Природа сил, що діють між атомами поверхні

У всіх матеріалах існує міжатомне притягання, яке приводить до утворення атомних зв’язків. Якщо б таке притягання було відсутнє, то кожен атом був би незалежним від інших. Крім того, матеріали не були б цілісними і не могли б чинити опір прикладеним зовнішнім силам.

Якщо ж поверхні двох твердих тіл зблизити до відстані порядку міжатомного, між атомами виникають сили взаємодії, такі ж, як між атомами в межах одного тіла. Ці сили є однією з причин опору відносному переміщенню тіл, що труться і обумовлюють молекулярну (адгезійну) складову сили тертя. Розрізняють чотири основних види сил міжатомної взаємодії:

I)іонні; 2) ковалентні; З) Ван-Дер-Ваальсові;4) металеві.

Іонний зв’язок утворюється тільки між різнорідними атомами. При цьому один атом віддає частину електронів, а інший отримує, так що обидва досягають стійкої електронної конфігурації інертних газів, стаючи при цьому іонами протилежних знаків. Між іонами виникають електростатичні сили тяжіння. Прикладом може служити кристал повареної солі NaCl. Іонні кристали мають великий тепло- і електроопір і низьку пластичність.

Ковалентний (гомеополярний) зв’язок встановлюється за рахунок утворення стійких електронних конфігурацій шляхом усуспільнення електронів окремими атомами. Природа цього зв’язку квантовомеханічна. При утворенні цього зв’язку збільшується можливість перебування електронів між ядрами зв’язаних атомів, що викликає зменшення енергії системи і виникнення сил тяжіння між ядрами (електронна хмара як би стягає ядра). Ковалентні кристали також володіють низькою тепло- і електропровідністю і дуже низькою пластичністю.

Ковалентний зв’язок є у багатьох кристалічних тіл особливо в елементах правої частини періодичної системи: алмаз, SiF₄, Si^мет, SiC, CH₄, CCl₄, H₂0, H₂O₂.

Ковалентний зв’язок може бути дуже сильним, як у алмазі, і досить слабким, як у вісмуті. Так, що T_пл ковалентних твердих тіл розподілені в широкому інтервалі.

Ван-дер-Ваальсовий зв’язок може існувати між будь-якими молекулами і атомами. Природа цього зв’язку електростатична. За певних умов атоми можна розглядати як диполі (центри негативних і позитивних зарядів в атомі в кожний даний момент часу не збігаються). Тяжіння між диполями й обумовлює утворення зв'язку. Це саме слабкий з усіх зв’язків, однак йому притаманні деякі унікальні властивості, які в певних ситуаціях роблять його домінуючим. Перш за все, Ван-дер-Ваальсові сили можна розглядати як універсальні і такі, що зберігають свою значну величину навіть при порівняно великих віддалях між молекулами (до 1 мкм). Він часто визначає не тільки взаємодію між твердими тілами, але і процеси, що протікають на поверхнях розділу. Серед них такі, наприклад, як фізична адсорбція, змочування поверхонь, адгезійна взаємодія, формування поверхневих шарів, стійкість колоїдів і др. Саме тому Ван-дер-Ваальсовий зв’язок є універсальний і найпоширеніший при фрикційній взаємодії.

Металевий зв’язок обумовлений вільними електронами, що утворюють своєрідний "електронний газ", який підпорядковується квантовій статистиці Фермі-Дірака. Електронний газ як би "скріплює" позитивні іони, що знаходяться у вузлах кристалічної решітки. Утворення металевого зв’язку між металами, що труться можливе лише при відсутності поверхневих плівок (наприклад, при терті у високому вакуумі) або якщо швидкість стирання плівок перевищує швидкість їх утворення. Для зовнішнього тертя найбільший інтерес представляють останні два види зв’язків. Уявлення про стійкість зв’язків дає таблиця 2.2.

Таблиця 2.2 - Енергія розриву різних зв’язків

Вид зв’язку	Енергія розриву зв’язку, еВ
Іонний	8,5
Ковалентний	6,0
Металевий	2,5
Ван-Дер-Ваальсовий	0,1

 

Вище описані три первинні зв’язки в “чистому” вигляді зустрічаються рідко. Наприклад, в Si виникають спарені електрони характерні для ковалентного зв’язку. Однак в атомі Si невелика кількість електронів здатна переходити з ковалентного зв’язку між сусідні атоми (металічний зв’язок), викликаючи появу незначної провідності. В більшій степені це є притаманним для германію і олова (напівпровідники).

Іншим прикладом комбінації зв’язків може служити молекула водню. На протязі деякого часу (@10^-17с), коли обидва електрони розміщуються коло одного і того ж ядра, молекула стає іонною, тобто існують іони H⁺ і H^-, які взаємно притягаються. Оскільки таке виключне положення зберігається тільки незначний час, то звичайно молекулу H₂ розглядають як приклад ковалентного зв’язку.

Поєднання іонного і металічного зв’язків спостерігається в ряді сполук. Так, в оксиді титану TiO достатньо металічних зв’язків, які визначають його непрозорість і провідність, але при розгляді хімічних реакцій ця сполука можна трактувати як Ti²⁺O^2-.

Утворення адгезійного шва при взаємодії двох поверхонь має місце завжди, коли на поверхні твердого тіла є надлишкова поверхнева енергія. Звичайно тверді тіла покриті оксидними плівками, які після схоплювання легко руйнуються. Якщо плівки відсутні, то легко утворюється з’єднання з металевим зв’язком.

Стосовно тертя і зношування не менш важливим є характер руйнування утвореного адгезійного зв’язку. Руйнування відбувається або по місцю утворення зв’язку (адгезійне руйнування, додатній градієнт), або на деякий глибині (когезійне руйнування, від’ємний градієнт).