Химияның теориялық негіздері

Жұмыс түрі: Материал
Тегін: Антиплагиат
Көлемі: 47 бет
Таңдаулыға:

Дәріс №1
Химияның теориялық негіздері. Химияның негізгі стехиометриялық заңдары.

Дәрістің мақсаты: атом-молекулалық ілімнің негізгі қағидаларымен танысу. Атом, молекула, моль, мольдік масса, эквивалент, эквивалент заңымен есеп шығара білу.

1. АМІ - нің негізгі қағидалары.
2. Химияның негізгі ұғымдары.
3. Химияның негізгі стехиометриялық заңдары.

Негізгі химиялық түсініктер мен заңдар:
Химиялық элемент. Ядро зарядтары бірдей атом түрлері.
Атом - химиялық реакция негізінде бөлінбейтін элементтің қасиетін сақтайтын кіші бөлігі.
Молекула - заттың химиялық қасиетін сақтайтын кіші бөлігі
Жай зат - бір түрлі элемент атомдарынан тұратын зат.
Күрделі зат әр түрлі элемент атомдарының құралған зат.
Массасының атомдық бірлігі (м.а.б) көміртегі - 12(12С) изотопы атом массасының бөлігі, яғни 1,6666*10-27кг. Элементтің салыстырмалы атомдық массасы (Аr) өлшеусіз бірлік, табиғи элементтің изотоптық құрамының орта массасының 6С12 изотопы массасының бөлігіне қатынасына тең шама.
Аr = ; мұндағы (r - латынның relotivins - салыстырмалы деген сөзінен шыққан).
Шартты бөлшек - шынайы, нақты кездесетін бөлшектердің кез - келген түрі (атомдар, молекулалар, иондар, электрондар, атомдық топтар т.б.) және шартты түрде кездесетін Ba2+, H3PO4 тәрізді бөлшек үлестері. Моль - 6С12 изотопының массасы 0,012 кг қанша бөлшек болса, сонша бөлшек болатын зат мөлшері. (яғни 6,02*1023) Бұл сан бөлшектер молін емес олардың санын көрсетеді.
Сондықтан сутек атомдарының молі дегеннен гөрі атомды сутек молі деген ұғым дұрысырақ. Моль санын ν (ню) деп белгілеу қабылданған. Кей оқулықтарда - n деп белгілейді: ν (Н)= 1 моль, ν(Н2О)=1 моль.
Авогадро тұрақтысы (NA) кез - келген жүйенің бөлшектер санының (N) жүйе заттары мөлшеріне (ν) немесе (n ) қатынасына тең. N(ν)=NA(Nn=NA). NA моль-1=6,02*1023моль-1. Осыдан кейін былай деп тұжырымдаймыз.
Бірдей жағдайда (Т,р) әр түрлі газдардың бірдей молекуласы бірдей көлем алады.
Газдың мольдік көлемі (Vm) 22,4 лмоль, газдың кез - келген көлемі V=n*Vm болғандықтан зат мөлшері 1 моль (қ.ж.) газ көлемі 1 моль*22,4лмоль=22,4л.
Заттың мольдік массасы. М(х) зат массасының (m) зат мөлшеріне (ν) қатынасымен анықталатын шама. М(х)= немесе М(х)=;
Мольдік масса бірлігі кг*моль-1 немесе г*моль-1. Мольдік масса сан жағынан салыстырмалы молекулалық массаға тең. Мысалы,
Ar (Na)=23 Mr (H2SO4)=98
M(Na)=23гмоль M(H2SO4)=98гмоль.
Мольдік көлем Vm - зат көлемінің осы көлемдегі зат мөлшеріне қатынасымен анықталатын шама.
Vm=;

Бірлігі - м3моль немесе лмоль. ν(х)=1 моль, Vm=22,4 литр, немесе 22,34*10-3м-3.
Абсолюттік атом массасы (кг,г) - элементінің мольдік массасының Авогадро тұрақтысына қатысы. Мысалы,
m(O)=

m(O)=
Абсолюттік массасының мәні сол сияқты массаның атомдық бірлігі мен салыстырмалы атомдық масса көбейтіндісіне де тең. Мысалы, m(O)=15,999∙1,6605∙10-23кг; (орын ауыстыру)
Абсолюттік молекула массасы (кг,г) берілген зат салыстырмалы массасының Авогадро тұрақтысына қатынасы көрсетіледі.
m(H2O)=

m(H2O)=.
Стехиометрия - заттардың құрамына кіретін элементтердің немесе химиялық реакцияларға түсетін заттардың сандық арақатынастарын зерттейтін химия саласы. Стехиометриялық заңдарға масса сақталу заңы, құрам тұрақтылық заңы, еселі қатынастар заңы, эквиваленттер заңы, көлемдік қатынастар заңы, Авогадро заңыжатады.
Жалпы материяның сақталу заңын 1748 ж. М.В. Ломоносов тұжырымдаған: ...Бір денеден қанша кемісе, екіншісіне соншама қосылады; бір жерден бірнеше материя азайса, басқа жерде соншаға артады.... Химиялық реакцияларға қатысты бұл заң былай оқылады: Химиялық реакцияға түсетін заттардың массасы әрқашан оның нәтижесінде түзілетін заттар массасына тең болады. Химиялық реакция кезінде бастапқы заттар құрамына кірген элемент атомдары ешқайда жойылып кетпейді, алынған қажетті мөлшерінде жаңа заттардың құрамына кіреді, сондықтан жалпы масса өзгермейді. Мысалы:
СuO + H2SO4 -- CuSO4 + H2O
1 моль 1 моль 1 моль 1 моль
80 г + 98 г = 160 г + 18 г
Құрам тұрақтылық заңын 1801 ж. француз ғалымы Ж.Л. Пруст тұжырымдады: Кез келген химиялық таза заттың құрамы оның алыну жолдарына тәуелсіз тұрақты болады. Бұл заң молекулалық құрылысты заттар үшін дұрыс болады, себебі молекула - тұрақты бөлшек, оның құрамы өзгермейді. Мысалы, СО2 құрамында әрқашан, оны қандай жолмен алса да, үнемі 27,27 % көміртегі және 72,73 % оттегі болады. Бертолленің пікірінше, заттардың құрамы алыну жағдайларына сәйкес ауыспалы болады. Қазіргі кезде біз білеміз: бұл - молекулалық емес құрылысты заттар. Олардың құрамы кристалдың түзілу жағдайларына байланысты өзгеруі мүмкін, себебі кристалдық затта әр бөлшектің өз орны болады. Егер кристалдың қалыптасу барысында қандай да бір кемшіліктер кетсе, жалпы кристалдағы әртүрлі элемент атомдары санының арақатынасы бұзылады, яғни заттың формуласына сәйкес келмеуі мүмкін. Мысалы, ТiO2 құрамы мына аралықта өзгеруі мүмкін: ТiO1,9-2,0. Сонымен, молекуласы бар заттардың құрамы үнемі тұрақты болады, оларды дальтонидтер деп атайды. Ал алыну жағдайларына байланысты құрамы өзгеріп отыратын молекулалық құрылысы жоқ заттар бертоллидтер деп аталды.
Қазіргі кезде эквивалент ұғымына келесідей түсінік беріледі. Эквивалент - бұл бөлшек. Эквивалент деген сонда қандай бөлшек?
Эквивалент - бұл химиялық реакцияларда сутегінің бір атомына (ионына) сәйкес келетін, яғни сонымен қосылысатын, оның орнын басатын немесе өзінен оны бөліп шығаратын заттың нақты немесе шартты бөлшегі.
Ал тотығу-тотықсыздану реакцияларында эквивалент бөлшегі бір электронға сәйкес келеді.
Дәріс №2
Бейорганикалық қосылыстардың негізгі кластары. Химиялық реакция түрлері.

