Συνοπτική χημική συγκόλληση μετάλλων. Μεταλλικός δεσμός: μηχανισμός σχηματισμού και παραδείγματα

163120 0

Κάθε άτομο έχει έναν ορισμένο αριθμό ηλεκτρονίων.

Μπαίνοντας χημικές αντιδράσεις, τα άτομα δωρίζουν, αποκτούν ή μοιράζονται ηλεκτρόνια, επιτυγχάνοντας την πιο σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση. Η διαμόρφωση με τη χαμηλότερη ενέργεια (όπως στα άτομα ευγενών αερίων) αποδεικνύεται η πιο σταθερή. Αυτό το μοτίβο ονομάζεται «κανόνας οκτάδας» (Εικ. 1).

Ρύζι. 1.

Αυτός ο κανόνας ισχύει για όλους τύπους συνδέσεων. Οι ηλεκτρονικές συνδέσεις μεταξύ των ατόμων τους επιτρέπουν να σχηματίζουν σταθερές δομές, από τους απλούστερους κρυστάλλους έως τα πολύπλοκα βιομόρια που τελικά σχηματίζουν ζωντανά συστήματα. Διαφέρουν από τους κρυστάλλους στον συνεχή μεταβολισμό τους. Ταυτόχρονα πολλές χημικές αντιδράσεις προχωρούν σύμφωνα με τους μηχανισμούς ηλεκτρονική μεταφορά, που παίζουν κρίσιμο ρόλο στις ενεργειακές διεργασίες στο σώμα.

Ένας χημικός δεσμός είναι η δύναμη που συγκρατεί μαζί δύο ή περισσότερα άτομα, ιόντα, μόρια ή οποιονδήποτε συνδυασμό αυτών.

Η φύση ενός χημικού δεσμού είναι καθολική: είναι μια ηλεκτροστατική δύναμη έλξης μεταξύ αρνητικά φορτισμένων ηλεκτρονίων και θετικά φορτισμένων πυρήνων, που καθορίζεται από τη διαμόρφωση των ηλεκτρονίων του εξωτερικού κελύφους των ατόμων. Η ικανότητα ενός ατόμου να σχηματίζει χημικούς δεσμούς ονομάζεται σθένος, ή κατάσταση οξείδωσης. Η έννοια του ηλεκτρόνια σθένους- ηλεκτρόνια που σχηματίζουν χημικούς δεσμούς, δηλαδή βρίσκονται στα υψηλότερα ενεργειακά τροχιακά. Κατά συνέπεια, το εξωτερικό κέλυφος του ατόμου που περιέχει αυτά τα τροχιακά ονομάζεται κέλυφος σθένους. Επί του παρόντος, δεν αρκεί να υποδείξουμε την παρουσία ενός χημικού δεσμού, αλλά είναι απαραίτητο να διευκρινίσουμε τον τύπο του: ιοντικό, ομοιοπολικό, δίπολο-δίπολο, μεταλλικό.

Ο πρώτος τύπος σύνδεσης είναιιωνικός σύνδεση

Σύμφωνα με τη θεωρία ηλεκτρονικού σθένους των Lewis και Kossel, τα άτομα μπορούν να επιτύχουν μια σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση με δύο τρόπους: πρώτον, χάνοντας ηλεκτρόνια, γίνονται κατιόντα, δεύτερον, την απόκτησή τους, τη μετατροπή σε ανιόντα. Ως αποτέλεσμα της μεταφοράς ηλεκτρονίων λόγω της ηλεκτροστατικής δύναμης έλξης μεταξύ ιόντων με φορτία αντίθετων σημάτων, χημικός δεσμός, καλούμενο από Kossel " ηλεκτροσθενής"(τώρα ονομάζεται ιωνικός).

Σε αυτή την περίπτωση, τα ανιόντα και τα κατιόντα σχηματίζουν μια σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση με ένα γεμάτο εξωτερικό κέλυφος ηλεκτρονίων. Τυπικοί ιοντικοί δεσμοί σχηματίζονται από ομάδες κατιόντων Τ και II του περιοδικού πίνακα και ανιόντα μη μεταλλικών στοιχείων των ομάδων VI και VII (16 και 17 υποομάδες, αντίστοιχα, χαλκογόναΚαι αλογόνα). Οι δεσμοί των ιοντικών ενώσεων είναι ακόρεστοι και μη κατευθυντικοί, επομένως διατηρούν τη δυνατότητα ηλεκτροστατικής αλληλεπίδρασης με άλλα ιόντα. Στο Σχ. Τα σχήματα 2 και 3 δείχνουν παραδείγματα ιοντικών δεσμών που αντιστοιχούν στο μοντέλο μεταφοράς ηλεκτρονίων Kossel.

Ρύζι. 2.

