Практикумы оқу құралы 2013 жыл Алматы 2013 1 0 0 0 6 0 0 4

 
49 
Гибридті  бұлтядродан  бір  жағына  қарай  созылыңқы  орналасады.  Осыдан  бұлттардың 
қаптасуы  толығырақ  болады  да,  гибрид  бұлттар  арқылы  түзілген  байланыстар  –  бӛлек 
s
және 
p
бұлттардан  түзілген  байланыстарға  қарағанда  беріктігі  жоғары  болады.  Беріктігі 
жоғары байланыс түзілгендіктен және молекула электрон тығыздығы жоғары симметриялы 
болып орналасуынан гибридтену құбылысында энергия ұтымды жағдайда болады. 
Гибридті  күйі  тұрақты болуы үшін гибридтенетін бұлттар тығыздығы жеткілікті  және 
энергия жағынан жақын болуы керек. 
Гибридтенуге  бір  энергетикалық  деңгейдің 
p
s ,
және  d орбитальдары  қатысуы 
мүмкін немесе бас квант саны 
n
ге тең 
p
s ,
орбитальдары мен (
1
n
)  -ге  тең  деңгейдің 
d
орбитальдары қатыса алады. 
sp
гибридтену кезінде ӛзара 180
0
 бұрыш түзетін 2 гибрид 
бұлттар  түзіледі.  Бір 
s
және  екі 
p
бұлттар  араласқанда  (
2
sp
гибридтену)  ӛзара  120
0
 
бұрыш түзетін үш гибридті бұлттар түзіледі (48-сурет). 
3
sp
гибридтену кезінде кеңістікте 
тетраэдр бұрышына қарай бағытталған бұрышы 109
0
28
/
, тӛрт гибридті бұлттар түзіледі (49-
сурет). 
 
 
48-сурет. 
2
sp
гибридтену кезіндегі электрон бұлттарының орналасуы 
 
 
49-сурет. 
3
sp
гибридтену кезіндегі электрон бұлттарының орналасуы 
 

 
50 
Молекуладағы  гибридті  орбитальдар  түзетін  байланыстардың  арасындағы  валенттік 
бұрыштар  оларға  сәйкес  гибридті  бұлттардың  арасындағы  бұрыштардай,  мысалы, 
2
2
, ZnCl
BeCl
-молекулалары  сызықты,  бор  (ІІІ)  хлоридінің  молекуласы  бұрышты, 
байланыстардың  тетраэдрлік  орналасуы  –  метан 
4
CH   молекуласына,  кӛміртегі 
тетрахлоридіне 
4
CCl , аммоний ионына 
4
NH
 тән. 
Молекуладағы  орталық  атом  тӛрт  байланыстан  кем,  бірақ  бӛлінбейтін  жұп  электроны 
болса, 
3
sp
гибридтену  түрі  болады.  Мысалы,  аммиак 
3
NH
молекуласында  азот  атомының 
үш 
p
электрондар  арқылы  ғана  ковалентті  байланыстар  түзіледі,  ал  су  молекуласында 
оттегі  атомының  екі 
p
элетрондары  арқылы  байланыстар  түзіледі  десек,  онда    валентті 
бұрыштар  HNH және  HOH -та  90
0
-қа  тең  болуы  керек.  Бірақ, 
HNH бұрышы  107
0
,  ал 
HOH бұрышы  105
0
-қа  тең,  бұлттар  90
0
-қа  қарағанда  тетраэдрлі  бұрыш  109
0
28
/
-ке  жақын. 
Сондықтан
3
NH
молекуласындағы 
H
N
байланысы  және 
O
H
2
молекуласындағы 
H
O
байланысы таза 
p
орбитальдар арқылы емес, 
3
sp
гибрид бұлттар арқылы түзіледі, бұған 
N пен  O атомдарының бӛлінбеген жұп электрон бұлттары қатысады. 
Электрон  бұлттарының  қаптасу  сипаты  бойынша
,
,
байланыстар  түзіледі. 
Электрон  бұлттар  атомдарының  орталығын  байланыстыратын  түзу  бойынша  қаптасса, 
байланыстар түзіледі.  
Егер 
p
немесе  d бұлттары  атомдарды  байланыстыратын  түзудің  екі  жағында 
қаптасса,  онда 
байланыстар  түзіледі, 
үнемі  дара  байланыс.  Еселі  байланыстардың 
біреуі 
байланыс,  ал  басқалары 
байланыстар.  Мысалы,  азот  молекуласында 
2
N үш 
байланыс бар (
N
N
), біреуі 
,
 қалған екеуі 
байланыстар (50-сурет). 
байланыстар 
гибридтенген  және  гибридтенбеген  орбитальдар  қаптасқанда  түзіледі. 
байланыстардың 
бағытталуы молекуланың немесе ионның құрылымын анықтайды. 
 
