Įvadas į chemiją

Chemijos 1kolis 1.Medžiagos sandara:1.1Atomo sandara. Atomas susideda iš:elektronų, protonų,neutronų,pozitronų,,, dalelių, 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. 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. Elektroninis apvalkalas.Atomo branduolį atrado E.Rezerfordas. Aplink branduolį, kaip planetos aplink Saulę, orbitomis skrieja elektronai, sudarantys atomo elektroninį apvalkalą.N.Boras priėmė, kad vandenilio atome elektronas gali skrieti aplink branduolį apskritomis orbitomis, kurių spinduliai proporcingi sveikų kvantinių skaičių n kvadratams. Šias orbitas pavadino stacionariosiomis, arba kvantinėmis, o skaičių n – pagrindiniu kvantiniu skaičiumi.Kai n=1, orbita yra arčiausiai branduolio. Elektrono skriejančio pirmąja orbita, energija E1 yra mažiausia. 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.Chem.elem. ir jung. sav. kitimas period. sistemoje.Elementų ir jų junginių savybės yra periodiškai susijusios su atomo branduolio krūviu. 1.2.Jonizacijos energija.Elementų savybių periodinį kitimą rodo jonizacijos energija I. Tai-elemento atomų savybė atiduoti elektronus ir virsti teigiamais jonais. Jonizacijos energija yra darbas, kurį reikia atlikti, norint išplėšti iš atomo vieną elektroną. Matuojama kJ/mol arba eV/atomui. Dažnai vietoj jonizacijos energijos matuojamas jonizacijos potencialas. Jis rodo potencialų skirtumą, išreikštą voltais, kuriam esant elektronas įgyja reikiamą jonizacijos energiją. Šios energijos, išreikštos elektrovoltais, skaitinė reikšmė lygi jonizacijos potencialui, išreikštam voltais.Jonizacijos potencialas yra elementų metališkųjų savybių matas. Kuo mažesnis jonizacijos potencialas, tuos stipresnės elemento metališkosios savybės. Elektrinis neigiamumas.Ar elemento atomas lengviau atiduoda, ar prisijungia elektronus, rodo jo neigiamasis elektringumas. Jis lygus jonizacijos ir elektroninio giminingumo energijos sumos pusei. Didžiausias neigiamasis elektringumas halogenų, mažiausias – šarminių metalų. Periode elementų neigiamasis elektringumas didėja iš kairės į dešinę; grupėse mažėja iš viršaus žemyn. 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.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.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.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. 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. 2.Bendrieji cheminių procesų dėsningumai.2.1.Pagrindinės termochemijos sąvokos. Mokslas, nagrinėjantis energijos kitimus cheminėse reakcijose, vadinamas chemine termodinamika. 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. Entropija ir Vidinė energija. Sistemos vidinė energija susideda iš laisvosios, naudingu darbu paverčiamos, energijos ir nelaisvosios, pastovioje temperatūroje naudingu darbu nepaverčiamos, energijos. Nelaisvosios energijos matu laikoma entropija S. Sistemos dalelėms pradėjus greičiau judėti, entropija padidėja. Taigi entropija didėja visada medžiagas kaitinant, medžiagoms pereinant iš kieto į skystą, iš skysto į dujinį agregatinį būvį bei medžiagą tirpinant. Auštant, kristalizuojantis medžiagoms ar skystėjant dujoms, entropija mažėja. G=H-TS – tai pagrindinė cheminės termodinamikos lygtis. Iš laisvosios energijos pokyčio sprendžiama, ar procesas savaiminis, ar ne. Jei G0, procesas savaime nevyksta. Esant pusiausvyrai, G=0. 