Qarshi davlat universiteti kimyo kafedrasi noorganik kimyo fanidan

2-MA’RUZA: Kimyoviy bog‘lanish

Reja

2.1. Kimyoviy bog‘lanish. Kimyoviy bog‘lanish tabiati

2.2. Molekulyar orbitallar nazariyasi. Molekulyar orbitallar.

2.3. Valent bog‘lar nazariyasi. Kovalent bog‘lanishning to‘yinuvchanligi va yo‘naluvchanligi. Bog‘ning karraliligi (tartibi). Bog‘ning qutbliligi va qutblanuvchanlik. Kovalent molekulalarning turlari.

2.4. Ion bog‘lanish. Bog‘lanishning novalent turlari.Metall bog‘lanish. Molekulalararo bog‘lanish.

2.5. Vodorod bog‘lanish. Kompleks hosil bo‘lishi.

Tayanch iboralar: Kimyoviy bog‘lanish, molekulyar orbitallar, valent bog‘lar nazariyasi, to‘yinuvchanlik va yo‘naluvchanlik, bog‘ning karraliligi (tartibi), ion bog‘lanish, molekulalararo bog‘lanish, vodorod bog‘lanish.

2.1. Kimyoviy bog‘lanish. Kimyoviy bog‘lanish tabiati

Kimyoviy bog‘lanish tabiatini aniqlashdan oldin, biz bir fundamental savolni o‘zimizga berib ko‘rishimiz darkor: nega atomlar bir- birlari bilan bog‘ hosil qiladi? Umuman olganda, kimyoviy bog‘lanish – musbat va manfiy zarrachalar potensial energiyalarining minimumlaridir, yoxud ular qarama- qarshi zaryadlangan zarrachalardir yoki yadro va elektron juflari. Atom yadrosi va elektron juftlari o‘rtasidagi tortishish va itarilish kuchlarining qay darajada ekanligi atomning xossalarini ifodalasa, kimyoviy bog‘ turi uning kuchi, modda xossalarini tavsiflab keladi.

Kimyoviy bog‘lanish turlari: metal va metalmaslarning o‘zaro uch xil bog‘lanishi. Davriy jadval bo‘ylab chapdan o‘nga tomon va pastdan yuqoriga elementlarning metallik xossalari kamayib ularning metalmaslik xossalari ortib boradi. Bu ikki turdagi elementlar orqali uch xil kimyoviy bog‘ hosil qilinishi mumkin.

Metal va metalmaslar orasida: elektron ko‘chishi yoki ion bog‘lanish.

Metalmas va metalmas orasidagi bog‘lanish: elektron taqsimlanishi yoki kovalent boglanish.

Metall va metall orasidagi bog‘lanish: elektron juftlashishi yoki metal bog‘lanish.

Biroq real hayotdagi moddalar, yuqorida aytib o‘tilgan ideal qonunlarga har doim ham bo‘ysunmaydi, shu bois biz doimo ham molekula bog‘ tabiatini undagi elementlarning davriy sistemadagi o‘rniga qarab oldindan aytib bera olmaymiz. Masalan, berilliy va xlor o‘rtasida hosil bo‘lgan bog‘ tabiati o‘zida ion hususiyatidan ko‘ra kovalent hususiyatini ko‘proq namoyon qiladi, biroq bu tipdagi bog‘lanishni na to‘liq ion, na to‘liq kovalent bog‘lanish deb atashimiz mumkin.

Kimyoviy bog‘lanish haqidagi ta’limot hozirgi zamon kimyosining asosidir. Bu ta’limotsiz kimyoviy birikmalarning xossalarini va ularning reaksiyaga kirishish qobiliyatlarini tushunish mumkin emas.

Kimyoviy bog‘lanishning uchta asosiy turi ma’lum: kovalent, ion va metall bog‘lanish.

Keng qamrovli bog‘lanish turi – kovalent bog‘lanishdir. Bu turdagi bog‘lanish kichik vodorod molekulasidan tortib, to yirik biologik va sintetik makromolekulalar tarkiblarigacha uchraydi. Shubxasiz, bu turdagi bog‘lanish atomlar tarkibidagi elektronlarning taqsimlanishi bilan hosil bo‘ladi.

Kovalent bog‘lanish yadrolararo elektron zichlikni ortishiga sabab bo‘ladi. Bu turdagi bog‘lanish o‘z navbatida ikki turga bo‘linadi: qutbli va qutbsiz.

Lyuis strukturasi va oktetlar qoidasi. Molekulaning struktura formulasini Lyuis (amerikalik ximik G.N.Lyuis nomiga atab qo‘yilgan) bo‘yicha ifodalashda elektronlar nuqta orqali yoziladi. Bu holatda element belgisi o‘zida shu element yadrosi va elektronning ichki qobig‘ini aks ettrirsa, belgi atrofidagi nuqtalar esa shu element valent elektronlarini ifodalaydi. O‘zining ko‘p yillik ilmiy faoliyatidan so‘ng Lyuis kimyoviy bog‘lanish tabiatining oktetlar qoidasini yaratdi. Unga ko‘ra: atomlar o‘zaro bog‘ hosil qilish vaqtida, ular tashqi qobig‘idagi elektronlar sonini 8 taga yetkazish maqsadida, o‘zlaridan elektron ajratib chiqaradi, qabul qiladi yoki taqsimlaydilar.

Kovalent bog‘lanish. O‘zaro ta’sir etuvchi atomlar elektron bulutlarining umumlashuvi hisobiga vujudga keladigan bog‘lanish  kovalent bog‘lanish  deyiladi. Kovalent bog‘lanishni tushuntiradigan ikkita usuli bor. Ularga: valent bog‘lanish usuli (VBU), molekulyar orbitallar usuli (MOU) kiradi.

Bu bog‘lanish VBUida quyidagicha tushuntiriladi:

1) kimyoviy birikma ikkita atomdagi qarama-qarshi spinli elektronlarning o‘zaro juftlashuvi hisobiga vujudga keladi:

2) kimyoviy birikmada elektron bulutlar bir-birini qanchalik ko‘p qoplasa, bog‘ shunchalik mustahkam bo‘ladi.

Kovalent bog‘lanishning ikki xil turi ma’lum: qutbli va qutbsiz kovalent bog‘lanish.

1-rasm. Elementlarning elektmanfiylik qiymatlari

	F2	HF	LiF
Elektromanfiylik farqi	4,0-4,0=0	4,0-2,1=1,9	4,0-1,0=3,0
Bog‘lanish tabiati	Qutbsiz kovalent	Qutbli kovalent	Ion bog‘lanish

Qutbsiz kovalent bog‘lanish bir xil atomlar orasida vujudga keladi. N2, O2, Cl2, N2, F2,Br2, I2 va hokazolar kabi birikmalarda qutbsiz kovalent bog‘lanish bo‘ladi. Bunday holatda bog‘lanuvchi atomlarninig elektromanfiyligi bir xildir:

Bunda umumlashgan elektron jufti hech qaysi atom tomon siljimagan bo‘ladi, chunki har ikkala atomning o‘ziga elektronni tortish qobiliyati, ya’ni elektromanfiyligi bir xil.

Qutbli kovalent bog‘lanish. Qutbli kovalent bog‘lanishda elektron jufti (elektron buluti) elektromanfiyligi kattaroq element atom tomon siljigan bo‘ladi. Bog‘lovchi elektron juftining siljishi qutblanish deyiladi. HCl molekulasida bir taraflama qutblanish bo‘lgani uchun xlor yadrosi yaqinidagi elektron bulut zichligi katta. Molekuladagi musbat (+) va manfiy (-) elektrik markazlari bitta nuqtaga tushmaydi. Ular bir-biridan qandaydir ma’lum masofaga siljigan bo‘ladi. Molekula kichik elektrik dipolga aylanadi. Natijada molekulaning bir qismi (+) musbat, ikkinchi qismi (-) manfiy zaryadlangan bo‘lib qoladi. Molekulaning ionlilik darajasi 18% ga teng. Demak, bu molekulada 82% bog‘lanish kovalent tabiatlidir:

2,1 2,8 d^+d^- H : Cl :

Molekuladagi bunday bog‘lanishlar polyar yoki geteropolyar bog‘lanishlar deyiladi.

H₂O, H₂S, HCl, NH₃ , HF va boshqalarda qutbli kovalent bog‘lanish kuzatiladi. Suv molekulasida elektron juftlar kislorod atomiga, vodorod ftorid molekulasida ftor atomiga yaqinroq joylashgan. Ular nosimmetrik molekulalardir.

Molekulaning qutbliligi dipolning elektr momenti ( e*l)yoki dipol momenti bilan o‘lchanadi: (=q*l; q-atomlardagi effektiv zaryad (kulonlarda o‘lchanadi); l - qutblararo masofa (m).

Dipol momenti debaylarda (D) o‘lchanadi (golland fizigi Debay sharafiga). 1D = 10 -18  elektrostatik zaryad birligiga yoki 1D = 3,33 5(10 -30 kulon* metrga teng. SI birligida dipol moment kulon*metr (Kl*m) ifodaladi.

Molekula tarkibidagi bog‘larning dipol momenti vektor yo‘nalishiga qarab molekulada qutblilik ozgarishi mumkin. Ikkita turli atomlardan tuzilgan molekulalar turlicha nisbiy elektomanfiylikka ega bo‘lsa ular qutbli molekula hosil qiladi. Masalan, HCl, HBr, HI molekulalarining dipol momenti 1,04; 0,79 va 0,87 D tashkil etib, atomlarning elektromanfiyliklari zaiflanishi bilan kamayadi.

BeCl₂, CO₂, BeH₂, BF₃, SO₃ kabi molekulalar simmetrik tuzilishga ega, shuning uchun ularning dipol momenti nolga teng. Bu molekulalarda bog‘larning vektorlari yig‘indisi ham nolga teng. NH₃ ((=1,46 D), H₂O ((=1,85D), brombenzol ((=1,64 D), atsetonitril ((=3,90 D) qutbli molekulalardir.

2-rasm. CO2 qutbsiz molekula

2-rasm. Suv qutbli molekula

CО₂ va SО₂ molekulalarida E-O bog‘i qutbli, manfiy qutb kislorodga yaqin joylashgan. Lekin CО₂ ning qutbsiz bo‘lishi uning molekulasini chiziqli tabiatidan kelib chiqadi. Chiziqli molekulada vektorlar yig‘indisi nolga teng bo‘lib qoladi. SО₂ –molekulasi burchakli tuzilishga ega bo‘lgani uchun vektorlar yig‘indisi nolga teng bo‘lmaydi. (m=1,63 D)

CH₄, CCl₄ molekulalari qutbsiz bo‘lgan holda CHCl₃ (m=1,15 D),CH₂Cl₂ (m=1,58 D) ва CH₃Cl (m=1,97 D) molekulalari qutbli tabiatga egadir.

3-rasm. Qutbli va qutbsiz molekulalar

L.Poling hisoblariga ko‘ra elektromanfiyliklar farqidan atomning ionlilik darajasini aniqlash mumkin.

Dipol momentini tajribalar asosida o‘lchash mumkin. Buning uchun ayni moddaning dielektrik doimiyligi tajrabalarda o‘lchanadi. Masalan, suvning diyelektrik doimiyligi 81 ga teng.

Kovalent bog‘lanish hosil qilish usullari- Atomning tinch holatdagi toq elektronlari hisobiga kovalent bog‘lanish atomning tinch holatidagi juftlashmagan elektronlari hisobiga hosil bo‘ladi. Masalan, azot atomida uchta toq elektron bor: Demak, atomdagi juftlashmagan elektronlar hisobiga 3ta kovalent bog‘ hosil bo‘ladi.

Qo‘zg‘almagan holatda uglerod atomida ikkita juftlashmagan elektron bo‘lganligi uchun ikki valentli bo‘ladi: CО₂  va CH₄ larda uglerod atomi qo‘zg‘algan holatga o‘tganligi uchun 4 ta kovalent bog‘ hosil qiladi. Bunda bog‘ hosil bo‘lish jarayoni ko‘p energiya ajralib chiqishi bilan boradi:

Kislorod va ftor atomlari bo‘sh orbitallarga ega emas. Bunda juftlashmagan elektronlar sonini oshirish uchun elektronlar 3s orbitalga o‘tish kerak, lekin bunda juda ko‘p energiya sarflanishi kerak, u yangi bog‘ hosil bo‘lishini qoplamaydi va shuning uchun yangi bog‘ hosil bo‘lmaydi. Kislorod atomida faqat ikkita, ftor atomida bitta juftlashmagan elektron bor. Bu elementlar uchun doimiy valentlik xarakterli bo‘lib, u kislorod uchun doimiy ikkiga va ftor uchun birga tengdir.

Atomlarning juft elektronlarini qo‘zg‘algan holatga o‘tishi hisobiga. III va boshqa davr elementlari d pog‘onachadagi elektronlarni qo‘zg‘algan holatda keyingi pog‘onaning s-, p- va d- pog‘onachalariga o‘tkazilishi mumkin. Bunda juftlashmagan elektronlar soni ortadi. Masalan: xlorning qo‘zg‘almagan holatda bitta juftlashmagan elektroni bor:

Shuning uchun ftor atomidan farq qilib, xlor 1, 3, 5, 7 valentli bo‘lishi mumkin.

Donor-akseptor bog‘lanish hisobiga ko‘pchilik holatlarda kovalent bog‘lanishlar juftlashmagan elektronlarning juftlashishlari tufayli sodir bo‘ladi. Masalan, ammoniy ionining hosil bo‘lishi qaralsa:

Bu yerda azot atomi bog‘ hosil qilishda beshta elektroni bilan, uchta vodorod atomi bo‘lsa bittadan elektroni bilan bog‘ hosil qilishda ishtirok etgan. 8 ta elektron dan 6 tasi 3 ta kovalent bog‘ hosil qilishda ishtirok etadi. Lekin, ikkita elektron faqat azotga tegishli va bo‘linmagan elektronlar juftini hosil qiladi. Bu elektronlar jufti bo‘sh orbitali bor bo‘lgan boshqa atom bilan kovalent bog‘lanish hosil qiladi. Bo‘sh 1s orbital vodorod ionida bor: H+

Shuning uchun ham ammiakning vodorod ioni bilan ta’sirlashuvi natijasida kovalent bog‘ hosil bo‘ladi. Azotning bo‘linmagan elektron jufti ikkala atom uchun umumiy bo‘lib qoladi va NH4+  ioni hosil bo‘ladi.

Bunda kovalent bog‘lanish oldin azot (donor)ga tegishli elektronlar hisobiga vodorod atomi (akseptor)dan orbital berilishi hisobiga hosil bo‘ladi.

Bir atomning bo‘linmagan elektron jufti, ikkinchi atomning esa bo‘sh orbitali hisobiga hosil bo‘lgan kovalent bog‘ni donor akseptor bog‘lanish deyiladi.

Suv molekulasidagi kislorod ikki juft bo‘linmagan elektronlarga ega. Agar suvga H+ ioni ta’sir ettirilsa, unda kisloroddagi bo‘linmagan elektronlar jufti hisobiga yangi donor akseptor bog‘ yuzaga keladi:

Ana shunday bog‘lanish hisobiga gidroksoniy ioni hosil bo‘ladi.

Gidroksoniy ionidagi musbat zaryad butun ionga tegishli. Protonning o’zi juda kichik o‘lchamga ega u erkin holda mavjud emas. U suv molekulasiga birikkanligi tufayli endi barqaror bo‘lib qoladi.

Agar CO molekulasi hosil bo‘lishida uglerod atomlariga tegishli elektronlar va kislorod atomlarining elektronlari turlicha belgilansa, ularda bog‘ning hosil bo‘lishi quyidagicha:

Kovalent bog‘lar:

1) qo‘zg‘almagan atomdagi juftlashmagan elektronlar;

2) qo‘zg‘algan atomdagi elektronlar juftining yakkalanishi;

3) donor-akseptor usulida hosil bo‘lishi mumkin.