Будь-який метал притаманні такі характеристики, як:

Мала кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні (крім деяких винятків, у яких їх може бути 6,7 і 8);

Великий атомний радіус;

Низька енергія іонізації.

Все це сприяє легкому відділенню зовнішніх неспарених електронів від ядра. При цьому вільних орбіталей у атома залишається дуже багато. Схема освіти металевої зв'язку якраз і буде показувати перекривання численних орбітальних осередків різних атомів між собою, які в результаті і формують загальне внутрікристалічної простір. У нього подаються електрони від кожного атома, які починають вільно блукати по різних частинрешітки. Періодично кожен з них приєднується до іона у вузлі кристала і перетворює його в атом, потім знову від'єднується, формуючи іон.

Таким чином, металева зв'язок - це зв'язок між атомами, іонами і вільними електронами в загальному кристалі металу. Електронне хмара, вільно переміщається всередині структури, називають "електронним газом". Саме їм пояснюється більшість фізичних властивостейметалів і їх сплавів.

Як конкретно реалізує себе металева хімічний зв'язок? Приклади можна привести різні. Спробуємо розглянути на шматочку літію. Навіть якщо взяти його розміром з горошину, атомів там будуть тисячі. Ось і уявімо собі, що кожен з цих тисяч атомів віддає свій валентний єдиний електрон в загальне кристалічна простір. При цьому, знаючи електронне будови даного елемента, можна побачити кількість порожніх орбіталей. У літію їх буде 3 (р-орбіталі другого енергетичного рівня). За три у кожного атома з десятків тисяч - це і є спільний простір усередині кристала, в якому "електронний газ" вільно переміщається.

Речовина з металевим зв'язком завжди міцне. Адже електронний газ не дозволяє кристалу валитися, а лише зміщує шари і тут же відновлює. Воно блищить, має певну щільністю (найчастіше високою), плавкість, кування з пластичністю.

Де ще реалізується металева зв'язок? Приклади речовин:

Метали у вигляді простих структур;

Всі сплави металів один з одним;

Всі метали і їх сплави в рідкому і твердому стані.

Конкретних прикладів можна привести просто неймовірна кількість, адже металів в періодичної системібільше 80!

Механізм утворення в Загалом виглядівиражається наступним записом: Ме 0 - e - ↔ Ме n +. Зі схеми очевидно, якісь частинки присутні в кристалі металу.

Будь-метал здатний віддавати електрони, перетворюючись на позитивно заряджений іон.

На прикладі заліза: Fe 0 -2e - = Fe 2+

Куди прямують відокремилися негативно заряджені частинки - електрони? Мінус завжди притягується до плюса. Електрони притягуються до іншого йону (позитивно зарядженого) заліза в кристалічній решітці: Fe 2+ + 2e - = Fe 0

Іон стає нейтральним атомом. І такий процес повторюється багато разів.

Виходить, що вільні електрони заліза знаходяться в постійному русіпо всьому об'єму кристала, відриваючись і приєднуючись до іонів у вузлах решітки. Інша назва цього явища - делокалізованних електронну хмару. Термін «делокалізованних» позначає - вільний, не прив'язаний.

теми кодификатора ЄДІ: Ковалентний хімічний зв'язок, її різновиди та механізми утворення. Характеристики ковалентного зв'язку (полярність і енергія зв'язку). Іонна зв'язок. Металева зв'язок. воднева зв'язок

Внутрішньомолекулярні хімічні зв'язки

Спочатку розглянемо зв'язку, які виникають між частинками всередині молекул. Такі зв'язку називають внутрішньомолекулярними.

Хімічна зв'язок між атомами хімічних елементівмає електростатичну природу і утворюється за рахунок взаємодії зовнішніх (валентних) електронів, В більшій чи меншій мірі утримуваних позитивно зарядженими ядрамипов'язують атомів.

Ключове поняття тут - ЕЛЕКТРОНЕГАТИВНІСТЬ. Саме вона визначає тип хімічного зв'язкуміж атомами і властивості зв'язку з цим.

- це здатність атома притягати (утримувати) зовнішні(Валентні) електрони. Електронегативність визначається ступенем тяжіння зовнішніх електронів до ядра і залежить, переважно, від радіуса атома і заряду ядра.

Електронегативність складно визначити однозначно. Л. Полінга склав таблицю відносних електроотріцательностей (на основі енергій зв'язків двоатомних молекул). Найбільш електронегативний елемент - фторзі значенням 4 .

Важливо відзначити, що в різних джерелах можна зустріти різні шкали і таблиці значень електронегативності. Цього не варто лякатися, оскільки при утворенні хімічного зв'язку грає роль атомів, а вона приблизно однакова в будь-якій системі.

Якщо один з атомів в хімічній зв'язку А: В сильніше притягує електрони, то електронна пара зміщується до нього. Чим більше різницю електронегативностіатомів, тим сильніше зміщується електронна пара.

