Химийн бодисын туйлшрал. Цахилгаан сөрөг чанар. Ковалент бондын туйлшрал ба молекулын туйлшрал. Ионы холбоо нь туйлын ковалент холболтын онцгой тохиолдол юм. Туйлт молекулууд нь

Металл холболт. Металл бондын шинж чанарууд.

Металлын холбоо нь харьцангуй чөлөөт электронууд байдгаас үүссэн химийн холбоо юм. Цэвэр металл ба тэдгээрийн хайлш ба хоорондын металлын нэгдлүүдийн шинж чанар.

Металл холбох механизм

Бүх зангилаанд болор торэерэг металлын ионууд байрладаг. Тэдгээрийн хооронд валентийн электронууд ион үүсэх явцад атомуудаас салсан хийн молекулууд шиг санамсаргүй байдлаар хөдөлдөг. Эдгээр электронууд нь цементийн үүрэг гүйцэтгэж, эерэг ионуудыг хамтад нь хадгалдаг; эс бөгөөс ионуудын хоорондох түлхэх хүчний нөлөөн дор тор нь задрах болно. Үүний зэрэгцээ электронууд нь болор торны доторх ионуудаар баригдаж, түүнийг орхиж чадахгүй. Холбох хүч нь орон нутгийн шинж чанартай эсвэл чиглүүлээгүй байна. Энэ шалтгааны улмаас ихэнх тохиолдолд зохицуулалтын өндөр тоо гарч ирдэг (жишээлбэл, 12 эсвэл 8). Хоёр металлын атом ойртох үед тэдгээрийн гаднах бүрхүүлийн тойрог замууд давхцаж молекулын орбитал үүсгэдэг. Хэрэв гурав дахь атом ойртоход түүний тойрог зам нь эхний хоёр атомын тойрог замтай давхцаж, өөр молекул орбитал үүснэ. Олон атом байх үед асар олон тооны гурван хэмжээст байдаг молекулын тойрог замууд, бүх чиглэлд сунадаг. Олон тооны орбиталууд давхцдаг тул атом бүрийн валентийн электронуудад олон атомууд нөлөөлдөг.

Онцлог талст торууд

Ихэнх металлууд нь атомуудын нягт савлагаатай дараах өндөр тэгш хэмтэй торны аль нэгийг үүсгэдэг: бие төвтэй куб, нүүр төвтэй куб, зургаан өнцөгт.

Бие төвтэй куб (bcc) торонд атомууд нь шооны орой дээр, нэг атом нь шоо эзэлхүүний төвд байрладаг. Металууд нь куб биет төвтэй тортой байдаг: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba гэх мэт.

Нүүр төвтэй куб (fcc) торонд атомууд нь шооны орой болон нүүр бүрийн төвд байрладаг. Энэ төрлийн металлууд нь тортой байдаг: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co гэх мэт.

Зургаан өнцөгт торонд атомууд нь призмийн зургаан өнцөгт суурийн орой ба төвд байрладаг ба гурван атом нь призмийн дунд хавтгайд байрладаг. Металуудад ийм атомын багц байдаг: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca гэх мэт.

Бусад шинж чанарууд

Чөлөөт хөдөлж буй электронууд нь өндөр цахилгаан болон дулаан дамжуулалтыг хангадаг. бүхий бодисууд металл холбоо, ихэвчлэн хүч чадлыг уян хатан чанартай хослуулдаг, учир нь атомууд бие биентэйгээ харьцуулахад нүүлгэн шилжүүлэх үед холбоо тасрахгүй. Мөн чухал өмчметалл үнэрт чанар юм.

Металл нь дулаан, цахилгааныг сайн дамжуулдаг, тэдгээр нь хангалттай хүчтэй, эвдрэлгүйгээр деформацид ордог. Зарим металлууд уян хатан байдаг (тэдгээрийг хуурамчаар хийж болно), зарим нь уян хатан байдаг (та тэдгээрээс утас зурж болно). Эдгээр өвөрмөц шинж чанаруудтусгай төрлөөр тайлбарладаг химийн холбоо, металлын атомуудыг хооронд нь холбох - металлын холбоо.

Хатуу төлөвт байгаа металлууд нь эерэг ионуудын талст хэлбэрээр оршдог бөгөөд тэдгээрийн хооронд чөлөөтэй хөдөлж буй электронуудын далайд "хөвөгч" байдаг.

