Spis treści tomu I
tłumaczy
Jak najlepiej wykorzystać „Chemię wokół nas”
Podstawy 1
Wytwarzanie nowej materii: wygrajmy walkę z bakteriami 1
Prowadzanie pomiarów i modelowanie matematyczne: badania atmosfery 2
1.1. Chemia: nauka centralna 3
Ramka 1.1. Projekt stu tysięcy genomów 4
1.2. Pomiary, jednostki i nazewnictwo 6
1.3. Atomy i mol 11
Ramka 1.2. Spektometria mas 14
Ramka 1.3. Łucznik z Amesbury 16
1.4. Równania chemiczne 21
Ramka 1.4. Ekonomia atomowa i zielona chemia 26
Ramka 1.5. Pomiar małych stężeń: ppm (części na milion) 36
1.5. Oblicz, ile czego masz 36
Ramka 1.6. Pomiar rozpuszczonego tlenu w wodzie rzecznej 40
1.6. Zmiany energii w reakcjach chemicznych 43
Ramka 1.7. Energia potencjalna i energia kinetyczna 44
Ramka 1.8. Entalpia i energia wewnętrzna 45
Ramka 1.9. Butanowe lokówki do włosów 47
1.7. Stany skupienia i zmiany fazowe 49
Ramka 1.10. Przemiany fazowe wody 52
1.8. Oddziaływania niekowalencyjne 55
Ramka 1.11. Dlaczego Kevlar® jest tak wytrzymały? 58
1.9. Równowaga chemiczna: w jakim stopniu przebiegła reakcja? 59
Ramka 1.12. Łącząc równowagi chemiczne i chemię w jaskiniach 61
2. Język chemii organicznej 73
Terapia celowana stosowana w leczeniu wysokiego ciśnienia krwi: przypadek ACE 74 Co można wyczytać z nazwy? 74
2.1. Dlaczego związki organiczne są ważne? 75
Ramka 2.1. Friedrich Wöhler: pierwsza synteza naturalnie występującego związku organicznego 77
Ramka 2.2. Niektóre przełomowe syntezy laboratoryjne produktów naturalnych
2.2. Rysowanie struktur związków organicznych
78
79
2.3. Szkielety węglowe i grupy funkcyjne 83
2.4. Nazewnictwo związków organicznych
86
2.5. Węglowodory 86
Ramka 2.3. Grupy alkilowe jako podstawniki 89
Ramka 2.4. Czy masło jest zdrowsze niż margaryna? 94
2.6. Grupy funkcyjne zawierające jeden lub więcej heteroatomów 98
Ramka 2.5. Problem DDT 100
Ramka 2.6. Obróbka mieszaniny reakcyjnej 103
Ramka 2.7. Alkaloidowe środki przeciwbólowe 106
2.7. Grupy funkcyjne zawierające grupy karbonylowe 108
Ramka 2.8. Kwasy sulfonowe i związki pokrewne 111
Ramka 2.9. Sztuczne słodziki 115
2.8. Nazewnictwo związków z więcej niż jedną grupą funkcyjną 116 Powtórzenie zagadnień 119 Zadania 120
3. Struktura atomowa i właściwości 123 Okresowy układ pierwiastków 124
3.1. Klasyczny obraz atomu 125
3.2. Promieniowanie elektromagnetyczne i kwantowanie 128
Ramka 3.1. Promieniowanie słoneczne 130
3.3. Widma atomowe i model atomu Bohra 135
Ramka 3.2. Rozświetlić niebo 139
Ramka 3.3. Skład gwiazd 141
3.4. Natura elektronu 142
Ramka 3.4. Mikroskopia elektronowa 143
3.5. Funkcje falowe i orbitale atomowe 145
Ramka 3.5. Orbitale p i liczby zespolone 153
Ramka 3.6. Kształt orbitali d 154
3.6. Atomy wieloelektronowe 155
Ramka 3.7. Spektroskopia rezonansu spinowego elektronów 157
Ramka 3.8. Energia wymiany 159
Ramka 3.9. Liczby atomowe i spektroskopia rentgenowska 161
