A fémes kötés egy kémiai kötés, amelyet viszonylag szabad elektronok jelenléte okoz. Tiszta fémekre és ötvözeteikre és intermetallikus vegyületekre egyaránt jellemző.

Fém összekötő mechanizmus

A pozitív fémionok a kristályrács minden csomópontjában találhatók. Közöttük a vegyértékelektronok véletlenszerűen mozognak, mint a gázmolekulák, leválva az atomokról az ionok képződése során. Ezek az elektronok cementként működnek, összetartva a pozitív ionokat; különben a rács szétesne az ionok közötti taszító erők hatására. Ugyanakkor az elektronokat ionok tartják a kristályrácson belül, és nem tudnak elhagyni azt. A kapcsolóerők nem lokalizáltak vagy nem irányítottak.

Ezért a legtöbb esetben magas koordinációs számok (például 12 vagy 8) jelennek meg. Amikor két fématom közel kerül egymáshoz, a külső héjukban lévő pályák átfedik egymást, és molekuláris pályákat alkotnak. Ha egy harmadik atom közeledik, pályája átfedésben van az első két atom pályájával, és egy másik molekulapályát ad. Ha sok atom van, hatalmas számú háromdimenziós molekulapálya keletkezik, amelyek minden irányban kiterjednek. A többszörös átfedő pályák miatt az egyes atomok vegyértékelektronjait sok atom befolyásolja.

Jellegzetes kristályrácsok

A legtöbb fém a következő erősen szimmetrikus rácsok egyikét alkotja szoros atomtömbbel: testközpontú köbös, arcközpontú köbös és hatszögletű.

Egy testközpontú köbös (bcc) rácsban az atomok a kocka csúcsaiban, egy atom pedig a kockatérfogat közepén helyezkednek el. A fémeknek köbös testközpontú rácsuk van: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba stb.

Egy lapközpontú kocka (fcc) rácsban az atomok a kocka csúcsaiban és az egyes lapok közepén helyezkednek el. Az ilyen típusú fémek rácsosak: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co stb.

A hatszögletű rácsban az atomok a prizma hatszögletű alapjainak csúcsaiban és középpontjában, három atom pedig a prizma középső síkjában található. A fémek ilyen atomcsomaggal rendelkeznek: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca stb.

Egyéb tulajdonságok

A szabadon mozgó elektronok magas elektromos és hővezető képességet okoznak. A fémes kötéssel rendelkező anyagok gyakran egyesítik az erőt a plaszticitással, mivel amikor az atomok egymáshoz képest elmozdulnak, a kötések nem szakadnak meg. Egy másik fontos tulajdonság a fémes aromás.

A fémek jól vezetik a hőt és az elektromosságot, elég erősek, roncsolódás nélkül deformálódhatnak. Egyes fémek képlékenyek (kovácsolhatók), vannak, amelyek képlékenyek (huzalba húzhatók). Ezeket az egyedi tulajdonságokat egy speciális kémiai kötés magyarázza, amely összeköti a fématomokat egymással - egy fémes kötés.

A szilárd állapotban lévő fémek pozitív ionok kristályai formájában léteznek, mintha „lebegnének” a közöttük szabadon mozgó elektrontengerben.

A fémes kötés megmagyarázza a fémek tulajdonságait, különösen azok szilárdságát. A deformáló erő hatására a fémrács repedés nélkül képes megváltoztatni alakját, ellentétben az ionos kristályokkal.

A fémek nagy hővezető képessége azzal magyarázható, hogy ha egy fémdarabot az egyik oldalán felmelegítenek, az elektronok mozgási energiája megnő. Ez az energianövekedés az „elektrontengerben” terjed majd nagy sebességgel a mintában.

Világossá válik a fémek elektromos vezetőképessége is. Ha potenciálkülönbséget alkalmazunk egy fémminta végein, a delokalizált elektronok felhője a pozitív potenciál irányába tolódik el: ez az egy irányba mozgó elektronáramlás az ismerős elektromos áramot képviseli.

Az Egységes Államvizsga-kódoló témái: Kovalens kémiai kötés, fajtái és kialakulásának mechanizmusai. A kovalens kötések jellemzői (polaritás és kötési energia). Ionos kötés. Fém csatlakozás. Hidrogén kötés

Intramolekuláris kémiai kötések

Először is nézzük meg a molekulákon belüli részecskék között létrejövő kötéseket. Az ilyen kapcsolatokat ún intramolekuláris.

Kémiai kötés kémiai elemek atomjai között elektrosztatikus természetű és miatt jön létre külső (valencia) elektronok kölcsönhatása, kisebb-nagyobb mértékben pozitív töltésű magok tartják kötött atomok.

A kulcsfogalom itt az ELEKTRONEGATIVITÁS. Ez határozza meg az atomok közötti kémiai kötés típusát és ennek a kötésnek a tulajdonságait.

az atom azon képessége, hogy vonzza (tartsa) külső(vegyérték) elektronok. Az elektronegativitást a külső elektronok atommaghoz való vonzódásának mértéke határozza meg, és elsősorban az atom sugarától és az atommag töltésétől függ.

Az elektronegativitást nehéz egyértelműen meghatározni. L. Pauling összeállította a relatív elektronegativitások táblázatát (a kétatomos molekulák kötési energiái alapján). A legelektronegatívabb elem az fluor jelentéssel 4 .

Fontos megjegyezni, hogy a különböző forrásokban különböző skálák és táblázatok találhatók az elektronegativitás értékekről. Ettől nem kell megijedni, hiszen a kémiai kötés kialakulása is szerepet játszik atomok, és ez megközelítőleg azonos minden rendszerben.

Ha az A:B kémiai kötés egyik atomja erősebben vonzza az elektronokat, akkor az elektronpár feléje mozdul. A több elektronegativitás különbség atomok, annál jobban eltolódik az elektronpár.

Ha a kölcsönható atomok elektronegativitása egyenlő vagy megközelítőleg egyenlő: EO(A)≈EO(B), akkor a közös elektronpár nem tolódik el egyik atomra sem: A: B. Ezt a kapcsolatot hívják kovalens nempoláris.

Ha a kölcsönható atomok elektronegativitása eltér, de nem nagy mértékben (az elektronegativitás különbsége körülbelül 0,4 és 2 között van: 0,4<ΔЭО<2 ), akkor az elektronpár az egyik atomra tolódik. Ezt a kapcsolatot hívják kovalens poláris .

Ha a kölcsönható atomok elektronegativitása jelentősen eltér (az elektronegativitás különbsége nagyobb, mint 2: ΔEO>2), akkor az egyik elektron szinte teljesen átkerül egy másik atomra, a keletkezéssel ionok. Ezt a kapcsolatot hívják ión.

A kémiai kötések alaptípusai − kovalens, iónÉs fém kommunikáció. Nézzük meg őket közelebbről.

Kovalens kémiai kötés

Kovalens kötés – ez egy kémiai kötés miatt alakult ki közös elektronpár kialakulása A:B . Ráadásul két atom átfedés atomi pályák. A kovalens kötés kis elektronegativitáskülönbséggel rendelkező atomok kölcsönhatásából jön létre (általában két nemfém között) vagy egy elem atomjai.

A kovalens kötések alapvető tulajdonságai

• fókusz,
• telíthetőség,
• polaritás,
• polarizálhatóság.

Ezek a kötési tulajdonságok befolyásolják az anyagok kémiai és fizikai tulajdonságait.

Kommunikációs irány az anyagok kémiai szerkezetét és formáját jellemzi. A két kötés közötti szögeket kötési szögeknek nevezzük. Például egy vízmolekulában a H-O-H kötésszög 104,45 o, ezért a vízmolekula poláris, a metánmolekulában pedig a H-C-H kötésszög 108 o 28′.

Telíthetőség az atomok azon képessége, hogy korlátozott számú kovalens kémiai kötést hozzanak létre. Az atom által alkotható kötések számát nevezzük.

Polaritás kötés az elektronsűrűség egyenetlen eloszlása ​​miatt következik be két eltérő elektronegativitású atom között. A kovalens kötéseket polárisra és nempolárisra osztják.

Polarizálhatóság kapcsolatok vannak a kötéselektronok eltolódási képessége külső elektromos tér hatására(különösen egy másik részecske elektromos tere). A polarizálhatóság az elektronok mobilitásától függ. Minél távolabb van az elektron az atommagtól, annál mozgékonyabb, és ennek megfelelően a molekula jobban polarizálható.

Kovalens nempoláris kémiai kötés

A kovalens kötésnek 2 típusa van: POLÁRISÉs NEM POLÁRIS .

Példa . Tekintsük a H2 hidrogénmolekula szerkezetét. Minden hidrogénatom a külső energiaszintjén 1 párosítatlan elektront hordoz. Egy atom megjelenítéséhez a Lewis-struktúrát használjuk - ez egy atom külső energiaszintjének szerkezeti diagramja, amikor az elektronokat pontok jelzik. A Lewis-pontszerkezeti modellek nagyon hasznosak a második periódus elemeivel való munka során.

H. + . H = H:H

Így egy hidrogénmolekulának egy közös elektronpárja és egy H-H kémiai kötése van. Ez az elektronpár nem tolódik el egyik hidrogénatomhoz sem, mert A hidrogénatomok elektronegativitása azonos. Ezt a kapcsolatot hívják kovalens nempoláris .

Kovalens nempoláris (szimmetrikus) kötés egy kovalens kötés, amelyet azonos elektronegativitású atomok (általában ugyanazok a nemfémek) alkotnak, és ezért az atommagok között egyenletes elektronsűrűség-eloszlású.

A nem poláris kötések dipólusmomentuma 0.

Példák: H2 (H-H), O 2 (O=O), S 8.

Kovalens poláris kémiai kötés

Kovalens poláris kötés között létrejövő kovalens kötés különböző elektronegativitású atomok (általában, különféle nemfémek) és jellemzi elmozdulás megosztott elektronpárt egy elektronegatívabb atomhoz (polarizáció).

Az elektronsűrűség eltolódik az elektronegatívabb atomra - ezért azon részleges negatív töltés (δ-), a kevésbé elektronegatív atomon pedig részleges pozitív töltés (δ+, delta +) jelenik meg.

Minél nagyobb az atomok elektronegativitásának különbsége, annál nagyobb polaritás kapcsolatok és így tovább dipólmomentum . További vonzó erők hatnak a szomszédos molekulák és az ellenkező előjelű töltések között, ami növekszik erő kommunikáció.

A kötés polaritása befolyásolja a vegyületek fizikai és kémiai tulajdonságait. A reakciómechanizmusok, sőt a szomszédos kötések reakcióképessége is függ a kötés polaritásától. A kapcsolat polaritása gyakran meghatározza molekula polaritásaés így közvetlenül befolyásolja az olyan fizikai tulajdonságokat, mint a forráspont és az olvadáspont, az oldhatóság poláris oldószerekben.

Példák: HCl, CO 2, NH 3.

A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusai

A kovalens kémiai kötések 2 mechanizmussal jöhetnek létre:

1. Csere mechanizmus A kovalens kémiai kötés kialakulása az, amikor minden részecske egy párosítatlan elektront biztosít, hogy közös elektronpárt alkosson:

A . + . B= A:B

2. A kovalens kötés kialakulása egy olyan mechanizmus, amelyben az egyik részecske egy magányos elektronpárt, a másik részecske pedig egy üres pályát biztosít ennek az elektronpárnak:

V: + B= A:B

Ebben az esetben az egyik atom egy magányos elektronpárt biztosít ( donor), a másik atom pedig üres pályát biztosít ennek a párnak ( elfogadó). Mindkét kötés kialakulása következtében az elektronok energiája csökken, i.e. ez előnyös az atomok számára.

Donor-akceptor mechanizmussal létrejövő kovalens kötés nem különbözik a cseremechanizmus által létrehozott más kovalens kötésekből származó tulajdonságokban. A kovalens kötés kialakulása a donor-akceptor mechanizmussal jellemző azokra az atomokra, amelyeknél nagyszámú elektron van a külső energiaszinten (elektrondonorok), vagy fordítva, nagyon kis számú elektronnal (elektronakceptorok). Az atomok vegyértékképességét a megfelelő részben tárgyaljuk részletesebben.

A kovalens kötés egy donor-akceptor mechanizmussal jön létre:

- egy molekulában szén-monoxid CO(a molekulában a kötés hármas, 2 kötés cseremechanizmussal, egy donor-akceptor mechanizmussal jön létre): C≡O;

- V ammónium-ion NH 4 +, ionokban szerves aminok például a CH3-NH2+ metil-ammónium-ionban;

- V összetett vegyületek kémiai kötés a központi atom és a ligandumcsoportok között, például nátrium-tetrahidroxoaluminátban Na-kötés alumínium és hidroxidionok között;

- V salétromsav és sói- nitrátok: HNO 3, NaNO 3, néhány más nitrogénvegyületben;

- egy molekulában ózon O3.

A kovalens kötések alapvető jellemzői

A kovalens kötések jellemzően nemfémes atomok között jönnek létre. A kovalens kötés fő jellemzői a következők hosszúság, energia, sokféleség és irányultság.

A kémiai kötés többszöröse

A kémiai kötés többszöröse - Ezt Egy vegyület két atomja között megosztott elektronpárok száma. A molekulát alkotó atomok értékeiből egy kötés többszörössége meglehetősen könnyen meghatározható.

Például , a H 2 hidrogénmolekulában a kötésmultiplicitás 1, mert Minden hidrogénnek csak 1 párosítatlan elektronja van a külső energiaszintjén, így egy közös elektronpár jön létre.

Az O2 oxigénmolekulában a kötés többszöröse 2, mert A külső energiaszinten minden atomnak 2 párosítatlan elektronja van: O=O.

Az N2 nitrogénmolekulában a kötési multiplicitás 3, mert Az egyes atomok között 3 párosítatlan elektron van a külső energiaszinten, és az atomok 3 közös elektronpárt alkotnak N≡N.

Kovalens kötés hossza

Kémiai kötés hossza a kötést alkotó atomok magjainak középpontjai közötti távolság. Kísérleti fizikai módszerekkel határozzák meg. A kötés hossza hozzávetőlegesen megbecsülhető az additív szabály segítségével, amely szerint az AB molekulában a kötés hossza megközelítőleg egyenlő az A 2 és B 2 molekulák kötéshosszainak összegének felével:

A kémiai kötés hossza nagyjából megbecsülhető atomi sugarak szerint kötés kialakítása, ill kommunikációs sokrétűséggel, ha az atomok sugarai nem nagyon különböznek egymástól.

A kötést alkotó atomok sugarának növekedésével a kötés hossza növekszik.

Például

Az atomok közötti kötések sokaságának növekedésével (amelyek atomi sugarai nem, vagy csak kis mértékben térnek el egymástól), a kötés hossza csökken.

Például . A C–C, C=C, C≡C sorozatban a kötés hossza csökken.

Kommunikációs energia

A kémiai kötés erősségének mértéke a kötés energiája. Kommunikációs energia egy kötés megszakításához és a kötést alkotó atomok egymástól végtelen nagy távolságra történő eltávolításához szükséges energia határozza meg.

A kovalens kötés az nagyon tartós. Energiája több tíztől több száz kJ/molig terjed. Minél nagyobb a kötési energia, annál nagyobb a kötés erőssége, és fordítva.

A kémiai kötés erőssége a kötés hosszától, a kötés polaritásától és a kötés többszörösétől függ. Minél hosszabb egy kémiai kötés, annál könnyebben megszakad, és minél alacsonyabb a kötés energiája, annál kisebb az erőssége. Minél rövidebb a kémiai kötés, annál erősebb, és annál nagyobb a kötés energiája.

Például, a HF, HCl, HBr vegyületek sorozatában balról jobbra, a kémiai kötés erőssége csökken, mert A csatlakozás hossza megnő.

Ionos kémiai kötés

Ionos kötés alapú kémiai kötés ionok elektrosztatikus vonzása.

Ionok az elektronok atomok általi befogadása vagy adományozása során keletkeznek. Például az összes fém atomja gyengén tartja az elektronokat a külső energiaszintről. Ezért a fématomokat az jellemzi helyreállító tulajdonságok- elektron adományozási képesség.

Példa. A nátriumatom 1 elektront tartalmaz 3-as energiaszinten. Könnyen feladva a nátriumatom a sokkal stabilabb Na + iont képezi, a Ne nemesgáz neon elektronkonfigurációjával. A nátriumion 11 protont és csak 10 elektront tartalmaz, így az ion teljes töltése -10+11 = +1:

+11Na) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

Példa. A klóratom a külső energiaszinten 7 elektront tartalmaz. A stabil, inert Argonatom konfigurációjának megszerzéséhez a klórnak 1 elektront kell nyernie. Egy elektron hozzáadása után stabil klórion képződik, amely elektronokból áll. Az ion teljes töltése -1:

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

Jegyzet:

• Az ionok tulajdonságai eltérnek az atomokétól!
• Stabil ionok nem csak atomok, de szintén atomcsoportok. Például: ammóniumion NH 4 +, szulfátion SO 4 2- stb. Az ilyen ionok által létrehozott kémiai kötéseket is ionosnak tekintjük;
• Általában ionos kötések jönnek létre egymás között fémekÉs nemfémek(nem fémcsoportok);

A keletkező ionok az elektromos vonzás hatására vonzódnak: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Foglaljuk össze vizuálisan A kovalens és ionos kötéstípusok közötti különbség:

Fém csatlakozás relatíve kialakuló kapcsolat szabad elektronok között fémionok, kristályrácsot képezve.

A fématomok általában a külső energiaszinten helyezkednek el egy-három elektron. A fématomok sugarai általában nagyok - ezért a fématomok, ellentétben a nemfémekkel, meglehetősen könnyen feladják külső elektronjaikat, pl. erős redukálószerek.

Elektronok adományozásával a fématomok átalakulnak pozitív töltésű ionok . A levált elektronok viszonylag szabadok mozognak pozitív töltésű fémionok között. E részecskék között kapcsolat keletkezik, mert a megosztott elektronok fémkationokat tartanak egymás mellett, rétegekbe rendezve , így egy meglehetősen erős fém kristályrács . Ilyenkor az elektronok folyamatosan kaotikusan mozognak, azaz. Folyamatosan új semleges atomok és új kationok jelennek meg.

Intermolekuláris kölcsönhatások

Külön érdemes figyelembe venni az anyag egyes molekulái között fellépő kölcsönhatásokat - intermolekuláris kölcsönhatások . Az intermolekuláris kölcsönhatások olyan kölcsönhatások semleges atomok között, amelyekben nem jelennek meg új kovalens kötések. A molekulák közötti kölcsönhatás erőit Van der Waals fedezte fel 1869-ben, és róla nevezték el. Van dar Waals erők. Van der Waals erői osztva irányultság, indukció És szétszórt . Az intermolekuláris kölcsönhatások energiája sokkal kisebb, mint a kémiai kötések energiája.

