§  5.  ЕСЕЛІ  БАЙЛАНЫСТАР

бүркееуі  нәтижесінде  пайда  бо- 
лады. 37-суретте азот  атомының 
байланыс  түзуге  катысатын  '2р- 
орбитальдарының 
пішіндері 
және  олардық  бүркесу  схема- 
лары  келтірілген.  Мұнда  азот 
атомдары  біріне-бірі  х  осінің 
бойымен 
жақындасады 
деп 
есептелген.  х  осінің  бойына 
орналаскан 
2
рх 
орбитальда- 
рының  бүркесу  бөлігі  ядролар- 
ды 
жалғастыратын 
түзудің 
бойында 
орналасады 
демек, 
бұл  орбитальдардың  өзара  бүркесуі  нәтижесінде  а  байла­
ныс  пайда  болады.  у  және 
2
  осьтерінің  бойларына  орналасқан 
2
ру  және 
2
рг-орбитальдарының  бүркесу  участоктары  ядроларды 
жалғастыратын  түзудің  бойына  емес,  сол  түзудің  екі  жағына 
орналасады  басқаша  айтқанда,  бұл  орбитальдар  «жактарымен» 
бүркеседі.  Орбитальдардын,  «жақтары»  бүркесуі  нәтижесінде 
түзілетін  байланыстар  л-байланыстар  деп  аталады, 
ь 
Сонымен  азот  молекуласындағы  үш  байланыстың  біреуі  а,  ал
қалған  екеуі  л-байланыстар.  л-байланыстар  азот  молекуласын- 
дағыдай  р-орбитальдардың  өзара  бүркесуі  және  сонымен  катар 
р  мен  d(p—d),  d  мен  d(d—d)  орбитальдарының  өзара  бүркесуі 
нәтижесінде  де  түзіледі  (38-сурет).  а  және  л-байланыстар  түзіл- 
генде  орбитальдар  әр  түрлі  дәрежеде  бүркесетіндіктен  олардың 
беріктіктері  де  әр  түрлі  болады.  л-байланыстардан  гөрі  ст-байла- 
ныстар  түзілгенде  орбитальдар  молырақ  бүркеседі,  сол  себептен 
сғ-байланыстар  л-байланыстарға  қарағанда  берігірек  келеді.
л-байланыстар  негізінен  азот  молекуласы  сияқты  еселі  байла- 
нысты  молекулаларда  болады,  Мысалы,  этилен  молекуласында 
СН
2
 =  СНг  көміртек  атомдары  қос  екі  еселі  байланыспен  байла- 
нысқан,  оның  біреуі  о,  ал  екіншісі  л-байланыс.  Ацетилен  молеку­
ласында  СН =  СН  көміртек  атомдары  бір  ст,  екі  л-байланыспен 
байланысқан. а және л-байланыстардан басқа 
6
-байланыс болады 
дедік.  б-байланыс  üf-орбитальдар  төрт  жапырақшаларымен  бүр- 
кескенде  түзіледі  (39-сурет).
37-сурет.  Азот  молекуласындағы 
электрондық  бұлттардың  бүркесу 
схемасы
3 8 - с у р е т .   л
  —   б а й л а н ы с т ы ң   т ү з і л у   ж о л д а р ы
129

§  6.  КОВАЛЕНТТІК  БАЙЛАНЫСТЫҢ  ПОЛЮСТІГІ
\Байланыстырушы  электрон  бұлтының  молекуладағы  орналасу 
ретіне  карай  коваленттік  байланыс  полюсті  және  полюссіз  болып 
екіге  бөлінеді.  Бірнеше  мысалдар  карастырайык.
Фтор  молекуласындағы  байланыс  фтор  атомдарының  (2s‘2p
5
Гйі  {ТШЦ т
2s  2
р х
  2
ру
  2
p z
жалқы  электронды 
2
рг-орбитальдарының  бүр-
кесуі  аркылы  жасалады:
СхО+СХО
2 Р г 
2 P Z
о   +  О О   —   0 О О
с- 
9   Р _  
S   -   Р
Бұл  мысалымызда  электрон  бұлттарының  бүркесу  бөлігі  тура 
ядролар  ортасында  болады.  Екі  фтор  атомының да  электртерістік- 
тері  бірдей,  сондыкта.н  олар  байланыстырушы  электрон  бұлтына 
бірдей  күшпен  эсер  етеді.  Байланыстырушы  электрон  бұлты 
ешкандай  атомға  карай  ығыспаған,  екі  атомның  ешкайсысында 
да  артык  заряд  жок.  Мұндай  байланыс  полюссіз  ковалентті 
байланыс  деп  аталады.  Енді  фторсутек  молекуласын  карастыр- 
сак,  оның  түзілуі  мынадай:  фтордың  электртерістігі  (4,0),  яғни 
электрон  тарту  кабілеті  сутектікінен  (
2
,
1
)  әлдекайда  жоғары, 
сондыктан  фтор  атомы  байланыстырушы  электрон  бұлтын  (жұ- 
бын)  сутек  атомына  карағанда  күштірек  тартады.  Осының  салда- 
рынан  байланыстырушы  электрон  бұлты  фторға  карай  ығысып, 
фтор  атомында  артык  теріс  ( — б),  ал  сутек  атомында  артык 
он,  ( +  
6
)  заряд  пайда  болады.  Қазіргі  деректерге  карағанда  фтор 
атомындағы  артык  заряд 
8
f =   —0,45,  ал  сутек  атомындағы 
артык  заряд 
8
Я= +0,45.
Сонымен,  вгер  байланыстырушы  электрон  булты  қосылысқан 
екі  атомның  біріне  қарай  ығысқан  болса,  ондай  байланысты 
полюсті  коваленттік  байланыс  деп  атайды.
Шектік  жағдайда  байланысты­
рушы  электрон  жұбына  сай  келе- 
тін  электрон  бұлты  косылушы 
атомдардың  біреуіне  карай  толык, 
ығысып,  атомдар  иондарға  айна- 
лады.  Мұндай  жағдайдың  мысалы 
ретінде  литий  фториді  молекула­
сын  алуға  болады,  мұнда  электрон 
бұлты  толығымен  фтор  атомына
130

карай  ығысқан.  Литий  фториді  молекуласының  құрылысын  былай 
өрнектеуге  болады:  Li + F~.
Литий  катионы  мен  фтор  анионы  біріне-бірі  электростати- 
калық  күштер  арқылы  тартылысып  байланысады.  Литий  фториді 
сиякты,  иондардан  тұратын  молекулалар  ионды  молекулалар 
деп,  ал  олардағы  байланыс  иондык  байланыс  деп  аталады.  Соны- 
мен  байланыстырушы  электрон  бұлтының ығысуына  қарай химия- 
лык  байланыс:  полюссіз,  полюсті  және  иондык,  болып  үшке 
бөлінеді.  Бұлардың  ішіндегі  ең  жиі  кездесетіні  полюсті  байланыс, 
ал  полюссіз  және  иондық  байланыстар  —  полюсті  байланыстың 
шектік  түрлері.  Полюсті  байланысты  біршама  иондық  сипаты  бар 
коваленттік  байланыс  деп  те  атайды.  Байланыстың  иондық  дәре- 
жесі  немесе  полюстігі  байланысушы  атомдардың  электртерістік- 
терінің  айрымы  өскен  сайын  артады.  Бұл  заңдылықты  23-кестеден 
байқауға  болады.  Онда  екінші  период  злементтерінің  фторидте- 
ріндегі  байланыстың  типтері  келтірілген.  Ғ
2
  молекуласындағы 
фтор  атомдарының  электртерістіктері  бірдей,  таза  коваленттік 
байланыс  түзіліп  тұр,  ОҒ
2
  молекуласындағы  фтор  мен  оттектің 
электртерістіктерінің  айырымы  0,54,  байланыстырушы  электрон 
бүлты  электртерістігі  жоғары  фтор  атомына  карай  ығысқан, 
сондыктан  байланыстың  иондык  сипаты  бар.  Азот  пен  фтор 
атомдарының  электртерістіктерінің  айырымы  0,94,  яғни  N—Ғ 
байланысының  иондык дәрежесі  О—Ғ  байланысынікінен  жоғары, 
т.  с.  с.  Ал  литий  мен  фтордың  электртерістіктерінің  айырымы 
өте  үлкен  (3,00),  сондықтан  таза  иондык  байланыс  түзеді.
23-кесте
Екінші  период  элементтерінің  фторидтеріндегі  байланыстың  типі
М о л е к у л а
Б а й л а н ы с
Ф т о р м е н  
б а й л а н ы с к а н  
э л е м е н т т е р д і н .  
э л е к т р т е р і с т і к  
м ә н д е р і
Ф т о р д і к і
Э л е к т р -  
т е р і с т і к т е р  
а  й ы р ы м ы
Б а й л а н ы с   т и п і
ғғ
Ғ—ғ
Ғ 
3,98
3,98
0,00
Коваллентті
оғ2
о—ғ
0  
3,44
3,98
0,54  .
байланыстың
NF3
N—Ғ
N 
3,04
3,98
0,94
силаты
сғ4
с—ғ
С 
2,55
3,98
1,43
иондык
В Ғ з
в—ғ
В 
2,04
3,98
1,94
артады
ВеҒ2
Be—Ғ
Be 
1,57
3,98
2,41
i
LiF
Li—Ғ
Li 
0,98
3,98
3,00
Иондык
Полюсті байланыстар полюссіз байланыстарға  қарағанда берік 
келеді.  Мұны  сутек  Н2,  фтор  Ғ
2
  және  фторсутек  НҒ  молекула- 
ларының  байланыс  энергияларын  өзара  салыстыру  аркылы  бай- 
кауға  болады. 
Сутек  молекуласының  байланыс  энергиясы 
430,9  кДж/моль  фтор  молекуласынікі  —154  кДж/моль.  Бұл  моле- 
кулалардағы  байланыстар  таза  коваленттік  болып  есептелінеді. 
Енді  фторсутек молекуласын  қарастырып,  мұндағы  байланыс таза 
коваленттік  десек,  онда  оның  энергиясы  Днков  сутек  пен  фтор 
молекулаларының  байланыс,  энергияларының 
және  р,  ариф- 
метикалык  ортасына  тең  болған  болар  еді.
131

