Бағдарлаушы өзара әсерлесу.

Егер молекулалардың тұрақты дипольдік моменті , яғни полярлы болса, онда олардың арасында молекулаларды қатаң тәртіппен орналастыруға тырысатын электростатикалық өзара әсерлесулер (1.2 –сурет) пайда болады. Бұл кезде жүйе энергиясы кемиді. Молекулалардың дұрыс орналасуын жылулық қозғалыс бұзады. Сондықтан, молекулалардың бағытталып орналасуын анықтайтын жүйе энергиясы температураға күшті тәуелді болады. Молекулалардың толығымен бағытталып орналасуы болатын төмен температураларда өзара әсерлесу энергиясы мына қатынаспен анықталады:

(1.3)

мұндағы - молекулалардың ара қашықтықтары, — диэлектрлік тұрақты.

Жоғары температуралардағы дипольдік молекулалардың өзара әсерлесулері Кеезом көрсеткендей мына теңдеумен анықталады:

(1.4)

 

1.2 – сурет 1.3 – сурет

 

Қарастырған өзара әсерлесу бағытталушы (ориентациялық) деп аталады.

Индукциялық өзара әсерлесу.

Поляризациялануы жоғары болатын полярлы молекулаларда көршілес молекулалардың тұрақты өрістерінің әсерінен индукциялық моменттер пайда болуы мүмкін (1.3-суретте үзік сызықтармен индукцияланған диполдар көрсетілген). Бірінші және екінші молекулалардың дипольдері арасында пайда болған өзара тартылыс энергиясы Дебай көрсеткендей температураға байланысты болмайды және мына қатынаспен анықталады:

(1.5)

 

мұндағы М — молекулалардың тұрақты дипольдік моменті, α — олардың поляризациялануы.

Осындай өзара әсерлесу индукциялық немесе деформациялық деп аталады.

Жалпы алғанда, екі молекула бір-біріне жақындағанда барлық үш түрлі байланыстың пайда болуы мүмкін, және өзара әсерлесу энергиясы дисперсиялық , бағдарлаушы және индукциялық өзара әсерлесулер энергияларының қосындысына тең болады:

1.1 - кесте

Заттар	Өзара әсерлесулер түрлері
дисперсиялық	индукциялық	Бағдарлаушы
Су
Аммиак
Хлорлы сутек
Көміртек окисі

 

1.1- кестеде cу, аммиак, хлорлы сутек, көміртек окисі үшін осы байланыс энергияларының әрбіреуінің салыстырмалы пайыздық мөлшері берілген.

1.1- кестеден барлық заттардың байланыс энергияларының ішінде индукциялық өзара әсерлесу энергиясының аз екендігі көрініп тұр. Полярлы молекулалалы заттардың бай ланыс энергияларының 3/4 немесе 1/2 бөлігі қатаң (жесткии) дипольдердің бағытталып өзара әсерлесу энергиясынан тұрады. Ал полярлы емес молекулалы заттардың байланыс энергиялары толығымен дисперсиялық өзара әсерлесу энергиясы болып табылады деп айтуға болады.

1.2 – кесте

Неон	........................1,9	Оттегі	............................8,2
Аргон	........................8,4	Көміртек окисі	............................8,4
Азот	........................6,6	Метан	............................10,8

 

1.2 - кестеде кейбір молекулалық кристалдардың Ван-дер-Ваальс күштері әсерінен пайда болған байланыс энергияларының мәндері келтірілген.

 

Иондық байланыс

Менделеевтің периодтық кестесінде инертті газдармен бір периодта орналасқан атомдар электрондар беріп немесе қосып алу қабілетіне ие. Инертті газдардан кейін орналасқан сілтілік металдар атомдарының валенттік электрондары толығымен толтырылған қабаттан тыс қозғалады және ядромен байланысы нашар. Инертті газдардың алдында тұрған галоидтардың сыртқы қабаты толығымен толу үшін бір электрон жетіспейді. Сондықтан, олар қосымша электронды қосып алуға бейім.

Кәдімгі металдар мен галоидтар арасындағы байланыс мына түрде жүреді.

 

1.4- сурет

 

Алдымен екі атомда да зарядталу болады, электрон металл атомынан галоид атомына ауысады. Металл атомы оң ионға, ал галоид атомы теріс ионға айналады. Бұл иондар зарядтары әр аттас, олар Кулон заңына сәйкес өзара әсерлеседі. Осындай байланыс иондық немесе полярлық деп аталады.