50-сурет. Азот молекуласындағы электрон бұлттарының қаптасуы. 
 
Мысалы,  метан  молекуласындағы  кӛміртегі  атомы  тӛрт 
байланыс  түзеді,  бұл 
кезде  орбитальдардың 
3
sp
гибридтенуі  іске  асады,  пішіні  тетраэдр  пішінде  болады.  
Этилен  молекуласында  кӛміртегінің  әрбір  атомы  сутегі  атомдарымен 
байланыста. 
Кӛміртегінің  екі  атомы  ӛзара  бір 
,  бір 
байланыс  бар.  Кӛміртегі  атомының  бір 
p
орбиталі 
байланыс  түзуге  қатысқандықтан, 
2
sp
гибридтену  іске  асады.  Этилен 
молекуласы үш бұрышты пішінде. Ацетилен молекуласында екі 
байланысы бар, олар екі 
p
орбитальдар  арқылы  іске  асады.  Демек, 
sp
гибридтену  іске  асады  және  ацетилен 
молекуласы сызықты пішін алады.  
Кӛміртегі  (IV)  оксидінің  молекуласындағы  байланыстарды  талдайық:
.
O
C
O
 
Кӛміртегі атомы оттегі атомдарымен екі 
байланыс арқылы байланысады. 
 байланыс 
түзуге  екі  гибридті 
sp
орбитальдар  қатысады  және  молекула  сызықты  құрылымды  болып 
келеді. 
Байланыстың  полярлануы  -  байланыстың  сыртқы  электр  ӛрісі  әсерінен  полярлы 
(немесе полярлылау) болу қабілеті.  

 
51 
Бір элемент атомдарының арасында байланыс полюссіз. Әртүрлі элементтер атомдары 
арасындағы  байланыс  кӛбінесе  полюсті,    себебі,  атомдар  және  электртерістілігі  әртүрлі. 
Байланыстырушы  электрон  бұлты  электртерісітілігі  жоғары  атомға  қарай  ығысады. 
Байланысқан  атомдардың  электртерістілігінің  айырмашылығы  неғұрлым  жоғары  болса, 
соғұрлым 
химиялық 
байланыс 
полюсті 
болады. 
Мысалы 
мына 
қатарда 
H
F
H
O
H
N
H
C
,
,
,
байланыстың  полюстілігі  ӛседі.  Молекула  электр  немесе  магнит 
ӛрісіне енгенде байланыстың полюстілігі ӛседі, диполь ұзындығы мен диполь моменті ӛседі. 
Қосылыстарда полюсті молекулалардың пайда болуы сыртқы электр ӛрісіне байланысты. 
Бір типті қосылыстарда байланыстардың полярлануы атомдар мӛлшері ӛскенде және 
электртерістілігі кемігенде ӛседі, мысалы қатарда 
.
HI
HBr
HCl
 
