Химиялық байланыстың түрлері

                                                     МАЗМҰНЫ 

КІРІСПЕ....................................................................................................................3

1 Химиялық байланыстың түрлері.......................................................................4

2 Гомеополярлы (ковалентті) байланыс...............................................................6

3 Валенттік  байланыс әдісі

ҚОРЫТЫНДЫ.......................................................................................................12

ПАЙДАЛАНЫЛҒАН ӘДЕБИЕТТЕР..................................................................13

ГЛОССАРИЙ.........................................................................................................14 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

                                                     КІРІСПЕ

      Біз айналамыздағы заттардың, молекулалардан тұратынын білеміз. Молекулаларды  құрайтын атомдар неліктен бір-бірімен  байланысады? Олар қандай күштің әсерінен бір-бірімен ұсталып тұрады? Неліктен молекулалардың белгілі пішіні болады? Енді осы сұрақтарға жауап беріп корелік Өйткені заттардың химиялық қасиеттері олардың молекула құрамына, құрылысына, атомдар арасындағы байланыс түріне байланысты.

          Табиғат зерттейтін мамандар үшін де химиялық байланыс түрлерін білу олардың арнайы пәндері – биохимия, генетика, молекулалық биология т.б. жақсы түсінуге көмектеседі.

         Химиялық байланыс теориясы бірден  белгілі болған емес. Көптеген  ғалымдар байланыстың заңдылықтарын ашуға ат салысты. Ең алғашқы теориялардың бірі –француз химигі Бертолле ұсынған гравитациялық теория. Ол атомның басты сипаты – оның массасы, ал молекула сол массалар әрекеті нәтижесінде түзіледі деген.

     Швед  ғалымы Берцелиус химилық байланыстың электрохимиялық теориясын ұсынды. Бұл теория бойынша барлық атомдарда оң және теріс полюстер болады. Кей атомдарда оң полюс, ал басқада теріс полюс басымырақ. Әр түрлі полюсті атомдар бір-біріне тартылып молекула түзеді. Бұл теорияда байланыстың электрлік негізі болғандықтан ол ең алғашқы химиялық байланыстың ғылыми теориясы болып табылады. Дегенмен, ХІХ ғасырдың ортасында эксперименттік көп материалдар жиналғандықтан, бұл теорияда кейбір қайшылықтар сезіле бастады. Мәселен ол бірдей атомдардың молекулаларының пайда болуын түсіндіре алмады (Н₂, N₂ O₂ және т.б.).

     Молекулалар құрылысын түсіндіруге үлкен  маңызы болған жайт А.М. Бутлеровтың, 1861 жылы органикалық қосылыстардың  химиялық құрылыс теориясын ашуы еді. Бұл теория органикалық химияны бір жүйеге келтіріп, одан әрі дамытуға үлкен әсерін тигізді.

     Әйтсе де химиялық байланыстың табиғатын  зерттеу тек атомның электрондық  құрылысы ашылуынан кейін ғана дами бастады. Атом құрамындағы электронның  химиялық байланыс түзудегі ролі айқындалды. Осы тұрғыдан, егер атомның сыртқы электрондық қабатында электрон саны сегіз болса, онда ол аяқталған деп есептеледі де мұндай қабат өте тұрақты болады.  
 
 
 
 
 
 
 
 
 

       Химиялық байланыстардың  түрлері

     Химиялық  байланыс түзілген кезде әрекеттесуші атомдардың сыртқы электрондық қабаттарында өзгерістер жүреді. Байланыстың төрт түрі болады. Ковалентті байланыс ортақ электрон жұбы түзілу арқылы іске асады.Химиялық байланыстың түзілуін электртерістілік ұғымын қолданып түсіндіруге болады.Электртерістіліктері бірдей элемент атомдарының арасында (Н₂, О₂, N₂, С1₂) байланыста болатын сутек молекуласының түзілу мысалында қарастырайык. Сутек атомының электрондық формуласы 1s¹. Сутектің электротерістілігі 2,1. S-электрондарының электрон бұлттары сфера (шар) тәрізді, олардың өзара әсерлесуін былай көрсетуге болады; сонда s электрондарының бұлттары өзара қабысып, екі электрон екі ядроға да ортақ, олардан бірдей қашықтықта орналасады.