Orientációs vonzási erők poláris molekulák között fordulnak elő (dipól-dipól kölcsönhatás). Ezek az erők a poláris molekulák között lépnek fel. Induktív kölcsönhatások a poláris molekula és a nem poláris molekula közötti kölcsönhatás. Egy nem poláris molekula polarizálódik egy poláris molekula hatására, ami további elektrosztatikus vonzást generál.

Az intermolekuláris kölcsönhatások speciális típusa a hidrogénkötés. - ezek intermolekuláris (vagy intramolekuláris) kémiai kötések, amelyek olyan molekulák között jönnek létre, amelyek erősen poláris kovalens kötésekkel rendelkeznek - H-F, H-O vagy H-N. Ha vannak ilyen kötések egy molekulában, akkor a molekulák között lesznek további vonzó erők .

Oktatási mechanizmus A hidrogénkötés részben elektrosztatikus, részben donor-akceptor. Ebben az esetben az elektronpár donor egy erősen elektronegatív elem (F, O, N) atomja, az akceptor pedig az ezekhez az atomokhoz kapcsolódó hidrogénatomok. A hidrogénkötésekre jellemző fókusz térben és telítettség

A hidrogénkötéseket pontokkal jelölhetjük: H ··· O. Minél nagyobb a hidrogénhez kapcsolódó atom elektronegativitása, és minél kisebb a mérete, annál erősebb a hidrogénkötés. Elsősorban kapcsolatokra jellemző fluor hidrogénnel , valamint ahhoz oxigén és hidrogén , Kevésbé nitrogén hidrogénnel .

Hidrogénkötések jönnek létre a következő anyagok között:

— hidrogén-fluorid HF(gáz, hidrogén-fluorid vizes oldata - fluorsav), víz H 2 O (gőz, jég, folyékony víz):

— ammónia és szerves aminok oldata- az ammónia és a vízmolekulák között;

— szerves vegyületek, amelyekben O-H vagy N-H kötések: alkoholok, karbonsavak, aminok, aminosavak, fenolok, anilin és származékai, fehérjék, szénhidrát oldatok - monoszacharidok és diszacharidok.

A hidrogénkötés befolyásolja az anyagok fizikai és kémiai tulajdonságait. Így a molekulák közötti további vonzás megnehezíti az anyagok forrását. A hidrogénkötéssel rendelkező anyagok forráspontja abnormálisan emelkedik.

Például Általában a molekulatömeg növekedésével az anyagok forráspontjának növekedése figyelhető meg. Számos anyagban azonban H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te nem figyelünk meg lineáris változást a forráspontokban.

Mégpedig at a víz forráspontja szokatlanul magas - nem kevesebb, mint -61 o C, ahogy az egyenes mutatja, de sokkal több, +100 o C. Ezt az anomáliát a vízmolekulák közötti hidrogénkötések jelenléte magyarázza. Ezért normál körülmények között (0-20 o C) a víz az folyékony fázis állapot szerint.

A fémes kötés az atomok között erős delokalizáció (a vegyértékelektronok eloszlása ​​egy vegyületben több kémiai kötésen keresztül) és az atomban (kristály) elektronhiányos körülmények között létrejövő kötés. Telítetlen és térben nem irányítható.

A fémek vegyértékelektronjainak delokalizációja a fémkötés multicentrikus jellegének a következménye. A fémkötés többcentrikus jellege biztosítja a fémek magas elektromos vezetőképességét és hővezető képességét.

Telíthetőség a vegyi anyag képződésében részt vevő vegyértékpályák száma határozza meg. kommunikáció. Mennyiségi jellemző – vegyérték. A vegyérték azoknak a kötéseknek a száma, amelyeket egy atom képes kialakítani másokkal; - a kötések kialakításában részt vevő vegyértékpályák száma határozza meg a csere és donor-akceptor mechanizmusok szerint.

Fókusz – a kapcsolat az elektronfelhők maximális átfedésének irányában jön létre; - meghatározza egy anyag kémiai és kristálykémiai szerkezetét (hogyan kapcsolódnak az atomok a kristályrácsban).

Ha kovalens kötés jön létre, az elektronsűrűség a kölcsönhatásban lévő atomok között koncentrálódik (rajz a füzetből). Fémes kötés esetén az elektronsűrűség az egész kristályban delokalizálódik. (rajz a füzetből)

(példa a notebookból)

A fémes kötés telítetlen és nem irányított természete miatt a fémes testek (kristályok) erősen szimmetrikusak és erősen koordináltak. A fémkristályszerkezetek túlnyomó többsége a kristályokban lévő 3 típusú atomi töltetnek felel meg:

1. GCC– szemcseközpontú köbös zárt szerkezet. Csomagolási sűrűség – 74,05%, koordinációs szám = 12.

2. GPU– hatszögletű szorosan tömörített szerkezet, tömörítési sűrűség = 74,05%, c.h. = 12.

3. BCC– térfogata központosított, csomagolási sűrűség = 68,1%, c.h. = 8.

A fémes kötés nem zárja ki a kovalencia bizonyos fokát. A fémes kötés tiszta formájában csak az alkáli- és alkáliföldfémekre jellemző.

A tiszta fémes kötést 100/150/200 kJ/mol nagyságrendű energia jellemzi, amely négyszer gyengébb, mint a kovalens kötés.

