Допомога по Теле2, тарифи, питання

Металевий зв'язок. Властивості металевого зв'язку.

Металевий зв'язок – хімічний зв'язок, зумовлений наявністю щодо вільних електронів. Характерна як для чистих металів, так і їх сплавів та інтерметалевих з'єднань.

Механізм металевого зв'язку

У всіх вузлах кристалічної решітки розташовані позитивні іони металу. Між ними безладно, подібно до молекул газу рухаються валентні електрони, що відчепилися від атомів при утворенні іонів. Ці електрони відіграють роль цементу, утримуючи разом позитивні іони; в іншому випадку грати розпалися б під дією сил відштовхування між іонами. Разом з тим і електрони утримуються іонами в межах кристалічних ґрат і не можуть її покинути. Сили зв'язку не локалізовані та не спрямовані. Тому в більшості випадків виявляються високі координаційні числа (наприклад, 12 або 8). Коли два атоми металу зближуються, орбіталі їх зовнішніх оболонок перекриваються, утворюючи молекулярні орбіталі. Якщо підходить третій атом, його орбіталь перекривається з орбіталями перших двох атомів, що дає ще одну молекулярну орбіталь. Коли атомів багато, виникає величезне число тривимірних молекулярних орбіталей, що тягнуться у всіх напрямках. Внаслідок багаторазового перекривання орбіталей валентні електрони кожного атома зазнають впливу багатьох атомів.

Характерні кристалічні ґрати

Більшість металів утворює одну з наступних високосиметричних ґрат із щільною упаковкою атомів: кубічну об'ємно центровану, кубічну гранецентровану та гексагональну.

У кубічній об'ємно центрованій решітці (ОЦК) атоми розташовані у вершинах куба та один атом у центрі об'єму куба. Кубічні об'ємно центровані грати мають метали: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba та ін.

У кубічних гранецентрованих гратах (ГЦК) атоми розташовані у вершинах куба і в центрі кожної грані. Решітки такого типу мають метали: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co та ін.

У гексагональній решітці атоми розташовані у вершинах та центрі шестигранних основ призми, а три атоми – у середній площині призми. Таке пакування атомів мають метали: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca та ін.

Інші властивості

Електрони, що вільно рухаються, обумовлюють високу електро- і теплопровідність. Речовини, що мають металевий зв'язок, часто поєднують міцність з пластичністю, так як при зміщенні атомів один щодо одного не відбувається розрив зв'язків. Також важливою властивістю є металева ароматичність.

Метали добре проводять тепло та електрику, вони досить міцні, їх можна деформувати без руйнування. Деякі метали ковані (їх можна кувати), деякі тягучі (з них можна витягувати дріт). Ці унікальні властивості пояснюються особливим типом хімічного зв'язку, що поєднує атоми металів між собою – металевим зв'язком.

Метали в твердому стані існують у вигляді кристалів з позитивних іонів, як би "плаваючих" в морі електронів, що вільно рухаються між ними.

Металевий зв'язок пояснює властивості металів, зокрема їх міцність. Під дією деформуючої сили грати металу може змінювати свою форму, не даючи тріщин, на відміну від іонних кристалів.

Висока теплопровідність металів пояснюється тим, що якщо нагріти шматок металу з одного боку, то кінетична енергія електронів збільшиться. Це збільшення енергії пошириться в "електронному морі" на весь зразок з великою швидкістю.

Стає зрозумілою та електрична провідність металів. Якщо до кінців металевого зразка прикласти різницю потенціалів, то хмара ділокалізованих електронів буде зрушуватися в напрямку позитивного потенціалу: даний потік електронів, що рухаються в одному напрямку, і є всім знайомим. електричний струм.

Металевий зв'язок. Властивості металевого зв'язку. - Поняття та види. Класифікація та особливості категорії "Металевий зв'язок. Властивості металевого зв'язку." 2017, 2018.

В одноатомному стані за звичайних умов знаходяться лише благородні гази. Інші елементи не існують у вигляді індивідуальному, тому що мають можливість взаємодіяти між собою або з іншими атомами. При цьому утворюються складніші частинки.

Вконтакте

Сукупність атомів може утворити такі частинки:

• молекули;
• молекулярні іони;
• вільні радикали.

Типи хімічної взаємодії

Взаємодія між атомами називають хімічним зв'язком. Основою є електростатичні сили (сили взаємодії електричних зарядів), які діють між атомами, носіями цих сил є ядро ​​атома та електрони.

Електронам, що знаходяться на зовнішньому енергетичному рівні, відведено основну роль в утворенні хімічних зв'язків між атомами. Вони найбільш віддалені від ядра, а, отже, пов'язані з ним найменш міцно. Їх називають валентними електронами.

Частинки взаємодіють між собою у різний спосіб, що призводить до утворення молекул (і речовин) різної будови. Розрізняють такі типи хімічного зв'язку:

• іонна;
• ковалентна;
• вандерваальсова;
• металева.

Говорячи про різні типи хімічної взаємодії між атомами, варто пам'ятати, що всі типи однаково засновані на електростатичній взаємодії частинок.

Металевий хімічний зв'язок

Як видно з положення металів у таблиці хімічних елементів, вони, здебільшого, мають невелику кількість валентних електронів. Електрони пов'язані зі своїми ядрами досить слабко та легко відриваються від них. Внаслідок цього утворюються позитивно заряджені іони металу та вільні електрони.

Ці електрони, що вільно переміщуються в кристалічній решітці, називають «електронним газом».

На малюнку схематично зображено будову речовини металу.

Тобто в обсязі металу атоми постійно перетворюються на іони (їх називають атом-іонами) і навпаки, іони постійно приймають електрони з «електронного газу».

Механізм утворення металевого зв'язку можна записати у вигляді формули:

атом M 0 - ne ↔ іон M n+

Таким чином, метали являють собою позитивні іони, які розташовані в кристалічній решітці в певних положеннях, і електрони, які можуть вільно переміщатися між атом-іонами.

Кристалічні ґрати є «скелетом», кістяки речовини, а електрони переміщуються між її вузлами. Форми кристалічних ґрат металів можуть бути різними, наприклад:

• об'ємно-центричні кубічні грати характерні для лужних металів;
• гранецентричну кубічну решітку мають, наприклад, цинк, алюміній, мідь та інші перехідні елементи;
• гексагональна форма типова для лужноземельних елементів (винятком є ​​барій);
• тетрагональна структура - в Індії;
• ромбоедрична – у ртуті.

Приклад кристалічної решітки металу показаний на малюнку нижче.

Відмінність від інших видів

Відрізняється металевий зв'язок від ковалентного за міцністю. Енергія металевих зв'язків менша, ніж ковалентні в 3-4 рази і менше енергії іонного зв'язку.

У випадку з металевим зв'язком, не можна говорити і про спрямованість, ковалентний зв'язок строго спрямований у просторі.

Така характеристика як насичуваність також не характерна для взаємодії між атомами металів. У той час як ковалентні зв'язки є насиченими, тобто кількість атомів, з якими може статися взаємодія, обмежена кількістю валентних електронів.

Схема зв'язку та приклади

Процес, що відбувається в металі, можна записати за допомогою формули:

К - е<->До +

Al-3e<->Al 3+

Na - e<->Na +

Zn - 2e<->Zn 2+

Fe - 3e<->Fe 3+

Якщо описувати докладніше, металевий зв'язок, як утворюється цей тип зв'язку, необхідно розглядати будову зовнішніх енергетичних рівнів елемента.

Як приклад можна розглянути натрій. Єдиний валентний 3s електрон, що є на зовнішньому рівні, може вільно переміщатися по вільних орбіталях третього енергетичного рівня. При зближенні атомів натрію відбувається перекриття орбіталей. Тепер уже всі електрони можуть переміщатися між атом-іонами в межах всіх орбіталей, що перекрилися.

У цинку на 2 валентні електрони припадає цілих 15 вільних орбіталей на четвертому енергетичному рівні. При взаємодії атомів ці вільні орбіталібудуть перекриватися, як би усуспільнюючи електрони, які ними переміщаються.

У атомів хрому валентних електронів 6 і всі вони братимуть участь в утворенні електронного газу та зв'язуватимуть атом-іони.

Особливий вид взаємодії, який характерний для атомів металів, визначає ряд властивостей, що їх об'єднують, і відрізняють метали від інших речовин. Прикладами таких властивостей є високі температури плавлення, високі температури кипіння, ковкість, здатність відбивати світло, висока електропровідність та теплопровідність.

Високі температури плавлення та кипіння пояснюються тим, що катіони металу міцно пов'язані електронним газом. У цьому простежується закономірність, що міцність зв'язку зростає зі збільшенням кількості валентних електронів. Наприклад, рубідій і калій є легкоплавкими речовинами (температури плавлення 39 і 63 градуси Цельсія відповідно), порівняно з, наприклад, хромом (1615 градусів Цельсія).

