Szkło – kontynuacja

Stan szklisty jest stanem termodynamicznie nietrwałym. Przejście w trwały stan krystaliczny jest utrudnione przez duże tarcie wewnętrzne cieczy prze chłodzonej. Z biegiem czasu zachodzą jednak w szkłach niedostrzegalne zmiany, wywołujące powstawanie napięć wewnętrznych. Zmiany te określa się jako „starzenie się” szkła. Takie „zestarzałe” szkło pęka niekiedy z łada powodu, podobnie jak szkło nierównomiernie studzone. Ogrzanie zaś do temperatury bliskiej temperaturze mięknie- nia szkła wywołuje jego „odszklenie”, tj. krystalizację. Szkło staje się mętne i bardzo kruche.

Poza własnościami termicznymi i mechanicznymi duże znaczenie ma zdolność szkła do pochłaniania promieni świetlnych. Większa część szkieł użytkowych jest prawie zupełnie przezroczysta dla promieni widzialnej części widma, zatrzymuje natomiast prawie całkowicie promienie nad- fiołkowe i podczerwone. Dodatek niewielkich ilości tlenków niektórych metali ciężkich zabarwia szkło na rozmaite kolory. Tlenek żelazawy nadaje mu barwę brudnozieloną, charakterystyczną dla zwykłego szkła butelkowego, Zabarwienie to może być usunięte za pomocą niewielkich ilości Mn02, który utlenia związki Fen na słabo zielonkawożółte związki Fem barwa ich w połączeniu z bladoróżową barwą soli mangana-

– 3) Koncepcja „protonowanego wiązania podwójnego” według Pitzera (wzór C), w myśl której dwa protony położone są w obrąbie „chmury elektronowej” (por. § 72) podwójnego wiązania. Wzór C stanowi jak gdyby przejście od struktury jonowej do mostkowej.

– 4) Według teorii kwantykułowej Fajansa struktura dwuborowodoru może być przedstawiona za pomocą wzoru D, zgodnego z mostkową strukturą związku i wolnego od trudności związanych z deficytem elektronowym. W myśl tego poglądu struktura B2H6 przypomina strukturę etylenu C2H4 (wzór E), z tą różnicą, że ładunki dodatnie C4+ w B2Hn są podzielone pomiędzy B3+ i H+, a obie kwan-

W ostatnich latach Lipscomb i jego szkoła rozwinęli teorię nowego typu wiązania międzyatomowego (tzw. wiązania <5). Wiązanie takie utworzone jest przez jedną parę elektronów, łączących ze sobą nie dwa ośrodki dodat ne, jak zwykłe wiązanie kowalencyjne, lecz trzy. Na przykład w cząsteczce B2H2 spośród Ogólnej liczby 12 elektronów walencyjnych osiem tworzy cztery wiązania kowalencyjne B—H, pozostałe zaś cztery — dwa wiązania d (B—H—B). W wyższych borowodorach występują też wiązania ó pomiędzy trzema atomami boru. Teoria wiązania ó pozwala wyjaśnić w sposób konsekwentny strukturę wszystkich zbadanych dotychczas borowodorów.