Kimyəvi rabitə: tipləri, hibridləşmə və molekulların quruluşu

• İonlaşma enerjisi qaz halındakı atomdan bir elektronu qoparmaq üçün lazım olan enerjidir: $\mathrm{X \rightarrow X^+ + e^-}$. O nə qədər kiçikdirsə, elementin metallıq xassələri o qədər güclüdür.
• Elektrona hərislik neytral atoma elektron birləşəndə ayrılan enerjidir: $\mathrm{X + e^- \rightarrow X^-}$. Halogenlərdə böyükdür.
• Elektromənfilik molekulda atomun ümumi elektron cütlərini özünə çəkmək qabiliyyətidir. Ən elektromənfi element flüordur, ondan sonra oksigen gəlir.

Dövrdə soldan sağa ionlaşma enerjisi və elektromənfilik ümumən artır, əsas yarımqrupda yuxarıdan aşağı isə azalır.

• Kovalent qeyri-polyar rabitə eyni qeyri-metal atomları arasında yaranır: $\mathrm{H_2}$, $\mathrm{O_2}$, $\mathrm{N_2}$, $\mathrm{Cl_2}$. Ümumi elektron cütü hər iki atoma eyni dərəcədə aiddir.
• Kovalent polyar rabitə müxtəlif qeyri-metallar arasında yaranır: $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{H_2O}$, $\mathrm{NH_3}$. Ümumi cüt daha elektromənfi atoma tərəf sürüşür.
• İon rabitəsi tipik metal ilə tipik qeyri-metal arasında ($\mathrm{NaCl}$, $\mathrm{CaF_2}$, $\mathrm{K_2O}$) elektronların keçməsi və əks yüklü ionların elektrostatik cazibəsi hesabına yaranır.
• Metal rabitəsi metallarda müsbət ionları sərbəst hərəkət edən ümumiləşmiş elektronlar («elektron qazı») ilə bağlayır. Metalların elektrik keçiriciliyi, parıltısı və plastikliyi bununla izah olunur.
• Hidrogen rabitəsi güclü elektromənfi atoma ($\mathrm{F}$, $\mathrm{O}$, $\mathrm{N}$) bağlı hidrogen atomu ilə başqa belə atomun bölünməmiş elektron cütü arasında yaranır. O, kovalent rabitədən xeyli zəifdir, lakin su, $\mathrm{HF}$ və spirtlərin qaynama temperaturunu yüksəldir, zülal və DNT molekullarının quruluşunu saxlayır.

Bir maddədə bir neçə rabitə tipi ola bilər: $\mathrm{NH_4Cl}$-də həm ion, həm də kovalent polyar rabitə var.

Mübadilə mexanizmində hər atom ümumi cütə bir tək elektron verir ($\mathrm{H_2}$, $\mathrm{HCl}$). Donor-akseptor mexanizmində bir atom (donor) bölünməmiş elektron cütünü, digəri (akseptor) boş orbitalını verir: $\mathrm{NH_3 + H^+ \rightarrow NH_4^+}$. Yarandıqdan sonra $\mathrm{NH_4^+}$ ionundakı dörd $\mathrm{N{-}H}$ rabitəsinin hamısı eynidir.

Orbitallar nüvələri birləşdirən xətt üzrə örtüləndə σ-rabitə, bu xəttin hər iki tərəfində yanakı örtüləndə π-rabitə yaranır. Birqat rabitə σ, ikiqat rabitə σ + π, üçqat rabitə σ + 2π-dir (məsələn, $\mathrm{N_2}$ molekulunda).

Kovalent rabitənin xassələri: doyumluluq (atom məhdud sayda rabitə əmələ gətirir), istiqamətlənmə (molekulun formasını müəyyən edir), polyarlıq, uzunluq və enerji. Atomlar arasında rabitələrin sayı artdıqca rabitə qısalır və möhkəmlənir: $\mathrm{C{-}C}$ 0,154 nm, $\mathrm{C{=}C}$ 0,134 nm, $\mathrm{C{\equiv}C}$ 0,120 nm.

Hibridləşmə atomun müxtəlif tip orbitallarının qarışaraq forma və enerjiyə görə eyni olan hibrid orbitallara çevrilməsidir:

• sp: 2 hibrid orbital, 180°, xətti molekul: $\mathrm{BeCl_2}$, $\mathrm{CO_2}$, $\mathrm{C_2H_2}$;
• sp²: 3 hibrid orbital, 120°, müstəvi üçbucaq: $\mathrm{BF_3}$, $\mathrm{C_2H_4}$;
• sp³: 4 hibrid orbital, 109°28′, tetraedr: $\mathrm{CH_4}$, $\mathrm{CCl_4}$, $\mathrm{NH_4^+}$.

Hibridləşməyən p-orbitallar π-rabitələrin yaranmasında iştirak edir. Mərkəzi atomda bölünməmiş elektron cütü olduqda forma dəyişir: $\mathrm{NH_3}$ (sp³, bir cüt) üçbucaqlı piramida formasındadır (≈107°), $\mathrm{H_2O}$ (sp³, iki cüt) isə bucaq quruluşludur (≈104,5°). Xətti molekullara $\mathrm{CO_2}$, $\mathrm{BeCl_2}$, $\mathrm{C_2H_2}$, bucaq quruluşlulara $\mathrm{H_2O}$, $\mathrm{H_2S}$, $\mathrm{SO_2}$ aiddir.

Polyar rabitələri olan molekul simmetrik quruluşlu olduqda rabitələrin dipolları bir-birini kompensasiya edir və molekul qeyri-polyar olur: $\mathrm{CO_2}$, $\mathrm{CH_4}$, $\mathrm{CCl_4}$, $\mathrm{BF_3}$. $\mathrm{H_2O}$, $\mathrm{NH_3}$, $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{SO_2}$ isə polyar molekullardır.

Kristal qəfəsin tipləri:

• ion ($\mathrm{NaCl}$, $\mathrm{CaO}$): bərk, çətinəriyən, ərintiləri və məhlulları cərəyan keçirir;
• atom (almaz, silisium, $\mathrm{SiO_2}$): çox bərk, çox çətinəriyən, suda həll olmur;
• molekul ($\mathrm{I_2}$, buz, bərk $\mathrm{CO_2}$, əksər üzvi maddələr): asanəriyən, uçucu;
• metal (metallar): elektrik və istiliyi yaxşı keçirir, plastikdir.

Valentlik atomun əmələ gətirdiyi kovalent rabitələrin (ümumi elektron cütlərinin) sayıdır. Atomun valent imkanları tək elektronların sayı (həyəcanlanmış hal daxil olmaqla), bölünməmiş elektron cütləri və boş orbitallarla müəyyən olunur. Karbon həyəcanlanmış halda 4 tək elektrona malikdir və IV valentlidir. 2-ci dövr elementlərində d-orbital yoxdur: azotun maksimal valentliyi IV, flüorunku I-dir. Fosfor və kükürd 3d-orbitallar hesabına uyğun olaraq V və VI valentli ola bilir.

Oksidləşmə dərəcəsi bütün rabitələrin ion rabitəsi olduğunu fərz etdikdə atomun şərti yüküdür. Bəsit maddədə o, 0-dır; flüor həmişə −1; oksigen adətən −2 ($\mathrm{H_2O_2}$-də −1, $\mathrm{OF_2}$-də +2); hidrogen adətən +1 (metal hidridlərində −1). Molekulda oksidləşmə dərəcələrinin cəmi 0-a, ionda ionun yükünə bərabərdir.