Kimyoviy bog’lanish nazariyasi. Kimyoviy bog’ energiyasi, bog’tartibi.
Reja
Kimyoviy bog’lanishning umumiy tavsifi.
Elektrmanfiylik.
Ion bog’lanish.
Kovalent bog’lanish.
Qutbsiz va qutbli bog’lanish.
Metall bog’lanish.
Vodorod bog’lanish.
1. KIMYOVIY BOG’LANISHNING UMUMIY TAVSIFI.
Kimyoviy bog’lanish haqidagi ta‘limot – hozirgi kimyoning asosiy masalasidir. Bu ma‘lumotni bilmay turib kimyoviy birikmalarning turli – tumanlik sabablarini, ularning hosil bo’lish mexanizmini, tuzilishini va reaktsiyaga kirisha olish xususiyatlarini tushunib bo’lmaydi.
Kimyoviy bog’lanishning kelib chikish sababi shundaki, atom yoki ionlar bir-biri bilan birikkanda ularning umumiy energiya zahirasi ular ayrim – arim holda bo’lgandagiga qaraganda kichikroq qiymatga ega bo’ladi va sistema nisbatan barqaror holatni egallaydi. Agar biror sistema bir holatdan ikkinchi holatga o’tganda uning energiya tutumi kamaysa, bu hodisa «sistema energetik manfaatga ega bo’ldi» degan ibora bilan tavsiflanadi.
Atomlar o’zaro ta‘sirlashishi natijasida uch xil zarrachalar (molekulalar, ionlar va erkin radikallar) hosil bo’lishi mumkin. molekulalar bir-biridan atomlarning soni, molekula tarkibidagi atomlarning markazlararo masofalari, bog’lanish energiyasi bilan farq qiladi. Chunonchi, bir tomli va ko’p atomli molekulalar bo’ladi. Nodir gazlarning molekulalari odatdagi sharoitda bir atomli bo’lsa, polimer moddalarning molekulalarini juda ko’p atomlar tashkil qiladi.
Kimyoviy bog’lanishni o’zish uchun zarur bo’lgan energiya miqdori bog’lanish energiyasi deb ataladi. Har bir bog’ uchun to’g’ri keladigan bog’lanish energiyasi qiymati 200 – 1000 кЖ ּ mol –1 oraligida bo’ladi. Masalan, CH2F da C – F bog’lanish energiyasi 487 кЖ . mol-1 ga teng. atom yoki molekulalarning elektron berishi yoki qabul qilib olishi natijasida hosil bo’ladigan zarrachalar ionlar deb ataladi. Ionlar musbat yoki manfiy zaryadli bo’ladi. Modda tarkibida musbat ionlar manfiy ionlar bilan bog’langan.
To’yinmagan valentlikka ega zarrachalar erkin radikallar deb ataladi. Masalan, CN - , NO - , CH3 - va NH2 – lar erkin radikallardir. Odatdagi sharoitda erkin radikallar uzoq vaqt mavjud bo’la olmaydi. Lekin kimyoviy jarayonlarning borishi uchun erkin radikallar juda muhim rol o’ynaydi. Hozirgi vaqtda bir necha barqaror radikallar topilgan.
Yana shuni ham aytish kerakki, kimyoviy bog’lanish jarayonida o’zaro birikuvchi zarrachalar orasida albatta ikkita kuch ta‘sir etadi, ulardan biri zarrachalarning o’zaro tortilish (Ет ) kuchi bo’lsa, ikkinchisi – ularning bir-biridan itarishish (Еu ) kuchidir (VI.I - rasm)
VI.I – rasm. Ikki atomdan iborat ionli molekuladagi tortishish (Ет), itarishish (Eu) va molekulaning potentsial energiyalari (Еn) ning atomlararo masofaga qarab uzgarishi.
Ionlanish jarayonini quyidagi tenglama shaklida ifodalash mumkin:
Э0 + = Э+ + е –
Bu tenglamadagi - atomning elektron berish qobiliyatini miqdoriy jihatdan harakterlaydi; uni ionlanish energiyasi yoki ionlanish potentsiali deb yuritiladi; = Е∞ - Е асосий ya‘ni, gazsimon fazada bo’lgan normal holatdagi atomdan bir elektronni batamom chiqarib yuborish uchun zarur bo’lgan minimal energiya miqdori ionlanish energiyasi - dir. Atom va molekula ionlanishi uchun albatta energiya sarf qilish kerak. Ionlanish energiyasi eV yoki kJ . mol–1 bilan ifodalanadi.
ELEKTRMANFIYLIK.
