sciaga-fiza[2].doc

Stan metaliczny, cechy stanu metalicznego

- przewodnictwo elektryczne i cieplne

- wiązanie metaliczne

- połysk

- plastyczność

- nieprzezroczystość

Charakterystyczne promieniowanie

Każdy pierwiastek, pobudzany do emitowania promieniowania rentgenowskiego wysyła kwanty promieni X o ściśle określonych, sobie właściwych (stąd: charakterystycznych) energiach.

Widmo charakterystyczne promieniowania X dla atomu składa się z serii ostro zaznaczonych linii (rys. 22). Przeciętna szerokość linii  spektralnej  wynosi

Δλ ~ A/105.

Ponieważ niskoenergetyczne zderzenia z elektronami są częstsze niż zderzenia z jąd­rami, to ostre linie górują nad całym widmem. Linie te zwane są promieniowaniem charak­terystycznym, ponieważ długość fali tych linii zależy tylko od rodzaju bombardowanego materiału; z tego względu można je wykorzystać w analizach spektralnych.

Energia całkowita elektronu

Całkowita energia elektronu na orbicie (energia kinetyczna plus energia potencjalna) dana jest wzorem

który po zastosowaniu równania mv2 = e2/R przyjmuje postać

Co to jest struktura elektronowa pierwiastka?

Strukturą elektronową nazywamy rozkład stanów energetycznych wszystkich elektronów pierwiastka wraz z liczbą ich obsadzeń podany w postaci symbolicznej operując liczbami kwantowymi n i l, z podaniem liczby elektronów znajdujących się w okre- ślonych stanach w wykładnikach. Tak np. zapis:       1s22s2p63s2p6d104s2p6d10f14         oznacza, że w stanie 1s (n = 1 i l = 0) są 2 elektrony, w stanie 2s (n = 2, l = 0) - 2 elektrony, w stanie 2p (n = 2, l = 1) - 6 elektronów itd. Jakkolwiek ml i ms nie są uwzględniane w zapisie struktury elektronowej to jednak wiadomo, że dwa elektrony w stanie s mają ml = 0 i różne spiny ms +1/2 i -1/2, z 6 elektronów w stanie p po dwa mają ml = 0, +1, -1, różniąc się spinami w każdym stanie itd.

Widmo optyczne,

rozkład natężenia promieniowania elektromagnetycznego, mieszczącego się w zakresie światła widzialnego (światło), względem jego długości fali lub częstotliwości.

Co to jest promieniowanie RTG, dlaczego wodór nie oddaje promieniowania RTG

Promieniowanie X powstaje w czasie bombardowania atomów ciała stałego elektronami o wysokiej energii. Gdy elektron zderza się z atomem, może on oddziaływać albo z jądrem atomu lub też jednym z elektronów i typ promieniowania X zależy od tego, która z tych możliwości zaszła.

Zderzenie z jądrem prowadzi do gwałtownego zmniejszenia szybkości elektronu, w wyniku czego zostaje emitowane promieniowanie ciągłe lub białe, pokazane na rys. 22.

Zderzenia z elektronami metalu zachodzą najczęściej i wywołują one mniejsze spadki energii, ponieważ elektrony są znacznie mniejsze od jąder atomowych. Elektrony metalu podlegające takim zderzeniom zostają wzbudzone i przechodzą do wyższych, nieobsadzonych stanów energetycznych. Utworzony przez takie przejście wolny poziom energe­tyczny może być zapełniony przez elektron pochodzący z wyższego poziomu energetycz­nego, który musi wyemitować swą nadmiarową energię w postaci promieniowania X przy przejściu na wolny poziom energetyczny. Ilość uwolnionej energii zależna jest tylko od energii każdego z obydwu poziomów.

Braggów-Wulfa warunek,

warunek opisujący kierunek położeń maksimów interferencyjnych promieni rentgenowskich (interferencja fal) ugiętych (dyfrakcja fal) na sieci krystalicznej kryształu:

nλ = 2dsinθ,

gdzie n - rząd odbicia (n = 1,2,3,...), λ - długość fali promieniowania rentgenowskiego, d - odległość między płaszczyznami sieci krystalicznej, θ - kąt pomiędzy powierzchnią kryształu a kierunkiem padania promieni rentgenowskich.

