Ogólny schemat tworzenia wiązania metalicznego. metalowe połączenie

Między atomami metalu występuje wiązanie metaliczne. Cechą charakterystyczną atomów metali jest niewielka liczba elektronów na zewnętrznym poziomie energetycznym, słabo zatrzymywanych przez jądro oraz duża liczba wolnych orbitali atomowych o podobnych energiach, przez co wiązanie metaliczne jest nienasycone.

Elektrony walencyjne biorą udział w tworzeniu wiązań z 8 lub 12 atomami na raz (w zależności od liczby koordynacyjnej atomów metalu). W tych warunkach elektrony walencyjne o niskiej energii jonizacji poruszają się wzdłuż dostępnych orbitali wszystkich sąsiednich atomów, zapewniając połączenie między nimi.

metalowe połączenie charakteryzuje się słabym oddziaływaniem wspólnych elektronów z jądrami połączonych atomów i całkowitą delokalizacją tych elektronów pomiędzy wszystkimi atomami w krysztale, co zapewnia stabilność tego wiązania.

Schemat powstawania wiązania metalicznego (M - metal):

M 0 - ne M n +

Metale posiadają specjalną sieć krystaliczną, w węzłach których znajdują się zarówno neutralne, jak i dodatnio naładowane atomy metali, pomiędzy którymi uspołecznione elektrony („gaz elektronowy”) poruszają się swobodnie (w krysztale). Ruch wspólnych elektronów w metalach odbywa się wzdłuż zestawu orbitali molekularnych, które powstały w wyniku połączenia dużej liczby wolnych orbitali połączonych atomów i obejmujących wiele jąder atomowych. W przypadku wiązania metalicznego nie można mówić o jego kierunkowości, ponieważ wspólne elektrony są równomiernie zdelokalizowane w całym krysztale.

Cechy strukturalne metali decydują o ich charakterystycznych właściwościach fizycznych: twardości, ciągliwości, wysokiej przewodności elektrycznej i cieplnej, a także specjalnym metalicznym połysku.

Wiązanie metaliczne jest charakterystyczne dla metali nie tylko w stanie stałym, ale również w stanie ciekłym, czyli jest to właściwość skupisk atomów znajdujących się blisko siebie. W stanie gazowym atomy metalu są połączone jednym lub większą liczbą wiązań kowalencyjnych w cząsteczki, na przykład Li 2 (Li-Li), Be 2 (Be = Be), Al 4 - każdy atom glinu jest połączony z trzema innymi, tworząc struktura czworościenna:

4. Wiązanie wodorowe

Wiązanie wodorowe to specjalny rodzaj wiązania, który jest unikalny dla atomów wodoru. Występuje, gdy atom wodoru jest związany z atomem większości elektroujemnych pierwiastków, głównie fluoru, tlenu i azotu. Rozważ tworzenie wiązania wodorowego na przykładzie fluorowodoru. Elektroujemny atom wodoru ma tylko jeden elektron, dzięki czemu może tworzyć wiązanie kowalencyjne z atomem fluoru. W tym przypadku powstaje cząsteczka fluorowodoru H-F, w której wspólna para elektronów jest przesunięta na atom fluoru.

W wyniku takiego rozkładu gęstości elektronowej cząsteczka fluorowodoru jest dipolem, którego biegunem dodatnim jest atom wodoru. Ze względu na to, że wiążąca para elektronów jest przesunięta na atom fluoru, zostaje on częściowo uwolniony 1 s-orbital atomu wodoru i jego jądra jest częściowo odsłonięty. W każdym innym atomie dodatni ładunek jądra po usunięciu elektronów walencyjnych jest osłonięty wewnętrznymi powłokami elektronowymi, które zapewniają odpychanie powłok elektronowych innych atomów. Atom wodoru nie posiada takich otoczek, jego jądro jest bardzo małą (subatomową) cząstką naładowaną dodatnio - protonem (średnica protonu jest około 10 5 razy mniejsza niż średnice atomów, a ze względu na brak elektronów w nim jest przyciągany przez powłokę elektronową innych elektrycznie obojętnych lub ujemnie naładowanych atomów).

Siła pola elektrycznego w pobliżu częściowo „nagiego” atomu wodoru jest tak duża, że może aktywnie przyciągać ujemny biegun sąsiedniej cząsteczki. Ponieważ ten biegun jest atomem fluoru, który ma trzy niewiążące pary elektronów, i s- orbital atomu wodoru jest częściowo wolny, wówczas zachodzi interakcja donor-akceptor między dodatnio spolaryzowanym atomem wodoru jednej cząsteczki a ujemnie spolaryzowanym atomem fluoru sąsiedniej cząsteczki.

