Didžiulė chemijos špera
5 (100%) 1 vote

Didžiulė chemijos špera

1.Medžiagos sandara: 1.1 Atomo sandara. Atomas susideda iš:elektronų, protonų,neutronų,pozitronų, dalelių, arba iš teigiamo krūvio branduolio ir aplink jį skriejančių neigiamo krūvio elektronų. Kadangi atomas neutralus, tai suminis neigiamas elektronų krūvis yra lygus teigiamam branduolio krūviui.Apie branduolį skriejančių elektronų skaičius yra lygus elemento eilės numeriui periodinėje elementų sistemoje. Atomo branduolių tankis labai didelis. Branduoliai susideda iš protonų, turinčių teigiamą krūvį, ir neutronų-neutraliųjų dalelių. Protonų skaičius yra lygus elemento eilės numeriui elementų periodinėje sistemoje, neutronų- elemento atominės masės ir eilės numerio skirtumui. Pasikeitus neutronų skaičiui atomo branduolyje, susidaro izotopai. Izotopais yra vadinami to paties elemento atomai, turintys skirtingas atomines mases ir vienodą branduolio krūvį(pvz. chloras).įvairių elementų atomai, turintys vienodas atomines mases, bet skirtingą branduolio krūvį, vadinami izobarais.

Elektroninis apvalkalas .Atomo branduolį atrado E.Rezerfordas. Aplink branduolį, kaip planetos aplink Saulę, orbitomis skrieja elektronai, sudarantys atomo elektroninį apvalkalą.N.Boras priėmė, kad vandenilio atome elektronas gali skrieti aplink branduolį apskritomis orbitomis, kurių spinduliai proporcingi sveikų kvantinių skaičių n kvadratams. Šias orbitas pavadino stacionariosiomis, arba kvantinėmis, o skaičių n – pagrindiniu kvantiniu skaičiumi.Kai n=1, orbita yra arčiausiai branduolio. Elektrono skriejančio pirmąja orbita, energija E1 yra mažiausia.

Kvantiniai skaičiai. Pagrindinis kvantinis skaičius nurodo orbitalės dydį, kurioje esantis elektronas turi tam tikrą energiją, šis kvantinis skaičius nusako orbitalės energijos lygmenį.Jo reikšmės bet kuris sveikas skaičius nuo 1 iki . n  7. Sužadintų atomų n reikšmės yra didesnės negu nesužadintų atomų, pvz., vandenilio atomas pasidaro sužadintas, kai elektronas peršoka orbitalę, kurios n=2,3 ir t.t. Kai n=, elektronas visiškai išeina iš atomo ribų, t.y. atomas virsta jonu.Orbitinis(šalutinis)kvantinis skaičius l apibūdina orbitalės formą ir į kiek polygmenių suskirstytas orbitalės lygmuo. Orbitinio kvantinio skaičiaus reikšmės yra sveiki skaičiai, pradedant 0 ir baigiant n – 1. Kai n=1, turi tik vieną reikšmę – l=0. Šiuo atveju energijos polygmenių nėra. Orbitinis kvantinis skaičius 0-s;1-p;2-d;3-f. Magnetinis kvantinis skaičius ml rodo orbitalės kryptį atomo erdvėje, nes elektronas turi orbitinį magnetinį momentą. Magnetinio kvantinio skaičiaus reikšmių yra 2l+1. Kai l=0, tai ml turi vieną reikšmę: ml=0, nes s orbitalė neturi krypties erdvėje. Kai l=1, ml reikšmės +1, 0, 1, atome gali būti trys p orbitalės, išsidėsčiusios pagal x,y,z ašis.

Sukinio kvantinis skaičius S. Kvantinės mechanikos požiūriu elektrono sukimasis aplink savo ašį nėra priimtinas, bet šis kvantinis skaičius susijęs su savuoju impulso momentu ir paaiškina atominių spektrų linijų nevienalytiškumą. Šio skaičiaus yra dvi reikšmės, žymimos +1/2 ir –1/2(h/(2)vienetais)Sukinio kvantinis skaičius žymimas rodyklėmis  ir . Elektronas gali turėti vieną šio kvantinio skaičiaus reikšmę. Elektronai energijos polygmeniuose (p,d,f, orbitalėse) išsidėsto pagal Hundo taisyklę: elektronai užpildo p,d,f orbitales taip, kad jose būtų kuo daugiau nesuporuotų elektronų.Chem.elem. ir jung. sav. kitimas period. sistemoje.Elementų ir jų junginių savybės yra periodiškai susijusios su atomo branduolio krūviu.

