A fémes egy többcentrikus kötés, amely fémekben és ötvözeteikben létezik pozitív töltésű ionok és vegyértékelektronok között, amelyek minden ionra közösek, és szabadon mozognak a kristályban.
Kis számú vegyértékelektronnal és alacsony ionizációval rendelkeznek. A fématomok nagy sugara miatt ezek az elektronok meglehetősen gyengén kötődnek az atommagjukhoz, és könnyen elszakadhatnak tőlük, és közössé válhatnak az egész fémkristályra. Ennek eredményeként pozitív töltésű fémionok és elektrongáz jelennek meg a fém kristályrácsában - mobil elektronok gyűjteményében, amelyek szabadon mozognak a fémkristályban.
Ennek eredményeként a fém számos, bizonyos pozíciókban lokalizált pozitív ionból és nagyszámú elektronból áll, amelyek viszonylag szabadon mozognak a pozitív centrumok terén. A fémek térszerkezete egy kristály, amely egy cellaként képzelhető el, amelynek csomópontjaiban pozitív töltésű ionok vannak, negatív töltésű elektrongázba merülve. Minden atom feladja vegyértékelektronjait, hogy elektrongázt képezzen, szabadon mozog a kristály belsejében, anélkül, hogy megszakítaná a kémiai kötést.
Az elektronok szabad mozgásának elméletét a fémek kristályrácsában Tolman és Stewart kísérlete (1916-ban) kísérletileg megerősítette: egy korábban nem csavart tekercs éles fékezésével egy tekercs huzallal a szabad elektronok egy ideig tovább mozogtak. tehetetlenséggel, és ekkor az áramköri tekercsekre csatlakoztatott ampermérő elektromos áramimpulzust rögzített.
Fémkötési modellek fajtái
A fémkötés jelei a következő jellemzők:
- Multielektronitás, mivel minden vegyértékelektron részt vesz a fémkötés kialakításában;
- Multicentrikusság vagy delokalizáció - egy kötés egyidejűleg nagyszámú atomot köt össze egy fémkristályban;
- Izotrópia, vagy irányítatlanság - az elektrongáz egyidejű, minden irányban történő akadálytalan mozgása miatt a fémkötés gömbszimmetrikus.
A fémkristályok főként háromféle kristályrácsot alkotnak, de egyes fémek a hőmérséklettől függően eltérő szerkezetűek lehetnek.
Fémek kristályrácsai: a) felületközpontú köbös (Cu, Au, Ag, Al); b) köbös testközpontúak (Li, Na, Ba, Mo, W, V); c) hatszögletű (Mg, Zn, Ti, Cd, Cr) Fémkötések léteznek minden fém és ötvözet kristályaiban és olvadékaiban. Tiszta formájában az alkáli- és alkáliföldfémekre jellemző. Az átmeneti d-fémekben az atomok közötti kötés részben kovalens.
Kémiai kötés
Minden kölcsönhatás, amely a kémiai részecskék (atomok, molekulák, ionok stb.) anyagokká való kombinációjához vezet, kémiai kötésekre és intermolekuláris kötésekre (intermolekuláris kölcsönhatások) oszlik.
Kémiai kötések- közvetlen kötések az atomok között. Léteznek ionos, kovalens és fémes kötések.
Intermolekuláris kötések- molekulák közötti kapcsolatok. Ezek a hidrogénkötések, ion-dipól kötések (e kötés kialakulása miatt például ionok hidratációs héja képződik), dipól-dipól (e kötés kialakulása miatt a poláris anyagok molekulái egyesülnek például folyékony acetonban) stb.
Ionos kötés- ellentétes töltésű ionok elektrosztatikus vonzása következtében létrejövő kémiai kötés. A bináris vegyületekben (két elem vegyületei) akkor jön létre, ha a kötött atomok mérete nagyon eltér egymástól: egyes atomok nagyok, mások kicsik - vagyis egyes atomok könnyen feladják az elektronokat, míg mások hajlamosak fogadja el őket (általában ezek a tipikus fémeket alkotó elemek atomjai és a tipikus nemfémeket alkotó elemek atomjai); az ilyen atomok elektronegativitása is nagyon eltérő.
Az ionos kötés nem irányított és nem telíthető.
Kovalens kötés- kémiai kötés, amely egy közös elektronpár képződése miatt jön létre. Azonos vagy hasonló sugarú kis atomok között kovalens kötés jön létre. Szükséges feltétel a párosítatlan elektronok jelenléte mindkét kötött atomban (cseremechanizmus), vagy egy magányos pár az egyik atomban, és egy szabad orbitális a másikban (donor-akceptor mechanizmus):
| A) | H· + ·H H:H | H-H | H 2 | (egy megosztott elektronpár; H egyértékű); |
| b) | NN | N 2 | (három megosztott elektronpár; N háromértékű); | |
| V) | HF | HF | (egy megosztott elektronpár; H és F egyértékűek); | |
| G) | NH4+ | (négy megosztott elektronpár; N négyértékű) |
- A megosztott elektronpárok száma alapján a kovalens kötéseket felosztják
- egyszerű (egyetlen)- egy pár elektron,
- kettős- két pár elektron,
- hármas- három pár elektron.
A kettős és hármas kötéseket többszörös kötéseknek nevezzük.
A kötött atomok közötti elektronsűrűség megoszlása szerint a kovalens kötést felosztjuk nem polárisÉs poláris. Azonos atomok között egy nem poláris kötés, a különböző atomok között egy poláris kötés jön létre.
Elektronegativitás- egy anyagban lévő atom azon képességének mértéke, hogy közös elektronpárokat vonzzon.
A poláris kötések elektronpárjai több elektronegatív elem felé tolódnak el. Magát az elektronpárok elmozdulását kötéspolarizációnak nevezzük. A polarizáció során keletkező részleges (többlet) töltéseket + és - jelöléssel jelöljük, például: .
Az elektronfelhők ("pályák") átfedésének jellege alapján a kovalens kötést -kötésre és -kötésre osztják.
-A kötés az elektronfelhők közvetlen átfedése miatt jön létre (az atommagokat összekötő egyenes mentén), -oldalirányú átfedés következtében (az atommagok elhelyezkedésének síkjának mindkét oldalán) kötés jön létre.
A kovalens kötés irányított és telíthető, valamint polarizálható.
A hibridizációs modell a kovalens kötések kölcsönös irányának magyarázatára és előrejelzésére szolgál.
Atompályák és elektronfelhők hibridizációja- az atompályák feltételezett összehangolása az energiában, és az elektronfelhők alakja, amikor az atom kovalens kötéseket hoz létre.
A hibridizáció három leggyakoribb típusa: sp-, sp 2 és sp 3 -hibridizáció. Például:
sp-hibridizáció - molekulákban C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (lineáris szerkezet);
sp 2-hibridizáció - C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 molekulákban (lapos háromszög alakú);
sp 3-hibridizáció - CCl 4, SiH 4, CH 4 molekulákban (tetraéderes forma); NH 3 (piramis alakú); H 2 O (szögletes forma).
Fém csatlakozás- kémiai kötés, amely a fémkristály összes kötött atomjának vegyértékelektronjainak megosztásával jön létre. Ennek eredményeként a kristály egyetlen elektronfelhője képződik, amely elektromos feszültség hatására könnyen mozog - innen ered a fémek nagy elektromos vezetőképessége.
Fémes kötés akkor jön létre, ha a kötött atomok nagyok, és ezért hajlamosak elektronokat feladni. A fémes kötéssel rendelkező egyszerű anyagok a fémek (Na, Ba, Al, Cu, Au stb.), az összetett anyagok az intermetallikus vegyületek (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 stb.).
A fémkötésnek nincs irányítottsága vagy telítettsége. Fémolvadékokban is megőrzik.
Hidrogén kötés- intermolekuláris kötés, amely egy erősen elektronegatív atomból származó elektronpárnak egy nagy pozitív parciális töltésű hidrogénatom általi részleges elfogadása következtében jön létre. Olyan esetekben jön létre, amikor az egyik molekula magányos elektronpárral és nagy elektronegativitású (F, O, N) atomot tartalmaz, a másik pedig egy hidrogénatomot tartalmaz, amely erősen poláris kötéssel kapcsolódik az egyik ilyen atomhoz. Példák intermolekuláris hidrogénkötésekre:
H—O—H OH 2, H—O—H NH 3, H—O—H F—H, H—F H—F.
Az intramolekuláris hidrogénkötések a polipeptidek, nukleinsavak, fehérjék stb. molekuláiban léteznek.
Bármely kötés erősségének mértéke a kötés energiája.
Kommunikációs energia- az adott kémiai kötés felszakításához szükséges energia 1 mól anyagban. A mértékegység 1 kJ/mol.
Az ionos és kovalens kötések energiája azonos nagyságrendű, a hidrogénkötések energiája egy nagyságrenddel kisebb.
A kovalens kötés energiája a kötött atomok méretétől (a kötés hosszától) és a kötés többszörösétől függ. Minél kisebbek az atomok és minél nagyobb a kötéssokaság, annál nagyobb az energiája.
Az ionos kötés energiája az ionok méretétől és töltésüktől függ. Minél kisebbek az ionok és minél nagyobb a töltésük, annál nagyobb a kötési energia.
Az anyag szerkezete
A szerkezet típusa szerint minden anyag fel van osztva molekulárisÉs nem molekuláris. A szerves anyagok között a molekuláris anyagok, a szervetlen anyagok között a nem molekuláris anyagok vannak túlsúlyban.
A kémiai kötés típusa alapján az anyagokat kovalens kötéssel rendelkező anyagokra, ionos kötéssel rendelkező anyagokra (ionos anyagok) és fémes kötésű anyagokra (fémekre) osztják.
A kovalens kötéssel rendelkező anyagok lehetnek molekulárisak vagy nem molekulárisak. Ez jelentősen befolyásolja fizikai tulajdonságaikat.
A molekuláris anyagok olyan molekulákból állnak, amelyek gyenge intermolekuláris kötésekkel kapcsolódnak egymáshoz, ezek közé tartoznak a következők: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 és más egyszerű anyagok; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, szerves polimerek és sok más anyag. Ezek az anyagok nem nagy szilárdságúak, alacsony olvadáspontú és forráspontúak, nem vezetnek elektromosságot, és néhányuk vízben vagy más oldószerekben oldódik.
A kovalens kötésekkel vagy atomos anyagokkal (gyémánt, grafit, Si, SiO 2, SiC és mások) nagyon erős kristályokat képeznek (a réteggrafit kivételével), vízben és más oldószerekben nem oldódnak, magas olvadáspontúak, ill. forráspont, legtöbbjük nem vezet elektromos áramot (kivéve a grafitot, amely elektromosan vezető, és a félvezetőket - szilícium, germánium stb.)
Minden ionos anyag természetesen nem molekuláris. Ezek szilárd, tűzálló anyagok, amelyek oldatai és olvadékai elektromos áramot vezetnek. Sok közülük vízben oldódik. Megjegyzendő, hogy az ionos anyagokban, amelyek kristályai összetett ionokból állnak, kovalens kötések is vannak, például: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-) stb. A komplex ionokat alkotó atomok kovalens kötésekkel kapcsolódnak egymáshoz.
Fémek (fémes kötésekkel rendelkező anyagok) nagyon változatosak fizikai tulajdonságaikban. Ezek között vannak folyékony (Hg), nagyon lágy (Na, K) és nagyon kemény fémek (W, Nb).
A fémek jellemző fizikai tulajdonságai a nagy elektromos vezetőképességük (a félvezetőktől eltérően a hőmérséklet emelkedésével csökken), a nagy hőkapacitásuk és a hajlékonyságuk (tiszta fémeknél).
Szilárd állapotban szinte minden anyag kristályokból áll. A szerkezet és a kémiai kötés típusa alapján a kristályokat („kristályrács”) osztják fel: atom(kovalens kötéssel rendelkező, nem molekuláris anyagok kristályai), ión(ionos anyagok kristályai), molekuláris(kovalens kötéssel rendelkező molekuláris anyagok kristályai) és fém(fémes kötéssel rendelkező anyagok kristályai).
Feladatok és tesztek a "10. témakörben. "Kémiai kötés. Az anyag szerkezete."
- A kémiai kötések típusai - Anyagszerkezet 8-9
Leckék: 2 Feladatok: 9 Feladat: 1
- Feladatok: 9 teszt: 1
A témakör feldolgozását követően meg kell értenie a következő fogalmakat: kémiai kötés, intermolekuláris kötés, ionos kötés, kovalens kötés, fémes kötés, hidrogénkötés, egyszerű kötés, kettős kötés, hármas kötés, többszörös kötés, nem poláris kötés, poláris kötés , elektronegativitás, kötéspolarizáció , - és -kötés, atomipályák hibridizációja, kötési energia.
Ismernie kell az anyagok osztályozását szerkezettípus, kémiai kötés típusa szerint, az egyszerű és összetett anyagok tulajdonságainak a kémiai kötés típusától és a „kristályrács” típusától való függését.
Képesnek kell lennie: meghatározni egy anyagban a kémiai kötés típusát, a hibridizáció típusát, elkészíteni a kötésképződés diagramjait, használni az elektronegativitás fogalmát, számos elektronegativitást; tudja, hogyan változik az elektronegativitás azonos periódusú kémiai elemekben és egy csoportban a kovalens kötés polaritásának meghatározásához.
Miután meggyőződött arról, hogy mindent megtanult, amire szüksége van, folytassa a feladatok végrehajtásával. Sok sikert kívánunk.
Ajánlott olvasmány:
- O. S. Gabrielyan, G. G. Lysova. Kémia 11. osztály. M., Bustard, 2002.
- G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kémia 11. osztály. M., Oktatás, 2001.
Anyagok osztályozása
Jelenleg minden modern anyag ennek megfelelően van besorolva.
A technológiában a legfontosabbak a szerinti osztályozások funkcionális és szerkezeti anyagok jellemzői.
Az anyagok osztályozásának fő kritériuma szerkezeti jellemzői szerint az aggregáció állapota, amelytől függően a következő típusokra oszthatók: szilárd anyagok, folyadékok, gázok, plazma.
A szilárd anyagokat pedig kristályosra és nem kristályosra osztják.
A kristályos anyagokat a részecskék közötti kötés típusa szerint oszthatjuk fel: atomi (kovalens), ionos, fémes, molekuláris (2.1. ábra).
Az atomok (molekulák) közötti kötések típusai kristályokban
Az atom egy pozitív töltésű magból és a körülötte mozgó (negatív töltésű) elektronokból áll. Az álló állapotban lévő atom elektromosan semleges. Vannak külső (valencia) elektronok, amelyeknek az atommaggal való kapcsolata jelentéktelen, és belső elektronok, amelyek szorosan kapcsolódnak az atommaghoz.
A kristályrács kialakulása a következőképpen történik. A folyadékból kristályos állapotba való átmenet során az atomok távolsága csökken, és a köztük lévő kölcsönhatási erők nőnek.
Az atomok közötti kapcsolatot elektrosztatikus erők, pl. A kapcsolat természeténél fogva ugyanaz - elektromos jellegű, de a különböző kristályokban eltérően nyilvánul meg. A következő típusú kötéseket különböztetjük meg: ionos, kovalens, poláris, fémes.
Kovalens kötés típusa
Kovalens kötés jön létre a megosztott elektronpárok miatt, amelyek a kötött atomok héjában keletkeznek.
Lehet, hogy ő ugyanazon elem atomjai alkotják, és akkor nem poláris; például ilyen kovalens kötés létezik az egyelemű gázok H 2, O 2, N 2, Cl 2 stb. molekuláiban.
A kovalens kötés lehet különböző elemek atomjai alkotják, hasonló kémiai jellegűek, majd poláris; például ilyen kovalens kötés létezik a H 2 O, NF 3, CO 2 molekulákban.
A természetben elektronegatív elemek atomjai között kovalens kötés jön létre.
Ezzel a típusú kötéssel a szomszédos atomok szabad vegyértékelektronjait osztják meg. A 8 elektronból álló stabil vegyértékhéj megszerzésére törekedve az atomok molekulákká egyesülve egy vagy több elektronpárt alkotnak, amelyek közössé válnak a csatlakozó atomokkal, pl. egyidejűleg két atom elektronhéjának részét képezik.
A kovalens kötésű anyagok nagyon törékenyek, de nagy keménységűek (gyémánt). Ezek általában dielektrikumok vagy félvezetők (germánium, szilícium), mert Az elektromos töltések összekapcsolódnak, és nincsenek szabad elektronok.
Az egyszerű gázok (H 2, Cl 2 stb.) molekuláiban lévő atomok kovalens kötésekkel kapcsolódnak egymáshoz.
Az egyetlen olyan anyag, amelyet az ember ismer egy fém és szén közötti kovalens kötésre, a cianokobalamin, B12-vitaminként ismert.
