Vodiči električne struje napona poluvodiči dielektrici
Po električna svojstva materijali se dijele na dielektrike, vodiče, poluvodiče i supravodiče. Međusobno se razlikuju po vrijednosti otpora, prirodi njegove promjene ovisno o temperaturi i mehanizmu vodljivosti.
Dielektrici. Za razliku od metala, kristali jednostavne tvari, formirani od nemetala, obično nemaju primjetnu elektronsku vodljivost; oni su dielektrici. Iako je i u ovom slučaju moguća tvorba energetskih vrpci, ovdje je vodljiva vrpca od valentne vrpce odvojena zabranjenim pojasom, tj. značajan energetski jaz. Energija slabih električno polje ispada da je nedovoljan da premosti ovaj jaz, a elektroni se ne pomiču iz valentnog pojasa u vodljivi pojas. Dakle, u izolatorima se elektroni ne mogu slobodno kretati po kristalu i služe kao nositelji električne struje. Vrsta kemijske veze je uglavnom ionska ili kovalentna. Nema besplatnih nositelja naboja. Između valentnog pojasa i vodljivog pojasa postoji široki zabranjeni pojas. Osnovni dielektrici: soli, oksidi, staklo, polietilen, guma itd. Dielektrici su polarizirani u električno polje. Pod utjecajem elektrostatičko polje mijenja se položaj i veličina efektivnih naboja atoma dielektrika, dok se unutar dielektrika pojavljuje vlastito energetsko polje, usmjereno suprotno od vanjskog. Postoje i dielektrici s visokom dielektričnom konstantom. To je zbog prisutnosti spontano polariziranih regija.
Poluvodiči. Zagrijani su blizu vodiča, a ohlađeni su blizu dielektrika. Jednostavni su P, I, B, Se. Također mnogi binarni spojevi ZnO, FeO. Ovisnost električnih svojstava o temperaturi i osvjetljenju objašnjava se elektronskom strukturom njihovih kristala. Ovdje je, kao i kod izolatora, valentni pojas odvojen od vodljivog pojasa zabranjenim pojasom. Međutim, zabranjeni pojas u slučaju poluvodiča nije velik. Stoga, s povećanjem temperature ili osvjetljenja, elektroni koji zauzimaju gornje razine valentnog pojasa mogu prijeći u vodljivi pojas i sudjelovati u prijenosu električne struje. S povećanjem osvjetljenja ili temperature povećava se broj elektrona koji prolaze u vodljivi pojas, au skladu s tim, električna provodljivost poluvodič. U poluvodičima s kovalentnom kemijskom vezom, pojava elektrona u vodljivom pojasu istovremeno stvara prazno mjesto u valentnom pojasu. Ovo upražnjeno mjesto u određenoj molekularnoj orbitali može biti popunjeno elektronima iz drugih okupiranih obližnjih MO. Čini se da takav prijelaz elektrona unutar valentnog pojasa stvara kretanje slobodnih mjesta iz jednog MO u drugi MO. Zato struja u poluvodiču je određen kretanjem elektrona u vodljivom i u valentnom pojasu. Poluvodiči se koriste u radioelektronici.
Dirigenti. S povećanjem temperature povećavaju svoju vodljivost. Nositelji naboja su elektroni. Valentni pojas i vodljivi pojas elektronske strukture se sijeku. To omogućuje da se elektroni iz valentnog pojasa, uz laganu ekscitaciju, pomaknu na molekularne orbitale vodljivog pojasa, što znači da se elektron s različitom vjerojatnošću pojavljuje na jednoj ili drugoj točki kompaktnog metala. Za prijenos električne energije koriste se vodiči. Od vodiča postoje: metali (Al, Cu, Fe) i legure visoke vodljivosti (mjed, bronca, aluminij).
Značajke kemijskih veza u metalnim i atomskim kristalima. U smislu čvrstoće, metalna rešetka je između atomske i molekularne metalne rešetke. To je zbog činjenice da metalni spoj karakteristična obilježja kovalentne veze i pojedinačna obilježja dugotrajne veze. Metalna rešetka može biti i niske čvrstoće (živa). Pojednostavljeno, metalna rešetka predstavljena je u obliku pozitivno nabijenih iona smještenih u njezinim čvorovima i elektrona koji se kreću između njih. Atomi metala, sa svojim karakterističnim deficitom valentnih elektrona, moraju imati što više susjednih atoma kako bi taj manjak kompenzirali na račun susjednih elektrona. Kristalno agregatno stanje. Postoje tvari u čijim kristalima nekoliko vrsta interakcija među česticama igra značajnu ulogu. Tako su u grafitu atomi ugljika međusobno povezani u nekim smjerovima kovalentnim vezama lokalizirane i delokalizirane prirode, a u drugim međumolekularnim vezama. Stoga se grafitna rešetka može smatrati atomskom, metalnom i molekularnom. Na mjestima atomskih rešetki nalaze se atomi; međusobno su povezani kovalentnim vezama. Relativno je malo tvari s atomskom rešetkom. To uključuje dijamant, silicij i neke anorganske spojeve. Ove tvari karakterizira visoka tvrdoća (dijamant). Vatrostalni su i praktički netopljivi. Ova svojstva su posljedica jakosti kovalentne veze.
Čisti i-poluvodiči se praktički ne koriste. U njih se posebno uvode atomi drugih elemenata (primjese) trovalentnih (aluminij, galij, indij, bor) ili peterovalentnih (arsen, fosfor, antimon) elemenata ili njihovi spojevi. U ovom slučaju uvodi se jedan atom nečistoće na 107...108 atoma i-poluvodiča. Peterovalentni atomi nečistoća nazivaju se donorima: oni povećavaju broj slobodnih elektrona. Svaki atom takve nečistoće dodaje jedan dodatni elektron. U tom slučaju ne nastaju dodatne rupe. Atom nečistoće u strukturi poluvodiča pretvara se u stacionarni pozitivno nabijeni ion. Vodljivost poluvodiča sada će uglavnom biti određena brojem slobodnih elektrona nečistoće. Općenito, ova vrsta vodljivosti naziva se n-tip vodljivosti, a sam poluvodič se naziva n-tip poluvodiča.
Kada se uvede trovalentna nečistoća, jedna od valentnih veza poluvodiča postaje nepopunjena, što je ekvivalentno stvaranju šupljine i nepomičnog negativno nabijenog iona nečistoće. Stoga se u ovom slučaju povećava koncentracija rupa. Nečistoće ove vrste nazivaju se akceptori, a vodljivost uzrokovana uvođenjem akceptorske primjese naziva se vodljivost p-tipa. Poluvodič ovog tipa naziva se poluvodič p-tipa.
Prevladavajući nositelji naboja u poluvodiču nazivaju se većinski nositelji. Tako su u poluvodiču n-tipa većinski nosioci elektroni, a manjinski su šupljine, a u poluvodiču p-tipa većinski nosioci su šupljine, a manjinski su elektroni. Kao što vidimo, za razliku od vodljivosti vodiča, u kojima je struja uzrokovana usmjerenim kretanjem samo elektrona, u poluvodičima struju mogu uzrokovati dvije vrste nositelja - elektroni i šupljine.
22. Entropija i njezina promjena tijekom kemijskih reakcija.
Mjera vjerojatnosti stanja sustava obično se naziva Entropija (S) - vrijednost proporcionalna logaritamskom broju jednako vjerojatnih mikrostanja kojima se dano makrostanje (T, P, V) može realizirati. Entropija ima dimenziju energije podijeljenu s temperaturom. Izraženo u [J/mol*kelvin]. S raste tijekom prijelaza tvari iz kristalnog stanja u tekuće i iz tekućeg u plinovito stanje, tijekom otapanja kristala, tijekom širenja faza, tijekom kemijskih interakcija koje dovode do povećanja broja čestica, a posebno čestice u plinovitom stanju. Naprotiv, svi procesi zbog kojih se povećava uređenost sustava (kondenzacija, polimerizacija, kompresija, smanjenje broja čestica) praćeni su smanjenjem entropije.
