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.

Daher treten in den meisten Fällen hohe Koordinationszahlen (z. B. 12 oder 8) auf. Wenn zwei Metallatome nahe beieinander liegen, überlappen sich die Orbitale in ihren Außenhüllen und bilden Molekülorbitale. Nähert sich ein drittes Atom, überschneidet sich sein 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 bewirken 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 in einem „Meer aus Elektronen“ 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 die gleiche Richtung stellt den bekannten elektrischen Strom dar.

Themen des Einheitlichen Staatsexamen-Kodifikators: Kovalente chemische Bindung, ihre Varianten und Bildungsmechanismen. Eigenschaften kovalenter Bindungen (Polarität und Bindungsenergie). Ionenverbindung. Metallverbindung. Wasserstoffverbindung

Intramolekulare chemische Bindungen

Schauen wir uns zunächst die Bindungen an, die zwischen Partikeln innerhalb von Molekülen entstehen. Solche Verbindungen heißen intramolekular.

Chemische Bindung zwischen Atomen chemischer Elemente ist elektrostatischer Natur und entsteht dadurch Wechselwirkung äußerer (Valenz-)Elektronen, mehr oder weniger stark von positiv geladenen Kernen gehalten gebundene Atome.

Das Schlüsselkonzept hier ist ELEKTRONEGATIVITÄT. Dies bestimmt die Art der chemischen Bindung zwischen Atomen und die Eigenschaften dieser Bindung.

ist die Fähigkeit eines Atoms, etwas anzuziehen (zu halten). extern(Wertigkeit) Elektronen. Die Elektronegativität wird durch den Grad der Anziehung äußerer Elektronen zum Kern bestimmt und hängt hauptsächlich vom Radius des Atoms und der Ladung des Kerns ab.

Elektronegativität ist schwer eindeutig zu bestimmen. L. Pauling hat eine Tabelle der relativen Elektronegativitäten zusammengestellt (basierend auf den Bindungsenergien zweiatomiger Moleküle). Das elektronegativste Element ist Fluor mit Bedeutung 4 .

Es ist wichtig zu beachten, dass Sie in verschiedenen Quellen unterschiedliche Skalen und Tabellen der Elektronegativitätswerte finden können. Dies sollte jedoch nicht beunruhigend sein, da die Bildung einer chemischen Bindung eine Rolle spielt Atome, und es ist in jedem System ungefähr gleich.

Wenn eines der Atome in der chemischen Bindung A:B Elektronen stärker anzieht, dann bewegt sich das Elektronenpaar darauf zu. Je mehr Elektronegativitätsunterschied Atome, desto mehr verschiebt sich das Elektronenpaar.

Wenn die Elektronegativitäten wechselwirkender Atome gleich oder annähernd gleich sind: EO(A)≈EO(B), dann verschiebt sich das gemeinsame Elektronenpaar zu keinem der Atome: A: B. Diese Verbindung heißt kovalent unpolar.

Wenn sich die Elektronegativitäten der wechselwirkenden Atome unterscheiden, aber nicht groß (der Unterschied in der Elektronegativität beträgt ungefähr 0,4 bis 2): 0,4<ΔЭО<2 ), dann wird das Elektronenpaar zu einem der Atome verlagert. Diese Verbindung heißt kovalent polar .

Wenn sich die Elektronegativitäten wechselwirkender Atome deutlich unterscheiden (der Unterschied in der Elektronegativität ist größer als 2): ΔEO>2), dann wird eines der Elektronen unter Bildung fast vollständig auf ein anderes Atom übertragen Ionen. Diese Verbindung heißt ionisch.

Grundtypen chemischer Bindungen − kovalent, ionisch Und Metall Kommunikation. Schauen wir sie uns genauer an.

Kovalente chemische Bindung

Kovalente Bindung – es handelt sich hierbei um eine chemische Bindung , gebildet aufgrund Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares A:B . Außerdem zwei Atome Überlappung Atomorbitale. Eine kovalente Bindung entsteht durch die Wechselwirkung von Atomen mit einem kleinen Unterschied in der Elektronegativität (normalerweise). zwischen zwei Nichtmetallen) oder Atome eines Elements.

Grundlegende Eigenschaften kovalenter Bindungen

• Fokus,
• Sättigungsfähigkeit,
• Polarität,
• Polarisierbarkeit.

Diese Bindungseigenschaften beeinflussen die chemischen und physikalischen Eigenschaften von Stoffen.

Kommunikationsrichtung charakterisiert die chemische Struktur und Form von Stoffen. Die Winkel zwischen zwei Bindungen werden Bindungswinkel genannt. Beispielsweise beträgt in einem Wassermolekül der Bindungswinkel H-O-H 104,45 °, daher ist das Wassermolekül polar, und in einem Methanmolekül beträgt der Bindungswinkel H-C-H 108 ° 28′.

Sättigungsfähigkeit ist die Fähigkeit von Atomen, eine begrenzte Anzahl kovalenter chemischer Bindungen einzugehen. Man nennt die Anzahl der Bindungen, die ein Atom eingehen kann.

Polarität Bindung entsteht aufgrund der ungleichmäßigen Verteilung der Elektronendichte zwischen zwei Atomen mit unterschiedlicher Elektronegativität. Kovalente Bindungen werden in polare und unpolare Bindungen unterteilt.

Polarisierbarkeit Verbindungen sind die Fähigkeit von Bindungselektronen, sich unter dem Einfluss eines externen elektrischen Feldes zu verschieben(insbesondere das elektrische Feld eines anderen Teilchens). Die Polarisierbarkeit hängt von der Elektronenmobilität ab. Je weiter das Elektron vom Kern entfernt ist, desto beweglicher ist es und dementsprechend ist das Molekül polarisierbarer.

Kovalente unpolare chemische Bindung

Es gibt zwei Arten der kovalenten Bindung: POLAR Und UNPOLAR .

Beispiel . Betrachten wir die Struktur des Wasserstoffmoleküls H2. Jedes Wasserstoffatom trägt in seinem äußeren Energieniveau 1 ungepaartes Elektron. Um ein Atom darzustellen, verwenden wir die Lewis-Struktur – dies ist ein Diagramm der Struktur des äußeren Energieniveaus eines Atoms, bei dem Elektronen durch Punkte angezeigt werden. Lewis-Punktstrukturmodelle sind bei der Arbeit mit Elementen der zweiten Periode sehr hilfreich.

