• Adabiyotlar: 1. 27-45 betlar 2. 22-31 betlar 3. 38-57 betlar 4. 22-50 betlar MARUZA № 4 KIMYOVIY VA MOLEKULALARARO TASIR
  • O'zbekiston respublikasi




    Download 1.75 Mb.
    bet17/41
    Sana19.03.2017
    Hajmi1.75 Mb.
    #399
    1   ...   13   14   15   16   17   18   19   20   ...   41
    Tayanch iboralar:

    1. Davriy sistemaning kashf etilishi

    2. Oktavalar konuni

    3. Davriylik

    4. Davriy sistemaning ta'rifi

    5. Davriy sistemada element atomlarining xossalarini uzgarishi

    6. Davr, katta davr

    7. Gruppa


    Nazorat sovollari:

    1. A.Lavuazye klassifikasiyasi

    2. Triadalar

    3. Kushalok davriylik

    4. Davriy sistemaning variantlari

    5. Davriy sistemada elementlar urtasidagi uxshashlik yunalishlari

    6. Asosiy gruppacha elementlari

    7. Yonaki gruppacha elementlari

    8. Lantanoidlar

    9. Aktinoidlar

    10. Davriy sistemada koidadan chetga chikishlar

    Adabiyotlar:
    1. 27-45 betlar

    2. 22-31 betlar

    3. 38-57 betlar

    4. 22-50 betlar


    MA'RUZA № 4
    KIMYOVIY VA MOLEKULALARARO TA'SIR

    R E J A :

    1. Kimyoviy ta'sirlashuvning asosiy xususiyatlari va kimyoviy bogni xosil bulish mexanizmi

    2. Kimyoviy bogni asosiy turlari

    3. Kimyoviy elementlarning valentligi

    4. Atom orbitallarning gibridlanishi

    5. Koordinasion birikmalarda kimyoviy bog


    Kimyoviy boglanish deganda biz, atomlararo ta'sir etuvchi va ularni birgalikda ushlab turuvchi kuchlarni tushunmogimiz kerak.

    Kimyoviy boglanishning kelib chikish sababi shundaki, atom yoki ionlar bir-biri bilan birikkanda ularning umumiy energiya zapasi ular ayrim-ayrim xolda bulganlaridagiga karaganda kamrok kiymatga ega buladi va sistema barkarorrok xolatni egallaydi. Agar biror sistema bir xolatdan ikkinchi xolatga utgan uning energiya zapasi kamaysa, bu xodisani "Sistema energetikaviy manfaatga ega buldi" degan suz bilan tavsiflanadi. Demak, atomlardan molekulalar xosil bulishining sababi, sistemada energetikaviy manfaatning sodir bulishidir. Kimyoviy boglanish boglanish energiyasi va boglanish uzunligi nomli ikki kattalik bilan xarakterlanadi.

    Kimyoviy boglanish kuyidagi uchta asosiy tipdan iborat: kovalent, ion, metall boglanish. Kimyoviy boglanishning ikkinchi darajadagi kurinishlari katoriga: molekulalararo boglanish xamda, vodorod boglanish kiradi.

    Kimyoviy boglanish valentlik bilan xarakterlanadi. Valentlik, umuman aytganda, uzaro birikuvchi atomlar orasida xosil bulgan boglanishlar sonini kursatadi. Valentlik, u yoki bu element atomining uz atrofida boshka bir necha atomni ushlab tura olish kobiliyatini xarakterlaydi.

    Kimyoviy elementlarning atomlari uzaro uch xil zarrachalar xosil kila oladi. Ulardan biri molekulalar, ikkinchisi ionlar va uchinchisi erkin radikallardir.

    Molekula moddaning mustakil mavjud bula oladigan eng kichik zarrachasi ekanligini yukorida aytib utdik. Molekulalar bir-biridan uz tarkibidagi atomlarning soni bilan, molekula tarkibidagi atomlarning markazlararo masofalari bilan, boglanish energiyalari bilan va boshkalar bilan farklanadi. Chunonchi, bir atomli va kup atomli molekulalar buladi.

    Inert gazlarning molekulalari odatdagi sharoitda bir atomli bulgani xolda polimer moddalarning molekulalarini kup atomlar tashkil kiladi.

    Molekula xosil kilgan atomlarning markazlararo masofasi angestremlar bilan ulchanadi. Masalan, H2 molekulasi orasidagi masofa 0.74 A°, HF da 0.92 A°, HCL da 1.28 A° , HBr da 2.42 A°, HJ da 1.62 A° dir.