Elementning ionlanish potentsiali ( ) qanchalik kichik bo’lsa, bu element shunchalik kuchli metallik xossalariga ega bo’ladi. Shuning uchun D.I.Mendeleev davriy sistemasida har qaysi davrning boshidan ohiriga o’tgan sayin elementlarning ionlanish energiyasi ortib boradi. Masalan, Li ning ionlanish potentsiali 5,392 eV, Ve niki 9,32 eV, F ning ionlanish potentsiali 17,42 eV ga teng.
Davriy sistemaning har qaysi guruhida yuqoridan pastga tushgan sari ionlanish energiyasining qiymati kamayib boradi. Masalan, natriyning ionlanish potentsiali 5,14 eV, kaliyniki 4,34 eV.
Elementning elektronga moyilligi. Ma‘lumki, davriy sistemada har qaysi davr ichida chapdan o’nga o’tgan sayin atomning o’ziga elektron biriktirib olish xossasi orta boradi. Atom o’ziga elektron biriktirib olib, o’sha elementning manfiy ioniga aylanadi. Element atomi bir elektron biriktirib olganda ajralib chiqadigan energiya miqdori ayni elementning elektronga moyilligi deb ataladi. Bu miqdor kJּmol–1 yoki elektronvoltlar bilan o’lchanib, Ye harfi bilan belgilanadi. Elementning elektronga moyilligi qanchalik katta bo’lsa, uning metallmaslik xossalari shunchalik kuchli ifodalangan bo’ladi. Demak, elementlarning metallmaslik xossalarini yaqqol ifodalash uchun elektrmanfiylik degan tushuncha kiritilgan. Ayni elementning elektrmanfiyligi uning ionlanish energiyasi bilan elektronga moyilligi yig’indisiga teng, uni Ye + / 2 deb yozish ham mumkin:
Х = Е +
Elementning elektrmanfiyligi eV bilan ifodalanadi.
Nima sababdan elementning elektrmanfiyligini ifodalash uchun Е+ yig’indi qabul qilinganligini tushunish qiyin emas. Masalan, ikki element – A hamda В o’zaro ta‘sir etib, ion birikma hosil qilsin. Bunda elektron A dan В ga yoki, aksincha В dan A ga o’tishi mumkin. bu ikkala imkoniyatdan qaysi biri amalga oshadi?
Agar elektron A dan В ga o’tsa, bu vaqtda ЕВ ga (ya‘ni В ning elektronga moyilligiga) teng energiya ajralib chiqib, А ga (ya‘ni A ning ionlanish energiyasiga ) teng energiya yutiladi; kimyoviy o’zaro ta‘sir natijasida sistemaning energiyasi ЕВ - В qadar kamayadi. Aksincha, elektron В dan A ga o’tsa, kimyoviy o’zaro ta‘sir natijasida sistemaning energiyasi ЕА - В ga qadar kamayishi kerak. Lekin kimyoviy o’zaro ta‘sir energiya ko’proq kamayadigan yo’nalishda amalga oshadi. Demak, ЕВ - А > ЕА - В bo’lsa, elektron A dan В ga kuchishi lozim, aks holda В dan A ga o’tadi. Bu tengsizlikni:
ЕВ + В > ЕА + А
shaklida yozish mumkin. Demak, o’zaro ta‘sir etayotgan elementlardan qaysi birining yig’indisi (Е + ) qattarok bo’lsa, elektron o’sha element atomiga o’tadi. SHuning uchun ham Е + yig’indi elementning elektrmanfiyligini ifodalaydi.
ION BOG’LANISH.
Ion bog’lanish elektrstatik nazariya asosida tushuntiriladi. Bu nazariyaga muvofiq atomning elektron berishi yoki elektron biriktirib olishi natijasida hosil bo’ladigan qarama-qarshi zaryadli ionlar elektrstatik kuchlar vositasida o’zaro tortishib ularning tashki qavatida 8 ta (oktet) yoki 2 ta (dublet) elektroni bo’lgan barqaror sistema qosil bo’ladi. Ion bog’lanishli moddalar kristall holatda uchraydi, shuningdek, suvli eritmalarda ion bolanishli molekulalar o’rniga ularni tashkil etuvchi monlar buladi. Ion bog’lanish energiyasini hisblab chiqarish natijasini tajribada topilgan qiymat bilan taqqoslab quriladi.
