Kādas ir attiecības starp metāliem. Ķīmisko saišu veidi: jonu, kovalentā, metāliskā. Ķīmisko saišu veidi savienojumos

Starp metāla atomiem veidojas metāliska saite. Metāla atomiem raksturīga iezīme ir neliels elektronu skaits ārējā enerģijas līmenī, ko vāji notur kodols, un liels skaits brīvu atomu orbitāļu ar līdzīgu enerģiju, tāpēc metāliskā saite ir nepiesātināta.

Valences elektroni piedalās saišu veidošanā ar 8 vai 12 atomiem uzreiz (atbilstoši metāla atomu koordinācijas skaitam). Šādos apstākļos valences elektroni ar zemu jonizācijas enerģiju pārvietojas pa visu blakus esošo atomu pieejamajām orbitālēm, nodrošinot savienojumu starp tiem.

metāla savienojums ko raksturo vāja kopējo elektronu mijiedarbība ar savienoto atomu kodoliem un pilnīga šo elektronu delokalizācija starp visiem kristāla atomiem, kas nodrošina šīs saites stabilitāti.

Metāla saites veidošanās shēma (M - metāls):

M 0 - ne M n +

Metāliem ir īpašs kristāla režģis, kura mezglos atrodas gan neitrāli, gan pozitīvi lādēti metālu atomi, starp kuriem brīvi (kristāla ietvaros) pārvietojas socializētie elektroni ("elektronu gāze"). Kopējo elektronu kustība metālos tiek veikta pa dažādām molekulārām orbitālēm, kas radušās saplūšanas rezultātā liels skaits savienoto atomu brīvās orbitāles un aptver kopu atomu kodoli. Metāliskas saites gadījumā nav iespējams runāt par tās virzienu, jo kopīgie elektroni ir vienmērīgi delokalizēti visā kristālā.

Metālu strukturālās īpašības nosaka to raksturlielumus fizikālās īpašības: cietība, elastība, augsta elektriskā un siltuma vadītspēja, kā arī īpašs metālisks spīdums.

Metāliskā saite ir raksturīga metāliem ne tikai cietā stāvoklī, bet arī šķidrā stāvoklī, tas ir, tā ir atomu agregātu īpašība, kas atrodas tuvu viens otram. Gāzveida stāvoklī metāla atomi ir savstarpēji savienoti ar vienu vai vairākām kovalentām saitēm molekulās, piemēram, Li 2 (Li–Li), Be 2 (Be = Be), Al 4 - katrs alumīnija atoms ir savienots ar trim citiem, lai veidotos. tetraedriska struktūra:

4. Ūdeņraža saite

Ūdeņraža saite ir īpašs saites veids, kas ir unikāls ūdeņraža atomiem. Tas notiek, kad ūdeņraža atoms ir saistīts ar elektronnegatīvāko elementu, galvenokārt fluora, skābekļa un slāpekļa, atomu. Apsveriet ūdeņraža saites veidošanos fluorūdeņraža piemērā. Elektronnegatīvajam ūdeņraža atomam ir tikai viens elektrons, pateicoties kuram tas var veidot kovalento saiti ar fluora atomu. Šajā gadījumā rodas ūdeņraža fluorīda molekula H-F, kurā kopējais elektronu pāris tiek novirzīts uz fluora atomu.

Šāda elektronu blīvuma sadalījuma rezultātā fluorūdeņraža molekula ir dipols, kura pozitīvais pols ir ūdeņraža atoms. Sakarā ar to, ka saistošais elektronu pāris tiek novirzīts uz fluora atomu, tas daļēji tiek atbrīvots 1 s-ūdeņraža atoma orbitāle un tā kodols ir daļēji atsegtas. Jebkuram citam atomam pozitīvs lādiņš kodols pēc valences elektronu noņemšanas tiek ekranēts ar iekšējiem elektronu apvalkiem, kas nodrošina citu atomu elektronu apvalku atgrūšanu. Ūdeņraža atomam šādu apvalku nav, tā kodols ir ļoti maza (subatomiski) pozitīvi lādēta daļiņa - protons (protona diametrs ir apmēram 10 5 reizes mazāks par atomu diametriem, un elektronu trūkuma dēļ tajā to pievelk citu elektriski neitrālu vai negatīvi lādētu atomu elektronu apvalks).

spriedze elektriskais lauks pie daļēji "kailā" ūdeņraža atoma ir tik liels, ka var aktīvi piesaistīt blakus esošās molekulas negatīvo polu. Tā kā šis pols ir fluora atoms, kuram ir trīs nesaistoši elektronu pāri, un s- ūdeņraža atoma orbitāle ir daļēji brīva, tad starp vienas molekulas pozitīvi polarizēto ūdeņraža atomu un blakus esošās molekulas negatīvi polarizēto fluora atomu notiek donora-akceptora mijiedarbība.

