- Stahuj zápisky z přednášek a ostatní studijní materiály
- Zapisuj si jen kvalitní vyučující (obsáhlá databáze referencí)
- Nastav si své předměty a buď stále v obraze
- Zapoj se svojí aktivitou do soutěže o ceny
- Založ si svůj profil, aby tě tví spolužáci mohli najít
- Najdi své přátele podle místa kde bydlíš nebo školy kterou studuješ
- Diskutuj ve skupinách o tématech, které tě zajímají
Studijní materiály
Hromadně přidat materiály
Taháček
X12UEM - Úvod do elektrotechnických materiálů
Hodnocení materiálu:
Zjednodušená ukázka:
Stáhnout celý tento materiálDifuze
Samovolné pronikaní molekul jednoho plynu v prostoru, zujímaného původně jiným plynem.Při tomto ději koncentrace původního plynu klesá. Rychlost difuze: látkové množství disperzních částic, které projde za jednotku času jednotkou plochy ve směru koncentračního vpádu. Aktivační energie: energie potřebná k uvolnění částic z rovnovážné polohy
Vodiče I. řádu – vodivost (Ohmův zákon).
1.Třída: Uhlík ve formě grafitu. Proud přenášejí volné elektrony obsažené v mřížce. Vodiče se při průchodu proudu chemicky nemění. Vlivem malých rozměrů elektronů a jejich dobré pohyblivosti je vodivost 1. třídy o několik řádů lepší než vodivost 2. třídy.
Ohmův zákon:
Je to vztah pro hustotu proudu v určitém bodě vodiče za předpokladu, že známe celkovou intenzitu elektrického pole v tomto bodě. j = σ E; j-proudová hustota, E-celkova intenzita elektrickeho pole σ-konduktivita[S/m]
Vodiče I. řádu – rezistivita.
Rezistivita kvantitativně vyjadřuje míru počtu srážek vodivostních elektronů s defekty, případně skmitajícími atomy krystalové mřížky kovu. Rezistivita má dvě složky: ρs strukturní složku a teplotně závislou složku ρT. Celková rezistivita je pak dána součtem těchto složek.
Materiály vodičů I. řádu.
Kritéria: Velká tepelná a elektrická vodivost; Vhodné: pevnost, tvárnost, odolnost
Měď; Slitiny: AlCu a CuFe; Hliník:
Vodivost kapalných dielektrik.
Slabé pole: volné nosiče vznikají disociací příměsí a nečistot. U některých polárních izolantů dochází k disociaci i vlastních molekul.
Silné pole: je zde výhradně elektronová vodivost. Volné elektrony vznikají nárazovou ionizací, fotoionizací a z povrchu kovových elektrod.
Nárazová ionizace: dochází k uvolňování elektronů srážkou neutrální částice s elektronem, nebo iontem, které dostaly dostatečnou kinetickou energii pusobením elektrického pole nebo při vysokých teplotách. Energie ionizátoru musí být větší než energii ionizované částice.
Fotoionizace: e-, které si pouze navýší svojí energii, excitují a uvolněné záření spoluvytváří volné
Kovalentní vazba.
Vzniká překryvem valenčních orbitalů, které nejsou úplně zaplněny - mají nepárový elektron. Při překryvu se toto vyroná.
Máme dva druhy: S igma( σ ) - vždy pouze jeden elektronový pár a P í( π ) - buď dvojnásobné nebo trojnásobné. S rostoucí násobností vazby, roste vazebná energie a zmenšuje se délka vazby.
Vaznost: udává počet nepárových elektronů ve valenčních orbitalech - kolik vazeb je atom schopen utvořit.
Kovalentní vazba je jedna z nejpevnějších vazeb(stovky kJ/mol),je to vazba nasytitelná, směrová, polární nebo nepolární. Ve všech případech získává atom stabilní elektronovou konfiguraci,elektronový dublet nebo oktet.
Koordinačně kovalentní vazba.