Сонымен,  валенттік  байланыс  әдісі  (ВБӘ)  бойынша  молекулада  олардың  құрамына 
сәйкес кӛрші атомдардың арасындағы электрондық тығыздық локальды деп қарастырады да, 
молекуланы қанағанаттанарлық деп сипаттайды. 
Бірақ  локальды  (екі  орталықты,  екі  зарядты)  химиялық  байланыстар  туралы  түсінік 
кӛптеген  экспериментті  фактілерді  түсіндіру  үшін  жеткіліксіз.  Мысалы,  тақ  электрон  саны 
бар молекулаларды (  NO  молекулаларын,  
2
2
, He
H
 молекулалық иондарды) сипаттау 
үшін  жарамайды.    ВБӘ  кейбір  молекулалардың  магниттік  қасиеттерін  (мысалы, 
2
O
молекуласының  парамагнетизмі,  яғни  бұл  молекуладағы  тақ  электрондардың  болуын) 
түсіндірмеді. Кӛп қосылыстардың энергетикалық сипаттамасын және кейбір басқа маңызды 
экспериментті  фактілерді  ВБӘ  кӛмегімен  түсіндіру  қиынға  түседі.  ВБӘ  -нің  кемшіліктері 
соңғы жылдары дамыған молекулалық орбитальдар әдісінде (МОӘ) жоқ.  
Оның  негізгі  қағидаларын  қарастырайық:  Молекулалық  орбитальдар  әдісі  бойынша 
химиялық  байланыс молекулалық орбитальдарда (атомдық  емес) электрондар арқылы іске 
асады. Әрбір байланыс түзу үшін барлық молекулалық орбитальдар қатысады, яғни, барлық 
атомдардың  барлық  электрондары  қатысу  арқылы  байланыс  іске  асады.  Қазіргі  теория 
атомдарда  электрондардың  таралуын  қалай  қарастырса,  МОӘ  -де  молекулаларда 
электрондар  солай  таралады  деп  қарастырады.  Атомдық    ядролардың  және 
орбитальдардың  МОӘ бойынша белгілі бір орындары болады. Атомда әрбір электрондарға 
атомдық  орбиталь  сәйкес  келсе,  молекулада  оған  молекулалық  орбиталь  сәйкес  келеді. 
Кеңістікте  электронның  болу  ықтималдығы  ең  жоғары  жерде  молекулалық  орбитальдар 
орналасады.  Молекулалық  орбиталь  бір  атомда  ғана  орналаспайды,  бүкіл молекула немесе 
оның  бір  бӛлігінде  жайылып  жатады.  Атомдық  орбитальдар 
f
d
p
s
,
,
,
әріптерімен 
белгіленген  сияқты,  молекулалық  орбитальдар 
,
,
,
деп  белгіленеді.  МО  –
электрондар  Паули  принципі,  Гунд  ережесі  бойынша  орналасады.  МО  атомдық 
орбитальдарға қарағанда кӛп орталықты, сондықтан олардың пішіні күрделі. 
Шамамен қарапайымдап алғанда, молекулалық орбиталь – атомдық орбитальдардың 
сызықты комбинациясы (АОСК). 
Атомдық  орбитальдардың 
n
санынан  молекулалық  орбитальдардың 
n
саны 
түзіледі.  Екі  атомның  бірігуінен  екі  орталықты  молекулалық  орбитальдар  түзіледі,  үш 
атомнан – үш орталықты т.с.с.. Атомдық орбитальдар әрекеттесіп молекулалық орбитальдар 
түзілуі үшін олардың энергиялары жақын болуы керек, олар жоғары дәрежеде қабысуы керек 
және  молекуладағы  байланыс  түзу  бойынша  олар  бірдей  симметриялы  болуы  керек. 
Атомдық орбитальдардың пішіндерін біле отырып оларға сәйкес молекулалық  орбитальдар 
қандай  болатынын  шамамен  сипаттауға  болады.  Екі  орталықты  молекулалық  орбитальдар 
түзілуін 
мысалда 
қарастырайық 
(51-сурет). 
Екі 
s
1
орбитальдар 
сызықты 
комбинацияланғанда  түзілетінін  екі  орталықты  молекулалық  орбитальдардың  пішіні  мен 
салыстырмалы  энергиялары  кӛрсетілген.  Барлық  жағдайда  бір  молекулалық  орбиталь 
қабысатын АО-дың қосылуынан пайда болады, ал екіншісі – олардың айырмасынан түзіледі.  
Екі  атомдық  орбитальдар  қосылуынан  пайда  болған  молекулалық  орбитальдарда 
әрбір  бастапқы  атомдық  орбитальға  қарағанда  ядролар  аралығындағы  электрондар 

