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, 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.

Todėl 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 persidengia su pirmųjų dviejų atomų orbitale ir 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 išsidėstę prizmės šešiakampių pagrindų viršūnėse ir centre, o trys atomai – 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 ta pačia kryptimi judantis elektronų srautas atspindi pažįstamą elektros srovę.

Vieningo valstybinio egzamino kodifikatoriaus temos: Kovalentinis cheminis ryšys, jo atmainos ir susidarymo mechanizmai. Kovalentinių ryšių charakteristikos (poliškumas ir ryšio energija). Joninis ryšys. Metalinė jungtis. Vandenilinė jungtis

Intramolekuliniai cheminiai ryšiai

Pirmiausia pažvelkime į ryšius, atsirandančius tarp dalelių molekulėse. Tokios jungtys vadinamos intramolekulinis.

Cheminis ryšys tarp cheminių elementų atomų turi elektrostatinį pobūdį ir susidaro dėl išorinių (valentinių) elektronų sąveika, daugiau ar mažiau laikomi teigiamai įkrautų branduolių surišti atomai.

Pagrindinė sąvoka čia yra ELEKTRONEGATIVUMAS. Būtent tai lemia cheminio ryšio tarp atomų tipą ir šio ryšio savybes.

yra atomo gebėjimas pritraukti (sulaikyti) išorės(valentas) elektronų. Elektronegatyvumą lemia išorinių elektronų pritraukimo prie branduolio laipsnis ir pirmiausia priklauso nuo atomo spindulio bei branduolio krūvio.

Elektronegatyvumą vienareikšmiškai nustatyti sunku. L. Paulingas sudarė santykinių elektronegatyvumų lentelę (pagal dviatomių molekulių ryšio energijas). Labiausiai elektronegatyvus elementas yra fluoras su prasme 4 .

Svarbu pažymėti, kad skirtinguose šaltiniuose galite rasti skirtingas elektronegatyvumo verčių skales ir lenteles. Dėl to nereikėtų nerimauti, nes tam tikrą vaidmenį vaidina cheminės jungties susidarymas atomų, ir jis yra maždaug vienodas bet kurioje sistemoje.

Jei vienas iš A:B cheminio ryšio atomų stipriau traukia elektronus, tai elektronų pora juda link jo. Daugiau elektronegatyvumo skirtumas atomų, tuo labiau pasislenka elektronų pora.

Jei sąveikaujančių atomų elektronegatyvumas yra lygus arba maždaug lygus: EO(A)≈EO(B), tada bendroji elektronų pora nepasislenka į vieną iš atomų: A: B. Šis ryšys vadinamas kovalentinis nepolinis.

Jei sąveikaujančių atomų elektronegatyvumas skiriasi, bet ne labai (elektronegatyvumo skirtumas yra maždaug nuo 0,4 iki 2): 0,4<ΔЭО<2 ), tada elektronų pora perkeliama į vieną iš atomų. Šis ryšys vadinamas kovalentinis polinis .

Jei sąveikaujančių atomų elektronegatyvumas labai skiriasi (elektronegatyvumo skirtumas didesnis nei 2: ΔEO>2), tada vienas iš elektronų beveik visiškai perkeliamas į kitą atomą, susidarant jonų. Šis ryšys vadinamas joninės.

Pagrindiniai cheminių jungčių tipai − kovalentinis, joninės Ir metalo komunikacijos. Pažvelkime į juos atidžiau.

Kovalentinis cheminis ryšys

Kovalentinis ryšys – tai yra cheminis ryšys , susidarė dėl bendros elektronų poros A:B susidarymas . Be to, du atomai sutampa atominės orbitalės. Kovalentinis ryšys susidaro sąveikaujant atomams su nedideliu elektronegatyvumo skirtumu (dažniausiai tarp dviejų nemetalų) arba vieno elemento atomai.

Pagrindinės kovalentinių ryšių savybės

• sutelkti dėmesį,
• prisotinimas,
• poliškumas,
• poliarizuotumas.

Šios surišimo savybės turi įtakos cheminėms ir fizinėms medžiagų savybėms.

Komunikacijos kryptis apibūdina medžiagų cheminę struktūrą ir formą. Kampai tarp dviejų jungčių vadinami jungties kampais. Pavyzdžiui, vandens molekulėje ryšio kampas H-O-H yra 104,45 o, todėl vandens molekulė yra polinė, o metano molekulėje ryšio kampas H-C-H yra 108 o 28′.

Sotumas yra atomų gebėjimas sudaryti ribotą skaičių kovalentinių cheminių jungčių. Ryšių, kuriuos gali sudaryti atomas, skaičius vadinamas.

Poliškumas ryšys atsiranda dėl netolygaus elektronų tankio pasiskirstymo tarp dviejų skirtingo elektronegatyvumo atomų. Kovalentiniai ryšiai skirstomi į polinius ir nepolinius.

Poliarizuotumas jungtys yra ryšio elektronų gebėjimas pasislinkti veikiant išoriniam elektriniam laukui(ypač kitos dalelės elektrinis laukas). Poliarizuojamumas priklauso nuo elektronų judrumo. Kuo toliau nuo branduolio yra elektronas, tuo jis judresnis, atitinkamai ir molekulė yra labiau poliarizuojama.

Kovalentinis nepolinis cheminis ryšys

Yra 2 kovalentinio ryšio tipai - POLAR Ir NEPOLARUS .

Pavyzdys . Panagrinėkime vandenilio molekulės H2 struktūrą. Kiekvienas vandenilio atomas savo išoriniame energijos lygyje turi 1 nesuporuotą elektroną. Norėdami parodyti atomą, naudojame Lewiso struktūrą – tai yra atomo išorinio energijos lygio struktūros diagrama, kai elektronai žymimi taškais. Lewiso taško struktūros modeliai yra labai naudingi dirbant su antrojo laikotarpio elementais.

H. + . H = H:H

Taigi vandenilio molekulė turi vieną bendrą elektronų porą ir vieną H-H cheminę jungtį. Ši elektronų pora nepersikelia į nė vieną vandenilio atomą, nes Vandenilio atomai turi tą patį elektronegatyvumą. Šis ryšys vadinamas kovalentinis nepolinis .

