Neorganinė chemija

Avogadro dėsnis: vienoduose įvairių dujų tūriuose, kai toks pat slėgis ir temperatūra, yra vienodas skaičius molekulių. Ž. Gei Liusako dujų tūrių santykio dėsnis: reaguojančiųjų ir reakcijoje susidariusiųjų dujų tūriai yra nedidelių sveikųjų skaičių santykis Mendelejevo - Klapeirono lygtis: pV = m/M RT čia p − dujų slėgis (Pa, kPa, atm, mm Hg); V − dujų tūris (ml, l, 3 m ); m − dujų masė (mg, g, kg); M − dujų molio masė (mg, g, kg); T − absoliučioji temperatūra (K); R − universalioji dujų konstanta, kurios skaitinė vertė priklauso nuo to, kokiais vienetais yra išreikšti p ir V vienam moliui:

Medžiagų masės tvermės dėsnis: reaguojančiųjų medžiagų masė lygi susidarančiųjų medžiagų masei. Energijos tvermės dėsnis: energija iš niekur neatsiranda ir neišnyksta, bet gali ekvivalenčiai pereiti iš vienos energijos rūšies į kitą. Ekvivalentų dėsnis: sureagavusių arba reakcijos metu susidariusių medžiagų kiekiai yra tiesiog proporcingi jų ekvivalentams. Junginio sudėties pastovumo dėsnis: bet kokiu būdu gauti junginiai visuomet yra tos pačios sudėties. Kartotinių santykių dėsnis: kai du elementai tarpusavyje sudaro kelis junginius, tai vieno elemento masės, tenkančios kito elemento tai pačiai masei, santykis šiuose junginiuose yra nedideli sveikieji skaičiai

Ekvivalentų molio masė (ankst. ekvivalentinė masė) yra medžiagos kiekis, kuris prisijungia ar pakeičia vieną molį vandenilio atomų (1,008 g/mol), arba vieną molį deguonies atomų (8 g/mol), arba vieną molį kito elemento ar junginio ekvivalentų, arba vieną molį elektronų (96484 C/mol). Elementui: E=A/V Oksidams: E=M/n*V (V - metalo valentingumas, n - metalo jonų skaičius) Rūgštims: E=M/n (n - H jonų skaičius) Bazėms: E=M/n (n - OH jonų skaičius) Druskoms: E=M/n*V (V - metalo valentingumas, n - metalo jonų skaičius)

Mažiausia cheminio elemento dalelė atomas, turintis visas jo savybes, susideda iš teigiamai įelektrinto branduolio ir aplink jį skriejančių neigiamai įelektrintų elektronų. Branduolys yra centrinė atomo dalis, užimanti tik 10–13 viso atomo tūrio, bet jame sukauptas visas teigiamasis krūvis ir beveik visa (99,97 %) masė. Pagrindinės branduolį sudarančios dalelės yra teigiamojo krūvio protonai (kiekvieno masė – 1,673·10–24 g) ir neutralieji neutronai (kiekvieno masė – 1,675·10–24 g). Kartu jos vadinamos nukleonais, nes gali virsti vienos kitomis. Protono krūvis yra mažiausias įmanomas elektros krūvis, lygus 1,6·10–19 kulono. Toks pat, tik priešingo ženklo, t. y. neigiamas, yra elektrono krūvis. Elektrono masė yra labai maža – 9,1085·10–28 g, todėl sakoma, kad elektronas masės neturi ir kad atomo masė lygi atomo branduolio masei. To paties elemento atomai, kurių branduolyje yra vienodas protonų, bet skirtingas neutronų skaičius, kartu ir skirtinga masė, vadinami izotopais. Pvz.: 23/11Na ir 24/11Na

Pagrindinis kvantinis skaičius n nusako elektrono ar elektronų grupės vidutinį atstumą nuo branduolio ir jų vidutinę energiją, t. y. suskirsto atomo erdvę apie branduolį į energijos lygmenis. n kinta nuo 1 iki begalybės, o realiai turi sveikųjų skaičių vertes iki 7. I Boro postulatas Kiekvienai elektrono stacionariai orbitai būdinga tam tikra elektrono judėjimo energija – E1, E2, E3…En. Būsena, atitinkanti mažiausią energiją E1, yra vadinama pagrindine, arba normaliąja. II Boro postulatas Elektronui pereinant iš tolimesnės nuo branduolio orbitos į artimesnę (iš labiau sužadintos būsenos į mažiau sužadintą arba normaliąją būseną), visada išsiskiria energija. Elektronų energijai tiksliau apibūdinti, t. y. energijos lygmeniui suskirstyti į energijos polygmenius, taip pat orbitalių formai apibūdinti vartojamas orbitinis, arba šalutinis, kvantinis skaičius l. Jo vertės kinta nuo 0 iki n  1 ir žymimos sveikaisiais skaičiais arba raidėmis: Kai n = 1 (K), tai l = 0 (1 polygmenis, vienos formos – s – orbitalės), n = 2 (L), l = 0; 1 (2 polygmenis, dviejų formų – s ir p – orbitalės), n = 3 (M), l = 0; 1; 2 (3 polygmenis, trijų formų – s, p ir d – orbitalės), n = 4 (N), l = 0; 1; 2; 3 (4 polygmenis, keturių formų – s, p, d ir f –orbitalės). Orbitalių padėtį ir orientaciją atomo erdvėje išorinio magnetinio ar elektros lauko atžvilgiu apibūdina magnetinis kvantinis skaičius ml. Jo vertės kinta nuo +l iki –l. Skriedamas apie branduolį elektronas tuo pat metu sukasi apie savo ašį. Šį sukimąsi apibūdina sukinio kvantinis skaičius ms. Kadangi elektronai apie savo ašį gali suktis dviem viena kitai priešingomis kryptimis, tai ir jų sukinys tegali turėti dvi vertes: +1/2 ir -1/2 ,arba grafiškai ↑ ir ↓.

Visų elementų atomuose elektronai energijos lygmenis, polygmenius ir orbitales užpildo pagal Paulio (draudimo) ir mažiausiosios energijos principus ir Hundo taisyklę: Paulio (draudimo) principas teigia, kad atome negali būti dviejų elektronų, kurių visų keturių kvantinių skaičių vertės būtų vienodos, t. y. atome elektronai turi skirtis vienas nuo kito bent vieno kvantinio skaičiaus verte. Mažiausiosios energijos principas teigia, kad elektronai pirmiausia užpildo tuos energijos polygmenius, kurių energija yra mažiausia, t. y. tuos, kuriuose elektronų ryšys su branduoliu yra stipriausias. Hundo taisyklė nusako elektronų pildymo tvarką energijos polygmeniuose: elektronai p, d, f polygmenių orbitalėse išsidėsto taip, kad jose būtų kuo daugiau nesuporuotųjų elektronų, t. y. kad elektronų sukinių suma būtų maksimali. Kitaip tariant p, d ir f orbitales pirmiau užpildo vienos sukinio krypties elektronai ir tik vėliau jie poruojasi su priešingos krypties sukinio elektronais.

Periodinis dėsnis: cheminių elementų ir jų junginių savybės susijusios su elemento atomo branduolio krūviu ir periodiškai kinta. Jonizacijos energija – energija, reikalinga elektronui atplėšti nuo atomo. Elektroninis giminingumas – energija, išsiskirianti neutraliajam atomui prijungiant elektroną ir tampant neigiamuoju jonu. Elektrinis neigiamumas - elementų cheminių savybių apibendrintoji charakteristika,apibūdinanti molekulėje esančio atomo pajėgumą pritraukti elektroną. Atomo spindulys – atstumas nuo atomo branduolio iki tolimiausio stabilaus elektrono orbitos, pusiausvyroje nejonizuotame) esančiame atome.