Warunek Braggów-Wulfa jest również spełniony dla fal de Broglie elektronów, neutronów itp. Wykorzystywany jest w badaniach struktury kryształów.

Pauliego zakaz
reguła, mówiąca, że w atomie nie mogą istnieć dwa elektrony o jednakowych wszystkich czterech liczbach kwantowych. Równoważna ze stwierdzeniem, że na konkretnym orbitalu mogą znajdować się co najwyżej dwa elektrony i muszą mieć one przeciwne spiny

Jakie są liczby kwantowe?

Są cztery liczby kwantowe: n - główna, l - poboczna (zwana także orbitalną lub azymutalną), ml - magnetyczna i ms - spinowa (ta ostatnia nie wynika bezpośrednio z równania Schródingera).

n - może przyjmować wartości 1, 2, 3 ..., jest miarą całkowitej energii elektronu w danym stanie (liczbowo równa się numerowi orbity w modelu Bohra). Maksymalna liczba elektronów o danej liczbie kwantowej n wynika z wyrażenia 2n2

l - (l = 0, 1, 2,(n-1) ...) jest miarą momentu pędu w danym stanie. Stany energetyczne elektronu przy wzrastających liczbach l oznacza się kolejno literami s, p, d, f. Największą liczbę elektronów o danej liczbie kwantowej l wyznacza wzór 2(2l+1).

ml - (ml >= l ) określa kierunek wektora momentu pędu w przestrzeni. Przyjmuje wartości 0, +-1, +-2

ms - określa ruch wirowy elektronu wokół własnej osi. Przyjmuje wartości +1/2 i -1/2. Cztery liczby kwantowe jednoznacznie określają stan energetyczny elektronu.

Powłoki i podpowłoki elektronowe

Charakterystyczne wł lantanowców i aktynowców

Lantanowce Aktynowce mają rozbudowane pod powłoki f, tzn. mają tam rozmieszczone atomy. Przypadku Lantanowców jest to pod powłoka 4f, a w przypadku Aktynowców rozbudowywana jest pod powłoka  5f.

potencjał jonizacyjny
najniższe napięcie pola elektrycznego wyrażone w woltach (V) potrzebne do oderwania elektronu walencyjnego z atomu

Wiązanie atomowe

Wiązanie atomowe powstaje między dwoma jednakowymi atomami (np.: dwoma atomami wodoru). Elektrony uwspólnione tworzące wiązanie są dzielone dokładnie po "równo" między oboma atomami, więc wiązanie jest apolarne - nie wykazujące nierównosci w rozkładzie ładunku elektrycznego po stronie któregoś z atomów.

Wiązanie kowalencyjne

Wiązanie kowalencyjne powstaje między dwoma atomami, których wzajemna różnica elektroujemnosci jest różna od 0, ale nie jest zbyt duża. Elektrony uwspólnione tworzące wiązanie są przesunięte w stronę jednego z atomów, co powoduje, że wiązanie wykazuje większy ładunek ujemny po stronie jednego z atomów i mniejszy po stronie drugiego. Powoduje to, że wiązanie to ma cechy małego magnesu (tzw. własnosci dipolowe).

Wiązania kowalencyjne można jeszcze podzielić na zwykłe, w których uwspólniane elektrony pochodzą w równej liczbie od obu atomów (jeśli jeden "daje" trzy elektrony, to drugi też "daje" trzy) oraz na wiązania koordynacyjne, w których tylko jeden atom jest donorem elektronów lub liczba elektronów, które "daje" jeden atom nie jest równa liczbie, którą daje drugi.

Wiązanie jonowe

Wiązanie jonowe powstaje między dwoma atomami, których wzajemna różnica elektroujemności jest bardzo duża. Elektrony zamiast się uwspólnić przeskakują na stałe do jednego z atomów. W wyniku tego jeden z atomów ma nadmiar ladunku ujemnego i staje się ujemnie naładowanym anionem a drugi ma nadmiar ładunku dodatniego i staje się dodatnio naładowanym kationem. Oba atomy tworza parę jonową (+)(-), która trzyma się razem na zasadzie przyciagania ładunków elektrostatycznych. Na ogół aby wiązanie się wytworzyło różnica elektroujemności musi być większa lub równa 1,7 w skali Paulinga, jednak granica przy której tworzy się wiązanie jonowe jest bardzo płynna gdyż zależy ona od wielu różnych czynników. Np: we fluorowodorze różnica elektroujemności między fluorem a wodorem wynosi aż 1,9 a mimo to wiązanie F-H ma charakter kowalencyjny.

