Metallbindung kurzzeitig. Arten chemischer Bindungen. Schlüsselwörter und Phrasen

Chemische Bindung

Alle Wechselwirkungen, die zur Verbindung chemischer Teilchen (Atome, Moleküle, Ionen usw.) zu Stoffen führen, werden in chemische Bindungen und intermolekulare Bindungen (intermolekulare Wechselwirkungen) unterteilt.

Chemische Bindungen- Bindungen direkt zwischen Atomen. Es gibt ionische, kovalente und metallische Bindungen.

Intermolekulare Bindungen- Verbindungen zwischen Molekülen. Dies sind Wasserstoffbrückenbindungen, Ionen-Dipol-Bindungen (durch die Bildung dieser Bindung kommt es beispielsweise zur Bildung einer Hydrathülle aus Ionen), Dipol-Dipol (durch die Bildung dieser Bindung werden Moleküle polarer Stoffe verbunden). , zum Beispiel in flüssigem Aceton) usw.

Ionenverbindung- eine chemische Bindung, die durch die elektrostatische Anziehung entgegengesetzt geladener Ionen entsteht. In binären Verbindungen (Verbindungen aus zwei Elementen) entsteht es, wenn die Größen der gebundenen Atome sehr unterschiedlich sind: Einige Atome sind groß, andere klein – das heißt, einige Atome geben leicht Elektronen ab, während andere dazu neigen akzeptiere sie (normalerweise sind dies Atome der Elemente, die typische Metalle bilden, und Atome von Elementen, die typische Nichtmetalle bilden); Auch die Elektronegativität solcher Atome ist sehr unterschiedlich.
Die Ionenbindung ist ungerichtet und nicht sättigbar.

Kovalente Bindung- eine chemische Bindung, die durch die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares entsteht. Zwischen kleinen Atomen mit gleichen oder ähnlichen Radien entsteht eine kovalente Bindung. Eine notwendige Voraussetzung ist das Vorhandensein ungepaarter Elektronen in beiden gebundenen Atomen (Austauschmechanismus) oder eines freien Elektronenpaars in einem Atom und eines freien Orbitals im anderen (Donor-Akzeptor-Mechanismus):

A)	H· + ·H H:H	H-H	H 2	(ein gemeinsames Elektronenpaar; H ist einwertig);
B)		NN	N 2	(drei gemeinsame Elektronenpaare; N ist dreiwertig);
V)		H-F	HF	(ein gemeinsames Elektronenpaar; H und F sind einwertig);
G)			NH4+	(vier gemeinsame Elektronenpaare; N ist vierwertig)

einfach (einzeln)- ein Elektronenpaar,
doppelt- zwei Elektronenpaare,
verdreifacht- drei Elektronenpaare.

Doppel- und Dreifachbindungen werden Mehrfachbindungen genannt.

Entsprechend der Verteilung der Elektronendichte zwischen den gebundenen Atomen wird eine kovalente Bindung unterteilt unpolar Und Polar-. Eine unpolare Bindung entsteht zwischen identischen Atomen, eine polare – zwischen verschiedenen.

Elektronegativität- ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms in einer Substanz, gemeinsame Elektronenpaare anzuziehen.
Die Elektronenpaare polarer Bindungen werden zu elektronegativeren Elementen verschoben. Die Verschiebung von Elektronenpaaren selbst wird Bindungspolarisation genannt. Die bei der Polarisation entstehenden Teilladungen (Überschuss) werden mit + und – bezeichnet, zum Beispiel: .

Basierend auf der Art der Überlappung von Elektronenwolken („Orbitalen“) wird eine kovalente Bindung in -Bindung und -Bindung unterteilt.
-Eine Bindung entsteht durch direkte Überlappung von Elektronenwolken (entlang der Geraden, die die Atomkerne verbindet), -Eine Bindung entsteht durch seitliche Überlappung (auf beiden Seiten der Ebene, in der die Atomkerne liegen).

Eine kovalente Bindung ist gerichtet und sättigbar sowie polarisierbar.
Das Hybridisierungsmodell wird verwendet, um die gegenseitige Richtung kovalenter Bindungen zu erklären und vorherzusagen.

