Pagrindinis bendrosios chemijos konspektas

 1. Neorganinių junginių nomenklatūra. a) Elementai ir vieninės medžiagos. Elementų ir vieninių medžiagų sisteminiai pavadinimai sudaromi prie atomo pridedant lotynišką skaitmeninį priešdėlį (mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, heksa-, hepta-, okta- nona-, deka-, undeka-, dodeka-), kuris rodo atomų skaičių molekulėje. Priešdėlis mono- vartotinas tik tais atvėjais, kai elemento vienatomė molekulė įprastinėmis sąlygomis neegzistuoja. Kai vieninės medžiagos molekulėje atomų skaičius yra didelis arba nėra tiksliai žinomas, gali būti vartojamas priešdėlis poli-. b) Binariniai junginiai. Binariniai junginiai sudaryti iš dviejų elementų atomų. Šių formulių junginiuose pirmiausiai rašomas didesnį elektrinį teigiamumą turinčio elemento simbolis, po to – didesnį elektrinį neigiamumą turinčio elemento simbolis. Todėl binarinių junginių sisteminiuose pavadinimuose pirmasis žodis (kilmininko linksnio) yra katijono pavadinimas, o antrasis žodis rodo anijoną. Anijono pavadinimas sudaromas prie elemento pavadinimo lotyniškos šaknies pridėjus priesagą -idas (pvz., oksidas, nitridas, sulfidas). Sudėtingesnės struktūros anijonų pavadinimai sudaromi tą pačią priesagą –idas pridedant prie atitinkamos molekulės pavadinimo šaknies (pvz., ozonidas, azidas, acetilidas). IV ir V grupių elementų hidridų pavadinimai turi priesagas –inas arba –anas. Jei didesnio elektrinio neigiamumo elementui būdingi keli oksidacijos laipsniai, tai po jo pavadinimo lenktiniuose skliaustuose romėniškais skaitmenimis rašomas jo oksidacijos laipsnis šiame junginyje (pvz., geležies (II) oksidas). Molekulėje arba formuliniame vienete esančių atomų skaičių taip pat gali nurodyti atitinkami graikiški priešdėliai. c) Daugiaelemenčiai junginiai. Nomenklatūros požiūriu paprasčiausi daugiaelemenčiai junginiai yra hidroksidai ir cianidai. Jų pavadinimai yra sudaromi labai panašiai kai binarinių junginių pavadinimai ir neretai sutampa su nesisteminiais pavadinimais. Sudėtingesni yra deguoninių rūgščių pavadinimai. Kaikurios deguoninės rūgštys itin plačiai taikomos, todėl kasdienėje kalboje gali būti vartojami ir tradicinai jų pavadinimai (pvz., sieros, azoto, fosforo rūgštys).Sisteminiuose deguoninių rūgščių pavadinimuose yra išsikiriamas katijonas (vandenilio atomai) ir didesnio elektrinio neigiamumo dalis (rūgšties liekana arba anijonas). Anijono pavadinime pirmiausiai nurodomas degonies atomų skaičius (diokso-, triokso- ir tt.), paskui – rūgšties liekaną sudarantis elementas su priesaga –atas. Po pavadinimo skliaustuose rašomas anijono krūvis. Be to, jei rūgšties anijone yra pereinamasis elementas, tai rūgšties pavadinime vietoje priesagos –atas rašoma –ato rūgštis (būtent taip pabrėžiama, jog šis junginys yra pereinamoji elemento rūgštis). Deguoninės rūgštys, kuriose visus arba dalį deguonies atomų yra pakeitusi peroksidinė –O-O- grupė arba persulfidinė –S-S- grupė, vadinamos atitinkamai peroksorūgštimis arba tiorūgštimis. Prieš tiltelinio deguonies atomo, jungiančio du vienodus atomus, pavadinimą rašoma simbolis μ-. Deguoninių rūgščių druskų nesisteminiuose pavadinimuose pirmiau nurodomas katijonas, paskui anijonas. Jei elementui būdingi du oksidacijos laipsniai, tai elemento, kurio oksidacijos laipsnis yra auštesnis, druskos pavadinimas baigiasi –atas, o kurio oksidacijos laipsnis žemesnis – priesaga –itas. Kitų diviejų deguoninių druskų, kuriose tokie elementai yra vidutinio oksidacijos laipsnio, pavadinimuose jokie priešdėliai nerašomi, skirtingus jų elementų oksidacijos laipsnius rodo tik priesagos –itas ir –atas. Deguoninių rūgščių druskų sisteminiai pavadinimai sudaromi labai panašiai kaip ir atitinkamų deguoninių rūgščių pavadinimai. Rūgščiųjų druskų sistieminiuose pavadinimuose nurodomas vandenilio atomų skaičius. Bazinių druskų, nesisteminėje nomenklatūroje vadintų hidroksodruskomis, tradiciniai pavadinimai vartojami vis rečiau ir rečiau, netgi nesisteminiuose pavadinimuose priešdėlis hidro- keičiamas žodžiu –vandenilio. Tos druskos turi ir druskoms ir bezėms būdingų savybių, todėl jų sisteminiai pavadinimai