§  12.  ПЕРИОДТЫҚ  ЗАҢНЫҢ  МАҢЫЗЫ

Периодтык  система  —  периодтық  заңның  графиктік  көрінісі 
болғандықтан  өзара  тығыз  байланысты,  бірін-бірі  толықтыра 
түседі.  Екеуі  де  химиялық  элементтерді  материя  дамуының 
бір  сатысы  деп  қарап,  олардын,  арасындағы  табиғи  байланысты 
ашып,  заңдылыктарын  табады.
Периодтық  системаның  жәрдемімен  жер  шарында  және  орга- 
низмдерде  химиялық  элементтердің  таралуы  аныкталуда.
Периодтык,  заң  болмаса  элементтердің  атомдарының  кұры- 
лысын  жете  білу  мүмкін  болмас  еді.  Осы  заңның  көмегімен  таби- 
ғаттың аса  бір  күрделі  сыры  —  атомный, ішкі дүниесі  айқындалды. 
Периодтык,  заң  теория  мен  практика  үшін  маңызы  үлкен  жай 
және  күрделі  заттардың  физикалық,  химиялық  қасиеттерінің 
дұрыс-бұрыстығын  бағалауға  мүмкіндік  берді.  Тіпті,  ол  атом  мен 
молекуланың  электрондық  кұрылымының  негізінде  болжап  не 
теориялық жолмен есептеп табуға болмайтын көптеген қасиеттерді 
дәл  анықтауға  жол  ашты.
Д.  И.  Менделеевтің  периодтык,  заңы  химияда  болатын  сан 
алуан  процестер  мен  құбылыстарды  сипаттауда  бірден-бір 
бұлжымайтын,  әрі  кең  көлемде  қамтитын  заң.  Сондықтан 
химия  ғылымында  дүниеге  келетін  көптеген  жаңалыктардың өмір- 
шеңдігі  олардың  заңға  қаншалықты  сай  келіп  тұрғандығымен 
анықталады  да,  бағаланады.
Периодтык  заң  және  периодтық  системаның  жәрдемімен 
жаңа  химиялық  қосылыстар  синтезделеді,  арнайы  қажетті  касиеті 
бар  кұймалар  жасалады,  полимерлер  алынады.  Кейінгі  жылдарда 
ашылған  жаңа  элементтердің  және  олардын,  косылыстарының 
касиеттері,  радиоактивтік  ұғымының  дамуы,  изотопия,  т.  т. 
бәрі  де  периодтык заңға  бағынып  оны  байыта  түсті.  МендеЛеевтің 
көрегендікпен  айткан  «...келешек  периодтык  заңды  бұзбай  тек 
әрі  карай  жаңалай  дамыта  түседі»  деген  сөздерін  бүгінгі  өмір 
шындығы  раска  шығарып  отыр.
Периодтык  заң  химия  ғылымында  ашылған  және  болашақта 
ашылатын  шексіз  мәліметтерді  бір  жүйеге  келтіретін,  әрі  олардың 
басын  біріктіретін  толып  жаткан  заңдылыктар  мен  топшылаулар- 
ды  тудыратын  бірден-бір  негіз  дедік.  Бірак,  оның  маңызы  бір 
химия  ғылымымен  шектелмейді,  ол  бүкіл  табиғаттың,  табиғи 
ғылымдардың  ортак  заңы.  Бұған  әйгілі  физик  Н.  Бордың  период­
тык  заң  «...  химия,  физика,  минералогия,  техника  салаларын- 
дағы  зерттеулердің  жол  көрсететін  жұлдызы»  деген  әділ  бағасы 
куә.  Шынында  да  периодтык  заң  мен  периодтык  система  геоло­
гия,  геохимия,  ядролык  физика,  астрофизика,  металлогения,  кос­
могония  тәрізді  ғылым  салаларының  дамуына  үлкен  эсер  етті, 
көптеген табыстарга  кол  жеткізді.  Сөйтіп  периодтык заң  ғылымды 
үнемі  байытып,  толықтырып  отыратын  табиғаттың  аса  маңызды 
заңдарының  біріне  айналды.
Қорыта  айтканда,  периодтык заң  уакыт өткен  сайын  кұндылы- 
ғы  артыгі,  адамзат  игілігіне  қызмет  ете  бермек.
