Атом құрылысы және химиялық байланыс

Transcript

1 Қазақстан Республикасы Білім және ғылым министрлігі М.Ӛтемісов атындағы Батыс Қазақстан мемлекеттік университеті Д.К. Мендалиева, Ж.Ш.Султанова Атом құрылысы және химиялық байланыс Оқу құралы Орал, 013 1

2 УДК 544(075.8) ББК 4.5я73 М 50 Тауырбаева Г.У. - Кунашева З.Х. - Рецензенттер: х.ғ.к, доцент, Костанай мемлекеттік педагогикалық университеті, химия кафедрасының меңгерушісі х.ғ.к., М. Ӛтемісов атындағы БҚМУ доценті Авторлар: Мендалиева Д.К. - Султанова Ж.Ш. - х.ғ.д, М. Ӛтемісов атындағы БҚМУ профессоры. «Химия» мамандығының магистранты Мендалиева Д.К. М 50 Атом құрылысы және химиялық байланыс: Оқу құралы. /Д.К.Мендалиева, Ж.Ш. Султанова/- Орал: М.Ӛтемісов атындағы БҚМУ редакциялық баспа орталығы, б. ISBN Оқу құралы бағдарламаға сәйкес «Химия» мамандықтарында бейорганикалық химия пәнін оқитын студенттерге арналған. Оқу құралы екі тараудан тұрады. Бірінші тарауда атом құрылысы және периодтық заң мен жүйе; екінші тарауда химиялық байланыс қарастырылған. Әр тараудан соң ӛзіндік жұмыстану үшін түрлі сұрақтар, жаттығулар мен есептер, оларды шешу әдістемелері келтірілген. ISBN УДК 544(075.8) ББК 4.5я73 Мендалиева Д.К., Султанова Ж.Ш., 013 М. Ӛтемісов атындағы БҚМУ РБО, 013

3 I. АТОМ ҚҰРЫЛЫСЫ Атом үш негізгі бӛлшектен тұрады: протондардан (р), электрон-дардан (ē) және нейтрондардан (n). Бұл бӛлшектердің кейбір сипат-тамалары тӛмендегі кестеде кӛрсетілген: Кесте 1 - Протон, электрон, нейтронның сипаттамалары Протон (р) Электрон (ē) Нейтрон (n) Заряд, Кл +1, , Салыстырмалы заряд Тыныштықтағы масса, кг 1, , , Салыстырмалы масса Кестеден протон мен нейтронның тыныштықтағы массасы бірдей екенін кӛруге болады, ал электронның массасы әлдеқайда тӛмен. Протон мен электронның зарядтары бірдей, бірақ қарамақарсы таңбалы, нейтрон электрлік бейтарап. Осыған байланысты атом электрлік бейтарап. Сонымен оң зарядталған атом ядросы протон мен нейтроннан тұрады. Протондар мен нейтрондар бірге нуклондар деп аталады және ядроның массалық санын (А) құрайды: мұндағы А массалық саны; p протон саны; n - нейтрон саны. 3

4 Ядрода протондар мен нейтрондарды ұстап тұратын күштер ядролық күштер деп аталады. Атомның барлық массасы ядрода жинақталған. Бір элементтің ядро зарядтары бірдей, массасы әр түрлі (нейтрон саны әр түрлі) атом түрлері изотоптар деп аталады: К (19p 0n) К (19p 1n) К (19p n) Элементтің атомдық массасы оның изотоптарының массаларының ортақ мәніне тең. Тұрақты және тұрақсыз изотоптар. Барлық изотоптар тұрақты және радиоактивті болып бӛлінеді. Тұрақты изотоптар радиоактивті ыдарауға ұшырамайтындықтан, олар табиғи жағдайда сақталады. Мысалы, 16 О, 1 С, 19 Ғ тұрақты изотоптар болып табылады. Табиғи элементтердің кӛпшілігі тұрақты изотоптардың екі немесе одан да кӛп қоспаларынан тұрады. Барлық элементтердің ішіндегі тұрақты изотоп саны ең кӛбі (10 изотоп) - қалайы. Сирек жағдайда, мысалы, алюминий немесе фосфорда табиғатта тек бір ғана тұрақты изотоп кездеседі, ал қалған изотоптары тұрақсыз. Радиоактивті изотоптар ӛз кезегінде табиғи және жасанды болып келеді. Екеуі де ӛздігінен ыдырайды. Ол үшін α- или β- бӛлшектерді сыртқа шығармайынша тұрақты изотоп түзілмейді. Барлық изотоптардың химиялық қасиеттері негізінен бірдей. Радиоактивті ыдырау түрлері. Ӛздігінен ядролық айналудың негізгі үш түрі бар: 1. α-ыдырау. Ядро екі протон және екі нейтроннан тұратын гелий 4 Не атомының ядросы болып келетін, яғни α-бӛлшекті шығарады. α-ыдырау кезінде изотоптың массалық саны 4-ке, ал ядро заряды -ге азаяды. Мысалы, Ra 86 Rn He. β-ыдырау. Тұрақсыз ядрода нейтрон протонға айналады, осыдан ядро электронды (β-бӛлшекті) шығарады: n p + ē + ν 4

5 β-ыдырау кезінде изотоптың массалық саны ӛзгермейді, протон мен нейтрон сандары сақталады, ал ядро заряды 1-ге ӛседі. Мысалы, 34 Th Pa ē 3. γ-ыдырау. Қозған ядро ӛте аз толқын ұзындығымен γ- сәулені шығарады. Осыдан ядро энергиясы азаяды, ал ядро заряды мен массалық саны ӛзгеріссіз қалады. Радиоактивті ыдырау жылдамдығы. Радиоактивті элементтердің ыдырау жылдамдықтары бір-бірінен ерекшеленеді және олар температура сияқты ішкі жағдайларға (бұдан кәдімгі химиялық айналулардан ядролық реакциялардың маңызды ерекшелігін кӛруге болады) тәуелді емес. Әрбір радиоактивті элемент жартылай ыдырау периодымен τ 1/ сипатталады. Демек, уақыт өте бастапқы заттың жартысы 38 өздігінен ыдырайды. Дәл осылай уран U үшін жартылай ыдырау периоды τ 1/ = 4, жыл. Нақ осы себептен уран активтігі бірнеше жылдар ішінде байқалатындай ӛзгермейді. 6 Радий Raүшін жартылай ыдырау периоды τ 1/ = 1600 жыл, сондықтан радийдің активтілігі уранға қарағанда жоғары. Жартылай ыдырау периоды неғұрлым аз, соғұрлым радиоактивті ыдырау жылдамырақ жүретіндігі түсінікті. Әртүрлі элементтер үшін жартылай ыдырау периоды миллиондаған секундтар үлесінен миллиардтаған жылдарға дейін ӛзгеруі мүмкін. 38 Мысал ретінде уранның 9 U табиғи ыдырауының айналуын кӛрсететін болсақ, аралық радиоактивті изотоптар арқылы 06 тұрақты изотоп қорғасынға 3 Pb (сурет 1.1) дейін ӛтеді. 1.1 суреттегі сызбанұсқада әртүрлі элементтер үшін жартылай ыдырау периодын τ 1/ (сызықшаның астында), радиоактивті элементтерден шығарылған бӛлшектер (сызықшаның үстінде) кӛрнекі суреттелген. 5

6 Сурет U ыдырау сызбанұсқасы Енді радиоактивті ыдырау заңы үшін математикалық ӛрнекті табамыз. Жартылай ыдырау периоды τ 1/ - бастапқы зат атомының ӛздігінен ыдырауға (бастапқы заттың атом санын m 0 арқылы белгілейміз) кеткен уақыт. Сонда уақыт ӛтуімен бір жартылай ыдырау периодынан бастапқы атомның жартысы m 1 = 1/m 0 қалады. Уақыт ӛте екі жартылай ыдырау периоды теңесіп, қалған атомның жартысы ыдырайды, демек 1/ m 1, және m = 1/ m 1 = 1/ (1/m 0 ) = m 0 (1/) қалады. Жартылай ыдыраудың үш кезеңі ӛткенде бастапқы зат атомынан m 3 = 1/ m = m 0 (1/) 3 қалады. Осы жерден жартылай ыдырау периодын τ 1/ және заттың бастапқы санын біле отырып, кез-келген уақыт t аралығы үшін қалған атом санын табуға болатын формула қорытамыз: m(t) = m 0 (1/) t/τ1/ (1.1) Бұл - жалпы жағдайда логарифмдеумен шешілетін кӛрсеткіш функция. Осыдан, жартылай ыдырау периоды ыдырамаған радиоактивті атом санына порпорционал, мұндай реакциялар бірінші ретті реакциялар деп аталады. Ал бұл кез-келген изотоптың жартылай ыдырау периоды ыдырау сатысында кӛбіне ыдырау тұрақтысы деп аталатын жылдамдық константасымен (k) байланысты. 6

7 Ыдырау тұрақтысы радиоактивті изотоп ядросының тұрақсыздығын сипаттайды және жартылай ыдырау периодымен мына қатынаста байланысқан: τ 1/ = 0,693/ k (1.) Әрбір нақты изотоп ӛзіндік тұрақты мәнімен τ 1/ және k сипатталады; осыны біле отырып, уақытты t есептеуге болады, уақыт ӛте радиоактивті кӛз интенсивтігі белгілі бір санға азаяды. (1.1) және (1.) формулаларынан келесі теңдікті аламыз m / mt ) t,303 lg( 0 k (1.3) Тӛменде суреттеу түрінде органикалық айналу үлгісінің ӛсуін қарастырамыз. Табиғи радиоактивтікті талдауды аяқтай келе, 1.1 суреттегі (уран қатары деп аталатын) табиғи радиоактивті элементтер қатарын еске түсірсек, тағы да екі басқа табиғи қатар бұл актиний қатары, 9 U басталып және 3 Pb аяқталатын, және 3 08 торий қатары 90 Th басталып 3 Pb аяқталатын белгілі. Және тағы да тӛртінші қатар бар, бірақ ол табиғатта кездеспейді және жасанды түрде алынған. Осыдан басқа әртүрлі изотоптарды жіктеп зерттегендей, табиғи радиоактивтіліктің айналуын жалғастырушыларды табуға мүмкіндік туды. Бұл айнылым Содди-Фаянстың араласу заңына бағынады: егер атом α-бӛлшектерді шығару арқылы ыдыраса, онда түзілетін эле-менттердің реттік номері бастапқы элементпен салыстырғанда екі бірлікке азаяды; атом массасы 4 есе тӛмендейді. α - ыдырау нәтижесінде периодтық жүйенің басына қарай реттік номері екі торға ауысқан элемент түзіледі; егер атом β-бӛлшектерді шығару арқылы ыдыраса, бастапқы элементпен салыстырғанда түзілетін элементтің реттік номері бірге ӛседі; атом массасы ӛзгермейді. β-ыдырау нәтижесінде периодтың жүйенің соңына қарай бір торға кейін ауысқан элемент түзіледі. γ-сәулелену атом зарядына да, массасына да ӛзгеріс әкелмейді. 1.1 суреттегі сызбанұсқа жоғарыда баяндалған Содди- Фаянстың араласу әдісін кӛрнекі суреттеген. Жасанды айналу. Біз элементтердің жасанды айналу мүмкін-дігін алдында қарастырдық. 7

8 Мұндай түрдегі бірінші реакцияны Резерфордтың азот атомын α-бӛлшектермен бомба-лауымен (атқылауымен) жүзеге асырған: N He 8O 1p Қазіргі уақытта жасанды айналуды жүзеге асыру үшін кӛбіне протондар мен нейтрондарды қолданады. Мысалы, 11 5 B ж. Э.Лоуренс дүние жүзінде бірінші болып циклотрон (атом ядросын бомбалау үшін, элементар бӛлшектерді жылжамдататын «снарядтарды») жасады, осыдан кейін әртүрлі үлгідегі ядролық реакциялар ашылып зерттелді. Қазіргі кезде химияның арнайы бӛлімі ядролық химия элементтердің айналуларын зерттеумен шұғылданады. Бұрын белгісіз болған технеций, франций, астат және т.б. сияқты элементтер, сондай-ақ барлық трансуран элементтерінің (реттік номері 9 жоғары элементтер) синтезі ерекше маңыздылық кӛрсетті. Қазіргі уақытта 17 трансурандық элементтер (Z=93 тен Z=109 қосқанда дейін) алынған. Атомдық номері 99 және одан жоғары трансуран элементтерінің кӛпшілігі 14 немесе N Мысалы, эйнштейний арқылы алған: p 7 сияқты ауыр бӛлшектермен атқылау арқылы алынған Es 7 N ядросымен уран-38 атқылау U 7N 99 Es 40n Радиоактивті изотоптарды қолдану. Радиоактивті изотоптар ӛте жиі және әртүрлі үлгіде қолданылады.ол бір жағынан олардың сәулеленуін қолдану мүмкіндігі болса, ал екінші жағынан оның сәулеленуінің басқа затқа әсерінің мүмкіндігіне негізделген. Мысалы, - радиоактивтік сұйық заттардың кемуінде: ӛнеркәсіпте сусын-дарда жинақ бактарынан және құбырӛткізгіштерден кемуді анықтау үшін; - инженерлік құрылыста жерасты суӛткізгіштерден кемуді анықтау үшін; - энергетикада электростанцияларда жылуӛткізгіштерден кемуді анықтау үшін; 1 6 C C 1 6 8

9 - ағын суларды бақылауда магистральді коллекторлар үшін кемуді анықтағанда; - мұнай ӛндіретін ӛнеркәсіптерде мұнайқұбырларындағы кемуді анықтау үшін т.б. кеңінен қолданыс табады. Барлық мүмкін болатын жағдайларда зерттелетін сұйыққа ӛмір суру уақыты қысқа изотоптар қосылады. Сәулелену деңгейінің бірден жоғарылауы бетінде сұйық-тың кеміген орнын кӛрсетеді. Изотоптар сондай-ақ ғылыми зерттеулер мен медицинада кеңінен қолданылады. Ионданатын сәулелену тірі ұлпаны бұзуға белсенді. Қатерлі ісік ұлпалары сау ағзаға қарағанда сәулеленуге неғұрлым сезімталырақ келеді. Бұл әдетте кобальт-60 радиоактивті изотобының кӛмегімен алынатын γ-сәулеленуімен қатерлі ісік ауруларын емдеуге (радиациялық емдеу) мүмкіндік береді. «Таңбаланған атомдар» химиялық реакциялардың механизмі үшін кеңінен қолданылады. Мысал ретінде күшті қышқыл қатысында карбон қышқылы мен спирттің әрекеттесуінен күрделі эфирдің түзілуінің этерификация реакциясының механизмін құруды кӛрсе-туге болады. Әдетте карбон қышқылының, спирт және күкірт қышқылының қоспасын бірнеше сағаттар ішінде қайнатады. Егер «таңбаланған» 18 О изотопы мен спирт қолданылатын болса, онда «таңбаланған» оттегі судың емес, күрделі эфирдің құрамына кіреді. Бұл реакцияда байланыстың үзілуін келесі түрде ӛтетіндігін дәлелдейді: (1.4) Басқа сипаттамалық мысал. Фотосинтез - биосферадағы бірден-бір маңызды процесс; оның ӛнімі ретінде іс жүзінде органикалық қосылыстардың барлығы дерлік бола алады. Жарықтың әсерінен жасыл ӛсімдіктерге хлорофилмен сіңірілетін пигменттердің әсерінен нәтижесінде кӛміртек диоксиді мен судан глюкозалар С 6 Н 1 О 6 мен оттегі түзілуі жүреді. Фототсинтез теңдеуін толық мақұлдасақ: 6СО + 6Н О = С 6 Н 1 О 6 + 6О Кемінде оттегін СО -ден алуға болады деп күтуге болады. Алты молекула суда алты молекула О түзу үшін оттегі 9

10 жетіспейді. Судың кейбір зерттеулерінің бірінде оттегі бойынша таңбаланған Н 18 О, ал кейбір жағдайда таңбаланған оксидті С 18 О қолданғанда, бірінші жағдайдан 18 О, екіншісінде 16 О алынғандығы дәлелденген. Демек, оттегінің барлығы фотосинтез кезінде судан пайда болады. СО құрамындағы оттегі жартылай глюкоза молекуласың, жартылай қайтадан түзілген су молекуласының құрамына кіруі мүмкін. Су қатысында Н 18 О ӛтетін реакция теңдеуін дұрысырақ келесі түрде жазуға болады: С О 1Н О С6Н1 О6 6 О 6Н О Радиоактивті изотоптар, сондай-ақ, химиялық және биологиялық зерттеулерде, медицинада ең кӛп қолданылуы 1. кестеде келтірілген. Кесте 1. - Биологияда және медицинада қолданылатын радио-активті изотоптар сипаттамасы Ыдырау теңдеуі τ 1/ Энергия, МэВ Т Не 1 1,6 жыл 0, С 7 N жыл 0, Р 16 S 1 14, тәулік 1, Р 16 S 1 5,3 тәулік 0, S 17 Cl ,7 тәулік 0, Fe 7 Co 1 44,5 тәулік 1, Co 8 Ni 1 5,7 жыл, Se 35 Br 1 118,5 тәулік 0, I ,04 тәулік 0, Xe С органикалық туынды- Әсіресе радиоактивті кӛміртегін лардың жасын радиокӛміртегі әдісі (геохронология) негізінде (америка физико-химигі У.Ф. Либби; 1960 жылы химия бойынша Нобель сыйлығының иегері болған) қолдану қызықтырақ. Либби ӛзінің әдісін ӛңдегенде белгілі дәлел радиоактивті кӛміртегі 6 С изотопының (кӛміртегі (IV) оксиді түрінде) жер атмосферасының үстіңгі қабатында азот атомдарын нейтрондармен атқылау кезінде түзілуінде ғарыштық сәуле құрамына кіретіндігін қолданды: N 0n 6C 1p (1.5) 10

11 Радиоактивті кӛміртегі ӛз кезегінде β-сәулені шығару арқылы қайтадан азот атомына айналады: С 7 N 1 (1.6) Атмосферада түзілген радиоактивті кӛміртегі кӛміртегі (IV) оксиді түрінде фотосинтез процесінде барлық ӛсімдіктерге, ары қарай осы ӛсімдіктермен қоректенетін (немесе қолданатын құрамында кӛмірқышқыл газы бар су арқылы) жануарлар ағзасына түседі. Тірі ұлпаларда радиоактивтікті деңгей тұрақты, ӛйткені оның азаюы табиғи радиоактивті 14 6 С ыдырау салдарынан тұрақты радиоактивті кӛміртекті ағзаға түсуімен компенсацияланады. Осыдан ұлпа құрамындағы 14 6 С 1 грамына санағанда тірі ұлпа минутына 15,3 β-бӛлшекті шығарады. Тірі ағза ӛлген кезде онда олардың СО жұтуы тоқтатылып, ал оған жинақталған 14 6 С (6) реакция бойынша жартылай ыдырау периодымен 5730 жыл ыдырайды. Зерттелген үлгіде радиоактивті кӛміртегі құрамын (нақтырақ β-сәулелену активтігін ӛлшегенде, яғни уақыт бірлігінде β-ыдырау санын) ӛлшей келе, оның «жасын», яғни оның құрамындағы кӛміртектің атмосферада пайда болған уақытын анықтауға болады. Массалық саны бірдей, ядро заряды әр түрлі атомдар түрі изобаралар деп аталады: Ar (18p n) 40 Ar 19 (19p 1n) 40 0 Ar (0p 0n) Әр түрлі элементтердің ядро құрамы әр түрлі. Ӛйткені, атомның басты сипаттамасы оның массасы емес, оның ядросының оң заряды. Тек протий атомында ('Н) нейтрон болмайды. Мысалы, бордың табиғатта екі изотопы бар: В - 19,6%; В- 80,4%. Бордың салыстырмалы атомдық массасы мына қатынас бойынша анықталады: (19,6 10) (80,4 11) 100 Элементтер мен олардың қосылыстарының химиялық қасиеттерін сыртқы және аяқталмаған деңгейдегі электрондар саны анықтайды. 10,8 11

12 1.1 Сутек атомының Бор бойынша құрылысы Атомдық теория классикалық механикадан кванттық механикаға дейін дамыды. Кӛптеген эксперименттік зерттеулер нәтижесінде оң зарядталған ядроны теріс зарядталған электрондар қоршайтындығы анықталған. Атом протондар мен электрондар арасындағы тартылыс күштер және электрондар арасындағы тебіліс күштер арқылы тепе-теңдік қалпында болады. Бұл модель электрондар ядродан белгілі арақа-шықта болады деп қарастырмады жылы Эрнест Резерфорд электрондар ядроның айналасында белгілі сақиналы орбитальдармен қозғалады деп болжаған. Бұл модель сутек атомын дұрыс сипаттағанмен, кӛпэлектронды атомдарды дұрыс сипаттай алмады жылы Нильс Бор атом құрылысының кванттық моделін ұсынған. Бор моделі бойынша электрондар ядро айналасында сақиналы, планетарлық орбиталар бойынша қозғалады. Бұл теорияның басқа белгілі теориялардан айырмашылығы, ол электронның энергиясы бір орбитада тұрақты болып қалады және әр орбитаның ӛзіне сай энергиясы болады. Бор моделі бойынша атомда бірнеше белгімі энергиялы орбиталар болуы мүмкін, ал электрондар оздеріне сай орбиталармен қозғалады.осы кӛз қарастарға негізделіп Бор атом қурылысының кванттық моделін ұсынған. 1. Бордың постулаттары Бордың бірінші постулаты. Қандай да материалдық объектінің центрі жанындағы айналмалы қозғалысы классикалық механика тұрғысынан қарағанда оның қозғалыс моментінің mυr мӛлшерімен анықталады және секірмелі ӛзгеруі керек. Кванттық механика терминінде қозғалыс мӛлшерінің моменті h арқылы ӛрнектеледі; ол h немесе h n түрінде болуы мүмкін. мұнда, n = 1,, Демек, m r h n (1.7) Бұл жағдай Бордың бірінші постулатының математикалық теңдігі деп аталады. 1

13 Бордың екінші постулаты. Электрон тек квантталған орбитамен қозғалғанда энергиясын жоғалтпайды. Егер n = 1 болса, онда сутек атомының электроны қалыпты жағдайда болады. n =, 3, 4 тең болғанда қоздырылған күй деп аталады. υ (жылдамдық) және r қандай мәнге ие? Бұл сұраққа жауап беру үшін (1.7) теңдікке, оған қоса кәдімгі шеңбер бойымен қозғалу жағдайына сүйенеміз: центрден тепкіш күш ( m e ) центрге тартқыш күшке ( ) тең болуы керек: r m r (1.7) және (1.8) теңдіктерді шешіп: e r r (1.8) h r n n (1.9) 4 m e n = 1,, 3 (1.9) теңдіктен: r 1 : r : r 3 r n = 1 : : 3 : n (1.10) қатынаста болатынын кӛруге болады. Осыдан (1.7) және (1.8) теңдіктерден r мәнін шығарып тастап, υ n шешімін табамыз: онда: n = 1 n = n h e 1 n : :...: 1 3 n (1.11) 1 : : 3... n (1.1) e, м / сек h, м/сек және т.б. Бордың үшінші постулаты. Электрон алыс орбитадан жақын орбитаға ауысқанда энергия квантын жоғалтады. Демек, Е алыс - Е жақын = hν (1.13) с с немесе (1.14) (1.13) және (1.14) теңдеулерден: 13

14 немесе E алыс Е ал ыс h Е жақын (1.15) 4 m e Е жақын h (1.16) h n n ; жақын алыс m 3 h e 4 1 n жақын 1 - n алыс Тұрақты шамалардың бәрін қойсақ, 3, n; жақын n алыс гц (1.17) гц (1.18) 1900 жылы Макс Планк электромагнитті сәулеленудің кванталған, яғни электромагнитті сәулелену кванттармен жұтылады, немесе сәулеленеді және мына қатынаспен аныкталатындығын болжаған: E = h ν (1.19) 1905 жылы Альберт Эйнштейн Планктың болжамын дәлелдеген, яғын ол квант энергиясы: Е = m c (1.0) тендігімен анықталатындығын дәлелдеген. мұндағы: Е - энергия, Джоуль (Дж); h = 6, Дж с, Планк тұрақтысы; ν - жиілік (с - немесе герц (Гц)). Электромагниттік сәулеленуді сипаттау үшін екі кӛзқарас пайда-ланылады: 1. толқындық - монохроматты сәулелену толқын сияқты таралады және толқын ұзындығымен (λ) және тербеліс жиілігімен (ν) сипатталады;. корпускулалық - электромагнитті сәулелену микробӛлшектерден - фотондардан тұрады, квант энергиясының тасымалдаушысы фотондар болады. Кейіннен зерттеулер нәтижесінде электромагнитті сәулеленуге дифракция, интерференция қасиеттері, яғни бұл толқындық қасиеттері, тән екені дәлелденген. Сонымен қатар, олардың массасы, энергиясы бар, олар қысымдық әсер ететіндігі анықталған - бұл бӛлшектердің қасиеті. 14

15 Кейіннен 194 жылы Луи де Бройль корпускулалықтолқындық кӛзқарастарды барлық микробӛлшектерге таратып математикалық түрде ол байланысты тӛмендегі теңдікпен кӛрсеткен - бұл теңдік де Бройль қатынасы деп аталады: h m v (1.1) Теңдік толқын ұзындығы мен масса және бӛлшектің жылдамдық арасындағы байланысты дәлелдейді. Оны Планк E = h ν (1.19) мен Эйнштейн Е = m c (1.0) теңдіктерін салыстырып та алуға болады, яғни: h v = m с (1.) c, онда h (1.3) v Электронның екі түрлі қасиеті болғандықтан, яғни бӛлшектің және толқынның, оның ядро маңайында дәл координатын және қозғалыс мӛлшерінің моментін анықтау мүмкін емес. Бұл құбылыс Гейзенбергтің анықталмаған принципі деп аталады. Анықталмағандық принципі. В. Гейзенберг (197) анықталма-ғандық принципін ұсынды: бірмезгілде микробӛлшектің күйін (оның координатын) және қозғалыс мӛлшерін (импульсін р = m υ) нақты анықтау мүмкін емес. Анықталмағандық принципінің математикалық ӛрнегі келесі түрге ие: h х р немесе m х v h m (1.4) мұндағы Δх, Δр, Δυ бӛлшектің жылдамдығына, импульсіне және анықталмағандық жағдайына сәйкес келеді. (1.4) теңдік бӛлшектің координаты (анықталмағандық Δх неғұрлым аз) неғұрлым нақтырақ анықталған болса, соғұрлым жылдамдық (Δυ) аз анықталған болады және керісінше импульс неғұрлым нақты анықталған болса, бӛлшектің орналасу орны соғұрлым кӛбірек анықталмаған болады. Сонымен егер электрон орналасуы нақты 10-1 м бастап анықталған болса, онда анықталмағандық км/с жылдамдықты құрайды. Атомның (молекуланың) берілген орнында электронның болу мүмкіндігін және оның энергиясын есептеу - күрделі 15

16 математикалық мәселе. Ол Шредингердің толқындық функциясы деп аталатын теңдікпен шешіледі. Шредингер теңдеуі толқындық функцияны электронның потенциал энергиясы U мен оның толық энергиясын Е байланыстырады: h 8 m мұндағы бірінші мүше электронның кинетикалық энергиясына сәйкес келеді; х у z х, у және z координаталары бойынша толқындық функцияның екінші туындысының қосындысы, m - электрон массасы, h - Планк тұрақтысы. Толқындық теңдеудің математикалық мағынасын айқындамай-ақ, оның шешімін электрон энергиясының толық анықталған дискреттік мәні деуге болады. Толқындық теңдеу шешімі деп аталатын әртүрлі функциялар 1,, 3,..., энергияның ӛзіндік мәніне Е 1, Е, Е 3,..., Е n сәйкес келеді. Толқындық функция орбиталь деп аталатын Шредингер шешімі болады. E U 0, 1.3 Сутек спектрінің түзілу механизмі Егер электрон 1, 4 1 аралығынан ӛтсе, онда жиілік және толқын ұзындықтары келесі түрде ӛзгереді:, нен 3, гц дейін, 116-дан 910Å дейін. Толқын ұзындықтары спектроскопте кӛрінбейді. Олар спектрдің ультракүлгін деп аталатын аймағында жатады (Лайман сериясы). Егер электрон 3, 4, 5 аралығы арқылы ӛтсе, онда жиілік және толқын ұзындығы мына интервалда ӛзгереді: 0,4569- дан 0,84 гц дейін, 6564-тен 3648 Å дейін. Бұл жағдайда сутек спектрінде сызықтың жаңа түрі байқалады, олардың кӛпшілігі спектрдің кӛрінетін бӛлігіне қатысты болады. Ол Бальмер сериясы деп аталады. 16

17 Егер электрон 4 3; 5 3 аралықта ӛтсе, онда 0,1599-дан 0,3656 гц дейін, тан 806 Å дейін болады. Бұл сәулелер сутек спектрінің инфрақызыл бӛлігінен табылады (Пашен сериясы). Мұны сызықты түрде келесі үлгіде кӛрсетуге болады: Сурет 1. - Сутек атомының квантты өтуінің және энергетикалық деңгейінің сызбанұсқасы n = 1 сәйкес келетін кванттық күй, ең тӛмен энергиямен сипатталады, оны Лайман сериясы деп атайды. Бұл күйде электрон ядромен тығыз байланысады және бұл күйді негізгі (қалыпты) күй деп атайды. Электронды қоздырғанда (қыздыру, сәулелену т.б. әсерлер) оның энергиясы артып, ол энергиясы жоғары квант күйге ауысады (Бальмен, Пашен сериялары т.б.). Бұл күйлерді қоздырылған дейді. 1.4 Квант сандары Атомдық орбиталь үш квант санымен (n, l, m l ), ал электрон - тӛрт квант санымен сипатталады (n, l, m l, m s ). Бас квант саны (n) электронның энергетикалық деңгейін сипаттайды, n - оң бүтін сандар болады, бірден шексіз санға дейін болуы мүмкін n = 1,, Энергетикалық деңгейлерді бас әріппен де белгілейді: 17

18 N K L M N O P Энергетикалық деңгейлерді кейде энергетикалық қабаттар деп атайды. Энергетикалық деңгей саны химиялық элемент атомы орналасқан период номерімен аңықталады. Период Энергетикалық деңгей саны I 1 II III 3 IV 4 Энергетикалық деңгейдегі максимал электрон саны тӛмендегі теңдеумен ӛрнектеледі: N = n n = 1 N = 1 = 1s ē N = N = = 8 1s s p 6 8ē N = 3 N = 3 =18 1s s p 6 3s 3p 6 3d 10 18ē Кванттау ережесі бойынша электрон атомда белгілі кванттық күйде болады және оның энергиясы тӛмендегі қатынаспен анықталады: 4 m e E (1.5) n h Мұндағы: m - электрон массасы; е - электрон заряды; h - Планк тұрақтысы; n - бас квант саны. Егерде алдындағы теңдікке барлық белгілі тұрақтыларды қойса, онда мына қатынасты алуға болады: 1 E 13,6 n (эв) (1.6) Электронның бір энергетикалық күйден екінші энергетикалық күйге ауысуы энергияның күрт ӛзгеруімен байланысты. 18

19 Орбиталь (азимуттық) квант саны (l) - орбитальдық пішінін сипаттайды, демек электрон кеңістіктің қандай ауданында қозғалатындығы туралы мәлімет береді. Орбиталь квант санының мынандай бүтін сандарға тең болады: l = 0, 1,, 3 (n-1) n = 1 l = 0 n = l = 0, 1 n = 3 l = 0, 1, n = 4 l = 0, 1,, 3 Орбиталь квант саны атомдық орбитальдың түрінде сипаттайды. Ең кӛп орбитальдың тӛрт түрі кездеседі: s, p, d, f. Егерде l = 0, онда s-орбитальдар; l = 1, онда р-орбитальдар; l =, онда d-орбитальдар; l = 3, онда f-орбитальдар; l = 4, онда g-орбитальдар. Орбиталь түрлерінің пішіні түрлі болып келеді (сурет 1.3): Сурет s-, p- және d- орбитальдарының пішіні (толқындық функциялардың таңбалары көрсетілген) 19

20 s- орбиталь, сфера тәрізді және ядроға қатысты симметриялық, яғни шекаралық бетінің (электронның толқындық функциясы) таңбасы тұрақты оң немесе теріс (сурет 1.4): Сурет s-орбитальдің пішіні p- орбитальдың таңбасы ӛзгеріп тұрады (сурет 1.5): Сурет Толқындық функция фазасын өрнектеудің екі әдісі (1s-орбиталь, оның толқындық функциясының таңбасы өзгермейді (а) және p- орбиталь, функция таңбасы өзгереді (ә)) Магнит квант саны (m l ) - электронның кеңістікте орналасуын (бағытталуын) сипаттайды. Ол мынандай сандарға тең болуы мүмкін: m l = 0; ± 1; ± ; ± 3 ± l Егерде n=1, l=0, онда m l = 0 тең болса, бұл бас квант санына тек бір s- орбиталь сәйкес келеді. Бұл күйді бір еселі азғындалған дейді. 0

