1. Pagrindinės chemijos sąvokos ir dydžiai: • Cheminis elementas – atomų rūšis, turinti vienodą branduolio krūvį ir tam elementui būdingas chemines savybes. • Atomas - mažiausia cheminio elemento dalelė, turinti visas jo savybes ir esanti vieninių ir sudėtinių medžiagų molekulėse. • Molekulė – mažiausia vieninių ir sudėtinių medžiagų dalelė, turinti tų medžiagų chemines ir fizikines savybes ir gali savarankiškai egzistuoti. • Vieninės medžiagos – medžiagos, sudarytos iš vieno elemento atomų. Kai kurių vieninių medžiagų molekulės yra vienatomės (He,Ar,Hg ir kt.), kitų – dviatomės (H2,O2,F2,Br2 ir kt.) ar poliatomės (O3,S8,P4 ir kt.) • Alotropija – reiškinys, Kai kurie cheminiai elementai sudaro po kelias vienines medžiagas, kurių savybės skirtingos. O tos medžiagos – alotropinėmis atmainomis arba modifikacijomis. [PVZ.: deguoniui būdingas dvi alotropinės atmainos: deguonis ir ozonas, o angliai – trys – deimantas, grafitas ir karbinas.] • Sudėtinės medžiagos – junginiai, sudaryti iš kelių elementų atomų. Jos gali būti dviatomės (CaO,NaCl), triatomės (KOH,CO2). • Cheminis junginys – medžiaga, kurios molekulės sudarytos iš dviejų ar daugiau chemiškai susijungusių elementų atomų ir kurią galima suskaidyti į paprastesnes medžiagas. • Molis – matavimo vienetas reikalingas suskaičiuoti atomams, jonams ar molekulėms. Taip pat tai medžiagos kiekis, kuriame yra tiek vienodų dalelių, kiek jų yra anglies izotopo 12C. • Idealioms dujoms standartinis molinis tūris – tai tūris, kurį 1mol normaliomis sąlygomis užima 22,4 l/mol. • Avogadro konstanta (Avogadro skaičius) – medžiagos molekulių skaičius viename molyje (NA = 6,02 x 1023 mol-1). • Atominė masė (A) – dydis, rodantis, kiek kartų cheminio elemento atomo masė didesnė už standartinį atominės masės vienetą. • Molinė masė (M) - dydis, rodantis vieno molio medžiagos kiekio masę (g/mol). • Atominis masės vienetas (u - unitas) – masės vienetas, naudojamas išreikšti atomų ir molekulių mases. • Jonas – prisijungęs ar atidavęs elektroną atomas. • Katijonas – atidavęs elektroną atomas. • Anijonas- prisijungęs elektroną atomas. 1. Pagrindiniai chemijos dėsniai: • Masės tvermės dėsnis – reaguojančių medžiagų masė lygi susidarančiųjų medžiagų masei. NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(s), 40 g + 36,5 g → 58,5 g + 18 g • Energijos tvermės dėsnis - energija iš niekur neatsiranda ir neišnyksta, bet gali ekvivalentiškai pereiti iš vienos energijos rūšies į kitą. • Junginio sudėties pastovumo dėsnis – bet kokiu būdu gauti junginiai visuomet yra tos pačios sudėties. [DĖSNIS GALIOJA TIK STECHIOMETRINIAMS JUNGINIAMS SUDARYTIEMS IŠ VIENODŲ, PASTOVIOS ATOMINĖS SUDĖTIES MOLEKULIŲ.] • Kartotinių santykių dėsnis – kai du elementai tarpusavyje sudaro kelis junginius, tai vieno elemento masės, tenkančios kito elemento tai pačiai masei, santykiai šiuose junginiuose yra nedideli sveikieji skaičiai. • Avogadro dėsnis – kai temperatūra, slėgis bei dujų tūriai yra vienodi, tai ir vienodas molekulių skaičius. • Idealiųjų dujų dėsnis – dujų tūris, slėgis ir temperatūra tarpusavyje susiję lygtimi, kurią nusako Boilio, Gei-Liusako dėsniai: • Dujų ir garų masės nustatomos pagal Mendelejevo – Klapeirono lygtį: • Pagal Avogadro dėsnį: 1. Ekvivalentas E: • Ekvivalentas (E)– medžiagos kiekis, kuris reakcijos metu prisijungia ar pakeičia vieną molį vandenilio jonų, arba deguonies jonų, arba kito elemento ar junginio ekvivalentą. (E=A/V) • Ekvivalentų dėsnis – sureagavusių ar reakcijos metu susidariusių medžiagų kiekiai yra tiesiogiai proporcingi jų ekvivalentams. (m1/m2 = E1/E2) Skaičiavimo būdai : 1) E(rūgštims) =M/nH 2) E(bazėms) = M/nOH- 3) E(oksidams) = M/nel*nO 4) E (druskoms)= M/nmet*V=2 1. Atomo sandara: Atomas susideda iš teigiamai įelektrinto branduolio ir aplink jį skriejančių neigiamai įelektrintų elektronų. Branduolį sudaro teigiamai įelektrinti protonai ir neutralūs neutronai. Kartu vadinami nukleonais, nes gali virsti vieni kitais. Protonai ir neutronai turi vienodą masę 1,673·10–24 g. Elektrono masė yra labai maža 9,1085·10–28 g, todėl sakoma, kad elektronas masės neturi ir kad atomo masė lygi atomo branduolio masei. Protonų krūvis yra lygus elektronų krūviui, protono krūvis 1,6·10–19, o elektrono toks pats tik su priešingu ženklu, tai yra neigiamas. (Krūvis matuojamas Kulonais C). Taip pat elektronui būdingos bangų (juda po visa atomą ir gali atsidurti bet kurioje atomo erdvės vietoje) ir dalelių (juda dideliu greičiu ir turi masę) savybės. Nesužadintas