Тақырыбы: атом-молекулалық ілім. Химияның негізгі түсініктері мен заңдары
Энергия минимумы принципі. Клечковский ережесі
жүктеу/скачать 1,81 Mb.
|
- Бұл бет үшін навигация:
- Клечковскийдің бірінші ережесі
- Кесте 3.1. Клечковский ережесі бойынша көпэлектрондық атомдағы электрондық деңгейшелердің толтырылу тәртібі.
- Паули принципі. Берілген принцип негізі
- Тақырыбы:ХИМИЯЛЫҚ БАЙЛАНЫС. Ковалентті байланыс. Ковалентті байланыстың қасиеттері Иондық байланыс.
- Полюсті және полюссіз молекулалар Металдық байланыс. Сутектік байланыс. Коваленттік байланыс
| Энергия минимумы принципі. Клечковский ережесі.
Аталған ереже келесідей тұжырымдалады: Электрон энергиясы аз электрондық қабықшадан бастап орналасады. Қабықшалардың энергияларына сәйкес толтырылуы Клечковский ережесімен анықталады. Көпэлектрондық атомдардағы электрон энергиясы тек бас квант санынан ғана емес, орбитальдық квант санынан да тәуелді екені белгілі. Бас квант саны тек белгілі энергетикалық аймақты анықтайды, нақты электрон энергиясын l көрсетеді. Сондықтан Клечковскийдің бірінші ережесі қолданылады: n және l мәндерінің қосындысы минимальды болғанда, электронның электрондық қабықшадағы энергиясы төмен болады: Е = min егер n+l= min.. (n+l) қосындысы бірдей болса, Клечковскийдің екінші ережесі қарастырылады: Бас квант саны кіші мәнге ие болса, электронның қабықшадағы энергиясы да төмен Е=min және n=min, егер n+l=const. Берілген ережелерге сәйкес көпэлектрондық атомдағы энергетикалық деңгейшелер келесідей тәртіпте орналасады (кесте 3.1). Кесте 3.1. Клечковский ережесі бойынша көпэлектрондық атомдағы электрондық деңгейшелердің толтырылу тәртібі.
Паули принципі. Берілген принцип негізі мынада: Атомда барлық төрт квант сандары мәндері бірдей электрондар бола алмайды. Электрон төрт квант саны (n,l,ml,,ms) арқылы сипатталады және кеңістіктегі бір атомдық орбитальдағы үш квант санының мәні (n,l,ml,) сәйкес келеді. Ендеше бір атомдық орбитальдағы электронның күйі төртінші квант санынан ms тәуелді. Ол үшін екі мән белгілі, сондықтан бір атомдық орбиталь үшін тек екі электрон сәйкес болады. Тақырыбы:ХИМИЯЛЫҚ БАЙЛАНЫС. Ковалентті байланыс. Ковалентті байланыстың қасиеттері Иондық байланыс. Полюсті және полюссіз молекулалар Металдық байланыс. Сутектік байланыс. Коваленттік байланыс Химиялық байланыс туралы ілім — қазіргі химияның басты мәселесі. Онсыз химиялық қосылыстардың әралуандығының себебін олардың түзілу механизмін, құрылысы мен реакцияға қабілетін түсінуге болмайды. Атомдардан молекуланың түзілуі энергияны ұтуына әкеледі, себебі кәдімгі жағдайда молекулалық күй атомдық күйге қарағанда тұрақтырақ келеді. Aтом құрылысы туралы ілім молекулалық түзілу механизмін, сол сияқты химиялық байланыстың табиғатын түсіндіреді. Атомның сыртқы энергетикалық деңгейінде 1-ден 8-ге дейін электрон бола алады. Егер сыртқы деңгейдегі электрон саны өзі сидыра алатындай максималь болса, онда ондай деңгейді аяқталған деп атайды. Аяқталған деңгейлердің беріктігі үлкен болады, Асыл газдардың атомдарының сыртқы деңгейлері осындай: гелийдің сыртқы деңгейінде 2 электрон (s2), ал қалғандарында 8 электроннан (ns2np6) бар. Басқа элементтердің атомдарының сыртқы деңгейлері аяқталмаған, олар химиялық әрекеттесу кезінде аяқталады. Химиялық байланыс валентті электрондардың арқасында пайда- болады, бірақта әртүрлі жолмен жасалынады. Химиялық байланыстың негізгі үш типі бар: коваленттік, иондық және металдық. Коваленттік байланыстың пайда болу механизмін сутегі молекуласы- ның түзілуін мысалға алып қарастырамыз: Н + Н = Н2; АН = —431 кДж/моль. Сутегінің бос атомының ядросы ls-электроны арқылы түзілген, сфералық симметриялы электрон бүлтымен қоршалған (2.2-сур. қара). Атомдар белгілі бір қашықтыққа дейін жакындасканда олардың электрондық бұлттары (орбиталдары) бірімен-бірі аздап қаптасады (3.1-сур). Мұның нәтижесінде екі ядроның центрлерінің арасындағы кеңістікте электрондық тығыздығы максималь болатын молекулалық екі электронды бұлт пайда болады. Ал теріс зарядтың тығыздығының көбеюуі ядролар мен молекулалық бұлттың арасындағы тартылу күшінің әжептеуір артуына жағдай туғызады. Сонымен, коваленттік байланыс; атомдардың электрон бұлттарының қаптасуы, әрі осыған орай энергия бөліп шығаруы нәтижесінде түзіледі. Егер сутегінің түйісерліктей жақындсқан атомдарының арақашықтығы 0,106 нм болса, электрондық бұлттар қатынасқаннан кейін (Н2 молекуласы түзілсе) бұл аралық 0,074 нм тең болады (3.1 - сурет). Әдетте электрондық бұлттарының көбірек қаптасуы екі атомның ядросын қосатын сызықтың бойында жатады. Электрондық орбитальдардың қаптасуы неғұрлым көбірек болса, химиялық байланыс соғұрлым берігірек болады. Сутегінің екі атомының арасында химиялық байланыстың пайда болу нәтижесінде әрбір атом асыл газ гелийдің электрондық конфигурациясына ие болады. Химиялық байланыстарды әртүрлі етіп бейнелеу қабылданған. 1) химиялық элементтің таңбасының жанына электронды нүкте түрінде беру. Сонда сутегі молекуласының түзілуін мынадай схема бойынша көрсетуге болады: Н• + Н• → Н : Н 2) қарама – қарсы спиндері бар екі электронды бір молекулалық квант ұяшыққа орналастырып, кванттың ұяшықтар (орбитальдар) көмегімен беру: Сол жақ орналасқан схема молекулалық энергетикалық деңгейдің бастапқы атомдық деңгейлерден төмен, яғни заттардың молекулалық күйі атомдық күйіне қарағанда тұрақтылау екендігін көрсетеді. 3) көбінесе, органикалық химияда, коваленттік байланысты электрон жұбының символы ретінде (штрихпен) (мысалы Н - Н) бейнелеп беру. Хлор молекулаындағы коваленттік байланыс екі жалпы электрондар немесе электрондық жұп арқылы пайда болады: әрбір хлор атомында үш бөлінбеген жұптар және бір жұпталмаған электрон бар. Химиялық байланыстың түзілуі әрбір атомдағы жұпталмаған электрондардың арқасында іске асады. Жұпталмаған электрондар бөлінген жұп деп те аталатын жалпы электрондық жұпқа бірігеді. жүктеу/скачать 1,81 Mb. Достарыңызбен бөлісу:
|