Ρύζι. 3.Ιωνικός δεσμός σε μόριο επιτραπέζιου αλατιού (NaCl)

Εδώ είναι σκόπιμο να υπενθυμίσουμε ορισμένες ιδιότητες που εξηγούν τη συμπεριφορά των ουσιών στη φύση, ιδίως, εξετάστε την ιδέα του οξέαΚαι αιτιολογικό.

Τα υδατικά διαλύματα όλων αυτών των ουσιών είναι ηλεκτρολύτες. Αλλάζουν χρώμα διαφορετικά δείκτες. Ο μηχανισμός δράσης των δεικτών ανακαλύφθηκε από τον F.V. Ostwald. Έδειξε ότι οι δείκτες είναι αδύναμα οξέα ή βάσεις, το χρώμα των οποίων διαφέρει στις αδιάσπαστες και διαχωριζόμενες καταστάσεις.

Οι βάσεις μπορούν να εξουδετερώσουν τα οξέα. Δεν είναι όλες οι βάσεις διαλυτές στο νερό (για παράδειγμα, ορισμένες οργανικές ενώσεις που δεν περιέχουν ομάδες ΟΗ είναι αδιάλυτες, ιδίως τριαιθυλαμίνη N(C 2 H 5) 3); ονομάζονται διαλυτές βάσεις αλκάλια.

Τα υδατικά διαλύματα οξέων υφίστανται χαρακτηριστικές αντιδράσεις:

α) με οξείδια μετάλλων - με το σχηματισμό αλατιού και νερού.

β) με μέταλλα - με το σχηματισμό αλατιού και υδρογόνου.

γ) με ανθρακικά - με το σχηματισμό αλατιού, CO 2 και Ν 2 Ο.

Οι ιδιότητες των οξέων και των βάσεων περιγράφονται από διάφορες θεωρίες. Σύμφωνα με τη θεωρία της Α.Ε. Το Arrhenius, ένα οξύ είναι μια ουσία που διασπάται για να σχηματίσει ιόντα Ν+ , ενώ η βάση σχηματίζει ιόντα ΑΥΤΟΣ- . Αυτή η θεωρία δεν λαμβάνει υπόψη την ύπαρξη οργανικών βάσεων που δεν έχουν υδροξυλομάδες.

Συμφωνώς προς πρωτόνιοΣύμφωνα με τη θεωρία των Brønsted και Lowry, ένα οξύ είναι μια ουσία που περιέχει μόρια ή ιόντα που δίνουν πρωτόνια ( δωρητέςπρωτόνια), και μια βάση είναι μια ουσία που αποτελείται από μόρια ή ιόντα που δέχονται πρωτόνια ( αποδέκτεςπρωτόνια). Σημειώστε ότι στα υδατικά διαλύματα, τα ιόντα υδρογόνου υπάρχουν σε ένυδρη μορφή, δηλαδή με τη μορφή ιόντων υδρονίου H3O+ . Αυτή η θεωρία περιγράφει αντιδράσεις όχι μόνο με ιόντα νερού και υδροξειδίου, αλλά και εκείνες που πραγματοποιούνται απουσία διαλύτη ή με μη υδατικό διαλύτη.

Για παράδειγμα, στην αντίδραση μεταξύ αμμωνίας N.H. 3 (ασθενής βάση) και υδροχλώριο στην αέρια φάση, σχηματίζεται στερεό χλωριούχο αμμώνιο και σε ένα μείγμα ισορροπίας δύο ουσιών υπάρχουν πάντα 4 σωματίδια, δύο από τα οποία είναι οξέα και τα άλλα δύο είναι βάσεις:

Αυτό το μείγμα ισορροπίας αποτελείται από δύο συζευγμένα ζεύγη οξέων και βάσεων:

1)N.H. 4+ και N.H. 3

2) HClΚαι Cl ‑

Εδώ, σε κάθε συζυγές ζεύγος, το οξύ και η βάση διαφέρουν κατά ένα πρωτόνιο. Κάθε οξύ έχει μια συζυγή βάση. Ένα ισχυρό οξύ έχει μια ασθενή συζυγή βάση και ένα ασθενές οξύ έχει μια ισχυρή συζυγή βάση.

Η θεωρία Brønsted-Lowry βοηθά στην εξήγηση του μοναδικού ρόλου του νερού για τη ζωή της βιόσφαιρας. Το νερό, ανάλογα με την ουσία που αλληλεπιδρά με αυτό, μπορεί να εμφανίσει τις ιδιότητες είτε ενός οξέος είτε μιας βάσης. Για παράδειγμα, σε αντιδράσεις με υδατικά διαλύματαΜε το οξικό οξύ το νερό είναι μια βάση και με τα υδατικά διαλύματα αμμωνίας είναι οξύ.

1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Εδώ, ένα μόριο οξικού οξέος δίνει ένα πρωτόνιο σε ένα μόριο νερού.

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + ΑΥΤΟΣ- . Εδώ, ένα μόριο αμμωνίας δέχεται ένα πρωτόνιο από ένα μόριο νερού.

Έτσι, το νερό μπορεί να σχηματίσει δύο συζυγή ζεύγη:

1) H2O(οξύ) και ΑΥΤΟΣ- (συζευγμένη βάση)

2) H 3 O+ (οξύ) και H2O(συζυγική βάση).

Στην πρώτη περίπτωση το νερό δίνει ένα πρωτόνιο και στη δεύτερη το δέχεται.

Αυτή η ιδιότητα ονομάζεται αμφιπρωτονισμός. Οι ουσίες που μπορούν να αντιδράσουν και ως οξέα και ως βάσεις ονομάζονται αμφοτερικός. Τέτοιες ουσίες βρίσκονται συχνά στη ζωντανή φύση. Για παράδειγμα, τα αμινοξέα μπορούν να σχηματίσουν άλατα τόσο με οξέα όσο και με βάσεις. Επομένως, τα πεπτίδια σχηματίζουν εύκολα ενώσεις συντονισμού με τα μεταλλικά ιόντα που υπάρχουν.

Ετσι, χαρακτηριστική ιδιότηταιονικός δεσμός - η πλήρης κίνηση δύο ηλεκτρονίων που συνδέονται με έναν από τους πυρήνες. Αυτό σημαίνει ότι μεταξύ των ιόντων υπάρχει μια περιοχή όπου η πυκνότητα των ηλεκτρονίων είναι σχεδόν μηδενική.

Ο δεύτερος τύπος σύνδεσης είναιομοιοπολική σύνδεση

Τα άτομα μπορούν να σχηματίσουν σταθερές ηλεκτρονικές διαμορφώσεις μοιράζοντας ηλεκτρόνια.

Ένας τέτοιος δεσμός σχηματίζεται όταν ένα ζεύγος ηλεκτρονίων μοιράζεται ένα κάθε φορά από όλουςάτομο. Σε αυτή την περίπτωση, τα ηλεκτρόνια του κοινού δεσμού κατανέμονται εξίσου μεταξύ των ατόμων. Παραδείγματα ομοιοπολικών δεσμών περιλαμβάνουν ομοπυρηνικήδιατονικός μόρια Η 2 , Ν 2 , φά 2. Ο ίδιος τύπος σύνδεσης συναντάται στα αλλότροπα Ο 2 και το όζον Ο 3 και για πολυατομικό μόριο μικρό 8 και επίσης ετεροπυρηνικά μόριαυδροχλώριο HCl, διοξείδιο του άνθρακα CO 2, μεθάνιο CH 4, αιθανόλη ΜΕ 2 Ν 5 ΑΥΤΟΣ, εξαφθοριούχο θείο SF 6, ακετυλένιο ΜΕ 2 Ν 2. Όλα αυτά τα μόρια μοιράζονται τα ίδια ηλεκτρόνια και οι δεσμοί τους είναι κορεσμένοι και κατευθύνονται με τον ίδιο τρόπο (Εικ. 4).

Είναι σημαντικό για τους βιολόγους οι διπλοί και τριπλοί δεσμοί να έχουν μειωμένες ομοιοπολικές ατομικές ακτίνες σε σύγκριση με έναν απλό δεσμό.

Ρύζι. 4.Ομοιοπολικός δεσμός σε μόριο Cl 2.

Οι ιοντικοί και οι ομοιοπολικοί τύποι δεσμών είναι δύο περιοριστικές περιπτώσεις του συνόλου υπάρχοντες τύπουςχημικούς δεσμούς, και στην πράξη οι περισσότεροι δεσμοί είναι ενδιάμεσοι.

Οι ενώσεις δύο στοιχείων που βρίσκονται σε αντίθετα άκρα της ίδιας ή διαφορετικών περιόδων του περιοδικού συστήματος σχηματίζουν κυρίως ιοντικούς δεσμούς. Καθώς τα στοιχεία πλησιάζουν μεταξύ τους μέσα σε μια περίοδο, η ιοντική φύση των ενώσεων τους μειώνεται και ο ομοιοπολικός χαρακτήρας αυξάνεται. Για παράδειγμα, αλογονίδια και οξείδια στοιχείων στην αριστερή πλευρά περιοδικός πίνακαςσχηματίζουν κυρίως ιοντικούς δεσμούς ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), και οι ίδιες ενώσεις στοιχείων στη δεξιά πλευρά του πίνακα είναι ομοιοπολικές ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, φαινόλη C6H5OH, γλυκόζη C 6 H 12 O 6, αιθανόλη C 2 H 5 OH).

Ο ομοιοπολικός δεσμός, με τη σειρά του, έχει μια ακόμη τροποποίηση.

Σε πολυατομικά ιόντα και σε πολύπλοκα βιολογικά μόρια, και τα δύο ηλεκτρόνια μπορούν να προέρχονται μόνο από έναςάτομο. Λέγεται δότηςζεύγος ηλεκτρονίων. Ένα άτομο που μοιράζεται αυτό το ζεύγος ηλεκτρονίων με έναν δότη ονομάζεται αποδέκτηςζεύγος ηλεκτρονίων. Αυτός ο τύπος ομοιοπολικού δεσμού ονομάζεται συντονισμός (δότης-δέκτης, ήδοτική πτώση) ανακοίνωση(Εικ. 5). Αυτός ο τύπος δεσμού είναι πιο σημαντικός για τη βιολογία και την ιατρική, καθώς η χημεία των d-στοιχείων που είναι πιο σημαντικά για το μεταβολισμό περιγράφεται σε μεγάλο βαθμό από τους δεσμούς συντονισμού.

Σύκο. 5.

Κατά κανόνα, σε πολύπλοκη σύνδεσητο άτομο μετάλλου λειτουργεί ως δέκτης ζεύγους ηλεκτρονίων. Αντίθετα, στους ιοντικούς και ομοιοπολικούς δεσμούς το άτομο του μετάλλου είναι δότης ηλεκτρονίων.

Η ουσία του ομοιοπολικού δεσμού και η ποικιλία του - ο δεσμός συντονισμού - μπορεί να αποσαφηνιστεί με τη βοήθεια μιας άλλης θεωρίας οξέων και βάσεων που προτείνει ο GN. Λουδοβίκος. Διεύρυνε κάπως τη σημασιολογική έννοια των όρων «οξύ» και «βάση» σύμφωνα με τη θεωρία Brønsted-Lowry. Η θεωρία του Lewis εξηγεί τη φύση του σχηματισμού σύνθετων ιόντων και τη συμμετοχή ουσιών σε αντιδράσεις πυρηνόφιλης υποκατάστασης, δηλαδή στον σχηματισμό CS.

Σύμφωνα με τον Lewis, ένα οξύ είναι μια ουσία ικανή να σχηματίσει έναν ομοιοπολικό δεσμό με την αποδοχή ενός ζεύγους ηλεκτρονίων από μια βάση. Μια βάση Lewis είναι μια ουσία που έχει ένα μοναχικό ζεύγος ηλεκτρονίων, το οποίο, δωρίζοντας ηλεκτρόνια, σχηματίζει έναν ομοιοπολικό δεσμό με το οξύ Lewis.

Δηλαδή, η θεωρία του Lewis επεκτείνει το εύρος των αντιδράσεων οξέος-βάσης και σε αντιδράσεις στις οποίες τα πρωτόνια δεν συμμετέχουν καθόλου. Επιπλέον, το ίδιο το πρωτόνιο, σύμφωνα με αυτή τη θεωρία, είναι επίσης οξύ, αφού είναι ικανό να δεχθεί ένα ζεύγος ηλεκτρονίων.

Επομένως, σύμφωνα με αυτή τη θεωρία, τα κατιόντα είναι οξέα Lewis και τα ανιόντα είναι βάσεις Lewis. Ένα παράδειγμα θα ήταν οι ακόλουθες αντιδράσεις:

Σημειώθηκε παραπάνω ότι η διαίρεση των ουσιών σε ιοντικά και ομοιοπολικά είναι σχετική, καθώς η πλήρης μεταφορά ηλεκτρονίων από τα άτομα μετάλλου στα άτομα αποδέκτη δεν λαμβάνει χώρα σε ομοιοπολικά μόρια. Σε ενώσεις με ιοντικούς δεσμούς, κάθε ιόν βρίσκεται στο ηλεκτρικό πεδίο των ιόντων του αντίθετου πρόσημου, επομένως είναι αμοιβαία πολωμένα και τα κελύφη τους παραμορφώνονται.

Πολωσιμότητακαθορίζεται από την ηλεκτρονική δομή, το φορτίο και το μέγεθος του ιόντος. για τα ανιόντα είναι υψηλότερο από ότι για τα κατιόντα. Η υψηλότερη πολικότητα μεταξύ των κατιόντων είναι για κατιόντα υψηλότερου φορτίου και μικρότερου μεγέθους, για παράδειγμα, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Έχει ισχυρό πολωτικό αποτέλεσμα Ν+ . Δεδομένου ότι η επίδραση της πόλωσης ιόντων είναι αμφίδρομη, αλλάζει σημαντικά τις ιδιότητες των ενώσεων που σχηματίζουν.

Ο τρίτος τύπος σύνδεσης είναιδίπολο-δίπολο σύνδεση

Εκτός από τα αναφερόμενα είδη επικοινωνίας, υπάρχουν και δίπολο-δίπολο διαμοριακήαλληλεπιδράσεις, που ονομάζονται επίσης van der Waals .

Η ισχύς αυτών των αλληλεπιδράσεων εξαρτάται από τη φύση των μορίων.

Υπάρχουν τρεις τύποι αλληλεπιδράσεων: μόνιμο δίπολο - μόνιμο δίπολο ( δίπολο-δίπολοέλξη); μόνιμο δίπολο - επαγόμενο δίπολο ( επαγωγήέλξη); στιγμιαίο δίπολο - επαγόμενο δίπολο ( διασκορπιστικόςέλξη, ή δυνάμεις του Λονδίνου? ρύζι. 6).

Ρύζι. 6.

Μόνο τα μόρια με πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς έχουν ροπή διπόλου-διπόλου ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), και η αντοχή του δεσμού είναι 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10-30 μέτρα κουλόμπ - C × m).

Στη βιοχημεία, υπάρχει ένας άλλος τύπος σύνδεσης - υδρογόνο σύνδεση που είναι περιοριστική περίπτωση δίπολο-δίπολοέλξη. Αυτός ο δεσμός σχηματίζεται από την έλξη μεταξύ ενός ατόμου υδρογόνου και ενός μικρού ηλεκτραρνητικού ατόμου, πιο συχνά οξυγόνου, φθορίου και αζώτου. Με μεγάλα άτομα που έχουν παρόμοια ηλεκτραρνητικότητα (όπως το χλώριο και το θείο), ο δεσμός υδρογόνου είναι πολύ πιο αδύναμος. Το άτομο υδρογόνου διακρίνεται από ένα σημαντικό χαρακτηριστικό: όταν τα συνδετικά ηλεκτρόνια απομακρύνονται, ο πυρήνας του - το πρωτόνιο - εκτίθεται και δεν καλύπτεται πλέον από ηλεκτρόνια.

Επομένως, το άτομο μετατρέπεται σε μεγάλο δίπολο.

Ένας δεσμός υδρογόνου, σε αντίθεση με τον δεσμό van der Waals, σχηματίζεται όχι μόνο κατά τη διάρκεια διαμοριακών αλληλεπιδράσεων, αλλά και μέσα σε ένα μόριο - ενδομοριακήδεσμός υδρογόνου. Δεσμοί υδρογόνουπαίζουν σημαντικό ρόλο στη βιοχημεία, για παράδειγμα, για τη σταθεροποίηση της δομής των πρωτεϊνών με τη μορφή μιας α-έλικας ή για το σχηματισμό διπλής έλικας DNA (Εικ. 7).

Εικ.7.

Οι δεσμοί υδρογόνου και van der Waals είναι πολύ πιο αδύναμοι από τους ιοντικούς, ομοιοπολικούς και συντονιστικούς δεσμούς. Η ενέργεια των διαμοριακών δεσμών φαίνεται στον πίνακα. 1.

Πίνακας 1.Ενέργεια διαμοριακών δυνάμεων

Σημείωμα: Ο βαθμός των διαμοριακών αλληλεπιδράσεων αντανακλάται από την ενθαλπία της τήξης και της εξάτμισης (βρασμός). Οι ιοντικές ενώσεις απαιτούν σημαντικά περισσότερη ενέργεια για τον διαχωρισμό των ιόντων παρά για τον διαχωρισμό των μορίων. Η ενθαλπία της τήξης των ιοντικών ενώσεων είναι πολύ μεγαλύτερη από αυτή των μοριακών ενώσεων.

Ο τέταρτος τύπος σύνδεσης είναιμεταλλική σύνδεση

Τέλος, υπάρχει ένας άλλος τύπος διαμοριακών δεσμών - μέταλλο: σύνδεση θετικών ιόντων ενός μεταλλικού πλέγματος με ελεύθερα ηλεκτρόνια. Αυτός ο τύπος σύνδεσης δεν συμβαίνει σε βιολογικά αντικείμενα.

Από μια σύντομη ανασκόπηση των τύπων δεσμών, μια λεπτομέρεια γίνεται σαφής: μια σημαντική παράμετρος ενός ατόμου ή ιόντος μετάλλου - ένας δότης ηλεκτρονίων, καθώς και ένα άτομο - ένας δέκτης ηλεκτρονίων, είναι μέγεθος.

Χωρίς να υπεισέλθουμε σε λεπτομέρειες, σημειώνουμε ότι οι ομοιοπολικές ακτίνες των ατόμων, οι ιοντικές ακτίνες των μετάλλων και οι ακτίνες van der Waals των αλληλεπιδρώντων μορίων αυξάνονται όσο αυξάνεται ο ατομικός τους αριθμός σε ομάδες του περιοδικού συστήματος. Σε αυτή την περίπτωση, οι τιμές των ακτίνων ιόντων είναι οι μικρότερες και οι ακτίνες van der Waals είναι οι μεγαλύτερες. Κατά κανόνα, όταν κινείται προς τα κάτω στην ομάδα, οι ακτίνες όλων των στοιχείων αυξάνονται, τόσο των ομοιοπολικών όσο και των van der Waals.