Je to speciální případ kovalentní vazby.Vzniká také překryvem, kdy jeden orbital je plně zaplněný a druhý je prázdný(vakantní).Znamená to, že jeden atom dá celý valenční pás(donor) a druhý ho s ním sdílí(akceptor).
Donor: atomy, které mají nevázaný elektronový pár.
Akceptor: atomy, které mají některé hladiny neobsazené(přechodové prvky).
Sloučeniny s touto vazbou jsou koordinační nebo komplexní.Velmi pevná, nasytitelná, směrová a silně polární.
Polarita vazby, iontová vazba.
Elektronegativira(λ):schopnost elektronu přitahovat si vazebný elektronový pár.
λ1 - λ2 = 0 nepolární
λ1 - λ2 =< 1,7 polární
λ1 - λ2 => 1,7 iontová
Iontová vazba: Je to vazba, kdy elektronový pár je zcela přesunut k atomu s větší elektronegativitou, v limitním případě pak elektron z jednoho atomu zcela přejde na druhý atom.
Typickíý příklad je chlorid sodný, kde se v krystalové mřížce pravidelně střídají atomy Na a Cl.
Iontová vazba je velmi pevná (řádově kJ/mol), je všesměrová a nenasytitelná a je silně polární.
Kovová vazba, slabé vazebné interakce.
Kovová vazba: Atomy kovů mají ve valenčních orbitalech jeden,dva, vjímečně více elektronů. Počet nejbližších atomů v kovových krystalech je 8-12. Má velmi těsné uložení atomů v prostoru. Více vzdálené valenční elektrony jsou slaběji vázány k jádru a mohou se delokalizovat. Celá vazba je krystalová mřížka kationtů prostoupená elektronovým oblakem valenčních elektronů. Elektrony pak mohou přenášet náboj na velké vzdálenosti. Je velmi pevná, nenasytitelná, nesměrová.
Slabé vazebné interakce: Jsou to mezimolekulové síly (sekundární vazby).
Vodíková vazba/můstek : Vyskytuje se u polárních sloučenin(voda). Je tam pevně vázán vazbou Sigma a k druhé molekule je vázán můstkem. Tato sekundární vazba je slabá, nenasytitelná a nesměrová.
Van Der Waalsovy síly : uplatňuje se při každém jakémkoli přiblížení atomových usjupení.
Orientační: Při působení dvou či více polárních molekul dochází ke vzájemné orientaci do polohy s nejmenší energii.
Indukcni: Při styku polární a nepolární molekuly dochází k polarizaci a k vytvoření indukovaného dipólového momentu. Jeho velikost roste s intenzitou elektrického pole.
Skupenské stavy látek (základní charakteristika).
Každá látka může existovat v jakémkoli skupenství, záleží na věnjších podmínkách.
Plynné:
Vzdálenosti mezi částicemi jsou velké. Přitažlivé síly jsou slabé. Jedinci jsou v neustálém chaotickém pohybu.
Mají velkou kinetickou energii. Plyn si nezachovává tvar ani objem.
Kapalné:
Vzdálenost jedinců je menší než u plynů. Uplatňují se přitažlivé síly. Jedinci si drží stálou vzdálenost od sebe.
Mohou se po sobě libovolně posouvat. Za danných podmínek si drží stálý tvar a nestálý objem.
Pevné:
Vzdálenosti jedinců jsou optimální. Přitažlivé síly jsou velké. Každý jedinec má svou polohu v krystalové mřížce, kolem které kmitá. Za danných podmínek zachovávají stálý pomět objemu i tvaru.
Ideální plyn – stavová rovnice ideálního plynu.
Mikroskopické hledisko: soubor elementárních jedinců, kteří jsou bezrozměrní,dokonale pružní a působí na sebe jen v okamžiku srážky.
