Metalna veza je hemijska veza uzrokovana prisustvom relativno slobodnih elektrona. Karakteristično za čiste metale i njihove legure i intermetalne spojeve.
Mehanizam metalne veze
Pozitivni ioni metala nalaze se na svim čvorovima kristalne rešetke. Između njih, valentni elektroni se kreću nasumično, poput molekula plina, odvojenih od atoma tokom formiranja jona. Ovi elektroni djeluju kao cement, držeći pozitivne ione zajedno; inače bi se rešetka raspala pod uticajem odbojnih sila između jona. U isto vrijeme, joni drže elektrone unutar kristalne rešetke i ne mogu je napustiti. Sile spajanja nisu lokalizirane niti usmjerene.
Stoga se u većini slučajeva pojavljuju visoki koordinacijski brojevi (na primjer, 12 ili 8). Kada se dva metalna atoma približe, orbitale u njihovim vanjskim omotačima se preklapaju i formiraju molekularne orbitale. Ako se treći atom približi, njegova orbitala se preklapa s orbitalama prva dva atoma, dajući drugu molekularnu orbitalu. Kada postoji mnogo atoma, ogroman broj trodimenzionalnih molekularne orbitale, koji se proteže u svim smjerovima. Zbog višestrukog preklapanja orbitala, valentni elektroni svakog atoma su pod utjecajem mnogih atoma.
Karakteristične kristalne rešetke
Većina metala formira jednu od sljedećih visoko simetričnih rešetki sa bliskim pakiranjem atoma: kubičnu, centriranu na lice, i heksagonalnu.
U kubično-centriranoj (bcc) rešetki atomi se nalaze na vrhovima kocke, a jedan atom je u središtu volumena kocke. Metali imaju kubičnu rešetku usredsređenu na tijelo: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba, itd.
U kubičnoj (fcc) rešetki sa središtem lica, atomi se nalaze na vrhovima kocke iu centru svake površine. Metali ovog tipa imaju rešetku: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co, itd.
U heksagonalnoj rešetki atomi se nalaze na vrhovima i centru heksagonalnih osnova prizme, a tri atoma se nalaze u srednjoj ravni prizme. Metali imaju ovo pakiranje atoma: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca, itd.
Ostale nekretnine
Elektroni koji se slobodno kreću uzrokuju visoku električnu i toplotnu provodljivost. Supstance koje imaju metalnu vezu često kombinuju snagu sa plastičnošću, jer kada se atomi pomeraju jedan u odnosu na drugi, veze se ne prekidaju. Još jedno važno svojstvo je metalna aromatičnost.
Metali dobro provode toplinu i električnu energiju, dovoljno su jaki i mogu se deformirati bez razaranja. Neki metali su savitljivi (mogu se kovati), neki su savitljivi (mogu se uvući u žice). Ova jedinstvena svojstva se objašnjavaju posebnom vrstom hemijske veze koja povezuje atome metala jedan s drugim - metalnom vezom.
Metali u čvrstom stanju postoje u obliku kristala pozitivnih iona, kao da "plutaju" u moru elektrona koji se slobodno kreću između njih.
Metalna veza objašnjava svojstva metala, posebno njihovu snagu. Pod utjecajem sile deformacije, metalna rešetka može promijeniti svoj oblik bez pucanja, za razliku od ionskih kristala.
Visoka toplinska provodljivost metala objašnjava se činjenicom da ako se komad metala zagrije s jedne strane, kinetička energija elektrona će se povećati. Ovo povećanje energije će se velikom brzinom proširiti u "moru elektrona" kroz uzorak.
Električna provodljivost metala takođe postaje jasna. Ako se razlika potencijala primeni na krajeve metalnog uzorka, oblak delokalizovanih elektrona će se pomeriti u pravcu pozitivnog potencijala: ovaj tok elektrona koji se kreću u jednom smeru predstavlja poznatu električnu struju.
169957 0
Svaki atom ima određeni broj elektrona.
Ulazak hemijske reakcije, atomi doniraju, dobijaju ili dijele elektrone, postižući najstabilniju elektronsku konfiguraciju. Konfiguracija s najnižom energijom (kao kod atoma plemenitog plina) ispada najstabilnijom. Ovaj obrazac se naziva “pravilo okteta” (slika 1).
Rice. 1.
