Trumpai suriškite metalą. Cheminių jungčių rūšys. Pagrindiniai žodžiai ir frazės

Cheminis ryšys

Visos sąveikos, vedančios į cheminių dalelių (atomų, molekulių, jonų ir kt.) susijungimą į medžiagas, skirstomos į cheminius ryšius ir tarpmolekulinius ryšius (tarpmolekulinės sąveikos).

Cheminiai ryšiai- ryšiai tiesiogiai tarp atomų. Yra joninės, kovalentinės ir metalinės jungtys.

Tarpmolekuliniai ryšiai- jungtys tarp molekulių. Tai vandeniliniai ryšiai, jonų-dipolių ryšiai (dėl šio ryšio susidarymo, pvz., susidaro jonų hidratacijos apvalkalas), dipolio-dipolio (dėl šio ryšio susidarymo jungiasi polinių medžiagų molekulės pavyzdžiui, skystame acetone) ir kt.

Joninis ryšys- cheminis ryšys, susidaręs dėl priešingai įkrautų jonų elektrostatinės traukos. Dvejetainiuose junginiuose (dviejų elementų junginiuose) jis susidaro, kai surištų atomų dydžiai labai skiriasi vienas nuo kito: vieni atomai yra dideli, kiti maži – tai yra, vieni atomai lengvai atsisako elektronų, o kiti linkę priimti juos (paprastai tai yra elementų atomai, kurie sudaro tipinius metalus, ir elementų atomai, sudarantys tipiškus nemetalus); tokių atomų elektronegatyvumas taip pat labai skiriasi.
Jonų ryšys yra nekryptinis ir neprisotinamas.

Kovalentinis ryšys- cheminis ryšys, atsirandantis dėl bendros elektronų poros susidarymo. Kovalentinis ryšys susidaro tarp mažų atomų, kurių spindulys yra toks pat arba panašus. Būtina sąlyga yra nesuporuotų elektronų buvimas abiejuose susietuose atomuose (mainų mechanizmas) arba vienišos poros viename atome ir laisvos orbitalės kitame (donoro-akceptoriaus mechanizmas):

A)	H · + · H H: H	H-H	H 2	(viena bendra elektronų pora; H yra vienavalentis);
b)		NN	N 2	(trys bendros elektronų poros; N yra trivalentė);
V)		H-F	HF	(viena bendra elektronų pora; H ir F yra vienavalenčiai);
G)			NH4+	(keturios bendros elektronų poros; N yra keturvalentinis)

paprastas (vienas)- viena elektronų pora,
dvigubai- dvi elektronų poros,
trigubai- trys elektronų poros.

Dvigubos ir trigubos jungtys vadinamos daugybinėmis jungtimis.

Pagal elektronų tankio pasiskirstymą tarp surištų atomų kovalentinis ryšys skirstomas į nepoliarinis Ir poliarinis. Nepolinis ryšys susidaro tarp identiškų atomų, polinis - tarp skirtingų.

Elektronegatyvumas– medžiagos atomo gebėjimo pritraukti bendras elektronų poras matas.
Polinių ryšių elektronų poros pasislenka link daugiau elektronneigiamų elementų. Pats elektronų porų poslinkis vadinamas ryšio poliarizacija. Daliniai (pertekliniai) krūviai, susidarantys poliarizacijos metu, žymimi + ir -, pavyzdžiui: .

Remiantis elektronų debesų ("orbitalių") persidengimo pobūdžiu, kovalentinis ryšys skirstomas į -jungtį ir -jungtį.
-Ryšis susidaro dėl tiesioginio elektronų debesų persidengimo (išilgai tiesės, jungiančios atomo branduolius), -ryšis susidaro dėl šoninio persidengimo (abiejose plokštumos, kurioje yra atomo branduoliai, pusėse).

Kovalentinis ryšys yra kryptingas ir įsotinamas, taip pat poliarizuojamas.
Hibridizacijos modelis naudojamas kovalentinių ryšių tarpusavio krypčiai paaiškinti ir prognozuoti.

Atominių orbitų ir elektronų debesų hibridizacija- tariamas atominių orbitų energijos lygis ir elektronų debesų forma, kai atomas sudaro kovalentinius ryšius.
Trys dažniausiai pasitaikantys hibridizacijos tipai yra šie: sp-, sp 2 ir sp 3 -hibridizacija. Pavyzdžiui:
sp-hibridizacija - molekulėse C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (linijinė struktūra);
sp 2-hibridizacija - molekulėse C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (plokščia trikampio forma);
sp 3-hibridizacija - molekulėse CCl 4, SiH 4, CH 4 (tetraedrinė forma); NH 3 (piramidės formos); H 2 O (kampinė forma).