Бірдей  атомдардың арасындағы байланыс полюссіз ковалентті байланыс деп аталады. Электрон бұлттары қабысуы нәтижесінде энергия бөлініп, молекула түзіледі. Бұл энергия шамасы молекуладағы байланыс беріктілігін сипаттайды, олай болса молекула жеке атомдарға қарағанда тұрақты жүйе болғаны.Полюссіз ковалентті байланыста байланыстырушы электрон жұбының бұлты ядролардан бірдей қашықтықта орналасады.Молекулалардың құрылымдық формулаларында бір электрон жұбына бір сызықшаға ( - ) сейкес келеді. Сутек атомдарының валенттіліктері I, себебі валенттілік байланыс түзуге жұмсалған электрондар санымен анықталады. Сутегі молекуласындағы элементтердің тотығу дәрежелері нөлге тең, себебі атомдардың электртерістіліктері бірдей, электрондар жұптары екі элемент ядросынан бірдей қашықтықта орналасады. Енді оттегі молекуласындағы байланыстың түзілуін қарастырайық.Оттек атомының электрондық формуласы 1s²2s²2p⁴, валенттілік электрондары 2s²2p⁴, электртерістілігі 3,5.

     Электронды-графикалық формуласын қарасақ, валенттілік электрондар  саны 6, оның екеуі дара күйінде, міне, осы электрондар екінші оттек  атомындағы дәл осындай электрондармен екі жұп түзеді, яғни байланыс саны екі. Енді әр атом ядросын 8 электроннан айналатын болады. Сөйтіп, бұл мысалдан да көретініміз молекула түзілгенде аяқталған 8 электронды қабаттың пайда болуы.Оттек атомдарының тотығу дәрежелері нөлге тең, валенттіліктері ІІ-ге тең болады. Еселі байланыс дара байланысқа қарағанда беріктеу болады.Электрондардың электрон бұлттарының формаларын қолданып байланыстың түзілуін көрсетсек:

α - байланыс дегеніміз электрон бұлттарының  қабысу ауданы ядролардың қосылу сызығының бойында жатқанда түзілетін байланыс (а). Ал pi-байланыс — электрон бұлттарының қабысу ауданы ядроларды қосатын сызықтың екі жағында орналасқанда түзіледі (ә). Оттегі молекуласында атомдар бір-бірімен екі байланыспен байланысқан, оның бірі - α болса, екіншісінің - пи –байланыс екендігін байқайсыңдар.Олай болса пи -байланыс, тек қайталанған байланыстарда болса, α -байланыс дара байланыс кезінде түзіледі.Полюсті коваленттік байланыс дегеніміз байланыстырушы электрон жұбының бұлты электртерістігі басым элемент атомына қарай ығыса орналасқан байланыс. Иондық байланыс Иондық байланыс - иондардың арасында электрстатикалық тартылыс күшінің әсерінен түзілетін байланыс.

Оң зарядты  иондар - катиондар, ал теріс зарядты иондар - аниондар.

Нағыз металдар (I, ІІА) мен нағыз бейметалдардың (VI-VIIА) арасында иондық байланыстар түзіледі.

Иондық  байланыс тұздарда, негіздерде және қышқылдарда  да байқалады.

Иондардың зарядтары араб цифрларынан кейін  көрсетіліп, элемент таңбасының оң жағын ала жазылады.

Бертолле (Berthollet) Клод Луи (9.12.1748, Таллуар, Савойя — 6.11.1822, Париж) — француз химигі, Париж Ғылым Академиясының академигі (1785), химиялық тепе-теңдік ілімінің негізін қалаушы. “Химиялық статистика” деген еңбегінде химиялық реакциялардың жүру бағытына әрекеттесуші заттардың табиғаты, қысымның, температураның қалай ықпал ететіндігін дәлелдеген. Ол А. Лавуазье, т.б. ғалымдармен бірге химиялық қосылыстардың жаңа жіктелемін жасады. 1785 ж. аммиактың (NH₃), 1786 ж. көгерткіш қышқылдың (HCN), 1788 ж. күкіртті сутектің (Н₂S) химиялық құрамын анықтады. Матаны, қағазды ағарту үшін хлор қолдануды алғаш ұсынған (1785), калий хлоратын (бертоле тұзы КСLО₃) алған. Ол құрамы айнымалы қосылыстардың бар екендігін анықтады; бұл құрам тұрақтылық заңын ашуға мүмкіндік берді. Бертолле химиялық байланыс туралы гравитациялық теорияны ұсынған.  

     Әр  орбитальдар (s, p) үшін де осыны айтуға болады. Егер сыртқы қабаттың s не p орбитальдары электронға толып тұрса(s² p²), мұндай жағдай өте тұрақты болады. Аяқталған қабаты орбитальдары бар элементтерге инертті газдар жатады. Олардың молекула құрмауын әдеттегі жағдайда ешбір реакцияға түспеуін сыртқы электрондық қабаттарының аяқталғандығымен түсіндіріледі. Басқа элементтер атомдарының сыртқы электрондық қабаты аяқталмаған. Химиялық реакция кезінде олар сыртқы қабатын аяқталған қабатқа айналдыруға тырысады. Ол үшін кейбір элементтер электрон қабылдайды, ал басқалар электрон береді немесе өзара электрондық жұп түзеді.