Бір-бірінен қашықтықта орналасқан иондардың тартылыс энергиясы мынаған тең:

(1.6)

мұндағы - иондар заряды.

1.4 - суреттегі 1-ші қисықпен -дың -ға тәуелділігі кескінделген. кеміген сайын энергия өзінің абсолют шамасына дейін артады және болғанда шексіздікке ұмтылады. Тартылыс күші әсерінен иондар бір-біріне максимал қашықтыққа жақындауға тырысады. Бірақ та, тебіліс күші бөгет жасайды, олар өте жақын қашықтықтарда пайда болады және ара қашықтық азайған сайын, өте тез артады. 1.4-суреттегі 2-ші қисық тебіліс энергиясын көрсетеді. Борн және басқа зерттеушілер тебіліс энергиясын келесі қатынаспен өрнектеді:

(1.7)

мүндағы - тұрақтылар.

Иондардың қорытқы өзара әсерлесу энергиясы мынаған тең:

(1.8)

1.4 –суретте бұл энергияны 3-ші қисық көрсетеді, ол болғанда минимумдар арқылы өтеді; бұл минимумның түбі -ты береді, ал - молекуладағы иондардың ара қашықтығы. Тепе-теңдік күйде болғанда тартылыс күші , тебіліс күші тең екенін ескерсек, онда (1.8) теңдеу мына түрге келеді:

(1.9)

молекулалардан тұратын тордың энергиясы:

(1.10)

мұндағы А — берілген молекуланың кристалдағы көршілес молекулалармен өзара әсерлесу энергиясын ескеретін Маделунг тұрақтысы.

 

1.3 – кесте

 

Кристалдар
Тәжірибелік	теориялық
Хлорлы натрий	-752	-754
Иодты калий	-650	-630
Бромды рубидий	-635	-645
Иодты цезий	-595	-585

 

1.3 – кестеде мысал ретінде, иондық кристалдардың байланыс энергияларының тәжірибелік және (1.10) теңдеу арқылы табылған мәндері берілген. Ауытқулар 1—2% артпайды, ол тәжірибе нәтижелерінің теориямен сәйкес келетінін көрсетеді.

 

Коваленттік байланыс

 

Н₂, О₂, N₂, және т.б. қосылыстар, сонымен қатар алмаз типті атомдық кристалдардың байланысын иондық және ван-дер-ваальс байланыстары арқылы түсіндіру мүмкін емес. Біртекті атомдар валенттік электрондардың алмасуы нәтижесінде қарама-қарсы зарядталған иондарға айналмайды, металдар мен галойдтардың өзара әсерлесуі де сол сияқты. Екінші жағынан Н₂, О₂, N₂,... молекулалары арасындағы байланыстың беріктігі Ван-дер-Ваальс күштері әсерінен болатын байланыстан да күштірек. Бұл байланыс коваленттік байланыс деп аталады.

 

1.5 –сурет

 

Осы күштердің табиғатын түсіну үшін сутегі молекуласын мысал ретінде аламыз. Бір-бірінен жеткілікті дәрежеде қашықтықта сутегінің екі атомы орналассын: ядро мен 1-ші электроннан тұратын атомы және ядро мен 2-ші электроннан тұратын атомы (1.5-сурет). Атомдағы электронның күйін сипаттайтын электрондық бұлтшаның тығыздығы ара қашықтыққа байланысты өте тез кемиді, 1-ші электронды ядродан, ал 2-ші электронды ядродан табу ықтималдығы өте аз. Есептеулер, болғанда әрбір электронның бөгде атомда орташа алғанда жылда бір-ақ рет болатынын көрсетті. Сондықтан, А және В атомдарды оңашаланған атомдар деп алуға болады және жүйенің энергиясы тең. Мұндағы -оңашаланған атомның қалыпты күйдегі энергиясы.

Атомдар жақындаған сайын электрондардың бөгде ядроға ауысу ықтималдылығы арта түседі. болғанда бұл атомдардың электрондық бұлтшалары бірін-бірі күштірек жабады және ауысу жиілігі шамамен алғанда дейін өседі. Ары қарай жақындағанда электрондық бұлтшалардың бір-бірін жабуы арта береді, кейбір жерлерде электрондардың өзара ауысу жиілігінің артқаны соншалық, 1-ші электронның А атомға, ал 2-ші электронның В атомға тиісті екендігі туралы айтудың ешқандай мағынасы болмайды. Бұл жаңа күйдің пайда болғанын көрсетеді, оңашаланған атомдардағы электрондар енді бір мезгілде екі атомға да тиісті немесе басқаша айтқанда біріккен.

Электрондардың бірігуі электрондық тығыздық және жүйе энергиясы өзгерісін тудырады. 1.6-суретте 1-ші үзік сызықпен оңашаланған атомдардағы электрондық бұлтшалардың тығыздығы, ал 2-ші жіңішке сызықпен оңашаланған атомдардың электрондық бұлтшаларын қарапайым қосқан кездегі қорытқы тығыздық, ал 3-ші қою сызықпен ядро мен ядро қосылған кездегі ось бойындағы тығыздықтың таралуы көрсетілген.

Cуреттен электрондар біріккенде электрондық бұлтшалардың ядролар арасындағы кеңістікке қарай тартылатыны көрініп тұр: ядродан алыс емес қашықтықтағы кеңістік бұлтшасының тығыздығы оңашаланған атомдағы тығыздыққа қарағанда азаяды, ал осы кезде ядролар арасындағы кеңістікте ол қорытқы тығыздыққа қарағанда артады. Қорытқы тығыздықты осы кеңістікте оңашаланған атомдар тығыздығын қосып алуға болар еді.

1.6 – сурет

 

Ядро аралық кеңістіктегі электрондық бұлтша тығыздығы жоғары күйдің пайда болуы әрқашан да жүйе энергиясының кемуіне және бұл атомдар арасында тартылыс күштерінің пайда болуына алып келеді. Басқаша сөзбен айтқанда, біріккен атомдар жұптарынан тұратын ядро аралық кеңістіктегі электрондық бұлтша ядроларды өзіне тартып, оларды бір-біріне максимал жақындатуға тырысады. Бұл коваленттік байланыстың пайда болуын көрсетеді.

Сутегі молекуласын ең алғаш рет сандық түрде есептеген 1927 жылы Гейтлер мен Лондон болды. Бұл есептеулер екі жақын орналасқан сутегі атомынан тұратын жүйенің энергиясы спиндерінің бағытына байланысты екі мәнге ие болуы мүмкін екендігін көрсетті:

(1.11)

Спиндері қарама-қарсы бағытталса осындай, ал параллель бағытталса мына түрде болады:

(1.12)

Мұндағы 2Е₀ - екі оңашаланған сутегі атомының қорытқы энергиясы,

К – электрондардың ядролармен, электрондардың бір-бірімен және

1.7 – сурет

 

ядролардың бір-бірімен өзара әсерлесулерінің электростатикалық энергиялары. Оны сонымен бірге, Кулон энергиясы деп те атайды, таңбасы теріс. А – атомдардың электрондармен алмасқан кезде пайда болған өзара алмасу энергиясы. Бұл атомдардың электрондық тығыздықтарының қайтадан таралып молекула құрылған кезде пайда болатын қосымша энергия; оның таңбасы теріс, абсолют шамасы жағынан К-дан көп үлкен К (|А | > | К |); S — неортогональ интеграл деп аталады, оның шамасы мына аралықта жатады: 0≤S≤1.

энергиясы бар күй - симметриялы, ал энергиясы бар күй- антисимметриялы. К мен А теріс таңбалы, ал болғандықтан, симметриялы күй пайда болғанда жүйе энергиясы екі оңашаланған атомдар энергиясына қарағанда кемиді:

(1.13)

Бұл тартылыстың пайда болуына сәйкес келеді. Соның салдарынан алмасу энергиясының абсолют шамасы А кулондық энергия К-дан жеткілікті дәрежеде көп болады, жүйенің энергиясының кемуі негізінен А есебінен болады. Сондықтан, атомдар арасында пайда болатын тартылыс күшін алмасу күші немесе алмасу энергиясы деп атайды. Сол себепті, болса, яғни антисимметриялы күй пайда болғанда жүйе энергиясы артады. Бұл тебіліс күшінің пайда болуына алып келеді.

1.7 –суретте пен -дің шамасына тәуелділігі кескінделген, мұндағы - атомдардың ара қашықтығы, - бірінші Бор орбитасының радиусы. Энергияның нөлдік деңгейін -ден бастап алу келісілген. Суреттен көрініп тұрғандай, антисимметриялы күйде жүйенің энергиясы атомдар жақындай бастағанда үзіліссіз түрде өседі, ол атомдардың бірін-бірі тебуіне сәйкес келеді (1 -қисық). Сондықтан, бұл күйде сутегі молекуласы түзіле алмайды. Симметриялы күйде кеміген сайын, жүйе энергиясы да алғашында кемиді және болғанда өзінің минималь мәніне жетеді. Ары қарай кеміген сайын энергия арта бастайды да, күшті тебіліс күштері пайда болады. Потенциалық энергия қисығында минимумның бар болуы орнықты жүйенің мүмкіндігін, яғни сутегі молекуласының пайда болуын көрсетеді. Бұл жүйені бұзу үшін потенциалық шұңқырдың тереңдігі -ке тең жұмыс жасау қажет.

1.4- кесте

 

Газ		Кристалл
Көміртек окисі	10,8	Алмаз	6,8
Азот	9,5	Кремний	4,4
Оттегі	5,0	Германий	3,5
Сутек	4,4

Теориялық есептеулер арқылы алынған және мәндері: , ; Осы шамалардың тәжірибе жолымен алынған мәндері: , . Теориялық және тәжірибелік мәндер бір-бірімен сәйкес келеді.

1.4 – кестеде кейбір коваленттік байланыстар - H₂, N₂, О₂, СО молекулаларының, сонымен бірге алмаз, кремний және германий кристалдарының байланыс энергиялары берілген (байланыс коваленттік күштермен іске асады).

1.4 – кестедегі мәндерден коваленттік байланыстың өте күшті екендігі көрініп тұр: байланыс энергиясы -ге дейін жетеді. Коваленттік байланыстың басқа байланыс түрлерінен сипаттамалық ерекшеліктері – қанығушылық және бағытталғандық болып табылады.

Қанығушылық, яғни әрбір атом тек өзімен көршілес белгілі бір атомдармен ғана коваленттік байланыс құра алады деген сөз.

Сутегінің әрбір атомы тек қана өзімен көршілес бір ғана атоммен байланыс жасай алады. Осы байланыс түзетін атомдар жұбының спиндері антипараллель және бір кванттық ұяшықта орналасады. Бұл жағдайда үшінші атом тартылмайды, тебіледі.

Валенттік электрон орналасқан электрондық бұлтшаның тығыздау бөлігіне сәйкес келетін бағытта валенттік байланыс пайда болады. Бұл кезде байланысқан электрондар бұлтшаларының максималь жабылуы болады. Ол валенттік байланыстың бағыттаушы сипаты бар екенін көрсетеді.

 

Металдық байланыс

 

Менделеев кестесінің әрбір периодының басында тұрған металдар ерекше денелер тобын құрайды. Металдық байланыстың пайда болуын иондық және коваленттік байланыстар тұрғысынан түсіндіру мүмкін емес. Шын мәнінде иондық байланыс металл және галоидтар атомдары арасында, яғни қосымша электрон қосып немесе беріп жібере алатын атомдар арасында пайда болады. Мұндай байланыс металдардың біртекті атомдары арасында бола алмайды. Екінші жағынан, металл атомдарының көршілес атомдармен валенттік байланыс жасауға қажетті электрондары жоқ. Мысалы, мыс атомының бір ғана валенттік электроны бар және бір атоммен валенттік байланыс жасай алады. Мыстың кристалдық торында әрбір атом он екі көршілес атомдармен қоршалған, ол олармен күштік байланыста болуы керек. Бұл, металдарда ерекше байланыс күштерінің бар екендігін көрсетеді, оны металдық байланыс деп атайды. Осы күштің табиғатын қарастырайық.

 

1.8 -сурет

 

Металл атомындағы сыртқы валенттік электрондар ядромен нашар байланысқан. Сұйық және қатты күйде атомдардың бір-біріне жақын орналасатыны соншалық, валенттік электрондар өздерінің атомдарын тастап, кристалдық тор ішінде емін-еркін қозғалып жүреді. Сонымен, металдың кристалдық торында теріс зарядтың біртекті таралуы байқалады. Ол тікелей тәжірибелер барысында дәлелденген.

Мысал ретінде 1.8-суретте рентгенографиялық әдіспен алынған алюминийдің кристалл торлары түйіндері арасындағы электрондық тығыздықтың тәжірибелік таралу қисығы көрсетілген. Түйіндер арасындағы кеңістіктің басым бөлігінде электрондық тығыздық тұрақты түрде сақталады. Тек қана түйіндерде ол алюминий атомының ішкі бұлтшалары есебінен күрт артады.

Металл торларындағы байланыс оң иондардың электрондық газбен өзара әсерлесуі нәтижесінде пайда болады. Олардың арасында тұрған электрондар оларды өздеріне тартып, аттас зарядталған иондар арасындағы тебіліс күштерін теңестіруге тырысады. Иондар арасындағы ара қашықтық азайған сайын электрондық газдың тығыздығы артады, соның нәтижесінде иондарды тартушы күш те артады. Екінші жағынан, иондар арасындағы ара қашықтық азайған сайын, иондарды бір-бірінен алыстатуға тырысатын тебіліс күштері артады. Тартылыс күші мен тебіліс күштері тепе-теңдікте болатын ара қашықтыққа жеткенде тор орнықты болады.

Көріп тұрғанымыздай, металдық байланыс пен валенттік байланыс арасында ұқсастық бар, себебі екеуінің де негізі сыртқы валенттік электрондардың бірігуінде жатыр. Бірақ та, валенттік байланыста көршілес атомдар болып табылатын атомдар жұбы электрондары бірігеді, бұл электрондар үнемі атомдар арасында, ал металдық байланыс кезінде кристалдың барлық атомдарындағы электрондар бірігеді және олар тор ішінде еркін қозғалып жүреді.

Сутектік байланыс

 

Сутектік байланыс сутек атомы өте теріс электрлік атоммен, мысалы оттегі, фтор, азот, хлор және т.б. атомдармен байланысқан кезде пайда болады. Осындай атом электрондарды тартып алады да, теріс зарядталады, ал электроны кетіп қалған атом оң зарядталады. Сутектік байланыс зарядтардың электростатикалық тартылуына негізделген.

1.9 –сурет

 

Мысал ретінде, су молекулалары арасындағы сутектік байланысты алайық (1.9 –сурет). Судың бір молекуласындағы оттек атомдары мен басқа молекуласындағы сутек атомдары арасында орныққан байланысын кішкене диполь ретінде алуға болады ( оттегінің заряды, ал - сутегінің заряды). Осы зарядтар арасындағы тартылыс сутектік байланыстың пайда болуына алып келеді, ол 1.9-суретте нүктелермен кескіңделген. Тартылыстың болуына сутегі атомы өлшемінің аздығы себеп болады, ол өзіне теріс электрлік атомның жақындауына жағдай тудырады.

Сонымен қатар, бұл ара қашықтық тең, бұл су молекуласының өзіндегі коваленттік байланыс ұзындығы -дан да көп үлкен, ол -ге тең. Бұл заңды да, себебі коваленттік байланыс энергиясы сутектік байланыс энергиясынан бірнеше дәрежеге жоғары. Су үшін ол .

Сутектік байланыс сұйық молекулаларының (су, қышқыл, спирт және т.б.) тұтқырлығын арттырады, қайнау нүктесін жоғарлатады, қыздырған кезде көлемнің аномальды өзгеруін және т.б. тудырады. Осыған мысал ретінде, кәдімгі суды алуға болады. Егер су молекулалары арасында сутектік байланыс болмаса, ол қалыпты қысымда -де емес, ал қайнар еді, тығыздығы бір дәрежеге төмен болар еді. Суды -ден жоғары температурада қыздырғанда сутектік байланыстар бұзылады, су молекулалары бір-бірінен жеткілікті дәрежеде алыстайды (). Осындай құрылым (структура) бұзылса, ол судың тығыздығының артуына алып келуі керек. Екінші жағынан, температура жоғарлағанда молекулалардың жылулық қозғалыс қарқындылықтары артып, ол термиялық ұлғаюға ұшырайды және су тығыздығы кемиді. Тәжірибелер көрсеткендей, температураның интервалында сутектік байланыстардың бұзылуы салдарынан судың тығыздығы артады. -ден жоғары температурада судың термиялық ұлғаюы болады. Сондықтан, ары қарай қыздырғанда басқа барлық (қалыпты) сұйықтар сияқты судың тығыздығы кемиді.