Wiązanie wodorowe

Wiązanie wodorowe formalnie rzecz biorąc nie jest wiązaniem chemicznym, w tym sensie, że nie powstaje ono na skutek wymiany elektronów i jest zwykle dużo mniej trwałe od "prawdziwych" wiązań, jednak ten rodzaj oddziaływania również łączy ze sobą atomy. Wiązanie wodorowe polega na "dzieleniu" między dwoma atomami (np. tlenu) jednego atomu wodoru, tak, że atom wodoru jest częściowo połączony z nimi oboma. Można to też ująć w ten sposób, że atom wodoru jest powiązany z oboma atomami wiązaniami "połówkowymi", gdyż jedno normalne pojedyncze (czyli dwuelektronowe) wiązanie wodór-inny atom jest dzielone na dwa slabsze "półwiązania" inny atom-wodór i wodór-inny atom.

Wiązanie metaliczne

W życiu codziennym rozpoznajemy metale po ich charakterystycznych cechach zewnętrznych. W temperaturze pokojowej są to ciała stałe o dużej wytrzymałości, mające specyficzny połysk, nie przepuszczające światła, plastyczne (tzn. kowalne) oraz dobrze przewodzące ciepło i prąd elektryczny. Te pozornie niezależne od siebie właściwości mają wspólne podłoże na szczeblu atomowym: elektrony w zewnętrznych powłokach atomów metali (elektrony walencyjne) są bardzo słabo związane z resztą atomu - tworzą gaz elektronowy. Obecność tego gazu jest z kolei, podstawą wiązań międzyatomowych metalu.

Tworzy się ono pod wpływem elektrycznego przyciągania między jądrami atomowymi i swobodnie poruszającymi się elektronami pochodzącymi z zewnętrznych powłok elektronowych atomów.
Mechanizm powstawania wiązania metalicznego wyjaśnimy na przykładzie atomu metalu o jednym elektronie walencyjnym, np. atomu sodu. Atom sodu w stanie podstawowym ma następującą konfigurację elektronową Na - 1s22s22p63s1. Z takiego zapisu wynika, że elektron walencyjny (3s1) otacza chmurą elektronową jon sodu Na+, składający się z jądra i silnie z nim związanych pozostałych elektronów w powłokach 1s, 2s, 2p. Jeżeli przez zbliżenie dwóch atomów sodu utworzymy cząsteczkę Na2, elektrony walencyjne (dzięki słabemu wiązaniu z atomem macierzystym) będą się swobodnie poruszać "na terenie" całej cząsteczki.
Podobnie, jeżeli zbliżymy do siebie większą ilość atomów, tworząc w ten sposób kryształ sodu, elektrony walencyjne nie pozostaną zlokalizowane przy "swoich" atomach, lecz będą się poruszać w objętości całego kryształu. Tak więc metal (sód) składa się z sieci dodatnich jonów, zanurzonych w gazie swobodnie poruszających się elektronów walencyjnych, które straciły bezpośredni związek z atomami macierzystymi i stanowią niejako wspólną własność wszystkich jonów równocześnie. Ten gaz elektronowy tworzy rodzaj kleju przenikającego przestrzeń międzyjonową, który przez oddziaływanie elektrostatyczne "wciąga" w siebie dodatnie jony, gęsto je przez to upakowując. Takie wzajemne przyciąganie jonów i i gazu elektronowego stanowi istotę wiązania metalicznego.

Wiązania Van Der Wasala – siły Van der Wasala pochodzą z niewielkich fluktuacji atomowych jąder – są to bardzo słabe siły. Wartość tej siły jest odwrotnie proporcjonalna do wielkości cząsteczki. Wyst: gazy szlachetne, H2, N2, O2 oraz cząsteczki organiczne. F=1/r7- siła wiązania jest b mała – odwrotnie prop do promienia.