Η μεγαλύτερη σημασία για τους βιολόγους και τους γιατρούς είναι συντονισμός(δότης-δέκτης) δεσμούς που εξετάζονται από τη χημεία συντονισμού.

Ιατρικά βιοοργανικά. Ο Γ.Κ. Ο Μπαράσκοφ

Ένας μεταλλικός δεσμός είναι ένας χημικός δεσμός που προκαλείται από την παρουσία σχετικά ελεύθερων ηλεκτρονίων. Χαρακτηριστικό και για τα δύο καθαρά μέταλλα, καθώς και τα κράματα και τις διαμεταλλικές ενώσεις τους.

Μηχανισμός μεταλλικού συνδέσμου

Επομένως, στις περισσότερες περιπτώσεις εμφανίζονται υψηλοί αριθμοί συντονισμού (για παράδειγμα, 12 ή 8). Όταν δύο άτομα μετάλλου έρχονται κοντά μεταξύ τους, τα τροχιακά στο εξωτερικό τους κέλυφος επικαλύπτονται για να σχηματίσουν μοριακά τροχιακά. Εάν πλησιάσει ένα τρίτο άτομο, το τροχιακό του επικαλύπτεται με τα τροχιακά των δύο πρώτων ατόμων, δίνοντας ένα άλλο μοριακό τροχιακό. Όταν υπάρχουν πολλά άτομα, προκύπτει ένας τεράστιος αριθμός τρισδιάστατων μοριακών τροχιακών, που εκτείνονται προς όλες τις κατευθύνσεις. Λόγω των πολλαπλών επικαλυπτόμενων τροχιακών, τα ηλεκτρόνια σθένους κάθε ατόμου επηρεάζονται από πολλά άτομα.

Χαρακτηριστικά κρυσταλλικά πλέγματα

Τα περισσότερα μέταλλα σχηματίζουν ένα από τα ακόλουθα εξαιρετικά συμμετρικά πλέγματα με στενή συσσώρευση ατόμων: κυβικό με κέντρο το σώμα, κυβικό με επίκεντρο το πρόσωπο και εξαγωνικό.

Σε ένα κυβικό (bcc) πλέγμα με κέντρο το σώμα, τα άτομα βρίσκονται στις κορυφές του κύβου και ένα άτομο βρίσκεται στο κέντρο του όγκου του κύβου. Τα μέταλλα έχουν κυβικό πλέγμα με κέντρο το σώμα: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba κ.λπ.

Σε ένα επικεντρωμένο κυβικό (fcc) πλέγμα, τα άτομα βρίσκονται στις κορυφές του κύβου και στο κέντρο κάθε όψης. Τα μέταλλα αυτού του τύπου έχουν πλέγμα: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co κ.λπ.

Σε ένα εξαγωνικό πλέγμα, τα άτομα βρίσκονται στις κορυφές και στο κέντρο των εξαγωνικών βάσεων του πρίσματος και τρία άτομα βρίσκονται στο μεσαίο επίπεδο του πρίσματος. Τα μέταλλα έχουν αυτή τη συσσώρευση ατόμων: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca, κ.λπ.

Άλλα ακίνητα

Τα ελεύθερα κινούμενα ηλεκτρόνια προκαλούν υψηλή ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα. Οι ουσίες που έχουν μεταλλικό δεσμό συχνά συνδυάζουν αντοχή με πλαστικότητα, καθώς όταν τα άτομα μετατοπίζονται μεταξύ τους, οι δεσμοί δεν σπάνε. Μια άλλη σημαντική ιδιότητα είναι η μεταλλική αρωματικότητα.

Τα μέταλλα μεταφέρουν καλά τη θερμότητα και τον ηλεκτρισμό, είναι αρκετά ισχυρά και μπορούν να παραμορφωθούν χωρίς καταστροφή. Μερικά μέταλλα είναι ελατά (μπορούν να σφυρηλατηθούν), μερικά είναι ελατά (μπορούν να συρθούν σε σύρματα). Αυτές οι μοναδικές ιδιότητες εξηγούνται από έναν ειδικό τύπο χημικού δεσμού που συνδέει τα μεταλλικά άτομα μεταξύ τους - έναν μεταλλικό δεσμό.

Τα μέταλλα σε στερεά κατάσταση υπάρχουν με τη μορφή κρυστάλλων θετικών ιόντων, σαν να «επιπλέουν» σε μια θάλασσα ηλεκτρονίων που κινούνται ελεύθερα μεταξύ τους.

Ο μεταλλικός δεσμός εξηγεί τις ιδιότητες των μετάλλων, ιδιαίτερα την αντοχή τους. Υπό την επίδραση μιας παραμορφωτικής δύναμης, ένα μεταλλικό πλέγμα μπορεί να αλλάξει το σχήμα του χωρίς να ραγίσει, σε αντίθεση με τους ιοντικούς κρυστάλλους.

Η υψηλή θερμική αγωγιμότητα των μετάλλων εξηγείται από το γεγονός ότι εάν ένα κομμάτι μετάλλου θερμανθεί στη μία πλευρά, η κινητική ενέργεια των ηλεκτρονίων θα αυξηθεί. Αυτή η αύξηση της ενέργειας θα εξαπλωθεί σε μια «θάλασσα ηλεκτρονίων» σε όλο το δείγμα με υψηλή ταχύτητα.

Η ηλεκτρική αγωγιμότητα των μετάλλων γίνεται επίσης σαφής. Εάν εφαρμοστεί μια διαφορά δυναμικού στα άκρα ενός μεταλλικού δείγματος, το νέφος των αποτοπισμένων ηλεκτρονίων θα μετατοπιστεί προς την κατεύθυνση ενός θετικού δυναμικού: αυτή η ροή ηλεκτρονίων που κινείται προς μία κατεύθυνση αντιπροσωπεύει το γνωστό ηλεκτρικό ρεύμα.

Το μεταλλικό είναι ένας πολυκεντρικός δεσμός που υπάρχει στα μέταλλα και στα κράματά τους μεταξύ θετικά φορτισμένων ιόντων και ηλεκτρονίων σθένους, τα οποία είναι κοινά σε όλα τα ιόντα και κινούνται ελεύθερα σε όλο τον κρύσταλλο.

Δεν έχουν μεγάλο αριθμόηλεκτρόνια σθένους και χαμηλό ιονισμό. Λόγω των μεγάλων ακτίνων των ατόμων μετάλλου, αυτά τα ηλεκτρόνια είναι μάλλον ασθενώς συνδεδεμένα με τους πυρήνες τους και μπορούν εύκολα να αποσπαστούν από αυτούς και να γίνουν κοινά σε ολόκληρο τον μεταλλικό κρύσταλλο. Ως αποτέλεσμα, θετικά φορτισμένα μεταλλικά ιόντα και αέριο ηλεκτρονίων εμφανίζονται στο κρυσταλλικό πλέγμα του μετάλλου - μια συλλογή κινητών ηλεκτρονίων που κινούνται ελεύθερα σε όλο τον μεταλλικό κρύσταλλο.

Ως αποτέλεσμα, το μέταλλο αποτελείται από έναν αριθμό θετικών ιόντων που εντοπίζονται σε ορισμένες θέσεις και έναν μεγάλο αριθμό ηλεκτρονίων που κινούνται σχετικά ελεύθερα στο πεδίο των θετικών κέντρων. Η χωρική δομή των μετάλλων είναι ένας κρύσταλλος, που μπορεί να φανταστεί κανείς ως ένα κύτταρο με θετικά φορτισμένα ιόντα στους κόμβους του, βυθισμένο σε ένα αρνητικά φορτισμένο αέριο ηλεκτρονίων. Όλα τα άτομα εγκαταλείπουν τα ηλεκτρόνια σθένους για να σχηματίσουν ένα αέριο ηλεκτρονίων, κινούνται ελεύθερα μέσα στον κρύσταλλο χωρίς να σπάσουν τον χημικό δεσμό.

Η θεωρία της ελεύθερης κίνησης των ηλεκτρονίων στο κρυσταλλικό πλέγμα των μετάλλων επιβεβαιώθηκε πειραματικά από το πείραμα των Tolman και Stewart (το 1916): με απότομο φρενάρισμα ενός προηγουμένως μη στριμμένου πηνίου με ένα τυλιγμένο σύρμα, τα ελεύθερα ηλεκτρόνια συνέχισαν να κινούνται για κάποιο χρονικό διάστημα με αδράνεια, και αυτή τη στιγμή ένα αμπερόμετρο συνδεδεμένο με τα πηνία του κυκλώματος, κατέγραψε έναν παλμό ηλεκτρικού ρεύματος.

Ποικιλίες μοντέλων μεταλλικών δεσμών

Τα σημάδια ενός μεταλλικού δεσμού είναι τα ακόλουθα χαρακτηριστικά:

Πολυηλεκτρονικότητα, αφού όλα τα ηλεκτρόνια σθένους συμμετέχουν στο σχηματισμό ενός μεταλλικού δεσμού.
Πολυκεντρικότητα, ή αποτοπισμός - ένας δεσμός συνδέει ταυτόχρονα μεγάλο αριθμό ατόμων που περιέχονται σε έναν μεταλλικό κρύσταλλο.
Ισοτροπία, ή μη κατευθυντικότητα - λόγω της ανεμπόδιστης κίνησης του αερίου ηλεκτρονίων προς όλες τις κατευθύνσεις ταυτόχρονα, ο μεταλλικός δεσμός είναι σφαιρικά συμμετρικός.