Tak więc w wyniku wspólnego oddziaływania elektrostatycznego i donor-akceptor powstaje dodatkowe drugie wiązanie z udziałem atomu wodoru. To jest to wiązanie wodorowe, …H–F H–F…

Różni się od kowalencyjnej energią i długością. Wiązania wodorowe są dłuższe i słabsze niż wiązania kowalencyjne. Energia wiązania wodorowego wynosi 8-40 kJ/mol, a wiązania kowalencyjnego 80-400 kJ/mol. W stałym fluorowodorze długość wiązania kowalencyjnego H-F wynosi 95 µm, długość wiązania wodorowego FH wynosi 156 µm. Ze względu na wiązania wodorowe między cząsteczkami HF, stałe kryształy fluorowodoru składają się z niekończących się płaskich łańcuchów zygzakowatych, ponieważ układ trzech atomów utworzony przez wiązanie wodorowe jest zwykle liniowy.

Wiązania wodorowe między cząsteczkami HF są częściowo zachowane w cieczy, a nawet w gazowym fluorowodorze.

Wiązanie wodorowe jest warunkowo zapisane jako trzy punkty i przedstawia się następująco:

gdzie X, Y to atomy F, O, N, Cl, S.

Energia i długość wiązania wodorowego są określone przez moment dipolowy wiązania H–X oraz wielkość atomu Y. Długość wiązania wodorowego maleje, a jego energia rośnie wraz ze wzrostem różnicy między elektroujemnościami atomy X i Y (i odpowiednio moment dipolowy wiązania H–X) oraz ze zmniejszeniem wielkości atomu Y .

Wiązania wodorowe powstają również pomiędzy cząsteczkami, w których występują wiązania O–H (np. woda H 2 O, kwas nadchlorowy HClO 4, kwas azotowy HNO 3, kwasy karboksylowe RCOOH, fenol C 6 H 5 OH, alkohole ROH) i N –H (np. amoniak NH 3 , kwas tiocyjanowy HNCS, amidy organiczne RCONH 2 i aminy RNH 2 i R 2 NH).

Substancje, których cząsteczki są połączone wiązaniami wodorowymi, różnią się właściwościami od substancji podobnych do nich strukturą cząsteczek, ale nie tworzą wiązań wodorowych. Temperatura topnienia i wrzenia wodorków pierwiastków grupy IVA, w których nie ma wiązań wodorowych, stopniowo maleje wraz ze spadkiem liczby okresu (ryc. 15).Wodorki pierwiastków grup VA-VIIA wykazują naruszenie tej zależności. Trzy substancje, których cząsteczki są połączone wiązaniami wodorowymi (amoniak NH 3 , woda H 2 O i fluorowodór HF) mają znacznie wyższe temperatury topnienia i wrzenia niż ich odpowiedniki (rys. 15). Ponadto substancje te mają szersze zakresy temperatur występowania w stanie ciekłym, wyższe temperatury topnienia i parowania.

Wiązanie wodorowe odgrywa ważną rolę w procesach rozpuszczania i krystalizacji substancji, a także w tworzeniu krystalicznych hydratów.

Wiązania wodorowe mogą tworzyć się nie tylko między cząsteczkami (międzycząsteczkowe wiązanie wodorowe, MVS) , tak jak w omówionych powyżej przykładach, ale także między atomami tej samej cząsteczki (wewnątrzcząsteczkowe wiązanie wodorowe, VVS) . Na przykład, z powodu wewnątrzcząsteczkowych wiązań wodorowych między atomami wodoru grup aminowych i atomami tlenu grup karbonylowych, łańcuchy polipeptydowe, które tworzą cząsteczki białka, mają kształt spiralny.

obrazek??????????????

Wiązania wodorowe odgrywają ogromną rolę w procesach reduplikacji i biosyntezy białek. Dwie nici podwójnej helisy DNA (kwasu dezoksyrybonukleinowego) są połączone wiązaniami wodorowymi. W procesie reduplikacji więzy te zostają zerwane. Podczas transkrypcji dochodzi również do syntezy RNA (kwasu rybonukleinowego) z użyciem DNA jako matrycy, ze względu na występowanie wiązań wodorowych. Oba procesy są możliwe, ponieważ wiązania wodorowe łatwo się tworzą i łatwo zrywają.

Ryż. 15. Punkty topnienia ( a) i gotowanie ( b) wodorki pierwiastków grup IVА-VIIA.

Cel lekcji

Opisz metaliczne wiązanie chemiczne.

Naucz się zapisywać powstawanie wiązania metalowego.

Zapoznaj się z fizycznymi właściwościami metali.

Naucz się wyraźnie rozróżniać gatunki wiązania chemiczne .