£нғков  =   Ец- +-2Ғ2  = 
- °-9+ 154
  =  292,45  кДж/моль
Ал  НҒ  молекуласындағы  байланыс  энергиясының тәжірибе жүзін- 
де  аныкталған  мәні  560,65  кДж/моль.  Демек,  байланыс  энергия- 
сының 
эксперименттік 
мәні 
арифметикалык. 
орта 
мәннен 
267,7кДж/моль артык,-  Қарастырылған  мысалдан  мынадай жалпы 
қорытынды  шығаруға  болады.  AB,  молекуласының  байланыс 
энергиясы  А«  және  В
2
  молекулаларының  байланыс  энергиялары- 
ның  арифметикалык,  ортасынан  әрдайым  үлкен  болады.
24-кестеде  AB  молекуласындағы  байланыс  энергияларының 
эксперименттік  және  есептелген  мәндері  келтірілген.  Кестеде 
келтірілген  деректер  жоғарыда  айтылып  кеткен  тұжырымның 
растығын  дәлелдейді.
24-кесте
AB  типтес  екі  атомды  молекулалардың  байланыс  энергиялары
М о л е к у л а
Б а й л а н ы с   э н е р г и я с ы ,  
к Д ж / м о л ь
Э к е п е р и м е н т т і к  
ж э н е   е с е м т е л г е н  
м ә н д с р д і и .   а й ы р ы м ы
Е  
а
 в  
т ( Е
д Д
  Н В ! )
Ь а й л а н ы с  
э н е р г и я с ы н ы н .  
э к с п е р и м е н т т і к  
м ә н д е р і   ( Е   д ц )
Б а й л а н ы с  
э н е р г и я с ы н ы н  
е с е п т е л г е н   м ә н д е р і
< ғ -  л г   +   Е
в
2  )
нғ
560,6
292,9
267,8
НСІ
427,6
335,1
92,5
НВг
361,9
310,8
51,0
HI
294,9
290,3
4,6
IF
192,4
149.7
42,6
ICI
207,5
193,7
13,8
ІВг
175,3
169,4
5,8
AB  молекуласындағы  байланыс  энергиясының  «артық»  мөлшері 
атомдар  арасындағы  байланыстың  біршама  иондық  болуынан 
пайда  болады.  А  және  В  атомдарында  артык,  зарядтар  пайда 
болып  А
+6
  В
~ 6
  олар  коваленттік  байланыс  күштеріне  қосымша 
электростатикалык  күштермен  тартылысады.  Осының  салдары- 
нан  AB  молекуласындағы  байланыс  энергиясы  таза  коваленттік 
деп  есептелетін  байланыс  энергиясынан  әрдайым  үлкен  болады. 
Байланыстың  біршама  ионды  болуынан  туатын  осы  «артық» 
энергияны  Л.  Полинг  ионды-коваленттік  резонанстың  энергиясы 
деп  атап,  Д  арқылы  белгіледі.  Ол  төмендегідей  өрнекпен  анык- 
талады:
^ ~  
^  
a b
 
~2  ^  
а
2
 
^ в J  
(
1
)
Бұл 
өрнектегі 
Е дв  —  AB 
молекуласындағы 
энергияның 
эксперименттік  мәні;  Е Дг  және  Е Ві —  Аг  және  В
2
  молекулаларын- 
дағы  байланыс  энергияларының  мәндері.  25-кестеде  резонанс 
энергиясының  мәндері  соңғы  бағанада  келтірілген.  Анықтама 
бойынша  таза  коваленттік  байланыс  үшін  ионды-коваленттік
132

резонанс  энергнясы  нөлге  тең,  ал  байланыстың  полюстігі,  ягни 
иондык  дәрежесі  өскен  сайын  оның  мәні  артады.  Демек,  ионды- 
коваленттік  резонанс  энергиясы  байланыстың  иондык дәрежесінің 
өлшемі  болып  табылады.  Ал  байланыстың  иондык  дәрежесі 
косылушы  атомдардың  э л е к т р т е р і с т і к т е р і н і ң   а й ы р ы -  
м ы н а  тәуелді  екенін  жоғарыда  айтып  кеттік.  Олай  болатын  бол- 
са,  ионды-коваленттік  резонанс  энергиясы  атомдардың  электрте- 
рістіктерінін,  айырымына  байланысты  болуы  керек.  Полинг  бұл 
мәселені  бірінші  болып  зерттеп,  А  және  В  атомдарының  электр- 
терістіктері  мен  А-ның  арасында  мынадай  байланыс  бар  екенін 
анықтады:
Э д —  Э в =  0,208  дГд 
(
2
)
мұндағы Э к және Э в  — А  және  В  атомдарының электртерістіктері 
(
2
)  теңдеу  көмегімен  электртерістіктерінің  айырымын  ғана  есеп- 
теуге  болады,  ал  жеке  элементтердің  электртерістігін  есептеу 
үшін  әйтеуір  бір  элементтің  электртерістігін  қалауымызша  бір 
санға  балау  керек.  Полинг  ең  активті  бейметалл  фтордың 
электртерістігін  4-ке  тең  деп  алып  (2)  формула  көмегімен 
басқа  элементгердің  электртерістігін  есептеуді  ұсынды.
III  тарауда  электртерістіктің иондану потенциалы  мен  электрон 
тартқыштың  жарты  қосындысы  арқылы  аныкталатынын  айтқан- 
быз.  Ол  электртерістікті  есептеудің  Р.  Малликен  ұсынған  әдісі 
еді.  Жоғарыда  қарастырылған  Полинг  әдісі  Малликен  әдісінен 
бұрын  пайда  болған.  Қазіргі  уакытта  бұл  екі  әдіс  бірдей  қолда- 
нылады.  Сонымен  косылушы  атомдардың  электртерістіктері  әр 
түрлі  болатын  болса,  онда  олардың  арасындағы  байланыс 
полюсті  болады.  Полюсті  байланыстар  таза  коваленттік  байла- 
ныстардан  берік  келеді.  Байланыстың  гтолюсті  болуы  заттың 
химиялық  касиеттеріне  де  эсер  етеді.
§  7.  Д О НОРЛЫ-АКЦЕПТОРЛЫ  ( КООРДИ НАЦИЯЛ ЫҚ)  БАЙЛАНЫС
ВБ  әдісі  бойынша  коваленттік  байланыс  косылысатын  атом- 
дардың  жалкы  электронды  орбитальдарынық  бүрікесуі  нәтижесін- 
де  жасалады.  Жалқы  электронды  орбитальдар  бүркескенде  косы­
лушы  екі  атомның  екеуіне  де  ортак  электрон  жұбы  түзіледі. 
Ортак  жұп  косылысатын  атомдардың  біреуінің  кос  электронды 
орбиталі  екіншісінің  бос  орбиталімен  бүркескенде  де  түзіледі. 
Бұның  мысалы  ретінде  аммоний  ионыныц  түзілуін  келтіруге 
болады:
n h
, +
h
+ ^
n h
4+
Аммоний  ионы  аммиак  молекуласы  сутек  ионымен  косылысқанда 
түзілетіндіктен  аммиак  молекуласы  мен  сутек  ионынын,  электрон- 
дық құрылысын еске түсірейік. Аммиак молекуласы  азот атомыныц
<шз
2s
jjjQ T
2рх2ру2рг
’жалкы  электронды 
2
рх, 
2
ру  жэне 
2
pz-
1 3 3

орбитальдары  үш  сутек  атомының  ls -орбитальдарымен  бүркес- 
кенде  түзіледі.  Аммиак  молекуласындағы  азот  атомының  байла­
ныс  түзуге  қатыспаған  кос  электронды 
2
з-орбиталі  бар,  яғни 
пайдаланылмаған  электрон  жұбы  бар,  құрылысы  мынадай:
н
I
Н  -   N  :
Н
Сутек  ионының  ls-орбиталі  бос.  Сутек  катионының  бос  орбиталі 
аммиак  молекуласындағы  азот  атомының  кос  электронды  орби- 
талімен  жұптасып,  олардың  арасында  коваленттік  байланыс 
түзіледі.
н
1
г  и 
п
I
Г 
н 
1
I
1
 
