Атомно-молекулярное учение. 2

Атомно-молекулярное учение

      Все вещества состоят из молекул, некоторые из кристаллов. Молекула - мельчайшая частица, обладающая свойствами вещества. Молекулы состоят из атомов. Атомы - мельчайшие частицы, сохраняющие свойства элемента. Вещества: а) простые - состоящие из одного  и того же элемента(P,O₂,N₂); б) сложные – состоящие из атомов разных элементов(HNO3,KOH). Иногда простые вещества, состоящие из одного и того же элемента обладают различными свойствами: твердостью, плотностью и др.

     Аллотропия - существование одного и того же химического элемента в виде двух и более простых веществ, различных по строению и свойствам: так называемых аллотропических модификаций или аллотропических форм. Множество модификаций углерода, например: алмаз, графит, фуллерен, карбин и графен.

    Закон постоянства состава:

    Соотношения  между массами элементов, входящих  в состав одного и того же  соединения постоянны и не  зависят от способа его получения.

    Закон кратных  отношений Дальтона:

    Если  два элемента  образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящихся в этих соединениях, на одну и ту же массу другого элемента относятся между собой как небольшие целые числа.

    Встречаются соединения, нарушающие эту закономерность, например, сплавы.

   Закон объемных  отношений. Закон Авогадро:

    При  взаимодействии газообразных веществ  объемы, вступающих в реакцию  газов относятся друг к другу,  и к объему образующихся соединений  как небольшие целые числа  (Гей-Люссак).

    2Н₂+О₂=2Н₂О

    Авогадро показал,  что в равных объемах любых  газов, взятых при одной и  той же температуре и давлении  содержится одно и тоже число  молекул, а именно 6,02*10²³

Атомные и молекулярные массы

    В  химии принято, что 1/12 часть  массы атома изотопа углерода  (С₁₂) является атомной единицы массы. Атомные массы элемента – это  отношение его массы к атомные единицы массы. Молекулярная масса простого или сложного вещества – это отношение массы его молекулы к атомной единице массе. Единицей количества вещества принято считать моль. Моль – это такое количество вещества, в котором содержится столько структурных единиц, сколько содержится в 12г изотопа углерода С₁₂, то есть 6,02*10²³ (число Авогадро). Отношение массы к его количеству называется мольной  массой и выражается г/моль. Таким образом мольная масса вещества  в г/моль имеет численное значение, то же, что и его относительная молекулярная масса. Показано, что 1 моль любого газа при нормального температуре и давлении занимает V=22,4 л/моль, Т=273К, р.=1 атм. По отношениям к газам выполняются законы Бойля-Мариотта, Гей-Люссака, Шарля.

    Закон Бойля-Мариотта. При постоянной массе газа и постоянной температуре давление газа обратно пропорционально занимаемому им объему.

    Р*V= const при  Т, m=const

    Закон Гей-Люссака. При постоянных массе газа и давлении объем, занимаемый газом, прямо пропорционален его температуре.

    V/T= const при  P, m=const

    Закон Шарля. При постоянных массе газа и его объеме давление газа прямо пропорционально температуре.

    P/T=const при V, m=const

    Иногда  этот закон, отнесенный к любому  количеству вещества называют  законом Менделеева-Клапирона.

    P1V1/T1 = Р2V2/Т2, или РV/Т = const.

Парциальное давление газов

    Давление  смеси газов химически не взаимодействующие друг с другом равно сумме парциальных давлений газов, составляющих эту смесь.

    Парциальное  давление индивидуального газа, входящего в смесь, это давление  газа, которое установилось бы  если бы он занимал весь V смеси.

Эквиваленты. Законы эквивалентов

    Эквивалентом элемента называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атома H, или замещает такое же его количество в химических реакциях.

    HCl=35,5/1    H₂S=32/2    NH₃=14/3   CH₄=12/4

    Эквивалентной массой элемента называется его атомная масса, отнесенная к эквиваленту.

    Законы эквивалентов:

    Все  вещества, взаимодействуют друг  с другом в количествах, пропорциональных  их эквивалентам, или массы, объемы реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентам.

    m₁/m₂=Э₁/Э₂

   Очевидно, что реагирующие вещества связаны определенными коэффициентами. Эти коэффициенты называются стехиометрическими.

