układ okresowy pierwiastków

- od boru do astatu (przekątna) w dół od niej metale, w górę niemetale

-2 pierwsze grupy-alkaliczne (po wrzuceniu do wody tworzą alkalia)

- blok S- pierw. alkaliczne: litowce, berylowce

- blok D- rodziny dodat. Żelazowce osmowce platynowce(ciężkie, lekkie)

-osm max wartościowośc = 8

-blok P- borowce węglowce ...helowce

-blok F latynowce aktynowce

wszystkie po bizmucie(83)sa promieniotwórcze 92< nie wystepuja naturalnie

-w ramach grupy, tyle samo elektronów na ostatniej powłoce

-w miarę liczby atomowej rosną własności metaliczne

-reszty kwasowe to grupy elektroujemne

-wartościowość pierwiastków rośnie względem numeru grupy

-wartościowośc rośnie do 4 grupy a od 4 maleje

-wodór-pierw. Elektrododatni, nie należy do żadnej rodziny

Fe- najsielniejszy metal

F- najbardziej niemetaliczny pierw. najmocniejszy kwas

Atom:

Budowa atomu a układ okresowy
a) liczba protonów a więc i elektronów jest równa liczbie atomowej Z. z kolei liczba atomowa to numer koleiny pierwiastka w układzie okresowym.

M=Z+N(l.neutronow)
b) Liczba powłok elektronowych jest równa numerowi okresu w którym pierwiastek się znajduje.

Zakaz kwantowy – każdy elektron w atomie w stanie niepobudzonym ma tylko taką energię która da się zapisać za pomocą 4 liczb kwantowych

Zakaz Pauliego – dwa elektrony mogą zajmować ten sam orbital tylko wówczas, gdy ich spiny są przeciwne tj. zorientowane w przeciwnych kierunkach

Reguła Hunda - w ramach każdej podpowloki kolejne przybywające elektrony obsadzają pojedyncze orbitale a następnie zapelniaja je kolejne elektrony o przeciwnych liczbach spinowych

Rodzaje liczb kwantowych:

Główna liczba kwantowa - oznacza się za pomocą litery n, i może przyjmować wartość całkowitych liczb dodatnich 1,2,3,4… określa powłokę elektronową do której należy elektron oraz określa energią powłoki elektronowej, jak również związaną jest ściśle z długością wielkiej osi elipsy.

Poboczna (dodatkowa, orbitalna, azymutalna) liczba kwantowa - oznacza się literą l i może przyjmować n wartości 0,1,2,…,n-1 (stosuje się również oznaczenia literowe s,p,d,f…). Charakteryzuje podpowłokę do której należy elektron oraz uściśla wartość energii elektronu, a także określa małą os elipsy i kształt orbity

Magnetyczna liczba kwantowa - Określa niewielkie różnice energetyczne pomiędzy elektronami o tej samie liczbie kwantowej n i l oraz wzajemne ustawienie się orbitali w przestrzeni pod wpływem zewnętrznego pola magnetycznego. Przy braku zew. pola magnetycznego orbitale nie mają określonego kierunku w przestrzeni i nie różnią się energią, są zatem zdegenerowane.

HYBRYDYZACJA

Hybrydyzacja – proces wymieszania się orbitali. Hybrydyzacja może obejmować dwa albo większą liczbę orbitali s,p lub d. Z zastrzeżeniem jednak, że poziomy energetyczne orbitali wyjściowych nie mogą znacznie różnić się pomiędzy sobą.

Orbitale zhybrydyzowane – powstałe orbitale podczas hybrydyzacji

Typy hybrydyzacji:

Hybrydyzacja typu sp - kształtem przypomina orbital p lecz z jednej strony orbital jest tęższy, a z drugiej szczuplejszy. Osie orbitali tworzą kąt 180^o np. cząsteczka BeF₂

Hybrydyzacja typu sp² - cząstka taka ma orbital, których osie tworzą między sobą kat 120^o ma zatem postać trójkąta równobocznego i płaska np.BF₃

Hybrydyzacja typu sp³ - osie orbitali skierowane są od środka czworościanu foremnego ku jego narożom i tworzą kąty 109^o28

Wiązania wewnątrzcząsteczkowe

WIĄZANIA ATOMOWE

Wiązania atomowe (kowalencyjne niespolaryzowane) - wiązania kowalencyjne występują między dwoma atomami tego samego pierwiastka w cząsteczkach, które nie zawierają oprócz tego innych atomów. powstają, gdy łączą się z sobą pierwiastki elektroujemne o takich samych wartościach elektroujemności. Przykładem może być cząsteczka chloru. Dwa atomy chloru tworzą cząsteczkę, ich elektrony rozmieszczają się symetrycznie wokół obydwu jąder, tworząc parę elektronową. Każdy atom wykorzystuje wspólnie dwa elektrony i z tego powodu cząsteczka chloru jest uboższa energetycznie niż dwa oddzielne atomy, a konfiguracja staje się podobna do konfiguracji helu. Temp. topnienia i wrzenia związków z wiązaniem atomowym jest stosunkowo duża. Wiążąca para elektronowa znajduje się w jednakowej odległości od jąder atomów tworzących wiązanie. Wspólna para elektronów nie jest przesunięta w stronę żadnego z atomów.

Wolne elektrony – pary elektronów walencyjnych nie biorące udziału w wiązaniu

Atom może utworzyć tyle wiązań ile ma niesparowanych elektronów

Wiązania atomowe (niespolaryzowane) tworzą:

- H, N, O, F, Cl, Br, I; oraz w związkach atomy różnych pierwiastków o równych elektroujemnościach.

Wiązania kowalencyjne spolaryzowane - wiązanie kowalencyjne spolaryzowane jest wiązaniem pośrednim między jonowym a atomowym; powstaje wówczas, gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków różniących się elektroujemnością, lecz nie tak znacznie jak w przypadku wiązania jonowego. Cechą charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy w kierunku atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego. Cząsteczki z wiązaniami kowalencyjnymi spolaryzowanymi z powodu nierównomiernego, niesymetrycznego w stosunku do środka cząsteczki rozmieszczenia ładunków wykazują biegunowość. W cząsteczkach tych można wyróżnić biegun dodatni i ujemny. Przykładem może być kw. solny. Wspólna para elektronowa w cząsteczce HCl jest silniej przyciągana przez atom chloru niż przez atom wodoru, jest wiec przesunięta w kierunku atomu chloru HCl

Dipol – cząsteczka o budowie polarnej tzn. cząsteczka dwubiegunowa

Moment dipolowy – posiada go cząsteczka dwubiegunowa u=q*l; gdzie q – ładunek, l – odległość pomiędzy środkami ciężkości odmiennych ładunków

Wiązania atomowe spolaryzowane tworzą pierwiastki różniące się elektroujemnością nieznacznie; wyjątkiem jest H i F.

Wiązania koordynacyjne - wiązania koordynacyjne tym różnią się od wiązania atomowego lub atomowego spolaryzowanego, że para elektronowa tworząca wiązanie oddawana jest przez jeden atom z dwóch łączących się atomów. Przykładem jest tworzenie się jonu amonowego Azot w cząsteczce amoniaku mający wolną parę elektronową przyłącza do niej jon wodorowy. Po utworzeniu jednak wiązania koordynacyjnego wszystkie cztery atomy wodoru w jonie amonowym stają się równocenne.

Ligandy – cząsteczki koordynowane np. NH₃,H₂O,CO,jony CL^-,OH^-

Donor- dostarczyciel

Akceptor – przyjmuje pary elektronowe np. BF₃, jony metali Ag⁺,Cu²⁺

Liczba koordynacyjna akceptora – liczba par elektronowych przyjętych przez akceptor podczas tworzenia kompleksu, zwykle wynosi 2,4,6,8

Wiązanie jonowe (elektrowalencyjne) - wiązania jonowe występują w układach złożonych z atomów skrajnie różniących się elektroujemnością. Podczas powstawania wiązania jonowego atom pierwiastka elektrododatniego oddaje, a atom pierwiastka elektroujemnego przyłącza elektrony. Tworzą się dwa jony o różnoimiennych ładunkach, przyciągające się dzięki działaniu sił elektrostatycznych.

Konfiguracja oktetowa zostaje uzyskana przez przesunięcie elektronu od mniej do bardziej elektroujemnego atomu. Siły działające w wiązaniach jonowych są znaczne, dlatego temp. topnienia i wrzenia tych związków jest stosunkowo duża. Wiążąca para elektronowa całkowicie przesunięta jest do atomu bardziej elektroujemnego. Przyciąganie ładunku siłami Columba F= ek*ea /r²

Wiązania jonowe tworzą:

a) pierwiastki gr. 1 i 2 oprócz H i Be z pierwiastkami gr. 16 i 17;

b) większość soli między metalem a resztą kwasową.

Wiązanie metaliczne – struktury metaliczne, nie podlegają prawie proporcji prostych. Tylko czynnik , geometryczny struktury krystalicznej decyduje o ilości połączonych metali np. Cu5Zn8, CuZn3, Sb2Tl7

Wystepuje duza roznica energii wiazan metal. Np. tem topnienia. Hg 39 C W 3370C (wolfran, żarówki)

Wiązania międzycząsteczkowe:

Wiązania wodorowe - tworzy się pomiędzy atomem wodoru związanym z atomem o dużej elektroujemności, a atomem z wolnymi parami elektronowymi. Można je uważać za szczególny przypadek wiązań dipolowych lub jako wiązanie typu pośredniego między jonowym a atomowym albo, jako wiązanie jonowe silnie spolaryzowane. Ma charakter elektrostatyczny, kierunkowy. Decyduje o wytrzmałości spoiw na wyroby ceramiczne.

Wiązania van der Waalsa a) siły orientacji-działaja miedzy cząsteczkami o trwałym momencie dipolowym(dipol-dipol f=μ₁ * μ₂/r⁴ , jon-dipol f=μ * e/r³)

e-ładunek jonowy

r-odl. Srodkow ciezkosci atomow

b)siły indukcji-dzialaja miedzy jonem lub dipolem trwałym a dipolem indukowanym f=α * e²/r²

c)siły dyspersji- żródłem tych sił są ruchy elektronów, które nie ustaja w T=o względnego. Chwilowe zmiany ladunku windukowane wzajemnie. (dipol indukowany–dipol indukowany) Są to słabe siły wiążące atomy i cząsteczki, mające szczególne znaczenie dla związków niepolarnych i nieposiadających trwałego momentu dipolowego (jak np. H₂, Cl₂ i CH₄) oraz w gazach szlachetnych. F=α²/r²

Reakcja chemiczna

to process w wyniku którego w substratach nastepuje rozerwanie wiązań,, przegrupowanie atomów, utworzenie nowych wiązań, czego efektem jest powstawanie nowych produktów o zupełnie innych właściwościach chemicznych i fizycznych

PODZIAŁ REAKCJI CHEMICZNYCH:

1) ze względu na schemat reakcji

Jest to podział, który za podstawę klasyfikacji bierze wielkość i rodzaj reakcji cząsteczek produktów i substratów. Według tego schematu reakcje dzieli my na reakcje: syntezy, analizy i wymiany.

Reakcja syntezy- substraty łączą się ze sobą dając produkt o innych właściwościach, który zawiera wszystkie atomy zawarte w substratach. S+O₂>SO₂ chlorek winylu nCH₂ = CHCl ->(-CH₂ –CHCl-)n

Reakcja rozkładu-zwane reakcjami analizy- substrat rozkłada się na składniki prostsze, atomy lub cząsteczki o innych właściwościach, pod wpływem różnych czynników, np. dysocjacja termiczna (rozkład pod wpływem ogrzewania) CaCO₃+Q>CaO+CO₂(1000C) promieniowanie świetlne 2AgCl->2Ag+Cl₂ prom. Jonizujące O₂+ ɣ->O+O⁺ +2e

Reakcja wymiany- substraty wymieniają między sobą poszczególne atomy lub grupy atomów, np. SiO₂+2Mg>Si+2MgO Zn+H2SO4->ZnSO4 +H2 NaOH +HCl-> NaCl+H2O

2) ze względu na efekt energetyczny zaliczamy reakcje egzo- i endotermiczne.

R. egzotermiczne- to reakcje, podczas, których powstają produkty o mniejszej energii wewnętrznej niż suma energii wewnętrznej substratów. Część energii wydziela się w postaci ciepła: C+O₂>CO₂+394[kJ/mol]

R. endotermiczna- to reakcje, podczas których ciepło jest pobierane z otoczenia:

2Ag₂O+30[kJ/mol]>4Ag+O₂

3) ze wzg. na wymianę elektronów między atomami

Reakcje, w których występuje wymiana elektronów między reagującymi substancjami, czyli zmiana stopni utlenienia atomów, są reakcjami oksydacyjno-redukującymi, tzn. że w reakcjach utlenienia nie musi uczestniczyć tlen. Stopień utlenienia atomu w związku chem. obliczamy przyjmując zgodnie z rzeczyw. że stopień utlenienia tlenu wynosi wodoru +1. Atomy lub cząsteczki pierwiastka w stanie wolnym(N₂,O₂,H₂,S) mają zerowy stopień utlenienia. Suma stopni utlenienia wszystkich atomów tworzących cząsteczkę związku chemicznego musi być równa zero. Suma stopni utlenienia atomów tworzących jon jest równa jego aktualnemu ładunkowi. Liczba elektronów oddawanych przez jeden z substratów zwany reduktorem(utlenia się) jest równa liczbie e pobieranych przez drugi substrat zwany utleniaczem(redukuje się). FeSO₄+KMnO₄+H₂SO₄>K₂SO₄+MnSO₄+Fe₂(SO₄)₃+H₂O

2Fe⁺²-2e>2Fe⁺³/x5 ; Mn⁺⁷+5e>Mn⁺²/x2

10FeSO₄+2KMnO₄+8H₂SO₄>K₂SO₄+

2MnSO₄+5Fe₂(SO₄)₃+8H₂O

4) ze wzg. na strukturę fazową substr. i produktów

R. homogeniczne- reakcje, których wszystkie substraty i produkty znajdują się w tej samej fazie, np. reakcje w roztworach całkowicie ze sobą mieszających się NaOH+HCl>NaCl+H₂O(ciecz) 2SO2 + O2 -> 2SO3(gaz)

R. heterogeniczne- przebiegają na granicy dwu faz, gdy: *reagujące substraty znajdują się w różnych fazach C_(s)+C_2(g)>CO_2(g)

*powstający produkt jest w innej fazie niż substraty Ag⁺_(c)+Cl^-_(c)>AgCl_(s) *wszystkie reagenty znajdują się w fazie stałej Fe₂O₃+ZnO>ZnFe₂O₄ *wszystkie składniki znajdują się w tej samej fazie, ale reakcje między gazowymi cząst. Przebiegają nie w całej objętości, lecz jedynie na powierzchni granicznej innej fazy. Np. N_2(g)+3H_2(g)>2NH_3(g)

5) ze wzg. na rodzaj reagentów

R. jonowe- przebiegają przeważnie w roztworach wodnych i innych rozpuszczalnikach polarnych. BaCl₂+H₂SO₄>BaSO₄+2HCl

Ba²⁺+2Cl^-+2H⁺+SO₄^2- >2H⁺+2Cl^-+BaSO₄

Ba²⁺+SO₄^2->BaSO₄

AgNO3+ KCl-> AgCl +KNO3

Reakcje jonowe przebiegają bardzo szybko, zwłaszcza wtedy, gdy nie następuje wymiana elektronów między reagującymi atomami.

R. cząsteczkowe- przebiegają przeważnie w fazie gazowej, rzadziej w roztworach rozpuszczalników niepolarnych. Są one dość powolne. Np. 2SO₂+O₂>2SO₃ FeO+Fe2O3 -> Fe3O4

R. rodnikowe- zachodzą wtedy, gdy proces wstępny jest wywoływany rozbiciem trwałej cząsteczki na nietrwałe rodniki. Np. reakcja fotosyntezy chlorowodoru.

6) ze wzg. na odwracalność r.

Reakcja nieodwracalna- kiedy to powstałe produkty nie reagują z sobą, w praktyce chemicznej nie występują reakcje całkowicie nieodwracalne. W zapisie równania reakcji nieodwracalnej zamiast znaku równości stosuje się strzałki. To, że reakcja jest nieodwracalna można przewidzieć za pomocą jej objawów, mianowicie:*powstaje nierozpuszczalny produkt (wytrącenie osadu)*wydziela się gaz*powstaje słabo zdysocjowany produkt np. woda w reakcji zobojętniania. Np. C+O2-> CO2

4Al+3O₂>2Al₂O₃ ; Si+O₂>SiO₂

Reakcje odwracalne- kiedy powstałe w reakcji (reakcji prostej) produkty reagują z sobą odtwarzając substraty (reakcja odwrotna), w tego typu równaniach reakcji stosuje się strzałki dwustronne lub dwie strzałki o przeciwnych kierunkach. Każda reakcja chemiczna w większym lub mniejszym stopniu jest odwracalna. Np. H₂+J₂>2HJ CaCO3 <>CaO+CO2

Roztwory :

a)Elektrolitów:- mocne-wszystkie sole rozpusz. w H2O, -mocne kw i zasady –słabe:kw.organiczne

Dysocjacja elektrolityczna – proces rozpadu cząsteczek związków chemicznych na jony pod wpływem rozpuszczalnika, np.NaHCO₃ → Na⁺ + HCO−3

Do dysocjacji są zdolne związki, w których występują wiązania jonowe lub bardzo silnie spolaryzowane kowalencyjne. Zdysocjowany roztwór związku chemicznego nazywa się elektrolitem.

Stopień dysocjacji: α=Czdys./Cwprow .⋅100%

• mocne  (α ⩾30%),

• średniej (5%<α<30%),

• słabe  (α⩽ 5%).

Stała dysocjacji:

b)nieelektrolitów:-słabe:słabe kw(weglowy,glinowy,azotowy3) i zasady(amonowa)

względna przenikalność elektryczna-ile razy rozpuszczalnik może zmniejszyć oddzialywanie: ρ_H2O=81

hydroliza soli(reakcja soli z woda)-zachodzi po dysocjacji(woda nie ulega dysocjacji tylko autodysocjacji)

reakcja jonów soli:

1)sól słabej zasady i słabego kwasu

Hydroliza kationowo-anionowa( (NH₄₎₂CO₃ <>2NH₄⁺ +CO₃^2-)

2) mocny kwas+słaba zasada

Hydroliza kationowa (NH4Cl -> NH4+Cl H2O->OH+H HCl-mocny kwas)

3)słaba zasada, mocny kwas

Hydroliza anionowa (Na2CO3->2Na+CO3H2O-> OH+H H2Co3-słaby kwas

4)mocna zasada, mocny kwas- nie ulega hydrolizie

Roztwory buforowe- roztwory słabego kw i soli słabego kwasu z mocna zasada lub słabej zasady i soli słabej zasady z mocnym kwasem

Bufor amonowy: bufor utrzymuje pH=const.

NH₄OH <>NH₄⁺+OH^-

NH₄Cl<> NH₄⁺+Cl^-

Roztwory koloidalne: nie ma rozpuszczania bo cząsteczki substancji maja wieksza wielkość niż cząsteczki rozpuszczalnika; układy koloidalne-mieszniny pozornie jednorodne

8 podstawowych ukł. koloidalnych : f. rozproszona, oś. dyspersyjny, układ koloidalny:

1. gaz – ciecz – piana 2. gaz – c.stałe – piana st.

3. ciecz – gaz – aerozole 4. ciecz – ciecz – emulsja

5. ciecz – c. stale – piana stała 6. c. stałe – gaz – aerozole(pył, kurz) 7. c. stałe–ciecz–zole 8.c.stałe – c. stałe – zole stałe

Część układu tworzącą fazę ciągłą stanowi ośrodek dyspersyjny (rozpraszający), a drugą stanowi fazę zdyspergowaną (rozproszoną)Cząstki fazy rozproszonej mogą mieć kształty blaszkowate, nitkowate oraz kuliste.

Podział ukł. koloidalnych ze względu na 1)powinowactwo dwóch faz:

Zole liofilowe – bardzo trwałe ( warstwa solwatacyjna jest miarą trwałości zoli liofilowych Zole liofobowe – nie ma powinowactwa, brak wspólnych cech.

2)ze względu na wielkość cząsteczek:

Układy mono dyspersyjne koloidy w których cząstki fazy rozproszonej mają jednakową wielkość oraz Pol dyspersyjne - cząstki mają różne wymiary.

Metody otrzymywania koloidów:

*Metoda dyspersyjna - rozdrabnianie aż do uzyskania rozdrobnienia koloidalnego (z zawiesin) osiąga się: Mechanicznie - młyn koloidalny Elektrycznie - łuk elektryczny; stosuje się do otrzymywania zoli metali, tlenków metali itp. Chemicznie – peptyzacja - proces odwrotny do koagulacji stosuję się tu peptyzatory (substancje o silnych właściwościach adsorpcyjnych), które rozdzielają silnie złączone cząstki

*Metody kondensacyjne – rozdrobnienie koloidalne osiąga się w wyniku łączenia pojedynczych cząsteczek chemicznych. Stosując procesy chemiczne:

Polimeryzacja Zmniejszenie rozpuszczalności – wlewanie do wody nasyconego roztworu siarki w alkoholu Redukcja Utlenianie – H₂SS koloidalne

Wymiana – AgNO₃+KIAgI+KNO₃

Koagulacja – proces polegający na łączeniu się cząstek fazy rozproszonej koloidu w większe agregaty tworzące fazę ciagłą o nieregularnej strukturze. Do koagulacji można doprowadzić również przez ogrzewanie, przepływ prądu, zmianę pH lub starzenie się następujące wskutek pozostawienia zolu na długi czas.

właściwości układów koloidalnych:

Ruchy Browna – koloidalne cząsteczki znajdują się w nieustannym chaotycznym ruchu Dyfuzja – ruch cząsteczek substancji pod wpływem różnicy stężeń pomiędzy różnymi częściami roztworu nie ulegają siłom samorzutnej sedymentacji

Rozproszenie światła- czastki kurzu poruszają się w chaosie – efekt Tyndalla ulegają koagulacji

KRYSZTAŁY

Podstawy krystarografii- budowa ciala stałego tzn jony, cząsteczki są ułożony w powtarzalny sposób. Da się wyróżnić powtarzający się element

Monokrysztal- w całej objetosi ma budowę gdzie powtarza się jeden krysztal

Polikrysztal- powtarza się wiele krysztalow

Kryształami cząsteczkowymi nazywamy takie struktury, w których pojedyncze cząsteczki utrzymywane są w sieci krystalicznej w wyniku odziaływania sił van der Waalsa.

Oddziaływanie dipolowe spotyka się w ciałach stałych złożonych z cząsteczek biegunowych, np. w przypadku lodu, a oddziaływanie van der Waalsa we wszystkich cząsteczkowych ciałach stałych.
Ponieważ całkowite oddziaływanie międzycząsteczkowe w zasadzie jest słabe, kryształy cząsteczkowe mają niskie temperatury topnienia. Ponadto są one zwykle dość miękkie, ponieważ cząsteczki mogą być łatwo przemieszczane z jednego położenia w inne. Są one złymi przewodnikami elektryczności, ponieważ elektron związany z jedną cząsteczką z trudem przeskakuje do innej cząsteczki. (CO2, H2O,gazy szlachetne)

W kryształach kowalencyjnych atomy są związane ze sobą wiązaniami atomowymi. Podobnie jak w kryształach jonowych, także w kryształach atomowych traci sens pojęcie cząsteczki, gdyż nie można tu wyróżnić indywidualnych cząsteczek. Cały kryształ atomowy (kowalencyjny) trzeba traktować jako jedną olbrzymią cząsteczkę. Przykładem kowalencyjnej struktury krystalicznej może być sieć krystaliczna diamentu, w której każdy atom jest otoczony czterema innymi atomami węgla rozmieszczonymi w narożnikach czworościanu.

Kryształ metaliczny. Budowę metalu najprościej można opisać w ten sposób, że od każdego atomu metalu odczepiają się elektrony walencyjne, których liczba jest zależna od jego położenia w układzie okresowym i które w sieci przestrzennej, utworzonej przez pozostałe dodatnie jony, poruszają się mniej lub bardziej swobodnie jako gaz elektronowy i wywołują przez to np. dobre przewodnictwo elektryczne, tak jak i wszystkie inne cech typowo metaliczne. Elektrony te przynależą jednocześnie do wszystkich atomów i tworzą wiązanie między jonami. Zachodzi formalnie podobieństwo z wiązaniami atomowymi z tą zasadniczą różnicą, że elektrony nie mogą być przyporządkowane jako para wiążąca poszczególnym atomom, lecz należą do sieci metalicznej jako całość.KOWALNOŚĆ-obecność wolnych elektronow. Zdolność do tworzenia stopów-metalicznych roztworow stalych

Kryształy jonowe:

zbudowane sa z jonów rozmieszczonych równomiernie w sieci krystalicznej (uklad regularny). Jony te działaja na siebie silami przyciagania elektrostatyczngo, ktorych wartosci są dosc znaczne.  Dlatego tez krysztaly zwiazków o wiazaniu jonowym wykazuja specyficzne własciwosci fizyczne tj:

- wysokie temperatury wrzenia

- wysokie temperatury topnienia

- duza wytrzymałość, twarde

- w stanie stopieonym i w roztworze wodnym przewodza prąd

- najczęściej dobrze rozpuszczalne w rozpuszalnikach polarnych

np NaCl temp top: 801 st C, temp wrzenia: 1413 st C, inne to: NaF, MgS, K2O, Na2O, MgCl2,itp

KRYSZTALY:

a)homodesmiczne(1 rodzaj) Przykłady struktur i odpowiadających im oddziaływań:

diament – wiązania kowalencyjne,

krystaliczna sól kamienna – wiązania jonowe,

metaliczna miedź – wiązania metaliczne.

b)heterodesniczne(kilka rodzajów wiążań, rezonans, . W obrębie anionu kompleksowego przeważają wiązania kowalencyjne, natomiast z kationami wiążą się one jonowo.

defekty punktowe-

-defekt polega na umiejscowieniu dodatkowego elementu symetrii w międzywęźlu lub na nieobsadzeniu jednego węzła-niewbudowanie się jednego atomu w sieć węzłową.

-w czasie krystalizacji w sieć wbuduje się obcy atom, zależy od jego wielkości czy inne się odsuwają.

-obcy atom może wbudować się w międzywęźlu, zachowanie innych zależy od wielkości i jego położenia.

-defekt Frenkla-luka kationowa pociąga za sobą kation w międzywęźlu

-defekt Schottkiego-jeśli kation nie wbudowuje się w sieć ani w jej okolice to sieć usuwa anion. Sieć musi być elektro-obojętna.

defekty liniowe:

-dyslokacje krawędziowe-są wynikiem obecności nowej półpłaszczyzny w krysztale,powstaje nowa krawędz

-dyslokacje śrubowe(defekt o mniejszej skali zniszczenia krysztalu)

defekty powierzchniowe:

spowodowane są powtarzającymi się defektami punktowymi lub liniowymi. Temperatura na powierzchni i w środku kryształu jest inna.

Budowa krystalo-chemiczna krzyształu

Wyspowe, grupowe(Si₂O₇)^-6 (Si₃O₉)^-6(Si₄O₁₂)^-6(Si₅O₁₂)^-8(Si₅O₁₅)^-10(Si₆O18)^-12

Łańcuchowe krzemiany(Si2O6)-4 (SiO3)-2

Pasmowe (Si4O11)-6

Warstowe- warstwę tworza 2 pasma, pomiędzy- (niewysyc.tleny, jony metali)duża łupliwość

Przestrzenne-kwarc(SiO2),glikokrzemiany(Si4O8,KAlSi3O8)-dziadochia-metal metalem

GLIKOKRZEMIANY-kaolinit Al4[(OH)8Si4O10)montmorylonit(Al2[(OH)2-Si4O10]n*H2O

Elektrochemia

Szereg napięciowy – potencjały standardowe półogniw uporządkowane wg rosnących wartości. Połączenie dwóch dowolnych półogniw powoduje proces redukcji w półogniwie o wyższym potencjale i proces utlenienia w półogniwie o potencjale niższym. …H,Bi,Sb,Cu,Ag,Hg,Pt,Au

Półogniwo, półogniwo elektrochemiczne najmniej dwóch faz, które mają kontakt i mogą wymieniać jony.
podział:

1)za wzg. Na typ reakcji

a)metale-faza met. Bierze udział w r. elektrodowej

utlenianie:M>M+ne

redukcja: Mⁿ⁺+ne>M⁰

b)redoks f. met. Nie bierze udziału w r. elektr.

U:Eⁱ>Eⁱ⁺ⁿ+ne

R: Eⁱ+ne>E^i-n

2)ze wzg. Na budowę

A)pierwszego rodzaju

U:M⁰>Mⁿ⁺+ne

R:MA_(b)+ne>M⁰+A^n-

B)drugiego rodzaju

M⁰_(s)+A _(r)^-n>MA _(s)+ne

R:MA_(s)+ne>M_(s)⁰+A(r) ^n-

C)gazowe

U:E⁰_(q)>E_{( r)}ⁿ⁺+ne E_r ^n->E_(q)⁰+ne

R:E^n-+ne>E⁰_r :E⁰+ne>E^n-_r

Półog.metalowe-mat.elektrody bierze udzial w reakcji elektrodowej

U:Cu-2e>Cu2+ lub

R:Cu2+ +2e>Cu

Półog. Redoks-mat elektrody nie bierze udziału w r.elekt.

R:Fe3+ +e>Fe2+

U; : Fe2+ -e> Fe3+

Katoda; Elektroda (półogniwo), na której zachodzi proces redukcji. Katoda w ogniwie ma ładunek dodatni

Anoda;  elektroda na której zachodzi proces utlenienia. Anoda w ogniwie ma ładunek ujemny.

Ogniwo galwaniczne - jest układem złożonym z dwóch różnych, kontaktujących się półogniw, po ich połączeniu za pomocą zewnętrznego przewodnika metalicznego następuje przepływ elektronów. Różnica potencjałów elektrod to siła elektromotoryczna ogniwa (SEM).

Zasada działania:proces zostaje zahamowany bo powstajaca warstewka miedzi oddziela cynk od roztworu i tym samym uniemozliwia dalsze roztwarzanie cynku Zn+CuSO4>ZuSO4+Cu

Istnieje także pojęcie ogniwa pasożytniczego, a więc ogniwa pojawiającego się samoistnie w niezamierzonym miejscu i powodującego niekorzystne skutki np.:

-korozja metali - pasożytnicze ogniwo pojawia się np. na zanieczyszczonych i wilgotnych połączeniach dwóch różnych metali lub np. pomiędzy kadłubem statku zanurzonego w elektrolicie (wodzie morskiej), a elementami wykonanymi z innych metali (np. śrubą)

Przykłady ogniw galwanicznych:

1.Ogniwo Daniella - – składa się z dwóch półogniw, półogniwo jest zbudowane z przewodnika typu mechanicznego zwanego elektrodą zanurzoną w roztworze elektrolitu, jedno półogniwo stanowi elektroda cynkowa zanurzona do roztworu siarczanu cynku ZnSO₄ a drugie elektroda miedziowa zanurzona do roztworu siarczanu miedzi CuSO₄. Aby ogniwo mogło działać, musi być możliwy przepływ elektronów (jonów) między roztworami w obu pniach ogniwa w celu wyrównania ładunków obu roztworów, przy czym roztwory te nie mogą się mieszać ze sobą, w tym celu stosuje się przegrody, tzw. klucze elektrolityczne, np. z chlorku potasu KCl.

Zn-2e>Zn²⁺ -utlenianie dezelektronacja

Cu²⁺+2e>Cu

2.Ogniwo Volty - płytka cynkowa i miedziana zanurzone w roztworze wodnym kwasu siarkowego. Obwód zamknięty: - Zn | H₂SO₄ | Cu +. nie zaw. Klucza eletrolitycz

3.Ogniwo Leclanch

najpopularniejsze ogniwo galwaniczne, jako popularne tzw. baterie paluszki lub baterie płaskie– trzy ogniwa połączone szeregowo.

Powszechnie używana nazwa bateria wynika z tego, że kiedy upowszechniał się sprzęt z zasilaniem bateryjnym, wymagane były napięcia możliwe do uzyskania jedynie z kilku ogniw (czyli baterii).

. 4.Ogniwo Westona ogniwo galwaniczne w którym elektrodę dodatnią stanowi rtęć, a ujemną amalgamat kadmu. Zwykle ogniwa Westona są formowane na kształt litery H.

Nad rtęcią znajduje się siarczan rtęci Hg₂SO₄ utarty z siarczanem kadmu CdSO₄ oraz z rtęcią, w postaci tzw. pasty. W obu rurkach znajdują się także kryształy CdSO₄, a całość wypełniona jest wodnym roztworem siarczanu kadmowego.

Ogniwa stężeniowe typu oksydacyjnego

Powstają przy nierównomiernym dopływie tlenu do metalu.

W środowisku wodnym (np. wilgoć z powietrza) strefy metalu, które znajdują się w miejscach o mniejszym dopływie tlenu stają się anodami i ulegają korozji. Na katodzie zachodzi reakcja 2H₂O + O₂ + 4e^- -> 4OH^- na anodzie zaś oddawanie elektronów Fe -> Fe²⁺ + 2e^- Kropla wody – jony żelaza dyfundują na krawędź gdzie łączą się z jonami OH^- tworząc nierozpuszczalny Fe(OH)₂ rdza biała która ulega utlenieniu do Fe₂O₃ rdza czerwona.