Что такое металлическая связь в химии. Металлическая связь: механизм образования

Металлической называется многоцентровая связь, которая существует в металлах и их сплавах между положительно заряженными ионами и валентными электронами, которые являются общими для всех ионов и свободно передвигаются по кристаллу.

Имеют небольшое количество валентных электронов и низкую ионизации. Эти электроны вследствие больших радиусов атомов металлов достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них и становиться общими для всего кристалла металла. В результате в кристаллической решетке металла возникают положительно заряженные ионы металла и электронный газ — совокупность подвижных электронов, которые свободно передвигаются по кристаллу металла.

В результате металл представляет собой ряд положительных ионов, локализованных в определенных положениях , и большое количество электронов, которые сравнительно свободно передвигаются в поле положительных центров. Пространственное строение металлов — это кристалл, который можно представить как клетку с положительно заряженными ионами в узлах, погруженную в отрицательно заряженный электронный газ. Все атомы отдают свои валентные электроны на образование электронного газа, они свободно перемещаются внутри кристалла, не нарушая химической связи.

Теория о свободном перемещении электронов в кристаллической решетке металлов была экспериментально подтверждена опытом Толмена и Стюарта (в 1916г.): при резком торможении предварительно раскрученной катушки с намотанным проводом, свободные электроны продолжали некоторое время двигаться по инерции, и в это время амперметр, включенный в цепь катушки, регистрировал импульс электрического тока.

Разновидности моделей металлической связи

Признаками металлической связи являются такие характеристики:

1. Многоэлектронность, поскольку в образовании металлического связи участвуют все валентные электроны;
2. Многоцентровость, или делокализованность — связь соединяет одновременно большое количество атомов, содержащихся в кристалле металла;
3. Изотропность, или ненаправленность — благодаря беспрепятственному передвижению электронного газа одновременно во все стороны металлическая связь является сферически симметричным.

Металлические кристаллы образуют, в основном, три вида кристаллических решеток, однако некоторые металлы в зависимости от температуры могут иметь разные структуры.

Кристаллические решетки металлов: а) кубическая гранецентрированная (Cu, Au, Ag, Al); б) кубическая объемноцентрированная (Li, Na, Ba, Mo, W, V); в) гексагональная (Mg, Zn, Ti, Cd, Cr)

Металлическая связь существует в кристаллах и расплавах всех металлов и сплавов. В чистом виде она характерна для щелочных и щелочно-земельных металлов. У переходных d-металлов связь между атомами является частично ковалентной.

Металлическая связь вследствие наличия свободных электронов (электронного газа) и их равномерного распределения по кристаллу приводит к характерным общим свойствам металлов и сплавов, в частности, высокую тепло- и электропроводность, пластичность (т.е. способность без разрушения испытывать деформации при обычных или повышенных ), непрозрачность и металлический блеск, обусловленный их способностью отражать свет.

Ионная связь

(использованы материалы сайта http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)

Ионная связь осуществляется путем электростатического притяжения между противоположно заряженными ионами. Эти ионы образуются в результате перехода электронов от одного атома к другому. Ионная связь образуется между атомами, имеющими большие различия электроотрицательностей (обычно больше 1,7 по шкале Полинга), например, между атомами щелочных металлов и галогенов.

Рассмотрим возникновение ионной связи на примере образования NaCl.

Из электронных формул атомов

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 и

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

видно, что для завершения внешнего уровня атому натрия легче отдать один электрон, чем присоединить семь, а атому хлора легче присоединить один, чем отдать семь. В химических реакциях атом натрия отдает один электрон, а атом хлора принимает его. В результате электронные оболочки атомов натрия и хлора превращаются в устойчивые электронные оболочки благородных газов (электронная конфигурация катиона натрия

Na + 1s 2 2s 2 2p 6 ,

а электронная конфигурация аниона хлора

Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

Электростатическое взаимодействие ионов приводит к образованию молекулы NaCl.

Характер химической связи часто находит отражение в агрегатном состоянии и физических свойствах вещества. Такие ионные соединения, как хлорид натрия NaCl твердые и тугоплавкие потому, что между зарядами их ионов "+" и "–" существуют мощные силы электростатического притяжения.

Отрицательно заряженный ион хлора притягивает не только "свой" ион Na+, но и другие ионы натрия вокруг себя. Это приводит к тому, что около любого из ионов находится не один ион с противоположным знаком, а несколько.

Строение кристалла поваренной соли NaCl.

Фактически, около каждого иона хлора располагается 6 ионов натрия, а около каждого иона натрия - 6 ионов хлора. Такая упорядоченная упаковка ионов называется ионным кристаллом. Если в кристалле выделить отдельный атом хлора, то среди окружающих его атомов натрия уже невозможно найти тот, с которым хлор вступал в реакцию.

Притянутые друг к другу электростатическими силами, ионы крайне неохотно меняют свое местоположение под влиянием внешнего усилия или повышения температуры. Но если хлорид натрия расплавить и продолжать нагревать в вакууме, то он испаряется, образуя двухатомные молекулы NaCl . Это говорит о том, что силы ковалентного связывания никогда не выключаются полностью.

Основные характеристики ионной связи и свойства ионных соединений

1. Ионная связь является прочной химической связью. Энергия этой связи составляет величины порядка 300 – 700 кДж/моль.

2. В отличие от ковалентной связи, ионная связь является ненаправленной, поскольку ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении.

3. В отличие от ковалентной связи, ионная связь является ненасыщенной, так как взаимодействие ионов противоположного знака не приводит к полной взаимной компенсации их силовых полей.

4. В процессе образования молекул с ионной связью не происходит полной передачи электронов, поэтому стопроцентной ионной связи в природе не существует. В молекуле NaCl химическая связь лишь на 80% ионная.

5. Соединения с ионной связью – это твердые кристаллические вещества, имеющие высокие температуры плавления и кипения.

6. Большинство ионных соединений растворяются в воде. Растворы и расплавы ионных соединений проводят электрический ток.

Металлическая связь

По-другому устроены металлические кристаллы. Если рассмотреть кусочек металлического натрия, то обнаружится, что внешне он сильно отличается от поваренной соли. Натрий - мягкий металл, легко режется ножом, расплющивается молотком, его можно без труда расплавить в чашечке на спиртовке (температура плавления 97,8 о С). В кристалле натрия каждый атом окружен восемью другими такими же атомами.

Строение кристалла металлического Na.

Из рисунка видно, что атом Na в центре куба имеет 8 ближайших соседей. Но это же можно сказать и о любом другом атоме в кристалле, поскольку все они одинаковы. Кристалл состоит из "бесконечно" повторяющихся фрагментов, изображенных на этом рисунке.

Атомы металлов на внешнем энергетическом уровне содержат небольшое число валентных электронов. Поскольку энергия ионизации атомов металлов невелика, валентные электроны слабо удерживаются в этих атомах. В результате в кристаллической решетке металлов появляются положительно заряженные ионы и свободные электроны. При этом катионы металла находятся в узлах кристаллической решетки, а электроны свободно перемещаются в поле положительных центров образуя так называемый «электронный газ».

Наличие между двумя катионами отрицательно заряженного электрона приводит тому, что каждый катион взаимодействует с этим электроном.

Таким образом, металлическая связь – это связь между положительными ионами в кристаллах металлов, которая осуществляется путем притяжения электронов, свободно перемещающихся по всему кристаллу.

Поскольку валентные электроны в металле равномерно распределены по всему кристаллу металлическая связь, как и ионная, является ненаправленной связью. В отличие от ковалентной связи, металлическая связь является ненасыщенной связью. От ковалентной связи металлическая связь отличается также и прочностью. Энергия металлической связи примерно в три – четыре раза меньше энергии ковалентной связи.

Вследствие большой подвижности электронного газа металлы характеризуются высокой электро- и теплопроводностью.

Металлический кристалл выглядит достаточно простым, но на самом деле его электронное устройство сложнее, чем у кристаллов ионных солей. На внешней электронной оболочке элементов-металлов недостаточно электронов для образования полноценной "октетной" ковалентной или ионной связи. Поэтому в газообразном состоянии большинство металлов состоит из одноатомных молекул, (т.е. отдельных, не связанных между собой атомов). Типичный пример - пары ртути. Таким образом, металлическая связь между атомами металлов возникает только в жидком и твердом агрегатном состоянии.

Описать металлическую связь можно следующим образом: часть атомов металла в образующемся кристалле отдают в пространство между атомами свои валентные электроны (у натрия это...3s1), превращаясь в ионы. Поскольку все атомы металла в кристалле одинаковы, каждый из них имеет равные с другими шансы потерять валентный электрон.

Иными словами, переход электронов между нейтральными и ионизированными атомами металла происходит без затрат энергии. Часть электронов при этом всегда оказывается в пространстве между атомами в виде "электронного газа".

Эти свободные электроны, во-первых, удерживают атомы металла на определенном равновесном расстоянии друг от друга.

Во-вторых, они придают металлам характерный "металлический блеск" (свободные электроны могут взаимодействовать с квантами света).

В-третьих, свободные электроны обеспечивают металлам хорошую электропроводность. Высокая теплопроводность металлов тоже объясняется наличием свободных электронов в межатомном пространстве - они легко "откликаются" на изменения энергии и способствуют ее быстрому переносу в кристалле.

Упрощенная модель электронного строения металлического кристалла.

******** На примере металла натрия рассмотрим природу металлической связи с точки зрения представлений об атомных орбиталях. У атома натрия, как и у многих других металлов, имеется недостаток валентных электронов, зато имеются свободные валентные орбитали. Единственный 3s-электрон натрия способен перемещаться на любую из свободных и близких по энергии соседних орбиталей. При сближении атомов в кристалле внешние орбитали соседних атомов перекрываются, благодаря чему отданные электроны свободно перемещаются по всему кристаллу.

Однако "электронный газ" вовсе не беспорядочен, как может показаться. Свободные электроны в металлическом кристалле находятся на перекрывающихся орбиталях и в какой-то мере обобществляются, образуя подобие ковалентных связей. У натрия, калия, рубидия и других металлических s-элементов обобществленных электронов просто мало, поэтому их кристаллы непрочные и легкоплавкие. С увеличением числа валентных электронов прочность металлов, как правило, возрастает.

Таким образом, металлическую связь склонны образовывать элементы, атомы которых на внешних оболочках имеют мало валентных электронов. Эти валентные электроны, осуществляющие металлическую связь, обобществлены настолько, что могут перемещаться по всему металлическому кристаллу и обеспечивают высокую электропроводность металла.

Кристалл NaCl не проводит электрический ток, потому что в пространстве между ионами нет свободных электронов. Все электроны, отданные атомами натрия, прочно удерживают около себя ионы хлора. В этом одно из существенных отличий ионных кристаллов от металлических.

То, что вы теперь знаете о металлической связи, позволяет объяснить и высокую ковкость (пластичность) большинства металлов. Металл можно расплющить в тонкий лист, вытянуть в проволоку. Дело в том, что отдельные слои из атомов в кристалле металла могут относительно легко скользить один по другому: подвижный "электронный газ" постоянно смягчает перемещение отдельных положительных ионов, экранируя их друг от друга.

Разумеется, ничего подобного нельзя сделать с поваренной солью, хотя соль - тоже кристаллическое вещество. В ионных кристаллах валентные электроны прочно связаны с ядром атома. Сдвиг одного слоя ионов относительно другого приводит к сближению ионов одинакового заряда и вызывает сильное отталкивание между ними, в результате чего происходит разрушение кристалла (NaCl - хрупкое вещество).

Сдвиг слоев ионного кристалла вызывает появление больших сил отталкивания между одноименными ионами и разрушение кристалла.

Навигация

• Решение комбинированных задач на основе количественных характеристик вещества
• Решение задач. Закон постоянства состава веществ. Вычисления с использованием понятий «молярная масса» и «химическое количество» вещества

Металлическая связь – это связь, образованная между атомами в условиях сильновыраженной делокализации (распространение валентных электронов по нескольким химическим связям в соединении) и дефицита электронов в атоме (кристалле). Является ненасыщенной и пространственно ненаправленной.

Делокализация валентных электронов в металлах является следствием многоцентрового характера металлической связи. Многоцентровость металлической связи обеспечивает высокую электрическую проводимость и теплопроводность металлов.

Насыщаемость определяется числом валентных орбиталей, участвующих в образовании хим. связи. Количественная характеристика – валентность. Валентность – число связей, которые может образовывать один атом с другими; - определяется числом валентных орбиталей, участвующих в образовании связи по обменному и донорно-акцепторному механизму.

Направленность – связь образуется в направлении максимального перекрывания электронных облаков; - определяет химическое и кристаллохимическое строение вещества (как связаны атомы в кристаллической решетке).

