§ 1. Д. И. МЕНДЕЛЕЕВ ПЕРИОДТЫҚ ЗАҢЫ

Д. И. Менделеев элементтерді жүйеге келтірудің негізі етіп олардың атомдық массаларын алды. Ол сол кезде белгіш 63 элементті атомдық массаларының өсу

ретімен бір қатарға орналастырып, әркайсысының атом-дық массасын, валенттігін, қасиеттерін (металл немесе бейметалл екенін) оттегі қосылысының формуласын т. б. жазып зерттегенде элементтердің қасиеттері және олар-дың қосылыстарының қасиеттері белгілі бір элемент-тердің санынан кейін периодты түрде қайталап келіп отыратынын байқады. Мысалы литийден қалийге дейінгі элементтерді бір қатарға атомдық массаларын өсу ретімен қарасақ, литийдің қасиетін жеті элелменттен кейін келетін натрий қайталайды, ал олардың қасиеттерін жеті элемент-тен кейін келетін калий қайталайды т. с. с.

Элементтер қасиеттерінде байқалатын осындай заңдылықтардың негізінде 1869 жылы Д. И. Менделеев периодтық заңды ашты: Жай заштардың қасиеттері, сондай-ақ олардың қосылыстарыиың формалары мен қасиеттері элементтердің атомдық массаларының мөл-шеріне периодты турде тәуелді боладьи

Нағыз металдық қасиет бірте-бірте өзгеріп нағыз бейметалдық қасиетке ауысатын элементтер қатарын Д. И. Менделеев период деді. Осы периодтарды бірінің ас-тына бірін орналастырудың нәтижесінде жасалған кестені Д. И. Мендеелеев элементтерінің периодтық жуйесі деп атады.

Периодтық жүйені жасауда Д. И. Менделеев көпте-ген қиыншылықтарға кездесті. Мысалы, сол кезде берил-лийді үш валентті элемент деп санады, ал оның тә-жірибе жүзінде анықталған эквиваленті 4,5 болып, атом-дық массасы 13,5 дёп есептелді. Д. И. Менделеев оның қасиеттерін негізге алып және периодтық заң мен пери-одтық жүйені пайдаланып, бериллийді литий мен бор-дың арасына орналастырып, оның атомдық массасын 13,5-тен 9-ға түзеді, сондай-ақ ол элементтерді атомдық массаларының өсу ретімен орналастырса да, олардың қасиеттерін негізге алып, кейбір атомдық массасы ауыр элементті бүрын орналастырады. Мысалы теллурдың атомдық массасы иодтан ауыр болса да, иодтан бүрын орналасқан. Олай етпесе, иод өзінен қасиеті мүлде бөлек күкіртпен бірге бір топта түрар еді.

Д. И. Менделев өзі ашқан периодтық заңның объек-тивтік шындықты бейнелейтін табиғат заңы екендігіне кәміл сенді және оган сүйене отырып, әлі де ашылмаған көптеген элементтер бар екенін айтты. 1871 жылы жа-рияланған мақаласында ол әлі белгісіз үш элементтің қасиеттерін толық сипаттап, оларға арнап кестеден № 21 (скандий), №31 (галлий), №32 (германий) орындар-

ды тастады. Бүл үш элемент 15 жылдың ішінде Д. И. Менделеевтің тірі кезінде ашылып, олардың Д. И. Мен-делеев болжаған қасиеттері тәжірибе жүзінде анықталған қасиеттерімен бірдей болып шықты. Осы элементтердің ашылуы Д. И. Менделеев ашқан периодтық заңды дүние жүзі ғалымдарының мойындауына жағдай жасады.

Д. И. Менделеев периодтық заңды атомдық массала-рының өсу ретіне сәйкес элементтердің және олардың қосылыстарының қасиеттерін зерттеу нәтижесінде ашқан еді. Бірақ ол периодтық зан заттар қүрылысы заңды-лықтарының көрінісі деп есептеді. Ғылым дамуының жетістіктері Д. И. Менделеев данышпандық көреген-дігінің дүрыстығын дәлелдеді.

Одан кейінгі зерттеулер элементтердің қасиеттері атом ядроларының зарядтарына байланысты екенін көр-сетті. Ядро заряды элемент атомының қүрылысын анықтайды, ал атом қүрылысы периодтық заңның физи-калық мәнін түсіндіреді.

1913 жылы агылшын ғалымы Г. Мозли әр түрлі ме-

заңдалықты байқады: мысалы төртінші периодтың эле-менттері № 22 титаннан № 30 элемент мырышқа дейін К және Ь сериялары а сызықтарының толқын үзындығы (Я) біртіндеп қысқарьш, ал толқынның тербелу жиілігі (V) біртіндеп артады. Бүдан период бойынша содан оңға қарай атом қүрылысы белгілі заңдылықпен өзгереді де-ген қорытынды жасалды. Төртінші периодтың элемент-терінен бесінші периодтың бірінші элементіне (№ 37 КВ) көшкенде рентген спектрінде жаңа серияның пайда бо-

луы әр жаңа периодта атом қүрылысының күрделе-нетіндігін көрсетеді.

Осы зерттеулердің нәтижесінде Мозли мынадай заңды ашты:

Рентген спектрі серияларының белгілі, бір сызығы толқын үзындығының кері мәндерінің \^) немесе толқындық сандарының (тербелу жиілігінің) квадрат түбірлері элементтердің реттік нөмірлерінің немессе ядро зарядтарының өсуіне тура пропорционал өзгереді.

Элементтердің реттік нөмірлері мен т арасындағы

байланыс 1-суретте көрсетілген.

Мозли заңының математикалық өрнегі мынадай бола-

ды:

59

Химиялық реакциялардың негізінде химиялық өнімдер: күкірт қышқылы, азот қышқылы, түз қыш-қылы, сілтілер, сода, сабын, резеңкелер, шіастмассалар, каучуктер, жасанды талшықтар, мүнай енімдерін өңдіру, сонымен бірге ауыл шаруашылығына қажетті калий, азот, фосфор тыңайткыштарын және микротыңайтқыш-тар, гербицидтер т. б. өндіру іске асырылады.

Сонымен бірге жартылай еткізгіштер өндіруге қажет-ті өте таза заттар, космос ракеталарына қажетті бөл-шектер, ракетага жоғары жылдамдық беретін отын элементтерін өндіреді.

Соңгы кезде зор кеңіл бөлініп отырған қоршаган ор-таны қорғау мәселесінде химияның алатын орны ерекше. Өндірістік суларды (металлургия, химия т. б. өнер-кәсіптердің) тазарту ауа және су тазалығын сақтау және бақылау, қалдықсыз жүмыс істейтін өндірісті жүзе-ге асыруда химия гылымы мен өнеркәсібінің маңызы зор.

ХИМИЯ ДАМУЫНЫҢ БАСТЫ КЕЗЕҢДЕРІ

Алхимия дәуірі шамамен IV ғасырдан XVI ғасырға дейін созылды. Алхимиктердің ғьшыми бағыты теріс болды. Олар Аристотельдің теориясына тым сене оты-рып, жай металдарды алтынға айналдыратын "ғажайып философиялық тасты" іздеп әуре болды. Бірак алхимик-тердің еңбектері мүлде босқа кеткен жоқ, олардың "фи-лософиялық тасты" іздеу мақсатыңца жүргізген тәжіри-белерінің нәтижесіңде көптеген металдар, қышқылдар, түздар, дәрі-дәрмектер, бояғыш заттар т. б. алынды.

Алхимиктердің теріс бағытын көптеген ғалымдар XVII—XVIII ғасырларда қатты сынады.

Аса көрнекті ағылшын физигі және химигі Р. Б о й-л ь 1677 жылы басылып шыққан "Химик — скептик" деген еңбегінде алхимиктердің фантастикалық пікірлеріне ашық қарсы шығып, химиялық реакциялар ары қарай бөлінбейтін элементтердің қатысуымен жүреді деп түсіну керек деген түжырым жасады. Р. Бойльдің элемент ту-ралы түсінігі қазіргі үғымға сәйкес келеді.

Осындай теріс үғымдар пайда болса да (мысалы флогистон теориясы бойынша металл тотыққанда немесе зат жанганда ол заттардан флогистон элементі бөлініп кетеді) химия дамудың жаңа озық жолына түсті. Газ-дардың қасиеттерін (Г. Кавэндиш, Д. Блэк), жану про-цестерін (Д. Пристли, Г. Шталь, И. Бехер), ауа қүра-мын зерттеу жүмыстары, көптеген жаңа элементтер ашу эксперименттік химияның дамуыңда зор қызмет атқарды.

Гылыми химия М. В. Ломоносовтың (1711— 1765) еңбектерінен басталады. Ол зат массасының сақталу заңын ашып (1748 ж.), атом молекулалық ілімнің негізін салды. Зат массасының сақталу заңын француз химигі Л. Лавуазье ашьга, металдар то-тыкқанда металл мен ауаның (оттегі) қосылатынын тәжірибе жүзінде дәлелдеді. Сөйтіп, М. В. Ломоносов пен Л. Лавуазьенің еңбектері флогистон теориясьш жоққа шығарады.

А = с/у V = с/Х.

Тербелу жиілігінің мәнін Мозли заңының формула-сына қойсақ, ол мынадай болады:

с/Х = К (2 - а)^г.

Зерттеулер кез келген периодтағы көрші екі эле-менттің бірдей сериялары (мысалы, К) сызықтарыныц (мысалы Ка) толқындық сандары квадрат түбірлері ай-ырмасының сан мәндері бірдей болатынын көрсетті. Бүл жағдай бір элементтен көрші элементке ауысқаңда ядро зарядының бірге өсетінін көрсетеді.

Енді Мозли заңына сәйкес Д. И. Менделеевтің пер-иодтық заңының жаңа анықтамасы былай айтылады:

Элементтердіқ қасиеттері, сондай-ақ олардың қо-сылыстарының формалары мен қасиеттері элемент-тердің ядро зарядтарының өсуіне периодты түрде тәуелді болады.

Д. И. Менделеев периодтық жүйені жасағанда атом-дық массасы ауыр кобальтты атомдық массасы жеңіл никельдің алдына, сол сияқты теллурды иодтың алдына орналастырды.

Д. И. Менделеев ашқан периодтық заңның химия ғылымын дамытудағы маңызы өте зор болды. Периодтық заңды пайдаланып көптеген жаңа элементтердің бол-жанғаны және олардың ашылғаны жоғарыда айтылды.

Д. И. Менделеевтің периодтық заңының математика-лық өрнегі — периодтық жүйе.

Периодтық жүйе әрбір элементті жеке қараумен бірге барлық элементтердің арасындағы терең ішкі бай-ланыстарын көрсетеді.

Қазіргі кезде периодтық жүйенің көптеген вариантта-ры бар. Солардың ішіңде әсіресе екі түрі: қысқа период-ты және үзын периодты деп аталатын түрлері жиі қолданылады. Олар кітаптың бірінші және соңғы фор-зацтарыңца келтірілген.

Периодтық жүйедегі элементтіц реттік нөмірі оның ядросындағы оң зарядтардың және оны айналып жүретін электроңдардың санын көрсетеді. Мысалы № 101 Менде-леевий элементінің ядросында 101 оң заряд бар, оны 101 электрон айналып жүреді.

Элементтер қасиеттерінің периодтық өзгеруіне сәйкес периодтық жүйеде горизонтал бағытта орналасқан 7 пе-

риод бар.

Период деп сілтілік металдан басталып инертті газ-бен аяқталатьга элементтердің тобын айтады. Үзын пери-одты жүйеде әрбір период бір қатарға орналасқан, ал қысқа периодты жүйеде 1, 2 , 3 периодтар бір қатар-дан, 4, 5, 6 периодтардың әрқайсысы екі қатардан түра-ды, ал 7 период әлі аяқталмаған. Лантаноидтар мен актиноидтар деп аталатын әрқайсысы 14 элементтен түратын элементтер қатары кестеден тыс оның төменгі жагына орналасқан.

Периодтың нөмірі осы периодта орналасқан элемент-тер атомдарынын қалыпты (қозбаған күйдегі) электрон-дары орналасатын қабаттардыц санын көрсетеді. Мысалы,

Мысалы, әрбір элементте әрі метаддық, әрі металл еместік қасиеттер, соған сәйкес әрі тотықсыздандыр-ғыштық, әрі тотықтырғыштық қасиеттер болады. Егер периодтың басыңда элементтердің тотықсыздырғыштық қасиеттері басым болса, оның орта түсындағылардың ам-фотерлік қасиеттері болады, ал периодтың соңында олардың тотықтырғыштық қасиеттері күшейеді.

Д. И. Меңделеевтің периодтық заңы мен периодтық жүйесінің негізінде ғылыми болжау жасау мүмкін болды. Периодтық жүйені пайдаланып Д. И. Менделеевтің белгісіз үш элементтердің қасиеттерін сипаттап кестеден орын тастағаны және олардың ғалымның тірі кезінде ашылып скандий (№21), галий (№31) және германий (№ 32) деп аталғаны, ал олардың болжаған қасиеттері зерттелген қасиеттерімен бірдей болып шыққаны бүрын айтылды (17). Периодтық заңға сәйкес кестедегі №43, 61, 85, 87 ашылуға тиісті элементтерге орындар кадды-рылған еді, көп жылдардан кейін және жер қыртысында тұрақты изотоптары жоқ технеций (№ 43), прометий (№61), астат (№85), франций (№87) ядролық реакци-ялардың жәрдемімен ашылып кестеден өздерінің заңды орындарын алуы периодтық заңның жеңісін ғана көр-сетіп қоймай, материялық дүниені тануға да, езгертуге де болатынын дәлелдеді.