    2Н₂S + 3O₂ =2SO₂ + 2H₂O

    Стехиометрические  соотношения устанавливаются с  учетом валентности элементов. Валентность - способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов. Численно валентность равна числу образованных связей. Обычно валентность H равна 1, O₂=2; поэтому при взаимодействии друг с другом на каждый атом кислорода приходится 2 атома водорода  H₂S=2HS, или на каждый атом серы приходится 2 атома H.

Классы и номенклатура соединений

    Классифицировать  химические соединения можно  по составу молекул или по  функциональным свойствам. По  составу молекул различают бинарные и многоэлементные соединения. Обычно бинарные соединения называют по образующему элементу с окончанием - ид (NаCl – хлорид;Na₂S – сульфид;Na₃N – нитрид;).Многоэлементные соединения классифицируются по функциональным группам:

    Гидроксиды – вещества, в состав молекулы которых входит гидроксидная группа – OH, часто их называют основаниями, а растворимые щелочи. По количеству гидроксидных групп основания бывают одно или много кислотные. Главное свойство оснований - их способность взаимодействовать с кислотами.

    NaOH + HNO₃ = NaNO₃ + H₂O

    Кислоты – соединения, в молекулы которых входит атом H(HCl,H₂SО₄,HNO₃). Главным свойством кислот является их способность взаимодействовать с основаниями.

    H₂SO₄ + KOH = K₂SO₄ + H₂O

    По количеству  атомов водорода в молекуле кислород различают одно и многоосновные кислоты. Различают бескислородные кислоты: HCl, H₂S. Кислородосодержащие:HNO₃, H₂SO₄, HCLO4 название состоит из названия образующего элемента с окончанием - ая. В результате взаимодействия кислот и оснований образуется  следующий класс соединений – соли.

    Соли – Это такие вещества в молекулы, которых не входит атом H, и гидроксидная группа: Na₂S0₄, NaNO₃. Обычно название солей образуется  от названия кислотообразующего элемента с окончанием – ат. Различают кислые, средние, основные соли. Кислые соли могут быть образованы многоосновными кислотами.

    H₂CO₃ +NaOH = NaHNO₃ + H₂O

    Многокислотные  основания могут образовывать  основные соли. Cu (OH)₂ + H₂CO₃ = (CuOH)₂CO₃ + H₂O   Различают также кислые, основные, амфотерные оксиды.

Строение атома

    Первую  научно – обоснованную модель  строения атома разработал Томсон, он предположил, что атом состоит  из + заряда, в котором равномерно  распределены    –  заряженные  электроны. Резерфорд, уточняя  эту модель, показал, что + заряженное ядро атома занимает ничтожно малый объем и вокруг него вращаются на различных расстояниях (орбитах) отрицательно заряженные электроны. Основными недостатком этой модели была ее нестабильность т.к. вращающиеся вокруг  ядра электроны, теряя энергию, через некоторое время должны упасть на ядро, чего не происходит.

    Бор усовершенствовав  эту модель, предположил, что электроны  могут вращаться только на  разрешенных орбитах. Находясь  на этих орбитах электрон, не  теряет энергию. Выделяет энергию или поглощает ее электрон только при перескоке с нижнюю орбиту на верхнюю или наоборот. Дальше указал, что ядро может состоять из некоторого количества нейтронов Nн=0  незаряженных частиц N_p=+  Z=N_p           и протонов

   m_e= N_p +      N_H                      m_H   =а.е.м                    m_p  = m_H  - m_e

   Массовое число ядра выражается в а.е.м. Атомы, имеющие одинаковый заряд ядра, но разные массовые числа называются изотопы. Атомы, имеющие одинаковый массовые числа, но разные заряды ядра называются изобарами.

Строение электронов

    Первоначальное предположение, что электрон является частицей, вращающейся вокруг ядра не оправдалась. Гейзенберг выдвинул принципы неопределенность – нельзя одновременно точно определить местоположение электрона и момент движения.  P=mv   Шредингер на основе квантово-механических представлений утверждал, что электрон можно рассматривать одновременно как частицу, двигающуюся со скоростью v или как волну, длину, которую можно рассчитать по формуле Де-Бройля

  которая  справедлива для любой движущейся частицы. Но волновые качества макрочастиц  проявляется чрезвычайно слабо. Исходя из этого можно говорить о вероятности нахождения электрона в той или др. точке пространства. Эта вероятность  “размазана” более или менее равномерно в некотором объеме. Шарообразная область, в которой заключено 90% вероятностей, назв.электронным облаком. В этом  облаке заключено 90% заряда и 90% массы. С точки зрения  волнового характера электронов определяется длина его волны. С точки зрения корпускулярного характера электрона он характеризуется некоторыми  квантовыми числами: определяющие энергию электрона.

Квантовые числа

    В  основном уровень энергии определяет  главное квантовое число n=1,2,3,4  оно может принимать любые целочисленные значения. Оно определяет уровень энергии – размер электронного облака. Численно главное квантовое число совпадает с номером периода. Иногда вместо численных значений используют буквы. Побочное квантовое число е= o……n-1 определяет подуровень энергии или форму электронного облака. Иногда вместо численного значения подуровень определяется буквой l=S,P,d,f  форму электронного облака на S подуровня является шарообразной.

                                                 

    Магнитное  квантовое число m определяется расположением электронного облака в пространстве.

1	-1,0,+1	-2,-1,0,+1,+2
-L	O	+L
S	P	d
1	3	5

  Электронное  облако S может быть расположено только одним способом. Энергетический уровень электрона, описываемое n,е,m называется орбиталь. Таким образом, если главное квантовое число 1(n)  может иметьК-1 орбиталь, при энергетическом уровне L- 3 орбиталь, при энергетическом уровне m -  5 орбиталей.  Завершает полную энергетическую характеристику электрона квантовые (спиновое) число S. Оно может принимать значения  -1/2; +1/2. Спиновое число характеризует собственное вращение электрона. Принято считать, что в атоме не может быть двух одинаковых электронов, у которых бы все четыре квантовых числа были одинаковы. Таким образом, на каждой орбитали могут располагаться два разно-спиновых электрона. В результате сказанного можно утверждать, что на каждом энергетическом уровне может располагаться Z=2n² электронов.

Многоэлектронные атомы

   По мере  увеличения заряда ядра атома  увеличивается число электронов, располагающихся возле ядра. Заполнение электронных орбиталей происходит по определенным правилам.

    Правило Паули:

    Электроны  вначале заполняют нижние, а затем  более высокие слои, то есть  энергия устойчивого электрона  должна быть минимальна. В противном случае конфигурация электронов в атоме будет неустойчива, то есть атом будет находиться в возбужденном состоянии.

    Правило Хунда:

    Суммарный спин электронов в атоме должен быть максимален в устойчивом состоянии. Для характеристики энергетического состояния атома принято использовать электронную формулу.

                                     

     Элементы, у которых  внешними заполняемыми орбиталями, является S называются S-элементами(n=1;2 группа);n=2

     На  втором энергетическом уровне  могут располагаться кроме S, еще и р - электроны

    Таким образом, p – элементов может быть 6 групп, по количеству p- элементов. P – элементами называют те элементы, у которых внешними заполняемыми орбитами являются р- орбитали. Количество внешних электронов, в этом случае   Z=S+P.После заполнения всех р – орбиталей, образующиеся элементы называются инертные –неактивные далее начинается заполнение S – орбиталей следующего подуровня. При этом очевидно, что свойства элементов повторяются на новом уровне. Таким образом, расположение элементов в Периодической системе соответствует электронному строению их атомов, и их свойства с увеличением заряда периодически повторяются. Заряд ядра численно равен номеру элемента.

    Правила Клечковского:

    1)При  увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного n+1 к большому.

    2)При одинаковых  значениях суммы (n+1) заполнение происходит  с увеличением главного квантового числа n. В соответствии с правилами Клечковского, Пауля и Хунда можно записать:

    После  заполнения 3р орбиталей начинает  заполняться не 3d, а 4S(снова образуются s – элементы), после этого начинает заполняться 3d орбиталь, образуются d – элементы, сумма предвнешних d – электронов и внешних s – электронов равна номеру группы.

    Свойства d – элементов в периоде с увеличением заряда ядра меняются незначительно, так как заполняются  не внешние, а предвнешние орбитали . d – элементы называются переходными.

Ионы

       Размеры атомов определяются не строго, так же как и размеры электронного облака r атома считается равным двум расстояниям между ядрами r=2R соседних элементов. A – e = U⁺. Если от атома оторвать  е, то образуется положительно заряженный ион. Размеры атома не строго измерены.  R=1/2 МЯР. В периоде размер атомауменьшается, так как заряд ядра увеличивается, а число электронных слоев остается постоянным. При переходе от одного атома предыдущего периода к следующему атому размер атома резко возрастает за счет увеличения числа электронных слоев.  Присоединение электрона, то есть отрицательная ионизация, несколько увеличивает размер атома, а отдача электрона (+ ионизация) несколько уменьшает размер атома.

Энергия ионизации и  сродства к электрону

    A – e = U⁺ При отдаче е образуется  + заряженный ион – происходит окисление. При этом атом или элемент проявляют восстановительные свойства, такие свойства характерны для металлов. Энергия, которую необходимо затратить для отрыва е от атома называется энергией ионизации. При отрыве 1е энергия ионизации равна Y₁. При отрыве 2е энергия ионизации равна Y₂. Y₁<Y₂<Y_3. Всякая последующая энергия ионизации больше чем предыдущая. Если последующий отрываемый е располагается на более высоком энергетическом уровне, то энергия ионизации скачкообразно возрастает.

    В группе энергия ионизации уменьшается из-за большего расстояния от ядра до е, и из-за наличия экранирующих е. Энергия ионизации в периоде увеличивается из-за увеличения заряда ядра, таким образом, наименьшая энергия ионизации в первой группе характеризует Cs, он обладает наибольшими металлическими свойствами, наибольшая энергия ионизации характеризует F, он обладает наиболее неметаллическими свойствами. Энергия,  которую отдает частица, присоединяя е называется – энергия сродства к электрону. Наибольшей энергией сродства к электронам обладают неметаллы.Полусумма энергии  ионизации и сродства к электронам называется относительной электроотрицательностью. Э.О=1/2(Y+Е) Есть несколько способов классификации элементов по электроотрицательности. Наиболее общепринятой является система Полинга. Он присвоил Фтору наибольшую электроотрицательность  -4. F=-4;   O=-3,5;  N=-3;  C=-2,5;  B=-2;  Be=-1,5 . В группах электроотрицательность уменьшается с увеличением заряда ядра. В бинарных соединениях элементы с меньшей электроотрицательностью бывают катионами.А элементы с большой электроотрицательностью – анионы, и записываются так LiF

Химическая связь и  строение молекул

    Очевидно, что связь между атомами в  молекуле может образоваться только с уменьшением суммарной энергии. Для простейшего случая Лондон и Гейтлер проанализировали схему образования молекулы из двух атомов водорода.

   

    При сближении двух атомов водорода с одинаковыми спинами происходит  вначале постепенное, а потом резкое увеличение общей энергией, получающейся пары. При этом связи между ядрами не образуется. Если же сближать два разноспиновых атома, то общая энергия вначале незначительно, потом резко уменьшается. При достижении расстояния r₁, имеет место минимальная энергия. Образуется молекула с прочной связью между атомами, дальнейшее сближение приводило бы к увеличению энергии, к разрушению связи. Такие взгляды количественно обосновал Льюйс, создав теорию валентных (ковалентных) связей. По Льюйсу связь между атомами возникает при образовании общей электронной пары. Такая ковалентная связь наиболее прочная из всех возможных. Количество электронных пар, образованных в молекуле, говорит о кратности связи.

    В молекуле водорода образовалась 1 неподеленная пара (связь однократная).

    В  молекуле азота три двухцентровых связи. Ковалентные связи могут быть полярными и неполярными. Полярная связь характеризуется тем, что электронные облака сдвинуты к одному из ядер, например в HCl. Поэтому, из-за нессиметричности расположения электронных облаков связь полярна -  молекула имеет строение диполя. Чем больше разница между электроотрицательностями, тем более несимметричны облака и тем более полярна молекула. Неполярные молекулы, только у одноименных элементов.

    Ковалентная связь может образовываться двумя способами:

    1)обобществление 2-х электронов в пару;

    2)Донорно-акцепторный  (один атом выделяет неподдельную  пару, а др. атом свободную орбиталь).

   В предельном  случае электронное облако может  полностью перейти от одного атома к другому.

    Исходя  из этих соображений Кассель разработал теорию ионной связи. Он предположил, что во многих случаях электронные облака не просто смещаются, а полностью переходят от одного атома к другому. При этом один из них становится + заряженным катионом, а другой – анионом. Между противоположно заряженными ионами возникает сила электростатического притяжения, которая объединяет ионы в молекулы. Ионная связь значительно слабее ковалентной.

    Особенности  ковалентной связи:

    1)Насыщаемость, то есть число ковалентных связей может быть ограничено количеством неспаренных  электронов или количеством неподеленных пар, которые донор может передать акцептору. Этим определяется ковалентность.

    2)Прочная  ковалентная связь может образоваться только при максимальном перекрывании электронных облаков. Поэтому при образовании молекулы электронные облака для достижения  максимального перекрывания могут подвергаться деформированию. Например, атом Бериллия в возбужденном состоянии имеет на внешней оболочке 2  электронных облака и S и P.

    При  образовании молекулы BeCl₂  2  - различных S и P орбитали деформируются, образуя две одинаковых S и P орбитали. При этом достигается максимальное перекрывание образуется ∂(сигма-связь). Если максимальное перекрывание возникает на прямой, соединяющей ядра атомов, то такая связь называется ∂ связь. В данном случае 2 – одинаковых электронных облака называются SP – тип гибридизации. Угол между ∂ – связями 180⁰. Молекула BeCl₂ в газообразном состоянии имеет прямолинейную форму.

       Гибридизация одной s- и двух p-орбиталей (sp2-гибридизация) имеет место, например, при образовании соединений бора. Возбужденный атом бора обладает тремя неспаренными электронами – одним s-электроном и двумя p-электронами. Из трех орбиталей образуются три эквивалентные sp2-гибридные орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу (рисунок 3.6). Действительно, как показывают экспериментальные исследования, молекулы таких соединений бора, как BГ3 (Г-галоген), B(CH3)3 – триметилбор, B(OH)3 – борная кислота, имеют плоское строение. При этом три связи бора в указанных молекулах имеют одинаковую длину и расположены под углом 120°.

   Гибридизация  одной s- и трех p-орбиталей (sp3-гибридизация) характерна, например, для углерода и его аналогов – кремния и германия. В этом случае четыре гибридные sp3-орбитали расположены под углом 109°28¢ друг к другу; они направлены к вершинам тетраэдра (в молекулах CH4, CCl4, SiH4, GeBr4 и др.). Валентные углы в молекулах H2O (104,5°) и NH3 (107,3°) не точно соответствуют взаимному расположению “чистых” p-орбиталей (90°). Это обусловлено некоторым вкладом s-электронов в образование химической связи. Такой вклад есть не что иное, как гибридизация. Валентные электроны в этих молекулах занимают четыре орбитали, которые близки к sp3-гибридным. Незначительное отличие валентных углов от тетраэдрических 109°28¢ объясняется тем, что гибридизация в данном случае является неполной.

    Во многих молекулах центральный атом не подвергается гибридизации. Так, валентные углы в молекулах H2S, PH3 и др. близки к 90°, т.е. образование связей происходит с участием “чистых” p-орбиталей, расположенных под прямым углом друг к другу.

   3) Другой особенностью ковалентной связи может быть полярность и неполярность.

    Связь  между С и H полярные электронные облака смещенны от H к С и расположены симметрично. (молекулы неполярны). Связь между кислородом и H в молекуле воды полярна, электронные облака смещены от H к O и из-за нессиметричности углового строения молекулы она будет полярна(диполь).

Ионная связь

    Коссель  предложил другой взгляд на  химическую связь между атомами,  он считал, что электроны от  одной частицы полностью переходят  к др. частице, при этом у  первой “+” заряд, а у второй « -“ анион. Между противоположно заряженными частицами возникают Фарадеевские силы притяжения, которые хотя и слабее ковалентных, однако прочно удерживают частицы друг возле друга.

    Ионная связь  обладает рядом особенностей в отличие от ковалентной она является ненасыщяемой. Ионная связь направлена во все стороны. Заряженные частицы обладают способностью поляризовать и сами быть поляризованными.

    Способность поляризовать  тем больше, чем больше заряд  иона и меньше его размеры.  Такой ион значительно деформирует  электронную оболочку своего напарника.

       Ионные связи в отличие от ковалентных ненасыщаемы, ненаправлены и отличаются полиризуемостью и способностью поляризовать. Поляризуемость иона  характеризуется его способностью деформироваться под действием других ионов. Большей полиризуемостью характеризуются анионы поляризуемость катионов в группе возрастает(Li⁺<Na⁺<K⁺<Rl⁺). Чем больше размер иона, чем он более “рыхл”, тем он обладает  больше полиризуемостью. Ионы характеризуются способностью поляризовать (деформировать др. ионы) ,такой способностью характеризуются катионы(Li⁺>Na⁺>K⁺>Rl⁺).

    Поляризуемость  тем больше, чем больше размеры  иона и меньше его заряд.  Кроме рассмотренных ковалентной  и ионной связи в растворах  имеет место водородная связь,  которая образуется за счет того, что некоторые ионы являются в большей или меньшей степени – диполями, которые ориентируются относительно друг друга противоположно заряженными концами.

Строение твердого тела

    Мы  имеем дело с тремя агрегатными  состояниями вещества: газообразное, когда молекулы почти не связаны друг с другом и свободно двигаются, относительно друг друга. Газы могут занимать весь представленный объем и принимать любую форму. В жидкостях межмолекулярное взаимодействие больше, молекулы не свободно двигаются относительно друг друга, однако они могут занимать почти весь объем и принимать любые формы. В твердых телах атомы прочно связаны друг с другом и могут совершать только колебательные движения. Обычно связь между атомами или ковалентная –  у неметалла, или ионная и металлическая. Если вещество состоит из полярных молекул, то они ориентируются особым образом относительно друг друга. Возникает ориентационная связь. Если молекулы неполярные, но сталкиваясь друг с другом, они индуцируют образование диполей, возникает индукционная связь. В любом случае в результате движение электронов в молекулах образуются мгновенные силы притяжения, и возникает дисперсионная связь. Ориентационная, индукционная, дисперсионные – слабые силы. Они называются Ван – дер – Ваальсовскими.

 

Кристаллическое строение вещества.

    Большинство  веществ в природе имеет кристаллическое  строение. В образующихся кристаллах  частицы располагаются особым  образом, когда углы между гранями кристалла всегда остаются постоянными и характерными для каждого вещества. Элементарные частицы вещества расположены так, что образующаяся кристаллическая решетка может быть кубом, шестигранником, или др. фигурами. Наиболее часто, особенно среди металлов, встречается объемо – центрическая кубическая решетка (ОЦК) (подобную решетку имеют железо, алюминий, медь, никель, свинец и др. металлы).

                                                                                                     

                                   Кубическая                                                                                объено-центрированная

                                                                                                          

             гранецентрированная кубическая (ГЦК)                                              гексагональная плотноупакованная

   В узлах  кристаллической решетки разных вещества находятся в различные частицы. Если эти частицы атомы – то решетка атомная кристаллическая (ковалентная связь между атомами) твердые, тугоплавкие, плотные (алмаз).

    Если  в узлах кристаллической решетки  находятся молекулы, то молекулярная  кристаллическая решетка между  ними слабая связь. Такие вещества  легкоплавкие, мягкие.

    Если  в узлах кристаллической решетки  находятся ионы, то ионная кристаллическая решетка (соли) они обладают промежуточными свойствами между атомной и молекулярной.

    Если  в узлах кристаллической решетки  +  заряженные катионы, а в  межузельном пространстве свободно  двигаются электроны, связывая катионы, такие связи называются металлическими (связь металлическая). За счет свободно двигающихся электронов металлы обладают рядом особых свойств (электропроводность, теплопроводность, пластичность).

Реальные кристаллы

    В  реальных кристаллах часто имеет  место нарушение формы решетки, такие нарушения могут быть точными, линейными, плоскостными, винтовыми, такие нарушения называются дислокацией. Чем больше количество дислокаций, тем значительнее отличаются реальные свойства  кристаллов от идеальных.

    В  процессе хранения, термообработки дислокации могут двигаться, что приводит к изменению свойств вещества. В реальных веществах имеет место не монокристаллличекая структура, а поликристаллическая структура, в которых отдельные блоки монокристаллов разным образом ориентированных, это легко обнаруживается кристаллочувствительными методами электроно и рентгенографией. Кристаллические вещества имеют ряд особенностей в частности имеют четко фиксированную точку плавления, в природе встречаются и другие вещества - аморфные, которые  размягчаются постепенно (стекло).