sudaromi pagal hidroksidų ir normaliųjų druskų pavadinimo sudarymo taisykles, o tarp anijonų pavadinimų rašomas trumpas brūkšnelis. Jeigu druskos sudėtyje yra keli katijonai, ju pavadinimai išvardyjami abecelės tvarka ir vienas nuo kito atskyriami brūkšneliais. Ta pati taisyklė galioja ir mišrioms druskoms, kurių anijonai skirtingi. Jei druskos sudėtyje yra keli vienodi anijonai, prieš jų pavadinimus rašomi priešdėliai bis-, tris-, tetrakis-, pentakis- ir tt. Sudarant kristalhidračių pavadinimus, prie bevandenės druskos pavadinimo (tiek tradicinio, tiek sisteminio) pridedamas žodis hidratas, o lotyniškas skaitmeninis priešdėlis (mono-, di- ir t.t.) nurodo kristalhidračio vandens molekulių skaičių. Sudėtingesnių kristalhidračių sisteminiai pavadinimai sudaromi taip: po druskos pavadinimo rašomas trumpas brūkšnelis, po jo – žodis vanduo, o termino pabaigoje skliaustuose nurodomas formulinių vienetų skaičiaus santykis. Sisteminiuose kompleksinių junginių pavadinimuose pirmiausiai įvardijamas katijonas, po jo anijonas. Kompleksinio jono pavadinime nurodomi ligandai, o po jų – centrinis jonas. Jei junginyje yra keli ligandai, pirmiausiai įvardijami anijonai, paskui – neutralieji ligandai. Anijoninio ligando pavadinimas turi baigtis jungiamąja balse o (pvz., -chloro-, -ciano-, - karbonato-). Neutraliųjų ligandų pavadinimai lieka tokie patys kaip nesisteminiuose pavadinimuose (pvz., -akva-, amin-). Skliaustuose pageidautina nurodyti kompleksinio jono krūvį. Kompleksinio junginio, kuris neturi išorinės sferos, pavadinime kompleksadarys rašomas paskiausiai, o jo oksidacijos laipsnis nenurodomas. Tiletliniuose vienbranduoliuose kompleksuose tilteliniai ligandai žymimi graikiška raide μ- , kuri rašoma prieš jų pavadinimą. 2. Elektronų išsidėstymas atomų orbitalėse. Paulio draudimo principas. Tame pačiame atome negali būti dviejų elektronų, kurių visi 4 kvantiniai skaičiai būtų vienodi. Turi skirtis bent sukinių kvantiniai skaičiai. Išvados: • Didžiausias elektronų skaičius energijos lygmenyje randamas pagal formulę 2n2 . • Didžiausias elektronų skaičius energijos polygmenyje randamas iš formulės 2(2l + 1). Apribojimai: • Išoriniame energetiniame lygmenyje negali būti daugiau kaip 8 elektronai. Tai energetiškai patvari elektoninė konfigūracija. • Priešpaskutiniame energetiniame lygmenyje negali būti daugiau kaip 18 elektronų. Tokia priešpaskutinio lygmens elektroninė konfigūracija taip pat labai patvari energetiškai. Mažiausios energijos principas. Elektronas atome gali užimti tokią padėtį, kad jo energija būtų minimali. Tik elektronams užpildžius artimiausius nuo branduolio energijos lygmenis, kiti elektronai pildo tolimesnius. Hundo taisyklė. Atominės orbitales elektronai užima taip, kad jų sukinio kvantinių skaičių suma būtų maksimalus skaičius. Iš pradžių elektronai užima po vieną tuščią elektroninę orbitalę, poros susidaro tik tada, kai nebelieka tuščių orbitalių. 3. Periodinis dėsnis ir periodinės elementų sistemos. Periodinis dėsnis. Elementų ir jų junginių savybės periodiškai priklauso nuo tų elementų atomų branduolių krūvių. Perioduose didėjant branduolio krūviui atomo spindulys mažėja. Grupėse (s ir p) atomų spindulys didėja iš viršaus į apačią. Didėjant atomo spinduliui, stiprėja elemento metalinės savybės, nes silpnėja trauka tarp branduolio ir išorinio sluksnio elektronų. Kuo didėsnis elemento atomo branduolys, tuo mažesnė jo jonizacijos energija. Jonizacijos energija – energijos kiekis , reikalingas iš atomo branduolio traukos sferos pašalinti elektroną. Kuo mažesnė jonizacijos energija, tuo stipresnės atomo metališkosios savybės. Energija kuri išsiskiria arba yra absorbuojama prisijungiant elektronui prie atomo, vadinama giminingumo elektronui energija. Ši energija didėja perioduose iš apačios į viršų, grupėse – iš kairės į dešinę. Metalų giminingumas elektronui labai mažas. Didžiausias giminingumas elektronui yra halogenų, nes jų atomai lengvai prisijungia elektronus ir virsta halogenidų jonais, šio proceso metu išsiskiria daug energijos. Didžiausias giminimgumas elektronui yra fluoro. Periodas- Eilutė Periodinėje elementų lentelėje - elementai, atitinkantys vieno elektronų sluoksnio pildymą. Periodinės lentelės stulpeliai vadinami grupėmis, kurių viso yra 18. Vienos grupės elementų panašus valentiškumo elektronų išsidėstymas, dėl to šių elementų savybės yra panašios. Neigiamas elektringumas lygus pusei jonizacijos ir giminingumo elektronui energijų sumos. NE – neigiamas elektringumas, I – jonizacijos energija, F – giminingumas elektronui. Metalų neigiamas elektringumas yra mažas, nemetalų – didelis. Kuo stipresnės elemento nemetališkosios savybės, tuo didesnis jo neigiamasis elektringumas, ir atvirkščiai. 4. Cheminio ryšio samprata. Cheminis ryšys, tai atomų elektrostatinės prigimties sąveika arba sąveika persiklojant cheminį ryšį sudarančių elektronų debesėliams, sumažėjant sistemos pilnai energijai. Energijos sumažėjimas dėl cheminių ryšių susidarymo stabilizuoja naują darinį lyginant su izoliuotais atomais.Bet kurį cheminį ryšį charakterizuoja du parametrai: Energetinis parametras – ryšio energija. Geometrinis parametras – cheminio ryšio ilgis ir kampai tarp jungčių. Cheminio ryšio ilgis, tai atstumas tarp dviejų atomų branduolių centrų molekulėje arba kristale, kuomet traukos jėgos yra lygios stūmos jėgoms ir sistemos energija yra minimali. Ryšio ilgiui tarp branduolių centrų apskaičiuoti naudojama formulė: d- atstumai tarp branduolių centrų, dviatomėse molekulėse. F2=1,417 A, Cl2=1,991 A, Br2=2,286 A, I2=2,669; Nėra junginio, kuriame egzistuotų vieno tipo cheminis ryšys. Beveik visada yra sutinkamas bendrasis cheminių ryšių veikimas. Tikslesni rezultatai yra nusakomi eksperimentiškai nustatant cheminio ryšio ilgį. Tam tikslui yra naudojami įvairūs spektriniai analizės metodai, Rentgeno spindulių difrakcinė analizė, tačiau ir taip nustatytas ryšio ilgis charakterizuoja tik vidutinį atstumą tarp atomų, todėl kad atomai ir molekulės kristale niekada nebūna stacionarioje būsenoje , išskyrus, kai temp.= 0 C. Atomai visada virpa. Virpesiai gali būti valentiniai, kurie vyksta išilgai cheminio ryšio krypties bei simetriniai/asimetriniai. Be valentinių yra ir deformaciniai, kurie vyksta ne išilgai cheminio ryšio, t.y. kurių metu kinta cheminio ryšio žirkliniai kampai. Kampai tarp cheminių ryšių: μ(dipolio momentas)=R(atstuams tarp įkrautų krūvių)Q(krūvis); Jei μ yra 0, tai tiesinė molekulė; Cheminio ryšio energija – tokia energija, kurią reikia sunaudoti, konkrečiam cheminiam ryšiui nutraukti. Ryšio energija priklauso nuo junginio agregatinės būsenos. Junginys yra tuo patvaresnis, kuo atomai yra arčiau vienas kito ir kuo didesnė cheminio ryšio energija. Cheminio ryšio tipai: joninis, metališkasis, kovalentinis, tarpmolekulinės sąveikos ryšys. Ryšys atsirandantis dėl elektrostatinės prigimties sąveikos tarp anijonų ir katijonų yra vadinamas joniniu ryšiu. Jis charakteringas junginiuose, kur elementams būdingi skirtingi elektriniai neigiamumai. Junginiuose elektronų pora pasislinkusi (visiškai perėjusi) prie elektroneigiamiausio atomo. Šis įgauna neigiamą krūvį.Grynai joninių junginių nėra. Galima kalbėti tik apie joninio ryšio charakterį arba joniškumo laipsnį.CsF-> 90 % joninis. Oksidacijos laipsnis rašomas iš pradžių parašius +/- - tai ne valentingumas! Pvz.: metanolio C valentingumas 4, o C oks. l. yra -2; Superoksido oks.l. -1/2; ozonito -1/3; Joniniam ryšiui nebūdingas kryptingumas, tai nėra prisotintas ryšys. Dviejų jonų sąveikos metu jų elektrinių jėgų laukai pilnai nesikompensuoja. Joniniai junginiai: druskos, oksidai, hidroksidai, kai kurie kompleksiniai jung. Toks ryšys daugiau būdingas kristalinėms medžiagoms. Kristalinėje būsenoje-prasti elektros laidininkai, tačiau lydaluose gerai praleidžia elektros srovę. Kovalentiniam ryšiui aiškinti naudojamos dvi teorijos: 1. Molekulių orbitalių teorija (neegzistuoja atskiros atominės orbitalės) 2. Valentinių ryšių metodas (cheminį ryšį sudaro orbitalės persiklodamos tarpusavyje, taip subendrindamos elektronus). Molekulių orbitalių teorija Pagal šį metodą nebelieka s, p, d, f orbitalių, išlieka tik molekulinės orbitalės. Kad įvyktų atomų A ir B cheminis susijungimas į vieną molekulę bendrieji elektronai didesnį laiko tarpą tūrėtų būti rišančioje molekulinėje orbitalėje/srityje (t.y. branduolinėje erdvėje, o ne molekulinėje orbitalėje). Molekulines orbitales aprašo banginė funkcija Ψ (psi) ir sudėtinga Šredingerio lygtis, kurios sprendinys nurodo elektronų buvimo didžiausios tikimybės sritį. Valentinių ryšių metodas: kovalentinį ryšį sudaro du skirtingo sukinio elektronai. Vyksta elektronų susiporavimas; jų atomų orbitalių/ banginių funkcijų persiklojimas padidėjant tarp elektronų branduolių elektroniniam tankiui ir sumažėjant sistemos pilnai energijai. Susidarant molekulei pakinta į jos sudėtį įeinančių atomų tik valentinio išorinio elektroninio sluoksnio struktūra. Elektronų pasislinkimo laipsnis – skirtumas tarp joninio ir kovalentinio ryšio; Kovalentiniam ryšiui būdingas poliškumas. Vienodo elektroneigiamumo molekulės sudaro nepolinį kovaletinį ryšį. Skirtingo elektroneigiamumo – polinį kovalentinį ryšį. H:H (H2,Cl2) Hδ+ :Clδ- (HCl, HF) Na+ :Cl- Yra molekulių kuriose ryšiai tarp atskirų atomų poliniai, tačiau bendras molekulės dipolio momentas, kuris charakterizuoja polių yra lygus 0. Tai stebima simetrinėse molekulėse, pvz.: O = C = O Kovalentiniam ryšiui būdingas kryptingumas (priešingai negu joniniam), nes atominės orbitalės erdvėje išsidėsčiusios griežtai apibrėžtai ant koordinačių ašių, todėl cheminis ryšys gali susidaryti vienu būdu, negali lankstytis, o tik pasitraukti kažkuria kryptimi. (joniniam ryšiui kryptingumas nebūdingas). Daugiagubiškumas (kartotinumas) – cheminis ryšys tarp atomų pasikartoja kelis kartus. Kovalentiniam ryšiui būdingas prisotinamumas: Daugiau šie atomai kovalentinio ryšio sudaryti negali. Lieka laisva elektronų pora, kuri gali saveikauti su H+ protonu. Susidaro amonio jonas. Donorinis – akceptorinis prisijungimo principas. Tai pagrindinis ryšių susidarymo principas kompleksiniuose junginiuose. Amonio jonas daugiau kovalentinių ryšių nesudaro. Kovalentiniam ryšiui būdingas kartotinumas (daugiagubiškumas). Tuomet tarp atomų susidaro keli cheminiai ryšiai. Dalinai šiai savybei galima priskirti datyvinį kovalentinį ryšį: Datyvinis ryšys – vienas atomas gali būti ir donaras ir akceptorius. Kovalentiniam ryšiui būdingas poliarizuojamumas. Jei poliškumas yra pradinio elektronų tankio pasiskirstymas tarp atomų molekulėje, tai poliarizuojamumas yra ryšio geba tapti poliniu, molekulę veikiant išoriniu elektriniu lauku. Iš nepolinės molekulės galima padaryti polinę. Jei kovalentinis ryšys bus veikiamas smarkiomis jėgomis, šis ryšys nutrūks. Galimi heterolitinis ir homolitinis ryšio nutrūkimo variantai. Jeigu nutrūkstant cheminiam ryšiui elektronų poros elektronai pasidalina po lygiai prie kiekvieno atomo, toks ryšio nutrūkimo mechanizmas yra homolitinis (radikalinis – susidaro labai reaktingos dalelės). Homolitinio ryšio nutrūkimo pavyzdys: Gali dalyvauti radikalinio pavadavimo, prisijungimo reakcijose.Kai nutrūkusio cheminio ryšio bendra elektronų pora lieka prie vieno iš atomų, turėsime heterolitinį ryšio nutrūkimą. CH3 Cl  CH3+ + : Cl- CH3 Li Li+ + : CH3- Susidarę katijonai gali dalyvauti nukleofilinio prisijungimo reakcijose. O organiniai anijonai gali dalyvauti elektrofilinio prisijungimo reakcijose. Tarp atomų, esančių skirtingose molekulėse susidaro tarpmolekuliniai ryšiai. Jie yra silpnesni ryšiai. Vandervalso ryšiai (Van der Waalz‘o). E = EO + EI + ED Sudaryta iš orientacinio, indukcinio ir dispersinio efektų. Orientacinė saveika yra dipolis – dipolis sąveika. Ši sąveika būdinga poliniams tirpikliams. Indukcinis efektas. Sistemoje yra polinė ir nepolinė molekulės. Dipolis nepolinėje mokelulėje indukuoja dipolį. Šis ryšys paprastai atsiranda, kuomet poliniai junginiai yra tirpinami poliniuose tirpikliuose. Dispersinis efektas atsiranda tuomet, kai labai trumpu laiko momentu yra įmanomas sinchroniškas elektronų skriejimas aplink branduolį, atsiranda mikrodipoliai. Pasireikšti gali bet kur. Kietas chloras gali egzistuoti dėl dispersinės sąveikos. Vandeniliniai cheminiai ryšiai. Šis ryšys atsiranda tarp teigiamai poliarizuotų H atomų chemiškai susijungusių vienoje molekulėje ir neigiamai poliarizuoto deguonies, azoto, ar chloro, esančio kitoje molekulėje. Vandenilinis ryšys gali susidaryti vienoje molekulėje, tarp skirtingų cheminių grupių, kai yra orto izomeras. Baltymų struktūros! 5. Kompleksiniai junginiai. Tai junginiai, turintys koordinacinių jungčių. Br2, S8, O2 – vieninės medžiagos NH3, H2O, SO3 dvinariai junginiai, pirmojo lygio junginiai Zn(OH)2, HClO4 Aukštesniojo laipsnio junginiai KAl(SO)4 * 12 H2O Aukščiausiojo laipsnio junginiai yra vadinami kompleksiniais arba koordinaciniais. Werner, kompleksinių junginių sandaros pradininkas. Jis teigė, jog centrinis atomas (elementas), dažniausiai metalo atomas arba jonas yra vadinamas kompleksodariu M. Jis yra susijungęs dažniausiai donoriniais-akceptoriniais arba įprastais kovalentiniais ryšiais, su jį supančiais arba koordinuojančiais anijonais arba molekulėmis, kurie yra vadinami ligandais. M Li Li‘ Li‘‘ M – centrinis atomas, duodantis laisvas orbitales, Li – ligandai, turintis laisvus elektronus. Kai kurie ligandai susidaro aplink kompleksodarį, todėl dar vadinami mišriaisiais. Šių ligandų, išsidėsčiusių aplink kompleksodarį, skaičius yra vadinamas koordinaciniu skaičiumi (KS). Pagal šia teoriją kompleksadariai su ligandais sudaro vidinę komplekso sferą, kuri užrašoma laužtiniuose skliausteliuose, kuri turi krūvį (bet gali būt ir neutrali). Už laužtinių skliaustų rašoma išorinė kompleksinio junginio sferą; [Cu(H2O)4]2+ - vidinė kompleksinio junginio sfera (laužtiniuose skliaustuose) (Kat ir An) [Cu(H2O)4] Cl2 Tetraakvavario (II) chloridas [Al(OH)4]- K[Al(OH)4] Kalio tetrahidroksoaliuminatas (III) Kompleksiniai junginiai disocijuoja į jonus, tai stiprūs elektrolitai. K2[Ni(CN)4]  2K+ + [Ni(CN)4]2- [Cr(NH3)6](NO3)3  [Cr(NH3)6]3+ + 3NO3- Pati kompleksinė dalelė – silpnas elektrolitas. [Ni(CN)4]2-  [Ni(CN)3]- + CN- [Ni(CN)4]+  Ni2+ + CN- Cd2+ + 4 CN-  [Cd(CN)4]2- Komplekso patvarumo konstanta: Cd2+ + 4 CN- ↔ [Cd(CN)4]2- Kuo didesnė konstanta, tuo kompleksinis junginys patvaresnis. Kompleksiniai junginiai klasifikuojami labai įvairiai: 1. pagal priklausymą vienai ar kitai junginių klasei. [Co(En)3](OH)3 – Kompleksinės bazės H2[SiF6] – Kompleksinės rūgštys K2[Ni(CN)4] – Kompleksinės druskos 2. Pagal ligandų prigimtį: Pvz.: Hidroksokompleksiniai junginiai (OH- vid. sferoje); Akvakompleksai (H2O vid. sf.); Aminokompleksiniai junginiai (NH3 vid. sferoje); Ligandas – rūgšties anijonas – acidokompleksiniai junginiai; a) pagal donorinių atomų skaičių. Vienas donorinis atomas liganduose; monodentatiniai ligandai ir kompleksiniai junginiai – duoda vieną nepadalintą elektronų porą Co(NH3)6]3+, [AlCl4]-, [Fe(CN)6]3- Du donoriniai ligandai; didentatinis ligandas ir kompleksinis junginys: kairėje monodentatinis, dešinėje – didentatinis: Žmogaus organizme yra be galo daug polidentatinių ligandų. b) pagal ligando cheminę prigimtį: K2[Ni(CN)4] – jei ligandai yra rūgšties liekana, tai tokie kompleksiniai junginiai vadinami acido kompleksiniais junginiais. Jei yra H2O, tai akvakompleksiniai junginiai [Cu(H2O)42+ Jei OH, tai hirdokso, jei NH3 – amoniakiniai kompleksiniai junginiai. 3. Pagal kompleksadarių skaičių komplekse: • Monobranduoliai kompleksiniai junginiai: H2[SiF6] • Dibanduoliai kompleksiniai junginiai [Mn2(CO)10] • Tribranduoliai kompleksiniai junginiai [Re3Cl9] • Heksabranduoliai kompleksiniai junginiai [Mo6Cl8]Cl4 4. Pagal koordinacinį skaičių: KS2: [Ag(NH3)2]+ KS3: [Cu(CN)3]2- KS4: [Zn(CN)4]2- KS6: [Co(NH3)6]3+ KS :[W(ON)8(H2O)2]-4 5. Pagal komplekso vidinę sandarą: Kuriuose yra ciklinių fragmentų, vadinami chelatais: Pvz.: cikla chelato ferumatas; Kuriuose nėra ciklinių junginių – acikliniai kompleksiniai junginiai: [Cu(NH3)4]2+ (kairėje) ir [Cu(en)2]2+ (dešinėje) kompleksų struktūriniai fragmentai: Kai keli ligandai priklauso keliems kompleksodariams (tilteliniai ligandai): miu-dihidrokso ligandas su tilteliniais OH-; 6. Cheminis ryšys kompleksiniuose junginiuose. (Reikia žinot tik pavadinimus); Egzistuoja trys teorijos, aiškinančios cheminio ryšio prigimtį kompleksiniuose junginiuose: 1) VRM – valentinių ryšių metodas. Pagal šią teoriją kompleksiniai junginiai susidaro formuojantis kovaletiniams ryšiams, dažniausiai pagal donorinį – akceptorinį mechanizmą tarp metalų ir ligandų. Tačiau norint naudoti šią teoriją, reikia žinoti kompleksinių junginių magnetines savybes.Jei centrinis atomas arba kompleksadarys yra teigiamas metalo jonas, tai dažniausiai jis būna elektronų poros akceptorius, nes jame yra laisvų orbitalių. Ligandų elektronų poros užpildo tuščias kompleksadario orbitales, jie yra elektronų donorai. 2) KLT – kristalinio lauko teorija, teigia, jog kompleksas susidaro dėl elektrostatinės sąveikos tarp kompleksadario ir simetriškai apie jį išsidėsčiusių ligandų. Šioje teorijoje dėmėsys yra sutelktas į centrinio atomo elektronų sandarą bei jos kitimą, ligandų elektrostainio lauko poveikyje. Patys ligandai nagrinėjami tik kaip taškiniai tam tikro krūvio nešėjai.Pagal KLT kompleksiniai junginiai laikomi joniniais. Daroma prielaida, kad tarp kompleksadario ir ligandų yra elektrostatinė sąveika. Kartu atsižvelgiama į ligandų elektrostatinio lauko įtaką kompleksadario elektronų energijai. 3) Molekulinių orbitalių teorija (ligandų lauko teorija)– neegzistuoja jokių atominių orbitalių. Molekulinių orbitalių metodas apibendrina VRM ir KLT. Jį taikant galima matematiškai paaiškinti kompleksinių junginių struktūrą. 7. Kompleksiniai junginiai medicinoje. Yra žinomi diagnostiniai ir terapiniai kompleksiniai junginiai. Neorganinių elementų poveikis ir aktyvumas labai priklauso nuo to, kokioje elementas yra fizikocheminėje formoje gyvame organizme. Panaudojimo būdai: ◦ Magnetinio rezonanso diagnostikos kontrastiniai reagentai. Branduolių magnetiniu rezonansu tarp normalių ir sergančių ląstelių skirtumas gali būti efektyviai pastebėtas tik naudojant paramagnetinius kontrastinius reagentus. Naudojami tokių metalų kompleksiniai junginiai, kur yra kuo daugiau nesuporuotų elektronų. Panašūs Mn2+, Fe3+ kompleksiniai junginiai pasižymi pakankamu atrankumu ir naudojami kaip kontrastiniai reagentai kepenų, tulžies, virškinamojo trakto sutrikimų diagnostikoje.  Radiofarmaciniai reagentai – radioaktyviųjų metalų kompleksiniai junginiai: 99Tc, 201Tl, 111In, 51Co... Technecio junginiai absorbuojami smegenyse ir naudojami cerebralinio paralyžiaus diagnostikoje. Kiti junginiai – kontrastiniai reagentai miokardui tirti. ◦ Antiinfekciniai reagentai – turi priešmikrobinį poveikį; Figure 1 Sidabro sulfazilas – priešmikrobinis, priešgrybelinis reagentas. Stibio kompleksiniai junginiai efektyvūs prieš viduląstelinius parazitus. Figure 2 Efektyvus reagentas prieš maliariją. • Zn+ complex su dvigubu cikliniu ligandu inhibuoja ŽIV viruso veikimą; ◦ Širdies indų sistemą veikiantys reagentai. [Fe(CN)5NO]3+ Geležies mikropositas – mažina kraujospūdį. Gydant sepsinius šokus (kai organizme padidėja NO koncentracija) labai efektyvus rutenio mišrus kompleksas: K[Ru‘‘‘(HEDTA)Cl] ◦ Insulino pakaitalai. Vanadžio kompleksiniai junginiai stimuliuoja gliukozės įsisavinimą, jos oksidaciją. Chromo sudėtingi tribranduoliai kompleksiniai junginiai aktyvuoja nuo insulino priklausančio fermento tirozino kinazės veikimą. ◦ Fotodinaminės terapijos reagentai. Tai sudėtingi metalų kompleksiniai junginiai, kurie yra jautrūs spinduliuotei, pvz. Sergančios ląstelės, veikiamos šiais reagentais ir tuo pat metu matoma šviesos spinduliuotė. Tokios fotojautrios medžiagos šviesos poveikyje, sergančiose ląstelėse išskiria didelį deguonies kiekį. Taip gydomi įvairūs navikai, hematologiniai susirgimai. ◦ Priešvėžiniai reagentai: Žinomi ne tik platinos, bet ir kitų metalų kompleksiniai junginiai: Vieni jų efektyvūs tik intraveniškai, kiti geriant tabletes; vieni naikina senas, kiti jaunas vėžines ląsteles. • Priešopiniai kompleksiniai junginiai – opoms gydyti. Daug bismuto kompleksinių junginių. • Antiartritiniai kompleksiniai reagentai – gydo artritą, pristabdo ligos plitimą. Aukso kompleksiniai junginiai. 8. Elektrolitinė disociacija. Elektrolitinės disociacijos pradininkas, švedų mokslininkas Arenijus, kuris pirmasis postulavo, kad tirpimo metu medžiagų molekulės tirpiklio terpėje suskyla į mažesnes daleles. Yra medžiagos, kurios vadinamos elektrolitais. Sąveikaudamos su polinėmis tirpiklio molekulėmis, tirpale jos disocijuoja į jonus. Bendru atveju elektrolitinę disocijaciją galima išreikšti: KA + (m + n)H2O  K(H2O)+n + A (H2O)-m Hidratacija Susidarę dariniai yra hidratai. Jei tirpiklis ne vanduo, tai procesas vadinsis solvatacija, produktai – solvatai. Gyvuose organizmuose svarbus vaidmuo tenka polielektrolitams – stambiamolekuliniams junginiams, kurie elektrolitų disocijacijos metu gali susikilti į polimerinius daugiakrūvius makrojonus ir atitinkamus priešingo krūvio mažesnius jonus. Rūgšties ir bazės savybių turintis polimeras vadinamas poliamfolitu. Visi elektrolitai skirstomi į silpnus ir stiprius elektrolitus. Jei disocijuoja pilnai – tai stiprūs elektrolitai, jei nusistovi pusiausvyra – silpni. • Stiprieji elektrolitai (visiškai skyla į jonus) ◦ Tirpiosios druskos (pvz. NaCl) ◦ Tirpieji hidroksidai (pvz. KOH) ◦ Stipriosios rūgštys (HCl, HBr, HI, HClO4, HClO3, HNO3, H2SO4. • Silpnieji elektrolitai (tik iš dalies skyla į jonus) ◦ Silpnosios rūgštys ◦ NH3, aminai (pvz. CH3NH2) ir kai kurios kitos medž. Disociacijos konstanta. Disociacijos konstanta nepriklauso nuo elektrolitų koncentracijos. Disociacijos laipsnis α parodo, kokia dalis disocijuoja į jonus. - disocijavusių ir bendrų dalelių kiekių santykis. H An  H+ + An- c (mol/l) [H+] = 2C HClO = 0,1 mol; Kdis.= 1 * 10-5 Stipriųjų elektrolitų atveju yra aktyvumas a. δ – aktyvumo koeficientas. Dydis charakterizuojantis koncentruotų, stiprių elektrolitų tirpalų savybių nukrypimą nuo praskiestų tirpalų. I – tirpalo joninė jėga. ci – visų jonų koncentracija z i – jonų krūviai 0,01 mol/l CaCl2 0,01 mol/l Na2SO4 I= ½(0,01 mol/ l * 22 + 0,02 mol/l * (-1)2 + 0,02 mol/l * 12 + 0,01 mol/l * (-2)2) = ½ (0,04 +0,02 + 0,02 + 0,04) = ½ * 0,12 = 0,06 Jei skysčio joninė jėga maža, joje mažai elektrolitų. Jei organizme maža joninė jėga, prarandmas H2O, vyksta dehidratacija. 9. Rūgštinė – bazinė pusiausvyra tirpaluose. Egzistuoja trys pagrindinės teorijos, aiškinančios, kas yra rūgštys ir bazės. ◦ Arenijaus teorija. Rūgštys – junginiai kuriems tirpstant H2O dėl disociacijos padidėja vandenilio jonų koncentracija, šarmai – junginiai, kai padidėja OH- jonų koncentracija. HAn  H+ + An- KtOH  Kt++ OH- ◦ Brionstedo ir Lauri teorija. Pagal šią teoriją rūgštys, tai medžiagos, kurios gali duoti H+, o bazė gali prisijungti H+ joną. CH3COOH(aq) + H2O(aq)  H3O+(aq) + CH3COO-(aq) Rūgštis bazė rūgštis bazė Rūgštinėse- bazinėse reakcijose vyksta H+ pernaša nuo rūgšties link bazės. Rūgštys ir bazės sudaro konjuguotas rūgščių ir bazių poras. Kai kurios medžiagos, priklausomai nuo reakcijos sąlygų gali būti ir rūgštimis ir bazėmis. Jos yra vadinamos amfolitais. HCO3- + H2O  H3O+(aq) + CO32-(aq) Rūgštis bazė rūgštis bazė HCO3- + H2O  H2CO3(aq) + OH-(aq) Bazė rūgštis rūgštis bazė ◦ Lewis teorija. Rūgštys – betkokios dalelės, galinčios prisijungti elektronų porą, bazės – betkokios dalelės, galinčios duoti elektronų porą. H+[] + :OH-  H[:]OH Pagal šią teoriją rugštys gali būti medžiagos be H+, o bazės – nebūtinai turi OH-. H3PO4  H+ + H2PO4- Disociacija vyksta pakopomis. Didžiausia vandenilio jonų koncentracija susidaro I pakopos metu. H2O + H2O  H3O+ + OH- Figure 3. Vandens joninė sandauga. Neutrali terpė: [H+]=[OH-] = 10-7 mol/l [H+]>[OH-]> 10-7 mol/l rūgštinė terpė [H+] 7 KCN + H2O  HCN + KOH CN- + H2O  HCN + OH- Jei druska sudaryta iš daugiavandenilinės rūgšties anijonų, tai hidrolizės procesas vyksta pakopomis. ◦ Druska sudaryta iš stiprios rūgšties anijonų ir silpnos bazės katijonų. Šiuo atveju faktiškai vyksta silpna katijonų sąveika su vandeniu. Kt+ + H2O  H+ + Kt+OH- pH 7 HCOONH4 + H2O  HCOOH + NH4OH Kdis.[ HCOOH]= 1,8 * 10-4 Kdis.[ NH4OH]= 1,79 * 10-5 pH KTS – nuosėdos iškris Q CaO + CO2; v = k; Slėgis: pV = nRT; -> p = n/V RT Temperatūra. Van’t Hof’o dėsnis: Pakėlus temperatūrą 10 laipsnių, reakcijos greitis didėja 2 – 4 kartus; - temperatūrinis koeficientas, v1 – reakcijos greitis prieš pakeliant temperatūrą, v2 – reakcijos greitis pakėlus temperatūrą. Daugumos biocheminių reakcijų koeficientas svyruoja tarp 1,5 – 3, taigi pakėlus 3 laipsniais, reakcijos greičiai didėja 13 – 39 proc.; Minimali energija, kurios pakanka, kad įvyktų cheminė sąveika, yra vad. aktivacijos energija Ea; k = A e –Ea/RT – Arenijaus lygtis; A- const; e – 2,718; R – 8,314 J / molK tg(a)=-Ea/R, jei lnk = f(1/T); 15. Termodinamikos pagrindai ir termochemija. Termodinamika - mokslas, tiriantis ryšius tarp medžiagos ir energijos virsmų. Cheminė termodinamika tiria fazinius ir cheminius virsmus. Faziniuose virsmuose pradinių medžiagų sudėtis nekinta, nes kinta tik sandara arba agregatinė būsena. Cheminiai virsmai - vykstančios cheminės reakcijos. Cheminė termodinamika nagrinėja šių virsmų tam tikrose sąlygose galimybę, siūlo sąlygas, kuriose tie virsmai vyksta savaimingai. Realioms termodinaminėms sistemoms aprašyti naudojamas būsenos funkcijos, kurios apibrėžiamos parametrais (slėgis, tūris, temperatūra...). Sistemos būsenos funkcija priklauso tik nuo pradinės ir galutinės sistemos termodinaminės būsenos, bet nepriklauso nuo proceso kelio. Bet kokios sistemos pilnoji energija lygi: Σ E=E kinetinė + E potencinė + E vidinė; Vidinė energija: E= ( S, V, n1.....nk) kJ/mol Vidinė energija - bendras sistemos energijos rezervas; susideda iš molekulių slenkamojo, sukamojo judesio energijos, atomų, sudarančių molekulę, svyruojamojo judesio energijos, elektrono skriejimo energijos, branduoliuose esančios energijos, tarpmolekulinės sąveikos energijos ir t.t. Sistemos arba kūno absoliuti energija arba vidinės energijos reikšmė yra nežinoma ir negali būti nustatyta, kadangi neegzistuoja sistemos būsena, kurios vidinė energija būtų lygi nuliui. Termodinamikoje svarbu žinoti vidinės energijos pokytį: ∆ E=E2-E1 Dauguma cheminių eksperimentų yra atliekami pastoviame slėgyje. Tuomet, kai sistemos slėgis yra pastovus įvedama analogiška sistemos funkcija-entalpija, kuri priklauso nuo entropijos, slėgio, molių skaičiaus. Sistemos entropija parodo proceso savaiminio veikimo kryptį.Cheminių procesų savaiminio vykimo varomoji jėga yra sistemos siekimas iki minimumo sumažinti savo vidinę energiją. Kitas savaiminių procesų vykimas yra sistemos siekimas būti maksimaliai netvarkioje būsenoje. Būtent entropija yra sistemos netvarkumo matas. Sistemos entalpijos pokytis ΔH yra lygus išsiskiriančiai šilumai,esant pastoviam slėgiui. Hess’o dėsnis. Kadangi entalpija (ΔH) yra būsenos funkcija, jos reikšmė pakinta tuo pačiu dydžiu, kokiu keliu bevyktų duotų reaktantų virtimas tiksliai nusakytais produktais. Σ∆H° reakcijos =∆H°(produktų)- ∆H°(prad.medž.) I termodinamikos dėsnis: vidinė energija yra sistemos būsenos funkcija, jos pokytis nepriklauso nuo proceso vyksmo būdo ir priklauso tik nuo pradinės ir galinės sistemos būsenos. Vadinasi, bet kurioje izoliuotoje sistemoje energijos kiekis lieka pastovus. Hess’o dėsnis labai panašus; Entropija žymima raide S. Ji medžiagos chaotiškumo matas. Jei procesas vyksta savaime, sistemos entropija didėja, pavyzdžiui, atidarius indą su suslėgtomis dujomis, dujos veršis iš indo ir stengsis užimti kuo didesnį tūrį. Gamtoje visiems savaiminiams procesams būdingas entropijos didėjimas ir entalpijos mažėjimas. II termodinamikos dėsnis: izoliuotose sistemose gali vykti tik tokie procesai, kurių metu didėja sistemos entropija. III termodinamikos dėsnis: Absoliuti tvarka egzistuoja tik kristalinėse medžiagose esant absoliučiam nuliui, t.y. to entropija yra 0; Labai svarbi sistemos būsenos funkcija yra izobarinis – izoterminis potencialas, Gibso potencialas, Gibso energija arba sistemos laisvoji energija. Ši funkcija glaudžiai susijusi su entalpijos ir entropijos faktoriais. Savaime procesas vyksta Gibso potencialo mažėjimo kryptimi, t.y. jei Gibso energija yra neigiama. Kuo neigiamesnis proceso Gibso potencialas, tuo lengviau ji vyksta. Jei Gibso energija teigiama, tai procesas nevyksta. Esant nuliniam Gibso energijos matui, reakcija vyksta labai lėtai, nepastebimai; Cheminių reakcijų metu šiluma gali išsiskirti arba susigerti. Šiluminių efektų tyrimas - termochemija. Jei reakcijos metu šiluma sugeriama- procesas endoterminis : ΔH >O, jei - išsiskiria - egzoterminis: ΔH

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!