Ovo pravilo važi za sve vrste veza. Elektronske veze između atoma omogućavaju im da formiraju stabilne strukture, od najjednostavnijih kristala do složenih biomolekula koji na kraju formiraju žive sisteme. Od kristala se razlikuju po kontinuiranom metabolizmu. Istovremeno, mnoge hemijske reakcije se odvijaju prema mehanizmima elektronski transfer, koji igraju vitalnu ulogu u energetski procesi u telu.
Hemijska veza je sila koja drži zajedno dva ili više atoma, jona, molekula ili bilo koju kombinaciju ovih.
Priroda kemijske veze je univerzalna: to je elektrostatička sila privlačenja između negativno nabijenih elektrona i pozitivno nabijenih jezgri, određena konfiguracijom elektrona vanjske ljuske atoma. Sposobnost atoma da formira hemijske veze naziva se valence, ili oksidacijskom stanju. Koncept od valentnih elektrona- elektroni koji formiraju hemijske veze, odnosno nalaze se u orbitalama najviše energije. Prema tome, vanjski omotač atoma koji sadrži ove orbitale naziva se valentna ljuska. Trenutno nije dovoljno ukazati na prisustvo hemijske veze, već je potrebno razjasniti njen tip: jonska, kovalentna, dipol-dipolna, metalna.
Prva vrsta veze jejonski vezu
Prema Luisovoj i Kosselovoj elektronskoj valentnoj teoriji, atomi mogu postići stabilnu elektronsku konfiguraciju na dva načina: prvo, gubitkom elektrona, postajući katjoni, drugo, njihovo sticanje, pretvaranje u anjoni. Kao rezultat prijenosa elektrona, zbog elektrostatičke sile privlačenja između jona sa nabojima suprotnih predznaka, formira se hemijska veza, nazvana Kosselom “ elektrovalentan"(sada se zove jonski).
U ovom slučaju, anioni i kationi formiraju stabilnu elektronsku konfiguraciju s ispunjenom vanjskom elektronskom ljuskom. Tipične ionske veze nastaju od kationa T i II grupa periodni sistem i anjoni nemetalnih elemenata VI i VII grupa (16 i 17 podgrupa, respektivno, halkogeni I halogeni). Veze jonskih spojeva su nezasićene i neusmjerene, pa zadržavaju mogućnost elektrostatičke interakcije s drugim ionima. Na sl. Na slikama 2 i 3 prikazani su primjeri ionskih veza koje odgovaraju Kosselovom modelu prijenosa elektrona.
Rice. 2.
Rice. 3. Jonska veza u molekulu kuhinjska sol(NaCl)
Ovdje je prikladno prisjetiti se nekih svojstava koja objašnjavaju ponašanje tvari u prirodi, posebno razmotriti ideju kiseline I razlozi.
Vodene otopine svih ovih tvari su elektroliti. Različito mijenjaju boju indikatori. Mehanizam djelovanja indikatora otkrio je F.V. Ostwald. Pokazao je da su indikatori slabe kiseline ili baze, čija se boja razlikuje u nedisocijacijskom i disociranom stanju.
Baze mogu neutralizirati kiseline. Nisu sve baze rastvorljive u vodi (na primer, neka organska jedinjenja koja ne sadrže OH grupe su nerastvorljiva, posebno, trietilamin N(C 2 H 5) 3); rastvorljive baze se nazivaju alkalije.
Vodene otopine kiselina prolaze kroz karakteristične reakcije:
a) sa metalnim oksidima - sa stvaranjem soli i vode;
b) sa metalima - sa stvaranjem soli i vodonika;
c) sa karbonatima - sa stvaranjem soli, CO 2 i N 2 O.
Svojstva kiselina i baza opisuje nekoliko teorija. U skladu sa teorijom S.A. Arrhenius, kiselina je supstanca koja se disocira i formira jone N+ , dok baza formira jone HE- . Ova teorija ne uzima u obzir postojanje organskih baza koje nemaju hidroksilne grupe.
U skladu sa proton Prema teoriji Brønsteda i Lowryja, kiselina je supstanca koja sadrži molekule ili ione koji doniraju protone ( donatori protoni), a baza je supstanca koja se sastoji od molekula ili jona koji prihvataju protone ( akceptori protoni). Imajte na umu da u vodenim otopinama ioni vodika postoje u hidratiziranom obliku, odnosno u obliku hidronijevih iona H3O+ . Ova teorija opisuje reakcije ne samo s vodom i hidroksidnim ionima, već i one koje se izvode u odsustvu rastvarača ili s nevodenim otapalom.