Металлын холбоо нь металлын шинж чанарыг, ялангуяа тэдгээрийн хүчийг тайлбарладаг. Деформацийн хүчний нөлөөн дор метал тор нь ионы талстаас ялгаатай нь хагаралгүйгээр хэлбэрээ өөрчилж чаддаг.

Металлын дулаан дамжилтын илтгэлцүүр өндөр байдаг нь металыг нэг талдаа халаавал электронуудын кинетик энерги нэмэгддэгтэй холбон тайлбарладаг. Эрчим хүчний энэхүү өсөлт нь "электрон далайд" өндөр хурдтайгаар бүх дээжээр тархах болно.

Металлын цахилгаан дамжуулах чанар бас тодорхой болно. Хэрэв металл дээжийн төгсгөлд потенциалын зөрүүг хэрэглэвэл задарсан электронуудын үүл эерэг потенциалын чиглэлд шилжинэ: нэг чиглэлд хөдөлж буй электронуудын энэ урсгал нь танил цахилгаан гүйдлийг илэрхийлдэг.

Металл холболт. Металл бондын шинж чанарууд. - үзэл баримтлал ба төрөл. "Металл бонд. Металл бондын шинж чанар" ангиллын ангилал ба онцлог. 2017, 2018 он.

Металлын холбоо нь хүчтэй делокализаци (нэгдэл дэх хэд хэдэн химийн холбоонд валентийн электронуудын тархалт) болон атом (болор) дахь электрон дутагдалтай нөхцөлд атомуудын хооронд үүссэн холбоо юм. Энэ нь ханаагүй, орон зайн чиглэлгүй байдаг.

Металлын валентийн электронуудын делокализаци нь металлын бондын олон төвт байдлын үр дагавар юм. Металлын холболтын олон төвт шинж чанар нь металлын өндөр цахилгаан дамжуулалт, дулаан дамжуулалтыг баталгаажуулдаг.

Хангалттай байдал химийн бодис үүсэхэд оролцдог валентын орбиталуудын тоогоор тодорхойлогддог. харилцаа холбоо. Тоон шинж чанар - валент байдал. Валент гэдэг нь нэг атомын бусадтай үүсгэж болох бондын тоо юм; - солилцооны болон донор хүлээн авагчийн механизмын дагуу холбоо үүсэхэд оролцдог валентын орбиталуудын тоогоор тодорхойлогдоно.

Төвлөр – холболт нь электрон үүлний хамгийн их давхцах чиглэлд үүссэн; - бодисын химийн болон болор химийн бүтцийг (болор торонд атомууд хэрхэн холбогддог) тодорхойлдог.

Боловсролын явцад ковалент холбооэлектрон нягт нь харилцан үйлчилж буй атомуудын хооронд төвлөрдөг (дэвтэр дээрээс зурах). Металл бондын хувьд болор даяар электрон нягтрал алдагддаг. (дэвтэр дээрээс зурах)

(дэвтэр дээрх жишээ)

Металл холбоо нь ханаагүй, чиглэлгүй байдаг тул металл биетүүд (талстууд) өндөр тэгш хэмтэй, өндөр зохицуулалттай байдаг. Металл болор бүтцийн дийлэнх нь талст дахь 3 төрлийн атомын савлагаатай тохирдог.

1. GCC– мөхлөгт төвлөрсөн куб нягт савласан бүтэц. Сав баглаа боодлын нягтрал – 74.05%, зохицуулалтын тоо = 12.

2. GPU– зургаан өнцөгт битүү савлагаатай бүтэц, баглаа боодлын нягт = 74.05%, c.h. = 12.

3. BCC– эзэлхүүн төвлөрсөн, баглаа боодлын нягт = 68.1%, c.h. = 8.

Металл холбоо нь ковалент байдлыг тодорхой хэмжээгээр үгүйсгэдэггүй. Цэвэр хэлбэрээр металлын холбоо нь зөвхөн шүлтлэг ба шүлтлэг шороон металлын шинж чанартай байдаг.

Цэвэр металлын холбоо нь ковалент холбооноос 4 дахин сул, 100/150/200 кЖ/моль зэрэг эрчим хүчээр тодорхойлогддог.

