Молекуланың кеңістіктегі құрылысы
МАЗМҰНЫ
КІРІСПЕ ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ...
... ... ... ... ... ... ... ... .. ... ... ... ... 3
1 ХИМИЯЛЫҚ БАЙЛАНЫС ЖӘНЕ ЗАТ ҚҰРЫЛЫСЫ ТАҚЫРЫБЫНА ӘДЕБИ
ШОЛУ ... ... ... ... ... ... ... .. ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ...
... ... ... ... ... ... ... ... .. .5
1.1 Химиялық байланыс және зат құрылысы ұғымының
дамуы ... ... ... ... ... ... ... 5
1.2 Химияны оқытудың қазіргі заманғы
технологиялары ... ... ... ... ... ... ... ... ... .33
1.3іХимиялық байланыстар және зат құрылысы тақырыбын оқыту әдістемесінің
ерекшеліктері ... ... ... ... ... . ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ...
... ... ... ... ... ...44
2 ХИМИЯЛЫҚ БАЙЛАНЫС ТАҚЫРЫБЫН ОҚЫТУ ӘДІСТЕМЕСІ ... 54
2.1іАтом құрылысы. Химиялық байланыс тақырыбындағы сабақты ойын әдісімен
оқыту
әдістемесі ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ...
... ... ... ... ... ... 54
2.2іХимиялық байланыс. Зат құрылысы тақырыбын қайталау және қорытындылау
сабағының
әдістемесі ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ...
...60
2.3і11 сыныпқа арналған Химиялық байланыс тақырыбын сыни тұрғыда ойлау
технологиясымен
оқыту ... ... ... ... ... ... ... . ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ...
... ... ..63
2.4 Алынған нәтижелерді
сараптау ... ... ... ... ... ... .. ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ...
... ..67
ҚОРЫТЫНДЫ ... ... ... ... ... ... . ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ...
... ... ... ... ... ... ... ... .. ... 71
ПАЙДАЛАНЫЛҒАН ӘДЕБИЕТТЕР
ТІЗІМІ ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... 73
КІРІСПЕ
Тақырыптың өзектілігі. Ұлттық білім үлгісінің негізгі бағыты - адамды
қоғамның ең негізгі құндылығы ретінде тану, оның қоғамдағы орны мен рөліне,
әлеуметтік жағдайына, психикалық даму ерекшелігіне мән беру, сол арқылы
оның рухани жан-дүниесінің баюына, саяси көзқарасының, творчестволық
еркіңдігі мен белсенділігінің, кәсіби іскерлігінің қалыптасуына жағдай
жасау, мүмкіндік беру. Яғни, XXI ғасырдық маманы - жаратылыстану мен гумани-
тарлық ғылымдар бойынша ой-өрісі кең, жан-дүниесі бай, ұлттық менталитеті
жоғары, кәсіби білікті маман, адамдармен дұрыс қарым-қатынас жасай алатын,
басқаның пікірімен санасатын, кез-келген ситуациядан шығудың жолын таба
алатын, жауапкершілік сезімі жоғары, қоғамда белгілі бір рөл атқаратын,
қайталанбайтын дара тұлға болуы тиіс. Ал мұндай мүмкіндіктің негізі -
жоғары білімде. Өйткені жоғары білім - үздіксіз білім беру жүйесінің шешуші
тетігі.
Мемлекеттік білім стандарт деңгейінде оқыту үрдісін ұйымдастыру жаңа
педагогикалық технологияларды ендіруді міндеттейді.
Білім беру саласы қызметкерлерінің алдында қойылып отырған басты мін-
деттерінің бірі-оқытудың әдіс-тәсілдерін үнемі жетілдіріп отыру және
қазіргі заманғы педагогикалық технологияларды меңгеру.
Еліміздің егемендік алып, қоғамдық өмірдің барлық, соның ішінде білім
беру саласында жүріп жатқан демократияландыру мен ізгілендіру мектепті осы
кезге дейінгі дағдарыстан шығаратын қуатты талпыныстарға жол ашты.
Білім мазмұны жаңа үрдістік біліктермен, ақпаратты қабылдау қабілеттері-
нің дамуымен, ғылымдағы шығармашылық және нарық жағдай-ындағы білім беру
бағдарламаларының нақтылануымен байи түсуде. Атап айтқанда:
• Есте сақтауға негізделген оқып білім алудан, бұрынғы меңгергендерді
пайдалана отырып, ақыл-ойды дамытатын оқуға көшу;
• Білімнің статистикалық үлгісінен ақыл-ой әрекетінің динамикалық
құрылым жүйесіне көшу;
Тақырыптың зерттеліну деңгейі. Оқытудың технологиясы білім берудің
теориялық және қызметтік негізін қалыптастыруда, білімді еңбекпен ұштас-
тырып, іс-әрекеттің сапалығын дамытады, мақсатты өмір сүруге ұмтылуға әсер
етеді. Оқыту технологиясы оқу бағдарламаларында қарастырылған алға қойған
мақсатқа жетудің тиімділігін қамтамасыз ететін оқытудың әдіс-құрал түрлері-
нің жүйесі арқылы оқыту мазмұнын жүзеге асыру жолы. Оқыту технология-
сында мазмұн, әдіс және құралдардың өзара байланысы мен себептілігі жатыр,
ал қажетті мазмұнда, тиімді әдістер мен құралдарды, бағдарлама мен алға
қойылған педагогикалық міндетке сәйкес іріктей білу.
Оқытудың қазіргі заманғы тенденциялары жоғары білікті маман даярлаудың
жаңартылған сапалы өзгерістерін талап етіп отыр. Осы орайда студенттерге
жоғары білімнің сапасын арттыру мақсатында әр түрлі бағытта және жаңа
әдістерді пайдалана отырып білім беру үлкен маңызға ие. Оқу процесінің
сапасын қамтамасыз етуде оқыту әдістерінің атқарар қызметі зор, себебі ол
оқу процесін ұйымдастырудың тиімділігін көрсететін фактор болып табылады.
Химияны оқыту әдістемесінде ( С.Г.Шаповаленко, Ю.В.Ходаков,
М.Я.Голобродько, В.Н.Давыдов, Н.А.Титов, П.А.Оржековский) оқушылардың
шығармашылық қызмет тәжірибесін қалыптастыруға арналған бірқатар зерт-
теулер бар.
Химиялық байланыс туралы ілім – химияның өзекті де өткір, әрі орталық
мәселесі. Заттағы атомдардың әрекеттесу табиғатын түсінбей тұрып, химиялық
қосылыстардың көп қырлы да жан-жақты болу себебін түсінуге, олардың түзілу
механизмін, құрамын, құрылымы мен құрылымын және реакцияласу қабілет-
тілігін елестету, түсіну және нанымды мазмұндау мүмкін емес.
Диплом жұмысының мақсаты. Орта мектептің химия курсын оқыту барысында
химиялық байланыстар және зат құрылысы тарауын оқытудың әдіс-темесін жасау.
Диплом жұмысының міндеттері:
-химиялық байланыстар, олардың типтері мен заттар құрылысына теориялық
әдістемелік шолу;
-орта мектепте химия курсында Химиялық байланыстар және зат құрылысы
тарауының орны мен мазмұнын анықтау;
- Атом құрылысы. Химиялық байланыс тақырыбындағы сабақты ойын
әдісімен оқыту әдістемесі
-Химиялық байланыс. Зат құрылысы тақырыбын қайталау және қорытындылау
сабағының әдістемесі
- 11 сыныпқа арналған Химиялық байланыс тақырыбын сыни тұрғыда ойлау
технологиясымен оқыту әдістемесін жасау;
- орта мектепте өткізілген сабақтардың нәтижелерін талдау;
- зерттеу бойынша берілген негізгі ұсыныстар мен әдістерді
педагогикалық экспериментке қою және оның оң нәтижелерін анықтау.
Зерттеу обьектісі. Негізгі мектепте химияны оқыту үрдісі.
Зерттеу пәні. Орта мектеп химия курсында оқушыларға химиялық бай-
ланыстар және зат құрылысын оқыту.
Жұмыстың ғылыми жаңалығы.
1. Негізі мектеп химиясы бойынша химиялық байланыс және зат құрылы-
сы тақырыбын оқуға негізделді.
2. Химия пәні бойынша оқушылардың білімін тереңдетіп, қызығушылы-ғын
арттыра отырып, мектептің жоғары сатысында дұрыс бағдар таңдауға негіз
болатындығы сараланды.
Зерттеудiң ғылыми әдiстерi.
Педагогикалық эксперимент жүргізу, арнайы бақылау, мұғалімдермен,
оқушылармен сұхбаттасу, сауалнама, педагогикалық эксперимент нәтижелерін
сұрыптау.
Диплом жұмысының құрылымы кіріспеден, екі бөлімнен, қорытынды мен
пайдаланылған әдебиеттер тізімінен тұрады.
ХИМИЯЛЫҚ БАЙЛАНЫС ЖӘНЕ ЗАТ ҚҰРЫЛЫСЫ ТАҚЫРЫБЫНА ӘДЕБИ ШОЛУ
1.1 Химиялық байланыс және зат құрылысы ұғымының дамуы
Химиялық байланыстың табиғаты – химияның ең негізгі мәселелерінің бірі.
Мұндағы негізгі сұрақ не себептен атомдар бірігіп молекула түзеді? Атом-
дарды байланыстыратын күштің табиғаты қандай?
Заттың құрылысы туралы алғашқы атомистикалық ілім пайда болғалы аса
жақсы ғылыми тірек бермесе де ойлау, ойлану, тәжірибе арқылы зерделеу ісін
біртіндеп дұрыс жолға қоя бастады. Нәтижеде заттың ең кіші бөлшектерінен
корпускула (молекула) арқылы атомға қарай жеткізіп, химиялық байланысты жай
механикалық байланыстан бастап түрлі ілгек, тұзақ, жай байланыс арқылы
электрге әкелді.
XIX ғасырдың басында Г.Деви және И.Берцелиус жаңа теория жасап ұсынды,
оған сәйкес бөлшектердің химиялық әрекеттесуі тұсында, бұған қатыс-қан
әрбір бөлшек біріне-бірі қарсы зарядталады да бұл байланысты тудырады. Бұл
электрохимиялық теория бірдей атомдардан түзілген малекуланың (мысалы: Н2;
СІ2; О2 және т.б.) табиғатын түсіндіре алмайды [1].
1852жылы ағылшын ғалымы Франклид химияға атомдылық деген түсінік
ензгізді. Көп кешікпей бұл түсінік валенттілік деп аталады. Химияға валент-
тілік туралы ұғымның енуі химияның ары қарай дамуына үлкен әсерін
тигізді.
1861жылы орыстың ұлы ғалымы А.Н.Бутлеров заттардың химиялық құр-ылыс
теориясын ұсынды. Химиялық құрылыс теориясы органикалық химия курсында
қарастырылады. Біз бұл теорияның негізгі қағидаларына ғана тоқ-талып
өтеміз.
1. Қай заттың болсын молекуласындағы атомдар бірімен – бірі белгілі ретпен
қосылысқан.
2. Молекуланың құрамындағы атомдар өзді-өзі тікелей не болмасабасқа атом
арқылы қосылысса да біріне –бірі әсер етеді.
3. Заттың қасиеті молекуладағы атомдардың қосылу ретіне және олардың
біріне –бірінің әсеріне, яғни химиялық құрылысына тәуелді.
4. Заттың химиялық қасиеттеріне сүйнен отырып, оның молекуласының
құрылысын анықтауға болады, керісінше, формуласы бойынша оның
қасиеттерін болжауға болады.
Бутлеровтың құрылыс теориясы химиялық қосылыстардың сан түрлілігін және
изомерия құбылыстарын түсіндіріп, молеуланың құрылысын анықтаудың нақты
жолдарын көрсетті. Бұл теория молекуланың құрылысы туралы ілімнің негізі
болып табылады.
Бутлеровтың құрылыс теориясы әрмен қарай Голландия ғалымы Вант –Гофф
пен Франция ғалымы Ле Бель дамытты. Олар 1874жылы көміртек атомының
валенттіліктері тетраэдердің төбелеріне бағытталған деген болжам айтты.
Вант –Гофф пен Ле Бел пікірі бойынша, егер көміртек атомын тетра-эдрдың
центрінде орналасқан деп есептесе, оның валенттіліктері тетраэдрдың
төбелеріне қарай бағытталып, бірімен –бірі 109,5( бұрыш жасап тұрады.
Кейінірек органикалық молекулалардың құрылысы физикалық әдістермен
зерттеліп, Вант –Гофф пен Ле Бель постулатының дұрыстығын айқындалды.
Сонымен қатар, XIX ғасырдың аяғында валенттілік күштерінің белгілі бір
бағыты болатыны ашылды. Бутлеров пен Вант-Гофф, Ле Бель еңбектері заттар
молекуласының құрылысын танып білуге көмегін тигізді. Бірақ осыған
қарамастан XIX ғасырда атомдардың молекулаға бірігу себебі және валент-
тіліктің мазмұны әлі де белгісіз болып қала береді. Бұл сұрақтарға жауап
тек біздің ғасырымызда атом құрылысы анықталғаннан кейін барып табылды.
Қазіргі кездегі электронддық қабаттарының әсерлесуі нәтижесінде пайда
болады. Демек, атомдарды байлыныстыратын күштердің электрлік табиғаты бар
деп есептіледі [2].
1907жылы Дж. Томсон бірінші болып электрондық тұжырымдамасын ұсынды.
Мұнда атомдар белгілі бір электрондық құрылымда болады. электронды беру не
қосып алу кезінде химиялық байланыс туындайды екен.
1916жылы неміс ғалымы В.Коссель атомдар мен молекулалардың электро-
статикалық теориясын тұжырымдады, оның негізгі ережелері келесідей:
1) инертті газдардың атомдарында екі немесе сегіз электронды тұрақты
сыртқы қабаты болады;
2) басқа элементтердің атомдарында екіден немесе сегізден аз электронды
қабаты болады. олардың электрондық қабаттары (қауыздары) тұрақсыздау;
3) молекулалардың түзілуі бір элеметтің (металдың) атомынан белгілі бір
сандағы электрондарды басқа элементтің (бейметалдың) атомына беруі
салдарынан іске асады.
