Kovalent va ion bogʻlanish
Yüklə 102,95 Kb.
|
- Bu səhifədəki naviqasiya:
- Kovalent bogʻlanish
|
Kovalent va ion bogʻlanish 93 ta til Maqola Munozara lotin/кирилл Mutolaa Tahrirlash Manbasini tahrirlash Tarix Asboblar Vikipediya, ochiq ensiklopediya H2 vodorod molekulasini hosil qiluvchi kovalent bogʻlanish (oʻngda), bu erda ikkita vodorod atomi ikkita elektronni birlashtiradi 1-rasm. Yagona kovalent bogʻlanish modeli (qizil rangdagi elektron zichligi) Kovalent bogʻlanish (lotincha: co — „birgalikda“ va vales — „kuchga ega“) — bir juft valentlik (atomning tashqi qobigʻida joylashgan) elektron bulutlarining bir-biriga yopishishi (sotsiallashuvi) natijasida hosil boʻlgan kimyoviy bogʻlanish . Aloqani taʼminlovchi elektron bulutlar (elektronlar) umumiy elektron juftlik deb ataladi. Kovalent bogʻlanish oʻzaro taʼsirlarning koʻp turlarini oʻz ichiga oladi, jumladan s-bogʻ, p-bogʻ, metall bogʻlanish, banan bogʻi va ikki elektronli uch markazli aloqa. M. Bornning toʻlqin funksiyasining statistik talqinini hisobga olgan holda, bogʻlovchi elektronlarni topish ehtimoli zichligi molekula yadrolari orasidagi boʻshliqda toʻplangan (1-rasm). Elektron juftlarning itarilish nazariyasida bu juftlarning geometrik oʻlchamlari koʻrib chiqiladi. Demak, har bir davr elementlari uchun elektron juftlikning maʼlum oʻrtacha radiusi (Å) mavjud: neongacha boʻlgan elementlar uchun 0,6; argongacha boʻlgan elementlar uchun 0,75; Kriptongacha boʻlgan elementlar uchun 0,75 va ksenongacha boʻlgan elementlar uchun 0,8. Kovalent bogʻlanishning xarakterli xususiyatlari[tahrir | manbasini tahrirlash] Kovalent bogʻlanishning xarakterli xossalari — bular, yoʻnalishlilik, toʻyinganlik, qutblanish, qutblanish — birikmalarning kimyoviy va fizik xususiyatlarini aniqlaydi. Bogʻlanish yoʻnalishi moddaning molekulyar tuzilishi va ularning molekulasining geometrik shakli bilan bogʻliq. Ikki bogʻlanish orasidagi burchaklar bogʻlanish burchaklari deyiladi. Toʻyinganlik — atomlarning cheklangan miqdordagi kovalent bogʻlanishlar hosil qilish qobiliyati. Atom tomonidan hosil qilingan bogʻlanishlar soni uning tashqi atom orbitallari soni bilan chegaralanadi. Bogʻlanishning qutbliligi atomlarning elektron manfiyligidagi farqlar tufayli elektron zichligi notekis taqsimlanishi bilan bogʻliq. Shu asosda kovalent bogʻlanishlar qutbsiz va qutbli (polyar boʻlmagan — diatomik molekula bir xil atomlardan (H2, Cl2, N2) iborat) boʻlinadi va har bir atomning elektron bulutlari ularga nisbatan simmetrik taqsimlanadi. atomlar; qutbli — diatomik molekula turli xil kimyoviy elementlarning atomlaridan iborat va umumiy elektron buluti atomlardan biriga siljiydi va shu bilan molekulada elektr zaryadining taqsimlanishida assimetriya hosil qiladi, molekulaning dipol momentini hosil qiladi). Bogʻlanishning qutblanish qobiliyati tashqi elektr maydoni, shu jumladan boshqa reaksiyaga kirishuvchi zarracha taʼsirida bogʻ elektronlarining siljishida ifodalanadi. Polarizatsiya elektron harakatchanligi bilan belgilanadi. Kovalent bogʻlanishlarning qutbliligi va qutblanishi molekulalarning qutbli reagentlarga nisbatan reaktivligini aniqlaydi. Elektronlar yadrolardan qanchalik uzoq boʻlsa, harakatchanroq boʻladi. Biroq, ikki karra Nobel mukofoti sovrindori L. Pauling taʼkidlaganidek, „baʼzi molekulalarda umumiy juftlik oʻrniga bir yoki uchta elektron tufayli kovalent bogʻlanishlar mavjud“. Bir elektronli kimyoviy bogʻlanish molekulyar vodorod ioni H2+ da amalga oshiriladi. Molekulyar vodorod ioni H2+ ikkita proton va bitta elektronni oʻz ichiga oladi. Molekulyar tizimning yagona elektroni ikkita protonning elektrostatik itilishini qoplaydi va ularni 1,06 Å (kimyoviy bogʻlanish uzunligi H2+) masofada ushlab turadi. Molekulyar sistema elektron bulutining elektron zichligi markazi ikkala protondan Bor radiusi a0 =0,53 A teng masofada joylashgan va molekulyar vodorod ioni H2+ simmetriya markazidir. Terminning tarixi[tahrir | manbasini tahrirlash] "Kovalent bogʻlanish" atamasi birinchi boʻlib 1919 yilda Nobel mukofoti sovrindori Irving Langmur tomonidan kiritilgan. Bu atama elektronlar erkin boʻlgan metall bogʻlanish yoki atomlardan biri elektron berib, kationga aylangan ion bogʻlanishdan farqli oʻlaroq, elektronlarning umumiy egaligi tufayli kimyoviy bogʻlanishni nazarda tutadi. boshqa atom esa elektronni qabul qilib, anionga aylandi. Keyinchalik (1927) F. London va V. Heitler vodorod molekulasi misolidan foydalanib, kvant mexanikasi nuqtai nazaridan kovalent bogʻlanishning birinchi tavsifini berdi. Kommunikativ aloqa[tahrir | manbasini tahrirlash] Kovalent bogʻlanish ikki atom oʻrtasida taqsimlangan bir juft elektron tomonidan hosil boʻladi va bu elektronlar har bir atomdan bittadan ikkita barqaror orbitalni egallashi kerak. A + B → A: B Ijtimoiylashuv natijasida elektronlar toʻldirilgan energiya darajasini hosil qiladi. Agar bu darajadagi ularning umumiy energiyasi boshlangʻich holatidan kamroq boʻlsa, bogʻlanish hosil boʻladi (va energiyadagi farq aloqa energiyasidan boshqa narsa boʻlmaydi) Molekulyar orbitallar nazariyasiga koʻra, ikkita atom orbitalining bir-biriga yopishishi eng oddiy holatda ikkita molekulyar orbital (MO) hosil boʻlishiga olib keladi: bogʻlovchi MO va antibogʻlanish (boʻshashtiruvchi) MO . Birgalikda elektronlar pastroq energiya bogʻlovchi MOda joylashgan. H 2 molekulasida atomik (qirralarda) va molekulyar (markazda) orbitallarning elektron toʻldirilishi. Vertikal oʻq energiya darajasiga toʻgʻri keladi, elektronlar spinlarini aks ettiruvchi oʻqlar bilan koʻrsatilgan. Yüklə 102,95 Kb. Dostları ilə paylaş:
|