tpm.fsv.cvut

Struktura látek Podstata stavebních hmot doc. Ing. Milena Pavlíková, Ph.D. [email protected] https://tpm.fsv.cvut.cz/student/

Obsah • Stavba atomu

• PTP a její zákonitosti • Chemická vazba • Interakce s vazebnými elektrony

• Slabší vazebné interakce

• Skupenství látek

• Krystalické látky – mřížky, poruchy • Fázové přechody

Stavba atomu hmotnost elektronu = 1/1837 hmotnosti protonu → většina hmotnosti atomu je soustředěna do jeho jádra výsledný rozměr celého atomu je až 100 tisíckrát větší než je rozměr jádra velikost atomu lze zaznamenat pomocí maximálního zvětšení na transmisním elektronovém mikroskopu

Základní částice mikrosvěta 1 1

1 0

p

n

0 1

e

Proton:

Náboj Hmotnost

Neutron:

Náboj Hmotnost

Elektron:

Náboj Hmotnost

+1,602177.10-19C mp=1,67262.10-27kg – mp = 1836 me 0C mn=1,67493.10-27kg – mn= 1839 me –1,602177.10-19C me=9, 10939.10-31kg

protonové číslo Z - základní charakterizace atomu, definuje atomový poloměr neutronové číslo N - počet neutronů v jádře nukleonové (hmotnostní) číslo A. = Z +N Izobary - nuklidy, které mají stejné nukleonové, ale různé protonové číslo, např. 40Ar, 40K a 40Ca.

Izotop - soubor atomů se stejným protonovým číslem, avšak liší se v počtu neutronů. Izotopy jednoho prvku mají stejné chemické a velmi podobné fyzikální vlastnosti, např. O 2

Jádro Stavební částice jádra jsou směstnány na velmi malém prostoru → hustota

jádra je asi 1014 kg m-3 → mezi kladně nabitými protony působí  značné odpudivé síly. Mnohem silnější interakce, které udržují jádra pohromadě  jaderné síly

- malý dosah - krátká doba interakce - dosah jaderných sil definuje poloměr jádra atomů

hmotnostní úbytek - vazebná energie jádra poloměr atomového jádra  kulový tvar mají pouze některá jádra s magickým počtem protonů i

neutronů, většina jader má tvar protáhlého elipsoidu, některé jádra jsou dokonce zploštělá.

Elektronový obal M. Planck: teoretické vysvětlení vyzařovacího zákona → přijímaná nebo odevzdávaná energie je kvantována, protože každé částici lze přiřadit pouze diskrétní hodnoty vlnové délky (násobky vlnové délky) – jako stojaté vlnění

Max Planck (1900)

Elektromagnetické záření o frekvenci f (Hz=s-1) – vyzařováno či pohlcováno atomy tělesa nespojitě po kvantech s energií E=h*f (h=6,6026*10-34 J.s)

A. Einstein: experimenty - energie vylétávajícího elektronu nezávisí na intenzitě

Albert Einstein (1905)

dopadajícího světla, ale na jeho frekvenci. Vysvětlení: každý foton má přesnou energii danou frekvencí světla.

J.J. Thomsona prokázal, že elektron je částice

Joseph John Thomson (1906)

E. Rutherford: experimentální zjištění - veškerá hmotnost atomu je soustředěna v jádře  tzv. planetární model - první koncepce uvažující atomové jádro N. Bohr: zavedl do pohybových zákonů klasické mechaniky Planckovu teorii  první kvantově mechanický model atomu (sestavil teoretický kvantový model Ernst Rutherford atomu vodíku).

(1911)

Niels Bohr (1913)

Vypracoval Bohr schéma obsazování energetických hladin atomů elektrony

L. De Broglie - 1923 důkaz, že hmota má vlnové vlastnosti charakter částic.

tzv. duální

1937 C. Davisson, L. Germer a G.P. Thomson – Nobelova cena za experimentální prověření de Broglieho hypotézy všechny subatomové částice se mohou chovat jako vlny Např. neutronová difrakce pro studium atomové struktury či určení stavby biologického materiálu

Louis de Broglie (1929) Relace (princip) neurčitosti = omezení reality Kvantové částice se popisují matematicky pomocí vlnových funkcí, druhá mocnina udává pravděpodobnost, že danou částici v danou chvíli nalezneme v určitém místě. DxDp ≥ h/4p Nelze současně změřit polohu a hybnost, současně neexistují. Speciální teorie relativity – hmotnost a energie spolu souvisejí → roste-li hmotnost, roste i energie E=mc2

Teorie strun 1984

John Schwarz

Michael Green Elementární částice (elektrony a kvarky) jsou tvořeny jediným vláknem, které vibruje v určitém modu.

