WIĄZANIE JONOWE
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. 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 -
Każdy jon sodu jest otoczony sześcioma jonami chlorkowymi, a każdy jon chlorkowy sześcioma jonami sodowymi. Nie można rozróżnić, który kation sodu do którego anionu chlorkowego należy, podobnie jak nie da się określić, który anion chlorkowy należy do którego kationu sodu. Cały kryształ traktuje się więc jako jedną makrocząsteczkę.
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 KOWALENCYJNE(ATOMOWE)
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.
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.
WIĄZANIE KOWALENCYJNE(ATOMOWE) 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.
ADSORPCJA
Zjawisko gromadzenia się jakiejś substancji (adsorbatu) na powierzchni ciała stałego lub cieczy (adsorbenta). Natura oddziaływań pomiędzy cząsteczkami adsorbatu i adsorbenta decyduje o rozróżnieniu adsorpcji fizycznej i chemicznej.
Podczas adsorpcji fizycznej (właściwej) dominują oddziaływania typu Van der Waalsa.
Efekt cieplny adsorpcji fizycznej jest stosunkowo niewielki. Po desorpcji cząsteczki zdesorbowane i powierzchnia adsorbenta wracają do pierwotnego stanu.
W przypadku adsorpcji chemicznej występują oddziaływania chemiczne, powierzchnia adsorbenta może być pokryta co najwyżej monomolekularną warstwą adsorbatu, równowagi adsorpcyjne ustalają się wolniej.
Efekt cieplny adsorpcji chemicznej jest znaczący, towarzyszy on przemianie chemicznej cząsteczek adsorbatu i adsorbentu.
W stałej temperaturze ilość zaadsorbowanego gazu zależy od jego ciśnienia, a ilość zaadsorbowanego składnika roztworu - od jego stężenia.
IZOTERMY ADSORPCJI
Zaadsorbowany na powierzchni gaz jest w równowadze dynamicznej z fazą gazową i w stałej temperaturze stopień pokrycia powierzchni zależy od ciśnienia gazu. Zależność opisująca wpływ ciśnienia na stopień pokrycia powierzchni 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:
Szybkość desorpcji zależy od liczby obsadzonych centrów adsorpcji:
KAPILARNOŚĆ MAT. - jest to zdolność podciągania wody ku górze przez kapilary. Ze względu na kapilarność materiałów ściennych, układa się podczas wznoszenia budynków poziomą warstwę izolacji przeciwwilgociowej.
ADSORPCJA W UKŁADZIE C. STAŁE - ROZTWÓR
Wielkość adsorpcji wyznaczana jest zarówno oddziaływaniem pomiędzy adsorbentem, a każdym ze składników roztworu, jak i wzajemnym oddziaływaniem cząsteczek 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 lub anionów. Taki adsorbent nazywa się wymieniaczem jonowym lub jonitem; kationit adsorbuje kationy, anionit - adsorbuje aniony.
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.
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, emulsje bitumiczne.
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.
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 międzyfazowe występuje zawsze na granicy dwóch faz. Napięcie powierzchniowe powoduje, że ciecz dąży do zajęcia najmniejszej powierzchni międzyfazowej zwiększenie powierzchni cieczy wymaga wykonania pracy
KRYSZTAŁ MOLEKULARNY
- zbudowane są z cząsteczek
- dość nietrwałe mechanicznie
- topiące się w stosunkowo niskich temperaturach (najczęściej <300st.C) ze względu na słabe siły tworzące wiązania krystaliczne (typu siły Van der Waalsa)
- należy tu większość związków organicznych
KRYSZTAŁ JONOWY
jonowa substancja stała tworzy kryształ, czyli strukturę regularną, zbudowaną tak, że każdy kation otoczony jest odpowiednią dla jego wartościowości ilością anionów, a wokół każdego anionu znajduje się odpowiednia dla jego wartościowości ilość kationów. Żaden kation i żaden anion nie jest jednak związany z przeciwnym jonem w sposób stały. Nie można więc mówić o istnieniu cząsteczki substancji jonowej w rozumieniu cząsteczki jako osobnego, ściśle określonego indywiduum o określonym składzie i budowie. Zapisywanie chlorku wapnia jako CaCl2 to tylko pewne uproszczenie zapisu, bowiem twór (cząsteczka) o składzie - jeden atom wapnia i dwa atomy chloru - nie istnieje. W stanie stałym należałoby raczej mówić o zbiorze jonów wapnia i jonów chlorkowych w stosunku 1:2, które siłami elektrostatycznego przyciągania i odpychania układają się w regularną sieć krystaliczną a w roztworze - o samodzielnych jonach. Także stopione sole stanowią mieszaninę jonów (dzięki czemu przewodzą prąd elektryczny) i tu również nie występują cząsteczki w rozumieniu cząsteczki o wiązaniach atomowych. Tak więc nie istnieje cząsteczka NaCl a tylko kryształ jonowy o strukturze Na+Cl-Na+Cl-Na+Cl- = (NaCl)n (każdy jon sodu otoczony jest sześcioma jonami chlorkowymi, i analogicznie każdy jon chlorkowy otacza sześć jonów sodowych) lub nieuporządkowana mieszanina jonów Na+ i Cl- w roztworach i stopionych solach (ciągle jednak w stosunku atomów 1:1).