Ionkötésű kristályok (NaCl)
Ionos kötés egy kémiai kötés művelt miatt kationok közötti elektrosztatikus vonzásÉs anionok.
Az ilyen kristályok képződése az egyik típusú atom elektronjainak Na-ról Cl-ra való átmenetével jön létre. Az elektront veszítő atom pozitív töltésű ionná, míg az elektront nyerő atom negatív ionná válik. A különböző előjelű ionok konvergenciája addig megy végbe, amíg az atommag és az elektronhéj taszító erői kiegyenlítik a vonzási erőket. A legtöbb ásványi dielektrikum és néhány szerves anyag ionos kötést tartalmaz (NaCl, CsCl, CaF2.)
Az ionos kötésekkel rendelkező szilárd anyagok a legtöbb esetben mechanikailag erősek és hőállóak, de gyakran törékenyek. Az ilyen típusú csatlakozású anyagokat nem használják szerkezeti anyagként.
Fém csatlakozási típus
A fémekben az egyes atomok közötti kötés pozitív töltésű atommagok és kollektivizált elektronok kölcsönhatása következtében jön létre, amelyek szabadon mozognak az atomközi terekben. Ezek az elektronok cementként működnek, összetartva a pozitív ionokat; különben a rács szétesne az ionok közötti taszító erők hatására. Ugyanakkor az elektronokat ionok tartják a kristályrácson belül, és nem tudnak elhagyni azt. Ezt a kötést fémesnek nevezik.
A szabad elektronok jelenléte a fém magas elektromos és hővezető képességéhez vezet, és ez az oka a fémek fényességének is. A fémek alakíthatóságát az egyes atomrétegek mozgása, csúszása magyarázza.
Szinte minden anyagban nem egy, hanem többféle kötés létezik. Az anyagok tulajdonságait az anyagban lévő atomok és molekulák kémiai kötéseinek uralkodó típusai határozzák meg.
Atomkristályos anyagokból, melyek szerkezetét dominálják kovalens kötések, a periódusos rendszer IV. csoportjába tartozó elemeken alapuló szén- és félvezető anyagok polimorf módosulásainak van a legnagyobb jelentősége a technológiában. Az előbbiek tipikus képviselői a gyémánt és a grafit - a szén legelterjedtebb és legstabilabb módosulata, réteges szerkezettel a földkéregben. A félvezető, kristályos germánium és a szilícium a félvezető elektronika fő anyagai.
Nagy érdeklődésre tartanak számot néhány kovalens kötést tartalmazó vegyület, mint például a Fe 3 C, SiO, AlN – ezek a vegyületek fontos szerepet játszanak a műszaki ötvözetek előállításában.
A hatalmas totalitásba ionos kristály a kristályos szerkezetű, ionos kötésű anyagok közé tartoznak a fém-oxidok (fémek oxigénnel alkotott vegyületei), amelyek a legfontosabb ércek alkotóelemei, a fémolvasztáshoz használt technológiai adalékanyagok, valamint a fémek és nemfémek kémiai vegyületei ( bór, szén, nitrogén), amelyeket ötvözetkomponensként használnak.
A fémes típusú kötés a periódusos rendszer több mint 80 elemére jellemző.
TO kristályos szilárd anyagok szerkezetű anyagok is beszámíthatók molekuláris kristályok, ami sok olyan polimer anyagra jellemző, amelyek molekulái nagyszámú ismétlődő egységből állnak. Ezek biopolimerek - nagy molekulatömegű természetes vegyületek és származékaik (beleértve a fát is); egyszerű szerves vegyületekből nyert szintetikus polimerek, amelyek molekulái szervetlen főláncúak és nem tartalmaznak szerves oldalcsoportokat. A szervetlen polimerek közé tartoznak a szilikátok és a kötőanyagok. A természetes szilikátok a legfontosabb kőzetképző ásványok egy osztálya, amelyek a földkéreg tömegének körülbelül 80%-át teszik ki. A szervetlen kötőanyagok közé tartozik a cement, a gipsz, a mész stb. Az inert gázok molekuláris kristályai - a periódusos rendszer VIII. csoportjába tartozó elemek - alacsony hőmérsékleten elpárolognak anélkül, hogy folyékony halmazállapotúvá válnának. Alkalmazásukat a krioelektronikában találják, amely a szilárd testekben kriogén hőmérsékleten előforduló jelenségeken alapuló elektronikus eszközök létrehozásával foglalkozik.
Rizs. 1.2. Az atomok elrendeződése kristályos (a) és amorf (b) anyagban
Az anyagok második osztálya a következőkből áll nem kristályos szilárd anyagok. A szerkezet rendje és stabilitása alapján amorf, üveges és félig rendezetlen állapotú nem üvegesre oszthatók.
Az amorf anyagok tipikus képviselői az amorf félvezetők, amorf fémek és ötvözetek.
A csoporthoz üveges az anyagok közé tartozik: számos szerves polimer (polimetil-akrilát 105 ° C alatti hőmérsékleten, polivinil-klorid - 82 ° C alatt és mások); sok szervetlen anyag - szilícium-, bór-, alumínium-, foszfor-, stb. oxidokon alapuló szervetlen üveg; számos anyag kőöntéshez - üveges szerkezetű bazaltok és diabázok, kohászati salakok, sziget- és láncszerkezetű természetes karbonátok (dolomit, márga, márvány stb.).
Nem üveges, félig rendezetlen állapotban vannak zselék (polimer oldatok megszilárdulása vagy szilárd polimerek duzzadása során keletkező strukturált polimer-oldó rendszerek), sok szintetikus polimer nagyon rugalmas állapotban, gumik, a legtöbb biopolimer alapú anyag , beleértve a textil- és bőranyagokat, valamint szerves kötőanyagokat - bitumen, kátrány, szurok stb.
Funkcionális cél szerint A technikai anyagokat a következő csoportokba soroljuk.
Építőanyagok - mechanikai igénybevételnek kitett termékek gyártására szánt szilárd anyagok. Olyan mechanikai tulajdonságokkal kell rendelkezniük, amelyek biztosítják a termékek megkívánt teljesítményét és élettartamát, amikor ki vannak téve a munkakörnyezetnek, a hőmérsékletnek és más tényezőknek.
Rizs. 1.1. Szilárd kristályos anyagok osztályozása szerkezeti jellemzők szerint
Ugyanakkor olyan technológiai követelmények vonatkoznak rájuk, amelyek meghatározzák az alkatrészek és szerkezetek legkevésbé munkaigényes gyártását, valamint gazdaságosak az anyagköltség és a rendelkezésre állás tekintetében, ami nagyon fontos a tömeggyártás körülményei között. A szerkezeti anyagok közé tartoznak a fémek, szilikátok és kerámiák, polimerek, gumi, fa és sok kompozit anyag.
Elektromos anyagok különleges elektromos és mágneses tulajdonságokkal jellemezhető, és villamos energia előállítására, átvitelére, átalakítására és fogyasztására szolgáló termékek gyártására szolgálnak. Ide tartoznak a mágneses anyagok, a vezetők, a félvezetők, valamint a szilárd folyadék- és gázfázisú dielektrikumok.
Tribotechnikai anyagok súrlódó egységekben való használatra szolgálnak, hogy szabályozzák a súrlódási és kopási paramétereket, hogy biztosítsák ezen egységek meghatározott teljesítményét és élettartamát. Az ilyen anyagok fő típusai a kenő-, súrlódásgátló és súrlódó anyagok. Az elsők közé tartoznak a szilárd (grafit, talkum, molibdén-diszulfid stb.), folyékony (kenőolajok) és gázfázisú kenőanyagok (levegő, szénhidrogén gőzök és egyéb gázok). babbit, bronz, stb.), szürkeöntvény, műanyagok (textolit, fluoroplasztika alapú anyagok stb.), fém-kerámia kompozit anyagok (bronz-grafit, vas-grafit stb.), egyes fafajták és fa- laminált műanyagok, gumi, sok kompozit nagy súrlódási együtthatóval és nagy kopásállósággal rendelkezik. Ezek közé tartoznak bizonyos típusú műanyagok, öntöttvas, cermet és egyéb kompozit anyagok.
Szerszám anyagok Magas keménység, kopásállóság és szilárdság jellemzi őket vágó-, mérő-, vízvezeték- és egyéb szerszámok gyártásához. Ez magában foglalja az olyan anyagokat, mint a szerszámacél és keményötvözetek, a gyémánt és bizonyos típusú kerámiaanyagok, valamint számos kompozit anyag.
Munkafolyadékok - gáz- és folyékony anyagok, amelyek segítségével az energia mechanikai munkává, hideggé és hővé alakul. A munkaközeg a gőzgépekben és turbinákban lévő vízgőz; ammónia, szén-dioxid, freon és egyéb hűtőközegek a hűtőgépekben; hidraulika olajok; levegő a levegőben motorok; gázturbinákban és belső égésű motorokban a szerves tüzelőanyag égéséből származó gáztermékek.
Üzemanyag - éghető anyagok, amelyek fő része szén, amelyeket égéskor hőenergia előállítására használnak. Eredetük alapján a tüzelőanyagot természetes (olaj, szén, földgáz, olajpala, tőzeg, fa) és mesterséges (koksz, motorüzemanyagok, generátorgázok stb.) osztják fel; aszerint, hogy milyen gépben égetik el - rakéta, motor, nukleáris, turbina stb.
163120 0
Minden atomnak van bizonyos számú elektronja.
Amikor kémiai reakciókba lépnek, az atomok elektronokat adnak, nyernek vagy osztanak meg, így a legstabilabb elektronikus konfigurációt érik el. A legalacsonyabb energiájú konfiguráció (mint a nemesgáz atomoknál) bizonyul a legstabilabbnak. Ezt a mintát „oktett szabálynak” nevezik (1. ábra).
Rizs. 1.
Ez a szabály mindenkire vonatkozik kapcsolatok típusai. Az atomok közötti elektronikus kapcsolatok lehetővé teszik számukra, hogy stabil struktúrákat alakítsanak ki, a legegyszerűbb kristályoktól az összetett biomolekulákig, amelyek végső soron élő rendszereket alkotnak. Folyamatos anyagcseréjükben különböznek a kristályoktól. Ugyanakkor számos kémiai reakció a mechanizmusok szerint megy végbe elektronikus átutalás, amelyek kritikus szerepet játszanak a szervezet energiafolyamataiban.
A kémiai kötés az az erő, amely két vagy több atomot, iont, molekulát vagy ezek kombinációját tart össze..
A kémiai kötés természete univerzális: a negatív töltésű elektronok és a pozitív töltésű atommagok közötti elektrosztatikus vonzási erő, amelyet az atomok külső héjának elektronjainak konfigurációja határoz meg. Az atom azon képességét, hogy kémiai kötéseket hozzon létre, ún vegyérték, vagy oxidációs állapot. A koncepció vegyértékelektronok- elektronok, amelyek kémiai kötéseket alkotnak, vagyis a legmagasabb energiájú pályákon helyezkednek el. Ennek megfelelően az ezeket a pályákat tartalmazó atom külső héját ún vegyértékhéj. Jelenleg nem elég a kémiai kötés jelenlétét jelezni, hanem pontosítani kell annak típusát: ionos, kovalens, dipól-dipólus, fémes.
Az első típusú kapcsolat azión kapcsolat
Lewis és Kossel elektronikus vegyértékelmélete szerint az atomok kétféleképpen érhetnek el stabil elektronkonfigurációt: először is, elektronok elvesztésével, kationok, másodszor, ezek megszerzése, átalakulása anionok. Az elektronátvitel eredményeként az ellentétes előjelű ionok közötti elektrosztatikus vonzási erő hatására kémiai kötés jön létre, amelyet Kossel „ elektrovalens"(most hívják ión).
Ebben az esetben az anionok és kationok stabil elektronikus konfigurációt alkotnak, kitöltött külső elektronhéjjal. A tipikus ionos kötések a periodikus rendszer T és II kationjaiból, valamint a VI és VII csoportok nemfémes elemeinek anionjaiból jönnek létre (16, illetve 17 alcsoport, kalkogéneketÉs halogének). Az ionos vegyületek kötései telítetlenek és nem irányítottak, így megmarad az elektrosztatikus kölcsönhatás lehetősége más ionokkal. ábrán. A 2. és 3. ábra az elektronátvitel Kossel-modelljének megfelelő ionos kötésekre mutat példákat.
Rizs. 2.
Rizs. 3. Ionos kötés konyhasó (NaCl) molekulában
Itt érdemes felidézni néhány olyan tulajdonságot, amelyek megmagyarázzák az anyagok viselkedését a természetben, különös tekintettel a gondolatra savakÉs okokból.
Mindezen anyagok vizes oldatai elektrolitok. Különbözően változtatják a színüket mutatók. Az indikátorok hatásmechanizmusát F.V. Ostwald. Megmutatta, hogy az indikátorok gyenge savak vagy bázisok, amelyek színe a nem disszociált és a disszociált állapotokban különbözik.
A bázisok semlegesíthetik a savakat. Nem minden bázis oldódik vízben (például egyes szerves vegyületek, amelyek nem tartalmaznak OH-csoportokat, oldhatatlanok, különösen, trietil-amin N(C2H5)3); oldható bázisok ún lúgok.
A savak vizes oldatai jellegzetes reakciókon mennek keresztül:
a) fém-oxidokkal - só és víz képződésével;
b) fémekkel - só és hidrogén képződésével;
c) karbonátokkal - sóképzéssel, CO 2 és N 2 O.
A savak és bázisok tulajdonságait több elmélet írja le. Az S.A. elméletének megfelelően Az Arrhenius, egy sav olyan anyag, amely disszociálva ionokat képez N+ , míg a bázis ionokat képez Ő- . Ez az elmélet nem veszi figyelembe a hidroxilcsoportokat nem tartalmazó szerves bázisok létezését.
összhangban proton Brønsted és Lowry elmélete szerint a sav olyan anyag, amely olyan molekulákat vagy ionokat tartalmaz, amelyek protonokat adnak át. adományozók protonok), a bázis pedig olyan molekulákból vagy ionokból álló anyag, amely protonokat fogad el ( elfogadók protonok). Vegye figyelembe, hogy vizes oldatokban a hidrogénionok hidratált formában, azaz hidrogénionok formájában léteznek H3O+ . Ez az elmélet nemcsak vízzel és hidroxidionokkal, hanem oldószer hiányában vagy nem vizes oldószerrel végbemenő reakciókat is leírja.
Például az ammónia közötti reakcióban N.H. 3 (gyenge bázis) és hidrogén-klorid gázfázisban szilárd ammónium-klorid képződik, és két anyag egyensúlyi keverékében mindig 4 részecske van, ebből kettő sav, a másik kettő bázis:
Ez az egyensúlyi keverék két konjugált sav- és bázispárból áll:
1)N.H. 4+ és N.H. 3
2) HClÉs Cl ‑
Itt minden konjugált párban a sav és a bázis egy protonban különbözik. Minden savnak van konjugált bázisa. Az erős savnak gyenge konjugált bázisa, a gyenge savnak erős konjugált bázisa van.
A Brønsted-Lowry elmélet segít megmagyarázni a víz egyedülálló szerepét a bioszféra életében. A víz, a vele kölcsönhatásba lépő anyagtól függően, akár sav, akár bázis tulajdonságait mutathatja. Például az ecetsav vizes oldataival végzett reakciókban a víz bázis, a vizes ammóniaoldatokkal pedig sav.
1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Itt egy ecetsavmolekula protont adományoz egy vízmolekulának;
2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + Ő- . Itt az ammónia molekula protont fogad el egy vízmolekulától.
Így a víz két konjugált párt alkothat:
1) H2O(sav) és Ő- (konjugált bázis)
2) H3O+ (sav) és H2O(konjugált bázis).
Az első esetben a víz protont adományoz, a második esetben pedig elfogadja.
Ezt a tulajdonságot ún amfiprotonizmus. Azokat az anyagokat, amelyek savként és bázisként is reagálhatnak, nevezzük amfoter. Az ilyen anyagok gyakran megtalálhatók az élő természetben. Például az aminosavak savakkal és bázisokkal egyaránt sókat képezhetnek. Ezért a peptidek könnyen alkotnak koordinációs vegyületeket a jelenlévő fémionokkal.
Így az ionos kötés jellemző tulajdonsága a kötő elektronok teljes mozgása az egyik atommaghoz. Ez azt jelenti, hogy az ionok között van egy olyan tartomány, ahol az elektronsűrűség közel nulla.
A második típusú kapcsolat azkovalens kapcsolat
Az atomok az elektronok megosztásával stabil elektronikus konfigurációkat alkothatnak.
Ilyen kötés akkor jön létre, ha egy-egy elektronpáron osztoznak mindenkitől atom. Ebben az esetben a megosztott kötés elektronjai egyenlően oszlanak el az atomok között. A kovalens kötésekre példák a következők: homonukleáris kétatomos molekulák H 2 , N 2 , F 2. Ugyanilyen típusú kapcsolat található az allotrópokban O 2 és ózon O 3. ábra és egy többatomos molekula esetében S 8 és szintén heteronukleáris molekulák hidrogén-klorid HCl, szén-dioxid CO 2, metán CH 4, etanol VEL 2 N 5 Ő, kén-hexafluorid SF 6, acetilén VEL 2 N 2. Mindezek a molekulák ugyanazokat az elektronokat osztják meg, és kötéseik azonos módon telítettek és irányítottak (4. ábra).
A biológusok számára fontos, hogy a kettős és hármas kötések kovalens atomi sugarai kisebbek az egyszeres kötésekhez képest.
Rizs. 4. Kovalens kötés Cl 2 molekulában.
Az ionos és kovalens típusú kötések a létező kémiai kötések számos típusának két szélsőséges esetei, és a gyakorlatban a legtöbb kötés közbenső.
A periódusos rendszer azonos vagy különböző periódusainak ellentétes végein elhelyezkedő két elem vegyületei túlnyomórészt ionos kötéseket alkotnak. Ahogy az elemek egy perióduson belül közelebb kerülnek egymáshoz, vegyületeik ionos jellege csökken, és a kovalens jelleg növekszik. Például a periódusos rendszer bal oldalán lévő elemek halogenidjei és oxidjai túlnyomórészt ionos kötéseket alkotnak ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), és ugyanazok az elemek vegyületei a táblázat jobb oldalán kovalensek ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glükóz C 6 H 12 O 6, etanol C 2 H 5OH).
A kovalens kötésnek viszont van még egy módosítása.
A többatomos ionokban és az összetett biológiai molekulákban mindkét elektron csak innen származhat egy atom. Úgy hívják donor elektronpár. Azt az atomot, amely megosztja ezt az elektronpárt egy donorral, nevezzük elfogadó elektronpár. Ezt a típusú kovalens kötést ún koordináció (donor-elfogadó, vagyrészeshatározó) kommunikáció(5. ábra). Ez a fajta kötés a biológia és az orvostudomány számára a legfontosabb, mivel az anyagcsere szempontjából legfontosabb d-elemek kémiáját nagyrészt koordinációs kötések írják le.
Füge. 5.
Általában egy komplex vegyületben a fématom egy elektronpár akceptorjaként működik; ellenkezőleg, ionos és kovalens kötésekben a fématom elektrondonor.
A kovalens kötés lényege és változata - a koordinációs kötés - egy másik, a GN által javasolt savak és bázisok elmélete segítségével tisztázható. Lewis. Némileg kibővítette a „sav” és „bázis” kifejezések szemantikai fogalmát a Brønsted-Lowry elmélet szerint. Lewis elmélete megmagyarázza a komplex ionok képződésének természetét és az anyagok részvételét a nukleofil szubsztitúciós reakciókban, vagyis a CS képződésében.
Lewis szerint a sav olyan anyag, amely képes kovalens kötést létrehozni egy bázis elektronpárjának elfogadásával. A Lewis-bázis olyan anyag, amelynek magányos elektronpárja van, amely elektronok adományozásával kovalens kötést hoz létre Lewis-savval.
Vagyis Lewis elmélete kiterjeszti a sav-bázis reakciók körét olyan reakciókra is, amelyekben a protonok egyáltalán nem vesznek részt. Sőt, maga a proton ezen elmélet szerint szintén sav, mivel képes elektronpárt fogadni.
Ezért ezen elmélet szerint a kationok Lewis-savak, az anionok pedig Lewis-bázisok. Példa erre a következő reakciók:
Fentebb megjegyeztük, hogy az anyagok ionosra és kovalensre való felosztása relatív, mivel a kovalens molekulákban nem megy végbe teljes elektronátadás a fématomoktól az akceptor atomokhoz. Az ionos kötésekkel rendelkező vegyületekben minden ion az ellenkező előjelű ionok elektromos mezőjében van, így kölcsönösen polarizálódnak, héjaik deformálódnak.
Polarizálhatóság az ion elektronszerkezete, töltése és mérete határozza meg; az anionoknál magasabb, mint a kationoknál. A kationok közül a legnagyobb polarizálhatóság a nagyobb töltésű és kisebb méretű kationok esetében van, pl. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Erős polarizáló hatása van N+ . Mivel az ionpolarizáció hatása kétirányú, jelentősen megváltoztatja az általuk képződött vegyületek tulajdonságait.
A harmadik típusú kapcsolat azdipólus-dipólus kapcsolat
A felsorolt kommunikációs típusokon kívül vannak dipólus-dipólusok is intermolekuláris interakciók, más néven van der Waals .
Ezen kölcsönhatások erőssége a molekulák természetétől függ.
Háromféle kölcsönhatás létezik: permanens dipólus - permanens dipólus ( dipólus-dipólus vonzerő); állandó dipólus által indukált dipólus ( indukció vonzerő); pillanatnyi dipólus által indukált dipólus ( szétszórt vonzás, vagy a londoni erők; rizs. 6).
Rizs. 6.
Csak a poláris kovalens kötésekkel rendelkező molekulák rendelkeznek dipól-dipól momentummal ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), a kötési szilárdság pedig 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10–30 coulombméter - C × m).
A biokémiában van egy másik típusú kapcsolat - hidrogén korlátozó eset dipólus-dipólus vonzerő. Ez a kötés egy hidrogénatom és egy kis elektronegatív atom, leggyakrabban oxigén, fluor és nitrogén között jön létre. A hasonló elektronegativitással rendelkező nagy atomok (például klór és kén) esetén a hidrogénkötés sokkal gyengébb. A hidrogénatomot egy lényeges tulajdonság különbözteti meg: amikor a kötőelektronokat elhúzzák, atommagja - a proton - szabaddá válik, és már nem védi az elektronok.
Ezért az atom nagy dipólussá válik.
A hidrogénkötés a van der Waals-kötéssel ellentétben nemcsak intermolekuláris kölcsönhatások során jön létre, hanem egy molekulán belül is. intramolekuláris hidrogénkötés. A hidrogénkötések fontos szerepet játszanak a biokémiában, például a fehérjék szerkezetének stabilizálásában a-hélix formájában, vagy a DNS kettős hélixének kialakításában (7. ábra).
7. ábra.
A hidrogén- és a van der Waals kötések sokkal gyengébbek, mint az ionos, kovalens és koordinációs kötések. Az intermolekuláris kötések energiáját a táblázat tartalmazza. 1.
1. táblázat. Intermolekuláris erők energiája
Jegyzet: Az intermolekuláris kölcsönhatások mértékét az olvadás és a párolgás (forrás) entalpiája tükrözi. Az ionos vegyületek lényegesen több energiát igényelnek az ionok szétválasztásához, mint a molekulák elválasztásához. Az ionos vegyületek olvadási entalpiája sokkal nagyobb, mint a molekuláris vegyületeké.
A negyedik típusú kapcsolat azfém csatlakozás
Végül van egy másik típusú intermolekuláris kötés - fém: fémrács pozitív ionjainak összekapcsolása szabad elektronokkal. Ez a fajta kapcsolat nem fordul elő biológiai objektumokban.
A kötéstípusok rövid áttekintéséből egy részlet világossá válik: a fématomnak vagy -ionnak - az elektrondonornak, valamint az atomnak - az elektronakceptornak fontos paramétere az méret.
Anélkül, hogy a részletekbe mennénk, megjegyezzük, hogy az atomok kovalens sugarai, a fémek ionos sugarai és a kölcsönhatásban lévő molekulák van der Waals sugarai a periódusos rendszer csoportjainak atomszámának növekedésével nőnek. Ebben az esetben az ionsugár értékei a legkisebbek, és a van der Waals sugarak a legnagyobbak. Általános szabály, hogy a csoportban lefelé haladva minden elem sugara nő, mind a kovalens, mind a van der Waals.
A biológusok és az orvosok számára a legfontosabbak koordináció(donor-elfogadó) koordinációs kémia által figyelembe vett kötések.
Orvosi bioszervetlen anyagok. G.K. Baraskov
Amint azt a 4.2.2.1. bekezdés már jelezte, fém csatlakozás- atommagok elektronikus összekapcsolása a megosztott elektronok minimális lokalizációjával mind az egyes (az ionos kötésekkel ellentétben) atommagokon, mind az egyedi (szemben a kovalens kötésekkel) kötéseken. Az eredmény egy elektronhiányos többcentrikus kémiai kötés, amelyben a megosztott elektronok ("elektrongáz" formájában) a lehető legtöbb atommaghoz (kationhoz) kötődnek, amelyek folyékony vagy szilárd fémes anyagok szerkezetét alkotják. Ezért a fémes kötés egésze nem irányított és telített; a kovalens kötés delokalizációjának limitált esete. Emlékezzünk vissza, hogy a tiszta fémekben elsősorban a fémes kötés jelenik meg homonukleáris, azaz nem tartalmazhat ionos komponenst. Ennek eredményeként a fémek elektronsűrűség-eloszlásának tipikus képe egy egyenletes eloszlású elektrongázban gömbszimmetrikus magok (kationok) (5.10. ábra).
Következésképpen a túlnyomórészt fémes típusú kötést tartalmazó vegyületek végső szerkezetét elsősorban ezeknek a kationoknak a sztérikus tényezője és a kötési sűrűség határozza meg a kristályrácsban (magas CN). A BC módszer nem tudja értelmezni a fémes kötéseket. Az MMO szerint a fémes kötést az elektronok hiánya jellemzi a kovalens kötéshez képest. Az MMO szigorú alkalmazása fémes kötésekhez és csatlakozásokhoz vezet sávelmélet(egy fém elektronikus modellje), amely szerint a fém kristályrácsába tartozó atomokban a külső elektronpályákon elhelyezkedő, csaknem szabad vegyértékelektronok kölcsönhatása lép fel a kristályrács (elektromos) periodikus mezőjével. Ennek eredményeként az elektronok energiaszintjei kettéválnak, és többé-kevésbé széles sávot alkotnak. A Fermi-statisztikák szerint a legnagyobb energiasávot a teljes feltöltődésig szabad elektronok népesítik be, különösen, ha egy atom energiatagja két antiparallel spinű elektronnak felel meg. Részben azonban kitölthető, ami lehetőséget ad az elektronok magasabb energiaszintekre való mozgására. Majd
ezt a zónát vezetési zónának nevezzük. Az energiasávok relatív elrendezésének több alapvető típusa létezik, amelyek megfelelnek egy szigetelőnek, egy egyértékű fémnek, egy kétértékű fémnek, egy belső vezetőképességű félvezetőnek, egy -típusú félvezetőnek és egy szennyező félvezetőnek/b-típusnak. Az energiasávok aránya meghatározza a szilárd anyag vezetőképességének típusát is.
Ez az elmélet azonban nem teszi lehetővé a különböző fémvegyületek kvantitatív jellemzését, és nem vezetett a fémfázisok valódi kristályszerkezeteinek eredetének problémájához. A homonukleáris fémek, fémötvözetek és intermetallikus heterovegyületek kémiai kötéseinek sajátos természetét N.V. Ageev)
