1. Teoria atomistyczna Daltona:

1. Wszystkie substancje zbudowane są z atomów.

2. Atomy tego samego pierwiastka są jednakowe i mają takie same masy. Atomy różnych pierwiastków są różne i mają różne masy.

3. Reakcja chemiczna polega na łączeniu się, rozdzielaniu i wymianie atomów. Atom stanowi jednostkę, która uczestniczy w reakcji chemicznej, nie ulegając przy tym rozczepieniu na mniejsze fragmenty

2. Pojęcia podstawowe:

1. Atomowa jednostka masy:

Jednostkę masy atomowej ( U ) stanowi 1/12 masy atomu węgla C.

Masę jednostki wyliczamy dzieląc masę pojedynczego atomu węgla przez 12

= 0,166 *
g.

2. Pierwiastek chemiczny:

Pierwiastek chemiczny jest substancją złożoną z atomów o tych samych właściwościach chemicznych.

3. Nuklid:

Jądro atomowe bez powłoki elektronowej; atom określany na podstawie budowy jego jądra, tj. kombinacji liczby protonów i neutronów.

4. Liczba Masowa:

Liczba masowa (A) to wartość opisująca liczbę nukleonów (czyli protonów i neutronów) w jądrze atomu (nuklidzie) danego izotopu danego pierwiastka. Liczby masowej nie należy mylić z masą atomową pierwiastka, która wyznaczana jest metodami chemicznymi, ani też z masą pojedynczego izotopu.

Liczbę masową izotopów pisze się tradycyjnie w górnym, lewym indeksie symbolu pierwiastka. Np. symbol ¹²C oznacza izotop węgla posiadający 12 nukleonów w jądrze - 6 neutronów i 6 protonów, zaś izotop ¹³C posiada 13 nukleonów - 6 protonów i 7 neutronów. Ogólniejszy zapis ma postać:

gdzie A - liczba masowa, Z - liczba atomowa, X - symbol pierwiastka, np.
- deuter,  
- tryt,  

  - hel.

5. Liczba atomowa

Liczba atomowa ( Z ) (liczba porządkowa) określa, ile protonów znajduje się w jądrze danego atomu. Jest także równa liczbie elektronów niezjonizowanego atomu. Pojawia się ona w symbolicznym zapisie jądra izotopu

gdzie: A - liczba masowa, Z - liczba atomowa, X - symbol pierwiastka

Na przykład

- deuter

- tryt

- hel.

Atomy, które posiadają taką samą liczbę protonów, są z definicji atomami jednego pierwiastka. Nie oznacza to jednak, że wszystkie atomy jednego pierwiastka posiadają taką samą masę, gdyż mogą one posiadać różną liczbę neutronów w jądrach. Atomy posiadające tę samą liczbę atomową, ale różną liczbę neutronów nazywa się izotopami.

Liczba atomowa jest podstawą kolejności występowania pierwiastków w układzie okresowym i z tego powodu nazywana jest także liczbą porządkową.

6. Bezwzględna masa atomowa:

Bezwzględna masa atomowa jest to masa pierwiastka wyrażona w gramach.

7. Względna masa atomowa.

Względna masa atomowa jest to stosunek masy danego atomu do masy jednego atomu wodoru. Krócej nazywamy ją po prostu masą atomową. Masa atomowa nie jest zatem „prawdziwą" masą atomu (w gramach), lecz tylko wskazuje nam, ile razy więcej waży dany atom od atomu wodoru, którego masę atomową obieramy dowolnie za 1.

8. Liczba cząstek elementarnych (Avogadra):

Ilość substancji zawierającą tyle molekuł (atomów, cząstek), ile atomów węgla C znajduje się w 0,012kg węgla( czyli 6,02 *
molekuł nazywamy molem.

Liczbę 6,02 *
od nazwiska włoskiego uczonego nazywamy liczbą Avogadra.

Inaczej mówiąc Liczba cząstek elementarnych w ilości wszystkich substancji odpowiadające ich masom atomowym lub cząsteczkowym zawiera zawsze taką samą liczbę molekuł, mianowicie 6,02 *
.

Za podstawę wyliczeń przyjęto węgiel, którego
= 12u, a masa pojedynczego atomu wynosi 1,992 *
g.

= 6,02*

9. Masa molowa:

Masa molowa pierwiastka jest to taka ilość gramów tego pierwiastka, która liczbowo odpowiada jego masie atomowej. Masa molowa związku chemicznego jest to taka ilość gramów tego związku, która jest równa jego masie cząsteczkowej.

10. Masa cząsteczkowa:

Masa cząsteczkowa jest to masa cząsteczki wyrażona w jednostkach masy atomowej u.

3. Budowa atomu.

1. Jądro atomowe

Każdy atom składa się z jądra i elektronów przebywających w przestrzeni pozajądrowej. Jądro składa się z protonów i neutronów, tzw. nukleonów (wyjątkiem jest izotop wodoru

w jądrze którego jest tylko proton).

Liczbę protonów w jądrze podaje tzw. liczba atomowa Z, natomiast liczbę nukleonów - tzw.
liczba masowa A.

Proton ma ładunek +1 i masę około 1 u. Neutron jest obojętny elektrycznie i ma masę również około 1 u. Elektron ma ładunek -1 i masę 0,00055 u. Bardziej szczegółowo budową jądra zajmuje się fizyka. Jądro ma zawsze mniejszą masę, niż wynikałoby to z sumowania mas składników tego jądra. Różnica pomiędzy sumą mas nukleonów tworzących jądro danego atomu a rzeczywistą masą tego jądra to tzw. defekt masy. Różnica ta odniesiona do jednostki masy atomowej stanowi tzw. względny defekt masy i jest miarą energii wiązania elementów składowych jądra. Nuklid jest to zbiór atomów o tej samej liczbie atomowej i tej samej liczbie masowej,np.




                                                                                                                   

Izotopy - atomy tego samego pierwiastka o różnej liczbie masowej, np.





                                                                                                                   
Izotony - atomy różnych pierwiastków o takiej samej liczbie neutronów, lecz różnej liczbie masowej,np.

