Medžiagų mokslo įvadas konspektas


Medžiagų mokslo konspektas. Medžiagų mokslo įvadas. Medžiagų struktūra. Medžiagų savybės. Medžiagų savybių kategorijos. Medžiagų klasifikacija. Medžiagų atominė sandara. Medžiagų subatominė sandara. Rezerfordo planetinis atomo modelis. Boro modelis. Periodinė elementų sistema. Molekulės susidarymas. Potencialo duobė. atomų sąveika. Joninis ryšys joninis ryšys. Joninio ryšio susidarymas. Kovalentinis ryšys kovalentinis ryšys. Metalinis ryšys. Antriniai ryšiai. Pagrindinės medžiagos būsenos. Kubinė sistema. Tetragoninė arba kvadratinė sistema. Heksagoninė sistema. Trigoninė sistema. Rombinė sistema. Monoklininė sistema. Triklininė sistema. Erdvinė gardelė. Mazgų , krypčių ir plokštumų žymėjimas kristalografijoje. Kristalografinės kryptys. Joniniai kristalai. Kovalentiniai kristalai. Metališkasis kristalas. Molekuliniai kristalai. Molekuliniai valentiniai kristalai. Kietų kūnų defektai. Cheminių reakcijų savybės. Nepageidautini reiskiniai. Mechaniniai poveikiai. Makroskopiniu požiūriu. Pagrindinės plastinės deformacijos savybės.


Medžiagų mokslas tyrinėja ryšį tarp medžiagų struktūros ir jų savybių, naujų medžiagų kūrimą ir panaudojimą.

Šiuo metu žinoma apie 300 elementariųjų dalelių, bet iš jų tik apie 10 gyvuoja ilgiau kaip 1000 sekundžių.

Pagrindinės stabilios elementariosios dalelės:

Iš elementariųjų dalelių galima “sukonstruoti” apie 110 žinomų stabilių darinių – atomų. Jų struktūrai ir savybėms nusakyti taikomi keli modeliai .

Dalelių masės, SI sistemoje išreiškiamos kg, medžiagų fizikoje ir paviršiaus analizės metoduose yra išreiškiamos atominiais masės vienetais (a.m.v.):

1 a.m.v.( (1/12)m(12C

čia m12C– anglies atomo 12 izotopo masė.

NA(6,0220(1023 1/mol ,

Atomų nustatymas pagal išsklaidyto spinduliavimo energetinius spektrus, istoriškai iškyla iš Boro pasiūlyto vandenilio atomo modelio. Eksperimentai su išsklaidytom dalelėm parodė, kad atomą galima nagrinėti kaip teigiamą branduolį apsuptą elektronų debesiu. Boras pasiūlė, kad elektronai juda pastoviomis, apskritimo formos, orbitomis, dar vadinamomis stacionariomis būsenomis, ir išspinduliuoja fotoną pereinant iš vienos pastovios orbitos į kitą.

Elektronų orbitų spindulys gali būti randamas:

Priskiriant elektronams kvantines būsenas, kurias aprašo keturi kvantiniai skaičiai n, l, m ir ms, galima sudaryti periodinę lentelę, kurioje bet kuriam atomui nei vienas elektronas neturės visus keturis vienodus kvantinius skaičius.

Elektronų energetinės būsenos yra aprašomos pagrindiniu kvantiniu skaičiumi n ir orbitaliniu kvantiniu skaičiumi l. Esant apibrėžtam pagrindiniam kvantiniam skaičiui n, yra n2 būsenų, kurių dydžiai l ir m skiriasi. Pagal Paulio draudimo principą kiekvienoje tokioje būsenoje gali būti du elektronai su skirtinga dydžio ms verte (+1/2,-1/2). Taigi būsenoje n gali būti ne daugiau kaip 2n2 elektronai. Šie elektronai su tuo pačiu kvantiniu skaičiumi su daro elektronų sluoksnį.

Kai l= 0 yra žymima raide s (nuo žodžio “sharp”) ir gali būti iki 2 elektronų, kai l= 1– p (nuo žodžio “principal”)- iki 6 elektronų, kai l= 2– d (nuo žodžio “diffuse”) ir kai l= 3– f (nuo žodžio “fundamental”).

Tokiu būdu He atomas turi 1s2 elektroninę konfigūraciją (2 elektronai n= 1, l= 0 orbitoje), o Ne atomas– 1s2, 2s2, 2p6 elektroninę konfigūraciją (2 elektronai n= 1, l= 0 orbitoje, 2 elektronai n= 2, l= 0 orbitoje ir 6 elektronai n= 2, l= 1 orbitoje).

Įvertinus spin-orbitinius pažymėjimus, p, d,... orbitos yra dalinamos dar papildomai: t.y. 1s, 2s, 2p1/2, 2p3/2, kur apatinis indeksas žymi kampinį momentą j=(l (1/2(, kuris yra sąlygojamas orbitinio ir spininio momentų suma. Skirtumas tarp 2p3/2 –2p1/2 chlorui yra l,5 eV ir yra lengvai išskiriamas standartiniu rentgeno spektrometru. Šis skiriamumas didėja didėjant elemento eilės numeriui.

Pagal išorinių sluoksnių užpildymą elektronais ir pagal jų energijas atomai skirstomi:

žemos energijos reikšmės –metalai;

Tam tikros gretutinių atomų grupės - aktinoidai ir lantanoidai – vaizduojami sistemoje vienu elementu, nes skiriasi elektronų būsena tik labai giliuose posluoksniuose, ir dauguma savybių labai panašios.

Kadangi jų perskyrimas mažėja, kiekvienas elektronas jaučia dvi naujas piešingas jėgas: trauką prie kito branduolio ir stūmą nuo kito elektrono. Paktiškai trauka yra didesnė, kadangi stūma yra maža, jei elektronai turi piešingus sukinius. Tai galima pamatyti iš Paulio draudimo principo, kuris leidžia elektronams turėti vienodas bagines funkcijas, t. y. užimti tą pačią erdvės sritį, jei tik jų sukiniai yra nelygūs.

Taip atomai yra traukiami vienas prie kito tol, kol kiekvieno elektrono debesėlis apsupa abu branduolius; šioje stadijoje du elektronai dalinasi ta pačia bangine funkcija c). Glaudesnis priartėjimas neįmanomas, nes stūma tarp dviejų branduolių būtų per didelė. Pusiausvyrajame nuotolyje yra tikslus balansas tarp elektronų traukos ir branduolių stūmos.

Pažymėsime, kad ryšių rezultatas yra ženklus dviejų elektronų debesėlių persidengimas. Tai yra universali charakteristika, kuri reiškia, kad atomų pora suformuoja ryšį tik tada, kai jie priartėja pakankamai glaudžiai, kad valentiniai elektronų debesėliai perdengtų vienas kitą.

Kai susijungia du sunkesni atomai yra vienas mažas skirtumas nuo aptartojo atvejo.

Ryšio jėga atsiranda taip pat kaip ir deguonies molekulėje, tačiau stūmos jėga čia didėja esant trumpiems nuotoliams dėl uždarų vidinių sluoksnių, nenoro persidengti.

Medžiagų mokslo įvadas konspektas. (2015 m. Balandžio 05 d.). http://www.mokslobaze.lt/medziagu-mokslo-ivadas-konspektas.html Peržiūrėta 2016 m. Gruodžio 05 d. 20:48