Vispārīga shēma metāliskās saites veidošanai. Metāla savienojums

Starp metāla atomiem veidojas metāliska saite. Metāla atomiem raksturīga iezīme ir neliels elektronu skaits ārējā enerģijas līmenī, ko vāji notur kodols, un liels skaits brīvu atomu orbitāļu ar līdzīgu enerģiju, tāpēc metāla saite ir nepiesātināta.

Valences elektroni piedalās saišu veidošanā ar 8 vai 12 atomiem uzreiz (atbilstoši metāla atomu koordinācijas skaitam). Šādos apstākļos valences elektroni ar zemu jonizācijas enerģiju pārvietojas pa visu blakus esošo atomu pieejamajām orbitālēm, nodrošinot saziņu starp tiem.

Metāla savienojums raksturīga vāja kopīgo elektronu mijiedarbība ar savienoto atomu kodoliem un pilnīga šo elektronu delokalizācija starp visiem kristāla atomiem, kas nodrošina šīs saites stabilitāti.

Metāla saišu veidošanas shēma (M – metāls):

М 0 – ne М n +

Metāliem ir īpašs kristāla režģis, kura mezglos atrodas gan neitrāli, gan pozitīvi lādēti metālu atomi, starp kuriem brīvi (kristāla iekšienē) pārvietojas socializētie elektroni (“elektronu gāze”). Kopējo elektronu kustība metālos tiek veikta caur dažādām molekulārām orbitālēm, kas rodas, saplūstot lielam skaitam savienoto atomu brīvo orbitāļu, kas aptver daudzus atomu kodolus. Metāliskas saites gadījumā nav iespējams runāt par tās virzienu, jo kopīgie elektroni ir vienmērīgi delokalizēti visā kristālā.

Metālu strukturālās īpašības nosaka tiem raksturīgās fizikālās īpašības: cietība, kaļamība, augsta elektrovadītspēja un siltumvadītspēja, kā arī īpašs metālisks spīdums.

Metāla saite ir raksturīga metāliem ne tikai cietā, bet arī šķidrā stāvoklī, tas ir, tā ir atomu agregātu īpašība, kas atrodas tuvu viens otram. Gāzveida stāvoklī metāla atomi ir savienoti viens ar otru ar vienu vai vairākām kovalentām saitēm molekulās, piemēram, Li 2 (Li–Li), Be 2 (Be=Be), Al 4 - katrs alumīnija atoms ir savienots ar trim citiem. lai izveidotu tetraedrisku struktūru:

4. Ūdeņraža saite

Ūdeņraža saite ir īpašs saites veids, kas ir unikāls ūdeņraža atomiem. Tas notiek gadījumos, kad ūdeņraža atoms ir saistīts ar elektronnegatīvāko elementu, galvenokārt fluora, skābekļa un slāpekļa, atomu. Apskatīsim ūdeņraža saites veidošanos, kā piemēru izmantojot ūdeņraža fluorīdu. Elektronnegatīvam ūdeņraža atomam ir tikai viens elektrons, pateicoties kuram tas var veidot kovalento saiti ar fluora atomu. Šajā gadījumā parādās ūdeņraža fluorīda molekula H-F, kurā kopējais elektronu pāris tiek nobīdīts uz fluora atomu.

Šāda elektronu blīvuma sadalījuma rezultātā fluorūdeņraža molekula attēlo dipolu, kura pozitīvais pols ir ūdeņraža atoms. Sakarā ar to, ka savienojošais elektronu pāris tiek pārvietots pret fluora atomu, tas daļēji tiek atbrīvots 1 sūdeņraža atoma orbitāle un tā kodols ir daļēji atsegtas. Jebkurā citā atomā kodola pozitīvais lādiņš pēc valences elektronu noņemšanas tiek aizsargāts ar iekšējiem elektronu apvalkiem, kas nodrošina citu atomu elektronu apvalku atgrūšanu. Ūdeņraža atomam šādu apvalku nav, tā kodols ir ļoti maza (subatomiski) pozitīvi lādēta daļiņa - protons (protona diametrs ir aptuveni 10 5 reizes mazāks par atomu diametru, un elektronu trūkuma dēļ). , to piesaista citu elektriski neitrālu vai negatīvi lādētu atomu elektronu apvalks).

Elektriskā lauka intensitāte daļēji “kaila” ūdeņraža atoma tuvumā ir tik spēcīga, ka var aktīvi piesaistīt blakus esošās molekulas negatīvo polu. Tā kā šis pols ir fluora atoms, kuram ir trīs nesaistoši elektronu pāri, un s- Ja ūdeņraža atoma orbitāle ir daļēji brīva, tad starp vienas molekulas pozitīvi polarizēto ūdeņraža atomu un blakus esošās molekulas negatīvi polarizēto fluora atomu notiek donora-akceptora mijiedarbība.

