G. ahmedova, I. Xolbayev

Nazorat savollari 
 
1.
 
Zeyeman effekti qanday hodisa va u qachon kashf qilingan? 
2.
 
Kuchli  va  kuchsiz  magnit  maydonlari  haqida  tushuncha 
bering. 
3.
 
Zeyemanning  murakkab  effektini  ayting  va  uni  natriy  (Na) 
dubleti misolida tushuntiring. 
4.
 
Magnit  maydonidagi  atom  energetik  sathlarining  energiyasi 
formulasida qanday energiyalar hisobga olingan? 
5.
 
Zeyemanning  oddiy  effektini  ayting  va  spektral  chiziqlar 
chastotalarini yozib tushuntiring. 
6.
 
Pashen  va  Bak  effekti  qanday  hodisa  va  qaysi  vaqtda  sodir 
bo‘ladi? 
7.
 
Shtark effektining hosil bo‘lishini tushuntiring. 
8.
 
Chiziqli  Shtark  effekti  qanday  effekt,  uning  hosil  bo‘lishi 
qaysi kattalikka bog‘liq va qanday atomlarda kuzatiladi? 
9.
 
Kvadratik  Shtark  effekti  qaysi  kattalikka  bog‘liq  va  u  qaysi 
atomlarda kuzatiladi? 
 
300
X-BOB. MOLEKULALAR 
 
10.1-§. Molekulalar va ularning hosil bo‘lishi 
 
Molekula  –  bir  jinsli  moddaning  eng  kichik  zarrasi  bo‘lib,  shu 
moddaning  asosiy  kimyoviy  xossalariga  ega  bo‘ladi.  “Molekula” 
tushunchasi  kimyo  faniga  1860-yilda  kiritilgan  bo‘lib,  uning 
mavjudligi  1906-yilda  J.Perren  tomonidan  tajribada  tasdiqlangan. 
Molekula  atomlar  orasidagi  kimyoviy  bog‘lanishlar  orqali  o‘zaro 
birlashgan  bir  xil  yoki  turli  xil  atomlardan  tashkil  topgan  barqaror 
tizimdir.  Masalan,  vodorod  molekulasi  (H
2
),  kislorod  molekulasi 
(O
2
),  azot  molekulasi  (N
2
),  bir  xil  atomlardan  tashkil  topgan  ikki 
atomli  molekulalardir.  Osh  tuzi  molekulasi  (NaCl)  ikki  xil 
atomlardan  tashkil  topgan  ikki  atomli  molekuladir.  Molekulalar  (H
2
, 
C
6
H
6
, NH
3
), atomlar, ionlar (SO
−
4
, BF
−
4
, NO
−
3
), radikallar (CH
3
, OH, 
C
5
H
5
)  orasida  kimyoviy  kuchlar  ta’sir  qiladi.  Bu  kuchlar 
molekulalarning  erkin,  ya’ni  boshqa  zarralardan  ajralgan  alohida 
holatidagi  barqarorligini  ta’minlaydi.  Masalan,  C
2
,  CH
3
,  I
2
 
molekulalari  erkin,  alohida  holatda  keraklicha  uzoq  vaqt  mavjud 
bo‘la  oladi.  Lekin  ular  bir-biri  bilan  birlashsa,  oddiy  sharoitda  ham 
tegishlicha grafit, etan,  yod  kristalliga aylanadi. Bunday  molekulalar 
atomlar  orasidagi  kimyoviy  bog‘lanishlar  tufayli  mustaqil  mavjud 
bo‘la  oladi.  Kimyoviy  bog‘lanishlar  –  ikki  yoki  bir  nechta 
atomlarning  o‘zaro  ta’sirlashuvi  natijasida  kimyoviy  barqaror 
tizimlar  (molekulalar,  radikallar,  kristallar  va  b.)  hosil  bo‘lishidir. 
Atomlar  orasidagi 
kimyoviy  bog‘lanishlar  atomning  tashqi 
qobig‘idagi  elektronlarning  (valent  elektronlarning)  turli  xil  o‘zaro 
ta’sirlari orqali tushuntiriladi.  
Ichki  qobiq  elektronlari  atomning  kimyoviy  xossalariga  ta’sir 
qilmaydi. 
Elementlarning 
kimyoviy 
xossalari 
tashqi 
qobiq 
elektronlari  bilan  aniqlanadi.  Atomlardan  molekulalar  hosil 
bo‘lishida  ta’sir  qiladigan  kuchlar  musbat  zaryadlangan  yadro  va 
manfiy  zaryadlangan  elektronlar  orasidagi  elektrostatik  o‘zaro  ta’sir 
kuchlaridan  iboratdir.  Atom  spektrlarini  tahlil  qilish,  spektrlarda 
kuzatiladigan  asosiy  qonuniyatlar  atom  elektron  qobig‘i  tuzilishi  va 
atom  elektron  holatlari  bilan  bog‘liqligini  ko‘rsatadi.  U  yoki  bu 
molekulaning  hosil bo‘lishida atomlarning  muhim bo‘lgan  kimyoviy 
xossalari  ham  elektron  qobiqlar  xossalari  bilan  tushuntiriladi.  Lekin 

 
301
atomlarning  kimyoviy  xossasi  bitta  atomda  emas,  balki  o‘zaro 
ta’sirlashib  molekula  hosil  qiladigan  atomlar  to‘plamida  namoyon 
bo‘ladi.  Bu  esa  molekulani  tashkil  etuvchi  atomlar  o‘zaro 
ta’sirlashuvchi kuchlar bilan bog‘langanligini  ko‘rsatadi. Molekulani 
atomlarga  ajratish  uchun  ma’lum  miqdorda  ish  bajarish  kerak,  ya’ni 
energiya sarflash kerak. Aksincha,  molekula hosil bo‘lish  jarayonida 
energiya ajraladi.  Bu  esa  molekula atomlarini bog‘lab turuvchi  kuch 
mavjudligini  ko‘rsatadi.  Molekula  hosil  bo‘lishida  ajraladigan 
energiya  molekulada atomlarni bog‘lab turadigan o‘zaro ta’sir kuchi 
o‘lchovi  hisoblanadi.  Molekulalar  ikki  atomdan,  uch  atomdan  va 
ko‘p sondagi atomlardan tuzilgan bo‘lishi mumkin. Masalan, osh tuzi 
bir  natriy  atomidan  va  bir  xlor  atomidan  tuzilgan,  ya’ni  osh  tuzi 
molekulasi  ikki  atomli  molekuladir.  Suv  molekulasi  ikki  vodorod 
atomidan  va  bir  kislorod  atomidan  tuzilgan,  ya’ni  uch  atomli 
molekulani  hosil  qiladi.  Molekulalar  o‘lchami  turli  moddalar 
molekulalari  uchun  turlicha  bo‘ladi.  Masalan,  vodorod  molekulasi 
(H
2
)  o‘lchami  2,47
⋅
10
–8 
sm,  kislorod  molekulasi  (O
2
)  o‘lchami 
2,98
⋅
10
–8 
sm,  suv  molekulasi  (H
2
O)  o‘lchami  2,72
⋅
10
–8 
sm  va  h.k. 
Molekulalar  o‘lchami  diffuziya,  issiqlik  o‘tkazuvchanlik,  ichki 
ishqalanish  hodisalari  asosida  aniqlanadi.  Atomlarning  molekulaga 
birikishi to‘ldirilmagan tashqi elektron qobiq bilan bog‘liq. 
Molekuladagi  atomlar  aniq  bir  tartib  bilan  o‘zaro  bog‘langan  va 
fazoda ma’lum tartibda joylashgan bo‘ladi. Molekula tuzilishi fazoda 
va  vaqt  oralig‘ida  barqarorligi  bilan  xarakterlanadi.  Molekulaning 
barqarorligi 
uning 
boshqa 
zarralar 
bilan 
o‘zaro 
ta’siriga, 
temperaturaga, bosimga va boshqa tashqi faktorlarga bog‘liq bo‘ladi. 
Masalan,  juda  yuqori  temperaturalarda  ko‘pchilik  molekulalar 
atomlarga ajraladi, ya’ni molekulyar tuzilishi buziladi. Molekulaning 
asosiy  xarakteristikasi  bu  uning  ichki  energiyasi  bo‘lib,  faqat 
kvantlangan  qiymatlarni  qabul  qiladi.  Molekula  hosil  bo‘lishida 
atomlar  orasidagi  kimyoviy  bog‘lanishlarda  atomlarning  o‘zaro 
bog‘lanish  sohasida  elektronlar  zichligining  qayta  taqsimlanishi 
muhim  o‘rin  tutadi.  Atomlarning  o‘zaro  bog‘lanishi  sohasida 
elektronlar  zichligi  taqsimlanishining  qaydayligiga  bog‘liq  ravishda 
kimyoviy  bog‘lanishlar  asosan  uch  turga  bo‘linadi  –  kovalent 
(gomepolyar),  ion  (geteropolyar)  va  metall  bog‘lanishlar.  Bunday 
bog‘lanishlarning har birining o‘z nazariyasi mavjud.  
 
302
 
10.2-§. Ion bog‘lanish 
 
Elektrostatik  tortishuv  tufayli  ionlar  orasida  vujudga  keladigan 
kimyoviy  bog‘lanish  ion  bog‘lanish  deyiladi.  Ionlarning  o‘zaro 
tortishish yo‘li bilan hosil bo‘lgan molekulalar ion yoki geteropolyar 
molekulalar  deb  ataladi.  Ionli  molekulalar  hosil  bo‘lishi  asosida 
tashqi  qobiqchalari  turlicha  to‘ldirilgan,  ya’ni  elektromanfiyligi  bir-
biridan  keskin  farq qiladigan atomlarning  o‘zaro ta’sirlashuvi turadi. 
Bunday 
atomlar 
o‘zaro 
ta’sirlashganda, 
elektron 
buluti 
elektromanfiyligi  kuchli  bo‘lgan  atomga  tomon  siljiydi,  ya’ni 
qutblanadi.  Qutblanish  –  elektr  maydoni  ta’sirida  elektr  zaryadi 
elektron  zichligining  siljishidir.  Eng  ko‘p  bir  tomonlama  qutblanish 
ion  bog‘lanishda  hosil  bo‘ladi.  Elektromanfiylik  bog‘langan 
atomning  boshqa  atomlar  elektron  qobig‘idan  elektronni  tortish 
xususiyatidir. 
Elementlar  davriy  sistemasida  I  va  II  guruhlar  metallari  va  tipik 
metallmaslar  –  galogenlar  ionli  molekulalarni  hosil  qiladi.  Masalan, 
NaCl(Na
+
, Cl
–
), CsI(Cs
+
, I
–
), LiF(Li
+
, F
–
) va boshqa molekulalar ionli 
molekulalarga  misol  bo‘ladi.  Ishqoriy  metallarda  tashqi  elektron 
qobiqdagi  s  holat  elektronlari  yadro  bilan  kuchsiz  bog‘langan,  ular 
kimyoviy  reaksiyalarda  o‘z  atomidan  yengilgina  ajraladi.  Masalan, 
natriy 
(Na) 
atomida 
(natriyning 
elektron 
konfigurasiyasi 
1s
2
2s
2
2p
6
3s
1
)  3s
1
  holatdagi  bir  elektron  o‘z  atomidan  yengilgina 
ajraladi. Bunda bir  elektroni ajralgan  natriy atomi  natriyning  musbat 
Na
+
 ioniga aylanadi. Aksincha, metallmaslar – galogenlar atomlarida 
tashqi  elektron  qobiq  elektronlari  yadro  bilan  kuchli  bog‘langan 
bo‘lib,  kimyoviy  reaksiyalarda  boshqa  elektronni  biriktirib  oladi. 
Masalan,  xlor  (Cl)  atomining  (xlorning  elektron  konfigurasiyasi 
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
5
)  tashqi  qobig‘ida  3p
5
  holat  elektron  bilan  to‘lishiga 
bir elektron  yetmaydi, u yana bir elektronni biriktirib  oladi, 3p holat 
to‘ladi.  Bunda  xlorning  manfiy  ionii  Cl
–
  hosil  bo‘ladi.  Demak, 
xlorning elektron manfiyligi yuqori.  
Ikki  xil  ishorali  Na
+
  va  Cl
–
  ionlar  orasida  vujudga  keladigan 
kulon  elektrostatik tortishish  kuchi tufayli ionli NaCl molekula hosil 
bo‘ladi. 
Ionli  molekulalar  umumiy  nazariyasini  1925-yilda  M.Born  va 
V.Geyzenberglar  klassik  tasavvurlar  asosida  ishlab  chiqdilar.  Bunda 

 
303
bog‘lanish 
energiyasini 
hisoblashda 
elektrostatik 
tasavvurga 
asoslangan  holda  yarimempirik  hisoblash  usulidan  foydalanildi.  Bir-
biridan  yetarlicha  masofada  uzoqlashtirilgan  ikki  ion  (masalan,  Na
+
 
va  Cl
–
  ionlari)  birinchi  yaqinlashishda  bir-biri  bilan  nuqtaviy 
zaryadlar  kabi  Kulon  qonuni  bo‘yicha  tortishadi.  Bunday  o‘zaro 
ta’sir energiyasi quyidagicha aniqlanadi: 
r
e
U
e
0
2
4
πε
−
=
  
 
 
(10.1) 
Keyingi  yaqinlashishda  ionlarning  o‘zaro  qutblanishini  hisobga 
olish  kerak.  Molekulada  ionlarning  har  biri  qo‘shni  ionning  elektr 
zaryadi  ta’sirida  qutblanadi,  ya’ni  ionlarda  manfiy  va  musbat 
zaryadlarning  siljishi  hosil  bo‘ladi.  Natijada  har  bir  ionning 
induksiyalangan  P
1
  va  P
2
  dipol  momentlari  hosil  bo‘ladi  Bu  dipol 
momentlari  molekulaning  ionlar  hosil  qilgan  dipol  momenti  P  ga 
qarama-qarshi 
yo‘nalgan 
bo‘ladi. 
Ionlarning 
qutblanishi 
natijasida 
ularning 
elektron 
buluti 
deformasiyalanadi. 
Buni 
har 
bir 
ionning yadrosi va elektron bulutining 
d  masofaga  nisbiy  siljishi  deb  qarash 
mumkin (10.1-rasm). 
Har  bir  ionning  induksiyalangan 
dipol  momentining  kattaligi  elektr  maydoni  kuchlanganligi  orqali 
aniqlanadi: 
E
ed
P
α
ε
0
=
=
,  
 
 
(10.2) 
Bunda 
α
  –  ion  elektron  bulutining  deformasiyalanish  xususiyatini 
ifodalaydi  va  unga  qutblanuvchanlik  deyiladi.  U  vaqtda  (10.1) 
formuladagi  Kulon  o‘zaro  ta’sir  energiyasiga  yana  har  bir  ion  dipol 
momentining  qo‘shni  ion  yig‘indi  zaryadi  bilan  o‘zaro  ta’sir 
energiyasi (U
P
)ni qo‘shish kerak bo‘ladi: 
)
(
4
2
1
2
0
P
P
r
e
U
P
+
−
=
πε
  
 
(10.3) 
(10.3)  ifodadagi  energiyaga  dipollarning  hosil  bo‘lishiga 
sarflangan  energiya  (U
α
)ni  ham  qo‘shish  kerak  bo‘ladi.  Bu 
energiyani zaryadlarning siljishi uchun bajarilgan ish deb ham qarash 
mumkin, ya’ni: 
10.1-rasm 
 
304
∫
∫
+
=
+
=
1
2
0
0
2
0
2
2
1
0
2
1
2
2
2
0
1
1
1
0
2
2
E
E
P
P
dE
E
dE
E
U
α
ε
α
ε
α
ε
α
ε
α
  (10.4) 
Endi  dipollarning  o‘zaro  ta’sir  energiyasi  (
2
1
P
P
U
)ni  ham  hisobga 
olish kerak bo‘ladi: 
3
0
2
1
2
2
1
r
P
P
U
P
P
πε
−
=
.  
 
 
(10.5) 
Faqat  ionlarning  o‘zaro  tortishishi  to‘liq  ravishda  qoplashga  olib 
kelishi  kerak  edi.  Lekin  bunday  bo‘lmaydi,  chunki  kichik 
masofalarda  ionlar  qobiqlari  ustma-ust  tushadi  va  bunda  itarishish 
kuchlari  yuzaga  keladi.  Bu  kuchlarning  tabiati  yetarlicha  murakkab 
bo‘lib, klassik mexanikada itarishish kuchlari energiyasini aniqlashda 
quyidagi empirik formuladan foydalaniladi: 
n
n
r
B
U
=
 
 
 
(10.6) 
Kvant  mexanikasida  itarishi  to‘ldirilgan  elektron  qobiqlarning 
almashtirish  integrali  sifatida  namoyon  bo‘ladi.  Ionlar  elektron 
qobiqlarining  o‘zaro  singishlarida  har  bir  yadro  maydoniga 
qo‘shimcha elektronlar tushadi.  
Birinchi 
yaqinlashishda 
ionli 
molekulaning 
bog‘lanish 
energiyasini  hisobga  olmagan  holda  (10.1)  va  (10.6)  formulalardan 
aniqlash mumkin: 
n
n
e
r
B
r
e
U
U
U
+
−
=
+
=
0
2
4
πε
   
(10.7) 
Muvozanat holatda U energiya minimal bo‘ladi va r=r
0
. Shuning 
uchun 
0
4
1
0
2
0
0
2
0
=
−
=






+
=
n
r
r
r
nB
r
e
dr
dU
πε
 
Bundan 
1
0
0
2
4
−
⋅
=
n
r
n
e
B
πε
 
Shunday  qilib,  r=r
0
  bo‘lganda  ionli  molekulaning  bog‘lanish 
energiyasi quyidagicha aniqlanadi: 

 
305





 −
−
=
=
n
r
e
U
r
r
1
1
4
0
0
2
0
πε
   
(10.8) 
r
0
  va  n  kattaliklar  molekulaning  boshqa  xususiyatlarini 
tekshiradigan  tajribalardan  aniqlanadi.  Odatda,  kristallar  uchun  r
0 
rentgenografiya  yoki  elektronografiya  usullari  orqali  topiladi,  n 
kristallarning  siqilishiga  qarab  aniqlanadi.  Barcha  aniq  kristall 
panjaralar  uchun  n  ning  qiymati  6  dan  10  gacha  bo‘ladi  va  ionda 
elektronlar sonining ortishi bilan ortib boradi. r
0
 ning son qiymatidan 
foydalangan  holda  (10.8)  ifodadan  bir  qator  ionli  molekulalarning 
bog‘lanish  energiyasini aniqlash  mumkinyu Olingan  natijalar 5-10% 
aniqlikda tajriba natijalari bilan mos keladi. 
 
10.3-§. Kovalent bog‘lanish.  
Vodorod molekulasining kvant nazariyasi 
 
Kovalent  bog‘lanishda  molekula  bir  xil  element  atomlaridan 
tashkil  topgan  bo‘ladi.  Bunday  molekula  hosil  bo‘lishidagi 
bog‘lanish  kovalent  bog‘lanish  yoki  gomopolyar  (grekcha  “gomeo” 
degan  so‘zdan  olingan  bo‘lib,  “bir  xil”  degan  ma’noni  bildiradi) 
bog‘lanish deyiladi.  
Kovalent  bog‘lanish  kvant  mexanikasi  nuqtai  nazaridan 
tushuntiriladi. Kovalent bog‘lanishni ikkita vodorod atomidan tashkil 
topgan  vodorod  molekulasi  hosil  bo‘lishi  misolida  ko‘rish  mumkin. 
O‘zaro ta’sirlashmaydigan masofada joylashgan ikkita vodorod atomi 
bo‘lsin.  Birinchi  atomdagi  elektronning  ham,  ikkinchi  atomdagi 
elektronning  ham  yadrodan  biror  masofa  uzoqlikda  bo‘lishining 
ehtimoliyati  (elektronning  to‘lqin  funksiyasining  kvadrati)  aynan  bir 
xil  bo‘ladi.  Eng  oddiy  hol  elektron  ℓ=0  bo‘lgan  s  holatda  bo‘lganda 
ehtimoliyat  sferik-simmetrik  bo‘ladi,  ya’ni  elektron  bulut  biror 
radiusli  sferadan  iborat  bo‘ladi.  Endi  har  ikki  atomni  bir-biri  bilan 
ta’sirlashadigan masofaga joylashtirilganda, ikkala atomning elektron 
bulutlari tutasha boshlaydi. Buni quyidagicha tushuntirish  kerak:  har 
ikki  atom  o‘zaro  ta’sirlashmaydigan  masofada  joylashtirilganda 
atomlarda  elektronlar  faqat  o‘z  yadrolari  atrofida  harakatlanar  edi. 
Atomlar  bir-biriga  yaqinlashganda  esa  birinchi  atom  elektronini 
ikkinchi  atom  yadrosi  atrofida,  ikkinchi  atom  elektroni  esa  birinchi 
atom  yadrosi  atrofida  qayd  qilish  ehtimoliyati  noldan  farqli  bo‘ladi. 
Atomlar  yanada  yaqinlashganda,  ularning  elektron  bulutlari 
 
306
shunchalik  tutashib  ketadiki,  bunda  birinchi  atom  elektroni  yoki 
ikkinchi atom elektroni degan so‘zlarga o‘rin qolmaydi. Bunda kvant 
mexanikasidagi  bir  xil  zarralarni  farq  qilib  bo‘lmasligi  prinsipini 
hisobga  olish  kerak  bo‘ladi,  chunki  har  ikki  atom  elektronlari  bir-
biridan  farq  qilmaydi,  ikkala  elektronning  ham  zaryadi,  massasi, 
spini bir xil. Bunday holda har bir elektron bir vaqtning o‘zida ikkala 
atomga  ham  tegishli  bo‘ladi.  Ikkala  elektronning  umumiylashgani 
uchun  ikki  yadro  oralig‘ida  elektron  buluti  zichligi  ortadi,  bu  esa 
yadrolarni  bir-biriga  maksimal  yaqinlashtiradi.  Yadrolar  orasidagi 
masofaning  biror  r
0
  qiymatida  kovalent  bog‘lanishda  ikki  atomli 
barqaror molekula hosil bo‘ladi. 
Kovalent  bog‘lanishga  vodorod  molekulasining  hosil  bo‘lishi 
misol  bo‘la  oladi.  1927-yilda  V.Gaytler  va  F.London  birinchi  marta 
vodorod  molekulasi  (H
2
)ning  asosiy  holati  uchun  kvant  mexanik 
hisoblashlarni  o‘tkazdilar.  Bu  esa  kvant  kimyosining  rivojlanishiga 
asos bo‘ldi. Gaytler  va London  ishlarida gomepolyar bog‘lanishning 
fizikaviy  tomonlarini  ko‘rib  chiqiladi.  Hamma  molekulalar  atom 
yadrolaridan va elektronlardan tuzilgan. Yadro  va elektron  massalari 
bir-biridan  katta  farq  qilgani  uchun  yadroning  nisbiy  harakati 
elektron  harakatidan  yuz  martalab  kichik  deb  hisoblash  mumkin. 
Shuning  uchun  stasionar  holat  masalasini  yadro  harakatini  hisobga 
olmay  balki,  kuch  markazi  maydonida  faqat  elektronlar  harakatini 
hisobga  olgan  holda  yechish  mumkin.  Kuch  markazlarining  (atom 
yadrolarining) 
nisbiy 
joylashishi 
molekulaning 
fazoviy 
konfigurasiyasini  aniqlaydi,  bunda  turg‘un  muvozanat  molekulaning 
eng  kichik  energiyasiga  tegishli  bo‘ladi.  Kvant  mexanikasida 
Shredinger  tenglamasidan  foydalaniladi,  bu  tenglamaning  ko‘rinishi 
molekulaning  murakkabligiga  bog‘liq  bo‘ladi.  Vodorod  –  H
2
 
molekulasi  uchun  Shredinger  tenglamasini  quyidagicha  yozish 
mumkin: 
0
)
(
2
2
2
1
2
2
2
2
2
2
=
−
+




∂
∂
+
∂
∂
+
∂
∂
∑
=
ψ
ψ
ψ
ψ
U
E
m
z
y
x
i
i
i
i
h
  (10.9) 
Vodorod molekulasi ikki proton va ikki elektrondan tuzilgan eng 
oddiy  molekuladir.  Vodorod  molekulasi  10.2-rasmda  keltirilgan. 
Rasmda a  va b  lar bilan protonlar, 1 va 2 raqamlar bilan  elektronlar 
belgilangan.  Agar  protonlar  orasidagi  masofa  juda  katta  bo‘lmasa, 

 
307
molekulani  tashkil  qilgan  atomlar  to‘lqin  funksiyalari  bir-birini 
qoplaydi.  Bu  esa  har  bir  elektron  har  ikki  atomga  tegishli  bo‘ladi, 
ya’ni 
atomlar 
orasida 
elektronlar 
almashinishi 
bo‘ladi,  bunda  almashinish 
kuchlari paydo bo‘ladi. Bu esa 
kovalent  bog‘lanishni  hosil 
qiladi. 
(10.9) 
ifodadagi 
Shredinger  tenglamasida  U 
molekulaning 
potensial 
energiyasi bo‘lib, u uch haddan iboratdir, ya’ni 
'
2
1
U
U
U
U
+
+
=
  
 
 
(10.10) 
1
0
2
1
4
/
a
r
e
U
πε
−
=
  –  a  yadro  maydonidagi  birinchi  elektronning 
energiyasi, 
2
0
2
2
4
/
b
r
e
U
πε
−
=
  –  b  yadro  maydonidagi  ikkinchi 
elektronining  (10.1-rasm)  energiyasi,  U'  –  yadro  va  elektronlar 
orasidagi o‘zaro ta’sir energiyasi. 








−
−
+
−
=
R
r
r
r
U
a
a
1
1
1
1
'
12
1
2
, 
 
(10.11) 
(+)  ishoraga  ega  bo‘lgan  hadlar  elektronlar  va  yadrolarning  o‘zaro 
itarishish  energiyasini  bildiradi,  R  protonlar  orasidagi  masofa. 
Tizimning to‘liq  energiyasi (E)  kimyoviy bog‘lanishlar o‘lchovi  deb 
hisoblanadi.  Potensial  energiya  R  va  r  masofalarning  uzluksiz 
funksiyasi  bo‘lsa,  to‘liq  energiya  E  aniq  masofalar  uchun  aniq 
qiymatlarni  qabul  qiladi.  Bu  energiya  qiymatlaridan  tizimning 
turg‘un holatiga tegishli bo‘lgan eng kichik qiymati muhimdir. (10.9) 
tenglamani  aniq  yechish  mumkin  bo‘lmaganligi  uchun  yaqinlashish 
usulidan foydalanamiz. 
Nolinchi 
yaqinlashishda 
vodorod 
molekulasi 
o‘zaro 
ta’sirlashmaydigan  ikki  vodorod  atomidan  tashkil  topgan  bo‘lib,  1s 
(R=
∞
)  holatda  deb  qaraladi.  Shuning  uchun  nolinchi  yaqinlashishda 
potensial  energiya  U
0
=U
1
+U
2
  kattalikka  teng  bo‘ladi.  Birinchi  va 
ikkinchi atomlar o‘zlarining 
ψ
a
(1) va 
ψ
b
(2) to‘lqin funksiyalari bilan 
xarakterlanadi.  O‘zaro  ta’sirlashmaydigan  ikki  atomdan  iborat 
sistemaning 
to‘lqin 
funksiyasi 
shu 
atomlar 
funksiyalari 
ko‘paytmasidan iborat: 
10.2-rasm 
 
308
)
2
(
)
1
(
1
b
a
ψ
ψ
=
Ψ
,  
 
 
(10.12) 
nolinchi  yaqinlanishda  tizimining  to‘liq  energiyasi  ikkita  vodorod 
atomining 1s holatidagi bir xil energiyalari yig‘indisiga teng: 
0
2
1
)
0
(
2E
E
E
E
=
+
=
    
 
(10.13) 
ψ
1
  ikki  atomdan  iborat  tizimi  uchun  yagona  funksiya  emas.  Bu 
funksiyaning  kvadrati  birinchi  elementlari  a  –  yadro  atrofida  va  bir 
vaqtda  ikkinchi  elektronning  b  –  yadro  atrofida  topilish 
ehtimoliyatini  bildiradi.  Elektronlar  to‘lqin  xossasiga  ega  bo‘lgani 
uchun  bir  tizimga  tegishli  bo‘lgan  elektronlarni  bir-biridan  ajratib 
bo‘lmaydi.  Shuning  uchun  elektronlar  o‘rinlari  almashtirilganda, 
tizimda  hyech  qanday  o‘zgarish  bo‘lmaydi.  Elektronlar  o‘rinlari 
almashtirilgandagi 
)
1
(
)
2
(
2
b
a
ψ
ψ
=
Ψ
 
 
 
(10.14) 
to‘lqin  funksiyasi  ham  nolinchi  yaqinlashishda  tenglama  yechimi 
bo‘la oladi. Bu to‘lqin funsiyasiga to‘g‘ri keladigan energiya E
(0)
=2E
0
 
kattalikka teng. Energiyaning E
(0)
  qiymatiga ikkita xususiy  funksiya, 
ikkita holat to‘g‘ri keladi. Bunday holatlar aynigan holatlar deyiladi. 
Qaralgan  bunday  holatda  aynish  almashilgan  aynish  deyiladi. 
Ko‘rilgan  holatlar molekulaning real  holatini  ifodalamaydi. Nolinchi 
yaqinlashishning 
Ψ
1
 va 
Ψ
2 
funksiyalari energiyasi bir xil E
(0)
 bo‘lgan 
holatlarga  tegishlidir.  Bu  vaqtda 
Ψ
1
  va 
Ψ
2 
funksiyalar  ixtiyoriy 
chiziqli tenglamaning  nolinchi  yaqinlashishdagi  yechimi bo‘la  oladi. 
Shunday  qilib,  Shredinger  tenglamasining  yechimini  quyidagicha 
ifodalash mumkin: 
)
1
(
)
2
(
)
2
(
)
1
(
)
2
,
1
(
2
1
2
2
1
1
b
a
b
a
C
C
C
C
ψ
ψ
ψ
ψ
+
=
Ψ
+
Ψ
=
Ψ
, (10.15) 
(10.15)da  C
1
  va  C
2
 
lar  masalaning  fizikaviy  shartlarini 
qanoatlantiradigan  koeffisiyentlardir.  Haqiqatdan  ham 
Ψ
(1,2) 
funksiyaning  kvadrati  birinchi  va  ikkinchi  elektronning  yadrodan  u 
yoki  bu  masofada  bir  vaqtda  topilish  ehtimoliyati  zichligini 
ifodalaydi.  Elektronlar  bir-biridan  farq  qilinmaganligi  uchun 
quyidagi shart bajarilishi zarur: 
)
1
,
2
(
)
2
,
1
(
2
2
Ψ
=
Ψ
. 
 
 
(10.16) 
Bu  holat 
2
2
1
2
C
C
=
  bo‘lganda  o‘rinli  bo‘ladi.  U  vaqtda 
ψ
(1,2) 
funksiyasi uchun ikkita qiymat mavjud: 

 
309
)]
1
(
)
2
(
)
2
(
)
1
(
[
'
)
(
'
)
2
,
1
(
)]
1
(
)
2
(
)
2
(
)
1
(
[
)
(
)
2
,
1
(
2
1
2
1
b
a
b
a
b
a
b
a
C
C
C
C
ψ
ψ
ψ
ψ
ψ
ψ
ψ
ψ
−
=
Ψ
−
Ψ
=
Ψ
+
=
Ψ
+
Ψ
=
Ψ
−
+
(10.17) 
C
1
  va  C
2 
ning  boshqa  qiymatlarida  (10.16)  shart  bajarilmaydi. 
Ψ
+
 
funksiya  simmetrik  bo‘lib,  elektronlar  o‘rinlari  almashganda  o‘z 
qiymatini saqlaydi: 
)
1
,
2
(
)
2
,
1
(
+
+
Ψ
=
Ψ
 
Ψ
–
(1,2)  funksiya  assimmetrik  bo‘lib,  elektronlar  o‘rin  almashganda 
o‘z ishorasini o‘zgartiradi: 
)
1
,
2
(
)
2
,
1
(
−
−
Ψ
−
=
Ψ
 
Har  ikkala  funksiyalar  kvadrati  (10.16)  shartni  qanoatlantiradi. 
Boshlang‘ich 
Ψ
1
  va 
Ψ
2 
funksiyalar  o‘rniga 
Ψ
+
(1,2)  va 
Ψ
–
(1,2) 
funksiyalar  hosil  bo‘ladi.  Bu  funksiyalar  masalaning  fizikaviy 
mazmunini qanoatlantiradi. Endi o‘zaro ta’sir potensial energiyasi U
1 
ni  hisobga  oladigan  yaqinlashishga  o‘tamiz.  Variasiya  usuli  bilan 
o‘tkazilgan  hisoblashlar  ko‘rsatadiki,  o‘zaro  ta’sir  natijasida 
Ψ
+
  va 
Ψ
–
  funksiyalarga  to‘g‘ri  keladigan  energiya  qiymatlari  turlicha 
bo‘ladi.  Simmetrik  funksiya 
Ψ
+
  uchun  energiya  quyidagicha 
aniqlanadi: 
2
0
1
2
S
A
K
E
E
+
+
+
=
+
, 
 
 
(10.18) 
antisimmetrik funksiya 
Ψ
–
 uchun esa 
2
0
1
2
S
A
K
E
E
−
−
+
=
−
. 
 
 
(10.19) 
Bu formulalarda  
2
1
2
12
2
0
2
)
2
(
1
1
1
1
)
1
(
4
2
1
ϑ
ϑ
ψ
ψ
πε
d
d
r
r
r
R
е
K
a
a
b
a








−
−
+
=
∫∫
 
K  –  Kulon  integrali  elektronlar  bilan  yadro  orasidagi  elektrostatistik 
o‘zaro ta’sirni xarakterlaydi. 
2
1
12
0
2
)
2
(
)
2
(
1
1
1
1
)
1
(
)
1
(
4
2
1
ϑ
ϑ
ψ
ψ
ψ
ψ
πε
d
d
r
r
r
R
е
A
b
a
a
b
b
a








−
−
+
=
∫∫
 
kattalikni  almashinish  integrali  deyiladi.  Almashinish  integrali 
elektronlarni  bir-biridan  farq  qilib  bo‘lmasligi  va  Pauli  prinsipini 
 
310
hisobga  olib,  simmetrik  va  antisimmetrik  yaqinlashgan  to‘lqin 
funksiyalari  kiritilishi  natijasida  hosil  bo‘ladi.  Simmetrik  va 
antisimmetrik  to‘lqin  funksiyalari  elektron  koordinatalarining 
almashtirilishi  bilan  bir-biridan  farq  qiladi.  Elektronlarni  bir-biridan 
ajratib bo‘lmasligi natijasida quyidagi qoplash integrali hosil bo‘ladi. 
2
1
)
2
(
)
2
(
)
1
(
)
1
(
ϑ
ψ
ψ
ϑ
ψ
ψ
d
d
S
b
a
b
a
∫
∫
=
=
 
S – kattalik qoplash integrali deyiladi. K va A kattaliklar muvozanatli 
masofada  manfiydir.  S  o‘lchamsiz  kattalik  bo‘lib,  muvozanatli 
yadroviy masofalarda 0,56 ga teng. Absolyut qiymat jihatdan |A|>|S|. 
Antisimmetrik  va  simmetrik  holatlar  uchun  (10.18)  va  (10.19) 
formulalar  bilan  hisoblangan  energiyalarning  atomlar  orasidagi 
masofaga  bog‘liqligi  10.3-rasmda  keltirilgan.  A  ning  oldidagi  turli 
ishoralar har ikkala  holatni sifat jihatdan farq qilinishiga olib keladi. 
Antisimmetrik  to‘lqin  funksiyasiga 
Ψ
–
  tegishli  bo‘lgan  E
–
  egri 
chizig‘i  ixtiyoriy  R  masofada  atomlarning  itarilishini  ko‘rsatadi.  E
+
 
egri  chizig‘i  R
0
  nuqtada  minimumga  ega  bo‘lib,  R
0
  dan  kichik 
masofalarda  atomlarning 
itarishishini  va  R
0
  dan 
katta 
masofalarda 
esa 
tortishishini  xarakterlaydi. 
R  ning  ortishi  bilan  har 
ikkala  egri  chiziq  2E
0
 
qiymatga 
assimptotik 
yaqinlashadi,  chunki  katta 
masofalarda 
atomlar 
orasidagi 
o‘zaro 
ta’sir 
yo‘qoladi,  energiya  esa 
alohida 
atomlar 
energiyalar 
yig‘indisiga 
teng  bo‘ladi.  E
+ 
va  E
–
  egri 
chiziqlarni  taqqoslash  shuni  ko‘rsatadiki,  gomeopolyar  bog‘lanish 
almashinish integrali bilan tushuntiriladi. Bundan tashqari, bog‘lanish 
energiyasi  kattaligi  amalda  almashinish  integrali  kattaligiga  teng. 
(10.18)  va  (10.19)  formulalarda  almashinish  integrali  A  va  qoplash 
integrali S ni hisobga olmasdan, faqat Kulon o‘zaro ta’sir hadi K gina 
hisobga  olinsa,  tegishli  hisoblashlardan  hosil  qilinadigan  natija  E
K
 
10.3-rasmda punktir egri chizig‘i bilan ifodalangan. Bu egri chiziq R
0 
10.3-rasm 

 
311
yaqinida  minimumga  ega.  Bu  esa  kovalent  bog‘lanishning  kvant 
xarakterga ega ekanligini ko‘rsatadi. 
Vodorod  molekulasida  elektronlarning  fazoviy  taqsimlanishini 
ko‘raylik.  Elektronning  biror  hajmining  ixtiyoriy  sohasida  topilish 
ehtimoliyati zichligi  
)
1
,
2
(
)
2
,
1
(
2
2
±
±
Ψ
=
Ψ
 
 
 
(10.20) 
kattalik bilan aniqlanadi. (10.17) ifodaga asosan  
)
2
(
'
),
2
(
2
1
2
2
2
1
2
2
2
1
2
2
2
1
2
2
Ψ
Ψ
−
Ψ
+
Ψ
=
Ψ
Ψ
Ψ
+
Ψ
+
Ψ
=
Ψ
−
+
C
C
 
Vodorod ikki atomining o‘zaro ta’siri natijasida elektron zichligi 
holatga  bog‘liq  ravishda  2
Ψ
1
Ψ
2
  kattalikka  kamayadi  yoki  ortadi. 
2
2
2
1
Ψ
+
Ψ
  kattalikka  qaraganda 
Ψ
1
Ψ
2
  kattalik  vodorod  yadrolari 
orasidagi  fazoda  eng  katta  qiymatga  ega  bo‘ladi.  Bog‘lanish  hosil 
bo‘lganda  (
Ψ
+
)  funksiya  yadrolar  orasidagi  sohada  elektron  buluti 
zichligi  ortadi,  itarishishda  (
Ψ
–
)  funksiya  esa  kamayadi.  Elektron 
zichligining  taqsimlanishida 
Ψ
2
  ning  qiymatlari  12.4  va  12.5-
rasmlarda ifodalangan.  
 
 
10.4-rasm 
 
 
10.5-rasm 
 
Bunda 
Ψ
2 
ning bir xil qiymatlarining chiziqlari (bir xil zichliklar) 
ko‘rsatilgan.  Chiziq  oldidagi  katta  son  qiymati  elektron  topilish 
ehtimoliyati  zichligining  kattaligini  bildiradi.  Rasmdan  ko‘rinadiki, 
vodorod  atomlaridan  H
2
  molekulasining  hosil  bo‘lishi  yadrolar 
orasidagi elektron buluti zichligining ortishi bilan amalga oshadi.