Якщо значення електронегативності взаємодіючих атомів рівні або приблизно рівні: ЕО (А) ≈ЕО (В), То загальна електронна пара не зміщується до жодного з атомів: А: В. Такий зв'язок називається ковалентного неполярной.

Якщо електронегативності взаємодіючих атомів відрізняються, але не сильно (різниця електронегативності приблизно від 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), То електронна пара зміщується до одного з атомів. Такий зв'язок називається ковалентная полярна .

Якщо електронегативності взаємодіючих атомів відрізняються істотно (різниця електронегативності більше 2: ΔЕО> 2), То один з електронів практично повністю переходить до іншого атому, з утворенням іонів. Такий зв'язок називається іонна.

Основні типи хімічних зв'язків - ковалентная, іоннаі металевазв'язку. Розглянемо їх докладніше.

Ковалентний хімічний зв'язок

ковалентний зв'язок – етохіміческая зв'язок , Утворена за рахунок утворення спільної електронної пари А: В . При цьому у двох атомів перекриваютьсяатомні орбіталі. Ковалентний зв'язок утворюється при взаємодії атомів з невеликою різницею електроотріцательностей (як правило, між двома неметалами) Або атомів одного елемента.

Основні властивості ковалентних зв'язків

• спрямованість,
• насичуваності,
• полярність,
• поляризованість.

Ці властивості зв'язку впливають на хімічні і фізичні властивості речовин.

спрямованість зв'язку характеризує хімічну будову і форму речовин. Кути між двома зв'язками називаються валентними. Наприклад, в молекулі води валентний кут H-O-H дорівнює 104,45 о, тому молекула води - полярна, а в молекулі метану валентний кут Н-С-Н 108 про 28 '.

насичуваність - це спосбности атомів утворювати обмежене число ковалентних хімічних зв'язків. Кількість зв'язків, які здатний утворювати атом, називається.

полярністьз цим виникає через нерівномірний розподіл електронної щільності між двома атомами з різною електронегативність. Ковалентні зв'язки ділять на полярні та неполярні.

поляризуемость зв'язку - це здатність електронів зв'язку зміщуватися під дією зовнішнього електричного поля(Зокрема, електричного поля іншої частинки). Поляризуемость залежить від рухливості електронів. Чим далі електрон знаходиться від ядра, тим він більш рухливий, відповідно і молекула більш поляризованість.

Ковалентний неполярний хімічний зв'язок

Існує 2 види ковалентного зв'язування - Полярнийі неполярні .

приклад . Розглянемо будову молекули водню H 2. Кожен атом водню на зовнішньому енергетичному рівні несе 1 неспарених електронів. Для відображення атома використовуємо структуру Льюїса - це схема будови зовнішнього енергетичного рівня атома, коли електрони позначаються точками. Моделі точкових структур Люьіса непогано допомагають при роботі з елементами другого періоду.

H. +. H = H: H

Таким чином, в молекулі водню одна загальна електронна пара і одна хімічний зв'язок H-H. Ця електронна пара не зміщується до жодного з атомів водню, тому що електронегативність у атомів водню однакова. Такий зв'язок називається ковалентного неполярной .

Ковалентний неполярний (симетрична) зв'язок - це ковалентний зв'язок, утворена атомами з однаковою елетроотріцательностью (як правило, однаковими неметаллами) і, отже, з рівномірним розподілом електронної щільності між ядрами атомів.

Дипольний момент неполярних зв'язків дорівнює 0.

приклади: H 2 (H-H), O 2 (O = O), S 8.

Ковалентний полярна хімічний зв'язок

Ковалентний полярна зв'язок - це ковалентний зв'язок, що виникає між атомами з різною електронегативність (як правило, різними неметалами) І характеризується зміщеннямзагальної електронної пари до більш електронегативного атома (поляризацією).

Електронна щільність зміщена до більш електронегативного атома - отже, на ньому виникає частковий негативний заряд (δ-), а на менш електронегативний атом виникає частковий позитивний заряд (δ +, дельта +).

Чим більше різниця в електронегативності атомів, тим вище полярністьзв'язку і тим більше дипольний момент . Між сусідніми молекулами і протилежними за знаком зарядами діють додаткові сили тяжіння, що збільшує міцністьзв'язку.

Полярність зв'язку впливає на фізичні і хімічні властивості сполук. Від полярності зв'язку залежать механізми реакцій і навіть реакційна здатність сусідніх зв'язків. Полярність зв'язку часто визначає полярність молекулиі, таким чином, безпосередньо впливає на такі фізичні властивості як температурі кипіння і температура плавлення, розчинність в полярних розчинниках.

приклади: HCl, CO 2, NH 3.

Механізми утворення ковалентного зв'язку

Ковалентний хімічний зв'язок може виникати по 2 механізмам:

1. обмінний механізм утворення ковалентного хімічного зв'язку - це коли кожна частка надає для утворення спільної електронної пари один неспарених електронів:

А . + . В = А: В

2. утворення ковалентного зв'язку - це такий механізм, при якому одна з частинок надає неподеленную електронну пару, а інша частка надає вакантну орбіталь для цієї електронної пари:

А: + B = А: В

При цьому один з атомів надає неподеленную електронну пару ( донор), А інший атом надає вакантну орбіталь для цієї пари ( акцептор). В результаті утворення зв'язку обидва енергія електронів зменшується, тобто це вигідно для атомів.

