Cheminės jungtys ir kompleksiniai junginiai

Turinys

1. Atomo sudėtis. Cheminės jungtys ir kompleksiniai junginiai:
1.1. Atomo branduolio sudėtis,
1.2. Elektronai,
1.3. Protonai,
1.4. Neutronai,
1.5. Izotopai,
1.6. Cheminės jungtys,
1.7. Joninė jungtis,
1.8. Kovalentinė jungtis,
1.9. Koordinacinė jungtis,
1.10. Metalinė jungtis,
1.11. Vandenilinė jungtis,
1.12. Vandervalsinės jėgos.

2. Pagrindiniai termodinamikos ir termochemijos dėsniai:
2.1. Pagrindiniai termodinamikos dėsniai,
2.2. Pagrindiniai termochemijos dėsniai.

3. Polimerai. Jų struktūra, savybės:
3.1. Polimerai,
3.2. Polimerų struktūra,
3.3. Polimerų savybės.

1. Atomo sudėtis. Cheminės jungtys

1.1. Atomo branduolio sudėtis ir kompleksiniai junginiai

Žodis „atomas“ yra kilęs iš graikų kalbos žodžio atomos – nedalomas. Senovės graikai dar prieš 2400 metų manė, kad daiktai yra sudaryti iš atomų. Vėliau apie 2000 metų į šią idėją žmonės nekreipė dėmesio, kol Džonas Daltonas 1808 metais atliko kelis eksperimentus, įrodančius atomų buvimą. 1932 m. Fizikai V. Heeizenbergas ir D. Ivanenko pateikė atomo branduolio sudėties teoriją, pagal kurią atomų branduoliai susideda iš protonų, turinčių teigiamą krūvį, ir neutronų – neutralių dalelių. Abi dalelės turi beveik tą pačią masę, lygią 1 unitui (t.y. angliniam vienetui). Protonų skaičius yra lygus eilės numeriui elementų periodinėje sistemoje, o neutronų – elemeno atominės masės ir eilės numerio skirtumui. Kadangi neutronai neturi krūvio, tai jų skaičiaus pasikeitimas branduolyje atsiliepia tik atomo masei, bet nepakeičia branduolio krūvio, kartu ir atomo cheminių sąvybių. Pasikeitus neutronų skaičiui atomo branduolyje, suusidaro izotopai.
Atradimai įrodė, kad atomas – tai sudėtinga dalelė. Chemija nagrinėja atomo sandarą tiek, kiek to reikia, aiškinant elementų chemines savybes, atomų ryšius medžiagų molekulėse ir naujų elementų susidarymą, vykstant cheminėms reakcijoms. Šiam tikslui pakanka svarbiausių elementarių dalelių: elektronų, protonų, neutronų, po

ozitronų, α, β, γ dalelių (α dalelės elementariomis nevadinamos). Elektronai išsidėstę aplink atomo branduolį. Nuo elektronų išsidėstymo priklauso elementų cheminės savybės, o nuo jų – atomų jungties pobūdis molekulėse. Atomo branduolį sudaro protonai ir neutronai. Abi dalelės kartu vadinamos nuklonais. Atomų branduoliai kinta ir naujų elementų atomai susidaro, vykstant branduolinėms reakcijoms. Šių reakcijų metu kartais atsiranda α, β, γ dalelių; taigi jos susidaro skylant branduoliams. Dalelės yra elektringos (teigiamos ir neigiamos) ir neelektringos (neutralios). Dabartinė atomo sandaros teorija, paremta kvantų ir bangų mechanikos dėsniais, pateikia labai sudėtingą elektrono buvimo atome vaizdą.

1.2. Elektronai

Elektronai buvo atrasti, ištyrus katodinius spindulius. Jie sklinda iš katodo tiesiai šviesiu ruožu ir pro stiklą nepraeina. Elektriniame lauke katodiniai spinduliai pakrypsta į teigiamą polių. Tai rodo, kad šie spinduliai yra neigiamų dalelių srautas; šios neigiamos dalelės buvo pavadintos ellektronais. Elektrono masė 9,1*10-28 g arba 1/71937 vandenilio atomo masės dalis. Elektrono krūvis 4,8*10 -10 absoliutinių elektrostatinių vienetų arba 1,6*10-19 kulonų. Elektronų srautas susidaro leidžiant elektros srovę per išretintas dujas, kaitinant metalus, apšviečiant daugelį metalų ultravioletiniais spinduliais (fotoefektas). Kadangi atomas neutralus, tai suminis neigiamas elektronų krūvis yra lygus teigiamam branduolio krūviui. Elektronai gaunami, imant katodu bet kurį metalą ir vamzdelį užpilant bet kuriomis dujomis. Šis reiškinys vadinamas elektronų termine emisija.
Elektrono masė labai maža, ir visa atomo masė yra sukoncentruota jo branduolyje. Tūris, kurį užima atomo br

randuolys apytiksliai sudaro tik 10-13 viso atomo tūrio. Tai rodo, kad atomų branduolių tankis labai didelis. Elektronui yra būdingos ir dalelės ir bangos sąvybės. Kaip dalelė elektronas turi masę ir juda dideliu greičiu. Banginė elektrono prigimtis pasireiškia tuo, kad elektronas juda visame atome ir gali atsirasti bet kuriame atomo erdvės taške. Kiekvienas elektronas yra panašus į stovinčią bangą, neturinčią tikslių išmatavimų, arba į mikroskopinį debesį, kurio tankumas pakraščiuose lygus 0. Pagrindinis dydis, apibūdinantis elektrono būvį atome, yra elektrono energija, kuri priklauso nuo jo atstumo iki branduolio. Jei elektronas yra labai arti branduolio, jo ryšys su branduoliu maksimalus, o energijos atsarga minimali. Suteikus kūnui energiją, pavyzdžiui šviesos pavidalu, elektronas nutolsta nuo branduolio. Dėl to elektrono ryšys su branduoliu mažėja, o elektrono energija padidėja. Jei atome yra daugiau negu du elektonai, jie grupuojami į atskirus energetinius lygmenis to paties lygmens elektronų energetinio būvio skirtumas atsiranda dėl elektronų judėjimo kiekio momento, kuris apibūdinamas orbitiniu skaičiumi. To paties polygio elektronai magnetinio lauko jėgų linijų atžvilgiu gali skirtis vienas nuo kito judėjimo kiekio momento orbitoje projekcijos dydžiu. Šį skirtumą apibūdina magnetinis kvantinis skaičius, nusakantis elektrono orbitos plokštumos padėtį erdvėje. Elektronai lengvai atsiskiria, tiriant kai kurias medžiagas, pavyzdžiui, gintarą. Iš to padaryta išvada, kad elektronų turi visų medžiagų atomai. Elektrono krūvis yra ma
ažiausias, koks tik gali būti elektros krūvis. Jis vadinamas elementariuoju krūviu ir žymimas -1. Praktiškai elektrono masė lygi nuliui. Elektronai žymimi e raide.

