Kovová väzba je multicentrická väzba, ktorá existuje v kovoch a ich zliatinách medzi kladne nabitými iónmi a valenčnými elektrónmi, ktoré sú spoločné pre všetky ióny a voľne sa pohybujú cez kryštál.

Majú malý počet valenčných elektrónov a nízku ionizáciu. Tieto elektróny sú v dôsledku veľkých polomerov atómov kovu dosť slabo viazané na ich jadrá a môžu sa z nich ľahko odtrhnúť a stať sa spoločnými pre celý kovový kryštál. V dôsledku toho sa v kovovej kryštálovej mriežke objavia kladne nabité kovové ióny a elektrónový plyn - súbor mobilných elektrónov, ktoré sa voľne pohybujú okolo kovového kryštálu.

Výsledkom je, že kov je séria kladných iónov lokalizovaných v určitých polohách a veľké množstvo elektrónov, ktoré sa relatívne voľne pohybujú v poli kladných centier. Priestorová štruktúra kovov je kryštál, ktorý môže byť reprezentovaný ako bunka s kladne nabitými iónmi v uzloch, ponorená do záporne nabitého elektrónového plynu. Všetky atómy darujú svoje valenčné elektróny na vytvorenie elektrónového plynu, pohybujú sa voľne vo vnútri kryštálu bez narušenia chemickej väzby.

Teória voľného pohybu elektrónov v kryštálovej mriežke kovov bola experimentálne potvrdená skúsenosťami Tolmana a Stewarta (v roku 1916): počas prudkého spomalenia predtým nepokrútenej cievky s navinutým drôtom sa voľné elektróny naďalej pohybovali zotrvačnosťou. nejaký čas a v tomto čase ampérmeter zahrnutý v cievkach obvodu zaregistroval impulz elektrického prúdu.

Odrody modelov kovových väzieb

Známky kovovej väzby sú nasledujúce charakteristiky:

1. multielektronika, keďže všetky valenčné elektróny sa podieľajú na tvorbe kovovej väzby;
2. Multicentrická alebo delokalizácia - väzba spája súčasne veľké množstvo atómov obsiahnutých v kovovom kryštáli;
3. Izotropia alebo nesmerovosť - v dôsledku nerušeného pohybu elektrónového plynu súčasne vo všetkých smeroch je kovová väzba sféricky symetrická.

Kovové kryštály tvoria hlavne tri typy kryštálových mriežok, avšak niektoré kovy môžu mať v závislosti od teploty rôzne štruktúry.

Kryštálové mriežky kovov: a) kubické plošne centrované (Cu, Au, Ag, Al); b) kubický na telo (Li, Na, Ba, Mo, W, V); c) šesťuholníkové (Mg, Zn, Ti, Cd, Cr)

Kovová väzba existuje v kryštáloch a taveninách všetkých kovov a zliatin. Vo svojej čistej forme je charakteristický pre alkalické kovy a kovy alkalických zemín. V prechodných d-kovoch je väzba medzi atómami čiastočne kovalentná.

163120 0

Každý atóm má určitý počet elektrónov.

Atómy, ktoré vstupujú do chemických reakcií, darujú, získavajú alebo socializujú elektróny, čím dosahujú najstabilnejšiu elektronickú konfiguráciu. Konfigurácia s najnižšou energiou je najstabilnejšia (ako v atómoch vzácnych plynov). Tento vzor sa nazýva „oktetové pravidlo“ (obr. 1).

Ryža. jeden.

Toto pravidlo platí pre všetkých typy pripojenia. Elektronické väzby medzi atómami im umožňujú vytvárať stabilné štruktúry, od najjednoduchších kryštálov až po zložité biomolekuly, ktoré nakoniec tvoria živé systémy. Od kryštálov sa líšia svojim nepretržitým metabolizmom. Mnohé chemické reakcie však prebiehajú podľa mechanizmov elektronický prevod, ktoré hrajú dôležitú úlohu v energetických procesoch v tele.

Chemická väzba je sila, ktorá drží pohromade dva alebo viac atómov, iónov, molekúl alebo ich ľubovoľnú kombináciu..

Povaha chemickej väzby je univerzálna: je to elektrostatická príťažlivá sila medzi záporne nabitými elektrónmi a kladne nabitými jadrami, určená konfiguráciou elektrónov vo vonkajšom obale atómov. Schopnosť atómu vytvárať chemické väzby sa nazýva valencia, alebo oxidačný stav. Koncept valenčné elektróny- elektróny, ktoré tvoria chemické väzby, teda tie, ktoré sa nachádzajú na vysokoenergetických orbitáloch. Podľa toho sa nazýva vonkajší obal atómu obsahujúceho tieto orbitály valenčná škrupina. V súčasnosti nestačí indikovať prítomnosť chemickej väzby, ale je potrebné objasniť jej typ: iónová, kovalentná, dipólovo-dipólová, kovová.

Prvý typ pripojenia jeiónový spojenie

Podľa Lewisovej a Kosselovej elektronickej teórie valencie môžu atómy dosiahnuť stabilnú elektronickú konfiguráciu dvoma spôsobmi: po prvé, stratou elektrónov, katiónov, po druhé, ich získanie, premena na anióny. V dôsledku prenosu elektrónov v dôsledku elektrostatickej príťažlivej sily medzi iónmi s nábojmi opačného znamienka sa vytvorí chemická väzba nazývaná Kossel " elektrovalentné(teraz sa volá iónový).

V tomto prípade anióny a katióny tvoria stabilnú elektrónovú konfiguráciu s vyplneným vonkajším elektrónovým obalom. Typické iónové väzby sa tvoria z katiónov skupín T a II periodického systému a aniónov nekovových prvkov skupín VI a VII (16 a 17 podskupín - resp. chalkogény a halogény). Väzby v iónových zlúčeninách sú nenasýtené a nesmerové, takže si zachovávajú možnosť elektrostatickej interakcie s inými iónmi. Na obr. 2 a 3 znázorňujú príklady iónových väzieb zodpovedajúcich Kosselovmu modelu prenosu elektrónov.

Ryža. 2.

Ryža. 3. Iónová väzba v molekule chloridu sodného (NaCl).

Tu je vhodné pripomenúť niektoré vlastnosti, ktoré vysvetľujú správanie látok v prírode, najmä zvážiť pojem kyseliny a dôvodov.

Vodné roztoky všetkých týchto látok sú elektrolyty. Menia farbu rôznymi spôsobmi. ukazovatele. Mechanizmus účinku indikátorov objavil F.V. Ostwald. Ukázal, že indikátormi sú slabé kyseliny alebo zásady, ktorých farba v nedisociovanom a disociovanom stave je odlišná.

Zásady môžu neutralizovať kyseliny. Nie všetky zásady sú rozpustné vo vode (napríklad niektoré organické zlúčeniny, ktoré neobsahujú -OH skupiny, sú nerozpustné, najmä trietylamín N (C2H5)3); rozpustné zásady sa nazývajú alkálie.

Vodné roztoky kyselín vstupujú do charakteristických reakcií:

a) s oxidmi kovov - s tvorbou soli a vody;

b) s kovmi - s tvorbou soli a vodíka;

c) s uhličitanmi - s tvorbou soli, CO 2 a H 2 O.

Vlastnosti kyselín a zásad popisuje viacero teórií. V súlade s teóriou S.A. Arrhenius, kyselina je látka, ktorá disociuje za vzniku iónov H+ , pričom báza tvorí ióny JE ON- Táto teória neberie do úvahy existenciu organických zásad, ktoré nemajú hydroxylové skupiny.

V súlade s protón Bronstedova a Lowryho teória, kyselina je látka obsahujúca molekuly alebo ióny, ktoré darujú protóny ( darcov protóny) a báza je látka pozostávajúca z molekúl alebo iónov, ktoré prijímajú protóny ( akceptorov protóny). Všimnite si, že vo vodných roztokoch existujú vodíkové ióny v hydratovanej forme, to znamená vo forme hydróniových iónov H3O+ . Táto teória opisuje reakcie nielen s vodou a hydroxidovými iónmi, ale tiež uskutočňované v neprítomnosti rozpúšťadla alebo s nevodným rozpúšťadlom.

Napríklad pri reakcii medzi amoniakom NH 3 (slabá zásada) a chlorovodík v plynnej fáze vzniká tuhý chlorid amónny a v rovnovážnej zmesi dvoch látok sú vždy 4 častice, z ktorých dve sú kyseliny a ďalšie dve sú zásady:

Táto rovnovážna zmes pozostáva z dvoch konjugovaných párov kyselín a zásad:

1)NH 4+ a NH 3

2) HCl a Cl ‑

Tu sa v každom konjugovanom páre kyselina a zásada líšia o jeden protón. Každá kyselina má konjugovanú zásadu. Silná kyselina má slabú konjugovanú zásadu a slabá kyselina má silnú konjugovanú zásadu.

Bronsted-Lowryho teória umožňuje vysvetliť jedinečnú úlohu vody pre život biosféry. Voda, v závislosti od látky, ktorá s ňou interaguje, môže vykazovať vlastnosti kyseliny alebo zásady. Napríklad pri reakciách s vodnými roztokmi kyseliny octovej je voda zásadou a s vodnými roztokmi amoniaku je to kyselina.

1) CH3COOH + H20 ↔ H30 + + CH 3 SOO- Tu molekula kyseliny octovej daruje protón molekule vody;

2) NH3 + H20 ↔ NH4 + + JE ON- Tu molekula amoniaku prijíma protón z molekuly vody.

Voda teda môže tvoriť dva konjugované páry:

1) H20(kyselina) a JE ON- (konjugovaná báza)

2) H30+ (kyselina) a H20(konjugovaná báza).

V prvom prípade voda daruje protón a v druhom ho prijíma.

Takáto vlastnosť je tzv amfiprotonita. Látky, ktoré môžu reagovať ako kyseliny aj zásady, sa nazývajú amfotérny. Takéto látky sa často nachádzajú v prírode. Napríklad aminokyseliny môžu tvoriť soli s kyselinami aj zásadami. Preto peptidy ľahko tvoria koordinačné zlúčeniny s prítomnými iónmi kovov.

Charakteristickou vlastnosťou iónovej väzby je teda úplné vytesnenie zväzku väzbových elektrónov k jednému z jadier. To znamená, že medzi iónmi existuje oblasť, kde je hustota elektrónov takmer nulová.

Druhým typom pripojenia jekovalentný spojenie

Atómy môžu vytvárať stabilné elektronické konfigurácie zdieľaním elektrónov.

Takáto väzba sa vytvorí, keď sa pár elektrónov zdieľa jeden po druhom. z každého atóm. V tomto prípade sú socializované väzbové elektróny rozdelené medzi atómy rovnomerne. Príkladom kovalentnej väzby je homonukleárne diatomické H molekuly 2 , N 2 , F 2. Allotropy majú rovnaký typ väzby. O 2 a ozón O 3 a pre polyatómovú molekulu S 8 a tiež heteronukleárne molekuly chlorovodík HCl, oxid uhličitý CO 2, metán CH 4, etanol S 2 H 5 JE ON fluorid sírový SF 6, acetylén S 2 H 2. Všetky tieto molekuly majú rovnaké spoločné elektróny a ich väzby sú nasýtené a smerované rovnakým spôsobom (obr. 4).

Pre biológov je dôležité, že kovalentné polomery atómov v dvojitých a trojitých väzbách sú v porovnaní s jednoduchou väzbou znížené.

Ryža. 4. Kovalentná väzba v molekule Cl 2.

Iónové a kovalentné typy väzieb sú dva obmedzujúce prípady mnohých existujúcich typov chemických väzieb a v praxi je väčšina väzieb intermediárna.

Zlúčeniny dvoch prvkov nachádzajúcich sa na opačných koncoch rovnakých alebo rôznych periód Mendelejevovho systému tvoria prevažne iónové väzby. Keď sa prvky v určitom období navzájom približujú, iónový charakter ich zlúčenín klesá, zatiaľ čo kovalentný charakter sa zvyšuje. Napríklad halogenidy a oxidy prvkov na ľavej strane periodickej tabuľky tvoria prevažne iónové väzby ( NaCl, AgBr, BaS04, CaC03, KN03, CaO, NaOH) a rovnaké zlúčeniny prvkov na pravej strane tabuľky sú kovalentné ( H20, CO2, NH3, N02, CH4 fenol C6H5OH glukóza C6H1206 etanol C2H5OH).

Kovalentná väzba má zasa ďalšiu modifikáciu.

V polyatomárnych iónoch a v zložitých biologických molekulách môžu oba elektróny pochádzať iba z jeden atóm. To sa nazýva darcu elektrónový pár. Atóm, ktorý spája tento pár elektrónov s donorom, sa nazýva akceptor elektrónový pár. Tento typ kovalentnej väzby sa nazýva koordinácia (darca-akceptor, alebodatív) komunikácia(obr. 5). Tento typ väzby je najdôležitejší pre biológiu a medicínu, pretože chémia najdôležitejších d-prvkov pre metabolizmus je z veľkej časti opísaná koordinačnými väzbami.

Obr. 5.

V komplexnej zlúčenine spravidla pôsobí atóm kovu ako akceptor elektrónového páru; naopak, v iónových a kovalentných väzbách je atóm kovu donorom elektrónov.

Podstatu kovalentnej väzby a jej rozmanitosť - koordinačnú väzbu - možno objasniť pomocou inej teórie kyselín a zásad, ktorú navrhol GN. Lewis. Trochu rozšíril sémantický koncept pojmov „kyselina“ a „zásada“ podľa Bronsted-Lowryho teórie. Lewisova teória vysvetľuje podstatu tvorby komplexných iónov a účasť látok na nukleofilných substitučných reakciách, teda na tvorbe CS.

Podľa Lewisa je kyselina látka schopná vytvoriť kovalentnú väzbu prijatím elektrónového páru zo zásady. Lewisova báza je látka, ktorá má osamelý elektrónový pár, ktorý darovaním elektrónov vytvára kovalentnú väzbu s Lewisovou kyselinou.

To znamená, že Lewisova teória rozširuje rozsah acidobázických reakcií aj na reakcie, na ktorých sa protóny vôbec nezúčastňujú. Okrem toho samotný protón je podľa tejto teórie tiež kyselinou, pretože je schopný prijať elektrónový pár.

Preto podľa tejto teórie sú katióny Lewisovými kyselinami a anióny sú Lewisovými zásadami. Príkladom sú nasledujúce reakcie:

Vyššie bolo uvedené, že rozdelenie látok na iónové a kovalentné je relatívne, pretože v kovalentných molekulách nedochádza k úplnému prechodu elektrónu z atómov kovu na akceptorové atómy. V zlúčeninách s iónovou väzbou je každý ión v elektrickom poli iónov opačného znamienka, preto sú navzájom polarizované a ich obaly sú deformované.

Polarizovateľnosť určuje elektronická štruktúra, náboj a veľkosť iónu; je vyššia pre anióny ako pre katióny. Najvyššia polarizácia medzi katiónmi je pre katióny s väčším nábojom a menšou veľkosťou, napr Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Má silný polarizačný efekt H+ . Keďže vplyv polarizácie iónov je obojstranný, výrazne mení vlastnosti zlúčenín, ktoré tvoria.

Tretí typ pripojenia -dipól-dipól spojenie

Okrem uvedených typov komunikácie existujú aj dipól-dipól intermolekulárne interakcie, známe aj ako van der Waals .

Sila týchto interakcií závisí od povahy molekúl.

Existujú tri typy interakcií: permanentný dipól - permanentný dipól ( dipól-dipól príťažlivosť); permanentný dipól - indukovaný dipól ( indukcia príťažlivosť); okamžitý dipól - indukovaný dipól ( disperzia príťažlivosť alebo londýnske sily; ryža. 6).

Ryža. 6.

Len molekuly s polárnymi kovalentnými väzbami majú dipólovo-dipólový moment ( HCl, NH3, S02, H20, C6H5Cl) a pevnosť spoja je 1-2 debye(1D \u003d 3,338 × 10 -30 coulomb metrov - C × m).

V biochémii sa rozlišuje iný typ väzby - vodík pripojenie, čo je limitujúci prípad dipól-dipól príťažlivosť. Táto väzba vzniká príťažlivosťou medzi atómom vodíka a malým elektronegatívnym atómom, najčastejšie kyslíkom, fluórom a dusíkom. Pri veľkých atómoch, ktoré majú podobnú elektronegativitu (napríklad s chlórom a sírou), je vodíková väzba oveľa slabšia. Atóm vodíka sa vyznačuje jedným podstatným znakom: keď sa väzbové elektróny odtiahnu, jeho jadro - protón - sa obnaží a prestane byť tienené elektrónmi.

Preto sa atóm zmení na veľký dipól.

Vodíková väzba, na rozdiel od van der Waalsovej väzby, vzniká nielen počas medzimolekulových interakcií, ale aj v rámci jednej molekuly – intramolekulárne vodíková väzba. Vodíkové väzby zohrávajú významnú úlohu v biochémii napríklad pri stabilizácii štruktúry bielkovín vo forme α-závitnice, alebo pri tvorbe dvojzávitnice DNA (obr. 7).

Obr.7.

Vodíkové a van der Waalsove väzby sú oveľa slabšie ako iónové, kovalentné a koordinačné väzby. Energia medzimolekulových väzieb je uvedená v tabuľke. jeden.

Stôl 1. Energia medzimolekulových síl

Poznámka: Stupeň medzimolekulových interakcií odráža entalpiu topenia a vyparovania (varu). Iónové zlúčeniny vyžadujú oveľa viac energie na oddelenie iónov ako na oddelenie molekúl. Entalpie topenia iónových zlúčenín sú oveľa vyššie ako entalpie molekulárnych zlúčenín.

Štvrtý typ pripojenia -kovová väzba

Nakoniec existuje ďalší typ medzimolekulových väzieb - kov: spojenie kladných iónov mriežky kovov s voľnými elektrónmi. Tento typ spojenia sa v biologických objektoch nevyskytuje.

Zo stručného prehľadu typov väzieb vyplýva jeden detail: dôležitým parametrom atómu alebo iónu kovu - donor elektrónu, ako aj atóm - akceptor elektrónu je jeho veľkosť.

Bez toho, aby sme zachádzali do detailov, poznamenávame, že kovalentné polomery atómov, iónové polomery kovov a van der Waalsove polomery interagujúcich molekúl sa zvyšujú so zvyšujúcim sa ich atómovým číslom v skupinách periodického systému. V tomto prípade sú hodnoty polomerov iónov najmenšie a polomery van der Waals najväčšie. Spravidla sa pri pohybe po skupine zväčšujú polomery všetkých prvkov, kovalentných aj van der Waalsových.

Najdôležitejšie pre biológov a lekárov sú koordinácia(darca-akceptor) väzby uvažované koordinačnou chémiou.

Lekárska bioanorganika. G.K. Baraškov

Lekcia sa bude zaoberať niekoľkými typmi chemických väzieb: kovovou, vodíkovou a van der Waalsovou a tiež sa dozviete, ako fyzikálne a chemické vlastnosti závisia od rôznych typov chemických väzieb v látke.

Téma: Typy chemickej väzby

Lekcia: Kovové a vodíkové chemické väzby

kovové spojenie je to typ väzby v kovoch a ich zliatinách medzi atómami kovov alebo iónmi a relatívne voľnými elektrónmi (elektrónový plyn) v kryštálovej mriežke.

Kovy sú chemické prvky s nízkou elektronegativitou, takže ľahko darujú svoje valenčné elektróny. Ak je vedľa kovového prvku nekov, potom elektróny z atómu kovu prechádzajú na nekov. Tento typ spojenia sa nazýva iónový(obr. 1).

Ryža. 1. Vzdelávanie

Kedy jednoduché látky kovy alebo ich zliatin, situácia sa mení.

Počas tvorby molekúl nezostávajú elektrónové orbitály kovov nezmenené. Vzájomne interagujú a vytvárajú nový molekulárny orbitál. V závislosti od zloženia a štruktúry zlúčeniny sa molekulové orbitály môžu buď blížiť súhrnu atómových orbitálov, alebo sa od nich výrazne líšiť. Pri interakcii elektrónových orbitálov atómov kovov vznikajú molekulové orbitály. Tak, že valenčné elektróny atómu kovu sa môžu voľne pohybovať pozdĺž týchto molekulových orbitálov. Nedochádza k úplnému oddeleniu, náboju, t.j. kov nie je súbor katiónov a elektrónov plávajúcich okolo. Nejde však o súbor atómov, ktoré sa niekedy premenia na katiónovú formu a prenesú svoj elektrón na iný katión. Skutočná situácia je kombináciou týchto dvoch extrémnych možností.

Ryža. 2

Podstata tvorby kovovej väzby zložený v nasledujúcom: atómy kovu darujú vonkajšie elektróny a niektoré z nich sa premenia na kladne nabité ióny. Zlomené z atómov e elektróny sa relatívne voľne pohybujú medzi vznikajúcimi pozitívnekovové ióny. Medzi týmito časticami vzniká kovová väzba, t.j. elektróny ako keby stmelili kladné ióny v kovovej mriežke (obr. 2).

Prítomnosť kovovej väzby určuje fyzikálne vlastnosti kovov:

Vysoká plasticita

Tepelná a elektrická vodivosť

Kovový lesk

Plastové je schopnosť materiálu ľahko sa deformovať pri mechanickom zaťažení. Kovová väzba sa realizuje medzi všetkými atómami kovu súčasne, preto pri mechanickom pôsobení na kov nedochádza k prerušeniu špecifických väzieb, ale iba k zmene polohy atómu. Kovové atómy, ktoré nie sú navzájom pevne spojené, môžu akoby kĺzať po vrstve elektrónového plynu, ako sa to stáva, keď jedno sklo kĺže po druhom s vrstvou vody medzi nimi. Vďaka tomu je možné kovy ľahko deformovať alebo zvinúť do tenkej fólie. Najťažšie kovy sú čisté zlato, striebro a meď. Všetky tieto kovy sa prirodzene vyskytujú v prírode v rôznych stupňoch čistoty. Ryža. 3.

