Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Fyzika kondenzovaného stavu 2. přednáška. Konstrukce reciproké mříže.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "Fyzika kondenzovaného stavu 2. přednáška. Konstrukce reciproké mříže."— Transkript prezentace:

1 Fyzika kondenzovaného stavu 2. přednáška

2 Konstrukce reciproké mříže

3 Objem primitivní buňky

4 Základní translační vektory reciproké mřížky K r - reciproká konstanta „praktické hodnoty“ K r : 1nebo 2 

5 Přímá a reciproká mřížka

6 Vazby v krystalech Typ vazbyEnergie (J/mol) kovalentní4-6x10 5 kovová2-4x10 5 Iontová2-4x10 5 vodíková0,2-0,3x10 5 van der Waalsova0,04-0,08x10 5

7 Periodická soustava prvků

8 Van der Waalsova interakce Johannes Diderik van der Waals ( – ) 1910 – Nobelova cena (za práci o stavové rovnici plynů a kapalin)

9 Molekuly s nulovým celkovým elektrickým nábojem 1.interakce mezi permanentními dipólovými momenty molekul 2.interakce mezi permanentním dipólovým momentem jedné molekuly a mezi indukovaným dipólovým momentem druhé molekuly 3.interakce mezi molekulami (atomy) bez dipólového momentu 4.překryvová interakce

10 Permanentní dipólové momenty  těžiště kladných a záporných nábojů molekuly nejsou totožná (ať je molekula ve vnějším elektrickém poli, nebo ne)  tzv. polární molekuly  el. pole molekuly je podobné poli elementárního dipólu (E  r -3 )  – dipólový moment r – vzdálenost molekul  0 – permitivita vakua energie příslušná interakci silového působení dvou molekul (párová interakce)

11 I nterakce polární a nepolární molekuly - Petrus Josephus Wilhelmus Debye (1920) I nterakce polární a nepolární molekuly - Petrus Josephus Wilhelmus Debye (1920)  - polarizovatelnost molekuly (jak snadno se deformuje elektronový obal v el. poli)

12 Interakce mezi nepolárními molekulami Fritz Wolfgang London (1930) h – Planckova konstanta  – polarizovatelnost molekuly 0 – frekvence „zástupných“ oscilátorů 0 – frekvence „zástupných“ oscilátorů (disperzní interakce) Interakce je založena na mžikových dipólových momentech

13 Překryvová interakce - párový mezimolekulární potenciál

14 Lenard – Jonesův potenciál

15 Mezimolekulární (mezičásticový) potenciál (resp. potenciální energie) U >> kT  permanentní (chemická) vazba U ≥ kT  vazba se může rozpadnout resp. restrukturalizovat vlivem teploty

16 Krystaly inertních plynů a (nm) E koh (eV/atom) T t (K) U ioniz (eV) He---24,58 Ne0,3130, ,56 Ar0,3760, ,76 Kr0,4010, ,00 Xe0,4350, ,13

17 Iontová vazba

18 Iontové krystaly Na + 5,14 eV  Na + + e - e - + Cl  Cl - + 3,61 eV Na + + Cl -  Na + Cl - + 7,9 eV ionizační energie elektronová afinita kohezní energie 7,9 eV - 5,1 eV + 3,6 eV = 6,4 eV

19 Struktura chloridu sodného Cl - Na + báze mřížka fcc NaCl (a=0,56 nm), LiH (a=0,41 nm), KCl, PbS, AgBr, MgO, MnO, KBr

20 Struktura chloridu cesného báze prostá kubická mřížka (sc) CsCl (a=0,41 nm) CuPd (a=0,29 nm) CuZn (a= 0,29 nm) LiHg (a=0,33 nm) BeCu (a=0,27 nm)

21 Madelungova konstanta pro krystal NaCl tento iont jeobklopen: tento iont je obklopen: 6 (opačně nabitými) ionty ve vzdálenosti R 12 (stejně nabitými) ionty ve vzdálenosti 8 (opačně nabitými) ionty ve vzdálenosti atd. Madelungova konstanta NaCl  = 1,747558… CsCl  = 1, ZnS  = 1,6381 (1,641) sfaleritwurtzit

22 Kovalentní vazba Bornova-Oppenheimerova aproximace: Jádra jsou mnohem těžší než elektrony a pohybují se mnohem pomaleji → jádra považujeme za nehybná. Hellmannův-Feynmanův přístup: Elektrostatické působení elektronů lze vyjádřit jako působení prostorového rozložení záporného náboje s hustotou  = e  2 Princip rezonance:  1,  2 – vlnové funkce, které popisují stavy systému 1, 2: →  = a  1 + b  2 je rovněž vlastní funkcí systému → lze nalézt takové b/a pro které energie nabývá minima (základní stav)

23 Kovalentní vazba -C 6 Cl 2 N 4 S 3 (řez elektronovou deformační hustotou) -- vrstevnicový interval je 50 e/nm 3. - struktura křemíku

24 Kovalentní vazba  - vazba (maximální elektronová hustota je na spojnici jader)  - vazba (maximální elektronová hustota je mimo spojnici jader )

25 Vazby v kovech  alkalické kovy – téměř čistě kovová vazba (kladné ionty v téměř homogenním „moři“ záporného náboje)  přechodové kovy (a v periodické tabulce bezprostředně navazující)  kovová vazba  vazba elektronů z vnitřní slupky (velké slupky d)  kovalentní a van der Waalsova interakce iontových zbytků (např. Fe, W – d-elektrony podstatně přispívají k vazebné energii)

26 Příklad spolupůsobení dvou vazeb Grafit kovalentnívazba Van der Waalsova vazba

27 Pro zajímavost: halogenová vazba  zvláštní druh nekovalentní interakce  objevena relativně nedávno při studiu struktury krystalů halogenidových sloučenin  s uvážením elektronegativit (např. halogen – uhlík, kyslík) a Coulonbova zákona by neměla vazba existovat  důvodem je tzv.  -díra  (budoucí) aplikace v medicíně (?) Vlastnosti: velmi směrová vazba, její síla roste s atomovým číslem příslušného halogenu (v řadě Cl  Br  I), fluor na organických sloučeninách nevykazuje  -díru, vazbu lze „ladit“ chemickým okolím halogenu


Stáhnout ppt "Fyzika kondenzovaného stavu 2. přednáška. Konstrukce reciproké mříže."

Podobné prezentace


Reklamy Google