Chemijos pagrindų teorija

Atomas- mažiausia elemento dalelė,turi to elemento cheminessavybes, daugelio elementų atomai susijungę i grupes tarpusavyjesudarydami daleles kurios vadinamos. Atomai sudaryti ie dar trijų pagrindinių dalelių : elektronų protonų neutronų. Molekulė-tai mažiausia medžiagos dalelė turinti tos medžiagossudėti ir chemines savybes. Jonai-tai elektringos dalelėskuriomis virsta atmaiatidave arba prisijungeelektronus.atomas atidaves valentinius elektronus tampa teigiamu jonu.(katijonu) O prisijungęs valentinius elektronus tampa neigiam. Jonu anijonu. Cheminis elementas-atomų rūšisturinti vienoda branduolio krūvį, šiuo metu žinoma 112 elementų, 91elementas randamas gamtoje, kiti gaunami dirbtiniu būdu. Cheminis simbolis-tai elemento pirmoji lotyniška raidė arba pirma ir dar kuri nors. Elemento simbolis vartojamas vienam elemento atomui ir vienam elemento moliui žymėti. Hydrargyrum Hg gyvsidabris. Vieninė medžiaga- tai medžiaga kuria sudaro vienos rūšies atomai pvz He, Cl 2, C, paprastai viena medžiaga atitinka keletas vieninių medžiagų. Deguonis O2, izotopas O3. Alotropija- paprastai viena elementa atitinka keletas medžiagų pvz C anglis, deimantas, grafitas. O deguonis, deuteris, tritis. Sudėtinė medžiaga-tai edžiaga kuria sudaro ivairių rūšių atomai.sudėtinės medžiagos kitaip vadinamos cheminiais junginiais.CO2. Cheminės formulės-medžiagoskokybės ir kiekybės užrašymo būdas cheminių elementų simboliais taipat naudojant skaitmenis,raidinius ir kokybinius ženklus. Skaicius kuris parodo kiek elemento atomų yra medžiagos sudėtyje vadinamas indaxsu. Chem.formule žymima viena medžiagos molekulė arba molis. Santykinė atominė masė-Ar vadinamas vidutinės elemento atomo ir 1/12 anglies izotopo C atomo masių santykis tai reikšmė be matavimo vienetų. Molekulinė masė- Mr medžiagos santykinė molekulinė masė lygi molekulę sudarančių atomų masių sumai. Molis- medžiagos kiekis kuriame yra tiek struktūrinių vienetų (molekulių, atomų, jonų)kiek atomų yra 12g anglies C izotopo. Avogadro skaičius-skaičius rodantis kiek viename molyje yra struktūrinių vienetų Na=6.022*1023 molis-1 arba (dalelių/mol) NA=N/n . N-dalelių sk n- medziag.kiek. mol. Molinė masė- medžiagos molinė masė lygi medžiagos masės ir medžiagos kiekio sąntykiui. M=m/n. moinė masė zym. M išreiškiama gramais moliui. Grynos medžiagos- vadinamos medžiagos kurių fizikiniais metodais negalima išskirstyti į dvi ar daugiau medžiagų ir kurios nekeičia savo fizikinių savybių, absoliučiai grynų medžiagų nėra ir ju neįmanoma gauti,gamtoje dažniausiai yra medžiagų mišiniai. Mišiniai- medžiagos kurias sudaro skirtingų medžiagų molekulės arba įvairiū elementų atomai, jonai, ir duotmis sąlygomis nereaguoja tarpusavyje vadinamos mišiniais. Medž. Miš. Skirstomi ivienalyčius (homogeninius) nevienalyčius (heterogeninius). Vienalyciai mišiniai-mišiniai kuriuose mišinį suarančių medžiagų dalelių neįmanoma aptikti nei vizualiai nei optiniais prietaisais skirstomi į dujinius, skystus (tirp.) kietus (lydiniai). Nevienalyčiai mišiniai-kuriuose vizualiai arba optiniais prietaisais galima pastebėti medžiagųsudarančiųmišinį daleles. Cheminė savybė- medžiagos savybė pasireiškianti jai sąveikaujant su kitomis medžiagomis tokios medž. Savybės kaip degumas, skilimas, sąveika su kitomis medž. Nuodingumas, yra cheminės. Priklauso nuo elektronų konfiguracijos, cheminio ryšio, struktūros, energetinių kitimų. Fizikinė savybė- visos medžiagos savybės išskyrus tas kurios lemia medžiagos elgsena vykstant reakcijoms.savybės yra dvejopos kokybinės ir kiekybinės. Maės tvermės dėsnis- medžiagų masė prieš reakciją lygi medžiagų masei po reakcijos