A fémes kötés kialakításának általános sémája. Fém csatlakozás

A fématomok között fémes kötés jön létre. A fématomokra jellemző, hogy a külső energiaszinten kevés elektron van, amelyeket az atommag gyengén tart, és nagyszámú, hasonló energiájú szabad atompálya, így a fémkötés telítetlen.

A vegyértékelektronok egyszerre 8 vagy 12 atomos kötések kialakításában vesznek részt (a fématomok koordinációs számának megfelelően). Ilyen körülmények között az alacsony ionizációs energiájú vegyértékelektronok az összes szomszédos atom rendelkezésre álló pályáján mozognak, kommunikációt biztosítva köztük.

Fém csatlakozás a megosztott elektronok gyenge kölcsönhatása az összekapcsolt atomok magjaival, valamint ezeknek az elektronoknak a kristály összes atomja között való teljes delokalizációja, ami biztosítja ennek a kötésnek a stabilitását.

Fémkötés kialakításának sémája (M – fém):

М 0 – ne М n +

A fémeknek van egy speciális kristályrácsuk, melynek csomópontjaiban semleges és pozitív töltésű fématomok egyaránt találhatók, amelyek között a szocializált elektronok („elektrongáz”) szabadon mozognak (a kristályon belül). A fémekben a közös elektronok mozgása különféle molekuláris pályákon keresztül történik, amelyek az összekapcsolt és sok atommagot lefedő atomok nagyszámú szabad pályájának fúziója miatt jönnek létre. Fémes kötés esetén annak irányultságáról nem lehet beszélni, hiszen a közös elektronok egyenletesen delokalizálódnak a kristályban.

A fémek szerkezeti sajátosságai határozzák meg jellemző fizikai tulajdonságaikat: keménység, alakíthatóság, nagy elektromos és hővezető képesség, valamint különleges fémes csillogás.

A fémes kötés nemcsak szilárd, hanem folyékony halmazállapotú fémekre is jellemző, azaz egymáshoz közel elhelyezkedő atomaggregátumok tulajdonsága. Gázhalmazállapotban a fématomok egy vagy több kovalens kötéssel kapcsolódnak egymáshoz molekulákká, például Li 2 (Li–Li), Be 2 (Be=Be), Al 4 - minden alumíniumatom három másikhoz kapcsolódik. tetraéderes szerkezet kialakításához:

4. Hidrogénkötés

A hidrogénkötés egy speciális kötéstípus, amely csak a hidrogénatomokra jellemző. Olyan esetekben fordul elő, amikor egy hidrogénatom a legelektronegatívabb elemek, elsősorban a fluor, az oxigén és a nitrogén atomjához kapcsolódik. Vegyük például a hidrogénkötés kialakulását hidrogén-fluorid felhasználásával. Egy elektronegatív hidrogénatomnak csak egy elektronja van, ennek köszönhetően kovalens kötést tud kialakítani egy fluoratommal. Ilyenkor megjelenik egy H-F hidrogén-fluorid molekula, amelyben a közös elektronpár a fluoratom felé tolódik el.

Az elektronsűrűség ezen eloszlása ​​következtében a hidrogén-fluorid molekula egy dipólust képvisel, amelynek pozitív pólusa a hidrogénatom. Mivel a kötő elektronpár a fluoratom felé tolódik el, részben felszabadul 1 s-a hidrogénatom és magjának pályája részben szabaddá válik. Minden más atomban az atommag pozitív töltését a vegyértékelektronok eltávolítása után belső elektronhéjak árnyékolják, amelyek biztosítják a többi atom elektronhéjának taszítását. A hidrogénatomnak nincsenek ilyen héjai, magja egy nagyon kicsi (szubatomi) pozitív töltésű részecske - proton (a proton átmérője körülbelül 105-ször kisebb, mint az atomok átmérője, és elektronhiánya miatt , más elektromosan semleges vagy negatív töltésű atomok elektronhéja vonzza).

A részben „csupasz” hidrogénatom közelében az elektromos térerősség olyan erős, hogy aktívan vonzza a szomszédos molekula negatív pólusát. Mivel ez a pólus egy fluoratom, amelynek három nem kötő elektronpárja van, és s- Ha egy hidrogénatom pályája részben üres, akkor az egyik molekula pozitívan polarizált hidrogénatomja és a szomszédos molekula negatívan polarizált fluoratomja között donor-akceptor kölcsönhatás lép fel.

Így a közös elektrosztatikus és donor-akceptor kölcsönhatások eredményeként egy további második kötés jön létre egy hidrogénatom részvételével. Az az ami hidrogén kötés, …H–F H–F…

Energiában és hosszában különbözik a kovalenstől. A hidrogénkötés hosszabb és kevésbé erős, mint a kovalens kötés. A hidrogénkötés energiája 8-40 kJ/mol, a kovalens kötésé 80-400 kJ/mol. Szilárd hidrogén-fluoridban a H–F kovalens kötés hossza 95 pm, az FH hidrogénkötésé 156 pm. A HF-molekulák közötti hidrogénkötésnek köszönhetően a szilárd hidrogén-fluorid kristályai végtelen, lapos cikk-cakk láncokból állnak, mivel a hidrogénkötés következtében kialakuló három atomból álló rendszer általában lineáris.

A HF-molekulák közötti hidrogénkötések részben megőrződnek folyékony, sőt gáz halmazállapotú hidrogén-fluoridban.

A hidrogénkötést hagyományosan három pontban írják le, és a következőképpen ábrázolják:

ahol X, Y F, O, N, Cl, S atomok.

A hidrogénkötés energiáját és hosszát a H–X kötés dipólusmomentuma és az Y atom mérete határozza meg A hidrogénkötés hossza csökken, energiája pedig növekszik az X ill. Y atomok (és ennek megfelelően a H–X kötés dipólusmomentuma) és az Y atom méretének csökkenésével.

Hidrogénkötések képződnek olyan molekulák között is, amelyek O–H kötéseket tartalmaznak (például víz H 2 O, perklórsav HClO 4, salétromsav HNO 3, karbonsavak RCOOH, fenol C 6 H 5 OH, alkoholok ROH) és N–H (pl. ammónia NH 3, tiociansav HNCS, szerves amidok RCONH 2 és aminok RNH 2 és R 2 NH).

Azok az anyagok, amelyek molekuláit hidrogénkötés köti össze, tulajdonságaikban különböznek azoktól az anyagoktól, amelyek molekulaszerkezetükben hasonlóak, de nem képeznek hidrogénkötést. Az IVA csoportba tartozó elemek hidrideinek olvadáspontja és forráspontja, amelyekben nincsenek hidrogénkötések, fokozatosan csökken a periódusszám csökkenésével (15. ábra) A VA-VIIA csoportba tartozó elemek hidridjeinél ennek a függőségnek a megsértése figyelhető meg. Három olyan anyag, amelyek molekuláit hidrogénkötések kötik össze (ammónia NH 3, víz H 2 O és hidrogén-fluorid HF), sokkal magasabb olvadás- és forrásponttal rendelkezik, mint analógjai (15. ábra). Ezen túlmenően ezeknek az anyagoknak szélesebb hőmérséklet-tartománya van folyékony állapotban, magasabb az olvadás- és párolgáshőjük.

A hidrogénkötés fontos szerepet játszik az anyagok oldódási és kristályosodási folyamataiban, valamint a kristályos hidrátok képződésében.

Hidrogénkötések nem csak a molekulák között jöhetnek létre (intermolekuláris hidrogénkötés, IBC) , mint a fent tárgyalt példákban, de ugyanazon molekula atomjai között is (intramolekuláris hidrogénkötés, HB) . Például az aminocsoportok hidrogénatomjai és a karbonilcsoportok oxigénatomjai közötti intramolekuláris hidrogénkötések miatt a fehérjemolekulákat alkotó polipeptidláncok spirális alakúak.

rajz??????????????

A hidrogénkötések óriási szerepet játszanak a reduplikáció és a fehérje bioszintézis folyamataiban. A DNS (dezoxiribonukleinsav) kettős hélix két szálát hidrogénkötések tartják össze. A többszörözési folyamat során ezek a kapcsolatok megszakadnak. A transzkripció során a DNS-t templátként használó RNS (ribonukleinsav) szintézise is megtörténik a hidrogénkötések kialakulása miatt. Mindkét eljárás lehetséges, mert a hidrogénkötések könnyen kialakíthatók és könnyen felszakadnak.

Rizs. 15. Olvadáspontok ( A) és forraljuk ( b) az IVA-VIIA csoportok elemeinek hidridjei.

Az óra célja

• Adjon ötletet a fémek kémiai kötéséről.

• Tanuld meg leírni a fémkötések kialakulásának mintáit.

• Ismerkedjen meg a fémek fizikai tulajdonságaival.

• Tanuld meg világosan megkülönböztetni a fajokat kémiai kötések .

Az óra céljai

• Tudja meg, hogyan lépnek kapcsolatba egymással fém atomok

• Határozza meg, hogyan befolyásolja a fémkötés az általa képzett anyagok tulajdonságait!