H. + . H = H:H

Somit hat ein Wasserstoffmolekül ein gemeinsames Elektronenpaar und eine chemische H-H-Bindung. Dieses Elektronenpaar verschiebt sich zu keinem der Wasserstoffatome, weil Wasserstoffatome haben die gleiche Elektronegativität. Diese Verbindung heißt kovalent unpolar .

Kovalente unpolare (symmetrische) Bindung ist eine kovalente Bindung, die von Atomen mit gleicher Elektronegativität (normalerweise denselben Nichtmetallen) und daher mit einer gleichmäßigen Verteilung der Elektronendichte zwischen den Atomkernen gebildet wird.

Das Dipolmoment unpolarer Bindungen beträgt 0.

Beispiele: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8.

Kovalente polare chemische Bindung

Kovalente polare Bindung ist eine kovalente Bindung, die zwischen auftritt Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität (allgemein, verschiedene Nichtmetalle) und ist charakterisiert Verschiebung gemeinsames Elektronenpaar zu einem elektronegativeren Atom (Polarisation).

Die Elektronendichte wird zum elektronegativeren Atom verschoben – daher erscheint auf ihm eine teilweise negative Ladung (δ-) und auf dem weniger elektronegativen Atom eine teilweise positive Ladung (δ+, delta +).

Je größer der Unterschied in der Elektronegativität der Atome ist, desto höher Polarität Verbindungen und mehr Dipolmoment . Zwischen benachbarten Molekülen und Ladungen mit entgegengesetztem Vorzeichen wirken zusätzliche Anziehungskräfte, die zunehmen Stärke Kommunikation.

Die Bindungspolarität beeinflusst die physikalischen und chemischen Eigenschaften von Verbindungen. Die Reaktionsmechanismen und sogar die Reaktivität benachbarter Bindungen hängen von der Polarität der Bindung ab. Oft ist die Polarität der Verbindung entscheidend Molekülpolarität und beeinflusst somit direkt physikalische Eigenschaften wie Siedepunkt und Schmelzpunkt, Löslichkeit in polaren Lösungsmitteln.

Beispiele: HCl, CO 2, NH 3.

Mechanismen der Bildung kovalenter Bindungen

Kovalente chemische Bindungen können durch zwei Mechanismen entstehen:

1. Austauschmechanismus Bei der Bildung einer kovalenten chemischen Bindung stellt jedes Teilchen ein ungepaartes Elektron zur Verfügung, um ein gemeinsames Elektronenpaar zu bilden:

A . + . B= A:B

2. Die Bildung einer kovalenten Bindung ist ein Mechanismus, bei dem eines der Teilchen ein freies Elektronenpaar bereitstellt und das andere Teilchen ein freies Orbital für dieses Elektronenpaar bereitstellt:

A: + B= A:B

In diesem Fall stellt eines der Atome ein freies Elektronenpaar bereit ( Spender), und das andere Atom stellt ein freies Orbital für dieses Paar bereit ( Akzeptor). Durch die Bildung beider Bindungen nimmt die Energie der Elektronen ab, d.h. das kommt den Atomen zugute.

Eine kovalente Bindung, die durch einen Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird ist nicht anders in Eigenschaften von anderen kovalenten Bindungen, die durch den Austauschmechanismus gebildet werden. Die Bildung einer kovalenten Bindung durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus ist typisch für Atome, die entweder eine große Anzahl von Elektronen auf dem externen Energieniveau (Elektronendonoren) oder umgekehrt eine sehr kleine Anzahl von Elektronen (Elektronenakzeptoren) aufweisen. Die Valenzfähigkeiten von Atomen werden im entsprechenden Abschnitt ausführlicher besprochen.

Eine kovalente Bindung wird durch einen Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet:

- in einem Molekül Kohlenmonoxid CO(Die Bindung im Molekül ist dreifach, 2 Bindungen werden durch den Austauschmechanismus gebildet, eine durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus): C≡O;

- V Ammoniumion NH 4 +, in Ionen organische Amine, zum Beispiel im Methylammoniumion CH 3 -NH 2 + ;

- V komplexe Verbindungen, eine chemische Bindung zwischen Zentralatom und Ligandengruppen, beispielsweise in Natriumtetrahydroxoaluminat Na-Bindung zwischen Aluminium- und Hydroxidionen;

- V Salpetersäure und ihre Salze- Nitrate: HNO 3, NaNO 3, in einigen anderen Stickstoffverbindungen;

- in einem Molekül Ozon O3.

Grundlegende Eigenschaften kovalenter Bindungen

Kovalente Bindungen bilden sich typischerweise zwischen Nichtmetallatomen. Die Hauptmerkmale einer kovalenten Bindung sind Länge, Energie, Multiplizität und Direktionalität.

Vielzahl chemischer Bindungen

Vielzahl chemischer Bindungen - Das Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare zwischen zwei Atomen in einer Verbindung. Die Multiplizität einer Bindung lässt sich ganz einfach aus den Werten der Atome bestimmen, die das Molekül bilden.

Zum Beispiel , im Wasserstoffmolekül H 2 beträgt die Bindungsmultiplizität 1, weil Jeder Wasserstoff hat nur ein ungepaartes Elektron in seinem äußeren Energieniveau, daher wird ein gemeinsames Elektronenpaar gebildet.

Im O2-Sauerstoffmolekül beträgt die Bindungsmultiplizität 2, weil Jedes Atom auf dem äußeren Energieniveau hat 2 ungepaarte Elektronen: O=O.

Im Stickstoffmolekül N2 beträgt die Bindungsmultiplizität 3, weil Zwischen jedem Atom befinden sich auf dem äußeren Energieniveau drei ungepaarte Elektronen, und die Atome bilden drei gemeinsame Elektronenpaare N≡N.

Kovalente Bindungslänge

Länge der chemischen Bindung ist der Abstand zwischen den Kernzentren der Atome, die die Bindung bilden. Sie wird durch experimentelle physikalische Methoden bestimmt. Die Bindungslänge lässt sich näherungsweise mithilfe der Additivitätsregel abschätzen, nach der die Bindungslänge im AB-Molekül ungefähr gleich der Hälfte der Summe der Bindungslängen in den Molekülen A 2 und B 2 ist:

Die Länge einer chemischen Bindung lässt sich grob abschätzen durch Atomradien eine Bindung eingehen, oder durch Kommunikationsvielfalt, wenn die Radien der Atome nicht sehr unterschiedlich sind.

