Care este legătura dintre metale. Legătura metalică: mecanism de formare și exemple

Legatura metalica. Proprietăți de legătură metalică.

O legătură metalică este o legătură chimică cauzată de prezența electronilor relativ liberi. Este tipic atât pentru metale pure, cât și pentru aliajele lor și compușii intermetalici.

Mecanism cu legături metalice

Ionii metalici pozitivi sunt localizați la toate nodurile rețelei cristaline. Între ei, electronii de valență, desprinși de atomi în timpul formării ionilor, se mișcă aleatoriu, ca moleculele de gaz. Acești electroni acționează ca ciment – ​​ținând împreună ionii pozitivi; în caz contrar, rețeaua s-ar dezintegra sub acțiunea forțelor de respingere dintre ioni. În același timp, electronii sunt ținuți de ioni din rețeaua cristalină și nu pot părăsi aceasta. Forțele de comunicare nu sunt localizate și dirijate. Din acest motiv, în cele mai multe cazuri, apar numere de coordonare ridicate (de exemplu, 12 sau 8). Când doi atomi de metal se unesc, orbitalii învelișului lor exterior se suprapun pentru a forma orbitali moleculari. Dacă al treilea atom este potrivit, orbitalul său se suprapune cu orbitalii primilor doi atomi, ceea ce dă un alt orbital molecular. Când există mulți atomi, ia naștere un număr mare de orbitali moleculari tridimensionali, extinzându-se în toate direcțiile. Datorită suprapunerii multiple a orbitalilor, electronii de valență ai fiecărui atom sunt influențați de mulți atomi.

Rețele cristaline caracteristice

Majoritatea metalelor formează una dintre următoarele rețele foarte simetrice, cu împachetare strânsă de atomi: cubic centrat pe corp, cubic centrat pe față și hexagonal.

Într-o rețea centrată pe corp cubic (BCC), atomii sunt localizați la vârfurile cubului și un atom în centrul volumului cubului. Metalele au o rețea centrată pe corp cubic: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba etc.

Într-o rețea cubică centrată pe față (FCC), atomii sunt localizați la vârfurile cubului și în centrul fiecărei fețe. Metalele de acest tip au o rețea: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co etc.

Într-o rețea hexagonală, atomii sunt localizați la vârfurile și centrul bazelor hexagonale ale prismei, iar trei atomi sunt localizați în planul mijlociu al prismei. Metalele au o astfel de împachetare de atomi: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca etc.

Alte proprietăți

Electronii care se mișcă liber asigură o conductivitate electrică și termică ridicată. Substanțele cu o legătură metalică combină adesea rezistența cu ductilitatea, deoarece atunci când atomii sunt deplasați unul față de celălalt, legăturile nu se rupe. Aroma metalică este, de asemenea, o proprietate importantă.

Metalele conduc bine căldura și electricitatea, sunt suficient de puternice, pot fi deformate fără distrugere. Unele metale sunt maleabile (pot fi forjate), altele sunt ductile (pot fi scoase din sârmă). Aceste proprietăți unice se datorează unui tip special legătură chimică conectând atomii metalelor între ei - o legătură metalică.

Metalele în stare solidă există sub formă de cristale de ioni pozitivi, ca și cum ar „pluti” în marea de electroni care se mișcă liber între ele.

Legătura metalică explică proprietățile metalelor, în special rezistența lor. Sub acțiunea forței de deformare, rețeaua metalică își poate schimba forma fără a se crăpa, spre deosebire de cristalele ionice.

Conductivitatea termică ridicată a metalelor se explică prin faptul că, dacă o bucată de metal este încălzită pe o parte, energia cinetică a electronilor va crește. Această creștere a energiei se va propaga în „marea de electroni” pe tot parcursul modelului cu viteză mare.

Conductivitatea electrică a metalelor devine, de asemenea, clară. Dacă se aplică o diferență de potențial la capetele unei probe de metal, norul de electroni delocalizați se va deplasa în direcția unui potențial pozitiv: acest flux de electroni care se mișcă într-o direcție este un curent electric familiar.

Legatura metalica. Proprietăți de legătură metalică. - concept și tipuri. Clasificarea si caracteristicile categoriei "Legatura metalica. Proprietati ale unei legaturi metalice". 2017, 2018.

169957 0

Fiecare atom are un număr de electroni.

Intrând în reacții chimice, atomii donează, dobândesc sau socializează electroni, atingând cea mai stabilă configurație electronică. Cea mai stabilă este configurația cu cea mai mică energie (ca în atomii gazelor nobile). Acest model este numit „regula octet” (Figura 1).

Orez. 1.

Această regulă se aplică tuturor tipuri de legături... Legăturile electronice dintre atomi le permit să formeze structuri stabile, de la cele mai simple cristale până la biomolecule complexe, formând în cele din urmă sisteme vii. Se deosebesc de cristale prin metabolismul lor continuu. Mai mult decât atât, multe reacții chimice au loc după mecanisme transfer electronic, care joacă un rol esențial în procesele energetice din organism.