Antoine Lavoisier. Junginio sudėties pastovumas-tas pats junginys nepriklausomai nuo jo gavimo būdų turi tuos pačius elementus susijungysius tuo pačiu sąntyiu. Džozefas Prustas Ekvivalentų dėsnis- v. Richteris teigia kad medžiagos jungiasi vienos su ktomis masėmis proporcingoms jų ekvivalentinėms masėms m1/m2=E1/E2 , mreaguojančių medžiagų masės E kvivalentinės masės. Ekvivalentas yra santykinė ir reali medžiagos dalelė, kartotini skaičių kartų mažesnė už jos formulinį vienetą. Kartotinių santykių dėsnis- jei du cheminiai elementai sudaro vienas su kitu kelis cheminius ryšius tai vieno iš tų elementų masės dalys tenkančios vienai kito elemento masės daliai santykiauja kaip paprasti sveiki skaičiai. Pvz azoto oksidose N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5 deguonies mases dalys tenkancios vienai azoto daliai, santykiauja kaip 1:2:3:4:5. Pastovųjų dujų santykio dėsnis-dalyvaujančių dujų tūriai sutinka vienas s kitu ir su reakcijoje pasigaminusiu dujų produktų tūriais kaip nedidėli sveikieji sk. H2+Cl2->2HCl vienas tūris H +vienas tūrisCl ir gaunas 2 tūriai HCl Avogadro dėsnis- esant vienodai temperatūrai ir vienodam slėgiui vienoduose betkokių dujų tūriose yra tiek pat molekulių. 1. skirtingų dujų vienodas molekulių skaičius esant vienodoms sąlygoms užima vienoda tūri. 2. N.S. t.y. 0oC, ir 101,325kPa slėgiui vienas molis bet kokių duju užima22,4l l tai molinis duų tūris jame yra 6,02*1023 molekulių. Dujų molinis tųris- tai dujų molinės masės ir jų molinio tūrio santykis. Vm=V/n molinio dujų tūrio dimensija l/mol N.S. tūris 22,4l/mol Santykinis dujų tankis- vadinamas dujų molių masių santykis kitų dujų atžvilgiu D=M1/M2 . Dvienų dujų tankis kitų dujų atžvilgiu M1vienų dujų mol. Masė. M2kitų dujų mol. Masė. Dujų tankis nustatomas pagal vandenilį arba ora M=29D oro Klapeirono mendelejevo lygtis-remiantis idiali7ju dujų slėgio priklausumybe nuo jų temperatūros ir molekulių koncentracijos p=nkT galima susieti pagrindinias dujų parametrus tūrį Vslėgį p temp.T dujų molekulių koncentracija n=N/V. N- dujų molekulių sk inde, kurio tūris V. Skaicių N galima išreikšti medžiagos kiekio v ir avogadro NA sandauga. Jeigu dujų masė nekinta tai dviejų dujų būsenų parametrus galima užrašyti klapeirono lygtimi: p1V1/T1=pV/T(index.2) pV/T=cost. Atomo sandaros teorijos vystimasis- I atomo mdelis 1903m tomsonas atomą įsivaizdavo kaip teigiamai įelektrintos medžiagos laša kuriame plaukioja elektronai. 1911m rezerfordas pasūlė planetinį atomo modeli centre yra teigiamai įelektrintas branduolys kuriame sukncentruota beveikvisa atominė masė apie branduolį sukasi neigiami elektronaipanašiai kaip planetos apie saulę. Elektronų skaičius lygus branduolio krūviui todėl atomas elektriškai neutralus. 1913m boras paskelbė vandenilio atomo sandaros teorija pagai kvantini modeli elekronas esantis tam tikros energetinės būsenos juda atome apie orbitą elekronai turintys vienda energijos atsarga yra vienodu atstumu nuo branduolio. Kiekviena energrtnį lygmenį atitinka savas elektronų rinkinys . jis tiko tik vienelektronėms sistemoms ir negalėjo paaiškinti sudėtingesnių. Kvantinės mehanikos teorija banginė elektrono prigimtis pasreiškia tuo kad elektronas juda visame atomeir gali atsirasti betkuriame atomo erdvės taške. Atomo branduolys- atomas sudarytas iš teigiamai įelektrinto branduolio ir apie jį skriejančių neigiamų ielektrintų elektronų. 1932 Heizenbergas ir branduolio sandaros teorija: atomocentre yra teigiamai įelektrintas branduolys užimantis tik l maža atomo edvės dalį ;visas teigiamas krūvis ir beveik visa atomo masė sukauptajo branduolyje; atomų branduoliai susideda iš protonų ir neutronų; protonų sk Z ir neutronų sk N suma vadinama elemento atomo branduolio masės skaičius A: A=Z+N. Protonų skatomo branduolyj rodo sistemos elemento atomo nr. Periodinėje cheminių elementų sistemoje jis lygus teigiamam branduolio krūviui ir elektronų sk.; atomo brantuolio neutronų sk yra lygus atomo masės skaiciausir protonų skaičiaus skirtumui: N=A- Z . tarp protonų ir neutronų veikia branduolinės traukos jėgos todėl branduoliai yra stabilūs. Mažiausia neigiama elektringoji dalelė vadinama elektronu. Apie branduolį skriejantys elektronai sudaro atomų elektroninius apvalkalus. Izotopai- elemento atomas kuriame to paties elemento atomų neutronų skaičius yra skirtingas elemento izotopai turi tą patį atominį sk bet skirtinga masės sk. Izotopai atskiriami šalia elemento simbolio rašant masės sk. C-12, C-13, C-14, Atomo elektroninio apvalkalo stuktūra-skaitmenų grupė kuri rodo kaip atome išsidėstę elektronai,skaitmens rodokiek elektronų yra iekviename elektronų sluoksnyje pradedant vidiniu: Na atomo elektronų konfiguracija yra 2,8,1 yra 3 sluoksniai. Banginės savybės- Orbitalė-atomo erdvės dalis apie branduolį kurioje yra didžiausia tikimybė rasti elektronąvadinama orbitane elektrono būklė atome apibūdinama keturiais kvankiniais sk. Pagrindinis n-nusko elektrono vidutinį atstumą nuo branduolio elektrono užimamos orbitalės dydi pagrindinę elektrono energiją atome t.y. energijos lygmenį energijos lygmuo yra energetinė erdvė supanti atomo branduolį ir jei priklausomus elekronus. pirmame energijos lygmenyje esantis elektronas t.y. arciausiai branduolio turi mažiausia energija tolstant energija didėja. Kvntiniai sk.- pagrindinis kvantinis sk n nusako elektrono vidutinį atstuą iki branduolio elektrono užimamos orbitalės dydį pagrindinę elektrono energiją atome t.y. energijos lygmenį jis kinta nuo 1iki ...n . šalutinis orbitalinis kvantinis sk l apibūdina orbitalės formą ir nusako ir nusako į kelis polygmenius yra suskirstytas orbitalės energijos lygmuo š. Kvantinis sk kinta nuo 0 iki n-1 kai n=1 tai l­­­­­= 0 pirmas polygmenis. Ir t.t. pagal šio kvantinio sk reikšmės energijos polygmeniai vadinamis, s, p, d, f, elektronais p-hantelio, d-keturlapės, s-rutulio, f-orbitalės dar sudėtingesnės. Orbitalęs padėtis erdvėje- apibūdina sk ml išorinio arba elektrinio lauko atžvilgiu magnetinis kvantinis sk kinta nuo –l iki +l iskaitant ir 0, ml= -l, -(l-1),....,0,...,(l-1), l taigi s orbitalės gali užimti erdvėje tik vien1 padėtį p orbitalės tris (px, pz, py) d orbitalės 5 , f orbitalės 7 Elektronų pasiskirstymas lygmenyse ir polygmenyse-elektronaivisų elementų atomuose pasiskirstopagal du principus ir dvi taisykles :mažiausios energios principa Paulio draudimo principa ir hundo bei klečkovskio taisykles. Mažiausios energijos principa elektronaiatome pasiskirsto taip kad atomo energija butu mažiausia elektrono energija yra mažiausia kai jis yra arčiausiai branduolio. Paulio draudimo principas teigia kad atme negali būti dviejų elektronų kurių visų keturių kvantinių sk. Reikšms būtų vievodos. T.y.stome esantys elektronai turi skirtis bent viena kvantinio sk.reikšme. suporuoti elektronai n, l, m, sutampatodėl jie turi sirtingos krypties sukinius. iElektronais užpildyti lygmenys ir poygmeniai vadinasi sluoksniais ir posluoksniais. Du paulio draudimo principai: 1 išoriniame energijos lygmenyje negali būti daugiau kaip aštuoni elektronai. 2 priešpaskutiniame negali būti daugiau kaip 18 elektronai. Hundo taisyklė elektronai užpildo p, d, f, taip kad juose būtų kuo daugiau nesuporuotų elektronų.tik užpildžius elektronų orbitales elektronai sudaro elektronų poras. Klečkovskio taisuklė arba n+l sumos taisuklė teigia kad polygmenius elektronai užpildo taip kad nuosekliai didėtų pagrndinio n ir šalutinio l kvantinių sk. Suma. Pirmiausiai užpildomos tos orbitalės urių suma n+l yra mažiausia pagal tai galima nusakyti orbitalių užpildymo elektronais tvarka. Periodinės sistemos sandara-perodinė elementų sistema sudaryta iš 7 perodų ir 16grupių. Perodas-periodinės sistemos elementų kurių valentiniai elektronai turi tą patį pagrindinį kvantinį sk. Horizontali eikė kiekvienas perodas prasideda aktyviu metalu ir pasibaigia inertinėmisi dujomis(išskyrus I)pirmi 3 periodai mažieji kiti turintys daugiau kaip 8 elementus didieji. Per. I 2 elementai . IIiper.8 el. IIIper. 8 elementai . 4-5per. 18 el. 6per. 32el. 7per. 26el. Periodo nr parodo kiek elementų sluoksnių turi to periodo elementų atomai. Grupė periodinės sistemos elementų turinčių vienoda sk valentinių elektroų sk. Vertikalia eile. Visos grupės sužymėtos romėn. Sk. Ir raidėmis A nuo IA iki VIIIa ir B nuo IB iki VIIIB kaikurios grupės turi pavadinimus Š.metalai, Šžemiu metalai, Chalkogenai, Halogenai,Inertinės dujos, Lantanoidai, Alkinoidai. A grupės nr. Rodo valentinių elektronų sk. Ja sudarančių elementų atomuose ir didžiausia tų elementų oksidacijos laipsnį, ir valentingumą. A grupės elementai junginiuose su deguonimi turi didžiausią oksidacijos laipsnį, junginiuose su H didžiausia oksidacijos laipsnį pasiekia tik IA-IIIAelementai. B grupės elementai daugelyje junginių neturi to didžiausio oksidacijos laipsnio kuris būtu lygus grupės numeriui o kaikuriuose junginiuose jų oksidacijos laipsnis viršija grupės nr. Atomo sandara ir periodinis dėsnis- tarp elementų išdėstymo period. Elem.sist. ir jų atomų sandaros yra toks tarpusavio ryšys: vieno ir to paties periodo elementų atomai turivienoda energetinių jygmenų sk. II visi vienos A grup. Elementų atomai turi vienodą valentinių elektronų sk. Valentinis elektronas- tai elektronas kuris būnaatomo išoriniame sluoksnyje dalyvauja cheminio ryšio sudsryme jį praranda atomai kai susidaro joninis arba metališkasis ryšys tačiau juo pasidalijama su kitais atomais kai susidaro kovalentinis ryšys. Elementų savybių periodiškumas- atomų ir jonų matmenys kuo mažesnis atomo spindulys tuo arčiau branduolio branduolio yra išsidėstę elektonai ir tuo stipresnis jų ryšys su branduoliu. Perioduose atomų spinduliaiperiodiškai mažėja grupėse atomų spinduliai ilgėja nes daugėja elektronų sluoksnių atomuose. Tarp neutralių atomų ilgiausi šarminių metalų, o trumpiausi halogenų spinduliai. Kationų spinduliai yra mažesni o anijonų didsni nei atitinkamų neutralių atomų. Jonizacijos energija- tai energija kurios reikia atimti elektroną iš nesužadintos molekulės ar atomo:A0+IA++e A0 neutral. Atom. I joniz. Energija. A+ kationas. Jonizacijos energija apibūdina elemento metališkąsias savybes kuo mažesnė atomo jonizacijos energija tuo silpnesnės metališk. Savybės. Jis silpnesnis reduktorius. Periode jonizacijos energija didėja iš kairės į dešię grupėse s ir p elem.joniz. energija mažėja iš viršaus į apačia, d elementų iš apačios į viršų. Elektroninis giminingumas- tai energija kuri išsiskiria kai neutralus atomas prisijungia papildmą elektroną ir virsta neig. Jonu . ji matuojama elektronų voltais eV/mol ;kJ/mol ir nusakoma formul. A0+e A-+G Gelekteoninio neigiamumo energ. A elemento anijonas. Elektroninis giminingumas apibūdina elemento nemetaiškąsias savybes. Kuo didesnis giminingumas elektronui tuo stipresnės elemento nemetališkosios savybės. Perioduose ši energija didėja iš kairės į dešinę. Grup . iš apaąios į viršų. Didžausias elektr. Gimining. Halogenų. Elektrinis neigiamuas- tai elem. Atomo savybė prisitraukti elektronus L. Polingo skalė pagal ją ličio elektrinis neigiamumas sąlygiškai laikomas lygiu 1 o kitų elementų elektriniai neigiamumai atitinkamai apskaičiuojami. Kuo mažesnis atomo spindulys tuo didesnis elektrinis neigiamumas periode elektrinis neigiamumas did. Iš kair. Į drš. Grup. Iš apač. Į virš. Metalų elektrinis neigiamumas mažesnis už 2 nemetalų didesnis už 2. Vieninių medžiagųsavybių kitimo perioduose ir gupėse dsningumai- metalai yra kairioje periodinės elementų lent. Pusėje o nemet. Dešin. Pusėje viršutinėje dalyje. Nuo metalų juos skiria pusmetaliai kurie savo savybėmis yra tarpiniai tarp metalų ir nemetalų. Perioduose A grupių elementų metališkosios savybės silpnėja o nemetališkosios stiprėja didėjan elemento atomo numeriui. Metališkasias elementų savybes lemia atomo silpnai su branduoliu susiję elektronai. Elemento urio atomo išoriniame sluoksnyle yra 1, 2, 3, elektronai linke juos atiduoti t.y. oksiduotis. Kuo lengviau metalas atiduoda elektronus tuo stipresnis jo metališkosios savybės. Metalai stiprūs reduktoriai pagal redukcines savybes skirstomi į daugiau ar mažiau aktyvius. Paprastai didėlį metalo aktyvumą atitinka mažiausia jonizacijos energija. Patys aktyviausi metalai didžiųjų periodų šarminiai metalai. Nemetališkąsias chem. Elem. Savybes lemia- elektronų sk išoriniuose elektronų sluokn. Mažas elektronų sluoksnių sk ir kartu nedididelis atomo spindulys. Išoriname sluoksnyje nemetalai turi po 4-7 elektronus išskyrus H.todėl nemetalų atomai linke prisijungti lektronus. Kuo lengviau nemetalas prisilungia elekteonus tuo jis stipresnis oksidatorius. Nemetalams budinga didėlė jonizacijos ir elektroniio giminingumo energija. Aktyviausi nametalai tie kurių didžiausias elektrinis neigiamumas. Tai halogenai. Chemniai ryšiai-medžiagoms reaguojant atomai visada stengiasi prisijungti arba atiduoti elektronus užpildyti užpildyti išorinį elektroninį sluoksnį kuris yra stabilus kai taip atsitinka atomai saveikauja vieni su kitais chemiškai jungiasi. Sudsrydami ryšius yra 3 pagrindiniai ryšių tipai :joninis, kovalentinis, metališkasis ryšys taip pat tarpmolekulinės jėgos. Kovalentinio ryšio energija- yra energija kurios reikia norint suardyti mlekulę ir paversti į pavienius atomus : H2+Eryšio2H čia Eryšio 135kJ/mol Kov. Ryšio ilgis- atstumas tarp kovalentiniu ryšiu sujungtų atomų. σSigma ryšys- ryšys kai orbitalės susineria išilgai ašies jungiančius bviejų atomų branduolius. Šį ryšį gali sudaryti visos atominės orbitalės. π ryšys – kai susineriančių atomų orbitalių simetrijos ašys yra statmenos ryšio krypčiai susijungę atomai negali suktis x sšies atžvilgiu skirtingai nes tada susidarę ryšiai nuutruktu. Kovalentinio ryšio sotis – valentinio debesiesarrba pusiau užpildytos atomiės orbitalės sudaryti tik viena kovalentini ryši ryšiosotį nusako valentingumo savoka. Dvigubasis ryšys – kovalentinis ryšys susidaręsdviem elektronų poroms pasidalijus tarp atomų. Deguonies atomas turi dvigubaji ryšį. Trigubasis ryšys – susidaro tada kai trys elektronų poros pasidalija tarp dvieju atomų. Kordinacinis ryšys – susidaro tik tada kai ryšio elektronus duoda tik vienas išryšį sudarančių atomų. Koordinacinis arba donoroakceptorinis ryšys. Atomas molekulė, jonas kuris atiduoda laisva elektrona ryšiui sudaryti vadinamas donoru, opasiėmęs akceptoriumi. Šis ryšys nesiskiria nuo kitu kovalentiniu ryšių tik kitaip susidaro. Kovalentinio ryšio poliškumas – kovalentinis ryšys susidarantis tarp skirtingų atomų kuriuos jungia elektronų pora pasislenka į to aomo pusę kurio elektrinis neigiamumas yra didesnis vadinamas poliumi. Ryšys neorganinių jundinių molekulėse:HCl, H2S, H2O, NH3...tokiose molekulėseelektronų poros yra pasiskirsčiusios arčiau tų atomų kurių elektrinis neigiamumas didesnis. HCl : chloro elektrinis neigiamumas 3,0 vandenilio2,1 chlor. Tampa molekulės neigiamu poliumi. O Htampa teigiamu poliumi. Dipolio momoentas – polinės molekulės dar vadinamos dipoliais, dipoliu vadinama sistema kurioje yra du vienodo dydžio bet priešingo ženko, išdėstyti tam tikru atstumu vienas nuo kito. Kovalentinio ryšio poliškumas dažnai apibūdinamas, ryšio dipolio momentu, tai vektorius kurio apsolitus diduas lygus dipolio ilgio l ir dalinio krūvio δ sandaugai dipoliovienetas yra debajus D. 1D 3,43*10-30molekulės kurių dipolio momentas lygus 0 nepolinės. Joninis ryšys – kai du elementai reaguoja tarpusavyje sudarydami jonus katijonus ar anijonus jie turi priešingus elektros krųvius traukiančius vienas kita. Kartu jie išlieka dėl tarpusavio traukos. Šis tarpusavio ryšys vadinamas joniniu ryšiu, o oelektrostatiniai ryšiai vadinami joniniais ryšiais. Jonų kristalai – tai kristalai kurie turi jonine kristaline gardelę sudarytą iš jonų kurie susijunge joniniais ryšiais. Pvz. NaCl joninis ryšys yra l stiprus t.y. kad junginio aukšta virimo ir ludimosi temperatūra. Metališkasis ryšys – yra dalelių esančių metalo gardelėje metale, trauka. Gardelė sudaryta iš teigiamų metalų jonų kuriu valentiniai elektronai tarp jų gali laisvai judėti. Laisvieji delokalizuojami elektronai tarp jų sudaro ryšius ir kadangi elektronai gali judėti metalai pasižymi šilumos ir elektros laidumu. Jėgos tarpelektronų ir jonų yra stiprios dėl to aukšta virimo ir lydimosi temperatųra. Nes tam reikia daug energios. Vandenilinis ryšys – vandenilinis ryšys atsiranda tarpmolekulių sudarytų iš vandemilio ir didelio elektrinio neigiamumo elementų F, N, O, tokiuose molekulės kovalentinį ryšį sudarančios elektronų poros pasislenka arčiau N, F, O, atomų o vandenilo nutolus elektronui ir netekus elektroninio apvalkalo virsta protonu , branduoliu be elektronų. Ryšys stiprus, donoroakceptorinis ryšys elektronų poros donoras yra didelio elektrinio neigiamumo elemento atomas, akceptorius - prtonas. Ryšys uris susidaro tarp polinės molekulės vandenilio atomo ir kitos molekulės laisva elektronų pora. Molekulių jungimasis Hryšiais vadinamas molekulių asociacija. Asciatų sujungtų H ryšiuyra aukštesnė lydimosi, virimo temp . didesnė garavimo šiluma kitoks tirpumas ir kitos savybės. Homogeniniu reakc.greitis prikl.nuo joje dalyvaujanciu medz.koncentracijos,ju prigimties,temperatures ir nuo katalizatoriaus.(prikl.nuo reaguojanciu daleliu susidurimu skaiciaus turio vienete per laiko vieneta Reakcijos greičio prklausomybė nuo koncentracijos –reakcijos greitis padidėja padidinus temperatūra šiluminė dalelė suteikia dalelei daugiau energijos kuri didesnė už aktyvacijos energija jei reakcijos vyksta tarp dujų reakcijos greitis padidėja pakėlus slėgį padidėja temp. Ir sumažėja tūris padidėja koncentracija. Aktyvacios energija – mažiausia energija kuri būtina susidūrusioms dalelėms kad prasidėtų cheminė reakcija reakcijos greitis priklauso nuo to koks reaguojančiu dalelių sk turi šia nergiją daugeliu atveju dalelės jau turi šia energija cheminė reakcija gali įvykti savaime. Homogeninė katalizė- vyksta tuomet kai katalizatorius ir reaguojančios medžiagos fazės yra vienodos pvz sieros oksido oksidacija deguonimi kai katalizatorius azoto oksidas. Heterogeninė katalizė – vykta kai katalizatoris ir reaguojančios medžiagos yra skirtingos fazės katalizatorius platina reaguojančios medžiagos vandenilis ir deguonis. Cheminė pusiausvyra - tokia cheminio proceso būsena kai tiesioginės ir atvirkštinės reakcijų greičiai susivienodina. Nusistovėjus pusiausvyrai reaguojančių medžiagų ir reakcijos produktų koncentracijos nustoja keistis, lieka pastovios ir vadinamos pusiausvyros koncentracijos. Grįžtamos reakcijos – tai tokios reakcijosper kurias medžiagos iki galo nesureaguoja nes pasigamine reakcijos produktai reaguoja vieni su kitais ir vėl susidaro pradinės medžiagos. Pusiausvyros konstanta – apibūdina kaip reakcijos reakcijos produktų ir reaguojančių medžiagų pusiausvyrų koncentracijų sandaugų santyis . konstanta rodo, iek kartų tiesioginės reakcijos greičio konstanta yra didesnė už atvirkštinio reakcijos greičio konstanta. Ši konstanta nepriklauso nuo koncentrac. Cheminės pusiausvyros poslinis – sistemos perėjimas iš vieno pusiausvyros būvio į kita. La šatelje principas – pakeitus bent viena iš sąlygų P, V, T, sisteos cheminė pusiausvyra pasislenka i tos reakcijos puse kuri priešinosi išoriniu salygu pokyčiui: keliant temp. Pusiausvyra pasislenka endoterninės reakcijos kryptimi, mažinant egzoterminės. Didinant slėgi reakcija pasislenka kryptimi tos reakcijos kuriai vykstant kuriai vykstant mažėja dujinių medžiagų molių sk. Dėl to mažėja slėgis arba sistemos tūris. Mažinant slėgi reakcija pasislenka tos reakcijos kryptimi kurios metu didėja dujinių medž molių sk. Padidinus koncentracija chem. Pusiausvyra pasislenka tos reakcijos kryptimi kurios metu medžiaga suvartojama. Katalizatoriai vienodai paspartina tiesiogine ir atvirkštine reakcija. Dispersinė sistema – sistema susidedanti bent iš dvijų medžiagų kurių viena yra pasisirsčiusi smulkiomis dalelėmis kitoje. Tikrasis tirpalas – vienalytė homogeninė sistema kurioje tarp tirpiklio molekulių yra tolygiai passkirsčiusios medžiagos dalelės molekulės jonai atomai tikrieji tirpalai gali būti dujiniai skysti kieti. Hidratacija - tirpalo dalelių sčveika su tirpiklio molekulėmis – solvatacija jei tirpiklis h2o tai hidratacija taimechaninis procesas šio proceso metu šiluma išsiskiria taiprocesas cgzoterminis. Kietų medž. Tirpumas – kietų medž. Priklausomybė nuo temp yra įvairi tai susiję su tirpimo šiluma medž. Kuių tirpimo procesas endoterminis tirpumas kylant temp.l padidėja KclO3. atvirkščiai Ca(OH)2 tirpimo procesas egzotermiškas, todėl keliant temp.jų tirpumas sumaž. NaCl tirpumo šiluma apie 0 todėl temp neturi didelės įtakos jam tirpstant. Tirpumo koficientas – tokia medž. Masė kuri ištirpsta 100g ir sudaro sotų tirpala esant duotai temp. Sotus tirpalas – tirpalas kuriame esamomis sal. Tirpinys davgiau nebetirpsta tirpiklyje. Nesotus tirpalas - tirpalas kuriame esamomis sal. Dar galima ištirpinti šiek tiek medž. Pepersotintas tirpalas – tirpalas kuriame tam tikroje temp yra daugiau tirpinio negu sučiajame jis nepatvarus ir palankiomis sąlygomis iš jo išsikristalizuoja medžiagos perteklius. Kristalhidračiai - tai kristalai turintys kristalizacinio h2o. Skysčiu tirpimas - du skysčiai tam tikromis sąlygomis vienas kitame gali tirpti nerbotai vanduo+ etanolis , ribotai H2o+ dietilo eteris, netirpti H2O+Hg, suplakti du riboto tirpimo skysčiai po kurio laiko nusistovi. Ekstrahavimas – medžiagų mišinio perskyrimas tirpikliais tirpinančius tik reikalingus atskirti komponentus. Dujų tirpumas H2O – l įvairus jis priklauso nuo dujų prigimties tirpiklio bei išorinių sal. Daugeliu atvejų dujų tirpumas yra egzoterminis procesas. Kylant temp. Dujų tirpumas mažėja. Dujų tirpumo priklausomybe nusako henrio dęsnis –dujų tirpumas skystije yra tiesiog proporcingas dujų daliniam slėgiui. Tirpalų konc. – kiekybiškai tirpalai yra apibūdinami ištirpusios medž. Masės dalimi tirpale ir tirpalo koncentracija. Masėsdalis : tirpinio masės santykis su visa mase w=m tirpinio/m tirpalo. Tirpinio tūrio dalis : tirpinio tūrio ir viso trpalo sąntykis. Tirpinio molinė dalis medžiagos molių sk tirpale ir bendro tirpinio ir tirpiklio molių santykiu. Kai ištirpinta viena molinė dalis. Xm=n/N+n. Neelektrolitinių tirpalų savybės – sočiųjų garų slėgis virš tirpalo - kartu sugaravimu vyksta ir kondensavimasis tapus vienodiems šių procesų greičiams tarp skysčio ir garų nusistovi dinam. Posiausvyra. Ja tam tikroje temp. Apibūdina skysčio soč . gar. Slėgis garavimas endoterminis procesas. Keliant temp. Soč. Gar. Slėg. Didėja. Tirpalo virimo ir stingimo temp – tirpalas vžverda tai temp esant kurioje jo sočiųjų garų slėgis susilygina su atmosf. Slėgiu o stinksta tuomet kai jo soč. Garų slėgs pasidaro lygus soč gar. Slėgiui virš kristalų. Tirpalų užšalimo ir virimo temp padidėjimas yra tiesiog proporcingas tirpalo molialinei konc. Cm Raulio dėsniai - Tirpalų užšalimo ir virimo temp padidėjimas yra tiesiog proporcingas tirpalo molialinei konc. Cm=m*100/M*mtirpiklio m ištirpusios medž. Masė. Mmedž. Mol masė, m tirp. Tirpiklio masė. Gryno tirpiklio soč. Gar. Slėgio. Ir jo slėg.virš tirpalo skirtumas žymimas delta p tirpiklio ir vadinamas tirpiklio soč gar sumažėjimu depresija virš tirpalo. Esant pastoviai vemp. Šis dydis tiesiogiai priklauso nuo tirpinio konc. Tirpiklyje. Elektroninė disociacija – tirpalų ar jydomų junginių skaidymas į jonus. 1887m disociacija sukūrė S. Arenijus jos esmė : elektrolitiniai tirpalai vandeyje ar itame poliniame tirpiklyje disocijuoja į tegiaus jonus katijonus ir neigiamus jous anijonus. Teigiamų elektros krūvių suma lygi neigiamųjų krūvių sumai ir tirpalas lieka elektrlitiškai neutralus. Tekant irpalu elektros srovei tonai juda teigiami prie neigiamo elektrodo katodo, neigiami link teigiamo elktrodo anodo. Disociacija grįžtamas procesas tai reiškia kad su disociacija vyksta ir asociacija jonų jungimasis į olekules. Disociacijos laipsnis – α rodo kuri ištirpusios medž. Dalis disocijuoja į jonus. Alfa = disocijavusių dalelių sk. /ištirpusių dalelių. Alfa reiškiama vieneto dalimis arba procentais. Disociacijos laipsnio vertė nuo 0iki1. disociacijos laipsnis priklauso nuo elektrolito prigimties tirpiklio molekulių poliškumo tirpalo konc. Ir temp. Stiprūs elektrolitai – kristalai sudaryti iš savarankiškų jonų jiems tirpstant H2Okristalinė joninė gardelė suyra I jonus. Kai elektrolito koncentracija tirpale maža jonai dėl chaotiško šiluminio judėjimo pasiskirsto tolygiai, tokiuose tirpaluose jie yra nutole vienas nuo kito ir traukos jėgos tarp ju yra sipnos. Kocentruoto tirpalo elektrinis ladumas mažėja o praskiestuose tirpaluose laidumas geresnis, stiprūs elektrolitai disocijuoja į jonus o silpni elektrolitai jonizacija yra grįžtamoji reakcija. CH3COOH+H2O H3O++CH3COO- Vandens jonizacija – polinės h2o moleulės jonizuojasi ir sudaro teigimus oksonio H3O+ ir neigiamus hidroksido OH- jonus. H2O+H2O  H3O +OH h2ojonizacija yra l silpna exspermentais nustatyta kad gryname h2o 25laipsnių vandenilio jonų ir hidroksonio jonų koncentracijos lygios ir lygios 1,0*10-7 mol/e toks tirpalas neutralus, kuo h jonų koncentracija didesnė tuo tirpalas rūgštesnis o kuo oh tuo tirpalas baziškesnis. Vandenilinis rodiklis pH – vandenilio jonų koncentracijos neigiamas jogotipas: pH=-lg[H+] = -lg[H3O+] neutraliame tirpale [H3O+] = 10-7mol/ltaigi neutralaus tirpalo pH= -lg10-7 analogiškai galima apibūdinti ir hidroksoniu rodikliu pOH yra hidroksoniu jonų koncentracijos neigiamas lg-ritmas: pOH= - lg [OH-] tarp pH ir pOH priklausomybe pH+pOH=14 pH>7 (rūgšti) pH

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!