Напруга електричний струм провідники напівпровідники діелектрики
за електричним властивостямматеріали діляться на діелектрики, провідники, напівпровідники та надпровідники. Вони відрізняються один від одного за величиною питомого опору, характером зміни його в залежності від температури та механізму провідності.
Діелектрики.На відміну від металів, кристали простих речовин, утворених неметалами, зазвичай не мають помітної електронної провідності; вони є діелектрики. Хоча у разі теж можливе утворення енергетичних зон, але тут зона провідності окрема від валентної зони забороненої зоною, тобто. значним енергійним проміжком. Енергія слабкого електричного полявиявляється недостатньою для подолання цього проміжку, і електрони не переходять із валентної зони до зони провідності. Таким чином, в ізоляторах електрони не можуть вільно переміщатися кристалом і служити переносниками електричного струму. Вид хімічного зв'язку переважно іонний чи ковалентний. Вільних носіїв заряду немає. Між валентною зоною та зоною провідністю знаходиться широка заборонена зона. Основні діелектрики: солі, оксиди, скло, поліетилен, гума та ін. Діелектрики поляризуються в електричному полі. Під дією електростатичного поляположення та величина ефективних зарядів атомів діелектрика змінюються, при цьому всередині діелектрика виникає власне енергетичне поле, спрямоване протилежно зовнішньому. Є також діелектрики з високою діелектричною проникністю. Це обумовлено наявністю мимовільно поляризованих областей.
Напівпровідники.При нагріванні вони близькі до провідників, а за охолодження до діелектриків. З найпростіших це P, I, B, Se. Також багато бінарних сполук ZnO, FeO. Залежність електричних властивостей від температури та освітленості пояснюється електронною будовою їх кристалів. Тут, як і в ізоляторів, валентна зона відокремлена від зони провідності забороненої зони. Однак ширина забороненої зони у випадку напівпровідників не велика. Тому при підвищенні температури або освітленості електрони, що займають верхні рівні валентної зони, можуть переходити до зони провідності та брати участь у перенесенні електричного струму. З підвищенням освітленості або температури число електронів, що переходять у зону провідності, зростає, відповідно збільшується і електрична провідністьнапівпровідник. У напівпровідниках з ковалентним хімічним зв'язком поява електронів у зоні провідності одночасно створює його вакансію у валентній зоні. Ця вакансія на конкретній молекулярній орбіталі може заповнюватись електронами інших зайнятих найближчих МО. Такий перехід електронів усередині валентної зони як би створює рух вакансій з одного МО на іншу МО. Тому електричний струму напівпровіднику визначається рухом електронів у зоні провідності та у валентній зоні. Напівпровідники використовуються в радіоелектроніці.
Провідники.З підвищенням температури вони підвищують свою провідність. Носіями заряду є електрони. Валентна зона та зона провідності електронної структури перетинаються. Це дозволяє електронів з валентної зони при невеликому збудженні переходити на молекулярні орбіталі зони провідності, а це означає, що електрон з іншою ймовірністю з'являється в тій чи іншій точці компактного металу. Провідники використовуються передачі електроенергії. Серед провідників виділяються: метали (Al, Cu, Fe) та сплави високою провідністю (латунний, бронзовий, алюмінієвий).
Особливості хімічного зв'язку в металевому та атомному кристалі.За міцністю металеві грати перебувають між атомними і молекулярними металевими решітками. Це зв'язано з тим що металевого зв'язкухарактерні риси ковалентного зв'язку та окремі риси далекодійного зв'язку. Металеві ґрати бувають і маломіцні (ртуть). Спрощено металева решітка представляється у вигляді позитивно заряджених іонів, що розташовуються у вузлах її, та електронів, що рухаються між ними. Атоми металів, з характерним для них дефіцитом валентних електронів, повинні мати якнайбільше сусідніх атомів, щоб цей дефіцит компенсувати за рахунок електронів сусідів. Кристалічний стан речовини. Існують речовини, у кристалах яких значної ролі грають кілька видів взаємодії між частинками. Так, у графіті атоми вуглецю пов'язані один з одним в одних напрямках ковалентними зв'язками локалізованого та делокалізованого характеру, а в інших – міжмолекулярним зв'язком. Тому ґрати графіту можна розглядати і як атомну, і як металеву, і як молекулярну. У вузлах атомних ґрат знаходяться атоми; вони пов'язані один з одним ковалентним зв'язком. Речовин, що мають атомні грати, порівняно мало. До них належать алмаз, кремній та деякі неорганічні сполуки. Ці речовини характеризуються високою твердістю (алмаз). Вони тугоплавкі та практично не розчиняються. Такі з властивостей обумовлені міцністю ковалентного зв'язку.
Чисті i – напівпровідники практично не використовують. Вони спеціально вводять атоми інших елементів (домішки) тривалентних (алюміній, галій, індій, бор) чи пятивалентных (миш'як, фосфор, сурма) елементів чи його сполук. У цьому на 107…108 атомів i - напівпровідника вводять один атом домішки. Атоми пятивалентной домішки називаються донорами: вони збільшують кількість вільних електронів. Кожен атом домішки додає один зайвий електрон. При цьому зайвих дірок не утворюється. Домішковий атом у структурі напівпровідника перетворюється на нерухомий позитивно заряджений іон. Провідність напівпровідника тепер буде визначатися переважно кількістю вільних електронів домішки. Загалом такий тип провідності називають провідністю n-типу, а сам напівпровідник - напівпровідником n-типу.
При введенні тривалентної домішки один із валентних зв'язків напівпровідника виявляється незаповненим, що еквівалентно утворенню дірки та нерухомого негативно зарядженого іона домішки. Таким чином, у цьому випадку збільшується концентрація дірок. Домішки такого типу називаються акцепторами, а провідність, обумовлена введенням акцепторної домішки, називають провідністю р-типу. Напівпровідник цього виду називають напівпровідником р-типу.
Переважні носії заряду напівпровіднику називаються основними. Так, у напівпровіднику n–типу основними носіями є електрони, а неосновними – дірки, а напівпровіднику р–типа основними носіями є дірки, а неосновними – електрони. Як бачимо, на відміну від провідності провідників, у яких струм обумовлений спрямованим рухом тільки електронів, у напівпровідниках струм може бути обумовлений двома типами носіїв – електронами та дірками.
22. Ентропія та її зміна при хімічних реакціях.
Міра ймовірності стану системи прийнятих називати - Ентропія (S) - величина пропорційна log числа рівноймовірних мікростанів якими може бути реалізований даний макростан (Т, Р, V). Ентропія має розмірність енергії, поділеної на температуру. Виражають у [ДЖ/моль*кельвін]. S зростає при переході в-ва з кристалічного стану в рідке і з рідкого в газоподібне, при розчиненні кристал, при розширенні шазів, при хімічних взаємодіях, що призводять до збільшення числа частинок, і перш за все частинок у газоподібному стані. Навпаки, всі процеси внаслідок яких упорядкованість системи зростає (конденсація, полімеризація, стиск, зменшення числа частинок), супроводжуються зменшенням ентропії.
23. Енергія Гіббса. Умови мимовільного перебігу хімічних процесів.
Енергія Гіббса (G) - звана також ізобарно-термічним потенціалом або вільною порцією при постійному тиску. G пов'язані з H,S,T: G=H-TS. Якщо реакція здійснюється при постійних P і Т, то ∆ G= ∆ H-T ∆ S. При сталості температури та тиску хім.реакції можуть мимовільно протікати тільки в такому напрямку, при якому енергія Гіббса системи зменшується. При низьких температурахмимовільно можуть протікати екзотермічні реакції, а при високих – рекції, що супроводжуються потягом ентропії.
24. Предмет хімічної кінетики. Швидкість хімічних реакцій та фактори, що впливають на неї при гомогенні та гетерогенні процеси.
Хім.кінетика-розділ хімії вивчає швидкості хімічних реакцій. Швидкість хімічної реакції вимірюється кількістю в-ва, що вступив у реакцію або утворюється в результаті реакції в одиницю часу в одиниці обсягу системи (для гомогенної реакції) або на одиниці площі поверхні розділу фаз (для гетерогенної реакції). У разі гомогенного процесу, що протікає при постійному обсязі, швидкість гомогенної реакції вимірюється зміною концентрації будь-якого з реагуючих в-в за одиницю часу. Швидкість реакції залежить від природи реагують у їх концентрації, температури і від присутності в системі каталізаторів. Вплив температури.Залежність швидкості реакції від температури визначається константою швидкості. Правило Вант-Гоффа: при підвищенні температури швидкість більшості хімічних реакцій зростає в 2-4 рази при нагріванні кожні 10 градусів. V(T 2)/V(T 1)=y (T2-T1)|10
25. Вплив концентрації на швидкість хімічної реакції. Закон чинних мас.
Закон діючих мас (основний закон хімічної кінетики): за постійної температури швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин. A+2BàAB 2 u=k[A][B][B]=k[A][B] 2 , де k-константа швидкості реакції, значення якої залежить від природи реагуючих речей. При гетерогенних реакціях концентрації речовин, що знаходяться у твердій фазі, зазвичай не змінюються в ході реакції і тому не включаються до рівняння закону дії мас. CaCO 3 (к.) àCaO (к.) + CO 2 (р.) u = k, тобто u = const, т.к. CaCo 3 - твердо в-во.
Білет №26 Енергія Активації. Вплив. Т на V
Енергія активації- деяка надлишкова енергія (порівняно із середньою енергією молекул при даній температурі), якою повинні мати молекули для того, щоб їх зіткнення було ефективним, тобто призвело до утворення нового в-ва. Зі зростанням температури кількість активних молекул швидко збільшується, що призводить до різкого зростання швидкості реакції. ((Рівняння Арреніуса: k=ZPe - E a /RT, Z-число зіткнень молекул в секунду в одиниці об'єму; e=2, 718..; R-універсальна газова постійна = 8,314 Дж/моль*К; Т-температура, Р- так званий стеричний множник.))
26. Енергія активації. Вплив температури на швидкість хімічної реакції.
позитивним, а у другому - негативним.
27. Енергія активації. Уявлення про каталіз. Каталізатори та інгібітори
Енергія активації- деяка надлишкова енергія (порівняно із середньою енергією молекул при даній температурі), якою повинні мати молекули для того, щоб їх зіткнення було ефективним, тобто призвело до утворення нового в-ва. Каталізатор - по-во, не витрачається в результаті протікання реакції, але що впливає на її швидкість. Каталіз – явище зміни швидкості реакції під впливом таких речовин. Бувають каталізатори як прискорюючі перебіг реакції, і уповільнюють її. У першому випадку каталіз називається позитивним, а у другому - негативним.
Інгібітори-каталізатори, що зменшують швидкість реакції.
28. Реакції прості та складні. Лімітує стадія хімічного процесу.
Прості: походять. між простими в-ми. Складні: між складними. Більшість хімічних реакцій йдуть над одну стадію, а й одностадійна реакція може кінетично ускладнюватися, якщо вона оборотна. До кінетично складних реакцій відносять також послідовні(Послідовними називають реакції з проміжними стадіями, коли продукт попередньої стадії служить вихідною речовиною для наступної). визначається другою стадією.<< 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.Константа рівноваги. Можливість зміщення рівноваги хімічної реакції у прямому та зворотному напрямках. Принцип Ле-Шательє.
Константа рівноваги: величина, за допомогою якої описується рівновага між речовинами в розчині, переважно між газами і рідинами. Залежить лише від температури. Рівноважний закон діючих мас: відношення добутку молярних концентрацій продуктів до добутку молярних концентрацій реагентів взятих у ступенях рівних стехіометричним коефіцієнтам є величина постійна при даній температурі = Kр [C] c [D] d / [A] a [B] b = K. Процес зміни концентрацій, спричинений порушенням рівноваги, називається усуненням або зсувом рівноваги. При збільшенні концентрації однієї з речовин рівновага зміщується у бік витрати цього реч-ва. При збільшенні тиску рівновага зсувається у бік зменшення числа молекул газів, тобто. у бік зниження тиску. При підвищенні температури рівновага зміщується у бік ендотермічної реакції. Принцип Ле-Шательє: Якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, надати якийсь вплив, то в результаті процесів, що протікають в ній, рівновага зміститься в такому напрямку, яке зменшить зазначений вплив.
30. Область рідкого стану речовини. Діаграма стану води.
Рідина називається фізичне тіло, що має дві відмітні особливості: незначною зміною свого обсягу під дією великих зовнішніх сил і плинністю, тобто зміною своєї форми під дією навіть незначних зовнішніх сил. Щільність рідин зменшується зі збільшенням температури. Виняток є водою в діапазоні температур від 0 до 4 0 С, коли її щільність збільшується, досягаючи найбільшого значення при температурі 4 0 С r = 1000 кг/м3. Діаграма стану води показує графічне зображення залежності між величинами, що характеризують стан системи та фазовими перетвореннями в системі.
31.Способи вираження кількісного складу розчинів: масова, об'ємна та мольна частки. Масова, молярна та нормальна концентрації, моляльність.
Розчини – це гомогенні (однофазні) системи змінного складу, що складаються із двох або більше речовин (компонентів). Розчин, що знаходиться в рівновазі з речовиною, що розчиняється, називається насиченим. Розчин з низьким вмістом розчинених речовин-розбавлений, навпаки-концентрований. Способи вираження: 1. Масова частка: відношення маси розчиненої речовини до маси розчину. 2. Мольна частка: відношення кіл-ва розчиненого реч-ва до суми кіл-в усіх речовин складових розчин. N = n2 \ (n1 + n2) 3. Молярність (Cm): відношення кіл-ва реч-ва до обсягу розчину. 4. Моляльність (m): відношення кіл-ва реч-ва до маси р-лю. 5. Еквівалентна чи нормальна конц-ия(Сн): відношення числа еквівалентів до обсягу розчину. V1V2=N2N1 Об'єми розчинів реагуючих речовин обернено пропорційні їх нормальностям. Об'ємна частка розчиненого в-ва є відношенням обсягу компонента, що міститься в системі, до загального обсягу системи (ф = V (розчинний) / V (розчину) * 100%).