36. A klór és tulajdonságai. В=1(III, IV, V és VII) oxidációs állapot=7, 6, 5, 4, 3, 1, −1

sárgászöld gáz szúrós irritáló szaggal. A klór a természetben csak vegyületek formájában fordul elő. A természetben kálium-klorid, magnézium, nitrium formájában, az egykori tengerek és tavak elpárolgása következtében keletkezett. Nyugta.prom:2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl2, kloridvizek elektrolízisével Me.\2KMnO4+16HCl=2MnCl2+2KCl+8H2O+5Cl2/Kémiailag a klór nagyon aktív, szinte az összes Me-vel közvetlenül kapcsolódik, és nem- fémek (kivéve szén, nitrogén, oxigén, inert gázok), helyettesíti a hidrogént a szénhidrogénekben és összekapcsolja a telítetlen vegyületeket, kiszorítja a brómot és a jódot a klór PCl3 atmoszférában, és további klórozással - PCl5; kén klórral = S2Сl2, SСl2 és egyéb SnClm. Klór és hidrogén elegye ég az oxigénnel, a klór oxidokat képez: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, valamint hipokloritokat (hipoklórsav sói), kloritokat, klorátokat és perklorátokat. A klór összes oxigénvegyülete robbanásveszélyes keveréket képez könnyen oxidálódó anyagokkal. A klór-oxidok instabilok és spontán felrobbanhatnak a tárolás során a klorátok és a perklorátok az iniciátorok hatására felrobbanhatnak. vízben - hipoklóros és sós: Cl2 + H2O = HClO + HCl. Amikor a lúgok vizes oldatait hidegen klórozzák, hipokloritok és kloridok képződnek: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2O, melegítéskor pedig klorátok képződnek. Amikor az ammónia klórral reagál, nitrogén-triklorid képződik. interhalogén vegyületek más halogénekkel. A ClF, ClF3, ClF5 fluoridok nagyon reaktívak; például ClF3 atmoszférában az üveggyapot spontán meggyullad. A klór oxigénnel és fluorral alkotott ismert vegyületei a klór-oxifluoridok: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 és a fluor-perklorát FClO4. Alkalmazás: vegyi anyagok gyártása, víztisztítás, élelmiszer-szintézis, gyógyszeripar, baktériumölő, fertőtlenítő, papírok, szövetek, pirotechnika, gyufa fehérítése, gyomirtás a mezőgazdaságban.

Biológiai szerep: biogén, növényi és állati szövetek összetevője. 100g a fő ozmotikusan aktív anyag a vérplazmában, a nyirokokban, az agy-gerincvelői folyadékban és egyes szövetekben Napi nátrium-klorid szükséglet = 6-9g - kenyér, hús és tejtermékek. Szerepet játszik a víz-só anyagcserében, elősegíti a szövetek vízvisszatartását. A szövetek sav-bázis egyensúlyának szabályozását más folyamatokkal együtt a klór vér és más szövetek közötti eloszlásának megváltoztatásával hajtják végre, a klór részt vesz a növények energia-anyagcseréjében, aktiválva az oxidatív foszforilációt és a fotofoszforilációt is. A klór pozitív hatással van a gyökerek oxigénfelvételére, amely a vasnedv egyik összetevője.

37. Hidrogén, víz B = 1-1 A hidrogénion teljesen mentes az elektronhéjtól, és nagyon közeli távolságra képes behatolni az elektronhéjakba.

A leggyakoribb elem az Univerzumban. Ez alkotja a Nap, a csillagok és más kozmikus testek nagy részét Szabad állapotban a Földön viszonylag ritkán található meg - olajban és éghető gázokban, zárványok formájában van jelen egyes ásványokban, és a legtöbb. azt vízben. Átvétel: 1. Laboratórium Zn+2HCl=ZnCl2+H2; 2.Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2; 3. Al+NaOH+H 2 O=Na(AlOH) 4 +H 2. 4. Iparban: átalakítás, elektrolízis: СH4+H2O=CO+3H2\CO+H2O=CO+ H2/Him St. számban:H 2 +F 2 =2HF. Besugárzott, megvilágított katalizátorok: 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. A hidrogén hidrideket képez: ionos, kovalens és fémes. Ionossá –NaH -&,CaH2-& +H2O=Ca(OH)2;NaH+H2O=NaOH+H2. Kovalens –B 2 H 6 , AlH 3 , SiH 4 . Fém – d-elemekkel; változó összetétel: MeH ≤1, MeH ≤2 – az atomok közötti üregekbe vezetik a hőt, az áramot, a szilárd anyagokat. VÍZ.sp3-hibrid erősen poláros molekula 104,5 szögben , dipólusok, a leggyakoribb oldószer A víz szobahőmérsékleten reagál aktív halogénekkel (F, Cl) és interhalogén vegyületekkel sóval, gyenge formákkal és gyenge bázisokkal, teljes hidrolízist okozva. szén- és szervetlen anhidridekkel és savhalogenidekkel. sav; aktív fémszerv vegyületekkel; karbidokkal, nitridekkel, foszfidokkal, szilicidekkel, aktív Me hidridekkel; sok sóval, boránokkal, szilánokkal, nemesgázokkal szén-dioxiddal; A víz melegítéskor reagál: Fe, Mg, szén, metán néhány alkil-halogeniddel. Alkalmazás: hidrogén -ammónia, metanol, hidrogén-klorid, TV zsírok, hidrogén láng szintézise - hegesztésre, olvasztásra, kohászatban Me redukálására oxidból, üzemanyag rakétákhoz, gyógyszertárban - víz, peroxid antiszeptikus, baktériumölő, mosás, hajszőkítés , sterilizálás.

Biológiai szerep: hidrogén-7kg, A hidrogén fő funkciója a biológiai tér strukturálása (víz és hidrogén kötések) és különféle szerves molekulák képzése (beleértve a fehérjék, szénhidrátok, zsírok, enzimek szerkezetébe) A hidrogénkötéseknek köszönhetően,

DNS-molekula másolása. A víz részt vesz egy hatalmas

a biokémiai reakciók száma, minden fiziológiai és biológiai reakcióban

folyamatokat, biztosítja az anyagcserét a szervezet és a külső környezet között, között

sejtekben és sejteken belül. A víz a sejtek szerkezeti alapja és szükséges

optimális térfogatukat megtartva meghatározza a térszerkezetet és

biomolekulák funkciói.

A legtöbb elem atomjai nem léteznek külön-külön, mivel kölcsönhatásba léphetnek egymással. Ez a kölcsönhatás összetettebb részecskéket eredményez.

A kémiai kötés természete az elektrosztatikus erők hatása, amelyek az elektromos töltések közötti kölcsönhatás erői. Az elektronok és az atommagok ilyen töltésekkel rendelkeznek.

A külső elektronszinteken (valenciaelektronok) elhelyezkedő elektronok, amelyek a legtávolabb vannak az atommagtól, azzal lépnek kölcsönhatásba a leggyengébb módon, ezért képesek elszakadni az atommagtól. Ők felelősek az atomok egymáshoz kötéséért.

A kölcsönhatások típusai a kémiában

A kémiai kötések típusait a következő táblázat mutatja be:

Az ionos kötés jellemzői

Kémiai reakció, amely miatt következik be ionvonzás a különböző töltéseket ionosnak nevezzük. Ez akkor fordul elő, ha a kötött atomok elektronegativitása (vagyis elektronvonzó képessége) jelentős eltérést mutat, és az elektronpár az elektronegatívabb elemhez megy. Az elektronok egyik atomról a másikra történő átvitelének eredménye töltött részecskék - ionok - képződése. Vonzalom támad köztük.

