Tlenki:Budowa i wł tlenków zależą od elektroujemn pierw łączącego się z tlenem. Gdy jest wysoka elektr to jest struktura o charakterze jonowym. Tlenki te wykazują b silne wł zasadowe, ze względu na obecność jonu O2-(tl litowców i berylowców dzięki temu reagują intensywnie z wodą tworząc wodorotlenki. Przy powst tl jonowych metali, towarzyszy uwolnienie dużej en sieciowej, jeżeli en sieciowa jest niewielka powstają tl typowo kowalencyjne BeO, B2O3, tl kowalenc rop się w wodzie tworząc kwasy są to tzw bezwodniki kwasowe. Cechy amfoter wykazują tl w których udział jonowego i kowal charakteru wiązania =50%. Tlenki te na ogół nie reagują z wodą ale rop się w kw i zasadach. Niektóre tl CO, NO, N2O zwane obojętnymi to zw bierne chemiczne nie rop się w wodzie, kw, i zasadach.
Wl kw-zas tl. Charakter wiązania w tl zmienia się od jonow do kow. W przypadku tl pierw sp-elektronowych zmiana chartka wiąz jest widoczna w obniżaniu efektywnego ładunku ujemnego na AT tl, czemu towarzyszy zmiana wł zas na amfoter i później na kwasowe. Natomiast Natomiast grupach wzrost ładunku powoduje wzrost udziału chartka jonowego wiązań. W tl pierw d-elektronowych wł kwasowe wzrastająw miarę wzrostu st utlenienia (rośnie chartka niemetaliczny). Wśród tl sp-elek i d-elek wyróżniamy tl amfoter, zachowujące się jak zasady przy mocnych kw i jak kw przy mocnych zas np. BeO, SnO, PbO, ZnO, Al2O3 itp. Pierw f-elek tworzątlenki typu M2O3 o charakterze zas, w miarą wzrostu l AT wł zasadowe wzrastają.
Tlenki mieszane Jedną ze struktur tlenkowych w minerałach lub materiałach syntetycznych jest str spinelowa, w obrębie której możliwe jest wbudowanie wielu pierw metalicznych. W spinelach jony tlenkowe tworzą sieć regularną płasko centrowaną o najgęstszym ułożeniu AT, pomiędzy anionami tl wyst 2 rodzaje luk: *luki tetraedryczne otoczone 4tl jonowymi, *luki oktaedr otoczone 6jonami tl. Ze względu na odmienny rozkład kationów w lukach spinele dzielimy na:*s normalne- w lukach tetraedr są kationy II-warościowe, a w lukach oktaedr trójwartoś spinele te są na ogół ferromagnetykami. *s odwrócone-w tetraedrach jest połowa kationów trójwartoś, a pozostałe trój i dwuwartoś są w lukach oktaedrycznych w tych spinelach występ nieskompensowany ferromagnetyzm. Tlenki złożone mają na ogół 1 z kilku podst struktur: Struktura typu spinelu-spinel jest minerałem Mg[Al2]O4 jego str jest oparta na sieci regularnej zwartej jonów tl w której jony Mg zajmują luki tetraedryczne a jony Al. -oktaedryczne, taką str ma wiele subst typu: MII[MIII]2O4. Str typu ilmenitu-ilmenit jest minerałem FeTiO3.W str ilmenitu jony tlenkowe tworzą ściśle upakowany układ typu heksagonalnego heksagonalnego z at Fe (II), Ti(IV) rozproszonymi w sposób uporządkowany. Str ilmenitu można porównać do str korundu w której AT glinu zajmują taką samą liczbę przestrzeni oktaedrycznych. Str typu perowskitu-perowskit jest minerałem CaTiO3. jego str jest oparta na sieci regularnej zwartej utworzonej przez jony tlenkowe i większe kationy, zbliżone rozmiarami do jonów tlenkowych. Mniejsze kationy ajmują luki oktaedr między jonami tlenkowymi. Str typu oliwinu - Oliwin jest minerałem (Fe,Mg)2SiO4. w str oliwinu jony tlenkowe rozmieszczone są w ściśle upakowanej sieci typu heksagonalnego, heksagonalnego której jony krzemu zajmują jedną ósmą dostępnych przestrzeni tetraedrycznych, tetraedrycznych kationy metali połowę dostępnych przestrzeni oktaedrycznych.
Kwasy i oksoaniony: w myśl teori Arheniusa 1887.kw to sust zawierające H które po rozpuszczeniu w wodzie dysocjują tworząc jony H+. wg teorii Bronsteda i Lowry`ego1923 kw są donorami protonów natomiast zgodnie z teorią Lewisa 1923 kw jest każdy akceptor pary elektronowej, a więc jony wodorowe, kationy metali, cząstki o niepełnym oktecie elektr w powłoce walenc BF3,SO3, lub niezapełnionych orbitalach d SiCl2. zgodnie z t rozpuszczalnikową Franklinai i Germana 1925 kw to subst które w wyniku bezpośredniej dysocjacji lub reakcji z rozp tworzą w wodzie tworzą kationy charaktery dla rozpuszcz a więc w wodzie H3O+, w amoniaku NH4+, w kw oct CH3COOH2+. Najbardziej ogólną def podaje teoria Usanowicza 1939 w t tej kw to subst zdolne do odszczepiania kationów, przyłączania anionów lub elektr. W 1963 Pearson wprowadził pojęcie twardych twardych miękkich kw i zasad przyjmując za podstawę zdolność do polaryzacji cząst. W przypadku twardych kw elektr walenc są mocno związane z jądrem, są słabo polaryzowalne, a więc trudne do usunięcia np.Li+, Ca2+, Al3+,Mn2+. Miękkie kw posiadają elektr walencyj łatwo polaryzowalne lub łatwo usuwalne Cs+, Tc+, Cu+, Ag+, Hg+. Twarde kw reagują z twardymi zas i odwrotnie. Str kw i oksoanionów. Według Górskiego Górskiego przypadku pierw IIIokr w niewielkiej odległości energ od walencyjnych orbitali 3sp występuje nie zapełniona podpowłoka 3d. Dzięki czemu podstawniki tlenkowe mogą tworzyć podwójne wiązania z centrum koordynacji przez zaangażowanie orbitali 3d W przypadku dalszych okresów 4 i 5 wiązania wielokrotne między centrum kord a podstawnikami nie powstają gdyż podpowłoka d jest rozdzielona większym przedziałem energetycznym od powłok walencyjnych.
Czynniki wpływ na moc kw: czynniki wp na moc kw muszą być energie hydratacji kw, jego anionu i protonu. Zdolność wody do koordynacyjnego przyłączania protonu jest stałajeśli ta zdolność przewyższa lub równa się zdoln anionu kw to kwas dysocjuje na jony prawie całkowicie i na odwrót.Moc kwasów w roztw wodnych jest zatem tym mniejsza im silniej protony są koordynacyjnie związane przez anion kwasu. Kolejnym czynnikiem są właściwości atomu- donora w anionie. Cząstkowy ładunek atomu ma wielki wpływ na jego zachowanie się jako donora elektronów. Ze zmniejszeniem się ujemnego ładunku cząstkowego at tlenu w anionie wzrasta moc kwasu. Kolejnym cz jes właściwości i liczba innych elektroujemnych at lub grup połączonych z atomem tlenu wiążącym proton. Jeżeli wzrasta elektr w okresie to następuje przejście od charakt zasadowego do kwasowego. Wł kwasowe zw zależa też od środowiska w którym przebiega reakcja.. Moc oksokwasów w rozp protonowych zależy od wł donorowo-akceptorowych tego rozp. Ten sam kw rozp rop innych rozp może mieć inną moc np. kw oct jest mocnym kw w NH3 a w bezwodnym H2SO4 przyjmuje wł zasady.
Podział oksokwasów. Igr kw b słabe-K<10-7np H3BO3, H4SiO4, H3AsO3, H3SbO3, Halo, HBrO, HIO. IIgr kw słabe K=10-2-10-3 np. H3SiO4, H2CO3, HNO2, H3AsO4, H2SO3, HClO2, CH3COOH. IIIgr kw mocne K=103 np. H2SeO4, H2SO4, HNO3, HClO3. IVgr kw b mocne K=108 np. HClO4, HMnO4.
Kondensacja kwasów: kondensacja kw to łączenie się2 cząst kw na większe cząst i utworzenie z dwóch jonów OH- cząst wody. Tendencja kw do kondensacji związana jest z ich mocą. B mocne kw jak HClO4 kondensują z trudnością a utworzone w w yniku k zw Cl2O7 są b nietrwałe mniej. Mniej mocne kw jak H2SO4 wskutek silnego ogrzewania dają produkty np. H2S2O7 który w roztw wodnym jest nietrwały. Bardzo słabe kw tlenowe np. kw krzemowe i borowe kondensująb łatwo a produkty są subst b trwałymi.
Izo- i heteropolikwasy. Duża gr oksokwsó w przypadku których kondensacja prostych cząst prowadzi do związku zawierającego więcej niż 1 mol bezwodnika kwasowego na 1 mol kwasu. Kwasy takie nazywamy polikwasami, Jeśli w skład cząstki polikwasu wchodzi 1 rodzaj bezwodnika mówimy o izopolikwasach jeśli natomiast natomiast skład jego wchodzi kilka różnyh bezwodników wówczas mówimy o heteropolikwasach. Tetraedryczne jony CrO42-, MoO42- istniejątylko w środ silnie zasadowym w miarę obniżania pH następuje kondensacja prostych jonów MO42- z utworzeniem jonów izopolikw zawierających kilka lub kilkanaście at Cr. ( CrO42-+CrO3→Cr2O72-+CrO3→Cr3O102-+CrO3→Cr4O132-). Oprócz izopolikw znane są heteropolikw zawierające więcej niż 1 pirew kwasotwórczy. Tworzą się one w układach zawierających obok molibdenu lub wolframu aniony innych pierw np. boranów, krzemianów, fosforanów, arsenianów.
Właściwości kw i ich soli:kwasy węgla: H2CO3- słaby kwas nie występ w roztw wodnych, pochodne kw węglowego: mocznik, biuret, tribiuret, kwas cyjanurowy. Najważniejsząsoląkw węglowego jest soda Na2CO3. zw ten stosowany do wytwarzania szkła, celulozy, papieru, Srodków piorących, odsiarczania surówki i żeliwa. Najważniejszym sposobem otrzymywania sody jest metoda amoniakalna Solvaya1861. w wyniku r ciepłego stęż roztw solanki z gazowym amoniakiem amoniakiem ditlenkiem węgla powstaje NaHCO3(NH3+CO2+H2O→NH4HCO3 , NaCl+NH4HCO3→NaHCO3+NH4Cl). Osad oddziela się od roztw który w wyniku prażenia przechodzi w węglan: (2NaHCO3→Na2CO3+CO2+H2O), wydzielony CO2 zyżyty zostaje do dalszej produkcji. Amoniak NH4Cl otrzymuje się działaniem Ca(OH)2 (2NH4Cl+Ca(OH)2→CaCl2+2H2O+2NH3), nie jest możliwe otrzymanie tąmetodąpotażu gdyż jest on dobrze rozp rop wodzie. Sodę krystalicznąNa2CO3*10H2O, otrzymywanometodą Lablanca. (2NaCl+H2SO4→Na2SO4+2HCl , Na2SO4+2C→Na2S+2CO2 , Na2S+CaCO3→Na2CO3+CaS). W met tej niedogodność stanowi usuwanie CaS którego nie można odprowadzać do rzek gdyż szkodliwie dział na rybostan.
Kwas azotowy:Stęż HNO3 jest ok. 68% , 100% HNO3 jest trwały tylko w stanie stałym, HNO3 stęż i rozć wykazująwłaściwości utleniające, w roztw kw rozp sięrównież metale szlachetne tym niemniej Pt, Au rozp się w wodzie królewskiej.( 3Pt+4NO3-+18Cl-→ 3PtCl62-+4NO+8H2O)Właściwości: Redukcja HNO3 do NO2, N2O3, NO, N2O, N2, NH2OH, N2H4, NH3. w stęż HNO3 następuje pasywacja niektórych metali np. Fe, Cr, Al, w wyniku utworzenia warstewki tlenkowej odpornej na działanie kwasu. Stęż HNO3 rozkłada się pod wpływem słońca na tl azotu. Wszystkie sole HNO3 sąrozp w wodzie. Ulegająrozkładowi termicznemu; azotany V litowców przechodząw azotanyIII (2KNO3→2KNO2+O2), Niektóre azotany V mają zastosowanie jako nawozy sztuczne: np. NH4NO3-saletra amonowa,-NaNO3-chilijska, -KNO3-indyjska, -Ca(NO3)2-norweska, lub materiały wybuchowe(NH4NO3, KNO3).
kwas fosforu: fosfor tworzy liczne kwasy na +1, +3, +4, +5,st utl. Wszystkie kw fosf sąsubst stałymi, dobrze rozp rop wodzie. Są to kw o średniej mocy. W kw ortofosf występ wiązanie wodorowe które warunkuje syropowatą konsystęcję tego kw. Skondensowane kw i ich sole: stopniowe odwadnianie H3PO4 oraz jego soli I-rzędowych Iii- rzędowych. (NaH2PO4+2Na2HPO4→Na5P3O10+2H2O , 2NaH2PO4+2Na2HPO4→Na6P4O13+3H2O) prowadzi do utworzenia skondens kw fosforowych oraz ich soli. Sole skondensowane kw fosf o masie kilkudzieś tyś tworzące się w temp 300-1200stC to poliortofosforany i polimetafosforany.
Kwas siarkowy: typu:-H2SOm np. H2SO2, H2SO4, H2SO5,-H2S2Om np. H2S2O3, H2S2O4…H2S2O8. -politionowe H2SnO6, -H2SO3 nieznany w stanie wolnym (SO2 rozp rop wodzie tworzy hydraty: SO2*H2O tym niemniej może przejść w H2SO3-z oziębionego można wydzielićSO2*nH2O). - H2SO4-jego bezwodnik SO3 tworzy z wodąH2SO4 i szereg polikwasów (H2SO4+SO3→H2S2O7+SO3→H2S2O10+SO3→H2S2O13) SO3 rozp się w 100% H2SO4 tworząc oleum- dymiący kw siarkowy VI, oleum to bezwodny stęż H2SO4 zawierający ok. 20% SO3, H2SO4-należy do mocnych kw. H2SO4-d=1,836 ogrzany do wrzenia destyluje 98,3%(azeotrop), Stęż H2SO4 wykazuje wł higroskopijne i całkowicie odwadnia wiele zw organicznych. Przy mieszaniu z wodą zachodzi wydzielenie ciepła i zachodzi kontrakcja objętości (zmniejszenie obj). Największe przewodnictwo elektryczne wykazuje 20-30% jest to tzw kwas akumulatorowy Stęż H2SO4jest silnym utleniaczem, rozcieńczony nie posiada tych właściwości. Pod wpływem stęż H2SO4 pasywacji ulegają Al., Fe, Pb, (dlatego H2SO4 o stęż większym niż93% można przechowywać w zbiornikach żelaznych). Sole: -anhydryt CaSO4, -gipsCaSO4*2H2O, - sól gorzka MgSO4*7H2O, -sól glauberska Na2SO4*10H2O.
Związki międzymetaliczne: Wg reguł Hume-Rothery`ego uprzywilejowane są zw w których na 1 at metalu przypada pewna określona liczba elektr te liczby to: *21/14 czyli 1,5 elektr na AT -typ3/2 21/13 …2,62…typ21/13,21/12…1,75… typ 7/4 .w ukł Cu-Zn mogą powstawaćzw CuZn- typu 3/2 Cu5Zn8typu21/13, CuZn3typu7/4.Stopy metali: stopy -materiały złożone z metalu stanowiącego osnowę i kilku metali dodatkowych. Podział; *homogeniczne -nieograniczona mieszalność składników, * heterogeniczne -częściowa mieszalność skł. Gdy elektroujemność 2 skł stopu różni się znacznie powst zw jonowe o wys temp topnienia, dużym cieple topnienia np. stopy litowców lub berylowców o charakterze niemetalicznym gr 14 np. Mg2Si- 1085st C. Temp topnienia czystych metali ulegają obniżeniu w wyniku utworzenia stopu, z drugim skł Przykłady: -mosiądz-stop Cu z Zn są:*żółty 20-50%Zn,* czerwony 5-20%, *biały 50-80%Zn, - brązy -stop Cu z Sn są: *dzwony do25% Sn, *aluminiowy5-10%Sn, *armatni88%Sn, -stop Monela 70%Ni i 30%Cu, Konstantona 60%Cu i 40%Ni,
Metale: Z pośród znanych 112 pierw ¾ w nor war to metale (pierw s, d,f-elektr i nieliczne p-elektr np. Sn, Pb, Bi. Klasyfikacja metali: I podział metale: -lekkie, d<5g/cm3 np. litowce, Sc,Y,Ti,Bo. -metale ciężkie, d>5 np. Os,Ag,Au,Hg,Pd,Pt,Ir. IIpodział: -niskotopliwe, temp topnienia <700st C np. litowce,Mg,Al.,Zn,Cd,Hg,Sn,Pb,Bi, -wysokotopliwe Be,Ca,Ti,V,Cr,Mn,Fe,Co, -o najwyższej temp topnienia >2000stC Nb,Mo,Tc,Ru,Ta,Hf. IIIpodział: -kolorowe Pd,Zn,Sn,Ni,Cu,i kolorowe stopy, -czarne Fe i jego stopy, -białe- stopy łożyskowe Sn np. Sn-5-80%, Pb0-79%.Struktura metali: ponad 80% metali krystalizuje w 3 typach str:-regularnej płasko centr Cu,Ag,Au,Ca,Co,Ni. -reg przestrzennie centr Li,Na,K, -heksagonalnej o najgęstszym upakowaniu atomówBe,Mg,Ti,Zr,Re,Os. Wiązania metaliczne: at AT sieciach metali znajdują się w bliskich odl, dlatego ich orbitale wal ulegająrozszczepieniu tworząc wielką liczbę wspólnych dla całego kryształu stanów kwantowych w postaci tzw pasm. Elektr w tych pasmach są całkowicie zdelokalizowane. El;ektr w paśmie nie mogąmieć dowolnej energiia a jedynie energie odpowiadające rozszczepionym w paśmie orbitalom. W str pasmowej wyróżniamy - pasmo podstawowe oraz wyższe pasmo powstałe z rozszczepienia dalszych podpowłok , -pasmo przewodnictwa. W typowych met pasmo przewodnictwa zachodzi na pasmo podstawowe dlatego przeniesienie elektr jest łatwe. Wg pasmowej teorii met elektr wal mgą się swobodnie poruszać metalu tworząc tzw gaz elektr w którym zanurzone są dodatnio naładowane jony metalu zwane rdzeniami atomowymi. Elekt wal są zdelokalizowane. Wiąz metaliczne jest mało kierunkowe. Wł półprzewodników:do półprzew zalicza się: -kryształy krzemu i germanu, -tlenki np. NiO,CuO,Cu2O,ZnO,PbO. -siarczki PbS,ZnS. -selenki, tellurki, i niektóre połączenia metaliczne. Pasywacja metali: w stęż HNO3-Fe,Al.,Cr,Mo,Co,Ni, stają się pasywne tzn tracą zdolność reagowania z jonami H3O+. pasywacja ta jest związana z tworzeniem submikroskopijnej powierzchniowej warstewki tlenku. W stęż H2SO4pasywacji ulegająAl,Fe,Pb. Pod wpływem tlenu powietrza pasywacji ulegająZn,Al.,Mg,Cr,Sn,Pb, Właściwości magnetyczne: Większość metali d-elektr wykazuje wł paramagnetyczne. Pierw te umieszczone w polu magnetycznym skupiają w sobie linie pola (co jest związane z obecnością niesmarowanych elektr). Fe,Co,Ni- wykazują wł ferromagnet czyli mogą być trwale namagnesowane. Wł paramagnet w/w metale uzyskują powyżej temp Curie tracąc przy tym wł ferromag. Paramag- Mn,Pd,V,Cr,Tc,Nb,Mo,Ta,Ru,Re. Diamagnetyki-Cu,Ag,Au,Zn,Cd,Hg, rozrzedzają linie pola. Antyferromagnetyki Mn2+,Fe3+,Cd3+, w temp Nella stają się paramagn. Otrzymywanie żelaza: ruda+koks+topniki. Temp max 1600stC. Reakcja wielkiego pieca:(2C+O2→ 2CO, CO2+C→2CO, 3Fe2O3+CO→2Fe3O4+CO2, Fe3O4+CO→3FeO+CO2, FeO+CO→Fe+CO2, Fe3O4+4CO→3Fe+4CO2). Produkty: Surówka( -biała zaw Fe3Ccementyt, do przerobu na stal, -szara zaw C w postaci rozpuscz, do odlewów żeliwnyh. Skład surówki: 2,5-4%C, 0,5-6%Mn, 0,3-3%Si, 0-2%P, 0,01-0,05%S. Otrzymywanie stali polega na odwęglaniu surówki: -metoda konwentorowa,-metoda Simensa-Martina.
Układy eutektyczne: dwa metale AiB nie tworzą zw chem, nie rozp się wzajemnie a tworzą eutektyk A+B, E ciekły to mieszanina ciekła 2 met współistniejąca z 2 fazami stałymi, E ma określoną temp krystalizacji, zwaną temp eutektyczną, Mieszaniny e mogą powstaw w ukł Bi-Cd,Bi-Pb,Ge-Sb,Ge-Zn,Al.-Si, Bardziej złożony ukł fazowy stanowi Fe-C.
Korozja:- proces niszczenia urządz mech w wyniku chem, elektrochem, i biol działania środowiska. Korozja chem- obejmuje wszystkie r utlenienia zachodzące bez udziału procesów elektrodowych. Są to r wywołane obecnością suchych, agresywnych gazów np. O2,H2S,SO2,Cl2,F2. w podwyższonej temp. Kor chem występ jedynie w zakł przemysł -chem np. w czasie wytopu Fe z rud. II Korozja elektrochem- polega na pojawieniu się makro lub mikroogniw galwanicznych. Powstanie tych ukł jest uwarunkowane obecnością wilgoci, tlenu, i zanieczyszczeń soli lub gazów jak H2S, SO2,CO2,NOx tworzących tworzących H2O roztw elektr. Korozja metali: -jest procesem anodowym jego wystąpieniem jest uwarunkowane obecnością sprzę procesu katodowego powodującego usuwaniu elektr powstałych w r anodowej. Ochrona-odcięcie dopływu czynników wyw korozję przez powlekanie smarem lub farbą.lub pokrywanie Fe innym metalem. a)korozja elektrochem poróżniona -wyst gdy przedmiot żelazny pokryty jest met mniej szlachetnym np. Zn w środ wilgotnym ulegnie uszkodzeniu. b)Kor przyspieszona - wyst wówczas gdy przedmiot żelazny pokryty metalem bardziej szlachetnym np. Ni w środ wilgotnym ulegnie uszkodzeniu.
Kompleksy: Izomeria: Kompleksy mające jednakowy wzór sumaryczny ale różniące się str nazywa się izomerami. W zw komp. Można wyróżnić: - izomerię str prostą, -stereoizometrię. W ramach izom str prostej wyróznia się:*i koordynacyjną- jest chartka dla zw zawierających kation i anion kompleksowy i polega na wymianie ligandów wokół jonu centr przy czym jony centr mogą być takie same lub różne w kationie i anionie komp. Na tym samym lub różnym st utl. *i jonowa- polega na tym że poszczególne izomery jonowe różnią się położeniem anionów, które mogą wyst jako ligandy w kationie kompl lub stanowić przeciwjony w sieci krystalicznej. *i hydratacyjna- polega na tym że poszczególne izomery różnią się sposobem wiązania cząsteczek wody w wew i zew sferze koordynacyjnejkompleksu. Odnosi się ona do kryształów. *i wiązaniowa -polega na różnym sposobie koordynacji liganiu z jonem centr np. jon CNS- wiąże się z twardymi kw przez azot, a z miękkimi przez siarkę. *i polimeryacyjna- to zjawisko występowania kompleksów kompleksów tym samym stosunku stechiometrycznym składników, a różnej masie molowej i różnej budowie. Masa molowa jest wielokrotnością masy molowej monoizomeru. *i ligandowa -jest chartka dla zw w których 2 ligandy są izomerami.*i pozycyjna wyst w kompleksach wielordzeniowychgdy rozkład ligandów między 2 centra koordynacyjne jest różny. * i spinowa -wyst wtedy gdy jon centralny w kompleksie może wyst w dwóch stanach spinowych: wysokospinowymi niskosp. -stereoizomeria (stereoizometria przestrzenna)- polega na różnym rozmieszczeniu przestrzennym ligandów wokół atomu centralnego kompleksu. Izomeria ta wyst przy LK=4 i wyżej. Znane są 2 formy stereoizometrii:*stereoizometrii geometryczna -wyst w zw komp. o LK=4 i 6. I geometryczna cis i trans polega na tym że ligandy tego samego typu związane z atomem centr zajmują położenie sąsiednie-Cis, lub nie sąsiadujące-trans, *i optyczna polega na tym że poszczególne izomery różniące się położeniem przestrzennym dwupozycyjnych grup wykazują różną skręcalność płaszczyzny polaryzacji.Zw chiralne (asymetryczne)są prawo i lewo skrętne, zw symetryczne są optycznie nieczynne.
Podział zw kompl 1.ze wzgl na ładunek sfery kord wyróżniamy komp.:-kationowe [Fe(H2O)6]3+, -anionowe[HgI4]2-,- obojętne [Fe(CO)5]0. 2.ze wzgl na liczbę jonów centr :-kompl jednordzeniowe[Cr(H2O)6]3+, -kompl dwu i wielordzeniowe. 3.ze wzgl na skład wew sfery koord: -akwakompleksy [Cr(H2O)6]3+, -aminakompl [Ag(NH3)2]+, -hydroksokompl [Zn(OH)4]2-, -izo i polikwasy[Mo7O24]6-. 4.ze wzgl na rodzaj ligandów :- homoligandowe[Ag(CN)2]-, -heteroligandowe[CrCl(H2O)5]2+, - mieszane [Cr(H2O)5(SCN)]2+. 5.ze wzgl na szybkość wymiany ligandów: -kompl labilne[Ag(NH3)2]+,-kompl inertne [Fe(CN)6]4-.6. w zależności od konfiguracji elektr jonu centralnego: -kompl wewnątrz d-orbitalne (niskospin, diamagnetyczne) [Fe(CN)6]4-, -kompl zewnątrz d-orbitalne[Fe(H2O)6]3+, 7.inne komp.: a) komp. chelatowe: *zw wew kompleksowe ,*chelaty elektrododatnie, ch elektroujemne, b)komp. z wiąz metal-węgiel.: -metaloceny, -k arenowe. c)komp. klasterowe .
Trwałość kompleksów: na trwałość komp. wpływają czynniki wew,jak i zew. Do czynników wew zalicza się wpływ jonu centralnego. Trwałość komp. z danym ligandem zależy od rodzaju jonu centralnego, jego struktury elektr, promienia jonowego i ładunku. Trwałość komp. jest zwykle większa im większy jest ładunek ładunek mniejszy promień jonu centralnego, względnie im większy jest potęcjał jonowy(stosunek ładunku jonu metal do wielkości jego promienia). Dla jonów metali nieprzejściowych trwałość komp. maleje w przybliżeniu w kolejności potencjałów jonowych, czyli zdolności polaryzującej. W przypadku pierw f-elektr trwałość komp. rośnie wraźże wzrostem liczby atomowej a tym samym ze zmniejszeniem się promienia jonowego. Bardzo trwałe komp. tworzą ligandy chelatujące. komp. zawierająe pierścienie chelatowe są zwykle trwalsze niż podobne komp. bez pierścieni ponieważ tu występ efekt chelatowy. Geometria jest ważnym czynnikiem określającym względne trwałości komp. utworz przez ligandy. Ligano skoordynowany jest zwykle mniej elastyczny niż wolny ligand. Ta utrata swobody ruchu znajduje odbicie wartościach trwałości zw kord. Na trwałośc komp. wpływają efekty przestrzenne, Najlepsze dopasowanie wielkości otworu w ligandzie do rozmiarów kationu zapewnia max trwałość komp.. Do czynników zew wpływających na tr komp. to temp, ciś stężenie czynnika kompleksującego i pH roztworu. często ogrzewanie komp. powoduje ich rozkład, który przebiega łatwiej im ligano jest słabiej związany. Wpływ pH, im komp. jest trwalszy, istnieje przy niższym pH, a wraz ze wzrostem pH trwałość komp. rośnie. Miarą trwałości jest stała trwałości kompleksów.
Teorie budowy zw komp.: 1. Kord teoria wernera -większość pierw przejawia 2 typy wartościowości:-główną i poboczną, 2. Teoria Sidgwicka-at centr otacza się taką samą liczbąligandów aby całkowita liczba elektr jonu metalu w kompleksie była identyczna jak w najbliższym gazie szlachetnym. 3.T wiązań wal. VB. zakłada kowalencyjny charakter wiązania metal-ligand,. Wiązanie jest tym silniejsze im efektywniej będą pokrywać się orbitale liganiu ze hybrydyzowanymi orbitalami jonu centralnego. 4. T pola krystalicznego. 5. T orbitali molekularnych Najb uniwersalna gdyż zakłada że w komp. wyst wiąz chem o charakterze kowal i jonowym.mechanizmy r w zw komp.: Reakcje substytucji:*substytucja nukleofilowa,*subst elektrofilowa,IIr redox*transfer elekt bez zmiany sfery kord *transfer elektr ze zmianą sferkoord, *transfer elektr z utworzeniem wolnych rodników, III synchroniczne *addycja oksydacyjna,* inercja.
Efekt Johna-Tellera: cząst nieliniowa nie może być trwał w zdegenerowanym stanie elektronowym, cząst ta będzie ulegała deformacji w wyniku obniżania en aż do zniesienia degeneracji, Większość komp. oktaedrycz ma postać nieforemnego oktaedru : *oktaedr wydłużony * o spłaszczony, Odkształcenia nie występ w komp. o konf d3,d5,d8, o swobodnych spinach oraz w komp. d6 o spinach sparowanych, Odkształcenia prowadzące do utworzenia 4 krótszych krótszych 2 dłóższych wiązań mogą występ dla jonów metali o konf : d4Cr2+,Mn2+, d7 Co2+,Ni2+, d8 Cu2+,Ag2+.W komp. o LK=6 znane są 2 typy deformacji: -trygonalna gdy oktaedr jest skrócony lub wydłużony wzdłuż osi x lub y prowadzi to antypryzmytrygonalnej klasy D3d. -tetragonalna, gdy oktaedr jest skrócony lub wydłużony wzdłuż osi z, prowadzi to do tetragonalnie odkształconego oktaedru klasy D4h.
Karbonylki: tworzą metaleV-VIIIgr pobocznej ukł okr. Karbonylki pierw 3d-elektr:*monomeryczneV(CO)6, Cr(CO)6, * dimeryczne Mn2(CO)10, Co2(CO)8, Karbonylki są diamagnetyczne z wyjątkiem V(CO)6K podlegają regule efektywnej liczby atomowej dlatego metale o niesmarowanych liczbachatomowych tworzą karbonylki paramagnetyczne lub wielordzeniowe z wiązaniem-Mnp Mn2(CO)10. Karbonylki to ciała stałe, jedynie Ni(CO)4, Fe(CO)5Ru(CO)5Os(CO)5Co2(CO)8 to ciecze, To zw silnie toksyczne. w podwyższonej temp ulegają rozkładowi z wydzieleniem CO. Ze wzrostem licz atomowej trwałość karbonylków w grupie rośnie w okresie maleje.