Cele Lekcji

Dowiedz się, jak wchodzą w interakcje atomy metali

Określ, jak wiązanie metaliczne wpływa na właściwości utworzonych przez nie substancji

Podstawowe warunki:

Elektroujemność - chemiczna właściwość atomu, która jest ilościową charakterystyką zdolności atomu w cząsteczce do przyciągania do siebie wspólnych par elektronów.
wiązanie chemiczne - zjawisko wzajemnego oddziaływania atomów, wynikające z nakładania się chmur elektronowych oddziałujących atomów.
metalowe połączenie - jest to wiązanie w metalach między atomami i jonami, powstałe w wyniku socjalizacji elektronów.
wiązanie kowalencyjne - wiązanie chemiczne, utworzone przez nakładanie się pary elektronów walencyjnych. Elektrony, które zapewniają wiązanie, nazywane są wspólną parą elektronów. Istnieją 2 typy: polarny i niepolarny.
Wiązanie jonowe - wiązanie chemiczne, które powstaje między atomami niemetali, w którym wspólna para elektronów przechodzi do atomu o większej elektroujemności. W rezultacie atomy są przyciągane jak przeciwnie naładowane ciała.
wiązanie wodorowe - wiązanie chemiczne między atomem elektroujemnym a atomem wodoru H związanym kowalencyjnie z innym atomem elektroujemnym. N, O lub F mogą działać jako atomy elektroujemne.Wiązania wodorowe mogą być międzycząsteczkowe lub wewnątrzcząsteczkowe.
PODCZAS ZAJĘĆ

metaliczne wiązanie chemiczne

Zidentyfikuj elementy, które znajdują się w niewłaściwej „kolejce”. Dlaczego?
Ca Fe P K Al Mg Na
Jakie elementy ze stołu Mendelejew zwane metalami?
Dziś dowiemy się, jakie właściwości mają metale i jak zależą one od wiązania, jakie tworzy się między jonami metali.
Najpierw zapamiętajmy lokalizacje metali w układzie okresowym?
Metale, jak wszyscy wiemy, zwykle nie istnieją w postaci izolowanych atomów, ale w postaci kawałka, wlewka lub produktu metalowego. Dowiedzmy się, co zbiera atomy metalu w integralnej objętości.

W przykładzie widzimy kawałek złota. A tak przy okazji, złoto to wyjątkowy metal. Wykuwając czyste złoto możesz wykonać folię o grubości 0,002 mm! taki najmniejszy arkusz folii jest prawie przezroczysty i ma zielony odcień światła. W rezultacie ze złotej sztabki wielkości pudełka zapałek można uzyskać cienką folię, która pokryje obszar kortu tenisowego.
Pod względem chemicznym wszystkie metale charakteryzują się łatwością oddawania elektronów walencyjnych, a co za tym idzie powstawaniem dodatnio naładowanych jonów i wykazują tylko dodatnie utlenianie. Dlatego metale w stanie wolnym są czynnikami redukującymi. Wspólną cechą atomów metali jest ich duży rozmiar w stosunku do niemetali. Elektrony zewnętrzne znajdują się w dużych odległościach od jądra i dlatego są z nim słabo związane, przez co łatwo się odrywają.
Atomy o większej liczbie metali na poziomie zewnętrznym mają niewielką liczbę elektronów - 1,2,3. Elektrony te łatwo się odłączają, a atomy metalu stają się jonami.
Me0 – n ē ⇆ Mężczyźni+
atomy metali - elektrony zewnętrzne. orbity ⇆ jony metali

Tak więc oderwane elektrony mogą przemieszczać się od jednego jonu do drugiego, to znaczy stają się wolne i niejako łącząc je w jedną całość.Okazuje się zatem, że wszystkie oderwane elektrony są wspólne, ponieważ nie można zrozumieć, który elektron należy do którego z atomów metalu.
Elektrony mogą łączyć się z kationami, wtedy chwilowo tworzą się atomy, z których elektrony są następnie odrywane. Ten proces trwa i trwa bez przerwy. Okazuje się, że większość atomów metalu jest w sposób ciągły przekształcana w jony i odwrotnie. W tym przypadku niewielka liczba zwykłych elektronów wiąże dużą liczbę atomów i jonów metali. Ale ważne jest, aby liczba elektronów w metalu była równa całkowitemu ładunkowi jonów dodatnich, to znaczy okazuje się, że ogólnie metal pozostaje elektrycznie obojętny.
Taki proces jest przedstawiony jako model - jony metali znajdują się w chmurze elektronów. Taka chmura elektronów nazywana jest „gazem elektronowym”.

Tutaj, na przykład, na tym zdjęciu widzimy, jak elektrony poruszają się wśród nieruchomych jonów wewnątrz sieci krystalicznej metalu.

Ryż. 2. Ruch elektronów

Aby lepiej zrozumieć, czym jest gaz elektronowy i jak zachowuje się w reakcjach chemicznych różnych metali, obejrzyjmy ciekawy film. (w tym filmie złoto jest określane tylko jako kolor!)

Teraz możemy zapisać definicję: wiązanie metaliczne to wiązanie w metalach między atomami i jonami, powstałe w wyniku socjalizacji elektronów.

Porównajmy wszystkie rodzaje połączeń, które znamy i napraw je, aby lepiej je rozróżnić, w tym celu obejrzymy wideo.

