اتصال معدني. الرابطة الكيميائية المعدنية

الرابطة المعدنية هي رابطة كيميائية تنتج عن وجود إلكترونات حرة نسبيًا. سمة من سمات كل من المعادن النقية وسبائكها والمركبات المعدنية.

آلية الارتباط المعدني

توجد أيونات معدنية موجبة في جميع العقد في الشبكة البلورية. فيما بينها، تتحرك إلكترونات التكافؤ بشكل عشوائي، مثل جزيئات الغاز المنفصلة عن الذرات أثناء تكوين الأيونات. تعمل هذه الإلكترونات كالأسمنت، حيث تربط الأيونات الموجبة معًا؛ وإلا فإن الشبكة سوف تتفكك تحت تأثير القوى التنافرية بين الأيونات. وفي الوقت نفسه، يتم احتجاز الإلكترونات بواسطة الأيونات داخل الشبكة البلورية ولا يمكنها تركها. قوى الاقتران ليست موضعية أو موجهة.

لذلك، تظهر أرقام التنسيق العالية في معظم الحالات (على سبيل المثال، 12 أو 8). عندما تقترب ذرتان معدنيتان من بعضهما البعض، تتداخل المدارات الموجودة في غلافهما الخارجي لتشكل مدارات جزيئية. إذا اقتربت ذرة ثالثة، فإن مدارها يتداخل مع مدارات الذرتين الأوليين، مما يعطي مدارًا جزيئيًا آخر. عندما يكون هناك العديد من الذرات، عدد كبير من ثلاثي الأبعاد المدارات الجزيئية، تمتد في كل الاتجاهات. بسبب تداخل المدارات المتعددة، تتأثر إلكترونات التكافؤ لكل ذرة بالعديد من الذرات.

المشابك الكريستال المميزة

تشكل معظم المعادن واحدة من الشبكات شديدة التناظر التالية مع تعبئة متقاربة للذرات: مكعبة مركزية الجسم، مكعبة مركزية الوجه، و سداسية.

في الشبكة المكعبة المتمحورة حول الجسم، تقع الذرات في رؤوس المكعب، وتوجد ذرة واحدة في مركز حجم المكعب. تحتوي المعادن على شبكة مكعبة مركزية الجسم: Pb، K، Na، Li، β-Ti، β-Zr، Ta، W، V، α-Fe، Cr، Nb، Ba، إلخ.

في الشبكة المكعبة المتمحورة حول الوجه، توجد الذرات في رؤوس المكعب وفي وسط كل وجه. المعادن من هذا النوع لها شبكة: α-Ca، Ce، α-Sr، Pb، Ni، Ag، Au، Pd، Pt، Rh، γ-Fe، Cu، α-Co، إلخ.

في الشبكة السداسية، توجد الذرات في قمم ووسط القواعد السداسية للمنشور، وتقع ثلاث ذرات في المستوى الأوسط للمنشور. تحتوي المعادن على هذه التعبئة من الذرات: Mg، α-Ti، Cd، Re، Os، Ru، Zn، β-Co، Be، β-Ca، إلخ.

خصائص أخرى

تسبب الإلكترونات المتحركة بحرية موصلية كهربائية وحرارية عالية. المواد التي لها روابط معدنية غالبًا ما تجمع بين القوة واللدونة، لأنه عندما يتم إزاحة الذرات بالنسبة لبعضها البعض، فإن الروابط لا تنكسر. خاصية أخرى مهمة هي العطرية المعدنية.

المعادن موصلة للحرارة والكهرباء بشكل جيد، فهي قوية بما فيه الكفاية، ويمكن أن تتشوه دون تدمير. بعض المعادن قابلة للطرق (يمكن تشكيلها)، والبعض الآخر قابل للطرق (يمكن سحبها إلى أسلاك). يتم تفسير هذه الخصائص الفريدة من خلال نوع خاص من الروابط الكيميائية التي تربط ذرات المعدن ببعضها البعض - رابطة معدنية.

المعادن في الحالة الصلبة تتواجد على شكل بلورات من الأيونات الموجبة، وكأنها “تطفو” في بحر من الإلكترونات تتحرك فيما بينها بحرية.

تشرح الرابطة المعدنية خصائص المعادن، وخاصة قوتها. تحت تأثير قوة التشوه، يمكن للشبكة المعدنية أن تغير شكلها دون أن تتشقق، على عكس البلورات الأيونية.

يتم تفسير الموصلية الحرارية العالية للمعادن بحقيقة أنه إذا تم تسخين قطعة من المعدن على جانب واحد، فإن الطاقة الحركية للإلكترونات ستزداد. وسوف تنتشر هذه الزيادة في الطاقة في "بحر من الإلكترونات" في جميع أنحاء العينة بسرعة عالية.