1.2.Jonizacijos energija.Elementų savybių periodinį kitimą rodo jonizacijos energija I. Tai-elemento atomų savybė atiduoti elektronus ir virsti teigiamais jonais. Jonizacijos energija yra darbas, kurį reikia atlikti, norint išplėšti iš atomo vieną elektroną. Matuojama kJ/mol arba eV/atomui. Dažnai vietoj jonizacijos energijos matuojamas jonizacijos potencialas. Jis rodo potencialų skirtumą, išreikštą voltais, kuriam esant elektronas įgyja reikiamą jonizacijos energiją. Šios energijos, išreikštos elektrovoltais, skaitinė reikšmė lygi jonizacijos potencialui, išreikštam voltais.Jonizacijos potencialas yra elementų metališkųjų savybių matas. Kuo mažesnis jonizacijos potencialas, tuos stipresnės elemento metališkosios savybės.

Elektrinis neigiamumas.Ar elemento atomas lengviau atiduoda, ar prisijungia elektronus, rodo jo neigiamasis elektringumas. Jis lygus jonizacijos ir elektroninio giminingumo energijos sumos pusei. Didžiausias neigiamasis elektringumas halogenų, mažiausias – šarminių metalų. Periode elementų neigiamasis elektringumas didėja iš kairės į dešinę; grupėse mažėja iš viršaus žemyn.

1.3.Chem.jung.ir jos ryšys su atomo elektroniniu apvalkalu.Cheminė jungtis yra elektrostatinės prigimties. Tai-priešingų elektros krūvių trauka. Dalelės, atsidūrusios tam tikru atstumu, ima traukti viena kitą-vienos dalelės elektronai(neigiami krūviai)traukia kitos dalelės branduolius(teigiamus krūvius).Tarp labai suartėjusių dalelių atsiranda priešingos, stūmos, jėgos, nes vienos dalelės elektronai stumia kitos dalelės elektronus. Dėl stūmos jėgų dalelių energija didėja. Kai traukos jėgos pasidaro lygios stūmos jėgoms, atsiranda chem.jungtis. jungtys tarp atomų skirstomos į jonines,kovalentines ir metalines, o tarp
molekilių-į vandervalsines ir vandenilines.Dažnai viename junginyje yra kelių tipų jungtys.Joninė. Chem. Jungtis, susidariusi veikiant priešingo krūvio jonų elektrostatinėms traukos jėgoms, vadinama jonine jungtimi. Joninė jungtis gali susidaryti tuo atveju, kai tarpusavyje jungiasi atomai, kurie turi labai skirtingą elektrinį neigiamumą. Joninė jungtis susidaro tarp atomų, kurių vienas linkęs elektronus atiduoti, o kitas-prisijungti. Lengvai atiduoda elektronus tų elementų atomai, kurių yra nedidelis jonizacijos potencialas.Kovalentinė. Kovalentinė jungtis susidaro, kai elektronai ne pereina iš vieno atomo į kitą, o sudaro vieną arba keletą besijungiantiems atomams bendrų atomų.Bendri abiejų atomų elektronai vadinami poriniais. Elemento valentingumas junginiuose su kovalentine jungtimi yra lygus elektroninių porų skaičiui. Kai jungiasi vienarūšiai atomai, bendroji elektronų pora yra vienodai traukiama abiejų branduolių ir yra simetriškai išsidėsčiusi abiejų branduolių atžvilgiu, tokia jungtis vadinama nepoline.Kai jungiasi vienas su kitu elektroneigiamumo elementų atomai, bendroji elektronų pora didesniu ar mažesniu laipsniu yra pasislinkusi arčiau vieno iš branduolių, t.y. atomo, turinčio didesnį elektroneigiamumą. Tai polinė jungtis.Vandenilinė jungtis.Vandenilio atomai, susijungę su atomais, energingai prijungiančiais elektronus(fluoro, deguonies, mažesniu laipsniu azoto), turi savybę susijungti su kitu tos pačios rūšies elemento atomu iš kitos molekulės.Cheminė jungtis, kuri susidaro tarp į molekulę sujungto vandenilio atomo ir kito elemento, lengvai prijungiančio elektronus, atomo vadinama vandeniline. Vandenilinė jungtis padeda susidaryti dviguboms molekulėms. Vandenilinė jungtis yra silpnesnė už kitas chemines jungtis. Donorinė-akceptorinė jungtis. Tai atskiras kovalentinės jungties atvejis. Ji būdinga daugeliui jungtinų(SO2, H2SO4,HNO3,N2O,Cl2,CO ir kt.) ir ypač kompleksiniams junginiams. Tokia jungtis susidaro, kai vienas atomas turi laisvą elektronų porą, o kitas – tuščią orbitalę. Laisvoji elektronų pora pereina į tuščiąją orbitalę. Taip susidariusi kovalentinė jungtis nuo paprastos skiriasi tik susidarymo būdu. Atomas, turintis laisvąją elektronų porą vadinamas donoru, o atomas, turintis tuščią orbitalę – akceptoriumi.

