Типи міжатомних зв'язків у твердих тілах

Тема I. КРИСТАЛІЧНА БУДОВА МЕТАЛІВ

Загальна характеристика металів

З відомих у даний час більш як 109 елементів близько 80 є металами, яким у твердому і почасти в рідкому станах властиві:

1) високі тепло- і електропровідність;

2) позитивний температурний коефіцієнт електричного опору (з підвищенням температури опір чистих металів зростає); велике число металів (~30) мають надпровідність(при температурі, близькій до абсолютного нуля, опір падає практично до нуля);

3) термоелектронна емісія - спроможність випускати електрони при нагріванні;

4) висока відбивна спроможність; непрозорість і металевий блиск;

5) підвищена спроможність до пластичної деформації.

Всі метали поділяють на дві великі групи – чорні й кольорові. До чорних відносять залізо та сплави на його основі - сталь і чавун. Група кольорових металів складається з таких металів:

а) легких, які мають невелику густину (< 3 г/см³) – алюміній, магній, берилій;

б) легкоплавких, температура плавлення яких від -38,9 до 419 С – цинк, кадмій, ртуть, олово, свинець, вісмут, сурма, талій, германій, галій;

в) тугоплавких – температура плавлення яких вище ніж у заліза – титан, хром, цирконій, ніобій, молібден, вольфрам, ванадій, гафній, тантал, реній;

д) благородних, які мають високу хімічну інертність – срібло, золото, метали платинової групи;

е) рідкісно-земельних (РЗМ) і лантаноїдів – церій, празеодим, неодим, самарій;

є) уранових - уран, торій, паладій, плутоній, францій, радій, актиній;

ж) лужно-земельних – літій, натрій, калій.

У металів виділяють чотири групи властивостей: механічні, фізичні, хімічні та технологічні.

До фізичних відносять колір, густину, температуру плавлення, електро- та теплопровідність, магнітні властивості, теплоємність; до хімічних – здатність до окислення, розчинність, корозійна стійкість, жаростійкість; до технологічних – прогартовуваність, рідкотекучість, ковкість, здатність до обробки різанням, зварюваність; до механічних – міцність, твердість, пружність, пластичність, в’язкість.

Всі метали і металеві сплави - тіла кристалічні: атоми (іони) розміщені в металах закономірно з утворенням кристалічної гратки.

Електронна будова атома

Характерні властивості, які відрізняють метали від інших елементів, визначаються електронною будовою їх атомів. Число електронів у електрично нейтральному атомі будь-якого елемента дорівнює його порядковому номеру в періодичній системі Дмитра Менделєєва. Електрони атома перебувають на строго визначених енергетичних рівнях, які відповідають головним квантовим числам п (п = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7).

Енергетичні рівні, в свою чергу, поділяються на підрівні, які позначаються літерами s, р, d і f. Максимальна кількість електронів на підрівнях така: s - 2, р - 6, d - 10, f - 14. Зі збільшенням величини п збільшується відстань електрона від ядра, а отже, підвищується його енергія.

Зростання енергії електронів і послідовність заповнення ними енергетичних рівнів (п = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) та підрівнів (s, р, d f) відбувається за такою схемою:

Іs→2s→2р→3s→Зр→4s→3d→4р→5s→4d→5р→6s→4f→5d→6р→7s→5f→6d

Користуючись цією схемою і знаючи порядковий номер елемента, можна побудувати електронну модель атома. В ній числами 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 позначають енергетичні рівні, літерами s, р, d, f - енергетичні підрівні, а число електронів у підрівні пишуть у вигляді степеня. Наприклад, електронна модель натрію (№ 11):

1 s² 2s² 2р^в 3s¹,

тобто на першому енергетичному рівні перебуває два електрони, що займають підрівень 1s, на другому рівні - вісім електронів, що займають підрівні 2s (два електрони) і 2р (шість електронів), на третьому рівні - один електрон (підрівень 3s). Саме розподіл електронів на енергетичних рівнях і підрівнях є причиною періодичних змін валентності елементів і їх властивостей зі збільшенням атомного номера.

Типи міжатомних зв'язків у твердих тілах

Електронна будова атомів, які взаємодіють між собою, визначає тип зв'язку між елементарними частинками в твердому тілі (кристалі). Тип зв'язку істотно впливає на властивості матеріалу. Найважливішими зв'язками є іонний, ковалентний і металевий.

Іонний зв'язок виникає між різнорідними атомами, наприклад натрію і хлору, один з яких віддає свій валентний електрон і перетворюється у позитивно заряджений іон (Na⁺), а інший приймає електрон і стає негативно зарядженим іоном (Сl^-). Отже, іонний зв'язок зумовлюється електростатичною взаємодією протилежно заряджених іонів. Він типовий для неорганічних сполук. У більшості випадків іонні кристали є діелектриками.

Ковалентний зв'язок утворюється за рахунок об'єднання валентних електронів сусідніх атомів на одному енергетичному рівні. Об'єднані електрони належать водночас обом атомам і перебувають на спільному рівні. Ці електрони мають протилежно скеровані спіни і взаємодіють як два електромагніти. Ковалентний зв'язок утворюють як однорідні атоми (кремній, вуглець в кристалічній ґратці алмазу), так і різнорідні (залізо – вуглець у хімічній сполуці Fе₃С, алюміній - азот у хімічній сполуці АlN). Ковалентний зв'язок дуже міцний. Багато кристалів з таким зв'язком мають високу температуру плавлення, велику твердість (карбіди, нітриди) і стійкість до зношення.

Властивості металів характерні для металевого стану речовини, основною з яких є наявність вільних електронів. Металевий стан виникає при зближенні атомів. При цьому зовнішні електрони втрачають зв'язок з окремими атомами, стають загальними (колективізуються) і вільно переміщаються по визначених енергетичних рівнях між позитивно зарядженими періодично розташованими в просторі іонами. Електростатична взаємодія між позитивно зарядженими іонами та негативно зарядженими вільними електронами утворює металевий зв'язок. Валентні електрони атомів металу порівняно легко втрачають зв'язок зі своїми ядрами, утворюючи так званий електронний газ.

Металевий зв'язок не скерований в одному напрямку, а його сила визначається співвідношенням між силами відштовхування і силами тяжіння між іонами й електронами. Атоми (іони) розташовуються на такій відстані один від іншого, щоб енергія взаємодії була мінімальною (рис.1.1). Цьому становищу відповідає рівноважна відстань R_o. Зближення атомів (іонів) на відстань менше R_o або віддалення їх на відстань більше R_o можна здійснити лише при вчиненні певної роботи проти сил відштовхування чи притягування. При закономірному розташуванні атомів у металі з утворенням правильної кристалічної гратки буде реалізований стан з мінімальною енергією взаємодії атомів.

Атоми (іони) займають положення з мінімальною потенційною енергією. Атоми, які складають поверхневий шар, мають підвищену потенційну енергію за рахунок наявності некомпенсованих сил взаємодії (приймаючи сферичний характер силового поля навколо атома (іона)).

Рис.1.1. Сили взаємодії двох атомів