Metalinė jungtis- cheminė jungtis, susidaranti dalijantis visų metalo kristalo surištų atomų valentiniais elektronais. Dėl to susidaro vienas kristalo elektronų debesis, kuris lengvai juda veikiamas elektros įtampos – taigi ir didelis metalų elektrinis laidumas.
Metalinis ryšys susidaro, kai jungiami atomai yra dideli ir todėl linkę atiduoti elektronus. Paprastos medžiagos, turinčios metalinį ryšį, yra metalai (Na, Ba, Al, Cu, Au ir kt.), kompleksinės medžiagos – intermetaliniai junginiai (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 ir kt.).
Metalo jungtis neturi kryptingumo ar prisotinimo. Jis taip pat išsaugomas metalo lydaluose.

Vandenilinė jungtis- tarpmolekulinis ryšys, susidarantis dėl to, kad vandenilio atomas, turintis didelį teigiamą dalinį krūvį, dalinai priima elektronų porą iš labai elektronegatyvaus atomo. Jis susidaro tais atvejais, kai vienoje molekulėje yra atomas su viena elektronų pora ir didelis elektronegatyvumas (F, O, N), o kitoje yra vandenilio atomas, labai poliniu ryšiu susietas su vienu iš tokių atomų. Tarpmolekulinių vandenilio jungčių pavyzdžiai:

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

Intramolekuliniai vandenilio ryšiai egzistuoja polipeptidų, nukleorūgščių, baltymų ir kt.

Bet kokio ryšio stiprumo matas yra ryšio energija.
Bendravimo energija- energija, reikalinga tam tikram cheminiam ryšiui nutraukti 1 molyje medžiagos. Matavimo vienetas yra 1 kJ/mol.

Joninių ir kovalentinių ryšių energija yra vienodos eilės, vandenilio jungčių energija yra eilės tvarka mažesnė.

Kovalentinio ryšio energija priklauso nuo surištų atomų dydžio (ryšio ilgio) ir nuo jungties daugialypumo. Kuo mažesni atomai ir kuo didesnis ryšys, tuo didesnė jo energija.

Joninių ryšių energija priklauso nuo jonų dydžio ir jų krūvių. Kuo mažesni jonai ir kuo didesnis jų krūvis, tuo didesnė surišimo energija.

Materijos struktūra

Pagal struktūros tipą visos medžiagos skirstomos į molekulinės Ir nemolekulinės. Tarp organinių medžiagų vyrauja molekulinės, tarp neorganinių – nemolekulinės.

Pagal cheminio ryšio tipą medžiagos skirstomos į medžiagas su kovalentiniais ryšiais, medžiagas su joniniais ryšiais (jonines medžiagas) ir medžiagas su metaliniais ryšiais (metalais).

Medžiagos su kovalentiniais ryšiais gali būti molekulinės arba nemolekulinės. Tai labai paveikia jų fizines savybes.

Molekulinės medžiagos susideda iš molekulių, sujungtų viena su kita silpnais tarpmolekuliniais ryšiais, tai yra: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 ir kitos paprastos medžiagos; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, organinius polimerus ir daugybę kitų medžiagų. Šios medžiagos nėra didelio stiprumo, žemos lydymosi ir virimo temperatūros, nelaidžios elektros srovės, kai kurios jų tirpsta vandenyje ar kituose tirpikliuose.

Nemolekulinės medžiagos su kovalentiniais ryšiais arba atominėmis medžiagomis (deimantas, grafitas, Si, SiO 2, SiC ir kt.) sudaro labai stiprius kristalus (išskyrus sluoksniuotą grafitą), netirpsta vandenyje ir kituose tirpikliuose, pasižymi dideliu lydymosi ir virimo taškais, dauguma jų nelaidžia elektros srovės (išskyrus grafitą, kuris yra elektrai laidus, ir puslaidininkius - silicį, germanį ir kt.)

Visos joninės medžiagos natūraliai yra nemolekulinės. Tai kietos, ugniai atsparios medžiagos, tirpalai ir lydalai, laidūs elektros srovei. Daugelis jų tirpsta vandenyje. Pažymėtina, kad joninėse medžiagose, kurių kristalai susideda iš sudėtingų jonų, taip pat yra kovalentinių ryšių, pavyzdžiui: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-) ir tt Atomai, sudarantys kompleksinius jonus, yra sujungti kovalentiniais ryšiais.