2.Bendrieji cheminių procesų dėsningumai. 2.1.Pagrindinės termochemijos sąvokos. Mokslas, nagrinėjantis energijos kitimus cheminėse reakcijose, vadinamas chemine termodinamika.Pagrindinis termodina-mikos,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
temperatūra, todėl G vadinamas izobariniu-izoterminiu potencialu(Gibso energija).Jei procese entropija nekinta, tai neaukštoje temp. Surištosios energijos pokytis TS yra mažas dydis ir G labai artimas H. Šiuo atveju apie savaiminį proceso vyksmą galima spręsti iš entalpijos pokyčio H: savaime vyksta tie procesai, kurių metu entalpija mažėja. Neaukštoje temperatūroje savaime vyksta visos egzoterminės reakcijos.Jei procese entropija didėja, tuomet apie proceso savaimingumą sprendžiama tik iš Gibso energijos pokyčio.

2.3.Cheminė kinetika. Cheminė kinetika tyrinėja cheminių reakcijų greitį ir jų eigos mechanizmą. Cheminių reakcijų greitis apibūdinamas reaguojančių medžiagų koncentracijų pokyčiu per laiko vienetą. Reiškiama moliais litre per sekundę(mol/ls).Cheminių reakcijų greitis priklauso nuo reaguojančių medžiagų cheminės prigimties, koncentracijos, temperatūros, katalizatorių ir inhibitorių. Reakcijų greičio priklausomybė nuo koncentracijos ir temperatūros. Kuo didesnė medžiagų koncentracija, tuo daugiau molekulių tūrio vienete, tuo dažniau jos susiduria. Dėl to reakcijos vyksta greičiau. Ilgainiui reaguojančių molekulių kiekis taip pat ir molekulių susidūrimų skaičius mažėja. Dėl to mažėja ir reakcijos greitis. Veikiančiųjų masių dėsnis: cheminės reakcijos greitis, esant pastoviai temperatūrai, tiesiai proporcingas reaguojančių medžiagų koncentracijų sandaugai. mA+nBpC, gauname šią veikiančiųjų masių dėsnio matematinę išraišką: v=k[A]m[B]n, čia [A],[B] – reaguojančių medžiagų koncentracijos mol/l; k – cheminės reakcijos greičio konstanta, kuri priklauso nuo reaguojančių medžiagų prigimties, temperatūros, katalizatoriaus ir inhibitorių, bet nepriklauso nuo reaguojančių medžiagų koncentracijų; m ir n – stechiometriniai koeficientai, t.y. koeficientai, rašomi prieš formules.Heterogeninės reakcijos vyksta dviejų fazių paviršiuje, todėl, padidinus paviršių, padidėja ir reakcijos greitis. Pavyzdžiui, metalų milteliai sureaguoja su rūgštimis daug greičiau, negu ištisas metalo gabalas. Jei kietoji medžiaga reakcijos metu nesmulkinama, tai reakcijos greitis priklauso tik nuo dalyvaujančių reakcijoje dujų ir skysčių koncentracijos. Pavyzdžiui, kai reakcija vyksta pagal schemą A+BC(A-kietoji medžiaga, B ir C – dujos), heterogeninės reakcijos greitis pagal veikiančiųjų masių dėsnį v=k1[A][B]. Kadangi kietosios medžiagos koncentracija pastovi, tai laikydami kad k=k1[A], gauname v=k[B].Temperatūros įtaka:Vant-Hofo taisyklė: pakėlus temperatūrą 10 laipsnių reakcijos greitis padidėja 2-4 kartus. Energija, kurią reikia suteikti 1 moliui medžiagos, kad visos molekulės taptų aktyviomis reakcijoje, vadinama aktyvacijos energija. Pakilus temperatūrai, padidėja aktyviųjų molekulių skaičius, o dėl to labai efektingai padidėja ir reakcijos greitis.Katalizatoriai.Cheminės reakcijos greičio pasikeitimas, dažniausiai jo padidėjimas, vadinamas katalize, o medžiagos, veikiančios reakcijos greitį, vadinamos katalizatoriais. Dalyvaudami cheminėse reakcijose katalizatoriai lieka chemiškai nepakitę ir nepasikeičia jų kiekis. Katalizės atvejis, kai katalizatorius nėra dedamas į sistemą, o pasigamina kaip reakcijos produktas, vadinama autokatalize. Dauguma katalizatorių reakcijas pagreitina 1000 kartų, nes reakcijai, kurioje dalyvauja katalizatorius, reikia mažesnės aktyvacijos energijos, o kuo aktyvacijos energija mažesnėm tuo reakcijos greitis didesnis.

2.4.Cheminė pusiausvyra.Kai kurių reakcijų produktai reaguoja tarpusavyje ir sudaro pradines medžiagas. Reakcijos, kurios metu vyksta dviem priešingomis kryptimis, vadinamos grįžtamosiomis(mA+nBpC+qD). Laikoma, kad sistema homogeninė. Tuomet tiesioginės(v1) ir atgalinės (v2) reakcijos greičiai bus tokie:v1=k1[A]m[B]n;v2=k2[C]p[D]q. Vykstant reakcijai, [A] ir [B] medžiagų koncentracija mažėja, todėl ir tiesioginės reakcijos greitis mažėja. Kartu didėja [C] ir [D] medžiagų koncentracija, todėl ir atgalinės reakcijos greitis didėja. Tam tikru momentu šių abiejų reakcijų greičiai susilygina, t.y. v1=v2. Cheminio proceso būklė, kai tiesioginės ir atgalinės reakcijų greičiai lygūs, vadinama chemine pusiausvyra . K vadinama reakcijos pusiausvyros konstanta. Kuo didesnė k, tuo didesnė reakcijos produktų koncentracija, esant pusiausvyrai. Pusiausvyros konstanta nepriklauso nuo reaguojančių medžiagų koncentracijų ir kinta, keičiantis temperatūrai. Le Šatelje principas. Keičiantis išorės sąlygoms, t.y. medžiagų koncentracijai, temperatūrai arba slėgiui, cheminė pusiausvyra kinta. Tiesioginės ir atgalinės reakcijų greičiai pasikeičia nevienodai ir viena iš jų įgauna persvarą. Tačiau kaupiantis persveriančios reakcijos produktams ir mažėjant reakcijoje dalyvaujančių medžiagų kiekiams, vėl nusistovi pusiausvyra, tik dabar ji atitinka jau naujas sąlygas. Pakeitus vieną iš sąlygų(koncentraciją, slėgį ar temperatūrą),sistemos cheminė pusiausvyra pasislenka į tos reakcijos pusę, kuri priešinasi sąlygų pokyčiui.

2.5.Homogeninė ir heterogeninė katalizė. Kai reaguojančios medžiagos ir katalizatoriaus fazės yra vienodos, katalizė vadinama homogenine. Kai katalizatoriaus ir reaguojančios medžiagos fazės skirtingos, katalizė vadinama heterogenine. Homogeninėje aplinkoje
katalizatorius veikia proporcingai jo koncentracijai. Katalizatoriaus veikimas homogeninėje katalizėje paaiškinamas tarpinių reakcijų teorija. A+BAB;A+KAK;AK+BAB+K. Kai kuriais atvejais, heterogeninei katalizei vykstant, susidaro tarpinių junginių. Tačiau heterogeninėje katalizėje svarbiausia yra adsorbcija, t.y. medžiagų sugėrimas katalizatoriaus paviršiuje. Medžiagos adsorbuojamos tik tam tikruose paviršiaus taškuose, vadinamuose katalizatoriaus aktyviuosiuose centruose. Adsorbuotų molekulių struktūra pakinta, ryšys tarp atomų susilpnėja. Tarkime, katalizatoriaus paviršiuje vyksta ši schemiškai užrašyta reakcija: AB+CDAD+CB. Tarp medžiagos AB ir katalizatoriaus susidaro ryšys A-K arba B-K. Dėl to cheminis ryšys A-B susilpnėja. Molekulės AB pasidaro daug aktyvesnės ir reakcijos, vykstančios tarp jų bei molekulių CD, greitis padidėja. Viskas vyks analogiškai, jei bus adsorbuotos molekulės CD arba molekulės AB ir CD kartu.

3.Tirpalai ir kitos dispersinės sistemos.3.1.Dispersinių sistemų supratimas.Tikrieji tirpalai .Vienai medžiagai pasiskirsčius kitoje smulkių dalelių pavidalu gaunama dispersinė sistema. Pasiskirsčiusi medžiaga vadinama dispersine faze, o medžiaga, kurioje pasiskirsto dispersinė fazė, vadinama dispersine terpe. Priklausomai nuo fazės daleliu dydžių dispersinės sistemos yra skirstomos į 3 grupes:1) stambių dalelių sistemas:dalelės 100nm;suspensijos ir emulsijos. Suspensijomis vadinamos sistemos, kai skystyje yra pakibusios susmulkintos kietos medžiagos dalelės. Sistemos kuriose ir dispersinė terpė, ir dispersinė fazė – skysčiai, vadinamos emulsijomis; 2)koloidinius tirpalus, arba zolius: Sistemos kuriose dispersinės fazės dalelės yra nuo 1 iki 100nm dydžio, vadinamos koloidiniais tirpalais, arba zoliais. 3) tikruosius tirpalus: Tokie tirpalai, kai dispersinė fazė yra molekulių arba jonų pavidalo, t.y. dalelių dydis mažesnis už 1nm, vadinami tikraisiais tirpalais.

3.2.Tirpimas. Tirpumu vadinamas ištirpusios medžiagos kiekis gramais 100 gramų vandens, esant pastoviai temp..Entalpijos pasikeitimas tirpimo proceso metu. Šilumos kiekis, kursi sunaudojamas arba išsiskiria ištirpus 1 moliui medžiagos, vadinamas tirpimo šiluma. Tirpimo šiluma susideda iš šilumos kiekio H1, kuris sunaudojamas išardyti kristalinei gardelei,(endoterminis procesas) ir šilumos kiekio H2, kuris išsiskiria vykstant hidratacijai, (egzoterminis procesas).(Šilumos kiekis, sunaudojamas difuzijai, yra mažas ir jo galima nerašyti į lygtį) H=H1+H2. Kai H1>H2, tai H yra teigiamas ir, medžiagai tirpstant, šiluma sunaudojama. Kai H1<H2, tai H yra neigiamas ir, medžiagai tirpstant, šiluma išsiskiria. Tirpstančios medžiagos entropija labai padidėja. Tirpaluose entropijos pokyčio S reikšmė labai didelė. Ją įrašius į lygtį, tirpalų Gibso energijos pokytis G būna neigiamas dydis(net ir tada,kai H>0).Todėl tirpimas yra savaiminis procesas, susijęs su Gibso energijos mažėjimu.

Šiuo metu Jūs matote 31% šio straipsnio.
Matomi 2789 žodžiai iš 9100 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.