. 
н —N :+ O H +—  
1
i
H - N 0 H
I
не болмаса
1
Н— N — Н
1
1
И
1
L  и
1
L 
Н 
J
Сутек  ионының  алдындағы  ұяшық  сутек  ионының  бос  орбиталі 
бар  дегенді  көрсетеді.  Аммоний  ионында  төрт  коваленттік  байла­
ныс  бар:  оның  үшеуі  жалкы  электронды  орбитальдардың,  ал 
төртіншісі  кос  электронды  орбиталь  мен  бос  орбитальдың бүркесуі 
аркылы  жасалған.  Сонымен,  аммоний  ионындағы  байланыстар 
эр  түрлі  жолдармен  түзілген,  бірак  олардың  барлығының  да 
беріктігі_бірдей,  бірінен-бірінің  ешкандай  айырмашылығы  жок.
} Бір  атомный,  кос  электронды  орбиталі  екінші  атомның  бос 
орбиталімен  бүркескенде  (жұптасканда)  түзілетін  коваленттік 
байланыс  д о н о р л ы - а к ц е п т о р л ы   не  б о л м а с а   к о о р -  
д и н а ц и я л ы к   б а й л а н ы с   деп  аталады.  Байланыс  түзуге 
кос  электронды  орбиталін,  яғни  электрон  жұбын  жұмсайтын 
атом  донор  деп,  ал  бос  орбиталін  жұмсайтын  атом  акцептор  деп 
аталады.  Біздің  мысалымыздағы  донор  —  аммиак  молекуласын- 
дағы  азот,  акцептор  —  сутек  катионы.
Бор  трифториді  бор  мен  аммиактыц  косылысуы  да  донорлы- 
акцепторлы  байланыстың  түзілуінен  мысал  болады.
В F.3 +  N Н 
3
-н» F3B N Н з
ВҒз  молекуласы  козған  күйдегі  бор  атомныц  (В
t  t
2
рх 
2
 р„ 
2
р 
атомдарының(  F
Ш
2
s
sp2—  гибридті 
бұлттары 
(орбитальдары) 
фтор
QU  I n l n U l  
)  жалкы  электронды  2р,
2
р 
2
рх  2ру2р,
134

орбитальдарымен  бүркескенде  түзіледі.  Сондықтан  ВҒ
3
  молеку- 
ласындағы  бор  атомының бос  орбиталі  бар.  ВҒ
3
  және NH
3
 молеку- 
лалары  бір-біріне  жақындасқанда  бор  атомының  бос  орбиталі 
(
2
рг)  азот  атомының  кос  электронды  орбиталімен  жұптасып, 
донорлы-акцепторлы  байланыс  түзіледі:
ҒзВ  □
  +  :NH
3
-*F3B 
ED 
NFI
3
  немесе  Ғ
3
В—NH
3
Бұл  мысалымыздағы  акцептор  —  бор  фториді  молекуласындағы 
бор  атомы  да,  донор  —  аммиак  молекуласындағы  азот  атомы. 
Донорлы-акцепторлы  байланыс  комплексті  қосылыстарда  жиі 
кездеседі.  Мысал  ретінде  кобальт  катионы  Со3+  аммиак  молеку- 
ласымен  әрекеттескенде  пайда  болатын  комплексті  ионның 
[Co(NH3) 6] 3+  түзілуін  карастырайык:
Co
3
+ +
6
NH
3
^ [ C o ( N H
3)6] 3
 +
Кобальт  катионының  кобальт  атомынан  С о ~   (3d
7
-4s
2
4p)  үш 
электроны  кем,  сондықтан  кобальт  катионының  валенттік  кабаты- 
ның  электрон  кұрылысы  мынадай:
Co + 
3
3d
6
4sü4p
0
И
1 1
♦
1
□
3d
4s
4р
ҒГегізгі  күйдегі  кобальт  катионының  валенттік  қауызында  төрт 
бос  орбиталь  (бір  «s»  және  үш  «р»  орбиталь)  бар.  Кобальт 
катионын  коздыру  аркылы  ЗьҒдеңгейшесіндегі  жалқы  электрон- 
дарды  өзара  жұптастырып,  бос  орбитальдар  санын  алтыға  дейін 
жоғарылатуға  болады:
(Co
3
 + )3d
6
4sü4p°  ІИІ  t  |  Ж   U
М
□
4 s
4 Р
(Co3+ )*3d4s4p°
Ш Гн
3d
□
4s
4р
Қозған  күйдегі  кобальт  катионының  алты:  екі  «d»,  бір  «s»  және 
үш  «р»  бос  орбитальдары  бар.  Аталған  бос  орбитальдар  азот 
атомдарының  кос  электронды  орбитальдарымен  бүркескенде 
комплексті  катион  [Co  (NH
3
)
6
] 3+  түзіледі.  Комплекстердің түзілуі 
негізінен  осы  донорлы-ацепторлы  (координациялық)  байланыс 
аркылы  жүреді.
§  8.  ЭЛЕМЕНТТЕРДІҢ  МАКСИМАЛ  ВАЛЕНТТІҚТЕРІ
Координациялык  байланыспен  танысканнан  кейін  коваленттік 
байланыстың  түзілу  жолдарын  кеңінен  қарастыруға  болады. 
Коваленттік  байланыс  мынадай  үш  жағдайда  түзіледі:

1)  Жакындасушы  екі  атомның  біреуінің  бос  орбиталі  екіншісі- 
нің  бір  электронды  орбиталімен  бүркескенде  түзілуі.  Мұндай 
жағдайда бір  электронды  байланыс  пайда  болады.  Бір  электронды 
байланыстың  беріктігі  кәдімгі  екі  электронды  байланыстікінен 
жуык  мөлшермен  екі  есе  кем.  Бір  электронды  байланысы  бар 
молекуланың  мысалы,  сутектің  молекулалык  ионы  Нз+ .  Сутектің 
молекулалық ионы  —  екі протоннан  және бір  электронная тұратын 
молекула.  Екі  протонды  бірімен-бірін  байланыстырып  тұрған  жал- 
ғыз  электрон.  Нг+  ионындағы байланыс  энергиясы  267  кДж/моль. 
Бұл  шама  сутек  молекуласындағы  екі  электронды  байланыстың 
энергиясынан  (Ен =430,9  кДж/моль)  екі  есеге  жуық  кем.
2)  Коваленттік  байланыс  жақындасушы  екі  атомдардың  бір 
электронды  орбитальдары  бүркескенде  түзіледі.  Мұндай  жағ- 
дайда  кәдімгі  екі  электронды  байланыс  түзіледі.
3)  Қоваленттік  байланыс  жакындасушы  екі  атомның  біреуінің 
бос  орбиталі  екіншісінің  екі  электронды  орбиталімен  бүркескенде 
түзіледі.  Мұндай  жолмен  өзіміз  жоғарыда  карастырып  өткен 
координациялық  байланыс  түзіледі.  Координациялык  байланыс- 
тар  да  екі  электронды  байланысқа  жатады.  Бірақ,  олардың 
кәдімгі  екі  электронды  байланыстардан  айырмашылығы  бай- 
ланыстырушы  электрон  жұбының  шығу  тегінде  ғана.  Кәдімгі 
байланыстарда  ортак  электрон  жұбын  түзуге  косылушы  әр 
атом  бір-бір  электронная  жұмсайды.  Ал  координациялык  байла­
ныстарда  ортақ  электрон  жұбын  қосылысушы  атомдардың  біреуі 
ғана  береді.
Сонымен  атом  байланыс  түзуге  жалкы  (бір)  электронды 
орбитальдармен  қатар,  валенттік  кабаттағы  бос  және  толық 
толтырылған  екі  электронды  орбитальдарында  пайдаланады 
екен.  Сондыктан  валенттік  туралы  түсінікті  жоғарыда  айтыл- 
ғандарға  сүйене  отырып,  қайта  қарастырайық.  Бұрын  атомның 
валенттігі  оның  сыртқы  валенттік  кабатындағы  жалқы  электрон- 
дар  санына,  баскаша  айтқанда  бір  электронды  орбитальдар 
санына  тең  деп  көрсеткенбіз.  Бірақ,  байланысты  тек  жалқы 
электронды  орбитальдар  ғана  емес, сонымен  катар  бос жәнетолық 
толтырылған  екі  электронды  орбитальдар  да  түзеді.  Олай  бола- 
тын  болса  атомның  максимал  валенттігі  оның  валенттік  қабатын- 
дағы  байланыс  түзуге  жұмсалатын  орбитальдардың  жалпы 
санына  тең.
Мысалы,  II  период  элементтерінің  төрт  валенттік  орбиталь­
дары  (бір 2з-және үш  2р-)  бар.  Олар ең көп дегенде торг ковалент- 
тік  байланыс  түзеді  демек,  максимал  валенттіктері  төртке  тең. 
III  период  элементтері  байланыс  түзуге  бір  3s,-  үш  3р-  және 
екі  3(і-  орбитальдарын  жұмсай  алады,  сол  себептен  олардың 
максимал  валенттіктері  алтыға  тең.  Ал  d-  элементтер  байланыс 
түзуге  бес  d-орбиталь,  бір  s -және  үш  р-  орбиталь  жұмсайды, 
демек  олардың  максимал  валенттігі  тоғызға  тең.
f-  элементтердің  максимал  валенттіктері  бұдан  да  үлкен.
1 з в

