1. Химияның негізгі стехиометриялық заңдарын қолдана білу;

2. Сонымен бірге заттың мөлшері «моль» деген ұғымды түсініп,

3. Газдардың заңдарын қолданып, олардың молярлық массаларын анықтауды білу қажет.

Өзін- өзі тексеру сұрақтары

1.Заттың эквиваленті дегеніміз не?

2.Эквиваленттің молярлық массасы дегеніміз не?

3.Күрделі заттардың (қышқылдар, негіздер, тұздар) және жай заттардың эквиваленттерінің молярлық массасы қалай анықталады?

4.Эквиваленттер заңы қалай оқылады? Математикалық өрнегі қандай?

5.Неше моль және неше грамм болады:

а) 6,02∙10² ацетилен С₂Н₂ молекулаларын.

6.30, 10, 60% азот, сутегі, аммиактан тұратын газ қоспасының сутегі және ауа бойынша тығыздығы қанша болады?

Осы тақырып бойынша көрсетілген әдебиеттердің мына беттерін оқу керек:

1. Омаров т.Т., Танашева м.Р. Бейорганикалық химия.Алматы: жшс рпбк «Дәуір», 2008. 5-26 беттер.

2. Кулажанов к.С., Сулейменова м.Ш. Неорганическая химия. Учебник для студентов специальностей 5в072700 и 5в072800, обучающихся по кредитной технологии/ Алматы: 2012. 17-28 стр.

3. Кабдулкаримова к.К., Омарова н.М.,Абекова р.С. Жалпы химия курсы бойынша есептер мен жаттығулар. – Семей,2012 – 3-7 беттер.

МОДУЛЬ 2. АТОМ ҚҰРЫЛЫСЫ ЖӘНЕ ПЕРИОДТЫҚ ЗАҢ, ПЕРИОДТЫҚ ЖҮЙЕ.

Дәріс №2. Атом құрылысы және периодтық жүйе

2.1 Энергияның кванттануы туралы түсінік Бордың атом моделі

Материяның корпускулалы-толқындық екі жақтылығы. Белгісіздік принципі. Толқындық функция Квант сандары

2.2 Паули принципі, Хунд ережесі, ең аз энергия принципі. Электрондық формулалар, электрондық структуралық схемалар Радиоактивтілік. Ядролық реакциялар. Атом құрылысы тұрғысынан құрастырылған периодтық заң. Периодтық жүйенің құрылысы.

2.3 Иондану энергиясы, электрон тартқыштық, электртерістілік. периодтылығы, екінші ретті периодтылық. Атомдық және иондық радиустардың өзгеру заңдылықтары. Периодтық заң және периодтық жүйенің маңызы

2.1 Энергияның кванттануы туралы түсінік .Бордың атом моделі.

Материяның корпускулалы-толқындық екі жақтылығы. Белгісіздік принципі . Толқындық функция. Квант сандары

Атомнының ядролық моделін 1911 жылы Э.Резерфорд ұсынды, бірақ ол классикалық физика заңдарымен түсіндірілмеді, себебі орбитамен айналған электрон энергиясын электромагниттік сәулеге айналдырып жоғалтып, ядрода жұтылуы тиіс еді. Бұл моделдің кемістігін жоғалту үшін Н.Бор 1913 жылы атомды сипаттау үшін М.Планктің 1900жылы айтқан сәуленің кванттық теориясын және атомдағы электронның дискреттік ( секіріспен өзгеретін) энергетикалық күйі туралы ұғымды пайдаланады. Сутегі атомына айтылған Бор теориясы үш постулатамен көрсетілді: электрон ядроны тек стационар (белгілі радиустағы)орбитамен айналады, сонда электронның энергиясы тұрақты болып қалады. Квант энергияны hn , ( n - тербеліс жиілігі, һ – Планк тұрақтысы 6,62×10^-34 Дж×с) электрон жұтқанда ол ядродан алыстау орбитаға өтеді, сол квант энергия электрон кері секіргенде қайтадан бөлінеді. Бас квант саны 1,2,3,..., орбита номерін не электрон болатын энергетикалық деңгейді көрсетеді. Н.Бор стационар орбитаның радиусын және сол орбитадағы электрон қозғалысының жылдамдығын есептеді: r_n = h²n² / 4p²me² және u = 2pe² / hn , содан r₁ = 0.053нм, u₁ = 2187км/с .