1.3. Protonai

Katodinių spindulių vamzdelyje, įtaisius skylėtą katodą, be katodinių spindulių, buvo aptikti ir teigiamai elektringi spinduliai. Jie sklinda priešinga katodiniams spinduliams kryptimi ir praeina pro katodo skyles, kanalus, todėl protonai yra dar vadinami kanaliniais spinduliais. Kanaliniai spinduliai atsiranda, kai katodinių spindulių dalelės (greiti elektronai), lėkdamos dideliu greičiu, išmuša iš dujų atomų dalį elektronų ir atomus jonizuoja. Pasak fizikų V. Heizenbergo ir D.Ivanenko atomų branduoliuose yra protonų, kurie turi teigiamą krūvį Šios dalelės krūvis yra +1 ir žymimos p raide.

1.4. Neutronai

Bombarduojant α dalelėmis berilio ir aliuminio atomus, iš jų išmušamos neelektringos dalelės, vadinamos neutronais. Neutrono masė yra artima protono masei. Neutronai yra žymimi n raide. Atomų branduoliuose esantys neutronai yra patvarūs. Kadangi neutronai neturi krūvio, tai jų skaičiaus pasikeitimas branduolyje atsiliepia tik atomo masei, bet nepakeičia branduolio krūvio, kartu ir atomo cheminių savybių. Laisvi neutronai nepatvarūs – jie skyla į protonus ir elektronus. Pasikeitus neutronų skaičiui atomo branduolyje, susidaro izotopai.

1.5. Izotopai

Izotopais yra vadinami to paties elemento atomai, turintys skirtingas atomines mases ir vienodą branduolio krūvį. Elemento atominė masė, užrašyta periodinėje elementų sistemoje, yra vidurkis masių įvairių izotopų, paimtų tuo procentiniu santykiu, kokiu šie izotopai paplitę gamtoje.

D. Me

endelejevo atrastasis 1869 m. periodinis dėsnis sako, kad elementų ir jų junginių savybės yra periodiškai susijusios su elementų atominių masių dydžiu. Vėliau, paaiškėjus atomo sandarai, elementų savybių periodiškumas buvo susietas su branduolio krūviu ir elektronų apvalkalo sandara. Pagal tai, kuriose orbitalėse atsiduria kiekvieno sekančio elemento naujas elektronas, elementai skirstomi į s, p, d ir f elementus. Elementai skirstomi grupėmis, atsižvelgiant į valentinių elektronų skaičių. Valentiniai elektronai – tai silpniausiai su branduoliu susiję elektronai. Jų būna ne tik išoriniame, bet ir priešišoriniame sluoksnyje. Elementai, turintys vieną valentinį elektroną išorinėje s orbitalėje, sudaro IA ir IB grupes. Elementai, turintys šioje orbitalėje du elektronus, sudaro IIA ir IIB grupes.
Įvairių elementų atomai, turintys vienodas atomines mases, bet skirtingą branduolių krūvį, vadinami izobarais. Pavyzdžiui, , K .

Izotopų buvimas padėjo patikslinti cheminio elemento sąvoką ir Mendelejevo periodinį dėsnį. Elementų branduolių krūviai nustatomi eksperimentiškai iš elementų rentgeno spektrų. Žinoma, kad visi įkaitinti kūnai skleidžia spindulius, kuriuos praleidus pro prizmę, difrakcinę gairelę arba kietos medžiagos kristalą, gaunami atitinkami emisijos spektrai. Šie spinduliai susidaro todėl, kad, kaitinant medžiagas, atomų valentiniai elektronai absorbuoja šiluminę energiją ir labai trumpą laiką yra sužadinami. Po to jie vėl grįžta į normalų būvį, kartu skleisdami energiją infraraudonųjų, regimosios šviesos ar ultravioletinių spindulių pavidalu. Elektronai energiją absorbuoja ir spinduliuoja porcijomis, vadinamomis energijos kvantais.

Praleidus pro kietos medžiagos kristalą (antikatodą) katodinius spindulius, t.y. greituosius elektronus, gaunami rentgeno spindulių spektrai. Šiuo atveju greiti elektronai išmuša iš medžiagos (antikatodo) atomų elektroninio apvalkalo ne tik valentinių, bet ir gilesnių sluoksnių elektronų.

Rentgeno spindulių spektrai yra sudaryti iš kelių linijų arba jų grupių, kurios žymimos raidėmis K, L, M, N, O, P, Q ir vadinamos serijomis. Jei elektronai patenka į arčiausiai prie branduolio esantį sluoksnį, tai spektre susidaro K linijų serija; jei į antrą sluoksnį,- tai L linijų serija ir t.t. Serijų išsidėstymas įvairių elementų rentgeno spektruose būna visai vienodas, skiriasi tik spektro bangų linijų ilgis.
Dabartinė atomo sandaros teorija, paremta kvantų ir bangų mechanikos dėsniais, pateikia labai sudėtingą elektrono buvimo atome vaizdą. Elektronui yra būdingos ir dalelės, ir bangos savybės. Kaip dalelė, elektronas turi masę ir juda dideliu greičiu. Banginė elektrono prigimtis pasireiškia tuo, kad elektronas juda visame atome ir gali atsirasti bet kuriame atomo erdvės taške. Kiekvienas elektronas yra panašus į stovinčią bangą, neturinčią tikslių išmatavimų, arba į mikroskopinį debesį, kurio tankumas pakraščiuose lygus 0 (elektroninio debesies tankumas suprantamas kaip elektrono buvimo tam tikrame erdvės taške tikimybė).