atomas yra neutralioji dalelė. Kiek atomo branduolyje yra protonų, lygiai tiek aplink branduolį skrieja elektronų, nepriklausomai nuo neutronų skaičiaus branduolyje. Protonų skaičius branduolyje nusako, koks yra elementas. • Izotopai - to paties elemento atomas, kurio branduolyje yra vienodas protonų, bet skirtingas neutronų skaičius, o tuo pačiu skiriasi ir atominė masė. • I Boro postulatas - Kiekvienai elektrono stacionariai orbitai būdinga tam tikra elektrono judėjimo energija – E1, E2, E3…En. Būsena, atitinkanti mažiausią energiją E1, yra vadinama pagrindine, arba normaliąja. • II Boro postulatas - Elektronui pereinant iš tolimesnės nuo branduolio orbitos į artimesnę (iš labiau sužadintos būsenos į mažiau sužadintą arba normaliąją būseną), visada išsiskiria energija. Keturi kvantiniai skaičiai: 1) Pagrindinis kvantinis skaičius (n) – jis nusako energijos lygmenį t.y atstumą nuo branduolio ir jų vidutinę energiją. Nesužadintuose atomuose yra septyni elektronų sluoksniai. Jie žymimi raidėmis K, L, M, N, O, P, Q. 2) Orbitinis –šalutinis kvantinis skaičius (l) – nusako energijos polygmenius, kurie sudaro energijos lygmenį. Vertė gali kisti nuo 0 iki n-1. 3) Magnetinis kvantinis skaičius (ml) – nusako orbitalės orientaciją erdvėje. 4) Sukinio – spino kvantinis skaičius (ms) – skriedamas apie branduolį elektronas tuo pat metu sukasi apie savo ašį. S (2) – sferinė, rutulinė P (6) – begalybės ženklas D (10) – sukryžiuotos begalybės F ( ...) – įvairių formų deriniai • Mažiausias energijos principas - Elektronai pirmiausia užpildo tuos posluoksnius, kurių energija yra mažiausia, t.y. tuos, kuriuose elektronų ryšys su branduoliu yra stipriausias. • Paulio (draudimo) principas - Atome negali būti dviejų elektronų, kurių visų keturių kvantinių skaičių vertės būtų vienodos, t.y. atome elektronai privalo skirtis vienas nuo kito bent vieno kvantinio skaičiaus verte. [Vienoje orbitalėje negali būti daugiau kaip du elektronai ir jeigu vienoje orbitalėje yra du elektronai, jų sukiniai yra priešingi]. • Hundo taisyklė – vienodos energijos orbitalės užpildomos elektronais taip, kad būtų kuo daugiau nesuporintų elektronų. 1. Periodinė elementų sistema: • Periodinė elementų sistema – tai periodiški elementų savybių pokyčiai. Elementų cheminės savybės priklauso nuo jų atomų elektroninio apvalkalo. Taip pat atomo savybės yra apibūdinamos atomo spindulio dydžiu, kuris priklauso tiek nuo to kelintam periode yra elementas, tiek ir nuo grupės numerio. Periode didėjant elemento eilės Nr. atomų spinduliai mažėja, o grupėse spinduliai didėja iš viršaus žemyn. Grupėse ꜜMetalų savybės nuosekliai stiprėja, o ꜛ Nemetalų savybės nuosekliai stiprėja. • Periodinis dėsnis – elementų savybės periodiškai priklauso nuo branduolio krūvio. Tos savybės labai priklauso nuo to kaip stipriai atomo branduolys traukia valentinius elektronus. (kuo mažesnis atomo spindulys ir didesnis branduolio krūvis, tuo arčiau branduolio yra elektronas ir tuo stipresnis ryšys su branduoliu). • Atomo spindulys - atstumas nuo atomo branduolio iki tolimiausios stabilios elektrono orbitos, pusiausvyroje esančiame atome. • Jonizacijos energija - energijos kiekis, kuris sunaudojamas atitraukiant ar atplėšiant elektroną, nuo nesužadinto atomo arba teigiamojo jono.(Perioduose iš kairės į dešinę, jonizacijos energija didėja ir grupėse iš apačios į viršų didėja) • Elektroninio gimingumo energija - energijos kiekis, kuris išsiskiria, kai atomas arba teigiamasis jonas prisijungia elektroną. Kuo didesnis elektroninis giminingumas, tuo lengviau atomas virsta neigiamu jonu. (Perioduose iš kairės į dešinę, elektrinis giminingumas didėja, o grupėse iš apačios į viršų.) • Elektrinis neigiamumas – atomo branduolio savybė traukti elektronus. (Perioduose iš kairės į dešinę didėja dėl didėjančio branduolio krūvio. Grupėse iš viršaus žemyn mažėja dėl didėjančio elektroninių sluoksnių skaičiaus.) 1. Cheminis ryšys: • Cheminis ryšys – atomų sąveika, dėl kurios susidaro patvarios daugiaatomės dalelės – molekulės, jonai ir kt. Jo pobūdį lemia besijungiančių atomų branduolio krūvio ir elektroninio apvalkalo sandara. • Joninis ryšys - tai ryšys, kuris susidaro tarp labai skirtingų cheminių savybių elementų atomų, kurie turi didelį elektrinį neigiamumo skirtumą. Didelio el. neigiamumo atomas traukia prie savo branduolio kito atomo valentinių elektronų debesis, todėl atomai virsta jonais. Joninėje medžiagoje atomų nėra. (NaCl) • Kovalentinis polinis ryšys – tai ryšys, kai besijungiančių molekulių atomų el. neigiamumas ir spinduliai skirtingi, todėl elektroniniai debesys pasislenka didesnio elektrinio neigiamumo atomo link. Vyksta tarp sudėtinių medžiagų. Prie kurio elemento pasislenka elektronų pora, tas elementas tampa neigiamas, o kitas pasidaro teigiamas. Įvyksta molekulės poliarizacija. (H2O, HF, N2O5) • Kovalentinis nepolinis ryšys – tai ryšys, kurio metu atomo debesys išsidėsto simetriškai abiejų branduolių atžvilgiu. Susidaro tarp dviejų vienodų nemetalų, kadangi jų el. neigiamumas ir atomo spinduliai yra vienodi. (O2,CO,N2) • Koordinacinis ryšys (donorinis-akceptorinis ryšys) – tai ryšys, kuris susidaro, kai donoras duoda ryšiui elektronų porą, o akceptorius - priima. Dėka šio ryšio elementai gali sudaryti ryšių skaičių viršijantį jų valentingumą. Pvz ◦ Kompleksodarius – elementas duodantis ryšiui sudaryti laisvas orbitales, kurios susidarant ryšiui supanašėja (hibridizuojasi). ◦ Ligandas – donoras, duodantis ryšiui susidaryti elektronų porą. ◦ Koordinacinis skaičius - didžiausias ligandų sk., supantis kompleksodarį. ◦ Donoras – atomas ar jonas, turintis laisvąją elektronų porą. ◦ Akceptorius – atomas ar jonas, priimantis donoro duodamą elektronų porą. • Metališkasis ryšys - pasireiškia tik tarp metalų. Šis ryšys jungia metalų jonus metalų kristaluose. Grynai metališkasis ryšys būdingas šarminiams ir šarminiams žemių metalams. Dėl netvarkingo valentinių elektronų judėjimo metalai yra palyginus laidūs elektros srovei. Metališkasis ryšys yra nekryptingas, nelokalizuotas, neįsotintas, todėl dėl šios priežasties lenkiami, gniuždomi, tempiami metalai nepraranda savo formos. (Zn + Cu - žalvaris) • Tarpmolekulinė (galbūt kaip vandenilinis ryšys) sąveika – atsiranda tarp elektriškai neutralių medžiagų. Nuo šios sąveikos priklauso medžiagos agregatinė būsena ir kitos savybės. Tarp medžiagos molekulių atsiranda traukos ir stūmos jėgos: kai atstumas tarp molekulių yra didesnis už molekulių matmenis, tarp molekulių vyrauja traukos jėgos, kai mažesnės stūmos jėgos. Esant tam tikram atstumui tarp molekulių, abiejų rūšių jėgos būna pusiausvyroje ir tada sistemos energija yra mažiausia (patvari būsena). (H2O, CH3OH) Pagal traukos jėgas, molekulių sąveikia skirstoma į : 1) Orientacinė 2) Elektrostatinė 3) Indukcinė 4) Dispersinė (dažiausiai pasitaikanti) Sąveika tarp molekulių silpnėja didėjant atstumui tarp molekulių. 1. Neorganinių junginių klasės: Oksidai – dvinariai elementų junginiai su deguonimi. Tarp jų yra tiesioginis ryšys. Gavimo būdai : • Degant sudėtinėms medžiagoms: CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O As2S3 + 4,5O2→ As2O3 + 3SO2 • Elementams tiesiogiai reaguojant su deguonimi : S+ O2→ SO2 • Dehidratuojant rūgštis : 4HNO3→2N2O5 + (HPO3)4 (virš rodyklės P4O10) • Dehidratuojant bazes : Ca(OH)2 → H2O + CaO (virš rodyklės t) • Termiškai skaidant karbonatus ir nitratus : MgCO3 → CO2 + MgO (virš rodyklės t) Ba(NO3)2 →2NO2 + 0,5O2 + BaO (virš rodyklės t) • redukuojant didesnio oksidacijos laipsnio elemento oksidą 2TiO2(k) + H2(d) t H2O(s) + Ti2O3(k); • oksiduojant mažesnio oksidacijos laipsnio element oksidą Cheminės savybės (bazinių oksidų) : • Reaguoja su rūgštimis (susidaro druska ir vanduo) • Reaguoja su rūgštiniais oksidais (susidaro netirpios druskos) • Reaguoja su vandeniu (IA ir IIA grupių metalų oksidai) (susidaro šarmai) Fizikinės savybės (bazinių oksidų): • Yra kietos medžiagos • IA ir IIA grupių metalų oksidai tirpsta vandenyje Savybės (rūgštinių oksidų): • Reaguoja su šarmais (susidaro druska ir vanduo) • Reaguoja su vandeniu (susidaro rūgštys, grįžtamoji reakcija) • Reaguoja su baziniais (susidaro netirpios druskos) Panaudojimas: • Agrokalkės - žemės ūkyje • Magnio oksidai – medicinoje kaip papildai Rūgštys – junginiai, sudaryti iš vandenilio katijonų ir rūgšties liekanos. Gavimo būdai : • Tiesioginės sintezės būdu (gaunamos bedeguoninės rūgštys) : Cl2+ H2 →2HCl • Vandenyje tirpinant rūgštinius oksidus : SO3 + 2H2O → H2SO3 P4O10 + 6H2O→4H3PO4 • Veikiant druskas stipriosiomis rūgštimis, kai išstumiamos silpnosios rūgštys : CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl Savybės : • reaguoja su bazėmis, baziniais ir amfoteriniais oksidais (neutralizacija) Fe(OH)3(k) + 3HCl(aq) FeCl3(aq) + 3H2O(s), Al2O3(k) + 6HCl(aq) 2AlCl3(aq) + 3H2O(s); • reaguoja su druskomis (išstūmimo reakcija): Na2S(k) + 2HCl(aq) 2NaCl(aq) + H2S(d); • tirpina aktyviuosius metalus: Zn(k) + H2SO4(prask.)(aq) ZnSO4(aq) + H2(d); • azoto rūgštis ir koncentruotoji sieros rūgštis oksiduoja (tirpina) dalį metalų ir nemetalų: Cu(k) + 2H2SO4(konc.)(aq) CuSO4(aq) + SO2(d) + 2H2O(s), 3P(k) + 5HNO3(aq) + 2H2O(s) 3H3PO4(aq) + 5NO(d) • kaitinamos kai kurios rūgštys skyla: H2SiO3(k) t SiO2(k) + H2O(s). Panaudojimas: • HCl druskos rūgštis skrandyje • H2SO4 sieros rūgštis akumuliatoriuose • HNO3 azoto rūgštis sprogmenyse • H2CO3 anglies rūgštis gazuotame vandenyje • CH3COOH acto rūgštis • H3PO4 fosforo rūgštis kvapiosios medžiagos Druskos – sudėtinės medžiagos, kurios vandenyje disocijuodamos sudaro metalų katijonus ir rūgšties liekaną. Gavimo būdai (neutraliųjų) : • Metalams reaguojant su rūgštimis. Metalai, esantys aktyvumo eilėje prieš vandenilį, iš neoksiduojančių druskų išstumia vandenilį : Zn+H2SO4(prask)→ZnSO4+H2 • Baziniams arba amfoteriniams oksidams reaguojant su rūgštimis : MgO+2HCl→MgCl2+H2O • Bazėms reaguojant su rūgštimis: 3Fe(OH)2+2H3PO4Fe3(PO4)2+6H2O • Šarmams reaguojant su silpnųjų bazių druskomis, kai susidaro nors vienas netirpus produktas:Fe(NO3)3+3KOH→3KNO3+Fe(OH)3(k) • Aktyviesiems metalams iš druskų išstumiant mažiau aktyvius metalus: Fe+CuSO4→Cu+FeSO4 • amfoteriniams metalams tirpstant šarmų tirpaluose: 2Al(k) + 2NaOH(aq) + 6H2O(s) 3H2(d) + 2Na[Al(OH)4](aq), Sn(k) + 2NaOH(aq) + 2H2O(s) Na2[Sn(OH)4](aq); • tiesiogiai reaguojant metalams su nemetalais. Gaunamos nedeguoninių rūgščių druskos: 2Sb(k) + 3Cl2(d) 2SbCl3(k); • nemetalais oksiduojant druskas: 2KI(aq) + Cl2(d) 2KCl(aq) + I2(k), Na2SO3(aq) + S(k) Na2S2O3(k); • termiškai skaldant kai kurių deguoninių rūgščių druskas: 2KClO3(k) t 3O2(d) + 2KCl(k), 2NaNO3(k) t O2(d) + 2NaNO2(k), 2KMnO4(k) t O2(d) + MnO2(k) + K2MnO4(k). Gavimo būdai (rūgščiųjų) : • Neutraliąsias druskas veikiant rūgšties pertekliumi : BaCO3+CO2+H2O→Ba(HCO3)2 • Hidrolizuojant silpnosios rūgšties druskas : Na3PO4+HOH ↔NaOH+Na2HPO4 Savybės : • Druskų tirpalai reaguoja su druskų tirpalais, kai po reakcijos susidaro nuosėdos (susidaro bent viena netirpi druska) • Druskų tirpalai reaguoja su šarmais, kai po reakcijos susidaro nuosėdos (susidaro bent vienas netirpus produktas) • Druskų tirpalai reaguoja su rūgštimis, kai po reakcijos susidaro nuosėdos arba dujos • Druskų tirpalai reaguoja su metalais (reakcija vyksta, kai metalas yra aktyvesnis už metalo joną, o susidaro metalas ir druska) • Netirpūs karbonatai ir vandenilio karbonatai skyla kaitinami (išsiskiria CO2 dujos ir susidaro bazinis oksidas) Gavimo būdai (bazinių druskų): • neutraliąsias druskas veikiant mažesniu šarmo kiekiu, negu jo reikia bazei gauti iš druskos: 2CuSO4(aq) + 2NaOH(aq) (CuOH)2SO4(k) + Na2SO4(aq), AlCl3(aq) + 2KOH(aq) [Al(OH)2]Cl(aq) + 2KCl(aq); • hidrolizuojant daugiahidroksilių silpnųjų bazių druskas: 2ZnSO4(aq) + 2H2O(s) (ZnOH)2SO4(aq) + H2SO4(aq), Savybės: • Vandenyje tirpsta blogiau nei netraliosios: • Ištirpusi vandenyje bazinės druskos dalis disocijuoja ir atskyla hidroksido liekana. Panaudojimas: • NH4Cl amonio chloridas baterijose • NH4NO3 amonio nitratas trąšose • KNO3 kalio nitratas parakui • NaCl valgomoji druska Bazės – metalo ir hodroksido jonų OH- junginiai. Gavimo būdai: • šarminiams ir šarminių žemių metalams (išskyrus Ca) kambario temperatūroje reaguojant su vandeniu: 2Na(k) + 2H2O(s) 2NaOH(aq) + H2(d), • hidratuojantis aktyviųjų metalų oksidams (daugelio metalų oksidai su vandeniu tiesiogiai nereaguoja): K2O(k) + H2O(s) 2KOH(aq), • silpnųjų bazių druskoms reaguojant su šarmais (išstūmimo reakcija): CuSO4(aq) + 2NaOH(aq) Cu(OH)2(k) + Na2SO4(aq), • elektrolizuojant aktyviųjų metalų chloridų tirpalus: 2NaCl(aq) + 2H2O(s) el.srv. Cl2(d) + H2(d) + 2NaOH(aq) Savybės: • reaguoja su rūgštimis ir rūgštiniais oksidais (neutralizacija): 2Fe(OH)3(k) + 3H2SO4(aq) Fe2(SO4)3(aq) + 6H2O(s), Ca(OH)2(aq) + CO2(d) CaCO3(k) + H2O(s); • amfoteriniai hidroksidai reaguoja ne tik su rūgštimis ir sudaro paprastąsias druskas, bet ir su šarmais, kur sudaro kompleksines druskas: Al(OH)3(k) + 3HCl(aq) AlCl3(aq) + 3H2O(s), Al(OH)3(k) + NaOH(aq) Na[Al(OH)4](aq); • šarmai reaguoja su druskomis (išstūmimo reakcija): NiSO4(aq) + 2KOH(aq) Ni(OH)2(k) + K2SO4(aq); • šarmai tirpina amfoterinius metalus, jų oksidus ir hidroksidus: Zn(k) + 2NaOH(aq) + 2H2O(s) Na2[Zn(OH)4](aq) + H2(d), ZnO(k) + 2NaOH(aq) + H2O(s) Na2[Zn(OH)4](aq), Zn(OH)2(k) + 2NaOH(aq) Na2[Zn(OH)4](aq); Fizikinės savybės: • Šarmai yra stiprūs (vandens tirpale beveik visiškai disocijuoja į jonus) • Hidroksidai yra silpnos bazės • Bazės pH didesnis nei 7 • Slidumo pojūtis • Tirpina riebalus • Neutralizuoja rūgštis • Tirpaluose atpailaiduoja OH- joną Panaudojimas: • NaOH muilas • Mg(OH)2 medicinoje • Al(OH)3 dezedorantai • NH4OH amonio hidroksidas amoniakas 1. Tirpalai: • Tirpalai - homogeninės sistemos, sudarytos iš dviejų ar daugiau komponentų. Tirpalą sudaro tirpiklis - medžiaga, kurioje tirpinama, ir tirpinys - ištirpusi medžiaga ar kelios medžiagos. Tirpalų kvalifikacija : Pagal agregatinę būseną : • Kietieji (vandenilio tirpalas platinoje ar nikelyje) • Skystieji (dujų, skysčių, kietų medžiagų tirpalai skystyje). • Dujiniai (oras) Pagal tirpinio dalelių dydį : • Tikrieji (dalelės yra molekulės, jonai, atomai) • Suspensijos (susideda iš kietojo kūno dalelių pasiskirsčiusių skystyje) • Emulsijos (tai skysčio lašeliai, pasklidę kitame skystyje) • koloidiniai (skystieji koloidiniai tirpalai dar vadinami zoliais, o dujiniai aerozoliais) Pagal ištirpusios medžiagos kiekį : • Praskiestas (jei tirpiklyje medžiagos ištirpę labai mažai, pvz.: 100g vandens yra 0,2g druskos) • Nesotusis (esamomis sąlygomis dar gali ištirpti medžiagos) • Sotusis (esamomis sąlygomis tirpinys daugiau nebetirpsta) • Persotintas (esamomis sąlygomis yra daugiau tirpinio negu sočiajame) • Elektrolitai – tai medžiagos, kurios ištirpintos arba išlydytos skyla į jonus. Elektrolitų sistemos yra laidžios elektros srovei, kadangi elektrolitų tirpaluose arba lydaluose yra judrių įelektrintų dalelių. Pagal tai, kaip disocijuoja, elektrolitai skirstomi į stipriuosius, vidutinio stiprumo ir silpnuosius. Elektrolitai, kurių disociacijos laipsnis 30 %, vadinami stipriaisiais. Tai tirpiosios druskos, tirpieji šarmai. Stiprieji elektrolitai disocijuoja beveik visiškai. Elektrolitai, kurių disociacijos laipsnis yra nuo 30 % iki 2 %, vadinami vidutinio stiprumo (HF, H2SO3). Elektrolitai, kurių disociacijos laipsnis mažesnis kaip 2 %, vadinami silpnaisiais. Jiems priskiriami HCN, H2CO3, H3BO3, H2S, NH3·H2O, organinės rūgštys ir visos blogai tirpstančios bazės. • Elektrolitinė disociacija - procesas, kurio metu elektrolitai, veikiami polinių tirpiklio molekulių, disocijuoja į jonus. • Disociacijos laipsnis – tai elektrolito polinkis disocijuoti. α = disocijavusių molekulių skaičius (koncentracija) / ištirpusių molekulių skaičius (koncentracija) reiškiamas vieneto dalimis arba procentais, neelektrolitų = 0. Šis laipsnis priklauso nuo elektrolito ar tirpiklio savybių, koncentracijos, temperatūros. Tirpalą šildant laipsnis didėja. • Vandenilio jonų koncentracijos (pH) rodiklis – vandenilio jonų (H+) koncentracijos tirpale matas, parodantis tirpalo rūgštingumą ar šarmingumą. „pH“ reikšmė yra nuo 0 iki 14, kur pH7 šarminiams tirpalams. pH=-lg [H+] pOH=-lg [OH-] pH+pOH=14 1. Neelektrolitai: • Neelektrolitų tirpalai – tai tokios medžiagos, kurios nei tirpdamos, nei lydomos nesudaro jonų. Prastai praleidžia elektros srovę. Jie turi savybę – tirpalų garų slėgį. • Garų slėgio nuosmukis (depresija) - Skirtumas tarp gryno tirpiklio garų slėgio p0 ir tirpalo garų slėgio p (p0-p=∆p). • I Raulio dėsnis - tirpalų garų slėgio sumažėjimas tiesiogiai proporcingas tirpalo koncentracijai : čia p0 – sočiųjų garų slėgis viršum gryno tirpiklio (Pa); p – tirpiklio sočiųjų garų slėgio sumažėjimas viršum neelektrolito tirpalo (Pa); n tirpinio (neelektrolito) molių skaičius tirpale (mol); N tirpiklio molių skaičius tirpale (mol). Naudojantis pirmojo Raulio dėsnio lygtimi galima apskaičiuoti tirpalo ir tirpiklio garų slėgį, ištirpusios medžiagos molinę masę ir kitas charakteristikas. • Tirpalo osmosinis slėgis - skysčio slėgis į pusiau pralaidžią membraną, kuri praleidžia tik tirpiklio molekules. Tirpalą atskyrus nuo tirpiklio pusiau pralaidžia membrana vyks vienpusis tirpiklio molekulių skverbimasis į tirpalą. • Van‘t Hofo dėsnis – tirpalo osmosinis slėgis yra lygus slėgiui, kurį, esant pastoviai temperatūrai ištirpinta medžiaga turėtų užimti tūrį, lygų tirpalo tūriui: p = CMRT čia p osmosinis slėgis (Pa, atm ar mm Hg st.); CM – tirpalo molinė koncentracija (mol/l); T temperatūra (K); R universalioji dujų konstanta • Tirpalo virimo temperatūros pakilimas - Tirpalo ir tirpiklio virimo temperatūrų skirtumas. • Tirpalo stingimo temperatūros sumažėjimas (nuokryčiu, depresija) - tirpalo ir tirpiklio stingimo temperatūros skirtumas. • Antrasis Raulio dėsnis - praskiesto neelektrolito tirpalo virimo temperatūros padidėjimas arba stingimo temperatūros sumažėjimas yra proporcingi tirpinio molialinei koncentracijai tirpale: čia t virimo temperatūros padidėjimas arba stingimo temperatūros sumažėjimas; k konstanta; Cm tirpalo molialinė koncentracija (medžiagos molių skaičius tūkstantyje gramų tirpiklio). čia n – tirpinio kiekis (mol); mtirpinio tirpinio masė (g); M tirpinio molinė masė (g/mol); mtirpiklio tirpiklio masė (kg). 