Kulcsfontossagu kifejezesek:

• Elektronegativitás - az atom kémiai tulajdonsága, amely a molekulában lévő atom azon képességének mennyiségi jellemzője, hogy közös elektronpárokat vonzzon.
• Kémiai kötés -az atomok kölcsönhatásának jelensége, az egymásra ható atomok elektronfelhőinek átfedése miatt.
• Fém csatlakozás egy kötés a fémekben atomok és ionok között, amely elektronok megosztásával jön létre.
• Kovalens kötés - vegyértékelektronpár átfedésével létrejövő kémiai kötés. A kapcsolatot biztosító elektronokat közös elektronpárnak nevezzük. 2 típusa van: poláris és nem poláris.
• Ionos kötés - nemfémes atomok között létrejövő kémiai kötés, amelyben egy megosztott elektronpár egy nagyobb elektronegativitású atomhoz megy. Ennek eredményeként az atomok úgy vonzzák egymást, mint az ellentétes töltésű testek.
• Hidrogén kötés - kémiai kötés egy elektronegatív atom és egy másik elektronegatív atomhoz kovalensen kötődő H hidrogénatom között. Az elektronegatív atomok lehetnek N, O vagy F. A hidrogénkötések lehetnek intermolekulárisak vagy intramolekulárisak.

  AZ ÓRÁK ALATT

Fém kémiai kötés

Azonosítsa azokat az elemeket, amelyek rossz „sorban” vannak.
Ca Fe P K Al Mg Na
Mely elemek a táblázatból Mengyelejev fémeknek nevezik?
Ma megtudjuk, milyen tulajdonságaik vannak a fémeknek, és hogyan függenek a fémionok között kialakuló kötéstől.
Először is, emlékezzünk a fémek helyére a periódusos rendszerben?
A fémek, mint mindannyian tudjuk, általában nem izolált atomok formájában léteznek, hanem darab, tuskó vagy fémtermék formájában. Nézzük meg, mi gyűjti össze a fématomokat egy teljes kötetben.

A példában egy aranydarabot látunk. És mellesleg az arany egyedülálló fém. Kovácsolás segítségével tiszta aranyból 0,002 mm vastag fólia készíthető! Ez a vékony fólialap szinte átlátszó, és fényben zöld árnyalatú. Ennek eredményeként egy gyufásdoboz méretű aranyrúdból egy vékony fóliát kaphat, amely lefedi a teniszpálya területét.
Kémiailag minden fémre jellemző, hogy könnyű feladni a vegyértékelektronokat, és ennek eredményeként pozitív töltésű ionok képződnek, és csak pozitív oxidációt mutatnak. Ezért a fémek szabad állapotban redukálószerek. A fématomok közös jellemzője a nemfémekhez viszonyított nagy méretük. A külső elektronok nagy távolságra helyezkednek el az atommagtól, ezért gyengén kapcsolódnak hozzá, ezért könnyen elválaszthatók.
A külső szinten nagyobb számú fém atomjainak kis számú elektronja van - 1,2,3. Ezek az elektronok könnyen leválnak, és a fématomok ionokká válnak.
Ме0 – n ē ⇆ Férfi+
fématomok – elektronok kiv. kering ⇆ fémionok

Ily módon a leszakadt elektronok egyik ionból a másikba mozoghatnak, azaz szabaddá válnak, mintha egyetlen egésszé kapcsolnák össze őket, így kiderül, hogy az összes leszakadt elektron közös, mivel nem lehet megérteni melyik elektron melyik fématomhoz tartozik.
Az elektronok kationokkal egyesülhetnek, ekkor átmenetileg atomok keletkeznek, amelyekből aztán leszakadnak az elektronok. Ez a folyamat folyamatosan és megállás nélkül megy végbe. Kiderült, hogy a fém térfogatában az atomok folyamatosan ionokká alakulnak és fordítva. Ebben az esetben kis számú megosztott elektron nagyszámú fématomot és iont köt meg. De fontos, hogy a fémben lévő elektronok száma egyenlő legyen a pozitív ionok teljes töltésével, vagyis kiderül, hogy általában a fém elektromosan semleges marad.
Ezt a folyamatot modellként mutatják be – a fémionok elektronfelhőben vannak. Az ilyen elektronfelhőt „elektrongáznak” nevezik.

Például ezen a képen azt látjuk, hogyan mozognak az elektronok a mozdulatlan ionok között a fém kristályrácsában.

Rizs. 2. Elektronmozgás

Annak érdekében, hogy jobban megértsük, mi az elektrongáz, és hogyan viselkedik a különböző fémek kémiai reakcióiban, nézzünk meg egy érdekes videót. (Az arany ebben a videóban csak színként szerepel!)

Most leírhatjuk a definíciót: a fémes kötés a fémekben lévő atomok és ionok közötti kötés, amely elektronok megosztásával jön létre.

Hasonlítsuk össze az általunk ismert kapcsolatok összes típusát, és konszolidáljuk őket a jobb megkülönböztetés érdekében, ehhez meg fogjuk nézni a videót.

A fémes kötés nemcsak tiszta fémekben fordul elő, hanem különböző fémek és ötvözetek különböző halmazállapotú keverékeire is jellemző.
A fémes kötés fontos és meghatározza a fémek alapvető tulajdonságait
- elektromos vezetőképesség – az elektronok véletlenszerű mozgása a fém térfogatában. De kis potenciálkülönbséggel, hogy az elektronok rendezetten mozogjanak. A legjobb vezetőképességű fémek az Ag, Cu, Au, Al.
- plaszticitás
A fémrétegek közötti kötések nem túl jelentősek, ez lehetővé teszi a rétegek terhelés alatti mozgását (deformálja a fémet anélkül, hogy eltörne). A legjobb deformálható fémek (lágyak) az Au, Ag, Cu.
- fémes ragyogás
Az elektrongáz szinte minden fénysugarat visszaveri. Ez az oka annak, hogy a tiszta fémek annyira ragyognak, és legtöbbször szürke vagy fehér színűek. Fémek, amelyek a legjobb reflektorok Ag, Cu, Al, Pd, Hg

Házi feladat

1. Feladat
Válassza ki az anyagok képleteit, amelyek rendelkeznek
a) kovalens poláris kötés: Cl2, KCl, NH3, O2, MgO, CCl4, SO2;
b) ionos kötéssel: HCl, KBr, P4, H2S, Na2O, CO2, CaS.
2. gyakorlat
Húzd át a pluszt:
a) CuCl2, Al, MgS
b) N2, HCl, O2
c) Ca, CO2, Fe
d) MgCl2, NH3, H2

A fémnátrium, a lítium és más alkálifémek megváltoztatják a láng színét. A fémes lítium és sói vörös színt adnak a tűznek, a fémes nátrium és a nátriumsók sárga színt, a fémes kálium és sói lila színt, a rubídium és a cézium pedig lila színt, de világosabbat.

Rizs. 4. Egy darab lítium fém

Rizs. 5. Lángfestés fémekkel

Lítium (Li). A lítium fém, a nátriumhoz hasonlóan, alkálifém. Mindkettő vízben oldódik. A nátrium vízben oldva nátronlúgot, nagyon erős savat képez. Az alkálifémek vízben való oldásakor sok hő és gáz (hidrogén) szabadul fel. Az ilyen fémeket nem tanácsos kézzel megérinteni, mert megéghet.

Bibliográfia

1. Óra a „Fémes kémiai kötés” témában, kémiatanár Tukhta Valentina Anatoljevna MOU „Jesenovicska Középiskola”
2. F. A. Derkach „Kémia” - tudományos és módszertani kézikönyv. – Kijev, 2008.
3. L. B. Tsvetkova „Szervetlen kémia” - 2. kiadás, javítva és bővítve. – Lvov, 2006.
4. V. V. Malinovsky, P. G. Nagorny „Szervetlen kémia” - Kijev, 2009.
5. Glinka N.L. Általános kémia. – 27. kiad./Alatt. szerk. V.A. Rabinovics. – L.: Kémia, 2008. – 704 p.

Szerkesztette és küldte: Lisnyak A.V.

A leckén dolgozott:

Tukhta V.A.

Lisnyak A.V.

Felvethet egy kérdést a modern oktatással kapcsolatban, megfogalmazhat egy ötletet vagy megoldhat egy sürgető problémát a címen Oktatási fórum, ahol a friss gondolatok és cselekvések oktatási tanácsa találkozik nemzetközi szinten. Miután létrehozta blog, Kémia 8. osztály

Rendkívül ritka, hogy a kémiai anyagok egyedi, egymással nem rokon kémiai elemek atomjaiból álljanak. Normál körülmények között csak kis számú nemesgáznak nevezett gáznak van ilyen szerkezete: hélium, neon, argon, kripton, xenon és radon. A kémiai anyagok leggyakrabban nem izolált atomokból állnak, hanem azok különböző csoportokba való kombinációiból. Az ilyen atomtársulások száma néhány, száz, több ezer vagy akár több atom is lehet. Azt az erőt, amely ezeket az atomokat ilyen csoportokban tartja, ún kémiai kötés.

Más szóval azt mondhatjuk, hogy a kémiai kötés olyan kölcsönhatás, amely biztosítja az egyes atomok bonyolultabb struktúrákba (molekulák, ionok, gyökök, kristályok stb.) való kapcsolódását.

A kémiai kötés kialakulásának oka, hogy a bonyolultabb szerkezetek energiája kisebb, mint az azt alkotó egyes atomok összenergiája.

Tehát különösen, ha az X és Y atomok kölcsönhatása XY molekulát hoz létre, ez azt jelenti, hogy ennek az anyagnak a molekuláinak belső energiája alacsonyabb, mint azon egyes atomok belső energiája, amelyekből létrejött:

E(XY)< E(X) + E(Y)

Emiatt, amikor az egyes atomok között kémiai kötések jönnek létre, energia szabadul fel.

A legkisebb kötési energiájú külső elektronréteg elektronjai az atommaggal, ún vegyérték. Például a bórban ezek a 2. energiaszintű elektronok - 2 elektron per 2 s- pályák és 1 x 2 p-pályák:

Amikor egy kémiai kötés képződik, minden atom hajlamos a nemesgázatomok elektronikus konfigurációját elérni, azaz. hogy a külső elektronrétegében 8 elektron legyen (az első periódus elemeinél 2). Ezt a jelenséget oktettszabálynak nevezzük.

Lehetséges, hogy az atomok elérjék a nemesgáz elektronkonfigurációját, ha kezdetben az egyes atomok vegyértékelektronjaik egy részét megosztják más atomokkal. Ebben az esetben közös elektronpárok jönnek létre.

Az elektronmegosztás mértékétől függően kovalens, ionos és fémes kötések különböztethetők meg.

Kovalens kötés

A kovalens kötések leggyakrabban nemfémes elemek atomjai között fordulnak elő. Ha a kovalens kötést alkotó nemfém atomok különböző kémiai elemekhez tartoznak, akkor az ilyen kötést poláris kovalens kötésnek nevezzük. Ennek az elnevezésnek az oka abban rejlik, hogy a különböző elemek atomjai különböző képességekkel is bírnak egy közös elektronpár vonzására. Nyilvánvalóan ez a közös elektronpár elmozdulásához vezet az egyik atom felé, aminek következtében részleges negatív töltés keletkezik rajta. A másik atomon viszont részleges pozitív töltés képződik. Például egy hidrogén-klorid molekulában az elektronpár a hidrogénatomról a klóratomra tolódik el:

Példák poláris kovalens kötést tartalmazó anyagokra:

CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 stb.

Egyazon kémiai elem nemfém atomjai között kovalens nempoláris kötés jön létre. Mivel az atomok azonosak, a közös elektronok vonzására való képességük is azonos. Ebben a tekintetben nem figyelhető meg az elektronpár elmozdulása:

A kovalens kötés kialakulásának fenti mechanizmusát, amikor mindkét atom elektronokat biztosít közös elektronpárok kialakításához, cserének nevezzük.

Létezik egy donor-akceptor mechanizmus is.

Ha kovalens kötés jön létre a donor-akceptor mechanizmussal, akkor az egyik atom (két elektronnal) töltött pályája és egy másik atom üres pályája miatt közös elektronpár jön létre. A magányos elektronpárt adó atomot donornak, a szabad pályával rendelkező atomot pedig akceptornak nevezzük. Azok az atomok, amelyekben elektronpárok vannak, például N, O, P, S, elektronpárok donoraiként működnek.

Például a donor-akceptor mechanizmus szerint a negyedik kovalens N-H kötés az NH 4 + ammóniumkationban jön létre:

A kovalens kötésekre a polaritáson kívül az energia is jellemző. A kötés energiája az a minimális energia, amely az atomok közötti kötés megszakításához szükséges.

A kötési energia a kötött atomok sugarának növekedésével csökken. Mivel tudjuk, hogy az atomi sugarak az alcsoportokban lefelé nőnek, például arra a következtetésre juthatunk, hogy a halogén-hidrogén kötés erőssége növekszik a sorozatban:

SZIA< HBr < HCl < HF

Ezenkívül a kötés energiája a többszörösségétől függ - minél nagyobb a kötési sokszínűség, annál nagyobb az energiája. A kötéssokaság a két atom közötti megosztott elektronpárok számát jelenti.

Ionos kötés

Az ionos kötés a poláris kovalens kötés szélsőséges esetének tekinthető. Ha kovalens-poláris kötésben a közös elektronpár részben eltolódik az egyik atompárhoz, akkor ionos kötésben szinte teljesen az egyik atomnak „adódik”. Az elektron(oka)t adományozó atom pozitív töltést kap, és azzá válik kation, és a belőle elektronokat vett atom negatív töltést kap és válik anion.

Így az ionos kötés olyan kötés, amely kationok anionokhoz való elektrosztatikus vonzása révén jön létre.

Az ilyen típusú kötések kialakulása tipikus fémek és tipikus nemfémek atomjainak kölcsönhatása során jellemző.

Például kálium-fluorid. A káliumkation úgy jön létre, hogy egy semleges atomból egy elektront eltávolítanak, a fluorion pedig egy elektronnak a fluoratomhoz való hozzáadásával jön létre:

A keletkező ionok között elektrosztatikus vonzási erő lép fel, ami ionos vegyület képződését eredményezi.

Kémiai kötés létrejöttekor a nátriumatom elektronjai a klóratomhoz mentek át, és ezzel ellentétes töltésű ionok keletkeztek, amelyek teljes külső energiaszinttel rendelkeznek.

Megállapítást nyert, hogy a fématomról az elektronok nem válnak le teljesen, hanem csak a klóratom felé tolódnak el, mint egy kovalens kötésben.

A legtöbb fématomot tartalmazó bináris vegyület ionos. Például oxidok, halogenidek, szulfidok, nitridek.

Ionkötés is létrejön egyszerű kationok és egyszerű anionok (F −, Cl −, S 2-), valamint egyszerű kationok és komplex anionok (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −) között. Ezért az ionos vegyületek közé tartoznak a sók és bázisok (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4, Ca(OH) 2, NaOH).

Fém csatlakozás

Ez a fajta kötés fémekben jön létre.

Minden fém atomjának külső elektronrétegében olyan elektronok vannak, amelyeknek alacsony a kötési energiája az atommaghoz. A legtöbb fém esetében a külső elektronok elvesztésének folyamata energetikailag kedvező.

Az atommaggal való ilyen gyenge kölcsönhatás miatt ezek az elektronok a fémekben nagyon mozgékonyak, és minden fémkristályban folyamatosan a következő folyamat megy végbe:

M 0 - ne - = M n +, ahol M 0 egy semleges fématom, és M n + ugyanazon fém kationja. Az alábbi ábra szemlélteti a zajló folyamatokat.

Vagyis az elektronok „száguldanak” át egy fémkristályon, leválanak az egyik fématomról, kationt képeznek belőle, egy másik kationhoz csatlakoznak, semleges atomot képezve. Ezt a jelenséget „elektronszélnek” nevezték, és a szabad elektronok nemfémes atom kristályában történő összegyűjtését „elektrongáznak” nevezték. A fématomok közötti ilyen típusú kölcsönhatást fémes kötésnek nevezik.

Hidrogén kötés

Ha egy anyag hidrogénatomja nagy elektronegativitású elemhez (nitrogénhez, oxigénhez vagy fluorhoz) kapcsolódik, akkor ezt az anyagot a hidrogénkötésnek nevezett jelenség jellemzi.

Mivel a hidrogénatom egy elektronegatív atomhoz kötődik, a hidrogénatomon részleges pozitív töltés, az elektronegatív elem atomján pedig részleges negatív töltés képződik. Ebből a szempontból elektrosztatikus vonzás lehetséges az egyik molekula részlegesen pozitív töltésű hidrogénatomja és egy másik molekula elektronegatív atomja között. Például hidrogénkötés figyelhető meg a vízmolekuláknál:

A hidrogénkötés magyarázza a víz abnormálisan magas olvadáspontját. A víz mellett erős hidrogénkötések jönnek létre olyan anyagokban is, mint a hidrogén-fluorid, ammónia, oxigéntartalmú savak, fenolok, alkoholok és aminok.

A fémes kötés egy kémiai kötés, amelyet viszonylag szabad elektronok jelenléte okoz. Tiszta fémekre és ötvözeteikre és intermetallikus vegyületekre egyaránt jellemző.

Fém összekötő mechanizmus

A pozitív fémionok a kristályrács minden csomópontjában találhatók. Közöttük a vegyértékelektronok véletlenszerűen mozognak, mint a gázmolekulák, leválva az atomokról az ionok képződése során. Ezek az elektronok cementként működnek, összetartva a pozitív ionokat; különben a rács szétesne az ionok közötti taszító erők hatására. Ugyanakkor az elektronokat ionok tartják a kristályrácson belül, és nem tudnak elhagyni azt. A kapcsolóerők nem lokalizáltak vagy nem irányítottak.

Ezért a legtöbb esetben magas koordinációs számok (például 12 vagy 8) jelennek meg. Amikor két fématom közel kerül egymáshoz, a külső héjukban lévő pályák átfedik egymást, és molekuláris pályákat alkotnak. Ha egy harmadik atom közeledik, pályája átfedésben van az első két atom pályájával, és egy másik molekulapályát ad. Ha sok atom van, hatalmas számú háromdimenziós molekulapálya keletkezik, amelyek minden irányban kiterjednek. A többszörös átfedő pályák miatt az egyes atomok vegyértékelektronjait sok atom befolyásolja.

Jellegzetes kristályrácsok

A legtöbb fém a következő erősen szimmetrikus rácsok egyikét alkotja szoros atomtömbbel: testközpontú köbös, arcközpontú köbös és hatszögletű.

Egy testközpontú köbös (bcc) rácsban az atomok a kocka csúcsaiban, egy atom pedig a kockatérfogat közepén helyezkednek el. A fémeknek köbös testközpontú rácsuk van: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba stb.

Egy lapközpontú kocka (fcc) rácsban az atomok a kocka csúcsaiban és az egyes lapok közepén helyezkednek el. Az ilyen típusú fémek rácsosak: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co stb.

A hatszögletű rácsban az atomok a prizma hatszögletű alapjainak csúcsaiban és középpontjában, három atom pedig a prizma középső síkjában található. A fémek ilyen atomcsomaggal rendelkeznek: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca stb.

Egyéb tulajdonságok

A szabadon mozgó elektronok magas elektromos és hővezető képességet okoznak. A fémes kötéssel rendelkező anyagok gyakran egyesítik az erőt a plaszticitással, mivel amikor az atomok egymáshoz képest elmozdulnak, a kötések nem szakadnak meg. Egy másik fontos tulajdonság a fémes aromás.

A fémek jól vezetik a hőt és az elektromosságot, elég erősek, roncsolódás nélkül deformálódhatnak. Egyes fémek képlékenyek (kovácsolhatók), vannak, amelyek képlékenyek (huzalt lehet belőlük húzni). Ezeket az egyedi tulajdonságokat egy speciális kémiai kötés magyarázza, amely összeköti a fématomokat egymással - egy fémes kötés.

A szilárd állapotban lévő fémek pozitív ionok kristályai formájában léteznek, mintha „lebegnének” a közöttük szabadon mozgó elektrontengerben.

A fémes kötés megmagyarázza a fémek tulajdonságait, különösen azok szilárdságát. A deformáló erő hatására a fémrács repedés nélkül képes megváltoztatni alakját, ellentétben az ionos kristályokkal.

A fémek nagy hővezető képessége azzal magyarázható, hogy ha egy fémdarabot az egyik oldalon felmelegítenek, az elektronok mozgási energiája megnő. Ez az energianövekedés az „elektrontengerben” terjed majd nagy sebességgel a mintában.

A fémek elektromos vezetőképessége is világossá válik. Ha egy fémminta végein potenciálkülönbséget alkalmazunk, a delokalizált elektronok felhője a pozitív potenciál irányába tolódik el: ez az azonos irányba mozgó elektronáram az ismerős elektromos áramot képviseli.

Normál körülmények között csak a nemesgázok vannak egyatomos állapotban. A fennmaradó elemek nem léteznek egyedi formában, mivel képesek kölcsönhatásba lépni egymással vagy más atomokkal. Ebben az esetben összetettebb részecskék képződnek.

Kapcsolatban áll

Az atomok gyűjteménye a következő részecskéket alkothatja:

• molekulák;
• molekuláris ionok;
• szabad radikálisok.

A kémiai kölcsönhatás típusai

Az atomok közötti kölcsönhatást kémiai kötésnek nevezzük. Az alap az atomok között ható elektrosztatikus erők (elektromos töltések kölcsönhatási erői), amelyek hordozói az atommag és az elektronok.

Az atomok közötti kémiai kötések kialakításában a külső energiaszinten elhelyezkedő elektronok játsszák a főszerepet. Ezek vannak a legtávolabb a magtól, és ezért a legkevésbé szorosan kapcsolódnak hozzá. Felhívták őket vegyérték elektronok.

A részecskék különböző módon lépnek kölcsönhatásba egymással, ami különböző szerkezetű molekulák (és anyagok) képződéséhez vezet. A következő típusú kémiai kötéseket különböztetjük meg:

• ión;
• kovalens;
• van der Waals;
• fém.

Amikor az atomok közötti kémiai kölcsönhatások különböző típusairól beszélünk, érdemes megjegyezni, hogy minden típus egyformán a részecskék elektrosztatikus kölcsönhatásán alapul.

Fém kémiai kötés

Amint a fémek kémiai elemek táblázatában elfoglalt helyzetéből kitűnik, ezek többnyire kevés vegyértékelektronnal rendelkeznek. Az elektronok meglehetősen gyengén kötődnek az atommagjukhoz, és könnyen elválaszthatók tőlük. Ennek eredményeként pozitív töltésű fémionok és szabad elektronok keletkeznek.

Ezeket a kristályrácsban szabadon mozgó elektronokat „elektrongáznak” nevezik.

Az ábra sematikusan mutatja a fémanyag szerkezetét.

Vagyis a fém térfogatában az atomok folyamatosan ionokká alakulnak (atomionoknak nevezik őket), és fordítva, az ionok folyamatosan elektronokat fogadnak be az „elektrongázból”.

A fémkötés kialakulásának mechanizmusa a következő képlettel írható fel:

atom M 0 - ne ↔ ion M n+

A fémek tehát a kristályrácsban bizonyos pozíciókban elhelyezkedő pozitív ionok, illetve az atomionok között meglehetősen szabadon mozogni tudó elektronok.

A kristályos rács a "csontvázat" jelképezi, az anyag váza, és az elektronok mozognak a csomópontjai között. A fémkristályrácsok alakja eltérő lehet, például:

• az alkálifémekre jellemző a térfogatközpontú köbös rács;
• Például a cink, alumínium, réz és más átmeneti elemek felületközpontú köbös rácsával rendelkeznek;
• a hatszögletű forma az alkáliföldfém elemekre jellemző (a bárium kivétel);
• tetragonális szerkezet - indium;
• romboéder – a higanyhoz.

Az alábbi képen egy fémkristályrács példája látható..

Különbségek más fajoktól

A fémkötés erősségében különbözik a kovalens kötéstől. A fémes kötések energiája kisebb mint a kovalensek 3-4-szer és kisebb az ionos kötés energiája.

Fémes kötés esetén nem beszélhetünk irányítottságról, a kovalens kötés szigorúan térben irányul.

Az olyan jellemző, mint a telítettség, szintén nem jellemző a fématomok közötti kölcsönhatásra. Míg a kovalens kötések telíthetők, vagyis a vegyértékelektronok száma szigorúan korlátozza azon atomok számát, amelyekkel kölcsönhatás léphet fel.

Kommunikációs diagram és példák

A fémben lezajló folyamat a következő képlettel írható fel:

K - e<->K+

Al-3e<->Al 3+

Na-e<->Na+

Zn - 2e<->Zn 2+

Fe-3e<->Fe 3+

Ha részletesebben leírunk egy fémes kötést, hogyan jön létre ez a fajta kötés, akkor figyelembe kell venni az elem külső energiaszintjeinek szerkezetét.

Példaként vegye figyelembe a nátriumot. A külső szinten lévő egyetlen vegyérték 3s elektron szabadon mozoghat a harmadik energiaszint szabad pályáin. Amikor a nátriumatomok közelednek egymáshoz, a pályák átfedik egymást. Most minden elektron mozoghat az atomionok között az összes átfedő pályán.

A cinkben minden 2 vegyértékelektronhoz 15 szabad pálya jut a negyedik energiaszinten. Amikor az atomok kölcsönhatásba lépnek, ezek a szabad pályákátfedik egymást, mintha szocializálnák a mellettük mozgó elektronokat.

A króm atomoknak 6 vegyértékelektronja van, és mindegyik részt vesz az elektrongáz képződésében és megköti az atomionokat.

A fématomokra jellemző kölcsönhatás egy speciális típusa számos olyan tulajdonságot határoz meg, amelyek egyesítik őket, és megkülönböztetik a fémeket más anyagoktól. Ilyen tulajdonságok például a magas olvadáspont, a magas forráspont, az alakíthatóság, a fényvisszaverő képesség, a nagy elektromos vezetőképesség és a hővezető képesség.

A magas olvadáspont és forráspont azzal magyarázható, hogy a fémkationokat szorosan megköti az elektrongáz. Ebben az esetben olyan mintázat figyelhető meg, hogy a kötés erőssége a vegyértékelektronok számának növekedésével nő. Például a rubídium és a kálium olvadó anyagok (olvadáspontja 39, illetve 63 Celsius-fok), összehasonlítva például a krómmal (1615 Celsius-fok).

A vegyértékelektronok egyenletes eloszlása ​​a kristályban megmagyarázza például a fémek olyan tulajdonságát, mint a plaszticitás - az ionok és atomok bármilyen irányba történő elmozdulása anélkül, hogy megsemmisítené a köztük lévő kölcsönhatást.

Az elektronok szabad mozgása az atompályákon a fémek elektromos vezetőképességét is magyarázza. Elektrongáz különbség alkalmazásakor A potenciálok a kaotikus mozgásból az irányított mozgásba mozognak.

Az iparban gyakran nem tiszta fémeket használnak, hanem ezek ötvözetnek nevezett keverékeit. Egy ötvözetben az egyik komponens tulajdonságai általában sikeresen kiegészítik a másik tulajdonságait.

A fémes típusú kölcsönhatás jellemző mind a tiszta fémekre, mind azok keverékeire - szilárd és folyékony halmazállapotú ötvözetekre. Ha azonban a fém gáz halmazállapotúvá alakul, akkor az atomjai közötti kötés kovalens lesz. A gőz formájában lévő fém is egyedi (egy- vagy kétatomos) molekulákból áll.