Tādējādi kopīgas elektrostatiskās un donora-akceptora mijiedarbības rezultātā rodas papildu otrā saite, kurā piedalās ūdeņraža atoms. Tā tas ir ūdeņraža saite, …H–F H–F…

Tas atšķiras no kovalentās enerģijas un garuma. Ūdeņraža saite ir garāka un mazāk spēcīga nekā kovalentā saite. Ūdeņraža saites enerģija ir 8–40 kJ/mol, bet kovalentās saites enerģija ir 80–400 kJ/mol. Cietā fluorūdeņražā H-F kovalentās saites garums ir 95 pm, un FH ūdeņraža saites garums ir 156 pm. Pateicoties ūdeņraža saitei starp HF molekulām, cietā fluorūdeņraža kristāli sastāv no bezgalīgām plakanām zigzaga ķēdēm, jo ​​trīs atomu sistēma, kas veidojas ūdeņraža saites dēļ, parasti ir lineāra.

Ūdeņraža saites starp HF molekulām daļēji saglabājas šķidrā un pat gāzveida fluorūdeņražā.

Ūdeņraža saiti parasti raksta kā trīs punktus un attēlo šādi:

kur X, Y ir atomi F, O, N, Cl, S.

Ūdeņraža saites enerģiju un garumu nosaka H–X saites dipola moments un atoma lielums Y. Ūdeņraža saites garums samazinās, un tās enerģija palielinās, palielinoties X un X elektronegativitātes starpībai. Y atomi (un attiecīgi H–X saites dipola moments) un ar Y atoma lieluma samazināšanos .

Ūdeņraža saites veidojas arī starp molekulām, kas satur O–H saites (piemēram, ūdens H 2 O, perhlorskābe HClO 4, slāpekļskābe HNO 3, karbonskābes RCOOH, fenols C 6 H 5 OH, spirti ROH) un N–H (piemēram, amonjaks NH 3, tiociānskābe HNCS, organiskie amīdi RCONH 2 un amīni RNH 2 un R 2 NH).

Vielas, kuru molekulas ir savienotas ar ūdeņraža saitēm, pēc savām īpašībām atšķiras no vielām, kas pēc molekulārās struktūras ir līdzīgas, bet neveido ūdeņraža saites. IVA grupas elementu hidrīdiem, kuros nav ūdeņraža saišu, kušanas un viršanas temperatūras pakāpeniski samazinās, samazinoties perioda skaitlim (15. att.) VA-VIIA grupu elementu hidrīdiem tiek novērots šīs atkarības pārkāpums. Trīs vielām, kuru molekulas ir savienotas ar ūdeņraža saitēm (amonjaks NH 3, ūdens H 2 O un fluorūdeņradis), ir daudz augstāka kušanas un viršanas temperatūra nekā to analogiem (15. att.). Turklāt šīm vielām ir plašāki eksistences temperatūras diapazoni šķidrā stāvoklī, augstāki saplūšanas un iztvaikošanas siltumi.

Ūdeņraža saitei ir liela nozīme vielu šķīdināšanas un kristalizācijas procesos, kā arī kristālisko hidrātu veidošanā.

Ūdeņraža saites var veidoties ne tikai starp molekulām (starpmolekulārā ūdeņraža saite, IBC) , kā tas ir iepriekš aplūkotajos piemēros, bet arī starp vienas molekulas atomiem (intramolekulārā ūdeņraža saite, HB) . Piemēram, pateicoties intramolekulārajām ūdeņraža saitēm starp aminogrupu ūdeņraža atomiem un karbonilgrupu skābekļa atomiem, polipeptīdu ķēdēm, kas veido olbaltumvielu molekulas, ir spirālveida forma.

zīmēšana???????????????

Ūdeņraža saitēm ir milzīga loma reduplikācijas un olbaltumvielu biosintēzes procesos. Divas DNS (dezoksiribonukleīnskābes) dubultspirāles virknes tiek turētas kopā ar ūdeņraža saitēm. Redublēšanas procesā šie savienojumi tiek pārtraukti. Transkripcijas laikā notiek arī RNS (ribonukleīnskābes) sintēze, izmantojot DNS kā šablonu, jo veidojas ūdeņraža saites. Abi procesi ir iespējami, jo ūdeņraža saites ir viegli veidojamas un viegli pārraujamas.

Rīsi. 15. Kušanas punkti ( A) un vārot ( b) IVA-VIIA grupu elementu hidrīdi.

Nodarbības mērķis

• Sniedziet priekšstatu par metālu ķīmisko savienošanu.

• Iemācieties pierakstīt metāla saišu veidošanās modeļus.

• Iepazīties ar metālu fizikālajām īpašībām.

• Iemācieties skaidri atšķirt sugas ķīmiskās saites .