Izobary - atomy różnych pierwiastków o tej samej liczbie masowej, np

2. Elektronowa struktura atomu:

Postulaty Bohra

I postulat Bohra:

Elektrony w atomach znajdują się na dozwolonych (stacjonarnych) orbitach, na których ich energia jest stała i ściśle określona. Poszczególne orbity stacjonarne muszą spełniać warunek:

               
                               gdzie: h = 6,626∙10^-34[J∙s] - stała Plancka

                                         m - masa elektronu

                                         v - prędkość elektronu

          r- promień dozwolonej orbity

         m∙v∙r - moment pędu elektronu na danej orbicie

II postulat Bohra

W atomie możliwe jest przejście elektronów między orbitami stacjonarnymi o różnej energii; wiąże się ono z emisją bądź absorpcją kwantu (porcji) energii.

Przejściu elektronu z orbity o energii niższej (E₁) do orbity o energii wyższej (E₂) towarzyszy absorpcja kwantu o energii równej różnicy obu tych orbit.

                E₂ - E₁ = h∙
                                        gdzie: h∙
 - kwant absorbowanej energii

Przejściu elektronu z orbity o energii wyższej (E₁) do orbity o energii niższej (E₂) towarzyszy emisja kwantu o energii równej różnicy obu tych orbit.

                E₁ - E₂ = h∙
                                        gdzie: h∙
 - kwant emitowanej energii

 

Hipoteza de Broglie'a

Z hipotezy de Broglie'a wynika korpuskularno-falowy dualizm materii - zakłada ona, że cząstki elementarne można traktować zarówno jako cząstkę materii i jak falę.

 

Zasada nieoznaczoności Heisenberga:

Nie istnieje możliwość jednoczesnego i dokładnego określenia położenia oraz pędu elektronu w atomie. Im dokładniejszy byłby pomiar położenia elektronu, tym mniej dokładny byłby pomiar pędu; i odwrotnie.

 

Zasada nieoznaczoności Heisenberga stała się podstawą do napisanie równania Schrödingera.

Równanie Schrödingera może mieć wiele rozwiązań, a każde z nich jest funkcją falową (
), zależną od kombinacji pięciu liczb kwantowych, które określają stan kwantowy elektronu.

Wykres kwadratu modułu funkcji falowej
 określa orbital atomowy, czyli obszar, poza którym prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest bardzo małe.

 

3. Liczby kwantowe:

n - główna liczba kwantowa

Od głównej liczby kwantowej zależy energia elektronu. Może przyjmować wartości od 1 do +
 (w praktyce od 1 do 7). Wyznacza powłoki elektronowe (K, L, M, N, O, P, Q).

l - poboczna (orbitalna) liczba kwantowa

Od pobocznej liczby kwantowej zależy orbitalny moment pędu elektronu. Może przyjmować wartości od 0 do (n-1). Wyznacza podpowłoki elektronowe (s, p, d, f, g, h).

m_l - magnetyczna orbitalna liczba kwantowa

Od magnetycznej orbitalnej liczby kwantowej zależy rzut orbitalnego momentu pędu elektronu na linię sił pola magnetycznego. Maksymalna ilość tych wartości to 2l + 1. Wyznacza ilość poziomów orbitalnych (orbitali danego typu).

 s - spinowa liczba kwantowa

Od spinowej liczby kwantowej zależy spin elektronu. Liczba ta zawsze przyjmuje wartość
.

m_s - magnetyczna spinowa liczba kwantowa. Liczba ta może przyjmować dwie wartości:
lub -
.

 

Przy zapisywaniu struktury elektronowej pierwiastków należy stosować następujące zasady:

- zakaz Pauliego - w atomie nie mogą istnieć dwa elektrony opisane funkcjami falowymi o identycznej kombinacji 5 liczb kwantowych.

- reguła Hunda - Elektrony zapełniają poziomy orbitalne w taki sposób, aby ilość niesparowanych elektronów była jak największa.

 

*elektron niesparowany - pojedynczy elektron na danym poziomie orbitalnym.

IV układ okresowy pierwiastków.

Prawo okresowości Mendelejewa, stanowiące podstawę teoretyczną układu wynika z faktu, że liczba atomowa określa nie tylko liczbę protonów występujących w jądrze atomów ale też liczbę elektronów atomów w stanie obojętnym, która ma decydujący wpływ na ich własności chemiczne.

Elektrony w atomach są umiejscowione na kolejnych powłokach, które mają określoną pojemność czyli maksymalną liczbę elektronów jaka może się zmieścić na powłoce. Kolejne powłoki są zajmowane przez elektrony dopiero po całkowitym zapełnieniu powłok leżących poniżej (o mniejszej energii). Zjawisko "zapełniania" powłok wynika z zakazu Pauliego, który w stosunku do atomów stwierdza, że na jednym orbitalu mogą znajdować się najwyżej dwa elektrony różniące się spinem. Elektrony na ostatniej, najbardziej zewnętrznej powłoce nazywanej powłoką walencyjną są najsłabiej związane z atomem i mogą odrywać się od atomu podczas tworzenia wiązań chemicznych. Powłoka ta może przyjmować też dodatkowe elektrony, a energia wiązania tych dodatkowych elektronów ma kluczowe znaczenie przy powstawaniu związków chemicznych. Elektrony niżej leżące rzadziej uczestniczą w reakcjach chemicznych.

W obrębie jednego okresu powłoka walencyjna jest zajmowana przez kolejne elektrony. Po zapełnieniu całej powłoki następuje przejście do nowego okresu i powstanie kolejnej powłoki elektronowej. Można więc powiedzieć, że atomy występujące w tych samych okresach mają taką samą liczbę powłok elektronowych, a występujące w tych samych grupach mają taką samą liczbę elektronów na powłokach walencyjnych.