 
52 
тығыздығы  жоғары  болады  да,  ал  энергиялар  тӛмен  болады.  Мұндай  молекулалық  
орбитальды байланыстырушы деп атайды. 
Атомдық  орбитальдарды  алу  арқылы  түзілген  молекулалық  орбитальда  электрон 
тығыздығы  ядролардың  сырт  жағында  жоғары  болады.  Оның  энергиясы  бастапқы  АО  –
атомдық  орбитальға  қарағанда  жоғары  болады  және  босаңдатушы  МО-молекулалық 
орбиталь деп аталады.  
Байланыстырушы  орбитальдағы  әрбір  электрон  жүйесінің  тұрақтылығын  қандай 
шамаға  жоғарлатса,  сондай  шамаға  босаңдатушы  орбитальдағы  электрон  оны  тӛмендетеді. 
Атомдық   
s
орбитальдардың  бірігіп  араласуы 
  молекулалық  орбитальдар  түзеді. 
Атомдық 
p
орбитальдардан  түзілген  екі  орталықты  МО-ның  түзілуінің  энергетикалық 
сызбанұсқасы кӛрсетілген (52-сурет).  
 
51-сурет. Сутегі екі атомы 1s – орбиталдарының          52 -сурет. Атомдардың р-орбитальдаранынан МО                                                      
қосылуы кезіндегі  МО түзілуінің энергетикалық           түзілуінің энергетикалық сызбанұсқасы. 
сызбанұсқасы 
 
Атомдық 
x
p
орбитальдардың араласып бірігуіне 
px
молекулалық орбитальдар, ал 
атомдық 
y
p
және 
z
p
орбитальдардың бірігуінен молекулалық 
y
және 
z
орбитальдар 
түзіледі. 
МО  -  әдісі    бойынша  химиялық  байланыстарды  қарастыру  дегеніміз  -  молекулада 
оның  орбитальдарында  электрондарды  орналастыруды  суреттеу.  АО  сияқты  МО  Паули 
принципіне  сәйкес  спиндері  қарама-қарсы  максимальды  екі  электрондармен  толтырылады, 
сол  сияқты  МО  –ның  толуы  Гунд  ережесіне  және  энергия  тиімділік  принципіне  сәйкес 
келеді.  Екі  атомды  молекулаларды  МО  энергия  деңгейлері  бойынша  мына  қатарға 
орналастыруға болады:   
 
байл
s
1
бос
s
1
байл
s
2
бос
s
2
байл
y
p
2
байл
z
p
2
байл
x
p
2
бос
y
p
2
бос 
z
p
2
бос
z
p
2
 
 
Молекула  түзілгенде  электрондар  минималды  энергияға  сәйкес  келетін  МО 
толтырылады,  яғни  МО  электрондарымен  толу  кезектігі  келтірілген  қатарға  сәйкес  іске 
асады. Мысалы, 51-суретте сутегі молекуласы түзілгенде екі электронның екеуінде атомдық  
s
1
  орбитальдардан  байланыстырушы 
байл
s
1
молекулалық  орбитальдарға  (МО)  кӛшеді. 
Электрондардың  атомдық  және  молекулалық    орбитальдарда  орналасуын  кӛрсететін 
символдар пайдаланып, сутегі молекуласының түзілуін мына түрде кӛрсетуге болады: 
 
[(
]
1
[
2
2
1
H
s
H
байл
435
]
)
1
2
s
кДж/моль 
ІІ  период  элементтерінен  түзілетін  жай  заттардың  молекулаларында  атомдық  
p
s
s
2
,
2
,
1
орбитальдардан МО түзіледі; бастапқы екі  s
1
пен  s
2
АО-дан тӛрт МО; ол екі 

 
53 
байланыстырушы  және  босаңдатушы,  ал  бастапқы  алты  атомдық 
p
орбитальдардан  алты 
МО:  үш  байланыстырушы  және  үш  босаңдатушы  түзіледі.  Мысалы,  оттегі 
2
O
молекуласының  түзілуін,  молекуласының  формуласын  және  энергетикалық  сызбанұсқасын 
қарастырайық (53-сурет).  
 
53-сурет. Оттегі молекуласы түзілуінің энергетикалық сызбанұсқасы. 
 
Оттегі молекуласының түзілуін тӛмендегі формуламен кӛрсетуге болады: 
(
[
2
KK
O
байл
(
)
2
2
s
бос
(
)
2
2
s
байл
(
)
2
2
y
p
байл
(
)
2
2
x
p
бос
(
)
2
1
y
p
бос 
1
)]
2
z
p
 
КК  -әріптерімен  тӛрт  s
1
электрондары  байланысқа  іс  жүзінде  әсер  етпейтіні  екеуі 
байланыстырушы, екеуі босаңдатушы екені кӛрсетілген  (
бос
1
)
2
y
p
 және  (
бос
1
)
2
z
p
  МО-да 
Гунд  ережесіне  сәйкес  бір-бір  электроннан  орналасқанын  формуладан  және  энергетикалық 
сызбанұсқадан  кӛруге  болады.  Сонымен  оттегі  молекуласында  екі  дара  электрон  бар,  олай 
болса бұл молекула парамагнитті қасиет кӛрсетеді. Бұл тәжірибеде дәлелденген.  
Сутегі  және  оттегі  молекулалары  бірдей  атомдардан  түзіледі.  Енді  азот  (ІІ)  оксидін  
NO   мысалға  алып,  әртүрлі  атомдардан  түзілетін  екі  атомды  молекулалар  түзілуінің 
энергетикалық сызбанұсқасын қарастырайық (54-сурет).  
 
 
54-сурет. Азот (ІІ) оксиді молекуласы түзілуінің энергетикалық сызбанұсқасы. 

 
54 
Азот  атомының  АО  -  бес  валентті,  оттегімен  барлығы  он  бір  валенттік  электрондар 
бар. МО-әдісінде   NO  молекуласы мына формуламен ӛрнектеледі: 
(
[KK
NO
байл
(
)
2
2
s
бос
(
)
2
2
s
байл 
(
)
2
2
y
p
байл 
(
)
2
2
z
p
байл
(
)
2
2
x
p
бос 
]
)
2
1
y
p
 
Келтірілген  NO  молекуласында бір жалқы электрон бар, ол парамагнитті қасиет кӛрсетеді. 
МО-әдісі  бойынша  байланыс  еселігі  санын  табу  үшін  байланыстырушы  және 
босаңдатушы электрондар айырымын екіге бӛледі.  
2
бос
байл
B
 
Мысалы, сутегі, оттегі және  NO  молекулаларындағы байланыс еселігін табу үшін: 
;
1
2
2
;
2
2
)
2
6
(
5
,
2
2
)
1
6
(
 
Байланыс  еселігі  ӛскен  сайын  байланыс  қысқарады  және  беріктігі  ӛседі.  І  және  ІІ 
период  элементтері  түзетін  жай  заттар  молекулаларындағы  МО  -  толықтыру  сипатына 
байланыстың  ұзындығы,  беріктігі,  еселігі  және  магниттік  қасиетінің  тәуелділігі  тӛмендегі 
кестеде кӛрсетілген. 
 
9-кесте 
Молекулалық 
формуласы 
МО сызбанұсқасы 
Байланыс 
еселігі 
Магнитті 
қасиеті 
Ядро 
қашықтығы, 
нм 
Байланыс 
энергиясы, 
кДж/моль 
2
H
 
байл
1
)
1s
 
2
1
 
П 
0,106 
255,5 
 
байл
2
)
1s
 
1
2
2
 
Д 
0,073 
431,9 
2
He  
[
байл
2
)
1s
(
бос 
]
)
1
1
s
 
2
1
2
1
2
 
П 
0,108 
238,0 
2
He  
[
байл
2
)
1s
(
бос 
]
)
1
2
s
 
0
2
2
2
 
Молекула 
түзбейді 
- 
- 
2
N  
(
[KK
байл 
(
)
2
2
s
бос
(
)
2
2
s
байл 
(
)
2
2
y
p
байл 
2
)
2
z
p
(
байл
]
)
2
2
x
p
 
3
2
2
8
 
Д 
0,110 
940 
2
O  
(
[KK
байл 
(
)
2
2
s
бос
(
)
2
2
s
байл 
(
)
2
2
y
p
байл
2
)
2
z
p
(
бос 
1
)
2
z
p
(
байл
]
)
2
2
x
p
(
бос
]
)
2
1
y
p
 
2
2
4
8
 
П 
0.121 
494 
2
F  
(
[KK
байл 
(
)
2
2
s
бос
(
)
2
2
s
байл 
(
)
2
2
y
p
байл
2
)
2
z
p
(
байл
]
)
2
2
x
p
(
бос
(
)
2
2
y
p
бос
]
)
2
2
z
p
 
1
2
6
8
 
Д 
0,142 
159 
 
(Ескерту. Кестеде: П-парамагнитті; Д-диамагнитті.) 
ВБӘ  түсіндіре  алмайтын  молекулалардың  құрылысы  мен  қасиеттерін  МОӘ 
түсіндіретіні қарастырылған мысалдардан кӛрдік. Қазіргі химия екі әдісті де қолдана береді. 
(
2
H
(
(
(

 
55 
Молекулаларды  сипаттағанда  олардың  құрылымына  сәйкес  кӛрші  атомдардың 
арасында  электрон  тығыздығын  бекітілген  деп  санауға  болатын  жағдайда  ВБ  мен  МО 
әдісінің қорытындылары бірдей. Онда әдетте кӛрнекілеу деп ВБ теориясын қолданады.  
Иондық  байланыс.Электртерістілік  шамаларында  үлкен  айырмашылығы  бар 
атомдардың арасында иондық байланыс түзіледі. Ӛте күшті ковалентті полюсті байланысты 
иондық  байланыс  деп  қарастыру  керек,  бұл  жағдайда  байланыс  түзуші  электрон  жұбы  бір 
атомға  қарай  толық  ығысқан,  демек,  іс  жүзінде  оны  бір  атомға  толық  кӛшкен  деп 
қарастыруға болады. 
Иондық  байланыстың  табиғатын,  құрылымын  және  иондық  қосылыстардың 
қасиеттерін химиялық байланыстың электростатикалық теориясы тұрғысынан қарастырады. 
Сілтілік металдардың галогенидтерінде түзілген байланыстарды қарастыру үшін бұл теория 
қолайлы.  
Мысалы,  натрий  металы  хлорда  жанғанда  тотығу-тотықсыздану  реакциясы 
нәтижесінде  күшті  оң  зарядты  элемент  ионы  мен  электртерістілігі  күшті  элемент  иондары 
түзіледі: 
Cl
Na
Cl
Na
2
2
2
2
 
Түзілген  иондар  арасында  электростатикалық  тартылу  күштері  бар.  Иондық 
байланысы  бар  заттар  ӛте  аз.  Сонымен  қатар,  таза  иондық  байланыс  қосылыстарда  іске 
аспайды.  Мысалы,  газ  күйінде  натрий  хлоридінде  диполь  моментін  есептегенде,  натрий 
ионының эффективті заряды +0,8, ал хлорид ионында -0,8 (электрон зарядының бірлігімен). 
Демек, иондық қосылыс деп қарастырғанда да байланыстардың біршама ковалентті  сипаты 
болады.  Бұл  жағдай  қасиеттеріне  әсер  етпейді,  сондықтан  оны  иондық  қосылысы  бар  деп 
қарастыра  береді.  Иондық  байланыстың  бағыты  жоқ  және  ол  қанықпаған.  Кеңістікте  
иондар ӛрісінің күші барлық бағыттарда таралады, сондықтан иондық байланыстың бағыты 
жоқ  дейміз,  демек,  әрбір  ион  кез  келген  бағытта  қарама-қарсы  иондарды  ӛзіне  тартады. 
Иондардың ӛзара әсерлесуі олардың ӛрістерінің күштерін ӛара толық жоймайды. Сондықтан 
басқа  иондармен  әрекеттесу  мүмкіндігі  сақталады.  Иондық  байланыстың  бұл  қасиетін 
қанықпағандығы  дейді.    Осыдан  иондар  қосылады  да  (ассоциацияланады)  бір  басқа 
«молекула»  иондық  кристалл  түзіледі.  Мұндай  әрбір  ион  қарама-қарсы  зарядты  иондармен 
қоршалған. 
Металдық  байланыс.  Металдық  байланыс  дегеніміз  -  металдардағы  химиялық 
байланыс.  Иондық  және  ковалентті  қосылыстардан  айырмашылығы  –  металдарда  аз  ғана 
электрон  ядро  орталықтарын  бір  мезгілде  байланыстыра  отырып,  ал  ӛздері  металда  орнын 
ауыстырып  қозғалады.  Сонымен  металдарда  байланыс 
бектілмеген.
  Қарапайым  түрде 
металды  бір-бірімен  баланысқан  ортақ  электроннан    («электрон  газы»)  және  тығыз 
құрылымды  катиондардан  тұрады  деп  қарастыруға  болады.  Құрылымына  байланысты 
металдар  басқа  заттардан  жоғары  электр  ӛткізгішітігімен,    жылу  ӛткізгіштігімен,  металдық 
жылтырымен т.б. ерекшеленеді. 
Сутегіндік  байланыс.  Ковалентті  байланыс  түзетін  заттар  атомдарында  байланыс 
түзбейтін  электрон  жұптары  болатыны  белгілі.  Сондай  заттарды  молекулалар  бір-бірімен 
байланысып, ассоциаттар түзеді. 
Мысалы,  екі  молекула  сутегіндік  байланыс  арқылы  бірімен  –  бірі  қосылып  тұрады. 
Осы  байланыстың  түрін  сутегіндік  байланыс  дейді.  Бұл  арқылы 
,
,
2
HF
O
H
спирттер, 
аминқышқылдары т.б. кӛптеген заттар байланысады. 
Валенттілік  және  тотығу  дәрежесі.  Химиялық  элементтің  валенттілігі  -  оның 
химиялық байланыс түзуге қабілеттілігі. Валенттілік атом түзген химиялық байланыс санына 
тең. Демек, теріс мәнді және нӛлге тең болмайды.  
Атомның  екі  қосылыста  валентілігі  бірдей  болғанмен  олардың  реакцияласу 
қабілеттілігі  әртүрлі  болуы  мүмкін.  Мысалы,  хлорсутегі  және  хлорлылау  қышқылында 
хлордың  валенттілігі  бірге  тең.  Бірақ  хлорсутегінде  хлор  атомы  тотығу-тотықсыздану 
реакцияларында  тек  тотықсыздандырғыш  қасиет,  ал  хлорлылау  қышқылында  хлор  күшті 
тотықтырғыш та бола алады. 

 
56 
Егер  химиялық  байланыс  полюсті  болса,  онда  байланыс  түзуші  орбитальдардың 
қабысу ауданы электртерістілігі жоғары атомға қарай ығысады. Осыған байланысты тотығу 
дәрежесі туралы түсінік енгізілген.  
Молекуладағы  атомның  тотығу  дәрежесі  дегеніміз    -  әртүрлі  элементтердің  екі 
атомдарының жалпы электрон жұбы электртерістілігі жоғары атомға қарай толық ығысқанда 
атомдағы мүмкін болатын электр заряды.  
Атомның  тотығу  дәрежесі  бір  атомның  ығысқан  немесе  екінші  атомға  тартылған 
электрон  жұбының  санына  тең.  Мысалы,  хлорсутегі  молекуласында  хлор  және  сутегі  бір 
валентті, хлордың тотығу дәрежесі -1-ге, ал сутегінікі +1-ге тең.  Азот молекуласында 
N
N
атомдар  валенттілігі  3-ке  тең,  ал  тотығу  дәрежесі  0-ге  тең,  себебі,  байланыс  полюссіз. 
Иондық  қосылыстарда  тотығу  дәреже  атомдардың  беріп  жіберген  немесе  қосып  алған 
электрондар санына, яғни иондар зарядына тең. Молекула бейтарап екенін еске алып (яғни 
оң  заряд саны теріс заряд санына тең)  молекулалық  формула бойынша атомдардың тотығу 
дәрежелерін табуға болады.  
Басқаша айтқанда, элемент атомының тотығу дәрежесін тапқанда молекула түзілетін 
атомдардың тотығу дәрежелерінің алгебралық қосындысы нӛлге тең.  
Әртүрлі элементтердің тотығу дәрежелерін есептегенде оттегінің тотығу дәрежесі  -2, 
(
2
OF  -қосылыстан және пероксидтерден басқа қосылыстар), ал сутегінің тотығу дәрежесі +1, 
(металл  гидридтерінен  басқа)  екенін  ескеру  керек.  Мысалы,  азот  қышқылындағы 
3
HNO
 
азоттың тотығу дәрежесін табу үшін: оттегінің тотығу дәрежесі -2, сутегінің тотығу дәрежесі 
+1.  Азоттың  тотығу  дәрежесі  х  деп  белгілейміз,  азот  қышқылы  молекуласы  үшін  теңдеу 
жазамыз: 
0
3
)
2
(
)
1
(
x
 
 болса,  онда х-тің мәні: 
.
5
x
 
 
Элемент  атомдарының  валенттілігі  айнымалы  болып  келеді.  Тотығу  дәрежесі 
элементтің  валенттілігіне  тең  болуы  да,  болмауы  да  мүмкін.  Мысалы,  кӛміртегінің 
қосылыстарында:  метанда 
4
CH ,  метил  спиртінде 
OH
CH
3
,  құмырсқа  альдегидінде 
O
CH
2
, 
құмырсқа  қышқылында  HCOOH және  кӛміртегі  (ІV)  оксидінде 
2
CO   кӛміртегінің  тотығу 
дәрежелері - 4, - 2, 0, +2, +4, ал бұл қосылыстардағы кӛміртегінің валенттілігі 4 –ке тең.  
Тотығу  дәрежесі  туралы  түсінік  атомның  күйін  дәл  сипаттамаса  да  оны  заттарды 
жіктеуде және тотығу-тотықсыздану процестерінде қолдануға қолайлы. 
 

жүктеу/скачать 6,26 Mb.

Достарыңызбен бөлісу: