1

VILNIAUS GEDIMINO TECHNIKOS UNIVERSITETAS

Jadvyga Kerienė

CHEMIJA

Įvadas į dalyko studijas. Kontrolinių darbų temos

Mokomoji knyga

Vilnius 2007

2

Jadvyga Kerienė. CHEMIJA. Įvadas į dalyko studijas. Kontrolinių darbų

temos: mokomoji knyga. Vilnius: Technika, 2007. 159 p. [10 sp. l. 2007-11-30]

Mokomojoje knygoje pateiktas įvadas į chemijos dalyko studijas: apra-

šyti chemijos dalyko tikslai ir reikalingumas, pateiktas dalyko temų sąrašas, rekomenduojama literatūra. Norint padėti studentams, kurie mokykloje chemiją mokėsi tik iki 10-os klasės, pakartoti chemijos pagrindus, aprašy-tus ir paaiškintus atitinkamuose mokykliniuose vadovėliuose, mokomojoje knygoje trumpai išdėstyti chemijos pagrindai – pagrindinės chemijos sąvo-kos; pagrindiniai chemijos dėsniai; periodinė cheminių elementų lentelė ir periodinis elementų savybių kitimas; cheminiai ryšiai; cheminiai junginiai bei jų klasifikacija; cheminių junginių formulių sudarymas ir pavadinimų nustatymas; reakcijų rašymas ir skaičiavimas iš reakcijos lygties.

Mokomojoje knygoje taip pat išdėstyta teorinė medžiaga chemijos mo-dulio temų, iš kurių semestro metu rašomi kontroliniai darbai (tirpalai ir jų koncentracijos, oksidacijos-redukcijos reakcijos, cheminė termodinamika), pateikti uždavinių sprendimo pavyzdžiai.

Mokomoji knyga skirta VGTU Statybos fakulteto statybos inžinerijos bakalauro studijų programos studentams, pirmame kurse studijuojantiems chemijos modulį.

Leidinį rekomendavo VGTU Fundamentinių mokslų

fakulteto studijų komitetas

Recenzavo: prof. habil. dr. A. Kazragis,

VGTU Chemijos ir bioinžinerijos katedra

prof. emeritas ir doc. dr. J. Jankauskas,

VGTU Chemijos ir bioinžinerijos katedra

http://leidykla.vgtu.lt

VGTU leidyklos TECHNIKA 901 mokomosios

metodinės literatūros knyga

Redaktorė Viktorija Tamoševičienė

ISBN 978-9955-28-202-0

© Kerienė, J., 2007

© VGTU leidykla TECHNIKA, 2007

3

TURINYS

1. ĮVADAS.....................................................................................................6

1.1. Chemijos kurso, dėstomo Statybos fakulteto statybos inžinerijos bakalauro studijų programos studentams, tikslai ir reikalingumas ......................................................................6

1.2. Chemijos dalyko temų sąrašas ..........................................................9 1.3. Rekomenduojama literatūra ............................................................11 1.4. Elementariosios chemijos žinios, reikalingos chemijos dalykui

studijuoti ..........................................................................................12 1.5. Mokomojoje knygoje išdėstytos chemijos žinios............................13

2. PAGRINDINĖS CHEMIJOS SĄVOKOS, REAKCIJOS, JUNGINIAI, CHEMIJOS DĖSNIAI ...........................................................14

2.1. Pagrindinės chemijos sąvokos.........................................................14 2.2. Cheminiai junginiai (oksidai, rūgštys, bazės, druskos)...................23 2.3. Cheminės reakcijos..........................................................................24

2.3.1. Cheminių reakcijų klasifikavimas .........................................26 2.3.2. Skaičiavimai iš cheminės reakcijos lygties ...........................26

2.4. Pagrindiniai chemijos dėsniai..........................................................30

3. PERIODINĖ CHEMINIŲ ELEMENTŲ LENTELĖ IR ELEMENTŲ SAVYBĖS.............................................................................41

3.1. Periodinės cheminių elementų lentelės sudarymo principas...........41 3.2. Periodinis cheminių elementų savybių kitimas...............................42

3.2.1. Jonizacijos potencialas ir jonizacijos energija.......................45 3.2.2. Giminingumo elektronui energija..........................................46 3.2.3. Elektrinis neigiamumas .........................................................46

4. CHEMINIAI RYŠIAI ..............................................................................48

4.1. Cheminiai ryšiai tarp atomų.............................................................48 4.1.1. Kovalentinis ryšys .................................................................48 4.1.2. Joninis ryšys ..........................................................................52 4.1.3. Metališkasis ryšys..................................................................53

4.2. Cheminiai ryšiai tarp molekulių ......................................................54 4.2.1. Vandenilinis ryšys .................................................................54 4.2.2. Ryšiai dėl Van der Valso traukos jėgų ..................................54

4

5. OKSIDACIJOS LAIPSNIS. CHEMINIŲ JUNGINIŲ FORMULIŲ SUDARYMAS IR PAVADINIMŲ NUSTATYMAS ................................56

5.1. Oksidacijos laipsnis.........................................................................56 5.2. Joninių junginių cheminių formulių sudarymas ir

pavadinimų nustatymas ...................................................................58 5.3. Kovalentinių junginių cheminių formulių sudarymas

ir pavadinimų nustatymas................................................................62 5.4. Oksidacijos laipsnių nustatymas junginiuose..................................65

6. OKSIDACIJOS-REDUKCIJOS REAKCIJOS .......................................67

6.1. Svarbiausieji oksidatoriai ir reduktoriai ..........................................68 6.2. Oksidacijos-redukcijos reakcijų stechiometrinių

koeficientų skaičiavimo metodai.....................................................69 6.2.1. Oksidacijos-redukcijos reakcijų stechiometrinių koeficientų skaičiavimas elektronų balanso (elektroninių lygčių) metodu ............................................69 6.2.2. Oksidacijos-redukcijos reakcijų koeficientų skaičiavimas jonų ir elektronų balanso metodu.............................76

7. CHEMINĖ TERMODINAMIKA..........................................................78

7.1. Pagrindinės cheminės termodinamikos sąvokos ...........................78 7.2. Sistemos vidinė energija................................................................79 7.3. Pirmojo termodinamikos dėsnio taikymas

cheminiams procesams. Entalpija .................................................80 7.4. Termochemija. Cheminių reakcijų šiluminiai efektai

ir termocheminės lygtys ................................................................82 7.4.1. Cheminių reakcijų šiluminiai efektai...................................82 7.4.2. Termocheminės lygtys.........................................................83 7.4.3. Termocheminiai skaičiavimai..............................................84

7.5. Šiluminiai efektai, gaunami vykstant įvairiems virsmams............94 7.6. Entropija ........................................................................................95 7.7. Pagrindinė cheminės termodinamikos lygtis.

Cheminių reakcijų vyksmo prognozavimas ..................................97 7.7.1. Pagrindinė cheminės termodinamikos lygtis.......................97 7.7.2. Cheminių reakcijų vyksmo prognozavimas ........................99

8. TIKRIEJI TIRPALAI (TIRPALAI).....................................................109

8.1. Medžiagų tirpimas ir tirpalų susidarymas ...................................110 8.2. Tirpimo proceso šiluminis efektas ..............................................112 8.3. Medžiagų tirpumas skysčiuose....................................................112

8.3.1. Dujų tirpumas skysčiuose..................................................112

5

8.3.2. Skysčių tirpumas skysčiuose .............................................114 8.3.3. Kietų medžiagų tirpumas skysčiuose ................................115

8.4. Tirpalų procentinė, molinė, molinė ekvivalentų (normalinė) ir molialinė koncentracijos ......................................116 8.4.1. Tirpalų koncentracijų skaičiavimo pavyzdžiai ..................124

8.5. Neeletrolitų tirpalų savybės.........................................................134 8.5.1. Tirpalų garų slėgio depresija .............................................134 8.5.2. Tirpalų virimo temperatūros pakilimas ir stingimo temperatūros depresija ..................................................138 8.5.3. Tirpalų osmosinis slėgis ....................................................143

8.6. Elektrolitų tirpalų savybės...........................................................145 8.6.1. Disociacijos laipsnis ..........................................................146 8.6.2. Izotoninis koeficientas .......................................................147 8.6.3. Elektrolitų tirpalų virimo ir stingimo temperatūros skaičiavimas...........................................................149 8.6.4. Silpnųjų elektrolitų disociacija ..........................................153 8.6.5. Vandenilio jonų koncentracijos rodiklis............................154 8.6.6. Vandenilio ir kitų jonų koncentracijų skaičiavimas ..........155

LITERATŪRA.........................................................................................159

6

1. ĮVADAS

Chemija yra mokslas, nagrinėjantis medžiagų sandarą, sudėtį ir savybes, sąlygas ir būdus, kaip vieną medžiagą paversti kita.

VGTU Statybos fakulteto statybos inžinerijos studijų progra-mos bakalauro studijose yra dėstomas 3 kreditų (120 val.) apimties chemijos dalykas. Jis dėstomas vieną semestrą, kurio trukmė 16 savaičių. Dalykui išdėstyti per semestrą yra skirta 32 val. paskaitų ir 16 val. laboratorinių darbų. Likusios 74 val. skirtos pasirengti trims kontroliniams darbams, kurie yra rašomi semestro metu, labo-ratoriniams darbams bei egzaminui, kuris yra laikomas žiemos sesi-jos metu.

Kreditų skaičius, skirtas chemijos dalykui išdėstyti, lemia tai, kad studentams pateikiamos tiktai tos bendrosios chemijos žinios, kurios yra būtinos statybos inžinerijos studijų programos studentams, kai jie pradės studijuoti specialiuosius dalykus bakalauro studijų pro-gramoje ir, baigę ją, studijuos magistrantūros studijų programose, taip pat jos bus reikalingos jų praktiniam darbui, kurį jie turės dirbti baigę universitetą.

1.1. Chemijos kurso, dėstomo Statybos fakulteto statybos inžinerijos bakalauro studijų programos studentams, tikslai ir reikalingumas

Didžioji dauguma pastatų statyboje naudojamų statybinių me-džiagų yra gaminama iš neorganinės kilmės žaliavų. Gaminant šias medžiagas vyksta neorganinių junginių skilimo bei susidarymo reakci-jos, kurios lemia neorganinių statybinių medžiagų sandarą ir savybes.

Eksploatuojant pastatus, vyksta statybinių medžiagų, iš kurių jie yra pastatyti, ir aplinkoje esančių vandens arba jo garų (drėgmės), agresyviųjų dujų, tokių kaip SO2, CO2, H2S ir kt., bei kitų agresyvių medžiagų cheminė sąveika. Šios sąveikos intensyvumas priklauso nuo statybinių medžiagų cheminio atsparumo aplinkoje esančių agre-syvių medžiagų poveikiui. Kuo statybinės medžiagos yra mažiau atsparios, tuo sąveika yra intensyvesnė. Pastatai, kuriuos statant yra

7

taikyti tinkami konstrukciniai sprendimai ir naudotos aplinkos che-miniam poveikiui atsparios medžiagos, yra ilgalaikiai; pastatai, pas-tatyti iš aplinkos poveikiui neatsparių medžiagų, trumpai tarnauja, nors konstrukciniai sprendimai ir yra tinkami. Tai rodo, kad pastatą sudarančių statybinių medžiagų cheminis atsparumas aplinkos po-veikiui, esant tinkamiems konstrukciniams sprendimams, lemia pas-tato ilgalaikiškumą. Todėl statybos inžinierius turi turėti reikiamų teorinių ir praktinių žinių apie statybose naudojamas medžiagas, jų gamybos technologijos pagrindus ir atsparumą aplinkos, kurioje pastatai bus eksploatuojami, poveikiui, sugebėti prognozuoti me-džiagų ilgalaikiškumą. Dėl to statybos inžinerijos studijų programoje daug dėmesio yra skiriama statyboje naudojamų medžiagų savybių studijoms. Tiktai turint pakankamai chemijos žinių, galima sėkmin-gai studijuoti labai svarbius statybos inžinerijos bakalauro studijų programos dalykus statybinės medžiagos bei medžiagų mokslas. Chemijos žinios yra labai reikalingos studijuojant pasirinktų specia-lizacijų dalykus: bakalauro studijose – neorganinės rišamosios me-džiagos; magistrantūros studijose – statybinių medžiagų fizikinė chemija, silikatinių medžiagų technologija.

Toliau pateikiama keletas pavyzdžių, labai aiškiai parodančių chemijos žinių reikalingumą tolesnėse studijose ir praktinėje veik-loje.

Pirmasis pavyzdys. Mūrijimo skiediniams gaminti yra naudoja-mos statybinės kalkės (CaO). Pramoniniu būdu statybinės kalkės yra gaunamos šachtinėse arba sukamosiose krosnyse degant CaCO3

turinčias gamtines žaliavas (kalkakmenį, klintis ir kt.). Degimo metu CaCO3 skyla ir susidaro CaO ir CO2. Remdamiesi chemijos kurso dalyje cheminė termodinamika nagrinėjamais cheminės termodinami-kos dėsniais ir skaičiavimais, atliekamais, remiantis šiais dės-niais, galime nustatyti, kad ši reakcija yra grįžtamoji, nustatyti CaCO3

skilimo temperatūrą, apskaičiuoti kuro kiekį, reikalingą konkrečiam kalkių kiekiui pagaminti. Remiantis chemijos kurso dalyje cheminė pusiausvyra nagrinėjamu grįžtamųjų reakcijų pusiausvyros perstū-mimo principu, galima nustatyti, kokia turi būti taikoma žaliavų de-gimo proceso technologija, norint gauti didžiausią kalkių išeigą ma-žiausiomis energijos sąnaudomis. Tai rodo, kad chemijos žinios yra statybinių kalkių gamybos technologijos kūrimo pagrindas. Vado-vaujantis šiomis žiniomis, yra daromi atitinkami klinčių degimo

8

krosnių konstrukciniai sprendimai bei nustatomi ekonomiškiausi kal-kių gamybos proceso technologiniai parametrai. Ir dar. Mūrijant naudojami kalkiniai skiediniai, kurie yra gaunami užmaišius vande-niu statybinių kalkių ir smėlio (paimtų atitinkamu santykiu) mišinį, į kurį dar dedama kai kurių priedų, sujungia plytas kietėjant kalkėms. Užmaišius vandeniu kalkių ir smėlio mišinį, vyksta kalkių reakcija su vandeniu – susidaro kalcio hidroksidas. Kalcio hidroksidas reaguoja su ore esančiu deguonimi – susidaro kalcio karbonatas ir vanduo. Abi šios reakcijos yra heterogeninės. Vykstant nurodytiems proce-sams pirma susidaro koloidinė sistema, paskui vyksta kristalizacija. Tiktai gerai išmanant heterogeninių cheminių reakcijų vyksmo ypa-tumus bei koloidinių sistemų savybes, galima suprasti kalkių kietė-jimo procesą ir jį vykdyti taip, kad būtų gautos reikiamų savybių mū-ro siūlės.

Antrasis pavyzdys. Betonui ir gelžbetoniui gaminti kaip rišamoji medžiaga yra naudojamas portlandcementis, kuris gaminamas aukš-toje – apie 1 450 °C, temperatūroje degant klinčių, molio ir koreguo-jančių priedų mišinį, taip gautąjį klinkerį sumalant ir dar pridedant kai kurių specialių priedų. Portlandcementis, sumaišytas su vandeniu, kietėja. Šio proceso pradžioje vyksta portlandcementį sudarančių komponentų hidrolizės ir hidratacijos reakcijos – susidaro koloidinės būklės junginiai ir laisvasis kalcio hidroksidas bei laisvųjų aliumi-nio, geležies, kalcio jonų. Šių produktų sistemoje vykstant koagulia-cijos (trapiojo gelio susidarymo) ir kristalizacijos procesams po-rtlandcementis sukietėja. Kietėjimo metu susidarę produktai ir jų kiekybinis santykis lemia sukietėjusio portlandcemenčio, o kartu ir betono ar gelžbetonio, kurių gamyboje jis yra naudojamas, mechani-nį stiprį ir jų stabilumą eksploatacijos metu veikiant agresyvioms medžiagoms. Tiktai išmanant portlandcemenčio gamybos ir jo kietė-jimo cheminius procesus galima juos atitinkamai reguliuoti ir gauti reikiamų savybių portlandcementį, reikiamo stiprio ir stabilumo ag-resyvios aplinkos poveikiui betono ir gelžbetonio gaminius.

Trečiasis pavyzdys. Statybinių medžiagų gamyboje, pastatų sta-tyboje bei kitose veiklose, su kuriomis neišvengiamai susiduria Sta-tybos fakulteto absolventai, yra labai plačiai naudojamas vanduo bei jo tirpalai. Vanduo ir vandens garai yra vieni iš agresyviųjų aplinkos komponentų, ardančių statybines medžiagas ir statinius jų eksploata-cijos metu. Vanduo yra naudojamas betonavimo, kalkiniams skiedi-

9

niams ir kt. gaminti. Šiems tikslams naudojamam vandeniui yra ke-liami specialūs reikalavimai. Todėl chemijos kurse yra skiriama daug dėmesio vandens (gryno bei gamtinio) ir jo tirpalų cheminėms ir fi-zikinėms cheminėms savybėms nagrinėti.

Ketvirtasis pavyzdys. Statybinių medžiagų pramonėje ir statybų aikštelėse susidaro daug panaudoto vandens, kuris yra vadinamas nuotekų vandeniu, arba nuotekomis. Prieš išleidžiant iš gamybos teri-torijos, jos būtinai turi būti neutralizuojamos ir išvalomos. Nuote-koms neutralizuoti ir valyti taikomi cheminiai metodai. Jie taip pat nagrinėjami chemijos kurse.

Penktasis pavyzdys. Atskira chemijos kurso dalis yra skirta nag-rinėti elektrocheminiams procesams, vykstantiems cheminiuose nuo-latinės srovės elektros srovės šaltiniuose, elektrolizėje, koroduojant metalams. Su šiais procesais specialiųjų kursų studijose ir studijas baigus gamybinėje veikloje tenka susidurti visiems technikos univer-sitetų studijų programų, įskaitant ir statybos inžinerijos, studentams bei absolventams. Eletrocheminių procesų supratimo svarbą liudija ir tai, kad visose šiuolaikinėse transporto priemonėse, naudojamose statybų aikštelėse, statybinių medžiagų gamybos įmonėse ir kitokiose veiklos srityse, yra naudojami cheminiai nuolatinės srovės šaltiniai; visur, kur tik yra naudojami techniniai metalai, dėl elektrai laidžios aplinkos poveikio vyksta metalų korozija, kurios nepaisymas ar netu-rėjimas žinių, kaip ją galima sulėtinti, gali atnešti didžiulių ekonomi-nių nuostolių.

Šeštasis pavyzdys. Labai svarbios problemos, kurias tenka spręs-ti statybų aikštelėse dirbantiems statybos inžinieriams, yra, kaip iš-vengti ledo sluoksnio susidarymo statybos aikštelėse, išvalyti iš oro dūmus ir dulkes. Šioms labai svarbioms problemoms spręsti reika-lingos chemijos žinios taip pat yra dėstomos chemijos kurse.

1.2. Chemijos dalyko temų sąrašas

• Cheminių elementų atomų sandara ir savybės Jonizacijos energija. Jonizacijos potencialas. Giminingumo

elektronui energija. Elektrinis neigiamumas. Oksidacijos laipsnis. Periodinis cheminių elementų savybių kitimas. Oksidacijos-reduk-cijos reakcijos.

10

• Cheminiai ryšiai Cheminiai ryšiai tarp atomų. Junginių savybių priklausomybė

nuo ryšių tarp atomų tipo. Cheminiai ryšiai tarp molekulių ir jų įtaka medžiagų savybėms.

• Cheminė termodinamika Pirmojo termodinamikos dėsnio taikymas cheminiams proce-

sams; entalpija; cheminių reakcijų šiluminiai efektai, termocheminės lygtys, termochemijos dėsniai, cheminių reakcijų šiluminių efektų skaičiavimai; entropija; gibso energija; cheminių reakcijų vyksmo prognozavimas.

• Cheminė kinetika ir pusiausvyra Cheminių reakcijų greitis. Homogeninių reakcijų greičio pri-

klausomybė nuo reaguojančių medžiagų koncentracijos, tempera-tūros, slėgio. Heterogeninių reakcijų vyksmo ypatumai. Katali-zė. Grįžtamosios ir negrįžtamosios cheminės reakcijos. Cheminė pusiausvyra. Cheminės pusiausvyros poslinkis.

• Medžiagų tirpimas. Tirpalų koncentracijos Medžiagų tirpimo teorijos. Kietų, skystų ir dujinių medžiagų tir-

pimas, tirpimo šiluma ir tirpumas. Tirpalų procentinė, molinė, molinė ekvivalentų (normalinė) ir molialinė koncentracijos bei jų skaičia- vimai.

• Neelektrolitų tirpalų savybės Tirpalų garų slėgio nuokrytis (depresija). Pirmasis Raulio dėsnis.

Tirpalų osmosinis slėgis. Van’t Hofo dėsnis. Tirpalų virimo tempera-tūros pakilimas ir stingimo temperatūros nuokrytis (depresija). Ant-rasis Raulio dėsnis.

• Elektrolitų tirpalų savybės Elektrolitinės disociacijos teorija. Disociacijos laipsnis ir kons-

tanta. Izotoninis koeficientas. Rūgščių, bazių ir druskų disociacija. Jonų koncentracijų skaičiavimai. Tirpumo sandauga. Vandens elekt-rolitinė disociacija. Vandenilio jonų koncentracijos rodiklis. Buferi-niai tirpalai. Druskų hidrolizės reakcijos. Hidrolizės laipsnis ir kons-tanta, druskų vandeninių tirpalų pH lemiantys veiksniai. Šaldomieji mišiniai ir antifrizai.

11

• Koloidinės sistemos Liozoliai (koloidiniai tirpalai), aerozoliai ir kietieji zoliai. Koloi-

dinių tirpalų gavimas ir koloidinių dalelių sandara. Koloidinių tirpalų patvarumas. Koloidinių tirpalų koaguliacija.

• Stambiadispersės sistemos Suspensijos, emulsijos, putos, milteliai, dulkės, dūmai, rūkas.

• Vandens chemija Vandens fizikinės ir cheminės savybės. Vandens kietumas ir

minkštinimas. Gamtinio vandens valymas. Nuotekų vanduo ir jo va-lymas bei neutralizacija.

• Neorganinės rišamosios statybinės medžiagos Orinės rišamosios medžiagos (kalkės, gipsinės rišamosios me-

džiagos), jų gavimas ir kietėjimas. Hidraulinės rišamosios medžiagos (portlandcementis, aliuminatinis cementas), jų gavimas ir kietėjimas. Betono irimą sukeliančios priežastys ir jo apsauga nuo irimo.

• Elektros srovės šaltiniai. Elektrolizė Elektrodų potencialai ir galvaniniai elementai. Standartiniai

elektrodų potencialai. Procesai, vykstantys ant elektrodų galvani-niuose elementuose. Galvaninių elementų elektrovaros jėga.

Elektrolizė (druskų vandeninių tirpalų ir lydalų). Elektrolizės procesai katodo ir anodo paviršiuose. Elektrolizės dėsniai. Elektroli-zės taikymas.

Akumuliatoriai.

• Metalų korozija ir apsauga nuo jos Cheminė metalų korozija. Elektrocheminė metalų korozija. Me-

talų apsaugos nuo korozijos būdai.

1.3. Rekomenduojama literatūra

Literatūra lietuvių kalba 1. BUINEVIČIENĖ, G. ir kt. Bendroji chemija. Vilnius: Mokslas,

1991 (VGTU bibliotekoje šifras V 4346). 2. PETROŠEVIČIŪTĖ, O. Bendroji chemija. Kaunas: Technologija,

2007. 3. GRAŽĖNIENĖ, R. ir kt. Bendrosios chemijos laboratoriniai dar-

bai ir teoriniai pagrindai. Vilnius: Technika, 2007.

12

4. Chemijos laboratoriniai darbai. Vilnius: Technika, 1995 (VGTU bibliotekoje šifras V 4825; www.vgtu.lt Fakultetai – Fundamenti-nių mokslų fakultetas – Chemijos ir bioinžinerijos katedra – Studi-jos – Studentams – Mokomoji knyga Chemijos laboratoriniai dar-

bai). 5. JANKAUSKAS, J. ir kt. Bendrosios chemijos teoriniai pagrindai

ir uždaviniai. Vilnius: Technika, 2006 (www.vgtu.lt Fakultetai – Fundamentinių mokslų fakultetas – Chemijos ir bioinžinerijos ka-tedra – Studijos – Studentams – Informacija neakivaizdinio sky-riaus studentams).

6. GREVYS, S.; NAVICKIENĖ, R. Chemija. Programa, pagrindai

ir užduotys neakivaizdininkams. Kaunas: Technologija, 2002. 7. GREVYS, S.; NAVICKIENĖ, R. Bendroji chemija. Teoriniai pa-

grindai ir užduotys. Kaunas: Technologija, 1999. 8. JANICKIS, V. ir kt. Bendroji ir neorganinė chemija. Vilnius:

Mokslas, 1997. 9. KREIVĖNIENĖ, N.; ŽARNAUSKAS, A. Tirpalų koncentracijos

ir savybės. Kaunas: Technologija, 1995. Literatūra anglų kalba

1. MASTERTON, W. L.; HURLEY, C. N. Chemistry. Principles and

Reactions. Saunders College Publishing, 1989 (VGTU bibliotekoje šifras V 4456).

2. ZUMDAHL, S. S. Chemical principles. Houghton Mifflin Compa-ny, 2005.

Literatūra rusų kalba

1. ГОРБУНОВ, А. И. и др. Теоретические основы общей химии. Москва: МГТУ им. Баумана, 2003.

1.4. Elementariosios chemijos žinios, reikalingos chemijos dalykui studijuoti

Atsižvelgiant į tai, kad dalis įstojusiųjų į statybos inžinerijos studijų programą bendrojo lavinimo mokykloje chemiją mokėsi tik iki dešimtos klasės, chemijos dalyko modulio programa sudaryta taip, kad moduliui studijuoti pakaktų chemijos žinių, kurios sutei-kiamos bendrojo lavinimo mokykloje (pagal dabar galiojančią pro-gramą mokantis chemijos iki dešimtos klasės). Tačiau šios žinios turi būti nuoseklios ir gilios, t. y. chemijos, pradedant aštuntoje klasė

13

je dėstomomis temomis, turi būti mokytasi labai nuosekliai, gerai įsisavinti visi iki 10-os klasės imtinai išdėstyti chemijos mokslo pa-grindai.

Praktika parodė, kad tie studentai, kurie mokykloje chemijos mokėsi tik iki dešimtos klasės ir buvo ją gerai išmokę, įstoję į uni-versitetą jau būna ją šiek tiek primiršę, o tie, kurie mokykloje chemi-ją mokėsi nenuosekliai ir neįgijo šio mokslo pagrindų, daugelio temų beveik neprisimena. Todėl tokiems studentams, patariama pakartoti visa tai, kas išdėstyta 8–10-oms klasėms skirtuose chemijos vadovė-liuose. Kartojant ypač reikia atkreipti dėmesį į šias mokykloje įsisa-vintas chemijos žinias: pagrindinės chemijos sąvokos; periodinės cheminių elementų sistemos sudarymo principas; periodiškas chemi-nių elementų savybių kitimas; cheminių ryšių susidarymas; chemi-niai junginiai (kovalentiniai molekuliniai bei nemolekuliniai jungi-niai; joniniai junginiai); cheminių junginių formulių sudarymas ir junginių pavadinimų nustatymas; cheminių junginių klasės (oksidai, bazės, rūgštys, druskos) ir svarbiausios jų savybės; cheminių reakcijų tipai ir reakcijų rašymas; skaičiavimai iš cheminių reakcijų lygčių.

1.5. Mokomojoje knygoje išdėstytos chemijos žinios

Norint padėti studentams, kurie mokykloje chemijos mokėsi tik iki 10-os klasės, pakartoti chemijos pagrindus, aprašytus ir paaiškin-tus atitinkamuose mokykliniuose vadovėliuose, mokomojoje knygoje trumpai išdėstyti chemijos pagrindai.

Kartu su šiai mokomajai knygai rengti naudota literatūra, jos są-rašas pateiktas p. 166) buvo naudotasi šiais mokykliniais vadovėliais: JASIŪNIENĖ, R.; VALENTINAVIČIENĖ, V. Chemija: vadovėlis VIII klasei. Vilnius: Alma littera, 2000. 207 p.; JASIŪNIENĖ, R.; VALENTINAVIČIENĖ, V. Chemija: vadovėlis IX klasei. Vilnius: Alma littera, 2002. 229 p.; VAITKUS, R. Chemija: vadovėlis X kla-sei. Kaunas: Šviesa, 2002. 187 p.

Mokomojoje knygoje taip pat yra išdėstyti teoriniai pagrindai tų chemijos dalyko temų (tirpalai ir jų koncentracijos, oksidacijos-redukcijos reakcijos, cheminė termodinamika), iš kurių semestro me-tu rašomi kontroliniai darbai; pateikti kontrolinių darbų uždavinių sprendimo pavyzdžiai.

14

2. PAGRINDINĖS CHEMIJOS SĄVOKOS, REAKCIJOS, JUNGINIAI, CHEMIJOS DĖSNIAI

2.1. Pagrindinės chemijos sąvokos

Cheminis elementas – visuma atomų, turinčių vienodą branduo-lio krūvį. Kiekvienas cheminis elementas turi pavadinimą ir simbolį. Simbolis – elemento lotyniško pavadinimo viena (pirmoji) arba dvi (pirmoji ir antroji, pirmoji ir trečioji ir pan.) raidės. Pavyzdžiui, ang-lies lotyniškasis pavadinimas carboneum, simbolis C; natrio lotyniš-kasis pavadinimas natrium, simbolis Na; magnio lotyniškasis pava-dinimas magnium, simbolis Mg; sidabro lotyniškasis pavadinimas argentum, simbolis Ag; švino lotyniškasis pavadinimas plumbum, simbolis Pb ir pan.

Atomas – mažiausia chemiškai nedaloma medžiagos dalelė. Cheminių elementų atomų masės (1,67–450) · 10–24 g, skersmuo – 1,06–5,50 Å (1 Å

= 10–1 nm = 10–4 μm = 10–8 cm = 10–10 m). Į vieno centimetro ilgio eilutę galima išrikiuoti 100 mln. H atomų; į guminio kamuolio sudėtį įeinantis C atomas mažesnis už kamuolį tiek kartų, kiek guminis kamuolys mažesnis už Žemės rutulį. Kaip matyti, ato-mai yra labai mažos dalelės. Juos galima pamatyti milijoną kartų di-dinančiais elektroniniais mikroskopais.

Atomas yra sudėtinga dalelė, sudaryta iš branduolio ir aplink jį skriejančių elektronų.

Atomo branduolys turi teigiamąjį krūvį. Atomo branduolys yra sudarytas iš protonų, kurių kiekvienas turi teigiamąjį +4,8029 · 10–10 absoliučiųjų elektrostatinių vienetų, arba +1,602 · 10−19 C, krūvį ir 1,673 ·10–24 g masę, ir neturinčių krūvio neutronų, kurių kiekvieno masė yra 1,675 · 10–24 g. Kadangi neutronas krūvio neturi, teigiamąjį atomo branduolio krūvį sudaro protonų, esančių atomo branduolyje, krūvis. Elektronai turi neigiamąjį –4,8029 · 10–10 absoliučiųjų elekt-rostatinių vienetų, arba −1,602 · 10−19 C, krūvį. Elektrono masė yra labai maža – ji lygi 9,1085 · 10–28 g, todėl, atliekant cheminius skai-čiavimus, laikoma, kad elektronas masės neturi ir kad atomo masė apytikriai lygi atomo branduolio masei.

15

Taigi protono ir elektrono krūviai skaitine reikšme yra lygūs, tiktai yra priešingų ženklų. Priimta protono ir elektrono krūvius žy-mėti atitinkamai +1 ir –1, o protono ir neutrono mases žymėti 1. To-dėl protonas, neutronas ir elektronas yra žymimi atitinkamai:

p11+

n1

0 e.

0

1−

Nesužadintasis atomas yra neutralioji dalelė. Kiek atomo bran-duolyje yra protonų, lygiai tiek pat aplink branduolį skrieja elektronų nepriklausomai nuo to, kiek branduolyje yra neutronų. Branduolyje esantis protonų skaičius nusako, koks yra elementas. Protonų skai-čius yra vadinamas atominiu skaičiumi.

To paties cheminio elemento atomai, kurių branduoliuose yra tiek pat protonų, bet nevienodai neutronų, vadinami izotopais. Be-veik visų elementų atomai turi izotopus. Gamtoje cheminiai elemen-tai egzistuoja kaip izotopų mišiniai.

Susitarta cheminio elemento atomo sandarą žymėti skaičiais, ku-rie rašomi cheminio elemento simbolio kairėje: viršuje rašomas ma-sės skaičius (protonų skaičius + neutronų skaičius), apačioje – ato-minis skaičius, lygus protonų skaičiui.

Pavyzdžiui, vandenilio izotopai yra šie: protis ;H11

deuteris ;H2

1

tritis .H31

Pročio branduolyje yra vienas protonas, neutronų nėra.

Deuterio branduolyje yra vienas protonas ir vienas neutronas. Tričio branduolyje yra vienas protonas ir du neutronai. Anglies izotopai yra

šie: C12

6 (branduolyje yra 6 protonai ir 6 neutronai); C13

6 (branduoly-

je yra 6 protonai ir 7 neutronai); C14

6 (branduolyje yra 6 protonai ir 8

neutronai). Remiantis išdėstytais teiginiais, galima apskaičiuoti cheminių

elementų atomų izotopų mases.

Pročio ,H11

kurio branduolį sudaro tik vienas protonas (neutronų

nėra), masė 1,673 · 10–24 g, t. y. šio izotopo atomo masė lygi protono masei.

Helio ,He4

2 kurio branduolyje yra du protonai ir du neutronai,

atomo masė bus lygi protonų ir neutronų masių sumai:

(2 · 1,673 · 10–24 ) + (2 · 1,675 · 10–24) = 3,346 · 10–24 +

16

3,350 · 10–24 = 6,696 · 10–24 g .

Ličio izotopo ,Li6

3 kurio branduolyje yra trys protonai ir trys

neutronai, atomo masė: (3 · 1,673 · 10–24) + (3 · 1,675 · 10–24) = 10,044 · 10–24 g.

Ličio izotopo ,Li7

3 kurio branduolyje yra trys protonai ir keturi

neutronai, atomo masė

(3 · 1,673 · 10–24) + (4 · 1,675 · 10–24) = 11,719 · 10–24 g .

Skaičiuojant naudoti 10–24 g eilės dydžio atomų mases yra labai nepatogu. Todėl nutarta atomų mases matuoti santykiniais dydžiais, t. y. dydžiais, kurie rodo, kiek kartų cheminio elemento atomo masė

yra didesnė už anglies izotopo C12

6 1/12 masės dalį, kuri yra lygi

1,66 · 10–24 g ir yra vadinama atominiu masės vienetu (1 u). Skaičius, rodantis, kiek kartų cheminio elemento atomo masė yra didesnė už vieną atominį masės vienetą, yra vadinamas santykine atomine mase (atomine mase). Ši masė yra žymima Ar. Santykinė atominė masė yra nedimensinis dydis.

Norint apskaičiuoti bet kurio cheminio elemento izotopo atomo santykinę atominę masę, jo masė yra dalijama iš skaičiaus 1,66 · 10–24.

Lengviausio ir labiausiai paplitusio vandenilio izotopo H1

1pročio

santykinė atominė masė yra lygi

1,673 · 10–24 : 1,66 · 10–24 = 1,008.

Helio He4

2 atomo santykinė atominė masė yra lygi

6,696 · 10–24 : 1,66 · 10–24 = 4,033.

Ličio izotopo Li6

3santykinė atominė masė yra lygi

10,044 · 10–24 : 1,66 · 10–24 = 6,051.

Ličio izotopo Li7

3santykinė atominė masė yra lygi

11,719 · 10–24 : 1,66 · 10–24 = 7,059.

17

Šie skaičiavimai rodo, kad kiekvienas cheminio elemento izoto-pas turi savo santykinę atominę masę, kuri skiriasi nuo kito to paties elemento izotopo santykinės atominės masės.

Santykinė atominė masė (nedimensinis dydis), kuri periodinėje cheminių elementų lentelėje įrašyta šalia cheminio elemento, yra to elemento gamtinių izotopų mišinio vidutinė santykinė atominė masė, yra apskaičiuota įvertinant kiekvieno izotopo procentinį kiekį miši-nyje. Pavyzdžiui, periodinėje elementų lentelėje šalia chloro simbo-lio nurodyta šio elemento santykinė atominė masė 35,45. Ši masė yra apskaičiuota, remiantis tuo, kad chloro dujas sudaro du izotopai: vie-

nas iš jų Cl35

17(chloro atomai, kurių atominis skaičius yra 17, masės

skaičius yra 35), šio izotopo procentinis kiekis mišinyje yra 75,5 %,

ir kitas – Cl73

17 (chloro atomai, kurių atominis skaičius 17, masės

skaičius 37), šio izotopo procentinis kiekis mišinyje 24,5 %. Trup-meninė yra ir visų kitų cheminių elementų (išskyrus transuraninius, kurių nurodytas patvariausias izotopas periodinėje lentelėje), santy-kinė atominė masė, netgi ir tų elementų, kurie izotopų neturi. Ele-mentų, net ir neturinčių izotopų, santykinė atominė masė yra trup-meninis skaičius todėl, kad santykinė atominė masė yra santykinis dydis.

Atomas, atidavęs ar prisijungęs elektroną, virsta krūvį turinčia (elektringąja) dalele, kuri vadinama jonu. Atomas, atidavęs elektro-ną, virsta teigiamuoju jonu, o prisijungęs elektroną virsta neigiamuo-ju jonu.

Pavyzdžiui, natrio atomas, atidavęs vieną elektroną, virsta tei-giamuoju jonu (katijonu):

Na – 1e → ,Na+

o chloro atomas, prisijungęs elektroną, virsta neigiamuoju jonu (ani-jonu):

Cl + 1e → .Cl−

Vieninės medžiagos – medžiagos, sudarytos iš tos pačios rūšies elementų atomų. Pavyzdžiui, labai grynos geležies (Fe) gabalas, van-denilio dujos (H2).

18

Sudėtinės medžiagos (cheminiai junginiai) – medžiagos, sudary-tos iš dviejų ar kelių skirtingų elementų atomų. Pavyzdžiui, vanduo (H2O) sudarytas iš vandenilio ir deguonies; natrio šarmas NaOH su-darytas iš natrio (Na), deguonies (O) ir vandenilio (H); kvarcinis smėlis SiO2 sudarytas iš silicio (Si) ir deguonies (O).

Cheminiai junginiai būna kovalentiniai (molekuliniai, kuriuose atomai, susijungę kovalentiniais ryšiais, sudaro molekules, pavyz-džiui, H2O; nemolekuliniai, kuriuose atomai, susijungę kovalenti-niais ryšiais, sudaro erdvines struktūras, pavyzdžiui, SiO2) ir joniniai (juos sudaro joniniais ryšiais susijungę priešingus krūvius turintys jonai, pavyzdžiui, NaCl).

Cheminė formulė – vieninių ar sudėtinių medžiagų sudėties iš-raiška simboliais ir indeksais.

Cheminė formulė užrašoma taip: rašomi cheminių elementų, iš kurių sudaryta medžiaga, cheminiai simboliai. Simbolio dešinėje, apačioje, rašomas indeksas, rodantis atitinkamo elemento atomų skaičių.

Jei simbolio dešinėje, apačioje, nėra jokio skaičiaus, tai reiškia, kad yra tik vienas šiuo simboliu pažymėto cheminio elemento ato-mas. Pavyzdžiui, vieninės medžiagos – helio – formulė He. Dešinėje, apačioje, He simbolio nėra indekso, tai reiškia, kad He yra vienatomė medžiaga. Vieninės medžiagos – chloro – cheminė formulė Cl2. De-šinėje, apačioje, Cl simbolio indeksas 2 rodo, kad chloro molekulę sudaro du chloro atomai. Sudėtinės medžiagos vandens cheminė formulė H2O, kurią sudaro H (vandenilis) ir O (deguonis); simbolio H dešinėje apačioje esantis indeksas 2 rodo, kad vandens molekulėje yra du vandenilio atomai; simbolio O dešinėje nėra indekso, ir tai reiškia, kad vandens molekulėje yra tik vienas deguonies atomas. Sudėtinės medžiagos – azoto (V) oksido – cheminė formulė N2O5. Vadinasi, azoto (V) oksido molekulę sudaro du azoto atomai ir 5 de-guonies atomai.

Taip pat rašomos ir iš nesudėtinių jonų sudarytų joninių junginių (joniniai junginiai yra nemolekuliniai junginiai) formulės. Šių jungi-nių formulėse indeksai rodo jonų skaičių. Pavyzdžiui, joninio jungi-nio CaCl2 formulė rodo, kad šiame junginyje vienas kalcio katijonas yra susijungęs su dviem chloro anijonais.

Sudėtinius jonus turinčiuose joniniuose junginiuose cheminio elemento simbolio dešinėje apačioje esantis indeksas rodo nesudėti-

19

nių jonų skaičių, taip pat ir elemento atomų skaičių sudėtiniame jone. Pavyzdžiui, joninio junginio K2SO4 formulė rodo, kad šiame jungi-nyje du kalio katijonai yra susijungę su sulfato anijonu, kurį sudaro vienas sieros atomas ir 4 deguonies atomai. Kai joniniame junginyje yra daugiau nei vienas sudėtinis jonas, sudėtinis jonas rašomas skliaustuose, kurių dešinėje apačioje rašomas indeksas, rodantis su-dėtinių jonų skaičių. Pavyzdžiui, formulė Al2(SO4)3 rodo, kad joninis junginys yra sudarytas iš dviejų aliuminio katijonų ir trijų sulfato anijonų ir kad kiekviename sulfato anijone yra vienas sieros atomas ir keturi deguonies atomai.

Junginių cheminių formulių sudarymo ir pavadinimų nustatymo principai plačiau nagrinėjami 5 skyriuje.

Molekulė – daugelio medžiagų mažiausioji dalelė, turinti esmi-nes tų medžiagų savybes ir galinti savarankiškai egzistuoti. Visas medžiagai būdingas chemines ir fizikines chemines savybes lemia ją sudarančių molekulių visuma.