Wenn die Radien der Atome, die eine Bindung bilden, zunehmen, nimmt die Bindungslänge zu.

Zum Beispiel

Mit zunehmender Bindungsvielfalt zwischen Atomen (deren Atomradien sich nicht oder nur geringfügig unterscheiden) nimmt die Bindungslänge ab.

Zum Beispiel . In der Reihe: C–C, C=C, C≡C nimmt die Bindungslänge ab.

Kommunikationsenergie

Ein Maß für die Stärke einer chemischen Bindung ist die Bindungsenergie. Kommunikationsenergie wird durch die Energie bestimmt, die erforderlich ist, um eine Bindung aufzubrechen und die Atome, die diese Bindung bilden, auf einen unendlich großen Abstand voneinander zu entfernen.

Eine kovalente Bindung ist sehr langlebig. Seine Energie reicht von mehreren zehn bis mehreren hundert kJ/mol. Je höher die Bindungsenergie, desto größer die Bindungsstärke und umgekehrt.

Die Stärke einer chemischen Bindung hängt von der Bindungslänge, der Bindungspolarität und der Bindungsmultiplizität ab. Je länger eine chemische Bindung ist, desto leichter lässt sie sich brechen, und je niedriger die Bindungsenergie, desto geringer ist ihre Festigkeit. Je kürzer die chemische Bindung ist, desto stärker ist sie und desto größer ist die Bindungsenergie.

Zum Beispiel, in der Reihe der Verbindungen HF, HCl, HBr von links nach rechts die Stärke der chemischen Bindung nimmt ab, Weil Die Verbindungslänge erhöht sich.

Ionische chemische Bindung

Ionenverbindung basiert auf einer chemischen Bindung elektrostatische Anziehung von Ionen.

Ionen entstehen bei der Aufnahme oder Abgabe von Elektronen durch Atome. Beispielsweise halten Atome aller Metalle nur schwach Elektronen vom äußeren Energieniveau. Daher zeichnen sich Metallatome durch aus restaurative Eigenschaften- Fähigkeit, Elektronen abzugeben.

Beispiel. Das Natriumatom enthält 1 Elektron auf Energieniveau 3. Durch leichtes Aufgeben bildet das Natriumatom das wesentlich stabilere Na+-Ion mit der Elektronenkonfiguration des Edelgases Neon Ne. Das Natriumion enthält 11 Protonen und nur 10 Elektronen, daher beträgt die Gesamtladung des Ions -10+11 = +1:

+11N / A) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 N / A +) 2 ) 8

Beispiel. Ein Chloratom enthält in seinem äußeren Energieniveau 7 Elektronen. Um die Konfiguration eines stabilen inerten Argonatoms Ar zu erhalten, muss Chlor 1 Elektron gewinnen. Nach Zugabe eines Elektrons entsteht ein stabiles Chlorion, bestehend aus Elektronen. Die Gesamtladung des Ions beträgt -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Beachten Sie:

• Die Eigenschaften von Ionen unterscheiden sich von denen von Atomen!
• Es können sich nicht nur stabile Ionen bilden Atome, aber auch Gruppen von Atomen. Zum Beispiel: Ammoniumion NH 4 +, Sulfation SO 4 2- usw. Chemische Bindungen, die durch solche Ionen gebildet werden, gelten ebenfalls als ionisch;
• Normalerweise werden Ionenbindungen untereinander gebildet Metalle Und Nichtmetalle(Nichtmetallgruppen);

Die resultierenden Ionen werden aufgrund der elektrischen Anziehung angezogen: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Lassen Sie uns visuell zusammenfassen Unterschied zwischen kovalenten und ionischen Bindungstypen:

Metallverbindung ist eine Verbindung, die relativ entsteht freie Elektronen zwischen Metallionen, ein Kristallgitter bildend.

Metallatome befinden sich normalerweise auf der äußeren Energieebene ein bis drei Elektronen. Die Radien von Metallatomen sind in der Regel groß – daher geben Metallatome im Gegensatz zu Nichtmetallen ihre Außenelektronen recht leicht ab, d.h. sind starke Reduktionsmittel.

Durch die Abgabe von Elektronen werden Metallatome umgewandelt positiv geladene Ionen . Die abgelösten Elektronen sind relativ frei bewegen sich zwischen positiv geladenen Metallionen. Zwischen diesen Teilchen es entsteht eine Verbindung, Weil Gemeinsame Elektronen halten schichtweise angeordnete Metallkationen zusammen , wodurch ein ziemlich starkes entsteht Metallkristallgitter . In diesem Fall bewegen sich die Elektronen kontinuierlich chaotisch, d. h. Ständig tauchen neue neutrale Atome und neue Kationen auf.

Intermolekulare Wechselwirkungen

Unabhängig davon lohnt es sich, die Wechselwirkungen zu betrachten, die zwischen einzelnen Molekülen in einem Stoff entstehen – intermolekulare Wechselwirkungen . Intermolekulare Wechselwirkungen sind eine Art Wechselwirkung zwischen neutralen Atomen, bei der keine neuen kovalenten Bindungen entstehen. Die Wechselwirkungskräfte zwischen Molekülen wurden 1869 von Van der Waals entdeckt und nach ihm benannt Van dar Waals-Streitkräfte. Van-der-Waals-Kräfte werden unterteilt in Orientierung, Induktion Und dispersiv . Die Energie intermolekularer Wechselwirkungen ist viel geringer als die Energie chemischer Bindungen.

Orientierungskräfte der Anziehung treten zwischen polaren Molekülen auf (Dipol-Dipol-Wechselwirkung). Diese Kräfte treten zwischen polaren Molekülen auf. Induktive Wechselwirkungen ist die Wechselwirkung zwischen einem polaren und einem unpolaren Molekül. Ein unpolares Molekül wird durch die Wirkung eines polaren Moleküls polarisiert, was eine zusätzliche elektrostatische Anziehung erzeugt.

Eine besondere Art der intermolekularen Wechselwirkung sind Wasserstoffbrückenbindungen. - Dies sind intermolekulare (oder intramolekulare) chemische Bindungen, die zwischen Molekülen entstehen, die stark polare kovalente Bindungen aufweisen - H-F, H-O oder H-N. Wenn es solche Bindungen in einem Molekül gibt, dann gibt es sie auch zwischen den Molekülen zusätzliche Anziehungskräfte .

