Дальтонның атом-молекулалық ілім туралы негізгі қағидаларын түсіндіріңіз.

Джон Дальтон он тоғызыншы ғасырдың басында ғылымға атом теориясын енгізген ағылшын ғалымы. Бұл теорияны енгізе отырып ол ең бір басты идеяның жалынан ұстаған еді. Өйткені ол идея химия ғылымының алтын өзегі болатын.

Айта кететін бір жайт, Дальтон бүкіл материалдық объектілердің бәрі де атом деп аталатын, бұзылып бөлінбейтін ұсақ бөлшектерден тұратын алғаш дәлелдеп берген жалғыз жан емес. Бұл ұғымды алғаш рет көне грек философы Демокрит (біздің дәуірімізге дейінгі 460-370 жылдар) одан беріректе Рим жазушысы Луареций (біздің дәуірімізге дейінгі 55 жыл) өзінің «Заттар табиғаты» атты даңқты поэмасында керемет көркемдеп жазып берген еді.

Демокрит теорияларына (кезінде оларды Аристотель де қабылдамай қойған) орта ғасыр оқымыстылары аса мән бере қоймаған. Сондай-ақ ол теория сол кездегі ғылымға ешқандай да ықпал еткен жоқ. Солай бола тұра он жетінші ғасырдың бірнеше жетекші ғалымдардың (олардың ішінде Исаак Ньютон да бар) осындай ойларда болғанын айта кеткен жөн. Бірақ ертеден келе жатқан ол атом теориясы сандық тұрғыдан ұңғыл-шұңғылына дейін қазып жасалмады да ғылыми айналысқа түсе қоймады. Ең бастысы, ол оқымыстылардың бірде бірі атом туралы философиялық ұсыныстар мен химияның қолымен ұстап, көзбен көретіндей факты арасындағы байланысты көре алған жоқ.

Міне, дәл осы кезде Дальтон сахнаға шыға келді. Ол химиялық эксперимент жсауға болатын, лабораторияларда тексеруге келетін сандық теорияны көзіне айқын елестете алған еді.

Біз бүгін қолданып жүрген терминалогиядан алшақ бола тұра Дальтон атом, малекула, элементтер мен химиялық байланыстар сияқты ұғымдардың бар екенін дәлелдеп берген еді. Дальтон дүниедегі атомдар саны аса мол екенін, бірақ түрлері аз екенін дәлелдеп берді. (Оның кітабында жиырмадан астам элеметтер мен атомдардың тізімі бар, ал бүгінде олардың саны жүзге жетті). Дальтон атомдардың әр түрлі типтері бір-бірінен салмағы арқылы ерекшелене тұра біртекті екі атомның, массасымен қоса, қасиетіде бірдей деп дәлелдеп бақты. (Қазіргі күрделі эксперименттер көрсетіп бергендей бұл ережеге мүлде бағынып қалуға болмайды. Кез келген химиялық элемент үшін екі немесе одан да көп атомдар типі бар екенін, олар изотоптар деп аталатынын дәлелдеп берді). Дальтон өзінің кітабына әртүрлі атомдар типтерінің салыстырмалы таблицасын кіргізді. Бұл – осы саладағы алғашқы таблица болатын. Сондай-ақ Дальтон бір химиялық байланыстағы кез келген екі молекула атомдардың біртекті комбинациялардан құралатынан нақтылап берді. Мәселен, азот қышқылының әрбір молекуласы азоттың екі атомы мен оттегінің бір атомынан құралады. Бұдан шығатын қортынды, бұл химиялық байланыс – олар қалай табылып, қалай алынғанына қарамастан бір элементтен, бір пропорциядан құралатынын көрсетеді. Бұл «белгілі пропорциялар» заңын кезінде Жозеф ЛУИ ПРУСТ ашқан-ды.

Дальтон өзінің теориясын нық сеніммен жарқыратып көрсете білгендіктен, кезекті жиырма жылдың ішінде оны ғұламалардың көбісі қабылдап үлгерді. Сонымен бірге кітапша көрсетілген бағдарлама бойынша жұмысқа кірісті: салыстырмалы атом салмақтарын нақты белгілеу, салмақ бойынша химиялық байланыстарды талдау, молекулалардың әрбір түрін құрайтын атомдардың комбинацияларын анықтау. Бұл бағдарламаның нәтижесі адам таңқаларлықта болды.

Атомдардың бар екенін анықтауға бағытталған болжамдардың маңызын дәлелдеп жату артық. Өйткені бұл – қазіргі химияның негізгі ұғымдары. Сонымен бірге бұл идея қазіргі физиканың көптеген бастау бағыттарын анықтап берген алғысөз болды деуге болады. Сондықтан да Дальтон еңбегі аса құнды еңбектердң бірінен саналады.

1804 жылы Дальтон өзінің атақты атом теориясын жасақтап, атомдар салмағының тізімін толықтай дайындап шықты. Алайда Дальтонның «Химия филасофиясының жаңа жүйесі» атты басты кітабы 1808 жылға дейін жарық көрмеді. Ал ол кітап жарық көргенде ғалымның аты-жөні даңққа бөленіп шыға келді.

Дальтон хим тәжірибелерде таразыны кең қолдану, хим қосылыстардың құрамын білу, химиктердің алдына бірнеше жаңа мәселелер қойды.Соның бірі химиялық элементтер бірімен-бірі қосылысқанда қандай масса мөлшерлерінде қосылысады деген мәселе болды.Ағылшын ғалымы Дальтон 1803 бастап бірнеше жыл осы мәселемен шұғылданып,ақырында химияға эквивалент (әуелгі аты қосылғыштық салмақ) деген түсінік енгізді.
Эквивалент - химиялық элементтер бірімен–бірі қандай салмақ мөлшерлерінде қосылысатындығын көрсететін сан. Әдетте сутек пен оттекті өлшеуіш ретінде пайдаланады, сутектің 1 салмақ бөлігіне оттектің 8 салмақ бөлігі сәйкес келетіні белгілі, сондықтан элементтің химиялық эквиваленті дегеніміз-оның сегіз салмақ бөлік оттекпен не 1,008 салмақ бөлік сутекпен қосылыса алатын немесе қосылыстарда солардың орнын баса алатын салмақ мөлшері..
IUPAC анықтамасы:Эквивалент деп берілген қышқылдық-негіздік реакцияда сутектің 1 катионына, н/е берілген ТТР-да 1 электронға сәйкес шартты н/е нақты бөлшекті айтады. Нақты бөлшектің берілген қышқылдық-негіздік реакцияда сутектің 1 катионына сәйкес, н/е берілген ТТР-да 1 элект-ға сәйкес келетін үлесін эквиваленттік фактор fэкв д.а. Эквиваленттік факторды берілген реакциян-ң стехиометриясы бойынша анықтайды.Заттың эквивалентінің 1 моль мөлшерінің массасын оның эквивалентінің молярлық массасы д.а. Оның өлшем бірлігі г/моль.

Еселі қатынастар заңы
Дальтон еселік қатынастар заңының ашылуына үлесін қосты. Бұл жағдайды зерттеген Дальтон мынадай жағдайларға келген:
2 элемент бірімен-бірі бірнеше қосылыс түзетін болса, ол қосылыстарды, сол элементтердің біреуінің бірдей етіп алынған масса бөлігіне сай келетін масса бөліктерінің өзара қатынасы, кішкене бүтін сандар қатынасындай болады. Дальтон осындай еселі қатынасты көміртек пен сутектің қосылыстары-метан мен этиленге, көміртек пен оттектің қосылыстары–көміртек диоксиді мен көміртек оксидіне тапқан.
Осы заңдарда ашылып отырған қағидалардың дұрыстығын түсіндіру үшін Дальтон атом жөніндегі түсінікке қайта оралып, өзінің пікірін былайша тұжырымдады.
Дальтон атом жөніндегі тұжырымы:
1.Барлық зат өте кішкене бөлшектерден - атомдардан тұрады.
2.Жәй заттар одан әрі бөлінбейтін, біріне-бірі ұқсас басқалардан айырмашылығы бар жәй атомдардан, ал күрделі заттар күрделі атомдардан тұрады. Күрделі атомдар реакция кезінде жай заттардың атомдарына ажырайды.
3.Күрделі заттың күрделі атомдары әр түрлі жай атомдардың аз ғана санынан құралады. Мысалы: 2 жай заттың атомдары қосылып күрделі зат бере алады, ол күрделі атомдардың құрамыАВ,А2В, АВ2 т.т. болуы мүмкін, демек 2 элемент арасында бірнеше қосылыс түзіледі.
4.күрделі атомның массасы оны қоршаушы жай атомдардың массаларының қосындысына тең. Атомдардың массалары оларды сипаттаушы қасиеттердің бірі. Сондықтан атомдардың салыстырмалы массасын білу өте қажет.
Дальтон пікірінше жай заттың молекулаларының болмауы атом-молекулалық ілімінің қабылдануына көп уақыт бөгет болды. Дальтонның атомистикасының 2-ші ерекшелігі мында: сапалық сипаттан басқа, сандық-сипатта, ал Дальтонның атомдық массаның анықтауы тамаша табыс еді.
Авогадро элементтің ең ұсақ бөлігі атом екенін ешкімнің таласы жоқ, бірақ сол элементтердің ең кіші бөлігі сол атом болады деген ұғымды ешкім дәлелдеген емес. Авогадро пікірінше, ол газ күйіндегі жай заттардың кіші бөлігі атом емес, 2 атомнан түзілген молекула. Сөйтіп, Авогадроның пікірі бойынша бірдей жағдайда алынған әр түрлі газдардың бірдей көлемдеріндегі молекулалар сандары да бірдей болады. Сөйтіп, молекула дегеніміз заттың хим қасиеттерін бойында сақтайтын ең кіші бөлігі. Көпшілік заттардың молекулалары дербес күйде болады. Ал атом – жай және күрделі заттардың молекулаларының құрамына кіретін хим элементтердің ең кіші бөлігі. Яғни Авогадроның жай газдың молекулалары 2 атомнан тұрады деген дұрыс болды.

2.Иондық байланыстың бағытталмағыштығы,қанықпауы
Иондық байланыс катиондар мен аниондардың арасында электростатикалық тартылу күшінің нәтижесінде пайда болады. Химиялық әрекеттескен атомдар 8 электронды тұрақты оттек қабатқа ие болып, катион мен анионға айналу үшін олар күшті металдар мен бейметалдарға жатуы тиіс.
Иондық байланысқан қатты заттар иондық кристалдық торға ие болады. Сондықтан олар қатты, берік, қиын балқитын заттарға жатады. Иондық байланыс көбіне нағыз типтік металдардың оксидтері мен гидроксидтеріне және барлық тұздарға тән. Әдетте, бір молекуланың ішінде байланыстың әр түрлі типтері кездеседі. Мысалы, күшті негіздерде (КОН, Са(ОН)2, т.б.) металл катионы мен гидроксотоп арасында иондық, ал оттек пен сутек арасында коваленттік полюсті байланыс түзіледі. Оттекті қышқылдардың тұздарында да (K2SО4, СаСО3, т.б.) металл катионы қышқыл қалдығының анионымен иондық байланыспен байланысса, оттек пен бейметалл (С, S) арасында коваленттік полюсті байланыс түзіледі. Жалпы алғанда, химиялық байланысты типтерге жіктеу шартты сипатқа ие. Өйткені олардың түпкі негізі бір. Мысалы, иондық байланысты коваленттік байланыстың шекті түрі деп қарау керек. Металдық байланыста коваленттік полюсті байланыстың да, иондық байланыстың да элементтері бар. Көптеген заттарда "таза" бір ғана химиялық байланыс типі бола бермейді. Мысалы, ас тұзы — натрий хлориді иондық байланысты қосылыстарға жатады. Іс жүзінде оның 84% байланысы иондыққа, қалған 16%-і коваленттіге тиесілі. Сондықтан химиялық байланыстың полюстік дәрежесін біле тұрып, нақты қай типке жататынын сөз еткен дұрыс. Егер галогенсутектер қатарындағы байланыстың полюстік дәрежесінің өзгеруіне келсек, фторсутектен астатсутекке қарай: HF→HCl→HBr→HI→HAt төмендейді. Себебі галоген мен сутектің электртерістіктерінің айырмашылығы азая түседі де, ақыры астатсутекке жеткенде байланыс полюссіз коваленттіге жуықтайды. Химиялық байланыстың барлық типтері мен түрлерінің негізі бір болатыны — олардың бәрінің де табиғаты электрондық бұлттардың тығыздығының өзгеруіне тәуелді. Химиялық байланыстың түзілуі кез келген жағдайда электрондық-ядролық әрекеттесудің арқасында, осы кездегі энергия ұтысының (бөлінуінің) нәтижесінде іске асады. Оны барлық химиялық байланыс типтерінің белгілерін өзара салыстырғанда байқаймыз.
Ионды кристалдық тop (б) түйіндерінде иондар орналасқан, олар суда жақсы ериді, ерітінділері мен балқындылары электр тоғын жақсы өткізетін қатты заттар.
Иондық байланыс қарама-қарсы зарядталған иондардың кулон күштері арқылы тартылысуы нәтижесінде түзіледі. Ал кулон күштері-қанықпайтын күштер, демек, иондық байланыс қанықпаған байланыс. Егер ионды зарядталған шар деп есептесек, оның электр күштері ионды қоршаған кеңістіктің барлық жағына біркелкі бағытталған. Катион мен анион біріне-бірі жақындасқанда күш өрістерін толық қанықтырмайды. Сол себептен катион да, анион да басқа бағыттар бойынша қарсы зарядталған көптеген басқа иондарды тартып, байланысқа түсе алады.
Иондық байланыстың кесімді бағыты жоқ, бағыттылық көрсетпейді. Иондық байланыс қарама қарсы зарядталған иондардың электростатикалық күштер арқылы тартылысуынан болады. Ал электростатикалық күштер(Кулон күштері) ионды қоршаған кеңістіктін барлық жағына біркелкі бағытталған, демек, кулон күштерінің белгілі бір бағыты жоқ.

3. Электронның ашылуы және оның касиеттерін түсіндіріңіз. ХІХ ғасырдың соңы мен ХХ ғасырдың басында ғылымның дамуы бұрында беймәлім болып келген заттың ішкі құрылысының сырларын ашып беруге мүмкіндік туғызды. Табиғат танудағы революция,- деп бұл кезде химия ғылымы үшін аса маңызды қарапайым бөлшек - электронның атом құрамына кіретіні анықталды. Бұл жаңалық 1879 жылы жүргізілген ағылшын ғалымы У.Крустың тәжірибесінен басталды. Крукс ауасын сорып азайтқан шыны балонның екі ұшына электродтар орнатып оларды жоғары кернеулі тоқ көзімен қосқанда (-1000В) катод пластинкадан көзге көрінбейтін сәуле шығатынын байқайды.Бұл сәуле ағыны жолында кездескен, ұсақ қағаз қиқымдарын өзімен бірге ілестіре кетіп шыныға тиген жерін қыздырып сәулелендіреді.Демек катод сәулелері деп аталған бұл сәуленің кинетикалық энергиясы,өзіне сай массасы бар.Әрі катод сәулелері электр және магнит өрісінде бағытын өзгертіп,оң полюске қиыстап,өзінің теріс зарядты бөлшектердін ағыны екенін танытты.Катод әулелерінің бір ерекшелігі катод болып тұрған металдың табиғатына және шыны түтіктің ішіндегі газ түрінде ешбір тәуелсіздігі.Олай болса бұл сәуле кез келген атомнан шығады. Ағылшын физигі Дж.Томсон 1897 ж.катод сәулелеріне байланысты барлық мәліметтерді жинақтай отырып,оны атомның ең кіші теріс зарядты бөлшегі деген қорытындыға келді.Екінші ағылщын ғалымы Стонэйдің ұсынысы бойынша Томсон бұл кіші бөлшекті электрон деп атап,е таңбасымен белгіледі.Қазіргі дәл мәлімет бойынша нейтрон зарядының шамасы е=4.80286*10-10 эл.ст.бір=1/60206*10-19 кулон(к).Магниттән электр өрісінде бұрылған электрон ағынының траекториясының қисықтығына қарап зарядының массасына қатынасын анықтауға болады.e/m=5.273*1017(дәреже).Бұдан электр зарядын біле отырып оның тыныш күйдегі массасын есептеп шығарса m=9.109*10-28

Н.Бор моделі және кемшілігін айқындаңыз. Дания физигі Н.Бор 1913 жылы сутек атомының спектрінің түзілу сырын түсіндірумен бірге оның электрондық құрылысының негізін салды. Ол бұл проблемны шешу үшін сол кездерде туған квант теориясын табысты пайдаланды.Резерфорд моделі бойынша электрондар атом ядросын қоршап, белгілі бір орбитамен айналып жүреді. Бұл ұғым атом және электрондар күн мен оны айналып жүретін планеталар іспеттес деген ұғымға әкелген еді. Бірақ Резерфорд моделі бойынша атомды айналып жүретін электрондар үнемі бір орбита бойымен қозғалуы мүмкін емес еді. Ядроға тартылу күшін электрон орбита бойымен айналғандағы центрден тепкіш күш теңестіріп тұрады. Бірақ электродинамиканың заңы бойынша ядроны айналған электрондар кез келген зарядты дене тәрізді электромагниттік толқындар тудыруы шарт; ол толқынның ұзындығы электронның орбитада айналу жиілігіне тәуелді. Бұдан туатын мынадай қайшылық бар: Біріншіден, электрон қозғалған сайын сәуле шығарса атомның бойындағы энергия қоры кемиді, осыдан барып ядро мен электрон арасындағы тепе-теңдік бұзылуға тиіс. Тепе-теңдікті қалпына келтіру үшін электрон ядроға таман жақындай түсіп, жаңа орбитаның бойымен жылдамырақ айнала бастауы қажет. Ең ақырында электрон бойындағы энергия азая-азая ядроға құлап түсуі қажет. Екіншіден, электрон қозғалысының жылдамдығы біртіндеп өзгеретін болса, оған сай оның спектрі де үздіксіз өзгеріп біртұтас болу керек. Эксперимент жүзіндегі тәжірибелер бұл екі қорытындыға қарама-қарсы келіп отыр: атом тұрақты жүйе, өзінен-өзі күйремейді, әрі оның оптикалық спектрі де тұрақты үздік-үздік сызықты болып келеді. Демек, қозғалыстың және электрмагнетизмнің классикалық теорияларына негіздеп, атомның құрылысын планетар жүйеге ұқсату, тек оның сырттай ғана нобайын бағдарлау болып табылады. Бор ядролық модельге Планктың квант теориясын қолданып, атом құрылысының жаңа теориясын жасады. Бұл теория бойынша атомдағы электрон жағдайын сипаттау үшін Бор өзінің әйгілі үш постулатын ұсынды:1.Электрон ядроны айналғанда кез келген емес, квант теориясынан шығатын кесімді шарттарға сай дөңгелек орбиталар бойымен ғана қозғалады. Ол орбиталар стационар немесе квантталған орбиталар деп аталады. 2. Электрон өзіне тиісті квантталған орбитамен айналғанда энергия жұмсамайды. 3. Электрон бір орбитадан екінші орбитаға көшкенде ғана энергия бөліп не сіңіреді. Сол кезде электромагниттік сәуле бөлінеді немесе сіңіріледі, оның энергиясы атомның соңғы және бастапқы күйінің айырмасына тең.Соңғы тұжырымдама біршама түсініктемені қажет етеді. Ядро айнала қозғалатын электрон энергиясы орбита ядросына тәуелді. Ядроға жақын орналасқан орбитада электрон энергиясы аз болады. Электронды ядродан алыс орбитаға ауыстыру үшін, электронның оң зарядталған ядромен тартылыс күшін үзу керек, бұл энергияның жұмсалуын қажет етеді. Электронның ауысу энергиясы келесі теңдеумен өрнектеледі: Е = Еб – Ес, мұндағы Еб – бастапқы (ядродан алыс орналасқан) орбитадағы электрон энергиясы, Ес – соңғы (ядроға жақын орналасқан) орбитадағы электрон энергиясы. Планк теңдеуін ескерсек Е=hv, онда hv=Еб-Ес, бұдан v=(Еб –Ес)/h.Соңғы теңдеу бойынша сәулелердің жиіліктерін немесе толқын ұзындықтарын есептеуге болады, яғни атом спектрін есептеп табуға мүмкіндік бар. Постулаттарға сай мынадай математикалық есептеулер бар: егер электрон ядроны дөңгелек шеңбер бойымен айналып жүр десек, оның центрден тепкіш күшінің мөлшері mu²/r. Мұндағы m-электрон массасы, r-орбита радиусы, u-оның жылдамдығы. Электронды ядродан қашықтатпай теңестіріп ұстап тұратын центрге тартқыш күш әр аттас заряды бар екі бөлшектің біріне-бірінің Кулон заңы бойынша тартылу күшіне e₁e₂/r² теңесіп тұрады: mu²/r= e₁e₂/r²=e²/ r² h/2π. Бірақ, мұндай екі белгісіз(u,r) бар бір теңдеуді шешу мүмкін емес. Сондықтан Бор квант теориясын қолдана отырып, екінші теңдеу ұсынды. Бұл теңдеу бойынша Бордың бірінші постулатындағы электронның кесімді шарттарға сай дөңгелек орбита бойымен айналатын қозғалыс мөлшерінің сәті mur өз кезегінде тұрақты шама h/2π мәні бүтін n санның көбейтіндісіне немесе кванттық сәтке тең болуы тиіс: mur= hn/2π. Мұндай кесімді шарттарға сай келетін квантталған орбиталар n=1,2,3,4.. болып келгенде шығады. Екі белгісізі бар бұл екі теңдеу жүйесін бірге қарап, электронның квантталған орбитасының радиусын және сол орбитадағы айналу жылдамдығын есептеп шығаруға болады. Мысалы, радиусты есептеу үшін u мәнін тауып: u=nh/2πmr қойсақ mu²/r= e₁e₂/r²=e²/ r² e₁₌e₂ ескеріп, e²r=mu²r² e²r=mr²(nh/2πmr)² e²r=n²h²/4πm. Осыдан радиус табылады r=h²n²/4π²me^2. Енді радиустың мәнін бастапқы теңдеуге қойсақ жылдамдықтың формуласы шығады: u=2πe²/h*1/n.Атомға сырттан энергия берілсе электрон ядродан алыста жатқан орбиталардың біріне көшеді. Әдетте бұл жағдайды электронның жоғары энергиялық сатыға көшуі деп атайды. Сырттан берілген энергия жеткілікті болса электрон атомнан үзіліп шығып, атом ионға айналады. Электрон қозып алыс орбитаға ауысқанымен онда көп уақыт бола алмайды, не бары 10^-8сек уақытта өзіне ықтимал ядроға жақын орбитаға қайта оралады. Ядроға жақын орбитаға қайта оралған электрон Бордың 3-постулаты бойынша өз бойындағы артық энергиясын қайтара бөліп шығарады. Ол энергия сәуле энергиясының бүтін кванттары түрінде бөлінеді, әрі сәуленің тебреліс жиілігі бірінен біріне электрон көшіп жатқан орбиталардың радиустарының мөлшерімен анықталады. Ядроға алыстау орналасқан электронның энергиясын-Е_а орбитадағысын-Е_ж деп белгілесе: Еа-Еж=E=hv бұдан v=Ea-Eж/h болып шығады. Неғұрлым орбиталардың арасы қашық болса, соғұрлым шығатын сәуленің тербеліс жиілігі үлкен болады. Мұны есептеп шығару үшін Е электронның белгілі бір орбитадағы толық энергиясы екенін ескеріп, оның кинетикалық және потенциалдық энергияларының қосындысын табу қажет. Е=1/2mu² –e²/r. λ=с/v теңдеуін пайдалана отырып толқын ұзындығын λ табу да қиын емес. Бор теориясы атом спектрлерінің физикалық табиғатын атомдағы электрондардың бір стационарлы орбитадан екіншісіне ауысу нәтижесі ретінде түсіндірді.Электронның энергиясы артық деңгейге ауысуы атом энергияны сіңірген кезде жүзеге асырылады. Электрон энергиясы азайғанда энергия бөлінеді. Энергияның өзгерісі тең болады: ΔЕ1=Е2–Е1=hv1 және ΔЕ2=Е3–Е1=hv2. ΔΕ2>ΔΕ болғандықтан, онда ν2>ν1. Сәуленің жиілігі электронның ауысуы кезінде бөлінген немесе сіңірілген энергия мәнінен байланысты. Сонымен Бордың атом құрылысы моделі сызықтық спектрлердің пайда болуын және сутегі атомдары бөліну спектрлерінің көріну аймағындағы серияларды түсіндірді. Алайда теорияда ішкі қарама-қайшылықтар болды: механика және электродинамика заңдарына сәйкес келмейтін постулаттармен қатар, Бор теориясында бұл заңдар атомдағы электронға әсер етуші күштерді есептеу үшін қолданылды. Постулатпен байланысты сұрақтар пайда болды; мысалы, электрон бір орбитадан екіншісіне ауысқанда қайда болады? Салыстырмалық теориясына сәйкес, бірде бір физикалық үрдіс жарық жылдамдығынан артық жылдамдықпен жайыла алмайды. Сондықтан электронның жаңа орбитаға ауысу үрдісі қас-қағымда жүре алмайды, ол белгілі бір уақытта жүзеге асады. Осы уақыт ішінде электрон бастапқы және соңғы орбиталардың аралығында болады. Алайда теория осындай “аралық” жағдайларды рұқсат етпейді.Сонымен, Бор теориясына басқа ғалымдар толықтырулар енгізгенімен, электронның атомда тек шеңбер тәріздес орбита бойымен ғана емес, кеңістікте әртүрлі орналасқан эллипс тәріздес орбиталармен қозғалатын мүмкіндігі қарастырылды. Аталған теория көп электронды атомдардағы, тіпті сутегі атомындағы спектрлік сипаттамаларды түсіндіре алмады. Мысалы, сутегі атомы спектріндегі сызықтардың әртүрлі интенсивтігінің мәні түсініксіз болды, атом спектрлері жеке сызықтарының бірнеше бөліктерге ыдырауы түсіндірілмеді.Көпэлектронды атомдардың мөлшерлік есептеулері өте күрделі болды. Теория сутегі атомының магниттік қасиетін қате сипаттап, молекуладағы химиялық байланыстың түзілуін түсіндірмеді. Осының бәріне қарамастан Бор теориясы атом құрылысы туралы түсініктердің дамуында маңызды кезең болды. Планк- Энштейн гипотезасымен қатар теория үлкен денелерге –макроэлемент объектілеріне қолданылатын табиғат заңдарын микроэлементтерге – атомдар, электрондар, фотондар – қолдануға болмайтындығын көрсетті.

4. Де Бройль гипотезасы және Гейзенберг жұмыстарына сүйеніп электрон бұлты туралы түсіндіріңіз. Луи де Бройль 1924 жылы жаңа идея ұсынды:Егер белгілі жағдайда сәуле энергиясы жай бөлшектерге тән қасиет көрсетсе,онда ол толқындық қасиет көрсетуі мүмкін ғой.Кез келген микробөлшектерге екі жақты қасиет тән-олар бір мезгілде толқынды және бөлшектік қасиет көрсетеді, демек ядроның айналасындағы орбитадағы электрон белгілі ұзындығы бар толқынмен байланысады.Де Бройль электронға немесе кез келген басқа бөлшекке тән толқын ұзындығы олардың массасы мен жылдамдығына тәуелді деген болжам айтты.(лямбда=h/m*жылдамдық) Бөлшекік материяның толқындық қасиетін сипаттау үшін, Де Бройль материялдық толқын деген терминді енгізді.Де Бройльдің болжамынан массасы m,жылдамдығы кез келген денеге материялды толқын сәйкес келеді деген тұжырым шығарды.Дегенмен теңдеуден көрініп тұрғандай әдеттегі өлшемді денемен байланысқан толқын ұзындығы өлшеуге де келмейтін өте аз шама болады.Ал массасы өте аз электрондар үшін іс басқаша.Есептеулердің көрсетуі бойынша энергиясы шамамен 1.6*10-17 Дж болатын электрондар үшін Бройльдің толқын ұзындығы 1.2 Е болады.Бұл өлшем шамамен кристалдық тор параметрлеріне сәйкес келеді.Гейзенбергтің анықталмағыштық принципі.Егер микро әлем құбылысын толқындық дүние корпускулалық теорияның біреуімен сипаттаса онда нәтиже анықталмағыштық қасиетімен өрнектеледі.Микробөлшектердің толқындық қасиеттерінің артық болуынан әрбір берілген уақыт шамасындағы олардың кеңістіктегі орнын белгілеу және олардың қозғалыс жылдамдығын кез келген дәлдікпен анықтау мүмкін емес.Неміс физигі В.Гейзенберг бір мезгілде бөлшектің орны мен импульсін анықтауға болатын дәлдіктің шектеулік принципі болады деген қорытындыға келген.Гейзенберг тұжырымдаған шектеулік анықталмағыштық принципі деп аталады және анықталмағыштық қатынаспен байланысқан:∆х*∆p= const=h/2∏. Бұл принцип атомдағы электронның бір мезгілде импульсі мен кеңістіктегі орнын дәл анықтаудың мүмкін еместігін көрсетеді.Сондықтан электрон ядроны әрқашан тұраққты радиуспен белгілі дөңгелек орбитамен айналады деуге бомайды.Электрон әрбір берілген уақыт шамасында өзінің толқындық қасиеттеріне сәйкес ядро айналасының белгілі бір аумағына тармайды.Мұндай кез келген нүктеде электрон тығыздығы біркелкі ықтимадықпен тараған көлем шартты түрде орбиталь деп аталады.Берілген орбитальдағы электронның күйі стационарлық және Гейзенбергтің анықталмағыштық принципімен өрнектеледі:∆х=∆(m*жылдамдық)=const
Осы теңдеуден мынадай тұжырым шығады:х неғұрлым кіші болса соғұрлым ядроға жақын болады,үлкен жылдамдықпен қозғалады,керісінше,электрон ядродан қашықтай берсе,ядроға құлап кетпес үшін қозғалыс жылдамдығы азаяды.Де Бройльдің болжамы және Гейзенбергтің анықталмағыштық принципі атом құрылысы теориясы дамуына жаңа қарқын берді.Де Бройль гипотезасы және Гейзенбергтің анықталмағыштық принципі атом құрылысы теориясын түсіндіруге кең түрде қолдануға болатын жаңа бастамалар болып табылады.Бұл теория электронның толқындық қасиеттеріне негізделіп олардың импульсі мен бір сәттік орнын аныөқтауға болатын ешқандай ұмтылыс жасалынбайды.Электронның кеңістіктің нақты бір жерінде болу ықтималдылығы оның толқындық қысиеттерімен байланысты және таралудың толқындық заңдарына бағынады,осыдан,электронның ядро маңындағы кеңістіктің нақты бір жерінде боу ықтималдылығын толқындық процесстердің теңдеулерін қолдану арқылы сипаттауға болады.
Квантты механика қатал математикалық дәлдікпен электронның ядро маңындағы кеңістікте болу ықтималдылығын анықтауга мүмкіндік береді.Атомдағы электрондардың күйі ықтималдылық функциясымен бағаланады.Бұл функцияны толқындық немесе пси-функция деп атайды.Бұл функцияның математикалық мәні х,у,z координаттарына уақытқы тәуелді.Оны мынадай түрде жазуға болады....(х,у,z…)

5.Элементтердің периодты және периодсыз түрде өзгеретін қасиеттері.
Химия тарихындағы ерекше маңызды ірі табыс Д.И.Менделеев ашқан периодтық заң болды.Осы заң негізінде элементтердің периодтық жүйесі жасалды. Периодтық заң - жаратылыстың негізгі заңдарының бірі, оның ашылуы химияда жаңа дәуір туғызды. Д.И.Менделеев периодтық кестені XIX ғ. 60 жж ашқан еді. Осы кезде белгілі болған элементтер саны 28 болса, Д.И.Менделеевтің заманыңда 63, ғасырдың аяғында 83 болды. Осы кезде 113 элемент белгілі. Период деп сілтілік металдан басталып инертті газбен аяқталатын элементтер тобын айтады. Периодтар горизонталь қатардан түрады. Периодтық жүйеде 7 период бар, олар рим сандарымен белгілеген, I, II және III периодтар бір қатардан тұрады және кіші периодтар деп аталады, ал IV, V, VI, VII периодтар екі қатардан тұрады, оларды үлкен периодтар деп атайды. Бірінші периодта-2 элемент, екінші және үшіншіде-8-ден, төртінші мен бесіншіде-18-ден, алтыншыда-32, жетіншіде(аяқталмаған)-32 элемент бар. Әрбір период, біріншіден басқасы, сілтілік металдан басталып, инертті элементпен аяқталады. Әр периодта 2, 8, 18, 32 элемент болады. Бірінші периодтың ерекшелігі – онда екі элемент қана Н, Не орналасқан. Сутектің сілтілік металдарға да, галогендерге де ұқсайтын ортақ қасиетіне байланысты оны көбіне Іa кейде VІҚа топшаға да орналастырады. Екінші периодтта 8 элемент (Lі – Ne) бар. Ол сілтілік металл литийден Lі басталады, одан кейінгі ІІ валентті Ве металл, ал ІІІ валентті В элементтінің металдық қасиеті кеміп, ІV валентті көміртектен бейметалдар басталады, олардың (N, О, F) тотығу дәрежелері теріс. Период инертті газ – неонмен (Ne) аяқталады. Үшінші периодта да 8 элемент орналасқан (Na – Ar). Олардың қасиеттерінің өзгеру сипаты екінші период элементтеріне ұқсас, дегенмен Mg-мен Al-дің Ве-мен В-ға қарағанда металдық қасиеті басымдау, сондай-ақ бейметалдар – P, S, Cl-дың екінші периодтағы “ұқсастардан” айырмашылығы олар өздеріне тән ең жоғары оң валенттіктерін көрсете алады. Менделеев 2 және 3-период элементтерін типтік элементтер деп атаған, себебі олардың бәрі де табиғатта кең таралған. Алғашқы 3 периодтың элементтері негізгі топшаларға (а) ғана кіреді. Қазіргі технологиялар бойынша бұл периодтардың алғашқы екі элементі (сілтілік және сілтілік-жер металдар) Қа-, ІҚа- топшаларды құрайтын s-элементтерден тұрады (кестеден қызыл түске боялған), қалған алтауы (B – Ne, Al – Ar) ІІҚа, VІІҚа-топшаларды құрайтын р-элементтерден тұрады (кестеде сары түсті). Кіші периодтар деп аталған бұл үш период элементтерінің рет нөмірі артқан сайын атом радиустары кішірейіп, кейінгі атомның сыртқы қабығындағы электрондар саны көбейгенде, олардың өзара ығысуының күшеюінен атом радиустары ұлғая бастайды. Ең үлкен радиус периодтың басында орналасқан сілтілік металға тән. Осындай заңдылық иондар радиусының өзгеруінен де байқалады. Төртінші периодта 18 элемент бар (К – Кr), ол – үлкен периодтардың алғашқысы. Мұнда сілтілік және сілтілік-жер металдардан кейін ауыспалы деп аталатын 10 элемент (Sc – Zn) орналасады. Бұларды d – элементтер деп атайды (кестеде көк түсті), олар да қосымша топшаларға кіреді. Ауыспалы элементтер түгелдей металдар, Fe – Co – Nі триадасынан басқасы өздеріне тән ең жоғары валенттіктерін көрсетеді. Соңғы алты p-элементтер (Ga – Kr) негізгі топшаға (a) кіреді, қасиеттерінің өзгеруі бұрын айтқан ІІ және ІІІ период элементтеріне ұқсас. Бесінші периодта 18 элемент (Rb – Xe) бар, құрылысы төртінші периодқа ұқсас. Одан айырмашылығы ауыспалы элементтер де, ксенон да (Xe) өзіне тән ең жоғары оң валенттіктерін көрсете алады. Соңғы галоген – иодта аздаған металдық қасиет пайда болады. Алтыншы периодта 32 (Cs – Rn) элемент бар. Онда ауыспалы 10 элементпен (La, Hf – Hg) қатар 14 f – элементтер, лантаноидтар (кестеде жасыл түсті) орналасқан. Жетінші периодта да францийден (Fr) басталатын 32 элемент болуға тиісті, бірақ ол әлі аяқталмаған (12 элемент әлі табылған жоқ). Мұнда да алтыншы периодтағыдай 89-элементтен кейін 14 f – элементтер – актиноидтар орналасқан (Th – Lr). Олардың тотығу дәрежесі лантаноидтардан де жоғары болады (ІІІ – VІІ). Лантаноидтар мен актиноидтар кестенің түрі ықшамды болу үшін төменірек жеке екі қатар етіп орналастырылған. Оларды кестедегі өздерінің заңды орнына қойып горизонталь периодтарды ұзартсақ периодтық түр шығады. Онда атомдардың электрондық құрылымына сай ұқсастығын анығырақ байқауға болады. Қысқа кестедегі топ нөмірі, жалпы алғанда, ондағы элементтердің валенттігі электрондар санына сай келеді. Бір топшадағы элементтердің ұқсастығы олардың валенттік қабаттарының электрондық конфигурациясының периодты түрде қайталанып келіп отырғандығымен түсіндіріледі. Элементтер қасиеттерінің периодты түрде қайталануы олардың электрондық құрылымының периодты қайталануымен сай келетіні де осыдан. Атомдардағы электрондық конфигурацияның қалыптасуын жалпы былай көрсетуге болады:

Атомдардың периодты түрде өзгеретін қасиеттері: 1.атом радиусы 2- электртерістілік 3- қасиеттері4- иондану энергиясы 5- электрон тартқыщтық 6- тотығу дәрежесі 7- валенттілік 8- атомдық массасы

6. Коваленттік байланыс, коваленттік байланыстың қанығуы, бағыталуы, полюстенуін мысалмен BF₃, NH₃ түсіндіріңіз. Коваленттік байланыс – ортақ электрон жұбын түзу арқылы пайда болатын химиялық байланыс. Коваленттік байланыс түзілуінің үрдісін көбінесе схема түрінде береді, ондағы электрондар нүктемен белгіленген. Егер атомдардың арасында бір коваленттік байланыс болса (жалғыз ортақ электрондық жұп), онда ол дара, егер екеу болса, қос (екі ортақ электрондық жұп), үштік (үш ортақ электрондық жұп) деп аталады. Сутек атомының жалғыз s- электроны бар, 1s1 пішіні шар тәрізді. Сутектың екі атомы бір біріне жанасқанда олардың арасында екі түрлі электростатикалық күштер туады: тартылу және тебілу күштері. Бір атомның электрон бұлты екінші атомның ядросына тартылады. Біздің мысалымызда На атомының электрон бұлты Нб атомының ядросына және керісінше,Нб атомының электрон бұлты На атомының ядросына тартылады. На және Нб атомдарының ядроларының өзара тебіліседі, дәл сол сияқты олардың электрон бұлттары да бір-бірін тебеді.ВБ әдісі бойынша сутек атомдары жақындасқанда тартылысу жіне тебісу күштерінің қалай өзгеретінін есептеп, жүйенің потенциалдық энергия қисығын салуға болады. Бірінші рет мұндай есептеуді 1927 жылы неміс ғалымдары Гайтлер мен Лондон орындаған. Осындай есептеулердің нәтижесінде мынадай жағдайлар анықталды.Электрондардың спиндірі қарама-қарсы сутек атомдары жанасқанда. Жіүйенің потенциалдық энергиясы қисығында минимум пайда болады. Бұл жағдай сутек атомдары жақындасқанда тебісу күштері тартылысу күштерінен басым болып, жүйенің потенциалдық энергиясы атомдар жакындасқан сайын үздіксіз өседі. Бұл жағдай спиндері параллель сутек атомдарының молекула құрап бірікпейтінін көрсетеді. Коваленттік байланыс екі түрлі механизм бойынша түзіледі: алмасу механизмі - әр элемент байланысқа өзінің эектронын береді, мысалы,сутегі молекуласы түзілгенде Н× + ×Н ® Н: Н; донорно-акцепторлық механизм -бір атомның электрон жұбы (донор) ортақ болады, ал екінші атомнан бос орбитал (акцептор) болады: Н⁺ +:NH₃ ® NH⁺₄. Бұл жағдайда химиялық байланыс бір атомның екі электрон бұлттары мен басқа атомның бос орбиталі нәтижесінде түзіледі. Коваленттік байланыстың маңызды сандық сипаттамаларына байланыс энергиясы, оның ұзындығыжәне дипольдік момент жатады.Байланыс энергиясы – бұл байланыс түзілген кезде бөлінетін немесе екі байланысқан атомдарды айыру үшін қажет энергия. Байланыс энегиясы оның мықтылығын сипаттайды.Байланыс ұзындығы – байланысқан атомдарының центрлерінің ара қашықтығы. Ұзындық неғұрлым аз болса, соғұрлым химиялық байланыс мықтырақ болады.Байланыстың дипольдік моменті (m) – байланыстың полярлығын сипаттайтын векторлық шама. Полярсыз (симметриялы) ковалентті байланыс – электртерістілігі бірдей атомдардың арасындағы байланыс, яғни, ядролар мен атомдардың арасында электрондық тығыздығы біртекті таралады. Ондай байланыстардың дипольдік моменті 0-ге тең. Қаныққан көмірсутектердегі байланысы (мысалы, СН₄) полярсыз деп есептелінеді. Айта кететін жағдай, қанықпаған көмірсутектерде көміртегінің электртерістілігі жоғарырақ және С-Н байланысы полярлы әсіресе, егер Н атомы үш байланысы бар көміртегімен байланысқан. Полярлы (симметриялы емес) ковалентті байланыс - электртерістілігі әр түрлі және ортақ электрон жұбтары симметриялы емес таралатын атомдардың арасындағы байланыс Бұндай байланыстың электрондық тығыздығы электртерістілігі жоғарырақ атомға қарай ығысқан, бұл ондағы бөлшектік теріс зарядының пайда болуына әкеледі (дельта минус), ал электртерістілігі төменірек атомда – бөлшектік оң зарядтың пайда болуына әкеледі (дельта плюс): Неғұрлым байланысқан атомдардың электртерістілігі жоғары болса, соғұрлым байланыстың полярлығы жоғары және дипольдік моменті көбірек болады. Белгілері бойынша қарама қарсы бөлшектік зарядтар арасында байланыстың мықтылығын жоғарылататын қосымша тартылыс күштері әсер етеді

7. Молекулааралық әрекеттесудегі Ван-дер-Ваальс күштерінің табиғатын түсіндіріңіз. Молекулааралық өзара әсер – электрлік қасиеті жағынан бейтарап молекулалар немесе атомдар арасындағы өзара әсер. Бұл әсер молекулааралық қашықтыққа (r) тәуелді және өзара әсердің потенциалдық энергиясы U(r) арқылы өрнектеледі. Заттардың көптеген қасиеттері мен агрегаттық күйі осы U(r)-дің шамасы арқылы анықталады Химиялық заттар үш агрегаттық күйде болады: газ,сұйық,қатты.Тіпті,инертті газдар атомдарының валенттік АО толық электрондармен толсада,өте төмен температурада әуелі сұйықталып,әрі қарай қатты затқа айналады. Инертті газдардың ковалентті байланыс түзе алмайтындығы жақсы белгілі. Инертті газдардың әуелі сұйықталып,сонан кейін кристаллға айналуы,олардың атомдарының арасында тартылыс күштері бар екендігін дәлелдейді. Газдар,сұйық,қатты заттардың молекула арасындағы тартылыс күштерді молекула арасындағы күштердеп атайды.Молекулалар арасындағы тартылыс күштері бар екендігін бірінші рет 1873ж Ван-дер-Ваальс түсіндірген. Идеал газдарға мына теңдеу PV=nRT орындалуы керек.Бірақ іс жүзінде реальды газдарға мұндай заңдылық көп жағдайда орындала қоймайды.Ван-дер –Ваальс осы заңдылықтың орындалмайтын себебін газ молекулаларының арасында өздеріне тән тартылыс күштері арқылы түсіндіреді. Оның болжамы бойынша бір-біріне жақын орналасқан молекулалар арасында тебіліс күштері әсер етеді де, ал молекулааралық қашықтық (r) артқанда бұл күштер тартылыс күштерімен алмасады. Осы болжамдарды пайдалана отырып ол нақты газдардың күй теңдеуін [(р + а/V2)(V-b) = RT ] қорытып шығарды. Молекулааралық өзара әсердің табиғаты электрлік және ол тартылыс күштері (ориентациялық, индукциялық, дисперсиялық) мен тебіліс күштерінен тұрады. Ориентациялық күштер полюсті молекулалар арасында әсер етеді; индукциялық (поляризациялық) күштер полюсті және полюссіз молекулалардың және сонымен қатар полюсті молекулалардың да арасында әсер етеді. Дисперсиялық молекулааралық өзара әсер полюссіз молекулалар арасында байқалады. Қазіргі кезде молекулалар аралық күштер бірнеше құбылыстардың негізінде пайда болады деп есептейді. Молекулаларды байланыстыратын күштердің табиғатын Ван-дер-Ваальс зерттеген,кейін Дебай,Кезон,Лондон өзінің үлесін қосты.Бүгінгі күні Ван-дер-Ваальс күштері (Е_в) бірнеше күштерден тұратындығы айқындалды:Ев= Ек + Ед + Ел + Ет Ек-Кезюм,Ед- Дебай Ел-Лондон Ет-тебісу күштері.Молекулалар арасындағы әрекеттесулер:ориентациялық әрекеттесу,индукциялық әрекеттесу,дисперсиялық әрекеттесу.Полюсті молекулалар біріне-бірі жақындасып,қарсы зарядтармен тартылысып,бағдарласады,ориентацияланады. Осы күштерді оринтациялық күштер деп атайды.Лездік дипольдар бірімен-бірі әрекеттесуі-дисперсиялық әрекеттесу деп аталады.және сонымен қатар полюсті молекулалардың да арасында әсер етеді. Дисперсиялық молекулааралық өзара әсер полюссіз молекулалар арасында байқалады.