Ryža. 3. Kovy nachádzajúce sa v prírode v natívnej forme

Z nich, najmä zo zlata, sa vyrábajú rôzne ozdoby. Pre svoju úžasnú plasticitu sa zlato používa pri výzdobe palácov. Z nej môžete vyvaľkať fóliu s hrúbkou len 3. 10-3 mm. Nazýva sa plátkové zlato, aplikuje sa na omietku, lišty alebo iné predmety.

Tepelná a elektrická vodivosť . Najlepšími vodičmi elektriny sú meď, striebro, zlato a hliník. Ale keďže zlato a striebro sú drahé kovy, na výrobu káblov sa používa lacnejšia meď a hliník. Najhoršie elektrické vodiče sú mangán, olovo, ortuť a volfrám. Volfrám má taký vysoký elektrický odpor, že žiari, keď ním prechádza elektrický prúd. Táto vlastnosť sa využíva pri výrobe žiaroviek.

Telesná teplota je mierou energie jej základných atómov alebo molekúl. Elektrónový plyn kovu môže pomerne rýchlo prenášať prebytočnú energiu z jedného iónu alebo atómu na druhý. Teplota kovu sa rýchlo vyrovná v celom objeme, aj keď ohrev prichádza z jednej strany. Toto sa pozoruje napríklad vtedy, ak položíte kovovú lyžičku do čaju.

Kovový lesk. Lesk je schopnosť tela odrážať svetelné lúče. Striebro, hliník a paládium majú vysokú odrazivosť svetla. Preto sa práve tieto kovy nanášajú v tenkej vrstve na povrch skla pri výrobe svetlometov, projektorov a zrkadiel.

vodíková väzba

Zvážte teploty varu a topenia vodíkových zlúčenín chalkogénov: kyslíka, síry, selénu a telúru. Ryža. 4.

Ryža. 4

Ak mentálne extrapolujeme priame teploty varu a topenia vodíkových zlúčenín síry, selénu a telúru, uvidíme, že teplota topenia vody by mala byť približne -100 °C a teplota varu by mala byť približne -80 °C. Stáva sa to preto, že existuje interakcia - vodíková väzba, ktorý spája molekuly vody do združenia . Na zničenie týchto spoločníkov je potrebná dodatočná energia.

Vodíková väzba sa vytvára medzi vysoko polarizovaným, vysoko kladne nabitým atómom vodíka a ďalším atómom s veľmi vysokou elektronegativitou: fluórom, kyslíkom alebo dusíkom . Príklady látok schopných vytvárať vodíkovú väzbu sú na obr. 5.

Ryža. 5

Zvážte tvorbu vodíkových väzieb medzi molekulami vody. Vodíková väzba je znázornená tromi bodkami. Výskyt vodíkovej väzby je spôsobený jedinečnou vlastnosťou atómu vodíka. Keďže atóm vodíka obsahuje iba jeden elektrón, pri odtiahnutí spoločného elektrónového páru iným atómom sa obnaží jadro atómu vodíka, ktorého kladný náboj pôsobí na elektronegatívne prvky v molekulách látok.

Porovnať vlastnosti etylalkohol a dimetyléter. Na základe štruktúry týchto látok vyplýva, že etylalkohol môže vytvárať medzimolekulové vodíkové väzby. Je to spôsobené prítomnosťou hydroxoskupiny. Dimetyléter nemôže vytvárať medzimolekulové vodíkové väzby.

Porovnajme ich vlastnosti v tabuľke 1.

Tab. jeden

Tbp., Tpl, rozpustnosť vo vode je vyššia pre etylalkohol. Toto je všeobecný vzorec pre látky, medzi molekulami ktorých sa tvorí vodíková väzba. Tieto látky sa vyznačujú vyšším T bp., T pl, rozpustnosťou vo vode a nižšou prchavosťou.

Fyzikálne vlastnosti zlúčeniny závisia aj od molekulovej hmotnosti látky. Preto je legitímne porovnávať fyzikálne vlastnosti látok s vodíkovými väzbami len pre látky s podobnou molekulovou hmotnosťou.

energie jeden vodíková väzba asi 10x menej energia kovalentnej väzby. Ak organické molekuly komplexného zloženia majú niekoľko funkčných skupín schopných tvoriť vodíkovú väzbu, potom sa v nich môžu vytvárať intramolekulárne vodíkové väzby (proteíny, DNA, aminokyseliny, ortonitrofenol atď.). Vďaka vodíkovej väzbe vzniká sekundárna štruktúra bielkovín, dvojitá špirála DNA.

Van der Waalsove spojenie.

Zvážte vzácne plyny. Zlúčeniny hélia sa zatiaľ nepodarilo získať. Nie je schopný vytvárať konvenčné chemické väzby.

Pri veľmi negatívnych teplotách je možné získať tekuté a dokonca aj pevné hélium. V kvapalnom stave sú atómy hélia držané pohromade silami elektrostatickej príťažlivosti. Pre tieto sily existujú tri možnosti:

orientačné sily. Toto je interakcia medzi dvoma dipólmi (HCl)

Indukčná príťažlivosť. Ide o príťažlivosť dipólu a nepolárnej molekuly.

disperzná príťažlivosť. Ide o interakciu medzi dvoma nepolárnymi molekulami (He). Vzniká v dôsledku nerovnomerného pohybu elektrónov okolo jadra.

Zhrnutie lekcie

Lekcia rozoberá tri typy chemických väzieb: kovové, vodíkové a van der Waalsove. Bola vysvetlená závislosť fyzikálnych a chemických vlastností od rôznych typov chemických väzieb v látke.

Bibliografia

1. Rudzitis G.E. Chémia. Základy všeobecnej chémie. 11. ročník: učebnica pre vzdelávacie inštitúcie: základná úroveň / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. vyd. - M.: Vzdelávanie, 2012.

2. Popel P.P. Chémia: 8. ročník: učebnica pre všeobecnovzdelávacie inštitúcie / P.P. Popel, L.S. Krivlya. - K .: Informačné centrum "Akadémia", 2008. - 240 s.: i.

3. Gabrielyan O.S. Chémia. 11. ročník Základná úroveň. 2. vydanie, ster. - M.: Drop, 2007. - 220 s.

Domáca úloha

1. č. 2, 4, 6 (s. 41) Rudzitis G.E. Chémia. Základy všeobecnej chémie. 11. ročník: učebnica pre vzdelávacie inštitúcie: základná úroveň / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. vyd. - M.: Vzdelávanie, 2012.

2. Prečo sa volfrám používa na výrobu chĺpkov žiaroviek?

3. Čo vysvetľuje absenciu vodíkovej väzby v molekulách aldehydu?

Všetky v súčasnosti známe chemické prvky nachádzajúce sa v periodickej tabuľke sú podmienene rozdelené do dvoch veľkých skupín: kovy a nekovy. Aby sa nestali len prvkami, ale zlúčeninami, chemikáliami, aby sa mohli navzájom ovplyvňovať, musia existovať vo forme jednoduchých a zložitých látok.

Práve preto sa niektoré elektróny snažia prijať, zatiaľ čo iné - dať. Pri vzájomnom dopĺňaní prvkov týmto spôsobom vytvárajú rôzne chemické molekuly. Čo ich však drží spolu? Prečo existujú látky takej sily, ktoré ani tie najvážnejšie nástroje nedokážu zničiť? A iné sú naopak zničené najmenším nárazom. To všetko sa vysvetľuje tvorbou rôznych typov chemických väzieb medzi atómami v molekulách, tvorbou kryštálovej mriežky určitej štruktúry.

Typy chemických väzieb v zlúčeninách

Celkovo možno rozlíšiť 4 hlavné typy chemických väzieb.

1. Kovalentné nepolárne. Vzniká medzi dvoma rovnakými nekovmi v dôsledku socializácie elektrónov, tvorby spoločných elektrónových párov. Na jej vzniku sa podieľajú valenčné nepárové častice. Príklady: halogény, kyslík, vodík, dusík, síra, fosfor.
2. kovalentné polárne. Vzniká medzi dvoma rôznymi nekovmi alebo medzi kovom, ktorý má veľmi slabé vlastnosti a nekovom, ktorý má slabú elektronegativitu. Je tiež založená na spoločných elektrónových pároch a ich priťahovaní k sebe atómom, ktorého elektrónová afinita je vyššia. Príklady: NH 3, SiC, P 2 O 5 a iné.
3. Vodíková väzba. Najnestabilnejší a najslabší, vzniká medzi silne elektronegatívnym atómom jednej molekuly a kladným atómom druhej molekuly. Najčastejšie sa to stane, keď sú látky rozpustené vo vode (alkohol, amoniak atď.). Vďaka tomuto spojeniu môžu existovať makromolekuly bielkovín, nukleových kyselín, komplexných sacharidov a pod.
4. Iónová väzba. Vzniká vďaka silám elektrostatickej príťažlivosti rôzne nabitých kovových a nekovových iónov. Čím väčší je rozdiel v tomto ukazovateli, tým výraznejšia je iónová povaha interakcie. Príklady zlúčenín: binárne soli, komplexné zlúčeniny - zásady, soli.
5. Kovová väzba, ktorej mechanizmus tvorby, ako aj vlastnosti budú diskutované ďalej. Tvorí sa v kovoch, ich zliatinách rôznych druhov.

Existuje niečo ako jednota chemickej väzby. Hovorí len, že nie je možné považovať každú chemickú väzbu za referenčnú. Všetko sú to len nominálne jednotky. Všetky interakcie sú totiž založené na jedinom princípe – elektrónovej statickej interakcii. Preto iónové, kovové, kovalentné väzby a vodíkové väzby majú jedinú chemickú povahu a sú len hraničnými prípadmi jeden druhého.

Kovy a ich fyzikálne vlastnosti

Kovy sú v drvivej väčšine spomedzi všetkých chemických prvkov. Je to spôsobené ich špeciálnymi vlastnosťami. Značnú časť z nich človek získal jadrovými reakciami v laboratóriu, sú rádioaktívne s krátkym polčasom rozpadu.

Väčšinu však tvoria prírodné prvky, ktoré tvoria celé horniny a rudy a sú súčasťou najdôležitejších zlúčenín. Práve od nich sa ľudia naučili odlievať zliatiny a vyrábať množstvo krásnych a dôležitých výrobkov. Sú to napríklad meď, železo, hliník, striebro, zlato, chróm, mangán, nikel, zinok, olovo a mnohé ďalšie.

Pre všetky kovy je možné vyčleniť spoločné fyzikálne vlastnosti, ktoré sú vysvetlené schémou tvorby kovovej väzby. Aké sú tieto vlastnosti?

1. kujnosť a plasticita. Je známe, že mnohé kovy možno valcovať až do stavu fólie (zlato, hliník). Z iných sa získava drôt, kovové ohybné plechy, výrobky, ktoré sa pri fyzickom náraze môžu deformovať, ale po ukončení okamžite obnovia svoj tvar. Práve tieto vlastnosti kovov sa nazývajú kujnosť a ťažnosť. Dôvodom tejto funkcie je kovový typ pripojenia. Ióny a elektróny v kryštálovom sklíčku voči sebe bez porušenia, čo umožňuje zachovať integritu celej štruktúry.
2. Kovový lesk. Vysvetľuje tiež kovovú väzbu, mechanizmus tvorby, jej vlastnosti a vlastnosti. Nie všetky častice sú teda schopné absorbovať alebo odrážať svetelné vlny rovnakej vlnovej dĺžky. Atómy väčšiny kovov odrážajú krátkovlnné lúče a získavajú takmer rovnakú farbu striebornej, bielej, bledomodrej. Výnimkou sú medené a zlaté, ich farba je červeno-červená, respektíve žltá. Sú schopné odrážať žiarenie s väčšou vlnovou dĺžkou.
3. Tepelná a elektrická vodivosť. Tieto vlastnosti sú vysvetlené aj štruktúrou kryštálovej mriežky a skutočnosťou, že pri jej tvorbe sa realizuje kovový typ väzby. V dôsledku pohybu „elektrónového plynu“ vo vnútri kryštálu sa elektrický prúd a teplo okamžite a rovnomerne rozložia medzi všetky atómy a ióny a vedú cez kov.
4. Pevný stav agregácie za normálnych podmienok. Jedinou výnimkou je tu ortuť. Všetky ostatné kovy sú nevyhnutne silné, pevné zlúčeniny, ako aj ich zliatiny. Je to tiež výsledok prítomnosti kovovej väzby v kovoch. Mechanizmus vzniku tohto typu väzby častíc plne potvrdzuje vlastnosti.

Toto sú hlavné fyzikálne charakteristiky kovov, ktoré sú vysvetlené a určené schémou tvorby kovovej väzby. Tento spôsob spájania atómov je relevantný najmä pre prvky kovov, ich zliatiny. Teda pre nich v pevnom a tekutom stave.

Chemická väzba kovového typu

V čom spočíva jeho zvláštnosť? Ide o to, že takáto väzba sa nevytvára v dôsledku rozdielne nabitých iónov a ich elektrostatickej príťažlivosti a nie v dôsledku rozdielu v elektronegativite a prítomnosti voľných elektrónových párov. To znamená, že iónové, kovové, kovalentné väzby majú mierne odlišnú povahu a charakteristické znaky viazaných častíc.

Všetky kovy majú nasledujúce vlastnosti:

• malý počet elektrónov na (okrem niektorých výnimiek, ktoré môžu mať 6,7 a 8);
• veľký atómový polomer;
• nízka ionizačná energia.

To všetko prispieva k ľahkému oddeleniu vonkajších nepárových elektrónov od jadra. V tomto prípade má atóm veľa voľných orbitálov. Schéma na vytvorenie kovovej väzby ukáže len prekrytie mnohých orbitálnych buniek rôznych atómov navzájom, ktoré v dôsledku toho tvoria spoločný intrakryštalický priestor. Z každého atómu sa do nej privádzajú elektróny, ktoré začnú voľne putovať v rôznych častiach mriežky. Každý z nich sa pravidelne pripája k iónu v mieste kryštálu a mení ho na atóm, potom sa opäť oddeľuje a vytvára ión.

Kovová väzba je teda väzba medzi atómami, iónmi a voľnými elektrónmi v bežnom kovovom kryštáli. Elektrónový oblak, ktorý sa voľne pohybuje v štruktúre, sa nazýva „elektrónový plyn“. Vysvetľuje väčšinu kovov a ich zliatin.