§  9.  МОЛ ЕКУЛАЛЫҚ  ОРБИТАЛЬДАР  ӘДІСІ
БВ  әдісі  валенттік  теориясына  қойылатын  негізгі  сұрақтарға 
дұрыс  жауап  береді.  Бұл  теория  молекулалардың  түзілу  себебін, 
кұрылысын  және  валенттіктің  мәнін  түсіндіріп  молекулалардың 
тәжірибе  жүзінде  әлі  анықталмаған  қасиеттерін  болжауға  мүм- 
кіндік  туғызады.  Бірақ  ВБ  теориясы  кейбір  молекулалардың 
құрылысын  және  касиеттерін,  әсіресе  магниттік  қасиеттерін 
карастырғанда  біраз  қиындықтарға  кездеседі.  Сыртқы  магнит 
өріеінің  ыкпалына  қарай  заттардың  диамагнитті  және  парамаг- 
нитті  болып  екіге  бөлінетіні  белгілі.  Диамагнитті  молекулаларда 
барлық  электрондар  жұптасқан  күйде  болады,  қосақталмаған 
жалқы 
электрондар  болмайды.  Парамагнитті  молекулаларда 
қосакталмаған  жалқы  электрондар  болады  және  электрондар 
саны  неғұрлым  көп  болса  зат  магнит  өрісіне  соғұрлым  жақсы 
тартылады.  Газ  күйіндегі  оттектің  магниттік  касиеттері  зерттеліп, 
оның  парамагнитті  екені  және  молекуласыңың  құрамында  екі 
жалқы  электронный,  барлығы  анықталды.  Ал  ВБ  әдісі  бойынша 
оттек молекуласында  жалкы  электрондар  болмау керек.  Шынында 
да  ВБ  теориясы  бойынша  оттек  молекулаласындағы  атомдар 
қос  байланыспен  байланысқан.  Ол  байланыстар  оттек  атомда-
рының  (
2
s
22
p
4
EE  itUUl  )
жалкы  электронды 
2
ру-  жэне
2
s 
2
рх 
2
ру 
2
рг
~
2
рг-орбитальдарының бүркесуі  (жұптасуы)  аркылы пайда болады.
Оттек  атомындағы  жалқы  электрондар  молекула  түзілгенде 
жұптасатын  болғандыктан  молекулада  да  жалқы  электрондардың 
болмауы  керек  еді.  Бірак  ВБ  әдісінен  шығатын  бұл  тұжырым 
эксперименттік  деректерге  сай  келмей,  қайшылык  туып  отыр. 
Мұндай қайшылыктар коваленттік байланыстың табиғатын  қарас- 
тыратын екінші  әдіс  молекулалык  орбитальдар  эдісінде  болмайды, 
Молекулалык  орбитальдар  әдісінің  негізін  қалаған  Гунд,  Малик- 
кен  және  т.  б.  ғалымдар.
Молекулалык  орбитальдар  (МО)  теориясы  бойынша  молекула 
бүтін  бір  тұтас  жүйе  деп  есептелініп,  ондағы  күллі  электрондар 
сол  молекулаға  ортақ деп  карастырылады.  Бұл  жерде МО  әдісінің 
ВБ  әдісінен  негізгі  айырмашылығын  ашып  көрееткен  жөн.  ВБ 
әдісі  бойынша  молекуладағы  атомның байланыс түзуге қатысатын 
орбитальдары  және  сол  орбитальдармен  сипатталатын  электрон­
дар  ғана  өзгеріске  ұшырайды,  ал  байланыс  түзуге  қатыспайтын 
электрондар  өзгеріске  ұшырамайды,  жеке  атомда  кандай  к,үйде 
болса  молекулада  да  сондай  күйде  болады  деп  есептелінеді. 
Мысал  ретінде  ВБ  әдісі  тұрғысынан  фтор  молекуласын  карасты- 
райық.  Ғг  молекуласындағы  байланыс  фтор  атомдарының
ЕЕ ІіПнН
2
s 
2
рх 
2
ру 
2
рг
жалкы  электронды 
2
рг-орбитальдарының
137

өзара  бүркесуі  арқылы  жасалады.  Сондыктан  Ғ?  молекуласы 
түзілгенде  тек 
2
pz-  орбитальдары  ғана  өзгеріске  ұшырайды, 
ал  валенттік  кабаттағы  басқа  орбитальдар  (
2
s-, 
2
р.,-жэне 
2
рч-) 
өзгеріссіз  калады  деп  есептелінеді.  Ал  МО  әдісі  бойынша  атомдар 
молекулаға  қосылысканда  олардың  валенттік  (сыртқы)  кабатын- 
дағы  электрондар  жалпы  молекулаға  ортақ  болады,  яғни  моле- 
кулалық  электрондарға  айналады.  Молекулалык  электрондар 
атомдагыдай  тек  бір  ядроның  өрісінде  ғана  емес,  молекула  құра- 
мына  кіретін  барлык  ядролар  өрісінде,  яғни  молекуланың  алын 
жаткан  кеңістігінде  козғалады.
Атомдағы  электрон  қозғалысы  атомдық орбитальмен  (атомдық 
толкындық  функциямен)*  сипатталатыны  сиякты,  молекуладағы 
электрон  козғалысы  молекулалық орбитальмен сипатталады,  яғни 
молекулалардағы  әр  электронға  белгілі  бір  молекулалык  орбиталь 
сәйкес  келеді.  Атомның  электрондық  құрылысы  атомдық  орби- 
тальдарды  электрондармсн  толтыру  арқылы  аныкталатынын 
білеміз.  Дәл  осы  сиякты  молекуланың  электрондык  кұрылысып 
қарастыру  үшін  оның  электрондарын  молекулалык орбитальдарға 
орналастыру  керек.  М о л е к у л а л  ы к  о р б и т а л ь д а  р  а т о м   - 
д ы к   о р б и т а л ь д а р   с и я к т ы   э н е р г и я л а р ы н ы ң   о с у 
p e r i   б о й ы н ш а   т о л т ы р ы л а д ы ,   я  г н  и  а л д ы м е н   е н 
т ө м е н  г І  э н е р г и я  л ы  о р б и т а л ь д а р   т о л т ы р ы л а д ы   . 
Молекулалык  орбитальдарға  электрондардын  орналасуы  Паули 
принцип!  мен  Гунд  ережесіне  сәйкес  өтеді.
МО  әдісі  бойынша  байланыстыц  табиғатын  карастыру  үшін 
молекулалык орбитальдардын энергиясын  және пішінін б i л у  керек. 
Молекулалык  орбнтальдарды,  яғни  молекулалык  толкындык 
функцняларды  кұрастырудың  бірнеше  әдістері  бар.  Олардың 
ішіндегі  ең  жиі  колданылатын  және  ең  карапайым  әдіс  бойынша 
молекулалык орбиталь бастапкы  атомдық орбитальдардың сызык- 
тык  комбинациясына  тең  деп  есептелінеді.  «Сызыктык  комбина­
ция»  жаңа  функцияныц  бастапкы  функцняларды  косу  не  болмаса 
алу  аркылы  жасалатынын  көрсететін  математикалык термин.  Бұл 
әдіс  бойынша  молекулалык  орбиталь  атомдық  орбнтальдарды 
косу  не  болмаса  алу  (азайту)  аркылы  жасалады.  Молекулалык 
орбитальдар  (МО)  теориясының  негізін  кыскаша  былай  тұжы- 
рымдауға  болады:
1.  Молекула  —  бір  тұтас  бүтін  жүйе  және  ондағы  күллі 
электрондар  сол  молекулаға  ортак.
2.  Молекуладағы  электрон  атомындағыдай  бір  ядроның өрісін- 
де  емес,  молекула  кұрамындагы  барлык  ядролар  өрісінде  болады.
3.  Молекуладағы  эр  электронга  молекулалык  орбиталь  (мо­
лекулалык  толкындык  функция)  сәйкес  келеді.
4.  Молекулалык  орбитальдарға  электрондардын  орналасуы
*  «Орбиталь»,  «толқындық  функция» 
ж э н е   « к
ванттыц  уяшыц»  деген  тер- 
миндер  бірдей  мағына  білдіреді,  демек  аталған  термин дер 
синонимдер.

орбитальдар  энергияларының  өсу  реті  бойынша,  Паули  принципі 
мен  Гунд  ережесіне  сәйкес  өтеді.
Байланыстыратын  және  босаң  орбитальдар. 
МО  теориясы 
тұрғысынан  сутектің  молекулалық  ионын  Н
2
 +  карастырамыз. 
Н2+  екі  протоннан  және  бір  электронная  тұратын  ең  қарапайым 
молекула.  Электрон  молекулалык  орбитальға  орналаскан.  Моле- 
кулалық  орбитальдар  сутек  атомдарының  валенттік  Is-  орби- 
тальдарының  комбинациялануы  аркылы  жасалады.  Екі  сутек 
атомының  ls -орбитальдарын комбинациялағанда  екі  молекулалык 
орбиталь  түзіледі.
ч п =   э / т   (is„+is-;
Т
2
 =   -\J-U I S a -  iS 6)
мұндағы  ЧП  және  ЧП—  молекулалык  орбитальдар;
ls„-  бір  сутек  атомының,  ал  һ
сутек  атомының
валенттік  орбитальдары; 
----коэффициент. 
Үі 
және 
Ч
г2
молекулалык 
орбитальдарының 
қасиеттерін 
карастырайык. 
Атомдык  орбитальдарды  өзара  косу  аркылы  жасалған  молеку­
лалык  орбитальдың  (ЧМ  пішіні  40-суретте  келгірілген.
Одан  мынаны  байкаймыз.  4хі  молекулалык  орбиталіне  орна­
ласкан  электрон  ядролар  (протондар)  аралығындағы  кеңістікте 
козғалып,  ядролар  арасында  тығыз  электрон  зонасын  түзеді. 
Оң  зарядталған  протондар  осы  теріс  зонаға  тартылып,  тұрақты 
жүйе:  Н2+  молекулалык  ионын  түзеді.  Сонымен,  атомдық 
орбитальдардың  косылуы  нәтижесінде  түзілген  молекулалык 
орбитальға  (Чгі)  орналаскан  электрон  ядроларды  байланысты- 
рады  және  мұндай  молекулалык  орбитальдың  энергиясы  бас- 
тапкы  атомдық орбитальдардікінен төмен.  С о н д ы қ т а н   а т о м ­
д ы к   о р б и т а л ь д а р д ы ң   қ о с ы л у ы   а р к ы л ы   ж а с а л ғ а н  
м о л е к у л а л ы к   о р б и т а л ь   б а й л а н ы с т ы р а т ы н   о р б и ­
т а л ь   д е п   а т а л а д ы .   Байланыстыратын  орбитальмен  сипат- 
талатын  электрон  бұлтының  тығыздығы  ядроларды  жалғастыра- 
тын  түзудің  бойында  орналаскандыктан  (39-сурет),  ол  о  (сигма) 
байланыстыратын  орбиталь  деп  аталып,  кыскаша  а  (байл.) — 
деп  белгіленеді.  Атомдык орбитальдарды  бірінен-бірін  алу  аркылы 
жасалған  молекулалык  орбитальдың  (
1
Ғ2)  пішіні  41-суретте 
көрсетілген.
\JT
  ( l  S a  
4  
1  S ö )
40-сурет.  H2+  ионындағы  байланыстыратын 
молекулалық  орбитальдардың  түзілуі

АО
МО
Vf 
U S a - f S b )
41-сурет.  Hj1-  ионындағы  босан  молекулалык 
орбитальдың  түзілуі
4
J>
2
—  орбиталіне  орналасқан  электрон  ядролар  арасындағы 
кеңістікте  болмайды,  өйткені  ондағы  электрон  тығыздығы  нөл- 
ге  тең,  яғни  ядролар  арасында  теріс  зона  түзілмейді.  Мұндай 
жағдай  атомдардың  өзара  тебісуіне  сәйкес  келеді.  С о н ы м е н ,  
а т о м д ы қ  
о р б и т а л ь д а р д ы  
б і р і н е н - б і р і н  
а л у  
а р к ы л ы  
ж а с а л ғ а н  
м о л е к у л а л ы қ  
о р б и т а л ь ғ а  
о р н а л а с қ а н   э л е к т р о н   а т о м д а р д ы   б а й л а н ы с т ы р -  
м а й д ы ,   к е р і с і н ш е ,   т е б і с т і р е д і .   С о н д ы қ т а н ,   мұ н -  
д а й   м о л е к у л а л ы қ   о р б и т а л ь   б о с а ң   о р б и т а л ь   д е п  
а т а л а д ы .  
Босаң  молекулалық  орбитальға  сәйкес  келетін 
энергия  бастапкы  атомдык  орбитальдар  энергиясынан  жоғары. 
Біздің  мысалымыздағы  босаң  орбиталь,  байланыетырушы  орби­
таль  сияқты,  ядроларды  жалғастыратын  түзуге  симметриялы,  сол 
себептен  сг  —  босаң  орбиталь  деп  аталып,  қысқаша  огбос— деп 
белгіленеді.  Сонымен,  сутек  атомдарының  Is-  орбитальдарын 
комбинациялағанда  о ба"л— байланыстырушы  және  сгб0С— босаң 
*молекулалык  орбитальдар  түзіледі.  ст-баил- —  байланыстырушы 
молекулалық  орбитальдың  энергиясы  бастапкы  атомдық  орби- 
тальдардікінен  төмен,  ал  оби< —  босаң  молекулалық  орбиталь- 
дікі,  керісінше  жоғары.  Молекулалық  орбитальдар  энергиясын 
диаграммада  бейнелеген  қолайлы.  42-суретте 
ионындағы
молекулалық  орбитальдар  энергиясын  көрсететін  диаграмма  кел- 
тірілген.  Атомдык  орбитальдар  (ls
0
  және  l s 6)  диаграмманың 
екі  шетіне  орналастырылған,  lsa  және  l s
6
  орбитальдарының 
энергиялары  бірдей  болғандыктан  олар  бір  деңгейдің  бойында 
тұр.  Молекулалык  орбитальдардың  энергиялары  диаграмманың
£
/
\
/
\
■ у Л ^ у -
\
/
\
/
42-сурет.  Н4  ионындағы  молекулалык 
орбитальдардын  энергетикалык  деңгейлері
140

E
/
\
^4 D — <
/
\
\
/
\
43-сурет.  Сутек  молекуласында  электрондардың 
орбитальдарға  орналасуы
орта  бөлігінде  көрсетілген.  Диаграммадан  о башІ  -байланыстырушы 
орбитальдың  бастапкы  атомдык.  Is-  орбитальдардан  тұракты 
екені,  ал  а бос-босаң  орбитальдың  керісінше  бастапқы  атомдық 
орбитальдарға  қарағанда  тұрақсыздау  екені  де  айкын  көрінеді. 
Н2+  ионындағы  жалғыз  электрон  ең  тұрақты  молекулалық 
орбиталь,  а байл  -байланыстырушы  орбитальға  орналасқан.  Н
2
 + 
ионының  электрондық  құрылысы  ( о
62111) 1
  деген  электрондық 
формуламен  өрнектеледі.
Н
2
 
молекуласында  екі  электрон  бар.  Паули  принципі  бойынша 
бір  орбитальға  (кванттық  ұяшыққа)  спиндері  қарама-қарсы 
екі  электрон  сияды,  сондықтан  сутек  молекуласындағы  электрон- 
дар  тұрақты  а баиі-  байланыстырушы  орбитальға  орналасады 
(43-сурет).  Н
2
  молекуласының  электрондық  құрылысы  (о
баил) 2 
формуласымен  өрнектеледі.
МО  теориясы  бойынша  молекуладағы  байланыс  саны  бай­
ланыстырушы  орбитальдардағы  электрондар  санынан  босаң  орби- 
тальдардағы  электрондар  санын  шегеріп,  екіге  бөлгенге  тең.
Байланыс саны  =  
E
2
/
\
\
\
\
/
/
V
у
44-сурет.  Не2  «молекуласында»  электрондардың 
орбитальга  орналасуы
I I I

Бұл  формула  бойынша  есептесек  сутектің  молекулалық  ионында 
жарты,  ал  сутек  молекуласында  бір  байланыс  бар  екенін  көреміз. 
Атомдар  арасындағы  байланыс  саны  неғұрлым  жоғары  болса, 
байланыс  та  соғұрлым  берік  болады.  Мұны  Н
2
 +  және  Н
2
  арала- 
рындағы  байланыс  энергйяларын  өзара  салыстырып  байкауға 
болады.  Н2+  ионының  байланыс  энергиясы  268  кДж/моль, 
ал  Н
2
  молекуласынікі  417  кДж/моль.
Не
2
  молекуласы.  Гелий  атомының  (Is2)  екі  электроны  бар. 
Егер  гелийдің  екі  атомы  молекулаға  біріксе,  онда  терт  электрон 
(әр  атомнан  екеуден)  молекулалық  а байл  және  а бск  орбиталь- 
дарға  орналасады.  Әр  орбитальға  Паули  принципі  бойынша  екі- 
ақ  электрон  сиятындыктан,  аталған  төрт  электронный,  екеуі 
сгбаил  -байланыстырушы,  ал  қалған  екеуі  а бос-босаң  орбитальға 
орналасады.  Не
2
  молекуласының  электрондык  формуласы  (сғ
6а"л) 2 
(Обос
)2
  (
44
_Сурех)  Не
2
  молекуласындағы  байланыс  саны  нөлге 
тең.
Байланыс  саны=  —лі
.2
  ^   о.
Демек,  гелий  атомдары  байланыспайды,  Не
2
  деген  молекула 
жок.  МО  теориясынан  шығатын  бұл  тұжырым  эксперименттік 
деректерге  сай  келеді,  өйткені  осы  уақытқа  дейін  Не
2
  деген 
молекула  тәжірибе  жүзінде  табылған  жоқ.
Қарастырылған  мысалдан  мынадай  жалпы  корытынды  шы- 
ғады.  Байланыстырушы  орбитальға  орналасқан  екі  электрон 
атомдарды  каншалыкты байланыстыратын болса, босаң орбиталь- 
ға  орналаскан  екі  электрон  соншалықты  босаңдатады.  Не
2
  деген 
молекуланың  болмауы  да  осыдан.
§  10.  ЕКІНШІ  ПЕРИОД  ЭЛЕМЕНТТЕРІНІҢ  ЕКІ  АТОМДЫ 
МОЛЕКУЛАЛАРЫНЫҢ  ОРБИТАЛЬДАРЫ  ЖӘНЕ  ЭЛЕКТРОНДЫҚ 
ҚҰРЫЛЫ СТАРЫ
Екінші  период  элементтері  атомдарының  валенттік  кабатын- 
да  төрт  орбиталь  бар,  оның  біреуі  — s,  қалған  үшеуі  р-  типтес 
орбитальдар.  Осындай  атомдар  әсерлескенде  түзілетін  молекула- 
лык  орбитальдардың  пішіндерін  қарастырайық.
45-сурет.  bs  —  байланыстырушы  және  босаң 
орбитальдардың  түзілу  с.хемасы
142

2 P x ( a ) ~   2Px (Ö ) =  6 x C-
2Рх(а)+2всР)=6х*Л
46-сурет.  6,  —  байланыстырушы  жэне  босан 
орбитальдардың  түзілуі
Атомдық  25-  орбитальдар  әсерлескенде  а оаи;|  және  а бос- 
орбитальдар  түзіледі  (45-сурет).  о  белгісінің  төменгі  жағындағы 
кішкентай  таңбасы  s  молекулалык  орбитальдың  атомдык  s- 
орбитальдардың  ғана  қатысуымен  жасалғанын  көрсетеді.
Қосылушы  атомдар  біріне-бірі 
х
 
осінің  бойымен  жақында- 
сады  деп  есептелік:  онда  2рх  -  орбитальдар  әсерлесіп,  46-суретте 
көрсетілгендей 
байланыстырушы 
және 
босаң 
орбитальдар 
түзеді.
Түзілген  молекулалық  орбитальдардың  тығыздығы  ядроларды 
жалғастыратын  түзу  бойына 
орналасқандыктан,  олар 
ох- 
орбитальдар  деп  аталады.  а  белгісінің  төменгі  жағындағы  х  таң- 
басы  молекулалық  орбитальдың  атомдық 
2
хр-  орбитальдардың 
әсерлесуі  арқылы  түзілгенін  көрсетеді.
Атомдық  2р2-  орбитальдар  комбинацияланғанда  түзілетін 
молекулалык  орбитальдардың  пішіні  47-суретте  көрсетілген. 
Түзілген  молекулалык  орбитальдардың тығыздықтары  ядроларды 
жалғастыратын  түзудің  екі  жағында  орналасатындықтан  олар  лг 
орбитальдар  деп  аталады.
2
Р у
 
орбитальдар  әсерлескенде  л  байл.  байланыстырушы  және 
л  бос-  босан  молекулалык  орбитальдар  түзіледі.  пу-  орбитальдар- 
дың  пішіні  лг-  орбитальдардікі  сиякты  болып  келеді.
2Р2М + 2РАб)=7Гр°
47-сурет.  л,  —  байланыстырушы  және 
босац  орбитальдардың  түзілу  схемасы
1 4 3

Сонымен,  екінші  период  злементтерінен  құралған  екі  атомды 
молекулаларда  мынадай  молекулалык  орбитальдар  бар:
баил 
бос 
баил 
бос 
байл 
бос 
баил 
бос 
0  
, 
0  
, 
ö  
, 0  
, 
It 
, Л  
, Л  
,  Л
S  
S  
X  
X  
Z  
Z  
у  
у
Бұл  орбитальдардың  энергиялары  48-суретте  көрсетілген.
Атомдык.  орбитальдар  диаграмманың  екі  шетіне  орналасты- 
рылған. 
2
s—  орбиталь 
2
р  орбитальдарға  қарағанда  тұракты, 
сондыктан  диаграммада 
2
s—  орбиталь 
2
р-  орбитальдардан  төмен 
орналасқан. 
2
р-  деңгейшесіндегі  атомдық 
2
рх-, 
2
ру  және 
2
рг- 
орбитальдарының  энергиялары  бірдей,  сондықтан  диаграммада 
олар  бір  деңгейдің  бойына  орналастырылған.  Молекулалык 
орбитальдардың  энергиялары  диаграмманың  орта  бөлігінде  кел- 
тірілген.  Байланыстырушы  орбитальдар  өздеріне  сәйкее  келетін 
босаң  орбитальдардан  тұракты.  л  баил-  және  л  баші-  байланыс­
тырушы  орбитальдардың  энергиялары  бірдей,  сондықтан  олар 
бір  түзудің  бойына  орналастырылған.  я  бос  -  және  я  бос-  босаң 
орбитальдардың  да  энергиялары  бірдей.
Сонымен,  молекулалык  орбитальдарды  энергияларының  өсу 
реті  бойынша  мынадай  катарға  орналастыруға  болады:
баил
а
S
< 0
бос  , 
баил 
, 
баил 
баил  ,  
бос 
б о с __ .  бос
< 0  
< л  
=  л  
<Сп 
— л
 
<С  о
S  
X  
Z  
у  
Z  
у  
X
Бұл 
қатар 
молекулалык  орбитальдардың  т ұ р а қ т ы л ы к  
к а т а р ы   деп  аталады.  Молекулалык  орбитальдардың  тұрак- 
тылык  қатарына  сүйене  отырып,  екінші  период  элементтері  атом- 
дарынан  кұралған  кейбір  екі  атомды  молекулалардың  электрон- 
дык  құрылысымен  танысайык.
А з о т   м о л е к у л а с ы ,  
N 2 .  
Азот  атомының  валенттік  кабатында 
бес  электрон  бар.  Екі  азот  атомы  молекулаға  біріккенде  валенттік 
кабаттағы  он  электрон  (әр  атомда  бестен,  екі  атомда он  электрон) 
молекулалык  орбитальдарға  орналасады.  Осы  он  электронды
%
< Х
)
2 S
/  
rrJoc 
O  
J(.ecc\
О ------ (
\
О
6
' 
5
a u ß .  /
i__ /
У А > -
/
144
48-сурет.  Екінші  период элементтерінің  молекулаларындағы 
энергетикалық  деңгейлер

энергияларынын  өсу  реті  бойынша,  Паули  принципі  мен  Хунд 
ережесін  ескере  отырып,  молекулалық  орбитальдарга  орналае- 
тырамыз  (49-сурет).  Азот  молекуласының  электрондық  фор­
мул асы:
No  [ 
к 
К  ( 
a   ®a f u   )   2 
(  а  
)
(  а
б  а й  л
X
) а
(
 
б а й л   \  
2
 
/  
б а й л   \  
2
{   Л  
)   ' 
\   Л  
)
V 
2 
У
]
КК  таңбасымен  азот  атомдарының  байланыс  түзуге  қатыспайтын 
ішкі  Қ-  қабатындағы  Is2-  электрондар  белгіленген.  Азот  моле- 
куласының  байланыстырушы  орбитальдарында  сегіз,  ал  босаң 
орбитальдарында  екі  электрон  бар.  Демек,  атомдар  үш  байланыс- 
пен  байланыскан.  Байланыс  саны  =   (
8
—2):2 =  3,  оның  біреуі 
СТ-,  ал  қалған  екеуі  л-  байланыстар.  о-  байланыстар  саны  а  байла­
ныстырушы  орбитальдардағы  электрондар  санынан  сг-  босаң орби- 
тальдардағы  электрондар  санын  шегеріп,  екіге  бөлгенге  тең. 
л-  байланыстар  саны  да  осындай  әдіспен  табылады.
Азот  молекуласындағы  байланыс  саны  және  түрлері  жөнінде 
МО  әдісінен  шығатын  бұл  мәлімет  ВБ  әдісімен  сай  келеді.
Оо,  Ғо  және  Ne2  молекулалары. 
50-суретте  оттек,  фтор  және 
неон  молекулаларының  орбитальдарына  электрондардың  орна- 
ласуы  көрсетілген.
ВБ  әдісі  оттектің  парамагниттік  қасиеттерін'түсіндіре  алмай- 
тынын  жоғарыда  айтып  өткенбіз.  Ал  МО әдісі  бойынша  (50-сурет) 
оттек  молекуласында  босаң  л бос-  орбитальдарда  орналасқан  екі 
жалқы  электрон  бар.  Бұл  жағдай  эксперименттік  деректермен 
толык,  үйлеседі.
Оттектен  0
2
  неонға  Ne
2
  ауысқанда  байланыс  саны  кішірейіп 
байланыстың  беріктілігі  нашарлайды.  Неон  молекуласында  бай­
ланыстырушы  орбитальдардағы  электрондар  саны  босаң  орби- 
тальдағы  электрондар  санына  тең,  сондыктан  Ne
2
  молекуласы 
тұрақсыз.  Бұл  неон  атомдарының  молекулаға  бірікпейтінін 
көрсетеді.
'  
ÖOC.
-»бос.
^
з к е к і
)— <
$
Жг
X   \   о D
байл. 
t j f  SaaJi.  Х
Ч
і К
і И
І ^
U ly
\  м Б ) — ® м
®  s Хайл 
Озс
а-
25
^ S
ol
~ \
----
O
CX 
ил.
49-сурет.  Азот  молекуласының  орбитальдарына 
электрондардың  орналасуы

0 2
ғ2
N e 2
,  
S o c .
—
—
44
+   4-
44  44
44  44
41  44
14  44
44  44
j  fiaüu. 
0 2
44
14
14
О
о
4
0
14
44
44
- 
Сайл.
b s
44
44
44
Б а й л а н ы с   с а н ь і
2
i
о
б а й л а н ы с   ү э ы н д ы ғ ы   0,21 HM
0..42
-
байланы с 
эне рги я сы  475
156
—
к Ц,ж/моиь.
50-сурет.  Оттек  0->  фтор  Ғ2  жэне  неон  Ne2 
молекул ала рыны и  орбита л ьд ары на  электрон да рдың 
орналаеуы
Көміртек  (II)  оксиді  СО.  Көміртек  атомының  (2s~  2р2)  вален r- 
тік  кабатында  терт, 
ал 
оттек  атомынын  (2s~2p4)  валенттік  каба- 
тында  алты  электрон  бар.  Көміртек  нен  оттек  атомдары  молеку- 
лаға  біріккенде  олардың  валенттік  қабаттарындағы  он  электрон 
молекулалық  орбитальдарға  орналасады.
51-суретте СО молекуласындағы  орбитальдардың электрондар- 
мен  толтырылу  схемасы  келтірілген.  Диаграмманың  сол  жақ 
шетінде  көміртектің,  ал  он  жак,  шетінде  оттектің  орбитальдары 
орналастырылған.  Оттек  атомының  орбитальдары  көміртектікінен 
тұрактылау,  сондықтан  олар  диаграммада  төмендеу  тұр. 
С
О
 
молекуласының орбитальдары диаграмманыц орта  бөлігінде келті- 
рілген.  51-суреттен  СО  молекуласының  электрондық  кұрылысы 
азот  молекуласынікіне  ұқсае  екенін  көреміз  (49-суретті  кара). 
СО  молекуласында  атомдар  азот  молекуласындагы  сиякты  бір 
а-  және  екі  л-  байланыспен  байланысқан.  СО  молекуласының 
электр онды қ  фор м ул a е ы:
СО  [  КК  (  а “айл  ) ‘  (  <,**  )-  (  а ; а"-’  ) -  (  л 
)*  (  л  f)a“  )-’ 
Қөміртек  (II)  оксиді  мен  азоттың  электрондык  құрылыстары 
бірдей  болғандыктан,  олардың  физикалық  касиеттері  де  біріне- 
бірі  өте  жуық  болып  келеді.  Мұны  томенде  келтірілген  кесго­
ден  байкауға  болады.
СО 
\,.
Байланыс  энергиясы  (кДж/моль) 
1071 
04!
Балкау  температурасы,  °С 
207 
—210
Қайнау  температурасы,  ;С 
-1 9 0  
-195
i н,

E
%
t
o
£
Q .
-Ф>
2S
-® ------- <
V l S ^
< S h
Т а и л
51-сурет.  СО  молекуласының  орбитальдарына 
электрон да рдың  орналасуы
ВБ  әдісі  бойынша  да  көміртек  (II)  оксидінде  атомдар  үш 
байланыспен  байланыскан  деп  есептеледі.  Оның  екеуі  жалқы 
электронды  орбитальдардың  жұптасуы  нәтижесінде,  ал  үшіншісі 
көміртектің  {‘Is 2  2р'х  2р  ,, 
2
/?°,}бос  орбиталі  мен  оттектін,  (2s'22p2x 
2р'у  2p',)  қос  электронды  орбиталінің  бүркесуі  нәтижесінде 
жасалады.  Сондықтан  көміртек  (II)  оксидінің  құрылым  форму- 
ласын  былай  жазу  керек:  С *= О.  Стрелка  үшінші  байланыстың 
донорлы-акцепторлы  жолмен  түзілгенін  және  оттектің  донор,  ал 
көміртектің  акцептор  екенін  көрсетеді.
§11.  ИОНДЫҚ  БАЙЛАНЫС
Жоғарыда  иондык  байланыс  полюсті  коваленттік  байланыс- 
тың  шектік  түрі  екенін  айтып  кеткенбіз.  Енді  иондык  байланыс- 
тың табиғатын, иондық қосылыстардын, құрылысы  мен  касиеттерін 
толығырақ  қарастыруға  кірісеміз.  Иондық  байланыстың  бірінші 
теориясын  1916  жылы  неміс  ғалымы  Коссель  ұсынды.  Коссель 
теориясы  бойынша  иондык,  байланыс  қарама-қарсы  зарядталған 
иондардың  электростатикалық  тартылысуынан  болады.  Коссель 
теориясынын  кағидалары  мынадай:
1)  Сыртқы  қабатында  2  не  болмаса 
8
  электроны  бар  инертті 
газдар  химиялық  жағынан  өте  инертті,  демек,  олардың  сырткы 
электрондык  қабаты  өте  тұрақты.  2)  Атомдар  молекулаға 
біріккенде  электрон  беріп  жіберу,  не  болмаса  косып  алу  арқылы 
сыртқы  қабаттарын  инертті  газдардікіне  ұксаткысы  келеді. 
3).  Әрекеттесуші  атомдардың  электронын  беріп  жібергені  оң 
ион  —  катионға,  ал  электрон  қосып  алғаны  теріс  ион  —  анионға 
айналады.  Түзілген  иондар  біріне-бірі  Кулон  заңы  бойынша

тартылысып,  иондық  байланыс  түзіледі.  Мысал  ретінде  натрий 
мен  фтор  атомдарының  әрекеттесуін  карастырайық.
Na ф- F  —>-  NaF
Натрий  атомы  (ls
2
/2s
2
2p
6
/ 3 s ' )  сырткы  қабатындағы  бір  электро- 
нын  беріп,  электрондық  кұрылысы  инертті  газ  неондікіне  ұқсас 
натрий  катионына  Na+  (ls
2
/2 s
2
2p6)  айналады:
Na—>-Na + + е _
Фтор  (ls
2
/2 s
2
2p5)  атомы  бір  электронды  қосып  алып,  сырткы 
электрондық қабаты периодтық системада өзінен кейін орналаскан 
инертті  газ  неондікіне  ұқсас  фтор  анионына  F -   (ls
2
/
2
s
22
p6) 
айналады.
F +  e - ^ F “
Түзілген  натрий  катионы  Na+  мен  фтор  анионы  F~  Кулон 
заңы  бойынша  тартылысып  молекулага  бірігеді:
N а + +  F ~ 
Na + F~
Атомный,  ионга  айналу  мүмкіншілігі  оньщ  иондану  энергиясы 
мен  электрон  тартқыштығының  шамаларына  тәуелді.  Катиондар- 
ды  иондану  энергиясының  шамасы  аз  болып  келетін  I  және  II 
топтарда  орналаскан  сілтілік  және  сілтілік-жер  металдар  оңай 
түзеді.  Ал  аниондарды  электрон  тартқыштығы  жоғары  галоген- 
дер  оңай  түзеді.  Демек,  галогендер  сілтілік  және  сілтілік-жер 
металдармен  әрекеттескенде  ионды  қосылыстар  береді.  Жалпы 
ионды  қосылыстардың  саны  онша  көп  емес.  Жоғарыда  аталып 
кеткен  сілтілік  және  сілтілік-жер  металдардың  галогенидтерінен 
басқа  ионды  қосылыстарға  олардың  оксидтері,  сульфидтері  және 
оттекті  қышқылдармен  беретін  тұздары  жатады.
Иондық  байланыстың  қасиеттері. 
Иондық  байланыстың  қа- 
сиеттерін  коваленттік  байланыстың  касиеттерімен  салыстырып 
қарастырамыз.  Коваленттік  байланыс  қанымдылық  көрсетеді. 
Атомның түзегін коваленттік байланыстарының саны  оның Валент­
ин  орбитальдарының  санынан  аспайды.  Валенттік  орбитальдар 
толық  пайдаланылып  біткен  соң,  атомның  коваленттік  байланыс 
түзу  мүмкіншілігі  қанығады.  Мысалы,  сутек  атомынын.  бір-ақ 
валенттік  орбиталі  бар,  сутек  атомдары  сутек  молекуласына 
біріккенде  екі  атомның  екеуінің  де  валенттік  орбитальдары  толык 
пайдаланып  бітеді.  Сол  себептен  сутек  молекуласы  HF  сутектің 
үшінші  атомын  қосып  ала  алмайды.  Иондық  байланыс  қарама- 
қарсы  зарядталған  иондардың кулон  күштері  арқылы  тартылысуы 
нәтижесінде  түзіледі.  Ал  к у л о н   к ү ш т е р і   —  к а н ы қ п а й -  
т ын   к ү ш т е р ,   д е м е к ,   и о н д ы қ   б а й л а н ы с   к а н ы қ -  
п а ғ а н   б а й л а н ы с .
Егер  ионды  зарядталған  шар  деп  есептесек,  оның  электр 
күштері  ионды  қоршаған  кеңістіктің  барлык  жағына  біркелкі
148

а
ö
52-сурет.  а)  он.  зарядталған  ионның  Электр  күштерінің 
еызыктары.  б)  эр  аттае  иондар  жакындаекан  кездегі 
иондардың  электр  күштерінің  өзара  каныгуы
бағытталған.  Катион  мен  анион  біріне-бірі  жақындасқанда  күш 
өрістерін  толық  канықтырмайды  (52,  б-сурет).  Сол  себептен 
катион  да,  анион  да  басқа  бағыттар  бойынша  карсы  зарядталған 
көгітеген  басқа  иондарды  тартып,  байланысқа  түсе  алады.
Коваленттік  байланыс  валенттік  орбитальдардың  пішініне  сай 
бағыттар  бойынша  ғана  түзіледі,  демек,  коваленттік  байланыс 
б  а  ғ  ы  т т ы л  ы  к  көрсетеді.  Бұл  мәселені  жогарыда  қарастырып 
өттік.  Иондық  байланыстың  кесімді  бағыты  жоқ,  бағыттылык 
көрсетпейді.  Шынында да,  иондық байланыс  қарама-қарсы заряд- 
талған  иондардың  э л е к т р о с т а т и к а л ы к   к ү ш т е р   аркылы 
тартылысуынан  болады.  Ал  электростатикалык  күштер  (Кулон 
күштері)  ионды  коршаған  кеңістіктің  барлык  жағына  біркелкі 
бағытталған  (52,  а-сурет),  демек,  кулон  күштерінің  белгілі  бір 
бағыты  жоқ.
Иондық  қосылыстардың  қүрьілысы. 
Иондык  косылыстар  — 
кәдімгі  жағдайда  катты  кристалдық  заттар.  Иондық  қоеылыс- 
тардың  құрылысы  қандай?  Енді  осы  мәселеге  тоқталайық.  Ион­
дарды  байланыстыратын  қаныкпайтын  және  кесімді  бағыты  жок 
кулон  күштері  дедік.  Сол  себептен  иондык  косылыстарда  әр 
пон  өзінің өріс  күштерін  қанықтыру  үшін,  өзін  карсы  зарядталған 
иондармен  мүмкіндігінше  көбірек  қоршауға  тырысады.  Бірак 
аттас  иондардың  өзара  тебісуінің  салдарынан  ионды  қоршаган 
қарсы  зарядталған  иондардың  саны  белгілі  шамадан  аспайды. 
Мысалы,  натрий  хлоридінің  кристалында  натрийдің  әрбір  ионы 
хлордың  алты  ионымен  коршалган  (координацияланған),  дәл  осы
53-cyper.NaCl  криеталындагы  Na+  мен  СІ 
иондарының 
орналасу  реті
149

