Vielas daļiņu mijiedarbība
Spēki, kas darbojas starp divām daļiņām (atomiem vai molekulām), ir atkarīgi no attāluma starp tām. Šīs daļiņas ir sarežģītas telpiskas struktūras, kas satur gan pozitīvus, gan negatīvus lādiņus. Ja attālums starp molekulām ir pietiekami liels, tad dominē starpmolekulārās pievilkšanās spēki, bet nelielos attālumos stiprāki ir atgrūšanās spēki.
Rezultējošā molekulu mijiedarbības spēka (F) un molekulu savstarpējās mijiedarbības potenciālās enerģijas (Ep) atkarības no attāluma starp to centriem kvalitatīvi parādītas 1. attēlā. Noteiktā attālumā r = r0 mijiedarbības spēks kļūst vienāds ar nulli – pievilkšanās un atgrūšanās spēki viens otru līdzsvaro. Šo attālumu nosacīti var uzskatīt par vielu veidojošās daļiņas (molekulas) ‘’diametru’’. Mijiedarbības potenciālā enerģija pie r = r0 ir minimāla – var teikt, ka daļiņas atrodas "potenciāla bedrē". Lai atdalītu divas molekulas, kas atrodas attālumā r0 vienu no otras (līdz bezgalībai), tām jāpiešķir papildu enerģija E0. Vērtību E0 sauc par saites enerģiju.
Ķīmisku saišu gadījumā, kas veidojas molekulā, potenciālās enerģijas līknei var būt tāda forma, kāda parādīta 2. attēlā pa kreisi. Joprojām pastāv optimālais attālums, kurā molekula ir stabila. Bet, kad atomi tuvojas no liela attāluma, sākotnēji pārsvarā ir atgrūšanās, nevis pievilkšanās spēki. Atomi neveido saiti spontāni. Sistēmā ir jāievada papildus enerģija, lai tā tiktu pāri ‘’barjerai’’. Šo nepieciešamo enerģiju sauc par aktivācijas enerģiju.
Aktivācijas enerģija bieži atspoguļo nepieciešamību pārraut citas saites, pirms var veidoties jaunas. Piemēram, lai izveidotos ūdens molekula H2O, vispirms jāsadala H2 un O2 molekulas atomos, pievadot enerģiju - aktivācijas enerģiju. Tad H un O atomi var apvienoties ūdens molekulā, atbrīvojot daudz vairāk enerģijas, nekā tika ieguldīts sākotnēji.
Savukārt potenciālās enerģijas diagramma jonu saitēm, piemēram, NaCl, būs līdzīga 1. attēlā redzamajai, jo joni pievelk viens otru nedaudz lielākā attālumā nekā r0, bet mazākos attālumos iekšējo elektronu apvalku pārklāšanās rada atgrūšanos.
Dažkārt saites potenciālā enerģija izskatās kā 2. attēlā pa labi. Šajā gadījumā saistītās molekulas enerģija atdalīšanas brīdī ir lielāka nekā tad, ja nav saites – lai izveidotos saite, enerģiju ir jāpievada (tātad saites enerģija ir negatīva), un notiek enerģijas izdalīšanās, kad saiti sarauj. Šāda saite ir stabila tikai tāpēc, ka pastāv barjera - aktivācijas enerģija. Šāda veida saite ir svarīga dzīvās šūnās, jo tā dod iespēju enerģiju efektīvi uzglabāt noteiktās molekulās, (piemēram, adenozīna trifosfāts).
Vielas agregātstāvokļi
Viela var būt cietā, šķidrā vai gāzveida agregātstāvoklī.
Vielas agregātstāvokļi (no latīņu aggrego - "pievienoju") ir tādi vielas stāvokļi, kuriem mainoties, lēcienveidā mainās vielas īpašības. Vielas agregātstāvokļus nosaka, pamatojoties uz īpašībām, kuras var redzēt vai sajust. Vielu, kas ir cieta un saglabā noteiktu formu, sauc par cietu vielu; vielu, saglabā savu tilpumu, bet plūst, nesaglabā savu formu, sauc par šķidrumu. Vielu, kas var mainīt gan formu, gan tilpumu, sauc par gāzi. Par agregātstāvokli uzskata arī plazmas stāvokli, kurā gāzes nonāk, nemainīgā spiedienā paaugstinoties temperatūrai un jonizējoties.
Šāda agregātstāvokļa definīcija ir pārāk šaura, lai aprakstītu visas iespējas. Tā, piemēram, noteiktos apstākļos lēcienveidā var mainīties cietā stāvoklī esošas dzelzs īpašības – spēja magnētiskajā laukā iegūt paliekošu magnetizāciju. Šķidrie kristāli ir šķidri, bet vienlaikus tiem piemīt arī cietu vielu īpašības, piemēram spēja polarizēt caur tiem ejošo elektromagnētisko starojumu. Pastāv amorfi ķermeņi, kas saglabā šķidruma struktūru, bet tiem piemīt spēja saglabāt formu. Lai aprakstītu šos atšķirīgos stāvokļus, tiek izmantots plašāks termodinamiskās fāzes jēdziens. Vielas īpašības un fāžu pārejas aplūkosim nodaļā "Fāžu pārejas".
Vielas agregātstāvoklis ir atkarīgs no apstākļiem, kādos šī viela atrodas – galvenokārt – temperatūras (T) un spiediena (p), jo no šiem apstākļiem ir atkarīga vielas daļiņu kustības vidējā kinētiskā enerģija EK VID~
kT un daļiņu mijiedarbības potenciālā enerģija EP (saites enerģija E0):
Vielas raksturojums dažādos agregātstāvokļos