Wiązanie metaliczne występuje nie tylko w czystych metalach, ale jest również charakterystyczne dla mieszanin różnych metali, stopów w różnych stanach skupienia.
Wiązanie metaliczne jest ważne i determinuje podstawowe właściwości metali
- przewodnictwo elektryczne - losowy ruch elektronów w objętości metalu. Ale z niewielką różnicą potencjałów, aby elektrony poruszały się w uporządkowany sposób. Metale o najlepszej przewodności to Ag, Cu, Au, Al.
- plastyczność
Wiązania między warstwami metalu nie są zbyt duże, co pozwala na przesuwanie warstw pod obciążeniem (odkształcanie metalu bez jego łamania). Najlepsze metale odkształcalne (miękkie) Au, Ag, Cu.
- metaliczny połysk
Gaz elektronowy odbija prawie wszystkie promienie świetlne. To dlatego czyste metale mają tak silny połysk i najczęściej są szare lub białe. Metale, które najlepiej odbijają światło Ag, Cu, Al, Pd, Hg

Praca domowa

Ćwiczenie 1
Wybierz formuły substancji, które mają
a) kowalencyjne wiązanie polarne: Cl2, KCl, NH3, O2, MgO, CCl4, SO2;
b) z wiązaniem jonowym: HCl, KBr, P4, H2S, Na2O, CO2, CaS.
Ćwiczenie 2
Usuń nadmiar:
a) CuCl2, Al, MgS
b) N2, HCl, O2
c) Ca, CO2, Fe
d) MgCl2, NH3, H2

Metaliczny sód, lit i inne metale alkaliczne zmieniają kolor płomienia. Metaliczny lit i jego sole nadają ogniu czerwony kolor, sód metaliczny i sole sodowe żółty, potas metaliczny i jego sole fioletowe, rubid i cez również fioletowe, ale jaśniejsze.

Ryż. 4. Kawałek metalicznego litu

Ryż. 5. Barwienie płomienia metalami

Lit (Li). Metaliczny lit, podobnie jak metaliczny sód, jest metalem alkalicznym. Oba rozpuszczają się w wodzie. Sód rozpuszcza się w wodzie, tworząc wodorotlenek sodu, bardzo mocny kwas. Kiedy metale alkaliczne rozpuszczają się w wodzie, uwalniane jest dużo ciepła i gazu (wodór). Wskazane jest, aby nie dotykać takich metali rękami, ponieważ można się poparzyć.

Bibliografia

1. Lekcja na temat „Metalowe wiązanie chemiczne”, nauczyciel chemii Tukhta Valentina Anatolyevna MOU „Szkoła średnia Esenovichskaya”
2. F. A. Derkach "Chemia", - podręcznik naukowy i metodologiczny. - Kijów, 2008.
3. L. B. Tsvetkova "Chemia nieorganiczna" - wydanie 2., poprawione i uzupełnione. – Lwów, 2006.
4. V. V. Malinowski, P. G. Nagorny "Chemia nieorganiczna" - Kijów, 2009.
5. Glinka N.L. Chemia ogólna. - 27 ed. / Under. wyd. V.A. Rabinowicz. - L.: Chemia, 2008. - 704 strony.

Zredagowane i wysłane przez Lisnyaka A.V.

Pracował na lekcji:

Tuchta V.A.

Lisnyak A.V.

Możesz zadać pytanie o nowoczesną edukację, wyrazić pomysł lub rozwiązać pilny problem na Forum Edukacji gdzie rada edukacyjna świeżej myśli i działania spotyka się na arenie międzynarodowej. Po utworzeniu blog, klasa chemii 8

Niezwykle rzadko substancje chemiczne składają się z pojedynczych, niepowiązanych ze sobą atomów pierwiastków chemicznych. W normalnych warunkach taką strukturę ma tylko niewielka liczba gazów zwanych gazami szlachetnymi: hel, neon, argon, krypton, ksenon i radon. Najczęściej substancje chemiczne nie składają się z odrębnych atomów, ale z ich kombinacji w różne grupy. Takie kombinacje atomów mogą obejmować kilka jednostek, setki, tysiące, a nawet więcej atomów. Siła, która utrzymuje te atomy w takich ugrupowaniach, nazywa się wiązanie chemiczne.

Innymi słowy, możemy powiedzieć, że wiązanie chemiczne to oddziaływanie, które zapewnia wiązanie poszczególnych atomów w bardziej złożone struktury (cząsteczki, jony, rodniki, kryształy itp.).

Powodem powstania wiązania chemicznego jest to, że energia bardziej złożonych struktur jest mniejsza niż całkowita energia poszczególnych atomów, które je tworzą.

Tak więc w szczególności, jeśli cząsteczka XY powstaje podczas interakcji atomów X i Y, oznacza to, że energia wewnętrzna cząsteczek tej substancji jest niższa niż energia wewnętrzna poszczególnych atomów, z których została utworzona:

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

Z tego powodu, gdy między poszczególnymi atomami powstają wiązania chemiczne, uwalniana jest energia.

W tworzeniu wiązań chemicznych elektrony zewnętrznej warstwy elektronowej o najniższej energii wiązania z jądrem, zwane wartościowość. Na przykład w borze są to elektrony drugiego poziomu energii - 2 elektrony na 2 s- orbitale i 1 na 2 p-orbitale:

Kiedy tworzy się wiązanie chemiczne, każdy atom dąży do uzyskania konfiguracji elektronowej atomów gazu szlachetnego, tj. tak, że w jego zewnętrznej warstwie elektronowej znajduje się 8 elektronów (2 dla pierwiastków pierwszego okresu). Zjawisko to nazywa się regułą oktetu.

Atomy mogą osiągnąć konfigurację elektronową gazu szlachetnego, jeśli początkowo pojedyncze atomy dzielą część swoich elektronów walencyjnych z innymi atomami. W tym przypadku powstają wspólne pary elektronów.

W zależności od stopnia uspołecznienia elektronów można wyróżnić wiązania kowalencyjne, jonowe i metaliczne.

wiązanie kowalencyjne

Wiązanie kowalencyjne występuje najczęściej między atomami pierwiastków niemetalicznych. Jeśli atomy niemetali tworzące wiązanie kowalencyjne należą do różnych pierwiastków chemicznych, takie wiązanie nazywa się kowalencyjnym wiązaniem polarnym. Powodem tej nazwy jest fakt, że atomy różnych pierwiastków mają również różną zdolność przyciągania do siebie wspólnej pary elektronów. Oczywiście prowadzi to do przesunięcia wspólnej pary elektronów w kierunku jednego z atomów, w wyniku czego powstaje na niej częściowy ładunek ujemny. Z kolei na drugim atomie powstaje częściowy ładunek dodatni. Na przykład w cząsteczce chlorowodoru para elektronów jest przesunięta z atomu wodoru na atom chloru:

Przykłady substancji z kowalencyjnym wiązaniem polarnym:

СCl 4 , H 2 S, CO 2 , NH 3 , SiO 2 itd.

Pomiędzy atomami niemetalicznymi tego samego pierwiastka chemicznego powstaje kowalencyjne wiązanie niepolarne. Ponieważ atomy są identyczne, ich zdolność do przyciągania wspólnych elektronów jest taka sama. W związku z tym nie obserwuje się przemieszczenia pary elektronów:

Powyższy mechanizm tworzenia wiązania kowalencyjnego, gdy oba atomy dostarczają elektrony do tworzenia wspólnych par elektronów, nazywa się wymianą.

Istnieje również mechanizm dawcy-akceptora.

Kiedy wiązanie kowalencyjne jest tworzone przez mechanizm donor-akceptor, powstaje wspólna para elektronów z powodu wypełnionego orbitalu jednego atomu (z dwoma elektronami) i pustego orbitalu innego atomu. Atom, który zapewnia niewspólną parę elektronów, nazywany jest donorem, a atom z wolnym orbitalem nazywany jest akceptorem. Donorami par elektronów są atomy, które mają sparowane elektrony, na przykład N, O, P, S.

Na przykład, zgodnie z mechanizmem donor-akceptor, czwarte wiązanie kowalencyjne N-H powstaje w kationie amonowym NH 4 +:

Oprócz polaryzacji wiązania kowalencyjne charakteryzują się również energią. Energia wiązania to minimalna energia wymagana do zerwania wiązania między atomami.

Energia wiązania maleje wraz ze wzrostem promieni związanych atomów. Ponieważ wiemy, że promienie atomowe rosną w dół podgrup, możemy na przykład stwierdzić, że siła wiązania halogen-wodór wzrasta w szeregu:

CZEŚĆ< HBr < HCl < HF

Również energia wiązania zależy od jego wielokrotności – im większa krotność wiązania, tym większa jego energia. Wielokrotność wiązań to liczba wspólnych par elektronów między dwoma atomami.

Wiązanie jonowe

Wiązanie jonowe można uznać za przypadek graniczny kowalencyjnego wiązania polarnego. Jeżeli w wiązaniu kowalencyjnym-polarnym wspólna para elektronów jest częściowo przesunięta na jeden z par atomów, to w jonowym jest prawie całkowicie „oddawana” jednemu z atomów. Atom, który przekazał elektron(y) uzyskuje ładunek dodatni i staje się kation, a atom, który wziął z niego elektrony, uzyskuje ładunek ujemny i staje się anion.

Zatem wiązanie jonowe jest wiązaniem utworzonym w wyniku elektrostatycznego przyciągania kationów do anionów.

Powstawanie tego typu wiązania jest charakterystyczne dla oddziaływania atomów typowych metali i typowych niemetali.

