Eine Metallbindung ist eine Mehrzentrenbindung, die in Metallen und ihren Legierungen zwischen positiv geladenen Ionen und Valenzelektronen besteht, die allen Ionen gemeinsam sind und sich frei durch den Kristall bewegen.

Sie haben eine geringe Anzahl von Valenzelektronen und eine geringe Ionisation. Diese Elektronen sind aufgrund der großen Radien von Metallatomen eher schwach an ihre Kerne gebunden und können sich leicht von ihnen lösen und dem gesamten Metallkristall gemeinsam werden. Infolgedessen erscheinen im Metallkristallgitter positiv geladene Metallionen und ein Elektronengas - ein Satz beweglicher Elektronen, die sich frei um den Metallkristall bewegen.

Infolgedessen besteht das Metall aus einer Reihe positiver Ionen, die an bestimmten Positionen lokalisiert sind, und einer großen Anzahl von Elektronen, die sich relativ frei im Bereich positiver Zentren bewegen. Die räumliche Struktur von Metallen ist ein Kristall, der als Zelle mit positiv geladenen Ionen an den Knoten dargestellt werden kann, die in ein negativ geladenes Elektronengas eingetaucht sind. Alle Atome geben ihre Valenzelektronen an die Bildung eines Elektronengases ab, sie bewegen sich frei im Kristall, ohne die chemische Bindung zu lösen.

Die Theorie der freien Bewegung von Elektronen im Kristallgitter von Metallen wurde durch die Erfahrung von Tolman und Stewart (1916) experimentell bestätigt: Während einer starken Verzögerung einer zuvor unverdrillten Spule mit einem gewickelten Draht bewegten sich freie Elektronen durch Trägheit weiter für einige Zeit, und zu dieser Zeit registrierte das in den Schaltkreisspulen enthaltene Amperemeter den Impuls des elektrischen Stroms.

Sorten von Metallbindungsmodellen

Anzeichen für eine metallische Bindung sind folgende Merkmale:

1. Multielektronik, da alle Valenzelektronen an der Bildung einer metallischen Bindung beteiligt sind;
2. Multicenter oder Delokalisierung - eine Bindung verbindet gleichzeitig eine große Anzahl von Atomen, die in einem Metallkristall enthalten sind;
3. Isotropie oder Ungerichtetheit – durch die ungehinderte Bewegung des Elektronengases in alle Richtungen gleichzeitig ist die metallische Bindung kugelsymmetrisch.

Metallkristalle bilden hauptsächlich drei Arten von Kristallgittern, einige Metalle können jedoch je nach Temperatur unterschiedliche Strukturen haben.

Kristallgitter von Metallen: a) kubisch flächenzentriert (Cu, Au, Ag, Al); b) kubisch raumzentriert (Li, Na, Ba, Mo, W, V); c) hexagonal (Mg, Zn, Ti, Cd, Cr)

Eine metallische Bindung existiert in Kristallen und Schmelzen aller Metalle und Legierungen. In reiner Form ist es charakteristisch für Alkali- und Erdalkalimetalle. Bei Übergangs-d-Metallen ist die Bindung zwischen Atomen teilweise kovalent.

163120 0

Jedes Atom hat eine bestimmte Anzahl von Elektronen.

Beim Eintritt in chemische Reaktionen spenden, erwerben oder sozialisieren Atome Elektronen und erreichen die stabilste elektronische Konfiguration. Die Konfiguration mit der niedrigsten Energie ist die stabilste (wie bei Edelgasatomen). Dieses Muster wird "Oktettregel" genannt (Abb. 1).

Reis. ein.

Diese Regel gilt für alle Verbindungsarten. Elektronische Bindungen zwischen Atomen ermöglichen es ihnen, stabile Strukturen zu bilden, von den einfachsten Kristallen bis hin zu komplexen Biomolekülen, die schließlich lebende Systeme bilden. Sie unterscheiden sich von Kristallen durch ihren kontinuierlichen Stoffwechsel. Viele chemische Reaktionen laufen jedoch nach den Mechanismen ab elektronische Übertragung, die eine wichtige Rolle bei den Energieprozessen im Körper spielen.

Eine chemische Bindung ist eine Kraft, die zwei oder mehr Atome, Ionen, Moleküle oder eine beliebige Kombination davon zusammenhält..

Die Natur der chemischen Bindung ist universell: Sie ist eine elektrostatische Anziehungskraft zwischen negativ geladenen Elektronen und positiv geladenen Kernen, die durch die Konfiguration der Elektronen in der äußeren Hülle von Atomen bestimmt wird. Die Fähigkeit eines Atoms, chemische Bindungen einzugehen, wird als bezeichnet Wertigkeit, oder Oxidationszustand. Das Konzept von Valenzelektronen- Elektronen, die chemische Bindungen bilden, dh solche, die sich in den energiereichsten Orbitalen befinden. Dementsprechend wird die äußere Hülle eines Atoms genannt, die diese Orbitale enthält Valenzschale. Derzeit reicht es nicht aus, das Vorhandensein einer chemischen Bindung anzuzeigen, sondern es ist notwendig, ihren Typ zu klären: ionisch, kovalent, Dipol-Dipol, metallisch.

Die erste Art der Verbindung istionisch Verbindung

Gemäß der elektronischen Valenztheorie von Lewis und Kossel können Atome auf zwei Arten eine stabile elektronische Konfiguration erreichen: Erstens, indem sie Elektronen abgeben und werden Kationen, zweitens, sie erwerben, sich in verwandeln Anionen. Als Ergebnis der Elektronenübertragung wird aufgrund der elektrostatischen Anziehungskraft zwischen Ionen mit Ladungen mit entgegengesetztem Vorzeichen eine chemische Bindung gebildet, die als Kossel bezeichnet wird. elektrovalent(jetzt genannt ionisch).

Anionen und Kationen bilden dabei eine stabile elektronische Konfiguration mit gefüllter äußerer Elektronenhülle. Typische Ionenbindungen werden aus Kationen der Gruppen T und II des Periodensystems und Anionen nichtmetallischer Elemente der Gruppen VI und VII (16 bzw. 17 Nebengruppen) gebildet. Chalkogene und Halogene). Die Bindungen in ionischen Verbindungen sind ungesättigt und ungerichtet, sodass sie die Möglichkeit einer elektrostatischen Wechselwirkung mit anderen Ionen behalten. Auf Abb. 2 und 3 zeigen Beispiele für ionische Bindungen, die dem Kossel-Elektronentransfermodell entsprechen.

Reis. 2.

Reis. 3. Ionenbindung im Natriumchlorid (NaCl)-Molekül

Hier ist es angebracht, an einige der Eigenschaften zu erinnern, die das Verhalten von Stoffen in der Natur erklären, insbesondere, um das Konzept von zu betrachten Säuren und Gründe.

Wässrige Lösungen all dieser Substanzen sind Elektrolyte. Sie ändern ihre Farbe auf unterschiedliche Weise. Indikatoren. Der Wirkungsmechanismus von Indikatoren wurde von F.V. Ostwald. Er zeigte, dass die Indikatoren schwache Säuren oder Basen sind, deren Farbe im undissoziierten und dissoziierten Zustand unterschiedlich ist.

Basen können Säuren neutralisieren. Nicht alle Basen sind in Wasser löslich (z. B. sind einige organische Verbindungen, die keine -OH-Gruppen enthalten, unlöslich, insbesondere Triethylamin N (C 2 H 5) 3); lösliche Basen genannt werden Laugen.

Wässrige Lösungen von Säuren gehen charakteristische Reaktionen ein:

a) mit Metalloxiden - unter Bildung von Salz und Wasser;

b) mit Metallen - unter Bildung von Salz und Wasserstoff;

c) mit Carbonaten - unter Salzbildung, CO 2 und H 2 Ö.

Die Eigenschaften von Säuren und Basen werden durch mehrere Theorien beschrieben. In Übereinstimmung mit der Theorie von S.A. Arrhenius, eine Säure, ist eine Substanz, die unter Bildung von Ionen dissoziiert H+ , während die Base Ionen bildet IST ER- . Diese Theorie berücksichtigt nicht die Existenz organischer Basen, die keine Hydroxylgruppen aufweisen.