Мұндай қайта бөлісу нәтижесінде металл атомы оң зарядты қабылдайды, ал
бейметалл -теріс зарядты. Олардың арасындағы қосылыс электростатикалық
тартылу күштерімен байланысты. В.Корсель идеясы байланыстың иондық
теориясын жасауға негізгі тірек болды. Бірақ та бұл теория да бірдей
атомдардың арасындағы байланыстың табиғатын түсіндіре алмады.
Сол 1916жылы американдық ғалым Г.Льюис, молекулалардағы тұрақты сыртқы
электрондық конфигурациялардың пайда болуы, екі атом арасында ортақ,
екеуіне де бірдей жалпыланған электрондардың түзілуінен шығар дегендей
болжамды ұсынды. Мұндай жағдайдағы химиялық байланыс жалпы электрондық
жұптың түзілуі арқылы жүреді, оған, яғни элекрондық жұпқа, әрбір атом
өзінің сыртқы электрондық қабатынан бір электроннан береді. Бұл байланысты
ковалентті, яғни бірге әрекет етуші деп атайды.
Бұл теориялардың барлығы химиялық байланыс жайлы электрондық түсініктің
дамуына қосылған аса маңызды үлес еді. Бірақ олар да сапалық сипатта болып,
химиялық байланыстардың түзілу механизмін айқындаған жоқ және де оның
сандық сипаттамасын есептеуге мүмкіндік бермеді [3].
Химиялық байланыстың үш түрі бар: коваленттік, иондық, және металдық
байланыс.
Өзімізді қоршаған дүниеліктердің құрамына қарай жай жэне күрделі заттар
болып екі түрге бөлінетіні белгілі. Жай зат болсын, күрделі зат болсын өте
ұсақ атом-молекулалардан тұратыны аян. Енді, осы бөлшектерді өзара байланыс-
тырып түратын күш табиғатына тоқталалық.
XIX - ғасыр басында фращуз химигі Бертолле Клод Луй (1748-1822) зат
құрамындағы химиялық элементтердің өзара байланыс жасауын бүкіл элемдік
тартылыс заңымен түсіндірді. Аталған көзқарас бойынша массасы жеңіл
элементтерге қарағанда, ауыр элементтер берік қосылыс түзуі тиіс. Ал енді,
қосылыс табиғаты мен беріктігіне назар аударсақ, бұған керісінше, жеңіл
элементтерден құралған зат молекулаларының байланысы өте берік болатындығын
аңғару қиын емес [4].
Швед ғалымы Берцеллиус Иенс Якоб (1779-1848) болса, химиялық элементгер
арасындағы байланысты олардың электрлік қасиеті тұрғысынан қарастырды. Бұл
түсінік бойынша химиялық элементтердің бір түрінде оң, ал екіншілерінде
теріс заряд басым болады. Оң заряды басым элементтерге металдарды, ал теріс
заряды басым элементтерге металл еместерді жатқыза отырып, химиялық
қосылыстар осылардың арасындағы тартылыстан туын-дайды ден есептелінді.
Аталған ілім біртүрлі атомдардан тұратын оттегі, сутегі, азот сияқты жай
заттар арасындағы байланысты түсіндіре алмады [5].
Химиялық элементтердің өзара байланысқа түсуін атомдардың элек-трон
қосып алу иемесе беріп жіберу нэтижесінде зарядты бөлшекке айналып
электрлік тартылыс әсерінен жүзеге асады деген көзқарасты В.Нернст, Р.Абегг
және Бодлендерлер болды.
1904ж. Р.Абегг электрлік валенттілік үғымын кіргізіп, әрбір элемент оң
да теріс те валенттілік көрсете алатындығын және осы шамалардың абсолюттік
қосындысы сегізден артпайтындығын ұсынды. Р.Абептің ұсынысының период-тық
кестемен өте тьғыз байланыста болатындығын төмендегі жүйелеуден аңғаруға
болады [6].
Р.Абеггтің молекуланы құрайтын кейбір атомдардың байланысы арасындағы
полюстік сипат, яғни полярлылық жорамалы химиялық байланысты дамытуда
үлкен маңызға ие болды (Кесте 1).
Кесте 1
Абегтің кестесі
Топша рет0 I IΙ IIІ IV V VI
ΙΙΙΙΙΙΙΙӀӀ
ӳӀӀӀӀӀӀӀӀӀ
ӀӀӀӀӀӀӀI
Иондық Металл Теріс Валентті Оң және Иондық Тұз NaCl
атомы және оң электрондатеріс түзетін CaO
және тотығу р иондар NaOH
бейметаллдәрежесі дың ауысуы
атомы
КоваленттБейметал Теріс Ортақ МолекулалаМоле Ұшқыш Br2
і дар тотығу электрон р кулалықнемесе CO2
атомдары дәрежесінжұбының ұшқыш C6H6
(металл (оңды түзілуі емес
атомдары сирек) және
сирек) көрсетедімолекулалы
қ
орбитальда
р
дың толуы
--------- Атом Алмаз Алмаз
дық тәрізді Si
SiC
Металдық Металл Оң тотығуВалентті Оң МеталдыМеталдық Метал
атомдары дәрежесінэлектрондазарядтал қ даржә
көрсетедірын беру ған иондар не
құйма
лар
1. Cыртқы қабатында 2 немесе 8 электроны бар инертті газдар химиялық
жағынан өте инертті демек, мұндай газдардың электрондық қабаты өте тұрақты.
Атомдар молекула құып біріккенде ортақ электрон қосағын түзу арқылы
өздерінің сыртқы қабаттарын инертті газдардікіндей етуге тырысады.
2. Химиялық байланыс әсерлесуші атомдардың екеіне де ортақ электрон
жұбы арқылы жасалады. Бір электрон жұбын түзу үшін әр атом бір – бір
электроннан жұмсайды.
Бір болмаса бірнеше электрон жұптары арқылы түзілетін химиялық байланыс
коваленттік байланыс деп аталады. Хлор және азот молекуласының түзілуін
қарастырайық.Атомның сыртқы қабатынадғы әр электронды бір нүктемен
белгілеп, хлор және азот молекулаларының түзілін мынадай схема түрінде
көрсетуге болады.
Хлор атомының сыртқы қабатында жеті электрон бар. Хлор молекуласы
түзілгенде әр атом бір электроннан беріп, ортақ бір электрон жұбы түзіледі.
Сөйтіп, молекуладағы әр атомның сыртқы қабаты инертті газдардікіндей
оттекке (сегіз электрондық қабатқа) айналады. Азот молекуласы түзілгенде үш
ортақ электрон қосағы пайда болып, молекула құрамындағы әрбір азот атомының
сыртқы қабаты сегіз электрондық қабатқа айналады.
Төменгі схемада Льюис теориясы бойынша су, аммиак және метан молеку-
лаларының құрылыстары келтірілген.
Молекула озара бір-бірімен байланысқан атомдардан тұрады. Атом-дардағы
электрондарды өзара қарама-қарсы бағытқа бағытталған түрде көрсетеміз:
↑ және↓
Және бұл екі жұп екі атомның ядроларының ортасында орналасады. Екеуі де
оң зарядталған атомдар ядролары теріс электрон жұбына, яғни бір-біріне
тартылады:
Міне, осылайша екі жеке атомдардан, қарапайым екі атомды молекула
түзіледі. Мысалы, сутектің Н екі атомынан Н2 молекуласы түзіледі.
H + H = H2
Не себептен екі электон бір-бірімен бірігіп электрондық жұп түзіледі?
Бұл Сұраққа жауап беру үшін келесі мәселелерді ескеру қажет:
Әрбір электрон, электрлік заряд секілді, магнитті моментке ие,
сондықтан олар микроскопиялық магнит секілді әсер етеді. Қарама-қарсы
бағытқа бағытталған екі электрон – қарама-қарсы бағытқа бағытталған полюсі
бар екі микромагнит секілді. Сондықтан да, олар бір-біріне тартылады Оны
келесі түрде бейнелеуге болады.
Электрондық жұп түзілу үшін, атомдар өзара бір-бірімен жақындасып, ал
олардың электрон бұлтшалары бір-бірімен қабысуы қажет. Химиктер бұл
құбылысты атом шаруашылығында атомдық орбиталдардың қабысуы деп атайды.
Мысал ретінде, сутек молекуласының сутек атомдарынан түзілуін қарастырайық.
Екі шар тәрізді орбитальдар, екі электрон бұлтшалары бір-бірімен жанасып,
бірі екіншісіне енеді, оны келесі 1-суреттен көруге болады:
Сурет 1. Ковалентті байланыстың түзілу механизмі
Электрон жұбы арқылы түзілетін химиялық байланысты ковалентті байланыс
деп атаймыз. Кванттық химия тұрғысынан түсіндірер болсақ, келесі түрде
өрнектеледі:
Бұл химиялық байланысты алмасу механизімі бойынша түзілген.
Дәл осы сутегі молекуласы басқа әдіспенде түзіле алады. Егер, сутегі
катионы Н+ (бірде-бір электроны жоқ, тек қана бос орбитальі бар) мен сутегі
анионы Н− (қос электрондық жұбы бар) өзара әрекеттесе:
H+ + H− = H2
Энергетикалық диаграммада келесі түрде жазылады:
Катионмен анион өзара әрекеттесіп түзілетін химиялық байланысты –
ковалентті байланыстың донорлы акцепторлы механизмі деп атаймыз. Донор –
электрон жұбын береді, ал акцепторда – бос орбитальі бар[8].
Су молекуласындағы оттек атомы сегіз электрондық қабатпен, ал сутек
атомдары инертті газ гелий атомы тәрізді екі электрогндық қабатпен
қоршалған. Аммиақ және метан молекулаларының құрамындағы сутек атомдары да
екі электрондық қабатпен қоршалған. Кейбір қосылыстардың молекулаларындағы
коваленттік полюсті байланыстардың түзілу сұлбасы төмендегі суретте
көрсетілген (Сурет 2).
Сурет 2. НСІ, Н2О, NH3 молекулаларындағы ковалентті полюсті
байланыстардың түзілуі және кеңістіктегі құрылысы
Оттек – екі валентті элемент, ортақ электрон жұбын түзуге екі
электронын жұмсайды. Сутек – бір валентті элемент,ортақ электрон жұбын
түзуге бір элек-трон жұмсайды. Демек, Льюис теориясы бойынша атомның
валенттілігі ортақ электрон жұп түзуге берген санымен анықталады.
Электрон бұлттары-ның өзара бүркесуі тәсілімен түзілетін ковалентті
байланыс түрі де бар (Сурет 3).
s-s-
байланыс
s-p-
байланыс
p-p-
байланыс
p-p-
байланыс
Сурет 3. σ –, π- байланыстар
σ – байланыс π-байланыстан беріктеу, π- байланыс σ-байланыс болғанда
ғана түзіледі. Осы байланыстардан қос және үш байланыстар түзіледі. Полюсті
ковалентті байланыс электртерістілігі әртүрлі атомдар арасында пайда
болады.
Электрондық бұлттардың қайта жабылу сипаты бойынша мына байланыстарды
ажыратады:
- (сигма) – байланыс, ол әрекеттесуші атомдардың центрін қосатын,
ось бойымен электрондық бұлттардың қайта жабылу кезінде түзіледі (Сурет 3).
Сигма-байланысы келесі орбиталбдардың қайта жабылуы кезінде пайда болады: s-
s; s-p; p-p; d-d; d-s; d-p; f-f және т.б. бұл байланыс, әдетте, екі атомды
қамтиды да олардың шегінен шықпайды, сондықтан екі центрлік локализденген
байланыс болады. сигма-байланыс жалқы және ол бір сызықшамен белгіленеді;
F O N CI Br S C P Si I As H
Электртерістілігі төмендейді
Льюис теориясы жарық көрген кезде электронның толқындық қасиеттері әлі
белгісіз болатын. Электронның екі жақтылығы кванттық механикада ескеріледі.
Сондықтан химилық байланыстың қазіргі кездегі теориясы кванттық механикаға
негізделген, олар валенттілік деп те аталады.
Кез келген валетттілік теориясы мынадай мәселелерді түсіндіре білуі
қажет:
1.Не себептен атомдар молекула түзеді? Атомдарды байланыстыратын
күштердің табиғаты қандай?
2. Неліктен атомдар белгілі бір қатынас бойынша ғана қосылысады?
Мысалы, көміртек пен сутек молекуласын түзіп, ал не
болмаса деген молекулаларды түзбейді? Бұл сұрақты басқаша былай қоюға
да болады: валенттілік күштерінің қанығу себебі неде?
3. Молекуланың кеңістіктегі пішіні қандай? Мысалы, не себептен
молекуласының құрылысы түзу сызықты, ал молекуласының құрылысы
бұрышты болып келеді?
Ковалеттік байланыс, атомды қоздыру нәтижесінде пайда болатын,
жұптаспаған электрондар есебінен де түзіле алады. Бұл донорлы-акцепторлық
механизм (координациялық байланыс) – коваленттік байланыс түзілуінің басқа
да механизмінің бар болуымен байланысты. Бұл механизмнің мәні – атомдардың
біреуі бөлінбеген электрондық жұбын (донор), ал басқасы бос орбиталын
(акцептор) береді. Донорлы-акцепторлық механизмі аммоний ионының түзіруі
сұлбасымен жақсы көрнекіленеді:
Аммиак молекуласындағы азот атомында бөлінбеген электрон жұбы бар
(донор), ал сутек атомында бос 1s-орбиталь (акцептор). Аммоний ионы
түзілгенде азоттың бөлінбеген электрондар жұбы азот пен сутек атомдары үшін
ортақ (жалпы) болады, яғни ковалентті төртінші байланыс пайда болады. сутек
ионының заряды ортақ болады (ол делокализденген, яғни барлық атомдардың
арасында таралған). әртүрлі механизмдер бойынша түзілген барлық Н-N
байланыстары бірдей, яғни өзара тең. Бұл 2s- және 2р-электрондар
орбитальдері байланыс түзген сәттегі азот атомы өзінің формасын өзгертуімен
байланысты. Соңында формасы бойынша мүлдем бірдей төрт орбиталь пайда
болады (sp3-будандасу жүреді).
Егер элемент алмасу механизмі бойынша да, донорлы-акцепторлы механизм
бойынша да ковалентті байланыс түзетін болса, онда оның валеттілігі
жұптаспаған электрондар санынан үлкен және сыртқы электрондық қабаттағы
орбитаоьдардың жалпы санымен анықталады. Оларға енетіндер:
- жұптаспаған электрондары бар орбитальдар;
- жұптаспаған электрондар жұбы бар орбитальдар;
- бос орбитальдар.
Коваленттік байланыстардың қасиеттері және зат құрылысы
• Коваленттік байланыстардың шектеулі санын түзуіне атомның қатынасуға
деген қабілеттілігі Коваленттік байланыстардың қаныға алатындылығы деп
аталады;
• Коваленттік байланыстың бағытталғандығы молекуланың кеңістіктегі
құрылымын шарттастыралы, электрондық бұлттардың қайта жабылуы тек
орбитальдардың өзара белгілі бір бағытталуы тұсында жүреді, ал бұл өз
кезегінде электрондардың қайта жабылуындағы ең үлкен электрондық
тығыздықты қамтамасыз етеді.
Молекуланың кеңістіктегі құрылысы. Молекуланың кеңістіктегі құрылысын
түсіндіру үшін химияға Л.Полинг енгізген атомдық орбиталь-дардың будандасуы
туралы түсінікті пайдаланады. Будандасу (гибридтену)деп түрпішіні және
электрондық бұлт энергиясы бойынша бірдей еместерді түрпішіні мен бұлт
энергиясы бойынша бірдей жағдайда қайта құру процесін айтады [8]. Мұндай
орбитальдарды буданды деп атайды. Будандық орбиларьдар саны бастапқы
орбитальдар санына тең, ал түрпішіні (формасы) - өзгеше (Сурет 4).
Сурет 4. Атомдық sp-буданды орбиталь
Будандық орбитальдағы электрондық тығыздылық ядродан басқа жаққа
ығысады, сондықтан басқа атомның атомдық орбиталімен (АО) әрекеттескен
кезде максималды қайта жабу жүреді (байланыс энергиясы артады). байланыс
энергиясының бұл жоғарылауы, будандық орбитальдың бүзілуіне керекті
энергияны теңестіреді. Нәтижеде будандық орбитальдар түзген химиялық
байланыстар беріктеу, ал алынған молекулалар берік болады. әрекеттесуші
орбитарьдардың сипатынан тәуелділікке болатын будандасудың түрлі тіптері
бар (Кесте 4).
Кесте 4
Будандасу типтері
1-Молекула типі Будандасу түрі Геометриялық түрпішіні
(формасы)
АВ2 sp Сызықты
P2 Қисық
АВ3 sp2, d2s Тригональды
p3,pd2 Пирамидальды
АВ4 sp3 , d3s Тетрагональды
dsp2 Квадратты
АВ5 sp3d Бипирамидальды
АВ6 d2sp3 Октаздрлық
АВ7 sp3d4 Кубтік
Будандасуға қатынасушылардың санынан тәуелділікте р-орбитальдардың
будандасуындағы будандық орбитальдар әртүрлі кеңістіктегі бағыттта болады.
Айталық, қоздырылған күйдегі бериллий атомының 1s22s12p1 конфи-
гурациясы болады. хлор атомдарымен бериллий атомы әрекеттескенде бір 2s-
және бір 2р- орбитарьдар бірдей екі будандық орбитальға айналады (sp-
будандасу), олар біріне бірі 1800 бұрышта бағытталады (Сурет 5). Сондықтан
BeCI2 молекуласы сызықты формада болады.
(s+p)-орбитальдар екі
sp-орбитальдар
Сурет 5. sp-будандасу
Химиялық байланыс түзілгенде ВСІ3 молекуласындағы бор атомында
(қоздырылған күйдегі электрондық құрылым 1s22s12p1) будандасуға бір s- және
екі р-электрон орбитальдары қатысады ( sp – будандасу жүреді). Бұл үш
будандық орбитальдың түзілуіне әкеледі, олар бір жазықта 1200 бұрышпен
орналасады;молекулада жазықтық құрылымда (Сурет 6).
(s+p+p)-орбитальдар үш sp2 – орбитальдар
Сурет 6. sp2-будандасу
Метанның СН4 молекуласындағы байланыс түзілгенде қозған күйдегікөміртек
атомы (1s22s12p1) сутектің төрт атомын қосып алады. Мұндай-да көміртек
атомында бір s- және үш р-орбитальдар будандасуға (sp3 – будандасу) душар
болады, бұл төрт будандық орбитальдың түзілуіне келеді (Сурет 7). Олар
кеңістікте симметриялы орналасады және тетраэдр төбесіне 109028’ бұрышпен
бағытталған.
(s+p+p+р)-орбитальдар
төрт sp2 – орбитальдар
Сурет 7. sp-будандасу
Ковалентті байланыстың негізгі қасиеттерінің бірі–бағыттауы. Н2S моле-
куласының түзілуін қарастырайық (Сурет 8). Ғ2 және N2 молекулаларының
түзілуін (Сурет 9,10), ал молекуланың кеңістікте құрылысын төмендегі
суреттерде келтірілген (Сурет 11).
Сурет 8. Н2S молекуласының түзілуі
Сурет 9. Ғ2 молекуласының түзілуі
Сурет 10. N2 молекуласының түзілуі
Сурет 11. Молекуланың кеңістіктегі құрылысы
-байланыстар -байланыспен түскенде қос байланыс түзіледі,
мысалы: оттектің, этиленнің, көміртек диоксиді молекулаларында. Қанықпаған
қос байланыс екі сышықшамен өрнектелінеді: О=О, O=C=O.
Екі -байланыс бір -байланыспен түйіскенде үш байланыс
түзіледі, мысалы азоттың, ацетелиннің және көміртек (VI) оксидінің
молекуласында. Үштік байланыстар үш сызықшамен өрнектелінеді: NN,
―CC―, ―CO. Жай және қос байланыстың ұзындығымен және
энергиясымен салыстырғанда, үш байланыстың энергиясы жоғары, ал байланыстың
ұзындығы қысқа. Қос және үш байланысты еселі байланыстар деп атайды.
Атомдар арасындағы байланыстар санын байланыстың еселігі деп
атайды.Молекулалардағы немесе иондардағы байланыстардың және олардың
атомдар арасындағы -байланыстарды локализдеудің бірнеше әдістері болуы
мүмкін, мұны делокализденген байланыстар дейді де үзікті сызықтармен
белгілей көрсетеді:
Кейде осы келтірілген құрылымды резонансты деп те атайды.
Электрондардың таралуын дәл баяу ету молекуланың тек аз сандары үшін
мүмкін. Әдетте, ковалентті байланысы бар екі атомдық және көп атомдық
жүйелер үшін жуықтаған есептеу әдістерін пайдаланады: валеттік байланыстар
әдісін (ВБӘ) және молекулалық орбиталдар әдісін (МОӘ).
Льюис теориясы аталған мәселелерді толық түсіндіре алмады. Бұл сұрақтар
кванттық механикада пайда болғанннан кейін барып, шешілді. Қазіргі кезде
коваленттік байланысты кванттық механика тұрғысынан қарастыратын екі әдіс
(теория) бар: валенттілік байланыс (ВБ) және молекулалық орбиталь-дар
(МО) әдістері. Валенттілік байланыс теориясын 1927жылы неміс ғалымы Гайтлер
мен Лондан ұсынып, одан әрі 1930 жылы неміс ғалымдар Слэтар мен Полинг
дамытты. Молекулалық орбитальдар әдісін ұсынып және оны дамытуда Гунд
(Германия) мен Маликен (АҚШ) еңбектерінің мәні үлкен болды[9].
Валенттілік байланыс әдісі молекулалық орбитальдар әдісіне қарағанда
оқып үйренуге жеңілдеу. Сол себепті біз валенттілік байланыс әдісіне
кеңінен тоқталамыз.
Валенттілік байланыс әдісі
Атомдар молекула түзгенде энергия ұтымы болады демек, молекула
таомдарға қарағанда тұрақты жүйе. Мысалы, сутек атомдары молекулаға
бірікккенде 431,9кДжмоль энергия бөлініп шығады.
431,9кДжмоль. Энергия ұтымы не себептен және қандай жағдайларда
болады *. Бұл мәселені сутек атомдарының сутек молекуласын түзуі
мысалынды қарастырыамыз. Сутек атомының жалғыз s- электроны бар, s-
электрон бұлтының пішіні шар тәрізді. Сутектің екі атомы бір –біріне
жақындасқыанда олардың арасында екі түрлі электростатикалық күштер туады:
тартылу және тебілу күштері (Сурет 12). Бір атомның электрон бұлты екінші
атомның электрон бұлтына тартылады. Біздің мысалымызда атомның
электрон бұлты атомның ядросына тартылады. және
атомдарының ядролары өзара тебіседі, дәл осы сияқты олардың электрон
бұлттары бір –бірін тебеді.
Валенттілік байланыс (ВБ) әдісі боынша сутек атомдары жақындасқанда
тартылу күштерінің қалай өзгеретінін есептеп, жүйенің потенциялдық
энергиясы қисығын салуға болады. Бірінші рет мұндай есептеуді Гайтлер мен
Лондан орындаған. Осындай есептеудің нәтижесінде мынадай жағдай анықталды.
Электрондардың спиндері қарама –қарсы сутек атомдары жақындасқанда, жүйенің
потенциялдық энергия қисығында минимум пайда болады. Бұл жағдай сутек
атомдарының өзара қосылысып, молекула түзгенін көрсетеді[10].
Электрондардың спиндері параллель сутек атомдары жақын-дасқанда тебісу
күштері тартылысу күштерінен басым болып, жүйенің потен-циялдық энергиясы
атомдар жақындасқан сайын үздіксіз өседі. Бұл жағадай спиндері параллель
сутек атомдарының молекула құрап бірікпейтінін көрсетеді.
Сонымен қатар осы екі жағдайға сәйкес ядролар арасындағы кеңістіктегі
электрон бұлтының тығыздықтары да еептелінген. Спиндері анипаралллель
атомдар жақындасқанда ядролар арасындағы кеңістікте электрон бұлттарының
тығыздығы артады, яғни атомдардың электрон бұлттары өзара бүркеседі.
Электрон бұлттары өзара бүркесуінен ядролар арасындағы кеңістікте тығыз
электрон зонасы пайда болады. Оң эарядталған ядролар осы теріс зарядты
зонаға тартылып, тұрақты жүйе сутек молекуласы түзіледі.
Электрондардың спиндері паралллель атомдар жақындасқанда ядролар
арасындағы кеңістікте электрон бұлттарының тығыздығы нөлге жуық, яғни бұл
жағдайда атомдардың электрон бұлттары өзара бүркеспей керісінше тебіседі.
Сол себепті спиндері паралллель атомдар жақындасқанда химиялық байланыс
түзілмейді.
Сонымен кванттық мехеникаға негізделген есептеулердің нәтижесінде
коваленттік байланыстың –табиғаты түсіндірілді. Коваленттік байланыс
атомдардың спиндері антипараллель электрон бұлттарының бүркесу нәтижесінде
түзіледі.
Коваленттік байланыстың беріктігі электрон (бұлттарының орбиталдардың)
бүркесу дәрежесіне тәуелді. Орбитальдар неғұрлым жақсы бүркессе, байланыс
соғырлұм берік болады. Байланыстың беріктігі байланыс энергиясының
шамасымен сипатталады. Байланыс энергиясы деп байланысты үзуге жұмсалатын
энергияның шамасын айтады. Мысалы, сутек моле-куласындағы байланыс
энергиясы 431,9кДжмоль, фтор молекуласында 150,6кДжмоль, азот
молекуласында 937,2кДжмоль. Су молекуласындағы отттек пен сутек арасындағы
байланыстың энергиясы 464,4кДжмоль. Байланысты сипатттайтын келесі маңызды
шама – байланыс ұзындығы. Байланыс ұзындығы деп байланысқан атомдардың
ядроларының арақашықтығын айтады. Мысалы, су молекуласындағы оттек пен
сутек ядроларының арақашықтығы, яғни О - Н байланысының ұзындығы 0,096нм.
Байланысқан атомдардың ядроларынжалғастыратын түзулердің арасындағы бұрыш
валентттілік деп аталады. Су молекуласындағы валенттік бұрыш 105(. Демек,
оның құрылысын мынадай құрылымдық формуламен өрнектеуге болады:
O
( \
H H HOH=105(
Енді коваленттік байланыстың қанымдылығы (қанығуы), бағыталуы және
полюстілігі сияқты басты қасиеттерімен танысамыз.
ВБ әдісі бойынша элементтердің валенттілігі. Біз жоғарыда байланыстың
түзілу себебін ВБ әдісіқалай түсіндіретінін қарастырдық. ВБ теориясы не
себептен атомдардың бірімен –бірітек белгілі қатынаста ғана қосылысатынына
да жауап береді.
ВБ теориясы бойынша химиялық байланыс спиндері антипараллель жалқы
электронды орбитальдардың бүркесуі нәтижесінде пайда болады. Сондықтан
ковалентті байланысты атомның сыртқы қабатындағы жалқы электрондар түзеді,
ал атомның валенттігі жалқы электрондардың санына тең.
5-кестеде II период элементтері атомдарының негізгі және қозған
күйлеріндегі электрон құрылыстары және валенттіліктері көрсетілген.
Атомдардағы жалқы электрондар саны атом электрон жоғалтқанда не болмаса
қосып ағанда өзгереді. Мысалы, оттек атомы бір электронды қосып алып, бір
ғана жалқы электроны бар О аниноына аналады:
O +e- O-
2s 2p
Кесте 5
II период элементтері атомдарының негізгі және қозған күйлеріндегі
электрон құрылыстары және валенттіліктері
ЭлемеСыртқы Атомның негізгі күйі Атомның қозған күйі
нттерқабаттағ
ы
электрон
дар саны
Орбитальдарға Вал Орбитальдарға Вал
электрон-дардың ент электрон-дардың ент
орналасуы тіл орналасуы тіл
ікт ікт
ері ері
Li 1
Na – [Ne]3s1 Na – e– = Na+ Na+ – [Ne] (Na)(Cl[pNaCl
Cl – [Ne]3s23p5Cl + e– = Cl– Cl– – [Ar] ic])
Ca – [Ar]4s2 Ca – 2e– = Ca2+ – [Ar] (Ca2)(Br[CaBr2
Br – Ca2+ Br– – [Kr] pic])2
[Ar,3d10]4s24p5Br + e– = Br–
Fe – [Ar]4s23d6Fe – 2e– = Fe2+ – [Ar]3d6 (Fe2)(S2[FeS
Fe2+ S2– – [Ar] pic])
S – [Ne]3s23p4 S + 2e– = S2–
Иондық байланысы бар заттардың құрылымдық формуласында формальды
зарядтар көрсетіледі: , 2, 2 және т.б.
1. Егер, байланысатын атомдар бір-бірлерінен өлшемдері бойынша
ерекшеленетін болса, онда кіші атомдар (электрон қабылдауға бейімдер) үлкен
атомдардан (электрон беруге бейімдер)электронды тартып алады да, иондық
байланыс түзіледі. Изолирленген атомдардың энергиясына қарағанда, иондық
кристалдың энергиясы аз, сондықтан, электронды бергеннің өзінде де, өзінің
электрондық қабатын толық толтырмаса да (d- немесе f- деңгейшелер толмауы
мүмкін), иондық байланыс түзіледі.
2. Егер байланысатын атомдар кіші болса (ro 1), онда олардың
барлығы электрон қабылдауға бейім, ал электрон беруге бейім емес; содықтан
да мұндай атомдар бір-бірінен электронды ала алмайды. Бұл жағдайда химиялық
байланыс жұптаспаған валентті электрондар арасында пайда болады, мұндай
байланысты ковалентті байланыс деп атайды.
Кеңістікте ковалентті байланыстың түзілуін, әртүрлі атомдар арасында
жұптаспаған валентті электрондардың өзара бір-бірімен жанасуы арқылы
қарарстырылады. Бұл кезде, атомдарды байланыстыратын электрон жұптары ортақ
электрондық бұлтша түзеді. Өзара қабысу аймағында электрон тығыздығы көп
болған сайын, химиялық байланысты түзу кезінде солғұрлым көп энергия
бөлінеді. Ковалентті химиялық байланыты түсіндеру үшін атомдағы жұптаспаған
валентті электронды бір нүктемен, ал жұптасқанын қос нүктемен көрсету
қабылданған. Мысалы, фтор атомының валентті электрондық конфигурациясы -
, ал оттегі атомы - түрде өрнектеледі. Осындай символдармен
формуланың жазылуы электрондық формула немесе Льюис формуласы (1916жылы
американдық химик Гилберт Ньютон Льюис ұсынған болатын) деп аталады.
Электрондық формулалардың ақпараттарын беретін құрылымдық формулалар тобына
жатады. Мысалы, атомдардың ковалентті байланыс түзу механизімі:
3. Егер байланысатын атомдар үлкен болса(ro 1А), онда олар,
өздерінің электрондарын беруге бейім, ал басқа электрондарды қабылдау
қабілеті төмен. Сондықтан, мұндай үлкен атомдар өзара бір-бірімен иондық
байланыс түзе алмайды. Ковалентті байланыс түзуі де тиімсіз, себебі үлкен
атомдардың сыртқы электрон қабатының электрондық тығыздығы аз. Химиялық зат
осындай атомдардан түзілсе, атомдардағы барлық валентті электрондар өзара
бірігіп, металдық кристалл ( немесе сұйықтық) түзеді, яғни ондағы атомдар
металдық байланыспен байланысқан. Мұндай байланыстың типін қалай анықтауға
болады?
Химиялық элементтердің периодтық жүйесінде элементтердің орналасуы
бойынша, мысалы:
1. CsCl цезий хлориді. Цезий атомы (ІА топшасы) үлкен, электронды оңай
береді, ал хлор атомы (VIIА топшасы) кіші, электронды жеңіл
қабылдайды, сондықтан цезий хлоридіндегі химиялық байланыс – иондық,
2. Көміртегі диоксиді CO2. Көміртегі атомы(IVАтопша) мен оттегі (VIА
топша) атомы өлшемдері бойынша бір-бірлерінен айырмашылықтары аздау,
яғни екі атом да – кіші. Электронды қосып алуы, екеуінде де бірдей,
CO2 химиялық байланыс – ковалентті полюсті.
3. Азот N2. Жай зат. Өзара байланысатын атомдар бірдей және кішкентай,
сондықтан азот молекуласындағы химиялық байланыс түрі – ковалентті
полюссіз.
4. Кальций Са. Жай зат. Байланысатын атомдар бірдей және айтарлықтай
үлкен атомдар, сондықтан кальций кристалындағы байланыс – металдық
байланыс.
5. Барий-тетраалюминий BaAl4. Екі элементтің атомдары да айтарлықтай
үлкен, әсіресе барий атомы, сондықтан екі элементте, тек қана
электрондарын беруге бейім, бұл қосылыстағы химиялық байланыс
–металдық (Кесте 7).
Кесте 7
Кейбір жәй иондардың орбитальді радиустары
Катион Заряды, Орбиталді Анион ЗарядыОрбиталді
е радиусы А , е радиусы, А
Li + 1 0,189 F – 1 0,400
Na + 1 0,278 Cl– 1 0,742
K + 1 0,592 Br– 1 0,869
Rb + 1 0,734 I – 1 1,065
Cs + 1 0,921 O2– 2 0,46
Be2 + 2 0,139 S2– 2 0,83
Mg2 + 2 0,246 Se2[pic– 2 0,92
]
Ca2 + 2 0,538 Te2[pic– 2 1,12
]
Металдық байланыс
Атомдардың электрондық қауыздарының құрылысы бойынша металдарға барлық
s-элементтердің (сутек және гелийден басқасы), барлық d- және f-элементтер
және бірқатар р-элементтер (алюминий, қалайы және т.б.) жатады. Қатты
немесе сұйық күйдегі металдарда жоғарғы жылу және электр өткізгіштігі,
иілгіштігі және созылғыштығы болады; салыстырмалық тұрғыдағы жоғарғы барқу
және қайнау температурасы бар. Металдардың мұндай ерекше қасиеттері
оландағы ерекше типтегі химиялық байланыстың болуымен бай-ланысты, және ол
байланысты металдық байланыс деп атайды. Оның түзілуіне, өзінің ядросымен
едәуір әлсіз байланысқан, валенттік электрондар қатысады. Металдағы атомнан
электрондар тұрақты түрде бөлінеді де металдың күллі массасы бойынша
қозғалады (Сурет 15). Электрондарын берген металл атомдары, оң зарядталған
иондарға түрленеді, ал олар өз кезегінде тұрақты қозғалыстағы электронды
өзіне тартуға ұмтылады.
ē ē
ē ē
ē
ē
ē ē
Сурет 15. Металдық байланыстың түзілу сызбанұсқасы:
- металл атомдары;
ē – электрондық газ;
- металл иондары.
Сонымен қатар нақ осы сәтте, бір мезетте басқа металл атомы өзінің
электрондарын береді, яғни металдың ішінде электрондық газ (бос
электрондар) тұрақты айналып жүреді, олар металдың барлық атомдарын өзара
берік байланыстырады да, металл торының беріктігін қамтамасыз етеді.
Ауыспалы емес металдардағы металдық байланыстардың түзілу механизмі
осындай. Ауыспалы металдардағы валенттік электрондардың бір бөлігі лока-
лизденеді де көршілес атомдардың арасындағы бағытталған ковалентті
байланыстарды жүзеге асырады.
• Электростатикалық тартылу нәтижесінде металдар иондарының және
жалпыланған электрондар арасындағы түзілетін химиялық байланысты
металдық байланыс деп атайды.
Металдық байланыс ковалентті байланысқа белгілі бір дәрежеде ұқсас
болып келеді, өйткені олар валенттік электроедарды жалпылауға негізделген.
Бірақ та металдық байланыс түзілген кезде электрондарды жалпы жалпылауға
барлық атомдар қатысады. Мінеки, сондықтан да металдық байланыста кеңіс-
тіктеггі бағыттылық пен қанығушылық жоқ, бұл металдардың жоғарыдағы
ерекшеліктерін анықтайды. Металдық байланыстың энергиясы коваленттік
байланыс энергиясының мәнінен 3-4 есе кіші[14].
Молекулааралық әрекеттесу және сутектік байланыс
Заттың газ түрінен конденсирленген (қатты немесе сұйық) күйіне ауысуы
молекулааралық әлекеттесу күшінің болуымен түсіндіріледі, ол жаңа
байланыстардың түзілуімен қатар жүрмейді. 1873жылы Голландия ғалымы И.Ван-
дер-Ваальс молекулалар арасындағы тартылу күші болады және ол күштер
әсерінен молекулалар өзара әрекеттесуі мүмкін дегендей ойды ұсынады. Бұл
күштерді Ван-дер-Ваальс күштері деп те атайды. Арасы қашық-таған сайын бұл
күштер әлсірей береді,бұл молекулалары бірінен бірі алыстау орналасып,
ретсіз де еркін қозғалыста болатын газ түріндегі заттарда нақтылы
байқалады. Сұйықтардағы молекулалардың арақашықтығы, газдармен
саластырғанда біршама қысқа (жақын), бұған сәйкестікте молекулааралық
күштер үлкен дәрежеде байқалады. Қатты заттардағы әрбір атом кеңістікте
белгілі бір орында бекітілген, олардың арасы мүлдем өзгермейдіғ атомдар
өзінің тепе-теңдіктегі центрінің айналасында тербелісті қозғалыста болады
да, Ван-дер-Ваальстік күштің мәні ең жоғары болады. Молекулааралық күштерде
электростатикалық сипат болады және оларда қанығушылық қасиет болмайды.
Олар молекула ішіндік химиялық байланыстан едәуір әлсіздеу келеді. Көптеген
жағдайларда молекулааралық байланыстар кәдімгі химиялық байланыстардан
әлсіздеу болғандықтан, молекулалық кристалдар төменгі теппературада балқиды
да, ұшуға бейім келеді. Балқу және қайнау температурасы ауыр элементтерге
ауысқай сайын жоғарылай түседі. Вандерваальстік күштер құрамына үш
құрастырушы енеді:
• Қосүйек-қосүйекті (диполь-дипольдік) әрекеттесу;
• Индукциялық әрекеттесу;
• Дисперциялық әрекеттесу.
Диполь-дипольдік әрекеттесу. Полярлы молекулалар жақындағанда бір
дипольдің оң жағы басқа дипольдің теріс жағына бағытталатындай болып
орналасады (Кесте 8). Дипольдер арасында туындайтын әрекеттесулерді диполь-
дипольдік немесе бағытталушы деп атайды [15].
Кесте 8
Молекулааралық әрекеттесу типтері
Әрекеттесу түрлері Мысал
Ион-дипольдік (индукциялық) К+ − SF6
Диполь-дипольдік (бағытталушы) NH3 − H2O
H2O − H2O
}}
Дисперциялық (Лондон эффектісі) Ar − Ar
C6H6 − C6H6
HBr − HBr
Индукциялық әрекеттесу. Дипольдер полярлі емес молекулаларға әсер ете
алады, осы тұста оларды индукцияланған (бұрыла бағытталған) дипольге
айналдырады. Тұрақты және бұрфыла бағытталған дипольдер арасында тартылу
пайда болады (2-кестені қара). Индукциялық әрекеттесу энергиясы
молекулалардың полярленуі (яғни молекулалардың электрлік өріс әсерінен
диполь түзу қабілеттілігі) жоғарылаған сайын артады. индукциялық әрекеттесу
энергиясы диполь-дипольдік әрекеттесу энергиясынан едәуір кіші.
Дисперциялық әрекеттесу (Лондон эффектісі). Кез-келген молекулада
электрлік тығыздылықтың өзгеруі пайда болады, нәтижеде лездік (өте тез, бір
мезеттік) диполь пайда болып, ол өз кезегінде лезде көршілес молекулаларды
индукциялайды. Сол лездік дипольдердің қозғаласы үйлесімді жүреді, олардың
пайда болуы мен таралуы (ыдырауы) синхронды, яғни бірдей, бір мезетте іске
асады. Лездік дипольдердің әрекеттесуі нәтижесінде жүйенің энергиясы
төмендейді. Дисперциялық әрекеттесу энергиясы молекулалардың поляр-ленуіне
тура пропорционалды да, бөлшектер центрінің арақашықтығына кері
пропорционалды. Полюссіз молекулалар үшін дисперциялық әрекеттесу
вандерваальстік күштің бірден-бір құраушысы болып қалады.
Сутектік байланыс
Сутектік байланыс табиғатта кең таралған және ол көптеген химиялық және
биологиялық процестер үшін маңызды рөл атқарады. Сутектік байланысты тек
молекуласындағы сутек атомы күшті электртерістілікті атомдармен (Ғ, О, СІ,
N, S және т.б.) байланысқан зат қана түзе алады.
Сутектік байланыс тек молекулааралық қана (әртүрлі молекулалар
арасынды) болмай, ол бір молекуланың ішінде (бір молекула ішіндегі әртүрлі
топтар арасында)бола алады. Сутек атомы полярлы молекулаларда (немесе
топтарда) кереметтей қасиетке ие – ішкі электрондық қауызы жоқ және өте
кіші өлшемде. Сондықтан, сутек атомы көрші теріс полюстенген атомның
электрондық қауызы ішіне еніп кетуге қабілетті. Мысалы, құмырсқа
қышқылындағы Н-О байланысты түзуші электрондар, электртерістіліктеу оттек
атмына ығысқан. Сутек атомының ядросында (протонда) электрондық бұлт мүлдем
қармайды, мұндайда осы сутек атомы ядросымен және теріс зарядталған
қышқылдың көрші молекуласындағы оттек атомының арасында электростатикалық
тартылу туындайды. Бұл сутектік ьайланыстың пайда болуына әкеледі. Бұл
байланыстың түзілуіне сутек атомындағы жартылай бос 1s-орбиталімен және
электртерістілікті атомның бөлінбеген электрон жұбының орбиталінің донорлы-
акцепторлық әрекеттесуі белгілі ... жалғасы
Сіз бұл жұмысты біздің қосымшамыз арқылы толығымен тегін көре аласыз.
КІРІСПЕ ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ...
... ... ... ... ... ... ... ... .. ... ... ... ... 3
1 ХИМИЯЛЫҚ БАЙЛАНЫС ЖӘНЕ ЗАТ ҚҰРЫЛЫСЫ ТАҚЫРЫБЫНА ӘДЕБИ
ШОЛУ ... ... ... ... ... ... ... .. ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ...
... ... ... ... ... ... ... ... .. .5
1.1 Химиялық байланыс және зат құрылысы ұғымының
дамуы ... ... ... ... ... ... ... 5
1.2 Химияны оқытудың қазіргі заманғы
технологиялары ... ... ... ... ... ... ... ... ... .33
1.3іХимиялық байланыстар және зат құрылысы тақырыбын оқыту әдістемесінің
ерекшеліктері ... ... ... ... ... . ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ...
... ... ... ... ... ...44
2 ХИМИЯЛЫҚ БАЙЛАНЫС ТАҚЫРЫБЫН ОҚЫТУ ӘДІСТЕМЕСІ ... 54
2.1іАтом құрылысы. Химиялық байланыс тақырыбындағы сабақты ойын әдісімен
оқыту
әдістемесі ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ...
... ... ... ... ... ... 54
2.2іХимиялық байланыс. Зат құрылысы тақырыбын қайталау және қорытындылау
сабағының
әдістемесі ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ...
...60
2.3і11 сыныпқа арналған Химиялық байланыс тақырыбын сыни тұрғыда ойлау
технологиясымен
оқыту ... ... ... ... ... ... ... . ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ...
... ... ..63
2.4 Алынған нәтижелерді
сараптау ... ... ... ... ... ... .. ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ...
... ..67
ҚОРЫТЫНДЫ ... ... ... ... ... ... . ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ...
... ... ... ... ... ... ... ... .. ... 71
ПАЙДАЛАНЫЛҒАН ӘДЕБИЕТТЕР
ТІЗІМІ ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... 73
КІРІСПЕ
Тақырыптың өзектілігі. Ұлттық білім үлгісінің негізгі бағыты - адамды
қоғамның ең негізгі құндылығы ретінде тану, оның қоғамдағы орны мен рөліне,
әлеуметтік жағдайына, психикалық даму ерекшелігіне мән беру, сол арқылы
оның рухани жан-дүниесінің баюына, саяси көзқарасының, творчестволық
еркіңдігі мен белсенділігінің, кәсіби іскерлігінің қалыптасуына жағдай
жасау, мүмкіндік беру. Яғни, XXI ғасырдық маманы - жаратылыстану мен гумани-
тарлық ғылымдар бойынша ой-өрісі кең, жан-дүниесі бай, ұлттық менталитеті
жоғары, кәсіби білікті маман, адамдармен дұрыс қарым-қатынас жасай алатын,
басқаның пікірімен санасатын, кез-келген ситуациядан шығудың жолын таба
алатын, жауапкершілік сезімі жоғары, қоғамда белгілі бір рөл атқаратын,
қайталанбайтын дара тұлға болуы тиіс. Ал мұндай мүмкіндіктің негізі -
жоғары білімде. Өйткені жоғары білім - үздіксіз білім беру жүйесінің шешуші
тетігі.
Мемлекеттік білім стандарт деңгейінде оқыту үрдісін ұйымдастыру жаңа
педагогикалық технологияларды ендіруді міндеттейді.
Білім беру саласы қызметкерлерінің алдында қойылып отырған басты мін-
деттерінің бірі-оқытудың әдіс-тәсілдерін үнемі жетілдіріп отыру және
қазіргі заманғы педагогикалық технологияларды меңгеру.
Еліміздің егемендік алып, қоғамдық өмірдің барлық, соның ішінде білім
беру саласында жүріп жатқан демократияландыру мен ізгілендіру мектепті осы
кезге дейінгі дағдарыстан шығаратын қуатты талпыныстарға жол ашты.
Білім мазмұны жаңа үрдістік біліктермен, ақпаратты қабылдау қабілеттері-
нің дамуымен, ғылымдағы шығармашылық және нарық жағдай-ындағы білім беру
бағдарламаларының нақтылануымен байи түсуде. Атап айтқанда:
• Есте сақтауға негізделген оқып білім алудан, бұрынғы меңгергендерді
пайдалана отырып, ақыл-ойды дамытатын оқуға көшу;
• Білімнің статистикалық үлгісінен ақыл-ой әрекетінің динамикалық
құрылым жүйесіне көшу;
Тақырыптың зерттеліну деңгейі. Оқытудың технологиясы білім берудің
теориялық және қызметтік негізін қалыптастыруда, білімді еңбекпен ұштас-
тырып, іс-әрекеттің сапалығын дамытады, мақсатты өмір сүруге ұмтылуға әсер
етеді. Оқыту технологиясы оқу бағдарламаларында қарастырылған алға қойған
мақсатқа жетудің тиімділігін қамтамасыз ететін оқытудың әдіс-құрал түрлері-
нің жүйесі арқылы оқыту мазмұнын жүзеге асыру жолы. Оқыту технология-
сында мазмұн, әдіс және құралдардың өзара байланысы мен себептілігі жатыр,
ал қажетті мазмұнда, тиімді әдістер мен құралдарды, бағдарлама мен алға
қойылған педагогикалық міндетке сәйкес іріктей білу.
Оқытудың қазіргі заманғы тенденциялары жоғары білікті маман даярлаудың
жаңартылған сапалы өзгерістерін талап етіп отыр. Осы орайда студенттерге
жоғары білімнің сапасын арттыру мақсатында әр түрлі бағытта және жаңа
әдістерді пайдалана отырып білім беру үлкен маңызға ие. Оқу процесінің
сапасын қамтамасыз етуде оқыту әдістерінің атқарар қызметі зор, себебі ол
оқу процесін ұйымдастырудың тиімділігін көрсететін фактор болып табылады.
Химияны оқыту әдістемесінде ( С.Г.Шаповаленко, Ю.В.Ходаков,
М.Я.Голобродько, В.Н.Давыдов, Н.А.Титов, П.А.Оржековский) оқушылардың
шығармашылық қызмет тәжірибесін қалыптастыруға арналған бірқатар зерт-
теулер бар.
Химиялық байланыс туралы ілім – химияның өзекті де өткір, әрі орталық
мәселесі. Заттағы атомдардың әрекеттесу табиғатын түсінбей тұрып, химиялық
қосылыстардың көп қырлы да жан-жақты болу себебін түсінуге, олардың түзілу
механизмін, құрамын, құрылымы мен құрылымын және реакцияласу қабілет-
тілігін елестету, түсіну және нанымды мазмұндау мүмкін емес.
Диплом жұмысының мақсаты. Орта мектептің химия курсын оқыту барысында
химиялық байланыстар және зат құрылысы тарауын оқытудың әдіс-темесін жасау.
Диплом жұмысының міндеттері:
-химиялық байланыстар, олардың типтері мен заттар құрылысына теориялық
әдістемелік шолу;
-орта мектепте химия курсында Химиялық байланыстар және зат құрылысы
тарауының орны мен мазмұнын анықтау;
- Атом құрылысы. Химиялық байланыс тақырыбындағы сабақты ойын
әдісімен оқыту әдістемесі
-Химиялық байланыс. Зат құрылысы тақырыбын қайталау және қорытындылау
сабағының әдістемесі
- 11 сыныпқа арналған Химиялық байланыс тақырыбын сыни тұрғыда ойлау
технологиясымен оқыту әдістемесін жасау;
- орта мектепте өткізілген сабақтардың нәтижелерін талдау;
- зерттеу бойынша берілген негізгі ұсыныстар мен әдістерді
педагогикалық экспериментке қою және оның оң нәтижелерін анықтау.
Зерттеу обьектісі. Негізгі мектепте химияны оқыту үрдісі.
Зерттеу пәні. Орта мектеп химия курсында оқушыларға химиялық бай-
ланыстар және зат құрылысын оқыту.
Жұмыстың ғылыми жаңалығы.
1. Негізі мектеп химиясы бойынша химиялық байланыс және зат құрылы-
сы тақырыбын оқуға негізделді.
2. Химия пәні бойынша оқушылардың білімін тереңдетіп, қызығушылы-ғын
арттыра отырып, мектептің жоғары сатысында дұрыс бағдар таңдауға негіз
болатындығы сараланды.
Зерттеудiң ғылыми әдiстерi.
Педагогикалық эксперимент жүргізу, арнайы бақылау, мұғалімдермен,
оқушылармен сұхбаттасу, сауалнама, педагогикалық эксперимент нәтижелерін
сұрыптау.
Диплом жұмысының құрылымы кіріспеден, екі бөлімнен, қорытынды мен
пайдаланылған әдебиеттер тізімінен тұрады.
ХИМИЯЛЫҚ БАЙЛАНЫС ЖӘНЕ ЗАТ ҚҰРЫЛЫСЫ ТАҚЫРЫБЫНА ӘДЕБИ ШОЛУ
1.1 Химиялық байланыс және зат құрылысы ұғымының дамуы
Химиялық байланыстың табиғаты – химияның ең негізгі мәселелерінің бірі.
Мұндағы негізгі сұрақ не себептен атомдар бірігіп молекула түзеді? Атом-
дарды байланыстыратын күштің табиғаты қандай?
Заттың құрылысы туралы алғашқы атомистикалық ілім пайда болғалы аса
жақсы ғылыми тірек бермесе де ойлау, ойлану, тәжірибе арқылы зерделеу ісін
біртіндеп дұрыс жолға қоя бастады. Нәтижеде заттың ең кіші бөлшектерінен
корпускула (молекула) арқылы атомға қарай жеткізіп, химиялық байланысты жай
механикалық байланыстан бастап түрлі ілгек, тұзақ, жай байланыс арқылы
электрге әкелді.
XIX ғасырдың басында Г.Деви және И.Берцелиус жаңа теория жасап ұсынды,
оған сәйкес бөлшектердің химиялық әрекеттесуі тұсында, бұған қатыс-қан
әрбір бөлшек біріне-бірі қарсы зарядталады да бұл байланысты тудырады. Бұл
электрохимиялық теория бірдей атомдардан түзілген малекуланың (мысалы: Н2;
СІ2; О2 және т.б.) табиғатын түсіндіре алмайды [1].
1852жылы ағылшын ғалымы Франклид химияға атомдылық деген түсінік
ензгізді. Көп кешікпей бұл түсінік валенттілік деп аталады. Химияға валент-
тілік туралы ұғымның енуі химияның ары қарай дамуына үлкен әсерін
тигізді.
1861жылы орыстың ұлы ғалымы А.Н.Бутлеров заттардың химиялық құр-ылыс
теориясын ұсынды. Химиялық құрылыс теориясы органикалық химия курсында
қарастырылады. Біз бұл теорияның негізгі қағидаларына ғана тоқ-талып
өтеміз.
1. Қай заттың болсын молекуласындағы атомдар бірімен – бірі белгілі ретпен
қосылысқан.
2. Молекуланың құрамындағы атомдар өзді-өзі тікелей не болмасабасқа атом
арқылы қосылысса да біріне –бірі әсер етеді.
3. Заттың қасиеті молекуладағы атомдардың қосылу ретіне және олардың
біріне –бірінің әсеріне, яғни химиялық құрылысына тәуелді.
4. Заттың химиялық қасиеттеріне сүйнен отырып, оның молекуласының
құрылысын анықтауға болады, керісінше, формуласы бойынша оның
қасиеттерін болжауға болады.
Бутлеровтың құрылыс теориясы химиялық қосылыстардың сан түрлілігін және
изомерия құбылыстарын түсіндіріп, молеуланың құрылысын анықтаудың нақты
жолдарын көрсетті. Бұл теория молекуланың құрылысы туралы ілімнің негізі
болып табылады.
Бутлеровтың құрылыс теориясы әрмен қарай Голландия ғалымы Вант –Гофф
пен Франция ғалымы Ле Бель дамытты. Олар 1874жылы көміртек атомының
валенттіліктері тетраэдердің төбелеріне бағытталған деген болжам айтты.
Вант –Гофф пен Ле Бел пікірі бойынша, егер көміртек атомын тетра-эдрдың
центрінде орналасқан деп есептесе, оның валенттіліктері тетраэдрдың
төбелеріне қарай бағытталып, бірімен –бірі 109,5( бұрыш жасап тұрады.
Кейінірек органикалық молекулалардың құрылысы физикалық әдістермен
зерттеліп, Вант –Гофф пен Ле Бель постулатының дұрыстығын айқындалды.
Сонымен қатар, XIX ғасырдың аяғында валенттілік күштерінің белгілі бір
бағыты болатыны ашылды. Бутлеров пен Вант-Гофф, Ле Бель еңбектері заттар
молекуласының құрылысын танып білуге көмегін тигізді. Бірақ осыған
қарамастан XIX ғасырда атомдардың молекулаға бірігу себебі және валент-
тіліктің мазмұны әлі де белгісіз болып қала береді. Бұл сұрақтарға жауап
тек біздің ғасырымызда атом құрылысы анықталғаннан кейін барып табылды.
Қазіргі кездегі электронддық қабаттарының әсерлесуі нәтижесінде пайда
болады. Демек, атомдарды байлыныстыратын күштердің электрлік табиғаты бар
деп есептіледі [2].
1907жылы Дж. Томсон бірінші болып электрондық тұжырымдамасын ұсынды.
Мұнда атомдар белгілі бір электрондық құрылымда болады. электронды беру не
қосып алу кезінде химиялық байланыс туындайды екен.
1916жылы неміс ғалымы В.Коссель атомдар мен молекулалардың электро-
статикалық теориясын тұжырымдады, оның негізгі ережелері келесідей:
1) инертті газдардың атомдарында екі немесе сегіз электронды тұрақты
сыртқы қабаты болады;
2) басқа элементтердің атомдарында екіден немесе сегізден аз электронды
қабаты болады. олардың электрондық қабаттары (қауыздары) тұрақсыздау;
3) молекулалардың түзілуі бір элеметтің (металдың) атомынан белгілі бір
сандағы электрондарды басқа элементтің (бейметалдың) атомына беруі
салдарынан іске асады.
Мұндай қайта бөлісу нәтижесінде металл атомы оң зарядты қабылдайды, ал
бейметалл -теріс зарядты. Олардың арасындағы қосылыс электростатикалық
тартылу күштерімен байланысты. В.Корсель идеясы байланыстың иондық
теориясын жасауға негізгі тірек болды. Бірақ та бұл теория да бірдей
атомдардың арасындағы байланыстың табиғатын түсіндіре алмады.
Сол 1916жылы американдық ғалым Г.Льюис, молекулалардағы тұрақты сыртқы
электрондық конфигурациялардың пайда болуы, екі атом арасында ортақ,
екеуіне де бірдей жалпыланған электрондардың түзілуінен шығар дегендей
болжамды ұсынды. Мұндай жағдайдағы химиялық байланыс жалпы электрондық
жұптың түзілуі арқылы жүреді, оған, яғни элекрондық жұпқа, әрбір атом
өзінің сыртқы электрондық қабатынан бір электроннан береді. Бұл байланысты
ковалентті, яғни бірге әрекет етуші деп атайды.
Бұл теориялардың барлығы химиялық байланыс жайлы электрондық түсініктің
дамуына қосылған аса маңызды үлес еді. Бірақ олар да сапалық сипатта болып,
химиялық байланыстардың түзілу механизмін айқындаған жоқ және де оның
сандық сипаттамасын есептеуге мүмкіндік бермеді [3].
Химиялық байланыстың үш түрі бар: коваленттік, иондық, және металдық
байланыс.
Өзімізді қоршаған дүниеліктердің құрамына қарай жай жэне күрделі заттар
болып екі түрге бөлінетіні белгілі. Жай зат болсын, күрделі зат болсын өте
ұсақ атом-молекулалардан тұратыны аян. Енді, осы бөлшектерді өзара байланыс-
тырып түратын күш табиғатына тоқталалық.
XIX - ғасыр басында фращуз химигі Бертолле Клод Луй (1748-1822) зат
құрамындағы химиялық элементтердің өзара байланыс жасауын бүкіл элемдік
тартылыс заңымен түсіндірді. Аталған көзқарас бойынша массасы жеңіл
элементтерге қарағанда, ауыр элементтер берік қосылыс түзуі тиіс. Ал енді,
қосылыс табиғаты мен беріктігіне назар аударсақ, бұған керісінше, жеңіл
элементтерден құралған зат молекулаларының байланысы өте берік болатындығын
аңғару қиын емес [4].
Швед ғалымы Берцеллиус Иенс Якоб (1779-1848) болса, химиялық элементгер
арасындағы байланысты олардың электрлік қасиеті тұрғысынан қарастырды. Бұл
түсінік бойынша химиялық элементтердің бір түрінде оң, ал екіншілерінде
теріс заряд басым болады. Оң заряды басым элементтерге металдарды, ал теріс
заряды басым элементтерге металл еместерді жатқыза отырып, химиялық
қосылыстар осылардың арасындағы тартылыстан туын-дайды ден есептелінді.
Аталған ілім біртүрлі атомдардан тұратын оттегі, сутегі, азот сияқты жай
заттар арасындағы байланысты түсіндіре алмады [5].
Химиялық элементтердің өзара байланысқа түсуін атомдардың элек-трон
қосып алу иемесе беріп жіберу нэтижесінде зарядты бөлшекке айналып
электрлік тартылыс әсерінен жүзеге асады деген көзқарасты В.Нернст, Р.Абегг
және Бодлендерлер болды.
1904ж. Р.Абегг электрлік валенттілік үғымын кіргізіп, әрбір элемент оң
да теріс те валенттілік көрсете алатындығын және осы шамалардың абсолюттік
қосындысы сегізден артпайтындығын ұсынды. Р.Абептің ұсынысының период-тық
кестемен өте тьғыз байланыста болатындығын төмендегі жүйелеуден аңғаруға
болады [6].
Р.Абеггтің молекуланы құрайтын кейбір атомдардың байланысы арасындағы
полюстік сипат, яғни полярлылық жорамалы химиялық байланысты дамытуда
үлкен маңызға ие болды (Кесте 1).
Кесте 1
Абегтің кестесі
Топша рет0 I IΙ IIІ IV V VI
ΙΙΙΙΙΙΙΙӀӀ
ӳӀӀӀӀӀӀӀӀӀ
ӀӀӀӀӀӀӀI
Иондық Металл Теріс Валентті Оң және Иондық Тұз NaCl
атомы және оң электрондатеріс түзетін CaO
және тотығу р иондар NaOH
бейметаллдәрежесі дың ауысуы
атомы
КоваленттБейметал Теріс Ортақ МолекулалаМоле Ұшқыш Br2
і дар тотығу электрон р кулалықнемесе CO2
атомдары дәрежесінжұбының ұшқыш C6H6
(металл (оңды түзілуі емес
атомдары сирек) және
сирек) көрсетедімолекулалы
қ
орбитальда
р
дың толуы
--------- Атом Алмаз Алмаз
дық тәрізді Si
SiC
Металдық Металл Оң тотығуВалентті Оң МеталдыМеталдық Метал
атомдары дәрежесінэлектрондазарядтал қ даржә
көрсетедірын беру ған иондар не
құйма
лар
1. Cыртқы қабатында 2 немесе 8 электроны бар инертті газдар химиялық
жағынан өте инертті демек, мұндай газдардың электрондық қабаты өте тұрақты.
Атомдар молекула құып біріккенде ортақ электрон қосағын түзу арқылы
өздерінің сыртқы қабаттарын инертті газдардікіндей етуге тырысады.
2. Химиялық байланыс әсерлесуші атомдардың екеіне де ортақ электрон
жұбы арқылы жасалады. Бір электрон жұбын түзу үшін әр атом бір – бір
электроннан жұмсайды.
Бір болмаса бірнеше электрон жұптары арқылы түзілетін химиялық байланыс
коваленттік байланыс деп аталады. Хлор және азот молекуласының түзілуін
қарастырайық.Атомның сыртқы қабатынадғы әр электронды бір нүктемен
белгілеп, хлор және азот молекулаларының түзілін мынадай схема түрінде
көрсетуге болады.
Хлор атомының сыртқы қабатында жеті электрон бар. Хлор молекуласы
түзілгенде әр атом бір электроннан беріп, ортақ бір электрон жұбы түзіледі.
Сөйтіп, молекуладағы әр атомның сыртқы қабаты инертті газдардікіндей
оттекке (сегіз электрондық қабатқа) айналады. Азот молекуласы түзілгенде үш
ортақ электрон қосағы пайда болып, молекула құрамындағы әрбір азот атомының
сыртқы қабаты сегіз электрондық қабатқа айналады.
Төменгі схемада Льюис теориясы бойынша су, аммиак және метан молеку-
лаларының құрылыстары келтірілген.
Молекула озара бір-бірімен байланысқан атомдардан тұрады. Атом-дардағы
электрондарды өзара қарама-қарсы бағытқа бағытталған түрде көрсетеміз:
↑ және↓
Және бұл екі жұп екі атомның ядроларының ортасында орналасады. Екеуі де
оң зарядталған атомдар ядролары теріс электрон жұбына, яғни бір-біріне
тартылады:
Міне, осылайша екі жеке атомдардан, қарапайым екі атомды молекула
түзіледі. Мысалы, сутектің Н екі атомынан Н2 молекуласы түзіледі.
H + H = H2
Не себептен екі электон бір-бірімен бірігіп электрондық жұп түзіледі?
Бұл Сұраққа жауап беру үшін келесі мәселелерді ескеру қажет:
Әрбір электрон, электрлік заряд секілді, магнитті моментке ие,
сондықтан олар микроскопиялық магнит секілді әсер етеді. Қарама-қарсы
бағытқа бағытталған екі электрон – қарама-қарсы бағытқа бағытталған полюсі
бар екі микромагнит секілді. Сондықтан да, олар бір-біріне тартылады Оны
келесі түрде бейнелеуге болады.
Электрондық жұп түзілу үшін, атомдар өзара бір-бірімен жақындасып, ал
олардың электрон бұлтшалары бір-бірімен қабысуы қажет. Химиктер бұл
құбылысты атом шаруашылығында атомдық орбиталдардың қабысуы деп атайды.
Мысал ретінде, сутек молекуласының сутек атомдарынан түзілуін қарастырайық.
Екі шар тәрізді орбитальдар, екі электрон бұлтшалары бір-бірімен жанасып,
бірі екіншісіне енеді, оны келесі 1-суреттен көруге болады:
Сурет 1. Ковалентті байланыстың түзілу механизмі
Электрон жұбы арқылы түзілетін химиялық байланысты ковалентті байланыс
деп атаймыз. Кванттық химия тұрғысынан түсіндірер болсақ, келесі түрде
өрнектеледі:
Бұл химиялық байланысты алмасу механизімі бойынша түзілген.
Дәл осы сутегі молекуласы басқа әдіспенде түзіле алады. Егер, сутегі
катионы Н+ (бірде-бір электроны жоқ, тек қана бос орбитальі бар) мен сутегі
анионы Н− (қос электрондық жұбы бар) өзара әрекеттесе:
H+ + H− = H2
Энергетикалық диаграммада келесі түрде жазылады:
Катионмен анион өзара әрекеттесіп түзілетін химиялық байланысты –
ковалентті байланыстың донорлы акцепторлы механизмі деп атаймыз. Донор –
электрон жұбын береді, ал акцепторда – бос орбитальі бар[8].
Су молекуласындағы оттек атомы сегіз электрондық қабатпен, ал сутек
атомдары инертті газ гелий атомы тәрізді екі электрогндық қабатпен
қоршалған. Аммиақ және метан молекулаларының құрамындағы сутек атомдары да
екі электрондық қабатпен қоршалған. Кейбір қосылыстардың молекулаларындағы
коваленттік полюсті байланыстардың түзілу сұлбасы төмендегі суретте
көрсетілген (Сурет 2).
Сурет 2. НСІ, Н2О, NH3 молекулаларындағы ковалентті полюсті
байланыстардың түзілуі және кеңістіктегі құрылысы
Оттек – екі валентті элемент, ортақ электрон жұбын түзуге екі
электронын жұмсайды. Сутек – бір валентті элемент,ортақ электрон жұбын
түзуге бір элек-трон жұмсайды. Демек, Льюис теориясы бойынша атомның
валенттілігі ортақ электрон жұп түзуге берген санымен анықталады.
Электрон бұлттары-ның өзара бүркесуі тәсілімен түзілетін ковалентті
байланыс түрі де бар (Сурет 3).
s-s-
байланыс
s-p-
байланыс
p-p-
байланыс
p-p-
байланыс
Сурет 3. σ –, π- байланыстар
σ – байланыс π-байланыстан беріктеу, π- байланыс σ-байланыс болғанда
ғана түзіледі. Осы байланыстардан қос және үш байланыстар түзіледі. Полюсті
ковалентті байланыс электртерістілігі әртүрлі атомдар арасында пайда
болады.
Электрондық бұлттардың қайта жабылу сипаты бойынша мына байланыстарды
ажыратады:
- (сигма) – байланыс, ол әрекеттесуші атомдардың центрін қосатын,
ось бойымен электрондық бұлттардың қайта жабылу кезінде түзіледі (Сурет 3).
Сигма-байланысы келесі орбиталбдардың қайта жабылуы кезінде пайда болады: s-
s; s-p; p-p; d-d; d-s; d-p; f-f және т.б. бұл байланыс, әдетте, екі атомды
қамтиды да олардың шегінен шықпайды, сондықтан екі центрлік локализденген
байланыс болады. сигма-байланыс жалқы және ол бір сызықшамен белгіленеді;
F O N CI Br S C P Si I As H
Электртерістілігі төмендейді
Льюис теориясы жарық көрген кезде электронның толқындық қасиеттері әлі
белгісіз болатын. Электронның екі жақтылығы кванттық механикада ескеріледі.
Сондықтан химилық байланыстың қазіргі кездегі теориясы кванттық механикаға
негізделген, олар валенттілік деп те аталады.
Кез келген валетттілік теориясы мынадай мәселелерді түсіндіре білуі
қажет:
1.Не себептен атомдар молекула түзеді? Атомдарды байланыстыратын
күштердің табиғаты қандай?
2. Неліктен атомдар белгілі бір қатынас бойынша ғана қосылысады?
Мысалы, көміртек пен сутек молекуласын түзіп, ал не
болмаса деген молекулаларды түзбейді? Бұл сұрақты басқаша былай қоюға
да болады: валенттілік күштерінің қанығу себебі неде?
3. Молекуланың кеңістіктегі пішіні қандай? Мысалы, не себептен
молекуласының құрылысы түзу сызықты, ал молекуласының құрылысы
бұрышты болып келеді?
Ковалеттік байланыс, атомды қоздыру нәтижесінде пайда болатын,
жұптаспаған электрондар есебінен де түзіле алады. Бұл донорлы-акцепторлық
механизм (координациялық байланыс) – коваленттік байланыс түзілуінің басқа
да механизмінің бар болуымен байланысты. Бұл механизмнің мәні – атомдардың
біреуі бөлінбеген электрондық жұбын (донор), ал басқасы бос орбиталын
(акцептор) береді. Донорлы-акцепторлық механизмі аммоний ионының түзіруі
сұлбасымен жақсы көрнекіленеді:
Аммиак молекуласындағы азот атомында бөлінбеген электрон жұбы бар
(донор), ал сутек атомында бос 1s-орбиталь (акцептор). Аммоний ионы
түзілгенде азоттың бөлінбеген электрондар жұбы азот пен сутек атомдары үшін
ортақ (жалпы) болады, яғни ковалентті төртінші байланыс пайда болады. сутек
ионының заряды ортақ болады (ол делокализденген, яғни барлық атомдардың
арасында таралған). әртүрлі механизмдер бойынша түзілген барлық Н-N
байланыстары бірдей, яғни өзара тең. Бұл 2s- және 2р-электрондар
орбитальдері байланыс түзген сәттегі азот атомы өзінің формасын өзгертуімен
байланысты. Соңында формасы бойынша мүлдем бірдей төрт орбиталь пайда
болады (sp3-будандасу жүреді).
Егер элемент алмасу механизмі бойынша да, донорлы-акцепторлы механизм
бойынша да ковалентті байланыс түзетін болса, онда оның валеттілігі
жұптаспаған электрондар санынан үлкен және сыртқы электрондық қабаттағы
орбитаоьдардың жалпы санымен анықталады. Оларға енетіндер:
- жұптаспаған электрондары бар орбитальдар;
- жұптаспаған электрондар жұбы бар орбитальдар;
- бос орбитальдар.
Коваленттік байланыстардың қасиеттері және зат құрылысы
• Коваленттік байланыстардың шектеулі санын түзуіне атомның қатынасуға
деген қабілеттілігі Коваленттік байланыстардың қаныға алатындылығы деп
аталады;
• Коваленттік байланыстың бағытталғандығы молекуланың кеңістіктегі
құрылымын шарттастыралы, электрондық бұлттардың қайта жабылуы тек
орбитальдардың өзара белгілі бір бағытталуы тұсында жүреді, ал бұл өз
кезегінде электрондардың қайта жабылуындағы ең үлкен электрондық
тығыздықты қамтамасыз етеді.
Молекуланың кеңістіктегі құрылысы. Молекуланың кеңістіктегі құрылысын
түсіндіру үшін химияға Л.Полинг енгізген атомдық орбиталь-дардың будандасуы
туралы түсінікті пайдаланады. Будандасу (гибридтену)деп түрпішіні және
электрондық бұлт энергиясы бойынша бірдей еместерді түрпішіні мен бұлт
энергиясы бойынша бірдей жағдайда қайта құру процесін айтады [8]. Мұндай
орбитальдарды буданды деп атайды. Будандық орбиларьдар саны бастапқы
орбитальдар санына тең, ал түрпішіні (формасы) - өзгеше (Сурет 4).
Сурет 4. Атомдық sp-буданды орбиталь
Будандық орбитальдағы электрондық тығыздылық ядродан басқа жаққа
ығысады, сондықтан басқа атомның атомдық орбиталімен (АО) әрекеттескен
кезде максималды қайта жабу жүреді (байланыс энергиясы артады). байланыс
энергиясының бұл жоғарылауы, будандық орбитальдың бүзілуіне керекті
энергияны теңестіреді. Нәтижеде будандық орбитальдар түзген химиялық
байланыстар беріктеу, ал алынған молекулалар берік болады. әрекеттесуші
орбитарьдардың сипатынан тәуелділікке болатын будандасудың түрлі тіптері
бар (Кесте 4).
Кесте 4
Будандасу типтері
1-Молекула типі Будандасу түрі Геометриялық түрпішіні
(формасы)
АВ2 sp Сызықты
P2 Қисық
АВ3 sp2, d2s Тригональды
p3,pd2 Пирамидальды
АВ4 sp3 , d3s Тетрагональды
dsp2 Квадратты
АВ5 sp3d Бипирамидальды
АВ6 d2sp3 Октаздрлық
АВ7 sp3d4 Кубтік
Будандасуға қатынасушылардың санынан тәуелділікте р-орбитальдардың
будандасуындағы будандық орбитальдар әртүрлі кеңістіктегі бағыттта болады.
Айталық, қоздырылған күйдегі бериллий атомының 1s22s12p1 конфи-
гурациясы болады. хлор атомдарымен бериллий атомы әрекеттескенде бір 2s-
және бір 2р- орбитарьдар бірдей екі будандық орбитальға айналады (sp-
будандасу), олар біріне бірі 1800 бұрышта бағытталады (Сурет 5). Сондықтан
BeCI2 молекуласы сызықты формада болады.
(s+p)-орбитальдар екі
sp-орбитальдар
Сурет 5. sp-будандасу
Химиялық байланыс түзілгенде ВСІ3 молекуласындағы бор атомында
(қоздырылған күйдегі электрондық құрылым 1s22s12p1) будандасуға бір s- және
екі р-электрон орбитальдары қатысады ( sp – будандасу жүреді). Бұл үш
будандық орбитальдың түзілуіне әкеледі, олар бір жазықта 1200 бұрышпен
орналасады;молекулада жазықтық құрылымда (Сурет 6).
(s+p+p)-орбитальдар үш sp2 – орбитальдар
Сурет 6. sp2-будандасу
Метанның СН4 молекуласындағы байланыс түзілгенде қозған күйдегікөміртек
атомы (1s22s12p1) сутектің төрт атомын қосып алады. Мұндай-да көміртек
атомында бір s- және үш р-орбитальдар будандасуға (sp3 – будандасу) душар
болады, бұл төрт будандық орбитальдың түзілуіне келеді (Сурет 7). Олар
кеңістікте симметриялы орналасады және тетраэдр төбесіне 109028’ бұрышпен
бағытталған.
(s+p+p+р)-орбитальдар
төрт sp2 – орбитальдар
Сурет 7. sp-будандасу
Ковалентті байланыстың негізгі қасиеттерінің бірі–бағыттауы. Н2S моле-
куласының түзілуін қарастырайық (Сурет 8). Ғ2 және N2 молекулаларының
түзілуін (Сурет 9,10), ал молекуланың кеңістікте құрылысын төмендегі
суреттерде келтірілген (Сурет 11).
Сурет 8. Н2S молекуласының түзілуі
Сурет 9. Ғ2 молекуласының түзілуі
Сурет 10. N2 молекуласының түзілуі
Сурет 11. Молекуланың кеңістіктегі құрылысы
-байланыстар -байланыспен түскенде қос байланыс түзіледі,
мысалы: оттектің, этиленнің, көміртек диоксиді молекулаларында. Қанықпаған
қос байланыс екі сышықшамен өрнектелінеді: О=О, O=C=O.
Екі -байланыс бір -байланыспен түйіскенде үш байланыс
түзіледі, мысалы азоттың, ацетелиннің және көміртек (VI) оксидінің
молекуласында. Үштік байланыстар үш сызықшамен өрнектелінеді: NN,
―CC―, ―CO. Жай және қос байланыстың ұзындығымен және
энергиясымен салыстырғанда, үш байланыстың энергиясы жоғары, ал байланыстың
ұзындығы қысқа. Қос және үш байланысты еселі байланыстар деп атайды.
Атомдар арасындағы байланыстар санын байланыстың еселігі деп
атайды.Молекулалардағы немесе иондардағы байланыстардың және олардың
атомдар арасындағы -байланыстарды локализдеудің бірнеше әдістері болуы
мүмкін, мұны делокализденген байланыстар дейді де үзікті сызықтармен
белгілей көрсетеді:
Кейде осы келтірілген құрылымды резонансты деп те атайды.
Электрондардың таралуын дәл баяу ету молекуланың тек аз сандары үшін
мүмкін. Әдетте, ковалентті байланысы бар екі атомдық және көп атомдық
жүйелер үшін жуықтаған есептеу әдістерін пайдаланады: валеттік байланыстар
әдісін (ВБӘ) және молекулалық орбиталдар әдісін (МОӘ).
Льюис теориясы аталған мәселелерді толық түсіндіре алмады. Бұл сұрақтар
кванттық механикада пайда болғанннан кейін барып, шешілді. Қазіргі кезде
коваленттік байланысты кванттық механика тұрғысынан қарастыратын екі әдіс
(теория) бар: валенттілік байланыс (ВБ) және молекулалық орбиталь-дар
(МО) әдістері. Валенттілік байланыс теориясын 1927жылы неміс ғалымы Гайтлер
мен Лондан ұсынып, одан әрі 1930 жылы неміс ғалымдар Слэтар мен Полинг
дамытты. Молекулалық орбитальдар әдісін ұсынып және оны дамытуда Гунд
(Германия) мен Маликен (АҚШ) еңбектерінің мәні үлкен болды[9].
Валенттілік байланыс әдісі молекулалық орбитальдар әдісіне қарағанда
оқып үйренуге жеңілдеу. Сол себепті біз валенттілік байланыс әдісіне
кеңінен тоқталамыз.
Валенттілік байланыс әдісі
Атомдар молекула түзгенде энергия ұтымы болады демек, молекула
таомдарға қарағанда тұрақты жүйе. Мысалы, сутек атомдары молекулаға
бірікккенде 431,9кДжмоль энергия бөлініп шығады.
431,9кДжмоль. Энергия ұтымы не себептен және қандай жағдайларда
болады *. Бұл мәселені сутек атомдарының сутек молекуласын түзуі
мысалынды қарастырыамыз. Сутек атомының жалғыз s- электроны бар, s-
электрон бұлтының пішіні шар тәрізді. Сутектің екі атомы бір –біріне
жақындасқыанда олардың арасында екі түрлі электростатикалық күштер туады:
тартылу және тебілу күштері (Сурет 12). Бір атомның электрон бұлты екінші
атомның электрон бұлтына тартылады. Біздің мысалымызда атомның
электрон бұлты атомның ядросына тартылады. және
атомдарының ядролары өзара тебіседі, дәл осы сияқты олардың электрон
бұлттары бір –бірін тебеді.
Валенттілік байланыс (ВБ) әдісі боынша сутек атомдары жақындасқанда
тартылу күштерінің қалай өзгеретінін есептеп, жүйенің потенциялдық
энергиясы қисығын салуға болады. Бірінші рет мұндай есептеуді Гайтлер мен
Лондан орындаған. Осындай есептеудің нәтижесінде мынадай жағдай анықталды.
Электрондардың спиндері қарама –қарсы сутек атомдары жақындасқанда, жүйенің
потенциялдық энергия қисығында минимум пайда болады. Бұл жағдай сутек
атомдарының өзара қосылысып, молекула түзгенін көрсетеді[10].
Электрондардың спиндері параллель сутек атомдары жақын-дасқанда тебісу
күштері тартылысу күштерінен басым болып, жүйенің потен-циялдық энергиясы
атомдар жақындасқан сайын үздіксіз өседі. Бұл жағадай спиндері параллель
сутек атомдарының молекула құрап бірікпейтінін көрсетеді.
Сонымен қатар осы екі жағдайға сәйкес ядролар арасындағы кеңістіктегі
электрон бұлтының тығыздықтары да еептелінген. Спиндері анипаралллель
атомдар жақындасқанда ядролар арасындағы кеңістікте электрон бұлттарының
тығыздығы артады, яғни атомдардың электрон бұлттары өзара бүркеседі.
Электрон бұлттары өзара бүркесуінен ядролар арасындағы кеңістікте тығыз
электрон зонасы пайда болады. Оң эарядталған ядролар осы теріс зарядты
зонаға тартылып, тұрақты жүйе сутек молекуласы түзіледі.
Электрондардың спиндері паралллель атомдар жақындасқанда ядролар
арасындағы кеңістікте электрон бұлттарының тығыздығы нөлге жуық, яғни бұл
жағдайда атомдардың электрон бұлттары өзара бүркеспей керісінше тебіседі.
Сол себепті спиндері паралллель атомдар жақындасқанда химиялық байланыс
түзілмейді.
Сонымен кванттық мехеникаға негізделген есептеулердің нәтижесінде
коваленттік байланыстың –табиғаты түсіндірілді. Коваленттік байланыс
атомдардың спиндері антипараллель электрон бұлттарының бүркесу нәтижесінде
түзіледі.
Коваленттік байланыстың беріктігі электрон (бұлттарының орбиталдардың)
бүркесу дәрежесіне тәуелді. Орбитальдар неғұрлым жақсы бүркессе, байланыс
соғырлұм берік болады. Байланыстың беріктігі байланыс энергиясының
шамасымен сипатталады. Байланыс энергиясы деп байланысты үзуге жұмсалатын
энергияның шамасын айтады. Мысалы, сутек моле-куласындағы байланыс
энергиясы 431,9кДжмоль, фтор молекуласында 150,6кДжмоль, азот
молекуласында 937,2кДжмоль. Су молекуласындағы отттек пен сутек арасындағы
байланыстың энергиясы 464,4кДжмоль. Байланысты сипатттайтын келесі маңызды
шама – байланыс ұзындығы. Байланыс ұзындығы деп байланысқан атомдардың
ядроларының арақашықтығын айтады. Мысалы, су молекуласындағы оттек пен
сутек ядроларының арақашықтығы, яғни О - Н байланысының ұзындығы 0,096нм.
Байланысқан атомдардың ядроларынжалғастыратын түзулердің арасындағы бұрыш
валентттілік деп аталады. Су молекуласындағы валенттік бұрыш 105(. Демек,
оның құрылысын мынадай құрылымдық формуламен өрнектеуге болады:
O
( \
H H HOH=105(
Енді коваленттік байланыстың қанымдылығы (қанығуы), бағыталуы және
полюстілігі сияқты басты қасиеттерімен танысамыз.
ВБ әдісі бойынша элементтердің валенттілігі. Біз жоғарыда байланыстың
түзілу себебін ВБ әдісіқалай түсіндіретінін қарастырдық. ВБ теориясы не
себептен атомдардың бірімен –бірітек белгілі қатынаста ғана қосылысатынына
да жауап береді.
ВБ теориясы бойынша химиялық байланыс спиндері антипараллель жалқы
электронды орбитальдардың бүркесуі нәтижесінде пайда болады. Сондықтан
ковалентті байланысты атомның сыртқы қабатындағы жалқы электрондар түзеді,
ал атомның валенттігі жалқы электрондардың санына тең.
5-кестеде II период элементтері атомдарының негізгі және қозған
күйлеріндегі электрон құрылыстары және валенттіліктері көрсетілген.
Атомдардағы жалқы электрондар саны атом электрон жоғалтқанда не болмаса
қосып ағанда өзгереді. Мысалы, оттек атомы бір электронды қосып алып, бір
ғана жалқы электроны бар О аниноына аналады:
O +e- O-
2s 2p
Кесте 5
II период элементтері атомдарының негізгі және қозған күйлеріндегі
электрон құрылыстары және валенттіліктері
ЭлемеСыртқы Атомның негізгі күйі Атомның қозған күйі
нттерқабаттағ
ы
электрон
дар саны
Орбитальдарға Вал Орбитальдарға Вал
электрон-дардың ент электрон-дардың ент
орналасуы тіл орналасуы тіл
ікт ікт
ері ері
Li 1
Na – [Ne]3s1 Na – e– = Na+ Na+ – [Ne] (Na)(Cl[pNaCl
Cl – [Ne]3s23p5Cl + e– = Cl– Cl– – [Ar] ic])
Ca – [Ar]4s2 Ca – 2e– = Ca2+ – [Ar] (Ca2)(Br[CaBr2
Br – Ca2+ Br– – [Kr] pic])2
[Ar,3d10]4s24p5Br + e– = Br–
Fe – [Ar]4s23d6Fe – 2e– = Fe2+ – [Ar]3d6 (Fe2)(S2[FeS
Fe2+ S2– – [Ar] pic])
S – [Ne]3s23p4 S + 2e– = S2–
Иондық байланысы бар заттардың құрылымдық формуласында формальды
зарядтар көрсетіледі: , 2, 2 және т.б.
1. Егер, байланысатын атомдар бір-бірлерінен өлшемдері бойынша
ерекшеленетін болса, онда кіші атомдар (электрон қабылдауға бейімдер) үлкен
атомдардан (электрон беруге бейімдер)электронды тартып алады да, иондық
байланыс түзіледі. Изолирленген атомдардың энергиясына қарағанда, иондық
кристалдың энергиясы аз, сондықтан, электронды бергеннің өзінде де, өзінің
электрондық қабатын толық толтырмаса да (d- немесе f- деңгейшелер толмауы
мүмкін), иондық байланыс түзіледі.
2. Егер байланысатын атомдар кіші болса (ro 1), онда олардың
барлығы электрон қабылдауға бейім, ал электрон беруге бейім емес; содықтан
да мұндай атомдар бір-бірінен электронды ала алмайды. Бұл жағдайда химиялық
байланыс жұптаспаған валентті электрондар арасында пайда болады, мұндай
байланысты ковалентті байланыс деп атайды.
Кеңістікте ковалентті байланыстың түзілуін, әртүрлі атомдар арасында
жұптаспаған валентті электрондардың өзара бір-бірімен жанасуы арқылы
қарарстырылады. Бұл кезде, атомдарды байланыстыратын электрон жұптары ортақ
электрондық бұлтша түзеді. Өзара қабысу аймағында электрон тығыздығы көп
болған сайын, химиялық байланысты түзу кезінде солғұрлым көп энергия
бөлінеді. Ковалентті химиялық байланыты түсіндеру үшін атомдағы жұптаспаған
валентті электронды бір нүктемен, ал жұптасқанын қос нүктемен көрсету
қабылданған. Мысалы, фтор атомының валентті электрондық конфигурациясы -
, ал оттегі атомы - түрде өрнектеледі. Осындай символдармен
формуланың жазылуы электрондық формула немесе Льюис формуласы (1916жылы
американдық химик Гилберт Ньютон Льюис ұсынған болатын) деп аталады.
Электрондық формулалардың ақпараттарын беретін құрылымдық формулалар тобына
жатады. Мысалы, атомдардың ковалентті байланыс түзу механизімі:
3. Егер байланысатын атомдар үлкен болса(ro 1А), онда олар,
өздерінің электрондарын беруге бейім, ал басқа электрондарды қабылдау
қабілеті төмен. Сондықтан, мұндай үлкен атомдар өзара бір-бірімен иондық
байланыс түзе алмайды. Ковалентті байланыс түзуі де тиімсіз, себебі үлкен
атомдардың сыртқы электрон қабатының электрондық тығыздығы аз. Химиялық зат
осындай атомдардан түзілсе, атомдардағы барлық валентті электрондар өзара
бірігіп, металдық кристалл ( немесе сұйықтық) түзеді, яғни ондағы атомдар
металдық байланыспен байланысқан. Мұндай байланыстың типін қалай анықтауға
болады?
Химиялық элементтердің периодтық жүйесінде элементтердің орналасуы
бойынша, мысалы:
1. CsCl цезий хлориді. Цезий атомы (ІА топшасы) үлкен, электронды оңай
береді, ал хлор атомы (VIIА топшасы) кіші, электронды жеңіл
қабылдайды, сондықтан цезий хлоридіндегі химиялық байланыс – иондық,
2. Көміртегі диоксиді CO2. Көміртегі атомы(IVАтопша) мен оттегі (VIА
топша) атомы өлшемдері бойынша бір-бірлерінен айырмашылықтары аздау,
яғни екі атом да – кіші. Электронды қосып алуы, екеуінде де бірдей,
CO2 химиялық байланыс – ковалентті полюсті.
3. Азот N2. Жай зат. Өзара байланысатын атомдар бірдей және кішкентай,
сондықтан азот молекуласындағы химиялық байланыс түрі – ковалентті
полюссіз.
4. Кальций Са. Жай зат. Байланысатын атомдар бірдей және айтарлықтай
үлкен атомдар, сондықтан кальций кристалындағы байланыс – металдық
байланыс.
5. Барий-тетраалюминий BaAl4. Екі элементтің атомдары да айтарлықтай
үлкен, әсіресе барий атомы, сондықтан екі элементте, тек қана
электрондарын беруге бейім, бұл қосылыстағы химиялық байланыс
–металдық (Кесте 7).
Кесте 7
Кейбір жәй иондардың орбитальді радиустары
Катион Заряды, Орбиталді Анион ЗарядыОрбиталді
е радиусы А , е радиусы, А
Li + 1 0,189 F – 1 0,400
Na + 1 0,278 Cl– 1 0,742
K + 1 0,592 Br– 1 0,869
Rb + 1 0,734 I – 1 1,065
Cs + 1 0,921 O2– 2 0,46
Be2 + 2 0,139 S2– 2 0,83
Mg2 + 2 0,246 Se2[pic– 2 0,92
]
Ca2 + 2 0,538 Te2[pic– 2 1,12
]
Металдық байланыс
Атомдардың электрондық қауыздарының құрылысы бойынша металдарға барлық
s-элементтердің (сутек және гелийден басқасы), барлық d- және f-элементтер
және бірқатар р-элементтер (алюминий, қалайы және т.б.) жатады. Қатты
немесе сұйық күйдегі металдарда жоғарғы жылу және электр өткізгіштігі,
иілгіштігі және созылғыштығы болады; салыстырмалық тұрғыдағы жоғарғы барқу
және қайнау температурасы бар. Металдардың мұндай ерекше қасиеттері
оландағы ерекше типтегі химиялық байланыстың болуымен бай-ланысты, және ол
байланысты металдық байланыс деп атайды. Оның түзілуіне, өзінің ядросымен
едәуір әлсіз байланысқан, валенттік электрондар қатысады. Металдағы атомнан
электрондар тұрақты түрде бөлінеді де металдың күллі массасы бойынша
қозғалады (Сурет 15). Электрондарын берген металл атомдары, оң зарядталған
иондарға түрленеді, ал олар өз кезегінде тұрақты қозғалыстағы электронды
өзіне тартуға ұмтылады.
ē ē
ē ē
ē
ē
ē ē
Сурет 15. Металдық байланыстың түзілу сызбанұсқасы:
- металл атомдары;
ē – электрондық газ;
- металл иондары.
Сонымен қатар нақ осы сәтте, бір мезетте басқа металл атомы өзінің
электрондарын береді, яғни металдың ішінде электрондық газ (бос
электрондар) тұрақты айналып жүреді, олар металдың барлық атомдарын өзара
берік байланыстырады да, металл торының беріктігін қамтамасыз етеді.
Ауыспалы емес металдардағы металдық байланыстардың түзілу механизмі
осындай. Ауыспалы металдардағы валенттік электрондардың бір бөлігі лока-
лизденеді де көршілес атомдардың арасындағы бағытталған ковалентті
байланыстарды жүзеге асырады.
• Электростатикалық тартылу нәтижесінде металдар иондарының және
жалпыланған электрондар арасындағы түзілетін химиялық байланысты
металдық байланыс деп атайды.
Металдық байланыс ковалентті байланысқа белгілі бір дәрежеде ұқсас
болып келеді, өйткені олар валенттік электроедарды жалпылауға негізделген.
Бірақ та металдық байланыс түзілген кезде электрондарды жалпы жалпылауға
барлық атомдар қатысады. Мінеки, сондықтан да металдық байланыста кеңіс-
тіктеггі бағыттылық пен қанығушылық жоқ, бұл металдардың жоғарыдағы
ерекшеліктерін анықтайды. Металдық байланыстың энергиясы коваленттік
байланыс энергиясының мәнінен 3-4 есе кіші[14].
Молекулааралық әрекеттесу және сутектік байланыс
Заттың газ түрінен конденсирленген (қатты немесе сұйық) күйіне ауысуы
молекулааралық әлекеттесу күшінің болуымен түсіндіріледі, ол жаңа
байланыстардың түзілуімен қатар жүрмейді. 1873жылы Голландия ғалымы И.Ван-
дер-Ваальс молекулалар арасындағы тартылу күші болады және ол күштер
әсерінен молекулалар өзара әрекеттесуі мүмкін дегендей ойды ұсынады. Бұл
күштерді Ван-дер-Ваальс күштері деп те атайды. Арасы қашық-таған сайын бұл
күштер әлсірей береді,бұл молекулалары бірінен бірі алыстау орналасып,
ретсіз де еркін қозғалыста болатын газ түріндегі заттарда нақтылы
байқалады. Сұйықтардағы молекулалардың арақашықтығы, газдармен
саластырғанда біршама қысқа (жақын), бұған сәйкестікте молекулааралық
күштер үлкен дәрежеде байқалады. Қатты заттардағы әрбір атом кеңістікте
белгілі бір орында бекітілген, олардың арасы мүлдем өзгермейдіғ атомдар
өзінің тепе-теңдіктегі центрінің айналасында тербелісті қозғалыста болады
да, Ван-дер-Ваальстік күштің мәні ең жоғары болады. Молекулааралық күштерде
электростатикалық сипат болады және оларда қанығушылық қасиет болмайды.
Олар молекула ішіндік химиялық байланыстан едәуір әлсіздеу келеді. Көптеген
жағдайларда молекулааралық байланыстар кәдімгі химиялық байланыстардан
әлсіздеу болғандықтан, молекулалық кристалдар төменгі теппературада балқиды
да, ұшуға бейім келеді. Балқу және қайнау температурасы ауыр элементтерге
ауысқай сайын жоғарылай түседі. Вандерваальстік күштер құрамына үш
құрастырушы енеді:
• Қосүйек-қосүйекті (диполь-дипольдік) әрекеттесу;
• Индукциялық әрекеттесу;
• Дисперциялық әрекеттесу.
Диполь-дипольдік әрекеттесу. Полярлы молекулалар жақындағанда бір
дипольдің оң жағы басқа дипольдің теріс жағына бағытталатындай болып
орналасады (Кесте 8). Дипольдер арасында туындайтын әрекеттесулерді диполь-
дипольдік немесе бағытталушы деп атайды [15].
Кесте 8
Молекулааралық әрекеттесу типтері
Әрекеттесу түрлері Мысал
Ион-дипольдік (индукциялық) К+ − SF6
Диполь-дипольдік (бағытталушы) NH3 − H2O
H2O − H2O
}}
Дисперциялық (Лондон эффектісі) Ar − Ar
C6H6 − C6H6
HBr − HBr
Индукциялық әрекеттесу. Дипольдер полярлі емес молекулаларға әсер ете
алады, осы тұста оларды индукцияланған (бұрыла бағытталған) дипольге
айналдырады. Тұрақты және бұрфыла бағытталған дипольдер арасында тартылу
пайда болады (2-кестені қара). Индукциялық әрекеттесу энергиясы
молекулалардың полярленуі (яғни молекулалардың электрлік өріс әсерінен
диполь түзу қабілеттілігі) жоғарылаған сайын артады. индукциялық әрекеттесу
энергиясы диполь-дипольдік әрекеттесу энергиясынан едәуір кіші.
Дисперциялық әрекеттесу (Лондон эффектісі). Кез-келген молекулада
электрлік тығыздылықтың өзгеруі пайда болады, нәтижеде лездік (өте тез, бір
мезеттік) диполь пайда болып, ол өз кезегінде лезде көршілес молекулаларды
индукциялайды. Сол лездік дипольдердің қозғаласы үйлесімді жүреді, олардың
пайда болуы мен таралуы (ыдырауы) синхронды, яғни бірдей, бір мезетте іске
асады. Лездік дипольдердің әрекеттесуі нәтижесінде жүйенің энергиясы
төмендейді. Дисперциялық әрекеттесу энергиясы молекулалардың поляр-ленуіне
тура пропорционалды да, бөлшектер центрінің арақашықтығына кері
пропорционалды. Полюссіз молекулалар үшін дисперциялық әрекеттесу
вандерваальстік күштің бірден-бір құраушысы болып қалады.
Сутектік байланыс
Сутектік байланыс табиғатта кең таралған және ол көптеген химиялық және
биологиялық процестер үшін маңызды рөл атқарады. Сутектік байланысты тек
молекуласындағы сутек атомы күшті электртерістілікті атомдармен (Ғ, О, СІ,
N, S және т.б.) байланысқан зат қана түзе алады.
Сутектік байланыс тек молекулааралық қана (әртүрлі молекулалар
арасынды) болмай, ол бір молекуланың ішінде (бір молекула ішіндегі әртүрлі
топтар арасында)бола алады. Сутек атомы полярлы молекулаларда (немесе
топтарда) кереметтей қасиетке ие – ішкі электрондық қауызы жоқ және өте
кіші өлшемде. Сондықтан, сутек атомы көрші теріс полюстенген атомның
электрондық қауызы ішіне еніп кетуге қабілетті. Мысалы, құмырсқа
қышқылындағы Н-О байланысты түзуші электрондар, электртерістіліктеу оттек
атмына ығысқан. Сутек атомының ядросында (протонда) электрондық бұлт мүлдем
қармайды, мұндайда осы сутек атомы ядросымен және теріс зарядталған
қышқылдың көрші молекуласындағы оттек атомының арасында электростатикалық
тартылу туындайды. Бұл сутектік ьайланыстың пайда болуына әкеледі. Бұл
байланыстың түзілуіне сутек атомындағы жартылай бос 1s-орбиталімен және
электртерістілікті атомның бөлінбеген электрон жұбының орбиталінің донорлы-
акцепторлық әрекеттесуі белгілі ... жалғасы
Сіз бұл жұмысты біздің қосымшамыз арқылы толығымен тегін көре аласыз.
Ұқсас жұмыстар
Пәндер
- Іс жүргізу
- Автоматтандыру, Техника
- Алғашқы әскери дайындық
- Астрономия
- Ауыл шаруашылығы
- Банк ісі
- Бизнесті бағалау
- Биология
- Бухгалтерлік іс
- Валеология
- Ветеринария
- География
- Геология, Геофизика, Геодезия
- Дін
- Ет, сүт, шарап өнімдері
- Жалпы тарих
- Жер кадастрі, Жылжымайтын мүлік
- Журналистика
- Информатика
- Кеден ісі
- Маркетинг
- Математика, Геометрия
- Медицина
- Мемлекеттік басқару
- Менеджмент
- Мұнай, Газ
- Мұрағат ісі
- Мәдениеттану
- ОБЖ (Основы безопасности жизнедеятельности)
- Педагогика
- Полиграфия
- Психология
- Салық
- Саясаттану
- Сақтандыру
- Сертификаттау, стандарттау
- Социология, Демография
- Спорт
- Статистика
- Тілтану, Филология
- Тарихи тұлғалар
- Тау-кен ісі
- Транспорт
- Туризм
- Физика
- Философия
- Халықаралық қатынастар
- Химия
- Экология, Қоршаған ортаны қорғау
- Экономика
- Экономикалық география
- Электротехника
- Қазақстан тарихы
- Қаржы
- Құрылыс
- Құқық, Криминалистика
- Әдебиет
- Өнер, музыка
- Өнеркәсіп, Өндіріс
Қазақ тілінде жазылған рефераттар, курстық жұмыстар, дипломдық жұмыстар бойынша біздің қор #1 болып табылады.
Ақпарат
Қосымша
Email: info@stud.kz