E. Schrödinger vyšel z Broglieho koncepce "materiálních vln" 1926 “Kvantování jako problém vlastních hodnot”- tzv. Schrödingerovu rovnici a výpočty, které vedou ke stejným výsledkům jako Bohrova teorie. možné určit vlnovou funkci - význam amplitudy pravděpodobnosti výskytu částice a její kvadrát představuje hustotu pravděpodobnosti. Erwin Schrödinger (1926)

Část prostoru, v níž se nejpravděpodobněji elektron vyskytuje, se nazývá orbit. Pomocí kvantových čísel vyjadřujeme stavy, v jakých se vyskytují elektrony obíhající kolem jádra, tj. může mít určitou energii a elektronovou hustotu kolem jádra. Systém kvantových čísel: Elektrony ve stavech se stejným n tvoří elektronovou vrstvu neboli slupku. Jednotlivé vrstvy se označují písmeny K-Q. Elektrony ve stavech se stejným n a l tvoří podslupku a mají stejnou energii. Poslední obsazená vrstva se nazývá valenční a je rozhodující pro vznik vazby.

Jednotlivé orbity charakterizují tři kvantová čísla:

Idealizovaný tvar atomového orbitalu 1s (vlevo) a 2s (vpravo) podle rozložení elektronové hustoty. Vše podle Kohout, Melník (1997).

Jednotlivé orbity charakterizují tři kvantová čísla:

Pravidla zaplňování orbitalů: 1.Výstavbový princip – obsazování elektronů do jednotlivých atomových orbitalů podle jejich rostoucí energie  elektronová konfigurace daného atomu. 2.Pauliho princip – nemohou existovat dva elektrony, jejichž kvantová čísla by byla všechna stejná, tzn. v orbitu existují maximálně dva elektrony s opačným spinovým číslem, elektronový pár. Maximální počet elektronů v jednotlivých vrstvách je 2n2. Na tomto principu je založen periodický systém, který byl potvrzen kvantovou teorií.

3. Hundovo pravidlo – stavy (orbitaly) se stejnou energetickou hodnotou se všechny obsazují nejprve jedním elektronem. V rámci slupky s daným hlavním kvantovým číslem vzrůstá energie orbitalů v pořadí s, p, d, f.

4. pravidlo n+1 – pomáhá rozhodnout o tom, který ze dvou orbitalů má nižší energii, tzn. bude se obsazovat dříve.

Rozdělení prvků podle elektronové konfigurace D. Mendělejev (1869) – navázal na Döbereinera (triády prvků), Newlanda Johann Wolfgang Döbereiner (1829)

(zákon oktáv) a Meyera (atomový objem a hmotnost) - u prvků seřazených podle vzrůstající atomové hmotnosti se pravidelně (periodicky) opakují podobné vlastnosti → periodický zákon a periodická tabulka

John Alexander Reina Newlands (1864)

- prvky nejsou uspořádány podle relativní atomové hmotnosti, ale podle stoupajícího protonového čísla.

Viktor Meyer (1864)

Mendělejevův periodický zákon však byl zpočátku přijat se značným skepticismem a nebyl dlouhou dobu uznáván. Až s objevením prvků gallia (1875), skandia (1879) a germania (1886), které

Mendělejev předpověděl již v roce 1871, byl periodický zákon všeobecně přijat. Dmitrij Mendělejev (1869)