Аса ауыр элементтерді синтездеу (§ 26) іске аса бас-тағаннан кейін ғалымдардың алдына периодтық жүйенің шегі бар ма, жетінші период аяқтала ма, ал сегізінші периодтың элементтері алына ма деген сүрақтар туады. Аса ауыр элементтердің ядроларының түрақсыз болып келетіні белгілі. Тек протоңдарының немесе нейтронда-рының сандары "гажайып" саңдар болып келетін, әсіресе протондары да, нейтроңдары да 2, 8, 20, 50, 82, 114, 126, 164 сияқты "ғажайып" саңдар болып келетін изо-топтар түрақты болады.

Мысалы, Сиборг заряды 114, нейтроны 200 болатын № 114 экоқорғасын түрақты болады деп есептейді. Оның болжауы бойынша № 114 экоқорғасынның қасиеттері қорғасынға өте үқсас болады, өйткені оның ойынша VII периодта актионоидтардан (№ 90—103) кейін 6 және 7Р

элементтер (№ 104—118) орналасады. Одан соң жаңа сілтілік (№ 119, № 120) металдардан және № 121 эка-актинийдан соң (№ 122—153) /- және §- суперактиноид-тар орналасуы керек. Бүдан соң № 154—№ 168 й және / элементтер орналасып сегізінші период № 168 инертті газбен аяқталуы қажет. № 114 элемент экақорғасынның және басқа да кешешекте алынуға тиісті элементтердің қасиеттерін болжағанда Сиборг химиялық элементтердің периодтық жүйесін пайдаланды. Жаңа аса ауыр элемент-терді синтездеу проблемасы ядролық реакциялардың ^ (синтезделудің) жаңа тәсілдерін игеруді қажет етеді.

Әзірше ядролық синтездің соңғы жаңалықтарына № 107—110 элементтерді алу жатады.

§4. АТОМ ҚҰРЫЛЫСЫНЫҢ КҮРДЕЛІЛІГІ

XIX ғасырдың аягы мен XX ғасырдың бас кезіңце

екенін дәлелдеді.

Кейінгі зерттеулер катод сәулелерінің бөлшектері теріс электр ағыны, яғни электрондар екенін дәлелдеді.

- 4,8 • 10¹⁰ эл. ст. б.

Электрон массасы сутегі массасының -~ белігіне

тең.

Атом қүрылысынын күрделілігі туралы кезқарастың ары қарай дамуына радиоактивтік қүбылыстың ашылуы-ның зор маңызы болды.

Мария Склодовская-Кюри мен Пьер Кюри ездігінен сәуле шығару қүбылысын зерттеп, уран рудаларынан сәулені одан да күшті шығаратын радий және полоний элементтерін ашты. Кейінгі зерттеулер Д. И. Менделеев кестесіндегі № 83 элементтен кейін бәрі де ездігінен сәуле шығаратынын дәлелдеді.

Өздігінен сәуле шығару қүбылысы элементтің жай немесе күрделі заттың қүрамында болуына байланысты емес, заттардың қүрамьшдағы сол элементтің мелшеріне ғана байланысты. Олай болса, радиоактивтік қүбылыс осы элемент атомдарының қасиеті болып табылады.

Зерттеулер радиоактивті сәулелердің күрделі екенін керсетті (3-сурет). Электр және магнит ерістерінде ра-диоактивті сәулелер а, /3 және ү деп аталатын үш топқа белінеді. а-сәулелері теріс зарядты пластинкага тартылады. а-сәулелер — атомнан 20000 км/с жылдам-дықпен үшып шығатын оң зарядталған белшектер ағыны. Әрбір белшектің массасы 4 м. а. б. тең, ал за-ряды 2 + . Басқаша айтқаңца, а-белшектері — екі оң за-рядты гелий иондары. Мысалы, радий а-белшегін беліп шығарып радонға айналады:

²!&а - ²ЦКп + ІНе

/3-сәулелері, катод сәулелері сиякты, оң зарядталған пластинкаға тартылады. уЗ-белшектер атомдардан 100000—300000 км/с жыддамдықпен үшып шығатын электрондар ағыны екені анықталды.

у-белшектер — ете қысқа толқынды электромагниттік тәрбелістер. Олардың массасы ете аз, ал электр заряды болмайды.

Радиоактивтік қүбылыс элементтер атомдарының қүрамына әр түрлі белшектер кіретінін, яғни атомдар қүрылысының күрделі екенін дәлелдейді.

§ 5. АТОМ КҮРЫЛЫСЫНЫҢ ЯДРОЛЫҚ ТЕОРИЯСЫ

Ең алғаш рет ғылыми тәжірибеге негізделген атом қүрылысының моделін ағылшын физигі Э. Резерфорд үсынды (1911 ж.). Ол мынадай тәжірибе жасады. Радио-активті заттан үшып шыгатын а-сәулелерінің жолына өте жүқа металл пластинкасын орналастырды. Бүл пла-стинканың екі экран соғылған а-бөлшегін санауға мүмкіндік берді. Резерфорд а-сәулелерін жүқа металл пластинкасына бағыттап жібергенде а-сәулелерінің басым көпшілігі одан өтіп кеткенін, кейбірі бағытын өзгер-тетінін, ал осы соңғылардың кейбіреуі кері қайтатынын байқады (4-сурет). Резерфорд массасы ауыр (4 м. а. б.) заряды оң радиоактивті заттан шапшаң үшып шығатын (20 000 км/с) а-бөлшектерінін кері қайтуы оның атом-дағы оң зарядты, масасы ауыр бөлшектермен соқты-гысуынан деп түсіндірді. Осы тәжірибешң негізінде Ре-зерфорд атом қүрылысының мынадай моделін жасады.

Атомның барлық массасы дерлік көлемі өте кішкентай оң зарядты ядроға жинақталған, ал оның электрондары ядродан біраз қашықтықта үздіксіз қозғалып жүреді және электрон зарядтары ядро заряды-на тең болады.

Кейінірек кез келген атомда оның оң зарядтары жи-нақталған ауыр ядро болатынын басқа ғалымдар

м, атомдікі

дәлелдеді. Ядроның диаметрі 10 '⁵ - 10

10

м, яғни ядро атомнан 100 000 есе кіші.

I

Ө^Дро ӨЭлектРОн —»■ ^-&мшектерініңж<иш

!

ь«

Н^ Н_Г Н₀ Нда

4-сурет. Резерфорд тәжірибесі

5-сурет. Сутегі атомыньщ спектрі

§6. АТОМ ҚҮРЫЛЫСЫ ТУРАЛЫ Н. БОР ТЕОРИЯСЫ

Дат ғалымы Нильс бор Резерфордтың ядролық тео-риясының кемшіліктерін көрсетті. Шынында, классика-лық электродинамика бойынша ядроны айнала қозғалып жүрген электрон үздіксіз сәуле шығарудың нәтижесінде өз энергиясын бірте-бірте азайтып, ақырында ядроға қүлап түсу керек те, атом жойылуы керек. Бүл жағдай секуңдтың миллиондық үлесіндей уақытта іске асуы ке-рек. Бірақ атом жойылмайтын түрақты жүйе. Демек, электрон үздіксіз энергия шығарып отырса, атомның спектрі түтас болуы керек, ал шын мәнінде ол сызықша тәріздес (5-сурет). Спектр атомның негізгі сипаттамала-рының бірі және оның ішкі қүрылысын көрсетеді. Сөйтіп Резерфорд теориясы атом спектрінің сызықша тәріздес болу себебін де түсіндіре алмайды.

1913 жылы Н. Бор Э. Резерфордтың ядролық тео-риясын және М. Планктың сәуле шығарудың кванттық теориясын негізге ала отырып сутегі атомы қүрылысы-ның теориясын жасады. Неміс ғалымы М. Планктың (1900 жылы) теориясы бойынша заттар энергияны жеке-жеке порциялар — кванттар түрінде сіңіреді немесе бөліп шығарады. Квант энергиясы (Е) тербелу жиілігіне (V) пропорционал болады:

Е = V ■ һ, (1)

мүндағы һ — универсал Планк түрақтысы, ол 6,626 • 10 ³⁴ Дж • с-қа тең.

Келтірілген теңдеу Планк теңдеуі деп аталады және ол негізгі табиғат заңдарының біреуінің көрінісі. Бүл заң бойынша дененің энергиясы А-қа еселі түрде өзгерді.

Н. Бор алдымен атом қүрылысы туралы мәселені классикалық механика түрғысынан шешуді ойлады. Электрон ядроға неге қүлап түспейді? Оның себебі, электрон ядроны айналганда пайда болатын центрден те-бу күші оның ядроға, яғни е^/г¹ центрге тартылу күшін теңестіріп түрады:

пш² ё² .-. ё² ,~.

— = —. (2) немесе г = —_г, (3)

г г тх)

мүндағы т — электрон массасы, ё — электрон заряды, V — электронның қозғалу жылдамдығы, г — орбита радиу-сы, т мен е-нің саңдық мәндері белгілі, ал ь мен г-дің

Бор атом құрылысы туралы мәселені шешуге квант-тық теорияны пайдаланды.

теңдеуде екі белгісіз болғандықтан, оларды бірге шешуге

мыз:

Бүларды (2) теңдеуге қоямыз:

Қысқартқаннан кейін теңдеулердің түрі мынадай бо-лады:

тее ш

мүндағы г„— кез келген орбитаның радиусы, у„— ондағы электронның қозгалу жылдамдығы.

Бүл теңдеулерге һ = 6,62 • 10~³⁴ Дж.с, л = 3,14; е = 4,18 • 10'° эл. ст. б., т = 9,106 • 10"²⁸ г мәндерін қою арқылы г„ мен и„-ді табамыз:

т. с. с.

теді.

Н. Бор теңдеуіне сәйкес келетін орбиталары квант-тық немесе энергетикалық орбиталар немесе деңгейлер дейді, өйткені әрбір орбитадағы электронның өзіне тән энергия қоры болады. Бордың бірінші постулатына сәй-кес сутегі атомы қүрылысының сызба-нүсқасы көрсетіл-ген (6-сурет).

Қалыпты күйде сутегі атымының электроны бірінші (п = 1) кванттық немесе энергетикалық деңгейде болады, ал барлық басқа деңгейлердегі электронның күйі к,озган куйі деп аталады. Электрон қалыпты күйден қозған күйге көшкенде энергия квант түрінде сіңіріледі, ал ол қозған күйден қалылты күйге көшкенде энергия бөлініп

шығады.

Бордын, екінші постулаты. Электрон көбірек қозган (жогаргы деңгейден) куйден азырақ қозган (төменгі <)еңгейге) немесе қалыпты куйге көшкенде өзіне тән тербелу жиілігі бар сәуле турінде квант энергия бө-

лініп шыгады.

Бордың екінші постулатының математикалық өрнегі

мынадай:

71

Е,-Е_Ж = Ь> (13) немесе V = ^Е* _һ ^Ех , (14)

мүндағы Е_а — ядродан қашық деңгейдегі электронның энергия қоры, Е_ж — ядродан жақын деңгейдегі электрон-ның энергия қоры. Е_л пен Е_ж — электоронның қашық және жақын деңгейдегі толық энергиясын керсетеді, ал оның толық энергиясы (Е) кинетикалық (ть^г/2), потен-циялық (—е²/г) энергияларының қосыңцысына тең:

_Е = ПЕІ + (-^У (15)

Егер формуладағы потенциялық энергиядағы г-дің орнына (3) формуладан мәнін қойсақ, мына теңдеуді аламыз:

£ = ~2 то = =-. (16)

Атомдағы деңгейлерден электрон ауысуының тербелу жиілігі белгілі болса, толқын үзындығын есептейміз:

А - % , (19)

мүндағы X — толкын үзындығы, с — жарық жылдамдығы. Бүл формуладан: толқын узындыгы негұрлым аз болса, тербелу жиілігі, соган сәйкес кванттық энер-гиясы көп болады, керісінше толқын узындыгы көп болса, тербелу жиілігі және кванттық энергиясы аз

72

болады. Сондықтан рентген сәулелерінің энергиясы ра-диотолқындардың энергиясынан көп болады деген қорытынды шығады.

Бор теориясы сутегшің оптикалық спектрінің түзілуін түсінуге мүмкіндік береді.

Атомдағы электроңдардың мүмкін болатын ауысула-рының барлығына сутегінің жалпы спектрі сәйкес келеді. Барлық қашық жатқан энергетикалық деңгейлерден яд-роға жақын жаткан тек бір деңгейге электрондар ауысқанда спектрлік серия түзіледі. Осы ядроға жақын жаткан деңгейге алысырақ бір ғана деңгейден электрон-дар ауысатын болса, онда тек спектрлік сызықша түзіледі. Бор теориясы бойынша сутегі спектріндегі Бальмер сериясындағы спектрлік сызықтар әр түрлі қашықтықша жатқан (л_а = 3,4,5,6...<») деңгейлерден электрондар екінші энергетикалық (и_ж) деңгейге ауысқаңца түзіледі. Яғни Бор формуласына (18) п_ж = 2, ал л-ның орнына 3-тен бастап кез келген бүтін сан қою арқылы олардың тербелу жиілігін және толқын үзын-дағын (19) есептеуге болады.

Атом қүрылысы туралы Н. Бор теориясын неміс ғалымы Зоммерфельд дамытты. Спектрлік анализдің нәтижесі, спектрлік жеке сызық екі немесе одан да көп сызықшыларға бөлінетінін көрсетті. Бүдан Зоммерфельд энергетикалық деңгей деңгейшелерге бөлінеді, ал ол деңгейшелердегі электрондардың энергия қоры әр түрлі болады, яғни бір энергетикалық ден^ейде дөңгелек орби-тамен қатар эллипс тәрізді орбиталар да болады және олар кеңістікте әр түрлі орналасады деген қорытынды жасады.