Kovalentinis nepolinis (simetrinis) ryšys yra kovalentinis ryšys, sudarytas iš vienodo elektronegatyvumo atomų (dažniausiai tų pačių nemetalų) ir dėl to vienodai pasiskirstęs elektronų tankis tarp atomų branduolių.

Nepolinių ryšių dipolio momentas yra 0.

Pavyzdžiai: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.

Kovalentinis polinis cheminis ryšys

Kovalentinis polinis ryšys yra kovalentinis ryšys, atsirandantis tarp atomai su skirtingu elektronegatyvumu (paprastai, įvairūs nemetalai) ir yra charakterizuojamas poslinkis dalijamasi elektronų pora į labiau elektronegatyvų atomą (poliarizacija).

Elektronų tankis perkeliamas į labiau elektronneigiamą atomą – todėl ant jo atsiranda dalinis neigiamas krūvis (δ-), o ant mažiau elektronneigiamo atomo – dalinis teigiamas krūvis (δ+, delta +).

Kuo didesnis atomų elektronegatyvumo skirtumas, tuo didesnis poliškumas jungtys ir kt dipolio momentas . Tarp gretimų molekulių ir priešingo ženklo krūvių veikia papildomos traukos jėgos, kurios didėja jėga komunikacijos.

Ryšio poliškumas turi įtakos fizikinėms ir cheminėms junginių savybėms. Reakcijos mechanizmai ir net gretimų jungčių reaktyvumas priklauso nuo jungties poliškumo. Dažnai lemia ryšio poliškumas molekulės poliškumas ir taip tiesiogiai veikia tokias fizines savybes kaip virimo ir lydymosi temperatūra, tirpumas poliniuose tirpikliuose.

Pavyzdžiai: HCl, CO 2, NH3.

Kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmai

Kovalentiniai cheminiai ryšiai gali atsirasti dviem mechanizmais:

1. Keitimo mechanizmas kovalentinis cheminis ryšys susidaro tada, kai kiekviena dalelė suteikia vieną nesuporuotą elektroną, kad sudarytų bendrą elektronų porą:

A . + . B = A:B

2. Kovalentinio ryšio susidarymas yra mechanizmas, kai viena iš dalelių sudaro vienišą elektronų porą, o kita dalelė suteikia šiai elektronų porai laisvą orbitą:

A: + B = A:B

Šiuo atveju vienas iš atomų sudaro vienišą elektronų porą ( donoras), o kitas atomas suteikia laisvą tos poros orbitą ( priėmėjas). Dėl abiejų ryšių susidarymo elektronų energija mažėja, t.y. tai naudinga atomams.

Kovalentinis ryšys, suformuotas donoro-akceptoriaus mechanizmu nesiskiria savybėse iš kitų kovalentinių ryšių, susidarančių mainų mechanizmu. Kovalentinio ryšio susidarymas donoro-akceptoriaus mechanizmu būdingas atomams, turintiems daug elektronų išoriniame energijos lygyje (elektronų donorai), arba, atvirkščiai, turintiems labai mažą elektronų skaičių (elektronų akceptoriai). Atomų valentingumo galimybės išsamiau aptariamos atitinkamame skyriuje.

Kovalentinis ryšys susidaro donoro-akceptoriaus mechanizmu:

- molekulėje anglies monoksidas CO(ryšys molekulėje yra trigubas, 2 ryšiai susidaro mainų mechanizmu, vienas donoro-akceptoriaus mechanizmu): C≡O;

– V amonio jonas NH 4 +, jonais organiniai aminai, pavyzdžiui, metilamonio jone CH3 -NH2+;

– V sudėtingi junginiai, cheminis ryšys tarp centrinio atomo ir ligandų grupių, pavyzdžiui, natrio tetrahidroksoaliuminate Na ryšys tarp aliuminio ir hidroksido jonų;

– V azoto rūgštis ir jos druskos- nitratai: HNO 3, NaNO 3, kai kuriuose kituose azoto junginiuose;

- molekulėje ozonas O3.

Pagrindinės kovalentinių ryšių charakteristikos

Kovalentiniai ryšiai paprastai susidaro tarp nemetalų atomų. Pagrindinės kovalentinio ryšio charakteristikos yra ilgis, energija, daugialypiškumas ir kryptingumas.

Cheminio ryšio daugyba

Cheminio ryšio daugyba - Tai bendrų elektronų porų tarp dviejų junginio atomų skaičius. Ryšio daugumą galima gana lengvai nustatyti pagal molekulę sudarančių atomų vertes.

Pavyzdžiui , vandenilio molekulėje H 2 ryšio dauginys yra 1, nes Kiekvienas vandenilis turi tik 1 nesuporuotą elektroną išoriniame energijos lygyje, todėl susidaro viena bendra elektronų pora.

O 2 deguonies molekulėje ryšio dauginys yra 2, nes Kiekvienas atomas išoriniame energijos lygyje turi 2 nesuporuotus elektronus: O=O.

Azoto molekulėje N2 jungties daugiklis yra 3, nes tarp kiekvieno atomo išoriniame energijos lygyje yra 3 nesuporuoti elektronai, o atomai sudaro 3 bendras elektronų poras N≡N.

Kovalentinio ryšio ilgis

Cheminės jungties ilgis yra atstumas tarp ryšį sudarančių atomų branduolių centrų. Jis nustatomas eksperimentiniais fizikiniais metodais. Ryšio ilgį galima apytiksliai įvertinti naudojant adityvumo taisyklę, pagal kurią jungties ilgis AB molekulėje yra maždaug lygus pusei jungties ilgių molekulėse A 2 ir B 2:

Cheminės jungties ilgį galima apytiksliai įvertinti atominiais spinduliais užmezgant ryšį, arba komunikacijos daugialypumu, jei atomų spinduliai nelabai skiriasi.

Didėjant ryšį sudarančių atomų spinduliams, jungties ilgis padidės.

Pavyzdžiui

Didėjant ryšių tarp atomų daugybei (kurių atomų spinduliai nesiskiria arba skiriasi tik nežymiai), ryšio ilgis mažės.

Pavyzdžiui . Eilėje: C–C, C=C, C≡C ryšio ilgis mažėja.

Bendravimo energija

Cheminio ryšio stiprumo matas yra ryšio energija. Bendravimo energija nulemta energijos, reikalingos ryšiui nutraukti ir tą ryšį sudarančius atomus pašalinti be galo dideliu atstumu vienas nuo kito.