PTP a její zákonitosti

Chemická vazba Interakce s vazebnými elektrony: Kovalentní (atomová) vazba

Polarizovaná kovalentní vazba Iontová vazba Kovová vazba

Slabší vazebné interakce: Vazba vodíkovým můstkem Van der Waalsova vazba

Kovalentně vázané C ve vrstvě Vrstvy propojeny van der Waalsovými vazbami

Kovalentně vázané C ve třech směrech

volné atomy – výjimečně (např. jednoatomové molekuly vzácných plynů) Chemická vazba = síla, která drží skupinu dvou či více atomů pohromadě a uděluje jim funkci základní jednotky. Podstatou slučování - změny ve valenční sféře atomů → vznik společného přetvořeného elektronového systému, který má nižší energii a je tedy stabilnější. Charakterizace chemické vazby: • disociační energie - odpovídá práci potřebné k rozštěpení vazby mezi atomy (= množství energie uvolněné při vzniku vazby) • délka vazby

Vztah mezi elektronegativitou a typem vazby

nulový

kovalentní

střední

polárně kovalentní

velký

iontová

kovalentní iontový charakter stoupá

typ vazby

klesá

Rozdíl elektronegativit mezi vazebnými atomy

Kovalentní vazba Vazba atomů téhož druhu → oba rovnocenné atomy si vzájemně doplní vnější elektronové vrstvy na stabilní konfiguraci (oktet). Vazby se účastní sudý počet elektronů 2n (2, 4, 6), nazývají se vazebné, valenční. Nejrozšířenější typ vazby mezi atomy splynutí elektronových hladin dvou a více atomů za vzniku molekuly a nezáleží na tom, ke kterému atomu který elektron původně patřil. Např.

Vaznost: počet chemických vazeb, které může atom vytvořit Překrytí dvou orbitů → vazba jednoduchá

Čistě kovalentní sloučeniny: • nepolární • tvoří molekulové krystalové mřížky • ve vodném roztoku nepodléhají elektrolytické disociaci • obvyklé zejména u organických sloučenin V praxi se podle známých – stanovených – tvarů hybridních orbitalů odvozuje struktura daných molekul (postup by měl být opačný – podle experimentálně zjištěné struktury odvozovat tvar orbitalů, ale zmíněné využití teorie je velmi praktické). Kovalentní vazby jsou prostorově orientované. Vazebné úhly jsou určené superpozicí vlnových funkcí obsazených orbitů (hybridizací) a jejich vzájemnou elektrostatickou interakcí.

Souměrné molekuly – nepolární Nesymetrické molekuly – polární Čistě kovalentní vazby – výjimečně

Chemie uhlíku!!!

Polarizovaná kovalentní vazba vazba elektronů s rozdílnou elektronegativitou → vazebný elektronový pár posunut směrem k atomu o vyšší elektronegativitě rozdíl větší než 1,7 → vazba iontová Nerovnoměrné rozdělení elektronů → elektrická nesymetrie → atomy získávají náboj Měřítkem polarity chemické vazby: dipólový moment molekul -hodnota a směr, orientace

Dipólové momenty víceatomových molekul: vektorový součet dipólových momentů všech vazeb v molekule včetně dipólových momentů způsobených volným elektronovým

párem Zákonitosti dipólového momentu: u dvouatomových molekul prvků je nulový (vazby jsou nepolární), viz.

vazba kovalentní heterogenní molekuly mají moment větší než nula, vazby jsou polární u iontových sloučenin je vysoký (LiH, KF) víceatomové symetrické sloučeniny jsou nulové (CH4, CO2)

dipólový moment dvouatomové molekuly

Polární molekula

citováno z http://web.umr.edu/~gbert/INTERACT/intermolecular.HTM

Nepolární molekula

citováno z http://web.umr.edu/~gbert/INTERACT/intermolecular.HTM

Iontová vazba značné elektrostatické síly působící mezi opačně nabitými ionty konfigurace vzácného plynu

Charles Auguste de Coulomb (1785) F=k(Q1*Q2)/r2

atom s nižší ionizační energií (elektronegativitou, energie poutající elektrony v atomu) předává valenční elektrony prvku s vyšší hodnotou ionizační energie za vytvoření plně obsazených vnějších hladin → vzniklá částice není elektricky neutrální, nese elektrický náboj = ion Dva takové ionty s opačným nábojem jsou k sobě poutány elektrostatickou silou svých opačných nábojů podle Coulombova zákona. Velikost ionizační energie, elektronegativity, závisí na umístění v periodické tabulce, roste v téže periodě se skupinou a klesá s rostoucí velikostí atomu. Elektronová afinita – energie uvolněná při poutání elektronu za vzniku iontu (největší halogeny)