Tādējādi kopīgās elektrostatiskās un donora-akceptora mijiedarbības rezultātā rodas papildu otrā saite, piedaloties ūdeņraža atomam. Tā tas ir ūdeņraža saite, …H–F H–F…

Tas atšķiras no kovalentās enerģijas un garuma. Ūdeņraža saites ir garākas un mazāk spēcīgas nekā kovalentās saites. Ūdeņraža saites enerģija ir 8–40 kJ/mol, bet kovalentās saites enerģija ir 80–400 kJ/mol. Cietā fluorūdeņražā garums kovalentā saite H–F ir 95 pm, ūdeņraža saites garums F H ir 156 pm. Sakarā ar ūdeņraža saiti starp HF molekulām, cietie ūdeņraža fluorīda kristāli sastāv no bezgalīgām plakanām zigzaga ķēdēm, jo ​​trīs atomu sistēma, ko veido ūdeņraža saite, parasti ir lineāra.

Ūdeņraža saites starp HF molekulām daļēji saglabājas šķidrā un pat gāzveida fluorūdeņražā.

Ūdeņraža saite ir nosacīti uzrakstīta kā trīs punkti un ir attēlota šādi:

kur X, Y ir F, O, N, Cl, S atomi.

Ūdeņraža saites enerģiju un garumu nosaka H–X saites dipola moments un atoma lielums Y. Ūdeņraža saites garums samazinās, un tās enerģija palielinās, palielinoties starpībai starp ūdeņraža saites elektronegativitāti. X un Y atomi (un attiecīgi H–X saites dipola moments) un ar Y atoma izmēra samazināšanos .

Ūdeņraža saites veidojas arī starp molekulām, kurās ir O–H saites (piemēram, ūdens H 2 O, perhlorskābe HClO 4, Slāpekļskābe HNO 3, karbonskābes RCOOH, fenols C 6 H 5 OH, ROH spirti) un N–H (piemēram, amonjaks NH 3, tiociānskābe HNCS, organiskie amīdi RCONH 2 un amīni RNH 2 un R 2 NH).

Vielas, kuru molekulas ir savienotas ar ūdeņraža saitēm, pēc savām īpašībām atšķiras no vielām, kas tām ir līdzīgas pēc molekulu struktūras, bet neveido ūdeņraža saites. IVA-grupas elementu hidrīdu, kuros nav ūdeņraža saišu, kušanas un viršanas temperatūras pakāpeniski samazinās, samazinoties perioda skaitam (15.att.) VA-VIIA grupu elementu hidrīdi uzrāda pārkāpumu. no šīs atkarības. Trīs vielām, kuru molekulas ir savienotas ar ūdeņraža saitēm (amonjaks NH 3 , ūdens H 2 O un fluorūdeņradis HF), kušanas un viršanas temperatūra ir daudz augstāka nekā to ekvivalentiem (15. att.). Turklāt šīm vielām ir plašāki eksistences temperatūras diapazoni šķidrs stāvoklis, augstāks saplūšanas un iztvaikošanas siltums.

Ūdeņraža saitei ir liela nozīme vielu šķīdināšanas un kristalizācijas procesos, kā arī kristālisko hidrātu veidošanā.

Ūdeņraža saites var veidoties ne tikai starp molekulām (starpmolekulārā ūdeņraža saite, MVS) , kā tas ir iepriekš aplūkotajos piemēros, bet arī starp vienas molekulas atomiem (intramolekulārā ūdeņraža saite, VVS) . Piemēram, pateicoties intramolekulārajām ūdeņraža saitēm starp aminogrupu ūdeņraža atomiem un karbonilgrupu skābekļa atomiem, polipeptīdu ķēdēm, kas veido olbaltumvielu molekulas, ir spirālveida forma.

bilde??????????????