O legătură chimică este forța care ține doi sau mai mulți atomi, ioni, molecule sau orice combinație a acestora împreună..

Natura legăturii chimice este universală: este forța electrostatică de atracție dintre electronii încărcați negativ și nucleele încărcate pozitiv, determinată de configurația electronilor din învelișul exterior al atomilor. Capacitatea unui atom de a forma legături chimice se numește valenţă, sau starea de oxidare... Asociat cu valența este conceptul de electroni de valență- electroni care formează legături chimice, adică cei localizați în cei mai mari orbitali de energie. Respectiv, înveliș exterior atomul care conține acești orbitali se numește coajă de valență... În prezent, nu este suficientă indicarea prezenței unei legături chimice, dar este necesară clarificarea tipului acesteia: ionic, covalent, dipol-dipol, metalic.

Primul tip de conexiune esteionic conexiune

În conformitate cu teoria electronică valențele lui Lewis și Kossel, atomii pot obține o configurație electronică stabilă în două moduri: în primul rând, prin pierderea de electroni, transformându-se în cationi, în al doilea rând, dobândirea lor, transformându-se în anionii... Ca urmare a transferului de electroni din cauza forței electrostatice de atracție dintre ionii cu sarcini de semn opus, se formează o legătură chimică, numită Kossel " electrovalent„(Acum o cheamă ionic).

În acest caz, anionii și cationii formează o configurație electronică stabilă cu o înveliș electron exterior umplut. Legăturile ionice tipice sunt formate din cationii grupărilor T și II sistem periodicși anionii elementelor nemetalice din grupele VI și VII (16 și, respectiv, 17 subgrupe, calcogeneși halogeni). Legăturile compușilor ionici sunt nesaturate și nedirecționale, deci păstrează posibilitatea interacțiunii electrostatice cu alți ioni. În fig. Figurile 2 și 3 prezintă exemple de legături ionice corespunzătoare modelului de transfer de electroni Kossel.

Orez. 2.

Orez. 3. Legătura ionică într-o moleculă sare de masă(NaCl)

Este oportun să amintim aici unele dintre proprietățile care explică comportamentul substanțelor în natură, în special să luăm în considerare conceptul de aciziși temeiuri.

Soluțiile apoase ale tuturor acestor substanțe sunt electroliți. Își schimbă culoarea în moduri diferite indicatori... Mecanismul de acțiune al indicatorilor a fost descoperit de F.V. Ostwald. El a arătat că indicatorii sunt acizi sau baze slabe, a căror culoare în stările nedisociate și disociate este diferită.

Bazele sunt capabile să neutralizeze acizii. Nu toate bazele sunt solubile în apă (de exemplu, unii compuși organici care nu conțin - grupele OH sunt insolubile, în special, trietilamină N (C2H5)3); se numesc baze solubile alcalii.

Soluțiile apoase de acizi intră în reacții caracteristice:

a) cu oxizi metalici - cu formare de sare si apa;

b) cu metale - cu formarea de sare si hidrogen;

c) cu carbonați - cu formarea de sare, CO 2 și N 2 O.

Proprietățile acizilor și bazelor sunt descrise de mai multe teorii. În conformitate cu teoria S.A. Arrhenius, acidul este o substanță care se disociază pentru a forma ioni N+, în timp ce baza formează ioni EL-. Această teorie nu ține cont de existența bazelor organice care nu au grupări hidroxil.

In linie cu proton Teoria lui Bronsted și Lowry, un acid este o substanță care conține molecule sau ioni care donează protoni ( donatori protoni), iar baza este o substanță formată din molecule sau ioni care acceptă protoni ( acceptori protoni). Rețineți că în soluțiile apoase, ionii de hidrogen există într-o formă hidratată, adică sub formă de ioni de hidroniu H3O+. Această teorie descrie reacții nu numai cu ioni de apă și hidroxid, ci și efectuate în absența unui solvent sau cu un solvent neapos.

De exemplu, în reacția dintre amoniac NH 3 (bază slabă) și clorura de hidrogen în faza gazoasă formează clorură de amoniu solidă, iar într-un amestec de echilibru de două substanțe există întotdeauna 4 particule, dintre care două sunt acizi, iar celelalte două sunt baze:

Acest amestec de echilibru constă din două perechi conjugate de acizi și baze:

1)NH 4 + și NH 3

2) acid clorhidricși Сl ‑

Aici, în fiecare pereche conjugată, acidul și baza diferă cu un proton. Fiecare acid are o bază conjugată cu el. O bază conjugată slabă corespunde unui acid puternic și acid slab- bază conjugată puternică.

Teoria Bronsted-Lowry face posibilă explicarea unicității rolului apei pentru viața biosferei. Apa, în funcție de substanța care interacționează cu ea, poate prezenta proprietățile fie ale unui acid, fie ale unei baze. De exemplu, în reacțiile cu solutii apoase acid acetic, apa este o bază, iar cu soluții apoase de amoniac, un acid.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO-. Aici, o moleculă de acid acetic donează un proton unei molecule de apă;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + EL-. Aici, molecula de amoniac acceptă un proton dintr-o moleculă de apă.

