Лекции по химия от Технически университет - първа част

1. Метали
Основното химично св-ва обединяващо металите е тяхната редукционна активност /заради сходния строеж на атомите на металите/. Структура на атома : ядро /масата е основното там/, около ядрото са компенсиращите протони и неутрони. Най-важното ел.ниво включва е- , които участват в химичната реакция – валентните /при металите са малко от 1 до 4 е- /. Валентните са разположени далеч от ядрото. При металите – окисление /редукционна активност/
Метали :
Електроотрицателни – техните ел.потенциали са по-"-" от тези на водородния електрод /лесно взаимодействат/
Електроположително – техните ел.потенциали са по-"+" от този на водородния електрод /трудно взаимодействат/.

Химични взаимодействия на металите с :
- неметали /особено с 02/ - класически окислителен процес. Всички метали взаимодействат с 02, а продуктите са техните метални оксиди
2Fe + O2 ↔ 2FeO 4Fe + 3O2 ↔ 2Fe2O3 3Fe + 2O2 ↔ Fe3O4
- водород – химичен продукт на тези взаимодействия са йонни хидриди постоянен брой атоми в молекулата H2O и също образуват и хидриди на внедряване.
2Na + H2 ↔ 2NaH
- с останалите неметали – металите също взаимодействат образувайки соли носейки името на съответния неметал.
Na + Cl ↔ NaCl
2Na + S ↔ Na2S
- Металите взаимодействат и помежду си. Взаимодействието е възможно когато имат близки атомни радиуси. Взаимодействията се изразяват с обща кристална решетка за двата метала наричат се интерметали. За разлика от сплавите имат устойчив химичен състав.
- Металите взаимодействат и с химични съединения. С вода взаимодействат електроотрицателните метали. Процеса на взаимодействие остава да бъде окислителен. Продуктите са основи. Отделя се водород. 2Na + 2H2O ↔ 2NaOH + H2
- С киселини. Всички метали взаимодействат с всякакви киселини. Образувайки солите на всяка киселина. Електроположителните метали взаимодействат само с киселини имащи окисляващо действие. Взаимодействието е двустепенно. 1 етап киселината има действие на оксидант. Zn + H2SO4 ↔ ZnSO4 + H2

Медта е електроположителен метал
Cu + H2SO4 ↔ CuO + SO2 + H2O
H2SO4 не винаги има окисляващo взаимодействие. CuO взаимодейства с нови количества киселина до крайния продукт на взаимодействието.
CuO + H2SO4 ↔ CuSO4 +H2O

- с основи – взаимодействат само амфотерните /двойствен характер/, получават се комплексни соли, които носят името на съответния метал. Солите на Zn (цинкати), калай (Sn-станати)
Zn + 2NaOH + 2H2O ↔ Na2[Zn(OH)4] + H2
Закона на действие на масите е в сила. Трябва да се изравни уравненията.
Комплексните соли имат сложна структура изградена от вътрешна и външна координационна сфери. Вътр. коор. сфера включва централен йон /с случая цинк/ наричан комплекскообразувател, около този йон и свързаните с него се разполагат други градивни частици най-често йони наречени аденди или лиганди. Тази структура обикновено е устойчива и при разтваряне не се дисоциира или се дисоциира в много ниска степен нарича се комплексен йон, който свързвайки се с други йони образува външната. коор. сист. на комплексната сол. С органични разтворители металите не взаимодействат.
Извод : Във всичките си химични отнасяния металите остават да бъдат редуктори. Метален атом не може да бъде окислител, метален йон може.

2. Метална кристална решетка 

При стандартни условия металите са в твърда форма с много малки изключения /живак и калий/. В това фазово състояние те са кристали. Кристалната решетка е специфична само за металите и се нарича метална кристална решетка. Градивните частици, който се разполагат във възлите на решетката се метални йони. Компенсиращите ги електрони циркулират свободно в междувъзловите пространства. Състоянието, в което се намират електроните включени в металната кристална решетка е особено и се нарича дисоцирано. Електроните не принадлежат на конкретен йон и имат пълна свобода на движение.

Без външно въздействие електроните не могат да напускат обема на кристала. Това състояние на е- се описва по метода на молекулните орбитали. При изграждането на метална кристална решетка включващите се в нея метални атоми се разполагат в непосредствена близост един спрямо друг. Разстоянията между тях са достатъчно малки и позволяват препокриване на техните атомни орбитали. По този начин се изгражда молекулен орбитал, на който са разполагат валентните е-. Всъщност образуват се множество такива орбитали, които много малко се отличават един от друг по енергията, която носят. Обединени на енергиен принцип тези орбитали образуват единна зона с разрешени електрични нива, които е- могат да заемат. Възможността е- намирайки се в тази зона да заемат различни близки едно към друго енергетични нива определя и подвижността на йона в обема на кристала. Тази зона се нарича най-общо валетна.

По сходен начин като при формирането на валентната зона незаетите орбитали образуват енергийна зона с голям брой енергетични нива, които малко се отличават едно от друго. Като цяло зоната е с по-висока енергия от тази на валентната и се нарича зона на проводимостта. Получавайки енергия отвън е- на валентната зона могат да преминат в зоната на проводимостта. При различните химични елементи зоната на проводимостта се намира на различни разстояния от валентната зона. Конкретно при метали зоната на превод се разполага непосредствено над валентната зона, което дава възможност за облекчено преминаване на е- от валентната зона в зоната на проводимостта. Възможността за такова предвижване на е- в металната кристална решетка ги определя като проводници. Всички метали са добри проводници на ел.ток. Освен електрична енергия е- са в състояние да пренесат и топлина. Това определя друго основно тяхно физично св-во високата топлопроводимост.

Дистанцираното състояние на е- в кристалната решетка обяснява и други общи за металите физични св-ва – пластично, ковкост. При полупроводниците зоната на проводимостта е разположена на известно разстояние от валентната зона. Електронните преходи от тази зона към зоната на проводимостта са възможни само при външно въздействие. Най-често преходите се осъществяват при термични въздействие или при лъчение, включително с лъчи от видимия спектър. В този случай преминаващите на по-високо енергетично ниво е- оставят незаети позиции /ваканции/ във валентната зона. Тези ваканции се заемат от е- разположени на по-ниски енергийни нива. Предвижването на е- в тази посока съответства на движението на "+" заряди. Това е основно движение на ваканциите, което се извършва в посока обратна на движението на е- и винаги по посока на външното въздействие следователно за полупроводниците са характерни 2 типа проводимост : негативна n /електронна/ и позитивна p /дупчеста/.

При диелектриците разстоянието /енергийната бариера/ между валентната зона и зоната на проводимостта е голяма. То не може да бъде преодоляно от валентните е- и прехода им от зоната на валентността към зоната на проводимостта е невъзможен при външно въздействие.