- •Федеральное агентство по образованию
- •Конспект лекций
- •1 Цели и задачи изучения дисциплины
- •1.1 Цель преподавания дисциплины
- •1.2 Задачи изучения дисциплины
- •Часть 2. Электротехнические материалы
- •Классификация этм по электропроводности
- •Диэлектрики. Электропроводность диэлектриков в слабых полях
- •Для газов мала: 1,000072…1,0019
- •Электропроводность диэлектриков в сильных полях Пробивное напряжение и электрическая прочность
- •Определение электрической прочности
- •Электрический пробой
- •Электротепловой пробой
- •Количество отводимого тепла определяется равенством
- •Электротепловой пробой
- •Электрохимический пробой
- •Пробой газообразных диэлектриков
- •Пробой жидких диэлектриков
- •Пробой твердых диэлектриков
- •Проводниковые, полупроводниковые и сврхпроводящие материалы Проводники п рирода проводимости и основные характеристики проводниковых материалов
- •Зависимость удельного электрического сопротивления металлов от температуры
- •Физическая природа сверхпроводимости
- •Магнитные элементы и материалы Физические процессы в магнитных элементах
- •Потери в обмотках
- •Поверхностный эффект или эффект вытеснения тока
- •Эффект близости
- •Потери в сердечнике
- •Магнитные материалы
- •Схемы замещения магнитных элементов
- •Контрольные вопросы
- •Особенности электpопpоводности полупpоводников
- •Примесные полупроводники
- •Кристаллическая решетка примесного полупроводника
- •Основные и неосновные носители заряда.
- •Зависимость концентрации носителей заряда от температуры. Элементы статистики электронов.
- •Положение уровня Ферми.
Классификация этм по электропроводности
Величина запрещенной зоны определяет класс вещества:
Так, диэлектрики имеют Ез=4…6 эВ. Такая величина Ез практически полностью исключает электронную проводимость диэлектриков в слабых электрических полях. Удельное объемное электросопротивление диэлектриков более 107 Омм.
Полупроводники обладают более узкой запрещенной зоной: 0.1…4 эВ. Такой энергетический барьер может быть преодолен за счет внешних энергетических воздействий (электрического поля, электромагнитного излучения). = 0,1…107 Омм
Проводники отличаются отсутствием запрещенной зоны. Электроны в проводниках свободно переходят с заполненных уровней валентной зоны на незанятые уровни зоны проводимости за счет приложенного к проводнику слабого электрического поля. Их удельное сопротивление <0,1 Омсм
ВИДЫ ХИМИЧЕСКИХ СВЯЗЕЙ
Объединение атомов в молекулы вещества, находящегося в газообразном, жидком или твердом состоянии, а также объединение атомов или ионов в твердое тело с атомным, металлическим или ионным строением происходит под действием химической связи. Объединение молекул в вещества, находящиеся в газообразном, жидком или твердом состоянии, осуществляется под действием межмолекулярных связей, часто называемых силами Ван-дер-Ваальса. Природа химической и межмолекулярной связей единая — электрическая. Различают несколько типов химической связи, наиболее важными из которых являются ковалентная и ионная.
Ковалентная связь осуществляется за счет образования общей одной пары (или нескольких пар) электронов, которые ранее принадлежали отдельным атомам. При образовании общей одной пары электронов от каждого объединяемого атома вносится по одному валентному электрону. Например, у молекулы хлора одна пара валентных электронов образует ковалентную связь, у молекулы азота — три пары:
:n-+'n:=:n::n:
Общие пары электронов
Следовательно, ковалентная связь может быть одинарной, например у С12, и кратной (двойной, тройной), например у N2.
Электроны при движении по орбитам чаще находятся между ядрами, где создается как бы избыток отрицательного заряда, что способствует сближению атомов (рис. ).
Если молекула состоит из атомов одного и того же химического элемента (C12,N2,H2 и т.п ), то электронная пара (одна или несколько) в одинаковой степени принадлежит этим атомам. В этом случае ковалентная связь является неполярной или нейтральной, и образуемые молекулы тоже являются неполярными. В неполярных молекулах центры положительных и отрицательных зарядов совпадают (/ = 0) и, следовательно, электрический дипольный момент ц равен нулю (см. ( )). Диэлектрический материал, образованный неполярными молекулами, является неполярным. Рассмотренное выше схематичное строение молекул С12, N2, H2 — пример неполярных веществ, в образовании которых участвовала неполярная ковалентная связь.
Если молекула состоит из атомов различных химических элементов, то электронная пара будет смещена в сторону атома с большей электроотрицательностью (ЭО). Мерой ЭО может служить арифметическая сумма энергии ионизации Wи и сродства к электрону Wc:
ЭО = Wи+ Wcр, ( )
Wcр, и Wи необходимо брать в одинаковых единицах измерения.
Введем некоторые понятия энергетические характеристики атомов, необходимые для понимания природы химических связей.
Потенциал (энергия) ионизации Wи — это то количество энергии, которое нужно затратить, чтобы перевести нейтральный атом (молекулу) в положительно заряженный ион. Первичный потенциал ионизации 1 – энергия, необходимая для отрыва первого валентного электрона от атома (2 – второго и т.д.).
В каждом периоде таблицы Д. И. Менделеева наименьшее значение Wu имеют химические элементы, начинающие период, т.е. щелочные металлы. Например, для U Wи = 5,37 эВ, Na = 5,09 эВ и К = 4,32 эВ. Наибольшее значение Wи имеют химические элементы, заканчивающие период, т.е. инертные газы. Например, для Не = 24,5838, Ne = 21,56эВ, Аl = 15,76 эВ. Таким образом, чем больше электронов во внешней оболочке атома, как правило, прочнее их связь с ядром и тем более затруднено превращение атома в положительный ион. Ионизация атомов (молекул) предпочтительно является однократной, а не многократной, так как энергия ионизации с каждым последующим теряемым электроном возрастает, особенно значительно при переходе на последующий электронный уровень. Например, для аргона Аг энергия ионизации Wи 1-го электрона составляет 15,76 эВ, 2-го = 27,62 эВ, 3-го = 40,9 эВ, 4-го =59,79 эВ, 5-го = 75,0 эВ, 6-го = 91,3 эВ, 7-го = 124,0 эВ, 8-го = 143,46 эВ, а Wи для 1-го электрона из второго электронного уровня равна 421 эВ, т.е. почти в три раза больше, чем для восьмого электрона — последнего из третьего уровня.
Сродство к электрону Wcр — это то количество энергии, которое выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому (молекуле) или (-) иону, т.е. это энергия превращения нейтрального атома в отрицательно заряженный ион. Чем больше Wcр, химического элемента, тем сильнее выражены его свойства как неметалла (сравните, например: для атома кислорода Wcр, = 2,3 эВ, а атома водорода = 0,74 эВ). Самые высокие значения Wcр, имеют галогены: для F Wcр,= 3,6 эВ, С1 = 3,8 эВ, Вг = 3,5 эВ, I=3,2 Эв. .
Энергия связи электрона – энергия для отрыва данного (любого) электрона от атома.
Электроотрицательность атома (каппа)
[эВ]
Каппа является критерием образования того или иного вида связи в диэлектриках. При химическом взаимодействии атом с большей отбирает электрон у атома с меньшей
Рассмотрим 3 случая:
-
>> – образуется ионная связь (гетерополярная)
например – хлорид натрия – хлор забирает 1 вал. электрон у натрия, образуется полярная молекула.
Таким образом, ионная связь определяется силами притяжения между (+)
и (-) ионами. Типичные ионные диэлектрики – стекла, керамика, фарфоры, ЩГК.
2) ~ – образуется ковалентная (гомеополярная) связь. Данный тип связи образуется электронными парами за счет их объединения (обобществления). Например – водород Н2
Ковалентная связь отличается тем, что центр тяжести (+) и (-) зарядов – в одной точке, т.е. образуется электрически нейтральная молекула.
Ковалентной гомеополярной связью обладают неполярные диэлектрики.
3) и незначительно отличаются – также образуется ковалентная связь, но она уже называется полярной, т.к. центр тяжести (-) заряда смещен в сторону более электроотрицательного атома. Т.е. образуется полярная молекула
У химических элементов, расположенных в одном периоде таблицы Д.И. Менделеева, ЭО возрастает слева направо, а у элементов, расположенных в одной группе, ЭО сильнее выражена у стоящих выше (табл. ).
Таблица
Электроотрицательность (в единицах шкалы Полинга) химических элементов
7, |
Элемент |
ЭО |
Z |
Элемент |
ЭО |
Z |
Элемент |
ЭО |
Z |
Элемент |
ЭО |
1 |
Н |
2,1 |
27 |
Co |
1,70 |
53 |
I |
2,21 |
79 |
Au |
1,42 |
2 |
Не |
— |
28 |
Ni |
1,75 |
54 |
Xe |
- |
80 |
Hg |
1,44 |
3 |
Li |
0,97 |
29 |
Cu |
1,75 |
55 |
Cs |
0,86 |
81 |
Tl |
1,44 |
4 |
Be |
1,47 |
30 |
Zn |
1,66 |
56 |
Ba |
0,97 |
82 |
Pb |
1,55 |
5 |
В |
2,01 |
31 |
Ga |
1,82 |
57 |
La |
1,08 |
83 |
Bi |
1,67 |
6 |
С |
2,50 |
32 |
Ge |
2,02 |
58 |
Ce |
1,08 |
84 |
Po |
1,76 |
7 |
N |
3,07 |
33 |
As |
2,20 |
59 |
Pr |
1,07 |
85 |
At |
1,90 |
8 |
0 |
3,50 |
34 |
Se |
2,48 |
60 |
Nd |
1,07 |
86 |
Rn |
— |
9 |
F |
4,10 |
35 |
Br |
2,74 |
61 |
Pm |
1,07 |
87 |
Fr |
0,86 |
10 |
Ne |
— |
36 |
Kr |
— |
62 |
Sm |
1,07 |
88 |
Ra |
0,97 |
11 |
Na |
1,01 |
37 |
Rb |
0,89 |
63 |
Eu |
1,01 |
89 |
Ac |
1,00 |
12 |
Mg |
1,23 |
38 |
Сr |
0,99 |
64 |
Gd |
1,11 |
90 |
Th |
1,11 |
13 |
Al |
1,47 |
39 |
Y |
1,11 |
65 |
Tb |
1,10 |
91 |
Pa |
1,14 |
14 |
Si |
1,74 |
40 |
Zr |
1,22 |
66 |
Dy |
1,10 |
92 |
U |
1,22 |
15 |
P |
2,06 |
41 |
Nb |
1,23 |
67 |
Ho |
1,10 |
93 |
Np |
1,22 |
16 |
S |
2,44 |
42 |
Mo |
1,30 |
68 |
Er |
1,10 |
94 |
Pu |
1,22 |
17 |
Cl |
2,83 |
44 |
Tc |
1,36 |
69 |
Tm |
1,10 |
95 |
Am |
(1,2) |
z |
Элемент |
ЭО |
Z Элемент ЭО |
Z Элемент ЭО |
Z Элемент ЭО |
||||||
18 |
Аг |
— |
44 Ru 1,42 |
70 Yb 1,06 |
96 Cm (1,2) |
||||||
19 |
К |
0,91 |
45 |
Rh |
1,45 |
71 |
Lu |
1,14 |
97 |
Bk |
(1,2) |
20 |
Са |
1,04 |
46 |
Pd |
1,35 |
72 |
Hf |
1,23 |
98 |
Cf |
(1,2) |
21 |
Sc |
1,20 |
47 |
Ag |
1,42 |
73 |
Та |
1,33 |
99 |
Es |
(1,2) |
22 |
Ti |
1,32 |
48 |
Cd |
1,46 |
74 |
W |
1,40 |
100 |
Fm |
(1,2) |
23 |
V |
1,45 |
49 |
In |
1,49 |
75 |
Re |
1,46 |
101 |
Md |
(1,2) |
24 |
Сг |
1,55 |
50 |
Sn |
1,72 |
76 |
Os |
1,52 |
102 |
(No) |
(1,2) |
25 |
Мп |
1,60 |
51 |
Sb |
1,82 |
77 |
Ir |
1,55 |
|
|
|
26 |
Fe 1,64 |
52 |
Те |
2,01 |
78 |
Pt |
1,44 |
|
|
|
В результате смещения электронной пары в сторону атома с большей ЭО произойдет поляризация молекулы. При этом центры положительных и отрицательных зарядов сместятся на некоторое расстояние друг от друга, ковалентная связь станет полярной. Полярной или дипольной станет сама молекула.
Еще один вид связи – металлическая связь – обусловлена притяжением между (+) ионами и свободными электронами. В ковалентной связи обобществляются валентные электроны двух соседних атомов, в металлической – все валентные электроны являются свободными, «общими». Т.е., валентные электроны в ковалентных твердых телах коллективизированы соседними атомами и локализованы вдоль линий, соединяющих эти атомы. В металлах коллективизация электронов достигает максимума – все валентные электроны коллективизируются всеми ионными остовами. Идеальный металл можно рассматривать как состоящий из периодически расположенных ионных остовов, которые погружены в газ электронов проводимости, свободно движущихся между ионными остовами. Эти электроны компенсируют силы электрического отталкивания между положительными ионами и тем самым связывают их в твердые тела. Стабильность металла и величина его энергии связи определяются кулоновскими силами притяжения между положительными ионными остовами и отрицательно заряженным электронным газом. Подвижные электроны проводимости ответственны за высокую электро- и теплопроводность металлов.
Металлическая связь обусловила важнейшие физические свойства металлов: пластичность, электропроводность, теплопроводность, металлический блеск.
Высокая электропроводность металлов объясняется присутствием свободных электронов, которые под влиянием даже небольшой разности потенциалов перемещаются от отрицательного полюса к положительному С повышением температуры колебания ионов и атомов металлов усиливаются, что затрудняет движение электронов и тем самым приводит к уменьшению электропроводности. При низких же температурах колебательное движение ионов и атомов, наоборот, сильно уменьшается, и электропроводность возрастает. Вблизи абсолютного нуля электрическое сопротивление у металлов практически отсутствует. Лучший проводник электричества - серебро, за ним идут медь, золото, алюминий, железо. Также изменяется и теплопроводность металлов, которая вызвана как высокой подвижностью свободных электронов, так и колебательным движением ионов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры в массе металла. Металлический блеск тоже связан с наличием свободных электронов.
Такая модель металла со свободными электронами лучше всего подходит для щелочных металлов и менее пригодна для благородных металлов – меди, серебра и золота. В щелочных металлах ионные остовы занимают лишь малую долю полного объема (около 15%), тогда как в серебре и золоте соседние ионные остовы чуть ли не соприкасаются друг с другом.
И последний вид связи – самая слабаямолекулярная связь (связь Ван-дер-Ваальса) – существует между молекулами в некоторых веществах с ковалентной внутримолекулярной связью. Притяжение между молекулами здесь обеспечивается согласованным движением электронов в соседних молекулах: в любой момент времени электроны максимально удалены друг от друга и максимально приближены к (+) ионам. При этом сила притяжения электронов с (+) ионами выше , чем сила отталкивания между электронами внешних орбит.
Контрольные вопросы
-
Назовите классы структур твердых тел
-
Раскройте основные положения зонной теории электропроводности
-
Приведите классификацию ЭТМ по электропроводности.
-
Приведите виды и понятия химических связей. Потенциал ионизации. Сродство к электрону. Электроотрицательность атома.