23. Gibbsova energija. Uvjeti za spontano odvijanje kemijskih procesa.
Gibbsova energija (G) - naziva se i izobarno-toplinski potencijal ili slobodni dio pri konstantnom tlaku. G je povezan s H,S,T: G=H-TS. Ako se reakcija odvija pri konstantnim P i T, tada je ∆ G= ∆ H-T ∆ S. Pri konstantnoj temperaturi i tlaku kemijske reakcije mogu spontano teći samo u smjeru u kojem opada Gibbsova energija sustava. Na niske temperature Egzotermne reakcije mogu se dogoditi spontano, a na visokim razinama, reakcije praćene privlačenjem entropije.
24. Predmet kemijske kinetike. Brzina kemijskih reakcija i čimbenici koji na nju utječu u homogenim i heterogenim procesima.
Kemijska kinetika je grana kemije koja proučava brzine kemijskih reakcija. Brzina kemijske reakcije mjeri se količinom tvari koja ulazi u reakciju ili nastaje kao rezultat reakcije po jedinici vremena po jedinici volumena sustava (za homogenu reakciju) ili po jedinici površine fazno sučelje (za heterogenu reakciju). U slučaju homogenog procesa koji se odvija pri konstantnom volumenu, brzina homogene reakcije mjeri se promjenom koncentracije bilo koje od reagirajućih tvari po jedinici vremena. Brzina reakcije ovisi o prirodi tvari koje reagiraju, njihovoj koncentraciji, temperaturi i prisutnosti katalizatora u sustavu. Učinak temperature. Ovisnost brzine reakcije o temperaturi određena je konstantom brzine. Van't Hoffovo pravilo: s porastom temperature, brzina većine kemijskih reakcija povećava se 2-4 puta za svakih 10 stupnjeva zagrijavanja. V(T 2)/V(T 1)=y (T2-T1)|10
25. Utjecaj koncentracije na brzinu kemijske reakcije. Zakon djelovanja mase.
Zakon djelovanja mase (osnovni zakon kemijske kinetike): pri konstantnoj temperaturi, brzina kemijske reakcije izravno je proporcionalna umnošku koncentracija tvari koje reagiraju. A+2BàAB 2 u=k[A][B][B]=k[A][B] 2, gdje je k konstanta brzine reakcije, čija vrijednost ovisi o prirodi tvari koje reagiraju. U heterogenim reakcijama koncentracije tvari u čvrstoj fazi obično se ne mijenjaju tijekom reakcije i stoga nisu uključene u jednadžbu zakona djelovanja mase. CaCO 3 (k.)àCaO (k.)+CO 2 (g.) u=k, tj. u=const, jer CaCo 3 – krutina.
Ulaznica br. 26 Energija aktiviranja. pod utjecajem T na V
Aktivacijska energija je neki višak energije (u usporedbi s prosječnom energijom molekula na određenoj temperaturi) koju molekule moraju imati da bi njihov sraz bio učinkovit, odnosno da bi došlo do stvaranja nove tvari. Kako temperatura raste, broj aktivnih molekula brzo raste, što dovodi do naglog povećanja brzine reakcije. ((Arrheniusova jednadžba: k=ZPe - E a /RT, Z-broj sudara molekula u sekundi po jedinici volumena; e=2, 718..; R-univerzalna plinska konstanta = 8,314 J/mol*K; T- temperatura, K; P je takozvani sterički faktor.))
26.Energija aktivacije. Utjecaj temperature na brzinu kemijske reakcije.
pozitivan, a u drugom - negativan.
27.Energija aktivacije. Uvod u katalizu. Katalizatori i inhibitori
Aktivacijska energija je neki višak energije (u usporedbi s prosječnom energijom molekula na određenoj temperaturi) koju molekule moraju imati da bi njihov sraz bio učinkovit, odnosno da bi došlo do stvaranja nove tvari. Katalizator je tvar koja se ne troši kao rezultat reakcije, ali utječe na njezinu brzinu. Kataliza je pojava promjene brzine reakcije pod utjecajem takvih tvari. Postoje katalizatori koji i ubrzavaju i usporavaju reakciju. U prvom slučaju kataliza se zove pozitivan, a u drugom - negativan.
Inhibitori su katalizatori koji smanjuju brzinu reakcije.
28. Reakcije su jednostavne i složene. Limitirajući stupanj kemijskog procesa.
Jednostavno: porijeklo. između jednostavnih. Složeno: između složenih. Većina kemijskih reakcija odvija se u više od jednog stupnja, ali reakcija u jednom stupnju može biti kinetički komplicirana ako je reverzibilna. Kinetički složene reakcije također uključuju sekvencijalne (Sekvencijalne su reakcije s međustupnjevima, kada produkt prethodnog stupnja služi kao početni materijal za sljedeći. Kada je k 1 >> k 2, cijeli početni materijal može se pretvoriti u međuproizvod B prije početka druge reakcije. Brzina cijele reakcije određena je drugom fazom. Za k 1<< k 2 концентрация промежуточного продукта мала, поскольку он не успевает накапливаться; эта стадия определяет скорость реакции в целом. Таким образом, скорость определяется самой медленной стадией (принцип лимитирующей стадии)). параллельные(Реакции, в которых исходные вещества способны образовывать разные продукты реакции или одно вещество одновременно способно реагировать с несколькими веществами, называются параллельными.), цепные(К цепным реакциям относят реакции, протекающие с образованием свободных радикалов, способных превращать реагенты в конечные продукты, поддерживая постоянство свободных радикалов или даже увеличивая их (разветвленная цепная реакция). Стадия определяющая скорость протекания реакции – есть лимитирующая стадия.
29. Konstanta ravnoteže. Sposobnost pomicanja ravnoteže kemijske reakcije u smjeru naprijed i nazad. Le Chatelierov princip.
Konstanta ravnoteže: vrijednost koja opisuje ravnotežu između tvari u otopini, uglavnom između plinova i tekućina. Ovisi samo o temperaturi. Ravnotežni zakon djelovanja mase: omjer umnoška molarnih koncentracija produkata i umnoška molarnih koncentracija reaktanata uzetih u potencijama jednakim stehiometrijskim koeficijentima je konstantna vrijednost na danoj temperaturi = Kr [C]s[D]d /[A]a[B]b=K. Proces promjene koncentracija uzrokovan neravnotežom naziva se pomak ili pomak ravnoteže. Kada koncentracija jedne od tvari raste, ravnoteža se pomiče prema potrošnji te tvari. Kako tlak raste, ravnoteža se pomiče prema smanjenju broja molekula plina, tj. prema smanjenju pritiska. Kako temperatura raste, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji. Le Chatelierovo načelo: Ako se na sustav koji je u ravnoteži izvrši bilo kakav utjecaj, tada će se kao rezultat procesa koji se u njemu odvijaju ravnoteža pomaknuti u smjeru koji će smanjiti naznačeni utjecaj.
30. Područje tekućeg stanja tvari. Dijagram stanja vode.
Tekućina je fizičko tijelo koje ima dvije osobine: neznatnu promjenu volumena pod utjecajem velikih vanjskih sila i fluidnost, odnosno promjenu oblika pod utjecajem čak i neznatnih vanjskih sila. Gustoća tekućina opada s povećanjem temperature. Izuzetak je voda u temperaturnom području od 0 do 4 0 C, kada joj gustoća raste, a najveću vrijednost postiže na temperaturi od 4 0 C r. = 1000 kg/m3. Dijagram stanja vode prikazuje grafički prikaz odnosa između veličina koje karakteriziraju stanje sustava i faznih transformacija u sustavu.
31. Metode izražavanja kvantitativnog sastava otopina: maseni, volumni i molni udjeli. Masa, molarne i normalne koncentracije, molalitet.