Skaičius, rodantis, kiek kartų molekulės masė yra didesnė už

vieną atominį masės vienetą (anglies izotopo C12

6 atomo masės 1/12

dalį, t. y. 1,66 · 10–24g), yra vadinamas santykine molekuline mase (molekuline mase). Ši masė yra žymima Mr. Santykinė molekulinė masė yra molekulę sudarančių atomų santykinių atominių masių al-gebrinė suma. Santykinė molekulinė masė, kaip ir santykinė atominė masė, yra nedimensinis dydis.

Ir molekulinių, ir joninių junginių santykinės molekulinės masės skaičiuojamos tokiu pačiu būdu.

Cheminių junginių santykinės molekulinės masės skaičiavimas yra labai paprastas. Užrašoma junginio cheminė formulė, periodinėje cheminių elementų lentelėje randama kiekvieno formulėje užrašyto cheminio elemento santykinė atominė masė ir apskaičiuojama visų formulėje esančių cheminių elementų atomų santykinių atominių masių algebrinė suma.

Santykinės molekulinės masės skaičiavimo pavyzdžiai

1 pavyzdys

Molekulinio junginio vandens (H2O), kurį sudarančių vandenilio (H) ir deguonies (O) atomų skaičius yra aptartas anksčiau, santykinė molekulinė masė skaičiuojama taip. Periodinėje cheminių elementų

20

lentelėje randamos vandenilio ir deguonies santykinės atominės ma-sės. Jos yra atitinkamai 1,008 ir 15,999. Vandenilio santykinė ato-minė masė padauginama iš 2 ir, prie gauto skaičiaus pridėjus eguonies santykinę atominę masę, gaunama vandens santykinė mo-lekulinė masė:

Mr(H2O) = 1,008 · 2 + 15,999 · 1 = 18,015.

2 pavyzdys

Molekulinio kovalentinio ryšio junginio H3PO4 (fosforo rūgšties) santykinė molekulinė masė skaičiuojama analogiškai kaip ir H2O santykinė molekulinė masė. Skaičiavimams reikalingos H ir O san-tykinės atominės masės, kaip jau yra užrašyta 1 pavyzdyje, yra ati-tinkamai 1,008 ir 15,999. P santykinė atominė masė randama peri-odinėje cheminių elementų lentelėje. Ji yra lygi 30,974. Formulėje H3PO4 prie simbolio H dešinėje, apačioje, užrašytas indeksas 3 rodo, kad šiame junginyje yra 3 vandenilio atomai. Simbolio P dešinėje, apačioje, užrašytas indeksas 1 rodo, kad junginyje yra vienas fosforo atomas. Prie simbolio O dešinėje, apačioje, užrašytas indeksas 4 ro-do, kad junginyje yra 4 deguonies atomai. Fosforo rūgšties santykinė molekulinė masė

Mr (H3PO4) = 1,008 · 3 + 30,974 · 1 + 15,999 · 4 = 97,994.

3 pavyzdys

Joninio junginio natrio hidroksido (NaOH) santykinė molekulinė masė randama apskaičiavus jo katijoną ir anijoną sudarančių elemen-tų (Na, O ir H) atomų santykinių atominių masių (jos yra nurodytos periodinėje cheminių elementų lentelėje) algebrinę sumą. Elementų Na, O ir H santykinės atominės masės yra atitinkamai: 22,989; 15,999; 1,008. Kiekvieno iš šių elementų indeksas NaOH junginyje yra lygus 1. Santykinė molekulinė masė

Mr(NaOH) = 22,989 · 1 + 15,999 · 1 + 1,008 · 1 = 39,996.

4 pavyzdys

Joninio junginio Al2(SO4)3 (aliuminio sulfato) santykinės mole-kulinės masės skaičiavimo tvarka tokia pati, kaip ir 1–3 pavyzdžiuo-se ir labai panaši į 2 pavyzdžio skaičiavimus, tiktai šiuo atveju sudė-tinį anijoną sudarančių elementų atomų santykinių atominių masių

21

sumą dar reikia padauginti iš 3, kadangi junginyje yra trys anijonai. Periodinėje cheminių elementų lentelėje randame Al, S ir O santyki-nes atomines mases. Jos yra atitinkamai 26,981; 32,066 ir 15,999. Santykinė molekulinė masė

MrAl2(SO4)3 = 26,981 · 2 + (32,066 · 1 + 15,999 · 4) · 3 = 342,148.

Medžiagos kiekio vienetas molis yra medžiagos kiekis, kuriame yra tiek sudėtinių dalelių (atomų, molekulių, jonų), kiek sudėtinių

dalelių yra anglies izotopo C12

6 12-oje gramų (0,012 kg). Mokslinin-

kai nustatė, kad 12-oje gramų anglies izotopo C12

6 yra 6,022 · 1023

sudėtinių dalelių. Tiek pat sudėtinių dalelių (6,022 · 1023) yra ir vie-name grame vandenilio. Skaičius 6,022 · 1023 yra vadinamas Avogad-ro skaičiumi.

Vieno medžiagos molio masė yra vadinama moline mase. Moli-nė masė žymima raide M. Molinės masės matavimo vienetas yra g/mol.

Absoliuti atomo, molekulės, jono masė (gramais) yra gaunama molinę masę dalijant iš Avogadro skaičiaus.

Vieninių kietų ir vienatomių dujinių medžiagų molinė masė yra lygi jų santykinei atominei masei, išreikštai gramais. Pavyzdžiui, vieninės kietos medžiagos geležies santykinė atominė masė Mr(Fe) = 55,845, geležies molinė masė M(Fe) = 55,845 g/mol. Absoliuti Fe atomo masė (gramais) yra lygi

55,845 g/mol : 6,022 · 1023 = 9,274 · 10–23 g.

Vienatomių dujų neono santykinė atominė masė yra 20,1797. Neono molinė masė M(Ne) = 20,1797 g/mol. Absoliuti Ne atomo masė (gramais) yra lygi

20,1797 g/mol : 6,022 · 1023 = 3,351 · 10–23 g.

Molekulinių junginių molinė masė yra lygi jų santykinei molekulinei masei, išreikštai gramais. Vandens santykinė molekulinė masė Mr(H2O) = 18,015. Vandens molinė masė M(H2O) = 18,015 g/mol. Absoliuti vandens molekulės masė (gramais) yra lygi

18,015 g/mol : 6,022 · 1023 = 2,991 · 10–23 g.

22

Fosforo rūgšties (H3PO4) santykinė molekulinė masė Mr (H3PO4) = 97,994. Todėl H3PO4 molinė masė M(H3PO4) = 97,994 g/mol. Absoliuti H3PO4 molekulės masė (gramais) yra lygi

97,994 g/mol : 6,022 · 1023 = 16,27 · 10–23 g .

Joninių junginių molinė masė yra skaičiuojama taip pat, kaip ir molekulinių junginių. Natrio hidroksido santykinė mole-kulinė masė Mr(NaOH) = 39,996. Šio junginio molinė masė M(NaOH) = 39,996 g/mol.

Aliuminio sulfato Al2(SO4)3 santykinė molekulinė masė MrAl2(SO4)3 = 342,148. Šio junginio molinė masė MAl2(SO4)3 = 342,148 g/mol. Absoliuti Al2(SO4)3 molekulės masė (gramais) yra lygi

342,148 g/mol : 6,022 · 1023 = 56,82 · 10–23 g .

Jonų molinė masė yra lygi jų santykinei molekulinei masei, iš-reikštai gramais. Jonų santykinės molekulinės masės yra skaičiuoja-mos analogiškai kaip ir junginių santykinės molekulinės masės. Į jono krūvį neatsižvelgiama, kadangi susidarant jonui prijungtų ar atiduotų elektronų (priimta laikyti, kad jų masė lygi nuliui) skaičius

jono masei įtakos neturi. Pavyzdžiui, nitrato )NO(3

− jono santykinė

molekulinė masė

Mr )NO(3

− = (14,0067 + 15,9994 · 3) = 62,0049.

Todėl −

3NO jonų molinė masė M(NO3

−) = 62,0049 g/mol; abso-

liuti −

3NO jono masė yra lygi

62,0049 g/mol : 6,022 · 1023 = 10,296 · 10–23 g.

Vandenilio jono H+ santykinė molinė masė Mr(H+) = 1,008, todėl

vandenilio jonų H+ molinė masė M(H+) = 1,008 g/mol. Absoliuti vandenilio jono H+ masė yra lygi

1,008 g/mol : 6,022 · 1023 = 1,673 · 10–24 g.

23

Jeigu žinome medžiagos masę m (gramais) ir vieno jos molio masę (t. y. molinę masę M), galime apskaičiuoti medžiagos molių skaičių:

n = .

M

m

Atliekant skaičiavimus chemijos laboratorinių darbų metu bei sprendžiant įvairius chemijos uždavinius, molinę masę galima skai-čiuoti vienos dešimtosios tikslumu.

Valentingumas – cheminio elemento atomo ryšių, sudaromų su kitais atomais, skaičius. Pavyzdžiui, junginyje HCl chloras yra vien-valentis, kadangi jis yra sudaręs vieną ryšį su H atomu; junginyje H2O deguonis yra dvivalentis, kadangi jis yra sudaręs du ryšius su vandenilio atomais (vieną ryšį su vienu H atomu, kitą – su kitu H atomu, t. y. po vieną ryšį su kiekvienu iš dviejų H atomų); junginyje NH3 azotas yra trivalentis, kadangi jis yra sudaręs tris ryšius su van-denilio atomais, t. y. po vieną ryšį su kiekvienu iš trijų H atomų). Vienų elementų valentingumas yra pastovus (pavyzdžiui, Na, K, Al, Zn, Cd), kitų – kintamas (pavyzdžiui, N junginyje NH3 yra trivalen-tis, junginyje N2O vienvalentis, junginyje N2O5 penkiavalentis).

2.2. Cheminiai junginiai (oksidai, rūgštys, bazės,

druskos)

Oksidai – metalų arba nemetalų sąveikos su deguonimi produk-tai. Oksidai – tai junginiai, sudaryti iš dviejų cheminių elementų, ku-rių vienas yra deguonis. Pavyzdžiui, CaO, SO2, NO, N2O5.

Rūgštys – molekuliniai kovalentinio ryšio junginiai, disocijuo-jantys į vandenilio katijonus ir rūgšties liekanos anijonus. Rūgštys būna deguoninės ir bedeguonės. Pavyzdžiui, nitrato, arba azoto, rūgš-

tis HNO3 disocijuoja į +

H katijonus ir −

3NO anijonus, ši rūgštis yra

deguoninė; vandenilio chloridas (arba druskos) rūgštis HCl disoci-

juoja į +

H katijonus ir −

Cl anijonus, ši rūgštis yra bedeguonė. Hidroksidai (bazės) – joniniai junginiai, sudaryti iš metalo (ar

amonio) katijonų ir hidroksido )OH( − anijonų. Pavyzdžiui, NaOH,

sudarytas iš Na+ katijonų ir −

OH anijonų, ištirpintas vandenyje diso-

24

cijuoja į šiuos jonus; Ca(OH)2, sudarytas iš +2Ca katijonų ir

−

OH anijonų, ištirpintas vandenyje disocijuoja į šiuos jonus. Druskos – kristalinės struktūros joniniai junginiai, kuriuose me-

talo (ar amonio) katijonai yra susijungę su rūgšties liekanos anijo-

nais. Pavyzdžiui, druska CuSO4 yra sudaryta iš +2Ca katijonų ir iš

−2

4SO anijonų, ištirpinta vandenyje disocijuoja į šiuos jonus; druska

Na2CO3 yra sudaryta iš Na+ katijonų ir −2

3CO anijonų, ištirpinta van-

denyje disocijuoja į šiuos jonus; druska KCl yra sudaryta iš +

K kati-

jonų ir −

Cl anijonų, ištirpinta vandenyje disocijuoja į šiuos jonus. Oksidai, rūgštys, bazės, druskos yra sudėtinės medžiagos. Apie oksidų, rūgščių, bazių, druskų cheminių formulių sudary-

mą bei pavadinimų nustatymą yra išdėstyta šio leidinio 5.2 ir 5.3 po-skyriuose.

2.3. Cheminės reakcijos

Kitimai, kuriems vykstant vienos medžiagos nevirsta kitomis, vadinami fizikiniais reiškiniais. Pavyzdžiui, ledo tirpimas yra fiziki-nis reiškinys, kadangi tirpstant ledui tiktai kinta vandens agregatinė būsena: kietoji būsena pereina į skystąją. Tirpstant ledui vanduo ne-virsta kita medžiaga.

Kitimai, kuriems vykstant iš vienų medžiagų susidaro kitos me-džiagos, vadinami cheminiais reiškiniais arba cheminėmis reakcijo-mis. Pavyzdžiui, sumaišius du bespalvius sidabro nitrato ir natrio chlorido druskų tirpalus, iškrinta baltos nuosėdos. Šios nuosėdos iš-krito dėl to, kad tarp sidabro nitrato ir natrio chlorido įvyko cheminė reakcija ir susidarė naujos medžiagos: netirpus baltos spalvos sidabro chloridas (baltos nuosėdos) ir tirpus natrio nitratas.

Medžiagos savybės, kurios išryškėja jai reaguojant su kitomis medžiagomis, vadinamos cheminėmis savybėmis.

Nuosėdų susidarymas, dujų išsiskyrimas, spalvos, kvapo poky-čiai, šilumos išsiskyrimas arba jos sugėrimas yra cheminių reakcijų požymiai.

Vykstant cheminėms reakcijoms susidaro naujos medžiagos su kitomis fizikinėmis ir cheminėmis savybėmis.

25

Vykstant fizikiniams procesams naujų medžiagų nesusidaro, medžiagų cheminė sudėtis ir cheminės savybės nepakinta.

Cheminės reakcijos yra užrašomos cheminėmis lygtimis. Lygtį sudaro dvi pusės: kairioji ir dešinioji. Kairėje pusėje rašomos reaguo-jančiųjų medžiagų cheminės formulės, dešinėje – reakcijos produktų cheminės formulės. Tarp abiejų lygties pusių rašomas „→“ ženklas. Rodyklė rodo reakcijos kryptį.

Cheminės reakcijos lygtis (cheminė lygtis) rodo, kokios medžia-gos ir kiek jų reaguoja bei kokios medžiagos ir kiek jų susidaro. Šią lygtį galima užrašyti tiktai žinant reaguojančiųjų medžiagų ir reakci-jos produktų formules.

Kiekvienos rūšies cheminių elementų atomų skaičiai abiejose reakcijos lygties pusėse turi būti vienodi. Skaičiams išlyginti prieš chemines formules yra rašomi stechiometriniai koeficientai.

Reaguojančiųjų medžiagų ir reakcjos produktų agregatinę būse-ną susitarta žymėti šalia medžiagos formulės lenktiniuose skliaustuo-se užrašant agregatinę būseną nusakančio žodžio pirmąją raidę. Lie-tuvių kalba rašomuose tekstuose agregatinės būsenos žymimos taip:

(k) – kieta medžiaga, pavyzdžiui, Fe2O3(k); (s) – skysta medžiaga, pavyzdžiui, C2H5OH(s); (d) – dujinė medžiaga, pavyzdžiui, CO2(d). Anglų kalba rašomuose tekstuose agregatinė būsena, kuri atitin-

kamai yra nusakoma žodžiais solid, liquid, gas, yra žymima taip: (s), (l), (g).

Medžiagos tirpalas vandenyje nepriklausomai nuo teksto kalbos žymimas (aq).

Reakcijų rašymo pavyzdžiai

1 pavyzdys

AgNO3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(k) + Na NO3(aq).

AgNO3 ir NaCl reakcijoje kiekvienos rūšies cheminių elementų atomų skaičiai abiejose cheminės lygties pusėse yra vienodi, todėl šiuo atveju nereikia lyginti atomų skaičių.

2 pavyzdys

H2SO4(aq) + 2NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + 2H2O(s).

26

Jeigu šioje reakcijoje nebūtų užrašyti stechiometriniai koeficientai prieš NaOH ir H2O formules, Na atomų skaičius prieš reakciją būtų 1, po reakcijos 2, H atomų skaičius prieš reakciją būtų 3, o po reakcijos 2. Na ir H atomų skaičiui prieš reakciją ir po reakcijos išlyginti prieš NaOH reikėjo užrašyti 2 ir prieš H2O reikėjo užrašyti 2. Na atomų skai-čiai prieš ir po reakcijos pasidarė lygūs (prieš ir po reakcijos po 2), H atomų skaičiai taip pat pasidarė lygūs (prieš ir po reakcijos po 4).

3 pavyzdys

CuSO4(aq) + 2NaOH(aq) → Cu(OH)2(k) + Na2SO4(aq).

Jeigu reakcijoje nebūtų stechiometrinio koeficiento prieš NaOH, Na atomų skaičius prieš reakciją būtų 1, po reakcijos 2, O atomų skaičius prieš reakciją būtų 5, po reakcijos 6, H atomų skaičius prieš reakciją būtų 1, po reakcijos 2. Todėl Na, O ir H atomų skaičiui išlyginti prieš NaOH reikėjo užrašyti 2. Taip padarius, Na, O ir H atomų skaičiai prieš ir po reakcijos pasidarė lygūs: Na – 2, O – 6, H – 2.

2.3.1. Cheminių reakcijų klasifikavimas

Pagal reaguojančiųjų medžiagų ir reakcijos produktų skaičių bei cheminę sudėtį reakcijos yra grupuojamos į jungimosi, skilimo ir pavadavimo reakcijas. Reakcijos, kurioms vykstant iš dviejų (ar dau-giau) medžiagų susidaro viena, vadinamos jungimosi reakcijomis, o kai iš vienos pradinės medžiagos susidaro dvi ar daugiau medžiagų – skilimo reakcijomis. Reakcijos, kurioms vykstant vienas elementas junginyje pakeičia kitą, vadinamos pavadavimo reakcijomis.

Pagal reakcijos šiluminį efektą jos skirstomos į egzotermines (kai šiluma išsiskiria) ir endotermines (kai šiluma sunaudojama).

Reakcijos, kurioms vykstant keičiasi elementų oksidacijos laips-nis, priskiriamos oksidacijos-redukcijos reakcijoms.

Bazių bei bazinių oksidų reakcijos su rūgštimis ir rūgštinių oksi-dų reakcijos su bazėmis yra vadinamos neutralizacijos reakcijomis.

2.3.2. Skaičiavimai iš cheminės reakcijos lygties

Vykstant konkrečiai cheminei reakcijai medžiagos reaguoja ir reakcijos produktai susidaro griežtai nustatytais santykiais, kuriuos rodo reakcijos lygtis. Jeigu kurios nors iš reaguojančiųjų medžiagų

27

būtų pridėtas perteklius, tai tas perteklius liktų nesureagavęs. Todėl užrašius cheminės reakcijos lygtį ir išlyginus stechiometrinius koefi-cientus, galima atlikti skaičiavimus iš reakcijos lygties. Žinant, kiek bent vienos iš reaguojančiųjų medžiagų sureagavo reakcijoje, galima apskaičiuoti, kiek sureagavo kitos medžiagos (ar kitų medžiagų) ir kiek susidarė reakcijos produktų. Ir atvirkščiai, žinant, kiek susidarė bent vieno kurio nors iš reakcijos produktų, galima apskaičiuoti, kiek susidarė kito (ar kitų) produktų ir kiek reaguojančiųjų medžiagų su-reagavo reakcijoje.

1 pavyzdys

BaSO4 buvo gautas vykstant reakcijai:

BaCl2(aq) + H2

SO4(aq) → BaSO4(k) + 2HCl(aq).

Apskaičiuokite, kiek gramų BaSO4 susidarė sureagavus 40 g BaCl2.

Sprendimas Užrašytoji reakcija rodo, kad sureagavus vienam moliui BaCl

2

susidaro vienas molis BaSO4. Todėl, apskaičiavus BaCl2 ir BaSO4 mo-lines mases, galima sudaryti proporciją ir apskaičiuoti BaSO4 kiekį.

1. Apskaičiuojamos BaCl2 ir BaSO4 molinės masės:

M(BaCl2) = 137,3 + 35,5 = 208,3 g/mol,

M(BaSO4) = 137,3 + 32,1 + 16,0 = 233,4 g/mol.

2. Apskaičiuojamas BaSO4 kiekis (gramais), susidaręs sureaga-vus 40 g BaCl2:

Sureagavus 208,3 g BaCl2 susidaro 233,4 g BaSO4,

– ’’ – 40 g – ’’ – – x g – – ’’ –,

x = g3,208

g4,233g40 ⋅

= 44,8 g.

Ats.: susidarė 44,8 g BaSO4.

2 pavyzdys

Vykstant reakcijai

Fe2(SO4)3(aq) + 6KOH(aq) → 2Fe(OH)3(k) + 3K2SO4(aq),

28

buvo gauta 15,9 g Fe(OH)3. Apskaičiuokite, kiek gramų KOH sureagavo.

Sprendimas Šio uždavinio sprendimas panašus į 1 pavyzdžio uždavinio

sprendimą, tiktai šiuo atveju žinant susidariusio reakcijos produkto kiekį reikia apskaičiuoti sureagavusios medžiagos kiekį. Užrašytoji reakcija rodo, kad sureagavus 6 moliams KOH susidaro 2 moliai Fe(OH)3. Todėl šiuo atveju, skirtingai nei 1 pavyzdyje, reikės apskai-čiuoti ne tiktai KOH ir Fe(OH)3 molines mases, bet ir KOH 2 molių bei Fe(OH)3 6 molių mases.

1. Apskaičiuojamos KOH ir Fe(OH)3 molinės masės bei KOH 2 molių ir Fe(OH)3 6 molių masės:

M(KOH) = 39,1 + 16 + 1 = 56,1 g/mol,

KOH 6 molių masė m = 56,1 g/mol · 6 mol = 336,6 g.

M(Fe(OH)3) = 55,9 + (16 + 1) · 3 = 106,9 g/mol,

Fe(OH)3 2 molių masė m = 106,9 g/mol · 2 mol = 213,8 g. 2. Apskaičiuojama, kiek gramų KOH sureagavo susidarant

15,9 g Fe(OH)3:

213,8 g Fe(OH)3 susidaro sureagavus 336,6 g KOH,

15,9 g – “ – susidarė – “ – x g – “ –,

x = g8,213

g6,336g9,15 ⋅

= 25,03 g.

Ats.: sureagavo 25,03 g KOH.

3 pavyzdys

Apskaičiuokite, kiek susidarys gramų Cu ir kiek litrų (normalio-siomis sąlygomis) CO2 dujų, sureagavus 15,0 g CuO, vykstant reak-cijai:

2CuO(k) + C(k) → 2Cu(k) + CO2(d).

Sprendimas 1. Apskaičiuojamos CuO ir Cu molinės bei šių medžiagų 2 mo-

lių masės:

29

M(Cu) = 63,6 g/mol,

Cu 2 molių masė m = 63,6 g/mol · 2 mol = 127,2 g.

M(CuO) = 63,6 + 16,0 = 79,6 g/mol,

CuO 2 molių masė m = 79,6 g/mol · 2 mol = 159,2 g.

2. Apskaičiuojamas Cu kiekis (gramais), susidaręs sureagavus 15,0 g CuO:

Sureagavus 159,2 g CuO susidaro 127,2 g Cu,

– ’’ – 15,0 g – ’’ – x g – ’’ –,

x = g2,159

g2,127g0,15 ⋅

= 11,98 g.

3. Apskaičiuojamas CO2 tūris (litrais), susidaręs sureagavus 15,0 g CuO.

Reakcijos lygtis rodo, kad sureagavus 2 moliams CuO susidaro 1 molis CO2 dujų.

Pagal Avogadro dėsnį 1 molis bet kurių dujų normaliosiomis są-lygomis užima 22,4 litrų tūrį. Taigi 1 molis CO2 dujų normaliosiomis sąlygomis užima 22,4 litrų tūrį.

Skaičiuojant iš reakcijos lygties dujų masę galima pakeisti ją ati-tinkančiu tūriu. Todėl galima sudaryti šią proporciją:

Sureagavus 159,2 g CuO susidaro 22,4 litro CO2,

– ’’ – 15,0 g – ’’ – x litrų – ’’ –,

x = g2,159

l4,22g0,15 ⋅

= 2,1 litro.

Ats.: susidarė 11,98 g Cu ir 2,1 litro CO2 dujų.

Pastaba: Šiame leidinyje toliau pateiktose reakcijų lygtyse medžiagų agregatinė būsena bus nurodyta ne visais atvejais, o tiktai tais, kai tai bus būtina. Pavyzdžiui, medžiagų agregatinė būsena bus nurodyta skyriuje „Cheminė termodinamika“ pateiktose cheminėse reakcijose, kadangi ter-modinaminės medžiagų charakteristikos priklauso nuo medžiagų agregati-nės būsenos.

30

2.4. Pagrindiniai chemijos dėsniai

Medžiagų masės tvermės dėsnis. Reakcijoje dalyvavusių me-džiagų masė yra lygi reakcijos produktų masei.

Pavyzdys

NaOH + HCl → NaCl + H2O,

40 g + 36,5 g → 58,5 g + 18 g,

76,5 g → 76,5 g.

Junginio sudėties pastovumo dėsnis. Bet kuriuo būdu gauti ne-kintamos sudėties junginiai visuomet yra tos pačios sudėties.

Pavyzdys

CaO + H2O → Ca(OH)2,

CaCl2 + 2NaOH → Ca(OH)2 + 2NaCl.

Užrašytosios Ca(OH)2 susidarymo reakcijos rodo, kad nepriklau-somai nuo nekintamos sudėties Ca(OH)2 susidarymo reakcijos šio junginio sudėtis išlieka tokia pati.

Junginio sudėties pastovumo dėsnis kintamos sudėties jungi-niams negali būti taikomas.

Avogadro dėsnis. Kai temperatūra ir slėgis yra vienodi, vieno-duose įvairių dujų tūriuose yra vienodas molekulių skaičius. Šio dės-nio išvada yra tokia: normaliosiomis sąlygomis (esant temperatūrai 273 K, slėgiui 101 325 Pa) vienas dujų molis užima 22,4 litro.

Ekvivalentų dėsnis. Medžiagos jungiasi arba pakeičia viena kitą kiekiais, proporcingais jų ekvivalentų molinėms masėms:

2

1

m

m

= ,

2

1

E

E (2.1)

čia: m1 ir

m2 – reaguojančiųjų medžiagų masės, g; E1 ir E2 – reaguojančiųjų medžiagų ekvivalentų molinės ma-

sės, g/mol.

31

Kai viena iš reaguojančiųjų medžiagų yra dujinė, atliekant skai-čiavimus pagal ekvivalentų dėsnį jos masę galima pakeisti tūriu V, o ekvivalentų molinę masę – ekvivalentiniu tūriu Vekv. Tada ekvivalen-tų dėsnio išraiška bus tokia:

V

m= .

ekvV

E (2.2)

Cheminis ekvivalentas – reali ar sąlyginė medžiagos dalelė: rea-li dalelė yra lygi medžiagos formuliniam vienetui, kuris išreiškiamas jos chemine formule, o sąlyginė dalelė yra kartotinį skaičių kartų mažesnė už medžiagos formulinį vienetą. Ekvivalentų molis yra me-džiagos kiekis, kuriame yra 6,022 · 1023 jos ekvivalentų. Ekvivalentų molinė masė yra reiškiama g/mol. Šiame leidinyje ekvivalentų moli-nė masė žymima raide E.

Cheminio elemento ekvivalentų molinė masė yra jo kiekis, kuris jungiasi su 1 moliu vandenilio atomų arba pakeičia 1 molį vandenilio atomų cheminėse reakcijose.

Pavyzdžiui, susidarant HCl, 1 molis H atomų jungiasi su 1 moliu Cl atomų, todėl junginyje HCl chloro ekvivalentų molinė masė 35,5 g/mol. Susidarant H2O, 1 molis H atomų jungiasi su 1/2 molio O atomų, todėl junginyje H2O deguonies ekvivalentų molinė masė 8 g/mol.

Elemento ekvivalentų molinė masė apskaičiuojama jo atomų molinę masę dalijant iš valentingumo:

E = ;masvalentingu

A (2.3)

čia: E – elemento ekvivalentų molinė masė, g/mol; A – elemento atomų molinė masė, g/mol.

1 pavyzdys

Aliuminio (Al), kurio valentingumas yra pastovus ir lygus 3, ek-vivalentų molinė masė:

E(Al) = 3

mol/g27 = 9 g/mol.

32

2 pavyzdys

Cinko (Zn), kurio valentingumas yra pastovus ir lygus 2, ekviva-lentų molinė masė:

E(Zn) = 2

mol/g4,65 = 32,7 g/mol.

Tokiu pat būdu skaičiuojama ir kitų pastovų valentingumą turin-čių elementų ekvivalentų molinė masė.

Elemento, esančio junginyje, ekvivalentų molinė masė apskai-čiuojama to elemento atomų molinę masę dalijant iš elemento valen-tingumo tame junginyje. Kintamąjį valentingumą turinčio elemento ekvivalentų molinės masės dydis skirtinguose junginiuose yra skir-tingas.

3 pavyzdys

Junginyje NO azoto valentingumas lygus 2. Azoto ekvivalentų molinė masė šiame junginyje:

E(N) = 2

mol/g14 = 7 g/mol.

Junginyje N2O5 azoto valentingumas lygus 5. Azoto ekvivalentų molinė masė šiame junginyje:

E(N) = 5

mol/g14 = 2,8 g/mol.

Nedisocijuojančių į jonus junginių ekvivalentų molinė masė ap-skaičiuojama dalijant jų molinę masę iš vieno kurio nors elemento valentingumo ir jo atomų skaičiaus, esančio tame junginyje, sandau-gos. Taigi, norint apskaičiuoti junginio ekvivalentų molinę masę, pirmiausia reikia apskaičiuoti to junginio molinę masę ir paskui ją dalyti iš vieno kurio nors elemento valentingumo ir junginyje esančio jo atomų skaičiaus sandaugos.

4 pavyzdys

Junginio N2O5 ekvivalentų molinė masė apskaičiuojama taip. 1. Apskaičiuojama N2O5 molinė masė:

M(N2O5) = (14 · 2) + (16 · 5) = 108 g/mol.

33

2. Apskaičiuojama N2O5 ekvivalentų molinė masė:

E(N2O5) = 25

mol/g108

⋅

= 10,8 g/mol.

Disocijuojančių į jonus junginių ekvivalentų molinė masė yra apskaičiuojama dalijant jų molinę masę iš teigiamųjų (arba neigia-mųjų) jonų, susidariusių disocijuojant junginiui, krūvių sumos.

5 pavyzdys

Skaičiuojant HCl ekvivalentų molinę masę šio junginio molinė ma-sė dalijama iš 1, kadangi jam disocijuojant susidaro vienas teigiamasis krūvis (vienas H+ jonas) ir vienas neigiamasis krūvis (vienas Cl− jonas).

E(HCl) = 1

(HCl)M =

1

5,351+= 36,5 g/mol.

Skaičiuojant H2SO4 ekvivalentų molinę masę, šio junginio moli-nė masė dalijama iš 2, kadangi disocijuojant H2SO4 susidariusių tei-

giamųjų krūvių suma lygi 2 (susidaro 2 +

H jonai) ir neigiamųjų krū-

vių suma lygi 2 (susidaro vienas −2

4SO jonas).

E(H2SO4) = 2

)SO(H42

M=

2

4163221 ⋅++⋅=

2

98 = 49 g/mol.

Skaičiuojant Ca(OH)2 ekvivalentų molinę masę, šio junginio molinė masė dalijama iš 2, kadangi jam disocijuojant susidaro 2 tei-

giami krūviai +2Ca( jonas) ir 2 neigiamieji krūviai (2 −

OH jonai).

E(Ca(OH)2) = 2

)(Ca(OH)2

M =

2

2)116(40 ⋅++ =

2

74= 37 g/mol.

Skaičiuojant Al2(SO4)3 ekvivalentų molinę masę, šio junginio molinė masė dalijama iš 6, kadangi jam disocijuojant susidaro 6 tei-giamieji krūviai (2 Al3+ jonai) ir toks pats skaičius neigiamųjų krūvių

(3 −2

4SO jonai):

E(Al2(SO4)3) = 6

)(SO(Al342

M =

6

3)41632(227 ⋅⋅++⋅ =

6

342 =

57 g/mol.

34

Rūgščių, bazių ir druskų, ištirpintų vandenyje, ekvivalentų moli-nės masės sprendžiant tirpalų koncentracijų uždavinius yra skaičiuo-jamos žinant, jog tirpinamas vandenyje elektrolitas tiktai disocijuoja į jonus, jokia cheminė reakcija nevyksta ir todėl šių medžiagų ekvi-valentų molinės masės yra nekintamos ir skaičiuojamos dalijant ištir-pusio elektrolito molinę masę iš teigiamųjų arba neigiamųjų krūvių, susidariusių disocijuojant elektrolitui, sumos.

Sudėtinių medžiagų (tarp kurių yra ir rūgštys, bazės bei drus-kos), dalyvaujančių cheminėse reakcijose, ekvivalentų molinės ma-sės priklauso nuo to, kaip medžiagos keičiasi vykstant reakcijai. Su-dėtinės medžiagos, dalyvaujančios cheminėje reakcijoje, ekvivalentų molinė masė gali turėti kelias reikšmes. Reakcijoje dalyvaujančios rūgšties arba rūgščiosios druskos ekvivalentų molinė masė apskai-čiuojama junginio molinę masę dalijant iš skaičiaus vandenilio ato-mų, pakeistų toje reakcijoje, o reakcijoje dalyvaujančios bazės ar bazinės druskos ekvivalentų molinė masė apskaičiuojama junginio molinę masę dalijant iš skaičiaus hidroksido grupių OH, pakeistų reakcijoje.

6 pavyzdys

Apskaičiuokite H3PO4 ekvivalentų molines mases reakcijose:

1 reakcija H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O,

2 reakcija H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O.

Sprendimas 1-ojoje reakcijoje pakeistas vienas H3PO4 vandenilio atomas.

Todėl šioje reakcijoje

E(H3PO4) = ( )1

POH43

M =

1

4163131 ⋅++⋅=

1

98= 98 g/mol.

2-ojoje reakcijoje pakeisti trys H3PO4 vandenilio atomai. Todėl šioje reakcijoje

E(H3PO4) = ( )3

POH43

M=

3

4163131 ⋅++⋅=

3

98= 32,7 g/mol.

35

7 pavyzdys

Apskaičiuokite Al(OH)3 ekvivalentų molines mases reakcijose:

1 reakcija Al(OH)3 + HCl → Al(OH)2Cl + H2O,

2 reakcija Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O.

Sprendimas 1-ojoje reakcijoje pakeista Al(OH)3 viena OH grupė. Todėl šioje

reakcijoje

E(Al(OH)3) = ( )

1

(OH)Al3

M =

1

3)116(27 ⋅++=

1

78 = 78 g/mol.

2-ojoje reakcijoje pakeistos Al(OH)3 trys OH grupės. Todėl šioje reakcijoje

E(Al(OH)3) = ( )

3

Al(OH)3

M=

3

3)116(27 ⋅++=

3

78= 26 g/mol.

Elemento ar junginio ekvivalentų molinę masę galima rasti ir bandymo būdu, vykdant to elemento ar junginio reakciją su kitu ele-mentu ar junginiu, kurio ekvivalentų molinė masė yra žinoma. Šiuo atveju ekvivalentų molinė masė apskaičiuojama remiantis ekvivalen-tų dėsniu.

8 pavyzdys

Nustatyta, kad sudeginus 4,56 g Mg susidaro 7,56 g magnio ok-sido. Kokia yra Mg ekvivalentų molinė masė?

Sprendimas Sureagavusio Mg masė m = 4,56 g. Sureagavusio O2 masė m = 7,56 − 4,56 = 3 g. Deguonies valentingumas 2. Deguonies ekvivalentų molinė masė:

E(O) = 2

(O)A=

2

16= 8 g/mol.

Surašę šiuos duomenis į formulę (2.1) gauname:

36

)O(

)Mg(

m

m

= ,(O)

(Mg)

E

E

3

56,4= ,

8

)Mg(E

E(Mg) = 3

856,4 ⋅

= 12,16 g/mol.

Ats.: E(Mg) = 12,16 g/mol.

9 pavyzdys

Užrašykite švino oksido formulę, jeigu yra žinoma, kad 1 g švi-no be liekanos jungiasi su 0,1544 g deguonies.

Sprendimas 1. Remiantis uždavinio sąlygoje pateiktais duomenimis, ekviva-

lentų dėsniu (formulė (2.1)) bei ankstesnių pavyzdžių užda-vinių sprendimo rezultatais, apskaičiuojama Pb ekvivalentų molinė masė:

(O)

(Pb)

m

m

= ,(O)

(Pb)

E

E

1544,0

1= ,

8

(Pb)E

E(Pb) = 1544,0

8= 51,81 g/mol.

2. Surašius duomenis į formulę (2.3), apskaičiuojamas Pb va-lentingumas švino okside:

E(Pb) = ,(Pb)masvalentingu

(Pb)A

valentingumas (Pb) = (Pb)

(Pb)

E

A=

81,51

2,207 = 4.

Švino oksido formulė PbO2.

37

10 pavyzdys

Vandeniliu redukuojant 2,68 g metalo oksido iki metalo, susida-rė 0,648 g vandens. Apskaičiuokite metalo ekvivalentų molinę masę.

Sprendimas 1. Apskaičiuojama vykstant reakcijai susidariusio deguonies

masė. Vandens molinė masė M(H2O) = 18 g/mol. Viename molyje

vandens yra 16 g deguonies. Galima užrašyti proporciją:

18 g H2O yra 16 g deguonies,

0,648 g H2O –’’– x g –’’–,

x = 18

16648,0 ⋅

= 0,576 g.

2. Apskaičiuojama metalo masė metalo okside:

m(metalo) = m(metalo oksido) – m(deguonies),

m(metalo) = 2,68 g – 0,576 g = 2,104 g.

3. Pagal ekvivalentų dėsnį (formulė (2.1)) apskaičiuojama me-talo ekvivalentų molinė masė:

)(deguonies

(metalo)

m

m

= ,)(deguonies

(metalo)

E

E

576,0

104,2= ,

8

(metalo)E

E(metalo) = 576,0

8104,2 ⋅

= 29,22 g/mol.

Ats.: E(metalo) = 29,22 g/mol.

Jeigu viena iš reaguojančiųjų medžiagų yra dujinė, jos ekviva-lentų molinę masę galima pakeisti ekvivalentiniu tūriu, o jos masę – tūriu.

11 pavyzdys

Koks vandenilio tūris (normaliosiomis sąlygomis) išsiskirs, iš-tirpus rūgštyje 18 g metalo, kurio ekvivalentų molinė masė 12 g/mol?

38

Sprendimas Bet kurių dujų 1 molis normaliosiomis sąlygomis užima 22,4 lit-

ro; vandenilio 1 molio masė M(H2) = 2,016 g/mol; vandenilio ekvi-valentų molinė masė E(H) = 1,008 g/mol, t. y. lygi atomų molinei masei, kadangi vandenilio valentingumas lygus 1.

1. Apskaičiuojamas vandenilio 1 ekvivalento (1,008 g) standar-tinėmis sąlygomis užimamas tūris (Vekv):

2,016 g vandenilio užima 22,4 litro tūrį,

1,008 g (1 ekv) –’’– Vekv –’’– ,

Vekv = mol/g016,2

l4,22g008,1 ⋅

= 11,2 l.

2. Pagal (2.2) formulę apskaičiuojamas vandenilio tūris, kuris išsiskirs, ištirpus rūgštyje 18 g metalo:

2H

(metalo)

V

m= ,

(metalo)

ekvV

E

2H

g18

V= ,

l2,11

g12

2H

V = g12

g18l2,11 ⋅

= 16,8 l.

Ats.: 16,8 litro.

Daltono dėsnis. Dujų mišinio slėgis yra lygus to mišinio dujų dalinių slėgių sumai:

p = p1 + p2 + p3 + ....+ pn; (2.4)

čia p – dujų mišinio slėgis; p1, p2, p3, .... pn − mišinį sudarančių dujų daliniai slėgiai.

Šis dėsnis plačiau galėtų būti paaiškintas taip: jeigu tam tikrame tūryje yra dujų mišinys (pavyzdžiui, oro, azoto ir deguonies mišinys), tai kiekvienos dujos atskirai paėmus turi savo slėgį, kuris vadinamas

39

jų daliniu slėgiu. Dujų dalinis slėgis mišinyje yra toks slėgis, kurį jos sudarytų būdamos vienos ir užimdamos visą mišinio užimamą tūrį.

Klapeirono dėsnis. Tam tikros dujų masės santykis T

pV yra pas-

tovusis dydis:

0

00

T

Vp =

1

11

T

Vp=

2

22

T

Vp= .... =

nT

Vpnn

arba

T

pV = const. (2.5)

Ši lygtis dar yra vadinama idealiųjų dujų būsenos lygtimi arba Klapeirono lygtimi. Šios lygties konstanta priklauso nuo dujų rūšies ir masės. Visų rūšių dujoms šią lygtį pritaikė D. Mendelejevas. Jis sujungė Klapeirono ir Avogadro dėsnius. Įrašius į Klapeirono lygtį dujų molinį tūrį VM, gauta Klapeirono ir Mendelejevo lygtis:

R = ;M

T

pV (2.6)

čia: R – universalioji dujų konstanta, kurios vertė priklauso nuo to, kokiais vienetais yra išreikšti p ir VM;

VM – dujų vieno molio užimamas tūris (22,4 l/mol arba 22,4 × 10−3 m3/mol), esant stadartinėms sąlygoms, t. y. kai p0 = 101 325 Pa, T0 = 273 K.

Standartinėmis sąlygomis slėgį p reiškiant paskaliais (Pa), tūrį VM kubiniais metrais (m3), dujų universaliosios konstantos R vertė:

R = K273

mol/m104,22Pa32510133−

⋅⋅

= 8,314 Pa · m3/mol · K.

Standartinėmis sąlygomis slėgį p išreiškiant kilopaskaliais (kPa), tūrį VM litrais (l), dujų universaliosios konstantos R vertė:

R = K273

l4,22kPa325,101 ⋅

= 8,314 kPa · l/mol · K.