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. 2.3.Cheminė kinetika. Cheminė kinetika tyrinėja cheminių reakcijų greitį ir jų eigos mechanizmą. Cheminių reakcijų greitis apibūdinamas reaguojančių medžiagų koncentracijų pokyčiu per laiko vienetą. Reiškiama moliais litre per sekundę(mol/ls).Cheminių reakcijų greitis priklauso nuo reaguojančių medžiagų cheminės prigimties, koncentracijos, temperatūros, katalizatorių ir inhibitorių. Reakcijų greičio priklausomybė nuo koncentracijos ir temperatūros. Kuo didesnė medžiagų koncentracija, tuo daugiau molekulių tūrio vienete, tuo dažniau jos susiduria. Dėl to reakcijos vyksta greičiau. Ilgainiui reaguojančių molekulių kiekis taip pat ir molekulių susidūrimų skaičius mažėja. Dėl to mažėja ir reakcijos greitis. Veikiančiųjų masių dėsnis: cheminės reakcijos greitis, esant pastoviai temperatūrai, tiesiai proporcingas reaguojančių medžiagų koncentracijų sandaugai. mA+nBpC, gauname šią veikiančiųjų masių dėsnio matematinę išraišką: v=k[A]m[B]n, čia [A],[B] – reaguojančių medžiagų koncentracijos mol/l; k – cheminės reakcijos greičio konstanta, kuri priklauso nuo reaguojančių medžiagų prigimties, temperatūros, katalizatoriaus ir inhibitorių, bet nepriklauso nuo reaguojančių medžiagų koncentracijų; m ir n – stechiometriniai koeficientai, t.y. koeficientai, rašomi prieš formules.Heterogeninės reakcijos vyksta dviejų fazių paviršiuje, todėl, padidinus paviršių, padidėja ir reakcijos greitis. Pavyzdžiui, metalų milteliai sureaguoja su rūgštimis daug greičiau, negu ištisas metalo gabalas. Jei kietoji medžiaga reakcijos metu nesmulkinama, tai reakcijos greitis priklauso tik nuo dalyvaujančių reakcijoje dujų ir skysčių koncentracijos. Pavyzdžiui, kai reakcija vyksta pagal schemą A+BC(A-kietoji medžiaga, B ir C – dujos), heterogeninės reakcijos greitis pagal veikiančiųjų masių dėsnį v=k1[A][B]. Kadangi kietosios medžiagos koncentracija pastovi, tai laikydami kad k=k1[A], gauname v=k[B].Temperatūros įtaka:Vant-Hofo taisyklė: pakėlus temperatūrą 10 laipsnių reakcijos greitis padidėja 2-4 kartus.Energija, kurią reikia suteikti 1 moliui medžiagos, kad visos molekulės taptų aktyviomis reakcijoje, vadinama aktyvacijos energija. Pakilus temperatūrai, padidėja aktyviųjų molekulių skaičius, o dėl to labai efektingai padidėja ir reakcijos greitis.Katalizatoriai.Cheminės reakcijos greičio pasikeitimas, dažniausiai jo padidėjimas, vadinamas katalize, o medžiagos, veikiančios reakcijos greitį, vadinamos katalizatoriais. Dalyvaudami cheminėse reakcijose katalizatoriai lieka chemiškai nepakitę ir nepasikeičia jų kiekis. Katalizės atvejis, kai katalizatorius nėra dedamas į sistemą, o pasigamina kaip reakcijos produktas, vadinama autokatalize. Dauguma katalizatorių reakcijas pagreitina 1000 kartų, nes reakcijai, kurioje dalyvauja katalizatorius, reikia mažesnės aktyvacijos energijos, o kuo aktyvacijos energija mažesnėm tuo reakcijos greitis didesnis. 2.4.Cheminė pusiausvyra.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. 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. Pakeitus vieną iš sąlygų(koncentraciją, slėgį ar temperatūrą),sistemos cheminė pusiausvyra pasislenka į tos reakcijos pusę, kuri priešinasi sąlygų pokyčiui. 