Tvar iontů:

kulový s různým průměrem

Iontová vazba:

velmi pevná snadno se rozruší rozpouštědly, např. vodou, dochází k uvolnění iontů, tzv. disociace

Co způsobuje iontová vazba? vysoký bod tání - NaCl asi 800°C velmi vysoký bod varu - NaCl 1442° roztoky iontových sloučenin vedou dobře elektrický proud velká mechanická pevnost

pravidelnou iontovou krystalovou mřížku Příklady látek s iontovou vazbou: NaCl, CaCl2, MgBr2, AlF3, BaO, MnO2

Kovová vazba typická pro kovy nesměrová Volné elektrony → pohyblivé → přenáší elektrický proud ve vodičích nejjednodušší model kovové vazby: valenční elektrony se volně pohybují tzv. elektronový plyn. Fyzikální vlastnosti kovů: lesk vodivost kujnost a tažnost vysoký bod tání a varu Elektrická vodivost kovů: • tím vyšší, čím dokonalejší je uspořádání jejich mřížky • přítomnost nečistot vede k deformaci mřížky a ke snížení vodivosti • vodivost klesá také s rostoucí teplotou, protože tepelný pohyb kationů brání průchodu elektronů

Magnetické vlastnosti: souvisejí s pohybem volných elektronů a se směrem jejich rotace(spinem)

Diamagnetické kovy – nulový výsledný magnetický moment v důsledku symetrického uspořádání elektronů v atomu, elektrickou indukcí získají malý magnetický moment, směřující proti směru vnějšího pole  jsou z něj vypuzovány, nezesilují účinek vnějšího magnetického pole.

př. Zn, Bi, Cu, Ag,… Paramagnetické kovy – mají nesymetrické uspořádání elektronů v atomu, každý atom má určitý magnetický moment, pokud se vloží do magnetického pole, magnetické momenty všech atomů se zorientují po směru vnějšího pole, kovy zesilují účinek vnějšího magnetického pole zcela nepatrně. př. Na, K, Li, Al, Pt,…

http://mujweb.cz/www/pk80/pub/st/data/st1/zk1.htm

Magnetické vlastnosti: Feromagnetické kovy – mají trvalé magnetické momenty prostorově ovlivněné uspořádáním atomů v mřížce. Materiály magneticky měkké se snadno zmagnetizují, ale i snadno odmagnetizuji (nepodrží si své magnetické vlastnosti po zániku vnějšího magnetického pole). Použití: stavba magnetických obvodů u elektrických strojů a přístrojů.

Materiály magneticky tvrdé se obtížně magnetizují, ale své vlastnosti si podrží i po zániku vnějšího magnetického pole. Použití: výroba permanentních (stálých) magnetů. př. Fe, Co, Ni,…

http://mujweb.cz/www/pk80/pub/st/data/st1/zk1.htm

Slabší vazebné interakce Síly elektrostatické povahy. Působí ve všech skupenských stavech. Vznikají díky dočasnému nevyváženému uspořádání elektronů – indukovaný dipól. Síly malých vzdáleností. Závisí na míře polarizovatelnosti – vliv na fyzikální vlastnosti sloučenin (skupenství, teploty varu a tání).

Nejsnedněji se polarizují nepolární molekuly, hůře ionty.

Vazba vodíková (vodíkový můstek) atom vodíku vázaný na prvky s vysokou elektronegativitou (kyslík, dusík, fluor atd.) a volným elektronovým párem → atom vodíku je zde vázán silně polární kovalentní vazbou a vazbou vodíkovou Vodíkové můstky: intramolekulární - uvnitř téže molekuly, např. DNA intermolekulární – mezi dvěma molekulami, např. voda, čpavek Co způsobuje? mění fyzikální vlastnosti látk omezuje volnou pohyblivost molekul, tím zvyšuje bod varu, měrné teplo a viskozitu. Látky s vodíkovou vazbou vytvářejí určité shluky částic. Zvláště důležité jsou pro tvrdnutí maltovin.