Ako presne sa realizuje kovová chemická väzba? Možno uviesť rôzne príklady. Skúsme zvážiť kúsok lítia. Aj keď to vezmete o veľkosti hrášku, budú tam tisíce atómov. Predstavme si, že každý z týchto tisícov atómov daruje svoj jediný valenčný elektrón spoločnému kryštalickému priestoru. Zároveň, keď poznáme elektronickú štruktúru daného prvku, môžeme vidieť počet prázdnych orbitálov. Lítium ich bude mať 3 (p-orbitály druhej energetickej hladiny). Tri pre každý atóm z desiatok tisíc – to je spoločný priestor vo vnútri kryštálu, v ktorom sa voľne pohybuje „elektrónový plyn“.

Látka s kovovou väzbou je vždy silná. Koniec koncov, elektrónový plyn neumožňuje kolaps kryštálu, ale iba posúva vrstvy a okamžite sa obnovuje. Leskne sa, má určitú hustotu (najčastejšie vysokú), tavivosť, tvárnosť a plasticitu.

Kde inde sa realizuje kovová väzba? Príklady látok:

• kovy vo forme jednoduchých štruktúr;
• všetky kovové zliatiny navzájom;
• všetky kovy a ich zliatiny v tekutom a pevnom stave.

Existuje len neuveriteľné množstvo konkrétnych príkladov, pretože v periodickom systéme je viac ako 80 kovov!

Kovová väzba: mechanizmus tvorby

Ak to vezmeme do úvahy vo všeobecnosti, hlavné body sme už načrtli vyššie. Prítomnosť voľných elektrónov a tých, ktoré sa ľahko oddelia od jadra v dôsledku nízkej ionizačnej energie, sú hlavnými podmienkami pre vznik tohto typu väzby. Ukazuje sa teda, že sa implementuje medzi nasledujúce častice:

• atómy v uzloch kryštálovej mriežky;
• voľné elektróny, ktoré boli valenčné v kove;
• ióny v miestach kryštálovej mriežky.

Konečným výsledkom je kovový spoj. Mechanizmus vzniku vo všeobecnosti vyjadruje nasledujúci zápis: Me 0 - e - ↔ Me n+. Z diagramu je zrejmé, ktoré častice sú prítomné v kovovom kryštáli.

Samotné kryštály môžu mať rôzny tvar. Závisí to od konkrétnej látky, s ktorou máme dočinenia.

Druhy kovových kryštálov

Táto štruktúra kovu alebo jeho zliatiny sa vyznačuje veľmi hustým zhlukom častíc. Poskytujú ho ióny v uzloch kryštálu. Samotné mriežky môžu mať v priestore rôzne geometrické tvary.

1. Objemovo centrická kubická mriežka - alkalické kovy.
2. Šesťhranná kompaktná štruktúra - všetky alkalické zeminy okrem bária.
3. Face-centric kubický - hliník, meď, zinok, veľa prechodných kovov.
4. Romboedrická štruktúra - v ortuti.
5. Tetragonálny - indium.

Čím nižšie sa nachádza v periodickom systéme, tým zložitejšie je jeho balenie a priestorová organizácia kryštálu. V tomto prípade je pri konštrukcii kryštálu rozhodujúca kovová chemická väzba, ktorej príklady možno uviesť pre každý existujúci kov. Zliatiny majú veľmi rôznorodú organizáciu vo vesmíre, z ktorých niektoré ešte nie sú úplne pochopené.

Komunikačná charakteristika: nesmerová

Kovalentné a kovové väzby majú jeden veľmi výrazný rozlišovací znak. Na rozdiel od prvého nie je kovová väzba smerová. Čo to znamená? To znamená, že elektrónový oblak vo vnútri kryštálu sa pohybuje úplne voľne v rámci svojich limitov v rôznych smeroch, každý z elektrónov je schopný spojiť absolútne akýkoľvek ión v uzloch štruktúry. To znamená, že interakcia sa uskutočňuje rôznymi smermi. Preto hovoria, že kovová väzba je nesmerová.

Mechanizmus kovalentnej väzby zahŕňa tvorbu spoločných elektrónových párov, teda oblakov prekrývajúcich sa atómov. Navyše sa vyskytuje striktne pozdĺž určitej línie spájajúcej ich stredy. Preto hovoria o smere takéhoto spojenia.

Sýtosť

Táto charakteristika odráža schopnosť atómov mať obmedzenú alebo neobmedzenú interakciu s ostatnými. Takže kovalentné a kovové väzby v tomto ukazovateli sú opäť protiklady.

Prvý je saturovateľný. Atómy podieľajúce sa na jej tvorbe majú presne definovaný počet valenčných vonkajších elektrónov, ktoré sa priamo podieľajú na tvorbe zlúčeniny. Viac ako to je, nebude mať elektróny. Preto je počet vytvorených väzieb obmedzený valenciou. Preto saturácia spojenia. Vďaka tejto vlastnosti má väčšina zlúčenín konštantné chemické zloženie.

Kovové a vodíkové väzby sú naopak nenasýtené. Je to spôsobené prítomnosťou mnohých voľných elektrónov a orbitálov vo vnútri kryštálu. Ióny zohrávajú úlohu aj v uzloch kryštálovej mriežky, z ktorých každý sa môže kedykoľvek stať atómom a opäť iónom.

Ďalšou charakteristikou kovovej väzby je delokalizácia vnútorného elektrónového oblaku. Prejavuje sa to schopnosťou malého počtu spoločných elektrónov viazať na seba veľa atómových jadier kovov. To znamená, že hustota sa zdá byť delokalizovaná, rozložená rovnomerne medzi všetky články kryštálu.

Príklady tvorby väzieb v kovoch

Pozrime sa na niekoľko konkrétnych možností, ktoré ilustrujú, ako vzniká kovová väzba. Príklady látok sú nasledovné:

• zinok;
• hliník;
• draslík;
• chróm.

Vznik kovovej väzby medzi atómami zinku: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. Atóm zinku má štyri energetické úrovne. Voľné orbitály, na základe elektronickej štruktúry, má 15 - 3 v p-orbitáloch, 5 v 4d a 7 v 4f. Elektrónová štruktúra je nasledovná: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, v atóme je 30 elektrónov. To znamená, že dve voľné valenčné negatívne častice sa môžu pohybovať v rámci 15 priestranných a neobsadených orbitálov. A tak je to s každým atómom. Výsledkom je obrovský spoločný priestor pozostávajúci z prázdnych orbitálov a malého počtu elektrónov, ktoré spájajú celú štruktúru.

Kovová väzba medzi atómami hliníka: AL 0 - e - ↔ AL 3+. Trinásť elektrónov atómu hliníka sa nachádza na troch energetických úrovniach, ktorých majú zjavne prebytok. Elektronická štruktúra: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Voľné orbitály - 7 kusov. Je zrejmé, že elektrónový oblak bude malý v porovnaní s celkovým vnútorným voľným priestorom v kryštáli.

Chrómová kovová väzba. Tento prvok je zvláštny svojou elektronickou štruktúrou. Na stabilizáciu systému totiž elektrón spadne zo 4s na 3d orbitál: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0 . Celkovo je 24 elektrónov, z toho šesť valenčných. Práve oni idú do spoločného elektronického priestoru, aby vytvorili chemickú väzbu. Existuje 15 voľných orbitálov, čo je stále oveľa viac, ako je potrebné na vyplnenie. Preto je chróm tiež typickým príkladom kovu so zodpovedajúcou väzbou v molekule.

