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