21 Сурет s-ао ориентациясы және пішіні Егерде l=1, онда m l =+1; 0; - 1, онда Шредингер теңдігіне сәйкес p- орбитальдың үш шешімі болады, оны тӛмендегідей бейнелеуге болады: Сурет р-ао ориентациясы және пішіні Магнит квант санының мәндері орбиталь квант санына тәуелді және (l + 1) тең. N L m l l мәнді орбиталь саны ; 0; ; +1; 0; -1; ; +; +1;0; -1; -; -3 7 Үш p- орбитальдардың беті бірдей, бірақ олар бір-біріне тік бұрышта бағытталған. р- орбитальдар үш еселі азғындалған деп есептеледі. Бағытталуына байланысты р- орбитальдарды р х; р z; р у (сурет 1.3) деп белгілейді. 1

22 d-орбитальдар бес еселі азғындалған, яғни 5d-орбитальдың бәрінде қалыпты (негізгі) жағдайда энергиялары бірдей. d-орбитальдардың кеңістікте бағытталуын тӛмендегідей белгілейді: d х - у ; d z ; d ху ; d хz ; d уz (сурет 1.3). Энергиялары бірдей орбитальдар азғындалған деп аталады. Спин квант саны (s) және магнит спин квант саны (m s ) Спин квант саны s (спин) электронның спин бұрыштық магнитінің шамасын анықтайды, демек электронның ӛзінің ӛсінде айналуын сипаттайды және оның шамасы 1/ тең болады. Магнит спин саны (m s ) спиннің бұрыштық моментінің бағытын анықтайды және оның мәні +1/, не -1/ тең болуы мүмкін. Спин қосындысы нольге тең (+1/)+(-1/)=0. Сондықтан энергетикалық орбитальды толтырғанда электрон-дарды ұяшықта тӛмендегідей белгілейді: Сутек атомын Шредингер теңдігімен сипаттау Сутек атомының орбитальдары мен энергиялары анықталған. Электрон ең тӛмен энергиялы орбитальда орналасады. Бұл оның негізгі (қалыпты) күйіне сәйкес келеді. Оны тӛмендегі сызбанұсқа түрінде кӛрсетуге болады (сурет 1.8):

23 Сурет Шредингер теңдеуінің сутек атомы үшін есептелгенэнергетикалық шешімінің сызбанұсқалық кескіні (масштаб бойынша сәйкес емес) Сутек атомында электрон 1s-орбиталінде орналасады және оның электрондық құрылысы 1s 1 болады. Егерде сутек атомында электрон-ды қоздырса, ол энергиясы жоғары орбитаға ауысады. Бірақ бұл күй тұрақсыз болады, себебі бұл күйде оның энергиясы жоғары. Осының әсерінен электрон энергиясы тӛмен энергетикалық деңгейге қайта оралады, бұл кезде энергияның сәулеленуі байқалады. Бұл құбылыс экспериментті түрде спектралдық әдіспен дәлелденген. Мысалы, 1.9 суретте сутек атомының эмиссиялық шығару спектрінің бір бӛлігі кӛрсетілген. Сурет Сутек атомының эмиссиялық спектрінің (шығару спектрі) бір бөлігі 3

24 1.5 Кӛпэлектронды атомдарының толтырылуының тізбектілік принципі Кӛпэлектронды атомдарының толтырылуының тізбектілік принципі бірнеше ережелерге негізделеді: Хунд ережесі, Паули принципі, Клечковский ережелері. Жалпы орбитальдардың толтырылуы тӛмен энергиялы орбитальдардан басталады, яғни алдымен 1s, содан соң s, әрі қарай р т.б. толтырылады. Хунд ережесі былай оқылады: азғындалған орбитальдар толтырылғанда барлық орбитальдар бір-бір электрондармен толтырылғанша электрондар жұптастырылмайды. Азғындалған орбитальдарда электрондардың спиндері параллельді. Мысалы, р-орбитальда екі электрон бар. Хунд ережесі бойынша олар орбитальда былай орналасу қажет: Паули принципі бойынша: атомда екі электрон бірдей төрт квант саны болуы мүмкін емес: n, l, m l және m s. Мысалы, s-орбитальда екі электрон бар, осы екі электрон ұяшықта қалай орналасады және қандай квант сандарымен сипатталады? Тӛменгі орбитальдарды тізбекті толтыру принципі атомдық орбитальдарды дұрыс толтыруға және электрондарды қалыпты жағдайда орналасуын, яғни атомның электрондық конфигурациясын анықтауға мүмкіндік береді. Энергетикалық деңгейлерді толтырғанда ең тӛмен энергия принципін ескерген жӛн, демек 4

25 электронның тұрақты күйі оның ең төмен энергиясына сай болады. Сондықтан, энергетикалық деңгейлерді толтырғанда оны ең тӛмен энергиялы деңгейден бастайды. Энергиялар энергетикалық деңгейлер мен деңгейшелерде шамамен мына қатармен ӛрнектеледі: 1s < s < p < 3s < 3p < 4s < 3d< 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d 4f < 6p < 7s < 6d 5f ал толтырылуын тӛмендегі қатармен жүргізеді: 1s s p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 5(d 1 ) 4f 5d 6p 7s ( 6d 1- ) 5f 6d 7p Электрондардың орбитальдарда орналасуын азот атомымен қарастыруға болады: N 1s s p 3 Кӛпэлектронды атомдардың энергетикалық деңгейлерін толтырғанда тағы екі ережені пайдалану керек. I. Клечковскийдің 1-ші ережесі: атом ядросының заряды ӛскенде энергетикалық деңгейлердің электронмен толуы (n+l)- дың тӛмен мәнінен үлкен мәніне қарай жүреді. Бұл ережені түсіну үшін калий атомындағы электрондардың энергетикалық деңгейлерде орналасуын қарастыруға болады. Калийдің алдындағы элемент аргонның (реттік нӛмірі 18) электрондары энергетикалық деңгейлерде тӛмендегідей орналасады: 6 6 Ar : 1s s p 3s 3p Калий атомының 4s деңгейі толтырылатын болса, Клечковскийдің ережесі бойынша (n+l) квант сандарының осындысы 4+0=4 тең болады. Егерде 3d-орбиталь толтырылса, онда 5

26 n+l=3+=5. Бірінші мысалда (n+l) қосындысы екінші мысалға қарағанда тӛмен, сондықтан калий атомының электрондық құрылымы тӛмендегідей болады: K : 1s s p 3s 3p 4s II. Клечковскийдің -ші ережесі: (n+l) қосындылары бірдей жағдайда орбитальдардың толуы бас квант санының (n) ӛсу бағытында жүреді. Мысал ретінде скандий атомының электрондық құрылымын қарастыруға болады. Скандий атомының алдындағы кальцийдің тӛмендегі электрондық құрылымы бар: 6 6 Са : 1s s p 3s 3p 4s 3d-орбиталь үшін (n+l)=3+=5, ал 4р- орбиталь үшінде (n+l) =4+1=5, сондықтан скандий атомында 3d-орбиталь толтырылады, себебі n=3, ал 4р-орбиталь да n=4. Сонымен скандий атомында электрондардың орналасуын тӛмендегідей ӛрнектеуге болады: Sc : 1s s p 3s 3p 3d 4s Үлкен периодтарда ядро заряды ӛскен сайын энергетикалық деңгейлердің электрондармен толтырылуы күрделі жүреді. Осыған байланысты элементтердің қасиеттерінің ӛзгеруі күрделі болады. Мысал ретінде ІV период элементтерінің энергетикалық деңгейлерін электрондармен толтырылуын қарастыруға болады. Алдымен сыртқы 4s орбиталы толады (1 орбитальда электрон болғандықтан элемент бола алады) K : 1s s p 3s 3p 3d s Ca : 1s s p 3s 3p 3d 4s Содан кейін ішкі d- орбиталь толады. (d-деңгейшеде 5 орбиталь бар, бұл орбитальда орналасатын максимал электрон саны 10 болатындықтан 10 элемент болады) Sc 1s s p 3s 3p 3d Zn 1s s p 3s 3p 3d 4 : s : s d-орбиталь толғаннан кейін сыртқы 4р орбиталь толады. Мұнда 3р орбиталь болғандықтан 6 элемент болады Ga : 1s s p 3s 3p 3d 4s 4p Kr : 1s s p 3s 3p 3d 4s 4p 6

27 ns- және np- орбитальдардың толтырылуын қарастыратын болсақ, оларды ұқсастығы бар, яғни бәрінде де аяқталғанда сегіз электрон бар: 6 6 s p 3s 3p Бұл құблыс октет ережесінің негізін құрайды. Октет ережесі s- және p- элементтердің электрондарды қосып, беріп немесе жұптастыру нәтижесінде сыртқы энергетикалық қабатын 8-электронға дейін толтыруға негізделген. Мысалы, мынадай электрондық құрлысы бар 1s s p 6 3s 1 натрий атомына октет түзу үшін бір электрон беру әлдеқайда жеңіл. Ал фтор атомына: 1s s p 5 октет түзу үшін тек бір электрон жетіспейді. Электрондарды беру, қосып алу немесе жұптастыру нәтижесінде ns np 6 электрондық конфигурация түзетін болса, оны октет ережесіне бағынады деп айтады. Бұл жағдайда сыртқы энергетикалық қаба-тында 8 электрон болады. 1.6 Периодтық заң және периодтық жүйе Атом құрылысы туралы теория периодтық заңның физикалық мәнін ашты. Атом және ядро құрылыстары химиялық элементтің негізгі сипаттамасы ядро заряды екенін дәлелдеді. Ядро заряды ядро құрамындағы протон санымен анықталып, Д.И. Менделеевтің периодтық жүйесіндегі химиялық элементтің реттік номеріне тең екенін дәлелдейді. Д.И. Менделеевтің периодтық заңы қазіргі кезде тӛмендегідей тұжырымдалады: химиялық элементтері мен олардың жәй және химиялық қосылыстарының түрлері мен қасиеттері атом ядроларының зарядтарына периодты тәуелділікте болады. Периодтық жүйенің бірнеше сызбанұсқа түрлері бар. Элементтердің периодтық жүйесінің қысқапериодты варианты жеті периодтан тұрады: - бірінші, екінші, үшінші периодтар бір қатардан тұрады, олар кіші периодтар деп аталады. - екінші және үшінші периодтар элементтері типтік деп аталады. - тӛртінші, бесінші, алтыншы және жетінші периодтар - үлкен периодтар, олар екі қатардан тұрады (VІІ - аяқталмаған). 7

28 - f-элементтер (актиноидтар мен лантиноидтар) кестенің сыртына шығарылады. Периодтық номері бас квант санына (n) сәйкес болып, осы периодтағы орналасқан элементтің энергетикалық деңгей санын кӛрсетеді. Периодтағы элемент санын тӛмендегі теңдіктер арқылы анықтауға болады: тақ периодтағы: L n ( n 1) (3 1) L n ( n ) (4 ) L n 16 Мысалы, ІІІ-периодта: 8 жұп периодтарына: L n 36 Мысалы, ІV-периодта: 18 Сыртқы энергетикалық деңгейде электрон сандарына байланысты элементтер периодтық жүйеде сегіз топқа бӛлінеді. Топтар топшаларға бӛлінеді: негізгі және қосымша. Негізгі топшалар s- және р- элементтерден тұрады және оларды типтік элементтер құрайды, оларды А-топша деп атайды. Мысалы, ІІ-ші негізгі топша Ве, Мg, Са, Sr, Ва, Rа элементтерден тұрады, оның ішінде Ве, Мg - типтік элементтер. V- ші негізгі топша р- элементтерінен тұрады: N, Р, Аs, Sb, Ві. Қосымша топшалар d-элементтерден тұрады, оларды В-топша деп атайды, ал құрамындағы f-элементтер кесте сыртында орнала-сады. Мысалы, VВ топшасын V, Nb, Ta, Ns элементтер құрайды. IА топша элементтерінің сыртқы энергетикалық деңгейде ns электрон бар. IВ топша элементтерінің (Cu, Ag, Au) сыртқы деңгейде (n-1)d 10 электрон бар, яғни s- деңгейшеден бір электрон ішкі деңгейге ауысып, (n-1)d 10 ns 1 тұрақты күйге түзеді. IIА және IIВ топша элементтерінің сыртқы қабатында ns. IIIА және IIIВ-дан VIIА мен VIIВ-ға дейін орналасқан элементтердің сыртқы қабатындағы электрондар саны топ номеріне сәйкес келеді. Мысалы, IIIА-ның сыртқы қабатында nр 3 электрон бар, VIIА-ның сыртқы қабатында ns nр 5 электрон болады. 8

29 III А топша nр 3 III В топша (n-1)d 1 ns VII А топша ns nр 5 VII В топша (n-1)d 5 ns Қосымша топшасында да негізгі топшадағы элементтерінің сыртқы қабатындағы электрондар саны топша номеріне тең болады: VIIIВ - (n-1)d 1 ns VIIВ - (n-1)d 5 ns VIIIВ топшада әр триаданың соңғы екі d-элементі бұл заңдылыққа бағынбайды. Бұл элементтердің (n-1)d электрондарының қосындысы сегізден жоғары. Сутек және гелий атомдары ерекше орын алады; сутек атомы IА тобына және VIIА тобында да орналастыруға болады. Ал гелий атомы 1s, VIIIА тобында орналасады. Сонымен, атом құрылысы теориясы элементтердің топтар мен топшаларға бӛлінуін де түсіндіреді. 1. Негізгі топшаның элементтерінің сыртқы деңгейіндегі s және р денгейшелері толады.. Қосымша топшаның сыртынан санағанда екінші d денгейшелері толады. 3. Лантаноидтар мен актиноидтардың сәйкесінше 4f және 5f денгейшелері толады. Сонымен әр топша элементтерінің ұқсас электрондық құрылысы бар. Негізгі топша элементтері атомдарының сыртқы деңгейіндегі электрон саны топ номеріне тең, ал қосымша топшалардың сыртқы деңгейінде екі не бір электрон болады, бірақ ішкі d және f электрондар да валентті электрон болып саналады. Топ номері химиялық байланыс түзуге қатысатын максималды электрон санын кӛрсетеді. Химиялық элементтердің қасиеттерінің период және топ бойынша ӛзгеруі де атом құрылысына байланысты. Атом құрылысы теориясы негізінде сутек атомының периодтық жүйедегі орнын түсіндіруге әбден болады. Сутек атомының (Н) 1s деңгейінде бір ғана электрон бар, оны ол беріп жіберуі немесе бір электрон қосып алуы мүмкін. Сондықтан, сутек I және VII топтарда орналасқан. Атом құрылысы теориясы мына элементтердің Аr(39,9), K(39,1), Co(58,9), Ni(58,7) атомдық массасының ӛсу реті бойынша орналаспау фактісін де түсіндіреді. Элементтердің 9

30 химиялық қасиеттері атомдық массаға емес, ядро зарядының шамасына байланысты. Ядро заряды - элементтің негізгі сипаттамасы екенін ұмытпау қажет. Элементтер мен олардың қосылыстарының қасиеттерінің периодты түрде ӛзгеруі Элементтердің ядро зарядының ӛзгеруі осыған байланысты электрон сандарының ӛзгеруі элементтер мен олардың қосылыстарының қасиеттерінің периодты түрде ӛзгеруіне әкеледі. Оны тӛмендегі мысалдардан кӛруге болады. 1. Ядро заряды, сыртқы энергетикалық қабатындағы электрон саны, тотығу дәрежесі Топ Период ns 1 ns ns np 1 ns np ns np 3 ns np 4 ns np 5 ns np 6 11 Na Mg Al 3 Si 4 P 5 S 6 Cl 7 Ar K 19 Rb 37 Cs 55 Топ және период бойынша атомдарының ядро заряды ӛседі. Ядро заряды ӛскен сайын сыртқы энергетикалық деңгейдегі электрон саны артып отырады. Сыртқы энергетикалық қабаттардың электрондық құрылысы олардың химиялық қасиеттерінің ұқсастығын анықтайды. Топ бойынша элементтердің сыртқы деңгейінде электрон саны бірдей болғандықтан, олардың тотығу дәрежесі мен химиялық қосылыс-тарының қасиеттері ұқсас болады. Кіші периодтарда элементтердің ядро зарядтары ӛседі, осыған байланысты олардың сыртқы қабатындағы электрон сандары да ӛседі, бұл элементтердің тотығу дәрежесінің ӛсуіне әкеледі. Үлкен периодтарда тотығу дәрежесінің ӛзгеруі жалпы заңды-лыққа бағынады, бірақ кіші периодтарға қарағанда күрделі болады. 30

31 Атомдық және иондық радиус Элементтердің қасиеттерінің ӛзгеруі (жоғарлауы не тӛмендеуі) олардың атомдық радиустарының ӛзгеруіне байланысты. Атомдық радиустарды қарастырғанда жай заттардың кристалдарындағы шартты (эффективті) радиустарын айтады. Сыртқы қабатындағы электрондар ядромен ең тӛмен энергиялы байланысады. Олар сыртқы энергетикалық деңгейден үзіліп, оң зарядталған бӛлшектер түзе алады, оларды катиондар деп атайды. Сонымен қатар, сыртқы деңгейдегі электрондар басқа атомдардың сыртқы деңгейіне қосылып теріс зарядталған бӛлшектерді түзеді, оларды аниондар дейді. Бұл кезде бӛлшектердің эффективті радиустары ӛзгереді. Кесте Кейбір элементтердің атомдық және иондық радиустары Атомдық радиус, нм Иондық радиус, нм Атомдық радиус, нм Иондық радиус, нм Lі Nа К Rb 0,155 0,189 0,36 0,48 0,068 0,098 0,133 0,149 F Cl Br I 0,064 0,099 0,114 0,133 0,133 0,181 0,196 0,0 Бұл кестеден атомнан катионға ауысқанда эффективті радиус тӛмендейтіндігін кӛруге болады. Аниондарда атомнан аниондарға ауысқанда иондық радиус жоғарылайды. Негізгі топшаларда ядро заряды ӛскен сайын атомдық және иондық радиустар артады. Қосымша топшаларда атомдық және иондық радиустар жалпы артады. Бірақ V және VI периодтағы элементтердің радиустары бірдей болады. Бұл құбылыс осы периодтарда орналасқан элемент-тердің 4f және 5f қабатшаларының толтырылып, электрондық сығылу пайда болуымен түсіндіріледі. 31

32 Элементтердің қасиеттерінің қосымша топшаларда осылай ӛзгеруі екіншілей периодтық деп аталады. Кесте ІВ топ элементтерінің атомдық және иондық радиуста-рының ӛзгеруі Атомдық радиус, нм Иондық радиус, нм Cu Ag Au 0,18 0,144 0,144 0,098 0,113 0,137 Кесте IV В топ элементтерінің атомдық және иондық радиустарының ӛзгеруі Атомдық радиус, нм Иондық радиус, нм Ti Zr Hf Ku 0,146 0,160 0,159 0,160 0,064 0,08 0,08 0,078 Екіншілей периодтықты жоғарыда келтірілген кестелер мәліметтерінен кӛруге болады. Айтылған заңдылықтарға скандий топша элементтері бағынбайды. Металдық және бейметалдық қасиеттер Металдық қасиет период бойынша кемиді, бейметалдық қасиеттер ӛседі. Топ бойынша ядро заряды ӛскен сайын металдық қасиеті артып, бейметалдық қасиеті тӛмендейді. 3

33 Иондану энергия, электронға ынтықтық, электртерістік Иондану энергиясы - қоздырылмаған атомның сыртқы энергетикалық деңгейінен бір электронды үзіп алуға қажетті энергия шамасы. Э 0 + I = Э + + ē I- иондану энергия шамасы кдж/моль, эв/атоммен ӛлшенеді. Бұл шама атомның металдық сипаттамасы болып есептеледі. Атомның сыртқы деңгейінде бірнеше электрон болса, онда бірінші, екінші, үшінші иондану энергиясы деп бӛледі. Мысалы, Аl - 1ē Аl + (ИЭ 1 = 5,98) Аl + - 1ē Аl + (ИЭ = 18,8) Аl + - 1ē Аl +3 (ИЭ 3 = 8,44) Иондану энергиясының шамасы ядро зарядына байланысты периодтық түрде ӛзгереді. Периодта жалпы ӛседі, бірақта s-элементтерден р- элементтерге ауысқанда ішкі периодтық байқалады: ИЭ 1 : Lі - 5,39; Ве - 9,3; В - 8,90; С -11,6; N - 14,54; О - 13,61; F - 17,4. Литийден берилийге дейін артады; В - тӛмен, әрі қарай С-тен F-ға дейін тағы да артады. Топта ядро заряды ӛскен сайын ИЭ тӛмендейді. Кесте Иондану энергияның (эв) топ бойынша ӛзгеруі І А Li Na K Rb Cs ИЭ 5,39 5,14 4,34 4,18 3,89 ІВ Cu Ag Au ИЭ 7,73 7,58 9,3 33

34 Қосымша топшаларда бұл заңдылық сақталады, бірақ d- элементтерінде байқалатын электрондық сығылу эффект әсерінен тӛмен болады. Электронға ынтықтық - бейтарап атомға электрон қосылғанда бӛлінетін энергия: Э е Э F F - электронға ынтықтық кдж/моль немесе эв/атоммен ӛлшенеді. Электронға ынтықтық сан жағынан иондану энергиясына тең, бірақ таңбасы қарамақарсы болады. Электронға ынтықтық иондану энергияға ұқсас периодтық жүйеде ядро зарядына байланысты периодтық жүйеде белгілі заңды-лықта және периодтық түрде ӛзгереді. Тӛменде кейбір элементтердің электронға ынтықтығы кӛрсетілген: Lі Ве В С N О F Nе 0,59 0,13 0,30 1,7 0,1 1,467 3,45 0, Келтірілген сандардан ең жоғары электронға ынтықтық VIІА элементтерінде екенін кӛруге болады, олардың сыртқы деңгейінде ns np 5 электрондар болады. Ең тӛмен немесе теріс мәндер ns, ns np 6 немесе жартылай толтырылған р-деңгейшелері бар ns np 3 элемент-терінде. Атомның электртерістігі (ЭТ) - ортақ электрондарды ӛзіне қарай тартқыш қабілетін сипаттайтын салыстырмалы шама. Электртерістік - шартты салыстырмалы түсінік, ӛлшемсіз, ол атомның металдық немесе бейметалдық қасиетін сипаттайды. Оны шартты түрде иондану энергия мен электронға ынтықтың жарты қосындысымен анықтауға болады: X = ½ (I +F ) Полинг шкаласы бойынша электртерістігі ең жоғары элементке фтор жатады, оның электртірістігі 4,1 тең. Кестеде кейбір элементтердің электртерістігі келтерілген. 34

35 Кесте Кейбір элементтердің электртерістігі Н, Lі 1,0 Nа 0,9 К 0,8 Ве 1,6 Mg 1,3 Ca 1,0 В,0 Al 1,6 Ga 1,8 С,6 Si 1,9 Ge,0 N 3,0 P, As, Sb,1 О 3,4 S,6 Se, Te,1 F 4,0 Cl 3, Br 3,0 I,7 Кестеде s-, р- элементтерден тұратын кіші периодтарда ядро заряды ӛскен сайын элементтердің электртерістігі жоғарлайтындығын кӛруге болады. Үлкен периодтарда жалпыма бұл заңдылық сақталады, бірақ d- элементтерінде ЭТ аса кӛп ӛзгермейді. Негізгі топшаларда ядро заряды ӛскен сайын ЭТ кемиді, ал қосымша топшаларда жалпы заңдылық сақталғанымен ондай ӛзгеру баяу болады. Тотықсыздандырғыш және тотықтырғыш қасиеттер Элементтердің тотықтырғыш және тотықсыздандырғыш қасиеттері иондану энергиясы, электронға ынтықтық, электртерістік ұғымдармен тығыз байланысты. Неғұрлым элементтің иондану энергиясы тӛмен, оның тотықсыздандырғыш қасиеті соғұрлым жоғары болады. Барлық металдар тотықсыздандырғыш қасиет кӛрсетеді. Неғұрлым элементтің электртерістік шамасы жоғары, тотықтырғыш қасиеті соғұрлым жоғары болады. Фтор ең күшті тотықтырғыш, ал франций ең күшті тотықсыздандырғыш. Топ бойынша ядро зарядының саны ӛскен сайын элементтердің тотықсыздандырғыш қасиеті ӛседі, себебі оның иондану энергиясы тӛмендейді, сыртқы қабатындағы электронның беру қабілеті артады. Период бойынша ядро зарядының саны ӛскен сайын элементтердің тотықтырғыш қасиеті артады, себебі оның электртерістігі жоғарылап, электронды қосып алу қабілеті ӛседі. 35

36 Тотықсыздан дырғыш қасиеті артады тотықтырғыш қасиеті артады Период Li Be B С N O F Na Cl K Br Rb I Cs Топ Элемент оксидтері Топ бойынша жоғарыдан тӛмен қарай элементтердің металдық қасиетінің күшеюінен оксидтердің де негіздік қасиеті артады. Период бойынша элементтердің оксидтерінің қасиеті негіздіктен амфотерлікке, одан қышқылдыққа ауысады, яғни қышқылдық қасиеті артады. 36

37 Гидроксидтер қасиеттерінің ӛзгеруі Топ бойынша гидроксидтердің негіздік қасиеттері жоғарыдан тӛмен қарай артады, ӛйткені ядро заряды ӛскен сайын гидроксид иондары атом ядросынан қашықтайды, нәтижесінде диссоциялану процесінің жүруі жеңілдейді. Периодта гидроксидтердің негіздік қасиеттері, оксидтер қасиеті сияқты, амфотерліден қышқылдық қасиетке ауысады. Бұны элементтердің металдық қасиетінің азайып, бейметалдық қасиетінің амфотерлілік арқылы күшеюмен түсіндіруге болады. Сутекті қосылыстар тұрақтылығының ӛзгеруі Топта жоғарыдан тӛмен қарай сутекті қосылыстардың тұрақтылығы азаяды. Себебі элемент атомының радиусы ӛсіп, сутегі атомы мен элемент атомы арасындағы тартылыс күші әлсірейді. Период бойынша сутекті қосылыстардың тұрақтылығы артады. Ӛткені атомның ядро заряды ӛсіп, атом радиусы кішірейеді. 37

38 Сутекті қосылыстардың қышқылдық қасиеттері Топ бойынша жоғарыдан тӛмен қарай бейметалдардың атом радиустары ӛскендіктен, олардың сутекті қосылыстардың қышқылдық қасиеті артады. Сондықтан сутекті қосылыстардың сулы ерітін-ділерде диссоциациялануы жеңілдейді. Период бойынша сутекті қосылыстардың қышқылдық қасиеті артады. Қосылыстардың судағы ерігіштігі Кӛптеген қосылыстардың ерігіштігі элементтің периодтық жүйедегі орнымен тығыз байлынысты. Мысалы, негізгі топшадағы элементтердің гидроксидтерінің судағы ерігіштігі металл ионының радиусының ӛсуінен және металл катионы мен анион арасындағы байланыстың әлсіреуінен артады, ал сульфаттардың, хлоридтердің ерігіштігі азаяды. 38

39 Оттекті қышқылдардың күші Оттекті қышқылдардың күшінің периодтық жүйеде ӛзгеруі күрделі болып келеді. Ол кӛптеген жағдайға байланысты болады. Егерде тек бір периодтағы элементтер түзетін қышқылдарды қарастырса, онда жалпы тәуелділікті байқауға болады. Мысалы, Бұл мысалдан кремнийден хлорға қарай қышқылдардың күші артатындығын кӛруге болады. Бір топты қарастырса, онда ядро заряды ӛскен сайын оттекті қышқылдарының күші тӛмендейтіндігін байқалады. 39

40 ЕСЕПТЕРДІ ШЫҒАРУ МЫСАЛДАРЫ Мысал 1. Радиоактивті ыдырау реакциясын жазыңдар 38 1) U 9 ; 90 ; 11 6 ; 34 ) Th 3) C 40 K-захват 4) 19 K. Шешуі: а) Теңдікті мына түрде жазуға болады: ) 9 U He 90Th ) Th e Pa ) 6 С 1е 7N ) K e Ar h Мысал. Берілген ядролық реакцияларды аяқтаңыз: 53 1 а) D...; 19 1 Cr ; б) n F. 9 1p Шешуі: а) Берілген теңдікті былай жазуға болады: 53 1 A 4 Cr 1D 0 n ZЭ. Жоғары индекстерден А табуға болады: 53 + = 1 + А, сонда А = 54. Тӛменгі индекстерден Z табылады: = 0 + Z, осыдан Z = 5. Сонда 54 5 Э - марганецтің изотопы Cr 1D 0 n 5Mn A 0 б) Екінші теңдік былай жазылады: 9 F 1p Z Э 0. Жоғары индекстерден А табылады: = А + 0; А = 0. Тӛменгі индекстерден Z: = Z + 0; Z = 10. Сонда неон изотопы Э - Мысал 3. Радиоактивті ыдыраудың константасы 1, с -1. Калий-40 изотопының неше атомынан әр секундта бір ядро ыдырайды? Шешуі: 1 с. 40

41 Мұндағы с радиоактивті элементтің ӛмір сүру уақытының орташа шамасы, бұл бір секундта қанша атомнан бір ядро ыдырататындығын сипаттайды. Сонда Бір секундта ыдырайды (1, ), ядродан К-40 изотопынан бір ядро Мысал 4. Уран минералында радий мен уранның тепетеңдік массаларының қатынасы 3, :1 тең. Радийдің жартылай ыдырау периоды 1600 жылға тең. Осы мәліметтерге сүйеніп, уранның жартылай ыдырау периодын анықтауға болады ма? Шешуі: Радиактивті қатарларда тепе-теңдік күй мына теңдіктермен сипатталады: 1 n 1 n... const, мұндағы n дәл уақыттағы радиоактивті изотоптың атом саны. Сондықтан, λ мен болады: n( U ) n( Ra) T1 ( U ) T1 ( Ra) ( U ) n( U) ( Ra) n( Ra) T 1 кері пропорционалды болғандықтан былай жазуға немесе T 1 ( U ) n( U ) T 1 n( Ra) ( Ra) T 1 ( U) 4, жыл 38 3,3 10 Мысал 5. Радийдің жартылай ыдырау периоды 1617 жыл. 1) Радийдің радиактивті ыдырау константасын анықтаңыз; ) Бір секундта радийдің неше атомынан радийдің неше атомы ыдырайды? Шешуі: 1) λт 1/ = 0,693, онда λ(ra) = 0,693/Т 1/ (Ra) = 0,693/( ) = 1, с -1. ) Егер λ(ra) = 1, = ~1, = = 14/10 1, онда 10 1 атомнан 1 с радийдің 14 атомы ыдырайды. 41

42 Мысал 6. Радиактивті ыдырауда бӛлінген гелийдің кӛлемі бойынша Авогадро тұрақтысын есептеңіз. Шешуі: Радийдің 1 г массасынан бір секундта кӛлемі 5, см 3 (қ.ж) гелий бӛлінеді. Бұл кӛлемде 13, α-бӛлшек бары анықталған. Сонда, 5, см ,6 10 6, см х х = (, ) ( 13, )/( 5, ) = 6, бӛлшек. N A = 6, бӛлшек бар. Мысал 7. Сутек атомындағы екінші энергетикалық деңгейдегі электронның энергиясын есептеңіз. Шешуі: Квант теориясы бойынша сутек атомының электронның кез-келген деңгейде мына теңдікпен анықталады. Z Е 13,60, n мұнда Z атомның ядро заряды; n энергетикалық деңгейдің номері. Теңдеудегі минус энергияның жұмсалатындығын кӛрсетеді. Сонда: Е = 13,60 0,5 эв = 3,40 эв. Мысал 8. Электронның қозғалыс жылдамдығы 10 8 м/с. Электронның толқын ұзындығын есептеңіз. Шешуі. Электронның қозғалыс жылдамдығы мен толқын ұзындығы λ арасындағы тәуелділік де Бройль теңдігімен анықталады, яғни λ = h/(m ν), мұнда h Планк тұрақтысы, ол 6, Дж с; m электрон массасы, 9, кг тең. Сонда 6,66 9, Мысал 9. Сутек спектріндегі Бальмер сериясына сәйкес келетін фотон массасын есептеңіз. (λ = м). Шешуі. Фотонның массасы тыныштық күйдегі массасы нӛльге тең. Қозғалыс күйдегі фотонның массасы тӛмендегі теңдікпен анықталады: λ = h/(m c), мұндағы с м/с; m фотон массасы , м. 4

43 Сонда m h c 6, кг 3, кг. Мысал 10. Сутек атомында электронның 3-ші деңгейден 4-ші деңгейге ауысу энергиясын есептеңіз. Бұл сутек спектрінің қандай сериясына жатады? Шешуі: Ауысу энергиясы тӛмендегі теңдікпен анықталады: 1 1 E K К = 131 кдж/моль; Сонда n ж ақын n алыс 1 1 E K 63,78 кдж/моль. 3 4 n жақын = 3 тең болғандықтан, бұл Пашен сериясы болады. Мысал 11. Бір квант жарықтың (фотонның) энергиясы 3, Дж. Бұл қандай толқын ұзындығына, тербеліс жиілігі және толқын санына сәйкес келеді? Шешуі: Есеп мазмұны бойынша: Е = h ν = 3, Дж, Сонда 3,06 6, Дж Дж с 4, с 1 ; Толқын ұзындығы: Тербеліс жиілігі: с , ,6 10 м нм; , 1, , см м нм; Алынған мәліметтер сәулелену спектрдің қызыл ауданына жататындығын кӛрсетеді. 43

44 ӚЗІНДІК ЖҰМЫСТЫ ОРЫНДАУҒА АРНАЛҒАН ТАПСЫРМАЛАР 1. Элемент мына квант сандырмен сипатталады: n=6; l=1; m=0; s =1/. Бұл қай элемент?. Элементтердің электрондық конфигурациясы 1 1)... 4р 6 5 s 31 )... 4s 4 p 3)... 5d 5 6 s 3. Күкірттің қалыпты жағдайда тотығу дәрежесі +6 және - тең болғанда электрондық құрылысын және электрон санын кӛрсетіңіз. 4. Магний және цирконий атомдарында электрондардың қосынды спиндері нешеге тең (сыртқы және ішкі қабатта) 5. Мына химиялық теңдеулерді аяқтаңыз: ) 90 Th He 88Ra ) 93 Np 1e 94 Pu ) Co e Fe ) 19 K 1e 18 Ar h 6. Мына ядролық реакцияларды аяқтаңыз ) 4 Сr 1D 0 n 5 Mn 19 1 A 0 ) F p Ne 9 1 Z Э Радиоактивтіктің қандай түріне жатады? 6 1) 88 Ra 86 Rn ) 93 Np 94 Ru ) 6 Sn 60 Nd ) 46 Pd 47 Ag Tl және 81 Tl - орташа салыстырмалы атомдық массасы 04,38. Изотоптардың массалық үлесі нешеге тең? 9. Элемент мына квант сандарымен сипатталады: n=4; l=1; m=-1, 0; s=1/. Бұл қандай элемент? 10. Элементтердің электрондық конфигурациясы 1 1)... 4d 5 5 s )... 6s 6 p 3)... 3р 6 4 s Элементтерге толық сипаттама беріңіз. 44

45 11. Азоттың қалыпты жағдайда тотығу дәрежесі +5 және -3 тең болғанда электрондық құрылысын және электрон санын кӛрсетіңіз. 1. Молибден атомында неше жұптаспаған электрон бар? 13. Мыс пен қалайы атомдарында электрондардың қосынды спиндері нешеге тең (сыртқы және ішкі қабатта)? 14. Қандай радиоактивті ыдырау нәтижесінде мына ӛзгеріс байқалады? Bi 84 Po 15. Мына теңдікті аяқтаңыз: Ni 1H? 0n 16. Қандай радиоактивті ыдырау нәтижесінде мына ӛзгеріс байқалады? 10 Bi Тh Мына теңдікті аяқтаңыз: 37 Rb 18. Селен элементінің атом құрылысы тұрғысынан толық сипаттама беріңіз. 19. Молибден элементінің атом құрылысы тұрғысынан толық сипаттама беріңіз. 0. Мына заттардың қайсысымен Н SO 4 (cұйытылған) әрекеттеседі: FeCl, Al, Na SO 4, Cd, CuSO Мына заттардың қайсысымен НCl әрекеттеседі: AgNO 3, Hg, Zn, CaO, Cd, K SO 4.. Мына заттардың қайсысымен KOH әрекеттеседі: MgCl, Zn, H 3 PO 4, Cu, Al O Элемент мына квант сандарымен сипатталады: n=6; l=1; m=0; s=1/. Бұл қандай элемент? 4. Элемент мына квант сандарымен сипатталады: n= 4; l=1; m=-1, 0; s=1/. Бұл қандай элемент? 5. Атом құрылысы. Нуклондар, изотоптар, изобаралар. 6. Мына заттардың қайсысымен НСl әрекеттеседі: КCl, Al(ОН) 3, AgNO 3, Ca(OH), Na SO 4. Молекулярлық және иондық теңдіктерін жазыңыз Мына теңдікті аяқтаңыз: 9 F 8. Мо +6 электрондық формуласын жазыңыз. 9. Br элементінің атом құрылысы тұрғысынан толық сипаттама беріңіз

46 30. Индийдің массасы 113 және 115 тең екі изотопы бар және оның салыстырмалы молекулярлық массасы 114,8 тең. Изотоптардың массалық үлестерін есептеңіз. 31. Массасы 5,7 металл оксидін тотықсыздандырғанда,7 г су түзілді. Металдың эквивалентінің мольдік массасын есептеңіз. 3. Массасы 500 г СО газ температурасы -10 С және қысым 150 кпа болғанда қандай кӛлем алады? 33. Бордың постулаттары. Сутек атомының спектрі. 34. Мына заттардың қайсысымен NaOH әрекеттеседі: CuSO 4, Na SO 4, PbSO 4, H 3 PO 4, Al O 3. Молекулярлық және иондық теңдіктерін жазыңыз. 35. Массасы,45 г қышқылды бейтараптандыру үшін,0 г натрий гидроксиді жұмсалған қышқылдың эквивалентінің мольдік массасын есептеңіз. 36. Температура 40 С және қысым 80 кпа болғанда газ 0 л кӛлем алады. Дәл осы газ қалыпты жағдайда қандай кӛлем алады? Мына теңдікті аяқтаңыз: 9 U 38. Br - электрондық формуласын жазыңыз. 39. Галлийдің массасы 69 және 71 тең екі изотопы бар және оның салыстырмалы молекулярлық массасы тең. Изотоптардың массалық үлестерін есептеңіз. 40. Мына заттардың қайсысымен Н SO 4 (cұйытылған) әрекеттеседі: BaCl, Cu, CuCO 3, FeCl 3, Zn. Молекулярлық және иондық теңдіктерін жазыңыз. 41. Массасы 3,4 г металл 3,7 г сульфид түзеді. Металдың эквивалентінің массасын есептеңіз. 4. Кӛлемі 10 л ыдыста газ қалыпты жағдайда азот газы бар. Осы газ температура 300 К және қысым 140 кпа болғанда қандай кӛлем алады? Мына теңдікті аяқтаңыз: 9 U 44. Zn + электрондық формуласын жазыңыз. 45. Ti элементінің атом құрылысы тұрғысынан толық сипаттама беріңіз Кремнийдің мына изотоптары бар: Si (9,1 %); Si (4,70 30 %); Si (3,09 %). Кремнийдің салыстырмалы молекулярлық массасын есептеңіз. 46

47 47. Радиоактивтік, ыдырау түрлері, жартылай ыдырау уақыты. 48. Мына заттардың қайсысымен HCl әрекеттеседі: Pb(NO 3 ), Cu, Mg, FeCO 3, Fe (SO 4 ) 3. Молекулярлық және иондық теңдіктерін жазыңыз. 49. Массасы 3,006 г металл массасы 1,635 г күкіртпен әрекеттеседі. Металдың эквивалентінің мольдік массасын есептеңіз. 50. Температура 5 С және қысым 90,8 кпа болғанда газ 170 л кӛлем алады. Осы газдың кӛлемі қалыпты жағдайда болады? Мына теңдікті аяқтаңыз: 94 Pu 5. I - электрондық формуласын жазыңыз. 53. Nb элементіне атом құрылысы тұрғысынан толық сипаттама беріңіз. 54. Мыстың массасы 63 және 65 тең екі изотопы бар және оның салыстырмалы молекулярлық массасы 63,54 тең. Изотоптардың массалық үлестерін есептеңіз. 55. Гейзенбергтің анықталмағандық принципі. Шредингердің толқындық функциясы. Орбиталь. 56. Мына заттардың қайсысымен NaOH әрекеттеседі: FeCl, Al, Fe, ZnO, PbCl 3. Молекулярлық және иондық теңдіктерін жазыңыз. 57. Массасы 0 г металл қышқыл құрамынан 7,5 г сутек бӛліп шығарады. Металдың эквивалентінің массасын есептеңіз. 58. Температура 3 С тең болғанда газ 4, л кӛлем алады. Температура 48 С болғанда газ қандай кӛлем алады? (р = const) Мына теңдікті аяқтаңыз: 90 Th 60. Pb + электрондық формуласын жазыңыз. 61. Co элементінің атом құрылысы тұрғысынан толық сипаттама беріңіз Күмістің мына изотоптары бар (%): Ag - 51,35; Ag 48,65. Күмістің орташа салыстырмалы молекулярлық массасын есептеңіз. 63. Квант сандары, олардың сипаттамалары. 64. Мына заттардың қайсысымен HCl әрекеттеседі: AgNO 3, Hg, Zn, CaO, K SO 4. Молекулярлық және иондық теңдіктерін жазыңыз. 47

48 65. Массасы 1,058 г металл массасы,000 г оксид түзеді. Металдың эквивалентінің мольдік массасын есептеңіз. 66. Қысым 10 5 Па болғанда газ,0 л кӛлем алады. Қандай қысымда оның кӛлемі 1,5 л болады? Мына теңдікті аяқтаңыз: 93 Np 68. Sn + электрондық формуласын жазыңыз. 69. Ru элементінің атом құрылысы тұрғысынан толық сипаттама беріңіз Литийдің мына изотоптары бар (%): Li -9,58; Li -7,4. Литийдің орташа салыстырмалы молекулярлық массасын есептеңіз. 71. Периодтық заң және периодтық жүйе, оның түрлері, құры-лысы, периодтар, топтар. 7. Мына заттардың қайсысымен КОН әрекеттеседі: MgCl, CaCl, Zn, H 3 PO 4, PbO. Молекулярлық және иондық теңдіктерін жазыңыз. 73. Массасы 5,0 г металл массасы 9,44 г оксид түзеді. Металдың эквивалентінің массасын есептеңіз. 74. Массасы 14, г хлор температура 5 С және қысым 110,3 кпа болғанда газ қандай кӛлем алады? Мына теңдікті аяқтаңыз: 37 Rb 76. I - электрондық формуласын жазыңыз. 77. As +5 электрондық формуласын жазыңыз. 78. Se элементінің атом құрылысы тұрғысынан толық сипаттама беріңіз. 79. Таллийдің массасы 03 және 05 тең екі изотопы бар және оның салыстырмалы молекулярлық массасы 04,37 тең. Изотоптардың массалық үлестерін есептеңіз. 80. Иондану энергиясы, электронға ынтықтық, электртерістік, олардың периодтық жүйеде ӛзгеру реті. 81. Мына заттардың қайсысымен Н SO 4 (cұйытылған) әрекеттеседі: SrCl, Hg, CuCO 3, FeCl, Mg. Молекулярлық және иондық теңдіктерін жазыңыз. 8. Массасы 1,8 г металл оксидін тотықсыздандыру үшін 883 мл (қ.ж) сутек жұмсалған Металл оксидінің эквивалентін есептеңіз. 48

49 83. Газдың салыстырмалы молекулярлық массасын есептеңіз, егер 46 мл t = 5 C және Р = 101,35 кпа тең болғанда массасы 0,17 г тең болса Мына теңдікті аяқтаңыз: 83 Bi 81Th 85. Сr +6 электрондық формуласын жазыңыз. 86. Mn элементіне атом құрылысы тұрғысынан толық сипаттама беріңіз Ренийдің мына изотоптары бар (%): Re - 37,07; Re 6,93. Орташа салыстырмалы молекулярлық массасын есептеңіз. 88. Атомдық, иондық радиустар, екіншілей периодтық. 89. Мына заттардың қайсысымен НCl әрекеттеседі: AgNO 3, Cu, Zn, CoCO 3, NaOH. Молекулярлық және иондық теңдіктерін жазыңыз. 90. Массасы 0,471 г фосфор қышқылын бейтараптандыру үшін 0,644 г КОН жұмсалған. Қышқылдың эквивалентінің массасын есептеңіз. 91. Газ 3 C-та 5, л кӛлем алады. Осы газ 100 С-та қандай кӛлем алады, қысым тұрақты болған жағдайда. 9. Қандай радиоактивті ыдырау нәтижесінде бұл ӛзгеріс байқалады: Bi Ро 93. S +6 электрондық формуласын жазыңыз. 94. Ni элементіне атом құрылысы тұрғысынан толық сипаттама беріңіз Мыстың мына изотоптары бар (%): Сu - 69,1; Cu 630,9. Орташа салыстырмалы молекулярлық массасын есептеңіз. 96. Ядро заряды, электрон саны, тотығу дәрежесі, тотығутотықсыздану қасиеттері, олардың периодтық жүйеде ӛзгеруі. 97. Мына заттардың қайсысымен Н SO 4 (cұйытылған) әрекеттеседі: Cu, Mg, CuCO 3, SrCl, NaOH. Молекулярлық және иондық теңдіктерін жазыңыз. 98. Массасы 4,086 г металл қышқылдан 1,4 л сутек бӛліп шығарады. Металдың эквивалентінің мольдік массасын есептеңіз. 99. Газдың бу күйінде t = 87 C, P = 96,8 кпа 400 мл-дің массасы 0,75 г. Осы газдың салыстырмалы молекулярлық массасын есептеңіз Қандай радиоактивті ыдырау нәтижесінде бұл ӛзгеріс байқалады: 90 Th 91 Ra 101. Mn +7 электрондық формуласын жазыңыз. 49

50 10. Zn элементіне атом құрылысы тұрғысынан толық сипаттама беріңіз Темірдің мына изотоптары бар (%): Fe - 5,8; Fe - 91,66; Fe -,19; Fe - 0,33. Орташа салыстырмалы молекулярлық массасын есептеңіз Элемент қосылыстары қасиеттерінің периодтық жүйеде ӛзгеруі Мына заттардың қайсысымен НCl әрекеттеседі: NaCl, SnO, CuCO 3, Cu, Mg. Молекулярлық және иондық теңдіктерін жазыңыз Массасы,0 г металл,5036 г металл оксидін түзеді. Металдың эквивалентінің мольдік массасын есептеңіз Газды 350 С-ден 35 С-қа дейін салқындатылады. Осы жағдайда 100 м 3 газ (қысым тұраты болған жағдайда) қандай кӛлем алады? Мына теңдікті аяқтаңыз: 8 Ni 1H? 0n 109. Mn + электрондық формуласын жазыңыз Те элементіне атом құрылысы тұрғысынан толық сипаттама беріңіз Калийдің мына изотоптары бар (%): 39 K - 93,10; 40 K - 0,01; K массасын есептеңіз. 11. Бордың постулаттары. Сутек атомының спектрі Мына заттардың қайсысымен NaОН әрекеттеседі: NaCl, CO, CuSO 4, H 3 PO 4, Al(OH) 3. Молекулярлық және иондық теңдіктерін жазыңыз Массасы 11,9 г металл қышқылмен әрекеттескенде,4 л сутек бӛлінді. Металдың эквивалентінің массасын есептеңіз Баллонда қысым 150 кпа және t=0 С. Температура 60 С болғанда баллонда қысым қандай болады? Мына теңдікті аяқтаңыз: 5 Mn 117. Pb +4 электрондық формуласын жазыңыз Fe элементінің атом құрылысы тұрғысынан толық сипаттама беріңіз Күмістің орташа салыстырмалы массасы 107,87 және оның 10. мен 109 екі изотопы бар. Осы изотоптардың массалық үлестерін есептеңіз. 11. Атом құрылысын түсіндіретін теориялар. 41-6,88. Орташа салыстырмалы молекулярлық 50