3.7. Właściwości atomowe i okresowość 165
3.8. Chemia jądrowa 171
Ramka 3.10. Datowanie przeszłości 173
Ramka 3.11. Detektory dymu 175
Powtórzenie zagadnień 176
Podstawowe równania 177
Zadania 177
4. Cząsteczki dwuatomowe 179 Cząsteczki w przestrzeni kosmicznej 180
4.1. Cechy cząsteczek dwuatomowych 181
Ramka 4.1. Jak można mierzyć długości wiązań? 183
4.2. Model Lewisa 184
Ramka 4.2. Właściwości magnetyczne 187
4.3. Elektroujemność 188
4.4. Teoria wiązań walencyjnych i teoria orbitali molekularnych 189
4.5. Teoria wiązań walencyjnych 191
Ramka 4.3. Molekularne funkcje falowe dla H2 191
Ramka 4.4. Co można zrobić, aby niereaktywna cząsteczka reagowała 193
4.6. Teoria orbitali molekularnych 195
4.7. Orbital molekularny wodoru (H2) 196
Ramka 4.5. Liniowa kombinacja orbitali atomowych (LCAO) 200
4.8. Diagramy poziomów energetycznych orbitali cząsteczkowych 200
Ramka 4.6. Tworzenie się cząsteczek wodoru w przestrzeni kosmicznej 202
4.9. Liniowe kombinacje orbitali p 205
4.10. Wiązanie w cząsteczkach fluoru (F2) i tlenu (O2) 208
Ramka 4.7. Tlen w atmosferze 210
4.11. Mieszanie orbitali s–p 211
Ramka 4.8. Pomiar energii orbitali molekularnych 211
Ramka 4.9. Kolory zorzy polarnej 215
4.12. Heteronuklearne cząsteczki dwuatomowe 217
Ramka 4.10. Liniowa kombinacja orbitali atomowych w LiH 219
Ramka 4.11. Wykorzystanie tlenku azotu do przesyłania sygnałów biologicznych 223
Powtórzenie zagadnień 224
Podstawowe równania 225
Zadania 225
5. Cząsteczki wieloatomowe 227 Związki ksenonu 228
Ramka 5.1. Struktury cząsteczek 229
5.1. Model Lewisa 230
Ramka 5.2. N2O: od gazu rozweselającego do wyścigów samochodowych 233
5.2. Teoria odpychania par elektronowych na powłoce walencyjnej 234
Ramka 5.3. Zdolność do fluorowania ClF3 i BrF3 241
Ramka 5.4. Azotany w wodzie 244
5.3. Polarność wiązań i cząsteczki polarne 247
5.4. Teoria wiązań walencyjnych cząsteczek wieloatomowych 249
Ramka 5.5. Eten i dojrzewanie owoców
5.5. Rezonans
5.6. Wykorzystanie teorii orbitali cząsteczkowych do wiązań w cząsteczkach wieloatomowych 259
5.7. Częściowe schematy orbitali molekularnych 262
Ramka 5.6. Borowodorki 266 Powtórzenie zagadnień
6. Ciała stałe
6.1. Struktury sieci kowalencyjnych 273
Ramka 6.1. Grafen, nanorurki i nanotechnologia 274
Ramka 6.2. Nadprzewodniki 276
6.2. Struktury oparte na upakowaniu kul 278
6.3. Wiązania metaliczne 289
6.4. Struktury związków 292
Ramka 6.3. Krystalografia rentgenowska 294
Ramka 6.4. Samooczyszczające się okna 298
Ramka 6.5. Minerały konfliktowe 301
6.5. Model jonowy 301
6.6. Obliczanie energii sieci 308
Ramka 6.6. Wyznaczanie stałej Madelunga 309
Ramka 6.7. Defekty sieci 313
6.7. Przewidywanie rodzajów wiązań 314 Powtórzenie zagadnień 316 Podstawowe równania 316
7. Kwasy i zasady 319
Kwasy i zasady w ogrodzie
7.1. Kwasy i zasady Brønsteda–Lowry’ego 320