Na przykład fluorek potasu. Kation potasu powstaje w wyniku oderwania jednego elektronu od obojętnego atomu, a jon fluoru powstaje przez przyłączenie jednego elektronu do atomu fluoru:

Pomiędzy powstałymi jonami powstaje siła przyciągania elektrostatycznego, w wyniku której powstaje związek jonowy.

Podczas tworzenia wiązania chemicznego elektrony z atomu sodu przechodziły do atomu chloru i tworzyły się przeciwnie naładowane jony, które mają ukończony poziom energii zewnętrznej.

Ustalono, że elektrony nie odrywają się całkowicie od atomu metalu, a jedynie przesuwają się w kierunku atomu chloru, jak w wiązaniu kowalencyjnym.

Większość związków binarnych zawierających atomy metali jest jonowych. Na przykład tlenki, halogenki, siarczki, azotki.

Wiązanie jonowe występuje również między kationami prostymi a anionami prostymi (F -, Cl -, S 2-) oraz między kationami prostymi a anionami złożonymi (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) . Dlatego związki jonowe obejmują sole i zasady (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH).

metalowe połączenie

Ten rodzaj wiązania powstaje w metalach.

Atomy wszystkich metali mają elektrony na zewnętrznej warstwie elektronowej, które mają niską energię wiązania z jądrem atomowym. W przypadku większości metali utrata zewnętrznych elektronów jest energetycznie korzystna.

Wobec tak słabego oddziaływania z jądrem elektrony te w metalach są bardzo ruchliwe, a w każdym krysztale metalu zachodzi w sposób ciągły następujący proces:

M 0 - ne - \u003d M n +, gdzie M 0 jest neutralnym atomem metalu, a M n + kationem tego samego metalu. Poniższy rysunek przedstawia ilustrację trwających procesów.

Oznacza to, że elektrony „pędzą” wzdłuż kryształu metalu, odrywając się od jednego atomu metalu, tworząc z niego kation, łącząc się z innym kationem, tworząc neutralny atom. Zjawisko to nazwano „wiatrem elektronicznym”, a zbiór wolnych elektronów w krysztale niemetalicznego atomu nazwano „gazem elektronowym”. Ten rodzaj interakcji między atomami metali nazywa się wiązaniem metalicznym.

wiązanie wodorowe

Jeśli atom wodoru w jakiejkolwiek substancji jest związany z pierwiastkiem o wysokiej elektroujemności (azot, tlen lub fluor), taka substancja charakteryzuje się takim zjawiskiem jak wiązanie wodorowe.

Ponieważ atom wodoru jest związany z atomem elektroujemnym, na atomie wodoru powstaje częściowy ładunek dodatni, a na atomie elektroujemnym powstaje częściowy ładunek ujemny. W związku z tym przyciąganie elektrostatyczne staje się możliwe między częściowo dodatnio naładowanym atomem wodoru jednej cząsteczki a elektroujemnym atomem drugiej. Na przykład wiązania wodorowe obserwuje się dla cząsteczek wody:

To właśnie wiązanie wodorowe wyjaśnia nienormalnie wysoką temperaturę topnienia wody. Oprócz wody silne wiązania wodorowe powstają również w takich substancjach jak fluorowodór, amoniak, kwasy zawierające tlen, fenole, alkohole, aminy.

Wiązanie metaliczne to wiązanie chemiczne spowodowane obecnością stosunkowo swobodnych elektronów. Jest to typowe zarówno dla czystych metali, jak i ich stopów oraz związków międzymetalicznych.

Metalowy mechanizm wiązania

We wszystkich węzłach sieci krystalicznej znajdują się dodatnie jony metali. Między nimi losowo, jak cząsteczki gazu, poruszają się elektrony walencyjne, odczepione od atomów podczas tworzenia jonów. Elektrony te pełnią rolę cementu, utrzymując razem jony dodatnie; w przeciwnym razie sieć rozpadłaby się pod działaniem sił odpychających między jonami. Jednocześnie elektrony są również utrzymywane przez jony w sieci krystalicznej i nie mogą jej opuścić. Siły komunikacyjne nie są zlokalizowane i nie są kierowane.

Dlatego w większości przypadków pojawiają się wysokie liczby koordynacyjne (na przykład 12 lub 8). Kiedy dwa atomy metalu zbliżają się do siebie, ich orbitale zewnętrznej powłoki zachodzą na siebie, tworząc orbitale molekularne. Jeśli pojawi się trzeci atom, jego orbital nakłada się na orbital dwóch pierwszych atomów, co skutkuje kolejnym orbitalem molekularnym. Gdy atomów jest wiele, istnieje ogromna liczba trójwymiarowych orbitali molekularnych, rozciągających się we wszystkich kierunkach. Ze względu na wielokrotne nakładanie się orbitali, na elektrony walencyjne każdego atomu wpływa wiele atomów.

Charakterystyczne sieci krystaliczne

Większość metali tworzy jedną z następujących wysoce symetrycznych, gęsto upakowanych sieci: sześcienna wyśrodkowana na ciele, sześcienna wyśrodkowana na twarzy i sześciokątna.

W siatce sześciennej wyśrodkowanej na ciele (bcc) atomy znajdują się na wierzchołkach sześcianu, a jeden atom znajduje się w środku objętości sześcianu. Metale mają sześcienną sieć skupioną wokół ciała: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba itp.

W sieci sześciennej wyśrodkowanej na ścianie (fcc) atomy znajdują się na wierzchołkach sześcianu i na środku każdej ściany. Metale tego typu mają siatkę: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co itp.

W siatce sześciokątnej atomy znajdują się w wierzchołkach i środku sześciokątnych podstaw pryzmatu, a trzy atomy znajdują się w środkowej płaszczyźnie pryzmatu. Metale mają takie upakowanie atomów: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca itp.

Inne właściwości

Swobodnie poruszające się elektrony powodują wysoką przewodność elektryczną i cieplną. Substancje z wiązaniem metalicznym często łączą siłę z ciągliwością, ponieważ gdy atomy są przesunięte względem siebie, wiązania nie pękają. Kolejną ważną właściwością jest aromatyczność metaliczna.

Metale dobrze przewodzą ciepło i elektryczność, są wystarczająco mocne, można je odkształcać bez pękania. Niektóre metale są plastyczne (można je kuć), inne są plastyczne (można je wciągnąć w drut). Te wyjątkowe właściwości tłumaczy specjalny rodzaj wiązania chemicznego, które łączy ze sobą atomy metalu - wiązanie metaliczne.

Metale w stanie stałym istnieją w postaci kryształów jonów dodatnich, jakby „unosiły się” w morzu swobodnie poruszających się między nimi elektronów.

Wiązanie metaliczne wyjaśnia właściwości metali, w szczególności ich wytrzymałość. Pod wpływem siły odkształcającej metalowa siatka może zmieniać swój kształt bez pękania, w przeciwieństwie do kryształów jonowych.

Wysokie przewodnictwo cieplne metali tłumaczy się tym, że jeśli podgrzejesz kawałek metalu z jednej strony, energia kinetyczna elektronów wzrośnie. Ten wzrost energii będzie rozprzestrzeniał się w „elektronicznym morzu” w całej próbce z dużą prędkością.

Wyraźna staje się również przewodność elektryczna metali. Jeśli do końców próbki metalu przyłożona zostanie różnica potencjałów, chmura zdelokalizowanych elektronów przesunie się w kierunku potencjału dodatniego: ten strumień elektronów poruszający się w tym samym kierunku jest znanym prądem elektrycznym.

W stanie jednoatomowym w normalnych warunkach występują tylko gazy szlachetne. Pozostałe pierwiastki nie istnieją w postaci indywidualnej, ponieważ mają zdolność interakcji ze sobą lub z innymi atomami. W tym przypadku powstają bardziej złożone cząstki.

W kontakcie z

Zbiór atomów może tworzyć następujące cząstki:

Cząsteczki;
jony molekularne;
wolne rodniki.

Rodzaje interakcji chemicznych

Interakcja między atomami nazywana jest wiązaniem chemicznym. Podstawą są siły elektrostatyczne (siły oddziaływania ładunków elektrycznych) działające między atomami, nośnikami tych sił są jądro atomu i elektrony.

Elektrony znajdujące się na zewnętrznym poziomie energii odgrywają główną rolę w tworzeniu wiązań chemicznych między atomami. Są najbardziej oddalone od rdzenia, a co za tym idzie są z nim najmniej mocno związane. Nazywają się elektrony walencyjne.

Cząstki oddziałują ze sobą na różne sposoby, co prowadzi do powstania cząsteczek (i substancji) o różnych strukturach. Istnieją następujące rodzaje wiązań chemicznych:

joński;
kowalencyjny;
van der Waalsa;
metal.

Mówiąc o różnych rodzajach oddziaływań chemicznych między atomami, warto pamiętać, że wszystkie rodzaje w równym stopniu opierają się na oddziaływaniu elektrostatycznym cząstek.

metaliczne wiązanie chemiczne

Jak widać z pozycji metali w tabeli pierwiastków chemicznych, mają one w większości niewielką liczbę elektronów walencyjnych. Elektrony są dość słabo związane ze swoimi jądrami i łatwo się od nich odłączają. W rezultacie powstają dodatnio naładowane jony metali i wolne elektrony.

Elektrony te, swobodnie poruszające się w sieci krystalicznej, nazywane są „gazem elektronowym”.

Rysunek pokazuje schematycznie strukturę substancji metalowej.

Oznacza to, że w objętości metalu atomy stale zamieniają się w jony (nazywane są jonami atomowymi) i odwrotnie, jony stale otrzymują elektrony z „gazu elektronowego”.