Bildungsmechanismus Die Wasserstoffbindung ist teilweise elektrostatisch und teilweise Donor-Akzeptor. In diesem Fall ist der Elektronenpaardonor ein Atom eines stark elektronegativen Elements (F, O, N) und der Akzeptor sind die mit diesen Atomen verbundenen Wasserstoffatome. Wasserstoffbrückenbindungen sind gekennzeichnet durch Fokus im Raum und Sättigung

Wasserstoffbrückenbindungen können durch Punkte gekennzeichnet werden: H ··· O. Je größer die Elektronegativität des mit Wasserstoff verbundenen Atoms und je kleiner seine Größe, desto stärker ist die Wasserstoffbindung. Es ist vor allem für Verbindungen typisch Fluor mit Wasserstoff , sowie zu Sauerstoff und Wasserstoff , weniger Stickstoff mit Wasserstoff .

Wasserstoffbrückenbindungen treten zwischen folgenden Stoffen auf:

— Fluorwasserstoff HF(Gas, Lösung von Fluorwasserstoff in Wasser - Flusssäure), Wasser H 2 O (Dampf, Eis, flüssiges Wasser):

— Lösung aus Ammoniak und organischen Aminen- zwischen Ammoniak- und Wassermolekülen;

— organische Verbindungen, in denen O-H- oder N-H-Bindungen vorliegen: Alkohole, Carbonsäuren, Amine, Aminosäuren, Phenole, Anilin und seine Derivate, Proteine, Lösungen von Kohlenhydraten – Monosaccharide und Disaccharide.

Wasserstoffbrückenbindungen beeinflussen die physikalischen und chemischen Eigenschaften von Substanzen. Somit erschwert die zusätzliche Anziehung zwischen Molekülen das Sieden von Substanzen. Stoffe mit Wasserstoffbrückenbindungen weisen einen ungewöhnlichen Anstieg des Siedepunkts auf.

Zum Beispiel Mit zunehmendem Molekulargewicht ist in der Regel ein Anstieg des Siedepunkts von Stoffen zu beobachten. Allerdings in einer Reihe von Stoffen H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te Wir beobachten keine lineare Änderung der Siedepunkte.

Nämlich bei Der Siedepunkt des Wassers ist ungewöhnlich hoch - nicht weniger als -61 °C, wie uns die gerade Linie zeigt, aber viel mehr, +100 °C. Diese Anomalie wird durch das Vorhandensein von Wasserstoffbrückenbindungen zwischen Wassermolekülen erklärt. Daher ist Wasser unter normalen Bedingungen (0-20 ° C) nicht geeignet flüssig nach Phasenzustand.

Eine Metallbindung ist eine Bindung, die zwischen Atomen unter Bedingungen starker Delokalisierung (Verteilung der Valenzelektronen über mehrere chemische Bindungen in einer Verbindung) und Elektronenmangel im Atom (Kristall) entsteht. Es ist ungesättigt und räumlich ungerichtet.

Die Delokalisierung von Valenzelektronen in Metallen ist eine Folge der Multizentrennatur der Metallbindung. Die multizentrische Natur der Metallbindung gewährleistet eine hohe elektrische Leitfähigkeit und Wärmeleitfähigkeit von Metallen.

Sättigungsfähigkeit wird durch die Anzahl der Valenzorbitale bestimmt, die an der Bildung einer Chemikalie beteiligt sind. Kommunikation. Quantitatives Merkmal – Wertigkeit. Valenz ist die Anzahl der Bindungen, die ein Atom mit anderen eingehen kann; - wird durch die Anzahl der Valenzorbitale bestimmt, die an der Bildung von Bindungen gemäß den Austausch- und Donor-Akzeptor-Mechanismen beteiligt sind.

Fokus – die Verbindung entsteht in Richtung der maximalen Überlappung der Elektronenwolken; - bestimmt die chemische und kristallchemische Struktur einer Substanz (wie Atome in einem Kristallgitter verbunden sind).

Wenn eine kovalente Bindung gebildet wird, konzentriert sich die Elektronendichte zwischen den interagierenden Atomen (Zeichnung aus Notizbuch). Bei einer metallischen Bindung ist die Elektronendichte im gesamten Kristall delokalisiert. (Zeichnung aus Notizbuch)

(Beispiel aus Notizbuch)

Aufgrund der ungesättigten und ungerichteten Natur der metallischen Bindung sind metallische Körper (Kristalle) hochsymmetrisch und hochkoordiniert. Die überwiegende Mehrheit der Metallkristallstrukturen entspricht drei Arten von Atompackungen in Kristallen:

1. GCC– kornzentrierte kubisch dicht gepackte Struktur. Packungsdichte – 74,05 %, Koordinationszahl = 12.

2. GPU– hexagonal dicht gepackte Struktur, Packungsdichte = 74,05 %, c.h. = 12.

3. BCC– Volumen ist zentriert, Packungsdichte = 68,1 %, c.h. = 8.

Eine metallische Bindung schließt ein gewisses Maß an Kovalenz nicht aus. Metallische Bindungen in reiner Form sind nur für Alkali- und Erdalkalimetalle charakteristisch.

Eine reine Metallbindung zeichnet sich durch eine Energie in der Größenordnung von 100/150/200 kJ/mol aus, viermal schwächer als eine kovalente Bindung.

