2 дәріс. Атом құрылысы. Периодтық заң және периодтық жүйе. Химиялық байланыс
жүктеу/скачать 27,21 Kb.
|
|
2 дәріс. Атом құрылысы. Периодтық заң және периодтық жүйе. Химиялық байланыс. Радиоактивтілік Дәрістің мақсаты: атомның электрондық құрылысын, химиялық байланыстардың маңызды түрлерін аңықтау, ядролық реакцияларды және өзгерістерді зерттеу. 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...∞ 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 = +1/2; –1/2 болуы мүмкін. Паули қағидасы бойынша: n = 1, l = 0, ml = 1 болса, ms = +1/2; –1/2 болады. Спиндері қарама-қарсы орналасқан екі электрон болуы мүмкін. Орбитальдағы электрондар санын N = 2n2 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 – 1s1. Квант ұяшықтарында Паули қағидасы бойынша 2 электрон спиндері бір-біріне ешқашан параллель болмайды. 3Lі 1s2 2s1 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 3/2 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. 1869 жылы Д. И. Менделеев периодтық заңды және периодтық жүйенің алғашқы нұсқасын ұсынады. Д. И. Менделеевтің периодтық заңының анықтамасы: Химиялық элементтер мен оның қосылыстарының қасиеттері атомдық массаға периодты түрде тәуелді болады. Химиялық элементтердің қасиеттері бойынша орналастырудың дұрыстығын 1913 жылы ағылшын ғалымы Мозли дәлелдеді. Ол рентген спектрін зерттеу барысында элементтер ядросының зарядын анықтап, ядро заряды реттік нөміріне сәйкес келетінін дәлелдеді. Радиоактивтілік дегеніміз элемент ядроларының өздігінен сәуле шығарып ыдырауы. Радиоактивтілік жасанды және табиғи болып екіге бөлінеді. Табиғи радиоактивтілік: α+, β-, γ. α – оң зарядты бөлшек, заряды 2-ге , массасы 4-ке тең, Не ұқсас; β-теріс зарядты бөлшек, заряды – -1; γ-зарядсыз, өтімді бөлшек. Радиоактивтіліктің ыдырау жылдамдығы жартылай ыдырау периодымен Т½ өлшенеді. Жартылай ыдырау периоды дегеніміз – радиоактивті ядро жартысының ыдырауына кететін уақыт. Мысалы 238U элементінің жартылай ыдырау периоды – Т½ = 4,5•109 жыл т.б. Ядроның табиғи айналымы 226Ra α – ыдырауға ұшырайды, оны төмендегі өрнек арқылы сипаттайды: Торий β- радиоактивті ыдырауға ұшырайды: Ядроның жасанды айналымы. Ядроны әртүрлі бөлшектермен атқылау арқылы жасанды айналым жүргізуге болады. Ең алғаш жасанды айналымда Э. Резерфорд азотты α – бөлшекпен атқылау арқылы жасады. ; Химиялық байланыс дегеніміз екі немес одан да көп атомның, ионның, молекуланың әр түрлі комбинацияда бірін-бірі ұстап тұру күштерін айтамыз. Мұндағы тарту күші атомның сыртқы қабатындағы электронның конфигурациясына тәуелді. Химиялық байланыстың мынадай түрлері бар: ковалентті байланыс, иондық байланыс, металдық байланыс, сутектік байланыс; молекула аралық күш. Ковалентті байланыс дегеніміз атомдар арасындағы электрондардың жұптасуы арқылы болатын байланыс: .. .. .. .. H∙ + ∙H → H:H, :Cl∙ + ∙Cl: → :Cl:Cl: – полюссіз; ˙˙ ˙˙ ˙˙ ˙˙ .. .. Н∙ + ∙Сl: → Н:Сl: – полюсті. ˙˙ ˙˙ Ковалентті байланыстың донорлы-акцепторлы механизмі: H H + ∙∙ ∙∙ H : N : + H+ → H : N : H ∙∙ ∙∙ H H Иондық байланыс дегеніміз иондар арасындағы электростатикалық күштің әсерінен болатын байланыс. Иондар электронын бергенде немесе қосып алғанда түзіледі: Na0 –1ē → Na+; Cl0 +1ē → Cl- ; .. .. Na∙ + ∙Сl: → [Na]+[:Сl:]–. ˙˙ ˙˙ Металдық байланыс дененіміз металдың кристалдық торларындағы металл ионының катоины мен еркін электрондар арасындағы байланыс. Металдық байланыс негізінде металдардың өзіне тән көптеген физикалық және химиялық қасиеттеріне түсініктеме беруге болады. Химиялық байланыс байланыс энергиясымен, байланыс ұзындығымен және валенттілік бұрыштармен сипатталады. Химиялық байланыс түзуге жұмсалатын энергия байланыс энергиясы деп аталады. Неғұрлым энергия көп жұмсалса, соғұрлым байланыс берік болады. Байланыс энергиясының өлшем бірлігі – кДж/моль. Байланыс ұзындығы дегеніміз – энергияның ең кіші мәніндегі атом ядролары арасындағы арақашықтық. Валенттілік бұрыш дегеніміз – молекуладағы ядролардың арасын қосатын сызықтардың арасындағы бұрыш. Ол атомдардың табиғаты мен байланыстың сипатына тәуелді. жүктеу/скачать 27,21 Kb. Достарыңызбен бөлісу:
|