Cheminis ryšys, kuris jungia atomus, kai jie turi bendrą valentinių elektronų porą, vadinamas kovalentiniu ryšiu. Kai kovalentinį ryšį sudaro to paties cheminio elemento atomai (pavyzdžiui, O2. Cl2, H2, jų elektrinių neigiamumų vertės yra tos pačios, o skirtumas lygus nuliui), bendroji elektronų pora būna vienodai traukiama abiejų besijungiančių elementų atomų,todėl elektronų pora vienodai priklauso abiem atomams. Toks ryšys vadinamas kovalentiniu nepoliniu. Jei bendroji elektronų pora susidaro tarp skirtingų cheminių elementų atomų, didesnį elektrinį neigiamumą turinčio elemento atomas labiau traukia elektronų porą ir ši labiau pasislenka jo pusėn. Toks ryšys vadinamas kovalentiniu poliniu. Kovalentiniai poliniai ryšiai yra sudėtinėse medžiagose. Kovalentinis polinis ryšys yra, pavyzdžiui, HCl molekulėje: Cl atomas (elektrinis neigiamumas 3,00) turi didesnį elektrinį neigiamumą nei H atomas (elektrinis neigiamumas 2,20) ir traukia į savo pusę bendrąją elektronų porą. Elementų atomai, kurių elektroninis giminingumas didelis, linkę prisijungti elektronus ir tapti neigiamaisiais jonais – anijonais. Teigiamieji ir neigiamieji jonai vienas kitą traukia ir susidaro neutralios molekulės. Šis ryšys vadinamas joniniu ryšiu. Joninis ryšys susidaro tik tarp tų elementų atomų, kurių elektrinis neigiamumas gerokai skiriasi (ΔEN > 1,7), pavyzdžiui, tarp šarminių metalų ir aktyviausių nemetalų. Koordinacinis (donorinis-akceptorinis) ryšys – cheminis ryšys, susidarantis, kai ryšio elektronus duoda tik vienas iš ryšį sudarančių atomų. Naujų elektronų porų čia nesusidaro. Vandeniliui jungiantis su didelio elektrinio neigiamumo elementais (F, O, N ir kt.), kovalentinį ryšį sudaranti jungiamoji elektronų pora pasislenka arčiau F, O, N atomų. Vandenilio atomas, nutolus elektronui, beveik virsta protonu. Toks protonizuotas vandenilis traukia prie savęs tokios pačios gretimos molekulės neigiamąjį polių ir tarp jų atsiranda vandenilinis ryšys (tarpmolekulinės sąveikos jėgos). Metališkasis ryšys - cheminis ryšys pasireiškiantis tik tarp metalų, jungia metalų jonus metalų kristaluose. Pavyzdžiai: Na, Fe, Al, Au, Co

Oksidais vadinami dvinariai elementų junginiai su deguonimi. Neutralieji, arba druskų nesudarantys, oksidai nereaguoja su vandeniu, rūgščių ir bazių vandeniniais tirpalais (CO, NO, N2O), taigi nesudaro juos atitinkančių druskų. Rūgštiniai yra daugelio nemetalų (CO2, P4O10, SO3) ir pereinamųjų aukštesnio oksidacijos laipsnio metalų (CrO3, Mn2O7) oksidai. Baziniai yra vienvalenčių, dvivalenčių ir rečiau – trivalenčių metalų (K2O, CaO, V2O3) oksidai. Amfoteriniai yra elementų (Be, Al, Sn, Pb ir didelės dalies B grupių elementų, pavyzdžiui, Zn, Cr, Cd, Au…), kurių junginiai turi metališkųjų ir nemetališkųjų savybių, oksidai. Gavimas: a) elementams tiesiogiai reaguojant su deguonimi: 2Mg(k) + O2(d) →t 2MgO(k) b) degant sudėtinėms medžiagoms: CH4(d) + 2O2(d) → CO2(d) + 2H2O(d), c) dehidratuojant rūgštis: HCOOH(s)→(H2SO4 (konc)) CO(d) + H2SO4·H2O(s); d) dehidratuojant hidroksidus: Ca(OH)2(k) →t H2O(s) + CaO(k) Pagrindinės oksidų savybės: a) tirpieji oksidai, tiesiogiai reaguodami su vandeniu, sudaro rūgštis (rūgštiniai – rūgščių anhidridai) ar bazes (baziniai – bazių anhidridai): SO3(d) + H2O(s) → H2SO4(aq), b) rūgštiniai oksidai reaguoja su bazėmis ir baziniais oksidais, o baziniai – su rūgštimis ir rūgštiniais oksidais (neutralizacijos reakcijos): CO2(d) + 2NaOH(aq) → Na2CO3(aq) + H2O(s), c) amfoteriniai oksidai turi rūgščių ir bazių savybių, todėl reaguoja su bazėmis ir rūgštimis, sudaro kompleksines ir paprastąsias druskas