Na primjer, u reakciji između amonijaka N.H. 3 (slaba baza) i hlorovodonika u gasnoj fazi nastaje čvrst amonijum hlorid, a u ravnotežnoj smeši dve supstance uvek se nalaze 4 čestice od kojih su dve kiseline, a druge dve baze:
Ova ravnotežna smjesa se sastoji od dva konjugirana para kiselina i baza:
1)N.H. 4+ i N.H. 3
2) HCl I Cl ‑
Ovdje se u svakom konjugiranom paru kiselina i baza razlikuju za jedan proton. Svaka kiselina ima konjugovanu bazu. Jaka kiselina odgovara slaboj konjugiranoj bazi, a slaba kiselina odgovara jakoj konjugiranoj bazi.
Teorija Brønsted-Lowryja objašnjava jedinstvenu ulogu vode za život biosfere. Voda, ovisno o tvari koja s njom stupa u interakciju, može pokazati svojstva kiseline ili baze. Na primjer, u reakcijama sa vodeni rastvori sirćetne kiseline voda je baza, a sa vodenim rastvorima amonijaka kiselina.
1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Ovdje molekul sirćetne kiseline donira proton molekulu vode;
2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + HE- . Ovdje molekul amonijaka prihvata proton od molekula vode.
Dakle, voda može formirati dva konjugirana para:
1) H2O(kiselina) i HE- (konjugirana osnova)
2) H 3 O+ (kiselina) i H2O(konjugirana baza).
U prvom slučaju voda donira proton, au drugom ga prihvata.
Ovo svojstvo se zove amfiprotonizam. Supstance koje mogu reagovati i kao kiseline i baze nazivaju se amfoterično. Takve tvari se često nalaze u živoj prirodi. Na primjer, aminokiseline mogu formirati soli i sa kiselinama i sa bazama. Stoga se peptidi lako formiraju koordinaciona jedinjenja sa prisutnim metalnim jonima.
Dakle, karakteristično svojstvo jonske veze je potpuno kretanje veznih elektrona do jednog od jezgara. To znači da između jona postoji oblast u kojoj je gustina elektrona skoro nula.
Druga vrsta veze jekovalentna vezu
Atomi se mogu formirati stabilno elektronske konfiguracije dijeljenjem elektrona.
Takva veza nastaje kada se par elektrona dijeli jedan po jedan od svih atom. U ovom slučaju, elektroni zajedničke veze ravnomjerno su raspoređeni između atoma. Primjeri kovalentnih veza uključuju homonuklearni dijatomski molekuli H 2 , N 2 , F 2. Isti tip veze nalazi se u alotropima O 2 i ozon O 3 i za poliatomsku molekulu S 8 i takođe heteronuklearne molekule hlorovodonik HCl, ugljični dioksid CO 2, metan CH 4, etanol WITH 2 N 5 HE, sumpor heksafluorid SF 6, acetilen WITH 2 N 2. Svi ovi molekuli dijele iste elektrone, a njihove veze su zasićene i usmjerene na isti način (slika 4).
Za biologe je važno da dvostruke i trostruke veze imaju smanjene kovalentne atomske radijuse u odnosu na jednostruku vezu.
Rice. 4. Kovalentna veza u Cl 2 molekulu.
Jonski i kovalentne vrste veze su dva ekstremna slučaja mnogih postojećih tipova hemijskih veza, a u praksi je većina veza srednja.
Jedinjenja dva elementa koja se nalaze na suprotnim krajevima istog ili različitih perioda periodnog sistema pretežno formiraju jonske veze. Kako se elementi približavaju u određenom periodu, ionska priroda njihovih spojeva se smanjuje, a kovalentni karakter se povećava. Na primjer, halogenidi i oksidi elemenata na lijevoj strani periodnog sistema formiraju pretežno ionske veze ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), a ista jedinjenja elemenata na desnoj strani tabele su kovalentna ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glukoza C 6 H 12 O 6, etanol C 2 H 5 OH).
Kovalentna veza, zauzvrat, ima još jednu modifikaciju.
U poliatomskim ionima i u složenim biološkim molekulima oba elektrona mogu doći samo iz jedan atom. To se zove donator elektronski par. Atom koji dijeli ovaj par elektrona sa donorom naziva se akceptor elektronski par. Ova vrsta kovalentne veze naziva se koordinacija (donor-akceptor, ilidativ) komunikacija(Sl. 5). Ova vrsta veze je najvažnija za biologiju i medicinu, budući da je kemija d-elemenata najvažnijih za metabolizam u velikoj mjeri opisana koordinacijskim vezama.
Fig. 5.
Po pravilu, u složena veza atom metala djeluje kao akceptor elektronskog para; naprotiv, u jonskim i kovalentnim vezama, atom metala je donor elektrona.
Suština kovalentne veze i njena raznolikost - koordinaciona veza - može se razjasniti uz pomoć druge teorije kiselina i baza koju je predložio GN. Lewis. On je donekle proširio semantički koncept pojmova "kiselina" i "baza" prema teoriji Brønsted-Lowryja. Lewisova teorija objašnjava prirodu stvaranja kompleksnih jona i učešće supstanci u reakcijama nukleofilne supstitucije, odnosno u stvaranju CS.
Prema Lewisu, kiselina je supstanca sposobna da formira kovalentnu vezu prihvatanjem elektronskog para iz baze. Lewisova baza je supstanca koja ima usamljeni elektronski par, koji doniranjem elektrona stvara kovalentnu vezu sa Lewisovom kiselinom.
Odnosno, Lewisova teorija proširuje raspon kiselinsko-baznih reakcija i na reakcije u kojima protoni uopće ne učestvuju. Štaviše, sam proton je, prema ovoj teoriji, također kiselina, jer je sposoban prihvatiti elektronski par.
Prema tome, prema ovoj teoriji, kationi su Lewisove kiseline, a anioni su Lewisove baze. Primjer bi bile sljedeće reakcije:
Gore je napomenuto da je podjela tvari na ionske i kovalentne relativna, jer se potpuni prijenos elektrona s atoma metala na atome akceptora ne događa u kovalentnim molekulima. U spojevima s ionskim vezama svaki ion je u električnom polju jona suprotnog predznaka, pa su međusobno polarizirani, a njihove ljuske su deformirane.
Polarizabilnost određena elektronskom strukturom, nabojem i veličinom jona; za anjone je veći nego za katione. Najveća polarizabilnost među kationima je za katione većeg naboja i manje veličine, npr. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Ima snažan polarizirajući efekat N+ . Budući da je utjecaj polarizacije jona dvosmjeran, značajno mijenja svojstva spojeva koje oni formiraju.
Treća vrsta veze jedipol-dipol vezu
Pored navedenih vrsta komunikacije, postoje i dipol-dipol intermolekularni interakcije, tzv van der Waals .
Snaga ovih interakcija ovisi o prirodi molekula.
Postoje tri vrste interakcija: permanentni dipol - permanentni dipol ( dipol-dipol atrakcija); permanentni dipol - inducirani dipol ( indukcija atrakcija); trenutni dipol - inducirani dipol ( disperzivno privlačnost, ili londonske sile; pirinač. 6).
Rice. 6.
Samo molekuli s polarnim kovalentnim vezama imaju dipol-dipolni moment ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), a snaga veze je 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 kulona - C × m).
U biohemiji postoji još jedna vrsta veze - vodonik vezu, što je ograničavajući slučaj dipol-dipol atrakcija. Ova veza nastaje privlačenjem između atoma vodika i malog elektronegativnog atoma, najčešće kisika, fluora i dušika. Kod velikih atoma koji imaju sličnu elektronegativnost (kao što su hlor i sumpor), vodikova veza je mnogo slabija. Atom vodika se razlikuje po jednoj značajnoj osobini: kada se vezani elektroni povuku, njegovo jezgro - proton - je izloženo i više nije zaštićeno elektronima.
Stoga se atom pretvara u veliki dipol.
Vodikova veza, za razliku od van der Waalsove veze, nastaje ne samo tokom međumolekularnih interakcija, već i unutar jedne molekule - intramolekularno vodoničnu vezu. Vodikove veze igraju važnu ulogu u biohemiji, na primjer, za stabilizaciju strukture proteina u obliku a-heliksa, ili za formiranje dvostruke spirale DNK (slika 7).
Fig.7.
Vodikove i van der Waalsove veze su mnogo slabije od jonskih, kovalentnih i koordinacionih veza. Energija međumolekulskih veza je prikazana u tabeli. 1.
