Murakkablarda qanday turdagi kimyoviy bog'lar mavjud. Kovalent kimyoviy bog'lanish

m kimyoviy bog'lanishning ta'rifi;

m turdagi kimyoviy bog'lanishlar;

m valentlik bog'lanish usuli;

m kovalent bog'lanishning asosiy xarakteristikalari;

m kovalent bog'lanish hosil bo'lish mexanizmlari;

m murakkab birikmalar;

m usuli molekulyar orbitallar;

m molekulalararo o'zaro ta'sirlar.

KIMYOVIY BOG'LANISHNING TA'RIFI

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 xarakterga ega, ya'ni valentlik elektronlarning o'zaro ta'siri tufayli amalga oshiriladi. Valentlik elektronlarining 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 ekstremal holati deb hisoblash mumkin.

KIMYOVIY BOGLANISH TURLARI

Ion aloqasi.

Asosiy qoidalar zamonaviy nazariya ionli bog'lanish.

1.) Xususiyatlari bo'yicha bir-biridan keskin farq qiluvchi elementlarning o'zaro ta'sirida, ya'ni metallar va metall bo'lmaganlar o'rtasida ion bog'lanish 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 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2

Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6

Cl: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 5

Cl – : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6

3.) Olingan qarama-qarshi zaryadlangan ionlar elektrostatik tortishish tufayli bir-biriga yaqin joylashgan.

4.) Ion bog lanish yo nalishli emas.

5.) Sof ionli bog‘lanish yo‘q. Ionlanish energiyasi elektronga yaqinlik energiyasidan katta bo'lganligi sababli, elektron manfiyligi katta farqga ega bo'lgan juft atomlarda ham to'liq elektron ko'chishi sodir bo'lmaydi. Shuning uchun biz bog'lanishning ionlik ulushi haqida gapirishimiz mumkin. Bog'lanishning eng yuqori ionliligi 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.) Xususiyatlari o'xshash elementlar, ya'ni metall bo'lmaganlar o'rtasida kovalent bog' 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, bu bog’ qutbli emas, ya’ni umumiy elektron jufti atomlarning hech biriga 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’ hosil bo’lganda, o’zaro ta’sir qiluvchi atomlarning elektron bulutlari bir-birining ustiga chiqadi, natijada atomlar orasidagi bo’shliqda o’zaro ta’sir qiluvchi atomlarning musbat zaryadlangan yadrolarini o’ziga tortuvchi va ularni bir-biriga yaqin tutib turuvchi elektron zichligi ortgan zona paydo bo’ladi; . Natijada tizimning energiyasi kamayadi (14-rasm). Biroq, atomlar bir-biriga juda yaqin bo'lganda, yadrolarning itarilishi kuchayadi. Shuning uchun yadrolar o'rtasida optimal masofa mavjud ( havola uzunligi, l sv), bunda tizim minimal energiyaga ega. Bu holatda energiya chiqariladi, bu bog'lanish energiyasi deb ataladi - E St.

Guruch. 14. Parallel (1) va antiparallel (2) spinli ikkita vodorod atomli sistemalar energiyasining yadrolar orasidagi masofaga bog'liqligi (E - tizim energiyasi, E - bog'lanish energiyasi, r - yadrolar orasidagi masofa. , l- aloqa davomiyligi).

Kovalent bog'lanishlarni tavsiflash uchun ikkita usul qo'llaniladi: valent bog'lanish (VB) usuli va molekulyar orbital usul (MMO).

VALENTLIK BOGLANISH USULI.

BC usuli quyidagi qoidalarga asoslanadi:

1. Kovalent kimyoviy bog'lanish spinlari qarama-qarshi bo'lgan 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. valentlik sxemalari.

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 tomonidan taqsimlangan elektronlar kimyoviy belgilar orasiga qo'yilgan nuqtalar bilan ko'rsatilgan; er-xotin yoki uch bog'lanish mos ravishda ikki yoki uch juft umumiy nuqta bilan ko'rsatiladi:

N: 1s 2 2s 2 p 3;

C: 1s 2 2s 2 p 4

Yuqoridagi diagrammalardan ko'rinib turibdiki, ikkita atomni bog'laydigan har bir elektron juftligi kovalent bog'lanishni tasvirlaydigan bitta chiziqqa to'g'ri keladi. strukturaviy formulalar Oh:

Berilgan element atomini boshqa atomlar bilan bog'laydigan umumiy elektron juftlar soni yoki boshqacha aytganda, atom hosil qilgan kovalent bog'lanishlar soni deyiladi. kovalentlik BC usuli bo'yicha. Shunday qilib, vodorodning kovalentligi 1 ga, azotniki 3 ga teng.

Elektron bulutlarning bir-birining ustiga chiqishiga ko'ra, ikki xil bog'lanish mavjud: s - ulanish va p - ulanish.

s - bog'lanish atomlar yadrolarini bog'laydigan o'q bo'ylab ikkita elektron bulutning bir-biriga yopishganida sodir bo'ladi.

Guruch. 15. s-bog'larning hosil bo'lish sxemasi.

p - o'zaro ta'sir qiluvchi atomlarning yadrolarini bog'laydigan chiziqning har ikki tomonida elektron bulutlari bir-biriga yopishganda bog'lanish hosil bo'ladi.

Guruch. 16. P-bog' hosil qilish sxemasi.

KOVALENT BOGLANISHNING ASOSIY XUSUSIYATLARI.

1. Havola 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'sir chegarasidan tashqariga chiqarish 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 teng, 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 yo'nalishliligi 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 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 r 6 3s 2 r 4

Vodorod uchun s-AO bo'lgan elektron bog'lanish hosil bo'lishida ishtirok etadi, oltingugurt uchun - 3p y va 3p z. H 2 S molekulasi 90 0 bog'lanish 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 ishtirok etadilar: vodorod uchun s-AO, fosfor uchun - p y, p x va p z AO.

PH 3 molekulasi trigonal piramida shakliga ega (poyda uchburchak mavjud).

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 valent elektronlarga ega. Berilgan atomning asosiy yoki qo'zg'aluvchan holatda hosil qilishi mumkin bo'lgan maksimal kovalent bog'lanishlar soni deyiladi kovalentlik.

Misol: vodorod monokovalent, kislorod ikki valentli, azot trikovalent va hokazo.

Ba'zi atomlar qo'zg'aluvchan holatda juftlashgan elektronlarni ajratish orqali kovalentligini oshirishi mumkin.

Misol. 0 1s 2 bo'ling 2s 2

Beriliy atomining qoʻzgʻaluvchan holatida 2p-AO da bitta valentlik elektron va 2s-AO da bitta elektron boʻladi, yaʼni kovalentlik Be 0 = 0 va kovalentlik Be* = 2. Oʻzaro taʼsir jarayonida orbitallarning gibridlanishi sodir boʻladi.

Gibridlanish- bu avval aralashtirish natijasida turli AO energiyasini tenglashtirish kimyoviy o'zaro ta'sir. Gibridizatsiya - bu AO birikmasidan foydalangan holda molekula tuzilishini taxmin qilish imkonini beruvchi shartli usul. Gibridlanishda energiyalari yaqin bo'lgan AOlar qatnashishi mumkin.

Gibridlanishning har bir turi molekulalarning ma'lum bir geometrik shakliga mos keladi.

Asosiy kichik guruh II guruh elementlarining gidridlari bo'lsa, bog'lanishda ikkita bir xil sp-gibrid orbitallar ishtirok etadi. Ushbu turdagi ulanish sp-gibridizatsiya deb ataladi.

19-rasm. BeH 2 molekulasi. sp-gibridlanish.

sp-gibrid orbitallar assimetrik shaklga ega bo'lib, AO ning cho'zilgan qismlari 180 o bog'lanish burchagi bilan vodorod tomon yo'naltirilgan; Shuning uchun BeH 2 molekulasi chiziqli tuzilishga ega (rasm).

Gidrid molekulalarining tuzilishi III elementlar BH 3 molekulasining hosil bo'lishi misolidan foydalanib, asosiy kichik guruhning guruhlarini ko'rib chiqamiz.

B 0 1s 2 2s 2 p 1

Kovalentlik B0 = 1, kovalentlik B* = 3.

Bog'larni hosil qilishda 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 gibridizatsiyasi paytida 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 molekulasining hosil bo'lishi misolidan foydalanib, asosiy kichik guruhning IV guruhi elementlarining gidridlari molekulalarining tuzilishini ko'rib chiqamiz.

C 0 1s 2 2s 2 p 2

Kovalentlik C0 = 2, kovalentlik C* = 4.

Uglerodda to'rtta sp-gibrid orbital s-AO va uchta p-AO o'rtasida elektron zichligini qayta taqsimlash natijasida hosil bo'lgan kimyoviy bog'lanishning shakllanishida ishtirok etadi. CH 4 molekulasining shakli tetraedr, bog'lanish burchagi 109°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 daraja. Ushbu guruhdagi boshqa elementlarning gidridlaridan farqli o'laroq, suv o'ziga xos xususiyatlarga ega: u qutbli va diamagnitdir. Bularning barchasi suv molekulasidagi 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. Azot molekulasida bog’ hosil bo’lishida to’rt gibrid sp 3 orbital ishtirok etadi. Uchta orbitalning har biri bitta elektronni o'z ichiga oladi, bu orbitallar vodorod bilan bog'liq bo'lib, to'rtinchi AO ammiak molekulasining o'ziga xosligini belgilaydi.

KOVALENT BOG'LARNING HOZIL OLISH MEXANIZMLARI.

MBC kovalent bog'lanishning uchta mexanizmini ajratish imkonini beradi: almashinuv, donor-akseptor va dativ.

Ayirboshlash mexanizmi. U ikkita bog'langan atomning har biri ularni almashish uchun bittadan elektron ajratganda kimyoviy bog'lanishning paydo bo'lishi holatlarini o'z ichiga oladi. Ikki atomning yadrolarini bog'lash uchun elektronlar yadrolar orasidagi bo'shliqda bo'lishi kerak. Molekuladagi bu hudud bog'lanish hududi (molekulada elektron jufti eng ko'p joylashishi mumkin bo'lgan hudud) deb ataladi. Atomlar o'rtasida juftlanmagan elektronlar almashinuvi sodir bo'lishi uchun atom orbitallari bir-birining ustiga chiqishi kerak (10,11-rasm). Bu kovalent kimyoviy bog'lanishni hosil qilish uchun almashinuv mexanizmining harakatidir. Atom orbitallari yadrolararo o'qga 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 ning bir-birining ustiga chiqishi.

Donor-akseptor va dativ mexanizmlar.

Donor-akseptor mexanizmi bir atomdan boshqa atomning bo'sh atom orbitaliga yolg'iz elektron juftligini o'tkazishni o'z ichiga oladi. Masalan, ionning hosil bo'lishi - :

BF 3 molekulasidagi bor atomidagi bo'sh p-AO ftorid ionidan (donor) bir juft elektronni qabul qiladi. Olingan anionda to'rtta kovalent mavjud B-F ulanishlari uzunligi va energiyasiga teng. 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. Valentlik elektronlari ham d-AO da 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, almashinuv mexanizmi orqali kovalent bog' hosil qiladi. Bundan tashqari, Cl - 1 atomi Cl - 2 atomiga 3p 5 - AO elektron juftini bo'sh turgan 3d-AO ga, Cl - 2 atomi esa bir xil juft elektronni bo'sh 3d -AO ga o'tkazadi. Cl - 1 atom har bir atom bir vaqtning o'zida 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.

Murakkab birikmalar - kristall shaklda ham, eritmada ham mavjud bo'lishi mumkin bo'lgan murakkab ionlarni o'z ichiga olgan birikmalar, shu jumladan markaziy ion yoki atom manfiy zaryadlangan ionlar yoki donor-akseptor mexanizmi orqali hosil bo'lgan kovalent bog'lanishlar orqali neytral molekulalar bilan bog'langan.

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 orqali sodir bo'ladi. Qabul qiluvchilar kompleks hosil qiluvchi moddalar deb ataladi, ular ko'pincha bo'sh orbitallarga ega bo'lgan musbat metall ionlari bo'lishi mumkin; Komplekslar hosil qilish qobiliyati ionning zaryadi ortib, hajmi kamayishi bilan ortadi.

Elektron juft donorlar 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 monodentant yoki polidentant bo'lishi mumkin. Ligandning dententligi ligand kompleks hosil qiluvchining koordinatsion sohasini egallagan koordinatsion joylar soni bilan belgilanadi. Masalan, F - monodentli 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 musbat bo'lsa, u anion kompleksidir; Kationik komplekslar rus tilida kompleks hosil qiluvchi ion nomi bilan ataladi, anion komplekslarda kompleks hosil qiluvchi vosita lotin tilida - qo'shimchasi qo'shiladi; 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 – - ligandlari

5. muvofiqlashtirish raqami – 4

6. tashqi va ichki sferalar orasidagi bog'lanish ionli:

K 2 = 2K + + 2- .

7. Zn 2+ ioni va gidroksil guruhlari orasidagi bog'lanish kovalent bo'lib, donor-akseptor mexanizmiga ko'ra 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 birikmalari ammiak molekulasining ligandlaridir.

Cl 2 - tetraamminli mis (II) xlorid. Ammiak birikmalari ammiakning kompleks hosil qiluvchi birikmalarga ta'sirida hosil bo'ladi.

2. Gidrokso birikmalar - OH - ligandlar.

Na - natriy tetragidroksialuminat. Gidroksokomplekslar amfoter xususiyatga ega bo'lgan metall gidroksidlariga ortiqcha ishqor ta'sirida olinadi.

3. Akvakomplekslar suv molekulalarining ligandlaridir.

Cl 3 – geksaakvaxrom (III) xlorid. Suvsiz tuzlarning suv bilan reaksiyaga kirishishi natijasida suv komplekslari olinadi.

4. Kislota komplekslari - kislota anionlarining ligandlari - 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 miqdorini kompleks hosil qiluvchi tuz bilan reaksiyaga kiritish orqali tayyorlanadi.

MOLEKULAR ORBITALAR USULI.

MBC ko'plab molekulalarning shakllanishi va tuzilishini juda yaxshi tushuntiradi, ammo bu usul universal emas. Masalan, valentlik bog'lanish usuli ionning mavjudligini qoniqarli izohlamaydi, garchi hali ham mavjud kech XIX asrda ancha kuchli molekulyar vodorod ionining mavjudligi aniqlandi: bu erda bog'lanishning uzilish energiyasi 2,65 eV ni tashkil qiladi. Biroq, bu holda elektron juft hosil bo'lmaydi, chunki ion faqat bitta elektronni o'z ichiga oladi.

Molekulyar orbital usul (MMO) valentlik bog'lanish usuli yordamida tushuntirib bo'lmaydigan bir qator qarama-qarshiliklarni tushuntirishga imkon beradi.

MMOning 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. Hosil boʻlgan ikkita molekulyar orbitaldan birining energiyasi asl orbitaldan kamroq boʻladi; bu bog'lovchi molekulyar orbitaldir, ikkinchisi asl energiyadan 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 qoidalardan foydalaning:

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: energiya pastki sathlarini to'ldirish umumiy aylanish maksimal bo'ladigan tarzda sodir bo'ladi.

6. Aloqa ko‘pligi. Aloqa ko'pligi MMOda quyidagi formula bilan aniqlanadi:

, Kp = 0 bo'lganda, bog'lanish hosil bo'lmaydi.

Misollar.

1. H2 molekulasi mavjud bo'lishi mumkinmi?

Guruch. 23. Vodorod molekulasining H2 hosil bo'lish sxemasi.

Xulosa: H2 molekulasi mavjud bo'ladi, chunki bog'lanishning ko'pligi Kp > 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'lanish ko'pligi Kp > 0.

4. O2 molekulasi mavjud bo'lishi mumkinmi?

Guruch. 26. O 2 molekulasini hosil qilish sxemasi.

O 2 molekulasi mavjud. 26-rasmdan kislorod molekulasida ikkita juftlashtirilmagan elektron borligi kelib chiqadi. Bu ikki elektron tufayli kislorod molekulasi paramagnitdir.

Shunday qilib, molekulyar orbital usul 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 bo'lsa ham (energiyasi sakkiz kJ/mol dan oshmasa), ko'pchilik moddalarning gazsimon holatdan suyuq holatga o'tishiga, gazlarning sirtlar tomonidan adsorbsiyasiga sabab bo'ladi. qattiq moddalar va boshqa hodisalar. Bu kuchlarning tabiati elektrostatikdir.

Asosiy o'zaro ta'sir kuchlari:

1). Dipol - dipol (orientatsiya) o'zaro ta'siri qutbli molekulalar orasida mavjud.

Dipol momentlari qanchalik katta bo'lsa, molekulalar orasidagi masofa qanchalik kichik bo'lsa va harorat qancha past bo'lsa, orientatsion o'zaro ta'sir shunchalik katta bo'ladi. Shuning uchun, bu o'zaro ta'sirning energiyasi qanchalik katta bo'lsa, moddani qaynatish uchun uni yuqori haroratda isitish kerak.

2). Induktiv o'zaro ta'sir moddada qutbli va qutbsiz molekulalar o'rtasida aloqa bo'lsa 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 molekulyar qutblanish, 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 sezilarli darajada kam.

3). Dispersiyaning o'zaro ta'siri- bu atomlardagi elektron zichligi tebranishlari natijasida paydo bo'ladigan lahzali dipollar tufayli qutbsiz molekulalarning o'zaro ta'siri.

Bir xil turdagi moddalar qatorida dispersiyaviy o'zaro ta'sir bu moddalarning molekulalarini tashkil etuvchi atomlarning kattalashishi bilan ortadi.

4) Qaytaruvchi kuchlar molekulalarning elektron bulutlarining o'zaro ta'siridan kelib chiqadi va ular yaqinlashganda paydo bo'ladi.

O'ziga xos molekulalararo o'zaro ta'sirlarga donor-akseptor xarakterdagi o'zaro ta'sirlarning barcha turlari kiradi, ya'ni elektronlarning bir molekuladan ikkinchisiga o'tishi bilan bog'liq. Bu holda hosil bo'lgan 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 kovalent qutbli aloqalardir. 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, balki bug'ga o'tganda ham saqlanib qoladi.

Masalan, gaz fazasida vodorod ftorid dimer shaklida mavjud.

Murakkab organik molekulalarda molekulalararo vodorod aloqalari ham, molekula ichidagi vodorod aloqalari ham mavjud.

Molekulyar vodorod bog'lari bo'lgan molekulalar molekulalararo vodorod bog'larini hosil qila olmaydi. Shuning uchun bunday bog'lanishga ega bo'lgan moddalar assotsiatsiyalar hosil qilmaydi, ko'proq uchuvchan bo'ladi va molekulalararo vodorod bog'larini hosil qilish qobiliyatiga ega bo'lgan izomerlariga qaraganda pastroq yopishqoqlik, erish va qaynash haroratlariga ega.

Kimyoviy bog'lanish, uning turlari, xususiyatlari, u 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 umuman turiga bog'liq, 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

odamlar kabi.

Bunga kelsak, bizning veb-saytimizda alohida maqola bag'ishlangan va siz havolada batafsilroq o'qishingiz mumkin. Keyinchalik, kimyoviy bog'lanishlarning boshqa barcha asosiy turlarini batafsil ko'rib chiqamiz.

Ion kimyoviy bog'lanish

Ionli kimyoviy bog'lanishning hosil bo'lishi har xil zaryadli ikkita ionning o'zaro elektr tortishishi tufayli sodir bo'ladi. Bunday kimyoviy bog'lanishdagi ionlar odatda oddiy bo'lib, moddaning bir atomidan iborat.

Ion kimyoviy bog'lanish sxemasi.

Kimyoviy bog'lanishning ion tipining xarakterli xususiyati uning to'yinganligining yo'qligi va buning natijasida qarama-qarshi zaryadlangan ionlarning juda boshqacha soni ionga yoki hatto butun ionlar guruhiga qo'shilishi mumkin. Ionli kimyoviy bog'lanish misoli 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 zamonaviy shakl Olimlar va kimyogarlar metall bo'lmagan vodorod birikmalarining turli xil ajoyib xususiyatlarga ega ekanligini payqashdi. Aytaylik, suvning qaynash nuqtasi va ftorid vodorod bilan birga 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'lanishning tabiati va xossalari vodorod atomining H boshqa kimyoviy bog'lanish qobiliyati bilan belgilanadi, shuning uchun bu bog'lanish nomi. Bunday aloqaning 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 energiya bilan to'yingan. elektr maydoni. Vodorod atomi atrofida, ayniqsa yagona elektrondan mahrum bo'lganida, hamma narsa aksincha, uning elektron maydoni ancha zaif va natijada ijobiy zaryadga ega; Va musbat va manfiy zaryadlar, siz bilganingizdek, o'ziga tortadi va bu 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 hech qanday tarzda joylashmagan, ammo ma'lum bir tarzda ularning joylashish tartibi kristall panjara deb ataladi. Turli atomlarning elektronlari umumiy elektron bulutini hosil qiladi va ular bir-biri bilan zaif ta'sir qiladi.

Metall kimyoviy bog'lanish shunday ko'rinadi.

Metall kimyoviy bog'lanishga har qanday metall misol bo'lishi mumkin: natriy, temir, sink va boshqalar.

Kimyoviy bog'lanish turini qanday aniqlash mumkin

Unda ishtirok etuvchi moddalarga qarab, agar metall va metall bo'lmagan bo'lsa, u holda bog'lanish ionli, ikkita metall bo'lsa, u metalldir, agar ikkita metall bo'lmagan bo'lsa, u kovalentdir.

Kimyoviy bog'lanishning xossalari

Turli xil taqqoslash uchun kimyoviy reaksiyalar turli miqdoriy ko'rsatkichlar qo'llaniladi, masalan:

uzunlik,
energiya,
qutblanish,
ulanishlar tartibi.

Keling, ularni batafsil ko'rib chiqaylik.

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. Atomlarning elektron zichligini o'zlariga yoki gapirishga o'tkazish qobiliyati oddiy tilda Kimyoda "adyolni o'ziga tortish" elektronegativlik deb ataladi.

Ma'lumki, sakkizta tashqi elektronni o'z ichiga olgan elektron qobiqlar, ulardan ikkitasi yoqilgan 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 amalga oshirish mumkin - tashqi darajadan elektronlarni berish yoki qo'shish.

Faqat bitta juftlashtirilmagan elektronga ega bo'lgan natriy atomi undan voz kechishi foydaliroqdir, shu bilan atom zaryad oladi (ionga aylanadi) va inert gaz neonining 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 elektromanfiyligi 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- bu barqarorlikni belgilaydigan atomlarning o'zaro ta'siri kimyoviy molekula yoki umuman kristall.

KIMYOVIY BOGLANISH 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 juftining hosil bo'lishiga olib keladi. Bu umumiy juftlik kimyoviy bog'lanishni ifodalaydi. Xuddi shu narsa vodorod molekulasida ham sodir bo'ladi. Vodorod faqat bitta juftlashtirilmagan elektronga ega va eng yaqin inert gaz (geliy) konfiguratsiyasidan bir elektron kam. Shunday qilib, ikkita vodorod atomi bir-biriga yaqinlashganda, ular bitta umumiy elektron juft 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 juftlik 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 aloqa- elektromanfiylik qiymatlari teng yoki o'xshash bo'lgan metall bo'lmagan atomlar orasidagi kimyoviy bog'lanish. Bunda umumiy elektron juftligi ikkala atomga teng ravishda tegishli bo'lib, elektron zichligida siljish kuzatilmaydi.

Kovalent qutbsiz aloqalar oddiy nometall moddalarda uchraydi: $\mathrm(O)_2, \mathrm(N)_2, \mathrm(Cl)_2, \mathrm(P)_4, \mathrm(O)_3$. Vodorod va xlor kabi elektr manfiyligi har xil qiymatga ega bo'lgan atomlar o'zaro ta'sirlashganda, umumiy elektron juftligi yuqori elektron manfiy atomga, ya'ni xlor tomon siljiydi. Xlor atomi qisman manfiy zaryad oladi, vodorod atomi esa qisman musbat zaryad oladi. Bu qutbli kovalent bog'lanishga misoldir.

Ta'rif

Elektromanfiyligi har xil bo'lgan metall bo'lmagan elementlardan hosil bo'lgan bog'lanish deyiladi kovalent qutb. Bunday holda, elektron zichligi ko'proq elektronegativ element tomon siljiydi.

Musbat va manfiy zaryad markazlari ajratilgan molekula deyiladi dipol. Polar bog'lanish elektr manfiyligi har xil, lekin unchalik farq qilmaydigan atomlar o'rtasida, masalan, turli metall bo'lmaganlar o'rtasida sodir bo'ladi. Qutbli kovalent bog'lanishga ega bo'lgan birikmalarga misol qilib, nometallarning bir-biri bilan birikmalari, shuningdek, $(\mathrm(NO)_3-, \mathrm(CH)_3\mathrm(COO)-)$ tarkibida metall bo'lmagan atomlari bo'lgan turli ionlarni keltirish mumkin. Organik moddalar orasida kovalent qutbli birikmalar ayniqsa ko'p.

Agar elementlarning elektromanfiyligidagi farq katta bo'lsa, faqat elektron zichligining siljishi emas, balki elektronning bir atomdan ikkinchisiga to'liq o'tishi sodir bo'ladi. Keling, buni natriy ftorid NaF misolida ko'rib chiqaylik. Yuqorida aytib o'tganimizdek, natriy atomi bitta elektrondan voz kechishga intiladi va ftor atomi uni qabul qilishga tayyor. Bu ularning o'zaro ta'sirida osonlik bilan amalga oshiriladi, bu elektron uzatish 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 yuzaga keladi. Bu 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, bu 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, aloqa ko'p markazli. IN o'tish metallari metall bog'lanish qisman kovalent tabiatga 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 mavzuda batafsil tavsiflangan " Metall ulanish va uning xususiyatlari."

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'lanishda vositachilik qiladi.

Kimyoviy bog'lanishning xususiyatlari

Kimyoviy bog'lanish xarakterlidir uzunlik, energiya, yo'nalish Va to'yinganlik(har bir atom cheklangan miqdordagi bog'lanish hosil qilish qobiliyatiga ega). Bog'larning ko'pligi umumiy elektron juftlari soniga teng. Molekulalarning shakli bog'lanish hosil bo'lishida ishtirok etuvchi elektron bulutlarning turiga, shuningdek, yolg'iz elektron juftlarining mavjudligi yoki yo'qligi bilan belgilanadi. Masalan, $\mathrm(CO)_2$ molekulasi chiziqli (yakka elektron juftlar mavjud emas) va $\mathrm(H)_2\mathrm(O)$ va $\mathrm(SO)_2$ burchak juftlari (yolg'iz juftlik juftlari mavjud). 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 ekstremal 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 nometallar va kislota qoldiqlari bilan birikmalarida, ya'ni metall oksidlarida ($\mathrm(CaO)$, $\mathrm(Al)_2\mathrm(O)_3$), ishqorlarda ($\matrm(NaOH) sodir bo'ladi. ) )$, $\mathrm(Ca(OH))_2$) 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 asosini tashkil qiladi. 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 va kristallarga bog'laydigan o'zaro ta'sir.

Kimyoviy bog'lanish tabiatan bir xil: elektrostatik kelib chiqishi. Ammo turli xil kimyoviy birikmalarda kimyoviy bog'lanishlar 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 aloqa metall atomlari o'rtasida paydo bo'ladi.

Umumiy yoki umumiy juft yoki bir necha juft elektronlar hosil bo'lishi orqali amalga oshiriladigan kimyoviy bog'lanish kovalent deb ataladi. Har bir atom bitta umumiy juft elektron hosil bo'lishiga bitta elektron hissa qo'shadi, ya'ni. “teng ulushda” ishtirok etadi (Lyuis, 1916). Quyida H2, F2, NH3 va CH4 molekulalarida kimyoviy bog'lanishlarning hosil bo'lish sxemalari keltirilgan. Turli atomlarga tegishli elektronlar turli belgilar bilan ko'rsatilgan.

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 energiya olish bilan birga molekulyar elektron bulutini hosil qilish uchun bir-biriga yopishadi. 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 bo'lishi umumiy elektron juftligi bilan bog'liq bo'lgan kimyoviy bog'lanishni tavsiflash usuli valentlik bog'lanish usuli (VBC) deb ataladi.

MBCning asosiy qoidalari

Kovalent kimyoviy bog'lanish spinlari qarama-qarshi bo'lgan ikkita elektron tomonidan hosil bo'ladi va bu elektron juft ikki atomga tegishli.

O'zaro ta'sir qiluvchi elektron bulutlar qanchalik ko'p bir-biriga yopishsa, kovalent bog'lanish shunchalik kuchli bo'ladi.

Strukturaviy formulalarni yozishda bog'lanishni aniqlaydigan elektron juftlari ko'pincha tire bilan tasvirlanadi (umumiy elektronlarni ifodalovchi nuqtalar o'rniga).

Bu muhim energiya xususiyatlari kimyoviy bog'lanish. Kimyoviy bog'lanish hosil bo'lganda, tizimning (molekulaning) umumiy energiyasi energiyadan kamroq bo'ladi komponentlar(atomlar), ya'ni. EAB<ЕА+ЕB.

Valentlik - bu kimyoviy element atomining boshqa elementning ma'lum miqdordagi atomlarini biriktirish yoki almashtirish xususiyati. Shu nuqtai nazardan qaraganda, atomning valentligi u bilan kimyoviy bog'lanish hosil qiluvchi vodorod atomlarining soni yoki ushbu element atomi bilan almashtirilgan vodorod atomlari soni bilan eng oson aniqlanadi.

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 - 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 energiyani 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 - ma'lumotsiz.

2.1-rasmda o'zaro ta'sir qiluvchi vodorod atomlarining energiya egri chizig'i ko'rsatilgan. Atomlarning yaqinlashishi energiyaning chiqishi bilan birga keladi, bu elektron bulutlar qanchalik ko'p bo'lsa, shuncha ko'p bo'ladi. Biroq, normal sharoitda, Coulomb repulsiyasi tufayli, ikki atom yadrolarining birlashishiga erishish mumkin emas. Bu shuni anglatadiki, ma'lum bir masofada, atomlarni jalb qilish o'rniga, ularning itarilishi sodir bo'ladi. 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, unda ularning itarilishi sodir bo'ladi (2-egri). Turli atomlar uchun bog'lanish energiyasi 170-420 kJ/mol (40-100 kkal/mol) oralig'ida o'zgarib turadi.

Elektronning yuqori energiya pastki darajasiga yoki darajasiga o'tish jarayoni (ya'ni, ilgari muhokama qilingan qo'zg'alish yoki bug'lanish jarayoni) energiya 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, uzunlik, ko'plik va qutblilik bilan tavsiflanadi. Ikkitadan ortiq atomdan tashkil topgan molekula uchun aloqalar orasidagi burchaklar va umuman molekulaning qutbliligi muhim ahamiyatga ega.

Bog'lanishning ko'pligi ikki atomni bog'laydigan elektron juftlar soni bilan belgilanadi. Shunday qilib, etanda H3C–CH3 uglerod atomlari orasidagi bog'lanish bitta, etilenda H2C=CH2 ikki barobar, atsetilenda HCºCH uch marta. Bog'larning 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 natijasida yuzaga keladi. Agar qoplama atom 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'lanishdir. S tipidagi orbitallar faqat s bog'lanish hosil qilishi mumkin.

Ikki atom o'rtasidagi bog'lanish bir nechta elektron juftligi bilan amalga oshirilishi mumkin. Bu munosabat ko'plik deb ataladi. Koʻp bogʻlanish hosil boʻlishiga azot molekulasi misol boʻla oladi. Azot molekulasida px orbitallari bitta s bog` hosil qiladi. Bog'lanish pz orbitallari tomonidan hosil bo'lganda, ikkita mintaqa paydo bo'ladi
ustma-ust tushadigan joylar - x o'qi ustida va pastda:

Bunday bog`lanish pi bog` (p bog`) deb ataladi. Ikki atom o'rtasida p bog'lanish hosil bo'lishi faqat ular allaqachon s bog'i bilan bog'langan bo'lsa sodir bo'ladi. Azot molekulasidagi ikkinchi p bog'lanish atomlarning py orbitallari orqali hosil bo'ladi. p bog'lanish hosil bo'lganda, elektron bulutlar s bog'lanish holatiga 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'lanish hosil qilishi mumkin; ko'p bog'lanishda ulardan biri majburiy ravishda s-bog' bo'ladi: .

Shunday qilib, azot molekulasidagi 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 ga teng; 0,125 va 0,109 nm (10-9 m) va C-C, C=C va CºC aloqalarining uzunligi mos ravishda 0,154; 0,134 va 0,120 nm.

Turli atomlar o'rtasida, agar atomlarning elektronegativligi (EO)1 bir xil bo'lsa, sof kovalent bog'lanish paydo bo'lishi mumkin. Bunday molekulalar elektrosimmetrik, ya'ni. Yadrolarning musbat zaryadlari va elektronlarning manfiy zaryadlarining "tortishish markazlari" bir nuqtada mos tushadi, shuning uchun ular qutbsiz deb ataladi.

Agar bog'langan atomlar turli xil EOga ega bo'lsa, ular orasida joylashgan elektron buluti nosimmetrik holatdan yuqori EO bo'lgan atomga yaqinroq siljiydi:

Elektron bulutining siljishi polarizatsiya deyiladi. Bir tomonlama qutblanish natijasida molekuladagi musbat va manfiy zaryadlarning tortishish markazlari bir nuqtada mos tushmaydi, ular orasida ma'lum masofa (l) paydo bo'ladi; 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 qutblanishga uchraydi. 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 ular odatda doimiy dipol momentidan (Mp) foydalanadilar, bu elementar elektr zaryadining qiymati (e) va dipol uzunligi (l), ya'ni. .

Dipol momentlari debyalarda o'lchanadi D (D = 10-18 elektr birlik × sm, chunki elementar zaryad 4,810-10 elektr birlik, dipol uzunligi esa o'rtacha ikki atom yadrosi orasidagi masofaga teng, ya'ni 10-8 sm. ) yoki kulometrlar (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 S m). Molekulalarning doimiy dipol momentlari noldan 10 D gacha.

Polar bo'lmagan molekulalar uchun l = 0 va Mr = 0, ya'ni. ularda dipol moment yo'q. Qutbli molekulalar uchun Mr > 0 va 3,5 - 4,0 D qiymatlariga etadi.

Atomlar o'rtasida EO ning juda katta farqi bilan aniq bir tomonlama qutblanish mavjud: elektron bog'lanish buluti maksimal EO bo'lgan atom tomon siljiydi, atomlar qarama-qarshi zaryadlangan ionlarga aylanadi va ion molekulasi paydo bo'ladi:

Kovalent bog'lanish ionga aylanadi. Molekulalarning elektr assimetriyasi ortadi, dipol uzunligi ortadi, dipol momenti esa 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'lanish polaritesini atomlarning nisbiy EO yordamida taxmin qilish mumkin. Atomlarning nisbiy EO lari orasidagi farq qanchalik katta bo'lsa, qutblilik shunchalik aniq bo'ladi: DEO = 0 - qutbsiz kovalent bog'lanish; DEO = 0 – 2 – qutbli kovalent aloqa; DEO = 2 - ionli bog'lanish. Bog'lanishning ionlik darajasi haqida gapirish to'g'riroq, chunki bog'lanishlar 100% ionli emas. Hatto CsF birikmasida ham bog'lanish atigi 89% ionli bo'ladi.

Elektronlarning atomdan atomga o'tishi natijasida paydo bo'ladigan kimyoviy bog'lanish ion deb ataladi va kimyoviy birikmalarning tegishli molekulalari ion deb ataladi. Qattiq holatdagi ionli birikmalar ion bilan xarakterlanadi kristall panjara. Erigan va erigan holatda ular elektr tokini o'tkazadilar, yuqori erish va qaynash nuqtalariga va sezilarli dipol momentga ega.

Har qanday davr elementlarining bir xil elementli birikmalarini ko'rib chiqsak, davr boshidan oxirigacha o'tganimizda, bog'lanishning asosan ionli tabiati kovalentga o'tadi. Misol uchun, LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2 2-davr ftoridlarida lityum ftoriddan bog'lanishning ionlik darajasi asta-sekin zaiflashadi va ftor molekulasida odatda kovalent bog'lanish bilan almashtiriladi.

Shunday qilib, kimyoviy bog'lanishning tabiati bir xil: qutbli kovalent 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 dipollarning uzunligi va doimiy dipol momentlarining qiymatlari bilan farqlanadi. Kimyoda dipol momenti juda muhim. Umumiy qoidaga ko'ra, dipol momenti qanchalik katta bo'lsa, molekulalarning reaktivligi shunchalik yuqori bo'ladi.

Kimyoviy bog'lanishning hosil bo'lish mexanizmlari

Valentlik bog'lanish usuli kimyoviy bog'lanish hosil bo'lishining almashinuv va donor-akseptor mexanizmlarini farqlaydi.

Ayirboshlash mexanizmi. Kimyoviy bog'lanishning hosil bo'lishining almashinuv mexanizmi elektron juft hosil bo'lishida har bir atomdan 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 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'rishimiz mumkin

juftlanmagan elektronlar va vodorod atomi bittaga ega. To'yinganlik printsipi barqaror birikma NH2, NH yoki NH4 emas, balki NH3 bo'lishi kerakligini bildiradi. Biroq, toq sonli elektronlarni o'z ichiga olgan molekulalar mavjud, masalan, NO, NO2, ClO2. Ularning barchasi reaktivlikning kuchayishi bilan tavsiflanadi.

Kimyoviy reaktsiyalarning ma'lum bosqichlarida valent 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 reaksiyaning mexanizmini ko'rib chiqamiz:

Ko'rinib turibdiki, to'rtta bor orbitalidan uchtasi band, bittasi bo'sh qolmoqda. Ammiak molekulasida azotning barcha to'rtta orbitalini egallaydi, ulardan uchtasi azot va vodorod elektronlari bilan almashinish mexanizmi bilan band bo'lib, birida elektron juft bo'lib, ularning ikkala elektroni ham azotga tegishli. Bunday elektron jufti yolg'iz elektron juft deb ataladi. H3N · BF3 birikmasining hosil bo'lishi ammiakning yolg'iz elektron jufti bor ftoridning bo'sh orbitalini egallashi tufayli sodir bo'ladi. Bunday holda, tizimning potentsial energiyasi kamayadi va ekvivalent energiya chiqariladi. Bunday hosil bo'lish mexanizmi donor-akseptor deb ataladi, donor bog' hosil qilish 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 juft elektronlardan 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 yolg'iz elektron juftlar 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

Ikki dan ortiq atomdan tashkil topgan molekulaning muhim xususiyati uning geometrik konfiguratsiyasidir. Bu aniqlanadi nisbiy pozitsiya kimyoviy bog'larning hosil bo'lishida ishtirok etadigan atom orbitallari.

Elektron bulutlarning bir-birining ustiga chiqishi faqat elektron bulutlarning ma'lum nisbiy 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 aloqasi yo'nalishli va to'yingan emas.

k.ch. = 6 k.soat. = 6

Suv molekulasidagi aloqalar orasidagi burchak 104,5° ga teng. Uning kattaligini kvant mexanik tushunchalari asosida tushuntirish mumkin. Kislorod atomining elektron diagrammasi 2s22p4. Ikki juft bo'lmagan p-orbitallar bir-biriga 90 ° burchak ostida joylashgan - agar bog'lanishlar 90 burchak ostida joylashgan bo'lsa, vodorod atomlarining s-orbitallari elektron bulutlarining kislorod atomining p-orbitallari bilan maksimal qoplanishi sodir bo'ladi. °. 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 sezilarli darajada past. Shuning uchun H2S dagi H-S bog'ining qutbliligi H2Odagi H-O bog'ining qutbliligidan kichikroq va H-S bog'ining uzunligi (0,133 nm) H-O (0,56 nm) va bog'lanishlar orasidagi burchak to'g'ri burchakka 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'ri chiziqdan (107,3 °) kattaroqdir. NH3 dan PH3, AsH3 va SbH3 ga o'tishda bog'lar orasidagi burchaklar mos ravishda 93,3 ° ni tashkil qiladi; 91,8o va 91,3o.

Atom orbitallarining gibridlanishi

Qo'zg'atilgan berilliy atomining konfiguratsiyasi 2s12p1, qo'zg'atilgan bor atomining konfiguratsiyasi 2s12p2 va qo'zg'atilgan uglerod atomi 2s12p3 konfiguratsiyasiga 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 kuch va yo’nalish teng bo’lmagan, p-orbitallardan olingan s-bog’lar s-orbitallardan kuchliroq bo’lishi kerak, chunki. 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 uchun tushuntirish Slater va Pauling tomonidan berilgan. 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 energiyasi 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 yopishishini ta'minlaydi.

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-gibridlanish, masalan, Be, Zn, Co va Hg (II) galoidlar hosil bo'lganda 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 180 ° burchak ostida ikkita gibrid sp orbitallarini hosil qiladi.

Eksperimental ma'lumotlar shuni ko'rsatadiki, Be, Zn, Cd va Hg (II) galogenidlari hammasi chiziqli va ikkala bog'ning uzunligi bir xil.

sp2 gibridlanishi. Bitta s-orbital va ikkita p-orbitalning gibridlanishi natijasida bir tekislikda bir-biriga 120° 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 109,5° boʻlgan tetraedr choʻqqilari tomon yoʻnalgan toʻrtta gibrid sp3 orbital hosil boʻladi.

Gibridlanish uglerod atomining birikmalardagi boshqa atomlar bilan bog'lanishlarining to'liq ekvivalentligida namoyon bo'ladi, masalan, CH4, CCl4, C(CH3)4 va boshqalar.

Gibridlanish nafaqat s- va p-orbitallarni, balki d- va f-orbitallarni ham qamrab olishi mumkin.

Sp3d2 gibridizatsiyasi bilan 6 ta ekvivalent bulut hosil bo'ladi. kabi birikmalarda kuzatiladi.

Gibridlanish haqidagi g'oyalar molekulalarning boshqa yo'l bilan tushuntirib bo'lmaydigan bunday strukturaviy xususiyatlarini tushunishga imkon beradi.

Atom orbitallarining gibridlanishi (AO) elektron bulutining boshqa atomlar bilan bog'lanish yo'nalishi bo'yicha siljishiga olib keladi. Natijada, gibrid orbitallarning bir-biriga yopishish joylari 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 chambarchas bog'langanligi sababli ular birinchi navbatda siljishni boshdan kechiradilar.

Anionlarning qutblanuvchanligi, qoida tariqasida, kationlarning qutblanishidan sezilarli darajada yuqori.

Elektron qobiqlarning bir xil tuzilishi bilan ionning polarizatsiyasi musbat zaryad ortishi bilan kamayadi, 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'risida xulosa faqat bitta atomda farq qiladigan xuddi shunday tuzilgan molekulalar uchun mumkin. Bunda molekulalarning qutblanish qobiliyatidagi farqni atomlarning qutblanuvchanligi farqiga qarab baholash mumkin.

Elektr maydoni zaryadlangan elektrod yoki ion tomonidan yaratilishi mumkin. Shunday qilib, ionning o'zi boshqa ionlar yoki molekulalarga qutblanish ta'siriga (polarizatsiya) ega bo'lishi mumkin. Ionning qutblanish effekti uning zaryadi ortishi va radiusi kamayishi bilan ortadi.

Anionlarning qutblanish ta'siri, qoida tariqasida, kationlarning qutblanish ta'siridan ancha kam. Bu anionlarning kationlarga nisbatan kattaligi bilan izohlanadi.

Molekulalar qutbli bo'lsa, qutblanish ta'siriga ega; Molekulaning dipol momenti qanchalik katta bo'lsa, qutblanish effekti shunchalik yuqori bo'ladi.

Polarizatsiya qobiliyati 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 yuqori elektronegativ bo'lmagan metall bo'lmagan vodorod birikmalari g'ayritabiiy darajada yuqori qaynash nuqtalariga ega. Agar H2Te – H2Se – H2S qatorida qaynash harorati tabiiy ravishda pasaysa, H2S dan H2O ga o‘tganda 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 molekulalarni bir-biridan ajratishni qiyinlashtirishi kerak, ya'ni. ularning uchuvchanligini pasaytiradi va natijada tegishli moddalarning qaynash nuqtasini oshiradi. EO dagi katta farq tufayli H–F, H–O, H–N kimyoviy bogʻlari yuqori polarizatsiyalangan. Shuning uchun vodorod atomi musbat samarali zaryadga (d+) ega, F, O va N atomlari esa ortiqcha elektron zichlikka ega va 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 orqali hosil bo'lgan bog'lanishdir. Vodorod aloqasining energiyasi (21-29 kJ / mol yoki 5-7 kkal / mol) an'anaviy kimyoviy bog'lanish energiyasidan taxminan 10 baravar kam. Shunga qaramay, vodorod aloqasi dimer molekulalari (H2O)2, (HF)2 va chumoli kislotaning juft bo'lib mavjudligini aniqlaydi.

HF, H2O, HN, HCl, HS atomlarining bir qator birikmalarida vodorod bog'ining energiyasi kamayadi. U harorat oshishi bilan 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 kabi moddalar, organik kislotalar, spirtlar va fenollar dimerlar, trimerlar va polimerlarga bog'langan. Suyuq holatda dimerlar eng barqaror hisoblanadi.

Molekulyar o'zaro ta'sirlar

Ilgari atomlardan molekulalarning hosil bo'lishini belgilovchi bog'lanishlar ko'rib chiqildi. Shu bilan birga, molekulalar o'rtasida ham o'zaro ta'sir mavjud. Bu gazlarning kondensatsiyasiga va suyuqlik va qattiq moddalarga aylanishiga olib keladi. 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 oʻzaro taʼsir kuchlarini orientatsion, induktiv va dispersiv kuchlarga boʻlish mumkin.

Dipollarning qarama-qarshi uchlarining elektrostatik o'zaro ta'siri tufayli qutbli molekulalar kosmosda shunday yo'naltirilganki, ba'zi molekulalarning dipollarining manfiy uchlari musbatga aylanadi.

boshqa molekulalarning dipollarining uchlari (orientatsion molekulalararo o'zaro ta'sir).

Bunday o'zaro ta'sirning energiyasi ikkita dipolning elektrostatik tortishishi bilan belgilanadi. 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 orientatsion o'zaro ta'sirga qaraganda ancha zaifdir.

Qutbli molekula qo'shni molekulaning polaritesini oshirishi mumkin. Boshqacha qilib aytganda, bir molekula dipolining ta'siri ostida boshqa molekulaning dipoli ortishi va qutbsiz molekula qutbga aylanishi mumkin:

Boshqa molekula yoki ion tomonidan qutblanish natijasida yuzaga keladigan 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'siriga qo'yilishi 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 guruhi bo'ylab kontsertda yuzaga keladigan lahzali dipol momentlari tufayli yuzaga keladi:

Vaqtning har qanday momentida dipollarning yo'nalishi boshqacha bo'lishi mumkin. Biroq, ularning muvofiqlashtirilgan tarzda paydo bo'lishi zaif o'zaro ta'sir kuchlarini ta'minlaydi, bu esa suyuq va qattiq jismlarning shakllanishiga olib keladi. Xususan, u past haroratlarda asil gazlarning suyuq holatga o'tishiga olib keladi.

Shunday qilib, molekulalar o'rtasida ta'sir qiluvchi kuchlar orasida eng kichik komponent dispersion o'zaro ta'sirdir. Polaritesi kam yoki umuman bo'lmagan (CH4, H2, HI) molekulalar o'rtasida ta'sir qiluvchi kuchlar asosan dispersdir. Molekulalarning ichki dipol momenti qanchalik katta bo'lsa, ular orasidagi o'zaro ta'sirning orientatsion kuchlari shunchalik katta bo'ladi.

Bir xil turdagi moddalar qatorida dispersiyaviy o'zaro ta'sir bu moddalarning molekulalarini tashkil etuvchi atomlarning kattalashishi bilan ortadi. Misol uchun, 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'lanishlarning tavsifi

BC usuli kimyogarlar tomonidan keng qo'llaniladi. Bu usulda katta va murakkab molekula alohida ikki markazli va ikki elektronli bog'lardan tashkil topgan deb qaraladi. Kimyoviy bog'lanish uchun mas'ul bo'lgan elektronlar ikki atom o'rtasida lokalizatsiya qilingan (joylashgan) deb qabul qilinadi. BC usuli ko'pchilik molekulalarga muvaffaqiyatli qo'llanilishi mumkin. Biroq, bu usul qo'llanilmaydigan yoki uning xulosalari tajribaga zid bo'lgan 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. Bir elektron yordamida kimyoviy bog'lanish imkoniyati ion 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 BC usuli yordamida tasvirlashga harakat qilsak, birinchidan, u qo'sh (s- va p-bog'lar), ikkinchidan, kislorod molekulasida barcha elektronlar bo'lishi kerak degan xulosaga kelamiz. juft bo'lish, ya'ni. O2 molekulasi diamagnetik bo'lishi kerak. [Diamagnit moddalarda atomlar doimiy magnit momentga ega emas va modda tashqariga suriladi. magnit maydon. 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. BC usuli bu haqiqatni tushuntirishga ojizdir.

Hozirgi vaqtda kimyoviy bog'lanishni kvant mexanik talqin qilishning eng yaxshi usuli molekulyar orbital (MO) usuli hisoblanadi. Biroq, u BC usuliga qaraganda ancha murakkab va ikkinchisi kabi ingl.

MO usuli molekulaning barcha elektronlarini molekulyar orbitallarda joylashgan deb hisoblaydi. Molekulada elektron mos keladigan ps to'lqin funktsiyasi bilan tavsiflangan ma'lum bir MOda joylashgan.

MO turlari. Bir atomning elektroni yaqinlashganda, boshqa atomning ta'sir doirasiga tushganda, harakatning tabiati va shuning uchun elektronning to'lqin funktsiyasi o'zgaradi. Hosil boʻlgan molekulada elektronlarning toʻlqin funksiyalari yoki orbitallari nomaʼlum. Ma'lum AOlar asosida MO turini aniqlashning bir necha usullari mavjud. Ko'pincha MOlar atom orbitallarining (LCAO) chiziqli birikmasi orqali olinadi. MO usuli uchun Pauli printsipi, Xund qoidasi va eng kam energiya printsipi ham amal qiladi.

Guruch. 2.2 Atom orbitallaridan bog’lovchi va antibog’lovchi molekulyar orbitallarning hosil bo’lishi.

Oddiy grafik ko'rinishida, LCAO kabi MOlar to'lqin funktsiyalarini qo'shish yoki ayirish orqali olinishi mumkin. 2.2-rasmda dastlabki AO dan bog'lovchi va antibog'lovchi MOlarning hosil bo'lishi ko'rsatilgan.

AO lar MO larni hosil qilishi mumkin, agar mos keladigan AO larning energiyalari qiymati 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'shilganda, bir-biriga yopishgan mintaqada elektron bulutining zichligi ps 2 ga mutanosib ravishda kattalashadi, atom 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 MO deb ataladi.

Agar to'lqin funktsiyalari olib tashlansa, atom yadrolari orasidagi mintaqada elektron bulutining zichligi nolga aylanadi, elektron bulut atomlar orasidagi hududdan "tashqariga suriladi". Olingan MO atomlarni bog'lay olmaydi va antibog'lanish deb ataladi.

Vodorodning s-orbitallari faqat s bog' hosil qilganligi sababli, hosil bo'lgan MO'lar scv va sr bilan belgilanadi. 1s-atom orbitallari hosil qilgan MOlar scv1s va sr1s deb nomlanadi.

Bog'lanish MO da elektronlarning potentsial (va umumiy) energiyasi AO ga qaraganda kamroq bo'lib chiqadi va MO antibog'lanishda kattaroq bo'ladi. Mutlaq qiymatda antibog'lovchi orbitallardagi elektronlar energiyasining ortishi bog'lovchi orbitallardagi energiyaning kamayishiga nisbatan birmuncha kattaroqdir. Bog'lovchi orbitalda joylashgan elektron atomlar orasidagi bog'lanishni ta'minlaydi, molekulani barqarorlashtiradi va antibog'lanish orbitalidagi elektron molekulani beqarorlashtiradi, ya'ni. atomlar orasidagi aloqa zaiflashadi. Erazr. > 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. 2pz orbitallardan bog'lovchi va antibog'lovchi p orbitallar hosil bo'ladi. Ular mos ravishda psv2rz, pp2pz bilan belgilanadi. psv2py va pr2ru orbitallari ham xuddi shunday hosil bo'ladi.

MO to'ldirish. MO larni elektronlar bilan to'ldirish orbital energiyani oshirish tartibida sodir bo'ladi. Agar MO bir xil energiyaga ega bo'lsa (pst yoki p orbitallar), u holda to'ldirish Xund qoidasiga ko'ra sodir bo'ladi, shunda molekulaning spin momenti eng katta bo'ladi. Har bir MO, xuddi atom kabi, ikkita elektronni sig'dira oladi. Qayd etilganidek, atomlar yoki molekulalarning magnit xossalari juftlashtirilmagan elektronlar mavjudligiga bog'liq: agar molekulada juftlashtirilmagan elektronlar bo'lsa, u paramagnit, agar bo'lmasa, diamagnitdir.

Ionni ko'rib chiqing.

Diagrammadan ko'rinib turibdiki, yagona elektron scv - MO bo'ylab joylashgan. Bog'lanish energiyasi 255 kJ/mol va bog'lanish uzunligi 0,106 nm bo'lgan barqaror birikma hosil bo'ladi. Molekulyar ion paramagnitdir. Agar BC usulida bo'lgani kabi bog'larning ko'pligi elektron juftlar soni bilan aniqlanadi deb faraz qilsak, u holda in bog'larning ko'pligi ½ ga teng. Shakllanish jarayonini quyidagicha yozish mumkin:

Bu yozuv 1s AO dan hosil bo'lgan sc MOda bitta elektron borligini bildiradi.

Oddiy vodorod molekulasi allaqachon scv1s orbitalida qarama-qarshi spinli ikkita elektronni o'z ichiga oladi: . H2 dagi bog'lanish energiyasi H2 dan katta - 435 kJ/mol, bog'lanish uzunligi (0,074 nm) qisqaroq. H2 molekulasi bitta bog'ni o'z ichiga oladi va molekula diamagnitdir.

Guruch. 2.3. Ikki vodorod atomi sistemasidagi AO va MO ning energiya diagrammasi.

Molekulyar ion (+He+ ® He+2[(ssv1s)2(sr1s)1]) s razryad 1s orbitalida allaqachon bitta elektronga ega. Bog'lanish energiyasi 238 kJ/mol (H2 ga nisbatan kamayadi), bog'lanish uzunligi esa (0,108 nm) ortadi. Bog'larning ko'pligi ½ (bog'larning ko'pligi bog'lanish va antibog'lanish orbitallaridagi elektronlar sonidagi farqning yarmiga teng).

Gipotetik He2 molekulasi scv1s orbitalida ikkita elektronga va sr1s orbitalida ikkita elektronga ega bo'ladi. Antibog'lovchi orbitaldagi bitta elektron bog'lovchi orbitaldagi elektronning bog'lanish effektini yo'q qilganligi sababli, He2 molekulasi mavjud bo'lolmaydi. BC usuli xuddi shunday xulosaga olib keladi.

II davr elementlari bo'yicha molekulalarning hosil bo'lishida MO larning elektronlar bilan to'ldirilish tartibi quyida ko'rsatilgan. Diagrammalarga 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 taxmin qilish imkonini beradi va agar elektronlar antibonding orbitallarga tushadi, keyin esa aksincha.

Shunday qilib, vodorod va azot molekulalarining ionlanish potentsiallari (bog'lanish orbitallari) - mos ravishda 1485 va 1500 kJ/mol - vodorod va azot atomlarining ionlanish potentsiallaridan - 1310 va 1390 kJ/mol, kislorod va ionlanish potentsiallaridan katta. ftor molekulalari (antibonding orbitallar) - 1170 va 1523 kJ / mol mos keladigan atomlarga qaraganda kamroq - 1310 va 1670 kJ / mol. Molekulalar ionlashganda, agar bog'lovchi orbitaldan (H2 va N2) elektron ajratilsa, bog'lanish kuchi pasayadi, agar elektron antibog'lanish orbitalidan (O2 va F2) chiqarilsa, ortadi.

Turli atomlarga ega bo'lgan ikki atomli molekulalar

Har xil atomli molekulalar uchun MO (NO, CO) xuddi shunday tuziladi, agar boshlang'ich atomlar ionlanish potentsial qiymatlari bo'yicha unchalik farq qilmasa. Masalan, CO molekulasi uchun bizda:

Kislorod atomining AO energiyalari tegishli uglerod orbitallarining energiyalaridan past (1080 kJ/mol ular yadroga yaqinroq joylashgan); Tashqi qatlamlardagi dastlabki atomlarda mavjud bo'lgan 10 ta elektron bog'lovchi scb2s va antibog'lovchi sp2s orbitallarini va bog'lovchi va pscb2ry,z orbitallarini 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 kamroq. NO molekulasidan elektronni olib tashlash (NO+ hosil qilish uchun ionlanish) atomlarning bog'lanish energiyasini 1050-1080 kJ / molgacha oshiradi.

Ftor vodorod molekulasi HFda MO hosil bo'lishini ko'rib chiqamiz. 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'lanmaydigan orbitallar deyiladi. Ftorning 2py va 2rz orbitallari ham bog'lanish o'qiga nisbatan simmetriya farqi tufayli vodorodning 1s orbitali bilan o'zaro ta'sir qila olmaydi. Ular, shuningdek, majburiy bo'lmagan MOga aylanadi. Bogʻlovchi va antibogʻlovchi MOlar vodorodning 1s orbitalidan va ftorning 2px orbitalidan hosil boʻladi. Vodorod va ftor atomlari energiyasi 560 kJ/mol boʻlgan ikki elektronli bogʻ bilan bogʻlangan.

Ma'lumotnomalar

Glinka N.L. Umumiy kimyo. – M.: Kimyo, 1978. – B. 111-153.

Shimanovich I.E., Pavlovich M.L., Tikavyi V.F., Malashko P.M. Formulalar, ta'riflar, diagrammalardagi umumiy kimyo. – Mn.: Universitetskaya, 1996. – B. 51-77.

Vorobyov V.K., Eliseev S.Yu., Vrublevskiy A.V. Amaliy va mustaqil ish kimyoda. – Mn.: UE “Donarit”, 2005. – B. 21-30.

BC Leon qimor bozorida yetakchi onlayn bukmeyker hisoblanadi. Kompaniyada servisning uzluksiz ishlashiga alohida e’tibor qaratilmoqda. Portalning funksionalligi ham doimiy ravishda takomillashtirilmoqda. Foydalanuvchilarga qulaylik yaratish maqsadida Leon oynasi yaratildi.

Oynaga o'ting

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;
Live rejimida o'ynash imkoniyatini taqdim etish, o'yinlarni tomosha qilish qiziqarli tajriba bo'ladi;
o'tkazilgan musobaqalar haqida batafsil ma'lumot;
hatto tajribasiz foydalanuvchi ham tezda tushuna oladigan qulay interfeys.

Ishchi oyna - bu rasmiy portalning nusxasi. U bir xil funksionallik va sinxron ma'lumotlar bazasiga ega. Shu sababli, sizning hisob ma'lumotlaringiz o'zgarmaydi. Ishlab chiquvchilar bunday hollarda ishlaydigan oynani blokirovka qilish imkoniyatini taqdim etdilar, boshqa narsa taqdim etiladi; Ushbu aniq nusxalar BC Leon xodimlari tomonidan yuboriladi va nazorat qilinadi. Agar siz ishlaydigan oynadan foydalansangiz, BC Leon rasmiy portaliga kirishingiz mumkin.

Foydalanuvchi oynani topishda qiynalmaydi, chunki ularning ro'yxati yangilanishi kerak. Yopiq kirish bilan saytga tashrif buyuruvchidan kompyuterga Leon mobil telefon ilovasini o'rnatish talab qilinadi. Shuningdek, VPN orqali 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. Buni amalga oshirish uchun o'ng tomoni veb-saytda "Saytga kirish" yozuvi mavjud, yashil "Bypass blokirovkasi" tugmasi o'yinchiga pastki menyuga o'tish va brauzerga universal xatcho'p qo'shish imkonini beradi.

Mobil ilova ham foydalanuvchiga qulaylik yaratadi. Agar sizga portal oynasining yangi manzili haqida ma'lumot kerak bo'lsa, bepul raqamga qo'ng'iroq qilishingiz mumkin. Telegramdagi @leonbets_official kanali oynaga kirish imkonini beradi. Windows uchun Leonacsess ilovasi har doim saytga kirish imkonini beradi. Ushbu usullar o'yinchiga ishlaydigan oynaga kirish imkonini beradi.

Nima uchun asosiy Leon veb-sayti bloklandi?

Bu Roskomnadzor xizmatining harakatlari bilan bog'liq. Bu bukmekerlik faoliyatini amalga oshirish uchun litsenziyaning yo'qligi bilan bog'liq. O'yinchi yutuq uchun 13% 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. Foydalanuvchiga ikkita portalda ro'yxatdan o'tish 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 va kontaktlar haqidagi ma'lumotlarni to'ldirishi kerak bo'ladi. Shuningdek, siz valyuta to'g'risida qaror qabul qilishingiz kerak, tug'ilgan kuningizni va uy manzilingizni ko'rsatishingiz kerak. Shuningdek, siz axborot byulleteniga obuna bo'lishingiz kerak. Bu sizga bukmekerlik idoralaridan tezkor ma'lumot olish imkonini beradi. Ro'yxatdan o'tgan foydalanuvchi o'zining shaxsiy kabinetiga kirish imkoniyatiga ega bo'ladi, bu unga o'yinlar va tadbirlarga pul tikish imkonini beradi. Qiyinchiliklar yuzaga kelsa, texnik yordamga murojaat qilishingiz mumkin.