Metallbinding eksempler på tilkoblinger. Metallbinding: dannelsesmekanisme
Som et resultat av elektrostatisk tiltrekning mellom kation og anion, dannes et molekyl.
Ionebinding
Teorien om ionisk binding ble foreslått av 1916 ᴦ. Tysk vitenskapsmann W. Kossel. Denne teorien forklarer dannelsen av forbindelser mellom atomer av typiske metaller og atomer typisk ikke-metaller: CsF, CsCl, NaCl, KF, KCl, Na2O, etc.
I følge denne teorien, når en ionisk binding dannes, gir atomer av typiske metaller opp elektroner, og atomer av typiske ikke-metaller aksepterer elektroner.
Som et resultat av disse prosessene omdannes metallatomer til positivt ladede partikler, som kalles positive ioner eller kationer; og ikke-metallatomer blir til negative ioner - anioner. Ladningen til kationen er lik antall elektroner som er gitt opp.
Metallatomer donerer elektroner til sitt ytre lag, og de resulterende ionene har komplette elektroniske strukturer (pre-ytre elektronisk lag).
Størrelsen på den negative ladningen til anionet er lik antallet elektroner som er akseptert.
Ikke-metallatomer aksepterer antallet elektroner som er ekstremt viktig for dem fullføring av en elektronisk oktett (ytre elektronisk lag).
For eksempel: det generelle opplegget for dannelse av et NaCl-molekyl fra Na- og C1-atomer: Na°-le = Na +1 Dannelse av ioner
Сl°+1е - = Сl -
Na +1 + Cl - = Na + Cl -
Na°+ Сl°= Na + Сl - Sammensetning av ioner
· Bindingen mellom ioner kalles ofte ionisk binding.
Forbindelser som består av ioner kalles ioniske forbindelser.
Den algebraiske summen av ladningene til alle ioner i molekylet til en ionisk forbindelse må være lik null, fordi ethvert molekyl er en elektrisk nøytral partikkel.
Det er ingen skarp grense mellom ioniske og kovalente bindinger. En ionisk binding kan betraktes som et ekstremt tilfelle av en polar kovalent binding, der dannelsen av et delt elektronpar helt beveger seg mot atomet med høyere elektronegativitet.
De fleste typiske metallatomer har et lite antall elektroner i sitt ytre elektronlag (typisk 1 til 3); disse elektronene kalles valenselektroner. I metallatomer er styrken på bindingen mellom valenselektronene og kjernen lav, det vil si at atomene har lav ioniseringsenergi. Dette gjør det lett å miste valenselektroner h transformasjon av metallatomer til positivt ladede ioner (kationer):
Ме° -ne ® Ме n +
I krystallstrukturen til et metall har valenselektroner evnen til å enkelt bevege seg fra ett atom til et annet, noe som fører til deling av elektroner av alle naboatomer. På en forenklet måte er strukturen til en metallkrystall representert som følger: ved nodene til krystallgitteret er det Me n+ ioner og Me° atomer, og valenselektroner beveger seg relativt fritt mellom dem, og etablerer forbindelser mellom alle atomer og ioner av metallet (fig. 3). Dette er en spesiell type kjemisk forbindelse, kalt metall.
· Metallisk binding - en binding mellom atomer og ioner av metaller i et krystallgitter, utført av delte valenselektroner.
Takket være denne typen kjemiske bindinger har metaller et visst sett med fysiske og kjemiske egenskaper som skiller dem fra ikke-metaller.
Ris. 3. Diagram over krystallgitteret til metaller.
Styrken til metallbindingen sikrer stabiliteten til krystallgitteret og plastisiteten til metaller (evnen til å gjennomgå forskjellig behandling uten ødeleggelse). Den frie bevegelsen av valenselektroner gjør at metaller kan lede elektrisitet og varme godt. Evnen til å reflektere lysbølger (ᴛ.ᴇ. metallisk glans) forklares også av strukturen til metallets krystallgitter.
Imidlertid er de mest karakteristiske fysiske egenskapene til metaller basert på tilstedeværelsen av en metallisk binding:
■krystallstruktur;
■metallisk glans og opasitet;
■plastisitet, formbarhet, smelteevne;
■høy elektrisk og termisk ledningsevne; og en tendens til å danne legeringer.
Metallbinding - konsept og typer. Klassifisering og funksjoner i kategorien "Metalforbindelse" 2017, 2018.
Selve navnet "metallisk binding" indikerer at vi snakker om den indre strukturen til metaller. Atomene til de fleste metaller på det ytre energinivået inneholder et lite antall valenselektroner sammenlignet med totalt antall ytre energisk nær... .
Den metalliske bindingen er basert på deling av valenselektroner som ikke tilhører to, men til nesten alle metallatomer i krystallen. I metaller er det mye færre valenselektroner enn frie orbitaler. Dette skaper forutsetninger for fri bevegelse... .
Viktig informasjon om arten av kjemiske bindinger i metaller kan fås på grunnlag av to karakteristiske trekk sammenlignet med kovalente og ioniske forbindelser. Metaller skiller seg for det første fra andre stoffer i sin høye elektriske ledningsevne og... .
Betydelig informasjon om arten av kjemiske bindinger i metaller kan oppnås på grunnlag av to karakteristiske trekk ved dem sammenlignet med kovalente og ioniske forbindelser. Metaller skiller seg for det første fra andre stoffer i sin høye elektriske ledningsevne og... .
Hybridisering av orbitaler og romlig konfigurasjon av molekyler Type molekyl Initial orbitaler av atom A Type hybridisering Antall hybridorbitaler av atom A Romlig konfigurasjon av molekylet AB2 AB3 AB4 s + p s + p + p s + p + p + p sp sp2 sp3 ... .
En metallisk binding er en kjemisk binding forårsaket av tilstedeværelsen av relativt frie elektroner. Karakteristisk for både rene metaller og deres legeringer og intermetalliske forbindelser. Mekanisme for metallisk binding Ved alle noder i krystallgitteret er det... .
Et molekyl er den minste partikkelen i et stoff som har sine kjemiske egenskaper. I følge teorien om kjemisk binding tilsvarer den stabile tilstanden til et element en struktur med den elektroniske formelen til det ytre nivået s2p6 (argon, krypton, radon og andre). Under utdanning...
Leksjonen vil dekke flere typer kjemiske bindinger: metallisk, hydrogen og van der Waals, og du vil også lære hvordan fysiske og kjemiske egenskaper avhenger av forskjellige typer kjemiske bindinger i et stoff.
Tema: Typer kjemiske bindinger
Leksjon: Metall- og hydrogenkjemiske bindinger
Metallkobling det er en type binding i metaller og deres legeringer mellom metallatomer eller ioner og relativt frie elektroner (elektrongass) i krystallgitteret.
Metaller er kjemiske grunnstoffer med lav elektronegativitet, så de gir lett fra seg valenselektronene sine. Hvis det er et ikke-metall ved siden av et metallelement, går elektroner fra metallatomet til ikke-metallet. Denne typen tilkobling kalles ionisk(Figur 1).
Ris. 1. Utdanning
Når enkle stoffer metaller eller deres legeringer, er situasjonen i endring.
Når molekyler dannes, forblir ikke elektronorbitalene til metaller uendret. De samhandler med hverandre, og danner en ny molekylær orbital. Avhengig av sammensetningen og strukturen til forbindelsen, kan molekylære orbitaler enten være nær totalen av atomorbitaler eller vesentlig forskjellige fra dem. Når elektronorbitalene til metallatomer samhandler, dannes molekylære orbitaler. Slik at valenselektronene til metallatomet kan bevege seg fritt gjennom disse molekylære orbitalene. Fullstendig separasjon av ladning forekommer ikke, d.v.s. metall- dette er ikke en samling av kationer og elektroner som flyter rundt. Men dette er ikke en samling atomer som noen ganger forvandles til en kationisk form og overfører elektronet deres til en annen kation. Den virkelige situasjonen er en kombinasjon av disse to ekstreme alternativene.
Ris. 2
Essensen av metallbindingsdannelse inneholder som følger: metallatomer donerer ytre elektroner, og noen av dem blir til positivt ladede ioner. Revet vekk fra atomer elektroner bevege seg relativt fritt mellom fremvekst positivtmetallioner. En metallisk binding oppstår mellom disse partiklene, dvs. elektroner ser ut til å sementere positive ioner i metallgitteret (fig. 2).
Tilstedeværelsen av en metallisk binding bestemmer de fysiske egenskapene til metaller:
Høy duktilitet
Varme og elektrisk ledningsevne
Metallisk glans
Plast - dette er et materiales evne til å lett deformeres under mekanisk belastning. En metallisk binding realiseres mellom alle metallatomer samtidig, derfor, når et metall utsettes for mekanisk påvirkning, brytes ikke spesifikke bindinger, men bare posisjonen til atomet endres. Metallatomer, som ikke er forbundet med stive bindinger til hverandre, kan liksom gli langs et lag med elektrongass, slik det skjer når ett glass glir over et annet med et lag vann mellom dem. Takket være dette kan metaller lett deformeres eller rulles inn i tynn folie. De mest duktile metallene er rent gull, sølv og kobber. Alle disse metallene finnes i naturen i naturlig form i varierende grad av renhet. Ris. 3.
Ris. 3. Metaller som finnes i naturen i naturlig form
Ulike smykker er laget av dem, spesielt gull. På grunn av sin fantastiske plastisitet brukes gull til dekorasjon av palasser. Du kan rulle ut folie fra den til en tykkelse på bare 3. 10 -3 mm. Det kalles bladgull og påføres gips, lister eller andre gjenstander.
Termisk og elektrisk ledningsevne . Kobber, sølv, gull og aluminium leder elektrisitet best. Men siden gull og sølv er dyre metaller, brukes billigere kobber og aluminium til å lage kabler. De verste elektriske lederne er mangan, bly, kvikksølv og wolfram. Wolfram har så høy elektrisk motstand at når man passerer elektrisk strøm det begynner å gløde. Denne egenskapen brukes til fremstilling av glødelamper.
Kroppstemperatur er et mål på energien til dets atomer eller molekyler. Elektronegassen til et metall kan overføre overflødig energi ganske raskt fra ett ion eller atom til et annet. Temperaturen på metallet utjevner seg raskt gjennom hele volumet, selv om oppvarming skjer på den ene siden. Dette observeres for eksempel hvis du dypper en metallskje i te.
Metallisk glans. Glans er kroppens evne til å reflektere lysstråler. Sølv, aluminium og palladium har høy lysreflektivitet. Derfor er det disse metallene som påføres i et tynt lag på glassoverflaten ved fremstilling av frontlykter, spotlights og speil.
Hydrogenbinding
Vurder koke- og smeltepunktene hydrogenforbindelser kalkogener: oksygen, svovel, selen og tellur. Ris. 4.
Ris. 4
Hvis vi mentalt ekstrapolerer de direkte koke- og smeltetemperaturene til hydrogenforbindelser av svovel, selen og tellur, vil vi se at smeltepunktet til vann bør være omtrent -100 0 C, og kokepunktet - omtrent -80 0 C. Dette skjer fordi det er et gap mellom vannmolekylers interaksjon - Hydrogenbinding, hvilken forener vannmolekyler til foreningen . Ytterligere energi er nødvendig for å ødelegge disse tilknytningene.
En hydrogenbinding dannes mellom et sterkt polarisert, høyt positivt ladet hydrogenatom og et annet atom med svært høy elektronegativitet: fluor, oksygen eller nitrogen . Eksempler på stoffer som er i stand til å danne hydrogenbindinger er vist i fig. 5.
Ris. 5
Tenk på dannelsen av hydrogenbindinger mellom vannmolekyler. En hydrogenbinding er representert med tre prikker. Forekomsten av en hydrogenbinding skyldes den unike egenskapen til hydrogenatomet. Siden hydrogenatomet inneholder bare ett elektron, når et felles elektronpar trekkes bort av et annet atom, blir kjernen til hydrogenatomet eksponert, hvis positive ladning virker på de elektronegative elementene i stoffmolekylene.
La oss sammenligne egenskapene etylalkohol og dimetyleter. Basert på strukturen til disse stoffene, følger det at etylalkohol kan danne intermolekylære hydrogenbindinger. Dette skyldes tilstedeværelsen av en hydroxogruppe. Dimetyleter kan ikke danne intermolekylære hydrogenbindinger.
La oss sammenligne egenskapene deres i tabell 1.
Bord 1
Kokepunkt, smp., løselighet i vann er høyere for etylalkohol. Dette generelt mønster for stoffer hvis molekyler danner en hydrogenbinding. Disse stoffene kjennetegnes ved høyere kokepunkt, smeltetemperatur, løselighet i vann og lavere flyktighet.
Fysiske egenskaper forbindelser avhenger også av molekylvekten til stoffet. Derfor er det legitimt å sammenligne de fysiske egenskapene til stoffer med hydrogenbindinger kun for stoffer med lignende molekylmasse.
Energi en Hydrogenbinding ca 10 ganger mindre kovalent bindingsenergi. Hvis organiske molekyler med kompleks sammensetning har flere funksjonelle grupper som er i stand til å danne hydrogenbindinger, kan det dannes intramolekylære hydrogenbindinger i dem (proteiner, DNA, aminosyrer, ortonitrofenol, etc.). På grunn av hydrogenbinding dannes det sekundær struktur proteiner, DNA dobbel helix.
Van der Waals-forbindelse.
La oss huske edelgassene. Heliumforbindelser er ennå ikke oppnådd. Det er ikke i stand til å danne vanlige kjemiske bindinger.
Ved svært lave temperaturer kan flytende og til og med fast helium oppnås. I flytende tilstand holdes heliumatomer sammen av kreftene til elektrostatisk tiltrekning. Det er tre varianter av disse kreftene:
· orienteringskrefter. Dette er interaksjonen mellom to dipoler (HCl)
· induktiv tiltrekning. Dette er tiltrekningen mellom en dipol og et ikke-polart molekyl.
· spredningsattraksjon. Dette er interaksjonen mellom to ikke-polare molekyler (He). Det oppstår på grunn av ujevn bevegelse av elektroner rundt kjernen.
Oppsummering av leksjonen
Leksjonen dekker tre typer kjemiske bindinger: metallisk, hydrogen og van der Waals. Avhengigheten av fysisk og kjemiske egenskaper fra ulike typer kjemiske bindinger i et stoff.
Bibliografi
1. Rudzitis G.E. Kjemi. Grunnleggende generell kjemi. 11. klasse: lærebok for utdanningsinstitusjoner: et grunnleggende nivå av/ G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. utg. - M.: Utdanning, 2012.
2. Popel P.P. Kjemi: 8. klasse: lærebok for allmenndannelse utdanningsinstitusjoner/ P.P. Popel, L.S. Krivlya. - K.: IC "Academy", 2008. - 240 s.: ill.
3. Gabrielyan O.S. Kjemi. 11. klasse. Et grunnleggende nivå av. 2. utg., slettet. - M.: Bustard, 2007. - 220 s.
Hjemmelekser
1. nr. 2, 4, 6 (s. 41) Rudzitis G.E. Kjemi. Grunnleggende om generell kjemi. 11. klasse: lærebok for allmennutdanningsinstitusjoner: grunnnivå / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. utg. - M.: Utdanning, 2012.
2. Hvorfor brukes wolfram til å lage filamenter av glødelamper?
3. Hva forklarer fraværet av hydrogenbindinger i aldehydmolekyler?
Sjelden kjemiske substanser består av individuelle, ubeslektede atomer av kjemiske elementer. Under normale forhold har bare et lite antall gasser kalt edelgasser denne strukturen: helium, neon, argon, krypton, xenon og radon. Oftest består kjemiske stoffer ikke av isolerte atomer, men av deres kombinasjoner i ulike grupper. Slike assosiasjoner av atomer kan telle noen få, hundrevis, tusenvis eller enda flere atomer. Kraften som holder disse atomene i slike grupper kalles kjemisk forbindelse.
Med andre ord kan vi si at en kjemisk binding er en interaksjon som gir koblingen av individuelle atomer til mer komplekse strukturer (molekyler, ioner, radikaler, krystaller osv.).
Årsaken til dannelsen av en kjemisk binding er at energien til mer komplekse strukturer er mindre enn den totale energien til de enkelte atomene som danner den.
Så spesielt, hvis interaksjonen mellom atomene X og Y produserer et molekyl XY, betyr dette at den indre energien til molekylene til dette stoffet er lavere enn den indre energien til de individuelle atomene som den ble dannet fra:
E(XY)< E(X) + E(Y)
Av denne grunn, når kjemiske bindinger dannes mellom individuelle atomer, frigjøres energi.
Elektroner i det ytre elektronlaget med lavest bindingsenergi med kjernen, kalt valens. For eksempel, i bor er dette elektroner av det andre energinivået - 2 elektroner per 2 s- orbitaler og 1 x 2 s-orbitaler:
Når en kjemisk binding dannes, har hvert atom en tendens til å oppnå den elektroniske konfigurasjonen av edelgassatomer, dvs. slik at det er 8 elektroner i dets ytre elektronlag (2 for elementer fra den første perioden). Dette fenomenet kalles oktettregelen.
Det er mulig for atomer å oppnå elektronkonfigurasjonen til en edelgass hvis i utgangspunktet enkeltatomer deler noen av valenselektronene sine med andre atomer. I dette tilfellet dannes vanlige elektronpar.
Avhengig av graden av elektrondeling kan kovalente, ioniske og metalliske bindinger skilles.
Kovalent binding
Kovalente bindinger forekommer oftest mellom atomer av ikke-metalliske elementer. Hvis de ikke-metalliske atomene som danner en kovalent binding tilhører forskjellige kjemiske elementer, kalles en slik binding en polar kovalent binding. Grunnen til dette navnet ligger i det faktum at atomer av forskjellige grunnstoffer også har forskjellige evner til å tiltrekke seg et felles elektronpar. Dette fører åpenbart til en forskyvning av det vanlige elektronparet mot et av atomene, som et resultat av at det dannes en delvis negativ ladning på det. I sin tur dannes en delvis positiv ladning på det andre atomet. For eksempel, i et hydrogenkloridmolekyl forskyves elektronparet fra hydrogenatomet til kloratomet:
Eksempler på stoffer med polare kovalente bindinger:
CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2, etc.
En kovalent upolar binding dannes mellom ikke-metallatomer av samme kjemisk element. Siden atomene er identiske, er deres evne til å tiltrekke seg delte elektroner også den samme. I denne forbindelse observeres ingen forskyvning av elektronparet:
Mekanismen ovenfor for dannelsen av en kovalent binding, når begge atomene gir elektroner for å danne vanlige elektronpar, kalles utveksling.
Det er også en donor-akseptor-mekanisme.
Når en kovalent binding dannes av donor-akseptor-mekanismen, dannes et delt elektronpar på grunn av den fylte orbitalen til ett atom (med to elektroner) og den tomme orbitalen til et annet atom. Et atom som gir et ensomt elektronpar kalles en donor, og et atom med en ledig orbital kalles en akseptor. Atomer som har sammenkoblede elektroner, for eksempel N, O, P, S, fungerer som donorer av elektronpar.
For eksempel, i henhold til donor-akseptormekanismen, dannelsen av den fjerde kovalente N-H koblinger i ammoniumkationet NH4+:
I tillegg til polaritet er kovalente bindinger også preget av energi. Bindingsenergi er minimumsenergien som kreves for å bryte en binding mellom atomer.
Bindingsenergien avtar med økende radier av bundne atomer. Siden vi vet at atomradius øker nedover undergruppene, kan vi for eksempel konkludere med at styrken til halogen-hydrogenbindingen øker i rekken:
HI< HBr < HCl < HF
Også bindingsenergien avhenger av dens mangfold - jo større bindingsmangfold, jo større er energien. Bindingsmultiplisitet refererer til antall delte elektronpar mellom to atomer.
Ionebinding
En ionisk binding kan betraktes som et ekstremt tilfelle av en polar kovalent binding. Hvis i en kovalent-polar binding det vanlige elektronparet er delvis forskjøvet til ett av atomparene, så er det i en ionisk binding nesten fullstendig "gitt" til ett av atomene. Atomet som donerer elektron(er) får en positiv ladning og blir kation, og atomet som har tatt elektroner fra det får en negativ ladning og blir anion.
Dermed er en ionisk binding en binding dannet ved elektrostatisk tiltrekning av kationer til anioner.
Dannelsen av denne typen binding er typisk under samspillet mellom atomer av typiske metaller og typiske ikke-metaller.
For eksempel kaliumfluorid. Kaliumkationet dannes ved fjerning av ett elektron fra et nøytralt atom, og fluorionet dannes ved tilsetning av ett elektron til fluoratomet:
En elektrostatisk tiltrekningskraft oppstår mellom de resulterende ionene, noe som resulterer i dannelsen av en ionisk forbindelse.
Når en kjemisk binding ble dannet, gikk elektroner fra natriumatomet over til kloratomet og det ble dannet motsatt ladede ioner, som har et fullført eksternt energinivå.
Det er slått fast at elektroner fra metallatomet ikke løsnes helt, men bare forskyves mot kloratomet, som i en kovalent binding.
De fleste binære forbindelser som inneholder metallatomer er ioniske. For eksempel oksider, halogenider, sulfider, nitrider.
Ionebinding oppstår også mellom enkle kationer og enkle anioner (F −, Cl −, S 2-), samt mellom enkle kationer og komplekse anioner (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Derfor inkluderer ioniske forbindelser salter og baser (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH)
Metallkobling
Denne typen bindinger dannes i metaller.
Atomer av alle metaller har elektroner i sitt ytre elektronlag som har lav bindingsenergi med atomkjernen. For de fleste metaller er prosessen med å miste ytre elektroner energetisk gunstig.
På grunn av en så svak interaksjon med kjernen, er disse elektronene i metaller svært mobile og følgende prosess skjer kontinuerlig i hver metallkrystall:
М 0 — ne − = M n + ,
hvor M 0 er et nøytralt metallatom, og Mn + et kation av samme metall. Figuren nedenfor gir en illustrasjon av prosessene som foregår.
Det vil si at elektroner "rusher" over en metallkrystall, løsner fra ett metallatom, danner en kation fra det, forbinder en annen kation, danner et nøytralt atom. Dette fenomenet ble kalt "elektronvind", og samlingen av frie elektroner i en krystall av et ikke-metallatom ble kalt "elektrongass." Denne typen interaksjon mellom metallatomer kalles en metallisk binding.
Hydrogenbinding
Hvis et hydrogenatom i et stoff er bundet til et grunnstoff med høy elektronegativitet (nitrogen, oksygen eller fluor), er det stoffet preget av et fenomen som kalles hydrogenbinding.
Siden et hydrogenatom er bundet til et elektronegativt atom, dannes en delvis positiv ladning på hydrogenatomet, og en delvis negativ ladning dannes på atomet til det elektronegative elementet. I denne forbindelse blir elektrostatisk tiltrekning mulig mellom et delvis positivt ladet hydrogenatom i ett molekyl og et elektronegativt atom i et annet. For eksempel observeres hydrogenbinding for vannmolekyler:
Det er hydrogenbindingen som forklarer det unormalt høye smeltepunktet til vann. I tillegg til vann dannes det også sterke hydrogenbindinger i stoffer som hydrogenfluorid, ammoniakk, oksygenholdige syrer, fenoler, alkoholer og aminer.
Som allerede angitt i avsnitt 4.2.2.1, metallforbindelse- elektronisk kommunikasjon atomkjerner med minimal lokalisering av delte elektroner både på individuelle (i motsetning til en ionisk binding) kjerner, og på individuelle (i motsetning til en kovalent binding) bindinger. Resultatet er en elektronmangel multisenter kjemisk binding der delte elektroner (i form av "elektrongass") gir binding til maksimalt mulig antall kjerner (kationer) som danner strukturen til flytende eller faste metalliske stoffer. Derfor er den metalliske bindingen som helhet ikke-retningsbestemt og mettet; den bør betraktes som begrensende tilfelle av delokalisering av en kovalent binding. La oss huske at i rene metaller vises den metalliske bindingen først og fremst homonukleær, dvs. kan ikke ha en ionisk komponent. Som et resultat er et typisk bilde av elektrontetthetsfordelingen i metaller sfærisk symmetriske kjerner (kationer) i en jevnt fordelt elektrongass (fig. 5.10).
Følgelig bestemmes den endelige strukturen til forbindelser med en overveiende metallisk type binding først og fremst av den steriske faktoren og pakkingstettheten i krystallgitteret til disse kationene (høy CN). BC-metoden kan ikke tolke metalliske bindinger. I følge MMO er en metallisk binding preget av mangel på elektroner sammenlignet med en kovalent binding. Strengt bruk av MMO til metalliske bindinger og forbindelser fører til bandteori(elektronisk modell av et metall), ifølge hvilken i atomene som inngår i krystallgitteret til et metall, er det en interaksjon av nesten frie valenselektroner lokalisert i eksterne elektronbaner med det (elektriske) periodiske feltet til krystallgitteret. Som et resultat deler energinivåene til elektroner seg og danner et mer eller mindre bredt bånd. I følge Fermi-statistikken er det høyeste energibåndet befolket av frie elektroner opp til fullstendig fylling, spesielt hvis energibetingelsene til et individuelt atom tilsvarer to elektroner med antiparallelle spinn. Det kan imidlertid være delvis fylt, noe som gir mulighet for elektroner å bevege seg til høyere energinivåer. Deretter
denne sonen kalles ledningssonen. Det er flere hovedtyper relativ posisjon energibånd som tilsvarer isolatoren, monovalent metall, toverdig metall, egenhalvleder, n-type halvleder og urenhet/b-type halvleder. Forholdet mellom energibånd bestemmer også typen ledningsevne til et fast stoff.
Imidlertid tillater ikke denne teorien kvantitativ karakterisering av forskjellige metallforbindelser og har ikke ført til en løsning på problemet med opprinnelsen til ekte krystallstrukturer metallfaser. Den spesifikke naturen til kjemiske bindinger i homonukleære metaller, metallegeringer og intermetalliske heteroforbindelser vurderes av N.V. Ageev)
Sannsynlighet og statistikk - grunnleggende fakta
Hva er forskjellen mellom stolthet og arroganse?
Fysikere og biologer har bevist Guds eksistens – Sannhetens vei