Metalai (medžiagos su metalinėmis jungtimis) labai įvairios savo fizinėmis savybėmis. Tarp jų yra skystų (Hg), labai minkštų (Na, K) ir labai kietų metalų (W, Nb).

Būdingos fizinės metalų savybės yra didelis elektros laidumas (skirtingai nei puslaidininkių, jis mažėja kylant temperatūrai), didelė šiluminė talpa ir plastiškumas (gryniems metalams).

Kietoje būsenoje beveik visos medžiagos yra sudarytos iš kristalų. Pagal struktūros tipą ir cheminio ryšio tipą kristalai („kristalinės gardelės“) skirstomi į atominis(ne molekulinių medžiagų su kovalentiniais ryšiais kristalai), joninės(joninių medžiagų kristalai), molekulinės(molekulinių medžiagų kristalai su kovalentiniais ryšiais) ir metalo(medžiagų, turinčių metalinį ryšį, kristalai).

Užduotys ir testai tema "10 tema. "Cheminis surišimas. Materijos struktūra“.

Cheminio ryšio rūšys - Medžiagos sandara 8–9 klasė
Pamokos: 2 Užduotys: 9 Testai: 1
Užduotys: 9 Testai: 1

Išnagrinėję šią temą, turėtumėte suprasti šias sąvokas: cheminis ryšys, tarpmolekulinis ryšys, joninis ryšys, kovalentinis ryšys, metalinis ryšys, vandenilio ryšys, paprastas ryšys, dvigubas ryšys, trigubas ryšys, daugybinis ryšys, nepolinis ryšys, polinis ryšys , elektronegatyvumas, ryšio poliarizacija , - ir -ryšis, atominių orbitų hibridizacija, surišimo energija.

Turite žinoti medžiagų klasifikavimą pagal struktūros tipą, cheminio ryšio tipą, paprastų ir sudėtingų medžiagų savybių priklausomybę nuo cheminės jungties tipo ir „kristalinės gardelės“ tipo.

Turite mokėti: nustatyti cheminio ryšio rūšį medžiagoje, hibridizacijos tipą, sudaryti ryšių susidarymo diagramas, naudoti elektronegatyvumo sąvoką, elektronegatyvumo skaičių; žinoti, kaip kinta elektronegatyvumas to paties laikotarpio ir vienos grupės cheminiuose elementuose kovalentinio ryšio poliškumui nustatyti.

Įsitikinę, kad viską, ko reikia, išmokote, pereikite prie užduočių atlikimo. Linkime sėkmės.

Rekomenduojama literatūra:

O. S. Gabrielianas, G. G. Lysova. Chemija 11 klasė. M., Bustardas, 2002 m.
G. E. Rudzitis, F. G. Feldmanas. Chemija 11 klasė. M., Išsilavinimas, 2001 m.

Sužinojote, kaip tarpusavyje sąveikauja metalinių elementų ir nemetalinių elementų atomai (elektronai juda iš pirmojo į antrą), taip pat nemetalinių elementų atomai tarpusavyje (jų atomų išorinių elektronų sluoksnių nesuporuoti elektronai). sujungti į bendras elektronų poras). Dabar susipažinsime, kaip metalinių elementų atomai sąveikauja tarpusavyje. Metalai paprastai neegzistuoja kaip izoliuoti atomai, o kaip luitas arba metalo gaminys. Kas laiko metalo atomus viename tūryje?

Daugumos metalo elementų atomuose išoriniame lygyje yra nedidelis skaičius elektronų – 1, 2, 3. Šie elektronai lengvai atsiskiria, o atomai virsta teigiamais jonais. Atsiskyrę elektronai pereina iš vieno jono į kitą, sujungdami juos į vieną visumą.

Tiesiog neįmanoma išsiaiškinti, kuris elektronas kuriam atomui priklausė. Visi atsiskyrę elektronai tapo bendri. Jungdamiesi su jonais, šie elektronai laikinai sudaro atomus, tada vėl atitrūksta ir susijungia su kitu jonu ir pan. Procesas vyksta be galo, kurį galima pavaizduoti diagrama:

Vadinasi, metalo tūryje atomai nuolat virsta jonais ir atvirkščiai. Jie vadinami atomų jonais.

