Atomo sudėtis, cheminės jungtys, kompleksiniai junginiai

Atomas – pati mažiausia cheminio elemento dalelė įeinanti į vieninių ir sudėtinių medžiagų molekulių sudėtį.

Atomo sandara sudėtinga. Paprasčiausiai sudarytas vandenilio atomas. Jo centre branduolys, o aplink jį juda elektronas. Brandulį sudaro dviejų rūšių elementariosios dalelės – protonai ir neutronai.

S¹veikaudami tarpusavyje, atomai gali perduoti vienas kitam savo elektronus. Protonų skaičius elemento atomo branduolyje žymimas raide Z ir vadinamas atominiu skaičiumi. Visi to paties elemento atomai savo branduoliuose turi vienoda protonų skaičių. Bet gali skirtis neutronų skaičius. Neutronų skaičius branduolyje žymimas raide N. Protonų ir neutronų skaičiau suma vadinama masės skaičiumi ir žymima A=Z+N.

Elementų atomų atmainos besiskiriančios netronų skaičiumi vadinamos izotopais. Neutraliame atome yra vienodas elektronų ir protonų skaičius (protonų ir elektronų krūviai kompensuoja vienas kit¹).

Cheminės jungtys atsiranda s¹veikaujant emektroniniams laukams, kuriuos sukuria besijungiančių atomų elektronai ir branduoliai. Cheminės jungties stiprum¹ apibūdina jungties energija, kuri parodo energijos kiekį, reikaling¹ jungčiai suardyti. Cheminės jungtys skirstomos į:

Kovalentines

Jonines

Metališk¹sias

Vandenilines

Koordinacines

Cheminė jungtis atsirandanti susidarant bendroms elektronų poroms, vadinama kovalentine jungtimi:

arba

arba

Jei abiejų atomų elektronų neigamumai yra vienodi, abu atomai galės visiškai lygiaverčiai sudaryti bendr¹ elektronų por¹. Tokia jungtis vadinama kovalentine nepoline (ir t.t.).

Prie elektroniškai neigiamesnio atomo kaupiasi neigiamesnis krūvis, o prie kito – teigiamesnis. Tokia jungtis vadinama kovalentine poline ().

Valentinių jungčių metodas

Atomams suartėjus taip, kad tarp jų galėtų atsirasti jungtis, atomų orbitalės susineria. S¹naros vietoje yra didžiausia elektronų poros buvimo tikimybė. Pagal atomų s¹naros būd¹ jungtys skirstomos į p ir s jungtis. Kuo daugiau orbitalės susineria, tuo daugiau išsiskiria energijos ir tuo stipresnė susidaro kovalentinė jungtis. Susidarant s jungčiai, orbitalės susineria daugiau, negu susidarant p jungčiai, todėl s jungtys yra stipresnės.

Elektronų orbitalių hibridizacija

Junginiuose hibridizacija esti tokia: sp, ir . Kompleksiniuose junginiuose hibridizuojasi s, p ir d orbitalės.

sp hibridizacija galima tuomet, kai molekulės centrinio elemento atomas turi 2 pavienius elektronus s ir p orbitalėse.

hibridizacija galima tuomet, kai molekulės centrinio elemento atome yra 3 pavieniai elektronai s ir p orbitalėse.

Nesotiem anglevandeniliams būdinga ir sp hibridizacija.

hibridizacija vyksta tik tuo atveju, kai molekulės centrinio atomo išorinio atomo išoriniame sluoksnyje dalis orbitalių užpildytos elektronų poromis, o kitos – pavieniais elektronais ir sudaro jungtis.

Joninė jungtis susidaro dėl elektrostatinės tarpusavio traukos. Tai viena iš paprasčiausių cheminių jungčių.

Pavizdžiui reaguojant NaCl, Na atomas atiduoda elektron¹ iš 3s orbitalės ir virsta teigiamu jonu: ; Cl atomas šį elektron¹ prisijungia į 3p orbitalź ir virsta neigiamu jonu . Beveik visi joniniai junginiai yra kristalinės medžiagos.

Metališkoji jungtis susidaro dėl to, kad metalai gali atiduoti savo valentinius elektronus. Metalų kristalai dėl metališkojo ryšio lengvai deformuojami.

Cheminė jungtis, kuri susidaro tarp į molekulź sujungto vandenilio atomo ir kito elemento vadinama vandeniline.

Vandervalinės jėgos

Nors molekulės yra neutralios ir negali sudaryti valentinių jungčių, tačiau jos taip pat viena kit¹ veikia. Tarp molekulių veikiančios jėgos vadinamos vandervalinėmis jėgomis ir skirstomos į 3 rgupes: dipolines, indukcines ir dispersines.

dipolinės jėgos veikia tarp dviejų polinių molekulių. Kylant temperatūrai, dipolinė s¹veika silpnėja

indukcinis ryšys tarp molekulių susidaro tada, kai suartėja polinė ir nepolinė molekulė. Indukcinės jėgos nepriklauso nuo temperatūros.

tarpusavyje s¹veikauja 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 s¹veika. Ji būdinga tiek ir nepolinėms molekulėms.

Koordinacinė jungtis – tai viena iš kovalentinės jungties atmainų. Jai susidaryti padeda elektronų pora, priklausanti viem iš reakcijoje dalyvaujančių atomų.

Atomas arba jonas, turintis išoriniame energetiniame lygmenyje laisv¹ elektroninź por¹, sudaranči¹ koordinacinź jungtį, vadinamas donoru, o atomas arba jonas, priimantis į savo išorinį energetinį lygmenį ši¹ por¹, vadinamas akuptoriumi. Todėl koordinacinė jungtis dar vadinama donoriseakaptorine.

Cheminems junginems turintiems koordinacinź jungtį, priklauso kompleksiniai junginiai. Jie yra neutralūs: ir joniniai: katijonai - anijonai - ir kiti.

Kompleksiniai junginiai būna:

Rūgštys

Bazės

Neelektrolitai

Jonas prisijungźs priešingo ženklo jonus arba neutralias molekules vadinamas kompleksadariu. Pvz: kompleksadaris yra jonai ir molekulės petarpiškai sujungti su kompleksadariu vadinami adendais arba ligandais. Išsidesčiusių aplink kompleksadarį adendų skaičius vadinamas koordinaciniu skaičiumi. Jis gali būti nuo 2 iki 8.

Kai kurių ceminių elementų koordinaciniai skaičiai:

Adendai būna: Monodentatiniai (jonai)

Bidentatiniai

Tetradentatiniai

Nomenklatūra

Sudarant kompleksinio junginio pavadinim¹ pirmiausia rašomas teigiamo po to neigiamo jono pavadinimas. Ligandų skaičiui nurodyti vartojami graikiški priešdėliai – mono, di, tera ir t.t. kompleksinio anijono, pvz. pavadinimas sudaromas taip: prie kompleksadario () lotyniško pavadinimo “ferum” kamino pridedama galūnė “atas”. Kompleksadario valentingumas žymimas pavadinimo gale romėnišku skaitmeniu:

- kalio heksacionoferatas (II)

- kalio heksacionoferatas (III)

- natrio heksahidroksoaliuminatas (III)

Branduolinės reakcijos

Reakcijos kurių metu pakinta elemento atomo branduolio sudėtis ir jis virsta kitu elementu vadinamos branduolinėmis. Išspindulevźs a dalelź , radioaktyvaus elemento atomas virsta nauju elementu, kurio masės skaičius mažesnis keturiais vienetais, krūvio skaičius – dviem. Radis išspindulevźs a dalelź, tampa radonu.

Radioaktyviam elementui išspindulevus b dalelź (elektron¹ ), atsiradusio elemento branduolio masės skaičius lieka tas pats, o krūvio skaičius padidėja vienetu, nes elektronas atskyla iš neutrono, o jis virsta protonu: . Pvz. toris išspindulevźs b dalelź, virsta protaktiniu.

Radioaktyvieji elementai vienų spindulių neskleidžia, - juos išmeta kartu su a ir b spinduliais. Skylant radioaktyviems elementams, susidaro nauji elementai. Pavyzdžiui skylant , susidaro 15 naujų radioaktyvių elementų, ir tik paskutinis iš jų , yra neradioaktyvus. Visi šie elementai sudaro urano radioaktyvi¹j¹ šeim¹.

