Конспект лекцій для студентів спеціальності 208 «Агроінженерія»



Сторінка6/7
Дата конвертації05.11.2016
Розмір1.52 Mb.
1   2   3   4   5   6   7

Fe Co Ni Cu Zn Ga


3d64s2 3d74s2 3d84s2 3d104sl 3d104s2 4s24p1

+1539 +1492 +1455 +1084 +420 +30

Зі збільшенням числа валентних електронів від К до V і Сг температури плавлення металів швидко зростають, а потім - спадають (виняток становить лише аномально низька температура плавлення Мп). Аналогічно змінюється і твердість металів: від дуже м'якого калію до найтвердішого металу - хрому, а потім знов до набагато м'якших цинку та галію. Причиною такої зміни властивостей металів є збільшення в ряду від калію до хрому числа електронів, які беруть участь у металічному зв'язку. Після хрому число неспарених електронів у атомів металів зменшується, що призводить до зменшення й числа електронів, які беруть участь у металічному зв'язку.

У головній підгрупі І групи при переході від Li до Cs число електронів, які беруть участь у металічному зв'яз­ку, не змінюється (один ns1-електрон зовнішнього рівня кожного атома), проте твердість і температура плавлення знижуються. Це пов'язано зі збільшенням радіусів йонів, збільшенням числа енергетичних рівнів та екрануючої дії внутрішніх електронів, а значить, зменшенням енергії зв'язку цих йонів із спільними електронами. Така сама тенденція, окрім аномально низької температури плавлення магнію, спостерігається для s-елементів II групи. Дещо складнішими є закономірності для підгруп d-елементів.


3. Металічний зв'язок

Механізм утворення металічного зв'язку розглянемо на прикладі найпростішого металу Li. Для цього зіставимо літій з неметалом - гідрогеном, у атома якого, як і в атома літію, є один валентний електрон. При утворенні молекули Н2 відбувається перекривання одноелектронних ls-орбіталей атомів і утворення спільної електронної пари (H↑↓H). Приєднання третього атома гідрогену заборонено принципом Паулі, оскільки з появою третього електрона на спільній орбіталі два електрони мали б однакові спіни. Вакантні орбіталі у молекули Н2 відсутні, ковалентний зв'язок є насичуваним.

Аналогічно може утворитись і молекула Li2, в якій атоми літію теж сполучені спільною електронною парою Li↑↓Li. Але, на відміну від атома гідрогену, в атома літію, як і у атомів інших металів, на валентних підрівнях число електронів менше, ніж число орбіталей (2s12p°), і після утворення спільної електронної пари у "молекули" Li2 залишаються вільні валентні орбіталі, завдяки чому можливе подальше приєднання атомів літію.

При цьому зростає як число електронів, які беруть участь у хімічному зв'язку, так і число вакантних орбіталей. Орбіталі кожного атома літію перекриваються з орбіталями найближчих сусідніх атомів (координаційне число літію дорівнює 8), а тих, у свою чергу, з усіма сусідніми. Виникають спільні для усього зразка металу (молекулярні) орбіталі, а металічний зв'язок є ненасичуваним і нелокалізованим.

Заповнення молекулярних орбіталей електронами відбувається у міру зростання енергії, причому на кожній орбіталі, відповідно до принципу Паулі, може знаходитись не більше двох електронів. Сукупність молекулярних орбіталей, заповнених електронами, називається валентною зоною, а вільних орбіталей - зоною провідності. У металічного літію та інших металів число орбіталей, що утворюють енергетичні зони, перевищує число валентних електронів і частина орбіталей залишається вільною, тобто валентна зона і зона провідності перекриваються між собою. Тому електрони внаслідок теплового руху чи в електричному полі можуть вільно переміщуватись з орбіталі на орбіталь у межах усього об'єму металу.

На відміну від цього, у діелектриків (непровідників) валентна зона повністю заповнена електронами, а в зоні провідності електрони відсутні, причому різниця енергій цих зон (заборонена зона) перевищує 3 еВ. Тому у кристалах таких речовин вільний рух електронів і електронна провідність відсутні. Прикладом може служити кристал фториду літію, сукупність заповнених 2s26-орбіталей F- у якому складає валентну зону, а вільних 28°2р°-орбіталей Li+- зону провідності.

У напівпровідниках різниця енергій валентної зони і зони провідності має значення у межах від 0,1 до 3 еВ. При поглинанні невеликої кількості енергії (нагрівання, освітлення) електрони переходять з валентної зони в зону провідності. Внаслідок цього стає можливим рух електронів у кожній з цих зон. Однак електрична провідність напівпровідників набагато нижча від такої у металів.
4. Хімічні властивості металів

Ряд напруг є кількісною мірою хімічної активності металів. Чим від'ємніший стандартний електродний потенціал у ряду напруг до Гідрогену, тим активніше він витісняє водень. Через це найактивніші - це лужні метали, які мають стандартний електродний потенціал -3 В. Далі йдуть лужноземельні та інші метали, а за Гідрогеном розміщуються метали, не здатні витісняти атоми водню з сполук - благородні метали: срібло, золото, платинові метали. Властивість металів витісняти водень чітко проявляється при взаємодії металів з розведеною сульфатною та соляною (хлороводневою) кислотами. Однак така закономірність порушується у випадку нітратної і концентрованої сульфатної кислот, про що свідчать дані табл.1. На підставі цієї таблиці можна записати велику кількість реакцій.

Таблиця 1.

Взаємодія металів з кислотами


Кислота

Окисник

Продукти відновнення

Які метали взаємодіють

Конц.

HCl


Розв.


Н+

H2


Усі метали, що розміщені ліворуч H2



Розв.

Н+

H2

Усі метали, що розміщені ліворуч H2

H2SO4


S+6

SO2

Малоактивні метали від Fe, Co, Cr пасивуються

Конц.




H2S, S

Активні метали до Сr, АІ пасивуються

Розв.

N+5

N0


Малоактивні метали від Сг до Pt

HNO3


N+5

N20 , N2 , NH4N03

Активні метали до Сr

Конц.




NO2

Усі метали, окрім Pt і Аи; АІ, Fe, Co, Ni пасивуються
1   2   3   4   5   6   7


База даних захищена авторським правом ©lecture.in.ua 2016
звернутися до адміністрації

    Головна сторінка