     Электрон  қабылдау не берудің химиялық байланыс кезіндегі ролін алғаш ашқан  неміс ғалымы Коссель (1916 ж) еді. Сол  кезде химиялық байланыс кезінде  екі атомның электрондық жұп  құруын америка ғалымы Льюис айтты. Осы екі көзқарас негізінде химиялық байланыс теориясы әрі қарай өз дамуын тапты.

     Қазіргі кезде химиялық байланыс негізінде  электр құбылысы жатады. Химиялық байланыс валенттік электрондардың көмегімен  іске асады: s және p элементтерде сыртқы электрондар, d элементтерде сыртқы ns электрондар мен ішкі (n – 1) d – электрондар, f – элементтерде сыртқы ns және ішкі (n – 1) d мен (n – 2) f электрондар. Алайда бұл электрондардың химиялық байланысқа қатысы әр түрлі. Сондықтан химиялық байланысты коваленттік, иондық, металдық және сутектік деп бөлуге болады.

     Коваленттік байланыс. Валенттік байланыс әдісі

     Коваленттік байланыс механизмін түсіну үшін ең қарапайым  молекула Н₂ молекуласының түзілуін қарастырайық:

                             Н + Н = H₂  ΔH = 436 кДж/моль

     Сутегі молекуласындағы атомдардың ұсталып тұрған күштерінің табиғатын алғаш 1927 жылы ағылшын ғалымдары Гейтлер мен Лондон кванттық механика тұрғысынан түсіндірді.Олар Шредингер теңдеуі бойынша байланыстың екі түрлі сипатын – энергия мен ядро – аралық ұзындықты есептеді. Бұл есептеулер іс жүзіндегі нәтижелермен бірдей болып шықты.

     Сутегі  молекуласы төрт микробөлшектен –  екі ядродан және екі электроннан  тұрады. Екі атом бір-біріне жақындаған кезде бір атомның ядросы мен  екінші атомның электроны арасында тартылыс күші, ал екі ядро мен екі электрон арасында тебіліс күші пайда болады. Осы тартылыс және тебіліс күштері теңескен жағдайда молекула тұрақты күйге келеді. Бұл күйге белгілі бір байланыс ұзындығы r₀ және ең кіші потенциалдық энергия сәйкес болады.

     Екі атом бір-бірінен өте алыс r болғанда жүйенің потенциалдық энергиясы нольге тең. Жүйенің теңесіп тұрақталған күйін ең кіші энергия және байланыстың ұзындығы деп аталатын екі ядроның арақашықтығы r₀ сәйкес келеді. Әрі қарай ядро бір-біріне жақындаса, тебіліс күші артылып, екі ядро екі жаққа ыдырап кетуі мүмкін. Потенциалдық энергия сызығындағы ең кіші энергия (О) «потенциалды0 шұңқыр» деп аталады.

     Кванттық  механика тұрғысынан есептеулер екі  атомның байланысуы электронның  спиндеріне де тәуелді екенін көрсетеді. Егер электрон спиндері параллель болса (1-сурет 2-сызық), екі атом жақындаған сайын, энергия артады да, байланыс түзілмейді. Электрон спиндері антипараллель (қарама-қарсы) болған жағдайда (қарама-қарсы) болған жағдайда (1-сурет 1-сызық) энергия төмендеп ең кіші  болғанда сутегі атомдары байланысып Н₂ молекуласын түзеді. Ең кіші энергияға D, ең кіші атом аралығына r = 0.074 нм сәйкес болады.

     Потенциалдық  энергияның өзгеруі электрон бұлттарының  тығыздығына да әсер етеді. Екі атом бір-біріне өте жақындағанда электрондық  бұлттар айқасып молекулалық бұлт түзеді. Бұл бұлт екі ядро ортасында болады да, тығыздығы аса жоғары болады. Сондықтан сутегі молекуласында ядроаралық қашықтық атом радиустарының қосындысынан едәуір кіші (2-сурет). Көпшілік жағдайда коваленттік байланыстың түзілуін осылай түсіндіреді. 
 
 
 
 
 
 
 
 

     Осы механизмді көп атомды молекулаға қолдану  арқылы валенттік байланыс әдісі (ВБ) табылды (Стейлер және Полинг).

     Осымен  қатар кейінгі кезде молекулалық  орбитальдар әдісі де (МО) кеңінен  дамуда (Миликен және Хунд).

     ВБ  әдісі молекулада атомдар жұбы бір немесе бірнеше ортақ электрондық жұптар арқылы ұсталып тұрады деген ұғымға негізделген. Неғұрлым атомдардың электрондық бұлттары көбірек айқасатын болса, атом арасындағы химиялық байланыс соғұрлым мықты болады. Әдетте екі атомды қосатын сызық бойындағы электрон бұлттарының айқасуы біршама жақсы болады. Осы әдіс бойынша сутегі молекуласының түзілуін былай түсіндіруге болады: әр жеке сутегі атомының ядросын 1s электрон сфера тәрізді орбиталь бойымен айналып жүреді. Екі атом бір-біріне жақындағанда электрон бұлттары айқасып, ядролар арасында екі электроннан тұратын тығыздығы жоғары молекулалық жұп түзіледі. Мұндай жүйе жеке атомнан тұратын жүйеге қарағанда тұрақты болады. Егер екі атом жақындағанда аралығы 0,106 нм болса, электрон бұлттары айқасу нәтижесінде түзілген молекуладағы ядро аралық қашықтық 0,074 нм болады (2-сурет).

     Сонымен спиндері қарама-қарсы электрон бұлттары бір-бірімен айқасып химиялық байланыс түзіледі де, спиндері параллель электрон бұлттары арасындағы тығыздық кеміп  химиялық байланыс түзілмейді.

     Химиялық  байланысты былайша кескіндеуге  болады:

атомдардың  сыртқы электрондарының көрнекі болу үшін нүкте арқылы белгілейді. Сонда сутегі молекуласының түзілуін былайша жазуға болады:

                          Н + Н Н : Н

          молекула түзілуін кванттық ұяшықтар  арқылы да көрсетуге болады:

                          1s¹  1s¹

Енді  ВБ әдісі тұрғысынан хлор, оттегі азот молекулаларының түзілуін қарастырайық.

          Хлор атомының сыртқы электрондық  қабатында жеті электрон (s² p⁴) бар, оның бір p электроны дара. Хлордың екі атомы біріне-бірі жақындаған кезде осы дара электронжұптасып химиялық байланыс түзеді 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

Химиялық байланыс

   Валенттік байланыс әдісі (ВБӘ).

   Химиялық байланыс жөнінде көзқарас екі бағытта дамыған:

1. Косселдің электростатикалық теориясы: химиялық байланыс әр түрлі зарядталған иондардың тартылуы нәтижесінде түзіледі.
2. Льюс теориясы: химиялық коваленттік байланыс атомдардың жалпы электрондық жұптары арқылы түзіледі (1916ж)

   Льюс  көзқарасын ғалым Полинг дамытқан және де валенттік байланыс әдісі (ВБӘ) теориясының негізіне енген. Бұл теория бойынша байланыс антипараллельді спинді элементтер жұбының арасында іске асырылады. Жоғары электрондық тығыздық екі атом ядросын байланыстырады.

   Химиялық байланыстың негізгі сипаттамалары:

1. Байланыс ұзындығы – химиялық байланысқан атомдарының ядроларының ең қысқа аралығы.
2. Байланыс энергиясы – байланысты үзу үшін қажет энергия мөлшері. Байланыс энергиясы оның беріктігінің өлшемі, үлкен байланыс энергиясына қысқа ұзындығы сәйкес келеді, мысалы:

3. Байланыс полюстігі – электрон жұбының бір атомға ығысуына негізделген (ковалентті полюсті, ионды).
4. Байланыстың қанығуы – белгілі бір шекті химиялық байланыс саны түзілу қабылеттілігі.
5. Байланыстың бағытталуы, яғни химиялық байланыс түзетін атомдардың кеңістікте өзара орналасуы, бұған молекула формасы тәуелді: сызықтық, бұрышты, үш бұрышты, тетраэдрлік және т.б.

   Химиялық байланыстың түзілу механизмі.

   Жалпы электрон жұбының түзілу-алмасу механизмі бойынша іске асырылады: әр атом – сыңарына бірден-бір тақ электронын ұсынады (береді) немесе донорлы-акцепторлы механизмі бойынша: бір атом (донор) жұп электронын береді, ал екіншісі (акцептор) валенттік бос орбиталін ұсынады.

   Атомдық валенттік-қозған күйі.

   Элементтердің валенттік мүмкіндігі тақ электрондар санымен анықталынады. Элементтердің жоғары валенттілігі бір энергетикалық деңгейдегі электрондардың басқа деңгейшелерге ауысып, жұпсыздануымен іске асырылады.

   s- және p электрондарының жұпсыздануын қарастырайық:

   Азот  атомында және екінші периодтың келесі барлық элементтерінде валенттік қозған күйі болмайды. Азот тақ электрондар есебі бойынша үш валентті, оттегі – екі валентті, ал фтор – бір валентті болады.

   Фосфорда  азоттан өзгеше, бос 3d-орбиталь бар, сондықтан бес тақ электронды конфигурация түзілуі мүмкін.                                                 ₁₅P 3s²3p³

   Атомдар өздерін тән тотығу дәрежесінде, инертті газдарға жақын тұрақты электрондық конфигурацияға ие болады.