Otopine su homogeni (jednofazni) sustavi promjenjivog sastava, koji se sastoje od dvije ili više tvari (komponenata). Otopina koja je u ravnoteži s otopljenom tvari naziva se zasićena. Otopina s niskim sadržajem otopljenih tvari je razrijeđena, naprotiv, koncentrirana. Načini izražavanja: 1. Maseni udio: omjer mase otopljene tvari i mase otopine. 2. Molni udio: omjer količine otopljene tvari i zbroja količine svih tvari koje čine otopinu. N=n2\(n1+n2) 3. Molaritet (Cm): omjer broja tvari i volumena otopine. 4. Molalitet (m): omjer količine tvari i mase tvari. 5. Ekvivalentna ili normalna koncentracija (Sn): omjer broja ekvivalenata i volumena otopine. V1\V2=N2\N1 Volumeni otopina tvari koje reagiraju obrnuto su proporcionalni njihovoj normalnosti. Volumni udio otopljene tvari je omjer volumena komponente sadržane u sustavu prema ukupnom volumenu sustava (φ = V (otopljeno) / V (otopina) * 100%).
32. Rješenja. Toplinski učinci tijekom otapanja.
Otopina je homogeni sustav koji se sastoji od najmanje 2 tvari od kojih je jedna u suvišku. Otapanje je slično kemijskom. Reakcija, ali sastav otopine može varirati u širokim granicama. Osim toga, svojstva otopina otkrivaju svojstva pojedinih komponenti. Dakle, otopina zauzima međufazu između kemijske. veza I mehaničke smjese. Ovisno o veličini čestica dijele se na: Prave (čestice-molekule, ioni<10 -7) коллоидные (макромолекулы, ионные пары, атомы металлов10 -7 10 -5). Термодинамические факторы процесса растворения: Большинство веществ растворяются в жидкости с поглощением теплоты, но это не всегда так. Кол-во теплоты, поглощающейся(или выделяющейся) при растворении одного моля вещества, называется теплотой растворения этого вещества. При растворении энергия затрачивается на разрушение кристаллов растр. В-ва т.е. происходит поглощение энергии, если этого не наблюдается значит между растворителем и растр. В-ом происходит химическое взаимодействие. Такие соединения – сольваты. Растворимость твёрдых веществ повышается с увеличением Т, газов - наоборот.
33. Topljivost. Koeficijent topljivosti. Selektivna otapala i njihova primjena u procesima sušenja i pročišćavanja prirodnih plinova.
Topljivost je sposobnost tvari da se otopi u određenom otapalu. Mjera topljivosti tvari u danim uvjetima je njezin sadržaj u zasićenim otopinama.; ravnotežna koncentracija otopljene tvari u njezinoj zasićenoj otopini. Ako u 100g. Vodena otopina. Više od 10 godina In-va – visoko topljiv. Broj jedinica mase bezvodne tvari za zasićenje na NU 100g. Jedinice mase p-la - je koeficijent topivosti. Temperatura na kojoj ograničena topljivost postaje neograničena naziva se kritična temperatura otapanja Selektivno otapalo: dimetilformamid Glavne industrijske primjene
34. Zamišljanje idealnih rješenja. Utjecaj koncentracije otopljene tvari na tlak zasićene pare otopine, njezino vrelište i temperaturu kristalizacije (Raoultov zakon i posljedice iz njega).
Idealno rješenje
Raoultov zakon: relativno smanjenje tlaka zasićene pare otapala iznad otopine jednako je molnom udjelu otopljene tvari. (Po-P)/Po=N Raoultov drugi zakon – smanjenje vrelišta i povećanje ledišta otopine izravno je proporcionalno molarnoj koncentraciji otopine.
35. Fenomen elektrolitičke disocijacije. Stupanj disocijacije. Podjela elektrolita prema stupnju disocijacije. Jaki i slabi elektroliti.
Fenomen elektrolitičke disocijacije: kada se sol otopi u vodi, ioni koji tvore ovaj elektrolit, pod utjecajem polarnih molekula vode, međusobno se odvajaju i redistribuiraju među molekulama otapala. Stupanj disocijacije je omjer broja molekula disociranih na ione prema ukupnom broju otopljenih molekula. Što je otapalo polarnije, to je veći stupanj disocijacije danog elektrolita u njemu. Elektroliti, čiji je stupanj disocijacije visok čak iu relativno koncentriranim otopinama (à1), nazivaju se jakim (gotovo sve soli, minimalne soli: H 2 SO 4, HNO 3, HI, HMnO 4; baze pukotina i pukotinske zemlje metali), a elektroliti, čiji je stupanj disocijacije mali čak iu razrijeđenim otopinama, slabi su (gotovo sve organske kiseline, neke manje kiseline: H 2 CO 3, H 2 S, mnogi metalni hidroksidi).
36.Elektrolitička disocijacija. Čimbenici koji utječu na disocijaciju elektrolita. Slabi elektroliti. Konstanta disocijacije slabih elektrolita.
Elektrolitička disocijacija je spontani proces razgradnje elektrolita u otopini uz stvaranje pozitivno i negativno nabijenih iona, odnosno kationa i aniona. 1) Što je otapalo polarnije, to je veći stupanj disocijacije danog elektrolita u njemu. 2) porast temperature, u pravilu, povećava disocijaciju, a zagrijavanjem se povećava stupanj disocijacije. 3) kada se koncentracija elektrolita smanji, tj. kada se razrijedi, stupanj dis. povećava se. Elektroliti, čiji je stupanj disocijacije mali čak iu razrijeđenim otopinama, slabi su (gotovo sve organske kiseline, neke manje kiseline: H 2 CO 3, H 2 S, mnogi metalni hidroksidi). Konstanta disocijacije sljedećih elektrolita je omjer umnoška koncentracija produkata reakcije i koncentracije reaktanata.
37. Disocijacija slabih elektrolita. Kvantitativne karakteristike procesa disocijacije: stupanj i konstanta disocijacije. Oswaldov zakon razrjeđivanja.
Konstanta disocijacije sljedećih elektrolita je omjer umnoška koncentracija produkata reakcije i koncentracije reaktanata. Konstanta disocijacije je konstanta ravnoteže koja odgovara disocijaciji slabog elektrolita. Ovisi o prirodi elektrolita i otapala, temperaturi, ali ne ovisi o koncentraciji. Karakterizira sposobnost određene tvari da se raspadne na ione. Što je veći K, tvar bolje disocira. Kiseline i baze disociraju u koracima. Svaki stupanj disocijacije karakterizira vlastita konstanta. Dakle, trobazna ortofosforna kiselina H 3 PO 4 disocira na sljedeći način.... Konstanta ravnoteže K p ove reakcije je K d: Kp = / Ako ravnotežne koncentracije izrazimo u smislu koncentracije slabog elektrolita C i njegovog stupnja disocijacije α, dobivamo K d = (C* a*C*a)/C(1-a)=(C*a 2)/(1-a). Taj se odnos naziva Ostwaldov zakon razrjeđenja. Za vrlo slabe elektrolite kod α<< 1 это уравнение упрощается:. Kд=(C*a 2)
38.Disocijacija vode. Koncept "vodikovog indeksa". Kisela i alkalna okruženja. Pojam acidobaznih indikatora.
Voda dosta slabo disocira. Ali još uvijek ima mjerljivu vodljivost. Voda disocira na vodikove katione i hidroksilne anione. Budući da je stupanj disocijacije vode izrazito mali, koncentracija nedisociranih molekula H2O u vodi gotovo je jednaka ukupnoj koncentraciji vode. Za vodu i razrijeđene vodene otopine pri konstantnoj temperaturi, produkt vodikovih iona i hidroksilnih iona je konstantna vrijednost = ionski produkt vode = 10 -14. Otopine u kojima je koncentracija vodikovih iona = koncentracija hidroksilnih iona nazivamo neutralnim (= 10 -7). Ako ima više vodika (>10 -7) onda je kiseo, ako je hidroksil (<10 -7) то основной но произведение ВСЕГДА остаётся постоянным. Кислотность или щелочность среды выражается водородным показателем pH=-lg Методы измерения: колориметрический и потенциометрический.