Wygląd współczesnego układu okresowego

Współczesny wygląd układu okresowego zawdzięczamy Nielsowi Bohrowi, który podzielił go na grupy i okresy. Grupy zazwyczaj wypisuje się w kolumnach, a okresy w rzędach. Grupy dzieli się na grupy główne i grupy poboczne. W grupach głównych okresy występują co osiem kolejnych atomów, co wynika z faktu, że na powłokach elektronowych od drugiej do czwartej mieści się dokładnie 8 elektronów. W grupach pobocznych sprawy mocno się komplikują, gdyż kolejne powłoki elektronowe mają coraz więcej miejsca dla elektronów. W grupach głównych wszystkie elektrony z powłoki walencyjnej zajmują orbitale typu: s i p, w grupach pobocznych orbitale: s i d, a w grupie lantanowców i aktynowców orbitale: s, d i f. Jest to podstawą do podzielenia układu okresowego na bloki: s i p (grupy główne), d (grupy poboczne) oraz f (lantanowce i aktynowce).

W większości współczesnych, graficznych przedstawień układu okresowego grupy główne są rozdzielone za drugą grupą całym blokiem d, a blok f jest "wyciągnięty" pod połączone bloki s, p i d.

Układ okresowy pierwiastków zgodny z zaleceniami IUPAC

Grupa →

1 IA

2 IIA

3 IIIB

4 IVB

5 VB

6 VIB

7 VIIB

8 VIIIB

9 VIIIB

10 VIIIB

11 IB

12 IIB

13 IIIA

14 IVA

15 VA

16 VIA

17 VIIA

18 VIIIA

↓ Okres

1

1 H

2 He

2

3 Li

4 Be

5 B

6 C

7 N

8 O

9 F

10 Ne

3

11 Na

12 Mg

13 Al

14 Si

15 P

16 S

17 Cl

18 Ar

4

19 K

20 Ca

21 Sc

22 Ti

23 V

24 Cr

25 Mn

26 Fe

27 Co

28 Ni

29 Cu

30 Zn

31 Ga

32 Ge

33 As

34 Se

35 Br

36 Kr

5

37 Rb

38 Sr

39 Y

40 Zr

41 Nb

42 Mo

43 Tc

44 Ru

45 Rh

46 Pd

47 Ag

48 Cd

49 In

50 Sn

51 Sb

52 Te

53 I

54 Xe

6

55 Cs

56 Ba

*

72 Hf

73 Ta

74 W

75 Re

76 Os

77 Ir

78 Pt

79 Au

80 Hg

81 Tl

82 Pb

83 Bi

84 Po

85 At

86 Rn

7

87 Fr

88 Ra

**

104 Rf

105 Db

106 Sg

107 Bh

108 Hs

109 Mt

110 Ds

111 Rg

112 Uub

113 Uut

114 Uuq

115 Uup

116 Uuh

117 Uus

118 Uuo

* Lantanowce

57 La

58 Ce

59 Pr

60 Nd

61 Pm

62 Sm

63 Eu

64 Gd

65 Tb

66 Dy

67 Ho

68 Er

69 Tm

70 Yb

71 Lu

** Aktynowce

89 Ac

90 Th

91 Pa

92 U

93 Np

94 Pu

95 Am

96 Cm

97 Bk

98 Cf

99 Es

100 Fm

101 Md

102 No

103 Lr

Legenda do układu okresowego

Metale alkaliczne

Metale ziem alkalicznych

Lantanowce

Aktynowce

Metale przejściowe

Metale grup głównych

Półmetale

Niemetale

Halogeny

Gazy szlachetne

Stan w warunkach standardowych (25°C, 1000 hPa)

Ciała stałe

Ciecze

Gazy

Występowanie w przyrodzie

Naturalne

Z rozpadów

Syntetyczne

Nie odkryte

Uwaga: pierwiastki od 113 do 118 nie są jeszcze oficjalnie uznane przez IUPAC.

Układ okresowy a własności chemiczne atomów

Współczesny układ okresowy (z rozdzielonymi blokami s, p, d i f) jest dobrym sposobem na przedstawienie zależności własności chemicznych od miejsca w układzie.

Pierwsze dwie grupy główne (oprócz wodoru) grupują atomy o bardzo silnych własnościach metalicznych, zaś trzy przedostatnie (grupy V, VI i VII) grupują atomy o mniej lub bardziej wyraźnych własnościach niemetalicznych. Wreszcie grupa VIII to gazy szlachetne.

Przechodząc w obrębie jednej grupy w dół (w kierunku coraz wyższej liczby atomowej) następuje we wszystkich grupach wzrost własności metalicznych, co w obrębie grup od V do VIII przejawia się spadkiem typowych własności niemetalicznych.

Stąd "najbardziej metaliczny" jest pierwiastek występujący na samym dole grupy I - frans, a "najbardziej niemetaliczny" jest atom na samej górze grupy VII - fluor.

Wszystkie atomy grup pobocznych, a także lantanowce i aktynowce to typowe metale. Ich własności również wykazują podobieństwa w obrębie tych samych grup, ale są to już bardziej subtelne cechy niż proste rozdzielenie na własności metaliczne i niemetaliczne.

V Wiązania chemiczne:

WIĄZANIE CHEMICZNE - są to charakterystyczne oddziaływania występujące pomiędzy atomami, grupami atomów, jonami lub cząsteczkami.

Wiązania chemiczne powstają w wyniku oddziaływania, przyjmowania lub uwspólniania elektronów walencyjnych reagujących ze sobą atomów.

Każdy atom pierwiastka składa się z jądra atomowego oraz elektronów znajdujących się na tzw. powłokach elektronowych wokół jądra. Powłok tych jest kilka, a ich maksymalna ilość to siedem. W tworzeniu wiązania bierze udział głównie ostatnia powłoka tzw. walencyjna.
Teorię powstawania wiązań wprowadzili Kossel i Lewis. Według niej, pierwiastki dążą do osiągnięcia oktetu (lit i beryl - dubletu) elektronów na powłoce walencyjnej - dążą do uzyskania struktury gazu szlachetnego.
Atomy gazów szlachetnych, różnią się od atomów pozostałych pierwiastków całkowicie zapełnionymi powłokami elektronowymi. Taka konfiguracja powoduje, że helowce są najbardziej biernymi chemicznie pierwiastkami.

