Який зв'язок у металів? Металевий зв'язок: механізм освіти та приклади

Металевий зв'язок. Властивості металевого зв'язку.

Металевий зв'язок – хімічний зв'язок, зумовлений наявністю щодо вільних електронів. Характерна як для чистих металів, так і їх сплавів та інтерметалевих з'єднань.

Механізм металевого зв'язку

У всіх вузлах кристалічної решітки розташовані позитивні іони металу. Між ними безладно, подібно до молекул газу рухаються валентні електрони, що відчепилися від атомів при утворенні іонів. Ці електрони відіграють роль цементу, утримуючи разом позитивні іони; в іншому випадку грати розпалися б під дією сил відштовхування між іонами. Разом з тим і електрони утримуються іонами в межах кристалічних ґрат і не можуть її покинути. Сили зв'язку не локалізовані та не спрямовані. Тому в більшості випадків проявляються високі координаційні числа (наприклад, 12 або 8). Коли два атоми металу зближуються, орбіталі зовнішніх оболонок їх перекриваються, утворюючи молекулярні орбіталі. Якщо підходить третій атом, його орбіталь перекривається з орбіталями перших двох атомів, що дає ще одну молекулярну орбіталь. Коли атомів багато, виникає величезна кількість тривимірних молекулярних орбіталей, що сягають у всіх напрямках. Внаслідок багаторазового перекривання орбіталей валентні електрони кожного атома зазнають впливу багатьох атомів.

Характерні кристалічні грати

Більшість металів утворює одну з наступних високосиметричних ґрат із щільною упаковкою атомів: кубічну об'ємно центровану, кубічну гранецентровану та гексагональну.

У кубічних об'ємно центрованих гратах (ОЦК) атоми розташовані у вершинах куба і один атом в центрі об'єму куба. Кубічні об'ємно центровані грати мають метали: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba та ін.

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

У гексагональній решітці атоми розташовані у вершинах та центрі шестигранних основ призми, а три атоми – у середній площині призми. Таку упаковку атомів мають метали: Mg, -Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, -Co, Be, -Ca та ін.

Інші властивості

Електрони, що вільно рухаються, обумовлюють високу електро- і теплопровідність. Речовини, що мають металевий зв'язок, часто поєднують міцність з пластичністю, так як при зміщенні атомів один щодо одного не відбувається розрив зв'язків. Також важливою властивістю є металева ароматичність.

Метали добре проводять тепло та електрику, вони досить міцні, їх можна деформувати без руйнування. Деякі метали ковані (їх можна кувати), деякі тягучі (з них можна витягувати 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 морі електронів, що вільно рухаються між ними.

Металевий зв'язок пояснює властивості металів, зокрема їх міцність. Під дією деформуючої сили грат 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 кінетична енергія електронів збільшиться. Це збільшення енергії пошириться в "електронному морі" на весь зразок з великою швидкістю.

Стає зрозумілою та електрична провідність металів. Якщо до кінців металевого зразка докласти різницю потенціалів, то хмара делокализованных електронів зрушуватиметься у напрямі позитивного потенціалу: даний потік електронів, які у одному напрямі, і є всім знайомий електричний струм.

Металевий зв'язок. Властивості металевого зв'язку. - Поняття та види. Класифікація та особливості категорії "Металевий зв'язок. Властивості металевого зв'язку." 2017, 2018.

169957 0

Кожен атом має деяке число електронів.

Вступаючи в хімічні реакції, Атоми віддають, купують, або усуспільнюють електрони, досягаючи найбільш стійкої електронної конфігурації. Найбільш стійкою виявляється конфігурація з найнижчою енергією (як у атомах шляхетних газів). Ця закономірність називається "правилом октету" (рис. 1).

Мал. 1.

Це правило стосується всіх типам зв'язків. Електронні зв'язки між атомами дозволяють їм формувати стійкі структури, від найпростіших кристалів до складних біомолекул, що утворюють, зрештою, живі системи. Вони відрізняються від кристалів безперервним обміном речовин. При цьому багато хімічних реакцій протікають за механізмами електронного перенесенняякі відіграють найважливішу роль в енергетичних процесах в організмі.

Хімічний зв'язок - це сила, що утримує разом два або кілька атомів, іонів, молекул або будь-яку їхню комбінацію..

Природа хімічного зв'язку універсальна: це електростатична сила тяжіння між негативно зарядженими електронами та позитивно зарядженими ядрами, яка визначається конфігурацією електронів зовнішньої оболонки атомів. Здатність атома утворювати хімічні зв'язки називається валентністю, або ступенем окиснення. З валентністю пов'язане поняття про валентних електронах- електронах, що утворюють хімічні зв'язки, тобто які знаходяться на найбільш високоенергетичних орбіталях. Відповідно, зовнішню оболонкуатома, що містить ці орбіталі, називають валентною оболонкою. В даний час недостатньо вказати наявність хімічного зв'язку, а необхідно уточнити її тип: іонна, ковалентна, дипольна, металева.

Перший тип зв'язку -іонна зв'язок

Відповідно до електронною теорієювалентності Льюїса і Косселя, атоми можуть досягти стійкої електронної конфігурації двома способами: по-перше, втрачаючи електрони, перетворюючись на катіони, по-друге, купуючи їх, перетворюючись на аніони. Внаслідок електронного перенесення завдяки електростатичній силі тяжіння між іонами із зарядами протилежного знака утворюється хімічний зв'язок, названий Косселем « електровалентної»(тепер її називають іонної).

У цьому випадку аніони та катіони утворюють стійку електронну конфігурацію із заповненою зовнішньою електронною оболонкою. Типові іонні зв'язки утворюються з катіонів Т та ІІ груп періодичної системиі аніонів неметалевих елементів VI та VII груп (16 та 17 підгруп - відповідно, халькогеніві галогенів). Зв'язки у іонних сполук ненасичені та ненаправлені, тому можливість електростатичної взаємодії з іншими іонами у них зберігається. На рис. 2 та 3 показані приклади іонних зв'язків, що відповідають моделі електронного перенесення Косселя.

Мал. 2.

Мал. 3.Іонний зв'язок у молекулі кухонної солі(NaCl)

Тут доречно нагадати про деякі властивості, що пояснюють поведінку речовин у природі, зокрема, розглянути уявлення про кислотахі підставах.

Водні розчини цих речовин є електролітами. Вони по-різному змінюють забарвлення індикаторів. Механізм дії індикаторів відкрили Ф.В. Оствальдом. Він показав, що індикатори є слабкими кислотами або основами, забарвлення яких у недисоційованому та дисоційованому станах відрізняється.

Підстави здатні нейтралізувати кислоти. Не всі підстави розчиняються у воді (наприклад, нерозчинні деякі органічні сполуки, що не містять ОН-груп, зокрема, триетиламін N(З 2 Н 5) 3); розчинні основи називають лугами.

Водні розчини кислот вступають у характерні реакції:

а) з оксидами металів - з утворенням солі та води;

б) з металами - з утворенням солі та водню;

в) з карбонатами – з утворенням солі, З 2 та Н 2 O.

Властивості кислот та основ описують кілька теорій. Відповідно до теорії С.А. Арреніуса, кислота є речовиною, що дисоціює з утворенням іонів Н+ , тоді як основа утворює іони ВІН‑ . Ця теорія не враховує існування органічних основ, які мають гідроксильних груп.

Відповідно до протоннийтеорією Бренстеда і Лоурі, кислота є речовина, що містить молекули або іони, що віддають протони ( донорипротонів), а основа - речовина, що складається з молекул або іонів, що приймають протони ( акцепторипротонів). Зазначимо, що у водних розчинах іони водню існують у гідратованій формі, тобто у вигляді іонів гідроксонію H 3 O+. Ця теорія описує реакції не тільки з водою і гідроксидними іонами, але і здійснюються у відсутності розчинника або з неводним розчинником.

Наприклад, реакції між аміаком NH 3 (слабкою основою) і хлороводнем у газовій фазі утворюється твердий хлорид амонію, причому в рівноважній суміші двох речовин завжди присутні 4 частинки, дві з яких - кислоти, а дві інші - основи:

Ця рівноважна суміш складається з двох пар пар кислот і основ:

1)NH 4+ і NH 3

2) HClі Сl ‑

Тут у кожній парі кислота і основа різняться на один протон. Кожна кислота має пов'язану з нею основу. Сильній кислоті відповідає слабка сполучена основа, а слабкій кислоті- сильна пов'язана основа.

Теорія Бренстеда-Лоурі дозволяє пояснити унікальність ролі води для життєдіяльності біосфери. Вода, залежно від речовини, що взаємодіє з нею, може виявляти властивості або кислоти, або основи. Наприклад, у реакціях з водними розчинамиоцтової кислоти вода є основою, а з водними розчинами аміаку - кислотою.

1) СН 3 СООН + Н 2 O ↔ Н 3 O + + СН 3 СТОВ‑ . Тут молекула оцтової кислоти донує протон молекули води;

2) NH 3 + Н 2 O ↔ NH 4 + + ВІН‑ . Тут молекула аміаку акцептує протон молекули води.

Таким чином, вода може утворювати дві пари:

1) Н 2 O(кислота) та ВІН‑ (сполучена основа)

2) Н 3 Про+ (кислота) та Н 2 O(Сполучена основа).

У першому випадку вода донує протон, а в другому – акцептує його.

Така властивість називається амфіпротонністю. Речовини, здатні вступати в реакції в якості і кислот, і основ, називаються амфотерними. У живій природі такі речовини трапляються часто. Наприклад, амінокислоти здатні утворювати солі і з кислотами, і з основами. Тому пептиди легко утворюють координаційні сполуки із присутніми іонами металів.

Таким чином, характерна властивістьіонного зв'язку - повне переміщення нари сполучних електронів одного з ядер. Це означає, що між іонами існує область, де електронна густина майже нульова.

Другий тип зв'язку -ковалентна зв'язок

Атоми можуть утворювати стійкі електронні конфігураціїшляхом усуспільнення електронів.

Такий зв'язок утворюється, коли пара електронів узагальнюється по одному від кожногоатома. У такому разі узагальнені електрони зв'язку розподілені між атомами порівну. Прикладами ковалентного зв'язку можна назвати гомоядернідвоатомні молекули Н 2 , N 2 , F 2 . Цей тип зв'язку є у алотропов O 2 та озону O 3 та у багатоатомної молекули S 8 , а також у гетероядерних молекулхлороводню НСl, вуглекислого газу З 2 , метану СH 4 , етанолу З 2 Н 5 ВІН, гексафториду сірки SF 6 , ацетилену З 2 Н 2 . У всіх цих молекул електрони однаково загальні, які зв'язки насичені і спрямовані однаково (рис. 4).

Для біологів важливо, що у подвійного та потрійного зв'язків ковалентні радіуси атомів у порівнянні з одинарним зв'язкомзменшені.

Мал. 4.Ковалентний зв'язок у молекулі Сl 2 .

Іонний та ковалентний типи зв'язків - це два граничні випадки безлічі існуючих типів хімічних зв'язків, причому на практиці більшість зв'язків проміжні.

З'єднання двох елементів, розташованих у протилежних кінцях одного чи різних періодів системи Менделєєва, переважно утворюють іонні зв'язки. У міру зближення елементів у межах періоду іонний характер їх сполук зменшується, а ковалентний збільшується. Наприклад, галогеніди та оксиди елементів лівої частини періодичної таблиці утворюють переважно іонні зв'язки ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), а такі ж з'єднання елементів правої частини таблиці - ковалентні ( Н 2 O, СО 2 , NH 3 , NO 2 , СН 4, фенол C 6 H 5 OH, глюкоза З 6 H 12 Про 6, етанол З 2 Н 5 ВІН).

Ковалентний зв'язок, своєю чергою, має ще одну модифікацію.

У багатоатомних іонів і в складних біологічних молекулах обидва електрони можуть відбуватися тільки з одногоатома. Він називається доноромелектронної пари. Атом, який узагальнює з донором цю пару електронів, називається акцепторомелектронної пари. Такий різновид ковалентного зв'язку названо координаційної (донорно-акцепторної), абодативний) зв'язком(Рис. 5). Цей тип зв'язку найбільш важливий для біології та медицини, оскільки хімія найважливіших для метаболізму d-елементів значною мірою описується координаційними зв'язками.

Рис. 5.

Як правило, у комплексному з'єднанні атом металу виступає акцептором електронної пари; навпаки, при іонних та ковалентних зв'язках атом металу є донором електрона.

Суть ковалентного зв'язку та його різновиду - координаційного зв'язку - можна прояснити за допомогою ще однієї теорії кислот та основ, запропонованої ГН. Льюїс. Він дещо розширив смислове поняття термінів «кислота» та «основа» з теорії Бренстеда-Лоурі. Теорія Льюїса пояснює природу утворення комплексних іонів та участь речовин у реакціях нуклеофільного заміщення, тобто утворенні КС.

Згідно з Льюїсом, кислота - це речовина, здатна утворювати ковалентний зв'язок шляхом акцептування електронної пари від основи. Льюїсовою основою названо речовину, що володіє неподіленою електронною парою, яка, доніруя електрони, утворює ковалентний зв'язок з Льюїсовою кислотою.

Тобто теорія Льюїса розширює коло кислотно-основних реакцій також на реакції, в яких протони зовсім не беруть участь. Причому сам протон, з цієї теорії, також є кислотою, оскільки здатний акцептувати електронну пару.

Отже, згідно з цією теорією, катіони є Льюїсовими кислотами, а аніони - Льюїсовими основами. Прикладом можуть бути наступні реакції:

Вище зазначено, що підрозділ речовин на іонні та ковалентні відносний, оскільки повного переходу електрона від атомів металу до акцепторних атомів у ковалентних молекулах не відбувається. У з'єднаннях з іонним зв'язком кожен іон знаходиться в електричному полі іонів протилежного знака, тому вони взаємно поляризуються, а їх оболонки деформуються.

Поляризованістьвизначається електронною структурою, зарядом та розмірами іона; у аніонів вона вища, ніж у катіонів. Найбільша поляризуемість серед катіонів - у катіонів більшого заряду та меншого розміру, наприклад, у Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Аl 3+ , Тl 3+. Сильна поляризуюча дія має Н+. Оскільки вплив поляризації іонів двосторонній, вона значно змінює властивості утворених ними сполук.

Третій тип зв'язку -диполь-дипольна зв'язок

Крім перелічених типів зв'язку, розрізняють ще диполь-дипольні міжмолекулярнівзаємодії, звані також вандерваал'совими .

Сила цих взаємодій залежить від природи молекул.

Вирізняють взаємодії трьох типів: постійний диполь - постійний диполь ( диполь-дипольнетяжіння); постійний диполь - індукований диполь ( індукційнетяжіння); миттєвий диполь - індукований диполь ( дисперсійнетяжіння, чи лондонівські сили; Мал. 6).

Мал. 6.

Диполь-дипольним моментом мають лише молекули з полярними ковалентними зв'язками ( HCl, NH 3 , SO 2 , Н 2 O, C 6 H 5 Cl), причому сила зв'язку становить 1-2 дебая(1Д = 3,338 × 10-30 кулон-метра - Кл × м).

У біохімії виділяють ще один тип зв'язку - водневу зв'язок, що є граничним випадком диполь-дипольноготяжіння. Цей зв'язок утворений тяжінням між атомом водню та електронегативним атомом невеликого розміру, найчастіше - киснем, фтором та азотом. З великими атомами, що мають аналогічну електронегативність (наприклад, з хлором і сіркою), водневий зв'язок виявляється значно слабшим. Атом водню відрізняється однією істотною особливістю: при відтягуванні електронів, що зв'язують його ядро ​​- протон - оголюється і перестає екрануватися електронами.

Тому атом перетворюється на великий диполь.

Водневий зв'язок, на відміну від вандерваальсової, утворюється не тільки при міжмолекулярних взаємодіях, а й усередині однієї молекули. внутрішньомолекулярнаводневий зв'язок. Водневі зв'язкиграють у біохімії важливу роль, наприклад, для стабілізації структури білків у вигляді а-спіралі або для утворення подвійної спіралі ДНК (рис. 7).

Рис.7.

Водневий і вандерваальсовий зв'язки значно слабші, ніж іонний, ковалентний і координаційний. Енергія міжмолекулярних зв'язків вказана у табл. 1.

Таблиця 1.Енергія міжмолекулярних сил

Примітка: Ступінь міжмолекулярних взаємодій відображають показники ентальпії плавлення та випаровування (кипіння). Іонним сполукам потрібно поділу іонів значно більше енергії, ніж поділу молекул. Ентальпії плавлення іонних сполук значно вищі, ніж молекулярні сполуки.

Четвертий тип зв'язку -металевий зв'язок

Нарешті є ще один тип міжмолекулярних зв'язків - металевий: зв'язок позитивних іонів грат металів з вільними електронами. У біологічних об'єктах цей тип зв'язку немає.

З короткого огляду типів зв'язків з'ясовується одна деталь: важливим параметром атома або іона металу – донора електронів, а також атома – акцептора електронів є його розмір.

Не вдаючись до деталей, відзначимо, що ковалентні радіуси атомів, іонні радіуси металів і вандерваальсові радіуси молекул, що взаємодіють, збільшуються в міру зростання їх порядкового номера в групах періодичної системи. При цьому значення радіусів іонів – найменші, а вандерваальсових радіусів – найбільші. Як правило, при русі вниз по групі радіуси всіх елементів збільшуються, причому як ковалентні, так і вандерваальсові.

Найбільше значення для біологів та медиків мають координаційні(донорно-акцепторні) зв'язки, що розглядаються координаційною хімією.

Медична біонеорганіка. Г.К. Барашків

Атоми більшості елементів немає окремо, оскільки можуть взаємодіяти між собою. При цьому взаємодії утворюються складніші частинки.

Природа хімічного зв'язку полягає у дії електростатичних сил, які є силами взаємодії між електричними зарядами. Такі заряди мають електрони та ядра атомів.

Електрони, розташовані на зовнішніх електронних рівнях (валентні електрони) перебуваючи далі від ядра, найслабше з ним взаємодіють, а значить здатні відриватися від ядра. Саме вони відповідають за зв'язування атомів один з одним.

Типи взаємодії у хімії

Типи хімічного зв'язку можна подати у вигляді наступної таблиці:

Характеристика іонного зв'язку

Хімічна взаємодія, що утворюється через тяжіння іонів, що мають різні заряди, називається іонним. Таке відбувається, якщо зв'язуються атоми мають суттєву різницю в електронегативності (тобто здатності притягувати електрони) і електронна пара переходить до електронегативнішого елементу. Результатом такого переходу електронів від одного атома до іншого є утворення заряджених частинок – іонів. Між ними і виникає тяжіння.

Найменшими показниками електронегативності мають типові метали, а найбільшими – типові неметали. Іони, таким чином, утворюються при взаємодії між типовими металами та типовими неметалами.

Атоми металу стають позитивно зарядженими іонами (катіонами), віддаючи електрони зовнішніх електронних рівнів, а неметали приймають електрони, перетворюючись таким чином на негативно зарядженііони (аніони).

Атоми переходять у більш стійкий енергетичний стан, завершуючи свої електронні конфігурації.

Іонний зв'язок ненаправлена ​​і не насичувана, оскільки електростатична взаємодія відбувається на всі боки, відповідно іон може притягувати іони протилежного знака в усіх напрямках.

Розташування іонів таке, що навколо кожного є певна кількість протилежно заряджених іонів. Поняття «молекула» для іонних сполук сенсу не має.

Приклади освіти

Утворення зв'язку в хлориді натрію (nacl) обумовлено передачею електрона від атома Na атом Cl з утворенням відповідних іонів:

Na 0 - 1 е = Na + (катіон)

Cl 0 + 1 е = Cl - (аніон)

У хлориді натрію довкола катіонів натрію розташовано шість аніонів хлору, а навколо кожного іону хлору - шість іонів натрію.

При утворенні взаємодії між атомами в сульфіді барію відбуваються такі процеси:

Ba 0 - 2 е = Ba 2+

S 0 + 2 е = S 2-

Віддає свої два електрони сірці в результаті чого утворюються аніони сірки S 2- і катіони барію Ba 2+ .

Металевий хімічний зв'язок

Число електронів зовнішніх енергетичних рівнів металів невелике, вони легко відриваються від ядра. В результаті такого відриву утворюються іони металу та вільні електрони. Ці електрони називаються "електронним газом". Електрони вільно переміщаються за обсягом металу і постійно зв'язуються та відриваються від атомів.

Будова речовини металу така: кристалічна решітка є кістяком речовини, а між її вузлами електрони можуть вільно переміщатися.

Можна навести такі приклади:

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs - e<->Cs +

Ca - 2e<->Ca 2+

Fe - 3e<->Fe 3+

Ковалентна: полярна та неполярна

Найбільш поширеним видом хімічної взаємодії є ковалентний зв'язок. Значення електронегативності елементів, що вступають у взаємодію, відрізняються не різко, у зв'язку з цим відбувається лише зміщення загальної електронної пари до більш негативного атома.

Ковалентна взаємодія може утворюватися за обмінним механізмом або за донорно-акцепторним.

Обмінний механізм реалізується, якщо в кожного з атомів є неспарені електрони на зовнішніх електронних рівнях і перекриття атомних орбіталей призводить до виникнення пари електронів, що вже належать обом атомам. Коли ж у одного з атомів є пара електронів на зовнішньому електронному рівні, а в іншого — вільна орбіталь, то при перекриванні атомних орбіталей відбувається узагальнення електронної пари та взаємодія щодо донорно-акцепторного механізму.

Ковалентні поділяються за кратністю на:

• прості чи одинарні;
• подвійні;
• потрійні.

Подвійні забезпечують узагальнення одразу двох пар електронів, а потрійні – трьох.

За розподілом електронної щільності (полярності) між атомами, що зв'язуються, ковалентний зв'язок ділиться на:

• неполярну;
• полярну.

Неполярний зв'язок утворюють однакові атоми, а полярний - різні за електронегативністю.

Взаємодія близьких по електронегативності атомів називають неполярним зв'язком. Загальна пара електронів у такій молекулі не притягнута до жодного з атомів, а належить однаково обом.

Взаємодія елементів, що розрізняються по електронегативності, призводить до утворення полярних зв'язків. Загальні електронні пари при такому типі взаємодії притягуються електронегативнішим елементом, але повністю до нього не переходять (тобто утворення іонів не відбувається). Через війну такого зміщення електронної щільності на атомах з'являються часткові заряди: більш електронегативному — негативний заряд, але в менш — позитивний.

Властивості та характеристика ковалентності

Основні характеристики ковалентного зв'язку:

• Довжина визначається відстанню між ядрами атомів, що взаємодіють.
• Полярність визначається зміщенням електронної хмари одного з атомів.
• Спрямованість - властивість утворювати орієнтовані просторі зв'язку і, відповідно, молекули, мають певні геометричні форми.
• Насичуваність визначається здатністю утворювати обмежену кількість зв'язків.
• Поляризуемість визначається здатністю змінювати полярність під дією зовнішнього електричного поля.
• Енергія необхідна руйнування зв'язку, що визначає її міцність.

Прикладом ковалентної неполярної взаємодії можуть бути молекули водню (H2), хлору (Cl2), кисню (O2), азоту (N2) та багато інших.

H · + · H → H-H молекуламає одинарний неполярний зв'язок,

O: + :O → O=O молекула має подвійну неполярну,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N молекула має потрійну неполярну.

Як приклади ковалентного зв'язку хімічних елементівможна навести молекули вуглекислого (CO2) і чадного (CO) газу, сірководню (H2S), соляної кислоти(HCL), води (H2O), метану (CH4), оксиду сірки (SO2) та багатьох інших.

У молекулі CO2 взаємозв'язок між вуглецем і атомами кисню ковалентна полярна, оскільки більш негативний водень притягує до себе електронну щільність. Кисень має два неспарені електрони на зовнішньому рівні, а вуглець може надати для утворення взаємодії чотири валентні електрони. В результаті утворюються подвійні зв'язки та молекула виглядає так: O = C = O.

Щоб визначитися з типом зв'язку у тій чи іншій молекулі, досить розглянути складові її атоми. Прості речовини метали утворюють металеву, метали з неметалами - іонну, прості речовининеметали - ковалентну неполярну, а молекули, що складаються з різних неметалів, утворюються за допомогою ковалентного полярного зв'язку.

Ви дізналися, як взаємодіють між собою атоми елементів-металів та елементів-неметалів (електрони переходять від перших до других), а також атоми елементів-неметалів між собою (неспарені електрони зовнішніх електронних шарів їх атомів поєднуються у загальні електронні пари). Тепер ми познайомимося з тим, як взаємодіють між собою атоми елементів-металів. Метали зазвичай існують у вигляді ізольованих атомів, а вигляді злитка чи металевого вироби. Що утримує атоми металу у єдиному обсязі?

Атоми більшості елементів-металів на зовнішньому рівні містять невелику кількість електронів - 1, 2, 3. Ці електрони легко відриваються, а атоми перетворюються на позитивні іони. Електрони, що відірвалися, переміщаються від одного іона до іншого, зв'язуючи їх в єдине ціле.

Розібратися, який електрон належав якомусь атому, просто неможливо. Всі електрони, що відірвалися, стали загальними. Поєднуючись з іонами, ці електрони тимчасово утворюють атоми, потім знову відриваються і з'єднуються вже з іншим іоном і т. д. Безкінечно відбувається процес, який можна зобразити схемою

Отже, в обсязі металу атоми безперервно перетворюються на іони і навпаки. Їх і називають атом-ионами.

На малюнку 41 схематично зображено будову фрагмента металу натрію. Кожен атом натрію оточений вісьмома сусідніми атомами.

Мал. 41.
Схема будови фрагмента кристалічного натрію

Зовнішні електрони, що відірвалися, вільно рухаються від одного іона, що утворився до іншого, з'єднуючи, ніби склеюючи, іонний кістяк натрію в один гігантський металевий кристал (рис. 42).

Мал. 42.
Схема металевого зв'язку

Металевий зв'язок має деяку подібність до ковалентної, оскільки заснована на узагальненні зовнішніх електронів. Однак при утворенні ковалентного зв'язку усуспільнюються зовнішні неспарені електрони лише двох сусідніх атомів, у той час як при утворенні металевого зв'язку в усуспільненні цих електронів беруть участь усі атоми. Саме тому кристали з ковалентним зв'язком крихкі, а з металевим, як правило, пластичні, електропровідні і мають металевий блиск.

На малюнку 43 зображено древню золоту фігурку оленя, якій вже понад 3,5 тис. років, але вона не втратила характерного для золота - цього самого пластичного з металів - благородного металевого блиску.

Мал. 43. Золотий олень. VI ст. до зв. е.

Металевий зв'язок характерна як чистих металів, так сумішей різних металів - сплавів, що у твердому і рідкому станах. Однак у пароподібному стані атоми металів пов'язані між собою ковалентним зв'язком (наприклад, парами натрію заповнюють лампи жовтого світла для освітлення вулиць великих міст). Пари металів складаються з окремих молекул (одноатомних та двоатомних).

Питання про хімічні зв'язки – центральне питання науки хімії. Ви познайомилися з початковими уявленнями про типи хімічного зв'язку. Надалі ви дізнаєтесь багато цікавого про природу хімічного зв'язку. Наприклад, що в більшості металів, крім металевого зв'язку, є ще й ковалентний зв'язок, що існують інші типи хімічних зв'язків.

Ключові слова та словосполучення

1. Металевий зв'язок.
2. Атом-іони.
3. Узагальнені електрони.

Робота з комп'ютером

1. Зверніться до електронному додатку. Вивчіть матеріал уроку та виконайте запропоновані завдання.
2. Знайдіть в Інтернеті електронні адреси, які можуть служити додатковими джерелами, що розкривають зміст ключових слів та словосполучень параграфа Запропонуйте вчителю свою допомогу у підготовці нового уроку - зробіть повідомлення по ключовим словамта словосполученням наступного параграфа.

Запитання та завдання

1. Металевий зв'язок має риси схожості з ковалентним зв'язком. Порівняйте ці хімічні зв'язки між собою.
2. Металевий зв'язок має риси схожості з іонним зв'язком. Порівняйте ці хімічні зв'язки між собою.
3. Як можна підвищити твердість металів та сплавів?
4. За формулами речовин визначте тип хімічного зв'язку в них: В, Вr 2 , НВr, Вr 2 .

Металевий зв'язок – це зв'язок, утворений між атомами за умов сильно вираженої делокализации (поширення валентних електронів з кількох хімічних зв'язків у поєднанні) і дефіциту електронів у атомі (кристалі). Є ненасиченою та просторово неспрямованою.

Делокалізація валентних електронів у металах є наслідком багатоцентрового характеру металевого зв'язку. Багатоцентровість металевого зв'язку забезпечує високу електричну провідність та теплопровідність металів.

Насичуваність визначається числом валентних орбіталей, що у освіті хім. зв'язку. Кількісна характеристика – валентність. Валентність - кількість зв'язків, які може утворювати один атом з іншими; - визначається числом валентних орбіталей, що беруть участь у освіті зв'язку з обмінного та донорно-акцепторного механізму.

Спрямованість – зв'язок утворюється у напрямку максимального перекривання електронних хмар; - визначає хімічну та кристалохімічну будову речовини (як пов'язані атоми в кристалічній решітці).

При утворенні ковалентного зв'язку електронна щільність концентрується між атомами, що взаємодіють. (Малюнок з зошита). У разі металевого зв'язку електронна щільність справакалізована по всьому кристалу. (Малюнок з зошита)

(Приклад із зошита)

Через ненасиченість і неспрямованість металевого зв'язку, металеві тіла (кристали) є високо симетричними і високо координованими. Переважній більшості кристалічних структур металу відповідають 3 типи упаковок атома в кристалах:

1. ГЦК– гренецентрована кубічна щільноупакована структура. Щільність упакування – 74,05%, координаційне число = 12.

2. ГПУ- Гексогональна щільноупакована структура, щільність упаковки = 74,05%, к.ч. = 12.

3. ОЦК- Об'єм центрується, щільність упаковки = 68,1%, к.ч. = 8.

Металевий зв'язок не виключає деякої частки ковалентності. Металевий зв'язок у чистому вигляді характерний тільки для лужних і лужноземельних металів.

Чистий металевий зв'язок характеризується енергією порядку 100/150/200 кДж/моль, в 4 рази слабший за ковалентний.

36. Хлор та його властивості. В=1(III, IV, V і VII)степ.окислення=7, 6, 5, 4, 3, 1, −1

жовто-зелений газ із різким дратівливим запахом. Хлор зустрічається у природі лише як сполук. У природі у вигляді хлоридового калію, магнію, нітрію, що утворилися в результаті випаровування колишніх морів, озер. Отримання.пром:2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl2,електролізом вод розчинів хлоридівMe. вуглецю, азоту, кисню, інертних газів), заміщує водень перед УВ і приєднується до ненасичених сполук, витісняє бром та йод з їх сполук. Фосфор займається в атмосфері хлору РСl3, а при подальшому хлоруванні - РСl5; сірка з хлором = S2Сl2, SСl2 та інші SnClm. Суміш хлору з воднем горить. З киснем хлор утворює оксиди: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, а також гіпохлорити (солі хлорноватої кислоти), хлорити, хлорати та перхлорати. Всі кисневі сполуки хлору утворюють вибухонебезпечні суміші з речовинами, що легко окислюються. Окиси хлору малостійкі і можуть спонтанно вибухати, гіпохлорити при зберіганні повільно розкладаються, хлорати та перхлорати можуть вибухати під впливом ініціаторів. у воді -хлорновату і сол: Сl2 + Н2О = НСlО + НСl. При хлоруванні водних розчинів лугів на холоді утворюються гіпохлорити та хлориди: 2NаОН + Сl2 = NaСlO + NaСl + Н2О, а при нагріванні - хлорати. При взаємодії аміаку з хлором утворюється трихлористий азот. з іншими галогенами міжгалогенні сполуки Фториди СlF, СlF3, СlF5 дуже реакційноздатні; наприклад, в атмосфері СlF3 скляна вата самозаймається. Відомі сполуки хлору з киснем до фтору - оксифториди хлору: СlО3F, СlО2F3, СlOF, СlОF3 і перхлорат фтору FСlO4. Застосування:виробництво хімічних сполук, очищення води, синтези в харчовій, фарм пром-ти-бактерицид, антисепт., відбілювання паперів, тканин, піротехніка, сірники, в СГ знищує бур'яни.

Біологічна роль: біогенний, компонент тканин рослин та тварин. 100г основна осмотично активна речовина плазми крові, лімфи, спинномозкової рідини та деяких тканин. Суть потреб хлористого натрію = 6-9г-хліб, м'ясні та молочні продукти. Відіграє роль водно-сольовому обміні, сприяючи утриманню тканинами води. Регуляція кислотно-лужної рівноваги в тканинах здійснюється поряд з іншими процесами шляхом зміни у розподілі хлору між кров'ю та іншими тканинами, хлор бере участь у енергетичному обмініу рослин, активуючи як окисне фосфорилювання, так і фотофосфорилування. Хлор позитивно впливає на поглинання корінням кисню, компонент жел.соку.

37. Водень, вода.В=1;ст.окисл=+1-1 Водень іон повністю позбавлений електронних оболонок, може підходити дуже близькі відстані, впроваджуватися в електронні оболонки.

Найпоширеніший елемент Всесвіту. Він складає основну масу Сонця, зірок та інших космічних тіл. 1. Лабораторія Zn+2HCl=ZnCl2+H2; 2.Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2; 3. Al+NaOH+H2O=Na(AlOH)4+H2. 4. У промисловості: конверсія, електроліз: СH4+H2O=CO+3H2\CO+H2O=CO+ H2/Хім св-ва.У н.у.: H2 + F2 = 2HF. При опроміненні, освітленні, каталізатори: H 2 +O 2 ,S,N,P=H 2 O,H 2 S,NH 3 Ca + Н2 = СаН2\F2 + H2 = 2HF\N2 + 3H2 → 2NH3\Cl2 + H2 → 2HCl, 2NO+2H2=N2+2H2O, CuO+H2=Cu+H2O,CO+H2=CH3OH. Водень утворює гідриди: іонні, ковалентні та металеві. До іонних -NaH -& ,CaH 2 -& +H 2 O=Ca(OH) 2 ;NaH+H 2 O=NaOH+H 2 . Ковалентні -B2H6, AlH3, SiH4. Металеві -d-елементами; склад змінний: MeH ≤1, MeH ≤2 – впроваджуються в порожнечі між атомами. Проводить тепло, струм, тверді. ВОДА.сп3-гібридна сильнополярн.молекула під кутом 104,5 ,диполі,наиб.распростран.растворитель.Вода реаг-ет при кімнатній t:з активними мес галогенами (F, Cl) і міжгалоїдними соед-яміс солями, образов-ми слабкою до-тою і слабким осн-ем, викликаючи їх повний гідроліз ; з ангідридами та галогенангідридами карбонових та неорганічних. кис-т; з активними металорган-ми соед-ми; з карбідами, нітридами, фосфідами, силіцидами, гідридами активних Mе; з багатьма солями, утворюючи гідрати; з боранами, силанами; з кетенами, недоокисом вуглецю; з фторидами благородних газів. Вода реаг-ет при нагріванні: з Fe, Mgз вугіллям, метаном; з деякими алкілгалогенідами. Застосування: водень -синтез аміаку,метанолу,хлороводороду,ТВ.жирів,полум'я водню-для зварювання,плавлення,у металургії для відновлення Ме з оксиду,паливо для ракет,у фармації-вода,пероксид-антисепт,бактерицид,промивання,знебарвлення волосся,стерилізація.

Біол.роль: водень-7кг, Основна функція водню - структурування біологічного простору (вода та водневі зв'язки) та формування різноманітності орг молекул (входить до структури білків, вуглеводів, жирів, ферментів) Завдяки водневим зв'язкам здійснюється

копіювання молекули ДНК. Вода бере участь у величезному

кількості біохімічних реакцій, у всіх фізіологічних та біологічних

процесах, забезпечує обмін речовин між організмом та зовнішнім середовищем, між

клітинами та всередині клітин. Вода є структурною основою клітин, необхідна для

підтримки ними оптимального обсягу, вона визначає просторову структуру та

функції біомолекул.