сияқты  хлор  ионы  натрийдің  алты  ионымен  коршалған.  Ионды 
коршап  тұрған  карсы  зарядталған  иондар  саны  сол  ионнын 
к о о р д и н а ц и я л ы к   с а н ы   деп  аталады.  Қарастырған  мыса- 
лымызда  натрий  мен  хлор  иондарының  координациялык  сандары 
алтыға  тең  (53-сурет).  53-суреттен  мынаны  байқаймыз.  Натрий 
ионы,  октаэдрдің  центрінде  орналасқан.  Мұндай  қоршауды 
октаэдрлік  қоршау,  не  болмаса  о к т а э д р  л і к   к о о р д и н а ц и я  
деп  атайды.  Сонымен,  қосылыстағы  ионның координациялык саны 
алтыға  тец  болғанда,  ол  ион  карсы  зарядталған  иондардын 
октаэдрлік  қоршауында  болады.  Енді  цезий  хлоридініц  кристал­
лы қ  кұрылысын  карастырайык.
Церий  хлоридінде  цезий  катионы  хлордың  сегіз  ионымен  қор- 
шалған,  демек,  цезий  катионының  координациялык  саны  сегізге 
тең.  Дәл  осы  сияқты  хлор  анионының  координациялык  саны 
да  сегіз  54-суреттен  координациялык  сан  сегізге  тең  болғанда 
орталық  ион  кубтыц  центріне,  ал  оны  қоршаушы  карама-карсы 
зарядталған  иондар  кубтың  төбесіне  орналасатынын  көреміз. 
Мұндай  коршау  —  к у б т ы қ   қ о р ш а у   не  б о л м а с а   к у б -  
т ы к   к о о р д и н а ц и я   деп  аталады.  Демек  координациялык 
сан  сегізге  тең  болғанда  ион  карсы  зарядталған  иондардын 
кубтық  қоршауында  болады.
Мырыш  алдамышында  ZnS  мырыш  катионы  мен  сульфид 
анионынын,  координациялык  сандары  төртке  тең.  Мұндай  жағ- 
дайда  орталық  ион  (мысалы,  мырыш  катионы)  тетраэдрдің 
центріне  орналасады  да,  ал  оны  коршайтын  қарсы  зарядталған 
иондар  (мысалы,  сульфид  аниондары)  тетраэдрдің  төбелеріне 
орналасады.  Демек,  координациялык  сан  төртке  тек  болғанда 
ион  тетраэдрлік  қоршауда  болады.
Сонымен,  карастырылған  мысалдардан  иондык  косылыстыц 
кұрылысы  координациялык  санмен  сипатталатынын  көрдік.  Ал 
координациялык санның  мәні  кристаллы  құраушы  иондар  радиус- 
тарынын, с а л ы с т ы р м  а л  ы  м ө л ш е р і н е ,   басқаша  айтканда, 
иондар  радиустарының  қатынастарына  тәуелді.  Катион  радиу- 
сынын,  анион  радиусына  катынасы  г + / г_  = 0 ,4 1 -уО,73  аралығын- 
да  жатса,  иондардың  координациялык  саны 
6
-ға  тец  болады, 
демек,  октаэдрлік  координация  түзіледі;  катион  радиусының 
анион  радиусына  катынасы  г + / , -  =  0,73-С 1,37  аралығында  болса, 
кубтык  координация  пайда  болады;  ион  радиустарының  каты-
54-сурет.CsCl  кристалындағы  Cs^  мен  Cl 
иондарының  орналасу  реті
55-сурет.  NaCl 
кұрылысы
50

2 5 - к е с т е
Кейбір  ионды  косылыстардың  кұрыдыстары
К у С) ты к  к рдипаиия.
Окт аллил i к гордива [ши.
Тс г 
[,,1
 ,м ii.'ii к кординация.
КОС 1.1 лыс
г ' j -г
КОСЫлыс
г - и -
КОСЫ. 1 ыс
г "
  / 
г
'
C s C I
0,91
N a C l
0 .5 4
Z n s
0 ,3 6
C s B r
0 ,8 3
N a J
0 ,4 3
C s J
0 ,7 7
K C l
0 ,7 2
T I C !
0 ,8 3
R b J
0 ,4 3
T I B r
0 ,7 7
насы 
г + / г -  =0,234-0,41 
аралығында 
болғанда 
тетраэдрлік 
координация  пайда  болады;  25-кестеде  кейбір  иондық  қосылыс- 
тардағы  иондар  радиустарының  қатынастары  және  құрылыстары 
келтірілген.  Кәдімгі  жағдайда  иондық  қосылыстар  —  катты  крис- 
талдык  заттар  дедік.  Олардың  кристалдык  торының  түйіндерінде 
эр  аттас  иондар  алма-кезек  орналасқан.  55-суретте  NaCl  крис- 
талының  құрылысы  келтірілген.  Натрий  хлоридінің  кристалында 
әрбір  ион  қарсы  зарядталған  алты  ионмен  шектелген.  Оның 
әрбірі  өз  кезегінде  тағы  да  алты  иоимен  байланысады,  т.  с.  с. 
Кристал  құрамында  NaCl  деген  екі  атомнан  тұратын  қарапайым 
молекула  жоқ.  Бүкіл  кристаллы  үлкен  бір  молекула  деп 
есептеп,  формуласын  (NaCl),,  деп  жазуға  болады,  п  —  үлкен 
сан.  Ac  тұзының  NaCl  деген  қарапайым  формуласы  кристалдағы 
катиондар  мен  аниондар  санының  катынасы  бірге  тең  екенін 
ғана  көрсетеді.  Дәл  осы  сняқты  кальций  хлоридінің  СаСК  форму­
ласы  кристалла  хлор  аниондарының  кальций  катиондарынан 
екі  есе  көп  екенін  ғана  білдіреді.  Сонымен,  иондық  қосылыстар- 
дың  кристалдарында  карапайым  молекулалар  болмайды.  Бүкіл 
кристаллы  үлкен  бір  молекула  деп  қарастыруға  болады.
Иондық байланыс туралы  қазіргі заманғы ұғымдар. 
Бір иондық 
коеылыстарды  электростатикалық  түрғыдан  карастырдық.  Бірак 
қазіргі  заманғы  үғымдар  бойынша  таза  иондык  байланыс  бол­
майды.  Кез  келген  иондық  байланыстың  біраз  болса  да  ковалент- 
тік  сипаты  бар.  Басқаша  айтканда  электрон,  Коссель  теория- 
сындағыдай, бір  атомнан екінші  ато.мға толық ауыспайды.  Коссель 
теориясы  бойынша  байланыстырушы  электрон  бұлты  анион  деп 
есептелетін  атомға  қарай  толык  ығысқан,  бірак  кванттык  механи­
ка  бойынша  электронный  катион  маңында  болу  ыктималдығы 
нөлге тең  емес.  Демек,  байланыс  сш  уақытта  таза  иондык болмай­
ды.  Байланыстың  иондық  дәрежесі  қоеылысты  құраушы  атомдар- 
дың  электртерістіктерінің 
айырымына 
тәуелді. 
Атомдардың 
э л е к т р т е р і с т і к т е р і н і ң   а  й ы р ы м  ы  н  е ғ ұ р л ы м  ү л к е н 
б о л с а  ,  б а  й л  а н ы с т ы ң  и о н д ы  ғ ы  с  о ғ ұ р л ы  м  ж  о ғ а  р ы 
б о л а д ы .   26-кестеде  кейбір  косылыстардағы  байланысгың  ион­
дык  дәрежелері  көрсетілген.

К е й б і р   қ о с ы л ы с т а р д а ғ ы   б а й л а н ы с т ы ң   и о н д ы қ   д ә р е ж е с і   ж ә н е  
э л е к т р т е р і с т і к т е р   а й ы р ы м ы
2 6 - к е с т е
К о с ы д ы с
Э . і е к т р т с р і с т і к т с р  
а й ы р ы м ы .  
Эд  -Э ß
Б а й . і а и ы с т ы ц   и о н д ы к  
д э р с ж о с і
CsF
з,з
93%
NaF
3 , 1
90%
LiF
3 , 0
89%
CsCI
2 , 3
88%
- 
NaCI
2 , 1
84%
LiCI
2 , 0
82%
26-кестедегі  мәліметтен  байланыстың  еш  уакытта  таза  иондык 
болмайтындығын  көреміз.  Бірак  сілтілік  металдардың  фторидтері 
мен  хлоридтеріндегі  байланыстын,  иондык  дәрежесі  өте  үлкен, 
сондыктан  іс  жүзінде  бұл  косылыстарды  таза  иондык.  қосылыс- 
тар  деп  қарастыруға  болады.

жүктеу/скачать 30,34 Mb.

Достарыңызбен бөлісу: