Атом-молекулалық ілім

 

Атомдағы  электрондар жағдайы электрондық  формуламен көрсетіледі1s² 2s² 2p⁴,болса бірінші энергетикалық деңгейде екі s-электрон,екінші энергетикалық деңгейде екі s-электрон және төрт р-электрон барлығын көрсетеді. Осыған сәйкес электрондардың энергетикалық күйі графикалық түрде келесідей болады.

Көп электронды атомдарда энергетикалық деңгейлер  толтырылуы үш ережеге бағынады.

1. Паули қағида. Кез келген атомдық немесе молекулалық жүйеде төрт квант саны бірдей болатын электрон болмайды. Мысалы, бірінші эергетикалық деңгейде тек екі электрон болады,ол келесідей квант сандарымен сипатталады.

1-электрон                                 N                L                  m_l                           m_s

                                                                1                0                  0                   +1/2                

2-электрон                                 1                 0                  0                  -1/2

2. Ең аз энергия ережесі. Орбиталь электронмен толтырылған кезде, алдымен энергиясы аз орбиталь толады. Минималь энергиясы бар орбиталь бұл 1s, орбиталі.Сутек атомында ол жалғыз электронмен толған. Энергетикалық деңгейлердің өсу ретіне қарай тізбектелуі.

        1S< 2S< 2P< 3S< 3P< 4S< 3D< 4P< 5S< 4D< 5P< 6S< 5D< 4P< 6P

Берілген  тізбектеме бойынша алдымен 1S, одан соң 2Sдеңгей т.с.с.

3. Хунд ережесі. s p d f деңгейшелерінің толуы атом саны қосындысының максимал мәні болу керек. Деңгейшедегі орбитальдар былайша толтырылады: алғашында бірдей спинді болатын бір-бір электрондардан одан кейін қарама-қарсы спині бар екінші электрондардан толады.    

 

Дәріс 4 Периодтық заң және Д.И.Менделеевтің химиялық элементердің периодтық жүйесі.

 

Дәрістің жоспары:

1. Периодтық заңы және оның маңызы.
2. Периодтық системаның структурасы.
3. Периодтық системасы және элементтердің атом құрылысы.
4. Элементтер қасиеттерінің периодты өзгеруі. Атомның электрондық құрылысының ерекшелігі. Атомдық және иондық радиусы. Клечковский ережесі.

 

Кейінгі жағдайда периодтық  заң келесідей оқылады: жай заттар және де элементтер қосылыстарының қасиеттері, формалары элемент атомының ядро зарядтарына периодтық түрде  тәуелді болады.

Мәні: жаңа элементтердің ашылуы, элементтердің  қасиеттерін үйрену, қосылысты синтездеу  т.б.

Периодтық жүйе горизонталь бойынша периодтан  және вертикаль бойынша топтардан  тұрады. Период номері бастапқы ішкі энергетикалық  теңдеудің кванттық санына сәйкес келеді. Жүйеде сегіз топ бар. Олар топшаларға бөлінеді: бастапқы (s- және р-элементтері), жанама (d-элементтері). s- және р-элемент  топшаларының орналасуы реті электрондардың ішкі қабаттарының жалпы санымен  анықталады.

Кішкене периодтар элементтері

Бірінші период екі элементтен тұрады. Сутегі атомында электрон бірінші энергетикалық  деңгейде, яғни электрондық формуласы 1s¹. Паули ережесіне сәйкес бір орбиталда қарама – қарсы спині бар, екі электрон болады. Сутегіден кейін келетін гелий – элементінің электрондық формуласы 1s². Гелий және сутегі атомы модельдері ұқсас, себебі екі s–электрон қос электронды түзеді.

Екінші  және үшінші периодта 8 элементтен. Екінші периодтағы элементтерде екінші қабат  толады (n=2), алдымен 2s–орбиталь, соңынан тізбектелетін үш 2р-орбитальТөменде екінші периодтағы кейбір элементтердің электрондық формуласы көрсетілген:

Оттегінен бастап 2р – орбиталдар екінші электронмен  толтырылады. Неон атомында екінші кванттық қабат электрондардың мүмкін болатын  максимал санына жетеді.

Үшінші  период элементтерінде 3s-, 3р-, 3d- орбитальдарынан тұратын, үшінші энергетикалық деңгей толады (n=3). Екінші периодтағыдай бірінші екі элементтің (Na және Mg) s- орбитальдары толады, кейінгі алтауында (Al - Ar) – p-орбитал.

Na, Р, Ar атомдарының бірінші екі қабатында (n=1, n=2) неон атомының структурасы қайталанады, сондықтан берілген схемеларда тек сыртқы қабат толуының сипаттамасы келтірілген (n=3).

Атомдарында s – орбиталь толатын элементтерді s – элементтер деп, ал р–элементтер деп атайды.

Үлкен период элементтері

Төртінші, бесінші период 18 элементтен тұрады. Төртінші период элменттерінде, төртінші энергетикалық  деңгейдің 4s – орбиталы толады (n=4). Бос 3d орбиталы бола тұра, 4s – күйіндегі электронның шығуы ядроның тығыз және симметриялы 3s²3р⁶ электрондық қабатпен байланысты. Осы қабаттан калий атомының 19-шы электронын және кальций атомының 20-шы электронын  итеру 4s күйіне энергетикалық тиімді екен:

₁₉K 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹,

₂₀Ca 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s².

Ядро зарядының қарқынды өсуіне байланысты келесі кальций элементінен  кейінгі – скандийде 3d күйі, 4р-күйге қарағанда энергетикалық тиімді.

Себебі d – күйінде он электрон болғандықтан 3d орбиталь келесі элементтер атомдарында толтырылады :

₂₁Sc 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹,

₂₂Ti 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d²,

……………………………..

₂₅Mn 1s22s22p63s23p64s²3d⁵,

…………………………….

₃₀Zn 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰.

Атомдарында d – орбиталь толатын элементтерді d – элементтер деп атайды. 4-ші периодтық d-элементтерінде, төртінші энергетикалық қабат 18 электронға дейін толтырылады.

Аз энергия ережесіне  сәйкес 3d – орбитальдары толғаннан кейін, келесі алты элементтің (Ga - Kr) сыртқы қабатының р – орбитальдары толады. Сонымен 4-ші период екі s – элементпен басталады да, алты р – элементпен аяқталады, бірақ 2-ші және 3-ші периодтармен салыстырғанда s- және p – элементтері арасында, он d – элемент орналасқан.

5-ші периодта энергетикалық  қабаттардың қабат астыларының  толтырылуы 4-ші периодтағыдай, бірінші  екі қабатта (s - элементтер Rb және Sr) және соңғы алты (р-элементтер In - Xe) сыртқы қабат толтырылады. s– және р – элементтерінің арасында он d – элемент орналасады (Y - Cd), оларда сыртқы қабат алды d – орбиталдар толтырылады (4d – қабат асты).

Алтыншы период 32 элементтен тұрады және екі s – элементтен басталады (Cs және Ba). Одан әрі лантанда d орбитал тола бастайды сыртқы қабат алды (5 d қабат асты):

₅₇La 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²5d¹.

Лантаннан кейінгі 14 элементте (Се – Lu) ядро зарядының құнарлы өсуіне байланысты 4f – күйі, 5d күйінен энергетикалық тиімді. Сондықтан осы элементтерде 4f – орбиталдары толтырылады (сырттан екінші квант қабаты). Осыдан кейін 5d –орбиталдары толады (Hf - Hg). Осы қабат алты р – элементпен аяқталады (Tl - Rn). Сонымен алтыншы периодта екі s – элементен, он d – элементтен және алты р – элементтен басқа тағы онтөрт f- элемент орналасқан.

Жетінші периодта екі s – элемент (Fr и Ra), одан кейін d –элемент As және онтөрт f – элементтер, (Th - Lr) одан әрі тағы d –элементтер (Ku және реттік нөмірі 105 ке тең элемент). Жетінші период аяқталмаған.

Мәліметтер ядролық зарядтардың  өсу өлшемі бастапқы электрондық  құрылысының қайталану периодтық  заңдылығы бойынша жүретінін  көрсетеді, демек элементтердің  қайталану қасиеттерін де.

Еркін атомдардың радиусы үшін теориялық  түрде есептелген бастапқы ішкі электрондық  бұлттардың тығыздығының максимумдылығы қабылданған. Бұл орбитальды радиус. Атомдық және иондық радиустарының өзгерулерінің периодтық сипаттамасы бар. Периодта олардың өлшемдері үлкейсе, ядролық зарядтардікі кішірейеді. Топшаларда – үлкейеді. Неғұрлым қышқылдық дәрежесі жоғары болса, соғұрлым атомдық және иондық радиустары үлкен болады.

 

 

 

Дәріс 5. ХИМИЯЛЫҚ БАЙЛАНЫС.

Дәрістің жоспары:

1. Химиялық байланыстың табиғаты
2. Коваленттік байланыс
3. Иондық байланыс
4. Металдық байланыс
5. Сутектік байланыс.

 

Атом құрылысын оқу  молекулалардың түзілуін және табиғатын  түсіндіреді.

Атомдардың сыртқы электрон деңгейінде 1-ден 8-ге дейін электрон болады. Егер сыртқы электрон қабатында  максимал электрон мөлшері болса, ондай  деңгей аяқталған деңгейше деп аталады. Бұндай деңгейлер инертті газдарда болады Мысалы:гелий газының электрондық  формуласы 1s², сыртқы электрон қабатының аяқталуы әртүрлі болады:

а ) Ортақ электрон жұбының  пайда болуы.

б ) Электрон қосып алу  не беру.

Электртерістілік  – атомдық элементтің басқа элементтермен  салыстырғандағы электрондық тығыздығын өзіне қарай тарту қаблеттілігі. Ол ионизацияның энергиясына және электронның  тегіне тәуелді. Периодта ол үлкейеді, ал топшаларда кішірейеді.

Валенттілік байланыс теориясы молекуладағы атомдық  жұптар бір немесе бірнеше жалпы  электрондық жұптардың көмегімен  ұсталып тұру жағдайынан шығады. Химиялық байланыстардың негізгі қасиеттеріне қанықтыру, бағытталу және поляризациялану  жатады. Сонымен қатар атомдарда  белгілі бір еркін электрондардың саны бар, және олар тек қана химиялық байланысқа түседі, осы химиялық байланыс қанығу болады. Ол элементтің валенттілігімен  анықталады. Валенттілік – бұл  атомдық элементтің басқа элементтің белгілі бір атомдық санын  қосу немесе ендіру қасиетінің химиялық байланысқа түзілу қабілеттілігі. Химиялық байланыс кезінде атомдардың электрондық  бұлттары бір-бірін жабады. Сол себептен электрондық бұлттар әртүрлі  пішінге ие, ал олардың өзара бір-бірін  жабу әрекетінде түрлі бағыттағы  пішін бар. Бір-бірін жабу әдісі  және симметрияға тәуелділігі s^-, p^- және d - байланыстағы бұлт түзеді. Сигма- байланыс сызық бойындағы атомдық қосылысты электрондық бұлттармен жабу әрекеті арқылы жүзеге асады. Пи – байланыс сызықтағы атомдық қосылыстың екі жағын да электрондық бұлттардың жабуынан пайда болады. Дельта – байланыс параллель жазықта орналасқан барлық төрт қалақты d- электрондық бұлттармен жабуға міндетті.

Ковалетті байланыстардың түзілу механизмі айырбастау, донорлы – акцептрлі және дативті  болып келеді. Донорлы – акцепторлы бөлшектердің өзара әрекеттесу кезінде  бірі – электрондық жұп, ал екіншісі – еркін орбиталь. Еркін электронды бұлттық байланысқа түсетін бөлшекті-донор; еркін орбитальді электрондық жұпты  қабылдайтын бөлшекті акцепторлы деп  атаймыз.

Байланыс  ұзындығы – химиялық байланыстағы атомдардың арасындағы ядроаралық қашықтығы. Химиялық байланыстағы атомдардың ядродан  өтетін жорамалдағы сызықтарының арасындағы бұрыш валенттік деп аталады. Байланыс энергиясы (оның төзімділігін анықтайтын) – оның үзілуіне кеткен энергия саны. Байланыс энергиясы  кДж/моль-мен өлшенеді. АВ_n типтегі көп атомды молекула үшін Е_АВ орташа байланыс энергиясы 1/n диссоциациялық энергия бөлігінің АВ_n=А+nВ атомына қосылуына тең, Е_АВ=D/n. Ядролардың арасындағы әртүрлі аралықтардағы энергия жүйелерін есептеп, энергия жүйесінің ядроларының арасындағы қашықтығының энергиялық жүйеге тәуелділік графигін тұрғызуға болады. Ядроның орналасуы өзгерген кезде электронның энергиясы, молекуланың энергиясы ауысады. Одан кейін молекуланың потенциалдық энергиясының қисықтығы электрон энергиясының ядроларының арасындағы қашықтығына тәуелділігін шағылыстырады.  Молекуланың негізгі жағдайын төменгі энергетикалық дәрежесі анықтайды. Атомдардың жақындасуының өлшемі бастапқыда тартылыс күші басым болады, содан кейін тебіліс күші , сондықтан бастапқыда потенциалды энергия жүйесінің минимумға жетуі – оның күрт үлкеюі, біркелкі төмендеуі байқалады. Әртүрлі элементтердің атом аралық байланысы әрқашанда электртерістігінің әртүрлілігіне байланысты полярлы. Мысалы, хлорсутекті молекулада сутек атомы оң поляризацияланған, ал хлор атомы – теріс; сутек атомында оң заряд, ал хлор атомында – теріс заряд пайда болады. Бұл эффективті заряд деп аталады. Молекуланың электронды тығыздығының орналасу сипатына тәуелділігіне қарай полярлы және полярлы емес болуы мүмкін. Полярлы емес молекуланың оң және теріс зарядтарының  ауырлық центрі сәйкес келеді. Көлемі және қарама – қарсы зарядтардың белгісі бойынша тең болатын екі атомнан тұратын полярлы молекулалар дипольді немесе жүйелі болып табылады. Зарядтардың ауырлық центрінің арасындағы ара қашықтық дипольдің ұзындығы деп аталады.

Химиялық  байланыстың ішіндегі гибридизациялы валентті байланыс таза емес, гибридті орбиталь деп аталатын аралас электрондармен пішінделеді. Соңғысы атомдық орбитальдардың араласуы нәтижесінде пайда болады. Гибридизация кезінде бастапқы пішіні және орбитальдардың энергиясы өзара  өзгереді және жаңа бірдей пішіндегі  бір энергиялы орбиталь түзіледі. Байланыстың қысқарылуының жоғарлауы  сигма - , пи – және дельта – байланысқа түсуге міндетті. Карбонат – ионының  делокализді байланысқа мысал келтіріңіз.

 

Химиялық байланыс валентті электрондардың арқасында пайда  болады, бірақ әртүрлі жолмен жасалынады. Химиялық байланыстың негізгі үш түрі бар: коваленттік, иондық, металдық.