Wiązanie metaliczne to wiązanie chemiczne spowodowane obecnością stosunkowo wolnych elektronów. Charakterystyka zarówno czystych metali, jak i ich stopów oraz związków międzymetalicznych.
Metalowy mechanizm łączący
Dodatnie jony metali znajdują się we wszystkich węzłach sieci krystalicznej. Pomiędzy nimi elektrony walencyjne poruszają się losowo, niczym cząsteczki gazu oddzielone od atomów podczas tworzenia jonów. Elektrony te działają jak cement, utrzymując razem jony dodatnie; w przeciwnym razie sieć rozpadłaby się pod wpływem sił odpychania pomiędzy jonami. Jednocześnie elektrony są zatrzymywane przez jony w sieci krystalicznej i nie mogą jej opuścić. Siły sprzęgające nie są zlokalizowane ani ukierunkowane.
Dlatego w większości przypadków pojawiają się wysokie liczby koordynacyjne (na przykład 12 lub 8). Kiedy dwa atomy metalu zbliżają się do siebie, orbitale w ich zewnętrznych powłokach nakładają się, tworząc orbitale molekularne. Jeśli zbliża się trzeci atom, jego orbital pokrywa się z orbitalami pierwszych dwóch atomów, tworząc kolejny orbital molekularny. Gdy jest wiele atomów, ogromna liczba trójwymiarowych orbitale molekularne, rozciągający się we wszystkich kierunkach. Ze względu na wiele nakładających się orbitali, na elektrony walencyjne każdego atomu wpływa wiele atomów.
Charakterystyczne sieci krystaliczne
Większość metali tworzy jedną z następujących wysoce symetrycznych sieci z gęstym upakowaniem atomów: sześcienną skupioną na ciele, sześcienną skupioną na twarzy i sześciokątną.
W siatce sześciennej skupionej na ciele (bcc) atomy znajdują się w wierzchołkach sześcianu, a jeden atom w środku objętości sześcianu. Metale mają sześcienną siatkę skupioną wokół ciała: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba itp.
W siatce sześciennej skupionej na ścianie (fcc) atomy znajdują się w wierzchołkach sześcianu i w 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 środkach 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 posiadające wiązanie metaliczne często łączą wytrzymałość z plastycznością, ponieważ gdy atomy są przesunięte względem siebie, wiązania nie pękają. Kolejną ważną właściwością jest metaliczna aromatyczność.
Metale dobrze przewodzą ciepło i prąd, są wystarczająco mocne i można je odkształcać bez zniszczenia. Niektóre metale są kowalne (można je kuć), inne są kowalne (można je przeciągać na druty). Te unikalne właściwości tłumaczy się specjalnym rodzajem wiązania chemicznego, które łączy ze sobą atomy metali - wiązaniem metalicznym.
Metale w stanie stałym występują w postaci kryształów jonów dodatnich, jakby „unosiły się” w morzu swobodnie przemieszczających się między nimi elektronów.
Wiązanie metaliczne wyjaśnia właściwości metali, w szczególności ich wytrzymałość. Pod wpływem siły odkształcającej siatka metalowa może zmieniać swój kształt bez pękania, w przeciwieństwie do kryształów jonowych.
Wysoką przewodność cieplną metali tłumaczy się faktem, że jeśli kawałek metalu zostanie podgrzany z jednej strony, energia kinetyczna elektronów wzrośnie. Ten wzrost energii rozprzestrzeni się w „morzu elektronów” w całej próbce z dużą prędkością.
Przewodność elektryczna metali również staje się wyraźna. Jeśli na końce próbki metalu zostanie przyłożona różnica potencjałów, chmura zdelokalizowanych elektronów przesunie się w kierunku potencjału dodatniego: ten przepływ elektronów poruszających się w jednym kierunku reprezentuje znany prąd elektryczny.
169957 0
Każdy atom ma określoną liczbę elektronów.
Wstępowanie reakcje chemiczne, atomy przekazują, zyskują lub dzielą elektrony, osiągając najbardziej stabilną konfigurację elektroniczną. Konfiguracja o najniższej energii (jak w przypadku atomów gazu szlachetnego) okazuje się najbardziej stabilna. Ten wzór nazywa się „regułą oktetu” (ryc. 1).
Ryż. 1.
Ta zasada dotyczy każdego rodzaje połączeń. Połączenia elektroniczne między atomami pozwalają im tworzyć stabilne struktury, od najprostszych kryształów po złożone biomolekuły, które ostatecznie tworzą żywe systemy. Różnią się od kryształów ciągłym metabolizmem. Jednocześnie wiele reakcji chemicznych przebiega zgodnie z mechanizmami przelew elektroniczny, które odgrywają kluczową rolę procesy energetyczne w ciele.
Wiązanie chemiczne to siła, która utrzymuje razem dwa lub więcej atomów, jonów, cząsteczek lub dowolną ich kombinację.
Charakter wiązania chemicznego jest uniwersalny: jest to elektrostatyczna siła przyciągania pomiędzy ujemnie naładowanymi elektronami i dodatnio naładowanymi jądrami, określona przez konfigurację elektronów zewnętrznej powłoki atomów. Nazywa się zdolność atomu do tworzenia wiązań chemicznych wartościowość, Lub stan utlenienia. Koncepcja elektrony walencyjne- elektrony tworzące wiązania chemiczne, czyli znajdujące się na orbitaliach o najwyższych energiach. Odpowiednio nazywa się zewnętrzną powłokę atomu zawierającą te orbitale powłoka walencyjna. Obecnie nie wystarczy wskazać obecność wiązania chemicznego, ale konieczne jest określenie jego rodzaju: jonowe, kowalencyjne, dipolowo-dipolowe, metaliczne.
Pierwszy rodzaj połączenia tojoński połączenie
Zgodnie z teorią wartościowości elektronicznej Lewisa i Kossela atomy mogą osiągnąć stabilną konfigurację elektronową na dwa sposoby: po pierwsze, tracąc elektrony, stając się kationy, po drugie, zdobywanie ich, zamienianie się w aniony. W wyniku przeniesienia elektronów, pod wpływem elektrostatycznej siły przyciągania pomiędzy jonami o ładunkach o przeciwnych znakach, powstaje wiązanie chemiczne, zwane przez Kossela „ elektrowalentny„(teraz tzw joński).
W tym przypadku aniony i kationy tworzą stabilną konfigurację elektronową z wypełnioną zewnętrzną powłoką elektronową. Typowe wiązania jonowe powstają z kationów grup T i II układ okresowy oraz aniony pierwiastków niemetalicznych z grup VI i VII (odpowiednio 16 i 17 podgrup, chalkogeny I halogeny). Wiązania związków jonowych są nienasycone i bezkierunkowe, dzięki czemu zachowują możliwość oddziaływania elektrostatycznego z innymi jonami. Na ryc. Ryciny 2 i 3 przedstawiają przykłady wiązań jonowych odpowiadające modelowi przeniesienia elektronu Kossela.
Ryż. 2.
Ryż. 3. Wiązanie jonowe w cząsteczce sól kuchenna(NaCl)
W tym miejscu należy przypomnieć niektóre właściwości, które wyjaśniają zachowanie substancji w przyrodzie, w szczególności rozważyć ideę kwasy I powodów.
Wodne roztwory wszystkich tych substancji są elektrolitami. Różnie zmieniają kolor wskaźniki. Mechanizm działania wskaźników odkrył F.V. Ostwalda. Pokazał, że wskaźnikami są słabe kwasy lub zasady, których kolor różni się w stanie niezdysocjowanym i zdysocjowanym.
Zasady mogą neutralizować kwasy. Nie wszystkie zasady są rozpuszczalne w wodzie (na przykład niektóre związki organiczne, które nie zawierają grup OH, są nierozpuszczalne, w szczególności trietyloamina N(C2H5)3); zasady rozpuszczalne alkalia.
Wodne roztwory kwasów ulegają charakterystycznym reakcjom:
a) z tlenkami metali - z tworzeniem się soli i wody;
b) z metalami - z tworzeniem się soli i wodoru;
c) z węglanami - z tworzeniem się soli, WSPÓŁ 2 i N 2 O.
Właściwości kwasów i zasad opisuje kilka teorii. Zgodnie z teorią S.A. Arrheniusa, kwas jest substancją, która dysocjuje, tworząc jony N+ , podczas gdy zasada tworzy jony ON- . Teoria ta nie uwzględnia istnienia zasad organicznych, które nie mają grup hydroksylowych.
Zgodnie z proton Według teorii Brønsteda i Lowry'ego kwas to substancja zawierająca cząsteczki lub jony oddające protony ( dawcy protony), a zasada to substancja składająca się z cząsteczek lub jonów, które przyjmują protony ( akceptory protony). Należy pamiętać, że w roztworach wodnych jony wodoru występują w postaci uwodnionej, to znaczy w postaci jonów hydroniowych H3O+ . Teoria ta opisuje reakcje nie tylko z wodą i jonami wodorotlenkowymi, ale także te prowadzone w nieobecności rozpuszczalnika lub z rozpuszczalnikiem niewodnym.
Na przykład w reakcji między amoniakiem N.H. 3 (słaba zasada) i chlorowodór w fazie gazowej powstaje stały chlorek amonu, a w równowagowej mieszaninie dwóch substancji zawsze znajdują się 4 cząstki, z których dwie to kwasy, a dwie pozostałe to zasady:
Ta mieszanina równowagowa składa się z dwóch sprzężonych par kwasów i zasad:
1)N.H. 4+ i N.H. 3
2) HCl I kl ‑
Tutaj w każdej parze koniugatu kwas i zasada różnią się o jeden proton. Każdy kwas ma sprzężoną zasadę. Mocny kwas odpowiada słabej sprzężonej zasadzie, a słaby kwas odpowiada mocnej sprzężonej zasadzie.
Teoria Brønsteda-Lowry'ego pomaga wyjaśnić wyjątkową rolę wody dla życia biosfery. Woda, w zależności od substancji, z którą wchodzi w interakcję, może wykazywać właściwości kwasu lub zasady. Na przykład w reakcjach z roztwory wodne kwas octowy woda jest zasadą, a w przypadku wodnych roztworów amoniaku jest kwasem.
1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH3 COO- . Tutaj cząsteczka kwasu octowego przekazuje proton cząsteczce wody;
2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + ON- . Tutaj cząsteczka amoniaku przyjmuje proton z cząsteczki wody.
Zatem woda może tworzyć dwie pary koniugatów:
1) H2O(kwas) i ON- (zasada sprzężona)
2) H3O+ (kwas) i H2O(zasada sprzężona).
W pierwszym przypadku woda oddaje proton, a w drugim go przyjmuje.
Ta właściwość nazywa się amfiprotonizm. Substancje, które mogą reagować zarówno z kwasami, jak i zasadami, nazywane są amfoteryczny. Substancje takie często występują w żywej przyrodzie. Na przykład aminokwasy mogą tworzyć sole zarówno z kwasami, jak i zasadami. Dlatego łatwo tworzą się peptydy związki koordynacyjne z obecnością jonów metali.
Zatem charakterystyczną właściwością wiązania jonowego jest całkowity ruch elektronów wiążących do jednego z jąder. Oznacza to, że pomiędzy jonami znajduje się obszar, w którym gęstość elektronów jest bliska zeru.
Drugi rodzaj połączenia tokowalencyjny połączenie
Atomy mogą tworzyć stabilne konfiguracje elektroniczne dzieląc się elektronami.
Takie wiązanie powstaje, gdy para elektronów jest współdzielona pojedynczo od wszystkich atom. W tym przypadku elektrony z wiązań wspólnych są równomiernie rozmieszczone pomiędzy atomami. Przykłady wiązań kowalencyjnych obejmują homojądrowy dwuatomowy cząsteczki H 2 , N 2 , F 2. Ten sam typ połączenia występuje w alotropach O 2 i ozon O 3 i dla cząsteczki wieloatomowej S 8 i także cząsteczki heterojądrowe chlorowodór HCl, dwutlenek węgla WSPÓŁ 2, metan CH 4, etanol Z 2 N 5 ON, sześciofluorek siarki SF 6, acetylen Z 2 N 2. Wszystkie te cząsteczki mają te same elektrony, a ich wiązania są nasycone i skierowane w ten sam sposób (ryc. 4).
Dla biologów ważne jest, aby wiązania podwójne i potrójne miały zmniejszone kowalencyjne promienie atomowe w porównaniu z wiązaniem pojedynczym.
Ryż. 4. Wiązanie kowalencyjne w cząsteczce Cl2.
Jonowe i typy kowalencyjne wiązania to dwa skrajne przypadki wielu istniejących typów wiązań chemicznych, a w praktyce większość wiązań ma charakter pośredni.
Związki dwóch pierwiastków znajdujących się na przeciwległych końcach tego samego lub różnych okresów układu okresowego tworzą przeważnie wiązania jonowe. W miarę jak pierwiastki zbliżają się do siebie w pewnym okresie, charakter jonowy ich związków maleje, a charakter kowalencyjny wzrasta. Na przykład halogenki i tlenki pierwiastków po lewej stronie układu okresowego tworzą głównie wiązania jonowe ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), a te same związki pierwiastków po prawej stronie tabeli są kowalencyjne ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glukoza C 6 H 12 O 6, etanol C2H5OH).
Wiązanie kowalencyjne ma z kolei jeszcze jedną modyfikację.
W jonach wieloatomowych i złożonych cząsteczkach biologicznych oba elektrony mogą pochodzić tylko z jeden atom. To się nazywa dawca para elektronów. Atom, który dzieli tę parę elektronów z dawcą, nazywa się akceptor para elektronów. Ten typ wiązania kowalencyjnego nazywa się koordynacja (dawca-akceptor, Lubcelownik) komunikacja(ryc. 5). Ten typ wiązania jest najważniejszy w biologii i medycynie, ponieważ chemię najważniejszych dla metabolizmu pierwiastków D w dużej mierze opisują wiązania koordynacyjne.
Figa. 5.
Z reguły w złożone połączenie atom metalu pełni rolę akceptora pary elektronów; wręcz przeciwnie, w wiązaniach jonowych i kowalencyjnych atom metalu jest donorem elektronów.
Istotę wiązania kowalencyjnego i jego odmianę - wiązanie koordynacyjne - można wyjaśnić za pomocą innej teorii kwasów i zasad zaproponowanej przez GN. Chwytak. Rozszerzył nieco koncepcję semantyczną terminów „kwas” i „zasada” zgodnie z teorią Brønsteda-Lowry'ego. Teoria Lewisa wyjaśnia naturę powstawania jonów złożonych i udział substancji w reakcjach podstawienia nukleofilowego, czyli w tworzeniu CS.
Według Lewisa kwas to substancja zdolna do tworzenia wiązania kowalencyjnego poprzez przyjęcie pary elektronów z zasady. Zasada Lewisa to substancja posiadająca wolną parę elektronów, która oddając elektrony, tworzy wiązanie kowalencyjne z kwasem Lewisa.
Oznacza to, że teoria Lewisa rozszerza zakres reakcji kwasowo-zasadowych również na reakcje, w których protony w ogóle nie uczestniczą. Co więcej, sam proton, zgodnie z tą teorią, jest również kwasem, ponieważ jest w stanie przyjąć parę elektronów.
Zatem zgodnie z tą teorią kationy to kwasy Lewisa, a aniony to zasady Lewisa. Przykładem mogą być następujące reakcje:
Zauważono powyżej, że podział substancji na jonowe i kowalencyjne jest względny, ponieważ w cząsteczkach kowalencyjnych nie zachodzi całkowite przeniesienie elektronów z atomów metalu do atomów akceptora. W związkach z wiązaniami jonowymi każdy jon znajduje się w polu elektrycznym jonów o przeciwnym znaku, zatem są one wzajemnie spolaryzowane, a ich powłoki ulegają deformacji.
Polaryzowalność określony przez strukturę elektronową, ładunek i wielkość jonu; dla anionów jest ona wyższa niż dla kationów. Największą polaryzowalnością wśród kationów charakteryzują się kationy o większym ładunku i mniejszym rozmiarze, np. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Ma silne działanie polaryzujące N+ . Ponieważ wpływ polaryzacji jonów jest dwukierunkowy, zmienia to znacząco właściwości tworzących się przez nie związków.
Trzeci rodzaj połączenia todipol-dipol połączenie
Oprócz wymienionych rodzajów komunikacji istnieją również dipol-dipol międzycząsteczkowy interakcji, tzw van der Waalsa .
Siła tych oddziaływań zależy od charakteru cząsteczek.
Istnieją trzy rodzaje oddziaływań: dipol trwały - dipol trwały ( dipol-dipol atrakcja); dipol stały - dipol indukowany ( wprowadzenie atrakcja); chwilowy dipol - dipol indukowany ( dyspersyjny atrakcja lub siły londyńskie; ryż. 6).
Ryż. 6.
Tylko cząsteczki z polarnymi wiązaniami kowalencyjnymi mają moment dipol-dipol ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), a siła wiązania wynosi 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10-30 kulombometrów - C × m).
W biochemii istnieje inny rodzaj połączenia - wodór połączenia, co stanowi przypadek ograniczający dipol-dipol atrakcja. Wiązanie to powstaje w wyniku przyciągania pomiędzy atomem wodoru i małym atomem elektroujemnym, najczęściej tlenem, fluorem i azotem. W przypadku dużych atomów o podobnej elektroujemności (takich jak chlor i siarka) wiązanie wodorowe jest znacznie słabsze. Atom wodoru wyróżnia się jedną istotną cechą: gdy elektrony wiążące zostaną oderwane, jego jądro - proton - zostaje odsłonięte i nie jest już osłonięte przez elektrony.
Dlatego atom zamienia się w duży dipol.
Wiązanie wodorowe, w przeciwieństwie do wiązania van der Waalsa, powstaje nie tylko podczas oddziaływań międzycząsteczkowych, ale także w obrębie jednej cząsteczki - wewnątrzcząsteczkowy wiązanie wodorowe. Wiązania wodorowe odgrywają ważną rolę w biochemii, np. stabilizują strukturę białek w postaci a-helisy, czy tworzą podwójną helisę DNA (ryc. 7).
Ryc.7.
Wiązania wodorowe i van der Waalsa są znacznie słabsze niż wiązania jonowe, kowalencyjne i koordynacyjne. Energię wiązań międzycząsteczkowych podano w tabeli. 1.
Tabela 1. Energia sił międzycząsteczkowych
Notatka: Stopień oddziaływań międzycząsteczkowych odzwierciedla entalpia topnienia i parowania (wrzenia). Związki jonowe wymagają znacznie więcej energii do oddzielenia jonów niż do oddzielenia cząsteczek. Entalpia topnienia związków jonowych jest znacznie wyższa niż związków molekularnych.
Czwartym rodzajem połączenia jestpołączenie metalowe
Wreszcie istnieje inny rodzaj wiązań międzycząsteczkowych - metal: połączenie jonów dodatnich siatki metalowej ze swobodnymi elektronami. Tego typu połączenie nie występuje w obiektach biologicznych.
Z krótki przegląd rodzajów wiązań, jeden szczegół staje się jasny: ważnym parametrem atomu lub jonu metalu - donora elektronów, a także atomu - akceptora elektronów jest jego rozmiar.
Nie wchodząc w szczegóły, zauważamy, że kowalencyjne promienie atomów, promienie jonowe metale i promienie van der Waalsa oddziałujących cząsteczek rosną wraz ze wzrostem ich liczby atomowej w grupach układu okresowego. W tym przypadku wartości promieni jonów są najmniejsze, a promienie van der Waalsa są największe. Z reguły podczas przesuwania się w dół grupy promienie wszystkich elementów, zarówno kowalencyjnych, jak i van der Waalsa, rosną.
Największe znaczenie dla biologów i lekarzy mają koordynacja(dawca-akceptor) wiązania rozpatrywane w chemii koordynacyjnej.
Bionieorganiczne medyczne. G.K. Baraszkow
Nauczyłeś się, jak atomy pierwiastków metalowych i niemetalowych oddziałują ze sobą (elektrony przemieszczają się od pierwszego do drugiego), a także atomy pierwiastków niemetalowych ze sobą (niesparowane elektrony zewnętrznych warstw elektronowych ich atomów łączą się we wspólne pary elektronów). Teraz zapoznamy się z tym, jak atomy pierwiastków metalowych oddziałują ze sobą. Metale zwykle nie istnieją w postaci izolowanych atomów, ale raczej jako wlewek lub produkt metalowy. Co utrzymuje atomy metali w jednej objętości?
Atomy większości pierwiastków metalowych zawierają niewielką liczbę elektronów na poziomie zewnętrznym - 1, 2, 3. Elektrony te można łatwo odłączyć, a atomy zamieniają się w jony dodatnie. Odłączone elektrony przemieszczają się od jednego jonu do drugiego, wiążąc je w jedną całość.
Po prostu niemożliwe jest ustalenie, który elektron należy do którego atomu. Wszystkie odłączone elektrony stały się powszechne. Łącząc się z jonami, elektrony te chwilowo tworzą atomy, po czym ponownie się rozrywają i łączą z innym jonem itd. Proces zachodzi w nieskończoność, co można przedstawić na schemacie:
W rezultacie w objętości metalu atomy ulegają ciągłej przemianie w jony i odwrotnie. Nazywa się je jonami atomowymi.
Rycina 41 schematycznie przedstawia strukturę fragmentu metalicznego sodu. Każdy atom sodu jest otoczony ośmioma sąsiednimi atomami.
Ryż. 41.
Schemat budowy fragmentu krystalicznego sodu
Odłączone zewnętrzne elektrony przemieszczają się swobodnie od jednego utworzonego jonu do drugiego, łącząc, jakby sklejając, rdzeń jonu sodu w jeden gigantyczny kryształ metalu (ryc. 42).
Ryż. 42.
Schemat połączeń metalowych
Wiązanie metaliczne ma pewne podobieństwa do wiązania kowalencyjnego, ponieważ opiera się na współdzieleniu zewnętrznych elektronów. Jednakże, gdy tworzy się wiązanie kowalencyjne, zewnętrzne niesparowane elektrony tylko dwóch sąsiednich atomów są wspólne, podczas gdy gdy tworzy się wiązanie metaliczne, wszystkie atomy uczestniczą w dzieleniu się tych elektronów. Dlatego kryształy z wiązaniem kowalencyjnym są kruche, ale z wiązaniem metalowym z reguły są plastyczne, przewodzą prąd elektryczny i mają metaliczny połysk.
Ryc. 43 przedstawia starożytną złotą figurkę jelenia, która ma już ponad 3,5 tysiąca lat, ale nie utraciła szlachetnego metalicznego połysku, charakterystycznego dla złota – tego najbardziej plastycznego z metali.
ryż. 43. Złoty jeleń. VI wiek PRZED CHRYSTUSEM mi.
Wiązanie metaliczne charakteryzuje się zarówno czystymi metalami, jak i mieszaninami różnych metali – stopów w stanie stałym i ciekłym. Jednak w stanie pary atomy metali są połączone ze sobą wiązaniem kowalencyjnym (na przykład pary sodu wypełniają lampy o żółtym świetle, aby oświetlić ulice dużych miast). Pary metali składają się z pojedynczych cząsteczek (jednoatomowych i dwuatomowych).
Zagadnienie wiązań chemicznych jest centralnym zagadnieniem w nauce chemii. Zapoznałeś się z podstawowymi pojęciami dotyczącymi rodzajów wiązań chemicznych. W przyszłości dowiesz się wielu ciekawych rzeczy na temat natury wiązań chemicznych. Na przykład, że w większości metali oprócz wiązania metalicznego istnieje również wiązanie kowalencyjne i że istnieją inne rodzaje wiązań chemicznych.
Słowa i wyrażenia kluczowe
- Połączenie metalowe.
- Jony atomowe.
- Uspołecznione elektrony.
Praca z komputerem
- Zapoznaj się z wnioskiem elektronicznym. Zapoznaj się z materiałem lekcyjnym i wykonaj przydzielone zadania.
- Znajdź w Internecie adresy e-mail, które mogą posłużyć jako dodatkowe źródła ujawniające treść słów kluczowych i wyrażeń występujących w akapicie. Zaoferuj nauczycielowi pomoc w przygotowaniu nowej lekcji - sporządź raport na temat kluczowych słów i zwrotów z następnego akapitu.
Pytania i zadania
- Wiązanie metaliczne ma cechy podobne do wiązania kowalencyjnego. Porównaj ze sobą te wiązania chemiczne.
- Wiązanie metaliczne ma cechy podobne do wiązania jonowego. Porównaj ze sobą te wiązania chemiczne.
- Jak zwiększyć twardość metali i stopów?
- Korzystając ze wzorów substancji, określ rodzaj występującego w nich wiązania chemicznego: Ba, BaBr 2, HBr, Br 2.
Wiązanie metaliczne powstaje pomiędzy atomami w krysztale metalu w wyniku nakładania się elektronów walencyjnych. Czym więc jest tego typu połączenie i w jakich związkach występuje?
Co to jest wiązanie metaliczne?
Wiązanie chemiczne metalu występuje w krysztale metalu i w stanie ciekłym, stopionym. Tworzą go pierwiastki, których atomy na poziomie zewnętrznym mają niewiele elektronów (1-3) w porównaniu do całkowitej liczby zewnętrznych, bliskich energetycznie orbitali.
Ryż. 1. Schemat tworzenia wiązań metalicznych.
Ze względu na niską energię jonizacji elektrony walencyjne są słabo zatrzymywane w atomie. Zatem atom sodu ma 9 wolnych i energetycznie bliskich orbitali na jeden elektron walencyjny (3S 1) (jeden 3s, trzy 3p i pięć 3d).
Ze względu na niską wartość energii jonizacji elektron walencyjny jest słabo utrzymywany i porusza się swobodnie nie tylko w obrębie swoich 9 wolnych orbitali, ale także gdy jest ciasno upakowany w krysztale oraz w wolnych orbitali innych atomów, tworząc połączenie.
Wiązanie chemiczne jest silnie zdelokalizowane: elektrony są wspólne („gaz elektronowy”) i przemieszczają się po kawałku metalu, który jest na ogół elektrycznie obojętny, pomiędzy dodatnio naładowanymi jonami.
Swobodny przepływ elektronów w krysztale wyjaśnia bezkierunkowość i nienasycenie wiązania, a także takie właściwości fizyczne metali, jak plastyczność, połysk, przewodność elektryczna i cieplna.
Ryż. 2. Właściwości metalicznych wiązań chemicznych.
Charakterystyczne sieci krystaliczne
Metale prawie zawsze tworzą wysoce symetryczne sieci z atomami ściśle upakowanymi razem. Istnieją trzy rodzaje sieci krystalicznych:
W wyniku przyciągania elektrostatycznego pomiędzy kationem i anionem powstaje cząsteczka.
Wiązanie jonowe
Teorię wiązania jonowego zaproponował: 1916 ᴦ. Niemiecki naukowiec W. Kossel. Teoria ta wyjaśnia powstawanie połączeń pomiędzy atomy typowych metali i atomów typowy niemetale: CsF, CsCl, NaCl, KF, KCl, Na2O itp.
Zgodnie z tą teorią, gdy tworzy się wiązanie jonowe, atomy typowych metali oddają elektrony, a atomy typowych niemetali przyjmują elektrony.
W wyniku tych procesów atomy metali przekształcają się w cząstki naładowane dodatnio, które nazywane są jonami dodatnimi lub kationami; i atomy niemetali zamieniają się w jony ujemne- aniony. Ładunek kationu jest równy liczbie oddanych elektronów.
Atomy metali przekazują elektrony swojej zewnętrznej warstwie i powstałe jony mają pełne struktury elektronowe (przedzewnętrzna warstwa elektroniczna).
Wielkość ładunku ujemnego anionu jest równa liczbie przyjętych elektronów.
Atomy niemetali przyjmują taką liczbę elektronów, która jest dla nich niezwykle ważna uzupełnienie oktetu elektronicznego (zewnętrzna warstwa elektroniczna).
Na przykład: ogólny schemat tworzenie cząsteczki NaCl z atomów Na i C1: Na°-le = Na +1 Tworzenie jonów
Сl°+1е - = Сl -
Na +1 + Cl - = Na + Cl -
Na°+ Сl°= Na + Сl - Związek jonów
· Wiązanie między jonami jest powszechnie nazywane wiązaniem jonowym.
Związki składające się z jonów nazywane są związki jonowe.
Suma algebraiczna ładunków wszystkich jonów w cząsteczce związku jonowego musi być równa zeru, ponieważ każda cząsteczka jest cząstką elektrycznie obojętną.
Nie ma ostrej granicy pomiędzy wiązaniami jonowymi i kowalencyjnymi. Wiązanie jonowe można uznać za skrajny przypadek polarnego wiązania kowalencyjnego, w którym powstaje wspólna para elektronów całkowicie przemieszcza się w kierunku atomu o wyższej elektroujemności.
Większość typowych atomów metali ma niewielką liczbę elektronów w zewnętrznej warstwie elektronowej (zwykle od 1 do 3); elektrony te nazywane są elektronami walencyjnymi. W atomach metali siła wiązania między elektronami walencyjnymi a jądrem jest niska, to znaczy atomy mają niską energię jonizacji. Ułatwia to utratę elektronów walencyjnych H przemiana atomów metali w dodatnio naładowane jony (kationy):
Me° -ne ® Me n +
W strukturze krystalicznej metalu elektrony walencyjne mają zdolność łatwego przemieszczania się z jednego atomu do drugiego, co prowadzi do podziału elektronów przez wszystkie sąsiednie atomy. Strukturę kryształu metalu upraszcza się w następujący sposób: w węzłach sieć krystaliczna istnieją jony Me n+ i atomy Me°, a elektrony walencyjne poruszają się między nimi stosunkowo swobodnie, tworząc wiązania pomiędzy wszystkimi atomami i jonami metali (ryc. 3). Jest to specjalny rodzaj wiązania chemicznego zwany wiązaniem metalicznym.
· Wiązanie metaliczne – wiązanie pomiędzy atomami i jonami metali w sieci krystalicznej, realizowane przez wspólne elektrony walencyjne.
Dzięki temu rodzajowi wiązania chemicznego metale mają pewien zestaw właściwości fizycznych i chemicznych, które odróżniają je od niemetali.
Ryż. 3. Schemat sieci krystalicznej metali.
Siła wiązania metalu zapewnia stabilność sieci krystalicznej i plastyczność metali (zdolność do poddawania się różnym obróbkom bez zniszczenia). Swobodny przepływ elektronów walencyjnych pozwala metalom dobrze przewodzić prąd i ciepło. Zdolność odbijania fal świetlnych (ᴛ.ᴇ. metaliczny połysk) można również wytłumaczyć strukturą sieci krystalicznej metalu.
Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, najbardziej charakterystyczny właściwości fizyczne metale oparte na obecności wiązania metalicznego to:
■struktura krystaliczna;
■metaliczny połysk i nieprzezroczystość;
■plastyczność, plastyczność, topliwość;
■wysoka przewodność elektryczna i cieplna; i skłonność do tworzenia stopów.
Spoiwo metaliczne – koncepcja i rodzaje. Klasyfikacja i cechy kategorii „Połączenie metalowe” 2017, 2018.
Już sama nazwa „wiązanie metaliczne” wskazuje, że mówimy o wewnętrznej strukturze metali.
Atomy większości metali na zewnętrznym poziomie energetycznym zawierają niewielką liczbę elektronów walencyjnych w porównaniu z całkowitą liczbą elektronów zewnętrznych, które są energetycznie bliskie... .
Wiązanie metaliczne opiera się na podziale elektronów walencyjnych należących nie do dwóch, ale do prawie wszystkich atomów metali w krysztale. W metalach jest znacznie mniej elektronów walencyjnych niż wolnych orbitali. Stwarza to warunki do swobodnego przemieszczania się.... . Niezbędne informacje dotyczące natury wiązań chemicznych w metalach można uzyskać na podstawie dwóch
cechy charakterystyczne w porównaniu do związków kowalencyjnych i jonowych. Metale różnią się od innych substancji przede wszystkim wysoką przewodnością elektryczną i... . Istotne informacje o naturze wiązań chemicznych w metalach można uzyskać na podstawie dwóch ich charakterystycznych cech w porównaniu ze związkami kowalencyjnymi i jonowymi. Metale, po pierwsze, różnią się od innych substancji wysoką zawartością
I... .