Ion bоg’lanish vujudga kelishini natriy xlorid NaCI hosil bo’lishi misolida ko’rib chiqamiz. Shu birikmani hosil qilgan natriy va xlor atomlari elektrmanfiyligi jihatidan bir-biridan keskin farq qiladi: natriy atomi uchun bu qiymat 1,01 ga, xlor atomi uchun 2,83 ga teng. Elektron formulalar Na 1s2 2s2 2p6 3s1 ва CI 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 dan ko’rinib turibdiki, bu atomlarning tashqi elektron pog’onalari tugallanmagan. Tashqi pog’onasini tugallash uchun natriy atomi 7 elektron biriktirib olishidan ko’ra 1 elektron berishi oson, xlor atomi esa 7 elektron berishidan ko’ra 1 elektron biriktirib olishi oson. Tajriba shuni ko’rsatadiki, kimyoviy reaktsiyalarda natriy atomi 1 elektron beradi, xlor atomi esa uni biriktirib oladi. Buni sxema tarzida quyidagicha yozish mumkin:
Na – e – = Na+ ; CI + e – = CI –
ya‘ni Na atomining elektron qobig’i nodir gaz Ne ning barqaror elektron qobig’iga aylanadi – 1s2 2s22p6 (bu natriy ion Na+ ), CI atomining qobig’i esa nodir gaz Ar atomining qobig’iga aylanadi – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (bu xlorid – ion CI –). Na+ va CI – ionlari orasida elektrstatik tortishish kuchlari vujudga keladi, natijada NaCI birikma hosil bo’ladi.
Ionlar orasida elektrstatik tortishuv tufayli vujudga keladigan kimyoviy bog’lanish elektrvalent yoki ionli bog’lanish deyiladi. Ionlarning bir-biriga tortilish yo’li bilan hosil bo’lgan birikmalar ionli birikmalar deyiladi.
Ionli birikmalarning elektrmanfiyligi jihatidan bir-biridan keskin farq qiladigan atomlar, masalan I va II guruxlar bosh guruhchalaridagi elementlarning atomlari bilan VI va VII guruhlarning bosh guruhchalaridagi elementlarning atomlari hosil qiladi. Ionli birikmalar nisbatan ko’p emas.
Natriy xlorid NaCI molekulalari faqat bug’ holatdagina mavjud bo’ladi. Ionli birikmalar qattik (kristall) xolatda ma‘lum qonuniyat bilan joylashgan musbat va manfiy ionlardan tarkib topadi. Bu holda molekulalar bo’lmaydi.
Kovalent bog’lanish kimyoviy boglanishning ancha umumiy turidir. Bog’lanish nazariyasi ionli bog’lanishning kovalent bog’lanishdan vujudga kelishini umumiy elektron juftning haddan tashqari bir tomonlama qutblanishi bilan tushuntiradi, unda umumiy elektronlar jufti birikayotgan atomlardan bittasining ihtiyoriga o’tadi. Masalan:
. . . . . . . . .
Na + .CI : = Na : CI : co’ngra Na : CI : = [Na+] [: CI : – ]
. . . . . . . .
Keltirilgan misolda metalmaslik xossalarini namoyon qiladigan (elektr manfiyligi ХCI = 2,83)xlor atomi haddan tashqari bir tomonlama qutblanadi. Molekulyar elektron bulut (elektronlar jufti ) batamom xlor atomiga siljigan bo’ladi. Bu hol elektronning natriy atomidan xlor atomiga o’tganligi bilan barobardir.
Ravshanki, qutbli kovalent bog’lanishni kovalent bog’lanishning qisman bir tomonlama qutblangan to’ri (bog’lovchi elektron bulut nisbiy elektrmanfiyligi katta bo’lgan atom tomonga siljigan ) sifatida qarash mumkin. U ionli va qutbsiz kovalent bog’lanishlar o’rtasida oraliq holatni egallaydi.
SHunday qilib, qutbsiz kovalent, qutbli kovalent va ionli bog’lanishlarning vujudga kelish mexanizmida muhim farq yo’q. Ular bir-biridan umumiy elektron juftlarning qutblanganlik darajasi (siljiganligi) bilangina farq qiladi. Kimyoviy bog’lanish tabiati yagonadir.
Haqiqatda bog’lanishlar 100 % ionli bo’lmaydi. Shu sababli bog’lanishning ionlilik darajasi yoki xissasi haqida so’z yuritiladi. U tajriba yo’li bilan aniqlanadi. Ma‘lum bo’lishicha, hatto CsF birikmasida ham ionli bog’lanish 89 % ifolangan ekan, xolos.
