1. Atom tuzilishi

Vodorod bog’lanish

Yuqorida ko’rib o’tilgan ion, kovalent, metall, donor-akseptor kabi bog’lanishlar kimyoviy bog’lanishning asosiy turi hisoblanadi. Atom va molekulalar orasida bu hil bog’lanishlardan tashqari yana ikkinchi darajali bog’lanish hili — vodorod bog’lanish hamda molekulalararo tortilish kuchlari (Vander–Vals kuchlari) ham mavjud. Orientatsion, dispersion va induksion kuchlar ham shular jumlasiga kiradi. D. I. Mendeleev davriy tizimidagi V, VI va VII guruh metallmaslarning vodorodli birikma (gidrid)larining qaynash haroratini o’rganish natijasida nazariya bilan tajriba orasida nomuvofiqlik topildi. Chunonchi HF, H₂O va NH₃ ning qaynash harorati kutilgandan yuqoriroq bo’lib chiqdi. H₂O ning qaynash harorati H₂S ning qaynash haroratidan pastroq bo’lishi kerak edi, chunki moddalarning qaynash harorati ularning molekulyar massasiga proporsionalligi juda ko’p hollarda kuzatiladi. Shuningdek, NH₃ niki esa PH₃ nikidan past bo’lishi lozim edi. Lekin tajriba buning teskarisini ko’rsatdi. Buning sababini vodorod bog’lanish nazariyasi bilan izohlash mumkin. Chunki vodorod bog’lanish borligi tufayli HF, H₂O, NH₃ moddalarining molekulalari o’zaro tortishib yiriklashgan, ya’ni (HF)_n, (H₂O)_n, (NH₃)_n holatida bo’ladi. Shunga ko’ra vodorod ftorid, suv va ammiakning qaynash harorati yuqoridir.
Vodorod bog’lanishning asosiy mohiyati shundan iboratki, biror modda molekulasida ftor, kislorod, azot kabi elektrmanfiy elementlarning atomlari bilan birikkan bir valentli vodorod atomi yana boshqa ftor, kislorod va azot atomlari bilan kuchsiz bog’lanish xususiyatiga ega. Buni quyidagi misollardan oson tushunish mumkin. Masalan, HF da H atomi elektroni ftor atomi tomon siljigani tufayli u shartli ravishda musbat zaryadga ega bo’lib qoladi, ya’ni vodorod ioni hosil bo’ladi deyish mumkin.
Boshqa ftor yoki kislorod atomining juft elektronlari vodorod ionini o’ziga tortadi, natijada vodorod atomi ikki tomondan bog’lanib qoladi:
H–F...H–F, umuman (HF)_p; bu erda p=2, 3, 4, 5, 6 bo’lishi mumkin. Demak, elektrmanfiyligi katta bo’lgan element atomi bilan boshqa molekuladagi vodorod atomi orasida vujudga keladigan ikkinchi darajali kimyoviy bog’lanish vodorod bog’lanish deb yuritiladi. Lekin bu bog’lanishning energiyasi unchalik katta emas. U 8–42 kJ∙mol^–1 ni tashkil qiladi. Molekulalararo tortilish kuchlarining mustahkamliligi esa 0,1—8,4 ^–1 atrofida bo’ladi.
kJ∙mol
Vodorod bog’lanish tirik organizmlarda va tabiatda yuz beradigan jarayonlarda muhim vazifani bajaradi. Vodorod bog’lanish biologik muhim moddalar – oqsillar va nuklein kislotalarining xossalarida etarli darajada ahamiyatga ega.
Yuqorida aytganimizdek molekulalar orasida molekulalararo tortilish kuchlari ham bor. Molekulyar tuzilishiga ega bo’lgan moddalarda molekulalararo tortilish kuchlari vujudga keladi. Molekulalararo tortilish kuchlarini (shuningdek ularni Van-der-Vals) kuchlari deb ham yuritiladi. Kovalent bog’lanishdan kuchsizroq bo’lsa ham, ancha kattaroq masofalarda yuz beradi. Bu kuchlar asosida dipollarning o’zaro elektrostatik ta’siri yotadi. Dipollarning hosil bo’lish mexanizmi har hil moddalarda turlichadir. Agar modda qutbli molekulalardan tashkil topgan bo’lsa (m-n yoki molekulalari), qutbli molekulalari bir-biriga nisbatan qarama-qarshi zaryadlangan qutblari bilan joylashgan bo’ladi, natijada ularning bunday turi orientatsion o’zaro ta’sir deb ataladi.
Moddalar qutbsiz molekulalardan tuzilgan bo’lsa va bu molekulalar qutblanish xossalariga ega bo’lsa ( CO₂) induksiyalangan dipollar hosil bo’lishi kuzatiladi. Buni hosil bo’lishiga, odatda sabab shuki, har atom o’z atrofida molekulalardagi boshqa atomga qutblovchi ta’sir ko’rsatuvchi elektr maydoni hosil qiladi. Molekula qutblanadi va hosil bo’lgan induksiyalangan dipol o’z navbatida qo’shni molekulalarni qutblaydi. Natijada molekulalarning bir-biriga tortilishi vujudga keladi. Molekulalararo bunday tortilish kuchlari induksion o’zaro ta’sir deb yuritiladi.
Elektronga moyillik – Em. Normal atomga bitta elektron kelib birikkanda ajralib chiqadigan energiyaga ayni elementning elektronga moyilligi deyiladi. Davr va guruhlarda elementlarning ionlanish potentsiallari qiymatlarining o’zgarishi. Elementning elektronga moyilligi qanchalik katta bo’lsa, ayni elementning metallmaslik xossasi shuncha kuchli namoyon bo’ladi. Shunga ko’ra elementlar davriy tizimida davrlarda chapdan o’ngga o’tgan sari elementlarning elektronga moyilligi ortib, guruhlarda esa elektronga moyillik yuqoridan pastga tushgan sari kamayib boradi.
Elektronga bo’lgan moyillik ham davriy o’zgaruvchan xossa bo’lib u davriy tizimning VII guruh yonaki guruhchasida, eng kami esa inert gazlar va ishqoriy yer metallarida bo’ladi.
Nisbiy elektromanfiylik – NEM. Kimyoviy bog’lanish hosil bo’lishida elektronni berish yoki biriktirib olish xususiyatini ko’rsatuvchi kattalikdir.
Melliken elektromanfiylikni ionlanish potentsiali + elektronga moyillik yig’indisiga teng deb tushintirdi.
I+E=Elektromanfiylik.
Bunda Melliken va Poling shkalalari mavjud. Poling shkalasida litiy atomining nisbiy elektromanfiyligini 1 ga teng deb qabul qilgan.
Elementlar davriy tizimdagi elementlarning metallik va metallmaslik xossalarini tushuntirish uchun 1927 yilda Poling tomonidan nisbiy elektromanfiylik (NEM) qiymatlari tushunchasi kiritildi. Elementlarning NEM lari jadvalda shkala tarzida berilgan, bu shkala Poling shkalasi deyiladi. Bundan asosan kimyoviy bog’lanishlarni o’rganishda keng foydalaniladi. Elementlarning NEM lari davrlarda chapdan o’ngga o’tgan sari ortib (asosiy guruh elementlari uchun), guruhlarda esa yuqoridan pastga tushgan sari NEM lar qiymati kamayib boradi. Uni grafik ko’rinishda quyidagicha ko’rsatish mumkin: Li →Be →B →C →N →O →F.
1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,6 4,1
Na 0, 97 K 0,85 Rb 0, 86 Cs 0, 86