Ūdeņraža saitēm ir milzīga loma proteīnu reduplikācijas un biosintēzes procesos. Divas DNS (dezoksiribonukleīnskābes) dubultspirāles virknes tiek turētas kopā ar ūdeņraža saitēm. Reduplikācijas procesā šīs saites tiek pārrautas. Transkripcijas laikā ūdeņraža saišu rašanās dēļ notiek arī RNS (ribonukleīnskābes) sintēze, izmantojot DNS kā šablonu. Abi procesi ir iespējami, jo ūdeņraža saites veidojas viegli un viegli pārraujamas.

Rīsi. 15. Kušanas punkti ( a) un vārot ( b) IVА-VIIA grupu elementu hidrīdi.

Metāla saite ir daudzcentru saite, kas pastāv metālos un to sakausējumos starp pozitīvi lādētiem joniem un valences elektroniem, kas ir kopīgi visiem joniem un brīvi pārvietojas pa kristālu.

Viņiem ir neliels valences elektronu skaits un zema jonizācija. Šie elektroni, pateicoties metāla atomu lielajiem rādiusiem, ir diezgan vāji saistīti ar saviem kodoliem un var viegli no tiem atdalīties un kļūt kopīgi visam metāla kristālam. Tā rezultātā metāla kristāla režģī parādās pozitīvi lādēti metāla joni un elektronu gāze - mobilo elektronu kopums, kas brīvi pārvietojas ap metāla kristālu.

Rezultātā metāls ir pozitīvo jonu virkne, kas lokalizēta noteiktās pozīcijās, un liels skaits elektronu, kas salīdzinoši brīvi pārvietojas pozitīvo centru laukā. Metālu telpiskā struktūra ir kristāls, ko var attēlot kā šūnu ar pozitīvi lādētiem joniem mezglos, kas iegremdēti negatīvi lādētā elektronu gāzē. Visi atomi ziedo savus valences elektronus elektronu gāzes veidošanai; tie brīvi pārvietojas kristāla iekšienē, nepārraujot ķīmisko saiti.

Elektronu brīvas kustības teoriju metālu kristāliskajā režģī eksperimentāli apstiprināja Tolmana un Stjuarta pieredze (1916. gadā): krasas palēnināšanas laikā iepriekš nesaritinātai spolei ar uztītu stiepli brīvie elektroni turpināja kustēties pēc inerces. kādu laiku, un šajā laikā ķēdes spolēs iekļautais ampērmetrs reģistrēja elektriskās strāvas impulsu.

Metāla saišu modeļu šķirnes

Metāla saites pazīmes ir šādas:

1. Daudzelektroniskums, jo visi valences elektroni piedalās metāliskās saites veidošanā;
2. Daudzcentru jeb delokalizācija - saite vienlaikus savieno lielu skaitu atomu, kas atrodas metāla kristālā;
3. Izotropija jeb nevirziena – pateicoties netraucētai elektronu gāzes kustībai visos virzienos vienlaicīgi, metāliskā saite ir sfēriski simetriska.

Metāla kristāli veido galvenokārt trīs veidu kristāla režģus, tomēr dažiem metāliem atkarībā no temperatūras var būt atšķirīga struktūra.

Metālu kristāla režģi: a) kubiskā seja centrēti (Cu, Au, Ag, Al); b) kubiskais ķermenis centrēts (Li, Na, Ba, Mo, W, V); c) sešstūra (Mg, Zn, Ti, Cd, Cr)

Metāliskā saite pastāv visu metālu un sakausējumu kristālos un kausējumos. Tīrā veidā tas ir raksturīgs sārmu un sārmzemju metāliem. Pārejas d-metālos saite starp atomiem ir daļēji kovalenta.

Starp atomiem metāla kristālā veidojas metāliska saite, kas rodas valences elektronu pārklāšanās rezultātā. Tātad, kāda ir šāda veida saite un kādos savienojumos tā atrodas?

Kas ir metāla saite?

Metāla ķīmiskā saite pastāv metāla kristālā un šķidrā kausētā stāvoklī. To veido elementi, kuru atomos ārējā līmenī ir maz elektronu (1-3), salīdzinot ar kopējo ārējo, enerģētiski tuvu orbitāļu skaitu.

