ATOMY

Atomy składają się z pewnej liczby elektronów rozmieszczonych wokół jądra. W skład jądra wchodzą nukleony, które w zależności od ładunku elektrycznego bądź jego braku są protonami lub neutronami.

LICZBY KWANTOWE

Elektron poruszający się w polu jądrowym może zajmować tylko ściśle określone stany energetyczne związane z gęstościami chmur elektronowych. Stan energetyczny elektronu charakteryzują cztery liczby kwantowe:

główna n=1,2,3,4,5,6 lub 7 n>= 1

poboczna l=0,1,2,3,4,5,6 l=<n-1

magnetyczna -l=<ml=<+l

spinowa ms=+-1/2

Główna liczba kwantowa n określa liczbę powierzchni węzłowych kulistych, ze środkiem w jądrze lub płaszczyzn przechodzących przez jądro, na których gęstość chmury elektronowej jest równa zeru. Większe liczby świadczą o dużej wielkości chmur elektronowych. Główna liczba kwantowa określa zatem tzw. Powłoki elektronowe poszczególnych stanów energetycznych. Oznaczane kolejno liczbami od 1 do 7 lub dużymi literkami K,L,M,N,O,P i Q.

Poboczna liczba kwantowa l określa podpowłoki elektronowe, oznaczane odpowiednio s, p, d, f, gdy l=0, 1, 2, 3. Określa ona liczbę płaszczyzn węzłowych przechodzących przez jądro atomu i charakteryzuje moment pędu elektronu.

Magnetyczna liczba kwantowa m_l jest miarą orientacji momentu pędu elektronu i określa składową tego momentu w kierunku przyłożonego pola magnetycznego.

Spinowa liczba kwantowa m_s ujmuje wpływ pola magnetycznego wytwarzanego przez elektron wirujący wokół swojej osi. Znak liczby spinowej zależy od tego, czy elektron jest ustawiony równolegle, czy antyrównolegle do lini sił pola magnetycznego.

ZAKAZ PAULIEGO

Rozmieszczeniem elektronów na poszczególne stany energetyczne rządzi zakaz Pauliego, który można sformułować w następujący sposób: w atomie, w określonym stanie stacjonarnym może znajdować się tylko jeden elektron. Każdy stan stacjonarny jest określony za pomocą czterech liczb kwantowych n,l,mj,ms, więc według zakazu Pauliego w atomie nie może istnieć więcej niż jeden elektron o tym samym zespole liczb kwantowych. Maksymalna liczba stanów energetycznych energetycznych danej powłoce elektronowej wynosi 2n2.

KLASYFIKACJA PIERWIASTKÓW CHEMICZNYCH

Pierwiastki chemiczne są uporządkowane według wzrastającej liczby atomowej. Pierwiastki o zbliżonych własnościach znajdują się obok siebie w układzie okresowym pierwiastków. Układ ten został podzielony na 7 poziomych okresów. Kolumny pionowe układu których jest 16 nazwano grupami.

Pierwiastki chemiczne możemy podzielić na:

Gazy szlachetne - mają trwałe konfiguracje elektronowe, charakteryzujące się całkowitym wypełnieniem wszystkich powłok elektronowych. Liczba powłok jest zależna od okresu, w którym dany gaz szlachetny występuje. Gazy szlachetne są chemicznie obojętnie.

Metale alkaliczne i ziem alkalicznych - atomy tych pierwiastków zawierają 1 lub 2 elektrony walencyjne, które są łatwo oddawane w przypadku łączenia się z innymi atomami. W związku z tym pierwiastki te są nazywane elektrododatnimi.

Metale przejściowe - dwie pierwsze powłoki są częściowo zapełniane elektronami dopóty, dopóki nie nastąpi ich całkowite zabudowanie. Natomiast Natomiast trzeciej i następnych powłokach przed zapełnieniem podpowłok d następuje obsadzenie podpowłok s wyższej powłoki.

Metale ziem rzadkich - zwane są inaczej lantanowcami. Lantanowcami. Podpowłoka 4f jest zapełniana po wypełnieniu podpowłoki 6s i po wejściu jednego elektronu do podpowłoki 5d.

Aktynowce - podpowłoka 5f jest zapełniana po zapełnieniu podpowłoki 7s i po wejściu jednego elektronu do podpowłoki 6d.

Pierwiastki amfoteryczne - ich atomy w reakcjach z innymi atomami mogą zarówno oddawać własne elektrony walencyjne, jak i przyjmować elektrony walencyjne należące do innych atomów.

Niemetale - należą do typowych pierwiastków elektroujemnych, gdyż atomy tych pierwiastków łatwo przyjmują elektrony walencyjne innych atomów.

WADY BUDOWY KRYSTALICZNEJ

Najogólniej wady budowy krystalograficznej można podzielić ze względu na ich cechy geometryczne na: punktowe, liniowe, powierzchniowe.

Wady budowy krystalograficznej w istotny sposób wpływają na własności wytrzymałościowe i plastyczne metali. Obliczenia teoretyczne wykazują, że najlepszymi własnościami wytrzymałościowymi powinny cechować się metale o idealnej budowie krystalicznej, a ich wytrzymałość powinna przewyższać około 1000 - krotnie wytrzymałość metali technicznych.

Defekty punktowe powstają pod wpływem drgań węzłów sieci wokół położeń równowagowych. Do defektów punktowych należą wakansy i atomy międzywęzłowe.

Wakansy - wolne węzły sieci

Atomy międzywęzłowe - atomy, które opuściły pozycje węzłowe i przemieściły się do pozycji międzywęzłowych

Defekty te powodują naruszenie odległości między atomami. Są one również przyczyną lokalnego odkształcenia struktury sieciowej kryształu.

Defekty punktowe powstają przez dwa mechanizmy, tzw. defekt Frankla i defekt Schottky'ego.

Defekt Frankla powstaje wskutek przemieszczenia się atomu z pozycji węzłowej w międzywęzłową z jednoczesnym utworzeniem wakansu. Powstaje w związkach jonowych oraz w metalach o małej gęstości ułożenia atomów.

Defekt Schottky'ego polega na wytworzeniu wakansu w wyniku przemieszczenia się atomu z pozycji węzłowej sieci na powierzchnię kryształu. Powstaje w metalach technicznych.

Ekspansja sieci

Kontrakcja sieci

Liczba defektów

n = N * exp * (-E / k*T)

gdzie:

N - liczba atomów w krysztale

E - energia aktywacji defektów

k - stała Boltzmanna

T - temperatura

Dyslokacje

Dyslokacje są to liniowe defekty budowy krystalicznej. Defekty te decydują o podatności ciał krystalicznych na odkształcenia plastyczne. Wyróżnia się następujące dyslokacje: krawędziowe, śrubowe i mieszane, całkowite, częściowe i kątowe oraz ruchliwe i zakotwiczone (o ograniczonej zdolności do przemieszczania się w krysztale).

Dyslokacje krawędziowe

Dyslokacja krawędziowa jest to przerwana krawędź płaszczyzny sieciowej w krysztale. Rozróżniamy dyslokację krawędziową dodatnią (⊥) lub ujemną (Τ). b - wektor Burgersa - miara wielkości dyslokacji i związane z nią odkształcenia sieci. Wektor ten wyznacza się za pomocą konturu Burgersa.

Brak dyslokacji - kryształ idealny

Poprowadzony wokół każdego węzła sieci kontur Burgersa, odcinający tę samą liczbę translacji sieci, zamyka się.

(Rys.17)

Kryształ zawiera dyslokację - poprowadzony wokół każdego węzła sieci kontur Burgersa nie zamyka się (wielkość niedomknięcia jest równa b)

Dyslokacja krawędziowa dodatnia

(Rys.18)

Dyslokacja krawędziowa ujemna

(Rys.19)

Dyslokacja całkowita - wektor Burgersa jest równy translacji sieci

Superdyslokacja - wektor Burgersa jest równy wielokrotności translacji sieci

Dyslokacja częściowa - wektor Burgersa jest równy ułamkowi translacji sieci

Dyslokacje śrubowe

Dyslokacja śrubowa powstaje wskutek przemieszczenia się jednej części kryształu w płaszczyźnie poślizgu względem drugiej równoległej do osi (linii dyslokacji śrubowej).

(Rys.20)

Kontur Burgersa wokół dyslokacji śrubowej nie zamyka się (wielkość tego zamknięcia jest równa wektorowi Burgersa b). Rozróżniamy dyslokacje śrubowe prawoskrętne i lewoskrętne.

Dyslokacja śrubowa prawoskrętna

(Rys.21)

Dyslokacja AB (równoległa do swego wektora Burgersa zgodnego z kierunkiem naprężenia) przemieszcza się w głąb kryształu (tworzy uskok o wielkości b). W przypadku dyslokacji lewoskrętnej poślizg kryształu przebiega w kierunku przeciwnym. A więc dyslokacje śrubowa jest to przemieszczenie części kryształu względem drugiej pod wpływem naprężenia.

Dyslokacje mieszane

Dyslokacjami mieszanymi nazywamy dyslokacje o dowolnej orientacji wektora Burgersa względem swych linii (nakładające się dyslokacje krawędziowe i śrubowe). Dyslokacje mieszane mogą być krzywoliniowe (dyslokacje nie mogą się w krysztale przerywać, a więc muszą wychodzić na jego powierzchnię lub tworzyć wewnątrz kryształu zamknięte pętle). W pątlach można wyróżnić odcinki dyslokacji, do których wektor Burgersa jest prostopadły i równoległy (dyslokacje krawędziowe i śrubowe). Pozostałe odcinki pętli to dyslokacje mieszane.

Wiązanie międzycząsteczkowe

Jest to wiązanie siłami van der Waalsa, które działają między atomami prawie wszystkich pierwiastków. Powstają wskutek nierównomiernego rozmieszczenia ładunku elektrycznego w chmurach elektronowych atomów. Powoduje to, że atom staje się dipolem i oddziaływa na sąsiednie atomy. Występują przy tym siły przyciągania, które decydują o skraplaniu gazów szlachetnych i zestaleniu gazów rzeczywistych. Cechy: przeźroczyste lub zabarwione, nie przewodzą prądu elektrycznego.

(Rys.1)

Wiązanie jonowe

Wiązanie to występuje między atomami pierwiastków elektrododatnich i elektroujemnych. Atomy dążą do uzyskania oktetowej struktury elektronowej powłoki zewnętrznej. Np. NaCl powstały z atomów Na (1 elektron walencyjny), Cl (7 elektronów walencyjnych).

Na + Cl ⇒(Na)⁺( Cl )^-

Atom Na oddaje własny elektron walencyjny Cl wskutek czego zmienia się w jon dodatni natomiast atom Cl zmienia się w jon ujemny. Powstała cząsteczka NaCl jest dipolem (w anonie ładunek dodatni, w kationie ujemny). Siła wiązania zwiększa się z ilością przekazywanych elektronów walencyjnych. Cechy: wiązanie silne, duża twardość i wytrzymałość, wysoka temperatura topnienia, kruche, nieplastyczne, izolator (stan stały), słabe przewodzenie prądu (stan ciekły).

Wiązanie atomowe

Jest to wiązanie kowalencyjne, w którym atomy pierwiastków dążą do tworzenia stabilnych konfiguracji elektronowych. Np. Atom Cl (7 elektronów walencyjnych) uwspólnia po jednym z elektronów walencyjnych z drugim atomem Cl.

Cl + Cl ⇒ Cl Cl

Jest to wiązanie nasycone (atom wiąże tylko tyle atomów, ile ma wolnych stanów kwantowych). Cechy: nieodkształcalne, nie przewodzą prądu elektrycznego.

RODZAJE SIECI

Sieć A1

Sieć regularna ściennie centrowana - A1(RSC)

1. Liczba atomów - 14 z tego 4 na komórkę

2. Promienie luk (przestrzeni międzywęzłowych)

-oktaedrycznych- r6=0,41rA

-tetraedrycznych- r4=0,225rA

3. Promień atomu- rA=0,707a

4. Liczba koordynacji wynosi 12 (liczba najbliższych sąsiadów każdego atomu)

5. Płaszczyzny i kierunki gęstego ułożenia

{111}

<110>

12 systemów poślizgu

6. Sekwencja płaszczyzn ABCABC...

7. Przykłady: Ag, Au, Cu, Al,...

Sieć A2

Sieć regularna przestrzennie centrowana - A2(RPC)

1. Liczba atomów - 9 z tego 2 na komórkę

2. Promienie luk (przestrzeni międzywęzłowych)

-oktaedrycznych- r6=0,15rA

-tetraedrycznych- r4=0,291rA

3. Promień atomu- rA=0,866a

4. Liczba koordynacji wynosi 8 (liczba najbliższych sąsiadów każdego

atomu)

5. Płaszczyzny i kierunki gęstego ułożenia

{110} {211} {321}

<111> <111> <111>

6*2=12syst. 12*1=12 syst. 24*1=24 systemy

poślizgu poślizgu poślizgu

6. Sekwencja płaszczyzn ABAB...

7. Przykłady: Cr, Nb, Ta, W,...

Sieć A3

Sieć heksagonalna o najgęstszym ułożeniu atomów - A3(HZ)

1. Liczba atomów - 17 z tego 6 na komórkę

2. Promienie luk (przestrzeni międzywęzłowych)

-oktaedrycznych- r6=0,41rA

-tetraedrycznych- r4=0,225rA

c/a=1,663 - struktura idealna

c/a=1,56 Ⴘ 1,63 - większość metali

3. Promień atomu- rA=a/2

4. Liczba koordynacji wynosi 12 (liczba najbliższych sąsiadów każdego atomu)

5. Płaszczyzny i kierunki gęstego ułożenia

{0001}

<1120>

1*3=3 systemy poślizgu

6. Sekwencja płaszczyzn ABCABC...

7. Przykłady: Zn, Cd, Mg, Ti, Be,...

---