Cheminė termodinamika ir termochemijos dėsniai

Cheminių bei fizikinių procesų energetinius pokyčius, jų kryptį bei vyksmo s¹lygas nagrinėja cheminė termodinamika. Pirmasis pagrindinis termodinamikos dėsnis, nurodo, kad sistemoje energija nesigamina ir neišnyksta, bet tik vienor rūšies energija tiksliai ekvivalentiniu santykiu virsta kitos rūšies energija. Sistemos vidinė ir išorinė energija kartu sudaro pilnutinź energij¹, vadinam¹ entalpija H. Taigi šiluma yra entalpijos pokytis, (jei ji gaunama iš išorės, sistemos energija padidėja, jei išsiskiria – sumažėja).

Ceminiai procesai dažniausiai yra izobariniai (izobarinis procesas – jei nesikeičia sistemos slėgis (p=constanta)), todėl jų šiluminis efektas reiškiamas entalpijos pokyčiu . Cheminių reakcijų lygtys, kuriose nurodyta reakcijos šiluma, vadinamos termocheminėmis lygtimis, o išsiskirianti arba sunaudojama šiluma – reakcijos šiluminiu efektu. Reakcijos šiluminis efektas priklauso nuo reaguojančių medžiagų ir reakcijos produktų agregatinės būsenos, temperatūros, slėgio ir koncentracijos.

Termochemijos dėsniai:

Lavuazjė ir Laplaso dėsnis teigia, kad junginio susidarymo šiluma lygi jo skilimo į vienines medžiagas, iš kurių tas junginys sudarytas, šilumai, bet yra priešingo ženklo. Vieninių junginių (pvz: CO­­ , H₂O) susidarymo šilum¹ galima rasti kalorimetru išmatavus reakcujų šilum¹, pvz.:

IR

Heso dėsnis: reakcijos šiluma priklauso tik nuo reaguojančių medžiagų ir reakcijos produktų rūšies, būsenos, net nepriklauso nuo reakcijos produktų susidarymo būdo. Pvz: degdama anglis gali iš karto virsti anglies (IV) oksidu arba pirmiausiai virsti anglies (II) oksidu ir toliau – anglies (IV) oksidu. Abiem atvejais reakcijos šiluma vienoda.

kj/mol

kj/mol

čia: - junginių entalpijos pokytis

Antr¹jį termodinamikos dėsnį suformulavo Klauzijus: jokiais savaiminiais prcesais negalima šalto kūno šilumos perduti šiltesniam. Antras termodinamikos dėsnis nusako proceso kryptį t.y., nurodo iki kokios ribos procesas gali vykti savaime, nagaudamas energijos iš aplinkos, ir kaip pasislinko sistemos pusiausvyra pakitus termodinaminėms s¹lygoms.

Entropija

Apie reakcijos savaimingum¹ sprźsti iš šiluminio efekto (entalpijos pokyčio ) nagalime, nes savaime gali vykti tiek egzoterminės, tiek endoterminės reakcijos. Reakcijų savaimingum¹ nusako antrasis termodinamokos dėsnis.

Medžiagų dalelėms būdinga kuo dugiau judėti, skaidytis, virsti paprastesnėmis. Sistemos netvarkingumos matas yra entropija. Medžiagų entropija nustatoma eksperimentiškai. Tai absoliutus dydis reiškiamas J/(mol*k). Medžiagų entropija priklauso nuo temperatūros, agregatinės būsenos. Kaitinamų medžiagų entropija didėja: kietų – entropija didėja mažiausiai, skystų – daugiau, dujinių daugiausiai. Entropija labai padidėja pereinant medžiagoms iš kietos būsenos į skyst¹ ir ypač iš skystos į dujinź būsen¹. Priešingais atvejais – medžiagai auštant, garams kondencuojantis – entropija mažėja. Norint apskaičiuoti entropijos proceso pokytį , iš reakcijų produktų entropijų sumos atimama reaguojančių medžiagų entropijų suma:

apie ceminių medžiagų entropijų pokytį (padidėja ar sumažėja) galima sprźsti iš reakcijų tūrio pokyčio. Pvz:

Vykstant pirm¹jai – tūris ir entropija padidėja ( teigiamas).

Vykstant antr¹jai – sumažėja ( neigiamas).

Vykstant treči¹jai – reakcijos tūris nekinta.

Iš entropijos pokyčio galima sprźsti apie savaiminio proceso kryptį.

Gibso energija

Procesuose pasireiškia du priešingi veiksmai: entalpinis ir entropinis; proceso kryptis priklauso nuo to, kuris iš šių veiksnių stipresnis. Pirmasis – entalpinis, veiksnys priverčia sistem¹ pereiti į būsen¹, kurioje jo vidinė energija būtų mažiausia. Kietų, kristalinių ir sudėtinių medžiagų molekulių vidinė energija mežesnė nei ištirpusių. Šio veiksnio įtak¹ rodo entalpijos pokytis . Antrasis – entropinis veiksnys verčia sistemos medžiagas labiau sklaidytis, tapti paprastesnėmis (Pvz: , reakcija yra egzoterminė). Entalpinis veiksnys verčia susidaryti amoniak¹, nes išsiskiria energija ir reakcijos produkto – amoniako, vidinė energija mažesnė negu reaguojančių medžiagų (N_2, H₂).

Izoliuotos sistemos vidinė energija susideda iš pastovioje temperatūroje darbu paverčiamos leisvosios energijos ir pastovioje temperatūroje darbu paverčiamos surištosios energijos. Surištoji energija yra temperatūros ir entropijos sandauga (TS). Cheminiuose procesuose nustatomas tik izobarinio potencialo, arba Gibso energijos pokytis DG.

DG=DH-TDS

Ši lygtis išreiškia bendr¹ entropijos ir entalpijos pokyčio įtak¹ cheminio proceso krypčiai. Jei DG<0, procesas gali vykti savaime, jei daugiau už 0, procesas savaime nevyksta. Jei procese entropije didėja, tai TDS narys didėja, ir DG tampa vis labiau neigiamesnis. Aukštoje temperatūroje gali vykti ir endoterminiai procesai Pvz. vandens dujos susidaro reaguojant įkaitinant angliai su vandens garais.

Kambario temperatūroje šios reakcijos entalpijos pokytis yra teigiamas (reakcija endoterminė).

DG gali būti ir neigiamas. Neigiama reikšmė rodo tik tai, kad procesas gali nevykti. Procesas gali nevykti, nes reakcijos greitis tuomet yra labai mažas. Reakcijai paspartinti naudojamas katalizatorius. Apytiksliai apie proceso savaimingum¹ galima sprźsti iš standartinės Gibso energijos pokyčio , kuris apskaičiuojamas taip: . Kai , procesas vyksta savaime ne tik standartinėmis, bet ir kitomis s¹lygomis. Jei daugiau nei 40 Kj/mol, procesas nevyksta jokiomis s¹lygomis.

Metalai

Metalų skirstymas

Svarbiausia metalų savybė yra ta, kad jie lengai oksiduojasi, ir virsta paprastais teigiamais jonais. Iš žinomų 104 elementų 82 yra metalai. Technikoje metalais vadinamos medžiagos, pasižyminčios laidumu elektrai, šilumai, kalumui ir kt. savybėmis.

Atsižvelgiant į metalų tankį technikoje jie skirstomi į:

Lengvuosius (jei jų tankis mažesnis nei 5000 kg. į kūbinį metr¹.) tai šarminiai, žemės šarminiai metalai, berilis, aliuminis, titanas

Sunkiuosius (jei jū tankis didesnis nei 5000 kg. į kūbinį metra), sunkiausias –

osmis 22700kg/m

Metalai skistomi į juoduosius (geležis bei jos lydiniai) ir spalvotuosius (varis bei jo lydiniai, bei kitus).

Metalų fizikinės savybės

Visi metalai išskyrus gyvsidabrį kambario temeratūroje yra kietos kristalinės medžiagos.

Metalams būdingos fizikinės savybės yra: laidumas elektrai, šilumai, blizgesys ir plastiškumas. Šios savybės aiškinamos kristalo gardelės ir metalinės jungties ypatumais. Metalai laidūs elektrai, nes turi laisvų elektronų, kurie lengvai pereina iš vieno atomo į kit¹. Todėl veikiami net ir nedidelės elektrovaros jėgos, elektronai teka prie teigiamo poliaus. Kylant temperatūrai, metalų laidumas elektrai mažėja, nes kristalo gardelės mazguose metalo atomai, veikiami šilumos, pradeda stipriau švytuoti ir trugdo judėti elektronams. Mažinant temperatūra metalų laidumas elektrai didėja. Esant artimai 0K temperatūrai, daugelio metalų varža visai išnyksta. Šis reiškinys vadinamas superlaidumu. Metalai yra pirmos rūšies laidininkai, nes juose elektros srovź perneša elektronai.

