Przeczytaj

bg‑gray1

Wiązanie jonowe

Teoria wiązania jonowego powstała w 1916 r. za sprawą naukowca Walthera Kossela. Punktem wyjścia w rozważaniach badacza była bierność gazów szlachetnych, wynikająca z całkowitego zapełnienia zewnętrznej powłoki elektronowej (oktetoktetoktet lub dubletdubletdublet elektronowy). Kossel założył, że atomy różnych pierwiastków, łącząc się ze sobą, mogą przyjmować konfigurację analogiczną do konfiguracji gazów szlachetnych. Poniżej przedstawiono innych naukowców, których dokonania przyczyniły się do lepszego zrozumienia wiązań jonowych.

Rf40mFCxwfoHi1

Oś czasu. 1904 Na zdjęciu jest mężczyzna w średnim wieku, szpakowaty, z kozią bródką. Patrzy na wprost. Jest szczupły. Ma na sobie marynarkę, koszulę, kamizelkę. Richard Abegg Pomysłodawca koncepcji wartościowości. Reguła Abegga mówi, że każdy pierwiastek ma dwie wartościowości: „główną” i „przeciwną”, których suma wynosi osiem. W ujęciu mechaniki kwantowej możemy tę regułę sformułować następująco: najtrwalszą konfiguracją jest ta, dla której wypełnione są walencyjne powłoki: s zawierająca 2 elektrony oraz p zawierająca 6 elektronów. W sumie daje to 8 elektronów. Przy czym poboczna liczba kwantowa (l) dla powłoki s=0, p=1. Stąd możemy zapisać, że liczba elektronów dla powłoki s wynosi :

2 (2 l + 1) = 2

, dla powłoki p:

2 (2 l + 1) = 6

. Liczba

(2 l + 1)

określa degenerację ze względu na orbitalny moment pędu, natomiast liczba 2 uwzględnia degenerację ze względu na spin elektronu. 1916 Na zdjęciu jest starszy mężczyzna z gęstym wąsem, ma siwe włosy. Ubrany jest w garnitur, siedzi przy biurku. Delikatnie się uśmiecha. Gilbert N. Lewis Jest autorem obowiązującej do dziś teorii wiązań kowalencyjnych, postulującej, że wiązanie to składa się z elektronów walencyjnych, uwspólnionych przez dwa atomy o podobnej elektroujemności. 1916 Zdjęcie przedstawia starszego mężczyznę, łysiejącego, w okularach. Mężczyzna jest szczupły. Patrzy na wprost. Ma na sobie garnitur. Walther Kossel Sformułował teorie wiązania jonowego, która mówi o tym, że wiązanie jonowe powstaje wówczas, gdy atomy jednego z reagujących pierwiastków łatwo oddają, a atomy drugiego łatwo przyłączają elektrony. 1919 Na zdjęciu jest młody mężczyzna w okularach. Ma gęste włosy z grzywką zaczesaną w prawo. Ma poważny wyraz twarzy. Ubrany jest w garnitur. Irving Lingmuir Sformułował teorię oktetu, wg której atomy pierwiastków dążą do uzyskania konfiguracji elektronowej najbliżej położonego gazu szlachetnego w układzie okresowym pierwiastków, czyli do uzyskania układu oktetu (ośmiu) elektronów walencyjnych (z wyjątkiem dążenia do uzyskania konfiguracji helu, mającego jedynie dwa elektrony). 1932 Na zdjęciu jest starszy, łysiejący, szczupły mężczyzna, delikatnie się uśmiecha. Ubrany jest w garnitur. Linus Pauling Stworzył skalę elektroujemności, nazwaną od jego nazwiska. Jest ona skalą empiryczną, opartą na pomiarach energii i polaryzacji wiązań prostych dwuatomowych związków chemicznych

2 (2 l + 1) = 2

, dla powłoki p:

2 (2 l + 1) = 6

. Liczba

(2 l + 1)

Źródło: dostępny w internecie: www.pl.wikipedia.org, domena publiczna.

Według teorii Kossela wiązanie jonowe powstaje wówczas, gdy atomy jednego z reagujących pierwiastków łatwo oddają, a atomy drugiego łatwo przyłączają elektrony. W taki sposób jeden z pierwiastków zyskuje ładunek dodatni (oddał elektron), a drugi przyjmuje ładunek ujemny (przyjął elektron). Wytworzone jony (dodatni i ujemny) przyciągają się elektrostatycznie, tworząc w przypadku ciał stałych uporządkowaną strukturę.

bg‑gray1

Substancje o wiązaniach jonowych

Substancje te można podzielić na kilka grup związków, w zależności od budowy chemicznej. Jak wynika ze schematu poniżej, związki jonowe to nie tylko sole. W przypadku tlenków i wodorotlenków im większy jest udział wiązania jonowego w tych związkach, tym ich charakter jest bardziej zasadowy.

R16qlqfo0gQfn

R17bMGFEpeWCS1

Zdjęcie przedstawia półprzezroczysty kryształ halitu, trochę zanieczyszczony. — Halit – minerał z gromady halogenków. Głównym jego składnikiem jest chlorek sodu. Nazwa pochodzi od greckich słów *halos* – ‘sól, słony’, oraz *lithos* – ‘kamień’. Halityt to monomineralna skała zbudowana z halitu.
Źródło: Didier Descouens, dostępny w internecie: pl.wikipedia.org, licencja: CC BY-SA 4.0.

Okazuje się, że na siłę wiązania jonowego wpływa zarówno wielkość ładunku, jak i wielkość jonu. Wraz ze wzrostem wielkości ładunku siła wiązania rośnie. Wiązanie jonowe staje się tym silniejsze, im średnica jonu jest mniejsza. Jako miarę trwałości kryształu przyjęto energię sieci krystalicznej, definiowaną jako energię konieczną do zerwania wiązania jonowego. Niektóre energie sieci podano w tabeli poniżej.

Substancja	Teoretyczna energia sieciowa $[\frac{kJ}{mol}]$
$LiF$	1034
$LiCl$	840,1
$NaF$	914,2
$NaCl$	770,3
$NaBr$	728,4
$NaI$	680,7

Warto zatem prześledzić właściwości związków posiadających wiązanie jonowe.

bg‑gray1

Zdolność do tworzenia kryształów jonowych

Tendencję do tworzenia kryształów jonowych mają związki o charakterze jonowym, do których zaliczyć można zwłaszcza tlenki, halogenki i siarczki pierwszej i drugiej grupy układu okresowego.

Jak wspomniano wcześniej, związki o wiązaniach jonowych są zbudowane z jonów dodatnich i ujemnych, przyciąganych wzajemnie siłami elektrostatycznymi. Jony te układają się w regularne formy krystaliczne, dążąc przy tym do takiego ułożenia, by energia układu była jak najmniejsza. W krysztale jonowym nie istnieje już zatem pojęcie cząsteczki. Pojedyncze cząsteczki jonowe mogą istnieć wyłącznie w fazie gazowej, a więc w bardzo wysokich temperaturach. W krysztale jonowym każdy jon dąży do otoczenia się jak największą liczbą jonów znaku przeciwnego, a więc osiągnięcia jak największej liczby koordynacyjnejliczba koordynacyjnaliczby koordynacyjnej.

Ponieważ wiązanie jonowe nie ma charakteru kierunkowego, jony zajmują pozycje zgodnie z zasadą najgęstszego upakowania. O strukturze kryształu zwykle jednak decyduje rozmiar anionu, ponieważ zazwyczaj jest on większy niż kation. Kation zajmuje luki sieci krystalicznej pozostawione przez aniony. W zależności od stosunku promienia kationu do anionu możliwe jest tworzenie przez związki o charakterze jonowym różnego typu sieci przestrzennych.

bg‑gray1

Wysokie temperatury topnienia i wrzenia

Związki jonowe często topią się, a po stopieniu gotują w znacznie wyższych temperaturach niż inne materiały. Na przykład chlorek sodu topi się w 801°C i wrze w 1413°C. Dla porównania, woda topi się w temperaturze 0°C i wrze w temperaturze 100°C. Z czego to wynika? Aby związki jonowe mogły ulec stopieniu, należy dostarczyć ogromną ilość energii, dzięki której kationy i aniony oddalą się od siebie. Silne oddziaływanie pomiędzy jonami powoduje, że do rozłączenia jonów potrzeba wysokiej energii, a co za tym idzie – dostarczenia dużej ilości ciepła. Kiedy temperatura rośnie, jony krążą wokół ich miejsca w sieci. Dopiero po oddaniu odpowiedniej dawki energii (w temperaturze topnienia) jony opuszczają swoje miejsca sieciowe i siła ich wzajemnego oddziaływania maleje. Z tego względu związki jonowe mają bardzo wysokie temperatury topnienia i wrzenia. Na wartość temperatur topnienia ma wpływ wielkość i ładunek zaangażowanych jonów. Przykładowo: tlenki (zawierające anion $O^{2 -}$ ), ze względu na podwójny ładunek anionu tlenu, wykazują szczególnie wysokie temperatury topnienia.

Polecenie 1

Dla związków $NaF$ (fluorek sodu) oraz $CaO$ (tlenek wapnia) rozmiary jonów są w przybliżeniu takie same: ${Na}^{+}$ (102 pm) w porównaniu z ${Ca}^{+}$ (100 pm) i $F^{-}$ (133 pm) kontra $O^{2 -}$ (140 pm). Napisz, z czego wynika różnica w temperaturach topnienia tych związków?

R16HrPZ2jqMAM

Różnica w temperaturach topnienia wynika z wyższego ładunku anionu w $CaO$ w porównaniu z $NaF$ . W związku z tym energia sieciowa w $CaO$ jest czterokrotnie większa niż energia $NaF$ ( $3401 \frac{kJ}{mol}$ w porównaniu z $923 \frac{kJ}{mol}$ ). Siły, które utrzymują $Ca$ i $O$ razem w $CaO$ , są znacznie silniejsze niż te, które utrzymują $Na$ i $F$ razem w $NaF$ . Dlatego potrzeba wyższej temperatury, aby rozdzielić jony w $CaO$ . Temperatura topnienia $CaO$ wynosi 2927°C wobec 996°C dla $NaF$ .

bg‑gray1

Duża wytrzymałość mechaniczna i średnia twardość

Jedną z cech charakterystycznych ciał stałych jest twardość, czyli odporność na odkształcenia powierzchni. Do określenia twardości minerałów służy skala twardości Mohsaskala twardości Mohsaskala twardości Mohsa. Związki mające wiązanie jonowe są niezwykle twarde, ponieważ trudno poruszyć jony w krysztale. Nawet zastosowanie dużej siły na kryształ niekiedy nie jest wystarczające, aby rozbić związek jonowy. Dzieje się tak ze względu na dużą siłę przyciągania pomiędzy kationami a anionami, utrzymującą kryształ razem. Szczególnie twarde są kryształy jonowe zbudowane z kationów i anionów o tych samych rozmiarach.

bg‑gray1

Twarde to nie to samo, co kruche

Jeśli do kryształu zostanie przyłożona siła, warstwy jonowe poruszają się nieznacznie, co powoduje, że ładunki stykają się ze sobą i wzajemnie odpychają. Wtedy kryształ pęka. Mówi się o kruchości kryształu, ponieważ pęka pod wpływem naprężeń. Należy przy tym pamiętać, że twarde kryształy również mogą być kruche.

Co zrobić, jeśli związek jonowy jest naprawdę twardy?

W takim wypadku należy zastosować odpowiedni rodzaj siły. Okazuje się, że istnieją obszary, których naruszenie nawet małą siłą pozwoli rozłamać kryształ. Po uderzeniu w takie miejsce kryształ pęka wzdłuż płaszczyzn łupliwości.

RmcsAjeDrc33f

Zdjęcie przedstawia alurgit - jest jasnobrązowy i czerwony. Ma nieregularną strukturę, chropowatą, nierówną powierzchnię. Można go podzielić na równoległe w stosunku do siebie blaszki. — Alurgit, odmiana moskiewska (Kopalnia Prabornaz, Włochy) – łupliwość jednokierunkowa
Źródło: GroMar Sp. z o.o. na podstawie Didier Descouens, dostępny w internecie: https://commons.wikimedia.org, licencja: CC BY-SA 4.0.

Roz36BkiYZjDy

Zdjęcie przedstawia skaleń. Ma jasnobrązowy, złotawy kolor, nierówną powierzchnię. Na zdjęciu zaznaczono, że można go rozłupać zarówno w pionie, jak i w poziomie (prostopadle do siebie). — Skaleń – łupliwość dwukierunkowa
Źródło: GroMar Sp. z o.o. na podstawie http://commons.wikimedia.org, domena publiczna.

R1B2E3wbp9xIm

Zdjęcie przedstawia kryształ halitu. Jest półprzezroczysty. Przypomina bryłę połączoną z prostopadłościanów. Można go rozłupać w pionie oraz w poziomie. — Halit – łupliwość trzykierunkowa
Źródło: GroMar Sp. z o.o. na podstawie http://commons.wikimedia.org, domena publiczna.

bg‑gray1

Przewodnictwo elektryczne

W stanie stałym związki jonowe są dobrymi izolatorami (nie przewodzą prądu) ze względu na silne upakowanie jonów dodatnich i ujemnych. Po rozpuszczeniu w wodzie związki jonowe ulegają dysocjacji. Powstające jony dodatnie i ujemne łatwo mogą się przemieszczać i mają zdolność do przewodzenia ładunku elektrycznego przez roztwór. Dlatego właśnie w roztworze wodnym związki jonowe są bardzo dobrymi przewodnikami elektryczności. Podobnie sytuacja wygląda dla substancji w formie stopionej, gdzie jony mogą swobodnie przemieszczać się przez stopioną ciecz jonową. Elektrolizie ulegają stopione sole i wodorotlenki, a sama metoda została wykorzystana do otrzymywania aktywnych metali.

bg‑gray1

Rozpuszczalność

Większość związków o charakterze jonowym jest dobrze rozpuszczalna w wodzie i rozpuszczalnikach polarnych. Istnieje jednak pewna zależność, która reguluje rozpuszczalność. Związki jonowe rozpuszczają się w wodzie, jeśli energia, wydzielana podczas oddziaływania jonów z cząsteczkami wody, kompensuje energię potrzebną do rozbicia wiązań jonowych w ciele stałym i energię potrzebną do oddzielenia cząsteczek wody, aby jony mogły zostać wprowadzone do roztworu.

Dyskusje o równowagach rozpuszczalności opierają się na następującym założeniu: gdy ciała stałe rozpuszczają się w wodzie, dysocjują dając jony, z których są utworzone, np.

NaCl \to {Na}^{+} + {Cl}^{-}

NaOH \to {Na}^{+} + {OH}^{-}

R1dPrZ4r2HBf91

Schemat przedstawia przebieg dysocjacji elektrolitycznej kryształu jonowego w wodzie. Pod wpływem rozpuszczalnika cząsteczki związku chemicznego - chlorku sodu - rozpadają się na jony, w rezultacie czego otrzymujemy elektrolit. W dysocjacji biorą udział atomy chloru - duże, zielone kulki, sodu - małe szare kulki, cząsteczki wody - jedna większa czerwona kulka połączona z dwiema mniejszymi białymi kulkami, w których atomy wodoru są kationami, a tlenu anionami. Aniony chloru i kationy sodu są w pewnej odległości od siebie otoczone przez cząsteczki wody. W wyniku dysocjacji aniony i kationy chlorku sodu odrywają się od siebie. Pojedyncze kationy sodu i aniony chloru są otaczane przez cząsteczki wody. — Przebieg dysocjacji elektrolitycznej kryształu jonowego w wodzie
Źródło: Adam Rędzikowski, Wikipedia, licencja: CC BY-SA 4.0.

Ważne!

Kwasy również rozpuszczają się w wodzie i ulegają dysocjacji. Pamiętajmy jednak, że w cząsteczkach kwasów występują wiązania kowalencyjne.

Dla soli oraz niektórych wodorotlenków dane uzyskane z pomiaru rozpuszczalności są różne. Wzorce te stanowią podstawę zasad przedstawionych w tabeli rozpuszczalności, która może wskazywać, czy dana sól rozpuszcza się w wodzie. Zasady te opierają się na następujących definicjach terminów: rozpuszczalny, nierozpuszczalny i słabo rozpuszczalny.

RgUd363Hv7sQX1

Tabela rozpuszczalności soli i wodorotlenków w wodzie w temperaturze dwudziestu pięciu stopni Celsjusza. Z tabeli można odczytać, które substancje są dobrze rozpuszczalne w wodzie, co symbolizuje litera, praktycznie nierozpuszczalne w wodzie, co symbolizuje litera N, trudno rozpuszczalne w wodzie, osad wytrąca się przy odpowiednim stężeniu roztworu, co symbolizuje litera T, substancje rozkładające lub takie, dla których substancja chemiczna nie została otrzymana oznaczone minusem. Ponadto zaznaczono kolory otrzymywanych osadów. Wszystkie sole oraz wodorotlenki amonowe sodowe, potasowe oraz azotany (<math aria‑label="pięć">V) są rozpuszczalne w wodzie, oprócz krzemianu amonowego, który to oznaczono minusem. Dla magnezu do nierozpuszczalnych oznaczonych N należą białe wodorotlenek magnezu, węglan magnezu, krzemian magnezu, fosforan(<math aria‑label="pięć">V) magnezu. Pozostałe związki magnezu zawarte w tabeli są rozpuszczalne. Dla wapnia jako nierozpuszczalne N oznaczono białe węglan wapnia, krzemian wapnia, fosforan(<math aria‑label="pięć">V) wapnia, siarczan(<math aria‑label="cztery">IV) wapnia. Jako trudno rozpuszczalne T oznaczono białe wodorotlenek wapnia, siarczek wapnia, siarczan(<math aria‑label="sześć">VI) wapnia oraz żółty chromian(<math aria‑label="sześć">VI) wapnia. Pozostałe sole wapnia są rozpuszczalne. Wśród związków baru jako nierozpuszczalne i białe oznaczono siarczan(<math aria‑label="sześć">VI) baru, siarczan(<math aria‑label="cztery">IV) baru, węglan baru, krzemian baru oraz fosforan(<math aria‑label="pięć">V) baru, a także żółty chromian(<math aria‑label="sześć">VI) baru. Dalej oznaczono nierozpuszczalne i białe związki ołowiu, wśród których wodorotlenek ołowiu, siarczan(<math aria‑label="sześć">VI) ołowiu siarczan(<math aria‑label="cztery">IV) ołowiu, węglan ołowiu, krzemian ołowiu oraz fosforan(<math aria‑label="pięć">V) ołowiu, a także czarny siarczek ołowiu oraz żółte chromian(<math aria‑label="sześć">VI) ołowiu i jodek ołowiu. Do trudno rozpuszczalnych i białych związków ołowiu zaliczono chlorek ołowiu oraz bromek ołowiu. Pozostałe związki są dobrze rozpuszczalne. Wśród związków srebra do nierozpuszczalnych N związków zaliczono brązowy chromian(<math aria‑label="sześć">VI) srebra, białe chlorek i siarczan(<math aria‑label="cztery">IV) srebra, żółtawe bromek srebra, jodek srebra, węglan srebra, krzemian srebra, żółty fosforan(<math aria‑label="pięć">V) srebra, a także czarny siarczek srebra. Do trudno rozpuszczalnych T soli srebra należą biały siarczan (<math aria‑label="sześć">VI) srebra. Pozostałe sole są dobrze rozpuszczalne, z wyjątkiem wodorotlenku srebra oznaczonego minusem. Wśród związków miedzi do nierozpuszczalnych zaliczono niebieskie wodorotlenek miedzi, krzemian miedzi oraz fosforan(<math aria‑label="pięć">V) miedzi, czarny siarczek miedzi oraz brązowy chromian(<math aria‑label="sześć">VI) miedzi. Pozostałe sole miedzi są rozpuszczalne, z wyjątkiem jodku miedzi, węglanu miedzi oraz siarczanu(<math aria‑label="cztery">IV) miedzi. Wśród związków cyny na drugim stopniu utlenienia zaliczonych do nierozpuszczalnych znalazły się białe wodorotlenek cyny, krzemian cyny oraz fosforan(<math aria‑label="pięć">V) cyny, brązowo‑żółty siarczek cyny i brązowy chromian(<math aria‑label="sześć">VI) cyny. Pozostałe są dobrze rozpuszczalne, z wyjątkiem siarczanu(<math aria‑label="cztery">IV) cyny, oraz węglanu cyny. Wśród związków glinu do nierozpuszczalnych i białych zalicza się wodorotlenek glinu, krzemian glinu, fosforan(<math aria‑label="pięć">V) glinu oraz żółty chromian(<math aria‑label="sześć">VI) glinu. Pozostałe sole są dobrze rozpuszczalne z wyjątkiem oznaczonych minusem siarczku, siarczanu(<math aria‑label="cztery">IV) i węglanu (<math aria‑label="cztery">IV). Wśród związków cynku na drugim stopniu utlenienia nierozpuszczalnych N wyróżnia się białe wodorotlenek cynku, siarczek cynku, węglan cynku, krzemian cynku, fosforan (<math aria‑label="pięć">V) cynku. Do trudno rozpuszczalnych T związków cynku zalicza się biały siarczan(<math aria‑label="cztery">IV) cynku, a także żółty chromian(<math aria‑label="sześć">VI) cynku. Pozostałe związki cynku są rozpuszczalne. Wśród związków żelaza na drugim stopniu utlenienia nierozpuszczalnych N wyróżnia się jasnozielone wodorotlenek żelaza(<math aria‑label="dwa">II) i węglan żelaza(<math aria‑label="dwa">II) i krzemian żelaza(<math aria‑label="dwa">II), także czarny siarczek żelaza(<math aria‑label="dwa">II), zielony siarczan żelaza(<math aria‑label="dwa">II) i niebieski fosforan(<math aria‑label="pięć">V) żelaza(<math aria‑label="dwa">II). Pozostałe sole żelaza(<math aria‑label="dwa">II) są dobrze rozpuszczalne, z wyjątkiem chromianu(<math aria‑label="sześć">VI) żelaza(<math aria‑label="dwa">II). Wśród związków nierozpuszczalnych N żelaza na trzecim stopniu utlenienia wyróżnia się brązowy wodorotlenek żelaza(<math aria‑label="trzy">III), czarny siarczek żelaza(<math aria‑label="trzy">III), żółte krzemian żelaza(<math aria‑label="trzy">III) i fosforan(<math aria‑label="pięć">V) żelaza(<math aria‑label="trzy">III), a także brązowo‑żółty chromian(<math aria‑label="sześć">VI) żelaza(<math aria‑label="trzy">III). Pozostałe sole są rozpuszczalne, z wyjątkiem jodku żelaza(<math aria‑label="trzy">III), siarczanu(<math aria‑label="cztery">IV) żelaza(<math aria‑label="trzy">III) oraz węglanu żelaza(<math aria‑label="trzy">III). przeźroczysty chromian(<math aria‑label="sześć">VI) niklu i czarny siarczek niklu. Wśród nierozpuszczalnych N związków manganu na drugim stopniu utlenienia wyróżnia się białe wodorotlenek manganu(<math aria‑label="dwa">II), siarczan(<math aria‑label="cztery">IV) manganu(<math aria‑label="dwa">II), węglan manganu(<math aria‑label="dwa">II), różowe fosforan(<math aria‑label="pięć">V) manganu(<math aria‑label="dwa">II) i siarczek manganu(<math aria‑label="dwa">II), czerwony krzemian kobaltu brązowy chromian(<math aria‑label="sześć">VI) manganu(<math aria‑label="dwa">II). Pozostałe sole są dobrze rozpuszczalne. Wśród nierozpuszczalnych N związków kobaltu na drugim stopniu utlenienia wyróżnia się różowe wodorotlenek kobaltu, siarczan(<math aria‑label="cztery">IV) kobaltu, czarny siarczek, czerwony węglan kobaltu, fioletowe krzemian kobaltu i fosforan(<math aria‑label="pięć">V) kobaltu oraz brązowy chromian(<math aria‑label="sześć">VI) kobaltu. Pozostałe sole są dobrze rozpuszczalne. — Tabela rozpuszczalności soli i wodorotlenków w wodzie
Źródło: GroMar Sp. z o.o., na podstawie Eskamedia Szkoła, licencja: CC BY-SA 3.0.

Słownik

oktet

układ ośmiu elektronów walencyjnych

dublet

układ dwóch elektronów walencyjnych

liczba koordynacyjna

liczba najbliższych atomów lub jonów otaczających dany atom lub jon w sieci przestrzennej kryształu albo liczba ligandów związana z atomem centralnym w związkach koordynacyjnych

energia sieci

energia potrzebna do oddzielenia 1 mola krystalicznej substancji jonowej od jej składowych jonów w fazie gazowej; jest ona wprost proporcjonalna do iloczynu ładunków jonowych i odwrotnie proporcjonalna do sumy promieni jonów

skala twardości Mohsa

[wym. mo:za]; powszechnie używana skala służąca do określania względnej twardości minerałów

elektrolit

(gr. ḗlektron – ,,bursztyn”, lytós – ,,rozpuszczalny”) przewodnik elektryczny jonowy (zwany też przewodnikiem drugiego rodzaju), w którym poruszające się jony przenoszą ładunki elektryczne i przewodzenie prądu zawsze jest związane z transportem masy

Bibliografia

Bielański A., Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2010.

Czerwiński A., Czerwińska A., Jeziorska M., Kańska M., Chemia 3, Warszawa 2012.

Encyklopedia PWN

McMurry J., Chemia organiczna, Warszawa 2005.

Pfennign B. W., Principles of Inorganic Chemistry, New Jersey 2015.

Sieniawski J., Cyunczyk A., Struktura ciał stałych, Rzeszów 2008.

Usnalski W., Chemia w szkole średniej, Warszawa 1998.

Wprowadzenie

Audiobook

Wiązanie jonowe

Substancje o wiązaniach jonowych

Zdolność do tworzenia kryształów jonowych

Wysokie temperatury topnienia i wrzenia

Duża wytrzymałość mechaniczna i średnia twardość

Twarde to nie to samo, co kruche

Przewodnictwo elektryczne

Rozpuszczalność

Słownik

Bibliografia