    Molekulani tashkil kilgan atomlarning valentliklari orasidagi burchak turlicha buladi. Masalan, H2O molekulasida kislorodning valentliklari orasidagi burchak 105° ga , H2S da oltingugurtning valentliklari orasidagi burchak 92° 20' ga teng, CH4 da esa S ni turtala valentliklari orasidagi burchak 109° 28' ni tashkil kiladi.

    Kimyoviy bogni uzib yuborish uchun zarur bulgan energiya mikdori boglanish energiyasi deb ataladi. Xar bir boglanish uchun tugri keladigan boglanish energiyasining kiymati 50-250 kkal/mol ga teng buladi.

    Elementning ionlanish potensiali (I) kanchalik kichik bulsa, u element shunchalik kuchli ifodalangan metallik xossalarga ega buladi. Shuning uchun D.I.Mendeleyevning davriy sistemasida xar kaysi davrning boshidan oxiriga utgan sari elementlarning ionlanish energiyalari ortib boradi. Masalan, Li da ionlanish potensiali 5.39 ev ga teng, Be 9.32 ev, F ni ionlanish potensiali 17.42 ev.

    Davriy sistemada xar kaysi davr ichida chapdan ungga utgan sayin atomning uziga elektron biriktirib olish xossasi orta boradi. Atom uziga elektron biriktirib olganda, u usha elementning manfiy ioniga aylanadi. Element atomi bir elektron biriktirib olganda ajralib chikadigan energiya mikdori ayni elementning eletronga moyilligi deyiladi.

    Elementlarning metallmaslik xossalarini yakkol namoyon kilish uchun elektrmanfiylik (EM) tushunchasi kiritilgan. Ayni elementning elektrmanfiyligi uning ionlanish energiyasi bilan elektronga moyilligining yigindisiga (yoki uning yarmiga) teng.

    EM=E+I yoki EM=(E+I)/2

    Elementlarning metallik va metallmaslik xossalarini takkoslab kurish uchun R.Myulliken va L.Poling elektrmanfiylikning nisbiy kiymatlaridan foydalanishni taklif kildilar. (jadval 1)

    Kimyoviy boglanishning xarakteri uzaro birikuvchi elementlarning nisbiy elektrmanfiyliklari ayirmasiga boglik buladi.Agar ikki elementning nisbiy elektrmanfiyliklari orasidagi ayirma katta bulsa (1.5 dan to 3.3 gacha bulsa) bu elementlar orasida ionli boglanish xosil buladi. Agar bu ayirma juda kichik bulsa, kovalent boglanish xosil buladi. Ayirma uncha katta bulmasa kutbli boglanish yuzaga chikadi.

    Kimyoviy boglanishda asosan valent elektronlar ishtirok etadi. s va r elementlarda valent elektronlar rolini eng sirtki kavatdagi elektronlar, d elementlarda esa sirtki kavatning s elektronlari va sirtkidan oldingi kavatning kisman d-elektronlari bajaradi.

    Ion boglanish elektrostatik nazariya asosida tushuntiriladi. Bu nazariyaga muvofiy atomning elektron berishi yoki elektron biriktirib olishi natijasida xosil buladigan karama-karshi zaryadli ionlar elektrostatik kuchlar vositasida uzaro tortishib barkaror sistemani xosil kiladi.

    Masalan, natriy va xlor elementlari olinsa Na atomi uzining yagona valent elektronini berib neon kavatiga uxshash barkaror xolatga utib, musbat ionga aylanadi. CL atomi uzining sirtki kavatiga yetishmagan bir elektronni biriktirib olib, manfiy ionga aylanadi. Bunday ionlar bir-birini elektrostatik kuch bilan tortib NaCL ni xosil kiladi.

    Ionlar orasidagi elektrostatik tortishuv xisobiga xosil bulgan kimyoviy birikmalar ion yoki geteropolyar birikmalar deyiladi. Ion birikmalar xosil bulishidagi kimyoviy boglanish ion yoki elektrovalent boglanish deyiladi. Ion boglanishli molekulalar nixoyatda kam uchraydi Ion boglanishli krisstallarda ayrim molekulalar mutlako uchramaydi.

    Shuningdek, suvli eritmalarda xam ion boglanishli molekulalar bulmaydi; ular polyar erituvchi ta'sirida tulik, ravishda ionlarga parchalanib ketadi; polyarmas erituvchilarda esa ion boglanishli moddalar erimaydi. Shuning uchun ularda xam, ion boglanishli molekulalar bulmaydi. Geteropolyar birikmalarning buglaridagina ion boglanishli molekulalar uchraydi, bunday boglarni xosil kilish uchun yukori temperatura talab etiladi. Ion boglanishli birikmalarning buglarida fakat sodda molekulalar emas, balki bir necha molekulaning assosiasiya maxsulotlari, oddiy va murakkab ionlar uchraydi. Masalan, kaliy xlorid buglarida KCL molekulalaridan tashkari K2CL2, K3CL3 kabi zarrachalar, K+, CL-, KCL-2, K2CL- kabi ionlar buladi. Ionlararo uzaro ta'sir Kulon konuni bilan ifodalanadi. Shu sababli ion molekulalar uchun boglanish energiyasini xisoblash kiyin emas. Agar ionlarni deformasiyalanmagan zaryadli sharlar deb karasak, Kulon konuni kuyidagicha ifodalanadi:



    f1 - ionlararo tortishuv kuchi

    l1 va l2 - ion zaryadlari

    r - ionlararo masofa

    Bir biridan cheksiz uzok masofada turgan ikki ion uzaro yakinlashib, ular orasidagi masofa r ga teng bulib kolganda tortishuv natijasida ajralib chikadigan energiya mikdori Q formula bilan xisoblanadi. Ion boglanish ionlararo uzaro ta'sir natijasida xosil buladi. Xar kaysi ionni zaryadlangan shar deb karash mumkin, shuning uchun ionning kuch maydoni fazoda xamma yunalishlar buyicha tekis tarkaladi, ya'ni ion uziga karama karshi zaryadli boshka ionni xar kanday yunalishda xam bir tekisda torta oladi. Demak, ion boglanish yunaluvchanlik xossani namoyon kilmaydi. Bundan tashkari, manfiy ion bilan musbat ion uzaro birikkan bulsa xam, manfiy ion boshka musbat ionlarni tortish xossasini yukotmaydi, shuningdek zaryadi +1 bulgan musbat ion xam, uz yonida bitta manfiy ionlarni uziga tortaveradi. Demak, ion boglanish tuyinuvchanlik xususiyatiga ega emas.

    Ion boglanish yunaluvchanlik va tuyinuvchanlik xossalariga ega bulmaganidan, xar kaysi ion atrofida maksimal mikdorda karama-karshi zaryadli ionlar buladi. Ayni musbat ion atrofida joylanishi mumkin bulgan manfiy ionlarning maksimal soni kation va anionlar radiuslarining bir-biriga nisbatan katta kichikligiga boglik. Masalan, Na+ atrofida eng kupi bilan 6 ta xlor ioni joylashadi, Cs atrofida eng kupi bilan 8 ta CL- ioni joylasha oladi.

    Ion boglanish yunaluvchanlik xossalarini namoyon kilmasligi tufayli bitta musbat va bitta manfiy iondan iborat ion boglanishli molekulalar odatdagi sharoitda yakka-yakka mavjud bula olmaydi, ular uzaro birlashib juda kup ionlardan tashkil topgan gigant molekulani – kristallni xosil kiladi.

    Ion boglanish nazariyasi asosida fakat ishkoriy metall galogenidlarining va shular tipidagi moddalarning tuzilishini tushuntirish mumkin buldi. Lekin H2, O2, N2, CL2 kabi oddiy moddalarning, kupchilik anorganik va organik moddalarning tuzilishini izox kilish uchun kovalent boglanish nazariyasi yaratildi. (Lyuis, 1916 yil).

    Kovalent boglanish nazariyasi asosida xam, «sirtki kavati sakkiz (yoki ikki) elektrondan iborat atom barkaror» degan muloxaza yotadi. Bu boglanishda konfigurasiya bir atomdan ikkinchi atomga elektron kuchishi natijasida emas, balki ikki atom orasida bir yoki bir nechta umumiy elektron juftlar xosil bulishida ikkala atom xam ishtirok kiladi. Kovalent boglanish xosil bulishini bir necha misollarda kuzatish mumkin.

    H+H  H:H :F+F: :F:F: :N + N: :N N:

    Lengmyur birikuvchi atomlar orasida xosil buladigan elektron juftlarning soni shu element valentligiga teng deb kabul kildi. Masalan, molekulasida azot uch valentli: vodorod bir valentli. NH3 xosil bulishida azotning 3 ta elektroni ishtirok etdi, bir jufti ishtirok etmadi. Ana shunday boglanishda ishtirok etmay koladigan juft elektronlar ajralmaydigan juft elektronlar deyiladi.