При образовании ковалентной связи электронная плотность концентрируется между взаимодействующими атомами (рисунок из тетради) . В случае металлической связи электронная плотность делокализована по всему кристаллу.(рисунок из тетради)

(пример из тетради)

По причине ненасыщенности и ненаправленности металлической связи, металлические тела (кристаллы) являются высоко симметричными и высоко координированными. Подавляющему большинству кристаллических структур металла отвечают 3 типа упаковок атома в кристаллах:

1. ГЦК – гренецентрированна кубическая плотноупокованная структура. Плотность упаковки – 74,05%, координационное число = 12.

2. ГПУ – гексогональная плотноупакованная структура, плотность упаковки = 74,05%, к.ч. = 12.

3. ОЦК – объем центрируется, плотность упаковки = 68,1%, к.ч. = 8.

Металлическая связь не исключает некоторой доли ковалентности. Металлическая связь в чистом виде характерна только для щелочных и щелочно-земельных металлов.

Чистая металлическая связь характеризуется энергией порядка 100/150/200 кДж/моль, в 4 раза слабее ковалентной.

36. Хлор и его свойства. В=1(III, IV, V и VII)степ.окисления=7, 6, 5, 4, 3, 1, −1

жёлто-зелёный газ с резким раздражающим запахом. Xлор встречается в природе только в виде соединений. В природе в виде хлоридова калия,магния,нитрия,образовавшихся в рез-те испарения бывших морей,озёр. Получение.пром :2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl2,электролизом вод р-ов хлоридовMe.\2KMnO4+16HCl=2MnCl2+2KCl+8H2O+5Cl2/Химически хлор очень активен, непосред¬ственно соединяется почти со всеми Ме, и с неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода, инертных газов),замещает водород в пред УВ и присоединяется к ненасыщенным соединениям,вытесняет бром и иод из их соединений.Фосфор воспламеняется в атмосфере хлора РСl3, а при дальнейшем хлорировании - РСl5; сера с хлором = S2Сl2, SСl2 и другие SnClm. Смесь хлора с водородом горит.С кислородом хлор образует окислы: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, а также гипохлориты (соли хлорноватистой кислоты), хлориты, хлораты и перхлораты. Все кислородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляющимися веществами. Окислы хлора малостойки и могут самопроизвольно взрываться, гипохлориты при хранении медленно разлагаются, хлораты и перхлораты могут взрываться под влиянием инициаторов. в воде -хлорноватистую и сол: Сl2 + Н2О = НСlО + НСl. При хлорировании водных растворов щелочей на холоду образуются гипохлориты и хлориды: 2NаОН + Сl2 = NаСlO + NаСl + Н2О, а при нагревании - хлораты. При взаимодействии аммиака с хлором образуется трёххлористый азот. с другими галогенами межгалогенные соединения. Фториды СlF, СlF3, СlF5 очень реакционноспособны; например, в атмосфере СlF3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом к фтором - оксифториды хлора: СlО3F, СlО2F3, СlOF, СlОF3 и перхлорат фтора FСlO4.Применение: производство хим.соед,очистка воды,синтезы в пищевой,фарм пром-ти-бактерицид,антисепт.,отбеливание бумаг,тканей,пиротехника,спички,в СХ уничтожает сорняки.

Биологическая роль: биогенный, компонент тканей растений и животных. 100г основное осмотически активное вещество плазмы крови, лимфы, спинномозговой жидкости и некоторых тканей.Сут потребн хлористого натрия =6-9г-хлеб, мясные и молочные продукты. Играет роль в водно-солевом обмене, способствуя удержанию тканями воды. Регуляция кислотно-щелочного равновесия в тканях осуществляется наряду с другими процессами путём изменения в распределении хлора между кровью и другими тканями, хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя как окислительное фосфорилирование, так и фотофосфорилирование. Xлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода,компонент жел.сока.

37. Водород, вода.В=1;ст.окисл=+1-1 Водород ион полностью лишен электронных оболочек, может подходить на очень близкие расстояния, внедряться в электронные оболочки.