Tabela 1. Energija međumolekularnih sila
Napomena: Stepen međumolekularnih interakcija odražava se entalpijom topljenja i isparavanja (ključanja). Jonska jedinjenja zahtijevaju znatno više energije za razdvajanje jona nego za razdvajanje molekula. Entalpija topljenja jonskih jedinjenja je mnogo veća od one molekularnih jedinjenja.
Četvrta vrsta veze jemetalni spoj
Konačno, postoji još jedna vrsta međumolekulskih veza - metal: veza pozitivnih jona metalne rešetke sa slobodnim elektronima. Ova vrsta veze se ne javlja u biološkim objektima.
Od kratak pregled vrstama veza, jedan detalj postaje jasan: važan parametar atoma ili jona metala - donor elektrona, kao i atom - akceptor elektrona je njegov veličina.
Ne ulazeći u detalje, napominjemo da su kovalentni radijusi atoma, jonski radijusi metali i van der Waalsovi radijusi molekula u interakciji rastu kako se njihov atomski broj povećava u grupama periodnog sistema. U ovom slučaju, vrijednosti radijusa jona su najmanje, a van der Waalsovi polumjeri najveći. Po pravilu, pri kretanju niz grupu, radijusi svih elemenata se povećavaju, kako kovalentnih tako i van der Waalsovih.
Od najvećeg značaja za biologe i lekare su koordinacija(donor-akceptor) veze koje razmatra koordinaciona hemija.
Medicinska bioanorganika. G.K. Barashkov
Naučili ste kako atomi metalnih elemenata i nemetalnih elemenata međusobno djeluju (elektroni se kreću od prvog do drugog), kao i atomi nemetalnih elemenata jedni s drugima (nespareni elektroni vanjskih elektronskih slojeva njihovih atoma kombinuju u zajedničke elektronske parove). Sada ćemo se upoznati s tim kako atomi metalnih elemenata međusobno djeluju. Metali obično ne postoje kao izolirani atomi, već kao ingot ili metalni proizvod. Šta drži atome metala u jednom volumenu?
Atomi većine metalnih elemenata sadrže mali broj elektrona na vanjskom nivou - 1, 2, 3. Ovi elektroni se lako odvajaju, a atomi se pretvaraju u pozitivne jone. Odvojeni elektroni se kreću od jednog jona do drugog, vezujući ih u jednu cjelinu.
Jednostavno je nemoguće odgonetnuti koji elektron pripada kojem atomu. Svi odvojeni elektroni postali su uobičajeni. Povezujući se sa jonima, ovi elektroni privremeno formiraju atome, zatim se ponovo odvajaju i spajaju sa drugim jonom, itd. Proces se odvija beskonačno, što se može prikazati dijagramom:
Posljedično, u volumenu metala atomi se kontinuirano pretvaraju u ione i obrnuto. Zovu se atomski joni.
Slika 41 shematski prikazuje strukturu fragmenta metala natrijuma. Svaki atom natrijuma okružen je sa osam susjednih atoma.
Rice. 41.
Shema strukture fragmenta kristalnog natrijuma
Odvojeni spoljni elektroni slobodno se kreću od jednog formiranog jona do drugog, povezujući, kao da lepe, jezgro natrijum jona u jedan džinovski metalni kristal (slika 42).
Rice. 42.
Shema spajanja metala
Metalna veza ima neke sličnosti sa kovalentnom vezom, jer se zasniva na dijeljenju vanjskih elektrona. Međutim, kada se formira kovalentna veza, vanjski nespareni elektroni samo dva susjedna atoma se dijele, dok kada se formira metalna veza, svi atomi učestvuju u dijeljenju ovih elektrona. Zato su kristali s kovalentnom vezom krhki, ali s metalnom vezom su u pravilu duktilni, električno provodljivi i imaju metalni sjaj.
Slika 43 prikazuje drevnu zlatnu figuricu jelena, koja je već stara više od 3,5 hiljade godina, ali nije izgubila plemeniti metalni sjaj karakterističan za zlato - ovaj najplastičniji od metala.
pirinač. 43. Zlatni jelen. VI vek BC e.
Metalno vezivanje je karakteristično kako za čiste metale tako i za mješavine različitih metala - legura u čvrstom i tekućem stanju. Međutim, u stanju pare, atomi metala su međusobno povezani kovalentnom vezom (na primjer, natrijeva para ispunjava žute svjetiljke kako bi osvijetlile ulice velikih gradova). Metalni parovi se sastoje od pojedinačnih molekula (monatomskih i dvoatomnih).
Pitanje hemijskih veza je centralno pitanje u nauci o hemiji. Upoznali ste se sa osnovnim konceptima vrsta hemijskih veza. U budućnosti ćete naučiti mnogo zanimljivih stvari o prirodi hemijskih veza. Na primjer, da u većini metala, osim metalne, postoji i kovalentna veza, te da postoje i druge vrste kemijskih veza.
Ključne riječi i fraze
- Metalni priključak.
- Atom joni.
- Socijalizovani elektroni.
Rad sa računarom
- Pogledajte elektronsku aplikaciju. Proučite materijal lekcije i izvršite zadate zadatke.
- Pronađite adrese e-pošte na internetu koje mogu poslužiti kao dodatni izvori koji otkrivaju sadržaj ključnih riječi i fraza u odlomku. Ponudite svoju pomoć nastavniku u pripremi nove lekcije – napravite izvještaj o ključnim riječima i frazama sljedećeg pasusa.
Pitanja i zadaci
- Metalna veza ima karakteristike slične kovalentnoj vezi. Uporedite ove hemijske veze jedna s drugom.
- Metalna veza ima karakteristike slične ionskoj vezi. Uporedite ove hemijske veze jedna s drugom.
- Kako se može povećati tvrdoća metala i legura?
- Koristeći formule supstanci odredite vrstu hemijske veze u njima: Ba, BaBr 2, HBr, Br 2.
Metalna veza se formira između atoma u metalnom kristalu, kao rezultat preklapanja valentnih elektrona. Dakle, koja je to vrsta veze i u kojim spojevima je prisutna?
Šta je metalna veza?
Metalna hemijska veza postoji u metalnom kristalu iu tečnom rastopljenom stanju. Formiraju ga elementi čiji atomi na vanjskom nivou imaju malo elektrona (1-3) u odnosu na ukupan broj vanjskih, energetski bliskih orbitala.
Rice. 1. Shema formiranja metalne veze.
Zbog niske energije ionizacije, valentni elektroni se slabo zadržavaju u atomu. Dakle, atom natrijuma ima 9 slobodnih i energetski bliskih orbitala po jednom valentnom elektronu (3S 1) (jedan 3s, tri 3p i pet 3d).
Zbog niske vrijednosti energije ionizacije, valentni elektron se slabo drži i slobodno se kreće ne samo unutar svojih 9 slobodnih orbitala, već kada je čvrsto upakovan u kristal i u slobodne orbitale drugih atoma, stvarajući vezu.
Hemijska veza je visoko delokalizirana: elektroni se dijele („elektronski plin“) i kreću se kroz komad metala, koji je općenito električno neutralan, između pozitivno nabijenih jona.
Slobodno kretanje elektrona kroz kristal objašnjava neusmjerenost i nezasićenost veze, kao i fizička svojstva metala kao što su plastičnost, sjaj, električna i toplinska provodljivost.
Rice. 2. Osobine metalnih hemijskih veza.
Karakteristične kristalne rešetke
Metali gotovo uvijek formiraju visoko simetrične rešetke s atomima koji su tijesno zbijeni zajedno. Postoje tri vrste kristalnih rešetki:
Kao rezultat elektrostatičke privlačnosti između kationa i aniona, nastaje molekul.
Jonska veza
Teoriju jonske veze predložio je 1916 ᴦ. njemački naučnik W. Kossel. Ova teorija objašnjava formiranje veza između atomi tipičnih metala i atomi tipično nemetali: CsF, CsCl, NaCl, KF, KCl, Na 2 O, itd.
Prema ovoj teoriji, kada se formira jonska veza, atomi tipičnih metala daju elektrone, a atomi tipičnih nemetala prihvataju elektrone.
Kao rezultat ovih procesa, atomi metala se pretvaraju u pozitivno nabijene čestice, koje se nazivaju pozitivni ioni ili kationi; a atomi nemetala se pretvaraju u negativni joni- anjoni. Naboj kationa je jednak broju predatih elektrona.
Atomi metala doniraju elektrone svom vanjskom sloju, i nastali joni imaju kompletnu elektronsku strukturu (predspoljni elektronski sloj).
Veličina negativnog naboja anjona jednaka je broju prihvaćenih elektrona.
Atomi nemetala prihvataju broj elektrona koji im je izuzetno važan kompletiranje elektronskog okteta (spoljni elektronski sloj).
na primjer: opšta šema formiranje molekule NaCl iz atoma Na i C1: Na°-le = Na +1 Formiranje jona
Sl°+1e - = Sl -
Na +1 + Cl - = Na + Cl -
Na°+ Sl°= Na + Sl - Jedinjenje jona
· Veza između jona se obično naziva ionskom vezom.
Jedinjenja koja se sastoje od jona nazivaju se jonska jedinjenja.
Algebarski zbir naboja svih jona u molekuli jonskog jedinjenja mora biti jednak nuli, jer je svaka molekula električki neutralna čestica.
Ne postoji oštra granica između jonske i kovalentne veze. Jonska veza se može smatrati ekstremnim slučajem polarne kovalentne veze, u kojoj se formira zajednički elektronski par potpuno kreće se prema atomu sa većom elektronegativnošću.
Većina tipičnih atoma metala ima mali broj elektrona u svom vanjskom elektronskom sloju (obično 1 do 3); ovi elektroni se nazivaju valentnim elektronima. Kod atoma metala snaga veze između valentnih elektrona i jezgra je niska, odnosno atomi imaju nisku energiju jonizacije. To olakšava gubitak valentnih elektrona h transformacija atoma metala u pozitivno nabijene jone (katjone):
Me° -ne ® Me n +
U kristalnoj strukturi metala, valentni elektroni imaju sposobnost lakog prelaska od jednog atoma do drugog, što dovodi do dijeljenja elektrona od strane svih susjednih atoma. Struktura metalnog kristala je pojednostavljena na sljedeći način: u čvorovima kristalna rešetka postoje Me n+ joni i Me° atomi, a valentni elektroni se kreću relativno slobodno između njih, uspostavljajući veze između svih atoma i metalnih jona (slika 3). Ovo je posebna vrsta hemijske veze koja se naziva metalna veza.
· Metalna veza - veza između atoma i jona metala u kristalnoj rešetki, koju vrše zajednički valentni elektroni.
Zahvaljujući ovoj vrsti hemijske veze, metali imaju određeni skup fizičkih i hemijskih svojstava koja ih razlikuju od nemetala.
Rice. 3. Dijagram kristalne rešetke metala.
Čvrstoća metalne veze osigurava stabilnost kristalne rešetke i plastičnost metala (sposobnost podvrgavanja raznim obradama bez razaranja). Slobodno kretanje valentnih elektrona omogućava metalima da dobro provode električnu energiju i toplotu. Sposobnost reflektiranja svjetlosnih valova (ᴛ.ᴇ. metalni sjaj) također se objašnjava strukturom kristalne rešetke metala.
Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, najkarakterističniji fizička svojstva metali zasnovani na prisustvu metalne veze su:
■kristalna struktura;
■metalni sjaj i neprozirnost;
■plastičnost, savitljivost, taljivost;
■visoka električna i toplotna provodljivost; i sklonost formiranju legura.
Metalna veza - koncept i vrste. Klasifikacija i karakteristike kategorije "Metalni spoj" 2017, 2018.
Sam naziv "metalna veza" ukazuje da je riječ o unutrašnjoj strukturi metala.
Atomi većine metala na vanjskom energetskom nivou sadrže mali broj valentnih elektrona u odnosu na ukupan broj vanjskih koji su energetski bliski... .
Metalna veza se zasniva na dijeljenju valentnih elektrona koji pripadaju ne dva, već gotovo svim metalnim atomima u kristalu. U metalima ima mnogo manje valentnih elektrona nego slobodnih orbitala. Time se stvaraju uslovi za slobodno kretanje... . Bitne informacije o prirodi hemijskih veza u metalima mogu se dobiti na osnovu dva
karakteristične karakteristike u poređenju sa kovalentnim i jonskim jedinjenjima. Metali se, prije svega, razlikuju od ostalih supstanci po visokoj električnoj provodljivosti i... . Značajne informacije o prirodi hemijskih veza u metalima mogu se dobiti na osnovu dve njihove karakteristične osobine u poređenju sa kovalentnim i jonskim jedinjenjima. Metali se, prije svega, razlikuju od ostalih supstanci po visokoj vrijednosti
I... .