Ion bog’lanish ionlararo o’zaro ta‘sir natijasida hosil bo’ladi. Har qaysi ionni zaryadlangan shar deb qarash mumkin: shuning uchun ionning kuch maydoni fazoda hamma yo’nalishlar bo’yicha tekis tarqaladi, ya‘ni ion o’ziga qarama–qarshi zaryadli boshqa ionni har qanday yo’nalishda bir tekisda torta oladi. Demak, ion bog’lanish yo’naluvchan xossasini namoyon qilmaydi. Bundan tashqari, manfiy va musbat ion o’zaro birikkan bo’lsa ham manfiy ion boshqa musbat ionlarni tortish xossasini yo’qotmaydi. Masalan, +1 zaryadli musbat ion ham yonida bitta manfiy ion bo’lishiga qaramay, yana boshqa manfiy ionlarni o’ziga tortaveradi. Demak, ion bog’lanish to’yinuvchanlik hususiyatiga ega emas.
Ion bog’lanish yo’naluvchanlik va to’yinuvchanlik xossalariga ega bo’lmaganidan, har qaysi ion atrofida maksimal miq dorida unga teskari zaryadli ionlar bo’ladi. Ionlarning maksimal miqdori kation va anionlar radiusining bir-biriga nisbatan katta – kichikligiga bog’liq. Masalan, Na+ atrofida eng ko’pi bilan 6 ta xlor, Ss+ atrofida esa 8 ta CI ioni joylasha oladi.
Ion bog’lanish yo’naluvchanlik va to’yinuvchanlik xossalarini namoyon qilmasligi tufayli, bitta musbat va bitta manfiy iondan iborat ion bog’lanishli molekulalar odatdagi sharoitda yakkama – yakka mavjud bo’la olmaydi, ular birlashib juda ko’p ionlardan tarkib topgan gigant molekula – kristallni hosil qiladi.
KOVALENT BOGLANISH.
Ion bog’lanish organik va ko’pchilik anorganik birikmalarda, masalan,
Н2, N2, O2, F2, CI2 kabi faqat bir xil atomlardan tuzilgan qutbsiz molekulalardan kimyoviy bog’lanishning hosil bo’lish va uning mavjudlik sababini izohlab bera olmaydi. Bu birikmalar bir qancha xossalari bilan ionli birikmalardan farq qiladi: elektr oqimini o’tkazmaydi, suyuqlanish va qaynash haroratlari past bo’ladi. Bularning ko’pchiligi gazlar va oson bug’lanadigan suyuqliklardir. Bunday birikmalarda atomlar o’zaro kovalent bog’lanish hosil qilib birikkan.
1916 yilda amerka kimyogari G.N.Lyuis tomonidan yaratilgan kovalent bog’lanish nazariyasi asosida «sirtqi qavati sakkiz (yoki ikki) elektrondan iborat atom barqaror» degan tushuncha yotadi. Bu bog’lanishda barqaror konfiguratsiya bir atomdan ikkinchi atomga elektron kuchishi natijasida emas, balki ikki atom orasida bir yoki bir necha umumiy elektron juftlar hosil bo’lishidan kelib chiqadi. Elektron juftlar hosil bo’lishida ikkala atom ham ishtirok qiladi. Shuning uchun har bir atom umumiy juft uchun o’zidan albatta elektron beradi. Kovalent bog’lanish hosil bo’lishini bir necha moddalarda kuzatish mumkin. Har birida bittadan elektron bo’lgan ikki vodorod atomi o’zaro yaqinlashganda vodorod molekulasini (Н2 ) hosil qiladi. Bu jarayon quyidagicha ifoda qilinadi:
Н + Н → Н : Н
Har qaysi atomning umumiy juft uchun beradigan elektroni sxemada nuqta bilan tasvirlanadi. Vodorod molekulasida bir juft elektron ikki yadro orasida joylashishi natijasida barqaror konfiguratsiya hosil bo’lishiga olib keladi.
Ftor atomida oktet, ya‘ni sakkiz elektronli qavat hosil bo’lishi uchun bir elektron yetishmaydi. Ftorning bir atomini uning ikkinchi atomi bilan birkkanda kovalent bog’lanish hosil bo’lishini quyidagicha tasvirlash mumkin:
. . . . . . . .
: F + F: : F:F:
. . . . . . . .
Azot atomida oktet hosil bo’lishi uchun uch elektron yetishmaydi. Ikki atom azot molekulasining hosil bo’lishini quyidagicha yozish mumkin:
: N : + : N : → : N : : N :
Lengmyur birikuvchi atomlar orasida hosil bo’ladigan elektron juftlarning soni shu element valentligiga teng, deb qabul qildi. Masalan,
H
. .
H : N : H
. .
molekulasida azot uch valentli, vodorod bir valentli, ya‘ni NH3 ning hosil bo’lishida azotning uchta elektroni ishtirok etadi, lekin bir jufti ishtirok etmaydi. Ana shunday bog’lanishda ishtirok etmay qoladigan elektronlar jufti – yadrolar oralig’ida taqsimlanmagan juft elektronlar deb ataladi. Bunday elektron juftlar ko’pincha erkin elektron jufti deb ham ataladi.