    Kovalent boglanish bir xil bulmagan ikki atom orasida xosil bulsa, elektron juft bu ikki atomga nisbatan simmetrik joylashmaydi. Bu molekulalarda karama-karshi zaryadlarning «ogirlik markazlari» bir nuktada yotmaydi. Shuning uchun ularni polyar molekulalar deb ataladi, ular ikkita kutbli bulganligi uchun ularga yana dipol degan nom berilgan. Polyar molekulani xarakterlash uchun molekula ichidagi elektron juftning kaysi atom tomoniga va kay darajada siljiganligi katta axamiyatga ega. Siljish kattaligini xarakterlash uchun molekulaning ikki karama-karshi kutblari orasidagi masofa l dan foydalanib, formula bilan molekulaning dipol momenti xisoblab topiladi. Polyar birikmalarga H2O, NH3, HF, HCL va boshka moddalar misol buladi.

    H : O : H H : F


    Demak, ikki yadro orasida nosimmetrik joylashgan elektron juftlar tufayli yuzaga chikkan kovalent boglanish polyar boglanish nomi bilan ataladi. Agar elektron juft bir atomdan ikkinchi atomga batamom utib ketsa, polyar boglanish ion boglanishga aylanadi. Agar elektron juft ikkala yadro orasidagi masofaning kok urtasiga joylashsa, biz kovalent boglanishga ega bulamiz.

    Kup atomli murakkab moddalarda molekulaning bir kismidagi atomlar uzaro polyarmas yoki polyar boglanish bilan, ikkinchi kismidagi atomlar esa ion boglanish bilan birikkan bulishi mumkin. Kupchilik metallarning uzlariga xos bir necha xususiyatlari mavjud bulib, bu bilan ular boshka oddiy va murakkab moddalardan fark kiladi. Metallarning kaynash va suyuklanish temperaturalarining yukori bulishi, metall sirtidan yoruglik va tovushning kaytishi, ulardan issiklik va elektronning yaxshi utishi, zarba ta'sirida yassilanishi kabi xossalar metallarning eng muxim fizikaviy xossalaridir. Bu xossalar fakat metallarga mansub bulgan metall boglanish mavjudligi bilan tushuntiriladi.

    Metall atomida valent elektronlar soni u kadar kup emas, lekin metall atomida elektronlar bilan tulmagan orbitallar kupdir. Valent elektronlar metall atomining yadrosi bilan bushgina boglangan. Shuning uchun ular metallning kristallik panjarasi ichida erkin xarakat kiladi. Metall tuzilishini kuyidagicha tasavvur kilish kerak: metallning kristallik panjara tugunlarida (uchlarida) musbat zaryadli metall ionlari (kationlar) zich joylashgan bulib, panjara ichida erkin elektronlar xarakat kiladi. Bu elektronlarning xarakati gaz konunlariga buysunganligi uchun ularni elektron gaz deyiladi. Demak, nisbatan ancha kam mikdordagi valent elektronlar kup mikdordagi metall ionlarini bir-biri bilan boglab turadi. Shu bilan birga bu elektronlar erkin xarakatlana oladi. Binobarin, metallarda biz kimyoviy boglanishni xarakatchan turi ya'ni kuchli lokallanmagan boglanish borligini kuramiz.

    Kovalent boglanish energiyasi. Uzaro birikuvchi atomlarning elektron bulutlari bir-birini kancha kup koplasa kimyoviy boglanish shunchalik mustaxkam bulib, bunday boglanishni parchalash uchun shunchalik kup energiya talab kilinadi; boshkacha kilib aytganda "boglanish energiyasi" shunchalik katta buladi. Molekuladagi ayni boglanishni batomom uzib tashlab, xosil bulgan tarkibiy kismlarni bir-biriga xech ta'sir etmaydigan xolatga keltirish uchun zarur bulgan energiya mikdori boglanish energiyasi deyiladi. Kimyoviy boglanish energiyasining mikdorini EV lar yoki kkal/mol, Kjoul/mol bilan ifodalanadi.

    Kovalent boglanish tuyinuvchanlik, yunaluvchanlik, karraliylik, kutblanuvchanlik kabi xossalarga ega. Vodorod molekulasi H2 ga yana bitta H atomi kelib va H3 molekulasi xosil bulishi mumkin emas. Kvant mexanik xisoblashlar xam bu xulosani tasdiklaydi. Shuningdek, CH4 ga yana bitta H atomi kelib kushilib CH5 ni xosil kilmaydi. Bu xodisa kovalent boglanishning tuyinuvchanligini namoyon kiladi.

