Cheminių reakcijų principai

 CHEMIJOS KONSPEKTAI 1.Pagrindinės chemijos sąvokos: Atomas – pati mažiausia vieninių ir sudėtinių medžiagų molekulių elemento (cheminio elemento) dalelė. Tai sudėtinga dalelė: nuo jos sandaros priklauso atomo savybės. Elemento atomo sandara keičiasi, atomamas jungiantis į molekules. Todėl to paties elemento atomai įvairiuose junginiuose turi skirtingas savybes (vandenilio dujos turi stiprių redukcinių savybių, o vandens sudėtyje esantis vandenilis šiomis savybėmis nepasižymi) Cheminis elementas – tai atomų rūšis, turinti tam tikrą cheminių sąvybių visumą. Vieninė medžiaga – tai elemento egzistavimo forma. Tas pats cheminis elementas gali sudaryti kelias vioenines medžiagas. Šis reiškinys vadinamas alotropija.(raudonasis ir baltasis fosforas yra to paties elemento fosforo alotropinės atmainos). Molekulė – tai pati mažiausia vieninių ir sudėtinių medžiagų dalelė, kuri gali savarankiškai egzistuoti ir išlaikyti tai medžiagai būdingas chemines savybes. Elemento santykine atomine mase (atominė masė) vadinama jo atomo masė, išreikšta angliniais vienetais. Atominių ir molekulinių masių matavimo vienetu laikoma 1/12 anglies izotopo, kurio atomonė masė lygi 12, atomo masės dalis. Šis vienetas vadinamas angliniu vienetu. Arba tai skaičius, rodantis, kiek kartų molekulės masė didesnė už vieną unitą. Molekuline medžiagos mase vadinama jos molekulės masė,išreikšta angliniais vienetais. Arba tai skaičius, rodantis kiek kartų molekulės masė didesnė už vieną unitą (molekulę sudarančių atomų atominių masių suma). Molis (grammolekulė, medžiagos kiekio vienetas) – tai medžiagos gramų skaičius, savo skaitine reikšme lygus medžiagos molekulinei masei. Arba tai medžiagos kiekis, kuriame yra tiek sudėtinių dalelių (molekulių, atomų, jonų, elektronų), kiek jų yra anglies izotopo ¹²C 0,012 kg masėje. Elemento valentingumas – elemento atomo sugebėjimas prijungti (arba pakeisti įvairių junginių molekulėse) tam tikrą kitų elementų atomų skaičių. Vienvalenčio elemento, sakykim vandenilio(H), atomas prijungia arba pakeičia kito vienvalenčio elemento vieną atomą. Dvivalenčio elemento,pvz., deguonies (O), atomas prijungia arba pakeičia du atomus vienvalenčio elemento arba vieną atomą dvivalenčio elemento (pvz.,H2O, CaO). Kai kurių elementų valentingumas yra pastovus. H, K, Na visada yra vienvalenčiai, O – dvivalentis, Al – trivalentis. Daugelio elementų valentingumas būna kintamas (pvz., NH3 junginyje N yra trivalentis, N2O junginyje – vienvalentis. 2. Pagrindiniai chemijos dėsniai: Medžiagų masės tvermės: medžiagų masė prieš reakciją lygi medžiagų masei po reakcijos.(M.Lomonosovas 1756m.,A.Lavuazjė 1775m.) Sudėties pastovumo: bet kuriuo būdu gauti junginiai visuomet turi tą pačią sudėtį.( Dž.Prustas 1801m.) Nepaisant būdų, kuriais gautas cheminis junginys, jo sudėtis esti ta pati. Pvz., kokiais būdais gautume vandenį, vandenilio ir deguonies santykis vandens molekulėje yra 1:8. Tačiau jis galioja tik pastovios sudėties junginiams – vandeniui, metanui, vandenilio chloridui ir kt. Kaikurie junginiai būna įvairios sudėties, pvz, magnis su boru arba su anglimi sudaro tokius junginius: Mg3B2, Mg5B2, MgC2, Mg2C3. Šiems junginiams sudėties pastovumo dėsnis negalioja. Ekvivalentų: medžiagos jungiasi ar pakeičia viena kitą masės kiekiais, tiesiog proporcingais jų ekvivalentams m1 / m2 = E1 / E2 . Elemento ar junginio ekvivalentas – tai tokia jo masė , kuri jungiasi ar pakeičia vieną masės dalį (tiksliau 1,008) vandenilio arba 8 masės dalis deguonies. Taigi 1,008 yra vandenilio, o 8 – deguonies ekvivalentas. Elemento ekvivalentas randamas jo atominę masę A dalijant iš valentingumo V: E = A / V Kartotinių santykių: kai du elementai sudaro kelis junginius, tai, laikant, kad vieno elemento masė pastovi, kito elemento masė šiuose junginiuose santykiauja kaip nedideli sveiki skaičiai. Avogadro: bet kurių vienodos temperatūros ir vienodo slėgio dujų lygiuose tūriuose yra vienodas molekulių skaičius. Bet kurios medžiagos viename molyje yra 6,023*10²³ molekulių. Tiek pat atomų yra ir viename bet kurio elemento gramatome. Skaičius 6,023*10² vadinamas AVOGADRO skaičiumi. Išvada: vienas dujų molis (arba 1 grammolekulė) normaliomis sąlygomis, t.y. esant 237K temperatūrai ir 101325 Pa slėgiui, užima 22,4 litrų tūrį. 3. Cheminių reakcijų energetiniai reiškiniai. 2.2.Cheminių procesų energetika ir kryptys. Gibso energija ir entropija. Kriterijus savaiminiam proceso vyksmui.Cheminėje termodinamikoje dažniau vartojama izobarinės laisvosios energijos G sąvoka, nes cheminiai procesai dažniausiai vyksta pastoviame slėgyje. Dažnai pastovi būna ir temperatūra, todėl G vadinamas izobariniu-izoterminiu potencialu(Gibso energija).Jei procese entropija nekinta, tai neaukštoje temp. Surištosios energijos pokytis TS yra mažas dydis ir G labai artimas H. Šiuo atveju apie savaiminį proceso vyksmą galima spręsti iš entalpijos pokyčio H: savaime vyksta tie procesai, kurių metu entalpija mažėja. Neaukštoje temperatūroje savaime vyksta visos egzoterminės reakcijos.Jei procese entropija didėja, tuomet apie proceso savaimingumą sprendžiama tik iš Gibso energijos pokyčio. 4.Vidinė, išorinė ir pilnutinė energijos. Kiekviena medžiaga turi jai būdingą cheminę, arba vidinę energiją, kuri gali virsti kitos rūšies energija: elektros, šilumine, mechanine, šviesos ir atvirkščiai. Šią energiją sudaro elektronų judėjimo atomuose energija, atomų judėjimo molekulėse energija ir molekulių judėjimo bei jų tarpusavio sąveikos energija. Vidinės energijos absoliutus dydis nėra žinomas. Chemonėse reakcijose ši energija kinta – jos padaugėja arba sumažėja. Mokslas nagrinėjantis energijos kitimus cheminėse reakcijose, vadinamas chemine termodinamika. Be vidinės energijos sistema gali įgyti išorinę energiją. Pvz, sistema sunaudoja šilumą iš išorės, o šiluma, sistemai plečiantis, atlieka darbą, nugalėdama atmosferinį slėgį. Sistemos vidinė ir išorinė energija yra pilnutinė energija, arba entalpija. 5. Entalpija. Pagrindinis termodinamikos dėsnis, arba energijos išsilaikymo dėsnis, nurodo, kad sistemoje energija nesigamina ir neišnyksta, bet tik vienos rūšies energija griežtai ekvivalentiniu santykiu virsta kitos rūšies energija. Todėl, jei sistemoje vyksta izobarinis procesas (p=const), ir sistema, pereidama iš pradinio (1) į galinį (2) dūvį, sunaudoja šilumą Q, tai ši šiluma padidina jos vidinę energiją U ir atlieka darbą, nugalėdama atmosferinį slėgį, sistemai plečiantis(šiuo atveju tariama, kad sunaudojama šiluma nepakelia sistemos temperatūros). Darbas, arba sistemos išorinė energija, yra slėgio p ir sistemos tūrių skirtumo 2 ir 1 būvyje sandauga. Rašome: Q = (U2-U1) + p(V2-V1) arba Q= ΔU+ pΔV. Sistemos vidinė ir išorinė energija yra jos pilnoji energija, arba entalpija , H. Taigi ankstesnioji lygtis parodo sistemos entalpijos prieaugį: Q = ΔH. Taigi šiluma yra entalpijos pokytis (jei ji gaunama iš išorės, sistemos energija padidėja, jei išsiskiria – sumažėja). 6. Cheminių reakcijų šiluma. Cheminės reakcijos, kurioms vykstant šiluma išsiskiria, vadinamos egzoterminėmis. Reakcijos, kurioms vykstant šiluma sunaudojama, vadinamos endoterminėmis. Remiantis termodinamikos dėsniais, egzoterminėse reakcijose išsiskirianti šiluma sumažina sistemos energiją, todėl šių reakcijų entalpijos pokytis yra neigiamas. Endoterminėse reakcijose sunaudota šiluma padidina sistemos energiją, ir šiuo atveju entalpijos pokytis-teigiamas. Cheminių reakcijų lygtys, kuriose nurodyta reakcijos šiluma, vadinamos termocheminėmis lygtymis. Reakcijos šiluma priklauso nuo reaguojančių medžiagų ir reakcijos produktų agregatinio būvio, o šis priklauso nuo temperatūros ir slėgio. 7. Pagrindinis termoshemijos arba Heso dėsnis. Reakcijos šiluma priklauso tik nuo reaguojančių medžiagų ir reakcijos produktų rūšies ir būvio, o nepriklauso nuo reakcijos produktų susidarymo būdo. Pvz, 1.anglis gali iškart sudegti, virsdama anglies dioksidu arba 2. pirmiau sudegti į anglies monoksidą ir tik toliau – į anglies dioksidą (abiem atvejais reakcijos šiluma vienoda) 1. C + O2 → CO2 ΔHº = -395 kj 2. C + ½O2 → CO; ΔHº = -110 kj CO + ½O2 → CO2 . ΔHº = -285 kj ΔHº = -395 kj Termocheminiuose skaičiavimuose remiamasi ir kita Heso dėsnio formuluote: reakcijos šiluma arba entalpijos pokytis ΔHº yra lygus reakcijos produktų susidarymo šilumų sumai, atėmus reaguojančių medžiagų susidarymo šilumų sumą. Pagrindinis termodinamikos, arba energijos išsilaikymo, 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. Pvz., sistema sunaudoja šilumą iš išorės, o šiluma, sistemai plečiantis, atlieka darbą, nugalėdama, atmosferinį slėgį. Sistemos vidinė ir išorinė energija yra pilnutinė energija, arba entalpija H. Taigi šiluma yra entalpijos pokytis(jei ji gaunama iš išorės, sistemos energija padidėja,jei išsiskiria sumažėja): Q=H.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. Endoterminėse reakcijose sunaudota šiluma padidinta sistemos energiją, ir šiuo atveju entalpijos pokytis – teigiamas. Cheminių reakcijų lygtys, kuriose nurodoma reakcijos šiluma, vadinamos termocheminėmis lygtimis. Junginio susidarymo šiluma yra šilumos kiekis, išsiskiriantis ar sunaudojamas, susidarant iš vieninių medžiagų vienam to junginio moliui. Vieninių medžiagų susidarymo šiluma lygi nuliui.Heso dėsnis: Reakcijos šiluma priklauso tik nuo reaguojančių medžiagų ir reakcijos produktų rūšies ir būvio ir nepriklauso nuo reakcijos produktų susidarymo būdo. Kita formuluotė: Reakcijos šiluma arba entalpijos pokytis H0 yra lygus reakcijos produktų susidarymo šilumų sumai, atėmus reaguojančių medžiagų susidarymo šilumų sumą. 8. Cheminė pusiausvyra bei įtaka jai. Kai kurių reakcijų produktai reaguoja tarpusavyje ir sudaro pradines medžiagas. Reakcijos, kurios metu vyksta dviem priešingomis kryptimis, vadinamos grįžtamosiomis(mA+nBpC+qD). Laikoma, kad sistema homogeninė. Tuomet tiesioginės(v1) ir atgalinės (v2) reakcijos greičiai bus tokie:v1=k1[A]m[B]n;v2=k2[C]p[D]q. Vykstant reakcijai, [A] ir [B] medžiagų koncentracija mažėja, todėl ir tiesioginės reakcijos greitis mažėja. Kartu didėja [C] ir [D] medžiagų koncentracija, todėl ir atgalinės reakcijos greitis didėja. Tam tikru momentu šių abiejų reakcijų greičiai susilygina, t.y. v1=v2. Cheminio proceso būklė, kai tiesioginės ir atgalinės reakcijų greičiai lygūs, vadinama chemine pusiausvyra. K vadinama reakcijos pusiausvyros konstanta. Kuo didesnė k, tuo didesnė reakcijos produktų koncentracija, esant pusiausvyrai. Pusiausvyros konstanta nepriklauso nuo reaguojančių medžiagų koncentracijų ir kinta, keičiantis temperatūrai. 9. Le Šatelje principas. Keičiantis išorės sąlygoms, t.y. medžiagų koncentracijai, temperatūrai arba slėgiui, cheminė pusiausvyra kinta. Tiesioginės ir atgalinės reakcijų greičiai pasikeičia nevienodai ir viena iš jų įgauna persvarą. Tačiau kaupiantis persveriančios reakcijos produktams ir mažėjant reakcijoje dalyvaujančių medžiagų kiekiams, vėl nusistovi pusiausvyra, tik dabar ji atitinka jau naujas sąlygas. 10. Cheminių reakcijų greitis. Cheminės reakcijos yra skirstomos į homogenines ir heterogenines. Kai reaguoja vienodos fazės medžiagos vadinamos homogeninėmis (dujos su dujomis). Jeigu reaguoja skirtingos fazės medžiagos vadinamos heterogeninėmis (dujos su skysčiais). 1 CH4 + 2O2→ CO+ 2H2O (visos medžiagos – dujos) 2 C + O2 → CO2 (C-kieta, O2 ir CO2 – dujos) homogeninių reakcijų greitis nustatomas iš reaguojančių ar susidarančių medžiagų koncentracijų pokyčio per laiko vienetą. Vm = ±( c2 - c1 ) / ( t2 – t1 ) c- koncentracija, kuri reiškiama moliais litre, t- tų koncentracijų nustatymo laikas Heterogeninės reakcijos vyksta dviejų fazių sąlyčio vietoje ir jų greičiui įtakos turi difuzijos reiškinys. Difuzija – tai dalelių abipusiškas skverbtis, maišymasis. Lengviausiai difunduoja dujų molekulės, sunkiau skysčiai ypač sunkiai kietųjų medžiagų. Difuzija spartėja keliant temperatūrą, didinant dujų slėgį, didinant kietos fazės paviršių (susmulkinant) bei maišant skysčius. 11. Cheminių reakcijų mechanizmas. Cheminės reakcijos skirstomos į monomolekulines, dimolekulines, trimolekulines ir polimolekulines. Monomolekulinės – tai tokios reakcijos, kai iš vienos molekulės susidaro dvi ar daugiau molekulių. C2H5OH → CH2 =CH2 + H2O Dimolekulinės – tai tokios reakcijos, kai reaguoja susidurdamos dvi molekulės arba jonai. Dviejų dalelių susidūrimo tikimybė yra didelė, todėl šios rūšies reakcijų labai daug. H2 + I2 → 2HI, Ag+ + Cl¯ → AgCl Trimolekulinės reakcijos – tai reakcijos, kai iš karto susiduria trys dalelės. Tikimybė iš karto susidurti ir sureaguoti trims dalelėms labai menka, ir tokios reakcijos praktiškai turėtų nevykti. Polimolekulinės reakcijos, kai iš karto susiduria ir sureaguoja keturios ar daugiau dalelių, iš viso turėtų nevykti. Tačiau trimolekulinių ir polimolekulinių reakcijų chemijoje taip pat gana gausu. 12. Grandininės reakcijos. Tai yra radialinių reakcijų rūšis. Vykstant grandininei reakcijai per pirminį aktyvacijos aktą pakinta daug molekulių. Tai yra nuosekli elementarių reakcijų grandinė. H2 + Cl2 → 2HCl Cl2 + hυ → · Cl + · Cl · Cl + · H2 → HCl + · H · H + · Cl → HCl · Cl + H2 → HCl + ·H + Cl2 → HCl + · H + Cl2 → HCL + · Cl + t.t. apšvietus vandenilio ir chloro mišinį kiekvienas absorbuotas energijos kvantas(υ) inicijuoja 100 000 vandenilio chlorido molekulių susidarymą, todėl sprogsta. Išnagrinėta grandininė reakcija yra tiesioji grandinė. Grandininės reakcijos gali būti ir šakotos. Tokiai reakcijai vykstant iš tų pačių reaguojančių medžiagų susidaro skirtingi radikalai ir jie skirtingai reaguoja H2 +O2 + hυ → ·OH + ·OH ·OH + H2 → H2O + ·H ·H + O2 → ·OH + ·O· ·O· + H2 → ·H + H· (šakotos grandininės reakcijos pvz) 13. Kinetinė cheminių reakcijų klasifikacija Cheminė kinetika nagrinėja cheminių reakcijų greitį. Jos vyksta labai įvairiu greičiu. Tirpaluose jonai sureaguoja labai greitai, o molekulėse – daug lėčiau. Kai kurių reakcijų praktiškai negalima atlikti dėl per greitos ar per lėtos jų eigos; sudarius atitinkamas sąlygas, jas galima atlikti tinkamiausiu greičiu. Norint sureguliuoti reakcijos greitį, reikia žinoti, kaip jis priklauso nuo pačių reaguojančių medžiagų, jų koncentracijos, slėgio, temperatūros, katalizatorių ir kitų veiksnių. Cheminės reakcijos skirstomos į: homogenines – kai reaguoja vienodos fazės medžiagos (dujų reakcijos, ištirpusių medžiagų reakcijos) heterogenines – kai reaguojančios medžiagos yra skirtingų fazių (dujų reakcija su kieta medžiaga). 14. Katalizė . Tai cheminių reakcijų greičio keitimas, vartojant medžiagas, vadinamas katalizatoriais. Katalizatoriai spartina arba lėtina reakcijas, dalyvauja tik tarpinėse reakcijose, o po reakcijos išlieka nepakitę. Jei katalizatorius pasigamina, vykstant reakcijai, tai jis vadinamas autokatalizatoriumi, o procesas-autokatalize. Tokių reakcijų greitis didėja savaime. Dedant katalizatorių į pusiausvyrą sistemą, cheminė pusiausvyra nesikeičia, nes katalizatorius pagreitina ir tiesioginę ir atgalinę reakcijas, o tai padeda greičiau pasiekti pusiausvyrą. Dauguma katalizatorių reakcijas pagreitina tūkstančius kartų, nes reakcijai, kurioje dalyvauja katalizatorius, reikia mažesnės aktyvacijos energijos, o kuo energija mažesnė, tuo reakcijos greitis didesnis. Katalizės procesai yra labai paplitę. Katalizė skirstoma į homogeninę ir heterogeninę. Kai reaguojančios medžiagos ir katalizatoriaus fazės yra vienodos, katalizė vadinama homogenine (vandenilio jonai veikia kitus jonus tirpaluose). Kai katalizatoriaus ir reaguojančios medžiagos fazės yra skirtingos, katalizė vadinama heterogenine (katalizatorius-platina, reaguojančios medžiagos vandenilis ir deguonis). Homogeninė katalizė vyksta stadijomis: pirmoje stadijoje katalizatorius su viena reaguojančia medžiaga sudaro nepatvarų tarpinį junginį; antroje stadijoje, šiam junginiui reaguojant toliau, katalizatorius atsistato: 1 O2 + 2NO → 2NO2 2 2NO2 + 2SO3 + 2NO abiejų stadijų suminė lygtis: O2 + 2SO2 + (2NO) → 2SO3 + (2NO). Iš lygties matome, kad reakcijoje katalizatorius NO nesuvartojamas, bet reakcijoje jis dalyvauja, sudarydamas tarpinius junginius. Susidarant tarpiniams junginiams, sumažėja reakcijos aktyvacijos energija, todėl su katalizatoriumi reakcija vyksta greičiau, negu be jo. Homogeninės katalizės greitis proporcingas katalizatoriaus koncentracijai. Kai kuriais atvejais, vykstant heterogeninei katalizei, susidaro tarpinių junginių. Tačiau heterogeninėje katalizėje svarbiausia yra adsorbcija, t.y. medžiagų sugėrimas katalizatoriaus paviršiuje. Medžiagos absorbuojamos tik tam tikruose paviršiaus taškuose, vadinamuose katalizatoriaus aktyviuosiuose centruose. Absorbuotų molekulių struktūra pakinta, ryšys tarp atomų susilpnėja. Todėl absorbuotų molekulių cheminis aktyvumas padidėja. Pašalinės medžiagos, kurios nėra reakcijos katalizatoriai, bet smarkiai suaktyvina katalizatorių veiklą, vadinamos promotoriais. Kai kurios medžiagos, nors jų būna labai mažai, mažina katalizatorių aktyvumą. Šios medžiagos vadinamos katalizatorių nuodais. Medžiagos, kurių nedideli kiekiai labai sulėtina cheminių reakcijų greitį, vadinamos inhibitoriais. 