Van der Waalsovy síly nejslabší mezimolekulové síly vysvětluje se jimi odlišné chování částic v plynném stavu od stavu teoretického (ideálního) Vysvětlení řady jevů: zvýšení teploty varu vzácných plynů, tvorba roztoků, soudržnost molekul v molekulových krystalech

Druhy:

1. Disperzní (Londonovy) interakce (indukovaný dipól - indukovaný dipól) – přednostně vznik přitažlivých sil mezi dipóly

citováno z http://web.umr.edu/~gbert/INTERACT/intermolecular.HTM

2. Interakce ( Debyaovy) indukované (permanentní dipól – indukovaný dipól) – polární molekuly indukuje dipól nepolární

citováno z http://web.umr.edu/~gbert/INTERACT/intermolecular.HTM

3. Interakce Keesomovy (mezi permanentními dipóly) – mezi polárními molekulami, popisujeme Coulombovým zákonem

http://web.umr.edu/~gbert/INTERACT/intermolecular.HTM

Všechny tři výše uvedené interakce se uplatňují v různé míře, avšak většinou převládají Londonovy disperzní síly nad ostatními, pro nepolární uhlovodíky dokonce dosahují až 100%. Van der Waalsova vazba je sice poměrně dosti slabá, ale má svůj velký význam, neboť se vyskytuje u všech látek (u většiny je

však překryta některou ze silnějších vazeb), např. mezi řetězci polymeru. V její čisté podobě se s ní můžeme setkat u inertních plynů v kapalném a pevném stavu.

Využití znalosti vazeb: kvalitativní a kvantitativní IČ spektrometrie

CO2 kovalentní

CO2 deformační

Typ vazby

Energie vazby (kJ/mol)

Kovalentní, iontová, kovová

40 - 600

Vodíkový můstek

20 - 40

Mezimolekulární interakce

4 - 25

Kde se odráží typ vazby? Degradační pochody Vývoj materiálové základny ve stavebnictví – modifikace hmot ovlivněním jejich vnitřní struktury, návrh nových typů kompozitů, kvalitativně nové hmoty Rozložení a typ vazeb způsobuje značně rozdílné vlastnosti plastů. Vysvětlení některých jevů – teploty tání a varu, chování plynů a kapalin, kovové vlastnosti.

Způsob vazby atomů rozhoduje o chování molekul a tím i o chování hmoty.

Důležité pojmy • Vazba • Vazebná energie • Kovalentní vazba a polárně kovalentní vazba • Iontová vazba • Kovová vazba • Elektronegativita • Dipólový moment • Nevazebné interakce

Krajní stavy látek podle vzájemných vazeb a vztahů mezi atomy, ionty a molekulami: 1.

Stav ideálního plynu a krystalu

2.

Reálné látky v plynném, kapalném a pevném skupenství

Plynné skupenství • soubory atomů či molekul s minimální soudržností

• potenciální energie menší než kinetická energie → molekuly se pohybují volně prostorem, dokud nenarazí na jinou molekulu • Molekuly se neustále velice rychle pohybují směrem od sebe → plyn se roztahuje → tlak plynu • energie molekul plynu se navenek projeví jako teplota plynu.

Plyny: • látky s nejmenším zastoupením hmotnosti v objemové jednotce • za normálního atmosférického tlaku je jejich hustota tisíckrát nižší než hustota kapalin nebo pevných látek

•

nemají stálý tvar ani objem - dokonale zaujímají tvar nádoby, ve které jsou uzavřeny

• netvoří volný povrch (hladinu) • jsou stlačitelné • vedou elektrický proud jen za určitých speciálních podmínek • teplo se v nich šíří prouděním • koeficient tepelné roztažnosti ideálního plynu je cca 0.0036K-1.