2.5.Homogeninė ir heterogeninė katalizė. Kai reaguojančios medžiagos ir katalizatoriaus fazės yra vienodos, katalizė vadinama homogenine. Kai katalizatoriaus ir reaguojančios medžiagos fazės skirtingos, katalizė vadinama heterogenine. Homogeninėje aplinkoje katalizatorius veikia proporcingai jo koncentracijai. Katalizatoriaus veikimas homogeninėje katalizėje paaiškinamas tarpinių reakcijų teorija. A+BAB;A+KAK;AK+BAB+K. Kai kuriais atvejais, heterogeninei katalizei vykstant, susidaro tarpinių junginių. Tačiau heterogeninėje katalizėje svarbiausia yra adsorbcija, t.y. medžiagų sugėrimas katalizatoriaus paviršiuje. Medžiagos adsorbuojamos tik tam tikruose paviršiaus taškuose, vadinamuose katalizatoriaus aktyviuosiuose centruose. Adsorbuotų molekulių struktūra pakinta, ryšys tarp atomų susilpnėja. Tarkime, katalizatoriaus paviršiuje vyksta ši schemiškai užrašyta reakcija: AB+CDAD+CB. Tarp medžiagos AB ir katalizatoriaus susidaro ryšys A-K arba B-K. Dėl to cheminis ryšys A-B susilpnėja. Molekulės AB pasidaro daug aktyvesnės ir reakcijos, vykstančios tarp jų bei molekulių CD, greitis padidėja. Viskas vyks analogiškai, jei bus adsorbuotos molekulės CD arba molekulės AB ir CD kartu. 3.Tirpalai ir kitos dispersinės sistemos.3.1.Dispersinių sistemų supratimas. Tikrieji tirpalai. 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:dalelės 100nm;suspensijos ir emulsijos. Suspensijomis vadinamos sistemos, kai skystyje yra pakibusios susmulkintos kietos medžiagos dalelės. Sistemos kuriose ir dispersinė terpė, ir dispersinė fazė – skysčiai, vadinamos emulsijomis; 2)koloidinius tirpalus, arba zolius: Sistemos kuriose dispersinės fazės dalelės yra nuo 1 iki 100nm dydžio, vadinamos koloidiniais tirpalais, arba zoliais. 3) tikruosius tirpalus: Tokie tirpalai, kai dispersinė fazė yra molekulių arba jonų pavidalo, t.y. dalelių dydis mažesnis už 1nm, vadinami tikraisiais tirpalais. 3.2.Tirpimas. Tirpumu vadinamas ištirpusios medžiagos kiekis gramais 100 gramų vandens, esant pastoviai temp..Entalpijos pasikeitimas tirpimo proceso metu. Šilumos kiekis, kursi 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. 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. 3.3.Tirpalų koncentracijų reiškimo būdai. Procentinė:reiškiama ištirpusios medžiagos gramų(arba kitų masės vienetų) kiekiu 100 gramų (arba 100 kitų masės vienetų) tirpalo. Pvz., 15% koncentracijos tirpalas reiškia, kad 100g šio tirpalo yra 15 gramų ištirpusios medžiagos ir 85 g vandens. Molinė: reiškiama ištirpusios medžiagos molių(grammolekulių) kiekiu viename litre tirpalo. Molialinė:-tai ištirpusios medžiagos molių (grammolekulių) kiekis 1000g tirpiklio. Ekvivalentinė(normalinė): reiškiamas ištirpusios medžiagos gramekvivalentų kiekiu viename litre tirpalo. 3.4. 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 – tirpiklio garų slėgio virš tirpalo nuosmukis, virimo temperatūros pakilimas bei stingimo temperatūros nuosmukis (lyginant su tirpikliu) ir osmosinio slėgio atsiradimas. 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).Raulio dėsniai. Skirtumas tarp gryno tirpiklio ir tirpalo garų slėgių yra vadinamas garų slėgio depresija p. Pirmasis dėsnis: santykinis tirpiklio garų slėgio tirpalo paviršiuje sumažėjimas,t.y. santykinė garų slėgio depresija (p – gryno tirpiklio garų slėgis) lygi santykiui ištirpintos medžiagos ir tirpalo kiekio: n1-ištirpintos medžiagos molių skaičius;n-tirpiklio molių skaičius.Antrasis dėsnis: tirpalų stingimo temperatūros sumažėjimas ir virimo temperatūros padidėjimas t yra proporcingas molialinei tirpalo koncentracijai. t=kc;c-molialinė koncentracija, k-tirpiklio konstanta. Kai kalbama apie kristalizacijos temp.,k vadinama krioskopine konstanta, virimo – ebulioskopine. 