Rīsi. 1. Metāla saites veidošanās shēma.

Zemās jonizācijas enerģijas dēļ valences elektroni atomā ir vāji aizturēti. Tātad, nātrija atomam ir 9 brīvas un enerģētiski tuvas orbitāles uz vienu valences elektronu (3S 1) (viena 3s, trīs 3p un piecas 3d).

Pateicoties zemajai jonizācijas enerģijas vērtībai, valences elektrons ir vāji noturēts un brīvi pārvietojas ne tikai savās 9 brīvajās orbitālēs, bet ar blīvu blīvējumu kristālā un uz citu atomu brīvajām orbitālēm, veidojot savienojumu.

Ķīmiskā saite ir ļoti delokalizēta: elektroni tiek socializēti ("elektronu gāze") un pārvietojas pa metāla gabalu, kas parasti ir elektriski neitrāls, starp pozitīvi lādētiem joniem.

Brīva elektronu kustība caur kristālu izskaidro saites nevirzienu un nepiesātinājumu, kā arī tādas metālu fizikālās īpašības kā plastiskums, spožums, elektriskā un siltumvadītspēja.

Rīsi. 2. Metāla ķīmiskās saites īpašības.

Raksturīgi kristāla režģi

Metāli gandrīz vienmēr veido ļoti simetriskus režģus ar cieši izvietotiem atomiem. Ir trīs veidu kristāla režģi:

• kubiskais korpuss centrēts. Šāda veida režģī atomi atrodas kuba augšpusē un viens atoms kuba tilpuma centrā. Šāds režģis ir šādiem metāliem: nātrijs, litijs, bārijs, kālijs, svins un daudzi citi.
• kubiskā seja centrēta. Šāda veida režģī atomi atrodas kuba augšdaļā un katras virsmas centrā. Šāda veida režģi ir šādiem metāliem: cērijs, stroncijs, niķelis, sudrabs, zelts, pallādijs, platīns, varš un daudzi citi.

Rīsi. 3. Kubiskā seja centrēta kristāla režģis.

• sešstūrains. Šāda veida režģī atomi atrodas prizmas sešstūra pamatņu virsotnēs un centros, un trīs atomi atrodas šīs prizmas vidus plaknē.

Šāda veida kristāla režģis ir šādiem metāliem: magnijs, kadmijs, rēnijs, osmijs, rutēnijs, berilijs un daudzi citi.

Ko mēs esam iemācījušies?

Metāla saite pēc būtības ir līdzīga kovalentajai saitei, taču atšķiras no tās ar to, ka elektronu socializāciju tās veidošanās laikā veic daudzi atomi vienlaikus. Šajā rakstā ir definēts jēdziens "metāla saite", kā arī metāliskās ķīmiskās saites piemēri.

Visi šobrīd zināmie ķīmiskie elementi, kas atrodas periodiskajā tabulā, ir nosacīti sadalīti divās lielās grupās: metālos un nemetālos. Lai tie kļūtu ne tikai elementi, bet arī savienojumi, ķīmiskās vielas, varētu mijiedarboties savā starpā, tiem jāpastāv vienkāršu un sarežģītu vielu veidā.

Tieši tāpēc daži elektroni cenšas pieņemt, bet citi - dot. Papildinot viens otru šādā veidā, elementi un formas ir dažādas ķīmiskās molekulas. Bet kas viņus tur kopā? Kāpēc ir tādas stipras vielas, kuras nespēj iznīcināt pat visnopietnākie instrumenti? Un citus, gluži pretēji, iznīcina mazākā ietekme. Tas viss ir saistīts ar izglītību. dažādi veidiķīmiskās saites starp atomiem molekulās, noteiktas struktūras kristāliskā režģa veidošanās.

Ķīmisko saišu veidi savienojumos

Kopumā ir 4 galvenie veidi. ķīmiskās saites.