15. Medžiagų tirpimas, tirpalų klasifikacija. Tirpimas. Tirpumu vadinamas ištirpusios medžiagos kiekis gramais 100 gramų vandens, esant pastoviai temp. Daugelio kietųjų medžiagų tirpumas, keliant temperatūrą, didėja, mažinant – mažėja. Kylant temperatūrai, skysčių tirpumas didėja. Jei kuri nors medžiaga pasiskirsto dviejuose susiliečiančiuose, bet nesumaišytuose tirpikliuose, tai ištirpusios medžiagos kiekis viename ir kitame tirpiklyje yra pastovus dydis ir nepriklauso nuo tirpinamos medžiagos kiekio ir koncentracijos; jis vadinamas pasiskirstymo koeficientu k: C1/C2=k (C1,C2 – tirpinamos medžiagos koncentracija tirpikliuose. Tirpalai – tai dviejų ar kelių medžiagų homogeninės sistemos, susidedančios iš tirpiklio ir ištirpintos medžiagos. Tirpiklis yra tas komponentas, kurio tipale daugiau ir kuris nekeičia savo agregatinio būvio. Medžiaga tirpsta, susilietus su tirpikliu, kai atsiranda trauka tarp tirpiklio molekulių ir tirpinamosios medžiagos dalelių. Tirpinant kietą medžiagą, tirpiklio molekulės įsiskverbia į kristalo gardelę, susilpnindamos tarp dalelių jungtis, ir dalelės pereina į tirpiklį – ištirpsta. Ištirpusios dalelės skverbiasi gilyn į tirpiklį (vyksta jų difuzija). Tačiau ištirpusios dalelės gali vėl įsijungti į kristalo gardelę, ir tada vyksta ištirpusios medžiagos kristalizacijos procesas. Dujų molekulės tarpusavyje nesusijusios ir nuolat juda, todėl ištirpsta tik tos dujų molekulės, kurios priartėja prie tirpiklio paviršiaus ir jo pritraukiamos. Taigi dujų tirpimas yra absorbcijos reiškinys. Dalis ištirpusių dujų molekulių nugali tirpiklio trauką ir iš tirpalo išlekia. Kai tirpstančių dalelių skaičius pasidaro lygus iš tirpalo pasišalinančių dalelių skaičiui, tirpale nusistovi dinaminė pusiausvyra: neištirpusi medžiaga ↔ ištirpusi medžiaga. Toks tirpalas vadinamas sočiuoju. Jei tam tikros temperatūros tirpale ištirpusios medžiagos mažiau, negu jos būna sočiajame tirpale, tai toks tirpalas vadinamas nesočiuoju. Lėtai aušinant sotųjį tirpalą, medžiaga gali neišsikristalinti, ir tirpale bus daugiau medžiagos, negu jos gali ištirpti, esant tai temperatūrai. Tokie tirpalai vadinami persotintaisiais. Vienoms medžiagoms tirpstant šiluma išsiskiria, kitoms tirpstant – sunaudojama. Tuo remdamasis D, Mend. Padarė išvadą, kad, medžiagai tirpstant, susidaro junginiai iš tirpinamos medžiagos ir tirpiklio. Tokie junginiai vadinami solvatais, jei tirpiklis vanduo – hidratais. Garinant tirpalus, hidratai dažniausiai skyla. Kartais vandens molekulės būna taip stipriai sujungtos su tirpinamos medžiagos molekulėmis, kad, iškristalizavus šias medžiagas, vanduo įeina į kristalų sudėtį. Tokios medžiagos vadinamos kristalohidratais, o juose esantis vanduo – kristalizaciniu. Dž. Henrio dėsnis: skysčio tūryje ištirpusių dujų masė, esant pastoviai temperatūrai, yra tiesiogiai proporcinga dujų slėgiui.(šis dėsnis tinka dujoms, kurių tirpumas yra mažas ir kurios nereaguoja su tirpikliu). Vienai medžiagai pasiskirsčius kitoje smulkių dalelių pavidalu gaunama dispersinė sistema. Pasiskirsčiusi medžiaga vadinama dispersine faze, o medžiaga, kurioje pasiskirsto dispersinė fazė, vadinama dispersine terpe. Priklausomai nuo fazės daleliu dydžių dispersinės sistemos yra skirstomos į 3 grupes: 1) stambių dalelių sistemas. Jose dispersinės fazės dalelės didesnės kaip 100 nm. Joms priklauso suspensijos ir emulsijos. Suspensijomis vadinamos sistemos, kai skystyje yra pakibusios susmulkintos kietos medžiagos dalelės (kreidos milteliai vandenyje). Sistemos kuriose ir dispersinė terpė, ir dispersinė fazė – skysčiai, vadinamos emulsijomis. (riebalų lašeliai piene) 2) koloidinius tirpalus arba zolius. Tai sistemos, kuriose dispersinės fazės dalelės yra nuo 1 iki 100nm dydžio, vadinamos koloidiniais tirpalais, arba zoliais. 3) tikruosius tirpalus. Tai tokie tirpalai, kai dispersinė fazė yra molekulių arba jonų pavidalo, t.y. dalelių dydis mažesnis už 1nm, vadinami tikraisiais tirpalais. Stambia dispersinės sistemos. Šioms sistemoms priklauso milteliai, suspensijos, emulsijos, putos ir aerozoliai. Jos nepatvarios, patvarumas didinamas stabilizatoriais. Sudaromos dispergavimo ir kondensavimo būdu.Suspensijos susidaro skystyje paskleidus kietos medžiagos daleles. Patvarios suspensijos gaunamos paskleidus kietos medžiagos polines daleles poliniame skystyje. Koncentruotos suspensijos vadinamos pastomis. Emulsijos susidaro skystos medžiagos daleles paskleidus kitame skystyje, jų patvarumas didinamas emulsikliais – elektrolitų tirpalais, aktyvaus paviršiaus medžiagomis ir stambia molekuliniais junginiais. Emulsijos, kurių dispersinės fazės koncentracija didelė, vadinamos želatinuotosiomis. Putos susidaro disperguojant dujas skystyje. Putų patvarumas padidėja pridėjus stabilizatorių.Aerozoliais vadinamos koloidinės ir stambesnės dalelės, pakibusios ore. Entalpijos pasikeitimas tirpimo proceso metu. Šilumos kiekis, kuris sunaudojamas arba išsiskiria ištirpus 1 moliui medžiagos, vadinamas tirpimo šiluma. Tirpimo šiluma susideda iš šilumos kiekio H1, kuris sunaudojamas išardyti kristalinei gardelei,(endoterminis procesas) ir šilumos kiekio H2, kuris išsiskiria vykstant hidratacijai, (egzoterminis procesas).(Šilumos kiekis, sunaudojamas difuzijai, yra mažas ir jo galima nerašyti į lygtį) H=H1+H2. Kai H1>H2, tai H yra teigiamas ir, medžiagai tirpstant, šiluma sunaudojama. Kai H10).Todėl tirpimas yra savaiminis procesas, susijęs su Gibso energijos mažėjimu. Tirpalai ir kitos dispersinės sistemos.3.1.Dispersinių sistemų supratimas.Tikrieji tirpalai . stambių dalelių sistemas:dalelės 100nm;suspensijos ir emulsijos. Kietų,skystų ir dujinių medžiagų tirpimas skysčiuose. Kietų: Jei 100 g vandens ištirpsta ne daugiau kaip 0,01g medžiagos, tai tokios medžiagos vadinamos netirpiomis, jei ištirpsta 0,01...3g – mažai tirpiomis, jei daugiau kaip 3 g – tirpiomis. Kietų medžiagų tirpumas priklauso nuo tirpinamos medžiagos ir tirpiklio rūšies bei temperatūros. Joninės ir polinių molekulių medžiagos gerai tirpsta poliniuose tirpikliuose, medžiagos, kurių molekulės nepolinės, gerai tirpsta nepoliniuose tirpikliuose.Keliant temperatūrą, daugumos junginių tirpumas didėja (labiausiai AgNO3,KNO3 CaCrO4 ir Na2SO4 mažėja). Jei kieta medžiaga tirpinama dviejuose susiliečiančiuose, bet nesumaišytuose tirpikliuose, tai ištirpusios medžiagos kiekis viename ir kietam tirpiklyje yra pastovus dydis ir nepriklauso nuo tirpinamos medžiagos kiekio ir koncentracijos; jis vadinamas pasiskirstymo koeficientu:k=C1/C2; C1 ir C2 – tirpinamos medžiagos koncentracija tirpikliuose;k–pasiskirstymo koeficientas. Skystų: Panašaus poliškumo skysčiai maišosi vienas su kitu bet kuriuo santykiu, sudarydami mišinius. Skysčiai, kurių molekulių poliškumas skirtingas, nesimaišo.Keliant temperatūrą, tokių skysčių tirpumas vienas kitame didėja tol, kol pasiekiama tokia temperatūra, kai abu skysčiai susimaišo. Ši temperatūra vadinama krizine tirpimo temperatūra. Dujų: Dujų tirpimas skysčiuose priklauso nuo dujų ir tirpiklio savybių, temperatūros bei slėgio. Henrio tirpumo dėsnis: pastovioje temperatūroje dujų tirpumas skysčiuose tiesiog proporcingas dujų slėgiui. Dujų mišinio tirpumą skysčiuose nusako Henrio ir Daltono dėsnis: kiekvieno dujų mišinio komponento tirpumas pastovioje temperatūroje tiesiog proporcingas jo daliniam slėgiui. Dujų tirpumas skysčiuose mažėja didinant temperatūrą. Kadangi dujų tirpumas yra egzoterminis procesas, tai pagal Le Šateljė principą, keliant temperatūrą, intensyvėja šilumą absorbuojantis, endoterminis, procesas, t.y. dujų garavimas iš tirpalo. Todėl, tirpalą virinant, ištirpusios dujos išgaruoja. Vandenyje ištirpusios kitos medžiagos dujų tirpumą mažina. Užšalimo ir virimo temperatūra. Grynų skysčių virimo temperatūra priklauso nuo išorinio slėgio. Skysti verda toje temperatūroje, kurioje jo sočiųjų garų slėgis pasidaro lygus išoriniam slėgiui. Ištirpusi medžiaga sumažina tirpiklio sočiųjų garų slėgį, todėl tirpalui užvirinti reikia aukštesnės temperatūros negu gryno tirpiklio virimo temperatūra. Tirpalo stingimo temperatūra yra ta, kurioje pradeda skirtis tirpiklio arba tirpinio kristalai. Skysčio stingimo temperatūra yra ta, kurioje, kai išorinis slėgis lygus standartiniam, skysčio sočiųjų garų slėgis virš kietos ir skystos fazės yra vienodas.Vant-Hofo dėsnis. Osmosinio slėgio dydis apskaičiuojamas, remiantis Vant-Hofo dėsniu: tirpalo osmosinis slėgis yra lygus slėgiui, kurį ištirpinta medžiaga turėtų, būdama dujinės būsenos toje pat temperatūroje ir užimdama tūrį lygų tirpalo tūriui: p=cRT;c-molialinė tirpalo koncentracija mol/l kg, R – pastovioji dujų konstanta 8,31J/molK, T – absoliutinė temperatūra K (273+t0C). 16. Tirpalų koncentracijų reiškimo būdai. Tirpalo koncentracija yra ištirpusios medžiagos ir tirpiklio santykis. Yra keli koncentracijos reiškimo būdai: 1) Procentinė koncentracija yra reiškiama ištirpusios medžiagos masės vienetų skaičiumi. Pvz., 15% koncentracijos tirpalas reiškia, kad 100g šio tirpalo yra 15 gramų ištirpusios medžiagos ir 85 g vandens 2) Molinė: reiškiama ištirpusios medžiagos molių(grammolekulių) kiekiu viename litre tirpalo. 3) Ekvivalentinė (normalinė): reiškiamas ištirpusios medžiagos gramekvivalentų (gramekvivalentas – tai medžiagos ekvivalentas, išreikštas gramais) kiekiu viename litre tirpalo. 4)Molialinė : - tai ištirpusios medžiagos molių (grammolekulių) kiekis 1000gr. Tirpiklio (žymime m) Pakeitus vieną iš sąlygų(koncentraciją, slėgį ar temperatūrą),sistemos cheminė pusiausvyra pasislenka į tos reakcijos pusę, kuri priešinasi sąlygų pokyčiui. 17. Neelektrolitų tirpalų savybės. Neelektrolitų tirpalai gaunami tirpinant medžiagas, kurios tirpale nedisocijuoja į jonus. Šie tirpalai nelaidūs elektros srovei. Nedidelės koncentracijos, t.y. praskiestuose, neelektrolitų tirpaluose ištirpusios medžiagos molekulės būna toli viena nuo kitos (panašiai kaip dujų molekulės), ir šiems tirpalams taikomi idealiųjų dujų dėsniai. Svarbiausios tų tirpalų savybės – tai garų slėgio sumažėjimas, virimo temperatūros pakilimas bei stingimo (užšalimo) temperatūros sumažėjimas (lyginant su tirpikliu) ir osmosinio slėgio atsiradimas. Garų slėgio 18.Elektrolitų tirpalai. Elektrolitai - medžiagos, kurios ištirpintos ar išlydytos disocijuoja į jonus. Elektrolitine disoc– kai elektrolitai disocijuoja i jonus veikiami poliniu tirpiklio molek. Disoc laipsnis - medz polinkis disocijuoti stiprieji elektrolitai disoc beveik visiskai.jiems priskiriamos medz,kuriu 0.1N tirpaluose disoc laipsnis >30%.tai druskos,sarmai.kaikurios(stiprios) druskos Silpnieji elektrol. ir praskiestuose tirpaluose mazai disoc i jonus,disoc laipsnis 1.I apskaičiuojamas pagal formulę: čia t1st – elektrolito tirpalo stingimo temperatūros sumažėjimas; t1vir-virimo temperatūros padidėjimas; p1-sočiųjų garų slėgio depresija; P10-osmosinis slėgis(dydžiai nustatyti bandymais); tst, tvir. p, P0 – dydžiai, apskaičiuoti pagal atitinkamas lygtis.Jonizuojantis tirpiklio poveikis. Dabartiniu metu tiksliai nustatyta, kad elektrolitų tirpaluose vyksta atskirų jonų solvatacija, t.y. jungimasis su tirpiklio molekulėmis(Jei tirpiklis-vanduo, procesas vadinamas hidratacija). Elektrolitai disocijuoja į jonus ne tik vandenyje, bet šiek tiek mažesniu laipsniu ir tuose tirpikliuose, kurių molekulės yra polinės. Tokie tirpikliai vadinami jonizuojančiaisiais. Nepoliniuose tirpikliuose disociacija nevyksta. Tirpiklio jonizuojančias savybes apibūdina dielektrinė konstanta,t.y. dydis, parodantis, kiek kartų dviejų krūvių tarpusavio sąveika tam tikroje aplinkoje yra mažesnė negu vakuume. Vandens dielektrinė konstanta yra pati didžiausia ir lygi 81. Tai reiškia, kad jonų tarpusavio sąveikos jėgos vandeniniuose tirpaluose yra 81 kartą silpnesnės negu kristaluose.Disociacijos laipsnio ryšys su disociacijos konstanta. Tariame, kad acto rūgšties koncentracija yra c; tada acetato ir vandenilio jonų koncentracija lygi c( - disociacijos laipsnis).Tuomet nedisocijavusių molekulių yra (1-)c.Įrašius šiuos duomenis į acto rūgšties disociacijos konstantos lygtį, gaunama:K=c22/(1-)c=c2/1-.Ši lygtis išreiškia elektrolitų tirpalų skiedimo dėsnį,t.y. priklausomybę tarp silpno elektrolito disociacijos laipsnio ir jo koncentracijos. Silpnų elektrolitų disociacijos laipsnis  yra labai mažas, todėl lygtyje reiškinys 1-1, ir ši lygtis atrodo taip K=c2. iš jos gaunama disociacijos laipsnio lygtis 19.Rūgščių, bazių ir druskų disociacija. Rūgštys yra elektrolitai, disocijuojantys vien tik vandenilio joną ir rūgšties liekaną. Vandeniniuose tirpaluose vandenilio jonai būna hidronio jonų, H3O+, pavidalu. Rūgštys disocijuojasi taip: HCl + H2O → H3O+ + Cl¯ Paprastumo dėlei vietoj hidronio jono rašomas H+, ir rūgščių disociacijos lygtis atrodo taip: HCl → H+ + Cl- Daugiavandenilės rūgštys disocijuojasi stadijomis, ir kiekviena stadija turi būdingą disociacijos konstantą (dviem stadijom). Disociacijos konstanta rodo, kad antra disociacijos stadija vyksta daug sunkiau, negu pirma. Kartais antra disociacijos stadija visai nevyksta arba vyksta daug sunkiau, negu pirma. Kai kurios rūgštys (sieros) pirmoje disociacijos stadijoje į jonus suskyla visiškai, o antroje – mažai. Bazės yra tokie elektrolitai, kurių tirpaluose anijonai (neigiamas elektringas jonas) yra vien tik hidroksilo jonai NH4OH ↔NH4+ + OH- NaOH → Na+ + OH- Daugiahidroksilinės bazės disocijuojasi stadijomis: 1. disociacijos stadija vyksta labai menkai 2 .stadijoje praktiškai visai nevyksta (kiek stipriau ši stadija vyksta labai praskiestuose tirpaluose). Kai kurios bazės (Zn(OH)2 – cinko hidroksidas ir kt.) tirpaluose disocijuoja kaip rūgštys ir kaip bazės. Tokie hidroksidai vadinami amfoteriniais (abipusiškais). Rūgščių tirpaluose jie disocijuoja kaip bazės, šarmų tirpaluose jie disocijuoja kaip rūgštys. Druskos, elektrolitinės disociacijos požiūriu, yra rūgščių ir bazių neutralizacijos produktas. Žiūrint koks rūgšties ir bazių santykis, susidaro rūgščio, neutralios ir bazinės druskos. Visos druskos yra stiprūs elektrolitai ir ištirpusios disocijuoja visiškai. 20. Disociacijos konstanta. 21.Masių reakcijos elektrolitų tirpaluose. Jonų reakcijos elektrolitų tirpaluose. NO3-,H+,Na+ ir CH3COO- jonai nekinta, todėl į jonines elektrolitų reakcijų lygtis šie jonai neįrašomi. Reakcijos, tarp jonų vyksta tuo atveju, kai susidaro silpnai disocijuojančios (neutralizacijos reakcijos; reaguojant stipriai rūgščiai su silpnų rūgščių druskomis), lakios ir mažai tirpios medžiagos.Dujos išsiskiria arba betarpiškai kaip reakcijos produktas, arba susidaro skylant nepatvariems reakcijos produktams. Mažai tirpios medžiagos (nuosėdos) susidaro vykstant įvairioms reakcijoms, pvz., kai kuriom druskom reaguojant su rūgštimis, šarmais, druskomis. Kai kurios reakcijos elektrolitų tirpaluose vyksta tirpstant mažai tirpioms medžiagoms. Sumaišius du stiprius elektrolitus reakcija nevyksta, nes susidarę produktai taip pat yra stiprūs elektrolitai ir gerai, kaip ir pradinės medžiagos, disocijuoja į jonus. 22.Vandens disociacija ir vandenilinis rodiklis pH. 3.8.Vandens elektrolitinė disociacija. Vandens jonų sandauga. Grynas vanduo – labai silpnas elektrolitas ir labai mažai laidus elektros srovei. Labai silpnai vyksta net pirmoji vandens disociacijos pakopa. H2OH++HO-. Vandens disociacijai, kaip grįžtamajam procesui, taikoma pusiausvyros konstanta, pagal kurios lygtį gauname vandens jonų sandaugą Kw=10-14mol2/l2 Vandens disociacija yra endoterminis procesas, todėl keliant temperatūrą, disociacija stiprėja.Gryname vandenyje vandenilio ir hidroksido jonų koncentracijos yra vienodos, todėl kiekvieno jono koncentracija yra cH+=cOH-=10-7mol/l.Vandens jonų sandauga yra svarbus druskų tirpalų ir nedidelių koncentracijų rūgščių bei šarmų tirpalų rodiklis.Kuo didesnė cH+ reikšmė, tuo tirpalas rūgštingesnis; kuo didesnė cOH reikšmė, tuo tirpalas šarmingesnis. Vandenilio rodiklis pH. Kad patogiau būtų skaičiuoti, vandenilio jonų koncentracija reiškiama vandenilio rodikliu pH,kuris yra lygus vandenilio jonų koncentracijos neigiamo ženklo dešimtainiam logar. H=-lg[H+]. Rūgščiajame tirpale pH7.Kartais naudojamasi ir hidroksilo rodikliu pOH=-lg[OH-] iš čia pH+pOH = 23. Druskų hidrolizė. Druskų hidrolize vadinama druskos ir vandens jonų sąveika, kuriai vykstant susidaro bent vienas silpnas elektrolitas ir dažniausiai pakinta vandens vandenilio ir hidroksilo jonų koncentracija. Dėl to daugelio druskų tirpalai yra rūgštūs arba šarminiai. 1. Druskos,sudarytos iš stiprios rūgšties ir silpnos bazės, hidrolizuodamosi sudaro silpnai disocijuojančią bazę. Druska, sudaryta iš stiprios rūgšties ir silpnos daugiavalenčio metalo bazės, hidrolizuojasi palaipsniui. Intensyviausia yra pirmojo laipsnio hidrolizė. Antrojo laipsnio hidrolizė vyksta tik tirpalą labai praskiedus, o trečiojo laipsnio hidrolizė beveik nevyksta, nes, susikaupus dideliems vandenilio jonų kiekiams, hidrolizės pusiausvyra pasislenka į kairę. 2.Druskos, sudarytos iš silpnos rūgšties ir stiprios bazės, hidrolizuodamosi sudaro silpnai disocijuojančią rūgštį. Druska, sudaryta iš stiprios bazės ir silpnos daugiavandenilės rūgšties, hidrolizuojasi irgi palaipsniui. 3. Hidrolizuojantis druskai, sudarytai iš silpnos rūgšties ir silpnos bazės, susidaro silpna rūgštis ir silpna bazė. Tirpalo reakcija neutrali,tai priklauso nuo susidariusių reakcijos produktų disociacijos laipsnio. 4. Druskos sudarytos iš stiprios rūgšties ir stiprios bazės, nesihidrolizuoja. Kadangi daugumos druskų hidrolizės procesas yra grįžtamasis, tai kiekybiškai jis apibūdinamas hidrolizės laipsniu. Hidrolizės laipsnis h nusakomas hidrolizavusių molekulių skaičiaus n ir visų ištirpusių molekulių skaičiaus N santykiu. Hidrolizės laipsnis priklauso nuo temperatūros ir druskos tirpalo koncentracijos. Druskos, sudarytos iš silpnos rūgšties ir silpnos bazės, hidrolizės laipsnis nuo praskiedimo nepriklauso. Kuo aukštesnė temperatūra ir kuo labiau praskiestas tirpalas, tuo didesnis hidrolizės laipsnis. Daugeliu atvejų, skiedžiant tirpalą, galima labai suintensyvinti hidrolizę, nes tuomet pagal Le Šatelje principą, padidėjus reaguoajnčių medžiagų koncentracijai, hidrolizės pusiausvyra pasislenka į dešinę:druska+vanduorūgtis+bazė. Hidrolizės pusiausvyrai turi įtakos ir H+ arba OH- jonų koncentracijos padidėjimas tirpale. 24. Vandens chemija. 25. Gamtinio vandens valymas. 26.Oksidacijos laipsnis. 27. Oksidacija ir redukcija. 28. Metalų fizikinės savybės. Fizikines – Visi metalai, iskyrus gyvsidabry kambario temperaturoje yra kietos kristalines medziagos.Metalu laidumas elektrai priklauso nuo metaliskosios jungties ypatumo.Veikiant nestipriai elektros srovei elektraonai pradeda judeti link teigiamo poliaus. Aukstoje temperaturoje metalu laidumas nedidelis. Mazinant temperatura, laidumas dideja.Kai kuriu metalu ir daugelio lydiniu , atsaldytu ikizemesnes negu krizine temperatura, elektrine varza staigiai sumazeja iki 0, isnyxta visiskai.Tai – superlaidumas. Metalai – 1 rusies laidininkai(elektros srove pernesa elektronai). Metalu laidumas silumai – aiskinamas laisvuju elektronu daleliu judrumu ir didejancia jonu svyravimu amplitude didzeusias laidumas elektrai ir silumai yra sidabro, vario , auxo, , aliuminio; mazeusioas – svuno ir gyvsidabrio.Metalu garai nelaidus elektrai.Metalu silumines savybesapibudinamos ju savitaja ir sublimacijos siluma. Savitoji siluma – tai silumos kiekis, kuri reikia suteikti medziagai, kad jos mases vieneti temperatura pakiltu vienu laipsniu. Sublimacijos siluma- silumos kiekis , reikalingas vieno molio meatlo masei paversti garais..Ji buna labai ivairi.Metalu milteliai sugeria sviesa.atroso juodi arba pilki.Lygus metalu pavirsius atspindi sviesa.Metalai yra plastiski ir kieti. Plastiskumas- metalu savybe islaikyti deformuojant igyta forma.Ptikilauso nuo kristalines gardeles ir metaliskosios jungties.Kuo grynesnis metalas tuo jis plastiskesnis.Kietumas priklauso nuo kristalines gardeles sandaros. Kieceusias – chromas. Metalu magnetines savybes – nevienodos.Stipriai sismagnetinantys metalai- gelezis, kobaltas, nikelis.Kiti metalai yra diamagnetiniai arba paramagnetiniai.Ju savybes nustoja veikti , kai nustoja veikti isores magnetines bangos. 29. Metalų cheminės savybės. (Metalu reakcijos su rugztimis, sarmais, ir druskomis). – cheminese reakcijose metalai tik atiduoda elekterodus ir oxiduojasi, jie yra reduktoriai. Metalu redukcines savybes skirtingos.Kuo mazesnis metalo jonizacijos potencialas, tuo metalas aktyvesnis ir stipresnis reduktorius. Metalu aktyvumas nustatomas is ju reakciju. Rusu moxlininkas M.Beketovas (1865m.) isnagrinejo metalu isstumimo reakcijas ir sudare „ metalu isstumimo eile“-metalu aktyvumo eile.Kiekvienas sios eiles metalas gali istumti, arba redukuoti, visus po jo surasytus metalus. Kuo aktyvesnis metalas, tuo lengveu istumia H. 2Na+2H2O  2NaOH + H2 Beveik visis metalai reaguoja su rugstimis.Kokie produktai susidaro, priklauso nuo metalo aktyvumo ir rugzties savybiu bei koncentracijos.Reaguojan metalui su nedeguoninemis rugztimis, oxidatorius buna vandenilio jonaasir skiriasi vandenilis: Zn+ 2HClZnCl2+H2 Kai metalai reaguoja su deguoninemis rugztimis, oxidatorius buna vandenilio jonai arba rugzciu anijonai. Neaktyvus metalai ( varis, gyvsidabris, sidabras) tirpsta koncentruotoje azoto rugztyje ir ja redukuoja iki NO2.Aktyvus metalai tirpsta praskiestoje azoto rugztyje ir ja redukuoja iki N2 arba NH+4 : Cu + 4HNO3Cu(NO3)2+2 NO2 + 2H2O Konc. 3Cu+8 HNO33Cu(NO3)2+2NO+4H2O prask. Mazeu aktyvus metalai (varis,alavas) tirpsta koncentruotoje sieros rugytyje ir ja redukuoja iki SO2, o aktyvus metalai ( Zn,Mg) – iki S ir H2S: Sn+4H2SO4Sn(SO4)2+2SO2+4H2O Cinkas, aliuminis, alavas pasizymi amfoterminemis savybemis.Jie su rugstimis sudaro paprastasias druskas, o su sarmais – komplexinius junginius 2Al + 2NaOH+6 H2O 2Na[Al(OH)4]+ 3 H2 .Daugelsi metalu tiesiogiai jungiasi su deguonimi, sudarydami oxidus.Metalu oxidai gaunami veikiant ju sulfidus deguonimi, metalus veikiant kitu metalu oxidais arba kaitinant hidroxidais: 2ZnS+3O22Zn+2SO2 aukstoje temp kai kurie metalai reaguoja vieni su kitais, sudarydami intermetalinius junginius. Juose metalai susije metaliskaja jungtimi.Juos gali sudaryti 2 arba 3 metalai.siu metalu laidumas elektrai yra mazesnis uz mazeusiai laidaus ji sudarančio metalo. 30. Elektroninių potencialų kilmė. 31. Galvaninio elemento susidarymas. 32. Elektrodo potencialų matavimas. Elektrodo potencialas. Vandenilio elektroda.Elektrodo potencialas- metalo ir tirpalo potencialu skirtumas. Jo tiesiogiuai ismatuoti negalima; ji galima rasti tik kaip palyginamaji dydi.Apskaiciuoti si potenciala rejkia zinoti elemento elektrovaros jega ir hieno elektrodo potenciala.Pagrindinis elektrodas yra vandenilio elektrodas , sudarytas is: platinos ploksteles,padengtos puriu platinos sluoksnui, imerktas i sierot rugztes tirpala, kuriami vandenilio jonu aktyvumas nygus 1. Pro tirpala leidziamos 298 K temp ir vandenilio dujos; jas platina absorbuoja.Dalis vandenilio duju virsta atomais ir jonizuojasi: H2 ↔2H H↔H++e Vandeniliu prisotinttos ploksteles ir sieros rugzties tirpalo potencialu kirtumas laikomas lygiu nuliui.. Forint ismatuoti metaslo potenciala, sudaromas galvaninis elementas is to metalo ir vandenilio elektrodu. Jei metalas imerktas I jo druskos tirpala, kuriame metalo jonu aktyvumas lygus 1,tai metalo ir vandenilio standartinio elektrodo potencialu skirtumas ir bus to metalostandartinis elektrodo potencialas φ0. 33. Galvaninių elementų tipai. Galvaniniu elementu pavyzdziai: Voltos, Jakobo-Danielio, mangano cinko-cinko(sausasis). Voltos sudarytas is vario ir cinko ploksteliu, imerktu i oraskieste sierot rugzties tirpala.Zymimas taip: Zn│ H 2 SO4│Cu Veikiant siam elementu, inkas, kaip aktyvesnis metalas, tirpsta ir buna anodu: ZnZn2++2e Is cinko elektrodai laidu teka i vari ( katoda). Vario pavirsiuje issikrauna H+ jonai: 2 H++2eH2 Voltos elemento reakcijos lygtis: Zn+ H 2 SO4Zn SO4+ H2 Sis elememtas vejkia trumpai. Danielio-Jakobio . Sudarytas is vario ploksteles, imerktos i vario sulfato tirpala, ir cinko ploksteles, imerktos i cinko sulfato tirpala.abu tirpalai atskirti puslaide diafragma.Sis elemenentas zymimas taip: Zn│ Zn SO4││Cu SO4│Cu Kaip aktyvesnis ,cinkas tirpsta ir buna anodu: Zn Zn2++2e Is cinko elektreodai laidu teka i vario plokstele(katoda); jo pavirsiuje netenka kruvio vario jonai, ir varis seda ant ploksteles: Cu2++2eCu Sio elemento reakcijos lygtis: Zn+ Cu SO4 Zn SO4+Cu Sio elemento itampa 1,07V. Mangano-cinko. Teigiama elektroda sudaro MnO2 milteliai;neigiamasis yra cinko indelis.sis elementas zymimas kaip: Zn│NH4Cl│ MnO2, C Jam veikiant ,Inkas tirpsta ir buna anodu: Zn Zn2++2e Dalis cinko jonu jungiasi su NH3 molekulemis, susidaranciomis skylant amoniako jonami: NH4↔ NH3 + H+ Zn2++4 NH3[Zn (NH3)4]2+ Prie katodo vyxta reakcja: MnO2+ H++eMnOOH Sio elemento reakcija: 2Zn+4 MnO2+4 NH4Cl  ZnCl2+ +[Zn (NH3)4] Cl2+4 MnOOH siu elementu itampa1,1…1,25 V..Jie savaime issikrauna,nes vyxta sios reakcijos: Zn+2 NH4Cl[Zn (NH3)4] Cl2+H2 Zn+ 2H2OZn(OH)2+ H2 Issikrovima skatina priemaisos, kuriu mazas vandenilio visrsitampis. 34. Elektroninių potencialų poliarizacija. Galvaniniu elementu poliarizacija ir depoliarizacija.Dirbančio galvaninio elemento potencialau skirtuma E‘ apskaičiuojamas is lygties: E‘ = E – IR – Δφ – Σφkont; Cia E – elemento elektrovaros jega V; I – sroves stiprumas A; R – sistemos varza Ω ; Δφ – poliarizacijos potencialu skirtumas; Σφkont – kontaktiniu potencialu suma. Is lygties matyti ,kad dirbančio elemento potencialu skirtumas yra mazesnis uz jo elektrovaros jega, ir siu dydžiu skirtumas priklauso nuo iškrovimo sroves. Poliarizacijos potencialu skirtumas Δφ apibudina bendra elektroniniu procesu poliarizacija, kuria sukelia anodo ir katodo potencialu pokytis del tekancios elektros sroves. Elektrodu poliarizacijos procesams itakos turi elektros sroves dydis ir tankis.. Poliarizacija sukelia kelios priežastys .Viena is ju – tai nepakankamu greičiu prie elektrodu vystanti jonu difuzija ir migracija.Pvz : galvaniniame elemente Zn │Zn (NO3)2││Pb(NO3)2│Pb Tirpsant Zn , prie metalo kaupiasi Zn2+ jonai, ir jie nespeja greitai nudifunduoti nuo metalo tirpala.todel Zn (anodo) potencialas pasidaro teigiamesnis. Prie Pb elektrodo nespeja graitai pridifunduoti Pb2+ jonai, ir katoda pasidaro neigiamesnis. Poliarizacija priklauso nuo jonu Buenos, tirpalo priemaisu ir elektrodo savybiu. Atvirksciai polairizacijai procesas vadinamas depoliarizacija. Depoliarizuojana tirpala maisant, skiedziant, parenkant elektrobus ir salinant kenksmingas priemaisas, t.y. pridedant medziagu(depoliarizatoriu), kurios tas priemaisas sujungia. 35.Elektrolizė. Elektrolize vadinamas oksidacijos ir redukcijos procesas, vykstantis leidžiant per elektrolito tirpalą arba lydalą nuolatinę elektros srovę. Elektrolizės procese elektros energija paverčiama chemine energija. Vykstant elektrolizei, teigiamieji jonai (katijonai) slenka prie katodo ir prisijungę elektronus virsta neutraliais atomais arba jų grupėmis. Neigiamieji jonai (anijonai) priartėja prie anodo ir atidavę elektronus taip pat virsta neutraliais atomais arba jų grupėmis. Taigi katodo paviršiuje vyksta redukcijos, o anodo paviršiuje oksidacijos procesas. 36.Procesai prie katodo. Prie katodo lengviausiai redukuojasi tie katijonai,kurių standartinis potencialas teigiamiausias.Jei elektrolitu naudojami metalų druskų vandeniniai tirpalai,tai prie katodo taip pat gali vykti H+ arba vandens molekulių redukcija.Galima išskirti 3 katodinio proceso atvejus:1)katijonai metalų turinčių standartinį potencialą, teigiamesnį negu H2,nuo St iki Au elektrolizės metu pilnai išsikrauna ant katodo ir skiriasi tik metalas pvz Cu2++2eCu 2)katijonai labai aktyvių metalų, kurių standartinis elektrodinis potencialas labai mažas nuo Li iki Al imtinai iš vandeninių tirpalų neišsikrauna ir ant katodo skiriasi tik vandenilis. Rūgščioje terpėje ant katodo redukuojasi vandenilio jonai K:2H++2eH2,o šarminėj arba neutralioj vand. molekulės K: 2H2O+2e2OH-+H2 3)katijonai metalų,kurių standartinis elektrodinis potencialas mažesnis negu Al,tai bus nuo Mn2+ iki H+ iš vandeninių tirpalų elektrolizės metu išsikrauna kartu Me+H2(formulės-3) Patys aktyviausi metalai nuo Li iki Al elektrolizės metu išgaunami ne iš jų vandeninių tirpalų,o iš sulydytų bevandenių druskų lydalų. 37.Procesai prie anodo. Elektrolizėje gali būti naudojami tirpūs arba netirpūs (inertiniai) anodai. Tirpūs anodai gaminami iš to metalo,kurio jonai elektrolizės metu ant katodo redukuojasi pvz.nikeliuojant ant katodo redukuojasi Ni ir tirpūs anodai gaminami iš Ni,variuojant iš vario.Elektrolizės metu anodo metalas tirpsta,oksiduojasi ir tirpalas pastoviai papildomas teigiamais metalo jonais.A:Me-neMen+.todėl galima vykdyti ilgalaikę elektrolizę ne koreguojant elektrolito. Pvz.: A(Cu) -2eCu2+.Netirpūs (inertiniai) anodai gaminami iš grafito, Pt, aukso ar kito šiame elektrolite netirpstančio lydinio. Dažniausiai iš Pb+3Ag lydinio. Netirpūs anodai tarnauja tik elektronų perdavimui ir elektrolizės metu metalų jonų koncentracija tirpale visą laiką mažėja ir turi būti koreguojama pridedant druskų.Ant netirpių anodų paviršiaus elektrolizės metu vyksta elektrolite esančių anijonų(neigiamų jonų) oksidacija.t.y. elektronų atidavimas.Lengviausiai ant anodo oksiduojasi neigiamiausią potencialą turintys jonai.Jei tirpale jonų koncentracija nėra labai maža tai pirmiausia oksiduojasi nedeguoninių rūgščių J,Br-,Cl-,S- anijonai.Jei tirpale yra deguoninių rūgščių,tokių kaip SO2-4;NO-3;CO2-3 radikalai iš vandeninių tirpalų jie neišsikrauna,nes žymiai lengviau oksiduojasi OH- jonai (šarminiame elektrolite) arba H2O (rūgščiame ir neutraliame elektrolite). (formule-2) Rūgštinio švino akumuliatoriaus elektrodai – tai rėmeliai su įpresuotu švino oksidų ir švino miltelių mišiniu. Vykdant elektrolizę sieros Elektrolizės praktinis taikymas: elektrolizės procesu pagrįsta: a)galvanostegija, b)galvanoplastika, c)elektrocheminis metalų rafinavimas, d)oksidavimas, e)poliravimas, f)nuriebinimas, g)ėsdinimas, h)medžiagų oksidavimas, redukavimas 38. Skilimo įtampa ir išlydžio potencialas. 39. Elektrolizės dėsniai. Elektrolizės dėsnius paskelbė anglų fizikas M.Faradėjus. I-asis elektrochemijos dėsnis teigia, kad elektrolizės metu išsiskyrusių ant elektrodų medžiagų masės tiesiogiai proporcingos pratekėjusiam per elektrolitą srovės kiekiui: m=k*Q. Kadangi Q=I*t, tai m=k* I*t; čia m – išsiskyrusios medžiag masė [g]; k – elektrocheminis ekvivalentas; Q – elektros kiekis kulonais [C] arba ampersekundėmis [A*s]; I – srovės stipris [A]; t – laikas [s]. Elektrocheminis ekvivalentas – medžiagos masė, kurią išskiria 1 C elektros srovės: k=E / 96500 [g/(A*s)]: čia E – medžiagos cheminis ekvivalentas; 96500 – Faradėjaus skaičius. II-asis elektrochemijos dėsnis teigia, kad lygūs elektros srovės kiekiai iš įvairių elektrolitų išskiria cheminiams ekvivalentams proporcingus medžiagų kiekius: m=(E*I*t)/F. Iš lygties matyti, jog pratekėjus per elektrolitą 96500 C elektros ant elektrodų redukuojasi arba oksiduojasi vienas medžiagos gramekvivalentas. 40. Elektrolizės taikymas. Elektrolizės procesu yra pagrįsta galvanostegija, galvanoplastika, metalų rafinavimas ir įvairių medžiagų redukavimas ant katodo arba oksidavimas ant anodo. Galvanostegija – tai vieno metalo sluoksnio elektrinis nusodinimas ant kito metalo. Galvanoplastika – tai būdas metaliniams reljefiniams dirbiniams gauti. Ji taikoma reflektorių, matricų, klišių, medalių, statulų, bareljefų gamybai. Pirmiausia iš vaško arba gipso pagaminama dirbtinio atvirkščio vaizdo forma, vadinama matrica. Matricos vidus padengiamas plonu grafito sluoksniu (elektros laidumui padidinti). Matrica , kaip katodas dedama į elektrolizės vonią. Vykstant elektrolizei, susidaro ištisinis, lengvai atsiskiriantis nuo formos metalo sluoksnis, kuris ir yra norimas gauti dirbinys. Dabartiniu metu naudojamos ir metalinės matricos. Elektrocheminis rafinavimas – tai metalų gryninimo būdas. Daugiausia jis taikomas metalurginiu būdu gautam variui valyti. Elektrocheminis oksidavimas ant anodo yra plačiai naudojamas ėsdinant, elektropoliruojant ir oksiduojant metalus. Anodinis ėsdinimas – tai oksidų pašalinimas nuo metalų paviršiaus, elektrochemiškai tirpstant metalui ir mechaniškai suardant oksidus išsiskiriančiu deguonimi. Elektropoliravimu vadinamas metalo paviršiaus išlyginimas ir poliravimas atitinkamos sudėties elektrolite. Elektrocheminio oksidavimo būdu metalų paviršiuje sudaromos tankios oksidų plėvelės, kurios gerai apsaugo metalą nuo korozijos arba suteikia dekoratyvią išvaizdą. Redukcijos procesas, kai prie katodo išsiskiria atominis vandenilis, naudojamas organinėms ir neorganinėms medžiagoms hidrinti, taip pat oksidų plėvelėms metalų paviršiuje redukuoti. Toks procesas vadinamas katodiniu ėsdinimu. 41.Rūgštinis akumuliatorius. Rūgštinio švino akumuliatoriaus elektrodai – tai rėmeliai su įpresuotu švino oksidų ir švino miltelių mišiniu. Vykdant elektrolizę sieros rūgšties tirpale, elektrodas yra sujungtas su elektros srovės šaltinio neigiamu poliumi, redukuojasi iki švino, o elektrodas sujungtas su teigiamu poliumi oksiduojasi iki PbO2. Neigiamas elektronas yra keli sujungti rėmeliai su aktyviuoju švinu, teigiamasis – keli sujungti švino – stibio lydinio rėmeliai. Įkraunat šį akumuliatorių ant neigiamo elektrodo: PbSO4+2e→Pb+SO42- ant teigiamo elektrodo: PbSO4+2H2O→PbO2+4H++SO42-+2e; įkrovimo suminė lygtis 2PbSO4+2H2O→Pb+PbO2+2H2SO4; Įkrautas akumuliatorius veikia kaip galvaninis elementas, kurio neigiamas elektrodas (reduktorius) yra švinas, o teigiamas (oksidatorius) yra švino (IV) oksidas Pb│H2SO4│PbO2. Iškraunant akumuliatorių vyksta šie procesai: Ant neigiamo: Pb+SO42-→PbSO4+2e; ant teigiamo: PbO2+4H++SO42-+2e→PbSO4+2H2O; 42. Šarminis akumuliatorius. Šarminiai akumuliatoriai yra šiek tiek patvaresni negu švino akumuliatoriai, jie gali būti laikomi neįkrauti ilgiau negu švino, jiems mažiau kenkia trumpasis jungimas ir trankymas. Tačiau jų yra mažesnė EVJ ir skirtinga įkrovimo bei iškrovimo įtampa. Šarminių akumuliatorių teigiamasis elektronas yra gaunamas supresavus NiOOH miltelius su grafito milteliais; neigiamasis elektronas yra gaminamas iš redukuotosios geležies miltelių arba akyto kadmio ir geležies miltelių. Įkraunant akumuliatorių Cd│KOH│NiOOH, kadmis oksiduojasi, o NiOOH redukuojasi: (-) Cd+2HO-→Cd(OH)2+2e; (+) 2NiOOH+2H2O+2e→2Ni(OH)2+2HO- . Įkraunant vyksta: (-) Cd(OH)2+2e→Cd+2HO-; (+) 2Ni(OH)2+2HO-→2NiOOH+2H2O+2e. Įkrovimo suminė lygtis yra 2Ni(OH)2+Cd(OH)2 →2NiOOH+Cd+2H2O 43. Metalų korozija. Metalų korozija – tai metalų savaiminis irimas, vykstantis dėl metalų ir aplinkos cheminės bei elektrocheminės sąveikos. Metalų paviršiaus mechaninis ardymas, pvz, veikiant trinčiai, yra vadinamas metalų erozija. Korozijos rūšys: Ištisinė korozija vyksta visame metalo paviršiuje. Ji skirstoma į tolygiąją (vykstančią vienodu greičiu visame metalo paviršiuje), netolygiąją (vykstančią nevienodu greičiu atskirose paviršiaus vietose) ir selektyviąją (kai irsta vienas lydinio komponentas). Vietinė korozija apima kai kuriuos metalo paviršiaus plotelius. Ji skirstoma į dėmėtąją ( nedidelės dėmės atskirose paviršiaus vietose), židininę (duobutės), taškinę (gilios, nedidelės duobutės, kurios gali pereiti į skyles), vidinę (irimas, prasidėjęs metalo paviršiuje, vėliau plintantis į vidų, dėl to korozijos produktai kaupiasi metalo viduje ir metalas išsipučia ir išsisluoksniuoja) ir tarpkristalinę (irimas kristalų sąlyčio vietoje). Tai viena pavojingiausių korozijų, nes jai vykstant, metalinė konstrukcija iš išorės nekinta, metalas netenka tvirtumo ir plastiškumo. Metalų korozija skirstoma į cheminę ir elektrocheminę. 44. Cheminė metalų korozija. Cheminė metalų korozija Tai nelaidžios elektros srovei aplinkos veikiama metalo oksidacija. Nelaidi aplinka elektros srovei yra dujos ir skysti neektrolitai(žibalas ar naftos produktai). Dažniausiai pasireiškia dujinė cheminė korozija, t.y. metalą ardo oro deguonis ar kitos dujos. Šiuo atveju metalo paviršiuje susidaro oksido plėvelė. Ji gali būti labai plona, tačiau atspari (iki 40nm) n=10¯9. kai kurių metalų būna iki500nm. Koroduojant geležiai ir kai kuriems kitiems metalams susidaro storas, bet purus oksidų sluoksnis. Oksidas trukdo O prasiskverbti prie metalo, tačiau būdami labai hidroskopiški dažnai labai paspartina tolimesnį korozijos greitį. Kylant temperatūrai metalai koroduoja intensyviau (geležis). Pirmiausia ant paviršiaus susidaro oranžinio gelinio pavidalo rūdys, kurios palaipsniui virsta kristaliniu oksohidroksidu Fe. Ore esantis sieros oksidas, toliau spartina geležies rūdijimą. Kadangi ore yra rūgščių priemaišų dėl sąveikos su jomis metalo paviršiuje susidaro sulfatai, sulfitai sulfidai, karbonatai ir kiti junginiai. 45. Elektrocheminė metalų korozija Elektrocheminę metalų koroziją - tai metalų irimas aplinkoje, laidžioje elektros srovei (elektrolitų tirpaluose) , kai susidaro galvaninės poros, vadinamos koroziniais galvaniniais el. Tai metalų irimas drėgname ore, jūros vandenyje, grunte, rūgščių, šarmų ir druskų tirpaluose. Gryni metalai beveik nekoroduoja Elektrocheminėje metalų korozijoje skiriami trys pagrindiniai procesai: 1)anodonis procesas – tai hidratuotų metalo jonų elektrolite bei elektronų anodiniuose ploteliuose susidarymas: Me+mH2O → Men+mH2O+ne 2) elektronų tekėjimas metale iš anodinių į katodinius plotelius ir anijonų bei katijonų maišymasis tirpale. 3) katodinis procesas – tai katodinių plotelių elektronų jungimasis su tirpale esančiais depoliarizatoriais D ( tai jonai, atomai ir molekulės, prisijungiantys elektronus). D+ne→Dne . Fe → Fe2+ + 2e (anodinis procesas) O2 + 2H2O + 4e → 4OH – (katodinis procesas) 46. Metalų apsaugos nuo korozijos būdai: 1. Metalinės dangos (anodinės arba katodinės) 2.Metalų pasyvinimas t.y. metalų oksidų arba kitų netirpių junginių plėvelės sudarymas metalo paviršiuje. Pvz.: AL ir Cr ore savaime oksiduojasi, vadinasi vyksta pastovi pasyvacija. Metalus pasyvinti gali ir stiprūs oksidantai.(praskiesta azoto rūgštis, koncentruota sieros rūgštis, nitritų tirpalai ir kiti) Koncentruota azoto rūgštis, šalta ar šilta, pasyvina Al, Fe, Cr. Šalata azoto rūgštis pasyvina Ni. Praskiesta azoto rūgštis pasyvina Ti, Al, Cr, bei nerūdijantį plieną. Koncentruota šalta sieros rūgštis pasyvina geležį. Medžiagos gražinančios metalą iš pasyvios į aktyvią būklę arba trukdančios susidaryti pasyviai būklei, vadinamosdepasyvatoriais arba aktyvatoriais. Pagal intensyvumą jonai aktyvatoriai surašyti tokia tvarka: Cl¯, Br¯, I¯, F¯, ClO4¯, HO¯, SO ¯ (nuo stipriausio) 3.Legiravimas – tai yra kai metalo paviršius sustiprinamas specialiais priedais (Cr, Ni, Mn, W, Ti, ir kt.) 4. Apsauginės dangos. Dangos gali būti iš plastmasės, gumos, lako, polimerinių medžiagų ar neorganinių medžiagų mišinių. 5. Protektorinė apsauga. Tai yra sudaroma sujungus metalą esantį elektrolito tirpale (laivo korpusas vandenyje, vamzdžiai gruntiniame H2O) su specialiu anodu, vadinamu protektoriumi. Dažniausiai yra gaminami iš Zn, Mg lydinių. Protektorius tirpsta, o pagrindinis metalas nekoroduoja. 6. Elektrinė apsauga. Kai elektrolito tirpale esanti metalinė konstrukcija prijungiama prie išorinio nuolatinės srovės šaltinio katodo, o metalo laužas (atliekantis protektoriaus funkciją) jungiamas prie anodo. 7. Medžiagos lėtinančios metalo koroziją vadinamos korozijos inhibitoriais. Neorganiniai inhibitoriai yra silikatai, fosfatai,chromatai, nitratai.svarbiausi organiniai inhibitoriai yra urotropinas, gliukozė, želatina. 47. Atomo sudėtinės dalys. Atomas susideda iš: elektronų, protonų, neutronų, arba iš teigiamo krūvio branduolio ir aplink jį skriejančių neigiamo krūvio elektronų. Kadangi atomas neutralus, tai suminis neigiamas elektronų krūvis yra lygus teigiamam branduolio krūviui.Apie branduolį skriejančių elektronų skaičius yra lygus elemento eilės numeriui periodinėje elementų sistemoje. Atomo branduolių tankis labai didelis. Branduoliai susideda iš protonų, turinčių teigiamą krūvį, ir neutronų-neutraliųjų dalelių (abi dalelės kartu vadinamos nuklonais). Protonų skaičius yra lygus elemento eilės numeriui elementų periodinėje sistemoje, neutronų- elemento atominės masės ir eilės numerio skirtumui. Pasikeitus neutronų skaičiui atomo branduolyje, susidaro izotopai. Izotopais yra vadinami to paties elemento atomai, turintys skirtingas atomines mases ir vienodą branduolio krūvį(pvz. chloras).įvairių elementų atomai, turintys vienodas atomines mases, bet skirtingą branduolio krūvį, vadinami izobarais. 48. Atomo branduolio krūvis ir sudėtis. Elementų atomų branduolio krūvį pirmasis nustatė anglų fizikas H. Mozlis (1913 m.), ištyręs daugelio elementų rentgeno spindulių spektrus. Įvairių elementų rentgeno spektrų linijų serijos išsidėsčiusios panašiai, tik skiriasi linijų bangų ilgiai; didėjant elemento atominei masei, spektro linijų bangos ilgis mažėja. Taigi žinant elemento rentgeno spektro bangos ilgį, galima apskaičiuoti to elemento eilės numerį periodinėje sistemoje. Eilės numeris rodo elemento branduolio krūvį (protonų sk.), taip pat ir aplink branduolį skriejančių elektronų skaičių, nes atomai yra neutralios sistemos. Elementų atomų branduoliai yra sudaryti iš protonų ir neutronų. Abi dalelės buvo pavadintos nuklonais. Protonų skaičius yra lygus elemento eilės numeriui elementų periodinėje sistemoje, o neutronų – elementų atominė masės ir eilės numerio skirtumui. Kadangi neutronai neturi krūvio, tai jų skaičiaus pasikeitimas branduolyje atsiliepia tik atomo masei. Bet nepakeičia branduolio krūvio, kartu ir atomo cheminių savybių. Pasikeitus neutronų skaičiui atomo branduolyje, susidaro izotopai. Izotopais yra vadinami to paties elemento atomai, turintys skirtingas atomines mases ir vienodą branduolio krūvį. Įvairių elementų atomai, turintys vienodas atomines mases, bet skirtingą branduolio krūvį, vadinami izobarais. 49. Elektroninis atomo apvalkalas. Taip pat vadinamas apvalkalu, arba energetiniu lygmeniu. Tai erdvės dalis, kurioje elektronai juda apie branduolį. Atomas gali turėti iki septynių nevienodo skersmens sluoksnių. Kiekviename sluoksnyje gali būti tam tikras elektronų skaičius. Kiekvienas elektronų sluoksnis yra sudarytas iš orbitalių. Orbitalė – tai erdvė. Kurioje gali būti vienas arba du elektronai. Kiekvienas elektronų sluoksnis sudarytas iš vienos ar daugiau skirtingų dydžių orbitalių. Išorinis sluoksnis – tai paskutinis elektronų sluoksnis, kuriame dar yra elektronų. Nuo elektronų skaičiaus išoriniame sluoksnyje priklauso, kaip elementas reaguoja ir kurioje grupėje jis yra. Elektronų konfigūracija – tai skaitmenų grupė, kuri rodo, kaip atome išsidėstę elektronai. Skaitmenys rodo, kiek elektronų yra kiekviename elektronų sluoksnyje, pradedant vidiniu. 50. Kvantiniai skaičiai. Pagrindinis kvantinis skaičius nurodo orbitalės dydį, kurioje esantis elektronas turi tam tikrą energiją, šis kvantinis skaičius nusako orbitalės energijos lygmenį.Jo reikšmės bet kuris sveikas skaičius nuo 1 iki . n  7. Sužadintų atomų n reikšmės yra didesnės negu nesužadintų atomų, pvz., vandenilio atomas pasidaro sužadintas, kai elektronas peršoka orbitalę, kurios n=2,3 ir t.t. Kai n=, elektronas visiškai išeina iš atomo ribų, t.y. atomas virsta jonu.Orbitinis(šalutinis)kvantinis skaičius l apibūdina orbitalės formą ir į kiek polygmenių suskirstytas orbitalės lygmuo. Orbitinio kvantinio skaičiaus reikšmės yra sveiki skaičiai, pradedant 0 ir baigiant n – 1. Kai n=1, turi tik vieną reikšmę – l=0. Šiuo atveju energijos polygmenių nėra. Orbitinis kvantinis skaičius 0-s;1-p;2-d;3-f. Magnetinis kvantinis skaičius ml rodo orbitalės kryptį atomo erdvėje, nes elektronas turi orbitinį magnetinį momentą. Magnetinio kvantinio skaičiaus reikšmių yra 2l+1. Kai l=0, tai ml turi vieną reikšmę: ml=0, nes s orbitalė neturi krypties erdvėje. Kai l=1, ml reikšmės +1, 0, 1, atome gali būti trys p orbitalės, išsidėsčiusios pagal x,y,z ašis. Sukinio kvantinis skaičius S. Kvantinės mechanikos požiūriu elektrono sukimasis aplink savo ašį nėra priimtinas, bet šis kvantinis skaičius susijęs su savuoju impulso momentu ir paaiškina atominių spektrų linijų nevienalytiškumą. Šio skaičiaus yra dvi reikšmės, žymimos +1/2 ir –1/2(h/(2)vienetais)Sukinio kvantinis skaičius žymimas rodyklėmis  ir . Elektronas gali turėti vieną šio kvantinio skaičiaus reikšmę. Elektronai energijos polygmeniuose (p,d,f, orbitalėse) išsidėsto pagal Hundo taisyklę: elektronai užpildo p,d,f orbitales taip, kad jose būtų kuo daugiau nesuporuotų elektronų. 51. Paulio ir mažiausios energijos principas. Paulio principas: atome elektronai turi skirtis bent viema kvantinio skaičiaus reikšme. Iš čia išvedama, kad vienoje orbitalėje gali tilpti tik du priešingų sukinių elektronai. Remiantis Paulio principu, apskaičiuojamas didžiausias galimas elektronų skaičius orbitalėse ir sluoksniuose. Mažiausios energijos principas: normaliame būvyje esančio atomo elektronai užpildo tas orbitales, kurių energija mažiausia. Elektronų orbitalių energija didėja, didėjant pagrindinio ir orbitalinio kvantinio skaičiaus reikšmėms. 52. Cheminės jungties prigimtis. 1.3.Chem.jung.ir jos ryšys su atomo elektroniniu apvalkalu.Cheminė jungtis yra elektrostatinės prigimties. Tai-priešingų elektros krūvių trauka. Dalelės, atsidūrusios tam tikru atstumu, ima traukti viena kitą-vienos dalelės elektronai(neigiami krūviai)traukia kitos dalelės branduolius(teigiamus krūvius).Tarp labai suartėjusių dalelių atsiranda priešingos, stūmos, jėgos, nes vienos dalelės elektronai stumia kitos dalelės elektronus. Dėl stūmos jėgų dalelių energija didėja. Kai traukos jėgos pasidaro lygios stūmos jėgoms, atsiranda chem.jungtis. jungtys tarp atomų skirstomos į jonines,kovalentines ir metalines, o tarp molekilių-į vandervalsines ir vandenilines.Dažnai viename junginyje yra kelių tipų jungtys 53. Joninė jungtis. Joninis rysys tai cheminis rysys, atsirandantis tarp jonu, veikiant elektrostatinems traukos jegoms. Joninis rysys gali susidaryti tik tuo atveju, kai tarpusavyje jungiasi atomai, kurie turi labai skirtingas jonizacijos energijas ir elektroninio giminingumo energijas. Joniniai susidaro jungiantis IA ir IIBgrupes s elementams su VIA ir VIIA grupes p elementais. Joninis rysys susidaro tik tarp tu elementu atomu, kuriu elektrinis neigiamumas gerokai skiriasi. Kiekvienas jonas visomis kryptimis vienodai traukia priesingo zenklo jonus. Todel jonnie jungtis yra nekryptinga ir neisotinta. Joniniai junginiai yra labai kieti, sunkiai lydomi ir nelakus, nes priesingu kruviu traukos jegos yra gana stiprios. .Joninė. Chem. Jungtis, susidariusi veikiant priešingo krūvio jonų elektrostatinėms traukos jėgoms, vadinama jonine jungtimi. Joninė jungtis gali susidaryti tuo atveju, kai tarpusavyje jungiasi atomai, kurie turi labai skirtingą elektrinį neigiamumą. Joninė jungtis susidaro tarp atomų, kurių vienas linkęs elektronus atiduoti, o kitas-prisijungti. Lengvai atiduoda elektronus tų elementų atomai, kurių yra nedidelis jonizacijos potencialas. 