Ezek rendelkeznek a legalacsonyabb elektronegativitási indexekkel tipikus fémek, a legnagyobbak pedig tipikus nemfémek. Az ionok tehát tipikus fémek és tipikus nemfémek kölcsönhatása révén jönnek létre.

A fématomok pozitív töltésű ionokká (kationokká) válnak, amelyek elektronokat adnak át külső elektronszintjüknek, a nemfémek pedig elektronokat fogadnak be, így átalakulnak negatív töltésű ionok (anionok).

Az atomok stabilabb energiaállapotba kerülnek, befejezve elektronikus konfigurációikat.

Az ionos kötés nem irányú és nem telíthető, mivel az elektrosztatikus kölcsönhatás ennek megfelelően minden irányban fellép, az ion minden irányban vonzani tudja az ellenkező előjelű ionokat.

Az ionok elrendezése olyan, hogy mindegyik körül bizonyos számú ellentétes töltésű ion található. A "molekula" fogalma ionos vegyületekre nincs értelme.

Példák az oktatásra

A nátrium-kloridban (nacl) a kötés kialakulása annak köszönhető, hogy egy elektron a Na-atomról a Cl-atomra jut át, hogy a megfelelő ionokat képezze:

Na 0 - 1 e = Na + (kation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

A nátrium-kloridban hat klór-anion található a nátrium-kationok körül, és hat nátriumion minden kloridion körül.

Amikor a bárium-szulfid atomjai között kölcsönhatás jön létre, a következő folyamatok mennek végbe:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

A Ba a két elektronját kénnek adja, aminek eredményeként kén-anionok S 2- és báriumkationok Ba 2+ képződnek.

Fém kémiai kötés

A fémek külső energiaszintjében az elektronok száma kicsi, könnyen elválaszthatók az atommagtól. Ennek a leválásnak az eredményeként fémionok és szabad elektronok keletkeznek. Ezeket az elektronokat "elektrongáznak" nevezik. Az elektronok szabadon mozognak a fém teljes térfogatában, és állandóan meg vannak kötve és el vannak választva az atomoktól.

A fémanyag szerkezete a következő: a kristályrács az anyag váza, csomópontjai között az elektronok szabadon mozoghatnak.

A következő példák adhatók:

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalens: poláris és nem poláris

A kémiai kölcsönhatások leggyakoribb típusa a kovalens kötés. A kölcsönhatásban lévő elemek elektronegativitási értékei nem különböznek élesen, ezért csak a közös elektronpár eltolódása következik be egy elektronegatívabb atomra.

Kovalens kölcsönhatások létrejöhetnek kicserélő mechanizmussal vagy donor-akceptor mechanizmussal.

A cseremechanizmus akkor valósul meg, ha mindegyik atomban vannak páratlan elektronok a külső elektronszinteken, és az atomi pályák átfedése egy olyan elektronpár megjelenéséhez vezet, amely már mindkét atomhoz tartozik. Ha az egyik atomnak van egy elektronpárja a külső elektronszinten, a másiknak pedig szabad pályája van, akkor amikor az atompályák átfedik egymást, az elektronpár megoszlik és a donor-akceptor mechanizmus szerint kölcsönhatásba lép.

A kovalenseket a multiplicitás alapján a következőkre osztjuk:

• egyszerű vagy egyszeri;
• kettős;
• hármas.

A kettősek két elektronpár megosztását biztosítják egyszerre, a hármasak pedig három.

A kötött atomok közötti elektronsűrűség (polaritás) megoszlása ​​szerint a kovalens kötés a következőkre oszlik:

• nem poláris;
• poláris.

A nem poláris kötést azonos atomok, a poláris kötést pedig különböző elektronegativitások alkotják.

A hasonló elektronegativitású atomok kölcsönhatását nempoláris kötésnek nevezzük. Egy ilyen molekulában lévő közös elektronpár nem vonzódik egyik atomhoz sem, hanem mindkettőhöz egyformán tartozik.

Az elektronegativitásban eltérő elemek kölcsönhatása poláris kötések kialakulásához vezet. Az ilyen típusú kölcsönhatásban a megosztott elektronpárok az elektronegatívabb elemhez vonzódnak, de nem kerülnek át teljesen rá (azaz ionok képződése nem történik meg). Az elektronsűrűség ezen eltolódása következtében az atomokon parciális töltések jelennek meg: az elektronegatívabbakon - negatív, a kevésbé elektronegatívokon - pozitív töltés.

A kovalencia tulajdonságai és jellemzői

A kovalens kötés főbb jellemzői:

• A hosszúságot a kölcsönhatásban lévő atomok magjai közötti távolság határozza meg.
• A polaritást az elektronfelhőnek az egyik atom felé történő elmozdulása határozza meg.
• Az irányítottság a térben orientált kötések és ennek megfelelően bizonyos geometriai alakzatú molekulák kialakításának tulajdonsága.
• A telítettséget a korlátozott számú kötés kialakításának képessége határozza meg.
• A polarizálhatóságot a polaritás megváltoztatásának képessége határozza meg külső elektromos tér hatására.
• A kötelék megszakításához szükséges energia határozza meg annak erejét.

A kovalens nempoláris kölcsönhatásra példa lehet a hidrogén (H2), klór (Cl2), oxigén (O2), nitrogén (N2) és sok más molekula.

A H· + ·H → H-H molekula egyetlen nem poláris kötést tartalmaz,

O: + :O → O=O molekula kettős nempoláris,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N a molekula hármas nempoláris.

A kémiai elemek kovalens kötéseire példák a szén-dioxid (CO2) és szén-monoxid (CO), hidrogén-szulfid (H2S), sósav (HCL), víz (H2O), metán (CH4), kén-oxid (SO2) és sok más .

A CO2 molekulában a szén- és oxigénatomok közötti kapcsolat kovalens poláris, mivel az elektronegatívabb hidrogén vonzza az elektronsűrűséget. Az oxigénnek két párosítatlan elektronja van a külső héjában, míg a szén négy vegyértékelektront tud biztosítani a kölcsönhatás kialakításához. Ennek eredményeként kettős kötések jönnek létre, és a molekula így néz ki: O=C=O.

Egy adott molekulában lévő kötés típusának meghatározásához elegendő figyelembe venni a molekulát alkotó atomokat. Az egyszerű fémanyagok fémes kötést, a fémek a nemfémekkel ionos kötést, az egyszerű nemfémes anyagok kovalens nempoláris kötést, a különböző nemfémekből álló molekulák pedig poláris kovalens kötésen keresztül jönnek létre.

Anyagok osztályozása

Jelenleg minden modern anyag ennek megfelelően van besorolva.

A technológiában a legfontosabbak a szerinti osztályozások funkcionális és szerkezeti anyagok jellemzői.

Az anyagok osztályozásának fő kritériuma szerkezeti jellemzői szerint az aggregáció állapota, amelytől függően a következő típusokra oszthatók: szilárd anyagok, folyadékok, gázok, plazma.

A szilárd anyagokat pedig kristályosra és nem kristályosra osztják.

A kristályos anyagokat a részecskék közötti kötés típusa szerint oszthatjuk fel: atomi (kovalens), ionos, fémes, molekuláris (2.1. ábra).

Az atomok (molekulák) közötti kötések típusai kristályokban

Az atom egy pozitív töltésű magból és a körülötte mozgó (negatív töltésű) elektronokból áll. Az álló állapotban lévő atom elektromosan semleges. Vannak külső (valencia) elektronok, amelyeknek az atommaggal való kapcsolata jelentéktelen, és belső elektronok, amelyek szorosan kapcsolódnak az atommaghoz.

A kristályrács kialakulása a következőképpen történik. Folyékonyból kristályos állapotba való átmenet során az atomok közötti távolság csökken, és a köztük lévő kölcsönhatási erők nőnek.

Az atomok közötti kapcsolatot elektrosztatikus erők, pl. A kapcsolat természeténél fogva ugyanaz - elektromos jellegű, de a különböző kristályokban eltérően nyilvánul meg. A következő típusú kötéseket különböztetjük meg: ionos, kovalens, poláris, fémes.

Kovalens kötés típusa

Kovalens kötés jön létre a megosztott elektronpárok miatt, amelyek a kötött atomok héjában jelennek meg.

Lehet, hogy ő ugyanazon elem atomjai alkotják, és akkor nem poláris; például ilyen kovalens kötés létezik az egyelemű gázok H 2, O 2, N 2, Cl 2 stb. molekuláiban.

A kovalens kötés lehet különböző elemek atomjai alkotják, kémiai jellegükben hasonlóak, majd poláris; például ilyen kovalens kötés létezik a H 2 O, NF 3, CO 2 molekulákban.

A természetben elektronegatív elemek atomjai között kovalens kötés jön létre.

Ezzel a típusú kötéssel a szomszédos atomok szabad vegyértékelektronjait osztják meg. A 8 elektronból álló stabil vegyértékhéj megszerzésére törekedve az atomok molekulákká egyesülve egy vagy több elektronpárt alkotnak, amelyek közössé válnak a csatlakozó atomokkal, pl. egyidejűleg két atom elektronhéjának részét képezik.

A kovalens kötésű anyagok nagyon törékenyek, de nagy keménységűek (gyémánt). Ezek általában dielektrikumok vagy félvezetők (germánium, szilícium), mert Az elektromos töltések összekapcsolódnak, és nincsenek szabad elektronok.

Az egyszerű gázok (H 2, Cl 2 stb.) molekuláiban lévő atomok kovalens kötésekkel kapcsolódnak egymáshoz.

Az egyetlen olyan anyag, amelyet az ember ismer egy fém és szén közötti kovalens kötésre, a cianokobalamin, B12-vitaminként ismert.

Ionkötésű kristályok (NaCl)

Ionos kötés egy kémiai kötés művelt következtében kationok közötti elektrosztatikus vonzásÉs anionok.

Az ilyen kristályok képződése az egyik típusú atom elektronjainak Na-ról Cl-ra való átmenetével jön létre. Az elektront veszítő atom pozitív töltésű ionná, míg az elektront nyerő atom negatív ionná válik. A különböző előjelű ionok konvergenciája addig megy végbe, amíg az atommag és az elektronhéj taszító erői kiegyenlítik a vonzási erőket. A legtöbb ásványi dielektrikum és néhány szerves anyag ionos kötést tartalmaz (NaCl, CsCl, CaF2.)

Az ionos kötésekkel rendelkező szilárd anyagok a legtöbb esetben mechanikailag erősek és hőállóak, de gyakran törékenyek. Az ilyen típusú csatlakozású anyagokat nem használják szerkezeti anyagként.

Fém csatlakozási típus

A fémekben az egyes atomok közötti kötés pozitív töltésű atommagok és kollektivizált elektronok kölcsönhatása következtében jön létre, amelyek szabadon mozognak az atomközi terekben. Ezek az elektronok cementként működnek, összetartva a pozitív ionokat; különben a rács szétesne az ionok közötti taszító erők hatására. Ugyanakkor az elektronokat ionok tartják a kristályrácson belül, és nem tudnak elhagyni azt. Ezt a kötést fémesnek nevezik.

A szabad elektronok jelenléte a fém magas elektromos és hővezető képességéhez vezet, és ez az oka a fémek fényességének is. A fémek alakíthatóságát az egyes atomrétegek mozgása, csúszása magyarázza.

Szinte minden anyagban nem egy, hanem többféle kötés létezik. Az anyagok tulajdonságait az anyagban lévő atomok és molekulák kémiai kötéseinek uralkodó típusai határozzák meg.

Atomkristályos anyagokból, melyek szerkezetét dominálják kovalens kötések, a periódusos rendszer IV. csoportjába tartozó elemeken alapuló szén- és félvezető anyagok polimorf módosulásainak van a legnagyobb jelentősége a technológiában. Az előbbiek tipikus képviselői a gyémánt és a grafit - a szén legelterjedtebb és legstabilabb módosulata, réteges szerkezettel a földkéregben. A félvezető, kristályos germánium és a szilícium a félvezető elektronika fő anyagai.

Nagy érdeklődésre tartanak számot néhány kovalens kötést tartalmazó vegyület, mint például a Fe 3 C, SiO, AlN – ezek a vegyületek fontos szerepet játszanak a műszaki ötvözetek előállításában.

A hatalmas totalitásba ionos kristály a kristályos szerkezetű, ionos kötésű anyagok közé tartoznak a fém-oxidok (fémek oxigénnel alkotott vegyületei), amelyek a legfontosabb ércek alkotóelemei, a fémolvasztáshoz használt technológiai adalékanyagok, valamint a fémek és nemfémek kémiai vegyületei ( bór, szén, nitrogén), amelyeket ötvözetkomponensként használnak.

A fémes típusú kötés a periódusos rendszer több mint 80 elemére jellemző.

NAK NEK kristályos szilárd anyagok szerkezetű anyagok is szerepelhetnek molekuláris kristályok, ami sok olyan polimer anyagra jellemző, amelyek molekulái nagyszámú ismétlődő egységből állnak. Ezek biopolimerek - nagy molekulatömegű természetes vegyületek és származékaik (beleértve a fát is); egyszerű szerves vegyületekből nyert szintetikus polimerek, amelyek molekulái szervetlen főláncúak és nem tartalmaznak szerves oldalcsoportokat. A szervetlen polimerek közé tartoznak a szilikátok és a kötőanyagok. A természetes szilikátok a legfontosabb kőzetképző ásványok egy osztálya, amelyek a földkéreg tömegének körülbelül 80%-át teszik ki. A szervetlen kötőanyagok közé tartozik a cement, a gipsz, a mész stb. Az inert gázok molekuláris kristályai - a periódusos rendszer VIII. csoportjába tartozó elemek - alacsony hőmérsékleten elpárolognak anélkül, hogy folyékony halmazállapotúvá válnának. Alkalmazásukat a krioelektronikában találják, amely a szilárd testekben kriogén hőmérsékleten előforduló jelenségeken alapuló elektronikus eszközök létrehozásával foglalkozik.

Rizs. 1.2. Az atomok elrendeződése kristályos (a) és amorf (b) anyagban

Az anyagok második osztálya a következőkből áll nem kristályos szilárd anyagok. A szerkezet rendje és stabilitása alapján amorf, üveges és félig rendezetlen állapotú nem üvegesre oszthatók.

Az amorf anyagok tipikus képviselői az amorf félvezetők, az amorf fémek és ötvözetek.

A csoporthoz üveges az anyagok közé tartozik: számos szerves polimer (polimetil-akrilát 105 ° C alatti hőmérsékleten, polivinil-klorid - 82 ° C alatt és mások); sok szervetlen anyag - szilícium-, bór-, alumínium-, foszfor-, stb. oxidokon alapuló szervetlen üveg; sok anyag kőöntéshez - üveges szerkezetű bazaltok és diabázok, kohászati ​​salakok, sziget- és láncszerkezetű természetes karbonátok (dolomit, márga, márvány stb.).

Nem üveges, félig rendezetlen állapotban vannak zselék (polimer oldatok megszilárdulása vagy szilárd polimerek duzzadása során keletkező strukturált polimer-oldó rendszerek), sok szintetikus polimer nagyon rugalmas állapotban, gumik, a legtöbb biopolimer alapú anyag , beleértve a textil- és bőranyagokat, valamint szerves kötőanyagokat - bitumen, kátrány, szurok stb.

Funkcionális cél szerint A technikai anyagokat a következő csoportokba soroljuk.

Építőanyagok - mechanikai igénybevételnek kitett termékek gyártására szánt szilárd anyagok. Olyan mechanikai tulajdonságokkal kell rendelkezniük, amelyek biztosítják a termékek megkívánt teljesítményét és élettartamát, amikor ki vannak téve a munkakörnyezetnek, a hőmérsékletnek és más tényezőknek.

Rizs. 1.1. Szilárd kristályos anyagok osztályozása szerkezeti jellemzők szerint

Ugyanakkor olyan technológiai követelmények vonatkoznak rájuk, amelyek meghatározzák az alkatrészek és szerkezetek legkevésbé munkaigényes gyártását, valamint gazdaságosak az anyagköltség és a rendelkezésre állás tekintetében, ami nagyon fontos a tömeggyártás körülményei között. A szerkezeti anyagok közé tartoznak a fémek, szilikátok és kerámiák, polimerek, gumi, fa és sok kompozit anyag.

Elektromos anyagok különleges elektromos és mágneses tulajdonságokkal jellemezhető, és villamos energia előállítására, átvitelére, átalakítására és fogyasztására szolgáló termékek gyártására szolgálnak. Ide tartoznak a mágneses anyagok, a vezetők, a félvezetők, valamint a szilárd folyadék- és gázfázisú dielektrikumok.

Tribotechnikai anyagok súrlódó egységekben való használatra szolgálnak, hogy szabályozzák a súrlódási és kopási paramétereket, hogy biztosítsák ezen egységek meghatározott teljesítményét és élettartamát. Az ilyen anyagok fő típusai a kenő-, súrlódásgátló és súrlódó anyagok. Az elsők közé tartoznak a szilárd (grafit, talkum, molibdén-diszulfid stb.), folyékony (kenőolajok) és gázfázisú kenőanyagok (levegő, szénhidrogén gőzök és egyéb gázok). babbit, bronz, stb.), szürkeöntvény, műanyagok (textolit, fluoroplasztika alapú anyagok stb.), fém-kerámia kompozit anyagok (bronz-grafit, vas-grafit stb.), egyes fafajták és fa- laminált műanyagok, gumi, sok kompozit nagy súrlódási együtthatóval és nagy kopásállósággal rendelkezik. Ezek közé tartoznak bizonyos típusú műanyagok, öntöttvas, cermet és egyéb kompozit anyagok.

Szerszám anyagok Magas keménység, kopásállóság és szilárdság jellemzi őket vágó-, mérő-, vízvezeték- és egyéb szerszámok gyártásához. Ez magában foglalja az olyan anyagokat, mint a szerszámacél és keményötvözetek, a gyémánt és bizonyos típusú kerámiaanyagok, valamint számos kompozit anyag.

Munkafolyadékok - gáz- és folyékony anyagok, amelyek segítségével az energia mechanikai munkává, hideggé és hővé alakul. A munkaközeg a gőzgépekben és turbinákban lévő vízgőz; ammónia, szén-dioxid, freon és egyéb hűtőközegek a hűtőgépekben; hidraulika olajok; levegő a levegőben motorok; gázturbinákban és belső égésű motorokban a szerves tüzelőanyag égéséből származó gáztermékek.

Üzemanyag - éghető anyagok, amelyek fő része szén, amelyeket égéskor hőenergia előállítására használnak. Eredetük alapján a tüzelőanyagot természetes (olaj, szén, földgáz, olajpala, tőzeg, fa) és mesterséges (koksz, motorüzemanyagok, generátorgázok stb.) osztják fel; aszerint, hogy milyen gépben égetik el - rakéta, motor, nukleáris, turbina stb.