Energia wiązania,

różnica między energią stanu związanego a sumą energii części składowych układu oddalonych od siebie do nieskończoności. Jeżeli częściami układu są atomy mówimy, o energii wiązania chemicznego, a jeżeli układ składa się z cząstek elementarnych, to mowa jest o energii wiązania jądrowego.

Kryształy jonowe

W kryształach tych węzły sieci krystalicznej zajęte są przez przyciągające się wzajemnie kationy i aniony. Jony te są tak ułożone, że można wyróżnić dwie nakładające się podsieci kationową i anionową tworzące kryształ jonowy. Budowę kryształu jonowego ilustruje kryształ NaCl.

Kryształy kowalentne

Przykładem takiego kryształu jest diament, którego budowę ilustruje rys. 4.04. Każdy atom węgla w krysztale związany jest z czterema sąsiadami poprzez wiązania atomowe. Kryształ ma budowę regularną to znaczy wszystkie krawędzie komórki elementarnej oraz kąty pomiędzy nimi są sobie równe: a=b=c, α=β=γ. Kryształ o takiej strukturze charakteryzuje się własnościami anizotropowymi – niezależnymi od kierunku w przestrzeni. Dzięki strukturze regularnej oraz wiązaniom kowalentnym diament jest materiałem bardzo wytrzymałym i twardym.

Reguła 8-n

Wiązanie tworzy się zgodnie z
teorią Levisa-Kossela, na skutek dążenia atomów do tworzenia trwałych 2- lub 8-elektronowych
konfiguracji gazów szlachetnych, dzięki powstawaniu par wiążących, których liczba zależy od
grupy układu okresowego N (reguła 8-N).

Alotropia - zjawisko występowania różnych odmian krystalograficznych tego samego pierwiastka chemicznego.

Odmiany alotropowe nie są fazami skupienia w sensie fizycznym, ale przejścia z jednej odmiany alotropowej do drugiej są paradoksalnie przemianami fazowymi (tzw. przemianami pierwszego rzędu). Nie zachodzą one jednak w ściśle określonych temperaturach lecz są zależne od termicznej historii próbek. Powoduje to, że dany pierwiastek może występować w dwóch różnych odmianach alotropowych w tej samej temperaturze.

Najbardziej znane pierwiastki tworzące odmiany alotropowe:

węgiel występujący w formie diamentu, grafitu, fullerenu i nanorurek

fosfor występujący w formie fosforu czerwonego, białego, fioletowego i czarnego

siarka występująca w formie romboidalnej, jednoskośnej i polimerycznej.

Polimorfizm - zjawisko występowania różnych odmian krystalograficznych tego samego związku chemicznego

Odmiany polimorficzne nie są fazami skupienia w sensie fizycznym, ale przejścia z jednej odmiany do drugiej są paradoksalnie przemianami fazowymi (tzw. przemianami pierwszego rzędu). Nie zachodzą one jednak w ściśle określonych temperaturach lecz są zależne od termicznej historii próbek. Powoduje to, że dany związek może występować w dwóch różnych odmianach polimorficznych w tej samej temperaturze. Istnieje też możliwość uzyskiwania różnych form polimorficznych poprzez krystalizację związków chemicznych w ściśle określony sposób.

Np: węglik krzemu (SiC) wstępuje w formie jednoskośnej α i w formie romboidalnej β

Promień jonowy - to promień Van der Waalsa jonu, czyli odległość najbardziej oddalonych elektronów od jądra atomu w przypadku jonów utworzonych z jednego atomu, lub też od geometrycznego centrum jonów złożonych z większej liczby atomów.

Promienie jonowe wyznacza się na podstawie rentgenostrukturalnych pomiarów kryształów zbudowanych z jonów. Przyjmuje się tu podobną zasadę, jak w przypadku wyznaczania promieni walencyjnych atomów, uśredniając długości wiązań jonowych, jakie tworzy dany jon z różnymi przeciwjonami.

Promień atomowy - odległość najdalej położonych elektronów występujących w danym atomie od jądra tego atomu, ustalana teoretycznie dla atomów uczestniczących w hipotetycznych wiązaniach chemicznych.