54. Kovalentinė jungtis. Cheminis rysys kuris sujungia atomus, kai jie turi bendra velentiniu elektronu pora, vadinamas kovalentiniu rysiu. Susijungus dviem atomams, ju vienelektrones orbitales susikloja, todel erdveje tarp besijungianciu atomu padideja elektronu tankis ir atsiranda trauka tarp elektronu sanklotos ir branduoliu. Atstumas tarp kovalentiniu rysiu sujungtu atomu branduoliu vadinamas jungties ilgiu. Kampas tarp molekules atomus jungianciu tiesiu vadinamas valentiniu kampu. Valentiniai kampai priklauso nuo to, kiek jungciu sudaro atomas ir kokio tipo elektronai bei orbitales dalyvauja jungties susidaryme. Junginys yra patvarus jei susidarant jungciai energija issikiria. Chemines jungties stiprumas apibudinamas jungties (rysio) energija. Kovalentinio rysio energija yra energija, kurios reikia norint molekule suardyti i pavienius atomus. Kovalentine jungti apibudina jos sotis, kryptis ir poliskumas. Kovalentinio rysio sotis- tai vienelektronio debesies arba pusiau uzpildytos orbitales(kuriose yrs po viena nesuporuota elektrona) savybe sudaryti tik viena kovalentini rysi. Rysio soti nusako valentingumo savoka. Valentingumas yra cheminio elemento atomo rysiu, sudaromu su kitais elementais, skaicius. Kovalent rysius sudaryti gali tik nesuporuoti elektronai, todel el-to valentingumas lygus nesuporuotu – valentiniu elek skaiciui to elemento atome. Padidinti nesuporuotu elek sk, kitaip tariant atoma suzadinti, galima, jeigu isoriniame energijos lygmenyje yra laisvu orbitaliu, tuomet vienas elektronu poros elek pereina i tuscia orbitale ir ju sukiniai tampa vienodi. Kovalentine jungti gali sudaryti tik dvieelkrtone orbitale, kuri yra isoriniame atomo elektronu sluoksnyje Kovalentines jungties kryptis priklauso nuo atominiu orbitaliu erdvines krypties, nes nuo jos priklauso didziausia orbitaliu susiklojimo galimybe.Kovalentines jungties soti nusako nesuporuotu elektronu skaicius pagrindineje ir suzadintoje busenoje. Orbitaliu susiklojimas priklauso nuo ju pavidalo ir susiklojimo budo. Rysys kai orbitales susikloja isilgai asies, jungiancios dvieju atomu branduolius, vadinamas sigma rysiu. Rysys kai susinerenciu atominiu orbitaliusimetrijos asys yra statmenos rysio krypciai vadinamas pi rysiu. Orbitaliu hibridizacija- naujo tipo orbitaliu susidarymas is keliu skirtingu orbitaliu. Hibridizuojasi tik tos orbitales, kuriu energija artima. Kovalentinis rysys, susidarantis tarp skirtingu atomu, kuriuos jungianti elektronu pora pasislenka i to atomo puse, kurio elektrinis neigiamumas yra didesnis vadinamas poliniu ( H2S, H2O, HCl). Polines molekules dar vadinamos dipoliais. Dipoliu vadinama sistema, kurioje yra du vienodo dydzio, bei priesingo zenklo elektriniai kruviai, isdestyti tam tikru atstumu vienas nuo kito. Kovalentinio rysio poliskumas daznai apibudinamas –rysio dipolio momentu. Dipolio momento vienetas yra debajus. Kovalentinis rysys, susidarantis tarp vienodu atomu, kuriuos jungianti elektronu pora yra vienodai nutolusi nuo abieju atomu, vadinama nepoliniu. Cheminis rysys , susidarantis kada rysio elektronus duoda tik vienas is rysi sudaranciu atomu, vadinams koordinaciniu arba donoriniu akceptoriniu rysiu. Atomas, molekule arba jonas, atiduodantis laisva elektronu pora jungciai sudaryti, vad donoru. Oksidacijos laipsniu yra laikomas kruvis, kuri turetu atomas, jei molekule butu sudaryta tik is jonu. Elem oksidacijos laipsnis dazniausiai sutampa su elemento kovalentingumu, kuri nurodo nesuporuotu elektronu skaicius, dalyvaujantis jungciu susidaryme. Kovalentinė. Kovalentinė jungtis susidaro, kai elektronai ne pereina iš vieno atomo į kitą, o sudaro vieną arba keletą besijungiantiems atomams bendrų atomų.Bendri abiejų atomų elektronai vadinami poriniais. Elemento valentingumas junginiuose su kovalentine jungtimi yra lygus elektroninių porų skaičiui. Kai jungiasi vienarūšiai atomai, bendroji elektronų pora yra vienodai traukiama abiejų branduolių ir yra simetriškai išsidėsčiusi abiejų branduolių atžvilgiu, tokia jungtis vadinama nepoline.Kai jungiasi vienas su kitu elektroneigiamumo elementų atomai, bendroji elektronų pora didesniu ar mažesniu laipsniu yra pasislinkusi arčiau vieno iš branduolių, t.y. atomo, turinčio didesnį elektroneigiamumą. Tai polinė jungtis. 55. Donorinė-akceptorinė jungtis. Tai atskiras kovalentinės jungties atvejis. Ji būdinga daugeliui jungtinų(SO2, H2SO4,HNO3,N2O,Cl2,CO ir kt.) ir ypač kompleksiniams junginiams. Tokia jungtis susidaro, kai vienas atomas turi laisvą elektronų porą, o kitas – tuščią orbitalę. Laisvoji elektronų pora pereina į tuščiąją orbitalę. Taip susidariusi kovalentinė jungtis nuo paprastos skiriasi tik susidarymo būdu. Atomas, turintis laisvąją elektronų porą vadinamas donoru, o atomas, turintis tuščią orbitalę – akceptoriumi. 56. Jungtis dėl Van Der Valso traukos jėgų. Kai kurių kietų ir skystų medžiagų molekulės susijusios vandervalsinėmis traukos jėgomis. Šias traukos jėgas atrado olandų fizikas J. Van der Valsas, 1873 m. jos yra silpniausios iš visų traukos jėgų (apie 10 kartų silpnesnės už kovalentines jėgas), bet pakankamai stiprios, kad medžiaga išsilaikytų skysta ar kieta.tokios medžiagos yra minkštos, lydosi ir verda žemoje temperatūroje. Vandervalsinės jėgos susidaro tarp molekulių, esnčių gana toli viena nuo kitos, ir tais atvejais, kai atomų orbitalės užpildytos elektronais, todėl orbitalės nesusineria. Vandervalsinės jėgos yra elektrinio pobūdžio. Jos būna trijų rūšių: 1. Vandervalsinės traukos jėgos tarp polinių molekulių( NH3 it H2O). Polinės molekulės atitinkamai orientuojasi ir pritraukia viena kitą priešingų krūvių galais. Taip susijungia dvi ir daugiau molekulių. 2. vandervalsinės traukos jėgos tarp polinių ir nepolinių molekulių. Polinės molekulės poliarizuoja nepolines, šios tampa indukuotais bipoliais ir susijungia. 3. Dispersinės jėgos. Jos sieja nepolines molekules: inertinių dujų, vandenilio. Chloro. Azoto, metano ir t.t. dispersinių jėgų atsiradimas aiškinamas taip: elektronai orbitalėse visą laiką juda, ir traukos kryptis tarp teigiamo (branduolio) bei neigiamo (elektronų) krūvio centrų tam tikru momentu nesutampa. Tada atomai tampa laikinaisiais bipoliais, o šie ir sukelia dispersines traukos jėgas. 57. Vandenilinė jungtis. Vandenilio atomai, susijungę su atomais, energingai prijungiančiais elektronus(fluoro, deguonies, mažesniu laipsniu azoto), turi savybę susijungti su kitu tos pačios rūšies elemento atomu iš kitos molekulės.Cheminė jungtis, kuri susidaro tarp į molekulę sujungto vandenilio atomo ir kito elemento, lengvai prijungiančio elektronus, atomo vadinama vandeniline. Vandenilinė jungtis padeda susidaryti dviguboms molekulėms. Vandenilinė jungtis yra silpnesnė už kitas chemines jungtis. Vandenlinis rysys atsiranda tarp molekuliu sudarytu is H ir didelio elektroninio neigiaumo elementu(F,O,N). tokiose molekules kovalentini rysi sudaranciu elektronu porosyra pasislinkusios arciau F, O, N, o H atomas nutolus elektronui ir netekus elektroninio apvalkalo tampa protonu. Vandenilinis rysys palyginti silpnas donorinis- akseptorinsi rysys. Molekuliu jungimasis vandeniliniais rysiais vadinamas molekuliu asociacija, o tokios molekules asociatais. Asociatu, sujungtu vandeniliniu rysiu, yra aukstesne lydymosi ir virimo temperatures, didesne garavimo siluma, kitoks tirpumas. Vandenilinis r, jungiantis skirtingu molekuliu atomus, vadinams tarpmolekuliniu. Vandenil r, susidares toje pacioje molekuleje, vadinamas vidiniu. 58.Metališkoji jungtis. Metaliskasis rysys metalu kristalai sudaryti is taisyklingai issidesciusiuju teigiamuju jonu, tarp kuriu ivairiomis kryptimis skrieja laisvi valentiniai elektronai. Jie nepriklauso vienam kuraim nors jonui, o sudaro elektronu debesi. Elektronai yra bendri visiems metalo jonamsir laisvai migruoja metalo turyje neislekdami is jo. Siu laisvuju elektronu ir teigiamuju jonu saveika lemia cheminio rysio pobudi. Metaliskas rysys tai delokalizuotas cheminio rysio tipas, esantis visuose metalu kristaluose. Metaliskas rysys budingas tik kietos ir skystos busenos metalam

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!