4.WIĄZANIA CHEMICZNE:

1. Wiązania wewnątrz cząsteczek

WIĄZANIE KOWALENCYJNE (atomowe) <niemetal – niemetal> - polega na utworzeniu wspólnej pary elektronów (wiązanie pojedyncze), dwóch wspólnych par elektronów (wiązanie podwójne) lub trzech wspólnych par elektronów (wiązanie potrójne), przez dwa atomy, z których każdy dostarcza do wytworzenia wspólnego dubletu (lub dubletów) taką samą liczbę niesparowanych elektronów.
Wiązania kowalencyjne występują pomiędzy pierwiastkami, w których różnica elektroujemności jest równa 0. Przykładami takiego wiązania są cząsteczki dwuatomowe: H₂, O₂, N₂, Cl₂, Br₂, I₂. np.:

Warunkiem utworzenia wiązania kowalencyjnego przez dany atom, jest obecność przynajmniej jednego niesparowanego elektronu. Uwspólnianie elektronów powoduje, że atomy uzyskują oktet elektronów, czyli konfigurację najbliższego gazu szlachetnego.
W rachunkach uwspólnione elektrony należy liczyć podwójnie: raz, że należą do jednego atomu, a drugi raz do drugiego atomu.

Związki kowalencyjne (tworzące wiązania kowalencyjne):

-Tworzą w stanie stałym sieć krystaliczną zbudowaną z odrębnych cząsteczek.
-Mają niskie temperatury topnienia i wrzenia, rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych lub słabo polarnych.
-Skroplone związki kowalencyjne i ich roztwory, nie przewodzą prądu elektrycznego, ponieważ nie ulegają dysocjacji.
-Reakcje między związkami kowalencyjnymi polegają na rozerwaniu istniejących wiązań i tworzeniu nowych.

WIĄZANIA KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE - polega na uwspólnieniu pary elektronów, ale wspólna para nie należy w jednakowym stopniu do obu atomów, lecz jest przesunięta w kierunku atomu bardziej elektroujemnego.
Zjawisko przesunięcia uwspólnionej pary elektronów w kierunku jednego z atomów, nosi nazwę polaryzacji wiązania. Ma to miejsce w przypadku, kiedy atomy pierwiastków różnią się elektroujemnością, ale różnica nie przekracza 1,7 w skali Paulinga.
Polarność wiązania rośnie w miarę jak zwiększa się różnica miedzy elektroujemnościami pierwiastków. Jeśli przekroczy wartość 1, 7 wiązanie przyjmuje charakter jonowy.
Wiązanie spolaryzowane jest najbardziej pospolite dla związków nieorganicznych i organicznych w skład których wchodzą atomy niemetali różniących się dość znacznie wartością elektroujemności.
Przykład wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego:
połączenie chloru i wodoru w cząsteczce chlorowodoru.

WIĄZANIE KOWALENCYJNE NIESPOLARYZOWANE

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 KOORDYNACYJNE - stanowi szczególny przypadek wiązanie typu kowalencyjnego. Polega na utworzeniu wspólnej pary elektronowej z elektronów dostarczonych przez jeden atom (tzw. donor). drugi atom (tzw. akceptor) uzupełnia własną powłokę walencyjną elektronami donora.
Warunkiem powstania wiązania koordynacyjnego jest zderzenie drobiny posiadającej wolną parę elektronową z drobiną dysponującą luką elektronową lub wolnym orbitalem w powłoce walencyjnej.
Przykład: wiązania w tlenku siarki (IV):

WIĄZANIE JONOWE <metal – niemetal>- polega na przejściu jednego lub kilku elektronów walencyjnych z atomów pierwiastka elektrododatniego do atomów pierwiastka elektroujemnego.
Atom pierwiastka oddający elektrony staje się kationem, a atom przyjmujący elektrony staje się anionem. Powstałe różnoimienne jony przyciągają się siłami elektrostatycznymi, tworząc wiązanie - sieć jonową.
Wiązania jonowe są wiązaniami mocnymi i przestrzennymi.
Powstają pomiędzy pierwiastkami, w których różnica elektroujemności jest większa od 1,7 (wg skali Paulinga),
np.: chlorek sodu - Na Cl
Na - 1e --> Na⁺
Cl + 1e --> Cl ^-