Ramka 7.1. Solwatacja 322
Ramka 7.2. Kwasy, zasady i tkanki ludzkie 324
7.2. Moce kwasów i zasad 325
Ramka 7.3. Kwaśna woda w nieczynnych kopalniach 329
Ramka 7.4. Kontrolowanie pH w basenie 334
7.3. Roztwory buforowe 336
Ramka 7.5. Buforowanie we krwi 338
7.4. Zmiany pH podczas miareczkowania kwasowo-zasadowego 339
7.5. Wskaźniki 344
7.6. Oksokwasy 347
7.7. Tlenki kwasowe i zasadowe 351
Ramka 7.6. Gotowanie z użyciem kwasów i zasad 352
7.8. Kwasy i zasady Lewisa 353
Ramka 7.7. Superkwasy 355
Powtórzenie zagadnień 355
Podstawowe równania 356 Zadania 356
8. Gazy 359
Oddychanie pod wodą 360
8.1. Prawa gazowe: podejście empiryczne 362
8.2. Stosowanie równania gazu doskonałego 366
Ramka 8.1. Poduszki powietrzne w samochodach 370
8.3. Mieszaniny gazów 372
8.4. Kinetyczna teoria molekularna i prawa gazowe 375
Ramka 8.2. Obliczanie ciśnienia gazu na podstawie teorii kinetycznej 377
8.5. Prędkości cząsteczek w gazie 379
Ramka 8.3. Pomiar rozkładu prędkości w gazie 382
Ramka 8.4. Wzbogacanie uranu: praktyczne zastosowanie efuzji 385
8.6. Gazy rzeczywiste
zagadnień
9. Kinetyka reakcji
Metan w troposferze
9.1. Po co badać kinetykę reakcji? 401
9.2. Określanie szybkości reakcji 401
9.3. Monitorowanie postępu reakcji 404
9.4. Reakcje elementarne 406
Ramka 9.1. Wyprowadzenie całkowego równania szybkości reakcji pierwszego rzędu 411
Ramka 9.2. Wyprowadzenie całkowego równania szybkości reakcji drugiego rzędu 411
Ramka 9.3. Czas życia metanu w atmosferze 417
Ramka 9.4. Wykorzystanie fotolizy popiołu do monitorowania rodników ClO• 421
9.5. Reakcje złożone: metody doświadczalne 423
Ramka 9.5. Technika zatrzymanego przepływu 425
Ramka 9.6. Wyprowadzenie całkowanej postaci równania szybkości reakcji zerowego rzędu 429
Ramka 9.7. Farmakokinetyka 429
9.6. Reakcje złożone: mechanizmy reakcji 433
9.7. Wpływ temperatury na szybkość reakcji 442
9.8. Teorie reakcji 449
9.9. Kataliza 452
Ramka 9.8. Mechanizm Michaelisa–Menten 455 Powtórzenie zagadnień 457
równania
Ramka 8.1. Poduszki powietrzne w samochodach
Większość samochodów jest wyposażona w dodatkowy system bezpieczeństwa, powszechnie nazywany poduszką powietrzną. Został on zaprojektowany tak, aby napełnić się w ciągu kilku milisekund w przypadku kolizji, aby zapobiec uderzeniu pasażera w kierownicę lub przednią szybę. Na schemacie po prawej stronie przedstawiono podstawową konstrukcję systemu poduszek powietrznych. Po uderzeniu akcelerometr wykrywa, że samochód gwałtownie zwolnił i wysyła sygnał elektryczny, wywołując reakcję chemiczną, W jej wyniku wytwarza się gaz, który nadmuchuje złożoną poduszkę powietrzną. Istnieje kilka systemów wytwarzania gazu, ale powszechnie wykorzystuje się rozkład azydku sodu (NaN3). Reakcja jest niezwykle szybka i uwalnia dużą objętość niereaktywnego azotu
2 NaN3(s) → 2 Na(s) + 3 N2(g)
Drugim produktem rozkładu jest sód, metal wysoce reaktywny. Aby produkty były bezpieczne, NaN3 miesza się z azotanem potasu (KNO3) i krzemionką (SiO2). Podczas rozkładu NaN3 powstały metaliczny sód jest utleniany przez azotan potasu do tlenku sodu (Na2O), który łączy się z krzemionką, tworząc krzemian sodu (Na2SiO3), bezpieczny, niereaktywny proszek
System poduszek powietrznych w symulowanym wypadku samochodowym. Podczas zderzenia inicjowana jest reakcja chemiczna, w wyniku której szybko wytwarza się duża objętość gazu w celu nadmuchania poduszki powietrznej. Źródło obrazu: uatp2/iStock
Przed Po
Czujnik wypadku (akcelerometr)
Kierownica
Pokrywa
Złożona poduszka powietrzna
System wytwarzania gazu uruchamiany przez akcelerometr
Napełniona poduszka powietrzna Gazowy azot
SAtP
Ciśnienie = 1 bar (1 × 105 Pa)
Temperatura = 298,15 K (25,0°C)
N Spróbuj sam Poduszka powietrzna potrzebuje 60 dm3 gazu, aby ją napełnić w temperaturze 298 K. Oblicz:
(a) ilość moli gazowego N2 w temperaturze 298 K potrzebną do napełnienia poduszki powietrznej do ciśnienia 1 atm; (b) ilość moli NaN3 wymaganą do wytworzenia tej ilości gazu; (c) wymaganą masę NaN3
Warunki standardowe i objętości molowe Równanie gazu doskonałego można wykorzystać do obliczenia objętości jednego mola gazu w różnych warunkach. Lokalne warunki otoczenia (tzw. temperatura pokojowa) różnią się w zależności od lokalizacji (ponieważ ciśnienie zależy od wysokości) i warunków pogodowych. Dlatego należy zdefiniować standardowy zestaw warunków. Definicja standardowej temperatury i ciśnienia otoczenia według IUPAC, SATP, wynosi 298,15 K (25 °C) i 1 bar.
W tych warunkach jeden mol gazu doskonałego ma objętość 0,0248 m 3 (24,8 dm3; przykład 8.5). Wartość ta dotyczy wszystkich gazów i par, niezależnie od wzoru i masy molowej, przy założeniu, że zachowują się jak gazy idealne. Objętość zajmowana przez jeden mol substancji nazywana jest objętością molową i oznaczana jest symbolem Vm, a jednostką jest m 3 ∙ mol–1 (lub czasami dm3 ∙ mol–1).
Przykład 8.5. Objętość molowa gazu doskonałego
Oblicz objętość (w metrach sześciennych) zajmowaną przez
1,00 mol gazu doskonałego w temperaturze 298 K i pod ciśnieniem 1,00 atmosfery
Sposób rozwiązywania
Ponieważ znasz n, T i p, możesz użyć równania gazu doskonałego (równanie 8.5) do obliczenia objętości, wstawiając wartość w odpowiednich jednostkach SI.
Rozwiązanie
Podstaw wartości do równania 8.5.
pV = nRT (8.5)
Z tabeli 8.1 (str. 354)
100 101325 101325 11 33 , () atmPa Jm Pa Jm
jaką objętość gazu zajmują cząsteczki?
Przekształć równanie 8.5, aby uzyskać wyrażenie dla V.
V nRT p
1008 314 298 101325
0 024 1 1 3 ,, , molJ K molK Jm
55 m3
1,00 mol gazu zajmuje 0,0245 m 3 w temperaturze 298 K i pod ciśnieniem 1 atmosfery. (Zauważ, że wartość Vm przy 1 atm jest bliska tej przy 1 barze).
N Spróbuj sam
Oblicz objętość molową (w metrach sześciennych) gazu doskonałego pod ciśnieniem 1,00 atm i w temperaturze dokładnie 0 °C
Objętość molowa, Vm, to całkowita objętość zajmowana przez gaz, ale jaką część tej objętości zajmują właściwe cząsteczki?
W ciekłej wodzie, H2O (c), cząsteczki są blisko siebie i prawie się stykają. W pierwszym przybliżeniu objętość molową H2O (c) można przyjąć jako równą rzeczywistej objętości cząsteczek. Gęstość H2O (c) w temperaturze 25 °C wynosi 1,0 g cm–3. Masa molowa H2O wynosi 18,0 g ∙ mol–1, więc jeden mol H2O (c) zajmuje objętość ok. 18 cm3
Teraz wyobraź sobie, że jeden mol H2O (c) zamienia się w parę, H2O (g), w SATP w komorze próżniowej. Zajmuje obecnie 24,8 dm3 (24 800 cm3), ale rzeczywista objętość cząsteczek wynosi tylko ok. 18 cm3. Procent całkowitej objętości zajmowanej przez cząsteczki w H2O (g) można oszacować.
procent całkowitej objętości zajmowanej przez te cząsteczki 18 24800 100 007 3 3 cm cm ,%
Tak więc gdy jeden mol H2O (c) odparowuje, tworząc H2O (g), z 24 800 cm3, które zajmuje, rzeczywiste cząsteczki zajmują tylko ok. 18 cm3, czyli tylko ~0,07% całkowitej objętości. Pozostała część to pusta, wolna przestrzeń. W obliczeniach tych założono, że H2O (g) zachowuje się jak gaz idealny – co jest dobrym przybliżeniem przy ciśnieniu 1 bara. W przypadku innych gazów dokładny wynik (w procentach) będzie się różnić, ale zasada będzie taka sama –atomy lub cząsteczki stanowią tylko bardzo małą część całkowitej objętości gazu. Trzeba jednak powiedzieć, że te atomy lub cząsteczki poruszają się jednak tak szybko i swobodnie, że zajmują całą objętość naczynia (rozdz. 8.5).
W SATP objętość molowa gazu doskonałego wynosi 0,0248 m 3 (24,8 dm3).
Wcześniej jako standard dla gazów stosowano inny zestaw warunków. Było to 1 atm i 0°C, często znane jako StP (standardowa temperatura i ciśnienie). W tych warunkach objętość molowa gazu doskonałego wynosi 22,4 dm3).
» Na rysunku 1.19 w rozdziale 1.7 (str. 50) przedstawiono kinetyczno-molekularny model budowy materii.
Użyto tu terminów gaz i para. Różnica polega na tym, że „gaz” jest zwykle używany do opisania związków, które są gazami w temperaturze pokojowej, podczas gdy „para” opisuje fazę gazową związków, które są cieczami lub ciałami stałymi w temperaturze pokojowej – takimi jak woda. Jednak te dwa terminy są często używane zamiennie.
Ładunek formalny = (liczba elektronów na powłoce walencyjnej wolnego atomu) – (liczba wiązań do atomu) – (liczba elektronów niewiążących) (5.1)
Oto przykład. W ditlenku węgla (rys. 5.5) są cztery elektrony walencyjne związane z atomem węgla (2s 2 2p 2 ) i po sześć z każdym atomem tlenu (2s 2 2p 4 ). Dla układu OCO, uwspólniając elektrony dla każdego z wiązań podwójnych między połączonymi atomami, otrzymujemy cztery elektrony dla atomu węgla i dwa dla każdego atomu tlenu. Każdy atom tlenu ma także cztery niewiążące elektrony (dwie wolne pary elektronowe). Korzystając z równania 5.1, ładunek formalny na każdym atomie wynosi zero.
Inną możliwą aranżację atomów dla CO2 pokazano na rysunku 5.5. W tym przypadku jeden z atomów tlenu znajduje się w centrum, co daje strukturę COO. Dla tej struktury oba wiązania do atomu węgla są wiązaniami donorowymi*, co oznacza że dwa elektrony w wiązaniu donorowym pochodzą od tego samego atomu, w tym przypadku centralnego atomu tlenu. Wiązania donorowe są często zaznaczane w strukturach Lewisa strzałkami.
Dla COO centralny atom tlenu (jako atom tlenu) ma sześć elektronów, tworzy cztery wiązania i nie ma niewiążących elektronów, a więc ma ładunek formalny +2. Atom węgla oryginalnie ma cztery elektrony, tworzy dwa wiązania kowalencyjne i ma cztery niewiążące elektrony (dwie pary), więc jego ładunek formalny wynosi –2. Suma ładunków formalnych jest równa całkowitemu ładunkowi, więc dla cząsteczki obojętnej musi to być zero. Ogólnie rzecz biorąc, cząsteczki przyjmują struktury, w których ładunki formalne na atomach są możliwie jak najmniejsze. To pomaga wyjaśnić, dlaczego OCO jest bardziej faworyzowane niż COO jako struktura ditlenku węgla. W przykładzie 5.1 pokazano, jak obliczyć ładunki formalne dla dwóch możliwych struktur N2O (ramka 5.2), a następnie wykorzystać wyniki do przewidywania, która struktura jest faworyzowana.
Strzałkami zaznaczono, że oba elektrony w wiązaniu kowalencyjnym pochodzą z tego samego atomu
Liczba elektronów w walencyjnej powłoce wolnego atomu – Liczba wiązań do atomu – Liczba niewiążących elektronów
Ładunek formalny
Rys. 5.5. Ładunki formalne w dwóch możliwych strukturach ditlenku węgla
* W oryginale angielskim występuje pojęcie dative bond, gdzie do utworzenia wiązania wykorzystane są dwa elektrony pochodzące od jednego z atomów realizujących wiązanie. Jest to pojęcie identyczne z tworzeniem wiązania koordynacyjnego (przyp. tłum.).
Przykład 5.1. Ładunki formalne w N2O
Czy tlenek diazotu (N2O) przyjmuje strukturę z centralnym atomem azotu (NNO), czy z centralnym atomem tlenu (NON)?
Sposób rozwiązywania
Narysuj wzory Lewisa dla obu struktur, pokazując pary elektronowe i ewentualne wiązania donorowe. Wykorzystaj równanie 5.1, aby określić ładunki formalne atomów w obu strukturach. Struktura z mniejszymi ładunkami formalnymi będzie tą, którą cząsteczka w rzeczywistości przyjmie.
Rozwiązanie
Ładunki formalne są ogólnie mniejsze dla wzoru z centralnym atomem azotu, więc to jest struktura przyjmowana przez N2O.
Gaz tlenek diazotu (N2O) został odkryty w latach 70. XVIII wieku przez angielskiego chemika i duchownego Josepha Priestleya. Humphrey Davy, badając fizjologiczne działanie N2O, zauważył, że powoduje on chichotanie, dezorientację i halucynacje u osób wdychających go. Davy nadał tlenkowi azotu nazwę „gaz rozweselający”, a w pierwszej połowie XIX wieku głównym zastosowaniem N2O było jego rekreacyjne używanie. Ludzie płacili pieniądze na pokazach i w wesołych miasteczkach, aby wdychać przez minutę ten gaz. Davy zauważył, że N2O ma właściwości znieczulające, ale dopiero w latach 40. XIX wieku gaz ten został po raz pierwszy użyty jako środek przeciwbólowy w stomatologii i medycynie. Początkowo był on mniej popularny niż konkurencyjne środki znieczulające, takie jak eter (eter dietylowy, CH3CH2OCH2CH3) i chloroform (CHCl3), ponieważ są one bardziej skuteczne i łatwiejsze w użyciu. Jednak oba te środki mają skutki uboczne, a eter jest także łatwopalny, co stanowiło kolejną wadę jego stosowania. W przeciwieństwie do tego czysty tlenek azotu jest bezpiecznym, chociaż łagodnym środkiem znieczulającym, który wciąż jest wykorzystywany dzisiaj jako środek przeciwbólowy w stomatologii i podczas porodów.
N2O jest niereaktywny w temperaturze pokojowej, ale po podgrzaniu rozkłada się w 300oC egzotermicznie na N2 i O2
2222 2
300 NO g Ng Og C () () ()
W czasie II wojny światowej N2O wykorzystywano do zwiększenia wydajności silników lotniczych, bo wstrzykiwanie go do
Liczba elektronów w walencyjnej powłoce wolnego atomu
– Liczba wiązań do atomu
– Liczba niewiążących elektronów
Ładunek formalny 1
Spróbuj sam
Użyj ładunków formalnych, aby zdecydować, czy difluorek tlenu przyjmuje strukturę z centralnym atomem tlenu (FOF), czy z centralnym atomem fluoru (FFO).
W XIX wieku wiele osób, w tym poeta Samuel Coleridge, wdychało N2O dla zabawy. N2O często tworzy się razem z innymi bardziej toksycznymi tlenkami azotu, więc wdychanie go w tych warunkach może być potencjalnie niebezpieczne. Źródło obrazu: Biblioteka Zdjęć Naukowych
komory spalania silnika zwiększa moc wyjściową. Jest to spowodowane tym, że gdy N2O się rozkłada, powstają trzy mole gazu z dwóch moli N2O, a wzrost ciśnienia w silniku powoduje dodatkowy efekt dopalania i podwyższa moc silnika. Dodatkowo zwiększona zawartość tlenu po rozkładzie umożliwia także bardziej efektywne spalanie paliwa.
N2O może być wstrzykiwane do linii paliwowych samochodów wyścigowych, aby dać większą moc silnikowi. Wprowadza się go do kolektora dolotowego silnika jako ciecz, gdzie paruje, zwiększając ciśnienie i obniżając temperaturę dolotu poprzez swoje ciepło parowania. Nie jest możliwe ciągłe użytkowanie samochodu przy użyciu N2O, dlatego głównie używa się
Podsumowanie
jonowym (rozdz. 6.6). Na przykład zmierzona entalpia sieci dla AgF jest zbliżona do tej obliczonej z równania Borna–Landégo, co sugeruje, że model jonowy jest w tym przypadku dobrym opisem wiązania. AgF leży blisko jonowego narożnika trójkąta, co jest z tym zgodne. Dla AgI występuje znacznie słabsze dopasowanie pomiędzy zmierzonymi i obliczonymi entalpiami sieci, co sugeruje znaczący udział wiązania kowalencyjnego. Zgodnie z tym AgI leży dalej od jonowego narożnika trójkąta van Arkela–Ketelaara i bliżej narożnika kowalencyjnego. Pokazano to na rysunku 6.34.
• Rodzaj wiązania występującego w związku binarnym można przewidzieć, biorąc pod uwagę elektroujemność tworzących je pierwiastków.
• Można to wykazać na trójkącie van Arkela–Ketelaara, który przedstawia średnią elektroujemność pierwiastków w funkcji różnicy ich elektroujemności.
? Zadanie 18 na końcu tego rozdziału (str. 318) dotyczy tego tematu.
Powtórzenie zagadnień
Po zapoznaniu się z materiałem tego rozdziału powinieneś nabyć umiejętności, które pozwolą:
• Używać terminów alotrop, polimorf i komórka elementarna, podając przykłady każdego z nich.
• Zrozumieć różnice pomiędzy strukturami regularnymi o najgęstszym upakowaniu (ccp) i strukturami heksagonalnymi o najgęstszym upakowaniu (hcp).
• Narysować komórki elementarne i diagramy projekcji komórek dla struktur ccp, hcp, regularnych przestrzennie centrowanych (bcc) i prymitywnych struktur regularnych.
• Obliczać wydajność i gęstość pakowania.
• Opisywać wiązania w metalach, wykorzystując model swobodnych elektronów i teorię pasmową.
