Металлическая связь примеры соединений. Металлическая связь: механизм образования
В результате электростатического притяжения между катионом и анионом образуется, молекула.
Ионная связь
Теорию ионной связи предложил в 1916 ᴦ. немецкий ученый В. Коссель. Эта теория объясняет образование связей между атомами типичных металлов и атомами типичных неметаллов: CsF, CsCl, NaCl, KF, KCl, Na 2 O и др.
Согласно этой теории, при образовании ионной связи атомы типичных металлов отдают электроны, а атомы типичных неметаллов принимают электроны.
В результате этих процессов атомы металлов превращаются в положительно заряженные частицы, которые называются положительными ионами или катионами; а атомы неметаллов превращаются в отрицательные ионы - анионы. Заряд катиона равен числу отданных электронов.
Атомы металлов отдают электроны внешнего слоя, а образующиеся ионы имеют завершенные электронные структуры (предвнешнего электронного слоя).
Величина отрицательного заряда аниона равна числу принятых электронов.
Атомы неметаллов принимают такое количество электронов, какое им крайне важно для завершения электронного октета (внешнего электронного слоя).
К примеру: общая схема образования молекулы NaCl из атомов Na и С1: Na°-le = Na +1 Образование ионов
Сl°+1е - = Сl -
Na +1 + Сl - = Nа + Сl -
Na°+ Сl°= Nа + Сl - Соединение ионов
· Связь между ионами принято называть ионной связью.
Соединения, которые состоят из ионов, называются ионными соединениями.
Алгебраическая сумма зарядов всех ионов в молекуле ионного соединения должна быть равна нулю, потому что любая молекула является электронейтральной частицей.
Резкой границы между ионной и ковалентнои связями не существует. Ионную связь можно рассматривать как крайний случай полярной ковалентнои связи, при образовании которой общая электронная пара полностью смещается к атому с большей электроотрицательностью.
Атомы большинства типичных металлов на внешнем электронном слое имеют небольшое число электронов (как правило, от 1 до 3); эти электроны называются валентными. В атомах металлов прочность связи валентных электронов с ядром невысокая, то есть атомы обладают низкой энергией ионизации. Это обусловливает легкость потери валентных электронов ч превращения атомов металла в положительно заряженные ионы (катионы):
Ме° -nе ® Ме n +
В кристаллической структуре металла валентные электроны обладают способностью легко перемещаться от одного атома к другому, что приводит к обобществлению электронов всеми соседними атомами. Упрощенно строение кристалла металла представляется следующим образом: в узлах кристаллической решетки находятся ионы Ме п+ и атомы Ме°, а между ними относительно свободно перемещаются валентные электроны, осуществляя связь между всеми атомами и ионами металла (рис. 3). Это особый тип химической связи, называемой металлической.
· Металлическая связь - связь между атомами и ионами металлов в кристаллической решетке, осуществляемая обобществленными валентными электронами.
Благодаря этому типу химической связи металлы обладают определенным комплексом физических и химических свойств, отличающим их от неметаллов.
Рис. 3. Схема кристаллической решетки металлов.
Прочность металлической связи обеспечивает устойчивость кристаллической решетки и пластичность металлов (способность подвергаться разнообразной обработке без разрушения). Свободное передвижение валентных электронов позволяет металлам хорошо проводить электрический ток и тепло. Способность отражать световые волны (ᴛ.ᴇ. металлический блеск) также объясняется строением кристаллической решетки металла.
Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, наиболее характерными физическими свойствами металлов исходя из наличия металлической связи являются:
■кристаллическая структура;
■металлический блеск и непрозрачность;
■пластичность, ковкость, плавкость;
■высокие электро- и теплопроводность; и склонность к образованию сплавов.
Металлическая связь - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Металлическая связь" 2017, 2018.
Само название «металлическая связь» указывает, что речь пойдет о внутренней структуре металлов. Атомы большинства металлов на внешнем энергетическом уровне содержат небольшое число валентных электронов по сравнению с общим числом внешних энергетически близких... .
