Vodorod bog‟lanish - 4. Kimyoviy bog‟lanish va elektromanfiylik

Vodorod bog‟lanish
Yuqorida ko‘rib o‘tilgan ion, kovalent, metall, donor-akseptor kabi
bog‘lanishlar kimyoviy bog‘lanishning asosiy turi hisoblanadi. Atom va
molekulalar orasida bu hil bog‘lanishlardan tashqari yana ikkinchi darajali
bog‘lanish hili — vodorod bog‘lanish hamda molekulalararo tortilish kuchlari
(Vander–Vals kuchlari) ham mavjud. Orientatsion, dispersion va induksion
kuchlar ham shular jumlasiga kiradi. D. I. Mendeleev davriy tizimidagi V, VI va
VII guruh metallmaslarning vodorodli birikma (gidrid)larining qaynash haroratini
o‘rganish natijasida nazariya bilan tajriba orasida nomuvofiqlik topildi. Chunonchi
HF, H
2
O va NH
3
ning qaynash harorati kutilgandan yuqoriroq bo‘lib chiqdi. H
2
O
ning qaynash harorati H
2
S ning qaynash haroratidan pastroq bo‘lishi kerak edi,
chunki moddalarning qaynash harorati ularning molekulyar massasiga
proporsionalligi juda ko‘p hollarda kuzatiladi. Shuningdek, NH
3
niki esa PH
3
nikidan past bo‘lishi lozim edi. Lekin tajriba buning teskarisini ko‘rsatdi. Buning
sababini vodorod bog‘lanish nazariyasi bilan izohlash mumkin. Chunki vodorod
bog‘lanish borligi tufayli HF, H
2
O, NH
3
moddalarining molekulalari o‘zaro
tortishib yiriklashgan, ya‘ni (HF)
n
, (H
2
O)
n
, (NH
3
)
n
holatida bo‘ladi. Shunga ko‘ra
vodorod ftorid, suv va ammiakning qaynash harorati yuqoridir.
Vodorod bog‘lanishning asosiy mohiyati shundan iboratki, biror modda
molekulasida ftor, kislorod, azot kabi elektrmanfiy elementlarning atomlari bilan
birikkan bir valentli vodorod atomi yana boshqa ftor, kislorod va azot atomlari
bilan kuchsiz bog‘lanish xususiyatiga ega. Buni quyidagi misollardan oson
58
tushunish mumkin. Masalan, HF da H atomi elektroni ftor atomi tomon siljigani
tufayli u shartli ravishda musbat zaryadga ega bo‘lib qoladi, ya‘ni vodorod ioni
hosil bo‘ladi deyish mumkin.
Boshqa ftor yoki kislorod atomining juft elektronlari vodorod ionini o‘ziga
tortadi, natijada vodorod atomi ikki tomondan bog‘lanib qoladi:
H–F...H–F, umuman (HF)
p
; bu erda p=2, 3, 4, 5, 6 bo‘lishi mumkin. Demak,
elektrmanfiyligi katta bo‟lgan element atomi bilan boshqa molekuladagi vodorod
atomi orasida vujudga keladigan ikkinchi darajali kimyoviy bog‟lanish vodorod
bog‟lanish deb yuritiladi. Lekin bu bog‘lanishning energiyasi unchalik katta emas.
U 8–42 kJ∙mol
–1
ni tashkil qiladi. Molekulalararo tortilish kuchlarining
mustahkamliligi esa 0,1—8,4
–
1 atrofida bo‘ladi.
kJ∙mol
Vodorod bog‘lanish tirik organizmlarda va tabiatda yuz beradigan jarayonlarda
muhim vazifani bajaradi. Vodorod bog‘lanish biologik muhim moddalar – oqsillar
va nuklein kislotalarining xossalarida etarli darajada ahamiyatga ega.
Yuqorida aytganimizdek molekulalar orasida molekulalararo tortilish kuchlari
ham bor. Molekulyar tuzilishiga ega bo‘lgan moddalarda molekulalararo tortilish
kuchlari vujudga keladi. Molekulalararo tortilish kuchlarini (shuningdek ularni
Van-der-Vals) kuchlari deb ham yuritiladi. Kovalent bog‘lanishdan kuchsizroq
bo‘lsa ham, ancha kattaroq masofalarda yuz beradi. Bu kuchlar asosida
dipollarning o‘zaro elektrostatik ta‘siri yotadi. Dipollarning hosil bo‘lish
mexanizmi har hil moddalarda turlichadir. Agar modda qutbli molekulalardan
tashkil topgan bo‘lsa (m-n yoki molekulalari), qutbli molekulalari bir-biriga
nisbatan qarama-qarshi zaryadlangan qutblari bilan joylashgan bo‘ladi, natijada
ularning bunday turi orientatsion o‘zaro ta‘sir deb ataladi.
Moddalar qutbsiz molekulalardan tuzilgan bo‘lsa va bu molekulalar qutblanish
xossalariga ega bo‘lsa ( CO
2
) induksiyalangan dipollar hosil bo‘lishi kuzatiladi.
Buni hosil bo‘lishiga, odatda sabab shuki, har atom o‘z atrofida molekulalardagi
boshqa atomga qutblovchi ta‘sir ko‘rsatuvchi elektr maydoni hosil qiladi.
Molekula qutblanadi va hosil bo‘lgan induksiyalangan dipol o‘z navbatida qo‘shni
59
molekulalarni qutblaydi. Natijada molekulalarning bir-biriga tortilishi vujudga
keladi. Molekulalararo bunday tortilish kuchlari induksion o‘zaro ta‘sir deb
yuritiladi.
Elektronga moyillik – Em. Normal atomga bitta elektron kelib birikkanda
ajralib chiqadigan energiyaga ayni elementning elektronga moyilligi deyiladi. Davr
va guruhlarda elementlarning ionlanish potentsiallari qiymatlarining o‘zgarishi.
Elementning elektronga moyilligi qanchalik katta bo‘lsa, ayni elementning
metallmaslik xossasi shuncha kuchli namoyon bo‘ladi. Shunga ko‘ra elementlar
davriy tizimida davrlarda chapdan o‘ngga o‘tgan sari elementlarning elektronga
moyilligi ortib, guruhlarda esa elektronga moyillik yuqoridan pastga tushgan sari
kamayib boradi.
Elektronga bo‘lgan moyillik ham davriy o‘zgaruvchan xossa bo‘lib u davriy
tizimning VII guruh yonaki guruhchasida, eng kami esa inert gazlar va ishqoriy yer
metallarida bo‘ladi.
Nisbiy elektromanfiylik – NEM. Kimyoviy bog‘lanish hosil bo‘lishida
elektronni berish yoki biriktirib olish xususiyatini ko‘rsatuvchi kattalikdir.
Melliken elektromanfiylikni ionlanish potentsiali + elektronga moyillik
yig‘indisiga teng deb tushintirdi.
I+E=Elektromanfiylik.
Bunda Melliken va Poling shkalalari mavjud. Poling shkalasida litiy atomining
nisbiy elektromanfiyligini 1 ga teng deb qabul qilgan.
Elementlar davriy tizimdagi elementlarning metallik va metallmaslik
xossalarini tushuntirish uchun 1927 yilda Poling tomonidan nisbiy
elektromanfiylik (NEM) qiymatlari tushunchasi kiritildi. Elementlarning NEM lari
jadvalda shkala tarzida berilgan, bu shkala Poling shkalasi deyiladi. Bundan asosan
kimyoviy bog‘lanishlarni o‘rganishda keng foydalaniladi. Elementlarning NEM
lari davrlarda chapdan o‘ngga o‘tgan sari ortib (asosiy guruh elementlari uchun),
guruhlarda esa yuqoridan pastga tushgan sari NEM lar qiymati kamayib boradi.
Uni grafik ko‘rinishda quyidagicha ko‘rsatish mumkin: Li →Be →B →C →N
→O →F.
60
1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,6 4,1
Na 0, 97 K 0,85 Rb 0, 86 Cs 0, 86
Atom radiusi: Davriy tizimda atom radiusi davrlarda chapdan o‘nga kamayadi,
guruhlarda esa yuqoridan pastga qarab ortadi.
Davriylik davriy tizimdagi elementlarning fizikaviy va kimyoviy xossalaining
tizimdagi o‘rnini o‘rganish bilan kuzatiladi.
Davrlarda chapdan o‘nga o‘tgan sari: oksidlovchilik xossasi ortadi; elektronga
moyillik ortadi; metallmaslik xossa ortadi; nisbiy elektromanfiylik ortadi; oksid va
gidroksidlarning kislota kuchi ortadi, asos xossasi kamayadi.
|