1.2 Будова атому
Згідно з квантово–механічною моделлю атому всі види матерії мають хвильові властивості. Згідно де-Бройлю кожна частинка, що рухається, має хвильові властивості і може бути охарактеризована довжиною хвилі та частотою. У загальному випадку атом складається з позитивно зарядженого ядра, навколо якого у певній послідовності розташовуються негативно заряджені частинки (електрони), які знаходяться у постійному русі (рисунок 1.4).
Рисунок 1.4 — Схема будови атому
Енергія та просторове розташування електронів визначається орбіталью, яку займає електрон. Будова атому визначається чотирма
квантовими числами:
1. Головне квантове число (n) — це ціле позитивне число, яке характеризує енергетичний рівень електрона. При n = 1 електрон знаходиться на самому низькому по енергії дозволеному стані, який зветься основним станом. Чим більше n, тим більша енергія електрона.
2. Орбітальне квантове число (l) визначає форму електронної хмари. Кожному значенню l відповідає електронна хмара визначеної форми. Наприклад, при l = 0 електронна хмара має форму сфери, а при l = 1 — форму гантелі. Число l може приймати значення від 0 до n – 1 включно. Стан електрона із значеннями l = 0, 1, 2, 3, 4 позначається літерами s, p, d, f, g.
3. Магнітне квантове число (m) — визначає кількість орбіталей кожного типу і приймає цілі значення, які обмежені значеннями числа l в межах від –l до +l (–l, 0, +l).
4. Спінове квантове число (s) завжди має два дозволених значення: +1/2 та –1/2. Воно вказує на те, що електрон, який знаходиться на будь–якій орбіталі може характеризуватися одним із двох протилежних напрямків обертання навколо своєї вісі.
Згідно принципу заборони Паулі в атомі не може бути двох електронів, що мають однакові 4 квантові числа. Фізичний зміст цього принципу полягає у тому, що в кожній точці простору в одну мить не можуть знаходитися два електрони. Тому два електрони можуть зайняти одну орбіталь при умові, що вони мають протилежні спіни. Два електрона, що знаходяться на одній орбіталі мають, назву спарених.
Докладніше по п. 1.2 дивись [16].
1.3 Елементарні зв’язки в твердих тілах
Міцність твердого тіла пояснюється присутністю елементарних зв’язків, які поділяються на:
1) полярні, якщо центр позитивного заряду не співпадає з центром негативного заряду;
2) неполярні.
Полярні зв’язки поділяються на:
— гетерополярні — це ті, які утворюються з різнойменно заряджених частинок (іонний зв’язок);
— гомеополярний зв’язок (металевий та ковалентний зв’язки).
В загальному випадку є наступні види елементарних зв’язків:
1) міжмолекулярний;
2) водневий;
3) іонний;
4) ковалентний;
5) металевий.
У чистому вигляді при зварюванні жоден зв’язок не має місця.
1.3.1 Міжмолекулярний зв’язок (сили Ван–дер–Ваальса)
Утворення зварного з’єднання в твердій фазі починається з утворення міжмолекулярних зв’язків. Цей зв’язок утворюється між неполярними молекулами. В них за рахунок постійного переміщення електронів відбувається короткочасне зміщення центрів негативних та позитивних зарядів, тобто молекула короткочасно перетворюється у диполь. Навколо нього утворюється електричне поле, яке поляризує сусідню молекулу, перетворюючи її в диполь. Поруч знаходяться два диполя, які притягаються електростатично протилежно зарядженими кінцями. Величина зв’язку залежить від відстані, тому на початку зварювання молекулярні зв’язки малі.
Сили Ван–дер–Ваальса починають проявлятися на відстанях між тілами приблизно в 1 мкм і мають величину 10–5 Н (енергія зв’язку 10–3 Дж·моль–1).
По мірі утворення фізичного контакту (коли дві поверхні зближені до атомарного рівня) міжмолекулярні сили ростуть і при відстані 1 нм зусилля розриву може досягнути до 100 МПа.
В цьому випадку енергія міжмолекулярних зв’язків досягає 104 Дж·моль–1.
Якщо за допомогою електричного поля штучним шляхом на поверхні створити високу густину постійно діючих диполів, то енергію зв’язку двох поверхонь можна підвищити до 105 Дж·моль–1 (це використовується при зварюванні в електричному полі). Сили Ван–дер–Ваальса діють між будь–якими атомами, молекулами. В загальному випадку вони дуже малі, тому молекулярні кристали відрізняються низькою температурою плавлення. Ці сили є лише додатком при інших видах зв’язків, між поверхнями, що зварюються.
