Chemijos kospekto flashcards
Atomas
Mažiausia cheminio elemento dalelė, turinti visas jo savybes ir esanti vieninių ir sudėtinių medžiagų molekulėse.
Molekulė
Mažiausia vieninių ir sudėtinių medžiagų dalelė, turinti tų medžiagų chemines ir fizikines savybes ir gali savarankiškai egzistuoti.
Cheminis elementas
Atomų, turinčių vienodą branduolio krūvį visuma.
Vieninės medžiagos
Medžiagos, sudarytos iš vieno elemento atomų. Kai kurių vieninių medžiagų molekulės yra vienatomės (He,Ar,Hg ir kt.), kitų – dviatomės (H2,O2,F2,Br2 ir kt.) ar poliatomės (O3,S8,P4 ir kt.)
Kai kurie cheminiai elementai sudaro po kelias vienines medžiagas, kurių savybės skirtingos. Šis reiškinys vadinamas alotropija, o tos medžiagos – alotropinėmis atmainomis [PVZ.: deguoniui būdingas dvi alotropinės atmainos: deguonis ir ozonas, o angliai – trys – deimantas, grafitas ir karbinas.]
Sudėtinės medžiagos
Junginiai, sudaryti iš kelių elementų atomų. Jos gali būti dviatomės (CaO,NaCl), triatomės (KOH,CO2)
Santykinė atominė masė
Atomų, molekulių ir kitų elementariųjų dalelių masė yra bevardis skaičius, rodantis, kiek kartų atomo, molekulės ar kitos dalelės masė yra didesnė už 1/12 C izotopo masę.
Absoliučioji masė
Molekulės, atomo ar kitos dalelės masė išreikšta gramais, yra gaunama molinę masę dalijant iš Avogadro skaičiaus.
Molis
Medžiagos kiekis, kuriame yra tiek vienodų dalelių (atomų, molekulių, jonų, radikalų, elektronų ir kt.), kiek jų yra anglies izotopo C 12 g masėje.
Masės tvermės dėsnis
Reaguojančių medžiagų masė lygi susidarančiųjų medžiagų masei.
Energijos tvermės dėsnis
Energija iš niekur neatsiranda ir neišnyksta, bet gali ekvivalentiškai pereiti iš vienos energijos rūšies į kitą.
Junginio sudėties pastovumo dėsnis
Bet kokiu būdu gauti junginiai visuomet yra tos pačios sudėties. [DĖSNIS GALIOJA TIK STECHIOMETRINIAMS JUNGINIAMS SUDARYTIEMS IŠ VIENODŲ, PASTOVIOS ATOMINĖS SUDĖTIES MOLEKULIŲ.]
Kartotinių santykių dėsnis
Kai du elementai tarpusavyje sudaro kelis junginius, tai vieno elemento masės, tenkančios kito elemento tai pačiai masei, santykiai šiuose junginiuose yra nedideli sveikieji skaičiai.
Duju tūrio santykis
Reaguojančiųjų ir reakcijoje susidariusiųjų dujų tūrių santykiai yra nedideli sveikieji skaičiai.
Daltono dėsis
Dujų mišinio slėgis lygus to mišinio dalinių slėgių sumai.
Parcialinis/dalinis slėgis
Mišinyje yra toks slėgis, kurį dujos sudarytų būdamos vienos ir užimdamos mišinio tūrį.
Avogadro dėsnis
Kai temperatūra ir slėgis vienodi, lygiuosi įvairių dujų tūriuose yra vienodas molekulių skaičius.
Dujų ir garų masės nustatymas
1) Tobulųjų dujų būsenos lygtis (Mendelejevo Klapeirono) pv=(m/M)RT
2) Pagal santykinį dujų tūrį : D=M1/M2
3) Pagal tūrį : 1 mol – 22,4 l/mol – 6,0210^23
Ekvivalento molio masė
Kiekis, kuris prisijungia ar pakeičia vieną molį vandenilio jonų arba vieną molį deguonies jonų, arba vieną molį ekvivalentų kito elemento ar junginio, arba vieną molį elektronų. Masė yra lygi jo atomo molio masės (atominės masės) ir valentingumo santykiui: E=A/V
Ekvivalento molio masės skaičiavimo būdai
1) E(rūgštims) =M/(nH+)
2) E(bazėms) = M/(nOH-)
3) E(oksidams ir neutralioms bazėms) = M/(metalo jonų skaičius padaugintas iš metalo OL l)
Ekvivalentų dėsnis
Medžiagos jungiasi ar pakeičia viena kitą masės kiekiais, proporcingais jų ekvivalentams.
Atomo branduolio sudėtis
Atomo branduolį sudaro protonai ( Z 1+), neutronai (N 0) ir aplink jį skriejantys elektronai ( e^- 1-). [A=Z+N] [N=A-Z]
Izotopas
To paties elemento atomas, kurio branduolyje yra vienodas protonų, bet skirtingas neutronų skaičius, o tuo pačiu skiriasi ir atominė masė.
Pirmasis Boro postulatas (stacionarių būsenų postulatas)
Neišspinduliuodamas energijos elektronas apie branduolį gali judėti ne bet kokiomis orbitomis, o tik tomis, kuriose judančių elektronų impulso momentas mₑvr yra dydžio h/2π kartotinis: mₑvr = n(h/2π), n=1,2,3(sveikieji skaičiai).. m – elektrono masė, v – elektrono greitis, h – planko konstanta, r – orbitos spindulys.
Antrasis Boro postulatas (dažnių postulatas)
Atomui pereinant iš vienos stacionarios būsenos į kitą spinduliuojamas arba absorbuojamas vienas fotonas (šviesos kvantas), kurio energija lygi abiejų stacionarių būsenų energijos skirtumui. (Elektronui pereinant iš tolimesnės nuo branduolio orbitos į artimesnę, kurioje elektrono judėjimo energija yra mažesnė, visada išsiskiria energija.)
Dvilypė elektrono prigimtis
Šiuolaikinė atomo sandara remiasi kvantų ir bangų mechanikos dėsniais, todėl, kad elektronui yra būdinga dviguba prigimtis:
1) Dalelės savybės
2) Bangos savybės
Kaip dalelė elektronas turi masę ir juda dideliu greičiu, o kaip banga pasireiškia tuo, kad elektronas juda visame atome ir gali atsirasti bet kurioje atomo erdvės vietoje.
Keturi kvantiniai skaičiai
Pagrindinis kvantinis skaičius (n) – jis nusako energijos lygmenį t.y atstumą nuo branduolio. Nesužadintuose atomuose yra septyni elektronų sluoksniai. Jie žymimi raidėmis K, L, M, N, O, P, Q
Orbitinis –šalutinis kvantinis skaičius (l) – nusako energijos polygmenius, kurie sudaro energijos lygmenį. Vertė gali kisti nuo 0 iki n-1.
Magnetinis kvantinis skaičius (mᵢ) – nusako orbitalės orientaciją erdvėje.
Sukinio – spino kvantinis skaičius (mₛ) – skriedamas apie branduolį elektronas tuo pat metu sukasi apie savo ašį. Vertės : ½ arba – ½ .
Mažiausias energijos principas
Elektronai pirmiausia užpildo tuos posluoksnius, kurių energija yra mažiausia, t.y. tuos, kuriuose elektronų ryšys su branduoliu yra stipriausias.
Pauli draudimo principai
Atome negali būti dviejų elektronų, kurių visų keturių kvantinių skaičių vertės būtų vienodos, t.y. atome elektronai privalo skirtis vienas nuo kito bent vieno kvantinio skaičiaus verte. [Vienoje orbitalėje negali būti daugiau kaip du elektronai ir jeigu vienoje orbitalėje yra du elektronai, jų sukiniai yra priešingi]
Hundo taisyklė
Vienodos energijos orbitalės užpildomos elektronais taip, kad būtų kuo daugiau nesuporintų elektronų.
Jonų elektroninės formulės
Jos yra užrašomos šitaip: [ Na 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ arba galima parašyti šitaip [Ne] 3s¹ ]
Normali atomo būsena
Elementas normalioje būsenoje yra tada, kai elektronai yra užpildę arčiausiai branduolio esančias ir mažiausią energiją turinčias orbitales. Normalioje būsenoje atome yra mažai nesuporintų elektronų, todėl jo valentingumas yra minimalus.
Sužadinta atomo būsena
Atomui sužadinti yra suteikiama išorės energija šviesos ar šilumos pavidalu, todėl energiją sugėrę suporinti elektronai gali išsiporinti ir vienas iš jų peršokti į to paties sluoksnio aukštesnio posluoksnio tuščią orbitalę. Sužadintoje būsenoje yra daug nesuporintų elektronų, todėl jo valentingumas yra didelis.
Valentingumas
Atomo savybė sudaryti tam tikrą cheminių ryšių skaičių.
Periodinis dėsnis
Elementų vieninių medžiagų ir junginių savybės periodiškai priklauso nuo atominės masės.
Periodinės elementų sistemos apibūdinimas
Tai periodiški elementų savybių pokyčiai. Elementų cheminės savybės priklauso nuo jų atomų elektroninio apvalkalo. Taip pat atomo savybės yra apibūdinamos atomo spindulio dydžiu, kuris priklauso tiek nuo to kelintam periode yra elementas, tiek ir nuo grupės numerio. Periode didėjant elemento eilės Nr. atomų spinduliai mažėja, o grupėse spinduliai didėja iš viršaus žemyn. PEL periodiškai kartojasi : elementai su tokiu pat išorinių elektronų sk., perioduose deriodiškai (periodiškai kartojasi) metalai – pusmetaliai – nemetalai – inertinės dujos. PEL nuosekliai didėja branduolio krūvis, protonų skaičius, grupėse ꜜMetalų savybės nuosekliai stiprėja, o ꜛ Nemetalų savybės nuosekliai stiprėja.
Jonizacijos energija
Energijos kiekis, kuris sunaudojamas atitraukiant ar atplėšiant elektroną, nuo nesužadinto atomo arba teigiamojo jono.(Perioduose iš kairės į dešinę, jonizacijos energija didėja ir grupėse iš apačios į viršų didėja)
Elektroninio gimingumo energija
Energijos kiekis, kuris išsiskiria, kai atomas arba teigiamasis jonas prisijungia elektroną. Kuo didesnis elektroninis giminingumas, tuo lengviau atomas virsta neigiamu jonu. (Perioduose iš kairės į dešinę, elektrinis giminingumas didėja, o grupėse iš apačios į viršų.)
Metališkųjų savybių periodiškumas
Periodų pradžioje ir viduryje esantys s, d, f elementai ir keletas p elementų sąveikaudami su kitais elementais netenka valentinių elektronų ir tampa teigiamais jonais, todėl pasireiškia redukcinės savybės būdingos metalams.[Metališkosios savybės grupėse stiprėja iš viršaus į apačią, o perioduose iš dešinės į kairę, todėl pačias stipriausias redukcines savybes turi Francis.] Elementų metališkasias savybes nulemia dideli atomų spinduliai, mažas elektronų skaičius išoriniame sluoksnyje, mažas jonizacijos ir el. giminingumo energijos, taip pat mažas el. neigiamumas.
Nemetališkųjų savybių periodiškumas
Periodų pabaigoje esantys p elementai linkę prisijungti elektronus ir virsti neigiamais jonais. Pasireiškia oksidacinės savybės elementų savybės būdingos nemetalams.[Nemetališkosios savybės grupėse stiprėja iš apačios į viršų, o perioduose iš kairės į dešinę, todėl stipriausias oksidacines savybes turi Fluoras.] Nemetališkąsias savybes nulemia nedideli atomų spinduliai, didelis elektronų skaičius išoriniame sluoksnyje, didelė jonizacijos ir el. giminingumo energija, taip pat didelis el. neigiamumas.
Kovalentinis ryšys
Kovalentiniu ryšiu jungiasi to paties elemento atomai arba panašių savybių elementų atomai, todėl šis ryšys dar vadinimas homopoliniu. Į molekulę besijungiančių atomų valentingumas priklauso nuo nesuporintų elektronų skaičiaus, nes kiekvienas elektronas gali sudaryti vieną jungtį su nesuporintu kito atomo elektronu. Susidariusios naujos elektronų poros priklauso abiem besijungiantiems atomams, todėl tie atomai įgyja inertinių dujų elektroninę konfigūraciją.
Sigma ryšys
Toks ryšys, kurio cheminio ryšio kryptis sutampa su elektronų orbitalių simetrijų ašimis.
Pi ryšys
Toks ryšys, kurio cheminio ryšio kryptis nesutampa su elektronų orbitalių simetrijų ašimis.
Hibridizacija
Naujo tipo orbitalių susidarymas iš kelių skirtingų orbitalių.
Sp hibridizacija
Iš vienos s orbitalės ir vienos p orbitalės susidaro dvi vienodos orbitalės, molekulė forma – linijinė.
Sp2 hibridizacija
Iš vienos s orbitalės ir dviejų p orbitalių susidaro trys vienodos orbitalės, molekulės forma – plokščioji piramidė.
Sp3 hibridizacija
Iš vienos s orbitalės ir trijų p orbitalių susidaro keturios vienodos orbitalės, molekulės forma – erdvinė tetraedrinė.
Molekulių struktūra
Jeigu orbitalių, kuriuose yra nesuporinti elektronai, energijos panašios, bet skiriasi orbitalių forma, tai tą orbitalių forma ir energija supanašėja, t.y jos hibridizuojasi. Hibridinės orbitalės savo forma ir savybėmis yra panašios į tas iš kurių jos sudarytos. Hibridinių orbitalių susideda tiek, kiek orbitalių hibridizuojasi. Sudarydamos ryšius hibridines orbitalės persidengia nei įprastos.
Kovalentinis nepolinis ryšys
Tai toks ryšys, kurio metu susidarant molekulei, atomo debesys jungiantys branduolius į molekulę išsidėsto simetriškai abiejų branduolių atžvilgiu. Susidaro tarp dviejų vienodų nemetalų, kadangi jų el. neigiamumas ir atomo spinduliai yra vienodi. (O2,CO,N2)
Kovalentinis polinis ryšys
Tai toks ryšys, kai besijungiančių molekulių atomų el. neigiamumas ir spinduliai skirtingi, todėl elektroniniai debesys pasislenka didesnio elektrinio neigiamumo atomo link. Įvyksta molekulės poliarizacija. (H2O, HF, N2O5)
Dipolio ilgis
Kadangi teigiamieji ir neigiamieji poliai molekulėje nesutampa, jie yra nutolę vienas nuo kito tam tikru atstumu, kuris vadinamas dipolio ilgiu.
Dipolio momentas
Jis apibūdina molekulių poliškumą, kuris lygus dipolio ilgio ir dalinio krūvio sandaugai. (skaičiavimo vienetas Debajus)
Joninis ryšys
Tai ryšys, kuris susidaro tarp labai skirtingų cheminių savybių elementų atomų, kurie turi didelį elektrinį neigiamumo skirtumą. Didelio el. neigiamumo atomas traukia prie savo branduolio kito atomo valentinių elektronų debesis, todėl atomai virsta jonais. Joninėje medžiagoje atomų nėra. Sąlyginę joninės medžiagos struktūrinę dalelę galima vadinti formuliniu vienetu (Formulinis vientetas – cheminę formulę atitinkanti reali arba sąlyginė medžiagos dalelė.) Joninis ryšys yra tvirtas, juo sujungti atomai n.s dažniausiai yra kietos, kristalinės medžiagos. Joninių medž. kristalai nėra atskiros molekulės, tai yra tam tikras skaičius teigiamų ir neigiamų jonų ir tas skaičius, kas ką supa priklauso nuo jonų spindulio santykio. Joninių medžiagų lydalai ir tirpalai poliniuose tirpikliuose yra visiškai suskilę į jonus, todėl puikiai praleidžia elektros srovę.
Koordinacinis ryšys(donorinis-akceptorinis ryšys)
Tai ryšys, kuris susidaro, kai donoras duoda ryšiui elektronų porą, o akceptorius - tuščią orbitalę. Dėka šio ryšio elementai gali sudaryti ryšių skaičių viršijantį jų valentingumą.
Kompleksodarius
Elementas duodantis ryšiui sudaryti laisvas orbitales, kurios susidarant ryšiui supanašėja (hibridizuojasi).
Ligandas
Elektronų porą ryšiui susidaryti duodantis donoras.
Koordinacinis skaičius
Didžiausias skaičius ligandų supantis kompleksodarį.
Kompleksinių junginių tipai
Katijoninis tipas
Anijoninis tipas
Neutralusis tipas
Katijoninio tipo kompleksiniai junginiai
PVZ [Cu(NH₃ )₄] SO₄ , išorinė dalis yra gale junginio. Pavadinimas sudaromas – pirmiausia pavadinamos neutralios dalelės ir jų skaičius abėcėlės tvarka (šiuo atveju (NH3)4), vėliau anijonai kartu su jų oksidacijos laipsniu (šiuo atveju Cu), o galiausiai išorinėje dalyje esanti susidarančios druskos liekana, todėl šio junginio pav. : tetraamoniovario(II)sulfatas.
Anijoninio tipo kompleksiniai junginiai
PVZ K₄[Fe(CN)₆] , išorinė dalis yra priekyje. Pavadinimas sudaromas – pirmiausia įvardijama išorinėje sferoje esantis katijonas, tada anijonai ir jų skaičius ir neutralios dalelės abėcėlės tvarka, todėl šio junginio pav. : tetrakalioheksacianoferatas(II).