108

IV  тарау
Х И М И Я Л Ы К ,   Б А Й Л А Н Ы С
§  1.  ХИМИЯЛЫҚ  БАЙЛАНЫС  ТУРАЛЫ  ҰҒЫМНЫҢ  ДАМУЫ
i  Химиялық  байланыстың  табиғаты  —  химияның  ең  негізгі 
мәселелерінің  бірі.  Мұндағы  негізгі  сұрақ  не  себептен  атомдар 
бірігіп  молекула  түзеді?  Атомдарды  байданыстыратын  күштің 
табиғаты  қандай?
1852  жылы  ағылшын  ғылымы  Франкланд  химияға  атомдылык 
деген  түсінік  енгізді.  Көп  кешікпей  бұл  түсінік  валенттік  деп 
аталды  (II  тарауды  қара).  Химияға  валенттік .туралы  ұғымның 
енуі  химияның  ары  қарай  дамуына  үлкен  әсерін  тигізді.
1861  жылы орыстың ұлы ғалымы А.  Н.  Бутлеров з а т т а р д ы ң  
х и м и я л ы қ   қ ұ р ы л ы с   т е о р и я с ы н   ұсынды.  Химиялық 
кұрылыс  теориясы  органикалық  химия  курсында  карастырылады. 
Біз  бұл  теорияның  негізгі  қағидаларына  ғана  токталып  өтеміз.
1.  Қай  заттың  болсын  молекуласындағы  атомдар  бірімен- 
бірі  белгілі  ретпен  қосылысқан.
2.  Молекуланың  құрамындағы  атомдар  өзді-өзі  тікелей  не 
болмаеа  баска  атом  арқылы  қосылысса  да  біріне-бірі  эсер  етеді.
3.  Заттың  қасиеті  молекуладағы  атомдардың  қосылысу  ретіне 
және  олардын  біріне-бірінің  әсеріне,  яғни  «химиялык  құрылысы- 
на»  тәуелді.
4.  Заттың  химиялық  қасиеттеріне  сүйене  отырып,  оның  моле- 
куласының  құрылысын  анықтауға  болады,  керісінше,  формуласы 
бойынша  оның  қасиеттерін  болжауға  болады.
Бутлеровтың  құрылыс  теориясы  химиялық  косылыстардың 
сан  түрлілігін  және  изомерия  құбылыстарын  түсіндіріп,  молеку- 
ланың  кұрылысын  аныктаудың  нақты  жолдарын  көрсетті.  Бұл 
теория  молекуланың  қүрылысы  туралы  ілімнің  негізі  болып 
табылады.
Бутлеровтың  құрылыс  теориясын  әрмен  қарай  Голландия 
ғалымы  Вант-Гофф  пен  Франция  ғалымы  Ле  Бель  дамытты. 
Олар  1874  Жылы  көміртек  атомы- 
ның 
валенттіктері 
тетраэдрдің 
төбелеріне  бағытталған  деген  бол- 
жам  айтты.  Вант-Гофф  пен  Ле 
Бель пікірі  бойынша,  егер  көміртек 
атомын 
тетраэдрдің 
центрінде 
орналаскан  деп  есептесе,  оның 
валенттіктері  тетраэдрдің  төбеле- 
ріне  қарай  бағытталып,  бірімен- 
бірі  109,5°  бұрыш  жасап  тұрады 
(23-сурет).
Қейінірек  органикалык  моле- 
кулалардың  құрылысы  физикалық 
әдістермен  зерттеліп,  Вант-Гофф 
пен  Ле  Бель  постулатының  дұ- 
рыстығы  айқындалды.  Сонымен,
109

XIX  ғасырдың  аяғында  валенттік  күштерінің  белгілі  бір  бағыты 
болатыны  ашылды.
Бутлеров  пен  Вант-Гофф,  Ле  Бель  еңбектері  заттар  молеку- 
ласының  кұрылысын  танып  білуге  үлкен  көмегін  тигізді.  Бірак 
осыған  қарамастан  XIX  ғасырда  атомдардың  молекулаға  бірігу 
себебі  және  валенттіктің  мазмұны  әлі  де  белгісіз  болып  қала 
берді.  Бұл  сұрақтарға  жауап  тек  біздің  ғасырымызда  атом 
құрылысы  анықталғаннан  кейін  барып  табылды.  Қазіргі  кездегі 
ұғымдар  бойынша  химиялық  байланыс  атомдардың  сырткы 
электрондық  каба.ттарының  әсерлесуі  нәтижесінде  пайда  болады 
демек,  атомдарды  байланыстыратын  күштердің  электрлік  таби- 
ғатъь-бар  деп  есептеледі.
(Химиялык  байланыстың  үш  түрі  бар:  коваленттік,  иондық 
және  металдык  байланыс.  Бұлардың  ішіндегі  ең  жиі  кездесетіні 
және  ең  негізгісі  —  коваленттік  байланыс. /
К о в а л е н т т і к   б а й л а н ы с .  
1916  жылы  американ  ғалымы  Льюис 
химиялык  байланыстың  электрондық  теориясын  ұсынды.  Бұл 
теория  бойынша  екі  атом  бір-бірімен  екеуіне  де  ортак  электрон 
жұбы  (қосағы)  аркылы  байланысады.  Льюис  теориясы  кыскаша 
былай  тұжырымдалады.
1.  Сырткы  кабатында  2  немесе  8  электроны  бар  инертті  газдар 
химиялык жағынан өте инертті демек,  мұндай  газдардың электрон- 
дык  қабаты  өте  тұракты.  Атомдар  молекула  кұрып  біріккенде 
ортак  электрон  косағын  түзу  аркылы  өздерінің  сырткы  кабат- 
тарын  инертті  газдардікіндей  етуге  тырысады.
2.  Химиялык  байланыс  әсерлесуші  атомдардың  екеуіне  де 
ортак  электрон  жұбы  аркылы  жасалады.  Бір  электрон  жұбын 
түзу  үшін  эр  атом  бір-бір  электронная  жұмсайды.
Бір  не  болмаса  бірнеше  электрон  жұптары  аркылы  түзілетін 
химиялык 
байланыс 
к о в а л е н т т і к  
б а й л а н ы с  
деп 
аталады.
Хлор  және  азот  молекулаларының  түзілуін  карастырайык. 
Атомның  сырткы  кабатындағы  әр  электронды  бір  нүктемен  белгі- 
леп,  хлор  және  азот  молекулаларының  түзілуін  мынадай  схема 
түрінде  көрсетуге  болады.
Хлор  атомының  сырткы  кабатында  жеті  электрон  бар.  Хлор 
молекуласы  түзілгенде  эр  атом  бір  электроннан  беріп,  ортак 
бір  электрон  жұбы  түзіледі.  Сөйтіп,  молекуладағы  әр  атомның 
сырткы  кабаты  инертті  газдардікіндей  оттекке  (сегіз  электрон- 
дык  кабатка)  айналады.  Азот  молекуласы  түзілгенде  үш  ортак 
электрон  косағы  пайда  болып,  молекула  кұрамындағы  әрбір
1 10

азот  атомының  сыртқы  қабаты  сегіз  электрондык  кабатка 
айналады.
Төменгі  схемада  Льюис  теориясы  бойынша  су,  аммиак  және 
метан  молекулаларының  құрылыстары  келтірілген.
Су  молекуласындағы  оттек  атомы  сегіз  электрондық  кабат- 
пен,  ал  сутек  атомдары  инертті  газ  гелий  атомы  тәрізді  екі 
электрондык  кабатпен  коршалған.  Аммиақ  және  метан  молеку- 
лаларының  құрамындағы  сутек  атомдары  да  екі  электрондык 
кабатпен  коршалған.
Оттек — екі  валентті  элемент,  ортак  электрон  жұбын  түзуге 
екі  электронын  жұмсайды.  Сутек —  бір  валентті  элемент,  ортак 
электрон  жұбын  түзуге  бір  электрон  жұмсайды.  Демек,  Льюис 
теориясы  бойынша  атомның  валенттігі  ортақ  электрон  жұп  түзуге 
берген  электрон  санымен  аныкталады.
Льюис  теориясы  жарык  көрген  кезде  электронның  толкын- 
дык  қасиеттері  әлі  белгісіз  болатын.  Электронный,  екі  жактылығы 
кванттык  механикада  ескеріледі.  Сондыктан  химиялык  байланыс- 
тың  казіргі  кездегі  теориясы  кванттык  механикаға  негізделген, 
олар  валенттік  теориясы  деп  те  аталады.