Promienie atomowe są w odróżnieniu od rzeczywistych promieni walencyjnych ustalane na drodze teoretycznych obliczeń kwantowo-mechanicznych, a nie rzeczywistych danych eksperymentalnych, stąd - mimo, że ich definicja jest bardzo podobna, ich wartości mogą się nieco różnić.

Promień atomowy w grupach układu okresowego pierwiastków rośnie z góry na dół (elektrony obsadzają kolejne powłoki), a w okresach rośnie od prawej do lewej (jądro silniej przyciąga elektrony, których jest mniej).

Roztwór stały – jednorodna faza o wiązaniu metalicznym i str krystalicznej typowo metalicznej. Metal, którego atomy występują w przewadze sieci to rozpuszczalnik a drugi to pierw. to rozpuszczone. R-r stały podstawowy – rozpuszczalnikiem jest pierwiastek będący składnikiem stopu. R-r stały wtórny – rozpuszczalnikiem jest faza międzymetaliczna. R-r stały podst (graniczny) – jeżeli stężenie składnika rozpuszczonego jest ograniczone w pewnym zakresie. R-r stały podst (ciągły) – nieograniczona rozpuszczalność obu składników w stanie stałym w całym zakresie. Czynniki decydujące o byciu roztworów stałych – 1) elektrowartościowość ujemna – r stałe powstają, gdy różnica elektrowart. jest niewielka (w innym przypadku fazy międzymetaliczne) 2) typ sieci: r-ry stałe ciągłe – ten sam typ sieci obu składników; r-ry stałe ograniczone – inny typ 3) wielkość atomów – całkowita rozpuszczalność atomów występuje gdy stosunek prom atomowego: -ciągłe <1,08, -ograniczone >1,15 4) reguła względnej wartościowości: rozpuszczalność metalu wielowartościowego jednowartościowym jest większa niż na odwrót. W roztworach stałych atomy rozpuszczalnika mogą być rozmieszczane: 1) r-ry stałe międzywęzłowe – atomy B znajdują się w przypadkowych miejscach, powodują ekspansję sieci, w sieciach A1, A2, A3 są małe przestrzenie międzywęzłowe dlatego mieszczą się tam małe atomy Np.: rozpuszczalniki Fe, Ti, Co, Mo, Ni, W, V. Roztwory międzywęzłowe tworzą r-ry graniczne o rozpuszczalności graniczne zmiennej w zależności od temp. 2) r-ry różnowęzłowe – atomy metalu rozpuszczonego zajmują przypadkowe miejsca w węzłach sieci, – w zależności od średnicy atomu B –powoduje on ekspansję lub kontrakcję sieci. R-ry różnowęzłowe mogą być ciągłe lub ograniczone. R-ry różnowęzłowe mogą tworzyć ze sobą pierwiastki elektrododatnie cechach metalicznych. Np.: Fe,Ti,Co,Mo,Ni,Mn, Mg,Ag,Au,Al,W,V 3) r-ry pustowęzłowe w tych roztworach nadmiar atomów jednego pierwiastka jest rezultatem nieobsadzenia pewnej liczy węzłów sieci, należących do innego pierw.

Nadstruktury – w niektórych roztworach różnowęzłowych w wyniku wolnego chłodzenia lub wygrzewania w t=const, nieuporządkowany rozkład obu składników zmienia się na uporządkowany. R-r stały charakteryzujący się prawidłowym rozkładem atomów obydwu składników w sieci to nadstruktura powstanie w wyniku przemiany porządek nieporządek Można jej stosunek atomów A i B przypisać wzór: AB, AB3, A3B. Przykłady nadstruktur: AB – Au-Cu, Ag-Pt, Au-Sn, Cu-Zn, Fe-Sn; AB3 –Au-Cu3, AgPt3, Al-Fe3. Fazy typu NiAs – sieć heksagonalna o charakt ułożeniu (Fe, Co, Ni); szeroka zmiana własności od niemetalu o wiązaniu jonowym do metalicznego np.: arsenki, siarczki, selenki, antymonki, tlenki metali przejściowych. Fazy typu CuAl2 – (przykład bartolitu) tworzy teoretyczny skład ok. 30%Cu – w rzeczywistości atomy Al istnieją w nadmiarze – tworzy się r-r pustowęzłowy.

Fazy międzywęzłowe – podział: 1) f. o str prostej, gdy r niemet/r met<=0,59 2)f. o str. złoż, gdy r niemet/r met >0,59. Własności metaliczne: 1)krystalizują w SRŚC i HZ, Hp, RPC 2)w węzłach sieci są atomy metalu np.: M2C, w przestrzeniach międzywęzłowych niemetale np.: C,H,N,B; wodorki, niektóre borki, węgliki i azotki metali przejściowych. Wzory M4X, M2X, MX, MX2; duża twardość, wys. temp top, kruche, odporność chem, dobrze przewodzą prąd. Zastosowanie: 1)budowa stali niskostopowych(dyspersyjne fazy węgliko-azotków) 2)utwardzenie powierzchniowe stali –nawęglanie; -naazotowanie; -naborowanie 3)styki elektryczne.

Fazy międzymetaliczne - sa połączeniami metali lub metali i niemet, wykazują własności metaliczne ze względu na częściowy lub całkowity udział wiązania metalicznego. Cechy charakterystyczne – 1)Struktura krystaliczna faz międzymet różni się od strukt każdego ze skł; 2) atomy każdego ze skł wykazują uporządkowane rozmieszczenie w sieci krystalograficznej; 3) w oddziaływaniach między at występuje przewaga wiązania metalicznego; 4) wartościowość skł przeważnie odbiega od wartościowości w konwencjonalnych związkach. Fazy międzymetaliczne występują w ściśle określonych stężeniach składników stopowych, lub mogą się tworzyć w pewnych zakresach stężeń (r-ry wtórne). Podział: 1) czynnik wielkości atomu, 2)czyn gęstości elektronów 3) czyn elektrochemiczny. Kryteria klasyfikacji faz międzymet o stęż elektr – stosunek liczby elektronów wartościowości do liczby at w komórce element lub czynnika elektrochem uwzględniającego str elektronową skł.

Fazy Lavesa- ogólny wzór- AB2 – ra/ rb=1,225 – Zasada najgęstszego upakowania: atomy B tworzą czworościany, A – otaczają czworościany; -wysoka liczba koordynacyjna, - duża gęstość wypełnienia atomami. Fazy L. obejmują 3 typy związków o różnych str: 1) typ MgCu2 ŚR 2)typ MgZn2 H 3)typ MgNi2 H złoż.

Fazy elektronowe – to r-ry stałe wtórne o wyraźnych własnościach metalicznych. Str tych faz warunkują trzy wartości stężeń elektronowych3/2(beta); 21/13(sigma);7/4(epsilon); Fazy elektronowe stanowią wtórne roztwory stałe (często pustowęzłowe). Wykazują nadstrukturę np.:mosiądz beta. O ukształtowaniu ich struktury decyduje gęstość elektronowa, faza beta może występować w 3 rodzajach: 1)A2 – mosiądz 2)regularna-Mn beta 3)A3. przy znacznej różnicy atomów decyduje czynnik wielkości i powstają dwa typy związków: 1)fazy międzywęzłowe 2)fazy substytucyjne(Lavesa).

Fazy Zintla – tworzą je nieszlachetne metale grup IA, IIA. Cechy charakt: 1)nie spełniają prawa wartościowości ani reguły stężeń elektronowych, 2)mają wiązanie metaliczne z udziałem atomów 3)stosunek promieni jonowych ~1 do 1- ma wpływ na typ str. TYPY FAZ ZINTLA: 1) typ CsCl – występuje przy znacznych różnicach wielkości atomów, struktura SPRC o własnościach metalicznych(rys9) 2) Typ NaTl – SR złoż – występuje gdy stosunek promieni atomowych ~1 2) typ o wzorze AB3, RSC – A atom mniej szlachetny jest w narożach; stos prom atomowych ~ 1.
 

Reguła Hume-Rothery`ego – w sieć „wchodzą” atomy o promieniu większym max o 15%

Jak powstają dyslokacje?

Dyslokacje mogą powstawać w różny sposób:

podczas wzrostu kryształu z cieczy lub pary,

drogą kondensacji wakancji,

w wyniku działania pól naprężeń wewnętrznych,

na skutek rozmnażania się dyslokacji (w wyniku naprężeń zewnętrznych),

poprzez heterogeniczne zarodkowanie.

Liczba koordynacyjna ( l.k..). Jest to liczba najbliższych i równoodległych atomów od

dowolnego atomu sieci. Odpowiada ona liczbie wiązań atomu, czyli stanowi

energetyczną miarę trwałości struktury krystalicznej.

[1 0 0] – kierunek

(1 0 0) – płaszczyzna

<1 0 0> - Równoważny krystalograficznie zespół prostych sieciowych opisuje się wskaźnikami jednej z nich w nawiasach ostrych

Przewodnictwo ciepła, zjawisko przepływu energii cieplnej pomiędzy nierównomiernie ogrzanymi ciałami. W przypadku gazu polega ono, mikroskopowo rzecz ujmując, na wzajemnym przekazie energii bezładnego ruchu cieplnego molekuł prowadzącym do wyrównywania się (uśredniania) tej energii (temperatura).

Dla ciał stałych w mikroskopowym opisie procesu przewodnictwa ciepła istotną rolę pełnią drgania sieci krystalicznej (fonon) i wzajemne oddziaływanie nośników prądu (gaz elektronowy).

Przewodnictwo ciepła opisuje prawo wyrażone równaniem:

Q = -λgrad T,

gdzie: Q - wektor gęstości strumienia cieplnego, λ - współczynnik przewodzenia ciepła, T - temperatura. Dla ciał stałych

λ = λe+λs

(odpowiednio współczynniki przewodzenia ciepła dla gazu elektronowego i sieci krystalicznej).

Przewodnictwo elektryczne, zjawisko przepływu ładunków elektrycznych (prąd elektryczny) pod wpływem pola elektrycznego. Ze względu na wielkość oporności elektrycznej właściwej materiały dzieli się na izolatory (dielektryki), półprzewodniki i przewodniki.

Jak jest zbudowany układ okresowy pierwiastków?

Układ okresowy pierwiastków (Mendelejewa) (tab. 1.1) składa się z 7 poziomych szeregów zwanych okresami i 9 pionowych rzędów zwanych grupami, z tym że większość grup dzieli się na podgrupy A i B. W grupie VIII jest 9 pierwiastków (m. in. Fe, Co i Ni), a w grupie IX (oznaczonej 0) - gazy szlachetne. Pierwiastki są uszeregowane w okresach wg wzrastających liczb atomowych (liczby protonów lub elektronów). Duże podobieństwo własności występuje w 14 pierwiastkach ziem rzadkich (lantanowcach o liczbie atomowej 58 - 71) i 14 pierwiastkach o liczbie atomowej 90 - 103 zwanych aktynowcami. Te grupy pierwiastków są zblokowane w układzie okresowym na pozycjach 57 i 89 (odpowiednio lantanu i aktynu). Ze wzrostem liczby atomowej zachodzą istotne skokowe zmiany własności różniące pierwiastki między sobą, przy czym w jednej grupie pomimo różnych liczb atomowych własności pierwiastków są zbliżone.

Jaki jest związek pozycji pierwiastka w układzie okresowym ze strukturą elektronową atomu i własnościami?

Związek ten jest bardzo istotny. Do jednego okresu należą pierwiastki rozbudowujące stopniowo tę samą zewnętrzną orbitę atomu (elektrony mają tę samą główną liczbę kwantową n). Do jednej grupy należą atomy, które mają tę samą liczbę elektronów na zewnętrznej orbicie (np. s1 - I grupa, s2 - II grupa, p1 - III grupa, p2 - IV grupa itd.; grupa 0 (gazy szlachetne) - ma 2 elektrony s i 6 elektronów p ( w sumie 8 elektronów).

Wiadomo, że do grupy IA należą pierwiastki alkaliczne jednowartościowe mające podobne własności chemiczne i krystalizujące w sieci A2, grupa IIA obejmuje pierwiastki ziem alkalicznych - dwuwartościowe o sieci A2 lub A3. Do grupy IB należą pierwiastki jednowartościowe mające sieć A1 (miedziowce) bardzo plas...