Hybridisierung von Atomorbitalen und Elektronenwolken- die angebliche Ausrichtung der Atomorbitale in der Energie und der Elektronenwolken in der Form, wenn ein Atom kovalente Bindungen bildet.
Die drei häufigsten Arten der Hybridisierung sind: sp-, sp 2 und sp 3 -Hybridisierung. Zum Beispiel:
sp-Hybridisierung - in Molekülen C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (lineare Struktur);
sp 2-Hybridisierung – in den Molekülen C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (flache Dreiecksform);
sp 3-Hybridisierung – in Molekülen CCl 4, SiH 4, CH 4 (tetraedrische Form); NH 3 (Pyramidenform); H 2 O (eckige Form).

Metallverbindung– eine chemische Bindung, die durch die gemeinsame Nutzung der Valenzelektronen aller gebundenen Atome eines Metallkristalls entsteht. Dadurch entsteht eine einzelne Elektronenwolke des Kristalls, die sich unter dem Einfluss elektrischer Spannung leicht bewegt – daher die hohe elektrische Leitfähigkeit von Metallen.
Eine metallische Bindung entsteht, wenn die zu verbindenden Atome groß sind und daher dazu neigen, Elektronen abzugeben. Einfache Stoffe mit metallischer Bindung sind Metalle (Na, Ba, Al, Cu, Au etc.), komplexe Stoffe sind intermetallische Verbindungen (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 etc.).
Die Metallbindung weist keine Direktionalität oder Sättigung auf. Es bleibt auch in Metallschmelzen erhalten.

Wasserstoffverbindung- eine intermolekulare Bindung, die durch die teilweise Aufnahme eines Elektronenpaares von einem stark elektronegativen Atom durch ein Wasserstoffatom mit einer großen positiven Teilladung entsteht. Es entsteht, wenn ein Molekül ein Atom mit einem freien Elektronenpaar und hoher Elektronegativität (F, O, N) enthält und das andere ein Wasserstoffatom enthält, das über eine hochpolare Bindung an eines dieser Atome gebunden ist. Beispiele für intermolekulare Wasserstoffbrückenbindungen:

H-O-H OH 2 , H-O-H NH 3 , H-O-H F-H, H-F H-F.

In den Molekülen von Polypeptiden, Nukleinsäuren, Proteinen usw. gibt es intramolekulare Wasserstoffbrückenbindungen.

Ein Maß für die Stärke einer Bindung ist die Bindungsenergie.
Kommunikationsenergie– die Energie, die erforderlich ist, um eine bestimmte chemische Bindung in 1 Mol einer Substanz aufzubrechen. Die Maßeinheit ist 1 kJ/mol.

Die Energien ionischer und kovalenter Bindungen liegen in der gleichen Größenordnung, die Energie von Wasserstoffbrücken liegt eine Größenordnung niedriger.

Die Energie einer kovalenten Bindung hängt von der Größe der gebundenen Atome (Bindungslänge) und von der Multiplizität der Bindung ab. Je kleiner die Atome und je größer die Bindungsvielfalt, desto größer ist ihre Energie.

Die Ionenbindungsenergie hängt von der Größe der Ionen und ihrer Ladung ab. Je kleiner die Ionen und je größer ihre Ladung, desto größer ist die Bindungsenergie.

Struktur der Materie

Je nach Art der Struktur werden alle Stoffe in unterteilt molekular Und nichtmolekular. Unter den organischen Stoffen überwiegen molekulare Stoffe, unter den anorganischen Stoffen überwiegen nichtmolekulare Stoffe.

Aufgrund der Art der chemischen Bindung werden Stoffe in Stoffe mit kovalenten Bindungen, Stoffe mit ionischen Bindungen (ionische Stoffe) und Stoffe mit metallischen Bindungen (Metalle) unterteilt.

Stoffe mit kovalenten Bindungen können molekular oder nichtmolekular sein. Dies beeinflusst ihre physikalischen Eigenschaften erheblich.

Molekulare Stoffe bestehen aus Molekülen, die durch schwache intermolekulare Bindungen miteinander verbunden sind, dazu gehören: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 und andere einfache Stoffe; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, organische Polymere und viele andere Stoffe. Diese Stoffe haben keine hohe Festigkeit, haben niedrige Schmelz- und Siedepunkte, leiten keinen Strom und einige von ihnen sind in Wasser oder anderen Lösungsmitteln löslich.

