Chemijos konspektai
5 (100%) 1 vote

Chemijos konspektai

Chemijos 1kolis1.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.

n=4 | | | | | | | | | | | | | | | | | |n=3 | | | | | | | | | | | | |f | | |

| |n=2 | | | | | | |d | | | | | | | | | | |n=1 | | |p | | | | | | | | | | |

| | | | |S | | | | | | | | | | | | | | | | |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 (G<0, procesas vyksta

savaime, jei (G>0, 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

Šiuo metu Jūs matote 30% šio straipsnio.
Matomi 1649 žodžiai iš 5476 žodžių.
Peržiūrėkite iki 100 straipsnių per 24 val. Pasirinkite apmokėjimo būdą:
El. bankininkyste - 1,45 Eur.
Įveskite savo el. paštą (juo išsiųsime atrakinimo kodą) ir spauskite Tęsti.
SMS žinute - 2,90 Eur.
Siųskite sms numeriu 1337 su tekstu INFO MEDIA ir įveskite gautą atrakinimo kodą.
Turite atrakinimo kodą?
Po mokėjimo iškart gausite atrakinimo kodą, kurį įveskite į laukelį žemiau:
Kodas suteikia galimybę atrakinti iki 100 straispnių svetainėje ir galioja 24 val.