Дәрістің мақсаты: студенттердің бейорганикалық қосылыстардың кластары жөніндегі білімдерін жүйелеп, қорытындылау, өз бетімен жұмыс істей отырып, білімдерін тереңдету.

1. Негізгі бейорганикалық қосылыстар.
2. Химиялық реакциялар.
Бейорганикалық қосылыстардың номенклатурасы олардың құрамы мен байланыс типіне қарай аталады. Бинарлы гетероатомды қосылыстар орыс тілінде бинарлы ковалентті немесе электрооң бөлігі ионды қосылыстарда бірінші болып электротеріс бөлігі соңынан электрооң бөлігі аталады, және элементтің латынша атына - ид жұрнағы қосылып, тәуелдік жалғау жалғанады.
PbS - қорғасын сульфиді
CaS - кальций карбиді
CO - көміртегінің (ІІ) оксиді.
Оттекті қосылыстар. Оттекті қосылыстардың халықаралық атауы оксидтер. Оттегі барлық элемент атомдарымен қосылыс түзеді және электротерістік бөлігін құрайды.
О - О - атом тобы бар пероксидтер кездеседі. Na2O2 - натрий пероксиді. Сонымен қатар супероксидтер болады, мысалы КО2 калий супероксиді.

4.1 Галогенді қосылыстар

Халықаралық номенклатура бойынша галогендерді галидтер деп атайды. Мысалы NaJ - натрий галиді, КВr - калий галиді. Сонымен қатар галидтердің жеке аттары бар.
AgCl - күміс хлориді;
KJ - калий иодиді;
NaBr - натрий бромиді.
Егер галидтің құрамына айнымалы валенттілік көрсететін элемент кірсе, онда атауының алдына префикс (грек сандары) қойылады.

Кесте 3
Формула
Электр теріс бөлігінің аталуы
ЭF
Монофторид
ЭCl2
Дихлорид
ЭBr3
Трибромид
ЭJ4
Тетраиодид
ЭB5
Пентабромид
ЭF6
Гексафторид
ЭF7
Гептафторид
ЭF8
Октафторид

4.2 Басқа бейметалл қосылыстары

Д.И. Менделеевтің периодтық жүйесінің VІ тобының негізгі топша элементтерімен (электротеріс бөлшек) қосылыстар - сульфидтер, селенидтер, теллуридтер деп аталады немесе оларды жалпы түрде халькогенидтер деп атайды.
V топтың негізгі топшасы элементтері мен қосылыстар пниктогенидтер деп жалпы атпен аталса, азот қосылыстары нитрид, фосфор қосылыстары фосфид, мышьяк қосылыстары арсид (арсенид), сурьма қосылыстары стибид (антимонид) деп аталады.
IV топтың негізгі топшасы элементтердің қосылыстары: көміртегі - карбид, кремний - силицид (силид) деп аталады. Бор қосылыстары борид деп аталады.

Кесте 4
Формуласы
Халықаралық номенклатура бойынша аталуы
Формуласы
Халықаралық номенклатура бойынша аталуы
Li3N
Литий нитриді
OsSi2
Осмий силициді
Na3P
Натрий фосфиді
Fe5Si3
Темір силициді
Mg3As2
Магний арсиді
MgB2
Магний бориді
Ni5Sb2
Никель стибиді
Ta2B
Тантал бориді
W2C
Вольфрам карбиді

4.3 Бейметаллдардың сутегімен қосылыстары

Егер бейметалдардың сутекті қосылыстарының судағы ерітіндісі қышқыл болса, оларды атағанда бейметалл атына сутек деген сөз қосып атайды:
HCl - хлорсутек; НBr - бром сутек;
HJ - иод сутек; Н2S - күкірт сутек;
H2Te - теллур сутек.
Бұлардан басқа бейметаллдардың сутекті қосылыстары дәстүрлі атаулармен аталады.
Н2О - су; СН4 - метан;
NH3 - аммиак; SiH4 - силан;
РН3 - фосфин; В2Н6 - диборан;
С2Н6 - этан; Si2H8 - дисилан;
AsH3 - арсин;
Металдардың сутекті қосылыстары гидрид деп аталады. Себебі сутегі бұндай қосылыстарда электротеріс.
LiH - литий гидриді;
СаН2 - кальций гидриді.
4.4 Үш және одан да көп элементтерден тұратын қосылыстар

Оксоқышқылдарды дәстүрлі немесе жартылай жүйелік атауды ең алғаш Лавуазье ұсынған.
Оттекті қышқылдар (оксоқышқылдар)
Қышқылдардың аталуы қышқыл түзуші элементтің қандай тотығу дәрежесінде болуына байланысты жұрнақ қосылады:
Ең төменгі тотығу дәрежесінде болса, -лылау жұрнағы, орта тотығу дәрежесінде - лы, -ты, -ті, жоғарғы тотығу дәрежесінде жұрнақсыз қышқыл деген сөз қосылып айтылады. Егер қышқыл түзуші элемент бір тотығу дәрежесінде бірнеше (байланысқан су молекуласы саны әр түрлі) қосылыс түзсе, онда қышқыл деген сөзге перфикстер жалғанады:
Мета - байланысқан су молекуласы аз болса;
Мезо - байланысқан су молекуласы орташа болса;
Орто - байланысқан су молекуласының саны максимальды болғанда.
Көпшілік элементтер үшін тотығу дәрежесі екіден көп болуына байланысты гипо, пер деген қосымшалар қолданылады. Мұндай жүйенің қолайсыздығы қанша оттегі атомы болатынын, сутегі атомы оттегі атомымен байланыса ма, жоқ па көрсете алмайды.

Кесте 5

Дәстүрлі немесе жартылай жүйе бойынша
Жүйе бойынша
H2MnO4

НСlO4

HClO3

HClO2

HClO
Марганецті қышқыл

Хлор қышқылы
(хлорная кислота)
Хлорлы қышқыл
(хлороватая кислота)
Хлорлау қышқылы
(хлористая кислота)
Хлорлылау қышқылы
(хлорноватистая кислота)
Сутек тетраоксоманганат (VI)
Дисутек тетраоксоманганат
Сутек тетраоксохлораты (VII)

Сутек триоксохлораты (V)

Сутек диоксохлораты (ІІІ)

Сутек монооксохлораты (І)

Кесте 6
Формула
Аталуы
Формула
Аталуы
HClO
Хлорлылау қышқылы
H3BO3
Ортобор қышқылы
HClO2
Хлорлау қышқылы
H2SiO3
Метакремний қышқылы
HClO3
Хлорлы қышқыл
H4SiO4
Ортокремний қышқылы
HClO4
Хлор
қышқылы
H3JO5
Мезоид
қышқылы
HNO3
Азот
қышқылы
H2MnO4
Маргенцті
қышқыл
HNO2
Азотты
қышқыл
HMnO4
Марганец
қышқылы
H2SO4
Күкірт
қышқылы
HAsO3
Метамышьяк қышқылы
H2SO3
Күкіртті
қышқыл
H3AsO4
Ортомышьяк қышқылы
H2SeO4
Селен
қышқылы
HPO3
Метафосфор қышқылы
H2CO3
Көмір
қышқылы
HPO4
Ортофосфор қышқылы

Қазіргі кезде дәстүрлі атау тек кейбір өте жиі қолданылатын қышқылдар үшін ғана сақталған:
H2SO4 - күкірт қышқылы;
H2SO3 - күкіртті қышқыл;
H3PO4 - фосфор қышқылы;
H2CO3 - көмір қышқылы.
Негізінен қышқылдарды атауда жүйені қолдану тиімді. Мұндай атау екі сөзден тұрады. Алдымен сутек деген сөз аталып, оған керегіне байланысты ди, три және т.б. сандық қосымшалар қосылып, ал екінші болып координациялық номенклатура бойынша құрылған анион аты беріледі. Ол төрт бөліктен құралады. Бірінші барлық орталық атоммен байланысқан радикалдар аты, оған орталық атомның латынша атын - ат жұрнағы жалғанып беріледі. Егер бірнеше лиганда болса, олар алфавиттік ретпен аталады.
Бір-бірінен қышқыл түзуші элемент санымен айырылатын қышқылдар полиқышқылдар деп аталады.
H2S2O7 - қос күкірт қышқылы;
H4P2O7 - пирафосфор (қосфосфор) қышқылы;
H2B4O7 - төрт бор қышқылы.
НЕГІЗДЕР. ОН - тобын халықаралық номенклатура бойынша гидроксид деп атайды. NaОН - натрий гидроксиді, Са(ОН)2 - кальций гидроксиді.
Егер металл бірнеше гидроксид түзсе, онда гидроксид деген сөздің алдында грек сандары аталады немесе металл атынан соң цифрімен валенттілігі қойылады.
Fe(OH)2 - темірдің дигидроксиді. Темір (ІІ) гидроксиді.
Fe(OH)3 - темірдің тригидроксиді. Темір (ІІІ) гидроксиді.
Амфотерлі гидроксидтер егер оларды негіздермен әрекеттеседі деп қарастырсақ қышқыл ретінде, ал қышқылдармен әрекеттеседі десек негіз ретінде санауымызға болады.
Ті(ОН)4 - титан (ІV) гидроксиді.
Н4ТіО4 - ортатитан қышқылы.
ТҰЗДАР. Тұздарды катиондар мен аниондар түзілген қосылыс ретінде қарастырамыз.
Оттекті қышқыл аниондарының аты қышқылды түзуші элементтің латынша атына төменгі тотығу дәрежесінде - ит, жоғарғы тотығу дәрежесінде - ат жұрнағы қосылып айтылады: SO42- -сульфат ион, SO32 -- сульфит ион, NO3- -нитрат ион, NO2- - нитрит ион.
Егер қышқыл түзуші элементтің айнымалы валенттік күйі екіден көп болса, онда - лау, -лы жұрнақты қышқылдарының бәрінің + ионына - ат жұрнағы жалғанады:
Ең жоғарғы валенттілік көрсететін элементі бар анион атына пер - префиксі қосылады: ClO - хлорат - ион, ClO - перхлорат ион, MnO - перманганат ион.
Егер қышқыл анионына - лылау жұрнағы сәйкес келсе, онда гипопрефиксі жалғанады: ClO2- - хлорит ион, ClO- - гипохлорит ион.
Мета -, мезо -, орто-қышқылдар префиксі аниондарда да сақталады.
PO33- - метафосфат ионы;
PO43- - ортофосфат ион.
Бір атомды катиондар аты элемент атына ион сөзі қосылып, егер айнымалы валентті болса, валенттілігі рим цифрмен жақша ішінде көрсетіледі.
Сu+ - мыс (І) ионы;
Cu2+ - мыс (ІІ) ионы.
Егер күрделі немесе комплексті катион болса, онда атом топтары немесе катион құрамына кіретін нейтрал молекуланың табиғатын көрсететін қосымша жалғанады.
MgOH+ - гидроксомагний ионы;
Al(OH)2+1 - дигидроксоалюминий ионы;
FeOH+ - гидроксотемір (І) ионы;
FeOH2+ - гидроксотемір (ІІІ) ионы;
Дегидратталған (сусыз) катиондарды гидроксо қосымшасы орнына оксо қосымшасын айтамыз.
BiO+ - оксовисмут (ІІІ) - ионы;
VO+ - оксованадий (ІІІ) - ионы;
VO2+ - диоксованадий ионы;
VO2+ - оксованадий (IV) ионы;
Комплексті NH4+ катионы аммоний, ал AsH4+ арсоний, SbH4+ - стибоний, ОН3+ - гидроксоний, РН4+ - фосфоний деп аталады. Басқа барлық комплексті катиондардың аталуын лиганданың латынша аталуы мен комплекс түзуші элемент атына дефис арқылы ионы сөзі қосылып айтылады. Мысалы: [Zn(NH3)4]2+ - тетраамин мырыш ионы.
Бір атомды анион атауы элементтің латынша атына - ид жұрнағы жалғанып, дефис арқылы ионы деген сөз қосылып айтылады.
Ғ- - фторид - ионы; S2- - сульфид - ионы;
Сl- - хлорид - ионы; CN- - цианид - ионы;
О2- - оксид - ионы; О22- - пероксид - ионы.
Егер анион құрамына сутегі атомы енсе, гидро-префиксі ион атауының алдына қойылады.
ОН- - гидрооксид - ион;
НО2- - гидропероксид-ион;
HS- - гидросульфид-ион.
Қышқыл тұздар анионы атына егер сутегі біреу болса, онда гидро- қосымшасы жалғанады, ал сутегі саны бірден артық болғанда сәйкес грек сандары қосылып айтылады:
HPO4[2-] - гидроортофосфат-ион;
Н2РО4- - дигидроортофосфат-ион.
Кейбір оттекті катиондар үшін жартылай жүйелік атау сақталған, ол - ил жұрнағымен аяқталады. Мысалы, UO22+ - уранил, VO2+-ванадил, SbO+-стибил не антимонил, ВіО+-висмутил.

Оттекті қышқылдар аниондарының аталуы
Кесте 7
Анион
формуласы
Қышқылдардың қышқылдық аталуы
Анион
формуласы

Қышқылдардың қышқыл қалдығы аталуы
NO
NO3-
BO2-
ВО33-
B4O72-
JO-

Нитрит-ион
Нитрат-ион
Метаборот-ион
Ортоборот-ион
Тетраборот-ион

Иодот-ион

SO32-
HSO3-
SO42-
HSO4-
CO32-
HCO3-

Сульфит-ион
Гидросульфит-ион
Сульфат-ион
Гидросульфат-ион
Карбонат-ион
Гидрокарбонат-ион

SiO32-

SiO44-

MnO42-
MnO4-

AsO43-

AsO24-
Метасиликат-ион

Ортосиликат-ион

Манганат-ион
Перманганат-ион

Ортоарсенат-ион
Метаарсинит-ион

PO[3-]
PO4[3-]
НРО42-

Н2РО4-

CrO4[2-]
Cr2O72-
Метафосфат-ион
Ортофосфат-ион
Гидроортофосфат-ион
Дигидроортофосфат-ион
Хромат-ион
Дихромат-ион

Комплексті анионның аталуы: комплекс түзуші элементтің латынша атының алдына грек сандарынан префикс сан қойылады, ол лиганда санын көрсетеді, одан кейін лиганданың латынша аты беріліп, оған - ат жұрнағы жалғанады. Егер лиганда анион болса, оның атына о - дауысты дыбысы жалғанады: [Zn(CN)4]2- терацианоцинкат ион. Егер комплекс түзуші айнымалы валенттік көрсетсе, валенттілігін рим цифрымен жақша ішінде комплекс түзуші алдында көрсетілуі керек: [Fe(CN)6]3- - гексацианоферрат (ІІІ) ион, [Fe(CN)6]4- - гесацианоферрат (ІІ) - ион. Егер комплексте бірнеше лиганда болса олардың аты бірінен кейін бірі жазылады: [Pt(NH3)Cl3]-аминтрихлороплатинат (ІІІ) - ион.
Кез-келген тұздың аты ілік септіктегі катион аты мен тәуелдік жалғаудағы анион атынан тұрады. Ілік септік жалғауын жазбай қоюға болады: NaCl-натрий хлориді, ВаСО3 - барий карбонаты, Fe3(PO4)2 - темір ортофосфаты(ІІІ), Са(Н2РО4)2 - кальций дигидрофосфаты, [Al(OH)2]2SO4 - алюминий дигидроксо-сульфаты, K3[Fe(CN)6] - калий гексоцианофераты (ІІІ), VO2Cl - диоксованадий хлориді, КAl(SO4)2 - алюмокалий сульфаты, [Cu(NH3)4]SO4 - тетрааминмыс (ІІ) сульфаты.
Анион лигандалар атына үнемі жалғастырушы дауысты дыбыс - о қосылады. Мысалы:
F- - фторо; OH- - гидроксо;
Cl- - хлоро; CN- - циано;
O2- - оксо; NCS- - тиоцианато;
S2- - тио; H- - гидридо;
Бұл ережеге көмірсутек аниондары бағынбайды. Мысалы, С2Н5 - циклопентадинил. Нейтрал лигандаларды атағанда лиганда ролін атқарып тұрған зат аты өзгеріссіз алынады. Мысалы, N2H4 - гидрозин, С2Н4 - этилен. Бұған бағынбайтын арнайы атауы бар төмендегі лигандалар:
Н2О - аква; СО - карбонил;
NH3 - аммин; NO - нитрозил.
Кейбір күрделі органикалық лигандалардың аталуы әріптік белгілеулермен алмастырылады:
en - этилендиамин NH2CH2CH2NH2;
Ру - пиридин С6Н5N;
ur - карбамид (NH2)2CO;
PEt3 - триэтилфосфин Р(С2Н5)3;
Нейтрал комплекстер аталуы ешқандай қосымшасыз жоғарыда келтірілген ережелер бойынша жазылады:
[Fe2(CO)9] - екі темір нонакарбонилі;
[Mo6Cl4] - төрт хлорогексамолибден;
Катионды комплекстер аталуы күрделі заттардың номенклатура ережесіне сай жүреді, яғни соңынан комплексті катионды комплекс түзушінің тотығу дәрежесін көрсетіп, соңынан анион белгіленеді. Мысалы:
[Ag(NH3)2]+ - диаминкүміс (ІІ) катионы;
[Fe(H2O)6Cl3 - гексаакватемір (ІІІ) хлориді;
[Bi(OH)12]6+ - додекагидрооксогексависмут (ІІІ) катионы;
[Al(H2O)5(NO)]SO4 - нитрозилпентаакваалюминий (ІІІ) сульфаты.
Анионды комплексті атағанда комплексті ион атауына - ат жалғауы қосылып, комплекс түзушінің тотығу дәрежесі көрсетіліп, катион атынан кейін жазылады.
K3[Fe(H2O)2(OH)4] - калийдің терагидроксодиаквафераты (ІІІ);
K3[Ru(CN)6] - калийдің гексацианорутенаты (ІІІ);
K4[Ru(Cl)6] - калийдің гексахлорорутенаты (ІІ);
Na3[COF6] - натрийдің гексофторокобальтаты (ІІІ);
Кейбір құрамы күрделі заттарды комплексті қосылыстар номенклатурасымен атауға болады.
KМnO4 - калийдің тетраоксоманганганаты (VІІ);
К2МnO4- калийдің тетраоксоманганаты (VІ);
(NH4)2S2O8 - амонийдің октаоксодисульфаты;
P2O74- - гептоксодифосфат (V) ион;
Na2SO3 - динатрий триоксосульфаты.
Комплексті қосылыстарды белгілеуде жақшалар қолданылады. Математикада жақшалардың орналасуы төмендегідей: алдымен жай жақша, соңынан квадрат жақша, ақырында фигуралы жақша. Ал координациялық қосылыстарда бұл заңдылық бұзылады. Квадрат жақшаның ішінде бүкіл комплексті бөлшек енгізіледі. Ал квадрат жақшаның ішінде жақшалар төмендегідей болып орналасады:
[ { ( ) } ]; [ { { [ ( ) ] } } ];
[ { [ ( ) ] } ]; [ { { { [ ( ) ] } } } ];
[UO2(C2O4)(H2O)]2H2O [UO2SO3{Co(NH2)2}]
[CoN3(NH3)5]SO4 [ UO2SO3{Co[N(CH3)4]}]
[Cr(H2O)6]2(SO4)3
Дәріс №3
Атом құрылысы

Дәрістің мақсаты: атомның электрондық құрылысын зерттеу.

1. Атомның электрондық құрлысының негізгі теориялары.
2. Атом ядросының құрылысы.
3. Көп электронды атомдар құрылысы.
Э. Резерфорд атом құрылысының моделін ұсынды. Бұл модельді атомның ядролық немесе планеталық моделі деп атады. Өйткені, атом құрылысы Күн жүйесіне ұқсас деп қарастырылды. Бірақ бұл модель атом құрылысының орнықты күйін және олардан шығатын сәулелердің қарқынын классикалық физика ұғымдары аясында түсіндіре алмады. Сондықтан Резерфорд моделі мен классикалық физика арасындағы айтылған қайшылықтарды шешу үшін 1913 ж. Н. Бор өз қағидаларын ұсынды.
Француз ғалымы А. Беккерель 1896 жылы Рентген сәулелерін зерттеумен шұғылданды. Зерттеу барысында кейбір минералдардың сәуле шығаратынын байқаған. Бұл зерттеу нәтижелері радиоактивтілік құбылысының ашылуына себеп болды.
Электронның кеңістіктегі орны оның энергетикалық күйіне байланысты болады. Электронның болу мүмкіндігінің максимал шамасы орбиталь деп аталады. Электронның орнын сақтау үшін бүтін сандар алынады. Ол сандар квант сандары деп аталады.
Бас квант саны n 1, 2, 3...infinity мәндері болады. Ол электронның энергиясын және орбитальдың өлшемін анықтайды. n = 1 болғанда электронның энергетикалық күйі ең төменгі денгейге сәйкес келеді. Электрондық қабат саны артқан сайын энергия да артады. Сондықтан атомдағы орбитальдар белгілі бір энергетикалық деңгейге бөлінеді. Ол энергетикалық деңгейлерді кейде K, L, M, N, O, P, Q - латын алфавитінің әріптерімен белгілейді.
Қосымша квант саны - l, орбитальдың кеңістіктегі пішінін сипаттайды. Сонымен бірге белгілі бір деңгейдегі электронның әртүрлі энергетикалық жағдайын анықтайды. 1, 0, 1, 2...n - 1 мәндері болады. Қосымша квант санының әртүрлі мәндерін ажырату үшін латын әріптерімен белгілеу қабылданған: s (l = 0), р (l = 1), d (l = 2), f (l = 3), g (l = 4). Қосымша квант саны l-дың әртүрлі мәндеріндегі электронның пішіні әртүрлі болады, оларды энергетикалық деңгейшелер деп атайды; n = 1, болғанда l = 0, 1; демек І-деңгейде 2 электрон, ол электрон 1s-ке толтырылады; n = 2, l = 0, 1; яғни ІІ-деңгейде 6 электрон болады, олар 2s 2p-ға толтырылады; n = 3, l = 0, 1, 2; ІІІ-деңгейде 18 электрон болады, олар 3s 3p 3d-ға толтырылады; n = 4, l = 0, 1, 2, 3; IV-деңгейде 18 электрон болады, олар 4s 4p 4d 4f-ке орналасады.
Магнит квант саны ml. Орбитальдардың кеңістікте бағытталуын сипаттайды. Электрон орбитальда қозғалғанда магнит өрісін тудырады. Оның мәндері ml = - l,...0,...+ l.
Кеңістікте бағытталуын анықтау үшін (2l + 1) формуласын қолданады. l = 0; ml = 0; болса, (s-орбиталь) кеңістікте пішіні шар тәрізді болады, l = 1 (р-орбиталь); ml = - 1, 0, 1 кезінде орбитальдың бағытталуы үш түрлі, яғни 3-орбитальға 6-электрон орналаса алады.
Шредингер теңдеуін шешу үшін енгізілген 3 квант саны жеткіліксіз, сондықтан, 4-ші квант саны енгізілді, ол спин квант саны деп аталады, ms әрпімен белгіленеді. Спин дегеніміз - электронның кеңістіктегі қозғалысына байланыссыз, оның өзіндік импульс моментін сипаттайтын шама.
Атомдағы электрондардың энергетикалық деңгейлерге орналасу ретін көрсететін формуланы атомның электрондық конфигурациясы немесе атомның электрондық формуласы деп атайды.
Атомдағы электрондық қабаттардың құрылысын, электрондық конфигурациясын толық түсіну үшін негізгі 4 ұстанымды білу керек:
1) Паули қағидасы.
2) Ең аз энергия ұстанымы.
3) Гунд ережесі.
4) Клечковский ережесі.
1925 жылы Швейцар физигі В. Паули мынадай қағида ұсынды. Атомда бірдей қасиет көрсететін екі электрон болуы мүмкін емес. Электрондық қасиеттері квант сандарымен сипатталатын болғандықтан Паули қағидасы: атомда 4 квант сандары бірдей екі электрон болуы мүмкін емес деп сипатталады. Яғни, бір атомдық орбитальда екі электроннан артық электрон бола алмайды және олардың спиндері қарама-қарсы болуы қажет. Квант санының біреуі n, l, ml, ms спиндері әртүрлі болуы керек. n, l, ml бірдей болғанмен, ms = +12; - 12 болуы мүмкін. Паули қағидасы бойынша: n = 1, l = 0, ml = 1 болса, ms = +12; - 12 болады. Спиндері қарама-қарсы орналасқан екі электрон болуы мүмкін. Орбитальдағы электрондар санын N = 2n[2] формуласымен анықтайды.
І-деңг. n = 1, N = 2.
II-деңг. n = 2, N = 8.
III-деңг. n = 3, N = 18.
1Н (1s) атомының электрондық конфигурациясын былай көрсетуге болады: электрондық формуласы - 1s[1]. Квант ұяшықтарында Паули қағидасы бойынша 2 электрон спиндері бір-біріне ешқашан параллель болмайды.

3Lі 1s[2] 2s[1]

Спиндердің орналасуы Гунд ережесімен анықталады: Қосымша квант санының берілген мәнінде электрондар спиндерінің қосындысы ең жоғарғы мән болатындай орналасады. Гунд ережесі бойынша р-электрондар орбитальдарға орналасқанда ең алдымен жеке-жеке ұяшықтарға толтырылады, содан кейін ғана қарсы спинмен алғашқы электронға параллель орналасады. Бұл жағдайда спиндердің қосындысы 32 болады.
Ең аз энергия ұстанымы бойынша атомдағы әрбір электрон ең аз энергияға сәйкес орналасуға тырысады. Энергия ең алдымен n квант санымен, содан кейін l квант санымен анықталады. Сондықтан ең алдымен n мен l квант сандарының қосындысының аз мөлшеріне орналасады; Е4s E3d; 5p 4f.
1951 жылы В.М. Клечковский мынадай ереже ұсынды: Электрон n төменгі мәніне сәйкес емес, n + l-ң ең төменгі мәніне сәйкес күйі орналасады.
Клечковский ережесі бойынша деңгейшелердің толтырылуы төмендегідей:
1s--2s--3s--3p--4s--4p--5s-- 4d--5p--6s--4f--5d--6p--7s-- 5f--6d--7p
Әр периодта элемент атомының ядро заряды өскен сайын, оның радиусы кішірейеді.
Үлкен периодтарда d және f-элементтерінің ядро зарядтарының өсуіне байланысты радиустарының кішіреюі өте баяу жүреді. Себебі, бұл электрондар қабат астындағы қабатқа байланысты орналасқандықтан электронның тығыздалуына байланысты болады.
Периодтарда солдан оңға қарай элементтер атомдарының радиустарының кішіреюіне байланысты, олардың металдық қасиеттері азайып, бейметалдық қасиеттері артады.
Топ бойынша атом радиусының өлшемі артады, өйткені период саны өскен сайын электрондық қабат саны да артады. Электрон бергенде атом өлшемі кішірейеді, қосып алғанда өседі. Элементтердің реттік нөмірінің өсуіне байланысты олардың иондарының радиустары да периодты түрде өзгеріп отырады. Металдар электронын оңай береді. Бейметалдар керісінше қосып алуға бейім болады. Атомның электронды қосып алуы мен электронды беріп жіберуі энергия өзгеруі арқылы жүреді.
Атомнан электронды үзу үшін энергия жұмсалады, оны иондану энергиясы деп атайды. Иондану энергиясын иондану потенциалымен анықтайды.
Дәріс №4
Периодтық заң, оның қоршаған орта химиясын оқудағы маңызы. Периодтық жүйе.

Дәрістің мақсаты: периодтық заң мен химиялық элементтердің периодтық жүйесі және олардың маңызын оқып білу.

1. Периодтық заң.
2. Периодтық жүйе құрылысы.
3. Элементтер қасиеттерінің периодтылығы.

Периодтық заң - химияның негізгі заңдарының бірі. 1869 жылы наурыз айында Петербург университеті профессоры Д.И.Менделеев периодтық заңды ашты. Бірнеше айдан соң 1869 жылы желтоқсан айында неміс ғалымы Л.Майер химиялық элементтердің атомдық массаға байланысты қасиеттерінің периодты өзгеретінін көрсететін кестені жариялады.
Д.И.Менделеевтің периодтық заңға берген анықтамасы бәрімізге белгілі: Жай заттардың қасиеттері және элементтер қосылыстары қасиеттері мен формасы атомдық салмақтарына периодты түрде байланысты болады.
Д.И.Менделеевтің периодтық заңы ашылар кезеңде көптеген химиялық элементтер ашылмаған, тек 64 элемент белгілі болған. Сондықтан алғашқы периодтық жүйеде бос торлар көп болды. Дегенмен бұл жағдай Д.И.Менделеевті толғандырмады, оның периодтық заңның табиғаттың негізгі заңдарының бірі екендігіне күмәні болмады. Сондықтан бос торлар әлі белгісіз химиялық элементтер үшін қалдырылған деген тұжырым жасады. Орыс ғалымы периодтық заң негізінде әлі белгісіз элементтерді болжап, олардың қасиеттерін анықтады. Мысалы, сол кезде белгісіз элементтерді экабор (скандий), экаалюминий (галий), экакремний (германий), экамарганец (технеций), двимаргенец (рений) және экатантал (гафний) деп атап, қасиеттерін жан-жақты сипаттады (Санскрит бойынша эка деген бірінші, дви екінші деген мағынаны білдіреді). Д.И.Менделеев жай заттардың және олардың қасиеттерін анықтау үшін периодтық заңға негізделген әдісті қолданды. Қандай да бір элементтің қасиеті периодтық жүйедегі топта көршілес орналасқан элементтер қасиетіне байланысты анықталады (жоғарыда немесе төменде орналасқан, сол сияқты бір периодта оң немесе сол жақта орналасқан элементтер қарастырылады).
Д.И.Менделеевтің алғашқы болжаған үш элементі (скандий, галий, германий) көп ұзамай ашылды. Осының өзі периодтық заңның табиғаттың іргетасы қаланған заңы екендігіне куә.
Д.И.Менделеев өзінің алдындағы зерттеушілер сияқты химиялық элементтер қасиетінің өзгеруіндегі периодтылықты атомдық масса мәндерімен байланыстырды. Дегенмен ол өзінің замандастарымен салыстырғанда элементтің негізгі қасиетін сипаттайтын атомдық масса емес басқадай бөлінбейтін деп есептелетін атомның ішкі қасиеті екенін түсінді. Біз осыдан ғалымның асқан ғұламалылығын көреміз. Себебі, атом құрылысы осыдан тек жарты ғасыр өткен соң ғана зерттеле бастады. Атомдық массаны негіз етіп ала отырып Д.И.Менделеев сол кездегі белгілі элементтерді атомдық массаның өсі ретімен орналастырады (басқа тәсіл ол кезде болмады). Д.И.Менделеев бірнеше жерде осы реттілікті саналы түрде бұзады. Ar - K, Co - Ni, Te - J орындарын ауыстыру арқылы олардың периодтық жүйедегі орнын топтық аналогияны сипаттайтын қасиеттеріне сәйкестендіреді.
Барлық элементтердің периодтық жүйедегі олардың химиялық қасиеттерімен байланысты орны элемент атомының рет санының мәні анықталғаннан кейін ғана түсіндірілді.
1911 жылы атом ядросы теориясы құрылысы электрон ашылғаннан кейін голландия физигі А ван ден Брук келесідей болжам ұсынды: кез келген элемент атомының ядро заряды химиялық элементтің периодтық жүйедегі рет санына тең болады. Ұсынылған болжам ұзамай эсперимент жүзінде дәлелденді.
1913 жылы ағылшын физигі Г.Мозли элемент атомының рентгендік сәулелену жиілігін (ν) ядро зарядымен (z) байланыстыратын заңды ашты.
А (Z - в)
Мұндағы А және в - тұрақтылар, барлық химиялық элемент атомдары зарядын эксперимент жүзінде анықтау мүмкіндігі ашылды, ал А және в тұрақтылары атом физикасында бір электрондық қабаттың екінші қабат электрондарымен көлегейлену тұрғысынан есептеліп шығарылды.
Нәтижесінде ван ден Брук жорамалдағандай периодтық жүйедегі химиялық элементтердің рет сандары атомдардың ядролық заряд мәндерін көрсететіні айқындалды. Осылайша атомның рет санының физикалық мәні ашылды, элементтер периодтық жүйеде атомдардың ядро зарядтарының өсу реті бойынша орналасады. Қазір периодтық заңға келесідей анықтама берілген: Жай заттардың қасиеті, сол сияқты элементтер қосылыстарының қасиеттері мен формалары элементтің ядро зарядының шамасымен периодты түрде байланысты.
Периодтық жүйедегі топтар мен периодтар түзілуі.
Атом құрлысы туралы ілім химиялық элементтердің периодтық заңы мен жүйесін түсіндіруге мүмкіндік берді.
Атом ядро зарядының өсу реті бойынша химиялық элементтердің қасиеттерінің периодты түрде өзгеруі, ең аз энергия принципі бойынша атом орбитальдарының электрондарға біртіңдеп толып, сыртқы электрондық қабаты құрылымының периодты түрде қайталануына тәуелді болады.
Атомның электрондық құрылымына сәйкес сұрақтарды шешкенде электронның атомдағы күйі белгілі квант сандарының мәнімен анықталатынына сүйенеміз (n, l, m, s).
Квант сандарының (n, l, m, s) белгілі мәндеріне ие болатын электронның атомдағы күйі атомдық электрондық орбиталь деп аталады. Әрбір АО толқындық функцияның ψ белгілі мәніне ие болады. L мәндері 0, 1, 2, 3 болуына сәйкес атомдық орбитальдар s-, p-, d- және f- орбитальдар деп аталады. Электрондық құрылымының графикалық схемасында әрбір орбиталь ⁪ белгісімен көрсетіледі.
Паули принципі бойынша барлық квант сандарының мәні бірдей екі электрон болуы мүмкін емес. Әрбір атомдық орбитальда спин саны қарама - қарсы екі электрон орналасады, оны былай белгілейміз: ⁪
Қозбаған көп электронды атомның атомдық орбиталында электрондар ең аз энергия принципімен орналасады. Сондықтан АО электрон Паули принципін бұзбай энергияның өсу реті бойынша орналасады. Электрондардың АО толуы Клечковский ережесіне сай жүреді.
Клечковскийдің бірінші ережесі:
АО - электрон толуы (n+L) бас және қосымша квант санының қосындысының өсу реті бойынша жүреді.
Клечковскийдің екінші ережесі:
Егер (n+L) мәні бірдей болғанда электрон бас квант саны қайсысында аз болса сол орбитальға орналасады. Мысалы: 4р деңгейшеден кейін атомда қай деңгейше электронға тола бастайды. Шешуі:
4р деңгейшеге n+L қосындысы 4+1 = 5 тең. Осындай сан мәні 3d, 4sдеңгейлерге де тән. 3d (3+2=5) және 4s (5+0=5).
Бірақ бас квант санының мәні 3d деңгейшеде ең аз. Сондықтан алдымен 3d, одан кейін 4р ең ақырында 5s деңгейшелер электронға толады.
Электрондардың АО толуы Хунд ережесімен анықталады. Электронның белгілі деңгейше АО таралуы сәйкес келеді, ал электрондардың басқаша орналасуы атомның қозған күйімен сипатталады. Мысалы, кремний атомнының электрондық формуласын және валенттік электрондардың қалыпты және қозған күйдегі графикалық схемасын сызып көрсет.
Шешуі: Si электрондық формуласын 1s22s25p63s23p2. Валенттік орбиталі 3s-, 3p және электроны 3d деңгейшелер. Электрондардың орбитальдарға толу схемасы:

3d
3d
↑ ↑

↑↓
3p
3p
3s
Электронның 3р деңгейшеде орналасуы Хунд ережесіне сай жүреді, яғни спин сандарының максимальды қосындысы 1-ге тең.
3р деңгейшеде электрондардың басқаша таралу мүмкіндігі, мысалы:

Мұндағы спин сандарының қосындысы 0-ге тең.
Ендеше 3р деңгейшеде электрондар төмендегідей болып орналасқанда ғана дұрыс

Яғни, спин сандарының қосындысы максималь 1-ге тең болады.
Бірінші және екінші периодтағы элементтер саны (2 және 8) бірінші және екінші энергетикалық деңгейлердің сыйымдылығына сәйкес s2 және s2p6 болады. Әрбір келесі периодтар үшін, ол сан аз мәнді иеленеді. Мысалы 3 периодта 8 элемент орналасқан, ол периодтың сыйымдылығы 18 электронға тең (s2p6d10). Бұдан біз, сыртқы электрондық қабат үшін 8 электрондық конфигурациясы шектеу болатынын көреміз. Ол инертті газдарда толған соң жаңа период басталады. Нәтижесінде 3-ші энергетикалық деңгейдің 8 электронға дейін толуы 3 периодта жүрсе, ал 18 электронға дейін толуы 4 период элемент атомдарында аяқталады. Осыдан үлкен периодтарда s және p элементтері арасында 10-d элементтері қатарының түзілуін көреміз. Ал 6 және 7 - периодтарда осындай себеп салдарынан f элементтер қатары түзіледі. f - элементтерінде (n-2)f деңгейшесінің электронға толуын байқаймыз. (лантаноидтар мен антиноидтар)
Периодтық жүйедегі топ саны, сыртқы электрондардың қабаттағы электрон санымен анықталады. Оның мәні 8-ге тең. Әрбір топ екі топшада тұрады: негізгі топша (s және р элементтері) және қосымша топша (d және f элементтері). 8-ші топтың қосымша топшасында, әрбір жұп қатарында бірдей емес үштен элементтер орналасқан. Ол элементтердің қасиеті бір-біріне ұқсас болады.

Дәріс №5
Химиялық байланыс

Дәрістің мақсаты: берілген дәріс тақырыбын толық қарастырып оқыту.

1. Химиялық байланыс туралы негізгі көзқарастар.
2. Коваленттік байланыс.
3. Химиялық байланыс түрлері.

Химиялық байланыс екі атомның электрон бұлттары қабысуынан немесе қысқаша электрон жұбы түзілуінен пайда болады. Бұл процесс энергия бөле жүреді. Электрон жұбы атомдар орталығынан бірдей қашықтықта орналасуы мүмкін. Мұндай байланыс коваленттік байланыс деп аталады. Егер электрон жұбы атомдардың біреуіне қарай ығысса, полюсті ковалентті байланыс түзіледі. Егер электрон жұбы бір атомнан екіншісіне ауысса, оң және теріс ион түзіліп, байланыс иондық деп аталады. Байланыстың бұл түрлерінің арасында айқын шекара жоқ, сондықтан молекуладағы байланыстың иондық, коваленттік дәрежесі туралы айтамыз. Иондық байланыс айқын байқалатын молекулалар нағыз металдар мен бейметалдар арасында түзіледі (NaCl, CsF, LiCl, т.б.) яғни молекула түзуші атомдардың электротерістілік айырымы үлкен болған жағдайда. Электротерістілік - химиялық байланыс түзгенде атомдар электрон жұбының ығысуы дәрежесін көрсететін шама. Көбінесе салыстырмалы электротерістілік мәні қолданылады. Салыстырмалы электротерістілік мәні химиялық байланыс полярлығын көрсетеді.
Элементтердің электротерістілік мәні кестеде (кесте -11) берілген. Оны есептеу жұмыстарында қолданамыз. Молекуланың полярлылығын сандық өлшемі болып диполь моменті (μ) алынады. Ол диполь ұзындығы (L) мен элементарлы электр заряды (е) көбейтіндісіне тең.

μ=1*е;

Диполь моментінің өлшем бірлігі дебай, белгіленуі Д (1Д=10-18 эл.ст.б.см.). Тотығу дәрежесі молекуладағы байланыс иондық деп есептелгендегі атомға берілген заряд шамасы. Молекула электронейтрал болғандықтан О(-2), Н(+1) деп есептеп кез-келген атомның тотығу дәрежесін есептеуге болады. Мысалы:

НSxO
+1 * 2 + x - 2 * 4=0, x=6.
НS6O

Байланыс полярлылығы мен молекула полярлылығы бірдей түсінік деп есептеуге болмайды. Молекуладағы байланыс полярлы, ал байланыс симметриялы болғандықтан полярсыз молекулалар болуы мүмкін. Мысалы:
СН4, ВеСl2, CCl4 молекулалары полярсыз, С-Н, Ве - Cl, C - Cl байланыстары полярлы болса да.
Молекуланың диполь моменті түзілуіне оның құрылымы үлкен роль атқарады. Молекуланың симметриялылығы химиялық байланыс түзілуі кезіндегі электрон бұлттарының гибридтелуімен сипатталады. Гибридтелу бастапқы электрон бұлттарының араласы жаңа электрон бұлттарын түзуі. Гибридтелу нәтижесінде мықты симметриялы молекула түзіоіп, байланыс ұзындығы қысқарады. sp-, sp2-, sp3- гибридтелу типтері және d орбитальдарға қатысуымен түзілген гибридтелу түрлері кездеседі. sp - гибридтік орбитальдары сфера тәріздес s және гантель пішінді р орбитальдерінің гибридтелуінен түзілуі де кеңістікте 180 градус бұрыш жасап орналасады. Сондықтан sр- гибридтелу арқылы түзілген молекулалар (ВеСl2, ZnCl, BeBr2, C2H2, SnCl2) - сызықты.

Сурет 42 - sp - гибридтелу типі

sр2 гибридтелу үш гибридтік орбиталь түзуге әкеледі, ол орбитальдар бір-бірімен 120 градус бұрыш жасап орналасады.
sp2 гибридтелу типі тән молекулалар жалпақ формасы болады.

Сурет 43 Электрон бұлттарының sp2 гибридтелуі

Сурет 44 Электрон бұлттарының sp3 гибридтелу
sp3 гибридтелу төрт орбиталь түзуге әкеледі. Олар кеңістікте 109 градус бұрыш жасап орналасады (СН4, CCl4, SiF4), яғни молекула тетраэдрлік.
Коваленттік байланыс сипаты - байланыс энергиясы, яғни екі атом арасындағы байланысты үзуге қажетті энергия. Керісінше, екі атом арасында байланыс түзілгенде энергия бөлінеді. Байланыс энергиясын ккалмоль, кДжмоль есептейді. Иондық молекулалар үшін кристалдық тор энергиясы деген түсінік қолданылады. Ол 1 моль кристалдық зат газ тәрізді иондардан түзілгенде бөлінетін энергия. Байланыс ұзындығы байланыс түзуші атомдардың орташа арақашықтығы. Байланыс ұзындығы атом немесе иондардың радиустарының қосындысына тең деп есептеледі.
Коваленттік байланыс табиғатын қарастыруда екі тәсіл қолданылады. Олар: валенттік байланыс әдісі (ВБ) және молекулалық орбитальдар (МО) әдісі.
ВБ әдісінің негізгі жағдайларын қарастырайық.
ВБ әдісінде атомдар арасындағы байланыс екі ядро арасындағы ортақ электрон жұбымен жүзеге асырылады деп есептеледі. Электрон жұбының түзілуі қарама қарсы спинді электрон бұлттарының бүркесуі нәтижесінде болады.
Коваленттік байланыс алмасу механизімімен және донорлы акцепторлы механизммен болады.
Алмасу механизмімен электрон жұбы түзілуде атомдардың тек дара электрондары қатысады. Мысалы аммиак молекуласының азоттың үш р - электрондары мен үш сутек атомының s-электрондарының бүркесуі нәтижесінде болады. Азоттың жұп электроны байланыс түзуге жұмсалмайды.

HH∙N∙HH
Аммоний ионы түзілгенде төртінші коваленттік байланыс донорлы акцепторлы жолмен түзіледі. Азоттың байланыс түзуге жұмсалмаған электрон жұбы (электрон доноры) және сутектің бос орбиталі (электрон акцепторы) қатысады.Аммоний ионында барлық төрт байланыс түзілу механизмі әр түрлі болғанына қарамастан тең дәрежелі.
Коваленттік байланыс қасиеті оның қаныққандығы, бағытталуы, полярлылығы.

Дәріс №6
Ерітінділер. Ерітінділердің концентрациясын белгілеу әдістері.

Дәрістің мақсаты: ... жалғасы

Сіз бұл жұмысты біздің қосымшамыз арқылы толығымен тегін көре аласыз.