40

Standartinėmis sąlygomis slėgį p išreiškiant niutonais į vieną kvadratinį metrą (N/m2), žinant, kad 1 Pa = 1 N/m2, tūrį VM išreiš-kiant kubiniais metrais (m3), dujų universaliosios konstantos R vertė:

R = K273

mol/m104,22m/N325101332 −

⋅⋅

= 8,314 N · m/mol · K.

Kadangi 1 N · m = 1 J (džauliui), R = 8,314 J/mol · K. Bet kuriai dujų masei m pritaikyta Klapeirono ir Mendelejevo

lygtis yra tokia:

pV = ;RTM

m (2.7)

čia: p – dujų slėgis; V – dujų tūris; m – dujų masė, g; M – dujų molinė masė, g/mol; R – universalioji dujų konstanta; T – temperatūra, K.

Atliekant skaičiavimus pagal (2.7) lygtį, universaliosios dujų-konstantos reikšmę reikia parinkti priklausomai nuo to, kokiais vie-netais reiškiami p ir VM.

41

3. PERIODINĖ CHEMINIŲ ELEMENTŲ LENTELĖ IR ELEMENTŲ SAVYBĖS

3.1. Periodinės cheminių elementų lentelės sudarymo principas

Surašius elementus jų atomų branduolių krūvio didėjimo tvarka į eilę: branduolio krūvis +1, eilės numeris 1; branduolio krūvis +2, eilės numeris 2; branduolio krūvis +3, eilės numeris 3 ir t. t., gaunama ištisinė elementų eilė: H, He, Li, Be, B, C, N, O, F, Ne, Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar ir t. t.

Pirmuoju numeriu eilėje einantis vandenilis, sudarydamas jungi-nius, atiduoda vieną elektroną, virsdamas vieną teigiamąjį krūvį tu-rinčiu teigiamuoju jonu. Antruoju numeriu eilėje einantis He yra la-bai inertiškas. Jis nelinkęs jonizuotis, t. y. nelinkęs nei atiduoti, nei prisijungti elektronus. Trečiuoju numeriu einantis Li, sudarydamas junginius, linkęs atiduoti vieną elektroną ir virsti vieną teigiamąjį krūvį turinčiu teigiamuoju jonu. Po jo einantis Be linkęs atiduoti du elektronus ir virsti du teigiamusosius krūvius turinčiu teigiamuoju jonu. Li ir Be pasižymi metališkomis savybėmis. Po Be einantieji 5-asis elementas B bei 6-asis, 7-asis ir 8-asis elementai C, N, O, su-darydami junginius, elektronų neatiduoda, bet su kitais elementais, su kuriais jie jungiasi, sudaro bendras elektronų poras. Toliau einan-tis 9-asis elementas F yra linkęs prisijungti elektronus ir virsti nei-giamuoju jonu, turinčiu vieną neigiamąjį krūvį. Jis turi tipiškiems nemetalams būdingų savybių. Po F einantis 10-asis elementas Ne yra labai inertiškas. Jis nelinkęs elektronų nei atiduoti, nei prisijungti. Po Ne einantys 11-asis elementas Na ir 12-asis elementas Mg turi tipiš-kiems metalams būdingų savybių. Na yra linkęs atiduoti vieną elekt-roną ir virsti vieną teigiamąjį krūvį turinčiu teigiamuoju jonu. Mg yra linkęs atiduoti du elektronus ir virsti du teigiamuosius krūvius turin-čiu jonu. 13-asis elementas Al yra amfoterinis metalas. Jis yra linkęs atiduoti tris elektronus ir virsti tris teigiamuosius krūvius turinčiu teigiamuoju jonu. Po Al einantys 14-asis, 15-asis, 16-asis ir 17-asis elementai Si, P, S, Cl yra nemetalai, kurių būdingos savybės stiprėja

42

artėjant prie Cl. Elementas Cl yra tipiškas nemetalas. Jam jungiantis su kitais elementais, neturinčiais metališkųjų savybių, susidaro ben-dros elektronų poros, o jungiantis su metalais jo atomai prisijungia elektronus (vienas atomas prisijungia vieną elektroną), virsdami vie-ną neigiamąjį krūvį turinčiais teigiamaisiais jonais. 18-asis elementas Ar yra labai inertiškas, panašiai kaip Ne ir He.

Visa tai rodo, kad cheminių elementų ištisinėje eilėje jų savybės periodiškai kinta, didėjant jų atomų branduolių krūviui. Ištisinę ele-mentų eilę „sulaužius“ ir jos atkarpas išdėsčius, atsižvelgiant į anks-čiau aprašytą periodinį elementų savybių kitimą, gaunama periodinė elementų lentelė, turinti 7 horizontaliai surašytas eiles, vadinamas periodais, bei vertikalius stulpelius, vadinamus grupėmis.

Periodinėje lentelėje yra surašyti visų elementų simboliai. Greta simbolio užrašyta: elemento pavadinimas, elemento eilės numeris (eilės numeris yra lygus protonų, esančių to elemento atomo bran-duolyje, skaičiui, o kartu ir skaičiui elektronų, skriejančių aplink atomo branduolį); santykinė atominė masė. Periodinėje lentelė-je greta cheminio elemento simbolio dažnai yra nurodomos dar ir kitos to elemento charakteristikos, pavyzdžiui, elektronų skaičiai jo atomų energetiniuose lygmenyse, oksidacijos laipsniai ir kt.

Kol buvo sudaryta šiuo metu turima cheminių elementų periodi-nė lentelė, buvo nueitas ilgas kelias. Surašyti elementus į lentelę pa-gal jų savybių periodišką kitimą pasiūlė D. Mendelejevas. Tačiau dabartinė lentelė jau labai skiriasi nuo tos, kurią pasiūlė D. Mendele-jevas. Negalima atmesti periodinės cheminių elementų lentelės toles-nio tobulinimo galimybės.

3.2. Periodinis cheminių elementų savybių kitimas

Kaip jau minėta, periodinėje lentelėje elementai pagal savybes surašyti į 7 horizontalias eiles – periodus ir į vertikalius stulpelius – grupes. Kiekvienas periodas prasideda šarminiu metalu ir baigiasi inertinėmis dujomis. Vienos šeimos (tas pačias arba artimas savybes turintieji) elementai yra suskirstyti į grupes. Grupes sudaro elemen-tai, esantys periodinės lentelės vertikaliajame stulpelyje. Iš viso yra 16 grupių. Aštuonios grupės yra pažymėtos A raidėmis: IA, IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, VIIIA (pagrindinės grupės) ir dar 8 grupės – B raidėmis: IB, IIB, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB

43

(šalutinės grupės). Šalutinėse grupėse yra surašyti pereinamieji ele-mentai.

Elektronai aplink branduolį išsidėstę ne bet kaip, o atomo ener-getiniuose lygmenyse. Elektronų išsidėstymas atomo energetiniuose lygmenyse vadinamas atomo elektronine sandara.

Inertinių dujų, kuriomis baigiasi kiekvienas periodas, išorinis energetinis lygmuo yra užpildytas. Jei atomas turi tiktai vieną ener-getinį lygmenį, kuris kartu yra ir išorinis, tai išorinis energetinis lyg-muo yra užpildytas, kai jame yra 2 elektronai. Taip yra inertinių dujų He (2-asis eilės numeris) atveju. Visų kitų inertinių dujų, pradedant Ne, kurios turi daugiau kaip vieną energetinį lygmenį, atomų išori-niame energetiniame lygmenyje, kuris, kaip minėta, yra užpildytas, yra 8 elektronai.

Iki 18-ojo elemento elektronai energetiniuose lygmenyse išsi-dėsto taip: pirmajame lygmenyje – ne daugiau kaip 2 elektronai (pirmajame lygmenyje 2 elektronai yra ne tik iki 18-ojo, bet visų elementų atveju), antrajame – ne daugiau kaip 8 elektronai, trečiaja-me – ne daugiau kaip 8 elektronai. Elektronai dėstosi aukščiau esan-čiame lygmenyje tik tada, kai yra užpildytas prieš tai esantis lygmuo. Elektronų išsidėstymą, pavyzdžiui, Na atome (eilės numeris 11, va-dinasi, šis atomas turi iš viso 11 elektronų), galima pavaizduoti taip: 11Na 2 8 1. Tai reiškia, kad Na atome iš viso yra 11 elektronų, iš ku-rių 2 elektronai yra pirmajame užpildytame energetiniame lygmeny-je, 8 elektronai – antrajame užpildytame energetiniame lygmenyje, 1 elektronas – trečiajame, kuris šio elemento atveju yra išorinis, ener-getiniame lygmenyje.

Elektroninė sandara atomų elementų, kurių eilės numeris yra di-desnis nei 18 (pradedant 4-ojo periodo pereinamaisiais elementais), yra sudėtingesnė nei 1-ojo, 2-ojo ir 3-iojo periodų elementų. Kai ku-rie 4-ojo ir tolesnių periodų pereinamųjų elementų elektroninės san-daros ypatumai bus paaiškinti dėstant atitinkamas universitetinio chemijos kurso temas.

Pagal elemento vietą periodinėje lentelėje galima nusakyti ato-mo sandarą. Koks yra elemento eilės numeris (atominis skaičius), toks yra elektronų skaičius atome, atomo branduolio krūvis, protonų skaičius atomo branduolyje. Koks yra periodo, kuriame yra elemen-tas, numeris, tiek jo atomas turi elektronų energetinių lygmenų.

44

IA, IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, VIIIA grupių numeriai rodo šiose grupėse esančių elementų atomų turimą elektronų skaičių išori-niame energetiniame lygmenyje. Elektronų skaičius elemento atomų išoriniame energetiniame lygmenyje yra lygus A grupės nume riui. IA grupėje esančių elementų atomų išoriniame energetiniame lygmenyje yra 1 elektronas, IIA grupės atomų – 2 elektronai, IIIA grupės – 3 elektronai ir t. t

Pažymėtina, kad IB, IIB, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB grupių numeriai nerodo elektronų skaičiaus išoriniame energe-tiniame lygmenyje.

Susidarant cheminiams ryšiams dalyvauja išorinio energetinio lygmens elektronai. Susidarant cheminiams ryšiams, išorinio energe-tinio lygmens elektronai gali pereiti iš vieno atomo į kitą. Šiuo atveju atomai, kurie atiduoda elektronus, virsta teigiamaisiais jonais, o ato-mai, kurie prisijungia elektronus, virsta neigiamaisiais jonais ir susi-daro joniniai junginiai. Susidarant cheminiams ryšiams, išorinio energetinio lygmens elektronai gali ne pereiti iš vieno atomo į kitą, bet sudaryti elektronų poras, bendras susijungiantiems atomams. Šiuo atveju susidaro kovalentiniai molekuliniai arba nemolekuliniai (retesni atvejai) junginiai.

Visų cheminių elementų atomams būdinga ši savybė: susidarant junginiams jie stengiasi savo išoriniame energetiniame lygmenyje įgyti tokį elektronų skaičių, kokį turi arčiausiai jų periodinėje siste-moje esančios inertinės dujos. Todėl visų elementų, išskyrus tuos, kurie periodinėje lentelėje stovi arčiausiai He (H, Li, Be), atomai, susidarant cheminiams junginiams išoriniame energetiniame lygme-nyje, stengiasi įgyti 8 elektronus. Tų elementų atomai, kurie išori-niame energetiniame lygmenyje turi mažai elektronų, juos atiduoda, virsdami teigiamaisiais jonais. Tai būdinga metalams. Ypač lengvai atiduoda elektronus IA, IIA grupių metalai. Atomai, kurie išoriniame energetiniame lygmenyje turi arti aštuonių elektronų, juos prisijun-gia, virsdami neigiamaisiais jonais. Tai būdinga nemetalams. Ypač lengvai elektronus prisijungia VIIA grupės nemetalai.

Visa tai, kas buvo rašyta, rodo, kad, didėjant elementų atomų branduolių krūviams, kartu ir elemento eilės numeriui periodinėje lentelėje, periodiškai kartojasi elementai su vienodu elektronų skai-čiumi išoriniame energetiniame lygmenyje. Skirtinguose perioduose, tačiau toje pačioje grupėje esantys elementai turi vienodą elektronų

45

skaičių išoriniame energetiniame lygmenyje. Kiekvieno periodo pradžioje esantys elementai pasižymi metališkosiomis savybėmis, o esantys periodo gale arti inertinių dujų – nemetališkosiomis savy-bėmis.

Studijuojančius chemiją asmenis labiausiai turi dominti atomų išorinio energetinio lygmens elektronai, kadangi būtent šio lygmens elektronai dalyvauja susidarant cheminiams ryšiams (jungtims) ir lemia skaičių ryšių, kuriuos atomas sudaro su kitais atomais. Kaip anksčiau minėta, cheminio elemento atomo ryšių su kitais atomais skaičius yra vadinamas cheminio elemento valentingumu. Todėl atomo išorinio energetinio lygmens elektronai yra vadinami valenti-niais. Norint akivaizdžiau parodyti, kiek vieno ar kito elemento ato-mai turi elektronų išoriniame energetiniame lygmenyje, yra rašomos Liuiso formulės, kuriose šalia elemento simbolio taškais pažymimi išorinio lygmens, t. y. valentiniai, elektronai. Pavyzdžiui, natrio, ku-ris išoriniame energetiniame lygmenyje turi vieną elektroną, Luiso formulė Na•, magnio, turinčio išoriniame energetiniame lygmenyje du elektronus, Luiso formulė •Mg• ir t. t.

Cheminių elementų polinkį atiduoti ar prisijungti elektronus kie-kybiškai nusako jų savybės: jonizacijos potencialas ir jonizacijos energija, giminingumo elektronui energija ir elektrinis neigiamumas. Šios elementų savybės ir jų kitimas periodinėje cheminių elementų lentelėje yra išdėstytos 3.2.1–3.2.3 poskyriuose.

3.2.1. Jonizacijos potencialas ir jonizacijos energija

Jonizacijos potencialas yra potencialų skirtumas (voltais), ku-riam esant elektronas įgyja reikiamą jonizacijos energiją. Jonizacijos energija yra darbas, kurį reikia atlikti, norint iš atomo išplėšti vieną elektroną. Ši energija yra matuojama kJ/mol arba eV/atomui (1 eV = 96,5 kJ/mol). Jonizacijos energija yra elemento metališkųjų savybių matas. Kuo ji yra mažesnė, tuo elementas lengviau atiduoda elektro-nus ir tuo yra stipresnės jo metališkosios savybės.

Periode didėjant elemento eilės numeriui, didėja jo atomų joni-zacijos energija (taip pat ir jonizacijos potencialas). Didėjant joniza-cijos energijai, elementų atomai sunkiau praranda elektronus ir dėl to silpnėja elementų metališkosios savybės.

46

A grupėse, kiekvienoje konkrečioje grupėje, didėjant elemento eilės numeriui (iš viršaus į apačią), jonizacijos energija (ir jonizacijos potencialas) mažėja, todėl elementų aktyvumas didėja. Dėl šios prie-žasties, pavyzdžiui, Rb aktyvesnis nei Li.

B grupėse, atvirkščiai, grupėse didėjant eilės numeriui (iš vir-šaus į apačią), jonizacijos energija (ir jonizacijos potencialas) didėja, o mažėja – einant iš apačios į viršų. Tokį B grupių elementų savybių skirtingumą nuo A grupių elementų lemia jų elementų atomų elekt-roninės sandaros skirtumai.

3.2.2. Giminingumo elektronui energija

Giminingumo elektronui energija yra energija, kuri išsiskiria atomui prisijungiant elektroną ir jam virstant neigiamuoju jonu. Kuo atomas lengviau prisijungia elektroną, tuo didesnė yra jo giminingu-mo elektronui energija.

Periode didėjant elemento eilės numeriui, t. y. elementui artėjant prie inertinių dujų, giminingumo elektronui energija didėja. Didžiau-sia giminingmo elektronui energija yra halogenų, o iš jų – fluoro. Būtent fluoro atomas lengviausiai iš visų elmentų atomų prisijungia elektroną, virsdamas neigiamuoju jonu.

3.2.3. Elektrinis neigiamumas

Elektrinis neigiamumas yra realiatyvi atomo tendencija (savybė) pritraukti elektronus, jungiantis jam su kito elemento atomu. Elektri-nis neigiamumas yra nedimensinis dydis.

Kuo didesnis tarp savęs besijungiančių atomų elektrinių neigia-mumų skirtumas, tuo labiau išryškėja susidariusio ryšio poliškumas.

Periode elektrinis neigiamumas didėja iš kairės į dešinę. Akty-vūs metalai turi mažą elektrinį neigiamumą, o aktyvūs nemetalai – didelį elektrinį neigiamumą.

Iš dviejų atomų, sudarančių cheminį ryšį, elektrinių neigiamumų skirtumo galima spręsti apie ryšio pobūdį: kai elektrinių neigiamumų skirtumas ≥1,67, susidaro joninis ryšys; kai elektrinių neigiamumų skirtumas yra <1,67, susidaro kovalentinis ryšys.

47

1 pavyzdys

Na elektrinis neigiamumas 0,96, o Cl elektrinis neigiamumas 3,00. Šių elementų elektrinių neigiamumų skirtumas 2,04, todėl jiems jungiantis susidaro joninis ryšys. Dėl to NaCl yra joninis jun-ginys.

2 pavyzdys

H elektrinis neigiamumas 2,20, Cl elektrinis neigiamumas 3,00. Šių elementų elektrinių neigiamumų skirtumas 0,80. Todėl jiems jungiantis į HCl molekulę susidaro kovalentinis ryšys.

Todėl norint nustatyti, kokio tipo (joninis ar kovalentinis) ryšys susidarys tarp besijungiančių cheminių elementų atomų, yra labai svarbu žinoti cheminį ryšį sudarančų atomų elektrinių neigiamumų reikšmes.

48

4. CHEMINIAI RYŠIAI

4.1. Cheminiai ryšiai tarp atomų

Tarp atomų gali susidaryti šie cheminiai ryšiai: kovalentinis, jo-ninis, metališkasis.

3.2.3 poskyryje buvo paaiškinta, kad pagal besijungiančių che-minių elementų atomų elektrinių neigiamumų skirtumą galima spręs-ti apie ryšio, kuris susidaro tarp atomų, pobūdį. Šiame poskyryje bus trumpai aiškinamas cheminių ryšių tarp atomų susidarymas.

4.1.1. Kovalentinis ryšys

Kovalentinis ryšys yra būdingas visiems organiniams ir dauge-liui neorganinių junginių. Kovalentinis ryšys susidaro, kai besijun-giančių cheminių elementų atomų elektronai ne pereina iš vieno atomo į kitą, bet sudaro bendras elektronų poras. Bendra elektronų pora priklauso abiem susijungusiems atomams. Susijungus atomams kovalentiniu ryšiu, jų išoriniuose energijos lygmenyse susidaro po 8 elektronus, įskaitant bendros poros elektronus. Kaip minėta 3.2.3 poskyryje, šiuo ryšiu jungiasi atomai cheminių elementų, kurių elektrinių neigiamumų skirtumas yra mažesnis už 1,67.

Kovalentiniu ryšiu į molekules jungiasi to paties elemento ato-mai (pavyzdžiui, Cl atomai, susidarant Cl2 molekulei; N atomai, su-sidarant N2 molekulei), susidarant vieninėms medžiagoms, arba skir-tingų elementų atomai, susidarant sudėtinėms medžiagoms (pavyzdžiui, H ir O atomai, susidarant vandens (H2O) molekulei; C ir H atomai, susidarant metano (CH4) molekulei). Bendra elektronų pora, sudaranti kovalentinį ryšį, molekulės struktūrinėje formulėje yra žymima brūkšneliu.

Junginiai, kuriuose elementų atomai yra susijungę kovalentiniais ryšiais, yra vadinami kovalentiniais junginiais. Kovalentiniai jungi-niai dažniausiai yra molekulinės sandaros junginiai.

49

Kai kovalentinį ryšį sudaro to paties cheminio elemento atomai (jų elektrinių neigiamumų reikšmės yra tos pačios, jų skirtumas lygus nuliui) bendra elektronų pora būna vienodai traukiama abiejų besi-jungiančių elementų atomų, todėl elektronų pora vienodai priklauso abiem atomams. Toks ryšys yra vadinamos kovalentiniu nepoliniu. Kovalentinis nepolinis ryšys, kurį sudaro viena elektronų pora, yra viengubasis, kurį sudaro dvi elektronų poros – dvigubasis, kurį suda-ro trys elektronų poros – trigubasis. Pavyzdžiui, kovalentinis nepoli-nis viengubasis ryšys susidaro jungiantis dviem chloro atomams į Cl2 molekulę:

Chloro atomai, jungdamiesi į chloro molekulę, sudaro bendrą elektronų porą, kuri yra vienodai stipriai traukiama abiejų chloro atomų branduolių ir todėl vienodai priklauso abiem atomams. Susi-darant šiam ryšiui, abiejų chloro atomų išoriniai energijos lygmenys yra užpildomi – juose yra po 8 elektronus.

Deguonies atomai jungiasi į O2 molekulę susidarant dvigubajam ryšiui:

Azoto atomai jungiasi į molekulę trigubuoju ryšiu:

Pakeitę kiekvieną elektronų porą brūkšniu, užrašome atitinkamų

molekulių struktūrines formules:

Cl – Cl OO= .NN≡

Inertinių dujų molekulės yra vienatomės. Jas sudaro vienas ato-mas. Taip yra todėl, kad jų atomų išoriniuose energijos lygmenyse yra po 8 elektronus, t. y. išoriniai energijos lygmenys yra užpildyti ir nėra galimybės susidaryti bendroms elektronų poroms tarp atomų.

50

Kai bendra elektronų pora susidaro tarp skirtingų cheminių ele-mentų atomų, didesnį elektrinį neigiamumą turinčio elemento atomas labiau traukia elektronų porą ir ši labiau pasislenka jo pusėn. Toks ryšys yra vadinamas kovalentiniu poliniu. Kovalentiniai poliniai ry-šiai yra sudėtinėse medžiagose.

Kovalentinis polinis ryšys yra, pavyzdžiui, HCl molekulėje. Cl atomas (elektrinis neigiamumas 3,00) turi didesnį elektrinį neigia-mumą nei H atomas (elektrinis neigiamumas 2,20) ir traukia į savo pusę elektronų porą:

Du poliniai ryšiai yra, pavyzdžiui, H2O molekulėje. Deguonies atomas (elektrinis neigiamumas 3,37) turi didesnį elektrinį neigia-mumą nei vandenilio atomas (elektrinis neigiamumas 2,20) ir traukia elektronų porą į savo pusę.

Polinio ryšio poliškumo laipsnis apibūdinamas dipolio momentu, kuris yra lygus poliaus elektrinio krūvio e ir dipolio ilgio sandaugai:

μ = e · l C m (kulonmetrų);

čia: e – poliaus elektrinis krūvis (kulonais); l – dipolio ilgis (metrais).

Molekulės, turinčios vieną polinį kovalentinį ryšį, dipolio ilgis yra vektorius, nukreiptas nuo neigiamojo poliaus teigiamojo poliaus link. Molekulių, turinčių keletą polinių kovalentinių ryšių, dipolio ilgis yra vektorius, lygus visų vektorių gometrinei sumai.

Jeigu molekulėje ryšys (ryšiai) yra nepolinis (nepoliniai), mole-kulė yra nepolinė.

Jeigu molekulėje ryšiai yra poliniai, molekulė gali būti polinė ir nepolinė. Jei poliniai ryšiai išsidėstę simetriškai, molekulė nepolinė. Jeigu poliniai ryšiai išsidėstę nesimeriškai, molekulė polinė.

Kovalentinį ryšį turinčių junginių spektras yra labai platus. Jų savybių vienareikšmiškai nusakyti negalima. Kovalentiniams mole-kuliniams junginiams yra būdinga tai, kad jie turi žemą lydymosi temperatūrą, tai yra dažniausiai minkštos, skystos arba dujinės me-džiagos.

51

Kovalentinių nemolekulinių junginių savybės labai skiriasi nuo kovalentinių molekulinių junginių savybių. Vienas iš kovalentinių nemolekulinių junginių yra silicio(IV) oksidas. Jame nėra SiO2 mo-lekulių. Empirinė formulė SiO2. Jis sudarytas iš silicio (Si) ir deguo-nies atomų, susijungusių per bendras elektronų poras (kovalentinius ryšius) tarp atomų ir sudarančių erdvinę kristalinę struktūrą. Kitas tokių junginių yra deimantas. Deimantas sudarytas iš daugybės ang-lies atomų, susijungusių tarpusavyje bendromis elektronų poromis (kovalentiniais ryšiais) tarp atomų ir sudarančių erdvinę kristalinę struktūrą.

Erdvinės kristalinės struktūros kovalentiniai nemolekuliniai jun-giniai yra kietos, paprastai labai aukštos lydymosi temperatūros me-džiagos, dažniausiai nelaidžios elektros srovei.

Grafitas, kaip ir deimantas, yra kovalentinis nemolekulinis jun-ginys. Jį, kaip ir deimantą, sudaro kovalentiniais ryšiais susijungę anglies atomai, tačiau jie sudaro ne erdvinę struktūrą, bet yra išsidės-tę taip, kad sudaro plokštumų pavidalo kristalines struktūras. Šios plokštumos dėl mechaninio poveikio slysta viena kita. To-dėl grafitinę šerdelę turinčiu pieštuku galima rašyti. Grafitas yra lai-dus elektrai.

Kovalentiniai ryšiai apibūdinami jų energija, ilgiu ir valentiniais kampais.

Cheminio ryšio energija yra jo stiprumo matas. Cheminio ryšio energija yra reiškiama kJ/mol ir savo skaitine reikšme lygi energijos kiekiui, kurį reikia sunaudoti ryšiui suardyti. Pavyzdžiui, ryšio H−H energija yra lygi 436,2 kJ/mol. Tai reiškia, kad tiek energijos reikia sunaudoti ryšiui tarp vandenilio atomų H2 molekulėje suardyti.

Cheminio ryšio ilgis yra atstumas tarp dviejų besijungiančių atomų branduolių. Pavyzdžiui, ryšys tarp H ir Cl HCl molekulėje yra 1,28 Å ilgio. H atomo spindulys yra 0,53 Å, o Cl 1,81 Å. Atomo spindulys yra atstumas nuo atomo branduolio iki išorinio energijos lygmens elektronų didžiausio tankio vietos. Susidarant ryšiams tarp atomų dalyvauja atomų išorinio energijos lygmens, t. y. valentiniai, elektronai. Ryšio ilgis būna trumpesnis nei atomų spindulių suma. Tai rodo, kad, atomams jungiantis į molekulę, jų elektroniniai debe-sys iš dalies dengia vienas kitą.

Cheminių ryšių valentiniai kampai yra kampai tarp cheminių ry-šių krypčių (t.y. tarp tiesių, jungiančių ryšį sudariusius atomų bran-

52

duolius). Pavyzdžiui, vandens molekulėje kampas tarp dviejų tiesių, kurių kiekviena jungia deguonies atomą su vienu vandenilio atomu, 104,5°.

4.1.2. Joninis ryšys

Joninis ryšys susidaro jungiantis didelį elektrinių neigiamumų skirtumą (≥1,67) turintiems atomams. Tokio dydžio elektrinių nei-giamumų skirtumas yra tarp metalų ir nemetalų atomų, pavyzdžiui, tarp Na ir Cl atomų. Suartėjus šiems atomams, Na atomo išorinio sluoksnio elektronas pereina į chloro atomą, kadangi Cl atomas, tu-rintis didelį elektrinį neigiamumą (3,00), stipriai traukia Na (elektri-nis neigiamumas tik 0,96) išorinio sluoksnio elektroną

Natris (Na), atidavęs elektroną chlorui (Cl), virsta teigiamuoju jonu Na+, o Cl, prisijungęs elektroną, virsta neigiamuoju jonu Cl−. Įvykus šiam procesui, abiejų šių besijungiančių atomų išoriniuose elektronų sluoksniuose būna po 8 elektronus – Na atomas įgyja ar-čiausiai jo periodinėje lentelėje esančių inertinių dujų Ne (neono), o Cl – Ar (argono) elektroninę sandarą.

Susidarę Na+ ir Cl− jonai, turintys skirtingus kūvius, vienas kitą traukia.

Taigi cheminis ryšys, susidaręs veikiant priešingų krūvių jonų elektrostatinėms traukos jėgoms, vadinamas joniniu ryšiu. Junginiai, kuriuose elementų atomai yra sujungti joniniu ryšiu, vadinami joni-niais junginiais. Joninis ryšys yra bekryptis ir neįsotintas. Joniniai junginiai molekulių nesudaro. Sąveikaudami priešingo krūvio jonai (natrio ir chloro jonai) išsidėsto erdvėje tam tikra tvarka: kiekvieną natrio joną supa šeši chloro jonai, kiekvieną chloro joną – šeši natrio jonai. Susidaro kubo pavidalo joninio junginio kristalas. Formulė NaCl vadinama empirine. Empirinė formulė rodo junginį sudarančių elementų molinį santykį. Taigi nemolekulinės sandaros (joninėms) medžiagoms galime rašyti tik empirines formules.

Tikslesnė natrio chlorido formulė būtų Na+Cl−, tačiau tokia for-mulė yra nepatogi. Dėl to ši medžiaga žymima NaCl.

53

Kiti joninių junginių pavyzdžiai: KCl, ZnCl2, NaF ir kt. Taigi vienas iš joninių junginių susidarymo atvejų yra šių jungi-

nių susidarymas jungiantis metalams su nemetalais. Metalų atomai, atidavę išorinio sluoksnio elektronus, įgyja tokį patį elektroninį ap-valkalą, kaip arčiausiai jų periodinėje lentelėje esančios inertinės du-jos, ir virsta teigiamaisiais jonais. Teigiamųjų jonų krūvių dydis yra lygus atiduotų elektronų skaičiui. Nemetalų atomai, prisijungę meta-lų atiduotuos elektronus, virsta neigiamaisiais jonais. Neigiamųjų jonų krūvis yra lygus prijungtųjų elektronų skaičiui. Kadangi visus elektronus, kuriuos atiduoda metalų atomai, prisijungia nemetalų atomai, teigiamųjų jonų krūvių algebrinė suma joniniuose junginiuo-se yra lygi neigiamųjų jonų krūvių algebrinei sumai.

Joninis ryšys susidaro ir tarp metalo teigiamųjų jonų bei deguo-ninių rūgščių liekanos. Šiuo atveju gaunamos deguoninių rūgščių druskos, pavyzdžiui, Na2SO4, K3PO4. Joninis ryšys susidaro ir tarp metalo teigiamųjų jonų bei neigiamųjų hidroksido jonų. Šiuo atve-ju gaunami joniniai junginiai, vadinami bazėmis, pavyzdžiui, NaOH, Fe(OH)3.

Druskose ir bazėse teigiamasis jonas gali būti ne tiktai metalo jonas, bet ir amonio jonas NH4

+. Ir šiuo atveju druskos ir bazės yra joniniai junginiai.

Joninis ryšys yra susidaręs ir IA bei IIA grupės metalų oksiduo-se tarp metalo teigiamųjų ir deguonies neigiamųjų jonų, pavyzdžiui, MgO, Na2O, CaO. Taigi IA ir IIA grupių metalų oksidai yra joniniai junginiai. Kitų grupių metalų oksidų sandara tik panaši į joninių jun-ginių sandarą.

Joniniams junginiams yra būdingos šios savybės: jie yra kristali-nės kietosios medžiagos, turi aukštą lydymosi temperatūrą, išlydytos arba ištirpintos (rūgštys, bazės ir druskos) vandenyje yra laidžios elektros srovei.

4.1.3. Metališkasis ryšys

Metališkasis ryšys yra delokalizuotas valentinių elektronų debe-sis, jungiantis metalo jonus metalų kristaluose. Šis ryšys susidaro metaluose ir yra būdingas tik metalams.

54

4.2. Cheminiai ryšiai tarp molekulių

4.2.1. Vandenilinis ryšys

Vandenilinis ryšys yra ryšys, susidaręs tarp vandenilio atomo vienoje molekulėje ir didelį elektrinį neigiamumą turinčio elemento atomo kitoje molekulėje. Pavyzdžiui, vandenilinis ryšys susidaro tarp HF molekulių (tarp vandenilio atomo vienoje HF molekulėje ir F atomo kitoje HF molekulėje), tarp H2O molekulių (tarp vandenilio atomo vienoje H2O molekulėje ir O atomo kitoje H2O molekulėje).

Vandenilinio ryšio tarp molekulių susidarymas lemia molekulių agregavimąsi į stambesnius nei pavienės molekulės agregatus. Dėl to medžiaga įgyja savybių, kurios yra būdingos didesnės molinės ma-sės, nei yra faktinė šios medžiagos molinė masė, medžiagoms. Dėl vandens molekulių agregatų susidarymo vanduo verda gerokai aukš-tesnėje temperatūroje, nei turėtų virti pagal tai, kokia yra jo molinė masė. Vandeniui stingstant (užšąlant) jo tūris didėja. Tai irgi paaiški-nama vandenilinio ryšio tarp vandens molekulių susidarymu: nukri-tus vandens temperatūrai iki 0 oC, vandens molekulių judėjimas labai sulėtėja ir pakanka vandenilinio ryšio tarp molekulių stiprumo van-dens molekulių erdviniams agregatams susidaryti. Susidarius van-dens molekulių erdviniams agregatams, padidėja vandens tūris.

4.2.2. Ryšiai dėl Van der Valso traukos jėgų

Kitas ryšių, susidarančių tarp molekulių, tipas – ryšiai, susidarę dėl Van der Valso traukos jėgų tarp molekulių. Šie tarp molekulių susidarantys ryšiai yra būdingi kovalentinims molekuliniams jungi-niams.

Van der Valso traukos jėgos yra labai silpnos. Jos 2–10 kartų silpnesnės už kovalentinį ryšį, tačiau pakankamai stiprios, kad galėtų turėti įtakos medžiagų savybėms.

Van der Valso traukos jėgos būna dipolinės, indukcinės ir dis-persinės.

Dipolinės traukos jėgos atsiranda tarp polinių molekulių. Polinės molekulės, veikdamos viena kitą, orientuojasi ir susijungia priešingų krūvių galais. Taip susijungia dvi ir daugiau molekulių. Kuo poliš-kesnės molekulės, tuo stipresnės dipolinės traukos jėgos. Dipolinės

55

traukos jėgos pasireiškia ir tarp vandens molekulių. Keliant tempera-tūrą dipolinės traukos jėgos silpnėja. Taip yra todėl, kad kylant tem-peratūrai silpnėja polinių molekulių orientacija viena kitos atžvilgiu, tarpmolekulinė sąveika silpnėja.

Indukcinės traukos jėgos atsiranda mišinyje medžiagų, kurių vienos molekulės yra polinės, o kitos nepolinės. Dėl polinių moleku-lių veikimo nepolinės molekulės yra poliarizuojamos, jos tampa lai-kinaisiais dipoliais ir tada tarp polinių molekulių ir laikinaisiais dipo-liais tapusių molekulių pasireiškia traukos jėgos.

Dispersinės traukos jėgos yra labiausiai paplitusios. Jos pasireiš-kia tarp nepolinių molekulių, tokių kaip H2, Cl2, CH4 ir kt. Šių jėgų atsiradimas aiškinamas taip: elektronų, skriejančių aplink atomo branduolį, debesies tankis nuolat kinta, be to, švytuoja ir atomo branduolys, todėl atstumas tarp teigiamųjų ir neigiamųjų krūvių cent-rų atome nuolat kinta. Tam tikrą labai trumpą laiką atstumas tarp šių krūvių centrų esti didžiausias, ir atomai virsta laikinaisiais dipoliais. Tarp atskirose molekulėse esančių laikinaisiais dipoliais virtusių atomų atsiranda dispersinės traukos jėgos. Šios jėgos nuo temperatū-ros nepriklauso. Jos tuo stipresnės, kuo atomuose yra daugiau elekt-ronų.

Vienoje medžiagoje gali veikti arba vienos rūšies van der Valso traukos jėgos, arba visos. Pavyzdžiui, inertinėms dujoms yra būdin-gos tik dispersinės traukos jėgos, o tarp H2O, NH3, HCl molekulių kartu veikia visų trijų rūšių van der Valso traukos jėgos. Temperatūra daugiausia įtakos turi dipolinėms van der Valso traukos jėgoms.

56

5. OKSIDACIJOS LAIPSNIS. CHEMINIŲ JUNGINIŲ FORMULIŲ SUDARYMAS IR PAVADINIMŲ NUSTATYMAS

5.1. Oksidacijos laipsnis

Atomams jungiantis vienas su kitu keičiasi jų išorinių elektroni-nių sluoksnių sandara.

Kai vienas iš besijungiančių atomų elektronus prisijungia, o ki-tas juos atiduoda (susidaro joninis ryšys) arba kai vienas atomas elektronus prisitraukia, o nuo kito jie nutolsta (susidaro kovalentinis polinis ryšys), besijungiantieji atomai įgyja tam tikrą krūvį, kuris vadinamas oksidacijos laipsniu.

Kai atomai, sudarydami ryšius, vienas kitam atiduoda elektronus ir virsta vienas teigiamuoju, kitas neigiamuoju jonu, oksidacijos laipsniai yra jonizuotų atomų (jonų) krūviai. Kai sudarydami ryšius atomai elektronų vienas kitam neatiduoda, bet tiktai sudaro bendras elektronų poras, kurios yra pasislinkusios kurio nors atomo pusėn, oksidacijos laipsniai yra vadinamieji sąlyginiai krūviai, kuriuos ato-mai įgijo elektronams pasislinkus.

Oksidacijos laipsnis savo skaitine reikšme yra lygus elektronų skaičiui, kurį tam tikrame junginyje elemento atomas yra prisijungęs (ar prisitraukęs) arba atidavęs (ar nuo atomo nutolęs). Jeigu elemento atomas elektronus yra atidavęs (ar elektronai nuo atomo nutolę), jo oksidacijos laipsnis teigiamas, jei atomas elektronus yra prisijungęs (prisitraukęs), jo oksidacijos laipsnis neigiamas.

Elementai, kurių atomai linkę atiduoti elektronus (turi mažą elektrinį neigiamumą ir aiškiai išreikštas metališkąsias savybes, t. y. IA, IIA grupių elementai), junginiuose visada turi teigiamą oksidaci-jos laipsnį. Elementai, kurių atomai linkę prisijungti elektronus (turi didelį elektrinį neigiamumą ir pasižymi nemetališkosiomis savybė-mis, t. y. VIIA grupės elementai), joniniuose junginiuose turi nei-giamą oksidacijos laipsnį. B grupių elementų (išskyrus Zn ir Cd iš II B grupės), oksidacijos laipsnis yra kintamas.

57

Susidarant nepoliniams kovalentiniams ryšiams (jie susidaro vieninėse medžiagose) bendros elektronų poros nepasislenka nė prie vieno iš besijungiančių atomų, atomai neįgyja krūvio. Todėl vieninė-se medžiagose, kuriose kovalentiniu ryšiu yra susijungę to paties elemento atomai, pavyzdžiui, O2, Cl2, N2, elementų atomų oksidaci-jos laipsniai yra lygūs nuliui. Vieninių vienatomių medžiagų (pavyz-džiui, He, Ar), laisvųjų metalų (pavyzdžiui, Fe, Zn) elementų atomų oksidacijos laipsniai taip pat yra lygūs nuliui.

Oksidacijos laipsniai, nurodant juos atskirų elementų atveju, taip pat ir junginiuose, rašomi virš elemento simbolio. Oksidacijos laips-nio žymėjimas skiriasi nuo jono krūvio žymėjimo. Pavyzdžiui, van-

denilio oksidacijos laipsnis žymimas ,H1+

o vandenilio jono krūvis

žymimas ;H+ magnio oksidacijos laipsnis žymimas ,Mg

2+

o magnio

jono krūvis žymimas .Mg2+

Skaičiuojant cheminių elementų oksidacijos laipsnius junginiuo-se, reikia vadovautis šiomis taisyklėmis:

� vandenilio oksidacijos laipsnis junginiuose yra +1. Išimtį sudaro metalų hidridai (pvz., NaH, KH, CaH2), kuriuose vandenilio oksidacijos laipsnis yra lygus −1;

� deguonies oksidacijos laipsnis junginiuose yra −2. Išimtį su-daro peroksidai (pvz., H2O2, Na2O2, BaO2), kuriuose deguo-nies oksidacijos laipsnis yra −1, taip pat ir deguonies fluori-das (OF2), kuriame deguonies oksidacijos laipsnis yra +2;

� junginiuose pastovų (be jokių išimčių) oksidacijos laipsnį tu-ri IA grupės metalai Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (jų oksidacijos laipsnis +1), IIA grupės metalai (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra), jų oksidacijos laipsnis +2, taip pat ir Zn bei Cd iš IIB grupės, kurių oksidacijos laipsnis taip pat +2, aliuminis iš IIIA grupės (jo oksidacijos laipsnis yra +3). Kitų elementų oksidacijos laipsnis yra kintamas;

� halogeniduose halogenų (VIIA grupė) oksidacijos laipsniai lygūs –1. Pavyzdžiui, junginyje CaCl2 Cl oksidacijos laips-nis –1;

� jonų oksidacijos laipsniai yra lygūs jų krūviams. Pavyzdžiui, Ca2+ jono oksidacijos laipsnis +2, S2– jono oksidacijos laips-nis –2;

58

� vieninių medžiagų (Fe, Cu, Ar, He, Cl2, N2, O2 ir kt.) ele-mentų atomų oksidacijos laipsniai yra lygūs nuliui.

Junginių cheminės formulės yra sudaromos, vadovaujantis che-minių elementų atomų oksidacijos laipsniais ir šia taisykle: kiekvie-name cheminiame junginyje visų atomų teigiamų ir neigiamų oksi-dacijos laipsnių algebrinė suma yra lygi nuliui.

5.2. Joninių junginių cheminių formulių sudarymas ir pavadinimų nustatymas

Prieš pradedant aiškinti, kaip sudaryti vienų iš joninių junginių – druskų (šiame poskyryje taip pat bus aiškinamas dar ir bazių) formu-les ir nustatyti pavadinimą, pirma bus paaiškinta, kaip nustatyti rūgš-čių (kurios, kaip nurodyta 2.2 poskyryje, paprastai yra molekuliniai kovalentinio ryšio junginiai, disocijuojantys į vandenilio katijonus ir rūgšties liekanos anijonus) jonų, susidariusių joms disocijuojant, pa-vadinimą ir sudaryti rūgščių formules. Taip daroma dėl to, kad, kaip nurodyta 2.2 poskyryje, druskos yra joniniai junginiai, sudaryti iš metalų arba amonio katijonų ir rūgšties liekanos anijonų. Taigi, prieš pradedant nagrinėti druskas, reikia pakalbėti apie rūgštis.

Rūgštys disocijuoja į vandenilio katijonus ir rūgšties liekanos anijonus. Jos būna deguoninės ir bedeguonės. Bedeguonių rūgščių anijonai yra nesudėtiniai, o deguoninių – sudėtiniai.

Rūgščių cheminės formulės sudaromos, žinant, kad, kaip ir joni-niuose junginiuose, taip ir disocijuojant rūgštims, susidariusių jonų krūviai yra lygūs jų oksidacijos laipsniams, o junginyje oksidacijos laipsnių algebrinė suma yra lygi nuliui. Vandenilio oksidacijos laips-nis rūgštyse visada yra lygus +1, o rūgštims disocijuojant susidaro vandenilio jonas, turintis vieną teigiamąjį krūvį (H+). Todėl, norint teisingai užrašyti rūgšties cheminę formulę, belieka tiktai mokėti tei-singai užrašyti rūgšties liekaną (anijoną, susidarantį disocijuojant rugščiai) ir žinoti rūgšties liekanos oksidacijos laipsnį (jono krūvį).

Bedeguonių rūgščių liekanas dažniausiai sudaro VIIA grupės elementai ir siera iš VIA grupės, o deguoninių rūgščių liekanas – atomų grupės, susidariusios azotui, sierai, fosforui, angliai susijungus kovalentiniais ryšiais su deguonies atomais.

59

Dažniausiai pasitaikančios bedeguonių rūgščių liekanos (t. y.

nesudėtiniai anijonai, susidarę disocijuojant rūgštims): F–, ,Cl− ,Br

−

,I− .S

2− Dažniausiai pasitaikančios deguoninių rūgščių liekanos

(t. y. sudėtiniai anijonai, susidarę disocijuojant rūgštims): ,NO3

−

,NO2

−

,SO2

4

− ,SO2

3

−

,CO2

3

− ,PO3

4

− .COOCH3

−

Vadovaujantis rūgštį sudarančio vandenilio ir rūgšties liekanos oksidacijos laipsniais (kurie yra lygūs jonų, susidariusių joms disoci-juojant, krūviams), galima rašyti rūgščių chemines formules. Kadan-gi vandenilio oksidacijos laipsnis rūgštyse +1, vandenilio atomų skaičius rūgšties cheminėje formulėje bus lygus rūgšties liekanos oksidacijos laipsnio skaitinei reikšmei. Taigi dažniausiai pasitaikan-čių bedeguonių ir deguoninių rūgščių cheminės formulės bus rašo-mos taip:

� bedeguonių rūgščių: HF, HCl, HBr, HI, H2S; � deguoninių rūgščių: HNO3, HNO2, H2SO4, H2SO3, H2CO3,

H3PO4, HCH3COO (arba dažniausiai rašoma CH3COOH, t. y. katijoną rašant po anijono).

Nesisteminiai rūgščių pavadinimai sudaromi remiantis anijono pavadinimu.

Neigiamųjų nesudėtinių jonų (bedeguonių rūgščių anijonų) pa-vadinimai sudaromi, prie joną sudarančio elemento pavadinimo pri-

dėjus priesagą -id- + jonas ( −

Cl – chlorido jonas, −

I – jodido jonas). Neigiamųjų sudėtinių jonų (deguoninių rūgščių anijonų) pavadi-

nimai sudaromi, prie joną sudarančio elemento pavadinimo pridėjus priesagą: -at- + jonas, jeigu anijoną sudarantis elementas yra aukš-

čiausio oksidacijos laipsnio ( −2

4SO – sulfato jonas; −2

3CO – karbona-

to jonas; −

3NO – nitrato jonas), ir -it- + jonas, jeigu anijoną sudarantis

elementas yra žemesnio oksidacijos laipsnio ( −2

3SO – sulfito jonas;

−

2NO – nitrito jonas).

Vadovaujantis tuo, kas čia pasakyta, minėtų rūgščių nesistemi-niai pavadinimai yra atitinkamai tokie:

� bedeguonių rūgščių: HF – vandenilio fluoridas, HCl – van-denilio chloridas, HBr – vandenilio bromidas, HI – vandeni-lio jodidas, H2S – vandenilio sulfidas;

60

� deguoninių rūgščių: HNO3 – nitrato rūgštis, HNO2 – nitrito rūgštis, H2SO4 – sulfato rūgštis, H2SO3 – sulfito rūgštis, H2CO3 – karbonato rūgštis, H3PO4 – ortofosfato rūgštis, HCH3COO – acetato rūgštis.

Kai kurios iš čia pateiktų rūgščių turi dar ir kitus labai plačiai vartojamus pavadinimus: HCl – druskos rūgštis, HNO3 – azoto rūgš-tis, H2SO4 – sieros rūgštis, H2CO3 – anglies rūgštis, H3PO4 – fosforo rūgštis, CH3COOH – acto rūgštis.

Sisteminiai (IUPAC*) rūgščių pavadinimai yra sudėtingi. Pavyz-džiui, karbonato rūgšties (anglies rūgšties) sisteminis pavadinimas divandenilio trioksokarbonatas; nitrato rūgšties (azoto rūgšties) – vandenilio trioksonitratas; sulfato rugšties (sieros rūgšties) – divan-denilio tetraoksosulfatas.

Kaip sudaromas druskų cheminės formulės, galima paaiškinti šiuo pavyzdžiu. Sakysime, reikia nustatyti, kaip užrašyti druskos, sudarytos iš kalcio katijono Ca2+ ir chlorido anijono Cl–, cheminę formulę. Pirmiausia užrašomi junginį sudarančių elementų simboliai, jonų krūviai ir oksidacijos laipsniai:

� simboliai Ca Cl, � jonų krūviai 2+ 1–, � oksidacijos laipsniai +2 –1. Matyti, kad, norint jog junginyje teigiamųjų krūvių skaičius būtų

lygus neigiamųjų krūvių skaičiui (taigi ir teigiamų oksidacijos laips-nių algebrinė suma būtų lygi neigiamų oksidacijos laipsnių algebrinei sumai), vienam kalcio jonui turi tekti 2 chlorido jonai. Taigi šio jun-ginio cheminė formulė turėtų būti Ca1Cl2. Kadangi skaičius 1 yra nerašomas, formulė bus tokia: CaCl2. Taip užrašyta junginio formulė neprieštarauja taisyklei: junginyje visų atomų oksidacijos laipsnių algebrinė suma lygi nuliui.

Druskų, kurių sudėtyje yra sudėtiniai anijonai, cheminės formu-lės sudaromos, vadovaujantis tuo pačiu principu, kaip ir druskų, ku-

*

IUPAC – Teorinės ir taikomosios chemijos sąjunga.

Chemijos literatūroje dabar reikalaujama vartoti cheminių junginių pavadi-

nimus, sudarytus pagal IUPAC patvirtintas taisykles. Tos taisyklės sudaro

vadinamąją sisteminę nomenklatūrą, kuri skirstoma į neorganinių ir organi-

nių junginių nomenklatūrą.

61

rių sudėtyje yra nesudėtiniai anijonai. Pavyzdžiui, junginio, kuris

sudarytas iš vario katijonų +2Cu ir sulfato anijonų.

,SO2

4

− formulė yra CuSO4, kadangi taip užrašius formulę tei-

giamųjų krūvių skaičius lygus neigiamųjų krūvių skaičiui (teigiamų oksidacijos laipsnių suma yra lygi neigiamų oksidacijos laipsnių su-

mai). Junginio, kuris sudarytas iš vario katijonų +2Cu ir nitrato anijo-

nų ,NO3

− formulė bus Cu(NO3)2.

Druskų pavadinimai sudaromi prie metalo katijono pavadinimo pridedant rūgšties liekanos (anijono) pavadinimą. Pavyzdžiui, CaCl2

yra bedeguonės rūgšties druska, sudaryta iš kalcio katijono ir chlori-do anijono. Šios druskos pavadinimas – kalcio chloridas. CaSO4 yra deguoninės rūgšties druska. Jos sudėtinį anijoną sudarantis elementas siera yra aukščiausio oksidacijos laipsnio. Šios druskos pavadini-mas – kalcio sulfatas. Na2SO3 yra deguoninės rūgšties druska. Jos sudėtinį anijoną sudarantis elementas siera yra žemesnio oksidacijos laipsnio. Šios druskos pavadinimas – natrio sulfitas. NaNO3 yra de-guoninės rūgšties druska. Jos sudėtinį anijoną sudarantis elementas azotas yra aukščiausio oksidacijos laipsnio. Šios druskos pavadini-mas – natrio nitratas. NaNO2 yra deguoninės rūgšties druska. Jos su-dėtinį anijoną sudarantis elementas azotas yra žemesnio oksidacijos laipsnio. Šios druskos pavadinimas – natrio nitritas.

Druskų, sudarytų iš amonio jonų )NH(4

+ ir rūgšties liekanos,

formulės sudaromos ir pavadinimai nustatomi analogiškai kaip ir druskų, kuriose yra metalų katijonų, tiktai šiuo atveju rašomas ne metalo, bet amonio jono pavadinimas. Pavyzdžiui, NH4Cl – amonio chloridas, (NH4)2SO4 – amonio sulfatas.

Kai kurie pereinamieji metalai (pavyzdžiui, geležis, manganas, chromas ir kt.) turi kintamą oksidacijos laipsnį ir sudaro kelių rūšių junginius. Geležies oksidacijos laipsnis junginiuose būna +2 ir +3; mangano +2, +3, +4, +7; chromo +2, +3, +6; tais atvejais rašant si-steminius junginių pavadinimus greta kintamą oksidacijos laipsnį turinčio elemento pavadinimo romėniškais skaitmenimis rašomas jo oksidacijos laipsnis. Todėl geležies chloridų, kurių formulės FeCl2 ir FeCl3, pavadinimai bus atitinkamai geležies(II) chloridas ir geležies (III)chloridas.

62

Hidroksidų (bazių), kurios, kaip nurodyta 2.2 poskyryje, yra jo-niniai junginiai, sudaryti iš metalo arba amonio katijonų ir rūgšties liekanos anijonų, cheminės formulės sudaromos tokiu pačiu principu,

kaip ir druskų. Pavyzdžiui, bazės, sudarytos iš +2Ca ir OH− jonų,

cheminė formulė Ca(OH)2; bazės, sudarytos iš +

4NH ir OH− jonų,

cheminė formulė NH4OH; bazės, sudarytos iš Fe3+ ir OH− jonų, cheminė formulė Fe(OH)3.

Bazių pavadinimai sudaromi, prie metalo arba amonio pavadi-nimo pridedant hidroksidas, todėl Ca(OH)2 pavadinimas – kalcio hid-roksidas, NH4OH pavadinimas – amonio hidroksidas. Rašant siste-minius pavadinimus hidroksidų metalų, turinčių kintamą oksidacijos laipsnį, greta kintamą oksidacijos laipsnį turinčio elemento pavadi-nimo romėniškais skaitmenimis rašomas jo oksidacijos laipsnis. To-dėl Fe(OH)3 – geležies(III) hidroksidas, Fe(OH)2 – geležies(II) hid-roksidas.

Stipriosios bazės yra vadinamos šarmais. Šarmai yra IA grupės ir kai kurių IIA grupės metalų hidroksidai. Pavyzdžiui, NaOH – nat-rio šarmas; KOH – kalio šarmas.

5.3. Kovalentinių junginių cheminių formulių sudarymas

ir pavadinimų nustatymas

Šiame poskyryje daug dėmesio yra skiriama kovalentinių jungi-nių – nemetalų oksidų, kuriuose nemetalų atomai yra susijungę su deguonimi poliniais kovalentiniais ryšiais, cheminių formulių suda-rymui ir pavadinimų nustatymui. Skyriaus pabaigoje aptarta, kaip nustatyti joninių ir panašių į joninius junginių – metalų oksidų – for-mules ir nustatyti jų pavadinimus, kadangi metalų oksidų formulės sudaromos ir pavadinimai nustatomi analogiškai kaip ir šiame sky-riuje nagrinėjamų kovalentinių junginių – nemetalų oksidų. Čia rei-kėtų pažymėti, kad oksidai – metalų arba nemetalų sąveikos su de-guonimi produktai – tai junginiai, sudaryti iš dviejų cheminių elementų, kurių vienas yra deguonis, pavyzdžiui, metalų oksidai – CaO, K2O, Na2O; nemetalų oksidai – SO2, NO, N2O5.

Jau buvo minėta, kad, susidarant kovalentiniam poliniam ryšiui, vieno ryšį sudarančio elemento atomas prisitraukia bendrą elektronų

63

porą, o nuo kito ryšį sudarančio elemento atomo bendra elektronų pora nutolsta. Didesnio elektrinio neigiamumo atomai, kurių link pasislenka besijungiančių atomų bendros elektronų poros, įgyja dali-nį (sąlyginį) neigiamąjį krūvį, o tie, nuo kurių elektronų poros nutols-ta, įgyja dalinį (sąlyginį) teigiamąjį krūvį. Kovalentinį polinį ryšį sudaro skirtingų elementų atomai. Apskaičiuojant oksidacijos laips-nius atomų, susijungusių kovalentiniu poliniu ryšiu, daroma prielai-da, kad bendros elektronų poros yra visiškai perėjusios didesnį elekt-rinį neigiamumą turinčių atomų pusėn. Šiuo atveju oksidacijos laipsniu, kaip jau buvo nurodyta, yra vadinamas sąlyginis krūvis, kurį įgyja elemento atomas dėl elektronų pasislinkimo.

Kovalentinių, turinčių kovalentinius polinius ryšius, junginių cheminės formulės, kaip ir anksčiau nagrinėtų joninių junginių for-mulės, sudaromos vadovaujantis tuo, kad junginiuose teigiamų ir neigiamų oksidacijos laipsnių algebrinė suma yra lygi nuliui.

Pavyzdžiui, kovalentinio junginio metano, kurį sudaro poliniais kovalentiniais ryšiais susijungę anglies (oksidacijos laipsnis –4) ir vandenilio (oksidacijos laipsnis +1) atomai, cheminė formulė tokia:

4

C

−

.H

1

4

+

Didelę kovalentinių junginių grupę sudaro nemetalų oksidai. Nemetalų oksidų pavadinimai yra sudaromi, prie oksidą suda-

rančio elemento pavadinimo pridedant žodį oksidas. Kai oksidą su-darantis elementas turi kintamą oksidacijos laipsnį, rašant oksido sisteminį pavadinimą greta elemento pavadinimo romėniškais skait-menimis nurodomas jo oksidacijos laipsnis. Pavyzdžiui, kintamą ok-sidacijos laipsnį turinčios sieros oksido, kuriame sieros oksidacijos laipsnis yra +6, sisteminis pavadinimas – sieros(VI) oksidas.

Oksiduose deguonies oksidacijos laipsnis yra –2. Taigi, žinant oksidą sudariusio cheminio elemento oksidacijos laipsnį, užrašyti oksido formulę yra labai lengva.

Sieros(VI) oksido formulė, žinant, kad šiame okside sieros (S) oksidacijos laipsnis +6 ir deguonies (O) oksidacijos laipsnis –2, galėtų būti užrašyta S2O6. Indeksus padalijus iš 2 (supaprasti-nus), gaunama sieros(VI) oksido formulė SO3.

64

Sieros oksido, kuriame sieros (S) oksidacijos laipsnis +4, de-guonies (O) oksidacijos laipsnis –2 (sisteminis pavadinimas sie-ros(IV) oksidas), formulė SO2.

SO3 ir SO2 nesisteminiai pavadinimai yra atitinkamai sieros trioksidas ir sieros dioksidas.

Azotas su deguonimi gali sudaryti net 5 oksidus, kuriuose azoto oksidacijos laipsnis gali būti +1; +2; +3; +4; +5. Vadovaujantis anks-čiau išdėstytais samprotavimais, kiekvieno iš azoto oksidų, kuriuose azoto oksidacijos laipsnis yra atitinkamai +1; +2; +3; +4; +5, chemi-nes formules, kartu nurodant azoto oksidacijos laipsnius, reikia rašyti taip:

2

2

1

ON

−+

22

ON

−+

2

32

3

ON

−+

2

2

4

ON

−+

.ON

2

52

5 −+

Šių azoto oksidų sisteminiai ir nesisteminiai pavadinimai yra ati-tinkamai:

� N2O – azoto(I) oksidas; diazoto monoksidas. � NO – azoto(II) oksidas; azoto monoksidas. � N2O3 – azoto(III) oksidas; diazoto trioksidas. � NO2 – azoto(IV) oksidas; azoto dioksidas. � N2O5 – azoto(V) oksidas; diazoto pentoksidas. Metalų oksidų, kurie yra joniniai junginiai, jeigu juos sudaro

IA ir IIA grupių metalai, ir panašūs į joninius junginius, jeigu juos sudaro kitų grupių metalai, cheminės formulės sudaromos ir pavadi-nimai nustatomi analogiškai kaip ir nemetalų oksidų, kurie, kaip anksčiau nurodyta, yra kovalentiniai junginiai.

Metalo oksido pavadinimas sudaromas prie metalo pavadinimo pridedant žodį oksidas. Kai oksidą sudarantis metalas turi kintamą oksidacijos laipsnį, rašant sisteminį pavadinimą, greta metalo pava-dinimo romėniškais skaitmenimis rašomas jo oksidacijos laipsnis.

Pavyzdžiui, pastovų oksidacijos laipsnį +2 turinčio metalo Ca oksido formulė CaO, o jo pavadinimas yra kalcio oksidas; pastovų oksidacijos laipsnį +1 turinčio metalo Na oksido formulė Na2O, o jo pavadinimas yra natrio oksidas. Kintamą oksidacijos laipsnį +2 ir +3 turinčio metalo Fe oksidas yra ne vienas. Geležies oksido, kurio Fe oksidacijos laipsnis +2, cheminė formulė FeO, sisteminis pavadini-mas – geležies(II) oksidas. Geležies oksido, kurio Fe oksidacijos laipsnis +3, cheminė formulė Fe2O3, sisteminis pavadinimas yra geležies(III) oksidas.

65

5.4. Oksidacijos laipsnių nustatymas junginiuose

Apskaičiuoti cheminių elementų oksidacijos laipsnius bet ko-kiame junginyje, kurio yra užrašyta formulė, labai lengva, vadovau-jantis 5.1 poskyryje pateiktomis taisyklėmis, kurių reikia laikytis skaičiuojant cheminių elementų atomų oksidacijos laipsnius jungi-niuose ir žinant, kad junginyje visų atomų oksidacijos laipsnių algeb-rinė suma lygi nuliui.

Visada galima apskaičiuoti dvinarių junginių vieno elemento ok-sidacijos laipsnį, jeigu yra žinomas kito elemento oksidacijos laips-nis. Pavyzdžiui, TiCl4 junginyje chloro oksidacijos laipsnis yra –1. Ti oksidacijos laipsnis pažymimas x ir, vadovaujantis tuo, kad junginyje visų atomų oksidacijos laipsnių algebrinė suma yra lygi nuliui, užra-šoma lygtis su vienu nežinomuoju ir apskaičiuojamas x (Ti oksidaci-jos laipsnis):

x + (–1) · 4 = 0,

x = +4.

Šio junginio cheminė formulė, pažymint joje elementų oksidaci-jos laipsnius, rašoma taip:

.ClTi 4

14 −+

Trinariuose junginiuose nežinomas oksidacijos laipsnis skaičiuo-jamas tokiu pačiu principu kaip ir dvinariuose junginiuose. Tai paro-dyta toliau pateiktuose pavyzdžiuose.

1 pavyzdys

Junginyje KMnO4 žinomas K (tai IA grupės elementas) oksida-cijos laipsnis (+1) ir deguonies oksidacijos laipsnis (–2). Nežinomas Mn oksidacijos laipsnis pažymimas x. Sudaroma lygtis su vienu ne-žinomuoju ir apskaičiuojama x reikšmė:

(+1) + x + (–2) · 4 = 0,

x = +8 – 1 = +7.

Skaičiavimai parodė, kad junginyje KMnO4 Mn oksidacijos laipsnis yra +7. Šio junginio cheminė formulė, kurioje nurodyti ele-mentų oksidacijos laipsniai, rašoma taip:

66

1

K

+ 7

Mn

+

.O4

2−

2 pavyzdys

Junginyje K2Cr2O7 žinomas K oksidacijos laipsnis (+1) ir de-guonies oksidacijos laipsnis (–2). Nežinomas Cr oksidacijos laipsnis pažymimas x, sudaroma lygtis su vienu nežinomuoju ir apskaičiuo-jama x reikšmė:

(+1) · 2 + x · 2 + (–2) · 7 = 0,

x = (+14 – 2) : 2 = +6.

Skaičiavimai parodė, kad junginyje K2Cr2O7 Mn oksidacijos laipsnis yra +6. Šio junginio formulė, kurioje nurodyti elementų ok-sidacijos laipsniai, rašoma taip:

2

1

K

+

2

6

Cr

+

.O7

2−

Kai kuriuose kituose junginiuose cheminių elementų oksidacijos laipsniai:

2

4

71

OClNa

−++

2

2

1

OH

−+

2

1

2

1

OH

−+

0

2Cl

121

ClOH

+−+

2

3

51

OClH

−++

2

4

71

OClH

−++

21

2SK

−+

2

3

41

2OSK

−++

2

4

61

2OSK

−++

0

2N

2

2

31

ONK

−++

.ONK

2

3

51 −++

67

6. OKSIDACIJOS-REDUKCIJOS REAKCIJOS

Oksidacijos-redukcijos reakcijos yra tokios, kurioms vykstant pakinta reguojančiąsias medžiagas sudarančių kai kurių arba visų elementų oksidacijos laipsniai. Elementų oksidacijos laipsniai pakin-ta todėl, kad vienų elementų atomai elektronus atiduoda arba elekt-ronai nuo vienų elementų atomų nutolsta, o kitų elementų atomai elektronus prisijungia arba prisitraukia. Kiekvienoje oksidacijos-redukcijos reakcijoje kartu vyksta oksidacijos ir redukcijos procesai.

Procesai, kurių metu elektronai yra atiduodami (arba nutolsta), vadinami oksidacijos procesais, o kurių metu elektronai yra prijun-giami (arba pritraukiami), vadinami redukcijos procesais. Vykstant oksidacijos procesui, cheminio elemento oksidacijos laipsnis darosi teigiamesnis, vykstant redukcijos procesui – darosi neigiamesnis.

Elementai, kurių atomai prisijungia (arba prisitraukia) elektro-nus, vadinami oksidatoriais, o kurių atomai atiduoda (arba elektronai nuo jų nutolsta), vadinami reduktoriais.

Vykstant oksidacijos-redukcijos reakcijai atiduotų (arba nutolusių) elektronų suma visada yra lygi prijungtų (pritrauktų) elektronų sumai.

Šiame leidinyje rašant oksidacijos ir redukcijos procesų lygtis atiduotų (arba nutolusių) elektronų skaičius bus rašomas dešinėje lygties pusėje, o prijungtų (arba pritrauktų) – kairėje. Be to, ir atiduo-ti, ir nutolę elektronai bus vadinami atiduotais, o ir prijungti bei pri-traukti elektronai bus vadinami prijungtais, kadangi elektronų balansui sudaryti svarbu yra įvertinti, kaip pakito elementų oksidacijos laipsnis ir kiek elektronų dalyvavo vykstant oksidacijos laipsnio kitimui, tačiau nėra svarbu kiekvienu konkrečiu atveju įvardyti, ar elektronai buvo atiduoti, ar jie nutolo ir ar jie buvo prijungti, ar pritraukti.

Paprasčiausios oksidacijos-redukcijos reakcijos pavyzdys:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2.

Prieš reakciją Zn buvo vieninė medžiaga, jos oksidacijos laipsnis lygus 0. Zn reaguojant su H2SO4 susidarė ZnSO4, kurio Zn oksidacijos laipsnis lygus +2. Tai rodo, kad Zn oksidacijos laipsnis darosi teigia-mesnis, vyko jo oksidacija. Prieš reakciją vandenilio oksidacijos laips-

68

nis buvo +1, po reakcijos vandenilis yra vieninė medžiaga, jo oksidaci-jos laipsnis lygus 0. Tai reiškia, kad vyko vandenilio redukcija.

Oksidacijos-redukcijos procesų lygtys rašomos taip:

0

Zn→ 2

Zn

+

+ 2e (oksidacija, 0

Zn – reduktorius),

21

H

+

+ 2e → 2

0

H (redukcija, 1

H

+

– oksidatorius).

6.1. Svarbiausieji oksidatoriai ir reduktoriai

Oksidatoriai

Vieninės medžiagos, kurių atomams būdingas didelis elektrinis neigiamumas. Tai medžiagos, kurias sudaro VIA ir VIIA grupių elementai, pavyzdžiui, Cl2, F2, O2.

Katijonai, kurių oksidacijos laipsnis yra didelis arba galimas di-džiausias, pavyzdžiui, Fe3+, Sn4+.

Sudėtiniai anijonai, kurių teigiamą oksidacijos laipsnį turinčio elemento oksidacijos laipsnis yra didelis arba galimas didžiausias,

pavyzdžiui, ,CrO2

4

− ,OCr2

72

− ,NO3

− ,MnO4

− ,SO2

4

− ,ClO3

− .ClO4

−

Peroksidai, pavyzdžiui, H2O2, Na2O2, BaO2.

Reduktoriai

Vieninės medžiagos, kurių atomai turi labai mažą elektrinį nei-giamumą (IA ir IIA grupių elementai).

Nesudėtiniai anijonai, pavyzdžiui, ,Cl− .S

2−

Sudėtiniai anijonai, kurių teigiamą oksidacijos laipsnį turinčio elemento oksidacijos laipsnis yra mažas, bet gali padidėti, pavyz-džiui, ,SO

2

3

− ,NO2

− .CrO2

−

Katijonai, kurių oksidacijos laipsnis yra mažas, bet gali padidėti, pavyzdžiui, ,Sn

2+ Fe2+, Cr2+. Anglis, anglies(II) oksidas aukštoje temperatūroje. Griežtai suskirstyti medžiagas į oksidatorius ir reduktorius nega-

lima. Kai kurie reduktoriai, pavyzdžiui, H2SO3, gali veikti kaip oksi-datoriai, jeigu jie reaguoja su už save silpnesniu reduktoriumi.

69

Reakcijoje H2SO3 + 2H2S → 3S + 3H2O sulfitinė rūgštis veikia kaip oksidatorius.

Reakcijoje H2SO3 + Cl2 + H2O → H2SO4 + 2HCl sulfitinė rūgštis veikia kaip reduktorius.

Iki kokio laipsnio reduktorius gali oksiduotis ar oksidatorius re-dukuotis, priklauso nuo terpės. Pavyzdžiui, MnO4

− jono oksiduojan-

čios savybės ryškiausios stipriai rūgščioje terpėje (čia jis redukuojasi iki Mn

2+ ), o ne taip ryškios silpnai rūgščioje, neutralioje ir silpnai šarminėje terpėje (redukuojasi iki MnO2) ir silpniausios stipriai šar-minėje terpėje (redukuojasi iki MnO

2

4

− ).

Rūgščiai terpei sudaryti dažniausiai naudojama sieros rūgštis. Druskos ir azoto rūgštys ne visada tinka, nes druskos rūgštis yra re-duktorius, o azoto rūgštis – oksidatorius ir gali sukelti stiprius šaluti-nius procesus.

Šarminė terpė gali būti sudaroma kalio ar natrio šarmais.

6.2. Oksidacijos-redukcijos reakcijų stechiometrinių koeficientų skaičiavimo metodai

Vykstant oksidacijos-redukcijos reakcijai atiduotų elektronų skaičius turi būti lygus prijungtų elektronų skaičiui. Tuo remiamasi skaičiuojant šių reakcijų stechiometrinius koeficientus. Yra du ste-chiometrinių koeficientų skaičiavimo vykstant oksidacijos-redukcijos reakcijoms metodai: elektronų balanso (arba elektroninių lygčių) me-todas bei jonų ir elektronų balanso metodas. Elektronų balanso (elektroninių lygčių) metodas yra universalesnis, todėl jis dažniausiai taikomas oksidacijos-redukcijos reakcijų koeficientams skaičiuoti.

6.2.1. Oksidacijos-redukcijos reakcijų stechiometrinių

koeficientų skaičiavimas elektronų balanso (elektroninių

lygčių) metodu

Šiuo metodu skaičiuojant stechiometrinius koeficientus laikoma-si tokios tvarkos:

– užrašoma reakcija, t. y. užrašomi reaguojančiosios me-džiagos ir reakcijos produktai, apskaičiuojami cheminių

70

elementų oksidacijos laipsniai ir nustatoma, kurių elemen-tų oksidacijos laipsnis keičiasi vykstant reakcijai;

– užrašomos oksidacijos-redukcijos procesų – elektroninės lygtys. Abiejų elektroninių lygčių abi pusės dauginamos iš tokių mažiausių daugiklių, kad atiduotų elektronų skai-čius būtų lygus prijungtų elektronų skaičiui. Užrašomi ati-tinkami koeficientai prie junginių, kuriuos sudarančių elementų oksidacijos laipsniai kito reakcijos metu;

– užrašomi koeficientai prie kitų junginių suvienodinant ki-tų elementų atomų skaičių prieš reakciją ir po jos, prieš-paskutinį paliekant vandenilį, o paskutinį – deguonį;

– patikslinama, ar gerai apskaičiuoti koeficientai. Apskai-čiuojamas deguonies atomų skaičius prieš reakciją ir po jos. Jei tie skaičiai vienodi, reakcijos stechiometriniai koeficientai yra apskaičiuoti teisingai.

Oksidacijos-redukcijos reakcijų stechiometrinių koeficientų skaičiavimo elektronų balanso (elektroninių lygčių) metodu pavyz-džiai.

1 pavyzdys

0

Cu + 1

H

+ 5

N

+

3

2

O

−

(pr) → 2

Cu

+

(5

N

+ 2

O

−

3)2 +2

N

+ 2

O

−

+ 2

1

H

+ 2

.O

−

Nustatomi cheminių elementų oksidacijos laipsniai prieš ir po reakcijos ir užrašomi virš elementų sombolių. Cheminių elementų oksidacijos laipsniams nustatyti labai pravartu remtis šio leidinio 5.1 poskyryje glaustai išdėstyta informacija apie galimus elementų oksidacijos laipsnius, 5.2 poskyryje nurodytus dažniausiai pasitai-kančių junginiuose anijonų krūvius.

Prieš reakciją Cu oksidacijos laipsnis yra 0, kadangi Cu yra vieninė medžiaga, o po reakcijos +2, kadangi po reakcijos Cu2+ jo-nas yra joniniame junginyje, kuriame šis jonas yra susijungęs su dviem NO3

− jonais. Vandenilio oksidacijos laipsnis prieš reakciją ir

po reakcijos yra +1, kadangi prieš reakciją ir po reakcijos vandeni-lis yra junginiuose, kurie nepriklauso grupei išimtį sudarančių jun-ginių, kuriuose vandenilio oksidacijos laipsnis būna kitoks nei +1. Deguonies oksidacijos laipsnis prieš reakciją ir po reakcijos yra −2, kadangi deguonis prieš reakciją ir po reakcijos yra junginiuose, ku-

71

rie nėra išimtį sudarantys junginiai, kuriuose deguonies oksidacijos laipsnis yra kitoks nei –2. Azoto oksidacijos laipsnis prieš reakciją +5. Ši azoto oksidacijos laipsnio junginyje HNO3 reikšmė gaunama, žinant, kad deguonies oksidacijos laipsnis šiame junginyje yra –2 ir kad junginyje yra 3 šio elemento atomai, o vandenilio oksidacijos laipsnis +1 ir junginyje yra vienas vandenilio atomas. Azoto oksi-dacijos laipsnis po reakcijos junginyje NO yra +2, kadangi šiame junginyje O oksidacijos laipsnis +2, o junginyje Cu(NO3)2, kaip ir azoto rūgštyje HNO3, yra +5.

Reakcijos lygtyje virš elementų simbolių užrašyti oksidacijos laipsniai rodo, jog vykstant reakcijai pakito Cu ir N oksidacijos laipsniai. Varis atidavė elektronus, jo oksidacijos laipsnis darėsi tei-giamesnis, jis oksidavosi, o azotas redukavosi, prisijungdamas elekt-ronus. Tačiau ne visi azoto atomai redukavosi. Dalies azoto atomų, t. y. tų, kurie dalyvavo susidarant reakcijos produktui Cu(NO3)2, ok-sidacijos laipsnis nekito.

Užrašomos oksidacijos-redukcijos procesų elekroninės lygtys ir abi jų pusės dauginamos iš tokių mažiausių daugiklių, kad atiduotų elektronų skaičius būtų lygus prijungtų elektronų skaičiui:

3 |0

Cu→ 2

Cu

+

+ 2e (oksidacija, 0

Cu – reduktorius),

2 |5

N

+

+ 3e → 2

N

+

(redukcija, 5

N

+

– oksidatorius).

Užrašomi atitinkami stechiometriniai koeficientai prie junginių, kuriuos sudarantys elementai keitė oksidacijos laipsnį. Taip gaunama tarpinė reakcijos lygtis, kurios stechiometriniai koeficientai dar nega-lutinai apskaičiuoti:

3Cu + 2HNO3(pr) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O.

Toliau skaičiuojami reakcijos koeficientai, įvertinant tai, kad, be dviejų azoto rūgšties molekulių, kurių reikėjo variui oksiduoti, dar šešių molekulių reikėjo sudaryti trims molekulėms Cu(NO3)2. Taigi reakcijoje dalyvavo iš viso aštuonios HNO3 molekulės. Aštuoniose HNO3 molekulėse yra aštuoni H atomai. Po reakcijos jų turi būti tiek pat, kiek ir prieš reakciją. Tai reiškia, kad po reakcijos turi būti susi-dariusios keturios H2O molekulės.

72

Užrašoma reakcijos lygtis su galutinai apskaičiuotais stechio-metriniais koeficientais:

3Cu + 8HNO3(pr) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

Apskaičiuojamas O atomų skaičius prieš ir po reakcijos. Apskai-čiavus matyti, kad prieš ir po reakcijos yra 24 deguonies atomai. Tai rodo, kad reakcijos stechiometriniai koeficientai apskaičiuoti teisingai.

2 pavyzdys

2

Fe

+ 6

S

+

4

2

O

−

+ 1

K

+ 5

Cl

+

3

2

O

−

+ 2

1

H

+ 6

S

+

4

2

O

−

→

→ 2

3

Fe

+

6

S(+

34

2

)O−

+ 1

K

+ 1

Cl

−

+ 2

1

H

+

.O

2−

Keturių elementų (K, H, O, S) oksidacijos laipsniai nekito šioje reakcijoje. Prieš reakciją ir po reakcijos K oksidacijos laipsnis yra +1, kadangi šis elementas priklauso 1A grupei, kurią sudarančių elementų oksidacijos laipsniai yra pastovūs ir visada būna lygūs +1. Vandenilio oksidacijos laipsnis prieš reakciją ir po reakcijos yra +1, kadangi jis prieš reakciją ir po jos yra junginiuose, kurie nepriklau-so grupei išimtį sudarančių junginių, kuriuose vandenilio oksidacijos laipsnis yra kitoks nei +1. Deguonies oksidacijos laipsnis prieš reak-ciją ir po reakcijos yra −2, kadangi deguonis prieš reakciją ir po reakcijos yra junginiuose, kurie nėra išimtį sudarantys junginiai, ku-riuose deguonies oksidacijos laipsnis yra kitoks nei –2. Siera prieš reakciją ir po reakcijos yra sulfato anijone. Jos oksidacijos laipsnis prieš reakciją ir po reakcijos yra +6.

Oksidacijos laipsnis kito dviejų elementų Fe ir Cl. Fe oksidaci-jos laipsnis prieš reakciją buvo +2, po reakcijos +3. Tai rodo, kad Fe oksidavosi. Prieš reakciją Cl oksidacijos laipsnis buvo +5, po jos –1. Tai rodo, kad Cl redukavosi.

Užrašomos oksidacijos-redukcijos procesų elekroninės lygtys ir abi jų pusės padauginamos iš tokių mažiausių daugiklių, kad atiduotų elektronų skaičius būtų lygus prijungtų elektronų skaičiui.

Šiuo atveju (taip pat ir visais kitais atvejais), kai elemento, kurio oksidacijos laipsnis kito, atomų skaičius prieš reakciją ir (arba) po reakcijos junginiuose yra didesnis nei vienas, patariama rašant elekt-ronines lygtis rašyti didžiausią šio elemento atomų skaičių, nesvarbu,

73

ar didžiausias atomų skaičius yra prieš ar po reakcijos esančiame junginyje. Taip yra lengviau išlyginti reakcijos lygties koeficientus.

3 | 22

Fe

+

→ 23

Fe

+

+ 2e (oksidacija, 2

Fe

+

– reduktorius),

1 | 5

Cl

+

+ 6e → 1

Cl

−

(redukcija, 5

Cl

+

– oksidatorius).

Užrašomi atitinkami stechiometriniai koeficientai prie junginių, kuriuos sudarantys elementai keitė oksidacijos laipsnį. Taip gaunama tarpinė reakcijos lygtis, kurioje dar negalutinai apskaičiuoti stechio-metriniai koeficientai:

6FeSO4 + KClO3 + H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 + KCl + H2O.

Toliau skaičiuojant reakcijos stechiometrinius koeficientus rei-kia atkreipti dėmesį į tai, kad esant tarpinėje reakcijos lygtyje užrašy-tiems stechiometriniams koeficientams, po reakcijos yra devyni sie-ros S atomai, o prieš reakciją – tiktai septyni. Šio elemento atomų skaičiui išlyginti prieš H2SO4 reikia užrašyti stechiometrinį koefi-cientą 3. Prieš H2SO4 užrašius koeficientą 3, prieš reakciją vandenilio atomai bus šeši, o po reakcijos – tiktai du. Vandenilio atomų skaičiui prieš ir po reakcijos išlyginti reikia trijų H2O molekulių, t. y. reikia prieš H2O rašyti koeficientą 3.

Užrašoma reakcijos lygtis su galutinai apskaičiuotais stechio-metriniais koeficientais:

6FeSO4 + KClO3 + 3H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 + KCl + 3H2O.

Apskaičiuojamas O atomų skaičius prieš ir po reakcijos. Ap-skaičiavus matyti, kad prieš ir po reakcijos yra 39 deguonies ato-mai. Tai rodo, kad reakcijos stechiometriniai koeficientai apskai-čuoti teisingai.

3 pavyzdys

2

1

K

+

2

6

Cr

+

7

2

O

−

+ 2

Fe

+ 6

S

+

4

2

O

−

+ 2

1

H

+ 6

S

+

4

2

O

−

→

→ 2

3

Cr

+ 6

S(+

34

2

)O−

+ 2

3

Fe

+ 6

S(+

34

2

)O−

+ 2

1

K

+ 6

S

+

4

2

O

−

+ 2

1

H

+

.O

2−

74

Keturių elementų (K, H, O, S) oksidacijos laipsniai šioje reakci-joje nekito. Prieš reakciją ir po reakcijos K oksidacijos laipsnis yra +1, kadangi šis elementas priklauso 1A grupei, kurią sudarančių elementų oksidacijos laipsniai yra pastovūs ir visada būna lygūs +1. Vandenilio oksidacijos laipsnis prieš reakciją ir po reakcijos yra +1, kadangi jis prieš reakciją ir po reakcijos yra junginiuose, kurie nepri-klauso grupei išimtį sudarančių junginių, kuriuose vadenilio oksida-cijos laipsnis yra kitoks nei +1. Deguonies oksidacijos laipsnis prieš reakciją ir po reakcijos yra −2, kadangi deguonis prieš reakciją ir po reakcijos yra junginiuose, kurie nėra išimtį sudarantys junginiai, ku-riuose deguonies oksidacijos laipsnis yra kitoks nei –2. Siera prieš reakciją ir po jos yra sulfato anijone. Jos oksidacijos laipsnis prieš reakciją ir po reakcijos yra +6.

Oksidacijos laipsnis kito dviejų elementų – Cr ir Fe. Prieš reak-ciją Cr oksidacijos laipsnis buvo +6, po reakcijos +3. Tai rodo, kad vyko Cr redukcija. Fe oksidacijos laipsnis prieš reakciją buvo +2, po reakcijos +3. Tai rodo, kad vyko Fe oksidacija.

Užrašomos oksidacijos ir redukcijos procesų elekroninės lygtys ir abi jų pusės padauginamos iš mažiausių daugiklių, kad atiduotų elektronų skaičius būtų lygus prijungtų elektronų skaičiui:

3 | 22

Fe

+

→ 23

Fe

+

+ 2e (oksidacija, 2

Fe

+

– reduktorius),

1 | 26

Cr

+

+6e → 23

Cr

+

(redukcija, 6

Cr

+

– oksidatorius).

Užrašomi atitinkami koeficientai prie junginių, kuriuos sudaran-čių elementų oksidacijos laipsniai kito. Taip gaunama tarpinė reakci-jos lygtis, kurios stechiometriniai koeficientai dar negalutinai apskai-čiuoti:

K2Cr2O7 + 6FeSO4 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 +

K2SO4 + H2O.

Toliau skaičiuojant reakcijos koeficientus reikia atkreipti dėmesį į tai, kad, esant tarpinėje reakcijos lygtyje užrašytiems stechiometri-niams koeficientams, S atomų prieš reakciją yra 7, po reakcijos 13. Jų skaičiui išlyginti prieš H2SO4 reikia užrašyti koeficientą 7. Toliau išlyginamas H atomų skaičius. Prieš reakciją H atomų yra 14, po reakcijos 2. H atomų skaičiui išlyginti prieš H2O reikia užrašyti 7.

75

Užrašoma reakcijos lygtis su galutinai apskaičiuotais stechio-metriniais koeficientais:

K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 +

K2SO4 + 7H2O.

Apskaičiuojamas O atomų skaičius prieš ir po reakcijos. Apskai-čiavus matyti, kad prieš reakciją ir po reakcijos yra 59 deguonies ato-mai. Tai rodo, kad reakcijos stechiometriniai koeficientai apskaičuoti teisingai.

Kitų oksidacijos-redukcijos reakcijų koeficientų skaičiavimo elektronų būdu pavyzdžiai bus aprašyti šiek tiek trumpiau. Toles-niuose oksidacijos-redukcijos reakcijų stechiometrinių koeficientų skaičiavimo pavyzdžiuose nebebus taip detaliai, kaip ankstesniuose pavyzdžiuose, aiškinamas elementų oksidacijos laipsnių junginiuose ir elektronų balanso skaičiavimas. Nebebus rašomos ir tarpinės reak-cijų lygtys.

4 pavyzdys Etano degimo, esant pakankamam deguonies kiekiui (tada susi-

daro CO2 ir vanduo), reakcijos lygtis:

2

3

C

−

H6 + 2

0

O → 4

C

+

2

2

O

−

+ H2 .O

2−

2 | 23

C

−

→ 24

C

+

+14e (oksidacija, 3

C

−

– reduktorius),

7 | 2

0

O + 4e → 2O–2 (redukcija, 2

0

O – oksidatorius).

Apskaičiavus reakcijos koeficientus, gaunama tokia galutinė reakcijos lygtis:

2C2H6 + 7O2 → 4CO2 + 6H2O.

5 pavyzdys Etano degimo, esant nepakankamam deguonies kiekiui (tada su-

sidaro CO ir vanduo), reakcijos lygtis:

2

3

C

−

H6 + 2

0

O → 2

C

+

O + H2 .O

2−

2 | 23

C

−

→ 22

C

+

+10e (oksidacija, 3

C

−

– reduktorius),

76

5 | 2

0

O + 4e → 22

O

−

(redukcija, 2

0

O – oksidatorius).

Apskaičiavus reakcijos koeficientus, gaunama tokia galutinė reakcijos lygtis:

2C2H6 + 5O2 → 4CO + 6H2O.

Praktikoje degant etanui dažniausiai susidaro CO2, CO ir H2O. Šiems produktams susidarant vykstančios etano degimo reakci-jos galutinė lygtis gaunama sudėjus 3 ir 4 pavyzdžiuose pateiktų reakcijų galutines lygtis:

4C2H6 + 12O2 → 4CO2 + 4CO + 12H2O.

Abiejų šios reakcijos lygties pusių koeficientus galima supapras-tinti. Abiejų reakcijos pusių stechiometrinius koeficientus padalijus iš 4, gaunama tokia galutinė etano degimo reakcijos, kai susidaro CO2, CO ir H2O, lygtis:

C2H6 + 3O2 → CO2 + CO + 3H2O.

Kai kuriose oksidacijos-redukcijos reakcijose oksiduojasi ir re-dukuojasi to paties elemento atomai. Tokių reakcijų stechiometriniai koeficientai yra lyginami tokia pačia tvarka, kaip ir tų, kuriose kei-čiasi skirtingų elementų atomų oksidacijos laipsnis.

6 pavyzdys

2

Mn

+

SO4 + K7

Mn

+

O4 + H2O → 4

Mn

+

O2 + K2SO4 + H2SO4.

3 | 2

Mn

+

→ 4

Mn

+

+ 2e (oksidacija, 2

Mn

+

– reduktorius),

2 | 7

Mn

+

+ 3e → 4

Mn

+

(redukcija, 7

Mn

+

– oksidatorius).

3MnSO4 + 2KMnO4 + 2H2O → 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4.

6.2.2. Oksidacijos-redukcijos reakcijų koeficientų skaičiavimas jonų ir elektronų balanso metodu

Šiuo būdu skaičiuojant koeficientus, į oksidacijos-redukcijos procesų lygtis surašomi visi reakcijoje dalyvaujantys jonai. Kurie

77

būtent jonai ar molekulės dalyvauja reakcijoje, nustatoma taip. Jei reakcijos produktai turi daugiau deguonies nei pradinės medžiagos, tai rūgštinėje ir neutralioje terpėje reakcijoje dalyvauja vanduo, o

šarminėje – OH − jonai; jei reakcijos produktai turi mažiau deguo-nies nei pradinės medžiagos, tai rūgštinėje terpėje deguonies pertek-

lius sudaro vandenį, o neutralioje ir šarminėje – OH − jonus.

7 pavyzdys Kalio dichromato reakcija su vadenilio sulfidu rūgštinėje terpėje:

K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O,

3 | S2− → S0

+ 2e,

1 | −2

72OCr + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7H2O.

Sudėjus abi lygtis, gaunama lygtis:

−2

72OCr + 14H + + −2

S3 → 2Cr3+ + 3S + 7H2O.

Galutinė reakcijos lygtis:

K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O.

78

7. CHEMINĖ TERMODINAMIKA

Cheminė termodinamika nagrinėja energijos kitimus, kurie atsi-randa vykstant cheminiams bei fizikocheminiams procesams.

7.1. Pagrindinės cheminės termodinamikos sąvokos

Cheminės termodinamikos objektas yra sistema. Sistema – tai cheminiuose ir fizikocheminiuose procesuose dalyvaujančių medžia-gų visuma. Cheminiame procese dalyvaujančioms medžiagoms yra priskiriamos ir reaguojančiosios medžiagos, ir reakcijos produktai.

Visa tai, kas supa sistemą, yra vadinama aplinka. Sistema yra apibūdinama tam tikra termodinamine būsena.

Kiekviena konkreti sistemos termodinaminė būsena yra apibūdinama termodinaminiais parametrais. Termodinaminiai parametrai yra šie: temperatūra (T), slėgis (p), tūris (V), medžiagos kiekis (molis, M). Bent vieno sistemos parametro kitimas sukelia sistemos būsenos ki-timą.

Sistemos perėjimas iš vienos termodinaminės būsenos į kitą yra vadinamas procesu. Vykstant procesui, gali kisti visi ar tik kai kurie termodinaminiai parametrai. Procesas, kuriam vykstant temperatūra lieka pastovi (T = const), vadinamas izoterminiu procesu. Procesas, kuriam vykstant yra pastovus slėgis (p = const), vadinamas izobari-niu procesu. Procesas, kuriam vykstant yra pastovus tūris (V = const), vadinamas izochoriniu procesu. Jeigu pastovūs du para-metrai, pavyzdžiui, temperatūra ir slėgis, bus izoterminis izobarinis procesas. Jeigu pastovūs parametrai yra temperatūra ir tūris, bus izo-terminis izochorinis procesas.

Procesas, kuriam vykstant nėra šilumos mainų tarp sistemos ir ją supančios aplinkos, vadinamas adiabatiniu procesu. Sistema, tarp kurios ir ją supančios aplinkos nėra jokių masės bei energijos mainų, vadinama izoliuotąja sistema.

Cheminės reakcijos dažniausiai vyksta esant atmosferos slėgiui (p = const) ir kambario temperatūrai (T = const), t. y. izoterminėmis izobarinėmis sąlygomis. Tokios sąlygos būna tada, kai medžiagų cheminė sąveika vyksta atviruose induose nekaitinant arba atviruose

79

induose kaitinant pastovioje temperatūroje. Rečiau, bet pasitaiko cheminių reakcijų, kurios yra vykdomos izoterminėmis izochorinė-mis sąlygomis (V = const, T = const). Tai autoklavuose vykstančios reakcijos.

Proceso grįžtamumo sąvoka chemijoje ir cheminėje termodina-mikoje yra skirtinga.

Chemijoje proceso grįžtamumas – tai reakcijos geba vykti tie-siogine ir atvirkštine kryptimi. Grįžtamojo cheminio proceso pavyz-dys:

N2 + 3H2 ⇔ 2NH3.

Vykstant N2 ir H2 reakcijai susidaręs NH3 gali skilti, susidarant N2 ir H2.

Negrįžtamieji cheminiai procesai yra tokie, kurie vyksta tol, kol sureaguoja abi pradinės medžiagos arba bent viena iš jų. Susidarę produktai tarp savęs nereaguoja.

Pavyzdys

CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4.

Ši reakcija vyks tol, kol sureaguos abi pradinės medžiagos arba bent viena iš jų. Susidarę produktai Cu(OH)2 ir Na2SO4 vienas su kitu nereaguoja, atvirkštine kryptimi ši reakcija nevyksta.

Cheminėje termodinamikoje grįžtamumo sąvoka yra siejama su proceso vyksmo pobūdžiu. Grįžtamasis procesas cheminėje termodi-namikoje yra toks, kurio pokyčiai yra be galo lėti, labai mažai nutols-tama nuo proceso termodinaminės pusiausvyros būsenos ir, sistemai perėjus iš vienos būsenos į kitą bei sugrįžus atgal, sistemos aplinkoje nelieka jokių energijos pokyčių. Realiose sistemose tokie procesai neegzistuoja. Realiai gamtoje vykstantys procesai yra termodinamiš-kai negrįžtami. Pavyzdžiui, netgi iš indo į tuščią ertmę pasklidus du-joms, jos į indą savaime grįžti negali. Dujoms sugrąžinti atgal į indą reikia atlikti darbą.

7.2. Sistemos vidinė energija

Sistemos vidinę energiją sudaro sistemą sudarančių molekulių, atomų, atomų branduolių ir elektronų kinetinė ir potencinė energija.

80

Sistemos vidinės energijos absoliutaus dydžio nustatyti negalima, tačiau galima nustatyti jos pokytį ΔU, atsiradusį sistemai pereinant iš vienos būsenos į kitą:

ΔU = U2 – U1, (7.1)

čia: U2 ir U1 – sistemos vidinė energija, kurią sistema turi būdama atitinkamai galutinės (U2) ir pradinės (U1) būsenos.

Vidinės energijos pokytis ΔU yra laikomas teigiamu (ΔU > 0), jeigu vykstant procesui sistemos vidinė energija padidėja, t. y kai U2 > U1. ΔU yra laikomas neigiamu (ΔU < 0), jeigu vykstant proce-sui sistemos vidinė energija sumažėja, t. y kai U2 < U1.

7.3. Pirmojo termodinamikos dėsnio taikymas cheminiams procesams. Entalpija

Pirmasis termodinamikos dėsnis (kitaip dar vadinamas energijos tvermės dėsniu) formuluojamas taip: energija nesigamina ir neiš-nyksta, tiktai vienos rūšies energija tiksliai ekvivalentišku santykiu virsta kitos rūšies energija.

Šis dėsnis šilumos suteikimo sistemai atveju išreiškiamas lygybe:

q = ΔU + A; (7.2)

čia: q – sistemai suteiktas šilumos kiekis; ΔU – sistemos vidinės energijos pokytis; A – darbas, kurį atliko sistema, nugalėdama išorines jėgas.

Ši lygybė reiškia, kad šiluma, kuri suteikiama sistemai, yra su-naudojama sistemos vidinei energijai didinti (ΔU) ir jos darbui A, nugalint išorines jėgas, atlikti.

Iš užrašytosios lygybės matyti, kad sistemos vidinės energijos pokytis ΔU gali būti apskaičiuotas taip:

ΔU = q – A.

Kaip jau minėta, cheminės reakcijos dažniausiai vyksta esant pastoviam slėgiui. Todėl darbas, kuris yra atliekamas vykstant to-kioms cheminėms reakcijoms, yra plėtimosi darbas. Tai darbas, kuris atliekamas sistemos tūrui didinti. Todėl cheminių reakcijų, vykstan-

81

čių esant pastoviam slėgiui, atveju atliekamas darbas A gali būti už-rašomas taip:

A = pΔV; (7.3)

čia: A – darbas, atliekamas sistemos tūrui didinti; p – išorinis slėgis; ΔV – sistemos tūrio pokytis, kuris yra lygus V2 – V1 (V2 – pro-

duktų tūris, V1 – pradinių medžiagų tūris).

Todėl pirmasis termodinamikos dėsnis šilumos suteikimo che-miniams izoterminiams izobariniams procesams atveju yra reiškia-mas lygybe:

qp = ΔU + pΔV; (7.4)

čia: qp – šilumos kiekis, suteikiamas sistemai, esant pastoviam slė-giui;

ΔU – sistemos vidinės energijos pokytis; p – išorinis slėgis; ΔV – sistemos tūrio pokytis.

Kadangi

ΔU = U2 – U1, ΔV = V2 − V1,

qp = (U2 – U1) + p(V2 − V1).

Sugrupavus šios lygybės dešiniosios pusės narius, gaunama to-kia lygybė:

qp = (U2 – U1) + p(V2 − V1) = (U2 + pV2) − (U1 + pV1).

Suma U + pV, kurios narys U yra sistemos (vidinė) energija, o narys pV yra sistemos išorinė energija, yra vadinama sistemos pilnu-tine energija arba entalpija. Entalpija yra žymima H raide.

Suma U1 + pV1 yra sistemos pradinė entalpija H1, U2 + pV2 – si-stemos galutinė entalpija H2.

Įrašius reikšmes į qp lygybę, ši lygybė bus užrašyta taip:

qp = H2 – H1 = ΔH. (7.5)

82

Užrašytoji lygybė reiškia, kad procese, kuris vyksta esant pasto-viam slėgiui ir nepastoviam tūriui, sistemai suteiktas šilumos kiekis yra sunaudojamas sistemos entalpijai didinti.

Kai sistema atiduoda šilumą, jos entalpija mažėja. ΔH reikšmė yra laikoma teigiama, kai vykstant procesui siste-

mos entalpija padidėja, ir neigiama, kai vykstant procesui sistemos entalpija sumažėja.

Kai cheminė reakcija vyksta autoklave (izochorinis procesas, V = const, sistema darbo neatlieka, kadangi ΔV = 0), visa sistemai suteikta šiluma yra sunaudojama sistemos vidinei energijai didinti:

qv = ΔU. (7.6)

7.4. Termochemija. Cheminių reakcijų šiluminiai efektai ir termocheminės lygtys

Cheminės termodinamikos dalis, nagrinėjanti cheminių reakcijų šiluminius efektus, vadinama termochemija.

7.4.1. Cheminių reakcijų šiluminiai efektai

Šilumos kiekis, išsiskiriantis ar sunaudojamas cheminės reakci-jos metu, vadinamas cheminės reakcijos šiluminiu efektu. Cheminių reakcijų lygtys, kuriose nurodomi jų šiluminiai efektai, vadinamos termocheminėmis lygtimis.

Kadangi cheminės reakcijos dažniausiai yra izoterminiai izoba-riniai procesai, jų šiluminiai efektai, remiantis su 7.3 skyriuje išdės-tyta medžiaga, yra reiškiami entalpijos pokyčiu ΔH ir yra skaičiuo-jami pagal (7.5) lygtį:

qp = H2 – H1 = ΔH.

Vykstant reakcijoms šiluma gali būti sunaudojama arba išski-riama.

Vykstant endoterminėms reakcijoms šiluma yra sunaudojama, todėl sistemos entalpija didėja ir entalpijos pokytis yra teigiamas. Kitaip tariant, kai ΔH > 0, q > 0, reakcija yra endoterminė.

83

Vykstant egzoterminėms reakcijoms, kurių metu šiluma yra iš-skiriama, sistemos entalpija mažėja, todėl entalpijos pokytis yra nei-giamas. Taigi, kai ΔH < 0, q < 0, reakcija yra egzoterminė.

Reakcijos šiluminis efektas priklauso nuo reaguojančiųjų me-džiagų ir reakcijos produktų cheminės sudėties, agregatinės būsenos, kiekio, temperatūros. Kad būtų galima palyginti įvairių cheminių procesų šiluminius efektus, jie yra nustatomi standartinėmis sąlygo-mis (medžiagos kiekis 1 molis, slėgis 101 325 Pa, temperatūra 298 K).

7.4.2. Termocheminės lygtys

Termocheminės lygtys yra cheminių reakcijų lygtys, kuriose yra nurodyti reakcijų šiluminiai efektai.

Rašant termochemines lygtis, būtinai reikia nurodyti reaguojan-čiųjų medžiagų ir reakcijos produktų agregatinę būseną.

Medžiagos agregatinė būsena yra žymima, šalia medžiagos cheminės formulės lenktiniuose skliaustuose užrašant būseną nusa-kančio žodžio pirmąją raidę.

Dujinė (taip pat ir garų) būsena lietuvių kalba išleistuose leidi-niuose ir kituose tekstuose žymima raide „d“ (dujos), rusų kalba iš-leistuose leidiniuose – raide «г» (газ), o anglų kalba išleistuose leidi-niuose – „g“ (gas). Panašiai ir skystoji būsena, ji žymima atitinkamai „s“ (skystoji), «ж» (жидкость) ir „l“ (liquid). Tas pats ir su kieto-sios būklės žymėjimu: „k“ (kietoji), «т» (твердое), „s“ (solid).

Kai kurių kietų medžiagų atveju šalia būsenos dar nurodoma ir alotropinė atmaina (modifikacija). Pavyzdžiui, C(k) (grafitas), C(k) (deimantas), SiO2(k) (kvarcas).

Entalpijos pokytis standartinėmis sąlygomis (298 K, 101325 Pa)

yra žymimas 0

298HΔ arba ΔH0 ir yra vadinamas standartinės entalpijos

pokyčiu.

Termocheminės lygties pavyzdys:

N2(d) + 3H2(d) → 2NH3(d), ΔH0 = – 92,38 kJ (egzoterminė reakcija).

Vieno molio amoniako susidarymo šiluminis efektas:

0,5N2(d) + 1,5H2(d) → NH3(d), ΔH0 = − 46,19 kJ/mol.

84

Kiti termocheminių lygčių rašymo pavyzdžiai:

N2(d) + O2(d) → 2NO(d), ΔH0 = 180,74 kJ (endoterminė reakcija).

Vieno molio azoto monoksido susidarymo šiluminis efektas:

0,5N2(d) + 0,5O2(d) → NO(d), ΔH0 = 90,37 kJ/mol.

C(k) + O2(d) → CO2(d), ΔH0 = –393,51 kJ/mol (egzoterminė reakcija)

Reakcijų šiluminiai efektai yra nustatomi termocheminiais skai-čiavimais.

7.4.3. Termocheminiai skaičiavimai

Termocheminiai skaičiavimai yra atliekami, remiantis termo-chemijos dėsniais.

Termochemijos dėsniai

Lavuazjė ir Laplaso dėsnis

Šis dėsnis yra formuluojamas taip: junginio susidarymo standar-tinis šiluminis efektas yra lygus jo skilimo į vienines medžiagas, iš kurių tas junginys sudarytas, standartiniam šiluminiam efektui, bet turi priešingą ženklą.

Junginio susidarymo standartinis šiluminis efektas yra šilumos kiekis (kJ/mol), kuris išsiskiria ar yra sunaudojamas standartinėmis sąlygomis susidarant 1 moliui junginio iš vieninių medžiagų, stabilių standartinėmis sąlygomis.

Taigi Lavuazjė ir Laplaso dėsnio formuluotėje yra kalbama apie šilumos kiekį, kuris išsiskiria arba yra sunaudojamas susidarant 1 moliui junginio iš vieninių medžiagų.

Lavuazjė ir Laplaso dėsnį galima pailiustruoti šiuo pavyzdžiu:

H2(d) + 0,5 O2(d) → H2O(s), ΔH0 = – 285,84 kJ/mol,

H2O(s) → H2(d) + 0,5O2(d), ΔH0 = + 285,84 kJ/mol.

Susidarant ir skylant 2 moliams vandens, bus gauti atitinkamai tokie šiluminiai efektai:

2H2(d) + O2(d) → 2H2O(s), ΔH0 = – 571,68 kJ,

85

2H2O(s) → 2H2(d) + O2(d), ΔH0 = + 571,68 kJ.

Šios termocheminės lygtys rodo, kad vandens susidarymo šilu-minis efektas yra lygus vandens skilimo į vienines medžiagas, iš ku-rių vanduo sudarytas, šiluminiam efektui, tiktai turi priešingą ženklą. Tai, kas parašyta šiomis termocheminėmis lygtimis, galima dar ir taip apibūdinti: jeigu tiesioginė reakcija yra endoterminė, tai atvirkš-tinė reakcija bus egzoterminė.

Junginių susidarymo standartiniai šiluminiai efektai yra patei-kiami žinynuose.

Vieninių medžiagų (pvz., H2, O2, Cu, Ni, Fe ir kt.) susidarymo standartiniai šiluminiai efektai yra lygūs nuliui arba yra labai maži. Pavyzdžiui, ΔH0C(deimantas) = + 1,9 kJ/mol; ΔH0H2 = 0; ΔH0O2 = 0 ir pan.

Heso dėsnis

Šis dėsnis yra formuluojamas taip: reakcijos šiluminis efektas priklauso tiktai nuo reaguojančiųjų medžiagų ir reakcijos produktų prigimties ir būsenos, bet nepriklauso nuo reakcijos produktų susida-rymo būdo.

Heso dėsnis galioja tik izoterminėmis izobarinėmis sąlygomis ir tik su sąlyga, kad vienintelis darbas, kuris yra atliekamas vykstant reakcijai, yra sunaudojamas išorinėms jėgoms nugalėti (sistemai plėsti). Šis dėsnis negali būti taikomas, pavyzdžiui, elektrochemi-niuose procesuose.

Heso dėsnį galima pailiustruoti tokiu pavyzdžiu. SnCl4(s) galima pagaminti dviem būdais. Vienas iš būdų yra vykdyti vienos pakopos reakciją, kurios pro-

duktas yra SnCl4(s):

Sn(k) + 2Cl2(d) → SnCl4(s), ΔH0 = − 511,3 kJ/mol.

Kitas būdas yra pagaminti SnCl4(s) iš Sn(k) ir Cl2(d), vykdant dviejų pakopų reakciją: pirmosios reakcijos pakopos metu iš Sn(k) ir Cl2(d) pagaminti SnCl2(k), o antrosios – iš SnCl2(k) pagaminti SnCl4(s):

I pakopa Sn(k) + Cl2(d) → SnCl2(k), 0

1ΔH = − 325,1 kJ/mol,

II pakopaSnCl2(k) + Cl2(d) → SnCl4(s), 0

2ΔH = − 186,2 kJ/mol.

86

Sudėjus SnCl4(s) gavimo reakcijos I ir II pakopų šiluminius efektus, gaunamas SnCl4(s) gavimo šiluminis efektas:

ΔH0 = 0

1HΔ + 0

2HΔ = − 511,3 kJ/mol.

Šis pavyzdys rodo, kad nesvarbu, ar 1 molis SnCl4(s) bus gautas vykdant vienos pakopos reakciją, ar vykdant dviejų pakopų reakciją, jo gavimo standartinis šiluminis efektas bus toks pats.

Cheminės reakcijos standartinio šiluminio efekto

skaičiavimas

Iš pirmojo termodinamikos dėsnio ir Heso dėsnio išplaukia tokia išvada: cheminės reakcijos standartinis šiluminis efektas yra lygus reakcijos produktų susidarymo standartinių šiluminių efektų sumai minus reaguojančiųjų medžiagų susidarymo standartinių šiluminių efektų suma:

ΔH0 = Σ ΔH0 produktų − Σ ΔH0 reaguojančiųjų medžiagų. (7.7)

Pagal šią lygtį galima apskaičiuoti ne tiktai cheminės reakcijos standartinį šiluminį efektą, t. y. cheminės reakcijos, vykstančios standartinėmis sąlygomis, šiluminį efektą, bet taip pat ir, žinant reak-cijos standartinį šiluminį efektą bei visų medžiagų, išskyrus kurios nors vienos medžiagos, susidarymo standartinius šiluminius efektus, apskaičiuoti tos medžiagos susidarymo standartinį šiluminį efektą.

Cheminių reakcijų standartinių šiluminių efektų skaičiavimo

uždavinių sprendimo pavyzdžiai

1 pavyzdys

Apskaičiuokite kalcio karbonato skilimo reakcijos CaCO3(k) → CaO(k) + CO2(d) standartinį šiluminį efektą.

Sprendimas

1. Žinyne randami reakcijoje dalyvaujančių medžiagų (visų rea-guojančiųjų medžiagų ir visų reakcijos produktų) susidarymo standartiniai šiluminiai efektai:

ΔH0CaCO3(k) = −1212,10 kJ/mol,

87

ΔH0CaO(k) = −635,10 kJ/mol,

ΔH0CO2(d) = −393,51 kJ/mol.

2. Apskaičiuojamas reakcijos standartinis šiluminis efektas:

ΔH0 = Σ ΔH0 produktų − Σ ΔH0 reaguojančiųjų medžiagų =

[(−635,10) + (−393,51)] − (−1212,10) = 183,49 kJ/mol.

Šiluminis efektas teigiamas, tai reiškia, kad reakcija yra endo-terminė (šiluma yra sunaudojama). Taigi ši reakcija vyksta kaitinant (išdegant) kalcio karbonatą. Ats.: ΔH0 = 183,49 kJ/mol.

2 pavyzdys Kokio šilumos kiekio reikia, norint išdegti 1 t kalcio karbonato?

Sprendimas

1 pavyzdyje buvo apskaičiuota, kad 1 moliui kalcio karbonto iš-degti reikia sunaudoti 183,49 kJ šilumos. Tai žinant, galima parašyti kalcio karbonato reakcijos termocheminę lygtį:

CaCO3(k) → CaO(k) + CO2(d), ΔH0 = 183,49 kJ/mol.

Vienai tonai kalcio karbonato išdegti reikalingą šilumos kie-kį galima apskaičiuoti pagal šią lygtį. Skaičiavimai atliekami panašiai kaip tuo atveju, kai pagal reakcijos lygtį skaičiuojami reakcijos metu susidariusių reakcijos produktų ar sureagavusių medžiagų kiekiai.

1. Apskaičiuojama kalcio karbonato molinė masė:

M(CaCO3) = 40 + 12 + 48 = 100 g/mol.

2. Apskaičiuojamas šilumos kiekis, reikalingas vienai tonai (106 g) kalcio karbonato išdegti:

100 g kalcio karbonato išdegti reikia sunaudoti 183,49 kJ šilumos,

1 000 000 g –’’– x kJ –’’–,

x = g100

kJ49,1843g0000001 ⋅

= 1,83 106 kJ.

Ats.: 1,83 · 106 kJ.

88

3 pavyzdys Kiek reikės sunaudoti anglies 1 t kalcio karbonato išdegti, jeigu

yra žinoma, kad anglies degimo reakcijos termocheminė lygtis yra:

C(k) + O2(d) → CO2(d), ΔH0 = − 393,51 kJ/mol.

Sprendimas

Iš pateiktos anglies degimo reakcijos termocheminės lygties matyti, kad, sudegus 1 moliui (12 g) anglies, išsiskiria 393,51 kJ šilumos.

Sprendžiant 2 pavyzdžio uždavinį buvo nustatyta, kad vienai to-nai kalcio karbonato išdegti reikia sunaudoti 1,83 · 106 kJ šilumos.

Remiantis šiais duomenimis, anglies kiekį, reikalingą vienai to-nai kalcio karbonato išdegti, galima apskaičiuoti pagal uždavinio sąlygoje parašytą anglies degimo reakcijos termocheminę lygtį, suda-rant šią proporciją:

393,51 kJ šilumos išsiskiria sudegus 12 g anglies,

1,83 · 166 kJ –’’– x g –’’–,

x = kJ51,393

g12kJ1083,1 6⋅⋅

= 5,6 · 104 g = 56 kg.

Ats.: 56 kg.

4 pavyzdys Apskaičiuokite etano degimo reakcijos, kuriai vykstant etanas

sudega esant pakankamam deguonies kiekiui ir susidaro CO2(d) ir vandens garai H2O(d), standartinį šiluminį efektą.

Sprendimas

1. Užrašoma etano degimo reakcijos, vykstančios susidarant CO2(d) ir H2O(d), lygtis:

C2H6(d) + O2(d) → CO2(d) + H2O(d).

2. Elektronų balanso metodu apskaičiuojami šios oksidacijos-redukcijos reakcijos stechiometriniai koeficientai:

14eC2C22

43

+→

+−

(oksidacija, 3

C

−

– reduktorius),

20

O24eO27

−

→+ (redukcija, 0

O – oksidatorius),

89

2C2H6(d) + 7O2(d) → 4CO2(d) + 6H2O(d).

3. Žinyne randami visų reaguojančiųjų medžiagų ir visų reakci-jos produktų susidarymo standartiniai šiluminiai efektai:

ΔH0C2H6(d) = − 84,67 kJ/mol,

ΔH0O2(d) = 0,

ΔH0CO2(d) = − 393,51 kJ/mol,

ΔH0H2O(d) = − 241,83 kJ/mol.

4. Apskaičiuojamas reakcijos standartinis šiluminis efektas:

ΔH0 = Σ ΔH0 produktų − Σ ΔH0 reaguojančiųjų medžiagų.

Kad būtų patogiau skaičiuoti, atskirai apskaičiuojama viena su-ma (Σ ΔH0 produktų) ir atskirai kita suma (Σ ΔH0 reaguojančiųjų medžiagų) ir gautos reikšmės atimamos viena iš kitos:

Σ ΔH0 produktų = 4 ΔH0CO2(d) + 6 ΔH0H2O(d) =

4 · (−393,51) + 6 · (−241,83) = −3 025, 02 kJ,

Σ ΔH0 reaguojančiųjų medžiagų = 2 ΔH0C2H6(d) + 7ΔH0O2(d) =

2 · (−84,67) + 7 · 0 = −169,3 kJ,

ΔH0 = −3 025,02 − (−169,34) = −2 855,68 kJ.

Ats.: ΔH0 = −2 855,68 kJ.

Paaiškinimas. 2 855,68 kJ šilumos išsiskirs, sudegus 2 mol etano. Su-

degus 1 mol etano išsiskirs perpus mažesnis šilumos kiekis, t. y. 2

68,8552 =

1 427,84 kJ.

Termocheminė lygtis reakcijos sudegant 1 mol etano bus tokia:

C2H6(d) + 3,5O2(d) → 2CO2(d) + 3H2O(d), ΔH0 = −1427,84 kJ/mol.

5 pavyzdys Apskaičiuokite standartinį šiluminį efektą etano degimo reakci-

jos, kurios metu etanas sudega esant nepakankamam deguonies kie-kiui, susidarant CO(d) ir H2O(d).

90

Sprendimas

1. Užrašoma etano degimo reakcijos, vykstančios susidarant CO(d) ir H2O(d), lygtis:

C2H6(d) + O2(d) → CO(d) + H2O(d).

2. Elektronų balanso būdu apskaičiuojami šios oksidacijos-redukcijos reakcijos stechiometriniai koeficientai:

10eC2C22

23

+→

+−

(oksidacija, 3

C

−

– reduktorius), 20

O24eO25

−

→+ (redukcija, 0

O – oksidatorius),

2C2H6(d) + 5O2(d) → 4CO(d) + 6H2O(d).

3. Žinyne surandami visų reaguojančiųjų medžiagų ir visų reak-cijos produktų susidarymo standartiniai šiluminiai efektai:

ΔH0CO(d) = −110,52 kJ/mol,

ΔH0C2H6(d) = −84,67 kJ/mol,

ΔH0O2(d) = 0,

ΔH0H2O(d) = −241,83 kJ/mol.

4. Apskaičiuojamas reakcijos standartinis šiluminis efektas:

ΔH0 = Σ ΔH0 produktų − Σ ΔH0 reaguojančiųjų medžiagų.

ΔH0 = [4 · (−110,52) + 6 · (−241,83)] − [2 · (−84,67) + 5 · 0] =

−1723,72 kJ.

Ats.: ΔH0 = −1 723,72 kJ.

Paaiškinimas. 1723,72 kJ šilumos išsiskirs, esant nepakankamam de-guonies kiekiui, sudegus 2 mol etano. Sudegus 1 mol etano, esant nepakan-kamam deguonies kiekiui, išsiskirs perpus mažesnis šilumos kiekis, t. y.

2

723,721 = 861,86 kJ.

Termocheminė lygtis reakcijos sudegant 1 mol etano bus tokia:

C2H6(d) + 2,5O2(d) → 2CO(d) + 3H2O(d), ΔH0 = −861,86 kJ/mol.

91

4 ir 5 pavyzdžiuose pateiktų uždavinių sprendimo rezultatai ro-do, kad kai medžiaga dega esant nepakankamam deguonies kiekiui, išsiskiria mažiau šilumos, sudegus tam pačiam medžiagos kiekiui, nei tada, kai medžiaga dega esant pakankamam deguonies kiekiui.

Dažnai visiško ir nevisiško degimo reakcijos vyksta kartu. Sudė-jus anksčiau užrašytus visiško ir nevisiško sudegimo procesus, gau-nama tokia suminė reakcija:

4C2H6(d) + 12O2(d) → 4CO2(d) + 4CO(d) + 12H2O(d).

Supaprastinus koeficientus (padalijus abiejų reakcijos pusių koe-ficientus iš 4), reakcija bus tokia:

C2H6(d) + 3O2(d) → CO2(d) + CO(d) + 3H2O(d).

Šios reakcijos šiluminis efektas bus:

ΔH0 = [(−393,51) + (−110,52) + 3 · (−241,83)] − [(−84,67) + 3 · 0] =

−1 229,52 + 84,67 = −1 144,85 kJ/mol

(rašome kJ/mol, kadangi efektas apskaičiuotas 1 moliui etano). Šios reakcijos termocheminė lygtis bus tokia:

C2H6(d) + 3O2(d) → CO2(d) + CO(d) + 3H2O(d),

ΔH0 = −1 144,85 kJ/mol.

Palyginus šilumos kiekius, išsiskiriančius sudegus 1 moliui eta-no visais trimis atvejais, matyti, kad:

• sudegant etanui, kai susidaro CO2 (esant pakankamam de-guonies kiekiui),

ΔH0 = −1 427,84 kJ/mol (išsiskyrusios šilumos kiekis

1 427,84 kJ/mol);

• sudegant etanui, kai susidaro CO (esant nepakankamam de-guonies kiekiui),

ΔH0 = −861,86 kJ/mol (išsiskyrusios šilumos kiekis

861,86 kJ/mol);

• sudegant etanui, kai kartu su CO2 susidaro CO,

92

ΔH0 = −1 144,85 kJ/mol (išsiskyrusios šilumos kiekis

1 144,85 kJ/mol).

Šie rezultatai labai akivaizdžiai parodo, kad degimo reakcijoje priklausomai nuo degimo metu sunaudoto deguonies kiekio išsisky-rusios šilumos kiekis gali labai skirtis ir kad kuro deginimas, esant nepakankamam deguonies kiekiui, atneša didelių finansinių nuosto-lių, kadangi tam pačiam šilumos kiekiui gauti reikia sunaudoti dau-giau kuro nei tada, kai kuro degimo metu deguonies pakanka.

Atlikus termocheminius skaičiavimus galima labai lengvai paly-ginti degant skirtingoms medžiagoms išsiskyrusius šilumos kiekius ir nustatyti, kuri iš jų yra kaloringesnė.

6 pavyzdys Apskaičiuokite metano degimo reakcijos standartinį šiluminį

efektą.

Pastaba. Sprendžiant šį ir kitus uždavinius, kuriuose bus skaičiuojami oksidacijos-redukcijos reakcijų šiluminiai efektai, nebebus aiškinamas reak-cijos stechiometrinių koeficientų skaičiavimas.

Sprendimas

1. Užrašoma etano degimo reakcijos lygtis:

CH4(d) + 2O2(d) → CO2(d) + 2H2O(d).

2. Žinyne surandami visų reaguojančiųjų medžiagų ir visų reak-cijos produktų susidarymo standartiniai šiluminiai efektai:

ΔH0CH4(d) = –74,85 kJ/mol,

ΔH0O2(d) = 0,

ΔH0CO2(d) = −393,51 kJ/mol,

ΔH0H2O(d) = –241,83 kJ/mol.

3. Apskaičiuojamas reakcijos standartinis šiluminis efektas:

ΔH0 = Σ ΔH0 produktų − Σ ΔH0 reaguojančiųjų medžiagų.

ΔH0 = (−393,51) + 2 · (−241,83) – (–74,85) – 2 · 0 = –802,32 kJ.

Ats.: ΔH0 = –802,32 kJ.

93

Šiluminis efektas apskaičiuotas reakcijai, kurioje dalyvavo 1 molis metano, todėl galima rašyti:

ΔH0 = –802,32 kJ/mol.

Gamtines dujas sudaro metano ir etano mišinys. Čia pateikti skaičiavimai parodė, kiek šilumos išsiskiria sudegus 1 moliui kiek-vieno iš gamtinių komponentų: sudegus 1 moliui metano, esant pa-kankamam deguonies kiekiui, išsiskiria 802,32 kJ šilumos, o sudegus 1 moliui etano išsiskiria 1427,84 kJ šilumos.

7 pavyzdys Koks šilumos kiekis išsiskirs normaliosiomis sąlygomis, sudegus a) 300 litrų etano? b) 300 litrų metano?

Sprendimas

Žinant, kad 1 molis bet kurių dujų normaliosiomis sąlygomis už-ima 22,4 litrų tūrį ir žinant standartinį šiluminį efektą, gautą sudegus 1 moliui dujų, šilumos kiekį, kuris išsiskirs normaliosiomis sąlygo-mis, sudegus nurodytam dujų tūriui, apskaičiuojame sudarę atitinka-mą proporciją.

1. Žinant, kad sudegus 1 moliui metano normaliomis sąlygomis išsiskiria 1 427,84 kJ šilumos, apskaičiuojamas šilumos kie-kis, kuris išsiskirs normaliosiomis sąlygomis, sudegus 300 litrų etano, sudarius proporciją:

Sudegus 22,4 litro etano išsiskiria 1 427,84 kJ,

–’’– 300 litrų –’’– x kJ,

x = l22,4

kJ427,841l003 ⋅

= 19 122,86 kJ.

2. Apskaičiuojamas šilumos kiekis, kuris išsiskirs normalio-siomis sąlygomis, sudegus 300 litrų metano:

Sudegus 22,4 litro metano išsiskiria 802,32 kJ,

–’’– 300 litrų –’’– x kJ,

x =

l22,4

kJ802,32l003 ⋅

= 10 745,36 kJ.

Ats.: a) 19 122,86 kJ; b) 10 745,36 kJ.

94

8 pavyzdys Apskaičiuokite šilumos kiekį, kuris išsiskirs standartinėmis są-

lygomis, sureagavus 370 g vandenilio su chloru pagal reakciją, ku-rios termocheminė lygtis yra tokia:

H2(d) + Cl2(d) → 2HCl(d), ΔH0 = −184,62 kJ.

Sprendimas

Iš reakcijos lygties matyti, kad sureagavus 1 moliui vandenilio (vandenilio molinė masė yra 2 g/mol), išsiskiria 184,62 kJ šilumos. Šilumos kiekį, išsiskyrusį sureagavus 370 g vandenilio, apskaičiuo-sime sudarę proporciją:

Sureagavus 2 g vandenilio išsiskiria 184,62 kJ,

–’’– 370 g –’’– x kJ,

x = g2

kJ184,62g370 ⋅

= 34 154,47 kJ.

Ats.: 34 154,47 kJ.

Pastaba. Didžiausi šiluminiai efektai yra gaunami vykstant ne chemi-nėms, bet branduolinėms reakcijoms. Pavyzdžiui, suskilus 1 g urano išsiski-ria ≅108 kJ šilumos, o iš 4 ir 6 pavyzdžių skaičiavimų matyti, kad esant pa-kankamam deguonies kiekiui sudegus 1 g etano išsiskiria 47,6 kJ šilumos, sudegus 1 g metano išsiskiria 50,1 kJ šilumos. Šie duomenys rodo, kad vykstant kuro degimo cheminėms reakcijoms šilumos išsiskiria nepalygi-namai mažiau, nei vykstant branduolinėms reakcijoms.

7.5. Šiluminiai efektai, gaunami vykstant įvairiems virsmams

Vykstant virsmui, kurio metu keičiasi medžiagos agregatinė bū-sena (t. y. vyksta fizikinis procesas), gaunamas šiluminis efektas. Nors šiuo atveju šiluminio efekto dydis yra daug mažesnis negu cheminio proceso atveju, šiluminio efekto negalima nepaisyti.

Šiluminių efektų, atsirandančių kintant medžiagos agregatinei būsenai, pavyzdžiai galėtų būti tokie:

H2O(d) → H2O(s), ΔH0 = 44,0 kJ/mol (kondensacija),

Br2(s) → Br2(d), ΔH0 = 30,9 kJ/mol (garavimas),

95

NaOH(k) → NaOH(s), ΔH0 = 6,36 kJ/mol (lydymasis),

J2(k) → J2(d), ΔH0 = 62,24 kJ/mol (sublimacija),

B2O3(k)amorf. → B2O3(k)krist. ΔH0 = −25,08 kJ/mol (kristalizacija).

Reakcijos šiluminis efektas priklauso nuo reaguojančiųjų me-džiagų ir reakcijos produktų agregatinės būsenos bei modifikacijos. Pavyzdžiui, jodo sąveika su vandeniliu vyksta pagal reakciją:

0,5 J2 + 0,5 H2 → HJ.

Vykstant šiai reakcijai priklausomai nuo to, kietosios ar garų (dujinės) būsenos yra reakcijoje dalyvaujantis jodas, gaunami skir-tingi šiluminiai efektai:

0,5 J2(k) + 0,5 H2(d) → HJ(d),

ΔH0 = 25,94 kJ/mol (endoterminė reakcija),

0,5 J2(d) + 0,5 H2(d) → HJ(d),

ΔH0 = −5,18 kJ/mol (egzoterminė reakcija).

7.6. Entropija

Entalpijos pokytis parodo tiktai cheminės reakcijos šiluminį efektą izoterminėmis izobarinėmis sąlygomis, bet nieko nepasako apie tai, ar reakcija gali vykti savaime, kokiomis sąlygomis ji gali vykti.

Apie tai, ar cheminė reakcija gali vykti savaime izoliuotoje sis-temoje, galima spręsti pagal entropijos pokytį.

Viena iš antrojo termodinamikos dėsnio formuluočių yra tokia: izoliuotoje sistemoje savaime gali vykti tik toks procesas, kurio metu sistemos entropija didėja.

Entropija yra sistemos netvarkingumo matas. Entropija yra žy-mima raide S.

Kuo sistema yra netvarkingesnė, tuo jos entropija yra didesnė. Entropija gali būti didesnė už nulį arba lygi nuliui.

Labai švarių kristalinių kūnų, turinčių labai tvarkingą kristalinę struktūrą, 0 K temperatūroje entropija yra lygi nuliui. Kitomis sąly-gomis ji yra didesnė už nulį. Skysčio entropija visada yra didesnė už

96

kietojo kūno, kuris virto šiuo skysčiu, entropiją. Dujų (ar garų) ent-ropija visada yra didesnė už entropiją skysčio, iš kurio gautos tos dujos (ar garai).