41 paveiksle schematiškai parodyta natrio metalo fragmento struktūra. Kiekvienas natrio atomas yra apsuptas aštuonių gretimų atomų.

Ryžiai. 41.
Kristalinio natrio fragmento sandaros schema

Atsiskyrę išoriniai elektronai laisvai juda iš vieno susidariusio jono prie kito, tarsi suklijuodami sujungdami natrio jono šerdį į vieną milžinišką metalo kristalą (42 pav.).

Ryžiai. 42.
Metalo sujungimo schema

Metalinis ryšys turi tam tikrų panašumų su kovalentiniu ryšiu, nes jis pagrįstas išorinių elektronų pasidalijimu. Tačiau susidarius kovalentiniam ryšiui, dalijasi tik dviejų gretimų atomų išoriniai nesuporuoti elektronai, o susidarius metaliniam ryšiui, visi atomai dalyvauja dalijantis šiais elektronais. Štai kodėl kristalai su kovalentiniu ryšiu yra trapūs, bet su metaliniu ryšiu, kaip taisyklė, yra plastiški, laidūs elektrai ir turi metalinį blizgesį.

43 paveiksle pavaizduota senovinė auksinė elnio figūrėlė, kuriai jau daugiau nei 3,5 tūkst. metų, tačiau ji neprarado tauraus metalo blizgesio, būdingo auksui – šiam plastiškiausiam metalui.

ryžių. 43. Auksinis elnias. VI amžiuje pr. Kr e.

Metalinis sujungimas būdingas tiek gryniems metalams, tiek įvairių metalų mišiniams – lydiniams kietoje ir skystoje būsenoje. Tačiau garų būsenoje metalo atomai yra sujungti vienas su kitu kovalentiniu ryšiu (pavyzdžiui, natrio garai užpildo geltonos šviesos lempas, kad apšviestų didelių miestų gatves). Metalų poros susideda iš atskirų molekulių (monatominės ir dviatomės).

Cheminių ryšių klausimas yra pagrindinis chemijos mokslo klausimas. Jūs susipažinote su pagrindinėmis cheminių jungčių tipų sąvokomis. Ateityje sužinosite daug įdomių dalykų apie cheminių ryšių prigimtį. Pavyzdžiui, kad daugumoje metalų, be metalinio ryšio, yra ir kovalentinis ryšys, ir kad yra kitų rūšių cheminių ryšių.

Pagrindiniai žodžiai ir frazės

Metalinė jungtis.
Atomų jonai.
Socializuoti elektronai.

Darbas kompiuteriu

Žiūrėkite elektroninę paraišką. Išstudijuokite pamokos medžiagą ir atlikite skirtas užduotis.
Internete raskite el. pašto adresus, kurie gali būti papildomi šaltiniai, atskleidžiantys pastraipoje esančių raktinių žodžių ir frazių turinį. Pasiūlykite savo pagalbą mokytojui ruošiant naują pamoką – parašykite kitos pastraipos raktinius žodžius ir frazes.

Klausimai ir užduotys

Metalinis ryšys turi savybių, panašių į kovalentinį ryšį. Palyginkite šiuos cheminius ryšius tarpusavyje.
Metalinis ryšys turi savybių, panašių į joninį ryšį. Palyginkite šiuos cheminius ryšius tarpusavyje.
Kaip galima padidinti metalų ir lydinių kietumą?
Naudodami medžiagų formules nustatykite jose esančio cheminio ryšio tipą: Ba, BaBr 2, HBr, Br 2.

Visi metalai turi šias charakteristikas:

Nedidelis elektronų skaičius išoriniame energijos lygyje (išskyrus kai kurias išimtis, kurios gali turėti 6,7 ir 8);

Didelis atominis spindulys;

Maža jonizacijos energija.

Visa tai prisideda prie lengvo išorinių nesuporuotų elektronų atskyrimo nuo branduolio. Tuo pačiu metu atomas turi daug laisvų orbitų. Metalinės jungties susidarymo diagrama tiksliai parodys daugybės skirtingų atomų orbitinių ląstelių sutapimą, kurios dėl to sudaro bendrą intrakristalinę erdvę. Iš kiekvieno atomo į jį tiekiami elektronai, kurie pradeda laisvai klaidžioti per skirtingas gardelės dalis. Periodiškai kiekvienas iš jų prisijungia prie jono tam tikroje kristalo vietoje ir paverčia jį atomu, tada vėl atsiskiria, kad susidarytų jonas.

Taigi, Metalinis ryšys yra ryšys tarp atomų, jonų ir laisvųjų elektronų bendrame metalo kristale. Elektronų debesis, laisvai judantis struktūroje, vadinamas „elektronų dujomis“. Tai paaiškina daugumą fizinių metalų ir jų lydinių savybių.

Kaip tiksliai realizuojasi metalo cheminė jungtis? Galima pateikti įvairių pavyzdžių. Pabandykime pažvelgti į tai ant ličio gabalėlio. Net jei paimsite jį žirnio dydžio, atomų bus tūkstančiai. Taigi įsivaizduokime, kad kiekvienas iš šių tūkstančių atomų atiduoda savo vienintelį valentinį elektroną bendrajai kristalinei erdvei. Tuo pačiu metu, žinant tam tikro elemento elektroninę struktūrą, galite pamatyti tuščių orbitų skaičių. Litis jų turės 3 (antrojo energijos lygio p-orbitalės). Trys kiekvienam atomui iš dešimčių tūkstančių - tai bendra erdvė kristalo viduje, kurioje „elektronų dujos“ juda laisvai.

Medžiaga su metaliniu ryšiu visada yra stipri. Juk elektronų dujos neleidžia kristalui subyrėti, o tik išstumia sluoksnius ir iš karto juos atkuria. Jis blizga, turi tam tikrą tankį (dažniausiai didelį), lydomumą, lankstumą ir plastiškumą.

Kur dar parduodamas metalinis klijavimas? Medžiagų pavyzdžiai:

Metalai paprastų konstrukcijų pavidalu;

Visi metalai yra sujungti vienas su kitu;

Visi metalai ir jų lydiniai skysto ir kieto būvio.

Tiesiog yra neįtikėtinai daug konkrečių pavyzdžių, nes periodinėje lentelėje yra daugiau nei 80 metalų!

Susidarymo mechanizmas paprastai išreiškiamas tokiu užrašu: Me 0 - e - ↔ Me n+. Iš diagramos akivaizdu, kokių dalelių yra metalo kristale.

Bet kuris metalas gali atsisakyti elektronų, tapdamas teigiamai įkrautu jonu.

Kaip pavyzdį naudoti geležį: Fe 0 -2e - = Fe 2+

Kur dingsta atsiskyrusios neigiamo krūvio dalelės – elektronai? Minusą visada traukia pliusas. Elektronus kristalinėje gardelėje traukia kitas (teigiamai įkrautas) geležies jonas: Fe 2+ +2e - = Fe 0

Jonas tampa neutraliu atomu. Ir šis procesas kartojamas daug kartų.

Pasirodo, kad laisvieji geležies elektronai nuolat juda per visą kristalo tūrį, atitrūkdami ir sujungdami jonus gardelės vietose. Kitas šio reiškinio pavadinimas yra delokalizuotas elektronų debesis. Terminas „delokalizuotas“ reiškia laisvą, neprisirištą.

Pamoka apims keletą cheminių jungčių tipų: metalo, vandenilio ir van der Waals, taip pat sužinosite, kaip fizikinės ir cheminės savybės priklauso nuo skirtingų cheminių jungčių tipų medžiagoje.

Tema: Cheminių ryšių rūšys

Pamoka: metalo ir vandenilio cheminės jungtys

Metalinė jungtis tai metalų ir jų lydinių sujungimo būdas tarp metalo atomų arba jonų ir santykinai laisvų elektronų (elektronų dujų) kristalinėje gardelėje.

Metalai yra cheminiai elementai, turintys mažą elektronegatyvumą, todėl lengvai atsisako savo valentinių elektronų. Jei šalia metalinio elemento yra nemetalas, tai elektronai iš metalo atomo patenka į nemetalą. Šis ryšio tipas vadinamas joninės(1 pav.).

Ryžiai. 1. Išsilavinimas

Kada paprastos medžiagos metalai arba jų lydiniai, situacija keičiasi.

Susidarius molekulėms, metalų elektroninės orbitalės nelieka nepakitusios. Jie sąveikauja vienas su kitu, sudarydami naują molekulinę orbitą. Priklausomai nuo junginio sudėties ir struktūros, molekulinės orbitalės gali būti artimos atominių orbitalių visumai arba gerokai nuo jų skirtis. Sąveikaujant metalo atomų elektronų orbitoms, susidaro molekulinės orbitalės. Tokie, kad metalo atomo valentingi elektronai galėtų laisvai judėti per šias molekulines orbitas. Visiškas krūvio atskyrimas neįvyksta, t.y. metalo- tai ne katijonų ir elektronų rinkinys, plūduriuojantis aplinkui. Tačiau tai nėra atomų, kurie kartais virsta katijonine forma ir perkelia savo elektroną į kitą katijoną, rinkinys. Reali situacija yra šių dviejų kraštutinių variantų derinys.

Ryžiai. 2

Metalo jungties susidarymo esmė susideda iš taip: metalo atomai dovanoja išorinius elektronus, o dalis jų virsta teigiamai įkrauti jonai. Atplėštas nuo atomų elektronų palyginti laisvai judėti tarp atsirandančių teigiamasmetalo jonai. Tarp šių dalelių atsiranda metalinis ryšys, t.y., elektronai tarsi cementuoja teigiamus jonus metalo gardelėje (2 pav.).

Metalinės jungties buvimas lemia fizines metalų savybes:

Didelis plastiškumas

Šilumos ir elektros laidumas

Metalinis blizgesys

Plastmasinis - tai medžiagos gebėjimas lengvai deformuotis esant mechaninei apkrovai. Metalinis ryšys tarp visų metalo atomų realizuojasi vienu metu, todėl, veikiant metalą mechaniniam poveikiui, specifiniai ryšiai nenutrūksta, o pasikeičia tik atomo padėtis. Metalo atomai, nesusieti vienas su kitu standžiaisiais ryšiais, gali tarsi slysti elektronų dujų sluoksniu, kaip nutinka, kai vienas stiklas slysta ant kito, o tarp jų yra vandens sluoksnis. Dėl to metalai gali būti lengvai deformuojami arba susukami į ploną foliją. Labiausiai lankstūs metalai yra grynas auksas, sidabras ir varis. Visi šie metalai gamtoje randami įvairaus grynumo natūralioje formoje. Ryžiai. 3.

Ryžiai. 3. Metalai, randami gamtoje natūraliu pavidalu

Iš jų gaminami įvairūs papuošalai, ypač auksiniai. Dėl nuostabaus plastiškumo auksas naudojamas rūmų puošybai. Iš jo galite iškočioti foliją iki 3 storio. 10-3 mm. Jis vadinamas aukso lapeliu ir tepamas ant gipso, bagetų ar kitų objektų.

Šilumos ir elektros laidumas . Varis, sidabras, auksas ir aliuminis geriausiai praleidžia elektrą. Tačiau kadangi auksas ir sidabras yra brangūs metalai, kabeliams gaminti naudojamas pigesnis varis ir aliuminis. Blogiausi elektros laidininkai yra manganas, švinas, gyvsidabris ir volframas. Volframas turi tokią didelę elektrinę varžą, kad kai per jį praeina elektros srovė, jis pradeda švytėti. Ši savybė naudojama kaitinamųjų lempų gamyboje.

Kūno temperatūra yra jį sudarančių atomų arba molekulių energijos matas. Metalo elektronų dujos gali gana greitai perkelti energijos perteklių iš vieno jono ar atomo į kitą. Metalo temperatūra greitai susilygina visame tūryje, net jei kaitimas vyksta vienoje pusėje. Tai pastebima, pavyzdžiui, panardinus metalinį šaukštą į arbatą.

Metalinis blizgesys. Blizgesys – tai kūno gebėjimas atspindėti šviesos spindulius. Sidabras, aliuminis ir paladis pasižymi dideliu šviesos atspindžiu. Todėl būtent šie metalai plonu sluoksniu padengiami ant stiklo paviršiaus gaminant priekinius žibintus, prožektorius ir veidrodžius.

Vandenilinė jungtis

Panagrinėkime chalkogenų vandenilio junginių: deguonies, sieros, seleno ir telūro, virimo ir lydymosi temperatūras. Ryžiai. 4.

Ryžiai. 4

Jei mintyse ekstrapoliuosime sieros, seleno ir telūro vandenilio junginių tiesiogines virimo ir lydymosi temperatūras, pamatysime, kad vandens lydymosi temperatūra turėtų būti maždaug -100 0 C, o virimo temperatūra - apie -80 0 C. Taip atsitinka. nes yra tarpas tarp vandens molekulių sąveikos, vandenilio jungtis, kurios vienija vandens molekules asociacijai . Norint sunaikinti šiuos partnerius, reikia papildomos energijos.

Vandenilio jungtis susidaro tarp labai poliarizuoto, labai teigiamai įkrauto vandenilio atomo ir kito labai didelio elektronegatyvumo atomo: fluoro, deguonies arba azoto. . Medžiagų, galinčių sudaryti vandenilinius ryšius, pavyzdžiai parodyti Fig. 5.

Ryžiai. 5

Apsvarstykite vandenilio jungčių susidarymą tarp vandens molekulių. Vandenilio jungtis pavaizduota trimis taškais. Vandenilio jungtis atsiranda dėl unikalios vandenilio atomo savybės. Kadangi vandenilio atome yra tik vienas elektronas, bendrą elektronų porą atitraukia kitas atomas, atsiskleidžia vandenilio atomo branduolys, kurio teigiamas krūvis veikia medžiagų molekulėse esančius elektroneigiamus elementus.

Palyginkime savybes etilo alkoholis ir dimetilo eteris. Remiantis šių medžiagų struktūra, darytina išvada, kad etilo alkoholis gali sudaryti tarpmolekulinius vandenilio ryšius. Taip yra dėl hidrokso grupės buvimo. Dimetilo eteris negali sudaryti tarpmolekulinių vandenilio jungčių.

Palyginkime jų savybes 1 lentelėje.

Lentelė 1

Virimo temperatūra, lyd., tirpumas vandenyje didesnis etilo alkoholiui. Tai yra bendras modelis medžiagoms, kurių molekulės sudaro vandenilio ryšius. Šios medžiagos pasižymi aukštesne virimo temperatūra, lydymosi temperatūra, tirpumu vandenyje ir mažesniu lakumu.

Fizinės savybės junginiai taip pat priklauso nuo medžiagos molekulinės masės. Todėl yra teisėta lyginti medžiagų, turinčių vandenilinius ryšius, fizines savybes tik medžiagų, kurių molekulinė masė panaši.

Energija vienas vandenilinė jungtis apie 10 kartų mažiau kovalentinio ryšio energija. Jei sudėtingos sudėties organinės molekulės turi keletą funkcinių grupių, galinčių sudaryti vandenilinius ryšius, tai jose gali susidaryti intramolekuliniai vandeniliniai ryšiai (baltymai, DNR, aminorūgštys, ortonitrofenolis ir kt.). Dėl vandenilinio ryšio susidaro antrinė baltymų struktūra – dviguba DNR spiralė.

Van der Waals jungtis.

Prisiminkime tauriąsias dujas. Helio junginiai dar nebuvo gauti. Jis negali sudaryti įprastų cheminių ryšių.

Esant labai žemai temperatūrai, galima gauti skysto ir net kieto helio. Skystoje būsenoje helio atomus laiko kartu elektrostatinės traukos jėgos. Yra trys šių galių variantai:

· orientacinės jėgos. Tai dviejų dipolių (HCl) sąveika

· indukcinė trauka. Tai yra trauka tarp dipolio ir nepolinės molekulės.

· dispersinė trauka. Tai sąveika tarp dviejų nepolinių molekulių (He). Tai atsiranda dėl netolygaus elektronų judėjimo aplink branduolį.

Apibendrinant pamoką

Pamoka apima trijų tipų chemines jungtis: metalo, vandenilio ir van der Waals. Paaiškinta fizikinių ir cheminių savybių priklausomybė nuo skirtingų cheminių jungčių tipų medžiagoje.

Bibliografija

1. Rudzitis G.E. Chemija. Bendrosios chemijos pagrindai. 11 klasė: vadovėlis bendrojo ugdymo įstaigoms: pagrindinis lygis / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmanas. – 14 leidimas. - M.: Švietimas, 2012 m.

2. Popel P.P. Chemija: 8 klasė: vadovėlis bendrojo ugdymo įstaigoms / P.P. Popelis, L.S. Krivlya. - K.: IC "Akademija", 2008. - 240 p.: iliustr.

3. Gabrielyan O.S. Chemija. 11 klasė. Pagrindinis lygis. 2 leidimas, ištrintas. - M.: Bustard, 2007. - 220 p.

Namų darbai

1. Nr.2, 4, 6 (p. 41) Rudzitis G.E. Chemija. Bendrosios chemijos pagrindai. 11 klasė: vadovėlis bendrojo ugdymo įstaigoms: pagrindinis lygis / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmanas. – 14 leidimas. - M.: Švietimas, 2012 m.

2. Kodėl volframas naudojamas kaitinamųjų lempų siūlams gaminti?

3. Kas paaiškina vandenilinių ryšių nebuvimą aldehido molekulėse?

Metalinė jungtis. Metalinės jungties savybės.

Metalinis ryšys yra cheminis ryšys, kurį sukelia santykinai laisvų elektronų buvimas. Būdingas tiek gryniems metalams, tiek jų lydiniams, tiek intermetaliniams junginiams.

Metalinis jungties mechanizmas

Teigiami metalo jonai yra visuose kristalinės gardelės mazguose. Tarp jų valentiniai elektronai juda atsitiktinai, kaip dujų molekulės, atsiskiriančios nuo atomų formuojantis jonams. Šie elektronai veikia kaip cementas, kartu sulaikantys teigiamus jonus; kitu atveju gardelė suirtų veikiama atstumiamųjų jėgų tarp jonų. Tuo pačiu metu elektronai yra laikomi jonų kristalinėje gardelėje ir negali iš jos išeiti. Sukabinimo jėgos nėra lokalizuotos ar nukreiptos. Dėl šios priežasties daugeliu atvejų atsiranda dideli koordinavimo skaičiai (pavyzdžiui, 12 arba 8). Kai du metalo atomai suartėja, jų išoriniuose apvalkaluose esančios orbitos persidengia ir sudaro molekulines orbitales. Jei artėja trečiasis atomas, jo orbita sutampa su pirmųjų dviejų atomų orbita, todėl susidaro kita molekulinė orbita. Kai yra daug atomų, atsiranda daugybė trimačių molekulinių orbitų, besitęsiančių visomis kryptimis. Dėl kelių persidengiančių orbitų kiekvieno atomo valentinius elektronus veikia daug atomų.

Būdingos kristalinės gardelės

Dauguma metalų sudaro vieną iš šių labai simetriškų gardelių su glaudžiu atomų paketu: kubinė kūno centre, veide centre ir šešiakampė.

Kūno centre esančioje kubinėje (bcc) gardelėje atomai yra kubo viršūnėse, o vienas atomas yra kubo tūrio centre. Metalai turi kubinę kūno centro gardelę: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba ir kt.

Veido centre esančioje kubinėje (fcc) gardelėje atomai yra kubo viršūnėse ir kiekvieno paviršiaus centre. Šio tipo metalai turi gardelę: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co ir kt.

Šešiakampėje gardelėje atomai yra prizmės šešiakampių pagrindų viršūnėse ir centre, o trys atomai yra vidurinėje prizmės plokštumoje. Metalai turi tokį atomų paketą: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca ir kt.

Kitos savybės

Laisvai judantys elektronai sukelia aukštą elektros ir šilumos laidumą. Medžiagos, turinčios metalinį ryšį, dažnai derina stiprumą ir plastiškumą, nes kai atomai pasislenka vienas kito atžvilgiu, ryšiai nenutrūksta. Kita svarbi savybė – metalinis aromatingumas.

Metalai gerai praleidžia šilumą ir elektrą, yra pakankamai tvirti, be sunaikinimo gali deformuotis. Kai kurie metalai kali (gali būti kalti), kai kurie kali (iš jų galite traukti vielą). Šios unikalios savybės paaiškinamos specialiu cheminio ryšio tipu, jungiančiu metalo atomus vienas su kitu – metaliniu ryšiu.

Kietos būsenos metalai egzistuoja teigiamų jonų kristalų pavidalu, tarsi „plūduriuojančių“ tarp jų laisvai judančių elektronų jūroje.

Metalinis ryšys paaiškina metalų savybes, ypač jų stiprumą. Deformuojančios jėgos įtakoje metalinė gardelė gali pakeisti savo formą be įtrūkimų, skirtingai nei joniniai kristalai.

Didelis metalų šilumos laidumas paaiškinamas tuo, kad kaitinant metalo gabalą iš vienos pusės, padidės elektronų kinetinė energija. Šis energijos padidėjimas dideliu greičiu pasklis „elektronų jūroje“ visame mėginyje.

Aiškėja ir metalų elektrinis laidumas. Jei metalo mėginio galams taikomas potencialų skirtumas, delokalizuotų elektronų debesis pasislinks teigiamo potencialo kryptimi: šis viena kryptimi judantis elektronų srautas atspindi pažįstamą elektros srovę.

Metalinė jungtis. Metalinės jungties savybės. - koncepcija ir rūšys. Kategorijos "Metalinis ryšys. Metalinės jungties savybės" klasifikacija ir ypatybės. 2017 m., 2018 m.