Mechanizm powstawania wiązania metalicznego można zapisać wzorem:

atom M 0 - ne ↔ jon M n+

Tak więc metale to jony dodatnie, które znajdują się w sieci krystalicznej w określonych pozycjach, oraz elektrony, które mogą poruszać się dość swobodnie między jonami atomowymi.

Siatka krystaliczna reprezentuje „szkielet”, rdzeń materii, a elektrony poruszają się między jego węzłami. Formy sieci krystalicznych metali mogą być różne, na przykład:

sześcienna sieć przestrzenna zorientowana objętościowo jest charakterystyczna dla metali alkalicznych;
sześcienna siatka centryczna na twarz ma na przykład cynk, aluminium, miedź i inne elementy przejściowe;
sześciokątny kształt jest typowy dla pierwiastków ziem alkalicznych (wyjątkiem jest bar);
struktura czworokątna - ind;
romboedryczny - w rtęci.

Przykład sieci krystalicznej metalu pokazano na poniższym obrazku..

Różnice w stosunku do innych typów

Wiązanie metaliczne różni się od wiązania kowalencyjnego siłą. Energia wiązań metalicznych jest mniejsza niż kowalencyjne o 3-4 razy i mniej energii wiązania jonowego.

W przypadku wiązania metalicznego nie można mówić o kierunkowości, wiązanie kowalencyjne jest ściśle skierowane w przestrzeni.

Taka cecha jak nasycenie również nie jest typowa dla oddziaływania między atomami metali. O ile wiązania kowalencyjne są nasycalne, to znaczy, że liczba atomów, z którymi może zachodzić oddziaływanie, jest ściśle ograniczona liczbą elektronów walencyjnych.

Schemat komunikacji i przykłady

Proces zachodzący w metalu można opisać wzorem:

K - e<->K+

Al-3e<->Al 3+

Na-e<->Na+

Zn - 2e<->Zn2+

Fe-3e<->Fe3+

Jeśli bardziej szczegółowo opisujemy wiązanie metaliczne, jak powstaje ten rodzaj wiązania, należy wziąć pod uwagę strukturę zewnętrznych poziomów energetycznych pierwiastka.

Przykładem jest sód. Jedyny elektron walencyjny 3s obecny na poziomie zewnętrznym może swobodnie poruszać się po orbitalach swobodnych trzeciego poziomu energii. Kiedy atomy sodu zbliżają się do siebie, orbitale zachodzą na siebie. Teraz wszystkie elektrony mogą poruszać się między jonami atomowymi we wszystkich powiązanych orbitalach.

Cynk ma 2 elektrony walencyjne, aż 15 wolnych orbitali na czwartym poziomie energetycznym. Kiedy atomy oddziałują, te swobodne orbitale będą się nakładać, jakby uspołeczniając elektrony, które się wzdłuż nich poruszają.

Atomy chromu mają 6 elektronów walencyjnych i wszystkie będą uczestniczyć w tworzeniu gazu elektronowego i wiązać jony atomowe.

Specjalny rodzaj interakcji, charakterystyczny dla atomów metali, determinuje szereg właściwości, które je łączą i odróżniają metale od innych substancji. Przykładami takich właściwości są wysokie temperatury topnienia, wysokie temperatury wrzenia, ciągliwość, zdolność odbijania światła, wysoka przewodność elektryczna i cieplna.

Wysokie temperatury topnienia i wrzenia tłumaczy się tym, że kationy metali są silnie związane z gazem elektronowym. Jednocześnie obserwuje się prawidłowość, że siła wiązania wzrasta wraz ze wzrostem liczby elektronów walencyjnych. Na przykład rubid i potas są substancjami niskotopliwymi (temperatury topnienia odpowiednio 39 i 63 stopnie Celsjusza), w porównaniu np. z chromem (1615 stopni Celsjusza).

Równomierny rozkład elektronów walencyjnych w krysztale wyjaśnia na przykład taką właściwość metali jak plastyczność - przemieszczenie jonów i atomów w dowolnym kierunku bez niszczenia interakcji między nimi.

Swobodny ruch elektronów w orbitalach atomowych wyjaśnia również przewodnictwo elektryczne metali. Gaz elektronowy przy zastosowaniu różnicy potencjały przechodzą od ruchu chaotycznego do ruchu ukierunkowanego.

W przemyśle często stosuje się nie czyste metale, ale ich mieszaniny, zwane stopami. W stopie właściwości jednego składnika zwykle z powodzeniem uzupełniają właściwości drugiego.

Metaliczny typ oddziaływania jest charakterystyczny zarówno dla czystych metali, jak i ich mieszanin - stopów w stanie stałym i ciekłym. Jeśli jednak metal przejdzie w stan gazowy, to wiązanie między jego atomami będzie kowalencyjne. Metal w postaci pary składa się z pojedynczych cząsteczek (jedno- lub dwuatomowych).