36. Chlor und seine Eigenschaften. Â=1(III, IV, V und VII) Oxidationsstufe=7, 6, 5, 4, 3, 1, −1

gelbgrünes Gas mit einem stechenden, reizenden Geruch. Chlor kommt in der Natur nur in Form von Verbindungen vor. In der Natur in Form von Kaliumchlorid, Magnesium, Nitrium, das durch die Verdunstung ehemaliger Meere und Seen entsteht. Empfangsprom:2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl2, durch Elektrolyse von Wasser aus Chloriden Me.\2KMnO4+16HCl=2MnCl2+2KCl+8H2O+5Cl2/Chemisch ist Chlor sehr aktiv, verbindet sich direkt mit fast allem Me und mit Nicht- Metalle (außer Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Inertgase), ersetzen Wasserstoff in Kohlenwasserstoffen und verbinden ungesättigte Verbindungen, verdrängen Brom und Jod aus ihren Verbindungen. Phosphor entzündet sich in einer Chloratmosphäre PCl3 und bei weiterer Chlorierung - PCl5; Schwefel mit Chlor = S2Сl2, SСl2 und anderes SnClm. Ein Gemisch aus Chlor und Wasserstoff verbrennt mit Sauerstoff und bildet Oxide: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8 sowie Hypochlorite (Salze der unterchlorigen Säure), Chlorite, Chlorate und Perchlorate. Alle Sauerstoffverbindungen des Chlors bilden mit leicht oxidierbaren Stoffen explosionsfähige Gemische. Chloroxide sind instabil und können spontan explodieren; Chlorate und Perchlorate können unter dem Einfluss von Initiatoren explodieren. in Wasser - hypochlorig und salzig: Cl2 + H2O = HClO + HCl. Wenn wässrige Lösungen von Alkalien in der Kälte chloriert werden, entstehen Hypochlorite und Chloride: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2O, und beim Erhitzen entstehen Chlorate. Wenn Ammoniak mit Chlor reagiert, entsteht Stickstofftrichlorid. Interhalogenverbindungen mit anderen Halogenen. Die Fluoride ClF, ClF3, ClF5 sind sehr reaktiv; Beispielsweise entzündet sich Glaswolle in einer ClF3-Atmosphäre spontan. Bekannte Verbindungen von Chlor mit Sauerstoff und Fluor sind Chloroxyfluoride: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 und Fluorperchlorat FClO4. Anwendung: Herstellung chemischer Verbindungen, Wasserreinigung, Lebensmittelsynthese, Pharmaindustrie, Bakterizid, Antiseptikum, Bleichen von Papieren, Stoffen, Pyrotechnik, Streichhölzer, Unkrautvernichtung in der Landwirtschaft.

Biologische Rolle: biogen, Bestandteil pflanzlicher und tierischer Gewebe. 100 g sind die wichtigste osmotisch aktive Substanz im Blutplasma, in der Lymphe, in der Gehirn-Rückenmarks-Flüssigkeit und in einigen Geweben. Täglicher Natriumchloridbedarf = 6–9 g – Brot, Fleisch und Milchprodukte. Spielt eine Rolle im Wasser-Salz-Stoffwechsel und fördert die Wasserretention im Gewebe. Die Regulierung des Säure-Basen-Gleichgewichts im Gewebe erfolgt zusammen mit anderen Prozessen durch die Veränderung der Verteilung von Chlor zwischen dem Blut und anderen Geweben. Chlor ist am Energiestoffwechsel in Pflanzen beteiligt und aktiviert sowohl die oxidative Phosphorylierung als auch die Photophosphorylierung. Chlor wirkt sich positiv auf die Sauerstoffaufnahme der Wurzeln aus, einem Bestandteil des Eisensaftes.

37. Wasserstoff, Wasser = 1; Das Wasserstoffion ist völlig frei von Elektronenhüllen und kann sehr kurze Entfernungen erreichen und in Elektronenhüllen eindringen.

Das häufigste Element im Universum. Es macht den Großteil der Sonne, der Sterne und anderer kosmischer Körper aus. In freiem Zustand kommt es auf der Erde relativ selten vor – es kommt in Öl und brennbaren Gasen vor und ist in Form von Einschlüssen in einigen Mineralien und den meisten davon vorhanden es in Wasser. Empfang: 1. Labor Zn+2HCl=ZnCl2+H 2 ; 2.Si+2NaOH+H 2 O=Na 2 SiO 3 +2H 2; 3. Al+NaOH+H 2 O=Na(AlOH) 4 +H 2. 4. In der Industrie: Umwandlung, Elektrolyse: СH4+H2O=CO+3H2\CO+H2O=CO+ H2/Ihn St. In Nr.:H 2 +F 2 =2HF. Bei Bestrahlung, Beleuchtung, Katalysatoren: H 2 + O 2 , S, N, P = H 2 O, H 2 S, NH 3 , Ca + H2 = CaH2\F2 + H2 = 2HF\N2 + 3H2 → 2NH3\Cl2 + H2 → 2HCl, 2NO+2H2=N2+2H2O,CuO+H2=Cu+H2O,CO+H2=CH3OH. Wasserstoff bildet Hydride: ionische, kovalente und metallische. Zu ionisch –NaH -& ,CaH 2 -& +H 2 O=Ca(OH) 2 ;NaH+H 2 O=NaOH+H 2 . Kovalent –B 2 H 6 , AlH 3 , SiH 4 . Metall – mit D-Elementen; variable Zusammensetzung: MeH ≤1, MeH ≤2 – werden in die Hohlräume zwischen Atomen eingebracht. Leitet Wärme, Strom, Feststoffe. WATER.sp3-hybrides hochpolares Molekül in einem Winkel von 104,5 , Dipole, das häufigste Lösungsmittel Wasser reagiert bei Raumtemperatur mit aktiven Halogenen (F, Cl) und Interhalogenverbindungen mit Salzen, schwachen Formen und schwachen Basen, was zu deren vollständiger Hydrolyse führt; mit Kohlensäureanhydriden und anorganischen Anhydriden sowie Säurehalogeniden. Säure; mit aktiven Metallorganverbindungen; mit Carbiden, Nitriden, Phosphiden, Siliziden, Hydriden von aktivem Me; mit vielen Salzen, die Hydrate bilden; mit Ketenen, mit Fluoriden von Edelgasen; Wasser reagiert beim Erhitzen: mit Fe, Mg, Kohle, Methan; mit einigen Alkylhalogeniden. Anwendung:Wasserstoff -Synthese von Ammoniak, Methanol, Chlorwasserstoff, TV-Fetten, Wasserstoffflamme – zum Schweißen, Schmelzen, in der Metallurgie zur Reduktion von Me aus Oxid, Treibstoff für Raketen, in der Pharmazie – Wasser, Peroxid-Antiseptikum, Bakterizid, Waschen, Haarbleichen , Sterilisation.

Biologische Rolle: Wasserstoff-7kg, Die Hauptfunktion von Wasserstoff ist die Strukturierung des biologischen Raums (Wasser- und Wasserstoffbrückenbindungen) und die Bildung einer Vielzahl organischer Moleküle (in der Struktur von Proteinen, Kohlenhydraten, Fetten, Enzymen enthalten). Dank Wasserstoffbrückenbindungen,

Kopieren eines DNA-Moleküls. Wasser spielt eine große Rolle

Anzahl biochemischer Reaktionen, sowohl physiologischer als auch biologischer Natur

Prozesse, sorgt für den Stoffwechsel zwischen dem Körper und der äußeren Umgebung

Zellen und innerhalb von Zellen. Wasser ist die strukturelle Basis von Zellen und notwendig für

Es behält sein optimales Volumen bei, bestimmt die räumliche Struktur und

Funktionen von Biomolekülen.

Die Atome der meisten Elemente existieren nicht separat, da sie miteinander interagieren können. Durch diese Wechselwirkung entstehen komplexere Partikel.

Die Natur einer chemischen Bindung ist die Wirkung elektrostatischer Kräfte, bei denen es sich um Wechselwirkungskräfte zwischen elektrischen Ladungen handelt. Elektronen und Atomkerne tragen solche Ladungen.

Elektronen, die sich auf den äußeren elektronischen Ebenen (Valenzelektronen) befinden und am weitesten vom Kern entfernt sind, interagieren am schwächsten mit ihm und können sich daher vom Kern lösen. Sie sind dafür verantwortlich, Atome miteinander zu verbinden.

Arten von Wechselwirkungen in der Chemie

Arten chemischer Bindungen können in der folgenden Tabelle dargestellt werden:

Eigenschaften der Ionenbindung

Chemische Wechselwirkung, die aufgrund entsteht Ionenanziehung unterschiedliche Ladungen haben, nennt man ionisch. Dies geschieht, wenn die zu verbindenden Atome einen erheblichen Unterschied in der Elektronegativität (d. h. der Fähigkeit, Elektronen anzuziehen) aufweisen und das Elektronenpaar zum elektronegativeren Element wechselt. Das Ergebnis dieser Elektronenübertragung von einem Atom zum anderen ist die Bildung geladener Teilchen – Ionen. Zwischen ihnen entsteht eine Anziehung.

Sie haben die niedrigsten Elektronegativitätsindizes typische Metalle, und die größten sind typische Nichtmetalle. Ionen entstehen also durch die Wechselwirkung zwischen typischen Metallen und typischen Nichtmetallen.

Metallatome werden zu positiv geladenen Ionen (Kationen), die Elektronen an ihre äußeren Elektronenebenen abgeben, und Nichtmetalle nehmen Elektronen auf und verwandeln sich so in negativ geladen Ionen (Anionen).

Atome gehen in einen stabileren Energiezustand über und vervollständigen ihre elektronischen Konfigurationen.

Die Ionenbindung ist ungerichtet und nicht sättigbar, da die elektrostatische Wechselwirkung in alle Richtungen erfolgt und das Ion daher Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen in alle Richtungen anziehen kann.

Die Anordnung der Ionen ist so, dass sich um jedes herum eine bestimmte Anzahl entgegengesetzt geladener Ionen befindet. Der Begriff „Molekül“ für ionische Verbindungen macht keinen Sinn.

Beispiele für Bildung

Die Bildung einer Bindung in Natriumchlorid (Nacl) beruht auf der Übertragung eines Elektrons vom Na-Atom auf das Cl-Atom, um die entsprechenden Ionen zu bilden:

Na 0 - 1 e = Na + (Kation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (Anion)

In Natriumchlorid gibt es sechs Chloranionen um die Natriumkationen und sechs Natriumionen um jedes Chloridion.

Bei der Bildung einer Wechselwirkung zwischen Atomen in Bariumsulfid laufen folgende Prozesse ab:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba gibt seine beiden Elektronen an Schwefel ab, was zur Bildung von Schwefelanionen S 2- und Bariumkationen Ba 2+ führt.

Chemische Metallbindung

Die Anzahl der Elektronen in den äußeren Energieniveaus von Metallen ist gering; sie lassen sich leicht vom Kern trennen. Durch diese Ablösung entstehen Metallionen und freie Elektronen. Diese Elektronen werden „Elektronengas“ genannt. Elektronen bewegen sich frei im Volumen des Metalls und sind ständig an Atome gebunden und von ihnen getrennt.

Die Struktur der Metallsubstanz ist wie folgt: Das Kristallgitter ist das Skelett der Substanz, und zwischen seinen Knoten können sich Elektronen frei bewegen.

Als Beispiele können genannt werden:

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalent: polar und unpolar

Die häufigste Art der chemischen Wechselwirkung ist eine kovalente Bindung. Die Elektronegativitätswerte der wechselwirkenden Elemente unterscheiden sich nicht stark, daher kommt es lediglich zu einer Verschiebung des gemeinsamen Elektronenpaares zu einem elektronegativeren Atom.

Kovalente Wechselwirkungen können durch einen Austauschmechanismus oder einen Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet werden.

Der Austauschmechanismus wird realisiert, wenn jedes der Atome ungepaarte Elektronen auf den äußeren Elektronenebenen besitzt und die Überlappung der Atomorbitale zum Auftreten eines Elektronenpaares führt, das bereits zu beiden Atomen gehört. Wenn eines der Atome ein Elektronenpaar auf der äußeren elektronischen Ebene und das andere ein freies Orbital hat, wird bei der Überlappung der Atomorbitale das Elektronenpaar geteilt und interagiert gemäß dem Donor-Akzeptor-Mechanismus.

Kovalente werden nach Multiplizität unterteilt in:

• einfach oder einzeln;
• doppelt;
• verdreifacht.

Doppelte sorgen für die gleichzeitige gemeinsame Nutzung von zwei Elektronenpaaren und dreifache für die gemeinsame Nutzung von drei.

Entsprechend der Verteilung der Elektronendichte (Polarität) zwischen gebundenen Atomen wird eine kovalente Bindung unterteilt in:

• unpolar;
• Polar.

Eine unpolare Bindung entsteht durch identische Atome, eine polare Bindung entsteht durch unterschiedliche Elektronegativität.

Die Wechselwirkung von Atomen mit ähnlicher Elektronegativität wird als unpolare Bindung bezeichnet. Das gemeinsame Elektronenpaar in einem solchen Molekül wird nicht von einem der beiden Atome angezogen, sondern gehört zu beiden gleichermaßen.

Die Wechselwirkung von Elementen unterschiedlicher Elektronegativität führt zur Bildung polarer Bindungen. Bei dieser Art der Wechselwirkung werden gemeinsame Elektronenpaare vom elektronegativeren Element angezogen, aber nicht vollständig auf dieses übertragen (d. h. es findet keine Ionenbildung statt). Durch diese Verschiebung der Elektronendichte entstehen an den Atomen Teilladungen: Je elektronegativer eine negative Ladung ist, desto weniger elektronegativer eine positive Ladung.