1. Kovalents nepolārs. Tas veidojas starp diviem identiskiem nemetāliem elektronu socializācijas, kopīgu elektronu pāru veidošanās dēļ. Tās veidošanā piedalās valences nepāra daļiņas. Piemēri: halogēni, skābeklis, ūdeņradis, slāpeklis, sērs, fosfors.
2. kovalentais polārs. Tas veidojas starp diviem dažādiem nemetāliem vai starp metālu, kuram ir ļoti vājas īpašības, un nemetālu, kuram ir vāja elektronegativitāte. Tas balstās arī uz kopīgiem elektronu pāriem un to pievilkšanos sev pretī ar to atomu, kura elektronu afinitāte ir augstāka. Piemēri: NH 3, SiC, P 2 O 5 un citi.
3. Ūdeņraža saite. Visnestabilākais un vājākais, tas veidojas starp vienas molekulas spēcīgi elektronnegatīvu atomu un citas molekulas pozitīvo atomu. Visbiežāk tas notiek, kad vielas tiek izšķīdinātas ūdenī (spirts, amonjaks utt.). Pateicoties šim savienojumam, var pastāvēt olbaltumvielu, nukleīnskābju, komplekso ogļhidrātu un tā tālāk makromolekulas.
4. Jonu saite. Tas veidojas dažādu lādētu metālu un nemetālu jonu elektrostatiskās pievilkšanās spēku dēļ. Jo spēcīgāka ir šī rādītāja atšķirība, jo izteiktāka ir mijiedarbības jonu raksturs. Savienojumu piemēri: binārie sāļi, kompleksie savienojumi - bāzes, sāļi.
5. Metāla saite, kuras veidošanās mehānisms, kā arī īpašības, tiks apspriests tālāk. Tas veidojas metālos, to dažāda veida sakausējumos.

Ir tāda lieta kā ķīmiskās saites vienotība. Tas tikai saka, ka nav iespējams uzskatīt katru ķīmisko saiti par atsauci. Tās visas ir tikai nominālas vienības. Galu galā visas mijiedarbības balstās uz vienu principu - elektronu statisko mijiedarbību. Tāpēc jonu, metāliskām, kovalentajām saitēm un ūdeņraža saitēm ir viena vienība ķīmiskā daba un tie ir tikai robežgadījumi viens otram.

Metāli un to fizikālās īpašības

Metāli ir lielākā daļa no visiem ķīmiskie elementi. Tas ir saistīts ar to īpašajām īpašībām. Lielāko daļu no tiem ieguva cilvēks kodolreakcijas iekšā laboratorijas apstākļi, tie ir radioaktīvi ar īsu pussabrukšanas periodu.

Tomēr lielākā daļa ir dabiski elementi, kas veido veselumu klintis un rūdas, ir daļa no svarīgākajiem savienojumiem. Tieši no tiem cilvēki iemācījās liet sakausējumus un izgatavot daudz skaistu un svarīgu izstrādājumu. Tie ir, piemēram, varš, dzelzs, alumīnijs, sudrabs, zelts, hroms, mangāns, niķelis, cinks, svins un daudzi citi.

Visiem metāliem var izdalīt vispārīgas fizikālās īpašības, kas izskaidrojamas ar metāliskās saites veidošanās shēmu. Kādas ir šīs īpašības?

1. kaļamība un plastiskums. Ir zināms, ka daudzus metālus var velmēt pat līdz folijas stāvoklim (zelts, alumīnijs). No citiem stieples, metāla lokanās loksnes, izstrādājumi, kas var deformēties laikā fiziska ietekme, bet nekavējoties atjauno formu pēc tās pārtraukšanas. Tieši šīs metālu īpašības sauc par kaļamību un elastību. Šīs funkcijas iemesls ir metāla savienojuma veids. Joni un elektroni kristālā slīd viens pret otru, nesalaužoties, kas ļauj saglabāt visas struktūras integritāti.
2. Metālisks spīdums. Tas arī izskaidro metālisko saiti, veidošanās mehānismu, tās īpašības un iezīmes. Tātad ne visas daļiņas spēj absorbēt vai atspoguļot gaismas viļņi vienāda garuma. Lielākajai daļai metālu atomi atspoguļo īsa viļņa garuma starus un iegūst gandrīz tādu pašu sudraba, baltu, gaiši zilganu krāsu. Izņēmums ir varš un zelts, to krāsa ir attiecīgi sarkansarkana un dzeltena. Tie spēj atspoguļot ilgāka viļņa garuma starojumu.
3. Siltumvadītspēja un elektriskā vadītspēja. Šīs īpašības ir izskaidrojamas arī ar kristāla režģa struktūru un to, ka tās veidošanā tiek realizēta metāliska veida saite. Pateicoties "elektronu gāzei", kas pārvietojas kristāla iekšpusē, elektrība un siltums tiek nekavējoties un vienmērīgi sadalīts starp visiem atomiem un joniem un tiek vadīts caur metālu.
4. Ciets agregācijas stāvoklis normālos apstākļos. Vienīgais izņēmums šeit ir dzīvsudrabs. Visi pārējie metāli noteikti ir stipri, cieti savienojumi, kā arī to sakausējumi. Tas ir arī metāliskās saites klātbūtnes rezultāts metālos. Šāda veida daļiņu saistīšanās veidošanās mehānisms pilnībā apstiprina īpašības.

Šīs ir metālu galvenās fizikālās īpašības, kuras izskaidro un nosaka metāliskās saites veidošanās shēma. Šī atomu savienošanas metode ir īpaši svarīga metālu elementiem, to sakausējumiem. Tas ir, tiem cietā un šķidrā stāvoklī.

Metāla tipa ķīmiskā saite

Kāda ir tā īpatnība? Lieta tāda, ka šāda saite veidojas nevis dažādi lādētu jonu un to elektrostatiskās pievilkšanās dēļ, nevis elektronegativitātes atšķirības un brīvo elektronu pāru klātbūtnes dēļ. Tas ir, jonu, metāliskām, kovalentajām saitēm ir nedaudz atšķirīgs raksturs un saistītās daļiņas.

Visiem metāliem ir šādas īpašības:

• neliels elektronu skaits vienā (izņemot dažus izņēmumus, kuriem var būt 6,7 un 8);
• liels atomu rādiuss;
• zema jonizācijas enerģija.

Tas viss veicina ārējo nepāra elektronu vieglu atdalīšanu no kodola. Šajā gadījumā atomam ir daudz brīvu orbitāļu. Metāla saites veidošanās shēma tikai parādīs daudzu dažādu atomu orbitālo šūnu pārklāšanos savā starpā, kas rezultātā veido kopīgu intrakristālisko telpu. Tajā tiek ievadīti elektroni no katra atoma, kas sāk brīvi klīst apkārt dažādas daļas režģi. Periodiski katrs no tiem pievienojas jonam kristāla vietā un pārvērš to par atomu, pēc tam atkal atdalās, veidojot jonu.

Tādējādi metāliskā saite ir saite starp atomiem, joniem un brīvajiem elektroniem kopējā metāla kristālā. Elektronu mākoni, kas brīvi pārvietojas struktūrā, sauc par "elektronu gāzi". Tas izskaidro lielāko daļu metālu un to sakausējumu.

Kā īsti pati sevi realizē metāliskā ķīmiskā saite? Var sniegt dažādus piemērus. Mēģināsim apsvērt litija gabalu. Pat ja paņemtu to zirņa lielumā, tur būs tūkstošiem atomu. Iedomāsimies, ka katrs no šiem tūkstošiem atomu ziedo savu vienu valences elektronu kopējai kristāliskajai telpai. Tajā pašā laikā, zinot dotā elementa elektronisko struktūru, var redzēt tukšo orbitāļu skaitu. Litijam būs 3 no tiem (otrā enerģijas līmeņa p-orbitāles). Trīs katram atomam no desmitiem tūkstošu – tā ir kopējā telpa kristāla iekšienē, kurā brīvi pārvietojas "elektronu gāze".

Viela ar metālisku saiti vienmēr ir spēcīga. Galu galā elektronu gāze neļauj kristālam sabrukt, bet tikai nobīda slāņus un nekavējoties atjauno. Tas spīd, tam ir noteikts blīvums (visbiežāk augsts), kausējamība, kaļamība un plastiskums.

Kur vēl tiek realizēta metāla saite? Vielu piemēri:

• metāli vienkāršu konstrukciju veidā;
• visi metālu sakausējumi viens ar otru;
• visi metāli un to sakausējumi šķidrā un cietā stāvoklī.

Ir vienkārši neticami daudz konkrētu piemēru, jo metāli iekšā periodiska sistēma virs 80!

Metāla saite: veidošanās mehānisms

Ja tiek ņemts vērā vispārējs skats, mēs jau esam izklāstījuši galvenos punktus iepriekš. Brīvo elektronu klātbūtne un tie, kas viegli atdalās no kodola zemās jonizācijas enerģijas dēļ, ir galvenie nosacījumi šāda veida saišu veidošanai. Tādējādi izrādās, ka tas tiek īstenots starp šādām daļiņām:

• atomi kristāla režģa mezglos;
• brīvie elektroni, kas bija valence metālā;
• joni kristāla režģa vietās.

Gala rezultāts ir metāliska saite. Veidošanās mehānismu vispārīgos terminos izsaka ar sekojošu apzīmējumu: Me 0 - e - ↔ Me n+. No diagrammas ir skaidrs, kuras daļiņas atrodas metāla kristālā.

Pašiem kristāliem var būt dažāda forma. Tas ir atkarīgs no konkrētās vielas, ar kuru mums ir darīšana.

Metāla kristālu veidi

Šo metāla vai tā sakausējuma struktūru raksturo ļoti blīvs daļiņu iepakojums. To nodrošina joni kristāla mezglos. Pašiem režģiem telpā var būt dažādas ģeometriskas formas.

1. Tilpumu centrālais kubiskais režģis - sārmu metāli.
2. Sešstūra kompakta struktūra - visi sārmzemju elementi, izņemot bāriju.
3. Seju centrēts kubisks - alumīnijs, varš, cinks, daudzi pārejas metāli.
4. Romboedrāla struktūra - dzīvsudrabā.
5. Tetragonāls - indijs.

Jo zemāk tas atrodas periodiskajā sistēmā, jo sarežģītāks ir tā iepakojums un kristāla telpiskā organizācija. Šajā gadījumā metāliskā ķīmiskā saite, kuras piemērus var sniegt katram esošajam metālam, ir izšķiroša kristāla konstrukcijā. Sakausējumiem ir ļoti daudzveidīga organizācija kosmosā, un daži no tiem joprojām nav pilnībā izprasti.

Komunikācijas īpašības: bez virziena

Kovalentajām un metāliskajām saitēm ir viena ļoti izteikta atšķirīgā iezīme. Atšķirībā no pirmās, metāliskā saite nav virziena. Ko tas nozīmē? Tas ir, elektronu mākonis kristāla iekšpusē pilnīgi brīvi pārvietojas tā robežās dažādos virzienos, katrs no elektroniem spēj pievienoties absolūti jebkuram jonam struktūras mezglos. Tas ir, mijiedarbība tiek veikta dažādos virzienos. Tāpēc viņi saka, ka metāla saite nav virziena.

Kovalentās saites mehānisms ietver kopīgu elektronu pāru veidošanos, tas ir, pārklājošu atomu mākoņus. Turklāt tas notiek stingri pa noteiktu līniju, kas savieno to centrus. Tāpēc viņi runā par šāda savienojuma virzienu.

Piesātināmība

Šis raksturlielums atspoguļo atomu spēju ierobežoti vai neierobežoti mijiedarboties ar citiem. Tātad kovalentās un metāliskās saites šajā rādītājā atkal ir pretējas.

Pirmais ir piesātināms. Atomiem, kas piedalās tā veidošanā, ir stingri noteikts valences ārējo elektronu skaits, kas ir tieši iesaistīti savienojuma veidošanā. Vairāk nekā tas ir, tajā nebūs elektronu. Tāpēc izveidoto saišu skaitu ierobežo valence. Līdz ar to savienojuma piesātinājums. Šīs īpašības dēļ lielākajai daļai savienojumu ķīmiskais sastāvs ir nemainīgs.

metāla un ūdeņraža saite, gluži pretēji, ir nepiesātināti. Tas ir saistīts ar daudzu brīvu elektronu un orbitāļu klātbūtni kristāla iekšpusē. Joniem ir nozīme arī kristāla režģa mezglos, no kuriem katrs jebkurā brīdī var kļūt par atomu un atkal par jonu.

Vēl viena metāliskās saites īpašība ir iekšējā elektronu mākoņa delokalizācija. Tas izpaužas kā neliela skaita kopīgu elektronu spēja savienot kopā daudzus metālu atomu kodolus. Tas ir, šķiet, ka blīvums ir delokalizēts, vienmērīgi sadalīts starp visām kristāla saitēm.

Saišu veidošanās piemēri metālos

Apskatīsim dažas konkrētas iespējas, kas ilustrē, kā veidojas metāliska saite. Vielu piemēri ir šādi:

• cinks;
• alumīnijs;
• kālijs;
• hroms.

Metāliskas saites veidošanās starp cinka atomiem: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. Cinka atomam ir četri enerģijas līmeņi. Brīvās orbitāles, pamatojoties uz elektronisko struktūru, tai ir 15 - 3 p-orbitālēs, 5 4d un 7 4f. Elektroniskā struktūra ir šāda: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, atomā ir 30 elektroni. Tas ir, divas brīvas valences negatīvās daļiņas spēj pārvietoties 15 plašās un neaizņemtās orbitāļu robežās. Un tā tas ir ar katru atomu. Rezultātā - milzīga kopējā telpa, kas sastāv no tukšām orbitālēm, un neliela skaita elektronu, kas saista kopā visu struktūru.

Metāla saite starp alumīnija atomiem: AL 0 - e - ↔ AL 3+. Alumīnija atoma trīspadsmit elektroni atrodas trīs enerģijas līmeņos, kas viņiem acīmredzami ir pārāk daudz. Elektroniskā struktūra: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Brīvās orbitāles - 7 gab. Acīmredzot elektronu mākonis būs mazs, salīdzinot ar kopējo iekšējo brīvo telpu kristālā.

Hroma metāla saite. Šis elements ir īpašs savā elektroniskajā struktūrā. Patiešām, lai stabilizētu sistēmu, elektrons nokrīt no 4s uz 3d orbitāli: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0 . Kopumā ir 24 elektroni, no kuriem seši ir valence. Tieši viņi nonāk kopējā elektroniskajā telpā, lai izveidotu ķīmisku saiti. Ir 15 brīvas orbitāles, kas joprojām ir daudz vairāk, nekā nepieciešams, lai aizpildītu. Tāpēc hroms ir arī tipisks metāla piemērs ar atbilstošu saiti molekulā.

Viens no aktīvākajiem metāliem, kas ar aizdegšanos reaģē pat ar parastu ūdeni, ir kālijs. Kas izskaidro šīs īpašības? Atkal daudzējādā ziņā - metālisks savienojuma veids. Šim elementam ir tikai 19 elektroni, bet tie jau atrodas 4 enerģijas līmeņos. Tas ir, uz 30 dažādu apakšlīmeņu orbitālēm. Elektroniskā struktūra: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0. Tikai divi ar ļoti zemu jonizācijas enerģiju. Brīvi izkāpiet un ieejiet kopējā elektroniskajā telpā. Viena atoma pārvietošanai ir 22 orbitāles, tas ir, ļoti liela brīva vieta "elektronu gāzei".

Līdzības un atšķirības ar cita veida attiecībām

Kopumā šis jautājums jau tika apspriests iepriekš. Mēs varam tikai vispārināt un izdarīt secinājumus. Galvenās metāla kristālu atšķirīgās iezīmes no visiem citiem komunikācijas veidiem ir:

• vairāku veidu daļiņas, kas iesaistītas saistīšanās procesā (atomi, joni vai atomjoni, elektroni);
• kristālu dažāda telpiskā ģeometriskā struktūra.

Ar ūdeņraža un jonu saiti metālu saites ir nepiesātinātas un nav virzītas. Ar kovalento polāro - spēcīgu elektrostatisko pievilcību starp daļiņām. Atsevišķi no jonu - daļiņu veids kristāla režģa mezglos (joni). Ar kovalentiem nepolāriem - atomiem kristāla mezglos.

Saišu veidi metālos ar dažādu agregācijas pakāpi

Kā minēts iepriekš, metāliskā ķīmiskā saite, kuras piemēri ir sniegti rakstā, veidojas divās daļās. agregācijas stāvokļi metāli un to sakausējumi: cietie un šķidrie.

Rodas jautājums: kāda veida saite metāla tvaikos? Atbilde: kovalenti polāri un nepolāri. Tāpat kā visos savienojumos, kas ir gāzes formā. Tas ir, ilgstoši karsējot metālu un pārejot no cieta stāvokļa uz šķidrumu, saites nesadalās un tiek saglabāta kristāliskā struktūra. Tomēr, kad runa ir par šķidruma pārnešanu tvaika stāvoklī, kristāls tiek iznīcināts un metāliskā saite tiek pārveidota par kovalentu.