Металлын холбоо нь харьцангуй чөлөөт электронууд байдаг тул химийн холбоо юм. Энэ нь цэвэр металл ба тэдгээрийн хайлш, металл хоорондын нэгдлүүдийн аль алинд нь ердийн зүйл юм.
Металл холбох механизм
Кристал торны бүх зангилаанд эерэг металлын ионууд байдаг. Тэдгээрийн хооронд хийн молекулууд шиг валентийн электронууд ион үүсэх явцад атомуудаас салж, санамсаргүй байдлаар хөдөлдөг. Эдгээр электронууд нь цементийн үүрэг гүйцэтгэдэг, эерэг ионуудыг хамтад нь барьж байдаг; эс бөгөөс ионуудын хоорондох түлхэх хүчний үйлчлэлээр тор нь задрах болно. Үүний зэрэгцээ электронууд нь болор торны доторх ионуудаар баригдаж, түүнийг орхиж чадахгүй. Харилцаа холбооны хүчийг нутагшуулж, чиглүүлдэггүй.
Тиймээс ихэнх тохиолдолд зохицуулалтын өндөр тоо гарч ирдэг (жишээлбэл, 12 эсвэл 8). Хоёр металлын атом бие биедээ ойртох үед тэдгээрийн гаднах бүрхүүлийн тойрог замууд давхцаж, молекулын орбитал үүсгэдэг. Хэрэв гурав дахь атом гарч ирвэл түүний тойрог зам нь эхний хоёр атомынхтай давхцаж, өөр молекул орбитал үүснэ. Олон атом байх үед бүх чиглэлд тархсан гурван хэмжээст молекулын орбиталууд асар их байдаг. Орбиталууд олон удаа давхцдаг тул атом бүрийн валентийн электронуудад олон атомууд нөлөөлдөг.
Онцлог талст торууд
Ихэнх металлууд нь бие төвтэй куб, нүүр төвтэй куб, зургаан өнцөгт гэсэн өндөр тэгш хэмтэй, нягт савласан торны аль нэгийг бүрдүүлдэг.
Бие төвтэй куб торонд (bcc) атомууд нь шооны орой дээр, нэг атом нь кубын эзэлхүүний төвд байрладаг. Металууд нь куб биет төвтэй тортой байдаг: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba гэх мэт.
Нүүр төвтэй куб торонд (fcc) атомууд нь кубын орой болон нүүр бүрийн төвд байрладаг. Энэ төрлийн металлууд нь тортой байдаг: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co гэх мэт.
Зургаан өнцөгт торонд атомууд призмийн зургаан өнцөгт суурийн орой ба төвд байрладаг ба гурван атом нь призмийн дунд хавтгайд байрладаг. Металууд ийм атомын багцтай байдаг: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca гэх мэт.
Бусад шинж чанарууд
Чөлөөт хөдөлж буй электронууд нь өндөр цахилгаан ба дулаан дамжуулалтыг үүсгэдэг. Металл холбоо бүхий бодисууд нь ихэвчлэн хүч чадлыг уян хатан чанартай хослуулдаг, учир нь атомууд бие биентэйгээ харьцуулахад шилжсэн үед холбоо тасрахгүй. Өөр нэг чухал шинж чанар нь металлын үнэр юм.
Металл нь дулаан, цахилгааныг сайн дамжуулдаг, тэдгээр нь хангалттай хүчтэй, эвдрэхгүйгээр хэв гажилтанд ордог. Зарим металл нь уян хатан (тэдгээрийг хуурамчаар хийж болно), зарим нь уян хатан байдаг (тэдгээрийг утас руу татах боломжтой). Эдгээр өвөрмөц шинж чанаруудыг металлын атомуудыг хооронд нь холбодог тусгай төрлийн химийн холбоо - металлын холбоогоор тайлбарладаг.
Хатуу төлөвт байгаа металлууд нь эерэг ионуудын талст хэлбэрээр оршдог бөгөөд тэдгээрийн хооронд чөлөөтэй хөдөлж буй электронуудын далайд "хөвөгч" байдаг.
Металлын холбоо нь металлын шинж чанарыг, ялангуяа тэдгээрийн хүчийг тайлбарладаг. Деформацийн хүчний нөлөөн дор металл тор нь ионы талстаас ялгаатай нь хагаралгүйгээр хэлбэрээ өөрчилж чаддаг.
Металлын өндөр дулаан дамжилтыг хэрэв та нэг талдаа металыг халаавал электронуудын кинетик энерги нэмэгддэгтэй холбон тайлбарладаг. Эрчим хүчний энэхүү өсөлт нь "цахим далай" -д бүх дээжийг асар хурдтайгаар тараах болно.
Металлын цахилгаан дамжуулах чанар бас тодорхой болно. Хэрэв металл дээжийн төгсгөлд потенциалын зөрүүг хэрэглэвэл задарсан электронуудын үүл эерэг потенциалын чиглэлд шилжинэ: ижил чиглэлд хөдөлж буй электронуудын энэ урсгал нь танил цахилгаан гүйдэл юм.
169957 0
Атом бүр тодорхой тооны электронтой байдаг.
Оруулж байна химийн урвал, атомууд электрон хандивлаж, олж авах эсвэл нийгэмшүүлж, хамгийн тогтвортой электрон тохиргоонд хүрдэг. Хамгийн бага энергитэй тохиргоо нь хамгийн тогтвортой байдаг (эрхэм хийн атомууд шиг). Энэ загварыг "октет дүрэм" гэж нэрлэдэг (Зураг 1).
Цагаан будаа. 1.
Энэ дүрэм бүгдэд хамаатай холболтын төрлүүд. Атомуудын хоорондох электрон холбоо нь тэдэнд хамгийн энгийн талстуудаас эхлээд амьд системийг бүрдүүлдэг нарийн төвөгтэй биомолекул хүртэл тогтвортой бүтцийг бий болгох боломжийг олгодог. Тэд тасралтгүй бодисын солилцоонд талстуудаас ялгаатай. Гэсэн хэдий ч олон химийн урвалууд механизмын дагуу явагддаг цахим шилжүүлэг, чухал үүрэг гүйцэтгэдэг эрчим хүчний үйл явцорганизмд.
Химийн холбоо гэдэг нь хоёр ба түүнээс дээш атом, ион, молекул эсвэл тэдгээрийн аль нэг хослолыг холбосон хүч юм..
Химийн бондын мөн чанар нь бүх нийтийн шинж чанартай: энэ нь атомын гаднах бүрхүүлийн электронуудын тохиргоогоор тодорхойлогддог сөрөг цэнэгтэй электрон ба эерэг цэнэгтэй цөмүүдийн хоорондох цахилгаан статик таталцлын хүч юм. Атомын химийн холбоо үүсгэх чадварыг гэнэ валент, эсвэл исэлдэлтийн төлөв. Валент гэдэг ойлголттой холбоотой валентын электронууд- химийн холбоо үүсгэдэг электронууд, өөрөөр хэлбэл хамгийн өндөр энергитэй тойрог замд байрладаг электронууд. Үүний дагуу эдгээр орбиталуудыг агуулсан атомын гаднах бүрхүүлийг нэрлэдэг валентын бүрхүүл. Одоогийн байдлаар химийн холбоо байгаа эсэхийг харуулах нь хангалтгүй, гэхдээ түүний төрлийг тодруулах шаардлагатай: ион, ковалент, диполь-диполь, металл.
Эхний төрлийн холболт ньион холболт
Льюис, Коссел нарын электрон валентын онолын дагуу атомууд хоёр аргаар тогтвортой электрон тохиргоонд хүрч чадна: нэгдүгээрт, электроноо алдаж, катионууд, хоёрдугаарт, тэдгээрийг олж авах, хувиргах анионууд. Электрон дамжуулалтын үр дүнд эсрэг тэмдгийн цэнэгтэй ионуудын хоорондох цахилгаан таталтын хүчний улмаас Коссель хэмээх химийн холбоо үүсдэг. цахилгаан валент(одоо дууддаг ион).
Энэ тохиолдолд анион ба катионууд нь дүүргэсэн гаднах электрон бүрхүүлтэй тогтвортой электрон тохиргоог бүрдүүлдэг. Ердийн ионы холбоо нь үечилсэн системийн T ба II бүлгийн катионууд ба VI ба VII бүлгийн металл бус элементүүдийн анионуудаас (тус тус бүр 16 ба 17 дэд бүлэг) үүсдэг. халькогенТэгээд галоген). Ионы нэгдлүүдийн холбоо нь ханаагүй, чиглэлгүй байдаг тул бусад ионуудтай электростатик харилцан үйлчлэх боломжийг хадгалдаг. Зураг дээр. 2 ба 3-т Косселийн электрон дамжуулалтын загварт тохирох ионы бондын жишээг үзүүлэв.
Цагаан будаа. 2.
Цагаан будаа. 3.Натрийн хлорид (NaCl) молекул дахь ионы холбоо
Байгаль дахь бодисын зан төлөвийг тайлбарладаг зарим шинж чанаруудыг эргэн дурсах нь зүйтэй бөгөөд тухайлбал, тухай ойлголтыг авч үзэх нь зүйтэй юм. хүчилТэгээд үндэслэл.
Эдгээр бүх бодисын усан уусмал нь электролит юм. Тэд янз бүрийн аргаар өнгийг өөрчилдөг. үзүүлэлтүүд. Шалгуур үзүүлэлтүүдийн үйл ажиллагааны механизмыг Ф.В. Оствальд. Тэрээр индикаторууд нь сул хүчил эсвэл суурь, салангид болон салангид төлөвт өнгө нь ялгаатай болохыг харуулсан.
Суурь нь хүчлийг саармагжуулж чаддаг. Бүх суурь нь усанд уусдаггүй (жишээлбэл, -OH бүлэг агуулаагүй зарим органик нэгдлүүд уусдаггүй, ялангуяа, триэтиламин N (C 2 H 5) 3); уусдаг суурь гэж нэрлэдэг шүлт.
Хүчлийн усан уусмал нь дараах шинж чанартай урвалд ордог.
а) металлын ислүүдтэй - давс, ус үүсэх;
б) металлаар - давс, устөрөгч үүсэх;
в) карбонатуудтай - давс үүсэх, CO 2 ба Х 2 О.
Хүчил ба суурийн шинж чанарыг хэд хэдэн онолоор тайлбарладаг. S.A-ийн онолын дагуу. Аррениус, хүчил нь ион үүсгэдэг бодис юм Х+ , харин суурь нь ион үүсгэдэг ТЭР- . Энэ онол нь гидроксил бүлэггүй органик суурь байдгийг харгалздаггүй.
-ын дагуу протонБронстед ба Лоуригийн онолоор хүчил гэдэг нь протон өгдөг молекул эсвэл ион агуулсан бодис юм. хандивлагчидпротон), суурь нь протоныг хүлээн авдаг молекулууд эсвэл ионуудаас бүрдэх бодис юм ( хүлээн авагчидпротонууд). Усан уусмалд устөрөгчийн ионууд нь гидратжуулсан хэлбэрээр, өөрөөр хэлбэл гидрони ион хэлбэрээр байдаг гэдгийг анхаарна уу. H3O+ . Энэ онол нь зөвхөн ус ба гидроксидын ионуудтай төдийгүй уусгагч байхгүй эсвэл усан бус уусгагчтай явагддаг урвалыг тодорхойлдог.
Жишээлбэл, аммиакийн хоорондох урвалд НХ 3 (сул суурь) ба устөрөгчийн хлорид нь хийн үе шатанд хатуу аммонийн хлорид үүсдэг бөгөөд хоёр бодисын тэнцвэрт холимогт үргэлж 4 бөөмс байдаг бөгөөд тэдгээрийн хоёр нь хүчил, нөгөө хоёр нь суурь юм.
Энэхүү тэнцвэрийн холимог нь хоёр хосолсон хүчил ба сууриас бүрдэнэ.
1)НХ 4+ ба НХ 3
2) HClТэгээд Cl ‑
Энд нэгдмэл хос бүрт хүчил ба суурь нь нэг протоноор ялгаатай байдаг. Хүчил бүр коньюгат суурьтай байдаг. хүчтэй хүчилСул коньюгат суурь нь сул хүчилд, хүчтэй коньюгат суурь нь сул хүчилд тохирно.
Бронстед-Лоуригийн онол нь биосферийн амьдралд усны онцгой үүргийг тайлбарлах боломжийг олгодог. Ус нь түүнтэй харьцаж буй бодисоос хамааран хүчил эсвэл суурийн шинж чанарыг харуулж чаддаг. Жишээ нь, хариу үйлдэл хийх үед усан уусмал Цууны хүчилус нь суурь бөгөөд аммиакийн усан уусмалаар энэ нь хүчил юм.
1) CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 SOO- . Энд цууны хүчлийн молекул нь протоныг усны молекулд өгдөг;
2) NH3 + H 2 O ↔ NH4 + + ТЭР- . Энд аммиакийн молекул усны молекулаас протоныг хүлээн авдаг.
Тиймээс ус нь хоёр хосолсон хос үүсгэж болно:
1) H 2 O(хүчил) ба ТЭР- (холбогч суурь)
2) H 3 O+ (хүчил) ба H 2 O(холбогч суурь).
Эхний тохиолдолд ус нь протоныг өгч, хоёр дахь тохиолдолд үүнийг хүлээн авдаг.
Ийм өмчийг нэрлэдэг амфипротони. Хүчил ба шүлсний аль алинаар нь урвалд орж болох бодисыг нэрлэдэг амфотер. Ийм бодисууд ихэвчлэн байгальд байдаг. Жишээлбэл, амин хүчлүүд нь хүчил ба суурьтай давс үүсгэж болно. Тиймээс пептидүүд нь одоо байгаа металлын ионуудтай координацын нэгдлүүдийг амархан үүсгэдэг.
Тиймээс ионы бондын онцлог шинж чанар нь бөөмүүдийн аль нэгэнд холбох электронуудын бүрэн шилжилт юм. Энэ нь ионуудын хооронд электрон нягт нь бараг тэг байх муж байдаг гэсэн үг юм.
Хоёр дахь төрлийн холболт ньковалент холболт
Атомууд тогтвортой байж болно электрон тохиргооэлектрон хуваах замаар.
Хос электроныг нэг нэгээр нь хуваахад ийм холбоо үүсдэг. тус бүрээсатом. Энэ тохиолдолд нийгэмшсэн бондын электронууд атомуудын хооронд тэгш хуваарилагдана. Ковалентын бондын жишээ гомонуклерхоёр атомт H молекулууд 2 , Н 2 , Ф 2. Аллотропууд ижил төрлийн бондтой байдаг. О 2 ба озон О 3 ба олон атомт молекулын хувьд С 8 мөн түүнчлэн гетеронуклеар молекулуудустөрөгчийн хлорид HCl, нүүрстөрөгчийн давхар исэл CO 2, метан CH 4, этанол ХАМТ 2 Х 5 ТЭР, хүхрийн гексафторид SF 6, ацетилен ХАМТ 2 Х 2. Эдгээр бүх молекулууд ижил нийтлэг электронуудтай бөгөөд тэдгээрийн холбоо нь ханасан ба ижил аргаар чиглэгддэг (Зураг 4).
Биологичдын хувьд давхар ба гурвалсан бонд дахь атомуудын ковалент радиус нь нэг холбоотой харьцуулахад багасах нь чухал юм.
Цагаан будаа. 4. ковалент холбоо Cl 2 молекул дахь.
Ионы болон ковалент төрлийн холбоо нь одоо байгаа олон төрлийн химийн бондын хязгаарлагдмал хоёр тохиолдол бөгөөд бодит байдал дээр ихэнх бонд нь завсрын шинж чанартай байдаг.
Менделеевийн системийн ижил буюу өөр өөр үеүүдийн эсрэг талын төгсгөлд байрлах хоёр элементийн нэгдлүүд ихэвчлэн ионы холбоо үүсгэдэг. Элементүүд тодорхой хугацааны дотор бие биедээ ойртох тусам тэдгээрийн нэгдлүүдийн ионы шинж чанар буурч, ковалент шинж чанар нь нэмэгддэг. Жишээлбэл, үелэх системийн зүүн талд байгаа элементүүдийн галид ба исэлүүд нь голчлон ионы холбоо үүсгэдэг ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), хүснэгтийн баруун талд байгаа элементүүдийн ижил нэгдлүүд нь ковалент ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, фенол C6H5OH, глюкоз C 6 H 12 O 6, этанол C 2 H 5 OH).
Ковалентын холбоо нь эргээд өөр өөрчлөлттэй байдаг.
Полатомт ионууд болон биологийн нарийн төвөгтэй молекулуудад электрон хоёулаа зөвхөн үүнээс л гарч ирдэг нэгатом. гэж нэрлэдэг хандивлагчэлектрон хос. Энэ хос электроныг донортой нийгэмшүүлдэг атомыг нэрлэдэг хүлээн авагчэлектрон хос. Энэ төрлийн ковалент холбоог нэрлэдэг зохицуулалт (хандивлагч-хүлээн авагч, эсвэлболзоо) харилцаа холбоо(Зураг 5). Бодисын солилцооны хамгийн чухал d-элементүүдийн хими нь зохицуулалтын холбоогоор тодорхойлогддог тул энэ төрлийн холбоо нь биологи, анагаах ухаанд хамгийн чухал юм.
Зураг. 5.
Дүрмээр бол, in нарийн төвөгтэй нэгдэлметаллын атом нь электрон хос хүлээн авагчийн үүрэг гүйцэтгэдэг; эсрэгээр, ион ба ковалент холбоонд металлын атом нь электрон хандивлагч юм.
Ковалентын бондын мөн чанар ба түүний төрөл зүйл болох зохицуулалтын холбоог GN-ийн санал болгосон хүчил ба суурийн өөр онолын тусламжтайгаар тодруулж болно. Льюис. Тэрээр Бронстед-Лоуригийн онолын дагуу "хүчил", "суурь" гэсэн нэр томъёоны утгын ойлголтыг зарим талаар өргөжүүлсэн. Льюисийн онол нь нийлмэл ион үүсэх мөн чанар, нуклеофилийн орлуулах урвалд бодисуудын оролцоо, өөрөөр хэлбэл CS үүсэхийг тайлбарладаг.
Льюисийн хэлснээр хүчил нь суурийн электрон хосыг хүлээн авч ковалент холбоо үүсгэх чадвартай бодис юм. Льюисийн суурь гэдэг нь электрон хандивласнаар Льюисийн хүчилтэй ковалент холбоо үүсгэдэг ганц хос электронтой бодис юм.
Өөрөөр хэлбэл, Льюисийн онол нь хүчил-суурь урвалын хүрээг мөн протон огт оролцдоггүй урвалуудад өргөжүүлдэг. Түүгээр ч зогсохгүй протон нь электрон хосыг хүлээн авах чадвартай тул энэ онолын дагуу мөн хүчил юм.
Иймээс энэ онолын дагуу катионууд нь Льюисийн хүчил, анионууд нь Льюисийн суурь юм. Дараах хариу үйлдэл нь жишээ юм.
Ковалент молекул дахь электрон металлын атомаас хүлээн авагч атом руу бүрэн шилждэггүй тул бодисыг ион ба ковалент болгон хуваах нь харьцангуй гэдгийг дээр дурдсан. Ионы холбоо бүхий нэгдлүүдийн хувьд ион бүр нь эсрэг тэмдгийн ионуудын цахилгаан талбарт байдаг тул тэдгээр нь харилцан туйлширч, бүрхүүл нь гажигтай байдаг.
Туйлшрах чадварионы электрон бүтэц, цэнэг, хэмжээгээр тодорхойлогддог; Энэ нь анионуудын хувьд катионуудаас өндөр байдаг. Катионуудын дунд хамгийн их туйлшрах чадвар нь том цэнэгтэй, жижиг хэмжээтэй катионуудад, жишээлбэл, Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Хүчтэй туйлшрах нөлөөтэй Х+ . Ионы туйлшралын нөлөө нь хоёр талын шинж чанартай байдаг тул тэдгээрийн үүсгэсэн нэгдлүүдийн шинж чанарыг эрс өөрчилдөг.
Гурав дахь төрлийн холболт -диполь-диполь холболт
Бүртгэгдсэн харилцаа холбооны төрлөөс гадна диполь-диполь байдаг молекул хоорондынхарилцан үйлчлэл гэж нэрлэдэг Ван дер Ваальс .
Эдгээр харилцан үйлчлэлийн хүч нь молекулуудын шинж чанараас хамаарна.
Гурван төрлийн харилцан үйлчлэл байдаг: байнгын диполь - байнгын диполь ( диполь-дипольтатах); байнгын диполь - өдөөгдсөн диполь ( индукцтатах); агшин зуурын диполь - өдөөгдсөн диполь ( тархалттатах, эсвэл Лондонгийн хүчин; будаа. 6).
Цагаан будаа. 6.
Зөвхөн туйлын ковалент холбоо бүхий молекулууд л диполь-диполь моменттэй байдаг. HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), холболтын бат бэх нь 1-2 байна дэбие(1D \u003d 3.338 × 10 -30 кулон метр - C × м).
Биохимийн хувьд өөр төрлийн холбоог ялгадаг. устөрөгч холболт, энэ нь хязгаарлагдмал тохиолдол юм диполь-дипольтатах. Энэ холбоо нь устөрөгчийн атом ба жижиг электрон сөрөг атом, ихэвчлэн хүчилтөрөгч, фтор, азотын хоорондох таталцлын үр дүнд үүсдэг. Ижил электрон сөрөг шинж чанартай том атомуудын хувьд (жишээлбэл, хлор, хүхэртэй) устөрөгчийн холбоо хамаагүй сул байдаг. Устөрөгчийн атом нь нэг чухал шинж чанараараа ялгагдана: холбогч электронуудыг татан авах үед түүний цөм болох протон ил гарч, электронуудаар хянагдахаа болино.
Тиймээс атом нь том диполь болж хувирдаг.
Устөрөгчийн холбоо нь ван дер Ваалсын холбооноос ялгаатай нь зөвхөн молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн үед төдийгүй нэг молекул дотор үүсдэг. молекул доторхустөрөгчийн холбоо. Устөрөгчийн холбоо нь биохимид чухал үүрэг гүйцэтгэдэг, тухайлбал, α-геликс хэлбэрийн уургийн бүтцийг тогтворжуулах, эсвэл ДНХ-ийн давхар мушгиа үүсгэх (Зураг 7).
Зураг 7.
Устөрөгч ба ван дер Ваалсын холбоо нь ион, ковалент, координацын холбооноос хамаагүй сул байдаг. Молекул хоорондын бондын энергийг Хүснэгтэнд үзүүлэв. 1.
Хүснэгт 1.Молекул хоорондын хүчний энерги
Анхаарна уу: Молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн зэрэг нь хайлах, уурших (буцлах) энтальпийг илэрхийлдэг. Ионы нэгдлүүд нь ионуудыг салгахад молекулуудыг салгахаас хамаагүй их энерги шаарддаг. Ионы нэгдлүүдийн хайлах энтальпи нь молекулын нэгдлүүдээс хамаагүй өндөр байдаг.
Дөрөв дэх төрлийн холболт -металлын холбоо
Эцэст нь өөр төрлийн молекул хоорондын холбоо байдаг. металл: металлын торны эерэг ионуудыг чөлөөт электронтой холбох. Энэ төрлийн холболт нь биологийн объектуудад тохиолддоггүй.
Бондын төрлүүдийн талаар товч тоймлон үзэхэд нэг нарийн ширийн зүйл гарч ирнэ: металлын атом эсвэл ионы чухал параметр нь электрон донор, түүнчлэн атом - электрон хүлээн авагч юм. хэмжээ.
Дэлгэрэнгүй ярихгүйгээр атомын ковалент радиус, металлын ионы радиус, харилцан үйлчлэгч молекулуудын ван дер-Ваальсийн радиус нь үечилсэн системийн бүлгүүдийн атомын тоо нэмэгдэхийн хэрээр нэмэгддэг болохыг тэмдэглэв. Энэ тохиолдолд ионы радиусын утгууд хамгийн бага, ван дер Ваалсын радиус нь хамгийн том байна. Дүрмээр бол, бүлгийг доошлуулах үед бүх элементүүдийн радиусууд нь ковалент ба ван дер Ваальс хоёулаа нэмэгддэг.
Биологич, эмч нарын хувьд хамгийн чухал нь зохицуулалт(хандивлагч-хүлээн авагч) координацын хими гэж үздэг бонд.
Эмнэлгийн биоорганик. Г.К. Барашков
Та металл ба металл бус элементийн атомууд бие биетэйгээ хэрхэн харилцан үйлчлэлцдэг (электронууд эхнийхээс хоёр дахь руу шилждэг), түүнчлэн металл бус элементүүдийн атомууд бие биетэйгээ хэрхэн харьцдаг (тэдний атомын гаднах электрон давхаргын хосгүй электронууд нэгддэг) талаар олж мэдсэн. нийтлэг электрон хосууд). Одоо бид металлын элементүүдийн атомууд хоорондоо хэрхэн харьцдагтай танилцах болно. Металууд нь ихэвчлэн тусгаарлагдсан атом хэлбэрээр байдаггүй, харин ембүү эсвэл металлын хэсэг хэлбэрээр байдаг. Металлын атомуудыг юу холбодог вэ?
Гадаад түвшний ихэнх металлын элементүүдийн атомууд нь цөөн тооны электрон агуулдаг - 1, 2, 3. Эдгээр электронууд нь амархан салдаг бөгөөд атомууд нь эерэг ионууд болж хувирдаг. Салсан электронууд нь нэг ионоос нөгөө ион руу шилжиж, тэдгээрийг бүхэлд нь холбодог.
Аль электрон аль атомд харьяалагддагийг тодорхойлох боломжгүй юм. Бүх салсан электронууд нийтлэг болсон. Ионуудтай холбогдож эдгээр электронууд түр зуур атом үүсгэж, дараа нь дахин задарч өөр ионтой нийлдэг гэх мэт. Үйл явц эцэс төгсгөлгүй явагддаг бөгөөд үүнийг диаграмаар дүрсэлж болно:
Үүний үр дүнд металлын эзэлхүүн дэх атомууд тасралтгүй ион болж хувирдаг ба эсрэгээр. Тэдгээрийг атом-ион гэж нэрлэдэг.
41-р зурагт натрийн металлын хэлтэрхийн бүтцийг бүдүүвчээр үзүүлэв. Натрийн атом бүр найман хөрш атомаар хүрээлэгдсэн байдаг.
Цагаан будаа. 41.
Талст натрийн фрагментийн бүтцийн схем
Салсан гадаад электронууд нь үүссэн нэг ионоос нөгөөд чөлөөтэй шилжиж, натрийн ионы нурууг нэг аварга металл болор болгон наасан мэт холбодог (Зураг 42).
Цагаан будаа. 42.
Металл бондын диаграмм
Металл бонд нь гадаад электронуудыг нийгэмшүүлэхэд суурилдаг тул ковалент холбоотой ижил төстэй байдаг. Харин ковалент холбоо үүсэхэд зэргэлдээх хоёр атомын гаднах хосгүй электронууд нийгэмшдэг бол металлын холбоо үүсэхэд бүх атомууд эдгээр электронуудыг нийгэмшүүлэхэд оролцдог. Тийм ч учраас ковалент холбоо бүхий талстууд хэврэг байдаг бол металлын холбоо бүхий талстууд нь дүрмээр бол хуванцар, цахилгаан дамжуулагч, металл гялбаатай байдаг.
43-р зурагт аль хэдийн 3.5 мянга гаруй жилийн настай буган эртний алтан баримлыг харуулсан боловч алтны онцлог шинж чанар болох үнэт металлын гялбаагаа алдаагүй байгаа нь хамгийн хуванцар металл юм.
будаа. 43. Алтан буга. 6-р зуун МЭӨ д.
Металл холбоо нь цэвэр металл болон янз бүрийн металлын холимог - хатуу ба шингэн төлөвт байдаг хайлшийн шинж чанар юм. Гэсэн хэдий ч уурын төлөвт металлын атомууд хоорондоо ковалент холбоогоор холбогддог (жишээлбэл, том хотуудын гудамжийг гэрэлтүүлэхийн тулд шар гэрлийн чийдэнг натрийн уураар дүүргэдэг). Металл хосууд нь бие даасан молекулуудаас (монатом ба хоёр атом) бүрдэнэ.
Химийн бондын тухай асуудал бол химийн шинжлэх ухааны гол асуудал юм. Та химийн бондын төрлүүдийн талаархи анхны санаануудтай танилцсан. Ирээдүйд та химийн бондын мөн чанарын талаар олон сонирхолтой зүйлийг сурах болно. Жишээлбэл, ихэнх металлуудад металлын холбооноос гадна ковалент холбоо байдаг, бусад төрлийн химийн холбоо байдаг.
Түлхүүр үг, хэллэг
- Металл холболт.
- Атомын ионууд.
- Хуваалцсан электронууд.
Компьютертэй ажиллах
- Цахим өргөдөлд хандана уу. Хичээлийн материалыг судалж, санал болгож буй даалгавруудыг гүйцэтгээрэй.
- Догол мөрийн түлхүүр үг, хэллэгийн агуулгыг илчлэх нэмэлт эх сурвалж болох имэйл хаягийг интернетээс хайж олоорой. Багшдаа шинэ хичээл бэлтгэхэд туслахыг санал болго - дараагийн догол мөрийн түлхүүр үг, хэллэгийн талаар тайлан гарга.
Асуулт, даалгавар
- Металл бонд нь ковалент холбоотой төстэй байдаг. Эдгээр химийн холбоог өөр хоорондоо харьцуул.
- Металлын холбоо нь ионы холбоотой төстэй. Эдгээр химийн холбоог өөр хоорондоо харьцуул.
- Металл болон хайлшийн хатуулгийг хэрхэн нэмэгдүүлэх вэ?
- Бодисын томъёоны дагуу тэдгээрийн химийн бондын төрлийг тодорхойлно уу: Ba, BaBr 2, HBr, Br 2.
Металл талст дахь атомуудын хооронд валентын электронуудын давхцалаас үүссэн металлын холбоо үүсдэг. Тэгэхээр энэ төрлийн холбоо гэж юу вэ, ямар нэгдлүүдэд агуулагддаг вэ?
Металл бонд гэж юу вэ?
Металл химийн холбоо нь метал болор болон шингэн хайлсан төлөвт байдаг. Энэ нь гаднах, эрчим хүчний хувьд ойр орбиталуудын нийт тоотой харьцуулахад гаднах түвшний атомууд нь цөөн электронтой (1-3) элементүүдээс үүсдэг.
Цагаан будаа. 1. Металл холбоо үүсэх схем.
Ионжуулалтын энерги багатай тул валентийн электронууд атомд сул хадгалагддаг. Тиймээс, натрийн атом нь валентийн электрон (3S 1) тутамд 9 чөлөөт, энергийн хувьд ойрхон орбиталтай (нэг 3с, гурван 3p, таван 3d).
Иончлолын энерги бага тул валентийн электрон сул хадгалагдаж, зөвхөн 9 чөлөөт тойрогтоо төдийгүй болор болон бусад атомуудын чөлөөт тойрог замууд дээр нягт савлаж, холболт үүсгэдэг.
Химийн холбоо нь ихээхэн задарсан: электронууд нийгэмчлэгдэж (“электрон хий”) эерэг цэнэгтэй ионуудын хооронд ерөнхийдөө цахилгаанаар саармаг байдаг металлын хэсэг даяар хөдөлдөг.
Кристал дундуур электронуудын чөлөөт хөдөлгөөн нь холбоосын чиглэлгүй байдал, ханаагүй байдал, түүнчлэн металлын хуванцар, гялалзах, цахилгаан ба дулаан дамжуулалт зэрэг физик шинж чанаруудыг тайлбарладаг.
Цагаан будаа. 2. Металл химийн бондын шинж чанар.
Онцлог талст торууд
Металл нь бараг үргэлж хоорондоо ойр зайтай атомууд бүхий өндөр тэгш хэмтэй тор үүсгэдэг. Гурван төрлийн болор тор байдаг:
Катион ба анионы хоорондох электростатик таталцлын үр дүнд молекул үүсдэг.
Ионы холбоо
Ионы бондын онолыг онд дэвшүүлсэн 1916 ᴦ. Германы эрдэмтэн В.Коссель. Энэ онол нь хоорондын холбоос үүсэхийг тайлбарладаг ердийн металлын атом ба атомуудердийн металл бус: CsF, CsCl, NaCl, KF, KCl, Na 2 O гэх мэт.
Энэ онолын дагуу ионы холбоо үүсэхэд ердийн металлын атомууд электрон өгч, ердийн бус металлын атомууд электрон хүлээн авдаг.
Эдгээр процессын үр дүнд металлын атомууд эерэг цэнэгтэй бөөмс болж хувирдаг бөгөөд үүнийг эерэг ион эсвэл катион гэж нэрлэдэг; ба металл бус атомууд сөрөг ионууд - анионууд болж хувирдаг. Катионы цэнэг нь өгсөн электронуудын тоотой тэнцүү байна.
Металлын атомууд нь электронуудыг гадна давхаргад өгдөг, мөн үүссэн ионууд нь бүрэн электрон бүтэцтэй байдаг (гадна электрон давхарга).
Анионы сөрөг цэнэгийн утга нь хүлээн авсан электронуудын тоотой тэнцүү байна.
Металл бус атомууд шаардлагатай тооны электроныг хүлээн авдаг электрон октет дуусгах (гадна электрон давхарга).
Жишээлбэл: Na ба C1 атомуудаас NaCl молекул үүсгэх ерөнхий схем: Na ° -le \u003d Na +1 Ион үүсэх.
Cl ° + 1e - \u003d Cl -
Na +1 + Cl - \u003d Na + Cl -
Na ° + Cl ° \u003d Na + Cl - Ионуудын холболт
· Ионуудын хоорондын холбоог ионы холбоо гэж нэрлэдэг.
Ионуудаас тогтсон нэгдлүүдийг нэрлэдэг ионы нэгдлүүд.
Ионы нэгдлийн молекул дахь бүх ионуудын цэнэгийн алгебрийн нийлбэр тэгтэй тэнцүү байх ёстой.учир нь аливаа молекул нь цахилгаан саармаг бөөмс юм.
Ионы болон ковалент бондын хооронд хурц зааг байхгүй. Ионы холбоог туйлын ковалент бондын онцгой тохиолдол гэж үзэж болох бөгөөд үүсэх явцад нийтлэг электрон хос үүсдэг. бүрэнцахилгаан сөрөг чанар өндөртэй атом руу шилждэг.
Ихэнх ердийн металлын атомууд нь гаднах электрон давхаргад цөөн тооны электронтой байдаг (ихэвчлэн 1-ээс 3); эдгээр электронуудыг валентийн электрон гэж нэрлэдэг. Металлын атомуудад цөмтэй валентын электронуудын холболтын хүч бага байдаг, өөрөөр хэлбэл атомууд нь иончлох энерги багатай байдаг. Энэ нь валентийн электроныг алдахад хялбар болгодог hметаллын атомыг эерэг цэнэгтэй ион (катион) болгон хувиргах:
Me ° -ne ® Me n +
Металлын болор бүтцэд валентийн электронууд нь нэг атомаас нөгөөд амархан шилжих чадвартай байдаг бөгөөд энэ нь хөрш зэргэлдээх бүх атомууд электроныг нийгэмшүүлэхэд хүргэдэг. Хялбаршуулсан металл болорын бүтцийг дараах байдлаар дүрсэлсэн болно: зангилаанууд дээр болор тор Men+ ион ба Me° атомууд байдаг бөгөөд тэдгээрийн хооронд валентийн электронууд харьцангуй чөлөөтэй хөдөлж, бүх атом ба металлын ионуудын хооронд холбоо үүсгэдэг (Зураг 3). Энэ бол металлын холбоо гэж нэрлэгддэг химийн тусгай төрлийн холбоо юм.
· Металлын холбоо - болор тор дахь металлын атом ба ионуудын хоорондын холбоо, нийгэмшсэн валентийн электронуудаар явагддаг.
Энэ төрлийн химийн холбооноос болж металууд нь металл бусаас ялгагдах тодорхой физик, химийн шинж чанартай байдаг.
Цагаан будаа. 3. Металлын болор торны схем.
Металлын холболтын бат бөх байдал нь болор торны тогтвортой байдал, металлын уян хатан чанарыг (устгахгүйгээр янз бүрийн боловсруулалт хийх чадвартай) хангадаг. Валент электронуудын чөлөөт хөдөлгөөн нь металыг цахилгаан, дулааныг сайн дамжуулах боломжийг олгодог. Гэрлийн долгионыг тусгах чадварыг (ᴛ.ᴇ. металл гялбаа) мөн металлын болор торны бүтцээр тайлбарладаг.
Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, хамгийн онцлог нь физик шинж чанарМеталл холбоонд тулгуурласан металууд нь:
■болор бүтэц;
■металл гялбаа, тунгалаг байдал;
■хуванцар, уян хатан чанар, уян хатан чанар;
■цахилгаан болон дулаан дамжуулалт өндөр; болон хайлш үүсгэх хандлагатай.
Металлын холбоо - ойлголт ба төрөл. "Металл холболт" ангиллын ангилал ба онцлог 2017, 2018 он.
"Металлын холбоо" гэдэг нэр нь бид металлын дотоод бүтцийн тухай ярьж байгааг харуулж байна. Гадаад энергийн түвшний ихэнх металлын атомууд нь гадаад энергийн хувьд ойрын нийт тоотой харьцуулахад цөөн тооны валентийн электрон агуулдаг ... .
Металлын холбоо нь болор дахь хоёр биш, бараг бүх металлын атомуудад хамаарах валентийн электронуудыг нийгэмшүүлэхэд суурилдаг. Металд валентийн электронууд чөлөөт орбиталуудаас хамаагүй цөөн байдаг. Энэ нь чөлөөтэй зорчих нөхцөлийг бүрдүүлдэг ... .
Металл дахь химийн бондын шинж чанарын талаархи чухал мэдээллийг хоёр үндсэн дээр авч болно онцлог шинж чанаруудковалент ба ионы нэгдлүүдтэй харьцуулахад. Металл нь нэгдүгээрт, бусад бодисоос өндөр цахилгаан дамжуулах чанараараа ялгаатай ба ....
Металл дахь химийн бондын шинж чанарын талаархи чухал мэдээллийг ковалент ба ионы нэгдлүүдтэй харьцуулахад тэдгээрийн хоёр онцлог шинж чанарт үндэслэн олж авах боломжтой. Металл нь нэгдүгээрт, бусад бодисоос өндөр цахилгаан дамжуулах чанараараа ялгаатай ба ....
Молекул нь химийн шинж чанартай бодисын хамгийн жижиг бөөмс юм. Химийн холболтын онолын дагуу элементийн тогтвортой байдал нь гадаад түвшний s2p6 (аргон, криптон, радон болон бусад) электрон томьёотой бүтэцтэй тохирч байна. Сурган хүмүүжүүлж байхдаа...