Сонда Бор теориясы атом моделінің оның спектрлерімен сәйкестігін олардың шығу тегі мен структурасын түсіндірді.Әр спектралды сызық үшін тербеліс жиілігі мына теңдеуден есептеледі. hn = DE = E _а – Е _ж, мұндағы Е_а және Е_ж ядродан алысырақ және жақынырақ орбиталдардағы электрон энергиясы. Электронның толық энергиясы оның кинетикалық және потенциалдық энергиялар қосындысына тең .

hn = 2p²me⁴ / h² ( 1/ n²_ж – 1/ n² _a) = K ( 1/ n²_ж – 1/n²_а), n = K/h( 1/ n²_ж – 1/n²_a),

K/h – Ридберг константасы R, 3.28×10¹⁵ c^-1 ( Гц ).

Мысал 1. Бір жарық квантының ( фотон ) энергиясы 3,06×10^-19 Дж болса, ол қандай толқын ұзындығына, тербеліс жиілігіне, толқындық санға сәйкес келеді? Шешуі: Е=hn= 3.06×10^-19 Дж, одан n=Е/h=4.62×10¹⁴ c^-1 l = c/n = 3×10⁸/ 4.62×10¹⁴ = 649×10^-9 м = 649 нм. n^- - тербеліс саны ,

n^- = 1/l = 1/649 = 15400 см^-1.

Мысал 2. Сутегі атомының 4-ші және 3-ші энергетикалық деңгейлері арасындағы секіру энергиясы қаншаға тең? Бұл секіріс нәтижесінде пайда болған сызық спектрдің қай сериясына жатады? Шешуі: DЕ = K(1/n²_ж-1/n²_а); К = 1312кДж/моль ( сутегі атомы үшін), Е_и – иондану энергиясы, ол электрон максимал қозған күйдегі энергетикалық деңгейден (Е_¥) негізгі энергетикалық деңгейге ( Е₁) көшкендегі бөлінген энергия: Е_и = Е_¥ - Е₁ =К(1- 0)= 1312 кДж/моль; сонда DЕ = 1312(1/3² – ¼² ) = 63.78 кДж/моль.

n _a =3, ол Пашен сериясына жатады. Н.Бор теориясынан соң (1924ж.) Луи де Бройльдің материяның толқындық сипаты деген идеясы бойынша жарық энергиясы әрі толқын, әрі квант ( фотон )түрінде болады деп қаралды, яғни толқын ұзындығы бөлшектің массасымен, қозғалыс жылдамдығымен мына теңдеу арқылы байланысты: l = h/mv = h/p, бұл теңдеуден массасы m бөлшек, v жылдамдығымен қозғалатын болса, оған ұзындығы l толқын қозғалысы сәйкес деген түсінік шығады. В.Гейзенберг (1924ж.) белгісіздік принципі белгілі бір уақытта электрон импульсі мен оның кеңістіктегі орны анықталмайды деген. Оның математикалық өрнегі Dр_хDх³һ, мұндағы Dр_х және Dх х осі бойынша бөлшектің импульсі мен оның координатасы мәнінің қателіктері. Мысал 1. Егер электрон қозғалысының жылдамдығын анықтағанда қателігі 1 см/с болса, оның орнының белгісіздігі неге тең?

Шешуі: m(электронның массасы) = 9,11×10^-31 кг; h = 6.62×10^-34 Дж×с ;

DрDх ³ h, Dx = h/Dp_x = h/mDv,

Dx = 6.62×10^-34 Дж×с / 9,11×10^-31кг ×10^-2м×с^-1 = 7,3см. Мысал 2. 50 г теннис добы 25м/с жылдамдықпен ұшса, толқын ұзындығы қанша болады?

Шешуі: l = 6,62×10^-34 / 0,050 ×25 = 1,324×10^-32м.