Кез  келген  валенттілік теориясы мынадай  мәселелерді түсіндіре 
білуі  қажет:
1.  Не  себептен  атомдар  молекула  түзеді?  Атомдарды  байла- 
ныстыратын  күштердің  табигаты  кандай?
2.  Неліктен  атомдар  белгілі  бір  катынас  бойынша  гана 
косылысады?  Мысалы,  көміртек  пен  сутек  СН4  молекулаеын 
түзіп,  ал  СН5  не  болмаса  СН6  деген  молекулаларды  түзбейді? 
Бүл  сұракты  баскаша  былай  коюга  да  болады:  &аленттік  күште- 
рінің  қанығу  себебі  неде?
3.  Молекуланың  кеңістіктегі  пішіні  кандай?  Мысалы,  не  себеп­
тен  СОг  молекуласының  кұрылысы  түзу  сызыкты,  ал  Н20   моле- 
куласының  құрылысы  бұрышты  болып  келеді?
Льюис  теориясы  аталган  мәселелерді  толык  түсіндіре  алмады. 
Бұл  сұрактар  кванттык  механика  пайда  болганнан  кейін  барып 
шешілді.  Қазіргі  кезде  коваленттік  байланысты  кванттык  меха­
ника  тұрғысынан  карастыратын  екі  әдіс  (теория)  бар:  в а л е н т -  
т і к   б а й л а н ы с   (ВБ)  ж ә н е   м о л е к у л а л ы қ   о р б и т а л ь -  
д а р   (МО)  ә д  і  с т e  р  і.  Валенттік  байланыс  теориясын  1927 
жылы  неміс  ғалымдары  Гайтлер  мен  Лондан  ұсынып,  одан  әрі 
1930  жылдары  американ  ғалымдары  Слэтар  мен  Полинг дамытты. 
Молекулалык  орбитальдар  әдісін  ұсынып  және  оны  дамытуда 
Бунд  (Германия)  пен  Маликен  (АҚШ)  еңбектерінің  мәні  үлкен 
болды.
1 П

Валенттік  байланыс  әдісі  молекулалык  орбитальдар  әдісіне 
Караганда  окып  үйренуге  жеңілдеу.  Сол  себептен  біз  валенттік 
байланыс  әдісіне  кеңінен  токталамыз.
М о л е к у л а д а ғ ы   п о т е н ц и а л д ы қ   э н е р г и я н ы ң   ө з г е р у і .  
Валенттік 
байланыс  әдісімен  таныспастан  бұрын  сутек  атомдары  молекула 
кұрап,  косылысқанда  энергияның  қалай  өзгеретінін  карасты- 
райық.  Бірінен-бірі  өте  алшақ жатқан  сутек  атомдары  өзара  әсер- 
леспейді  демек,  мұндай  жүйенің  толык  энергиясы  жеке  атомдар- 
дың  энергияларының  қосындысына  тең  болады  (Етолык  =  Е На +  
+  Е Н6).  Мұндағы  Е т о — жүйенің  толык  энергиясы, 
ЕНа 
және  ЕНб — Ыа  және  Нб  атомдарының  энергиялары  (25-сурет). 
Енді  атомдар  біріне-бірі  жақындасканда  олардың  энергиясы 
бастапқы  энергиямен  салыстырғанда  қалай  өзгеретінін  қарасты- 
райық.  Бұл  өзгерістерді  график  түрінде  өрнектеген  колайлы.  Ол 
үшін  ординаталар  осінің  бойына  энергияның  мәндерін,  ал  абцис- 
салар  осінің  бойына  жақындасушы  атомдардың  ядроларының 
арақашықтығын  саламыз.  24-суретте  сутек  молекуласының  потен- 
циалдық  энергиясының  қисығы  келтірілген.  Энергияның  нөлдік 
мәні  есебіне  өзара  әсерлеспейтін,  бірінен-бірі  алшақ  жатқан 
сутек  атомдарының  энергиясы  алынған,  яғни  ЕНа  +   ЕН6  шартты 
түрде  нөлге  баланған.  Энергияның  оң  мәндері  атомдардың  өзара 
тебісетінін,  ал  теріс  мәндері  атомдардың  өзара  тартылысаты- 
нын  көрсетеді.