Atomy tworząc wiązanie chemiczne mogą uzyskać stabilną konfigurację elektronową - podobną do konfiguracji gazów szlachetnych - (dubletową lub oktetową) na drodze:
przekazania elektronów jednego atomu drugiemu - powstaje wiązania heteropolarne - jonowe;
uwspólnienia (współużytkowania) elektronów walencyjnych - powstaje wiązanie kowalencyjne (atomowe) lub donorowo-akceptorowe (koordynacyjne).

Rodzaj wiązania między atomami, zależy od właściwości pierwiastków tworzących związek chemiczny. Można je scharakteryzować za pomocą elektroujemności, która jest umowną miarą "skłonności" atomu do przyciągania elektronów podczas tworzenia wiązania.

Pojęcie elektroujemności zostało wprowadzone przez L. Paulinga. Elektroujemność to zdolność atomu do przyjmowania elektronów. Może być ona określana za pomocą liczb bezwymiarowych - skala elektroujemności Paulinga.

Do pierwiastków elektroujemnych zalicza się te, których atomy wykazują wyższą tendencję do przyłączania elektronów niż do jonizacji. Należą do nich niemetale (najbardziej elektroujemne są fluorowce).

Do pierwiastków elektrododatnich zalicza się te, których atomy wykazują wyższą tendencję do jonizacji (oddawania elektronów) niż do przyłączania elektronów. Należą do nich metale.

Wg sklali Paulinga:
elektroujemność pierwiastków należących do tej samej grupy maleje nieznacznie, ze wzrostem liczby atomowej.
elektroujemność pierwiastków należących do tego samego okresu rośnie ze wzrostem liczby atomowej.

RODZAJE WIĄZAŃ CHEMICZNYCH

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.

Sieć krystaliczna chlorku sodu

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. np.:

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

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

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

Przykład wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego:
połączenie chloru i wodoru w cząsteczce chlorowodoru.

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

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

Właściwości metali wiążą się z istniejącym wiązaniem metalicznym:
dobre przewodnictwo cieplne i elektryczne można uzasadnić ruchliwością elektronów należących do dazu elektronowego;połysk metaliczny wynika stąd, że pod wpływem światła widzialnego, elektrony znajdujące się na powierzchni kryształu wykonują drgania o częstotliwości promieniowania padającego. Promienie odbite mają taką samą częstotliwość jak promienie padające, co postrzegamy jako charakterystyczny połysk metalu;
plastyczność - ciągliwość, kowalność metali, tłumaczy się brakiem w krysztale kierunków uprzywilejowanych, a więc można przesuwać płaszczyzny sieciowe i powodować pęknięcia metali.

Model budowy wewnętrznej metalu:

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

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

siły van der Waalsa,

wzajemne oddziaływania elektrostatyczne pomiędzy dipolami cząsteczkowymi, pomiędzy cząsteczkami pozbawionymi momentów dipolowych lub atomami (tzw. oddziaływania dyspersyjne). Przyczyną wystąpienia oddziaływania van der Waalsa są trwałe oraz wyindukowane momenty dipolowe w cząsteczkach lub - w przypadku oddziaływań dyspersyjnych - chwilowe asymetrie rozkładu ładunku w cząsteczce lub atomie. Oddziaływania van der Waalsa są oddziaływaniami bliskiego zasięgu (do 0,5 nm). Występują w kryształach wszelkiego typu (dominują w kryształach molekularnych), ponadto mają duże znaczenie m.in. w zjawiskach: adsorpcji, skraplania gazów, solwolizy.

VI Podstawowe prawa chemiczne.

Prawo zachowania masy mówi, że w reakcji chemicznej masa substratów (substancji wyjściowych) jest równa masie produktów, inaczej, że masa substancji biorących udział w reakcji chemicznej nie ulega zmianie

Prawo zachowania masy w tej postaci sformułowali niezależnie od siebie Rosjanin Michaił Łomonosow i Francuz Antoine Laurent Lavoisier.

Z tego prawa wynika, że zawsze masa wszystkich reagentów (substratów i produktów) biorących udział w reakcji chemicznej nie ulegnie zmianie.

Reagenty to substancje biorące udział w reakcji chemicznej. Jest to pojęcie ogólne dla substratów i produktów.

Z prawa zachowania masy wynika konieczność bilansowania równań reakcji chemicznej, tj. takiego doboru współczynników stechiometrycznych równania chemicznego w którym nastąpi zrównanie ilości (moli) atomów, znajdujących sie po lewej i prawej stronie równania.

Przykład

4Al + 3O₂ ----> 2Al₂O₃
4P + 5O₂ ----> 2P₂O₅
3H₂ + N₂ ----> 2NH₃

Prawo stosunków stałych

W przeciwieństwie do mieszanin fizycznych, które można sporządzić z danych składników w dowolnych stosunkach wagowych, reakcje chemiczne przebiegają jedynie przy zachowaniu ściśle określonej proporcji substratów.

Tablica 1

Stałe stosunki wagowe pierwiastków w związkach

Lp.	Związek chemiczny	Wzór cząsteczkowy	Stosunek wagowy pierwiastków
1.	Woda	H2O	H : O = 1 : 8
2.	Amoniak	NH3	H : N = 1 : 4,66
3.	Metan	CH4	H : C = 0,333 : 1
4.	Acetylen	C2H2	H : C = 0,084 : 1

Sformułowane przez Prousta /1799/ prawo stosunków stałych wyraża, że każdy związek chemiczny ma stały i charakterystyczny skład ilościowy.
Przykłady liczbowe stałych stosunków wagowych pierwiastków niektórych związków chemicznych podano w tablicy 1.

Prawo stosunków wielokrotnych

Jeżeli dwa pierwiastki mogą tworzyć kilka związków chemicznych, to obowiązuje dalsza zależność ich składów ilościowych wyrażona prawem stosunków wielokrotnych /Dalton 1804/:
jeżeli dwa pierwiastki zdolne są tworzyć z sobą więcej niż jeden związek chemiczny, to w związkach tych ilości wagowe jednego pierwiastka, przypadającą na stałą ilość wagową drugiego pierwiastka, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.

Na przykład wodór i tlen tworzą dwa związki: H₂O i H₂O₂. Z taką samą ilością wagową wodoru, wynoszącą 2,016 g w jednym z tych związków związane jest 16 g tlenu, a w drugim 32 g tlenu. Wzajemny stsounek wagowy ilości tlenu związanego w związkach z taką samą ilością wagową wodoru wyraża się liczbami 1 : 2.

Azot i tlen tworzą z sobą pięć różnych tlenków N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅

W poszczególnych tlenkach azotu na 14 g azotu przypada odpowiednio: 8, 16, 24, 32, 40 g tlenu. Wzajemny stosunek ilości wagowych tlenu związanego z jednakową ilością wagową azotu wyraża się prostymi liczbami całkowitymi 1 : 2 : 3 : 4 : 5

VII Reakcje chemiczne

Typy reakcji chemicznych

1. Reakcje syntezy

Synteza jest reakcją, w której z dwu lub więcej substancji prostszych powstaje jedna substancja złożona o odmiennych właściwościach chemicznych i fizycznych.

A + B ---> AB

2. Reakcje analizy

Analiza (rozkład) jest reakcją, w której z jednej substancji złożonej powstają dwie lub kilka substancji prostszych , różniących się od substratu właściwościami fizycznymi i chemicznymi.
AB ---> A + B

3. Reakcje wymiany

- wymiana pojedyncza (reakcja wypierania) jest reakcją, w której z jednego związku chemicznego i jednego pierwiastka powstaje inny związek chemiczny i inny, mniej aktywny pierwiastek
A + BC ---> AC + B

- wymiana podwójna jest reakcją, w której biorą udział dwa związki chemiczne i jako produkty powstają nowe dwa związki

AB + CD ---> AD + BC

Podział reakcji chemicznych

1. Reakcje przebiegające bez wymiany elektronów, polegają głównie na wymianie protonów między cząsteczkami:
a) reakcje zobojętnienia,
b) reakcje kwasów i zasad z amfoterami,
c) reakcje kwasów i zasad z solami,
d) reakcje soli z solami,
e) reakcje jonów z wodą.

2. Reakcje oksydacyjno-redukcyjne (redoks), związane z przeniesieniem elektronów od jednego reagenta do drugiego, powodujące zmianę stopni utlenienia reagujących atomów lub jonów.

Utlenianie (dezelektronacja) jest procesem polegającym na utracie elektronów przez obojętne atomy, cząsteczki lub jony, w którym następuje podwyższenie stopnia utlenienia reduktora.

Redukcja (elektronacja) jest procesem polegającym na pobieraniu elektronów przez atomy lub jony, w którym następuje obniżenie stopnia utlenienia utleniacza.

Utleniacz (dezelektronator) jest substancją ulegającą redukcji, pobierającą elektrony od substancji utlenionej i obniżającą swój stopień utlenienia.

Reduktor (elektronator) jest substancją ulegającą utlenieniu, oddającą elektrony substancji redukowanej i podwyższającą swój stopień utlenienia. W dowolnej reakcji redoks liczba elektronów przyłączonych przez utleniacz równa jest liczbie elektronów oddanych przez reduktor.

Stopnie utlenienia

Stopnie utlenienia pierwiastka wchodzącego w skład określonego związku to liczba dodatnich lub ujemnych ładunków elementarnych, jakie zyskałby atom, gdyby wszystkie wiązania w cząsteczce były jonowe.

Zasady oznaczenia stopnia utlenienia:

1. Stopień utlenienia pierwiastka w stanie wolnym równy jest zero.

2. Stopień utlenienia pierwiastka w postaci jonu prostego równa się jego elektrowartościowości (wartościowości jonu).
3. Suma stopnia utlenienia wszystkich atomów wchodzących w skład jonu złożonego równa jest ładunkowi jonu.

4. Suma stopnia utleniania wszystkich atomów wchodzących w skład cząsteczki obojetnej wynosi zero.

5. Fluor we wszystkich swych połączeniach występuje na -1 stopniu utlenienia.

6. Tlen w połączeniach ma stopień utlenienia -2. Wyjątki stanowią: fluorek tlenu OF2, w którym tlen ma stopień utlenienia +2, ponadtlenki np. KO2, w których stopień utlenienia tlenu wynosi -1/2 i nadtlenki np. H2O2, Na2O2, BaO2, w których wynosi -1.
Nadtlenek wodoru (H2O2) w reakcjach chemicznych może pełnić rolę utleniacza lub reduktora.
Jako utleniacz pobiera 2 e i tworzy H2O.
H2O2 - 2e + 2H+ ---> 2 H2O

Jako reduktor traci 2e i powstaje O2.
H2O2 + 2e ---> 2 H+ + O2

7. Wodór przyjmuje w swych związkach stopień utlenianie równy +1, z wyjątkiem wodorków litowców i berylowców, gdzie stopień utlenienia wynosi -1.

8. Stopień utlenienia litowców równy jest +1, a berylowców +2, (metale przyjmują dodatnie stopnie utlenienia).

Utleniacze i reduktory

Do substancji ulegających redukcji czyli utleniaczy należą:
1. pierwiastki najbardziej elektroujemne (np. F2, Cl2, Br2, J2, O2).
2. jony metali na wyższym stopniu utlenienia, jony metali szlachetnych i jon wodorowy (np. Fe3+, Cu2+, Ag+, H+)
3. związki chemiczne, w których pewne pierwiastki występują na najwyższych stopniach utlenienia
Nadmanganian potasu (KMnO4) w zależności od środowiska może ulegać redukcji do różnych stopni utlenienia. Wiąże się to także ze zmianą zabarwienia roztworu.

Do substancji ulegających utlenieniu, czyli reduktorów należą:
1. pierwiastki najbardziej elektrododatnie (np. Na, K, Mg, Ca, Al);
2. niemetale (np. C, N, S, H);
3. jony metali i niemetali na niższym stopniu utlenienia (np. Fe2+, Sn2+, S2-);
4. związki chemiczne, które posiadają atomy metali i niemetali na niższym stopniu utlenienia (np. SbCl2, FeCl2, CO, NaNO2, aldehydy);
5. jony ujemne fluorowców, dla których rosną zdolności redukcyjne wraz ze wzrostem mas atomowych (np. Cl-, Br-, J-).

VIII Obliczenia stechiometryczne

Obliczenia chemiczne przeprowadzone na podstawie wzorów i równań reakcji chemicznych nazywa się stechiometrią.

W obliczeniach stechiometrycznych wykorzystuje się oprócz wzorów i równań chemii również podstawowe pojęcia i prawa chemiczne

Podobnie jak symbole pierwiastków chemicznych określają pojedyncze atomy w stanie wolnym i związanym oraz jednostkową masę pierwiastka zwaną masą atomową, tak też wzory chemiczne podają jakościowy i ilościowy skład związków chemicznych.

Na podstawie wzorów chemicznych można zatem obliczać zawartość ilościową składników (pierwiastków lub grupy pierwiastków) w związku chemicznym.

• Przykład 1
  Obliczyć zawartość potasu w 15 g wodorotlenku potasu o wzorze KOH. Podać skład procentowy tego związku.
  Rozwiązanie skład 1 mola cząsteczek wodorotlenku potasu wchodzi 1 mol atomów potasu, 1 mol atomów tlenu, 1 mol atomów wodoru. Masa molowa związku jest równa sumie mas molowych pierwiastków składowych

M(KOH) = M(K) + M(O) + M(H) = 39,01 g/mol + 16,0 g/mol + 1,0 g/mol = 56,01 g/mol

W 56,01 g KOH jest zawarte 39,01 g K, zatem w 15 g znajduje się x g Pb:

w 56,01 g KOH - 39,01 g K
to w 15 g KOH jest x g K

x = 15 x 39,01 / 56,01 = 10,4 g K

Podobnie oblicza się zawartość procentową składników związków z następujących proporcji:

56,01 - 39,01
100 - x₁

x₁ = 100 x 39,01 / 56,01 = 69,6% K

56,01 - 16
100 - x₂

x₂ = 100 x 16 / 56,01 = 28,6% O

56,01 - 1
100 - x₃

x₃ = 100 x 1 / 56,01 = 1,8% H

W podobny sposób obliczamy zawartość ilościową grup pierwiastków w związku chemicznym.

Zaprezentowany sposób określania zawartości związków chemicznych jest wykorzystywany podczas określania wzorów chemicznych na podstawie składu ilościowego związków. Tzn. wzór związku chemicznego oblicza się znając masy molowe pierwiastków składowych i ich udziały procentowe w budowie związku.

Najprostsze wzory związków chemicznych oblicza się dzieląc procentowe zawartości pierwiastków wchodzących w skład związku przez ich masy molowe. Otrzymane w ten sposób liczby ułamkowe określają liczby moli pierwiastków w 100 g związku, czyli udziały molowe pierwiastków wchodzących w skład związku chemicznego.

Ponieważ atomy w reakcjach chemicznych są niepodzielne, obliczone udziały molowe należy wyrazić liczbami całkowitymi. W tym celu liczby ułamkowe dzieli się przez ich największy wspólny dzielnik.

Otrzymane ilorazy podają liczby całkowite atomów poszczególnych pierwiastków w najprostszej cząsteczce związku chemicznego.

IX Obliczanie stężeń roztworów

Stężenie procentowe to udział związków chemicznych w mieszaninach i roztworach wyrażony w procentach.

Pojęcie to oznacza najczęściej zawartość substancji rozproszonej lub rozpuszczonej w stosunku do całości mieszaniny lub roztworu, jednak czasami określa się w ten sposób również udział procentowy roztworu nienasyconego w stosunku do roztworu nasyconego (w tych samych warunkach termodynamicznych).

Pojęcie to nie jest tak jednoznaczne, jak w przypadku stężenia molowego, gdyż do jego obliczania można brać pod uwagę udziały wagowe lub objętościowe albo ich kombinację.

Klasyczne wagowe stężenie procentowe to liczba gramów związku, jaka jest obecna w 100 g roztworu, jednak w przypadków rozcieńczonych roztworów wodnych zazwyczaj stężenie procentowe oznacza w praktyce liczbę gramów związku chemicznego obecnego w 100 cm³ roztworu, gdyż przyjmuje się tu, że w przybliżeniu roztwory takie mają gęstość zbliżoną do wody - czyli 100 g/100 cm³. W przypadku bardziej stężonych roztworów nie jest to jednak już prawdą i gęstość takich roztworów może znacznie odbiegać od tej wartości.

Ze względu na to, że bardzo często gęstość roztworów nie jest zwykłą średnią gęstości jego składników (na skutek zachodzenia zjawiska zwanego kontrakcją objętości, np. w przypadku mieszania czystego etanolu z wodą), w praktyce laboratoryjnej i przemysłowej łatwiej jest stosować stężenie objętościowe oznaczające liczbę cm³ czystego związku, które zostało użyte do uzyskania 100 cm³ roztworu. Stężenia takie są stosowane zwłaszcza w przypadku mieszanin gazów oraz w przypadku napojów alkoholowych.

Procentowe stężenie wagowe jest zazwyczaj oznaczane w literaturze chemicznej symbolem "w/w" (weight/weight), objętościowe "v/v" (volume/volume) lub "s/s", zaś mieszane "w/s" lub "w/v".

Swoistym paradoksem stężenia procentowego roztworów jest to, że w niektórych przypadkach przyjmuje się roboczo, że wynosi ono więcej niż 100%. Przykładem tego jest m.in. oleum, czyli roztwór SO₃ w kwasie siarkowym. W praktyce przemysłowej kwas siarkowy produkuje się poprzez nasycanie wody gazowym SO₃. Po osiągnięciu 100% nasycenia uzyskuje się czysty, 100% kwas siarkowy, gdyż SO₃ reaguje z wodą, prowadząc do powstania kwasu siarkowego. Dalsze nasycanie kwasu SO₃ prowadzi do uzyskania roztworu SO₃ w kwasie siarkowym. Tradycyjnie stężenie SO₃ w takim układzie przelicza się tak, jakby to był ponad 100% roztwór kwasu siarkowego w wodzie. Np. oleum 120% to taki roztwór SO₃ w kwasie siarkowym, który po dodaniu do niego 20% wody zamienia się w 100% kwas. Takie paradoksalne rozwiązanie, jakkolwiek sprzeczne ze zdrowym rozsądkiem, jest jednak często bardzo praktyczne i ułatwia obliczenia stechiometryczne.

Wzór:

gdzie:

• C_p to stężenie procentowe [%]

• m_s to masa substancji rozpuszczanej [g]

• m_r to masa roztworu [g]

• m_rozp to masa rozpuszczalnika [g]

• Stężenie molowe roztworów związków chemicznych to liczba moli danego związku jaką zawiera 1 dm³ danego roztworu.

• Stężenie molowe jest równe stosunkowi liczby moli n substancji rozpuszczonej do objętości roztworu. Jednostką stężenia molowego w układzie SI jest mol/dm³. Określenie roztworu jako n-molowy oznacza, że jego stężenie molowe wynosi n mol/dm³. Stężenie molowe zależy od temperatury, gdyż objętość roztworu zmienia się wraz z temperaturą.

• Wzór:

• 
  

• gdzie:

• C_m = stężenie molowe
  , co odpowiada
  

• n = liczba moli związku chemicznego [mol]

• V_r = objętość roztworu [dm³]

• m_s = masa substancji rozpuszczanej [g]

• M = masa molowa substancji rozpuszczanej
  

• Przyjęte jest zapisywanie jednostki
  jako M. Do wyrażania niskich stężeń stosuje się też jednostki mM, μM, nM itp.

X Stany skupienia materii

Stan skupienia - jest to forma w jakiej w określonych warunkach występuje substancja. Forma ta określa podstawowe własności fizyczne tej substancji. W pewnym sensie nazwa stanu skupienia jest takim umownym "skrótem" dla określenia kilku cech charakterystycznych danego ciała. Wyróżniamy trzy główne stany skupienia materii:

• stały - ciało ma stały kształt (nie zmienia go bez działania zewnętrznej siły deformującej), podobnie zachowuje się jej objętość. Cząsteczki budujące ciało stałe są mocno zbite i wykonują tylko znikome ruchy. Przykład: kamień, lód, węgiel, plastik, drewno.

• ciekły - ciało przybiera kształt naczynia, w którym się znajduje, nie zmienia się jednak jego objętość. Ciecz nie jest już w swej strukturze tak zbita jak ciało stałe, jej cząsteczki mają pewną swobodę ruchu. Przykład: woda.

• lotny (gazowy) - ciało zmienia dowolnie kształt i objętość, gdyż momentalnie rozprzestrzenia się na całą przestrzeń, w której się znajduje. Przykład: powietrze i inne gazy.

Wszystkie substancje mogą znajdować się w trzech stanach skupienia. Oczywiście nie jednocześnie. W zależności od temperatury i ciśnienia otoczenia, przechodzą z jednego stanu do drugiego. Doskonałym przykładem jest woda, która poniżej temperatury 0⁰C przechodzi w stan stały - lód, od 0⁰C do 100⁰C jest ciekła, a powyżej 100⁰C staje się parą, czyli przechodzi w stan lotny.

XI Stan stały krystaliczny i bezpostaciowy

Ciała bezpostaciowe (np. szkło, stopiona i ochłodzona krzemionka, żywice polimetakrylowe) to substancje, których atomy, cząsteczki lub jony nie są rozmieszczone w prawidłowej sieci przestrzennej. Substancje te, określone często jako ciecze przechłodzone o dużej lepkości, wykazują niektóre cechy charakterystyczne dla ciał stałych, jak twardość i zdolność zachowania nie zmienionego kształtu. najłatwiej dostrzegalną włąściwością fizyczną odróżniającą ciałą bezpostaciowe od krystalicznego jest brak określonej temperatury topnienie. Ciała bezpostaciowe ogrzewane stopniowo miękną i rozpływają się.

Ciała krystaliczne natomiast topią się w ściśle określonych temperaturach.
Mówimy, że ciała bezpostaciowe są izotropowe. Oznacza to, że wykazują one we wszystkich kierunkach identyczne właściwości fizyczne, ich twardość, wytrzymałość mechaniczną, rozszerzalność cieplną, przewodnictwo elektryczne, właściwości optyczne - nie zależą od kierunku działania.

W zależności od rodzaju wiązań ciała krystaliczne można podzielić na kryształy;

• z siecią jonową

• z siecią atomową

• z siecią cząsteczkową

• z siecią metaliczną

Układy krystalograficzne

1. układy krystalograficzne, najstarszy i najczęściej stosowany w krystalografii podział wszystkich kryształów na siedem rozłącznych zbiorów. Kryształy należące do każdego układu krystalograficznego cechuje inny rodzaj symetrii punktowej. Elementy symetrii determinujące ten podział narzucają specyficzne ograniczenia na parametry sieci przestrzennych kryształów należących do poszczególnych układów krystalograficznych.
   
   Przy tzw. konwencjonalnym opisie sieci przestrzennych w poszczególnych układach krystalograficznych wspomniane ograniczenia parametrów sieci wynikają z symetrii cechującej kryształ, możliwe (i znane) są zaś przypadki pokazujące, że twierdzenie odwrotne nie jest prawdziwe: kryształ, którego parametry sieci spełniają (w pewnej temperaturze i przy pewnym ciśnieniu oraz w granicach precyzji pomiarowej) ograniczenia charakterystyczne dla któregoś z układów krystalograficznych, może w rzeczywistości należeć do układu krystalograficznego cechującego się niższą symetrią.

Z tego samego powodu nieścisłe i niepoprawne jest definiowanie układów krystalograficznych na podstawie relacji różności dla tych parametrów sieci, które w poszczególnych układów krystalograficznych mogą przyjmować wartości dowolne, np. dla kryształów tetragonalnych nie można żądać warunku a ≠ b.

Ponieważ kryształy należące do układu krystalograficznego trygonalnego i heksagonalnego cechują te same ograniczenia parametrów ich sieci przestrzennych, które, przy innym wyborze parametrów sieci, można alternatywnie wyrazić (dla obu tych układów!) w postaci: α = β = γ = dowolnej wartości oraz a = b = c = dowolnej wartości, były one łączone przez niektórych autorów w jeden układ krystalograficzny zwany również heksagonalnym. Obecnie taki podział nazywa się podziałem na rodziny krystalograficzne.

Każda z 32 klas krystalograficznych należy do jednego i tylko jednego z siedmiu układów krystalograficznych.

2) układy Bravais'go kryształów.

3) rodzina krystalograficzna.

4) układy krystalograficzne współrzędnych stosowane do opisu budowy kryształów, zależne od tego, do jakiego układu Bravais'go dany kryształ należy. Mogą to być układy ukośnokątne, których wersory na osiach x, y, z mają różną długość, odpowiadającą parametrom sieci a, b, c. Kąty między osiami układu współrzędnych są z kolei równe parametrom sieci α, β, γ. Zgodnie z konwencją stosuje się zawsze prawoskrętne układy współrzędnych.

Wszystkie kryształy z danej rodziny krystalograficznej można opisać w krystalograficznych układach współrzędnych tego samego typu. Dla kryształów należących do rodziny heksagonalnej, oprócz układu osi heksagonalnych można użyć alternatywnie układu osi romboedrycznych. Zwyczajowo stosuje się tę możliwość jedynie dla części kryształów z tej rodziny, stanowiącej romboedryczny układ Bravais'go.

W układzie osi heksagonalnych stosuje się zazwyczaj, zamiast zwykłego układu współrzędnych trójosiowego (x,y,z), tzw. czteroosiowy układ współrzędnych Bravais'go (x,y,u,z), w którym osie x,y,u leżą w jednej płaszczyźnie, tworząc między sobą kąty 120°. Taki układ współrzędnych ułatwia rachunki z użyciem wskaźników Millera-Bravais'go płaszczyzn powiązanych elementami symetrii występującymi w rodzinie heksagonalnej.

Izomorfizm (równopostaciowość) w sensie ogólnym - zdolność do przyjmowania takich samych form krystalograficznych przez substancje o odmiennym, bądź tylko częściowo podobnym, składzie chemicznym, przy jednoczesnej zdolności tych substancji do tworzenia roztworów stałych.

Badania rentgenograficzne doprowadziły do stwierdzenia, że izomorfizm jest wynikiem identycznego ugrupowania atomów (jonów) w strukturach. Przyczyną izomorfizmu jest zdolność atomów, jonów i ich grup o tej samej wartościowości i zbliżonej objętości, do wzajemnego zastępowania się w sieci krystalicznej - (diadochia).

Zdolność zastępowania się jonów w sieci krystalicznej uwarunkowana jest ich promieniami i ładunkami elektrycznymi. Różnica promieni zastępujących się jonów powinna być nie większa niż 15% a ładunek elektryczny sieci po substytucji musi być taki sam. Wraz ze wzrostem temperatury i ciśnienia może dojść do zastąpienia, w określonej proporcji jonów, których promienie wykazują różnicę ponad 15%.

Rodzaje izomorfizmu [edytuj]

Pojęcie to obejmuje:

• izomorfizm w szerokim tego słowa znaczeniu (izostrukturalność = izotypia),

• izomorfizm, w ścisłym słowa tego znaczeniu, w którym substancje muszą mieć zdolność do tworzenia izomorficznych roztworów stałych czyli wykazują zdolność do zastępowania jonów w strukturach swoich kryształów,

• izomorfizm polimeryczny - przejawia się wtedy, gdy w dwóch lub więcej różnych substancjach chemicznych występują nie pojedyncze równoległościany elementarne, lecz ich grupy np. anortyt - (Ca[Al₂Si₂O₈]) ma dwukrotnie większą komórkę jednostkową niż izomorficzny z nim albit Na[AlSi₃O₈].

Niekiedy dwie substancje krystaliczne wykazują identyczny typ struktury, różniący się tym, że pozycje kationów i anionów są zmienione. Przykładem tego zjawiska są kryształy fluorku wapnia (CaF₂) i siarczku sodu (Na₂S). Takie podobieństwo strukturalne minerałów określane jest mianem antyizomorfizmu.

Polimorfizm (różnopostaciowość) - zjawisko występowania różnych odmian krystalograficznych tej samej substancji. Występuje ono wtedy, gdy ta sama substancja może występować w dwóch lub nawet kilku formach krystalicznych.

• Jednym z najlepszych przykładów różnopostaciowości jest węglan wapniowy (CaCO₃). Występuje on jako pospolity kalcyt lub jako znacznie rzadszy minerał aragonit. Minerały te różnią się twardością i układem krystalograficznym.

Innym przykładem jest

• węgiel (C) - występuje on w przyrodzie jako diament (układ regularny) i jako grafit (układ heksagonalny).

• dwusiarczek żelaza (FeS₂) - występuje jako piryt i markasyt.

• węglik krzemu (SiC) - wstępuje w formie jednoskośnej α i w formie romboidalnej β

Odmiany polimorficzne nie są różnymi stanami skupienia, ale są różnymi fazami materii, przejścia z jednej odmiany do drugiej są przemianami fazowymi pierwszego rzędu. Nie zachodzą one jednak w ściśle określonych temperaturach lecz są zależne od termicznej historii próbek. Powoduje to, że dany związek może występować w dwóch różnych odmianach polimorficznych w tej samej temperaturze. Istnieje też możliwość uzyskiwania różnych form polimorficznych poprzez krystalizację związków chemicznych w ściśle określony sposób.

Polimorfizm pierwiastków chemicznych nazywa się alotropią.

XII ciała stałe metaliczne

Chemia

Wydział Budownictwa Lądowego i Wodnego - I semestr

Strona 1 z 20

---