Didėjant temperatūrai, medžiagų (nesvarbu, ar medžiaga skysta, ar dujinė, ar kieta) entropija didėja, kadangi, kylant temperatūrai, visų agregatinių būsenų medžiagose jas sudarančios dalelės ju-da greičiau.

Taigi entropija priklauso nuo medžiagos prigimties, temperatū-ros, slėgio (jei medžiaga dujinė), agregatinės būsenos.

Yra nustatyti medžiagų standartinės entropijos S0 reikšmių (jos gautos standartinėmis sąlygomis T = 298 K, p = 101 325 Pa vie-nam moliui medžiagos) absoliutieji dydžiai. Standartinė entropija S0 yra reiškiama J/mol · K.

Proceso standartinės entropijos pokytis ΔS0 yra apskaičiuojamas iš reakcijos produktų standartinių entropijų sumos atėmus reaguojan-čiųjų medžiagų standartinių entropijų sumą:

ΔS0 = Σ S0produktų – Σ S0reaguojančiųjų medžiagų. (7.8)

Skaičiavimų pagal šią formulę išvados galioja tik esant izoliuo-tai sistemai ir standartinėmis sąlygomis (T = 298 K, p = 101 325 Pa).

Pavyzdys Apskaičiavę ΔS0 nustatykite, ar standartinėmis sąlygomis izo-

liuotoje sistemoje pastovioje temperatūroje gali savaime vykti reak-cija:

2C(grafitas) + 3H2(d) → C2H6(d).

Sprendimas

1. Žinyne randamos reaguojančiųjų medžiagų ir reakcijos pro-duktų standartinių entropijų reikšmės:

S0C(grafitas) = 5,69 J/mol · K,

S0 H2(d) = 130,59 J/mol · K,

S0 C2H6(d) = 229,50 J/mol · K.

2. Apskaičiuojamas standartinės entropijos pokytis:

ΔS0 = Σ S0produktų – Σ S0reaguojančiųjų medžiagų.

97

3. Surašius reakcijoje dalyvaujančių medžiagų ΔS0 reikšmes į entropijos pokyčio apskaičiavimo formulę, gaunamas stan-dartinės entropijos pokytis:

ΔS0 = 229,50 − [(2 · 5,69) + (3 ·130,59) ] = −173,65 J/mol · K.

Ats.: reakcija vykti negali. Apie tai, ar ši reakcija gali vykti kokiomis nors kitomis sąlygo-

mis (neizoliuotoje sistemoje, kitokioje nei 298 K temperatūroje, esant kitokiam nei 101 325 Pa slėgiui), pagal ΔS0 pokytį nustatyti negalima.

7.7. Pagrindinė cheminės termodinamikos lygtis. Cheminių reakcijų vyksmo prognozavimas

7.7.1. Pagrindinė cheminės termodinamikos lygtis

Tai, ar procesas vyks realiomis (izoterminėmis izobarinėmis) są-lygomis ir kokioje temperatūroje jis vyks, galima nustatyti, remiantis pagrindine cheminės termodinamikos lygtimi:

ΔG = ΔH − TΔS; (7.9)

čia: ΔG − Gibso energijos (izobarinės laisvosios energijos) pokytis, reiškiamas kJ;

ΔH − entalpijos (pilnutinės energijos) pokytis, reiškiamas kJ; ΔS − entropijos pokytis, reiškiamas kJ/K; T − temperatūra K; TΔS − nelaisvosios energijos pokytis.

Kai ΔG < 0, procesas vyksta, ΔG = 0 pusiausvyra (grįžtamojo proceso atveju), ΔG > 0 procesas nevyksta.

Paaiškinimas. Pagrindinę cheminės termodinamikos lygtį išvedė Dž. Gibsas. Esminė nuostata, kuria vadovavosi mokslininkas išvesdamas lygtį, buvo tokia: realioje sistemoje savaime vyksta tie procesai, kurių metu pilnoji (sistemos + aplinkos) entropija didėja:

ΔS (sistemos) + ΔS (aplinkos) > 0. (p. 1)

98

Aplinkos entropijos pokytis yra tuo didesnis, kuo didesnis šilumos kie-kis yra suteikiamas aplinkai, esant kuo žemesnei aplinkos temperatūrai, t. y. aplinkos entropijos pokytis yra tiesiogiai proporcingas aplinkai suteiktam šilumos kiekiui ir atvirkščiai proporcingas aplinkos temperatūrai šilumos suteikimo aplinkai metu:

ΔS (aplinkos) = ( )

.aplinkos

T

q (p. 2)

Aplinkai suteiktas šilumos kiekis yra lygus sistemos išskirtam šilumos kiekiui, t. y. vykstant procesui sistemos ir ją supančios aplinkos šiluminiai efektai yra lygūs, tiktai turi priešingus ženklus. Sistemos šiluminis efektas yra lygus jos entalpijos pokyčiui. Įvertinus visa tai, galima užrašyti:

q (aplinkos) = −q (sistemos) = −ΔH (sistemos). (p. 3)

Į (p.1) lygtį vietoje ΔS (aplinkos) įrašius (p. 2) lygtyje nurodytą jos reikšmę, tiktai, pagal (p. 3) lygybę, vietoje „q (aplinkos)“ užrašius „−ΔH(sistemos)“, gaunama nelygybė:

ΔS (sistemos)+( )T

H sistemosΔ− > 0. (p. 4)

Padauginus abi šios nelygybės puses iš daugiklio T, gaunama nelygybė:

ΔS (sistemos) · T − ΔH (sistemos) > 0.

Padauginus abi šios nelygybės puses iš −1, gaunama nelygybė:

ΔH (sistemos) − TΔS (sistemos) < 0, (p. 5)

kuri rodo proceso vyksmo neizoliuotoje sistemoje reikalavimą, aprašytą pagrindine cheminės termodinamikos lygtimi.

Standartinėmis sąlygomis pagrindinė cheminės termodinamikos lygtis užrašoma taip:

ΔG0 = ΔH0 − T298 · ΔS0; (7.10)

čia: ΔG0 – standartinės Gibso energijos pokytis; ΔH0 – standartinės entalpijos pokytis; ΔS0 − standartinės entropijos pokytis; T298 − standartinė temperatūra (298 K).

99

Pagal ΔG0 reikšmę galima spręsti, ar vyks reakcija neizoliuotoje sistemoje standartinėmis sąlygomis:

ΔG0 < 0 procesas vyksta,

ΔG0 = 0 pusiausvyra (grįžtamojo proceso atveju),

ΔG0 > 0 procesas nevyksta. ΔG0 gali būti apytikriai apskaičiuota pagal lygtį:

ΔG0 = Σ ΔG0produktų − Σ ΔG0 reaguojančiųjų medžiagų; (7.11)

čia: ΔG0 − reakcijos standartinės Gibso energijos pokytis; Σ ΔG0produktų – reakcijos metu susidariusių produktų Gibso

energijos pokyčių suma.

Kiekvieno atskiro junginio susidarymo standartinis Gibso ener-gijos pokytis, atsirandantis susidarant 1 mol junginio iš vieninių me-džiagų, esančių standartinėmis sąlygomis, žymimas ΔG0, jo reikšmės yra pateikiamos žinynuose ir jis reiškiamas kJ/mol.

Dar kartą reikėtų akcentuoti, kad pagal ΔG0 reikšmę galima spręsti tiktai apie tai, ar gali reakcija vykti standartinėmis sąlygomis, t. y. 298 K (25 ○C) temperatūroje.

Bet kurioje kitoje temperatūroje (T) apytikriai galioja lygybė:

ΔGT = ΔH0 − T · ΔS0. (7.12)

Naudojant šią lygybę, galima prognozuoti reakcijos vyksmą bet kurioje temperatūroje.

7.7.2. Cheminių reakcijų vyksmo prognozavimas

Remiantis (7.12) lygybe ir anksčiau aprašytu reakcijos vyksmo galimybės pagal ΔG nustatymu, pagal ΔGT reikšmę (ΔGT < 0 proce-sas vyksta, ΔGT = 0 grįžtamojo proceso pusiausvyra, ΔGT > 0 procesas nevyksta), galima prognozuoti bet kurios cheminės reakcijos vyksmą.

Reakcijos vyksmo prognozavimas yra labai paprastas. Jis yra at-liekamas tokia tvarka: apskaičiuojamos ΔH0 bei ΔS0 reikšmės; re-miantis (7.12) lygybe prognozuojamas reakcijos vyksmas:

a) kai ΔH0 > 0, ΔS0 > 0, reakcija grįžtamoji (kadangi tokios

reakcijos atveju esant tam tikrai temperatūrai ΔGT bus lygi nuliui), Treakc > Tpusiausvyros;

100

b) kai ΔH0 > 0, ΔS0 < 0, reakcija nevyksta (kadangi tokios reak-

cijos atveju ΔGT reikšmės esant bet kokiai temperatūrai bus teigiamos);

c) kai ΔH0 < 0, ΔS0 > 0, reakcija negrįžtamoji (kadangi tokios

reakcijos atveju ΔGT reikšmės bus tiktai neigiamos ir ΔGT jokioje temperatūroje nebus lygi nuliui), Treakc > 0;

d) kai ΔH0 < 0, ΔS0 < 0, reakcija grįžtamoji (kadangi tokios

reakcijos atveju tam tikrai temperatūrai ΔGT bus lygi nuliui), 0 < Treakc < Tpusiausvyros.

Kad akivaizdžiai įsitikintume, jog skaičiavimai pagal pagrindinę cheminės termodinamikos lygtį tikrai leidžia prognozuoti cheminių procesų vyksmo sąlygas, 1 pavyzdyje šiais skaičiavimais prognozuo-sime plačiai žinomą ir cheminės termodinamikos skyriuje jau nagri-nėtą kalcio karbonato skilimo, susidarant CaO (statybinės kalkės) ir CO2, procesą.

1 pavyzdys Nustatykite – endoterminė ar egzoterminė, grįžtamoji ar negrįž-

tamoji yra reakcija

CaCO3(k) → CaO(k) + CO2(d)

ir kokioje temperatūroje vyksta ši reakcija.

Sprendimas

Šio ir kitų į šį panašių uždavinių sprendimo eiga yra tokia: žiny-ne surandamos reaguojančiųjų medžiagų ir reakcijos produktų ΔH0 bei

ΔS0 reikšmės; apskaičiuojamas reakcijos standartinis šiluminis efektas; apskaičiuojamas reakcijos standartinės entropijos pokytis; prognozuojamas reakcijos vyksmas.

Kalcio karbonato skilimo reakcijos standartinis šiluminis efektas ΔH0 jau yra apskaičiuotas 7.4.3. poskyrio 1 pavyzdyje, tačiau, norint šį uždavinį spręsti pagal anksčiau nurodytąją sprendimo eigą, kalcio karbonato skilimo standartinio šiluminio efekto ΔH0 skaičiavimas bus kartojamas.

1. Žinyne surandami visų reakcijoje dalyvaujančių medžiagų susidarymo standartiniai šiluminiai efektai ΔH0 ir standarti-nės entropijos S0:

101

ΔH0CaCO3(k) = −1212,10 kJ/mol,

ΔH0CaO(k) = −635,10 kJ/mol,

ΔH0CO2(d) = −393,51 kJ/mol.

S0CaCO3(k) = 92,90 J/mol · K,

S0CaO(k) = 39,80 J/mol · K,

S0CO2(k) = 213,65 J/mol · K.

2. Apskaičiuojamas reakcijos standartinis šiluminis efektas:

ΔH0 = Σ ΔH0 produktų − Σ ΔH0 reaguojančiųjų medžiagų,

ΔH0 = [(−635,10) + (−393,51)] − (−1212,10) = 183,49 kJ/mol.

Gautoji ΔH0 reikšmė rodo, kad reakcijos standartinis šiluminis efektas yra teigiamas (ΔH0

> 0). Tai reiškia, kad reakcija yra endo-terminė (šiluma yra sunaudojama).

3. Apskaičiuojamas reakcijos standartinės entropijos pokytis:

ΔS0 = Σ S0produktų – Σ S0reaguojančiųjų medžiagų.

ΔS0 = (39,80 + 213,65) – 92,90 =

160,55 · J/mol K = 0,1606 kJ/mol · K.

Gautoji ΔS0 reikšmė rodo, kad reakcijos standartinės entropijos pokytis yra teigiamas (ΔS0 > 0).

4. Prognozuojamas reakcijos vyksmas: a) kadangi ΔH0

> 0 ir ΔS0 > 0 (ΔH0 ir ΔS0 reikšmių ženklai yra vienodi ir teigiami), reakcija yra grįžtamoji, jos vyksmo temperatūrinis intervalas Treakc > Tpusiausvyros;

b) apskaičiuojama reakcijos pusiausvyros temperatūra pa-gal (7.12) lygtį:

ΔGT = ΔH0 − TΔS0.

Įrašius į šią lygtį anksčiau apskaičiuotąsias reakcijos ΔH0, ΔS0 reikšmes ir įrašius ΔGT reikšmę, kuri, kaip jau buvo nurodyta, pu-siausvyros sąlygomis yra lygi nuliui, gaunama lygtis su vienu neži-nomuoju:

102

0 = 183,49 − Tpusiausvyros 0,1606,

Tpusiausvyros = 1606,0

49,183 = 1142,53 K arba tpusiausvyros = 869,53 °C .

Kadangi, kaip buvo nurodyta, šios reakcijos atveju Treakc > Tpusiausvyros, galima rašyti, kad Treakc > 1142,53 K arba treakc > 869,53 °C . Ats.: reakcija endoterminė, grįžtamoji; Treakc > 1142,53 K arba

treakc > 869,53 °C.

Paaiškinimas. Kiek reikia pakelti temperatūrą daugiau kaip 869,53 °C, kad procesas vyktų pakankamai sparčiai ir temperatūra nebūtų per daug aukšta, tam, kad nekiltų pavojus susidaryti stambiakristalės struktūros CaO, kuris yra gerokai mažiau aktyvus už smulkiakristalės struktūros CaO, yra nustatoma, atliekant specialius tyrimus, apie kuriuos bus aiškinama specia-liuosiuose statybinių statybinių medžiagų kursuose.

Atlikti skaičiavimai labai tiksliai galioja labai gryno kalcio karbonato (CaCO3) skilimo reakcijai, susidarant CaO (kalkėms). Pramoniniu bū-du gaminant kalkes naudojamos medžiagos (kalkakmenis, klintys) nėra chemiškai grynas kalcio karbonatas, nors jis ir sudaro esminę šių medžiagų sudėtinę dalį. Todėl kalcio karbonato, įeinančio į šių medžiagų sudėtį, ski-limo reakcijos pusiausvyros temperatūra priklausomai nuo šiose medžiago-se esančių kitų komponentų kiekio svyruoja.

Dėl nurodytųjų priežasčių kalkių gamyboje naudojamų gamtinių žalia-vų degimo temperatūra yra nustatoma kiekvienam konkrečiam žaliavos at-vejui ir ji vienais atvejais gali būti žemesnė, kitais – aukštesnė už teoriškai apskaičiuotąją kalcio karbonato skilimo temperatūrą. Literatūroje, kurioje aprašoma kalkių gamybos technologiją, nurodoma, kad kalkės pramoniniu būdu gaunamos degant kalkakmenį, klintis, kreidą 850 °C−1 100 °C tempe-ratūroje.

Šiame pavyzdyje teoriniu būdu pagal pagrindinę cheminės termodina-mikos lygtį apskaičiuota kalcio karbonato skilimo temperatūra patenka į nurodytąjį intervalą ir tai akivaizdžiai rodo, kad, atlikus skaičiavimus pagal pagrindinę cheminės termodinamikos lygtį, galima prognozuoti praktinių procesų vyksmą.

Ir dar. Kalcio karbonato skilimo (kaip ir bet kurio kito cheminio proce-so) vyksmo galimybę standartinėmis sąlygomis (esant 25 °C , t. y. kambario temperatūroje) galima nustatyti apskaičiavus ΔG0 pagal (7.10) lygtį:

ΔG0 = ΔH0 – T298 · ΔS0,

103

ΔG0 = 1843,49 − 298 · 0,1606 = 135,63 kJ.

Skaičiavimai rodo, kad kambario temperatūroje šis procesas nevyksta (kalcio karbonatas kambario temperatūroje neskyla), kadangi ΔG0 > 0. Šis skaičiavimas dar kartą patvirtina pagrindinės cheminės termodinamikos lygties taikymo cheminiam procesui prognozuoti galimybę.

Apytiksliai apie proceso vyksmo savaimingumą standartinėmis sąly-gomis (25 °C temperatūroje) galima spręsti iš standartinės Gibso energijos pokyčio, apskaičiuoto pagal (7.11) lygtį:

ΔG0 = Σ ΔG0produktų − Σ ΔG0

reaguojančiųjų medžiagų.

Reakcijos produktų ir reaguojančiųjų medžiagų susidarymo standarti-nius gibso energijos pokyčius ΔG0 randame žinyne. Jie yra tokie:

ΔG0CaCO3(k) = −1128,75 kJ/mol,

ΔG0CaO(k) = −604,20 kJ/mol,

ΔG0CO2(k) = −394,38 kJ/mol,

ΔG0 = (−604,20) + (−394,38) − (−1128,75) = 130,17 kJ.

Šie rezultatai beveik sutampa su rezultatais, gautais skaičiuojant ΔG0 reikšmę pagal pagrindinę cheminės termodinamikos lygtį ir rodo, kad stan-dartinėmis sąlygomis ΔG0 reikšmė gali būti apytiksliai apskaičiuota pagal (7.11) lygtį.

2 pavyzdys Nustatykite, kokia – endoterminė ar egzoterminė, grįžtamoji ar

negrįžtamoji yra reakcija:

CO(d) + 3H2(d) → CH4(d) + H2O(d).

Taip pat nustatykite, kokioje temperatūroje vyks ši reakcija.

Sprendimas

Šio pavyzdžio uždavinį reikia spręsti analogiškai kaip 1 pavyz-džio uždavinį.

Norint nustatyti endoterminė ar egzoterminė yra užrašytoji reak-cija, reikia apskaičiuoti jos šiluminį efektą. Norint nustaty-ti grįžtamoji ar negrįžtamoji yra reakcija ir taip pat nustatyti jos vyksmo temperatūrą, reikia apskaičiuoti reakcijos ΔH0 ir ΔS0 reikš-mes.

104

1. Žinyne surandami visų reaguojančiųjų medžiagų ir reakcijos produktų susidarymo standartiniai šiluminiai efektai ΔH0 ir standartinės entropijos S0:

ΔH0CO(d) = −110,52 kJ/mol,

ΔH0 H2(d) = 0,

ΔH0CH4(d) = −74,85 kJ/mol,

ΔH0H2O(d) = −241,83 kJ/mol.

S0CO(d) = 197,91 J/mol · K,

S0 H2(d) = 130,59 J/mol · K,

S0CH4(d) = 186,19 J/mol · K,

S0H2O(d) = 188,72 J/mol · K.

Šias reikšmes labai patogu surašyti į 7.1 lentelę:

7.1 lentelė. ΔH0 ir S0 reikšmės

Medžiagos Reaguojančiosios

medžiagos Produktai (reakcijos metu susidariusios medžiagos)

ΔH0, S0

CO(d) H2(d) CH4(d) H2O(d) ΔH0, kJ/mol −110,52 0 −74,85 −241,83 S0, J/mol · K 197,91 130,59 186,19 188,72

2. Apskaičiuojamas reakcijos standartinis šiluminis efektas:

ΔH0 = Σ ΔH0 produktų − Σ ΔH0 reaguojančiųjų medžiagų.

ΔH0 = [1 · ΔH0CH4(d) + 1 · ΔH0H2O(d) ] −

[1 · ΔH0CO(d) + 3 · ΔH0 H2(d)].

ΔH0 = [1 · (−74,85) + 1· (−241,83)] −

[1 · (− 110,52) + 3 · 0] = − 206,16 kJ.

Reakcijos šiluminis efektas ΔH0 neigiamas, tai reiškia, kad reak-cija egzoterminė.

105

3. Apskaičiuojamas reakcijos standartinės entropijos pokytis:

ΔS0 = Σ S0produktų – Σ S0reaguojančiųjų medžiagų.

ΔS0 = [1 · S0CH4(d) + 1 · S0H2O(d) ] −

[1 · S0CO(d) + 3 · S0 H2(d)],

ΔS0= (1 · 186,19 + 1 ·188,72) −

(1 ·197,1 + 3 · 130,59) = −214,77 J/mol · K.

4. ΔH0 <

0, ΔS0< 0 (ΔH0 ir ΔS0 reikšmių ženklai yra vienodi ir

neigiami), tai reiškia, kad reakcija grįžtamoji ir kad šios reakcijos temperatūrinis intervalas:

0 < Treakc < Tpusiausvyros.

5. Žinant, kad esant pusiausvyrai ΔGT = 0, pagal (7.12) lygtį ap-skaičiuojama reakcijos pusiausvyros temperatūra Tpusiausvyros:

ΔGT = ΔH0 − T · ΔS0,

0 = ΔH0 − Tpusiausvyros · ΔS0, 0 = −206,16 − Tpusiausvyros · (−0,21477),

Tpusiausvyros = 21477,0

16,206 = 959,91 K.

Tpusiausvyros = 959,91 K arba tpusiausvyros = 686,91 °C .

Ats.: reakcija egzoterminė, grįžtamoji; 0 < Treakc < 959,91 K.

3 pavyzdys Apskaičiuokite reakcijos

4NH3(d) + 5O2(d) → 4NO(d) + 6H2O(d)

ΔH0, ΔS0, ΔGT ir nustatykite:

egzoterminė ar endoterminė yra ši reakcija; grįžtamoji ar negrįžtamoji ji yra; ar gali ši reakcija vykti 400 K temperatūroje.

106

Sprendimas

1. Žinyne surandami reaguojančiųjų medžiagų ir reakcijos produktų susidarymo standartiniai šiluminiai efektai bei standartinės entropijos ir šios reikšmes, kad būtų patogiau naudoti, surašomos į 7.2 lentelę:

7.2 lentelė. ΔH0 ir S0 reikšmės

Medžiagos Reaguojančiosios

medžiagos Produktai (reakcijos metu susidariusios medžiagos)

ΔH0, S0

NH3(d) O2(d) NO(d) H2O(d) ΔH0, kJ/mol −46,19 0 +90,37 −241,83 S0, J/mol · K 192,50 205,03 210,20 188,72

2. Apskaičiuojamas reakcijos standartinis šiluminis efektas:

ΔH0 = Σ ΔH0 produktų − Σ ΔH0 reaguojančiųjų medžiagų.

ΔH0 = [4 · ΔH0NO(d) + 6 · ΔH0H2O(d)] −

[4 · ΔH0NH3(d) + 5 · ΔH0O2(d)],

ΔH0 = [4 · 90,37 + 6 · (− 241,83)] −

[4 · (−46,19) + 5 · 0] = − 904,74 kJ.

Reakcijos šiluminis efektas ΔH0 neigiamas, tai reiškia, kad reak-cija egzoterminė.

3. Apskaičiuojamas reakcijos standartinės entropijos pokytis:

ΔS0 = Σ S0produktų – Σ S0reaguojančiųjų medžiagų.

ΔS0 = [4 · S0NO(d) + 6 · S0H2O(d)] −

[4 · S0NH3(d) + 5 · S0O2(d)],

ΔS0 = (4 · 210,20 + 6 · 188,72) − (4 · 192,50 + 5 · 205,03) =

+177,97 J/K = 0,17797 kJ/K.

4. ΔH0 <

0, ΔS0 > 0 (ΔH0 ir ΔS0 reikšmių ženklai yra nevienodi, ΔH0

< 0, ΔS0 > 0), tai reiškia, kad reakcija negrįžtamoji.

107

5. Pagal (7.12) lygtį apskaičiuojama ΔGT reikšmė 400 K tempe-ratūroje:

ΔGT = ΔH0 − T · ΔS0,

ΔGT = −904,74 − 400 · 0,17797 = −975,93 kJ.

Kadangi ΔGT reikšmė 400 K temperatūroje yra neigiama, reakci-ja vyks 400 K temperatūroje. Ats.: reakcija egzoterminė, negrįžtamoji; vyks 400 K temperatūroje.

Apie tai, ar reakcija vyks 400 K temperatūroje, buvo galima nu-statyti ir neskaičiuojant ΔGT. Kadangi ΔH0

< 0, ΔS0 > 0 (ženklai yra

nevienodi, ΔH0 ženklas neigiamas, ΔS0 ženklas teigiamas), reakcijos temperatūrinis intervalas Treakc > 0. 400 K temperatūra yra didesnė už 0 K, tai reiškia, kad reakcija šioje temperatūroje vyks.

4 pavyzdys Naudodami ΔG0 apskaičiavimo standartinėmis sąlygomis iš rea-

guojančiųjų medžiagų ir reakcijos produktų susidarymo standarti-nių gibso energijos pokyčių, nustatykite, ar vyks standartinėmis sąly-gomis reakcija:

SiO2(k) + 2NaOH(s) → Na2SiO3(k) + H2O(s).

Sprendimas

1. Žinyne surandami reaguojančiųjų medžiagų ir reakcijos pro-duktų susidarymo standartinės Gibso energijos pokyčiai (ΔG0):

ΔG0 SiO2(k) = −803,75 kJ/mol,

ΔG0 NaOH(s) = −419,50 kJ/mol,

ΔG0 Na2SiO3(k) = −427,80 kJ/mol,

ΔG0 H2O(s) = −237,19 kJ/mol.

2. Apskaičiuojamas reakcijos standartinis Gibso energijos pokytis:

ΔG0 = Σ ΔG0produktų − Σ ΔG0

reaguojančiųjų medžiagų,

ΔG0 = [(−1427,80) + (−237,19)] − [(−803,75) + 2(−419,50)] = −22,24 kJ.

108

Kadangi ΔG0 < 0 (reikšmė neigiama), reakcija standartinėmis są-lygomis (298 K temperatūroje) vyks. Ats.: reakcija vyks.

Paaiškinimas. Ši reakcija kambario temperatūroje vyksta, tačiau vyksta labai lėtai.

Remiantis termodinaminiais skaičiavimais, galima nustatyti, ar chemi-nė reakcija apskritai vyksta, ar ji yra grįžtamoji ar negrįžtamoji ir koks jos temperatūros intervalas. Tačiau šiais skaičiavimais negalima nustatyti, kaip greitai vyksta reakcija ir kokiu būdu galima ją pagreitinti. Taip pat ne-galima nustatyti, kaip perstumti reakcijos pusiausvyrą, jeigu reakcija yra grįžtamoji. Cheminių procesų greitį, greičio keitimo galimybes nagrinė-ja cheminė kinetika. Grįžtamųjų reakcijų pusiausvyros poslinkį nagrinėja cheminė pusiausvyra.

109

8. TIKRIEJI TIRPALAI (TIRPALAI)

Tikrieji tirpalai yra viena iš dispersinių sistemų. Tikrųjų tirpalų, kaip dispersinės sistemos, aiškesniam supratimui

toliau trumpai išdėstytas dispersinės sistemos apibrėžimas ir nurody-ta dispersinių sistemų klasifikacija.

Dispersinė sistema yra gaunama vienai medžiagai pasklidus smulkių dalelių pavidalu kitoje medžiagoje. Pasklidusioji medžiaga yra vadinama dispersine faze, o medžiaga, kurioje yra pasklidusi dis-persinė fazė, vadinama dispersine terpe.

Dispersinę fazę gali sudaryti kelios ištirpusių medžiagų dalelės. Priklausomai nuo dispersinės fazės dalelių dydžio dispersinės si-

stemos yra skirstomos į tris grupes: � 1-oji grupė – tikrieji tirpalai (dispersinės dalelės moleku-

lės ar jonai, jų dydis <1 nm, t. y. <0,001 μm; 1 μm = 1 000 nm = 10 000 Å).

� 2-oji grupė – koloidinės sistemos, kurioms priklauso ir ko-

loidiniai tirpalai (dispersinės fazės dalelių dydis 1–100 nm, t. y. 0,001–0,1 μm).

� 3-ioji grupė – stambiadispersinės sistemos (dispersinės fazės dalelės didesnės nei 100 nm, t. y. >0,1 μm).

Koloidinės ir stambiadispersės sistemos (2-oji ir 3-ioji grupės) susideda iš atskirų skirtingų fazių, atskirtų viena nuo kitos paviršiu-mi, todėl šios sistemos yra heterogeninės. Šiose sistemose dispersinė fazė ir dispersinė terpė gali būti trijų būsenų: dujinė, kietoji ir skystoji.

Tikrieji tirpalai gaunami tada, kai tirpiklyje ištirpusi medžiaga pasklinda jame molekulių ar jonų pavidalu. Tikruosiuose tirpaluose, skirtingai nei koloidinėse ir stambiadispersėse sistemose, nėra fazės, kuri būtų paviršiumi atskirta nuo kitos fazės. Todėl tikrieji tirpalai yra homogeninė dispersinė sistema.

Tikrieji tirpalai paprastai yra vadinami vienu žodžiu – tirpalai. Tai, kas buvo išdėstyta, rodo, kad tikrieji tirpalai (trumpiau – tir-

palai) yra homogeninė sistema, susidedanti iš tirpiklio ir tirpinio (iš-tirpintos medžiagos, o jeigu tirpiklyje yra ištirpinamos kelios me-džiagos – tai iš ištirpintų medžiagų), kuris yra pasklidęs tirpiklyje

110

molekulių ar jonų pavidalu. Tirpiklis yra komponentas, kuris tirpale nekeičia savo agregatinės būsenos ir kurio tirpale yra daugiau. Tirpi-nys yra komponentas (ištirpusi medžiaga), kuris gali būti iš sistemos išskirtas. Pavyzdžiui, NaCl vandeniniame tirpale yra du komponen-

tai: tirpiklis (vanduo) ir tirpinys NaCl, pasklidęs vandenyje +

Na ir −

Cl jonų pavidalu. Tirpalų sudėtis yra kintama. Tame pačiame tir-piklio kiekyje galima ištirpinti įvairius medžiagos (tirpinio) kiekius. Kintama tirpalų sudėtis daro juos panašius į mišinius, o tokios tirpalų savybės, kaip vienalytiškumas, tirpiklio ir tirpinio sąveika, šiluminis efektas, kuris gaunamas susidarant tirpalams, daro juos panašius į junginius, tačiau cheminiais junginiais tirpalų pavadinti negalima, kadangi tirpinamos medžiagos ir tirpiklio kiekiai tirpale nėra ekviva-lentiški.

8.1. Medžiagų tirpimas ir tirpalų susidarymas

Medžiaga tirpsta tiktai susilietusi su tirpikliu, kai atsiranda trau-kos jėgos tarp tirpinamos medžiagos ir tirpiklio molekulių. Tirpinant kietą kristalinę medžiagą, tirpiklio molekulės įsiskverbia į kristali-nę gardelę, suardydamos joje esančius ryšius tarp dalelių, ir dalelės pereina į tirplą – ištirpsta. Perėjusios į tirpalą dalelės skverbiasi gilyn į tirpiklį (difunduoja). Jos gali vėl atgal įsiskverbti į kristalinę gardelę ir tada vyksta ištirpusios medžiagos kristalizacijos procesas.

Dujinių medžiagų ištirpsta tik tos molekulės, kurios priartėja prie tirpiklio paviršiaus ir yra jo pritraukiamos. Dalis ištirpusių dujų molekulių nugali tirpiklio trauką ir iš jo išlekia.

Kai tirpinamos medžiagos dalelių ištirpsta tiek pat, kiek jų vėl išsiskiria iš tirpalo, tirpale nusistovi dinaminė pusiausvyra:

neištirpusi medžiaga ⇔ ištirpusi medžiaga.

Tirpalas, kuriame yra nusistovėjusi dinaminė pusiausvyra, yra vadinamas sočiuoju. Aušinant sotųjį tirpalą, ištirpusi medžiaga pra-deda kristalizuotis. Tačiau lėtai aušinant sotųjį tirpalą, gautą ištirpi-nus medžiagą, kurios tirpumas kylant temperatūrai didėja, medžia-ga gali ir neišsikristalinti ir tada tirpale bus daugiau medžiagos, negu jos gali ištirpti, esant tai temperatūrai. Taip atsitinka dėl to, kad nu-rodytuoju atveju aukštesnėje temperatūroje čia aptariama medžiaga

111

ištirpsta geriau negu žemesnėje. Tokie tirpalai yra vadinami persotin-taisiais. Persotintieji tirpalai yra nepatvarūs – įmetus į tokį tirpalą kietos medžiagos gabalėlį (ant jo paviršiaus susidarys kristalizacijos centrai), išsikristalins ištirpusios medžiagos perteklius. Kristalizaci-jos centrais gali būti ir indo sienelės.

Tirpimo procesą aiškina dvi teorijos: fizikinė teorija ir cheminė teorija. Fizikinę tirpimo teoriją pateikė vant’Hofas, S. Arenijus ir V. Nernstas. Pagal šią teoriją ištirpusios medžiagos dalelės pasiskirs-to tirpiklyje panašiai, kaip kad dujų molekulės pasklinda tam tikrame tūryje. Šie mokslininkai teigė, kad praskiestiems tirpalams galima taikyti dujų dėsnius.

D. Mendelejevas ir I. Kablukovas pateikė cheminę tirpimo teori-ją, pagal kurią medžiagos tirpimas yra iš esmės jos cheminė sąveika su tirpikliu. Šios sąveikos metu susidaro tam tikri junginiai, vadinami solvatais. Jei tirpiklis vanduo, junginiai vadinami hidratais (šie pa-vadinimai kilę iš lotynų kalbos žodžių: solvere – tirpti, hydro – vanduo).

Ryšys tarp tirpiklio ir ištirpintos medžiagos molekulių nėra stip-rus, todėl vieni solvatai irsta, o vietoje jų susidaro nauji. Solvatų su-dėtis priklauso nuo ištirpusios medžiagos koncentracijos ir tempera-tūros: didėjant tirpalo koncentracijai ir temperatūrai, tirpiklio molekulių solvatuose mažėja.

Šiuo metu aiškinant medžiagų tirpimą ir tirpalų savybes vado-vaujamasi abiem teorijom. Neelektrolitų tirpalų, kuriems susidarant ištirpusioji medžiaga pasklinda tirpiklyje atskiromis molekulėmis, kurios nesąveikauja su tirpikliu, atveju yra taikoma fizikinė teorija, o elektrolitų tirpalų, kuriems susidarant ištirpusioji medžiaga pasklinda tirpiklyje jonų, sąveikaujančių su tirpiklio molekulėmis, pavidalu, atveju taikoma cheminė teorija.

Vienas geriausių jonines medžiagas tirpinančių tirpiklių yra vanduo, nes jo molekulės yra stipriai polinės. Tarp vandens ir tirpi-namos medžiagos atsiranda stipri sąveika. Dažnai vandens molekulės ir ištirpusios medžiagos dalelės būna taip stipriai susijungusios, kad medžiagai išsikristalinant, vanduo patenka į kristalų sudėtį. Taip su-sidariusios medžiagos, pavyzdžiui, CuSO4 · 5H2O, CaSO4 · 2H2O, CaSO4 · 0,5H2O, Na2SO4 · 10H2O, vadinamos kristalohidratais, o vanduo jose – kristalizaciniu vandeniu.

112

8.2. Tirpimo proceso šiluminis efektas

Medžiagų tirpimas yra sudėtingas procesas. Joms tirpstant yra gaunamas šiluminis efektas: šiluma arba išsiskiria, arba yra su-naudojama. Jeigu yra tirpinama kristalinė medžiaga, šiluma pirmiau-sia yra sunaudojama tos medžiagos kristalinei gardelei suardyti. Šis procesas yra endoterminis, jo entalpijos pokytis ΔH1 yra teigiamas (ΔH1> 0). Medžiagai ištirpus, jos dalelės sąveikauja su tirpiklio mo-lekulėmis – solvatuojasi arba hidratuojasi. Šis procesas yra egzoter-minis, jo entalpijos pokytis ΔH2 yra neigiamas (ΔH2 < 0). Solvatuotos arba hidratuotos dalelės sklinda tirpale, t. y. difunduoja. Šis procesas yra endoterminis ir jo šiluminis efektas ΔH3 yra teigiamas (ΔH3 > 0).

Remdamiantis tuo, kas buvo pasakyta, kietos kristalinės medžia-gos tirpimo šiluminį efektą galime užrašyti kaip minėtųjų šiluminių efektų sumą:

ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3, (8. 1)

čia: ΔH1 > 0 (endoterminis efektas); ΔH2 < 0 (egzoterminis efektas); ΔH3 > 0 (endoterminis efektas).

ΔH3 reikšmė yra labai maža, todėl nustatant medžiagų tirpimo ši-luminį efektą į ją neatsižvelgiama. Taigi kietų kristalinių medžiagų tirpimo šiluminis efektas priklauso tik nuo ΔH1 ir ΔH2.

Dujinių medžiagų tirpimo šiluminis efektas priklauso tik nuo ΔH2, kuris, kaip nurodyta, visada yra neigiamas. Taigi dujinių me-džiagų tirpimo procesas visada yra egzoterminis.

8.3. Medžiagų tirpumas skysčiuose

Medžiagų gebėjimą tirpti tirpikliuose apibūdina jų tirpumas.

8.3.1. Dujų tirpumas skysčiuose

Dujų tirpumas skysčiuose yra reiškiamas sočiajame dujų tirpale, esant 101 325 Pa slėgiui ir 298 K temperatūrai, ištirpusių dujų tūriu skysčio tūrio vienete (dažniausiai reiškiamas ml/l). Pavyzdžiui, dujų tirpumas 40 ml viename litre vandens.

113

Dujų tirpumas skysčiuose priklauso nuo skysčio (jis šiuo atveju vadinamas tirpikliu) ir dujų savybių, slėgio ir temperatūros.

Dujų tirpumo skysčiuose priklausomybė nuo dujų

ir skysčio savybių

Dujos, kurių molekulės yra polinės, geriau tirpsta poliniuose tir-pikliuose (pavyzdžiui, vandenyje). H2S, HCl dujos gerai tirpsta van-denyje. Nepolines molekules turinčios dujos (H2, O2, N2, inertinės dujos) geriau tirpsta nepoliniuose tirpikliuose (pavyzdžiui, benzine).

Dujos, kurios labai gerai reaguoja su vandeniu (pavyzdžiui, NH3), labai gerai tirpsta vandenyje.

Dujų tirpumo skysčiuose priklausomybė nuo slėgio

Dujų tirpumo skysčiuose priklausomybę nuo slėgio nusako Henrio dėsnis, kuris formuluojamas taip: pastovioje temperatūroje dujų tirpumas skysčiuose yra tiesiogiai proporcingas dujų slėgiui. Šis dėsnis gali būti taikomas tik tada, kai tirpinamų dujų slėgis yra nedi-delis ir dujos nereaguoja su tirpikliu. Jei tirpstančios dujos reaguoja su tirpikliu, tai šis dėsnis netinka, dujos šiuo atveju labai gerai tirpsta, nors slėgis ir mažas.

Kai yra tirpinamas dujų mišinys, tai kiekvienų mišinį sudarančių dujų tirpumas, atskirai paėmus, priklauso ne nuo viso mišinio slėgio, o tik nuo tų dujų dalinio slėgio. Dujų, esančių dujų mišinyje, tirpumą nusako Henrio ir Daltono dėsnis, kuris formuluojamas taip: kiek-vieno dujų mišinio komponento tirpumas pastovioje temperatūroje yra tiesiogiai proporcingas šio komponento daliniam slėgiui. Pavyz-džiui, tirpstant orui vandenyje, deguonies ištirpsta perpus mažiau negu azoto, nors paties vieno deguonies tirpumas atskirai paėmus du kartus didesnis negu azoto. Taip yra todėl, kad deguonies dalinis slė-gis ore yra maždaug 4 kartus mažesnis negu azoto.

Dujų tirpumo skysčiuose priklausomybė nuo temperatūros

Keliant temperatūrą, dujų tirpumas skysčiuose mažėja, o maži-nant – didėja, kadangi dujų tirpimo procesas yra egzoterminis Pagal Le Šateljė principą, keliant temperatūrą, pradeda intensyvėti šilumą

114

absorbuojantis – endoterminis – procesas, t. y. dujų garavimas (išsi-skyrimas) iš tirpalo. Todėl tirpalą virinant jame ištirpusios dujos iš-garuoja.

8.3.2. Skysčių tirpumas skysčiuose

Skysčių tirpimas vienas kitame dar vadinamas skysčių maišy-musi. Maišymasis reiškiamas skysčių tūrių santykiu, kuriam esant gaunamas sotusis tirpalas. Pavyzdžiui, sakome, kad skysčiai A ir B maišosi santykiu 1:5. Tai reiškia, kad skysčiai A ir B susimai-šys gerai, jei 50 ml A skysčio sumaišysime su 250 ml B skysčio. Čia nurodytuosius skysčių tūrius galima proporcingai keisti – didinti ar mažinti, svarbu, kad išliktų nurodytasis šių skysčių santykis. Skysčių tirpumas skysčiuose priklauso nuo skysčių savybių ir temperatūros.

8.3.2.1. Skysčių tirpumo skysčiuose priklausomybė nuo

skysčių savybių

Panašaus poliškumo skysčiai maišosi vienas su kitu bet kokiu santykiu, sudarydami mišinius. Pavyzdžiui, vanduo labai gerai mai-šosi su etilo spiritu. Vanduo gerai maišosi ir su glicerinu. Etanolis (etilo spiritas) ir glicerinas turi hidroksido grupes ir su H2O moleku-lėmis sudaro vandenilinius ryšius. Kuo didesnė hidroksido grupes turinčių medžiagų molinė masė, tuo tos medžiagos blogiau tirpsta vandenyje.

Skysčiai, kurių poliškumas yra skirtingas (vieno iš jų molekulės polinės, o kito – nepolinės) tarp savęs nesimaišo. Pavyzdžiui, van-duo, kurio molekulės yra polinės, nesimaišo su nepolines molekules turinčiu benzinu.

8.3.2.2. Skysčių tirpumo skysčiuose priklausomybė nuo

temperatūros

Keliant temperatūrą, skysčių tirpumas skysčiuose didėja. Kai kurie skysčiai ribotai tirpsta vienas kitame. Pavyzdžiui,

anilinas ribotai tirpsta vandenyje. Sumaišius aniliną su vandeniu, susidaro du sluoksniai – apatinis sluoksnis – sotusis anilino tirpalas vandenyje, viršutinis – sotusis vandens tirpalas aniline. Keliant temperatūrą, šių skysčių tirpumas vienas kitame didėja tol, kol

115

pasiekiama tokia temperatūra, kai abu skysčiai susimaišo. Ši tempe-ratūra yra vadinama krizine tirpimo temperatūra.

8.3.3. Kietų medžiagų tirpumas skysčiuose

Kietų medžiagų tirpumas skysčiuose apibūdinamas tam tikroje temperatūroje susidariusiame sočiajame tirpale ištirpusios medžiagos kiekiu, tenkančiu tam tikram tirpiklio kiekiui (dažniausiai – gramais ištirpusios medžiagos, tenkančios 100 g tirpiklio 20 °C temperatūroje).

Pažymėtina, kad nėra medžiagų, kurios būtų visai netirpios van-denyje:

a) jeigu 100 g vandens ištirpsta ne daugiau 0,01 g medžiagos, ji vadinama netirpia;

b) jeigu 100 g vandens ištirpsta 0,01–3 g medžiagos, ji vadi-nama mažai tirpia;

c) jeigu 100 g vandens ištirpsta daugiau kaip 3 g medžiagos, ji vadinama tirpia.

Kietų medžiagų tirpumas skysčiuose priklauso nuo tirpinamos medžiagos savybių, tirpiklio savybių bei temperatūros.

Kietų medžiagų tirpumo skysčiuose priklausomybė nuo

tirpinamos medžiagos ir tirpiklio savybių

Joninės bei polines molekules turinčios molekulinės medžia-gos gerai tirpsta poliniuose tirpikliuose (pavyzdžiui, vandenyje, eta-nolyje). Medžiagos, kurių molekulės yra nepolinės, gerai tirpsta ne-poliniuose tirpikliuose (pavyzdžiui, benzine, dichloretane).

Kietų medžiagų tirpumo skysčiuose priklausomybė nuo

temperatūros

Kietų medžiagų tirpumo priklausomybė nuo temperatūros yra nevienareikšmė. Vienų medžiagų tirpumas keliant temperatūrą didėja (NaNO3, KNO3, KCl, NaCl, K2SO4), o kitų – mažėja (Na2CO3, Na2SO4, KOH), dar kitų – beveik nepriklauso nuo temperatūros. Ke-liant temperatūrą mažėja tirpumas tų medžiagų, kurių tirpimo proce-sas yra egzoterminis, o didėja tirpumas tų medžiagų, kurių tirpimo prosesas yra endoterminis. Tirpimo procesas yra egzoterminis tų me-džiagų, kurių kristalinei gardelei suardyti reikia mažiau šilumos, nei

116

jos išsiskiria vykstant solvatacijai. Tirpimo procesas yra endotermi-nis tų medžiagų, kurių kristalinei gardelei suardyti reikia daugiau šilumos nei jos išsiskiria vykstant solvatacijai.

Kristalohidratų tirpumo vandenyje priklausomybės nuo tempera-tūros kreivė turi lūžį. Lūžis atsiranda toje temperatūroje, kurioje kris-talhidratas skyla į bevandenę (paprastą) druską ir vandenį. Pavyz-džiui, Na2SO4·10H2O skyla į druską ir vandenį 303 K (30 °C temperatūroje).

Jeigu kieta medžiaga yra tirpinama dviejuose tarp savęs nesim-aišančiuose tirpikliuose (pavyzdžiui, vandens ir anglies disulfido mi-šinyje plakamas jodas), tai, esant tam tikrai temperatūrai ir slėgiui, abiejuose skysčiuose ištirpusios medžiagos koncentracijų santykis yra pastovus dydis, nepriklausantis nuo tirpinamos medžiagos kiekio. Šis teiginys yra vadinamas pasiskirstymo dėsniu. Šio dėsnio mate-matinė išraiška yra tokia:

C

C

2

1 = k; (8.2)

čia: C1 ir C2 – ištirpusios medžiagos koncentracijos viename ir kita-me skysčiuose, kurie tarp savęs nesimaišo;

k – pasiskirstymo koeficientas.

Jodas anglies disulfide ir vandenyje pasiskirsto santykiu 600 : 1 nepriklausomai nuo jodo kiekio, kuris yra tirpinamas.

Remiantis pasiskirstymo dėsniu, iš labai praskiestų tirpa-lų galima išekstrahuoti ištirpusią medžiagą: medžiagos tirpalas yra plakamas su kitu, nesimaišančiu su pirmuoju, tirpikliu, kuriame ta medžiaga geriau tirpsta. Tada medžiaga pereina į naują tirpiklį, iš kurio išgarinama arba išgaunama kitokiu būdu.

8.4. Tirpalų procentinė, molinė, molinė ekvivalentų (normalinė) ir molialinė koncentracijos

Viena svarbiausių tirpalų charakteristikų yra jų koncentracija. Sprendžiant chemijos uždavinius labai dažnai tenka skaičiuoti

tirpalų koncentracijas. Todėl studentams labai svarbu gerai išmokti šiuos skaičiavimus.

117

Anksčiau buvo nurodyta, kad tirpalai – tai homogeninės siste-mos, susidedančios iš tirpinio (ištirpusios medžiagos) ir tirpiklio (skysčio, kuriame yra ištirpęs ir pasklidęs tirpinys):

tirpalas = tirpiklis + tirpinys.

Tirpalo masė yra lygi tirpiklio ir tirpinio masių sumai:

m = m1 + m2; (8.3)

čia: m – tirpalo masė; m1 – tirpiklio masė; m2 – tirpinio masė.

Gaminant tirpalą, tirpiklis nekeičia savo agregatinės būsenos. Jis, kaip ir prieš jame tirpinant medžiagą, lieka skysčiu.

Praktikoje dažniausiai pasitaiko tirpalai, kuriuose tirpiklis yra van-duo. Tokie tirpalai vadinami vandeniniais tirpalais. Tirpalai su kitais tirpikliais statybos inžinerijos studijų programos absolventų praktinėje veikloje pasitaiko gerokai rečiau. Todėl čia nagrinėjamos vandeninių tirpalų koncentracijos. Dėl to visuose toliau pateiktuose uždavinių sprendimo pavyzdžiuose tirpiklio prigimtis atskirai nenurodoma.

Prieš pradedant nagrinėti tirpalų koncentracijas, labai svarbu apibrėžti tirpalo masės, tūrio ir tankio matavimo vienetus.

SI sistemoje medžiagos masė reiškiama kg, tūris – m3, tankis – kg/m3. Kadangi laboratorijoje paprastai gaminami nedideli tirpalų kiekiai, Si sistemos dydžius nepatogu naudoti. Todėl laboratorijose priimta medžiagos masę reikšti gramais (g), tūrį – litrais (l) arba mili-litrais (ml), tankį – g/ml. Šiame leidinyje pateikiamų tirpalų koncent-racijų skaičiavimų pavyzdžiuose bus naudojami pastarieji dydžiai.

Sprendžiant tirpalų koncentracijų skaičiavimo uždavinius, daž-nai tenka žinant tirpalo tūrį apskaičiuoti jo masę ir atvirkščiai. Tam yra naudojamas tirpalo tankis ρ.

ρ = ;V

m (8.4)

čia: ρ – tirpalo tankis, g/ml; m – tirpalo masė, g; V – tirpalo tūris, ml.

m = ρ · V.

118

Dažniausiai taikomi keturi tirpalų koncentracijos reiškimo būdai: C% − procentinė koncentracija; CM – molinė koncentracija; CN − molinė ekvivalentų (normalinė) koncentracija; Cm − molialinė koncentracija. Procentinė koncentracija (C%) rodo tirpinio gramų skaičių

100 g tirpalo. Skaičiaus, rodančio procentinę koncentraciją, matavi-mo vienetas yra g/100 g arba %.

Apibrėžimas rodo, kad šimte gramų tirpalo, kurio C% = 3 g/100 g, arba 3 %, yra ištirpę 3 g medžiagos. Likusią tirpalo masę sudaro vanduo: m(H2O) = 100 g – 3 g = 97 g. Ir atvirkščiai, tirpalo, kurio šimte gramų yra ištirpę 3 g medžiagos, C% = 3 g/100 g, arba 3 %.

Molinė koncentracija (CM) rodo tirpinio molių skaičių vie-name litre (1 000-yje ml) tirpalo. Skaičiaus, rodančio šią koncent-raciją, matavimo vienetas yra mol/l, arba M.

Apibrėžimas rodo, kad molinė koncentracija H2SO4 tirpalo, ku-rio viename litre yra ištirpę 3 mol H2SO4, yra 3 mol/l, arba 3 M.

Tirpalo molinė koncentracija apskaičiuojama masę medžiagos (tirpinio), ištirpusios konkrečiame tirpalo tūryje, dalijant iš šios me-džiagos molinės masės ir iš tirpalo tūrio:

CM = ;VM

m

⋅

(8.5)

čia: CM – tirpalo molinė koncentracija, mol/l; m – tirpinio, ištirpusio V litrų tirpalo tūryje, masė, g; M – tirpinio molinė masė, g/mol; V – tirpalo tūris, l.

Medžiagos (tirpinio) masė, esanti konkrečiame žinomos molinės koncentracijos tirpalo tūryje, apskaičiuojama tirpalo molinę koncent-raciją padauginus iš šios medžiagos molinės masės ir iš tirpalo tūrio:

m = CM ·M · V;

čia: m – tirpinio, ištirpusio V litrų tirpalo tūryje, masė, g; CM – tirpalo molinė koncentracija, mol/l; M – tirpinio molinė masė, g/mol; V – tirpalo tūris, l.

119

Toliau yra pateikta keletas elementarių H2SO4 tirpalo molinės koncentracijos skaičiavimo pavyzdžių, kuriuose tirpalo tūris reiškia-mas litrais. Atliekant skaičiavimus reikės žinoti H2SO4 molinę masę, kuri, priminsime, yra apskaičiuojama taip:

M(H2SO4) = 1· 2 + 32 + 16 · 4 = 98 g/mol.

Žinant ištirpusios H2SO4 masę (gramais) konkrečiame tirpalo tū-ryje (litrais), H2SO4 molinė koncentracija skaičiuojama, padalijant konkrečiame tūryje ištirpusios H2SO4 masę (gramais) iš H2SO4 moli-nės masės ir iš tirpalo tūrio (litrais):

a) jeigu viename litre H2SO4 tirpalo yra ištirpę 490 g H2SO4,

CM = l 1 mol/g98

g490

⋅

= 5 mol/l, arba CM = 5 M.

b) jeigu penkiuose litruose H2SO4 tirpalo yra ištirpę 490 g H2SO4,

CM = l5mol/g98

g490

⋅

= 1 mol/l, arba CM = 1 M.

Žinant H2SO4 tirpalo molinę koncentraciją ir tirpalo tūrį, H2SO4

masė (kiekis gramais) šiame tirpalo tūryje apskaičiuojama tirpalo molinę koncentraciją padauginus H2SO4 molinės masės ir iš tirpalo tūrio (litrais):

a) H2SO4 masė (gramais) viename litre 3 M tirpalo:

m = 3 mol/l · 98 g/mol · 1 l = 294 g;

b) H2SO4 masė (gramais) penkiuose litruose 3 M tirpalo:

m = 3 mol/l · 98 g/mol · 5 l = 1 470 g;

c) H2SO4 masė (gramais) viename litre 0,2 M H2SO4 tirpalo:

m = 0,2 mol/l · 98 g/mol · 1 l = 19,6 g;

d) H2SO4 masė (gramais) penkiuose litruose 0,2 M H2SO4 tir-palo:

m = 0,2 mol/l · 98 g/mol · 5 l = 98 g.

120

Molinė ekvivalentų (normalinė) koncentracija (CN) rodo tir-pinio ekvivalentų molių skaičių viename litre (1 000 ml) tirpalo.

Skaičiaus, rodančio šią koncentraciją, matavimo vienetas yra mol/l, arba N.

Iš apibrėžimo išplaukia, kad jeigu viename litre tirpalo yra ištir-pę 3 ekvivalentų moliai medžiagos, šio tirpalo molinė ekvivalentų (normalinė) koncentracija yra 3 mol/l, arba 3 N.

Tirpalų molinės ekvivalentų (normalinės) koncentracijos skai-čiavimai yra atliekami analogiškai, kaip molinės koncentracijos skai-čiavimai, tiktai šiuo atveju skaičiuojant naudojama ištirpusios me-džiagos ekvivalentų molinė masė E. Įvairių medžiagų ekvivalentų molinės masės skaičiavimo pavyzdžiai pateikti šio leidinio 2.4 po-skyryje.

Tirpalo molinė ekvivalentų (normalinė) koncentracija apskai-čiuojama masę medžiagos (tirpinio), ištirpusios konkrečiame tirpalo tūryje, dalijant iš šios medžiagos ekvivalentų molinės masės ir iš tir-palo tūrio:

CN = ;

VE

m

⋅

(8.6)

čia: CN – tirpalo molinė ekvivalentų (normalinė) koncentracija, mol/l; m – tirpinio, ištirpusio V litrų tirpalo tūryje, masė, g; E – tirpinio ekvivalentų molinė masė, g/mol; V – tirpalo tūris, l.

Medžiagos (tirpinio) masė, esanti konkrečiame žinomos molinės ekvivalentų (normalinės) koncentracijos tirpalo tūryje V, apskaičiuo-jama tirpalo molinę ekvivalentų (normalinę) koncentraciją padaugi-nus iš šios medžiagos ekvivalentų molinės masės ir iš tirpalo tūrio:

m = CN · E · V;

čia: m – tirpinio masė, ištirpusio V litrų tirpalo tūryje; CN – tirpalo molinė ekvivalentų (normalinė) koncentracija,

mol/l; E – tirpinio ekvivalentų molinė masė, g/mol; V – tirpalo tūris, l.

121

Toliau yra pateikta keletas elementarių H2SO4 tirpalo molinės ekvivalentų (normalinės) koncentracijos skaičiavimo pavyzdžių, ku-riuose tirpalo tūris reiškiamas litrais. Skaičiuojant reikalinga H2SO4 ekvivalentų molinė masė E, priminsime, yra apskaičiuojama taip:

E(H2SO4) = ( )

2

mol/gSOHM42 =

2

mol/g98= 49 g/mol.

Žinant ištirpusios H2SO4 masę (gramais) tirpalo tūryje (litrais), H2SO4 molinė ekvivalentų (normalinė) koncentracija apskaičiuojama dalijant ištirpusios H2SO4 masę (gramais) iš H2SO4 ekvivalentų mo-linės masės ir iš tirpalo tūrio (litrais):

jeigu viename litre H2SO4 tirpalo yra ištirpę 245 g H2SO4,

CN = l1mol/g49

g245

⋅

= 5 mol/l, arba CN = 5 N;

jeigu penkiuose litruose H2SO4 tirpalo yra ištirpę 245 g H2SO4,

CN = l5mol/g49

g452

⋅

= 1 mol/l, arba CN = 1 N.

jeigu penkiuose litruose H2SO4 tirpalo yra ištirpę 700 g H2SO4,

CN = l5mol/g49

g700

⋅

= 2,86 mol/l, arba CN = 2,86 N.

Žinant H2SO4 tirpalo molinę ekvivalentų (normalinę) koncentra-ciją ir tirpalo tūrį (litrais), H2SO4 masė (gramais) apskaičiuojama tir-palo molinę ekvivalentų (normalinę) koncentraciją dauginant iš jos ekvivalentų molinės masės ir iš tirpalo tūrio (litrais):

H2SO4 masė (gramais) viename litre 3 N tirpalo:

m (H2SO4) = 3 mol/l · 49 g/mol · 1 l = 147 g.

H2SO4 masė (gramais) penkiuose litruose 3 N tirpalo:

m (H2SO4) = 3 mol/l · 49 g/mol · 5 l = 735 g.

H2SO4 masė (gramais) viename litre 0,2 N tirpalo:

m (H2SO4) = 0,2 mol/l · 49 g/mol · 1 l = 9,8 g.

H2SO4 masė (gramais) penkiuose litruose 0,2 N tirpalo:

m (H2SO4) = 0,2 mol/l · 49 g/mol · 5 l = 49 g.

122

Molialinė koncentracija (Cm) rodo tirpinio molių skaičių vie-name kilograme (1 000 g) tirpiklio. Skaičiaus, rodančio šią kon-centraciją, matavimo vienetas yra mol/kg (mol/1 000 g), arba m.

Apibrėžimas rodo, kad jeigu tirpale 1 000 g tirpiklio tenka 3 moliai medžiagos, vadinasi, kad šio tirpalo koncentracija yra 3 mol/1 000 g, arba 3 m.

Ištirpusios medžiagos (tirpinio) masė, tenkanti 1 000 gramų tir-piklio žinomos molialinės koncentracijos tirpale, apskaičiuojama tirpalo molialinę koncentraciją dauginant iš tirpinio molinės masės.

H2SO4 masė (gramais), tenkanti 1 000 g tirpiklio, H2SO4 tirpale, kurio Cm = 3 mol/1 000 g:

m (H2SO4) = 3 mol/1 000 g · 98 g/mol = 294 g /1 000 g.

Žinant tirpalo molialinę koncentraciją, galima apskaičiuoti jo procentinę koncentraciją.

1 pavyzdys Apskaičiuokite procentinę koncentraciją 3m H2SO4 tirpalo.

Sprendimas

1. Apskaičiuojama H2SO4 molinė ir trijų molių masės:

M(H2SO4) = 1 · 2 + 32 + 16 · 4 = 98 g/mol,

3 molių H2SO4 masė m = 98 g/mol · 3 mol = 294 g. 2. Apskaičiuojama masė 3m H2SO4 tirpalo, kurio 1 000-yje tir-

piklio gramų yra ištirpę 3 mol (294 g) H2SO4:

m (tirpalo) = m(tirpiklio) + m(tirpinio),

m(tirpalo) = 1 000 g + 294 g = 1294 g.

3. Apskaičiuojama 3 m H2SO4 tirpalo procentinė koncentracija:

1 294 g tirpalo yra ištirpę 294 g H2SO4,

100 g – ’’ – x g – ’’ –,

x = g2941

g294g100 ⋅

= 22,72 g/100 g.

C% = 22,72 %.

123

Žinant tirpalo procentinę koncentraciją, galima apskaičiuoti jo molialinę koncentraciją.

2 pavyzdys Apskaičiuokite 22,72 % H2SO4 tirpalo molialinę koncentraciją.

Sprendimas

1. Apskaičiuojamas H2SO4 kiekis, tenkantis 1 000 g tirpiklio. H2SO4 tirpalo koncentracija yra 22,72 %, o tai rodo, kad 100 g tirpalo yra 77,28 g vandens ir 22,72 g H2SO4. To-dėl galima sudaryti proporciją:

77,28 g vandens yra ištirpę 22,72 g H2SO4,

1 000 g – ’’ – x g – ’’ –,

x = g28,77

g72,22g0001 ⋅

= 294 g/1 000 g.

2. H2SO4 masę, tenkančią 1 000 g vandens (tirpiklio), padalijus iš H2SO4 molinės masės, gaunamas H2SO4 molių skaičius, tenkantis 1 000 g vandens (H2SO4 tirpalo molialinė koncent-racija):

Cm = mol/g98

g0001g/294 = 3 mol/1 000 g, arba Cm = 3 m.

Anksčiau pateikti koncentracijų apibrėžimai rodo, kad procenti-nė (C%), molinė (CM) ir molinė ekvivalentų (normalinė) (CN) kon-centracijos rodo ištirpusios medžiagos (tirpinio) kiekį tam tikroje tirpalo masėje (procentinė koncentracija) arba tam tikrame tirpalo tūryje (molinė ir normalinė koncentracijos), o molialinė koncentraci-ja (Cm) rodo tirpinio kiekį tam tikroje tirpiklio masėje. Tai labai svarbu įsidėmėti, norint nedaryti klaidų, sprendžiant su tirpalų kon-centracijų skaičiavimais susijusius uždavinius.

124

8.4.1. Tirpalų koncentracijų skaičiavimo pavyzdžiai

Tirpalo procentinės koncentracijos skaičiavimas

1 pavyzdys 250 g vandens ištirpinta 30 g NaCl druskos. Apskaičiuokite šio

tirpalo procentinę koncentraciją.

Sprendimas

1. Apskaičiuojama tirpalo masė:

m(tirpalo) = m(tirpiklio) + m(tirpinio),

m(tirpalo) = 250 g + 30 g = 280 g.

2. Apskaičiuojama tirpalo procentinė koncentracija:

280 g tirpalo yra ištirpę 30 g NaCl,

100 g – ’’ – x g – ’’ –,

x = g280

g30g100 ⋅

= 10,7 g/100 g.

Ats.: C% = 10,7 %.

2 pavyzdys 200 g tirpalo yra ištirpę 10 g NaCl. Apskaičiuokite šio tirpalo

procentinę koncentraciją.

Sprendimas

200 g tirpalo yra ištirpę 10 g NaCl,

100 g – ’’ – x g – ’’ –,

x = g200

g10g100 ⋅

= 5 g/100 g.

Ats.: C% = 5 %.

125

Tirpinio kiekio, reikalingo nustatyto dydžio procentinės

koncentracijos tirpalui pagaminti, skaičiavimas

3 pavyzdys Kiek reikia Na3PO4 druskos, norint pagaminti 2 litrus 8,6 % šios

druskos tirpalo (ρ = 1,04 g/ml)?

Sprendimas

1. Apskaičiuojama gaminamo tirpalo masė:

m = ρ · V = 2 000 ml · 1,04 g/ml = 2 080 g.

2. Apskaičiuojama Na3PO4 druskos masė, reikalinga 2 080 g 8,6 % tirpalo pagaminti:

100 g 8,6 % Na3PO4 tirpalo turės būti ištirpę 8,6 g Na3PO4,

2 080 g – ’’ – x g – ’’ –,

x = g100

g6,8g0802 ⋅

= 178,9 g.

Ats.: 178,9 g.

Didesnės procentinės koncentracijos tirpalo kiekio, reikalingo

mažesnės koncentracijos tirpalui pagaminti, skaičiavimas

4 pavyzdys

Kiek reikia mililitrų 50 % HNO3 tirpalo (ρ = 1,315 g/ml) ir kiek mililitrų vandens, norint pagaminti 5 litrus 2 % šios rūgšties tirpalo (ρ = 1,010 g/ml)?

Sprendimas

1. Apskaičiuojama 5 litrų 2 % HNO3 tirpalo masė:

m = ρ · V = 5 000 ml · 1,010 g/ml = 5 050 g.

2. Apskaičiuojama, grynos HNO3 masė, reikalinga 5 050 g 2 % tirpalo pagaminti:

100 g 2 % tirpalo turės būti ištirpę 2 g HNO3,

5 050 g 2 % – ’’ – x g –’’–,

126

x = g100

g2g0505 ⋅

= 101 g.

3. Apskaičiuojama 50 % HNO3 tirpalo masė, kurioje yra 101 g grynos HNO3:

50 g HNO3 yra 100 g 50 % HNO3 tirpalo,

101 g –“– x g –“–,

x = g50

g101g100 ⋅

= 202 g.

4. Apskaičiuojamas 50 % HNO3 tirpalo, kurio masė yra 202 g, tūris:

V = ρ

m

= ml/g1,315

g202= 153,6 ml.

5. Apskaičiuojamas vandens tūris:

V = 5 000 ml – 153,6 ml = 4 846,4 ml.

Ats.: 153,6 ml 50 % HNO3 tirpalo; 4846,4 ml vandens.

Procentinės koncentracijos tirpalų praskiedimo skaičiavimas

5 pavyzdys Kokiu vandens kiekiu (ml) reikia praskiesti 400 ml 30 % NaNO3

tirpalo (ρ = 1,20 g/ml), norint gauti 5 % koncentracijos tirpalą (ρ = 1,02 g/ml)?

Sprendžiant šį ir kitus šio tipo uždavinius, reikia žinoti, kad skiedžiant tirpalą jame esančio gryno tirpinio masė nesikeičia, kei-čiasi tiktai tirpalo tūris ir masė.

Sprendimas

1. Apskaičiuojama 400 ml 30 % NaNO3 tirpalo masė:

m = V · ρ = 400 ml · 1,2 g/ml = 480 g.

127

2. Apskaičiuojama grynos NaNO3 druskos masė, esanti 480 g 30 % NaNO3 tirpalo:

100 g 30 % NaNO3 tirpalo yra 30 g NaNO3,

480 g –’’– x g –’’ –,

x = g100

g30g480 ⋅

= 144 g.

3. Apskaičiuojama, kokiame 5 % NaNO3 tirpalo kiekyje (gra-mais) yra ištirpę 144 g NaNO3 druskos:

5 g NaNO3 yra 100 g 5 % NaNO3 tirpalo,

144 g –’’– x g –’’ – ,

x = g5

g144g100 ⋅

= 2 880 g.

4. Apskaičiuojamas 5 % NaNO3 tirpalo, kurio masė yra 2 880 g, tūris:

V = ρ

m

= ml/g1,02

g8802 = 2 823,5 ml.

5. Apskaičiuojamas vandens tūris:

V = 2 823,5 ml – 400 ml = 2 423,5 ml.

Ats.: 2 423,5 ml.

6 pavyzdys Apskaičiuokite procentinę koncentraciją tirpalo, gauto praskie-

dus 200 g 40 % tirpalo 800 ml vandens. Prieš pradedant spręsti šį uždavinį, reikia prisiminti, kad van-

dens tankis ρ = 1 g/ml. Todėl vandens, kurio tūris yra 800 ml, masė bus lygi 800 g.

Sprendimas

1. Apskaičiuojama, kiek gramų tirpinio yra 200 g 40 % tirpalo:

100 g 40 % tirpalo yra 40 g tirpinio,

200 g –’’– x g –’’–,

128

x = g100

g40g200 ⋅

= 80 g.

2. Apskaičiuojama tirpalo, kuris bus gautas praskiedus 200 g 40 % tirpalo 800 ml vandens, masė:

m = 200 g + 800 g = 1 000 g.

3. Apskaičiuojama tirpalo, gauto praskiedus 200 g 40 % tirpalo 800 ml vandens, procentinė koncentracija:

1 000 g praskiesto tirpalo yra 80 g tirpinio,

100 g –’’– x g –’’–,

x = g0001

g88g100 ⋅

= 8 g/100 g.

Ats.: C% = 8 %.

Tirpinio kiekio, reikalingo nustatytų dydžių molinės

ir molinės ekvivalentų (normalinės) koncentracijų tirpalams

pagaminti, skaičiavimas

7 pavyzdys Kiek reikia gramų Al2(SO4)3, norint pagaminti 2 litrus: a) 0,2 M

šios druskos tirpalo; b) 0,2 N šios druskos tirpalo?

Sprendimas

1. Apskaičiuojamos Al2(SO4)3 molinė ir ekvivalentų molinė masės:

M(Al2(SO4)3) = (27 · 2) + (32 + 16 · 4) · 3 = 342 g/mol.

E(Al2(SO4)3) = 6

M = 57 g/mol.

2. Apskaičiuojama, kiek molių Al2(SO4)3 yra 2 litruose 0,2 M

koncentracijos tirpalo:

1 litre 0,2 M tirpalo yra 0,2 molių Al2(SO4)3,

2 litruose –’’– x molių –’’–,

129

x = l1

mol0,2l2 ⋅

= 0,4 molių Al2(SO4)3.

3. Apskaičiuojama Al2(SO4)3 masė, kurią reikia paimti, norint pagaminti 2 litrus 0,2 M koncentracijos tirpalo:

m = 0,4 mol · 342 g/mol = 136,8 g.

Pastaba. Al2(SO4)3 masę, kurią reikia paimti, norint pagaminti 2 litrus 0,2 M koncentracijos tirpalo, buvo galima apskaičiuoti trumpesniu būdu, pritaikius anksčiau užrašytą formulę:

m = CM · M · V = 0,2 mol/l · 342 g/mol · 2 l = 136,8 g.

4. Apskaičiuojama, kiek ekvivalentų molių Al2(SO4)3 yra 2 lit-ruose 0,2 N koncentracijos tirpalo:

1 litre 0,2 N tirpalo yra 0,2 ekvivalentų molių Al2(SO4)3,

2 litruose –’’– x ekvivalentų molių –’’–,

x = l1

mol0,2l2 ⋅

= 0,4 mol Al2(SO4)3.

Apskaičiuojama Al2(SO4)3 masė, kurią reikia paimti, norint pa-gaminti 2 litrus 0,2 N koncentracijos tirpalo:

m = 0,4 mol · 57 g/mol = 22,8 g.

Pastaba. Al2(SO4)3 masė, kurią reikia paimti, norint pagaminti 2 litrus 0,2 N koncentracijos tirpalo, buvo galima apskaičiuoti trumpesniu būdu, pritaikius anksčiau užrašytą formulę:

m = CN · E · V = 0,2 mol/l · 57 g/mol · 2 l = 22,8 g.

Ats.: a) 136,8 g; b) 22,8 g.

Procentinės koncentracijos perskaičiavimas į molinę, molinę

ekvivalentų (normalinę) ir molialinę

8 pavyzdys

Apskaičiuokite 14,6 % Na3PO4 tirpalo (ρ = 1,12 g/ml) molinę, molinę ekvivalentų (normalinę) ir molialinę koncentracijas.

130

Sprendimas

1. Apskaičiuojamos Na3PO4 molinė ir ekvivalentų molinė ma-sės:

M (Na3PO4 ) = (3 · 23) + 31 + (16 · 4) = 164 g/mol

E (Na3PO4 ) = ( )

3

PONaM43 =

3

mol/g164 = 54,7 g/mol.

2. Apskaičiuojama 14,6 % Na3PO4 tirpalo vieno litro masė:

m = V · ρ = 1 000 ml · 1,12 g/ml = 1 120 g.

3. Apskaičiuojama Na3PO4, esančio 1 120 g 14,6 % Na3PO4 tir-palo, masė:

100 g 14,6 % Na3PO4 tirpalo yra 14,6 g Na3PO4,

1 120 g –’’– x g –’’–

x = g100

g14,6g1201 ⋅

= 163,5 g.

4. Apskaičiuojama 14,6 % Na3PO4 tirpalo molinė koncentracija:

CM = M

m =

mol/g164

l/g163,5 = 0,997 mol/l, arba CM = 0,997 M.

5. Apskaičiuojama 14,6 % Na3PO4 tirpalo molinė ekvivalentų (normalinė) koncentracija:

CN = E

m =

mol/g54,7

lg/5,163 = 2,989 mol/l, arba CN = 2,989 N.

6. Apskaičiuojama Na3PO4 masė (gramais), ištirpusi 1 000 g tir-piklio (vandens).

Na3PO4 tirpalo koncentracija yra 14,6 %, o tai rodo, kad 100 g gramų tirpalo yra 14,6 g Na3PO4 ir 85,4 g vandens. To-dėl galima sudaryti proporciją:

85,4 g vandens yra ištirpę 14,6 g Na3PO4,

1 000 g –’’– x g –’’–,

131

x = g4,85

g6,14g0001 ⋅

= 170,96 g/1000 g.

7. Apskaičiuojama 14,6 % Na3PO4 tirpalo molialinė koncentra-cija:

Cm = M

m =

mol/g164

g0001/g96,170 = 1,04 mol/1 000 g arba Cm = 1,04 m.

Ats.: CM = 0,997 M; CN = 2,989 N; Cm = 1,04 m.

9 pavyzdys Apskaičiuokite 25 % etilo spirito (C2H5OH) tirpalo vandenyje

molialinę koncentraciją.

Sprendimas

1. Apskaičiuojama C2H5OH molinė masė:

M (C2H5OH) = (12 · 2) + (1 · 5) + 16 + 1 = 46 g/mol.

2. Apskaičiuojama C2H5OH, ištirpusio 1 000 g vandens, masė:

75 g vandens yra 25 g C2H5OH,

1 000 g –’’– x g –’’–,

x = g75

g25g0001 ⋅

= 333,3 g/1 000 g.

3. Apskaičiuojama 25 % etilo spirito (C2H5OH) tirpalo moliali-nė koncentracija:

Cm = M

m=

mol/g46

g0001/g3,333 = 7,25 mol/1 000 g, arba Cm = 7,25 m.

Ats.: Cm = 7,25 m.

Procentinės, molinės, molinės ekvivalentų (normalinės) ir

molialinės koncentracijų skaičiavimas

10 pavyzdys

Kiek reikia mililitrų 60 % H2SO4 tirpalo (ρ = 1,40 g/ml), norint pagaminti 3 litrus 20 % H2SO4 tirpalo (ρ = 1,14 g/ml)? Apskaičiuo-

132

kite 20 % H2SO4 tirpalo molinę, molinę ekvivalentų (normalinę) ir molialinę koncentracijas.

Sprendimas

1. Apskaičiuojamos H2SO4 molinė ir ekvivalentų molinė ma-sės:

M (H2SO4) = 1 · 2 + 32 + 16 · 4 = 98 g/mol,

E (H2SO4) = 2

M =

2

g/mol98 = 49 g/mol.

Pirmiausia sprendžiama pirmoji uždavinio dalis: 2. Apskaičiuojama 20 % H2SO4 tirpalo 3 litrų masė:

m = V · ρ = 3 000 ml · 1,14 g/ml = 3 420 g.

3. Apskaičiuojama, kiek grynos H2SO4 turi būti 3 420 g 20 % H2SO4 tirpalo:

100 g 20 % H2SO4 tirpalo yra 20 g H2SO4,

3 420 g –’’– x g –’’–,

x = g100

g20g4203 ⋅

= 684 g.

4. Apskaičiuojama, kokiame kiekyje 60 % H2SO4 tirpalo yra 684 g grynos H2SO4:

60 g H2SO4 yra 100 g 60 % H2SO4 tirpalo,

684 g –’’ – x g –’’–,

x = g60

g100g684 ⋅

= 1 140 g.

5. Apskaičiuojamas 60 % H2SO4 tirpalo, kurio masė yra 1 140 g, tūris:

V = ρ

m

= ml/g1,40

g1140 = 814,3 ml.

Apskaičiavus reikalingą 60 % H2SO4 tirpalo tūrį, pirmoji užda-vinio dalis baigiama spręsti.

133

Toliau sprendžiama antroji uždavinio dalis. 6. Apskaičiuojama 20 % H2SO4 tirpalo vieno litro masė:

m = V· ρ = 1 000 ml · 1,14 g/ml = 1 140 g.

7. Apskaičiuojamas grynos H2SO4 kiekis (gramais), esantis vie-name litre 20 % H2SO4 tirpalo:

100 g 20 % H2SO4 tirpalo yra 20 g H2SO4,

1 140 g –’’– x g –’’–,

x = g100

g20g1401 ⋅

= 228 g.

8. Apskaičiuojama 20 % H2SO4 tirpalo molinė koncentracija:

CM = M

m =

mol/g98

l/g228= 2,3 mol/l, arba CM = 2,3 M.

Paaiškinimas. 20 % H2SO4 tirpalo molinę koncentraciją galima apskai-čiuoti ir trumpesniu būdu: grynos H2SO4, esančios 3 litruose 20 % H2SO4 tirpalo, masę, apskaičiuotąją 3-uoju uždavinio sprendimo veiksmu, padali-jus iš tirpalo tūrio ir iš H2SO4 molinės masės:

CM = VM

m

⋅

= l3mol/g98

g684

⋅

= 2,3 mol/l, arba CM = 2,3 M.

9. Apskaičiuojama 20 % H2SO4 tirpalo molinė ekvivalentų kon-centracija. Molinė ekvivalentų koncentracija apskaičiuojama panašiai kaip ir molinė koncentracija, tiktai vietoj molinės H2SO4 masės į skaičiavimo formules, nurodytas 8-ajame už-davinio sprendimo veiksme, įrašoma H2SO4 ekvivalentų mo-linė masė:

CN = E

m =

mol/g49

l/g228= 4,6 mol/l, arba CN = 4,6 N.

Paaiškinimas. 20 % H2SO4 tirpalo molinę ekvivalentų (normalinę) koncentraciją galima apskaičiuoti ir trumpesniu būdu: grynos H2SO4, esan-čios 3 litruose 20 % H2SO4 tirpalo, masę, apskaičiuotąją 3-iuoju uždavinio sprendimo veiksmu, padalijus iš tirpalo tūrio ir iš H2SO4 ekvivalentų moli-nės masės:

134

CN = VE ⋅

m

= l3mol/g49

g684

⋅

= 4,6 mol/l, arba CN = 4,6 N.

10. Apskaičiuojamas H2SO4 kiekis (gramais), tenkantis 1 000 g vandens 20 % H2SO4 tirpale:

80 g vandens tenka 20 g H2SO4,

1 000 g –’’– x g –’’–,

x = g80

g20g0001 ⋅

= 250 g/1 000 g.

11. Apskaičiuojama 20 % H2SO4 tirpalo molialinė koncentracija:

Cm = M

m =

g/mol98

g0001g/250 = 2,6 mol/1 000g = 2,6 m.

Ats.: 814,3 ml; CM = 2,3 M; CN = 4,6 N; Cm = 2,6 m.

8.5. Neelektrolitų tirpalų savybės

Toliau nagrinėjamos savybės praktikoje dažniausiai pasitaikančių praskiestų neelektrolitų tirpalų, gautų ištirpinus vandenyje nela-kius neelektrolitus, pavyzdžiui, cukrų, etilenglikolį, gliukozę ir kt.

Neelektrolitų tirpalai, gauti tirpinant vandenyje neelektrolitus (jie nedisocijuoja į jonus), yra nelaidūs elektros srovei. Nedidelės koncentracijos praskiestuose neelektrolitų tirpaluose ištirpusios me-džiagos molekulės būna toli viena nuo kitos – panašiai kaip dujų mo-lekulės. Todėl šiems tirpalams gali būti taikomi idealiųjų dujų dėsniai.

Svarbiausios neelektrolitų tirpalų savybės: a) tirpalų garų slėgio depresija (nuokrytis); b) tirpalų virimo temperatūros pakilimas ir stingimo temperatū-

ros depresija; c) osmosinis slėgis.

8.5.1. Tirpalų garų slėgio depresija

Laikant inde gryną tirpiklį (vandenį), po kurio laiko pastovioje temperatūroje virš tirpiklio susidaro pusiausvyra tirpiklis ⇔ tirpik-

135

lio garai. Susidarius pusiausvyrai, garų slėgis virš tirpiklio vadinamas tirpiklio sočiųjų garų slėgiu.

Jeigu greta vienas kito tomis pačiomis sąlygomi laikysime du vienodo dydžio indus, į vieną iš kurių bus įpilta gryno tirpiklio (van-dens), o į kitą – toks pats tūris tirpalo, gauto šiame tirpiklyje ištirpi-nus nelakaus neelektrolito, kadangi neelektrolitas yra nelakus, abie-juose induose garuos tiktai tirpiklis (vanduo). Todėl iš skysčių, esančių viename ir kitame inde, skirsis tirpiklio (vandens) garai. Ga-ravimas, kaip yra žinoma, vyksta nuo skysčio paviršiaus. Antrajame inde, kuriame skysčio paviršiaus bendras plotas yra lygiai toks pats, kaip ir pirmajame, tačiau dėl nelakių neelektrolito molekulių buvimo skysčio paviršiuje garuojančio paviršiaus plotas bus santykinai ma-žesnis nei pirmajame inde, tirpiklio (vandens) sočiųjų garų slėgis virš tirpalo, esančio antrajame inde, bus mažesnis negu tirpiklio sočių-jų garų slėgis virš gryno tirpiklio, esančio pirmajame inde.

Sočiųjų garų slėgis toliau bus vadinamas paprastai – garų slėgiu. Tirpiklio garų slėgio virš gryno tirpiklio (p) ir tirpiklio garų slė-

gio virš tirpalo (p1) skirtumas vadinamas tirpalo garų slėgio depre-

sija (Δp):

Δp = p – p1.

Tirpalo garų slėgio depresijos ir tirpiklio garų slėgio virš gryno

tirpiklio santykis p

pΔ vadinamas santykine tirpalo garų slėgio dep-

resija. F. Raulis nustatė, kad šis santykis yra lygus tirpinio molinei daliai. Tai – pirmasis Raulio dėsnis. Jo matematinė išraiška yra tokia:

p

pΔ = ,

nN

n

+

arba

Δp = p · ;

nN

n

+

(8.7)

čia: Δp – tirpalo garų slėgio depresija (Δp = p – p1); p – tirpiklio garų slėgis virš gryno tirpiklio;

n – tirpinio (ištirpintos medžiagos) molių skaičius; N – tirpiklio molių skaičius.

136

Tirpinio (ištirpintos medžiagos) molių skaičius (n):

n = ;

M

m

čia: m – ištirpintos medžiagos masė, g, M – ištirpintos medžiagos molinė masė, g/mol.

Tirpiklio molių skaičius (N):

N = ;

1

1

M

m

čia: m1 – tirpiklio skaičius, g; M1 – tirpiklio molinė masė, g/mol.

Taigi nustačius tirpalo garų slėgio depresiją, pagal pirmąjį Rau-lio dėsnį galima apskaičiuoti tirpinio molinę masę.

Pavyzdys Vandens garų slėgis 42 °C temperatūroje virš tirpalo, gauto

540 g vandens ištirpinus 36 g gliukozės, yra 8 145 Pa. Vandens garų slėgis 42 °C temperatūroje virš gryno vandens yra 8 199,3 Pa. Ap-skaičiuokite gliukozės molinę masę.

Sprendimas

Gliukozės molinę masę galima apskaičiuoti pagal pirmąjį Raulio dėsnį ((8.7) formulę):

Δp = p · .nN

n

+

Iš uždavinio sąlygos matyti, kad p1 = 8 145 Pa, p = 8 199,3 Pa. Žinant p1 ir p reikšmes, galima apskaičiuoti tirpalo garų slėgio

depresiją:

Δp = p – p1 = 8 199,3 – 8 145 = 54,3 Pa.

Gliukozės molių skaičius:

n = M

m =

gliukozės

36.

M

137

Vandens molių skaičius:

N = M vandens

540 =

18

540 = 30.

Surašius duomenis į (8.7) formulę, gaunama lygtis su vienu ne-žinomuoju:

54,3 = 8199,3 · gliukoz

gliukozės

36

,36

30

M

M

+

54,3 · 30 + 54,3 · gliukozės

36

M

= 8 199,3 ·gliukozės

36,

M

Mgliukozės · 54,3 · 30 + 54,3 · 36 = 8199,3 · 36,

Mgliukozės = 1629

8,19548,174295 −

= 180 g/mol.

Tirpinio (šiuo atveju gliukozės) molinė masė, apskaičiuota pagal pirmąjį Raulio dėsnį, remiantis tirpalo garų slėgio depresija, atitinka tirpinio molinę masę, apskaičiuotą, remiantis chemine formu-le. Gliukozės cheminė formulė C6H12O6.

Mgliukozės = 72,06 + 12,2 + 96 = 180,18 g/mol.

Labai praskiestiems tirpalams N + n yra apytikriai lygus N, todėl labai praskiestų tirpalų garų slėgio depresijai apskaičiuoti tinka apy-tikslė pirmojo Raulio dėsnio matematinė lygtis:

Δp = p · N

n. (8.8)

138

8.5.2. Tirpalų virimo temperatūros pakilimas ir stingimo

temperatūros depresija

Tirpalų virimo temperatūros pakilimas

Skysčių virimo temperatūra priklauso nuo išorinio slėgio. Skys-tis verda temperatūroje, kurioje jo garų slėgis yra lygus išoriniam slėgiui. Vandeninių tirpalų atveju yra taip: kai išorinis slėgis yra ly-gus 101 325 Pa, vandens virimo temperatūra yra 373 K (100 °C ). Kadangi tirpiklio garų slėgis virš tirpalo, gauto ištirpinus tirpiklyje nelakų neelektrolitą, yra mažesnis nei virš gryno tirpiklio, tirpa-lui, gautam ištirpinus nelakų neelektrolitą, užvirti reikia aukštesnės temperatūros negu gryno tirpiklio virimo temperatūra.

Tirpalo ir gryno tirpiklio, kuriame ištirpinus medžiagą gau-tas tas tirpalas, virimo temperatūrų skirtumas yra vadinamas

tirpalo virimo temperatūros pakilimu (Δtv). Jeigu vandeninio tirpalo virimo temperatūra yra t2

○C, tai vande-ninio tirpalo, kurio tirpiklio (vandens) virimo temperatūra 100 °C , Δtv bus apskaičiuojama taip:

Δtv = t2 – 100 °C .

Bendruoju atveju tirpalo virimo temperatūros pakilimas:

Δtv = tvirimo tirpalo – tvirimo tirpiklio. (8.9)

Tirpalų stingimo temperatūros depresija

Skysčio stingimo (užšalimo) temperatūra yra temperatūra, kurio-je garų slėgis virš tirpalo yra lygus garų slėgiui virš kietosios fazės. Vandens stingimo temperatūra yra 273 K (0 °C ). Esant šiai tempera-tūrai, vandens sočiųjų garų slėgis yra 613 Pa.

Garų slėgis virš vandeninio tirpalo, gauto vandenyje ištirpinus nelakų neelektrolitą, pasidaro lygus garų slėgiui virš kietosios fazės temperatūroje, žemesnėje nei vandens stingimo temperatūra (273 K, t. y. 0 ○C). Todėl vandeninis tirpalas stingsta (užšąla) žemesnėje temperatūroje negu grynas vanduo. Gryno tirpiklio ir tirpalo, ku-ris gautas ištirpinus medžiagą tame tirpiklyje, stingimo tempera

139

tūrų skirtumas yra vadinamas tirpalo stingimo temperatūros dep-

resija (Δtst). Jeigu vandeninio tirpalo stingimo temperatūra yra t1

○C, tai van-deninio tirpalo, kurio tirpiklio (vandens) stingimo temperatūra 0 °C , Δtst bus apskaičiuojama taip:

Δtst = 0 °C − t1.

Bendruoju atveju tirpalo stingimo temperatūros depresija:

Δtst = tstingimo tirpiklio – tstingimo tirpalo. (8.10)

Antrasis Raulio dėsnis skelbia, kad praskiestų tirpalų virimo temperatūros pakilimas ir stingimo temperatūros depresija yra pro-porcingi tirpalo molialinei koncentracijai. Antrojo Raulio dėsnio ma-tematinė išraiška yra tokia:

Δt = Cm K; (8.11)

čia: Δt – tirpalo virimo temperatūros pakilimas (Δtv ) arba stingimo temperatūros depresija (Δtst); Cm − tirpalo molialinė koncentracija; K – konstanta.

Kai yra skaičiuojamas tirpalo virimo temperatūros pakilimas, konstanta K yra vadinama ebulioskopine (nuo graikų kalbos žodžio ebuliare – virti ) konstanta ir yra žymima Kv.

Tirpalų virimo temperatūros pakilimas skaičiuojamas pagal for-mulę:

Δtv = Cm · Kv.

Jeigu yra skaičiuojama stingimo temperatūros depresija, kons-tanta K yra vadinama krioskopine (nuo graikų kalbos žodžio kryos – šaltis) konstanta ir žymima Kst.

Tirpalų stingimo temperatūros depresija skaičiuojama pagal formulę:

Δtst = Cm · Kst.

Vienmolialinių tirpalų Δtv = Kv, Δtst = Kst. Tai reiškia, kad Kv ro-do vienmolialinių tirpalų, gautų konkrečiame tirpiklyje ištirpinus

140

neelektrolitą, virimo temperatūros pakilimą, o Kst rodo vienmolia-linių tirpalų, gautų konkrečiame tirpiklyje ištirpinus neelektroli- tą, stingimo temperatūros depresiją. Vandens atveju Kv = 0,52°, Kst = 1,86°. Kitų tirpiklių atveju šių konstantų reikšmės yra kitokios.

Skaičiavimai pagal antrąjį Raulio dėsnį taikomi praktikoje, kai reikia apskaičiuoti koncentraciją neelektrolito tirpalo, kuris naudo-jamas kaip aušinimo arba kaip ledą tirpdantis skystis.

Tirpalų virimo ir stingimo temperatūros skaičiavimas

1 pavyzdys Apskaičiuokite stingimo (užšalimo) ir virimo temperatūras tirpa-

lo, kuris buvo pagamintas ištirpinant 50 g vandens 56 g etilenglikolio (C2H6O2). Kv = 0,52°, Kst = 1,86°.

Sprendimas

Uždavinys sprendžiamas, remiantis antruoju Raulio dėsniu:

Δtv = Cm · Kv,

Δtst = Cm · Kst.

1. Apskaičiuojama etilenglikolio molinė masė:

M(C2H6O2) = 12 · 2 + 1 · 6 + 12 · 2 = 62 g/mol.

2. Apskaičiuojamas etilenglikolio kiekis (gramais), tenkantis 1 000 g vandens:

50 g vandens tenka 56 g etilenglikolio,

1 000 g –’’– x g –’’–,

x = g50

g56g0001 ⋅

= 1 120 g/1 000 g.

3. Apskaičiuojama etilenglikolio tirpalo molialinė koncentracija:

Cm = M

m =

mol/g62

g0001g/1201 = 18,1 mol/1 000 g = 18,1 m.

141

4. Apskaičiuojama etilenglikolio tirpalo stingimo temperatūros depresija:

Δtst = Cm · Kst = 18,1 · 1,86° = 33,7°.

5. Apskaičiuojama etilenglikolio tirpalo stingimo temperatūra:

tstingimo tirpalo = tstingimo tirpiklio – Δtst = 0 ○C – 33,7○ = – 33,7 ○C.

6. Apskaičiuojamas etilenglikolio tirpalo virimo temperatūros pakilimas:

Δtv = Cm · Kv = 18,1 · 0,52 °C = 9,4 °C .

7. Apskaičiuojama etilenglikolio tirpalo virimo temperatūra:

tvirimo tirpalo = tvirimo tirpiklio + Δtv = 100 °C + 9,4° = 109,4 °C .

Ats.: tst = –33,7 °C ; tv = 109,4 °C .

2 pavyzdys Apskaičiuokite 60 % etilenglikolio tirpalo vandenyje stingimo ir

virimo temperatūras Kv = 0,52°, Kst = 1,86°.

Sprendimas

Etilenglikolio molinė masė jau yra apskaičiuota 1 pavyzdyje: M(C2H6O2) = 62 g/mol.

1. Apskaičiuojamas etilenglikolio kiekis (gramais), tenkantis 1 000 g vandens:

40 g vandens tenka 60 g etilenglikolio,

1 000 g –’’– x g –’’–,

x = g40

g60g0001 ⋅

= 1 500 g/1 000 g.

2. Apskaičiuojama 60 % etilenglikolio tirpalo molialinė kon-centracija:

Cm = M

m =

g/mol62

g0001g/5001 = 24,19 mol/1 000 g = 24,19 m.

142

3. Apskaičiuojama 60 % etilenglikolio tirpalo stingimo tempe-ratūros depresija:

Δtst = Cm · Kst = 24,19 · 1,86° = 45,0°.

4. Apskaičiuojama 60 % etilenglikolio tirpalo stingimo tempe-ratūra:

tstingimo tirpalo = tstingimo tirpiklio – Δtst = 0 ○C – 45,0° = –45,0 °C .

5. Apskaičiuojamas 60 % etilenglikolio tirpalo virimo tempera-tūros pakilimas:

Δtv = Cm · Kv = 24,19 · 0,52°C = 12,6°.

Apskaičiuojama 60 % etilenglikolio tirpalo virimo temperatūra:

tvirimo tirpalo = tvirimo tirpiklio + Δtv = 100 °C + 12,6° = 112,6 °C .

Ats.: tst = –45,0 °C; tv = 112,6 °C .

3 pavyzdys Apskaičiuokite 52 % glicerolio (C3H8O3) tirpalo vandenyje stin-

gimo ir virimo temperatūras Kv = 0,52°, Kst = 1,86°.

Sprendimas

1. Apskaičiuojama glicerolio molinė masė:

M(C3H8O3) = 12 · 3 + 1 · 8 + 13 · 3 = 92 g/mol.

2. Apskaičiuojamas glicerolio kiekis, tenkantis 1 000 g vandens 52 % koncentracijos glicerolio tirpale:

48 g vandens tenka 52 g glicerolio,

1 000 g –’’– x g –’’– ,

x = g48

g52g0001 ⋅

= 1 083,3 g/1 000 g.

3. Apskaičiuojama 52 % glicerolio tirpalo molialinė koncentra-cija:

Cm = M

m =

g/mol92

g0001g/083,31 = 11,8 mol/1 000 g = 11,8 m.

143

4. Apskaičiuojama 52 % glicerolio tirpalo tirpalo stingimo tem-peratūros depresija:

Δtst = Cm · Kst = 11,8 · 1,86° = 21,9°.

5. Apskaičiuojama 52 % glicerolio tirpalo stingimo temperatūra:

tstingimo tirpalo = tstingimo tirpiklio – Δtst = 0 ○C – 21,9° = –21,9 °C .

6. Apskaičiuojamas 52 % glicerolio tirpalo virimo temperatūros pakilimas:

Δtv = Cm · Kv = 11,8 · 0,52° = 6,1°.

7. Apskaičiuojama 52 % glicerolio tirpalo virimo temperatūra:

tvirimo tirpalo = tvirimo tirpiklio + Δtv = 100 °C + 6,1° = 106,1 °C .

Ats.: tst = – 21,9 °C ; tv = 106,1 °C .

8.5.3. Tirpalų osmosinis slėgis

Tirpalą atskyrus nuo tirpiklio puslaide membrana – augali-ne, gyvuline ar dirbtine plėvele, praleidžiančia tik tirpiklio moleku-les, atsiranda osmoso reiškinys: tirpiklio molekulės pradeda difun-duoti (skverbtis) į tirpalą.

Tirpiklio molekulių difuzija į tirpalą per puslaidę membraną yra vadinama osmosu.

Osmosą sukelianti jėga yra osmosinis slėgis. Osmosinis slėgis yra jėga, kuri priverčia tirpiklio molekules prasiskverbti į tirpalą per puslaidę membraną. Šio slėgio dydis yra nustatomas prietaisu, vadi-namu osmometru.

Principinė osmometro schema yra tokia. Į indą yra pripilama tir-piklio, pavyzdžiui, vandens. Į vamzdelį, kurio vienas galas yra pra-platintas ir užsandarintas puslaide membrana, yra pripilama tirpa-lo, gauto ištirpinus neelektrolitą tirpiklyje, kurio yra pripilta į indą (šiuo atveju vandens). Vamzdelis praplatintuoju galu yra panardina-mas į inde esantį tirpiklį iki vamzdelio praplatėjimo pabaigos taip, kad nepraplatintasis vamzdelio galas būtų virš tirpiklio paviršiaus. Dėl osmosinio slėgio tirpiklis iš indo pradeda difunduoti per puslaidę membraną į vamzdelyje esantį tirpalą. Tirpalo lygis vamzdelyje pra-deda kilti. Kai tirpalo lygis vamzdelyje pakyla tiek, kad susidariusio

144

tirpalo stulpelio slėgis pasidaro lygus osmosiniam slėgiui, tirpiklio molekulių difuzija sustoja, kadangi nusistovi pusiausvyra: kiek tir-piklio molekulių prasiskverbia pro puslaidę membraną, tiek jų grįžta atgal į tirpiklį. Tirpalo lygis vamzdelyje nustoja kilti. Osmosinio slė-gis yra lygus tirpalo stulpelio hidrostatiniam slėgiui, kuriam esant sustabdoma tirpiklio molekulių difuzija į tirpalą.

Osmosas pasireiškia atskyrus puslaide membrana ne tiktai tirpa-lą ir tirpiklį, bet ir skirtingų koncentracijų tirpalus. Atskyrus puslaide membrana skirtingų koncentracijų tirpalus, tirpiklio molekulės iš mažesnės koncentracijos tirpalo skverbsis į didesnės koncentracijos tirpalą.

Osmosinio slėgis apskaičiuojamas pagal van’t Hofo formulę:

p = CM · R · T; (8.12)

čia: p – osmosinis slėgis, kPa; CM − tirpalo molinė koncentracija, mol/l; R – universalioji dujų konstanta, 8,314 l · kPa/mol · K ; T – temperatūra, K.

Osmosinis slėgis priklauso tiktai nuo tirpalo koncentracijos, bet nepriklauso nei nuo tirpiklio, nei nuo tirpinio prigimties.

Osmosinis slėgis gali būti naudojamas tirpinio molinei masei nustatyti.

Pavyzdys Tirpalo, kurio 100 ml ištirpinta 2,3 g medžiagos, osmosinis slė-

gis 298 K temperatūroje yra lygus 618,5 kPa. Apskaičiuokite ištirpu-sios medžiagos molinę masę.

Sprendimas

1. Apskaičiuojamas medžiagos kiekis, ištirpęs 1 litre (1 000 ml) tirpalo:

100 ml tirpalo ištirpę 2,3 g medžiagos,

1 000 ml –’’– x g –’’–,

x = lm100

g2,3lm0001 ⋅

= 23 g /1 000 ml, arba 23 g/l.

145

2. Pagal van’t Hofo formulę apskaičiuojama medžiagos molinė masė:

p = CM · R · T.

Surašius į formulę žinomų dydžių reikšmes, gaunama lygtis su vienu nežinomuoju:

618,5 =

mol

g

g23

M

· 8,314 Kmol

kPal

⋅

⋅

· 298 K,

M = 618,5

2988,31423 ⋅⋅

= 92,1 g/mol.

Ats.: M = 92,1 g/mol.

Osmoso reiškinys praktikoje yra dažnai sutinkamas ir naudoja-mas.

Labai plačiai praktikoje taikomas atvirkštinis osmosas, kurio esmę sudaro tai, kad tada, kai grynas tirpiklis ir tirpalas yra atskirti puslaide membrana, tirpalą slegiant jėga, didesne už osmosinį slė-gį, gaunamas atvirkštinis osmosui reiškinys: tirpiklio molekulės iš tirpalo pradeda difunduoti per puslaidę membraną į gryną tirpiklį. Tirpalo koncentracija didėja. Atvirkštinis osmosas yra naudojamas tirpalų koncentracijai didinti bei grynam tirpikliui išskirti iš tirpalo.

8.6. Elektrolitų tirpalų savybės

Elektrolitų tirpalai yra gaunami, tirpinant vandenyje elektrolitus, t. y. į jonus disocijuojančias medžiagas.

Elektrolitinė disociacija yra medžiagų disociacija į teigiamuo-sius ir neigiamuosius jonus. Elektrolitinė disociacija vyksta, tirpinant vandenyje rūgštis, bazes ir druskas. Šiuo atveju disociacija vyksta, veikiant polinėms vandens molekulėms.

Elektrolitų tirpaluose teigiamųjų krūvių suma yra lygi neigiamų-jų krūvių sumai. Elektrolitų tirpalai yra laidūs elektros srovei, kadan-gi juose esantys jonai gali pernešti elektros srovę.

146

Elektrolitų tirpalams, kaip ir neelektrolitų tirpalams, yra būdinga tirpalų garų slėgio depresija, virimo temperatūros pakilimas, stingi-mo temperatūros depresija bei osmosinis slėgis.

Osmoso pasireiškimą praktikoje elektrolitų tirpalų atveju galima labai akivaizdžiai aprašyti tokiu pavyzdžiu. Žalią agurką, kuris, kaip žinome, turi daug vandens ir labai mažai druskų, įmerkus į vandeninį valgomosios druskos (NaCl elektrolito) tirpalą (sūrymą), vanduo iš agurko pro jo žievelę, kuri turi pusiau laidžios membranos savybes, difunduoja į sūrymą. Dėl to sūryme valgomosios druskos koncentra-cija mažėja, o agurkas, netekęs vandens, susiraukšlėja. Kadangi agurko žievelė (nors gerokai blogiau nei vandens molekules iš agur-ko į NaCl tirpalą) praleidžia ir NaCl jonus iš tirpalo į agurko vidų, agurkas pasisūdo, tiktai jame druskos koncentracija visada būna daug mažesnė nei sūryme. Norint apsaugoti agurką nuo didelio vandens kiekio netekimo, dėl kurio jis susiraukšlėja, reikia modifikuoti jo žievelę sumažinant jos laidumą vandeniui. Agurko žievelę galima modifikuoti, pavyzdžiui, pridėjus į sūrymą česnako.

Elektrolitų, kaip ir neelektrolitų tirpalų atveju, gali vykti atvirkš-tinis osmosas. Pavyzdžiui, atvirkštinis osmosas yra taiko-mas gauti gėlam vandeniui iš jūros vandens, kuriame yra ištirpę NaCl ir kitų druskų.

Elektrolitų tirpalų atveju tirpalų garų slėgio depresija, virimo temperatūros pakilimas ir stingimo temperatūros depresija bei osmo-sinis slėgis savo absoliučiaisiais dydžiais yra didesni negu tos pačios koncentracijos neelektrolitų tirpalų, kadangi tos pačios koncentraci-jos elektrolitų tirpaluose yra daugiau dalelių nei neelektrolitų tirpa-luose.

8.6.1. Disociacijos laipsnis

Elektrolito disociacijos laipsnis parodo, kuri ištirpusio elektrolito molekulių dalis yra disocijavusi į jonus. Disociacijos laipsnis yra žymimas α, o jo matematinė išraiška yra tokia:

α = .

disocijavusių į jonus molekulių skaičius

ištirpusiųmolekulių skaičius (8.13)

147

Disociacijos laipsnis α reiškiamas vieneto dalimis arba procen-tais. Pavyzdžiui, α = 0,8 arba α = 80 %. α reikšmė negali būti dides-nė už 1 arba už 100 %.

Disociacijos laipsnio α dydis priklauso nuo elektrolito prigim-ties, tirpalo koncentracijos ir temperatūros. Keliant temperatūrą ir mažinant tirpalo koncetraciją, α didėja.

Skirtingų elektrolitų α galima palyginti tiktai esant vienodai temperatūrai ir koncentracijai. Dažniausiai žinynuose α reikšmės yra pateikiamos 0,1 N tirpalų, 18 °C temperatūroje. Šiomis sąlygomis stiprių elektrolitų α > 30 %, vidutinio stoprumo –3–30 %, silpnų – < 3 %. Elektrolitų disociacijos laipsnis α yra nurodomas žinynuose.

Stipriųjų elektrolitų disociacijos laipsnis α turėtų būti lygus 1. Tačiau stipriuosiuose elektrolituose pasireiškia tarpjoninė sąveika, todėl jie praktiškai elgiasi taip, lyg būtų mažiau disocijuoti, nei yra iš tikrųjų. Todėl jų disociacijos laipsnis α visada yra mažesnis už 1. Stipriųjų elektrolitų disociacijos laipsnis yra vadinamas menamuoju disociacijos laipsniu. Mažėjant stipriųjų elektrolitų koncentracijai, jų disociacijos laipsnis α artėja prie 1. Labai praskiestų stipriųjų elekt-rolitų disociacijos laipsnis yra lygus 1, nes tuo atveju atstumai tarp jonų yra dideli ir traukos jėgos mažai pasireiškia.

Disociacijos laipsnį α galima nustatyti pagal elektrolitų laidumą:

laidumo reikšmė išmatuota

.laidumo reikšmė apskaičiuota

α = (8.14)

8.6.2. Izotoninis koeficientas

Stipriųjų elektrolitų disociacijos laipsnis gali būti nustatomas ir bandymais, kurių eiga yra tokia:

a) praktiškai nustatoma šių elektrolitų tirpalo garų slėgio dep-resija arba virimo temperatūros pakilimas ar stingimo tem-peratūros depresija, arba osmosinis slėgis;

b) lygiagrečiai teoriškai apskaičiuojami šie dydžiai pagal for-mules, taikomas šiems dydžiams skaičiuoti neelektrolitų tir-palų atveju;

c) apskaičiuojami atitinkamų charakteristikų – praktiškai nu-statytų ir teoriškai apskaičiuotų – reikšmių santykiniai dy-

148

džiai. Šie santykiniai dydžiai tarp savęs yra lygūs ir žymimi i, kuris yra vadinamas izotoniniu koeficientu:

i = p

p

Δ

′Δ=

t

t

v

v

Δ

′Δ =

t

t

st

st

Δ

′Δ = ;

p

p′ (8.15)

čia: i – izotoninis koeficienas; praktiškai nustatytos elektrolito tirpalo charakteristikos:

p′Δ – garų slėgio depresija,

vt′Δ – virimo temperatūros pakilimas,

stt′Δ – stingimo temperatūros depresija,

p′ – osmosinis slėgis;

teoriškai atitinkamai pagal pirmąjį Raulio dėsnį, antrąjį Raulio, dės-nį, van’t Hofo formulę apskaičiuotos elektrolito tirpalo charakteris-tikos:

pΔ – garų slėgio depresija,

tvΔ – virimo temperatūros pakilimas,

tstΔ – stingimo temperatūros depresija,

p – osmosinis slėgis.

Elektrolitų tirpalų atveju i > 1, kadangi tirpalo garų slėgio depre-sija, virimo temperatūros pakilimas, stingimo temperatūros depresija, osmosinis slėgis priklauso nuo dalelių skaičiaus tirpale.

Atliekant teorinius skaičiavimus pagal Raulio (pirmąjį ir antrąjį) dėsnius ir van’t Hofo formulę, yra naudojama ištirpusios medžiagos koncentracija, kuri reiškiama molių skaičiumi tirpale (skaičiuojant pΔ pagal pirmąjį Raulio dėsnį), molių skaičiumi, tenkančiu 1 000 g

tirpiklio (skaičiuojant tvΔ ir tstΔ pagal antrąjį Raulio dėsnį), molių

skaičiumi litre tirpalo (skaičiuojant p pagal van’t Hofo formulę). Taip atliekant charakteristikų teorinius skaičiavimus visai nekreipia-ma dėmesio į tai, kad elektrolitas tirpale yra disocijavęs į jonus.

Dalelių skaičius elektrolito tirpale dėl to, kad elektrolitas disoci-juoja į jonus, yra didesnis nei ištirpusių molekulių skaičius. Todėl visada elektrolitų tirpalų virimo temperatūros pakilimas, stingi-mo temperatūros depresija, osmosinis slėgis praktiškai nustatyti yra didesni nei teoriškai apskaičiuoti.

149

Iš to kas buvo pasakyta, matyti, kad izotoninis koeficientas rodo, kiek kartų dėl elektrolito disociacijos, padidėja dalelių skaičius elekt-rolito tirpale.

Ryšys tarp izotoninio koeficiento i ir disociacijos laipsnio α yra toks:

α = ;1

1

−

−

n

i (8.16)

čia: α – disociacijos laipsnis (vieneto dalimis); i – izotoninis koeficientas;

n – jonų skaičius, kuris susidaro disocijuojant vienai elektrolito molekulei.

Pavyzdžiui, disocijuojant NaOH susidaro du jonai:

(NaOH → Na+ + OH−), n = 2;

disocijuojant H2SO4 molekulei, susidaro 3 jonai:

(H2SO4 → H2+ + SO2

4

− ), n = 3 ir t. t.

Nustačius žinomos koncentracijos elektrolito tirpalo savybes apibūdinančių charakteristikų (virimo temperatūros pakilimo, stin-gimo temperatūros depresijos, osmosinio slėgio) praktines ir teorines reikšmes, galima apskaičiuoti disociacijos laipsnį α. Arba atvirkščiai, turint žinomos koncentracijos elektrolito α reikšmę, galima apskai-čiuoti jo virimo temperatūros pakilimo, stingimo temperatūros depre-sijos, osmosinio slėgio praktines reikšmes:

p′Δ = i · pΔ ; vt′Δ = i · tvΔ ; t

'

stΔ = i · t stΔ ; p ' = i · p .

8.6.3. Elektrolitų tirpalų virimo ir stingimo temperatūros skaičiavimas

1 pavyzdys

Kokioje temperatūroje stings ir kokioje užvirs 24 % NaCl van-deninis tirpalas? NaCl menamasis disociacijos laipsnis šiame tirpale yra 80 %. Kv = 0,52○, Kst = 1,86○.

150

Sprendimas

1. Užrašoma NaCl elektrolitinės disociacijos lygtis ir nustato-mas disociacijos metu susidariusių jonų skaičius:

NaCl → .ClNa−+

+

Iš lygties matyti, kad disocijuojant NaCl susidaro du jonai (n = 2). 2. Apskaičiuojamas izotoninis koeficientas: surašius žinomas

dydžių reikšmes į formulę α = ,1

1

−

−

n

i gaunama lygtis su vie-

nu nežinomuoju 0,8 = ,12

1

−

−i iš kurios apskaičiuojama i

reikšmė:

i = 1,8.

3. Apskaičiuojama NaCl molinė masė:

M(NaCl) = 23 + 35,5 = 58,5 g/mol.

4. Apskaičiuojamas NaCl kiekis (gramais), tenkantis 1 000 g tirpiklio 24 % NaCl vandeniniame tirpale:

76 g vandens tenka 24 g NaCl,

1 000 g –’’– x g –’’–,

x = g76

g24g0001 ⋅

= 315,8 g/1 000 g.

5. Apskaičiuojama 24 % NaCl vandeninio tirpalo molialinė koncentracija:

Cm = M

m =

mol/g5,58

g0001/g8,315 = 5,4 mol/1 000 g, arba Cm = 5,4 m.

6. Apskaičiuojama 24 % NaCl tirpalo stingimo temperatūros depresijos teorinė reikšmė:

tstΔ = Cm · Kst = 5,4 · 1,86° = 10,0°.

7. Apskaičiuojama 24 % NaCl tirpalo stingimo temperatūros depresijos praktinė reikšmė:

151

t'

stΔ = i · tstΔ = 1,8 · 10,0° = 18,0°.

8 Apskaičiuojama 24 % NaCl tirpalo stingimo temperatūra:

tstingimo tirpalo = tstingimo tirpiklio – t'

stΔ = 0 ○C – 18,0° = –18,0 °C .

9. Apskaičiuojama 24 % NaCl tirpalo virimo temperatūros pa-kilimo teorinė reikšmė:

Δtv = Cm · Kv = 5,4 · 0,52° = 2,8°.

10. Apskaičiuojama 24 % NaCl tirpalo virimo temperatūros pa-kilimo praktinė reikšmė:

tv'

Δ = i · tvΔ = 1,8 · 2,8 = 5,0°.

11. Apskaičiuojama 24 % NaCl tirpalo virimo temperatūra:

tvirimo tirpalo = tvirimo tirpiklio + tv'

Δ = 100 °C + 5,0° = 105,0 °C .

Ats.: tst = – 18,0 °C ; tv = 105,0 °C .

Tirpalų (tiek elektrolitų, tiek neelektrolitų) virimo temperatūros pakilimas ir stingimo temperatūros depresija, kaip rodo antrasis Rau-lio dėsnis, priklauso nuo tirpalo koncentracijos. Esant mažai tirpalo koncentracijai šios charakteristikos mažai skiriasi nuo atitinka-mų gryno tirpiklio charakteristikų. Tai rodo toliau pateikto 2 pavyz-džio sprendimo rezultatai.

2 pavyzdys

2 % NaOH vandeninio tirpalo menamasis disociacijos laipsnis yra 89,7 %. Apskaičiuokite šio tirpalo stingimo ir virimo temperatū-ras. Kv = 0,52°, Kst = 1,86°.

Sprendimas

1. Užrašoma NaOH elektrolitinės disociacijos lygtis ir nustato-mas disociacijos metu susidariusių jonų skaičius:

.OHNaNaOH−+

+→

Iš šios lygties matyti, kad disocijuojant NaOH susidaro du jonai (n = 2).

152

2. Apskaičiuojamas izotoninis koeficientas: surašius žinomas

dydžių reikšmes į formulę α = ,1

1

−

−

n

i gaunama lygtis su vie-

nu nežinomuoju 0,897 = ,12

1

−

−i iš kurios apskaičiuojama i

reikšmė:

i = 1,897.

3. Apskaičiuojama NaOH molinė masė:

M(NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40 g/mol.

4. Apskaičiuojamas NaOH kiekis (gramais), tenkantis 1 000 g tirpiklio 2 % NaOH vandeniniame tirpale:

98 g vandens tenka 2 g NaOH,

1 000 g –’’– x g –’’–,

x = g98

g2g0001 ⋅

= 20,4 g/1 000 g.

5. Apskaičiuojama 2 % NaOH vandeninio tirpalo molialinė koncentracija:

Cm = M

m =

mol/g40

g0001/g4,20 = 0,5 mol/1 000 g, arba Cm = 0,5 m.

6. Apskaičiuojama 2 % NaOH tirpalo stingimo temperatūros depresijos teorinė reikšmė:

tstΔ = Cm · Kst = 0,5 · 1,86° = 0,9°.

7. Apskaičiuojama 2 % NaOH tirpalo stingimo temperatūros depresijos praktinė reikšmė:

t'

stΔ = i · tstΔ = 1,897 · 0,9° = 1,71°.

8. Apskaičiuojama 2 % NaOH tirpalo stingimo temperatūra:

tstingimo tirpalo = tstingimo tirpiklio – t'

stΔ = 0 ○C – 1,71° = –1,71 °C .

153

9. Apskaičiuojama 2 % NaOH tirpalo virimo temperatūros pa-kilimo teorinė reikšmė:

Δtv = Cm · Kv = 0,5 · 0,52° = 0,26°.

10. Apskaičiuojama 2 % NaOH tirpalo virimo temperatūros pa-kilimo praktinė reikšmė:

tv'

Δ = i · vtΔ = 1,897 · 0,26° = 0,49°.

11. Apskaičiuojama 2 % NaOH tirpalo virimo temperatūra:

tvirimo tirpalo = tvirimo tirpiklio + tv'

Δ = 100 °C + 0,49° = 100,49 °C .

Ats.: tst = – 1,71 °C ; tv = 100,49 °C .

8.6.4. Silpnųjų elektrolitų disociacija

Silpnųjų elektrolitų disociacija yra grįžtamas procesas. Todėl juose tarp molekulių ir jonų nusistovi pusiausvyra:

AB ⇔ A+ + B−.

Silpnųjų elektrolitų disociacijos proceso pusiausvyros konstanta yra vadinama elektrolito disociacijos konstanta:

K = ;

AB

BA

C

CC−+

⋅

čia:+

AC ir

−

B

C yra jonų koncentracijos, mol/l;

CAB – nedisocijavusios medžiagos koncentracija, mol/l.

Kuo mažesnė disociacijos konstanta, tuo elektrolitas yra silp- nesnis. Pavyzdžiui, skruzdžių rūgšties disociacijos konstanta K = 2,3 · 10−4, acto rūgšties K = 2,3 · 10−5, todėl acto rūgštis yra sil-pnesnė už skruzdžių rūgštį.

Tarp silpnųjų elektrolitų disociacijos laipsnio ir konstantos yra toks ryšys:

K = α−

α⋅

1

2C

. (8.17)

154

Kai α reikšmė yra labai maža:

K = C · α2, α = .

C

K

8.6.5. Vandenilio jonų koncentracijos rodiklis

Vanduo yra labai silpnas elektrolitas. Jis labai mažai disocijuoja į jonus:

−+

+⇔ OHHOH2

vandens disociacijos konstanta 298 K temperatūroje:

K = O2H

OHH

C

CC−+

⋅

= 1,8 · 10–16 mol/l.= 1,8 · 10–16 mol/l

Nedisocijavusio vandens koncentracija:

O2HC =

mol/g018,18

l/g0001 = 55,55 mol/l.

Pažymėjus vandens jonų koncentracijų sandaugą

Kw = ,

OHH−+

⋅ CC

galima rašyti:

Kw = K· O2H

C = 1,8 · 10–16 mol/l · 55,55 mol/l = 10–14 (mol2/l2).

Kw yra vadinamas vandens jonų koncentracijų sandauga. Chemiškai gryname vandenyje vandenilio ir hidroksido jonų

koncentracijos tarp savęs yra lygios:

+H

C = −

OHC = 14

10− = 10–7 mol/l.

Praktikoje labai nepatogu naudoti tokio dydžio jonų koncentraci-jų reikšmes. Patogumo dėlei buvo įtrauktas vadinamasis vandenilio jonų (arba, trumpiai sakant, vandenilio) koncentracijos rodiklis pH,

155

kuris yra neigiamas dešimtainis logaritmas vandenilio jonų koncent-racijos:

pH = −lg .CH+

(8.18)

Taip pat analogiškas hidroksido jonų koncentracijos rodiklis pOH, kuris yra neigiamas dešimtainis logaritmas hidroksido jonų koncentracijos:

pOH = −lg .COH

−

(8.19)

Kadangi

−+⋅

OHHCC = 10−14,

pH + pOH = 14. (8.20)

Tirpalas, kurio pH = 7, yra neutralusis, kurio pH intervalas nuo 8 iki 10, yra silpnai šarminis. Kai pH reikšmės nuo 11 iki 14, tirpalas yra stipriai šarminis. Tirpalas, kurio pH reikšmių intervalas nuo 6 iki 4, yra silpnai rūgštus, o kurio pH reikšmės nuo 3 iki 0, stipriai rūgštus.

8.6.6. Vandenilio ir kitų jonų koncentracijų skaičiavimas

Bet kurio jono koncentracija Cj, susidariusi disocijuojant elekt-rolitui, yra apskaičiuojama pagal formulę:

Cj = α · CM · nj; (8.21)

čia: α – elektrolito disociacijos laipsnis (vieneto dalimis); CM – elektrolito molinė koncentracija, mol/l;

nj – jonų, kurių koncentracija yra skaičiuojama, skaičius, susida-ręs disocijuojant vienai elektrolito molekulei.

1 pavyzdys

Apskaičiuokite 0,005 M koncentracijos H2SO4 tirpalo pH. Šio tirpalo α = 1.

156

Sprendimas

1. Užrašoma H2SO4 elektrolitinės disociacijos lygtis ir nustato-mas vandenilio jonų, kurių koncentraciją reikia apskaičiuoti, skaičius, susidaręs disocijuojant vienai H2SO4 molekulei:

H2SO4 → 2H++ .SO2

4

−

Lygtis rodo, kad disocijavus vienai H2SO4 molekulei susidaro du vandenilio jonai.

2. Apskaičiuojama vandenilio jonų koncentracija:

+H

C = Cj = α · CM · nj = 0,005 · 1 · 2 = 10−2 mol/l.

3. Apskaičiuojamas tirpalo pH:

pH = − lg+

H

C = −lg 10−2 = 2.

Ats.: pH = 2.

2 pavyzdys

Apskaičiuokite 0,005 M Ba(OH)2 tirpalo pH. Šio tirpalo α = 1.

Sprendimas

1. Užrašoma Ba(OH)2 elektrolitinės disociacijos lygtis:

( ) .OH2BaOHBa2

2

−+

+→

Iš lygties matyti, kad disocijuojant Ba(OH)2 susidaro vienas +2

Ba ir du −

OH jonai. Tiktai šių jonų koncentracijas galima skaičiuo-ti, naudojant anksčiau pateiktąją formulę. Šiuo atveju pagal (8.21)

formulę negalima apskaičiuoti koncentracijos vandenilio jonų ,H+

kadangi disocijuojant Ba(OH)2 jie nesusidaro.

2. Apskaičiuojama −

OH jonų koncentracija:

OHC = Cj = α · CM · nj = 0,005 · 1 · 2 = 10−2 mol/l.

3. Apskaičiuojama pOH reikšmė:

pOH = −lg OHC = −lg10−2 = 2.

157

4. Apskaičiuojama pH reikšmė:

pH + pOH = 14,

pH = 14 – pOH = 14 – 2 = 12.

Ats.: pH = 12.

3 pavyzdys

Apskaičiuokite +2

BaC ir

−

3NOC (mol/l) ir +2

Ba bei −

3NO kiekius

(gramais) 1 litre 0,02 N Ba(NO3)2 tirpalo. Šiame tirpale Ba(NO3)2 disociacijos laipsnis α yra lygus 70 %.

Sprendimas

1. Užrašoma elektrolitinės disociacijos lygtis:

( ) −++→ 3

2NO2BaNOBa

23 .

Ši lygtis rodo, kad disocijuojant vienai molekulei Ba(NO3)2 su-

sidaro vienas +2Ba jonas ir du −

3NO jonai.

2. Apskaičiuojama Ba(NO3)2 molinė masė ir ekvivalentų moli-nė masė:

M(Ba(NO3)2) = 137 + (14 + 16 · 3) · 2 = 261 g/mol,

E(Ba(NO3)2) = ( )2

NOBa23

M =

2

261= 130,5 g/mol.

3. Apskaičiuojama masė (gramais) 1 litre 0,02 N Ba(NO3)2 tir-palo:

mBa(NO3)2 = 0,02 mol/l · 130,5 g /mol = 2,61 g/l.

4. Apskaičiuojama 0,02 N Ba(NO3)2 tirpalo molinė koncentraci-ja:

CM Ba(NO3)2 = mol/g261

l/g61,2= 0,01 mol/l, arba 0,01 M.

Pastaba. 0,02 N Ba(NO3)2 tirpalo molinę koncentraciją buvo galima nustatyti trumpesniu būdu. Iš elektrolitinės disociacijos lygties matyti, kad disocijuojant Ba(NO3)2 susidaro du teigiamieji ir du neigiamieji krūviai, tai

158

rodo, kad Ba(NO3)2 ekvivalentų molinė masė yra gaunama jo molinę masę padalijus iš 2, o tai reiškia, kad Ba(NO3)2 molių kiekis tirpale bus perpus mažesnis už ekvivalentų molių kiekį. Todėl 0,02 N Ba(NO3)2 tirpalo molinė koncentracija CM = 0,01 M.

7. Apskaičiuojama Ba2+ koncentracija mol/l:

+2Ba

C = Cj = α · CM · nj = 0,7 · 0,01 mol/l · 1 = 0,007 mol/l.

8. Apskaičiuojama Ba2+ masė (gramais) 1 litre tirpalo:

M(Ba2+) = 137 g/mol.

m )(Ba2+ = 0,007 mol/l· 137 g/mol = 0,959 g.

9. Apskaičiuojama −

3NO koncentracija mol/l:

−

3NOC = Cj = α · CM · nj = 0,7 · 0,01 mol/l · 2 = 0,014 mol/l.

10. Apskaičiuojama −

3NO masė (gramais) 1 litre tirpalo:

)(NO 3

−

M = 14 + 16 · 3 = 62 g/mol,

)(NO3

−

m = 0,014 mol/l · 62 g/mol = 0,868 g.

Ats.: +2

BaC = 0,007 mol/l;

−

3NOC = 0,014 mol/l;

)(Ba 2+m = 0,959 g; )(NO

3

−

m = 0,868 g.

159

LITERATŪRA

1. BUINEVIČIENĖ, G.; IVAŠKEVIČIENĖ, L.; KAUŠINIENĖ, G.; PETROŠEVIČIŪTĖ, O.; STULPINAS, B. Bendroji chemija. Vilnius: Mokslas, 1991. 356 p.

2. ГOPБУНОВ, А. И.; ГУРОВ, А. А.; ФИЛИПОВ, Г. Г.; ШАПО- ВАЛ, В. Н. Теоретические основы общей химии [GORBUNOV, A. I.; GUROV, A. A.; FILIPOV, G. G.; ŠAPOVAL, V. N. Bendrosios chemijos teoriniai pagrindai]. Москва: МГТУ им. Н. Е. Баумана, 2003. 719 с.

3. GREVYS, S.; NAVICKIENĖ, R. Chemija: programa, pagrindai ir už-duotys neakivaizdininkams. Kaunas: Technologija, 2002. 112 p.

4. JANKAUSKAS, J.; KAZRAGIS, A.; KERIENĖ, J.; TAMULAI-TIENĖ, B.; ZALIECKIENĖ, E. Bendrosios chemijos teoriniai pagrin-

dai ir uždaviniai. Vilnius: Technika, 2006. 246 p. 5. KAZRAGIS, A. Praktinė cheminė termodinamika. Vilnius: Technika,

1998. 90 p. 6. MASTERTON, W. L.; HURLEY, C. N. Chemistry. Principles & Reac-

tions. Philadelphia; NewYork; Chicago; San Francisko; Montreal; To-ronto; London; Sydney; Tokyo: Saunders College Publishing, 1989. 991 p.

7. PETROŠEVIČIŪTĖ, O. Bendroji chemija. Kaunas: Technologija, 2007. 167 p.

8. SMOOTH, R. C.; PRICE, J.; SMITH, R. G. Chemistry. A Modern

Course. Toronto; London; Sydney: Merrill Publishing Co (A Bell & Howell Company), 1987. 664 p.

9. ZUMDAHL, S. S. Chemical Principles. Boston; New York: Hough Miflin Company, 2005. 1070 p.