Murakkab birikmalardagi kimyoviy bog’lanish tabiatini tushuntirish

Murakkab birikmalardagi kimyoviy bog’lanish tabiatini tushuntirish

Murakkablardagi kimyoviy bog'lanishning qaysi turi. kovalent kimyoviy bog'lanish m kimyoviy bog'lanishni aniqlash; m turdagi kimyoviy bog'lanishlar; m valentlik bog'lanish usuli; m kovalent bog'lanishning asosiy xarakteristikalari; m kovalent bog'lanishni hosil qilish mexanizmlari; m murakkab birikmalar; molekulyar orbitallarning m usuli; m molekulalararo o'zaro ta'sirlar. KIMYOVIY BOG'LANISHNI ANIQLASH kimyoviy bog'lanish molekulalar yoki ionlarning hosil bo'lishiga va atomlarning bir-biriga yaqin kuchli tutilishiga olib keladigan atomlar orasidagi o'zaro ta'sir deb ataladi. kimyoviy bog'lanish elektron tabiatga ega, ya'ni valentlik elektronlarining o'zaro ta'siri tufayli amalga oshiriladi. Valentlik elektronlarning molekulada taqsimlanishiga qarab quyidagi turdagi bog`lanishlar ajratiladi: ionli, kovalent, metall va boshqalar.. Ion bog`lanishni tabiatan keskin farq qiluvchi atomlar orasidagi kovalent bog`lanishning cheklovchi holati sifatida ko`rish mumkin. KIMYOVIY BOGLANISH TURLARI Ion aloqasi. Asosiy fikrlar zamonaviy nazariya ionli bog'lanish. 1.) Ion bog`lanish xossalari bo`yicha bir-biridan keskin farq qiluvchi elementlarning o`zaro ta`sirida, ya`ni metallar va metalmaslar o`rtasida hosil bo`ladi. 2.) Kimyoviy bog'lanishning hosil bo'lishi atomlarning barqaror sakkiz elektronli tashqi qobiqqa erishish istagi bilan izohlanadi (s 2 p 6). Ca: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 6 4s 2 Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 Cl: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 5 Cl–: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 3.) Hosil bo'lgan qarama-qarshi zaryadlangan ionlar elektrostatik tortishish tufayli bir-biriga yaqin joylashgan. 4.) Ion bog'lanish yo'naltirilmagan. 5.) Sof ionli bog'lanish mavjud emas. Ionlanish energiyasi elektronga yaqinlik energiyasidan katta bo'lganligi sababli, elektronlarning to'liq o'tishi elektron manfiyligi katta farqli atomlar juftligida ham sodir bo'lmaydi. Shuning uchun biz bog'lanishning ionlik ulushi haqida gapirishimiz mumkin. Eng yuqori bog'lanish ionligi s-elementlarning ftoridlari va xloridlarida uchraydi. Shunday qilib, RbCl, KCl, NaCl va NaF kristallarida mos ravishda 99, 98, 90 va 97% ni tashkil qiladi. kovalent bog'lanish. Kovalent bog'lanishning zamonaviy nazariyasining asosiy qoidalari. 1.) Kovalent bog`lanish xossalari o`xshash bo`lgan elementlar, ya`ni metall bo`lmaganlar o`rtasida hosil bo`ladi. 2.) Har bir element bog'lanish hosil bo'lishi uchun 1 ta elektronni ta'minlaydi va elektronlarning spinlari antiparallel bo'lishi kerak. 3.) Agar bir xil element atomlari tomonidan kovalent bog’ hosil bo’lsa, u holda bu bog’ qutbli emas, ya’ni umumiy elektron jufti hech qaysi atomga siljimaydi. Agar kovalent bog'lanish ikki xil atom tomonidan tuzilgan bo'lsa, u holda umumiy elektron jufti eng elektronegativ atomga o'tadi, bu qutbli kovalent aloqa. 4.) Kovalent bog'lanish hosil bo'lganda, o'zaro ta'sir qiluvchi atomlarning elektron bulutlari bir-biriga yopishadi, natijada atomlar orasidagi bo'shliqda o'zaro ta'sir qiluvchi atomlarning musbat zaryadlangan yadrolarini o'ziga tortadigan va ularni ushlab turadigan elektron zichligi ortgan zona paydo bo'ladi. bir-biriga yaqin. Natijada tizimning energiyasi kamayadi (14-rasm). Biroq, atomlarning juda kuchli yondashuvi bilan yadrolarning itarilishi kuchayadi. Shuning uchun yadrolar o'rtasida optimal masofa mavjud ( bog'lanish uzunligi, l bunda tizim minimal energiyaga ega. Bu holatda energiya chiqariladi, bu bog'lanish energiyasi deb ataladi - E St. Guruch. 14-rasm. Parallel (1) va antiparallel (2) spinli ikkita vodorod atomi sistemalari energiyasining yadrolar orasidagi masofaga bog'liqligi (E - sistemaning energiyasi, Eb - bog'lanish energiyasi, r - masofa. yadrolar orasida, l bog'lanish uzunligi). Kovalent bog'lanishni tavsiflash uchun ikkita usul qo'llaniladi: valent bog'lanish usuli (BC) va molekulyar orbital usul (MMO). VALENTLIK BOG'LANISH USULI. VS usuli quyidagi qoidalarga asoslanadi: 1. Kovalent kimyoviy bog'lanish spinlari qarama-qarshi yo'naltirilgan ikkita elektrondan hosil bo'ladi va bu elektron juft ikki atomga tegishli. Molekulaning elektron tuzilishini aks ettiruvchi bunday ikki elektronli ikki markazli bog'lanish birikmalari deyiladi. valent sxemalar. 2. Kovalent bog'lanish qanchalik kuchli bo'lsa, o'zaro ta'sir qiluvchi elektron bulutlar shunchalik ko'p ustma-ust tushadi. Valentlik sxemalarini vizual tasvirlash uchun odatda quyidagi usul qo'llaniladi: tashqi elektron qatlamda joylashgan elektronlar atomning kimyoviy belgisi atrofida joylashgan nuqtalar bilan belgilanadi. Ikki atom uchun umumiy elektronlar kimyoviy belgilar orasiga qo'yilgan nuqtalar bilan ko'rsatilgan; Ikki yoki uch bog'lanish mos ravishda ikki yoki uch juft umumiy nuqta bilan belgilanadi: N: 1s2 2s 2 p 3; C: 1s2 2s 2 p 4 Yuqoridagi diagrammalardan ko'rinib turibdiki, ikkita atomni bog'laydigan har bir elektron juftligi strukturaviy formulalarda kovalent bog'lanishni tasvirlaydigan bitta chiziqchaga to'g'ri keladi: Berilgan element atomini boshqa atomlar bilan bog‘laydigan umumiy elektron juftlar soni yoki boshqacha aytganda, atom hosil qilgan kovalent bog‘lanishlar soni deyiladi. kovalentlik VS usuli bo'yicha. Demak, vodorodning kovalentligi 1 ga, azot 3 ga teng. Elektron bulutlarining bir-birining ustiga chiqishiga ko'ra, bog'lanishning ikki turi mavjud: s - bog' va p - bog'lanish. s - bog'lanish atomlar yadrolarini bog'laydigan o'q bo'ylab ikkita elektron bulutning bir-biriga yopishganida sodir bo'ladi. Guruch. 15. s - bog`lanishlarning hosil bo`lish sxemasi. p - bog'lanish elektron bulutlar o'zaro ta'sir qiluvchi atomlarning yadrolarini bog'laydigan chiziqning ikkala tomonida bir-birining ustiga tushganda hosil bo'ladi. Guruch. 16. P-bog'larning hosil bo'lish sxemasi. KOVALENT BOGLANISHNING ASOSIY XUSUSIYATLARI. 1. Bog'lanish uzunligi, ℓ. Bu tizimning eng barqaror holatiga mos keladigan o'zaro ta'sir qiluvchi atomlarning yadrolari orasidagi minimal masofa. 2. Bog'lanish energiyasi, E min - bu kimyoviy bog'lanishni uzish va atomlarni o'zaro ta'sirdan olib tashlash uchun sarflanishi kerak bo'lgan energiya miqdori. 3. Ulanishning dipol momenti, , m=qℓ. Dipol momenti molekula qutblarining miqdoriy o'lchovi bo'lib xizmat qiladi. Qutbsiz molekulalar uchun dipol momenti 0 ga, qutbsiz molekulalar uchun 0 ga teng emas. Ko‘p atomli molekulaning dipol momenti alohida bog‘lanishlar dipollarining vektor yig‘indisiga teng: 4. Kovalent bog'lanish orientatsiya bilan tavsiflanadi. Kovalent bog'lanishning yo'nalishi o'zaro ta'sir qiluvchi atomlarning elektron bulutlarining kosmosda maksimal darajada qoplanishi zarurati bilan belgilanadi, bu esa eng kuchli bog'lanishlarning shakllanishiga olib keladi. Bu s-bog'lar fazoda qat'iy yo'naltirilganligi sababli, molekula tarkibiga qarab, ular bir-biriga ma'lum burchak ostida bo'lishi mumkin - bunday burchak valentlik burchagi deb ataladi. Ikki atomli molekulalar chiziqli tuzilishga ega. Ko'p atomli molekulalar yanada murakkab konfiguratsiyaga ega. Gidridlarning hosil bo'lishi misolida turli molekulalarning geometriyasini ko'rib chiqamiz. 1. VI guruh, asosiy kichik guruh (kisloroddan tashqari), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te. S 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 4 Vodorod uchun s-AO bo'lgan elektron, oltingugurt uchun 3p y va 3p z bog'lanish hosil bo'lishida ishtirok etadi. H 2 S molekulasi 90 0 bog'lar orasidagi burchakka ega bo'lgan tekis tuzilishga ega. . 17-rasm. H 2 E molekulasining tuzilishi 2. V guruh elementlarining gidridlari, asosiy kichik guruh: PH 3, ASH 3, SbH 3. R 1s 2 2s 2 R 6 3s 2 R 3 . Bog'larning hosil bo'lishida: vodorodda s-AO, fosforda - p y, p x va p z AO ishtirok etadi. PH 3 molekulasi trigonal piramida shakliga ega (poyda uchburchak joylashgan). 18-rasm. EN 3 molekulasining tuzilishi 5. To'yinganlik kovalent bog'lanish - atom hosil qilishi mumkin bo'lgan kovalent bog'lanishlar soni. Bu cheklangan, chunki Element cheklangan miqdordagi valentlik elektronlariga ega. Berilgan atomning asosiy yoki qo'zg'aluvchan holatda hosil qilishi mumkin bo'lgan maksimal kovalent bog'lanishlar soni deyiladi kovalentlik. Misol: vodorod bir valentli, kislorod ikki valentli, azot uch valentli va hokazo. Ba'zi atomlar qo'zg'aluvchan holatda juftlashgan elektronlarning ajralishi tufayli kovalentligini oshirishi mumkin. Misol. 0 1s 2 bo'ling 2s 2 Beriliy atomining qo‘zg‘aluvchan holatida 2p-AOda bitta valent elektron va 2s-AOda bitta elektron bo‘ladi, ya’ni kovalentlik Be 0 = 0 va kovalentlik Be * = 2. O‘zaro ta’sir jarayonida orbitallarning gibridlanishi. yuzaga keladi. Gibridlanish- bu kimyoviy o'zaro ta'sirdan oldin aralashtirish natijasida turli xil AO energiyasining tekislanishi. Gibridizatsiya shartli usul bo'lib, AO birikmasidan foydalangan holda molekula tuzilishini taxmin qilish imkonini beradi. Gibridlanishda energiyalari yaqin bo'lgan AOlar qatnashishi mumkin. Gibridlanishning har bir turi molekulalarning ma'lum bir geometrik shakliga mos keladi. Asosiy kichik guruhning II guruhi elementlarining gidridlari bo'lsa, bog'lanishda ikkita bir xil sp-gibrid orbitallar ishtirok etadi. Ushbu turdagi bog'lanish sp gibridizatsiyasi deb ataladi. 19-rasm. Ven 2 molekulasi. sp gibridlanishi. sp-gibrid orbitallar assimetrik shaklga ega, bog'lanish burchagi 180 o bo'lgan AO ning cho'zilgan qismlari vodorod tomon yo'naltirilgan. Shuning uchun BeH 2 molekulasi chiziqli tuzilishga ega (rasm). Gidrid molekulalarining tuzilishi III elementlar asosiy kichik guruh guruhlari uchun BH 3 molekulasining hosil bo'lishi misolini ko'rib chiqing. B 0 1s 2 2s 2 p 1 Kovalentlik B 0 = 1, kovalentlik B* = 3. Bog'larning hosil bo'lishida uchta sp-gibrid orbital ishtirok etadi, ular s-AO va ikkita p-AO ning elektron zichligini qayta taqsimlash natijasida hosil bo'ladi. Ushbu turdagi ulanish sp 2 - gibridizatsiya deb ataladi. Sp 2 - gibridlanishdagi bog'lanish burchagi 120 0 ga teng, shuning uchun BH 3 molekulasi tekis uchburchak tuzilishga ega. 20-rasm. BH 3 molekulasi. sp 2 - gibridlanish. CH 4 molekulasini hosil qilish misolidan foydalanib, asosiy kichik guruhning IV guruhi elementlarining gidrid molekulalarining tuzilishini ko'rib chiqaylik. C 0 1s 2 2s 2 p 2 Kovalentlik C 0 \u003d 2, kovalentlik C * \u003d 4. Uglerodda to'rtta sp-gibrid orbital kimyoviy bog'lanish hosil bo'lishida ishtirok etadi, ular s-AO va uchta p-AO o'rtasida elektron zichligini qayta taqsimlash natijasida hosil bo'ladi. CH 4 molekulasining shakli tetraedr, bog'lanish burchagi 109 o 28`. Guruch. 21. CH 4 molekulasi. sp 3 - gibridlanish. Umumiy qoidadan istisnolar H 2 O va NH 3 molekulalaridir. Suv molekulasida aloqalar orasidagi burchaklar 104,5 o ga teng. Ushbu guruhning boshqa elementlarining gidridlaridan farqli o'laroq, suv maxsus xususiyatlarga ega, u qutbli, diamagnitdir. Bularning barchasi suv molekulasida bog'lanish turi sp 3 ekanligi bilan izohlanadi. Ya'ni kimyoviy bog' hosil bo'lishida to'rtta sp - gibrid orbital ishtirok etadi. Ikki orbitalda bittadan elektron bor, bu orbitallar vodorod bilan o'zaro ta'sir qiladi, qolgan ikkita orbitalda bir juft elektron mavjud. Ushbu ikkita orbitalning mavjudligi suvning o'ziga xos xususiyatlarini tushuntiradi. Ammiak molekulasida bog'lar orasidagi burchaklar taxminan 107,3 ​​o ga teng, ya'ni ammiak molekulasining shakli tetraedr, bog'lanish turi sp 3 dir. Azot molekulasida bog` hosil bo`lishida to`rt gibrid sp 3 orbital ishtirok etadi. Uchta orbitalda bittadan elektron bor, bu orbitallar vodorod bilan bog'langan, to'rtinchi AOda ammiak molekulasining o'ziga xosligini aniqlaydigan bo'linmagan juft elektronlar mavjud. KOVALENT BOG'LARNING HOZIL OLISH MEXANIZMLARI. MVS kovalent bog'lanishning hosil bo'lishining uchta mexanizmini ajratish imkonini beradi: almashinuv, donor-akseptor va dativ. almashinuv mexanizmi. Bu kimyoviy bog'lanishning paydo bo'lishi holatlarini o'z ichiga oladi, bunda ikkita bog'langan atomning har biri sotsializatsiya uchun bitta elektron ajratadi, xuddi ularni almashtiradi. Ikki atomning yadrolarini bog'lash uchun elektronlar yadrolar orasidagi bo'shliqda bo'lishi kerak. Molekuladagi bu maydon bog'lanish sohasi (elektron juftining molekulada qolish ehtimoli yuqori bo'lgan hudud) deb ataladi. Atomlarda juftlanmagan elektronlar almashinuvi sodir bo'lishi uchun atom orbitallarining bir-birining ustiga chiqishi zarur (10.11-rasm). Bu kovalent kimyoviy bog'lanishni hosil qilish uchun almashinuv mexanizmining harakatidir. Atom orbitallari yadrolararo o'qqa nisbatan bir xil simmetriya xossalariga ega bo'lsagina, bir-birining ustiga chiqishi mumkin (10, 11, 22-rasm). Guruch. 22. Kimyoviy bog'lanish hosil bo'lishiga olib kelmaydigan AO qoplamasi. Donor-akseptor va dativ mexanizmlar. Donor-akseptor mexanizmi bir atomdan boshqa atomning bo'sh atom orbitaliga yolg'iz elektron juftligini o'tkazish bilan bog'liq. Masalan, ion hosil bo'lishi -: BF 3 molekulasidagi bor atomidagi bo'sh p-AO ftorid ionidan (donor) bir juft elektronni qabul qiladi. Olingan anionda to'rtta B-F kovalent bog'lanish uzunligi va energiyasi bo'yicha ekvivalentdir. Dastlabki molekulada barcha uchta B-F aloqalari almashinuv mexanizmi orqali hosil bo'lgan. Tashqi qobig'i faqat s- yoki p-elektronlardan iborat bo'lgan atomlar yolg'iz elektron juftining donorlari yoki akseptorlari bo'lishi mumkin. d-AOda valentlik elektronlari bo'lgan atomlar bir vaqtning o'zida ham donor, ham qabul qiluvchi rolini o'ynashi mumkin. Ushbu ikki mexanizmni farqlash uchun bog'lanishni shakllantirishning dativ mexanizmi tushunchalari kiritildi. Dativ mexanizmning eng oddiy misoli ikkita xlor atomining o'zaro ta'siridir. Xlor molekulasidagi ikkita xlor atomi o'zlarining juftlanmagan 3p elektronlarini birlashtirib, almashinadigan kovalent bog'lanish hosil qiladi.


Bundan tashqari, Cl - 1 atomi yagona elektron juft 3p 5 - AO ni Cl - 2 atomiga bo'sh 3d-AO ga, Cl - 2 atomi esa bir xil juft elektronlarni bo'sh 3d -AO ga o'tkazadi. Cl - 1 atom Har bir atom bir vaqtda qabul qiluvchi va donor vazifasini bajaradi. Bu dativ mexanizm. Dativ mexanizmning ta'siri bog'lanish kuchini oshiradi, shuning uchun xlor molekulasi ftor molekulasidan kuchliroqdir. KOMPLEKS ALOQALAR. Donor-akseptor mexanizmi printsipiga ko'ra, kompleksning ulkan sinfi kimyoviy birikmalar- kompleks birikmalar. Kompleks birikmalar - tarkibida kristall shaklda ham, eritmada ham mavjud bo'lishi mumkin bo'lgan murakkab ionlarga ega bo'lgan birikmalar, shu jumladan donor-akseptor mexanizmi orqali hosil bo'lgan kovalent aloqalar orqali manfiy zaryadlangan ionlar yoki neytral molekulalar bilan bog'langan markaziy ion yoki atom. Tuzilishi murakkab birikmalar Vernerga ko'ra. Kompleks birikmalar ichki sfera (kompleks ion) va tashqi sferadan iborat. Ichki sfera ionlari orasidagi bog'lanish donor-akseptor mexanizmi bo'yicha amalga oshiriladi. Akseptorlar kompleks hosil qiluvchi moddalar deb ataladi, ular ko'pincha bo'sh orbitallarga ega bo'lgan musbat metall ionlari (IA guruhi metallaridan tashqari) bo'lishi mumkin. Kompleks hosil bo'lish qobiliyati ion zaryadining ortishi va uning hajmining pasayishi bilan ortadi. Elektron juftining donorlari ligandlar yoki addendlar deb ataladi. Ligandlar neytral molekulalar yoki manfiy zaryadlangan ionlardir. Ligandlar soni, qoida tariqasida, kompleks hosil qiluvchi ionning valentligining ikki barobariga teng bo'lgan kompleks hosil qiluvchining koordinatsion soni bilan belgilanadi. Ligandlar monodentat yoki polidentatdir. Ligandning zichligi ligand kompleks hosil qiluvchining koordinatsion sohasida egallagan koordinatsion maydonlar soni bilan belgilanadi. Masalan, F - - monodentat ligand, S 2 O 3 2- - ikki tishli ligand. Ichki sferaning zaryadi uni tashkil etuvchi ionlar zaryadlarining algebraik yig'indisiga teng. Agar ichki sfera manfiy zaryadga ega bo'lsa, u anion kompleks, agar u musbat bo'lsa, u katyonik kompleks hisoblanadi. Kationik komplekslar rus tilida kompleks hosil qiluvchi ion nomi bilan ataladi, anion komplekslarda kompleks hosil qiluvchi vosita lotin tilida - qo'shimchasi qo'shilishi bilan ataladi. da. Murakkab birikmadagi tashqi va ichki sferalar orasidagi bog'lanish iondir. Misol: K 2 - kaliy tetrahidroksozinkat, anion kompleksi. 1. 2- - ichki sfera 2. 2K+ - tashqi sfera 3. Zn 2+ - kompleks hosil qiluvchi 4. OH - - ligandlar 5. muvofiqlashtirish raqami - 4 6. Tashqi va ichki sferalar orasidagi bog'lanish ionli: K 2 \u003d 2K + + 2-. 7. Zn 2+ ioni va gidroksil guruhlari orasidagi bog` kovalent bo`lib, donor-akseptor mexanizmi orqali hosil bo`ladi: OH - - donorlar, Zn 2+ - akseptor. Zn 0: … 3d 10 4s 2 Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0 Kompleks birikmalarning turlari: 1. Ammiak - ammiak molekulasining ligandlari. Cl 2 - tetraammin mis (II) xlorid. Ammiak ammiakning kompleks hosil qiluvchi moddalarni o'z ichiga olgan birikmalarga ta'sirida olinadi. 2. Gidrokso birikmalar - OH - ligandlar. Na - natriy tetragidroksoalyuminat. Gidroksokomplekslar amfoter xossaga ega bo'lgan metall gidroksidlariga ishqorning ortiqcha ta'siridan olinadi. 3. Akvakomplekslar - suv molekulasining ligandlari. Cl 3 geksaakvaxrom (III) xloriddir. Aquakomplekslar suvsiz tuzlarning suv bilan o'zaro ta'siridan olinadi. 4. Kislota komplekslari - kislotalarning ligandlari anionlari - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - va boshqalar. K 4 - kaliy geksasiyanoferrat (II). Tarkibida ligand bo‘lgan tuzning ortiqcha miqdori kompleks hosil qiluvchi tuz bilan o‘zaro ta’siridan olinadi. MOLEKULAR ORBITAL USUL. MVS ko'plab molekulalarning shakllanishi va tuzilishini juda yaxshi tushuntiradi, ammo bu usul universal emas. Masalan, valentlik bog'lanish usuli ionning mavjudligini qoniqarli izohlamaydi, garchi 19-asrning oxirida ancha kuchli molekulyar vodorod ionining mavjudligi aniqlangan: bu erda bog'lanishning uzilish energiyasi 2,65 eV ni tashkil qiladi. Biroq, bu holda elektron juft hosil bo'lmaydi, chunki ion tarkibiga faqat bitta elektron kiradi. Molekulyar orbital usul (MMO) valentlik bog'lanish usuli yordamida tushuntirib bo'lmaydigan bir qator qarama-qarshiliklarni tushuntirishga imkon beradi. IMOning asosiy qoidalari.
1. Ikki atom orbitallari o'zaro ta'sirlashganda ikkita molekulyar orbital hosil bo'ladi. Shunga ko'ra, n-atom orbitallari o'zaro ta'sirlashganda, n-molekulyar orbitallar hosil bo'ladi. 2. Molekuladagi elektronlar molekulaning barcha yadrolariga teng ravishda tegishli. 3. Ikki hosil bo'lgan molekulyar orbitallardan birining energiyasi asl nusxadan kamroq, bog'lovchi molekulyar orbitaldir, ikkinchisi asl nusxadan yuqori energiyaga ega, bu antibog'lovchi molekulyar orbital. 4. MMOlar energiya diagrammalaridan masshtabsiz foydalanadi. 5. Energiya pastki sathlarini elektronlar bilan to'ldirishda atom orbitallari bilan bir xil qoidalar qo'llaniladi: 1) minimal energiya printsipi, ya'ni. birinchi navbatda past energiyaga ega bo'lgan pastki darajalar to'ldiriladi; 2) Pauli printsipi: har bir energiya pastki sathida antiparallel spinli ikkitadan ortiq elektron bo'lishi mumkin emas; 3) Hund qoidasi: energiyaning pastki darajalari umumiy aylanish maksimal bo'ladigan tarzda to'ldiriladi. 6. Muloqotning ko'pligi. Aloqa ko'pligi IMOda quyidagi formula bilan aniqlanadi: Kp=0 bo‘lganda bog‘ hosil bo‘lmaydi. Misollar. 1. H 2 molekulasi mavjud bo'lishi mumkinmi? Guruch. 23. Vodorod molekulasining H 2 hosil bo'lish sxemasi. Xulosa: H 2 molekulasi mavjud bo'ladi, chunki bog'lanishning ko'pligi Kp\u003e 0. 2. He 2 molekulasi mavjud bo'lishi mumkinmi? Guruch. 24. He 2 geliy molekulasining hosil bo'lish sxemasi. Xulosa: He 2 molekulasi mavjud bo'lmaydi, chunki bog'lanishning ko'pligi Kp = 0. 3. H 2 + zarracha mavjud bo'lishi mumkinmi? Guruch. 25. H 2 + zarrachaning hosil bo'lish sxemasi. H 2 + zarrasi mavjud bo'lishi mumkin, chunki bog'lanishning ko'pligi Kp > 0. 4. O 2 molekulasi mavjud bo'lishi mumkinmi? Guruch. 26. O 2 molekulasini hosil qilish sxemasi. O 2 molekulasi mavjud. 26-rasmdan kelib chiqadiki, kislorod molekulasi ikkita juftlashtirilmagan elektronga ega. Bu ikki elektron tufayli kislorod molekulasi paramagnitdir. Shunday qilib, molekulyar orbitallar usuli molekulalarning magnit xususiyatlarini tushuntiradi. MOLEKULARARASI O'zaro ta'sir. Barcha molekulalararo o'zaro ta'sirlarni ikki guruhga bo'lish mumkin: universal Va xos. Universallar istisnosiz barcha molekulalarda paydo bo'ladi. Bunday o'zaro ta'sirlar ko'pincha deyiladi ulanish yoki Van der Waals kuchlari. Bu kuchlar kuchsiz boʻlsa ham (energiyasi sakkiz kJ/mol dan oshmasa), koʻpchilik moddalarning gaz holatidan suyuq holatga oʻtishi, gazlarning qattiq jismlar sirtlari tomonidan adsorbtsiyalanishi va boshqa hodisalarning sababi hisoblanadi. Bu kuchlarning tabiati elektrostatikdir. O'zaro ta'sirning asosiy kuchlari: 1). Dipol - dipol (orientatsiya) o'zaro ta'siri qutbli molekulalar orasida mavjud. Orientatsion o'zaro ta'sir qanchalik katta bo'lsa, dipol momentlari qanchalik katta bo'lsa, molekulalar orasidagi masofa shunchalik kichik bo'ladi va harorat past bo'ladi. Shuning uchun, bu o'zaro ta'sirning energiyasi qanchalik katta bo'lsa, moddaning qaynashi uchun uni isitish kerak bo'lgan harorat shunchalik yuqori bo'ladi. 2). Induktiv o'zaro ta'sir moddada qutbli va qutb bo'lmagan molekulalar o'rtasida aloqa mavjud bo'lganda paydo bo'ladi. Qutbsiz molekulada qutbli molekula bilan o'zaro ta'sir qilish natijasida dipol induktsiya qilinadi. Cl d + - Cl d - ... Al d + Cl d - 3 Bu o'zaro ta'sirning energiyasi molekulalarning qutblanishi, ya'ni molekulalarning elektr maydoni ta'sirida dipol hosil qilish qobiliyati ortishi bilan ortadi. Induktiv o'zaro ta'sirning energiyasi dipol-dipol o'zaro ta'sirining energiyasidan ancha kam. 3). Dispersiyaning o'zaro ta'siri- bu atomlardagi elektron zichligidagi tebranishlar natijasida paydo bo'ladigan lahzali dipollar tufayli qutbsiz molekulalarning o'zaro ta'siri. Bir xil turdagi moddalar qatorida dispersion o'zaro ta'sir bu moddalarning molekulalarini tashkil etuvchi atomlar hajmining oshishi bilan ortadi. 4) itaruvchi kuchlar molekulalarning elektron bulutlarining o'zaro ta'siridan kelib chiqadi va ularga yaqinlashganda paydo bo'ladi. Spesifik molekulalararo oʻzaro taʼsirlarga donor-akseptor taʼsirlarining barcha turlari, yaʼni elektronlarning bir molekuladan ikkinchisiga oʻtishi bilan bogʻliq boʻlganlar kiradi. Olingan molekulalararo bog'lanish hamma narsaga ega xarakterli xususiyatlar kovalent bog'lanish: to'yinganlik va yo'nalish. Qutbli guruh yoki molekula tarkibiga kiruvchi musbat qutblangan vodorod va boshqa yoki bir xil molekulaning elektron manfiy atomidan hosil boʻlgan kimyoviy bogʻlanish vodorod bogʻi deyiladi. Masalan, suv molekulalari quyidagicha ifodalanishi mumkin: Qattiq chiziqlar vodorod va kislorod atomlari orasidagi suv molekulalari ichidagi qutbli kovalent aloqalardir; nuqtalar vodorod aloqalarini ko'rsatadi. Vodorod aloqalarining paydo bo'lishining sababi shundaki, vodorod atomlari deyarli elektron qobiqlardan mahrum: ularning yagona elektronlari molekulalarining kislorod atomlariga ko'chiriladi. Bu protonlarga, boshqa kationlardan farqli o'laroq, kislorod atomlarining elektron qobiqlaridan itarishni boshdan kechirmasdan, qo'shni molekulalarning kislorod atomlari yadrolariga yaqinlashish imkonini beradi. Vodorod aloqasi 10 dan 40 kJ/mol gacha bo'lgan bog'lanish energiyasi bilan tavsiflanadi. Biroq, bu energiya sabab bo'lishi uchun etarli molekulalarning assotsiatsiyasi bular. ularning dimerlarga yoki polimerlarga birlashishi, ba'zi hollarda ular nafaqat moddaning suyuq holatida mavjud, balki bug'ga o'tganda ham saqlanib qoladi. Masalan, gaz fazasida vodorod ftorid dimer sifatida mavjud. Murakkab organik molekulalarda molekulalararo vodorod aloqalari ham, molekula ichidagi vodorod aloqalari ham mavjud. Molekulyar vodorod bog'lari bo'lgan molekulalar molekulalararo vodorod aloqalariga kira olmaydi. Shuning uchun bunday bog'lanishga ega bo'lgan moddalar assotsiatsiyalar hosil qilmaydi, ko'proq uchuvchan, molekulalararo vodorod bog'larini hosil qila oladigan izomerlariga qaraganda pastroq yopishqoqlik, erish va qaynash haroratlariga ega. Kimyoviy bog'lanish, uning turlari, xossalari bilan birga kimyo deb ataladigan qiziqarli fanning asoslaridan biridir. Ushbu maqolada biz kimyoviy bog'lanishning barcha jihatlarini, ularning fandagi ahamiyatini tahlil qilamiz, misollar keltiramiz va boshqalar. Kimyoviy bog'lanish nima Kimyoda kimyoviy bog'lanish deganda molekuladagi atomlarning o'zaro yopishishi va ular o'rtasida mavjud bo'lgan tortishish kuchi tushuniladi. Kimyoviy bog'lanishlar tufayli turli xil kimyoviy birikmalar hosil bo'ladi, bu kimyoviy bog'lanishning tabiati. Kimyoviy bog'lanish turlari Kimyoviy bog'lanishning hosil bo'lish mexanizmi uning turiga yoki turiga juda bog'liq, umuman olganda, kimyoviy bog'lanishning quyidagi asosiy turlari farqlanadi: Kovalent kimyoviy bog'lanish (u o'z navbatida qutbli yoki qutbsiz bo'lishi mumkin) Ion aloqasi ulanish kimyoviy bog'lanish o'xshash odamlar. Bunga kelsak, bizning veb-saytimizda alohida maqola bag'ishlangan va siz havolada batafsilroq o'qishingiz mumkin. Keyinchalik, biz kimyoviy bog'lanishning boshqa barcha asosiy turlarini batafsil tahlil qilamiz. Ion kimyoviy bog'lanish Ion kimyoviy bog'lanishning hosil bo'lishi zaryadlari har xil bo'lgan ikkita ion bir-biriga elektr ta'sirida tortilganda sodir bo'ladi. Odatda bunday kimyoviy bog'lanishga ega bo'lgan ionlar oddiy bo'lib, moddaning bir atomidan iborat. Ion kimyoviy bog'lanish diagrammasi. Kimyoviy bog'lanishning ion turiga xos xususiyat uning to'yinmaganligidir va natijada qarama-qarshi zaryadlangan ionlarning juda boshqacha soni ionga yoki hatto butun ionlar guruhiga qo'shilishi mumkin. Ionli kimyoviy bog'lanishga misol qilib seziy ftorid birikmasi CsF bo'lib, unda "ionlik" darajasi deyarli 97% ni tashkil qiladi. Vodorod kimyoviy aloqasi Kimyoviy bog'lanishning zamonaviy nazariyasi paydo bo'lishidan ancha oldin, kimyogar olimlar vodorod birikmalari metall bo'lmaganlar bilan turli xil ajoyib xususiyatlarga ega ekanligini payqashdi. Aytaylik, suvning qaynash nuqtasi va ftor vodorod bilan birgalikda u bo'lishi mumkin bo'lganidan ancha yuqori, bu erda vodorod kimyoviy bog'ining tayyor namunasi. Rasmda vodorod kimyoviy bog'lanishining shakllanishi diagrammasi ko'rsatilgan. Vodorod kimyoviy bog'ining tabiati va xossalari vodorod atomining H ning boshqa kimyoviy bog' hosil qilish qobiliyatiga bog'liq, shuning uchun bu bog'lanishning nomi. Bunday bog'lanishning paydo bo'lishining sababi elektrostatik kuchlarning xususiyatlari. Masalan, vodorod ftorid molekulasidagi umumiy elektron buluti ftor tomon shunchalik siljiganki, bu moddaning atomi atrofidagi bo'shliq manfiy elektr maydoni bilan to'yingan. Vodorod atomi atrofida, ayniqsa, yagona elektrondan mahrum bo'lib, hamma narsa aksincha, uning elektron maydoni ancha zaif va natijada ijobiy zaryadga ega. Va musbat va manfiy zaryadlar, siz bilganingizdek, jalb qilinadi, shunday oddiy tarzda, vodorod aloqasi paydo bo'ladi. Metalllarning kimyoviy bog'lanishi Metalllarga qanday kimyoviy bog`lanish xos? Bu moddalar kimyoviy bog'lanishning o'ziga xos turiga ega - barcha metallarning atomlari qandaydir tarzda joylashmagan, lekin ma'lum bir tarzda ularning joylashish tartibi kristall panjara deb ataladi. Turli atomlarning elektronlari umumiy elektron bulutini hosil qiladi, ular bir-biri bilan zaif ta'sir qiladi. Metall kimyoviy bog'lanish shunday ko'rinadi. Har qanday metall metall kimyoviy bog'lanishga misol bo'la oladi: natriy, temir, sink va boshqalar. Kimyoviy bog'lanish turini qanday aniqlash mumkin Unda ishtirok etadigan moddalarga qarab, agar metall va metall bo'lmasa, u holda bog'lanish ionli, agar ikkita metall bo'lsa, u metalldir, agar ikkita metall bo'lmagan bo'lsa, u kovalentdir. Kimyoviy bog'lanishning xossalari Turli xil solishtirish uchun kimyoviy reaksiyalar turli miqdoriy ko'rsatkichlar qo'llaniladi, masalan: uzunlik, energiya, qutblanish, havolalar tartibi. Keling, ularni batafsil tahlil qilaylik. Bog' uzunligi - kimyoviy bog' bilan bog'langan atomlarning yadrolari orasidagi muvozanat masofasi. Odatda eksperimental tarzda o'lchanadi. Kimyoviy bog'lanish energiyasi uning kuchini belgilaydi. Bunday holda, energiya kimyoviy bog'lanish va atomlarni ajratish uchun zarur bo'lgan kuchni anglatadi. Kimyoviy bog'lanishning qutbliligi elektron zichligi atomlardan biriga qanchalik siljishini ko'rsatadi. Kimyoda atomlarning elektron zichligini o'zlariga siljitish yoki oddiy qilib aytganda, "o'zlariga adyolni tortib olish" qobiliyati elektronegativlik deb ataladi. Ma'lumki, sakkizta tashqi elektronni o'z ichiga olgan elektron qobiqlar, ulardan ikkitasi joylashgan s- orbitallar va oltitasi - on R-orbitallar, bor barqarorlikni oshirdi. Ular mos keladi inert gazlar : neon, argon, kripton, ksenon, radon (ularni davriy jadvaldan toping). Faqat ikkita elektronni o'z ichiga olgan geliy atomi yanada barqaror. Boshqa barcha elementlarning atomlari o'zlarining elektron konfiguratsiyasini yaqinlashtiradilar elektron konfiguratsiya eng yaqin inert gaz. Buni ikki yo'l bilan - tashqi darajaga elektron berish yoki qo'shish orqali amalga oshirish mumkin. Faqat bitta juftlashtirilmagan elektronga ega bo'lgan natriy atomi uni berish foydaliroqdir, shu bilan atom zaryad oladi (ionga aylanadi) va inert neon gazining elektron konfiguratsiyasiga ega bo'ladi. Xlor atomi eng yaqin inert gaz konfiguratsiyasidan faqat bitta elektronga kam, shuning uchun u elektron olishga intiladi. Har bir element, katta yoki kamroq darajada, elektronlarni jalb qilish qobiliyatiga ega, bu qiymat bilan raqamli xarakterlanadi. elektromanfiylik. Shunga ko'ra, elementning elektronegativligi qanchalik katta bo'lsa, u elektronlarni shunchalik kuchliroq tortadi va uning oksidlanish xossalari shunchalik aniq bo'ladi. Atomlarning barqaror elektron qobiqqa ega bo'lish istagi molekulalarning paydo bo'lishining sababini tushuntiradi. Ta'rif kimyoviy bog'lanish atomlarning o'zaro ta'siri bo'lib, bu barqarorlikni belgilaydi kimyoviy molekula yoki umuman kristall. KIMYOVIY BOGLAR TURLARI Kimyoviy bog'lanishning 4 ta asosiy turi mavjud: Elektromanfiylik qiymatlari bir xil bo'lgan ikkita atomning o'zaro ta'sirini ko'rib chiqing, masalan, ikkita xlor atomi. Ularning har birida ettita valentlik elektron mavjud. Ular eng yaqin inert gazning elektron konfiguratsiyasidan bir elektron kam. Ikki atomning ma'lum masofaga yaqinlashishi bir vaqtning o'zida ikkala atomga tegishli bo'lgan umumiy elektron juftlikning paydo bo'lishiga olib keladi. Ushbu umumiy juftlik kimyoviy bog'lanishdir. Xuddi shu narsa vodorod molekulasida ham sodir bo'ladi. Vodorod faqat bitta juftlashtirilmagan elektronga ega va eng yaqin inert gaz (geliy) konfiguratsiyasiga ko'ra unga yana bitta elektron yo'q. Shunday qilib, ikkita vodorod atomi yaqinlashganda, bitta umumiy elektron juftini hosil qiladi. Ta'rif Metall bo'lmagan atomlar orasidagi elektronlar umumiy elektron juftlarini hosil qilish uchun o'zaro ta'sirlashganda yuzaga keladigan bog'lanish deyiladi. kovalent. Agar o'zaro ta'sir qiluvchi atomlar teng elektron manfiy qiymatlarga ega bo'lsa, umumiy elektron juftligi ikkala atomga teng ravishda tegishli bo'ladi, ya'ni u ikkala atomdan teng masofada joylashgan. Ushbu kovalent bog'lanish deyiladi qutbsiz. Ta'rif Kovalent qutbsiz bog'lanish- elektromanfiylikning teng yoki yaqin qiymatlari bo'lgan metall bo'lmaganlar atomlari orasidagi kimyoviy bog'lanish. Bunday holda, umumiy elektron juftlik ikkala atomga teng ravishda tegishli bo'lib, elektron zichligida siljish kuzatilmaydi. Kovalent qutbsiz bog'lanish sodir bo'ladi oddiy moddalar ah-nometallar: $\mathrm(O)_2, \mathrm(N)_2, \mathrm(Cl)_2, \mathrm(P)_4, \mathrm(O)_3$. Vodorod va xlor kabi elektromanfiylik qiymatlari har xil bo'lgan atomlar o'zaro ta'sirlashganda, umumiy elektronlar juftligi kattaroq elektron manfiy atomga, ya'ni xlor tomon siljiydi. Xlor atomi qisman manfiy zaryad oladi, vodorod atomi esa qisman musbat zaryad oladi. Bu kovalent qutbli bog'lanishga misoldir. Ta'rif Elektromanfiyligi har xil bo'lgan metall bo'lmagan elementlardan hosil bo'lgan bog'lanish deyiladi kovalent qutbli. Bunday holda, elektron zichligi ko'proq elektronegativ element tomon siljiydi. Musbat va manfiy zaryad markazlari ajratilgan molekula deyiladi dipol. Elektromanfiyligi har xil, lekin unchalik farq qilmaydigan atomlar o'rtasida, masalan, turli metall bo'lmaganlar o'rtasida qutbli bog'lanish sodir bo'ladi. Qutbli kovalent bog'lanishga ega bo'lgan birikmalarga metall bo'lmaganlarning bir-biri bilan birikmalari, shuningdek tarkibida metall bo'lmaganlar atomlari bo'lgan turli ionlar $(\mathrm(NO)_3–, \mathrm(CH)_3\mathrm(COO)– misol bo'la oladi. )$. Organik moddalar orasida kovalent qutbli birikmalar ayniqsa ko'p. Agar elementlarning elektromanfiyligidagi farq katta bo'lsa, shunchaki elektron zichligining siljishi emas, balki elektronning bir atomdan ikkinchisiga to'liq o'tishi sodir bo'ladi. Keling, buni misol sifatida natriy ftorid NaF yordamida ko'rib chiqaylik. Yuqorida ko'rganimizdek, natriy atomi bitta elektronni berishga intiladi, ftor atomi esa uni qabul qilishga tayyor. Bu ularning o'zaro ta'siri bilan osonlik bilan amalga oshiriladi, bu esa elektronning uzatilishi bilan birga keladi. Bunda natriy atomi o'z elektronini to'liq ftor atomiga o'tkazadi: natriy elektronni yo'qotib, musbat zaryadlanadi, xlor esa elektronga ega bo'lib, manfiy zaryadlanadi. Ta'rif Zaryad tashuvchi atomlar va atomlar guruhlari deyiladi ionlari. Hosil bo'lgan molekulada - natriy xlorid $Na^+F^-$ - bog'lanish qarama-qarshi zaryadlangan ionlarning elektrostatik tortishishi tufayli amalga oshiriladi. Bunday ulanish deyiladi ionli. U tipik metallar va metall bo'lmaganlar o'rtasida, ya'ni elektromanfiylik qiymatlari juda boshqacha bo'lgan atomlar o'rtasida amalga oshiriladi. Ta'rif Ion aloqasi qarama-qarshi zaryadlangan ionlar - kationlar va anionlar orasidagi elektrostatik tortishish kuchlari tufayli hosil bo'ladi. Boshqa ulanish turi mavjud - metall oddiy moddalarning xarakteristikasi - metallar. U qisman ionlangan metall atomlari va valentlik elektronlarini jalb qilish bilan tavsiflanadi, yagona elektron bulutini ("elektron gaz") hosil qiladi. Metalllardagi valent elektronlar delokalizatsiya qilinadi va bir vaqtning o'zida barcha metall atomlariga tegishli bo'lib, kristall bo'ylab erkin harakatlanadi. Shunday qilib, ulanish ko'p markazli. O'tish metallarida metall bog'lanish qisman kovalent xususiyatga ega, chunki u qisman elektronlar bilan to'ldirilgan oldingi tashqi qatlamning d-orbitallarining bir-birining ustiga chiqishi bilan to'ldiriladi. Metalllar metall kristall panjaralar hosil qiladi. Bu haqda «Metall bog'lanish va uning xususiyatlari» mavzusida batafsil yoritilgan. molekulalararo o'zaro ta'sirlar Kuchli molekulalararo o'zaro ta'sirga misol hisoblanadi vodorodbu aloqa, bir molekulaning vodorod atomi va yuqori elektronegativlikka ega bo'lgan atom o'rtasida hosil bo'ladi ($\mathrm(F)$, $\mathrm(O)$, $\mathrm(N)$). Suv molekulalarining $\mathrm(O)_2\mathrm(O)…\mathrm(OH)_2$, ammiak va suv molekulalarining $\mathrm(H)_3\mathrm(N)… oʻzaro taʼsiri vodorod bogʻlanishiga misol boʻla oladi. \mathrm(OH) _2$, metanol va suv $\mathrm(CH)_3\mathrm(OH)…\mathrm(OH)_2$, shuningdek, oqsil molekulalarining turli qismlari, polisaxaridlar, nuklein kislotalar. Molekulyar o'zaro ta'sirning yana bir misoli Van der Vaals kuchlari, molekulalarning qutblanishi va dipollarning hosil bo'lishi jarayonida paydo bo'ladi. Ular qatlamli kristallardagi (masalan, grafitning tuzilishi) atom qatlamlari orasidagi bog'lanishni keltirib chiqaradi. Kimyoviy bog'lanishning xususiyatlari Kimyoviy bog'lanish xarakterlidir uzunlik, energiya, yo'nalish Va to'yinganlik(har bir atom cheklangan miqdordagi bog'lanish hosil qilishi mumkin). Bog'larning ko'pligi umumiy elektron juftlari soniga teng. Molekulalarning shakli bog'lanish hosil bo'lishida ishtirok etuvchi elektron bulutlarning turiga, shuningdek, taqsimlanmagan elektron juftlarining mavjudligi yoki yo'qligi bilan belgilanadi. Masalan, $\mathrm(CO)_2$ molekulasi chiziqli (yakka elektron juftlar mavjud emas), $\mathrm(H)_2\mathrm(O)$ va $\mathrm(SO)_2$ esa burchakli (yakka elektron juftlar mavjud).juftlar). Agar o'zaro ta'sir qiluvchi atomlar juda xilma-xil elektromanfiylik qiymatlariga ega bo'lsa, umumiy elektron juftligi deyarli to'liq elektronegativligi eng yuqori bo'lgan atomlar tomon siljiydi. Shunday qilib, elektron bir atomdan ikkinchisiga deyarli to'liq o'tganda, ion bog'lanishni qutbli kovalent bog'lanishning cheklovchi holati deb hisoblash mumkin. Haqiqatda to'liq siljish hech qachon sodir bo'lmaydi, ya'ni mutlaqo ionli moddalar mavjud emas. Masalan, $\mathrm(NaCl)$ da atomlarning haqiqiy zaryadlari +1 va –1 emas, balki +0,92 va –0,92 ni tashkil qiladi. Ion bog'lanish tipik metallarning nometall va kislota qoldiqlari bilan birikmalarida, ya'ni metall oksidlarida ($\mathrm(CaO)$, $\mathrm(Al)_2\mathrm(O)_3$), ishqorlarda ($\) uchraydi. mathrm(NaOH )$, $\mathrm(Ca(OH))_2$) va tuzlar ($\mathrm(NaCl)$, $\mathrm(K)_2\mathrm(S)$, $\mathrm(K)_2 \mathrm(SO)_4$, $\mathrm(NH)_4\mathrm(Cl)$, $\mathrm(CH)_3\mathrm(NH)_3^+$, $\mathrm(Cl^–)$). kimyoviy bog'lanishning hosil bo'lish mexanizmlari Moddaning eng kichik zarrasi atomlarning o'zaro ta'siri natijasida hosil bo'lgan molekula bo'lib, ular orasida kimyoviy bog'lanish yoki kimyoviy bog'lanish mavjud. Kimyoviy bog'lanish haqidagi ta'limot nazariy kimyoning asosidir. Kimyoviy bog'lanish ikki (ba'zan ko'proq) atomlar o'zaro ta'sirlashganda paydo bo'ladi. Bog'larning shakllanishi energiya chiqishi bilan sodir bo'ladi. Kimyoviy bog'lanish - bu alohida atomlarni molekulalarga, ionlarga, kristallarga bog'laydigan o'zaro ta'sir. Kimyoviy bog'lanish tabiatan bitta: u elektrostatik kelib chiqishi. Ammo har xil kimyoviy birikmalarda kimyoviy bog'lanish har xil turdagi; Kimyoviy bog'lanishlarning eng muhim turlari kovalent (qutbsiz, qutbli), ionli va metalldir. Ushbu turdagi bog'lanishlarning navlari donor-akseptor, vodorod va boshqalardir. Metall bog'lanish metall atomlari orasida paydo bo'ladi. Umumiy yoki umumiy juft yoki bir necha juft elektronlar hosil bo'lishi orqali amalga oshiriladigan kimyoviy bog'lanish kovalent deb ataladi. Bitta umumiy elektron juftligini hosil qilishda har bir atom bitta elektronga hissa qo'shadi, ya'ni. "teng ulushlarda" ishtirok etadi (Lyuis, 1916). Quyida H2, F2, NH3 va CH4 molekulalarida kimyoviy bog'lanishlar hosil qilish sxemalari keltirilgan. Turli atomlarga tegishli elektronlar turli belgilar bilan belgilanadi. Kimyoviy bog'lanishlar hosil bo'lishi natijasida molekuladagi atomlarning har biri barqaror ikki va sakkiz elektronli konfiguratsiyaga ega. Kovalent bog'lanish sodir bo'lganda, atomlarning elektron bulutlari energiyaning ortishi bilan birga molekulyar elektron bulutining hosil bo'lishi bilan ustma-ust tushadi. Molekulyar elektron buluti ikkala yadroning markazlari orasida joylashgan bo'lib, atom elektron bulutining zichligi bilan solishtirganda elektron zichligiga ega. Kovalent bog'lanishni amalga oshirish faqat turli atomlarga tegishli bo'lmagan elektronlarning antiparallel spinlari holatida mumkin. Elektronlarning parallel spinlari bilan atomlar tortmaydi, balki qaytaradi: kovalent bog'lanish paydo bo'lmaydi. Hosil boʻlishi umumiy elektron jufti bilan bogʻliq boʻlgan kimyoviy bogʻlanishni tavsiflash usuli valentlik bogʻlanish usuli (MVS) deb ataladi. AIM asoslari Kovalent kimyoviy bog'lanish spinlari qarama-qarshi yo'naltirilgan ikkita elektron tomonidan hosil bo'ladi va bu elektron juft ikki atomga tegishli. Kovalent bog'lanish qanchalik kuchli bo'lsa, o'zaro ta'sir qiluvchi elektron bulutlar shunchalik ko'p ustma-ust tushadi. Strukturaviy formulalarni yozishda bog'lanishni keltirib chiqaradigan elektron juftlar ko'pincha tire sifatida tasvirlanadi (sotsializatsiyalangan elektronlarni ifodalovchi nuqta o'rniga). Kimyoviy bog'lanishning energiya xarakteristikasi muhim ahamiyatga ega. Kimyoviy bog'lanish hosil bo'lganda, tizimning (molekulaning) umumiy energiyasi energiyadan kamroq bo'ladi tarkibiy qismlar(atomlar), ya'ni. EAB<ЕА+ЕB. Valentlik - bu kimyoviy element atomining boshqa elementning ma'lum miqdordagi atomlarini biriktirish yoki almashtirish xususiyati. Shu nuqtai nazardan, atomning valentligini u bilan kimyoviy bog'lanish hosil qiluvchi vodorod atomlari soni yoki ushbu element atomi bilan almashtirilgan vodorod atomlari soni bilan aniqlash eng osondir. Atomning kvant mexanik tushunchalari rivojlanishi bilan valentlik kimyoviy bog'lanishlar hosil bo'lishida ishtirok etuvchi juftlanmagan elektronlar soni bilan aniqlana boshladi. Atomning valentligi juftlashtirilmagan elektronlardan tashqari, valentlik elektron qatlamining bo'sh va to'liq to'ldirilgan orbitallari soniga ham bog'liq. Bog'lanish energiyasi - bu atomlardan molekula hosil bo'lganda ajralib chiqadigan energiya. Bog'lanish energiyasi odatda kJ/mol (yoki kkal/mol) da ifodalanadi. Bu kimyoviy bog'lanishning eng muhim xususiyatlaridan biridir. Kamroq energiya o'z ichiga olgan tizim barqarorroq. Masalan, vodorod atomlari molekulaga birlashishga moyilligi ma'lum. Bu shuni anglatadiki, H2 molekulalaridan tashkil topgan tizim bir xil miqdordagi H atomlaridan tashkil topgan, ammo molekulalarga birlashtirilmagan tizimga qaraganda kamroq energiyani o'z ichiga oladi. Guruch. 2.1 Ikki vodorod atomli sistemaning potentsial energiyasi E ning yadrolararo masofa r ga bog'liqligi: 1 - kimyoviy bog'lanish hosil bo'lganda; 2 - shakllanmasdan. 2.1-rasmda o'zaro ta'sir qiluvchi vodorod atomlarining energiya egri chizig'i ko'rsatilgan. Atomlarning yaqinlashishi energiyaning chiqishi bilan birga keladi, bu qanchalik katta bo'lsa, elektron bulutlari shunchalik ko'p bir-biriga yopishadi. Biroq, normal sharoitda, Kulon repulsiyasi tufayli, ikki atom yadrolarining birlashishiga erishish mumkin emas. Bu shuni anglatadiki, ma'lum masofada atomlarni jalb qilish o'rniga ular qaytariladi. Shunday qilib, energiya egri chizig'idagi minimalga to'g'ri keladigan r0 atomlari orasidagi masofa kimyoviy bog'lanish uzunligiga (1-egri chiziq) mos keladi. Agar o'zaro ta'sir qiluvchi vodorod atomlarining elektron spinlari bir xil bo'lsa, u holda ular qaytariladi (2-egri). Turli atomlar uchun bog'lanish energiyasi 170-420 kJ/mol (40-100 kkal/mol) oralig'ida o'zgarib turadi. Elektronning yuqori energiya darajasiga yoki darajasiga o'tish jarayoni (ya'ni, yuqorida aytib o'tilgan qo'zg'alish yoki buzilish jarayoni) energiya sarflashni talab qiladi. Kimyoviy bog'lanish hosil bo'lganda, energiya chiqariladi. Kimyoviy bog'lanish barqaror bo'lishi uchun qo'zg'alish natijasida atom energiyasining ortishi hosil bo'lgan kimyoviy bog'ning energiyasidan kam bo'lishi kerak. Boshqacha qilib aytganda, atomlarni qo'zg'atishga sarflangan energiya aloqa hosil bo'lishi tufayli energiya ajralib chiqishi bilan qoplanishi kerak. Kimyoviy bog'lanish, bog'lanish energiyasidan tashqari, uzunligi, ko'pligi va qutbliligi bilan tavsiflanadi. Ikkitadan ortiq atomdan tashkil topgan molekula uchun aloqalar orasidagi burchaklar va umuman molekulaning qutbliligi muhim ahamiyatga ega. Bog'larning ko'pligi ikki atomni bog'laydigan elektron juftlar soni bilan belgilanadi. Demak, etanda, H3C–CH3, uglerod atomlari orasidagi bog'lanish bitta, etilenda, H2C=CH2, ikki barobar, atsetilenda, HCºCH, uch barobar. Bog'lanishning ko'pligi ortib borishi bilan bog'lanish energiyasi ortadi: C–C bog'lanish energiyasi 339 kJ/mol, C=C - 611 kJ/mol va CºC - 833 kJ/mol. Atomlar orasidagi kimyoviy bog'lanish elektron bulutlarning bir-birining ustiga chiqishi bilan bog'liq. Agar bir-birining ustiga chiqishi atomlar yadrolarini tutashtiruvchi chiziq boʻylab sodir boʻlsa, bunday bogʻlanish sigma bogʻ (s bogʻ) deyiladi. U ikkita s-elektron, s- va p-elektronlar, ikkita px-elektron, s va d elektronlar tomonidan hosil bo'lishi mumkin (masalan): Bitta elektron juft tomonidan amalga oshiriladigan kimyoviy bog'lanish bitta bog'lanish deb ataladi. Bitta bog'lanish har doim s-bog'dir. s tipidagi orbitallar faqat s bog'lanish hosil qilishi mumkin. Ikki atomning bog'lanishini bir nechta elektron juftligi amalga oshirishi mumkin. Bunday ulanish ko'plik deb ataladi. Koʻp bogʻlanish hosil boʻlishiga azot molekulasi misol boʻla oladi. Azot molekulasida px orbitallar bitta s bog` hosil qiladi. Bog'lanish pz orbitallari tomonidan hosil bo'lganda, ikkita mintaqa paydo bo'ladi bir-biriga o'xshash - x o'qi ustida va pastda: Bunday bog'lanish pi-bog' (p-bog') deb ataladi. Ikki atom o'rtasida p-bog'ning paydo bo'lishi faqat ular allaqachon s-bog' bilan bog'langan bo'lsa sodir bo'ladi. Azot molekulasidagi ikkinchi p-bog'ni atomlarning py-orbitallari hosil qiladi. p-bog'lar hosil bo'lganda, elektron bulutlar s-bog'larga qaraganda kamroq qoplanadi. Natijada, p bog'lanishlar odatda bir xil atom orbitallari tomonidan hosil bo'lgan s bog'lardan kamroq kuchliroqdir. p-orbitallar ham s-, ham p-bog'larni hosil qilishi mumkin; ko'p bog'lanishda ulardan biri majburiy ravishda s-bog' bo'ladi: . Shunday qilib, azot molekulasida uchta bog'dan biri s-bog', ikkitasi p-bog'dir. Bog'lanish uzunligi - bu bog'langan atomlarning yadrolari orasidagi masofa. Turli birikmalardagi bog'lanish uzunligi nanometrning o'ndan bir qismini tashkil qiladi. Ko'plik ortishi bilan bog'lanish uzunligi kamayadi: N–N, N=N va NºN bog'lanish uzunligi 0,145; 0,125 va 0,109 nm (10-9 m) va C-C, C=C va CºC bog’lanish uzunliklari mos ravishda 0,154; 0,134 va 0,120 nm. Turli atomlar o'rtasida, agar atomlarning elektron manfiyligi (EO)1 bir xil bo'lsa, sof kovalent bog'lanish paydo bo'lishi mumkin. Bu molekulalar elektr nosimmetrikdir, ya'ni. Yadrolarning musbat zaryadlarining "og'irlik markazlari" va elektronlarning manfiy zaryadlari bir nuqtada mos keladi, shuning uchun ular qutbsiz deb ataladi. Agar bog'langan atomlar turli xil EKga ega bo'lsa, ular orasida joylashgan elektron buluti nosimmetrik holatdan yuqori EK bo'lgan atomga yaqinroq siljiydi: Elektron bulutining siljishi polarizatsiya deyiladi. Bir tomonlama qutblanish natijasida molekuladagi musbat va manfiy zaryadlarning ogʻirlik markazlari bir nuqtada toʻgʻri kelmaydi, ular orasida maʼlum masofa (l) paydo boʻladi. Bunday molekulalar qutbli yoki dipol deb ataladi va ulardagi atomlar orasidagi bog'lanish qutbli deb ataladi. Qutbli bog'lanish - bu kovalent bog'lanishning bir turi bo'lib, u engil bir tomonlama qutblanishni boshdan kechirgan. Molekuladagi musbat va manfiy zaryadlarning “ogirlik markazlari” orasidagi masofa dipol uzunligi deyiladi. Tabiiyki, qutblanish qanchalik katta bo'lsa, dipolning uzunligi va molekulalarning qutbliligi shunchalik katta bo'ladi. Molekulalarning polaritesini baholash uchun odatda doimiy dipol momenti (Mp) ishlatiladi, bu elementar elektr zaryadi (e) va dipol uzunligi (l), ya'ni. . Dipol momentlari debyalarda o'lchanadi D (D \u003d 10-18 el. st. birlik × sm, chunki elementar zaryad 4,810-10 el. st. birlik, va dipolning uzunligi o'rtacha o'rtacha masofalar orasidagi masofaga teng. ikkita atom yadrosi, ya'ni 10-8 sm) yoki kulometr (C × m) (1 D = 3,33 10-30 C × m) (elektron zaryadi 1,6 10-19 C zaryadlar orasidagi masofaga ko'paytiriladi, masalan, 0,1 nm, keyin Mp = 1,6 10-19 × 1 × 10-10 = 1,6 10-29 C m). Molekulalarning doimiy dipol momentlari noldan 10 D gacha qiymatlarga ega. Polar bo'lmagan molekulalar uchun l = 0 va Mp = 0, ya'ni. ularda dipol moment mavjud emas. Qutbli molekulalar uchun Mp > 0 va 3,5 - 4,0 D qiymatlariga etadi. EK dagi juda katta farq bilan atomlar aniq bir tomonlama qutblanishga ega: bog'lanishning elektron buluti maksimal EK ga ega bo'lgan atom tomon siljiydi, atomlar qarama-qarshi zaryadlangan ionlarga o'tadi va ion molekulasi paydo bo'ladi: Kovalent bog'lanish ionga aylanadi. Molekulalarning elektr assimetriyasi ortadi, dipolning uzunligi ortadi, dipol momenti 10 D ga oshadi. Murakkab molekulaning umumiy dipol momentini alohida bog'lanishlarning dipol momentlarining vektor yig'indisiga teng deb hisoblash mumkin. Dipol momenti odatda dipolning musbat uchidan manfiy tomonga yo'naltirilgan deb hisoblanadi. Bog'lanishning qutbliligini atomlarning nisbiy EO yordamida taxmin qilish mumkin. Atomlarning nisbiy EO dagi farq qanchalik katta bo'lsa, qutblilik shunchalik kuchli ifodalanadi: DEO = 0 - qutbsiz kovalent bog'lanish; DEO \u003d 0 - 2 - qutbli kovalent aloqa; DEO \u003d 2 - ionli aloqa. Bog'lanishning ionlik darajasi haqida gapirish to'g'riroq, chunki bog'lanishlar 100% ionli emas. Hatto CsF birikmasida ham bog'lanish atigi 89% iondir. Elektronlarning atomdan atomga o'tishi natijasida yuzaga keladigan kimyoviy bog'lanish ion deb ataladi va kimyoviy birikmalarning tegishli molekulalari ion deb ataladi. Qattiq holatdagi ionli birikmalar ion bilan xarakterlanadi kristalli hujayra. Erigan va erigan holatda ular elektr tokini o'tkazadilar, yuqori erish va qaynash nuqtasiga va sezilarli dipol momentiga ega. Agar biz bir xil elementga ega bo'lgan har qanday davr elementlarining birikmalarini ko'rib chiqsak, u holda davr boshidan oxirigacha harakat qilganimizda, bog'lanishning asosan ionli tabiati kovalent bilan almashtiriladi. Masalan, LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2 ftoridlarining 2-davrida lityum floriddan bog'lanishning ionlik darajasi asta-sekin zaiflashadi va ftor molekulasida odatda kovalent bog'lanish bilan almashtiriladi. Shunday qilib, kimyoviy bog'lanishning tabiati bir xil: kovalent qutbli va ionli bog'lanishlarning hosil bo'lish mexanizmida fundamental farq yo'q. Ushbu turdagi bog'lanishlar faqat molekula elektron bulutining qutblanish darajasi bilan farqlanadi. Olingan molekulalar dipol uzunligi va doimiy dipol momentlari bilan farqlanadi. Kimyoda dipol momentining qiymati juda katta. Qoida tariqasida, dipol momenti qanchalik katta bo'lsa, molekulalarning reaktivligi shunchalik yuqori bo'ladi. Kimyoviy bog'lanishning hosil bo'lish mexanizmlari Valentlik bog'lanish usulida kimyoviy bog'lanish hosil bo'lishining almashinuv va donor-akseptor mexanizmlari ajratiladi. almashinuv mexanizmi. Kimyoviy bog'lanishning hosil bo'lishining almashinuv mexanizmi har bir atomdan elektron juft hosil qilishda bitta elektron ishtirok etadigan holatlarni o'z ichiga oladi. H2, Li2, Na2 molekulalarida atomlarning juftlanmagan s-elektronlari hisobiga bog'lar hosil bo'ladi. F2 va Cl2 molekulalarida, juftlashtirilmagan p-elektronlar tufayli. HF va HCl molekulalarida bog'lar vodorodning s-elektronlari va galogenlarning p-elektronlari orqali hosil bo'ladi. Almashinuv mexanizmi bilan birikmalar hosil bo'lishining o'ziga xos xususiyati to'yinganlik bo'lib, bu atom har qanday emas, balki cheklangan miqdordagi bog'lanish hosil qilishini ko'rsatadi. Ularning soni, xususan, juftlashtirilmagan valent elektronlar soniga bog'liq. N va H kvant hujayralaridan azot atomida 3 borligini ko'rish mumkin juftlanmagan elektron va vodorod atomi - bitta. To'yinganlik printsipi barqaror birikma NH2, NH yoki NH4 emas, balki NH3 bo'lishi kerakligini ko'rsatadi. Biroq, NO, NO2, ClO2 kabi toq sonli elektronlarni o'z ichiga olgan molekulalar mavjud. Ularning barchasi reaktivlikning oshishi bilan tavsiflanadi. Kimyoviy reaktsiyalarning ma'lum bosqichlarida valentlik to'yinmagan guruhlar ham hosil bo'lishi mumkin, ular radikallar deb ataladi, masalan, H, NH2, O, CH3. Radikallarning reaktivligi juda yuqori va shuning uchun ularning ishlash muddati odatda qisqa. Donor-akseptor mexanizmi Ma'lumki, valentlikka to'yingan birikmalar ammiak NH3 va bor triflorid BF3 reaksiyaga ko'ra bir-biri bilan reaksiyaga kirishadi. NH3 + BF3 = NH3BF3 + 171,4 kJ/mol. Ushbu reaktsiyaning mexanizmini ko'rib chiqing: Ko'rinib turibdiki, to'rtta bor orbitallaridan uchtasi band, biri esa bo'sh qoladi. Ammiak molekulasida barcha to'rtta azot orbitallari joylashgan bo'lib, ularning uchtasi almashinish mexanizmi bo'yicha azot va vodorod elektronlari va bitta elektron juftligini o'z ichiga oladi, ularning ikkala elektroni ham azotga tegishli. Bunday elektron juftlik yakka elektron juft deb ataladi. H3N · BF3 birikmasining hosil bo'lishi ammiakning taqsimlanmagan elektron jufti bor ftoridning bo'sh orbitalini egallashi tufayli sodir bo'ladi. Bunday holda, tizimning potentsial energiyasi kamayadi va ekvivalent energiya chiqariladi. Shunga o'xshash shakllanish mexanizmi donor-akseptor deb ataladi, donor - bu bog'lanish uchun elektron juftini beradigan atom (bu holda, azot atomi); va bo'sh orbitalni ta'minlab, elektron juftni qabul qiladigan atom akseptor (bu holda bor atomi) deb ataladi. Donor-akseptor bog'lanish - bu kovalent bog'lanishning bir turi. H3N · BF3 birikmasida azot va bor tetravalentdir. Azot atomi qoʻshimcha kimyoviy bogʻlanish hosil qilish uchun yolgʻiz elektron juftlikdan foydalanish natijasida oʻz valentligini 3 dan 4 gacha oshiradi. Bor atomi valentlik elektron sathida erkin orbital mavjudligi sababli valentligini oshiradi. Shunday qilib, elementlarning valentligi faqat juftlanmagan elektronlar soni bilan emas, balki valentlik elektron darajasida bo'linmagan elektron juftlari va erkin orbitallarning mavjudligi bilan ham aniqlanadi. Donor-akseptor mexanizmi orqali kimyoviy bog'lanishning paydo bo'lishining oddiy holi ammiakning vodorod ioni bilan reaksiyasidir: . Elektron juft qabul qiluvchi rolini vodorod ionining bo'sh orbitali bajaradi. Ammoniy ioni NH4+ da azot atomi tetravalentdir. Bog'larning yo'nalishi va atom orbitallarining gibridlanishi Ikkitadan ortiq atomdan tashkil topgan molekulaning muhim xususiyati uning geometrik konfiguratsiyasidir. Bu aniqlangan o'zaro tartibga solish kimyoviy bog'larning hosil bo'lishida ishtirok etadigan atom orbitallari. Elektron bulutlarning bir-birining ustiga chiqishi faqat elektron bulutlarning ma'lum bir o'zaro yo'nalishi bilan mumkin; bu holda, bir-birining ustiga chiqish mintaqasi o'zaro ta'sir qiluvchi atomlarga nisbatan ma'lum bir yo'nalishda joylashgan. Ion bog'lanish hosil bo'lganda, ionning elektr maydoni sferik simmetriyaga ega va shuning uchun ion bog'lanish yo'nalishi va to'yinganligiga ega emas. k.h. = 6 k.soat. = 6 Suv molekulasidagi aloqalar orasidagi burchak 104,5° ga teng. Uning qiymatini kvant mexanik tushunchalari asosida tushuntirish mumkin. Kislorod atomining elektron sxemasi 2s22p4. Ikki juftlashtirilmagan p-orbitallar bir-biriga 90o burchak ostida joylashgan - vodorod atomlarining s-orbitallari elektron bulutlarining kislorod atomining p-orbitallari bilan maksimal qoplanishi, agar bog'lanishlar 90o burchak ostida joylashgan bo'lsa. Suv molekulasida O-H aloqasi qutblidir. Vodorod atomida samarali musbat zaryad d+, kislorod atomida - d-. Shuning uchun bog'lar orasidagi burchakning 104,5 ° gacha oshishi vodorod atomlarining samarali musbat zaryadlarini, shuningdek, elektron bulutlarni itarish bilan izohlanadi. Oltingugurtning elektromanfiyligi kislorodning EO dan ancha past. Shuning uchun H2S dagi H-S bog'ining qutbliligi H2Odagi H-O bog'ining qutbliligidan kichik, H-S bog'ining uzunligi (0,133 nm) H-O (0,56 nm) dan kattaroqdir. ) va bog'lanishlar orasidagi burchak to'g'ri chiziqqa yaqinlashadi. H2S uchun 92o, H2Se uchun esa 91o. Xuddi shu sabablarga ko'ra ammiak molekulasi piramidal tuzilishga ega va H-N-H valentlik bog'lari orasidagi burchak to'g'ridan-to'g'ri (107,3o) dan kattaroqdir. NH3 dan PH3, AsH3 va SbH3 ga o'tganda bog'lar orasidagi burchaklar mos ravishda 93,3o ga teng; 91,8o va 91,3o. Atom orbitallarining gibridlanishi Qo'zg'atilgan berilliy atomi 2s12p1 konfiguratsiyaga ega, qo'zg'atilgan bor atomi 2s12p2 konfiguratsiyaga ega va qo'zg'atilgan uglerod atomi 2s12p3 konfiguratsiyaga ega. Shuning uchun kimyoviy bog'lanishlar hosil bo'lishida bir xil emas, balki turli xil atom orbitallari ishtirok etishi mumkin deb taxmin qilishimiz mumkin. Masalan, BeCl2, BeCl3, CCl4 kabi birikmalarda bog‘lanish kuchi va yo‘nalishi bo‘yicha teng bo‘lmasligi, p-orbitallarning s-bog‘lari esa s-orbitallardan kuchliroq bo‘lishi kerak. p-orbitallar uchun bir-birining ustiga chiqish uchun qulayroq sharoitlar mavjud. Biroq, tajriba shuni ko'rsatadiki, molekulalarda mavjud markaziy atomlar turli valentlik orbitallari (s, p, d) bilan barcha bog'lanishlar ekvivalentdir. Buning izohini Slater va Pauling bergan. Ular energiya jihatidan unchalik farq qilmaydigan turli orbitallar mos keladigan miqdordagi gibrid orbitallarni hosil qiladi, degan xulosaga kelishdi. Gibrid (aralash) orbitallar turli atom orbitallaridan hosil bo'ladi. Gibrid orbitallar soni duragaylanishda qatnashgan atom orbitallari soniga teng. Gibrid orbitallar elektron bulut shakli va energiya jihatidan bir xil. Atom orbitallari bilan solishtirganda, ular kimyoviy bog'lanishlar hosil bo'lish yo'nalishi bo'yicha ko'proq cho'zilgan va shuning uchun elektron bulutlarning yaxshiroq yopishishiga olib keladi. Atom orbitallarining gibridlanishi energiya talab qiladi, shuning uchun ajratilgan atomdagi gibrid orbitallar beqaror va sof AO ga aylanadi. Kimyoviy bog'lanishlar hosil bo'lganda, gibrid orbitallar barqarorlashadi. Gibrid orbitallar tomonidan hosil qilingan kuchliroq bog'lanishlar tufayli tizimdan ko'proq energiya chiqariladi va shuning uchun tizim yanada barqaror bo'ladi. sp gibridlanishi, masalan, Be, Zn, Co va Hg (II) galoidlar hosil bo'lishida sodir bo'ladi. Valentlik holatida barcha metall galogenidlar tegishli energiya darajasida s va p-juftlanmagan elektronlarni o'z ichiga oladi. Molekula hosil bo‘lganda, bitta s- va bitta p-orbital 180o burchak ostida ikkita gibrid sp-orbital hosil qiladi. Tajriba ma'lumotlari shuni ko'rsatadiki, barcha Be, Zn, Cd va Hg(II) galogenidlar chiziqli va ikkala bog'ning uzunligi bir xil. sp2 gibridlanishi. Bitta s-orbital va ikkita p-orbitalning gibridlanishi natijasida bir tekislikda oʻzaro 120o burchak ostida joylashgan uchta gibrid sp2-orbital hosil boʻladi. sp3 gibridlanishi uglerod birikmalariga xosdir. Bitta s-orbital va uchta p-orbitalning gibridlanishi natijasida orbitallar orasidagi burchak 109,5o boʻlgan tetraedr choʻqqilariga yoʻnaltirilgan toʻrtta gibrid sp3-orbital hosil boʻladi. Gibridlanish o'zini uglerod atomining birikmalardagi boshqa atomlar bilan, masalan, CH4, CCl4, C(CH3)4 va boshqalar bilan bog'lanishlarining to'liq ekvivalentligida namoyon bo'ladi. Gibridlanish nafaqat s- va p-, balki d- va f-orbitallarni ham o'z ichiga olishi mumkin. Sp3d2 gibridizatsiyasi bilan 6 ta ekvivalent bulut hosil bo'ladi. kabi birikmalarda kuzatiladi. Gibridlanish haqidagi g'oyalar molekulalar tuzilishining boshqa yo'l bilan tushuntirib bo'lmaydigan bunday xususiyatlarini tushunishga imkon beradi. Atom orbitallarining (AO) gibridlanishi elektron bulutining boshqa atomlar bilan bog'lanish yo'nalishiga siljishiga olib keladi. Natijada, gibrid orbitallarning bir-biriga yopishgan hududlari sof orbitallarga qaraganda kattaroq bo'lib chiqadi va bog'lanish kuchi ortadi. Ion va molekulalarning qutblanish va qutblanish ta'siri Elektr maydonida ion yoki molekula deformatsiyalanadi, ya'ni. ularda yadrolar va elektronlarning nisbiy siljishi mavjud. Ion va molekulalarning bunday deformatsiyalanishi qutblanish deb ataladi. Tashqi qatlamning elektronlari atomda eng kam kuchli bog'langanligi sababli ular birinchi navbatda siljishni boshdan kechiradilar. Anionlarning qutblanish qobiliyati, qoida tariqasida, kationlarga qaraganda ancha yuqori. Elektron qobiqlarning bir xil tuzilishi bilan ionning polarizatsiyasi musbat zaryad ortishi bilan pasayadi, masalan, ketma-ketlikda: Elektron analoglarning ionlari uchun polarizatsiya elektron qatlamlar sonining ko'payishi bilan ortadi, masalan: yoki . Molekulalarning qutblanuvchanligi ularni tashkil etuvchi atomlarning qutblanuvchanligi, geometrik konfiguratsiyasi, bog'larning soni va ko'pligi va boshqalar bilan belgilanadi. Nisbiy qutblanish to'g'risidagi xulosa faqat bir atom bilan farq qiladigan xuddi shunday tuzilgan molekulalar uchun mumkin. Bunda molekulalarning qutblanuvchanligidagi farqni atomlarning qutblanuvchanligidagi farqdan aniqlash mumkin. Elektr maydoni ham zaryadlangan elektrod, ham ion tomonidan yaratilishi mumkin. Shunday qilib, ionning o'zi boshqa ionlar yoki molekulalarga qutblanish ta'sirini (polyarizatsiya) ko'rsatishi mumkin. Ionning qutblanish effekti uning zaryadi ortishi va radiusi kamayishi bilan ortadi. Anionlarning qutblanish ta'siri, qoida tariqasida, kationlarga qaraganda ancha kam. Bu anionlarning kationlarga nisbatan kattaligi bilan bog'liq. Molekulalar qutbli bo'lsa, qutblanish ta'siriga ega; qutblanish effekti qanchalik yuqori bo'lsa, molekulaning dipol momenti shunchalik katta bo'ladi. Polarizatsiya kuchi ketma-ketlikda ortadi, chunki radiuslar ortadi va ion tomonidan yaratilgan elektr maydoni kamayadi. vodorod aloqasi Vodorod aloqasi kimyoviy bog'lanishning maxsus turidir. Ma'lumki, F, O, N kabi kuchli elektromanfiy nometalllarga ega bo'lgan vodorod birikmalari g'ayritabiiy darajada yuqori qaynash nuqtalariga ega. Agar N2Te – H2Se – H2S qatorida qaynash harorati tabiiy ravishda pasaysa, H2S dan N2O ga o‘tishda bu haroratning oshishiga keskin sakrash kuzatiladi. Xuddi shu rasm gidrogal kislotalar qatorida kuzatiladi. Bu H2O molekulalari va HF molekulalari o'rtasida o'ziga xos o'zaro ta'sir mavjudligini ko'rsatadi. Bunday o'zaro ta'sir molekulalarning bir-biridan ajralishiga to'sqinlik qilishi kerak, ya'ni. ularning uchuvchanligini pasaytiradi va natijada tegishli moddalarning qaynash nuqtasini oshiradi. ER dagi katta farq tufayli H–F, H–O va H–N kimyoviy bogʻlanishlari kuchli qutblangan. Shuning uchun vodorod atomi musbat samarali zaryadga (d+) ega, F, O va N atomlari esa elektron zichligidan ortiq bo'lib, ular manfiy zaryadlangan (d-). Kulonning tortishishi tufayli bir molekulaning musbat zaryadlangan vodorod atomi boshqa molekulaning elektronegativ atomi bilan o'zaro ta'sir qiladi. Shu tufayli molekulalar bir-biriga tortiladi (qalin nuqtalar vodorod aloqalarini bildiradi). Vodorod aloqasi - bu ikkita bog'langan zarrachalardan (molekulalar yoki ionlar) bir qismi bo'lgan vodorod atomi tomonidan hosil bo'lgan bunday aloqa. Vodorod bog'ining energiyasi (21-29 kJ / mol yoki 5-7 kkal / mol) oddiy kimyoviy bog'ning energiyasidan taxminan 10 baravar kam. Shunga qaramay, vodorod aloqasi dimer molekulalari (N2O)2, (HF)2 va chumoli kislotaning juft bo'lib mavjudligiga sabab bo'ladi. HF, H2O, HN, HCl, HS atomlarining bir qator birikmalarida vodorod bog'lanish energiyasi kamayadi. Haroratning oshishi bilan u ham kamayadi, shuning uchun bug 'holatidagi moddalar vodorod bog'lanishini faqat kichik darajada namoyon qiladi; u suyuq va qattiq holatdagi moddalarga xosdir. Suv, muz, suyuq ammiak, organik kislotalar, spirtlar va fenollar kabi moddalar dimerlar, trimerlar va polimerlarga bog'langan. Suyuq holatda dimerlar eng barqaror hisoblanadi. Molekulyar o'zaro ta'sirlar Ilgari atomlardan molekulalarning hosil bo'lishiga olib keladigan bog'lanishlar ko'rib chiqildi. Biroq, molekulalar o'rtasida o'zaro ta'sirlar ham mavjud. Bu gazlarning kondensatsiyasi va ularning suyuq va qattiq jismlarga aylanishining sababidir. Molekulyar o'zaro ta'sir kuchlarining birinchi formulasi 1871 yilda Van der Vaals tomonidan berilgan. Shuning uchun ular van der Vaals kuchlari deb ataladi. Molekulalararo o'zaro ta'sir kuchlarini orientatsiya, induksiya va dispersiyaga bo'lish mumkin. Dipollarning qarama-qarshi uchlarining elektrostatik o'zaro ta'siri tufayli qutbli molekulalar bo'shliqqa yo'naltirilgan bo'lib, ba'zi molekulalarning dipollarining manfiy uchlari ijobiy tomonga buriladi. boshqa molekulalarning dipollarining uchlari (orientatsion molekulalararo o'zaro ta'sir). Bunday o'zaro ta'sirning energiyasi ikkita dipolning elektrostatik tortishishi bilan aniqlanadi. Dipol qanchalik katta bo'lsa, molekulalararo tortishish shunchalik kuchli bo'ladi (H2O, HCl). Molekulalarning issiqlik harakati molekulalarning o'zaro yo'nalishini oldini oladi, shuning uchun harorat oshishi bilan orientatsiya effekti zaiflashadi. Induktiv o'zaro ta'sir qutbli molekulalarga ega bo'lgan moddalarda ham kuzatiladi, lekin u odatda orientatsiyaga qaraganda ancha zaifdir. Qutbli molekula qo'shni molekulaning polaritesini oshirishi mumkin. Boshqacha qilib aytadigan bo'lsak, bir molekula dipolining ta'siri ostida boshqa molekulaning dipoli ortishi mumkin va qutbsiz molekula qutbga aylanishi mumkin: b Boshqa molekula yoki ion tomonidan qutblanish natijasida paydo bo'ladigan dipol moment induksiyalangan dipol momenti, hodisaning o'zi esa induksiya deb ataladi. Shunday qilib, orientatsion o'zaro ta'sir doimo molekulalarning induktiv o'zaro ta'siri bilan qoplanishi kerak. Qutbsiz molekulalarda (masalan, H2, N2 yoki asil gaz atomlari) orientatsion va induktiv o'zaro ta'sir mavjud emas. Biroq, vodorod, azot va asil gazlar yonishi ma'lum. Ushbu faktlarni tushuntirish uchun London molekulalararo o'zaro ta'sirning dispersiya kuchlari tushunchasini kiritdi. Bu kuchlar, tuzilishidan qat'iy nazar, har qanday atom va molekulalar o'rtasida o'zaro ta'sir qiladi. Ular katta atomlar guruhida kontsertda paydo bo'ladigan oniy dipol momentlari tufayli yuzaga keladi: Vaqtning istalgan vaqtida dipollarning yo'nalishi boshqacha bo'lishi mumkin. Biroq, ularning muvofiqlashtirilgan tarzda paydo bo'lishi suyuq va qattiq jismlarning shakllanishiga olib keladigan zaif o'zaro ta'sir kuchlarini ta'minlaydi. Xususan, u past haroratlarda olijanob gazlarning suyuq holatga o'tishiga sabab bo'ladi. Shunday qilib, molekulalar o'rtasida ta'sir qiluvchi kuchlar orasida eng kichik komponent dispersion o'zaro ta'sirdir. Past qutbli yoki qutbsiz (CH4, H2, HI) molekulalar o'rtasida ta'sir qiluvchi kuchlar asosan dispersivdir. Molekulalarning ichki dipol momenti qanchalik katta bo'lsa, ular orasidagi o'zaro ta'sirning orientatsiya kuchlari shunchalik katta bo'ladi. Bir xil turdagi moddalar qatorida dispersion o'zaro ta'sir bu moddalarning molekulalarini tashkil etuvchi atomlar hajmining oshishi bilan ortadi. Masalan, HCl da dispersiya kuchlari umumiy molekulalararo o'zaro ta'sirning 81% ni tashkil qiladi, HBr uchun bu qiymat 95%, HI uchun esa 99,5% ni tashkil qiladi. Molekulyar orbital (MO) usulida kimyoviy bog'lanishning tavsifi VS usuli kimyogarlar tomonidan keng qo'llaniladi. Bu usul doirasida katta va murakkab molekula alohida ikki markazli va ikki elektronli bog'lardan tashkil topgan deb hisoblanadi. Kimyoviy bog'lanishni keltirib chiqaradigan elektronlar ikki atom o'rtasida lokalizatsiya qilingan (joylashgan) deb taxmin qilinadi. VS usuli ko'pchilik molekulalarga muvaffaqiyatli qo'llanilishi mumkin. Biroq, bu usul qo'llanilmaydigan yoki uning xulosalari tajribaga zid keladigan bir qator molekulalar mavjud. Aniqlanishicha, bir qator hollarda kimyoviy bog`lanishning hosil bo`lishida hal qiluvchi rolni elektron juftlar emas, balki alohida elektronlar o`ynaydi. Bitta elektron bilan kimyoviy bog'lanish imkoniyati ionning mavjudligi bilan ko'rsatiladi. Ushbu ion vodorod atomi va vodorod ionidan hosil bo'lganda, 255 kJ (61 kkal) energiya ajralib chiqadi. Shunday qilib, iondagi kimyoviy bog'lanish juda kuchli. Agar kislorod molekulasidagi kimyoviy bog‘lanishni VS usuli yordamida tasvirlashga harakat qilsak, birinchidan, u qo‘sh (s- va p-bog‘lar), ikkinchidan, kislorod molekulasidagi barcha elektronlar bo‘lishi kerak, degan xulosaga kelamiz. juft boʻlmoq, yaʼni, .e. O2 molekulasi diamagnetik bo'lishi kerak. [Diamagnit moddalarda atomlar doimiy magnit momentga ega emas va modda magnit maydondan tashqariga suriladi. Paramagnit modda - atomlari yoki molekulalari magnit momentga ega bo'lgan va magnit maydonga tortilish xususiyatiga ega bo'lgan moddadir]. Eksperimental ma'lumotlar shuni ko'rsatadiki, kislorod molekulasidagi bog'lanish energiyasi haqiqatan ham ikki barobar, ammo molekula diamagnit emas, balki paramagnitdir. U ikkita juftlashtirilmagan elektronga ega. VS usuli bu haqiqatni tushuntirishga ojizdir. Hozirgi vaqtda molekulyar orbitallar usuli (MO) kimyoviy bog'lanishni kvant mexanik talqin qilishning eng yaxshi usuli hisoblanadi. Biroq, bu VS usuliga qaraganda ancha murakkab va ikkinchisi kabi aniq emas. MO usuli molekulaning barcha elektronlarini molekulyar orbitallarda joylashgan deb hisoblaydi. Molekulada elektron ma'lum bir MO da joylashgan bo'lib, mos keladigan to'lqin funktsiyasi ps bilan tavsiflanadi. MO turlari. Bir atomning elektroni yaqinlashganda, boshqa atomning ta'sir doirasiga tushib qolsa, harakatning tabiati va shuning uchun elektronning to'lqin funktsiyasi o'zgaradi. Hosil boʻlgan molekulada elektronlarning toʻlqin funksiyalari yoki orbitallari nomaʼlum. Ma'lum ARlardan MO turini aniqlashning bir necha usullari mavjud. Ko'pincha, MO atom orbitallarining (LCAO) chiziqli birikmasidan olinadi. Pauli printsipi, Xund qoidasi, eng kam energiya printsipi MO usuli uchun ham amal qiladi. Guruch. 2.2 Atom orbitallaridan bog'lovchi va bo'shashuvchi molekulyar orbitallarning hosil bo'lishi. Eng oddiy grafik shaklda, MO, LCAO kabi, to'lqin funktsiyalarini qo'shish yoki ayirish orqali olinishi mumkin. 2.2-rasmda dastlabki AO dan bog'lovchi va bo'shashtiruvchi MO hosil bo'lishi ko'rsatilgan. AO lar MO larni hosil qilishi mumkin, agar mos keladigan AO larning energiyalari kattalik jihatidan yaqin bo'lsa va AOlar bog'lanish o'qiga nisbatan bir xil simmetriyaga ega bo'lsa. Vodorod 1 ning to'lqin funktsiyalari yoki orbitallari ikkita chiziqli kombinatsiyani berishi mumkin - biri qo'shilganda, ikkinchisi ayirilganda (2.2-rasm). To'lqin funktsiyalari qo'shilsa, u holda bir-biriga yopishgan mintaqada ps 2 ga mutanosib bo'lgan elektron bulutining zichligi katta bo'ladi, atomlar yadrolari o'rtasida ortiqcha manfiy zaryad hosil bo'ladi va atom yadrolari unga tortiladi. Vodorod atomlarining to'lqin funksiyalarini qo'shish orqali olingan MO bog'lanish deb ataladi. Agar to'lqin funktsiyalari olib tashlansa, atomlar yadrolari orasidagi mintaqada elektron bulutning zichligi nolga teng bo'ladi, elektron bulut atomlar orasidagi hududdan "itarib yuboriladi". Olingan MO atomlarni bog'lay olmaydi va bo'shashtiruvchi MO deyiladi. Vodorod s-orbitallari faqat s-bog' hosil qilganligi sababli, hosil bo'lgan MOlar scv va sr deb belgilanadi. 1s-atom orbitallari hosil qilgan MO scv1s va sr1s deb belgilanadi. Bog'lanish MO da elektronlarning potentsial (va umumiy) energiyasi AO ga qaraganda pastroq bo'lib chiqadi, bo'shashuvchi MOda esa yuqori bo'ladi. Mutlaq qiymatda antibog'lovchi orbitallardagi elektronlar energiyasining ortishi bog'lovchi orbitallardagi energiyaning kamayishiga nisbatan birmuncha kattaroqdir. Bog'lanish orbitallarida joylashgan elektron atomlar orasidagi bog'lanishni ta'minlaydi, molekulani barqarorlashtiradi va bo'shashuvchi orbitaldagi elektron molekulani beqarorlashtiradi, ya'ni. atomlar orasidagi aloqa zaiflashadi. Erasr. > Esv. Xuddi shu simmetriyadagi 2p orbitallardan ham MOlar hosil bo'ladi: x o'qi bo'ylab joylashgan 2p orbitallardan s orbitallarni bog'lash va antibog'lanish. Ular scv2r va sr2r bilan belgilanadi. Bog'lovchi va antibog'lovchi p orbitallari 2pz orbitallardan hosil bo'ladi. Ular mos ravishda psv2rz, pp2pz deb belgilanadi. Xuddi shunday, psv2py va pr2py orbitallari hosil bo'ladi. MOni to'ldirish. MO ni elektronlar bilan to'ldirish orbitallarning energiyasini oshirish tartibida sodir bo'ladi. Agar MOlar bir xil energiyaga ega boʻlsa (pb- yoki pr-orbitallar), u holda toʻldirish Xund qoidasiga koʻra sodir boʻladi, shunda molekulaning spin momenti eng katta boʻladi. Har bir MO, xuddi atom MO kabi, ikkita elektronni ushlab turishi mumkin. Qayd etilganidek, atomlar yoki molekulalarning magnit xossalari juftlashtirilmagan elektronlar mavjudligiga bog'liq: agar molekulada juftlashtirilmagan elektronlar bo'lsa, u paramagnit, agar bo'lmasa, diamagnitdir. Keling, ionni ko'rib chiqaylik. Diagrammadan ko'rinib turibdiki, yagona elektron scv - MO bo'ylab joylashgan. Bog'lanish energiyasi 255 kJ/mol, bog'lanish uzunligi 0,106 nm bo'lgan barqaror birikma hosil bo'ladi. Molekulyar ion paramagnitdir. Agar VS usulida bo'lgani kabi bog'larning ko'pligi elektron juftlari soni bilan aniqlanishini qabul qilsak, u holda in bog'larning ko'pligi ½ ga teng. Ta'lim jarayonini quyidagicha yozish mumkin: Bu belgi 1s AO dan hosil bo'lgan MO uchun bitta elektron mavjudligini bildiradi. Oddiy vodorod molekulasi allaqachon scv1s orbitalida qarama-qarshi spinli ikkita elektronni o'z ichiga oladi: . H2 dagi bog'lanish energiyasi - 435 kJ/mol dan katta, bog'lanish uzunligi (0,074 nm) esa qisqaroq. H2 molekulasi bitta bog'ga ega, molekula diamagnitdir. Guruch. 2.3. Ikki vodorod atomi sistemasidagi AO va MO ning energiya diagrammasi. Molekulyar ion (+He+ ® He+2[(sc1s)2(sp1s)1]) s 1s orbitalida allaqachon bitta elektronga ega. Bog'lanish energiyasi - 238 kJ / mol (H2 ga nisbatan pasayadi) va bog'lanish uzunligi (0,108 us) ortadi. Bog'larning ko'pligi ½ (bog'larning ko'pligi bog'lanish va bo'shashuvchi orbitallardagi elektronlar sonidagi farqning yarmiga teng). Gipotetik He2 molekulasi sc1s orbitalida ikkita elektronga va sp1s orbitalida ikkita elektronga ega bo'ladi. Antibog'lovchi orbitaldagi bitta elektron bog'lovchi orbitaldagi elektronning bog'lanish ta'sirini bekor qilganligi sababli, He2 molekulasi mavjud bo'lolmaydi. VS usuli xuddi shunday xulosaga olib keladi. II davr elementlari tomonidan molekulalarning hosil bo'lishida MO larning elektronlar bilan to'ldirilish tartibi quyida ko'rsatilgan. Sxemalarga ko'ra, B2 va O2 molekulalari paramagnitdir va Be2 molekulasi mavjud bo'lolmaydi. II davr elementlari atomlaridan molekulalarning hosil bo'lishini quyidagicha yozish mumkin (K - ichki elektron qatlamlar): Molekulalar va MMOlarning fizik xossalari Bog'lovchi va bo'shashtiruvchi MOlarning mavjudligi tasdiqlangan jismoniy xususiyatlar molekulalar. MO usuli, agar atomlardan molekula hosil bo'lishi paytida molekuladagi elektronlar bog'lovchi orbitallarga tushsa, molekulalarning ionlanish potentsiallari atomlarning ionlanish potentsiallaridan katta bo'lishi kerakligini oldindan ko'rish imkonini beradi. elektronlar bo'shashuvchi orbitallarga tushadi, keyin esa aksincha. Shunday qilib, vodorod va azot molekulalarining (bog’lanish orbitallarining) ionlanish potentsiallari mos ravishda 1485 va 1500 kJ/mol, vodorod va azot atomlarining ionlanish potentsiallaridan 1310 va 1390 kJ/mol, kislorod va ionlanish potentsiallaridan kattaroqdir. ftor molekulalari (orbitallarni yumshatish) 1170 va 1523 kJ / mol - mos keladigan atomlardan kamroq - 1310 va 1670 kJ / mol. Molekulalar ionlashganda, agar elektron bog'lanish orbitalidan (H2 va N2) chiqarilsa, bog'lanish kuchi kamayadi, agar elektron bo'shashuvchi orbitaldan (O2 va F2) chiqarilsa, ortadi. Turli atomlarga ega ikki atomli molekulalar Har xil atomli molekulalar uchun MO (NO, CO) xuddi shunday tuzilgan, agar boshlang'ich atomlar ionlanish potentsialida unchalik farq qilmasa. Masalan, CO molekulasi uchun bizda: Kislorod atomining AO energiyalari tegishli uglerod orbitallarining energiyalaridan (1080 kJ/mol) pastda yotadi, ular yadroga yaqinroq joylashgan. Tashqi qatlamlardagi dastlabki atomlarda mavjud bo'lgan 10 ta elektron bog'lovchi sb2s- va bo'shashuvchi sp2s-orbitallarni va bog'lovchi - va psb2py,z-orbitallarni to'ldiradi. CO molekulasi N2 molekulasi bilan izoelektron bo'lib chiqadi. CO molekulasidagi atomlarning bog'lanish energiyasi (1105 kJ/mol) azot molekulasidagidan (940 kJ/mol) ham katta. C-O bog'lanish uzunligi 0,113 nm. molekulasi YO'Q Antibog'lanish orbitalida bitta elektron mavjud. Natijada, NO ning bog'lanish energiyasi (680 kJ / mol) N2 yoki CO dan past bo'ladi. NO molekulasidan elektronni olib tashlash (NO+ hosil bo'lishi bilan ionlanish) atomlarning bog'lanish energiyasini 1050-1080 kJ / molgacha oshiradi. Vodorod ftorid HF molekulasida MO hosil bo'lishini ko'rib chiqaylik. Ftorning ionlanish potentsiali (17,4 eV yoki 1670 kJ/mol) vodorodnikidan (13,6 eV yoki 1310 kJ/mol) katta bo‘lgani uchun ftorning 2p orbitallari vodorodning 1s orbitaliga qaraganda kamroq energiyaga ega. Energiyadagi katta farq tufayli vodorod atomining 1s orbitali va ftor atomining 2s orbitali oʻzaro taʼsir qilmaydi. Shunday qilib, ftorning 2s orbitali HFda MO energiyasini o'zgartirmasdan aylanadi. Bunday orbitallar bog'lanmagan deb ataladi. Ftorning 2py- va 2pz-orbitallari ham bog'lanish o'qiga nisbatan simmetriya farqi tufayli vodorodning 1s-orbitali bilan o'zaro ta'sir qila olmaydi. Ular, shuningdek, bog'lanmaydigan MOga aylanadi. Bog'lovchi va bo'shashtiruvchi MOlar vodorodning 1s orbitalidan va ftorning 2px orbitalidan hosil bo'ladi. Vodorod va ftor atomlari energiyasi 560 kJ/mol boʻlgan ikki elektronli bogʻ bilan bogʻlangan. Adabiyotlar ro'yxati Glinka N.L. Umumiy kimyo. - M.: Kimyo, 1978. - S. 111-153. Shimanovich I.E., Pavlovich M.L., Tikavy V.F., Malashko P.M. Formulalar, ta'riflar, sxemalarda umumiy kimyo. - Minsk: Universitetskaya, 1996. - S. 51-77. Vorobyov V.K., Eliseev S.Yu., Vrublevskiy A.V. Amaliy va mustaqil ish kimyoda. - Minsk: UE "Donarit", 2005. - S. 21-30. BC Leon qimor bozorida yetakchi onlayn bukmeyker hisoblanadi. Korxonada servisning uzluksiz ishlashiga alohida e’tibor qaratilmoqda. Portalning funksionalligi ham doimiy ravishda takomillashtirilmoqda. Foydalanuvchilarga qulaylik yaratish maqsadida Leon oynasi yaratildi. Oynaga boring Leon ko'zgu nima. BC Leon rasmiy portaliga kirish uchun siz oynadan foydalanishingiz kerak. Ishchi oyna foydalanuvchiga ko'plab afzalliklarni beradi, masalan: yuqori koeffitsientga ega bo'lgan turli xil sport tadbirlari; Jonli rejimda o'ynash imkoniyatini ta'minlash, o'yinlarni tomosha qilish qiziqarli mashg'ulot bo'ladi; o'tkazilgan musobaqalar bo'yicha batafsil ma'lumot; foydalanuvchilar uchun qulay interfeys, buni hatto tajribasiz foydalanuvchi ham tezda tushunadi. Ishchi oyna - bu rasmiy portalning nusxasi. U bir xil funksionallik va sinxron ma'lumotlar bazasiga ega. Bu hisob ma'lumotlarini o'zgartirmaydi. Ishlab chiquvchilar ishlaydigan oynani blokirovka qilish imkoniyatini ta'minlaydilar, aks holda bunday holatda ta'minlanadi. Ushbu aniq nusxalar BC Leon xodimlari tomonidan tarqatiladi va nazorat qilinadi. Agar siz ishlaydigan oynadan foydalansangiz, BC Leon rasmiy portaliga kirishingiz mumkin. Foydalanuvchi uchun oynani topish qiyin bo'lmaydi, chunki ularning ro'yxati yangilanishi kerak. Yopiq kirish bilan saytga tashrif buyuruvchidan kompyuterga mobil telefon uchun Leon ilovasini o'rnatish talab qilinadi. Shuningdek, VPN tufayli IP-ni boshqa mamlakatga o'zgartirishingiz kerak. Foydalanuvchi yoki provayderning manzilini o'zgartirish uchun siz TOP brauzeridan foydalanishingiz kerak. Ishlab chiquvchilar oynadan foydalanish uchun turli xil imkoniyatlarni taqdim etdilar. Buning uchun saytning o'ng tomonida "Saytga kirish" yozuvi mavjud, "Bloklarni chetlab o'tish" yashil tugmasi o'yinchiga pastki menyuga o'tish va brauzerga universal xatcho'p qo'shish imkonini beradi. Shuningdek, foydalanuvchiga qulaylik mobil ilova orqali taqdim etilgan. Agar siz portal oynasining yangi manzili haqida bilishingiz kerak bo'lsa, bepul raqamga qo'ng'iroq qilishingiz mumkin. Telegramdagi @leonbets_official kanali oynaga kirish imkonini beradi. Leonacsess Windows ilovasi har doim saytga kirish imkonini beradi. Ushbu usullar o'yinchiga ishlaydigan oynaga kirish imkonini beradi. Nima uchun Leon asosiy sayti bloklandi? Bu Roskomnadzor xizmatining harakatlari bilan bog'liq. Bu tikish faoliyatini amalga oshirish uchun litsenziyaning yo'qligi bilan bog'liq. O'yinchi yutuqning 13 foizini to'lamasligi uchun Blue Leon litsenziya olmadi. Leonbets oynasida qanday ro'yxatdan o'tish kerak Ushbu saytda ro'yxatdan o'tish rasmiyga qaraganda ancha oson. Foydalanuvchi ikkita portalda ro'yxatdan o'tishi shart emas, bu ikki kungacha davom etadi. Agar siz ishlaydigan oynaga ustunlik bersangiz, unda bu protsedura iloji boricha sodda bo'ladi. Buning uchun foydalanuvchi faqat to'liq ism, kontaktlar haqidagi ma'lumotlarni to'ldirishi kerak bo'ladi. Shuningdek, siz valyuta to'g'risida qaror qabul qilishingiz, tug'ilgan sana va uy manzilini ko'rsatishingiz kerak. Shuningdek, siz pochta ro'yxatiga obuna bo'lishingiz kerak. Bu sizga bukmekerlik idoralaridan tezkor ma'lumot olish imkonini beradi. Ro'yxatdan o'tgan foydalanuvchi o'yinlarga, tadbirlarga pul tikish imkonini beruvchi shaxsiy hisobiga kirish imkoniyatiga ega bo'ladi. Agar biron bir qiyinchilikka duch kelsangiz, texnik yordam xizmatiga murojaat qilishingiz mumkin. 2023 - ddtvolchansk.ru Hamma uchun ta'lim.

Источник: https://ddtvolchansk.ru/uz/philology/kakoi-tip-himicheskoi-svyazi-v-soedineniyah-kovalentnaya-himicheskaya-svyaz-tipy/
© ddtvolchansk.ru