Lyuis va Lengmyurning kovalent bog’lanish haqidagi elektron nazariyasi murakkab bo’lmagan moddalardagi kimyoviy bog’lanishning izohlab berdi; lekin murakkab moddalardagi (ayniqsa kompleks birikmalardagi) kimyoviy bog’lanish tabiatini tushuntira olmadi. Nima sababdan elektron juftlar hisobiga hosil bo’ladi, degan savollarga to’liq javob bera olmadi; bundan tashqari, Lyuis va Lengmyur nazariyasi statik nazariya bo’lib, u elektron va yadrolarning harakatdagi holatini hisobga olmagan edi.
Faqat kvant mexanika asosida kimyoviy bog’lanishning izchil nazariyalari yaratildi. Hozirgi vaqtda kvant mexanikada kimyoviy bog’lanishni tushuntirish uchun ikki uslubdan foydalaniladi. Ulardan biri valent bog’lanish (ВБ) metodi, ikkinchisi – molekulyar orbitallar (МО) metodidir.
O’zaro birikuvchi atomlarning elektron buluti bir-birini qanchalik ko’p qoplasa kimyoviy bog’lanish shunchalik mustahkam bo’lib, bunday bog’lanishni o’zish uchun shunchalik ko’p energiya talab qilinadi, boshqacha qilib aytganda «bog’lanish energiyasi» shunchalik katta bo’ladi.
Molekuladagi ayni bog’lanishni batamom o’zib, hosil bo’lgan tarkibiy qismlarni bir-biriga hech ta‘sir etmaydigan holatga keltirish uchun zarur bo’lgan energiya miqdori bog’lanish energiyasi deyiladi.
Kimyoviy bog’lanish energiyasining miqdori eV yoki kJ . mol-1 bilan ifodalanadi. bog’lanish energiyasining son qiymati o’zaro birikuvchi atomlarning elektron buluti shakliga, molekuladagi yadrolararo masofaga va boshqa faktorlarga bog’liq. Masalan, Н2 molekulasidagi bog’lanish energiyasi 434, 8 kJ . mol-1, O2 molekulasida 498 kJ · mol-1.
QUTBSIZ VA QUTBLI BOG’LANISH.
Kovalent bog’lanishning ikki turi: qutbsiz va qutbli bog’lanish ma‘lum.
а) Kutbsiz boglanish
Elementlarning elektrmanfiyligi o’zaro teng bo’lganda kovalent qutbsiz bog’lanish hosil bo’ladi. Н2 , О2 , N2 va boshqa molekulalardagi bog’lanish qutbsiz kovalent bog’lanishdir. Atomlar o’zaro ta‘sir etishida birikuvchi atomlar sirtqi qavatlaridagi elektronlarning bir qismini (yoki hammasini ) bog’ hosil qilishga beradi, buning natijasidagi esa elektronlar jufti hosil bo’ladi. Elektronlar jufti ikki atomga tegishli bo’lib, shu atomlar atrofida aylanadi. Elektron juftlar ikkala atom yadrolari o’rtasida bo’lib, ikkala yadroga tortiladi va atomlarni bir sistema qilib bog’laydi. Quyidagi misollarda qutbsiz kovalent bog’lanishning hosil bo’lishi keltirilgan. G.N. Lyuis kovalent bog’lanishda ishtirok etadigan atomlarni quyidagi ko’rinishda yozishni taklif etdi:
. . . . .
Н , ׃ CI , ׃O С
. . . . .
Bu yerda elementning belgisi – yadro, nuqtalar esa sirtqi qobiqdagi elektronlarni ko’rsatadi. Masalan, ikkita vodorod atomidan vodorod molekulasi quyidagicha hosil bo’ladi:
Н + Н Н : Н (Н2)
Bunda har bir vodorod atomi o’z elektronini bog’ hosil qilishga beradi, natijada ikkala atom uchun ta‘luqli elektronlar jufti hosil bo’ladi. bunday bog’lanishda elektronlar jufti har ikkala birikuvchi atom orasida baravar taqsimlanadi (ulardan bir xil uzoqlikda joylashadi ), shuning uchun bunday molekulalar qutbsiz molekula deb ataladi. Xlorning ikkala atomidan xlor molekulasi hosil bo’ladi:
. . . . . . . .