Eigenschaften und Merkmale der Kovalenz

Hauptmerkmale einer kovalenten Bindung:

• Die Länge wird durch den Abstand zwischen den Kernen wechselwirkender Atome bestimmt.
• Die Polarität wird durch die Verschiebung der Elektronenwolke zu einem der Atome bestimmt.
• Direktionalität ist die Eigenschaft, im Raum ausgerichtete Bindungen und dementsprechend Moleküle mit bestimmten geometrischen Formen zu bilden.
• Die Sättigung wird durch die Fähigkeit bestimmt, eine begrenzte Anzahl von Bindungen zu bilden.
• Die Polarisierbarkeit wird durch die Fähigkeit bestimmt, die Polarität unter dem Einfluss eines externen elektrischen Feldes zu ändern.
• Die zum Aufbrechen einer Bindung erforderliche Energie bestimmt deren Stärke.

Ein Beispiel für eine kovalente unpolare Wechselwirkung können die Moleküle Wasserstoff (H2), Chlor (Cl2), Sauerstoff (O2), Stickstoff (N2) und viele andere sein.

H· + ·H → H-H-Molekül hat eine einzelne unpolare Bindung,

O: + :O → O=O-Molekül hat ein doppelt unpolares,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N das Molekül ist dreifach unpolar.

Beispiele für kovalente Bindungen chemischer Elemente sind Moleküle von Kohlendioxid (CO2) und Kohlenmonoxid (CO), Schwefelwasserstoff (H2S), Salzsäure (HCL), Wasser (H2O), Methan (CH4), Schwefeloxid (SO2) und viele andere .

Im CO2-Molekül ist die Beziehung zwischen Kohlenstoff- und Sauerstoffatomen kovalent polar, da der elektronegativere Wasserstoff die Elektronendichte anzieht. Sauerstoff verfügt über zwei ungepaarte Elektronen in seiner Außenhülle, während Kohlenstoff vier Valenzelektronen zur Bildung der Wechselwirkung bereitstellen kann. Dadurch entstehen Doppelbindungen und das Molekül sieht folgendermaßen aus: O=C=O.

Um die Art der Bindung in einem bestimmten Molekül zu bestimmen, reicht es aus, die Atome, aus denen es besteht, zu betrachten. Einfache Metallsubstanzen bilden eine metallische Bindung, Metalle mit Nichtmetallen bilden eine Ionenbindung, einfache Nichtmetallsubstanzen bilden eine kovalente unpolare Bindung und Moleküle, die aus verschiedenen Nichtmetallen bestehen, bilden sich über eine polare kovalente Bindung.

Klassifizierung von Materialien

Derzeit werden alle modernen Materialien entsprechend klassifiziert.

Die wichtigsten in der Technik sind Klassifizierungen nach funktional und strukturell Eigenschaften von Materialien.

Das Hauptkriterium für die Klassifizierung von Materialien nach Strukturmerkmalen ist der Aggregatzustand, je nachdem werden sie in folgende Typen unterteilt: Feststoffe, Flüssigkeiten, Gase, Plasma.

Feste Materialien wiederum werden in kristalline und nichtkristalline unterteilt.

Kristalline Materialien können nach der Art der Bindung zwischen Partikeln unterteilt 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 um ihn herum beweglichen Elektronen (negativ geladen). Ein Atom im stationären Zustand ist elektrisch neutral. Es gibt äußere (Valenz-)Elektronen, deren Verbindung zum Kern unbedeutend ist, und innere Elektronen, die fest mit dem Kern verbunden sind.

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

Die Verbindung zwischen Atomen erfolgt durch elektrostatische Kräfte, d.h. Von Natur aus ist die Verbindung dieselbe – sie ist elektrischer Natur, manifestiert sich jedoch in verschiedenen Kristallen unterschiedlich. Folgende Bindungsarten werden unterschieden: ionische, kovalente, polare, metallische.

Kovalenter Bindungstyp

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

Vielleicht ist sie es wird von Atomen desselben Elements gebildet und ist dann unpolar; Beispielsweise existiert eine solche kovalente Bindung in Molekülen der Einzelelementgase H 2, O 2, N 2, Cl 2 usw.

Eine kovalente Bindung kann sein besteht aus Atomen verschiedener Elemente mit ähnlichem chemischen Charakter und ist dann polar; Beispielsweise existiert eine solche kovalente Bindung in den Molekülen H 2 O, NF 3, CO 2.

Zwischen Atomen von Elementen, die elektronegativer Natur sind, wird eine kovalente Bindung gebildet.

Bei diesem Bindungstyp werden freie Valenzelektronen benachbarter Atome gemeinsam genutzt. Um eine stabile Valenzschale bestehend aus 8 Elektronen zu erhalten, verbinden sich Atome zu Molekülen und bilden ein oder mehrere Elektronenpaare, die den verbindenden Atomen gemeinsam werden, d. h. bilden gleichzeitig einen Teil der elektronischen Hüllen zweier Atome.

Materialien mit kovalenten Bindungen sind sehr spröde, weisen aber eine hohe Härte auf (Diamant). Dabei handelt es sich in der Regel um Dielektrika oder Halbleiter (Germanium, Silizium). elektrische Ladungen sind miteinander verbunden und es gibt keine freien Elektronen.

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

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

Ionisch gebundene Kristalle (NaCl)

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

Die Bildung solcher Kristalle erfolgt durch den Übergang von Elektronen von Atomen einer Art zu Atomen einer anderen von Na zu Cl. Ein Atom, das ein Elektron verliert, wird zu einem positiv geladenen Ion, während ein Atom, das ein Elektron aufnimmt, zu einem negativen Ion wird. Die Konvergenz von Ionen unterschiedlichen Vorzeichens erfolgt, bis die Abstoßungskräfte des Kerns und der Elektronenhüllen die Anziehungskräfte ausgleichen. Die meisten mineralischen Dielektrika und einige organische Materialien verfügen über ionische Bindungen (NaCl, CsCl, CaF2).

Feststoffe mit ionischen Bindungen sind in den meisten Fällen mechanisch fest und temperaturbeständig, oft jedoch auch spröde. Materialien mit dieser Verbindungsart werden nicht als Konstruktionswerkstoffe verwendet.

Metallverbindungstyp

In Metallen entsteht die Bindung zwischen einzelnen Atomen durch die Wechselwirkung positiv geladener Kerne und kollektivierter Elektronen, die sich frei in interatomaren Räumen bewegen. 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. Diese Bindung wird als metallisch bezeichnet.

Das Vorhandensein freier Elektronen führt zu einer hohen elektrischen und thermischen Leitfähigkeit des Metalls und ist auch die Ursache für den Glanz von Metallen. Die Formbarkeit von Metallen wird durch die Bewegung und das Gleiten einzelner Atomschichten erklärt.

In fast jedem Material gibt es nicht eine, sondern mehrere Bindungsarten. 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 Von größter Bedeutung in der Technik sind polymorphe Modifikationen von Kohlenstoff- und Halbleitermaterialien auf Basis von Elementen der Gruppe IV des Periodensystems. Typische Vertreter ersterer sind Diamant und Graphit – die häufigste und stabilste Kohlenstoffmodifikation mit Schichtstruktur in der Erdkruste. Halbleiterkristallines Germanium und Silizium sind die Hauptmaterialien der Halbleiterelektronik.

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

In die weite Totalität Ionenkristall Zu den Materialien mit kristalliner Struktur und ionischer Bindung gehören Metalloxide (Verbindungen von Metallen mit Sauerstoff), die Bestandteile der wichtigsten Erze sind, technologische Zusätze für die Metallverhüttung sowie chemische Verbindungen von Metallen und Nichtmetallen ( Bor, Kohlenstoff, Stickstoff), die als Legierungsbestandteile verwendet werden.

Der metallische Bindungstyp ist charakteristisch für mehr als 80 Elemente des Periodensystems.

ZU kristalline Feststoffe Auch Materialien mit Struktur können einbezogen werden molekulare Kristalle, was für viele Polymermaterialien charakteristisch ist, deren Moleküle aus einer großen Anzahl sich wiederholender Einheiten bestehen. Dabei handelt es sich um Biopolymere – hochmolekulare Naturverbindungen und deren Derivate (einschließlich Holz); synthetische Polymere, die aus einfachen organischen Verbindungen gewonnen werden, deren Moleküle anorganische Hauptketten haben und keine organischen Seitengruppen enthalten. Zu den anorganischen Polymeren zählen Silikate und Bindemittel. Natürliche Silikate gehören zu den wichtigsten gesteinsbildenden Mineralien und machen etwa 80 % der Masse der Erdkruste aus. Zu den anorganischen Bindemitteln zählen Zement, Gips, Kalk usw. Molekülkristalle von Inertgasen – 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 Entwicklung elektronischer Geräte befasst, die auf Phänomenen basieren, die in Festkörpern bei kryogenen Temperaturen auftreten.

Reis. 1.2. Anordnung der Atome in kristalliner (a) und amorpher (b) Materie

Die zweite Materialklasse besteht aus nichtkristalline Feststoffe. Sie werden aufgrund der Ordnung und Stabilität der Struktur in amorphe, glasartige und nicht glasige in einem halb ungeordneten Zustand unterteilt.

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

Zur Gruppe glasig Zu den Materialien gehören: eine Reihe organischer Polymere (Polymethylacrylat bei Temperaturen unter 105 ° C, Polyvinylchlorid – unter 82 ° C und andere); viele anorganische Materialien – anorganisches Glas auf Basis von Oxiden von Silizium, Bor, Aluminium, Phosphor usw.; viele Materialien für den Steinguss - Basalte und Diabas mit glasiger Struktur, metallurgische Schlacken, natürliche Carbonate mit Insel- und Kettenstruktur (Dolomit, Mergel, Marmor usw.).

In einem nicht glasigen, halb ungeordneten Zustand befinden sich Gelees (strukturierte Polymer-Lösungsmittel-Systeme, die beim Erstarren von Polymerlösungen oder beim Quellen fester Polymere entstehen), viele synthetische Polymere in einem hochelastischen Zustand, Kautschuke und die meisten Materialien auf Basis von Biopolymeren , darunter Textilien und Ledermaterialien, aber auch organische Bindemittel – Bitumen, Teer, Pech usw.

Nach funktionalem Zweck 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 über eine Reihe mechanischer Eigenschaften verfügen, 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 strukturellen Eigenschaften

Gleichzeitig unterliegen sie technologischen Anforderungen, die eine möglichst arbeitsintensive Herstellung von Teilen und Strukturen bestimmen, sowie wirtschaftlichen Anforderungen hinsichtlich der Kosten und der Materialverfügbarkeit, was unter Bedingungen der Massenproduktion sehr wichtig ist. Zu den Strukturmaterialien gehören Metalle, Silikate und Keramik, Polymere, Gummi, Holz und viele Verbundwerkstoffe.

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

Tribotechnische Materialien sind für den Einsatz in Reibeinheiten vorgesehen, um Reibungs- und Verschleißparameter zu regulieren und so die spezifizierte Leistung und Lebensdauer dieser Einheiten sicherzustellen. Die wichtigsten Arten solcher Materialien sind Schmierstoffe, Gleit- und Reibungsmaterialien. Zu den ersten gehören Schmierstoffe in fester (Graphit, Talk, Molybdändisulfid usw.), flüssiger (Schmieröle) und gasförmiger Phase (Luft, Kohlenwasserstoffdämpfe und andere Gase). Die Gesamtheit der Antifriktionsmaterialien umfasst Legierungen aus Nichteisenmetallen (). Babbitt, Bronze usw.), Grauguss, Kunststoffe (Textolit, Materialien auf Fluorkunststoffbasis usw.), Metall-Keramik-Verbundwerkstoffe (Bronze-Graphit, Eisen-Graphit usw.), einige Holzarten und Holz- laminierte Kunststoffe, Gummi und viele Verbundwerkstoffe haben einen hohen Reibungskoeffizienten und eine hohe Verschleißfestigkeit. Dazu gehören einige Arten von Kunststoffen, Gusseisen, Cermets und andere Verbundwerkstoffe.

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

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

Kraftstoff - brennbare Materialien, deren Hauptbestandteil Kohlenstoff ist und die bei der Verbrennung zur Erzeugung von Wärmeenergie verwendet werden. Aufgrund ihrer Herkunft werden Brennstoffe in natürliche (Öl, Kohle, Erdgas, Ölschiefer, Torf, Holz) und künstliche (Koks, Treibstoffe, Generatorgase usw.) unterteilt; je nach Art der Maschine, in der es verbrannt wird – Rakete, Motor, Atomkraft, Turbine usw.