Makroskopické hledisko: dokonale sltačitelný plyn a nulovým objemem. Stavová rovnice ideálního plynu: pV=nRT p-tlak, V-objem, n-látkové množství, R-univerzální plynová konstanta, T-teplota
Objem ideálního plynu roste linerárně s látkovým množstvím při konstantní teplotě a tlaku.
Stavba atomu, základní částice.
Proton(+): hmotnost: 1,67252 10-27 kg; náboj: 1,602 10-19 C
Elektron(-): hmotnost: 9,11 10-31 kg; náboj: -1,602 10-19 C
Neutron(0): hmotnost: 1,67482 10-27 kg; bez náboje :-)
Atomové číslo (protonové číslo)udává počet P+ v jádře a současně je pořadovým číslem prvku.
Nukleonové číslo udává počet p+ a n0 v jádře.
Izotopy: prvky, které mají stejné protonové a ruzné nukleonové číslo.
Izobary: prvky, které mají stejné nukleonové a různé protonové číslo.
Nuklidy: prvky, které mají stejné protonové i nukleonové číslo.
Hmotností defekt: hmotnost jádra se nerovná součtu hmotností všech p+ a n0.
Pravou hmotnost spočteme pomocí vzorce Δm = E/c2 kde E je energie uvolněná při vzniku jádra.
Relativní atomová hmotnost(Ar): Udává, kolikrát je hmotnost daného atomu větší než 1/12
hmotnosti izotopu 6C12 . [-]
Mol(n): takové množství látky,které obsahuje stejné množství částic, jako je ve 12g izotopu uhlíku
6C12 [-].
Molární hmotnost(M): hmotnost jednoho molu látky [g/mol; kg/kmol].
Avogadrova konstanta: udává přesný počet částit v jednom molu látky. NA=6,02252 10-
23[částic/mol].
Bohrův model atomu: 1) Elektrony obíhají kolem jádra jen po určitých diskrétních krůhových drahách bez vyzařování energie. 2) Elektrony vyzařují energii pouze při přechodu z vyšší hladiny na nižší a naopak. 3) Elektrony se mohou pohybovat jen na drahách, kde je jejich moment roven celočíselnému násobku Planckovy konstanty.
Kvantová čísla.
Hlavní kvantové číslo (n) (1;7)
Určuje energii e- v orbitalu a určuje vrstvu, k níž elektron patří. Vedlejší kvantové číslo (l) (0;(n-1))
Určuje tvar orbitalu. Elektrony se většinou pohybují po dvojicích, protože je to energeticky nejvýhodnější. Dva elektrony rotují proti sobě.Čím více elektronů, tím více energie.
Magnetické kvantové číslo (m) (-l;l) -Určuje prostorovou orientaci orbitalu. Udává celkový počet orbitalů daného typu.
Spinové kvantové číslo (s) +1/2 a -1/2 - Určuje spin (rotaci) elektronu. Elektrony se točí proti sobě.
Elektronová stavba atomů (výstavbový princip, Pauliho vylučovací princip, Hundovo pravidlo).
Výstavbový princip
Elektron obsazuje vždy orbital s nejnižší eneregií a to podle výstavbového trojuhelníka.
Pauliho vylučovací princip
V každém orbitalu mohou být maximálně 2 elektrony s opačným spinem.
Hundovo pravidlo
V orbitalech se stejnou energií vznikají elektronové páry až po té, co eletrony se stejným spinem
obsadí každý jeden orbital.
PZ a PSP.
PZ: Vlastnosti prvků seřazených podle rostoucí relativní atomové hmotnosti se periodicky opakují.
PSP: 7 (řad)period, 9(sloupců) skupin. Prvky v danné skupině mají stejný počet valenčních elektronů a vykazují některé podobné vlastnosti.
Zásada torby jména prvku
1) podle objevitele
2) podle národnosti
3) podle vlatnosti prvku
Typy vazeb, vznik vazby.
Vzni
Vloženo: 23.04.2009
Velikost: 108,50 kB
Komentáře
Tento materiál neobsahuje žádné komentáře.
Copyright 2024 unium.cz