Im Einklang mit Proton Nach der Theorie von Bronsted und Lowry ist eine Säure eine Substanz, die Moleküle oder Ionen enthält, die Protonen abgeben ( Spender Protonen), und die Base ist eine Substanz, die aus Molekülen oder Ionen besteht, die Protonen aufnehmen ( Akzeptoren Protonen). Beachten Sie, dass Wasserstoffionen in wässrigen Lösungen in hydratisierter Form vorliegen, dh in Form von Hydroniumionen H3O+ . Diese Theorie beschreibt Reaktionen nicht nur mit Wasser und Hydroxidionen, sondern auch in Abwesenheit eines Lösungsmittels oder mit einem nichtwässrigen Lösungsmittel.

Beispielsweise bei der Reaktion zwischen Ammoniak NH 3 (schwache Base) und Chlorwasserstoff in der Gasphase entsteht festes Ammoniumchlorid, und in einem Gleichgewichtsgemisch aus zwei Stoffen gibt es immer 4 Teilchen, von denen zwei Säuren und die anderen beiden Basen sind:

Dieses Gleichgewichtsgemisch besteht aus zwei konjugierten Paaren von Säuren und Basen:

1)NH 4+ und NH 3

2) HCl und Kl ‑

Hier unterscheiden sich in jedem konjugierten Paar Säure und Base um ein Proton. Jede Säure hat eine konjugierte Base. Eine starke Säure hat eine schwache konjugierte Base, und eine schwache Säure hat eine starke konjugierte Base.

Die Bronsted-Lowry-Theorie ermöglicht es, die einzigartige Rolle des Wassers für das Leben der Biosphäre zu erklären. Wasser kann, abhängig von der mit ihm wechselwirkenden Substanz, entweder die Eigenschaften einer Säure oder einer Base aufweisen. Beispielsweise ist Wasser bei Reaktionen mit wässrigen Essigsäurelösungen eine Base und bei wässrigen Ammoniaklösungen eine Säure.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 SOO- . Hier gibt das Essigsäuremolekül ein Proton an das Wassermolekül ab;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + IST ER- . Hier nimmt das Ammoniakmolekül ein Proton vom Wassermolekül auf.

Somit kann Wasser zwei konjugierte Paare bilden:

1) H2O(Säure) und IST ER- (konjugierte Basis)

2) H3O+ (Säure) und H2O(konjugierte Base).

Im ersten Fall gibt Wasser ein Proton ab, im zweiten nimmt es es auf.

Eine solche Eigenschaft heißt Amphiprotonität. Stoffe, die sowohl als Säuren als auch als Basen reagieren können, werden genannt amphoter. Solche Stoffe kommen oft in der Natur vor. Beispielsweise können Aminosäuren sowohl mit Säuren als auch mit Basen Salze bilden. Daher bilden Peptide leicht Koordinationsverbindungen mit den vorhandenen Metallionen.

Die charakteristische Eigenschaft einer Ionenbindung ist also die vollständige Verdrängung eines Bündels von Bindungselektronen zu einem der Kerne. Das bedeutet, dass es zwischen den Ionen einen Bereich gibt, in dem die Elektronendichte nahezu null ist.

Die zweite Art der Verbindung istkovalent Verbindung

Atome können stabile elektronische Konfigurationen bilden, indem sie Elektronen teilen.

Eine solche Bindung entsteht, wenn ein Elektronenpaar nacheinander geteilt wird. von jedem Atom. In diesem Fall werden die sozialisierten Bindungselektronen gleichmäßig auf die Atome verteilt. Ein Beispiel für eine kovalente Bindung ist homonuklear zweiatomig H-Moleküle 2 , N 2 , F 2. Allotrope haben die gleiche Art von Bindung. Ö 2 und Ozon Ö 3 und für ein mehratomiges Molekül S 8 und auch heteronukleare Moleküle Chlorwasserstoff HCl, Kohlendioxid CO 2, Methan CH 4, Äthanol Mit 2 H 5 IST ER, Schwefelhexafluorid SF 6, Acetylen Mit 2 H 2. Alle diese Moleküle haben die gleichen gemeinsamen Elektronen, und ihre Bindungen sind auf die gleiche Weise gesättigt und gerichtet (Abb. 4).

Für Biologen ist es wichtig, dass die Kovalenzradien von Atomen in Doppel- und Dreifachbindungen im Vergleich zu einer Einfachbindung reduziert sind.

Reis. 4. Kovalente Bindung im Cl 2 -Molekül.

Ionische und kovalente Arten von Bindungen sind zwei Grenzfälle vieler existierender Arten chemischer Bindungen, und in der Praxis sind die meisten Bindungen intermediär.

Verbindungen von zwei Elementen, die sich an entgegengesetzten Enden derselben oder verschiedener Perioden des Mendelejew-Systems befinden, bilden überwiegend ionische Bindungen. Wenn sich die Elemente innerhalb eines Zeitraums annähern, nimmt der ionische Charakter ihrer Verbindungen ab, während der kovalente Charakter zunimmt. Beispielsweise bilden die Halogenide und Oxide der Elemente auf der linken Seite des Periodensystems überwiegend ionische Bindungen ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), und die gleichen Verbindungen der Elemente auf der rechten Seite der Tabelle sind kovalent ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, Phenol C6H5OH, Glukose C 6 H 12 O 6, Äthanol C 2 H 5 OH).

Die kovalente Bindung hat wiederum eine andere Modifikation.

In mehratomigen Ionen und in komplexen biologischen Molekülen können nur beide Elektronen ausgehen ein Atom. Es wird genannt Spender Elektronenpaar. Ein Atom, das dieses Elektronenpaar mit einem Donor sozialisiert, wird als Akzeptor Elektronenpaar. Diese Art der kovalenten Bindung wird als Koordination (Donor-Akzeptor, oderDativ) Kommunikation(Abb. 5). Diese Art der Bindung ist für Biologie und Medizin von größter Bedeutung, da die Chemie der wichtigsten d-Elemente für den Stoffwechsel weitgehend durch Koordinationsbindungen beschrieben wird.

Bild. 5.

In einer Komplexverbindung fungiert in der Regel ein Metallatom als Elektronenpaarakzeptor; im Gegensatz dazu ist das Metallatom in ionischen und kovalenten Bindungen ein Elektronendonor.

Das Wesen der kovalenten Bindung und ihre Vielfalt - die Koordinationsbindung - kann mit Hilfe einer anderen von GN vorgeschlagenen Theorie der Säuren und Basen geklärt werden. Lewis. Er erweiterte das semantische Konzept der Begriffe "Säure" und "Base" nach der Bronsted-Lowry-Theorie etwas. Die Lewis-Theorie erklärt die Art der Bildung von Komplexionen und die Beteiligung von Substanzen an nukleophilen Substitutionsreaktionen, dh an der Bildung von CS.

Eine Säure ist nach Lewis eine Substanz, die in der Lage ist, eine kovalente Bindung einzugehen, indem sie ein Elektronenpaar von einer Base aufnimmt. Eine Lewis-Base ist eine Substanz, die ein einsames Elektronenpaar hat, das durch Abgabe von Elektronen eine kovalente Bindung mit einer Lewis-Säure eingeht.

Das heißt, die Lewis-Theorie erweitert den Bereich der Säure-Base-Reaktionen auch auf Reaktionen, an denen Protonen überhaupt nicht beteiligt sind. Außerdem ist das Proton selbst nach dieser Theorie auch eine Säure, da es ein Elektronenpaar aufnehmen kann.

Daher sind nach dieser Theorie Kationen Lewis-Säuren und Anionen Lewis-Basen. Die folgenden Reaktionen sind Beispiele:

Oben wurde angemerkt, dass die Unterteilung von Stoffen in ionische und kovalente relativ ist, da in kovalenten Molekülen keine vollständige Übertragung eines Elektrons von Metallatomen auf Akzeptoratome stattfindet. In Verbindungen mit einer Ionenbindung befindet sich jedes Ion im elektrischen Feld von Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen, sodass sie gegenseitig polarisiert und ihre Hüllen deformiert werden.

Polarisierbarkeit bestimmt durch die elektronische Struktur, Ladung und Größe des Ions; sie ist für Anionen höher als für Kationen. Die höchste Polarisierbarkeit unter den Kationen ist für Kationen größerer Ladung und kleinerer Größe, beispielsweise z Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Wirkt stark polarisierend H+ . Da die Wirkung der Ionenpolarisation zweiseitig ist, verändert sie die Eigenschaften der Verbindungen, die sie bilden, erheblich.

Die dritte Art der Verbindung -Dipol-Dipol Verbindung

Neben den aufgeführten Kommunikationsarten gibt es auch Dipol-Dipol intermolekular Wechselwirkungen, auch bekannt als Van der Waals .

Die Stärke dieser Wechselwirkungen hängt von der Natur der Moleküle ab.

Es gibt drei Arten von Wechselwirkungen: permanenter Dipol - permanenter Dipol ( Dipol-Dipol Attraktion); permanenter Dipol - induzierter Dipol ( Induktion Attraktion); momentaner Dipol - induzierter Dipol ( Streuung Anziehungskraft oder Londoner Kräfte; Reis. 6).

Reis. 6.

Nur Moleküle mit polaren kovalenten Bindungen haben ein Dipol-Dipol-Moment ( HCl, NH 3 , SO 2 , H 2 O, C 6 H 5 Cl), und die Bindungsstärke beträgt 1-2 tschüss(1D \u003d 3,338 × 10 -30 Coulombmeter - C × m).

In der Biochemie wird ein anderer Bindungstyp unterschieden - Wasserstoff Verbindung, was ein Grenzfall ist Dipol-Dipol Attraktion. Diese Bindung entsteht durch die Anziehung zwischen einem Wasserstoffatom und einem kleinen elektronegativen Atom, meistens Sauerstoff, Fluor und Stickstoff. Bei großen Atomen mit ähnlicher Elektronegativität (z. B. bei Chlor und Schwefel) ist die Wasserstoffbrücke viel schwächer. Das Wasserstoffatom zeichnet sich durch ein wesentliches Merkmal aus: Wenn die Bindungselektronen weggezogen werden, liegt sein Kern – das Proton – frei und wird nicht mehr von Elektronen abgeschirmt.

Daher verwandelt sich das Atom in einen großen Dipol.

Anders als eine Van-der-Waals-Bindung entsteht eine Wasserstoffbrücke nicht nur bei intermolekularen Wechselwirkungen, sondern auch innerhalb eines Moleküls - intramolekular Wasserstoffverbindung. Wasserstoffbrückenbindungen spielen eine wichtige Rolle in der Biochemie, beispielsweise zur Stabilisierung der Struktur von Proteinen in Form einer a-Helix oder zur Bildung einer DNA-Doppelhelix (Abb. 7).

Abb.7.

Wasserstoff- und Van-der-Waals-Bindungen sind viel schwächer als ionische, kovalente und koordinative Bindungen. Die Energie intermolekularer Bindungen ist in der Tabelle angegeben. ein.

Tabelle 1. Energie zwischenmolekularer Kräfte

Notiz: Der Grad der intermolekularen Wechselwirkungen spiegelt die Schmelz- und Verdampfungsenthalpie (Sieden) wider. Ionische Verbindungen benötigen viel mehr Energie, um Ionen zu trennen als um Moleküle zu trennen. Die Schmelzenthalpien ionischer Verbindungen sind viel höher als die molekularer Verbindungen.

Die vierte Art der Verbindung -metallische Bindung

Schließlich gibt es noch eine andere Art von intermolekularen Bindungen - Metall: Verbindung positiver Ionen des Metallgitters mit freien Elektronen. Diese Art der Verbindung kommt bei biologischen Objekten nicht vor.

Aus einem kurzen Überblick über die Arten von Bindungen ergibt sich ein Detail: Ein wichtiger Parameter eines Atoms oder Ions eines Metalls - ein Elektronendonor sowie ein Atom - ein Elektronenakzeptor ist sein die Größe.

Ohne auf Details einzugehen, stellen wir fest, dass die Kovalenzradien von Atomen, die Ionenradien von Metallen und die Van-der-Waals-Radien von wechselwirkenden Molekülen mit zunehmender Ordnungszahl in den Gruppen des Periodensystems zunehmen. In diesem Fall sind die Werte der Ionenradien am kleinsten und die Van-der-Waals-Radien am größten. In der Regel vergrößern sich die Radien aller Elemente, wenn man sich in der Gruppe nach unten bewegt, sowohl kovalent als auch van der Waals.

Die wichtigsten sind für Biologen und Mediziner Koordinierung(Spender-Akzeptor) Bindungen, die von der Koordinationschemie berücksichtigt werden.

Medizinische Bioanorganika. G.K. Baraschkow

In dieser Lektion werden verschiedene Arten chemischer Bindungen betrachtet: Metall-, Wasserstoff- und Van-der-Waals-Bindungen, und Sie werden auch lernen, wie physikalische und chemische Eigenschaften von verschiedenen Arten chemischer Bindungen in einer Substanz abhängen.

Thema: Arten chemischer Bindungen

Lektion: Metallische und wasserstoffchemische Bindungen

Metallverbindung es ist eine Art Bindung in Metallen und deren Legierungen zwischen Metallatomen oder -ionen und relativ freien Elektronen (Elektronengas) in einem Kristallgitter.

Metalle sind chemische Elemente mit geringer Elektronegativität, daher geben sie ihre Valenzelektronen leicht ab. Befindet sich neben einem Metallelement ein Nichtmetall, dann gehen die Elektronen vom Metallatom zum Nichtmetall über. Diese Art der Verbindung heißt ionisch(Abb. 1).

Reis. 1. Bildung

Im Fall von einfache Substanzen Metalle oder ihre Legierungen, die Situation ändert sich.

Bei der Bildung von Molekülen bleiben die Elektronenorbitale von Metallen nicht unverändert. Sie interagieren miteinander und bilden ein neues Molekülorbital. Je nach Zusammensetzung und Struktur der Verbindung können Molekülorbitale entweder nahe an der Gesamtheit der Atomorbitale liegen oder sich deutlich davon unterscheiden. Wenn die Elektronenorbitale von Metallatomen interagieren, werden Molekülorbitale gebildet. Damit sich die Valenzelektronen des Metallatoms entlang dieser Molekülorbitale frei bewegen können. Es gibt keine vollständige Trennung, Ladung, d.h. Metall ist keine Ansammlung von herumfliegenden Kationen und Elektronen. Dies ist jedoch keine Ansammlung von Atomen, die sich manchmal in eine kationische Form verwandeln und ihr Elektron auf ein anderes Kation übertragen. Die reale Situation ist eine Kombination dieser beiden extremen Optionen.

Reis. 2

Die Essenz der Bildung einer metallischen Bindung zusammengesetzt im Folgenden: Metallatome geben Außenelektronen ab, und einige von ihnen verwandeln sich in positiv geladene Ionen. Von den Atomen gebrochen e Elektronen bewegen sich relativ frei zwischen entstehenden positivMetallionen. Zwischen diesen Teilchen entsteht eine metallische Bindung, d. h. die Elektronen zementieren die positiven Ionen gleichsam im Metallgitter (Abb. 2).

Das Vorhandensein einer metallischen Bindung bestimmt die physikalischen Eigenschaften von Metallen:

Hohe Plastizität

Wärme und elektrische Leitfähigkeit

Metallischer Glanz

Kunststoff ist die Fähigkeit eines Materials, sich unter mechanischer Belastung leicht zu verformen. Eine metallische Bindung wird zwischen allen Metallatomen gleichzeitig realisiert, daher werden bei mechanischer Einwirkung auf ein Metall nicht bestimmte Bindungen gebrochen, sondern nur die Position des Atoms verändert. Metallatome, die nicht fest miteinander verbunden sind, können sozusagen über eine Schicht aus Elektronengas gleiten, so wie es passiert, wenn ein Glas mit einer Wasserschicht dazwischen über ein anderes gleitet. Dadurch können Metalle leicht verformt oder zu dünnen Folien gerollt werden. Die duktilsten Metalle sind reines Gold, Silber und Kupfer. Alle diese Metalle kommen in der Natur in unterschiedlichen Reinheitsgraden vor. Reis. 3.