Rūgštys yra junginiai, sudaryti iš vandenilio katijonų ir rūgšties liekanos. a) stipriosios rūgštys (jų jonizacijos laipsnis α > 30 %, pavyzdžiui, HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3, H2SO4) vandenyje beveik visiškai disocijuoja (jonizuojasi). b) silpnosios rūgštys (jų jonizacijos laipsnis α < 30 %, pavyzdžiui, H2CO3, H3BO3, H2SO3, H3PO4, H2S, organinės rūgštys) jonizuojasi mažai, o daugiabazės (daugiavandenilės) – pakopomis c) rūgštys dar skirstomos: į vienvandeniles (vienbazes) (HCl, HNO3) ir daugiavandeniles (H2S, H3PO4); bedeguones (HF, H2S) ir deguonines (H2SO4, HClO4). Gavimas: a) reaguojant vandeniliui su nemetalais ir susidariusiems produktams tirpstant vandenyje: H2(d) + Cl2(d) → 2HCl(d) – dujos, vandenilio chloridas, kurio tirpalas vandenyje vadinamas vandenilio chlorido arba druskos rūgštimi b) vandenyje tirpinant rūgštinius oksidus: SO2(d) + H2O(s) → H2SO3(aq), c) veikiant druskas stipriosiomis rūgštimis, kai išstumiamos silpnosios rūgštys: CH3COONa(aq) + HCl(aq) → CH3COOH(aq) + NaCl(aq), d) rūgštinėje terpėje oksiduojant nemetalus: 3P(k) + 5HNO3(aq) + 2H2O(s) → 3H3PO4(aq) + 5NO(d) Rūgščių savybės: a) reaguoja su bazėmis, baziniais ir amfoteriniais oksidais (neutralizacija) b) reaguoja su druskomis (išstūmimo reakcija) c) tirpina aktyviuosius metalus d) azoto rūgštis ir koncentruotoji sieros rūgštis oksiduoja (tirpina) dalį metalų ir nemetalų e) kaitinamos kai kurios rūgštys skyla:

Druskomis vadinamos sudėtinės medžiagos, kurios vandenyje disocijuodamos sudaro metalų katijonus ir rūgšties liekaną. Pagal sudėtį ir savybes druskos skirstomos į neutraliąsias, rūgščiąsias, bazines, dvigubąsias, arba sudėtines, ir kompleksines. Neutraliosios druskos. Susideda iš metalų paprastųjų katijonų ir rūgščių neutraliųjų liekanų. Zn(k) + H2SO4(prask)(aq) →ZnSO4(aq) + H2(d), Rūgščiosios druskos. Rūgščiąsias druskas gali sudaryti tik daugiavandenilės rūgštys. BaCO3(k) + CO2(d) + H2O(s) → Ba(HCO3)2(aq) Bazinės druskos. Bazines druskas gali sudaryti tik daugiahidroksiliai hidroksidai. AlCl3(aq) + 2KOH(aq)→ [Al(OH)2]Cl(aq) + 2KCl(aq); Kompleksinės druskos. Dvigubosios druskos. Savybės: 1. Tirpios druskos vandenyje disocijuoja į jonus 2. Aktyvesni metalai išstumia mažiau aktyvius metalus iš jų druskų tirpalų (išskyrus metalus, kurie reaguoja su vandeniu) 3. Reaguoja su rūgštimis, jei po reakcijos susidaro netirpi medžiaga arba skiriasi dujos 4. Tirpios druskos reaguoja su šarmų tirpalais jei po reakcijos susidaro nuosėdos arba skiriasi dujos 5. Tirpios druskos reaguoja tarpusavyje, jei po rekcijos susidaro netirpi medžiaga 6. Kai kurios druskos kaitinamos skyla

Hidroksidai (bazės) – yra metalo ir hidroksido jonų HO junginiai. Pagal tirpumą vandenyje jie skiriami į tirpiuosius ir netirpiuosius. Gavimas: a) šarminiams ir šarminių žemių metalams (išskyrus Ca) kambario temperatūroje reaguojant su vandeniu: 2Na(k) + 2H2O(s) → 2NaOH(aq) + H2(d), b) hidratuojantis aktyviųjų metalų oksidams (daugelio metalų oksidai su vandeniu tiesiogiai nereaguoja): K2O(k) + H2O(s) →2KOH(aq), a) silpnųjų bazių druskoms reaguojant su šarmais (išstūmimo reakcija): CuSO4(aq) + 2NaOH(aq) → Cu(OH)2(k) + Na2SO4(aq), b) elektrolizuojant aktyviųjų metalų chloridų tirpalus: 2NaCl(aq) + 2H2O(s) → elektros srovė Cl2(d) + H2(d) + 2NaOH(aq). Savybės: a) reaguoja su rūgštimis ir rūgštiniais oksidais (neutralizacija): 2Fe(OH)3(k) + 3H2SO4(aq)→ Fe2(SO4)3(aq) + 6H2O(s), b) amfoteriniai hidroksidai reaguoja ne tik su rūgštimis ir sudaro paprastąsias druskas, bet ir su šarmais, kur sudaro kompleksines druskas: Al(OH)3(k) + 3HCl(aq)→ AlCl3(aq) + 3H2O(s), c) šarmai reaguoja su druskomis (išstūmimo reakcija): NiSO4(aq) + 2KOH(aq)→ Ni(OH)2(k) + K2SO4(aq); d) šarmai tirpina amfoterinius metalus, jų oksidus ir hidroksidus: Zn(k) + 2NaOH(aq) + 2H2O(s)→ Na2[Zn(OH)4](aq) + H2(d), e) kaitinami netirpieji hidroksidai skyla: 2Fe(OH)3(k) →t Fe2O3(k) +3H2O(s).

Procesas, kurio metu elektrolitai, veikiami polinių tirpiklio molekulių, disocijuoja į jonus, vadinamas elektrolitine disociacija. Molekulinių junginių šis reiškinys vadinamas jonizacija. Visas medžiagas pagal jų tirpalų elektrinį laidumą galima skirti į dvi grupes: 1) neelektrolitus, 2) elektrolitus (medžiagas, kurios ištirpintos arba išlydytos disocijuoja į jonus) Medžiagų polinkį disocijuoti apibūdina disociacijos ir (ar) jonizacijos laipsnis α. Tai disocijavusių ir ištirpusių molekulių skaičių santykis: α = disocijavusių/jonizavusių molekulių skaičius (CM)/ ištirpusių molekulių skaičius (CM) Jis reiškiamas vieneto dalimis arba procentais. Elektrolitai, kurių disociacijos laipsnis > 30 %, vadinami stipriaisiais. Tai tirpiosios druskos, tirpieji šarmai, dauguma neorganinių rūgščių. Elektrolitai, kurių disociacijos laipsnis yra nuo 30 % iki 2 %, vadinami vidutinio stiprumo (HF, H2SO3). Elektrolitai, kurių disociacijos ir (ar) jonizacijos laipsnis mažesnis kaip 2 %, vadinami silpnaisiais. Jiems priskiriami HCN, H2CO3, H3BO3, H2S, NH3·H2O, organinės rūgštys ir visos blogai tirpstančios bazės. Tirpalo rūgštingumą ar bazingumą patogiau būtų apibūdinti ne vandenilio (hidroksido) jonų koncentracija, kuri yra skaičius su neigiamojo laipsnio rodikliu, o vartoti jos neigiamąjį dešimtainį logaritmą -lg[H+]. Neigiamasis vandenilio jonų koncentracijos logaritmas žymimas pH ir vadinamas vandenilio jonų rodikliu: pH = -lg[H+]

Skirtumas tarp gryno tirpiklio garų slėgio p0 ir tirpalo garų slėgio p vadinamas garų slėgio sumažėjimu (nuokryčiu, depresija) ir žymimas Δp. Δp = p0 – p. Šią tirpalų savybę kiekybiškai nusako pirmasis Raulio dėsnis: tirpiklio sočiųjų garų slėgio sumažėjimas viršum neelektrolito tirpalo yra proporcingas molinei tirpinio daliai tirpale: Δp = p0 n/n + N čia p0 – sočiųjų garų slėgis viršum gryno tirpiklio (Pa); Δp – tirpiklio sočiųjų garų slėgio sumažėjimas viršum neelektrolito tirpalo (Pa); n - tirpinio (neelektrolito) molių skaičius tirpale (mol); N - tirpiklio molių skaičius tirpale (mol). Tirpalą atskyrus nuo tirpiklio puslaide pertvara, kuri praleidžia tik tirpiklio molekules, vyks vienpusis tirpiklio molekulių skverbimasis į tirpalą. Šis reiškinys vadinamas osmosu. Osmoso priežastimi laikomas nevienodas tirpiklio ir tirpalo garų slėgis. Gryno tirpiklio garų slėgis didesnis, todėl jo molekulės skverbiasi į tirpalą, kur jų garų slėgis mažesnis, t. y. tirpiklis difunduoja ten, kur jo koncentracija mažesnė (tirpalo koncentracija didesnė). Dėl šio reiškinio tirpalo tūris didėja, jis ima slėgti puslaidę pertvarą. Šis skysčio slėgis į puslaidę pertvarą vadinamas osmosiniu slėgiu. p = CM · R · T; čia p - osmosinis slėgis (Pa, atm ar mm Hg st.); CM – tirpalo molinė koncentracija (mol/l); T - temperatūra (K); R - universalioji dujų konstanta Šia lygtimi išreiškiamas van’t Hofo dėsnis, kuris teigia: tirpalo osmosinis slėgis yra lygus slėgiui, kurį, esant pastoviai temperatūrai, ištirpinta medžiaga turėtų būdama dujinėje fazėje ir užimdama tūrį, lygų tirpalo tūriui.

Tirpalo ir tirpiklio virimo temperatūrų skirtumas vadinamas tirpalo virimo temperatūros pakilimu, o tirpalo ir tirpiklio stingimo temperatūros skirtumas vadinamas tirpalo stingimo temperatūros sumažėjimu (nuokryčiu, depresija). Šias tirpalų savybes nusako antrasis Raulio dėsnis: praskiesto neelektrolito tirpalo virimo temperatūros padidėjimas arba stingimo temperatūros sumažėjimas yra proporcingi tirpinio molialinei koncentracijai tirpale: Δt = k · Cm; čia Δt virimo temperatūros padidėjimas arba stingimo temperatūros sumažėjimas; k - konstanta; Cm - tirpalo molialinė koncentracija (medžiagos molių skaičius tūkstantyje gramų tirpiklio). Cm = n(tirpinio kiekis mol)/m(tirpiklio)