    Kovalent boglanishning yunalganligi molekulalarning fazoviy tuzilishiga, ya'ni ularning geometriyasiga (shakliga) sabab buladi. Ma'lumki kovalent boglanish uzaro ta'sir etuvchi atomlar elektron orbitallarning bir-birini koplashi yunalishida vujudga keladi. HCL moleulasi xosil bulishida N atomining s- orbitali bilan CL atomining r-orbitali bir-birini koplaydi. Bunday turdagi molekulalar gantelsimon shaklda buladi.

    Kislorod atomining tashki pogonasida juftlashmagan 2 ta elektron buladi. Ularning orbitallari bir-biriga nisbatan 90° li burchak ostida joylashgan. Suv molekulasi xosil bulishida O ni xar bir r-orbital elektronning orbitalini vodorod atomining 1s- elektroni orbitali koordinata uklari chizigi buylab kuyuk nuktalar bilan belgilangan joyda koplaydi. Bu xolda kimyoviy boglanishlar 90°li burchak ostida yunalgan bulishi kerak. Suv molekulasida boglanishlar orasidagi burchak N-O-N =104.5° ekanligi tajribada topilgan.

    Uglerod atomi 4 valentli xolatga kelishi uchun uning 2s-orbitalidagi juftlangan elektronlaridan birini 2r-orbitalga utkazish kerak. Xosil bulgan ana shu turtta bir elektronli orbitallarga 4 ta vodorod atomi kelib, 4 ta boglanishni yuzaga chikarishi kerak. Agar orbitallar bir-biriga ta'sir kursatmasa r-orbitallar ishtiroki bilan xosil bulgan uchta boglanish fazoda uzaro perpendikulyar ravishda joylanib 4-chisi ya'ni s-orbital ishtirokida xosil bulgan boglanish xech kanday yunalishga ega bulmasligi kerak edi. Lekin tajriba buni tasdiklamaydi. Metan molekulasida uglerod atomi tetraedrning markaziga joylangan bulib, tetraedrning uchlarida vodorod atomlari turadi, turtala valentlik uzaro 109°28' burchaklar xosil kiladi; sistema tamomila simmetrik shaklga ega.

    Bu karama karshilikni bartaraf kilish uchun elektron orbitallarni gibridlanishi xakida tasavvur xosil kilindi. Bu tasavvurga muvofik turli orbitallarga mansub elektronlar ishtirokida kimyoviy boglanish yuzaga chikishida bu elektronlarning bulutlari bir-biriga ta'sir kursatib, uz shakllarini uzgartiradi, natijada turli orbitallarning uzaro kushilish maxsuloti-gibridlangan orbitallar xosil buladi. (ularni q-orbitallar deb xam ataladi.) s-orbital bilan r-orbitaldan xosil bulgan 2 ta gibrid orbitallarning sxemasi kuyidagicha: u




    Rasmdan kurinadiki, sp-gibrid orbitalda elektron bulutning zichligi yadroning bir tomonida kattarok bulib, ikkinchi tomonida kichikrokdir. Gibrid orbital uzining kattarok kismi bilan boshka atomlarning elektron bulutlarini kuprok koplaydi. Shu sababli, gibridlangan orbitallar ishtirokida xosil bulgan boglanishlar barkaror buladi. Erkin xolatdagi atomlar xech kachon gibridlangan xolatda bulmaydi, gibridlanish atomlardan molekulalar xosil bulishi vaktidagina yuzaga chikadi. Bitta s-orbital bitta p-orbital bilan kushilganida xosil buladigan ikkita gibrid orbital 180°lik boglanishni xosil kiladi. Agar bitta s-orbital bilan 2 ta p-orbital gibridlansa, uzaro 120° buylab joylashgan uchta gibrid orbital xosil buladi. (sr2 gibridlanish). sp2 gibrid orbitallar ishtirokida xosil buladigan moddalar jumlasiga BCL3, B(CH3)3, B(OH)3 kabi birikmalar kiradi. Bu birikmalarda borning valentliklari uzaro 120° burchak xosil kiladi va uchala valentlik bir tekislikda yotadi.



    MA'RUZA № 6


    Download 1.75 Mb.
    1   ...   13   14   15   16   17   18   19   20   ...   41




    Download 1.75 Mb.

    Bosh sahifa
    Aloqalar

        Bosh sahifa



    O'zbekiston respublikasi

    Download 1.75 Mb.