Reis. 3. In der Natur vorkommende Metalle in nativer Form

Aus ihnen, insbesondere aus Gold, werden verschiedene Ornamente hergestellt. Aufgrund seiner erstaunlichen Plastizität wird Gold zur Dekoration von Palästen verwendet. Daraus können Sie die Folie mit einer Dicke von nur 3 ausrollen. 10 -3mm. Man nennt es Blattgold, aufgetragen auf Putz, Formteile oder andere Gegenstände.

Thermische und elektrische Leitfähigkeit . Die besten elektrischen Leiter sind Kupfer, Silber, Gold und Aluminium. Da Gold und Silber jedoch teure Metalle sind, werden billigeres Kupfer und Aluminium zur Herstellung von Kabeln verwendet. Die schlechtesten elektrischen Leiter sind Mangan, Blei, Quecksilber und Wolfram. Wolfram hat einen so hohen elektrischen Widerstand, dass es leuchtet, wenn ein elektrischer Strom hindurchgeleitet wird. Diese Eigenschaft wird bei der Herstellung von Glühlampen genutzt.

Körpertemperatur ist ein Maß für die Energie seiner konstituierenden Atome oder Moleküle. Das Elektronengas eines Metalls kann überschüssige Energie ziemlich schnell von einem Ion oder Atom auf ein anderes übertragen. Die Temperatur des Metalls gleicht sich schnell im gesamten Volumen aus, auch wenn die Erwärmung von einer Seite erfolgt. Dies wird zum Beispiel beobachtet, wenn Sie einen Metalllöffel in Tee eintauchen.

Metallischer Glanz. Glanz ist die Fähigkeit des Körpers, Lichtstrahlen zu reflektieren. Silber, Aluminium und Palladium haben ein hohes Lichtreflexionsvermögen. Daher werden diese Metalle bei der Herstellung von Scheinwerfern, Projektoren und Spiegeln in einer dünnen Schicht auf die Glasoberfläche aufgetragen.

Wasserstoffverbindung

Betrachten Sie die Siede- und Schmelzpunkte von Wasserstoffverbindungen von Chalkogenen: Sauerstoff, Schwefel, Selen und Tellur. Reis. 4.

Reis. 4

Wenn wir die direkten Siede- und Schmelzpunkte der Wasserstoffverbindungen von Schwefel, Selen und Tellur gedanklich extrapolieren, werden wir sehen, dass der Schmelzpunkt von Wasser ungefähr -100 0 C und der Siedepunkt ungefähr -80 0 C betragen sollte. Dies geschieht, weil es eine Wechselwirkung gibt - Wasserstoffverbindung, welche bringt zusammen Wassermoleküle zum Verein . Um diese Partner zu zerstören, ist zusätzliche Energie erforderlich.

Eine Wasserstoffbrücke entsteht zwischen einem stark polarisierten, stark positiv geladenen Wasserstoffatom und einem anderen Atom mit sehr hoher Elektronegativität: Fluor, Sauerstoff oder Stickstoff . Beispiele für Substanzen, die Wasserstoffbrückenbindungen bilden können, sind in Abb. 1 dargestellt. 5.

Reis. 5

Betrachten Sie die Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen zwischen Wassermolekülen. Die Wasserstoffbrücke wird durch drei Punkte dargestellt. Das Auftreten einer Wasserstoffbindung ist auf die einzigartige Eigenschaft des Wasserstoffatoms zurückzuführen. Da das Wasserstoffatom nur ein Elektron enthält, wird beim Wegziehen des gemeinsamen Elektronenpaars durch ein anderes Atom der Kern des Wasserstoffatoms freigelegt, dessen positive Ladung auf die elektronegativen Elemente in den Stoffmolekülen wirkt.

Eigenschaften vergleichen Ethylalkohol und Dimethylether. Aus der Struktur dieser Substanzen folgt, dass Ethylalkohol intermolekulare Wasserstoffbrückenbindungen eingehen kann. Dies ist auf das Vorhandensein einer Hydroxogruppe zurückzuführen. Dimethylether kann keine intermolekularen Wasserstoffbrückenbindungen eingehen.

Vergleichen wir ihre Eigenschaften in Tabelle 1.

Tab. ein

T bp., T pl, Löslichkeit in Wasser ist höher für Ethylalkohol. Dies ist ein allgemeines Muster für Substanzen, zwischen deren Molekülen eine Wasserstoffbrücke gebildet wird. Diese Substanzen sind durch höhere Tbp., Tpl, Löslichkeit in Wasser und geringere Flüchtigkeit gekennzeichnet.

Physikalische Eigenschaften Verbindungen hängen auch vom Molekulargewicht der Substanz ab. Daher ist es legitim, die physikalischen Eigenschaften von Stoffen mit Wasserstoffbrücken nur für Stoffe mit ähnlichen Molekulargewichten zu vergleichen.

Energie ein Wasserstoffverbindung etwa 10 mal weniger kovalente Bindungsenergie. Besitzen komplex zusammengesetzte organische Moleküle mehrere funktionelle Gruppen, die zur Bildung einer Wasserstoffbrücke befähigt sind, so können sich in ihnen intramolekulare Wasserstoffbrückenbindungen (Proteine, DNA, Aminosäuren, Orthonitrophenol etc.) ausbilden. Aufgrund der Wasserstoffbrückenbindung wird die Sekundärstruktur von Proteinen, die Doppelhelix der DNA, gebildet.

Van-der-Waals-Verbindung.

Betrachten Sie die Edelgase. Heliumverbindungen wurden bisher nicht erhalten. Es ist nicht in der Lage, herkömmliche chemische Bindungen zu bilden.

Bei sehr negativen Temperaturen kann flüssiges und sogar festes Helium gewonnen werden. Im flüssigen Zustand werden Heliumatome durch elektrostatische Anziehungskräfte zusammengehalten. Für diese Kräfte gibt es drei Möglichkeiten:

Orientierungskräfte. Dies ist die Wechselwirkung zwischen zwei Dipolen (HCl)

Induktive Anziehung. Dies ist die Anziehungskraft eines Dipols und eines unpolaren Moleküls.

zerstreuende Anziehung. Dies ist eine Wechselwirkung zwischen zwei unpolaren Molekülen (He). Es entsteht durch die ungleichmäßige Bewegung von Elektronen um den Kern.

Zusammenfassung der Lektion

Die Lektion behandelt drei Arten chemischer Bindungen: Metallbindungen, Wasserstoffbindungen und Van-der-Waals-Bindungen. Die Abhängigkeit physikalischer und chemischer Eigenschaften von verschiedenen Arten chemischer Bindungen in einem Stoff wurde erklärt.

Referenzliste

1. Rudzitis G.E. Chemie. Grundlagen der Allgemeinen Chemie. Klasse 11: Lehrbuch für Bildungseinrichtungen: Grundstufe / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmann. - 14. Aufl. -M.: Bildung, 2012.

2. Popel P.P. Chemie: 8. Klasse: Ein Lehrbuch für allgemeinbildende Einrichtungen / P.P. Popel, L. S. Krivlya. - K.: Informationszentrum "Akademie", 2008. - 240 S.: mit Abb.

3. Gabrielyan OS Chemie. Klasse 11. Ein Grundniveau von. 2. Aufl., ster. - M.: Trappe, 2007. - 220 S.

Hausaufgaben

1. Nr. 2, 4, 6 (S. 41) Rudzitis G.E. Chemie. Grundlagen der Allgemeinen Chemie. Klasse 11: Lehrbuch für Bildungseinrichtungen: Grundstufe / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmann. - 14. Aufl. -M.: Bildung, 2012.

2. Warum wird Wolfram verwendet, um die Haare von Glühlampen herzustellen?

3. Was erklärt das Fehlen einer Wasserstoffbrücke in Aldehydmolekülen?

Alle derzeit bekannten chemischen Elemente des Periodensystems werden bedingt in zwei große Gruppen eingeteilt: Metalle und Nichtmetalle. Damit sie nicht nur zu Elementen werden, sondern zu Verbindungen, Chemikalien, um miteinander interagieren zu können, müssen sie in Form von einfachen und komplexen Substanzen existieren.

Aus diesem Grund versuchen einige Elektronen zu akzeptieren, während andere - geben. Die Elemente ergänzen sich auf diese Weise gegenseitig und bilden verschiedene chemische Moleküle. Aber was hält sie zusammen? Warum gibt es so starke Substanzen, die selbst die ernsthaftesten Werkzeuge nicht zerstören können? Und andere werden im Gegenteil durch den geringsten Aufprall zerstört. All dies erklärt sich aus der Bildung verschiedener Arten chemischer Bindungen zwischen Atomen in Molekülen, der Bildung eines Kristallgitters einer bestimmten Struktur.

Arten chemischer Bindungen in Verbindungen

Insgesamt lassen sich 4 Haupttypen chemischer Bindungen unterscheiden.

1. Kovalent unpolar. Es entsteht zwischen zwei identischen Nichtmetallen durch die Vergesellschaftung von Elektronen, die Bildung gemeinsamer Elektronenpaare. An seiner Bildung sind valenzungepaarte Teilchen beteiligt. Beispiele: Halogene, Sauerstoff, Wasserstoff, Stickstoff, Schwefel, Phosphor.
2. kovalent polar. Es entsteht zwischen zwei verschiedenen Nichtmetallen oder zwischen einem Metall mit sehr schwachen Eigenschaften und einem Nichtmetall mit schwacher Elektronegativität. Es basiert auch auf gemeinsamen Elektronenpaaren und deren Anziehung durch das Atom, dessen Elektronenaffinität höher ist. Beispiele: NH 3, SiC, P 2 O 5 und andere.
3. Wasserstoffverbindung. Am instabilsten und schwächsten wird es zwischen einem stark elektronegativen Atom eines Moleküls und einem positiven eines anderen gebildet. Am häufigsten geschieht dies, wenn Substanzen in Wasser gelöst werden (Alkohol, Ammoniak usw.). Dank dieser Verbindung können Makromoleküle aus Proteinen, Nukleinsäuren, komplexen Kohlenhydraten usw. existieren.
4. Ionenverbindung. Es entsteht aufgrund der elektrostatischen Anziehungskräfte unterschiedlich geladener Ionen von Metallen und Nichtmetallen. Je stärker der Unterschied in diesem Indikator ist, desto ausgeprägter ist die ionische Natur der Wechselwirkung. Beispiele für Verbindungen: binäre Salze, komplexe Verbindungen - Basen, Salze.
5. Eine metallische Bindung, deren Bildungsmechanismus sowie Eigenschaften weiter diskutiert werden. Es wird in Metallen, deren Legierungen verschiedener Art gebildet.

Es gibt so etwas wie die Einheit einer chemischen Bindung. Es besagt nur, dass es unmöglich ist, jede chemische Bindung als Referenz zu betrachten. Sie sind alle nur nominelle Einheiten. Schließlich basieren alle Wechselwirkungen auf einem einzigen Prinzip – elektronenstatischer Wechselwirkung. Daher haben ionische, metallische, kovalente Bindungen und Wasserstoffbindungen eine einzige chemische Natur und sind nur Grenzfälle voneinander.

Metalle und ihre physikalischen Eigenschaften

Unter allen chemischen Elementen sind Metalle in der überwiegenden Mehrheit. Das liegt an ihren besonderen Eigenschaften. Ein erheblicher Teil von ihnen wurde vom Menschen durch Kernreaktionen im Labor gewonnen, sie sind radioaktiv mit kurzer Halbwertszeit.

Die Mehrzahl sind jedoch natürliche Elemente, die ganze Gesteine ​​und Erze bilden und Bestandteil der wichtigsten Verbindungen sind. Von ihnen lernten die Menschen, Legierungen zu gießen und viele schöne und wichtige Produkte herzustellen. Dies sind beispielsweise Kupfer, Eisen, Aluminium, Silber, Gold, Chrom, Mangan, Nickel, Zink, Blei und viele andere.

Für alle Metalle lassen sich allgemeine physikalische Eigenschaften unterscheiden, die durch das Schema zur Bildung einer metallischen Bindung erklärt werden. Was sind diese Eigenschaften?

1. Formbarkeit und Plastizität. Es ist bekannt, dass viele Metalle sogar bis zur Folie gewalzt werden können (Gold, Aluminium). Von anderen werden Draht, flexible Metallbleche, Produkte, die unter physikalischer Einwirkung verformt werden können, aber nach ihrer Beendigung sofort ihre Form wiederherstellen, erhalten. Es sind diese Eigenschaften von Metallen, die Formbarkeit und Duktilität genannt werden. Der Grund für diese Eigenschaft liegt in der metallischen Verbindungsart. Ionen und Elektronen in einem Kristall gleiten relativ zueinander, ohne zu brechen, was es ermöglicht, die Integrität der gesamten Struktur aufrechtzuerhalten.
2. Metallischer Glanz. Es erklärt auch die metallische Bindung, den Bildungsmechanismus, ihre Eigenschaften und Merkmale. Nicht alle Teilchen sind also in der Lage, Lichtwellen gleicher Wellenlänge zu absorbieren oder zu reflektieren. Die Atome der meisten Metalle reflektieren kurzwellige Strahlen und nehmen fast die gleiche Farbe von Silber, Weiß und Bläulich an. Die Ausnahmen sind Kupfer und Gold, ihre Farbe ist rot-rot bzw. gelb. Sie sind in der Lage, längerwellige Strahlung zu reflektieren.
3. Thermische und elektrische Leitfähigkeit. Diese Eigenschaften erklären sich auch aus der Struktur des Kristallgitters und der Tatsache, dass bei seiner Ausbildung eine metallische Bindungsart realisiert wird. Durch das sich im Kristall bewegende „Elektronengas“ werden elektrischer Strom und Wärme sofort und gleichmäßig auf alle Atome und Ionen verteilt und durch das Metall geleitet.
4. Fester Aggregatzustand unter Normalbedingungen. Einzige Ausnahme ist hier Quecksilber. Alle anderen Metalle sind notwendigerweise starke, feste Verbindungen, ebenso wie ihre Legierungen. Es ist auch ein Ergebnis des Vorhandenseins einer metallischen Bindung in Metallen. Der Mechanismus der Bildung dieser Art der Partikelbindung bestätigt die Eigenschaften vollständig.

Dies sind die wichtigsten physikalischen Eigenschaften von Metallen, die durch das Schema der Bildung einer metallischen Bindung erklärt und bestimmt werden. Diese Methode zum Verbinden von Atomen ist speziell für Elemente von Metallen und deren Legierungen relevant. Das heißt, für sie im festen und flüssigen Zustand.

Chemische Bindung vom Metalltyp

Was ist seine Besonderheit? Die Sache ist, dass eine solche Bindung nicht aufgrund unterschiedlich geladener Ionen und ihrer elektrostatischen Anziehung und nicht aufgrund des Unterschieds in der Elektronegativität und dem Vorhandensein freier Elektronenpaare gebildet wird. Das heißt, ionische, metallische, kovalente Bindungen haben eine leicht unterschiedliche Natur und charakteristische Merkmale der zu bindenden Teilchen.

Alle Metalle haben folgende Eigenschaften:

• eine kleine Anzahl von Elektronen pro (mit Ausnahme einiger Ausnahmen, die 6,7 und 8 haben können);
• großer Atomradius;
• geringe Ionisationsenergie.

All dies trägt zur leichten Trennung der äußeren ungepaarten Elektronen vom Kern bei. In diesem Fall hat das Atom viele freie Orbitale. Das Schema für die Bildung einer metallischen Bindung zeigt nur die Überlappung zahlreicher Orbitalzellen verschiedener Atome miteinander, die dadurch einen gemeinsamen intrakristallinen Raum bilden. Von jedem Atom werden Elektronen eingespeist, die in verschiedenen Teilen des Gitters frei zu wandern beginnen. Jeder von ihnen heftet sich regelmäßig an ein Ion an einer Kristallstelle und verwandelt es in ein Atom, löst sich dann wieder ab und bildet ein Ion.

Somit ist eine metallische Bindung eine Bindung zwischen Atomen, Ionen und freien Elektronen in einem gewöhnlichen Metallkristall. Eine Elektronenwolke, die sich innerhalb einer Struktur frei bewegt, wird als „Elektronengas“ bezeichnet. Es erklärt die meisten Metalle und ihre Legierungen.

Wie genau kommt eine metallisch-chemische Bindung zustande? Es können verschiedene Beispiele angeführt werden. Versuchen wir, über ein Stück Lithium nachzudenken. Selbst wenn Sie es von der Größe einer Erbse nehmen, werden es Tausende von Atomen sein. Stellen wir uns vor, dass jedes dieser Tausenden von Atomen sein einzelnes Valenzelektron an den gemeinsamen kristallinen Raum abgibt. Gleichzeitig kann man, wenn man die elektronische Struktur eines bestimmten Elements kennt, die Anzahl der leeren Orbitale sehen. Lithium wird 3 davon haben (p-Orbitale des zweiten Energieniveaus). Drei für jedes Atom von Zehntausenden – das ist der gemeinsame Raum im Inneren des Kristalls, in dem sich das „Elektronengas“ frei bewegt.

Ein Stoff mit einer metallischen Bindung ist immer stark. Schließlich lässt das Elektronengas den Kristall nicht kollabieren, sondern verschiebt nur die Schichten und stellt ihn sofort wieder her. Es glänzt, hat eine bestimmte Dichte (meistens hoch), Schmelzbarkeit, Formbarkeit und Plastizität.

Wo sonst wird eine metallische Bindung realisiert? Substanzbeispiele:

• Metalle in Form einfacher Strukturen;
• alle Metalllegierungen untereinander;
• alle Metalle und deren Legierungen in flüssigem und festem Zustand.

Es gibt einfach unglaublich viele konkrete Beispiele, denn es gibt mehr als 80 Metalle im Periodensystem!

Metallbindung: Bildungsmechanismus

Wenn wir es ganz allgemein betrachten, dann haben wir die wichtigsten Punkte oben bereits skizziert. Das Vorhandensein freier Elektronen und solcher, die aufgrund der niedrigen Ionisierungsenergie leicht vom Kern gelöst werden können, sind die Hauptbedingungen für die Bildung dieser Art von Bindung. Es stellt sich also heraus, dass es zwischen den folgenden Partikeln implementiert ist:

• Atome in den Knoten des Kristallgitters;
• freie Elektronen, die im Metall Valenz waren;
• Ionen an den Stellen des Kristallgitters.

Das Endergebnis ist eine metallische Bindung. Der Bildungsmechanismus wird allgemein durch die folgende Notation ausgedrückt: Me 0 - e - ↔ Me n+. Aus dem Diagramm ist ersichtlich, welche Partikel im Metallkristall vorhanden sind.

Die Kristalle selbst können eine andere Form haben. Das hängt von der konkreten Substanz ab, mit der wir es zu tun haben.

Arten von Metallkristallen

Diese Struktur eines Metalls oder seiner Legierung ist durch eine sehr dichte Partikelpackung gekennzeichnet. Es wird von Ionen an den Knoten des Kristalls bereitgestellt. Gitter selbst können im Raum verschiedene geometrische Formen haben.

1. Volumenzentriertes kubisches Gitter - Alkalimetalle.
2. Sechseckige kompakte Struktur - alle Erdalkalien außer Barium.
3. Flächenzentriert kubisch - Aluminium, Kupfer, Zink, viele Übergangsmetalle.
4. Rhomboedrische Struktur - in Quecksilber.
5. Tetragonal - Indium.

Je tiefer es im Periodensystem angesiedelt ist, desto komplexer ist seine Packung und die räumliche Organisation des Kristalls. Entscheidend für den Aufbau eines Kristalls ist dabei die metallisch-chemische Bindung, die für jedes existierende Metall exemplarisch genannt werden kann. Legierungen haben eine sehr vielfältige Organisation im Weltraum, von denen einige noch nicht vollständig verstanden sind.

Kommunikationseigenschaften: ungerichtet

Kovalente und metallische Bindungen haben ein sehr ausgeprägtes Unterscheidungsmerkmal. Im Gegensatz zur ersten ist die metallische Bindung nicht gerichtet. Was bedeutet das? Das heißt, die Elektronenwolke im Inneren des Kristalls bewegt sich innerhalb ihrer Grenzen völlig frei in verschiedene Richtungen, jedes der Elektronen kann sich an den Knoten der Struktur mit absolut jedem Ion verbinden. Das heißt, die Interaktion erfolgt in verschiedene Richtungen. Daher sagen sie, dass die metallische Bindung ungerichtet ist.

Der Mechanismus der kovalenten Bindung beinhaltet die Bildung gemeinsamer Elektronenpaare, d. h. Wolken aus überlappenden Atomen. Darüber hinaus tritt es streng entlang einer bestimmten Linie auf, die ihre Zentren verbindet. Daher sprechen sie über die Richtung einer solchen Verbindung.

Sättigungsfähigkeit

Diese Eigenschaft spiegelt die Fähigkeit von Atomen wider, begrenzt oder unbegrenzt mit anderen zu interagieren. Die kovalenten und metallischen Bindungen in diesem Indikator sind also wieder Gegensätze.

Der erste ist sättigbar. Die an seiner Bildung beteiligten Atome haben eine genau definierte Anzahl von äußeren Valenzelektronen, die direkt an der Bildung der Verbindung beteiligt sind. Mehr als es ist, wird es keine Elektronen haben. Daher ist die Anzahl der gebildeten Bindungen durch die Wertigkeit begrenzt. Daher die Sättigung der Verbindung. Aufgrund dieser Eigenschaft haben die meisten Verbindungen eine konstante chemische Zusammensetzung.

Metall- und Wasserstoffbindungen sind dagegen nicht sättigbar. Dies ist auf das Vorhandensein zahlreicher freier Elektronen und Orbitale im Kristall zurückzuführen. Auch in den Knoten des Kristallgitters spielen Ionen eine Rolle, die jeweils zu einem Atom und wieder zu einem Ion werden können.

Ein weiteres Merkmal einer metallischen Bindung ist die Delokalisierung der inneren Elektronenwolke. Sie manifestiert sich in der Fähigkeit einer kleinen Anzahl gemeinsamer Elektronen, viele Atomkerne von Metallen aneinander zu binden. Das heißt, die Dichte scheint delokalisiert zu sein, gleichmäßig zwischen allen Gliedern des Kristalls verteilt.

Beispiele für die Bindungsbildung in Metallen

Schauen wir uns einige spezifische Optionen an, die veranschaulichen, wie eine metallische Bindung gebildet wird. Beispiele für Substanzen sind wie folgt:

• Zink;
• Aluminium;
• Kalium;
• Chrom.

Bildung einer metallischen Bindung zwischen Zinkatomen: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. Das Zinkatom hat vier Energieniveaus. Freie Orbitale, basierend auf der elektronischen Struktur, hat es 15 - 3 in p-Orbitalen, 5 in 4d und 7 in 4f. Die elektronische Struktur ist wie folgt: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, es gibt 30 Elektronen im Atom. Das heißt, zwei negative Teilchen mit freier Valenz können sich innerhalb von 15 geräumigen und unbesetzten Orbitalen bewegen. Und so ist es mit jedem Atom. Das Ergebnis ist ein riesiger gemeinsamer Raum, bestehend aus leeren Orbitalen und einer kleinen Anzahl von Elektronen, die die gesamte Struktur zusammenhalten.

Metallbindung zwischen Aluminiumatomen: AL 0 - e - ↔ AL 3+. Die dreizehn Elektronen eines Aluminiumatoms befinden sich auf drei Energieniveaus, die sie offensichtlich im Überschuss haben. Elektronische Struktur: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Freie Orbitale - 7 Stück. Offensichtlich ist die Elektronenwolke klein im Vergleich zum gesamten inneren freien Raum im Kristall.

Chrommetallbindung. Dieses Element ist in seiner elektronischen Struktur besonders. Um das System zu stabilisieren, fällt das Elektron tatsächlich von 4s auf das 3d-Orbital: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0 . Es gibt insgesamt 24 Elektronen, von denen sechs Valenzen sind. Sie sind es, die in den gemeinsamen elektronischen Raum gehen, um eine chemische Bindung einzugehen. Es gibt 15 freie Orbitale, was immer noch viel mehr ist, als zum Füllen erforderlich ist. Daher ist Chrom auch ein typisches Beispiel für ein Metall mit entsprechender Bindung im Molekül.

Eines der aktivsten Metalle, das sogar mit gewöhnlichem Wasser unter Entzündung reagiert, ist Kalium. Was erklärt diese Eigenschaften? Wieder in vielerlei Hinsicht - eine metallische Art der Verbindung. Dieses Element hat nur 19 Elektronen, die sich aber bereits auf 4 Energieniveaus befinden. Das heißt, auf 30 Orbitalen verschiedener Unterebenen. Elektronische Struktur: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0 . Nur zwei mit sehr geringer Ionisierungsenergie. Steigen Sie frei aus und gehen Sie in den gemeinsamen elektronischen Raum. Es gibt 22 Orbitale, um ein Atom zu bewegen, also einen sehr großen freien Raum für das "Elektronengas".

Ähnlichkeiten und Unterschiede zu anderen Arten von Beziehungen

Im Allgemeinen wurde dieses Problem bereits oben diskutiert. Wir können nur verallgemeinern und ein Fazit ziehen. Die Hauptunterscheidungsmerkmale von Metallkristallen von allen anderen Kommunikationsarten sind:

• mehrere Arten von Teilchen, die am Bindungsprozess beteiligt sind (Atome, Ionen oder Atom-Ionen, Elektronen);
• unterschiedliche räumliche geometrische Struktur von Kristallen.

Bei Wasserstoff- und Ionenbindungen ist die Metallbindung nicht sättigbar und ungerichtet. Mit einem kovalenten Polar - eine starke elektrostatische Anziehung zwischen den Partikeln. Getrennt von den ionischen - die Art der Partikel in den Knoten des Kristallgitters (Ionen). Mit kovalenten unpolaren - Atomen an den Knoten des Kristalls.

Bindungsarten in Metallen verschiedener Aggregatzustände

Wie wir oben angemerkt haben, wird die metallische chemische Bindung, für die in diesem Artikel Beispiele angegeben sind, in zwei Aggregationszuständen von Metallen und ihren Legierungen gebildet: fest und flüssig.

Es stellt sich die Frage: Welche Art von Bindung in Metalldämpfen? Antwort: kovalent polar und unpolar. Wie bei allen Verbindungen, die in Form eines Gases vorliegen. Das heißt, bei längerer Erwärmung des Metalls und dessen Übergang von einem festen in einen flüssigen Zustand brechen die Bindungen nicht und die kristalline Struktur bleibt erhalten. Wenn es jedoch darum geht, eine Flüssigkeit in einen Dampfzustand zu überführen, wird der Kristall zerstört und die metallische Bindung in eine kovalente umgewandelt.

Materialklassifizierung

Derzeit werden alle modernen Materialien akzeptiert, um entsprechend klassifiziert zu werden.

Die wichtigsten in der Technik sind Klassifikationen nach funktional und strukturell Zeichen von Materialien.

Das Hauptkriterium für die Klassifizierung von Materialien durch Strukturmerkmale ist der Aggregatzustand, je nachdem werden sie in folgende Typen eingeteilt: feste Stoffe, Flüssigkeiten, Gase, Plasma.

Feste Materialien wiederum werden in kristalline und nicht-kristalline unterteilt.

Kristalline Materialien können nach der Art der Bindung zwischen Partikeln eingeteilt werden: atomar (kovalent), ionisch, metallisch, molekular (Abb. 2.1.).

Arten von Bindungen zwischen Atomen (Molekülen) in Kristallen

Ein Atom besteht aus einem positiv geladenen Kern und Elektronen, die sich um ihn herum bewegen (negativ geladen). Ein Atom im stationären Zustand ist elektrisch neutral. Unterscheiden Sie zwischen externen (Valenz-) Elektronen, deren Verbindung mit dem Kern unbedeutend ist, und internen - fest mit dem Kern verbundenen.

Die Bildung des Kristallgitters erfolgt wie folgt. Beim Übergang vom flüssigen in den kristallinen Zustand nimmt der Abstand zwischen den Atomen ab und die Wechselwirkungskräfte zwischen ihnen nehmen zu.

Die Verbindung zwischen Atomen erfolgt durch elektrostatische Kräfte, d.h. Von Natur aus ist die Verbindung eins - sie hat eine elektrische Natur, manifestiert sich aber in verschiedenen Kristallen unterschiedlich. Es gibt folgende Arten von Bindungen: ionisch, kovalent, polar, metallisch.

Kovalenter Bindungstyp

Eine kovalente Bindung entsteht durch gemeinsame Elektronenpaare, die in den Schalen der gebundenen Atome entstehen.

Sie kann sein aus Atomen desselben Elements gebildet und ist dann unpolar; Beispielsweise existiert eine solche kovalente Bindung in den Molekülen der Einzelelementgase H 2, O 2, N 2, Cl 2 usw.

Die kovalente Bindung kann sein gebildet aus Atomen verschiedener Elemente, die in ihrer chemischen Natur ähnlich sind, und dann ist es polar; zum Beispiel existiert eine solche kovalente Bindung in H 2 O-, NF 3 -, CO 2 -Molekülen.

Zwischen Atomen von Elementen mit elektronegativem Charakter wird eine kovalente Bindung gebildet.

Bei dieser Bindungsart erfolgt die Vergesellschaftung freier Valenzelektronen benachbarter Atome. Um eine stabile Valenzschale aus 8 Elektronen zu erhalten, verbinden sich Atome zu Molekülen und bilden ein oder mehrere Elektronenpaare, die den verbindenden Atomen gemeinsam werden, d.h. sind gleichzeitig Teil der Elektronenhüllen zweier Atome.

Materialien mit kovalenter Bindung sind sehr spröde, haben aber eine hohe Härte (Diamant). Dies sind in der Regel Dielektrika oder Halbleiter (Germanium, Silizium). elektrische Ladungen sind miteinander verbunden, und es gibt keine freien Elektronen.

Atome in den Molekülen einfacher Gase sind durch eine kovalente Bindung verbunden (H 2, Cl 2 usw.)

Die einzige dem Menschen bekannte Substanz mit einem Beispiel für eine kovalente Bindung zwischen einem Metall und Kohlenstoff ist Cyanocobalamin, bekannt als Vitamin B12.

Ionenkristalle (NaCl)

Ionenverbindung ist eine chemische Bindung gebildet auf Kosten der elektrostatische Anziehung zwischen Kationen und Anionen.

Die Bildung solcher Kristalle wird durch den Übergang von Elektronen von Atomen eines Typs zu Atomen eines anderen von Na zu Cl gebildet. Ein Atom, das ein Elektron verliert, wird zu einem positiv geladenen Ion, während ein Atom, das ein Elektron hinzugewinnt, zu einem negativen Ion wird. Die Annäherung von Ionen unterschiedlicher Vorzeichen erfolgt, bis die Abstoßungskräfte des Kerns und der Elektronenhüllen die Anziehungskräfte ausgleichen. Die meisten mineralischen Dielektrika und einige organische Materialien haben eine ionische Bindung (NaCl, CsCl, CaF2).

Ionisch gebundene Festkörper sind meist mechanisch fest, temperaturbeständig, aber oft spröde. Materialien mit dieser Verbindungsart werden nicht als Konstruktionsmaterialien verwendet.

Metallverbindungstyp

In Metallen entsteht die Bindung zwischen einzelnen Atomen durch die Wechselwirkung von positiv geladenen Kernen und kollektivierten Elektronen, die sich frei in interatomaren Räumen bewegen. Diese Elektronen spielen die Rolle von Zement und halten die positiven Ionen zusammen; andernfalls würde das Gitter unter Einwirkung von Abstoßungskräften zwischen den Ionen zerfallen. Gleichzeitig werden Elektronen auch von Ionen innerhalb des Kristallgitters gehalten und können es nicht verlassen. Eine solche Bindung wird als metallische Bindung bezeichnet.

Das Vorhandensein freier Elektronen führt zu einer hohen elektrischen und thermischen Leitfähigkeit des Metalls und ist auch der Grund für die Brillanz von Metallen. Die Duktilität von Metallen erklärt sich aus der Bewegung und dem Gleiten einzelner Atomschichten.

Praktisch in jedem Material gibt es nicht eine, sondern mehrere Arten von Bindungen. Die Eigenschaften von Materialien werden durch die vorherrschenden Arten chemischer Bindungen von Atomen und Molekülen der Substanz des Materials bestimmt.

Aus atomar-kristallinen Materialien, deren Struktur dominiert wird kovalente Bindungen sind polymorphe Modifikationen von Kohlenstoff- und Halbleitermaterialien auf Basis von Elementen der Gruppe IV des Periodensystems der Elemente von größter technischer Bedeutung. Typische Vertreter der ersteren sind Diamant und Graphit – die häufigste und stabilste Modifikation des Kohlenstoffs mit Schichtstruktur in der Erdkruste. Halbleiter Kristallines Germanium und Silizium sind die Hauptmaterialien der Halbleiterelektronik.

Von großem Interesse sind einige Verbindungen mit kovalenter Bindung, wie Fe 3 C, SiO, AlN – diese Verbindungen spielen eine wichtige Rolle in technischen Legierungen.

In eine riesige Sammlung Ionenkristall Zu den Materialien, die eine Kristallstruktur mit ionischen Bindungen haben, gehören Metalloxide (Verbindungen von Metallen mit Sauerstoff), die Bestandteil der wichtigsten Erze sind, technologische Zusätze bei der Verhüttung von Metallen sowie chemische Verbindungen von Metallen und Nichtmetallen (Bor , Kohlenstoff, Stickstoff), die als Legierungsbestandteile verwendet werden.

Die metallische Bindungsart ist charakteristisch für mehr als 80 Elemente des Periodensystems.

Zu kristalline Feststoffe Materialien mit einer Struktur können ebenfalls zugeordnet werden molekulare Kristalle, das für viele polymere Materialien charakteristisch ist, deren Moleküle aus einer großen Anzahl sich wiederholender Einheiten bestehen. Dies sind Biopolymere - hochmolekulare Naturstoffe und ihre Derivate (einschließlich Holz); synthetische Polymere, die von einfachen organischen Verbindungen abgeleitet sind, deren Moleküle anorganische Hauptketten haben und keine organischen Seitengruppen enthalten. Anorganische Polymere umfassen Silikate und Bindemittel. Natürliche Silikate sind eine Klasse der wichtigsten gesteinsbildenden Mineralien, die etwa 80 % der Masse der Erdkruste ausmachen. Zu den anorganischen Bindemitteln gehören Zement, Gips, Kalk usw. Molekulare Kristalle von Edelgasen – Elemente der Gruppe VIII des Periodensystems – verdampfen bei niedrigen Temperaturen, ohne in einen flüssigen Zustand überzugehen. Sie finden Anwendung in der Kryoelektronik, die sich mit der Herstellung elektronischer Geräte befasst, die auf den Phänomenen basieren, die in Festkörpern bei kryogenen Temperaturen stattfinden.

Reis. 1.2. Anordnung von Atomen in kristalliner (a) und amorpher (b) Materie

Die zweite Klasse von Materialien sind nichtkristalline Feststoffe. Sie werden nach Ordnung und Strukturstabilität in amorph, glasig und nicht glasig in einem halb ungeordneten Zustand eingeteilt.

Typische Vertreter amorpher Materialien sind amorphe Halbleiter, amorphe Metalle und Legierungen.

Zur Gruppe glasig Materialien umfassen: eine Reihe von organischen Polymeren (Polymethylacrylat bei Temperaturen unter 105 ° C, Polyvinylchlorid - unter 82 ° C und andere); viele anorganische Materialien - anorganisches Glas auf der Basis von Oxiden von Silizium, Bor, Aluminium, Phosphor usw.; viele Materialien für den Steinguss - Basalte und Diabas mit Glasstruktur, Hüttenschlacken, natürliche Karbonate mit Insel- und Kettenstruktur (Dolomit, Mergel, Marmor usw.).

In einem nicht glasigen, halb ungeordneten Zustand gibt es Gelees (strukturierte Polymer-Lösungsmittel-Systeme, die beim Erstarren von Polymerlösungen oder Quellen fester Polymere entstehen), viele synthetische Polymere in einem hochelastischen Zustand, Gummis und Gummis, die meisten Materialien auf Basis von Biopolymeren, einschließlich Textil- und Ledermaterialien, sowie organische Bindemittel - Bitumen, Teer, Pech usw.

Nach Funktion Technische Materialien werden in die folgenden Gruppen eingeteilt.

Baumaterialien - feste Materialien, die zur Herstellung von Produkten bestimmt sind, die mechanischer Beanspruchung ausgesetzt sind. Sie müssen eine Reihe mechanischer Eigenschaften aufweisen, die die erforderliche Leistung und Lebensdauer der Produkte gewährleisten, wenn sie der Arbeitsumgebung, der Temperatur und anderen Faktoren ausgesetzt sind.

Reis. 1.1. Klassifizierung fester kristalliner Materialien nach Strukturmerkmalen

Gleichzeitig werden ihnen technologische Anforderungen auferlegt, die den geringsten Arbeitsaufwand bei der Herstellung von Teilen und Strukturen bestimmen, und wirtschaftliche Anforderungen in Bezug auf die Kosten und Verfügbarkeit des Materials, was in der Massenproduktion sehr wichtig ist. Strukturmaterialien umfassen Metalle, Silikate und Keramiken, Polymere, Gummi, Holz und viele Verbundmaterialien.

Elektrische Materialien die sich durch besondere elektrische und magnetische Eigenschaften auszeichnen und zur Herstellung von Produkten zur Erzeugung, Übertragung, Umwandlung und zum Verbrauch von Elektrizität bestimmt sind. Dazu gehören magnetische Materialien, Leiter, Halbleiter sowie Dielektrika in festen, flüssigen und gasförmigen Phasen.

Tribologische Werkstoffe sind für den Einsatz in Reibungseinheiten bestimmt, um die Reibungs- und Verschleißparameter zu kontrollieren, um die angegebene Leistung und Ressourcen dieser Einheiten sicherzustellen. Die Haupttypen solcher Materialien sind Schmiermittel, Antifriktion und Reibung. Zu ersteren gehören Schmierstoffe in fester (Graphit, Talkum, Molybdändisulfid etc.), flüssiger (Schmieröle) und gasförmiger Phase (Luft, Kohlenwasserstoffdämpfe und andere Gase) Die Gesamtheit der Gleitwerkstoffe umfasst Buntmetalllegierungen (Babbits , Bronzen etc.), Grauguss, Kunststoffe (Textolith, Werkstoffe auf Fluorkunststoffbasis etc.), Cermet-Verbundwerkstoffe (Bronzegraphit, Eisengraphit etc.), einige Holzarten und holzbeschichtete Kunststoffe, Gummi, viele Verbundwerkstoffe Reibwerkstoffe haben einen hohen Reibungskoeffizienten und eine hohe Verschleißfestigkeit Dazu gehören einige Arten von Kunststoffen, Gusseisen, Cermets und andere Verbundwerkstoffe.

Werkzeugmaterialien zeichnen sich durch hohe Härte, Verschleißfestigkeit und Festigkeit aus, sie sind für die Herstellung von Schneid-, Mess-, Metallbearbeitungs- und anderen Werkzeugen bestimmt. Dazu gehören Materialien wie Werkzeugstahl und Hartlegierungen, Diamant und einige Arten von Keramikmaterialien sowie viele Verbundwerkstoffe.

Arbeitsgremien - gasförmige und flüssige Stoffe, mit deren Hilfe Energie in mechanische Arbeit, Kälte, Wärme umgewandelt wird. Die Arbeitsflüssigkeiten sind Wasserdampf in Dampfmaschinen und Turbinen; Ammoniak, Kohlendioxid, Freon und andere Kältemittel in Kühlschränken; Hydrauliköle; Luft in pneumatischen Motoren; gasförmige Produkte der Verbrennung fossiler Brennstoffe in Gasturbinen, Verbrennungsmotoren.

Kraftstoff - brennbare Materialien, deren Hauptbestandteil Kohlenstoff ist, die zur Gewinnung von Wärmeenergie durch Verbrennung verwendet werden. Brennstoffe werden nach Herkunft in natürliche (Öl, Kohle, Erdgas, Ölschiefer, Torf, Holz) und künstliche (Koks, Kraftstoffe, Generatorgase usw.) unterteilt; je nach Art der Maschinen, in denen es verbrannt wird - für Raketen, Motoren, Kernkraftwerke, Turbinen usw.