Теоретические основы неорганической химии - каз

      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.

     1. Коваленттік байланыс ортақ жұп электрондардың түзілуімен болатын байланыс. Егер коваленттік байланыс біртекті екі молекулалы атом арасында болса, (H_2, J₂ ), онда мұндай байланыс- полюссіз ковалентті байланыс деп аталады

                     H ^. + ^. H= H: H

     Әртүрлі атомдар арасындағы байланысты полюсті ковалентті байланыс депатайды. Бұл жағдайда электрон жұбы электр терістігі жоғары атомға қарай жылжиды. Мысалы: HCl,  HNO₃.

                      H ^. + ^. Cl 

     Химиялық  ковалентті байланыс полюссіз және полюсті  болып екі топқа бөлінеді.

     Полюссіз  ковалентті байланыс. Мысал ретінде фтор молекуласының түзілу схемасын келтіруге болады. Фтор молекуласындағы химиялық байланыс бір жұп электрон арқылы түзіледі. Сонымен фтор молекуласының әрбір атомының сыртқы деңгейінде аяқталған 8 электроны бар қабат түзіледі, оның екі электроны екі атомға да ортақ болады.

     Оттек молекуласын түзілуіне оның әр атомы  екі дара электроннан жұмсайды. Сондықтан  оттек молекуласындағы атомдардың арасында екі қос электрондық  химиялық байланыс түзіледі.

     Азот  молекуласы түзілу үшін оның әрбір  атомы үш дара электроннан жұмсайды. Азот молекуласындағы атомдардың арасында үш жұп электроннан тұратын химиялық байланыс түзіледі.

     Полюсті ковалентті байланыс. Әртүрлі элементтердің атомдары өзара әрекеттескенде олардың арасында да қос электрондық байланыс түзіледі. Бірақ бұл жағдайда қос электрон екі атомнан бірдей қашықтықта орналаспайды. Молекуладағы қай атомның электр терістігі басым болса, қос электрон сол атомға жақын орналасады. H. +  F = H  F

     Молекула  түзу үшін сутек пен фтор атомдары бір–бір дара электрондарын жұмсап, олардың арасында қос электрондық байланыс түзіледі. Бірақ сутекпен салыстырғанда фтордың электр терістігі басым болғандықтан қос электрон фторға қарай ауысып, оған жақын орналасады. Полюсті байланыстарға HF, HCL, HBr, H₂S, NH₃, H₂O жатады.

     Донорлы акцепторлы байланыс. Донорлы –акцепторлы байланыс дайын молекулалардың әрекеттесуі нәтижесінде түзіледі. Молекуланың біреуіндегі атомның дайын қос электроны болады–ол донор, ал екінші молекуладағы атом орбиталі бос болады –ол акцептор.

NH₃ + HCL =  NH₄CL

     2. Иондық байланыс. Иондық байланыс ковалентті байланыстың аяқталған түрі деп саналады. Бұнда электрон жұбы толығымен басқа атомға ауысады,

     Зарядты ион пайда болады. Қарсы зарядталған иондар түзіліп, олар бір біріне тартылады. Иондық байланыс металдарға және металл еместерге тән.

     Иондық  байланыс иондардың электростатикалық  өзара әсерімен түсіндіріледі және ковалентті байланыстың бір түрі болып табылады. Иондық байланыс бағытсыздық  және қанықпағандық қасиеттеріне ие.  Иондар эарядталған шарлар және кеңістікте барлық бағытта бірдей өлшемде бөлінген күш өрісі болып табылады.  Қарама – қарсы белгідегі екі  ионның өзара әсерлесуі олардың күш өрісіндегі толық компенсацияға әкеле алмайды. Күш ретінде  оларда қарама қарсы белгідегі және де басқа бағыттағы иондарды өзіне тарту қабілеттілігі сақталады. Иондық байланыс орбиталь бағыты бойынша емес, күш өрісінде барлық бағытта жүзеге асатын болғандықтан, иондық байланыстың энергиясы ковалентті байланыс энергиясына қарағанда төмен. 

     Сонымен, химиялық қасиеттерінің арасында үлкен айырмашылықтары бар элементтер бір-бірімен әрекеттесіп ионды қосылыстар түзеді. Ионды қосылыстарды негізінен металдар мен бейметалдар  түзеді. Бұл жағдайда металл атомы мен бей металл атомының арасында түзілген қос электрон электр терістігі басым бей металға толықтай ауысып кетеді. Осының нәтижесінде электрондарынан айрылып қалған металл оң зарядталады, ал электрондар қосып алған бейметалдар теріс зарядталады. Пайда болған оң зарядты металл ионы мен теріс зарядты бейметал ионы бірін-бірі электростатикалық күшпен тартып қосылыс түзеді.  K. + F = K⁺    F^-

     Бұл жағдайда калий мен фтор атомдары бір-бір дара электрондарын ортақтастырып  атомдардың арасында қос электрон түзеледі деп қарастыруға болады. Бірақ  калийге қарағанда фтордың электрон қосып алу қабілеті өте күшті  болғандықтан, түзілген қос электрон терістігі басым фторға толық  көшеді. Екі атомның арасындағы қос  электронның сол атомдардың біреуіне толықтай көшуінің нәтижесінде түзілген иондар арасындағы химиялық байланысты иондық байланыс деп атайды.

      3. Металдық байланыс.

     Көптеген  металл атомдарының сыртқы энергетикалық  деңгейінде электрондар саны аз болады. Металдағы сыртқы электрондардың иондану энергиясы аз болады, сондықтан металл атомдары неғұрлым тұрақты күйде болу үшін, сыртқы электрондарын тез беріп, оң зарядталған иондарға айналады. Сонымен, металдық байланыс түзіледі. Металдық байланыс қатты және сұйық күйдегі металдарға тән. Металдық байланыстың коваленттік байланыспен ұқсастығы бар, себебі оның негізі- валентті электрондардың ортақтасуы.

     4. Сутектік байланыс - бұл ерекше байланыс. Сутегі атомы бір уақытта екі басқа атомдармен әрекеттесуге қабілетті (құрамына кіретін әртүрлі молекулалар- молекула аралық немесе сондай молекулалар- ішкімолекулалы). Бұл сутекті байланыс. Ол тығыздығы бойынша молекула аралық байланысқа түседі. Сутекті байланыс кіші өлшемді оң поляризацияланған сутегі атомынан және көрші теріс поляризацияланған атомды электронды бұлтқа сіңіре алу қабілеттілігінен пайда болады. Бұл жерде электростатикалық және донорлы- акцепторлық әрекеттесу белсенділік танытады. Сутекті байланыс заттардың мына қасиеттеріне ықпалын тигізеді: балқу, қайнау  температураларына, су ерітіндісіндегі диссосация дәрежесіне.  Бұл байланысқа кеңістіктегі бағытталуы мен қанығу тән. 

 

Дәріс 6. Химиялық үрдістердің жалпы заңдылықтары

Дәрістің  жоспары:

1. Химиялық термодинамиканың негізгі ұғымдары.
2. Химиялық үрдістер энергетикасы.Ішкі энергия және энтальпия. .
3. Термохимия. Гесс заңы.
4. Энтропия және оның химиялық үрдістер кезінде өзгеруі. Гиббс энергиясы. Өздігінен ерікті үрдістерінің өту жылдамдығы.

 

     Химиялық  термодинамика – химиялық реакциялар кезінде байқалатын энергияның бір түрден басқа түрге айналуын, реакциялардың осы жағдайда өздігінен жүру шегін, сонымен қатар химиялық тепе-теңдіктің болу жағдайларын анықтайтын ғылым.

     Термодинамика жүйелерді зерттейді. Жүйе дегеніміз бір –бірімен әрекеттесу жағдайындағы және өзін қоршаған ортадан ойша бөлектелген бірнеше заттардың жиынтығы. Жүйенің күйін оның температурасы, қысымы, көлемі, массасы сипаттайды.Бұлардан басқа жүйенің күйін және онда болып жататын өзгерістерді сипаттау үшін оның ішкі энергиясының ΔU, энтальпияның  ΔH, энтропияның ΔS, Гиббс энергиясының қалай өзгеретінін білу керек.