9. TERMODYNAMIKA A TERMOCHÉMIA

Transcript

1 MERANIE ph ROZTOKOV 1/ Pomocou acidobázických indikátorov: Acidobázické indikátory sú farbivá, ktoré menia zafarbenie v závislosti od ph prostredia. Väčšinou sú vo forme vodných alebo alkoholických roztokov. Sú to slabé organické kyseliny, alebo zásady. Farba ich disociovanej a nedisociovanej časti sa líši. Stupeň ich disociácie, resp. pomer nedisociovaných a disociovaných molekúl je ovplyvnený koncentráciou iónov H + v roztoku V závislosti od toho sa preto mení aj farba roztoku indikátora. Existujú rôzne indikátory ktorých zafarbenia sa mení v rôznej oblasti ph. Príklady uvádza tabuľka. Rozsah medzi dvomi hodnotami ph, medzi ktorými pozorujeme postupnú farebnú zmenu sa nazýva farebný prechod indikátora, alebo funkčná oblasť indikátora. Meranie ph je orientačné. Fenolftaleín sa používa na orientačné určenie hĺbky karbonatizácie betónu. Vodný roztok fenolftaleínu sa v roztokoch s ph približne < 9 nezafarbuje, v roztokoch s ph > 9 má červenofialovú farbu. Vlhký povrch neskarbonatizovaného betónu sa zafarbuje, pretože jeho ph (určené prítomnosťou Ca(OH) 2 je asi 12-13,5. Naopak skarbonatizovaný betón sa nezafarbuje, lebo hydroxid vápenatý je premenený na uhličitasn vápenatý a hodnota ph vlhkého povrchu betónu je asi ph 9. Vybrané acidobázické indikátory a zmena ich zafarbenia v závislosti od ph roztokov Názov indikátora Farebný prechod indikátora (ph) Farebná zmena metylová žltá brómfenolová modrá brómtymolová modrá fenolftalein tymoftaleín 2,9-4,0 3,0-4,6 6,0-7,6 8,2-10,0 9,3-10,5 červená -žltá žltá-modrá žltá-modrá bezfarebná-červená bezfarebná - modrá 2/ Pomocou ph indikátorových papierikov: Sú vyrobené z kvalitného filtračného papiera napusteného indikátorovým roztokom. Testovací papierik sa ponorí na niekoľko sekúnd do skúmaného roztoku. Univerzálne indikátorové papieriky obsahujú viac indikátorov, farebná škála je široká (viac farieb), menia zafarbenie v širokom rozpätí hodnôt ph (napr. od 1 do 12). Farebný prechod medzi farbami v rozpätí je postupný. Špeciálne ph indikátory sú určené pre užšie rozpätie ph (napr. od 4 do 7, od 6,5 do 10, a podobne). Umožňujú presnejšie meranie v danom rozmedzí ph. 3/ Použitím ph-metra (potenciometricky): Táto metóda je presná, podľa konštrukcie prístroja možno merať až na stotiny ph stupnice. Používa sa napr. na meranie ph vôd (pitnej, odpadovej), vodných výluhov zo stavebných látok a odpadov, mlieka a nápojov v potravinárstve. Meria sa elektromotorické napätie galvanického článku, ktorý je zložený z dvojice elektród - z referenčnej, t.j. porovnávacej elektródy ktorej elektródový potenciál je konštantný a je známy a z mernej elektródy (ktorej elektródový potenciál je úmerný koncentrácii H + iónov v roztoku). Meria sa v bezprúdovom stave. Elektromotorické napätie (EMN) článku je úmerné potenciálu mernej elektródy, a teda aj ph roztoku. Prístroj ukazuje EMN v mv, alebo priamo ukazuje ph. Konštrukcia merných (ph) elektród je rôzna, najčastejšie sa používa tzv. sklená elektróda. 9. TERMODYNAMIKA A TERMOCHÉMIA TERMODYNAMIKA je náuka zaoberajúca sa energetickými zmenami, ktoré sprevádzajú prírodné deje. Zahŕňa zákony opisujúce premenu tepelnej energie na iné druhy energie, predovšetkým na mechanickú energiu. Prvá veta termodynamiky je zákon o zachovaní energie, aplikovaný na termodynamické deje. Matematickým vyjadrením prvej vety termodynamiky je vzťah ΔU = Q + W, ktorý hovorí, že vzrast vnútornej energie systému ΔU je pri akomkoľvek deji rovný súčtu tepla Q a práce W, ktorý systém pri tomto deji prijal. Dodané teplo a dodaná práca zvyšujú vnútornú energiu sústavy o ΔU. Zo všetkých druhov práce (povrchovej, elektrickej, mechanickej a i.) je osobitne dôležitá objemová práca. Tá je pre bežné chemické reakcie jedinou formou práce, ktorú sústava vymieňa s okolím. 41

2 Ďalej sa obmedzíme len na prípady, keď sústava vymieňa s okolím teplo a prípadne koná objemovú prácu. Môžu nastať dva prípady: a) Sústava teplo Q vymieňa pri konštantnom tlaku p (izobarický dej). Ak sústava pritom zmení svoj objem o ΔV, potom sa koná objemová práca W = - p. ΔV. V prípade ak sústava svoj objem zväčšuje (ΔV > 0) a prekonáva vonkajší tlak p (napr. atmosférický), potom prácu koná - stráca energiu (W < 0). Naopak, ak sústava svoj objem zmenšuje (ΔV < 0), potom (W > 0). V oboch prípadoch sa vnútorná energia sa zmení v zmysle vzťahu (1): ΔU = Q + W = Q - p. ΔV (1) Izobarické teplo môžeme označiť symbolom Q p a je vyjadrené vzťahom (2): Q p = ΔU + p. ΔV (2) b) Sústava vymieňa teplo Q s okolím v systéme, ktorého objem V je konštantný (izochorický dej). Ak objem reagujúcej sústavy (napr. uzatvorená tlaková nádoba) ostáva konštantný, potom ΔV = 0 a systém objemovú prácu nekoná (W = 0). Vnútorná energia systému sa zmení v zmysle vzťahu (3): ΔU = Q + W = Q - p. 0 = Q (3) Izochorické teplo môžeme označiť symbolom Q V a je vyjadrené vzťahom (4): Q V = ΔU (4) Z rovnice (2) vyplýva, že teplo dodané sústave pri konštantnom tlaku sa spotrebuje na zvýšenie jej vnútornej energie a na prácu spojenú so zväčšením objemu. Z rovnice (4) vyplýva, že teplo dodané sústave pri jej konštantnom objeme sa spotrebuje na zvýšenie jej vnútornej energie. ENTALPIA: Veličiny U, p, V sú tzv. stavové veličiny. Pomocou nich je definovaná ďalšia stavová veličina - entalpia H. Je definovaná vzťahom H = U + p.v (5) Absolútnu hodnotu entalpie sústavy nemožno určiť, možno však určiť zmenu entalpie. Ak sa uskutoční dej (napr. chemická reakcia) pri konštantnom tlaku (Δp = 0), potom pre zmenu entalpie možno napísať vzťah (6): ΔH = ΔU + p. ΔV (6) Z porovnania vzťahu (6) a (2) vyplýva, že Q p = ΔH (p = konšt.) (7) Zo vzťahu (7) vyplýva, že teplo dodané sústave pri konštantnom tlaku sa rovná zvýšeniu jej entalpie. Z uvedeného vyplýva, že tepelné zmeny chemických reakcií prebiehajúcich pri konštantnom tlaku (napr. pri atmosférickom tlaku) charakterizuje zmena entalpie. 42

3 TERMOCHÉMIA Termochémia je časť termodynamiky, ktorá sa zaoberá štúdiom tepelných javov pri chemických reakciách. Zaoberá sa výmenou energie medzi reagujúcimi chemickými látkami a okolím. Množstvo uvoľneného či pohlteného tepla závisí od množstva reagujúcich látok, od ich skupenstva a spôsobe akým reakcia prebieha. Reakčné teplo a termochemické rovnice. Každá chemická reakcia je sprevádzaná s uvoľňovaním alebo pohlcovaním tepla. Ak rovnica chemickej reakcie zahŕňa aj tepelnú zmenu, označuje sa ako termochemická rovnica. Pretože rôzne skupenské stavy látok majú rôzny obsah energie, musíme v príslušných rovniciach skupenský stav látok uvádzať, a to pripojením symbolu s pre tuhú látku (solidus), l pre kvapalnú látku (liquidus), alebo g pre plynnú látku (gazeus). Reakčné teplo je teplo, ktoré sústava prijme ak prebehne chemická reakcia. Vyjadruje sa v kj.mol -1 (mólové teplo) a vzťahuje sa na také látkové množstvá jednotlivých zložiek, ktoré sú určené stechiometrickými koeficientami chemickej rovnice. Možno ho vyjadriť aj v kj.kg -1 (špecifické, resp. hmotnostné teplo). Podľa toho, či reakcia prebieha pri konštantnom tlaku alebo konštantnom objeme meriame alebo izobarické, alebo izochorické reakčné teplo. Pre reakcie prebiehajúce pri konštantnom tlaku je reakčné teplo vyjadrené zmenou entalpie (vyjadruje sa v kj.mol -1 ). Teplo pohltené sústavou pri izobarickom deji sa rovná zvýšeniu entalpie reakčnej sústavy: ΔH = H 2 - H 1 = Q p [ p ] kde: H 1 je entalpia sústavy v počiatočnom stave a H 2 je entalpia v konečnom stave 2. ENDOTERMICKÉ A EXOTERMICKÉ DEJE Exo znamená von ; endo znamená dnu, dovnútra Reakčné teplo je teplo kladné, ak sústave teplo prijíma. Entalpia sústavy vzrastá (ΔH > 0). Deje ktoré sú sprevádzané spotrebou tepla sú endotermické. Ak sústava teplo odovzdáva okoliu, reakčné teplo je záporné. Sústava teplo stráca, entalpia sústavy poklesne (ΔH < 0). Chemické reakcie ktoré sú sprevádzané vývojom tepla nazývame exotermické. Príklady exotermických dejov: a/ chemické reakcie: horenie, napr. tuhých, kvapalných alebo plynných palív, hasenie vápna, tuhnutie cementu, neutralizácia, zlučovanie prvkov na zlúčeniny, rozpúšťanie kovov v kyselinách. b/ fyzikálne deje: kondenzácia pary, tuhnutie tavenín (kryštalizácia) a podobne. Priklad 1: Horenie vodíka vyjadruje rovnica: H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) = H 2 O (l) + 285,5 kj, resp. H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) = H 2 O (l) ΔH 298 = - 285,5 kj.mol -1 Reakcia je exotermická. Pri spálení 1mólu vodíka pri konštantnom tlaku (atmosférickom) sa uvoľní 285,5 kj. Sústava, uvedené množstvo tepla odovzdá okoliu, preto je ΔH = - 285,5 kj.mol -1. Príklad 2: Hasenie páleného vápna vyjadruje rovnica: CaO (s) + H 2 O (l) = Ca(OH) 2 (s) ΔH 298 = - 67,0 kj.mol -1 Reakcia je exotermická. Pri hasení 1mólu (56,08 g) páleného vápna sa uvoľní 67 kj. Dôsledkom je veľmi výrazný vývoj tepla. Pri hasení vápna s relatívne malým množstvom vody môže uvoľnené teplo zohriať kašovitú zmes nad 100 C a môže nastať jej var. 43

4 Príklady endotermických dejov: a/ chemické reakcie: termické rozklady, napr. vápenca a dolomitu pri výrobe vápna, kryštalohydrátov (sadrovca), hydroxidov a podobne. Prebiehajú obvykle pri vyšších teplotách v peciach. Dodané teplo sa spotrebuje na trhanie chemických väzieb a prekonávanie príťažlivých síl. Môžeme sem zaradiť aj nabíjanie batérie elektrickým prúdom, pričom elektrická energia z vonkajšieho zdroja sa uskladňuje v batérii vo forme chemickej (potenciálnej) energie; alebo fotosyntézu, pri ktorej sa v rastlinách kumuluje energia zo slnka. b/ fyzikálne deje, napr. skupenské teplá: topenie ľadu, tavenie látok, skla a kovov, vyparovanie a podobne. Pri týchto procesoch musíme teplo látke dodať. TERMOCHEMICKÉ ZÁKONY 1/ Prvý zákon termochémie (Lavoisier, Laplace): Reakčné teplo určitej reakcie prebiehajúcej podľa rovnice zľava-doprava je číselne rovnaké, ako reakčné teplo tej istej reakcie prebiehajúcej za rovnakých podmienok opačným smerom; líšia sa v znamienku. Napr. vznik a rozklad zlúčeniny. 2/ Druhý termochemický zákon (Hessov zákon): Reakčné teplo určitej reakcie nezávisí od spôsobu jej priebehu (od cesty), ale len od začiatočného a konečného stavu sústavy. To znamená, že reakčné teplo celkovej reakcie je nezávislé od toho či sa reakcia uskutoční naraz, alebo či prebieha po krokoch cez čiastkové reakcie. V oboch prípadoch je rovnaké, ak sa reakcie uskutočnia pri rovnakých podmienkach. Reakčné teplo celkovej reakcie sa teda rovná súčtu reakčných tepiel série postupných reakcií, ktoré vedú z rovnakých látok k rovnakým produktom. A D ΔH AD = ΔH AB + ΔH BC + ΔH CD B C Hessov zákon umožňuje vypočítať reakčné teplo aj takej reakcie, ktorej meranie je obťažné, alebo experimentálne neuskutočniteľné, a to z reakčných tepiel iných reakcií, ktoré sú uskutočniteľné, alebo prístupnejšie meraniu. (Pozri stanovenie hydratačného tepla cementu). ROZPÚŠŤACIE A ZRIEĎOVACIE TEPLO Rozpúšťanie látok vo vode a zrieďovanie koncentrovaných roztokov vodou je tiež sprevádzané tepelnými efektami. Označujeme ich ako rozpúšťacie a zrieďovacie teplo. Rozpúšťacie teplo (integrálne) definujeme ako zmenu entalpie spojenú s s rozpúšťaním jedného mólu látky v takom objeme rozpúšťadla, aby vznikol roztok vyžadovaného zloženia. Zrieďovacie teplo je tepelný efekt, ktorý sprevádza zrieďovanie roztoku. Napr. rozpúšťanie chlorovodíka vo vode, alebo zrieďovanie koncentrovanej kyseliny sírovej vodou sú exotermické reakcie (roztok kyseliny sírovej je po zriedení horúci). Veľmi rozdielne sú tiež tepelné efekty pri rozpúšťaní bezvodých látok a ich kryštalohydrátov vo vode. Napr. pri rozpúšťaní bezvodých zlúčenín ako je CaCl 2 a Na 2 SO 4 vo vode sa roztok zohreje (exotermická reakcia). Naproti tomu pri rozpúšťaní kryštalohydrátov týchto zlúčenín (CaCl 2.6H 2 O a Na 2 SO 4.10H 2 O) sa roztok ochladí (endotermická reakcia). Uvedené rozdiely súvisia s tým, že pri rozpúšťaní prebieha niekoľko dejov. V prípade rozpúšťania tuhých látok sa najskôr rozpadá kryštálová štruktúra (ΔH 1 > 0, endotermický dej). Potom sa ióny rozpustenej látky obaľujú molekulami rozpúšťadla, t.j. hydratujú (ΔH 2 < 0, exotermický dej, teplo sa uvoľňuje). Výsledný tepelný efekt závisí od súčtu tepelných efektov uvedených čiastkových dejov (ΔH = ΔH 1 + ΔH 2 ). V chemických tabuľkách sa uvádza napr. aj zloženie tzv. chladiacich roztokov. Príklady: pri zmiešaní 250 g CaCl 2.6H 2 O so 100 g vody (10 C) dosiahne roztok - 8 C; pri zmiešaní 60 g NH 4 NO 3 so 100 g vody (10 C) dosiahne roztok - 13,6 C. 44

5 SKUPENSKÉ TEPLÁ Skupenské teplo je teplo potrebné na zmenu skupenstva látky. Vzťahuje sa na 1 mól látky (mólové skupenské teplo) alebo 1 kg látky (hmotnostné skupenské teplo). Ak sa pri premene skupenstva teplo spotrebuje (ΔH > 0) jedná sa o endotermický dej (skupenské teplo topenia, vyparovania, sublimácie). Ak sa teplo uvoľňuje a sústava energiu stráca (ΔH < 0) jedná sa o exotermický dej (kondenzácia plynov a pár, tuhnutie tavenín). Pri premene skupenstva sa teplota sústavy nemení. Napr. pri vare vody sa celé dodané teplo spotrebuje na prevedenie molekúl z kvapalného do plynného skupenstva pri 100 C. Pri topení ľadu sa dodané teplo spotrebuje na zmenu ľadu na vodu pri 0 C: H 2 O (s) H 2 O (l) ΔH 0 t = 6,02 kj.mol -1 (skup. teplo topenia ľadu pri 0 C ) Chladiace zmesi s ľadom alebo snehom. Pri zmiešaní 100 g ľadu (snehu) a 33 g NaCl dosiahne výsledná teplota zmesi až - 20 C; pri zmiešaní 100 g ľadu (snehu) a 200 g CaCl 2 dosiahne teplota - 35 C; pri zmiešaní 100 g ľadu (snehu) a 150 g CaCl 2.6H 2 O dosiahne teplota - 50 C. Ľad sa v prítomnosti rozpustných solí topí a vznikajú roztoky. Výsledný teplotný efekt je určený súčtom skupenského tepla topenia ľadu a rozpúšťacieho tepla danej látky vo vode. Uvedené príklady sú dôležité napríklad pri posýpaní vozoviek soľou v zime. Prítomnosť soli na povrchu betónových vozoviek roztápa ľad a sneh a súčasne pri tom klesá teplota, ktorá môže poklesnúť hlboko pod bod mrazu. Povrchové vrstvy betónu sa tým ochladzujú. V dôsledku toho môže dochádzať k zamŕzaniu vody v póroch betónu v povrchovej vrstve. Tento efekt prispieva k porušovaniu povrchových vrstiev betónu. Poškodzovanie je väčšie ako pri zamŕzaní čistej vody na povrchu betónu. KALORIMETRIA Kalorimetria je metóda kvantitatívneho stanovenia tepla, ktoré vymieňa sústava pri nejakom deji (fyzikálnom alebo chemickom) so svojím okolím. Na merania príslušných tepelných efektov ako napr. reakčných tepiel, sa používa kalorimeter. Existuje mnoho rôznych typov kalorimetrov, ktorých konštrukcia a funkcia závisí od typu procesov, ktoré chceme merať. Môžeme merať napr. spalné teplá organických látok (kvapalných, plynných alebo tuhých), reakčné teplá chemický reakcií v roztokoch a podobne. V chémii stavebných látok má veľký význam meranie hydratačného tepla cementov a meranie vývoja hydratačného tepla pri hasení vápna v závislosti na čase (určenie aktivity vápna). Každé kalorimtrické zariadenie obsahuje tri základné časti : a/ kalorimetrickú (reakčnú) nádobu so vzorkou, v ktorej prebieha sledovaná chemická reakcia, b/ plášť (obalu) kalorimetra, teda okolia kalorimetrickej nádoby. c/ merací snímač (čidlo), ktorý je v kontakte so vzorkou v reakčnej nádobke (napr. teplomer, termočlánok). (CHEMICKÉ REAKCIE HOMOGÉNNE A HETEROGÉNNE) Homogénne reakcie prebiehajú v jednej fáze, plynnej alebo kvapalnej. Je to napr. horenie zemného plynu (metánu) na vzduchu, horenie acetylénu s kyslíkom, neutralizácia roztokov kyselín a zásad, a pod. Reagujúce častice sú obvykle ióny alebo molekuly. Heterogénne reakcie sú reakcie, pri ktorých reagujúce zložky sú v rôznych fázach (skupenstvách). Sú to obvykle reakcie medzi tuhou a plynnou fázou (napr. horenie uhlia, dreva, síry, karbonatácia vápennej omietky pôsobením vzdušného CO 2 ) alebo tuhou a kvapalnou fázou (napr. hydratácia cementu alebo hasenie vápna). Chemická reakcia prebieha najčastejšie na fázovom rozhraní medzi zreagovanou a nezreagovanou zložkou (napr. korózia železa prebieha pod vytvorenou vrstvou hrdze), alebo na povrchu častíc (napr. rozpúšťanie vápenca v kyselinách). Ak sa na povrchu reagujúcej tuhej fázy vytvára vrstva reakčných produktov (napr. hrdza na železe, hydratačné produkty okolo zŕn cementu), potom táto vrstva predstavuje okolo nezreagovaného materiálu určitú bariéru, cez ktorú musí reagujúca zložka (kyslík, voda) difundovať. V dôsledku toho sa rýchlosť chemickej reakcie spomaľuje. 45

6 10. SKUPENSKÉ STAVY LÁTOK Skupenstvo je spôsob existencie látky. Podľa vzájomného usporiadania atómov, molekúl alebo iónov a veľkosti síl, ktoré medzi časticami pôsobia rozoznávame tri hlavné skupenstvá: plynné, kvapalné a tuhé (pevné). Látky podľa podmienok môžu meniť svoje skupenstvo, najmä v závislosti na teplote a tlaku PLYNNÉ SKUPENSTVO V plynnom skupenstve sú molekuly (príp. atómy) od seba značne vzdialené a vzájomné silové pôsobenie medzi nimi je malé. Látka ľahko mení svoj tvar a objem. Zvyšovaním tlaku na plyn sa zvyšuje jeho hustota a pri určitej hodnote vzniká kvapalné skupenstvo (len pri teplotách nižších ako je kritická teplota plynu). Pre štúdium vlastnosti plynov sa používa predstava tzv. ideálneho plynu. V ideálnom plyne majú častice plynu zanedbateľný objem (geometrické body) a zanedbateľnú (nulovú) vzájomnú príťažlivosť. Častice plynu sú v nepretržitom (tepelnom) pohybe. Zrážky častíc sa riadia zákonmi dokonale pružných gúľ. Nárazy častíc plynu na steny nádoby sa prejavujú v makroskopickom meradle ako tlak plynu. Fyzikálny stav plynu charakterizujú stavové veličiny a to teplota (T), tlak (p) a objem (V). Vzťah medzi veličinami vyjadruje stavová rovnica ideálneho plynu : p.v = n.r.t kde R je univerzálna plynová konštanta, ktorá má hodnotu približne 8,31 J.K -1.mol -1, n je látkové množstvo (mol) a T je absolútna teplota vyjadrená v K (Kelvin). Objem jedného mólu ideálneho plynu pri normálnych podmienkach (p = Pa a teplote 273, 15 K) možno vypočítať zo stavovej rovnice. Výsledná hodnota je približne 22, 41 dm 3. Tento objem označujeme ako tzv. normálny mólový objem ideálneho plynu V mo = 22,41 dm 3. mol -1 = 22,41 m 3. kmol -1. Chovanie reálnych plynov sa od chovania ideálnych plynov odlišuje. Molekuly (príp. atómy) reálnych (skutočných) plynov majú skutočný (vlastný) objem. Medzi molekulami sa uplatňujú medzimolekulové príťažlivé sily. Príťažlivé sily sa líšia v závislosti od druhu plynu. Pre popis chovania reálnych plynov platia stavové rovnice pre reálne plyny, napr. van der Waalsova rovnica pre reálne plyny. Tieto rovnice zohľadňujú tak vlastný objem molekúl, ako aj príťažlivé sily medzi molekulami. Plyny možno skvapalniť ich ochladzovaním a stláčaním. Kritická teplota je najvyššia teplota pri ktorej sa plyn ešte dá skvapalniť. V rôznych odboroch priemyslu sa používajú rôzne technické plyny. Sú dodávané napr. v oceľových flašiach. Plyny s vysokou kritickou teplotou sú v tlakových nádobách v kvapalnom stave (napr. CO 2, Cl 2, fosgén, NH 3 ). Plyny s nízkou kritickou teplotou sú vo fľašiach stlačené pod tlakom (15 MPa), napr. O 2, H 2, N 2, CO, CH 4 a pod. Acetylén je rozpustený v acetóne, ktorý sa naadsorbuje na rozsievkovú zeminu. Oceľové flaše sú farebne označené nasledovne: Kyslík (modrá), vodík (červená), dusík (zelená), amoniak - čpavok (fialová), oxid uhličitý (sivá) acetylén (žltá), vzduch (striebristá) KVAPALNÉ SKUPENSTVO Kvapaliny sú charakterizované malou stlačiteľnosťou. Vo vnútri kvapaliny pôsobia na seba molekuly príťažlivými silami. Ich veľkosť je závislá na druhu väzieb v molekulách a medzi molekulami. Veľkosť síl určuje alebo ovplyvňuje povrchové napätie kvapalín, ich viskozitu, teplotu varu a podobne Povrchové napätie: Molekuly v povrchovej vrstve kvapaliny, uvažujme vodu, sú na jednej strane v kontakte molekulami kvapaliny, z druhej strany s molekulami iného prostredia, napr. vzduchu. Pretože príťažlivé sily medzi molekulami vody sú väčšie, ako medzi molekulami vody a vzduchu, výslednicou sú sily, ktoré vťahujú molekuly vody dovnútra kvapalného prostredia. Prejavuje sa to snahou kvapalín (voda, ortuť a pod.) zmenšiť svoj povrch na minimum. Ak nepôsobia iné sily, napr. 46

7 v beztiažnom stave, majú kvapôčky kvapaliny tvar gule. Sily v povrchovej vrstve sú charakterizované povrchovým napätím, resp. povrchovou energiou. Povrchové napätie γ je sila pôsobiaca kolmo na 1m povrchu kvapaliny. Jednotkou je N.m -1. Povrchová energia σ je práca, ktorou treba pôsobiť proti povrchovému napätiu, aby sa zväčšil povrch o 1 m 2. Jednotkou je J.m -2. Číselne sa rovná hodnote povrchového napätia (J.m -2 = N.m.m -2 = N.m -1 ). Povrchové interakcie nastávajú aj pri styku kvapaliny s pevnou látkou, alebo styku dvoch nemiešateľných kvapalín. Pri malej hodnote medzipovrchovej energie medzi kvapalinou a pevnou látkou nastáva zmáčanie povrchu pevnej látky. Pri malej hodnote medzipovrchovej energie medzi dvomi rôznymi kvapalinami sú tieto dokonale miešateľné. A naopak. Povrchové napätie je príčinou kapilárnej elevácie (ak je tuhý povrch zmáčavý) a depresie (ak je nezmáčavý). S kapilárnymi javmi súvisí tiež. tzv. kapilárna kondenzácia, t.j. kondenzácia vodných pár v tenkých kapilárach. Čím je polomer póru alebo kapiláry menší (čím je meniskus vody zakrivenejší), tým skôr (pri nižšej relatívnej vlhkosti vzduchu) nastane kondenzácia vodných pár v kapiláre. Príkladom je kondenzácia pár vody v najmenších póroch zatvrdnutej cementovej kaše, malty alebo betónu). Pri priemernej relatívnej vlhkosti vzduchu sa voda z najmenších pórov neodparuje. Povrchové napätie možno ovplyvňovať pomocou povrchovo aktívnych látok. Príkladom sú pracie prášky, penotvorné látky, odpeňovače, niektoré plastifikačné prísady do betónu, hydrofobizačné prostriedky na odpudzovanie vody z povrchov napr. stavebých látok, textilu a kože, a ďalšie. Stanovenie pórovej štruktúry materiálov ortuťovou tlakovou porozimetriou Na stanovenie objemu malých pórov (v oblasti 2 nm - 7,5 μm) v tuhých anorganických nekovových materiáloch (betón, horniny, tehliarske výrobky) sa často používa metóda, ktorá sa označuje ako ortuťová tlaková porozimetria. Je založená na skutočnosti, že ortuť nezmáča povrch väčšiny anorganických látok a preto nevniká bez pôsobenia vonkajšieho tlaku do pórov týchto látok. Pri meraní veľkosti pórov sa vysušená vzorka uvažovanej látky vloží do tlakovej komory porozimetra. Po uzatvorení komory sa z nej odčerpá vzduch a pridá sa kvapalná ortuť. V komore so vzorkou a ortuťou sa potom postupne zvyšuje tlak, pričom ortuť vniká do stále menších pórov a kapilár. Čím sú póry menšie, tým vyšší je tlak potrebujeme na zaplnenie pórov. Prístroj zaznamenáva objem vtlačenej ortuti do vzorky v závislosti od pôsobiaceho tlaku, pričom každému tlaku zodpovedá určitý priemer teoreticky valcovitých pórov. Z objemu vtlačenej ortuti pri jednotlivých hodnotách tlaku možno vypočítať objemy pórov rôznej veľkosti vo vzorke. Túto závislosť stručne označujeme aj termínom distribúcia (rozdelenie) veľkosti pórov vo vzorke. Viskozita je miera vnútorného trenia v pohybujúcich sa kvapalinách. Je to sila potrebná k tomu, aby sa vrstva kvapaliny pohybovala medzi ostatnými vrstvami určitou rýchlosťou. Viskozita kvapalín sa s teplotou znižuje. Zahriaty olej, med, asfalt, sklovina pri vyššej teplote ľahšie tečie. Mierou viskozity je viskozitný koeficient η, hlavnou jednotkou je Pa.s. Viskozita sa meria viskozimetrami rôznej konštrukcie. Meria sa napr. doba prietoku určitého objemu kvapaliny kapilárou, doba výtoku kvapaliny z nádrže cez definovaný otvor, doba pádu guličky v meranej kvapaline, ďalej existujú rotačné viskozimetre a pod. Viskozita vodného skla, cementových kaší, alebo rôznych suspenzií sa výhodne meria rotačnými viskozimetrami TUHÉ SKUPENSTVO Tuhé skupenstvo sa vyznačuje tesným usporiadaním stavebných častíc. Tuhé látky majú svoj stály tvar a sú prakticky nestlačiteľné. Tuhé látky možno rozdeliť na látky kryštalické a látky amorfné. Úvodný slovník: Minerál (nerast) je rovnorodá (homogénna) prírodná chemická zlúčenina, niekedy aj chemický prvok. Majú charakteristickú kryštálovú štruktúru (mriežku) a chemické zloženie. Príklady minerálov: kremeň (SiO 2 ), kalcit (CaCO 3 ), diamant (C), kaolinit (Al 2 O 3.2SiO 2.2H 2 O). Mineralógia je veda o mineráloch. Hornina je najčastejšie heterogénna zmes minerálov (nerastov), vytvárajúca v zemskej kôre celé geologické telesá. Horniny sú predmetom štúdia v petrografii. Príklady hornín: vápenec, dolomit, žula, kaolín (kaolinitické íly). Názov petrografia sa odvodzuje od gréckych slov petra (skala) a grafó (píšem). 47

8 LÁTKY KRYŠTALICKÉ Kryštál je pevné teleso, ktorého najmenšie stavebné častice sú v priestore pravidelne usporiadané. Najmenšie stavebné (štruktúrne) častice kryštálovej štruktúry sú atómy, ióny (jednoduché alebo zložené) alebo molekuly. Kryštálovú štruktúru tvorí nekonečný súbor periodicky sa opakujúcich stavebných častíc v priestore. Usporiadanie stavebných častíc možno modelovo znázorniť geometrickými bodmi tvoriacimi tzv. priestorové mriežky. Každý bod v tejto mriežke zodpovedá rovnovážnej polohe (ťažisku) stavebnej častice v kryštáli. Každému kryštálu teda možno priradiť kryštálovú mriežku, ktorá reprezentuje danú kryštálovú štruktúru. Pri kryštalizácii sa jednotlivé stavebné častice tvoriace danú zlúčeninu usporiadajú tak, aby vnútorná energia kryštálu bola čo najmenšia a dosiahol sa termodynamicky najstabilnejší stav. Pri kryštalizácii sa energia uvoľňuje. Jednotlivé častice sú medzi sebou viazané rôznym typom chemických väzieb, alebo medzimolekulovými silami. Kryštály sú homogénne a sú anizotrópne, to znamená, že majú v rôznych smeroch rôzne vlastnosti, napr. tvrdosť. Morfológia kryštálov V minulosti sa kryštály popisovali na základe ich vonkajšieho tvaru - morfológie. Určoval sa pomer dĺžky osí, uhly medzi nimi a pod. Takto sa skúmali obvykle samostatné, relatívne veľké kryštály pravidelných tvarov. Vonkajší tvar (morfológia) kryštálov je podmienený ich vnútornou stavbou. Pri nerušenej kryštalizácii vznikajú kryštály pravidelných tvarov. Takéto kryštály sa tvoria napríklad pri kryštalizácii z presýtených roztokov. Tuhé telesá môžu byť tvorené jedným kryštálom (monokryštál), alebo sú súborom navzájom prerastených menších kryštálov (polykryštalické látky - väčšina hornín). Pri kryštalizácii tavenín obvykle vzniká naraz veľké množstvo kryštalizačných zárodkov. Jednotlivé kryštály sú v raste priestorovo obmedzené a preto nemajú pravidelný tvar. Keď horninu tvoria len kryštáliky jedného druhu hovoríme o monominerálnej hornine. Takou sú napr. vápence, ktoré sú tvorené prevažne len kryštálikmi kalcitu (CaCO 3 ). Polyminerálne horniny (poly = viac) obsahujú viac minerálov, napríklad žulu tvoria kryštáliky živca, sľudy a kremeňa. V tuhých látkach stavebné častice kmitajú okolo svojich rovnovážnych polôh. Pri zahrievaní rastie intenzita tohto pohybu, pri určitej teplote sa štruktúra rozpadáva a tuhá látka sa mení na kvapalinu - nastáva tavenie látky. Teplota pri ktorej nastáva tavenie je teplota tavenia. Teplota tavenia je pre jednotlivé látky charakteristická. Napr.: voda (0 C), chróm (1900 C), NaOH (319 C), Na 2 CO 3 (854 C). Niektoré látky sa pri zahrievaní rozkladajú bez tavenia. Napr. uhličitan vápenatý sa rozkladá nad asi 900 C podľa rovnice CaCO 3 CaO + CO 2. Vzniknutý CaO sa taví až pri teplote 2580 C. TYPY KRYŠTÁLOVÝCH ŠTRUKTÚR a vlastnosti tuhých látok Fyzikálne (a chemické) vlastnosti kryštálov určuje druh častíc ktoré tvoria kryštál a sily príťažlivosti medzi nimi. Kryštály môžu byť elektricky vodivé (kovy), alebo nevodivé (kalcit, chlorid sodný); tvrdé (diamant, kremeň), mäkké (sodík, grafit), krehké (chlorid sodný, ľad), môžu sa líšiť teplotou topenia, atď. Podľa druhu častíc tvoriacich kryštálové štruktúry a charakteru súdržných síl pôsobiacich medzi časticami rozlišujeme nasledujúce druhy kryštálových štruktúr : a/ Iónové kryštály. Sú tvorené pravidelne sa striedajúcimi katiónmi a aniónmi, ktoré sú navzájom viazané elektrostatickými príťažlivými silami (nemajú smerovú povahu). Katióny alebo anióny môžu byť jednoduché (NaCl), alebo zložené (kalcit - CaCO 3 ). V štruktúre NaCl, a CaCO 3, je každý katión obklopený šiestimi aniónmi a naopak. Takúto štruktúru možno zobraziť kryštalochemickým vzorcom {Na + Cl - 6/6}, resp. {Ca 2+ (CO 3 2- ) 6/6}. Štruktúru kazivca (CaF 2 ) možno zobraziť vzorcom {Ca 2+ F - 8/4} ktorá vyjadruje, že každý ión Ca 2+ je obklopený ôsmimi iónmi F - a každý ión F - je obklopený štyrmi iónmi Ca 2+. Kryštalohydráty obsahujú v štruktúre aj molekuly vody. Iónové kryštály sú obvykle tvrdé, krehké, majú vysoké teploty topenia a varu. V tuhom stave nevedú elektrický prúd, sú obvykle tvrdé a majú relatívne vysoké teploty tavenia. Často sú dobre rozpustné vo vode (dusičnany, väčšina chloridov, mnohé sírany), mnohé sú však prakticky nerozpustné (CaCO 3, CaF 2 ). Ak sú rozpustné, v roztoku úplne disociujú. Ich roztoky sú preto elektricky vodivé. Podobne aj ich taveniny. 48

9 b/ Atómové (kovalentné) kryštály. Sú zložené z atómov, ktoré sú navzájom viazané kovalentnými väzbami rozprestierajúcimi sa v celom priestore. Celý kryštál tak predstavuje jedinú obrovskú makromolekulu. Pretože energia kovalentných väzieb je veľká, majú takéto zlúčeniny veľkú tvrdosť, sú nerozpustné vo vode a majú vysoké teploty tavenia. Patrí sem napr. diamant {C 4/4} v ktorom je každý uhlík obklopený 4 inými atómami uhlíka, elementárny kremík (Si) s podobnou štruktúrou a i. Možno sem zaradiť aj kremeň (SiO 2 ), karbid kremíka (SiC) - veľmi tvrdá látka používaná na brúsenie. V tuhom stave nevedú elektrický prúd. c/ Molekulové kryštály. Sú to tuhé látky ktorých štruktúru tvoria alebo atómy nezlúčených prvkov, (napr. v tuhý kryptón a argón), alebo molekuly látok (napr. CO 2 ), ktoré sú navzájom viazané van der Waalsovými silami, prípadne väzbami vodíkovým mostíkom (napr. ľad). Pretože uvedené väzby sú slabé, molekuly sa môžu ľahko odpútať. V dôsledku toho sú takéto látky relatívne mäkké, majú nízke teploty topenia a varu. Ďalšie príklady: I 2, S 8 (síra), organické látky (napr. fenol, kyselina benzoová). Mnohé z uvedeného typu látok sú pri obyčajných teplotách plynné; skvapalňujú sa a tuhnú až pri nízkych teplotách, napr. H 2 O, CO 2, alebo extrémne nízkych teplotách (N 2, O 2, vzácne plyny). Ak sú molekuly nepolárne, látky sa nerozpúšťajú vo vode, obvykle sa však rozpúšťajú v organických rozpúšťadlách (napr. v benzéne, toluéne, alkohole). d/ Kovové kryštály. Majú vlastnosti výrazne odlišné od predchádzajúcich prípadov. Sú elektricky a tepelne vodivé, majú kovový lesk, sú tvárne atď. Existuje viac modelov opisujúcich vlastnosti kovov (pozri kovová väzba). Existujú veľmi veľké rozdiely medzi vlastnosťami rôznych kovov, napr. teplotou topenia, tvrdosťou, pevnosťou, elektrickou vodivosťou a i. e/ Vrstevnaté a kombinované kryštály (štruktúry). Existuje viac typov kryštálov s vrstevnatou štruktúrou. Sú to napr. zlúčeniny, ktoré obsahujú malé katióny s vyšším nábojom a objemné anióny často vytvárajú vrstevnaté štruktúry. V takýchto štruktúrach existujú roviny katiónov, ku ktorým z oboch strán priliehajú roviny aniónov. Susedné roviny aniónov sú viazané slabými van der Waalsovými silami, preto sú takéto kryštály ľahko štiepateľné v rovinách rovnobežných s jednotlivými vrstvami. Príklady: Mg(OH) 2, Ca(OH) 2, CdI 2 a i. Odlišnú štruktúru má grafit ( C). Osobitné druhy rôznych vrstevnatých štruktúr vytvárajú niektoré kremičitany. Príklady: kaolinit, sľudy, montmorillonit, mastenec a pod. Mnohé z nich sú súčasťou zemín. Pozri kremičitany. KRYŠTÁLOVÉ SÚSTAVY Množstvo matematicky možných typov kryštálových mriežok je limitovaný. Kryštály možno na základe súmernosti rozdeliť do siedmich kryštálových sústav: 1. Kubická (kocková) - CaO, NaCl (kuchynská soľ), MgO (periklas), CaF 2 (kazivec), 2. Tetragonálna (štvorcová) - SnO 2 (cínovec), TiO 2 (rutil), 3. Hexagonálna (šesťuholníková) - C (grafit), SiO 2 (α - kremeň), H 2 O (ľad), 4. Trigonálna (klencová) - CaCO 3 (kalcit), Al 2 O 3 (korund), SiO 2 (β -kremeň), 5. Rombická (kosoštvorcová) - CaSO 4 (anhydrit), CaCO 3 (aragonit), BaSO 4 (baryt), 6. Monoklinická (jednoklonná ) - CaSO 4.2H 2 O (sadrovec), KAlSi 3 O 8 (ortoklas), 7. Triklinická (trojklonná) - CuSO 4.5H 2 O (modrá skalica), NaAlSi 3 O 8 (albit). POLYMORFIA A IZOMORFIA POLYMORFIA je jav, keď sa jedna látka vyskytuje v rôznych kryštalických modifikáciách (formách). Každá z modifikácií tejto kryštalickej látky má odlišnú vnútornú štruktúru, t.j. usporiadanie stavebných častíc v priestore a patrí do inej kryštálovej sústavy. Názov má historický pôvod (poly-morfia = mnoho-tvarovosť). Vznikol na základe toho, že boli známe kryštály tej istej látky, ktoré mali rôzny tvar (morfológiu) a patrili do rôznych kryštálových sústav. V prípade prvkov nehovoríme o polymorfii, ale o alotropii (napr. diamant a tuha sú alotropné modifikácie uhlíka). 49

10 Každá kryštalická modifikácia polymorfnej látky je termodynamicky stála len určitom rozmedzí teplôt a tlakov. Pri vyššom tlaku môže napr. vzniknúť kryštál s hustejším usporiadaním častíc, ako pri nižšom tlaku. Jednotlivé polymorfné modifikácie látky sa v dôsledku rozdielnej stavby kryštálovej štruktúry líšia napr. hustotou, tvrdosťou, rozpustnosťou alebo aj chemickými vlastnosťami. Napr. β-c 2 S je jedným z minerálov v portlandskom slinku ktorý s vodou reaguje (tuhne) pomaly; naproti tomu γ-c 2 S, ktorý môže v p-slinku tiež vzniknúť pri jeho nevhodnom chladení po výpale, s vodou nereaguje). VÝZNAMNÉ PRÍKLADY POLYMORFIE UHLIČITAN VÁPENATÝ: môže sa vyskytovať v troch kryštalických modifikáciách a to ako minerál kalcit, aragonit alebo vaterit. Štruktúru CaCO 3 tvoria katióny Ca 2+ a anióny CO 3 2- ktoré sú pravidelne rozmiestnené v priestore. Usporiadanie iónov v kalcite, aragonite a vaterite je rozdielne. V prírode sa CaCO 3 vyskytuje prevažne ako minerál kalcit. Kalcit je termodynamicky stabilná modifikácia pri normálnych podmienkach teploty a tlaku. Je obsiahnutý napr. vo vápencoch a v travertíne (pozri karbonátové horniny). Aragonit sa vyskytuje v menšej miere. Vaterit je v prírode veľmi vzácna a nestála modifikácia CaCO 3. Kalcit sa môže meniť na aragonit napr. pri veľmi vysokom tlaku. Pri karbonatizácii vápna a zhydratovabého cementu v betóne môže vznikať okrem kalcitu prechodne aj vaterit a aragonit. Nestále modifikácie sa postupne premieňajú na stabilný kalcit. OXID KREMIČITÝ: Môže sa vyskytovať vo viacerých modifikáciách. Hlavné kryštalické modifikácie SiO 2 vznikajúce pri normálnom tlaku pri rôznych teplotách sú kremeň, tridymit a cristobalit. Stabilnou modifikáciou SiO 2 pri normálnych podmienkach je kremeň. Podrobnosti sú uvedené v kapitole zameranej na vlastnosti a formy SiO 2. IZOMORFIA - je jav keď rôzne chemické zlúčeniny kryštalizujú s rovnakou štruktúrou. Je to súčasne schopnosť rôznych látok vzájomne sa zastupovať v kryštálovej štruktúre a vytvárať zmesové (izomorfné) kryštály. Výraz má historický pôvod ( izo-morfia = rovnakosť tvaru). Vznikol na základe toho, že boli známe rôzne druhy látok, ktorých kryštály mali rovnaký vonkajší tvar (morfológiu). Izomorfné zlúčeniny sú napr.: MgSO 4.7H 2 O, FeSO 4.7H 2 O a ZnSO 4.7H 2 O (kosoštvorcová sústava), alebo MgCO 3, FeCO 3, MnCO 3, ZnCO 3 a CoCO 3 (trojklonná sústava). Pri presnejšej definícii nerasty s rovnakým typom štruktúry nazývame izoštruktúrne. Izoštruktúrne nerasty môžu, ale nemusia byť aj izomorfné. Izoštruktúrne nerasty sú izomorfné, keď sú schopné vytvárať zmesové kryštály. Zmesové kryštály sú také, ktorých štruktúra obsahuje dve alebo viac zlúčenín. Z nasýteného roztoku, alebo taveniny, ktoré obsahujú dve, alebo viac izomorfných zlúčenín, vzniká pri kryštalizácii len jeden druh kryštálov s rovnakým chemickým zložením. Všetky vzniknuté kryštály sú rovnaké a obsahujú všetky zložky, ktoré sa v štruktúre vzájomne zastupujú. Izomorfné sú tie zlúčeniny, ktoré nielenže vytvárajú rovnaký typ mriežky, ale aj rozmery ich iónov (atómov) sú podobné. Pre zmesové kryštály je charakteristický ľubovoľný pomer zastupujúcich sa prvkov. Izomorfia je medzi nerastami veľmi rozšírený jav. Napr. v olivíne (Mg,Fe) 2 SiO 4 sa izomorfne zastupuje Fe s Mg. Takmer čistý horečnatý olivín (Mg 2 SiO 4 ) sa nazýva fosterit, železnatý (Fe 2 SiO 4 ) je fayalit. Príklady vzniku zmesových kryštálov 1. Z nasýteného roztoku, ktorý vznikne rozpustením KCl a RbCl vo vode, vykryštalizuje len jeden druh kryštálov, obsahujúci dva druhy katiónov (K + a Rb + ) a jeden druh aniónov (Cl - ). Pomer K a Rb v takomto zmesovom kryštáli závisí len od zloženia roztoku. Katióny K + a Rb + sa v štruktúre týchto solí môžu zastupovať širokom rozsahu. Vzorec zmesových kryštálov (K,Rb)Cl vyjadruje, že pomer katiónov alkalických kovov ku chloridovým aniónom v štruktúre je 1 : 1, avšak vzájomný pomer katiónov K + a Rb + nie je bližšie určený a môže byť premenlivý. Pre vznik zmesových kryštálov je nevyhnutné, aby veľkosti vzájomne sa zastupujúcich katiónov (alebo aniónov) boli veľmi blízke, aby sa mohli v kryštálovej štruktúre navzájom zastupovať. KCl a RbCl sú izomorfné. 50

11 2. Naproti tomu z vodného roztoku, ktorý pripravíme rozpustením LiCl a KCl budú pri normálnej teplote kryštalizovať samostatne LiCl a KCl, teda dva druhy kryštálov. Katióny Li + a K + majú relatívne väčší rozdiel polomerov ako K + a Rb +. Pri bežnej teplote sa katióny K + a Li + nemôžu vzájomne zastupovať v zmesovom kryštáli (nepasujú do rovnakej štruktúry). LiCl a KCl preto nie sú izomorfné. Izomorfia uhličitanov Bezvodé uhličitany kovov, izomorfné s kalcitom (CaCO 3 ) sú napríklad MgCO 3 (magnezit), FeCO 3 (siderit), MnCO 3 (rodochrozit), BaCO 3 a ďalšie. - V prípade kalcitu (CaCO 3 ) a rodochrozitu (MnCO 3 ) je miesivosť plynulá od 0 do 100 % druhej zložky. Zloženie minerálov závisí od podmienok ich vzniku a miesta ich výskytu. - V prípade kalcitu (CaCO 3 ) a magnezitu (MgCO 3 ) však existuje relatívne väčší rozdiel medzi polomermi iónov Ca 2+ a Mg 2+, ktorý nedovoľuje rozsiahlejšiu miesivosť oboch zlúčenín. Ich izomorfia je preto len obmedzená (pozri dolomit). Podvojné zlúčeniny - (minerál dolomit) V prípade izomorfných minerálov sa pomer jednotlivých zložiek (katiónov, alebo aniónov) môže meniť v širokom rozmedzí (plynulá miesivosť). Naproti tomu poznáme minerály, u ktorých je pomer zložiek vždy stály. Atómy (ióny) jednotlivých prvkov sa v týchto mineráloch vyskytujú v určitých kryštalografických pozíciách pravidelne a v určitom stálom stechiometrickom pomere. Usporiadaným zlúčeninám s konštantným pomerom zložiek hovoríme podvojné zlúčeniny (podvojné soli). Medzi podvojné soli patrí napr. kamenec draselný KAl(SO 4 ) 2.12H 2 O, ktorý má pomer K + : Al 3+ = 1:1. Podobný typ kryštálov predstavuje minerál dolomit. U dolomitu je pomer Ca : Mg rovný vždy 1:1. Chemické zloženie dolomitu zapisujeme vzorcom CaCO 3.MgCO 3 alebo CaMg(CO 3 ) 2. Poznámka: Minerály kalcit (CaCO 3 ), dolomit (CaMg(CO 3 ) 2 ) a magnezit (MgCO 3 ) sú hlavnými minerálnymi zložkami uhličitanových (karbonátových) hornín - vápencov, dolomitov a magnezitov. LÁTKY AMORFNÉ A SKLÁ Amorfné látky (nekryštalické), majú nepravidelné vnútorné usporiadanie častíc v priestore a nemajú pravidelný vonkajší tvar. Sú izotropné, t.j. majú rovnaké vlastnosti vo všetkých smeroch. Pri zahrievaní nemajú ostrý bod topenia, ale postupne mäknú a stávajú sa stále menej viskóznymi. Je preto vhodné ich považovať za kvapaliny s mimoriadne vysokou viskozitou. Napr. asfalty, živice. Možno sem zaradiť aj sklá. SKLO je anorganický produkt tavenia, ktorý bol ochladený do pevného stavu bez kryštalizácie. Sklo je amorfná, nekryštalická stuhnutá tavenina (podchladená kvapalina). Pri takejto definícii je napr. sklo skôr kvapalinou, hoci jeho pružnosť, pevnosť a viskozita je väčšia ako pri mnohých tuhých látkach. O tom, či látka vykryštalizuje alebo vznikne sklo rozhoduje popri charaktere látky najmä rýchlosť a spôsob ochladzovania taveniny. Tzv. kryštálotvorné látky majú ostrú teplotu topenie a tuhnutia, ich taveniny majú veľmi malú viskozitu. Pri ochladzovaní sa častice ľahko usporiadajú a okamžite kryštalizujú. Viskozita sa mení skokom. Prakticky z nich nemožno pripraviť sklá. Príklady: H 2 O, Na, NaCl, kovy (Fe, Cu) atď. Oproti tomu taveniny tzv. sklotvorných látok (napr. SiO 2 ) majú milióny krát vyššiu viskozitu lebo taveniny obsahujú dlhé reťazce. Pri ochladzovaní sa reťazce neusporiadavajú, viskozita postupne narastá (tvarovanie skla za horúca). Tetraédre SiO 4 sú v kremennom skle usporiadané nepravidelne, väzby nie sú rovnako pevné, preto sklá nemajú presný bod topenia a prechádzajú plynule do pevného stavu. 51

12 Všeobecné vlastnosti sklovitých látok ( sústav) 1. Sklá majú neusporiadanú (amorfnú, nekryštalickú) štruktúru a sú izotrópne. 2. Vyznačujú sa vyšším obsahom vnútornej energie v porovnaní s hodnotou vnútornej energie tej istej látky v kryštalickom stave. Sú v nerovnováž-nom (metastabilnom) stave. Látka vo forme skla má väčšiu chemickú (fyzikálnu) reaktivitu ako tá istá látka kryštalická. 3. Vyznačujú sa postupným tuhnutím. Tavenina postupne zvyšuje viskozitu až vzniká mechanicky pevné teleso - sklo. Z taveniny sa nevylučujú kryštály. Fyzikálno-mechanické vlastnosti sa pritom menia plynulo (spojito). Táto vlastnosť sa využíva pri technológii spracovania skiel. 52