Сутек  атомдары  жакындай  түсіп,  белгілі  бір  аралыкка  кел- 
генде  біріне-бірі  тартылыса  бастайды.  Соның  салдарынан,  систе- 
маның  энергиясы  белгілі бір  Е0  мәніне  дейін  төмендейді.  Атомдар- 
ды  әрмен  карай  жакындастыратын  болсак,  тебісу  күштері  тар- 
тылысу 
күштерінен 
басым 
болып, 
жүйенің 
потенциалдык 
энергиясы  күрт  өсе  бастайды.  Демек,  жүйенің  потенциалдык 
энергиясының  ядролар  аракашыктығына  тәуелділігін  сипаттай- 
тын  кисыкта  минимум  шығады.  Минимум  жеке  атомдарға  Кара­
ганда  энергиясы  азайған  тұракты  жүйе  сутек  молекуласының
түзілгенін  көрсетеді.  Минимумге  сәйкес 
келетін  энергияның  абсолют  шамасы 
(Ео)  молекуланы  кайтадан  атомдарға 
ыдырату  үшін  жұмсалатын  энергияның 
мөлшерін,  яғни  түзілген  байланыстың 
энергиясының 
шамасын 
көрсетеді. 
Еб  =   I  Ео  I 
мұндағы  Еб —  химиялык 
байланыстын  энергиясы.  Минимумге 
сәйкес 
келетін 
аракашыктык 
(R0) 
ядролардың  тепе-теңдік  аракашыкты- 
ғы  деп  аталады.  RQ  түзілген  байланыс­
тын  ұзындығын  көрсетеді.  Сутек  моле- 
куласының  тәжірибе  жүзінде  анықтал- 
ған  байланыс  энергиясы  Eg =431,9 
кДж/моль,  ал  байланыс  ұзындығы 
=  0,074  нм.
*£
24-сурет.  Молекуладағы 
потенциалдық  энергияның 
өзгеруі
1 - с у т е к   а т о м д а р ы   ж а қ ы н д а с қ а н д а  
э н е р г и я н ы қ   ө з г е р у і ;   2 —   м о л е к у л а  
т ү з б е й т і н   а т о м д а р   ж а к , ы н д а с қ а н д а  
б а й қ а л а т ы н   э н е р г и я   ө з г е р і с т е р і

Молекула  түзбейтін  екі  атом  біріне-бір  жақындасқанда  (мыса- 
лы, 
гелий 
атомдары), 
жүйенің 
потенциалдык 
энергиясы 
арақашыктық  кішірейген  сайын  үздіксіз  өседі  (24-суреттегі
2-  қисық).
§  2.  ВАЛЕНТТІК  БАЙЛАНЫС  ӘДІСІ
Атомдар  молекула  түзгенде  энергия  ұтымы  болады  демек, 
молекула  атомдарға  Караганда  тұрақты  жүйе.  Мысалы,  сутек 
атомдары  молекулаға  біріккенде  431,9  кДж/моль  энергия  бөлініп 
шығады.
Н +  Н =  Н2 
ДН° =  431,9  кДж/моль
энергия  ұтымы  не  себептен  және  кандай  жағдайларда  болады*. 
Бұл  мәселені  сутек  атомдарының  сутек  молекуласын  түзуі  мыса- 
лында  қарастырамыз.
Сутек  атомының  жалғыз  s -электроны  бар,  Is1 
[_
t
J 
s-электрон
бұлтының  пішіні  шар  тәрізді.  Сутектің  екі  атомы  біріне-бірі 
жақындасқанда  олардың  арасында  екі  түрлі  электростатикалық 
күштер  туады:  тартылу  және  тебілу  күштері  (25-сурет).  Бір 
атомның  электрон  бұлты  екінші  атомның  ядросына  тартылады. 
Біздің 
мысалымызда 
На 
атомының 
электрон 
бұлты 
Н6 
атомының ядросына  және  керісінше,  Нб атомының  электрон  бұлты 
Ңг  атомының  ядросына  тартылады.  Ң,  және  Нб  атомдарының 
ядролары  өзара  тебіседі,  дәл  осы  сиякты  олардың  электрон 
бұлттары  да  бір-бірін  тебеді.