36. Хлор ба түүний шинж чанар. В=1(III, IV, V ба VII) исэлдэлтийн төлөв=7, 6, 5, 4, 3, 1, −1

цочроох хурц үнэртэй шар-ногоон хий. Хлор нь байгальд зөвхөн нэгдлийн хэлбэрээр байдаг. Байгальд, хуучин далай, нууруудын ууршилтын үр дүнд үүссэн калийн хлорид, магни, нитриум хэлбэрээр. Receipt.prom:2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl2, Me хлоридын усны электролизээр.\2KMnO4+16HCl=2MnCl2+2KCl+8H2O+5Cl2/Химийн хувьд хлор нь маш идэвхтэй, бараг бүх Me-тэй шууд нэгддэг ба бусадтай металлууд (нүүрстөрөгч, азот, хүчилтөрөгч, инертийн хийнээс бусад), нүүрсустөрөгчид устөрөгчийг орлуулж, ханаагүй нэгдлүүдийг нэгтгэж, тэдгээрийн нэгдлүүдээс бром, иодыг зайлуулж, фосфор нь хлорын PCl3-ийн агаар мандалд гал авалцаж, цаашдын хлоржуулалтаар - PCl5; хлор = S2Сl2, SСl2 болон бусад SnClm бүхий хүхэр. Хлор ба устөрөгчийн холимог нь хүчилтөрөгчтэй хамт хлор нь исэл үүсгэдэг: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, түүнчлэн гипохлорит (гипохлорт хүчлийн давс), хлорит, хлорат, перхлорат. Бүгд хүчилтөрөгчийн нэгдлүүдхлор нь амархан исэлддэг бодисуудтай тэсрэх хольц үүсгэдэг. Хлорын оксидууд нь тогтворгүй бөгөөд гипохлоридууд нь хадгалалтын явцад аажмаар задарч, перхлоратууд нь санаачлагчдын нөлөөгөөр дэлбэрч болно; усанд - гипохлор, давслаг: Cl2 + H2O = HClO + HCl. Шүлтүүдийн усан уусмалыг хүйтэнд хлоржуулахад гипохлорит, хлорид: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2O, халаахад хлоратууд үүсдэг. Аммиак нь хлортой урвалд ороход азотын трихлорид үүсдэг. бусад галогентэй интергалоген нэгдлүүд. Фторидууд ClF, ClF3, ClF5 нь маш идэвхтэй байдаг; жишээлбэл, ClF3 агаар мандалд шилэн хөвөн аяндаа гал авалцдаг. Хүчилтөрөгч ба фтортой хлорын мэдэгдэж буй нэгдлүүд нь хлорын оксифторидууд юм: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 ба фторын перхлорат FClO4. Хэрэглээ:химийн нэгдлүүдийн үйлдвэрлэл, ус цэвэршүүлэх, хүнсний синтез, эмийн үйлдвэр-бактерицид, антисептик, цаас, даавуу, пиротехникийн хэрэгсэл, шүдэнз цайруулах, хөдөө аж ахуй дахь хогийн ургамлыг устгах.

Биологийн үүрэг: биоген, ургамал, амьтны эд эсийн бүрэлдэхүүн хэсэг. 100 гр үндсэн осмотик идэвхтэй бодисцусны сийвэн, лимф, тархи нугасны шингэн болон зарим эдэд натрийн хлоридын өдөр тутмын хэрэгцээ = 6-9 г - талх, мах, сүүн бүтээгдэхүүн. Ус-давсны солилцоонд оролцдог бөгөөд эдэд усыг хадгалахад хувь нэмэр оруулдаг. Цус болон бусад эд эсийн хоорондох хлорын тархалтыг өөрчлөх замаар эдэд хүчил-суурь тэнцвэрийг зохицуулах нь бусад процессуудын хамт явагддаг эрчим хүчний солилцооургамалд исэлдэлтийн фосфоржилт ба фотофосфоржилтыг хоёуланг нь идэвхжүүлдэг. Хлор нь төмрийн шүүсний бүрэлдэхүүн хэсэг болох үндэс нь хүчилтөрөгчийг шингээхэд эерэг нөлөө үзүүлдэг.

37. Устөрөгч, ус B = 1-1; Устөрөгчийн ион нь электрон бүрхүүлгүй бөгөөд маш ойрын зайд ойртож, электрон бүрхүүлд нэвтэрч чаддаг.

Орчлон ертөнцийн хамгийн түгээмэл элемент. Энэ нь нар, одод болон бусад сансрын биетүүдийн дийлэнх хэсгийг бүрдүүлдэг бөгөөд энэ нь дэлхий дээрх чөлөөт төлөвт харьцангуй ховор байдаг - энэ нь газрын тос, шатамхай хий, зарим ашигт малтмалын нэгдэл хэлбэрээр байдаг. энэ нь усанд. Хүлээн авсан баримт: 1. Лаборатори Zn+2HCl=ZnCl2+H2; 2.Si+2NaOH+H 2 O=Na 2 SiO 3 +2H 2; 3. Al+NaOH+H 2 O=Na(AlOH) 4 +H 2. 4. Үйлдвэрт: хувиргалт, электролиз: СH4+H2O=CO+3H2\CO+H2O=CO+ Х2/Him St.Үгүй:H 2 +F 2 =2HF. Цацрагаар, гэрэлтүүлэхэд катализаторууд: 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. Устөрөгч нь гидрид үүсгэдэг: ион, ковалент, металл. Ионы хувьд –NaH -& ,CaH 2 -& +H 2 O=Ca(OH) 2 ;NaH+H 2 O=NaOH+H 2 . Ковалент –B 2 H 6 , AlH 3 , SiH 4 . Металл - d элементтэй; найрлага нь хувьсах чадвартай: MeH ≤1, MeH ≤2 - атомуудын хоорондох хоосон зайд ордог. Дулаан, гүйдэл, хатуу бодис. WATER.sp3-104.5 өнцгөөр эрлийз өндөр туйлтай молекул , диполь, хамгийн түгээмэл уусгагч Ус нь тасалгааны температурт идэвхтэй галоген (F, Cl) ба интергалоген нэгдлүүдтэй давс, сул хэлбэр, сул суурьтай урвалд орж, бүрэн гидролиз үүсгэдэг. нүүрстөрөгчийн болон органик бус ангидрид, хүчил галогенидтэй. хүчил; идэвхтэй металлын эрхтэний нэгдлүүдтэй; идэвхтэй Me-ийн карбид, нитрид, фосфид, силицид, гидридүүдтэй; олон тооны давстай, борантай, силантай, нүүрстөрөгчийн давхар исэлтэй; Ус халах үед урвалд ордог: Fe, Mg, нүүрс, метантай зарим алкил галоген; Хэрэглээ: устөрөгч -аммиак, метанол, устөрөгчийн хлорид, ТВ-ийн өөх, устөрөгчийн дөл нийлэгжүүлэх - гагнах, хайлуулах, металлургид оксидоос Me-ийг багасгах, пуужингийн түлш, эмийн санд - ус, хэт исэл-антисептик, бактерицид, угаах, үс цайруулах , ариутгах.

Биологийн үүрэг: устөрөгч-7кг, Устөрөгчийн үндсэн үүрэг нь биологийн орон зайн бүтэц (ус ба устөрөгчийн холбоо) бөгөөд олон төрлийн органик молекулууд (уураг, нүүрс ус, өөх тос, ферментийн бүтцэд багтдаг) устөрөгчийн бондын ачаар,

ДНХ молекулыг хуулбарлах. Ус асар том ажилд оролцдог

бүх физиологийн болон биологийн хувьд биохимийн урвалын тоо

үйл явц, бие махбодь ба гадаад орчин хоорондын бодисын солилцоог хангадаг

эсүүд болон эсийн доторх. Ус бол эсийн бүтцийн үндэс бөгөөд зайлшгүй шаардлагатай

тэдгээрийн оновчтой эзлэхүүнийг хадгалах, энэ нь орон зайн бүтцийг тодорхойлдог ба

биомолекулуудын үүрэг.

Металлын холбоо нь харьцангуй чөлөөт электронууд байдгаас үүссэн химийн холбоо юм. Цэвэр металл ба тэдгээрийн хайлш ба хоорондын металлын нэгдлүүдийн шинж чанар.

Металл холбох механизм

Кристал торны бүх зангилаанд эерэг байдаг металлын ионууд. Тэдгээрийн хооронд валентийн электронууд нь хийн молекулууд шиг санамсаргүй байдлаар хөдөлдөг атомуудион үүсэх үед. Эдгээр электронууд нь цементийн үүрэг гүйцэтгэж, эерэг ионуудыг хамтад нь хадгалдаг; эс бөгөөс ионуудын хоорондох түлхэх хүчний нөлөөн дор тор нь задрах болно. Үүний зэрэгцээ электронууд нь болор торны доторх ионуудаар баригдаж, түүнийг орхиж чадахгүй. Холбох хүч нь орон нутгийн шинж чанартай эсвэл чиглүүлээгүй байна.

Тиймээс ихэнх тохиолдолд зохицуулалтын өндөр тоо (жишээлбэл, 12 эсвэл 8) гарч ирдэг. Хоёр металлын атом ойртох үед тэдгээрийн гаднах бүрхүүлийн тойрог замууд давхцаж молекулын орбитал үүсгэдэг. Гурав дахь атом ойртоход түүний тойрог зам нь эхний хоёр атомын тойрог замтай давхцаж, өөр молекул орбитал үүснэ. Олон атом байх үед асар олон тооны гурван хэмжээст молекулын тойрог замууд үүсч, бүх чиглэлд тархдаг. Олон тооны орбиталууд давхцдаг тул атом бүрийн валентийн электронуудад олон атомууд нөлөөлдөг.

Онцлог талст торууд

Ихэнх металлууд нь атомуудын нягт савлагаатай дараах өндөр тэгш хэмтэй торны аль нэгийг үүсгэдэг: бие төвтэй куб, нүүр төвтэй куб, зургаан өнцөгт.

Куб бие төвтэй торонд ( BCC) атомууд нь шооны орой дээр, нэг атом нь кубын эзэлхүүний төвд байрладаг. Металууд нь куб биет төвтэй тортой байдаг: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba гэх мэт.

Нүүр төвтэй куб (fcc) торонд атомууд нь шооны орой болон нүүр бүрийн төвд байрладаг. Энэ төрлийн металлууд нь тортой байдаг: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co гэх мэт.

Зургаан өнцөгт торонд атомууд нь призмийн зургаан өнцөгт суурийн орой ба төвд байрладаг ба гурван атом нь призмийн дунд хавтгайд байрладаг. Металуудад ийм атомын багц байдаг: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca гэх мэт.

Бусад шинж чанарууд

Чөлөөт хөдөлж буй электронууд нь өндөр цахилгаан болон дулаан дамжуулалтыг хангадаг. Металл холбоо бүхий бодисууд нь ихэвчлэн хүч чадлыг уян хатан чанартай хослуулдаг, учир нь атомууд бие биентэйгээ харьцуулахад нүүлгэн шилжүүлэх үед холбоо тасрахгүй. Өөр нэг чухал шинж чанар нь металлын үнэр юм.

Металл нь дулаан, цахилгааныг сайн дамжуулдаг, тэдгээр нь хангалттай хүчтэй, эвдрэлгүйгээр деформацид ордог. Зарим металлууд уян хатан байдаг (тэдгээрийг хуурамчаар хийж болно), зарим нь уян хатан байдаг (та тэдгээрээс утас зурж болно). Эдгээр өвөрмөц шинж чанаруудыг металлын атомуудыг хооронд нь холбодог тусгай төрлийн химийн холбоо - металлын холбоогоор тайлбарладаг.

Хатуу төлөвт байгаа металлууд нь эерэг ионуудын талст хэлбэрээр оршдог бөгөөд тэдгээрийн хооронд чөлөөтэй хөдөлж буй электронуудын далайд "хөвөгч" байдаг.

Металлын холбоо нь металлын шинж чанарыг, ялангуяа тэдгээрийн хүчийг тайлбарладаг. Деформацийн хүчний нөлөөн дор метал тор нь ионы талстаас ялгаатай нь хагаралгүйгээр хэлбэрээ өөрчилж чаддаг.

Металлын өндөр дулаан дамжилтын илтгэлцүүр нь хэрэв та металлыг нэг талдаа халаавал кинетик энергиэлектронууд нэмэгдэх болно. Эрчим хүчний энэхүү өсөлт нь "электронуудын далайд" өндөр хурдтайгаар дээжинд тархах болно.

Металлын цахилгаан дамжуулах чанар бас тодорхой болно. Хэрэв металл дээжийн төгсгөлд потенциалын зөрүүг хэрэглэвэл задарсан электронуудын үүл эерэг потенциалын чиглэлд шилжинэ: нэг чиглэлд хөдөлж буй электронуудын энэ урсгал нь танил цахилгаан гүйдлийг илэрхийлдэг.