Nichtmolekulare Stoffe mit kovalenten Bindungen oder atomare Stoffe (Diamant, Graphit, Si, SiO 2, SiC und andere) bilden sehr starke Kristalle (mit Ausnahme von Schichtgraphit), sie sind in Wasser und anderen Lösungsmitteln unlöslich, haben einen hohen Schmelzpunkt und Siedepunkte, die meisten von ihnen leiten keinen elektrischen Strom (außer Graphit, der elektrisch leitend ist, und Halbleiter - Silizium, Germanium usw.)

Alle ionischen Stoffe sind von Natur aus nichtmolekular. Dabei handelt es sich um feste, feuerfeste Stoffe, deren Lösungen und Schmelzen elektrischen Strom leiten. Viele von ihnen sind wasserlöslich. Zu beachten ist, dass in ionischen Stoffen, deren Kristalle aus komplexen Ionen bestehen, auch kovalente Bindungen vorliegen, zum Beispiel: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-) usw. Die Atome, aus denen komplexe Ionen bestehen, sind durch kovalente Bindungen verbunden.

Metalle (Stoffe mit metallischen Bindungen) sehr unterschiedlich in ihren physikalischen Eigenschaften. Darunter sind flüssige (Hg), sehr weiche (Na, K) und sehr harte Metalle (W, Nb).

Die charakteristischen physikalischen Eigenschaften von Metallen sind ihre hohe elektrische Leitfähigkeit (im Gegensatz zu Halbleitern nimmt sie mit steigender Temperatur ab), hohe Wärmekapazität und Duktilität (bei reinen Metallen).

Im festen Zustand bestehen fast alle Stoffe aus Kristallen. Basierend auf der Art der Struktur und der Art der chemischen Bindung werden Kristalle („Kristallgitter“) unterteilt atomar(Kristalle nichtmolekularer Substanzen mit kovalenten Bindungen), ionisch(Kristalle ionischer Substanzen), molekular(Kristalle molekularer Substanzen mit kovalenten Bindungen) und Metall(Kristalle von Stoffen mit metallischer Bindung).

Aufgaben und Tests zum Thema „Thema 10. „Chemische Bindung. Struktur der Materie.

Arten chemischer Bindungen - Struktur der Materie Klasse 8–9
Lektionen: 2 Aufgaben: 9 Tests: 1
Aufgaben: 9 Tests: 1

Nachdem Sie dieses Thema durchgearbeitet haben, sollten Sie die folgenden Konzepte verstehen: chemische Bindung, intermolekulare Bindung, ionische Bindung, kovalente Bindung, metallische Bindung, Wasserstoffbindung, einfache Bindung, Doppelbindung, Dreifachbindung, Mehrfachbindung, unpolare Bindung, polare Bindung , Elektronegativität, Bindungspolarisation, - und -Bindung, Hybridisierung von Atomorbitalen, Bindungsenergie.

Sie müssen die Klassifizierung von Stoffen nach Strukturtyp, nach Art der chemischen Bindung, die Abhängigkeit der Eigenschaften einfacher und komplexer Stoffe von der Art der chemischen Bindung und der Art des „Kristallgitters“ kennen.

Sie müssen in der Lage sein: die Art der chemischen Bindung in einem Stoff zu bestimmen, die Art der Hybridisierung, Diagramme der Bindungsbildung zu erstellen, das Konzept der Elektronegativität, eine Reihe von Elektronegativitäten, zu verwenden; wissen, wie sich die Elektronegativität in chemischen Elementen derselben Periode und einer Gruppe ändert, um die Polarität einer kovalenten Bindung zu bestimmen.

Nachdem Sie sichergestellt haben, dass Sie alles Notwendige gelernt haben, fahren Sie mit der Erledigung der Aufgaben fort. Wir wünschen Ihnen viel Erfolg.

Literatur-Empfehlungen:

O. S. Gabrielyan, G. G. Lysova. Chemie 11. Klasse. M., Bustard, 2002.
G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Chemie 11. Klasse. M., Bildung, 2001.

Sie haben gelernt, wie Atome von Metallelementen und Nichtmetallelementen miteinander interagieren (Elektronen bewegen sich vom ersten zum zweiten) und wie Atome von Nichtmetallelementen miteinander interagieren (ungepaarte Elektronen der äußeren Elektronenschichten ihrer Atome). verbinden sich zu gemeinsamen Elektronenpaaren). Jetzt lernen wir, wie Atome von Metallelementen miteinander interagieren. Metalle liegen normalerweise nicht als isolierte Atome vor, sondern als Barren oder Metallprodukt. Was hält Metallatome in einem einzigen Volumen?