Өте үсақ бөлшектердің — молекулалардың, атомдар-дың, электроңдардың т. б. қүрылыстарын, қозғалу заң-дылықтарьш кванттық механика заңдары толық түсін-діреді.

Қазіргі кезде заттардың қүрылысы туралы кванттық теория бойынша микробөлшектер (молекулалар, атомдар, электрондар т. б.) бір мезгілде әрі материялық бөлшек-тің, әрі толқынның қасиеттерін көрсете алады.

Микробөлшектердің толқындық қасиеттері. 1924 жылы француз ғалымы Луи де Бройль корпускулалық толқындык табиғат фотоңдарға ғана тән емес, кез кел-ген материялық бөлшектердің бойында да болады деп айтты. Де Бойльдың мына формуласы бойынша массасы т, жылдамдығы V микробөлшектің толқын үзындыгын есептеп шығаруға болады:

1927 жылы К. Д. Девиссон мен Л. X. Джермер (АҚШ) электрондардың дифракциясын зерттеу кезінде олардың әрі материялық бвлшектің, әрі толқынның қасиеттерін көрсететіні анықталып. Луи де Бройль идея-сының дүрыстығы дәлелденді.

Белгісіздік принципі. 1927 жылы неміс ғалымы В. Гейзенберг мынадай принцип үсынды: микробөлшектін орны (координаты) мен жыддамдығын (немесе импуль-сын д = ть) бір мезгілде анықтауға болмайды.

Бүл принциптің математикалық өрнектелуі мынадай:

Д цА V > Ь/_т.

Микробелшектің кеңістіктегі орны мен жылдам-дығының көбейтіндісі еш уақытта һ/т-нен кем болмай-ды.

ды.

Ядроның маңайыңдағы электрон бүлтының тығыздағы әр түрлі болады. Электронның болу мүмкіндігі дәлірек болатын кеністікте электрон бүлтының тығыздығы да жоғары болады. Сутегі атомыңца ядродан 0,053 нм қашықтықта электрон көбірек боЛатындықтан, кеңістіктің осы түсындағы электрон бүлтының тығыздығы да жоғары болады.

Электрон бүлттары бір-бірінен өздерінің энергия мөлшері, пішіндері және кеңістікте орналасу бағыты арқылы ажыратылады.

Осындай электрон бүлтьшың энергия мөлшерін, пішінін, кеңістікте орналасу бағытын көрсететін модельді атомдык, электрондық орбиталь деп атайды (7-сурет).

Иондану энергияларының элементтердіқ

реттік нөмірлеріне байланыстығы

Иондану энергиясы мен электрон қосылғыштық энер-гиясы. Сыртқы электрондарының санына сәйкес элемент-тер металдар және бейметалдар болып екі топқа бөлінеді. Металдардың сыртқы электрондық қабатында көбінесе 1, 2, 3 электрон болады да, бейметалдардың сыртқы элект-роңцарының саны көбінесе 4, 5, 6, 7-ге тең болады.

Атомдардың электрон қосып алуы да, беріп жіберуі де энергия өзгеруі арқылы жүреді. Атомнан электроңды үзуге және оны ядро әсер етпейтін қашықтыққа дейін апаруға жүмсалған энергияны иондану энергиясы (потен-циалы) деп атайды. Иондану энергиясы электровольтпен (эВ) немесе килоджоульмен (кДж/моль) өлшенеді. Элек-тровольтпен көрсетілген иоңдану энергиясы сан жагынан вольтпен (В) алынған иондану потенциалына тең бола-ды. Элемент атомынан бірінші электронды үзуге кеткен иондану энергиясынан Е\ екінші электронды үзуге кеткен иондану энергиясы Е₂ көп болады. Өйткені үзілген элек-тронның саны өскен сайын ядроның бейтараптанбаған оң зарядтарының саны артып, қалған электрондарды күштірек тартады.

Элементтер атомдарының иондану энергиялары олар-дың реттік нөмірлерінің өсуіне байланысты периодты

92

түрде өзгеріп отырады (10-сурет). Иондану энергиясының

сілтілік металдың иондану энергиясының мөлшері аз, ал

сол период бойынша элементтердің реттік нөмірлері

өскен сайын иондану энергиясының мәні де арта береді,

себебі период бойынша элемент реттік нөмірлерінің

өсуіне сәйкес олардың ядро зарядтарының саны артады

және радиустары кішірейіп, электрондардың ядроға тар-

тылу күші артады. Мысалы 2-периодтың басында түрған

литийдің иондану энергиясы 5,4 эВ, периодтың аяғында

түрған неонның иондану энергиясы 21,6 эВ. Иондану

энергиясының саңдық мәндері элементтердің то-

тықсыздандырғыштық қасиеттерін көрсетеді. Иондану

энергиясы неғүрлым азайған сайын элементтер атомда-

рының тотықсыздаңдырғыштық қабілеттері де арта бе-

реді. Мысалы 2-периодтың басында түрған иондану энер-

гиясы аз литий күшті тотықсыздандырғыш, ал сол пери-

одтың аяғына таман түрған фтордың тотықсыздан-

дырғыштық қасиеті болмайды. Атомдардың иондану

энергиясы периодтар бойынша солдан оңға қарай арта-

ды, ал топшалар бойынша жогарыдан төмен қарай ке-

миді. Иондану энергиясының кемуіне байланысты эле-

менттердің металдық касиеттері артады. Иоңдану энерги-

ялары ең аз нағыз металдарға сілтілік металдар жатады.

Элементтердің тотықтырғыштық қасиеттерін олардың

электрон қосып алғыштығы көрсетеді.

Атомға бір электрон қосылу нәтижесінде теріс заряд-

ғыштық электронвольтпен өлшенеді.

Электрон қосып алғыштық период бойынша солдан

оңға қарай артады. Осы бағыттарда элементтердің ме-

талдық қасиеттері кеміп, металл еместік қасиеттері ар-

тады, яғни олардың тотықсыздандырғыштық касиеттері

кеміп, тотықтырғыштық қасиеттері артады.

Кейбір элементтердің электрон қосып алғыштығы 6-

кестеде берілген.

6-к е с т е

Электр терістік. Жогарыда айтылғандай нағыз ме-талдардың иондану энергиясы аз болады да электронда-рын оңай беріп жібереді, ал нағыз металл еместің электрон қосып алғыштығы жоғары болады да, электрон-дарды өзіне оңай қосып алады. Химиялық реакцияларда қай элементтің атомы электрон беретішн, ал қай эле-менттің атомы электрон қосып алатынын анықтау үшін әр элементтің иондану энергиясын (I), электрон қосып алғыштығын (Е) есепке алу керек. Элементтер атомда-рының осы айтылған екі қасиетін, біріктіріп сипаттау үшін химияға электр терістік деп аталатын ерекше үғым енгізілген.

Элементтердің салыстырмалы электр терістігі 7-кесте-де берілген.

Элементтердің электр терістігі периодтарда солдан оңға қарай артады, ал топшаларда жоғарыдан төмен қарай кемиді. Электр терістік артқан сайын элемент-тердің электрон қосып алу қабілеті артады.

94

„V = ,оТҺ+₂Не

Осының нәтижесінде түзілген элемент ядросының массасы өзгермейтін болады, ал заряды бірге артады да, периодтық жүйеде бір орын оңға қарай ауысып орнала-сады, мысал ретінде астаттың (218) радонга — (218) айналу реакциясын келтіруге болады

> = ':с+/г

4. Электрон қосып алу. Радиоктивтік ыдыраудың бүл типіңде бастапқы элементтің ядросы жақын жатқан энергетикалық деңгейден бір электрон қосып алып бір протонын нейтронга айналдырады.

Электрон қосып алу нәтижесінде түзілген элемент бастапқы элементпен салыстырғанда периодтық жүйеде бір орын солға қарай ауысып орналасады. Мысал ретінде калий — 40-тың аргон — 40-қа айналу процесін келтіруге болады:

Табиғи радиоактивтік қүбылыс туралы жоғарыда қысқаша айтылды. Бнді изотоптар үғымымен таныс-қаннан кейін табиғи радиоактивтікке толығырақ анық-тама беруге болады:

Әр түрлі элементтердің радиоактивті изотоптары әр түрлі жылдамдықпен ыдырайды. Элементтер ядролары-ның ыдырау жылдамдығын сандық жағынан радиоак-тивтік ыдырау заңы мен жартылай ыдырау периоды анықтайды.

мүндағы Р — белгілі бір уақыт ішінде ыдырайтын ядро-лар саны, Р — алынған ядролардың жалпы саны, X — радиоактивтік ыдырау константасы. Әрбір радиоактивті изотоп үшін радиоактивті ыдырау константасының бел-гілі мәні болады.

Жартылай ыдырау периоды. Алынған радиоактивті заттың жартысы ыдырауға кететін уақыттың мөлшерін жартылай ыдырау периоды (7~/₂) деп атайды.

Г,/2 = 0,693{.

Осы формулаға сәйкес радиоактивтік ыдырау кон-стантасы арқылы элемент изотопының жартылай ыды-рау периодын табуға болады. Мысалы, радонның X = 2,097 • 10~⁶ жартылай ыдырау периодын былай та-бамыз:

Т,/г = 0,693 т = 0.693 ■ 470000С = 3,825 тәулік.

2,097 10~⁶

Элементтер ядроларының жартыла^ ыдырау периоды ете кең мөлшерде өзгереді. Мысалы _мРо-тің жартылай ыдырау периоды 3 • 10~⁷ с болса, ₄₉1л-тің жартылай ыдырау периоды 6 • 10¹⁴ жыл. Радиоактивті изотоптар-дың жартылай ыдырау периодының мәнісі мынада. Егер белгілі бір уақыт ішінде алынған изотоптың жартысы ыдыраса, келесі осыңцай уақытта калған изотоптың тағы жартысы ыдырады. Мысалы, радонның жартылай ыдырау периоды 7~/2 = 3,825 тәулікке тең. Мүның мәнісі алынған радон изотоптарының жартысы 3,825 тәулікте ыдырайды да 0,5 қалады, ал келесі 3,825 тәулікте қалдықтың жартысы ыдырап (0,5: 2 = 0,25) 0,25 қалады т. с. с.

Жартылай ыдырау периоды элементтер изотоптары-ның түрақтылығын (немесе түрақсыздығын) көрсетеді. Осы уақытқа дейін жер бетінде жартылай ыдырау пери-одтары үзақ элементтердің радиоактивті изотоптары сақталып қалады. Зерттеулердің нәтижесі жердің пайда болганынан бергі 4,5—5 миллиард жыл өткендігін дәлелдейді. Олай болса, жер қыртысында жартылай ыдырау периодтары өте үзақ уранның изотоптары *£и(Т_і/2 = 4£ ■ 10'жыл) ^(Тиг = 7,1 • 10⁸ жыл) жә-

не торийдың изотопы ^ТҺ (Т_1/2 = 4,5 • 10'° жыл) т. с. с. сақталып қалған.

Қазіргі кезде периодтық жүйеде № 83 элемент вись-муттан кейін орналасқан ауыр элементтер изотоптары-ның барлығы да үш элементтің ыдырауларының нәтижесінде түзіледі. Жоғарыда көрсетілген үш табиги

100

Жасанды радиоактивтік. Ядролық реакциялар. Яд-ролық реакциялар деп химиялық элементтер ядролары-иың әр түрлі бөлшектермен: а-бөлшектерімен, протон-дармен, дейтрондармен, нейтрондармен т. б. әрекеттесуін айтады. Ядролық реакция кезінде бастапқы элементтің ядросы қарапайым бөлшекті сініріп алып, өте қысқа омір сүретін (10~⁷ с) түрақсыз аралық ядро түзеді. Бүл аралық ядро қарапайым бөлшек немесе жеңіл ядро бөліп шығарады да жаңа элементтің ядросына айналады.

Ең алғаш рет 1919 жылы жасанды радиоактивтік ыдырауды Э. Резерфорд іске асырды. Ол азот ядроларын а-бөлшектерімен атқылаудың нәтижесінде оттегін алды. Бүл жағдайда бастапқы элемент азот ядросы өзіне а-бөлшегін сіңіріп алады да, өте түрақсыз фтор ядросына айналады, ал бүл аралық ядро өзінен протон бөліп шығарып оттегі изотопына айналады:

>+н_е = (>) = ';о+;н

Ядролық реакцияның теңдеуін қысқаша түрде жазу үшін алдымен бастапқы элементтің символын, онан кейін жақшаға атқылайтын бөлшек пен түзілетін бөлшекті жазып арасын үтірмен бөледі де, сонан кейін түзілетін элементтің ядросын жазады. Мысалы, жоғарыда келтірілген ядролық реакцияның қысқаша түрі мынадай болады:

>(а,;Н)>

ГАі + ;не = ₍;₅°р) = >+г

а-бөлшектерінен басқа протонның (,Н), дейтронның (,Н), нейтронның ('₀п) қатысуымен жүретін ядролық

101

реакциялардың келтірілген:

кейбіреулерінің теңдеулері 21 1 18 4 ,0^е+,Н = 9Ғ+2Не 9 2 10 1 4Ве + ,Н = 5В + 0п 10 1 7 4 5В+0п = 3Іі + 2Не

төмеңде

Ядролық реакциялар мен жасанды радиоактивтікті ашудың ғылым мен техникада зор маңызы болды. Осы-ның нәтижесінде әлі де белгісіз элементтерді синтездеу мүмкін болды. 1925 жылға дейін периодтық жүйеде ор-наласуға тиісті реттік нөмірлері 43, 61, 85, 87 элемент-тер ашылмай қалған еді. Өйткені бүл элементтердің бірде бір түрақты изотопы болмайтыны анықталды.

1937 жылы молибденді дейтрондармен атқылау арқылы № 43 технеций алынды:

Қалған элементтер, яғни № 61 элемент прометий, № 87 элемент франций уранның ядролық ыдырауы нәтижесінде ашылды.

Ураннан кейінгі элементтері синтездеуде кеңес ғалымы Г. Н. Флеров пен американ ғалымы С. Сиборг басқарған топтардың еңбектері ете зор. Ядролық реак-торларда уран — 238-ді үзақ уақыт атқылаудың нәти-жесінде № 93—100 элементтерді синтездеуді іске асы-рады. Оны мынадай сызба-нүсқа арқылы көрсетуге бола-ды:

238 „п 239 239 239 *„" 243 243

П^ 7 92⁰ _Р~- »З^Р Г- 94^Ри Ту 94^Р" * 95^™ "*

I I

0" 244 244 255 255 ₀" 256

7 95^™ ?*- 96^СШ - 99^Е8 Г~ Ю0^Ғт 7 100^Ғ (ТҮРЗҚСЫЗ)

1964 жылы плутонийды неон ядроларымен атқылау арқылы № 104 элемент курчатовий алынды:

1967 жылы америцийді неон ядросымен атқылау арқылы № 105 элемент нильсборий альшды:

Бүдан кейінгі элементтерді де синтездеу жүмыстары ары қарай жүргізілуде.

Атом энергиясы. Ядролық реакцияларды зерттеу яд-ролық энергияны практикалық мақсаттарға қолдануға жол ашты.

Зерттеулер ядродағы нуклондардың арасындағы берік энергия байланыстары периодтық жүйенің орта мөлше-ріне орналасақан элементтерге тән екенін анықтады. Со-ндықтан ауыр элементтердің ядролары жеңілдеу эле-менттердің ядроларына айналып ыдырағанда да (ядро-лардың бөлінуі) немесе жеңіл элементтердің ядролары ауырлау элементтердің ядроларына айналғанда да (тер-моядролық синтез реакциялары) көп мөлшерде энергия бөлінуге тиісті.

Ядролық энергетиканың жедел дамуына 1939 жылы ашылған жылу нейтрондарының маңызы зор болды. Өйткені радиоактивті элементтің ядролары нейтрондарды сініріп алып, екі жеңілдеу элементтердің ядроларына айналады да бірнеше нейтрон бөліп шығарады және со-нымен қатар өте көп мөлшерде жылу бөлінеді. Мүндай ыдырау ураннан кейінгі ауыр элементтерге тән және оны ядроның спонтандық бөлінуі деп атайды.

Мысал ретінде атом энергиясын алуға қолданылатын уран 235 изотопының нейтрондармен әрекеттесу процесін келтіруге болады:

„и + оп = ₃₆Кг+ ^Ва + г^п

Уран — 235-тен басқа ядролық энергия алу үшін уран — 238, плутоний — 239, уран — 233 қолданылады.

,Н+ ,Н = ₂Не + |,п

Бүл реакция кезінде бөлінетін энергия уран — 235 ядросы ыдыраған кезде бөлінетін жылудан 5 есе көп. Бірақ мүндай термоядролық реакцияны жүргізу үшін миллион градустан аса температура керек. Қазіргі кезде басқаруға болмайтын термоядролық реакцияларды ғана іске асыру мүмкін болып отыр. Мысалы, сутегі бомбасы-ның жарылуы осындай термоядролық реакцияларға негшделген. Ол үшін алдымен сутегі бомбасының ішінде-гі ₉₂И немесе ₉₄Ри негізінде жасалған атом бомбасы жарылып температураны миллион градусқа жеткізіп түтандырғыш қызметін атқарады, содан соң термоядро-лық реакция жүріп аса көп мөлшерде энергия бөліп шығарады.

4-ТЛРАУ.

ХИМИЯЛЫҚ БАЙЛАНЫС ЖӘНЕ МОЛЕКУЛАЛАР ҚҮРЫЛЫСЫ

Химиялық байланыс туралы ілім қазіргі химияның негізгі проблемаларының бірі. Өйткені не себепті атом-дардың бір-бірімен әрекеттесіп заттар (молекулалар, кристалдар) түзетінін және олардың түзілу механизм-дерін білмей түрып, заттардың құрамын, қүрылысын, ре-акциялағыштық қабілетін білу қиын.

104

Сондықтан бүкіл химия ғылымының даму дәуірінде химиялық байланыс мәселесіне зор көңіл бөлінеді.

Ғылымға негізделген химиялық байланыстың ең алгашқы теориясын швед химигі Берцелиус (1812) үсын-ды. Берцелиустың электро-химиялық теориясы бойынша бір элементтер атомдарының оң полюсі басымырақ, ал екінші бір элементтердің теріс полюсі басымырақ болады да, олар бірін-бірі тартып химиялық қосылыстар түзеді деп есептелді. Бірақ Берцелиус теориясы полюстері бірде бір элементтің электр-нейтрал атомдарынан не се-бепті жай заттардын (Н₂, СЬ, О_г т. б.) молекулалары түзілетінін, әсіресе органикалық қосылыстардың түзілу себебін түсіңдіре алмады.

Химиялық байланыс туралы ілімді дамытуда орыс ғалымы А. М. Бутлеровтың еңбегі зор. Ол өзінің хими-ялық қүрылыс теориясын үсынды. Бүл теорияның негізгі мәні мынадай: молекуладагы атомдар өздерінің ва-ленттіліктеріне сәйкес бір-бірімен белгілі ретпен қосылады. Заттардың қасиеттері молекуладағы атомдар-дың табиғатына және санына ғана байланысты емес, со-нымен қатар ол атомдардың бір-бірімен қандай ретпен орналасуына да байланысты. А. М. Бутлеров теориясы қазіргі кезде де қолданылады. Бүл теория әсіресе орга-никалық қосылыстардың көп түрлілігін жақсы түсіндіреді.

Бірақ химиялык байланыстардың түзілу механизмін түсіндіру электрон ашылғаннан кейін ғана мүмкін болды.

1916 жылы неміс ғалымы Коссель бір элементтің электрон беруі, екінші элементтің осы электронды қосып алуынан түзілген иондардың арасындағы тартылыстың нәтижесінде химиялық байланыс түзіледі деген теория-сын үсынды.

Сол жылы американ ғалымы Льюис әрекеттесетін атомдардың дара электрондарын ортақтастырудың нәтижесінде түзілген екі атомға да бірдей ортак қос электрондар арқылы химиялық байланыс түзіледі деген теориясын үсынды.

Коссель мен Льюистың теорияларьш химиялық бай-ланыс теориясының екі жағы деп қарастыруға болады. Өйткені Коссель теориясы бойышпа химиялық байланыс (иондық) электрон беру, қосып алу нәтижесінде болған иондар арасында түзіледі, ал Льюис теориясы бойынша химиялық байланыс екі элементтің ортақтастырылған қос электрондары арқылы түзіледі.

Сутегі атомдары электрон

бүлттарыньщ бүркесуінен

молекулалық электрон

бұлтының түзілуі

Қазіргі кезде қолданылатын химиялық байланыс ту-ралы ілім Коссель мен Льюис теориялары негізінде да-мыды.

9 1. ХИМИЯЛЫҚ БАЙЛАНЫСТАРДЫҢ ТҮЗІЛУІ

Химиялық байланыстар атомдардың әрекеттесуі нәтижесіңде пайда болған екі атомдық немесе көп атом-дық түрақты жүйелерде (молекулаларда, кристалдарда) түзіледі.

Ковалентті химиялық байланыс түзілу механизмін сутегі молекуласының пайда болу мысалы арқылы қарастырайық.

Сутегі атомы бір протоннан, бір электроннан түрады. Осыңдай екі атом жеткілікті мөлшерде бір-біріне жақын-дасқанда бір атомның ядросымен екінші атомның элект-ронының арасында тартылыс күші, ал екі атомның ядро-лары мен электрондарының арасында тебу күші пайда болады.

Екі атомның бөлшектерінің бірін-бірі тебу күштері олардың өзара тартылу күштеріне тең болғанда түрақты жүйе — молекула түзіледі.

Электрондарының спиндері параллель сутегінің екі атомы жақындасқанда жүйенің энергия қоры көбейе бе-реді. Мүндай атомдарды бір-біріне жақындастырып ара-сында химиялық байланыс түзу үшін көп энергия жүмсау керек болады да молекуланы түрақсыз етеді, ягни химиялық байланыс түзілмейді.

106

Электрондарының спиндері қарама-қарсы сутегінің екі атомы (Т і) бір-біріне жақындаған сайын жүйенің энер-гиясы азая береді де, олардың ядроларының ара қашықтыгы го болғаңда (г = г₀) жүйенің энергиясы ең аз шегіне жетеді, ал бүл энергия мөлшеріне оның ең түрақты күйі сәйкес келеді. Мүның өзі спиндері қарама-карсы сутегінің екі атомынан оның түрақты молекуласы түзілгенін көрсетеді.

Химиялық байланыс түзілудің басты шарттарының бірі — әрекеттесетін атомдар электрон бүлттарының (ор-битальдарьшың) — бір-біріне өзара өтуі немесе қаптасуы арқылы молекулалық электрон бүлтын немесе молекула-лық орбиталь түзілуі жатады.

Жоғарыда айтылғандай, сутегі атомдары бір-бірімен белгілі мөлшерге дейін жақындасқанда (г = г₀) олардың электрон бүлттары өзара бір-бірімен қаптасып молекула-лық электрон бүлтын түзеді (12-сурет).

Электрон бүлттарының осындай бір-бірімен қаптасуы нәтижесінде екі ядроның арасындағы теріс электр заря-дының тығыздығы артады. Екі атомның оң зарядталған ядролары осы теріс электр заряды басым кеңістікке күшті тартылып химиялық байланыс түзеді, ал осы бай-ланыстың нәтижесінде екі атомнан қүралған сутегі моле-куласы түзіледі.

I Химиялық байланыстар түзілген кезде энергия бөлінетіндіктен, ол байланыстарды үзу үшін энергия жүмсалады. Оны байланысты узу энергиясы деп атай-ды. Химиялық байланысты үзу энергиясы химиялық байланыстың түзілу энергиясына тең, бірақ таңбасы қарама-қарсы. Химиялық байланыс энергиясы — байла-ныстың мықтылығын сипаттайтын оның ең негізгі көрсеткіштерінің бірі. Химиялық байланыстар типтері бірдей екі немесе көп атомды молекулалардағы орташа химиялық байланыс энергиясын анықтайды. Ол үшін атомдардан молекула түзілу энергиясын сол молекула-дағы байланыстардың санына бөледь)

107

Су молекуласындағы Н — 0 орташа байланыс энер-гиясы (493,77 + 424,05) : 2 = 458,91 кДж/моль болады. Бүдан орташа химиялық байланыс энергиясының жеке байланыстардын үзілу энергиясынан айырмасы бар екенін көруге болады. Химияда байланыс энергиясы туралы сез болғанда химиялық байланыстың орташа энергиясы ту-ралы айтылып түрғанын есте үстау керек.

§2. ХИМИЯЛЫҚ БАЙЛАНЫСТАРДЫҢ ҰЗЫНДЫҒЫ ЖӘНЕ БАЙЛАНЫСТАР АРАСЫНДАҒЫ Б¥РЫШТАР

Энергияның ең аз мөлшеріне сәйкес келетін ядролар-дың орташа ара кашықтығын химиялық байланыстың ұзындыгы деп атайды. Молекуладағы атомдардың та-биғатына, санына және атомдардың арасындағы байланы-стардың ретіне қарай химиялық байланыстардың үзыңдығы нанометрдің жүзден бір бөлігінен оның оннан екі немесе оннан үш бөлігіне дейін өзгереді. Мысалы кейбір қосылыстардың байланыс үзындығы мен байланыс энергиясы төменде келтірілген:

Молекула Н — Н 0 = 0 N = N Н — С1

Байланыс үзынды-

ғы (нм) 0,074 0,1207 0,1094 0,1274

Байланыс энергия-

сы кДж/моль 458,91 213,91 803,71 486,5

Егер молекуланың қүрамына бірнеше (үш немесе одан да көп) атомдар кіретін болса, олардың молекула-дағы орналасу реті байланыс үзындығынан басқа, байла-ныстардың арасындағы бүрыштар арқылы анықталады. Байланыстар арасындағы бүрыштарды молекуладағы атомдар ядроларын түзу сызықпен қосу арқылы анықтайды. Байланыстың арасыңдағы бүрыштар атомдар-дың табиғатына, санына, атомдардың арасындағы байла-ныстардың ретіне тәуелді болады. Теменде кейбір моле-кулалардың бүрыштары, байланыс үзындығы келтірілген:

Молекула С0₂ Н₂0 ВҒ₃ Ш₃
Байланыс үзынды-

ғы (нм) 0,116 0,096 0,129 0,101

Байланыс бүрышы 180° 104,28° 120° 107,2°

§3. ХИМИЯЛЫҚ БАЙЛАНЫСТАРДЫҢ ТИПТЕРІ

Әрекеттесетін атомдардың электртерістігіне және соған сәйкес молекуладағы электрон бүлттарының орналасуына бай-ланысты химиялык байланы-стар полюссіз ковалентті, полюсті ковалентті, ионды бо-лып негізгі үш топқа бөлінеді.

Бүл үш түрлі химиялық байланыстардың түзілу тегі бірдей, олардың барлығының электрлік сипаты болады.

Атомдардың электрон бүлт-тары әрекеттесіп, бір-бірімен қаптасуы нәтижесінде түзілген молекулальгқ электрон бүлты немесе молекулалық орбиталь екі атомға да ортақ болатын химиялық байланысты кова-лентті байланыс деп атайды.

13-сурет.

Молекулалық электрон

бұлттарының поляризациясы

Полюссіз ковалентті байла-
ныс бірдей атомдардың ара-
сында түзіледі (13, а-сурет).
Өйткені бір элемент-тің атом-
дарының электр терістігі
бірдей болады да, екі ядроның
арасындагы молекулалық

электрон бүлтына бірдей күшпен әсер етеді. Оған жай заттардың (Н₂, С1₂, 0₂) молекулаларьпща түзілетін байланыстарды келтіруге бо-лады.

Полюссіз ковалентті байланыс әр түрлі атомдардың арасында да түзілуі мүмкін, бірақ бүл жағдайда молеку-ла түзетін атомдардың электр терістіктері бірдей немесе өте жақын болуы керек.

Полюсті ковалентті байланыстар әр түрлі атомдардың арасында түзіледі (13, б-сурет). Өйткені молекуладағы әр атомның электр терістігі әр түрлі болады да, атом-дардың арасында түзілген молекулалық электрон бүлты электр терістігі басым элементтің атомына қарай ығысады (13, б-сурет). Электрон бүлтының ығысуын по-ляризация деп атайды. Осындай біржақты поляризация-

Электрондық және электрондық-графикалық форму-лалар. Әр элементтің атомы өзіне тән ядро зарядымен және саны соған тең электрондармен сипатталады, ал ол электрондар энергетикалық деңгейлер мен деңгейшелерде орналасады. Бұл электрондар микробөлшектер болған-дықтан, олардың күйін төрт квант сандарының мәңдері сипаттайды.

Бас квант саны 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 ...

Энергетикалық деңгей К, Ь, М, /V, О, Р, <р ...

немесе қабат

Бас квант санының мәні, энергетикалық деңгейдің нөмірін көрсетеді. Электронның энергиясы оның ядродан қашықтығына байланысты болады. Сондықтан электрон ядроға жақын жатса, энергиясы да көбейе береді. Сол себепті бас квант санының мәні өскен сайын оның энер-гиясы артады. Мысалы, бірінші деңгейге орналасқан электрондарға карағанда бас квант санының мәні п = 2 болатын екінші деңгейде немесе Ь қабатыңда орналасқан электроңдардың энергиясы көп болады т. с. с.

Орбиталь квант саны I бас квант санына тәуелді болады және ол электрондардың пішіндерін анықтайды, сондай-ақ электронның энергиясының бас квант санының мәніне сәйкес келетін орта энергиядан айырмашылығын көрсетеді. Орбиталь квант санының 0-ден 1-ге дейін бо-латын бүтін сандармен көрсетілген мәндері болады, ал ол мәндерге латынның кіші әріптерімен бейнелейтін деңгейшелер немесе қабатшалар сәйкес келеді.

/ ... 0, 1, 2, 3 ... (л-1) у, р, а", / ...

Бас квант санының мәні канша болса, оған сәйкес келетін деңгейде электрон бүлттарының пішіні және деңгейлер сонша болады. Бүл айтылғандарды мьша 2-ке-сте көрсетеді.

2-к е с т е

Бас және орбиталь квант сандарының

арасындағы байланыс және оларга сәйкес

келетін деңгейлер мен деңгейшелер

Үшінші денгейде үш деңгейшелер болады және оларға электрон бүлттарының үш пішіні сәйкес келеді, мүндағы б/-деңгейшесіне орналасатын электрондар ядроны аиналғанда пішіндері терт күрделі электрон бүлттарын немесе орбитальдар түзеді.

Төртінші деңгейде төрт деңгейше болады, ал олар-дың электроңцары пішіндері төрт түрлі орбитальдар

түзеді.

Магнит квант саны орбиталь квант санына тәуелді және оның — 1, 0 + / мен өрнектелетін бүтін сандарға тең мәндері болады. Осыган байланысты магнит квант санының мәні т_с = 2/ + 1 тең. Осы формула арқылы табылған магнит квант санының сандық мәні осы цеңгейшедегі немесе қабатшадағы орбитальдар санын

байланыстарының

түзілу

сызба-нұсқасы

түгел бір-бірімен қаптасуының нәтижесінде түзіледі (16-сурет). о-байланыс түзуге тек алады.

Сонымен 5-электрондар тек сигма байланысын, р-электрондар сигма және л-байланыстарын, ал сі-электро-ндар сигма, пи, дельта байланыстарын түзуге қатысады.

Бір молекуланың өзінде сигма және л-байланыстары түзілуі мүмкін. Бүл жағдайда молекулада қос немесе үш байланыс болады. Мысалы, этилендегі қос байланыстын

114

біреуі сигма, екіншісі — байланысына жатады. Сигма бай-ланысы түзілгенде орбитальдар бір-бірімен көбірек қап-тасатындықтан, сигма байланысы л>байланысынан мық-тырақ болады.

§6. АТОМДАР ОРБИТАЛЬДАРЫНЫҢ ГИБРИДТЕЛУ ТЕОРИЯСЫ

Көптеген элементтердің атомдары химиялық байла-ныстар түзуге өздерінің әр түрлі деңгейшелерінде жатқан электрондарын пайдаланады. Мысалы, химиялық байланыстар түзуге қозған күйлерінде берилий атомы бір 5-, бір р-электрондарын, бор атомы бір 5-, екі р-электрондарын, көміртегі бір х-, үш р-электрондарын пайдаланады. Осы элементтердің бастапқы орбитальдары-ның формаларының және үзындықтарының әр түрлілігіне қарамастан олардың қатысуымен түзілген химиялық бай-ланыстардың беріктігі бірдей болады. Осыдан келіп бір элементтің әр түрлі пішіңці орбитальдары басқа эле-менттің орбитальдарымен әрекеттескенде түзілген химия-лық байланыстар беріктігі неге бірдей болады деген сүрақ туады. Бүл сүраққа тек элементтер атомдарының гибридтелу теориясы ғана жауап бере алады. Бүл тео-рия бойынша химиялық байланыс түзердің алдында атомның әр түрлі орбитальдарының пішіндері мен энер-гиялары өзгеріп, саны бастапқы орбитальдардың санына тең пішіндері және энергиялары бірдей, кеңістікте сим-метриялы түрде орналасқан жаңа гибридті орбитальдар пайда болады.

Жеке х- немесе р-орбитальдардың қатысуымен тү-зілген химиялық байланыстарға қарағанда гибридті орби-тальдардың қатысуымен түзілген химиялық байланыстар мықтырақ болады. Өйткені гибридті орбитальдар басқа орбитальдармен әрекеттескенде көбірек қаптасады.

Енді элементтер атомдарының электрондық орбиталь-дарының гибридтелуін және сол гибридті орбитальдардың қатысуымен ковалентті химиялық байланыстар түзілу жағдайларын қарастырайық.

Екінші негізгі топша элементтерінің қозган күй-лерінде бір х-, бір р-электроңцары болады. Сондықтан бүл элементтердің бір х-, бір р-орбитальдарының гибрид-телуінен пішіңдері және энергиялары бірдей, бір-біріне

115

17-сурет.

2ір-гибридті орбитальдардьщ

түзілу сызба-нұсқасы

180° бүрыш жасай орналасқан екі гибридті орбитальдар түзіледі (17-сурет).

Осы гибридті орбитальдардың қатысуымен түзілген химиялық ковалентті байланыстар да бір-біріне 180° бүрыш жасай орналасады. Мысалы, берилий атомының 25р-гибридті орбитальдары хлордың екі атомының р-ор-битальдарымен әрекеттескенде түзілетін ВеСЬ молекула-сындағы екі ковалентті байланыстардың беріктігі де бірдей және олар бір-біріне 180° бүрыш жасап орналаса-ды, ал молекуланың пішіні түзу сызық тәріздес болады (18-сурет).

Сонымен екінші негізгі топша элементтерінің қатысуымен түзілген екі ковалентті байланыстар бір-біріне 180° бүрыш жасай орналасады да, ал молекула-лардың түзу сызық тәріздес болады.

Үшінші негізгі топша элементтері атомдарының қозған күйлеріңце бір $-, екі р-электрондары болады. Соған сәйкес олардың бір екі р-орбитальдарының гиб-ридтелуінен кеңістікте бір-біріне 120° бүрыш жасай ор-наласқан үш р²-гибридті орбитальдары түзіледі (19-сурет).

Осы үш 5/>²-гибридті орбиталъдардың қатысуымен түзілген үш ковалентті химиялық байланыстар да бір-біріне 120° бүрыш жасай орналасады. Мысалы, бор ато-мының үш 5р²-гибридті орбиталъдарының хлордың үш атомының р-орбитальдарымен қаптасуының нәтижесінде

19-сурет.

Ъ$р — гибридті орбитальдарының түзілу

сызба-нұсқасы

түзілген ВСЬ молекуласындағы үш ковалентті байланыс бір-біріне 120° бүрыш жасай орналасады, ал молекула-ның пішіні үшбүрыш тәріздес болады (20-сурет).

Төртінші негізгі топшы элементтері атомдарының козған күйлерінде бір 5- үш р-электрондары болады. Осы электроңдардың бір 5-, үш р-орбитальдарьшың гиб-ридтелуінің нәтижесінде кеңістікте бір-біріне 109° бүрыш жасай орналасқан және тетраэдрдің төрт бүрышына қарай бағытталған төрт 5р³-гибридті орбитальдар түзіледі. Осындай 45р³-гибридті орбитальдарының (21-су-рет) қатысуымен түзілген төрт ковалентті байланыстар-дың орналасу бағыты да тетраэдр тәріздес болады. Мысалы көміртегі атомының төрт $р -гибридті орбиталь-дары төрт сутегі атомдарының я-орбитальдарымен

18-сурет. 2$р-ізибридті орбитальдардыц катысуымен түзу сызық тәріздес ВеСІг молекуласыньщ түзілу сызба-нұсқасы

116

20-сурет. 21-сурет.

3«р — гидбридті орби- 4$р -гибридті орбитальдарда

тальдарыньщ түзілу сызба-нұсқасы

қатысуымен үшбұрыш

тәрізді ВСІз

молекуласынын

түзілу сызба-нұсқасы

117

б

23-сурет.

Аммиак молекуласындағы

химиялық байланыстар

және оның пішіні

24-сурет.

Су молекуласындагы химиялық байланыс-

тар және молекуланын пішіні


25-сурет.

Түзу сызық тәріздесс НСІ, Сһ

молекулаларыңдағы химиялық

байланыстар.

22-сурет.

4*р -гибридті орбитальдардын

қатысуымен түзілген тетра-

эдр

тәріздес СН4 молекула

әрекеттескенде бір-біріне тетраэдр тәрізді орналасақан терт ковалентті байланыс түзіледі, ал молекуланың пішіні де тетраэдр тәріздес болады (22-сурет).

Сонымен төртінші негізгі топша элементтері атомда-рының қатысуымен түзілген молекулалардың пішіңцері тетраэдр тәріздес болады.

Бүл айтылғандардан басқа элементтердің электрондық орбитальдары гибридтелуінің басқа да типтері болады.

Бір «-, үш р-, бір с/-орбиталъдарының гибридтелуінен кеңістікте тригональды бипирамиданың төбелеріне орна-ласқан бес зр³й гибридті орбитальдар түзіледі. Бір 5-, үш р-, екі ^-орбитальдарының гибридтелуінен октаэдрдің бүрыштарына бағытталған алты 5р³с1²-гибридті орбиталь-дары түзіледі. Бүлардың қатысуымен түзілген молекула-лардың пішіндері де сәйкес тригональды бипирамида және октаэдр тәріздес болады.

Бесішпі негізгі топша элементтерінде химиялық бай-ланыстар түзуге үш дара р-электрондар қатысады да, бір жүп электрон химиялық байланыс түзуге қатыспайды. Бірақ бүл элементтердің де бір 5-, үш р-орбитальдары гибредтеліп, көміртегі атомы сияқты тет-раэдр тәрізді 4зр -гибридті орбитальдар түзеді. Мысалы, азот атомындағы тетраэдрдың бір бүрышында (бір гиб-ридті орбитальда) химиялық байланыс түзуге қатыспай-ытын 2х жүп электрондары орналасқан, ал қалған үш орбитальдарда бір-бірден р-дара электрондар болады. Ко-валентті байланыс түзуге қатыспайтын — 2$-жүп элект-рондардарыныц гибридтелуге қосатын үлесі азайып,





химиялық байланыс түзуте қатысатын гибридті орбиталь-дардың арасындағы бүрыш 109°-тан 90° дейін кішірейеді. Осы себептен азот атомының Ззр-гибридті орбитальдары үш сутегі атомының 5-орбитальдарымен қаптасуы нәти-жесінде түзілген аммиак молекуласындағы ковалентті химиялық байланыстардың арасындағы бүрыш (НИН) 107,3°-қа дейін кішірейеді (23,а-сурет). Сондықтан амми-ак молекуласының пішіні тетраэдр тәріздес емес, үшбүрышты пирамида тәріздес болады (23, б-сурет).

Сонымен бесінші негізгі тошпа элементтері пішіндері үшбүрышты пирамида тәріздес молекулалар түзеді. Пи-рамиданың төбесінде бесінші негізгі топша элементтері (мысалы, азот), ал оның үшбүрышты табанының бүрыш-тарында басқа элементтер орналасады.

Алтыншы негізгі топша элементтерінің төрт 5р³-гиб-ридті орбитальдарында алты электрондар болады. Мүның екеуі дара электрондар түрінде екі яр-гибридті орбиталъ-дарға орналасып химиялық байланыс түзуге қатысады да, ал қалған төрт электрондар екі жүп болып, басқа екі орбитальдарда орналасады. Бүдл екі жүп электрондар химиялық байланыс түзуге қатыспайды. Сондықтан ал-тыншы негізгі тогапа элементтерінің атомдарының екі гибридті орбитальдары басқа элементтер орбитальдары-мен қаптасып химиялық байланыс түзгенде ол байланыс-тардың арасындағы бүрыш бүрынтыдан да кішірейеді. Мысалы, оттегінің екі хр-гибридті орбитальдары су-тегінің екі атомының х-орбитальдарымен әрекеттесіп су

119

118

молекуласын түзгенде химиялық байланыстардың ара-сындағы бүрыш (НОН) 104,5°-қа тең болады. Сондықтан су молекуласының, сол сияқты алтыншы негізгі топша элементтерінің қатысуымен түзілетін молекулалардың пішіңдері бүрыш тәріздес болады (24-сурет).

Бірінші негізгі топша элементтерінің сыртқы қабатында бір дара 5-электроны, ал жетінші негізгі топ-ша элементтерінің сыртқы қабатында бір р-электроны болады. Бүл топшалардың элементтері осы электронда-рын жүмсап молекулалар түзгенде оларда бір сигма бай-ланысы түзіледі, ал молекулалардың пішіндері түзу сызық тәріздес болады. Мүңцай молекулалардың мысалы ретінде СЬ, НСІ қосылыстарын келтіруге болады (25-су-рет).

§ 7. МОЛЕКУЛАЛЫҚ ОРБИТАЛЬДАР ТЕОРИЯСЫ

Валенттік байланыс теориясы көптеген коваленттік химиялық байланыстардың түзілу жағдайларын, ол бай-ланыстардың кеңістіктегі бағыттарын және молекулалар-дың пішіндерін жақсы түсіндіреді. Дегенмен валенттік байланыс теориясының біраз кемшіліктері бар.

Бүрын айтылғанындай, валенттік байланыс әдісінің негізгі қағидасы атомдар арасындағы химиялық байла-ныстар бір немесе бірнеше жүп электрондар арқылы түзіледі деп үйретеді. Осы түрғыдан қарағаңца кейбір қосылыстардағы түзілген химиялық қосылыстардағы хи-миялық байланыстарды түзуге жүп электроңдар емес, тек тақ электроңдар қатысады. Мысалы, сутегінің моле-

кулалық ионы Н₂ түрақты қосылыс. Бүл қосылыстағы

химиялық байланысы бір электрон арқылы ғана түзіл-ген, ал ол байланыстың түзілу энергиясы 256 кДж/-моль. Сондықтан сутегінің молекулалық ионындағы химиялық байланыстың түзілу табиғатын валенттік бай-ланыс теориясы түсіндіре алмайды.

Валенттік байланыс теориясы бойынша оттегі моле-куласындағы химиялық байланыстар екі жүп электрон-дар арқылы түзілетіні осы тараудың басында айтылды, яғни, бүл түрғыдан қарағанда оттегі молекуласында дара электрондар болмауы тиіс.

Қүрамында дара электрондар жоқ молекулалар диа-магнитті, яғни магнитке тартылмайды, ал қүрамында да-ра электрондар бар молекулалар парамагнитті болады, басқаша айтқаңца, олардың өзіндік магнит өрісі болады

120

да басқа магнит өрісіне тартылады. Оттегінің магниттік қасиеттерін зерттеу оның қүрамында екі дара электрон-дар бас екенін дәлелдеді.

Валенттік байланыс теориясы кейбір молекулалардың электрондарын жоғалтудың нәтижесінде олардағы химия-лық байланыстардың беріктігі не себепті артатын да түсіндіре алмайды. Мысалы, оттегі молекуласындағы (0₂) химиялық байланыстардың үзілу энергиясы 494 кДж/моль, ал осы молекуланың бір электронын жоғалтуынан түзілген молекулалық ионның (0 ) химиялық байланы-старының үзілу энергиясы 642 кДж/моль.

Валенттік байланыс теориясы түсіндіре алмайтын жоғарыда келтірілген және де сол сияқты басқа да мәселелерді молекулалық орбитальдар теориясы түсін-діріп береді.

Молекулалық орбитальдар теориясы молекула ядро-лар мен электрондардан түратын түтас жүйе деп қарап, орбитальдарында электрондар теориясы атомдарға қолда-нылатьга кванттық механиканың заңдылықтарын күрделі-рек жүйе — молекулаларға қолданады.

Әрбір элементтің атомы бір ядродан түрады, ал атомдардан түзілген молекула көп ядродан түрады. Со-ндықтан молекуланың орбитальдарындағы электрондарға көп ядролар өрісі әсер ететіндіктен атомдардан молекула түзілу кезінде жүйенің энергиясы азаяды.

Атомдардагы сияқты әрбір молекулалық орбитальға квант сандарының белгілі бір мәндері сәйкес келеді. Атомдық орбитальдар $, р, і, / әріптерімен белгіленетіні сияқты молекулалық орбитальдар о,ж,д,<р әріптерімен

белгіленеді.

Молекулалық орбитальдар теориясы бойынша моле-куланы сипаттау үшін, оның орбитальдарының типін (ст, ж, д, <р) сол орбитальдардың энергияларының өсуіне байланысты электрондардың орналасу ретін анықтау ке-рек. Атомдардың орбитальдарындағы сияқты, молекула-лық орбитальдарда электрондардың орналасу реті Паули принципі мен Гунд ережесіне бағынады.

Молекулалық орбитальдар көп ядролы болғандықтан, атомдармен салыстырғанда, олардың пішіндері күрделірек болады. Сондықтан жуық мөлшермен молекулалық орби-тальдар — атомдық орбитальдар әрекеттесуінің сызықтық кескіні. Басқаша айтқанда, молекулалық орбитальдар әрекеттесетін атомдық орбитальдарды қосудың және алу-дың нәтижесінде түзіледі деп түсіну керек. Егер әрекеттесетін <р_л екі атомдардың орбитальдарын немесе

121





122


толқындық функциялары <р_л және <р_в деп белгілесек, олардың әрекеттесуінен (қосылу және алудан) екі типті молекулалық орбитальдар немесе молекулалық функция-лар түзіледі. Атомдық орбитальдарды қосудан <р +, ал оларды алудан <р — молекулалық орбитальдар түзіледі:

<р + = С,_м + С^в <р - = Сі_РА Сгр_В

Коэффициенттер С және Сг жеке атомдармен салыс-тарғандағы электрондардын толқындық функцияларын молекуладағы ядролар мен электрондардың әсерін есепке алады.

Атомдардан молекула түзілгенде әрекеттесуге қатысқан N атомдық орбитальдардан N молекулалық ор-битальдар түзіледі, ягни әрекеттесуге қатысқан атомдар-да қанша атомдық орбитальдар болса, молекулада соиша молекулалық орбитальдар болады. Мысалы, әрекеттесетін екі атомның бір-бірден орбитальдары болса, ол екі атом-дық орбитальдардан екі молекулалық орбитальдар түзіледі.

Ғ

Мысалы, әрқайсысында бірден 1« электрондары бар екі атомның орбитальдарының сызықтық әрекеттесуінен

* *

_і



. 26-сурет.

Байланыстырушы (сР^ш,я^баи ) және (^кх^і^6ос) босатушы

орбитальдарыньщ түзілуі

түзілген молекулалық орбитальдар пішіні мен энергия-сьш қарастырайық. Бір элементтің екі атомынан қүрылған молекуладағы бірдей ядролардың молекулалық орбитальдардағы электрондарға тигізетін әсері бірдей болғандықтан, жоғарыдағы формуладағы коэффициеттер өзара тең, яғни С1-С2. Сондықтан оны былай жазамыз:

<р =<рл + <ра.

Екі атомның орбитальдарының қосылу мен алыну процесі 26-суретте көрсетілген.

Әрекеттесетін атомдардың екі орбитальдарының толқындық функцияларының таңбалары бірдей болса (<рл + <рв), олар бір-бірімен қосылып, екі ядролы молеку-лалық орбиталь түзеді. Мүның мәнісі екі ядроның ара-сында электрон зарядының тығыздығы артып, екі ядроның осы кеңістікке тартылуы, бір-бірімен байланы-суы артады, яғни химиялық байланыс түзіледі. Мүндай химиялық байланысты қамтамасыз ететін энергия тиімді молекулалық орбитальды байланыстарушы орбиталь дейді.

Әрекеттесетін атомдық орбитальдардың толқыядық функцияларының таңбалары әр түрлі болғаңда, олар бір-бірінен алынады да түзілген молекулалық орбитальдың ядро арасьгадағы электрон зарядының тығыздыгы нөлге тең болады, электрон зарядының тығыздығы ядролардың сыртында жинақаталады. Мүндай орбитальдар байланы-стыруға қарсы немесе босатушы орбитальдар деп ата-лады. Байланыстырушы орбитальдардың таңбаларының жоғары жағына "байл., мысалы о*"", босатушы орби-тальдардың таңбаларының жоғары жағына "бос" (мыса-лы о**) деген қысқарған сөздер қосылып жазылады.

Байланыстырушы орбитальдарда орналасқан электрон-дар байланыстырушы, ал босатушы орбитальдардағы электрондар босатушы электрондар деп аталады.

Атомдық орбитальдардан молекулалық орбитальдар-дың түзілуі энергетикалық диаграмма арқылы көрсеті-леді (27-сурет). Атомдық орбитальдар АО әріптерімен, молекулалық орбитальдар МО әріптерімен, энергия Е әрпімен белгіленіп, шартты түрде төменнен жоғары ка-рай өседі деп есептеліп, төменнен жоғары қарай бағыт-талған вертикаль стрелка арқылы көрсетіледі.

Молекуладағы байланыстырушы және босатушы элек-трондар молекуланың түрақтылығына қарама-қарсы әсер

123

Е А0| 4 і

МО |А0 етеді. Байланыстырушы молеку-
I лалық орбитальдардағы электро-

I' һ

I \ I \

I ^

I

I

і

/і

/ I

і I

I

I

гюа

27-сурет.

Атомдық және молекула-

лық орбитальдардың

энергетикалық

децгейлерініц

сызба-нүсқасы

ндар химиялық байланысты іске асырып, оның беріктігін артырса, босатушы орбитальдағы электро-ндар керісінше әсер етеді. Бір босатушы электрон бір байланы-стырушы электронның әрекетін жоққа шығарады. Соңдықтан мо-лекуладагы химиялық байланы-стың еселігін (санын) байланыс-тырушы электрондар мен босату-шы электроңцардың айырмасын екіге бөлу арқылы табады. Ва-ленттік байланыс теориясындағы сияқты, молекулалық орбиталь-дар теориясы бойынша табылған байланыстың еселігі (БЕ) бірге тең болса, бір байланысқа (екі электронға), екіге тең болса, екі байланысқа (төрт электронға) т. с. тең. Молекулалық орбитальдар әдісі бойынша химиялық байланыс жүп электрондар арқылы да, тақ электрондар арқылы да түзіледі. Олай болса байланыс еселігі де бүтін сандарга да, бөлшек сандарға да тең болуы мүм-кін.

Жеке түрған атомдар орбиталдарына қарағанда бай-ланыстырушы орбиталдардың энергиясы төмен, босатушы орбитальдардын энергиясы жоғары. Сондықтан молекула түзілу кезінде электрондар атомдық орбитальдардан бай-ланыстырушы молекулалық орбитальдарға ауысқанда энергия бөлінеді, ал электрондар босатушы орбиталь-дарға көшкенде, керісіндше, энергия сіңіріледі.

Молекулалық орбитальдар теориясы бойынша атом-дардан молекула түзілуінің басты шарты — байланысты-рушы орбитальдардағы электрондар саны босатушы орбитальдардағы электрондар санынан артық болуы. Мүнын себебі электрондар атомдық орбитальдардан боса-тушы орбитальдарға ауысқанда энергия сіңіріледі де, түзілген молекуланын түрақтылығы кеміп, түрақсыздығы артады, ал электрондар атомдық орбитальдардан байла-ныстырушы молекулалык орбитальдарға ауысқанда энер-гия бөлініп, молекуланың (қосылыстың) түрақтылығы артады. Олай болса, байланыстырушы орбитальдарда

электрондар неғүрлым көп болса, энергия соғүрлым көбірек бөлініп, молекуланың түрақтылығы артады. Бүл теория бойынша мысалы, гелий молекуласы (Не₂) түзілмейді, өйткені оның байланыстырушы молекулалық орбиталында екі электрон, босатушы орбиталында екі электрон болар еді де, энергия бөлінбес еді, ал молеку-ла түрақсыз болып ыдырап кетер еді.

Өздерінің энергиялары жөнінен екі атомды молекула-лардың орбитальдары мынадай ретпен орналасады:

о**Ъ < о^6ос 1$< о^6лЛл 2х < а^б0С І5< о⁶™ 2_Рх < л⁶*™ 2_Ру =

= л⁶**" 2_Рі < л⁶*** 2р, л;^6айл 2_Рі < ст⁶~ 2_Рх

Енді молекулалық орбитальдар теориясы бойынша әр түрлі қүрамды молекулалардың түзілу жағдайын қарастырайық.

§8. БІРДЕЙ ЯДРОЛЫ ЕКІ АТОМДЫ МОЛЕКУЛАЛАР

Молекулалық орбитальдар теориясы бойынша элект-рондардың бастапқы атомдарға және түзілген молекула-ның орбитальдарынан орналасуын көрсету арқылы сутегі молекуласының түзілу теңдеуін былай жазады:

Н(І5 ') + Н(І5 ') = Н₂ [(ст^6айл І5)² ]

Бүл теңдеуден әрбір молекулалық орбитальдың сим-волы жай жақшага алынатынын, ал ол орбитальдағы электронның саны дәреже көрсеткіші ретінде жай таақ-шаның жоғары оң жағына көрсетілетінін байқаймыз.

Сутегі молекуласының түзілуінің энергетикалық сыз-ба-нүсқасы 28-суретте көрсетілген. Сызбадан жеке атом-дардың орбитальдарымен салыстырғанда түзілген молеку-ланың босатушы орбиталының энергиясының көп екенін, ал байланыстырушы орбиталының энергиясы аз екенін көруге болады. Сондықтан Паули принципіне сәйкес атомдардағы екі электрон да сигма-байланыстырушы ор-битальға көшіп химиялық байланыс түзеді. Байланыстың еселігі (саны) былай табылады:

БЕ = —^ = 1

Сутегі молекуласындағы атомдардың арасыңцағы бай-ланысты үзу энергиясы 435 кДж/моль

Н₂ = Н + НД Н = 435 кДж/_моль

124

125

.^А0

н

_ЛЕ,

I

мо н,


АО.


мо н; н,+

6Г


АО,

і^до н+

і /

і і

I / I / 15 1'

ОЖ и і і

і »

I *-__—' I 6Г*

I Г-О-4

15 1'

Ш+{ I \

I I

і Ча—'

і 6Г~

ІІІ5

/1

/1

_/1°

/1 / I / I

і

I I I

28-сурет.

Сутегі молекуласы (Нг)

түзілуінің энергетикалық

сызба-нүсқасы

29-сурет

Сутегі молекулалық

ионы Ш

түзілуінің энергетикалық

сызба-нүсқасы

Қүрамында бір электрон ғана болатын сутегінің мо-лекулалық ионының түзілуін молекулалық орбитальдар теориясы түсіндіріп береді. Сутегінің молекулалық ионы бір электроны бар атомнан (Н) және электроны жоқ ионнан (Н) түратындықтан, оның түзілу теңдеуі былай жазылады:

Н(Ь ') + Н⁺(Ь°) = Н^ [(о⁶** 1_)']

Сутегі молекулалық ионы түзілуінің энергетикалық сызба-нүсқасы 29-суретте келтірілген. Сутегі атомы мен ионы әрекеттескенде атомдагы жалғыз электрон сигма байланыстырушы молекулалық орбитальга көшеді. Осы-ның нәтижесінде энергия бөлініп шығып. түзілген қосылыстын беріктігі артады. Сутегі молекулалық ионы берік қосылыс, оның байланысын үзу энергиясы 255,7 кДж/моль.

Н⁺ = Н + Н⁺Д Н = 255,7 қДя/имь

Сутегі молекулалық ионының байланыс еселігі (БЕ = і-^5 = 0,5) 0,5-ке тен.

Сутегі молекуласындағы байланыстың саны 1, ал мо-лекулалық иондікі 0,5-ке тен болғандықтан, молекула-

ио

нё,

А0

А0,

ие

6КЛ

г®-л

I

I /'

¹ \ і \ і «

ның беріктігі (байланысты үзу
энергиясы 435 кДж/моль) моле-
кулалық ионның беріктігінен
(байланысты үзу энергиясы 255,7
кДж/моль) жоғары. ₊

15

_Йш

і Чй—'

Гелий молекулалық ионы Не₂ түзіледі, өйткені үш электронның екеуі байланыстырушы орбиталь-ға, ал біреуі босатушы орбитальға барады да, қосылыс түзілуі энер-гия бөліну арқылы жүреді (30-су-рет).

бУ*

I і

30-сурет

Гелий молекулалық ионы

түзілуінің энергетикалық

сызба-күсқасы

Екінші периодтың элемент-терінің бірдей ядролы екі атомды молекулаларында бір 2х және үш 2р-атомдық орбитальдардың әре-кеттесу нәтижесінде молекулалық орбитальдар түзіледі (31-сурет).

Екі 2« орбитальдар әрекеттес-кенде екі молекулалық орбиталь-

дар түзіледі, оның бірі сигма байланыстырушы (о^6,к'), ал екіншісі сигма босатушы (о⁶⁰⁰) орбиталь. Қалған әрбір атомнан үш-үштен 6 атомдық 2р-орбитальдардың әрекет-тесуінен 6 молекулалық орбитальдар түзіледі: оның үшеуі байланыстырушы, үшеуі босатушы молекулалық орбитальдар. Молекуладағы екі атомның ядроларын қосатьш белдеу сызықтың бойында жатқан екі 1р атом-дық орбитальдардың әрекеттесуінен бір сигма байланыс-тырушы {р 1р), бір сигма босатушы (ст^бос'2р)

*а і, «<• "0 до

-гТ -
>°оа- І-ооо^^ ;<^°о-

»0

_2Р /і^₄ „

-о—с

31-сурет.

Екінші периодтың бірдей ядролы екі атомды

молекулалары түзілуінің энергетикалық сызба-нүсқасы

00О<.

126

127

ю

»

А0

I

«0

N.

Л)—рь—с\»

_ч

>'

32-сурет.

Азот молекуласы

түзілуінін энергетикалық

сызба-нұсқасы

I

АО 0

АО 0

10

0,

-шмк^ _г№ „, хшшв-

>—и-

-*"

-а—<

б!~

-о-

33-сурет.

Оттегі молекуласы

түзілуініц энергетикалық

сызба-нұсқасы

34-сурет. 35-сурет.

Оттегі молекулалық ионы СО молекуласы

түзілуінің энергетикалық сызба- түзілуінін энергетикалық
нұсқасы сызба-нұсқасы

молекулалық орбитальдар түзіледі. Атомдардың белдеу сызығына перпендикуляр жатқан қалған төрт 2р-атомдық орбитальдардың әрекеттесуінен екі тг-байланыстырушы (л^6т2р), екі л>босатушы (л^ір) орбитальдар түзіледі.

Нақты мысал ретінде азот молекуласы түзілуінің энергетикалық сызбасын келтіруге болады (32-сурет). Азоттың екі атомының алты 2р-орбитальдарындағы алты электрондары түгел Паули принципіне сәйкес үш байла-ныстырушы молекулалық орбитальдарға ауысады да, бо-сатушы молекулалық орбитальдар электронсыз бос қалады.

Осының нәтижесіңде азот молекуласында бір сигма
байланысы (сг⁶""), екі пи-пайланысы (л⁶"") түзіледі, яғни
молекуладағы атомдардың арасында үш байланыс
(БЕ = = 3) түзіледі.

Оттегі молекуласыңда химиялық байланыс түзуге оның екі атомдарындағы алты 2р-орбитальдарында орна-ласқан 8 электрон қатысады (33-сурет). Алты 2р-атом-дық орбитальдардан түзілген үш байланыстырушы (біреу о , екеуі л "' ) орбитальдарда Паули принципіне сәйкес 6 электрондар орналасады, ал қалған 2 электрон Гуңц ережесіне сәйкес энергиялары бірдей пи-босатушы орбитальдарда әрқайсысы жеке-жеке орналасады. Сызба-нүсқадан оттегі молекуласында екі дара электронның бо-латыньш керуге болады. Сонымен молекулалық орбитальдар теориясы не себепті оттегінің магнитке тар-тылатынын да түсіндіріп береді.

128

Молекулалық орбитальдар теориясы кейбір молекула-лардан электрондар үзіліп кеткенде не себепті оның беріктігі артатынын да түсіндіреді. Мысалы, жоғарыда келтірілген оттегі молекуласында байланыстың еселігі 2-ге тең:

(БЕ = ^ = 2).

+ Оттегі молекуласы (0₂) молекулалық ионға 0₂

айналғанда ең алдымен молекуладағы энергиясы жоғары босатушы орбитальдардағы электрондардың біреуі үзіліп кетеді (34-сурет). Босатушы орбиталдардағы электрон-дардың үзіліп кетуі химиялық байланыстың еселігін арт-тырады, ал мүның өзі байланыстың беріктігін арттырады.

0₂-дегі байланыстың еселігі БЕ = ( ₂ = 2,5) 2,5-ке тең.

§9. ӘР ТҮРЛІ ЯДРОЛЫ ЕКІ АТОМДЫ МОЛЕКУЛАЛАР

Әр түрлі ядролы екі атомды молекуланың мысалы ретінде көміртегі (II) оксиді молекуласының түзілу сыз-ба-нүсқасын келтіруге болады (35-сурет).

129

Сызба-нүсқадағыдай, көміртегімен салыстырғанда от-тегінің ядро заряды көп және соған сәйкес электрондар ядроға мықты тартылатындықтан әрі оның р-орбитальда-рының энергиясы аз болғандықтан, оттегі төменірек ор-наласқан. Молекулалық орбиталдар түзуге көміртегі мен оттегінің 2$, 2р-орбитальдары қатысуы керек. Сызба-

5—1443

ио МЦ






А0 0



А0

Н



мо со,



А0

С



гЯ-л

_/г5г\

ЕНИ-І"'

2Р / і-ОСК \\ \\>


<1 "

7-ШКІНІ}-

■ 2Р


2$

НВгЧ

нүсқа көміртегінщ 2л-орбиталымен оттегінің 2я-орбиталы

бай бос —

а_% , ст₅ молекулалық орбитальдар түзуге қатысады, ал мүндай орбитальдар химиялық байланыс түзбейді.

Энергиялары жақын және кеңістіктегі симметриялары сәйкес келетіндіктен, көміртегінің 2р»-орбиталы оттегінің 2/ь-орбиталымен әрекеттесш бір ст-байланыстырупш (ст_х ), бір сигма босатушы (ст_х ), орбитальдар түзеді. Көміртегі мен оттегінің р_у, р_г орбитальдарының өзара әрекеттесуінен 4 молекулалық орбитальдар түзіледі: оның екеуі байланыстырушы я-орбитальдар, ал басқа екеуі босатушы л-орбитальдар.

Сонымен көміртегі мен оттегі атомдарындағы 10 электрондардың төртеуі байланыстырмайтын екі орби-тальдарда қалып қояды да, басқа алтауы Паули прин-ципіне сәйкес түзілген үш байланыстырушы орбиталь-дарга ауысып үш химиялық байланыс түзеді.

БЕ = ^ = 3

Сонымен кеміртегі (II) оксидінде азот молекуласын-дағы сияқты үш байланыс түзіледі. Байланыстарының санының бірдейлігі олардың қасиеттерін де үқсас етеді. Мысалы, осы молекулалардың атомдарға диссоциацияла-ну энергиялары (азоттікі — 945, көміртегі (II) оксидінікі

• 
  1076 кДж/моль, молекулалардағы ядролардың ара қашықтығы (азоттікі — 0,110 нм, кеміртегіні — 0,113 нм), балқу температуралары (азоттікі — 63 К, көміртегі (II) оксидінікі 68 К), қайнау температуралары (азоттікі
  
• 
  77 К, көміртегі (II) оксидінікі — 82 К) өзара жақын болып келеді.
  

§ 10. ӘР ТҮРЛІ ЯДРОЛЫ ҮШ АТОМДЫ МОЛЕКУЛАЛАР

Көп атомды молекулаларда молекулалар орбитальдар орталық атом мен шеткі атомдар тобыньщ орбитальда-рының әрекеттесуі нәтижесіңце түзіледі. Ол үшін әре-кеттесетін орбитальдардьщ кеңістіктегі симметриялары сәйкес келуі керек. Көбінесе бір-біріне үқсас жазықтық-тарда жатқан және энергиялары бір-біріне жақын атом-дық орбитальдар әрекеттесіп молекулалық орбитальдар түзеді.

Әр түрлі ядролы үш атомды молекуланың мысалы ретінде ВеН₂ молекуласы түзілуінің сызба-нүсқасын кел-тіруге болады (36-сурет). Сызба-нүсқада электр терістігі

130

37-сурет.

СОг молекуласы түзілуінік

энергетикалық сызба-нүсқасы

36-сурет.

ІІеІІг молекуласы түзілуінің

:>нсргетикалық сызба-нүсқасы

басым сутегі атомдары төменірек орналасқан. Бүл моле-кулада берилий орталық атом, ал екі сутегі шеткі .помдарга жатады.

Молекулалық орбитальдар түзуге берилийден 2х-, , 2р_у, 1р_г орбитальдары мен екі сутегі атомдарының I \ орбитальдары қатысады. Өздерінің кеңістіктегі сим-мстриялары сәйкес келетіндіктен, тек бериллийдің 2х о|)биталімен сутегінің І5-орбиталінен бір ст """-орбиталь, бір ст⁶*' орбиталь, ал бериллийдің 2р_х орбиталімен екін-ш і сутепшң І5-орбиталімен әрекеттесушен бір ст_х ор-биталь мен бір ст_х -орбиталь түзіледі, ал бериллийдің 2/)_у, 2р_х-орбитальдарының симметриясына сәйкес келетін шекті орбитальдар жоқ болғандықтан, олар молекулалық орбитальдар түзуге қатыспайды. Сонымен ВеН₂ молеку-ласында екі сигма-байланыстырушы, екі сигма-босатушы орбитальдар түзіледі. Атомдық орбитальдардағы 4 элект-(кіп байланыстырушы орбитальдарға көшіп екі сигма б;ійланысын түзеді, сондықтан бүл қосылыста бериллий екі валентті, сутегі бір валентті.

Әр түрлі ядролы үш атомды молекулалардың тағы бір мысалы ретінде көміртегі (IV) оксиді (С0₂) молеку-ласын түзу үшін көміртегі атомымен екі атом оттегі .фекеттеседі (37-сурет). Молекулалық орбитальдар түзу үшін көміртегінің 2$-, 2р-орбитальдары мен екі оттегі .гюмының 2р-орбитальдары қатысады. Оттегінің 25-орби-тальдарының энергиялары өте аз болғандықтан, олар мо-

131

3-к е с т е

8-суреіп. з, р, і-орбитальдарынын пішіндері және кеңістікте орналасу бағыттары

және олардың кеңістікше қашпа бағытта орналасатыньш да көрсетеді (3-кесте).

Орбиталь квант саны / = 0 сәйкес келетін 5 деңгейшеде шар пішіндес бір бағытта орналасатын бір орбиталь болады. Орбиталь квант саны / = 1 сәйкес ке-летін р-деңгейшеде пішіндері бірдей (гантель тәрізді) үш орбиталь болады, ал олар үш күйде, яғни кеңістікте үш түрлі бағытта орналасады. Орбиталь квант саны / = 2 магнит квант санының бес мәні сәйкес келеді, оның мәнісі «/-деңгейшеде әр түрлі бағытта орналасқан пішіндері төрт күлтелі 5 орбиталь болады деген сөз. / = 3 болғанда оған сәйкес келетін /-деңгейшеде пішіндері бірдей, бірақ әр түрлі бағытта орналасқан 7 орбиталь болады.

78

Орбиталь квант саны мен магнит санының арасындағы байланыс және орбитальдар саны

Децгсйшелер	Орбиталь квант санынық (> мәндері	Магнит квант санының мәндері	Деңрсйшедегі ор- битальдар саны
Р а /	0 1 2 3	0 - ір, +і - 2, - 1, 0+1, +2 -3, -2, -1, 0+1, +2, +3	і 3 5 7

Спин квант саны т₅. Жоғарыда қарастырылған үш квант сандарының мәндері электрон орбиталінің күйін, яғни оның энергия қорын, пішінін және кеңістікте орна-ласу бағытын анықтайтыны айтылды.

Спин квант саны орбитальды сипаттамайды, ол элек-тронның өз өсінен қай бағытта айналатьшын көрсетеді. Электрон өз өсінен бір бағытта (мысал сағат стрелкасы-ның бағыты бойынша) немесе оған қарсы бағытта қозғалуы мүмкін. Сондықтан спин квант санының элект-ронның өз өсінен қозғалу бағытьша сәйкес екі мәні бо-лады, олар т₅ = +- немесе т₅ = —г . Спин квант сандарының мәңдеріндегі "+" пен "-" электрон козғалысының әр түрлі бағыттарын көрсетеді. Басқа квант сандары сияқты спин квант сандары мәндерінін бір-бірінен 1-ге айырмасы болады. Электрондар спиндерін стрелкамен белгілейді. Спиндері параллель электрондар-ды бір жаққа багытталған (І Т), ал спиндері қарама-карсыларды екі жаққа багытталған стрелкалармен (| і)

белгілейді.

Паули принципі. Көп электронды атомдардағы элек-трондардың жалпы сипатын анықтау үшін Паули прин-ципі қолданылады:

Бір атомда бірдей кванттық куйде болатын элек-трондар болмайды немесе кез келген атомда төрт квант сандарының мәндері бірдей екі электрон бол-майды.

Егер электрондардын алғашқы үш квант сандарының мәндері (п, I, т_е) бірдей болса, олар бір орбитальда бо-лады және осы орбитальда төртінші квант сандарының мәндері арқылы ажыратылатын, яғни қозғалу бағыттары қарама-қарсы екі электрон ғана орналаса алады. Мыса-лы, гелий элементі атомының қалыпты күйдегі екі элек-троны үшін алғашқы үш квант сандарының мәндері

79

лекулалық орбитальдар түзуге қатыспайды. Энергиялары мен симметриялары сәйкес келгендіктен, кеміртегінің 2« орбиталымен оттегінің біреуінің 2р_х-орбиталының әрекет-

тесуі нәтижесінде бір а_х -орбиталымен бір а₅ -орбита-лы түзіледі. Көміртегінің 2р_х-орбиталымен екінші от^ тегінің 2р-орбиталының әрекеттесуі нәтижесінде бір о _х орбиталы, бір о_х орбиталы түзіледі. Көміртегінің 2р_у-, 2р_г-орбитальдарының симметриялары сәйкес келетін от-тегі атомының 2ру-, 2р_г-орбитальдарымен әрекеттесуі нә-

- бакл. бакл.

тижесшде екі баиланыстырушы ж_у — ,ж_г молекулалық орбитальдары және екі босатушы ж_у —, ж_г -орбитальда-ры түзіледі. Оттегі атомының қалған екі 2р_у 2р_ъ орби-тальдарына симметрия жағынан сәйкес келетін көмір-тегінің орбитальдары жоқ болғандықтан, олар ж,—,л_г-байланыстырмайтын орбитальдары түрінде бүрынғы энер-гетикалық деңгейде қалып қояды.

Сонымен С0₂ молекуласында төрт байланыстырушы (екі сигма-, екі л:-байланыстары), төрт босатушы (екі сигма-, екі л-байланыстары) молекулалық орбитальдар, екі л-байланыстырмайтын молекулалық орбитальдар түзіледі.

Үш атомдағы 12 электрондардың төртеуі байланы-стырмайтын орбитальдарда қалады да, қалған электрон-дар 4 байланыстырушы орбитальдарға ауысып 4 байла-ныс түзеді.

БЕ = ^ = 4

$11. ИОНДЫҚ БАЙЛАНЫС

Иондық байланыс оң және теріс зарядталған иондар-дың бірін-бірі электрстатикалық күшпен тартудың нәти-жесінде түзіледі (13, в-сурет). Әрбір ионды күш өрісі кеңістікте жан-жаққа біркелкі тараған шар деп қарас-тыруға болады. Сондықтан әрбір ион заряды қарама-қарсы иондарды өзіне кез келген бағытта тарта алады, яғни иондық байланыстың ковалентті байланыстар сияқты бағыты болмайды.

Ион зарядының күш өрісі барлық бағытта бірдей та-ралғандықтан, қарама-қарсы зарядталған екі ионның бір-бірімен әрекеттесуі олардың күш өрістерін толық бейтараптай алмайды. Сондықтан әрбір ионның басқа бағыттарда зарядтары қарама-қарсы иондарды өзіне тар-

132

мүмкіндігі болады. Иондық байланыстың ковалентті іі.інллиыстардан тағы бір айырмашылыгы — иондық бай-цаиыс қанық. Сондықтан әрбір ион заряды қарама-қарсы <>.<• ^ ;і иондардың бірнешеуін өзіне қосып алады. Иондар-/іми мүндай қасиеттері иоңцық кристалдар түзілгенде Ійкын көрінеді. Иондық байланыс электр терістіктерінің .іпырмашылықтары бар элементтер, мысалы бірінші және ікінші негізгі топша элементтері жетінші негізгі топша •іісменттерімен әрекеттескенде түзіледі.

Мысал ретінде натрий мен хлор атомдарының натрий ридінің ионды қосылысының түзілуін келтіруге бола-ды, Натрий элементі периодтық жүйеде он бірінші тор-и.і, үшінші периодта, бірінші топтың негізгі топшасында іірналасқан. Сондықтан оның ядросында оң зарядты 11 Вротон, оны айналып жүрген 11 теріс зарядты электрон үш қабатқа 2, 8, 1 ретімен орналасады да, заряды іиопе тең болады. Хлор элементі периодтық жүйеде 17-горда, үшінші периодта, жетінші топтың негізгі топша-імііда орналасқан, ал заряды нөлге тең. Екі элемент нрекеттескеңде натрий сыртқы бір валенттілік электро-пын береді де екінші сегіз электронды қабаты (инертті і .і ідардікіндей) сыртқы қабат болып қалады да, өзі бір ОН зарядты ионға айналады, ал хлор натрийдың элек-■ ронын қосып алып сыртқы қабатын сегіз электроңды ітеді де, бір теріс зарядты ионға айналады. Түзілген на-ірий катионы мен хлор анионы электростатикалық күшпен бірін-бірі тартып иоңдық байланыс арқылы на-ірий хлоридын түзеді. Олар былай көрсетіледі (сыртқы ►аленттілік электрондар ноқатпен белгіленген):

N3* : С1: N3* ~ [: С1:

Нротондары +11 +17 +11 +17

' )лектрондары -11 -17 -10 -18

і.ірядтары 0 0 +1 - 1

Осындай иондық қосылыстарға галогенидтер (С$С1, СвҒі, ВаҒ₂), оксидтер (Иа₂0, М^О, А1₂Оз т. б.) суль-фидтер (Ғе8, 2пЗ, Си₂5), нитридтер (МазЙ, М^з^г) жа-гады. Бүлардың барлығыы да кәдімгі жағдайда қатты

і.птар.

Бүрын айтылғандай, ковалентті және иоңцык байла-ныстардың тегі бір, ягни олар қос электрондардың атом-

133

дарға ортактасуы арқылы түзілетіндіктен, тіпті нағыз иондық қосылыстардың (мысалы сілтілік металдардың галогенидтері) өзінде де электрондар электр терістігі аз элементтен (металдан) электр терістігі көп элементке (металл емеске) мүлдем ауысып кетпейді. Сондықтан натрий хлоридындагы хлорид-ионның нақты заряды электрон зарядының 0,94 немесе 94%-ке тең. Сондай-ақ натрий ионының нақты зарядының абсолюттік мөлшері де 0,94-ке немесе 94%-ке тең. Сонымен нақты заряд қосылыстағы элементтің иондану дәрежесін көрсетеді. Таза ковалентті қосылыстарда, яғни бірдей атомдардан түратын молекулаларда (Нг, СҺ, N2) атомдардың иоңда-ну дәрежесі де, нақты заряды да нөлге тең. Полюсті молекулаға жататын хлорсутегі сутегінің нақты заряды + 0,17-ге, хлорид-иондікі -0,17-ге тең. Бүл айтылған-дардан қосылысты түзетін элементтердің электр терістік-терінің айырмасы неғүрлым көп болса, соғүрлым олар-дың иондану дәрежесі де, яғни нақты заряды да көп бо-лады, яғни бүл көрсеткіштері нағыз иондық қосылыс-тарда 1-ге жақындайды. Нағыз иондық қосылыстарда анионның немесе катионның зарядтарының абсолюттік мөлшерлері электрон зарядынан кем болуын катион мен анионның бір-біріне әсер етіп пішіндерін өзгеруінен деп түсіну керек.

Бір иондардың екінші бір иондардың пішіңдерін өзгерту қабілеті олардың көлемдері мен зарядтарының мөлшерлеріне байланысты. Ионның көлемі неғүрлым кіші болса, заряды неғүрлым көп болса, соғүрлым басқа заряды қарама-қарсы ионның пііпінін көбірек өзгертеді. Мысалы бір оң зарядты сілтілік металдардың катионда-рынан көлемі кіші литий ионы аниондардың пішінін көбірек өзгертеді, ал екінші периодта түрған литий мен бериллийдің иондарынан заряды көп (+ 2) бериллий ка-тионы аниондардың пішінін көбірек өзгертеді. Металл атомы катионға айналғанда сыртқы қабат жайылатын-дықтан, көлемі кішірейеді және оның артық мөлшердегі оң заряды (немесе зарядтары) сыртқы электрондарды тартып олардың пішіндерінің өзгеруін қиындатады. Ме-талл еместер электрондар қосып алғанда түзілген анион-дардың көлемі үлкейеді және сыртқы қабаттағы артық электрондар өзара тебісіп, олардың ядроға тартылуы әл-сірейді. Осы себептен катиондардың әсерінен аниондар өздерінің пішіндерін біршама оңай өзгертеді.

Сонымен көлемі кіші катиондар өздерінің пішіндерін аз өзгертеді, ал езімен кездескен аниондардың пішінін

134

көбірек өзгертеді. Осы айтылғандар негізінде натрий хлоридындағы натрий катионы мен хлор анионының за-рядтары абсолюттік мөлшерлерінің не себепті электрон зарядынан аз болатынын түсіну қиын емес. Көлемі кіші, оң зарядты натрий ионы хлор ионының электрон бүлтын өзіне тартып, оның аз мөлшерін орбиталына қабылдайды да иондық байланысты полюсті байланысқа айналдырып, зарядының мелшерін кемітеді.

Кез келген химиялық қосылыс, оның ішінде иондық қосылыс түзілу үшін жүретін реакция энергия жағынан тиімді болуы керек, яғни металдың иондану энергиясы аз, ал металл еместің электрон қосып алғыштық энерги-ясы көп болуы керек. Дегемен элементтер атомдары мен иондарында газ күйінде байқалатын иондану және элект-рон қосып алғыштық энергиялары иондық қосылыстардың түрақтылығын, яғни олар түзілген кезде не себепті энергия бөлінетінін түсіндіре алмайды. Мыса-лы: натрий хлориды түзілу кезінде натриидың атомын ионға айналдыруға жүмсалатын энергия хлор атомы электрон қосып алғанда бөлінетін энергидан көп болады. Олай болса, натрий хлориды энергия бөлінбейтшдіктен, түзілмеуі керек, ал бірақ аталған қосылыс энергия бөлу арқылы түзіліп, өзінің түрақты күйі — кристалдық күйге айналады. Газ күйдегі 1 моль натрийдың катиондары мен 1 моль хлордың аниондары кристалдық торға ай-налғанда 787 кДж/моль энергия бөлінеді, ал бүл экзо-термиялык процесгің нәтижесінде жүйенің энергиясы азаятындықтан, оның түрақтылығы артады.

Иондық қосылыстар электр тогын қатты күйде нашар балқығанда, суда ерігенде жақсы өткізеді. Иондық қосылыстардағы байланыстар мықты болғандықтан, жо-ғары температурада балқиды. Иондық қосылыстар қатты және морт келеді, оның себебі иондар кеңістікте еселі байланыстар түзбейді және жылжьш қозғалу қабі-леті болмайды. Аздаған әсерден катион — катион, анион — анион тебісулері болатындықтан, иондық қосылыстар морт келеді.

жүктеу/скачать 5,53 Mb.

Достарыңызбен бөлісу: