Molekulalarning o’zaro ta‘sirlanish

3. KOMPLEKS BIRIKMALARDA KIMYOVIY BOG’LANISH

TABIATI.

Atomning elektron tuzilishi nazariyasi yaratilishidan 20 yil chamasi avval taklif qilingan Verner ta‘limoti qo’shimcha valentlik haqidagi tasavvurga suyanib kompleks birikmalarning mavjudlik sababini va sterio - kimyosini izohlab berdi. Lekin koordinatsion bog’lanishning tabiati asosiy va qo’shimcha valentliklarning tom ma‘nosi faqat elektron nazariya asosidagina to’la yoritildi. Shuningdek, ba‘zi komplekslarda ligandlar neytral molekulalar (masalan, Н₂О, NH₃, CO, C₂H₂, C₂H₄, C₆H₆ va hokazolar) bo’lishi mumkin. Bunday komplekslarda markaziy atom bilan ligandlar orasida donor – aktseptor (ba‘zan dativ) bog’lanish mavjud. Ba‘zi kompleks birikmalarda markaziy atom formal nol valentli bo’ladi, masalan, Cr(C₆H₆)₂, Cr(CJ)₆, Fe(CO)₅ kabi birikmalarda markaziy atom bilan ligandlar orasida dativ bog’lanish yuzaga chiqadi.

Dastlab kompleks birikmalarda bo’ladigan kimyoviy bog’lanish Kossel va Lyuis nazariyalari asosida talqin qilindi. Keyinchalik bu haqda uch nazariya qad ko’tardi; 1) valent bog’lanishlar yoki atom orbitallar uslubi, 2) kristallik maydon va ligandlar maydoni nazariyasi, 3) molekulyar orbitallar uslubi.

Elektrostatik (Kossel) nazariyasiga ko’ra, markaziy ion ligandlarni Kulon qonuniga muvofiq elektrstatik kuch bilan tortadi, ligandlar esa bir – biriga elektrstatik qarshilik ko’rsatadi. Kossel va Magnus fikricha n ta bir zaryadli ionlar bilan neytrallangan n zaryadli musbat zarracha yana boshqa manfiy zarrachalarni o’ziga tortish qobiliyatini yo’qotmaydi. Biroq bu vaqtda markaziy ion bilan ligandlar orasida o’zaro tortishuv va manfiy zarrachalar orasida o’zaro karshilik kuchlari hosil bo’ladi. Bu nazariyada har qaysi ion elastik shar deb qaraladi, sharlarning markazlari orasidagi masofa ko’shni ionlar radiuslari yig’indisi r₁+r₂ ga teng deb olinadi.

Lyuis nazariyasiga ko’ra kovalent bog’lanish hosil bo’lganida o’zaro birikuvchi atomlar orasida umumlashgan elektron juftlar hosil bo’ladi. Koordinatsion kovalent bog’lanishda esa, elektron juftlar reaktsiyadan avval o’zaro birikuvchi zarrachalarning birida bo’ladi, keyin umumiy bo’lib qoladi (donor–aktseptor bog’lanish). Masalan, ammiak kislotalar bilan reaktsiyaga kirishganda ammiakning azot atomidagi elektron jufti vodorod ioni bilan ammiak o’rtasida umumiy bo’lib qoladi.
H H H

Н : : +H⁺Cl ^– → [H : : H]⁺Cl ^– ёки [H – – H]Cl

H H H
dagi barcha N – H bog’lanishlar bir – biridan sira farq qilmaydi. Bu reaktsiyada ammiak molekulasidagi azot atomi donor, vodorod ioni esa aktseptor vazifasini bajaradi. Ammiak molekulasida o’zining elektron muftini vodoroddan boshqa ionlarga ham berish mumkin. Masalan;
NH₃

Сu²⁺+ 4NH₃ → [H₃N : : NH₃ ]²⁺

NH₃
G. Lyuis bu reaktsiyalarni kislota bilan asosning o’zaro ta‘sirlanish reaktsiyasi deb qaradi. G.lyuns nazariyasiga muvofiq, kislota deganda o’ziga elektron juftlarni qo’shib olish qobiliyatiga ega bo’lgan moddani tushunish kerak, asos esa o’zidan elektron juftlar berishga qobil moddadir. Yuqoridagi misolda Cu²⁺ kislota va NH₃ asos rolini bajaradi.