3.5.Šaldomi mišiniai ir antifrizai. Ištirpusių medžiagų savybe symažinti tirpalo stingimo temperatūrą pasinaudojama gaminant šaldomuosius mišinius ir antifrizus. Tirpalo stingimo temperatūra priklauso nuo tirpalo koncentracijos.Pavyzdžiui, 10% NaCl tirpale ledo kristalai ima skirtis 266K temperatūroje. Temperatūrai mažėjant, ledo kristalai stambėja, o NaCl koncentracija tirpale didėja. Pasiekus 252K temperatūrą, tirpalas iš karto sustingsta į eutektinį mišinį sudarytą iš smulkių ledo ir NaCl kristalų. Žemiausia tirpalo stingimo temperatūra yra eutektiniame taške. Efektyviausias šaldomasis mišinys yra toks, kurio sudėtis atitinka eutektinį mišinį. Dažniausiai kaip šaldomieji mišiniai vartojami ne vandeniniai tirpalai, bet druskos ir grūsto ledo arba sniego mišiniai. Tokie mišiniai pigūs, bet jų negalima pilti į metalinę aparatūrą, nes sukelia koroziją. Todėl vartojami Organinių medžiagų antifrizai – glicerolio, etandiolio tirpalai. Džiovikliai. Kai kurios medžiagos yra higroskopiškos. Jos absorbuoja drėgmę ir absorbuotame vandenyje tirpsta. Šis reiškinys vyksta tada, kai vandens garų dalinis slėgis ore yra didesnis už susidariusio tirpalo vandens garų slėgį(kai šie slėgiai lygūs, drėgmė neabsorbuojama). Tokios medžiagos vartojamos dujoms, organiniams skysčiams džiovinti. 3.6.Elektrolitų tirpalai. Jų savybių nukrypimai nuo Raulio ir Vant-Hofo dėsnių. Elektrolitų laidumas.Elektrolitinė disociacija – tai tirpinamų vandenyje arba kituose poliniuose tirpikliuose elektrolitų skilimas į jonus. Elektrolitais vadinamos medžiagos, kurių molekulėse atomai sujungti stipriomis polinėmis kovalentinėmis arba joninėmis cheminėmis jungtimis ir kurių tirpalai ar lydalai yra laidūs elektros srovei. Elektrolitų molekulės disocijuoja į teigiamus ir neigiamus jonus. Įjungus elektros srovę, teigiami jonai(katijonai) ima slinkti prie katodo, neigiami(anijonai)-prie anodo,taip judėdami perneša elektros krūvius.Elektrolitams skylant į jonus, iš vienos molekulės susidaro du ar daugiau jonų, todėl bendras dalelių skaičius tirpale padidėja. Osmosinis slėgis, garų slėgio sumažėjimas, virimo temperatūros padidėjimas ir kristalizacijos temperatūros sumažėjimas priklauso ne nuo tirpale esančių dalelių cheminės prigimties, o tik nuo jų skaičiaus, todėl elektrolitų tirpaluose jie padidėja.van’t Hofo ir F.Raulio dėsniai: p=icRT;t=ikc; i – van’t Hofo arba izotoninis koeficientas. Visais atvejais i>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 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. 3.7.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. 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 = 14. Buferiniai tirpalai. Tai tirpalai, kurių pastovi pH reikšmė,t.y. ji nekinta tirpalus skiedžiant arba pridėjus nedaug stiprių rūgščių bei šarmų.Buferiniai tirpalai yra silpnų rūgščių ir jų druskų ir silpnų bazių bei jų druskų tirpalai. Buferinio tirpalo pH keičiasi pridėjus daug stiprios rūgšties šarmo. Buferiniai tirpalai gaunami iš kai kurių druskų tirpalų.Indikatoriai. Tai organinės kilmės medžiagos, vartojamos tirpalų rūgštingumui arba šarmingumui bei pH nustatyti. Jų spalva kinta tam tikrame pH intervale.Spalva keičiasi dėl to, kad , padaugėjus tirpale [H+] ar [OH-] jonų, pasislenka jo disociacijos pusiausvyra. HIndH++Ind- Įdėjus į indikatoriaus tirpalą rūgšties, padidėja sistemoje [H+] jonų, t.y. jonų, užrašytų dešiniojoje lygties pusėje, koncentracija, todėl indikatoriaus disociacijos pusiausvyra pasislenka į kairę-susidaro daugiau bespalvių HInd molekulių. Įdėjus į indikatoriaus tirpalą šarmo, OH- jonai sujungia H+ jonus į mažai disocijuojantį vandenį, todėl indikatoriaus disoc. Psiausvyra pasislenka į dešinę. Tirpalai turintys pastovų pH vadinami buferiniais. Tai silpnų bazių arba silpnų rūgščių mišiniai su jų druskomis. 3.9.Koloidai.Koloidinės sistemos nuo tikrųjų tirpalų atskiriamos pagal difuzines ir optines savybes. Koloidinių sistemų dalelės stambesnės negu tikrųjų tirpalų; jos nepraeina pro puslaides membranas. Koloidinių sistemų dalelės turi optinę savybę sklaidyti šviesą. Eidama pro skaidrią koloidinę sistemą, šviesa susiduria su koloidinėmis dalelėmis ir išsisklaido. Toje, vietoje, kur praeina šviesa, koloidinė sistema būna šviesesnė. Šis reiškinys vadinamas Tindalio efektu.Koloidinės sistemos vadinamos zoliais. Jei terpė dujinė, tai koloidinė sistema vadinama aerozoliu,jei jo disperguotoji fazė-skystis,vadinami rūkais,jei medžiagos dalelės keitos-dūmais; jei skystis-lozoliu(vanduo-hidrozoliu), jei kieta medžiaga-kietuoju zoliu. Zolių dalelės yra liofobinės,t.y. bet koks skystis jų nedrėkina, vandens nedrėkinamos dalelės vadinamos hidrofobinėmis.Koloidiniai tirpalai gaunami įvairiais metodais. Svarbiausi iš jų ura dispergavimas ir kondensacija. Taikant dispergavimo metodą, medžiagos malamos koloidiniais malūnais, smulkinamos ultragarsu arba sudarius tarp metalinių elektrodų elektros lanką. Kondensacijos būdu zoliai gaunami vykdant chemines reakcijas, kurių metu molekulės ir jonai sujungiami į agregatus. Šiuo atveju būtina, kad vykstant cheminei reakcijai, susidarytų dispersinėje terpėje beveik netirpstanti medžiaga.Koloidiniams tirpalams gauti taikomas dar vienas tarpinis metodas-peptizacija.Šiuo atveju, kad susidarytų zoliai, smulkios medžiagos dalelės, arba purios nuosėdos veikiamos medžiagomis, kurios gerai adsorbuojasi dalelių paviršiuje ir suteikia šioms dalelėms elektros krūvį. Peptizaciją skatinančios medžiagos(elektrolitai,muilo tirpalas ir kt.) vadinamos peptizatoriais. Koloidinių tirpalų koaguliacija ir stabilumas. Koloidinių dalelių sustambėjimas,t.y. sulipimas į stambius agregatus, vadinamas koaguliacija. Susidariusios stambios dalelės nepajėgia išsilaikyti dispersinėje terpėje ir sėda. Toks reiškinys vadinamas zolio sedimentacija.Liofilinių zolių koaguliacijos produktai yra geliai, liofibinių-smulkūs milteliai arba drumzlės. Koaguliacija prasideda sumažėjus koloidinių dalelių krūviui. Ypač greitai ji vyksta visiškai neutralizavus krūvį,t.y. esant izoelektrinei būsenai.Kad koloidinės dalelės koaguliuotų, į koloidinį tirpalą dedama elektrolitų, priešingo krūvio zolio, keliama temperatūra, naudojama elektroforezė.Mažiausia elektrolito koncentracija, kurią sudarius per tam tikrą laiką zoliai pradeda koaguliuoti, vadinama koaguliacijos riba c, 1/c-koaguliacine galia.Kai kurias koloidines sistemas pvz.,technines emulsija, reikia apsaugoti, kad nekoaguliuotų. Šiam tikslui vartojami stabilizatoriai-stambia molekulinių medžiagų tirpalai.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.

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!