Wykłady z chemii

dla studentów Wydziału InŜynierii Lądowej i Geodezji

Wojskowej Akademii Technicznej

Prowadzący:

Dr hab. inŜ. Andrzej Sadkowski, profesor W.A.T.

Wydział Nowych Technologii i Chemii.

ansad@ichf.edu.pl

Wykład 1.

2

Literatura zalecana:

1. Czarnecki L., Broniewski T., Henning O. - Chemia w budownictwie, 

Arkady, 1996 lub nowsze.

2. K.-H. Lautenslaeger, W. Schroeter, A. Wanninger – Nowoczesne 

kompendium chemii, WNT 2007

3. Pajdowski L. - Chemia ogólna, PWN 1997 lub nowsze.

4. Henryk Bala - Wstęp do chemii materiałów, WNT, 2003

5. Sienko M. J., Plane R. A. - Chemia - Podstawy i zastosowania, WNT 

1999 lub nowsze.

6. L. Jones, P. Atkins - Chemia ogólna, PWN 2004

7. Kurdowski W. - Chemia materiałów budowlanych, AGH, Kraków2003.

8. Neffe S., red. - Chemia, ćwiczenia laboratoryjne, WAT 1989.

9.

Burakiewicz-Mortka W., Darlewski W.,  Neffe S. - Chemia. Zbiór zadań 

do ćwiczeń audytoryjnych. WAT 1991.

3

Konspekt wykładów: Część 1:

Budowa materii, oddziaływania międzyatomowe i międzycząsteczkowe.

Substancje i ich właściwości. Ilościowe relacje w chemii (mol, masa 

atomowa i molowa). Budowa atomu. Struktury elektronowe atomów. Prawo 

okresowości. Struktura elektronowa powłok walencyjnych a właściwości 

pierwiastków.  Wiązania chemiczne. Właściwości wiązań chemicznych. 

Elektronowa i kwantowa teoria wiązań chemicznych. Wiązania 

wewnątrzcząsteczkowe: jonowe, kowalencyjne (atomowe), koordynacyjne, 

metaliczne. Wiązania międzycząsteczkowe. ZaleŜność między strukturą 

cząsteczek, rodzajem wiązań i właściwościami związków chemicznych. Siły 

spójności tworzyw jednorodnych i niejednorodnych.

4

ZADANIA CHEMII BUDOWLANEJ

Zagadnienia chemiczne, które napotyka inŜynier budowlany, moŜna następująco usystematyzować:

1. Budowa chemiczna jako wyznacznik właściwości technicznych materiałów budowlanych; rodzaje ciał i 
stanów materii występujące w tych materiałach.

2. Chemiczne metody oceny przydatności materiałów budowlanych  (np. badania chemiczne w normach 
budowlanych).

3. Chemiczne uwarunkowania przydatności gruntów budowlanych oraz chemiczne metody ich poprawy 
(np. elektroosmoza).

4. Zjawiska i przemiany natury chemicznej występujące podczas:

• wytwarzania materiałów i elementów budowlanych oraz utylizacji odpadów na cele budowlane (np. 
reakcje analizy i syntezy oraz przemiany podczas wypalania spoiw mineralnych),

• stosowania materiałów budowlanych przy wznoszeniu budowli i wykonywaniu robot wykończeniowych 
(np. procesy wiązania i twardnienia materiałów wiąŜących),

• uŜytkowania obiektu (np. procesy korozji),

•w sytuacjach awaryjnych (np. przebieg reakcji spalania podczas poŜaru).

5. ZagroŜenia i uciąŜliwości natury chemicznej w odniesieniu do wykonawcy i uŜytkownika materiałów oraz 
obiektów budowlanych.

6. ZagroŜenia środowiska spowodowane przez przemysł materiałów budowlanych.

5

Atomy i  cząsteczki.

Atomy to elementarne, najmniejsze cząstki materii (substancji). 
Te same atomy występują wszędzie w kosmosie w róŜnych 
proporcjach i  w róŜnych związkach (cząsteczkach).

Średnice atomów: 0.1 – 0.6 nm (1 nm = 10

-9

m)

Średnice jąder blisko 10000 razy mniejsze, ale skupiają niemal całą masę. 
Gęstość masy jądra atomu około 10

15

kg m

-3

.

(średnica 10000 razy mniejsza tzn. objętość (10000)

3

razy mniejsza!).

Jądro decyduje o naturze substancji (atomu).

Jednostką liczności substancji jest 1 mol. Jest to Liczba Avogadra N

A

=6,022 10

23

atomów, cząstek, jonów, komórek elementarnych itp.

N = n N

A

.

N – liczba cząstek, n – liczba moli (licznośc substancji), N

A

–

liczba Avogadro (liczba cząstek w 1 molu).

6

W cząsteczce moŜe być kilka atomów. Np. H

2

O, CH

4

, O

2

.

Cząsteczki są wynikiem reakcji chemicznej syntezy z udziałem kilku 
atomów lub innych cząsteczek (C + O

2

-> CO

2

).

Są teŜ makrocząsteczki, np. białka, mające kilkaset lub kilka tysięcy 
atomów w cząsteczce.  

Gazy reaktywne (nie-szlachetne) łączą się w  cząsteczki dwuatomowe, np
H

2

, O

2

, N

2

, Cl

2

itp.

Gazy szlachetne (grupa VIII układu okresowego) nie łączą się w cząsteczki i 
występują jako jednoatomowe: Ar, He, Ne itd.

Atomy dzielą się na trwałe i nietrwałe (promieniotwórcze). 

Atomy nietrwałe stopniowo rozpadają się na mniejsze przez podział jądra. 
Towarzyszy temu promieniowanie.

Atomy zmieniają swą naturę w przemianach (reakcjach) jądrowych podziału 
lub syntezy (np. synteza termojądrowa)

7

W jądrze znajdują się protony (p) i neutrony (n). Nazwa łączna – nukleony.

Protony mają ładunek elementarny +1. Neutrony są obojętne.

Liczba protonów określa liczbę atomową (porządkową) Z.

Liczba nukleonów określa liczbę masową. 

Izotopy tego samego pierwiastka maja tę sama liczbę protonów i roŜną liczbę 
neutronów. Stąd liczby atomowe są liczbami całkowitymi (naturalnymi) a 
liczby masowe są średnimi z udziału róŜnych izotopów.

Np.: 

1

H

1.00794

– oznacza (atom) wodór z jądrem o jednym protonie i zero lub 

jednym (Deuter) lub dwóch neutronach (Tryt). Udział D i T jest bardzo mały.

Ułamkowa wartość liczby masowej to takŜe wynik ubytku masy jądra na na 
energię wiązania jego składników.  E = m c

2

;

m – masa 

spoczynkowa, c – prędkość światła (stała c = 2,998 10

8

m s

-1

). 

8

Dodatnie ładunki wszystkich protonów w jądrze są równowaŜone ujemnymi 
ładunkami elektronów ( w atomie liczba protonów = liczbie elektronów). 

Elektrony „krąŜą” wokół jądra znajdując się na róŜnych poziomach energetycznych i 
obsadzając róŜne orbitale.

O reaktywności chemicznej i większości własności fizycznych decydują tylko 
elektrony. Jądra nie zmieniają się w trakcie reakcji chemicznych i większości 
przemian fizycznych.

Do zmiany stanu jądra potrzebne są znacznie większe energie niŜ te, które 
towarzyszą reakcjom chemicznym.

Elektrony zewnętrznych powłok („walencyjnych”) tworzą wiązania chemiczne i 
decydują o aktywności chemicznej pierwiastka.

W metalach część elektronów z powłok zewnętrznych odrywa się od swoich 
atomów i przechodzi do pasma przewodnictwa. Pasmo to jest wspólne dla 
całego metalu. Elektrony przewodnictwa (ich liczba i ruchliwość) decydują o 
przewodnictwie elektrycznym metali.

9

MoŜliwe (i waŜne we współczesnej technice) są wzbudzenia energetyczne 
elektronów np. pod wpływem temperatury (wzbudzenia termiczne, zderzenia 
atomów) lub pod wpływem promieniowania (wzbudzenie fotoelektryczne).

W teorii kinetyki chemicznej zakłada się, Ŝe w trakcie reakcji reagujące atomy 
przechodzą w stany wzbudzone (teoria kompleksu aktywnego) a z tych 
stanów dopiero przechodzą w produkty. Stany wzbudzone mają więc duŜe 
znaczenie w kinetyce chemicznej i katalizie (teoria szybkości reakcji 
chemicznych).

Atomy mogą w trakcie reakcji przyjmować lub oddawać trwale pojedyncze 
elektrony walencyjne. Tworzą się wówczas jony dodatnie (kationy, deficyt 
elektronów) lub jony ujemne (aniony, nadmiar elektronów).

Jony tych samych znaków odpychają się. Jony przeciwnych znaków 
przyciągają się i tworzą wiązania jonowe. Np. kryształ NaCl (lub dowolny 
inny kryształ jonowy) jest utrzymywany w całości siłami elektrostatycznego 
przyciągania jonów. 

10

Po rozpuszczeniu w rozpuszczalniku o duŜej stałej dielektrycznej (woda, 
amoniak) siły przyciągania elektrostatycznego słabną i kryształ rozpada się na 
pojedyncze jony w roztworze. (np. rozpuszczanie NaCl w wodzie).

Po rozpadzie kryształu jonowego jony natychmiast zostają solwatowane
(hydratowane), tj. szczelnie otaczane cząsteczkami rozpuszczalnika (wody) i 
„pływają” w roztworze jako duŜe agregaty jon + otoczka solwatacyjna
(hydratacyjna).

W kaŜdej „makroskopowej” (t.j. > 1 µm) części roztworu musi być tyle samo 
ładunków (elektronów, jonów) ujemnych co dodatnich. Musi być spełniony 
warunek elektroobojętności.

Jony przewodzą prąd w elektrolitach (np. w ołowiowym akumulatorze 
trakcyjnym). W metalach przewodzą elektrony. Na granicy 
metal/elektrolit następuje zamiana jonów na elektrony i jest to reakcja 
elektrodowa (np. reakcje na elektrodach akumulatora).

11

Wiązania kowalencyjne powstają przez „uwspólnienie” elektronów jednego atomu 
z drugim atomem. Uwspólnienie szczególnie chętnie tworzy układy 2 lub 8 
elektronów.

Jeśli dwa atomy maja po jednym elektronie (np. H) – „uwspólniają” je, tworząc 
wiązanie kowalentne w postaci pary elektronowej łączącej 2 atomy. 

Np H

2

: 

H-H

. Symbol kreski łączącej atomy oznacza wiązanie kowalentne parą 

elektronów.

MoŜe uwspólniać się więcej elektronów tworząc 2 lub 3 pary elektronowe 
czyli wiązania podwójne lub potrójne. Oznaczamy je dwiema lub trzema 
kreskami.

Szczególnie pospolite jest to w chemii organicznej, związki węgla:

Etan –

H

3

C-CH

3

Etylen (Eten) –

H

2

C=CH

2

Acetylen (Etin) –

HC

ªCH

Wiązania tlenu są teŜ często podwójne: C=O,  O=S=O itp..

12

Obecnie chemia coraz wyraźniej dzieli się na chemię organiczną (biochemię) i 
chemię materiałów. Ponadto wyróŜnia się chemię fizyczną (teoretyczną), chemię 
analityczną. Chemia budowlana korzysta z tych wszystkich działów chemii.

Najdoskonalszym laboratorium chemicznym jest Ŝywy organizm, w którym 
zachodzą reakcje chemiczne w umiarkowanych warunkach ciśnienia i temperatury 
zastępujące reakcje syntezy przemysłowej prowadzonej często w wysokich 
temperaturach i ciśnieniach.

Marzeniem chemików jest podejrzeć reakcje chemiczne w Ŝywych 
organizmach i odtworzyć je w warunkach laboratoryjnych a następnie 
przemysłowych.

Poza wiązaniami jonowymi (kulombowskim) i kowalencyjnymi, w chemii 
liczą się wiązania koordynacyjne i wiązania wodorowe.

13

W wiązaniach koordynacyjnych jedna cząsteczka (ligand) dysponuje wolną parą 
elektronową. Druga cząsteczka dysponuje w swej powłoce „wolnym miejscem” 
na taką parę elektronową. Wobec tego dzielą się tą parą elektronów 
pochodzącą od jednej cząsteczki. Tworzy się w ten sposób wiązanie 
koordynacyjne. Najczęściej takich uwspólnionych par elektronowych jest kilka, 
np Fe(CN)

6

4-

: jeden jon Fe

2+

otoczony przez 6 jonów CN

-

. Wolne pary 

elektronowe są na atomach N, miejsca na ich uwspólnienie są na jonach Fe

2+

.

Cd(H

2

O)

4

2+

,jeden jon Cd

2+

otoczony czterema cząsteczkami-ligandami wody. 

Wiązanie wodorowe szczególnie waŜne w wodzie. Polega na uwspólnieniu
związanego kowalentnie atomu H- dysponujacego miejscem na parę 
elektronów. Para ta przejmuje rolę wiązania kowalentnego a dotychczasowe 
wiązanie kowalentne zamienia się na wolną parę elektronową.

Zmiany te następują wielokrotnie i bardzo szybko. Liczy się więc stan 
„uśredniony”.