• Pro konstantní množství plynu a konstantní teplotu měření platí Boylův zákon:

pV  konst. n, T 

• Gay-Lussac proměřoval závislost objemu určitého množství plynu na teplotě za konstantního tlaku:

V  V0 1  t  n, p • Clapeyron roku 1845 formuloval stavovou rovnici ideálního plynu:

  0,0036609  1/ 273,15  1/ T0 Odtud byla zavedena nová teplotní stupnice s absolutní teplotou T (K), přičemž teplotní rozdíl 1K je zcela shodný s 1°C.

m pV  RT M

nebo  li pV  nRT

• chování reálných plynů lépe vystihuje např. van der Waalsova rovnice:

• nepopisujeme čisté látky, ale směsi - Daltonův zákon:

an 2 ( p  2 )(V  nb)  nRT V

p  p1  p2  ... pk pi  pxi (ideá ln í plyn ) • Amagatův zákon: objem směsi V určen součtem objemů Vi čistých složek směsi při dané teplotě a tlaku: • směs, která se jím řídí v širokém rozsahu teplot, tlaků a koncentrací, je

definována jako ideální směs

V  V1  V2  ...  Vk

Kapalné skupenství • jednotlivé molekuly jsou oproti plynům značně stěsnány (vnitřní tlak kapaliny má např. u vody hodnotu asi 1200 MPa) - je zachována jejich pohyblivost a mohou se tudíž vzájemně posouvat (viskozita a hustota kapaliny) • mezi molekulami působí přitažlivé síly • čím jsou soudržné síly menší a čím je pohyb s růstem teploty větší→ snazší je i pohyb a přesun molekul → látka je kapalnější

• kinetická energie částic kapaliny malá ve srovnání s vazebnou potenciální energií → určité rovnovážné polohy, kolem kterých kmitají

• rovnovážné polohy se mohou přemisťovat, tzn. dochází k přemísťování částic v celém objemu látky → kapalina teče

• existuje vazba → objem se nemění • hustota kapalin je asi 1000krát vyšší než hustota plynů, avšak neliší se příliš od hustoty pevných látek • hustota kapalin se zmenšuje se vzrůstající teplotou → Mendělejevův vztah:

t  0 1  t 

Kapaliny:

• koeficient tepelné roztažnosti řádově jako u plynů, 100x větší než u pevných látek • Ideální kapalina – nestlačitelná, nemá vnitřní tření • Reálná kapalina – viskozita – roste s klesající teplotou • kapaliny polární (dipólový moment nebo vodíkové můstky) a nepolární (voda X olej)

•

snaha zmenšit svůj povrch • povrch kapalin rovný

• kapky •

povrchové napětí – síla, která brání zvětšování povrchu kapalin za konstantního objemu

•

povrchová energie – rovna práci vynaložené na zvětšení povrchu (musíme vynaložit určitou práci, abychom povrch zvětšili) – úměrná energii, se kterou jsou molekuly povrchu poutány v kapalině

•

mezipovrchová napětí soustavy plyn (vzduch)-kapalina-pevná látka:

•

molekuly přitahovány více k pevné látce - úhel menší než 90° → kapalina smáčí tuhou látku (voda-sklo)

•

molekuly přitahovány více ke vzduchu - úhel větší než 90° → kapalina povrch nesmáčí (voda-parafin)

•

Adhese - přitažlivost mezi kapalinou a tuhou látkou

•

Koheze - přitažlivost mezi molekulami kapaliny

•

Kapalina smáčí tuhou látku tehdy, převažují – li adhezní síly nad kohezními.

•

Kapilární –

elevace (kapalina smáčí stěny nádoby)

–

deprese (kapalina nesmáčí stěny nádoby)

Pevné skupenství • stavební jednotky uspořádány – kinetická energie menší než potenciální → rovnovážné polohy - kolem nich atomy či molekuly kmitají • polohy se nemění → zachování objemu a tvaru • působení vnějších sil → změna tvaru – pružné (elastické) látky – plastické látky • Mikrostruktura - způsob uspořádání heterogenních látek, dána: • Velikostí

• Tvarem • Orientací • Rozložením zrn a pórů

Amorfní látky • Beztvaré – částice během tuhnutí nezaujmou patřičné vzájemné uspořádání • Stavba přechlazených kapalin • Interval tání a tuhnutí • Obecně – skelný stav • Odskelnění – volná krystalizace, velmi pomalá – urychlíme změnou teploty, vlhkosti, mechanickými nárazy • Přechodný (metastabilní stav) – samovolně přechází na krystalický (obráceně nelze) • Krátkodosahové uspořádání • např. sklo, pryskyřice, vosk, asfalt, saze, plasty • jsou zpravidla izotropní

krystalický oxid boritý – dalekodosahové uspořádání částic amorfní oxid boritý – krátkodosahové uspořádání částic

tetraedrická struktura křemičitého sodnovápenatého skla

• důležité z hlediska tvorby struktury technických skel, ale i nových kompozitních materiálů jsou látky, které se mohou v procesu tuhnutí taveniny spoluúčastnit na tvorbě krystalové mříže • modifikace struktury – použití taviva, která snižují teplotu tavení skla a přímo reagují za vzniku křemičitanů • mechanické vlastnosti skla jsou přímo závislé na pevnosti kovalentních a iontových vazeb v jeho struktuře • pevnost v tlaku technického skla se pohybuje v mezích 750 – 1000 MPa (povrchové vady skla jeho pevnost podstatně snižují)

• Krystalické – určujeme složení a strukturu – ve všech směrech stejné – izotropní látky (amorfní látky) – závislost specifické veličiny na směru – anizotropní látky (krystalické látky) – zvláštním případem jsou látky ortotropní, u kterých lze stanovit vzájemný úhel mezi směry, ve kterých látka nabývá minimální nebo maximální zkoumané vlastnosti (minerální vlna, laminát) Dělení krystalických látek podle chemického složení: • Monokrystaly – tvar krystalu dle příslušné krystalografické soustavy → dalekodosahové uspořádání (NaCl, SiO2) • Polykrystaly – zrna pravidelně uspořádána (kovy) • Směsné látky – u isomorfních látek (NaCl a MgCl2)

Monokrystal NaCl – kubická (krychlová) krystalová mřížka

Monokrystaly ametystu – tetraedrické spořádání

Krystalické látky: • Elementární buňka – fiktivní celek seskupených atomů • Periodické opakování elementární buňky – krystal - strukturu krystalů lze rozložit na nejmenší útvary, tzv. elementární buňky

• Čisté látky – jeden druh atomu (nejjednodušší) !!! Je třeba dodat, že krystalová mřížka je pouhou abstrakcí, která nám pomáhá popsat strukturu krystalů. Ve skutečnosti žádnou takovou mřížku v krystalu nenajdeme.

V r. 1850 popsal 14 typů geometrických obrazců tvořených body pravidelně uspořádanými v prostoru a dokázal, že body (částice) mohou být uspořádány v maximálně 14 typech prostorových mřížek. Mřížky jsou přiřazeny 7 krystalovým soustavám, které byly stanoveny z makroskopické symetrie krystalů. Auguste Bravais

Elementární buňky

Čtverečná prostorově centrované

plošně centrovanou kubickou mřížku mají např. kovy – Al, Ni, Cu, Ag, Au, Pb mřížku s prostorově (tělesně) centrovanou základní buňkou mají např. kovy Li, Na, K, Cr, W, Fea

• krystaly s prostou buňkou se v přírodě vyskytují pouze zřídka (např. radioaktivní polonium alfa) • délka hrany základní buňky se nazývá mřížkový parametr, případně mřížková konstanta

jednoduchá ideální krystalová mřížka krychlové soustavy

Korund

Diamant

Spinel

Kalcit

• složitějším příkladem kubické krystalové mřížky je krystalová mřížka NaCl – skládá se ze dvou stejných, plošně centrovaných kubických buněk, z nichž jedna je složena z iontů Na+ a druhá z iontů Cl• obě buňky se vzájemně prostupují posouváním ve směru hrany krychle o polovinu mřížkového parametru

u v w Mřížkový směr (h k l) Mřížkové roviny

Rovina (1 2 3) protíná vektor a ve vzdálenosti 1a od počátku (h=1) b v ½ b od počátku (k=2) c v 1/3 c od počátku (l=3)

Využití teorie krystalových struktur při studiu a identifikaci krystalických pevných látek pomocí difrakční rentgenové strukturní analýzy

Popílek Opatovice

Poruchy krystalové mřížky reálné krystaly však vykazují určité odchylky od pravidelného uspořádání jejich krystalové struktury Z hlediska geometrie dělíme na: • bodové • čárové • plošné • prostorové Existence těchto poruch byla prokázána experimentálně, např. měřením elektrické vodivosti, absorpcí záření či optickými metodami.

