Chemijos konspektai

Chemijos 1kolis

1.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 ppaties
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 oorbitalės 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.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 liinijų 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 el
lektroną. 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 n
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 vi
ienos 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
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.[pic]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 [pic]. 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.
Kietų,skystų ir dujinių medžiagų tirpimas skysčiuose. Kietų: Jei 100 g
vandens ištirpsta ne daugiau kaip 0,01g medžiagos, tai tokios medžiagos
vadinamos netirpiomis, jei ištirpsta 0,01.3g – mažai tirpiomis, jei
daugiau kaip 3 g – tirpiomis. Kietų medžiagų tirpumas priklauso nuo
tirpinamos medžiagos ir tirpiklio rūšies bei temperatūros. Joninės ir
polinių molekulių medžiagos gerai tirpsta poliniuose tirpikliuose,
medžiagos, kurių molekulės nepolinės, gerai tirpsta nepoliniuose
tirpikliuose.Keliant temperatūrą, daugumos junginių tirpumas didėja
(labiausiai AgNO3,KNO3 CaCrO4 ir Na2SO4 mažėja). Jei kieta medžiaga
tirpinama dviejuose susiliečiančiuose, bet nesumaišytuose tirpikliuose, tai
ištirpusios medžiagos kiekis viename ir kietam tirpiklyje yra pastovus
dydis ir nepriklauso nuo tirpinamos medžiagos kiekio ir koncentracijos; jis
vadinamas pasiskirstymo koeficientu:k=C1/C2; C1 ir C2 – tirpinamos
medžiagos koncentracija tirpikliuose; k – pasiskirstymo koeficientas.
Skystų: Panašaus poliškumo skysčiai maišosi vienas su kitu bet kuriuo
santykiu, sudarydami mišinius. Skysčiai, kurių molekulių poliškumas
skirtingas, nesimaišo.Keliant temperatūrą, tokių skysčių tirpumas vienas
kitame didėja tol, kol pasiekiama tokia temperatūra, kai abu skysčiai
susimaišo. Ši temperatūra vadinama krizine tirpimo temperatūra. Dujų: Dujų
tirpimas skysčiuose priklauso nuo dujų ir tirpiklio savybių, temperatūros
bei slėgio. Henrio tirpumo dėsnis: pastovioje temperatūroje dujų tirpumas
skysčiuose tiesiog proporcingas dujų slėgiui. Dujų mišinio tirpumą
skysčiuose nusako Henrio ir Daltono dėsnis: kiekvieno dujų mišinio
komponento tirpumas pastovioje temperatūroje tiesiog proporcingas jo
daliniam slėgiui. Dujų tirpumas skysčiuose mažėja didinant temperatūrą.
Kadangi dujų tirpumas yra egzoterminis procesas, tai pagal Le Šateljė
principą, keliant temperatūrą, intensyvėja šilumą absorbuojantis,
endoterminis, procesas, t.y. dujų garavimas iš tirpalo. Todėl, tirpalą
virinant, ištirpusios dujos išgaruoja. Vandenyje ištirpusios kitos
medžiagos dujų tirpumą mažina.
3.3.Tirpalų koncentracijų reiškimo būdai. Procentinė:reiškiama ištirpusios
medžiagos gramų(arba kitų masės vienetų) kiekiu 100 gramų (arba 100 kitų
masės vienetų) tirpalo. Pvz., 15% koncentracijos tirpalas reiškia, kad 100g
šio tirpalo yra 15 gramų ištirpusios medžiagos ir 85 g vandens. Molinė:
reiškiama ištirpusios medžiagos molių(grammolekulių) kiekiu viename litre
tirpalo. Molialinė:-tai ištirpusios medžiagos molių (grammolekulių) kiekis
1000g tirpiklio. Ekvivalentinė(normalinė): reiškiamas ištirpusios medžiagos
gramekvivalentų kiekiu viename litre tirpalo.
3.4. Neelektrolitų tirpalų savybės. Neelektrolitų tirpalai gaunami
tirpinant medžiagas, kurios tirpale nedisocijuoja į jonus. Šie tirpalai
nelaidūs elektros srovei. Nedidelės koncentracijos, t.y. praskiestuose,
neelektrolitų tirpaluose ištirpusios medžiagos molekulės būna toli viena
nuo kitos (panašiai kaip dujų molekulės), ir šiems tirpalams taikomi
idealiųjų dujų dėsniai. Svarbiausios tų tirpalų savybės – tirpiklio garų
slėgio virš tirpalo nuosmukis, virimo temperatūros pakilimas bei stingimo
temperatūros nuosmukis (lyginant su tirpikliu) ir osmosinio slėgio
atsiradimas. Užšalimo ir virimo temperatūra. Grynų skysčių virimo
temperatūra priklauso nuo išorinio slėgio. Skysti verda toje temperatūroje,
kurioje jo sočiųjų garų slėgis pasidaro lygus išoriniam slėgiui. Ištirpusi
medžiaga sumažina tirpiklio sočiųjų garų slėgį, todėl tirpalui užvirinti
reikia aukštesnės temperatūros negu gryno tirpiklio virimo temperatūra.
Tirpalo stingimo temperatūra yra ta, kurioje pradeda skirtis tirpiklio arba
tirpinio kristalai. Skysčio stingimo temperatūra yra ta, kurioje, kai
išorinis slėgis lygus standartiniam, skysčio sočiųjų garų slėgis virš
kietos ir skystos fazės yra vienodas.Vant-Hofo dėsnis. Osmosinio slėgio
dydis apskaičiuojamas, remiantis Vant-Hofo dėsniu: tirpalo osmosinis slėgis
yra lygus slėgiui, kurį ištirpinta medžiaga turėtų, būdama dujinės būsenos
toje pat temperatūroje ir užimdama tūrį lygų tirpalo tūriui: p=cRT;c-
molialinė tirpalo koncentracija mol/l kg, R – pastovioji dujų konstanta
8,31J/molK, T – absoliutinė temperatūra K (273+t0C).Raulio dėsniai.
Skirtumas tarp gryno tirpiklio ir tirpalo garų slėgių yra vadinamas garų
slėgio depresija (p. Pirmasis dėsnis: santykinis tirpiklio garų slėgio
tirpalo paviršiuje sumažėjimas,t.y. santykinė garų slėgio depresija ([pic]p
– gryno tirpiklio garų slėgis) lygi santykiui ištirpintos medžiagos ir
tirpalo kiekio: [pic]n1-ištirpintos medžiagos molių skaičius;n-tirpiklio
molių skaičius.Antrasis dėsnis: tirpalų stingimo temperatūros sumažėjimas
ir virimo temperatūros padidėjimas (t yra proporcingas molialinei tirpalo
koncentracijai. (t=kc;c-molialinė koncentracija, k-tirpiklio konstanta. Kai
kalbama apie kristalizacijos temp.,k vadinama krioskopine konstanta, virimo
– ebulioskopine.
3.5.Šaldomi mišiniai ir antifrizai. Ištirpusių medžiagų savybe symažinti
tirpalo stingimo temperatūrą pasinaudojama gaminant šaldomuosius mišinius
ir antifrizus. Tirpalo stingimo temperatūra priklauso nuo tirpalo
koncentracijos.Pavyzdžiui, 10% NaCl tirpale ledo kristalai ima skirtis 266K
temperatūroje. Temperatūrai mažėjant, ledo kristalai stambėja, o NaCl
koncentracija tirpale didėja. Pasiekus 252K temperatūrą, tirpalas iš karto
sustingsta į eutektinį mišinį sudarytą iš smulkių ledo ir NaCl kristalų.
Žemiausia tirpalo stingimo temperatūra yra eutektiniame taške.
Efektyviausias šaldomasis mišinys yra toks, kurio sudėtis atitinka
eutektinį mišinį. Dažniausiai kaip šaldomieji mišiniai vartojami ne
vandeniniai tirpalai, bet druskos ir grūsto ledo arba sniego mišiniai.
Tokie mišiniai pigūs, bet jų negalima pilti į metalinę aparatūrą, nes
sukelia koroziją. Todėl vartojami Organinių medžiagų antifrizai –
glicerolio, etandiolio tirpalai. Džiovikliai. Kai kurios medžiagos yra
higroskopiškos. Jos absorbuoja drėgmę ir absorbuotame vandenyje tirpsta.
Šis reiškinys vyksta tada, kai vandens garų dalinis slėgis ore yra didesnis
už susidariusio tirpalo vandens garų slėgį(kai šie slėgiai lygūs, drėgmė
neabsorbuojama). Tokios medžiagos vartojamos dujoms, organiniams skysčiams
džiovinti.
3.6.Elektrolitų tirpalai. Jų savybių nukrypimai nuo Raulio ir Vant-Hofo
dėsnių. Elektrolitų laidumas.Elektrolitinė disociacija – tai tirpinamų
vandenyje arba kituose poliniuose tirpikliuose elektrolitų skilimas į
jonus. Elektrolitais vadinamos medžiagos, kurių molekulėse atomai sujungti
stipriomis polinėmis kovalentinėmis arba joninėmis cheminėmis jungtimis ir
kurių tirpalai ar lydalai yra laidūs elektros srovei. Elektrolitų molekulės
disocijuoja į teigiamus ir neigiamus jonus. Įjungus elektros srovę,
teigiami jonai(katijonai) ima slinkti prie katodo, neigiami(anijonai)-prie
anodo,taip judėdami perneša elektros krūvius.Elektrolitams skylant į jonus,
iš vienos molekulės susidaro du ar daugiau jonų, todėl bendras dalelių
skaičius tirpale padidėja. Osmosinis slėgis, garų slėgio sumažėjimas,
virimo temperatūros padidėjimas ir kristalizacijos temperatūros sumažėjimas
priklauso ne nuo tirpale esančių dalelių cheminės prigimties, o tik nuo jų
skaičiaus, todėl elektrolitų tirpaluose jie padidėja.van’t Hofo ir F.Raulio
dėsniai: p=icRT;(t=ikc; i – van’t Hofo arba izotoninis koeficientas. Visais
atvejais i>1.I apskaičiuojamas pagal formulę: [pic]čia (t1st – elektrolito
tirpalo stingimo temperatūros sumažėjimas; (t1vir-virimo temperatūros
padidėjimas; (p1-sočiųjų garų slėgio depresija; P10-osmosinis
slėgis(dydžiai nustatyti bandymais); (tst, (tvir. (p, P0 – dydžiai,
apskaičiuoti pagal atitinkamas lygtis.Jonizuojantis tirpiklio poveikis.
Dabartiniu metu tiksliai nustatyta, kad elektrolitų tirpaluose vyksta
atskirų jonų solvatacija, t.y. jungimasis su tirpiklio molekulėmis(Jei
tirpiklis-vanduo, procesas vadinamas hidratacija). Elektrolitai disocijuoja
į jonus ne tik vandenyje, bet šiek tiek mažesniu laipsniu ir tuose
tirpikliuose, kurių molekulės yra polinės. Tokie tirpikliai vadinami
jonizuojančiaisiais. Nepoliniuose tirpikliuose disociacija nevyksta.
Tirpiklio jonizuojančias savybes apibūdina dielektrinė konstanta,t.y.
dydis, parodantis, kiek kartų dviejų krūvių tarpusavio sąveika tam tikroje
aplinkoje yra mažesnė negu vakuume. Vandens dielektrinė konstanta yra pati
didžiausia ir lygi 81. Tai reiškia, kad jonų tarpusavio sąveikos jėgos
vandeniniuose tirpaluose yra 81 kartą silpnesnės negu
kristaluose.Disociacijos laipsnio ryšys su disociacijos konstanta.
Tariame, kad acto rūgšties koncentracija yra c; tada acetato ir vandenilio
jonų koncentracija lygi c((( – disociacijos laipsnis).Tuomet
nedisocijavusių molekulių yra (1-()c.Įrašius šiuos duomenis į acto rūgšties
disociacijos konstantos lygtį, gaunama:K=c2(2/(1-()c=c(2/1-(.Ši lygtis
išreiškia elektrolitų tirpalų skiedimo dėsnį,t.y. priklausomybę tarp silpno
elektrolito disociacijos laipsnio ir jo koncentracijos. Silpnų elektrolitų
disociacijos laipsnis ( yra labai mažas, todėl lygtyje reiškinys 1-((1, ir
ši lygtis atrodo taip K=c(2. iš jos gaunama disociacijos laipsnio lygtis
[pic]
Jonų reakcijos elektrolitų tirpaluose. NO3-,H+,Na+ ir CH3COO- jonai
nekinta, todėl į jonines elektrolitų reakcijų lygtis šie jonai neįrašomi.
Reakcijos, tarp jonų vyksta tuo atveju, kai susidaro silpnai
disocijuojančios(neutralizacijos reakcijos;reaguojant stipriai rūgščiai su
silpnų rūgščių druskomis), lakios ir mažai tirpios medžiagos.Dujos
išsiskiria arba betarpiškai kaip reakcijos produktas, arba susidaro skylant
nepatvariems reakcijos produktams. Mažai tirpios medžiagos (nuosėdos)
susidaro vykstant įvairioms reakcijoms, pvz., kai kuriom druskom reaguojant
su rūgštimis,šarmais,druskomis. Kai kurios reakcijos elektrolitų tirpaluose
vyksta tirpstant mažai tirpioms medžiagoms. Sumaišius du stiprius
elektrolitus reakcija nevyksta, nes susidarę produktai taip pat yra stiprūs
elektrolitai ir gerai, kaip ir pradinės medžiagos, disocijuoja į jonus.
3.7.Druskų hidrolizė. Druskų hidrolize vadinama druskos ir vandens jonų
sąveika, kuriai vykstant susidaro bent vienas silpnas elektrolitas ir
dažniausiai pakinta vandens vandenilio ir hidroksilo jonų koncentracija.
Dėl to daugelio druskų tirpalai yra rūgštūs arba šarminiai.1.
Druskos,sudarytos iš stiprios rūgšties ir silpnos bazės, hidrolizuodamosi
sudaro silpnai disocijuojančią bazę. Druska, sudaryta iš stiprios rūgšties
ir silpnos daugiavalenčio metalo bazės, hidrolizuojasi palaipsniui.
Intensyviausia yra pirmojo laipsnio hidrolizė. Antrojo laipsnio hidrolizė
vyksta tik tirpalą labai praskiedus, o trečiojo laipsnio hidrolizė beveik
nevyksta, nes, susikaupus dideliems vandenilio jonų kiekiams, hidrolizės
pusiausvyra pasislenka į kairę. 2. Druskos, sudarytos iš silpnos rūgšties
ir stiprios bazės, hidrolizuodamosi sudaro silpnai disocijuojančią rūgštį.
Druska, sudaryta iš stiprios bazės ir silpnos daugiavandenilės rūgšties,
hidrolizuojasi irgi palaipsniui. 3. Hidrolizuojantis druskai, sudarytai iš
silpnos rūgšties ir silpnos bazės, susidaro silpna rūgštis ir silpna bazė.
Tirpalo reakcija neutrali,tai priklauso nuo susidariusių reakcijos produktų
disociacijos laipsnio.4. Druskos sudarytos iš stiprios rūgšties ir stiprios
bazės, nesihidrolizuoja. Kadangi daugumos druskų hidrolizės procesas yra
grįžtamasis, tai kiekybiškai jis apibūdinamas hidrolizės laipsniu.
Hidrolizės laipsnis (h nusakomas hidrolizavusių molekulių skaičiaus n ir
visų ištirpusių molekulių skaičiaus N santykiu. Hidrolizės laipsnis
priklauso nuo temperatūros ir druskos tirpalo koncentracijos. Druskos,
sudarytos iš silpnos rūgšties ir silpnos bazės, hidrolizės laipsnis nuo
praskiedimo nepriklauso. Kuo aukštesnė temperatūra ir kuo labiau
praskiestas tirpalas, tuo didesnis hidrolizės laipsnis. Daugeliu atvejų,
skiedžiant tirpalą, galima labai suintensyvinti hidrolizę, nes tuomet pagal
Le Šatelje principą, padidėjus reaguoajnčių medžiagų koncentracijai,
hidrolizės pusiausvyra pasislenka į dešinę:druska+vanduo(rūgtis+bazė.
Hidrolizės pusiausvyrai turi įtakos ir H+ arba OH- jonų koncentracijos
padidėjimas tirpale.
3.8.Vandens elektrolitinė disociacija. Vandens jonų sandauga. Grynas vanduo
– labai silpnas elektrolitas ir labai mažai laidus elektros srovei. Labai
silpnai vyksta net pirmoji vandens disociacijos pakopa. H2O(H++HO-. Vandens
disociacijai, kaip grįžtamajam procesui, taikoma pusiausvyros konstanta,
pagal kurios lygtį gauname vandens jonų sandaugą Kw=10-14mol2/l2 Vandens
disociacija yra endoterminis procesas, todėl keliant temperatūrą,
disociacija stiprėja.Gryname vandenyje vandenilio ir hidroksido jonų
koncentracijos yra vienodos, todėl kiekvieno jono koncentracija yra cH+=cOH-
=10-7mol/l.Vandens jonų sandauga yra svarbus druskų tirpalų ir nedidelių
koncentracijų rūgščių bei šarmų tirpalų rodiklis.Kuo didesnė cH+ reikšmė,
tuo tirpalas rūgštingesnis; kuo didesnė cOH reikšmė, tuo tirpalas
šarmingesnis. Vandenilio rodiklis pH. Kad patogiau būtų skaičiuoti,
vandenilio jonų koncentracija reiškiama vandenilio rodikliu pH,kuris yra
lygus vandenilio jonų koncentracijos neigiamo ženklo dešimtainiam logar. H=-
lg[H+]. Rūgščiajame tirpale pH<7, neutraliame pH=7, šarminiame pH>7.Kartais
naudojamasi ir hidroksilo rodikliu pOH=-lg[OH-] iš čia pH+pOH = 14.
Buferiniai tirpalai. Tai tirpalai, kurių pastovi pH reikšmė,t.y. ji nekinta
tirpalus skiedžiant arba pridėjus nedaug stiprių rūgščių bei
šarmų.Buferiniai tirpalai yra silpnų rūgščių ir jų druskų ir silpnų bazių
bei jų druskų tirpalai. Buferinio tirpalo pH keičiasi pridėjus daug
stiprios rūgšties šarmo. Buferiniai tirpalai gaunami iš kai kurių druskų
tirpalų.Indikatoriai. Tai organinės kilmės medžiagos, vartojamos tirpalų
rūgštingumui arba šarmingumui bei pH nustatyti. Jų spalva kinta tam tikrame
pH intervale.Spalva keičiasi dėl to, kad , padaugėjus tirpale [H+] ar [OH-]
jonų, pasislenka jo disociacijos pusiausvyra. HInd(H++Ind- Įdėjus į
indikatoriaus tirpalą rūgšties, padidėja sistemoje [H+] jonų, t.y. jonų,
užrašytų dešiniojoje lygties pusėje, koncentracija, todėl indikatoriaus
disociacijos pusiausvyra pasislenka į kairę-susidaro daugiau bespalvių HInd
molekulių. Įdėjus į indikatoriaus tirpalą šarmo, OH- jonai sujungia H+
jonus į mažai disocijuojantį vandenį, todėl indikatoriaus disoc. Psiausvyra
pasislenka į dešinę. Tirpalai turintys pastovų pH vadinami buferiniais. Tai
silpnų bazių arba silpnų rūgščių mišiniai su jų druskomis.
3.9.Koloidai.Koloidinės sistemos nuo tikrųjų tirpalų atskiriamos pagal
difuzines ir optines savybes. Koloidinių sistemų dalelės stambesnės negu
tikrųjų tirpalų; jos nepraeina pro puslaides membranas. Koloidinių sistemų
dalelės turi optinę savybę sklaidyti šviesą. Eidama pro skaidrią koloidinę
sistemą, šviesa susiduria su koloidinėmis dalelėmis ir išsisklaido. Toje,
vietoje, kur praeina šviesa, koloidinė sistema būna šviesesnė. Šis
reiškinys vadinamas Tindalio efektu.Koloidinės sistemos vadinamos zoliais.
Jei terpė dujinė, tai koloidinė sistema vadinama aerozoliu,jei jo
disperguotoji fazė-skystis,vadinami rūkais,jei medžiagos dalelės keitos-
dūmais; jei skystis-lozoliu(vanduo-hidrozoliu), jei kieta medžiaga-kietuoju
zoliu. Zolių dalelės yra liofobinės,t.y. bet koks skystis jų nedrėkina,
vandens nedrėkinamos dalelės vadinamos hidrofobinėmis.Koloidiniai tirpalai
gaunami įvairiais metodais. Svarbiausi iš jų ura dispergavimas ir
kondensacija. Taikant dispergavimo metodą, medžiagos malamos koloidiniais
malūnais, smulkinamos ultragarsu arba sudarius tarp metalinių elektrodų
elektros lanką. Kondensacijos būdu zoliai gaunami vykdant chemines
reakcijas, kurių metu molekulės ir jonai sujungiami į agregatus. Šiuo
atveju būtina, kad vykstant cheminei reakcijai, susidarytų dispersinėje
terpėje beveik netirpstanti medžiaga.Koloidiniams tirpalams gauti taikomas
dar vienas tarpinis metodas-peptizacija.Šiuo atveju, kad susidarytų zoliai,
smulkios medžiagos dalelės, arba purios nuosėdos veikiamos medžiagomis,
kurios gerai adsorbuojasi dalelių paviršiuje ir suteikia šioms dalelėms
elektros krūvį. Peptizaciją skatinančios medžiagos(elektrolitai,muilo
tirpalas ir kt.) vadinamos peptizatoriais. Koloidinių tirpalų koaguliacija
ir stabilumas. Koloidinių dalelių sustambėjimas,t.y. sulipimas į stambius
agregatus, vadinamas koaguliacija. Susidariusios stambios dalelės nepajėgia
išsilaikyti dispersinėje terpėje ir sėda. Toks reiškinys vadinamas zolio
sedimentacija.Liofilinių zolių koaguliacijos produktai yra geliai,
liofibinių-smulkūs milteliai arba drumzlės. Koaguliacija prasideda
sumažėjus koloidinių dalelių krūviui. Ypač greitai ji vyksta visiškai
neutralizavus krūvį,t.y. esant izoelektrinei būsenai.Kad koloidinės dalelės
koaguliuotų, į koloidinį tirpalą dedama elektrolitų, priešingo krūvio
zolio, keliama temperatūra, naudojama elektroforezė.Mažiausia elektrolito
koncentracija, kurią sudarius per tam tikrą laiką zoliai pradeda
koaguliuoti, vadinama koaguliacijos riba c, 1/c-koaguliacine galia.Kai
kurias koloidines sistemas pvz.,technines emulsija, reikia apsaugoti, kad
nekoaguliuotų. Šiam tikslui vartojami stabilizatoriai-stambia molekulinių
medžiagų tirpalai.Stambia dispersinės sistemos. Šioms sistemoms priklauso
milteliai, suspensijos, emulsijos, putos ir aerozoliai. Jos nepatvarios,
patvarumas didinamas stabilizatoriais. Sudaromos dispergavimo ir
kondensavimo būdu.Suspensijos susidaro skystyje paskleidus kietos medžiagos
daleles. Patvarios suspensijos gaunamos paskleidus kietos medžiagos polines
daleles poliniame skystyje. Koncentruotos suspensijos vadinamos pastomis.
Emulsijos susidaro skystos medžiagos daleles paskleidus kitame skystyje, jų
patvarumas didinamas emulsikliais – elektrolitų tirpalais, aktyvaus
paviršiaus medžiagomis ir stambia molekuliniais junginiais. Emulsijos,
kurių dispersinės fazės koncentracija didelė, vadinamos želatinuotosiomis.
Putos susidaro disperguojant dujas skystyje. Putų patvarumas padidėja
pridėjus stabilizatorių.Aerozoliais vadinamos koloidinės ir stambesnės
dalelės, pakibusios ore.

Leave a Comment