Полярність речовини хімія. Електронегативність. Полярність ковалентного зв'язку і полярність молекули. Іонна зв'язок як крайній випадок ковалентного полярного зв'язку. Полярні молекули це

Металева зв'язок. Властивості металевої зв'язку.

Металева зв'язок - хімічний зв'язок, обумовлена ​​наявністю щодо вільних електронів. Характерна як для чистих металів, так і їх сплавів і інтерметалевих з'єдн еній.

Механізм металевої зв'язку

У вс ех вузлах кристалічної решітки розташовані позитивні іони металу. Між ними безладно, подібно до молекул газу рухаються валентні електрони, відчепили від атомів при утворенні іонів. Ці електрони відіграють роль цемента͵ утримуючи разом позитивні іони; в іншому випадку решітка розпалася б під дією сил відштовхування між іонами. Разом з тим і електрони утримуються іонами в межах кристалічної решітки і не можуть її покинути. Сили зв'язки не локалізовані і не спрямовані. З цієї причини в більшості випадків виявляються високі координаційні числа (наприклад, 12 або 8). Коли два атоми металу зближуються, орбіталі їх зовнішніх оболонок перекриваються, утворюючи молекулярні орбіталі. У разі якщо підходить третій атом, його орбиталь перекривається з орбиталями перших двох атомів, що дає ще одну молекулярну орбіталь. Коли атомів багато, виникає величезна кількість тривимірних молекулярних орбіталей, Що тягнуться у НД ех напрямах. Внаслідок багаторазового перекривання орбіталей валентні електрони кожного атома зазнають впливу багатьох атомів.

Характерні кристалічні решітки

Більшість металів утворює одну з наступних високосімметрічних решіток з щільною упаковкою атомів: кубічну об'ємно центровану, кубічну гранецентрированную і гексагональну.

У кубічної об'ємно центрованої решітці (ОЦК) атоми розташовані у вершинах куба і один атом в центрі обсягу куба. Кубічну об'ємно центровану грати мають метали: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba і ін.

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

У гексагональної решітці атоми розташовані у вершинах і центрі шестигранних підстав призми, а три атома - в середній площині призми. Таку упаковку атомів мають метали: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca та ін.

інші властивості

Вільно рухомі електрони обумовлюють високу електро- і теплопровідність. Речовини, що володіють металевим зв'язком, Часто поєднують міцність з пластичністю, так як при зміщенні атомів один щодо одного не відбувається розрив зв'язків. Також важливою властивістю є металева ароматичность.

Метали добре проводять тепло і електрику, вони досить міцні, їх можна деформувати без руйнування. Деякі метали ковкие (їх можна кувати), деякі тягучі (з них можна витягати дріт). Ці унікальні властивості пояснюються особливим типом хімічного зв'язку, Що з'єднує атоми металів між собою - металевим зв'язком.

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

Металева зв'язок пояснює властивості металів, зокрема, їх міцність. Під дією деформуючий сили решітка 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 кін етіческого енергія електронів збільшиться. Це збільшення енергії пошириться в "електронному море" по вс йому зразком з великою швидкістю.

Стає зрозумілою і електрична провідність металів. У разі якщо до кінців металевого зразка прикласти різницю потенціалів, то хмара делокалізованних електронів буде зрушуватися в напрямку позитивного потенціалу: даний потік електронів, що рухаються в одному напрямку, і являє собою вс їм знайомий електричний струм.

Металева зв'язок. Властивості металевої зв'язку. - поняття і види. Класифікація та особливості категорії "Металева зв'язок. Властивості металевої зв'язку." 2017, 2018.

Металева зв'язок - це зв'язок, утворена між атомами в умовах сільновираженние делокализации (поширення валентних електронів з кількох хімічних зв'язків в з'єднанні) і дефіциту електронів в атомі (кристалі). Є ненасиченим і просторово ненаправленої.

Делокалізація валентних електронів в металах є наслідком багатоцентрового характеру металевої зв'язку. Багатоцентрових металевої зв'язку забезпечує високу електричну провідність і теплопровідність металів.

насичуваність визначається числом валентних орбіталей, що беруть участь в утворенні хім. зв'язку. Кількісна характеристика - валентність. Валентність - число зв'язків, які може утворювати один атом з іншими; - визначається числом валентних орбіталей, що беруть участь в утворенні зв'язку за обмінним і донорно-акцепторного механізму.

спрямованість - зв'язок утворюється в напрямку максимального перекривання електронних хмар; - визначає хімічну і Крісталлохимічеськая будова речовини (як пов'язані атоми в кристалічній решітці).

при утворенні ковалентного зв'язкуелектронна щільність концентрується між взаємодіючими атомами (Малюнок із зошита). У разі металевої зв'язку електронна щільність делокалізованних по всьому кристалу. (Малюнок із зошита)

(Приклад із зошита)

Унаслідок ненасиченості і ненаправленої металевої 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- гренецентрірованна кубічна плотноупокованная структура. Щільність упаковки - 74,05%, координаційне число = 12.

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

3. ОЦК- обсяг центрируется, щільність упаковки = 68,1%, к.ч. = 8.

Металева зв'язок не виключає деякої частки ковалентності. Металева зв'язок в чистому вигляді характерна тільки для лужних і лужно-земельних металів.

Чистий металевий зв'язок характеризується енергією порядку 100/150/200 кДж / моль, в 4 рази слабкіше ковалентної.

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

жовто-зелений газ з різким запахом дратівливим. Хлор зустрічається в природі тільки у вигляді сполук. У природі у вигляді хлорідова калію, магнію, нітрит, що утворилися в рез-ті випаровування колишніх морів, озер. Полученіе.пром: 2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2, електролізом вод р-ів хлорідовMe. \ 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O + 5Cl2 / Хімічно хлор дуже активний, непосред¬ственно з'єднується майже з усіма Ме, і з неметалами (крім вуглецю, азоту, кисню, інертних газів), заміщає водень в перед УВ і приєднується до ненасичених сполук, витісняє бром і йод з їх соедіненій.Фосфор запалюється в атмосфері хлору РСl3, а при подальшому хлоруванні - РСl5; сірка з хлором = S2Сl2, SСl2 і інші SnClm. Суміш хлору з воднем горіт.С киснем хлор утворює оксиди: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, а також гіпохлорити (солі хлорнуватистої кислоти), хлорити, хлорати і перхлорати. всі кисневі сполукихлору утворюють вибухонебезпечні суміші з легко окиснюються. Оксиди хлору малостійкі і можуть мимоволі вибухати, гіпохлорити при зберіганні повільно розкладаються, хлорати і перхлорати можуть вибухати під впливом ініціаторів. в воді -хлорноватістую і сол: Сl2 + Н2О = НСlО + НСl. При хлоруванні водних розчинів лугів на холоду утворюються гіпохлорити і хлориди: 2NаОН + Сl2 = NаСlO + NаСl + Н2О, а при нагріванні - хлорати. При взаємодії аміаку з хлором утворюється трёххлорістий азот. з іншими галогенами міжгалогенні з'єднання. Фториди OF, СlF3, СlF5 дуже реакційноздатні; наприклад, в атмосфері СlF3 скляна вата самозаймається. Відомі сполуки хлору з киснем і фтором - оксифториди хлору: СlО3F, СlО2F3, СlOF, СlОF3 і перхлорат фтору FСlO4. застосування:виробництво хім.соед, очищення води, синтези в харчовій, фарм пром-ти-бактерицид, антісепт., відбілювання паперів, тканин, піротехніка, сірники, в СХ знищує бур'яни.

Біологічна роль: біогенний, компонент тканин рослин і тварин. 100г основне осмотически активна речовинаплазми крові, лімфи, спинномозкової рідини і деяких тканей.Сут потребн хлористого натрію = 6-9г-хліб, м'ясні і молочні продукти. Грає роль в водно-сольовому обміні, сприяючи утриманню тканинами води. Регуляція кислотно-лужної рівноваги в тканинах здійснюється поряд з іншими процесами шляхом зміни в розподілі хлору між кров'ю та іншими тканинами, хлор бере участь в енергетичному обмініу рослин, активуючи як окисне фосфорилювання, так і фотофосфорилювання. Хлор позитивно впливає на поглинання коренями кисню, компонент жел.сока.

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

Найпоширеніший елемент Всесвіту. Він становить основну масу Сонця, зірок і інших космічних тел.В вільному стані на Землі він зустрічається порівняно рідко - міститься в нафтових і горючих газах, присутній у вигляді включень в деяких мінералах, больш.часть в складі води. Отримання: 1. Лабораторія Zn + 2HCl = ZnCl2 + H 2; 2.Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2; 3. Al + NaOH + H 2 O = Na (AlOH) 4 + H 2. 4. У промисловості: конверсія, електроліз: СH4 + H2O = CO + 3H2 \ CO + H2O = CO + H2 / Хім св-ва.У н.у.: H 2 + F 2 = 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 і металеві. До іонним -NaH - &, CaH 2 - & + H 2 O = Ca (OH) 2; NaH + H 2 O = NaOH + H 2. Ковалентні -B 2 H 6, AlH 3, SiH 4. Металеві -сd-елементами; склад змінний: MeH ≤1, MeH ≤2 - впроваджуються в порожнечі між атомамі.Проводіт тепло, ток, тверді. ВОДА.сп3-гібридна сільнополярн.молекула під кутом 104,5 , Диполі, наіб.распростран.растворітель.Вода реаг-ет при кімнатній t: з активними міс галогенами (F, Cl) і межгалоіднимі соед-яміс солями, образів-ми слабкою к-тій і слабким осн-му, викликаючи їх повний гідроліз ; з ангідридами і галогенангідриди карбонових і неорганічних. киць-т; з активними металлорган-ми соед-ми; з карбідами, нитридами, фосфід, силіцидів, гідридами активних Mе; з багатьма солями, утворюючи гідрати; з боранів, силанами; з кетен, недоокісью вуглецю; з фторидами благородних газів. Вода реаг-ет при нагріванні: з Fe, Mgс вугіллям, метаном; з некіт алкилгалогенидами. Застосування: водень -синтез аміаку, метанолу, хлороводню, ТВ.жіров, полум'я водню-для зварювання, плавлення, в металургії для відновлення Ме з оксиду, паливо для ракет, в фармації-вода, пероксид-антісепт, бактерицид, промивання, знебарвлення волосся, стерилізація.

Біол.роль: водень-7кг, Основна функція водорода- структурування біологічного простору (вода і водневі зв'язку) і формування різноманітності орг молекул (входить в структуру білків, вуглеводів, жирів, ферментів) Завдяки водневим зв'язкам здійснюється

копіювання молекули ДНК. Вода бере участь у величезній

кількості біохімічних реакцій, у всіх фізіологічних і біологічних

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

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

підтримки ними оптимального обсягу, вона визначає просторову структуру і

функції біомолекул.

Металева зв'язок - хімічний зв'язок, обумовлена ​​наявністю щодо вільних електронів. Характерна як для чистих металів, так і їх сплавів і інтерметалевих з'єднань.

Механізм металевої зв'язку

У всіх вузлах кристалічної решітки розташовані позитивні іони металу. Між ними безладно, подібно до молекул газу рухаються валентні електрони, відчепили від атомівпри утворенні іонів. Ці електрони відіграють роль цементу, утримуючи разом позитивні іони; в іншому випадку решітка розпалася б під дією сил відштовхування між іонами. Разом з тим і електрони утримуються іонами в межах кристалічної решітки і не можуть її покинути. Сили зв'язки не локалізовані і 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 орбиталь перекривається з орбиталями перших двох атомів, що дає ще одну молекулярну орбіталь. Коли атомів багато, виникає величезна кількість тривимірних молекулярних орбіталей, що тягнуться у всіх напрямках. Внаслідок багаторазового перекривання орбіталей валентні електрони кожного атома зазнають впливу багатьох атомів.

Характерні кристалічні решітки

Більшість металів утворює одну з наступних високосімметрічних решіток з щільною упаковкою атомів: кубічну об'ємно центровану, кубічну гранецентрированную і гексагональну.

У кубічної об'ємно центрованої решітці ( ОЦК) Атоми розташовані у вершинах куба і один атом в центрі обсягу куба. Кубічну об'ємно центровану грати мають метали: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba і ін.

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

У гексагональної решітці атоми розташовані у вершинах і центрі шестигранних підстав призми, а три атома - в середній площині призми. Таку упаковку атомів мають метали: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca та ін.

інші властивості

Вільно рухомі електрони обумовлюють високу електро- і теплопровідність. Речовини, що володіють металевим зв'язком, часто поєднують міцність з пластичністю, так як при зміщенні атомів один щодо одного не відбувається розрив зв'язків. Також важливою властивістю є металева ароматичность.

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

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

Металева зв'язок пояснює властивості металів, зокрема, їх міцність. Під дією деформуючий сили решітка 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 енергіяелектронів збільшиться. Це збільшення енергії пошириться в "електронному море" по всьому зразком з великою швидкістю.

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