Nodarbības mērķi

• Uzziniet, kā viņi mijiedarbojas viens ar otru metāla atomi

• Nosakiet, kā metāla saite ietekmē tās veidoto vielu īpašības

Pamatjēdzieni:

• Elektronegativitāte - atoma ķīmiskā īpašība, kas ir kvantitatīvs raksturlielums atoma spējai molekulā piesaistīt kopīgus elektronu pārus.
• Ķīmiskā saite -atomu mijiedarbības fenomens mijiedarbojošo atomu elektronu mākoņu pārklāšanās dēļ.
• Metāla savienojums ir saite metālos starp atomiem un joniem, kas veidojas, daloties elektroniem.
• Kovalentā saite - ķīmiskā saite, kas veidojas, pārklājoties valences elektronu pārim. Elektronus, kas nodrošina savienojumu, sauc par kopējo elektronu pāri. Ir 2 veidi: polāri un nepolāri.
• Jonu saite - ķīmiska saite, kas veidojas starp nemetālu atomiem, kurā kopīgs elektronu pāris nonāk atomā ar lielāku elektronegativitāti. Rezultātā atomi pievelkas kā pretēji lādēti ķermeņi.
• Ūdeņraža saite - ķīmiska saite starp elektronnegatīvu atomu un ūdeņraža atomu H, kas kovalenti saistīts ar citu elektronnegatīvu atomu. Elektronegatīvie atomi var būt N, O vai F. Ūdeņraža saites var būt starpmolekulāras vai intramolekulāras.

  NODARBĪBU LAIKĀ

Metāla ķīmiskā saite

Identificējiet elementus, kas atrodas nepareizajā "rindā". Kāpēc?
Ca Fe P K Al Mg Na
Kādi elementi no tabulas Mendeļejevs sauc par metāliem?
Šodien mēs uzzināsim, kādas īpašības piemīt metāliem un kā tās ir atkarīgas no saites, kas veidojas starp metāla joniem.
Pirmkārt, atcerēsimies metālu atrašanās vietu periodiskajā tabulā?
Metāli, kā mēs visi zinām, parasti nepastāv izolētu atomu veidā, bet gan gabala, lietņa vai metāla izstrādājuma formā. Noskaidrosim, kas savāc metāla atomus pilnā apjomā.

Piemērā mēs redzam zelta gabalu. Un, starp citu, zelts ir unikāls metāls. Izmantojot kalšanu, no tīra zelta var izgatavot 0,002 mm biezu foliju! Šī plānā folijas loksne ir gandrīz caurspīdīga un gaismā tai ir zaļa nokrāsa. Rezultātā no sērkociņu kastītes izmēra zelta lietņa var iegūt plānu foliju, kas nosegs tenisa korta laukumu.
Ķīmiski visi metāli ir raksturīgi ar to, ka ir viegli atteikties no valences elektroniem, kā rezultātā veidojas pozitīvi lādēti joni un tiem ir tikai pozitīva oksidēšanās. Tāpēc metāli brīvā stāvoklī ir reducētāji. Metāla atomu kopīga iezīme ir to lielais izmērs attiecībā pret nemetāliem. Ārējie elektroni atrodas lielos attālumos no kodola un tāpēc ir vāji saistīti ar to, tāpēc viegli atdalās.
Lielāka daudzuma metālu atomiem ārējā līmenī ir neliels elektronu skaits - 1,2,3. Šie elektroni tiek viegli atdalīti, un metāla atomi kļūst par joniem.
Ме0 – n ē ⇆ Vīrieši+
metālu atomi – elektroni ekst. riņķo ⇆ metālu joni

Tādā veidā atdalītie elektroni var pārvietoties no viena jona uz otru, tas ir, tie kļūst brīvi, it kā savienojot tos vienotā veselumā.Tāpēc izrādās, ka visi atdalītie elektroni ir kopīgi, jo to nav iespējams saprast kurš elektrons kuram no metāla atomiem pieder.
Elektroni var apvienoties ar katjoniem, tad uz laiku veidojas atomi, no kuriem pēc tam tiek atrauts elektroni. Šis process notiek pastāvīgi un bez apstāšanās. Izrādās, ka metāla tilpumā atomi nepārtraukti tiek pārveidoti jonos un otrādi. Šajā gadījumā neliels skaits kopīgu elektronu saista lielu skaitu metāla atomu un jonu. Bet ir svarīgi, lai elektronu skaits metālā būtu vienāds ar kopējo pozitīvo jonu lādiņu, tas ir, izrādās, ka kopumā metāls paliek elektriski neitrāls.
Šis process tiek pasniegts kā modelis – metālu joni atrodas elektronu mākonī. Šādu elektronu mākoni sauc par "elektronu gāzi".

Piemēram, šajā attēlā redzams, kā elektroni pārvietojas starp nekustīgiem joniem metāla kristāla režģī.

Rīsi. 2. Elektronu kustība

Lai labāk izprastu, kas ir elektronu gāze un kā tā uzvedas dažādu metālu ķīmiskajās reakcijās, noskatīsimies interesantu video. (zelts šajā video ir minēts tikai kā krāsa!)

Tagad mēs varam pierakstīt definīciju: metāliskā saite ir saite metālos starp atomiem un joniem, kas veidojas, daloties elektroniem.

Salīdzināsim visus mums zināmos savienojumu veidus un konsolidēsim tos, lai tos labāk atšķirtu, šim nolūkam mēs skatīsimies videoklipu.

Metāliskā saite notiek ne tikai tīros metālos, bet ir raksturīga arī dažādu metālu un sakausējumu maisījumiem dažādos agregācijas stāvokļos.
Metāla saite ir svarīga un nosaka metālu pamatīpašības
- elektrovadītspēja – nejauša elektronu kustība metāla tilpumā. Bet ar nelielu potenciālu starpību, lai elektroni kustētos sakārtoti. Metāli ar vislabāko vadītspēju ir Ag, Cu, Au, Al.
- plastiskums
Saites starp metāla slāņiem nav īpaši nozīmīgas, tas ļauj slāņiem pārvietoties zem slodzes (deformēt metālu, to nesalaužot). Labākie deformējamie metāli (mīkstie) ir Au, Ag, Cu.
- metālisks spīdums
Elektronu gāze atspoguļo gandrīz visus gaismas starus. Tāpēc tīrie metāli tik ļoti spīd un visbiežāk tiem ir pelēka vai balta krāsa. Metāli, kas ir labākie atstarotāji Ag, Cu, Al, Pd, Hg

Mājasdarbs

1. vingrinājums
Izvēlieties to vielu formulas, kurām ir
a) kovalentā polārā saite: Cl2, KCl, NH3, O2, MgO, CCl4, SO2;
b) ar jonu saiti: HCl, KBr, P4, H2S, Na2O, CO2, CaS.
2. vingrinājums
Izsvītrojiet papildu:
a) CuCl2, Al, MgS
b) N2, HCl, O2
c) Ca, CO2, Fe
d) MgCl2, NH3, H2

Nātrija metāls, litija metāls un citi sārmu metāli maina liesmas krāsu. Metāliskais litijs un tā sāļi piešķir ugunim sarkanu krāsu, metāliskais nātrijs un nātrija sāļi piešķir tai dzeltenu krāsu, metāliskais kālijs un tā sāļi piešķir tai purpursarkanu krāsu, bet rubīdijs un cēzijs piešķir tai purpursarkanu krāsu, bet gaišāku.

Rīsi. 4. Litija metāla gabals

Rīsi. 5. Krāsošana ar liesmu ar metāliem

Litijs (Li). Litija metāls, tāpat kā nātrija metāls, ir sārmu metāls. Abi šķīst ūdenī. Nātrijs, izšķīdinot ūdenī, veido kaustisko sodu, ļoti spēcīgu skābi. Kad sārmu metāli tiek izšķīdināti ūdenī, izdalās daudz siltuma un gāzes (ūdeņraža). Šādus metālus vēlams neaiztikt ar rokām, jo ​​varat apdegties.

Bibliogrāfija

1. Nodarbība par tēmu “Metāliskā ķīmiskā saite”, ķīmijas skolotāja Tukhta Valentīna Anatoljevna SM "Jesenovičas vidusskola"
2. F. A. Derkach “Ķīmija” - zinātniskā un metodiskā rokasgrāmata. - Kijeva, 2008.
3. L. B. Cvetkova “Neorganiskā ķīmija” - 2. izdevums, labots un paplašināts. – Ļvova, 2006. gads.
4. V. V. Maļinovskis, P. G. Nagornijs “Neorganiskā ķīmija” - Kijeva, 2009.
5. Glinka N.L. Vispārējā ķīmija. – 27. izd./Zem. ed. V.A. Rabinovičs. – L.: Ķīmija, 2008. – 704 lpp.

Rediģēja un nosūtīja Lisnyak A.V.

Strādāja pie nodarbības:

Tukhta V.A.

Lisnyak A.V.

Jūs varat uzdot jautājumu par mūsdienu izglītību, izteikt ideju vai atrisināt aktuālu problēmu plkst Izglītības forums, kur starptautiski tiekas jaunas domas un darbības izglītības padome. Izveidojot blogs, Ķīmija 8. klase

Ļoti reti ķīmiskās vielas sastāv no atsevišķiem, savstarpēji nesaistītiem ķīmisko elementu atomiem. Normālos apstākļos šāda struktūra ir tikai nelielam skaitam gāzu, ko sauc par cēlgāzēm: hēlijam, neonam, argonam, kriptonam, ksenonam un radonam. Visbiežāk ķīmiskās vielas nesastāv no izolētiem atomiem, bet gan no to kombinācijām dažādās grupās. Šādās atomu apvienībās var būt daži, simti, tūkstoši vai pat vairāk atomu. Tiek saukts spēks, kas satur šos atomus šādās grupās ķīmiskā saite.

Citiem vārdiem sakot, mēs varam teikt, ka ķīmiskā saite ir mijiedarbība, kas nodrošina atsevišķu atomu savienojumu sarežģītākās struktūrās (molekulās, jonos, radikāļos, kristālos utt.).

Ķīmiskās saites veidošanās iemesls ir tas, ka sarežģītāku struktūru enerģija ir mazāka par atsevišķo atomu kopējo enerģiju, kas to veido.

Tātad, jo īpaši, ja atomu X un Y mijiedarbība rada molekulu XY, tas nozīmē, ka šīs vielas molekulu iekšējā enerģija ir zemāka par atsevišķu atomu iekšējo enerģiju, no kuriem tā tika izveidota:

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

Šī iemesla dēļ, veidojot ķīmiskās saites starp atsevišķiem atomiem, tiek atbrīvota enerģija.

Ārējā elektronu slāņa elektroni ar zemāko saistīšanās enerģiju ar kodolu, saukti valence. Piemēram, borā tie ir 2. enerģijas līmeņa elektroni - 2 elektroni uz 2 s- orbitāles un 1 uz 2 lpp- orbitāles:

Veidojot ķīmisko saiti, katram atomam ir tendence iegūt cēlgāzes atomu elektronisko konfigurāciju, t.i. lai tā ārējā elektronu slānī būtu 8 elektroni (pirmā perioda elementiem 2). Šo parādību sauc par okteta likumu.

Atomi var sasniegt cēlgāzes elektronu konfigurāciju, ja sākotnēji atsevišķi atomi dalās ar dažiem valences elektroniem ar citiem atomiem. Šajā gadījumā veidojas kopīgi elektronu pāri.

Atkarībā no elektronu dalīšanas pakāpes var atšķirt kovalentās, jonu un metāliskās saites.

Kovalentā saite

Kovalentās saites visbiežāk rodas starp nemetālu elementu atomiem. Ja nemetālu atomi, kas veido kovalento saiti, pieder pie dažādiem ķīmiskiem elementiem, šādu saiti sauc par polāro kovalento saiti. Šī nosaukuma iemesls slēpjas faktā, ka dažādu elementu atomiem ir arī dažādas spējas piesaistīt kopīgu elektronu pāri. Acīmredzot tas noved pie kopējā elektronu pāra pārvietošanās uz vienu no atomiem, kā rezultātā uz tā veidojas daļējs negatīvs lādiņš. Savukārt uz otra atoma veidojas daļējs pozitīvs lādiņš. Piemēram, ūdeņraža hlorīda molekulā elektronu pāris tiek pārvietots no ūdeņraža atoma uz hlora atomu:

Vielu ar polārām kovalentām saitēm piemēri:

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

Kovalentā nepolārā saite veidojas starp viena un tā paša ķīmiskā elementa nemetāla atomiem. Tā kā atomi ir identiski, arī to spēja piesaistīt kopīgos elektronus ir vienāda. Šajā sakarā elektronu pāra nobīde netiek novērota:

Iepriekš minēto kovalentās saites veidošanās mehānismu, kad abi atomi nodrošina elektronus, veidojot kopīgus elektronu pārus, sauc par apmaiņu.

Ir arī donora-akceptora mehānisms.

Kad donora-akceptora mehānisms veido kovalento saiti, viena atoma piepildītās orbitāles (ar diviem elektroniem) un cita atoma tukšās orbitāles dēļ veidojas kopīgs elektronu pāris. Atomu, kas nodrošina vientuļo elektronu pāri, sauc par donoru, un atomu ar brīvu orbitāli sauc par akceptoru. Atomi, kuriem ir savienoti elektroni, piemēram, N, O, P, S, darbojas kā elektronu pāru donori.

Piemēram, saskaņā ar donora-akceptora mehānismu amonija katjonā NH 4 + veidojas ceturtā kovalentā N-H saite:

Papildus polaritātei kovalentās saites raksturo arī enerģija. Saites enerģija ir minimālā enerģija, kas nepieciešama, lai pārtrauktu saiti starp atomiem.

Saistīšanas enerģija samazinās, palielinoties saistīto atomu rādiusiem. Tā kā mēs zinām, ka atomu rādiusi palielinās pa apakšgrupām, mēs, piemēram, varam secināt, ka halogēna-ūdeņraža saites stiprums palielinās rindā:

SVEIKI< HBr < HCl < HF

Arī saites enerģija ir atkarīga no tās daudzveidības – jo lielāka ir saites daudzveidība, jo lielāka ir tās enerģija. Saites daudzveidība attiecas uz kopīgu elektronu pāru skaitu starp diviem atomiem.

Jonu saite

Jonu saiti var uzskatīt par polārās kovalentās saites galējo gadījumu. Ja kovalentajā-polārajā saitē kopējais elektronu pāris ir daļēji nobīdīts uz vienu no atomu pāriem, tad jonu saitē tas ir gandrīz pilnībā “atdots” vienam no atomiem. Atoms, kas nodod elektronu(s), iegūst pozitīvu lādiņu un kļūst katjonu, un atoms, kas no tā paņēmis elektronus, iegūst negatīvu lādiņu un kļūst anjonu.

Tādējādi jonu saite ir saite, ko veido katjonu elektrostatiskā pievilkšanās anjoniem.

Šāda veida saites veidošanās ir raksturīga tipisku metālu un tipisku nemetālu atomu mijiedarbības laikā.

Piemēram, kālija fluorīds. Kālija katjons veidojas, atdalot vienu elektronu no neitrāla atoma, un fluora jons veidojas, fluora atomam pievienojot vienu elektronu:

Starp iegūtajiem joniem rodas elektrostatiskais pievilkšanas spēks, kā rezultātā veidojas jonu savienojums.

Veidojot ķīmisko saiti, elektroni no nātrija atoma pārgāja uz hlora atomu un veidojās pretēji lādēti joni, kuriem ir pabeigts ārējās enerģijas līmenis.

Ir konstatēts, ka elektroni no metāla atoma nav pilnībā atdalīti, bet ir tikai novirzīti uz hlora atomu, kā kovalentajā saitē.

Lielākā daļa bināro savienojumu, kas satur metāla atomus, ir joni. Piemēram, oksīdi, halogenīdi, sulfīdi, nitrīdi.

Jonu saite notiek arī starp vienkāršiem katjoniem un vienkāršiem anjoniem (F −, Cl −, S 2-), kā arī starp vienkāršiem katjoniem un kompleksajiem anjoniem (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Tāpēc jonu savienojumi ietver sāļus un bāzes (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH).

Metāla savienojums

Šāda veida saites veidojas metālos.

Visu metālu atomu ārējā elektronu slānī ir elektroni, kuriem ir zema saistīšanās enerģija ar atoma kodolu. Lielākajai daļai metālu ārējo elektronu zaudēšanas process ir enerģētiski labvēlīgs.

Pateicoties tik vājai mijiedarbībai ar kodolu, šie elektroni metālos ir ļoti kustīgi un katrā metāla kristālā nepārtraukti notiek sekojošs process:

M 0 - ne - = M n +, kur M 0 ir neitrāls metāla atoms, un M n + ir tā paša metāla katjons. Zemāk esošajā attēlā ir parādīts notiekošo procesu ilustrācija.

Tas ir, elektroni “steidzas” pāri metāla kristālam, atdaloties no viena metāla atoma, veidojot no tā katjonu, pievienojoties citam katjonam, veidojot neitrālu atomu. Šo parādību sauca par "elektronu vēju", un brīvo elektronu uzkrāšanos nemetāla atoma kristālā sauca par "elektronu gāzi". Šāda veida mijiedarbību starp metālu atomiem sauc par metālisku saiti.

Ūdeņraža saite

Ja ūdeņraža atoms vielā ir saistīts ar elementu ar augstu elektronegativitāti (slāpekli, skābekli vai fluoru), šo vielu raksturo parādība, ko sauc par ūdeņraža saiti.

Tā kā ūdeņraža atoms ir saistīts ar elektronnegatīvu atomu, uz ūdeņraža atoma veidojas daļējs pozitīvs lādiņš, bet uz elektronnegatīvā elementa atoma veidojas daļējs negatīvs lādiņš. Šajā sakarā elektrostatiskā pievilcība kļūst iespējama starp daļēji pozitīvi lādētu vienas molekulas ūdeņraža atomu un citas molekulas elektronnegatīvu atomu. Piemēram, ūdeņraža saite tiek novērota ūdens molekulām:

Tā ir ūdeņraža saite, kas izskaidro neparasti augsto ūdens kušanas temperatūru. Papildus ūdenim spēcīgas ūdeņraža saites veidojas arī tādās vielās kā fluorūdeņradis, amonjaks, skābekli saturošas skābes, fenoli, spirti un amīni.

Metāla saite ir ķīmiska saite, ko izraisa relatīvi brīvu elektronu klātbūtne. Raksturīgs gan tīriem metāliem, gan to sakausējumiem un intermetāliskajiem savienojumiem.

Metāla savienojuma mehānisms

Pozitīvie metālu joni atrodas visos kristāla režģa mezglos. Starp tiem valences elektroni pārvietojas nejauši, tāpat kā gāzes molekulas, kas jonu veidošanās laikā atdalās no atomiem. Šie elektroni darbojas kā cements, turot kopā pozitīvos jonus; pretējā gadījumā režģis sadalītos starp joniem atgrūdošu spēku ietekmē. Tajā pašā laikā elektronus kristāla režģī satur joni, un tie nevar to atstāt. Sakabes spēki nav lokalizēti vai virzīti.

Tāpēc vairumā gadījumu parādās augsti koordinācijas skaitļi (piemēram, 12 vai 8). Kad divi metāla atomi nonāk tuvu viens otram, to ārējo apvalku orbitāles pārklājas, veidojot molekulāras orbitāles. Ja tuvojas trešais atoms, tā orbitāle pārklājas ar pirmo divu atomu orbitālēm, iegūstot citu molekulāro orbitāli. Ja ir daudz atomu, rodas milzīgs skaits trīsdimensiju molekulāro orbitāļu, kas stiepjas visos virzienos. Tā kā orbitāles pārklājas vairākas reizes, katra atoma valences elektronus ietekmē daudzi atomi.

Raksturīgi kristāla režģi

Lielākā daļa metālu veido vienu no šādiem ļoti simetriskiem režģiem ar ciešu atomu iesaiņojumu: kubiskais korpuss centrēts, seja centrēts kubisks un sešstūrains.

Uz ķermeni centrētā kubiskā (bcc) režģī atomi atrodas kuba virsotnēs, un viens atoms atrodas kuba tilpuma centrā. Metāliem ir kubiskais ķermenis centrēts režģis: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba utt.

Seju centrētā kubiskā (fcc) režģī atomi atrodas kuba virsotnēs un katras skaldnes centrā. Šāda veida metāliem ir režģis: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co utt.

Sešstūra režģī atomi atrodas prizmas sešstūra pamatu virsotnēs un centrā, bet trīs atomi atrodas prizmas vidus plaknē. Metāliem ir šāds atomu iepakojums: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca utt.

Citas īpašības

Brīvi kustīgi elektroni rada augstu elektrisko un siltuma vadītspēju. Vielas, kurām ir metāliska saite, bieži apvieno izturību ar plastiskumu, jo, kad atomi tiek pārvietoti viens pret otru, saites nepārtrūkst. Vēl viena svarīga īpašība ir metālisks aromāts.

Metāli labi vada siltumu un elektrību, tie ir pietiekami izturīgi un var deformēties bez iznīcināšanas. Daži metāli ir kaļami (tos var kalt), daži ir kaļami (no tiem var izvilkt stiepli). Šīs unikālās īpašības ir izskaidrojamas ar īpašu ķīmiskās saites veidu, kas savieno metāla atomus savā starpā - metālisku saiti.

Cietā stāvoklī esošie metāli pastāv pozitīvo jonu kristālu veidā, it kā “peldot” elektronu jūrā, kas brīvi pārvietojas starp tiem.

Metāla saite izskaidro metālu īpašības, jo īpaši to izturību. Deformējošā spēka ietekmē metāla režģis atšķirībā no jonu kristāliem var mainīt savu formu bez plaisāšanas.

Metālu augstā siltumvadītspēja ir izskaidrojama ar to, ka, karsējot metāla gabalu no vienas puses, palielināsies elektronu kinētiskā enerģija. Šis enerģijas pieaugums lielā ātrumā izplatīsies "elektronu jūrā" visā paraugā.

Kļūst skaidra arī metālu elektrovadītspēja. Ja metāla parauga galiem tiek piemērota potenciālu starpība, delokalizēto elektronu mākonis nobīdīsies pozitīvā potenciāla virzienā: šī elektronu plūsma, kas pārvietojas tajā pašā virzienā, attēlo pazīstamo elektrisko strāvu.

Normālos apstākļos monatomiskā stāvoklī ir tikai cēlgāzes. Atlikušie elementi neeksistē atsevišķā formā, jo tiem ir iespēja mijiedarboties savā starpā vai ar citiem atomiem. Šajā gadījumā veidojas sarežģītākas daļiņas.

Saskarsmē ar

Atomu kolekcija var veidot šādas daļiņas:

• molekulas;
• molekulārie joni;
• brīvie radikāļi.

Ķīmiskās mijiedarbības veidi

Mijiedarbību starp atomiem sauc par ķīmisko saiti. Pamats ir elektrostatiskie spēki (elektrisko lādiņu mijiedarbības spēki), kas darbojas starp atomiem, šo spēku nesēji ir atoma kodols un elektroni.

Elektroniem, kas atrodas ārējā enerģijas līmenī, ir galvenā loma ķīmisko saišu veidošanā starp atomiem. Tie atrodas vistālāk no kodola un līdz ar to ir vismazāk saistīti ar to. Tos sauc valences elektroni.

Daļiņas mijiedarbojas viena ar otru dažādos veidos, kā rezultātā veidojas dažādas struktūras molekulas (un vielas). Izšķir šādus ķīmisko saišu veidus:

• jonu;
• kovalents;
• van der Vāls;
• metāls.

Runājot par dažādiem ķīmiskās mijiedarbības veidiem starp atomiem, ir vērts atcerēties, ka visi veidi ir vienlīdz balstīti uz daļiņu elektrostatisko mijiedarbību.

Metāla ķīmiskā saite

Kā redzams no metālu stāvokļa ķīmisko elementu tabulā, tiem lielākoties ir mazs valences elektronu skaits. Elektroni ir diezgan vāji saistīti ar saviem kodoliem un ir viegli no tiem atdalāmi. Tā rezultātā veidojas pozitīvi lādēti metālu joni un brīvie elektroni.

Šos elektronus, kas brīvi pārvietojas kristāla režģī, sauc par "elektronu gāzi".

Attēlā shematiski parādīta metāla vielas struktūra.

Tas ir, metāla tilpumā atomi pastāvīgi tiek pārveidoti jonos (tos sauc par atomu joniem), un otrādi, joni pastāvīgi pieņem elektronus no “elektronu gāzes”.

Metāla saites veidošanās mehānismu var uzrakstīt kā formulu:

atoms M 0 - ne ↔ jons M n+

Tādējādi metāli ir pozitīvie joni, kas atrodas kristāla režģī noteiktās pozīcijās, un elektroni, kas var diezgan brīvi pārvietoties starp atomu joniem.

Kristāliskais režģis attēlo "skeletu", vielas skelets, un elektroni pārvietojas starp tā mezgliem. Metāla kristāla režģu formas var būt dažādas, piemēram:

• sārmu metāliem raksturīgs uz tilpumu orientēts kubiskais režģis;
• Piemēram, cinkam, alumīnijam, varš un citiem pārejas elementiem ir uz seju vērsts kubiskais režģis;
• sešstūra forma ir raksturīga sārmzemju elementiem (bārijs ir izņēmums);
• tetragonāla struktūra - indija;
• romboedris - dzīvsudrabam.

Metāla kristāla režģa piemērs ir parādīts attēlā zemāk..

Atšķirības no citām sugām

Metāla saite atšķiras no kovalentās saites stiprības ziņā. Metāla saišu enerģija ir mazāka nekā kovalentās 3–4 reizes un mazāku jonu saišu enerģiju.

Metāliskās saites gadījumā nevar runāt par virzienu, kovalentā saite ir stingri vērsta telpā.

Tāda īpašība kā piesātinājums arī nav raksturīga metālu atomu mijiedarbībai. Lai gan kovalentās saites ir piesātinātas, tas ir, atomu skaitu, ar kuriem var notikt mijiedarbība, stingri ierobežo valences elektronu skaits.

Komunikācijas diagramma un piemēri

Metālā notiekošo procesu var uzrakstīt, izmantojot formulu:

K - e<->K+

Al-3e<->Al 3+

Na-e<->Na+

Zn - 2e<->Zn 2+

Fe-3e<->Fe 3+

Ja sīkāk aprakstam metālisku saiti, kā veidojas šāda veida saite, ir jāņem vērā elementa ārējo enerģijas līmeņu struktūra.

Piemēram, apsveriet nātriju. Vienīgais valences 3s elektrons, kas atrodas ārējā līmenī, var brīvi pārvietoties pa trešā enerģijas līmeņa brīvajām orbitālēm. Kad nātrija atomi tuvojas viens otram, orbitāles pārklājas. Tagad visi elektroni var pārvietoties starp atomu joniem visās pārklājošajās orbitālēs.

Cinkā uz katriem 2 valences elektroniem ir pat 15 brīvas orbitāles ceturtajā enerģijas līmenī. Kad atomi mijiedarbojas, šīs brīvās orbitāles pārklājas, it kā socializējot elektronus, kas pārvietojas pa tiem.

Hroma atomiem ir 6 valences elektroni, un tie visi piedalīsies elektronu gāzes veidošanā un saistīs atomu jonus.

Īpašs mijiedarbības veids, kas raksturīgs metālu atomiem, nosaka vairākas īpašības, kas tos apvieno un atšķir metālus no citām vielām. Šādu īpašību piemēri ir augsta kušanas temperatūra, augsta viršanas temperatūra, kaļamība, gaismas atstarošanās spēja, augsta elektrovadītspēja un siltumvadītspēja.

Augstās kušanas un viršanas temperatūras ir izskaidrojamas ar to, ka metāla katjoni ir cieši saistīti ar elektronu gāzi. Šajā gadījumā var novērot modeli, ka saites stiprums palielinās, palielinoties valences elektronu skaitam. Piemēram, rubīdijs un kālijs ir kūstošas ​​vielas (kušanas temperatūra attiecīgi 39 un 63 grādi pēc Celsija), salīdzinot, piemēram, ar hromu (1615 grādi pēc Celsija).

Vienmērīgais valences elektronu sadalījums pa visu kristālu izskaidro, piemēram, tādu metālu īpašību kā plastiskums – jonu un atomu pārvietošanos jebkurā virzienā, neiznīcinot to savstarpējo mijiedarbību.

Brīvā elektronu kustība atomu orbitālēs izskaidro arī metālu elektrovadītspēju. Elektronu gāze, piemērojot starpību potenciāls pāriet no haotiskas kustības uz virzītu kustību.

Rūpniecībā viņi bieži izmanto nevis tīrus metālus, bet gan to maisījumus, ko sauc par sakausējumiem. Sakausējumā vienas sastāvdaļas īpašības parasti veiksmīgi papildina otras sastāvdaļas.

Metāliskais mijiedarbības veids ir raksturīgs gan tīriem metāliem, gan to maisījumiem – sakausējumiem cietā un šķidrā stāvoklī. Tomēr, ja metāls tiek pārvērsts gāzveida stāvoklī, tad saite starp tā atomiem būs kovalenta. Metāls tvaiku formā sastāv arī no atsevišķām molekulām (mono- vai diatomiskām).