Metallisk binding: formationen mekanisme. Metal Kemisk Kommunikation:

Alle kendte kemiske elementer i det periodiske bord er opdelt i to grupper: metaller og nonmetals. For at de ikke bare bliver elementer, men forbindelser, kemikalier, kan de interagere med hinanden, de skal eksistere i form af enkle og komplekse stoffer.

Det er til dette formål, at nogle elektroner forsøger at acceptere, og andre - at give. Udskiftning af hinanden på denne måde danner elementerne forskellige kemiske molekyler. Men hvad gør det muligt for dem at holde sammen? Hvorfor er der stoffer af en sådan styrke, som ikke kan ødelægges selv ved de mest seriøse værktøjer? Og andre er tværtimod ødelagt af den mindste indflydelse. Alt dette forklares ved dannelsen af forskellige typer af kemiske bindinger mellem atomer i molekyler, dannelsen af et krystalgitter af en bestemt struktur.

Typer af kemiske bindinger i forbindelser

Der er i alt 4 hovedtyper af kemiske bindinger.

1. Kovalent nonpolar. Det er dannet mellem to identiske nonmetals på grund af socialisering af elektroner, dannelsen af fælles elektroniske par. Valence uparvede partikler deltager i dens dannelse. Eksempler: halogener, oxygen, hydrogen, nitrogen, svovl, fosfor.
2. Kovalent polær. Det er dannet mellem to forskellige ikke-metaller eller mellem et metal, der er meget svagt i egenskaber og en ikke-metal svag i elektronegativitet. Grundlaget er også almindelige elektroniske par og deres slæb til sig selv af det atom, hvis affinitet til elektronen er højere. Eksempler: NH3 _, SiC, P205 og andre.
3. Hydrogenbinding. Den mest ustabile og svage er dannet mellem det stærkt elektronegative atom i et molekyle og det positive. Ofte sker dette, når stofferne opløses i vand (alkohol, ammoniak osv.). Takket være en sådan forbindelse kan der forekomme makromolekyler af proteiner, nukleinsyrer, komplekse kulhydrater og så videre.
4. Ionisk binding. Den er dannet på grund af kræfterne ved elektrostatisk tiltrækning af forskellige ladede metalioner og nonmetals. Jo stærkere forskellen i denne indikator er, desto mere udtalte er interaktionens ioniske karakter. Eksempler på forbindelser: binære salte, komplekse forbindelser - baser, salte.
5. En metallisk binding, hvis formationsmekanisme såvel som egenskaberne vil blive overvejet yderligere. Den er dannet i metaller, deres legeringer af forskellige slags.

Der er sådan en ting som den kemiske bindings enhed. Det siger bare, at det er umuligt at overveje hver kemisk binding som reference. De er alle betingelsesmæssigt udpegede enheder. Tross alt er basisen for alle interaktioner et enkelt princip - elektron-statisk interaktion. Derfor har den ioniske, metalliske, kovalente binding og hydrogenbinding en enkelt kemisk natur og er kun grænsesager af hinanden.

Metaller og deres fysiske egenskaber

Metaller er i langt størstedelen af alle kemiske elementer. Dette skyldes deres særlige egenskaber. En væsentlig del af dem blev opnået af mennesker ved hjælp af nukleare reaktioner i laboratoriet, de er radioaktive med en kort halveringstid.

Men de fleste er naturlige elementer, der udgør hele sten og malmer, er en del af de vigtigste forbindelser. Det er fra dem, at folk lærte at kaste legeringer og lave en masse smukke og vigtige produkter. Disse er såsom kobber, jern, aluminium, sølv, guld, krom, mangan, nikkel, zink, bly og mange andre.

For alle metaller er det muligt at udpege generelle fysiske egenskaber, hvilket forklarer ordningen for dannelsen af en metalbinding. Hvad er disse egenskaber?

1. Kovkost og plasticitet. Det er kendt, at mange metaller kan rulles lige til folie-tilstanden (guld, aluminium). Af de andre, tråd, metal fleksible ark, artikler, der kan deformere under fysisk indflydelse, men genopret straks formen efter at have stoppet den. Det er disse kvaliteter af metaller, der kaldes duktilitet og plasticitet. Årsagen til denne funktion er den metalliske type forbindelse. Ionerne og elektronerne i krystalbilledet i forhold til hinanden uden at bryde, hvilket gør det muligt at bevare integriteten af hele strukturen.
2. Metallisk glans. Dette forklarer også metalbinding, uddannelsesmekanisme, egenskaber og egenskaber. Således er ikke alle partikler i stand til at absorbere eller reflektere lysbølger af lige længde. Atomer af de fleste metaller afspejler kortbølgen stråler og erhverver næsten samme farve af en sølvfarvet, hvid, bleg blålig nuance. Undtagelser er kobber og guld, deres farve er rød-rød og gul, henholdsvis. De er i stand til at reflektere længere bølgelængde stråling.
3. Varme og elektrisk ledningsevne. Disse egenskaber forklares også af strukturen af krystalgitteret og det faktum, at der i dets dannelse opnås en metallisk bindingstype. På grund af den "elektroniske gas", der bevæger sig inde i krystalet, er elektrisk strøm og varme øjeblikkeligt og jævnt fordelt mellem alle atomer og ioner og ledes gennem metal.
4. Fast stof under normale forhold. Her er den eneste undtagelse kviksølv. Alle andre metaller er nødvendigvis stærke, faste forbindelser, såvel som deres legeringer. Dette er også resultatet af tilstedeværelsen af metalbindinger i metaller. Mekanismen for dannelse af denne type partikelbinding bekræfter fuldstændigt egenskaberne.

Disse er de grundlæggende fysiske egenskaber for metaller, som forklarer og bestemmer præcist ordningen for dannelsen af en metalbinding. En sådan metode til at forbinde atomer til metalelementer og deres legeringer er faktisk. Det er for dem i fast og flydende tilstand.

Metal type kemisk binding

Hvad er dens egenart? Sagen er, at en sådan forbindelse dannes ikke på bekostning af de ladede ioner og deres elektrostatiske attraktion og ikke på grund af forskellen i elektronegativitet og tilstedeværelsen af frie elektronpar. Det vil sige, at de ioniske, metalliske, kovalente bindinger har noget anderledes natur og karakteristiske træk ved partiklerne, som er bundet.

Alle metaller er kendetegnet ved sådanne egenskaber som:

• Et lille antal elektroner på det eksterne energiniveau (bortset fra nogle undtagelser, hvor de kan være 6,7 og 8);
• Stor atomradius;
• Lav ioniseringsenergi.

Alt dette bidrager til den lette adskillelse af eksterne opparerede elektroner fra kernen. Der er mange frie orbitaler i atomet. Ordningen for dannelsen af en metalbinding vil bare vise overlappende af adskillige orbitalceller af forskellige atomer med hinanden, hvilket som et resultat danner et fælles intrakrystallinsk rum. Elektroner fra hvert atom bliver fodret ind i det, som begynder at vandre frit omkring forskellige dele af gitteret. Med jævne mellemrum slutter hver af dem med ionet ved krystalets knudepunkt og omdanner det til et atom, så løsner det igen og danner en ion.

Således er en metalbinding en binding mellem atomer, ioner og frie elektroner i en generel metalkrystal. En elektronisk sky, der bevæger sig frit inden for en struktur kaldes en "elektrongas". De forklarer de fleste fysiske egenskaber af metaller og deres legeringer.

Hvor specifikt virker metal kemisk binding? Eksempler kan gives forskellige. Lad os prøve at se på et stykke lithium. Selv hvis du tager det på størrelse med en ærter, vil der være tusindvis af atomer. Lad os forestille os, at hver af disse tusindvis af atomer giver sin valence single electron til et fælles krystalrum. Samtidig ved at kende den elektroniske struktur af dette element, kan du se antallet af tomme orbitaler. I lithium vil der være 3 (p-orbitaler af det andet energiniveau). Tre for hvert atom af titusinder - dette er det fælles rum inde i krystal, hvor "elektrongas" bevæges frit.

Et stof med en metalbinding er altid stærk. Elektrurgassen tillader ikke, at krystallet krymper, men fortrænger kun lagene og genopretter dem derefter. Det skinner, har en vis tæthed (oftest høj), smelteevne, duktilitet og plasticitet.

Hvor ellers er metalbinding? Eksempler på stoffer:

• Metaller i form af enkle strukturer;
• Alle metallegeringer med hinanden;
• Alle metaller og deres legeringer i flydende og fast tilstand.

Specifikke eksempler kan kun gives en utrolig mængde, fordi metaller i det periodiske system er mere end 80!

Metalbinding: uddannelsesmekanismen

Hvis vi overvejer det i sin generelle form, har vi allerede beskrevet hovedpunkterne ovenfor. Tilstedeværelsen af fri atom orbitaler og elektroner, der let løsnes fra kernen på grund af lav ioniseringsenergi, er de vigtigste betingelser for dannelsen af denne type forbindelse. Det viser sig således, at det realiseres mellem de følgende partikler:

• Atomer i gitterstederne;
• Fri elektroner, som var valensmetaller;
• Ioner på stederne i krystalgitteret.

Som et resultat - en metalforbindelse. Uddannelsesmekanismen i almindelig form er udtrykt ved følgende post: Me ⁰ - e ^- ↔ Me ^{n +} . Fra diagrammet er det klart, hvilke partikler der er til stede i metalets krystal.

Krystallerne selv kan have forskellige former. Det afhænger af det specifikke stof, som vi beskæftiger os med.

Typer af metalkrystaller

Denne struktur af metallet eller dets legering er kendetegnet ved meget tæt pakning af partikler. Det er tilvejebragt af ioner på krystalstederne. Gitterene selv kan være af forskellige geometriske former i rummet.

1. Det kropscentrerede kubiske gitter er alkalimetaller.
2. Den sekskantede kompakte struktur er al alkalisk jord, bortset fra barium.
3. Den ansigtscentrerede kubik er aluminium, kobber, zink, mange overgangsmetaller.
4. Den rhombohedrale struktur er i kviksølv.
5. Tetragonal - indium.

Jo tyngre metal og jo lavere det er i det periodiske system, desto mere kompleks er emballagen og den rumlige organisering af krystallen. I dette tilfælde kan den metalliske kemiske binding, som eksempler kan gives for hvert eksisterende metal, være afgørende for opbygningen af krystallen. Legeringer har meget forskelligartede organisationer i rummet, nogle af dem er endnu ikke blevet udforsket fuldt ud.

Kommunikationsegenskaber: ikke-direktivitet

Kovalente og metalliske bindinger har en meget tydelig særpræg. Til forskel fra den første er metalbinding ikke retningsbestemt. Hvad betyder dette? Det vil sige, at elektronskyen inde i krystallen bevæger sig helt frit inden for sine grænser i forskellige retninger, hver af elektronerne er i stand til at knytte til absolut nogen ion i strukturens noder. Det vil sige, interaktion foregår i forskellige retninger. Derfor siger de, at metalbindingen er ikke-retningsbestemt.

Kovalentbindingens mekanisme indebærer dannelsen af fælles elektronpar, det vil sige skyer af overlappende atomer. Og det sker strengt på en bestemt linje, der forbinder deres centre. Derfor taler vi om retningen af en sådan forbindelse.

mættelighed

Denne egenskab afspejler atomernes evne til at have begrænset eller ubegrænset interaktion med andre. Således er de kovalente og metalliske bindinger i denne indikator igen modsætninger.

Den første er mættet. Atomerne, der deltager i dens dannelse, har et strengt defineret antal valence-eksterne elektroner, som direkte indgår i dannelsen af forbindelsen. Mere end han er, han vil ikke have elektroner. Derfor er antallet af dannede bindinger begrænset af valens. Derfor mætning af bindingen. På grund af denne karakteristik har de fleste forbindelser en konstant kemisk sammensætning.

Metal- og hydrogenbindinger er tværtimod umættede. Dette forklares af tilstedeværelsen af adskillige fri elektroner og orbitaler inde i krystal. Også rollen spilles af ioner på stederne i krystalgitteret, som hver især kan blive et atom og igen en ion til enhver tid.

Et andet kendetegn ved den metalliske binding er delokaliseringen af den interne elektronmoln. Det manifesterer sig i et lille antal almindelige elektroners evne til at binde mange atomkerner af metaller sammen. Dvs., densiteten er som den var delokaliseret, fordelt jævnt mellem alle krystalkoblinger.

Eksempler på binding dannelse i metaller

Lad os overveje nogle konkrete varianter, der illustrerer, hvordan metalbinding er dannet. Eksempler på stoffer er som følger:

• zink;
• aluminium;
• kalium;
• krom.

Dannelsen af en metalbinding mellem zinkatomer: Zn 0-2e ^- ↔ Zn ²⁺ . Zinkatomet har fire energiniveauer. Gratis orbitaler, baseret på den elektroniske struktur, har han 15 - 3 på p-orbitalerne, 5 på 4 d og 7 på 4f. Den elektroniske struktur er som følger: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ¹⁰ 4p ⁰ 4d ⁰ 4f ⁰ , totalt i atomet er 30 elektroner. Det vil sige, at to frie valence negative partikler er i stand til at bevæge sig inden for 15 rummelige og ubesatte orbitaler. Og så på hvert atom. Som et resultat er der et stort fælles rum, der består af tomme orbitaler, og et lille antal elektroner, der forbinder hele strukturen sammen.

Metalbinding mellem aluminiumatomer: AL ⁰ - e ^- ↔ AL ³⁺ . Tretten elektroner af et aluminiumatom er placeret på tre energiniveauer, som de klart har nok af. Elektronisk struktur: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ¹ 3d ⁰ . Gratis orbitaler - 7 stk. Det er indlysende, at elektronskyen vil være lille i sammenligning med det generelle indre ledige rum i krystallen.

Metalbinding af krom. Dette element er specielt i sin elektroniske struktur. For stabiliteten af systemet er der en fejl i en elektron fra 4s til 3d orbital: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ¹ 3d ⁵ 4p ⁰ 4d ⁰ 4f ⁰ . I alt 24 elektroner, hvoraf seks er opnået. Det er dem, der går ind i det fælles elektroniske rum til dannelse af en kemisk binding. Gratis orbitaler 15, der stadig er meget mere end nødvendigt til påfyldning. Derfor er krom også et typisk eksempel på et metal med en passende binding i molekylet.

Et af de mest aktive metaller, der reagerer selv med almindeligt vand med antændelse, er kalium. Hvad forklarer disse egenskaber? Igen på mange måder - en metallisk type forbindelse. Der er kun 19 elektroner i dette element, men de er placeret på 4 energiniveauer. Det vil sige på 30 orbitaler af forskellige underniveauer. Elektronisk struktur: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ¹ 3d ⁰ 4p ⁰ 4d ⁰ 4f ⁰ . Kun to valenceelektroner med meget lav ioniseringsenergi. Gratis pause væk og gå ind i det fælles elektroniske rum. Orbital at flytte et atom 22 stykker, det vil sige et meget stort ledigt rum til "elektronisk gas".

Lighed og forskel med andre typer forbindelser

Generelt er spørgsmålet allerede blevet diskuteret ovenfor. Man kan kun generalisere og drage en konklusion. Det vigtigste karakteristiske fra alle andre former for kommunikation funktioner er det metal krystaller er:

• flere slags partikler deltager i processen til at binde (atomer, ioner eller atomer, ioner, elektroner);
• forskellige rumlige geometriske struktur af krystaller.

Med hydrogen og ionisk metal kombinerer mæthed og ikke-orienteret. Med covalent polar - stærk elektrostatisk tiltrækning mellem partikler. Separat ion - typen partikler i krystallinske gitterpunkter (ioner). Med covalent upolære - atomer i krystal sites.

Typer af obligationer i metaller af forskellig samlede tilstand

Som vi har bemærket ovenfor, metallisk kemisk binding, hvorpå eksempler er givet i artiklen, er dannet i de to tilstande af aggregation af metaller og legeringer heraf: fast og flydende.

Spørgsmålet er: hvilken type forbindelse til metallet damp? A: Covalent polær og upolær. Som med alle forbindelser til stede i en gas. Det er ikke revet og krystalstrukturen bibeholdes under langvarig opvarmning af metallet og overføre det fra fast til flydende kommunikation. Men når det kommer til at overføre væske til dampform, er krystallen ødelagt og metallisk binding omdannes til kovalent.