškos. Susidarant H2O molekulei, hibridinės deguonies orbitalės išsidėsto 1040 kampu. Pagal dipolio momento didumą galima charakterizuoti daugelį savybių, pvz.: sugebėjimą sudaryti donorines akceptorines jungtis ar dalyvauti tarpmolekulinėje sąveikoje. OL yra sąlyginis dydis, nurodantis krūvį, kurį turėtų atomas, jei molekulė būtų sudaryta tik iš teigiamų ir neigiamų jonų. 12. Joninė jungtis Joninė jungtis yra nelokalizuota ir neįsotinta. Susidarant joninei jungčiai elekotroneigiamesnis elementas praktiškai pilnai pritraukia jungiančiąją e porą prie savo branduolio ir tampa neigiamu jonu. Atomai stengiasi atiduoti ir prijunti tiek e kad jone susidarytų patvari tauriųjų dujų elektroninė konfigūracija. Dėl to kad jėgos nekompensuojamos, jungtis – neįsotinta. Dėl to, kad jėgos sklinda į visas puses vienodai, jungtis nekryptinga. Jungčių skaičius joniniuose junginiuose, kurie dažniausiai(n.s.) yra kietos kristalinės būsenos, dažnai dar vadinamas koordinaciniu skaičiumi. Geriausias išsidėstymas erdvėje yra oktaedrinis. Joninius junginius galima vadinti didelio poliškumo kovalentiniais junginiais. 13. Kompleksiniai koordinaciniai ryšiai. Jungiančiajai e porai orbitalę suteikia kompleksinio jono branduolys (kompleksadaris (akceptorius)), o e dvejetą suteikia ligandas(adendas)(donoras). Kompleksadariai prisijungia ligandus tuo geriau, kuo yra stipresnis jų sukuriamas elektromagnetinis laukas. Ligandais gali būti neutralios molekulės, neigiami jonai, elementarūs ir sudėtingi, kurie yra lengvai poliarizuojami ir turi savo sudėtyje atomą, kuris gali duoti jungtyje nepanaudotą e porą. Skaičius ligandų, kurį prijungia kompleksadaris, vadinamas koordinacijos skaičiumi. Jis priklauso nuo: 1)kompleksadario krūvio 2) nuo kompleksadario ir ligando spindulių santykio 3)nuo ligando prigimties, kocentracijos tirpale bei agragatinės būsenos. Kompleksadaris su ligandais sudaro vidinės koordinacijos sferą, kuri apribojama laužtiniais skliaustais. Kompleksiniai jonai tuo patvaresni kuo sunkiau jonizuojais į kompleksadarį ir ligandus. Kuo nepastovumo konstanta mažesnė, tuo tvirtesnis kompleksas. Kompleksinių jungčių nomenklatūra priklauso nuo kompleksinio jono krūvio. Pirmiausiai sakomas katijono, po to – anijono pavadinimas. Jei yra kompleksinis katijonas pirmiausiai sakomas lotyniškas ligandų skaičius, jo pavadinimas, kompleksadaris(nurodant oksidacijos sk. skliaustuose) ir tada anijonas. Jei yra kompleksinis anijonas pradedame nuo katijono, kompleksnio jono, ligandų sk. ir pavadinimą, lotynišką kompleksadario pavadinimą ir jo oksidacijos laipsnį. Kompleksinių junginių izomerija, kai junginys turi vienodą sudėtį, bet skirtingą struktūrą ir dėl to pasižymi skirtingomis cheminėmis ir fizikinėmis savybėmis. Kompleksiniams junginiams yra būdingos šios izomerijos rūšys: 1)erdvinė: a)geometrinė – koordinacinėje sferoje turi nevienodus ligandus. b) optiniai izomerai. 2)Koordinacinė izomerija a)koordinacinė jonizacinė izomerija. b) hidratinė izomerija. 14. Metališkoji jungtis. Metalų savybes lemia metališkoji jungtis, kurią sudaro laisvai judantys valentiniai e. Jungiantis metalų atomams nesusidaro patvari e konfiguraija, kaip kov. ar jon. jungtyje , bet jungiamieji e laisvai juda nuo vieno atomo branduolio prie kito branduolio traukos zonos. Tokiu būdu sudarydami momentinius krūvius. Metališkosios jungties energija yra mažesnė nei kovalentinės ar joninės jungties energija, todėl kai kurie metalai turi palyginus žemas lydymosi temperatūras. Pagal laisvųjų e teoriją, metališkoji jungtis yra realizuojama valentinių e, kurie, laisvai tarsi dujos juda tarp katijonų, sudarydami momentinius krūvius, kadangi e judėjimas yra laisvas, nekryptingas todėl metališkoji jungtis yra nekryptinga, nelokalizuota ir neįsotinta. Metalų lankstumą, kalumą, apskritai sugebėjimą neprarasti vientisumo lenkiant, tempiant ar kitaip deformuojant taip pat aiškiname metališkąja jungtimi, kuri yra nekryptinga, nes e dujos (valentiniai e) viens kito atžvilgiu juda nekryptingai. 15. Tarpmolekulinė sąveika. Daugelis nemetalų n.s. yra dujos, juos šaldant, jie kristalizuojasi sudarydami kietą medžiagą. S,C,B ir kt. nemetalai n.s. yra kietos medžiagos. Ryšį tarp molekulių ar tarp atomų realizuoja tarpmolekulinė trauka arba valentinių orbitalių hibridizacija atomuose. Tarpmolekulinė sąveika dar vadinama Van der Valso jėgomis. Šis mokslininkas pirmasis nustatė, kad tarp medžiagų molekulių pasireiškia traukos ir atostūmio jėgos. Šių jėgų dydis priklauso nuo atstumo tarp šalia esančių dviejų molekulių. Kai atstumas tarp molekulių didesnis u- molekulių matmenis, tai vyrauja traukos jėgos, kai atstumas mažėja vyrauja atstūmimo jėgos. Van der Valso jėgos, pagal sąveikos pobūdį skirstomos į; a)orientacinę – būdinga polinėm molekulėms. Polinės molekulės stengiasi orientuotis viena kitos atžvilgiu taip, kad suminė energija būtų mažesnė. Todėl polinės molekulės išsidėsto išilgai linijos, viena kitos atžvilgiu. b) indukcinė sąveika vyksta tarp polinių ir nepolinių molekulių. Polinę molekulę polirizuoja nepolinė ir nepolinėje molekulėje atsiranda nedidelis dipolio momentas, todėl visos molekulės orientuojasi panašiai kaip a atveju. c) dispersinė – pasireiškia tarp nepolinių molekulių. nepolinėse molekulėse judant e tam tikru laiko momentu susidaro dipoliai. Šie momentiniai dipoliai taip pat geba polerizuoti vieni kitus ir susidaro išbarstyta – dispersinė dipolinė sąveika. 16. Vandenilinė jungtis Vandenilinė jungtis yra viena iš geriausiai išaiškintų tarpmolekulinių sąveikų. Vandenilinė jungtis yra tarsi antrasis vandenilio valentingumas, kuris atsiranda vandenilio atome,tada, kai šis atomas yra sujungtas didelio poliškumo jungtimi su labai elektroneigiamu elementu. Vandenilinės jungties susidarymo mechanizmas donorinis – akceptorinis, nes H atidavęs jungties susidarymui savo vieninteli e lieka gryno branduolio pavidale, jį kaip neigiamą krūvį traukia kitų elektroniniai apvalkalai. Šie apvalkalai elgiasi kaip e donorai, o H kaip akceptorius, nes turi laisvą orbitalę. Vandenilinė jungtis yra silpna. Ji yra tarpinėje būsenoje tarp fizikinio ryšio, kurį lemia Van der Valso jėgos ir cheminės donorinės-akceptorinės jungties. 17. Oksidai Oksidai – binariniai elementų junginiai su deguonimi skirstomi į bazinius, rūgštinius, amfoterinius ir druskų nesudarančius. Bazinius oksidus sudaro vienvalenčiai, dvivalenčiai, o kartais ir trivalenčiai metalai su deguonimi, pvz.: Na2O, CaO, MnO, V2O3. Baziniai oksidai reaguodami su vandeniu tiesiogiai ar netiesiogiai sudaro bazes: Na2O + H2O -> 2NaOH. Rūgštinius oksidus (rūgščių anhidridus) sudaro nemetalai arba pereinamieji aukštesniojo oksidacijos laipsnio nemetalai, pvz.: SO2, P2O5, Mn2O7. Rūgštiniai oksidai su vandeniu tiesiogiai ar netiesiogiai sudaro rūgštis: P2O5 + 3H2O -> 2H3PO4. Amfoteriniai oksidai, pavyzdžiui ZnO, Al2O3, PbO2, turi ir rūgštinių, ir bazių savybių. Reaguodami su rūgštimis jie sudaro paprastas druskas, šarmų tirpale – kompleksines druskas, o lydale – okso druskas, pvz.: SnO + 2HCl -> SnCl2 + H2O. druskų nesudarantys oksidai (NO, CO) nereaguoja nei su vandeniu, nei su rūgštimis, nei su šarmais. 18. Bazės(hidroksidas) Bazės yra metalo ir hidroksido jonų HO- junginiai. Tirpios bazės (išskyrus amoniakinį vandenį, dar vadinamą amonio hidroksidu) vandenyje gerai disocijuoja į jonus, pvz.: KOH -> K+ + HO- . Mažai tirpūs hidroksidai vandenyje mažai disocijuoja ir yra silpnos bazės. Daugiahidroksilinės bazės disocijuoja stadijomis, pvz.: Zn(OH)2 -> ZnSO4 + 2H2O 19. Rūgštys. Rūgštimis vadiname junginius, kurie vandens tirpale disocijuoja į vandenilio katijonus ir rūgšties leikanos anijonus. Rūgštyse vandenilio katijonas gali būti pakeistas metalais. Tada susidaro druskos. Stirprios druskos beveik visiškai disocijuoja, pvz.: HCl -> H+ + Cl-. Silpnos rūgštys vandenyje disocijuoja mažai, o daugiabazės – stadijomis, pvz.: H2CO3->Na[Al(OH)4]->K++Al3++2SO42-Griežtos ribos tarp kompleksinių ir dvikarčių druskų nėra. 1) akvokompleksai – ligandai – H2O molekulės, pvz.: [Al(OH2)6]Cl3 2) amoniakatai – ligandai – NH3 molekulės, pvz.: [Ag(NH3)2]Cl 3) hidroksojunginiai – ligandai – HO- jonai, pvz.: Na2[Zn(OH)4] 4) acidokompleksai – ligandai – rūgšties liekana (anijonai), pvz.: K2[HgJ4] 21. Periodinė elementų sistema. Cheminių elementų vieninių medžiagų bei junginių savybės yra atomų branduolių krūvio periodinė funkcija. Pirmąjį periodą sudaro elementai, kurių nesužadintų atomų elektronai yra pirmame lygmenyje. Antrąjį periodą pradeda s elementų šeimos elementas litis, nes jis savo trečiuoju elektronu pradeda antrojo energijos lygmens s lygmenį. Trečiąjį periodą, kaip ir antrąjį sudaro 8 elementai, kurie savo paskutiniais elektronais papildo 3s ir 3p energijos polygmenius. 22. Elementų savybės. Neigiamasis elektringumas. Tai yra apibendrinta elementų cheminių savybių charakteristika, apibūdinanti molekulėje esančio atomo santykinį pajėgumą pritraukti elektroną. Metališkosios ir nemetališkosios elementų savybės. Elementų metališkąsias savybes lemia dideli atomų spinduliai ir mažas elektronų skaičius išoriniame sluoksnyje, todėl metalams yra būdinga maža jonizacijos ir elektroninio giminingumo energija bei mažas neigiamasis elektringumas. Metalai yra linkę atiduoti elektronus todėl yra geri reduktoriai. Nemetališkąsias elementų savybes lemia nedideli atomų spinduliai, mažas elektronų sluoksnių skaičius, didelis elektronų skaičius išoriniame sluoksnyje, t.y. nemetalai pasižymi didele jonizacijos ir elektroninio giminingumo energija bei dideliu neigiamuoju elektringumu. Nemetalai yra linkę prijungti elektronus, todėl yra oksidatoriai. 23. Termodinamika. Cheminių bei fizikinių procesų pokyčius, jų kryptį bei vyksmo sąlygas nagrinėja cheminė termodinamika. Cheminių medžiagų ir jose vykstančių procesų visuma, tam tikru fizikiniu būdu ar tariamai atskirta nuo aplinkos, vadinama sistema. Sistemos dalį, kuri vienodą cheminę sudėtį ir nuo visos sistemos atsikirta ribiniu paviršium, vadiname faze. Vienfazes sistemas vadiname homogeninėmis, daugiafazes – heterogeninėmis. Sistemos būsena yra nusakoma parametrais (mase, tūriu, energija, temperatūra, slėgiu, koncentracija, tankiu ir klampa). Jei laikui bėgant sistemos būsenos parametrai nekinta, tai sistema yra pusiausvyroji, jei be išorinio poveikio sistemos parametrai kinta, t.y. vyksta savaiminis procesas, sistema vadinama pusiausvyrąja, o procesas spontaniškas. Jei proceso metu kiti parametrai kinta, o išlieka pastovus tūris, tai toks procesas vadinamas izochorinių, jei nekinta slėgis, - izobarinių, jei pastovi temperatūra – izoterminiu. Izoliuotoje sistemoje visų energijos rūšių syma yra pastovus dydis. Sistemos vidinė energija susideda iš medžiagos dalelių kinetinės ir potencinės energijos. Entalpijos pokytis, kai iš vieninių medžiagų susidaro vienas molis sudėtinės medžiagos, vadinamas medžiagos susidarymo entalpija. Degiąsias medžiagas patogu apibūdinti degimo entalpija. Tai entalpijos pokytis, gautas sudeginus 1 molį medžiagos iki galinių produktų. Proceso šiluminis efektas (entalpija) priklauso tik nuo medžiagų pradinės ir galinės būsenos, bet nepriklauso nuo to, kokiu būdu vyko procesas. Jokiais savaiminiais procesais negalima šalto kūno šilumos perduoti šiltesniam. Negalimas antros rūšies amžinasis variklis, kuris visą šilumą paverstų darbu. Entropija – vienintelė termodinaminė funkcija, kuriai nustatomas ne pokytis, o absoliutusis dydis. 24. Cheminė kinetika ir pusiausvyra. Veikiančiųjų masių dėsnis. Cheminių reakcijų greitis yra tiesiogiai proporcingas reaguojančių medžiagų aktyviųjų masių sandaugai. La Šatelje. Išorės poveikis pusiausvirajai sistemai sukelia pokyčius, kurie susilpnina šį poveikį. 25. Tirpumas Visiškai netirpių medžiagų nėra. Jei tirpale yra blogai tirpus stiprusis elektrolitas, tai jo ištirpusioji dalis visiškai disocijavusi į jonus. Tokio elektrolito sočiajame tirpale egzistuoja pusiausvyra tarp kietosios fazės ir jonų tirpale. K=[K+][A-]=L. Taigi nurodytoje temperatūroje blogai tirpstančio stipriojo elektrolito sočiajame tirpale jonų koncentracijų sandauga yra pastovus dydis, vadinamas tirpumo sandauga ir žymimas L. 26. Oksidacija – Redukcija. Svarbiausi oksidatoriai. a) Nemetalai, didelio neigiamojo elektringumo elementai. Iš jų aktyviausi yra halogenai ir deguonis. Oksiduodami kitas medžiagas, jie redukuojasi iki paprastųjų anijonų (F, Cl, O ir kt.). b) Maksimalaus arba didelio oksidacijos laipsnio paprasti katijonai, pvz. Pb+4, Sn+4, Fe+3 ir kt. Jie redukuojasi iki mažesnio oksidacijos laipsnio jonų arba iki neutraliųjų atomų (Pb+2, Pb0, Fe+2). c) Sudėtiniai metalų anijonai, kuriuose atomo oksidacijos laipsnis didelis, pvz. MnO4-, MnO22-, Cr2O72-, CrO42- ir kt. Jie redukuojasi iki dalelių, kuriose metalo atomo oksidacijos laipsnis mažesnis (Cr+3, CrO2 ir kt.). d) Sudėtiniai nemetalų anijonai, kuriuose nemetalo oksidacijos laipsnis teigiamas, pvz. ClO-, ClO3-, NO2-, NO3-. Jie redukuojasi iki dalelių, kuriose nemetalo atomo oksidacijos laipsnis mažesnis (Cl-, Cl20, N20, NO, NH4+). e) Peroksidai ir peroksojunginiai, pvz. H2O2-1, Na2O2-1, K2S2O8. Jiems redukuojantis deguonies oksidacijos laipsnis sumažėja iki –2. Svarbiausi reduktoriai a) Metalai, ypač šarminiai ir žemės šarminiai metalai. Redukuodami kitas medžiagas, jie oksiduojasi dažniausiai iki paprastųjų katijonų (Na+, Ca+2, Al+3 ir kt.) b) Paprastieji anijonai, pvz., Br-, Cl-, S-2 ir kt. Jie oksiduojasi iki dalelių, kuriose nemetalo oksidacijos laipsnis yra didesnis (S0, SO42-, Br20 ir kt.). c) Sudėtiniai anijonai ir molekulės, kuriose yra mažo arba tarpinio oksidacijos laipsnio elemento atomas, pvz. CrO2-, AsO33-, SO32-, H2C2O4 ir kt. Jie oksiduojasi ir tampa sudėtiniais anijonais, kuriuose minėtųjų elementų oksidacijos laipsnis yra didesnis (CrO42-, AsO43-, SO42- ir kt.). d) Paprastieji metalų katijonai, kurių oksidacijos laipsnis yra mažas (Sn+2, Pb+2, Fe+2 ir kt.), bet gali padidėti (Sn+4, Pb+4, Fe+3 ir kt.). e) Anglis, anglies (II) oksidas, metalų hidridai (NaH-1, CaH2-1) ir kt. Buvo minėta, kad įvairių medžiagų oksidacinį ir redukcinį aktyvumą rodo jį normalusis oksidacijos ir redukcijos potencialas. Kuo mažesnė algebrinė medžiagos oksidacijos ir redukcijos potencialo vertė, tuo ryškesnės jos redukcinės savybės, ir kuo ji didesnė, tuo ryškesnės jos oksidacinės savybes. Remiantis šių potencialų vertėmis, nustatoma oksidacijos ir redukcijos reakcijų kryptis. Tam iš oksidatoriaus standartinio oksidacijos ir redukcijos potencialo atimamas reduktoriaus potencialas. Jei jų skirtume teigiamas dydis, reakcija vyksta savaime tiesiogine kryptimi, o jei neigiamasis – priešinga kryptimi. 27. Galvaninis Elementas. a) Jakobi-Danieliaus GE. Elektrodai merkiami į druskos tirpalus. -A Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu K+ oksidacija – A Zn0 – 2e Zn2+ redukcija + K Cu2++2eCu0 Katodas e prie savęs tik pritraukia,bet jų nepasiima. e partnerio ieškom tirpale. Evy= oks. - red. b) Korozinis GE (Voltos) Abu elektrodai yra viename tirpale. (tirpalas gali būti rūgštis, šarmas, neutralus); -A Al | HCl | Cu K+ -A Al0 – 3eAl3+ +K 2H+ + 2eH2 -A Al | NaOH | Cu K+ -A Al0 – 3eAl3+ +K 2H2O+2eH2 +2OH- -A Al | NaCl | Cu K+ -A Al0 – 3eAl3+ +K 2H2O+2eH2 +2OH- c) Koncentracinis GE Cu | Cu2+ || Cu2+ | Cu 0,01 1 0 – standartinis lentelėje Jei C~=1mol/l, tai potencialas skaičiuojamas: Nernsto lygtis me=me0+0.059/n*lgC 28. Metalų korozija a) Plieno korozija Fe su C (2%) priemaišomis -A Fe/ C K+ me7 -A Fe0 – 2eFe2+ korozija +K 2H2O+2eH2+2OH- +K 2H2O+O2+4e4OH- b) Apsauga nuo korozijos Cinkuota Fe +K Fe / Zn A- pH>7 O2 – A Zn0 – 2eZn2+ +K 2H2O+O2+4e4OH- Anodinė danga. Ši danga saugos nuo korozijos, kol visa danga nenukoroduos. Alavuota Fe -A Fe/Sn K+ -A Fe0 – 2eFe2+(p7) MnO4-+2H2O+3eMnO2+4HO- c) Reduktorius (pH7) Mn+2+4OH--2e  MnO2+2H2O 32. Akumuliatoriai. Tai antriniai cheminiai elektros srovės šaltiniai, kurie cheminių reakcijų metu gamina elektros energiją. Rūgštinis švino akumuliatorius sudarytas iš grotelių pavidalo švino ir stibio elektrodų, kurių tuštumos užpildytos švino (II) oksido pasta. Elektrodai įleisti į elektrolitą – 25 – 30% sulfato rūgšties tirpalą. Čia jie pasidengia PbSO4 sluoksniu. PbO + H2SO4  PbSO4 + H2O. Akumuliatorius įkraunamas leidžiant elektros srovę iš nuolatinės elektros srovės šaltinio (elektrolizė): neigiamojo elektrodo švino sulfatas virsta metaliniu švinu, o teigiamojo elektrodo – švino oksidu. PbSO4+2e-  Pb+SO42- redukc. PbSO4+2H2O-2e-PbO2+4H++SO42- 2PbSO4+2H2OPb+PbO2+2H2SO4 Akumuliatorių eksploatuojant jis palaipsniui išsikrauna. Tuo metu vyksta šie procesai: PbO2+SO42-+2e-PbSO4 PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O. Suminė lygtis: Pb+PbO2+2H2SO42PbSO4+2H2O. Suminės lygtys rodo , kad akumuliatoriaus įkrovimo ir iškrovimo procesai yra grįžtami. Akumuliatorius galima pakrauti l. daug kartų, todėl jie ilgai būna eksplotacijoj. Pb akumuliatorių darbo įtampa yra 2,1 volto. Kada ji nukrinta iki 1,7 volto, akumuliatorius jau išsikrovęs ir jį reikia nedelsiant pakrauti. 1. Chemija 2. Atomas, molekulė, molis. 3. Ekvivalentas. Ekvivalentų dėsnis. 4. Atomas 5. Kvantiniai skaičiai 6. Atomų sandara. 7. Elektroninės formulės 8. Periodiškas atomo savybių kitimas. 9. Valentingumas 10. Cheminio ryšio stiprumą charakterizuoja: 11. Kovalentinė jungtis. 12. Joninė jungtis 13. Kompleksiniai koordinaciniai ryšiai. 14. Metališkoji jungtis. 15. Tarpmolekulinė sąveika. 16. Vandenilinė jungtis 17. Oksidai 18. Bazės(hidroksidas) 19. Rūgštys. 20. Druskos 21. Periodinė elementų sistema. 22. Elementų savybės. 23. Termodinamika. 24. Cheminė kinetika ir pusiausvyra. 25. Tirpumas 26. Oksidacija – Redukcija. 27. Galvaninis Elementas. 28. Metalų korozija 29. Faradėjaus dėsnis 30. Metalų aktyvumas 31. Oksidacija – Redukcija 32. Akumuliatoriai.

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!