تصبح الموصلية الكهربائية للمعادن واضحة أيضًا. إذا تم تطبيق فرق الجهد على نهايات عينة معدنية، فإن سحابة الإلكترونات غير المتمركزة سوف تتحول في اتجاه الجهد الموجب: هذا التدفق من الإلكترونات المتحرك في اتجاه واحد يمثل التيار الكهربائي المألوف.

169957 0

تحتوي كل ذرة على عدد معين من الإلكترونات.

الدخول التفاعلات الكيميائية، تتبرع الذرات بالإلكترونات أو تكتسبها أو تشاركها، مما يحقق التكوين الإلكتروني الأكثر استقرارًا. تبين أن التكوين ذو الطاقة الأقل (كما هو الحال في ذرات الغازات النبيلة) هو الأكثر استقرارًا. يُسمى هذا النمط "قاعدة الثماني" (الشكل 1).

أرز. 1.

تنطبق هذه القاعدة على الجميع أنواع الاتصالات. تسمح الروابط الإلكترونية بين الذرات بتكوين هياكل مستقرة، بدءًا من أبسط البلورات وحتى الجزيئات الحيوية المعقدة التي تشكل في النهاية أنظمة حية. وهي تختلف عن البلورات في عملية التمثيل الغذائي المستمر. وفي الوقت نفسه، تجري العديد من التفاعلات الكيميائية وفقًا للآليات نقل إلكتروني، والتي تلعب دورا حيويا في عمليات الطاقةفي الجسم.

الرابطة الكيميائية هي القوة التي تربط بين ذرتين أو أيونات أو جزيئات أو أكثر معًا أو أي مزيج منها.

إن طبيعة الرابطة الكيميائية عالمية: فهي قوة جذب كهروستاتيكية بين الإلكترونات سالبة الشحنة والنواة المشحونة إيجابيًا، والتي يحددها تكوين إلكترونات الغلاف الخارجي للذرات. تسمى قدرة الذرة على تكوين روابط كيميائية التكافؤ، أو حالة الأكسدة. مفهوم إلكترونات التكافؤ- الإلكترونات التي تشكل روابط كيميائية، أي تقع في المدارات ذات الطاقة الأعلى. وبناء على ذلك يسمى الغلاف الخارجي للذرة الذي يحتوي على هذه المدارات قذيفة التكافؤ. حاليا، لا يكفي الإشارة إلى وجود رابطة كيميائية، ولكن من الضروري توضيح نوعها: أيوني، تساهمي، ثنائي القطب ثنائي القطب، معدني.

النوع الأول من الاتصال هوأيوني اتصال

وفقًا لنظرية التكافؤ الإلكتروني للويس وكوسيل، يمكن للذرات أن تحقق تكوينًا إلكترونيًا مستقرًا بطريقتين: أولاً، عن طريق فقدان الإلكترونات، تصبح الكاتيوناتثانيا، الحصول عليها، والتحول إلى الأنيونات. ونتيجة لانتقال الإلكترونات، وبسبب قوة التجاذب الكهروستاتيكية بين الأيونات ذات الشحنات ذات الإشارات المتعاكسة، تتكون رابطة كيميائية، أطلق عليها كوسل “ التكافؤ الكهربائي"(تسمى الآن أيوني).

في هذه الحالة، تشكل الأنيونات والكاتيونات تكوينًا إلكترونيًا مستقرًا مع غلاف إلكتروني خارجي مملوء. تتكون الروابط الأيونية النموذجية من كاتيونات المجموعتين T وII الجدول الدوريوأنيونات العناصر غير المعدنية من المجموعتين السادسة والسابعة (16 و 17 مجموعة فرعية، على التوالي، الكالكوجيناتو الهالوجينات). روابط المركبات الأيونية غير مشبعة وغير اتجاهية، لذا فهي تحتفظ بإمكانية التفاعل الكهروستاتيكي مع الأيونات الأخرى. في الشكل. يوضح الشكلان 2 و3 أمثلة على الروابط الأيونية المقابلة لنموذج كوسيل لنقل الإلكترون.

أرز. 2.

أرز. 3.الرابطة الأيونية في الجزيء ملح الطعام(كلوريد الصوديوم)

ومن المناسب هنا التذكير ببعض الخصائص التي تفسر سلوك المواد في الطبيعة، وعلى وجه الخصوص، النظر في فكرة الأحماضو الأسباب.

المحاليل المائية لجميع هذه المواد هي إلكتروليتات. يغيرون اللون بشكل مختلف المؤشرات. تم اكتشاف آلية عمل المؤشرات بواسطة F.V. أوستوالد. وبين أن المؤشرات هي أحماض أو قواعد ضعيفة يختلف لونها في الحالات غير المنفصلة والمنفصلة.

يمكن للقواعد تحييد الأحماض. ليست كل القواعد قابلة للذوبان في الماء (على سبيل المثال، بعض المركبات العضوية التي لا تحتوي على مجموعات OH تكون غير قابلة للذوبان، على وجه الخصوص، ثلاثي إيثيل أمين N(C2H5)3); تسمى القواعد القابلة للذوبان القلويات.

المحاليل المائية للأحماض تخضع لتفاعلات مميزة:

أ) مع أكاسيد المعادن - مع تكوين الملح والماء؛

ب) مع المعادن - مع تكوين الملح والهيدروجين؛

ج) مع الكربونات - مع تكوين الملح، شركة 2 و ن 2 يا.

تم وصف خصائص الأحماض والقواعد من خلال عدة نظريات. وفقًا لنظرية S.A. أرينيوس، الحمض هو مادة تتفكك لتشكل الأيونات ن+ ، بينما تشكل القاعدة أيونات هو- . ولا تأخذ هذه النظرية في الاعتبار وجود قواعد عضوية لا تحتوي على مجموعات الهيدروكسيل.

وفقا ل بروتونوفقًا لنظرية برونستد ولوري، الحمض هو مادة تحتوي على جزيئات أو أيونات تمنح البروتونات ( الجهات المانحةالبروتونات)، والقاعدة هي مادة تتكون من جزيئات أو أيونات تقبل البروتونات ( متقبلونالبروتونات). لاحظ أنه في المحاليل المائية توجد أيونات الهيدروجين في الصورة المائية، أي في صورة أيونات الهيدرونيوم H3O+ . تصف هذه النظرية التفاعلات ليس فقط مع الماء وأيونات الهيدروكسيد، ولكن أيضًا تلك التي تتم في غياب المذيب أو مع مذيب غير مائي.

على سبيل المثال، في التفاعل بين الأمونيا ن.ح. 3 (قاعدة ضعيفة) وكلوريد الهيدروجين في الطور الغازي، يتشكل كلوريد الأمونيوم الصلب، وفي خليط متوازن من مادتين يوجد دائماً 4 جزيئات، اثنتان منها من الأحماض، والاثنتين الأخرتين من القواعد:

يتكون هذا الخليط المتوازن من زوجين مترافقين من الأحماض والقواعد:

1)ن.ح. 4+ و ن.ح. 3

2) حمض الهيدروكلوريكو Cl ‑

هنا، في كل زوج مترافق، يختلف الحمض والقاعدة بمقدار بروتون واحد. كل حمض له قاعدة مرافقة. حمض قوييتوافق مع قاعدة مرافقة ضعيفة، والحمض الضعيف يتوافق مع قاعدة مرافقة قوية.

تساعد نظرية برونستد-لوري في تفسير الدور الفريد للمياه في حياة المحيط الحيوي. يمكن أن يحمل الماء، اعتمادًا على المادة المتفاعلة معه، خواص الحمض أو القاعدة. على سبيل المثال، في ردود الفعل مع المحاليل المائية حمض الخليكالماء قاعدة، وفي المحاليل المائية للأمونيا يكون حمضًا.

1) CH 3 كوه + ماء ↔ H3O + + CH 3 مدير العمليات- . هنا، يتبرع جزيء حمض الأسيتيك ببروتون لجزيء الماء؛

2) نه 3 + ماء ↔ نه 4 + + هو- . هنا، يقبل جزيء الأمونيا بروتونًا من جزيء الماء.

وبالتالي، يمكن أن يشكل الماء زوجين مترافقين:

1) ماء(حمض) و هو- (قاعدة مترافقة)

2) ح 3 س+ (حمض) و ماء(قاعدة مترافقة).

في الحالة الأولى، يتبرع الماء بالبروتون، وفي الثانية يقبله.

هذه الخاصية تسمى أمفيبروتونية. تسمى المواد التي يمكن أن تتفاعل كأحماض وقواعد مذبذب. غالبًا ما توجد مثل هذه المواد في الطبيعة الحية. على سبيل المثال، يمكن للأحماض الأمينية تكوين أملاح مع كل من الأحماض والقواعد. ولذلك، يتم تشكيل الببتيدات بسهولة مركبات التنسيقمع وجود أيونات معدنية.

وبالتالي، فإن الخاصية المميزة للرابطة الأيونية هي الحركة الكاملة لإلكترونات الترابط إلى إحدى النوى. وهذا يعني أنه توجد بين الأيونات منطقة تكون فيها كثافة الإلكترون صفرًا تقريبًا.

النوع الثاني من الاتصال هوتساهمي اتصال

يمكن أن تشكل الذرات مستقرة التكوينات الإلكترونيةمن خلال مشاركة الإلكترونات.

تتشكل هذه الرابطة عند مشاركة زوج من الإلكترونات واحدًا تلو الآخر من الجميعذرة. في هذه الحالة، يتم توزيع إلكترونات الرابطة المشتركة بالتساوي بين الذرات. وتشمل أمثلة الروابط التساهمية نووي نوويثنائي الذرة جزيئات ح 2 , ن 2 , ف 2. تم العثور على نفس النوع من الاتصال في المتآصلة يا 2 والأوزون يا 3 وللجزيء متعدد الذرات س 8 وأيضا جزيئات نووية غير متجانسةكلوريد الهيدروجين حمض الهيدروكلوريك، ثاني أكسيد الكربون شركة 2، الميثان الفصل 4، الإيثانول مع 2 ن 5 هو، سداسي فلوريد الكبريت سادس 6، الأسيتيلين مع 2 ن 2. تشترك جميع هذه الجزيئات في نفس الإلكترونات، وتكون روابطها مشبعة وموجهة بنفس الطريقة (الشكل 4).

من المهم لعلماء الأحياء أن الروابط المزدوجة والثلاثية قد خفضت نصف القطر الذري التساهمي مقارنة برابطة واحدة.

أرز. 4.رابطة تساهمية في جزيء Cl2.

الأيونية و أنواع تساهميةالروابط هي حالتان متطرفتان من الأنواع العديدة الموجودة من الروابط الكيميائية، وفي الممارسة العملية، تكون معظم الروابط متوسطة.

تشكل المركبات المكونة من عنصرين تقع على طرفي نقيض لنفس الفترات أو فترات مختلفة من النظام الدوري في الغالب روابط أيونية. كلما اقتربت العناصر من بعضها البعض خلال فترة زمنية، تقل الطبيعة الأيونية لمركباتها، وتزداد الخاصية التساهمية. على سبيل المثال، تشكل هاليدات وأكاسيد العناصر الموجودة على الجانب الأيسر من الجدول الدوري روابط أيونية في الغالب ( كلوريد الصوديوم، AgBr، BaSO 4، CaCO 3، KNO 3، CaO، NaOH) ، ونفس مركبات العناصر الموجودة على الجانب الأيمن من الجدول تساهمية ( H2O، CO2، NH3، NO2، CH4الفينول C6H5OHالجلوكوز ج6 ح12س6، الإيثانول ج 2 ح 5 أوه).

الرابطة التساهمية، بدورها، لديها تعديل آخر.

في الأيونات متعددة الذرات وفي الجزيئات البيولوجية المعقدة، يمكن أن يأتي كلا الإلكترونين فقط واحدذرة. إنه يسمى المانحةزوج الإلكترون. تسمى الذرة التي تتقاسم هذا الزوج من الإلكترونات مع المتبرع متقبلزوج الإلكترون. يسمى هذا النوع من الروابط التساهمية التنسيق (المانح والمتقبل, أوحالة أصلية) تواصل(الشكل 5). هذا النوع من الروابط هو الأكثر أهمية في علم الأحياء والطب، حيث أن كيمياء العناصر D الأكثر أهمية لعملية التمثيل الغذائي يتم وصفها إلى حد كبير بواسطة روابط التنسيق.

تين. 5.

كقاعدة عامة، في اتصال معقدتعمل ذرة المعدن كمستقبل لزوج الإلكترون. على العكس من ذلك، في الروابط الأيونية والتساهمية تكون ذرة المعدن مانحًا للإلكترون.

يمكن توضيح جوهر الرابطة التساهمية وتنوعها - رابطة التنسيق - بمساعدة نظرية أخرى للأحماض والقواعد التي اقترحها GN. لويس. قام إلى حد ما بتوسيع المفهوم الدلالي لمصطلحي "الحمض" و"القاعدة" وفقًا لنظرية برونستد-لوري. تشرح نظرية لويس طبيعة تكوين الأيونات المعقدة ومشاركة المواد في تفاعلات الاستبدال النيوكليوفيلية، أي في تكوين CS.

وفقًا للويس، الحمض هو مادة قادرة على تكوين رابطة تساهمية عن طريق قبول زوج من الإلكترونات من القاعدة. قاعدة لويس هي مادة تحتوي على زوج إلكترون وحيد، والذي، عن طريق التبرع بالإلكترونات، يشكل رابطة تساهمية مع حمض لويس.

أي أن نظرية لويس توسع نطاق التفاعلات الحمضية القاعدية أيضًا إلى التفاعلات التي لا تشارك فيها البروتونات على الإطلاق. علاوة على ذلك، فإن البروتون نفسه، وفقًا لهذه النظرية، هو أيضًا حمض، لأنه قادر على قبول زوج من الإلكترونات.

لذلك، وفقًا لهذه النظرية، الكاتيونات هي أحماض لويس والأنيونات هي قواعد لويس. ومن الأمثلة على ذلك ردود الفعل التالية:

لقد لوحظ أعلاه أن تقسيم المواد إلى أيونية وتساهمية أمر نسبي، حيث أن انتقال الإلكترون الكامل من ذرات المعدن إلى الذرات المستقبلة لا يحدث في الجزيئات التساهمية. في المركبات ذات الروابط الأيونية، يكون كل أيون في المجال الكهربائي للأيونات ذات الإشارة المعاكسة، لذلك تكون مستقطبة بشكل متبادل، وتتشوه أغلفتها.

الاستقطابيتم تحديدها من خلال البنية الإلكترونية وشحنة وحجم الأيون؛ بالنسبة للأنيونات فهي أعلى من الكاتيونات. أعلى قابلية استقطاب بين الكاتيونات هي للكاتيونات ذات الشحنة الأعلى والحجم الأصغر، على سبيل المثال، الزئبق 2+، الكادميوم 2+، الرصاص 2+، آل 3+، تل 3+. له تأثير استقطابي قوي ن+ . وبما أن تأثير الاستقطاب الأيوني ثنائي الاتجاه، فإنه يغير بشكل كبير خصائص المركبات التي تشكلها.

النوع الثالث من الاتصال هوثنائي القطب ثنائي القطب اتصال

بالإضافة إلى أنواع الاتصالات المدرجة، هناك أيضا ثنائي القطب ثنائي القطب بين الجزيئاتالتفاعلات، وتسمى أيضًا فان دير فالس .

وتعتمد قوة هذه التفاعلات على طبيعة الجزيئات.

هناك ثلاثة أنواع من التفاعلات: ثنائي القطب الدائم – ثنائي القطب الدائم ( ثنائي القطب ثنائي القطبجاذبية)؛ ثنائي القطب الدائم - ثنائي القطب المستحث ( تعريفيجاذبية)؛ ثنائي القطب لحظي - ثنائي القطب المستحث ( مشتتالجذب، أو قوى لندن؛ أرز. 6).

أرز. 6.

فقط الجزيئات ذات الروابط التساهمية القطبية لديها عزم ثنائي القطب ثنائي القطب ( حمض الهيدروكلوريك، NH 3، SO 2، H 2 O، C 6 H 5 Cl)، وقوة الرابطة هي 1-2 ديبايا(1D = 3.338 × 10‑30 كولوم متر - C × م).

في الكيمياء الحيوية، هناك نوع آخر من الارتباط - هيدروجين الاتصال الذي يمثل حالة مقيدة ثنائي القطب ثنائي القطبجاذبية. تتشكل هذه الرابطة عن طريق التجاذب بين ذرة الهيدروجين وذرة صغيرة سالبية الكهربية، غالبًا ما تكون الأكسجين والفلور والنيتروجين. مع الذرات الكبيرة التي لها نفس السالبية الكهربية (مثل الكلور والكبريت)، تكون الرابطة الهيدروجينية أضعف بكثير. تتميز ذرة الهيدروجين بميزة واحدة مهمة: عندما يتم سحب إلكترونات الترابط بعيدًا، تنكشف نواتها - البروتون - ولا تعد محمية بالإلكترونات.

ولذلك، تتحول الذرة إلى ثنائي القطب كبير.

رابطة الهيدروجين، على عكس رابطة فان دير فالس، تتشكل ليس فقط أثناء التفاعلات بين الجزيئات، ولكن أيضًا داخل جزيء واحد - ضمجزيئي عامل ضمن الجزيئرابطة الهيدروجين. تلعب الروابط الهيدروجينية دورًا مهمًا في الكيمياء الحيوية، على سبيل المثال، لتثبيت بنية البروتينات على شكل حلزون أ، أو لتشكيل حلزون مزدوج للحمض النووي (الشكل 7).

الشكل 7.

روابط الهيدروجين وفان دير فال أضعف بكثير من الروابط الأيونية والتساهمية والتنسيقية. يشار إلى طاقة الروابط بين الجزيئات في الجدول. 1.

الجدول 1.طاقة القوى بين الجزيئات

ملحوظة: تنعكس درجة التفاعلات بين الجزيئات في إنثالبي الانصهار والتبخر (الغليان). تتطلب المركبات الأيونية طاقة أكبر بكثير لفصل الأيونات مقارنة بفصل الجزيئات. المحتوى الحراري لذوبان المركبات الأيونية أعلى بكثير من المركبات الجزيئية.

النوع الرابع من الاتصال هواتصال معدني

وأخيرا، هناك نوع آخر من الروابط بين الجزيئات - معدن: اتصال الأيونات الموجبة لشبكة معدنية بالإلكترونات الحرة. لا يحدث هذا النوع من الاتصال في الكائنات البيولوجية.

من نظرة عامة مختصرةأنواع الروابط، يصبح تفصيل واحد واضحًا: معلمة مهمة لذرة المعدن أو أيون - مانح الإلكترون، وكذلك الذرة - متقبل الإلكترون هو مقاس.

وبدون الخوض في التفاصيل، نلاحظ أن نصف قطر الذرات التساهمي، نصف القطر الأيونيتزداد المعادن وأنصاف أقطار فان دير فالس للجزيئات المتفاعلة مع زيادة عددها الذري في مجموعات الجدول الدوري. في هذه الحالة، تكون قيم نصف قطر الأيون هي الأصغر، وقيمة نصف قطر فان دير فالس هي الأكبر. كقاعدة عامة، عند الانتقال إلى أسفل المجموعة، يزداد نصف قطر جميع العناصر، سواء التساهمية أو فان دير فال.

ذات أهمية قصوى لعلماء الأحياء والأطباء تنسيق(المانح المتقبل) الروابط التي تعتبرها تنسيق الكيمياء.

المواد العضوية الحيوية الطبية. ج.ك. باراشكوف

تعلمت كيفية تفاعل ذرات العناصر المعدنية والعناصر غير المعدنية مع بعضها البعض (تنتقل الإلكترونات من الأول إلى الثاني)، وكذلك ذرات العناصر غير المعدنية مع بعضها البعض (الإلكترونات غير المتزاوجة لطبقات الإلكترون الخارجية لذراتها تتحد في أزواج إلكترونية مشتركة). الآن سوف نتعرف على كيفية تفاعل ذرات العناصر المعدنية مع بعضها البعض. لا توجد المعادن عادةً كذرات معزولة، بل على شكل سبيكة أو منتج معدني. ما الذي يحمل ذرات المعدن في مجلد واحد؟

تحتوي ذرات معظم العناصر المعدنية على عدد قليل من الإلكترونات على المستوى الخارجي - 1، 2، 3. ويتم فصل هذه الإلكترونات بسهولة، وتتحول الذرات إلى أيونات موجبة. تنتقل الإلكترونات المنفصلة من أيون إلى آخر، وتربطها في كل واحد.

من المستحيل ببساطة معرفة أي إلكترون ينتمي إلى أي ذرة. أصبحت جميع الإلكترونات المنفصلة شائعة. عند الاتصال بالأيونات، تشكل هذه الإلكترونات ذرات مؤقتًا، ثم تنفصل مرة أخرى وتتحد مع أيون آخر، وما إلى ذلك. وتحدث عملية لا نهاية لها، والتي يمكن تمثيلها بالرسم التخطيطي:

وبالتالي، في حجم المعدن، تتحول الذرات بشكل مستمر إلى أيونات والعكس صحيح. يطلق عليهم أيونات الذرة.

يوضح الشكل 41 بشكل تخطيطي بنية قطعة معدن الصوديوم. كل ذرة صوديوم محاطة بثماني ذرات مجاورة.

أرز. 41.
مخطط هيكل جزء من الصوديوم البلوري

تتحرك الإلكترونات الخارجية المنفصلة بحرية من أيون متشكل إلى آخر، وتربط قلب أيون الصوديوم، كما لو كانت تلتصق، ببلورة معدنية عملاقة واحدة (الشكل 42).

أرز. 42.
مخطط اتصال المعادن

الرابطة المعدنية لديها بعض أوجه التشابه مع الرابطة التساهمية، لأنها تقوم على مشاركة الإلكترونات الخارجية. ومع ذلك، عند تكوين رابطة تساهمية، يتم مشاركة الإلكترونات الخارجية غير المتزاوجة لذرتين متجاورتين فقط، بينما عندما يتم تكوين رابطة معدنية، تشارك جميع الذرات في مشاركة هذه الإلكترونات. هذا هو السبب في أن البلورات ذات الرابطة التساهمية تكون هشة، ولكن مع الرابطة المعدنية، كقاعدة عامة، تكون قابلة للسحب وموصلة للكهرباء ولها بريق معدني.

يُظهر الشكل 43 تمثالًا ذهبيًا قديمًا لغزالًا يبلغ عمره بالفعل أكثر من 3.5 ألف عام، لكنه لم يفقد البريق المعدني النبيل المميز للذهب - وهو أكثر المعادن بلاستيكًا.

أرز. 43. الغزال الذهبي. القرن السادس قبل الميلاد ه.

الترابط المعدني هو سمة من سمات كل من المعادن النقية ومخاليط المعادن المختلفة - السبائك في الحالة الصلبة والسائلة. لكن في حالة البخار، ترتبط ذرات المعدن ببعضها البعض بواسطة رابطة تساهمية (على سبيل المثال، يملأ بخار الصوديوم مصابيح الضوء الأصفر لإضاءة شوارع المدن الكبيرة). تتكون الأزواج المعدنية من جزيئات فردية (أحادية الذرة وثنائية الذرة).

تعتبر مسألة الروابط الكيميائية سؤالاً مركزياً في علم الكيمياء. لقد أصبحت على دراية بالمفاهيم الأساسية لأنواع الروابط الكيميائية. في المستقبل، سوف تتعلم الكثير من الأشياء المثيرة للاهتمام حول طبيعة الروابط الكيميائية. على سبيل المثال، في معظم المعادن، بالإضافة إلى الرابطة المعدنية، هناك أيضًا رابطة تساهمية، كما أن هناك أنواعًا أخرى من الروابط الكيميائية.

الكلمات والعبارات الرئيسية

1. اتصال معدني.
2. أيونات الذرة.
3. الإلكترونات الاجتماعية.

العمل مع الكمبيوتر

1. الرجوع إلى التطبيق الإلكتروني. دراسة مادة الدرس وإكمال المهام المخصصة لها.
2. ابحث عن عناوين البريد الإلكتروني على الإنترنت التي يمكن أن تكون بمثابة مصادر إضافية تكشف محتوى الكلمات الرئيسية والعبارات في الفقرة. اعرض مساعدتك للمعلم في إعداد درس جديد - قم بعمل تقرير عن الكلمات والعبارات الرئيسية للفقرة التالية.

الأسئلة والمهام

1. الرابطة المعدنية لها خصائص مشابهة للرابطة التساهمية. قارن هذه الروابط الكيميائية مع بعضها البعض.
2. الرابطة المعدنية لها خصائص مشابهة للرابطة الأيونية. قارن هذه الروابط الكيميائية مع بعضها البعض.
3. كيف يمكن زيادة صلابة المعادن والسبائك؟
4. باستخدام صيغ المواد، حدد نوع الرابطة الكيميائية فيها: Ba، BaBr 2، HBr، Br 2.

تتشكل رابطة معدنية بين الذرات في بلورة المعدن، نتيجة تداخل إلكترونات التكافؤ. إذن، ما هو هذا النوع من الاتصال، وفي أي مركبات يوجد؟

ما هو السند المعدني؟

توجد رابطة كيميائية معدنية في بلورة معدنية وفي حالة منصهرة سائلة. ويتكون من عناصر تحتوي ذراتها في المستوى الخارجي على عدد قليل من الإلكترونات (1-3) مقارنة بالعدد الإجمالي للمدارات الخارجية القريبة من الطاقة.

أرز. 1. مخطط تكوين الروابط المعدنية.

بسبب طاقة التأين المنخفضة، يتم الاحتفاظ بإلكترونات التكافؤ بشكل ضعيف في الذرة. وبالتالي، فإن ذرة الصوديوم لديها 9 مدارات حرة ومغلقة بقوة لكل إلكترون تكافؤ واحد (3S 1) (واحد 3S، ثلاثة 3P وخمسة 3D).

نظرًا لانخفاض قيمة طاقة التأين، فإن إلكترون التكافؤ يكون ضعيفًا ويتحرك بحرية ليس فقط داخل مداراته الحرة التسعة، ولكن عندما يكون مكتظًا بإحكام في البلورة وفي المدارات الحرة للذرات الأخرى، مما يؤدي إلى إنشاء اتصال.

الرابطة الكيميائية غير متمركزة إلى حد كبير: يتم مشاركة الإلكترونات ("غاز الإلكترون") وتتحرك في جميع أنحاء قطعة المعدن، والتي تكون محايدة كهربائيًا بشكل عام، بين الأيونات الموجبة الشحنة.

تفسر الحركة الحرة للإلكترونات في جميع أنحاء البلورة عدم اتجاه الرابطة وعدم تشبعها، بالإضافة إلى الخصائص الفيزيائية للمعادن مثل اللدونة واللمعان والتوصيل الكهربائي والحراري.

أرز. 2. خصائص الروابط الكيميائية المعدنية.

المشابك الكريستال المميزة

تشكل المعادن دائمًا شبكات شديدة التناظر مع ذرات متقاربة معًا. هناك ثلاثة أنواع من الشبكات البلورية:

نتيجة للتجاذب الكهروستاتيكي بين الكاتيون والأنيون، يتكون الجزيء.

الرابطة الأيونية

تم اقتراح نظرية الرابطة الأيونية بواسطة 1916 ᴦ. العالم الألماني دبليو كوسيل. تشرح هذه النظرية تكوين الروابط بين ذرات المعادن والذرات النموذجيةعادي غير المعادن: CsF، CsCl، NaCl، KF، KCl، Na 2 O، إلخ.

وفقًا لهذه النظرية، عندما تتشكل رابطة أيونية، فإن ذرات المعادن النموذجية تتخلى عن الإلكترونات، وتستقبل ذرات اللافلزات النموذجية الإلكترونات.

ونتيجة لهذه العمليات تتحول ذرات المعدن إلى جزيئات موجبة الشحنة، تسمى بالأيونات أو الكاتيونات الموجبة؛ وتتحول الذرات غير المعدنية إلى الأيونات السالبة- الأنيونات. شحنة الكاتيون تساوي عدد الإلكترونات المتحررة.

تتبرع ذرات المعدن بالإلكترونات إلى طبقتها الخارجية، و الأيونات الناتجة لها هياكل إلكترونية كاملة (الطبقة الإلكترونية الخارجية المسبقة).

حجم الشحنة السالبة للأنيون يساوي عدد الإلكترونات المقبولة.

تقبل الذرات اللافلزية عدد الإلكترونات التي تحتاجها الانتهاء من الثماني الإلكترونية (الطبقة الإلكترونية الخارجية).

على سبيل المثال: المخطط العامتكوين جزيء NaCl من ذرات Na وC1: Na°-le = Na +1

CL°+1е - = CL -

نا +1 + الكلور - = نا + الكلور -

Na°+ Сl°= Na + Сl - مركب الأيونات

· الرابطة بين الأيونات تسمى عادة الرابطة الأيونية.

تسمى المركبات التي تتكون من أيونات المركبات الأيونية.

يجب أن يكون المجموع الجبري لشحنات جميع الأيونات في جزيء المركب الأيوني مساوياً للصفر،لأن أي جزيء هو جسيم متعادل كهربائيا.

لا توجد حدود حادة بين الروابط الأيونية والتساهمية. يمكن اعتبار الرابطة الأيونية حالة متطرفة من الرابطة التساهمية القطبية، حيث يتم تكوين زوج إلكترون مشترك بالكامليتحرك نحو الذرة ذات السالبية الكهربية الأعلى.

تحتوي معظم ذرات المعادن النموذجية على عدد صغير من الإلكترونات في طبقة الإلكترون الخارجية (عادةً من 1 إلى 3)؛ وتسمى هذه الإلكترونات إلكترونات التكافؤ. في ذرات المعدن تكون قوة الرابطة بين إلكترونات التكافؤ والنواة منخفضة، أي أن الذرات لديها طاقة تأين منخفضة. وهذا يجعل من السهل فقدان إلكترونات التكافؤ حتحويل ذرات المعدن إلى أيونات موجبة الشحنة (كاتيونات):

Ме° -ne ® Ме n +

في التركيب البلوري للمعدن، تتمتع إلكترونات التكافؤ بالقدرة على الانتقال بسهولة من ذرة إلى أخرى، مما يؤدي إلى مشاركة الإلكترونات بين جميع الذرات المجاورة. يتم تبسيط هيكل البلورة المعدنية على النحو التالي: في العقد شعرية الكريستالهناك أيونات Me n+ وذرات Me°، وتتحرك إلكترونات التكافؤ فيما بينها بحرية نسبية، مما يؤدي إلى إنشاء روابط بين جميع الذرات وأيونات المعادن (الشكل 3). هذا نوع خاص من الروابط الكيميائية يسمى الرابطة المعدنية.

· الرابطة المعدنية - رابطة بين ذرات وأيونات المعادن في شبكة بلورية، يتم تنفيذها بواسطة إلكترونات التكافؤ المشتركة.

بفضل هذا النوع من الروابط الكيميائية، تتمتع المعادن بمجموعة معينة من الخصائص الفيزيائية والكيميائية التي تميزها عن غير المعادن.

أرز. 3. رسم تخطيطي للشبكة البلورية للمعادن.

تضمن قوة الرابطة المعدنية استقرار الشبكة البلورية ومرونة المعادن (القدرة على الخضوع لمعالجة مختلفة دون تدمير). تسمح الحركة الحرة لإلكترونات التكافؤ للمعادن بتوصيل الكهرباء والحرارة بشكل جيد. يتم تفسير القدرة على عكس موجات الضوء (ᴛ.ᴇ. اللمعان المعدني) أيضًا من خلال بنية الشبكة البلورية للمعدن.

Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ، الأكثر تميزا الخصائص الفيزيائيةالمعادن التي تعتمد على وجود رابطة معدنية هي:

■الهيكل البلوري.

■البريق المعدني والتعتيم.

■ اللدونة، والمرونة، والانصهار؛

■ الموصلية الكهربائية والحرارية العالية. والميل إلى تشكيل السبائك.

السندات المعدنية - المفهوم والأنواع. تصنيف ومميزات فئة "التوصيل المعدني" 2017، 2018.

- وصلة معدنية

- وصلة معدنية

ويشير اسم "الرابطة المعدنية" في حد ذاته إلى أننا نتحدث عن البنية الداخلية للمعادن.

- وصلة معدنية

تحتوي ذرات معظم المعادن عند مستوى الطاقة الخارجي على عدد قليل من إلكترونات التكافؤ مقارنة بإجمالي عدد الإلكترونات الخارجية المتقاربة طاقياً... .

- وصلة معدنية

تعتمد الرابطة المعدنية على مشاركة إلكترونات التكافؤ التي لا تنتمي إلى ذرتين، بل إلى جميع ذرات المعدن الموجودة في البلورة تقريبًا. يوجد في المعادن إلكترونات تكافؤ أقل بكثير من المدارات الحرة. وهذا يخلق الظروف لحرية الحركة... .يمكن الحصول على المعلومات الأساسية المتعلقة بطبيعة الروابط الكيميائية في المعادن على أساس اثنين

- وصلة معدنية

السمات المميزة مقارنة بالمركبات التساهمية والأيونية. تختلف المعادن أولاً عن غيرها من المواد في موصليتها الكهربائية العالية و... .يمكن الحصول على معلومات مهمة حول طبيعة الروابط الكيميائية في المعادن على أساس ميزتين مميزتين لها بالمقارنة مع المركبات التساهمية والأيونية. المعادن، أولا، تختلف عن المواد الأخرى في نسبة عالية

الموصلية الكهربائية

و... .