Валенттік  байланыс  (ВБ)  әдісі  бойынша  сутек  атомдары 
жақындасқанда  тартылысу  және  тебісу  күштерінің  калай  өзгере- 
тінін  есептеп,  жүйенің  потенциалдык  энергия  кисығын  салуға 
болады.  Бірінші  рет  мұндай  есептеуді  1927  жылы  неміс  ғалым- 
дары  Гайтлер  мен  Лондон  орындаған.  Осындай  есептеудің 
нәтижесінде  мынадай  жағдай  анықталды.  Электрондарының 
спиндері  карама-карсы  сутек  атомдары  жақындасканда,  жүйенің 
потенциалдык  энергия  кисығында  минимум  'пайда  болады 
(24-сурет).  Бұл  жағдай  сутек  атомдарының  өзара  косылысып,
25-сурет.  Сутек  атомдарының  әсерлесуі
113
8  -2065

молекула  түзгенін  көрсетеді.  Электрондарының  спиндері  парал­
лель  сутек  атомдары  жақындасқанда  тебісу  күштері  тартылысу 
күштерінен  басым  болып,  жүйенің  потенциалдық  энергиясы 
атомдар  жақындасқан  сайын  үрдіксіз  өседі  (24-сурет.  2-қисык). 
Бұл  жағдай  спиндері  параллель  сутек  атомдарының  молекула 
құрап  бірікпейтінін  көрсетеді.
Сонымен  катар  осы  екі  жағдайға  сәйкес  ядролар  арасындағы 
кеңістіктегі  электрон  бұлтының  тығыздықтары  да  есептелінген. 
Спиндері  антипараллель  атомдар  жақындасқанда  ядролар  ара- 
сындағы  кеңістікте  электрон  бұлтының  тығыздығы  артады,  яғни 
атомдардың  электрон  бұлттары  өзара  бүркеседі  (25,а-суретін 
қара).  Электрон  бұлттарының  өзара  бүркесуінен  ядролар  ара- 
сындағы  кеңістікте  тығыз  электрон  зонасы  пайда  болады.  Оң 
зарядталған  ядролар  осы теріс  зарядты зонаға  тартылып, тұрақты 
жүйе  сутек  молекуласы  түзіледі.
Электрондарының  спиндері  параллель  атомдар  жақындас- 
қанда  ядролар  арасындағы  кеңістіктегі  электрон  бұлтының тыгыз- 
дығы  нөлге  жуық,  яғни  бұл  жағдайда  әсерлесуші  атомдардың 
электрон  бұлттары  өзара  бүркеспей  керісінше  тебіседі  (25,  б-су- 
рет).  Сол  себептен  спиндері  параллель  атомдар  жақындасканда 
химиялық  байланыс  түзілмейді.
Сонымен  кванттық  механикаға  негізделген  есептеулердің 
нәтижесінде  коваленттік  байланыстын  табиғаты  түсіндірілді. 
Коваленттік  байланыс  атомдардың  спиндері  антипараллель 
электрон  бұлттарының  бүркесуі  нәтижесінде  түзіледі.
Коваленттік  байланыстын,  беріктігі  электрон  бұлттарының 
(орбитальдардың)  бүркесу  дәрежесіне  тәуелді.  Орбитальдар 
неғұрлым  жақсы  бүркессе,  байланыс  соғұрлым  берік  болады. 
Байланыстың беріктігі  байланыс  энергиясының  шамасымен  сипат- 
талады.  Б а й л а н ы с   э н е р г и я с ы   деп  байланысты  үзуге 
жұмсалатын  энергияның  шамасын  айтады.  Мысалы,  сутек  моле- 
куласындағы  байланыс  энергиясы  431,9  кДж/моль,  фтор  молеку- 
ласында  150,6  кДж/моль,  азот  молекуласында  937,2  кДж/моль. 
Су  молекуласындағы  оттек  пен  сутек  арасындағы  байланыстын 
энергиясы  464,4  кДж/моль.  Байланысты  сипаттайтын  келесі 
маңызды  шама  — байланыс  ұзындығы.  Б а й л а н ы с   ұ з  ы  н- 
д  ы  F  ы  деп  байланысқан  атомдардың  ядроларының  арақашык- 
тыгын  айтады.  Мысалы,  су  молекуласындағы  оттек  пен  сутек 
ядроларының  арақашықтығы,  яғни  О  — Н  байланысының  ұзын- 
дығы.  0,096  нм.  Байланысқан  атомдардың  ядроларын  жалгас- 
тыратын  түзулердің  арасындағы  бұрыш  в а л е н т т і к   б ұ р ы ш  
деп  аталады.  Су  молекуласындағы  валенттік  бұрыш  105°  демек, 
оның  кұрылысын  мынадай  құрылымдық  формуламен  өрнектеуге 
болады:
О
н 
н
^„„ =  0,096  нм.
U п
Н О Н = 105°.
14

Енді  ковалентті  байланыстың  қанымдылығы 
(қанығуы), 
бағытталуы  және  полюстілігі  сияқты  басты  касиеттерімен 
танысамыз.
ВБ  әдісі  бойынша  элементтердің  валенттігі. 
Біз  жоғарыда 
байланыстың  түзілу  себебін  ВБ  әдісі  қалай  түсіндіретінін  қарас- 
тырдық.  ВБ  теориясы  не  себептен  атомдардың  бірімен-бірі  тек 
белгілі  қатынаста  ғана  косылысатынына  да  жауап  береді.
ВБ  теориясы  бойынша  химиялық  байланыс  спиндері  анти­
параллель  жалқы  электронды  орбитальдардың  бүркесуі  нәтиже- 
сінде  пайда  болады.  Сондықтан  коваленттік  байланысты  атомның 
сыртқы  кабатындағы  жалқы  электрондар  түзеді,  ал  атомның 
валенттігі  жалқы  электрондардың  санына  тең.  Осы  тұрғыдан 
I-  және  II-  период  элементтерінің  валенттігін  қарастырамыз.
Сутек  атомының  Is  деңгейшесінде  бір  жалқы  электрон  бар,
( I s 1 
Ш 
),  сол  себептен  сутек  бір  валенттік  көрсетеді.  Гелий
атомының  (Is2  ІІІІ  )  жалқы  электрондары  жоқ,  сол  себептен 
валенттігі  нөлге  тең,  қосылыстар  түзбейді.
Енді  екінші  периодтың  элементтерін  қарастырсақ,  литий 
атомының  сыртқы  қабатында  бір  жалқы  электрон  бар:
ол  қосылыстарында  бір  валентті.
2s 
2 р
Берилий  атомының  сыртқы  қабатында  жалқы  электрондар  жок:
2s22p° 
ß g   I 
i 
i 
2s 
2 p
сондықтан берилий, гелий тәрізді нөл валенттік көрсетіп, химиялық 
косылыстар  түзбеуі  керек еді.  Бірак, 2s деңгейшесіндегі  қосақтал- 
ған  электронный,  біреуін  коздырып  2р  деңгейшесіне  ауыстырса, 
екі  жалқы  электрон  пайда  болады:
Ве2 s'2p°
И   Е П
2s 
2 p
E=2,8j>$Be*2s l2 p l
Ш
Осылайша  қоздырылған  бериллий  екі  валенттік  көрсетеді.
Негізгі  күйдегі  бор  атомының сыртқы  қабатында  бір-ақ жалқы
электрон  бар:  2s22p‘ 
GS  m   I  I 
демек,  негізгі  күйінде 
бор  бір  валентті.  Бор  атомын  қоздырса  25-деңгейшесіндегі 
электронный  бірі  2р-деңгейшесіне  ауысып,  үш  жалқы  электрон' 
пайда  болады:
B2s22p' 
G S 
H I   I  I 
E=5J  sg  B*2s'2p2 
Ш  
1 H   4  I  1
*  Жұлдызша  белгісі  (*)  атомның  козған  күйде  екенін  көрсетеді.
115

Қозған  күйдегі  бор  атомы  үш  валентті.  Дәл  осы  сиякты  көміртек- 
тіктің  де  валенттігін  түсіндіруге  болады.  Көміртек  негізгі  күйінде 
екі  валентті,  ал  козған  күйінде  төрт  валентті:
C2s'2p2
И
TIT
C*2s'2p3
Ш  
I П   4  I  4
Азот  атомының  сыртқы  кабатында  үш  жалқы  электрон  бар: 
2s22p3 
jj£]
4  1 1
қосылыстарындағы  валенттігі  үшке
тең*.  Азотты бес  валентті ету  үшін 25-деңгейшесіндегі  электронный, 
біреуін  Зх-деңгейшесіне  көшіру  керек  болады:
N2s22p3  Щ
д ш з
1 4 1 4  
4
ш
Е =  16,5  эВ
N*2s'2p33s'
ш
2 р 
3s
Азот  атомын  қоздырып  бес  валентті  ету  чүшін  электронды 
екінші  энергетикалық  деңгейден  үшінші  энергетикалық  деңгейге 
ауыстыру  керек,  яғни  бас  квант  санының  мәнін  жоғарылату 
кажет.  Ал  ол  үшін  өте  көп  энергия  жұмсалады.  Жұмсалатын 
энергия  байланыс  түзілгенде  бөлініп  шығатын  энергиядан  әлде 
қайда  көп,  яғни  энергия  ұтымы  болмағандыктан  азот  бес  валент- 
тік  көрсетпейді.  Сөйтіп,  атомдарды  қоздыру  арқылы  элемент 
валенттігін  жоғарылату  әр  уақытта  мүмкін  бола  бермейтінін 
көреміз.  Ал  жогарыда  карастырылған  Be,  В  және  С  атомдарын 
қоздырғанда электрон 25-деңгейшесінен 2р-деңгейшесіне ауысады, 
бас  квант  санының  мәні  өзгермейді  (п =  2).  Бас  квант  сандары 
бірдей деңгейшелердің энергия айырымы онша  үлкен емес, сондық- 
тан  Be,  В  және  С  атомдарын  қоздыруға  жұмсалатын  энергия 
байланыс  түзілгенде  артығымен  бөлініп  шығып,  энергия  ұтымы 
болады.
Оттектің  2s22p4 
44
2s 
2р  '
сондыктан  ол  екі  валентті.  Фтор  (2s22p5 
Ш
 
І 4 4 І 4 4 1 4 1  
—  бір  валентті.
ш ш  
екі  жалкы  электроны  бар,
Неон  атомының сырткы  валенттік  кабатында  жалкы  электрон-
дар  жоқ:  2s32pB 
ITT] 
ІИІ44І4ІІ  сондықтан  ол  нөл  валентті.
2s 
2 р
*  Азоттың  N:>0,  NO,  Ы2Ол,  NO
3
  және  N
2
O
5
  оксидтерінде  валенттіктер 
кейбір  ескі  оцулыктарда  + 1 ,  + 2 ,  + 3 ,  + 4   және  + 5   деп  көрсетілген.  Бұл 
сандар  азоттың  валенттігін  емес,  тотығу  дәрежелерін  көрсетеді.

19-кеетеде  II  период  элементтері  атомдарының  негізгі  және 
козған  күйлеріндегі  электрон  құрылыстары  және  валенттіктері 
көрсетілген.
19-кесте
(Т)
Ь  -я
5  ZT
Һ- -V
С1 ^
Атомный  негізгі  күйі
Атомнын  козган  күйі
орбитальдарка  элек­
трондар дык  орналасуы
Ц
орбитадьдарга  электрон- 
дардың  орналасуы
Ё
2.9
2 p
2s
2 
P
и
1
f
i
t
Be
2
it
0
t
\
2
В
3
it
t
i
+
I
t
t
3
С
4
it
t
t
2
t
+
I
+
t
4
N
5
t
t
t
3
—
—
—
—
-
О
6
it
it
t
t
2
-
-
—
—
—
F
7
it
it
it
t
1
—
...
—
—
—
Ne
8
it
t
it
it
0
—
—
—
—
—
Атомдардағы  жалқы  электрондар  саны  атом  электрон  жоғалт- 
канда  не  болмаса  қосып  алғанда  өзгереді.  Мысалы,  оттек  атомы 
бір  электронды  қосып  алып,  бір  ғана  жалқы  электроны  бар  О 
анионына  айналады:
[t£]
2 s  
‘2 р

жүктеу/скачать 30,34 Mb.

Достарыңызбен бөлісу: