Metallisidos

Wikipedia
Loikkaa: valikkoon, hakuun
Metallisidoksessa vapaa "elektronikaasu" (keltaiset pallot) liikkuu eri puolilla atomeja.

Metallisidos on metalliatomien välillä vallitseva kemiallinen sidos. Sen voidaan ajatella yksinkertaistetusti koostuvan metallikationeista, joiden ympärillä ja välissä on vapaasti liikkuvaa "elektronikaasua", jonka liike siirtää sähköä, lämpöä ja valoa nopeasti läpi metallikiteen.

Litiumin muodostama metallisidos[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Litiumatomin uloimmalla kuorella on 1 kpl 2s-elektroneja.

Molekyyliorbitaalien lukumäärä on aina sama, kuin niiden atomiorbitaalien lukumäärä, joista ne ovat muodostuneet. Eli kun kaksi litiumatomia (1s22s1) liittyvät toisiinsa muodostaen Li2-molekyylin, muodostuu kaksi molekyyliorbitaalia, jotka ovat sitova σ2s (lausutaan: "sigma kaksi-s") ja hajottava σ*2s ("hajottava sigma kaksi-s"). Näistä σ2s-orbitaalilla on pienempi energia; σ2s-orbitaali on näin ollen miehitetty kahdella elektronilla ja hajottava orbitaali on tyhjä.

Koska jopa aivan pienessä litiumkiteessä on valtava määrä atomeja, näillä on oltava erilaiset energiatasot. Suuri määrä energiatasoja voidaan ajatella kuvaajassa yhtenäiseksi vyöksi. Tätä vyötä nimitetään litiumin valenssivyöksi.

Eri energiatilojen muodostama "vyö". Tummanharmaa väri kuvaa johtavuusvyötä ja vaaleanharmaa valenssivyötä. Musta alue kuvastaa vöiden päällekkäisyyttä. 1s:n ja 2s:n välissä oleva aukko on nimeltään kielletty energiavyöhyke eli energia-aukko. 1s-elektronilta vaadittaisiin aivan liikaa energiaa, jos se ilmestyisi tälle aukolle. Siksi tämän aukon täyttyminen on käytännössä mahdotonta.

Litiumatomin uloimmalla kuorella on vain yksi elektroni. Näin p-orbitaalit jäävät kokonaan käyttämättä, ja ne muodostavat vähäisen

energiansa vuoksi (verrattuna s-orbitaaliin) toisen vyön, joka asettuu osittain 2s-vyön päälle. Tätä vyötä kutsutaan johtavuusvyöksi, koska elektronit voivat liikkua siinä vapaasti energiatilalta toiselle ja näin johtaa sähköä. Elektronit siirtyvät huoneenlämpötilassakin helposti valenssivyöltä johtavuusvyölle.

Jos ajatellaan litiumatomeja olevan N kappaletta, niissä on yhteensä 4N kappaletta orbitaaleja (joille mahtuu korkeintaan 8N elektronia). Ne sisältävät N elektronia, eli yhdistetystä vyöstä on vain kahdeksasosa täynnä. Vöiden päällekkäisyyden vuoksi myös seuraava alkuaine, beryllium, johtaa sähköä.

Metallien ominaisuudet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Edellä esitetty vyöteoria eli molekyyliorbitaalimalli selittää metallien ominaisuudet seuraavasti:

  • Metallinkiilto johtuu valenssielektronien virittymisistä korkeammille energiatasoille ja takaisinputoamisesta. Prosessi emittoi valokvantin.
  • Sähkön- ja lämmönjohtavuus selittyy elektronien vapaalla liikkumisella kiteessä.
  • Vapaat elektronit pitävät ytimiä kasassa, joten ytimen siirtyminen paikasta toiseen ei riko metallin rakennetta niin kuin ioniyhdisteissä. Tämä selittää metallien muovautumisen ja taottavuuden.
  • Eri metallien erilainen kovuus selittyy johtavuusvyön elektronien määrällä suhteessa metalliatomien määrään.

Eristeet ja puolijohteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Metallisidos selittää myös eristeiden (sähköä johtamattomat aineet) ja puolijohteiden (osittain sähköä johtavat aineet) ominaisuudet seuraavasti:

  • Eristeillä laaja energia-aukko erottaa valenssivyön seuraavasta johtavuusvyöstä. Tämän aukon ylittäminen vaatisi niin paljon energiaa, ettei käytännössä sähkön johtumista tapahdu ollenkaan.
  • Puolijohteilla on myös energia-aukko erottamassa valenssivyötä ja johtavuusvyötä, mutta tämä aukko on niin kapea, että elektronit siirtyvät helposti sen yli korkeissa lämpötiloissa. Tämän vuoksi seostamattomien puolijohteiden sähkönjohtokyky kasvaa lämpötilaa kasvatettaessa.

Kirjallisuutta mm.[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  • Kemia, Charles E. Mortimer, käänt. Marjatta Hakkarainen 1997, ISBN 952-13-0044-2 (tekstiä lainattu hieman opetustarkoitukseen)