39. Disocijacija jakih elektrolita. Aktivnost iona u otopinama. Koeficijent aktivnosti. Ideja ionske jakosti otopine.
U vodenim otopinama jaki elektroliti potpuno disociraju. Stoga je broj iona u njima veći nego u slabim pri istoj koncentraciji. Temeljna razlika između jakih elektrolita i slabih je u tome što je disocijacijska ravnoteža jakih elektrolita potpuno pomaknuta udesno: H 2 SO 4 >H + +HSO 4 - Svaki ion je okružen ljuskom iona suprotnog predznaka. Zauzvrat, svaki od ovih iona je solvatiran. Ovo okruženje naziva se ionska atmosfera. Aktivnost iona je njegova uvjetna efektivna koncentracija prema kojoj djeluje u kemikaliji. reakcije. A=Ci*f gdje je koeficijent f-aktivnosti različit za različite ione i ovisi o uvjetima i koncentraciji. U konc. r-rah f<1 а с разбавлением стремится к 1. В разбавленных растворах коэф. акт. данного иона зависит лишь от ионной силы и его заряда. Где ионная сила раствора есть полусумма произведений концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда. L=1/2*(C 1 z 1 2 +C 2 z 2 2 +…).
40.Kiseline i baze. Osnovni principi teorije kiselina i baza Arrheniusa, Brønsted-Lowryja, Lewisa
Arrheniusova teorija kiselina i baza (1887). Teorija procesa disocijacija u vodene otopine; u skladu s njim, kiseline su tvari koje u vodenim otopinama odaju pozitivne ione vodika; baze su tvari koje u vodenoj otopini otpuštaju negativne hidroksidne ione. Kiselina -> Anion (kiselinski ostatak) + H + Baza -* Kation + OH~ Prema Arrheniusu ne postoji funkcionalna veza između kiseline i baze. Samo međudjelovanje vodikovih kationa s hidroksidnim ionima uz stvaranje vode je, prema Arrheniusu, kiselinsko-bazna reakcija: H + + OH - = H 2 O Brønsted-Lowryjeva teorija kiselina i baza (1923.) Teorija o procesima u vodenim i nevodenim otopinama; kiseline su čestice koje mogu donirati protone (donori protona); baze su čestice koje mogu vezati protone (akceptori protona). Kiselina (ekvivalentno) Baza + H + Za svaku kiselinu postoji konjugirana baza koja ima jedan proton manje (i obrnuto). Svaka kiselina i svaka baza koje su u takvom funkcionalnom odnosu su konjugirani par kiselina/baza. Kisele i bazične funkcije čestica neovisne su o njihovom naboju. Kiseline: HCl, H 2 SO 4 NH +, H 3 0 +, HSO 4. Baze: NH 3, OH", CO|-, CH 3 COO-, +. Brønstedova acidobazna reakcija sastoji se od prijenosa protona između dva konjugirana para kiselina i baza. HCI = H + + CI-H 2 0 + H + = H 3 O + HCI + H 2 O = H 3 O + + CI- Amfoliti su čestice koje, ovisno o drugom sudioniku u reakciji, djeluju kao kiselina ili kao baza.H 2 0, HCO 3 , H 2 PO 4, HPO |- Kiseline, baze i amfoliti nazivaju se protoliti. Lewisova teorija kiselina i baza (1923.) Teorija s proširenjem pojma kiselina i baza na temelju elektronske konfiguracije; u skladu s njim kiseline su akceptori elektronskih parova (elektrofilne čestice s praznim elektronima V njihova vanjska elektronska ljuska), baze su donori elektronskih parova (nukleofilne čestice u kojima je barem jedan elektronski par slobodan). Kiseline: BF 3, AICI 3, H +, Cu 2+. Baze: MH 3, H 2 O, OH." Kiselinsko-bazna reakcija je interakcija Lewisove kiseline s Lewisovom bazom da nastane Lewisov adukt. BF 3 + NH 3 F 3 B -NH 3 Lewisova kiselina Lewisova baza Lewis adukt Prema Lewisu kiselina-baza Također će doći do reakcija kompleksiranja: Cu 2+ + 4NH 3 = 2+
41.Hidroliza. Opći principi hidrolize soli. Čimbenici koji utječu na proces hidrolize. Hidroliza soli različite prirode.
Hidroliza soli je proces interakcije tvari s vodom, pri čemu sastavni dijelovi tvari međusobno djeluju sa sastavnim dijelovima vode, tvoreći slabo disocirajuće ione ili molekule. Tijekom hidrolize mijenja se reakcija medija. Spojevi raznih klasa podliježu hidrolizi. Soli nastale od: a) slabe baze i jake kiseline bit će podvrgnute hidrolizi. b) sljedeća kiselina i jaka baza c) sljedeća kiselina i sljedeća. osnova; Soli koje stvaraju jake baze i jake kiseline (NaCl, NaNO 3). Hidroliza je reverzibilan proces: što je slabiji elektrolit koji tvori sol, to se dublje odvija proces hidrolize. Hidroliza se odvija potpunije, što je slabiji elektrolit koji je stvorio sol, što je viša temperatura i veće je razrjeđenje otopine.
42. Kvantitativne karakteristike procesa hidrolize: stupanj i konstanta hidrolize. Napišite jednadžbe reakcija hidrolize soli Al 2 (SO 4) 3, Na 2 CO 3, Cr 2 (CO 3) 3, KNO 3 u molekularnom i ionsko-molekulskom obliku.
Stupanj hidrolize je udio tvari koja je prošla hidrolizu. Ovisi: o konstanti ravnoteže, o temperaturi, o koncentraciji soli. Konstanta hidrolize je omjer umnoška koncentracija kiseline i baze i koncentracije nastale soli. 1) Al 2 (SO 4) 3 +H 2 O=2AlOHSO 4 +H 2 SO 4 (slabo + jako)
2) Na 2 CO 3 +H 2 O=NaHCO 3 +NaOH (jako + slabo)
3) Cr2(CO3)3 +H2O=Cr(OH)3 | - +H 2 CO 3 (sekvenca +sekvenca)
4) KNO 3 ne podliježe hidrolizi (jako + jako)
43. Ravnoteže u heterogenim sustavima. Produkt topljivosti. Uvjeti za nastanak i otapanje sedimenata.
U sustave ravnoteže treba uključiti i sustav teško topljiv elektrolit – njegova zasićena otopina. U ovom slučaju radi se o dinamičkoj heterogenoj ravnoteži između sedimenta i njegove zasićene otopine. Na primjer, CaSO 4 =Ca 2+ +SO 4 2- Konstanta ravnoteže za ovaj proces bit će: K=[ Ca 2+ ][ SO 4 2- ]\[ CaSO 4 ] ali budući da konc. teško sol je Const, tada Ur-e ima oblik K=[ Ca 2+ ][ SO 4 2- ] U zasićenoj otopini elektrolita, umnožak koncentracija njegovih iona je konstantna vrijednost pri danoj T. I označava se produktom topljivosti (SP). Kvantitativno karakterizira sposobnost otapanja elektrolita. Brojčana vrijednost nalazi se na temelju topljivosti. ALI Proizvod topljivosti izračunat bez uzimanja u obzir koeficijenata topljivosti konstantna je vrijednost samo za slabo topljive elektrolite. PC je umnožak koncentracija iona u potencijama koje odgovaraju stehiometrijskim koeficijentima za sustav u neravnotežnom stanju. Poznavajući PC i uspoređujući ga s PR, moguće je ustanoviti hoće li se talog otopiti ili nastati na određenoj temperaturi: ako je PC = PR, ΔG = 0, sustav je u stanju ravnoteže (zasićena otopina).< ПР, ΔG < 0 – самопроизвольно протекает процесс растворения осадка. Если ПК >PR, ΔG > 0 – moguć je samo obrnuti proces – oborine.
44. Tvrdoća prirodnih voda. Privremena i trajna krutost. Metode za uklanjanje krutosti. Uvod u sustav obrade vode.
Minerološki sastav slatke vode određuje njezinu tvrdoću (uklonjivu i trajnu), koja zahtijeva posebnu obradu prije upotrebe. sustavi grijanja kako biste spriječili stvaranje kamenca. Prirodna voda, koji sadrži veliku količinu otopljenih kalcijevih i magnezijevih soli, naziva se tvrdim. Soli koje uzrokuju tvrdoću vode nisu štetne za ljudsko zdravlje. Ali prisutnost u vodi namijenjenoj za piće velika količina magnezij, primjerice, nije preporučljiv jer pogoršava okus vode. Izraženo u (mol/litar) prethodno izraženo u stupnjevima tvrdoće. Postoje različite vrste tvrdoće: opća, privremena, trajna, karbonatna i nekarbonatna. Općenito je ukupna koncentracija iona Ca 2+, Mg 2+ i Fe 2+ u vodi, izražena u mEq/l. Konstantno tvrdoća je dio ukupne tvrdoće vode koji ostaje nakon kuhanja vode pri atmosferskom tlaku 1 sat. Vremenski tvrdoća je dio ukupne tvrdoće koji se uklanja određeno vrijeme kuhanjem vode pri atmosferskom tlaku. Jednaka je razlici između ukupne i konstantne krutosti. Načini uklanjanja tvrdoće: prokuhavanje i korištenje filtera. Sustav za obradu vode: 1. Grubo pročišćavanje (odvajanje grubih sustava, taloženje kationa teških metala, izmjena plinova s kisikom) 2. Fino pročišćavanje (filtracija suspendiranih tvari) 3. Adsorpcija (uklanjanje mikropolutanata, arena i mirisnih tvari) 4. Dezinfekcija (oksidacija mikroorganizama).
45. Oksidacijsko-redukcijske reakcije. Oksidacija i redukcija. Tipična oksidirajuća i redukcijska sredstva.
Redoks reakcije su reakcije koje rezultiraju promjenom oksidacijskog stanja jedne od reagirajućih tvari. Oksidacija je neravnomjerna raspodjela elektrona između atoma. Element čiji su atomi pomaknuti prema drugom elementu - “+” oksidacija Element čiji su atomi pomaknuti prema elektronima - “-” oksidacija. Oksidacija je gubitak elektrona od strane atoma, praćen povećanjem njegovog oksidacijskog stanja. Redukcija je dodavanje elektrona atomu, što dovodi do smanjenja njegovog oksidacijskog stanja. Tvar koja sadrži oksidirajući element je redukcijsko sredstvo, a tvar koja sadrži redukcijski element je oksidacijsko sredstvo. Tipični redukcijski agensi: aktivni metali (alkalijski i zemnoalkalijski metali, Zn, Al, Fe itd. Me 0 –ne à Me + n), kao i neki nemetali, H 2 i C (u obliku ugljena ili koks). Tip. oksidansi - tipični nemetali (F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , O 2 ), halogeni, koji djeluju kao oksidacijska sredstva poprimaju stupanj oksidacije -1 (od F prema I slabe oksidacijska svojstva).
46. Vrste redoks reakcija. Izrada jednadžbi redoks reakcija metodom elektronske bilance. Navedite primjere svake vrste reakcije.
Međumolekularni vrsta reakcije. Ako su oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo u molekulama razne tvari. (H 2 S +4 O 3 + H 2 S -2 = S 0 + H 2 O) Vrsta Disproporcionalnost ili samooksidacija-samoizlječenje. Kada su oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo predstavljeni istom tvari s istim stupnjem oksidacije (nemetali, osim F 2 i O 2, imaju takvo dvostruko svojstvo). (Cl 2 0 +NaOHàNaCl - +NaCl +5 O 3 +H 2 O) Intramolekularni tip. Ako molekula složene tvari sadrži atome od kojih je jedan oksidacijsko sredstvo, a drugo redukcijsko sredstvo (N -3 H 4 N +3 O 2 àN 2 0 +H 2 O) Metoda elektronske vage. Redoslijed: 1. Nacrtajte reakcijski dijagram s naznakom polaznih materijala i slikom tvari, uočite elemente koji mijenjaju stupanj oksidacije kao rezultat reakcije, pronađite oksidans i reduktiv. 2. Nacrtajte dijagrame polureakcija oksidacije i redukcije s prikazom početnih i rezultirajućih iona i molekula koji stvarno postoje u uvjetima reakcije. 3. Izjednačiti broj atoma svakog elementa na lijevoj i desnoj strani polureakcija; Treba imati na umu da u vodenim otopinama u reakcijama mogu sudjelovati molekule H 2 O, H + ioni ili OH - ioni. 4. Izjednačiti ukupan broj naboja u oba dijela svake polureakcije; Da biste to učinili, dodajte potreban broj elektrona na lijevu i desnu stranu polureakcije. 5. Odaberite množitelje (glavne koeficijente) za polureakcije tako da broj elektrona koji se predaju tijekom oksidacije bude jednak broju elektrona koji se prihvate tijekom redukcije. 6. Zbrojite jednadžbe polureakcija uzimajući u obzir pronađene glavne koeficijente. 7. Poredaj koeficijente u jednadžbi reakcije.
47. Pojava potencijalnog skoka na granici metal/elektrolit. Standardni elektrodni potencijal. Vodikova elektroda. Standardna vodikova elektroda.
Zbog činjenice da valentni potencijal površinskih atoma metala nije u potpunosti ostvaren, a međufaza koja se sastoji od hidratiziranih atoma metala pojavljuje se na međufazi metal-elektrolit. = +ne. Prije ili kasnije uspostavit će se ravnoteža između anodnog i katodnog procesa. Zbog sklonosti metala oksidaciji, u trenutku ravnoteže u otopini elektrolita ostaje određeni broj metalnih iona, a u metalu ostaje višak elektrona. Na sučelju se događa potencijalni skok. Skok potencijala koji se događa na granici kada metal prelazi iz vakuuma u otopinu elektrolita naziva se. elektrodni potencijal metala. To je termodinamička karakteristika sustava metal-elektrolit. Što je metal aktivniji, to je skloniji oksidaciji, što je veći skok potencijala na međupovršini, to je potencijal elektrode negativniji. Veličina potencijala elektrode mjeri se usporedbom: određuje se razlika potencijala između razmatranog sustava metal-elektrolit (radna elektroda) i drugog sličnog radnog sustava, čiji se potencijal uzima kao nula. Standardna referentna elektroda je standardna (normalna) vodikova elektroda – platinasta ploča elektrolitički obložena spužvastom platinom i uronjena u kiselu otopinu kroz koju je propušten vodik. . 2H + +2e=H 2 0 Metalni potencijal izmjeren pod standardnim uvjetima u odnosu na standardnu vodikovu referentnu elektrodu tzv. standardni potencijal elektrode.
48. Broj standardnih elektrodnih potencijala. Zaključci iz serije standardnih elektrodnih potencijala.
Kada se svaka reakcija (oksidacija/redukcija) dogodi u galvanskom članku ili tijekom elektrolize, tada se svaka reakcija odvija sukladno tome. Elektroda, tada se takve polureakcije nazivaju elektrodni procesi. Reakcija koja se događa u galvanskoj ćeliji, odnosno, je EMF ovog elementa E povezana s promjenom Gibbsove energije dG = -zFE Vrijednosti svake polureakcije, čija je razlika EMF - potencijali elektrode. E=f1-f2 Veličina potencijala ovisi o: 1.prirodi tvari 2.odnosu između koncentracija 3.temperaturi f=f 0 +(2.3RT/)*lg gdje je f 0 -standardni potencijal elektrode R-plinska konstanta T- apsolutna temperatura z - broj elektrona F - Faradayeva konstanta - produkti koncentracija tvari koje sudjeluju u procesu u oksidiranom i reduciranom obliku. Standardni elektrodni potencijal pri koncentracijama jednakim jedinici. Za konstruiranje El ljestvice. Kao nulti potencijal uzeta je reakcija 2H + +2e - =H 2. Standardni potencijal ovog procesa = 0. Svi elektrodni potencijali izraženi su u vodikovoj skali.
49.Galvanski članci. Kemijski galvanski članci. Anoda i katoda. Anodni i katodni procesi. EMF galvanskog članka.
Uređaji u kojima se energija kemijske redoks reakcije pretvara u električnu energiju nazivaju se izvorima električna energija, ili galvanski elementi. Bilo koji galvan. komp. elementa od dvije elektrode - metali uronjeni u otopine elektrolita; potonji međusobno komuniciraju - obično kroz poroznu pregradu. Prijelaz Me iz kristala u otopinu elektrolita u obliku hidratiziranih iona, ostavljajući ekvivalentnu količinu E u kristalu, naziva se anodni proces – proces oksidacije. Obrnuto od anodnog procesa je katodni proces - spoj bilo koje čestice medija s elektronima metala, uz redukciju čestica na površini metala. Elektromotorna sila E(emf)- najveći napon galvanskog članka koji odgovara reverzibilnom tijeku reakcije koja se u njemu odvija.
50. Reverzibilne i ireverzibilne elektrode. Nernstova jednadžba. Koncentracijski galvanski članak. Anoda i katoda u koncentracijskom elementu.
Kao rezultat proučavanja potencijala različitih elektrodnih procesa, utvrđeno je da njihove vrijednosti ovise o sljedeći čimbenici: 1) od prirode tvari koje sudjeluju u procesu elektrode. 2) o omjeru m/y koncentracija ovih tvari 3) o temperaturi sustava. Ta se ovisnost izražava Nernstovom jednadžbom (V. Nernst, 1889): φ = φ 0 +2,3RT/nF *lg(/). F 0 je standardni potencijal elektrode ovog procesa - konstanta, čije se fizičko značenje raspravlja u nastavku; R-plinska konstanta; T- apsolutna temperatura; n je broj elektrona koji sudjeluju u procesu; F - Faradayeva konstanta (96500 C/mol); i - proizvodi koncentracije, sudjelujući u procesu u oksidiranom (Ox) i reduciranom (Red) obliku. Koncentracijski elementi se sastoje od identičnih elektroda koje se razlikuju u aktivnosti iona koji određuju potencijal.Dapače, iz Nernstove jednadžbe slijedi da kada je EMF koncentracijskog elementa jednaka EMF-u tih elemenata, obično je vrlo mala. Koncentracijski elementi služe za određivanje pH i koncentracije teško topljivih soli.
51. Fenomen polarizacije. Polarizacija je anodna i katodna. Uzroci polarizacije elektrode (koncentracijska i aktivacijska polarizacija).
Kada se potencijal elektrode pomakne u pozitivan ili negativna strana na njemu se počinje događati oksidacija ili redukcija. Ovaj fenomen pomaka naziva se polarizacija. Drugim riječima, polarizacija vam omogućuje da kontrolirate proces elektrolize i napravite elektrode anodama ili katodama, ovisno o tome na koji se izvor spojite. Polarizacija elektrode u negativnom smjeru povezana je s procesom redukcije i obrnuto. Proces redukcije je katodni proces, proces oksidacije je anodni proces. Što je elektroda više polarizirana, to više veća brzina dolazi do reakcije. Količina polarizacije koja je potrebna da se određeni elektrodni proces odvija određenom brzinom naziva se prenapon danog elektrodnog procesa.
52. Korozija metala. Podjela korozijskih procesa. Kemijska i elektrokemijska korozija.
Korozija je spontano razaranje metala koje se događa pod kemijskim uvjetima. utjecaj okoline okoliš. Kemijska korozija - uništavanje metala pod utjecajem oksidirajućih sredstava okoliš, ako medij nije električki vodljiv. Elektrokemijska korozija. Javlja se u kemiji. okruženja s ionskom vodljivošću u prisutnosti kontakta različitih metala zbog stvaranja galvanskih mikroelemenata (Podvodni dijelovi brodova, parni kotlovi).
53. Metode zaštite metala od korozije. Kemijska obrada okoliša.
Kemijska obrada okoliša. Promjena kvalitete korozivnog okruženja prikladna je za slučajeve kada zaštićeni proizvod radi u ograničenom volumenu tekućine. Metoda se sastoji od uklanjanja otopljenog kisika iz otopine u kojoj se koristi zaštićeni dio (deaeracija) ili dodavanja rješenje u-u, usporavači korozije - inhibitori. Ovisno o vrsti korozije, prirodi metala i otopini, koriste se različiti inhibitori. Za atmosfersku koroziju koriste se tvari koje se dobro adsorbiraju na metal: monoetanolamin, amonijev karbonat. Heksamin, natrijev nitrit. Za neutralne korozivne sredine i otopine soli kao inhibitori koriste se anorganske soli kromne kiseline, fosforne, silicijeve, dušične i dušične kiseline. U kiselim sredinama koriste se organski inhibitori koji sadrže atome dušika, sumpora, fosfora, kisika i skupine atoma sa zasićenim vezama. Zaštitno djelovanje inhibitora nastaje zbog činjenice da se njihove molekule ili ioni adsorbiraju na površinu metala ili katalitički smanjuju brzinu korozije, a neki od njih (kromati i dikromati) prevode metal u pasivno stanje.
54. Metode zaštite metala od korozije. Zaštitni premazi.
Promjena korozijskih svojstava metala postiže se njegovim legiranjem ili nanošenjem na površinu metala zaštitni premazi. Od kemijski postojanih legura najviše široka primjena imaju nehrđajuće čelike, koji sadrže do 18% kroma i do 10% nikla. Premazi koji se koriste za zaštitu metala dijele se na metalne, nemetalne i nastale kao rezultat kemijske ili elektrokemijske obrade metalne površine. Metali koji stvaraju zaštitni film na svojoj površini (Cr, Ni, Zn, Cd, Al, Sn, rjeđe Au, Ag) obično se koriste kao metali za oblaganje. Nemetalni: lakovi, boje, emajli. Fenol-formaldehidne i druge smole. Za dugotrajnu zaštitu od atmosferske korozije metalnih konstrukcija, dijelova, strojeva i uređaja najčešće se koriste. premazi boja. Premazi stvoreni kemijskim putem i elektrokemijski obrada metala su zaštitni oksidni i solni filmovi. (Al oksidacija, fosfatiranje čeličnih proizvoda).
55. Metode zaštite metala od korozije. Elektrokemijska zaštita. Zaštita gazišta. Katodna zaštita.
DO elektrokemijske metode Zaštita metala uključuje katodnu zaštitu, žrtvenu zaštitu itd. Katodnom zaštitom se zaštićena struktura ili dio spaja na negativni pol izvora električne energije i postaje katoda. Kao anode koriste se komadi željeza ili posebno izrađene legure. Uz odgovarajuću jakost struje u strujnom krugu na zaštićenom proizvodu, oksidacijsko sredstvo se smanjuje, dok se proces oksidacije odvija u anodi. Žrtvena zaštita se provodi tako da se na zaštićeni metal pričvrsti veliki lim od drugog, aktivnijeg metala - protektora. Za zaštitu čeličnih proizvoda obično se koriste legure na bazi cinka ili magnezija. Uz dobar kontakt između metala, zaštićeni metal (Fe) i zaštitni metal (na primjer, Zn) imaju polarizirajući učinak jedan na drugog. Prema relativnom položaju ovih metala u nizu napona, željezo je polarizirano katodno, a Zn je anodno polarizirano. Kao rezultat toga, željezo prolazi kroz proces redukcije oksidirajućeg sredstva prisutnog u vodi (obično otopljenog kisika), a Zn se oksidira. I zaštitnici i katodna zaštita primjenjivi su u sredinama koje dobro provode električnu struju, poput morske vode. Konkretno, štitnici se široko koriste za zaštitu podvodnih dijelova pomorskih plovila.