KRYSZTAŁ METALICZNY
kryształy utworzone przez atomy metali, których elektrony walencyjne tworzą chmurę elektronową, należącą do wszystkich atomów jednocześnie, lecz do żadnego konkretnego. Dzięki temu elektrony te mogą poruszać się swobodnie w obrębie kryształu, co jest podstawową przyczyną dobrej przewodności elektrycznej metali.
STRUKTURA METALICZNA METALI
- REGULARNA ŚCIENNIE CENTROWANA (Cu, Al., Au, Pb)
- REGULARNA PRZESTRZENNIE CENTROWANA (Mo, V)
- HEKSAGONALNA ZWARTA (Mg, Zn, Cd, Ti)
KRYSZTAŁY KOWLANECYJNE
Diament. Są to kryształy stworzone przez atomy powiązane wiązaniami kowalencyjnymi, tworzące makrocząsteczkę, np. Cn dla diamentu. Ze względu na dużą siłę wiązań bardzo trwałe mechanicznie i odporne chemicznie, czasem o szczególnych właściwościach optycznych (brylanty - szlifowane diamenty)
Reakcją redoks nazywamy procesy, w wyniku których między dwiema substancjami następuje wymiana elektronów. Wiąże się ona jednoznacznie ze zmianami stopni utlenienia pierwiastków wchodzących w skład tych substancji. Reakcje redoks są inaczej nazywane reakcjami utleniania i redukcji, ponieważ podczas każdego procesu redoks zachodzi równocześnie utlenianie oraz redukcja.
Utlenianie to proces, w czasie którego atom (w stanie wolnym lub w cząsteczce) oddaje elektrony, dlatego proces ten jest inaczej nazywany dezelektronacją. Zawsze wiąże się on ze zwiększeniem stopnia utlenienia atomu danego pierwiastka.
Redukcja natomiast to proces, w czasie którego atom (w stanie wolnym lub w cząsteczce ) przyjmuje elektrony, dlatego proces ten jest inaczej nazywany elektronacją. Zawsze wiąże się ona ze zmniejszeniem stopnia utlenienia atomu danego pierwiastka.
Koloidy to cząsteczki o bardzo małej średnicy odpowiedzialne za mętność/ intensywność barwy wód powierzchniowych. Ze względu na ich niską wartość prędkości osiadania, najlepszą metodą ich eliminacji są procesy koagulacji - flokulacji. Zadaniem procesu koagulacji jest destabilizacja ładunku elektrycznego na ich powierzchni, w celu wywołania procesu przylegania do siebie tych cząsteczek.
Cechy i pochodzenie koloidów:
Średnica koloidów waha się pomiędzy 1µm a 1nm. Powierzchnia koloidów nadaje im bardzo dobre właściwości adsorpcyjne dla wolnych jonów. Ten fenomen adsorpcji jonów wynika z obecności ładunków elektrycznych na ich powierzchni, co powoduje powstawanie sił odpychania od siebie. Dlatego właśnie koloidy są w roztworze stabilne.
Mają one różne pochodzenie: rozpad substancji mineralnej, erozja, rozkład materii organicznej, odpady z działalności rolniczej oraz ścieki.
Różne typy koloidów:
Koloidy hydrofobowe są odpowiedzialne za barwę wody i w zasadzie mają one pochodzenie organiczne z grupami R-NH2 lub R-OH. Te naładowane ujemnie części zapewniają połączenia wodorowe z cząsteczkami wody. W wyniku tych wiązań koloidy nie stykają się i warstwa ta jest stabilna.
Koloidy hydrofilowe mają pochodzenie mineralne. Na ich powierzchni zgromadzone są ładunki negatywne, co powoduje, że agregacja nie jest możliwa.
W zasadzie koloidy nigdy nie są w 100 % hydrofobowe czy hydrofilowe; procent ten zależy od ich składu cząsteczkowego.
Eliminacja koloidów:
W celu usunięcia koloidów z wody (oczyszczanie wody) najlepszym rozwiązaniem jest przeprowadzenie jako pierwszego etapu koagulacji z użyciem koagulantów. Celem tej fazy jest destabilizacja ładunku elektrycznego koloidów w celu promowania stykania się cząsteczek i ich dalszej agregacji podczas etapu flokulacji.
1. Reakcje syntezy
Reakcje syntezy polegają na tworzeniu się nowej substancji (produktu) z dwóch lub większej liczby
składników (substratów).
A + B › C
gdzie; - A,B ›substraty
- C produkt
przykłady: H2 + Cl2 › 2HCl chlorowodór
2Mg + O2 › 2Mg tlenek magnezu
CaO + CO2 › CaCO3 węglan wapnia
Szczególnym przypadkiem reakcji syntezy są reakcje kondensacji i polimeryzacji.
2. Reakcje analizy
W reakcjach analizy (rozkładu) z substancji złożonej tworzą się dwie lub więcej nowych substancji
AB › A + B
gdzie; - AB substancja złożona
- A, B związki prostsze lub pierwiastki
np.: CaCO3 › CaO + CO2
2HgO › 2Hg + O2
2KMnO4 › K2MnO4 + MnO2 + O2
3. Reakcje wymiany
Reakcje wymiany polegają na przekształceniu dwóch lub więcej substancji wyjściowych w nowe
substancje o innym ugrupowaniu atomów lub jonów wchodzących w ich skład. W tej grupie można rozróżnić
reakcje wymiany pojedynczej (prostej) oraz reakcje wymiany podwójnej.
3.1. Reakcje wymiany pojedynczej
A + BC › AB + C lub AC + B
np.: Zn + 2HCl › ZnCl2 + H2
Fe + CuSO4 › FeSO4 + Cu
W przypadku pierwszym cynk wypiera wodór z kwasu solnego i powstaje chlorek cynku. W drugim
przypadku żelazo wypiera miedź z roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) w wyniku reakcji powstaje siarczan(VI)
żelaza(II) oraz metaliczna miedź.
Reakcje te zachodzą zgodnie z regułą szeregu napięciowego. W szeregu napięciowym pierwiastki
ułożone są w kolejności wzrastających potencjałów normalnych tak, że każdy pierwiastek redukuje w
roztworze jony pierwiastków o wyższym potencjale, czyli wypiera go z roztworu soli. W szeregu napięciowym
umieszczony jest również wodór, którego potencjał normalny przyjęto jako równy wypierają wodór z kwasów,
np. magnez, wapń, cynk, żelazo. Natomiast metale o dodatnich potencjałach nie wypierają wodoru z kwasu,
np. miedź, srebro, złoto. Metale te reagują z kwasami utleniającymi (np. stężony H2SO4, HNO3) ale bez
wypierania gazowego wodoru. Reakcje tego typu omówiono w punkcie 4 tego rozdziału.
3.2. Reakcje wymiany podwójnej
AB + CD › AD + CB
np.: BaCl2 + H2SO4› BaSO4 + 2HCl
AgNO3 + NaCl › AgCl + NaNO3
Reakcje wymiany podwójnej zachodzą bez zmiany stopnia utlenienia reagentów reakcje jonowe. Np.
azotan(V) srebra reagując z chlorkiem sodu wydziela biały osad chlorku srebra i powstaje azotan(V) sodu.
4. Reakcje redoks
Reakcje redoks są to reakcje jednoczesnego utleniania i redukcji, w których pierwiastki występujące
w tych przemianach zmieniają swoją wartościowość, a dokładniej mówiąc stopień utlenienia. Tym ostatnim
terminem będziemy określali hipotetyczny ładunek, jaki posiadałby atom, gdyby cząsteczka, w skład której
wchodzi, była zbudowana z samych jonów. Zastrzeżenie hipotetyczny jest bardzo ważne, bowiem nie
wszystkie cząsteczki zbudowane są w sposób jonowy. Przy ustalaniu stopnia utlenienia stosuje się
następujące reguły:
1. Stopień utlenienia pierwiastków w stanie wolnym równy jest zeru.
2. Stopień utlenienia wodoru w większości związków wynosi +I.
Wyjątkiem są wodorki metali I i II grupy układu okresowego, w których wodór przyjmuje stopień utlenienia
1 (np. NaH, CaH2)
3. Fluor we wszystkich związkach występuje na 1 stopniu utlenienia.
4. Stopień utlenienia tlenu, w większości związków wynosi -II. Wyjątkiem są nadtlenki, w których stopień
utlenienia wynosi 1 np. H2O2, Na2O2, BaO2) oraz fluorek tlenu OF2, w którym tlen jest na +II stopniu
utlenienia.
5. Sumaryczny ładunek wszystkich atomów w związku chemicznym równy jest zeru, a w przypadku jonów
równy jest ładunkowi jonu.
W oparciu o powyższe reguły łatwo można ustalić stopnie utlenienia węgla w związkach: CO, CO2,
CH4, CCl4, H2CO3, CH3OH. Wynoszą one odpowiednio: +II, +IV, -IV, +IV, +IV, +II
W reakcjach redoks następuje, jak już powiedziano, zmiana stopnia utlenienia pierwiastków.
Rozpatrzmy reakcję:
Fe + 1/2O2 = FeO
Jest to prosta reakcja utlenienia. W jej trakcie atom żelaza zmienił stopień utlenienia z 0 na +II, a atom tlenu
z 0 na -II. Analogiczne zmiany obserwuje się podczas reakcji żelaza z siarką
Fe + S = FeS
Proces wzrostu stopnia utlenienia żelaza jaki obserwujemy w obydwóch przypadkach jest identyczny.
Nadano mu nazwę utleniania. Utlenianiem, w ogólnym sensie, będziemy nazywali proces wzrostu stopnia
utlenienia pierwiastka. Towarzyszy mu zawsze oddawanie elektronów:
Fe - 2e = Fe+II
Równocześnie drugi pierwiastek łącząc się z żelazem obniżył swój stopień utlenienia. Uległ redukcji
pobierając elektrony:
S + 2e = S-II
Substancja ulegająca redukcji nosi nazwę utleniacza, a reduktorem jest substancja, która się utlenia. Zapis
procesów utleniania i redukcji pozwala na przeprowadzenie bilansu elektronowego i łatwe uzgodnienie
reakcji redoks.
DYSPERSYJNY UKŁAD , układ rozproszony
układ niejednorodny, co najmniej dwufazowy (zwykle wieloskładnikowy), w którym jedna z faz pełni rolę ośrodka nośnego (ciągłego, rozpraszającego), a pozostałe fazy rozproszone są w postaci małych cząstek (fazy zdyspergowane, rozproszone). U.d. są roztwory koloidalne i zawiesiny.
Korozja kwasowa betonu objawia się ubytkami masy wskutek reakcji kwasów (kwaśne deszcze, spaliny, kwaśne wody gruntowe i przemysłowe) z portlandytem i powstania rozpuszczalnych w wodzie soli wapniowych.
Korozja chlorkowa również prowadzi do mechanicznego uszkodzenia betonu. Następuje gdy chlorki dostana się do powierzchni zbrojenia i spowodują jego korozję.
Tiksotropia, odwracalna, izotermiczna przemiana żelu w zol pod wpływem czynników mechanicznych (np. wstrząsania). Ulegają jej np. niektóre gliny (bentonity). Tiksotropia może być przyczyną katastrof budowlanych.
Hydratacja, addycja wody, uwodnienie, reakcja przyłączenia cząsteczek wody (addycja). Rozróżnia się hydratację jonów w wodnych roztworach elektrolitów, hydratację substancji higroskopijnych, hydratację cząstek koloidowych, hydratację cząsteczek chemicznych z utworzeniem hydratów. Hydratacja jest na ogół procesem odwracalnym, egzotermicznym. Przykładami przemysłowego wykorzystania hydratacji są: hydratacja alkenów do alkoholi, hydratacja alkinów do aldehydów, hydratacja gipsu palonego (solwatacja).
ZNACZENIE II ZASADY TERMODYNAMIKI W CHEMII
Entropia jest funkcją stanu, a to oznacza, że jej zmiana jest zależna tylko od stanu początkowego i końcowego, a nie zależy od drogi, po jakiej prowadzony jest proces. Dzięki znajomości entropii możemy określić, czy proces, który chcemy przeprowadzić może w ogóle zaistnieć samorzutnie , czy też będzie procesem wymuszonym. Dla entropii jako jedynej funkcji termodynamicznej można określić wartości bezwzględne, a nie tylko jej zmiany. Obliczenia takie umożliwia tzw. III zasada termodynamiki
Wpływ zmian ciśnienia na stan równowagi
Zmiana ciśnienia wywiera wpływ na wydajność reakcji jedynie wtedy, gdy liczba moli produktów reakcji jest różna od liczby substratów Dn 0, np. w reakcji syntezy amoniaku:
z 4 moli substratów powstaje 2 mole produktów, Dn = - 2. Reakcji przebiegającej z lewa na prawo, towarzyszy zmniejszenie ilości moli. Wzrost ciśnienia w układzie, w którym zachodzi reakcja syntezy amoniaku, spowoduje przesunięcie równowagi w kierunku kompensacji ciśnienia, czyli w kierunku zmniejszenia ilości moli (tzn. w kierunku syntezy )