Химиялық байланыс § 1 Химиялық байланыс туралы ұғымның дамуы

1916–1918 жылдары Д.Н.Льюис әрекеттесуші атомдардың химиялық байланысуын – атомдардың ортақ электрон жұбын түзуіне байланысты деген пікір айтты. Бұл жағдайда да ионды байланыстағы тәрізді байланысқа түсетін атомдар төңірегінде сегіз электрондық қабат түзілуі мүмкін. Осы октеттік ереже орындалмайтын да молекулалар болады, бұл үш жағдайда кездеседі:

1) байланысатын атомдардың валенттілік электрондарының қосындысы тақ болғанда (NO молекуласында: 5 + 6 = 11, NO₂: 5 + 12 = 17, CIO₂: 7 + 12 = 19е)

2) байланысқа түсетін атомның валенттілік электрон саны сегізге жетпесе, мысалы бор атомы (В) оның валенттілік электрондарының формуласы 2s²,2p¹, сонда ол байланысқанда оның атомын алты электрон ғана айналады (бұл жағдай сирек кездеседі).

3) жиірек кездесетін жағдай байланысқа түсетін элемент атомының валенттілік электрондарының саны төрттен артық болса(Р, S т.т)

Электрон жұптары екі түрлі механанизммен түзіледі: алмасу, донорлы-акцепторлы.

Алмасу механизмі – А· + · В → А : В

Алмасу механизмі бойынша байланысқа қатысушы атомдар дара электрондарының ортақ жұп түзуі арқылы молекула түзеді.

Донорлы-акцепторлы А : + □ В → А : В

Осы механизммен байланыстың түзілуін төмендегі мысал арқылы қарастыралық.

NH₃ + BF₃→ NH₃BF₃

H F H F

H F H F

F В + :N Н F В N N Н

F Н F Н

_{қышқыл негіз кешенді комплекс}

Мысалдардан байқағанымыздай, бор атомы байланыс түзгенде электрондық қабатындағы электрон санын акцептор болу арқылы сегізге жеткізеді, ал азот және фтор-донор ролін атқарады.

Ионды және ковалентті байланыстың көпшілігінің түзілуі элемент атомдарының валенттілік электрондары орналасатын деңгейдің аяқталуына келіп саяды. Ал, элементтердің осы деңгейін аяқтауға тырысу қабілетін сипаттайтын шама электртерістілік (§7, III-тарау)

Кесте 4.1. Элементтер электротерістілігі (Л. Полинг)

а) егер бірдей екі элемент атомдары байланысса – полюссіз, зарядтарының ауырлық центрі бір нүктеде:

А· + · А → А : А, А – А

ә) егер электртерістілігінде айырмашылық болса, байланыс полюсті деп аталады, онда зарядтардың ауырлық центрі бір нүктеде жатпайды:

А· + · В → А : В, (А В, (ℓ≠0), А→В

Полюсті молекулаларды диполь деп, ал зарядтардың ауырлық центрлерінің арақашықтығын диполь ұзындығы, ал полюстілігін диполь моменті сипаттайды:

(4.1), мұндағы ℓ – диполь ұзындығы.

ē – электрон заряды, 1,6· 10^-19 Кл.

Диполь моментінің өлшем бірлігі – дебай, 1Д = 3,3· 10^-30 Кл· м.

Ковалентті байланысты молекулалар үшін диполь моменті 0 – 4Д, ал ионды байланысты молекулалар үшін 4 – 11Д. Диполь моменті векторлық шама болғандықтан оның мәні молекуланың а) кеңістікте орналасуына ә) бай­ланы­сатын атомдар табиғатына байланысты болады.

а) А ← В →А

μ=0
А

В

А

ә)

Химиялық байланысты энергетикалық және геометриялық параметрлер сипаттайды:

1) байланыс ұзындығы;

2) байланыс бұрышы;

3) байланыс энергиясы.

Байланыс ұзындығы байланысқа түсуші бөлшектердің (атом, ион) радиустарының қосындысы болып есептеледі; Мысалы:

r (K⁺)=1,33 A^o, r (Cl^-)=1,81 A^o, l (KCl)=3,14 A^o (1A^o = 10^-8 см = 10^-10 м).

Байланыс саны неғұрлым көп болса, оның байланыс ұзындығы соғұрлым қысқа болады, байланыс беріктілігі артады: l(c–c)=1,54A⁰, l(C=C)=1,33A⁰, l(C≡C)=1,2A⁰. Қос байланыс пен дара байланыс ұзындықтарының айырмасы 0,21А⁰ болса, үш байланыс ұзындығы қос байланыс ұзындығынан 0,13А⁰-ге қысқа.

Байланысқан атом ядроларын жалғастыратын түзулер арасындағы бұрышты – байланыс бұрышы деп атайды. Мысал:

Н₂О = 105^о, СО₂= 180^о.

Байланыс энергиясы деп бір байланысты үзуге жұмсалатын энергияны айтады.

Осыны молекуласының түзілу мысалында қарастырайық.

Н₂ → 2Н – 436 кДж

Ғ₂ → 2Ғ – 153 кДж

Сонда Н – Н, Ғ – Ғ байланыстарын үзу үшін 436+153 = 589 кДж энергия қажет, ал НҒ молекуласының байланыс энергиясы:

Н_(г) + Ғ_(г) = НҒ_(г) + 563 кдж

Е_б-с (НҒ) = +563 кДж/моль

немесе,

Сонда екі НҒ молекуласы түзілгенде 1126 кДж шықса, оның 589 кДж-і молекуладағы байланысты үзуге жұмсалса, екі НҒ молекуласындағы Н – Н және

Байланыс энергиясының шамасы байланыс санына да тәуелді, оған мысал ретінде органикалық заттарды түзуші негізгі элемент көміртек атомдары арасындағы байланыстарды қарастырсақ: Е(С–С) = 348 кДж/моль, Е(С=С) = 614 кДж/моль, Е(С≡С) = 810 кДж/моль.

1. 
   қаныққандық,
   
2. 
   бағытталғандық,
   
3. 
   поляризацияланғыштық.
   

1)валенттілік байланыс тәсілі (ВБ),

2)молекулалық орбиталь тәсілі (МО).

Бұл екі тәсіл байланысты жоғарыда көрсетілген байланыс теориясына квантты-механикалық есептеулер енгізу арқылы түсіндіреді. Кванттық химияның негізін салушы неміс ғалымы (1927ж) Гейтлер мен Лондон сутегі молекуласының квантты-механикалық есептеулерін жүргізді. Гейтлер-Лондон идеясын негізге ала, оны ары қарай дамытып, валенттілік байланыс тәсілінің негізгі қағидаларын Слейтер, Ван Флек, Л.Полинг ұсынды:

1. 
   екі центрлі, екі электронды байланыс түзу,
   
2. 
   атом орбитальдарының максимум қабысу принципі.
   

1) коваленттік байланысты спиндері қарама-қарсы екі электрон түзеді;

2)ковалентті байланыс түзілген кезде электрондардың толқындық функциялары қабысып, атом арасында электрон бұлтының тығыздығы артып, жүйенің энергиясы азаяды;

3. 
   ковалентті байланыс әрекеттесуші атомдардың электрон бұлттарының максимум қабысу жағына бағытталады.
   

Байланыстың түзілуінің екі түрлі механизміне сәйкес валенттілік (коваленттілік, байланыс саны) түсінігін кеңейтеміз.

Элемент валенттілігі (коваленттік) деп екі механизммен байланыс түзуге қатысатан электрондық орбитальдар санымен анықталатын шаманы айтады.

Атомдардың электронды-құрылыс формулалары бойынша олардың максимальді коваленттілігін есептеуге болады.

ІІ-период элементтерінің валенттілік электрондары s-, p-деңгейшелеріне орналасуына байланысты олардың коваленттіліктерінің ең жоғарғы мәні төртке тең болады,

Мысалы:

Бұл элемент алмасу механизмі бойынша екі байланыс, бос орбитальдарын жұмсау арқылы тағы екі байланыс түзеді.

Ал, көміртек элементін қарастырсақ, атом негізгі жағдайында алмасу механизмі бойынша екі валентті, донорлы-акцепторлы механизмі бойынша бір байланысты донор ретінде, үш байланысты акцептор ретінде көрсете алады:

С: …2s² 2p²

Ал, қозған жағдайда, тек алмасу механизмі бойынша төрт байланыс түзу қабілетіне ие болып, оның коваленттілігі төртке тең болады.

ІІІ-период элементтері үшін максимальді коваленттілік 6-ға тең, олардың 3s (1) 3p (3) 3d (2) орбитальдары байланыс түзуге қатысса, ІV-период элементтерінікі – 9-ға тең болады: 3s(1) 3p(3) 3d(5).

Енді көміртек оксидінің түзілуін (СО) ВБ тәсілі бойынша қарастырсақ, екі элемент атомы арасындағы байланыс санын үшке тең деп, оның екеуін алмасу, ал біреуі – донорлы-акцепторлы механизммен түзіледі деп есептеледі:

О
С

С

О – донор; С – акцептор

Байланысатын атомдардың арасын қосатын ирек сызық алмасу механизмі бойынша түзілген байланысты, ал бағдаршамен – донорлы-акцепторлы механизммен түзілгендігін көрсетеді.

Енді кадмий сульфидінің түзілуін қарастырайық, онда кадмий мен күкірттің коваленттіліктері бірдей, әрі төртке тең екендігін көруге болады:

Cd …5s² 4d¹⁰ S …3s² 3p⁴

Сөйтіп, ковалентті байланыстың қанығуы элемент атомдарының белгілі бір мөлшерге дейін ғана байланыс түзе алуына саяды. Ол үшін элемент атомы өзінің дара электрондары (алмасу механизмі) және бос орбитальдары, электрон жұптары арқылы да (донорлы-акцепторлы механизмі) байланыс түзіп, максимальды коваленттілігін көрсетеді.

Ковалентті байланыстың қаныққандық қасиеті заттардың стехиометриялық құрылымын анықтайды. Сол бойынша қосылыс құрамындағы элемент атомдарының массалық қатынастарын пайдаланып, әр түрлі есептеу есептерін шығаруға мүмкін болады.