Кимёвий боғланишнинг умумий тавсифи. Ковалент боғланиш - Химия - Презентации

Информация о документе

Цена	3000UZS
Размер	69.9KB
Покупки	0
Дата загрузки	23 Сентябрь 2019
Расширение	pptx
Раздел	Презентации
Предмет	Химия

Кимёвий боғланишнинг умумий тавсифи. Ковалент боғланиш

Купить

Кимёвий боғланишнинг умумий тавсифи. Ковалент боғланиш. Водород боғланиш, ион боғланиш, молекулалараро Ван-дер-Ваальс кучлари

Режа: 1. Кимёвий боғланишнинг умумий тавсифи. 2. ковалент боғланиш ва унинг турлари. 3. Водород боғланиш. 4. Ион боғланиш. 5. Молекулараро Ван-дер-Ваальс кучлари.

Таянч иборалар. Кимёвий боғ, электрон жуфт, ковалент, ковалентлик, қутбли, қутбсиз. водород боғланиш, ион боғланиш, когезия, адгезия, ориентацион, индукцион, дисперсион.

Ковалент боғланиш. Ион боғланиш назарияси асосида фақат ишқорий металл галогенидларининг ва шулар типидаги моддаларнинг тузилишини тушунтириш мумкин бўлди. Лекин Н2, О2, N2, С12 каби оддий моддаларнинг, кўпчилик анорганик ва органик. моддаларнинг тузилишини изоҳлаш учун ковалент боғланиш назарияси (Льюис, 1916) дан фойдаланилади. Ковалент боғланиш назарияси асосини «сиртқи қавати саккиз (ёки икки) электрондан иборат атом барқарор» деган тушунча ташкил этади. Бу боғланишда барқарор конфигурация икки атом орасида бир ёки бир нечта умумий электрон жуфтлар ҳосил бўлишидан келиб чиқади. Электрон жуфтлар ҳосил бўлишида иккала атом ҳам иштирок этади. Шунинг учун ҳар бир атом умумий жуфт учун ўзидан албатта электрон беради. Ковалент боғланиш ҳосил бўлишини бир неча моддаларда кузатиш мумкин. Ҳар б

Бу жараён қуйидагича ифода қилинади: Н ' + ∙Н→ Н : Н Ҳар қайси атомнинг умумий жуфт учун берадиган электрони схемада нуқта билан тасвирланган. Водород молекуласида бир жуфт электрон икки ядро орасида жойлашиши натижасида барқарор конфигурация ҳосил бўлишга олиб келади. Фтор атомида октет, яъни саккиз электронли қават ҳосил бўлиши учун бир электрон етишмайди. Фторнинг бир атоми унинг иккинчи атоми билан бирикканида ковалент боғланиш ҳосил бўлишини қуйидагича тасвирлаш мумкин:

Азот атомида октет ҳосил бўлиши учун уч электрон етишмайди. Икки атом азотдан азот молекуласининг ҳосил бўлишини қуйидагича ёзиш мумкин: :N+N:→ :NN: Лэнгмюр бирикувчи атомлар орасида ҳосил бўладиган электрон жуфтларнинг сони шу элемент валентлигига тенг, деб қабул қилди. Масалан, молекуласида азот уч валентли, водород бир валентли, яъни NН3 нинг ҳосил бўлишида азотнинг учта электрони иштирок этади, лекин бир жуфти иштирок этмайди. Ана шундай боғланишда иштирок этмай қоладиган электронлар жуфти – ядролар оралирида тақсимланмаган жуфт электронлар деб аталади. Бундай электрон жуфтлар кўпинча эркин электрон жуфти деб ҳам аталади. Льюис ва Лэнгмюрнинг ковалент боғланиш ҳақидаги электрон назарияси мураккаб бўлмаган моддалардаги кимёвий боғланишни изоҳлаб берди; лекин мураккаб моддалардаги (айниқ

Фақат квант механика асосида кимёвий боғланишнинг изчил назариялари яратидди. Ҳозирги вақтда квант механикада кимёвий боғланишни тушунтириш учун икки услубдан фойдаланилади. Улардан бири валент боғланиш (ВБ) методи иккинчиси – молекуляр орбиталлар (МО) методидир.

Ковалент боғланиш энергияси. Ўзаро бирикувчи атомларнинг электрон булути бир-бирини қанчалик кўп қопласа кимёвий боғланиш шунчалик мустаҳкам бўлиб, бундай боғланишни узиш учун шунчалик кўп энергия талаб қилинади, бошқача қилиб айт-ганда «боғланиш энергияси» шунчалик катта бўлади. Молекуладаги айни боғланишни батамом узиб, ҳосил бўлган таркибий қисмларни бир-бирига ҳеч таъсир этмайдиган ҳолатга келтириш учун зарур бўлган энергия миқдори боғланиш энергияси дейилади. Кимёвий боғланиш энергиясининг миқдори эВ ёки кЖ∙моль–1 билан ифодаланади. Боғланиш энергиясининг сон қиймати ўзаро бирикувчи атомларнинг электрон булути шаклига, молекуладаги ядролараро масофага ва бошқа факторларга боғлиқ. Масалан, Н2 молекуласидаги боғланиш энергияси 434,8 кЖ∙моль–1, О2 молекуласида 498 кЖ∙моль–1. Метаннинг би

Ковалент боғланишнинг хоссалари. Ковалент боғланиш тўйинувчанлик, йўналувчанлик, карралилик, қутбланувчанлик каби хоссаларга эга. Водород молекуласи Н2 га яна битта водород атоми Н нинг келиб қўшилиши ва Н3 молекуласининг ҳосил бўлиши мумкин эмас. Квант-механик ҳисоблашлар ҳам бу хулосани тасдиқлайди. Шунингдек, СН4 га яна битта Н келиб қўшилиб, СН5 ни ҳосил қила олмайди. Бу ҳодиса ковалент боғланишнинг тўйинувчанлигини намоён қилади. Атомлар орасида ковалент боғланиш ҳосил бўлганида бир атомдаги электрон булут иккинчи атомдаги электрон булутни қоплайди. Бир атомнинг электрони иккинчи атомнинг s-электрони билан боғ ҳосил қилганда ҳеч қандай йўналувчан валентлик намоён бўлмайди, чунки, масалан, бир водород атоми иккинчи водород атомига қайси томондан яқинлашмасин, барибир, улар орасида кимё

р-электронлар учун хамма йўналишлар бир хил қийматга эга эмас: кимёвий боғланиш p-электрон булутининг маълум йўналиш томонида ҳосил бўлади. Иккита p-электрон «гентеллари» ўртасидаги бурчак 90° бўлиши керак. Демак, назарий жиҳатдан қараганда Н2О, Н2, Сl2О, NН3, РСl ва ҳоказо бирикмаларда валентликлар орасидаги бурчак 90є ли бўлиши керак эди. Ҳақиқатда эса бу бурчаклар 90° дан ортиқ. Бунинг сабаби шундаки, масалан, сув молекуласидаги кислород атомида sp3- гибридланиш ҳосил бўлади. 1. Льюис фикрига кўра ковалент боғланиш икки атом орасида электрон жуфтлар борлиги учун ҳосил бўлади. Лекин, кейинроқ маълум бўлдики, иккала атом ядроси ана шу электрон жуфтга электростатик тортилиши туфайлигина бир-бирига яқин ҳолатда туради, натижада кимёвий боғланиш келиб чиқади. 2. Атомнинг ядроси ва электронла

Масалан, кислород атоми О да (1s22s22р4) р-қобиқча тўлмаганлиги учун бу атом ўзига иккита электронни би- риктириб олиб О2– га айланиши мумкин. F атоми эса F– ионига ўтади. Октет қоидаси фақат азот, углерод, кислород ва фтор учун истисносиз қўлланилади. Масалан, фосфор ва олтингугурт каби элементлар, яъни ўзининг ташқи қобиғида кўпи билан 18 та электрон тута оладиган атомлар одатда 10 та ва 12 та электронли қобиқ ҳосил қила олади.

Валент боғланишлар методи. Водород мoлекуласининг ҳосил бўлишини квантлар механикаси асосида изоҳлаш учун В. Гейтлер ва Ф. Лондон 1927 йилда таклиф қилган ва Л. Полинг ривожлантирган валент боғланишлар назариясн хнмиявий боғланиш ҳосил бўлиши учун қуйидаги 4 шартни назарда тутади: 1. ўзаро бирикувчи атомларда электронларнинг спинлари қарама-қарши йўналишга эга бўлиши керак, чунки антипараллел спинли икки электрон бир-бирига яқинлашганда, уларнинг электрон булутлари бир-бирини қоплайди; натижада шу икки электрон бир-бири билан жуфтлашади, 2. Бу электронларнниг булутлари бир-бирини қоплаши керак. Қарама-қарши спинга эга бўлган икки электрон икки ядро атрофида ҳаракатланганида ядролараро фазода электрон булутларнинг зичлиги бирмунча ортиб кетади. Икки ядро орасида катта манфий зарядга эга бўл

Водород боғланиш. Юқорида кўриб ўтилган ион, ковалент, металл, донор-акцептор каби боғланишлар кимёвий боғланишнинг асо-сий тури ҳисобланади. Атом ва молекулалар орасида бу хил боғланишлардан ташқари яна иккинчи даражали боғланиш хили — водород боғланиш ҳамда молекулалараро торти-шиш кучлари (Вандер–Вальс кучлари) ҳам мавжуд. Ориентацион, дисперсион ва индукцион кучлар ҳам шулар жумласига киради. Д. И. Менделеев даврий системасидаги V, VI ва VII группа металлмасларнинг водородли бирикма (гидрид)ларининг қайнаш температурасини ўрганиш натижасида назария билан тажриба орасида номувофиқлик топилди. Чунончи НF, Н2О ва NН3 нинг қайнаш температураси кутилгандан юқоғироқ бўлиб чиқци. Н2О нинг қайнаш температураси Н2S нинг қайнаш температурасидан пастроқ бўлиши керак эди, чунки моддаларнинг қайнаш

Водород боғланишнинг асосий моҳияти шундан иборатки, бирор модда молекуласида фтор, кислород, азот каби электрманфий элементларнинг атомлари билан бириккан бир валентли водород атоми яна бошқа фтор, кислород ва азот атомлари билан кучсиз боғланиш хусусиятига эга. Буни қуйидаги мисоллардан осон тушуниш мумкин. Масалан, НF да Н атоми электрони фтор атоми томон силжигани туфайли у шартли равишда мусбат зарядга эга бўлиб қолади, яъни водород иони ҳосил бўлади дейиш мумкин. Бошқа фтор ёки кислород атомининг жуфт электронлари водород ионини ўзига тортади, натижада водород атоми икки томондан боғланиб қолади: Н–F...Н–F, умуман (НF)п; бу ерда п=2, 3, 4, 5, 6 бўлиши мумкин. Демак, электрманфийлиги катта бўлган элемент атоми билан бошқа молекуладаги водород атоми орасида вужудга келадиган иккинчи да

Ион боғланиш. Ион боғланиш электростатик назария асосида тушунтирилади. Бу назарияга мувофиқ атомнинг электрон бериши ёки электрон бириктириб олиши натижасида ҳосил бўладиган қарама-қарши зарядли ионлар электростатик кучлар воситасида ўзаро тортишиб уларнинг ташқи қаватида 8 та (октет) ёки 2 та (дублет) электрони бўлган барқарор система ҳосил бўлади. Ион боғланишли моддалар кристалл ҳолатда учрайди, шунингдек, сувли эритмаларда ион боғланишли молекуладар ўрнига уларни ташкил этувчи ионлар бўлади. Ион боғланиш ионлараро ўзаро таъсир натижасида ҳосил бўлади. Ҳар қайси ионни зарядланган шар деб қараш мумкин: шунинг учун ионнинг куч майдони фазода ҳамма йўналишлар бўйича текис тарқалади, яъни ион ўзига қарама-қарши зарядли бошқа ионни ҳар қандай йўналишда бир текисда торта олади. Демак, ион бо

Ион боғланиш йўналувчанлик ва тўиинувчанлик хоссаларига эга бўлмаганидан, ҳар қайси ион атрофида максимал миқдорда унга тескари зарядли ионлар бўлади. Ионларнинг максимал миқдори катион ва анионлар радиусининг бир-бирига нисбатан катта-кичиклигига боғлиқ. Масалан, Nа+ атрофида энг кўпи билан 6 та хлор, Сs+ атрофида эса 8 та Сl иони жойлаша олади. Ион боғланиш йўналувчанлик ва тўйинувчанлик хоссаларини намоён қилмаслиги туфайли, битта мусбат ва битта манфий иондан иборат ион боғланишли молекулалар одатдаги шароитда якка-якка мавжуд бўла олмайди, улар бирлашиб жуда кўп ионлардан таркиб топган гигант молекула – кристаллни ҳосил қилади.

Молекулалараро Ван-дер-Ваальс кучлари. Заррачалар радиусларидан каттароқ масофаларда ней-трал атомлар, ионлар ёки молекулалараро таъсир этадиган жуда заиф ўзаро тортишув кучлари Ван-дер-Ваальс кучлари ёки заррачалараро кучлар деб аталади. Айни модда молекулалари (ионлари ёки атомлари) орасида ўзаро тортишиш кучларининг намоён бўлиши – когезия, турли хил моддаларнинг молекулалари орасидаги тортишиш кучларининг намоён бўлиши эса – адгезия деб аталади. Ван-дер-Ваальс кучлари уч хил кўринишда бўлади: 1) ориентацион, 2) индукцион ва 3) дисперсион кучлар. Уларнинг умумий энергияси уч ҳолат энергиялари йиғиндисига тенг: U ум =U ор +U инд+ U дисп Ориентацион куч фақат қутбли заррачалар орасида бўлади. Қутбли молекулалар ўзаро яқинлашганида уларнинг бир хил ишорали қутблари бир-биридан қочади, қара

Индукцион кучлар қутбли ва қутбсиз заррачалар орасида вужудга келади. Қутбсиз молекула яқинига қутбли молекула келганида қутбсиз заррача қутбланади. Унинг қутбли заррачага яқин қисмида қарама-қарши ишорали, узоқ қисмида эса бир хил ишорали зарядлар ҳосил бўлади. Натижада қутбсиз молекула индукцион диполга эга бўлган заррачага айланади. Иккита қутбли молекула орасида ҳам индукцион таъсир вужудга келиши мумкин, чунки улар бир-бирига яқинлашганда ўзаро индукцияланиш туфайли уларнинг қутблилиги ортади.

Дисперсион кучлар. Қутбсиз, кам қутбли ва қутбли моддалар молекулалари орасида яна дисперсион кучлар вужудга келади. Шу туфайли, масалан, азот, водород, метан каби қутбсиз молекулалар, ҳатто инерт газларнинг атомлари ҳам ўзаро тортишади. Бу кучларнинг табиатини 1930 йилда инглиз олими Ф. Лондон аниқлади. Унинг фикрича, молекула ёки бошқа заррачалар таркибидаги ҳар қайси атом ядроси атрофида электронлар борлиги учун молекулани бир лаҳзада ўзининг катталик ва йўналишини ўзгартириб турадиган микродипол деб тасаввур қилиш мумкин. Бир заррачада вужудга келган микродиполь унга яқинлашган қўшни молекула микродиполи билан ўзаро тортишиши мумкин. Молекулалараро кучлар кимёда катта аҳамиятга эга, чунки моддаларнинг физик хоссалари (суюқланиш температураси, эрувчанлиги, қаттикдиги, иссиқдан кенгайиш

Назорат учун саволлар. 1. Кимёвий боғланиш қандай ҳосил бўлади? 2. Ковалент боғланишнинг ҳосил бўлиш механизмини тушунтиринг. 3. Қутбли ва қутбсиз ковалент боғланишга мисоллар келтиринг. 4. Водород боғланиш қандай ҳосил бўлади? 5. Ион боғланиш қандай ҳосил бўлади? 6. Молекулаларо кучлар қандай номланади?

Купить

Похожие документы
17-guruh elementlari galogenlar
Oltinchi guruh p-elementlari
Bufer eritmalar, bufer eritmalarda pHni aniqlash, tuzlar gidrolizi, tuz effekti
3-guruh d-elementlari
Argos test javoblari