Metalų šiluminės savybės vertinamos jū specifine ir sublimacijos šiluma. Specifinė šiluma - tai šilumos kiekis, kurį reikia suteikti medžiagai, norint jos masės vieneto temperatūr¹ pakelti vienu laipsniu. Metalų specifinė šiluma nedidelė – mežesnė už ir įvairių metalų mažai tesiskiria. Metalų sublimacijos šiluma – šilumos kiekis, reikalingas vieno molio metalo masei paversti dujomis, ji yra labai įvairi pvz. francio sublimacijos šiluma yra – 72,8 kJ/mol. O volframo – 836,8 kJ/mol. Metalų sublimacijos šiluma priklauso nuo kristalo gardelės patvarumo.

Metalų magnetinės savybės yra nevienodos. Stipriai ysimagnetinantys (feromagnetiniai) metalai yra geležis, kobaltas, nikelis. Kiti metalai yra diamagnetiniai arba paramagnetiniai. Jū magnetinės savybės išnyksta, nustojus veikti išorės magnetiniam laukui.

išorės magnetiniam laukui.

Metalų cheminės savybės

Geležis:

Geležis – plastiškas, sidabriškai baltas metalas. Gryna geležis ore pakankamai pastovi, nes j¹ apsaugo oksidacinė plėvelė, susidaranti iš geležies (II ir III) oksido . Įkaitinta Fe ore lengvai oksiduojasi.

Aukštoje temperatūroje geležį oksiduoja vandens garai, tuo metu išsiskiria H₂

Kambario temperatūroje geležies paviršiuje susidaro rūdys. Su druskos ir sieros rūgštimis geležis lengvai oksiduojasi.

Koncentruotoje azoto rūgštyje geležis pasidaro pasyvi nes jos paviršiuje susidaro Fe₃O₄ apsauginė plėvelė. Geležies (II) hidroksidas gaunamas, veikiant Fe (II) druskų tirpalus šarmais:

Geležies (II) hidroksidas gaunamas, kai nėra tirpale deguonies pėdsakų. Tai balta medžiaga. Supilant tirpalus kuriuose yra ištirpusio deguonies, gaunamas žalias hidroksidas. Jis pasižymi bazinėmis savybėmis ir tirpsta rūgštyje, sudarydamas Fe(II) druskas. Fe (III) hidroksidas gaunamas veikiant (III) druskų tirpalų šarmais. Jis rudos spalvos ir vandenyje netirpsta.

dvivalentis Fe druskos gaunamas tirpinant Fe rūgštyje be oksidatorių

taip pat ir laikant Fe (III) druskų tirpstant su metaline geležimi

geležies (III) druskos gaunamos:

1. tirpstant Fe(OH₃) rūgštyje.

2. Fe(II) druskas oksiduojant oksidatoriumi

bevandeniai Fe halogenidai gaunami metaline geležį halogeno atmosferoje

naudojimas:

gryna geležis minkštas metalas todėl pramonėje nenaudoja, dažniau naudojamas Fe lydiniai kuriuose yra ketaus iš plieno. Iš ketaus liejami įvairūs liejiniai. Iš kietųjų plienų gaminami įrankiai, spyruoklės ir detalės, kurios turi būti kietos ir atsparios sudidėvėjimui.

Plienas su specialiais metalais vadinamas legiruotu. Legiruoto plieno gamyba mūsų šalyje nuolat plečiama, nes iš jų pagamintos konstrukcijos ir mašinos esti tvirtos ir ilgai nenusidėvi.

Kalcis

Tai lengvas, sidabriškai baltos spalvos metalas. Vykstant cheminėms reakcijoms kalcio valentiniai elektronai pereina į kitų elementų atomus. Tada susidaro du krūvius turintys jonai Ca labai aktyviai reaguoja su metalais, ypač su deguonimi. Ore jis lečiau oksiduojasi, negu šarminiai metalai nes jų oksidų plėvelė mažiau praleidžia deguionį. Kaitinamas kalcis sudega ir išsisikiria milžiniškas šilumos kiekis.

cia reaguoja su vandeniu isstumdamas