57. Kemijska interakcija metala s otopinama lužina. Navedite primjere odgovarajućih jednadžbi reakcija.
Interakcija Me s otopinama alkalija. Metali se ne mogu oksidirati alkalijama, budući da su alkalijski metali među najjačim redukcijskim agensima. Stoga su njihovi ioni među najslabijim oksidansima i vodene otopine ne pokazuju praktična oksidirajuća svojstva. Međutim, u prisutnosti lužina, oksidacijski učinak vode može se manifestirati u većoj mjeri nego u njihovoj odsutnosti. Kada se metali oksidiraju vodom, nastaju hidroksidi i vodik. Ako su oksid i hidroksid amfoterni spojevi, tada će se otopiti u alkalnoj otopini. Kao rezultat toga, metali koji su pasivni u čistoj vodi mogu snažno komunicirati s otopinama alkalija:
Zn+2HOH+2NaOH=Na2+H2 | -
58. Kemijska interakcija metala s vodom i otopinama soli. Objasnite uzorke i navedite primjere odgovarajućih jednadžbi reakcije.
Ca+2H2O=Ca(OH)2+H2 | -
1. aktivniji metali istiskuju manje aktivne iz svojih soli Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu
2. Međudjelovanje metala sa solima, koje zbog hidrolize metala daju kiselu reakciju mediju, događa se na isti način kao u otopini odgovarajuće soli, ako je metal koji tvori sol aktivniji od otapajući metal i kisik.
Ako sol ne podliježe hidrolizi ili daje alkalnu reakciju, tada se metal oksidira kisikom otopljenim u elektrolitu. Fe u otopini AlCl 3: AlCl 3 +2H 2 O=AlOHCl 2 +HCl 2Fe+2HCl=FeCl 2 +H 2 | -
Sve tvari sastoje se od atoma i molekula s pozitivno nabijenim jezgrama i negativno nabijenim elektronima. Atomi i molekule su električki neutralni jer je naboj jezgre jednak ukupnom naboju
Elektroni koji okružuju jezgru. U prisutnosti vanjskih čimbenika (povišena temperatura, električno polje itd.), atom ili molekula gubi elektron. Taj se atom pretvara u pozitivan ion, a elektron koji se odvoji od atoma može se pridružiti drugom atomu, pretvarajući ga u negativni ion, i ostati slobodan. Proces stvaranja iona naziva se ionizacija. Broj slobodnih elektrona ili iona po jedinici volumena tvari naziva se koncentracija nabijenih čestica. Dakle, u tvari koja se nalazi u električnom polju, pod utjecajem silnica polja, dolazi do procesa gibanja slobodnih elektrona ili iona u smjeru sila polja, koji se naziva električna struja.
Svojstvo tvari da provodi struju pod utjecajem električnog polja naziva se električna vodljivost tvari koja ovisi o koncentraciji slobodnih električki nabijenih čestica. Što je veća koncentracija nabijenih čestica, to je veća električna vodljivost tvari. Sve tvari, ovisno o električnoj vodljivosti, dijele se na:
1 dirigent. Imaju vrlo visoku električnu vodljivost. Provodnici se dijele u dvije skupine. U prvu skupinu vodiča spadaju metali (bakar, aluminij, srebro i dr.) i njihove legure, u kojima se mogu kretati samo elektroni. To jest, u metalima su elektroni vrlo slabo vezani za jezgre atoma i lako se odvajaju od njih. U metalima je pojava električne struje povezana s kretanjem slobodnih elektrona, koji imaju vrlo visoku mobilnost i nalaze se u stanju toplinskog gibanja. Ova električna vodljivost naziva se elektronska vodljivost. Vodiči se koriste za izradu žica, električnih vodova, namota električnih strojeva itd. U drugu skupinu vodiča spadaju vodene otopine soli, kiselina i dr. koje nazivamo elektrolitima. Pod utjecajem otopine, molekule tvari se raspadaju na pozitivne i negativne ione, koji se pod utjecajem električnog polja počinju kretati. Kada struja prođe, ioni elektrolita će se početi taložiti na elektrodama uronjenim u elektrolit. Proces odvajanja tvari od elektrolita pomoću električne struje naziva se elektroliza. Koristi se za ekstrakciju obojenih metala iz otopina njihovih spojeva (bakar, aluminij), kao i za premazivanje metala. zaštitni sloj drugi metal (na primjer, kromiranje).
2 Dielektrici (ili električne izolacijske tvari). Tvari s vrlo niskom električnom vodljivošću (plinovi, gumene tvari, mineralna ulja itd.). U tim tvarima elektroni su vrlo čvrsto vezani za atomske jezgre i rijetko se odvajaju od jezgri pod utjecajem električnog polja. Oni. Dielektrici ne provode struju. Ovo svojstvo koristi se u proizvodnji električne zaštitne opreme: dielektričnih rukavica, cipela, prostirki, izolacijskih stalaka, jastučića, kapa, izolatora na električnoj opremi itd.
Dielektrici mogu biti: čvrsti, plinoviti, tekući.
3 Poluvodič (germanij, selen, silicij). To su tvari koje osim elektronske vodljivosti imaju i “rupičastu” vodljivost, koja uvelike ovisi o prisutnosti vanjskih čimbenika: svjetla, temperature, električne ili magnetsko polje. Ove tvari imaju kovalentnu vezu (ovo je kemijska veza između dva elektrona susjednih atoma u istoj orbiti). Kovalentna veza je vrlo slaba. U prisutnosti vanjski faktor razara se i javljaju se slobodni elektroni (elektronska vodljivost). U trenutku stvaranja slobodnog elektrona u kovalentnoj vezi pojavljuje se slobodni grad - "elektronska rupa" (ekvivalent protonu), koja privlači elektron iz susjedne kovalentne veze. Ali tada nastaje nova “rupa” koja opet privlači elektron iz susjedne kovalentne veze, i tako dalje. Oni. pod utjecajem električnog polja pomiču se “rupe” u smjeru polja (prema elektronima) - kretanje protona. Dakle, kod elektroničke vodljivosti elektron prijeđe cijeli put, a kod “rupne” vodljivosti elektroni se naizmjenično zamjenjuju duž veza, svaki elektron prijeđe djelić puta. Kada se veze u poluvodičima pokidaju, istovremeno se pojavljuje isti broj elektrona i "rupa". Odnosno, vodljivost se sastoji od elektrona i "rupe" i naziva se intrinzična vodljivost poluvodiča. Svojstva poluvodiča mogu se promijeniti ako im se dodaju primjese drugih tvari. Time se povećava jedna ili druga vodljivost. Ovo se koristi u industrijskoj elektronici: diode, tranzistori, tiristori. Koriste se kao pojačala, ispravljači, elektronički generatori, stabilizatori i slično. Njihove prednosti: mali gubitak energije, cijena, veličina i težina, jednostavnost rada, dugi vijek trajanja. Nedostatak: ovisnost vodljivosti o temperaturi.
Ova sposobnost je zbog strukturnih značajki tvari.
U dirigenti prisutni su slobodni nositelji naboja - to je dio elektrona relativno slabo povezan s jezgrom, koji se pod utjecajem vanjskog električnog polja može kretati iz orbite jedne jezgre u orbitu druge. Takvi elektroni nazivaju se slobodni. Vodiči uključuju tvari kao što su bakar i aluminij.
Dielektrici su tvari čije je glavno električno svojstvo sposobnost polarizacije u električnom polju. Struktura dielektrika karakterizira prisutnost male količine slobodnih elektrona i molekula, izduženog oblika (polarni dipoli). Suština fenomena polarizacija leži u činjenici da se pod utjecajem vanjskog električnog polja vezani dielektrični naboji pomiču u smjeru sila koje na njih djeluju, a što je jakost polja veća, to je pomak veći.
Kod dipolnih dielektrika djelovanje električnog polja uzrokuje odgovarajuću orijentaciju molekula dipola u smjeru polja. U nedostatku polja, dipoli su raspoređeni nasumično zbog toplinskog gibanja. Kao rezultat polarizacije na površini dielektrika nastaju naboji različitih predznaka. Vodljivost dielektrika je posljedica prisutnosti malog broja slobodnih naboja. Dielektrični materijali imaju vrlo visok električni otpor, koji je u rasponu od 10 6 ... 10 11 Ohm*m.
Dielektrični materijali se klasificiraju prema:
- agregatno stanje:
- tekućina;
- plinoviti;
- čvrsta.
- prirodno;
- sintetički.
- organski;
- neorganski.
- neutralan;
- polarni.
Zauzimaju srednji položaj između vodiča i dielektrika poluvodiči. Poluvodiči uključuju elemente IV skupine periodni sustav elemenata elementi D. I. Mendeljejeva, koji imaju četiri valentna elektrona na vanjskoj ljusci. Tipični poluvodiči su germanij Ge i silicij Si.
Čisti poluvodiči imaju otpor u rasponu od 10 -5 - 10 8 Ohm * m. Da bi se smanjio veliki otpor, nečistoće se uvode u čiste poluvodiče - provodi se dopiranje, takvi se poluvodiči nazivaju dopirani. Elementi se koriste kao legirajuće nečistoće III(bor B) i V(arsen As) skupine periodnog sustava elemenata D. I. Mendeljejeva.
Čisti poluvodiči kristaliziraju u obliku rešetke. Svaka valentna veza sadrži dva elektrona, ljuska atoma ima osam elektrona i nalazi se u stanju ravnoteže.
Elementi skupine III (bor B) imaju tri elektrona u svojoj vanjskoj ljusci. Stoga, iako će atom bora "stati" u kristal, jedan elektron će nedostajati. Odsutnost elektrona dovodi do stvaranja "rupe" u kristalu, što je ekvivalentno pojavi pozitivnog naboja. Ako se na takav poluvodič primijeni napon, elektroni će se početi kretati prema pozitivnom kontaktu, a "rupe" će se početi kretati u suprotnom smjeru. Pokretne "rupe" smatraju se nositeljima pozitivnog naboja, a poluvodiči se nazivaju poluvodičima R-tipa, a primjese su akceptorske.
Elementi skupine V (arsen As) imaju pet elektrona u svojoj vanjskoj ljusci. Stoga će u kristalu jedan elektron biti višak. Nečistoće koje, kada se dodaju poluvodiču, proizvode slobodne elektrone nazivaju se donorske nečistoće. Kondukcija u poluvodiču s donorskom primjesom je posljedica slobodnih elektrona. Takav vodič naziva se poluvodič n-tip.
Područje na granici dvaju poluvodiča, od kojih jedan ima šupljinu, a drugi elektronsku vodljivost, naziva se R-n- tranzicija. U radu se koriste njegova svojstva da provodi struju kada se napon primjenjuje u određenom smjeru poluvodički uređaji(poluvodičke diode, bipolarni tranzistori).
Otpor vodiča. Provodljivost. Dielektrici. Primjena vodiča i izolatora. Poluvodiči.
Fizičke tvari su raznolike po svojim električnim svojstvima. Najopsežnije klase tvari su vodiči i dielektrici.
Dirigenti
Glavna značajka vodiča– prisutnost slobodnih nositelja naboja koji sudjeluju u toplinskom gibanju i mogu se kretati po cijelom volumenu tvari.
U pravilu, takve tvari uključuju otopine soli, taline, vodu (osim destilirane), vlažno tlo, ljudsko tijelo i, naravno, metale.
Metali smatraju se najboljim vodičima električnog naboja.
Postoje i vrlo dobri vodiči koji nisu metali.
Među takvim dirigentima najbolji primjer je ugljik.
Svi dirigenti imaju svojstva kao što su otpornost
I provodljivost
. Zbog činjenice da električni naboji, sudarajući se s atomima ili ionima tvari, svladavaju određeni otpor svom kretanju u električnom polju, uobičajeno je reći da vodiči imaju električni otpor ( R).
Recipročna vrijednost otpora naziva se vodljivost ( G).
G = 1/R
Odnosno vodljivost – To je svojstvo ili sposobnost vodiča da provodi električnu struju.
Morate to shvatiti dobri vodiči predstavljaju vrlo nizak otpor protoku električni naboji i sukladno tome, imaju visoku vodljivost. Što je vodič bolji, njegova vodljivost je veća. Na primjer, bakreni vodič ima b O
veća vodljivost od aluminijskog vodiča, a vodljivost srebrnog vodiča veća je od istog vodiča izrađenog od bakra.
Dielektrici
Dielektrici uključuju, prije svega, plinovi koji vrlo slabo provode električne naboje. Kao i staklo, porculan, keramika, guma, karton, suho drvo, razne plastike i smole.
Predmeti Izrađeni od dielektrika nazivaju se izolatori. Treba napomenuti da dielektrična svojstva izolatora uvelike ovise o stanju okoline. Da, u uvjetima visoka vlažnost zraka(voda je dobar vodič) neki dielektrici mogu djelomično izgubiti svoja dielektrična svojstva.
O uporabi vodiča i izolatora
Npr, Svi električne žice u kući su od metala (najčešće bakra ili aluminija). I omotač tih žica ili utikač koji se utakne u utičnicu mora biti od raznih polimera, koji su dobri izolatori i ne propuštaju električni naboj.
Treba napomenuti, da pojmovi "vodič" ili "izolator" ne odražavaju karakteristike kvalitete: Učinkovitost ovih materijala zapravo se kreće od vrlo dobre do vrlo loše.
Srebro, zlato, platina su jako dobri vodiči, ali to su skupi metali, pa se koriste samo tamo gdje je cijena manje bitna u odnosu na funkciju proizvoda (svemir, obrana).
Bakar i aluminij također su dobri vodiči, a istovremeno jeftini, što je unaprijed odredilo njihovu široku upotrebu.
S druge strane, volfram i molibden su loši vodiči i zbog toga se ne mogu koristiti u električni dijagrami(ometat će rad kruga), ali velika otpornost ovih metala, u kombinaciji s vatrostalnošću, unaprijed je odredila njihovu upotrebu u žaruljama sa žarnom niti i visokotemperaturnim svjetiljkama grijaći elementi.
Izolatori ima i jako dobrih, samo dobrih i loših. To je zbog činjenice da pravi dielektrici također sadrže slobodne elektrone, iako ih je vrlo malo. Pojava slobodnih naboja čak iu izolatorima posljedica je toplinskih vibracija elektrona: pod utjecajem visoke temperature neki se elektroni ipak uspijevaju odvojiti od jezgre i izolacijska svojstva dielektrika se pogoršavaju. Neki dielektrici imaju više slobodnih elektrona pa im je kvaliteta izolacije lošija. Dovoljno je usporediti npr. keramiku i karton.
Najbolji izolator je idealan vakuum, ali je praktički nedostižan na Zemlji. Apsolutno čista voda također će biti odličan izolator, ali je li to netko vidio u stvarnosti? A voda s prisutnošću bilo kakvih nečistoća već je prilično dobar dirigent.
Kriterij kvalitete izolatora je njegova usklađenost s funkcijama koje mora obavljati u danom strujnom krugu. Ako su dielektrična svojstva materijala takva da je svako propuštanje kroz njega zanemarivo (ne utječe na rad kruga), tada se takav materijal smatra dobrim izolatorom.
Poluvodiči
Postoje tvari, koji po svojoj vodljivosti zauzimaju srednje mjesto između vodiča i dielektrika.
Takve tvari nazivaju se poluvodiči. Od vodiča se razlikuju po jakoj ovisnosti vodljivosti električnih naboja o temperaturi, kao i o koncentraciji nečistoća, a mogu imati svojstva i vodiča i dielektrika.
Za razliku od metalnih vodiča, kod kojih vodljivost opada s porastom temperature; u poluvodičima vodljivost raste s porastom temperature, a otpor, kao inverzna vrijednost vodljivosti, opada.
Na niskim temperaturama otpor poluvodiča, što se vidi iz riža. 1, teži beskonačnosti.
To znači da poluvodič pri temperaturi apsolutnoj nuli nema slobodnih nositelja u vodljivom pojasu i za razliku od vodiča ponaša se kao dielektrik.
Povišenjem temperature, kao i dodatkom primjesa (dopiranje), povećava se vodljivost poluvodiča i on dobiva svojstva vodiča.