• Wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane [edytuj]

Wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane powstaje na skutek nakładania się orbitali atomowych obsadzonych pojedynczymi elektronami o przeciwnej orientacji spinu. Wiązanie to powstaje, gdy różnica elektroujemności wynosi od 0 do 0,4.

Substancje w których przeważa wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane mogą występować w 3 stanach skupienia. Charakteryzują się niskimi temperaturami topnienia i wrzenia, dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych (np: chloroform, aceton, benzen), natomiast słabo w rozpuszczalnikach polarnych (np: woda). W stanie ciekłym rozpuszczone w wodzie nie przewodzą prądu. Reakcje z ich udziałem zachodzą powoli i przy małej wydajności.

• Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane [edytuj]

Wiązanie kowalencyjne powstaje między dwoma atomami niemetali, których wzajemna różnica elektroujemności jest mniejsza od 1,7 w skali Paulinga. Granica ta jest bardzo umowna i ma raczej charakter orientacyjny. Elektrony uwspólnione tworzące wiązanie są przesunięte w stronę atomu pierwiastka o większej elektroujemności, co sprawia, że przy tym atomie tworzy się cząstkowy ładunek elektryczny ujemny, natomiast przy atomie o mniejszej elektroujemności tworzy się dodatni. Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane ma charakter dipola elektrycznego.

Wiązania kowalencyjne można jeszcze podzielić na zwykłe, w których uwspólniane elektrony pochodzą w równej liczbie od obu atomów (jeśli jeden "daje" trzy elektrony, to drugi też "daje" trzy) oraz na wiązania koordynacyjne, w których tylko jeden atom jest donorem elektronów lub liczba elektronów, które "daje" jeden atom nie jest równa liczbie, którą daje drugi.

Wiązania koordynacyjne mają często dokładnie taki sam charakter jak wiązania kowalencyjne. W wielu związkach, w których z rachunku elektronów wynika, że część wiązań jest formalnie kowalencyjnych a inna część koordynacyjnych są one w rzeczywistości całkowicie nieodróżnialne, posiadają taką samą geometrię i energię i nie da się praktycznie ustalić, które są które. W wielu związkach chemicznych wiązania koordynacyjne daje się jednak wyraźnie wskazać i mają one pewne szczególne własności, których zwykłe wiązania kowalencyjne nie mogą mieć. Przykładem tego rodzaju wiązań są np. te występujące w Pi kompleksach.

• Wiązanie jonowe [edytuj]

Wiązanie jonowe powstaje między dwoma atomami, których wzajemna różnica elektroujemności jest bardzo duża (Δeu≥1,7). Elektrony zamiast się uwspólnić "przeskakują" na stałe do jednego z atomów. W wyniku tego jeden z atomów ma nadmiar ładunku ujemnego i staje się ujemnie naładowanym jonem (anionem) a drugi ma nadmiar ładunku dodatniego i staje się kationem. Oba atomy tworzą parę jonową (+)(-), która trzyma się razem na zasadzie przyciągania ładunków elektrostatycznych i może w sprzyjających warunkach ulegać dysocjacji elektrolitycznej.

Na ogół, aby wiązanie się wytworzyło, różnica elektroujemności musi być większa lub równa 1,7 w skali Paulinga, jednak granica, przy której tworzy się wiązanie jonowe jest bardzo płynna, gdyż zależy ona od wielu różnych czynników. Na przykład we fluorowodorze różnica elektroujemności między fluorem a wodorem wynosi aż 1,9 a mimo to wiązanie F-H ma charakter kowalencyjny spolaryzowany.

• Wiązanie wodorowe [edytuj]

Wiązanie wodorowe formalnie rzecz biorąc nie jest wiązaniem chemicznym, w tym sensie, że nie powstaje ono na skutek wymiany elektronów i jest zwykle dużo mniej trwałe od "prawdziwych" wiązań, jednak ten rodzaj oddziaływania również łączy ze sobą atomy. Wiązanie wodorowe polega na "dzieleniu" między dwoma atomami (np. tlenu) jednego atomu wodoru, tak, że atom wodoru jest częściowo połączony z nimi oboma. Można to też ująć w ten sposób, że atom wodoru jest powiązany z oboma atomami wiązaniami "połówkowymi", gdyż jedno normalne pojedyncze (czyli dwuelektronowe) wiązanie wodór-inny atom jest dzielone na dwa słabsze "półwiązania" inny atom-wodór i wodór-inny atom.

• Oddziaływania międzycząsteczkowe [edytuj]

Oddziaływania międzycząsteczkowe to inne niż wiązania chemiczne siły wiążące atomy i cząsteczki. Podstawowa różnica między oddziaływaniami międzycząsteczkowymi a wiązaniami chemicznymi, polega na tym, że nie wiążą one atomów na tyle trwale, aby umożliwiało to uznanie powstałych w ten sposób struktur za związki chemiczne w pełnym znaczeniu tego terminu. Granica między oddziaływaniami międzycząsteczkowymi i wiązaniami jest jednak płynna. Na przykład wiązanie wodorowe - jeśli występuje w obrębie jednej cząsteczki jest często traktowane jak słabe wiązanie chemiczne, jeśli jednak wiąże ono dwie lub więcej cząsteczek w duże konglomeraty o zmiennym składzie, można je traktować jako oddziaływanie międzycząsteczkowe. Tworzeniem się tego rodzaju konglomeratów powiązanych rozmaitymi oddziaływania międzycząsteczkowymi zajmuje się chemia supramolekularna.

Oddziaływania międzycząsteczkowe - inne niż wiązania chemiczne siły wiążące atomy i cząsteczki.

Do oddziaływań tych zalicza się (w kolejności od najsilniejszych do najsłabszych):

• oddziaływania jon-jon (elektrostatyczne) - zachodzą między dwiema różnoimiennie naładowanymi cząsteczkami; od wiązań jonowych różni je to, że ładunek w oddziałujących ze sobą cząsteczkach nie jest skoncentrowany na jednym atomie, lecz jest zdelokalizowany na kilku-kilkunastu atomach. Siła ich oddziaływania jest proporcjonalna do 1/r2 (gdzie r - odległość między cząsteczkami). W przypadku ośrodka zawierającego inne ładunki (np. roztworu elektrolitu) efekt oddziaływania jest mniejszy. (Zobacz też: para jonowa.)

• wiązania wodorowe - tworzą się, gdy atom wodoru z cząstkowym ładunkiem dodatnim jest współdzielony przez dwie cząsteczki, które posiadają atomy z cząstkowym ładunkiem ujemnym. Wiązania wodorowe, jeśli występują w obrębie jednej cząsteczki, są często traktowane jak słabe wiązanie chemiczne; jeśli jednak wiąże ono dwie lub więcej cząsteczek, można je traktować jako oddziaływanie międzycząsteczkowe.

• oddziaływania trwały dipol - trwały dipol - tworzą się między cząsteczkami posiadającymi trwałe momenty dipolowe. Cząsteczki takie posiadają w jednych miejscach nadmiar ładunku ujemnego, a w innych jego niedomiar. Oddziałują one ze sobą tak jak jony - tyle, że oddziaływanie to jest słabsze, gdyż w grę wchodzą cząstkowe, a nie całkowite ładunki elektryczne, a także przyciąganiu pomiędzy ładunkami różnoimiennymi towarzyszy zawsze odpychanie pomiędzy ładunkami jednoimiennymi.

• oddziaływania van der Waalsa, zwane też oddziaływaniami Londona lub oddziaływaniami dyspersyjnymi - są to oddziaływania między trwałym dipolem i wzbudzonym dipolem lub między dwoma wzbudzonymi dipolami. W cząsteczkach, które nie posiadają trwałego momentu dipolowego, może on być wzbudzany przez cząsteczki z trwałym momentem; następnie taki wzbudzony dipol i trwały dipol oddziałują na siebie podobnie jak dwa trwałe dipole, tyle że znacznie słabiej. W cząsteczkach bez trwałego momentu dipolowego występują natomiast stochastyczne fluktuacje ich chmur elektronowych, powodujące powstawanie chwilowych momentów dipolowych. Cząsteczka posiadająca chwilowy moment dipolowy może go wzbudzić w cząsteczce sąsiadującej, wskutek czego obie cząsteczki mogą się nawzajem chwilowo przyciągać lub odpychać. Uśrednienie sił odpychających i przyciągających daje w wyniku oddziaływanie przyciągające proporcjonalne do 1/r6. Oddziaływania van der Waalsa wynikają m.in. z korelacji ruchów elektronów pomiędzy oddziałującymi atomami - dlatego w metodach obliczeniowych nieuwzględniających korelacji elektronowej sił tych praktycznie nie ma.

Ciało krystaliczne - rodzaj ciała stałego, w którym cząsteczki, atomy lub jony nie mają pełnej swobody przemieszczania się w objętości ciała i zajmują ściśle określone miejsca w sieci przestrzennej - mogą jedynie drgać wokół położenia równowagi.

Określenie - ciało krystaliczne odnosi się do ciał o dwojakiej budowie:

• monokryształu zwanego krócej kryształem,

• lub polikryształu.

Kryształy posiadają symetrię translacyjną oraz uporządkowanie układu w skali powyżej 50 Å, co odróżnia je od ciał amorficznych, np. szkła.

Ciała krystaliczne powstałe w wyniku procesów naturalnych, geologicznych (zwykle są to polikryształy) nazywamy minerałami.

Niektóre kryształy można opisać za pomocą jednakowego układu odniesienia. W jego skład wchodzą:

• osie krystalograficzne X, Y, Z,

• wektory a, b, c, które są bazowymi wektorami translacji komórki elementarnej w sieci krystalicznej

• kąty α, β, γ zawarte pomiędzy osiami krystalograficznymi.

Kąty zawarte pomiędzy osiami krystalograficznymi oraz odcinki a, b, c stanowią tzw. stałe sieciowe, wyznaczając kształt komórki elementarnej (zob. Sieć Bravais).

Kryształy mają różny stopień symetrii geometrycznej i różne stałe sieciowe. Na tej podstawie pogrupowano je w układy krystalograficzne.

Oddziaływania między cząsteczkami tworzącymi kryształ bywają bardzo różne. Mogą to być:

• siły van der Waalsa (w kryształach cząsteczkowych, np. w suchym lodzie)

• wiązania typowo kowalencyjne (np. w diamencie)

• wiązania wodorowe (np. w lodzie)

• silne oddziaływania elektrostatyczne (w kryształach jonowych, np. w chlorku sodu, chlorku cezu)

• inne odmiany słabych oddziaływań elektrostatycznych.

Występują również swoiste "hybrydy", jak np. grafit, który posiada tzw. płaszczyzny grafenowe, w których między atomami występują silne wiązania kowalencyjne, natomiast oddziaływania między płaszczyznami mają charakter sił van der Waalsa.

Kohezja - ogólna nazwa zjawiska stawiania oporu przez ciała fizyczne, poddawane rozdzielaniu na części. Jej miarą jest praca potrzebna do rozdzielenia określonego ciała na części, podzielona przez powierzchnię powstałą na skutek tego rozdzielenia.

Kohezji nie należy mylić z adhezją czyli zdolnością do łączenia się powierzchni ciał fizycznych. Jakkolwiek źródłem obu zjawisk jest występowanie rozmaitych oddziaływań międzycząsteczkowych, adhezja jest zjawiskiem czysto powierzchniowym, podczas gdy kohezja wynika z sił działających wewnątrz rozrywanego lub zgniatanego ciała.

Kohezja ciał fizycznych zależy od wielu różnych czynników. Są to m.in.:

• Stan skupienia - im wyższy stopień zorganizowania cząsteczek w ciele, tym zwykle siły kohezji są większe. Stąd największą wartość osiągają w krysztale a najmniejsze w gazach.

• Oddziaływania międzycząsteczkowe między cząsteczkami tworzącymi ciało. Im są silniejsze w przeliczeniu na jednostkę objętości, tym siły kohezji wzrastają.

• W przypadku ciał stałych: mikrostruktura, która odpowiada za występowanie takich zjawisk jak mikropęknięcia, kawitacja, dobre lub złe przenoszenie naprężeń mechanicznych.

Adhezja wynika z oddziaływań międzycząsteczkowych stykających się substancji. Granicznym przypadkiem odróżniającym adhezję od reakcji chemicznej jest powstanie w łączonej warstwie nietrwałych wiązań chemicznych.

Granica między adhezją i zjawiskami powierzchniowymi zachodzącymi pod wpływem tworzenia się wiązań chemicznych jest bardzo płynna. Np. trudno jest jednoznacznie rozróżnić "czystą adhezję" od adhezji na skutek tworzenia się słabych wiązań wodorowych, które są jednocześnie rodzajem wiązań chemicznych i oddziaływaniami międzycząsteczkowymi. W praktycznych, inżynieryjnych badaniach (np. skuteczności działania klejów), przez adhezję rozumie się siłę połączenia dwóch warstw klejonego materiału bez wnikania w naturę oddziaływań powodujących powstanie trwałej spoiny.

Z makroskopowego punktu widzenia czystą adhezję opisuje się jako odwracalny termodynamiczny proces zachodzący w warstwie łączących się materiałów wynikający z różnicy napięć powierzchniowych na styku substancji.

Układ koloidalny (koloid, układ koloidowy, roztwór koloidalny) - niejednorodna mieszanina, zwykle dwufazowa, tworząca układ dwóch substancji, w którym jedna z substancji jest rozproszona w drugiej. Rozdrobnienie (czyli dyspersja) substancji rozproszonej jest tak duże, że fizycznie mieszanina sprawia wrażenie substancji jednorodnej, jednak nie jest to wymieszanie na poziomie pojedynczych cząsteczek.

W koloidach stopień dyspersji wynosi od 105 do 107 cm-1 - wówczas wielkość cząstek fazy rozproszonej (zdyspergowanej) sprawia, że ważne są zarówno oddziaływania pomiędzy nią i fazą dyspergującą, jak i oddziaływania wewnątrz obu faz. Według IUPAC układ dyspersyjny jest układem koloidalnym, gdy rozmiary cząstek fazy rozproszonej (cząsteczek chemicznych lub ich agregatów) albo rozmiary nieciągłości układu koloidalnego są w zakresie od 1 nm do 1 µm przynajmniej w jednym kierunku.

Typowy układ koloidalny (tzw. koloid fazowy) składa się z dwóch faz:

• fazy ciągłej, czyli substancji rozpraszającej, zwanej też ośrodkiem dyspersyjnym albo dyspergującym,

• fazy rozproszonej, czyli substancji zawieszonej (zdyspergowanej) w ośrodku dyspersyjnym i w nim nierozpuszczalnej. (liofobowej, hydrofobowej).

Inny rodzaj koloidów to koloidy cząsteczkowe, gdzie fazą rozproszoną są makrocząsteczki, np. polimery (np. żelatyna, skrobia, białka) - nie występuje wówczas wyraźna granica fazowa, bo cząsteczki rozpuszczalnika mogą wnikać do wewnątrz makrocząsteczki - większość koloidów cząsteczkowych powstaje w sposób samorzutny w wyniku rozpuszczania w rozpuszczalniku (koloidy liofilowe, hydrofilowe). Niektóre ich właściwości są inne niż właściwości koloidów fazowych.

• Rodzaje układów koloidalnych [edytuj]

Większość układów koloidalnych nazywana jest zolami, przy czym pojęcie zolu jest niejednoznaczne. Podobnie niejednoznaczne jest pojęcie aerozolu.

Układy koloidalne z fazą ciągłą w postaci gazu to gazozole, natomiast z fazą ciągłą w postaci cieczy to liozole. Ciała stałe i ciecze przenikające się wzajemnie to żele.

Reguła van 't Hoffa - empiryczna reguła wyrażająca zmianę szybkości reakcji w zależności od temperatury. Według tej reguły wzrost temperatury o 10 K powoduje 2-4-krotny wzrost szybkości reakcji. Reguła van 't Hoffa jest spełniona dla reakcji homogenicznych, w temperaturze do 500°C.

Z regułą van 't Hoffa wiąże się Temperaturowy Współczynnik Szybkości Reakcji (TWSR), oznaczany symbolem γ. Stosunek szybkości reakcji chemicznej po zmianie temperatury do szybkości tej samej reakcji przed ową zmianą temperatury (zarówno wzrostem, jak i spadkiem) wyraża następujące równanie:

gdzie:

Przykład użycia wzoru:

Obliczyć zmianę szybkości reakcji chemicznej po zmianie temperatury układu z 290 K na 340 K wiedząc, że TWSR γ = 2.

CaCO3 ® CaO +CO2 endotermiczna

2Mg + O2 = 2MgO egzotermiczna

---