Введение

Физическое материаловедение является одним из важных разделов науки, имеющим весьма широкое прикладное применение. Оно лежит в основе базовых технологий создания материалов, производства полупроводников, сегнетоэлектриков, магнитных материалов, искусственных кристаллов, оптических кристаллов (в том числе люминофоров) и т. д.

Задачей дисциплины является изучение состава твердых тел, их атомно-электронной структуры, установление зависимости между ними и различными физическими свойствами, в первую очередь кристаллических материалов, процесса кристаллизации и других вопросов.

Данное пособие не претендует на охват вех разделов и вопросов курса, связанных со свойствами твердого тела, а преследует цель, с учетом специфики специальности, ознакомить будущих инженеров с рядом разделов курса, изложить основные представления теории этих вопросов и их приложение к описанию некоторых свойств кристаллических тел и процессов в них происходящих.

Изучение разделов физического материаловедения углубляет базовую теоретическую подготовку студентов специальности «Оборудование и технология сварочного производства», расширяет техническую эрудицию будущих инженеров, является основой для изучения специальных дисциплин.

1. Электронная структура металлов и периодическая система элементов

Характерные физические и химические свойства, отличающие металлы от других элементов, определяются электронной структурой их атомов.

Согласно модели Резерфорда атом можно представить в виде положительно заряженного ядра, окруженного облаком отрицательно заряженных электронов. Хотя в ядре сосредоточена почти вся масса атома, его диаметр (около 10^-13 см) очень мал по сравнению с размерами всего атома (диаметр атома порядка 10^-8 см). У атома с атомным номером Z положительный заряд ядра, выраженный в единицах заряда электрона (е = 4,8029 ∙ 10^-10 эл.-cmam. ед.), равен +Ze. Этот заряд несут Z протонов, каждый из которых имеет такую же массу, как и ядро атома водорода (в 1836 раз больше массы электрона) и заряд + е. Ядра могут также содержать частицы, которые не несут заряда и называются нейтронами. Масса нейтрона почти такая же, как у протона (в 1839 раз больше массы электрона), поэтому нейтроны не изменяют заряда ядер, но вносят, тем не менее, существенный вклад в атомные веса элементов, которые приведены в табл. 1. Шкала атомных весов основывается на том, что атомный вес кислорода принят равным 16,0000. При этом атомный вес водорода оказывается равным 1,0080. Большая часть элементов состоит из атомов, имеющих различные атомные веса, но одинаковый атомный номер; у таких атомов число протонов остается одинаковым (равным атомному номеру Z), однако число нейтронов может быть различным, что и определяет образование так называемых изотопов с различными атомными весами.

Ближайшее к атомному весу целое число называется массовым числом и используется для обозначения изотопов, например U²³⁵ и U²³⁸.

В ядрах содержатся также частицы, называемые мезонами (они могут нести заряд +е или –е, или быть нейтральными; мезоны осуществляют связь между нейтронами и протонами), и нейтрино (нейтральные частицы с массой меньше 0,0005 массы электрона¹). Следует, однако, отметить, что влияние содержащихся в ядрах частиц (кроме протонов) на химические свойства элементов еще не изучено.

В электрически нейтральном атоме Z протонам ядра соответствуют Z орбитальных электронов. Согласно теории атома, предложенной Бором, электроны могут двигаться на довольно значительном расстоянии от ядра, однако при этом большую часть времени они должны находиться в пределах строго определенных оболочек, соответствующих главным квантовым числам п = 1, 2, 3, …,7 и обозначаемых буквами K, L, M, …, Q (соответственно в порядке увеличения расстояния от ядра). Эти основные оболочки в свою очередь подразделяются на подоболочки четырех типов, обозначаемых буквами s, p, d и f, которые могут содержать 1, 3, 5 или 7 электронных орбит (орбиталей) соответственно.

Ограничение движения электронов определенными орбиталями предсказывается квантовой теорией, согласно которой для определения состояния электрона в атоме необходимо знать четыре квантовых числа. Главное квантовое число п связано с энергией электрона в данном состоянии, причем отрицательная величина энергии электрона, находящегося в той или иной основной оболочке, обратно пропорциональна п². Второе квантовое число I является мерой момента количества движения электрона и может иметь значения от нуля до (п – 1). Значения I = 0, 1, 2 и 3 связаны с подоболочками, обозначаемыми буквами s, р, d и f соответственно. В

связи с этим K-оболочка может содержать только орбитали s-типа,

L-оболочка — орбитали s- и р-типа, М-оболочка — орбитали s-, р- и d-типа и т. д., т. е. при каждом увеличении главного квантового числа

Таблица 1

Международные атомные веса элементов ²), ³)

Сим­вол	Элемент	Атом-ный номер	Атом-ный вес	Сим-вол	Элемент	Атом­ный номер	Атомный вес
1	2	3	4	5	6	7	8
Аг	Аргон	18	39,944	Не	Гелий	2	4,003
Ас	Актиний	89	227	Hf	Гафний	72	178,50
Ag	Серебро	47	107,880	Hg	Ртуть	80	200,61
Аl	Алюми­ний	13	26,98	Но	Гольмий	67	164,94
Am	Амери­ций	95	(243)	I	Иод	53	126,91
As	Мышьяк	33	74,91	In	Индий	49	114,82
At	Астатин	85	(210)	Ir	Иридий	77	192,2
Аи	Золото	79	197,0	К	Калий	19	39,100
В	Бор	5	10,82	Кг	Криптон	36	83.80
Ва	Барий	56	137,36	La	Лантан	57	138,92
Be	Бериллий	4	9,013	Li	Литий	3	6,940
Bi	Висмут	83	209,00	Lr	Лоуренсий	103	–
Вk	Беркелий	97	(249)	Lu	Лютеций	71	174,99
Br	Бром	35	79,916	Md	Менделе­вий	101	(250)
С	Углерод	6	12,011	Mg	Магний	12	24,32
Продолжение табл.1
1	2	3	4	5	6	7	8
Са	Кальцин	20	40,08	Mb	Марганец	25	54,94
Cd	Кадмий	43	112,41	Mo	Молибден	42	95,95
Се	Церий	58	140,13	N	Азот	7	14,008
Cf	Калифорний	98	(251)	Na	Натрии	11	22,991
Cl	Хлор	17	35,457	Nb	Ниобий	41	92,91
Cm	Кюрий	96	(247)	Nd	Неодим	60	144,27
Co	Кобальт	27	58,94	Ne	Неон	10	20,183
Cr	Хром	24	52,01	Ni	Никель	28	58,71
Cs	Цезий	55	132,91	No	Нобелий	102	–
Си	Медь	29	63,54	Np	Нептуний	93	(237)
Dy	Диспро­зий	60	162,51	О	Кислород	8	16
Er	Эрбий	68	167,27	Os	Осмий	76	190,2
Es	Эйн­штей­ний	99	(254)	P	Фосфор	15	30,975
Eu	Европий	63	152,0	Pa	Протак­тиний	91	(231)
F	Фтор	9	19,00	Pb	Свинец	82	207.21
Fe	Железо	20	55,85	Pd	Палладий	40	106,4
Fm	Фермий	100	(253)	Pm	Прометий	61	(147)
Fr	Франций	87	(223)	Po	Полоний	84	(210)
Ga	Галлий	31	69,72	Pr	Празеодим	59	140,92
Gd	Гадо­линий	64	157,26	Pt	Платина	78	195,09
Ge	Герма­ний	32	72,60	Pu	Плутоний	94	(242)
H	Водород	1	1,0080	Ra	Радий	88	(226)
Rb	Рубидий	37	85,48	Tb	Тербий	65	158,93
Re	Рений	75	180,22	Tc	Технеций	43	(99)
Rh	Родий	45	102,91	Те	Теллур	52	127,61
Rn	Радон	86	(222)	Th	Торий	90	232,05
Ru	Рутений	44	101,1	Ti	Титан	22	47,90
Продолжение табл.1
1	2	3	4	5	6	7	8
S	Сера	16	32,006 32,0034	Tl	Таллий	81	204,39
				Tu	Тулий	69	168,94
Sb	Сурьма	51	121,76	U	Уран	92	238,07
Sc	Скандий	21	44,96	V	Ванадий	23	50,95
Se	Селен	34	78,96	W	Вольфрам	74	183,86
Si	Кремний	14	28,09	Xe	Ксенон	54	131,30
Sm	Самарий	62	150,35	Y	Иттрий	39	88,92
Sn	Олово	50	118,70	Yb	Иттербий	70	173,04
Sr	Стронций	38	87,63	Zn	Цинк	30	65,38
Та	Тантал	73	180,95	Zr	Цирконий	40	91,22

добавляется дополнительная подоболочка. Третье квантовое число m_l является мерой проекции момента количества движения на определенное направление (обычно это направление очень слабого внешнего магнитного поля). Это квантовое число может принимать любые значения от + l до - l, включая нуль, ограничивая, таким образом, число орбиталей в s-, p-, d- и l-подоболочках, как уже отмечалось выше. Четвертое квантовое число m_s связано с направлением спина электрона, определение которого также требует наличия магнитного поля. Спиновое квантовое число может принимать значения ±¹/₂, и, следовательно, каждая орбиталь, определяемая квантовыми числами п, l, т_l может содержать два электрона с противоположными спинами, соответствующими квантовым числам m_s = ±¹/₂ и m_s = –¹/₂.

Поскольку каждое электронное состояние связано с определенной энергией, то энергия атома в целом должна определяться путем суммирования энергий электронных состояний Z орбитальных электронов. Однако квантовые законы ограничивают число электронов, находящихся в данном состоянии, не давая возможности всем электронам занять наинизшие энергетические состояния. Это ограничение выражается принципом Паули, согласно которому никакие два электрона не могут находиться в двух совершенно одинаковых энергетических состояниях, определяемых четырьмя одинаковыми квантовыми числами n, l, m_l и m_s. Поэтому в атоме любого элемента Z электронов распределяются по разрешенным состояниям таким образом, чтобы общая энергия атома была минимальной. Из рассмотрения электронной структуры атомов различных элементов, можно сделать заключение о том, что именно распределение электронов по главным оболочкам и подоболочкам приводит к появлению у элементов хорошо известных периодических изменений валентности и свойств при последовательном увеличении атомного номера, которые суммированы в периодической системе элементов Менделеева.

Электронные структуры элементов присущи изолированным или свободным атомам, у которых орбитали имеют дискретные значения энергии. Однако при сближении атомов элемента значения энергии внешних орбиталей не остаются дискретными, а размываются в определенный интервал энергий, известный под названием энергетической зоны. Когда атомы какого-либо элемента приводятся в очень тесное соприкосновение, как, например, в кристалле, то энергетические зоны, связанные с различными орбиталями, могут оказаться настолько широкими, что при этом некоторые из них будут перекрываться в результате чего возможно образование гибридных орбиталей. Например, ns- и пр-орбитали могут в результате гибридизации давать spd-гибридные орбитали, a ns-, пр-и (п – 1) d-орбитали могут образовывать spd-гибридные орбитали. Эти гибридные орбитали вносят определенный вклад в силы межатомного взаимодействия в кристалле.