Kovalentinis ryšys yra labai patvarus. Jo energija svyruoja nuo kelių dešimčių iki kelių šimtų kJ/mol. Kuo didesnė ryšio energija, tuo didesnis jungties stiprumas ir atvirkščiai.

Cheminio ryšio stiprumas priklauso nuo jungties ilgio, jungties poliškumo ir jungties daugialypumo. Kuo ilgesnis cheminis ryšys, tuo lengviau jis nutrūksta, o kuo mažesnė ryšio energija, tuo mažesnis jo stiprumas. Kuo trumpesnis cheminis ryšys, tuo jis stipresnis ir tuo didesnė ryšio energija.

Pavyzdžiui, junginių HF, HCl, HBr serijoje iš kairės į dešinę, cheminės jungties stiprumas mažėja, nes Ryšio ilgis didėja.

Jonų cheminis ryšys

Joninis ryšys yra cheminė jungtis, pagrįsta elektrostatinė jonų trauka.

Jonai susidaro atomams priimant arba atiduodant elektronus. Pavyzdžiui, visų metalų atomai silpnai sulaiko elektronus iš išorinio energijos lygio. Todėl metalų atomams būdinga atkuriamosios savybės- gebėjimas paaukoti elektronus.

Pavyzdys. Natrio atome yra 1 elektronas, kurio energijos lygis yra 3. Lengvai jo atsisakydamas, natrio atomas sudaro daug stabilesnį Na + joną, kurio elektroninė konfigūracija yra tauriųjų dujų neonas Ne. Natrio jone yra 11 protonų ir tik 10 elektronų, todėl bendras jono krūvis yra -10+11 = +1:

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

Pavyzdys. Chloro atomo išoriniame energijos lygyje yra 7 elektronai. Norint įgyti stabilaus inertinio argono atomo Ar konfigūraciją, chloras turi įgyti 1 elektroną. Pridėjus elektroną, susidaro stabilus chloro jonas, susidedantis iš elektronų. Bendras jonų krūvis yra -1:

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

Pastaba:

• Jonų savybės skiriasi nuo atomų savybių!
• Stabilūs jonai gali susidaryti ne tik atomai, bet ir atomų grupės. Pavyzdžiui: amonio jonas NH 4 +, sulfato jonas SO 4 2- ir kt. Tokių jonų suformuoti cheminiai ryšiai taip pat laikomi joniniais;
• Joniniai ryšiai dažniausiai susidaro tarpusavyje metalai Ir nemetalai(ne metalo grupės);

Susidarę jonai pritraukiami dėl elektrinės traukos: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Vizualiai apibendrinkime Skirtumas tarp kovalentinių ir joninių ryšių tipų:

Metalinė jungtis yra ryšys, kuris susidaro santykinai laisvųjų elektronų tarp metalo jonai, formuojant kristalinę gardelę.

Metalo atomai paprastai yra išoriniame energijos lygyje nuo vieno iki trijų elektronų. Metalo atomų spinduliai, kaip taisyklė, yra dideli – todėl metalų atomai, skirtingai nei nemetalai, gana lengvai atiduoda savo išorinius elektronus, t.y. yra stiprios reduktorius.

Dovanojant elektronus, metalo atomai virsta teigiamai įkrauti jonai . Atsiskyrę elektronai yra santykinai laisvi juda tarp teigiamai įkrautų metalo jonų. Tarp šių dalelių yra ryšys, nes bendri elektronai kartu laiko metalo katijonus, išsidėsčiusius sluoksniais , taip sukuriant gana stiprų metalinė kristalinė gardelė . Šiuo atveju elektronai nuolat chaotiškai juda, t.y. Nuolat atsiranda naujų neutralių atomų ir naujų katijonų.

Tarpmolekulinės sąveikos

Atskirai verta apsvarstyti sąveiką, atsirandančią tarp atskirų medžiagos molekulių - tarpmolekulinės sąveikos . Tarpmolekulinė sąveika yra neutralių atomų sąveikos rūšis, kurioje neatsiranda naujų kovalentinių ryšių. Molekulių sąveikos jėgas atrado Van der Waalsas 1869 m. ir pavadino jo vardu. Van dar Waalso pajėgos. Van der Waalso pajėgos skirstomos į orientacija, indukcija Ir dispersinis . Tarpmolekulinės sąveikos energija yra daug mažesnė nei cheminių ryšių energija.

Orientacinės traukos jėgos atsiranda tarp polinių molekulių (dipolio-dipolio sąveika). Šios jėgos atsiranda tarp polinių molekulių. Indukcinės sąveikos yra sąveika tarp polinės ir nepolinės molekulės. Nepolinė molekulė yra poliarizuota dėl polinės, kuri sukuria papildomą elektrostatinį trauką.

Ypatingas tarpmolekulinės sąveikos tipas yra vandenilio ryšiai. - tai tarpmolekuliniai (arba intramolekuliniai) cheminiai ryšiai, atsirandantys tarp molekulių, turinčių labai polinius kovalentinius ryšius, H-F, H-O arba H-N. Jei molekulėje yra tokių ryšių, tada tarp molekulių bus papildomos patrauklios jėgos .

Švietimo mechanizmas vandenilinis ryšys yra iš dalies elektrostatinis ir iš dalies donorinis-akceptorius. Šiuo atveju elektronų poros donoras yra stipriai elektronegatyvaus elemento (F, O, N) atomas, o akceptorius – su šiais atomais sujungti vandenilio atomai. Vandeniliniams ryšiams būdinga sutelkti dėmesį erdvėje ir prisotinimas

Vandenilinės jungtys gali būti pažymėtos taškais: H ··· O. Kuo didesnis atomo, prijungto prie vandenilio, elektronegatyvumas ir kuo mažesnis jo dydis, tuo stipresnis vandenilio ryšys. Tai visų pirma būdinga jungtims fluoras su vandeniliu , taip pat į deguonis ir vandenilis , mažiau azotas su vandeniliu .

Vandenilinės jungtys susidaro tarp šių medžiagų:

— vandenilio fluoridas HF(dujos, vandenilio fluorido tirpalas vandenyje - vandenilio fluorido rūgštis), vandens H 2 O (garai, ledas, skystas vanduo):

— amoniako ir organinių aminų tirpalas- tarp amoniako ir vandens molekulių;

— organiniai junginiai, kuriuose yra O-H arba N-H jungtys: alkoholiai, karboksirūgštys, aminai, aminorūgštys, fenoliai, anilinas ir jo dariniai, baltymai, angliavandenių tirpalai - monosacharidai ir disacharidai.

Vandenilinis ryšys turi įtakos fizinėms ir cheminėms medžiagų savybėms. Taigi dėl papildomos molekulių traukos medžiagos sunkiai užvirsta. Medžiagų, turinčių vandenilinius ryšius, virimo temperatūra nenormaliai pakyla.

Pavyzdžiui Paprastai didėjant molekulinei masei pastebimas medžiagų virimo temperatūros padidėjimas. Tačiau daugelyje medžiagų H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te nepastebime virimo taškų tiesinio pokyčio.

Būtent, pas vandens virimo temperatūra yra neįprastai aukšta - ne mažiau kaip -61 o C, kaip rodo tiesi linija, bet daug daugiau, +100 o C. Ši anomalija paaiškinama vandenilinių ryšių buvimu tarp vandens molekulių. Todėl normaliomis sąlygomis (0-20 o C) vanduo yra skystis pagal fazės būseną.

Metalinis ryšys – tai ryšys, susidarantis tarp atomų stiprios delokalizacijos (valentinių elektronų pasiskirstymas per keletą cheminių junginių ryšių) ir elektronų trūkumo atome (kristalo) sąlygomis. Jis yra nesotus ir erdviškai nekryptinis.

Valentinių elektronų delokalizacija metaluose yra daugiacentrio metalo jungties pobūdžio pasekmė. Daugiacentris metalo jungties pobūdis užtikrina aukštą metalų elektros laidumą ir šilumos laidumą.

Sotumas nustatomas pagal valentinių orbitų, dalyvaujančių cheminės medžiagos susidaryme, skaičių. komunikacijos. Kiekybinė charakteristika – valentingumas. Valencija yra ryšių, kuriuos vienas atomas gali sudaryti su kitais, skaičius; - nustatomas pagal valentinių orbitų, dalyvaujančių formuojant ryšius, skaičių pagal mainų ir donoro-akceptoriaus mechanizmus.

Fokusas – ryšys formuojamas maksimalaus elektronų debesų persidengimo kryptimi; - nustato medžiagos cheminę ir kristalinę cheminę struktūrą (kaip kristalinėje gardelėje jungiasi atomai).

Susidarius kovalentiniam ryšiui, elektronų tankis koncentruojasi tarp sąveikaujančių atomų (piešimas iš sąsiuvinio). Metalinio ryšio atveju elektronų tankis yra delokalizuotas visame kristale. (piešimas iš sąsiuvinio)

(pavyzdys iš užrašų knygelės)

Dėl nesočiosios ir nekryptinės metalinės jungties prigimties metaliniai kūnai (kristalai) yra labai simetriški ir labai koordinuoti. Didžioji dauguma metalinių kristalų struktūrų atitinka 3 tipų atominius įpakavimus kristaluose:

1. GCC– grūdėta kubinė sandari struktūra. Pakavimo tankis – 74,05%, koordinacinis skaičius = 12.

2. GPU– šešiakampė sandari struktūra, sandarumo tankis = 74,05%, c.h. = 12.

3. BCC– tūris yra centre, pakavimo tankis = 68,1%, c.h. = 8.

Metalinė jungtis neatmeta tam tikro laipsnio kovalentiškumo. Metalinis sujungimas gryna forma būdingas tik šarminiams ir šarminių žemių metalams.

Grynai metaliniam ryšiui būdinga 100/150/200 kJ/mol energija, 4 kartus silpnesnė nei kovalentinio ryšio.

36. Chloras ir jo savybės. В = 1 (III, IV, V ir VII) oksidacijos būsena = 7, 6, 5, 4, 3, 1, -1

geltonai žalios dujos, turinčios aštrų dirginantį kvapą. Chloras gamtoje randamas tik junginių pavidalu. Gamtoje kalio chlorido, magnio, nitrio pavidalu, susidarė išgaravus buvusioms jūroms ir ežerams. kvitas.prom:2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl2, chloridų vandenų elektrolizės būdu Me.\2KMnO4+16HCl=2MnCl2+2KCl+8H2O+5Cl2/Chemiškai chloras labai aktyvus, tiesiogiai jungiasi su beveik visu Me, ir su ne metalai (išskyrus anglį, azotą, deguonį, inertines dujas), pakeičia vandenilį angliavandeniliuose ir jungiasi su nesočiaisiais junginiais, išstumia bromą ir jodą chloro PCl3 atmosferoje, o toliau chloruojant – PCl5; siera su chloru = S2Сl2, SСl2 ir kiti SnClm. Dega chloro ir vandenilio mišinys Su deguonimi chloras sudaro oksidus: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, taip pat hipochloritus (hipochlorido rūgšties druskas), chloritus, chloratus ir perchloratus. Visi chloro deguonies junginiai sudaro sprogius mišinius su lengvai oksiduojamomis medžiagomis. Chloro oksidai yra nestabilūs ir gali savaime sprogti. vandenyje – hipochlorinis ir sūrus: Cl2 + H2O = HClO + HCl. Šaltyje chloruojant vandeninius šarmų tirpalus susidaro hipochloritai ir chloridai: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2O, o kaitinant susidaro chloratai. Kai amoniakas reaguoja su chloru, susidaro azoto trichloridas. interhalogeniniai junginiai su kitais halogenais. Fluoridai ClF, ClF3, ClF5 yra labai reaktyvūs; pavyzdžiui, ClF3 atmosferoje stiklo vata savaime užsidega. Žinomi chloro junginiai su deguonimi ir fluoru yra chloro oksifluoridai: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 ir fluoro perchloratas FClO4. Taikymas: cheminių junginių gamyba, vandens valymas, maisto sintezė, farmacijos pramonė, baktericidas, antiseptikas, popierių, audinių, pirotechnikos, degtukų balinimas, naikina piktžoles žemės ūkyje.

Biologinis vaidmuo: biogeninis, augalų ir gyvūnų audinių komponentas. 100g yra pagrindinė osmosiškai aktyvi medžiaga kraujo plazmoje, limfoje, smegenų skystyje ir kai kuriuose audiniuose Kasdienis natrio chlorido poreikis = 6-9g – duona, mėsa ir pieno produktai. Vaidina vandens ir druskos metabolizmą, skatina vandens susilaikymą audiniuose. Rūgščių-šarmų pusiausvyros reguliavimas audiniuose vyksta kartu su kitais procesais keičiant chloro pasiskirstymą tarp kraujo ir kitų audinių chloras dalyvauja energijos apykaitoje augaluose, aktyvindamas ir oksidacinį fosforilinimą, ir fotofosforilinimą. Chloras teigiamai veikia deguonies įsisavinimą per šaknis, geležies sulčių komponentą.

37. Vandenilis, vanduo B = 1-1; Vandenilio jonas visiškai neturi elektronų apvalkalų ir gali priartėti labai artimais atstumais ir prasiskverbti į elektronų apvalkalus.

Labiausiai paplitęs elementas Visatoje. Jis sudaro didžiąją dalį Saulės, žvaigždžių ir kitų kosminių kūnų. Laisvoje būsenoje Žemėje jis randamas gana retai – randamas naftoje ir degiosiose dujose, intarpų pavidalu kai kuriuose mineraluose ir daugumoje. tai vandenyje. Kvitas: 1. Laboratorija Zn+2HCl=ZnCl2+H2; 2.Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2; 3. Al+NaOH+H 2 O=Na(AlOH) 4 +H 2. 4. Pramonėje: konversija, elektrolizė: СH4+H2O=CO+3H2\CO+H2O=CO+ H2/Jam Šv. Nr.:H 2 +F 2 =2HF. Kai švitinami, apšviečiami, katalizatoriai: 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. Vandenilis sudaro hidridus: joninius, kovalentinius ir metalinius. Į joninį –NaH -& ,CaH 2 -& +H2O=Ca(OH)2;NaH+H2O=NaOH+H2. Kovalentinis –B 2 H 6 , AlH 3 , SiH 4 . Metalas – su d elementais; kintama sudėtis: MeH ≤1, MeH ≤2 – patenka į tuštumas tarp atomų Praleidžia šilumą, srovę, kietąsias medžiagas. VANDUO.sp3-hibridinė labai polinė molekulė 104,5 kampu , dipoliai, labiausiai paplitęs tirpiklis Vanduo kambario temperatūroje reaguoja su aktyviais halogenais (F, Cl) ir tarphalogeniniais junginiais su druskomis, silpnomis formomis ir silpnomis bazėmis, sukeldamas visišką jų hidrolizę. su anglies ir neorganiniais anhidridais ir rūgščių halogenidais. rūgštis; su aktyviais metalo organų junginiais; su karbidais, nitridais, fosfidais, silicidais, aktyvaus Me hidridais; su daugybe druskų, sudarančių hidratus su ketenais, su inertinių dujų fluoridais; Kaitinamas vanduo reaguoja: su Fe, Mg, anglimi, metanu su kai kuriais alkilhalogenidais; Naudojimas: vandenilis -Amoniako,metanolio,vandenilio chlorido,TV riebalų,vandenilio liepsnos sintezė -virinimui,lydymui,metalurgijoje Me redukcijai iš oksido,degalai raketoms,vaistinėje -vanduo,peroksidas-antiseptikas, baktericidas, plovimas, plaukų balinimas , sterilizacija.

Biologinis vaidmuo: vandenilis-7kg, Pagrindinė vandenilio funkcija yra biologinės erdvės struktūrizavimas (vandens ir vandenilio ryšiai) bei įvairių organinių molekulių formavimas (įeina į baltymų, angliavandenių, riebalų, fermentų struktūrą) Vandenilinių ryšių dėka,

kopijuoti DNR molekulę. Vanduo dalyvauja didžiuliame

biocheminių reakcijų skaičius visose fiziologinėse ir biologinėse

procesus, užtikrina medžiagų apykaitą tarp organizmo ir išorinės aplinkos, tarp

ląstelėse ir ląstelėse. Vanduo yra struktūrinis ląstelių pagrindas ir yra būtinas

išlaikant optimalų jų tūrį, tai lemia erdvinę struktūrą ir

biomolekulių funkcijos.

Daugumos elementų atomai neegzistuoja atskirai, nes gali sąveikauti vienas su kitu. Dėl šios sąveikos susidaro sudėtingesnės dalelės.

Cheminio ryšio prigimtis yra elektrostatinių jėgų, kurios yra elektros krūvių sąveikos jėgos, veikimas. Tokius krūvius turi elektronai ir atomų branduoliai.

Elektronai, esantys išoriniuose elektroniniuose lygiuose (valentinių elektronų), būdami toliausiai nuo branduolio, su juo sąveikauja silpniausiai, todėl gali atitrūkti nuo branduolio. Jie yra atsakingi už atomų sujungimą vienas su kitu.

Sąveikos rūšys chemijoje

Cheminių jungčių tipus galima pateikti šioje lentelėje:

Joninio ryšio charakteristikos

Cheminė reakcija, kuri atsiranda dėl jonų trauka turintys skirtingus krūvius vadinami joniniais. Taip atsitinka, jei sujungiami atomai turi didelį elektronegatyvumo skirtumą (tai yra, gebėjimą pritraukti elektronus), o elektronų pora pereina į labiau elektronegatyvų elementą. Šio elektronų pernešimo iš vieno atomo į kitą rezultatas yra įkrautų dalelių – jonų – susidarymas. Tarp jų atsiranda trauka.

Jie turi žemiausius elektronegatyvumo indeksus tipiški metalai, o didžiausi yra tipiški nemetalai. Taigi jonai susidaro sąveikaujant tipiniams metalams ir tipiškiems nemetalams.

Metalo atomai tampa teigiamai įkrautais jonais (katijonais), atiduodančiais elektronus išoriniams elektronų lygiams, o nemetalai priima elektronus ir taip virsta neigiamai įkrautas jonai (anijonai).

Atomai pereina į stabilesnę energijos būseną, užbaigdami savo elektronines konfigūracijas.

Joninis ryšys yra nekryptinis ir neprisotinamas, kadangi atitinkamai elektrostatinė sąveika vyksta visomis kryptimis, jonas gali pritraukti priešingo ženklo jonus visomis kryptimis.

Jonų išsidėstymas yra toks, kad aplink kiekvieną yra tam tikras skaičius priešingai įkrautų jonų. Joninių junginių „molekulės“ sąvoka neturi prasmės.

Švietimo pavyzdžiai

Ryšys natrio chloride (nacl) susidaro dėl elektrono perkėlimo iš Na atomo į Cl atomą, kad susidarytų atitinkami jonai:

Na 0 - 1 e = Na + (katijonas)

Cl 0 + 1 e = Cl – (anijonas)

Natrio chloride aplink natrio katijonus yra šeši chlorido anijonai, o aplink kiekvieną chlorido joną – šeši natrio jonai.

Kai bario sulfido atomai sąveikauja, vyksta šie procesai:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba paaukoja du savo elektronus sierai, todėl susidaro sieros anijonai S 2- ir bario katijonai Ba 2+.

Metalo cheminė jungtis

Elektronų skaičius išoriniuose metalų energijos lygiuose yra mažas, jie lengvai atskiriami nuo branduolio. Dėl šio atsiskyrimo susidaro metalų jonai ir laisvieji elektronai. Šie elektronai vadinami „elektronų dujomis“. Elektronai laisvai juda visame metalo tūryje ir yra nuolat surišti bei atskirti nuo atomų.

Metalinės medžiagos struktūra yra tokia: kristalinė gardelė yra medžiagos skeletas, o tarp jos mazgų elektronai gali laisvai judėti.

Galima pateikti šiuos pavyzdžius:

Mg - 2e<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalentinis: polinis ir nepolinis

Dažniausias cheminės sąveikos tipas yra kovalentinis ryšys. Sąveikaujančių elementų elektronegatyvumo reikšmės smarkiai nesiskiria, todėl įvyksta tik bendros elektronų poros poslinkis į labiau elektronegatyvų atomą.

Kovalentinė sąveika gali būti suformuota mainų mechanizmu arba donoro-akceptoriaus mechanizmu.

Keitimosi mechanizmas realizuojamas, jei kiekvienas iš atomų turi nesuporuotų elektronų išoriniuose elektroniniuose lygmenyse, o atominių orbitų sutapimas lemia elektronų poros atsiradimą, kuri jau priklauso abiem atomams. Kai vienas iš atomų turi elektronų porą išoriniame elektroniniame lygyje, o kitas turi laisvą orbitalę, tada, kai atominės orbitalės persidengia, elektronų pora dalijamasi ir sąveikauja pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą.

Kovalentiniai pagal daugumą skirstomi į:

• paprastas arba viengubas;
• dvigubas;
• trigubai.

Dvigubi užtikrina dviejų elektronų porų pasidalijimą vienu metu, o trigubos – tris.

Pagal elektronų tankio (poliškumo) pasiskirstymą tarp surištų atomų kovalentinis ryšys skirstomas į:

• nepolinis;
• poliarinis.

Nepolinį ryšį sudaro identiški atomai, o polinį – skirtingą elektronegatyvumą.

Panašaus elektronegatyvumo atomų sąveika vadinama nepoliniu ryšiu. Bendroji elektronų pora tokioje molekulėje nepritraukia nei vieno atomo, o vienodai priklauso abiem.

Dėl elektronegatyvumu besiskiriančių elementų sąveikos susidaro poliniai ryšiai. Tokio tipo sąveikoje bendros elektronų poros pritraukiamos prie labiau elektronegatyvesnio elemento, bet nėra visiškai perkeliamos į jį (tai yra, jonai nesusidaro). Dėl šio elektronų tankio poslinkio ant atomų atsiranda daliniai krūviai: kuo elektronegatyvesnis turi neigiamą krūvį, o mažesnis – teigiamą.

Kovalencijos savybės ir charakteristikos

Pagrindinės kovalentinio ryšio savybės:

• Ilgis nustatomas pagal atstumą tarp sąveikaujančių atomų branduolių.
• Poliškumą lemia elektronų debesies poslinkis vieno iš atomų link.
• Kryptingumas – tai savybė formuoti erdvėje orientuotus ryšius ir atitinkamai tam tikras geometrines formas turinčias molekules.
• Sotumą lemia galimybė sudaryti ribotą skaičių ryšių.
• Poliarizaciją lemia galimybė pakeisti poliškumą veikiant išoriniam elektriniam laukui.
• Energija, reikalinga ryšiui nutraukti, lemia jo stiprumą.

Kovalentinės nepolinės sąveikos pavyzdys gali būti vandenilio (H2), chloro (Cl2), deguonies (O2), azoto (N2) ir daugelio kitų molekulės.

H · + · H → H-H molekulė turi vieną nepolinį ryšį,

O: + :O → O=O molekulė turi dvigubą nepolinę,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekulė yra triguba nepolinė.

Cheminių elementų kovalentinių ryšių pavyzdžiai yra anglies dioksido (CO2) ir anglies monoksido (CO), vandenilio sulfido (H2S), druskos rūgšties (HCL), vandens (H2O), metano (CH4), sieros oksido (SO2) ir daugelis kitų .

CO2 molekulėje ryšys tarp anglies ir deguonies atomų yra kovalentinis polinis, nes labiau elektronegatyvus vandenilis pritraukia elektronų tankį. Deguonis turi du nesuporuotus elektronus savo išoriniame apvalkale, o anglis gali sudaryti keturis valentinius elektronus, kad susidarytų sąveika. Dėl to susidaro dvigubos jungtys ir molekulė atrodo taip: O=C=O.

Norint nustatyti jungties tipą tam tikroje molekulėje, pakanka atsižvelgti į ją sudarančius atomus. Paprastos metalinės medžiagos sudaro metalinį ryšį, metalai su nemetalais sudaro joninį ryšį, paprastos nemetalinės medžiagos sudaro kovalentinį nepolinį ryšį, o molekulės, susidedančios iš skirtingų nemetalų, susidaro per polinį kovalentinį ryšį.

Medžiagų klasifikacija

Šiuo metu visos šiuolaikinės medžiagos yra atitinkamai klasifikuojamos.

Technologijoje svarbiausios yra klasifikacijos pagal funkcinis ir struktūrinis medžiagų charakteristikos.

Pagrindinis medžiagų klasifikavimo kriterijus pagal konstrukcines ypatybes yra agregacijos būsena, pagal kurią jie skirstomi į šiuos tipus: kietos medžiagos, skysčiai, dujos, plazma.

Kietos medžiagos savo ruožtu skirstomos į kristalines ir nekristalines.

