ХИМИЯЛЫҚ БАЙЛАНЫС

5. ХИМИЯЛЫҚ БАЙЛАНЫС

Дәріс жоспары

1. Химиялық байланыс ілімінің дамуы.

2. Химиялық байланыстың табиғаты.

3. Коваленттік байланыс.

4. Молекуланың кеңістіктегі құрылысы.

5. Валенттік байланыстар әдісі.

6. Молекулалық орбитальдар әдісі.

7. Химиялық байланыс түрлері.

8. Заттардың агрегаттық күйі. Кристалдық тор типтері.

Химиялық байланыс туралы ілімнің дамуы

Химиялық байланыс туралы ілім − қазіргі химияның негізгі проблемаларының бірі.Өйткені не себепті атомдардың бір-бірімен әрекеттесіп заттар түзетінін және олардың түзілу механизмдерін білмей тұрып, заттардың құрамын, құрылысын, реакцияласқыштық қабілетін білуге болмайды.

Химиялық байланыстардың түзілу механизмін түсіндіру электрон ашылғаннан кейін ғана мүмкін болды.

1916 жылы неміс ғалымы В.Коссель бір элементтің электрон беруі, екінші элементтің осы электронды қосып алуынан түзілген иондардың арасындағы тартылыстың нәтижесінде химиялық байланыс түзіледі деген теориясын ұсынды.

В.Коссель идеясы байланыстың иондық теориясын жасауға негізгі тірек болды. Бірақ бұл теория да бірдей атомдардың арасындағы байланыстың табиғатын түсіндіре алмады.

Сол жылы американдық ғалым Г.Льюис әрекеттесетін атомдардың дара электрондарын ортақтастырудың нәтижесінде түзілген екі атомға да бірдей ортақ қос электрондар арқылы химиялық байланыс түзіледі деген теориясын ұсынды. Коссель мен Льюис теорияларын химиялық байланыс теориясының екі жағы деп қарастыруға болады. Өйткені Коссель теориясы бойынша химиялық байланыс (иондық) электрон беру, қосып алу нәтижесінде болған иондар арасында түзіледі, ал Льюис теориясы бойынша химиялық байланыс екі элементтің ортақтастырылған қос электрондары арқылы түзіледі. Қазіргі кезде қолданылатын химиялық байланыс туралы ілім Коссель мен Льюис теориялары негізінде дамыды.

Химиялық байланыстардың түзілуі

Химиялық байланыстар атомдардың әрекеттесуі нәтижесінде пайда болған екі атомдық немесе көп атомдық тұрақты жүйелерде (молекулаларда, кристалдарда) түзіледі. Ковалентті химиялық байланыс түзілу механизмін сутегі молекуласының пайда болу мысалы арқылы қарастырайық. Сутегі атомы бір протоннан, бір электроннан тұрады.Осындай екі атом жеткілікті мөлшерде бір-біріне жақындасқанда бір атомның ядросы мен екінші атомның электронының арасында тартылыс күші, ал екі атомның ядролары мен электрондарының арасында тебу күші пайда болады. Атомдардан молекула түзілуінің ең басты шарты − молекула түзілгенде энергияның бөлінуі, яғни атомдардың энергия қорынан молекуланың энергия қоры аз болуы керек. Молекулалардың, иондардың, радикалдардың, сондай-ақ кристалдардың түзілуіне әкелетін атомдардың әрекеттесу құбылысын химиялық байланыс деп атайды. Химиялық байланыстар түзілуі нәтижесінде атомдар инертті газдардағыдай электрондық конфигурацияны қабылдай алады, онда (гелийден басқасында) сыртқы қабатта сегіз (октет) электроннан бар. Мұндай тұрақты электрондық қабат жасауға ұмтылысты октет ережесі дейді. Бұл иондық байланыс үшін де, коваленттік байланыс үшін де әділ болып қалады.

Химиялық байланыстың сандық сипаттамалары. Химиялық байланыстар энергетикалық және геометриялық параметрлерімен (өлшемдерімен) сипатталады.

Байланыс энергиясы химиялық байланыс беріктігінің өлшемі. Бұл энергия байланысты бұзу (үзу) үшін қажет. Мұндай тұста молекула негізгі күйде және Т=0 Кельвин байланыс энергиясының шамасы 100-1000 кДж/моль аралығында болады.

Геометриялық параметрлерге химиялық байланыстың ұзындығы (молекуладағы, коплекстегі, кристалдағы және т.б.); байланыстардың арасындағы бұрыштар жатады.

Байланыс ұзындығы – ол молекуладағы немесе кристалдағы атомдар ядросы ортасының (центрлерінің) арақашықтығы. Әдетте, байланыс ұзындығы азайған сайын байланыс энергиясы өседі және оған сәйкес молекуланың тұрақтылығы да арта түседі.

Коваленттік байланыс

Коваленттік байланыс теориясын түсіндіру үшін американдық ғалым Дж.Льюистің жұмыстары негізгі тірек болды. Атомдардан молекула түзілуінің ең басты шарты – молекула түзілгенде энергияның бөлінуі қажет, яғни атомдардың энергия қорынан молекуланың энергия қоры аз болуы керек.

Әрекеттесуші атомдардың жұптаспаған электрондарының қатысуымен жалпы электрон жұбы түзілуі үшін олардың антипараллельді спині болуы керек. Мұндайда электрондық бұлттардың қайта жабылуы жүреді.

Жалпы (екеуіне ортақ) электрондық жұптар арқылы іске асатын химиялық байланысты коваленттік деп атайды.

Осындағы “ковалентті” сөзі “біріккен” деген мағынаны дәл білдіреді. Ковалентті байланыстың екі түрі бар: полюсті (полярлы) және полюссіз (полярсыз).

Ковалентті полюссіз байланысты симметриялы электрондық бұлт түзетін жалпы электрондық жұп іске асырады. Байланыстың бұл түрі электртерістілігі бірдей атомдардың арасында туындайды: H₂, О₂, N₂, F₂, Cl₂, Br₂, J₂, C, P, As, PH₃, CS₂. Мысалы; хлор молекуласы түзілген кездегі электрондық жұп хлор атомдарының екеуіне бірдей қатысты.

Ковалентті полюсті байланыс - әртүрлі екі атом арасында түзіледі, осындағы электрондық бұлт электртерістілеу атомға қарай ығысқан: HCl, H₂О, H₂S, CО₂ және т.б. Мысалы; хлор мен сутек молекулаларының арасындағы реакция сатыларының біреуінде олардың атомдары әрекеттесіп, ковалентті байланыс түзеді:

Мұндай жағдайдағы түзілген электрондық жұп электртерістілеу хлордың ядросы жағынан күштілеу тартылыс күшіне кезігеді. Электрондық жұптың ығысуы салдарынан хлор атомындағы теріс зарядтың тығыздылығы жоғарылайды δ-; ал сутек атомында оң зарядтың тығыздылығы артады δ+. Атом алатын зарядты (δ+ немесе δ-) пәрменді (эффективті) заряд дейді.

Коваленттік байланыстың донорлық-акцепторлық механизмі деп бір атомның байланыс түзбеген жұп электроны мен екінші атомның бос орбиталі қосылуы нәтижесінде түзілген байланысты айтады.Жұп электронын беретін атом донор, ал оны қабылдаған атом акцептор деп аталады.

Молекуланың кеңістіктегі құрылысы

Молекулалардың кеңістіктегі құрылысын түсіндіру үшін химияға Л.Полинг енгізген атомдық орбитальдардың будандасуы туралы түсінікті пайдаланады. Будандасу (гибридтену) теориясы бойынша химиялық байланыс түзердің алдында атомның әр түрлі орбитальдарының формалары мен энергиялары өзгеріп, саны бастапқы орбитальдардың санына тең формалары және энергиялары бірдей, кеңістікте симметриялы түрде орналасқан жаңа гибридті орбитальдар пайда болады. Әрекеттесуші орбитальдардың сипатына тәуелді болатын будандасудың түрлі типтері бар (1- кесте).

1. кесте

Айталық, қоздырылған күйдегі бериллий атомының 1s²2s¹2р¹ конфигурациясы болады. Хлор атомдарымен бериллий атомы әрекеттескенде бір 2s- және бір 2р- орбитальдар бірдей екі будандық орбитальға айналады (sр - будандасу), олар біріне бірі 180º бұрышта бағытталады. Сондықтан BeCl₂ молекуласы сызықты формада болады.

Химиялық байланыс түзілгенде BCl₃ молекуласындағы бор атомында (қоздырылған күйдегі электрондық құрылым 1s²2s¹2р²) будандасуға бір s-электронды және екі р-электронды орбитальдар қатысады (sр² – будандасу жүреді). Бұл үш будандық орбитальдың түзілуіне әкеледі, олар бір жазықта 120º бұрышпен орналасады; молекула жазықтық құрылымда болады.

Метанның СН₄ молекуласындағы байланыс түзілгенде қозған күйдегі көміртек атомы (1s²2s¹2р³) сутектің төрт атомын қосып ала алады. Мұндайда көміртек атомында бір s- және үш р-орбитальдар будандасуға (sр³ – будандасу) душар болады, бұл төрт будандық орбитальдың түзілуіне әкеледі. Олар кеңістікте симметриялы орналасады және тетраэдр төбесіне 109⁰28′ бұрышпен бағытталған.

Электрондық бұлттардың қайта жабылу сипаты бойынша мына байланыстарды ажыратады:

- σ (сигма) – байланыс, ол әрекеттесуші атомдардың центрін қосатын, ось бойымен электрондық бұлттардың қайта жабылуы кезінде түзіледі. Сигма – байланысы келесі орбитальдардың қайта жабылуы кезінде пайда болады: s-s; s-р; р-р; d-d; d-s; d-р; ƒ-ƒ 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;

- π (пи) – байланыс, ол атомдардың перпендикулярлық центрін қосатын осьтің бойымен электрондық бұлттардың бүйірден қайта жабылуы тұсында түзіледі. Пи- байланыс келесі орбитальдық қайта жабылу кезінде түзіле алады: р-р; р-d; d-d; ƒ-р; ƒ-d; ƒ-ƒ;

- δ (дельта) – байланыс төрт жапырақшаның бәрімен де қайта жабылғанда түзіледі.

π – байланыстар σ – байланыспен түйіскенде қос байланыс түзіледі, мысалы: оттектің, этиленнің, көміртек диоксиді молекулаларында. Қанықпаған қос байланыс екі сызықшамен өрнектелінеді: О=О, О=С=О.

Екі π – байланыс бір σ – байланыспен түйіскенде үш байланыс түзіледі, мысалы: азоттың, ацетиленнің және көміртек (IV) оксидінің молекуласында. Үштік байланыстар үш сызықшамен өрнектелінеді: N≡N, –С≡С–, –С≡О. Жай және қос байланыстың ұзындығымен және энергиясымен салыстырғанда, үш байланыстың энергиясы жоғары, ал байланыстың ұзындығы қысқа. Қос және үш байланысты еселі байланыстар деп атайды.

Электрондардың таралуын көрсету молекуланың тек аз сандары үшін мүмкін. Әдетте, ковалентті байланысы бар екі атомдық және көп атомдық жүйелер үшін жуықтаған есептеу әдістерін: валенттік байланыстар әдісін (ВБӘ) және молекулалық орбитальдар әдісін (МОӘ) пайдаланады.

Валенттік байланыстар әдісі

1928 жылы неміс ғалымдары В.Гейтлер және Ф.Лондон валенттік байланыстар (ВБ) әдісін ұсынып, онымен сутек молекуласына кванттық – механикалық есептеулерін жүргізді. Кейінірек бұл әдіс Слейтер, Ван Флек, Л.Полинг еңбектерінде жетіле түсті.

ВБ әдісі келесі ережелерге негізделген:

1. Байланыстарды түзуге тек сыртқы электрон қабатындағы электрондар (валенттік электрондар) қатысады;

2. Химиялық байланыстарға түсуші атомдар өзара электрондарымен алмасады да, бұл электрондар байланыстырушы жұптарды түзеді;

3. Химиялық байланыс Паули қағидасына сәйкес, тек антипараллельді спиндегі электрондар арасында ғана түзіледі; мұндайда атом ядроларының арасында электрондық тығыздық жоғарылаған аймақ пайда болады;

4. Химиялық байланыстың сипаттамалары (энергиясы, ұзындығы, үйектігі және т.б.) атомдық орбитальдардың қайта жабылу типімен анықталады;

5. Молекулалар түзілген кезде электрондық құрылым (сыртқы қабаттан басқасы) және әрбір атомның химиялық өзінділігі сақталынады.

Валенттік байланыс теориясына сәйкес, коваленттік байланыстар әрекеттесуші атомдардың АО максималды қайта жабу жағына бағытталған.

Химиялық байланыстарды түзумен қатар атомның қосып алу және басқа атомдардың белгілі санының орнын басу қабілеттілігін валенттілік деп атайды. ВБ әдісінің алмасымдық механизміне орай ортақ электрондық жұп (коваленттік байланыс) түзуге әрбір атом жұптаспаған бір электроннан береді. ВБ әдісінде алмасымдық механизміндегі валенттіліктің сандық өлшемі ретінде атомның негізгі немесе қоздырылған күйде болатын жұптаспаған электрондар санын есептейді. Бұл сыртқы электрондық қабаттың жұптаспаған электрондары s- және р-элементте, d-элементтердің сыртқы және оның ішкері жағындағы қабатта, сол сияқты ƒ-элементтердің сыртқы үш қабаттарында болады (орналасады).

Атомның қоздырылған күйге ауысуы элемент валенттілігінің артуына және ауыспалы валенттіліктің бар болуына мүмкіндік жасайды. Мысалы оттек пен фтор атомдарындағы электрондық жұптар бөліне (ажыраса) алмайды, өйткені екінші қабатта бос орбитальдар жоқ. Олардан өзгешілікте, күкірт пен хлор 3d-қабатшаның бос орбиталіне ажыраса алады, тиісінше күкірт 1 және 2 валенттіліктен (негізгі күйінде) басқа тағы да 4 және 6 валенттілікте (қоздырылған күйінде) болады, ал хлор 1 валенттіліктен (негізгі күйінде) басқа 3,5 және 7 валенттілікте (қоздырылған күйінде) болады.

Молекулалық орбитальдар әдісі

Қарастырылған ВБ әдісі көрнекті және әртүрлі молекулалармен иондардың құрылымын, қасиетін (кеңістіктегі конфигурациясын, үйектілігін, байланыстың энергиясы мен ұзындығын және т.б.) болжамдауға мүмкіндік береді. Бұған қарамастан бұл әдіс заттың магниттік қасиетін, жұптаспаған электрондары бар молекулалардың санын және де бірқатар басқа құбылыстарды түсіндіре алмайды.

Бұл деректер ғалымдарды ізденіске жетеледі. 1928 – 1930 жылдары ғалымдар Роберт Малликен және Фридрих Гунд молекулалық орбитальдар (МО) әдісін ойлап тапты. МО әдісінің негізгі ережелері:

1. Молекула өзінің дербестілігін (индивидуальділігін) сақтайтын атомдардың жиынтығы ретінде емес, ол ядро мен электрондардың біріккен жүйесі ретінде қарастырылады;

2. Молекулалардағы электрондар молекулалық орбитальдар бойынша таралады, олар атомдық орбитальдар (АО) сияқты белгілі энергиямен және түрпішінімен сипатталады;

3. Молекулалық орбитальдар екі – немесе көпцентрлік болады.

МО әдісінде атомдық орбитальдардың сызықты қиыстыруы (АОСҚ) барынша кеңінен пайдаланылады. Мұндайда бірнеше ереже сақталады:

1. МО саны АО санына тең, АО жалпы санынан МО қиыстырылады;

2. Берілген АО энергиясынан бір МО энергия жоғары болып келсе, басқасынікі (МО) – төмен. Түзілген МО энергиясы шамамен АО орташа энергиясымен бірдей, ал одан өздері (АО) түзіледі;

3. Электрондар энергияның өсу ретімен АО толтырған сияқты, МО толтырады, мұндайда Паули тиым қағидасы және Гунд ережесі сақталады;

4. МО түзілуіне тек энергия шамасы бойынша жақын болатын және байланыс осімен салыстырғанда шамамен бірдей симметриясы бар АО қатысады;

5. Байланыстың беріктілігі атомдық орбитальдардың қайта жабылу дәрежесіне пропорционалды.

Байланыстырушы және қопсытушы орбитальдар. Егер А және В атомдар