Metaloceny( komp. sandwiczowe):w których między płasko ułożonymi cząst liganiu znajdują się atomy metalu-jony centralne. Metale przejściowe tworzą 3 typy komp. cyklopentadienylowych.*(C5H5)2M sandwiczowe komp. typu ferrocenu, *(C5H5)2MLx L-inny ligand. *C5H5MLx Cmlx-Ti,V,Mn,Cr,Ni,Co. w przypadku komp. reguła oktetu zastąpiona jest regułą 18 elektr uwzględniamy poziom d o pojemności 10elektr. W strukturze wiążącej ferrocenubierze udział 18 elektr, które znajdują się w polu oddziaływań 11 dodatnich rdzeni atomowych 1-rdzenia Fe, 10-C. oprócz wiązań atomowo-akceptorowych tworzą się wiązania πd. Następuje przeniesienie ładunku z d orbitali Fe na orbital π zydel C5H5. Metaloceny (C5H5) 2CO i (C5H5) 2M są mniej trwałe, mają po dwa elektrony więcej na orbitalach dx dy. gdy metalocen zawiera mniej niż 18 elek wal wykazuje zdolności akceptorowe.
Kompleksy klasterowi: komp. dwu lub wielordzeniowe, których występuje wiązanie między atomami centralnymi. tworzą niemetale np. bor oraz metale. Związki te można podzielić na -połączenia metaloorganiczne, -wielordzeniowe karbonylki, -tl i halogenki na niskich st utlenienia. Klasterowi karbonylki tworzą głównie metale 4d i 5d elekt od V-VII gr Nb, Ta, Mo, Fe, Re, W. Klatraty - układy utworzone w wyniku odwracalnego ulokowania cz substancji (o mniejszym udziale) w przestrzeniach sieci krystalicznej drugiej substancji (o większym udziale) np. hydraty krystaliczne gazów szlachetnych. Hromowce- Chromowce postaci litej srebrzysto białe metale, dobre przewodniki ciepła i elektryczne, aktywność chemiczna maleje ze wzrostem Z. Otrzymywanie: reakcja chromitu ze stopionym wodorotlenkiem litowca i tlenem. w wyniku reakcji powstaje chromian VI który wyługowuje się i redukuje węglem do tl chromu III Na2Cr2O7+2C→Cr2O3+Na2CO3+CO, ostatecznie redukuje się Cr2O3+2Al→Al2O3+2Cr. Cr rozpuszcza się w skutek pasywacji w zimnej wodzie królewskiejoraz rośc i stęż HNO3. Związkach CrVI jest niezwykle toksyczny, Ma duże znaczenie techniczne jako skł stali szlachetnych. CrIII ma zastos jako zaprawa chromowa w farbiarstwie, farbiarstwie procesie garbowania skóry. Mangan tworzy 4 odmiany krystaliczne, wł fiz i chem ma zbliżone do żelaza, ale jest od niego twardszyi b kruchy, ma niższą temp topnienia. Roztwarza się szybko w postaci proszku w rozcieńcz kw utleniających. Lity Mn jest trwały w pow bo pokrywa się warstwą tlenkuzapobiegającą dalszemu utlenianiu metalu. ok. 90% wyprodukowanego Mn zużywa się do odtleniania Żelaza i stali. chartka liczby kord 6 i 4. dla chemii Mn charakterystyczne są procesy redox Sr kw sprzyja powstawaniu kationowych komplMnII natomiast alkaliczne tworzeniu anonowych komp. MnVIprzy obojętnym śr -MnIV. żelazo pierw chem. podgrupy w VIII gr. uk okres l.at. 26, m.at. 55,847, o własn zasad w zw dwu- i trójwartościowy (związki ź. sześciowartościowego są nietrwałe). Najważniejsze związki: ż. dwuwartoś-ciowego czarny tlenek żelazawy FeO, zielonkawy wodorotlenek żelazawy Fe(OH)2, sól Mohra, czarny siarczek żelazawy FeS; ż. trójwartościowego brun. tlenek żelazowy Fe2O3, brun.czerw. wodorotlenek żelazowy Fe(OH)3, c.czerw, chlorek żelazowy FeClg, siarczan żelazowy Fe2(SO4)3, azotan żelazowy Fe(NO3)3, czarny, trudno rozp. w wodzie siarczek żelazowy Fe2S3. Związki ż. na trzecim stopniu utlenienia są trwalsze niż na drugim, w przeciwieństwie do niklu i kobaltu z cyjankami tworzy związki kompleksowe Ż. jest sreb-rzystotoiałym metalem, niezbyt twardym i bardzo ci:ągli'wym, o 1.1, 1539°, t.w. 30]00° i c.wł. 7,85 (metal ciężki), występującym w trzech odmianach alotropowych α β γ Odmiana α ma własności ferromagnetyczne.ż. jest najpospolitszym met ciężkim. Wyst.: w stanie rodzimym w niewielkich ilościach spowitych spowitych postaci pospolitych minerałów, jak magnetyt, hematyt, lilmomit, getyt (HfeO2), syderyt, piryt, arsenopiryt (FeAsS), ilmenit (FeTiO3), żelaziaki i in. Otrzym.: metaliczne ż. przez redukcję tlenku żelazowego Fe2O3 wodorem, przez termiczny rozkład karbonylku ż. Fe.(CO)5 lub elektrolitycznie z wodnych roztw. soli ż. 'W praktyce wytapia się stopy ż. z węglem, krzemem, fosforem, siarką i różnymi metalami. Zast.: czyste ż. ma małe zastosowanie, natomiast stopy ż. są podst tworzywem metalicznym (stale, surówka, żeliwo, żelazokrzem).
miedz pierw chem. podgrupy w I gr. ukł okres, Lat. 29, m.at. 63,54, o wł zasadowych (metal), w zw jedno- i dwuwartościowy. Najważniejsze związki m. jednowartościowej: czerw, tlenek miedziawy Cu2O, biały chlorek miedziawy CuO, biały cyjanek miedziawy CuCN, c szary siarczek miedziawy Cu2S; m. dwuwart: czarny tlenek miedziowy CuO, j.nieb. wodorotlenek miedziowy Cu(OH)2, nieb. siarczan miedziowy CuSO4 • 5H2O. azotan miedziowy CuCNO3)2 • 6H2O, czarny siarczek miedziowy CuS grynszpan. M. tworzy zw kompl z chlorkami, cyjankami i amoniakiem. M. jest metalem o czerw, połysku, ciągliwym i kowalnym, po srebrze najlepszym przewodnikiem ciepła i elektryczności, t.t. 1083°, t.w. ok. 2600°, M. jest mniej szlachetna od złota i srebra, w wilgotnym powietrzu pokrywa się patyną. Wyst.: m. rodzima towarzyszy niekiedy złożom rud m., największe znaczenie mają minerały: chalkozyn (Cu2S), chalkopiryt (CuFeS2), bornit Cu5FeS4), kupryt Cu2O), malachit, azuryt (2CuCO3 • Cu(OH)2). Otrzym.: po odpow koncentracji ubogiego surowca następuje wytop produktu pośredniego będącego mieszaniną siarczku m. z siarczkiem żelazawym, z kolei przeprowadza się żelazo w żużel i otrzymuje siarczek miedziawy, który częściowo utlenia się na powietrzu na tlenek, a. ten działa na pozostały siarczek 2Cu2O + Cu2S = 6Cu + SO2. Proces ten odbywa się podczas przedmuchu powietrza w konwertorze. Otrzymaną w ten sposób surową miedź poddaje się rafinacji elektrolitycznej. Zast. metaliczna m. do wyrobu przewodów elektrycznych, pokrywania dachów, do budowy kotłów, rur kondensacyjnych i do stopów (por. mosiądze, brązy). Z związków m. największe zastosowanie ma siarczan m. azotan m. w farbiarstwie jako zaprawa, do drukowania tkanin, do farb miedzianych i specjalnego atramentu, do produkcji tlenku m., tlenek m w hutnictwie szkła i fajansów, do miedziowania aluminium, do wyrobu elektrod, jako katalizator i w lecznictwie, cynk pierw chem. podgrupy w II gr. ukł okr, l.at. 30i, m. at. 65,37, o wł amfoterycznych z przewagą wł zasadowych (metal), w związkach dwu-wartościowy (bezb. kation Zn2+). Najważ zw: tl cynkowy (biel cynkowa), wodorotlenek cynkowy Zn(OH)2 (rozp. w zasadach z wytworzeniem cynkanów, np. Na2ZnO2 i w kwasach z wytworzeniem soli c.), sole: rozp. w wodzie chlorek cynkowy ZnCl;, siarczan cynkowy ZnSO.i i azotan cynkowy Zn(NO3)2, trudno rozp. w wodzie siarczek cynkowy ZnS (litopony), węglan cynkowy ZnCO3, cyjanek cynkowy Zn(CN)2 rozp. w nadmiarze cyjanku potasowego z wytworzeniem kompl. Z wodorem tworzy wodorek cynkowy ZnH2. C. jest metalem srebrzystym z niebieskawym połyskiem, kruchym w zwykłej temp (metal ciężki). C. jest metalem nieszlachetnym, łatwo rozp. w kwasach, na powietrzu pokrywa się warstwą ochronną tlenku. Wyst.: c. nie występuje w stanie rodzimym, do najważniejszych minerałów cynku należą blenda cynkowa i wurcyt ZnS, smitsonit, willemit (Zn2SiO4), i in. Otrzym.: po wzbogaceniu rud wypala się blendę w plecach pirytowych na tlenek c. (ZnS + 8/2O2 —ZnO + SO2). Tlenek c. redukuje się węglem w piecu muflowym do c. metalicznego (temp. 1100—1200°), który destyluje do odbieralników, gdzie zostaje skroplony. Tak otrzymany c. poddaje się przetopieniu i destylacji frakcyjnej. Można też otrzymać c. przez rozpuszczenie wyprażonego siarczku w kwasie siarkowym i elektrolizę tego roztw., po uprzednim usunięciu zanieczyszczeń. Zast.: metaliczny c. w budownictwie do krycia dachów (blacha cynkowa), do wyrobu wiader, elektrod do ogniw galwanicznych, w metalurgii do wytrącania srebra i złota, do cynkowania blachy i drutu żelaznego, do wyrobu stopów (mosiądze). Zast. związków 'c.: siarczan c. do produkcji farb cynkowych, jako zaprawa w przemyśle farbiar-skim, do drukowania tkanin, do konserwacji drewna, tkanin i skór jako preparat ochronny przeciwko pleśniom, do matowania przedmiotów metalowych i w lecznictwie; uaktywniony siarczek c. blenda Sidota) wykazuje własności --fosforescencji.
Węgiel (2,s22p2) tworzy kilka odmian alotropowych. Do niedawna pewne było, iż węgiel występuje w dwóch odmianach alotropowych różniących się strukturą krystaliczną (ułożeniem atomów w sieci kryształu) i właściwościami fizycznymi - jako diament i grafit.Diament krystalizuje w układzie regularnym. Każdy atom węgla w tej strukturze jest otoczony tetraedrycznie przez cztery inne atomy węgla. Kowalencyjne wiązania C-C odznaczają się bardzo dużą energią sieciową, z czym wiąże się duża twardość diamentu.Grafit krystalizuje w układzie heksagonalnym. Sieć grafitu składa się z płaskich warstw oddalonych od siebie o 0,335 nm. Istnieją dwa rodzaje naturalnego grafitu - odmiana trwalsza heksagonalna i mniej trwała romboedryczna. Odmiany różnią się kolejnością występowania warstw. W odmianie heksagonalnej warstwy są ułożone zgodnie ze schematem ABAB, w odmianie romboedrycznej - ABCABC. Różne formy występowania grafitu, np. sadza, węgiel drzewny, koks, witryt, grafit retortowy i sztuczny, zwane dawniej węglem bezpostaciowym, różnią się między sobą wielkością i wzajemną orientacją kryształów.W 1985 roku odkryto nową odmianę węgla - fullereny. Struktura krystaliczna fullerenów jest całkowicie różna od diamentu czy grafitu - tworzą ją cząsteczki węgla o liczbie atomów począwszy od sześćdziesięciu (Cgo, C-,o, Cyg, Cg4, Cgg, a nawet C^o) i unikatowej strukturze przestrzennej. W przypadku fullerenu Cgo hybrydyzacja orbitali s i p, różna od „czystej" hybrydyzacji sp3 czy sp2, prowadzi do powstania piramidalnego kąta 111,6°, podczas gdy w diamencie mamy hybrydyzację orbitali sp3 i kąt 109°28', zaś w graficie hybrydyzację sp2 i kąt 120°.Fullereny stosunkowo łatwo ulegają polimeryzacji - łączeniu się pojedynczych cząsteczek w uporządkowane struktury łańcuchowe, powierzchniowe lub przestrzenne.
Fosfor (3.s23p3) w stanie stałym występuje w kilku odmianach alotropowych. Do najważniejszych odmian zalicza się: fosfor biały, czerwony i czarny.Fosfor biały jest odmianą bardzo aktywną (reaguje energicznie z 0^, S, fluorowcami, metalami). Jest to miękka, żółtobiała masa o przykrym zapachu, przechowywana pod wodą. Zapala się przy rozcieraniu jakimkolwiek przedmiotem, dlatego można ją kroić tylko pod powierzchnią wody. Fosfor biały rozpuszcza się w CS2, C6H6 i innych rozpuszczalnikach organicznych. Jest silnie trujący - śmiertelna dawka dla człowieka wynosi 0,15 g. W ciemności fosfor biały świeci, gdyż śladowe ilości wydzielanych cząsteczek P 4 są utleniane tlenem z powietrza, czemu towarzyszy emisja światła (chemiluminescencja). Ogrzany do temperatury 50°C, zapala się i płonie żółtawobiałym płomieniem tworząc P40io. Jeżeli fosfor jest bardzo rozdrobniony, wówczas zapala się w temp. pokojowej. Fosfor biały zbudowany jest z tetraedrycznych jednostek P 4 połączonych między sobą siłami Van der Waalsa. W cząsteczce P 4 energia wiązania wynosi około 209 kJ - mol"1. Dlatego rozerwanie wiązań nie wymaga dużego nakładu energii i tym tłumaczy się wysoką aktywność fosforu białego. W temp. 800°C cząsteczki P 4 dysocjują na cząsteczki P^, a następnie na atomy P. Fosfor biały przechodzi w bardziej stabilne odmiany polimeryczne, np.:Z polimerycznych odmian najbardziej trwałymi są fosfor czerwony i czarny.Fosfor czerwony w zależności od sposobu otrzymywania zmienia barwę (od czerwonej do fioletowej) oraz właściwości, np. gęstość zmienia się w za kresie 2-2,4 g • cm"3, a temperatura topnienia w przedziale 585-600°C. Jest to proszek, zapalający się w powietrzu dopiero powyżej 400°C. W odróżnieniu od fosforu białego jest nierozpuszczalny w CS2, nietoksyczny, nie świeci w ciemności i znacznie mniej reaktywny. Sublimuje w temp. 416°C, przy czym w stan pary przechodzą cząsteczki, P2, które szybko dimeryzują z utworzeniem cząsteczek P4. Tym tłumaczy się powstanie podczas kondensacji par fosforu odmiany białej, a nie czerwonej .Długotrwałe ogrzewanie fosforu białego w 530° C daje odmianę bardziej trwałą od fosforu czerwonego - fosfor fioletowy. Natomiast ogrzewanie fosforu białego w temp. 200°C pod ciśnieniem 1,2 MPa daje najtrwalszą odmianę - fosfor czarny. Fosfor czarny wykazuje barwę szarą, połysk metaliczny i przewodzi prąd elektryczny. Jest dobrym przewodnikiem ciepła. Fosfor czarny krystalizuje w układzie rombowym. Ma atomową sieć warstwową z charakterystycznym dla fosforu piramidalnym układem wiązań. Fosfor czarny odznacza się największą tendencją do polimeryzacji spośród wszystkich odmian fosforu.. Fosfor fioletowy i czarny, w odróżnieniu od fosforu białego, nie reagują z roztworami wodorotlenków litowców.
Tlen (2,s22^4) występuje w postaci cząsteczek O2 i O3. Najtrwalsze są paramagnetyczne cząsteczki O2 Cząsteczki te dysocjują dopiero w bardzo wysokich temperaturach; w temp. 3000°C stopień dysocjacji termicznej wynosi tylko 6%.Tlen pod wpływem wyładowań elektrycznych, promieniowania nadfioletowego lub wysokiej temperatury rozpada się na atomy, O, które reagując z cząsteczkami O2 tworzą ozon O3, odmianę alotropową tlenu. Ozon jest związkiem endotermicznym. Ozon jest silnym utleniaczem (drugim po fluorze). W normalnych warunkach utlenia nawet metale szlachetne, np. Ag, Hg. Ozon dzięki swym właściwościom bakteriobójczym używany jest do odkażania wody pitnej (sterylizuje i niszczy zanieczyszczenia chemiczne i organiczne). Ma zasadnicze znaczenie dla życia na Ziemi (pochłania promieniowanie nadfioletowe).
Siarka ( 3s2 3p4) wykazuje silną tendencję do katenacji, ustępując pod tym względem tylko węglowi. Siarka elementarna zależnie od warunków może tworzyć cząsteczki o łańcuchowym lub pierścieniowym układzie atomów.Powoduje to, że siarka wykazuje wyjątkowe bogactwo odmian alotropowych w stanie stałym i ciekłym.W temperaturze pokojowej trwałą odmianą siarki jest jasnożółta siarka rombowa (zwana także siarką a lub cyklooktasiarką) zbudowana z pierścieni ośmioczłonowych. Po ogrzaniu do 95,4°C siarka rombowa ulega przemianie w siarkę jednoskośną, zwaną siarką beta, topiącą się w temp. 119°C. Siarka ciekła jest ruchliwą cieczą, składającą się z siarki pierścieniowej α, która pozostaje w równowadze z siarką tt tworzącą ośmioatomowe spiralne łańcuchy. Siarka tt w miarę dalszego ogrzewania ulega polimeryzacji na coraz dłuższe również spiralne łańcuchy określane jako siarka μ Powstawanie długich łańcuchów powoduje znaczny wzrost lepkości i brunatne zabarwienie cieczy. W temperaturze 200° C ciecz staje się bardzo gęsta (o konsystencji smoły). Dalsze ogrzewanie do temperatury > 250°C powoduje pękanie łańcuchów, w wyniku czego lepkość obniża się.W temperaturze 444,6°C siarka wrze dając pomarańczowożółte pary. W parach siarki, w zależności od temperatury, mogą występować cząsteczki S8 S6 S4, S2. Przez oziębienie par siarki do temperatury ciekłego azotu (—196°C) otrzymuje się ciemnoczerwoną lub zieloną (zależnie od sposobu chłodzenia) substancję stałą zbudowaną z cząsteczek S^.Niezbyt gwałtowna kondensacja par siarki połączona z oziębianiem do temperatury pokojowej daje drobny, jasnożółty proszek, tzw. kwiat siarczany. Gwałtowne oziębianie ciekłej siarki, np. przez wlanie jej do zimnej wody, daje produkt plastyczny, ciągłiwy, o konsystencji kauczuku, tzw. siarkę plastyczna;. W wyniku rozkładu Na^S^t^ przez kwasy otrzymuje się siarkę koloidalna (strąconą).