׃ CI + CI ׃ ׃ CI ׃ CI ׃ (CI2)
. . . . . . . .
elektron juftini antiparallel spinli elektronlargina hosil qiladi, chunki shunday elektronlar bir – birini tortadi. Elektronlarning spinlari antiparallel bo’lsa, ikkala atom orasidagi elektr maydoni zaryadining zichligi atrofdagidan katta bo’ladi, yadro atrofidagi elektron bulutlar bir-birini koplaydi va , natijada , atomlar bir-birini tortadi.
b) qutbli boglanish.
Elektrmanfiyligi bir-biridan ozgina farq qiladigan elementlarning atomlari o’zaro birikkanda qutbli bog’lanish vujudga keladi. Qutbli bog’lanish o’z tabiati jihatidan qutbsiz kovalent bog’lanishdan farq qilmaydi, elektronlar jufti, kovalent bog’lanishdagidek, ikki yadroning o’rtasida bulmay, elektrmanfiy (metallmas) element atomi tomon bir oz siljigan bo’ladi. Bu bog’lanish, odatda, quyidagicha ifodalanadi: masalan HCI va Н2О molekulalarining hosil bo’lishi:
. . . . . . H . . H
Н + CI׃ ׃CI׃H, O׃ + ׃O׃
. . . . . . H . . H
Bu yerda strelka belgisi elektronlar juftining qaysi atomga tomon siljiganini ko’rsatadi.
Molekula hosil bo’lishida elektronlar juftining bir tomonga siljishi natijasida molekulaning bir tomoni ortiqcha musbat, bir tomoni esa ortiqcha manfiy zaryadlanadi. Bu zaryadlarning og’irlik markazlari bir-biridan ma‘lum masofada bo’ladi. Bir molekulada ikkita qutb vujudga kelib, natijada dipol hosil bo’ladi. Miqdoriy jihatdan baravar va bir-biriga nisbatan ma‘lum masofada joylashgan, qarama – qarshi elektr zaryadlaridan iborat sistema dipol sistema deb ataladi.
Dipol uzunligi – h ning elektron zaryadi e ga ko’paytmasi dipol momenti deyiladi va harfi bilan belgilanadi:
= е h
Masalan, suv molekulasining dipol momenti 1,84 D ga teng. Dipol momenti debay birligi hisobida o’lchanadi. 1 Debay D harfi bilan belgilanadi va 10 –18 elektrstatik birlikka teng.
Dipol momentining qiymati qutbli bog’lanishning qay darajada qutblanganligini ko’rsatadi. Binobarin, suv molekulasi qutbli molekuladir.
Dipol momenti noldan katta bo’lgan molekulalar qutbli molekulalar deb, dipol momenti nolga teng bo’gan molekulalar esa qutbsiz molekulalar deb ataladi.
Qutbli molekulalarga suv molekulasidan tashqari, spirt hamda vodorod galogenidlar molekulalari, qutbsiz molekulalarga esa benzol va uglevodorodlar molekulalari misol bo’la oladi.
МЕТАЛЛ БОЂЛАНИШ
Metallarning suyuqlanish va qaynash haroratining yuqoriligi, metall
sirtidan yorug’lik va tovushning qaytishi, ulardan issiqlik va elektr oqimining yaxshi o’tishi, zarb ta‘sirida yassilanishi kabi xossalar metallarning eng muhim fizikaviy xossalaridir. Bu xossalar faqat misollarga xos bo’lgan metall bog’lanish mavjudligi bilan tushuntiriladi.
Metall atomida valent elektronlar soni unchalik ko’p emas, lekin metall atomida elektronlar bilan to’lmagan orbitallar ko’p. Valent elektronlar metall atomining yadrosi bilan zaif bog’langan. Shuning uchun ular metallning kristall panjarasidagi metall ionlari orasida erkin harakat qiladi. Metall tuzilishini quyidagicha tasavvur qilish kerak: metallning kristall panjara tugunlarida musbat zaryadli metall ionlari (kationlar) zich joylashgan bo’lib, atomlarning valent elektronlari panjara ichida erkin harakat qiladi. Bu elektronlarning harakati gaz molekulalarining harakatini eslatganligi uchun ular elektron gaz deb atalgan. Demak, har bir atom o’z valent elektronini o’rtaga tashlaydi va ular ko’p miqdordagi metall ionlarini bir-biri bilan bog’lab turadi. Shu bilan birga bu elektronlar erkin harakatlana oladi. Binobarin, metallarda kimyoviy bog’lanishning harakatchan turi borligi ko’rinadi.
Metall bog’lanish qattiq va suyuq holdagi metallar uchun xosdir. Bu bir-biriga bevosita yakin joylashgan atomlar agregatlarining xossalaridir. Lekin barcha moddalarning atomlari kabi metallarning atomlari ham bug’ holatida bir-biri bilan kovalent bog’lanish orqali bog’langan bo’ladi. Metallarning buglari alohida molekulalardan (bir atomli va ikki atomli) tarkib topgan bo’ladi. Kristallda bog’lanish po’xtaligi metall molekulasidagidan kuchli, shu sababli metall kristali hosil bo’lish jarayoni energiya ajralib chiqishi bilan boradi.
Metall bog’lanish kovalent bog’lanishga ma‘lum darajada o’xshaydi, chunki u ham valent elektronlarning umumlashishiga asoslangan. Lekin kovalent bog’lanishni vujudga keltiradigan elektronlar birikkan atomlarga yaqin va ular bilan po’xta bog’langan bo’ladi. Metall bog’lanishni hosil qiladigan elektronlar esa barcha kristall bo’ylab erkin harakatlanadi va uning barcha atomlariga tegishli bo’ladi. Xuddi shuning uchun ham kovalent bog’lanishli kristallar mo’rt, metall bog’lanishlilari – plastik, ya‘ni ular zarba ta‘sirida o’z shaklini o’zgartiradi, yupka listlar bo’lib yoyiladi va sim bo’lib chuziladi.
VODOROD BOG’LANISH
Yuqorida ko’rib o’tilgan ion, kovalent, metall, donor-aktseptor kabi bog’lanishlar kimyoviy bog’lanishning asosiy turi hisoblanadi. Atom va molekulalar orasida bu xil bog’lanishlardan tashqari yana ikkinchi darajali bog’lanish hili - vodorod bog’lanish hamda molekulalararo tortishish kuchlari (Vander-Vals kuchlari) ham mavjud. Orientatsion, dispersion va induksion kuchlar ham shular jumlasiga kiradi. D.I.Mendeleev davriy sistemasidagi V,VI va VII guruh metallmaslarning vodorodli birikma (gidrid) larining qaynash haroratini o’rganish natijasida nazariya bilan tajriba orasida nomuvofiklik mavjudligi aniqlangan. Chunonchi NF, N2O va NH3 ning qaynash harorati kutilgandan yuqoriroq bo’lib chiqqan. Н2О ning qaynash harorati Н2S ning qaynash haroratidan pastroq bo’lishi kerak edi, chunki moddalarning qaynash harorati ularning molekulyar massasiga propotsionalligi juda ko’p hollarda kuzatiladi. Shuningdek, HF ning qaynash xarorati HCI nikidan, NH3 niki esa РН3 nikidan past bo’lishi lozim edi. Lekin tajriba buning teskarisini ko’rsatdi. Buning sababini vodorod bog’lanish nazariyasi bilan izohlash mumkin. Chunki vodorod bog’lanish borligi tufayli НF, H2O, NH3 moddalarining molekulalari o’zaro tortishib yiriklashgan, ya‘ni (HF) n , (H2O)n, (NH3)n holatida bo’ladi. Shunga ko’ra vodorod ftorid, suv va ammiakning qaynash harorati yuqoridir.
Vodorod bog’lanishning asosiy mohiyati shundan iboratki, biror modda molekulasida ftor, kislorod, azot kabi elektrmanfiy elementlarning atomlari bilan birikkan bir valentli vodorod atomi yana boshqa ftor, kislorod va azot atomlari bilan kuchsiz bog’lanish xususiyatiga ega. Buni quyidagi misollardan oson tushunish mumkin. Masalan, НF da Н atomi elektroni ftor atomi tomon siljigani tufayli u shartli ravishda musbat zaryadga ega bo’lib qoladi, ya‘ni vodorod ioni hosil bo’ladi deyish mumkin.
Boshqa ftor yoki kislorod atomining juft elektronlari vodorod ionini o’ziga tortadi, natijada vodorod atomi ikki tomondan bog’lanib qoladi:
Н – F … H – F ,
umuman (HF)n,bu yerda n = 2, 3, 4, 5, 6 bo’lishi mumkin.
Demak, elektrmanfiyligi katta bo’lgan element atomi bilan boshqa molekuladagi vodorod atomi orasida vujudga keladigan ikkinchi darajali kimyoviy bog’lanish vodorod bog’lanish deb yuritiladi. Lekin bu bog’lanishning energiyasi unchalik katta emas. U 8 – 42 kJ · mol–1 ni tashkil qiladi. Molekulalararo tortishish kuchlarining mustahkamligi esa 0,1 – 8,4 kJ . mol –1 atrofida bo’ladi.
Birikmalardagi elementar atomlarining valentligi va oksidlanidsh darajasi. Kimyoviy bog’larning miqdoriy tavsiflari. Bog’lanish tartibi. Bog’lning energiyasi. Bog’ uzunligi. Valent burchagi. Bog’ning ionlik darajasi va kimyoviy bog’langan atomlarning effektiv zaryadi. Kimyoviy ta‘sirlashuv (kimyoviy bog’)ning asosiy xususiyatlari va kimyoviy bog’ning hosil bo’lish mexanizmi. Vodorod molekulasi hosil bo’lish mexanizmining, kvanto-mexanik talqini. Kimyoviy bog’lanishlarning asosiy tiplari. Valent bog’lanishlar nazariyasi. Donor-akueptor mexanizmi boyicha bog’ hosil bo’lish.
Kimyoviy bog’lanish nazariyasi hozirgi zamon uimyosining markaziy muammolaridan biridir. Modda tarkibidagi atomlarning ta‘sir etish tabiatini bilmasdan turib, kimyoviy birikmpalarning xilma-xilligini sababini, ularning hosil bo’lish mexanizmini, tarkibini, tuzilishi va reaktsiyaga kirish qobiliyatlarini tushinish mumkin emas. Hozirgi zamon tekshirish usullari tajribada moddalardagi atom yadrolarining fazoviy joylanishini aniqlash imkonini beradi. Atom adrolarining fazoviy joylanishi elektronlarning ma‘lum ziyaligiga to’g’ri keladi. Atomlardan molekulalar hosil bo’lishida elektron ziyalik o’zgaradi. Moddadagi elektron ziyalikning taqsimlanish xarakteriga qarab kimyoviy bog’lanish 3 ta asosiy tipga bo’linadi: Ion bog’lanish, kovalent bog’lanish va metall bog’lanish. Kimyoviy bog’lanishning ikkinchi darajali ko’rinishlari qatoriga: molekulalararo bog’lanish (Van-der Vals kuchlari bilan xarakterlangan bog’lanish) hamda vodorod bog’lanish kiradi. Kimyoviy bog’lanish valentlik bilan xarakterlanadi.
Valentlik termini (atamasi) kimyoga 1853 yilda ingliz kimyogar olimi Franklend tomonidan kimyoviy birikmalardagi element atomlarining miqdoriy nisbatlarini asoslash uchun kiritilgan.
Valentlik ta‘limtining rivojlanishi ko’p jihatdan D.I.Mendeleevning davriy sistemasining ochilishi bilan bog’liqdir. D.I.Mendeleev element valentligi va uning davriy sistemadagi o’rni orasi dagi bog’liqlikni aniqladi. Elementlarning fodorod hamda kislorod bilan birikmalarida o’zgaruvchan valentlik namoyon qilish tushunchasini kiritdi. Atom molekulalarning tuzilishi to’g’risidagi ta‘limot valentlikni elektron nazariyasini ishlab chiqilishiga imkoniyat yaratdi.
VALENTLIK STEXIOMETRIYASI
Massalar ta‘siri, tarkibning doimiylik qonunlari asosida qaytmas (oxirigacha boradigan reaktsiyalarda biror moddaning aniq massasi reaktsiya) uchun olingan yoki reaktsiya mahsulot asosida hisoblash mumkin. buning uchun reaktsiya tenglamasi aniq bo’lishi kerak. bunday hisoblashlar kimyo bo’limida stexiometriya deyiladi. Stexiometrik hisoblashlar hamda kimyoviy formulalar va tenglamalar tuzish uchun o’zaro birikayotgan va ta‘sirlashayotgan har-xil elementlar atomlarining miqdoriy nisbatlarini bilish zarur.
ELEMENTNING VALENTLIK STEXIMETRIYASI – bir valentli element atomining berilgan element atomi bilan qancha atom birika olinishini ko’rsatadi.
BIR VALENTLI ELEMENTLAR – deb ikki elementli birikmada hamma vaqt boshqa elementning bitta atomi bilan birikkan elementlarga aytiladi. Bir valentli elementga vodorod (H) elementi misol bo’ladi. Shuning uchun elementning valentlik stexiometriyasi biror elementning barcha atomi vodorodning nechta atomi bilan bog’langanligini ko’rsatadi.
Masalan: HCl da – xlor bir valentli, H2O da kislorod 2 valentli, NH3 da – azot 3 valentli. Hamma elementlar uchun vodorodli birikmalar ma‘lum emas, ammo defrli hamma elementlar kislorod bilan birikma hosil qiladi. Kislorod hamma vaqt stexiometrik 2 valentli hisoblanadi, kislorodli birikmalar tarkibiga asosan boshqa element valentligini topish mumkin.
ADABIYOTLAR
|