2.2 Паули принципі, Хунд ережесі, ең аз энергия принципі

Электрондық формулалар, электрондық структуралық схемалар Радиоактивтілік. Ядролық реакциялар. Атом құрылысы тұрғысынан құрастырылған периодтық заң.

Периодтық жүйенің құрылысы.

Атомдағы электронның кез келген тұрақты күйі белгілі квант сандарының мәнімен сипатталады. Квант сандарының белгілі мәндеріне сәйкес келетін электрон күйі атомдық электрондык орбиталь ( АО) деп аталады. n – (бас квант саны ) атомдағы электронның энергиясын және энергетикалық деңгейін, яғни АО өлшемін анықтайды. Бас квант саны 1- 7 мәндерін ( периодтық жүйедегі период номеріне сәйкес) қабылдайды. l – орбиталь квант саны атомдағы электронның энергиясын және электрондық орбитальдардың пішінін анықтайды,

мәні 0 – ( n - 1 ) қабылдайды. l = 0,1,2,3 сәйкес атомдық орбитальдар s- , p-, d-, f – орбитальдар деп аталады. Магнит квант саны m_l – электронның магнит моментімен байланысты, электронның магнит өрісіндегі бағытын, электронның қабылдаған бағытына қатысты электрондық бұлттың ориентациясын (бағытын) көрсетеді. Оның қабылдайтын мәндері –l –ден +l, ноль мәнін қоса. Мысалы, l = 2, m_l мәндері -2,-1,0,+1,+2 ,яғни 2l + 1 = 2×2 + 1 =5. Спин квант саны

m_s – электронның ішкі қозғаласын сипаттайды. Оның мәні: +1/2 және -1/2.

Элементтер атомдарындағы электрондардың атомдық орбитальдарда орналасуы үш жағдаймен анықталады: Паули принципі, Клечковский және Хунда ережелері.

Паули принципі: атомда төрт квант сандарының мәндері бірдей болатын екі электрон болмайды, немесе атомда екі кез келген электрондар ең болмаса бір квант санының мәнімен айырмашылықта болуы керек.Сонымен , кванттық ұяшық атомдық орбиталдың ( АО ) кестесі болғандықтан, квант ұяшығында екі ғана электрон болады, спиндері қарама-қарсы ­¯. Паули принципі бойынша деңгейшедегі максимал электрон саны 2(2l +1) болады. Деңгейдегі максимал электрон саны N = 2n² .

Клечковский ережелері: Орбиталдардың электрондармен толтырылуы (n+l) қосынды мәні аз орбиталдан осы қосындының көп мәніне қарай жүреді;

Егер бұл қосынды мәні бірдей болса, алдымен n мәні кіші орбитал толтырылады. Мысалы,

4s ( n+l = 4+0 =4 ), 3d (n=3, l=2), 5p (n+l = 5+0 =5) сонда алдымен 4s сосын 3d,

сосын 5р электрондармен толтырылады.

Хунда ережесі: Электрондар орбиталдарға спиндер сандарының қосындысы максимал болатындай орналасады, яғни ( å m_s) максимал.

Электрондық аналогтар болады, егер элементтердің валенттілік электрондары барлық элементтерге қатысты жалпы формуламен сипатталатындай болып орбиталдарға орналасса: мысалы, хлор мен марганец электрондық аналог болмайды, сондықтан бір топшада болмайды,

ал кальций мен магний электрондық аналогтар.

2.3 Иондану энергиясы, электрон тартқыштық, электртерістілік. периодтылығы, екінші ретті периодтылық.

Атомдық және иондық радиустардың өзгеру заңдылықтары.

Периодтық заң және периодтық жүйенің маңызы.

Иондану энергиясы: атомнан электронды жұлып алу үшін жұмсалатын энергия, эВ (1 эВ = 96,48 кДж/моль). Келесі электронды жұлып алуға көбірек энергия қажет,себебі оң зарядтың мәні артады: І₁ < І₂ < І₃ ¼

Электрон қосылғыштық энергиясы: Бос атомға электрон қосылуы үшін қажет энергия, эВ. Оның мәні оң да, теріс те ( теріс мән асыл газдар мен кей элементтерде) болады. Электрон қосылғыштық энергиясы ең көп галогендер мен оттегі.

Электртерістік : ( ЭТ) – элемент атомының химиялық қосылыста басқа элементтің электрондық тығыздығын өзіне ығыстыра алатын қабілеттілігін көрсететін мән. Оның мәні иондану энергиясы мен электрон қосылғыштық мәндерінің қосындысының жартысына тең. Практикада ЭТ –нің абсолютті мәнін емес, салыстырмалы мәнін қолданады. Сонда фтордың ЭТ = 4, ЭТ(О)=3,5; ЭТ( Li)= 0,98. Атомның құрамы – ядро және электрондар; олардың заряды және массасы. Атом ядросы протондар мен нейтрондардан тұрады, олардың арасында ядролық күш болады. Ядродағы протондар саны (Z) ядро зарядына және периодтық жүйедегі элемент номеріне тең. Протондар мен нейтрондардың жалпы қосындысы массалық сан (А), элементтің салыстырмалы атомдық массасына ( А_r) тең, айырымы А – Z ядродағы нейтрондар санын анықтайды.

Масса дефектісі ( Dm) – ядро массасы мен ядро құрамына кіретін протондар мен нейтрондардың арифметикалық қосындысының айырымы. Масса дефектісі ядро түзілгенде бөлінетін энергиямен Эйнштейн қатынасы Е = Dmc² арқылы анықталады. Мысалы: салыстырмалы атомдық массалары ₁Н² (2,01410), ₂Не³ (3,01603) және нейтрон массасы (1,00866), термоядролық реакция кезінде бөлінетін энергияны есептеу: ₁Н² + ₁Н² = ₂Не³ + ₀n¹

Dm = 2×2.01410 – ( 3.01603 + 1.00866) = 0.00351 = 0.00351×1.66×10^-27 кг =

5,826×10^-30 кг; DЕ = 5,826×10^-30 кг ( 3×10⁸ м/с)² ×6,02×10²³ = 3,15×10¹¹ кг×м² /с² = 3,15×10¹¹ Дж/моль.

Ядролық реакциялар. Алғашқы ядролық реакция a - бөлшектермен (гелий атомының ядросы) азот атомдарын атқылап протонды ашу болды.

( 1919жыл, Э.Резерфорд): ¹⁴N₇ + ⁴₂ He = ( ¹⁸₉F) = ¹⁷₈O + ¹₁H. Егер қысқартылған символ арқылы жазса, ¹⁴₇N(a, p)¹⁷₈O.

Радиоактивтілік - өздігінен тұрақсыз бір химиялық элементтің изотобының екінші элемент изотобына айналуы, бұл кезде элементар бөлшек не ядролар бөлінеді. Ядроактивтілік құбылысын А.Беккерель 1896 жылы ашты, 1903жылы Э.Резерфорд пен Ф.Содди түсіндірді.

Радиоактивті бөлінудің бірнеше түрі бар. Мысалы, a - бөліну және электронды не b^- - бөліну процестері: ²²⁶₈₈Ra ® ²²²₈₆Rn + ⁴₂He және

¹⁴₆C ® ¹⁴₇N + e^-. Позитронды не b⁺ - бөлінуді 1934жылы Ирен және Фредерик Жалио-Кюри ашты: ²⁷₁₃Al + ⁴₂He ® ³¹₁₅ P ® ³¹₁₄Si +e⁺ . Мұндай бөліну – жасанды радиоактивтілік деп аталды, алынатын радиоактивті изотоптар әр түрлі зерттеулерде қолданылады.

СИ жүйесінде радиоактивті бөліну бірлігі ретінде беккерель- Бк алынады .

Бк – 1 секундтағы 1 бөліну акті (с^-1 ). Кюри (Кu) = 3×10¹⁰ Бк ( 1 с аралығында массасы 1 г радийдің бөлетін a- бөлшегі).

Жартылай бөліну периоды Т_1/2 – радиоактивті элементтің алғашқы мөлшерінің жартысының бөліну уақыты. Мысалы, Ро үшін 3×10^-7 с, ванадий үшін 6×10¹⁵ жыл.

Алғаш энергия кванттануы туралы мәлімет 1900 ж Макс Планкпен ұсынылды. Бөлінетін не сіңірілетін квант энергиясы Планк теңдеуімен анықталады: ∆ E = hν, где h – пропорционалдық коэффициенті (Планк тұрақтысы), оның сандық мәні 6, 63·10^-34 Дж·с. ν – толқын жиілігі. Толқын үзындығы және сәулелену жиілігі бір-бірімен мына қатынаспен λ·ν = с байланысты, мұнда с-жарықтың жылдамдығы.

Атомның тұрақтылығын түсіндіру үшін дания ғалымы Н.Бор үш постулат ұсынды:

1. Электрон ядроны кез келген орбитамен емес, оның энергиясына сай тұрақты орбита бойымен айналады. Стационар орбитада электрон айналып жүрген кезде энергия бөлінбейді не сіңірілмейді. Математикалық түрде Бор постулаты , мұнда n-натуралды саң, m-объект массасы, r-шеңбер радиусы. Осы формулаға сүйеніп Бор сутек атомының құрылысың қарастырды. Электрон орбитасының минималды радиусы, яғни минимальді потенциалды энергиясы бірге тең n мөлшеріне сәйкес келеді. n=2,3,4,…, мөлшерлеріне сәйкес сутегі атомының күйі қозған деп аталады

2. Электрон бір стационар орбитадан екінші стационар орбитаға өткен кезде энергия бөлінеді не сіңіріледі. Квантталған орбиталар радиустерінің мөлшерін, электрон қозғалысының жылдамдығын анықтайтын n саны бас кванттық сан деп аталады.

3. Энергия үздіксіз емес, тек белгілі бір порция – квант түрінде бөлінеді не сіңіріледі. Теорияның кемшіліктері: 1. атомдар спектрлердің кейбір сипаттамаларын толық түсіндірмейді. 2. Өте қарапайым молекулалардағы химиялық байланыстардың саңдық мәнін есептеуге мүмкіндік бермейді.

Зерттеулер классикалық механика заңдылықтарына өте ұсақ бөлшектердің бағынбайтының көрсетті. Мұндай өте ұсақ микробөлшектердің қасиеттерін кванттық немесе толқындық механика ғана түсіндіре алады. Кванттық механика бойынша электронның толқындық және бөлшектікіндей қасиеті болады. Яғни толқын сияқты оның толқындық жиілігі болады, ал бөлшек сияқты оның пішіні, массасы болады. Бөлшектік-толқындық дуализм математикалық түрде Луи де Бройль теңдеуімен өрнектеледі: λ = h / mv, мұнда m – бөлшек массасы, v - микробөлшек жылдамдығы.

Микробөлшектер дуализмін 1927 ж Вернер Гейзенбергпен ашылған белгісіздік принципі түсіндіреді: Бір уақытта микробөлшектердің жылдамдығын және координаторларын дәл анықтауға келмейді. Белгісіздік принципінің математикалық түрі: ∆g·∆v ≥ h/m. Атомда электрон ядроны толқын түрінде, ядроғп бірде жақындап, бірде алыстап белгілі бір толқын ұзындық және жиілікпен айналып отырады, яғни ядро айналасында электрондық бұлт түзеді. Оның ядродан белгілі бір қашықтықта тығыздығы жоғары болады. Сонымен электрондық бұлт – атомдағы электрон күйінің кванттық-механикалық моделі. Атом айналасында электрон бұлтының барлық жерде бірдей емес. Қай жерде электрон көбірек болатын болса, сол жерде электрон бұлтының тығыздығы жоғары болады. Атомдық орбиталь-электрондық бұлт орналасқан ядро маңындағы кеністік.

Кванттық механикада электрон толқындық функциямен сипатталады Ψ. толқын ядродан тарап, қайтадан ядроға қайтады, яғни тура және кері толқын болады.Екі толқын қосылған кезде (интерференция) тоқтаған толқын түзіледі. Австрия физигі Э.Шредингер 1926 ж тоқтаған толқын формуласындағы толқын ұзындығының орнына оның де бройль теңдеуіндегі мәнін қойып, Шредингердің толқындық теңдеуі деп аталатын тендеу алды:

∂² Ψ/ ∂x² + ∂² Ψ/ ∂y² + ∂² Ψ/ ∂z² = (8π²m / h²)· (E-U)·Ψ

Мұнда m-электрон массасы, x, y, z-электрон координаты, Е- электронның толқын энергиясы, U-потенциалды энергия. Толқындық функция оң, теріс және ноль мағыналарды қабылдай алады. Толқындық функциясының квадраты Ψ² микробөлшектің кеңістіктің белгілі бір жеріндегі болу ықтималдығын сипаттайды.

Электронның атомдағы күйін төрт түрлі кванттық сандармен сипаттайды. 1. Бас кванттық сан п. Ол электронның ядродан қашықтығын, яғни энергиясын көрсетеді. Оның мәні тек нақты сан болады 1-ден ∞ дейін өзгереді. Бас кванттық санды цифрмен және әріппен белгілейді: п = 1, 2, 3, 4 немесе К, L, М және т.б.Деңгей саны артқан сайын электронның энергиясы да жоғарлайды. Бас квант сан периодты жүйедегі период номеріне тең. 2. Орбиталь (қосымша) квант сан l. Ол электронның энергиялық күйін және орбитальдарының пішінін көрсетеді. Орбиталь квант саны бас квант санына байланысты, оның мәндері 0-ден n-1 дейін өзгеріп отырады. Мысалы n=3 болса l=0,1,2 болады. Орбиталь квант санын цифрмен немесе әріптермен белгілейді l=0,1,2,3 немесе s-, p-, d-и f- орбитальдар. 3. Магнит квант сан m орбиталь квант санға байланысты болады да орбитальдардың кеңістіктегі орнын көрсетеді. Ол орбиталь квант санының l барлық мәндеріне, 0-ді қоса ие болады, яғни l=1 болса, онда m=-1,0,+1. Әр орбиталь квант санына сәйкес магнит квант санын және орбитальдар (ұя) санын есептеуге болады:

s - орбитальда орбиталь саны 1,

p- орбитальда 3,

d- орбитальда 5,

f - орбитальда 7 электрондық күй болады. 4. Спинді квант саны s электронның өз осінен айналуын сипаттайды. Электрон өз осі бойымен біріне-бірі қарама-қарсы бағытта айнала алатындықтан онын тек екі мәні болады: + ¹/₂ және — ½. Егер екі электронның басқа квант сандары бірдей болса, олардың спиндері әр түрлі болады. ондай электрондарды жұптасқан деп атайды да, қарама-қарсы айналатынын былай ↑↓ белгілейді. Егер ұяда бір электрон болса оны дара деп атап былай белгілейді ↑.

Көп электронды атомдарда электрондардың орналасу ережелері

Ережелер	Мысалдары
1. Паули принципі. 1925ж. Атомда барлық квант сандары бірдей екі электрон болмайды	7Li – 1s22s1 1s 2s ↑↓ ↑ n=1 N=1 N=2 l=0 L=0 L=0 =0 M=0 M=0 s=+1/2 s=-1/2 s=+1/2
2. Гунд ережесі. Бір деңгейшеде орналасқан электрондардың спин квант сандарының қосындысы максималь болуы шарт.	14N – 1s22s22p3
3. Энергиясы аз деңгейшеге электрондардың алдымен орналасу принципі. Клечковский ережесі А) Электрондардың деңгейшелерге орналасуы бас және қосымша квант сандарының қосындысының (n+l) арту ретімен болады. Б) Егер бас және қосымша квант сандарының қосындысы бірдей болса, электрондарының деңгейшелерге толуы бас квант санының мәнімен анықталады	n+l=1 N=1 l=0 (1s) n+l=2 N=2 l=0 (2s) n+l=3 N=2 l=1 (2p) N=3 l=0 (3s) n+l=4 N=3 l=1 (3p) N=4 l=0 (4s) E (3p) < E (4s)

Осы дәріс материалымен танысқан соң, мына мағлұматтарды :