Związki połączone wiązaniem jonowym charakteryzuje:
-krystaliczna budowa
-dobra rozpuszczalność w wodzie
-wysoka temperatura topnienia
-przewodnictwo elektryczne - zarówno w roztworze jak i w stanie stopionym przewodzą prąd elektryczny.
Wiązanie jonowe tworzy się w litowcach (wykluczając wodór) oraz berylowcach w związkach z tlenowcami
i fluorowcami.

WIĄZANIE METALICZNE - powstanie wiązania metalicznego polega na przekształceniu atomów tego samego metalu lub atomów różnych metali w zbiór kationów i swobodnie poruszających się między nimi elektronów.
Wiązanie metaliczne może istnieć w stanie stałym lub ciekłym.
W stanie stałym węzły sieci krystalicznej metalu lub stopu są obsadzone przez kationy wykonujące wyłącznie ruchy oscylacyjne wokół węzła, natomiast zdelokalizowane elektrony poruszają się swobodnie w obrębie całego kryształu, podobnie jak drobiny substancji w stanie gazowym. Z tego względu mówi się o gazie elektronowym (chmurze elektronowej) wiązania metalicznego.

Właściwości metali wiążą się z istniejącym wiązaniem metalicznym:
-dobre przewodnictwo cieplne i elektryczne można uzasadnić ruchliwością elektronów należących do gazu elektronowego;
-połysk metaliczny wynika stąd, że pod wpływem światła widzialnego

- elektrony znajdujące się na powierzchni kryształu wykonują drgania o częstotliwości promieniowania padającego

-Promienie odbite mają taką samą częstotliwość jak promienie padające, co postrzegamy jako charakterystyczny połysk metalu;
-plastyczność - ciągliwość, kowalność metali, tłumaczy się brakiem w krysztale kierunków uprzywilejowanych, a więc można przesuwać płaszczyzny sieciowe i powodować pęknięcia metali.

b)wiązania międzycząsteczkowe

WIĄZANIE WODOROWE - jest to oddziaływanie (zwykle słabe) między kowalencyjnie związanym atomem wodoru i należącym do innej cząsteczki atomem silnie elektroujemnym, dysponującym wolną parą elektronową.
Atom wodoru (proton) może byś związany równocześnie z dwoma atomami, jeśli mają one małe wymiary i dużą elektroujemność. Wiązanie wodorowe występuje najczęściej w związkach wodoru z fluorem, chlorem, tlenem, azotem.
Wiązanie wodorowe występuje np.: między cząsteczkami wody.

Substancje, w których występuje wiązanie wodorowe charakteryzują się wysokimi temperaturami wrzenia
i topnienia.

SIŁY VAN DER WAALSA - mają charakter elektrostatyczny i w zasadzie odnoszą się do oddziaływań między niepolarnymi cząsteczkami typu CH4 czy Cl2, lub pomiędzy nie wiążącymi się atomami gazów szlachetnych. Siły te powstają na skutek wzajemnego oddziaływania jąder i elektronów w cząsteczkach.

• Siły orientacji – pomiędzy dwoma dipolami lub dipolem i jonem. Działają między cząsteczkami o trwałym momencie dipolowym

Rys

• Siły indukcji – działają między jonem lub dipolem trwałym a dipolem indukowanym

Rys

• Siły dyspersji – Źródłem tych się są ruchy elektronów, które nie ustają nawet w temperaturze zera bezwzględnego. Charakter tych sił jest elektrodynamiczny

5. REAKCJE CHEMICZNE:

Reakcje chemiczne to proces, w którym następuje zerwanie wiązań w substratach, przegrupowanie atomów, wytworzenie nowych wiązań, czego efektem jest powstanie produktów, które mają zupełnie inne właściwości niż substraty.

Prawo zachowania masy mówi, że w reakcji chemicznej masa substratów jest równa masie produktów. Inaczej - masa substancji biorących udział w reakcji chemicznej nie ulega zmianie.
Prawo stałości składu mówi, że pierwiastki łączą się w związki chemiczne w ściśle określonym stosunku masowym.

Prawo Avogadra - W tych samych warunkach fizycznych tj. w takiej samej temperaturze i pod takim samym ciśnieniem, w równych objętościach różnych gazów znajduje się taka sama liczba cząsteczek.

6.KRYTERIA PODZIAŁÓW REAKCJI:

a)wielkość i rodzaj cząsteczek

• REAKCJA SYNTEZY(substraty łączą się, dając produkty)

-reakcja polimeryzacji

• REAKCJA ANALIZY(rozkład)

-dysocjacja termiczna: CaCO₃ ^{1000 st.C} CaO + CO₂

-reakcja fotolizy: 2 AgCl ^św. 2 Ag + Cl₂

• REAKCJA WYMIANY

-wymiana pojedyncza CH₄+Cl₂ CH₃Cl + HCL

-wymiana podwójna NaOH + HCl NaCl + H₂O

b)efekt energetyczny reakcji

• Endotermiczne - to reakcja chemiczna, która pochłania ciepło z otoczenia: Ag₂0 + Q 4 Ag + O₂

• Egzotermiczne – w ich wyniku wydziela się energia cieplna: KOH + HNO₃ → KNO₃ + H₂O

c)wymiana elektronów między reagentami

• Redukcji

• Utleniania

d)struktura fazowa reagentów

• Homogeniczna – reagenty znajdują się w 1 fazie i całkowicie się ze sobą mieszają. Zachodzi tylko w fazie ciekłej i gazowej: SO_2(s)+O_2(g) 2SO_3(g)

• Heterogeniczne – reagenty znajdują się w dwóch fazach i zachodzą na granicy faz: C_(s)+ O_2(g) CO_2(g)

Ag⁺_(c)+ HCl_(c) AgCl_(s) ↓+H⁺

e)rodzaje reagentów

• Cząsteczkowe –reagenty reagują ze sobą bardzo wolno(atomy, cząsteczki)

• Jonowe – reakcje bardzo szybkie

• Rodnikowe – powoduje je promieniowanie elektromagnetyczne. Są najszybsze.

Cl₂ + α 2 Cl Reakcje

H₂ +α 2 H tworzenia rodników

H + Cl HCL Reakcja rekombinacji rodników

f)odwracalność reakcji

• Reakcje odwracalne – A +B ↔ C +D – zachodzą przy tych samych warunkach. Nigdy nie zachodzą do końca.

• Reakcje nieodwracalne – jeżeli warunki, w których przeprowadzamy reakcje są różne ,np. rdzewienia żelaza, stali.

7.

8. HYDROLIZA SOLI:

Hydroliza soli – sole są mocnymi elektrolitami. Hydroliza soli zachodzi po dysocjacji jonowej. Jest to reakcja jonów soli z wodą.

Są cztery rodzaje hydrolizy:

• Słaba zasada + słaby kwas

(NH₄)₂CO₃ ↔ 2 NH₄⁺ + CO₃^2-

2 H₂O ↔ 2OH^- + 2H⁺

NH₄OH H₂CO₃

Ph ≈ 7

• Mocny kwas + mocna zasada

NaCl ↔ Na⁺ + Cl^-

H₂O ↔ OH^- + H⁺

NaOH HCl

Ph ≈ 7

• Słaba zasada + mocny kwas

NH₄Cl ↔ NH₄⁺ + Cl^-

H₂O ↔ OH^- + H⁺

NH₄OH HCl

Ph < 7

• Mocna zasada + słaby kwas

Na₂CO₃ ↔ 2Na⁺ + CO₃^2-

H₂O ↔ 2OH^- + 2H⁺

2NaOH H₂CO₃

pH > 7

• SOLE MOCNYCH WWASÓW I MOCNYCH ZASAD NIE ULEGAJĄ HYDROLIZIE

9. ROZTWORY WŁAŚCIWE

1. Roztwory właściwe – mieszanina jednorodna dwóch substancji – rozpuszczalnika i substancji rozpuszczonej.

-elektrolity- ulegają dysocjacji elektrolitycznej(najczęściej są to substancji jonowe, gdyż świetnie rozpuszczają się w wodzie(aminy, kwasy karboksylowe)

• Elektrolity mocne – mocne kwasy i zasady – HCl, HNO₃, HClO₃, H₂SO₄, NaOH, KOH, Ca(OH)₂

• Elektrolity słabe – słabe kwasy i zasady, kwasy organiczne

Aby rozróżnić elektrolit od nieelektrolitu, sprawdzamy, czy przewodzi prąd elektrolity przeprowadzają prąd

DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA ma dwa etapy:

• Oderwanie jonów od struktury kryształu – jest to proces lekko endotermicznym

RYS

• Hydratacja jonów – jest procesem egzotermicznym

RYS

CuSO₄ ^dysocjacja ↔ _molaryzacja Cu²⁺ + SO₄^2- PROCESY ZACHODZĄ W TYM SAMYM ŚRODOWISKU

Hydrolizę elektrolityczną opisujemy za pomocą:

- stałej hydrolizy

-stopnia hydrolizy

K_n = $\frac{K_{w}}{K_{z}K_{w}}$

K = STOPIEŃ DYSOCJACJI

$\mathbf{\alpha}\mathbf{=}\frac{\mathbf{\text{Cd}}}{\mathbf{\text{Co}}}$ STAŁA DYSOCJACJI

𝞪 > 30 % - elektrolit mocny

2 % < 𝞪 ≤ 30 % - elektrolit średni

𝞪 ≤2 % - elektrolit słaby

Stała dysocjacji i stopień dysocjacji zależne są od:

• Natury substancji rozpuszczonej(wiązania, rodzaj elektrolitu)

• Natury rozpuszczalnika

• Temperatury: wzrost przyśpiesza reakcję, spadek ją opóźnia

• Stężenia elektrolitu: Im większe stężenie, tym większa jest molaryzacja, a spada dysocjacja

H₃PO₄ ↔ H⁺ + H₂PO₄^- K₁= 7*10^-3

H₂PO₄ ↔ HPO₄^2- K₂= 7*10^-8

HPO₄^2- ↔ PO₄^3- K₃= 4*10^-13

PRAWO ROZCIEŃCZEŃ OSTWALDA: Łączy ono stałą, stopień dysocjacji oraz dysocjację elektrolityczną. Prawo to jest odpowiednie dla niezbyt stężonych i niezbyt mocnych elektrolitów.

K=$\frac{{C*\ \alpha}^{2}}{1 - \alpha}$

1. Roztwory koloidalne

W roztworach koloidalnych występują dwie fazy :

• Faza rozproszona: tu coś mam niedopisane w zeszycie

-faza rozproszona jest gazem-

a)piany

b)piany stałe(pumeks-naturalna piana stała)

-faza rozproszona jest cieczą-

a)w gazie(aerozol) – dezodorant, mydła, chmury

b)w cieczy(emulsje) – farba emulsyjna, mleko

c)w ciele stałym(piany stałe)-wszystkie kryształy z zamkniętą w swojej strukturze hydratacyjną, np. skała gipsowa

-faza rozproszona jest ciałem stałym-

a) w gazie (aerozol) – dym z komina

b) w cieczy (zole) – roztwór żelatyny, siarczki i wodorotlenki metali tworzą zole

c) w ciałach stałych(zole stałe) – rubiny, szafiry

• Faza rozpraszająca

POWINOWACTWO FAZY ROZPROSZONEJ DO OŚRODKA DYSPERSYJNEGO

• Koloidy liofilowe – takie układy koloidalne, w której cząsteczki fazy rozproszonej mają duże powinowactwo z cząsteczkami ośrodka dyspersyjnego. Cząsteczki się przyciągają

Rys.

• Koloidy liofobowe – nie ma powinowactwa. Nie tworzą się warstwy solwatacyjne.

Zole liofobowe – budowa – UZUPEŁNIĆ

Rys.

Przedrostek „lio” oznacza coś innego niż woda, jako ośrodek dypersyjny

ROZTWÓR WŁAŚCIWY	UKŁAD KOLOIDALNY	ZAWIESINA

10^-9 m 10^-7 m

Wielkości cząstek koloidów są pomiędzy wielkościami cząstek zawiesiny a roztworów właściwych

Podział koloidów:

• Koloidy monodyspersyjne – faza rozproszona ma cząstki równej wielkości

• Koloidy polidyspersyjne – cząsteczki różnej wielkości

METODY OTRZYMYWANIA UKŁADÓW KOLOIDALNYCH:

• Kondensacyjne( z roztworu właściwego) – reakcja hydrolizy, redoks, zmiana rozpuszczalnika.

• Dyspersyjne(z zawiesiny):

Mechaniczne	Elektryczne	Chemiczne
Stosuje się rzadko. Zawiesinę umieszcza się w młynie koloidalnym.	Przepuszcza się zawiesiny przez łuk elektryczny – następuje rozdrobnienie cząstek.	Metoda peptyzacji. Do zawiesiny dodaje się elektrolitu, który osiada na cząstek zawiesiny i powoduje rozdzielenie cząstek na mniejsze.

WŁAŚCIWOŚCI UKŁADÓW KOLOIDALNYCH:

• zjawisko Tyndalla – rozproszenie światła

• ruchy Browna – chaotyczny ruch cząsteczek koloidalnych

• nie ulegają siłom grawitacji

• nie ulegają sedymentacji

9. KRYSTALOGRAFIA I KRYSTALOCHEMIA:

Mamy trzy stany skupienia:

1. Gazy

-ruchy chaotyczne

-cząsteczki oddalone od siebie

1. Ciecze

-ruchy chaotyczne

-cząsteczki pogrupowane w większe skupiska

1. Ciała stałe

-mają ściśle określone miejsce

-mogą mieć ruchy oscylacyjne

-budowa krystaliczne(po za szkłem to tzw. przechłodzone ciecze)

Ciała krystaliczne – są to ciała stałe o uporządkowanej, prawidłowej budowie wewnętrznej

Krystalografia – nauka o kryształach. Dzieli się na krystalografię:

• Geometryczna – opisuje zewnętrzną formę kryształów

• Strukturalna – zajmującą się opisem kryształu z punktu widzenia prawidłowości rozmieszczenia elementów budowy w przestrzeni oraz metodami badań struktury

• Chemiczna (krystalochemia) – nauka wiążąca właściwości fizyczne i strukturę kryształu z jego składem chemicznym i typem wiązań chemicznych występujących w krysztale.

Układy krystalograficzne:

UKŁAD KRYSTALOGRAFICZNY	Długości stałych sieciowych	Sieci translacyjne	Komórki elementarne sieci	Kąty między osiami krystolograficznymi
UKŁAD REGULARNY	Najbardziej symetryczny. Formą zewnętrzną jest sześcian, np. CaO, 3 CaO * Al2O3	P F I		𝞪 = 𝞫 = 𝞬 = 90^o
UKŁAD TETRAGONALNY	Formy zewnętrzne – graniastosłup i piramida, np. gelenit 2 CaO * Al2O3 * SiO2	P I		𝞪 = 𝞫 = 𝞬 = 90^o
UKŁAD ROMBOEDRYCZNY	Np. kalcyt CaCO3, dolomit	P		𝞪 = 𝞫 = 𝞬 = 90^o
UKŁAD JEDNOSKOŚNY	Forma zewnętrzna – graniastosłup, np. gips CuSO4 * 2H2O	P		𝞫 = 𝞬 = 90^o 𝞪 ≠ 90^o
UKŁAD ROMBOWY	Forma zewnętrzna – graniastosłup, np. krzemian wapiowo -magnezowy, monticelit: CaO * MgO * SiO2, aragonit	P C F I		𝞪 = 𝞫 = 𝞬 = 90^o
UKŁAD HEKSAGONALNY	Forma zewnętrzna – graniastosłup, np. kwarc SiO2, grafit: C, alit: 3 CaO * SiO2	P C		𝞪 = 𝞫 = 90^o 𝞬 = 120^o
UKŁAD SKOŚNY	- najmniej symetryczny -nie ma osi ani płaszczyzny symetrii, np. anortyt: CaO * Al2O3 * 2SiO2	P		𝞪 = 𝞫 = 𝞬 = 90^o

SIECI TRANSLACYJNE:

P – prymitywne

F – komórki centrowane na ścianach

C – komórki centrowane na podstawie

J – komórki przestrzennie centrowane

KRYSTALOGRAFIA CHEMICZNA:

• KRYSZTAŁY MOLEKULARNE

- działają między nimi siły Van der Waalsa (słabe)

- niskie temperatury topnienia

- mała wytrzymałość mechaniczna

- CO₂, amoniak, woda, zestalone gazy szlachetne

• KRYSZTAŁY KOWALENCYJNE

- węzły sieci obsadzone przez atomy połączone wiązaniami atomowymi

- twarde

- bardzo odporne termicznie

- bardzo odporne mechaniczne

- np. diament

• KRYSZTAŁY JONOWE

- występują najliczniej

- węzły sieci przestrzennej: jony + i – przyciągane siłami Coulomba

- stosunkowo twarde

- stosunkowa odporność termiczna i mechaniczna

- tendencja do jak najgęstszego upakowania

STOSUNEK JONÓW DODATNICH DO UJEMNYCH:

Liczba Magnusa	Liczba koordynacyjna
< 0,225	3	Trójkąt równoboczny
0,225 – 0,414	4	Kwadrat, czworościan
0,414 – 0,732	6	Ośmiościan romboedryczny
0,732 – 1,000	8	Sześcian
1,000	12	Kubooktoedr regularny

Wyróżniamy tu kryształy:

- homodesniczne – monokryształ, w którym są co najmniej dwa różne rodzaje oddziaływań

- heterodesniczne – występują w nim co najmniej dwa rodzaje oddziaływań

• KRYSZTAŁY METALICZNE

- występują tu wiązania metaliczne

- węzły sieci przestrzennej maja dodatnio naładowane jony metali, a pomiędzy nimi jest gaz elektronowy

- bardzo dobra przewodniość cieplna

- bardzo dobra przewodniość elektryczna

- kowalność

- metaliczność

- mogą tworzyć układy co najmniej 2-składnikowe w postaci roztworów stałych:

* substytucyjne ( stałe, ciągłe ) – powstają w wyniku zastąpienia atomów jednego metalu atomami innego metalu o podobnych rozmiarach i właściwościach. Występują tu dwie fazy:

• Faza nieuporządkowana

• Faza uporządkowana – w określonej temperaturze dwa metale uporządkowują się(atom wprowadzony i pierwotne zajmują konkretne naroża)

* subtrakcyjne (pustowęzłowe ) – jeden ze składników roztworu stałego nie obsadza wszystkich węzłów

* śródwęzłowe - otrzymywane w procesie metalurgicznym. Maleńkie atomy N₂, B, C itp. wbudowują się w przestrzenie atomowe. Zachowują cechy metali, ale są bardziej kruche i twarde.

ZAKŁÓCENIA I DEFEKTY W KRYSZTAŁACH:

W każdej strukturze krystalicznej są zakłócenia termiczne/energetyczne. Rosną one wraz ze wzrostem temperatury.

1. Elektronowe zakłócenia – wynikają z nadmiaru lub niedomiaru elektronów

2. Atomowe – nieprawidłowość w obsadzaniu węzłów przestrzennych

• Punktowe

- brak atomu w węźle sieci

-dodatkowy atom w międzywęźlu

-obcy atom w międzywęźlu

-Defekt Frenkla (kation nie wbudowujący się w węźle sieci. Pojawia się w międzywęźlu)-dotyczy wiązań jonowych

-Defekt Schottky’ego (luka kationowa pociąga za sobą lukę anionową. Zachowany jest skład stechiometryczny i elektroobojętność sieci)-dotyczy wiązań jonowych

• Liniowe (dyslokacje)

-krawędziowe – w środku kryształu zaczyna się rozbudowywać nowa półpłaszczyzna sieciowa

-śrubowa – skręcanie węzłów w efekcie skręcenia płaszczyzny

• Powierzchniowe – może być defektem tego, że defekty liniowe i punktowe dochodzą do powierzchni kryształu. Na jego powierzchni widać wtedy poskręcane płaszczyzny sieci przestrzennej.

BUDOWA KRYSTALICZNA KRZEMIANÓW I GLINOKRZEMIANÓW

1. Podstawowym elementem budowy krzemianów jest SiO₄^-4

Wyróżnia się pięć rodzajów krzemianów:

1. Wyspowe

- czworościany krzemotlenowe nie są połączone z innymi czworościanami krzemo tlenowymi, np. oliwin(krzemian magnezowo-żelazowy o zmiennej wzajemnie ilości magnezu i żelaza. Im bardziej biały, tym więcej magnezu.

1. Grupowe – mogą się łączyć ze sobą w grupy(krzemiany magnezowo-żelazawe)

2. Łańcuchowe, np. diopsydy ( Si₂O₆)^-4

3. Pasmowe(wstęgowe), np. amfibole ( Si₄O₁₁)^-6

4. Warstwowe:

-warstwę tworzą dwa pasma

-jony metali układają się tam, gdzie są wolne i niewysycone tleny

-minerały te są ruchliwe, budowa blaszkowata

-jedno naroże jest niewysycone i łączy się z metalami

Nie ma krzemianów przestrzennych. Jedynie taką budowę ma kwarc (SiO₂).

1. Glinokrzemiany - Bardzo szeroka klasa materiałów naturalnych i syntetycznych, w których występują aniony złożone z glinu, krzemu i tlenu.

Jeden metal wymieniający się z innym metalem miejscami to diadochia. Metale te muszą mieć zbliżone wymiary.

Wyróżniamy dwa rodzaje diadochii:

1. Diadochia izowalentna – ta sama wartościowość metali

2. Diadochia heterowalentna - inna wartościowość metali

Najpopularniejsze glinokrzemiany:

1. Skaleń potasowy KAlSi₃O₈ – glinokrzemian o budowie przestrzennej

2. Kaolinit Al₄ [(OH)₈Si₄O₁₀] (produkcja ceramiki budowlanej) – budowa pakietowa; pakiet dwuwarstwowy

c)Montmorylonit Al₂ [(OH)₂Si₄O₁₀] * nH₂O (produkcja porcelany) – pakiet trójwarstwowy

Woda międzypakietowa usuwana jest w temp. 180 st. C. Grupy OH zostają usuwane w temp. ok 300 stopni C. W tej temperaturze następuje też zniszczenie struktury krystalicznej.

Usunięcie wody z procesu chemicznego jest procesem nieodwracalnym.

Rys.