1. Oksidacijos laipsnis: • Oksidacijos laipsnis - tai teigiamas arba neigiamas krūvis, kurį turėtų atomas, jei molekulė būtų sudaryta iš jonų. • Oksidatorius dalelė, kurios ОL sumažėja. Oksidatorius prijungia elektronus ir redukuojasi. • Reduktorius dalelės, kurių OL padidėja. Reduktorius atiduoda elektronus ir oksiduojasi. opera - oksidatorius prisijungia elektronus, reduktorius atiduoda Svarbiausi oksidatoriai: - Nemetalai, pvz. : O2 , S, F2 , Cl2 , Br2 , I2 ; - Didžiausio OL metalų katijonai, pvz.: - Metalų anijonai, kuriuose metalo atomo OL didžiausias, pvz.: - Nemetalų anijonai, kuriuose nemetalo OL yra teigiamas, pvz.: - Peroksidai, pvz.: Svarbiausi reduktoriai: - Metalai, pvz. : Cu, Fe, Mg, K, Ca; - Mažiausio OL metalų katijonai, pvz.: - Metalų ar nemetalų anijonai, kuriuose atomo OL mažiausias, pvz.: - Kai kurios medžiagos, pavyzdžiui, H2 , C, CO, P, Si. • Oksidacijos – redukcijos reakcijos (redokso) - cheminiai pokyčiai, atsirandantys, kai elektronai perduodami vieno reagento kitam. 1. Standartiniai elektrodų potencialai: • Vandenilio elektrodas - Tai elektrodas, kurio potencialas priklauso nuo vandenilio ir vandenilio jonų koncentracijos. Jis sudarytas iš platinos plokštelės, padengtos puriu platinos sluoksniu, kad galėtų absorbuoti vandenilio dujas. • Standartinis vandenilio elektrodo potencialas - Vandenilio prisotintos platinos plokštelės ir rūgšties tirpalo potencialų skirtumas. Schematinis vaizdavimas: (–) Zn(k) ∣Zn2+ (aq) ∥H+(aq) ∣H2(d) ∣Pt(k) (+) 1. Metalo standartinis ir elektrodo potencialas: • Elektrodo potencialas – elektrinio lauko potencialo skirtumas tarp elektrodo ir elektrolito. Kuo neigiamesnis potencialas, tuo metalas aktyvesnis ir stipresnis reduktorius. • Nernsto lygtis (kai ne vienmolė koncentracija): φ0 - metalo standartinis elektrodo potencialas (voltais) φ - elektrodo potencialas, n – katijono krūvis arba skaičius elektronų a – aktyvioji metalo jonų koncentracija. 1. Elektrolizė: • Elektrolizė – tai oksidacijos-redukcijos procesas, vykstantis leidžiant per elektrolito tirpalą arba lydalą elektros srovę. Elektrolizės procese elektros energija paverčiama chemine energija, kuri sukaupiama šio proceso metu susidarančiose medžiagose. Kad vyktų elektrolizė, elektrodai įmerkiami į elektrolito tirpalą ir prijungiami prie nuolatinės elektros srovės šaltinio polių. Elektrolizės metu katijonai (+ jonai) slenka neigiamojo elektrodo katodo – link ir prie jo prisijungia elektronus redukuojasi. Neigiamieji jonai, anijonai, slenka teigiamojo elektrodo anodo – link ir jam atiduoda elektronus oksiduojasi. Pavyzdžiui, vykdant natrio chlorido lydalo elektrolizę, ant katodo natrio jonai netenka krūvio ir natris nusėda, o ant anodo chlorido jonai netenka krūvio ir išsiskiria chloras: redukcija ant katodo (–) K: Na+(aq) + e- → Na(k); oksidacija ant anodo (+) A: 2Cl (aq) 2e- Cl2(d). Elektrodus padengia elektrolizės produktai. Šie elektrodai sudaro natrio-chloro elektrocheminį elementą ir jis gamina elektros srovę, kurios kryptis yra priešinga tai, kuria vykdoma elektrolizė. • Elektrolizės dėsniai (Pirmasis Faradėjaus dėsnis) - elektrolizės metu ant elektrodų išsiskyrusių medžiagų masės tiesiogiai proporcingos pratekėjusiam per elektrolitą srovės kiekiui: m = k · Q = k· I· t m išsiskyrusios medžiagos masė (g); k elektrocheminis ekvivalentas; Q elektros kiekis kulonais (c) arba ampersekundėmis (As); I srovės stipris (A); t laikas (s). • Elektrocheminis ekvivalentas tai medžiagos masė, kurią išskiria ant elektrodų 1 kulonas elektros srovės: • Antrasis Faradėjaus dėsnis - lygūs elektros srovės kiekiai iš įvairių elektrolitų išskiria cheminiams ekvivalentams proporcingus medžiagų kiekius: 1. Danielio-Jakobio galvaninis elementas: • Galvaninis (arba elektrocheminis) elementas – cheminis elektros srovės šaltinis, kuriame oksidacijos-redukcijos reakcijos energija verčiama elektros energija. Galvaninis elementas susideda iš dviejų elektrodų (dažniausiai metalų), įmerktų į elektrolitų tirpalus. Laidu sujungus abiejų elektrodų išorinius galus, o tirpalus atskyrus jonams laidžia membrana arba druskų tilteliu, pro kuriuos gali migruoti jonai. • Katodas – tai teigiamas elektrodas, ant kurio teigiamieji metalų jonai prijungia elektronus, t.y redukuojasi, o prie jo vyksta katodinis procesas. • Anodas – tai neigiamas elektrodas, kuris tirpsta, t,y oksiduojasi, o prie jo vyksta anodinis procesas. • Sandaros schema: E = katodas – anodas = pasyvesnio – aktyvesnis = oksidatoriaus - reduktorius 1. Akumuliatoriai: • Akumuliatoriai prietaisai, kuriuose cheminių reakcijų energija verčiama elektros energija. Tai antriniai cheminiai elektros srovės šaltiniai, kuriuose vykstančios oksidacijos-redukcijos reakcijos yra grįžtamos: medžiagos, sunaudotos reakcijoje, vėl regeneruojamos. Plačiausiai naudojami rūgštiniai švino akumuliatoriai. Jie sudaryti iš grotelių pavidalo švino ir stibio lydinio elektrodų, kurių tuštumos užpildytos švino oksido pasta. Elektrodai įleisti į elektrolitą 2530 % sieros rūgšties tirpalą. Čia jie pasidengia PbSO4 sluoksniu. Darbo įtampa 2,1V, o iškrovos 1,7V Lygtys: Įkraunant: Bendroji: 2PbSO4 + 2H2O PbO2 + Pb + 2H2SO4 Ant + elektrodų: 2PbSO4 + 2H2O - 2e PbO2 + Pb + 2H2SO4 Ant – elektrodų: PbSO4 + 2e Pb + SO4 Iškraunant: Bendroji: Pb + PbO2 + 2H2SO4 2PbSO4 + 2H2O Ant + : PbO2 + 2H2SO4 + Pb + 2e 2PbSO4 +2H2O Ant - : Pb + SO4 - 2e PbSO4 1. Metalų korozija: • Metalų korozija - dėl metalų ir aplinkos cheminės bei elektrocheminės sąveikos vykstantis savaiminis metalų irimas. Korozija skirstoma į ištisinę ir vietinę. ◦ Ištisinė korozija - vyksta visame metalo paviršiuje. ◦ Vietinė korozija - apima kai kuriuos metalo paviršiaus plotelius. Pagal veikimo pobūdį korozija skirstoma į cheminę ir elektrocheminę. • Cheminė metalų korozija - vyksta elektros srovei nelaidžioje aplinkoje: sausose dujose, aukštoje temperatūroje ir neelektrolitų tirpaluose. • Elektrocheminė metalų korozija tai metalų irimas elektros srovei laidžioje aplinkoje: drėgname ore, jūros vandenyje, grunte, rūgščių, šarmų ir druskų tirpaluose. Korozinių mikrogalvaninių elementų anodas būna aktyvesnis metalas. Korozijos metu jis oksiduojasi, ima irti. Katodas būna mažesnio aktyvumo metalas. Jis neira. Pvz, liečiantis geležiai su variu drėgnoje aplinkoje, kurioje yra ištirpusių rūgščių, susidaro elektrocheminis (galvaninis) elementas. Jo anodas būna aktyvesnis metalas geležis: (–) A: Fe(k) 2e- Fe2+(aq). Elektronai slenka vario katodo – link ir jo paviršiuje išelektrina tirpale esančius vandenilio jonus: (+) K: 2H+(aq) +2e- H2(d). 1. Bendrieji metalų saugos nuo korozijos būdai: • metalų legiravimas (metalo savybių gerinimas dedant į jį kitų elementų,); • apsauginės dangos (anodinės ir katodinės metalų dangos); • korozinės aplinkos agresyvumo mažinimas (inhibitoriais, aplinkos pakeitimas inertiškesne); • elektrocheminė (protektorinė anodinė, elektrinė katodinė). Apsaugos dangų rūšys : • Cheminės dangos (oksidinės, fosfatinės) • Organinės dangos (dažai, lakai, guma, dervos) • Neorganinės dangos (emalinės, cementinės) 1. Elektrocheminė metalų apsauga: • Anodinės dangos - gaunamos padengus metalinį dirbinį aktyvesniu metalu. Jos saugo metalą mechaniškai, izoliuodamos jį nuo agresyvios aplinkos, ir elektrochemiškai, nes, sužalojus dangą, korozija pradeda vykti aktyvesniame metale. ◦ Cinkuota geležis - Cinku dažniausiai dengiami vandentiekio vamzdžiai, plieninė skarda, rezervuarai. • Katodinės dangos - gaunamos padengus metalą ne tokiu aktyviu metalu, metalą saugo tik mechaniškai. Jas sužalojus, korozija ardo padengtąjį metalą. ◦ Alavuota geležis - dangos yra blizgios, gražios, todėl dažniausiai daromos dekoratyviniais tikslais. Schemos Lygtys 1. Halogenai: • Halogenai - VIIA grupės elementai. Didėjant halogenų atominei masei (nuo F iki At), mažėja jų elektrinis neigiamumas ir oksidacinis aktyvumas, didėja jų spindulys ir vieninės medžiagos tankis. Fluoras, chloras ir bromas yra labai nuodingi ir šių dujų ar garų kvapas juntamas. Gavimas: Fluoro dujos gaunamos elektrolizės būdu, laisvieji halogenai (F2, Cl2, Br2, I2) gaunami chemiškai arba elektrochemiškai oksiduojant. Savybės: Fluoras - blyškiai gelsvos dujos, aštraus kvapo, vandenyje tirpsta ir su juo reaguoja, lengvai sudaro junginius su kitais halogenais. Chloras sunkios, geltonai žalsvos dujos, būdingo aštraus kvapo. Vandenyje tirpsta ribotai. Bromas raudonai rudas sunkus skystis, garuoja raudonai rudus garus, vandenyje ir šarmuose elgiasi taip kaip ir chloras. Jodas juodai violetiški metališkojo blizgesio kristalai, kaitinami virsta garais, kurie šaldomi vėl kristalizuojasi. Vandenyje tirpsta esant jodido jonų. Šarmuose tirpsta disproporcionuodamasis. Naudojimas: Daugiausia fluoro sunaudojama: • UF6 (reikalingas branduolinei energijai gauti), • SF6 (puikus dielektrikas), • fluorinimo agentų (ClF3, BrF3, IF5), • karščiui atsparių organinių medžiagų, • šaldymo agentų, • raketinio kuro oksidatorių gamyboje; Chloras sunaudojamas: • Popieriaus ir tekstilės gaminiams balinti, • sanitarijoje, • plaukimo baseinų, komunaliniam ir nutekamajam vandeniui valyti Bromas sunaudojamas: • vaistų, dažų ir pesticidų gamyboje, • vartojama kaip degimą sulaikančios medžiagos pluoštams, plastmasėms ir dangoms, • kaip dažikliai; Jodas sunaudojamas: • fototechnikoje, • medicinoje farmacinė medžiaga • katalizatorių gamyboje, • jis vartojamas kaip stabilizatorius, dažiklis, Junginiai: • Junginiai su vandeniliu - Tai bespalvės, aštraus kvapo dujos. Šių stiprumas mažėja kryptimi HI HBr HCl HF. Tik HF rūgštis yra silpna, kitos stiprios, nes didėja halogeno atomo spindulys. • Halogenidai. Halogenidų sandara ir savybės priklauso nuo sudarančio elemento prigimties. Kuo labiau skiriasi elektroneigiamumai, tuo labiau halogenido molekulėje pasiskirstęs krūvis ir tuo joniškesnis ryšys. Halogenidų jonų redukcinės savybės stipresnės, kuo didesnis halogeno atomo spindulys. • Halogenų deguoniniai junginiai - svarbiausi yra chloro junginiai. Chloro(I) oksidas Cl2O rudai geltonos, troškios dujos, stiprūs oksidatoriai. 1. Varis, sidabras ir auksas: Gavimas: Gamtoje varis, sidabras ir auksas randami gryni ir sulfidinių bei oksidinių mineralų pavidalu. Savybės ir naudojimas: Varis: • Geras laidininkas - Elektrotechnikoje laidams ir kontaktams gaminti • Gerai tirpsta kituose metaluose - Lydiniuose (lydiniai: žalvaris, bronza, vario ir nikelio bei alavo) • Minkštas ir kalus • reaguoja tik su koncentruotąja H2SO4 ir HNO3 • nereaguoja su vandeniliu Sidabras: • Elektrotechnikoje ir Radiotechnikoje, nes geras laidininkas • Medicinos instrumentams gaminti • Minkštas ir kalus • reaguoja tik su koncentruotąja H2SO4 ir HNO3 • nereaguoja su vandeniliu • oksiduoja oro deguonis ir atmosferos ozonas. Auksas: • Juvelyriniai dirbiniai • Minkstas ir kalus • Dėl reakcijų su deguonimi ir ozonu Ag ore tamsėja. • atmosferos poveikiui atsparus. • nereaguoja su azoto rūgštimi. • tirpsta tik karališkajame vandenyje (koncentruotųjų HNO3 ir HCl mišinyje): Junginiai (I): • oksidai Cu2O, Ag2O ir Au2O • tirpūs ir patvarūs sidabro nitratas ir sulfatas AgNO3 ir Ag2SO4 • Gaunami šildomi ar veikiami šviesos Junginiai (II): Gavimas: • kaitinant varį 400500 oC temperatūroje • arba termiškai skaidant jo junginius • Vario(II) druskų tirpalams reaguojant su šarmais, išsiskiria nuosėdomis mėlynos spalvos vario hidroksidas Vandenyje tirpsta vario(II) chloridas, sulfatas, nitratas, sudarantys žydrus kristalinius hidratus. Vario(II) druskos acetatai, chloridai, karbonatai ir hidroksidai naudojami kaip pesticidai, nes yra nuodingi pelėsiams, dumbliams ir bakterijoms. Yra žinomi Au(III) oksidas Au2O3, vandenyje tirpstantys AuCl3 ir AuBr3. Vario, sidabro ir aukso junginiai yra nuodingi. 1. Azotas: Gavimas: • Pramonėje azotas gaunamas skysto oro frakcine distiliacija • laboratorijoje – termiškai skaidant kai kurias amonio druskas, oksiduojant amoniaką. Naudojimas: • inertinei terpei cheminiuose procesuose sudaryti • metalurgijoje; • šaldymo įrenginiuose Savybės: Dėl molekulės patvarumo azotas žemoje temperatūroje yra • chemiškai inertinės, bespalvės, bekvapės dujos; • tiesiogiai kambario temperatūroje reaguoja tik su ličiu ir sudaro nitridą Junginiai: • amoniakas (NH3) - Tai bespalvės, aštraus kvapo, lengvesnės už orą, gerai tirpstančios vandenyje dujos. Amoniakas pramonėje gaunamas tiesiogine sinteze aukštame slėgyje, naudojant geležies katalizatorių, o laboratorijoje amonio druskas karbamidą veikiant šarmais. Kadangi azoto atomo oksidacijos laipsnis amoniako molekulėje yra mažiausias (–3), todėl ore dega, o esant katalizatoriui oksiduojasi iki azoto oksido.
Šį darbą sudaro 4820 žodžiai, tikrai rasi tai, ko ieškai!
★ 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!
Norint atsisiųsti šį darbą spausk ☞ Peržiūrėti darbą mygtuką!
Mūsų mokslo darbų bazėje yra daugybė įvairių mokslo darbų, todėl tikrai atrasi sau tinkamą!
Panašūs darbai
Atsisiuntei rašto darbą ir neradai jame reikalingos informacijos? Pakeisime jį kitu nemokamai.
Pirkdamas daugiau nei vieną darbą, nuo sekančių darbų gausi 25% nuolaidą.
Išsirink norimus rašto darbus ir gauk juos akimirksniu po sėkmingo apmokėjimo!