Metāla saite: izglītības mehānisms. Metālu ķīmiskās saites: piemēri

Visi zināmie ķīmiskie elementi, kas atrodas periodiskajā tabulā, ir sadalīti divās grupās: metāli un nemetāli. Lai tie kļūtu ne tikai elementi, bet arī savienojumi, ķimikālijas, viņi var savstarpēji mijiedarboties, tiem jābūt vienkāršām un sarežģītām vielām.

Šim nolūkam daži elektroni cenšas pieņemt, bet citi - dot. Šādi aizstājot viens otru, elementi veido dažādas ķīmiskās molekulas. Bet kas ļauj viņiem turēt kopā? Kāpēc ir tādas vielas ar tādu spēku, ko nevar iznīcināt pat ar visnopietnākajiem līdzekļiem? Un citus, gluži otrādi, iznīcina vismazākā ietekme. Tas viss skaidrojams ar dažādu ķīmisko saišu veidošanos starp atomiem molekulās, noteiktas struktūras kristālu režģu veidošanos.

Ķīmisko saišu veidi savienojumos

Kopumā ir 4 galvenie ķīmisko saišu veidi.

1. Kovalentu nepolāra. Tas veidojas starp diviem identiskiem nemetāliem, pateicoties elektronu socializācijai, kopēju elektronisko pāru veidošanai. Vienas formas neparedzētas daļiņas piedalās tās veidošanā. Piemēri: halogēni, skābeklis, ūdeņradis, slāpeklis, sērs, fosfors.
2. Kovalentais polārs. Tas veidojas starp diviem dažādiem nemetāliem vai starp metālu, kas ir ļoti vājš īpašībās un nemetāla vājums elektrodiskuma dēļ. Bāze ir arī kopīgi elektroniskie pārīši un to satveršana ar sevi ar šo atomu, kura afinitāte pret elektronu ir lielāka. Piemēri: NH _3, SiC, P ₂ O ₅ un citi.
3. Ūdeņraža saite. Visvairāk nestabilais un vājākais veidojas starp spēcīgu elektroronmisko viena molekulas atomu un pozitīvo. Visbiežāk tas notiek, kad vielas tiek izšķīdinātas ūdenī (alkohols, amonjaks utt.). Pateicoties šādam savienojumam, var būt olbaltumvielu makromolekulas, nukleīnskābes, kompleksi ogļhidrāti utt.
4. Jonu savienošana. Tas veidojas, pateicoties dažādi uzlādētu metāla jonu un nemetālu piesaistes spēkiem. Jo spēcīgāka ir šī rādītāja atšķirība, jo izteiktāk ir mijiedarbības jonu raksturs. Savienojumu piemēri: bināri sāļi, kompleksie savienojumi - bāzes, sāļi.
5. Metāla saite, kuras veidošanās mehānisms, kā arī īpašības tiks uzskatīts par turpmāku. To veido metāli, dažādu veidu sakausējumi.

Ir tāda lieta kā ķīmiskās saites vienotība. Tas vienkārši saka, ka nav iespējams uzskatīt katru ķīmisko saiti par atsauci. Tās visas ir nosacīti norīkotas vienības. Galu galā visu mijiedarbību pamatā ir viens princips - elektronu-statiskā mijiedarbība. Tāpēc joniskai, metāliskai, kovalentai saitei un ūdeņraža saitei ir tikai viena ķīmiska daba, un tās ir tikai viena otru robežu gadījumi.

Metāli un to fizikālās īpašības

Metāli atrodas lielākajā daļā visu ķīmisko elementu. Tas ir saistīts ar to īpašajām īpašībām. Ievērojamu daļu no tiem cilvēks ieguvis ar kodolreakcijām laboratorijā, tie ir radioaktīvi ar īsu pussabrukšanas periodu.

Tomēr lielākā daļa ir dabiski elementi, kas veido veselus ieži un rūdas, ir daļa no svarīgākajiem savienojumiem. No tiem cilvēki iemācījušies izmest sakausējumus un izgatavot daudz skaistu un svarīgu produktu. Tie ir tādi kā varš, dzelzs, alumīnijs, sudrabs, zelts, hroms, mangāns, niķelis, cinks, svins un daudzi citi.

Visiem metāliem ir iespējams izcelt vispārējās fizikālās īpašības, kas izskaidro metālu saistīšanās veidošanās shēmu. Kādas ir šīs īpašības?

1. Kovkost un plastika. Ir zināms, ka daudzus metālus var nolocīt pat uz folijas (zelta, alumīnija) stāvokli. No citiem, stieples, metāla elastīgas loksnes, priekšmeti, kas var deformēties fiziski, bet pēc tam tūlīt atgūst formu pēc tā apturēšanas. Tās ir metālu īpašības, ko sauc par plastika un plastika. Šīs funkcijas iemesls ir metāla savienojuma veids. Kristāla slīdņa joni un elektroni attiecībā pret otru, nesalaužot, kas ļauj saglabāt visas struktūras integritāti.
2. Metāla spīdums. Tas izskaidro arī metāla saiti, izglītības mehānismu, tā īpašības un iezīmes. Tādējādi ne visas daļiņas spēj absorbēt vai atspoguļot vienāda garuma gaismas viļņus. Lielākā daļa metālu atomi atspoguļo īsviļņu starus un iegūst gandrīz tādu pašu krāsu kā sudrabaini balta vai gaiši zilgana nokrāsa. Izņēmumi ir varš un zelts, to krāsa ir attiecīgi sarkanīgi sarkana un dzeltena. Tie spēj atspoguļot ilgāku viļņu garumu.
3. Siltuma un elektrovadītspēja. Šīs īpašības izskaidro arī kristālu režģu struktūra un fakts, ka tā veidošanās rezultātā tiek realizēts metāla saites veids. Pateicoties "elektroniskajai gāzei", kas pārvietojas kristāla iekšpusē, elektriskā strāva un siltums tiek uzreiz un vienmērīgi sadalīti starp visiem atomiem un joniem un tiek veikti caur metālu.
4. Cietviela normālos apstākļos. Šeit vienīgais izņēmums ir dzīvsudrabs. Visi citi metāli noteikti ir stipri, cietie savienojumi, kā arī to sakausējumi. Tas ir arī metālu saistību klātbūtnes rezultāts metālos. Šī tipa daļiņu saistīšanās veidošanās mehānisms pilnībā apstiprina īpašības.

Tie ir metālu galvenās fizikālās īpašības, kas precīzi izskaidro un nosaka metāla saišu veidošanās shēmu. Šāda metode metālu elementu un to sakausējumu savienošanai ar atomu ir aktuāla. Tas ir viņiem cietā un šķidrā stāvoklī.

Metāla ķīmiskās saites veids

Kāda ir tās īpatnība? Lieta ir tāda, ka šāds savienojums veidojas nevis uz lādēto jonu rēķina un to elektrostatiskās piesaistes, bet gan uz elektroenerģijas atšķirības un brīvo elektronu pāru klātbūtnes rēķina. Tas nozīmē, ka joniskām, metāliskām, kovalentām saitēm ir nedaudz atšķirīgs raksturs un daļiņu īpatnības.

Visiem metāliem raksturīgas tādas īpašības kā:

• Neliels elektronu skaits ārējā enerģijas līmenī (izņemot dažus izņēmumus, kuros tie var būt 6,7 un 8);
• Liels atomu rādiuss;
• Zema jonizācijas enerģija.

Tas viss palīdz viegli atdalīt ārējos nesadalītos elektronus no kodola. Atomā ir daudz brīvo orbitālu. Metāla savienojuma izveidošanas shēma tikai parādīs dažādu atomu dažādu orbitālo šūnu pārklāšanos, kas viens no otra veidos kopēju intrakristālu telpu. Tajā tiek ievadīti elektroni no katra atoma, kas brīvi klīst apkārt dažādām režģa daļām. Periodiski katra no tām pievienojas jonam kristāla vietā un pārvērš to par atomu, pēc tam atkal atdalās, veidojot jonu.

Tādējādi metāla saite ir saite starp atomiem, joniem un brīvajiem elektroniem vispārējā metāla kristālā. Elektronisks mākonis, kas brīvi pārvietojas konstrukcijā, sauc par "elektronu gāzi". Tie izskaidro lielāko daļu metālu un to sakausējumu fizisko īpašību .

Kā tieši strādā metālu ķīmiskās saites? Piemēri var būt atšķirīgi. Mēģināsim paskatīties uz litija gabalu. Pat ja jūs ņemat to zirņu lielumu, tur būs tūkstošiem atomu. Ļaujiet mums iedomāties, ka katrs no šiem tūkstošiem atomu dod savu valence vienīgo elektronu kopējā kristāla telpā. Tajā pašā laikā, zinot šī elementa elektronisko struktūru, jūs varat redzēt tukšo orbitālu skaitu. Litijā būs 3 (otrā enerģētiskā līmeņa p-orbitāli). Trīs katram desmitu tūkstošu atomam - tā ir kopējā vieta kristāla iekšpusē, kurā "elektronu gāze" brīvi pārvietojas.

Viela ar metāla savienojumu vienmēr ir stipra. Galu galā elektronu gāze neļauj kristālam drupināt, bet tikai izstumj slāņus un tos atjauno. Tas spīd, tam ir noteikts blīvums (visbiežāk augsts), kaļamais kauslums, plastika un plastika.

Kur vēl ir metāla savienojums? Vielu piemēri:

• Metāli vienkāršo būvju veidā;
• Visi metāla sakausējumi viens ar otru;
• Visi metāli un to sakausējumi šķidrā un cietā stāvoklī.

Konkrēti piemēri var tikt sniegti vienkārši neticami, jo metāli periodiskajā sistēmā ir vairāk nekā 80!

Metāla saite: izglītības mehānisms

Ja mēs to uztveram vispārīgā veidā, mēs jau esam minējuši galvenos punktus, kas minēti iepriekš. Galvenie nosacījumi šāda veida savienojuma veidošanai ir brīvo atomu orbitāļu un elektronu klātbūtne, kas no kodola ir viegli atdalāma zemās jonizācijas enerģijas dēļ. Tādējādi izrādās, ka tas tiek realizēts starp šādām daļiņām:

• Atoms režģu vietās;
• Bezmaksas elektroni, kas bija valences metāli;
• Jonu kristālu režģu vietās.

Rezultātā - metāla savienojums. Izglītības mehānismu vispārējā formā izsaka šāds ieraksts: Me ⁰ - e ^- ↔ Me ^{n +} . No diagrammas ir skaidrs, kuras daļiņas atrodas metāla kristālā.

Crystals sevi var būt dažādas formas. Tas ir atkarīgs no konkrētās vielas, ar kuru mums ir darīšana.

Metāla kristālu veidi

Šī metāla vai tā sakausējuma struktūra tiek raksturota ar ļoti blīvu daļiņu iepakojumu. To nodrošina joni kristāla objektos. Tieši tīkli var būt dažādās ģeometriskās formās kosmosā.

1. Korpusa centrēta kubiskā režģa ir sārmu metāli.
2. Sešstūraina kompakta struktūra ir visa sārmzeme, izņemot bāriju.
3. Sejas centrēta kubika ir alumīnijs, varš, cinks, daudzi pārejas metāli.
4. Rhomboedrālis sastāv no dzīvsudraba.
5. Tetragonāls - indijs.

Jo smagāks ir metāls, bet tā ir periodiskajā sistēmā, jo sarežģītāks ir tā iepakojums un kristāla telpiskā organizācija. Šajā gadījumā kristāla konstrukcijai būtiska ir metāla ķīmiskā saite, kuras piemēri var būt katram esošajam metālam. Sakausējumi ir ļoti daudzveidīgas organizācijas kosmosā, dažas no tām vēl nav pilnībā izpētītas.

Komunikācijas īpašības: nav virziena

Kovalentām un metāliskām obligācijām ir viena ļoti atšķirīga iezīme. Atšķirībā no pirmās, metāla saite nav virziena. Ko tas nozīmē? Tas nozīmē, ka elektronu mākonis kristāla iekšpusē pilnīgi brīvi pārvietojas robežās dažādos virzienos, un katrs elektrons spēj pievienoties pilnīgi jebkuram jonam struktūras mezglos. Tas nozīmē, ka mijiedarbība notiek dažādos virzienos. Tādēļ viņi saka, ka metāla saite nav virziena.

Kovalento saišu mehānisms nozīmē kopēju elektronu pāru veidošanos, tas ir, pārklāšanās atomu mākoņus. Un tas notiek stingri noteiktā līnijā, kas savieno savus centrus. Tāpēc mēs runājam par šāda savienojuma virzienu.

Piesātinājums

Šī īpašība atspoguļo atomu spēju ierobežot vai neierobežotu mijiedarbību ar citiem. Tādējādi šajā indikatorā esošās kovalentās un metāliskās saites atkal ir pretējas.

Pirmais ir piesātināms. Aktīviem, kas piedalās tā veidošanās procesā, ir stingri definēts skaits valences ārējo elektronu, kas tieši ietekmē savienojuma veidošanos. Vairāk nekā viņš ir, viņam nebūs elektronu. Tāpēc izveidoto obligāciju skaitu ierobežo valence. Tādējādi obligācijas piesātinājums. Šīs īpašības dēļ lielākajai daļai savienojumu ir pastāvīgs ķīmiskais sastāvs.

Gluži otrādi, metālu un ūdeņraža saites ir nepiesātinātas. To izskaidro daudzu brīvo elektronu un orbitāļu klātbūtne kristāla iekšpusē. Arī lomu spēlē joni kristāla režģa vietās, no kurām katra var jebkurā laikā kļūt par atomu un atkal jonu.

Vēl viena metāla savienojuma īpašība ir iekšējā elektronu mākoņa dekokalizācija. Tas izpaužas kā spēja, ka neliels skaits kopējo elektronu saista daudzus metālu atomu kodus. Tas ir, blīvums, kā tas ir, ir delokalizēts, vienmērīgi sadalīts starp visām kristāla saitēm.

Saistību veidošanās piemēri metālos

Apskatīsim dažus konkrētus variantus, kas parāda, kā tiek veidota metāla saite. Vielu piemēri ir šādi:

• Cinks;
• Alumīnijs;
• Kālija;
• Chrome

Metāla savienojuma veidošanās starp cinka atomiem: Zn ⁰ - 2e ^- ↔ Zn ²⁺ . Cinka atoms ir četri enerģijas līmeņi. Bezmaksas orbītas, pamatojoties uz elektronisko struktūru, viņam ir 15 - 3 uz p-orbitāliem, 5 uz 4 d un 7 uz 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 kopējais atoms ir 30 elektroni. Tas nozīmē, ka divas brīvās valences negatīvās daļiņas spēj pārvietoties 15 plašas un neaizsargātas orbītas. Un tā katrā atome. Tā rezultātā ir milzīga kopīga telpa, kas sastāv no tukšiem orbitāliem, un neliels skaits elektronu, kas savieno visu struktūru kopā.

Metāla savienojums starp alumīnija atomus: AL ⁰ - e ^- ↔ AL ³⁺ . Trīspadsmit alumīnija atoma elektroni atrodas trijos enerģijas līmeņos, par kuriem viņiem nepietiek. Elektroniskā struktūra: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ¹ 3d ⁰ . Bezmaksas orbītas - 7 gab. Acīmredzot, elektronu mākonis būs mazs salīdzinājumā ar vispārējo iekšējo brīvo vietu kristāla.

Hroma metāla savienojums. Šis elements ir īpašs tās elektroniskajā struktūrā. Galu galā, sistēmas stabilizēšanai ir elektronu bojājums no 4s uz 3d orbitālu: 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 iegūti. Tie, kas ieiet kopējā elektroniskajā telpā ķīmiskās saites veidošanai. Bezmaksas orbītas 15, kas vēl aizvien ir daudz vairāk, nekā nepieciešams piepildīšanai. Tāpēc hroms ir arī tipisks metāla piemērs ar atbilstošu saiti molekulā.

Viens no aktīvākajiem metāliem, kas reaģē pat ar parastu ūdeni ar aizdegšanos, ir kālijs. Kas izskaidro šīs īpašības? Atkal, daudzos veidos - metāla savienojuma veids. Šajā elementā ir tikai 19 elektroni, bet tie atrodas 4 enerģijas līmeņos. Tas ir, 30 dažādu apakšvirsmu orbitāliem. Elektroniskā struktūra: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ¹ 3d ⁰ 4p ⁰ 4d ⁰ 4f ⁰ . Tikai divi valences elektroni ar ļoti zemu jonizācijas enerģiju. Bezmaksas izlauzties un doties kopējā elektroniskajā telpā. Orbital, lai pārvietotu vienu atomu 22 gabaliņos, ti, ir ļoti liela brīvā vieta "elektroniskajai gāzei".

Līdzība un atšķirība ar cita veida savienojumiem

Kopumā jautājums jau tika apspriests iepriekš. Var tikai vispārināt un izdarīt secinājumus. Galvenais atšķirīga no visu citu veidu sakaru funkcijas ir metāls kristāli ir:

• vairāku veidu daļiņām, kas piedalās procesā saistošs (atomiem, joniem vai atomiem, joniem, elektronus);
• atšķirīgs telpiskā ģeometriskā struktūra kristāliem.

Ar ūdeņradi un jonu metāla apvieno Gausu un undirected. Ar kovalento polar - spēcīga elektrostatiskā piesaisti starp daļiņām. Atsevišķi, ion - tipa daļiņas, kas ir kristāliskā režģa punktiem (joniem). Ar kovalento nepolāru - atomi kristāla vietām.

Veidi obligāciju ar metālu dažādu agregātstāvokļa

Kā jau minēts iepriekš, metālisks ķīmiskā saite, kuru piemēri doti rakstā, veidojas abu valstu summēšanas metālu un to sakausējumu: cieta un šķidrumu.

Jautājums ir: kas savienojuma ar metāla tvaiku veidu? A: Kovalentais polāros un nepolāru. Tāpat kā ar visiem savienojumiem, ar gāzi. Kas nav saplēsts un kristāla struktūra tiek saglabāta ilgstošas karsēšanas metāla laikā un pārvietojot to no cietas līdz šķidruma komunikācijas. Tomēr, ja runa ir par pārsūtīt šķidrumu ar tvaika stāvoklī, kristāls tiek iznīcināts un metālisks saite tiek pārvērsts par kovalentās saites.