Výskyt poruch → vliv na technicky důležité vlastnosti (mechanické, optické, elektrické)

Bodové poruchy: nejjednodušší poruchy mřížky - Vakance (Schottkyho poruchy) - Intersticiál (Frenkelovy poruchy)

- Cizí atomy jako substituční či intersticiální Elastická napětí v mřížce Difúze v pevném stavu

Čárové poruchy krystalové mřížky • Podélné myšlené čáry v krystalu • Dislokace – vznikají vždy při tuhnutí pevné látky • Hranová (Tailor – Orowanova) – polovrstva atomů vložená do krystalu) • Šroubová (Burgetova)

Plošné poruchy krystalové mřížky • Hranice zrn • Mezifázová hranice • Povrch krystalu • Polykrystaly – vznik v důsledku nedostatku prostoru • Mozaiková struktura

Heterogenní látky • skládají se z krystalické a amorfní složky a s výjimkou některých slitin kovů obsahují i póry • rozdílnost vlastností strukturně homogenních fází je zcela evidentní • základní spojitá fáze, ve které jsou ostatní složky rozprostřeny, se nazývá matricí • heterogenní oblasti mohou být tvořeny složkami odlišného skupenství • běžně se vyskytují stavební hmoty, ve kterých je fáze plynná a/i kapalná • většina stavebních hmot jsou heterogenní kompozitní materiály, které jsou složeny ze dvou nebo více fází, přičemž alespoň jedna musí být pevná • díky synergickému působení obsažených složek má kompozit jiné vlastnosti, než lze získat pouhým součtem odpovídajících vlastností těchto složek

Fázové složení • Látky se snaží dosáhnout rovnováhy a nejnižší vnitřní energie → samovolně vznikají typické krystalové struktury, z roztoků se sráží sraženiny dodáním energie → změna stavu • Systém (soustava) – zvolená část prostoru obsahující definované množství hmoty – Homogenní – heterogenní

• Okolí systému – Vztahy: izolovaná, uzavřená a otevřená soustava

• Výměna energie – teplo, práce • Fáze: oblast systému s konstantními vlastnostmi nebo se spojitě mění

•

Veličiny: – vlastnosti systému

– určují stav systému •

Stav rovnováhy – neprobíhají makroskopické změny, časově stálé hodnoty

•

Děj: – Vratný (rovnovážný) – vypařování vody v nádobě – Nevratný (nerovnovážný) – chemické reakce

•

Jedna veličina zůstává konstantní – izo-děj – Izotermický [T] – Izobarický [p] – Izochorický [V]

•

Změna energie: – Za konstantní teploty a objemu = Helmholtzova (elektrická práce) – Za konstantní teploty a tlaku = Gibbsova (fázové přeměny)

Gibbsův fázový zákon: studium fázových rovnováh f fází k složek známe – teplotu a tlak (k-1) molárních zlomků Kritérium rovnováhy:

dG  0

Rovnovážné stavové (fázové) diagramy při přechodu látky z jedné fáze do druhé - změna vnitřní energie systému skokem

T , p, rovnováha

Počet volných proměnných (stupňů volnosti) – kritérium, tzv. Gibbsovo fázové pravidlo v = celkový počet údajů potřebných pro určení stavu systému – počet vazných podmínek plynoucích z rovnováhy

v k  f 2

Jednosložkové fázové systémy Plochy: jedna fáze (plynné, kapalné, nebo tuhé) → dva stupně volnosti → měníme v určitém rozsahu teplotu a tlak nezávisle. Křivka: koexistují fáze dvě (plynná a kapalná, kapalná a tuhá, nebo tuhá a plynná) → systém - jen jeden stupeň

volnosti Trojný bod: současně v rovnováze tři fáze a soustava nemá žádný stupeň volnosti

Dvousložkové fázové systémy

Podle složení: roztoky, slitiny, směsi Rozpouštědlo + látka rozpouštěná homogenní soustava nasycený roztok

Dvousložkový třífázový systém

Třísložkové fázové systémy