Die Atome der meisten Metallelemente enthalten auf der äußeren Ebene eine kleine Anzahl von Elektronen – 1, 2, 3. Diese Elektronen lassen sich leicht ablösen und die Atome verwandeln sich in positive Ionen. Die abgetrennten Elektronen wandern von einem Ion zum anderen und verbinden sie zu einem Ganzen.

Es ist einfach unmöglich herauszufinden, welches Elektron zu welchem Atom gehört. Alle abgetrennten Elektronen wurden gemeinsam. Durch die Verbindung mit Ionen bilden diese Elektronen vorübergehend Atome, brechen dann wieder ab und verbinden sich mit einem anderen Ion usw. Ein Prozess läuft endlos ab, was durch ein Diagramm dargestellt werden kann:

Folglich werden im Volumen des Metalls Atome kontinuierlich in Ionen umgewandelt und umgekehrt. Sie werden Atomionen genannt.

Abbildung 41 zeigt schematisch die Struktur eines Natriummetallfragments. Jedes Natriumatom ist von acht benachbarten Atomen umgeben.

Reis. 41.
Schema der Struktur eines Fragments aus kristallinem Natrium

Die abgelösten externen Elektronen bewegen sich frei von einem gebildeten Ion zum anderen und verbinden den Natriumionenkern so, als würden sie ihn zu einem riesigen Metallkristall verkleben (Abb. 42).

Reis. 42.
Metallverbindungsdiagramm

Die metallische Bindung weist einige Ähnlichkeiten mit der kovalenten Bindung auf, da sie auf der gemeinsamen Nutzung externer Elektronen beruht. Wenn jedoch eine kovalente Bindung gebildet wird, werden nur die äußeren ungepaarten Elektronen von zwei benachbarten Atomen gemeinsam genutzt, während bei der Bildung einer metallischen Bindung alle Atome an der gemeinsamen Nutzung dieser Elektronen beteiligt sind. Deshalb sind Kristalle mit kovalenter Bindung spröde, mit Metallbindung hingegen in der Regel duktil, elektrisch leitfähig und haben einen metallischen Glanz.

Abbildung 43 zeigt eine alte goldene Hirschfigur, die bereits mehr als 3,5 Tausend Jahre alt ist, aber den edlen metallischen Glanz, der für Gold – dieses plastischste aller Metalle – charakteristisch ist, nicht verloren hat.

Reis. 43. Goldener Hirsch. VI Jahrhundert Chr e.

Metallische Bindungen sind sowohl für reine Metalle als auch für Mischungen verschiedener Metalle – Legierungen in festem und flüssigem Zustand – charakteristisch. Im Dampfzustand sind Metallatome jedoch durch eine kovalente Bindung miteinander verbunden (zum Beispiel füllt Natriumdampf gelbe Lichtlampen, um die Straßen großer Städte zu beleuchten). Metallpaare bestehen aus einzelnen Molekülen (einatomig und zweiatomig).

Die Frage nach chemischen Bindungen ist eine zentrale Frage der Chemie. Sie haben sich mit den Grundkonzepten der Arten chemischer Bindungen vertraut gemacht. In Zukunft erfahren Sie viel Interessantes über die Natur chemischer Bindungen. Zum Beispiel, dass es in den meisten Metallen neben der metallischen Bindung auch eine kovalente Bindung gibt und dass es noch andere Arten chemischer Bindungen gibt.

Schlüsselwörter und Phrasen

Metallverbindung.
Atomionen.
Sozialisierte Elektronen.

Arbeiten Sie mit dem Computer

Beachten Sie die elektronische Bewerbung. Studieren Sie den Unterrichtsstoff und erledigen Sie die gestellten Aufgaben.
Suchen Sie im Internet nach E-Mail-Adressen, die als zusätzliche Quellen dienen können, die den Inhalt von Schlüsselwörtern und Phrasen im Absatz offenbaren. Bieten Sie dem Lehrer Ihre Hilfe bei der Vorbereitung einer neuen Unterrichtsstunde an – erstellen Sie einen Bericht über die Schlüsselwörter und Phrasen des nächsten Absatzes.

Fragen und Aufgaben

Eine metallische Bindung hat ähnliche Eigenschaften wie eine kovalente Bindung. Vergleichen Sie diese chemischen Bindungen miteinander.
Eine metallische Bindung hat ähnliche Eigenschaften wie eine ionische Bindung. Vergleichen Sie diese chemischen Bindungen miteinander.
Wie kann die Härte von Metallen und Legierungen erhöht werden?
Bestimmen Sie anhand der Formeln der Stoffe die Art der chemischen Bindung in ihnen: Ba, BaBr 2, HBr, Br 2.

Alle Metalle haben folgende Eigenschaften:

Eine kleine Anzahl von Elektronen auf dem äußeren Energieniveau (mit Ausnahme einiger Ausnahmen, die 6,7 und 8 haben können);

Großer Atomradius;

Niedrige Ionisierungsenergie.

All dies trägt zur einfachen Trennung der äußeren ungepaarten Elektronen vom Kern bei. Gleichzeitig verfügt das Atom über viele freie Orbitale. Das Diagramm der Bildung einer metallischen Bindung zeigt genau die Überlappung zahlreicher Orbitalzellen verschiedener Atome miteinander, die dadurch einen gemeinsamen intrakristallinen Raum bilden. Von jedem Atom werden ihm Elektronen zugeführt, die beginnen, frei durch verschiedene Teile des Gitters zu wandern. In regelmäßigen Abständen heftet sich jeder von ihnen an einer Stelle im Kristall an ein Ion, verwandelt es in ein Atom und löst sich dann wieder, um ein Ion zu bilden.

Auf diese Weise, Eine Metallbindung ist die Bindung zwischen Atomen, Ionen und freien Elektronen in einem gewöhnlichen Metallkristall. Eine Elektronenwolke, die sich frei innerhalb einer Struktur bewegt, wird als „Elektronengas“ bezeichnet. Es erklärt die meisten physikalischen Eigenschaften von Metallen und ihren Legierungen.

Wie genau entsteht eine chemische Metallbindung? Es können verschiedene Beispiele genannt werden. Versuchen wir es an einem Stück Lithium zu betrachten. Selbst wenn man es auf die Größe einer Erbse annimmt, werden es Tausende von Atomen sein. Stellen wir uns also vor, dass jedes dieser Tausenden von Atomen sein einzelnes Valenzelektron an den gemeinsamen Kristallraum abgibt. Wenn Sie die elektronische Struktur eines bestimmten Elements kennen, können Sie gleichzeitig die Anzahl der leeren Orbitale erkennen. Lithium wird drei 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 Metallbindung ist immer stark. Denn Elektronengas lässt den Kristall nicht kollabieren, sondern verschiebt nur die Schichten und stellt sie sofort wieder her. Es glänzt, hat eine gewisse Dichte (meistens hoch), Schmelzbarkeit, Formbarkeit und Plastizität.

Wo werden Metallklebungen sonst noch verkauft? Beispiele für Stoffe:

Metalle in Form einfacher Strukturen;

Alle Metalle legieren miteinander;

Alle Metalle und deren Legierungen in flüssigem und festem Zustand.

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

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

Jedes Metall kann Elektronen abgeben und so zu einem positiv geladenen Ion werden.

Am Beispiel Eisen: Fe 0 -2e - = Fe 2+

Wohin gehen die abgetrennten negativ geladenen Teilchen – Elektronen? Ein Minus wird immer von einem Plus angezogen. Die Elektronen werden von einem anderen (positiv geladenen) Eisenion im Kristallgitter angezogen: Fe 2+ +2e - = Fe 0

Das Ion wird zu einem neutralen Atom. Und dieser Vorgang wiederholt sich viele Male.

Es stellt sich heraus, dass freie Eisenelektronen im gesamten Volumen des Kristalls ständig in Bewegung sind und an Gitterplätzen Ionen abbrechen und verbinden. Ein anderer Name für dieses Phänomen ist delokalisierte Elektronenwolke. Der Begriff „delokalisiert“ bedeutet frei, nicht gebunden.

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

Thema: Arten chemischer Bindungen

Lektion: Chemische Metall- und Wasserstoffbindungen

Metallverbindung Dabei handelt es sich um eine Art Bindung in Metallen und deren Legierungen zwischen Metallatomen oder -ionen und relativ freien Elektronen (Elektronengas) im Kristallgitter.