51 1. Мына заттардың қайсысымен НCl әрекеттеседі: Cu, CuO, CuSO 4, AgNO 3, Zn, ZnSO 4. ярлық және иондық теңдіктерін жазыңыз. 13. Cl элементінің атом құрылысы тұрғысынан толық сипаттама беріңіз. 14. Бордың бірінші постулаты, оның мәні. 15. Мына заттардың қайсысымен Н SO 4 әрекеттеседі: CaCl, Cu, Zn, MnCO 3, FeCl. 16. Ti +4 электрондық формуласын жазыңыз. 17. Cr элементінің атом құрылысы тұрғысынан толық сипаттама беріңіз. 18. Бордың екінші постулаты, оның мәні. 19. Мына заттардың қайсысы NaOH әрекеттеседі: Cu, Zn, ZnSO 4, FeSO Ca + электрондық формуласын жазыңыз Мына заттардың қайсысы ӛзара әрекеттеседі: NaCl, AgNO 3, Zn, Н SO 4? 13. Pb + электрондық формуласын жазыңыз Бордың үшінші постулаты, оның мәні Мына заттардың қайсысы HCl әрекеттеспейді: Au, BaSO 4, Fe, NaCl, AgCl К + электрондық формуласын жазыңыз Fe элементінің атом құрылысы тұрғысынан толық сипаттама беріңіз Мына заттардың қайсысы HCl әрекеттеспейді: Zn, Hg, Al, AgCl, NaCl Sr + электрондық формуласын жазыңыз Cu элементіне атом құрылысы тұрғысынан толық сипаттама беріңіз Гейзенбергтің анықталмаған принципі Мына заттардың қайсысы NaOH әрекеттеседі: FeCl, Zn, Fe, ZnO, CuCO Zn + электрондық формуласын жазыңыз. 14. V элементіне атом құрылысы тұрғысынан толық сипаттама беріңіз Хунд және Паули принциптері Н SO 4 қышқылын пайдаланып, тұздар алыңыз Со элементіне атом құрылысы тұрғысынан толық сипаттама беріңіз. 51

52 146. Клечковский ережелері HCl қышқылын пайдаланып, тұздар алыңыз Ni + электрондық формуласын жазыңыз H 3 PO 4 қышқылын пайдаланып, тұздар алыңыз V 5+ электрондық формуласын жазыңыз. 5

53 II. ХИМИЯЛЫҚ БАЙЛАНЫС Химиялық байланыс кӛбіне атомдардың аяқталмаған энергетикалық дейгейлерінде орналасқан электрондардың, яғни атомдардың валенттік электрондардың қатысуы нәтижесінде түзіледі. Химиялық әрекет нәтижесінде атомдардың энергетикалық деңгейлері аяқталуға тырысады, яғни октет түзуге ұмтылады. s- және p- элементтерінде химиялық байланыс түзуде сыртқы энергетикалық деңгейде орналасқан электрондар қатысады, ал d- элементтерді сыртқы қабаттағы s- орбитальда орналасқан электрондармен қатар, ішкі қабатта орналасқан d- электрондар да қатысады. Екі немесе одан да кӛп атомдар бір-біріне жақындағанда жүйенің энергиясы кинетикалық және потенциалдық энергияларының қосындысы тӛмендегенде химиялық байланыс түзіледі. Молекула дегеніміз химиялық байланыс нәтижесінде екі немесе одан да кӛп атомдар арасында түзілетін дискретті бейтарап бӛлшек. Химиялық байланыстардың мына түрлерін ажыратады:.1 Коваленттік байланыс Коваленттік байланыс - атомдардың жұптаспаған (дара) электрондарының жұптасып, ортақ электрондар жұбын түзу арқылы пайда болатын химиялық байланыс. Коваленттік байланысты полюссіз және полюсті деп ажыратады. 53

54 Полюссіз байланыс бірдей атомдар арасында пайда болады, оны гомоядролық байланыс деп атайды. Мысалы, Н-Н, -О-О-; С-С ; Ν-Ν және т.б. атомдар арасында. Екі атомдық гомоядролық молекуланың түзілуін сутек молекуласының Н мысалында қарастыруға болады. Сутек атомының электрондық конфигурациясы 1s 1. Сутек атомы тұрақты толтырылған s- орбиталь түзу үшін екі мүмкіндігі бар: 1. сутектің екі атомы сутектің екінші атомының бір электронын қосып алып, 1s электронды конфигурациялы Н - анионын түзе алады, екінші атом Н + катионы болады, немесе. екі атом электрондарын жұптастырып, сутек Н молекуласын түзеді. Екі атом бір-біріне жақындағанда коваленттік байланыс түзіледі, себебі электрондардың жұптасуы энергетикалық тиімді болады. Бір-бір электронды екі сутек атомдары бір-біріне жақындағанда тӛрт түрлі әрекет болуы ықтимал: 1) электрондардың бір-бірінен тебісуі; ) протондардың бір-бірінен тебісуі; 3) бір атом ішіндегі протон мен электрон арасындағы тартылыс; 4) екі атом арасындағы протон мен электрон арасындағы тартылыс; Осы тӛрт әрекеттің ішінде 1, пункттардағы әрекеттердің маңызы зор. Жүйенің потенциалдық энергиясы атомдар арақашықтығына байланысты ӛзгеруі.1 суретте кӛрсетілген. 54

55 Сурет.1- Жүйенің потенциалды энергиясының сутектің екі атомы арақашықтығына тәуелділігі Қисықтағы минимум сутек Н молекуласындағы ядролар арасындағы тепе-теңдікке сәйкес келеді. Тепе-теңдік күйде жүйенің потенциалды энергиясы ең тӛмен (минимальды) мәнде болады. Екі протон арасында электрондар орналасу мүмкіндігіне байланысты молекулада екі аудан болады: байланыстыратын және босаң аудандар (сурет.). 55

56 Сурет. - Н + молекулярлық ионның байланыстыратын және босаң аудандары Егер электрон байланыстыратын ауданда орналасса, онда молекула түзіледі. Электрон босаң ауданда болса, онда химиялық байланыс түзілмейді. Химиялық байланыс протондар мен электрондар арасындағы электростатикалық күштер тартылыс нәтижесінде түзіледі. Бұл кезде жүйенің толық энергиясы тӛмендейді (сурет.3). Сурет.3 - Н молекулярлық ионының электронын байланыстыратын (қисық 1) және босаң (қисық ) болуының потенциалдық энергиясының өзгеруі 56

57 Энергия мен электрондық тығыздық Шредингер теңдігі бойнша тек Н + бӛлшекке есептелген. Бұл есептеулер алдымен тартылыс күштер жоғары, содан соң тебіліс күштер жоғары болатындығын сипаттайды. Сондықтан, суретте кӛрсетілгендей алдымен жүйе энергиясы біртіндеп тӛмендейді, минимумға жеткеннен кейін жоғарылайды. Келтірілген қисықтағы минимум жүйенің тұрақты күйіне сәйкес болады. Электронның осы жағдайындағы энергети-калық деңгейін байланыстыратын деп атайды және оны - (сигма) әрпімен белгілейді. 3-ші суреттегі екінші қисық молекула түзілмейтін жағдайды сипаттайды, бұл кезде қисықта минимум болмайды. Бұл жағдай электрондар ядроның ар жағында болғанда байқалады, яғни босаң ауданда. Электронның бұл жағдайындағы энергетикалық деңгейін босаң деп, оны * белгісімен белгілейді. Химиялық байланыс тӛмендегі жағдайда түзіледі: 1) электрондардың ядро айналасында қозғалыс нәтижесінде; ) ядролардың арасы жақындағанда және ядролар арасындағы теріс зарядталған бӛлшектердің тығыздығы артқанда; 3) ядролар арасында арақашықтық тӛмендегенде; 4) толық энергия тӛмендегенде.. Химиялық байланыстың қасиеттері Химиялық байланыс мына түсініктермен сипатталады: 1) байланыс ұзындығы; ) валенттік бұрыш; 3) байланыс энергиясы. Байланыс ұзындығы деп молекула түзетін атомдар ядролары арасындағы арақашықтықты атайды. Мысалы, Н-Н арақашықтығы. Байланыс ұзындығы молекула түзетін заттардың табиғатына байланысты. Тӛмендегі.1 кестеде байланыс энергиясы мен молекула түзетін атомдардың ядролық арақашықтықтары келтірілген. Келтірілген кестеден екіатомды гомоядролық молекулаларда неғұрлым байланыс саны жоғары, ядролық арақашықтық соғұрлым тӛмендейтінін кӛруге болады. Бұл химиялық байланыс түзуші атомдар арасындағы электродтық тығыздықтың жоғарылауымен түсіндіріледі. Мысал ретінде Н, О, N салыстыруға болады. 57

58 Кесте.1- Молекулалардың байланыс ұзындығы мен байланыс энергиясы Байланыс Ядролар арасындағы ұзындық, А 0 58 Байланыс энергиясы, кдж/моль Молекула мысалдары H-H 0,74 43 Н H-F 0,9 615 H-Cl 1,8 431 H-Br 1, H-I 1,6 99 C-C 1,54 6 сутекті қосылыстар қаныққан кӛмірсутектер С С 1, бензол С С 1,34 43 этилен С С 1,0 536 ацетилен N-N 1,47 96 гидразин (H N NH ) N=N 1, 335 азоқосылыстар N N 1,1 940 N ; диазоқосылыстар O-O 1, Н О O=O 1, 49 О Екі атомды гетероядролық молекулаларда байланыс ұзындығы екінші атомдық радиусына тәуелді. Мысалы, HF, HCl, HBr, HI қарастырса. Гомоядролық молекулаларда бір байланыстың ұзындығын біле тұрып, кез-келген байланыс ұзындығын анықтауға болады, себебі: 1 l ( l l ) б б б (.1) мұндағы l б, l б, l б - бір, қос, үш байланыс ұзындықтары. Дәл осылай екіатомды гетероядролық молекулаларда байланыс ұзындықтарын есептеуге болады: АВ б 1 ( l АА б l ВВ б ) l (.) Мысал. Молекулалар I және Cl арасындағы байланыс ұзындықтары, және 1, м тең. Молекула ICl арасын-дағы байланыс ұзындығын есептеңіз.

59 Шешуі: Есепті шешу үшін.-теңдікті пайдаланамыз: 1 l l I I l I Cl Cl Cl осыдан l 1 1,99,67) 10 10, I Cl м. Ядроарақашықтық химиялық байланыстың маңызды сипаттамасы, оған қосылыстың кӛптеген қасиеттері тәуелді. Байланыс энергиясы деп осы байланысты үзу үшін жұмсалатын энергия мӛлшерін айтады. Екі атомды молекула үшін молекуланы атомдарға ыдыратуға жұмсалатын диссоциация энергиясы. Келтірілген кестеден неғұрлым ядролар арасындағы арақашықтық жоғары болса, байланыс энергиясы соғұрлым жоғары болатындығын кӛруге болады. Гетероядролық А-В типтес молекула А-В арасындағы байланыс энергиясы А-А мен В-В арасындағы байланыс энергияларының арифметикалық орташа шамасынан жоғары болатындығын түсіндіру үшін Полинг электртерістік ұғымын қолданған. Яғни, 1 Д АВ) Д А А Д ( В В) ( (.3) Д (А-В) А-В арасындағы байланыс энергиясы; Д (А-А) - А-А арасындағы байланыс энергиясы; Д (В-В) - В-В арасындағы байланыс энергиясы; АВ - молекуладағы иондық-коваленттік резонанстың энергиясы деп аталған, оны осы молекуланы құрайтын атомдардың электртерістігімен анықтайды. АВ Э В ЭА (.4) Электртерістік эв-пен ӛлшенеді, ал байланыс энергиясы кдж/моль және 1 эв 96,5 кдж/моль; Мысал. Иодид хлоридінде Cl-I арасындағы байланыс энергиясын есептеңіз, егер: Д (Cl - Cl) = 4 кдж/моль Д (I-I) = 151 кдж/моль Э Cl = 3, эв Э I =,7 эв Д (Cl-I) =? АВ 59

60 Шешуі: Есепті шешу үшін.3-теңдікті пайдаланамыз: 1 1) D ( Cl I) D( Cl Cl D( I I) Cl I ) анықтаймыз: Cl I 3,,7 0,5 Cl I эв. Cl I 0,5эВ. 3) Электронвольтты Е кдж/мольге айналдыру қажет: Cl I 0,5 96,5 4,1 кдж/моль. 4) D( Cl I) есептейміз: D( Cl I) 0,5 (4 151) 4,1 0,6 кдж/моль. АВ n түрді кӛпатомды молекула үшін байланыс энергиясын мына теңдікпен анықтауға болады: Е(АВ n ) = (Е дис ) : n (.5) Мысалы, АВ n A + nв H O H + O. Су молекуласында оттек пен екі сутек (О-Н) арасындағы химиялық байланыс бірдей, сондықтан: Е ОН = (Е дис ) : = 94 : = 46 кдж/моль. Мысалы, Н (газ) Н(газ) Е дис = 436 кдж/моль F (газ) F(газ) Е дис = 159 кдж/моль О (газ) О(газ) Е дис = 49 кдж/моль N (газ) N(газ) Е дис = 940 кдж/моль Көпатомды молекуланың байланыс диссоциациясының энергиясы деп белгілі байланысты бұзу үшін жұмсалатын энергияны айтады. Мысалы, Н 3 -СН 3 (газ) СН 3 (газ) Н N-NH (газ) NH (газ) НО-ОН (газ) НО (газ) Валенттік бұрыш деп химиялық байланысатын ядролар арасындағы бұрышты айтады. Кейбір бұрыштық молекулалардың мысалдары 4-ші суретте келтірілген. 60

61 Сурет.4- Байланыс арасындағы бұрыштарды сипаттайтын бұрыштық молекулалары.4 суреттен топ бойынша элементтердің атомдық радиустары артқан сайын бұрыштың шамасы тӛмендейтіндігін кӛруге болады. Н О Н S H Se H Te 104,5º 9,º 91,0º 89,5º NH 3 PН 3 AsH 3 SbH 3 107,3º 9,º 91,8º 91,3º Неліктен гетероядролық молекулада валенттік бұрыш пайда болады? 1. Байланыс түзуге қатыспайтын электрондар байланыстыратын жұп электрондарға қарағанда жақын орналасқан жұп электронына әсер ететін тебісу күші жоғары болады. Осы тұрғыдан қарағанда мына қатарда: СH 4 109,5 0 NН 3 107,5 0 H O 104,5 0 валенттік бұрыштардың ӛзгеруін түсіндіруге болады.. Байланысатын атомдардың электртерістігі жоғарылаған сайын тебісу күші тӛмендейді, оған мына мысалдар дәлел. PJ PBr 3 101,5 0 PCl Ковалентті байланыстың ерекшеліктеріне қарай бӛледі: 1) қаныққандығы; ) бағытталуы; 3) полюстілігі. 61

62 Қаныққандығы деп ковалентті байланыстың санаулы сан түзу қабілетін айтады. Байланыстың қаныққандығына тәуелді молекула құрамы тұрақты болады. Мысалы, оттек атомының электрондық құрылымы: 1s s p 4 Оттек атомы екі сутек атомымен қосыла алады. Азоттың электрондық құрылымы: 1s s p 3 сутектің үш атомымен қосылады. Бірінші, екінші мысалда да электрондық қабат октетке дейін толады. Коваленттік байланыстың бағытталуы электрондық орбитальдардың кеңістікте әртүрлі бағытталып, қабысуымен анықталады. Электрондық бұлттар әрекеттесетін атомдарға белгілі бағытта орналасады. s- орбитальдар кез-келген бағытта беріктіктігі бірдей байланыстар түзе алады. р- орбитальдар кеңістікте координаттар осімен бағытталады, сондықтан олар бағытталған болады. Егер байланыс атом орталықтарын байланыстыратын сызық бойында орналасса, онда оны - (сигма) байланысы деп атайды. Мысалы, Н, HF, F молекулалары - байланыс нәтижесінде түзіледі. Сурет.5 - σ- байланыс нәтижесінде түзілген Н ; НF; F - молекулалар 6

63 Байланыс беріктігі тӛмендегі қатарда ӛзгереді: s-s < s-p < p-р. р- орбитальдар екі атомдар ядроларын қосатын сызықтың екі жағында да орналасуы мүмкін, мұндай байланысты - байланыс деп атайды. - байланыс р-р, р-d, d-d орбитальдарының қабысуы нәтижесінде пайда болуы мүмкін. Сурет.6 - р-р, р-d, d-d- орбитальдарының жанасу нәтижесінде π-байланыстың түзілуі Дельта (δ) байланыс параллельді аудандарда орналасқан d- орбитальдардың қабысуы нәтижесінде пайда болады. Ковалентті байланыстың полюстілігі Молекула электртерістігі әртүрлі атомдардан түзілетін болса, онда байланыстыратын электрондық жұп электртерістігі жоғары атомға қарай ығысады. Бұл жағдайда байланыс ковалентті полюстік деп аталады. Мысалы, НСІ молекуласын қарастырса, хлордың электртерістігі сутек атомының электртерістігінен әлдеқайда жоғары. Сондықтан, НСІ молекуласында электрондық бұлт тығыздығы хлор атомына қарай ығысады. Осы құбылыстың салдарынан молекулада хлор атомында артық теріс, ал сутек атомында оң заряд пайда болады. Бұл зарядтарды эффективті деп, δ - және δ + деп белгіленеді. Мысалы, НСІ молекуласында δ Сl = -0,18, δ Н = +0,18. Полюсті молекулаларды электрлік зарядтары белгілі қашықтықта орналасқан диполь деп қарастыруға болады. 63

64 Теріс және оң зарядтары орталықтарының арақашықтығы диполь ұзындығы деп аталады және l-әрпімен белгіленеді. Неғұрлым диполь ұзындығы жоғары болса, молекуланың полюстігі соғұрлым жоғары. Молекуланың полюстігін бағалау үшін диполь моменті (μ) деген ұғым қолданылады. Оның шамасы электр заряды (q) мен диполь ұзындығының (l) кӛбейтіндісіне тең. μ q l (.6) μ = (электрлік заряд) (зарядтар арақашықтық) (q e) - электрлік заряд μ - шамасы Дебаймен ӛлшенеді (Д). СИ бірлігінде 1 Д 3, Кл м тең. 193 жылы Лайнус Полинг ( ) әртүрлі атомдар арасындағы байланысты валенттік байланыс теориясы тұрғысынан түсіндіру үшін электртерістік деген ұғымды ұсынған. Электртерістік молекула құрамындағы атомның ӛзіне электрондарды тарту қабілеті. Кесте. - Кейбір атомдардың электртерістіктері (Полинг бойынша) H, Li 1,0 Be 1,6 B,0 C,6 N 3,0 O 3,4 F 4,0 Na 0,9 Mg 1,3 Al (III) 1,6 Si 1,9 P, S,6 Cl 3, K 0,8 Ca 1,0 Ga (III) Ce (IV) As (III) 1,8,0, Se,6 Br 3,0 Rb 0,8 Sr 0,9 Sn (II) In (III) Sb (III) 1,8 Sn 1,8,1 (IV),0 Te,1 I,7 Cs 0,8 Ba 0,9 Tl (I) 1,6 Tl (III),0 Pb (II) 1,9 Pb (IV),3 Bi,0 Po,0 At, Мысал. НF молекуласының диполь моменті 1,83 Д. Н-Ғ байланыс ұзындығы 9 нм. НҒ молекуласындағы электр зарядын есептеңіз. 64

65 Берілгені: l 9 нм 9, м; μ 1,83 Д 1,83 3, Кл м e 1, Кл Шешуі: Диполь моменті мына теңдікпен анықталады: μ q e l; 1Д --- 3, Кл м 1,83Д --- х х = 6, Кл м q e l Осыдан, Cонда µ = 6, Кл м; l = 0,09 нм = 9, м; e = 1, Кл, 30 q 6,1 10 0,4 Кл м 1, , Диполь моментінің шамасын гетероядролық молекуладағы атомдардың электртерістіктерінің айырымы арқылы да бағалауға болады. Байланыстың полюстігін шамамен тӛмендегі теңдікпен анықтауға болады: ΔЭО HCl = ЭО Cl ЭО Н = 3,, = 1эВ ΔЭО HI = ЭО I ЭО Н =,7-,5 = 0, Мысалы, F Cl Br I қатарында элементтердің электртерістігі тӛмендейді, сол себептен бұл қатарда сутектік қосылыстардың полюстігі де тӛмендейді. Ең полюстігі жоғары НҒ, полюстігі тӛмен HI. Неғұрлым диполь моментінің шамасы жоғары, молекуланың полюстігі соғұрлым жоғары болады. Диполь моменті векторлық шама, ол оң зарядтан теріс зарядқа қарай бағытталады деп есептелінеді: H F; H Cl 65

66 Кӛптеген байланыстар үшін диполь моменті эксперименттік түрде анықталған, оның шамасы 0 деп, 11 Д-ға дейін болуы мүмкін. Мысал. Мына молекулаларда Н-N; H-S; Н-Р; Н-Li байланыстың полюстігі жоғары. Келтірілген мысалдарда электрондық бұлт қай атомға ығысқан? Шешуі: Байланыс табиғатын білу үшін атомдар арасындағы электртерістік айырымын (ΔЭТ) білу қажет: 1) ΔЭТ H-N = ЭТ N - ЭТ Н = 3,0 -, = 0,8 ) ΔЭТ Н-S = ЭТ S - ЭТ H =,6 -, = 0,4 3) ΔЭТ Н-Р = ЭТ Р - ЭТ Н =, -, = 0 4) ΔЭТ H-Li = ЭТ Н - ЭТ Li =, - 1,0 = 1, Неғұрлым электртерістік айырымы (ΔЭТ) жоғары, байланыс полюстігі соғұрлым жоғары болады. Сондықтан, мына қатарда полюстік мына қатарда тӛмендейді: H-Li > H-N > H-S > H-Р. Электрондық бұлт электтерістігі жоғары атомға ығысады. Диполь моментінің болуы немесе болмауы молекуланың геометриясына әсер етеді. Мысалы, АВ типті молекула сызықты (СО ) немесе бұрышты (Н О) болуы мүмкін. Егерде зарядтар молекулада симметрлік үлестірілсе, онда молекула полюссіз (СО ), симметрлік болмаса онда оның диполь моментімен анықталады және бұрыштық болады (SO, H O). Сурет.7 - АВ типтес молекулалар: СО (а), SO (б) және Н О (в) 66

67 .3 Химиялық байланысты валенттік байланыс теориясы арқылы сипаттау Валенттік байланыс (ВБ) теориясының негізінде Льюистің химиялық байланыс түзу кӛзқарастары жатады. Оның кӛзқарасы бойынша химиялық байланысты екі атоммен ортақталған жұп электроны түзеді. Кейіннен ВБ теориясын әрі қарай дамытуда Гейтлер, Лондон, Слейтер, Полинг ӛз үлестерін қосқан. Валенттік байланыс теориясы кез-келген молекула дискретті химиялық байланыс түзу қағидасына негізделеді. Теория бойынша барлық байланыстар оқшауланған. Бұл байланыс моделін екі орталық - екі электрон деп атайды. Мысалы, хлор атомының электрондық конфигурациясы: 1s s p 6 3s 3s 5. Сl молекуласы түзілгенде хлор атомының жұптаспаған электрондары жұптасып химиялық байланыс түзеді. Хлор атомдарында тұрақты 8-электронды конфигурация (октет) пайда болады: Бұл құрылымды байланыстыратын және бӛлінбеген (ортақтаспаған) жұп электрондар деп бӛліп оқшаулауға болады. Бұл әдіспен күрделі қосылыстарды да ӛрнектеуге болады: Валенттік байланыс әдісімен химиялық байланыстың түзілуін Н молекуласының түзілуі арқылы қарастыруға болады. Сутектің әр атомы бір протон мен бір электроннан тұрады. 67

68 Сурет.8 - Бір электроны бар сутек екі атомының жақындасуы Әрекеттесудің тӛрт түрі бар: 1) электрон-электрон (тебілуі); ) бір атом ішіндегі электрон-протон (тартылуы); 3) әртүрлі атомдар арасындағы электрон-протон (тартылуы); 4) протон-протон (тебілуі). Әр атомның күйі толқындық функциясымен (ψ) сипатталады. Екі сутек атомынан тұратын жүйені тӛмендегі теңдеумен сипаттауға болады: ψ ков = ψ 1 + ψ ψ ков - жүйенің толқындық функциясы; ψ 1, ψ - бірінші және екінші сутек атомдарын сипаттайтын толқындық функциялар; Екі атом бір-біріне жақындағанда тӛмендегі жағдайлар байқалуы мүмкін: 1. А және В атомдарының ядролары ӛзінің электрондарымен (1) және () байланысады;. А атомының ядросы екінші атомның (В) электрондарымен байланысқан, ал В атомы А атомының электрондарымен байланысады; 3. Атом ядросы екі электронмен де байланысады, ал В атом электрондарымен байланыспайды; 4. В атом ядросы екі электронмен де байланысады, ал А атом электрондарымен байланыспайды; Үшінші, тӛртінші жағдайларда бір сутек атомы теріс зарядталады (Н - ), екінші атом - оң (Н + ) зарядталады. Түзілген молекулада байланысудың екі түрлі табиғаты бар: коваленттік және иондық. 68

69 Сондықтан оны сутек молекуласының электрондық құрылымын мына түрде кӛрсетуге болады: Н : Н Н + : Н - Н - : Н + Бұл құрылымды резонансты деп атайды. Резонансты күй гетероядролық молекулаларда да байқалады, мысалы СО молекула-сында Су молекуласының резонансты құрылысы: 3 - -ионының резонансты құрылысы:.4 Атомдық орбитальдардың гибридтенуі және молекуланың геометриясы Локальды байланыстың түзілуін, валенттік байланыс теориясы тұрғысынан орбитальдардың кеңістікте бағытталуын модельді түрде сипаттау үшін гибридтену әдісі ұсынылған. Қарастырылған орбитальдарды гибридтенген деп атайды. Оларды атомдық орбитальдарды сияқты байланыстыратын орбитальдарды құрастыру үшін қолданады. Гибридтену атомдық орбитальдардың энергиясы ӛзара жақын болғанда мүмкін болады. Гибридтенген орбитальдардың табиғаты мына жағдайларға байланысты: 1) гибридтенген орбитальдар түзетін орбитальдардың табиғатына; 69

70 ) әр орбитальдың гибридті орбиталь түзуіне қосатын үлесіне; 3) түзілетін гибридті орбитальдардың саны осы орбитальдарды түзетін атомдық орбитальдар санына тең болады; 1. Бас квант сандары бірдей бір s- орбиталь мен бір р- орбиталь гибридтенгенде жаңа екі орбиталь түзіледі. Сурет.9 - s- және р- атомдық орбитальдардан sр- орбитальдар түзілуі Бұл гибридтенуді sp-гибридтену деп атайды.. Бір s- орбиталь мен екі р- атомдық орбитальдар гибридтенгенде үш ұқсас орбиталь түзіледі, олар бір кеңістікте үшбұрыш түзеді, бұл гибридтенуді sp - гибридтену деп атайды. Сурет.10 - Бір s- және екі р- атомдық орбитальдардың комбинациясы үш sр - гибридті орбиталь түзуі 70

71 3. Бір s- орбиталь мен үш р- орбитальдар гибридтенгенде тӛрт гибридтенген атомдық орбитальдар түзіледі, оны sp 3 - гибридтену деп атайды. Тӛрт гибридтенген атомдық орбитальдар тетраэдр шыңына бағытталады. Сурет.11- Бір s- және үш р- атомдық орбитальдардың комбинациясы төрт sp 3 -гибридті орбитальдар түзуі 1. Гибридті бұлттарды бір s-, үш р- және екі d-орбитальдарда түзе алуы. Сурет.1- Бес sр 3 d- гибридтелген (а), алты sр 3 d - гибридтелген орбитальдар (б) 71

72 Гибридтену бұл химиялық байланыс түзу және молекула пішінін сипаттау әдісі, бірақ бұл молекуланың табиғатын, оның пішінін жақсы түсіндіреді. 1. ВеН молекуланың түзілуін қарастырамыз. ВеН молекуласында бериллийдің сыртқы қабатындағы екі s- электрон sp- гибридтенген күйде болады. Бериллий гидридінің молекуласы бериллийдің екі sp гибридтенген орбиталі мен сутектің s- орбиталінің қабысуы нәтижесінде түзіледі. Бериллий гидридінің молекуласы ВеН сызықты. Сурет.13 - Бір 1s- сутек атомының және екі s- бериллий атомдары орбитальдарының қабысу нәтижесінде ВеН түзілуі 7

73 . СО молекуласын қарастырамыз. Сурет.14 - СО молекуласының түзілуін түсіндіруде ВБ теориясын қолдану СО молекуласында кӛміртек молекуласы sp- гибридтенген және оттек атомының электрон бұлттарының қабысуы арқылы түзіледі, кӛміртектің қалған екі атомдық орбиталі мен оттектің екі р- орбитальдары қабысу нәтижесінде π- байланыс түзіледі. Осының нәтижесінде СО молекуласында қос байланыс орын алады, молекула сызықты болады. 3. ВН 3 молекуласының түзілуі. ВН 3 молекуласында бор атомы sp гибридтенген. Молекула бордың үш sp - гибридтенген бұлттардың сутек атомының 1s орбитальдарымен қабысуы нәтижесінде түзіледі. δ- байланыстар В-Н атомдары арасында локализацияланады. Молекула үшбұрышты болады. Сонымен қатар, бор атомында гибридтенген бос р- орбиталь қалады. 73

74 Сурет.15 - ВН 3 молекуласын түзілуін түсіндіруде ВБ теориясын қолдану 4. СН 4 молекуласының түзілуі. Метан молекуласында кӛміртек атомы sp 3 - гибридтенген күйде болады. Метан молекуласы кӛміртектің тӛрт sp 3 - гибридтенген атомдық орбиталі мен тӛрт сутек атомының 1s- орбитальдарымен қабысуы нәтижесінде түзіледі. С-Н арасындағы байланыс δ- байланыс болады, ол кӛміртек және сутек атомдары арасында локализацияланады. Молекуланың пішіні - тетраэдр. 5. Аммиак ( H 3 ) молекуласын қарастырамыз. H 3 молекуласының пішіні - тетраэдр. Бұл молекулада азот атомының электрондық бұлттары sp 3 - гибридтену күйінде болады, ал бір жұп электроны бос орбитальда орналасады. 1s s p 3 Сурет.16- NН 3 молекуласының геометриясы 74

75 .5 Молекулярлық орбитальдар теориясы Молекулярлық орбитальдар теориясы (МОТ) химиялық байланысты екі орталықты екі электронды деп қарастырмайды. Молекуланы кӛп ядролық деп қарастырады, себебі әрекет бірнеше ядролар арасында жүреді және оны делокализацияланады деп есептейді. Молекулярлық орбиталь әдісі бойынша электрондар молекула ішінде біртекті таралады, яғни делокализацияланады. Молекулярлық орбитальдар атомдық орбитальдардың комбинациясы. Молекулада химиялық байланыстың молекулярлық орбитальдар теориясының тұрғысынан қарастырамыз. Мысалы, сутек молекуласының түзілуін атомдық орбиталі бар. Молекулярлық орбиталь әдісі екі сутек атомдары бір-біріне жақындағанда қабысады деп қарастырады. Атомдардың толқындық функциялары ψ(1s) А + ψ(1s) В деп белгілейміз. Сонда жүйе күйі тӛмендегі екі теңдікпен сипатталуы мүмкін: N( (1s ) (1s ) синфазалы (.7) немесе МО МО байланысты ратын босаң A N( (1s ) A (1s B (.8) керіфазалы ) N - нормаланған кӛбейткіш, ол молекулярлық орбитальдар түзілуге қосатын атомдық орбитальдардың үлесін сипаттайды. 1s- атомдық орбитальдардың комбинацияларына нормаланған кӛбейткіш 1/ тең болғандықтан алдындағы теңдіктерді былай жазуға болады: υ МО (синфазалы) = υ МО(байланыстыратын) = ( 1/ )[ υ(1s) А + υ(1s) В ] υ МО (керіфазалы) = υ МО(босаң) =( 1/ )[ υ(1s) А - υ(1s) В ] Әр молекулярлық орбиталь ӛз энергиясымен сипатталады, ал оның шамасы сутек атомдары арасындағы арақашықтық функциясы. ψ МО(синфазалы) толқындық функция байланыстыратын молекулярлық орбитальға сәйкес, ал ψ МО(керіфазалы) - босаң орбитальға сәйкес болады. B 75

76 .17 суретте молекулярлық орбитальдардың мына жағдайдағы ψ МО(синфазалы) = ψ МО(байланыстыратын) және ψ МО(керіфазалы) = ψ МО(босаң) энергияларының тәуелділігі кӛрсетілген. Сурет.17 - Н-Н атомдарының ядро арасындағы қашықтық пен молекулярлық орбитальдардың тәуелділігі Бұл суреттен ψ МО(босаң) функциясының энергиясы жоғары екенін, ал ψ МО(байланыстыратын) энергиясы атомдар ядроларының арақашықтығына байланысты минимумы арқылы ӛтетіндігін кӛруге болады. Атомдық орбитальдардан молекулярлық орбитальдар түзілуін энергетикалық диаграммалар арқылы кӛрсетуге болады (сурет.18): 76

77 Сурет.18 - Н молекуласының байланыстыратын және босаң орбитальдары Екі электрон энергиясы тӛмен байланыстыратын орбитальда орналасады..19 суретте байланыстыратын (σ(1s)) және босаң (σ(1s)) орбитальдардың түзілуі кӛрсетілген. Сурет.19- Сутек Н молекуласының байланыстыратын (а) және босаң (б) орбитальдардың сызбанұсқасы (қара нүктемен атомдардың ядролары көрсетілген) 77

78 Байланыстыратын молекулярлық орбиталь: 1) атомдар ядролары арасында жоғары электрондық тығыздықпен сипатталады, сондықтан оның тиімділігі жоғары; ) энергия деңгейі атомдық орбитальдарға қарағанда тӛмен орналасады. Босаң орбитальда электронның орналасу мүмкіндігі нольге тең. Электрондардың молекулярлық орбитальдарда орналасу энергиясы тӛмен орбитальдардан басталады. Атомдар арасындағы әрекет мӛлшері байланыс санымен сипатталады. Коваленттік байланыс саны мына теңдікпен анықталады: Байланыс саны = 0,5 х (байланыстыратын электрон саныбоса4 электрон саны) Кӛбінесе тӛмендегі байланыстың түрлері кездеседі: 1. бір байланыс (жай) байланыс саны - 1;. қос байланыс (байланыс саны - ); 3. үш байланыс (байланыс саны - 3). ІІ периодтың s- элементтерінің гомоядролық екі атомды молекулаларының түзілуі 1. Li молекуласының түзілуі. Литийдің электрондық конфигурациясы 1s s 1. Молекулярлық орбитальдың түзілуі сутек молекуласына ұқсас болады. Li молеку-ласы түзілгенде 4 электрон ішкі деңгейде орналасады және молеку-ланы байланыстырудағы үлесі нольге тең болады, себебі екі электрон байланыстыратын орбитальда орналасады, екеуі - босаң. Байланыс түзуде сыртқы қабаттағы s- электрондар негізгі ролін атқарады. 78

79 Сурет.0 - Li молекуласының байланыстырушы және босаң орбитальдары (ішкі 1s- орбитальдар көрсетілмеген) Молекулярлық орбиталь әдістері бойынша сыртқы қабаттағы s 1 электрондар байланыстыратын орбитальда орналасады, сондықтан Li - молекуласы тұрақты.. Ве молекуласының түзілу мүмкіндігі. Бериллийдің электрондық конфигурациясы 1s s. Молекула түзілуде бериллийдің әр атомынан екі s электроннан қатысады. Сурет.1 - Ве молекуласының молекулярлық орбитальдарының энергетикалық диаграммасы (ішкі 1sорбитальдар көрсетілмеген) 79

80 .1 суреттен екі s- электрон босаң орбитальда орналасады, сондықтан Ве молекуласы тұрақсыз болады. ІІ периодтың р- элементтерінің гомоядролық екі атомды молекулалар түзуі р-элементтерде 3р-атомдық орбитальдары бар. z осі бойынша электрондардың қабысуы σ- байланыстыратын және σ * - босаң орбитальдар түзе алады. z осіне перпендикулярлы бағытталған р х - орбитальдар π (р х ) және π * (р х ) молекулярлық орбитальдар түзеді. Осыған ұқсас р у орбитальдардың қабысуы жүреді. Түзілген энергетикалық орбитальдардың диаграммасы тӛменде берілген. Сурет.- σ- және π- МО энергетикалық диаграммасы 80

81 1. F молекуласының түзілуі фтор атомының электрондық конфигурациясы: 1s s р 5. F молекуласы түзілгенде s р 5 электрондар қатысады, оны.3 суретпен сипаттауға болады. Сурет.3 - F молекуласының молекулярлық орбитальдарының энергетикалық диаграммасы (1s- АО көрсетілмеген) F молекуласында жұптаспаған электрондары жоқ, сондықтан молекула диамагнитті. Байланыс саны: 0,5 (8-6) = 1, яғни молекула бір байланыс арқылы түзіледі. 81

82 . О молекуласының түзілуі. Оттектің электрондық конфигурациясы 1s s р 4. Химиялық байланыс түзуде s р 4 электрондары қатысады. Сурет.4 - О молекуласының МО энергетикалық диаграммасы (1s- АО көрсетілмеген).4 суреттен О молекуласы түзілгенде босаң орбитальда екі дара электрон орналасатындығын кӛруге болады. Мұндай жағдайда молекула парамагнитті. 3. В, С, N молекулаларының түзілуі Егер s және р атомдық орбитальдардың энергиялары бірбіріне жақын болса, онда σ(s) және σ(р) молекулярлық орбитальдар араласқанда σ(р) орбиталь түзіледі, оның энергиясы π(р) деңгейден энергия бойынша жоғары болады. 8

83 Сурет.5 - s- және р- атомдық орбитальдардан түзілген МО энергетикалық диаграммасы Кӛрсетілген.5 суреттегі молекулярлық орбитальдардың орналасуы С, В, молекулалармен қатар, басқа да молекулаларға тән. Молекулярлық орбитальдар әдісін гетероядролық екі атомды молекулалардың түзілуін сипаттауда пайдалану Гомоядролық молекула түзілу екі бірдей атомдар арасында жүреді: Н ; N ; Р 4 ; S 8 және басқалары. Гетероядролық байланыс әртүрлі атомдар арасында түзіледі: СН 4 ; С Н 5 ОН. 83

84 Сурет.6 - Гетероатомдық байланыс молекулалары: метан СН 4, этан С Н 6, бор трифториді BF 3, аммиак NH 3 Гетероядролық байланыс түзілуді түсіну үшін А Х В Y молекуласының түзілуін қарастырамыз. Бұл молекулада А пен В-тің эффективті зарядтары электртерістіктері әртүрлі. Бұл молекулада ядролардың эффективті заряды z(в Y ) > z(а Х ). Бұл жағдайда энергетикалық диаграмманың түрін былай ӛрнектеуге болады (сурет.7). 84

85 Сурет.7- X және Y гетероядролық екі атомды молекуладағы МО диаграммасының сызбанұсқалық көрінісі А (Х) атомының эффективті заряды тӛмен болғандықтан, оның атомдық орбиталінің энергиясы жоғары болады, яғни олардың s- орбитальдары әртүрлі деңгейде болады. Молекулалық орбитальдар симметриялық болмайды. В (Y) элементінің үлесі молекулалық байланыстыратын молекулярлық орбиталь түзуде үлесі жоғары болады, ал ядро заряды тӛмен А (Х) элементтің үлесі босаң молекулярлық орбиталь түзуде үлесі жоғары болады. Гетероядролық молекулалар түзілуді сипаттауда мына жағдайларды ескеру қажет: 1) химиялық байланыс түзуде тек валентті атомдық орбитальдар қатысады; ) молекулярлық орбиталь әдісі тек ковалентті байланысуды қарастырады, иондық байланыстың үлесін қарастырмайды. 1. НF молекуласының түзілуі. НF молекуласының табиғаты әртүрлі атомдардан тұрады. Химиялық байланыс түзілуде сутек атомында 1s 1 - атомдық орбиталь, ал F атомында р- орбиталь қатысады. Сутектің 85

86 1s- орбиталінің энергиясы фтордың s- және р- орбитальдарының энергияларынан жоғары..8 суретте НF молекуласының энергетикалық диаграммасы келтірілген. Сурет.8 - НF молекуласының МО диаграммасы (тек валентті атомдық орбитальдар көрсетілген) Молекула түзілу үрдісінде фтордың s- атомдық орбиталі химиялық байланыс түзуде қатыспайды және бұл орбиталь байланыстырмайтын орбиталь деп аталады, оның энергиясы ӛзгермейді. Сонымен НF молекуласын түзуде сутектің 1s- атомдық орбиталі мен фтордың р- атомдық орбиталі қатысып, σ- байланыс түзеді. Фтордың р- қалған атомдық орбитальдары химиялық байланыс түзуде қатыспайды, демек олар байланыстырмайтын молекулярлық орбитальдар түзеді. НҒ молекуласында байланыс саны: 0,5 (-0) = 1. 86

87 . СО молекуласының түзілуі. СО молекуласының түзілуін сипаттау үшін келесі жағдайларды білу қажет: 1) z(о) > z(с); ) оттектің s- атомдық орбиталінің энергиясы, кӛміртектің s- атомдық орбиталінің энергиясынан тӛмен; 3) оттектің р- атомдық орбиталінің энергиясы кӛміртектің р- атомдық орбиталінің энергиясынан тӛмен; 4) оттектің р мен s атомдық орбитальдарының энергияларының айырымы кӛміртекке қарағанда жоғары..9 суретте СО молекуласының түзілуінің энергетикалық диаграммасы келтірілген. Сурет.9 - СО молекуласының МО диаграммасы.9 суреттен мынадай қорытынды жасауға болады: 1) химиялық байланыс түзуде кӛміртек пен оттектің ратомдық орбитальдары қатысып, σ- және π- байланыстар түзеді; ) екі элементтің де s- орбитальдары химиялық байланыс түзуде қатыспайды, олар байланыстырмайтын орбитальдарда орналасады (энергиясы ӛзгермейді); 3) СО молекуласы диамагнитті; 4) СО молекуласында байланыс саны: 0,5 (4-0) =. 87

88 .6 Иондық байланыс Қарама-қарсы зарядталған бӛлшектердің электростатикалық күштер арқылы бір-біріне тартылу нәтижесінде түзілген байланысты иондық байланыс деп атайды. Иондар жай (қарапайым) және күрделі болады. Жай иондарға Na +, Ca +, Fe 3+ және басқа да катиондары жатады, жай аниондары F -, Cl -, Br -, S - т.б. Күрделі катиондар: NH + 4, [Cu(NH 3 ) 4 ] + т.б. ал күрделі аниондарға SO - 4, ClO - 4, C O - 4 т.б. атауға болады. Жай катиондарды иондану потенциалы тӛмен s-, p-, d-металдар түзеді. Жай аниондарды электртерістігі жоғары фтор, оттек, хлор элементтері түзеді. Иондық байланыстың ковалентті байланыстан айырмашылығы оның бағытталмағандығы. Бұл электр ӛрісінің сфералық симметриялы болуымен аңықталады, яғни ӛрістің барлық жаққа бірдей таралуымен сипатталады. Сурет.30 - Электр өрісінің күштер сызықтары Иондық байланыс қанықпаған болады, яғни, оң немесе теріс зарядталған иондарға қарама-қарсы зарядталған бӛлшектердің түрлі саны және түрлі бағытта бағытталуы мүмкін. Иондардың түрлі санының бір-бірімен байланысуы иондық қосылыстардың ассоциаттар түзуіне келтіреді, демек, молекулярлық массасы жоғары қосылыстар түзуіне келтіреді. Типтік иондық қосылыстар ӛте сирек кездеседі, мысалы, NaCl-дың ӛзінде хлорид-ионының электрон зарядының 0,94 мӛлшерін құрайды, натрийдің оң заряды де 0,94 тең болады. Бұл 88

89 жағдай иондардың біріне әсер етуімен түсіндіріледі, яғни иондардың бір-біріне әсерінен олардың электрондық қабаты ӛзгереді. Электрӛрісінің әсерінен электрондық бұлттың ығысуын поляризация деп атайды, соның ішінде сыртқы қабаттағы электрондардың формасы ӛзгереді. Әртүрлі иондар түрліше поляризацияланады, неғұрлым сыртқы қабаттағы электрондар ядромен байланысуы тӛмен, олардың поля-ризациялануы соғұрлым жоғары. Иондардың иондық радиусы артқан сайын олардың поляризациялануы жоғарылайды: Cs + > Rb + > K + > Na + > Li +. Дәл осындай заңдылық жай аниондарға да тән: I - > Br - > Cl - > F -. Аниондардың иондық радиустары жоғары болғандықтан олардың поляризациялануыда жоғары болады. Иондар тек ӛздері поляризацияланып қоймай, олар поляризациялау әсері ете алады, яғни басқа иондардың сыртқы электрондық бұлттарын ӛзгерте алады. Поляризациялау әсері ионның заряды мен оның шамасына байланысты. Неғұрлым катионның заряды жоғары, оның поляризациялау қабілеті соғұрлым жоғары болады. Бірдей зарядталған катиондар үшін иондық радиус ӛскен сайын поляризациялау қабілеті тӛмендейді, яғни: Li + > Na + > K + > Rb + > Cs +. Аниондардың, катиондарға қарағанда, иондық радиустары жоғары болады. Сондықтан, олардың поляризациялау әсері тӛмен, ал поляризациялануы жоғары болады. Химиялық қосылыс түзілгенде кӛбіне аниондардың сыртқы қабаты ӛзгеріске ұшырайды және катиондардың сыртқы қабатының ӛзгерісін ескермеуге болады. Анионның сыртқы қабатындағы электрондар бұл катионға қарай ығысады: Сурет.31 - Поляризация нәтижесіндегі анионның электрон бұлтының ығысуы 89

90 Кӛрсетілген суреттен оң және теріс зарядтар бір-бірінен толық бӛлінбейтінін кӛруге болады, демек электрондық бұлтардың бір бӛлігі жанасады. Сондықтан, иондық байланысты ковалентті байланыстың шекті түрі деп қарастырады. Мысалы, оксидтерде (ZnO, MgO т.б.), сульфидтерде (Na S және т.б.) «таза» иондық байланыс болмайды. Бұл қосылыстарда иондық байланыс жарым-жартылай ковалентті болады. Идеалдық иондық байланыс NaCl-да болмайды, себебі электрондық электртерістігі жоғары хлорға қарай ығысады..7 Металдық байланыс Металдардың ӛзара әрекеті нәтижесінде энергетикалық деңгей саны кӛбейіп, молекулярлық орбитальдардың делокализациясы жоғарлай түседі. Энергетикалық деңгей саны әрекеттесетін атомдар санына тең болады. Атомдар саны кӛбейген сайын жақын орналасқан деңгейлердің айырмашылығы ӛте тӛмен болады және бұл жағдайда іс жүзінде үздіксіз энергетикалық зона пайда болады. Электронның жақын орналасқан жоғары энергетикалық деңгейге ауысуында энергияны қажет етпейді. Металдық байланыстың табиғатын түсіну үшін бір металды қарастырамыз, мысалы натрийді. Оның ішкі атомдық орбитальдары бір-бірімен жанаспайды деп есептеуге болады. Энергетикалық аудан атомдардың сыртқы электрондық қабатының толтырылуымен нәтижесінде түзіледі. Сыртқы қабатында s-атомдық орбиталі бар N кристалында N-деңгейі бар энергетикалық зона түзіледі. Бұл ауданда сілтілік металдың N-сыртқы s-электрондары орналасады. Олар N/ энергетикалық деңгейді алады (әр деңгейде екі электроннан). Валентті электрондар орналасқан деңгейлерді валенттік зона деп атайды. Сілтілік металдарда валенттік зонасы бар энергетикалық деңгейлердің тек жартысын алады (сурет.3). 90

91 Сурет.3 Сілтілік элементтің кристалындағы электрондары энергетикалық деңгейлерді толтыруының сызбанұсқасы а) валенттік зона, б) өткізгіштік зона Электр тоғының әсерінен толтырылған деңгейлерден электрондар бос деңгейлерге ауыса алады, бұл металдардың электрӛткізгіштігін анықтайды. Екінші топ негізгі топша s-элементтерінде де дәл осындай жағдай орын алады. Бірақ бұл атомдардың сыртқы қабатында екі электрон бар, валенттік зона N электрондар орналасады және барлық деңгейлер толтырылады. Металдар ӛзара әрекеттескенде s-электрондармен қатар р-электрондарда жанасады, нәтижесінде электрондармен толтырылмаған үздіксіз энергетикалық зона пайда болады. Сурет.33 Екінші топтың негізгі топшасының элемент кристалдарындағы электрондары энергетикалық деңгейлердің толтыру сызбанұсқасы.33 суретте кӛрсетілгендей, зоналар бір-бірімен жанасады және валенттік зонаға қосылады. Электрондардың жылулық қозғалыс нәтижесінде бұл ауданның шекарасын анық кӛрсетуге болмайды, яғни электрондар жоғарғы зонадан тӛменгі зонаға оңай ауысып отырады. Бұл металдардың жылу ӛткізгіштік қасиетін электрондарды металдарда қозғалғыштығымен аңықталады. Температура жоғарла-ғанда электрӛткізгіштік тӛмендейді, 91