Układy jednorodne (jednofazowe, homogeniczne) – wszystkie substancje w jednym

stanie skupienia, roztwory i mieszaniny gazów – szkliwa i kryształy

Układy niejednorodne (wielofazowe, heterogeniczne) – faza ciągła z rozproszoną w

niej inną fazą - koloidy i kompozyty

Adhezja – zjawisko powierzchniowe na granicy dwóch faz.

Skąd podział: oddziaływania międzyatomowe są o rząd wielkości wyższe niż oddziaływania międzycząsteczkowe.

Siły addytywne – siły które się sumują. Dużo sił drugiego rzędu mogą przekroczyć siły I rzędu, np. polimery

Przeniesienie elektronów z jednego atomu na drugi (jonizacja); Powstają jony o zamkniętych powłokach; Jony mające przeciwne znaki przyciągają się

Wiązanie powstanie jeśli zysk energetyczny z przyciągania culomba przewyższy energia potrzebna do jonizacji atomów. Siłą wiążącą jest siła elektrostatyczna.

Wiązania bezkierunkowe: siła

Oddziaływanie cząsteczka –jon (dysocjacja jonowa) może powodować rozpad cząsteczek na jony. W roztworach wodnych przewodzą prąd, przewodnictwo jonowe.

Wiązania jonowe – Związki tworzące sieci jonowe składają się zatem z dodatnich i ujemnych jonów rozmieszczonych na przemian w przestrzeni a siły oddziaływanie elektrostatycznego pomiędzy jonami są równocześnie rozłożone we wszystkich kierunkach uprzywilejowanych.

Energia wiązania między atomami pierwiastków znacznie różniących się elektroujemnością Ew ~400-800kJ/mol; NaCl – 774kJ/mol; CaO – 564kJ/mol; Wiązania bezkierunkowe, heteropolarne, elektrokowalencyjne

Wiązanie bezkierunkowe: siła Coulomba jest siłą centralną, zależy tylko od odległości od jonu, nie istnieją żadne wyróżnione kierunki wokół jonów

Wiązania jonowe odporne na ściskanie, Zupełnie nieodporne na siły rozciągania i siły zginające.

Przesunięcie jonów, następują siły odpychania: materiał ulega zniszczeniu, Cecha charakterystyczna w których przewyższa w. jonowe nie odkształcają się, np. cegła, w materiałach ceramicznych, w cząsteczkach jest w. jonowe. Każdy z atomów oddaje 2 lub 3 elektrony.

Wiązania jonowe (elektrowalejcyjne, heteropolarne) – powstają między atomami

różnych pierwiastków różniących się elektroujemnością. Polegają one na tym, że atom

pierwiastka elektrododatniego oddaje elektron lub elektrony z powłoki walencyjnej,

natomiast atom pierwiastka elektroujemnego przyjmuje te uwolnione elektrony na swoją

powłokę. Materiały z tego typu wiązaniem są bardzo twarde, mają wysokie temperatury

topnienia i wrzenia, są złymi przewodnikami elektryczności i ciepła, dobrze

rozpuszczają się w rozpuszczalnikach o dużej polarności takich jak woda. Są to wiązania

bezkierunkowe o energii wiązań około 400-800 kJ/mol.

Wiązanie kowalencyjne (atomowe) zachodzi nie tylko w atomach tego samego rodzaju. Energia wiązania między atomami pierwiastków o dużej, ale zbliżonej elektroujemności Ew ~250-1000 kJ/mol; Wiązanie ukierunkowane, symetryczne, kowalencyjne, homeopolarne

Wiązania atomowe (kowalencyjne, homeopolarne) – polegają na utworzeniu wspólnej pary elektronowej z dwóch atomów tego samego pierwiastka. Biorą w nim udział

elektrony walencyjne, następuje nakładanie się dwóch orbitali i gęstość elektronowa wzrasta. Podstawowym warunkiem tworzenia tego wiązania są niesparowane elektrony o przeciwnych spinach. Prowadzą one do dużej oporności cieplnej i elektrycznej, braku plastyczności, dużej twardości i temperatury topnienia np. diament. Są to wiązania ukierunkowane, symetryczne o energii wiązań 250-1000 kJ/mol

Wiązania kowalencyjne spolaryzowane – Połączenie pomiędzy chlorem i wodorem pary atomów wiążących w stronę (?) elektronów elektroujemnego. Niesymetryczny rozkład ładunku – dipol. Np. wodór i tlen (H2O)

Cecha charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy w kierunku atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego.

Cząsteczki o budowie polarnej nazywamy dipolami, tzn. cząsteczkami dwubiegunowymi. Cząsteczki dwubiegunowe charakteryzuje moment dipolowy μ=q x l ; gdzie: q – ładunek, l – odległość pomiędzy „środkami ciężkości” odmiennych ładunków.

Energia wiązania między atomami pierwiastków różniących się elektroujemnością Ew ~350-500 kJ/mol; Wiązanie ukierunkowane niesymetryczne.

Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane – rodzaj wiązania atomowego, w którym tworzy się para elektronowa z elektronów walencyjnych atomów dwóch różnych

pierwiastków i jest ona przesunięta do bardziej elektroujemnego pierwiastka, co w konsekwencji prowadzi do powstania spolaryzowanej elektrycznie cząsteczki, tzn.

dipola. Energia wiązań wynosi 250-300 kJ/mol

Wiązania koordynacyjne – Jest to wiązanie atomowe, w którym wszystkie elektrony wiązania pochodzą id jednego atomu (tzw. donor); drugi atom (tzw. akceptor) uzupełnia własną powłokę walencyjną elektronami donora.

To wiązanie występuje wewnątrz jonów. Wspólna para elektronów pochodzi od jednego atomu. |W. donorowo akceptorowych| Chlorek amonu, sól której głównym wiązaniem jest w. jonowe składa się z 2 3 połączonych w. atomowym spolaryzowanym, 4 przyłącza do amoniaku za pomocą wiązania kowalencyjnego.

Wiązanie koordynacyjne H3N: + BF3 = H3N -> BF3

Energia wiązania między atomami tego samego typu w jonach(!) rozbudowanej struktury, Ew ~250-350 kJ/mol.

Wiązania koordynacyjne – wiązania atomowe, w których elektrony pochodzą od jednego atomu – donor - a drugi atom – akceptor – uzupełnia powłokę walencyjną

donora. Energia wiązania to 250-350 kJ/mol

Wiązania metaliczne – Jony metalu są utrzymywane razem przez „gaz elektronowy”. To pozwala na zginanie metalu bez niszczenia struktury (plastyczność). Elektrony mogą się dość swobodnie poruszać, co tłumaczy dobre przewodzenie prądu przez metale. Elektrony walencyjne poruszają się prawie swobodnie pomiędzy dodatnimi jonami ekranując w ten sposób ładunek dodatni rdzeni jonowych, wypadkowe przyciąganie między elektronami i jonami stanowi wiązanie metaliczne. Energia wiązania między atomami metali Ew ~250-500 kJ/mol; Wiązania bezkierunkowe, zdelokalizowane.

Wiązania metaliczne – metale przekazują swoje najbardziej zewnętrzne elektrony do przestrzeni międzywęzłowej siatki krystalicznej metalu, w wyniku czego tworzy się chmura elektronowa (gaz elektronowy). Wolne elektrony odpowiadają za przewodnictwo cieplne i elektryczne, powodują dużą wytrzymałość materiału przy istnieniu defektów struktury, podatność na odkształcenia plastyczne, skłonność do wykazywania zjawiska fotoelektrycznego i nieprzeźroczystości. Energia wiązań wynosi 250-500 kJ/mol

Wiązania międzycząsteczkowe – Między cząsteczkami różnych materiałów w stanie stałym, ciekłym i gazowym występują siły przyciągające (wiązania II rzędu). Są one o co najmniej rząd wielkości słabsze od wiązań wewnątrzcząsteczkowych – energia wiązania E=4-40kJ/mol.

Rozróżnia się tu:

-wiązania wodorowe ( Ew=20-40kJ/mol) (w. protonowe)

-siły Van der Waalsa (Ew=4-25kJ/mol)

Wiązania wodorowe, tzw. mostki wodorowe, wiązania pośrednie pomiędzy jonowym a atomowym. Tworzy się w wyniku oddziaływania między protonem a elektronami atomów o dużej elektroujemności, np. tlenu, azotu itd. Występują w wielu związkach organicznych i wodzie. Posiadają wodór wewnątrz cząsteczki połączony wiązaniem atomowym spolaryzowanym. Zachodzą jako siły adhezji i międzycząsteczkami.

Siły Van der Waalsa są wynikiem działania kilku czynników:

Sił orientacyjnych(efekt Keesoma) polegający na wzajemnym oddziaływaniu stałych dipoli lub jonów i stałych dipoli.

(jon – dipol trwały ; dipol trwały – dipol trwały)

Sił indukcyjnych (efekt Debye’a) polegających na wzajemnym oddziaływaniu stałego dipolu i dipolu przez niego indukowanego. (jon – dipol indukowany ; dipol trwały – dipol indukowany)

Sił dyspersyjnych (efekt Londona) polegających na wzajemnym wpływie poruszających się elektronów; np. układ jądro-elektron tworzy w danej chwili dipol elementarny, który współdziała z innymi tego typu szybkozmiennymi dipolami.

Siły Van der Waalsa bardzo szybko maleją ze wzrostem odległości międzycząsteczkowych, zwiększają się ze wzrostem ciśnienia, maleją ze wzrostem temperatury

Siły międzycząsteczkowe kształtują także właściwości kohezyjne materiału, takie jak temperatura wrzenia, temperatura topnienia, ciepło właściwe, gęstość, wytrzymałość, twardość, a także lepkość i napięcie powierzchniowe.

Rodzaj występujących wiązań chemicznych uzasadnia podział materiałów budowlanych na trzy zasadnicze grupy:

- metale, w tym żelazne i nieżelazne, w których występują wyłącznie wiązania metaliczne,

- materiały mineralne, w których dominuje wiązanie jonowe bądź jonowo-atomowe; w materiałach zbudowanych z cząsteczek wieloatomowych może występować równocześnie kilka rodzajów wiązań, np. w gipsie CaSO4 ∙ 2H2O można wyróżnić wiązanie jonowe między jonami Ca2+ i SO42- oraz wiązania atomowe spolaryzowane i koordynacyjne w jonie SO42-, a także wiązania koordynacyjne i mostki wodorowe związane z obecnością wody,

-materiały organiczne (drewno, bitumy, tworzywa sztuczne), w których dominuje wiązane atomowe i siły międzycząsteczkowe.

W polimerach – substancjach wielkocząsteczkowych, będących podstawowym składnikiem tworzyw sztucznych, suma oddziaływań międzycząsteczkowych (między wielką liczbą atomów należących do różnych cząsteczek) jest tak duża, że przekracza siłę oddziaływań wewnątrzcząsteczkowych. Wówczas energia wiązania wewnątrz-cząsteczkowego (atomowego), jako słabszego, wyznacza wytrzymałość mechaniczną materiału. (Polietylen i poliamidy występują mostki wodorowe)

Woda jest wyjątkową cieczą. Proton ma właściwość wnikania w powłokę atomu elektroujemnego. Połączenie wodorowe bardzo często występuje w związkach organicznych, np. makromolekułach i między cząsteczkami wody.

Woda ma masę wodorową 18, siarkowodór 34. Woda w temperaturze 100oC jest gazem natomiast siarkowodór 60oC cieczą. Pozorna anomalia. W siarkowodorze nie występują wiązania wodorowe.

Im wyższe temperatury tym ilość połączeń cząstek wody mniejsza. Woda ma najwyższe ciepło parowania.

Przy betonowaniu dużych masywów betonowych należy odbierać ciepło przez schładzanie betonu wodą. Woda jest medium chłodzącym i ma najwyższe napięcie powierzchniowe.

Ciało stałe: sprężystość, kształt geometryczny.

Czym się różnią między sobą stany skupienia? Uporządkowaniem, odległościami między cząsteczkami, ruchem cząsteczek (energia kinetyczna), wielkością sił między cząsteczkami, wielkością energii wewnętrznej.

Uporządkowanie:

Gazy nie są uporządkowane w żaden sposób.

W cieczach jest pewne uporządkowanie (w bliskim otoczeniu).

Krystaliczne ciała stałe są najbardziej uporządkowane. Regularnie i okresowo powtarzające się we wszystkich kierunkach przestrzeni.

UWAGA: Istnieją też niekrystaliczne (amorficzne) ciała stałe w których jest tylko uporządkowanie bliskiego zasięgu, np. szkło, polimery i wszystkie materiały na ich bazie (krzemionka amorficzna).

Ruch: gazy – pełna swoboda ruchu, cząsteczki przemieszczają się cały czas w przestrzeni jaką zajmuje gaz i nigdy się nie zatrzymują w jednym miejscu; ciecz – cząsteczki poruszają się w warstwach, lepkość ; ciało stałe – cząsteczki wykazują ruchy drgające.

Siły i energia wewnętrzna. Siły przyciągania między cząsteczkami są największe w ciałach stałych, mniejsze w cieczach i najmniejsze w gazach. Energia wewnętrzna ciała stałego jest najmniejsza. W Szczególności krystaliczne ciała stałe mają najmniejszą energię wewnętrzną. Odległości między cząsteczkami są równe promieniom atomowym (?). Energia powierzchniowa jest największa w ciałach krystalicznych w ciałach ciekłych jest nazywana napięciem powierzchniowym.

Co to znaczy, że energia jest minimalna? Energia każdej cząsteczki jest minimalna. One są unieruchomione w stałych sieciach krystalicznych. Wniosek: Aby każda cząsteczka mogła mieć minimalną energię, otoczenie każdej cząsteczki musi być identyczne.

Rodzaje ciał stałych:

Kryształ-Uporządkowany geometrycznie, stabilny układ atomów, jonów lub cząsteczek. Uwaga: Geometryczne uporządkowanie jest uporządkowaniem budowy wewnętrznej materii. Czasami też uwidacznia się ono na zewnątrz.

Rekrystalizacja szkła – (?) obniżenie temperatury powoduje silny wzrost lepkości, który utrudnia ułożenie regularne cząsteczek.

Anizotropia – zależność właściwości fizycznych od charakterystycznych kierunków materiału. Ciała bezpostaciowe są izotropowe, to samo dotyczy tworzyw sztucznych.

Definicja komórki prymitywnej i odpowiadającej jej bazy atomowej. Jest to NAJMNIEJSZA bryła geometryczna (zazwyczaj wielościan), która po translacjach o wszystkie możliwe kombinacje wektorów translacji wypełni całą przestrzeń bez dziur i nakładania się.

Baza atomowa: zespół atomów przyporządkowanych węzłowi sieci przestrzennej (atomy zawarte w komórce prymitywnej)

Układ współrzędnych krystalograficznych jest to układ opisujący sieć przestrzenną. Dł krawędzi i kąty pomiędzy ścianami. Wyróżnia się najmniejszy element zwany komórką sieciową.

Układ atomów w przestrzeni:

Ciała krystaliczne – układ atomów/cząstek w przestrzeni jest statyczny, uporządkowany, symetryczny; Położenie atomów/cząstek wyznacza się przy pomocy metod rentgenowskich.; Położenie atomów/cząstek odwzorowywuje model geometryczny – sieć przestrzenna.

Ciała bezpostaciowe (amorficzne) – Układ atomów w przestrzeni jest nieuporządkowany, chaotyczny.

Sieci krystaliczne. Węzły sieciowe – zbiór punktów mających takie samo otoczenie. Sieć punktów Bravais’ego – 14 sieci punktowych, modele, na których zbudować można struktury krystaliczne dowolnej substancji przez umieszczenie w punktach sieci atomów lub grup atomów.

Układy krystalograficzne:

Regularny, tetragonalny, rombowy, trygonalny, heksagonalny, jednoskośny, trójskośny

Kryształy molekularne. Zbudowane są z cząsteczek, dość nietrwałe mechanicznie (oddziaływania sił II rzędu), topiące się w stosunkowo niskich temperaturach (najczęściej <300oC) ze względu na słabe siły tworzące wiązania krystaliczne (typu Van der Vaalsa), należy tu większość krystalicznych związków organicznych (zestalona woda, czyli lód H2O; suchy lód CO2 – faza stała.)

Kryształy jonowe. Kryształy wielu związków nieorganicznych, elektrolitów. Są to swoiste makrocząsteczki, gdzie kation otoczony jest odpowiednią ilością anionów, które wokół siebie mają odpowiednie ilości kationów. Przykładami mogą być kryształy NaCl cz KBr. Siły wiążące jony w postać krystaliczną należą do oddziaływań elektrostatycznych. Poszczególne jony kryształów jonowych najczęściej mają konfigurację elektronową najbliższego gazy szlachetnego. Ponieważ siły wiążące są dość silne temperatury topnienia kryształów jonowych są stosunkowo wysokie. Wysokie wytrzymałości (wytrzymałość na ściskanie). Związki krzemu, glinu, węglany wapnia, magnezu, sodu, potasu.

Kryształy metaliczne. Czyste metale i ich stopy, silnie odbiegają właściwościami od pozostałych Tymów, przede wszystkim wykazują duże przewodnictwo cieplne i elektryczne. W budownictwie stop żelaza – stal.

Struktura krystaliczna metali: regularna ściennie centrowana: Cu, Al., Ni, Ag, Au, Ph, γFe

Regularna przestrzennie centrowana: Mo, V, αFe, αCr

Heksagonalna zwarta: Mg, Zn, Cd, Ti. (prosta prymitywna)

Metale utleniają się bardzo szybko, są odporniejsze na korozję.

Kryształy kowalencyjne. Sztandarowym przykładem jest tu diament. Są to kryształy stworzone przez atomy powiązane wiązaniami kowalencyjnymi, tworząc makrocząsteczkę np. C.n dla diamentu. Ze względu na dużą siłę wiązań bardzo trwałe mechanicznie i odporne chemicznie, czasem o szczególnych właściwościach optycznych (brylanty – szlifowane diamenty).

Struktury krystaliczne: tetraedryczna konfiguracja C,..

Poliformizm.

Przez poliformizm rozumiemy występowanie tej samej substancji chemicznej w kilku odmianach krystalicznych, różniących się najczęściej właściwościami fizycznymi, a czasem nawet chemicznymi.

Izomorfizm.

Jeżeli struktura sieci krystalicznej dwóch róznych substancji jest identyczna (lub co częstsze – bardzo podobna) mówimy o ciałach izomorficznych. Ze względu na podobieństwo struktur tworzonych przez nie kryształów (kierunki i wymiary wiązań sieci krystalicznej) mogą one tworzyć kryształy mieszane, swego rodzaju stałe roztwory, w których cząsteczki jednej substancji mogą zastępować w budowie kryształu cząsteczki drugiej. Takimi mieszanymi kryształami są np. ałuny. Przykładami mogą być także liczne minerały o złożonej budowie chemicznej.

Krystalizacja, proces przejścia cząstek krystalicznych ze stanu ciekłego w stały. A. Zarodki krystalizacji, B. Dendryty, C, Ziarna.

Dendryt, agregat krystaliczny o rozgałęzionej strukturze przypominającej drzewo (np. kryształki lodu na szybie)

Ciecz jest zbiorem cząsteczek o na tyle dużej masie cząsteczkowej, że siły grawitacji mają znaczący wpływ na ich zachowanie. Siły oddziaływań międzycząsteczkowych są z kolei tak niewielkie, że przemieszczają się dość swobodnie względem siebie. Są natomiast na tyle duże by powodować zjawisko napięcia powierzchniowego i ciągłości strugi. Ponaddto siły te powodują występowanie zjawiska lepkości cieczy. Przyjęto za ciecz uznawać substancje, które wypełniają kształt naczynia, zachowują się zgodnie z prawem powszechnego ciążenia i tworzą fizyczną ciągłą strukturę.

Ciecz po dostarczeniu jej odpowiedniej ilość energii coraz intensywniej przechodzi w stan gazowy pokonując dość łatwo siły spójności (oddziaływania międzycząsteczkowe) i grawitacji ziemskiej.

Z drugiej strony łatwo ciecz ochłodzić do wartości energii kinetycznej warunkującej znaczny wpływ sił międzycząsteczkowych i grawitacyjnych na postać danej substancji.

Zestalenie się cieczy w odpowiednich warunkach może być spowodowane wytworzeniem sieci krystalicznej bądź tylko gęstym upakowaniem dość chaotycznie ułożonych cząsteczek pod wpływem sił grawitacji ziemskiej. W tym drugim przypadku mówimy o powstaniu ciała stałego (np. parafina smoła, itp.)

Lepkość cieczy. Jest właściwością płynów, związaną z oddziaływaniami międzycząsteczkowymi. Lepkością albo tarciem wewnętrznym nazywa się opór, jaki występuje podczas ruchu jednych części (warstw) ośrodka względem innych.

Zgodnie z prawem Newtona, sił statyczna F potrzebna do nadania cieczy o współczynniku lepkości η gradientu prędkości dv/dx na powierzchni P równoległej do kierunku przepływu wynosi:

F= η*P*dv/dx

Jednostka współczynnika lepkości dynamicznej zwanego lepkością bezwzględną η w układzie SI jest N*s*m²=Pa*s.

Lepkość dynamiczna większości cieczy η mieści się w granicach 10^-3-10^-4 Pa*s

Lepkość kinematyczna: μ= η/d

Płynność cieczy: ρ=1/ η

Lepkość dynamiczna maleje wraz ze wzrostem temperatury wg prawa Arrheniusa:

Lg η/ η₀=E_n/T

Ciecze sztywne – ciecze przechłodzone: gwałtowne ochłodzenie: (lawy kwaśnie – zeszkliwienie – obsydian, lawy zasadowe – krystalizacja – bazalty)

Ciecze sztywne wytrącenie osadu koloidalnego, jego koagulacja i sedymentacja:

Opal: SiO2*nH2O chalcedon – kwarc C trygonalny

Al(OH)3 hydrargilit jednoskośny lub diaspor rombowy

Zjawiska powierzchniowe (Zachodzą na granicy faz)

-Napięcie powierzchniowe/energia powierzchniowa [ciecz/ciało stałe]

-Adsorpcja

-Adhezja

Napięcie powierzchniowe. Im silniejsze są siły spójności fazy I (siła „do wewnątrz”) i im słabsze oddziaływanie z fazą II (siły „na zewnątrz”) tym większa wartość napięcia. Na powierzchni pojawia się pewna siła, zwana napięciem powierzchniowym, która próbuje cząstki z powierzchni „wciągnąć” w głąb, dąży do zmniejszenia powierzchni (aby osiągnąć minimum energii – „naturalne” dążenie wszelkiej materii).

Napięcie powierzchniowe definiujemy, jako pracę potrzebną do powiększenia powierzchni granicznej między fazami. Najczęściej rozumiemy tu granicę między cieczą i jej parą nasyconą.

σ=dL/dP [J/m² ; N/m]

Napięcie powierzchniowe odpowiedzialne jest za zjawiska występowiania sił kapilarnych, powodujących „wędrówkę” cieczy w cienkich, kapilarnych rurkach.

Jeżeli siły przylegania (adhezji) cząsteczek cieczy do ścianek kapilarnej rurki są większe niż siły spójności cieczy, to tworzy się menisk wklęsły – powiększa się powierzchnia cieczy (w stosunku do idealnej płaskiej) i rośnie energia powierzchniowa. Aby zapobiec temu energetycznie „niekorzystnemu” zjawisku ciecz w rurce podnosi się próbując przywrócić płaski kształt powierzchni. Proces trwa tak długo, aż ciężar słupa cieczy zrównoważy siłę napięcia powierzchniowego. Jest to zresztą jeden ze sposobów pomiaru napięcia powierzchniowego.

*h= 2 σ cosθ / ρ g r

*Zmiana wysokości słupa cieczy, w zależności od kąta zwilżania podnoszenie lub obniżanie

-Menisk wody w rurce szklanej jest wklęsły (woda dobrze zwilża szkło) i słup cieczy jest podnoszony na wysokość zależną od jej śrenicy

-Menisk rtęci w rurce szklanej jest wypukły (rtęć nie zwilża szkła) i jest obniżany w porównaniu z powierzchnią cieczy swobodnej,

*Przepływ krwi przez naczynia włosowate

*Przepływ wody w naczyniach roślin – zjawiska kapilarne umożliwiają rośnięcie drzew na wysokość większą niż 10m (bez zjawiska kapilarnego słup wody w naczyniach ulegałby przerwaniu)

*Impregnacja tkanin, bibuły, papieru, pieluszek, itp. – ciecz utrzymywana jest pomiędzy gęsto umieszczonymi cienkimi włóknami za pomocą sił kapilarnych

*Wznoszenie wilgoci w murach

*Impregnacja materiałów budowlanych o strukturze kapilarno-porowatej

*Pory gruntu tworzą naczynia kapilarne, w których woda podnosi się ponad zwierciadło wody podziemnej. Wysokość podnoszenia zależy bezpośrednio od frakcji gruntu (mniejsze ziarna tworzą kanaliki o mniejszej średnicy) Rozróżniamy kapilarność czynną i bierną

-Kapilarność czynna to wysokość na jaką woda podnosi się ponad poziom zwierciadła wody podziemnej przy podsiąkaniu od dołu.

-Kapilarność bierna to wysokość na jakiej woda utrzymuje się ponad poziomem zwierciadła wody podziemnej przy jego obniżeniu.

Adsorpcja, zjawisko gromadzenia się jakiejś substancji (adsorbatu) na powierzchni ciała stałego lub cieczy (adsorbenta). Natura oddziaływań pomiędzy cząsteczkami adsorbenta decyduje o rozróżnieniu adsorpcji fizycznej i chemicznej.

Podczas adsorpcji fizycznej (adsorpcji właściwej) dominują oddziaływania typu van der Waalsa. Może być wielowarstwowa. Ciepło adsorpcji fizycznej jest porównywalne z ciepłem skraplania. Efekt cieplny adsorpcji fizycznej jest stosunkowo niewielki. Po desorpcji (proces odwrotny do adsorpcji) cząsteczki zdesorbowane i powierzchnia adsorbenta wracają do pierwotnego stanu.

Adsorpcja chemiczna – oddziaływania pomiędzy adsorbentem i adsorbatem są specyficzne, przypominające wiązania chemiczne (wiązania wodorowe, oddziaływania elektrodonorowe i elektroakceptorowe) Adsorpcja chemiczna jest monowartswowa. Ciepło adsorpcji chemiczniej jest znaczne, porównywalne z ciepłem reakcji chemicznej (przemianie chemicznej cząsteczek adsorbatu i adsorbentu). Równowagi adsorpcyjne ustalają się wolniej

W stałej temperaturze ilość zaadsorbowanego gazu zależy od jego ciśnienia, a ilość zaadsorbowanego składnika roztworu – od jego stężenia.

Adsorpcja na powierzchni ciał stałych. Proces adsorpcji jest procesem samorzutnym, co oznacza, że w stałej temperaturze i pod stałym ciśnieniem: ΔG_ads<0

Cząsteczki zaadsorbowane tracą swobodę ruchu => ich entropia maleje: ΔS_ads<0

Wszystkie procesy adsorpcji są procesami egzotermicznymi.

Stopień pokrycia powierzchni adsorbenta przez adsorbat θ zdefiniowany jest jako ułamek zapełnienia powierzchni:

Θ – liczba zajętych centrów adsorpcyjnych/ liczba dostępnych centrów adsorpcyjnych.

Stopień pokrycia powierzchni można zdefiniować poprzez objętość lub masę zaadsorbowanej substancji: θ=V/V_oo=m/m_oo

Przy czym V_oo oraz m_oo objętość lub masę adsorbatu, odpowiadającą pełnej monowarstwie.

Zjawisko adsorpcji jest często wykorzystywane w praktyce, m.in. do oczyszczania i rozdzielania mieszanin gazowych lub ciekłych (np. do usuwania z powietrza szkodliwych gazów)

Izotermy adsorpcji. Zaadsorbowany na powierzchni gaz jest w równowadze dynamicznej z fazą gazową i w stałej temperaturze stopnień pokrycia powierzchni θ zależy od gazu. Zależność opisująca wpływ ciśnienia na stopień pokrycia powierzchni θ nosi nazwę izotermy adsorpcji.

Izoterma Langmuira

Założenia:

-adsorpcja jest monowarstwowa

-wszystkie centra adsorpcji są równocenne

-adsorpcja w dowolnym centrum nie zależy od obsadzenia centrów sąsiadujących

Szybkość adsorpcji zależy od ciśnienia gazu i liczby dostępnych (nieobsadzonych) centrów adsorpcji θ

d θ/dt = k1*p*N*(1- θ)

Szybkość desorpcji zalezy od liczby obsadzonych centrów adsorpcji:

d θ/dt = - k2*N* θ

W stanie równowagi szybkości obu procesów są równe

Adsorpcji ulegają zarówno cząsteczki substancji rozpuszczonej, jak i cząsteczki rozpuszczalnika.

Adsorpcja w układzie ciało stałe – ciecz (roztwór)

Wielkość adsorpcji wyznaczana jest zarówno oddziaływaniem pomiędzy adsorbentem, a każdym ze składników roztworu.

Substancja rozpuszczona tym silniej się adsorbuje, im gorzej rozpuszcza się w danym rozpuszczalniku.

O ilości zaadsorbowanego rozpuszczalnika decyduje jego zdolność zwilżania adsorbenta, np. woda źle zwilża węgiel aktywny i dlatego z roztworu wodnego adsorbuje się głównie substancja rozpuszczona.

Adsorpcja jonowymienna. W tym przypadku powierzchnia fazy stałej może adsorbować z roztworu kationy lub aniony z jednoczesnym oddaniem do roztworu równoważnej liczby swoich kationów i anionów.

Taki adsorbent nazywa się wymieniaczem jonowycm lub jonitem; kationit adsorbuje kationy, anonit – adsorbuje aniony.

Jonity mają bardzo duże zastosowanie do zmiękczania i demineralizacji wody, gdyż usuwają z niej jony Ca²⁺, Mg²⁺, Fe³⁺, Cl^-, SO4^2-, itp.

Wymieniacze jonowe można podzielić na: joniy naturalne, jonity półsyntetyczne, jonity syntetyczne.

Jonity naturalne (zeolity): główne minerały będące uwodnionymi glinokrzemianami wapniowymi o sodowymi o luźno upakowanej sieci krystalicznej, w której podstawowymi elementami budowy szkieletu są tetraedry SiO4 i AlO4. W tetraedrach jony Al³⁺ są otoczone jonami O^2- lub grupami OH^-, powstały nadmiar ładunków ujemnych jest równoważony przez kationy litowców lub berylowców, które nie są wbudowane w szkielet, ale luźno związane znajdują się w kanałach sieci krystalicznej. Zeolitami są również urodzajne gleby, które mają zdolność wymiany zarówno anionów jak i kationów, są więc wymieniaczami amfoterycznymi.

Jonity półsyntetyczne: to wymieniacze pochodzenia naturalnego poddane przemianom chemicznym modyfikującym ich właściwości, są to głównie węgle sulfonowane.

Jonity syntetyczne: najbardziej wartościowe to syntetyczne żywice organiczne, nierozpuszczalne w wodzie i w niektórych rozpuszczalnikach organicznych.

Wymiana jonowa:

-Jest procesem równowagowym, stan równowagi odpowiada wyrówaniu potencjałów chemicznych jonów w fazie wymieniacza i w roztworze.

-Oddziaływanie jonitu z jonami ma charakter sił kulombowskich, jony o wyższej wartościowości i mniejszym promieniu są szczególnie silnie wiązane, niektóre jony selektywne wychwytują niektóre jony.

-Maksymalna, możliwa do związania przez dany wymieniacz liczba jonów, uwarunkowana jego pojemnością, jest podawana w miligramorównoważnikach (mval) jonów przypadających na gram suchego jonitu.

-Dzięki ustaleniu się stanu równowagi, zmieniając stężenie jonów można prowadzić wymianę dwukierunkowo – czyli proces ten jest odwracalny i może być prowadzony wielokrotnie

*-Wymieniacze jonowe, jako wielkocząsteczkowe polielektrolity są układami koloidalnymi i wykazują charakterystyczne cechy koloidów, jak np. pęcznienie.

*-Czas potrzebny do osiągnięcia stanu równowagi zależy od szybkości dyfuzji, czyli swobodnego wędrowania jonów na granicy faz oraz w ziarnach wymieniacza.

Zastosowanie jonitów:

-W procesach rozdzielania, wzbogacania i oczyszczania związków o charakterze soli, kwasów lub zasad,

-Do demineralizacji roztworów, w tym do zmiękczania i demineralizacji wody (sposób znacznie tańszy od destylacji)

-W procesach katalizy, jako nośniki jonów metali lub jako katalizatory kwasowo zasadowe.

Wymianę jonową prowadzi się zazwyczaj w kolumnie, a jonity mają postać grobnych kuleczek (granulek)

Adhezja (przyleganie), łączenie się ze sobą powierzchniowych warstw ciał fizycznych lub faz (stałych lub ciekłych). Adhezja występuje m.in. przy klejeniu (kleje adhezyjne) i malowaniu, stosowaniu kartek i taśm przylepnych. Zjawisko adhezji wykorzystywane jest przez niektóre zwierzęta do poruszania się po gładkich, pionowych ścianach lub liściach. Czystą adhezje opisuje się jako odwracalny termodynamiczny proces zachodzący w warstwie łączących się materiałów wynikający z różnicy napięć powierzchniowych na styku substancji.

Oddziaływania adhezyjne można podać na przykładzie cząsteczek wody na pajęczynie.

Zjawiska powierzchniowe. Siły oddziaływań międzycząsteczkowych wywierane na cząsteczkę w warstwie powierzchniowej nie są skompensowane => wypadkowa siła styczna do powierzchni cieczy => napięcie powierzchniowe (międzyfazowe) cieczy.

Napięcie powierzchniowe. Napięcie międzyfazowe występuje zawsze na granicy dwóch faz. Napięcie powierzchniowe powoduje że ciecz dąży do zajęcia najmniejszej powierzchni międzyfazowej => zwiększenie powierzchni cieczy wymaga wykonania pracy.

Wpływ temperatury na napięcie powierzchniowe

Napięcie powierzchniowe wszystkich cieczy maleje zw wzrostem temperatury i zanika w pobliżu temperatury krytycznej. Napięcie powierzchniowe zależy od rodzaju cieczy, temperatury, i od stykającego się z cieczą ośrodka. Napięie powierzchniowe wodnych roztworów elektrolitów wzrasta ze wzrostem stężenia, natomiast wodnych roztworów substancji organicznych maleje ze wzrostem stężenie. Zmiany napięcia powierzchniowego powodują, że skład warstwy powierzchniowej rówżni się od makroskopowego składu roztworu. Wysokie stężenia np. nie zwilża powierzchni (tłuste ręce), małe stężenie elektrolitów – nie zmienia się

Zwilżanie. Zdolność do pokrywania ciała stałego przez ciecz – rozpływanie się cieczy na powierzchni ciała stałego, uzależnione od oddziaływania cząsteczek na granicy sąsiadujących ze sobą faz: stałej, ciekłej i gazowej; ciecz zwilża ciało stałe, gdy oddziaływanie między cząsteczkami ciała stałego i cieczy jest większe od napięcia powierzchniowego cieczy.

Zwilżanie danego materiału następuje wtedy, gdy energia oddziaływania pomiędzy cząsteczkami cieczy i tego materiału jest mniejsza niż energia oddziaływania pomiędzy cząsteczkami cieczy. Wówczas układ dąży do powiększenia powierzchni kontaktu cieczy z materiałem, by w ten sposób zmniejszyć swoją całkowitą energię. Zwilżanie zaś nie zachodzi, gdy relacja pomiędzy wspomnianymi energiami oddziaływania jest odwrotna. Wtedy minimalizowana jest powierzchnia kontaktu, Menisk wypukły pojawia się właśnie wtedy, gdy ciecz nie zwilża naczynia.

Kąt zwilżania, kąt przyścienny – kąt utworzony przez powierzchnię płaską ciała stałego i płaszczyzną styczna do powierzchni cieczy graniczącej z ciałem stałym lub do powierzchni rozdziału dwóch stykających się cieczy.

0<θ<90, czyli 1>cos θ>0 ciecz zwilża powierzchnię ciała stałego

θ=0 zwilżanie doskonałe – woda/szkło, Cu

90< θ<180, czyli 0>cos θ>-1 brak zwilżania – woda/PE

Metody kondensacyjne. Polegają na osiągnięciu rozdrobnienia koloidalnego w wyniku łączenie pojedynczych cząsteczek lub jonów w większe zespoły w procesach chemicznych lub i fizycznych.

Zmniejszenie rozpuszczalności fazy wewnętrznej, polegające na przeniesieniu substancji z ośrodka, w którym jest dobrze rozpuszczalna i tworzy roztwór właściwy do ośrodka, w którym jest praktycznie nierozpuszczalna. W ten sposób można otrzymać koloidalne roztwory siarki czy kalafonii w wodzi wprowadzając ich nasycone alkoholowe roztwory do wody.

Reakcje chemiczne takie jak:

-redoks, np. Na2S2O3+H2SO4->S(koloid)+Na2SO4+SO3+H2O

-wymiana, np. AgNO3+KJAgJ(koloid)+KNO3

-hydroliza, np. FeCl3+3H2O(=100^oC)Fe(OH)3(koloid)+3HCl

Koloidy.

*Koloidy liofobowe, w których nie występuje powinowactwo między fazowe, a cząstki koloidalne utrzymują się w stanie wielkiego rozdrobnienia dzięki elektrostatycznemu odpychaniu się jednoimiennych ładunków elektrycznych znajdujących się na ich powierzchni.

*Koloidy liofilowe, w których występuje wyraźnie powinowactwo międzyfazowe a cząstki koloidalne mają na swojej powierzchni zaadsorbowane cząstki fazy rozpraszającej, tzw. otoczkę solwatacyjną

Efekt Tyndalla, to zjawisko fizyczne polegające na rozpraszaniu światła przez koloid z wytworzeniem charakterystycznego stożka świetlnego nazwanego stożkiem Tyndalla. Jeżeli przez roztwór koloidalny przepuści się wiązkę światła, to wskutek uginania się promieni na cząstkach fazy rozproszonej, światło staje się widoczne w postaci tzw. stożka Tyndalla. Intensywność tego zjawiska jest tym większa, im większa jest różnica między współczynnikiem załamania fazy rozproszonej i ośrodka dyspersyjnego.

Cechy cząstek koloidalnych:

- pozostają w ciągłym nieuporządkowanym ruchu – ruchy Browna

- nie przenikają przez błony półprzepuszczalne, przez które przechodzi rozpuszczalnik - dializa

- są obdarzone ładunkiem elektrycznym

- przemieszczają się pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego; jest to zjawisko elektroforezy wykorzystywane w technice na przykład do oczyszczania wody lub oczyszczania gliny ceramicznej od domieszek

koloidalnych tlenku żelaza

- w przypadku unieruchomienia fazy rozproszonej, pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego przemieszcza się ciecz – elektro-osmoza

Elektroforeza, jest to poruszanie się naładowanych cząstek koloidalnych pod wpływem pola elektrycznego względem nieruchomego ośrodka rozpraszającego

Wyróżnia się katoforezę - ruch odbywa się w kierunku katody i anodoforezę - ruch odbywa się w kierunku anody.

Elektroforeza ma duże zastosowanie w analizie. Między innymi stosowana jest do identyfikacji i rodzielania białek, aminokwasów, fragmentów DNA oraz RNA.

Elektroosmoza. Jeżeli do cieczy zanurzymy dwie elektrody przedzielone membraną działającą jak zbiór kapilar, to zaobserwujemy ruch cieczy. Ruch ten jest wynikiem istnienia podwójnej warstwy elektrycznej na granicy zetknięcia faz ciecz - ścianka kapilary.

Ciecz ładuje się w stosunku do ścianek kapilar. Dlatego po przyłożeniu napięcia do elktrody następuje ruch cieczy względem ścianek kapilar membrany.

Właściwości kinetyczne układów koloidalnych. Do właściwości konetycznych układów koloidalnych należą: ruchy Browna, dyfuzja, lepkość, ciśnienie osmotyczne.

Ruchy Browna. Dla cząstki koloidalnej w kształcie kuli o promieniu r kwadrat średniego przesunięcia czatski koloidalnej (Δx²) w czasie t wynosi: Δx²/t=RT/3ηπrN_A

Gdzie η – lepkość ośrodka, N_A - liczba Avogadra.

Emulsje: ciekłe, stałe.

Micele emulsji w warstwie wewnętrznej zawierają cząstki fazy rozproszonej, w której znajduje się otoczka solwatacyjna składająca się z fazy rozpraszającej lub emulgatora stabilizującego powstałą emulsję.

Żele. Niektóre zole wykazują skłonności do tworzenia osadów bezpostaciowych, często galaretowatych zawierających znaczne ilości fazy ciekłej. Taki stan pośredni między stanem stałym a ciekłym charakteryzujący się tym, że duże ilości fazy rozpraszającej wypełniają luźną siec przestrzenną zbudowaną z cząstek substancji rozproszonej co objawia się zdolnością zachowania stabilnego kształtu nosi nazwę żelu.

Koagulacja – przechodzenie zolu w żel

Peptyzacja – przechodzenie żelu w zol.

Żele należące do koloidów liofilowych często nazywa się galaretami.

Liożele, z których usunięto fazę ciekłą przechodzą w żele stałe inaczej zwane ksero żelami. Liożele wykazują zdolność do adsorpcji ośrodka dyspersyjnego w wyniku czego zwiększają swoją objętość. Proces taki nazywany jest pęcznieniem żeli. Poszczególne rodzaje żeli mają właściwą dla siebie zdolność do zwiększania objętości. Jeżeli zdolności pochłaniania fazy rozpraszającej są prawie nieograniczone, wówczas żel może przejść z powrotem w stan zolu.

Koagulacja koloidów:

-Ogrzewanie

-Zmiana pH

-Dodanie elektrolitu lub wprowadzenie zolu o odmiennym znaku ładunku elektrycznego

-Działanie mechaniczne (mieszanie wstrząsanie, działania ultradźwiękami)

-Zachodząca reakcja chemiczna prowadząca do łączenia się cząstek fazy rozproszonej

-Naświetlanie radiochemiczne (np. promieniowanie β powoduje koagulację zoli dodatnich)

-Dehydratacja lub de solwatacja przez dodanie środków odwadniających (np. alkoholu lub acetonu)

-Odparowanie lub wymrażanie ośrodka dyspersyjnego.

Tiksotropia, czyli pamięć cieczy, jest właściwością koloidów, pozwalająca na czasowe zmniejszenie lepkości pod wpływem działania sił ścinających. Podstawą tiksotropii jest budowa cząsteczkowa substancji bazująca na silnych międzycząsteczkowych oddziaływaniach elektrycznych, czasowe, odwracalne przechodzenie żelu w zol spowodowane oddziaływaniem sił ścinających (bodźcami mechanicznymi, a także działaniem pola elektrycznego lub elektromagnetycznego).

Reopeksja

Antytiksotropia jest właściwością niektórych płynów nienewtonowskich wyrażająca zdolność do tworzenia struktury cząsteczkowej w wyniku oddziaływania sił ścinających. Jest to zdolność do przechodzenia zolu w żel pod wpływam działania sił ścinających. Ważne jest jednak aby energia ścinania nie powodowała zniszczenia struktury. W praktyce oznacza to zastyganie substancji (zwiększanie lepkości) w wyniku np. umiarkowanego mieszania.

Przykładem substancji ulegających reopeksji są m.in. zawiesina gipsu czy zawiesina bentonitowa charakteryzuje się dużą zdolnością do chłonięcia wody i pęcznienia.

Emulsje:

-Ciekłe, naturalna emulsja: mleko złożone z cząstek tłuszczu rozproszonych w wodnym roztworze cukrów, soli sodu, wapnia i potasu oraz białka kazeiny pełniącego rolę emulgatora. Innymi przykładami emulsji ciekłych są: masło, śmietana, mleczka i kremy kosmetyczne, niektóre smary maszynowe, farby emulsyjne, czy emulsje bitumiczne.

-Stałe, opal mleczny, kwarc.

Emulsje:-O/W -W/O

(ciągła – olej; woda-faza w stanie rozproszenia koloidalnego)

Rodzaje emulsji:

-klasyczne olej w wodzie (O/W), woda w oleju (W/O), emulsje niewodne

-wielokrotne: olej w wodzie w oleju (O₁/W/O₂), woda w oleju w wodzie (W₁/O/W₂)

-mikroemulsje (φ<10^-4 m)

-emulsje żelowe (W/O, faza wodna > 90%)

-układy pochodne, roztwory micelarne, układy ciekłokrystaliczne

Mechanizm obniżania napięcia powierzchniowego polega na tworzeniu cienkiej, najczęściej monomolekularnej warstewki na granicy faz, emulgator dodany do emulsji tylko do pewnego stężenia wspomaga tworzenie i utrzymanie emulsji.

Podział emulgatorów ze względy na charakter chemiczny:

-Anionowe. Mydła (aniony kwasów tłuszczowych) oraz aniony monoestrów kwasu siarkowego i aniony alkilosulfonowe

-Kationowe. Czwartorzędowe sole amoniowe lub czwartorzędowe heterocykliczne związki amoniowe (pochodne pirydyny)

-Niejonowe. Fragment hydrofilowy cząstki to najczęściej ugrupowanie alkoholu wielowodorotlenowego

-Amfolityczne. Wykazują charakter anionowy lub kationowy w zależności od pH roztworu.

Koloidy w budownictwie

Koloidy wykorzystuje się w niektórych dodatkach i produktach budowlanych w celu polepszenia urabialności, plastyczności, nieprzepuszczalności czy nadania tiksotropii (np. w materiałach malarskich)

Do bardziej znanych stosowanych w praktyce koloidów należą:

-albuminy (białka) białka kurze były stosowane m.in. przez Rzymian przy wykonywaniu „betonów”” z wapnia i pucolany. Działają napowietrzająco i plastyfikująco.

-bentonit glinka montmorylonitowi, bardzo drobna (ziarna poniżej 0,1 μm) odznacza się znaczną adsorpcją wody. Jest znanym dodatkiem uszczelniającym do zaczynów cementowych i betonów, zwiększającym też kohezję mieszanki

-krochmal, może być wykorzystywany jako produkt plastyfikujący i uszczelniający, ale jednocześnie mogący powodować wydłużenie czasu wiązania.

-kazeina, otrzymywana z mleka, stabilizowana w postaci proszku wykazuje właściwości pęczniejące, klejące.

Emulsje asfaltowe. Emulsja asfaltowa składa się z asfaltu i wody, fazą rozproszoną lub zdyspergowaną jest asfalt, faz <coś tam>

Podział emulgatorów: anionowe i kationowe

Kompozyty, są to tworzywa składające się z dwóch lub więcej faz o właściwościach nieosiągalnych w żadnym innym materiale. Do bardziej znanych kompozytów należą beton, laminaty, szkło zbrojone siatką metalową, wągliki spiekane, cermetale. Kompozyty dzielimy na umacniane cząstkami i włóknami ciętymi i ciągłymi. Możliwe są różne kombinacje przy komponowaniu kompozytów. Np. osnowa metaliczna, polimerowa, ceramiczna, a cząstki lub włókna mogą być metalowe, ze związków międzymetalicznych, ceramiczne, węglowe (grafit), polimerowe, lub o złożonej budowie (np. włókna borsic)

Kompozyty wzmacniane dyspersyjnie:

obciążenie przenosi osnowa,

cząstki dyspersyjne przeciwstawiają się ruchowi dyslokacji,

efekt: obniżenie skłonności materiału do pełzania, podwyższenie wytrzymałości na pełzanie nawet do 80% temperatury topnienia osnowy.

Kompozyty wzmacniane cząstkami:

obciążenie przenosi zarówno osnowa jak i inkluzja,

twarde cząstki ograniczają odkształcenia odnowy – jeżeli wartość naprężeń przekroczy ~3 x granicę plastyczności – zniszczenie materiału.

Kompozyty włókniste:

włókna: mocne, sztywne, lekkie;

podział: wiskery i włókna;

Wiskery: cienkie monokryształy o dużym stosunku długości do średnicy, są najmocniejszymi materiałami o Rm zbliżonej do wytrzymałości teoretycznej;

wytrzymałość kompozytu rośnie ze wzrostem l/d włókna.

Wypełnienie kompozytów włóknistych:

włókna szklane: wysoka wytrzymałość, mała sztywność, duża gęstość, najniższe koszty ;

włókna węglowe: wysoka wytrzymałość, wysoki moduł sprężystości, mniejsza gęstość niż szkła ;

Włókna borowe: wysoka wytrzymałość, duża sztywność, duża gęstość, najwyższy koszt, wewnątrz włókna wolframowe ;

Włókna aramidowe: największy stosunek wytrzymałości do gęstości, wysoki koszt ;

Inne włókna: poliamidowe, SiC, stalowe, V, Mo.

Projektowanie kompozytów:

Włókna muszą wykazywać adhezję do matrycy;

współczynniki rozszerzalności cieplnej zbliżone;

osnowa winna dokładnie wypełniać przestrzeń między włóknami;

krytyczna długość włókna: I_k = R_md/T_k ;

wzrost zawartości włókien – wzrost wytrzymałości i sztywności kompozytu;

objętość zajęta przez włókna do 80%

Wzory sumaryczne Postać tlenkowa Wzory uproszczone

Ca3SiO5 3CaOSiO2 C3S- Alit, minerał cementowy

Ca2SiO4 2CaOSiO2 C2S

Ca3AlO6 3CaOAl2O3 C3A

Ca4Al2Fe2O10 4CaO Al2O3 Fe2O3 C4AF

Ca(OH)2 CaO H2O CH

CaO-C SiO2-S Al2O3-A Fe2O3-F SO3 -$\overset{\overline{}}{S}$ CO2-$\overset{\overline{}}{C}$ CaSO4-C$\overset{\overline{}}{S}$

H2O-H

Hydratacja(?)

3CaO*Al₂O₃+6H₂O = 3CaO*Al₂O₃*6H₂O

C₃A+6H=C₃AH₆

3CaOAl₂O₃*6H₂O+3(CaSO₄*2H₂O)+20H₂O = 3CaO*Al₂O₃*3(CaSO₄)*32H₂O

C₃AH₆+3(CSH₂)+20H = C₃A*3(CS)*H₃₂

Syntezy minerałów cementowych

18CaO+4SiO₂+2Al₂O₃+FE₂O₃=3(3CaO*SiO₂)+2CaO*SiO₂+3CaO*Al₂O₃+4CaO*Al₂O₃*Fe₂O₃

18C+4S+2A+F=3(C₃S)+C₂S+C₃A+C₄AF

Typy reakcji chemicznych

*Reakcje syntezy polegają na tworzeniu się nowej substancji (produktu) z dwóch lub większej liczby składników (substratów). A+BC

Gdzie: -A, B - substraty

-C – produkt

Przykłady: H2+Cl22HCl chlorowodór

2Mg+O22MgO tlenek magnez

CaO+CO2CaCO3 węglan wapnia

*Reakcje analizy. W reakcjach analizy (rozkładu) z substancji złożonej tworzą się dwie lub więcej nowych substancji. ABA+B

Gdzie: -AB – substancja złożona

-A,B – związki prostsze lub pierwiastki

Przykłady: CaCO3CaCO+CO2

2HgO2Hg+O2

2KMnO4K2MNo4+MnO2+O2

*Reakcje wymiany pojedynczej.

A+BCAB+C lub AC+B

Przykłady: Zn+2HClZnCl2+H2

Fe+CuSO4FeSO4+Cu

*Reakcje wymianu podwójnej.

AB+CDAD+CB

Przykłady: BaCl2+H2SO4BaSO4+2HCl

AgNO3+NaClAgCl+NaNO3

Reakcje wymiany podwójnej zachodzą bez zmiany stopnia utleniania reagentów, np. azotan(V) srebra reagując z chlorkiem sodu wydziela biały osad chlorku srebra i powstaje azotan (V) sodu.

*Reakcje erdoks. Reakcje jednoczesnego utleniania i redukcji, w których pierwiastki występujące w tych przemianach zmieniają swoją wartościowość, a dokładniej mówiąc stopień utlenienia z 0 na +2, a atom tlenu z 0 na -2. Analogiczne zmiany obserwuje się podczas reakcji żelaza z siarką Fe+S=FeS

Substancja ulegająca redukcji nosi nazwę utleniacza, a reduktorem jest substancja, która się utlenia.

*Reakcje egzo- i endotermiczne

-Egzotermiczne: przebiegające z wydzieleniem ciepła reagującego układu,

np.: C+O2=CO2 ΔH=-393 kJ

Reakcje egzotermiczna (spalanie węgla i paliw przemysłowych) są głównym źródłem napędu maszyn w technice.

-Endotermiczne: przebiegające z pochłonięciem ciepła do reagującego układu,

Np. N2+O2=2NO ΔH = 180,74 kJ

*Reakcje homo- i heterogeniczne

-Homogeniczne, czyli jednofazowe, zachodzące w jednej tylko fazie, Np. w fazie gazowej: H2(g)+Cl2(g) = 2HCl(g)

Lub w roztworze: H2SO4+2NaOH = Na2SO4+2H2O

-Heterogeniczne, czyli wielofazowe zachodzące na granicy kilku faz, np. ciała stałego i cieczy lub ciała stałego i gazu:

CaCo3(s)+2HCl(c) = CaCl2+CO2(g)+H2O(c)

C(s)+O2(g) = CO2(g)

*Reakcje substytucji (podstawiania)

CH4+Cl2CH3Cl+HCl

*Reakcje addycji (przyłączenia)

H H Cl Cl

H – C = C – H + Cl*Cl H – C – C – H

H H

*Reakcje eliminacji.

Energia aktywacji: energia jakiej trzeba dostarczyć z zewnątrz cząsteczkom substratów, aby mogły zbliżając się do siebie pokonać siły odpychające między nimi, rozluźnić lub rozerwać wiązania celem utworzenia nowych połączeń. Pobrana energia aktywacji jest oczywiście zwracana do otoczenia w całości (egzo-) lub częściowo (Endo-) po utworzeniu nowych cząsteczek. Energia aktywacji jest niezbędna w każdej reakcji. Energia aktywacji jest związana ze stałą szybkości reakcji k

Entalpia tworzenia (ciepło tworzenia) – energia reakcji syntezy 1 mola dane substancji w warunkach standardowych.

Przykład: 2H₂(g) + O₂(g) = 2H₂O(g) H= - 484kJ

Delta H = - 484kJ jest to entalpia reakcji zgodnie z równaniem) równa podwojonej wartości entalpii tworzenia (na 1mol H₂O) czyli deltaH= - 242kJ/mol

Entalpia spalania (ciepło spalania) – energia wydzielana podczas całkowitego spalania 1 mola substancji w warunkach standartowych.

Przykład: 2C₆H₆(g) + 15O₂ = 12CO₂ + 6H₂O H= -6604kJ

Dlatego entalpia spalania Hs = -3302kJ

Prawo Hessa – Efekt energetyczny reakcji nie zależy od drogi przemiany lecz od stanu końcowego i początkowego.

Wnioski z prawa:

a)równania termodynamiczne można dodawać i odejmować:

AB + C = ABC deltaH1

ABC = A + BC deltaH2

AB + C = A + BC delta H= delta H1 + delta H2

b)efekt energetyczny procesu jest równy efektowi energetycznemu wszystkich stadiów przejściowych. Przykład:

C₆H₆(c) + 7,5O₂ = 6CO₂ + 3H₂O delta H₁ = - 3268kJ/mol

C₆H₆(c) = C₆H₆(g) delta H₂ = 34kJ/mol

C₆H₆(g) + 7,5 O₂ = 6CO₂ +3H₂O delta H₃ = - 3302kJ/mol

Delta H₁ = delta H₂ + delta H₃ = 34kJ + ( - 3302kJ) = - 3268kJ

c)efekt energetyczny reakcji jest równy różnicy między sumę entalpii tworzenia produktów i sumą entalpii tworzenia substratów, z uwzględnieniem ilości moli reagentów w reakcji.

k₁A + k₂B + … = n₁C + n₂D + … delta H

delta H = Σ_i n_i * delta H⁰_prod – Σ_i k_i * delta H⁰_substr

2KOH + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2H₂O delta H

delta H = 1* delta H(K₂SO₄) + 2* delta H (H₂O) – (1* delta H (H₂SO₄) + 2* delta H (KOH))

Wielkości termodynamiczne

- energia wewnętrzna – U

- entalpia – H

- entropia – S

- entalpia swobodna – G

Funkcję stanu:

Z połączenia dwóch termodynamicznych sił sprawczych reakcji, wynikają dwie funkcje stanu zwane:

a)potencjałem termodynamicznym (entalpia swobodna lub potencjał Gibbsa) oznaczonym literą G:

G = H – T*S

lub jego zmiana dla wielkości molowych:

delta G = delta H – T * delta S

b)energią swobodną (tzw. funkcja Helmholtza) oznaczana literą F:

F= U – T*S

lub jaj zmiana dla wielkości molowych

delta F = delta U – T * delta S

Stan równowagi

Gdy delta G = 0 wskazuje na stan równowagi termodynamicznej reakcji

Aa + bB Cc +dD

v-> = k₁* c^a(A) * c^b(B)

v<- = k₂* c^c(C) * c^d(D)

Stan równowagi dynamicznej Aa + bB Cc +dD

v-> = v<-

k₁* c^a(A) * c^b(B) = k₂* c^c(C) * c^d(D)

k₁/k₂ = (c^c(C) * c^d(D))/( c^a(A) * c^b(B)) = K_C = const

PDM

K_C = ( [C]^c * [D]^d )/( [A]^a * [B]^b )

W stanie równowagi dynamicznej w stałej i pod stałym ciśnieniem temperaturze stosunek iloczynu stężeń molowych produktów do iloczynu stężeń molowych substratów jest wielkością stałą. K_c = cons

PDM

K_p = const

K_p = ( p^c(C) * p^d(D) )/( p^a(A) * p^b(B) )

pV=cRT

K_p = K_c * (R * T) ^{delta n}

Gdzie delta n = (c+d) – (a+b)

Szybkość reakcji chemicznej.

Reakcje przebiegają z bardzo różną szybkością jedne są momentalne (reakcje jonowe), inne powolne (polimeryzacji), wreszcie znane są reakcje powolne o szybkościach znikomo małych np. niektóre reakcje rozpadu promieniotwórczego.

Szybkość reakcji opisywana jest przez zmianę liczby moli (stężenia substratów) lub zmianę liczby moli (stężenia produktów) w jednostce czasu.

Szybkość reakcji wyrażamy więc jako przyrost stężenia molowego produktu ∆C pr lub ubytek stężenia molowego substratu ∆Csub w jednostce czasu ∆t

V= ∆Cproduktu/∆t lub V= - ∆Csubstratu/∆t

W stałej temperaturze szybkość reakcji chemicznej jest w danej chwili proporcjonalna do iloczynu

stężeń substratów.

A + B produkty

k – stała szybkości reakcji, charakterystyczna v=k[A]*[B]dla danej reakcji w danej temperaturze.

Szybkość reakcji nie wpływa na wartość stałej równowagi, szybkość decyduje tylko o czasie osiągania stanu równowagi. D stałej równowagi zależy natomiast wydajność reakcji. Duże wartości stałych równowagi (K) oznaczają, że reakcja biegnie z dużą wydajnością produktów.

Wydajność reakcji można zdefiniować jako ilość substratu, który przereagował praktycznie (rzeczywiście) do ilości tego substratu który przereagowałby całkowicie (teoretycznie).

Stan równowagi chemicznej może ulec zakłóceniu wskutek zmiany: stężenia reagentów, ciśnienia i temperatury (Są to tzw. bodźce zewnętrzne).

Reguła przekory (przeciwdziałania) zasada Le Chateliera i Brauna.

Jeżeli układ w stanie równowagi dynamicznej poddany zostanie działaniu bodźca z zewnątrz to układ zachowa się tak, aby przeciwdziałać temu bodźcowi. Innymi słowy zajdą takie przemiany, które zmniejszają wpływ bodźca, by po jakimś czasie ustalił się nowy stan równowagi.

Wpływ zmian stężenia na stan równowagi

A+B <=> C+D K=[C][D]/[A][B]

1.Wprowadzenie substratów do roztworu

Następuje zwiększenie wartości mianownika, ponieważ stała K w danej temperaturze nie ulega zmianie musi zwiększyć się wartość licznika.

Wniosek: Przy zwiększeniu stężenia substratów w roztworze następuje przesunięcie równowagi w kierunku powstawania produktów ( w prawo).

2,Wprowadzenie produktów do roztworu ( lub usuwanie substratów)

Następuje zwiększenie wartości licznika, ponieważ stała K nie ulega zmianie musi nastąpić zwiększenie wartości mianownika.

Wniosek: przy zwiększeniu stężenia produktów w roztworze następuje przesunięcie równowagi w kierunku substratów( w lewo).

Równanie kinetyczne

Aa + bB Cc +dD

Równanie kinetyczne jest matematycznym zapisem wiążącym szybkość reakcji ze stężeniami reagentów.

V = k * C_A^a * C_B^b lub V = k * [A]^a * [B]^b

K – stała szybkości redukcji

C_A , C_B / [A] , [B] – stężenie substratów A i B

A, b – zazwyczaj współczynniki stechiometryczne z reakcji

a+b = rząd reakcji.

Przykłady

A B+C N2O5 N2O4 + (1/2)O2

V=k*C_A V=k*C_N2O5

A+BC H2+I2 2HI

V=k*C_A*C_B V=k*[H2][I2]

3H2+N2 2NH3 2NO+Cl22NOCl

V=k&[H2]³[N2] V=k*[NO]²[Cl2]

Stan równowagi chemicznej A+BC+D

Reakcja odwracalna może być wyrażona poprzez dwa równania.

A+BC+D C+DA+B

V₁=k₁[A][B] V₂=k₂[C][D]

Jeśli w określonych warunkach temperatury, ciśnienia i stężenia reagentów szybkości reakcji prostej i odwrotnej wyrównają się, to w układzie ustali się stan równowagi.

Stan ten ma charakter równowagi dynamicznej – tyle samo substratów przechodzi w produkty, co produktów w substraty, jakakolwiek zmiana warunków reakcji spowoduje zmianę stanu równowagi układu.

Stężeniowa stała równowagi chemicznej.

A+BC+D C+DA+B

V₁=k₁[A][B] V₂=k₂[C][D]

V₁=V₂

k₁[A][B] = k₂[C][D]

k₁/ k₂ = [C][D]/[A][B] K=[C][D]/[A][B]

k₁/ k₂ = K => stała równowagi

Stała równowagi ilościowo charakteryzuje równowagę chemiczną reakcji odwracalnych w danej temperaturze. Im wyższa jest wartość K , tym bardziej równowaga jest przesunięta w kierunku powstawania produktów.

Dla ogólnego równania reakcji Aa+bBcC+dD

Stała równowagi chemicznej ma postać K=([C]^c[D]^d)/([A]^a[B]^b

Jest matematycznym przedstawieniem prawa działania mas.

PRAWO DZIAŁANIA MAS (PRAWO GULDBERGA - WAAGEGO)

W stanie równowagi chemicznej stosunek iloczynu molowych stężeń produktów reakcji (podniesionych do odpowiednich potęg równych współczynnikom stechiometrycznym w równaniu reakcji) do iloczynu molowych stężeń substratów (podniesionych do odpowiednich potęg równym współczynnikom stechiometrycznym w równaniu reakcji) jest wielkością stałą w danej temperaturze.

Podając wartość K dla danej reakcji należy zawsze zaznaczyć, w którą stronę biegnie reakcja. w przypadku syntezy SO3 z SO2 i O2 wyrażenie na stałą równowagi reakcji ma postać:
2 SO2 + O2 <=> 2 SO3 K=[SO3]²/[SO2]²[O2]

podczas gdy dla reakcji zapisanej w odwrotnym kierunku:
2 SO3 <=>2 SO2 + O2 K=[SO2]²[O2]/[SO3]²

Wartość K reakcji zapisanej "w prawo" jest odwrotnością K reakcji zapisanej "w lewo". Wartość stałej równowagi należy wiec zawsze podawać z równaniem stechiometrycznym reakcji.

Jeżeli K>10⁵ oznacza to, że substratów jest tak mało iż reakcję można praktycznie uważać za nieodwracalną.

Reguła Le chateliera i Browna (Reguła przekory)

Zmiana parametrów wyznaczających stan równowagi chemicznej – stężenia reagentów, temperatury i ciśnienia prowadzą do zaburzenia (przesunięcia) równowagi.

Układ chemiczny dąży wtedy do nowego stanu równowagi wyznaczonego „nowymi”, zmienionymi parametrami.
Wpływ zmiany stężenia reagentów, ich ciśnienia oraz temperatury na stan równowagi określa reguła Le Chateliera i Browna (reguła przekory).

Reguła ta mówi, że jeżeli zostanie zakłócony stan równowagi przez zmiany T, p, c, w układzie rozpoczyna się taka przemiana, która będzie przeciwdziałała zakłóceniom prowadząc do osiągnięcia ponownego stanu równowagi.

Jeżeli układ będący w stanie równowagi poddamy działaniu zewnętrznemu, to w układzie tym przesuwa się równowaga chemiczna w kierunku kompensacji tych zmian.

Elektrolity i nieelektrolity

Elektrolity kwasy zasady i sole podczas rozpuszczania w wodzie rozpadają się na jony naładowane elektrycznie, czyli ulegają tzw. dysocjacji elektrolitycznej (jonowej). Jony naładowane dodatnio nazywa się kationami, a ujemnie anionami.

Suma ładunków elektrycznych kationów i anionów, powstających na skutek dysocjacji elektrolitycznej elektrolitów jest zawsze równa zero.

Nieelektrolity: substancje, które w roztworach i w stanie stopionym nie przewodzą prądu elektrycznego, nie ulegają dysocjacji elektrolitycznej. Właściwości chemiczne jonów różnią się zupełnie od własności obojętnych atomów i cząsteczek.

Proces dysocjacji elektrolitycznej kwasów, zasad i soli.

Kwasami są związki chemiczne, które podczas rozpuszczania w wodzie dysocjują całkowicie lub częściowo na kationy wodorowe i aniony reszt kwasowych. Dysocjację tą można przedstawić następująco: HNO3 H⁺+NO3^- ; H2SO4 H⁺+HSO4^- ; HSO4^- H⁺+SO4^2-

Kwasy takie jak HNO3, które w czasie dysocjacji odczepiają jeden kation wodorowy nazywamy jednoprotonowymi. Kwasy posiadające w cząsteczkach dwa atomy wodoru zdolne do oddysocjowania w postaci kationów – dwuprotonowymi, trzy-, trójprotonowymi.

Zasady są to związki chemiczne, które podczas rozpuszczania w wodzie dysocjują całkowicie lub częściowo na aniony wodorotlenkowe i kationy metali. NaOH Na⁺+OH^- ; KOH K⁺+OH^- ; Ca(OH)2 Ca²⁺+2OH^-

Sole są produktami reakcji kwasów z zasadami. Związki te w temperaturze pokojowej występują na ogół w stanie stałym, krystalicznym i mają budowę jonową, czyli składającą się z kationów metali lub kationu amonowego i anionów reszt kwasowych. Proces rozpuszczania soli w wodzie polega zatem na przechodzeniu do roztworu istniejących już w krysztale kationów i anionów. Jonowa budowa soli tłumaczy również zdolności przewodzenia prądu przez stopione sole. NaCl <--> Na⁺+Cl^-

Definicja stopnia dysocjacji. Do porównania mocy elektrolitów Arrhenius wprowadził pojęcie stopni i stałej dysocjacji elektrolitycznej. Stopień dysocjacji elektrolitycznej określa się stosunkiem liczby moli cząsteczek zdysocjowanych na jony do liczby moli cząstek substancji rozpuszczonej.

α =x/n gdzie α – stopień dysocjacji, x- liczba moli cząsteczek zdysocjowanych na jony, n - liczba moli cząsteczek substancji rozpuszczonej.

Przykład reakcji zobojętniania.

- Jedna z ważniejszych reakcji chemicznych (r. egzotermiczna) jest reakcja zobojętniania. Przedstawia ona połączenie jonu hydronowego z jonem wodorotlenkowym. H3O⁺+OH^-2H2O

-Jest to reakcja odwracalna do reakcji dysocjacji wody. Wyjaśnia to fakt, że o ile zmniejszamy kwas i zasadę, to w wyniku reakcji tworzy się woda jako produkt końcowy. Cząsteczkowy zapis zobojętniania prowadzi do powstania soli i wody.

NaOH+HClNaCl+H2O

Ca(OH)2+2HNO3Ca(NO3)2+2H2O

Jonowy zapis

Na⁺+OH^-+H⁺+Cl^-Na⁺+H2O+Cl^-

Ca²⁺+2OH^-+2H⁺+2Cl^-Ca²⁺+2H2O+2Cl^-

Skrócony jonowy zapis

2OH^-+2H⁺2H2O /:2

OH^-+H⁺H2O

Przykłady reakcji strącania.

Jest to reakcja między jonami, które łącząc się dają trudno rozpuszczalny związek.

AgCl_s Ag⁺+Cl^-

K=[Ag⁺]*[Cl^-]/[AgCl]_s

Iloczyn stężeń jonowych [Ag⁺]*[Cl^-] w nasyconym roztworze nosi nazwę iloczynu jonowego.

Iloczyn jonowy trudno rozpuszczalnego elektrolitu w roztworze nasyconym, pozostającym w równowadze z nadmiarem fazy stałej, jest równy iloczynowi rozpuszczalności, wielkości stałej w stałej, określonej temperaturze.

Przykłady reakcji strącania:
CuSO4+2KOHCu(OH)2↓+K2SO4 (cząsteczkowy)

Cu²⁺+SO4^2-+2K⁺+2OH^-Cu(OH)2↓+2K⁺+SO4^2- (jonowy)

Cu²⁺+2OH^-Cu(OH)2↓ (skrócony)

AgNO3+KClAgCl↓+KNO3

Ag⁺+NO3^-+K⁺+Cl^-AgCl↓+K⁺+NO3^-

Ag⁺+Cl^-AgCl↓

Iloczyn jonowy wody 2H2OH3O⁺+OH^-

Stała równowagi chemicznej w odniesieniu do reakcji dysocjacji słabych elektrolitów noci nazwę stałej dysocjacji

ABA⁺+B^- Kd=[A⁺][B^-]/[AB]

Woda, choć w budownictwie w niewielkim stopniu dysocjuje na jony (1cząsteczka na 550milionów)

Stała dysocjacji wody w temperaturze 298,15K ma wartość

K=[H⁺][OH^-]/[H2O] = 1,8*10^-6 Stężenie molowe czystej wody wynosi 55,56 mola/dm³

[H⁺][OH^-]=K*[H2O]= 1,8*10^-16 * 55,56= 1,008*10^-14 [mol/dm³]²

[H⁺]=[OH^-]=10^-7 mol/dm³ ph=-log[H⁺]

Hydratacja. Uwodnienie, reakcja przyłączenia cząsteczek wody do cząstek związku chemicznego lub jonów; zachodzi m.in. w wyniku elektrostatycznego przyciągania dipolowych cząstek wody przez jony w wodnych roztworach elektrolitów

-związana koordynacyjnego cząstek wody z kationem metalu (hydraty)

-wiązania cząstek wody z utworzeniem nowego związku np. zasad, zachodzi w przyrodzie w procesach tworzenia się i wietrzenia skał, w budownictwie wiązania spoiwa wapiennego, gipsu i cementu.

Hydratacja.

Bezpośrednia CaSO4+2H2O=CaSO4*2H2O (gips)

Al³⁺+6H2O=[Al.(H2O)6]³⁺

Hydratacja jest reakcją egzotermiczną

Pośrednia CaO+H2O=Ca(OH)2

Spoiwa budowlane

Spoiwo wapienne należy do grupy spoiw powietrznych i oparte jest na tlenku wapnia CaO

CaCo3CCaO+CO2 ΔH=+165,5 kJ/mol

CaO+H2OCa(OH)2 ΔH=-63,5 kJ/mol

Ca(OH)2+CO2CaCO3+H2O ΔH=-38 kJ/mol

Wiązanie spoiwa gipsowego polega na zasadzie na reakcji odwrotnej do reakcji odwodnienia surowców stosowanych do produkcji gipsu

CaSO4*(1/2)H2O+(3/2)H2OCaSO4*2H2O ΔH=-14,2 kJ/mol

Hydroliza soli. Wskutek ograniczonej dysocjacji słabych elektrolitów zachodzi reakcja odwrotna do reakcji zobojętniania.

Sole mocnych zasad i mocnych kwasów nie ulegają hydrolizie – roztwór obojętny.

Sole pochodzące od słabych kwasów i mocnych zasad ulegają hydrolizie anionowej – roztwór wodny wykazuje odczyn zasadowy

CH3COO^-+K⁺+H2O CH3COOH +K⁺+OH^-

CH3COO^-+H2OCH3COOH+OH^-

Sole pochodzące od mocnych kwasów i słabych zasad ulegają hydrolizie kationowej– roztwór wodny wykazuje odczyn kwasowy.

NH4⁺Cl^-+H2ONH4OH+H⁺+Cl^-

Sole pochodzące od słabych kwasów i słabych zasad ulegają hydrolizie kationowo-anionowej – roztwór wodny wykazuje odczyn obojętny lub słabo zasadowy lub słabo kwasowy.

FeCO3+2H2OCFe(OH)2+H2O+CO2

Energia hydratacji cementu i jego składników

Substancja Energia hydratacji[J/g]

Cement portlandzki 450-600

Alit(C3S) 570

Belit(C2S) 260

(C3A) 900

Wiązanie i twardnienie cementu.

Hydroliza krzemianu trójwapniowego (Alitu) 3CaO*SiO2+(n+1)H2O2CaO*SiO2*nH2O+Ca(OH)2

Hydratacja krzemianu dwuwapniowego (belitu) 2CaO*SiO2+nH2OCaO*SiO2*nH2O

Faza CSH faza uwodnionych krzemianów wapniowych – od niej zależy wytrzymałość spoiwa.

Hydratacja glinianu trójwapniowego 3CaO*Al2O3+6H2O3CaO*Al2O3+6H2O

W obecności gipsu 3CaO*Al2O3+3(CaSO482H2O)+26H2O3CaO*Al2O3*3CaSO4+32H2O (trójsiarczanoglinian wapniowy – ettringit [pierwotny])

Hydroliza żelazoglinianu czterowapniowego HCaO*H2O*Fe2O3+(n+6)H2O3CaO*Al2O3+6H2O+CaO*Fe2O3*nH2O

Agresywność kwasowa Ca(OH)2+2HR=CaR2+2H2O (Reakcje karbonatyzacji betonu)

Agresywność węglanowa Ca(OH)2+CO2CaCO3+H2O

CaCO2+CO2+H2OCa(HCO3)2

Agresywność amonowa Ca(OH)2+2NH4ClCaCl2+2NH3+2H2O

Agresywność magnezowa MgCl2+Ca(OH)2CaCl2+Mg(OH)2

Mechanizm niszczenia betonu

1. Łuszczenie powierzchni, mikrorysy

2. Rozpuszczanie produktów hydratacji

Pękanie betonu

1. Produkty ekspansywne I korozja zewnętrzna, II korozja wewnętrzna, osłabienie przyczepności zaczynu do kruszywa.

Korozja siarczanowa. Powstanie gipsu i ettringitu (sole pęczniejące)

Ca(OH)2+SO4^2-+2H2OCaSO4*2H2O+2OH^-

3CaO*Al2O3*6H2O+3(CaSO4*2H2O)+20H2O3CaO*Al2O3*3CaSO4*32H2O (ettringit wtórny)

Produkty korozji siarczanowej- gips, ettringit (krystalizuje w postaci klinów)

Korozja chlorkowa betonu

Powstawianie zasadowego chlorku wapnia Ca(OH)2+CaCl2+H2OCa(OH)2*CaCl2*H2O