1.3.2 Іонний зв’язок
Його відносять до електростатичних видів зв’язків і виникає він, якщо поряд знаходяться два атоми, один з яких має високу ступінь електронегативності, а другий — електропозитивності. Другий атом перетворюється на позитивний іон за рахунок втрати електрону, а перший в негативний іон за рахунок придбання електрону. Поряд знаходяться два протилежно заряджених іона, котрі взаємодіють відповідно до закону Кулона (1.1). Прикладом є молекула NaCl.
Міцність зв’язку — 105–107 Дж·моль–1. Зв’язки відрізняються відсутністю просторової спрямованості, насиченості, а тому речовини з таким зв’язком характеризуються ізотропними властивостями.
До електростатичних видів зв’язків відносять також взаємодії: іон–диполь, диполь–диполь.
Взаємодія іон–диполь. Молекула води полярна. Кисневий «кінець» збагачений електронами порівняно з водневим «кінцем» тому, що електронегативність кисню більша, ніж водню. Якщо в іонному зв’язку один із іонів замінити полярною молекулою, то поміж залишившимся іоном і протилежно зарядженим «кінцем» полярної молекули виникає електростатичне притягання (рисунок 1.5).
Рисунок 1.5 — Схема взаємодії іон–диполь
Якщо іон, який приймає участь у іон–дипольній взаємодії, замінити на другу полярну молекулу, то має місце диполь–дипольна взаємодія.
Якщо у зв’язок диполь–диполь входить атом водню, то утворюється водневий зв’язок, який міцніший, ніж звичайний диполь–дипольний зв’язок (це пояснюється малим іонним радіусом атому водню). Водневий зв’язок має місце при зварюванні в електричному полі.
1.3.3 Ковалентний зв’язок
Два чи більше атомів можуть утворювати зв’язок, якщо вони узагальнюють між собою валентні електрони. Найбільш відомий такий зв’язок, коли об’єднуються два електрони від двох атомів (по одному від кожного). Кожне з ядер міцно зв’язане з двома електронами і в решті два ядра утримуються поруч друг з другом.
Якщо ковалентний зв’язок утворено двома однаковими атомами, то молекула неполярна (Н2, Сl2, N2). Якщо ковалентний зв’язок утворюється при взаємодії різнойменних атомів — зв’язок полярний. Енергія ковалентного зв’язку приблизно 105 Дж·моль–1, що визначає високу температуру плавлення і міцність кристалів (кремній, германій).
Міцні зв’язки ковалентного типу утворюються не тільки в атомних кристалах, але й при з’єднанні металів з оксидами металів, напівпровідниками, інтерметалідами з напівпровідниковими властивостями та металоїдами.
Донорно–акцепторна взаємодія. У простих ковалентних зв’язках кожний атом дає однакову кількість електронів і орбіталей. В деяких речовинах з ковалентним зв’язком атоми, що з’єднуються, віддають на утворення зв’язків неоднакову кількість електронів. При цьому в одного атома повинні бути незв’язані електрони, а у другого вільні орбіталі. Утворюється донорно–акцепторний чи координаційно–ковалентний зв’язок.
Цей зв’язок виникає при зварюванні металів з неметалами. Якщо зварюється метал з керамікою, і кераміка складається з кислотних оксидів (акцептор електронів), то для утворення зварного з’єднання з металом на останньому потрібно створити плівку низького основного оксиду (донор електронів).
1.3.4 Металевий зв’язок
Це різновид ковалентного зв’язку, але узагальнюються не кілька орбіталей і електронів, а усі валентні електрони, котрі одночасно притягуються до всіх ядер іонів кристалічної гратки. При цьому утворюються загальні рівні енергій по всьому об’єму кристалу. Кількість рівнів буде одного порядку з кількістю атомів у даному об’ємі металу. Рівні близькі між собою і утворюють енергетичні смуги чи зони, які іноді розглядаються як розчеплення валентних рівнів. Міцність зв’язку 105 Дж·моль-1. Властивості зв’язку ізотропні. Металевий зв’язок утворюється при зварюванні металів.
Докладніше по п. 1.3 дивись [16].