Автор работы: Пользователь скрыл имя, 15 Февраля 2012 в 20:04, реферат
Молекулалар құрылысын түсіндіруге үлкен маңызы болған жайт А.М. Бутлеровтың, 1861 жылы органикалық қосылыстардың химиялық құрылыс теориясын ашуы еді. Бұл теория органикалық химияны бір жүйеге келтіріп, одан әрі дамытуға үлкен әсерін тигізді.
Әйтсе де химиялық байланыстың табиғатын зерттеу тек атомның электрондық құрылысы ашылуынан кейін ғана дами бастады. Атом құрамындағы электронның химиялық байланыс түзудегі ролі айқындалды. Осы тұрғыдан, егер атомның сыртқы электрондық қабатында электрон саны сегіз болса, онда ол аяқталған деп есептеледі де мұндай қабат өте тұрақты болады.
КІРІСПЕ....................................................................................................................3
1 Химиялық байланыстың түрлері.......................................................................4
2 Гомеополярлы (ковалентті) байланыс...............................................................6
3 Валенттік байланыс әдісі
ҚОРЫТЫНДЫ.......................................................................................................12
ПАЙДАЛАНЫЛҒАН ӘДЕБИЕТТЕР...................
HI, HCl, HBr, HF – молекулалар түзілгенде байланыс ковалентті полюсті болады.
Атомдардың өзіне электрон жұптарын табу қабылетін электротерістілік деген шамамен сипаттайды (ЭТ). Бұл шама электронға ынтықтықпен (Е), иондану энергиясын (І) қосыныдысының жартысына тең болады.
Электронға ынтықтық энергиясы – бейтарап атомға электрон қосылғанда бөлінетін энергия. Бұл энергия топ нөмірі артқан сайын өседі, яғни период бойынша солдан оңға, топ бойынша төменнен жоғары. Электронға ынтықтық элементтердің бейметалдық қасиетін сипаттайды. Шамасы көп болса, бейметалдың активтігі жоғары.
Иондану энергиясы – атомнан электронды үзіп алу үшін жұмсалаитын энергия. Бұл металдық қасиетін сипаттайды, шамасы төмен болса, метал активті. Электротерістігі жоғары элемент – фтор, ең төмені – франций.
Элементтердің
салыстырмалы терістігі:
| I | II | III | IV | V | VI | VII |
| H | ||||||
| 2.1 | ||||||
| Li | Be | B | C | N | O | F |
| 1.0 | 1.5 | 2.0 | 2.5 | 3.0 | 3.5 | 4.0 |
| Na | Mg | Al | Si | P | S | Cl |
| 0.9 | 1.2 | 1.5 | 1.8 | 2.1 | 2.5 | 3.0 |
Егер СЭТ айырмасы >1,7-байланыс иондық, егер <1,7 болса – ковалентті полюсті. Полюсті байланысты екі атомды молекулалар дипольді болады. Дипольдік сәт m=q*l Дебаймен өлшенеді, мұнда q-заряд шамасы, l-ұзындығы.
Мына қатарда байланыстың полюстігі кемиді: + ·¾· -
| H-F | H-Cl | H-Br | H-I |
| m=1,9Д | 1,3Д | 0,78Д | 0,38Д |
Молекулалық орбиталдар әдісі.
ВБ әдісі көмегімен көптеген молекулалардың және молекулалық иондардың (Не2+, Н2+, Со-, No+) құрылысын түсіндіру мүмкін емес. Молекулалық орбиталдар әдісі атомдық орбитальдардың сызықтық комбинациясы болып табылады. Молекулалық орбитальдардың электрондармен толтырылуы Паули, ең аз энергия принципімен Гунд ережесіне сәйкес іске асырылады. Бір молекулалық орбитальда қарама-қарсы спинді екі электрон ғана орналаса алады. Ең алдымен, электрондарының энергиясы аз молекулалық орбитальдар толтырылады.
Молекуладағы молекулалық орбитальдар саны атомдардың атомдық орбитальдарының жиынына тең болады. Молекула түзілгенде екі атомдық екі орбитальдан екі молекулалық орбиталь алынады, бұлардың біреуі – байланыстырушы, ал екіншісі – босаң орбиталь.
Байланыстырушы орбитальдағы электрондардың энергиясы босаңдағыға қарағанда төмен, сол сбептен ең алдымен байланыстырушы МО толтырылады.
МО әдісі бойынша байланыс реті (еселігі) байланыстырушы және босаң молекулалық орбитальдардағы электрондар санының айырмасының жартысына тең. Егер байланыс еселілігі нольге тең болса – молекула түзілмейді, егер бүтін сан немесе бөлшек сан болса – молекула түзіледі.Молекуланың магниттік қасиеті тақ электрондардың (парамагнитті) болуымен немесе болмауымен анықталынады.
Молекуланың және молекулалық ионның Не2+ и Со- түзілуін қарастырайық:
| AO | MO | AO |
1) H0
1s
2) He0
1s2 ¯