Ковалентний зв'язок, утворена за донорно-акцепторного механізму, не відрізняєтьсяза властивостями від інших ковалентних зв'язків, утворених за обмінним механізмом. Утворення ковалентного зв'язку за донорно-акцепторного механізму характерно для атомів або з великим числом електронів на зовнішньому енергетичному рівні (донори електронів), або навпаки, з дуже малим числом електронів (акцептори електронів). Більш докладно валентні можливості атомів розглянуті у відповідній.

Ковалентний зв'язок по донорно-акцепторного механізму утворюється:

- в молекулі чадного газу CO(Зв'язок в молекулі - потрійна, 2 зв'язку утворені за обмінним механізмом, одна - по донорно-акцепторного): C≡O;

- в йоні амонію NH 4 +, в іонах органічних амінів, Наприклад, в іоні метіламмонія CH 3 -NH 2 +;

- в комплексних з'єднаннях, Хімічний зв'язок між центральним атомом і групами лігандів, наприклад, в тетрагідроксоалюмінате натрію Na зв'язок між алюмінієм і гідроксид-іонами;

- в азотній кислоті і її солях- нітрати: HNO 3, NaNO 3, в деяких інших з'єднаннях азоту;

- в молекулі озону O 3.

Основні характеристики ковалентного зв'язку

Ковалентний зв'язок, як правило, утворюється між атомами неметалів. Основними характеристиками ковалентного зв'язку є довжина, енергія, кратність і спрямованість.

Кратність хімічного зв'язку

Кратність хімічного зв'язку - це число загальних електронних пар між двома атомами в з'єднанні. Кратність зв'язку досить легко можна визначити з значення атомів, що утворюють молекулу.

наприклад , В молекулі водню H 2 кратність зв'язку дорівнює 1, тому що у кожного водню тільки 1 неспарених електронів на зовнішньому енергетичному рівні, отже, утворюється одна загальна електронна пара.

У молекулі кисню O 2 кратність зв'язку дорівнює 2, тому що у кожного атома на зовнішньому енергетичному рівні є по 2 неспарених електрона: O = O.

У молекулі азоту N 2 кратність зв'язку дорівнює 3, тому що між у кожного атома по 3 неспарених електрона на зовнішньому енергетичному рівні, і атоми утворюють 3 загальні електронні пари N≡N.

Довжина ковалентного зв'язку

Довжина хімічного зв'язку - це відстань між центрами ядер атомів, що утворюють зв'язок. Її визначають експериментальними фізичними методами. Оцінити величину довжини зв'язку можна приблизно, за правилом адитивності, згідно з яким довжина зв'язку в молекулі АВ приблизно дорівнює напівсумі довжин зв'язків в молекулах А 2 і В 2:

Довжину хімічного зв'язку можна приблизно оцінити по радіусах атомів, Що утворюють зв'язок, або по кратності зв'язку, Якщо радіуси атомів не сильно відрізняються.

При збільшенні радіусів атомів, що утворюють зв'язок, довжина зв'язку збільшиться.

наприклад

При збільшенні кратності зв'язку між атомами (атомні радіуси яких не відрізняються, або відрізняються незначно) довжина зв'язку зменшиться.

наприклад . В ряду: C-C, C = C, C≡C довжина зв'язку зменшується.

енергія зв'язку

Мірою міцності хімічного зв'язку є енергія зв'язку. енергія зв'язку визначається енергією, необхідною для розриву зв'язку і видалення атомів, що утворюють цей зв'язок, на нескінченно велику відстань один від одного.

Ковалентний зв'язок є дуже міцною.Її енергія становить від декількох десятків до декількох сотень кДж / моль. Чим більше енергія зв'язку, тим більше міцність зв'язку, і навпаки.

Міцність хімічного зв'язку залежить від довжини зв'язку, полярності зв'язку і кратності зв'язку. Чим довше хімічний зв'язок, тим легше її розірвати, і тим менше енергія зв'язку, тим нижче її міцність. Чим коротше хімічний зв'язок, тим вона міцніша, і тим більше енергія зв'язку.

наприклад, В ряду сполук HF, HCl, HBr зліва направо міцність хімічного зв'язку зменшується, Тому що збільшується довжина зв'язку.

Іонна хімічний зв'язок

іонна зв'язок - це хімічний зв'язок, заснована на електростатичному тяжінні іонів.

Іониутворюються в процесі прийняття або віддачі електронів атомами. Наприклад, атоми всіх металів слабо утримують електрони зовнішнього енергетичного рівня. Тому для атомів металів характерні відновні властивості- здатність віддавати електрони.

приклад. Атом натрію містить на 3 енергетичному рівні 1 електрон. Легко віддаючи його, атом натрію утворює набагато більш стійкий іон Na +, з електронною конфігурацією благородного газу неону Ne. В іоні натрію міститься 11 протонів і тільки 10 електронів, тому сумарний заряд іона -10 + 11 = +1:

+11Na) 2) 8) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

приклад. Атом хлору на зовнішньому енергетичному рівні містить 7 електронів. Щоб придбати конфігурацію стабільного інертного атома аргону Ar, хлору необхідно приєднати 1 електрон. Після приєднання електрона утворюється стабільний іон хлору, що складається з електронів. Сумарний заряд іона дорівнює -1:

+17Cl) 2) 8) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Зверніть увагу:

• Властивості іонів відрізняються від властивостей атомів!
• Стійкі іони можуть утворювати не тільки атоми, А й групи атомів. Наприклад: іон амонію NH 4 +, сульфат-іон SO 4 2- і ін. Хімічні зв'язки, утворені такими іонами, також вважаються іонними;
• Іонну зв'язок, як правило, утворюють між собою металиі неметали(Групи неметалів);

Утворилися іони притягуються за рахунок електричного тяжіння: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

наочно узагальнимо відмінність між ковалентними і іонним типами зв'язку:

металева зв'язок - це зв'язок, яку утворюють відносно вільні електрониміж іонами металів, Що утворюють кристалічну решітку.

У атомів металів на зовнішньому енергетичному рівні зазвичай розташовані від одного до трьох електронів. Радіуси у атомів металів, як правило, великі - отже, атоми металів, на відміну від неметалів, досить легко віддають зовнішні електрони, тобто є сильними відновниками.

Віддаючи електрони, атоми металів перетворюються в позитивно заряджені іони . Відірвалися електрони відносно вільно переміщаютьсяміж позитивно зарядженими іонами металів. Між цими частками виникає зв'язок, Тому що загальні електрони утримують катіони металів, розташовані шарами, разом , Створюючи таким чином досить міцну металеву решітку . При цьому електрони безперервно хаотично рухаються, тобто постійно виникають нові нейтральні атоми і нові катіони.

Міжмолекулярні взаємо-дії

Окремо варто розглянути взаємодії, що виникають між окремими молекулами в речовині - міжмолекулярні взаємодії . Міжмолекулярні взаємодії - це такий вид взаємодії між нейтральними атомами, при якому не появляеются нові ковалентні зв'язки. Сили взаємодії між молекулами виявлені Ван-дер-Ваальса в 1869 році, і названі в честь нього Ван-дар-ваальсово силами. Сили Ван-дер-Ваальса діляться на орієнтаційні, індукційні і дисперсійні . Енергія міжмолекулярних взаимодейст набагато менше енергії хімічного зв'язку.

Орієнтаційні сили тяжіння виникають між полярними молекулами (диполь-диполь взаємодію). Ці сили виникають між полярними молекулами. індукційні взаємодії - це взаємодія між полярною молекулою і неполярной. Неполярная молекула поляризується через дії полярної, що і породжує додаткове електростатичне тяжіння.

Особливий вид міжмолекулярної взаємодії - водневі зв'язку. - це міжмолекулярні (або внутрішньо-молекулярні) хімічні зв'язки, що виникають між молекулами, в яких є сильно полярні ковалентні зв'язки - H-F, H-O або H-N. Якщо в молекулі є такі зв'язки, то між молекулами будуть виникати додаткові сили тяжіння .

механізм утворення водневого зв'язку частково електростатичний, а частково - донорно-акцепторні. При цьому донором електронної пари виступають атом сильно електронегативного елемента (F, O, N), а акцептором - атоми водню, з'єднані з цими атомами. Для водневого зв'язку характерні спрямованість в просторі і насичуваності.

Водневий зв'язок можна позначати точками: Н ··· O. Чим більше електронний торгівельний атома, поєднаного з воднем, і чим менше його розміри, тим міцніше воднева зв'язок. Вона характерна насамперед для з'єднань фтору з воднем , А також до іслорода з воднем , в меншій мірі азоту з воднем .

Водневі зв'язки виникають між наступними речовинами:

— фтороводород HF(Газ, розчин фтороводорода в воді - плавикова кислота), вода H 2 O (пар, лід, рідка вода):

— розчин аміаку і органічних амінів- між молекулами аміаку і води;

— органічні сполуки, в яких зв'язку O-H або N-H: Спирти, карбонові кислоти, аміни, амінокислоти, феноли, анілін і його похідні, білки, розчини вуглеводів - моносахаридів і дисахаридів.

Воднева зв'язок впливає на фізичні і хімічні властивості речовин. Так, додаткове тяжіння між молекулами ускладнює кипіння речовин. У речовин з водневими зв'язками спостерігається аномальне підвищення теператури кипіння.

наприклад , Як правило, при підвищенні молекулярної маси спостерігається підвищення температури кипіння речовин. Однак в ряду речовин H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teми не спостерігаємо лінійну зміну температур кипіння.

А саме, у води температура кипіння аномально висока - не менш -61 ° С, як показує нам пряма лінія, а набагато більше, +100 о С. Ця аномалія пояснюється наявністю водневих зв'язків між молекулами води. Отже, при звичайних умовах (0-20 о С) вода є рідиноюпо фазовому стану.

Вкрай рідко хімічні речовини складаються з окремих, не пов'язаних між собою атомів хімічних елементів. Таким будовою в звичайних умовах має лише невеликий ряд газів званих благородними: гелій, неон, аргон, криптон, ксенон і радон. Найчастіше ж хімічні речовини складаються не з розрізнених атомів, а з їх об'єднань в різні угруповання. Такі об'єднання атомів можуть нараховувати кілька одиниць, сотень, тисяч або навіть більше атомів. Сила, яка утримує ці атоми в складі таких угруповань, називається хімічний зв'язок.

Іншими словами, можна сказати, що хімічним зв'язком називають взаємодію, яке забезпечує зв'язок окремих атомів в більш складні структури (молекули, іони, радикали, кристали і ін.).

Причиною утворення хімічного зв'язку є те, що енергія більш складних структур менше сумарної енергії окремих, що утворюють її атомів.

Так, зокрема, якщо при взаємодії атомів X і Y утворюється молекула XY, це означає, що внутрішня енергія молекул цієї речовини нижче, ніж внутрішня енергія окремих атомів, з яких воно утворилося:

E (XY)< E(X) + E(Y)

З цієї причини при утворенні хімічних зв'язків між окремими атомами виділяться енергія.

В освіті хімічних зв'язків беруть участь електрони зовнішнього електронного шару з найменшою енергією зв'язку з ядром, звані валентними. Наприклад, у бору такими є електрони 2 енергетичного рівня - 2 електрони на 2 s-орбіталі і 1 на 2 pорбіталі:

При утворенні хімічного зв'язку кожен атом прагне отримати електронну конфігурацію атомів благородних газів, тобто щоб в його зовнішньому електронному шарі було 8 електронів (2 для елементів першого періоду). Це явище отримало назву правила октету.

Досягнення атомами електронної конфігурації благородного газу можливо, якщо спочатку поодинокі атоми зроблять частину своїх валентних електронів загальними для інших атомів. При цьому утворюються загальні електронні пари.

Залежно від ступеня усуспільнення електронів можна виділити ковалентний, іонну і металеву зв'язку.

ковалентний зв'язок

Ковалентний зв'язок виникає найчастіше між атомами елементів неметалів. Якщо атоми неметалів, що утворюють ковалентний зв'язок, відносяться до різних хімічних елементів, такий зв'язок називають ковалентним полярної. Причина такої назви криється в тому, що атоми різних елементів мають і різну здатність притягувати до себе спільну електронну пару. Очевидно, що це призводить до зміщення загальної електронної пари в сторону одного з атомів, в результаті чого на ньому формується частковий негативний заряд. У свою чергу, на іншому атомі формується частковий позитивний заряд. Наприклад, в молекулі хлороводню електронна пара зміщена від атома водню до атома хлору:

Приклади речовин з ковалентним полярної зв'язком:

СCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 і т.д.

Ковалентний неполярний зв'язок утворюється між атомами неметалів одного хімічного елемента. Оскільки атоми ідентичні, однакова і їх здатність відтягувати на себе загальні електрони. У зв'язку з цим зміщення електронної пари не спостерігається:

Вищеописаний механізм утворення ковалентного зв'язку, коли обидва атоми надають електрони для утворення спільних електронних пар, називається обмінним.

Також існує і донорно-акцепторні механізм.

При утворенні ковалентного зв'язку за донорно-акцепторного механізму загальна електронна пара утворюється за рахунок заповненої орбіталі одного атома (з двома електронами) і порожній орбіталі іншого атома. Атом, що надає неподеленную електронну пару, називають донором, а атом з вільною орбиталью - акцептором. Як донори електронних пар виступають атоми, що мають спарені електрони, наприклад N, O, P, S.

Наприклад, по донорно-акцепторного механізму відбувається утворення четвертої ковалентного зв'язку NH в катіоні амонію NH 4 +:

Крім полярності ковалентні зв'язки також характеризуються енергією. Енергією зв'язку називають мінімальну енергію, необхідну для розриву зв'язку між атомами.

Енергія зв'язку зменшується зі зростанням радіусів пов'язують атомів. Так, як ми знаємо, атомні радіуси збільшуються вниз по підгрупах, можна, наприклад, зробити висновок про те, що міцність зв'язку галоген-водень збільшується в ряду:

HI< HBr < HCl < HF

Також енергія зв'язку залежить від її кратності - чим більше кратність зв'язку, тим більше її енергія. Під кратністю зв'язку розуміється кількість загальних електронних пар між двома атомами.

іонна зв'язок

Іонну зв'язок можна розглядати як граничний випадок ковалентного полярного зв'язку. Якщо в ковалентного-полярної зв'язку загальна електронна пара зміщена частково до одного з пари атомів, то в іонної вона практично повністю «віддана» одного з атомів. Атом, який віддав електрон (и), набуває позитивний заряд і стає катіоном, А атом, що забрав у нього електрони, набуває негативний заряд і стає аніоном.

Таким чином, іонна зв'язок - це зв'язок, утворена за рахунок електростатичного притягання катіонів до анионам.

Утворення такого типу зв'язку характерно при взаємодії атомів типових металів і типових неметалів.

Наприклад, фторид калію. Катіон калію виходить в результаті відриву від нейтрального атома одного електрона, а іон фтору утворюється при приєднанні до атома фтору одного електрона:

Між отриманими іонами виникає сила електростатичного тяжіння, в результаті чого утворюється іонний з'єднання.

При утворенні хімічного зв'язку електрони від атома натрію перейшли до атому хлору і утворилися протилежно заряджені іони, які мають завершений зовнішній енергетичний рівень.

Встановлено, що електрони від атома металу не відриваються повністю, а лише зміщуються в бік атома хлору, як в ковалентного зв'язку.

Більшість бінарних сполук, які містять атоми металів, є іонними. Наприклад, оксиди, галогеніди, сульфіди, нітриди.

Іонна зв'язок виникає також між простими катіонами і простими аніонами (F -, Cl -, S 2), а також між простими катіонами і складними аніонами (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -). Тому до іонних сполук відносять солі і підстави (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH)

металева зв'язок

Даний тип зв'язку утворюється в металах.

У атомів всіх металів на зовнішньому електронному шарі присутні електрони, які мають низьку енергію зв'язку з ядром атома. Для більшості металів, енергетично вигідним є процес втрати зовнішніх електронів.

Зважаючи на таке слабкої взаємодії з ядром ці електрони в металах дуже рухливі і в кожному кристалі металу безперервно відбувається наступний процес:

М 0 - ne - = M n +,

де М 0 - нейтральний атом металу, а M n + катіон цього ж металу. На малюнку нижче представлена ​​ілюстрація процесів, що відбуваються.

Тобто по кристалу металу «носяться» електрони, від'єднуючись від одного атома металу, утворюючи з нього катіон, приєднуючись до іншого катиону, утворюючи нейтральний атом. Таке явище отримало назву "електронний вітер", а сукупність вільних електронів в кристалі атома неметалла назвали "електронний газ". Подібний тип взаємодії між атомами металів назвали металевим зв'язком.

воднева зв'язок

Якщо атом водню в будь-якому речовині пов'язаний з елементом з високою електронегативність (азотом, киснем або фтором), для такого речовини характерно таке явище, як воднева зв'язок.

Оскільки атом водню пов'язаний з електронегативним атомом, на атомі водню утворюється частковий позитивний заряд, а на атомі електронегативного елемента - частковий негативний. У зв'язку з цим стає можливим електростатичне тяжіння між частково позитивно зарядженим атомом водню однієї молекули і електронегативний атомом іншого. Наприклад воднева зв'язок спостерігається для молекул води:

Саме водневої зв'язком пояснюється аномально висока температура плавлення води. Крім води, також міцні водневі зв'язки утворюються в таких речовинах, як фтороводород, аміак, кисень кислоти, феноли, спирти, аміни.

Металева зв'язок. Властивості металевої зв'язку.

Металева зв'язок - хімічний зв'язок, обумовлена ​​наявністю щодо вільних електронів. Характерна як для чистих металів, так і їх сплавів і інтерметалевих з'єдн еній.

Механізм металевої зв'язку

У вс ех вузлах кристалічної решітки розташовані позитивні іони металу. Між ними безладно, подібно до молекул газу рухаються валентні електрони, відчепили від атомів при утворенні іонів. Ці електрони відіграють роль цемента͵ утримуючи разом позитивні іони; в іншому випадку решітка розпалася б під дією сил відштовхування між іонами. Разом з тим і електрони утримуються іонами в межах кристалічної решітки і не можуть її покинути. Сили зв'язки не локалізовані і не спрямовані. З цієї причини в більшості випадків виявляються високі координаційні числа (наприклад, 12 або 8). Коли два атоми металу зближуються, орбіталі їх зовнішніх оболонок перекриваються, утворюючи молекулярні орбіталі. У разі якщо підходить третій атом, його орбиталь перекривається з орбиталями перших двох атомів, що дає ще одну молекулярну орбіталь. Коли атомів багато, виникає величезна кількість тривимірних молекулярних орбіталей, що тягнуться у НД ех напрямах. Внаслідок багаторазового перекривання орбіталей валентні електрони кожного атома зазнають впливу багатьох атомів.

Характерні кристалічні решітки

Більшість металів утворює одну з наступних високосімметрічних решіток з щільною упаковкою атомів: кубічну об'ємно центровану, кубічну гранецентрированную і гексагональну.

У кубічної об'ємно центрованої решітці (ОЦК) атоми розташовані у вершинах куба і один атом в центрі обсягу куба. Кубічну об'ємно центровану грати мають метали: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba і ін.

У кубічної гранецентрированной решітці (ГЦК) атоми розташовані у вершинах куба і в центрі кожної грані. Грати такого типу мають метали: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co і ін.

У гексагональної решітці атоми розташовані у вершинах і центрі шестигранних підстав призми, а три атома - в середній площині призми. Таку упаковку атомів мають метали: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca та ін.

інші властивості

Вільно рухомі електрони обумовлюють високу електро- і теплопровідність. Речовини, що володіють металевим зв'язком, часто поєднують міцність з пластичністю, так як при зміщенні атомів один щодо одного не відбувається розрив зв'язків. Також важливою властивістю є металева ароматичность.

Метали добре проводять тепло і електрику, вони досить міцні, їх можна деформувати без руйнування. Деякі метали ковкие (їх можна кувати), деякі тягучі (з них можна витягати дріт). Ці унікальні властивості пояснюються особливим типом хімічного зв'язку, що з'єднує атоми металів між собою - металевим зв'язком.

Метали в твердому стані існують у вигляді кристалів з позитивних іонів, як би "плаваючих" в море вільно рухаються між ними електронів.

Металева зв'язок пояснює властивості металів, зокрема, їх міцність. Під дією деформуючий сили решітка металу може змінювати свою форму, не даючи тріщин, на відміну від іонних кристалів.

Висока теплопровідність металів пояснюється тим, що якщо нагріти шматок металу з одного боку, то кін етіческого енергія електронів збільшиться. Це збільшення енергії пошириться в "електронному море" по вс йому зразком з великою швидкістю.

Стає зрозумілою і електрична провідність металів. У разі якщо до кінців металевого зразка прикласти різницю потенціалів, то хмара делокалізованних електронів буде зрушуватися в напрямку позитивного потенціалу: даний потік електронів, що рухаються в одному напрямку, і являє собою вс їм знайомий електричний струм.

Металева зв'язок. Властивості металевої зв'язку. - поняття і види. Класифікація та особливості категорії "Металева зв'язок. Властивості металевої зв'язку." 2017, 2018.

мета уроку

• Дати уявлення про металевої хімічного зв'язку.

• Навчиться записувати схеми освіти металевої зв'язку.

• Ознайомитися з фізичними властивостями металів.

• Навчиться чітко розділяти види хімічних зв'язків .

завдання уроку

• Дізнатися, як взаємодіють між собою атоми металів

• Визначити, яким чином впливає металева зв'язок на властивості утворених нею речовин

Основні терміни:

• електронегативність - хімічне властивість атома, яке є кількісною характеристикою здатності атома в молекулі притягати до себе загальні електронні пари.
• Хімічна зв'язок явище взаємодії атомів, через перекриття електронних хмар взаємодіючих атомів.
• металева зв'язок - це зв'язок в металах між атомами і іонами, утворена за рахунок усуспільнення електронів.
• ковалентний зв'язок - хімічний зв'язок, утворюється за допомогою перекриття пари валентних електронів. Забезпечують зв'язок електрони називаються загальної електронної парою. Буває 2-х видів: полярна і не полярна.
• іонна зв'язок - хімічний зв'язок, яка утворюється між атомами неметалов, при якій загальна електронна пара переходить до атома з більшою електронегативність. В результаті атоми притягуються, як разноименно заряджені тіла.
• воднева зв'язок - хімічний зв'язок між електронегативним атомом і атомом водню H, пов'язаних ковалентно з іншим електронегативний атомом. Як електронегативний атомів можуть виступати N, O або F. Водневі зв'язки можуть бути міжмолекулярними або внутрішньомолекулярними.

  ХІД УРОКУ

Металева хімічний зв'язок

Визначте елементи стали не в ту «чергу» .Чому?
Ca Fe P K Al Mg Na
Які елементи з таблиці Менделєєваназиваються металами?
Сьогодні ми дізнаємося які властивості є у металів, і як вони залежать від зв'язку яка утворюється між йонами металів.
Для початку згадаємо месторасполаженія металів в періодичній системі?
Метали як ми всі знаємо зазвичай існують не у вигляді ізольованих атомів, а в формі шматка, злитка або металевого виробу. З'ясуємо, що збирає атоми металу в цілісному обсязі.

На прикладі ми бачимо шматок золота. І до речі унікальним металом є золото. За допомогою кування з чистого золота можна зробити фольгу товщиною 0,002 мм! такий нончайшій лист фольги майже прозорий і має зелений відтінок просвіті. У підсумку з злитка золота розміром із сірникову коробку можна отримати тонку фольгу, яка покриє площа тенісного корту.
У хімічному відношенні все метали характеризуються легкістю віддачі валентних електронів, і як наслідок утворення позитивно заряджених іонів і проявляти тільки позитивну окисленность. Саме тому метали у вільному стані є востановітелямі. Спільною особливістю атомів металів є великі розміри по відношенню до неметалам. Зовнішні еллектрони знаходяться на великих відстанях від ядра і тому слабо з ним пов'язані, отже легко відриваються.
Атоми більшого кількості металів на зовнішньому рівні мають маленьке кількість електронів - 1,2,3. Ці електрони легко відриваються і атоми металів стають іонами.
Ме0 - n ē ⇆ Men +
атоми металу - Електрон зовн. орбіти ⇆ іони металу

Таким чином відірвалися електрони можуть перемещатся від одного іона до іншого тоесть стають вільними, і як би пов'язуючи їх в єдине целое.Поетому виходить, що все відірвалися електрони евляется загальними, так як не можна зрозуміти який еллектрон належить якомусь з атомів металу.
Електрони можуть об'єднати з катіонами, тоді тимчасово утворюються атоми, від яких сопучи потім відриваються електрони. Цей процес відбувається постійно і без зупинки. Виходить, що в обсязі металу атоми безперервно перетворюються в іони і навпаки. При цьому невелике число загальних електронів пов'язує велику кількість атомів і іонів металу. Але важливо, що число електронів в металі дорівнює загальній заряду позитивних іонів, тобто виходить, що в цілому метал залишається електронейтральний.
Такий процес представляють як модель - іони металу знаходяться в хмарі з електронів. Таке електронне хмара називають «електронним газом».

Ось наприклад на даній картинці ми бачимо як електрончікі рухаються серед неподвіжнихйонов всередині кристалической решітки металу.

Мал. 2. Рух електронів

Для того щоб краще зрозуміти, що таке Електронний газ і як він поводиться в хімічних реакціях різних металів подивимося цікаве відео. (Золото в цьому відео згадується виключно як колір!)

Тепер ми можемо записати визначення: металева зв'язок - це зв'язок в металах між атомами і іонами, утворена за рахунок усуспільнення електронів.

Давайте порівняємо всі види зв'язків які ми знаємо І закріпимо, щоб краще розрізняти їх, для цього подивимося відео.

Металева зв'язок буває не тільки в чистих металах але також характерна для сумішей різних металів, сплавів в різних агрегатних станах.
Металева зв'язок має важливе значення і обумовлює основні властивості металів
- електропровідність - безладний рух Електрон в обсязі металу. Але при невеликій різниці потенціалів, щоб електрони рухалися впорядковано. Металами з кращого провідністю є Ag, Cu, Au, Al.
- пластичність
Зв'язки між шарами металу не дуже значні, це дозволяє переміщати шари під навантаженням (деформувати метал не ламаючи його). Найкраще деформуються метали (м'які) Au, Ag, Cu.
- металевий блиск
Електронний газ відображає майже всі світлові промені. Ось чому чисті метали так сильно блищать і найчастіше мають сенрий або білий колір. Метали є найкращими відбивачами Ag, Cu, Al, Pd, Hg

Домашнє завдання

Вправа 1
Вибрати формули речовин які мають
а) ковалентний полярну зв'язок: Cl2, KCl, NH3, O2, MgO, CCl4, SO2;
б) з іонну зв'язок: HCl, KBr, P4, H2S, Na2O, CO2, CaS.
Вправа 2
Викресліть зайве:
а) CuCl2, Al, MgS
б) N2, HCl, O2
в) Ca, CO2, Fe
г) MgCl2, NH3, H2

Металевий натрій, металевий літій, і інші лужні метали змінюють колір полум'я. Металевий літій і його солі надають вогню --красний колір, металевий натрій і солі натрію - жовтий, металевий калій і його солі - фіолетовий, а рубідію і цезію - теж фіолетовий, але більш світлий.

Мал. 4. Шматок металевого літію

Мал. 5. Фарбування полум'я металами

Літій (Li). Металевий літій, як і металевий натрій, відноситься до лужних металів. Обидва розчиняються у воді. Натрій, розчиняючись у воді утворює їдкий натр -дуже сильну кислоту. При розчиненні лужних металів у воді виділяється багато тепла і газу (водню). Такі метали бажано не чіпати руками, так як можна обпектися.

Список літератури

1. Урок на тему «Металева хімічний зв'язок», вчителя хімії Тухта Валентини Анатоліївни МОУ "Есеновічская ЗОШ"
2. Ф. А. Деркач "Хімія", - науково-методичний посібник. - Київ, 2008.
3. Л. Б. Цвєткова «Неорганічна хімія» - 2-е видання, виправлене і доповнене. - Львів, 2006.
4. В. В. Малиновський, П. Г. Нагорний «Неорганічна хімія» - Київ 2009.
5. Глінка Н.Л. Загальна хімія. - 27 вид. / Под. ред. В.А. Рабиновича. - Л .: Хімія, 2008. - 704 с.іл.

Змінено і вислано Лісняк А.В.

Над уроком працювали:

Тухта В.А.

Лісняк А.В.

Поставити питання про сучасній освіті, висловити ідею або вирішити назрілу проблему Ви можете на освітньому форумі, Де на міжнародному рівні збирається освітня рада свіжої думки і дії. створивши блог, Хімія 8 клас