Самый распространенный элемент Вселенной. Он составляет основ­ную массу Солнца, звезд и других космических тел.В свободном состоянии на Земле он встре­чается сравнительно редко - содержится в нефтяных и горючих газах, присут­ствует в виде включений в некоторых минералах,больш.часть в составе воды.Получение: 1. Лаборатория 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. В промышленности: конверсия, электролиз:СH4+H2O=CO+3H2\CO+H2O=CO+H 2/Хим св-ва. В н.у.:H 2 +F 2 =2HF. При облучении, освещении, катализаторы: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. Водород образует гидриды: ионные, ковалентные и металлические. К ионным –NaH -& ,CaH 2 -& +H 2 O=Ca(OH) 2 ;NaH+H 2 O=NaOH+H 2 . Ковалентные –B 2 H 6 ,AlH 3 ,SiH 4 . Металлические –сd-элементами; состав переменный:MeH ≤1 ,MeH ≤2 – внедряются в пустоты между атомами.Проводит тепло, ток, твердые.ВОДА.сп3-гибридная сильнополярн.молекула под углом 104,5 ,диполи,наиб.распростран.растворитель.Вода реаг-ет при комнатной t:с активными мес галогенами (F, Cl) и межгалоидными соед-ямис солями, образов-ми слабой к-той и слабым осн-ем, вызывая их полный гидролиз; с ангидридами и галогенангидридами карбоновых и неорганич. кис-т; с активными металлорган-ми соед-ми; с карбидами, нитридами, фосфидами, силицидами, гидридами активных Mе; со многими солями, образуя гидраты;с боранами, силанами;с кетенами, недоокисью углерода;с фторидами благородных газов. Вода реаг-ет при нагревании: с Fe, Mgс углем, метаном;с некот алкилгалогенидами.Применение:водород -синтез аммиака,метанола,хлороводорода,ТВ.жиров,пламя водорода-для сварки,плавления,в металлургии для восстановления Ме из оксида,топливо для ракет,в фармации-вода,пероксид-антисепт,бактерицид,промывание,обесцвечивание волос,стерилизация.

Биол.роль: водород-7кг, Основная функция водорода– структурирование биологического пространства(вода и водородные связи) и формирование разнообразия орг молекул(входит в структуру белков, углеводов, жиров, ферментов) Благодаря водородным связям осуществляется

копирование молекулы ДНК. Вода принимает участие в громадном

количестве биохимических реакций, во всех физиологических и биологических

процессах, обеспечивает обмен веществ между организмом и внешней средой, между

клетками и внутри клеток. Вода является структурной основой клеток, необходима для

поддержания ими оптимального объема, она определяет пространственную структуру и

функции биомолекул.

Металлическая связь возникает между атомами металлов. Характерной особенностью атомов металлов является небольшое число электронов на внешнем энергетическом уровне, слабо удерживаемых ядром, и большое число свободных атомных орбиталей с близкой энергией, поэтому металлическая связь ненасыщенная.

Валентные электроны участвуют в образовании связей сразу с 8-ю или 12-ю атомами (в соответствии с координационным числом атомов металлов). В этих условиях валентные электроны с небольшой энергией ионизации перемещаются по доступным орбиталям всех соседних атомов, обеспечивая связь между ними.

Металлическая связь характеризуется слабым взаимодействием общих электронов с ядрами соединяемых атомов и полной делокализацией этих электронов между всеми атомами в кристалле, что обеспечивает устойчивость данной связи.

Схема образования металлической связи (М – металл):

М 0 – ne М n +

Металлы имеют особую кристаллическую решётку, в узлах которой находятся как нейтральные, так и положительно заряженные атомы металла, между которыми свободно перемещаются (в пределах кристалла) обобществлённые электроны ("электронный газ"). Движение общих электронов в металлах осуще­ствляется по множеству молекулярных орбиталей, возникших за счёт слияния большого числа свободных орбиталей соединяемых атомов и охватывающих множество атомных ядер. В случае металлической связи невозможно говорить о её направленности, так как общие электроны равномерно делокализованы по всему кристаллу.

Особенности строения металлов определяют их характерные физические свойства: твёрдость, ковкость, высокую электрическую проводимость и теплопроводность, а также особый металлический блеск.

Металлическая связь характерна для металлов не только в твёрдом состоянии, но и в жидком, то есть это свойство агрегатов атомов, расположенных в непосредственной близости друг другу. В газообразном состоянии атомы металлов связаны между собой одной или несколькими ковалентными связями в молекулы, например Li 2 (Li–Li), Be 2 (Be=Be), Al 4 – каждый атом алюминия соединён с тремя другими с образованием тетраэдрической структуры:

4. Водородная связь

Водородная связь – это особый вид связи, свойственный только атомам водорода. Она возникает в тех случаях, когда атом водорода связан с атомом наиболее электроотрицательных элементов, прежде всего фтора, кислорода и азота. Рассмотрим образование водородной связи на примере фтороводорода. У электроотрицательного атома водорода имеется только один электрон, благодаря которому он может образовывать ковалентную связь с атомом фтора. При этом возникает молекула фтороводорода Н-F, в которой общая электронная пара смещена к атому фтора.

В результате такого распределения электронной плотности молекула фтороводорода представляет собой диполь, положительным полюсом которого является атом водорода. Из-за того, что связывающая электронная пара смещается к атому фтора, частично освобождается 1 s -орбиталь атома водорода и частично обнажается его ядро. У любого другого атома положительный заряд ядра после удаления валентных электронов экранируется внутренними электронными оболочками, которые обеспечивают отталкивание электронных оболочек других атомов. У атома водорода таких оболочек нет, его ядро представляет собой весьма малую (субатомную) положительно заряженную частицу – протон (диаметр протона примерно в 10 5 раз меньше диаметров атомов, и, вследствие отсутствия у него электронов, он притягивается электронной оболочкой других электронейтральных или отрицательно заряженных атомов).

Напряжённость электрического поля вблизи частично «обнажённого» атома водорода настолько велика, что он может активно притягивать отрицательный полюс соседней молекулы. Поскольку этим полюсом является атом фтора, имеющий три несвязывающие электронные пары, а s - орбиталь атома водорода частично вакантна, то между положительно поляризованным атомом водорода одной молекулы и отрицательно поляризованным атомом фтора соседней молекулы возникает донорно-акцепторное ваимодействие.

Таким образом, в результате совместного электростатического и донорно-акцепторного взаимодействия возникает дополнительно вторая связь с участием атома водорода. Это и есть водородная связь, …Н–F Н–F…

Она отличается от ковалентной по энергии и длине. Водородная связь более длинная и менее прочная, чем ковалентная. Энергия водородной связи 8–40 кДж/моль, а ковалентной 80–400 кДж/моль. В твёрдом фтороводороде длина ковалентной связи Н–F равна 95 пм, длина водородной связи F Н равна 156 пм. Благодаря водородной связи между молекулами HF кристаллы твёрдого фтороводорода состоят из бесконечных пло­ских зигзагообразных цепей, так как образующаяся за счет водородной связи система из трех атомов, как правило, линейна.

Водородные связи между молекулами HF частично сохраняются в жидком и даже в газообразном фтороводороде.

Водородная связь условно записывается в виде трёх точек и изображается следующим образом:

где X, Y – атомы F, O, N, Cl, S.

Энергия и длина водородной связи определяются дипольным моментом связи H–X и размером атома Y. Длина водородной связи уменьшается, а её энергия возрастает с увеличением разности электроотрицательностей атомов X и Y (и соответственно дипольного момента связи H–X) и с уменьшением размера атома Y.

Водородные связи образуются также между молекулами, в которых имеются связи О–Н (например, вода H 2 O, хлорная кислота НClO 4 , азотная кислота HNO 3 , карбоновые кислоты RCOOH, фенол C 6 H 5 OH, спирты ROH) и N–Н (например, аммиак NH 3 , тиоциановая кислота HNCS, органические амиды RCONH 2 и амины RNH 2 и R 2 NH).

Вещества, молекулы которых соединены водородными связями, отличаются по своим свойствам от веществ, аналогичных им по строению молекул, но не образующих водородных связей. Температуры плавления и кипения гидридов элементов IVA-группы, в которых нет водородных связей, плавно понижаются с уменьшением номера периода (рис. 15).У гидридов элементов групп VA-VIIA наблюдается нарушение этой зависимости. Три вещества, молекулы которых соединены водородными связями (аммиак NH 3 , вода Н 2 О и фтороводород HF), имеют гораздо более высокие температуры плавления и кипения, чем их аналоги (рис. 15). Кроме того, эти вещества имеют более широкие температурные интервалы существования в жидком состоянии, более высокие теплоты плавления и испарения.

Важную роль водородная связь играет в процессах растворения и кристаллизации веществ, а также при образовании кристаллогидратов.

Водородная связь может образовываться не только между молеку­лами (межмолекулярная водородная связь, МВС) , как это имеет место в рассмотренных выше примерах, но и между атомами од­ной и той же молекулы (внутримолекулярная водородная связь, ВВС) . Например, благодаря внутримолекулярным водородным связям между атомами водорода аминогрупп и атомами кислорода карбонильных групп, полипептидные цепи, образующие молекулы белков, имеют спиралеобразную форму.

рисунок??????????????

Огромную роль водородные связи играют в процессах редуп­ликации и биосинтеза белков. Две нити двойной спирали ДНК (дезоксирибонуклеиновой кислоты) удерживаются вместе водородными связями. В процессе редупликации эти связи разрываются. При транскрипции синтез РНК (рибонуклеиновой кислоты) с использованием ДНК в качестве матрицы происходит также благодаря возникновению водородных связей. Оба процесса возможны потому, что водородные связи легко образуются и легко разрываются.

Рис. 15. Температуры плавления (а ) и кипения (б ) гидридов элементов групп IVА-VIIА.

Металлическая связь. Свойства металлической связи.

Металлическая связь - химическая связь, обусловленная наличием относительно свободных электронов. Характерна как для чистых металлов, так и их сплавов и интерметаллических соединœений.

Механизм металлической связи

Во всœех узлах кристаллической решётки расположены положительные ионы металла. Между ними беспорядочно, подобно молекулам газа движутся валентные электроны, отцепившиеся от атомов при образовании ионов. Эти электроны играют роль цемента͵ удерживая вместе положительные ионы; в противном случае решётка распалась бы под действием сил отталкивания между ионами. Вместе с тем и электроны удерживаются ионами в пределах кристаллической решётки и не могут её покинуть. Силы связи не локализованы и не направлены. По этой причине в большинстве случаев проявляются высокие координационные числа (к примеру, 12 или 8). Когда два атома металла сближаются, орбитали их внешних оболочек перекрываются, образуя молекулярные орбитали. В случае если подходит третий атом, его орбиталь перекрывается с орбиталями первых двух атомов, что дает еще одну молекулярную орбиталь. Когда атомов много, возникает огромное число трехмерных молекулярных орбиталей, простирающихся во всœех направлениях. Вследствие многократного перекрывания орбиталей валентные электроны каждого атома испытывают влияние многих атомов.

Характерные кристаллические решётки

Большинство металлов образует одну из следующих высокосимметричных решёток с плотной упаковкой атомов: кубическую объёмно центрированную, кубическую гранецентрированную и гексагональную.

В кубической объёмно центрированной решётке (ОЦК) атомы расположены в вершинах куба и один атом в центре объёма куба. Кубическую объёмно центрированную решётку имеют металлы: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba и др.

В кубической гранецентрированной решётке (ГЦК) атомы расположены в вершинах куба и в центре каждой грани. Решётку такого типа имеют металлы: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt,Rh, γ-Fe, Cu, α-Co и др.

В гексагональной решётке атомы расположены в вершинах и центре шестигранных оснований призмы, а три атома - в средней плоскости призмы. Такую упаковку атомов имеют металлы:Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca и др.

Другие свойства

Свободно движущиеся электроны обусловливают высокую электро- и теплопроводность. Вещества, обладающие металлической связью, часто сочетают прочность с пластичностью, так как при смещении атомов друг относительно друга не происходит разрыв связей. Также важным свойством является металлическая ароматичность.

Металлы хорошо проводят тепло и электричество, они достаточно прочны, их можно деформировать без разрушения. Некоторые металлы ковкие (их можно ковать), некоторые тягучие (из них можно вытягивать проволоку). Эти уникальные свойства объясняются особым типом химической связи, соединяющей атомы металлов между собой – металлической связью.

Металлы в твердом состоянии существуют в виде кристаллов из положительных ионов, как бы “плавающих” в море свободно движущихся между ними электронов.

Металлическая связь объясняет свойства металлов, в частности, их прочность. Под действием деформирующей силы решетка металла может изменять свою форму, не давая трещин, в отличие от ионных кристаллов.

Высокая теплопроводность металлов объясняется тем, что если нагреть кусок металла с одной стороны, то кинœетическая энергия электронов увеличится. Это увеличение энергии распространится в “ электронном море” по всœему образцу с большой скоростью.

Становится понятной и электрическая проводимость металлов. В случае если к концам металлического образца приложить разность потенциалов, то облако делокализованных электронов будет сдвигаться в направлении положительного потенциала:данный поток электронов, движущихся в одном направлении, и представляет собой всœем знакомый электрический ток.

Металлическая связь. Свойства металлической связи. - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Металлическая связь. Свойства металлической связи." 2017, 2018.