Οι μεταλλικοί κρύσταλλοι σχηματίζουν κυρίως τρεις τύπους κρυσταλλικών δικτυωμάτων, αλλά ορισμένα μέταλλα μπορεί να έχουν διαφορετικές δομές ανάλογα με τη θερμοκρασία.

Κρυσταλλικά πλέγματα μετάλλων: α) με επίκεντρο κυβικά (Cu, Au, Ag, Al); β) κυβικά με κέντρο το σώμα (Li, Na, Ba, Mo, W, V); γ) εξαγωνικό (Mg, Zn, Ti, Cd, Cr)

Μεταλλικοί δεσμοί υπάρχουν στους κρυστάλλους και τα τήγματα όλων των μετάλλων και των κραμάτων. Στην καθαρή του μορφή, είναι χαρακτηριστικό των μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών. Στα d-μετάλλα μετάπτωσης, ο δεσμός μεταξύ των ατόμων είναι μερικώς ομοιοπολικός.

Μεταλλική σύνδεση. Ιδιότητες μεταλλικού δεσμού.

Ένας μεταλλικός δεσμός είναι ένας χημικός δεσμός που προκαλείται από την παρουσία σχετικά ελεύθερων ηλεκτρονίων. Χαρακτηριστικό τόσο των καθαρών μετάλλων όσο και των κραμάτων και των διαμεταλλικών ενώσεων τους.

Μηχανισμός μεταλλικού συνδέσμου

Τα θετικά μεταλλικά ιόντα βρίσκονται σε όλους τους κόμβους του κρυσταλλικού πλέγματος. Ανάμεσά τους, τα ηλεκτρόνια σθένους κινούνται τυχαία, όπως τα μόρια αερίου, που αποσπώνται από τα άτομα κατά το σχηματισμό ιόντων. Αυτά τα ηλεκτρόνια λειτουργούν ως τσιμέντο, συγκρατώντας τα θετικά ιόντα μαζί. διαφορετικά το πλέγμα θα αποσυντεθεί υπό την επίδραση απωστικών δυνάμεων μεταξύ των ιόντων. Ταυτόχρονα, τα ηλεκτρόνια συγκρατούνται από ιόντα μέσα στο κρυσταλλικό πλέγμα και δεν μπορούν να το αφήσουν. Οι δυνάμεις σύζευξης δεν είναι εντοπισμένες ή κατευθυνόμενες. Για το λόγο αυτό, στις περισσότερες περιπτώσεις εμφανίζονται υψηλοί αριθμοί συντονισμού (για παράδειγμα, 12 ή 8). Όταν δύο άτομα μετάλλου έρχονται κοντά μεταξύ τους, τα τροχιακά στο εξωτερικό τους κέλυφος επικαλύπτονται για να σχηματίσουν μοριακά τροχιακά. Εάν πλησιάσει ένα τρίτο άτομο, το τροχιακό του επικαλύπτεται με τα τροχιακά των δύο πρώτων ατόμων, με αποτέλεσμα ένα άλλο μοριακό τροχιακό. Όταν υπάρχουν πολλά άτομα, προκύπτει ένας τεράστιος αριθμός τρισδιάστατων μοριακών τροχιακών, που εκτείνονται προς όλες τις κατευθύνσεις. Λόγω των πολλαπλών επικαλυπτόμενων τροχιακών, τα ηλεκτρόνια σθένους κάθε ατόμου επηρεάζονται από πολλά άτομα.

Χαρακτηριστικά κρυσταλλικά πλέγματα

Άλλα ακίνητα

Η υψηλή θερμική αγωγιμότητα των μετάλλων εξηγείται από το γεγονός ότι εάν ένα κομμάτι μετάλλου θερμανθεί στη μία πλευρά, η κινητική ενέργεια των ηλεκτρονίων θα αυξηθεί. Αυτή η αύξηση της ενέργειας θα εξαπλωθεί στη «θάλασσα των ηλεκτρονίων» σε όλο το δείγμα με υψηλή ταχύτητα.

Η ηλεκτρική αγωγιμότητα των μετάλλων γίνεται επίσης σαφής. Εάν εφαρμοστεί μια διαφορά δυναμικού στα άκρα ενός μεταλλικού δείγματος, το νέφος των μετατοπισμένων ηλεκτρονίων θα μετατοπιστεί προς την κατεύθυνση του θετικού δυναμικού: αυτή η ροή ηλεκτρονίων που κινείται προς μία κατεύθυνση αντιπροσωπεύει το γνωστό ηλεκτρικό ρεύμα.

Μεταλλική σύνδεση. Ιδιότητες μεταλλικού δεσμού. - έννοια και τύποι. Ταξινόμηση και χαρακτηριστικά της κατηγορίας "Μεταλλικός δεσμός. Ιδιότητες μεταλλικού δεσμού." 2017, 2018.