Pagrindinis dydis, apibūdinantis elektrono būvį atome, yra elektrono energija, kuri priklauso nuo jo atstumo nuo branduolio. Jei elektronas yra arti branduolio, jo ryšys su branduoliu maksimalus, o energijos atsarga minimali. Suteikus kūnui energiją, pavyzdžiui, šviesos pavidalu, elektronas nutolsta nuo branduolio. Dėl to elektrono ryšys su branduoliu mažėja, o elektrono energija padidėja (sužadintoji atomo būklė).

Jei atome yra daugiau nei du elektronai, jie grupuojami į atskirus energetinius lygmenis. Elektrono energijos dydis apibūdinamas pagrindiniu kvantiniu skaičiumi n, kuris gali turėti sveikąsias skaičių 1, 2, 3, 4, 5 ir t.t. reikšmes.

Pagrindinis kvantinis skaičius n – 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.

Žymėjimas spektroskopijoje – K, L, M, N, O, P, Q.
Elektronai, esantys tame pačiame lygmenyje, turi artimą, bet ne visiškai vienodą energijos atsargą. Dėl šios priežasties kiekvieno lygmens elektronai skirstomi į polygius arba, klasifikuojant spektrus, pogrupius. To paties lygmens elektronų energetinio būvio skirtumas atsiranda dėl elektrono judėjimo kiekio momento mvr, kuris apibūdinamas orbitiniu skaičiumi l. (čia m – elektrono masė; v – jo greitis; r – elektrono n-tosios stacionarinės orbitos spindulys). Orbitinis kvantinis skaičius žymimas raide l ir reiškiamas sveikaisiais skaičiais nuo 0 iki (n-1).

Orbitinis kvantinis skaičius l – 0, 1, 2, 3, 4, 5.

Žymėjimas spektroskopijoje – s, p, d, f, g.
Energetinio lygmens polygių skaičius yra lygus to lygmens pagrindiniam kvantiniam skaičiui. Pirmame energetiniame lygmenyje yra vienas polygis s; antrame – du polygiai: s, p; trečiajame – trys polygiai: s, p,d ; ketvirtajame – keturi polygiai; s, p, d, f.

To paties polygio elektronai magnetinio lauko jėgų linijų atžvilgiu gali skirtis vienas nuo kito judėjimo kiekio momento mrv orbitoje projekcijos dydžiu. Šį skaičių apibūdina magnetinis kvantinis skaičius m, nusakantis elektrono orbitos plokštumos padėtį erdvėje.

Magnetinis kvantinis skaičius reiškiamas sveikaisiais skaičiais nuo +1 iki -1, įskaitant
ir 0.

Kiekvieno polygio magnetinio kvantinio skaičiaus galimų reikšmių (kombinacijų) skaičius lygus (21+1).

Elektronas atome skrieja ne tik aplink branduolį, bet ir sukasi aplink savo ašį. Elektrono judėjimas aplink ašį apibūdinamas kvantiniu sukinio (spino) skaičiumi, arba tiesiog sukiniu. Kadangi elektronai gali skrieti dviem priešingom kryptim, tai sukinys turi dvi reikšmes: +1/2 ir -1/2. Grafiškai elektrono sukinys vaizduojamas priešingų krypčių rodyklėmis ↑↓.

Taigi, elektrono būklę atome apibūdinama keturiais kvantiniais skaičiais: pagrindiniu, orbitiniu, magnetiniu ir sukiniu.

Išstudijavęs daugelio atomų spektrus, šveicarų fizikas Paulis nustatė (1927m.), kad net du atomo elektronai negali turėti keturių vienodų kvantinių skaičių.

Kadangi kiekviename polygyje energetinių būvių skaičius lygus (2l+1), o su skirtingais sukiniais gali būti tik du elektronai, tai elektronų skaičius kiekviename polygyje negali viršyti 2(2l+1), kiekviename energetiniame lygmenyje -2n .

Taigi, polygyje s gali būti 2 elektronai, polygyje p – 6, polygyje d – 10 ir polygyje f -14 elektronų.

Pirmame energetiniame lygmenyje (K) gali būti ne daugiau kaip 2, antrame(L) – ne daugiau kaip 8, trečiame (M) – ne daugiau kaip 18 ir ketvirtame (N) – ne daugiau kaip 32 elektronai.

Elektronų pasiskirstymas atomuose energetiniais lygmenimis ir polygiais vaizduojamas elektroninėmis formulėmis. Pavyzdžiui, Na elektroninė formulė užrašoma taip:

1s 2s 2p 3s .
Skaitmuo prieš raidę reiškia energetinį lygmenį, raidė – polygį, o skaitmuo raidės
viršuje – elektronų skaičių polygyje.
Susidarant elektroniniams atomų sluoksniams, kiekvienas iš vienas po kito einančių elektronų stengiasi patekti į neužimtą mažiausio energetinio kiekio polygį. Nuo energijos polygio, kuriame yra elektronas, priklauso elektroninio debesies forma: polygio p elektronų debesys turi rutulio formą, polygio p elektronų debesies forma yra panaši į pertrauktą per vidurį elipsoidą. Elektroniniai debesys veikia vienas kitą. Vieno elektrono debesis gali įsiskverbti į visą kito elektrono debesies erdvę arba jos dalį. Ši sąveika padeda susidaryti elektroninėms poroms, kuriuose abu elektronai turi skirtingus sukinius.
Vieno elektrono debesiui įsiskverbus į kito elektrono debesį, debesies tankumas padidėja. Atomas, jam suteikus energiją, yra sužadinamas, jo elektronai keičia savo padėtį lygmenyse ir polygiuose. Kartu su tuo keičiasi ir elektronų debesų forma.
Cheminis elementų aktyvumas priklauso ne tik nuo elektronų skaičiaus išoriniame energetiniame lygmenyje, bet ir nuo atomų dydžių, elektroninio debesies formos ir tankumo bei elektronų debesų išsidėstymo simetrijos laipsnio.
Kvantų chemijos skaičiavimai parodė, kad du atomai gali sudaryti bendrą porą tik tuo atveju, kai abu atomai savo išoriniuose energetiniuose lygmenyse turi pavienių priešingo sukinio elektronų. Viena valentinė jungtis susidaro kiekvienam atomui davus po vieną pavienį elektroną. Jei suartėja du atomai, turintys vienodus sukinių elektronus, elektronų debesys vienas kitą stumia ir jungtys nesusidaro. Iš to išeina, kad valentiniai yra tik pavieniai elektronai, o elemento valentingumas reiškiamas pavienių elektronų skaičiumi atome. Pagrindinių pogrupių elementų pavieniai elektronai yra tik išoriniame energetiniame lygmenyje, o šalutinių pogrupių elementų – ant nuo išorės energetinio lygmens polygyje d.
Pavyzdžiui, pavienių elektonų skaičius trečiojo periodo elementų atomuose: natrio1, magnio 0, aliuminio 1, silicio 2, sieros 2. Šie skaičiai turėtų atitikti išvardintų elementų valentingumus. Tačiau, žinoma, kad trečiojo periodo (taip pat ir kitų periodų) elementų išskyrus natrį ir argoną, maksimalus valentingumas pagal deguonį yra didesnis už pavienių elektronų skaičių jų atomuose.
Pavienių elektronų padaugėja, kai atomas gauna energijos ir yra sužadinamas. Tada vienas iš poroje esančių elektronų peršoka į to paties lygmens artimiausią polygį, būtent: iš polygio s į polygį p, iš polygio p į polygį d.
Iš to, kas aukščiau išdėstyta, galima daryti išvadą, kad : 1)daugelio elementų atomai įgyja maksimalų valentingumą tik būdami sužadinti; 2) sužadinus vieną iš poroje esančių elektronų, pavienių elektronų skaičius atome bei elemento valentingumas padidėja dviem; 3) didžioji dalis elementų turi kintamą valentingumą.

1.6. Cheminės jungtys

Cheminės jungtys apibūdina ryšį tarp jonų ir atomų molekulėje. Jos susidaro, veikiant traukos jėgoms, ir turi daug įtakos cheminėms ir fizikinėms medžiagų savybėms. Jungtys tarp atomų skirstomos į jonines, kovalentinės ir metalines, o tarp molekulių – į vandervalsines ir vandenilines. Cheminės jungtys yra įvairaus pobūdžio. Vienų elementų atomai jungiasi jonine jungtimi, kitų kovalentine arba metaline. Kai kurie atomai, jonai ir molekulės jungiasi koordinacine jungtimi, vandervalsinėmis traukos jėgomis arba vandeniline jungtimi.
Atomai, jonai ir molekulės jungiasi tarpusavyje todėl, kas, susidarant jungčiai, jie netenka dalies energijos, ir junginiai būna patvaresni už besijungiančias pavienes daleles. Kuo daugiau išsiskiria energijos, susidarant junginiams, tuo jie patvaresni. Cheminę jungtį sudaro valentiniai atomų elektronai, taigi – tai elektrinio pobūdžio jungtis. Dalelės, esant tarp jų tam tikram atstumui, ima traukti viena kitą – vienos dalelės elektronai traukia kitos dalelės branduolius. Kuo mažesnis atstumas tarp dalelių, tuo ši trauka stipresnė ir dalelių energija mažesnė. Tarp labai suartėjusių dalelių atsiranda stūmimo jėgos – vienos dalelės elektronai stumia kitos elektronus arba vienos dalelės branduolys stumia kitos branduolį.

1.7. Joninė jungtis

Joninė jungtis yra viena paprasčiausių cheminių jungčių. Šia jungtimi jungiasi tokie elementai, kurių linkęs vienas elektronus atiduoti, kitas – prisijungti, pavyzdžiui natris ir chloras, ir taip susidaro teigiami bei neigiami jonai (katijonai ir anijonai):

Elementai linkę įgyti tokį išorinį elektronų sluoksnį, kokį turi artimiausios inertinės dujos. Todėl tol, kol susiformuoja stabilusis aštuonių elektronų išorinis sluoksnis, vieni atomai atiduoda elektronus, virsdami neigiamais jonais. Teigiami ir neigiami jonai vienas kitą traukia ir susidaro neutralios molekulės. Cheminė jungtis, susidariusi veikiant priešingo krūvio jonų elektrostatinėmis traukos jėgomis, vadiname jonine jungtimi. Joninė jungtis gali susidaryti tuo atveju, kai tarpusavyje jungiasi atomai, kurie turi labai skirtingus jonizacijos energijos ir elektroninio giminingumo energijos dydžius.
Susidariusių jonų elektronai išsidėstę taip pat, kaip ir artimiausių inertinių dujų elektronai: natrio – kaip neono, chloro – kaip argono. Priešingų krūvių jonai traukia vienas kitą stipria elektrostatine trauka. Tačiau tarp labai suartėjusių jonų pradeda veikti priešinga elektrostatinei traukai stūmimo jėga, kurią sukelia jonų elektronų sluoksnis. Kai šios dvi priešingos jėgos pasidaro lygios, jonai gali sudaryti arba molekules, arba joninį kristalą.
Paprastai susidaro tas produktas, kuris yra patvaresnis.
Elemento savybė atiduoti elektronus apibūdinama jonizacijos energija. Tai – energijos kiekis, kurį reikia panaudoti, norint atskirti iš vieno atomo vieną elektroną. Jonizacijos energija yra matuojama kj/mol. Ji dažnai reiškiama jonizacijos potencialu. Pastarasis rodo potencialų skirtumą, kuriam esant elektronas įgyja reikiamą jonizacijos energiją. Mažiausią jonizacijos energiją turi (lengviausiai katijonais tampa) šarminiai ir žemės šarminiai metalai. Norint iš atomo išplėšti daugiau elektronų, reikia sunaudoti daugiau energijos.

1.8. Kovalentinė jungtis

Kovalentinę jungtį pirmasis pradėjo aiškinti amerikiečių mokslininkas G. Luisas (1916 m.). Jis nurodė, kad kovalentinėmis jungtimis besijungiantys atomai, kaip ir susidarantys jonai, įgyja arčiausių inertinių dujų elektronų apvalkalą; be to, elektronai nepereina iš vieno atomo į kitą, o sudaro bendras (kovalentines) elektronų poras. Kovalentinė jungtis susidaro, kai elektronai ne pereinas iš vieno atomo į kita, o sudaro vieną arba keletą besijungiantiems atomams bendrų porų. Kovalentinę jungtį gali turėti tiek vieninės medžiagos – H2, Cl2 tiek ir sudėtinės – NH3. Pavyzdžiui, suartėjus dviems chloro atomams, du elektronai – vienas iš vieno Cl atomo, kitas iš kito – sudaro bendrą elektronų porą, skriejančią aplink abu branduolius, o kiekvienas chloro atomas turi pastovų 8 elektronų išorinį sluoksnį.
Bendri abiejų atomų elektronai vadinami poriniais. Elemento valentingumas junginiuose su kovalentine jungtimi yra lygus elektroninių porų skaičiui.
Tipinė kovalentinė jungtis susidaro arba tarp to paties elemento atomų, arba tarp cheminėmis savybėmis artimų elementų atomų. Pavyzdys – tos pačios grupės nemetalų junginiai. Kai jungiasi vienarūšiai atomai, bendroji elektronų pora yra vienodai traukiama abiejų branduolių ir yra simetriškai išsidėsčiusi abiejų branduolių atžvilgiu. Tokia kovalentinė jungtis yra vadinama nepoline. Kai jungiasi vienas su kitu skirtingo elektroneigiamumo elementų atomai, bendroji elektronų pora didesniu ar mažesniu laipsniu yra pasislinkusi arčiau vieno iš branduolių, t.y. atomo, turinčio didesnį elektroneigiamumą. Dėl to elektriniai krūviai molekulėje pasiskirsto nevienodai, t.y. abiejų atomų teigiamų ir neigiamų krūvių elektriniai svorių centrai nesutampa, tarp jų yra tam tikras atstumas. Kovalentinė jungtis, sudaryta elektronų poros, nesimetriškai išdėstytos abiejų branduolių lauke, vadinama poline.
Poliškumo laipsnis apibūdinamas dipolio momentu, kuris lygus poliaus elementinio elektrinio krūvio e ir atstumo tarp priešingų krūvių elektrinių svorių l sandaugai:

Polinė jungtis yra tarpinė tarp kovalentinės ir polinės. Ji būdinga daugeliui junginių, pavyzdžiui, vandenilio halogenidams, vandeniui ir kt. Polinės molekulės dar kitaip vadinamos dipoliais. Dipoliu yra vadinama sistema, kurioje yra du vienodo dydžio, bet priešingo ženklo elektriniai krūviai, išdėstyti tam tikru atstumu vienas nuo kito. Molekulės, kurių dipolio momentas lygus 0, yra nepolinės – H2, Cl2. Daugiaatomių molekulių poliškumas priklauso nuo jungties poliškumo laipsnio ir nuo šių jungčių išsidėstymo molekulėje. Molekulė gali sudaryti kelias polines jungtis, o joms asimetriškai išsidėsčius, krūviai kompensuojami ir molekulė tampa nepoline. Pavyzdžiui, molekulė CO2 nepolinė, O=C=O, nors jungtys C=O polinės.
Vandens molekulėje vandenilio atomai išsidėsto ne simetriškai, o trikampiu. Jungties O-H poliškumas labai didelis. O šių jungčių momentai, kaip ir pačios jungtys, sudaro kampą. Suminis dipolio momentas gaunamas labai didelis, todėl molekulė yra ryškiai polinė.

1.9. Koordinacinė jungtis

Koordinacinė jungtis – tai viena iš kovalentinės jungties atmainų. Jai susidaryti padeda elektronų pora, priklausanti vienam iš reakcijoje dalyvaujančių atomų. Naujų elektroninių porų nesusidaro.
Pavyzdys – NH3 jungimosi su HCl reakcija. Tiek amoniako, tiek druskos rūgšties molekulės neutralios. Vandenilio atomas turi vieną valentinį elektroną, azoto atomas – penkis valentinius elektronus. Trys azoto atomo elektronai su trimis vandenilio atomais sudaro tris elektronų poras, t.y. kovalentinę jungtį, o viena elektronų pora, priklausanti tiktai azoto atomui, lieka laisva.
Kompleksiniai junginiai yra nevienodo patvarumo. Vieni jų labai sunkiai disocijuoja į jonus, kiti – lengviau. Patvarumo matas yra kompleksinio jono disociacijos konstanta, vadinama nepatvarumo konstanta. Kompleksiniai junginiai, turintys didelę nepatvarumo konstantą, savo savybėmis artimi dviguboms druskoms. Dvigubos druskos susidaro, kristalizuojant tirpalus, kuriuose yra ištirpusios dvi druskos. Į dvigubą druskų sudėtį įeina dviejų metalų katijonai ir vienos rūgšties anijonai. Tokios druskos disocijuoja į tuos pačius jonus, iš kurių jos sudarytos.
Atomas arba jonas, turintis išoriniame energetiniame lygmenyje laisvą elektroninę porą, sudarančią koordinacinę jungtį, vadinamas donoru, o atomas arba jonas, priimantis į savo išorinį energetinį lygmenį šią porą, vadinamas akceptoriumi. Todėl koordinacinė jungtis dar vadinama donorine-akceptorine.

1.10. Metalinė jungtis

Metalinės jungties kilmę aiškina dvi pagrindinės teorijos – elektroninių dujų ir zoninė kristalinių medžiagų sandaros. Pagal pirmąją teoriją metalų kristalai sudaryti iš taisyklingai išsidėsčiusių metalų jonų, tarp kurių įvairiomis kryptimis greitai skrieja laisvi valentiniai elektronai, nepriklausantys jokiam atomui. Ši teorija paaiškina metalų kristalų sandarą, laidumą elektrai ir šilumai, bet nepaaiškina metalų šiluminės talpos.
Pagal zoninę teoriją kristalų atomuose valentiniai elektronai, kaip silpniausiai susieti su branduoliu, turi mažesnę energiją negu kiti atomo elektronai ir jų energija sudaro atskirą energijos zoną, vadinama valentine zona. Be šios daugiau ar mažiau elektronais užpildytos zonos, yra ir kita didesnės energijos zona, į kurią elektronai negali patekti. Metalai draudžiamosios zonos neturi. Ją turi puslaidininkiai ir izoliatoriai.
Metalų valentiniai elektronai lengvai pereina į sužadintą būklę, atsiduria laidumo zonoje ir tampa elektros krūvio nešikliais.

1.11. Vandenilinė jungtis

Vandenilio atomai, susijungę su atomais, energingai prisijungiančiais elektronais (fluoro, deguonies, mažesniu laipsniu azoto), turi savybę susijungti su kitu tos pačios rūšies elemento atomu iš kitos molekulės. Tai įvyksta todėl, kad vandenilio atomas, netekęs vienintelio elektrono, tampa branduoliu, turinčiu tūkstančius kartų mažesnį skersmenį negu kitų elementų jonai. Dėl tos priežasties protonas turi labai stiprų elektrinį lauką ir lengvai sąveikauja su elektroniniais kitų atomų apvalkalais. Pavyzdžiui, vienas HF molekulės vandenilio atomas yra stipriai traukiamas elektroninio fluoro atomo apvalkalo iš kitos HF molekulės. Dėl to vandenilio atomas susijungia su abiejų fluoro vandenilio molekulių F atomais.
Cheminė jungtis, kuri susidaro tarp į molekulę sujungto vandenilio atomo ir kito elemento, lengvai prijungiančio elektronus, vadinama vandeniline. Vandenilinė jungtis padeda susidaryti dviguboms molekulėms. Vandenilinė jungtis yra silpnesnė už kitas chemines jungtis.

1.12.Vandervalsinės jėgos

Nors molekulės yra neutralios ir gali sudaryti valentinių jungčių, tačiau jos taip pat viena kitą veikia. Tarp molekulių veikiančios jėgos vadinamos vandervalsinėmis ir skirstomos į tris grupes: dipolinės, indukcinės ir dispersinės.
Dipolinės jėgos veikia tarp dviejų polinių molekulių. Vienų molekulių teigiamieji poliai pritraukia kitų molekulių neigiamuosius polius, atstumia teigiamuosius ir atvirkščiai. Nusistovėjus pusiausvyrai, molekulės orientuojasi erdvėje, o savitarpio traukos jėgos viršijant atostūmio jėgas, susidaro dipolinis ryšys. Kylant temperatūrai, dipolinė sąveika silpnėja.
Tarpusavyje sąveikauja ir nepolinės molekulės. Šis reiškinys aiškinamas tuo, kad sukantis elektronams ir svyruojant atomų branduoliams atome labai trumpam susikuria dipoliai, dėl kurių tarp molekulių atsiranda dispersinė sąveika. Dispersinė sąveika būdinga tiek nepolinėms, tiek ir polinėms molekulėms.
Indukcinis ryšys tarp molekulių susidaro tada, kai suartėja polinė ir nepolinė molekulės. Polinė molekulė sukuria nepolinėje molekulėje laikiną dipolį. Toliau abi molekulės sąveikauja kaip dipoliai. Indukcinės jėgos nepriklauso nuo temperatūros.
Tarp molekulių veikiančios jėgos yra gerokai silpnesnės už cheminių jungčių jėgas, tačiau jų pakanka, kad medžiagų molekulės būtų sujungtos į agregatus.

2. Pagrindiniai termodinamikos ir termochemijos dėsniai:

2.1. Pagrindiniai termodinamikos dėsniai

Kiekviena medžiaga turi jai būdingą cheminę, arba vidinę, energiją, kuri gali virsti kitos rūšies energija: elektros, šilumine, mechanine, šviesos ir atvirkščiai. Šią energiją sudaro elektronų judėjimo atomuose energija, atomų judėjimo molekulėse energija ir molekulių judėjimo bei jų tarpusavio sąveikos energija. Vidinės energijos absoliutus dydis nėra žinomas. Cheminėse reakcijose arba fiziniuose-cheminiuose procesuose ši energija arba padidėja, arba jos prarandama. Todėl nustatomas tik šios energijos pokytis – prieaugis arba sumažėjimas. Cheminė energija gali virsti įvairia kitos rūšies energija. Pavyzdžiui, galvaniniuose procesuose cheminė energija virsta elektros energija , elektrolizės procese – atvirkščiai.
Cheminė termodinamika yra bendrosios termodinamikos skyrius , kuriame nagrinėjamas energijos kitimas cheminėse reakcijose ir fiziniuose-cheminiuose procesuose (tirpimo, garavimo, kristalizacijos, absorbcijos procesuose). Vien tik šiluminės energijos pokytį šiuose procesuose nagrinėja termodinamika. Cheminė termodinamika turi didelę mokslinę ir praktinę reikšmę, nes, remiantis jos dėsniais, galiama spręsti apie minėtųjų procesų vyksmą, taip pat šiuos procesus pakreipti norima linkme.
Pagrindinis termodinamikos dėsnis, arba energijos išlaikymo dėsnis, nurodo, kad sistemoje energija nesigamina ir neišnyksta, bet tik vienos rūšies energija griežtai ekvivalentiniu santykiu virsta kitos rūšies energija. Todėl, jei sistemoje izobarinis procesas (p=const), ir sistema, pereidama iš pradinio į galinį būvį, sunaudojama šiluma Q, tai ši šiluma padidina jos vidinę energiją U ir atlieka darbą, nugalėdama atmosferinį slėgį, sistemai plečiantis. Darbas, arba sistemos išorinė energija, yra slėgio p ir tūrių skirtumo sandauga.
Q = (U2-U1) + p(V2-V1)

2.2. Pagrindiniai termochemijos dėsniai

Lavuazjė ir Laplaso dėsnis (1780m.). Šis dėsnis nurodo, kad junginio susidarymo šiluma lygi jo skilimo į vienines medžiagas, iš kurių tas junginys sudarytas, šilumai, bet turi priešingą ženklą. Kiekviena medžiaga turi jai būdingą cheminę, arba vidinę energiją, kuri gali virsti kitos rūšies energija: elektros, šilumine, mechanine, šviesos ir atvirkščiai cheminėse reakcijose ši energija kinta – jos padaugėja arba sumažėja. Mokslas, nagrinėjantis šiluminės energijos pokyčiui cheminėse reakcijose, vadinamas termochemija. Junginio susidarymo šiluma yra šilumos kiekis, išsiskiriantis ar sunaudojamas, susidarant to junginio vienam moliui iš vieninių medžiagų (kj/mol). Todėl reakcijų lygtyse, kuriose nurodyta junginio susidarymo šiluma, vartomai trupmeniniai koeficientai. Vieninių medžiagų (H2, Cl2) susidarymo šiluma standartinėmis sąlygomis lygi nuliui. Kai kurių junginių (pvz. anglies dioksido, vandens) susidarymo šiluma randama, matuojant kalorimetru anglies ar vandenilio degimo reakcijos šilumą. Daugelio junginių (pvz. anglies monoksido, organinių junginių) susidarymo šilumą galima tik apskaičiuoti (remiantis pagrindiniu termodinamikos dėsniu).
Reakcijos šiluma priklauso tik nuo reaguojančių medžiagų ir reakcijos produktų rūšies ir būvio ir nepriklauso nuo reakcijos produktų susidarymo būdo.
Pagrindinis termodinamikos, arba Heso, dėsnis (1840 m.). Šis dėsnis nurodo, kad reakcijos šiluma priklauso tik nuo reaguojančių medžiagų ir reakcijos produktų rūšies ir būvio, o nepriklauso nuo reakcijos produktų susidarymo būdo. Remiantis Heso dėsniu, galima apskaičiuoti reakcijos šilumą, arba entalpijos pokytį. Reakcijos šiluma gaunama, iš reakcijos produktų susidarymo šilumų sumos atėmus reaguojančių medžiagų susidarymo šilumų sumą. Pasinaudojant Heso dėsniu, galima apskaičiuoti ir junginio susidarymo šilumą.

3. Polimerai. Jų struktūra, savybės
3.1. Polimerai

Polimerai – tai stambiamolekuliniai junginiai. Medžiagų molekulės, iš kurių gaminamas polimeras, vadinamos monomerais.

Pagal gavimo būdą stambiamolekuliniai junginiai skirstomi į:
– gamtinius, arba natūraliuosius (celiuliozė, vilna, oda);
– dirbtinius (nitroceliuliozė, acetilceliuliozė);
– sintetinius (įvairios polimerinės dervos, polietilenas, polivinilchloridas).
Polimerai dažniausiai yra amorfinės medžiagos. Tačiau kartais pasitaiko ir kristalinių polimerų, kurie yra kietesni ir atsparesni už amorfinius. Pagal elementinių grandžių išdėstymą makromolekulėje stambiamolekuliai junginiai skirstomi į linijinius ir tinklinius, arba erdvinius. Prie linijinių polimerų priskiriami polietilenas, polipropilenas, kapronas, enantas, novolakė derva, nevulkanizuotas kaučiukas. Šie polimerai tirpsta atitinkamuose tirpikliuose ir šildomi lydosi. Tinkliniuose ir erdviniuose, polimeruose monomerai sujungti taip, kad jų makromolekulių projekcija plokštumoje sudaro tinklą. Erdviniai polimerai nesilydo ir netirpsta tirpikliuose. Šių polimerų pavyzdys yra rezitas.
Pagal tai, kaip reaguoja į temperatūrą, polimerai skirstomi į:
– termoplastinius;
– termoreakrcinius.

Termoplastiniai polimerai tokie polimerai, kurie pakartotinai šildomi ir aušinami minkštėja ir kietėja, bet jų sandara nesikeičia.

Termoreakciniai polimerai kaitinami negrįštamai sukietėja ir virsta viasai kitos sandaros erdviniais polimerais. Jų sandara ir sąvybės negrįžtamai pasikeičia. Termoreakciniai polimerai netirpsta tirpikliuose, yra nelydūs. Jie patvaresni už termoplastinus.

3.2. Polimerų struktūra

Stambiamolekuliniai junginiai gaunami prijungimo, arba polimerizacijos, ir mainų, arba polikondensacijos, reakcijomis.

Polimerizuojasi monomerai, turintys:
– dvigubą jungtį C =C-C =< ,
– trigubą jungtį -C =C-.

Pagal savo veikimo mechanizmą polimerizacijos reakcijos yrs skirstomos į grandinines ir pakopines.

Vykstant grandininei polimerizacijai, pradžioje labai lėtai susidaro aktyvūs centrai. Po to grandinė pradeda augti, bet jau gerokai didesniu greičiu. Grandinė nutrūksta, pranykus aktyviems centrams.

Grandinės aktyviems centrams susidaryti naudojamos tam tikros medžiagos, vadinamos iniciatoriais, pavyzdžiui, banzoilo peroksidas. Iniciatoriai skyla ir sudaro laisvus radikalus – labai aktyvias dalele. Laisvieji radikalai, prisijungdami prie nesotaus, pavyzdžiui, etileno monomero, sudaro naują radikalą – aktyvųjį centrą, kuris ir pradeda auginti grandinę. Radikalas jungiasi prie kitos etileno molekulės ir sudaro dar didesnį radikalą. Taip grandinė vis auga, sujungdama iki kelių tūkstančių monomero molekulių. Grandinė nutrūksta tada, kai laisvieji radikalai susijungia. Grandininę polimerizaciją gali pagerinti katalizatoriai AlCl3 BF3, kurie prisijungę prie monomerų, sudaro sudėtingus ir nepatvarius junginius – aktyviuosius polimerizacijos centrus.
Vykstant pakopinei polimerizacijai, susidaro tarpiniai junginiai, kuri gali būti iš reakcijos mišinio išskirti ir toliau polimerzuojami.

Polikondensacija yra toks polimerų gavimo būdas, kai reaguojant monomerų molekulėms, gaunamas polimeras ir atskyla mažamolekulė medžiaga. Kai polimerizacija vyksta, naudojant kelis skirtingus monomerus, tai ji vadinama kopolimerizacija. Kopolimerizacijos reakcijose gauti polimerai skirstomi į polimerus:
– paprastus,
– skiepytus,
– blokinius.

Paprastų polimerų pavyzdys yra polidivinilstirenas, kuris gaunamas, polimerizuojant divinilo ir stireno mišinį. Polidivilstirenas panašus į kaučiuką ir naudojamas įvairiems gumos dirbiniams gauti.

Skiepyti polimerai susidaro, kai prie pagrindinės polimero makromolekulės prisijungia atšakos, susidedančios iš skirtingų elementariųjų grandžių.

Blokiniai polimerai gaunami, jungiantis į makromolekulę skirtingoms dalims – blokams. Blokinių polimerų savybės – tirpumas, elastingumas ir patvarumas priklauso nuo reakcijoje dalyvaujančių monomerų kiekių santykio.

3.3. Polimerų savybės

Stmbiamolekuliniai junginiai turi mažą osmosinį sluoksnį, jų molekulės nepraeina pro puslaidžią pertvarą, juos galima išsūdyti. Tuo jie yra panašūs į koloidinius tirpalus, tačiau dėl vienfaziškumo ir homogeniškumo polimerų tirpalai dažniausiai priskiriami prie tikrųjų.

Atsparūs rūgščių ir šarmų poveikiui yra polimerai, turintys tik C-C ir C-H jungtis. Kai yra jungčių C-N, cheminis atsparumas mažesnis.

Dauguma polimerų skaidrūs, praleidžia ultravioletinius spindulius, blogi šilumos laidininkai, turi dielektrinių savybių. Veikiami mechaniškai polimerai deformuojasi, o juos sudarančios dalelės pereina į pusiausvyros būklę, atitinkančią naujas sąlygas. Šis procesas vadinamas relaksacija. Laikas, reikalingas naujai dalelių statinei pusiausvyrai susidaryti, vadinamas relaksacijos laiku.

Tačiau stambiamolekuliniai junginiai ilgainiui senėja – darosi kietesni, trapesni, neskaidrūs. Dėl to pasikeičia polimero cheminės ir mechaninės sąvybės. Polimerų senėjimą sukelia oksidacinis, fotocheminis, terminis ir mechaninis poveikis. Senėjant polimero makromolekulių jungtys trūksta, molekulinė masė mažėja, susidaro naujos grupės ir laisvi radikalai. Polimerų senėjimą galima sulėtinti antioksidantais, inhibitoriais arba stabilizatoriais, pavyzdžiui švino oksidu (PbO), natrio silikatu.

Polimerai vartojami gamybai: plastmasių, kaučiukų, pluoštų, lakų,klijų, plėvelių, jonitų.

Plastmasės – tai stambiamolekulių junginių mišiniai su užpildais, dažais, plastifikatoriais. Pagal sudėtį plastmasės yra skirstomos į paprastas ir sudėtines. Paprastos plastmasės (politilmetakrilatas, polietilenas) gaminamos tik iš polimerinių dervų pridedant nedidelį dažų kiekį. Į sudėtines plastmases įeina įvairūs užpildai: mediena, suodžiai, grafitas, popierius. Šių priedų būna iki 70%.

Svarbią techninę reikšmę turi sluoksniuotos plastmasės – getinaksas, tekstolitas, stikloplastas, asbestolitas. Getinaksas gaunamas iš popieriaus, impregnuojant jį fenolio formaldehidine derva. Getinaksas vartojamas cilindrų, lakštų ir vamzdžių gamybai. Patvarus nuo -40 iki +105 0C temperatūroje.

Tekstolitas gaunamas iš medvilninių audinių, impregnuotų fenolio formaldehidinėmis dervomis. Jis atsparus -60 iki +105 0 C temperatūroje.

Stikloplastai gaminami iš stiklo pluošto, sujungiamo fenolio formaldehidinėmis, silicio arba epoksidinėmis dervomis. Jei turi gerų izoliacinių savybių, atsparūs temperatūrai, drėgmei, nedega.

Asbestolitas gaminamas iš asbestinių audinių arba pluošto, impregnuojamų formaldehidinėmis arba polisiloksamninėmis dervomis.

Putoplastai yra gaunami pro polimerus (polistireną, polimetilmetakrilatą, fenolio formaldehidinę dervą) leidžiant dujas arba dedant tokių medžiagų, kurios aukštoje temperatūroje skyla ir išsiskiria dujos. Tokios plastmasės yra lengvos, akytos ir stiprios.

Klijai – stambiamolekulių junginių lydiniai arba tirpalai, kurių dalelės gerai sukibusios, pavyzdžiui, karbamido formaldehidinės dervos. Lakai – tai plėveles sudarančių medžiagų, ištirpintų lakiuose tirpaluose (benzine, acetone), tirpalai. Tirpikliui garuojant, šios medžiagos polimerizuojasi ir oksiduojasi, sudarydamos plėvelę.

Naudota literatūra:

Ona Petroševičiūtė – „Bendroji chemija“.
Gražina Kaušinienė – „Bendroji chemija“.
Vitalijus Janickis – „Neorganinė chemija“.

Leave a Comment