8. Металічний зв’язок

Більшість елементів у вільному стані є металами. Крім ртуті, за звичайних умов вони є твердими речовинами густиною від 0,53 г/см³ (літій) до 22,48 г/см³ (осмій). Залежно від густини їх поділяють на легкі (  5 г/см³) і важкі (  5 г/см³). У широких межах змінюються і температури плавлення металів: від –35 °С (ртуть) до 440 °С (реній). Легкоплавкими вважають метали, що мають температуру плавлення до 1000С, тугоплавкими — понад 1500С.

Кристалічна структура металів характеризується високими координаційними числами (8; 12). Найтиповішими для металів є структури трьох типів: кубічна (d-метали I i VIII груп періодич­ної системи); кубічна об’ємноцентрована (лужні метали, d-метали V групи) і гексагональна (Be, Mg, Tc, Re та ін.).

До металів належать усі s-елементи (за винятком водню і ге­лію), усі d- та f-, а також деякі p-елементи (алюміній, галій, свинець та ін.).

Для металів характерні певні властивості, що відрізняють їх від неметалів, зокрема яскрава, блискуча поверхня, що зумовлено значною здатністю до відбивання сонячних променів, високі електро- і теплопровідність, пластичність, порівняно низькі енергії іонізації атомів, тобто здатність легко віддавати валентні електрони і перетворюватись на позитивно заряджені іони.

Значення електропровідності деяких речовин різної природи наведено нижче.

 

Речовина	Тип кристала	Електрична провідність, 1/(Ом•см)
Срібло	Металічний	6•10^5
Хлорид натрію	Іонний	10^-7
Алмаз	Ковалентний	10^-14

 

Висока електропровідність металів свідчить про наявність у їхній структурі електронів, здатних вільно переміщуватись по всьому кристалу. Зв’язок у металах не можна віднести до іон­ного, оскільки мали б утворюватися тільки однаково заряджені іони. Цей зв’язок не можна також вважати ковалентним, бо останній утворюється за рахунок локалізованих електронних пар. У металічних кристалах наявний особливий тип зв’язку — металічний. 

Природу металічного зв’язку пояснює зонна теорія криста­лів. В її основу покладено метод молекулярних орбіталей, розвинутий для системи з дуже великим числом взаємодіючих ато­мів (близьким до сталої Авогадро).

Для розуміння теорії слід уявити, що ізольовані атоми одного елемента конденсуються з газоподібного стану в тверду кристалічну фазу. Доки вони були віддаленими, їхні електронні конфігурації мали однакову будову, але в міру їх зближення між ними зростає взаємодія, що супроводжується перекриванням подібних між собою атомних орбіталей. За методом молекулярних орбіталей це приводить до створення з кожної пари початково енергетично рівноцінних атомних орбіталей двох молекулярних: зв’язувальної з нижчою енергією та розпушувальної — з вищою. У разі взаємодії n орбіталей одного атома з n орбі­талями іншого утворюється n зв’язувальних і n розпушувальних орбіталей. Подальші приєднання атомів зумовлюють виникнення нових молекулярних орбіталей, і відповідні їм енергетичні рівні розміщуються поблизу попередньо створених. Чим більше атомів у системі, тим більше молекулярно–орбітальних станів. Нарешті, коли число взаємодіючих атомів стає дуже великим (~ 10²³), у кристалі створюється сукупність надзвичайно близьких один до одного енергетичних рівнів молекулярних орбіта­лей. Енергетична відмінність між ними настільки мала (майже 10^-22 еВ), що утворюється практично безперервна енергетична зона, яка охоплює увесь кристал.

Для прикладу розглянемо металічний зв’язок у кристалі лі­тію (2s¹). Кристал має об’ємноцентровану кубічну структуру (ко­ординаційне число 8), в якій одноелектронна 2s-орбіталь кожного атома спочатку перекривається з такими самими орбіта­лями восьми найближчих атомів. Далі відбувається перекривання орбіталей за участю більш віддалених атомів до утворення просторової енергетичної зони.