Metalle sind chemische Elemente mit geringer Elektronegativität und geben daher leicht ihre Valenzelektronen ab. Befindet sich neben einem Metallelement ein Nichtmetall, so wandern Elektronen vom Metallatom zum Nichtmetall. Diese Art der Verbindung wird aufgerufen ionisch(Abb. 1).

Reis. 1. Bildung

Im Fall von einfache Stoffe 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. Abhängig von der Zusammensetzung und Struktur der Verbindung können Molekülorbitale entweder nahe an der Gesamtheit der Atomorbitale liegen oder sich deutlich von diesen unterscheiden. Wenn die Elektronenorbitale von Metallatomen interagieren, entstehen Molekülorbitale. So dass sich die Valenzelektronen des Metallatoms frei durch diese Molekülorbitale bewegen können. Eine vollständige Ladungstrennung findet nicht statt, d.h. Metall- Dies ist keine Ansammlung herumschwebender Kationen und Elektronen. Dabei handelt es sich jedoch nicht um eine Ansammlung von Atomen, die sich manchmal in eine kationische Form umwandeln und ihr Elektron auf ein anderes Kation übertragen. Die reale Situation ist eine Kombination dieser beiden extremen Optionen.

Reis. 2

Die Essenz der Bildung von Metallbindungen besteht aus wie folgt: Metallatome geben äußere Elektronen ab und einige von ihnen verwandeln sich in positiv geladene Ionen. Von den Atomen losgerissen Elektronen bewegen sich relativ frei zwischen den entstehenden positivMetallionen. Zwischen diesen Teilchen entsteht eine metallische Bindung, d. h. Elektronen scheinen positive Ionen im Metallgitter zu zementieren (Abb. 2).

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

Hohe Duktilität

Wärme- und elektrische Leitfähigkeit

Metallischer Glanz

Plastik - Dies ist die Fähigkeit eines Materials, sich unter mechanischer Belastung leicht zu verformen. Zwischen allen Metallatomen entsteht gleichzeitig eine metallische Bindung. Wenn also ein Metall mechanischer Einwirkung ausgesetzt wird, werden bestimmte Bindungen nicht aufgebrochen, sondern nur die Position des Atoms ändert sich. Metallatome, die nicht durch starre Bindungen miteinander verbunden sind, können sozusagen entlang einer Schicht aus Elektronengas gleiten, wie es passiert, wenn ein Glas über ein anderes gleitet und sich zwischen ihnen eine Wasserschicht befindet. Dadurch lassen sich Metalle leicht verformen oder zu dünner Folie rollen. Die duktilsten Metalle sind reines Gold, Silber und Kupfer. Alle diese Metalle kommen in der Natur in nativer Form in unterschiedlichem Reinheitsgrad vor. Reis. 3.

Reis. 3. Metalle, die in natürlicher Form in der Natur vorkommen

Daraus werden verschiedene Schmuckstücke hergestellt, insbesondere Gold. Aufgrund seiner erstaunlichen Plastizität wird Gold zur Dekoration von Palästen verwendet. Sie können daraus Folie bis zu einer Dicke von nur 3 mm ausrollen. 10 -3 mm. Es wird Blattgold genannt und auf Gips, Formteile oder andere Gegenstände aufgetragen.

Thermische und elektrische Leitfähigkeit . Am besten leiten Kupfer, Silber, Gold und Aluminium den Strom. Da es sich bei Gold und Silber jedoch um teure Metalle handelt, werden zur Herstellung von Kabeln billigeres Kupfer und Aluminium verwendet. Die schlechtesten elektrischen Leiter sind Mangan, Blei, Quecksilber und Wolfram. Wolfram hat einen so hohen elektrischen Widerstand, dass es zu glühen beginnt, wenn ein elektrischer Strom durch es fließt. Diese Eigenschaft wird bei der Herstellung von Glühlampen genutzt.

Körpertemperatur ist ein Maß für die Energie der Atome oder Moleküle, aus denen es besteht. Das Elektronengas eines Metalls kann überschüssige Energie recht schnell von einem Ion oder Atom auf ein anderes übertragen. Die Temperatur des Metalls gleicht sich im gesamten Volumen schnell aus, auch wenn eine Erwärmung auf einer Seite erfolgt. Dies wird beispielsweise beobachtet, wenn man einen Metalllöffel in Tee taucht.

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

Wasserstoffverbindung

Betrachten wir die Siede- und Schmelztemperaturen der Wasserstoffverbindungen der Chalkogene: Sauerstoff, Schwefel, Selen und Tellur. Reis. 4.

Reis. 4

Wenn wir gedanklich die direkten Siede- und Schmelztemperaturen von Wasserstoffverbindungen von Schwefel, Selen und Tellur extrapolieren, werden wir sehen, dass der Schmelzpunkt von Wasser etwa -100 °C und der Siedepunkt etwa -80 °C betragen sollte. Das passiert weil es eine Lücke zwischen der Wechselwirkung der Wassermoleküle gibt - Wasserstoffverbindung, welche vereint Wassermoleküle zum Verein . Um diese Assoziate 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 Stoffe, die zur Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen fähig sind, sind in Abb. 5.

Reis. 5

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

Vergleichen wir die Eigenschaften Ethylalkohol und Dimethylether. Aus der Struktur dieser Stoffe folgt, dass Ethylalkohol intermolekulare Wasserstoffbrückenbindungen bilden kann. Dies ist auf das Vorhandensein einer Hydroxogruppe zurückzuführen. Dimethylether kann keine intermolekularen Wasserstoffbrückenbindungen bilden.

Vergleichen wir ihre Eigenschaften in Tabelle 1.

Tisch 1

Siedepunkt, Fp., Löslichkeit in Wasser ist für Ethylalkohol höher. Dies ist ein allgemeines Muster für Substanzen, deren Moleküle Wasserstoffbrückenbindungen bilden. Diese Stoffe zeichnen sich durch einen höheren Siedepunkt, eine höhere Schmelztemperatur, eine höhere Löslichkeit in Wasser und eine geringere Flüchtigkeit aus.

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

Energie eins Wasserstoffverbindung etwa zehnmal weniger kovalente Bindungsenergie. Wenn organische Moleküle komplexer Zusammensetzung über mehrere funktionelle Gruppen verfügen, die zur Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen befähigt sind, können sich in ihnen intramolekulare Wasserstoffbrückenbindungen bilden (Proteine, DNA, Aminosäuren, Orthonitrophenol usw.). Durch Wasserstoffbrückenbindungen entsteht die Sekundärstruktur von Proteinen, die Doppelhelix der DNA.

Van-der-Waals-Verbindung.

Erinnern wir uns an die Edelgase. Heliumverbindungen wurden bisher nicht gewonnen. Es ist nicht in der Lage, gewöhnliche chemische Bindungen einzugehen.

Bei sehr niedrigen Temperaturen kann flüssiges und sogar festes Helium gewonnen werden. Im flüssigen Zustand werden Heliumatome durch elektrostatische Anziehungskräfte zusammengehalten. Es gibt drei Variationen dieser Befugnisse:

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

· induktive Anziehung. Dies ist die Anziehung zwischen einem Dipol und einem unpolaren Molekül.

· Dispersionsanziehung. Dies ist die Wechselwirkung zwischen zwei unpolaren Molekülen (He). Es entsteht aufgrund der ungleichmäßigen Bewegung von Elektronen um den Kern.

Zusammenfassung der Lektion

Die Lektion behandelt drei Arten chemischer Bindungen: Metall-, Wasserstoff- 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. 11. Klasse: Lehrbuch für allgemeinbildende Einrichtungen: Grundstufe / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmann. - 14. Aufl. - M.: Bildung, 2012.

2. Popel P.P. Chemie: 8. Klasse: Lehrbuch für allgemeinbildende Einrichtungen / P.P. Popel, L.S. Krivlya. - K.: IC "Academy", 2008. - 240 S.: Abb.

3. Gabrielyan O.S. Chemie. Klasse 11. Ein Grundniveau von. 2. Aufl., gelöscht. - M.: Bustard, 2007. - 220 S.

Hausaufgaben

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

2. Warum wird Wolfram zur Herstellung der Glühfäden von Glühlampen verwendet?

3. Was erklärt das Fehlen von Wasserstoffbrückenbindungen in Aldehydmolekülen?

Metallverbindung. Eigenschaften der metallischen Bindung.

Eine Metallbindung ist eine chemische Bindung, die durch die Anwesenheit relativ freier Elektronen entsteht. Charakteristisch sowohl für reine Metalle als auch für deren Legierungen und intermetallische Verbindungen.

Metallverbindungsmechanismus

An allen Knotenpunkten des Kristallgitters befinden sich positive Metallionen. Zwischen ihnen bewegen sich Valenzelektronen zufällig, wie Gasmoleküle, die sich bei der Bildung von Ionen von den Atomen lösen. Diese Elektronen wirken wie Zement und halten die positiven Ionen zusammen; Andernfalls würde das Gitter unter dem Einfluss abstoßender Kräfte zwischen den Ionen zerfallen. Gleichzeitig werden Elektronen von Ionen im Kristallgitter festgehalten und können dieses nicht verlassen. Die Kopplungskräfte sind nicht lokalisiert oder gerichtet. Aus diesem Grund treten in den meisten Fällen hohe Koordinationszahlen auf (z. B. 12 oder 8). Wenn zwei Metallatome nahe beieinander liegen, überlappen sich die Orbitale in ihren Außenhüllen und bilden Molekülorbitale. Nähert sich ein drittes Atom, überschneidet sich dessen Orbital mit den Orbitalen der ersten beiden Atome, wodurch ein weiteres Molekülorbital entsteht. Bei vielen Atomen entsteht eine große Anzahl dreidimensionaler Molekülorbitale, die sich in alle Richtungen erstrecken. Aufgrund mehrerer überlappender Orbitale werden die Valenzelektronen jedes Atoms von vielen Atomen beeinflusst.

Charakteristische Kristallgitter

Die meisten Metalle bilden eines der folgenden hochsymmetrischen Gitter mit dichter Atompackung: kubisch raumzentriert, kubisch flächenzentriert und hexagonal.

In einem kubisch-raumzentrierten (bcc) Gitter befinden sich die Atome an den Ecken des Würfels und ein Atom befindet sich in der Mitte des Würfelvolumens. Metalle haben ein kubisch raumzentriertes Gitter: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba usw.

In einem kubisch-flächenzentrierten (fcc) Gitter befinden sich die Atome an den Ecken des Würfels und in der Mitte jeder Fläche. Metalle dieser Art haben ein Gitter: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co usw.

In einem sechseckigen Gitter befinden sich die Atome an den Spitzen und in der Mitte der sechseckigen Grundflächen des Prismas, und drei Atome befinden sich in der Mittelebene des Prismas. Metalle haben diese Atompackung: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca usw.

Andere Eigenschaften

Frei bewegliche Elektronen sorgen für eine hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit. Stoffe mit metallischer Bindung vereinen oft Festigkeit mit Plastizität, da die Bindungen nicht aufbrechen, wenn Atome relativ zueinander verschoben werden. Eine weitere wichtige Eigenschaft ist die metallische Aromatizität.

Metalle leiten Wärme und Elektrizität gut, sie sind stark genug und können zerstörungsfrei verformt werden. Einige Metalle sind formbar (sie können geschmiedet werden), andere sind formbar (man kann daraus Draht ziehen). Diese einzigartigen Eigenschaften werden durch eine besondere Art chemischer Bindung erklärt, die Metallatome miteinander verbindet – eine metallische Bindung.

Metalle im festen Zustand liegen in Form von Kristallen positiver Ionen vor, als ob sie in einem Meer von Elektronen „schweben“, die sich frei zwischen ihnen bewegen.

Die metallische Bindung erklärt die Eigenschaften von Metallen, insbesondere ihre Festigkeit. Unter dem Einfluss einer Verformungskraft kann ein Metallgitter im Gegensatz zu Ionenkristallen seine Form ändern, ohne zu reißen.

Die hohe Wärmeleitfähigkeit von Metallen erklärt sich dadurch, dass bei einseitiger Erwärmung eines Metallstücks die kinetische Energie der Elektronen zunimmt. Dieser Energieanstieg breitet sich im „Elektronenmeer“ mit hoher Geschwindigkeit in der gesamten Probe aus.

Auch die elektrische Leitfähigkeit von Metallen wird deutlich. Legt man an den Enden einer Metallprobe eine Potentialdifferenz an, verschiebt sich die Wolke delokalisierter Elektronen in Richtung eines positiven Potentials: Dieser Elektronenfluss in eine Richtung stellt den bekannten elektrischen Strom dar.

Metallverbindung. Eigenschaften der metallischen Bindung. - Konzept und Typen. Klassifizierung und Merkmale der Kategorie „Metallische Bindung. Eigenschaften der metallischen Bindung.“ 2017, 2018.