32. Розчини. Теплові ефекти під час розчинення.
Розчинна гомогенна система, яка складається принаймні з 2 речовин, одна з яких знаходиться в надлишку. Розчинення схоже на хім. Реакцію та склад розчину може зміняться в широких межах. Крім того, у властивостях розчинів виявляються властивості окремих компонентів. Таким чином, розчин займає проміжну стадію між хімічним. З'єдн. І механічними сумішами. Залежно від розміру частинок поділяються на: Істинні (частки-молекули, іони)<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. Розчинність. Коефіцієнт розчинності. Селективні розчинники та їх використання у процесах осушення та очищення природних газів.
Розчинність-здатність в-ва розчиняються в тому чи іншому розчиннику. Мірою розчинності в-ва за цих умов служить вміст їх у насичених розчинах.; рівноважна концентрація розчиненого в-ва його насиченому розчині. Якщо 100г. Вода розчин. Понад 10г. В-ва - добре розчинне. Число одиниць маси безводного в-ва насичує при НУ 100г. Одиниць маси р-ля є коефіцієнт розчинності. Температура при якій обмежена розчинність стає необмеженою називається критичною температурою розчинення. Селективний розчинник: Диметилформамід Основні промислові застосування
34.Уявлення про ідеальні розчини. Вплив концентрації розчиненої речовини на тиск насиченої пари розчину, його температуру кипіння та кристалізації (закон Рауля та наслідки з нього).
Ідеальний розчин
Закон Рауля: Відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином дорівнює мольній частці розчиненої речовини. (Po-P)/Po=N Другий закон Рауля – зниження температури кипіння і підвищення температури замерзання розчину прямо пропорційно молярної концентрації розчину.
35. Явище електролітичної дисоціації. Ступінь дисоціації. Класифікація електролітів за рівнем дисоціації. Сильні та слабкі електроліти.
Явище електролітичної дисоціації: при розчиненні солі у воді іони, що утворюють даний електроліт, під дією полярних молекул води відриваються один від одного і перерозподіляються між молекулами розчинника. Ступінь дисоціації- це відношення числа молекул, що розпалися на іони, до загального числа розчинених молекул. Чим більш полярний розчинник, тим більший ступінь дисоціації в ньому електроліту. Електроліти, ступінь дисоціації яких навіть у відносно концентрованих розчинах велика(à1), називають сильними(майже всі солі, хв.солі: H 2 SO 4 , HNO 3 , HI, HMnO 4 ; , ступінь дисоціації яких навіть у розведених розчинах мала,-слабкими(Майже всі орг. кислоти, деякі мін.кислоти: H 2 CO 3 , H 2 S, багато гідрооксидів металів).
36. Електролітична дисоціація. Чинники, що впливають на дисоціацію електролітів. Слабкі електроліти. Константа дисоціації слабких електролітів.
Електролітична дисоціація - мимовільний процес розпаду електроліту в розчині з утворенням позитивно та негативно заряджених іонів, або відповідно катіонів та аніонів. 1)Чим більш полярний розчинник, тим більший ступінь дисоціації в ньому даного електроліту. 2) підвищення температури, як правило, збільшує дисоціацію і при нагріванні ступінь дисоціації зростає. 3)при зменшенні концентрації електроліту, тобто. при його розведенні, ступінь дис. збільшується. Електроліти, ступінь дисоціації яких навіть у розведених розчинах мала, - слабкі (Майже всі орг. кислоти, деякі хв. кислоти: H 2 CO 3 , H 2 S, багато гідрооксидів металів). Константа дисоціації сл.електролітів-це відношення добутку концентрацій продуктів реакції до концентрації реагентів.
37.Дісоціація слабких електролітів. Кількісні характеристики процесу дисоціації: ступінь та константа дисоціації. Закон розведення Освальда.
Константа дисоціації сл.електролітів-це відношення добутку концентрацій продуктів реакції до концентрації реагентів. Константа дисоціації – константа рівноваги відповідає дисоціації слабкого електроліту. Залежить від природи електроліту та розчинника, температури але не залежить від концентрації. Характеризує здатність даного в-ва розпадатися на іони. Чим більше До тим краще в-во дисоціює. Кислоти та основи дисоціюють ступінчасто. Кожен ступінь дисоціації характеризується своєю константою. Так, триосновна ортофосфорна кислота H 3 PO 4 дисоціює наступним чином. Константа рівноваги K р цієї реакції і є K д: Kp = / Якщо висловити рівноважні концентрації через концентрацію слабкого електроліту C і його ступінь дисоціації α, то отримаємо Kд = (C * a*C*a)/C(1-a)=(C*a 2)/(1-a). Це співвідношення називають законом розведення Оствальда. Для дуже слабких електролітів при α<< 1 это уравнение упрощается:. Kд=(C*a 2)
38.Дісоціація води. Поняття «водневий показник». Кислі та лужні середовища. Поняття про кислотно-основні індикатори.
Вода досить погано дисоціює. Але все ж таки має вимірну провідність. Вода дисоціює на катіони водню та аніони гідроксилу. Так як ступінь дисоціації води вкрай мала, то концентрація недисоційованих молекул H2O у воді практично дорівнює загальній концентрації води. Для води та розведених водних розчинів при незмінній температурі добуток іонів водню та гідроксил-іонів є величина постійна = іонний добуток води. = 10 -14 . Розчини у яких концентрації іонів водню = концентрації іонів гідроксилу називаються нейтральними (=10 -7). Якщо водню більше(>10 -7) то кислий, якщо гідроксилу(<10 -7) то основной но произведение ВСЕГДА остаётся постоянным. Кислотность или щелочность среды выражается водородным показателем pH=-lg Методы измерения: колориметрический и потенциометрический.
39.Дісоціація сильних електролітів. Активність іонів у розчинах. Коефіцієнт активності. Уявлення про іонну силу розчину.
У водяних розчинах сильні електроліти повністю дисоціюють. Тому число іонів у них більше ніж у слабких за тієї ж концентрації. Принципова відмінність сильних електролітів від слабких у тому, що рівновагу дисоціації сильних електролітів повністю зміщено вправо:H 2 SO 4 >H + +HSO 4 - Кожен іон оточений оболонкою з іонів протилежного знака. У свою чергу, кожен із цих іонів сольватований. Це оточення називається іонною атмосферою. Активність іона - його умовна ефективна концентрація відповідно до якої він діє в хім. реакціях. A=Ci*f де f-коефіцієнт активності різний для різних іонів залежить від умов та концетрації. Наприкінці. р-рах 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.Кислоти та основи. Основні положення теорії кислот та основ Арреніуса, Бренстеда-Лоурі, Льюїса
Теорія кислот та основ Арреніуса (1887). Теорія про процеси дисоціації вводних розчинах; відповідно до неї кислоти є речовини, які у водних розчинах віддають позитивні іони водню; основи є речовини, які у водному розчині віддають негативні гідроксид-іони. Кислота -> Аніон (кислотний залишок) + Н + Основа - * Катіон + ВІН ~ За Арреніус між кислотою і основою не існує функціонального зв'язку. Тільки взаємодія катіонів водню з гідроксид-іонами з утворенням води є за Арреніус кислотно-основною реакцією: Н + + ВІН - = Н 2 О Теорія кислот і основ Бронстеда-Лоурі (1923)Теорія про процеси у водних та неводних розчинах; кислоти є частинками, які здатні віддавати протони (донори протонів);основами є частинки, які здатні приєднувати протони. (Акцептори протонів).Кислота (рівносильно)Основа + Н + Для кожної кислоти існує пов'язана основа, яка має на один протон менше (і навпаки). Кожна кислота та кожна основа, що знаходяться в такому функціональному зв'язку, є сполученою парою кислота/основа.Кислотна та основна функції частинок не залежать від їхнього заряду. Кислоти: HCI, H2SO4NH+, H30+, НSO4. Основи: NH 3 , ВІН", СО|-, СН 3 СОО-, + . Кислотно-основна реакція по Бренстеду полягає в перенесенні протонів між двома парами парових кислот і основ. HCI = Н + + CI-Н 2 0 + Н + = Н 3 О + HCI + Н 2 О = Н 3 О + + CI- Амфоліти являють собою частинки, які в залежності від іншого учасника реакції функціонують як кислота або як основа. |-. Кислоти, основи та амфоліти називаються протолітами. Теорія кислот і основ Льюїса (1923)Теорія з розширенням поняття кислот та основ на основі електронної конфігурації; відповідно до неї кислоти є акцепторами електронної пари (електрофільні частинки з електронними вакансіями вїх зовнішньої електронної оболонки), основи є донорами електронної пари (нуклеофільні частинки, у яких вільною є щонайменше одна електронна пара). Кислоти: BF 3, AICI 3, H+, Cu 2+. Підстави: МН 3 , Н 2 О, ВІН". Кислотно-основна реакція є взаємодією кислоти Льюїса з основою Льюїса з утворенням аддукту Льюїса. будуть і реакції комплексоутворення.Cu 2+ + 4NH 3 = 2+
41.Гідроліз. Загальні закономірності гідролізу солей. Чинники, що впливають на процес гідролізу. Гідроліз солей різної природи.
Гідроліз солей - процес взаємодії в-ва з водою, при якому складові частини в-ва взаємодіють зі складовими частинами води, утворюючи слабодіссоціюючі іони або молекули. При гідроліз відбувається зміна реакції середовища. Гідроліз піддаються з'єднання різних класів. Гідролізу будуть піддаватися солі, утворені: а)сл.основа і сильн.кислотою. б)сл.кислотою і силь.основа в)сл.кислотою і сл. основою.; Солі утворені силь.основ і силь.кисл (NaCl, NaNO 3). Гідроліз є процесом оборотним: чим слабший електроліт, що утворює сіль, тим глибше протікає процес гідролізу. Гідроліз протікає тим повніше, чим слабше електроліт, що утворив сіль, що вища температура і що більше розведення розчину.
42.Кількісні характеристики процесу гідролізу: ступінь та константа гідролізу. Напишіть рівняння реакцій гідролізу солей Al 2 (SO 4) 3 , Na 2 CO 3 , Сr 2 (СO 3) 3 , КNO 3 у молекулярній та іонно-молекулярній формах.
Ступінь гідролізу - частка в-ва гідролізу, що зазнав. Залежить від константи рівноваги, від температури, від концентрації солі. Константа гідролізу - це відношення добутку концентрацій кислоти і підстави до концентрації солі, що утворилася. 1) Al 2 (SO 4) 3 +H 2 O=2AlOHSO 4 +H 2 SO 4 (сл. + сильн.)
2) Na 2 CO 3 +H 2 O=NaHCO 3 +NaOH (сильн. + сл.)
3) Cr 2 (CO 3) 3 +H 2 O = Cr(OH) 3 | - +H 2 CO 3 (сл. +сл.)
4) KNO 3 гідролізу не піддається (сильн. + сильн.)
43.Рівновага в гетерогенних системах. Добуток розчинності. Умови утворення та розчинення опадів.
До рівноважних систем слід віднести також і систему важкорозчинного електроліту – його насичений розчин. У цьому випадку ми маємо справу з динамічною гетерогенною рівновагою осад-його насичений розчин. Наприклад CaSO 4 = Ca 2+ +SO 4 2- Константа рівноваги цього процесу матиме вид: K=[ Ca 2+ ][ SO 4 2- ]\[ CaSO 4 ] але оскільки конц. твердий. солі є Const, то Ур-е має вигляд K=[ Ca 2+ ][ SO 4 2- ] У насиченому розчині електроліту добуток концентрацій його іонів є величина постійна при даній Т. І позначається добутком розчинності (ПР). Характеризує кількісно здатність електроліту розчинятися. Чисельне значення перебуває виходячи з розчинності. АЛЕ Твір розчинності обчислений без урахування коефіцієнтів розчинності є постійною величиною тільки для малорозчинних електролітів. ПК – добуток концентрацій іонів у ступенях, що відповідають стехіометричним коефіцієнтам для системи в нерівноважному стані. Знаючи ПК і порівнявши його з ПР, можна встановити, розчиниться або випаде осад при даній температурі: якщо ПК = ПР, ΔG = 0 – система перебуває в стані рівноваги (розчин насичений).< ПР, ΔG < 0 – самопроизвольно протекает процесс растворения осадка. Если ПК >ПР, ΔG > 0 – можливий лише зворотний процес – випадання осаду.
44. Жорсткість природних вод. Тимчасова та постійна жорсткість. Способи усунення жорсткості. Уявлення про систему водопідготовки.
Мінералогічний склад прісної води визначає її жорсткість (усувну та постійну), що вимагає спеціальної обробки перед використанням у нагрівальних системахдля запобігання утворенню накипу. Природна вода, Що містить велику кількість розчинених солей кальцію та магнію, називається жорсткою. Солі, що зумовлюють твердість води, не є шкідливими для здоров'я людини. Але наявність у воді, призначеній для пиття, великої кількостімагнію, наприклад, не бажано, оскільки він погіршує смак води. Виражається (моль/літр) раніше виражалася в градусах жорсткості. Розрізняють жорсткість: загальну, тимчасову, постійну, карбонатну та некарбонатну. Загальноюназивається сумарна концентрація іонів Са 2+ ,Mg 2+ та Fe 2+ у воді, виражена в мг-екв/л. ПостійноюЖорсткістю називається частина загальної жорсткості води, що залишається після кип'ятіння води при атмосферному тиску протягом 1 години. Тимчасовийжорсткістю називається частина загальної жорсткості, що видаляється кип'ятінням води при атмосферному тиску протягом певного часу. Вона дорівнює різниці між загальною та постійною жорсткістю. Способи усунення жорсткості: кип'ятіння та застосування фільтрів. Система водопідготовки: 1. Грубе очищення (відділення грубодисп. систем, осадження катіонів важких металів, газообмін за допомогою кисню) 2. Тонка очищення (фільтрування завислих речовин) 3. адсорбція (видалення мікрозабруднень, Аренів та пахучих речовин) 4. Дезінфекція ( ).
45. Окислювально-відновні реакції. Окислення та відновлення. Типові окислювачі та відновники.
Окислювально-відновні реакції – такі реакції, у яких змінюється ступінь окисленості однієї з реагують в-в. Окисленість – нерівномірність розподілу електронів між атомами. Елемент атоми якого зміщуються у бік іншого елемента – «+» Окисленість, Елемент, до атомів якого зміщуються електрони – «-» окисленість. Окислення - віддача атомом електронів, що супроводжується підвищенням його ступеня окислення. Відновлення-приєднання атомом електронів, що призводить до зниження його ступеня окисленості. Речовина до складу якого входить елемент, що окислюється – відновник., а речовина, що містить відновлюючий елемент – окислювач. Типові відновники: активні метали (лужні та лужноземельні, Zn, Al, Fe та ін. Me 0 –ne à Me + n), а також деякі неметали, H 2 і C (у вигляді вугілля або коксу). Тип. окислювачі-типові неметали (F 2 ,Cl 2 ,Br 2 ,I 2 , O 2), галогени, виступаючи в кач. окислювачів, набувають ступінь окислення -1 (від F до I окислювальні св-ва слабшають).
46. Типи окислювально-відновних реакцій. Складання рівнянь окислювально-відновних реакцій шляхом електронного балансу. Наведіть приклади реакцій кожного типу.
Міжмолекулярнийтип реакції. Якщо окислювач та відновник перебувають у молекулах різних в-в. (H 2 S +4 O 3 +H 2 S -2 =S 0 +H 2 O) Тип Диспропорціонуванняабо самоокислення-самовосстановлення.Коли окислювач і відновник представлені одним і тим же в-вом з однаковим ступенем окислення (такого подвійного св-вом мають неметали, крім F 2 і O 2). (Cl 2 0 +NaOHàNaCl - +NaCl +5 O 3 +H 2 O) Внутрішньомолекулярнийтип. Якщо молекулі складного в-ва містяться атоми, одне із яких явл. окислювачем, інший – відновником. (N -3 H 4 N +3 O 2 àN 2 0 +H 2 O) Метод електронного балансу. Послідовність: 1. Скласти схему реакції із зазначенням вихідних та образ речовин, відзначити елементи, що змінюють в результаті реакції ступінь окислення, знайти окислювач та відновник. 2. Скласти схеми напівреакцій окислення і відновлення із зазначенням вихідних і реально існуючих в умовах реакції іонів і молекул. 3. Зрівняти число атомів кожного елемента в лівій та правій частинах напівреакцій; при цьому слід пам'ятати, що у водних розчинах у реакціях можуть брати участь молекули H 2 O, іони H + або іон ОН - . 4.Зрівняти сумарне число зарядів в обох частинах кожної напівреакції; для цього додати до лівої та правої частин напівреакції необхідну кількість електронів. 5. Підібрати множники (основні коефіцієнти) для напівреакцій так, щоб число електронів, що віддаються при окисленні, дорівнювало числу електронів, що приймаються при відновленні. 6. Скласти рівняння напівреакцій з урахуванням знайдених основних коефіцієнтів. 7. Розставити коефіцієнти у рівнянні реакції.
47. Виникнення стрибка потенціалу на межі розділу метал/електроліт. Стандартний електродний потенціал Водневий електрод. Стандартний водневий електрод.
З огляду на те, що з атомів поверхні металів валентні можливості реалізовані в повному обсязі, і межі метал- електроліт виникає проміжна фаза, що складається з гідратованих атомів металу. = + ne. Рано чи пізно між анодним і катодним процесом встановиться рівновага. У силу прагнення металу до окислення на момент рівноваги деяка кількість іонів металу залишається в раст-ре електроліту, а надмірна кількість електронів - в металі. На межі розділу виникає стрибок потенціалу. Стрибок потенціалу, який виникає на межі розділу фаз, при переході металу з вакууму розчин електроліту, зв. електродний потенціал металу. Це термодинамічна характеристика системи метал-електроліт. Чим активніший метал, тим більше прагнути до окислення, тим більше буде величина стрибка потенціалу на межі розділу фаз, тим більше негативний електродний потенціал. Величину електродного потенціалу вимірюють шляхом порівняння: визначають різницю потенціалів між аналізованою системою метал-електроліт (робочий електрод) та іншою подібною робочою системою, потенціал якої прийнятий за нуль. Стандартним електродом порівняння є стандарт. водневий електрод -платинова пластинка, електролітично покрита губчастою платиною і занурена розчин кислоти, через який пропускається водень. . 2H + +2e=H 2 0 Потенціал металу, виміряний за стандартних умов щодо стандартного водневого електрода порівняння зв. стандартним електродним потенціалом.
48. Ряд стандартних електродних потенціалів. Висновки із ряду стандартних електродних потенціалів.
Коли кожна реакція (окисл\вост) протікає в гальванічному елементі Або при електролізі, то кожна реакція відбувається на соотв. Електроді, такі напівреакції називаються електродними процесами. Протікає в гальванічному елементі о\в реакції соотв ЕРС цього елемента Е пов'язана зі зміною енергії Гіббса dG=-zFE Величини кожної напівреакції, різниця яких становить ЕРС - електродні потенціали. E=f1-f2 Розмір потенціалу залежить від: 1.природи в-в 2.відношення між концентраціями 3. температури f=f 0 +(2,3RT/)*lg де f 0 -станд електродний потенціал R-газова постійна Т- абсолютна температура z-число електронів F-постійна Фарадея – добутки концентрацій речовин участь у процесі в окисленій та відновленій формах. Стандартний електродний потенціал при концентраціях дорівнює одиниці. Для побудови шкали Ел. Потенціалів нулем була взята реакція 2H + +2e - =H 2 Стандартний потенціал цього процесу = 0. Усі електродні потенціали виражені у водневій шкалі.
49. Гальванічні елементи. Хімічні електричні елементи. Анод та катод. Анодний та катодний процеси. ЕРС гальванічного елемента.
Пристрої, в яких енергія хімічної окислювально-відновної реакції перетворюється на електричну енергію, називаються джерелами електричної енергії, або гальванічними елементами.Кожен гальван. елемент сост. із двох електродів – металів, занурених у розчини електролітів; останні повідомляються одне з одним – зазвичай через пористу перегородку. Перехід Ме з кристала розчин електроліту у вигляді гідротованих іонів з залишенням еквівалентної кількості е в кристалі, називається анодним процесом - процес окислення. Зворотним анодному є катодний процес – поєднання будь-яких частинок середовища з електронами металу, з відновленням частинок лежить на поверхні металу. Електрорушійна силаЕ(е.д.с.)-максимальна напруга гальванічного елемента, що відповідає оборотному перебігу реакції, що відбувається в ньому.
50.Оборотні та незворотні електроди. Рівняння Нернста. Концентраційний гальванічний елемент. Анод та катод у концентраційному елементі.
В результаті вивчення потенціалів різних електродних процесів встановлено, що їх величини залежать від наступних факторів: 1) від природи речовин-учасників електродного процесу. 2) від співвідношення між концентраціями цих речовин 3) від температури системи. Ця залежність виражається рівнянням Нернста (В. Нернст, 1889): ф = ф 0 +2,3 RT / nF * lg (/). Ф 0 -стандартний електродний потенціал цього процесу - константа, фізичний зміст якої розглянуто нижче; R-газова стала; T-абсолютна температура; n- число електронів, що беруть участь у процесі; F-постійна Фарадея (96500 Кл/моль); і - твори концентрацій в-вберуть участь у процесі окисленої (Ох) і у відновленій (Red) формах. p align="justify"> Концентраційні елементи складаються з однакових електродів, що відрізняються активностями потенциалопределяющего іона Дійсно, з рівняння Нернста слід, що при ЕРС концентраційного елемента дорівнює ЕРС цих елементів зазвичай дуже мала. Концентраційні елементи використовуються при визначенні pH та концентрацій важкорозчинних солей.
51.Явлення поляризації. Поляризація анодна та катодна. Причини, що викликають поляризацію електродів (концентраційна та активаційна поляризації).
При зміщенні потенціалу електрода в позитивну або негативний бікна ньому починає відбуватися окислення чи відновлення. Таке явище усунення називається поляризацією. Інакше кажучи, поляризація дозволяє керувати процесом електролізу і робити електроди анодами або катодами, дивлячись до якого джерела підключати. Поляризація електрода в негативну сторону пов'язана з відновленням і навпаки. Процес відновлення-катодний процес, процес окислення - анодний процес. Чим сильніше поляризований електрод більшою швидкістюйде реакція. Величина поляризації необхідна протікання даного електродного процесу з певною швидкістю називається перенапругою даного електродного процесу.
52. Корозія металів. Класифікація корозійних процесів. Хімічна та електрохімічна корозія.
Корозія-мимовільне руйнування металу, що відбувається під хімічним. впливом оточ. середовища. Хім.корозія-руйнування металу під дією окислювачів довкілля, якщо середовище не електропровідне. Електрохімічна корозія Виникає у хім. середовищах з іонною провідністю за наявності контакту різнорідних металів за рахунок утворення гальванічних мікроелементів (підводні частини суден, парові котли).
53.Способи захисту металів від корозії. Хімічна обробка середовища.
Хімічна обробка середовища. Зміна св-в корозійного середовища придатна для випадків, коли виріб, що захищається, експлуатується в обмеженому обсязі рідини. Метод полягає у видаленні з розчину, в якому експлуатується деталь, що захищається, розчиненого кисню (деаерація) або в додаванні до цього розчину в-в, що уповільнюють корозію, – інгібіторів. Залежно від виду корозії, природи металу та розчину застосовуються різні інгібітори. При атмосферній корозії застосовують добре адсорбуються на металі в-ва: моноетаноламін, карбонат амонію. Уротропін, нітрит натрію. Для нейтрального корозійного середовища та розчинів солей як інгібітори використовують неорганічні солі хромових кислот, фосфорної, кремнієвої, азотної та азотистої кислот. У кислих середовищах використовують органічні інгібітори, що містять атоми азоту, сірки, фосфору, кисню та угруповання атомів з насиченими зв'язками. Захисні дії інгібіторів обумовлено тим, що їх молекули або іони адсорбуються на поверхні металу або каталітично знижують швидкість корозії, а деякі (хромати та дихромати) переводять метал у пасивний стан.
54.Способи захисту металів від корозії. Захисні покриття.
Зміна корозійних св-в металу досягається його легуванням або нанесенням на поверхню металу захисних покриттів. З хімічно стійких сплавів найбільше широке застосуваннямають нержавіючі сталі, до складу яких входить до 18% хрому та до 10% нікелю. Покриття, що застосовуються для захисту металів поділяються на металеві, неметалеві та утворені в результаті хімічної або електрохімічної обробки поверхні металу. Як метал для покриття зазвичай застосовують метали, що утворюють на своїй поверхні захисні плівки (Cr, Ni, Zn, Cd, Al, Sn, рідше Au, Ag). Неметалеві: лаки, фарби, емалі. Фенолоформальдегідні та інші смоли. Для тривалого захисту від атмосферної корозії металевих споруд, деталей, машин, приладів найчастіше застосовуються лакофарбові покриття. Покриття, що створюються хім. та електрохім. обробкою металу являють собою захисні оксидні та сольові плівки. (оксидтрування Al, фосфатування сталевих виробів).
55.Способи захисту металів від корозії. Електрохімічний захист. Протекторний захист. Катодний захист.
До електрохімічним методамзахисту металів відносяться катодний захист, протекторний захист та ін. При катодному захисті конструкція, що захищається, або деталь приєднується до негативного полюса джерела електричної енергії і стає катодом. Як аноди використовуються шматки заліза або спеціально виготовлені сплави. При належній силі струму в ланцюзі на виробі, що захищається, відбувається відновлення окислювача, процес же окислення зазнає в-во анода. Протекторний захист здійснюється приєднанням до металу, що захищається великого листа, виготовленого з іншого, більш активного металу - протектора. Як протектор при захисті сталевих виробів зазвичай застосовують цинк або сплави на основі магнію. При хорошому контакті між металами захищається метал (Fe) і метал протектора (напр Zn) надають один на одного поляризуючу дію. Відповідно до взаємного стану цих металів у ряді напруг, залозі поляризується катодно, а Zn-анодно. В результаті цього, на залозі йде процес відновлення окислювача, який присутній у воді (зазвичай розчинений кисень), а Zn окислюється. І протектори і катодна захист застосовні в середовищах, що добре проводять електричний струм, наприклад, у морській воді. Зокрема, протектори широко застосовуються для захисту підводних частин міських суден.
57.Хімічна взаємодія металів із розчинами лугів. Наведіть приклади відповідних рівнянь реакцій.
Взаємодія Ме з розчинами лугів. Лугами метали окислюватися що неспроможні, оскільки лужні метали одна із найсильніших відновників. Тому їхні іони одні з найслабших окислювачів і водних розчинахпрактичних властивостей окислювача не виявляють. Однак у присутності лугів окислююча дія води може виявитися більшою мірою, ніж у їх відсутності. При окисленні металів водою утворюються гідроксиди та водень. Якщо оксид та гідроксид відноситься до амфотерних сполук, то вони будуть розчинятися у лужному розчині. В результаті пасивні в чистій воді метали можуть енергійно взаємодіяти з розчинами лугів:
Zn+2HOH+2NaOH=Na 2 +H 2 | -
58.Хімічна взаємодія металів з водою та з розчинами солей. Поясніть закономірності та наведіть приклади відповідних рівнянь реакцій.
Ca+2H 2 O=Ca(OH) 2 +H 2 | -
1. метали більш активні витісняють менш активні їх солей Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu
2. Взаємодія металу з солями, що дають кислу реакцію середовища за рахунок гідролізу метал., відбувається також, як у розчині відповідної к-ти, якщо метал, що утворює сіль, активніше розчинного металу і кисню.
Якщо сіль не піддається гідролізу або дає лужну реакцію середовища, метал окислюється киснем, розчиненим в електроліті. Fe в розчині AlCl 3: AlCl 3 +2H 2 O=AlOHCl 2 +HCl 2Fe+2HCl=FeCl 2 +H 2 | -
Усі речовини складаються з атомів і молекул, що мають позитивно заряджені ядра та негативно заряджені електрони. Атоми і молекули електрично нейтральні, оскільки заряд ядра дорівнює сумарному заряду
Електрони, що оточують ядро. За наявності зовнішніх факторів (підвищення температури, електричне поле тощо) атом чи молекула втрачає електрон. Цей атом перетворюється на позитивний іон, а електрон, що відірвався від атома, може приєднатися до іншого атома, перетворивши його на негативний іон, залишитися вільним. Процес утворення іонів називають іонізацією. Кількість вільних електронів чи іонів в одиниці обсягу речовини називається концентрацією заряджених частинок. Таким чином, у речовині, яку помістили в електричне поле, під дією сил поля виникає процес руху вільних електронів або іонів у напрямку сил поля, що назвали електричним струмом.
Властивість речовини проводити струм під дією електричного поля називається електропровідністю речовини, яка залежить від концентрації вільних електрично заряджених частинок. Чим більша концентрація заряджених частинок, тим більша електропровідність речовини. Усі речовини залежно від електропровідності поділяються на:
1 Провідник. Мають дуже велику електропровідність. Провідники поділяються на дві групи. До провідників першої групи належать метали (мідь, алюміній, срібло тощо) та їх сплави, в яких можливе переміщення лише електронів. Тобто в металах електрони дуже слабко пов'язані з ядрами атомів і від них легко відокремлюються. У металах явище електричного струму пов'язане з рухом вільних електронів, які мають дуже велику рухливість і перебувають у стані теплового руху. Цю електропровідність називають електронною. Провідники використовуються для виготовлення проводів, ЛЕП, обмоток електричних машин тощо. До провідників другої групи належать водні розчини солей, кислот тощо, які називають електролітами. Під дією розчину молекули речовини розпадаються на позитивні та негативні іони, які під дією електричного поля переміщатимуться. Іони електроліту при проходженні струму почнуть осідати на електродах, опущених в електроліт. Процес виділення речовини з електролітів електричним струмом називається електролізом. Його використовують для видобутку кольорових металів із розчинів їх сполук (мідь, алюміній), а також для покриття металів захисним шароміншого металу (наприклад, хромування).
2 Діелектрики (або електроізоляційні речовини). Речовини з дуже малою електропровідністю (гази, гумові речовини, мінеральні олії тощо). У цих речовинах електрони дуже пов'язані з ядрами атомів і під впливом електричного поля рідко відокремлюються від ядер. Тобто. діелектрики не проводять електричного струму. Це їхня властивість використовують при виробництві електрозахисних засобів: діелектричні рукавички, взуття, килимки, ізолюючі підставки, накладки, ковпаки, ізолятори на електрообладнанні тощо.
Діелектрики можуть бути: тверді, газоподібні рідини.
3 Напівпровідникові (германій, селен, кремній). Це речовини, які крім електронної провідності, мають «дірочну» провідність, яка великою мірою залежить від наявності зовнішніх факторів: світла, температури, електричного або магнітного поля. Ці речовини мають ковалентний зв'язок (- це хімічний зв'язокміж двома електронами сусідніх атомів однією орбіті). Ковалентний зв'язок дуже неміцний. При наявності зовнішнього факторавін руйнується та з'являються вільні електрони (електронна провідність). У момент утворення вільного електрона у ковалентному зв'язку з'являється вільне місто – «електрона діра» (еквівалентна протона), яка притягує до себе електрон із сусіднього ковалентного зв'язку. Але тоді утворюється нова «дірка», яка знову притягує до себе електрон із сусіднього ковалентного зв'язку тощо. Тобто. під дією електричного поля переміщуються «дірки» у напрямі поля (назустріч електронам) – рух протонів. Таким чином, при електронній провідності - електрон проходить весь шлях, а при "дірковій" - електрони по черзі заміщаються зв'язками, кожен електрон проходить частку шляху. При порушенні зв'язків у напівпровідниках одночасно виникає однакова кількість електронів та «дірок». Тобто, провідність складається з електронної та «дірочної» і називається власною провідністю напівпровідника. Властивості напівпровідників можна змінити, якщо в них внести домішки інших речовин. Тим самим збільшити ту чи іншу провідність. Це використовується у промисловій електроніці: діоди, транзистори, тиристори. Використовують як підсилювачі, випрямлячі, електронні генератори, стабілізатори тощо. Їхні переваги: мала втрата енергії, вартість, розмір і маса, простота експлуатації, великий термін роботи. Недолік: залежність провідності від температури.
Ця здатність обумовлена особливістю будови речовин.
У провідникахприсутні вільні носії заряду - це частина електронів порівняно слабко пов'язаних із ядром, які можуть переміщатися з орбіти одного ядра на орбіту іншого під впливом зовнішнього електричного поля. Такі електрони називаються вільними. До провідників належать такі речовини, як мідь, алюміній.
Діелектрикаминазиваються речовини, основною електричною властивістю яких є їхня здатність поляризуватися в електричному полі. Будова діелектриків характеризується наявністю незначної кількості вільних електронів та молекул, витягнутих формою (полярні диполі). Суть явища поляризаціїполягає в тому, що під впливом зовнішнього електричного поля пов'язані заряди діелектрика зміщуються в напрямку сил, що діють на них, і тим більше, чим вище напруженість поля.
У дипольних діелектриках вплив електричного поля викликає відповідну орієнтацію дипольних молекул у бік поля. За відсутності поля диполі розташовані безладно внаслідок теплового руху. Внаслідок поляризації на поверхні діелектрика утворюються заряди різних знаків. Провідність діелектриків обумовлена наявністю незначної кількості вільних зарядів. Діелектричні матеріали мають дуже великий електричний опір, який знаходиться в межах 10 6 ... 10 11 Ом*м.
Діелектричні матеріали класифікують за:
-агрегатного стану:
- рідкі;
- газоподібні;
- тверді.
- природні;
- синтетичні.
- органічні;
- неорганічні.
- нейтральні;
- полярні.
Проміжне положення між провідниками та діелектриками займають напівпровідники. До напівпровідників відносяться елементи IV групи періодичної системиелементів Д. І. Менделєєва, які на зовнішній оболонці мають чотири валентні електрони. Типові напівпровідники - Німеччина Geта кремній Si.
Чисті напівпровідники мають питомий опір у межах 10 -5 - 10 8 Ом * м. Для зниження високого питомого опору в чисті напівпровідники вводять домішки - проводять легування, такі напівпровідники називаються легованими. Як легуючі домішки застосовують елементи III(Бір В) і V(миш'як As) груп періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва.
Чисті напівпровідники кристалізуються як решітки. Кожна валентна зв'язок містить два електрони, оболонка атома має вісім електронів і перебуває у стані рівноваги.
Елементи ІІІ групи (бор В) мають на зовнішній оболонці три електрони. Тому хоча атом бору і «встане» в кристал, одного електрона не вистачатиме. Відсутність електрона призводить до утворення «дірки» в кристалі, що рівнозначно появі позитивного заряду. Якщо до такого напівпровідника прикласти напругу, електрони почнуть рухатися до позитивного контакту, а "дірки" - у зворотному напрямку. «Дірки», що рухаються, розглядаються як позитивно заряджені носії і напівпровідники називаються напівпровідниками. р-Типу, а домішки - акцепторними.
Елементи V групи (миш'як As) мають на зовнішній оболонці п'ять електронів. Тому в кристалі один електрон виявиться зайвим. Домішки, при додаванні яких до напівпровідника утворюються вільні електрони, називають донорними. Провідність у напівпровіднику з донорною домішкою здійснюється з допомогою вільних електронів. Такий провідник називається напівпровідником n-Типу.
Область на межі двох напівпровідників, один з яких має дірочну, а інший – електронну провідність, називають р-n- Переходом. Її властивості проводити струм при додатку напруги у певному напрямку використовують у роботі напівпровідникових приладів(напівпровідникових діодів, біполярних транзисторів).
Опір провідників. Провідність. Діелектрики. Застосування провідників та ізоляторів. Напівпровідники.
Фізичні речовини різноманітні за своїми електричними властивостями. Найбільш великі класи речовини становлять провідники та діелектрики.
Провідники
Основна особливість провідників- Наявність вільних носіїв зарядів, які беруть участь у тепловому русі і можуть переміщатися по всьому об'єму речовини.
Як правило, до таких речовин відносяться розчини солей, розплави, вода (крім дистильованої), вологий ґрунт, тіло людини і, звичайно, метали.
Металивважаються найкращими провідниками електричного заряду.
Є також дуже добрі провідники, які не є металами.
Серед таких провідників найкращим прикладомє вуглець.
Усі провідникимають такі властивості, як опір
і провідність
. Зважаючи на те, що електричні заряди, стикаючись з атомами або іонами речовини, долають деякий опір своєму руху в електричному полі, прийнято говорити, що провідники мають електричний опір ( R).
Величина, зворотна опору, називається провідністю ( G).
G = 1/R
Тобто, провідність – це властивість чи здатність провідника проводити електричний струм.
Потрібно розуміти, що хороші провідникиявляють собою дуже малий опір потоку електричних зарядіві відповідно, мають високу провідність. Чим кращий провідник, тим більша його провідність. Наприклад, провідник з міді має б про
більшу провідність, ніж провідник із алюмінію, а провідність срібного провідника вища, ніж такого ж провідника із міді.
Діелектрики
До діелектриків відносятьсяНасамперед гази, які проводять електричні заряди дуже погано. А також скло, фарфор, кераміка, гума, картон, суха деревина, різні пластмаси та смоли.
Предмети, Виготовлені з діелектриків, називають ізоляторами. Слід зазначити, що діелектричні властивості ізоляторів великою мірою залежить стану навколишнього середовища. Так, в умовах підвищеної вологості(Вода є хорошим провідником) деякі діелектрики можуть частково втрачати свої діелектричні властивості.
Про застосування провідників та ізоляторів
Наприклад, Усе електричні дротиу будинку виконані з металу (найчастіше мідь або алюміній). А оболонка цих дротів чи вилка, що входить у розетку, обов'язково виконуються з різних полімерів, які є хорошими ізоляторами і пропускають електричні заряди.
Потрібно відмітити, що поняття «провідник» чи «ізолятор» не відображають якісних характеристик: характеристики цих матеріалів насправді перебувають у широкому діапазоні – від дуже хорошого до дуже поганого.
Срібло, золото, платина є дуже хорошими провідниками, але це дорогі метали, тому вони використовуються тільки там, де ціна менш важлива, ніж функція виробу (космос, оборонка).
Мідь та алюміній також є хорошими провідниками і водночас недорогими, що й зумовило їхнє повсюдне застосування.
Вольфрам і молібден, навпаки, є поганими провідниками і з цієї причини не можуть використовуватися в електричних схемах(порушуватимуть роботу схеми), але високий опір цих металів у поєднанні з тугоплавкістю зумовила їх застосування в лампах розжарювання та високотемпературних нагрівальних елементах.
Ізоляторитакож є дуже хороші, просто хороші та погані. Пов'язано це з тим, що в реальних діелектриках є вільні електрони, хоча їх дуже мало. Поява вільних зарядів навіть у ізоляторах обумовлена тепловими коливаннями електронів: під впливом високої температури деяким електронам таки вдається відірватися від ядра і ізоляційні властивості діелектрика при цьому погіршуються. У деяких діелектриках вільних електронів більша і якість ізоляції у них, відповідно, гірша. Достатньо порівняти, наприклад, кераміку та картон.
Найкращим ізоляторомє ідеальним вакуумом, але він практично не досягнутий на Землі. Абсолютно чиста водатакож буде чудовим ізолятором, але хтось бачив її в реальності? А вода з наявністю якихось домішок вже є досить добрим провідником.
Критерієм якості ізолятора є відповідність його функцій, які він має виконувати у цій схемі. Якщо діелектричні властивості матеріалу такі, що будь-який витік через нього мізерно мала (не впливає на роботу схеми), такий матеріал вважається хорошим ізолятором.
Напівпровідники
Існують речовини, які за своєю провідністю займають проміжне місце між провідниками та діелектриками.
Такі речовини називають напівпровідниками.Вони відрізняються від провідників сильною залежністю провідності електричних зарядів від температури, а також від концентрації домішок і можуть мати властивості як провідників, так і діелектриків.
На відміну від металевих провідників, У яких зі зростанням температури провідність зменшується, у напівпровідників провідність зростає зі збільшенням температури, а опір, як величина зворотна провідності - зменшується.
При низьких температурахопір напівпровідників, як видно з Мал. 1прагне до нескінченності.
Це означає, що з температурі абсолютного нуля напівпровідник немає вільних носіїв у зоні провідності й на відміну провідників поводиться, як діелектрик.
При збільшенні температури, а також при додаванні домішок (легуванні) провідність напівпровідника зростає і він набуває властивостей провідника.