Jedným z najaktívnejších kovov, ktoré zápalom reagujú aj s obyčajnou vodou, je draslík. Čo vysvetľuje tieto vlastnosti? Opäť v mnohých ohľadoch - kovový typ spojenia. Tento prvok má len 19 elektrónov, no nachádzajú sa už na 4 energetických úrovniach. Teda na 30 orbitáloch rôznych podúrovní. Elektronická štruktúra: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0 . Len dva s veľmi nízkou ionizačnou energiou. Voľne vystúpte a choďte do spoločného elektronického priestoru. Existuje 22 orbitálov na pohyb jedného atómu, to znamená veľmi veľký voľný priestor pre „elektrónový plyn“.

Podobnosti a rozdiely s inými typmi vzťahov

Vo všeobecnosti už bola táto otázka diskutovaná vyššie. Môžeme len zovšeobecňovať a vyvodiť záver. Hlavné charakteristické znaky kovových kryštálov od všetkých ostatných typov komunikácie sú:

• niekoľko typov častíc zapojených do procesu väzby (atómy, ióny alebo atóm-ióny, elektróny);
• odlišná priestorová geometrická štruktúra kryštálov.

Pri vodíkových a iónových väzbách je kovová väzba nenasýtená a nesmerová. S kovalentnou polárnou - silnou elektrostatickou príťažlivosťou medzi časticami. Oddelene od iónových - typ častíc v uzloch kryštálovej mriežky (ióny). S kovalentnými nepolárnymi - atómami v uzloch kryštálu.

Typy väzieb v kovoch rôzneho stavu agregácie

Ako sme uviedli vyššie, kovová chemická väzba, ktorej príklady sú uvedené v článku, sa vytvára v dvoch stavoch agregácie kovov a ich zliatin: v pevnom a kvapalnom stave.

Vzniká otázka: aký typ väzby v kovových parách? Odpoveď: kovalentné polárne a nepolárne. Ako vo všetkých zlúčeninách, ktoré sú vo forme plynu. To znamená, že pri dlhšom zahrievaní kovu a jeho prechode z pevného skupenstva do kvapaliny sa väzby neprerušia a kryštalická štruktúra sa zachová. Keď však dôjde k prevodu kvapaliny do stavu pary, kryštál sa zničí a kovová väzba sa premení na kovalentnú.

Klasifikácia materiálu

V súčasnosti sú všetky moderné materiály akceptované na príslušnú klasifikáciu.

Najdôležitejšie v technike sú klasifikácie podľa funkčné a štrukturálne znaky materiálov.

Hlavné kritérium pre klasifikáciu materiálov podľa štrukturálnych vlastností je stav agregácie, podľa ktorého sa delia na tieto druhy: tuhé materiály, kvapaliny, plyny, plazma.

Pevné materiály sa zase delia na kryštalické a nekryštalické.

Kryštalické materiály môžeme rozdeliť podľa typu väzby medzi časticami: atómové (kovalentné), iónové, kovové, molekulové (obr. 2.1.).

Typy väzieb medzi atómami (molekulami) v kryštáloch

Atóm pozostáva z kladne nabitého jadra a elektrónov, ktoré sa okolo neho pohybujú (záporne nabité). Atóm v stacionárnom stave je elektricky neutrálny. Rozlišujte vonkajšie (valenčné) elektróny, ktorých spojenie s jadrom je nevýznamné a vnútorné - pevne spojené s jadrom.

Tvorba kryštálovej mriežky prebieha nasledovne. Pri prechode z kvapalného do kryštalického stavu sa vzdialenosť medzi atómami zmenšuje a interakčné sily medzi nimi sa zväčšujú.

Spojenie medzi atómami sa uskutočňuje elektrostatickými silami, t.j. od prírody je spojenie jedno - má elektrickú povahu, ale prejavuje sa rôzne v rôznych kryštáloch. Existujú nasledujúce typy väzieb: iónové, kovalentné, polárne, kovové.

Kovalentný typ väzby

Kovalentná väzba vzniká vďaka spoločným elektrónovým párom, ktoré vznikajú v obaloch viazaných atómov.

Môže byť tvorený atómami toho istého prvku a potom je nepolárny; napríklad takáto kovalentná väzba existuje v molekulách jednoprvkových plynov H 2, O 2, N 2, Cl 2 atď.

Kovalentná väzba môže byť tvorený atómami rôznych prvkov, podobnej chemickej povahy, a potom je polárny; napríklad takáto kovalentná väzba existuje v molekulách H20, NF3, C02.

Medzi atómami prvkov, ktoré majú elektronegatívny charakter, vzniká kovalentná väzba.

Pri tomto type väzby sa uskutočňuje socializácia voľných valenčných elektrónov susedných atómov. V snahe získať stabilný valenčný obal pozostávajúci z 8 elektrónov sa atómy spájajú do molekúl, pričom vytvárajú jeden alebo viac párov elektrónov, ktoré sa stávajú spoločnými pre spojovacie atómy, t.j. sú súčasne súčasťou elektrónových obalov dvoch atómov.

Materiály s kovalentnou väzbou sú veľmi krehké, ale majú vysokú tvrdosť (diamant). Ide spravidla o dielektrika alebo polovodiče (germánium, kremík). elektrické náboje sú prepojené a neexistujú žiadne voľné elektróny.

Atómy v molekulách jednoduchých plynov sú spojené kovalentnou väzbou (H 2, Cl 2 atď.)

Jediná látka známa človeku s príkladom kovalentnej väzby medzi kovom a uhlíkom je kyanokobalamín, známy ako vitamín B12.

Iónové kryštály (NaCl)

Iónová väzba je chemická väzba vzdelaný na náklady elektrostatická príťažlivosť medzi katiónmi a anióny.

Vznik takýchto kryštálov vzniká prechodom elektrónov atómov jedného typu na atómy iného z Na na Cl. Atóm, ktorý stratí elektrón, sa stane kladne nabitým iónom, zatiaľ čo atóm, ktorý elektrón získa, sa stane záporným iónom. K približovaniu iónov rôznych znakov dochádza dovtedy, kým odpudivé sily jadra a elektrónových obalov nevyrovnajú sily príťažlivosti. Väčšina minerálnych dielektrík a niektoré organické materiály majú iónovú väzbu (NaCl, CsCl, CaF2.)

Iónovo viazané pevné látky sú vo väčšine prípadov mechanicky pevné, teplotne odolné, ale často krehké. Materiály s týmto typom spojenia sa nepoužívajú ako konštrukčné materiály.

Typ kovového spojenia

V kovoch sa väzba medzi jednotlivými atómami vytvára vďaka interakcii kladne nabitých jadier a kolektivizovaných elektrónov, ktoré sa voľne pohybujú v medziatómových priestoroch. Tieto elektróny hrajú úlohu cementu, držia kladné ióny pohromade; inak by sa mriežka pôsobením odpudivých síl medzi iónmi rozpadla. Elektróny sú zároveň držané iónmi v kryštálovej mriežke a nemôžu ju opustiť. Takáto väzba sa nazýva kovová väzba.

Prítomnosť voľných elektrónov vedie k vysokej elektrickej a tepelnej vodivosti kovu a je tiež dôvodom lesku kovov. Ťažnosť kovov sa vysvetľuje pohybom a posúvaním jednotlivých vrstiev atómov.

Prakticky v akomkoľvek materiáli nie je jeden, ale niekoľko typov väzieb. Vlastnosti materiálov sú určené prevládajúcimi typmi chemických väzieb atómov a molekúl látky materiálu.

Z atómovo-kryštalických materiálov, v štruktúre ktorých dominuje Kovalentné väzby, najväčší význam v technológii majú polymorfné modifikácie uhlíkových a polovodičových materiálov na báze prvkov IV. skupiny periodickej sústavy prvkov. Typickými predstaviteľmi tých prvých sú diamant a grafit – najbežnejšia a najstabilnejšia modifikácia uhlíka s vrstevnatou štruktúrou v zemskej kôre. Polovodičové kryštalické germánium a kremík sú hlavnými materiálmi polovodičovej elektroniky.

Veľkým záujmom sú niektoré zlúčeniny s kovalentnou väzbou, ako Fe 3 C, SiO, AlN - tieto zlúčeniny zohrávajú dôležitú úlohu v technických zliatinách.

Do rozsiahlej zbierky iónový kryštál medzi materiály, ktoré majú kryštálovú štruktúru s iónovými väzbami, patria oxidy kovov (zlúčeniny kovov s kyslíkom), ktoré sú súčasťou najdôležitejších rúd, technologické prísady pri tavení kovov, ako aj chemické zlúčeniny kovov a nekovov (bór , uhlík, dusík), ktoré sa používajú ako zliatinové komponenty.

Kovový typ väzby je charakteristický pre viac ako 80 prvkov periodickej tabuľky.

Komu kryštalické pevné látky možno pripísať aj materiály so štruktúrou molekulárne kryštály, čo je charakteristické pre mnohé polymérne materiály, ktorých molekuly pozostávajú z veľkého počtu opakujúcich sa jednotiek. Ide o biopolyméry – vysokomolekulárne prírodné zlúčeniny a ich deriváty (vrátane dreva); syntetické polyméry odvodené od jednoduchých organických zlúčenín, ktorých molekuly majú anorganické hlavné reťazce a neobsahujú organické vedľajšie skupiny. Anorganické polyméry zahŕňajú silikáty a spojivá. Prírodné kremičitany sú triedou najdôležitejších horninotvorných minerálov, ktoré tvoria asi 80 % hmoty zemskej kôry. Medzi anorganické spojivá patrí cement, sadra, vápno atď. Molekulové kryštály inertných plynov - prvky skupiny VIII periodickej sústavy - sa odparujú pri nízkych teplotách bez toho, aby prešli do kvapalného stavu. Uplatnenie nachádzajú v kryoelektronike, ktorá sa zaoberá tvorbou elektronických zariadení na základe javov, ktoré prebiehajú v pevných látkach pri kryogénnych teplotách.

Ryža. 1.2. Usporiadanie atómov v kryštalickej (a) a amorfnej (b) hmote

Druhou triedou materiálov sú nekryštalické pevné materiály. Delia sa na základe usporiadanosti a stability štruktúry na amorfné, sklovité a nesklovité v poloneusporiadanom stave.

Typickými predstaviteľmi amorfných materiálov sú amorfné polovodiče, amorfné kovy a zliatiny.

Do skupiny sklovca materiály zahŕňajú: množstvo organických polymérov (polymetylakrylát pri teplotách pod 105 ° C, polyvinylchlorid - pod 82 ° C a iné); mnohé anorganické materiály - anorganické sklo na báze oxidov kremíka, bóru, hliníka, fosforu atď.; mnohé materiály na odlievanie kameňa - čadiče a diabasy so sklovitou štruktúrou, hutnícke trosky, prírodné karbonáty s ostrovčekovou a reťazovou štruktúrou (dolomit, slieň, mramor atď.).

V nesklovitom, poloneusporiadanom stave sú želé (štruktúrované systémy polymér-rozpúšťadlo vznikajúce pri tuhnutí roztokov polymérov alebo napučiavaní tuhých polymérov), mnohé syntetické polyméry vo vysoko elastickom stave, kaučuky a kaučuky, väčšina materiály na báze biopolymérov vrátane textilných a kožených materiálov a tiež organické spojivá - bitúmen, decht, smola a pod.

Podľa funkcie technické materiály sú rozdelené do nasledujúcich skupín.

Konštrukčné materiály - pevné materiály určené na výrobu výrobkov vystavených mechanickému namáhaniu. Musia mať súbor mechanických vlastností, ktoré zabezpečia požadovaný výkon a životnosť výrobkov pri vystavení pracovnému prostrediu, teplote a iným faktorom.

Ryža. 1.1. Klasifikácia pevných kryštalických materiálov podľa štruktúrneho znaku

Zároveň sú na ne kladené technologické požiadavky, ktoré určujú najmenšiu pracnosť pri výrobe dielov a konštrukcií a ekonomické, týkajúce sa ceny a dostupnosti materiálu, čo je pri hromadnej výrobe veľmi dôležité. Medzi konštrukčné materiály patria kovy, silikáty a keramika, polyméry, guma, drevo a mnohé kompozitné materiály.

Elektrické materiály vyznačujú sa špeciálnymi elektrickými a magnetickými vlastnosťami a sú určené na výrobu produktov používaných na výrobu, prenos, premenu a spotrebu elektrickej energie. Patria sem magnetické materiály, vodiče, polovodiče a dielektrika v tuhej kvapalnej a plynnej fáze.

Tribologické materiály sú určené na použitie v trecích jednotkách za účelom kontroly parametrov trenia a opotrebovania, aby sa zabezpečil špecifikovaný výkon a zdroj týchto jednotiek. Hlavnými typmi takýchto materiálov sú mazacie, antifrikčné a trecie. Medzi prvé patria mazivá v pevnej fáze (grafit, mastenec, disulfid molybdénu atď.), kvapalnej (mazacie oleje) a plynnej fáze (vzduch, uhľovodíkové pary a iné plyny). Medzi všetky antifrikčné materiály patria zliatiny neželezných kovov (babbity). , bronzy a pod.), sivá liatina, plasty (textolit, materiály na báze fluoroplastov a pod.), cermetové kompozitné materiály (bronzový grafit, železitý grafit atď.), niektoré druhy dreva a drevolaminátové plasty, guma, mnohé kompozity Trecie materiály majú vysoký koeficient trenia a vysokú odolnosť proti opotrebovaniu Patria sem niektoré typy plastov, liatiny, cermety a iné kompozitné materiály.

Materiály nástrojov sa vyznačujú vysokou tvrdosťou, odolnosťou proti opotrebeniu a pevnosťou, sú určené na výrobu rezných, meracích, kovoobrábacích a iných nástrojov. Patria sem materiály ako nástrojová oceľ a tvrdé zliatiny, diamant a niektoré druhy keramických materiálov a mnohé kompozitné materiály.

pracovné orgány - plynné a kvapalné materiály, pomocou ktorých sa energia premieňa na mechanickú prácu, chlad, teplo. Pracovnými kvapalinami sú vodná para v parných strojoch a turbínach; amoniak, oxid uhličitý, freón a iné chladivá v chladničkách; hydraulické oleje; vzduch v pneumatických motoroch; plynné produkty spaľovania fosílnych palív v plynových turbínach, spaľovacích motoroch.

Palivo - horľavé materiály, ktorých hlavnou časťou je uhlík, využívaný na získavanie tepelnej energie ich spaľovaním. Podľa pôvodu sa palivo delí na prírodné (ropa, uhlie, zemný plyn, roponosná bridlica, rašelina, drevo) a umelé (koks, motorové palivá, generátorové plyny atď.); podľa typu strojov, v ktorých sa spaľuje - pre raketové, motorové, jadrové, turbínové a pod.