Astfel, apa poate forma două perechi conjugate:

1) H2O(acid) și EL- (bază conjugată)

2) H3O+ (acid) și H2O(bază conjugată).

În primul caz, apa donează un proton, iar în al doilea, îl acceptă.

Această proprietate se numește amfiprotonicitate... Sunt numite substanțe care pot reacționa atât ca acizi, cât și ca baze amfoter... În natura vie, astfel de substanțe se găsesc adesea. De exemplu, aminoacizii sunt capabili să formeze săruri atât cu acizii, cât și cu bazele. Prin urmare, peptidele formează cu ușurință compuși de coordonare cu ionii metalici prezenți.

Prin urmare, proprietate caracteristică legătură ionică - mișcarea completă a bunk-ului de electroni de legare la unul dintre nuclee. Aceasta înseamnă că există o regiune între ioni în care densitatea electronilor este aproape zero.

Al doilea tip de conexiune estecovalent conexiune

Atomii se pot forma stabil configuratii electronice prin socializarea electronilor.

O astfel de legătură se formează atunci când o pereche de electroni este socializată pe rând. de la fiecare atom. În acest caz, electronii de legătură socializați sunt distribuiți în mod egal între atomi. Exemple de legături covalente includ homonuclear diatomic molecule H 2 , N 2 , F 2. Alotropii au același tip de conexiune. O 2 și ozon O 3 și molecula poliatomică S 8, precum și molecule heteronucleare acid clorhidric Acid clorhidric, dioxid de carbon CO 2, metan CH 4, etanol CU 2 N 5 EL, hexafluorură de sulf SF 6, acetilena CU 2 N 2. Toate aceste molecule au aceiași electroni în comun, iar legăturile lor sunt saturate și direcționate în același mod (Fig. 4).

Este important pentru biologi ca legăturile duble și triple să aibă raze atomice covalente în comparație cu un singur link redus.

Orez. 4. Legătura covalentă în molecula de Cl2.

Tipurile ionice și covalente de legături sunt două cazuri limitative ale multor tipuri existente de legături chimice și, în practică, majoritatea legăturilor sunt intermediare.

Compușii a două elemente situate la capete opuse ale uneia sau ale diferitelor perioade ale sistemului Mendeleev formează predominant legături ionice. Pe măsură ce elementele se apropie unele de altele în cadrul perioadei, caracterul ionic al compușilor lor scade, iar caracterul covalent crește. De exemplu, halogenurile și oxizii elementelor din partea stângă a tabelului periodic formează predominant legături ionice ( NaCl, AgBr, BaSO4, CaCO3, KNO3, CaO, NaOH), și aceiași compuși ai elementelor din partea dreaptă a tabelului sunt covalenti ( H20, CO2, NH3, NO2, CH4, fenol C6H5OH, glucoza C6H12O6, etanol C2H5OH).

Legătura covalentă, la rândul ei, are o altă modificare.

În ionii poliatomici și în moleculele biologice complexe, ambii electroni pot proveni doar din unu atom. Se numeste donator pereche electronică. Se numește atomul care socializează această pereche de electroni cu donatorul acceptor pereche electronică. Acest tip de legătură covalentă se numește coordonare (donator-acceptator, saudativ) comunicare(fig. 5). Acest tip de legătură este cel mai important pentru biologie și medicină, deoarece chimia celor mai importante elemente d pentru metabolism este în mare măsură descrisă de legăturile de coordonare.

Smochin. 5.

De regulă, într-un compus complex, un atom de metal acționează ca acceptor al unei perechi de electroni; dimpotrivă, cu legături ionice și covalente, atomul de metal este donor de electroni.

Esența legăturii covalente și varietatea acesteia - legătura de coordonare - pot fi clarificate folosind o altă teorie a acizilor și bazelor propusă de GN. Lewis. El a extins oarecum conceptul termenilor „acid” și „bază” conform teoriei Bronsted-Lowry. Teoria lui Lewis explică natura formării ionilor complecși și participarea substanțelor la reacțiile de substituție nucleofilă, adică la formarea CS.

Potrivit lui Lewis, un acid este o substanță capabilă să formeze o legătură covalentă prin acceptarea unei perechi de electroni dintr-o bază. Baza Lewis este o substanță care are o pereche de electroni singură, care, donând electroni, formează o legătură covalentă cu acidul Lewisic.

Adică, teoria lui Lewis extinde gama reacțiilor acido-bazice și la reacții în care protonii nu participă deloc. În plus, protonul însuși, conform acestei teorii, este, de asemenea, un acid, deoarece este capabil să accepte o pereche de electroni.

Prin urmare, conform acestei teorii, cationii sunt acizi Lewis, iar anionii sunt baze Lewis. Un exemplu sunt următoarele reacții:

S-a remarcat mai sus că subdiviziunea substanțelor în ionice și covalente este relativă, deoarece tranziția completă a unui electron de la atomii de metal la atomii acceptori din moleculele covalente nu are loc. În compușii cu o legătură ionică, fiecare ion se află în câmpul electric al ionilor de semn opus, deci sunt polarizați reciproc, iar învelișurile lor sunt deformate.

Polarizabilitate determinat de structura electronică, sarcina și dimensiunea ionului; este mai mare pentru anioni decât pentru cationi. Cea mai mare polarizabilitate dintre cationi este pentru cationii cu o sarcină mai mare și o dimensiune mai mică, de exemplu, pentru Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+... Are un puternic efect de polarizare N+. Deoarece influența polarizării ionilor este dublă, schimbă semnificativ proprietățile compușilor formați de aceștia.

Al treilea tip de conexiune estedipol-dipol conexiune

Pe lângă tipurile de comunicare enumerate, există și dipol-dipol intermolecular interacțiuni, numite și van der Waals .

Puterea acestor interacțiuni depinde de natura moleculelor.

Există trei tipuri de interacțiuni: dipol permanent - dipol permanent ( dipol-dipol atracţie); dipol permanent - dipol indus ( inducţie atracţie); dipol instantaneu - dipol indus ( dispersiv forțele gravitaționale sau londoneze; orez. 6).

Orez. 6.

Doar molecule cu legături covalente polare ( HCI, NH3, S02, H20, C6H5CI), iar puterea de legătură este 1-2 debay(1D = 3,338 × 10 ‑30 metri coulomb - Kl × m).

În biochimie, se distinge un alt tip de legătură - hidrogen legătură limitativă dipol-dipol atracţie. Această legătură se formează prin atracția dintre un atom de hidrogen și un mic atom electronegativ, cel mai adesea oxigen, fluor și azot. Cu atomi mari care au o electronegativitate similară (de exemplu, cu clor și sulf), legătura de hidrogen este mult mai slabă. Atomul de hidrogen diferă printr-o caracteristică esențială: atunci când electronii de legătură sunt trași înapoi, nucleul său - protonul - este expus și încetează să fie ecranat de electroni.

Prin urmare, atomul se transformă într-un dipol mare.

O legătură de hidrogen, spre deosebire de o legătură van der Waals, se formează nu numai în timpul interacțiunilor intermoleculare, ci și în cadrul unei molecule - intramolecular legătură de hidrogen. Legături de hidrogen joacă un rol important în biochimie, de exemplu, pentru a stabiliza structura proteinelor sub formă de a-helix, sau pentru a forma o dublă helix de ADN (Fig. 7).

Fig. 7.

Legăturile de hidrogen și van der Waals sunt mult mai slabe decât legăturile ionice, covalente și de coordonare. Energia legăturilor intermoleculare este indicată în tabel. 1.

Tabelul 1. Energia forțelor intermoleculare

Notă: Gradul de interacțiuni intermoleculare reflectă entalpia de topire și evaporare (fierbere). Compușii ionici necesită mult mai multă energie pentru a separa ionii decât pentru a separa molecule. Entalpiile de topire ale compușilor ionici sunt mult mai mari decât cele ale compușilor moleculari.

Al patrulea tip de conexiune estelegătură metalică

În cele din urmă, există un alt tip de legături intermoleculare - metal: conexiunea ionilor pozitivi ai rețelei de metale cu electronii liberi. Acest tip de conexiune nu se găsește în obiectele biologice.

Dintr-o scurtă prezentare a tipurilor de legături, un detaliu devine clar: un parametru important al unui atom sau al ionului metalic - un donor de electroni, precum și un atom - un acceptor de electroni, este marimea.

Fără a intra în detalii, observăm că razele covalente ale atomilor, razele ionice ale metalelor și razele van der Waals ale moleculelor care interacționează cresc pe măsură ce numărul lor ordinal în grupele sistemului periodic crește. În acest caz, valorile razelor ionilor sunt cele mai mici, iar valorile razelor van der Waals sunt cele mai mari. De regulă, la deplasarea în jos a grupului, razele tuturor elementelor cresc, atât covalente, cât și van der Waals.

Cele mai importante pentru biologi și medici sunt coordonarea(donator-acceptator) conexiuni considerate de chimia coordonării.

Bioanorganice medicale. G.K. Barașkov

Atomii majorității elementelor nu există separat, deoarece pot interacționa între ei. Această interacțiune creează particule mai complexe.

Natura unei legături chimice este acțiunea forțelor electrostatice, care sunt forțele de interacțiune dintre sarcinile electrice. Electronii și nucleele atomice au astfel de sarcini.

Electronii aflați la nivelurile electronice exterioare (electronii de valență) fiind cei mai îndepărtați de nucleu interacționează cel mai slab cu acesta și, prin urmare, sunt capabili să se desprindă de nucleu. Ei sunt responsabili pentru legarea atomilor între ei.

Tipuri de interacțiuni în chimie

Tipurile de legături chimice pot fi reprezentate sub forma următorului tabel:

Caracteristica legaturii ionice

Interacțiune chimică care se formează din cauza atractia ionilor având sarcini diferite se numește ionic. Acest lucru se întâmplă dacă atomii legați au o diferență semnificativă de electronegativitate (adică capacitatea de a atrage electroni) și perechea de electroni merge la un element mai electronegativ. Rezultatul unei astfel de tranziții a electronilor de la un atom la altul este formarea de particule încărcate - ioni. Între ei apare atracția.

Cei mai mici indicatori de electronegativitate au metale tipice, iar cele mai mari sunt nemetale tipice. Ionii sunt astfel formați prin interacțiuni între metale tipice și nemetale tipice.

Atomii de metal devin ioni încărcați pozitiv (cationi), donând electroni la nivelurile electronice externe, iar nemetalele preiau electroni, transformându-se astfel în încărcat negativ ioni (anioni).

Atomii se mută într-o stare energetică mai stabilă, completându-și configurațiile electronice.

Legătura ionică este nedirecțională și nesaturabilă, deoarece interacțiunea electrostatică are loc în toate direcțiile, respectiv, ionul poate atrage ioni de semn opus în toate direcțiile.

Dispunerea ionilor este astfel încât în ​​jurul fiecăruia există un anumit număr de ioni încărcați opus. Conceptul de „moleculă” pentru compuși ionici nu are sens.

Exemple de educație

Formarea unei legături în clorura de sodiu (nacl) se datorează transferului unui electron de la atomul de Na la atomul de Cl cu formarea ionilor corespunzători:

Na 0 - 1 e = Na + (cation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

În clorura de sodiu, există șase anioni de clor în jurul cationilor de sodiu, iar în jurul fiecărui ion de clor există șase ioni de sodiu.

În timpul formării interacțiunii dintre atomi din sulfura de bariu, au loc următoarele procese:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba cedează cei doi electroni ai săi la sulf, rezultând formarea de anioni de sulf S 2- și cationi de bariu Ba 2+.

Legături chimice metalice

Numărul de electroni din nivelurile exterioare de energie ale metalelor este mic; aceștia se desprind ușor de nucleu. Ca rezultat al acestei separări, se formează ioni metalici și electroni liberi. Acești electroni sunt numiți „gazul de electroni”. Electronii se mișcă liber prin volumul metalului și sunt în permanență legați și desprinși de atomi.

Structura substanței metalice este următoarea: rețeaua cristalină este coloana vertebrală a substanței, iar electronii se pot mișca liber între nodurile sale.

Exemplele includ:

Mg - 2e<->Mg 2+

Cs - e<->Cs +

Ca - 2e<->Ca 2+

Fe - 3e<->Fe 3+

Covalent: polar și nepolar

Cel mai comun tip de interacțiune chimică este legătura covalentă. Valorile electronegativității elementelor care interacționează nu diferă brusc, în acest sens, are loc doar schimbarea perechii de electroni comune la un atom mai electronegativ.

Interacțiunea covalentă poate fi formată printr-un mecanism de schimb sau printr-un mecanism donor-acceptor.

Mecanismul de schimb se realizează dacă fiecare dintre atomi are electroni nepereche la nivelurile electronice exterioare și suprapunerea orbitalilor atomici duce la apariția unei perechi de electroni aparținând ambilor atomi. Când unul dintre atomi are o pereche de electroni la nivel electronic extern, iar celălalt are un orbital liber, atunci când orbitalii atomici se suprapun, perechea de electroni este socializată și interacționează conform mecanismului donor-acceptor.

Cele covalente sunt împărțite prin multiplicitate în:

• simplu sau singur;
• dubla;
• triplu.

Dublurile asigură socializarea a două perechi de electroni simultan, iar triplele - trei.

În funcție de distribuția densității electronice (polarității) între atomii legați, legătura covalentă se împarte în:

• nepolar;
• polar.

O legătură nepolară este formată din atomi identici, iar o legătură polară este formată prin electronegativitate diferită.

Interacțiunea atomilor apropiați în electronegativitate se numește legătură nepolară. Perechea comună de electroni dintr-o astfel de moleculă nu este atrasă de niciunul dintre atomi, ci aparține în mod egal ambilor.

Interacțiunea elementelor care diferă în electronegativitate duce la formarea de legături polare. Cu acest tip de interacțiune, perechile de electroni comuni sunt atrase de un element mai electronegativ, dar nu se transferă complet la acesta (adică nu are loc formarea ionilor). Ca urmare a unei astfel de schimbări a densității electronilor, pe atomi apar sarcini parțiale: una mai electronegativă - o sarcină negativă și una mai puțin pozitivă.

Proprietăți și caracteristici ale covalenței

Principalele caracteristici ale unei legături covalente:

• Lungimea este determinată de distanța dintre nucleele atomilor care interacționează.
• Polaritatea este determinată de deplasarea norului de electroni către unul dintre atomi.
• Direcționalitate - proprietatea de a forma legături orientate spre spațiu și, în consecință, molecule care au anumite forme geometrice.
• Saturația este determinată de capacitatea de a forma un număr limitat de legături.
• Polarizabilitatea este definită ca abilitatea de a schimba polaritatea atunci când este expus la un câmp electric extern.
• Energia necesară pentru a rupe o legătură, care determină rezistența acesteia.

Un exemplu de interacțiune covalentă nepolară pot fi molecule de hidrogen (H2), clor (Cl2), oxigen (O2), azot (N2) și multe altele.

H + H → Molecula H-H are o singură conexiune nepolară,

O: +: O → O = O molecula are un dublu nepolar,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molecula are un triplu nepolar.

Ca exemple de legături covalente elemente chimice puteți aduce molecule de dioxid de carbon (CO2) și monoxid de carbon (CO) gaz, hidrogen sulfurat (H2S), de acid clorhidric(HCL), apă (H2O), metan (CH4), oxid de sulf (SO2) și multe altele.

Într-o moleculă de CO2, relația dintre atomii de carbon și oxigen este polară covalentă, deoarece hidrogenul mai electronegativ atrage densitatea electronică la sine. Oxigenul are doi electroni nepereche la nivelul exterior, iar carbonul poate furniza patru electroni de valență pentru a forma interacțiuni. Ca urmare, se formează legături duble și molecula arată astfel: O = C = O.

Pentru a determina tipul de legătură dintr-o anumită moleculă, este suficient să luăm în considerare atomii care o alcătuiesc. Substanțe simple, metalele formează metale, metale cu nemetale - ionice, substanțe simple nemetalele sunt nepolare covalente, iar moleculele formate din diferite nemetale sunt formate printr-o legătură polară covalentă.

Ați învățat cum atomii elementelor metalice și elementele nemetalice interacționează între ei (electronii trec de la primul la al doilea), precum și atomii elementelor nemetalice între ei (electronii nepereche ai straturilor de electroni exterioare ale atomii lor sunt combinați în perechi de electroni comuni). Acum ne vom familiariza cu modul în care atomii elementelor metalice interacționează între ei. Metalele de obicei nu există ca atomi izolați, ci ca un lingot sau ca produs metalic. Ce menține atomii de metal într-un singur volum?

Atomii majorității elementelor metalice de la nivelul exterior conțin un număr mic de electroni - 1, 2, 3. Acești electroni sunt rupți ușor, iar atomii se transformă în ioni pozitivi. Electronii detașați se deplasează de la un ion la altul, legându-i într-un singur întreg.

Este pur și simplu imposibil să ne dăm seama ce electron i-a aparținut cărui atom. Toți electronii detașați au devenit obișnuiți. Combinându-se cu ionii, acești electroni formează temporar atomi, apoi se desprind din nou și se combină cu un alt ion etc. Procesul se desfășoară la nesfârșit, ceea ce poate fi reprezentat prin diagramă:

În consecință, în cea mai mare parte a metalului, atomii sunt transformați continuu în ioni și invers. Se mai numesc ioni atomici.

Figura 41 prezintă schematic structura unui fragment de sodiu metalic. Fiecare atom de sodiu este înconjurat de opt atomi vecini.

Orez. 41.
Diagrama structurii unui fragment de sodiu cristalin

Electronii externi detașați se mișcă liber de la un ion format la altul, unind, parcă s-ar lipi, miezul ionului de sodiu într-un cristal metalic gigant (Fig. 42).

Orez. 42.
Schema conexiuni metalice

Legătura metalică are unele asemănări cu legătura covalentă, deoarece se bazează pe împărțirea electronilor externi. Cu toate acestea, în timpul formării unei legături covalente, electronii externi nepereche ai doar doi atomi vecini sunt socializați, în timp ce atunci când se formează o legătură metalică, toți atomii participă la socializarea acestor electroni. De aceea, cristalele cu o legătură covalentă sunt fragile, în timp ce cristalele cu o legătură metalică sunt de obicei ductile, conductoare electric și au un luciu metalic.

Figura 43 prezintă o figurină antică de aur a unui cerb, care are mai mult de 3,5 mii de ani, dar nu și-a pierdut luciul metalic nobil caracteristic aurului - acesta este cel mai ductil dintre metale.

orez. 43. Cerbul de aur. secolul VI î.Hr NS.

O legătură metalică este caracteristică atât pentru metale pure, cât și pentru amestecuri de diferite metale - aliaje în stare solidă și lichidă. Cu toate acestea, în stare vaporoasă, atomii de metal sunt legați împreună printr-o legătură covalentă (de exemplu, vaporii de sodiu sunt folosiți pentru a umple lămpile galbene pentru a ilumina străzile orașelor mari). Perechile de metale sunt formate din molecule individuale (monoatomice și diatomice).

Problema legăturilor chimice este problema centrală a științei chimiei. V-ați familiarizat cu înțelegerea inițială a tipurilor de legături chimice. În viitor, veți învăța o mulțime de lucruri interesante despre natura legăturilor chimice. De exemplu, că în majoritatea metalelor, pe lângă legătura metalică, există și o legătură covalentă, că există și alte tipuri de legături chimice.

Cuvinte și expresii cheie

1. Legatura metalica.
2. Ioni de atomi.
3. Electroni împărțiți.

Lucrați cu computerul

1. Vorbeste cu aplicație electronică... Studiați materialul din lecție și finalizați sarcinile propuse.
2. Căutați pe Internet adrese de e-mail care pot servi surse suplimentare, dezvăluind conținutul cuvintelor cheie și frazelor din paragraf. Oferiți-vă să îl ajutați pe profesor să pregătească o nouă lecție - postați pe Cuvinte cheieși fraze din paragraful următor.

Întrebări și sarcini

1. O legătură metalică are caracteristici similare unei legături covalente. Comparați aceste legături chimice între ele.
2. Legătura metalică are caracteristici similare legăturii ionice. Comparați aceste legături chimice între ele.
3. Cum poate fi crescută duritatea metalelor și aliajelor?
4. Conform formulelor substanțelor, determinați tipul de legătură chimică din ele: Ва, ВаВr 2, НВr, Вr 2.

O legătură metalică este o legătură formată între atomi în condiții de delocalizare foarte pronunțată (propagarea electronilor de valență prin mai multe legături chimice dintr-un compus) și o deficiență de electroni într-un atom (cristal). Este nesaturată și nedirecțională spațial.

Delocalizarea electronilor de valență în metale este o consecință a naturii multicentrice a legăturii metalice. Natura multicentrică a legăturii metalice oferă o conductivitate electrică și termică ridicată a metalelor.

Saturabilitatea determinată de numărul de orbitali de valență implicați în formarea substanțelor chimice. comunicare. Caracteristica cantitativă este valența. Valenta este numarul de legaturi pe care un atom le poate forma cu altii; - este determinată de numărul de orbitali de valență care participă la formarea legăturilor prin mecanismele de schimb și donor-acceptor.

Concentrează-te - legătura se formează în direcția suprapunerii maxime a norilor de electroni; - determină structura chimică și cristalo-chimică a unei substanțe (cum sunt legați atomii într-o rețea cristalină).

Când se formează o legătură covalentă, densitatea electronică este concentrată între atomii care interacționează (desen dintr-un caiet)... În cazul unei legături metalice, densitatea electronilor este delocalizată în întregul cristal. (desen dintr-un caiet)

(exemplu dintr-un caiet)

Datorită nesaturației și nedirecționalității legăturii metalice, corpurile metalice (cristalele) sunt foarte simetrice și foarte coordonate. Majoritatea covârșitoare a structurilor cristaline ale unui metal corespund a 3 tipuri de împachetare atomică în cristale:

1. HCC- structură compactă cubică centrată pe grenade. Densitatea ambalării - 74,05%, număr de coordonare = 12.

2. GPU- structură compactă hexagonală, densitate de împachetare = 74,05%, c.h. = 12.

3. Bcc- volumul este centrat, densitate de ambalare = 68,1%, c.h. = 8.

Legătura metalică nu exclude un anumit grad de covalență. O legătură metalică pură este caracteristică numai pentru metalele alcaline și alcalino-pământoase.

O legătură metalică pură se caracterizează printr-o energie de ordinul 100/150/200 kJ/mol, care este de 4 ori mai slabă decât legătura covalentă.

36. Clorul și proprietățile sale. B = 1 (III, IV, V și VII) grad de oxidare = 7, 6, 5, 4, 3, 1, −1

gaz galben-verzui cu miros înțepător iritant. Clorul se găsește în natură doar sub formă de compuși. În natură, sub formă de clorură de potasiu, magneziu, nitriu, s-a format ca urmare a evaporării fostelor mări și lacuri. Primirea.balul: 2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2, electroliza apelor de soluții de cloruri Me. carbon, azot, oxigen, gaze inerte), înlocuiește hidrogenul în fața HC și unește compușii nesaturați, înlocuiește bromul și iodul din compușii acestora. se aprinde într-o atmosferă de clor PCl3, iar cu clorurare ulterioară - PCl5; sulf cu clor = S2Сl2, SCl2 și alte SnClm. Un amestec de clor cu hidrogen arde.Cu oxigen, clorul formează oxizi: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, precum și hipocloriți (săruri de acid hipocloros), cloriți, clorați și perclorați. Toți compușii de clor oxigenați formează amestecuri explozive cu substanțe ușor oxidabile. Oxizii de clor sunt instabili și pot exploda spontan, hipocloriții se descompun lent în timpul depozitării, clorații și perclorații pot exploda sub influența inițiatorilor. în apă - hipocloros și sare: Сl2 + Н2О = НСlО + НСl. În timpul clorării soluțiilor apoase de alcaline la rece, se formează hipocloriți și cloruri: 2NаОН + Сl2 = NaСlO + NaСl + Н2О, iar când sunt încălzite, clorați. Când amoniacul interacționează cu clorul, se formează triclorura de azot. compuși interhalogeni cu alți halogeni. Fluorurile ClF, ClF3, ClF5 sunt foarte reactive; de exemplu, vata de sticlă se aprinde spontan într-o atmosferă de ClF3. Compuși cunoscuți ai clorului cu oxigen la fluor - oxifluoruri de clor: СlО3F, СlО2F3, СlOF, СlОF3 și perclorat de fluor FСlO4. Aplicație: producerea de compusi chimici, purificarea apei, sinteze in alimentatie, bactericid industrial farmaceutic, antiseptic, albirea hartiei, tesaturi, pirotehnica, chibrituri, distruge buruienile in sectorul agricol.

Rolul biologic: biogene, o componentă a țesuturilor vegetale și animale. 100g este principala substanță osmotic activă a plasmei sanguine, limfei, lichidului cefalorahidian și a unor țesuturi Necesarul zilnic de clorură de sodiu = 6-9g - pâine, carne și produse lactate. Joacă un rol în metabolismul apă-sare, contribuind la reținerea apei de către țesuturi. Reglarea echilibrului acido-bazic în țesuturi se realizează împreună cu alte procese prin modificări în distribuția clorului între sânge și alte țesuturi, clorul este implicat în schimb de energie la plante, activând atât fosforilarea oxidativă, cât și fotofosforilarea. Clorul are un efect pozitiv asupra absorbției oxigenului de către rădăcini, o componentă a sucului de fier.

37. Hidrogen, apă B = 1; st.oxizi = + 1-1 Ionul de hidrogen este complet lipsit de învelișuri de electroni, se poate apropia de distanțe foarte apropiate și pătrunde în învelișurile de electroni.

Cel mai comun element din univers. El alcătuiește cea mai mare parte a Soarelui, a stelelor și a altor corpuri cosmice.În stare liberă pe Pământ, este relativ rar - este conținut în petrol și gaze combustibile, este prezent sub formă de incluziuni în unele minerale, o mare parte în compoziţia apei. Obţinerea: 1. Laborator Zn + 2HCI = ZnCI2 + H2; 2.Si + 2NaOH + H20 = Na2SiO3 + 2H2; 3. Al + NaOH + H2O = Na (AlOH)4 + H2. 4. In industrie: conversie, electroliza: CH4 + H2O = CO + 3H2 \ CO + H2O = CO + H2 / Chem sv-va.În n.s.: H2 + F2 = 2HF. Sub iradiere, iluminare, catalizatori: H 2 + O 2, S, N, P = H 2 O, H 2 S, NH 3, Ca + H2 = CaH2 \ F2 + H2 = 2HF \ N2 + 3H2 → 2NH3 \ Cl2 + H2 → 2HCl, 2NO + 2H2 = N2 + 2H2O, CuO + H2 = Cu + H2O, CO + H2 = CH3OH. Hidrogenul formează hidruri: ionice, covalente și metalice. La ionic –NaH - &, CaH 2 - & + H 2 O = Ca (OH) 2; NaH + H 2 O = NaOH + H 2. Covalent –B2H6, AlH3, SiH4. Metalic - cu elemente d; compozitie variabila: MeH ≤1, MeH ≤2 - patrunde in golurile dintre atomi.Conduce caldura, curentul, solid. WATER.sp3-hibrid moleculă extrem de polară la un unghi de 104,5 , dipoli, solventul cel mai răspândit Apa reacționează la temperatura camerei: cu halogeni activi (F, Cl) și compuși interhalogeni cu săruri, forme de baze slabe până la aceea și slabe, determinând hidroliza lor completă; cu anhidride şi halogenuri de carboxilice şi anorganice. Kitty; cu compuși metalurgici activi; cu carburi, nitruri, fosfuri, siliciuri, hidruri de Me activ; cu multe săruri, formând hidrați; cu borani, silani; cu cetene, peroxid de carbon; cu fluoruri de gaz nobil. Apa reacționează când este încălzită: cu Fe, Mg cu cărbune, metan; cu unele halogenuri de alchil. Aplicare: hidrogen - sinteza amoniacului, metanolului, acidului clorhidric, TV.grasimi, flacara de hidrogen - pentru sudare, topire, in metalurgie pentru reducerea Me din oxid, combustibil pentru rachete, in farmacie - apa, peroxid antiseptic, bactericid, spalare, decolorare a parului , sterilizare.

Rolul biologic: hidrogen-7kg, Funcția principală a hidrogenului este structurarea spațiului biologic (apă și legături de hidrogen) și formarea unei varietăți de molecule organice (incluse în structura proteinelor, carbohidraților, grăsimilor, enzimelor).

copierea unei molecule de ADN. Apa ia parte la un imens

numărul de reacții biochimice în toate fiziologice și biologice

proceselor, asigură schimbul de substanţe între organism şi Mediul extern, între

celule și în interiorul celulelor. Apa este baza structurală a celulelor, este necesară pentru

menţinându-le volumul optim, determină structura spaţială şi

funcțiile biomoleculelor.