Металлическая связь основана на обобществлении валентных электронов, принадлежащих не двум, а практически всем атомам металла в кристалле. В металлах валентных электронов намного меньше, чем свободных орбиталей. Это создает условия для свободного перемещения... .
Существенные сведения относительно природы химической связи в металлах модно получить на основании двух характерных особенностей по сравнению с ковалентными и ионными соединениями. Металлы, во-первых, отличаются от других веществ высокой электропроводностью и... .
Существенные сведения о природе химической связи в металлах можно получить на основании двух характерных для них особенностей по сравнению с ковалентными и ионными соединениями. Металлы, во-первых, отличаются от других веществ высокой электрической проводимостью и... .
Гибридизация орбиталей и пространственная конфигурация молекул Тип молекулы Исходные орбитали атома А Тип гибридизации Число гибридных орбиталей атома А Пространственная конфигурация молекулы АВ2 АВ3 АВ4 s + p s + p + p s + p + p + p sp sp2 sp3 ... .
Металлическая связь - химическая связь, обусловленная наличием относительно свободных электронов. Характерна как для чистых металлов, так и их сплавов и интерметаллических соединений. Механизм металлической связи Во всех узлах кристаллической решётки расположены... .
Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Согласно теории химической связи, устойчивому состоянию элемента соответствует структура с электронной формулой внешнего уровня s2p6 (аргон, криптон, радон, и другие). При образовании... .
На уроке будут рассмотрены несколько типов химической связи: металлическая, водородная и Ван-дер-Ваальсовая, а также вы узнаете, как зависят физические и химические свойства от разных типов химических связей в веществе.
Тема: Типы химической связи
Урок: Металлическая и водородная химические связи
Металлическая связь это тип связи в металлах и их сплавах между атомами или ионами металлов и относительно свободными электронами (электронным газом) в кристаллической решетке.
Металлы - это химические элементы с низкой электроотрицательностью, поэтому они легко отдают свои валентные электроны. Если рядом с элементом металлом находится неметалл, то электроны от атома металла переходят к неметаллу. Такой тип связи называется ионный (рис. 1).
Рис. 1. Образование
В случае простых веществ металлов или их сплавов , ситуация меняется.
При образовании молекул электронные орбитали металлов не остаются неизменными. Они взаимодействуют между собой, образуя новую молекулярную орбиталь. В зависимости от состава и строения соединения, молекулярные орбитали могут быть как близки к совокупности атомных орбиталей, так и значительно от них отличаться. При взаимодействии электронных орбиталей атомов металла образуются молекулярные орбитали. Такие, что валентные электроны атома металла, могут свободно перемещаться по этим молекулярным орбиталям. Не происходит полное разделение, заряда, т. е. металл - это не совокупность катионов и плавающих вокруг электронов. Но это и не совокупность атомов, которые иногда переходят в катионную форму и передают свой электрон другому катиону. Реальная ситуация - это совокупность двух этих крайних вариантов.
Рис. 2
Сущность образования металлической связи состоит в следующем: атомы металлов отдают наружные электроны, и некоторые из них превращаются в положительно заряженные ионы . Оторвавшиеся от атомов электроны относительно свободно перемещаются между возникшими положительными ионами металлов . Между этими частицами возникает металлическая связь, т. е. электроны как бы цементируют положительные ионы в металлической решетке (рис. 2).
Наличие металлической связи обуславливает физические свойства металлов:
· Высокая пластичность
· Тепло и электропроводность
· Металлический блеск
Пластичность - это способность материала легко деформироваться под действием механической нагрузки. Металлическая связь реализуется между всеми атомами металла одновременно, поэтому при механическом воздействии на металл не разрываются конкретные связи, а только меняется положение атома. Атомы металла, не связанные жесткими связями между собой, могут как бы скользить по слою электронного газа, как это происходит при скольжении одного стекла по другому с прослойкой воды между ними. Благодаря этому металлы можно легко деформировать или раскатывать в тонкую фольгу. Наиболее пластичные металлы - чистое золото, серебро и медь. Все эти металлы встречаются в природе в самородном виде в той или иной степени чистоты. Рис. 3.
Рис. 3. Металлы, встречающиеся в природе в самородном виде
Из них, особенно из золота, изготавливаются различные украшения. Благодаря своей удивительной пластичности, золото применяется при отделке дворцов. Из него можно раскатать фольгу толщиной всего 3 . 10 -3 мм. Она называется сусальное золото, наносится на гипсовые, лепные украшения или другие предметы.
Тепло- и электропроводность . Лучше всего электрический ток проводят медь, серебро, золото и алюминий. Но так как золото и серебро - дорогие металлы, то для изготовления кабелей используются более дешевые медь и алюминий. Самыми плохими электрическими проводниками являются марганец, свинец, ртуть и вольфрам. У вольфрама электрическое сопротивление столь велико, что при прохождении электрического тока он начинает светиться. Это свойство используется при изготовлении ламп накаливания.
Температура тела - это мера энергии составляющих его атомов или молекул. Электронный газ металла может довольно быстро передавать избыточную энергию с одного иона или атома к другому. Температура металла быстро выравнивается по всему объёму, даже если нагревание идет с одной стороны. Это наблюдается, например, если опустить металлическую ложку в чай.
Металлический блеск. Блеск - это способность тела отражать световые лучи. Высокой световой отражательной способностью обладают серебро, алюминий и палладий. Поэтому именно эти металлы наносят тонким слоем на поверхность стекла при изготовлении фар, прожекторов и зеркал.
Водородная связь
Рассмотрим температуры кипения и плавления водородных соединений халькогенов: кислорода, серы, селена и теллура. Рис. 4.
Рис. 4
Если мысленно экстраполировать прямые температур кипения и плавления водородных соединений серы, селена и теллура, то мы увидим, что температура плавления воды должна примерно составлять -100 0 С, а кипения - примерно -80 0 С. Происходит это потому, что между молекулами воды существует взаимодействие - водородная связь, которая объединяет молекулы воды в ассоциацию . Для разрушения этих ассоциатов требуется дополнительная энергия.
Водородная связь образуется между сильно поляризованным, обладающим значительной долей положительного заряда атомом водорода и другим атомом с очень высокой электроотрицательностью: фтором, кислородом или азотом . Примеры веществ, способных образовывать водородную связь, приведены на рис. 5.
Рис. 5
Рассмотрим образование водородных связей между молекулами воды. Водородная связь изображается тремя точками. Возникновение водородной связи обусловлено уникальной особенностью атома водорода. Т. к. атом водорода содержит только один электрон, то при оттягивании общей электронной пары другим атомом, оголяется ядро атома водорода, положительный заряд которого действует на электроотрицательные элементы в молекулах веществ.
Сравним свойства этилового спирта и диметилового эфира . Исходя из строения этих веществ, следует, что этиловый спирт может образовывать межмолекулярные водородные связи. Это обусловлено наличием гидроксогруппы. Диметиловый эфир межмолекулярных водородных связей образовывать не может.
Сопоставим их свойства в таблице 1.
Табл. 1
Т кип., Т пл, растворимость в воде выше у этилового спирта. Это общая закономерность для веществ, между молекулами которых образуется водородная связь. Эти вещества характеризуются более высокой Т кип., Т пл, растворимостью в воде и более низкой летучестью.
Физические свойства соединений зависят также и от молекулярной массы вещества. Поэтому проводить сравнение физических свойств веществ с водородными связями, правомерно только для веществ с близкими молекулярными массами.
Энергия одной водородной связи примерно в 10 раз меньше энергии ковалентной связи . Если в органических молекулах сложного состава имеется несколько функциональных групп, способных к образованию водородной связи, то в них могут образовываться внутримолекулярные водородные связи (белки, ДНК, аминокислоты, ортонитрофенол и др.). За счет водородной связи образуется вторичная структура белков, двойная спираль ДНК.
Ван-дер-Ваальсовая связь.
Вспомним благородные газы. Соединения гелия до сих пор не получены. Он не способен образовывать обычные химические связи.
При сильно отрицательных температурах можно получить жидкий и даже твердый гелий. В жидком состоянии атомы гелия удерживаются при помощи сил электростатического притяжения. Существует три варианта этих сил:
· ориентационные силы. Это взаимодействие между двумя диполями (НСl)
· индукционное притяжение. Это притяжение диполя и неполярной молекулы.
· дисперсионное притяжение. Это взаимодействие между двумя неполярными молекулами (He). Возникает за счет неравномерности движения электронов вокруг ядра.
Подведение итога урока
На уроке рассмотрены три типа химической связи: металлическая, водородная и Ван-дер-Ваальсовая. Объяснялась зависимость физических и химических свойств от разных типов химических связей в веществе.
Список литературы
1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - 14-е изд. - М.: Просвещение, 2012.
2. Попель П.П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П.П. Попель, Л.С.Кривля. - К.: ИЦ «Академия», 2008. - 240 с.: ил.
3. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. - М.: Дрофа, 2007. - 220 с.
Домашнее задание
1. №№2, 4, 6 (с. 41) Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - 14-е изд. - М.: Просвещение, 2012.
2. Почему для изготовления волосков ламп накаливания используют вольфрам?
3. Чем объясняется отсутствие водородной связи в молекулах альдегидов?
Крайне редко химические вещества состоят из отдельных, не связанных между собой атомов химических элементов. Таким строением в обычных условиях обладает лишь небольшой ряд газов называемых благородными: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Чаще же всего химические вещества состоят не из разрозненных атомов, а из их объединений в различные группировки. Такие объединения атомов могут насчитывать несколько единиц, сотен, тысяч или даже больше атомов. Сила, которая удерживает эти атомы в составе таких группировок, называется химическая связь .
Другими словами, можно сказать, что химической связью называют взаимодействие, которое обеспечивает связь отдельных атомов в более сложные структуры (молекулы, ионы, радикалы, кристаллы и др.).
Причиной образования химической связи является то, что энергия более сложных структур меньше суммарной энергии отдельных, образующих ее атомов.
Так, в частности, если при взаимодействии атомов X и Y образуется молекула XY, это означает, что внутренняя энергия молекул этого вещества ниже, чем внутренняя энергия отдельных атомов, из которых оно образовалось:
E(XY) < E(X) + E(Y)
По этой причине при образовании химических связей между отдельными атомами выделятся энергия.
В образовании химических связей принимают участие электроны внешнего электронного слоя с наименьшей энергией связи с ядром, называемые валентными . Например, у бора таковыми являются электроны 2 энергетического уровня – 2 электрона на 2s- орбитали и 1 на 2p -орбитали:
При образовании химической связи каждый атом стремится получить электронную конфигурацию атомов благородных газов, т.е. чтобы в его внешнем электронном слое было 8 электронов (2 для элементов первого периода). Это явление получило название правила октета.
Достижение атомами электронной конфигурации благородного газа возможно, если изначально одиночные атомы сделают часть своих валентных электронов общими для других атомов. При этом образуются общие электронные пары.
В зависимости от степени обобществления электронов можно выделить ковалентную, ионную и металлическую связи.
Ковалентная связь
Ковалентная связь возникает чаще всего между атомами элементов неметаллов. Если атомы неметаллов, образующие ковалентную связь, относятся к разным химическим элементам, такую связь называют ковалентной полярной. Причина такого названия кроется в том, что атомы разных элементов имеют и различную способность притягивать к себе общую электронную пару. Очевидно, что это приводит к смещению общей электронной пары в сторону одного из атомов, в результате чего на нем формируется частичный отрицательный заряд. В свою очередь, на другом атоме формируется частичный положительный заряд. Например, в молекуле хлороводорода электронная пара смещена от атома водорода к атому хлора:
Примеры веществ с ковалентной полярной связью:
СCl 4 , H 2 S, CO 2 , NH 3 , SiO 2 и т.д.
Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметаллов одного химического элемента. Поскольку атомы идентичны, одинакова и их способность оттягивать на себя общие электроны. В связи с этим смещения электронной пары не наблюдается:
Вышеописанный механизм образования ковалентной связи, когда оба атома предоставляют электроны для образования общих электронных пар, называется обменным.
Также существует и донорно-акцепторный механизм.
При образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму общая электронная пара образуется за счет заполненной орбитали одного атома (с двумя электронами) и пустой орбитали другого атома. Атом, предоставляющий неподеленную электронную пару, называют донором, а атом со свободной орбиталью – акцептором. В качестве доноров электронных пар выступают атомы, имеющие спаренные электроны, например N, O, P, S.
Например, по донорно-акцепторному механизму происходит образование четвертой ковалентной связи N-H в катионе аммония NH 4 + :
Помимо полярности ковалентные связи также характеризуются энергией. Энергией связи называют минимальную энергию, необходимую для разрыва связи между атомами.
Энергия связи уменьшается с ростом радиусов связываемых атомов. Так, как мы знаем, атомные радиусы увеличиваются вниз по подгруппам, можно, например, сделать вывод о том, что прочность связи галоген-водород увеличивается в ряду:
HI < HBr < HCl < HF
Также энергия связи зависит от ее кратности – чем больше кратность связи, тем больше ее энергия. Под кратностью связи понимается количество общих электронных пар между двумя атомами.
Ионная связь
Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи. Если в ковалентной-полярной связи общая электронная пара смещена частично к одному из пары атомов, то в ионной она практически полностью «отдана» одному из атомов. Атом, отдавший электрон(ы), приобретает положительный заряд и становится катионом , а атом, забравший у него электроны, приобретает отрицательный заряд и становится анионом .
Таким образом, ионная связь — это связь, образованная за счет электростатического притяжения катионов к анионам.
Образование такого типа связи характерно при взаимодействии атомов типичных металлов и типичных неметаллов.
Например, фторид калия. Катион калия получается в результате отрыва от нейтрального атома одного электрона, а ион фтора образуется при присоединении к атому фтора одного электрона:
Между получившимися ионами возникает сила электростатического притяжения, в результате чего образуется ионное соединение.
При образовании химической связи электроны от атома натрия перешли к атому хлора и образовались противоположно заряженные ионы, которые имеют завершенный внешний энергетический уровень.
Установлено, что электроны от атома металла не отрываются полностью, а лишь смещаются в сторону атома хлора, как в ковалентной связи.
Большинство бинарных соединений, которые содержат атомы металлов, являются ионными. Например, оксиды, галогениды, сульфиды, нитриды.
Ионная связь возникает также между простыми катионами и простыми анионами (F − , Cl − , S 2-), а также между простыми катионами и сложными анионами (NO 3 − , SO 4 2- , PO 4 3- , OH −). Поэтому к ионным соединениям относят соли и основания (Na 2 SO 4 , Cu(NO 3) 2 , (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2 , NaOH)
Металлическая связь
Данный тип связи образуется в металлах.
У атомов всех металлов на внешнем электронном слое присутствуют электроны, имеющие низкую энергию связи с ядром атома. Для большинства металлов, энергетически выгодным является процесс потери внешних электронов.
Ввиду такого слабого взаимодействия с ядром эти электроны в металлах весьма подвижны и в каждом кристалле металла непрерывно происходит следующий процесс:
М 0 — ne − = M n + ,
где М 0 – нейтральный атом металла, а M n + катион этого же металла. На рисунке ниже представлена иллюстрация происходящих процессов.
То есть по кристаллу металла «носятся» электроны, отсоединяясь от одного атома металла, образуя из него катион, присоединяясь к другому катиону, образуя нейтральный атом. Такое явление получило название “электронный ветер”, а совокупность свободных электронов в кристалле атома неметалла назвали “электронный газ”. Подобный тип взаимодействия между атомами металлов назвали металлической связью.
Водородная связь
Если атом водорода в каком-либо веществе связан с элементом с высокой электроотрицательностью (азотом, кислородом или фтором), для такого вещества характерно такое явление, как водородная связь.
Поскольку атом водорода связан с электроотрицательным атомом, на атоме водорода образуется частичный положительный заряд, а на атоме электроотрицательного элемента — частичный отрицательный. В связи с этим становится возможным электростатическое притяжения между частично положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом другой. Например водородная связь наблюдается для молекул воды:
Именно водородной связью объясняется аномально высокая температура плавления воды. Кроме воды, также прочные водородные связи образуются в таких веществах, как фтороводород, аммиак, кислородсодержащие кислоты, фенолы, спирты, амины.
Как уже указывалось в п. 4.2.2.1, металлическая связь - электронная связь атомных ядер с минимальной локализацией обобществленных электронов как на отдельных (в отличие от ионной связи) ядрах, так и на отдельных (в отличие от ковалентной связи) связях. В результате это многоцентровая химическая связь с дефицитом электронов, в которой обобществленные электроны (в виде «электронного газа») обеспечивают связь с максимально возможным числом ядер (катионов), образующих структуру жидких или твердых металлических веществ. Поэтому металлическая связь в целом не- направлена и насыщена, ее следует рассматривать как предельный случай делокализации ковалентной связи. Напомним, что в чистых металлах металлическая связь представляется прежде всего гомоядер- ной , т.е. не может иметь ионной компоненты. В результате типичной картиной распределения электронной плотности в металлах являются сферически симметричные остовы (катионы) в равномерно распределенном электронном газе (рис. 5.10).
Следовательно, конечная структура соединений с преимущественно металлическим типом связи определяется прежде всего сте- рическим фактором и плотностью упаковки в кристаллической решетке этих катионов (высокие КЧ). Метод ВС не может интерпретировать металлические связи. Согласно ММО металлическая связь характеризуется дефицитом электронов по сравнению с ковалентной связью. Строгое приложение ММО к металлическим связям и соединениям приводит к зонной теории (электронная модель металла), согласно которой в атомах, входящих в кристаллическую решетку металла, существует взаимодействие почти свободных валентных электронов, находящихся на внешних электронных орбитах, с (электрическим) периодическим полем кристаллической решетки. В результате энергетические уровни электронов расщепляются и образуют более или менее широкую зону. В соответствии со статистикой Ферми наиболее высокая энергетическая зона заселяется свободными электронами вплоть до полного заполнения, в особенности, если энергетическим термам отдельного атома соответствуют два электрона с антипараллельными спинами. Однако она может быть заполнена частично, что обеспечивает для электронов возможность их перехода на более высокие энергетические уровни. Тогда
эта зона называется зоной проводимости. Существует несколько основных типов взаимного расположения энергетических зон, соответствующих изолятору, одновалентному металлу, двухвалентному металлу, полупроводнику с собственной проводимостью, полупроводнику «-типа и примесному полупроводнику/ьтипа. Соотношение энергетических зон определяет также тип проводимости твердого тела.
Однако эта теория не позволяет количественно охарактеризовать различные металлические соединения и не привела к решению проблемы происхождения реальных кристаллических структур металлических фаз. Специфика природы химической связи в гомоядерных металлах, металлических сплавах и интерметаллических гетеросоединениях рассмотрена Н.В. Агеевым }
Использование методов и приемов триз в образовательной деятельности с детьми старшего дошкольного возраста Методы и приемы триз в школе
Александр пушкин - борис годунов
Прямоугольный треугольник: синус, косинус, тангенс, котангенс угла