keriene _chemija_tirazui

VILNIAUS GEDIMINO TECHNIKOS UNIVERSITETAS

Jadvyga Kerienė

CHEMIJA Įvadas į dalyko studijas. Kontrolinių darbų temos

Mokomoji knyga

2007

Vilnius

1

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: aprašyti 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, aprašytus ir paaiškintus atitinkamuose mokykliniuose vadovėliuose, mokomojoje knygoje trumpai išdėstyti chemijos pagrindai – pagrindinės chemijos sąvokos; 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 modulio 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

2

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

3

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 4

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

5

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 programos 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, laboratoriniams darbams bei egzaminui, kuris yra laikomas žiemos sesijos 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 programoje 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 medžiagų yra gaminama iš neorganinės kilmės žaliavų. Gaminant šias medžiagas vyksta neorganinių junginių skilimo bei susidarymo reakcijos, 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 agresyvių medžiagų poveikiui. Kuo statybinės medžiagos yra mažiau atsparios, tuo sąveika yra intensyvesnė. Pastatai, kuriuos statant yra 6

taikyti tinkami konstrukciniai sprendimai ir naudotos aplinkos cheminiam poveikiui atsparios medžiagos, yra ilgalaikiai; pastatai, pastatyti iš aplinkos poveikiui neatsparių medžiagų, trumpai tarnauja, nors konstrukciniai sprendimai ir yra tinkami. Tai rodo, kad pastatą sudarančių statybinių medžiagų cheminis atsparumas aplinkos poveikiui, esant tinkamiems konstrukciniams sprendimams, lemia pastato 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 medžiagų ilgalaikiškumą. Dėl to statybos inžinerijos studijų programoje daug dėmesio yra skiriama statyboje naudojamų medžiagų savybių studijoms. Tiktai turint pakankamai chemijos žinių, galima sėkmingai studijuoti labai svarbius statybos inžinerijos bakalauro studijų programos dalykus statybinės medžiagos bei medžiagų mokslas. Chemijos žinios yra labai reikalingos studijuojant pasirinktų specializacijų dalykus: bakalauro studijose – neorganinės rišamosios medžiagos; magistrantūros studijose – statybinių medžiagų fizikinė chemija, silikatinių medžiagų technologija. Toliau pateikiama keletas pavyzdžių, labai aiškiai parodančių chemijos žinių reikalingumą tolesnėse studijose ir praktinėje veikloje. Pirmasis pavyzdys. Mūrijimo skiediniams gaminti yra naudojamos 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 termodinamikos dėsniais ir skaičiavimais, atliekamais, remiantis šiais dėsniais, 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 perstūmimo principu, galima nustatyti, kokia turi būti taikoma žaliavų degimo proceso technologija, norint gauti didžiausią kalkių išeigą mažiausiomis energijos sąnaudomis. Tai rodo, kad chemijos žinios yra statybinių kalkių gamybos technologijos kūrimo pagrindas. Vadovaujantis šiomis žiniomis, yra daromi atitinkami klinčių degimo 7

krosnių konstrukciniai sprendimai bei nustatomi ekonomiškiausi kalkių gamybos proceso technologiniai parametrai. Ir dar. Mūrijant naudojami kalkiniai skiediniai, kurie yra gaunami užmaišius vandeniu 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 procesams pirma susidaro koloidinė sistema, paskui vyksta kristalizacija. Tiktai gerai išmanant heterogeninių cheminių reakcijų vyksmo ypatumus bei koloidinių sistemų savybes, galima suprasti kalkių kietėjimo procesą ir jį vykdyti taip, kad būtų gautos reikiamų savybių mūro siūlės. Antrasis pavyzdys. Betonui ir gelžbetoniui gaminti kaip rišamoji medžiaga yra naudojamas portlandcementis, kuris gaminamas aukštoje – apie 1 450 °C, temperatūroje degant klinčių, molio ir koreguojančių 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 aliuminio, geležies, kalcio jonų. Šių produktų sistemoje vykstant koaguliacijos (trapiojo gelio susidarymo) ir kristalizacijos procesams portlandcementis sukietėja. Kietėjimo metu susidarę produktai ir jų kiekybinis santykis lemia sukietėjusio portlandcemenčio, o kartu ir betono ar gelžbetonio, kurių gamyboje jis yra naudojamas, mechaninį stiprį ir jų stabilumą eksploatacijos metu veikiant agresyvioms medžiagoms. Tiktai išmanant portlandcemenčio gamybos ir jo kietėjimo cheminius procesus galima juos atitinkamai reguliuoti ir gauti reikiamų savybių portlandcementį, reikiamo stiprio ir stabilumo agresyvios aplinkos poveikiui betono ir gelžbetonio gaminius. Trečiasis pavyzdys. Statybinių medžiagų gamyboje, pastatų statyboje bei kitose veiklose, su kuriomis neišvengiamai susiduria Statybos 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 eksploatacijos metu. Vanduo yra naudojamas betonavimo, kalkiniams skiedi8

niams ir kt. gaminti. Šiems tikslams naudojamam vandeniui yra keliami specialūs reikalavimai. Todėl chemijos kurse yra skiriama daug dėmesio vandens (gryno bei gamtinio) ir jo tirpalų cheminėms ir fizikinėms 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 teritorijos, jos būtinai turi būti neutralizuojamos ir išvalomos. Nuotekoms neutralizuoti ir valyti taikomi cheminiai metodai. Jie taip pat nagrinėjami chemijos kurse. Penktasis pavyzdys. Atskira chemijos kurso dalis yra skirta nagrinėti elektrocheminiams procesams, vykstantiems cheminiuose nuolatinės srovės elektros srovės šaltiniuose, elektrolizėje, koroduojant metalams. Su šiais procesais specialiųjų kursų studijose ir studijas baigus gamybinėje veikloje tenka susidurti visiems technikos universitetų 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 neturėjimas žinių, kaip ją galima sulėtinti, gali atnešti didžiulių ekonominių nuostolių. Šeštasis pavyzdys. Labai svarbios problemos, kurias tenka spręsti statybų aikštelėse dirbantiems statybos inžinieriams, yra, kaip išvengti ledo sluoksnio susidarymo statybos aikštelėse, išvalyti iš oro dūmus ir dulkes. Šioms labai svarbioms problemoms spręsti reikalingos 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-redukcijos reakcijos. 9

•

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 procesams; 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 priklausomybė nuo reaguojančių medžiagų koncentracijos, temperatūros, slėgio. Heterogeninių reakcijų vyksmo ypatumai. Katalizė. Grįžtamosios ir negrįžtamosios cheminės reakcijos. Cheminė pusiausvyra. Cheminės pusiausvyros poslinkis. • Medžiagų tirpimas. Tirpalų koncentracijos Medžiagų tirpimo teorijos. Kietų, skystų ir dujinių medžiagų tirpimas, tirpimo šiluma ir tirpumas. Tirpalų procentinė, molinė, molinė ekvivalentų (normalinė) ir molialinė koncentracijos bei jų skaičiavimai. • Neelektrolitų tirpalų savybės Tirpalų garų slėgio nuokrytis (depresija). Pirmasis Raulio dėsnis. Tirpalų osmosinis slėgis. Van’t Hofo dėsnis. Tirpalų virimo temperatūros pakilimas ir stingimo temperatūros nuokrytis (depresija). Antrasis Raulio dėsnis. • Elektrolitų tirpalų savybės Elektrolitinės disociacijos teorija. Disociacijos laipsnis ir konstanta. Izotoninis koeficientas. Rūgščių, bazių ir druskų disociacija. Jonų koncentracijų skaičiavimai. Tirpumo sandauga. Vandens elektrolitinė disociacija. Vandenilio jonų koncentracijos rodiklis. Buferiniai tirpalai. Druskų hidrolizės reakcijos. Hidrolizės laipsnis ir konstanta, druskų vandeninių tirpalų pH lemiantys veiksniai. Šaldomieji mišiniai ir antifrizai.

10

•

Koloidinės sistemos Liozoliai (koloidiniai tirpalai), aerozoliai ir kietieji zoliai. Koloidinių 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 valymas bei neutralizacija. • Neorganinės rišamosios statybinės medžiagos Orinės rišamosios medžiagos (kalkės, gipsinės rišamosios medžiagos), 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 galvaniniuose elementuose. Galvaninių elementų elektrovaros jėga. Elektrolizė (druskų vandeninių tirpalų ir lydalų). Elektrolizės procesai katodo ir anodo paviršiuose. Elektrolizės dėsniai. Elektrolizės taikymas. Akumuliatoriai. • Metalų korozija ir apsauga nuo jos Cheminė metalų korozija. Elektrocheminė metalų korozija. Metalų apsaugos nuo korozijos būdai.

1.3. Rekomenduojama literatūra Literatūra lietuvių kalba 1. 2. 3.

BUINEVIČIENĖ, G. ir kt. Bendroji chemija. Vilnius: Mokslas, 1991 (VGTU bibliotekoje šifras V 4346). PETROŠEVIČIŪTĖ, O. Bendroji chemija. Kaunas: Technologija, 2007. GRAŽĖNIENĖ, R. ir kt. Bendrosios chemijos laboratoriniai darbai ir teoriniai pagrindai. Vilnius: Technika, 2007.

11

4.

5.

6. 7. 8. 9.

Chemijos laboratoriniai darbai. Vilnius: Technika, 1995 (VGTU bibliotekoje šifras V 4825; www.vgtu.lt Fakultetai – Fundamentinių mokslų fakultetas – Chemijos ir bioinžinerijos katedra – Studijos – Studentams – Mokomoji knyga Chemijos laboratoriniai darbai). JANKAUSKAS, J. ir kt. Bendrosios chemijos teoriniai pagrindai ir uždaviniai. Vilnius: Technika, 2006 (www.vgtu.lt Fakultetai – Fundamentinių mokslų fakultetas – Chemijos ir bioinžinerijos katedra – Studijos – Studentams – Informacija neakivaizdinio skyriaus studentams). GREVYS, S.; NAVICKIENĖ, R. Chemija. Programa, pagrindai ir užduotys neakivaizdininkams. Kaunas: Technologija, 2002. GREVYS, S.; NAVICKIENĖ, R. Bendroji chemija. Teoriniai pagrindai ir užduotys. Kaunas: Technologija, 1999. JANICKIS, V. ir kt. Bendroji ir neorganinė chemija. Vilnius: Mokslas, 1997. 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 Company, 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 suteikiamos bendrojo lavinimo mokykloje (pagal dabar galiojančią programą mokantis chemijos iki dešimtos klasės). Tačiau šios žinios turi būti nuoseklios ir gilios, t. y. chemijos, pradedant aštuntoje klasė 12

je dėstomomis temomis, turi būti mokytasi labai nuosekliai, gerai įsisavinti visi iki 10-os klasės imtinai išdėstyti chemijos mokslo pagrindai. Praktika parodė, kad tie studentai, kurie mokykloje chemijos mokėsi tik iki dešimtos klasės ir buvo ją gerai išmokę, įstoję į universitetą jau būna ją šiek tiek primiršę, o tie, kurie mokykloje chemiją 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 vadovėliuose. Kartojant ypač reikia atkreipti dėmesį į šias mokykloje įsisavintas chemijos žinias: pagrindinės chemijos sąvokos; periodinės cheminių elementų sistemos sudarymo principas; periodiškas cheminių elementų savybių kitimas; cheminių ryšių susidarymas; cheminiai junginiai (kovalentiniai molekuliniai bei nemolekuliniai junginiai; 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 paaiškintus atitinkamuose mokykliniuose vadovėliuose, mokomojoje knygoje trumpai išdėstyti chemijos pagrindai. Kartu su šiai mokomajai knygai rengti naudota literatūra, jos sąrašas 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 klasei. Kaunas: Šviesa, 2002. 187 p. Mokomojoje knygoje taip pat yra išdėstyti teoriniai pagrindai tų chemijos dalyko temų (tirpalai ir jų koncentracijos, oksidacijosredukcijos reakcijos, cheminė termodinamika), iš kurių semestro metu rašomi kontroliniai darbai; pateikti kontrolinių darbų uždavinių sprendimo pavyzdžiai. 13

2. PAGRINDINĖS CHEMIJOS SĄVOKOS, REAKCIJOS, JUNGINIAI, CHEMIJOS DĖSNIAI 2.1. Pagrindinės chemijos sąvokos Cheminis elementas – visuma atomų, turinčių vienodą branduolio 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, anglies lotyniškasis pavadinimas carboneum, simbolis C; natrio lotyniškasis pavadinimas natrium, simbolis Na; magnio lotyniškasis pavadinimas 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, atomai yra labai mažos dalelės. Juos galima pamatyti milijoną kartų didinančiais 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 elektrostatinių vienetų, arba −1,602 · 10−19 C, krūvį. Elektrono masė yra labai maža – ji lygi 9,1085 · 10–28 g, todėl, atliekant cheminius skaičiavimus, laikoma, kad elektronas masės neturi ir kad atomo masė apytikriai lygi atomo branduolio masei. 14

Taigi protono ir elektrono krūviai skaitine reikšme yra lygūs, tiktai yra priešingų ženklų. Priimta protono ir elektrono krūvius žymėti atitinkamai +1 ir –1, o protono ir neutrono mases žymėti 1. Todėl protonas, neutronas ir elektronas yra žymimi atitinkamai: 1 1 +1 p 0 n

0 −1 e.

Nesužadintasis atomas yra neutralioji dalelė. Kiek atomo branduolyje 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 skaičius yra vadinamas atominiu skaičiumi. To paties cheminio elemento atomai, kurių branduoliuose yra tiek pat protonų, bet nevienodai neutronų, vadinami izotopais. Beveik visų elementų atomai turi izotopus. Gamtoje cheminiai elementai egzistuoja kaip izotopų mišiniai. Susitarta cheminio elemento atomo sandarą žymėti skaičiais, kurie rašomi cheminio elemento simbolio kairėje: viršuje rašomas masės skaičius (protonų skaičius + neutronų skaičius), apačioje – atominis skaičius, lygus protonų skaičiui. Pavyzdžiui, vandenilio izotopai yra šie: protis 11 H; deuteris 21 H; tritis 31 H. 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: 126 C (branduolyje yra 6 protonai ir 6 neutronai); 136 C (branduolyje yra 6 protonai ir 7 neutronai); 146 C (branduolyje yra 6 protonai ir 8 neutronai). Remiantis išdėstytais teiginiais, galima apskaičiuoti cheminių elementų atomų izotopų mases. Pročio 11 H, kurio branduolį sudaro tik vienas protonas (neutronų nėra), masė 1,673 · 10–24 g, t. y. šio izotopo atomo masė lygi protono masei. Helio 42 He, 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 + 15

3,350 · 10–24 = 6,696 · 10–24 g . Ličio izotopo 63 Li, 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 73 Li, 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 126 C 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 11 H pročio santykinė atominė masė yra lygi 1,673 · 10–24 : 1,66 · 10–24 = 1,008. Helio 42 He atomo santykinė atominė masė yra lygi 6,696 · 10–24 : 1,66 · 10–24 = 4,033. Ličio izotopo 63 Li santykinė atominė masė yra lygi 10,044 · 10–24 : 1,66 · 10–24 = 6,051. Ličio izotopo 73 Li santykinė atominė masė yra lygi 11,719 · 10–24 : 1,66 · 10–24 = 7,059.

16

Šie skaičiavimai rodo, kad kiekvienas cheminio elemento izotopas 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 mišinyje. Pavyzdžiui, periodinėje elementų lentelėje šalia chloro simbolio nurodyta šio elemento santykinė atominė masė 35,45. Ši masė yra apskaičiuota, remiantis tuo, kad chloro dujas sudaro du izotopai: vie35 Cl (chloro atomai, kurių atominis skaičius yra 17, masės nas iš jų 17 skaičius yra 35), šio izotopo procentinis kiekis mišinyje yra 75,5 %, ir kitas – 3177 Cl (chloro atomai, kurių atominis skaičius 17, masės skaičius 37), šio izotopo procentinis kiekis mišinyje 24,5 %. Trupmeninė yra ir visų kitų cheminių elementų (išskyrus transuraninius, kurių nurodytas patvariausias izotopas periodinėje lentelėje), santykinė atominė masė, netgi ir tų elementų, kurie izotopų neturi. Elementų, net ir neturinčių izotopų, santykinė atominė masė yra trupmeninis skaičius todėl, kad santykinė atominė masė yra santykinis dydis. Atomas, atidavęs ar prisijungęs elektroną, virsta krūvį turinčia (elektringąja) dalele, kuri vadinama jonu. Atomas, atidavęs elektroną, virsta teigiamuoju jonu, o prisijungęs elektroną virsta neigiamuoju jonu. Pavyzdžiui, natrio atomas, atidavęs vieną elektroną, virsta teigiamuoju jonu (katijonu): Na – 1e → Na + , o chloro atomas, prisijungęs elektroną, virsta neigiamuoju jonu (anijonu): Cl + 1e → Cl − . Vieninės medžiagos – medžiagos, sudarytos iš tos pačios rūšies elementų atomų. Pavyzdžiui, labai grynos geležies (Fe) gabalas, vandenilio dujos (H2).

17

Sudėtinės medžiagos (cheminiai junginiai) – medžiagos, sudarytos iš dviejų ar kelių skirtingų elementų atomų. Pavyzdžiui, vanduo (H2O) sudarytas iš vandenilio ir deguonies; natrio šarmas NaOH sudarytas 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, pavyzdžiui, H2O; nemolekuliniai, kuriuose atomai, susijungę kovalentiniais 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 išraiška 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 atomas. 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. Dešinėje, 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 deguonies atomai. Taip pat rašomos ir iš nesudėtinių jonų sudarytų joninių junginių (joniniai junginiai yra nemolekuliniai junginiai) formulės. Šių junginių formulėse indeksai rodo jonų skaičių. Pavyzdžiui, joninio junginio 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 nesudėti18

nių jonų skaičių, taip pat ir elemento atomų skaičių sudėtiniame jone. Pavyzdžiui, joninio junginio K2SO4 formulė rodo, kad šiame junginyje 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 sudėtinių 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 esmines 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 126 C 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 algebrinė 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 19

lentelėje randamos vandenilio ir deguonies santykinės atominės masės. Jos yra atitinkamai 1,008 ir 15,999. Vandenilio santykinė atominė masė padauginama iš 2 ir, prie gauto skaičiaus pridėjus eguonies santykinę atominę masę, gaunama vandens santykinė molekulinė 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 santykinės atominės masės, kaip jau yra užrašyta 1 pavyzdyje, yra atitinkamai 1,008 ir 15,999. P santykinė atominė masė randama periodinėje 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 rodo, 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 elementų (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 molekulinės masės skaičiavimo tvarka tokia pati, kaip ir 1–3 pavyzdžiuose ir labai panaši į 2 pavyzdžio skaičiavimus, tiktai šiuo atveju sudėtinį anijoną sudarančių elementų atomų santykinių atominių masių 20

sumą dar reikia padauginti iš 3, kadangi junginyje yra trys anijonai. Periodinėje cheminių elementų lentelėje randame Al, S ir O santykines 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 126 C 12-oje gramų (0,012 kg). Mokslininkai nustatė, kad 12-oje gramų anglies izotopo 126 C yra 6,022 · 1023 sudėtinių dalelių. Tiek pat sudėtinių dalelių (6,022 · 1023) yra ir viename grame vandenilio. Skaičius 6,022 · 1023 yra vadinamas Avogadro skaičiumi. Vieno medžiagos molio masė yra vadinama moline mase. Molinė 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. 21

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 molekulinė 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, išreikštai gramais. Jonų santykinės molekulinės masės yra skaičiuojamos 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 ( NO3− ) = (14,0067 + 15,9994 · 3) = 62,0049. Todėl NO3− jonų molinė masė M(NO3−) = 62,0049 g/mol; absoliuti NO3− 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.

22

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 skaičiuoti vienos dešimtosios tikslumu. Valentingumas – cheminio elemento atomo ryšių, sudaromų su kitais atomais, skaičius. Pavyzdžiui, junginyje HCl chloras yra vienvalentis, 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 vandenilio 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 trivalentis, junginyje N2O vienvalentis, junginyje N2O5 penkiavalentis).

2.2. Cheminiai junginiai (oksidai, rūgštys, bazės, druskos) Oksidai – metalų arba nemetalų sąveikos su deguonimi produktai. Oksidai – tai junginiai, sudaryti iš dviejų cheminių elementų, kurių vienas yra deguonis. Pavyzdžiui, CaO, SO2, NO, N2O5. Rūgštys – molekuliniai kovalentinio ryšio junginiai, disocijuojantys į vandenilio katijonus ir rūgšties liekanos anijonus. Rūgštys būna deguoninės ir bedeguonės. Pavyzdžiui, nitrato, arba azoto, rūgštis HNO3 disocijuoja į H + katijonus ir NO3− anijonus, ši rūgštis yra deguoninė; vandenilio chloridas (arba druskos) rūgštis HCl disocijuoja 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 diso23

cijuoja į šiuos jonus; Ca(OH)2, sudarytas iš Ca 2+ katijonų ir OH − anijonų, ištirpintas vandenyje disocijuoja į šiuos jonus. Druskos – kristalinės struktūros joniniai junginiai, kuriuose metalo (ar amonio) katijonai yra susijungę su rūgšties liekanos anijonais. Pavyzdžiui, druska CuSO4 yra sudaryta iš Ca 2+ katijonų ir iš SO 24− anijonų, ištirpinta vandenyje disocijuoja į šiuos jonus; druska Na2CO3 yra sudaryta iš Na+ katijonų ir CO32− anijonų, ištirpinta vandenyje disocijuoja į šiuos jonus; druska KCl yra sudaryta iš K + katijonų ir Cl − anijonų, ištirpinta vandenyje disocijuoja į šiuos jonus. Oksidai, rūgštys, bazės, druskos yra sudėtinės medžiagos. Apie oksidų, rūgščių, bazių, druskų cheminių formulių sudarymą bei pavadinimų nustatymą yra išdėstyta šio leidinio 5.2 ir 5.3 poskyriuose.

2.3. Cheminės reakcijos Kitimai, kuriems vykstant vienos medžiagos nevirsta kitomis, vadinami fizikiniais reiškiniais. Pavyzdžiui, ledo tirpimas yra fizikinis reiškinys, kadangi tirpstant ledui tiktai kinta vandens agregatinė būsena: kietoji būsena pereina į skystąją. Tirpstant ledui vanduo nevirsta kita medžiaga. Kitimai, kuriems vykstant iš vienų medžiagų susidaro kitos medžiagos, vadinami cheminiais reiškiniais arba cheminėmis reakcijomis. Pavyzdžiui, sumaišius du bespalvius sidabro nitrato ir natrio chlorido druskų tirpalus, iškrinta baltos nuosėdos. Šios nuosėdos iškrito 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 pokyčiai, šilumos išsiskyrimas arba jos sugėrimas yra cheminių reakcijų požymiai. Vykstant cheminėms reakcijoms susidaro naujos medžiagos su kitomis fizikinėmis ir cheminėmis savybėmis. 24

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 reaguojančiųjų 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 medžiagos ir kiek jų reaguoja bei kokios medžiagos ir kiek jų susidaro. Šią lygtį galima užrašyti tiktai žinant reaguojančiųjų medžiagų ir reakcijos 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 būseną susitarta žymėti šalia medžiagos formulės lenktiniuose skliaustuose užrašant agregatinę būseną nusakančio žodžio pirmąją raidę. Lietuvių 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 atitinkamai 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). 25

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 skaičiai 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 daugiau) 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 laipsnis, priskiriamos oksidacijos-redukcijos reakcijoms. Bazių bei bazinių oksidų reakcijos su rūgštimis ir rūgštinių oksidų 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 26

būtų pridėtas perteklius, tai tas perteklius liktų nesureagavęs. Todėl užrašius cheminės reakcijos lygtį ir išlyginus stechiometrinius koeficientus, 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 sureagavo reakcijoje. 1 pavyzdys BaSO4 buvo gautas vykstant reakcijai: BaCl2(aq) + H 2 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 molines 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 sureagavus 40 g BaCl2: Sureagavus 208,3 g BaCl2 susidaro 233,4 g BaSO4, – ’’ –

40 g x=

– ’’ –

–xg–

– ’’ –,

40 g ⋅ 233,4 g = 44,8 g. 208,3 g

Ats.: susidarė 44,8 g BaSO4. 2 pavyzdys Vykstant reakcijai Fe2(SO4)3(aq) + 6KOH(aq) → 2Fe(OH)3(k) + 3K2SO4(aq), 27

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 apskaičiuoti 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

–“– x=

susidarė

–“–

x g – “ –,

15,9 g ⋅ 336,6 g = 25,03 g. 213,8 g

Ats.: sureagavo 25,03 g KOH. 3 pavyzdys Apskaičiuokite, kiek susidarys gramų Cu ir kiek litrų (normaliosiomis sąlygomis) CO2 dujų, sureagavus 15,0 g CuO, vykstant reakcijai: 2CuO(k) + C(k) → 2Cu(k) + CO2(d). Sprendimas 1. Apskaičiuojamos CuO ir Cu molinės bei šių medžiagų 2 molių masės: 28

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, – ’’ – x=

15,0 g

– ’’ –

x g – ’’ –,

15,0 g ⋅127,2 g = 11,98 g. 159,2 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 sąlygomis 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 atitinkančiu tūriu. Todėl galima sudaryti šią proporciją: Sureagavus 159,2 g CuO susidaro 22,4 litro CO2, – ’’ –

15,0 g x=

– ’’ –

x litrų – ’’ –,

15,0 g ⋅ 22,4 l = 2,1 litro. 159,2 g

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 termodinaminės medžiagų charakteristikos priklauso nuo medžiagų agregatinės būsenos. 29

2.4. Pagrindiniai chemijos dėsniai Medžiagų masės tvermės dėsnis. Reakcijoje dalyvavusių medžiagų 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 nekintamos 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 nepriklausomai nuo nekintamos sudėties Ca(OH)2 susidarymo reakcijos šio junginio sudėtis išlieka tokia pati. Junginio sudėties pastovumo dėsnis kintamos sudėties junginiams negali būti taikomas. Avogadro dėsnis. Kai temperatūra ir slėgis yra vienodi, vienoduose įvairių dujų tūriuose yra vienodas molekulių skaičius. Šio dėsnio 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: m1 E = 1, m2 E2

(2.1)

čia: m1 ir m2 – reaguojančiųjų medžiagų masės, g; E1 ir E2 – reaguojančiųjų medžiagų ekvivalentų molinės masės, g/mol.

30

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

m E = . V Vekv

(2.2)

Cheminis ekvivalentas – reali ar sąlyginė medžiagos dalelė: reali 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 medžiagos kiekis, kuriame yra 6,022 · 1023 jos ekvivalentų. Ekvivalentų molinė masė yra reiškiama g/mol. Šiame leidinyje ekvivalentų molinė 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=

A ; valentingumas

(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, ekvivalentų molinė masė: E(Al) =

27 g / mol = 9 g/mol. 3

31

2 pavyzdys Cinko (Zn), kurio valentingumas yra pastovus ir lygus 2, ekvivalentų molinė masė:

65,4 g / mol = 32,7 g/mol. 2

E(Zn) =

Tokiu pat būdu skaičiuojama ir kitų pastovų valentingumą turinčių elementų ekvivalentų molinė masė. Elemento, esančio junginyje, ekvivalentų molinė masė apskaičiuojama to elemento atomų molinę masę dalijant iš elemento valentingumo tame junginyje. Kintamąjį valentingumą turinčio elemento ekvivalentų molinės masės dydis skirtinguose junginiuose yra skirtingas. 3 pavyzdys Junginyje NO azoto valentingumas lygus 2. Azoto ekvivalentų molinė masė šiame junginyje: E(N) =

14 g / mol = 7 g/mol. 2

Junginyje N2O5 azoto valentingumas lygus 5. Azoto ekvivalentų molinė masė šiame junginyje: E(N) =

14 g / mol = 2,8 g/mol. 5

Nedisocijuojančių į jonus junginių ekvivalentų molinė masė apskaičiuojama dalijant jų molinę masę iš vieno kurio nors elemento valentingumo ir jo atomų skaičiaus, esančio tame junginyje, sandaugos. 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. 32

2. Apskaičiuojama N2O5 ekvivalentų molinė masė: E(N2O5) =

108 g / mol = 10,8 g/mol. 5⋅ 2

Disocijuojančių į jonus junginių ekvivalentų molinė masė yra apskaičiuojama dalijant jų molinę masę iš teigiamųjų (arba neigiamųjų) jonų, susidariusių disocijuojant junginiui, krūvių sumos. 5 pavyzdys Skaičiuojant HCl ekvivalentų molinę masę šio junginio molinė masė dalijama iš 1, kadangi jam disocijuojant susidaro vienas teigiamasis krūvis (vienas H+ jonas) ir vienas neigiamasis krūvis (vienas Cl− jonas). E(HCl) =

M (HCl) 1+ 35,5 = = 36,5 g/mol. 1 1

Skaičiuojant H2SO4 ekvivalentų molinę masę, šio junginio molinė masė dalijama iš 2, kadangi disocijuojant H2SO4 susidariusių teigiamųjų krūvių suma lygi 2 (susidaro 2 H + jonai) ir neigiamųjų krūvių suma lygi 2 (susidaro vienas SO 24− jonas).

M (H 2SO 4 ) 1⋅ 2 + 32 +16 ⋅ 4 98 = = = 49 g/mol. 2 2 2

E(H2SO4) =

Skaičiuojant Ca(OH)2 ekvivalentų molinę masę, šio junginio molinė masė dalijama iš 2, kadangi jam disocijuojant susidaro 2 teigiami krūviai (Ca 2+ jonas) ir 2 neigiamieji krūviai (2 OH − jonai). E(Ca(OH)2) =

M (Ca(OH)2 ) 40 + (16 +1) ⋅ 2 74 = = = 37 g/mol. 2 2 2

Skaičiuojant Al2(SO4)3 ekvivalentų molinę masę, šio junginio molinė masė dalijama iš 6, kadangi jam disocijuojant susidaro 6 teigiamieji krūviai (2 Al3+ jonai) ir toks pats skaičius neigiamųjų krūvių (3 SO 24− jonai): E(Al2(SO4)3) =

M (Al2 (SO 4 )3 27 ⋅ 2 + (32 +16 ⋅ 4) ⋅ 3 342 = = = 6 6 6 57 g/mol. 33

Rūgščių, bazių ir druskų, ištirpintų vandenyje, ekvivalentų molinės masės sprendžiant tirpalų koncentracijų uždavinius yra skaičiuojamos žinant, jog tirpinamas vandenyje elektrolitas tiktai disocijuoja į jonus, jokia cheminė reakcija nevyksta ir todėl šių medžiagų ekvivalentų molinės masės yra nekintamos ir skaičiuojamos dalijant ištirpusio elektrolito molinę masę iš teigiamųjų arba neigiamųjų krūvių, susidariusių disocijuojant elektrolitui, sumos. Sudėtinių medžiagų (tarp kurių yra ir rūgštys, bazės bei druskos), dalyvaujančių cheminėse reakcijose, ekvivalentų molinės masės priklauso nuo to, kaip medžiagos keičiasi vykstant reakcijai. Sudėtinės medžiagos, dalyvaujančios cheminėje reakcijoje, ekvivalentų molinė masė gali turėti kelias reikšmes. Reakcijoje dalyvaujančios rūgšties arba rūgščiosios druskos ekvivalentų molinė masė apskaičiuojama junginio molinę masę dalijant iš skaičiaus vandenilio atomų, 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) =

M (H 3PO 4 ) 1⋅ 3 + 31 +16 ⋅ 4 98 = = = 98 g/mol. 1 1 1

2-ojoje reakcijoje pakeisti trys H3PO4 vandenilio atomai. Todėl šioje reakcijoje E(H3PO4) =

M (H 3PO 4 ) 1⋅ 3 + 31 + 16 ⋅ 4 98 = = = 32,7 g/mol. 3 3 3

34

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) =

M (Al (OH)3 ) 27 + (16 +1) ⋅ 3 78 = = = 78 g/mol. 1 1 1

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

M (Al(OH)3 ) 27 + (16 +1) ⋅ 3 78 = = = 26 g/mol. 3 3 3

Elemento ar junginio ekvivalentų molinę masę galima rasti ir bandymo būdu, vykdant to elemento ar junginio reakciją su kitu elementu ar junginiu, kurio ekvivalentų molinė masė yra žinoma. Šiuo atveju ekvivalentų molinė masė apskaičiuojama remiantis ekvivalentų dėsniu. 8 pavyzdys Nustatyta, kad sudeginus 4,56 g Mg susidaro 7,56 g magnio oksido. 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) =

A(O) 16 = = 8 g/mol. 2 2

Surašę šiuos duomenis į formulę (2.1) gauname:

35

m(Mg ) E (Mg) = , m(O) E (O) 4,56 E (Mg ) = , 3 8 E(Mg) =

4,56 ⋅ 8 = 12,16 g/mol. 3

Ats.: E(Mg) = 12,16 g/mol. 9 pavyzdys Užrašykite švino oksido formulę, jeigu yra žinoma, kad 1 g švino be liekanos jungiasi su 0,1544 g deguonies. Sprendimas 1. Remiantis uždavinio sąlygoje pateiktais duomenimis, ekvivalentų dėsniu (formulė (2.1)) bei ankstesnių pavyzdžių uždavinių sprendimo rezultatais, apskaičiuojama Pb ekvivalentų molinė masė:

m(Pb) E (Pb) = , E (O) m(O) E (Pb) 1 = , 0,1544 8 E(Pb) =

8 = 51,81 g/mol. 0,1544

2. Surašius duomenis į formulę (2.3), apskaičiuojamas Pb valentingumas švino okside: E(Pb) =

A(Pb) , valentingumas (Pb)

valentingumas (Pb) = Švino oksido formulė PbO2. 36

A(Pb) 207,2 = = 4. E (Pb) 51,81

10 pavyzdys Vandeniliu redukuojant 2,68 g metalo oksido iki metalo, susidarė 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

–’’–

xg

–’’–,

0,648 ⋅ 16 = 0,576 g. 18 2. Apskaičiuojama metalo masė metalo okside: x=

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 metalo ekvivalentų molinė masė: m (metalo) E (metalo) , = m (deguonies) E (deguonies)

2,104 E (metalo) = , 8 0,576 E(metalo) =

2,104 ⋅ 8 = 29,22 g/mol. 0,576

Ats.: E(metalo) = 29,22 g/mol. Jeigu viena iš reaguojančiųjų medžiagų yra dujinė, jos ekvivalentų molinę masę galima pakeisti ekvivalentiniu tūriu, o jos masę – tūriu. 11 pavyzdys Koks vandenilio tūris (normaliosiomis sąlygomis) išsiskirs, ištirpus rūgštyje 18 g metalo, kurio ekvivalentų molinė masė 12 g/mol? 37

Sprendimas Bet kurių dujų 1 molis normaliosiomis sąlygomis užima 22,4 litro; vandenilio 1 molio masė M(H2) = 2,016 g/mol; vandenilio ekvivalentų 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) standartinėmis sąlygomis užimamas tūris (Vekv): 2,016 g vandenilio užima 22,4 litro tūrį, 1,008 g (1 ekv) –’’– Vekv –’’– , Vekv =

1,008 g ⋅ 22,4 l = 11,2 l. 2,016 g / mol

2. Pagal (2.2) formulę apskaičiuojamas vandenilio tūris, kuris išsiskirs, ištirpus rūgštyje 18 g metalo: m(metalo) E (metalo) = , VH2 Vekv

18 g 12 g = , VH 2 11,2 l

VH2 =

11,2 l ⋅18 g = 16,8 l. 12 g

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

38

jų daliniu slėgiu. Dujų dalinis slėgis mišinyje yra toks slėgis, kurį jos sudarytų būdamos vienos ir užimdamos visą mišinio užimamą tūrį. pV yra pasKlapeirono dėsnis. Tam tikros dujų masės santykis T tovusis dydis: pV pV p0V0 pV = 1 1 = 2 2 = .... = n n T0 T2 T1 Tn arba

pV = const. T

(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=

pVM ; T

(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=

101325 Pa ⋅ 22,4 ⋅10 −3 m 3 / mol = 8,314 Pa · m3/mol · K. 273 K

Standartinėmis sąlygomis slėgį p išreiškiant kilopaskaliais (kPa), tūrį VM litrais (l), dujų universaliosios konstantos R vertė: 101,325 kPa ⋅ 22,4 l R= = 8,314 kPa · l/mol · K. 273 K

39

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

101325 N / m 2 ⋅ 22,4 ⋅10 −3 m 3 / mol = 8,314 N · m/mol · K. 273 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 =

m RT ; 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 dujųkonstantos reikšmę reikia parinkti priklausomai nuo to, kokiais vienetais reiškiami p ir VM.

40

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 junginius, atiduoda vieną elektroną, virsdamas vieną teigiamąjį krūvį turinčiu teigiamuoju jonu. Antruoju numeriu eilėje einantis He yra labai 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, sudarydami junginius, elektronų neatiduoda, bet su kitais elementais, su kuriais jie jungiasi, sudaro bendras elektronų poras. Toliau einantis 9-asis elementas F yra linkęs prisijungti elektronus ir virsti neigiamuoju 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 tipiškiems metalams būdingų savybių. Na yra linkęs atiduoti vieną elektroną ir virsti vieną teigiamąjį krūvį turinčiu teigiamuoju jonu. Mg yra linkęs atiduoti du elektronus ir virsti du teigiamuosius krūvius turinčiu 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 41

artėjant prie Cl. Elementas Cl yra tipiškas nemetalas. Jam jungiantis su kitais elementais, neturinčiais metališkųjų savybių, susidaro bendros elektronų poros, o jungiantis su metalais jo atomai prisijungia elektronus (vienas atomas prisijungia vieną elektroną), virsdami vieną 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 elementų eilę „sulaužius“ ir jos atkarpas išdėsčius, atsižvelgiant į anksčiau 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 branduolyje, skaičiui, o kartu ir skaičiui elektronų, skriejančių aplink atomo branduolį); santykinė atominė masė. Periodinėje lentelėje 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 periodinė lentelė, buvo nueitas ilgas kelias. Surašyti elementus į lentelę pagal jų savybių periodišką kitimą pasiūlė D. Mendelejevas. Tačiau dabartinė lentelė jau labai skiriasi nuo tos, kurią pasiūlė D. Mendelejevas. Negalima atmesti periodinės cheminių elementų lentelės tolesnio 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 elementai, 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 42

(šalutinės grupės). Šalutinėse grupėse yra surašyti pereinamieji elementai. Elektronai aplink branduolį išsidėstę ne bet kaip, o atomo energetiniuose 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 energetinį lygmenį, kuris kartu yra ir išorinis, tai išorinis energetinis lygmuo 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 išoriniame energetiniame lygmenyje, kuris, kaip minėta, yra užpildytas, yra 8 elektronai. Iki 18-ojo elemento elektronai energetiniuose lygmenyse išsidėsto 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, trečiajame – ne daugiau kaip 8 elektronai. Elektronai dėstosi aukščiau esančiame lygmenyje tik tada, kai yra užpildytas prieš tai esantis lygmuo. Elektronų išsidėstymą, pavyzdžiui, Na atome (eilės numeris 11, vadinasi, 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 kurių 2 elektronai yra pirmajame užpildytame energetiniame lygmenyje, 8 elektronai – antrajame užpildytame energetiniame lygmenyje, 1 elektronas – trečiajame, kuris šio elemento atveju yra išorinis, energetiniame lygmenyje. Elektroninė sandara atomų elementų, kurių eilės numeris yra didesnis nei 18 (pradedant 4-ojo periodo pereinamaisiais elementais), yra sudėtingesnė nei 1-ojo, 2-ojo ir 3-iojo periodų elementų. Kai kurie 4-ojo ir tolesnių periodų pereinamųjų elementų elektroninės sandaros ypatumai bus paaiškinti dėstant atitinkamas universitetinio chemijos kurso temas. Pagal elemento vietą periodinėje lentelėje galima nusakyti atomo 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 elementas, numeris, tiek jo atomas turi elektronų energetinių lygmenų. 43

IA, IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, VIIIA grupių numeriai rodo šiose grupėse esančių elementų atomų turimą elektronų skaičių išoriniame 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 energetiniame lygmenyje. Susidarant cheminiams ryšiams dalyvauja išorinio energetinio lygmens elektronai. Susidarant cheminiams ryšiams, išorinio energetinio lygmens elektronai gali pereiti iš vieno atomo į kitą. Šiuo atveju atomai, kurie atiduoda elektronus, virsta teigiamaisiais jonais, o atomai, kurie prisijungia elektronus, virsta neigiamaisiais jonais ir susidaro 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 sistemoje esančios inertinės dujos. Todėl visų elementų, išskyrus tuos, kurie periodinėje lentelėje stovi arčiausiai He (H, Li, Be), atomai, susidarant cheminiams junginiams išoriniame energetiniame lygmenyje, stengiasi įgyti 8 elektronus. Tų elementų atomai, kurie išoriniame 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 prisijungia, 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 skaičiumi išoriniame energetiniame lygmenyje. Skirtinguose perioduose, tačiau toje pačioje grupėje esantys elementai turi vienodą elektronų 44

skaičių išoriniame energetiniame lygmenyje. Kiekvieno periodo pradžioje esantys elementai pasižymi metališkosiomis savybėmis, o esantys periodo gale arti inertinių dujų – nemetališkosiomis savybėmis. 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 valentiniais. Norint akivaizdžiau parodyti, kiek vieno ar kito elemento atomai turi elektronų išoriniame energetiniame lygmenyje, yra rašomos Liuiso formulės, kuriose šalia elemento simbolio taškais pažymimi išorinio lygmens, t. y. valentiniai, elektronai. Pavyzdžiui, natrio, kuris 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 kiekybiškai 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), kuriam 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 elektronus ir tuo yra stipresnės jo metališkosios savybės. Periode didėjant elemento eilės numeriui, didėja jo atomų jonizacijos energija (taip pat ir jonizacijos potencialas). Didėjant jonizacijos energijai, elementų atomai sunkiau praranda elektronus ir dėl to silpnėja elementų metališkosios savybės. 45

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 priežasties, pavyzdžiui, Rb aktyvesnis nei Li. B grupėse, atvirkščiai, grupėse didėjant eilės numeriui (iš viršaus 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 elektroninės 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 giminingumo elektronui energija. Periode didėjant elemento eilės numeriui, t. y. elementui artėjant prie inertinių dujų, giminingumo elektronui energija didėja. Didžiausia 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. Elektrinis neigiamumas yra nedimensinis dydis. Kuo didesnis tarp savęs besijungiančių atomų elektrinių neigiamumų skirtumas, tuo labiau išryškėja susidariusio ryšio poliškumas. Periode elektrinis neigiamumas didėja iš kairės į dešinę. Aktyvūs 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 0), jeigu vykstant procesui sistemos vidinė energija padidėja, t. y kai U2 > U1. ΔU yra laikomas neigiamu (ΔU < 0), jeigu vykstant procesui 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 neišnyksta, 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 sunaudojama 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 tokioms cheminėms reakcijoms, yra plėtimosi darbas. Tai darbas, kuris atliekamas sistemos tūrui didinti. Todėl cheminių reakcijų, vykstan80

čių esant pastoviam slėgiui, atveju atliekamas darbas A gali būti užrašomas 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 – produktų tūris, V1 – pradinių medžiagų tūris). Todėl pirmasis termodinamikos dėsnis šilumos suteikimo cheminiams izoterminiams izobariniams procesams atveju yra reiškiamas lygybe: qp = ΔU + pΔV;

(7.4)

čia: qp – šilumos kiekis, suteikiamas sistemai, esant pastoviam slėgiui; 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 tokia 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 pilnutine energija arba entalpija. Entalpija yra žymima H raide. Suma U1 + pV1 yra sistemos pradinė entalpija H1, U2 + pV2 – sistemos galutinė entalpija H2. Įrašius reikšmes į qp lygybę, ši lygybė bus užrašyta taip: qp = H2 – H1 = ΔH.

81

(7.5)

Užrašytoji lygybė reiškia, kad procese, kuris vyksta esant pastoviam 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 sistemos 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 reakcijos metu, vadinamas cheminės reakcijos šiluminiu efektu. Cheminių reakcijų lygtys, kuriose nurodomi jų šiluminiai efektai, vadinamos termocheminėmis lygtimis. Kadangi cheminės reakcijos dažniausiai yra izoterminiai izobariniai procesai, jų šiluminiai efektai, remiantis su 7.3 skyriuje išdėstyta medžiaga, yra reiškiami entalpijos pokyčiu ΔH ir yra skaičiuojami pagal (7.5) lygtį: qp = H2 – H1 = ΔH. Vykstant reakcijoms šiluma gali būti sunaudojama arba išskiriama. 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.

82

Vykstant egzoterminėms reakcijoms, kurių metu šiluma yra išskiriama, sistemos entalpija mažėja, todėl entalpijos pokytis yra neigiamas. Taigi, kai ΔH < 0, q < 0, reakcija yra egzoterminė. Reakcijos šiluminis efektas priklauso nuo reaguojančiųjų medžiagų ir reakcijos produktų cheminės sudėties, agregatinės būsenos, kiekio, temperatūros. Kad būtų galima palyginti įvairių cheminių procesų šiluminius efektus, jie yra nustatomi standartinėmis sąlygomis (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 reaguojančiųjų medžiagų ir reakcijos produktų agregatinę būseną. Medžiagos agregatinė būsena yra žymima, šalia medžiagos cheminės formulės lenktiniuose skliaustuose užrašant būseną nusakančio žodžio pirmąją raidę. Dujinė (taip pat ir garų) būsena lietuvių kalba išleistuose leidiniuose ir kituose tekstuose žymima raide „d“ (dujos), rusų kalba išleistuose leidiniuose – raide «г» (газ), o anglų kalba išleistuose leidiniuose – „g“ (gas). Panašiai ir skystoji būsena, ji žymima atitinkamai „s“ (skystoji), «ж» (жидкость) ir „l“ (liquid). Tas pats ir su kietosios 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) 0 arba ΔH0 ir yra vadinamas standartinės entalpijos yra žymimas ΔH 298 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. 83

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 skaičiavimais.

7.4.3. Termocheminiai skaičiavimai Termocheminiai skaičiavimai yra atliekami, remiantis termochemijos dėsniais.

Termochemijos dėsniai Lavuazjė ir Laplaso dėsnis Šis dėsnis yra formuluojamas taip: junginio susidarymo standartinis 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, 84

2H2O(s) → 2H2(d) + O2(d), ΔH0 = + 571,68 kJ. Šios termocheminės lygtys rodo, kad vandens susidarymo šiluminis efektas yra lygus vandens skilimo į vienines medžiagas, iš kurių 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 atvirkštinė reakcija bus egzoterminė. Junginių susidarymo standartiniai šiluminiai efektai yra pateikiami 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 susidarymo 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, elektrocheminiuose procesuose. Heso dėsnį galima pailiustruoti tokiu pavyzdžiu. SnCl4(s) galima pagaminti dviem būdais. Vienas iš būdų yra vykdyti vienos pakopos reakciją, kurios produktas 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), ΔH 10 = − 325,1 kJ/mol, II pakopaSnCl2(k) + Cl2(d) → SnCl4(s), ΔH 20 = − 186,2 kJ/mol. 85

Sudėjus SnCl4(s) gavimo reakcijos I ir II pakopų šiluminius efektus, gaunamas SnCl4(s) gavimo šiluminis efektas: ΔH0 = ΔH10 + ΔH 20 = − 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 reakcijos 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 reaguojančiųjų medžiagų ir visų reakcijos produktų) susidarymo standartiniai šiluminiai efektai: ΔH0CaCO3(k) = −1212,10 kJ/mol, 86

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 endoterminė (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 išdegti 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 kiekį 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=

x kJ –’’–,

1 000 000 g ⋅1843,49 kJ = 1,83 106 kJ. 100 g

Ats.: 1,83 · 106 kJ.

87

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 tonai kalcio karbonato išdegti reikia sunaudoti 1,83 · 106 kJ šilumos. Remiantis šiais duomenimis, anglies kiekį, reikalingą vienai tonai kalcio karbonato išdegti, galima apskaičiuoti pagal uždavinio sąlygoje parašytą anglies degimo reakcijos termocheminę lygtį, sudarant šią proporciją: 393,51 kJ šilumos išsiskiria sudegus 12 g anglies, 1,83 · 166 kJ x=

x g –’’–,

–’’–

1,83 ⋅106 kJ ⋅12 g = 5,6 · 104 g = 56 kg. 393,51 kJ

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 oksidacijosredukcijos reakcijos stechiometriniai koeficientai: −3

+4

−3

2 2 C → 2 C + 14e (oksidacija, C – reduktorius), 0

0

−2

7 2 O + 4e → 2 O (redukcija, O – oksidatorius), 88

2C2H6(d) + 7O2(d) → 4CO2(d) + 6H2O(d). 3. Žinyne randami visų reaguojančiųjų medžiagų ir visų reakcijos 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 suma (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. Su2 855,68 degus 1 mol etano išsiskirs perpus mažesnis šilumos kiekis, t. y. = 2 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 reakcijos, kurios metu etanas sudega esant nepakankamam deguonies kiekiui, susidarant CO(d) ir H2O(d). 89

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 oksidacijosredukcijos reakcijos stechiometriniai koeficientai: −3

+2

−3

2 2 C → 2 C + 10e (oksidacija, C – reduktorius), 0

−2

0

5 2 O+ 4e → 2 O (redukcija, O – oksidatorius), 2C2H6(d) + 5O2(d) → 4CO(d) + 6H2O(d). 3. Žinyne surandami visų reaguojančiųjų medžiagų ir visų reakcijos 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.: ΔH = −1 723,72 kJ. 0

Paaiškinimas. 1723,72 kJ šilumos išsiskirs, esant nepakankamam deguonies kiekiui, sudegus 2 mol etano. Sudegus 1 mol etano, esant nepakankamam deguonies kiekiui, išsiskirs perpus mažesnis šilumos kiekis, t. y. 1 723,72 = 861,86 kJ. 2 Termocheminė lygtis reakcijos sudegant 1 mol etano bus tokia: C2H6(d) + 2,5O2(d) → 2CO(d) + 3H2O(d), ΔH0 = −861,86 kJ/mol.

90

4 ir 5 pavyzdžiuose pateiktų uždavinių sprendimo rezultatai rodo, 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. Sudėjus anksčiau užrašytus visiško ir nevisiško sudegimo procesus, gaunama tokia suminė reakcija: 4C2H6(d) + 12O2(d) → 4CO2(d) + 4CO(d) + 12H2O(d). Supaprastinus koeficientus (padalijus abiejų reakcijos pusių koeficientus iš 4), reakcija bus tokia: C2H6(d) + 3O2(d) → CO2(d) + CO(d) + 3H2O(d). Šios reakcijos šiluminis efektas bus: ΔH = [(−393,51) + (−110,52) + 3 · (−241,83)] − [(−84,67) + 3 · 0] = 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 etano visais trimis atvejais, matyti, kad: • sudegant etanui, kai susidaro CO2 (esant pakankamam deguonies kiekiui), ΔH0 = −1 427,84 kJ/mol (išsiskyrusios šilumos kiekis 1 427,84 kJ/mol); •

sudegant etanui, kai susidaro CO (esant nepakankamam deguonies kiekiui), ΔH0 = −861,86 kJ/mol (išsiskyrusios šilumos kiekis 861,86 kJ/mol);

•

sudegant etanui, kai kartu su CO2 susidaro CO, 91

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 išsiskyrusios šilumos kiekis gali labai skirtis ir kad kuro deginimas, esant nepakankamam deguonies kiekiui, atneša didelių finansinių nuostolių, kadangi tam pačiam šilumos kiekiui gauti reikia sunaudoti daugiau kuro nei tada, kai kuro degimo metu deguonies pakanka. Atlikus termocheminius skaičiavimus galima labai lengvai palyginti 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 reakcijos 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 reakcijos 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. 92

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 kiekvieno iš gamtinių komponentų: sudegus 1 moliui metano, esant pakankamam 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 užima 22,4 litrų tūrį ir žinant standartinį šiluminį efektą, gautą sudegus 1 moliui dujų, šilumos kiekį, kuris išsiskirs normaliosiomis sąlygomis, sudegus nurodytam dujų tūriui, apskaičiuojame sudarę atitinkamą proporciją. 1. Žinant, kad sudegus 1 moliui metano normaliomis sąlygomis išsiskiria 1 427,84 kJ šilumos, apskaičiuojamas šilumos kiekis, kuris išsiskirs normaliosiomis sąlygomis, sudegus 300 litrų etano, sudarius proporciją: Sudegus 22,4 litro etano išsiskiria 1 427,84 kJ, –’’–

300 litrų

–’’–

x kJ,

3 00 l ⋅1427,84 kJ = 19 122,86 kJ. 22,4 l 2. Apskaičiuojamas šilumos kiekis, kuris išsiskirs normaliosiomis sąlygomis, sudegus 300 litrų metano:

x=

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

300 litrų

–’’–

x kJ,

3 00 l ⋅802,32 kJ = 10 745,36 kJ. 22,4 l Ats.: a) 19 122,86 kJ; b) 10 745,36 kJ.

x=

93

8 pavyzdys Apskaičiuokite šilumos kiekį, kuris išsiskirs standartinėmis sąlygomis, sureagavus 370 g vandenilio su chloru pagal reakciją, kurios 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, apskaičiuosime sudarę proporciją: Sureagavus 2 g vandenilio išsiskiria 184,62 kJ, –’’–

370 g x=

–’’–

x kJ,

370 g ⋅184,62 kJ = 34 154,47 kJ. 2g

Ats.: 34 154,47 kJ. Pastaba. Didžiausi šiluminiai efektai yra gaunami vykstant ne cheminėms, bet branduolinėms reakcijoms. Pavyzdžiui, suskilus 1 g urano išsiskiria ≅108 kJ šilumos, o iš 4 ir 6 pavyzdžių skaičiavimų matyti, kad esant pakankamam 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 nepalyginamai mažiau, nei vykstant branduolinėms reakcijoms.

7.5. Šiluminiai efektai, gaunami vykstant įvairiems virsmams Vykstant virsmui, kurio metu keičiasi medžiagos agregatinė būsena (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), 94

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 medžiagų 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 skirtingi 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 sistemoje, 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 žymima 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 sąlygomis ji yra didesnė už nulį. Skysčio entropija visada yra didesnė už 95

kietojo kūno, kuris virto šiuo skysčiu, entropiją. Dujų (ar garų) entropija 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 juda greičiau. Taigi entropija priklauso nuo medžiagos prigimties, temperatūros, slėgio (jei medžiaga dujinė), agregatinės būsenos. Yra nustatyti medžiagų standartinės entropijos S0 reikšmių (jos gautos standartinėmis sąlygomis T = 298 K, p = 101 325 Pa vienam 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 reaguojančiųjų medžiagų standartinių entropijų sumą: ΔS0 = Σ S0produktų – Σ S0reaguojančiųjų medžiagų.

(7.8)

Skaičiavimų pagal šią formulę išvados galioja tik esant izoliuotai sistemai ir standartinėmis sąlygomis (T = 298 K, p = 101 325 Pa). Pavyzdys Apskaičiavę ΔS0 nustatykite, ar standartinėmis sąlygomis izoliuotoje sistemoje pastovioje temperatūroje gali savaime vykti reakcija: 2C(grafitas) + 3H2(d) → C2H6(d). Sprendimas 1. Žinyne randamos reaguojančiųjų medžiagų ir reakcijos produktų 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. 96

3. Surašius reakcijoje dalyvaujančių medžiagų ΔS0 reikšmes į entropijos pokyčio apskaičiavimo formulę, gaunamas standartinės 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 sąlygomis (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) sąlygomis 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.

97

(p. 1)

Aplinkos entropijos pokytis yra tuo didesnis, kuo didesnis šilumos kiekis 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) =

q (aplinkos) . T

(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)+

− ΔH (sistemos ) > 0. T

(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; čia: ΔG – standartinės Gibso energijos pokytis; ΔH0 – standartinės entalpijos pokytis; ΔS0 − standartinės entropijos pokytis; T298 − standartinė temperatūra (298 K). 0

98

(7.10)

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 energijos pokytis, atsirandantis susidarant 1 mol junginio iš vieninių medžiagų, 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 procesas 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 atliekamas tokia tvarka: apskaičiuojamos ΔH0 bei ΔS0 reikšmės; remiantis (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; 99

b) kai ΔH0 > 0, ΔS0 < 0, reakcija nevyksta (kadangi tokios reakcijos 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 prognozuosime plačiai žinomą ir cheminės termodinamikos skyriuje jau nagrinėtą kalcio karbonato skilimo, susidarant CaO (statybinės kalkės) ir CO2, procesą. 1 pavyzdys Nustatykite – endoterminė ar egzoterminė, grįžtamoji ar negrįžtamoji 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: žinyne 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 0 ΔH 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 standartinės entropijos S0: 100

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 endoterminė (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 pagal (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, pusiausvyros sąlygomis yra lygi nuliui, gaunama lygtis su vienu nežinomuoju: 101

0 = 183,49 − Tpusiausvyros 0,1606, Tpusiausvyros =

183,49 = 1142,53 K arba tpusiausvyros = 869,53 °C . 0,1606

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 specialiuosiuose statybinių statybinių medžiagų kursuose. Atlikti skaičiavimai labai tiksliai galioja labai gryno kalcio karbonato (CaCO3) skilimo reakcijai, susidarant CaO (kalkėms). Pramoniniu būdu 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, skilimo reakcijos pusiausvyros temperatūra priklausomai nuo šiose medžiagose esančių kitų komponentų kiekio svyruoja. Dėl nurodytųjų priežasčių kalkių gamyboje naudojamų gamtinių žaliavų degimo temperatūra yra nustatoma kiekvienam konkrečiam žaliavos atvejui 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 temperatūroje. Šiame pavyzdyje teoriniu būdu pagal pagrindinę cheminės termodinamikos 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 proceso) vyksmo galimybę standartinėmis sąlygomis (esant 25 °C , t. y. kambario temperatūroje) galima nustatyti apskaičiavus ΔG0 pagal (7.10) lygtį: ΔG0 = ΔH0 – T298 · ΔS0, 102

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 sąlygomis (25 °C temperatūroje) galima spręsti iš standartinės Gibso energijos pokyčio, apskaičiuoto pagal (7.11) lygtį: ΔG0 = Σ ΔG0produktų − Σ ΔG0reaguojančiųjų medžiagų. Reakcijos produktų ir reaguojančiųjų medžiagų susidarymo standartinius 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 standartinėmis 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 pavyzdžio uždavinį. Norint nustatyti endoterminė ar egzoterminė yra užrašytoji reakcija, reikia apskaičiuoti jos šiluminį efektą. Norint nustatyti grįžtamoji ar negrįžtamoji yra reakcija ir taip pat nustatyti jos vyksmo temperatūrą, reikia apskaičiuoti reakcijos ΔH0 ir ΔS0 reikšmes. 103

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 ΔH0, S0 ΔH0, kJ/mol S0, J/mol · K

Reaguojančiosios medžiagos CO(d) H2(d) 0 −110,52 197,91 130,59

Medžiagos Produktai (reakcijos metu susidariusios medžiagos) CH4(d) H2O(d) −74,85 −241,83 186,19 188,72

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 reakcija egzoterminė. 104

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 apskaičiuojama reakcijos pusiausvyros temperatūra Tpusiausvyros: ΔGT = ΔH0 − T · ΔS0, 0 = ΔH0 − Tpusiausvyros · ΔS0, 0 = −206,16 − Tpusiausvyros · (−0,21477), 206,16 = 959,91 K. Tpusiausvyros = 0,21477 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.

105

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 ΔH , S 0

0

ΔH0, kJ/mol S0, J/mol · K

Reaguojančiosios medžiagos NH3(d) O2(d) 0 −46,19 192,50 205,03

Medžiagos Produktai (reakcijos metu susidariusios medžiagos) NO(d) H2O(d) +90,37 −241,83 210,20 188,72

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 reakcija 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. 106

5. Pagal (7.12) lygtį apskaičiuojama ΔGT reikšmė 400 K temperatūroje: ΔGT = ΔH0 − T · ΔS0, ΔGT = −904,74 − 400 · 0,17797 = −975,93 kJ. Kadangi ΔGT reikšmė 400 K temperatūroje yra neigiama, reakcija vyks 400 K temperatūroje. Ats.: reakcija egzoterminė, negrįžtamoji; vyks 400 K temperatūroje. Apie tai, ar reakcija vyks 400 K temperatūroje, buvo galima nustatyti 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 reaguojančiųjų medžiagų ir reakcijos produktų susidarymo standartinių gibso energijos pokyčių, nustatykite, ar vyks standartinėmis sąlygomis reakcija: SiO2(k) + 2NaOH(s) → Na2SiO3(k) + H2O(s). Sprendimas 1. Žinyne surandami reaguojančiųjų medžiagų ir reakcijos produktų 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 ΔG0reaguojančiųjų medžiagų, ΔG0 = [(−1427,80) + (−237,19)] − [(−803,75) + 2(−419,50)] = −22,24 kJ. 107

Kadangi ΔG0 < 0 (reikšmė neigiama), reakcija standartinėmis sąlygomis (298 K temperatūroje) vyks. Ats.: reakcija vyks. Paaiškinimas. Ši reakcija kambario temperatūroje vyksta, tačiau vyksta labai lėtai. Remiantis termodinaminiais skaičiavimais, galima nustatyti, ar cheminė 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 negalima nustatyti, kaip perstumti reakcijos pusiausvyrą, jeigu reakcija yra grįžtamoji. Cheminių procesų greitį, greičio keitimo galimybes nagrinėja cheminė kinetika. Grįžtamųjų reakcijų pusiausvyros poslinkį nagrinėja cheminė pusiausvyra.

108

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 nurodyta 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 dispersinė fazė, vadinama dispersine terpe. Dispersinę fazę gali sudaryti kelios ištirpusių medžiagų dalelės. Priklausomai nuo dispersinės fazės dalelių dydžio dispersinės sistemos yra skirstomos į tris grupes:  1-oji grupė – tikrieji tirpalai (dispersinės dalelės molekulės ar jonai, jų dydis 0). Medžiagai ištirpus, jos dalelės sąveikauja su tirpiklio molekulėmis – solvatuojasi arba hidratuojasi. Šis procesas yra egzoterminis, 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 medžiagos 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 šiluminį 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 medžiagų 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. 112

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 tirpikliuose (pavyzdžiui, vandenyje). H2S, HCl dujos gerai tirpsta vandenyje. 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 nedidelis 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: kiekvieno dujų mišinio komponento tirpumas pastovioje temperatūroje yra tiesiogiai proporcingas šio komponento daliniam slėgiui. Pavyzdžiui, 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 slėgis ore yra maždaug 4 kartus mažesnis negu azoto.

Dujų tirpumo skysčiuose priklausomybė nuo temperatūros Keliant temperatūrą, dujų tirpumas skysčiuose mažėja, o mažinant – didėja, kadangi dujų tirpimo procesas yra egzoterminis Pagal Le Šateljė principą, keliant temperatūrą, pradeda intensyvėti šilumą

113

absorbuojantis – endoterminis – procesas, t. y. dujų garavimas (išsiskyrimas) iš tirpalo. Todėl tirpalą virinant jame ištirpusios dujos išgaruoja.

8.3.2. Skysčių tirpumas skysčiuose Skysčių tirpimas vienas kitame dar vadinamas skysčių maišymusi. 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 susimaišys 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 maišosi su etilo spiritu. Vanduo gerai maišosi ir su glicerinu. Etanolis (etilo spiritas) ir glicerinas turi hidroksido grupes ir su H2O molekulėmis 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, vanduo, 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 114

pasiekiama tokia temperatūra, kai abu skysčiai susimaišo. Ši temperatūra 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 vandenyje: 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 vadinama 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 medžiagos gerai tirpsta poliniuose tirpikliuose (pavyzdžiui, vandenyje, etanolyje). Medžiagos, kurių molekulės yra nepolinės, gerai tirpsta nepoliniuose 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. Keliant temperatūrą mažėja tirpumas tų medžiagų, kurių tirpimo procesas yra egzoterminis, o didėja tirpumas tų medžiagų, kurių tirpimo prosesas yra endoterminis. Tirpimo procesas yra egzoterminis tų medžiagų, kurių kristalinei gardelei suardyti reikia mažiau šilumos, nei 115

jos išsiskiria vykstant solvatacijai. Tirpimo procesas yra endoterminis tų medžiagų, kurių kristalinei gardelei suardyti reikia daugiau šilumos nei jos išsiskiria vykstant solvatacijai. Kristalohidratų tirpumo vandenyje priklausomybės nuo temperatūros kreivė turi lūžį. Lūžis atsiranda toje temperatūroje, kurioje kristalhidratas skyla į bevandenę (paprastą) druską ir vandenį. Pavyzdžiui, Na2SO4·10H2O skyla į druską ir vandenį 303 K (30 °C temperatūroje). Jeigu kieta medžiaga yra tirpinama dviejuose tarp savęs nesimaišančiuose tirpikliuose (pavyzdžiui, vandens ir anglies disulfido mišinyje 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 matematinė išraiška yra tokia:

C1 = k; C2

(8.2)

čia: C1 ir C2 – ištirpusios medžiagos koncentracijos viename ir kitame 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 tirpalų 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. 116

Anksčiau buvo nurodyta, kad tirpalai – tai homogeninės sistemos, 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 vanduo. 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 mililitrais (ml), tankį – g/ml. Šiame leidinyje pateikiamų tirpalų koncentracijų skaičiavimų pavyzdžiuose bus naudojami pastarieji dydžiai. Sprendžiant tirpalų koncentracijų skaičiavimo uždavinius, dažnai tenka žinant tirpalo tūrį apskaičiuoti jo masę ir atvirkščiai. Tam yra naudojamas tirpalo tankis ρ. ρ=

m ; V

čia: ρ – tirpalo tankis, g/ml; m – tirpalo masė, g; V – tirpalo tūris, ml. m = ρ · V. 117

(8.4)

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, matavimo 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 viename litre (1 000-yje ml) tirpalo. Skaičiaus, rodančio šią koncentraciją, matavimo vienetas yra mol/l, arba M. Apibrėžimas rodo, kad molinė koncentracija H2SO4 tirpalo, kurio 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 medžiagos molinės masės ir iš tirpalo tūrio: CM =

m ; M ⋅V

(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 koncentraciją 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. 118

Toliau yra pateikta keletas elementarių H2SO4 tirpalo molinės koncentracijos skaičiavimo pavyzdžių, kuriuose tirpalo tūris reiškiamas 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 tūryje (litrais), H2SO4 molinė koncentracija skaičiuojama, padalijant konkrečiame tūryje ištirpusios H2SO4 masę (gramais) iš H2SO4 molinės masės ir iš tirpalo tūrio (litrais): a) jeigu viename litre H2SO4 tirpalo yra ištirpę 490 g H2SO4, CM =

490 g = 5 mol/l, arba CM = 5 M. 98 g/mol ⋅ 1 l

b) jeigu penkiuose litruose H2SO4 tirpalo yra ištirpę 490 g H2SO4, CM =

490 g = 1 mol/l, arba CM = 1 M. 98 g/mol ⋅ 5 l

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 tirpalo: m = 0,2 mol/l · 98 g/mol · 5 l = 98 g.

119

Molinė ekvivalentų (normalinė) koncentracija (CN) rodo tirpinio 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 ištirpę 3 ekvivalentų moliai medžiagos, šio tirpalo molinė ekvivalentų (normalinė) koncentracija yra 3 mol/l, arba 3 N. Tirpalų molinės ekvivalentų (normalinės) koncentracijos skaičiavimai yra atliekami analogiškai, kaip molinės koncentracijos skaičiavimai, tiktai šiuo atveju skaičiuojant naudojama ištirpusios medžiagos ekvivalentų molinė masė E. Įvairių medžiagų ekvivalentų molinės masės skaičiavimo pavyzdžiai pateikti šio leidinio 2.4 poskyryje. Tirpalo molinė ekvivalentų (normalinė) koncentracija apskaičiuojama masę medžiagos (tirpinio), ištirpusios konkrečiame tirpalo tūryje, dalijant iš šios medžiagos ekvivalentų molinės masės ir iš tirpalo tūrio: m ; (8.6) CN = E ⋅V 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, apskaičiuojama tirpalo molinę ekvivalentų (normalinę) koncentraciją padauginus 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. 120

Toliau yra pateikta keletas elementarių H2SO4 tirpalo molinės ekvivalentų (normalinės) koncentracijos skaičiavimo pavyzdžių, kuriuose tirpalo tūris reiškiamas litrais. Skaičiuojant reikalinga H2SO4 ekvivalentų molinė masė E, priminsime, yra apskaičiuojama taip: E(H2SO4) =

M (H 2SO 4 ) g/mol 98 g/mol = = 49 g/mol. 2 2

Žinant ištirpusios H2SO4 masę (gramais) tirpalo tūryje (litrais), H2SO4 molinė ekvivalentų (normalinė) koncentracija apskaičiuojama dalijant ištirpusios H2SO4 masę (gramais) iš H2SO4 ekvivalentų molinės masės ir iš tirpalo tūrio (litrais): jeigu viename litre H2SO4 tirpalo yra ištirpę 245 g H2SO4, CN =

245 g = 5 mol/l, arba CN = 5 N; 49 g/mol ⋅1l

jeigu penkiuose litruose H2SO4 tirpalo yra ištirpę 245 g H2SO4, CN =

245 g = 1 mol/l, arba CN = 1 N. 49 g/mol ⋅ 5 l

jeigu penkiuose litruose H2SO4 tirpalo yra ištirpę 700 g H2SO4, CN =

700 g = 2,86 mol/l, arba CN = 2,86 N. 49 g/mol ⋅ 5 l

Žinant H2SO4 tirpalo molinę ekvivalentų (normalinę) koncentraciją ir tirpalo tūrį (litrais), H2SO4 masė (gramais) apskaičiuojama tirpalo 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. 121

Molialinė koncentracija (Cm) rodo tirpinio molių skaičių viename kilograme (1 000 g) tirpiklio. Skaičiaus, rodančio šią koncentraciją, 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 tirpiklio 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 tirpiklio 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=

– ’’ –

x g – ’’ –,

100 g ⋅ 294 g = 22,72 g/100 g. 1 294 g

C% = 22,72 %.

122

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. Todėl galima sudaryti proporciją: 77,28 g vandens yra ištirpę 22,72 g H2SO4, 1 000 g x=

– ’’ –

x g – ’’ –,

1 000 g ⋅ 22,72 g = 294 g/1 000 g. 77,28 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 koncentracija): Cm =

294 g/1 000 g = 3 mol/1 000 g, arba Cm = 3 m. 98 g/mol

Anksčiau pateikti koncentracijų apibrėžimai rodo, kad procentinė (C%), molinė (CM) ir molinė ekvivalentų (normalinė) (CN) koncentracijos rodo ištirpusios medžiagos (tirpinio) kiekį tam tikroje tirpalo masėje (procentinė koncentracija) arba tam tikrame tirpalo tūryje (molinė ir normalinė koncentracijos), o molialinė koncentracija (Cm) rodo tirpinio kiekį tam tikroje tirpiklio masėje. Tai labai svarbu įsidėmėti, norint nedaryti klaidų, sprendžiant su tirpalų koncentracijų skaičiavimais susijusius uždavinius.

123

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=

x g – ’’ –,

100 g ⋅ 30 g = 10,7 g/100 g. 280 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=

– ’’ –

x g – ’’ –,

100 g ⋅ 10 g = 5 g/100 g. 200 g

Ats.: C% = 5 %.

124

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=

2 080 g ⋅ 8,6 g = 178,9 g. 100 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 %

– ’’ –

125

x g –’’–,

5 050 g ⋅ 2 g = 101 g. 100 g 3. Apskaičiuojama 50 % HNO3 tirpalo masė, kurioje yra 101 g grynos HNO3:

x=

50 g HNO3 yra 100 g 50 % HNO3 tirpalo, 101 g

–“– x=

xg

–“–,

100 g ⋅101g = 202 g. 50 g

4. Apskaičiuojamas 50 % HNO3 tirpalo, kurio masė yra 202 g, tūris: V=

m 202 g = = 153,6 ml. ρ 1,315 g/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, keičiasi 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.

126

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=

480 g ⋅ 30 g = 144 g. 100 g

3. Apskaičiuojama, kokiame 5 % NaNO3 tirpalo kiekyje (gramais) yra ištirpę 144 g NaNO3 druskos: 5 g NaNO3 yra 100 g 5 % NaNO3 tirpalo, 144 g

–’’– x=

xg

–’’ – ,

100 g ⋅ 144 g = 2 880 g. 5g

4. Apskaičiuojamas 5 % NaNO3 tirpalo, kurio masė yra 2 880 g, tūris: m 2 880 g V= = = 2 823,5 ml. ρ 1,02 g/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 praskiedus 200 g 40 % tirpalo 800 ml vandens. Prieš pradedant spręsti šį uždavinį, reikia prisiminti, kad vandens 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

–’’– 127

x g –’’–,

x=

200 g ⋅ 40 g = 80 g. 100 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=

xg

–’’–,

100 g ⋅ 88 g = 8 g/100 g. 1 000 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) =

M = 57 g/mol. 6

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

–’’–

128

x molių –’’–,

2 l ⋅ 0,2 mol = 0,4 molių Al2(SO4)3. 1l

x=

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 litruose 0,2 N koncentracijos tirpalo: 1 litre 0,2 N tirpalo yra 0,2 ekvivalentų molių Al2(SO4)3, 2 litruose x=

–’’–

x ekvivalentų molių

–’’–,

2 l ⋅ 0,2 mol = 0,4 mol Al2(SO4)3. 1l

Apskaičiuojama Al2(SO4)3 masė, kurią reikia paimti, norint pagaminti 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.

129

Sprendimas 1. Apskaičiuojamos Na3PO4 molinė ir ekvivalentų molinė masės: M (Na3PO4 ) = (3 · 23) + 31 + (16 · 4) = 164 g/mol E (Na3PO4 ) =

M(Na 3 PO 4 ) 164 g/mol = = 54,7 g/mol. 3 3

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 tirpalo, masė: 100 g 14,6 % Na3PO4 tirpalo yra 14,6 g Na3PO4, 1 120 g

–’’– x=

xg

–’’–

1 120 g⋅14,6 g = 163,5 g. 100 g

4. Apskaičiuojama 14,6 % Na3PO4 tirpalo molinė koncentracija: CM =

m 163,5 g/l = = 0,997 mol/l, arba CM = 0,997 M. M 164 g/mol

5. Apskaičiuojama 14,6 % Na3PO4 tirpalo molinė ekvivalentų (normalinė) koncentracija: CN =

m 163,5 g/l = = 2,989 mol/l, arba CN = 2,989 N. E 54,7 g/mol

6. Apskaičiuojama Na3PO4 masė (gramais), ištirpusi 1 000 g tirpiklio (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. Todėl galima sudaryti proporciją: 85,4 g vandens yra ištirpę 14,6 g Na3PO4, 1 000 g

–’’– 130

x g –’’–,

x=

1 000g ⋅ 14,6 g = 170,96 g/1000 g. 85,4 g

7. Apskaičiuojama 14,6 % Na3PO4 tirpalo molialinė koncentracija: Cm =

m 170,96 g / 1 000 g = = 1,04 mol/1 000 g arba Cm = 1,04 m. M 164 g/mol

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=

–’’–,

1 000 g ⋅ 25 g = 333,3 g/1 000 g. 75 g

3. Apskaičiuojama 25 % etilo spirito (C2H5OH) tirpalo molialinė koncentracija: m 333,3 g/1 000g Cm = = = 7,25 mol/1 000 g, arba Cm = 7,25 m. M 46 g/mol 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)? Apskaičiuo131

kite 20 % H2SO4 tirpalo molinę, molinę ekvivalentų (normalinę) ir molialinę koncentracijas. Sprendimas 1. Apskaičiuojamos H2SO4 molinė ir ekvivalentų molinė masės: M (H2SO4) = 1 · 2 + 32 + 16 · 4 = 98 g/mol,

M 98 g/mol = = 49 g/mol. 2 2 Pirmiausia sprendžiama pirmoji uždavinio dalis: 2. Apskaičiuojama 20 % H2SO4 tirpalo 3 litrų masė: E (H2SO4) =

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=

xg

–’’–,

3 420 g⋅ 20 g = 684 g. 100 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=

xg

–’’–,

684 g ⋅100 g = 1 140 g. 60 g

5. Apskaičiuojamas 60 % H2SO4 tirpalo, kurio masė yra 1 140 g, tūris: V=

m 1140 g = = 814,3 ml. ρ 1,40 g/ml

Apskaičiavus reikalingą 60 % H2SO4 tirpalo tūrį, pirmoji uždavinio dalis baigiama spręsti. 132

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 viename litre 20 % H2SO4 tirpalo: 100 g 20 % H2SO4 tirpalo yra 20 g H2SO4, 1 140 g

–’’–

xg

–’’–,

1 140 g ⋅ 20 g = 228 g. 100 g 8. Apskaičiuojama 20 % H2SO4 tirpalo molinė koncentracija:

x=

CM =

m 228 g/ l = = 2,3 mol/l, arba CM = 2,3 M. 98 g/mol M

Paaiškinimas. 20 % H2SO4 tirpalo molinę koncentraciją galima apskaičiuoti ir trumpesniu būdu: grynos H2SO4, esančios 3 litruose 20 % H2SO4 tirpalo, masę, apskaičiuotąją 3-uoju uždavinio sprendimo veiksmu, padalijus iš tirpalo tūrio ir iš H2SO4 molinės masės:

CM =

m 684 g = = 2,3 mol/l, arba CM = 2,3 M. 98 g/mol ⋅ 3 l M ⋅V

9. Apskaičiuojama 20 % H2SO4 tirpalo molinė ekvivalentų koncentracija. Molinė ekvivalentų koncentracija apskaičiuojama panašiai kaip ir molinė koncentracija, tiktai vietoj molinės H2SO4 masės į skaičiavimo formules, nurodytas 8-ajame uždavinio sprendimo veiksme, įrašoma H2SO4 ekvivalentų molinė masė: CN =

m 228 g/l = = 4,6 mol/l, arba CN = 4,6 N. E 49 g/mol

Paaiškinimas. 20 % H2SO4 tirpalo molinę ekvivalentų (normalinę) koncentraciją galima apskaičiuoti ir trumpesniu būdu: grynos H2SO4, esančios 3 litruose 20 % H2SO4 tirpalo, masę, apskaičiuotąją 3-iuoju uždavinio sprendimo veiksmu, padalijus iš tirpalo tūrio ir iš H2SO4 ekvivalentų molinės masės: 133

CN =

684 g m = = 4,6 mol/l, arba CN = 4,6 N. 49 g/mol ⋅ 3 l E⋅V

10. Apskaičiuojamas H2SO4 kiekis (gramais), tenkantis 1 000 g vandens 20 % H2SO4 tirpale: 80 g vandens tenka 20 g H2SO4, 1 000 g

–’’–

xg

–’’–,

1 000 g ⋅ 20 g = 250 g/1 000 g. 80 g 11. Apskaičiuojama 20 % H2SO4 tirpalo molialinė koncentracija:

x=

Cm =

m 250 g/ 1 000 g = = 2,6 mol/1 000g = 2,6 m. M 98 g/mol

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 nelakius 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 medžiagos molekulės būna toli viena nuo kitos – panašiai kaip dujų molekulės. 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 temperatūros 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 ⇔ tirpik134

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 (vandens), o į kitą – toks pats tūris tirpalo, gauto šiame tirpiklyje ištirpinus nelakaus neelektrolito, kadangi neelektrolitas yra nelakus, abiejuose induose garuos tiktai tirpiklis (vanduo). Todėl iš skysčių, esančių viename ir kitame inde, skirsis tirpiklio (vandens) garai. Garavimas, 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 mažesnis nei pirmajame inde, tirpiklio (vandens) sočiųjų garų slėgis virš tirpalo, esančio antrajame inde, bus mažesnis negu tirpiklio sočiųjų 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 slėgio virš tirpalo (p1) skirtumas vadinamas tirpalo garų slėgio depresija (Δp): Δp = p – p1. Tirpalo garų slėgio depresijos ir tirpiklio garų slėgio virš gryno Δp vadinamas santykine tirpalo garų slėgio deptirpiklio santykis p resija. F. Raulis nustatė, kad šis santykis yra lygus tirpinio molinei daliai. Tai – pirmasis Raulio dėsnis. Jo matematinė išraiška yra tokia:

n Δp , = p N +n arba Δp = p ·

n ; N +n

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. 135

(8.7)

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 = m1 ; M1 čia: m1 – tirpiklio skaičius, g; M1 – tirpiklio molinė masė, g/mol. Taigi nustačius tirpalo garų slėgio depresiją, pagal pirmąjį Raulio 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. Apskaičiuokite gliukozės molinę masę. Sprendimas Gliukozės molinę masę galima apskaičiuoti pagal pirmąjį Raulio dėsnį ((8.7) formulę): Δp = p ·

n . N +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 36 . = M M gliukozės 136

Vandens molių skaičius: N=

540 M vandens

=

540 = 30. 18

Surašius duomenis į (8.7) formulę, gaunama lygtis su vienu nežinomuoju: 36

M gliukoz

54,3 = 8199,3 ·

30 +

54,3 · 30 + 54,3 ·

36

M gliukozės

36

,

M gliukozės

= 8 199,3 ·

36

M gliukozės

,

Mgliukozės · 54,3 · 30 + 54,3 · 36 = 8199,3 · 36, Mgliukozės =

295174,8 − 1954,8 = 180 g/mol. 1629

Tirpinio (šiuo atveju gliukozės) molinė masė, apskaičiuota pagal pirmąjį Raulio dėsnį, remiantis tirpalo garų slėgio depresija, atitinka tirpinio molinę masę, apskaičiuotą, remiantis chemine formule. 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 apytikslė pirmojo Raulio dėsnio matematinė lygtis: Δp = p ·

n . N

137

(8.8)

8.5.2. Tirpalų virimo temperatūros pakilimas ir stingimo temperatūros depresija Tirpalų virimo temperatūros pakilimas Skysčių virimo temperatūra priklauso nuo išorinio slėgio. Skystis verda temperatūroje, kurioje jo garų slėgis yra lygus išoriniam slėgiui. Vandeninių tirpalų atveju yra taip: kai išorinis slėgis yra lygus 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, tirpalui, gautam ištirpinus nelakų neelektrolitą, užvirti reikia aukštesnės temperatūros negu gryno tirpiklio virimo temperatūra. Tirpalo ir gryno tirpiklio, kuriame ištirpinus medžiagą gautas tas tirpalas, virimo temperatūrų skirtumas yra vadinamas tirpalo virimo temperatūros pakilimu (Δtv). Jeigu vandeninio tirpalo virimo temperatūra yra t2 ○C, tai vandeninio 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, kurioje garų slėgis virš tirpalo yra lygus garų slėgiui virš kietosios fazės. Vandens stingimo temperatūra yra 273 K (0 °C ). Esant šiai temperatūrai, 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, kuris gautas ištirpinus medžiagą tame tirpiklyje, stingimo tempera

138

tūrų skirtumas yra vadinamas tirpalo stingimo temperatūros depresija (Δtst). Jeigu vandeninio tirpalo stingimo temperatūra yra t1 ○C, tai vandeninio 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 proporcingi tirpalo molialinei koncentracijai. Antrojo Raulio dėsnio matematinė 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 formulę: Δtv = Cm · Kv. Jeigu yra skaičiuojama stingimo temperatūros depresija, konstanta 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 rodo vienmolialinių tirpalų, gautų konkrečiame tirpiklyje ištirpinus 139

neelektrolitą, virimo temperatūros pakilimą, o Kst rodo vienmolialinių tirpalų, gautų konkrečiame tirpiklyje ištirpinus neelektrolitą, 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 naudojamas kaip aušinimo arba kaip ledą tirpdantis skystis.

Tirpalų virimo ir stingimo temperatūros skaičiavimas 1 pavyzdys Apskaičiuokite stingimo (užšalimo) ir virimo temperatūras tirpalo, 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 –’’–,

–’’–

1 000 g⋅ 56 g = 1 120 g/1 000 g. 50 g 3. Apskaičiuojama etilenglikolio tirpalo molialinė koncentracija:

x=

Cm =

m 1 120 g/ 1 000 g = = 18,1 mol/1 000 g = 18,1 m. M 62 g / mol

140

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=

xg

–’’–

–’’–,

1 000 g ⋅ 60 g = 1 500 g/1 000 g. 40 g

2. Apskaičiuojama 60 % etilenglikolio tirpalo molialinė koncentracija: Cm =

m 1 500 g/ 1 000 g = = 24,19 mol/1 000 g = 24,19 m. 62 g/mol M

141

3. Apskaičiuojama 60 % etilenglikolio tirpalo stingimo temperatūros depresija: Δtst = Cm · Kst = 24,19 · 1,86° = 45,0°. 4. Apskaičiuojama 60 % etilenglikolio tirpalo stingimo temperatūra: tstingimo tirpalo = tstingimo tirpiklio – Δtst = 0 ○C – 45,0° = –45,0 °C . 5. Apskaičiuojamas 60 % etilenglikolio tirpalo virimo temperatūros 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 stingimo 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=

x g –’’– ,

–’’–

1 000 g ⋅ 52 g = 1 083,3 g/1 000 g. 48 g

3. Apskaičiuojama 52 % glicerolio tirpalo molialinė koncentracija: Cm =

m 1 083,3 g/ 1 000 g = = 11,8 mol/1 000 g = 11,8 m. M 92 g/mol 142

4. Apskaičiuojama 52 % glicerolio tirpalo tirpalo stingimo temperatūros 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 – augaline, gyvuline ar dirbtine plėvele, praleidžiančia tik tirpiklio molekules, atsiranda osmoso reiškinys: tirpiklio molekulės pradeda difunduoti (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, vadinamu osmometru. Principinė osmometro schema yra tokia. Į indą yra pripilama tirpiklio, pavyzdžiui, vandens. Į vamzdelį, kurio vienas galas yra praplatintas ir užsandarintas puslaide membrana, yra pripilama tirpalo, gauto ištirpinus neelektrolitą tirpiklyje, kurio yra pripilta į indą (šiuo atveju vandens). Vamzdelis praplatintuoju galu yra panardinamas 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 pradeda kilti. Kai tirpalo lygis vamzdelyje pakyla tiek, kad susidariusio 143

tirpalo stulpelio slėgis pasidaro lygus osmosiniam slėgiui, tirpiklio molekulių difuzija sustoja, kadangi nusistovi pusiausvyra: kiek tirpiklio molekulių prasiskverbia pro puslaidę membraną, tiek jų grįžta atgal į tirpiklį. Tirpalo lygis vamzdelyje nustoja kilti. Osmosinio slėgis yra lygus tirpalo stulpelio hidrostatiniam slėgiui, kuriam esant sustabdoma tirpiklio molekulių difuzija į tirpalą. Osmosas pasireiškia atskyrus puslaide membrana ne tiktai tirpalą 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 slėgis 298 K temperatūroje yra lygus 618,5 kPa. Apskaičiuokite ištirpusios 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=

–’’–

xg

–’’–,

1 000 ml ⋅ 2,3 g = 23 g /1 000 ml, arba 23 g/l. 100 ml

144

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 =

M=

l ⋅ kPa 23 g · 8,314 · 298 K, g mol ⋅ K M mol 23⋅8,314 ⋅ 298 = 92,1 g/mol. 618,5

Ats.: M = 92,1 g/mol. Osmoso reiškinys praktikoje yra dažnai sutinkamas ir naudojamas. 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 slėgį, 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 teigiamuosius 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 neigiamųjų krūvių sumai. Elektrolitų tirpalai yra laidūs elektros srovei, kadangi juose esantys jonai gali pernešti elektros srovę.

145

Elektrolitų tirpalams, kaip ir neelektrolitų tirpalams, yra būdinga tirpalų garų slėgio depresija, virimo temperatūros pakilimas, stingimo 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 koncentracija mažėja, o agurkas, netekęs vandens, susiraukšlėja. Kadangi agurko žievelė (nors gerokai blogiau nei vandens molekules iš agurko 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 atvirkštinis osmosas. Pavyzdžiui, atvirkštinis osmosas yra taikomas 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 osmosinis slėgis savo absoliučiaisiais dydžiais yra didesni negu tos pačios koncentracijos neelektrolitų tirpalų, kadangi tos pačios koncentracijos elektrolitų tirpaluose yra daugiau dalelių nei neelektrolitų tirpaluose.

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 . ištirpusių molekulių skaičius

146

(8.13)

Disociacijos laipsnis α reiškiamas vieneto dalimis arba procentais. Pavyzdžiui, α = 0,8 arba α = 80 %. α reikšmė negali būti didesnė už 1 arba už 100 %. Disociacijos laipsnio α dydis priklauso nuo elektrolito prigimties, 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 elektrolitų 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: α=

laidumo reikšmė išmatuota . laidumo reikšmė apskaičiuota

(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 depresija arba virimo temperatūros pakilimas ar stingimo temperatūros depresija, arba osmosinis slėgis; b) lygiagrečiai teoriškai apskaičiuojami šie dydžiai pagal formules, taikomas šiems dydžiams skaičiuoti neelektrolitų tirpalų atveju; c) apskaičiuojami atitinkamų charakteristikų – praktiškai nustatytų ir teoriškai apskaičiuotų – reikšmių santykiniai dy147

džiai. Šie santykiniai dydžiai tarp savęs yra lygūs ir žymimi i, kuris yra vadinamas izotoniniu koeficientu: i=

Δp′ Δt v′ Δt ′ p′ = = st = ; p Δ tv Δ t st Δp

(8.15)

čia: i – izotoninis koeficienas; praktiškai nustatytos elektrolito tirpalo charakteristikos: Δp′ – garų slėgio depresija, Δt v′ – virimo temperatūros pakilimas, Δtst′ – stingimo temperatūros depresija, p′ – osmosinis slėgis; teoriškai atitinkamai pagal pirmąjį Raulio dėsnį, antrąjį Raulio, dėsnį, van’t Hofo formulę apskaičiuotos elektrolito tirpalo charakteristikos: Δp – garų slėgio depresija,

Δ t v – virimo temperatūros pakilimas, Δ t st – stingimo temperatūros depresija, p – osmosinis slėgis. Elektrolitų tirpalų atveju i > 1, kadangi tirpalo garų slėgio depresija, 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 Δp pagal pirmąjį Raulio dėsnį), molių skaičiumi, tenkančiu 1 000 g tirpiklio (skaičiuojant Δ t v ir Δ t st pagal antrąjį Raulio dėsnį), molių skaičiumi litre tirpalo (skaičiuojant p pagal van’t Hofo formulę). Taip atliekant charakteristikų teorinius skaičiavimus visai nekreipiama dėmesio į tai, kad elektrolitas tirpale yra disocijavęs į jonus. Dalelių skaičius elektrolito tirpale dėl to, kad elektrolitas disocijuoja į jonus, yra didesnis nei ištirpusių molekulių skaičius. Todėl visada elektrolitų tirpalų virimo temperatūros pakilimas, stingimo temperatūros depresija, osmosinis slėgis praktiškai nustatyti yra didesni nei teoriškai apskaičiuoti. 148

Iš to kas buvo pasakyta, matyti, kad izotoninis koeficientas rodo, kiek kartų dėl elektrolito disociacijos, padidėja dalelių skaičius elektrolito tirpale. Ryšys tarp izotoninio koeficiento i ir disociacijos laipsnio α yra toks: α=

i −1 ; n −1

(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 → 2 H + + SO24− ), n = 3 ir t. t. Nustačius žinomos koncentracijos elektrolito tirpalo savybes apibūdinančių charakteristikų (virimo temperatūros pakilimo, stingimo temperatūros depresijos, osmosinio slėgio) praktines ir teorines reikšmes, galima apskaičiuoti disociacijos laipsnį α. Arba atvirkščiai, turint žinomos koncentracijos elektrolito α reikšmę, galima apskaičiuoti jo virimo temperatūros pakilimo, stingimo temperatūros depresijos, osmosinio slėgio praktines reikšmes: Δp′ = i · Δp ; Δtv′ = i · Δ t v ; Δ t st' = i · Δ t st ; p ' = i · p .

8.6.3. Elektrolitų tirpalų virimo ir stingimo temperatūros skaičiavimas 1 pavyzdys Kokioje temperatūroje stings ir kokioje užvirs 24 % NaCl vandeninis tirpalas? NaCl menamasis disociacijos laipsnis šiame tirpale yra 80 %. Kv = 0,52○, Kst = 1,86○.

149

Sprendimas 1. Užrašoma NaCl elektrolitinės disociacijos lygtis ir nustatomas disociacijos metu susidariusių jonų skaičius: NaCl → Na + + Cl − . Iš lygties matyti, kad disocijuojant NaCl susidaro du jonai (n = 2). 2. Apskaičiuojamas izotoninis koeficientas: surašius žinomas i −1 dydžių reikšmes į formulę α = , gaunama lygtis su vien −1 i −1 nu nežinomuoju 0,8 = , iš kurios apskaičiuojama i 2 −1 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=

–’’–

x g –’’–,

1 000 g ⋅ 24 g = 315,8 g/1 000 g. 76 g

5. Apskaičiuojama 24 % NaCl vandeninio tirpalo molialinė koncentracija: Cm =

m 315,8 g / 1 000 g = = 5,4 mol/1 000 g, arba Cm = 5,4 m. 58,5 g / mol M

6. Apskaičiuojama 24 % NaCl tirpalo stingimo temperatūros depresijos teorinė reikšmė:

Δ t st = Cm · Kst = 5,4 · 1,86° = 10,0°. 7. Apskaičiuojama 24 % NaCl tirpalo stingimo temperatūros depresijos praktinė reikšmė: 150

Δ t st' = i · Δ t st = 1,8 · 10,0° = 18,0°. 8

Apskaičiuojama 24 % NaCl tirpalo stingimo temperatūra:

tstingimo tirpalo = tstingimo tirpiklio – Δ t st' = 0 ○C – 18,0° = –18,0 °C . 9. Apskaičiuojama 24 % NaCl tirpalo virimo temperatūros pakilimo teorinė reikšmė: Δtv = Cm · Kv = 5,4 · 0,52° = 2,8°. 10. Apskaičiuojama 24 % NaCl tirpalo virimo temperatūros pakilimo praktinė reikšmė:

Δ t 'v = i · Δ t v = 1,8 · 2,8 = 5,0°. 11. Apskaičiuojama 24 % NaCl tirpalo virimo temperatūra: tvirimo tirpalo = tvirimo tirpiklio + Δ t 'v = 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 Raulio dėsnis, priklauso nuo tirpalo koncentracijos. Esant mažai tirpalo koncentracijai šios charakteristikos mažai skiriasi nuo atitinkamų gryno tirpiklio charakteristikų. Tai rodo toliau pateikto 2 pavyzdžio sprendimo rezultatai. 2 pavyzdys 2 % NaOH vandeninio tirpalo menamasis disociacijos laipsnis yra 89,7 %. Apskaičiuokite šio tirpalo stingimo ir virimo temperatūras. Kv = 0,52°, Kst = 1,86°. Sprendimas 1. Užrašoma NaOH elektrolitinės disociacijos lygtis ir nustatomas disociacijos metu susidariusių jonų skaičius:

NaOH → Na + + OH − . Iš šios lygties matyti, kad disocijuojant NaOH susidaro du jonai (n = 2). 151

2. Apskaičiuojamas izotoninis koeficientas: surašius žinomas i −1 dydžių reikšmes į formulę α = , gaunama lygtis su vien−1 i −1 nu nežinomuoju 0,897 = , iš kurios apskaičiuojama i 2−1 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=

–’’–

x g –’’–,

1 000 g ⋅ 2 g = 20,4 g/1 000 g. 98 g

5. Apskaičiuojama 2 % NaOH vandeninio tirpalo molialinė koncentracija: Cm =

m 20,4 g / 1 000g = = 0,5 mol/1 000 g, arba Cm = 0,5 m. 40 g / mol M

6. Apskaičiuojama 2 % NaOH tirpalo stingimo temperatūros depresijos teorinė reikšmė:

Δ t st = Cm · Kst = 0,5 · 1,86° = 0,9°. 7. Apskaičiuojama 2 % NaOH tirpalo stingimo temperatūros depresijos praktinė reikšmė:

Δ t st' = i · Δ t st = 1,897 · 0,9° = 1,71°. 8. Apskaičiuojama 2 % NaOH tirpalo stingimo temperatūra: tstingimo tirpalo = tstingimo tirpiklio – Δ t st' = 0 ○C – 1,71° = –1,71 °C . 152

9. Apskaičiuojama 2 % NaOH tirpalo virimo temperatūros pakilimo teorinė reikšmė: Δtv = Cm · Kv = 0,5 · 0,52° = 0,26°. 10. Apskaičiuojama 2 % NaOH tirpalo virimo temperatūros pakilimo praktinė reikšmė:

Δ t 'v = i · Δtv = 1,897 · 0,26° = 0,49°. 11. Apskaičiuojama 2 % NaOH tirpalo virimo temperatūra: tvirimo tirpalo = tvirimo tirpiklio + Δ t 'v = 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= čia: C

A+

ir C

B−

C

A+

⋅ C

CAB

B−

;

yra jonų koncentracijos, mol/l;

CAB – nedisocijavusios medžiagos koncentracija, mol/l. Kuo mažesnė disociacijos konstanta, tuo elektrolitas yra silpnesnis. Pavyzdžiui, skruzdžių rūgšties disociacijos konstanta K = 2,3 · 10−4, acto rūgšties K = 2,3 · 10−5, todėl acto rūgštis yra silpnesnė už skruzdžių rūgštį. Tarp silpnųjų elektrolitų disociacijos laipsnio ir konstantos yra toks ryšys: K=

C ⋅α2 . 1− α

153

(8.17)

Kai α reikšmė yra labai maža: K = C · α 2, α =

K . C

8.6.5. Vandenilio jonų koncentracijos rodiklis Vanduo yra labai silpnas elektrolitas. Jis labai mažai disocijuoja į jonus:

H 2 O ⇔ H + + OH − vandens disociacijos konstanta 298 K temperatūroje: K=

C

H+

⋅C

OH −

C H 2O

= 1,8 · 10–16 mol/l.= 1,8 · 10–16 mol/l

Nedisocijavusio vandens koncentracija:

C H 2O =

1 000 g / l = 55,55 mol/l. 18,018 g / mol

Pažymėjus vandens jonų koncentracijų sandaugą Kw = C

H+

⋅C

OH −

,

galima rašyti: Kw = K· CH 2O = 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: C

H+

=C

OH −

= 10 −14 = 10–7 mol/l.

Praktikoje labai nepatogu naudoti tokio dydžio jonų koncentracijų reikšmes. Patogumo dėlei buvo įtrauktas vadinamasis vandenilio jonų (arba, trumpiai sakant, vandenilio) koncentracijos rodiklis pH,

154

kuris yra neigiamas dešimtainis logaritmas vandenilio jonų koncentracijos: pH = −lg C

H+

.

(8.18)

Taip pat analogiškas hidroksido jonų koncentracijos rodiklis pOH, kuris yra neigiamas dešimtainis logaritmas hidroksido jonų koncentracijos: pOH = −lg C

OH −

.

(8.19)

Kadangi C

H+

⋅C

OH −

= 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 elektrolitui, 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, susidaręs disocijuojant vienai elektrolito molekulei. 1 pavyzdys Apskaičiuokite 0,005 M koncentracijos H2SO4 tirpalo pH. Šio tirpalo α = 1.

155

Sprendimas 1. Užrašoma H2SO4 elektrolitinės disociacijos lygtis ir nustatomas vandenilio jonų, kurių koncentraciją reikia apskaičiuoti, skaičius, susidaręs disocijuojant vienai H2SO4 molekulei: H2SO4 → 2H++ SO 24− . Lygtis rodo, kad disocijavus vienai H2SO4 molekulei susidaro du vandenilio jonai. 2. Apskaičiuojama vandenilio jonų koncentracija: C

H+

= Cj = α · CM · nj = 0,005 · 1 · 2 = 10−2 mol/l.

3. Apskaičiuojamas tirpalo pH: pH = − lg C

H+

= −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:

Ba (OH )2 → Ba 2+ + 2 OH − . Iš lygties matyti, kad disocijuojant Ba(OH)2 susidaro vienas Ba ir du OH − jonai. Tiktai šių jonų koncentracijas galima skaičiuoti, 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: 2+

COH = Cj = α · CM · nj = 0,005 · 1 · 2 = 10−2 mol/l.

3. Apskaičiuojama pOH reikšmė: pOH = −lg C OH = −lg10−2 = 2.

156

4. Apskaičiuojama pH reikšmė: pH + pOH = 14, pH = 14 – pOH = 14 – 2 = 12. Ats.: pH = 12. 3 pavyzdys Apskaičiuokite C

Ba 2 +

ir C

NO 3−

(mol/l) ir Ba 2+ bei NO3− 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:

Ba (NO3 )2 → Ba 2+ + 2 NO 3− . Ši lygtis rodo, kad disocijuojant vienai molekulei Ba(NO3)2 susidaro vienas Ba 2+ jonas ir du NO3− jonai. 2. Apskaičiuojama Ba(NO3)2 molinė masė ir ekvivalentų molinė masė: M(Ba(NO3)2) = 137 + (14 + 16 · 3) · 2 = 261 g/mol, E(Ba(NO3)2) =

M Ba (NO3 )2 261 = = 130,5 g/mol. 2 2

3. Apskaičiuojama masė (gramais) 1 litre 0,02 N Ba(NO3)2 tirpalo: 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 koncentracija: CM Ba(NO3)2 =

2,61g / l = 0,01 mol/l, arba 0,01 M. 261g / mol

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 157

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: C

Ba 2+

= 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 (Ba 2+ ) = 0,007 mol/l· 137 g/mol = 0,959 g. 9. Apskaičiuojama NO3− koncentracija mol/l:

C

NO3−

= Cj = α · CM · nj = 0,7 · 0,01 mol/l · 2 = 0,014 mol/l.

10. Apskaičiuojama NO3− masė (gramais) 1 litre tirpalo:

M (NO3− ) = 14 + 16 · 3 = 62 g/mol, m(NO3− ) = 0,014 mol/l · 62 g/mol = 0,868 g. Ats.: C

Ba 2 +

= 0,007 mol/l; C

NO3−

= 0,014 mol/l;

m(Ba 2+ ) = 0,959 g; m(NO3− ) = 0,868 g.

158

LITERATŪRA 1.

2.

3. 4.

5. 6.

7. 8.

9.

BUINEVIČIENĖ, G.; IVAŠKEVIČIENĖ, L.; KAUŠINIENĖ, G.; PETROŠEVIČIŪTĖ, O.; STULPINAS, B. Bendroji chemija. Vilnius: Mokslas, 1991. 356 p. ГOPБУНОВ, А. И.; ГУРОВ, А. А.; ФИЛИПОВ, Г. Г.; ШАПОВАЛ, 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. GREVYS, S.; NAVICKIENĖ, R. Chemija: programa, pagrindai ir užduotys neakivaizdininkams. Kaunas: Technologija, 2002. 112 p. JANKAUSKAS, J.; KAZRAGIS, A.; KERIENĖ, J.; TAMULAITIENĖ, B.; ZALIECKIENĖ, E. Bendrosios chemijos teoriniai pagrindai ir uždaviniai. Vilnius: Technika, 2006. 246 p. KAZRAGIS, A. Praktinė cheminė termodinamika. Vilnius: Technika, 1998. 90 p. MASTERTON, W. L.; HURLEY, C. N. Chemistry. Principles & Reactions. Philadelphia; NewYork; Chicago; San Francisko; Montreal; Toronto; London; Sydney; Tokyo: Saunders College Publishing, 1989. 991 p. PETROŠEVIČIŪTĖ, O. Bendroji chemija. Kaunas: Technologija, 2007. 167 p. 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. ZUMDAHL, S. S. Chemical Principles. Boston; New York: Hough Miflin Company, 2005. 1070 p.

159