Kristalinės medžiagos gali būti skirstomos pagal jungties tarp dalelių tipą: atominės (kovalentinės), joninės, metalinės, molekulinės (2.1 pav.).

Ryšių tipai tarp atomų (molekulių) kristaluose

Atomas susideda iš teigiamai įkrauto branduolio ir aplink jį judančių elektronų (neigiamai įkrautų). Nejudančioje būsenoje esantis atomas yra elektriškai neutralus. Yra išorinių (valentinių) elektronų, kurių ryšys su branduoliu yra nereikšmingas, ir vidinių elektronų, kurie yra tvirtai susiję su branduoliu.

Kristalinės gardelės susidarymas vyksta taip. Pereinant iš skystos į kristalinę būseną, atstumas tarp atomų mažėja, didėja jų tarpusavio sąveikos jėgos.

Ryšys tarp atomų vykdomas elektrostatinių jėgų, t.y. Iš prigimties ryšys yra vienodas – jis elektrinio pobūdžio, bet skirtingai pasireiškia skirtinguose kristaluose. Skiriami šie ryšių tipai: joniniai, kovalentiniai, poliniai, metaliniai.

Kovalentinio ryšio tipas

Kovalentinis ryšys susidaro dėl bendrų elektronų porų, kurios atsiranda surištų atomų apvalkaluose.

Ji gali būti sudarytas iš to paties elemento atomų ir tada jis yra nepolinis; pavyzdžiui, toks kovalentinis ryšys egzistuoja vieno elemento dujų H 2, O 2, N 2, Cl 2 ir kt.

Kovalentinis ryšys gali būti sudarytas iš skirtingų elementų atomų, panašių cheminių savybių, ir tada jis yra polinis; pavyzdžiui, toks kovalentinis ryšys egzistuoja H 2 O, NF 3, CO 2 molekulėse.

Kovalentinis ryšys susidaro tarp elementų atomų, kurie savo prigimtimi yra elektroneigiami.

Su tokio tipo jungtimi dalijami gretimų atomų laisvieji valentiniai elektronai. Stengiantis įgyti stabilų valentinį apvalkalą, susidedantį iš 8 elektronų, atomai jungiasi į molekules, sudarydami vieną ar kelias elektronų poras, kurios tampa bendros jungiantiems atomams, t.y. vienu metu sudaro dalį dviejų atomų elektroninio apvalkalo.

Medžiagos su kovalentiniais ryšiais yra labai trapios, bet turi didelį kietumą (deimantas). Paprastai tai yra dielektrikai arba puslaidininkiai (germanis, silicis), nes elektros krūviai yra tarpusavyje susiję, o laisvųjų elektronų nėra.

Paprastų dujų (H 2, Cl 2 ir kt.) molekulėse atomai yra sujungti kovalentiniais ryšiais.

Vienintelė žmogui žinoma medžiaga, turinti kovalentinio ryšio tarp metalo ir anglies pavyzdį, yra cianokobalaminas, žinomas kaip vitaminas B12.

Joniniai kristalai (NaCl)

Joninis ryšys yra cheminis ryšys išsilavinęs dėl elektrostatinė trauka tarp katijonų Ir anijonai.

Tokių kristalų susidarymas susidaro vieno tipo atomų elektronams pereinant iš Na į Cl į kito atomus. Atomas, kuris praranda elektroną, tampa teigiamai įkrautu jonu, o atomas, kuris įgyja elektroną, tampa neigiamu jonu. Skirtingų ženklų jonų artėjimas vyksta tol, kol branduolio ir elektronų apvalkalų atstumiančios jėgos subalansuoja traukos jėgas. Dauguma mineralinių dielektrikų ir kai kurių organinių medžiagų turi jonines jungtis (NaCl, CsCl, CaF2.)

Kietosios medžiagos su joninėmis jungtimis daugeliu atvejų yra mechaniškai stiprios ir atsparios temperatūrai, tačiau dažnai trapios. Medžiagos su tokio tipo jungtimis nenaudojamos kaip konstrukcinės medžiagos.

Metalo jungties tipas

Metaluose ryšys tarp atskirų atomų susidaro dėl teigiamai įkrautų branduolių ir kolektyvizuotų elektronų sąveikos, kurie laisvai juda tarpatominėse erdvėse. Šie elektronai veikia kaip cementas, 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. Šis ryšys vadinamas metaliniu.

Laisvųjų elektronų buvimas lemia aukštą metalo elektros ir šilumos laidumą, taip pat yra metalų blizgesio priežastis. Metalų lankstumas paaiškinamas atskirų atomų sluoksnių judėjimu ir slydimu.

Beveik bet kurioje medžiagoje yra ne vienas, o keli jungčių tipai. Medžiagų savybes lemia vyraujantys medžiagos atomų ir molekulių cheminių ryšių tipai.

Iš atominių-kristalinių medžiagų, kurių struktūroje dominuoja kovalentiniai ryšiai, technologijoje didžiausią reikšmę turi anglies ir puslaidininkinių medžiagų polimorfinės modifikacijos pagal periodinės lentelės IV grupės elementus. Būdingi pirmųjų atstovai yra deimantas ir grafitas – labiausiai paplitusi ir stabiliausia sluoksninės struktūros anglies modifikacija žemės plutoje. Puslaidininkinis kristalinis germanis ir silicis yra pagrindinės puslaidininkinės elektronikos medžiagos.

Didelį susidomėjimą kelia kai kurie junginiai su kovalentiniais ryšiais, tokie kaip Fe 3 C, SiO, AlN – šie junginiai atlieka svarbų vaidmenį techniniuose lydiniuose.

Į didžiulę visumą joninis kristalas tarp medžiagų, turinčių kristalinę struktūrą su joniniu ryšiu, priskiriami metalų oksidai (metalų junginiai su deguonimi), kurie yra svarbiausių rūdų komponentai, technologiniai metalų lydymo priedai, taip pat cheminiai metalų ir nemetalų junginiai ( boras, anglis, azotas), kurie naudojami kaip lydinio komponentai.

Metalinis jungties tipas būdingas daugiau nei 80 periodinės lentelės elementų.

KAM kristalinės kietosios medžiagos taip pat gali būti įtrauktos medžiagos su struktūra molekuliniai kristalai, kuri būdinga daugeliui polimerinių medžiagų, kurių molekulės susideda iš daugybės pasikartojančių vienetų. Tai biopolimerai – didelės molekulinės masės natūralūs junginiai ir jų dariniai (įskaitant medieną); sintetiniai polimerai, gauti iš paprastų organinių junginių, kurių molekulės turi neorganines pagrindines grandines ir neturi organinių šalutinių grupių. Neorganiniams polimerams priskiriami silikatai ir rišikliai. Natūralūs silikatai yra svarbiausių uolienų formavimo mineralų klasė, sudaranti apie 80 % žemės plutos masės. Neorganinėms rišančioms medžiagoms priskiriamas cementas, gipsas, kalkės ir kt. Inertinių dujų molekuliniai kristalai – periodinės sistemos VIII grupės elementai – išgaruoja žemoje temperatūroje, nevirsdami į skystą būseną. Jie randa pritaikymą krioelektronikoje, kuri yra susijusi su elektroninių prietaisų kūrimu, remiantis reiškiniais, vykstančiais kietose medžiagose esant kriogeninei temperatūrai.

Ryžiai. 1.2. Atomų išsidėstymas kristalinėje (a) ir amorfinėje (b) medžiagoje

Antroji medžiagų klasė susideda iš nekristalinės kietos medžiagos. Pagal sandaros tvarką ir stabilumą jie skirstomi į amorfinius, stiklinius ir pusiau netvarkingos būklės nestiklinius.

Tipiški amorfinių medžiagų atstovai yra amorfiniai puslaidininkiai, amorfiniai metalai ir lydiniai.

Į grupę stiklinis medžiagos apima: daugybę organinių polimerų (polimetilakrilatas žemesnėje nei 105 ° C temperatūroje, polivinilchloridas - žemesnėje nei 82 ° C ir kt.); daug neorganinių medžiagų - neorganinis stiklas, pagamintas silicio, boro, aliuminio, fosforo ir kt. oksidų pagrindu; daug medžiagų akmenims lieti - stiklinės struktūros bazaltai ir diabazės, metalurginiai šlakai, natūralūs karbonatai su salelės ir grandinės struktūra (dolomitas, marlas, marmuras ir kt.).

Nestiklinės, pusiau netvarkingos būsenos yra drebučiai (struktūrinės polimerų ir tirpiklių sistemos, susidarančios kietėjant polimerų tirpalams arba brinkstant kietiems polimerams), daugelis sintetinių polimerų, kurių būsena yra labai elastinga, gumos, dauguma medžiagų, kurių pagrindą sudaro biopolimerai. , įskaitant tekstilės ir odos medžiagas, taip pat organines rišamąsias medžiagas – bitumą, dervą, pikį ir kt.

Pagal funkcinę paskirtį techninės medžiagos skirstomos į tokias grupes.

Statybinės medžiagos - kietos medžiagos, skirtos gaminiams, patiriantiems mechaninį įtempimą, gaminti. Jie turi turėti mechaninių savybių rinkinį, užtikrinantį reikiamas gaminių eksploatacines savybes ir tarnavimo laiką veikiant darbo aplinkai, temperatūrai ir kitiems veiksniams.

Ryžiai. 1.1. Kietųjų kristalinių medžiagų klasifikavimas pagal struktūrines charakteristikas

Kartu joms keliami technologiniai reikalavimai, lemiantys mažiausiai darbo jėgos imlią dalių ir konstrukcijų gamybą, ir ekonominiai, susiję su medžiagų sąnaudomis ir prieinamumu, o tai labai svarbu masinės gamybos sąlygomis. Konstrukcinės medžiagos yra metalai, silikatai ir keramika, polimerai, guma, mediena ir daugelis kompozicinių medžiagų.

Elektros medžiagos pasižymi ypatingomis elektrinėmis ir magnetinėmis savybėmis ir yra skirti gaminių, naudojamų elektros energijai gaminti, perduoti, konvertuoti ir vartoti, gamybai. Tai magnetinės medžiagos, laidininkai, puslaidininkiai, taip pat dielektrikai kietoje skystoje ir dujinėje fazėse.

Tribotechninės medžiagos yra skirti naudoti frikciniuose įrenginiuose, siekiant reguliuoti trinties ir nusidėvėjimo parametrus, kad būtų užtikrintas nurodytas šių agregatų veikimas ir tarnavimo laikas. Pagrindinės tokių medžiagų rūšys yra tepimo, antifrikcinės ir trinties medžiagos. Pirmieji yra tepalai kietose medžiagose (grafitas, talkas, molibdeno disulfidas ir kt.), skystosios (tepalinės alyvos) ir dujinės fazės (oras, angliavandenilių garai ir kitos dujos). babbitas, bronza ir kt.), pilkasis ketus, plastikai (teksolitas, medžiagos fluoroplasto pagrindu ir kt.), metalo keramikos kompozitinės medžiagos (bronza-grafitas, geležies-grafitas ir kt.), kai kurios medienos ir medienos rūšys laminuoti plastikai, guma, daugelis kompozitų turi didelį trinties koeficientą ir didelį atsparumą dilimui.

Įrankių medžiagos Jie pasižymi dideliu kietumu, atsparumu dilimui ir stiprumu, jie skirti pjovimo, matavimo, santechnikos ir kitų įrankių gamybai. Tai apima tokias medžiagas kaip įrankių plienas ir kietieji lydiniai, deimantai ir kai kurių rūšių keraminės medžiagos bei daugelis kompozicinių medžiagų.

Darbiniai skysčiai - dujinės ir skystos medžiagos, kurių pagalba energija paverčiama mechaniniu darbu, šalčiu ir šiluma. Darbiniai skysčiai yra vandens garai garo mašinose ir turbinose; amoniakas, anglies dioksidas, freonas ir kiti šaltnešiai šaldymo mašinose; hidraulinės alyvos; oras ore varikliai; dujiniai organinio kuro degimo produktai dujų turbinose ir vidaus degimo varikliuose.

Kuro - degiosios medžiagos, kurių pagrindinė dalis yra anglis, degimo metu naudojamos šiluminei energijai gaminti. Kuras pagal kilmę skirstomas į gamtinį (nafta, anglis, gamtinės dujos, skalūnai, durpės, mediena) ir dirbtinį (koksas, variklių kuras, generatorių dujos ir kt.); pagal mašinos, kurioje ji deginama, tipą – raketinė, motorinė, branduolinė, turbininė ir kt.