Рівномірністю розподілу валентних електронів по кристалу пояснюється, наприклад, така властивість металів, як пластичність - усунення іонів та атомів у будь-яких напрямках без руйнування взаємодії між ними.

Вільне переміщення електронів атомними орбіталями пояснює і електропровідність металів. Електронний газ при накладенні різниціпотенціалів переходить з хаотичного руху до спрямованого руху.

У промисловості часто використовують не чисті метали, які суміші, звані сплавами. У металі якості одного компонента зазвичай успішно доповнюють властивості іншого.

Металевий тип взаємодії характерний як чистих металів, так їх сумішей - сплавів, що у твердому і рідкому станах. Однак, якщо метал перевести в газоподібний стан, зв'язок між його атомами буде ковалентний. Метал у вигляді пари складається і окремих молекул (одно-або двоатомних).

Вкрай рідко хімічні речовинискладаються з окремих, які не пов'язані між собою атомів хімічних елементів. Такою будовою в звичайних умовах має лише невеликий ряд газів, які називають благородними: гелій, неон, аргон, криптон, ксенон і радон. Найчастіше ж хімічні речовини складаються не з розрізнених атомів, а з їх об'єднань у різні угруповання. Такі об'єднання атомів можуть налічувати кілька одиниць, сотень, тисяч і навіть більше атомів. Сила, що утримує ці атоми у складі таких угруповань, називається хімічний зв'язок.

Іншими словами, можна сказати, що хімічним зв'язком називають взаємодію, яка забезпечує зв'язок окремих атомів у складніші структури (молекули, іони, радикали, кристали та ін.).

Причиною утворення хімічного зв'язку є те, що енергія складніших структур менша від сумарної енергії окремих, що утворюють її атомів.

Так, зокрема, якщо при взаємодії атомів X та Y утворюється молекула XY, це означає, що внутрішня енергія молекул цієї речовини нижча, ніж внутрішня енергія окремих атомів, з яких вона утворилася:

E(XY)< E(X) + E(Y)

Тому при утворенні хімічних зв'язків між окремими атомами виділяється енергія.

В освіті хімічних зв'язків беруть участь електрони зовнішнього електронного шару з найменшою енергією зв'язку з ядром валентними. Наприклад, у бору такими є електрони 2 енергетичного рівня – 2 електрони на 2 s-орбіталі та 1 на 2 p-орбіталі:

При освіті хімічного зв'язку кожен атом прагне отримати електронну конфігурацію атомів благородних газів, тобто. щоб у зовнішньому електронному шарі було 8 електронів (2 для елементів першого періоду). Це явище отримало назву правила октету.

Досягнення атомами електронної конфігурації благородного газуможливо, якщо спочатку одиночні атоми зроблять частину своїх валентних електронів загальними інших атомів. У цьому утворюються загальні електронні пари.

Залежно від ступеня усуспільнення електронів можна виділити ковалентний, іонний та металевий зв'язки.

Ковалентний зв'язок

Ковалентний зв'язок виникає найчастіше між атомами елементів неметалів. Якщо атоми неметалів, що утворюють ковалентний зв'язок, відносяться до різних хімічних елементів, такий зв'язок називають ковалентним полярним. Причина такої назви полягає в тому, що атоми різних елементів мають різну здатність притягати до себе загальну електронну пару. Очевидно, що це призводить до зміщення загальної електронної пари у бік одного з атомів, внаслідок чого у ньому формується частковий негативний заряд. Натомість, на іншому атомі формується частковий позитивний заряд. Наприклад, у молекулі хлороводню електронна пара зміщена від атома водню до атома хлору:

Приклади речовин з ковалентним полярним зв'язком:

СCl 4 H 2 S, CO 2 NH 3 SiO 2 і т.д.

Ковалентний неполярний зв'язок утворюється між атомами неметалів одного хімічного елемента. Оскільки атоми ідентичні, однакова та його здатність відтягувати він загальні електрони. У зв'язку з цим усунення електронної пари не спостерігається:

Вищеописаний механізм утворення ковалентного зв'язку, коли обидва атоми надають електрони для утворення загальних електронних пар, називається обмінним.

Також існує донорно-акцепторний механізм.

При утворенні ковалентного зв'язку за донорно-акцепторним механізмом загальна електронна пара утворюється за рахунок заповненої орбіталі одного атома (з двома електронами) та порожньої орбіталі іншого атома. Атом, який надає неподілену електронну пару, називають донором, а атом із вільною орбіталлю – акцептором. Як донори електронних пар виступають атоми, що мають спарені електрони, наприклад N, O, P, S.

Наприклад, за донорно-акцепторним механізмом відбувається утворення четвертої ковалентної. зв'язку N-Hв катіоні амонію NH 4 + :

Крім полярності, ковалентні зв'язки також характеризуються енергією. Енергією зв'язку називають мінімальну енергію, необхідну розриву зв'язку між атомами.

Енергія зв'язку зменшується зі зростанням радіусів атомів, що зв'язуються. Так, як ми знаємо, атомні радіуси збільшуються вниз підгрупами, можна, наприклад, зробити висновок про те, що міцність зв'язку галоген-водень збільшується в ряду:

HI< HBr < HCl < HF

Також енергія зв'язку залежить від його кратності – чим більша кратність зв'язку, тим більша її енергія. Під кратністю зв'язку розуміється кількість спільних електронних пар між двома атомами.

Іонний зв'язок

Іонний зв'язок можна розглядати як граничний випадок ковалентного полярного зв'язку. Якщо в ковалентно-полярному зв'язку загальна електронна пара зміщена частково до одного з пар атомів, то в іонному вона практично повністю «віддана» одному з атомів. Атом, що віддав електрон(и), набуває позитивного заряду і стає катіоном, А атом, що забрав у нього електрони, набуває негативного заряду і стає аніоном.

Таким чином, іонний зв'язок - це зв'язок, утворений за рахунок електростатичного тяжіння катіонів до аніонів.

Утворення такого типу зв'язку характерне при взаємодії атомів типових металів та типових неметалів.

Наприклад, фторид калію. Катіон калію утворюється в результаті відриву від нейтрального атома одного електрона, а іон фтору утворюється при приєднанні до атома фтору одного електрона:

Між іонами, що виходять, виникає сила електростатичного тяжіння, в результаті чого утворюється іонне з'єднання.

При утворенні хімічного зв'язку електрони від атома натрію перейшли до атома хлору та утворилися протилежно заряджені іони, які мають завершений зовнішній енергетичний рівень.

Встановлено, що електрони від атома металу не відриваються повністю, лише зміщуються убік атома хлору, як і ковалентного зв'язку.

Більшість бінарних сполук, що містять атоми металів, є іонними. Наприклад, оксиди, галогеніди, сульфіди, нітриди.

Іонний зв'язок виникає також між простими катіонами та простими аніонами (F − , Cl − , S 2-), а також між простими катіонами та складними аніонами (NO 3 − , SO 4 2- , PO 4 3- , OH −). Тому до іонних сполук відносять солі та основи (Na 2 SO 4 , Cu(NO 3) 2 , (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2 , NaOH).

Металевий зв'язок

Цей тип зв'язку утворюється у металах.

У атомів всіх металів зовнішньому електронному шарі присутні електрони, мають низьку енергію зв'язку з ядром атома. Для більшості металів енергетично вигідним є процес втрати зовнішніх електронів.

Зважаючи на таку слабку взаємодію з ядром ці електрони в металах дуже рухливі і в кожному кристалі металу безперервно відбувається наступний процес:

М 0 - ne − = M n + , де М 0 - нейтральний атом металу, а M n + катіон цього ж металу. На малюнку нижче представлена ​​ілюстрація процесів, що відбуваються.

Тобто кристалу металу «носяться» електрони, від'єднуючись від одного атома металу, утворюючи з нього катіон, приєднуючись до іншого катіону, утворюючи нейтральний атом. Таке явище отримало назву "електронний вітер", а сукупність вільних електронів у кристалі атома неметалу назвали "електронний газ". Подібний тип взаємодії між атомами металів назвали металевим зв'язком.

Водневий зв'язок

Якщо атом водню у будь-якій речовині пов'язаний з елементом з високою електронегативністю (азотом, киснем або фтором), для такої речовини характерне таке явище, як водневий зв'язок.

Оскільки атом водню пов'язані з електронегативним атомом, атомі водню утворюється частковий позитивний заряд, але в атомі електронегативного елемента — частковий негативний. У зв'язку з цим стає можливим електростатичне тяжіння між частково позитивно зарядженим атомом водню однієї молекули та електронегативним атомом іншої. Наприклад, водневий зв'язок спостерігається для молекул води:

Саме водневим зв'язком пояснюється аномально висока температураплавлення води. Крім води, також міцні водневі зв'язки утворюються в таких речовинах, як фтороводород, аміак, кислоти, що містять кисень, феноли, спирти, аміни.

Металевий зв'язок – це зв'язок, утворений між атомами за умов сильно вираженої делокализации (поширення валентних електронів з кількох хімічних зв'язків у поєднанні) і дефіциту електронів у атомі (кристалі). Є ненасиченою та просторово ненаправленою.

Делокалізація валентних електронів у металах є наслідком багатоцентрового характеру металевого зв'язку. Багатоцентровість металевого зв'язку забезпечує високу електричну провідність та теплопровідність металів.

Насиченість визначається числом валентних орбіталей, що у освіті хім. зв'язку. Кількісна характеристика – валентність. Валентність – число зв'язків, які може утворювати один атом коїться з іншими; - визначається числом валентних орбіталей, що у освіті зв'язку з обмінному і донорно-акцепторному механізму.

Спрямованість – зв'язок утворюється у напрямі максимального перекривання електронних хмар; - визначає хімічну та кристалохімічну будову речовини (як пов'язані атоми в кристалічній решітці).

При утворенні ковалентного зв'язку електронна щільність концентрується між атомами, що взаємодіють. (малюнок з зошита). У разі металевого зв'язку електронна щільність ділокалізована по всьому кристалу. (малюнок з зошита)

(Приклад із зошита)

Через ненасиченість і неспрямованість металевого зв'язку, металеві тіла (кристали) є високо симетричними і високо координованими. Переважній більшості кристалічних структур металу відповідають 3 типи упаковок атома в кристалах:

1. ГЦК– гренецентрована кубічна щільноупакована структура. Щільність упакування – 74,05%, координаційне число = 12.

2. ГПУ- Гексогональна щільноупакована структура, щільність упаковки = 74,05%, к.ч. = 12.

3. ОЦК- Об'єм центрується, щільність упаковки = 68,1%, к.ч. = 8.

Металевий зв'язок не виключає певної частки ковалентності. Металевий зв'язок у чистому вигляді характерний тільки для лужних і лужноземельних металів.

Чистий металевий зв'язок характеризується енергією порядку 100/150/200 кДж/моль, у 4 рази слабший за ковалентний.

36. Хлор та його властивості. В=1(III, IV, V і VII)степ.окислення=7, 6, 5, 4, 3, 1, −1

жовто-зелений газ із різким дратівливим запахом. Хлор зустрічається у природі лише як сполук. У природі у вигляді хлоридового калію, магнію, нітрію, що утворилися в результаті випаровування колишніх морів, озер. Отримання.пром:2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl2,електролізом вод розчинів хлоридівMe. вуглецю, азоту, кисню, інертних газів), заміняє водень перед УВ і приєднується до ненасичених сполук, витісняє бром та йод з їх сполук. Фосфор займається в атмосфері хлору РСl3, а при подальшому хлоруванні - РСl5; сірка з хлором = S2Сl2, SСl2 та інші SnClm. Суміш хлору з воднем горить. З киснем хлор утворює оксиди: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, а також гіпохлорити (солі хлорноватистої кислоти), хлорити, хлорати та перхлорати. Всі кисневі сполуки хлору утворюють вибухонебезпечні суміші з речовинами, що легко окислюються. Окиси хлору малостійкі і можуть мимоволі вибухати, гіпохлорити при зберіганні повільно розкладаються, хлорати та перхлорати можуть вибухати під впливом ініціаторів. у воді -хлорновату і сол: Сl2 + Н2О = НСlО + НСl. При хлоруванні водних розчинів лугів на холоді утворюються гіпохлорити та хлориди: 2NаОН + Сl2 = NаСlO + NаСl + Н2О, а при нагріванні - хлорати. При взаємодії аміаку з хлором утворюється трихлористий азот. з іншими галогенами - міжгалогенні сполуки. Фториди СlF, СlF3, СlF5 дуже реакційні; наприклад, в атмосфері СlF3 скляна вата самозаймається. Відомі сполуки хлору з киснем до фтору - оксифториди хлору: СlО3F, СlО2F3, СlOF, СlОF3 та перхлорат фтору FСlO4. Застосування:виробництво хім.соїд, очищення води, синтези в харчовій, фарм пром-ти-бактерицид, антисепт., відбілювання паперів, тканин, піротехніка, сірники, в СГ знищує бур'яни.

Біологічна роль: біогенний, компонент тканин рослин та тварин. 100г основна осмотично активна речовина плазми крові, лімфи, спинномозкової рідини та деяких тканин. Суть потреб хлористого натрію = 6-9г-хліб, м'ясні та молочні продукти. Відіграє роль у водно-сольовому обміні, сприяючи утриманню тканинами води. Регуляція кислотно-лужної рівноваги в тканинах здійснюється поряд з іншими процесами шляхом зміни у розподілі хлору між кров'ю та іншими тканинами, хлор бере участь в енергетичному обміні у рослин, активуючи як окисне фосфорилювання, так і фотофосфорилування. Хлор позитивно впливає на поглинання корінням кисню, компонент жел.соку.

37. Водень, вода.В=1;ст.окисл=+1-1 Водень іон повністю позбавлений електронних оболонок, може підходити дуже близькі відстані, впроваджуватися в електронні оболонки.

Найпоширеніший елемент Всесвіту. Він складає основну масу Сонця, зірок та інших космічних тіл. 1. Лабораторія Zn+2HCl=ZnCl2+H2; 2.Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2; 3. Al+NaOH+H2O=Na(AlOH)4+H2. 4. У промисловості: конверсія, електроліз: СH4+H2O=CO+3H2\CO+H2O=CO+ H2/Хім св-ва.У н.у.: H2 + F2 = 2HF. При опроміненні, освітленні, каталізатори: H 2 +O 2 ,S,N,P=H 2 O,H 2 S,NH 3 Ca + Н2 = СаН2\F2 + H2 = 2HF\N2 + 3H2 → 2NH3\Cl2 + H2 → 2HCl, 2NO+2H2=N2+2H2O, CuO+H2=Cu+H2O,CO+H2=CH3OH. Водень утворює гідриди: іонні, ковалентні та металеві. До іонних -NaH-&, CaH2-&+H2O=Ca(OH)2; NaH+H2O=NaOH+H2. Ковалентні –B 2 H 6 ,AlH 3 ,SiH 4 . Металеві -d-елементами; склад змінний: MeH ≤1, MeH ≤2 – впроваджуються в порожнечі між атомами. Проводить тепло, струм, тверді. ВОДА.сп3-гібридна сильнополярн.молекула під кутом 104,5 ,диполі,наиб.распростран.растворитель.Вода реаг-ет при кімнатній t:з активними мес галогенами (F, Cl) і міжгалоїдними соед-ями з солями, образов-ми слабкою до-тою і слабким осн-ем, викликаючи їх повний гідроліз ; з ангідридами та галогенангідридами карбонових та неорганіч. кис-т; з активними металорган-ми з'єд-ми; з карбідами, нітридами, фосфідами, силіцидами, гідридами активних Mе; з багатьма солями, утворюючи гідрати; з боранами, силанами; з кетенами, недоокис вуглецю; з фторидами благородних газів. Вода реаг-ет при нагріванні: з Fe, Mgз вугіллям, метаном; Застосування: водень -синтез аміаку,метанолу,хлороводороду,ТВ.жирів,полум'я водню-для зварювання,плавлення,в металургії для відновлення Ме з оксиду,паливо для ракет,у фармації-вода,пероксид-антисепт,бактерицид,промивання,знебарвлення волосся,стерилізація.

Біол.роль: водень-7кг, Основна функція водню – структурування біологічного простору (вода та водневі зв'язки) та формування різноманітності орг молекул (входить до структури білків, вуглеводів, жирів, ферментів) Завдяки водневим зв'язкам здійснюється

копіювання молекул ДНК. Вода бере участь у величезному

кількості біохімічних реакцій, у всіх фізіологічних та біологічних

процесах, що забезпечує обмін речовин між організмом і зовнішнім середовищем, між

клітинами та всередині клітин. Вода є структурною основою клітин, необхідна для

підтримання ними оптимального обсягу, вона визначає просторову структуру та

функції біомолекул.

Іонний зв'язок

(Використані матеріали сайту http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)

Іонний зв'язок здійснюється шляхом електростатичного тяжіння між протилежно зарядженими іонами. Ці іони утворюються внаслідок переходу електронів від одного атома до іншого. Іонний зв'язок утворюється між атомами, що мають великі відмінності електронегативності (зазвичай більше 1,7 за шкалою Полінга), наприклад, між атомами лужних металів та галогенів.

Розглянемо виникнення іонного зв'язку з прикладу освіти NaCl.

З електронних формул атомів

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

видно, що завершення зовнішнього рівня атому натрію легше віддати один електрон, ніж приєднати сім, а атому хлору легше приєднати один, ніж віддати сім. У хімічних реакціях атом натрію дає один електрон, а атом хлору приймає його. В результаті електронні оболонки атомів натрію та хлору перетворюються на стійкі електронні оболонки благородних газів (електронна конфігурація катіону натрію).

Na + 1s 2 2s 2 2p 6

а електронна конфігурація аніону хлору

Cl - - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

Електростатична взаємодія іонів призводить до утворення молекули NaCl.

Характер хімічного зв'язку часто знаходить відображення в агрегатному станіта фізичні властивості речовини. Такі іонні сполуки, як хлорид натрію NaCl тверді та тугоплавкі, тому що між зарядами їх іонів "+" і "-" існують потужні сили електростатичного тяжіння.

Негативно заряджений іон хлору притягує як " свій " іон Na+, а й інші іони натрію навколо себе. Це призводить до того, що біля кожного з іонів знаходиться не один іон із протилежним знаком, а кілька.

Будова кристала кухонної солі NaCl.

Фактично, біля кожного іону хлору міститься 6 іонів натрію, а біля кожного іону натрію - 6 іонів хлору. Таке впорядковане пакування іонів називається іонним кристалом. Якщо в кристалі виділити окремий атом хлору, то серед атомів натрію, що його оточують, вже неможливо знайти той, з яким хлор вступав у реакцію.

Притягнуті один до одного електростатичними силами, іони вкрай неохоче змінюють своє місце під впливом зовнішнього зусилля або підвищення температури. Але якщо хлорид натрію розплавити і продовжувати нагрівати у вакуумі, він випаровується, утворюючи двоатомні молекули NaCl . Це свідчить, що сили ковалентного зв'язування будь-коли вимикаються повністю.

Основні характеристики іонного зв'язку та властивості іонних сполук

1. Іонний зв'язок є міцним хімічним зв'язком. Енергія зв'язку становить величини близько 300 – 700 кДж/моль.

2. На відміну від ковалентного зв'язку, іонний зв'язок є ненаправленим, оскільки іон може притягувати до себе іони протилежного знака у будь-якому напрямку.

3. На відміну від ковалентного зв'язку, іонний зв'язок є ненасиченим, оскільки взаємодія іонів протилежного знака не призводить до повної взаємної компенсації їх силових полів.

4. У процесі утворення молекул з іонним зв'язком немає повної передачі електронів, тому стовідсоткової іонної зв'язку у природі немає. У молекулі NaCl хімічний зв'язок лише 80% іонна.

5. З'єднання з іонним зв'язком – це тверді кристалічні речовини, що мають високі температури плавлення та кипіння.

6. Більшість іонних сполук розчиняються у воді. Розчини та розплави іонних з'єднань проводять електричний струм.

Металевий зв'язок

Інакше влаштовані металеві кристали. Якщо розглянути шматочок металевого натрію, то виявиться, що зовні він дуже відрізняється від кухонної солі. Натрій - м'який метал, легко ріжеться ножем, розплющується молотком, його можна легко розплавити в чашці на спиртовці (температура плавлення 97,8 про С). У кристалі натрію кожен атом оточений вісьмома іншими такими самими атомами.

Будова кристала металевого Na.

З малюнка видно, що атом Na у центрі куба має 8 найближчих сусідів. Але це ж можна сказати і про будь-який інший атом у кристалі, оскільки всі вони однакові. Кристал складається з "нескінченно" повторюваних фрагментів, зображених на цьому малюнку.

Атоми металів на зовнішньому енергетичному рівні містять невелику кількість валентних електронів. Оскільки енергія іонізації атомів металів невелика, валентні електрони слабко утримуються цих атомах. В результаті в кристалічній решітці металів з'являються позитивно заряджені іони та вільні електрони. При цьому катіони металу знаходяться у вузлах кристалічних ґрат, а електрони вільно переміщуються в полі позитивних центрів утворюючи так званий «електронний газ».

Наявність між двома катіонами негативно зарядженого електрона призводить до того, що кожен катіон взаємодіє з цим електроном.

Таким чином, металевий зв'язок – це зв'язок між позитивними іонами в кристалах металів, що здійснюється шляхом тяжіння електронів, що вільно переміщаються по всьому кристалу.

Оскільки валентні електрони в металі рівномірно розподілені по всьому кристалу металевий зв'язок, як і іонний, є ненаправленим зв'язком. На відміну від ковалентного зв'язку, металевий зв'язок є ненасиченим зв'язком. Від ковалентного зв'язку металевий зв'язок відрізняється також міцністю. Енергія металевого зв'язку приблизно втричі – чотири рази менша за енергію ковалентного зв'язку.

Внаслідок великої рухливості електронного газу метали характеризуються високою електро- та теплопровідністю.

Металевий кристал виглядає досить простим, але насправді його електронний пристрій складніший, ніж у кристалів іонних солей. На зовнішній електронній оболонці елементів-металів недостатньо електронів для утворення повноцінного "октетного" ковалентного або іонного зв'язку. Тому в газоподібному стані більшість металів складається з одноатомних молекул (тобто окремих, не пов'язаних між собою атомів). Типовий приклад – пари ртуті. Таким чином, металевий зв'язок між атомами металів виникає тільки в рідкому та твердому агрегатному стані.

Описати металевий зв'язок можна наступним чином: частина атомів металу у кристалі, що утворюється, віддають у простір між атомами свої валентні електрони (у натрію це...3s1), перетворюючись на іони. Оскільки всі атоми металу в кристалі однакові, кожен із них має рівні з іншими шанси втратити валентний електрон.

Іншими словами, перехід електронів між нейтральними та іонізованими атомами металу відбувається без витрат енергії. Частина електронів при цьому завжди опиняється у просторі між атомами у вигляді "електронного газу".

Ці вільні електрони, по-перше, утримують атоми металу певному рівноважному відстані друг від друга.

По-друге, вони надають металам характерного "металевого блиску" (вільні електрони можуть взаємодіяти з квантами світла).

По-третє, вільні електрони забезпечують металам хорошу електропровідність. Висока теплопровідність металів теж пояснюється наявністю вільних електронів у міжатомному просторі – вони легко "відгукуються" на зміни енергії та сприяють її швидкому перенесенню в кристалі.

Спрощена модель електронної будови металевого кристала.

******** На прикладі металу натрію розглянемо природу металевого зв'язку з погляду уявлень про атомні орбітали. У атома натрію, як і в багатьох інших металів, є недолік валентних електронів, зате є вільні орбіталі. Єдиний 3s-електрон натрію здатний переміщатися на будь-яку із вільних та близьких по енергії сусідніх орбіталей. При зближенні атомів кристалі зовнішні орбіталі сусідніх атомів перекриваються, завдяки чому віддані електрони вільно переміщаються по всьому кристалу.

Проте "електронний газ" зовсім не безладний, як може здатися. Вільні електрони в металевому кристалі знаходяться на орбіталях, що перекриваються, і в якійсь мірі узагальнюються, утворюючи подобу. ковалентних зв'язків. У натрію, калію, рубідії та інших металевих s-елементів узагальнених електронів просто мало, тому їх кристали неміцні та легкоплавкі. Зі збільшенням числа валентних електронів міцність металів, як правило, зростає.

Таким чином, металевий зв'язок схильний утворювати елементи, атоми яких на зовнішніх оболонках мають мало валентних електронів. Ці валентні електрони, що здійснюють металевий зв'язок, узагальнені настільки, що можуть переміщатися по всьому металевому кристалу та забезпечують високу електропровідність металу.

Кристал NaCl не проводить електричний струм, тому що у просторі між іонами немає вільних електронів. Всі електрони, віддані атомами натрію, міцно утримують у себе іони хлору. У цьому одна з істотних відмінностей іонних кристалів від металевих.

Те, що ви тепер знаєте про металевий зв'язок, дозволяє пояснити і високу ковкість (пластичність) більшості металів. Метал можна розплющити в тонкий лист, витягнути у дріт. Справа в тому, що окремі шари з атомів у кристалі металу можуть відносно легко ковзати один по одному: рухливий "електронний газ" постійно пом'якшує переміщення окремих позитивних іонів, екрануючи їх один від одного.

Зрозуміло, нічого подібного не можна зробити з кухонною сіллю, хоча сіль теж кристалічна речовина. В іонних кристалах валентні електрони пов'язані з ядром атома. Зсув одного шару іонів щодо іншого призводить до зближення іонів однакового заряду та викликає сильне відштовхування між ними, внаслідок чого відбувається руйнування кристала (NaCl – крихка речовина).

Зсув шарів іонного кристала викликає появу великих сил відштовхування між однойменними іонами та руйнування кристала.

Навігація

• Вирішення комбінованих завдань на основі кількісних характеристик речовини
• Розв'язання задач. Закон сталості складу речовин. Обчислення з використанням понять «молярна маса» та «хімічна кількість» речовини