Понятие металлической связи
Понятие металлической связиМеталлическая связь
=== Скачать файл ===
Перекрывание атомных орбиталей в этом случае незначительно, и электронная плотность распределена неравномерно, недостаток её будет у атома калия, а избыток - у атома иода. Общая пара электронов в случае ионной связи практически полностью смещена к аниону. Обычно это происходит в соединениях элементов с большой разностью электроотрицательности например, в соединениях CsF, NaBr, K 2 O, Rb 2 S, Li 3 N и др. Все эти соединения при обычных условиях представляют собой ионные кристаллы кристаллы, построенные из катионов и анионов , например кристаллы иодида калия или хлорида натрия. В металлах валентные электроны удерживаются атомами крайне слабо и способны мигрировать. Атомы, оставшиеся без внешних электронов, приобретают положительный заряд. Они образуют металлическую кристаллическую решётку. Совокупность обобществлённых валентных электронов электронный газ , заряженных отрицательно, удерживает положительные ионы металла в определённых точках пространства - узлах кристаллической решётки, например, металла серебро. Внешние электроны могут свободно и хаотично перемещаться, поэтому металлы характеризуются высокой электропроводностью особенно золото, серебро, медь, алюминий. В твердом агрегатном состоянии у веществ могут образоваться не только ионные, но также молекулярные и атомные кристаллические решетки. Так, твердый иод имеют молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которых находятся молекулы I 2. Аналогичным образом построена кристаллическая решетка твердого диоксида углерода сухой лед - в узлах кристаллической решетки находятся молекулы CO 2. Алмаз и графит - кристаллы с атомной решеткой, имеющей в узлах атомы углерода с разным расположением этих узлов в пространстве. Водородная связь образуется за счёт сил электростатического притяжения водородсодержащих полярных молекул, содержащих атомы наиболее электроотрицательных элементов - F, O, N. Например, водородные связи имеются в HF, Н 2 О, NH 3 , но их нет в HCl, Н 2 S, PH 3. Водородные связи малоустойчивы и разрушаются довольно легко например при плавлении льда, кипении воды. Однако на разрыв этих связей затрачивается некоторая дополнительная энергия, и поэтому температуры плавления и кипения веществ с водородными связями между молекулами оказываются значительно выше, чем у подобных веществ, но без водородных связей:. Однако на разрыв этих связей затрачивается некоторая дополнительная энергия, и поэтому температуры плавления и кипения веществ с водородными связями между молекулами оказываются значительно выше, чем у подобных веществ, но без водородных связей: Вещество Температура плавления Температура кипения HF. Периодический закон и Периодическая система химических элементов. Атомные и молекулярные кристаллы.