Ə. A.ƏLBƏndov



Yüklə 6,87 Mb.
Pdf görüntüsü
səhifə6/62
tarix31.01.2017
ölçüsü6,87 Mb.
#6788
1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   62

                    

Cədvəl 2.1. Bəzi kimyəvi rabitələrin enerjisi və uzunluğu 

 

Oktet  qaydası. 

Qeyd  etdik  ki,  atomların  kimyəvi  rabitəyə 

olan meyli onların daxili enerjilərinin azalmasını meydana çıxa-

ran  çoxatomlu  sistemlərin  əmələ  gəlməsində  iştirak  etməkdən 

ibarətdir.  Məlumdur  ki,  təsirsiz  qazları  təşkil  edən  elementlər  

atomlar içərisində energetik baxımdan ən yüksək stabilliyə ma-

lik elementlərdir. Odur ki, təbiətdə bu elementlər biratomlu mo-

lekullar şəklində mövcud olurlar. Bunun cəbəbi onların elektron 

quruluşlarının energetik davamlılığı ilə əlaqədardır.

     

Heliumu (olduqca davamli iki elektronlu quruluşa malikdir) 

çıxmaqla  yerdə  qalan  təsirsiz  qaz  atomlarının  xarici  elektron 

təbəqələri çox davamlı səkkiz elektronlu (oktet) quruluşa malik-

dirlər. Bununla əlaqədar elementlər müvafiq element atomları ilə 

təsirdə  olaraq  səkkiz  elektronlu  xarici  təbəqə  əmələ  gətirməklə 

(hidrogen  molekulu  isə  heliumun  quruluşuna    keçməklə)  uyğun  

təsirsiz qazın



 

quruluşunu

 kəsb edərək energetik stabillik əldə edir-

lər.


                   

Oktet  qaydası  həm  kovalent  və  həm  də  ion  birləşmələr  üçün 

doğrudur. 

                          

Rabitə 


E

rab.


kC/mol  Rabitə 

L

rab.

nm 


E

rab.


kC/mol  L

rab.

nm 


     H-F 

     536 

   0,92 

    C-C 


     348 

    0,154 

     H-Cl       432                0,128 

    C=C 


     614  

    0,134 

     H-Br       360 

   0,142 

    0=0 

     495 

    0,121 

     H-I 

     299 

   0,162 

    C=C 

     839 

    0,120 

     H-H 

     436 

   0,074 

    C





     1040 

    0,113 

     H-S 

     380 

   0,134 

    N


     940 



    0,110 

 

54

KOVALENT  RABĐTƏ 



2.2.VALENT RABĐTƏLƏR METODU (VRM) 

 

Đki  atom  arasında  ümumiləşmiş  elektron  cütü  hesabına  ya-

ranan  rabitə  kovalent  rabitə  adlanır.

  Kovalent  rabitə  kimyəvi 

rabitənin ən universal növü olub molekulları və eləcə də kristal-

ları  təşkil  edən  atomlar  arasında  baş  verir.  Bu  rabitə  həm  eyni 

element atomları (məsələn, H

2

, O



2

 , N


2

 , Cl


, almaz kristalı və 

s.)  və  həm  də  müxtəlif  element  atomları  (məsələn,  HCl,  H

2

O, 



NH

3

,  CH



4

,  SiC  kristalı  və  s.)  arasında  meydana  çıxır.  Demək 

olar ki, bütun üzvi birləşmələrdə atomlararası rabitə (C-C,  C-H, 

C-N və s.) kovalent rabitədən ibarətdir.                               

Kovalent rabitənin kvantomexanik təsviri molekulda

 

nüvələ-



rin verilmiş vəziyyətlərində rabitələndirici elektron buludlarının 

bu  nüvələrin  elektrik  sahələrində  paylanma  xarakterinin  müəy-

yən edilməsinə əsaslanır. Bu isə molekulun dalğa funksiyasının 

hesablanmasını tələb edir. Çünki bu funksiyanın kvadratı (

2

ψ



elektronun tapılma ehtimalını, yəni elektron buludunun sıxlığını 

müəyyən edir. 

Kvantomexanik  yaxınlaşma  üsulundan  asılı  olaraq  kovalent 

rabitənin əmələ gəlməsinin fiziki səbəbini izah edən valent rabi-

tələr  metodu  (BPM)  və  molekulyar  orbitallar  metodu  (MOM) 

adlanan iki müasir kvantomexanik nəzəriyyə işlənmişdir. 

Birinci metodun inkişafı Heytler və London, Sleytor və Po-

linq, ikinci metodun inkişafı isə Malliken və Hundun adı ilə bağ-

lıdır. 

Qeyd etdik ki, kimyəvi rabitə həmişə qarşılıqlı təsirdə olan 



atomlardan ibarət sistemin potensial enerjisinin azalması ilə baş 

verir. Odur ki, molekulda elektronların vəziyyətini təsvir etmək 

üçün nüvələrdən və elektronlardan ibarət sistem üçün Şredinger 

tənliyini tərtib edib bu sistemin minimum enerjisinə cavab verən 

həllini  tapmaq  tələb  olunur.  Çoxelektronlu  sistemlər  üçün  Şre-

dinger tənliyinin dəqiq həlli mümkün olmadığı üçün molekulla-

rın quruluşunun kvantomexanik şərhi də çoxelektronlu atomlar-


 

55

da  olduğu  kimi  bu  tənliyin  təqribi  həllərinə  əsaslanır.  Đlk  dəfə 



Heytler  və  London  (Almaniya,  1927)  müəyyən  yaxınlaşmalar 

daxilində Şredinger tənliyini ən cadə molekul kimi iki  hidrogen 

atomundan  ibarət  sistemə  tətbiq  edərək  bu  sistemin  potensial 

enerjisinin  nüvələrarası  məsafədən  asılılığını  hesablamağa  im-

kan  verən  tənlik  əldə  etmişlər.  Müəyyən  edilmisdir  kı,  hesab-

lamaların nəticəsi qarşılıqlı təsirdə olan atomların elektronlarının 

eyni  və  ya  müxtəlif  spınə  malik  olmalarından  asılıdır.  Belə  ki, 

elektronlar müxtəlif spinə malık olduqda atomların yaxınlaşması 

müəyyən məsafəyə qədər sistemin potensial enerjisinin azalma-

sına,  sonrakı  yaxınlaşma  isə  artmasına  səbəb  olur.  Elektronlar 

eyni

 

spinə  malik  olduqda  isə  atomların  yaxınlaşması  sistemin 

enerjisinin fasiləsiz artması ilə nəticələnir. Şəkil 2.1-də iki hid-

rogen  atomundan  ibarət  siste-

min  enerjisinin  nüvələrarası 

məsafədən  asılılığının  təcrübi 

və nəzəri əyriləri verilmişdir. 

Şəkildən 

görünür 

ki,  


kvantomexanik    hesablamalar  

əsasında  qurulmuş  əyri  (şək. 

2.1;  əyri  2),  təcrübi  nəticələr 

əsasında qurulan əyri (sək. 2.1; 

əyri  1)  ilə  yaxşı  uzlaşır.  Heyt-

ler  və  London  tərəfindən  apa-

rılmış  təcrübi  hesablamalara 

görə  iki  hidrogen  atomundan 

ibarət  sistemdə  nüvələrarası 

minimum məsafəyə (0,086 nm) 

uyğun  gələn  enerji  414 

kC/mol-a  bərabərdir  ki,    bu  da 

verilmiş  kəmiyyətlərin  təcrübi 

təyin  edilmiş  qiymətləri  ilə 

(0,074 nm və 457  kC/mol)  10 

faiz səhvlə  yaxşı uzlaşır. 



E, eV 

   


Nüvələrarasi məsafə, nm

   


         

 

Şəkil  2.1 Đki hidrogen   

atomundan ibarət sistemin 

potensial enerjisinin  

nüvələrarası məsafədən  

(r, nm) asılılığı 

1-  Təcrübi  əyri; 

2, 3- Nəzərı əyri 

 

 


 

56

Heytler  və  London  tərəfindən  aparılan  kvantomexanik  he-



sablamalara əsaslanaraq hidrogen molekulunda kovalent rabitə-

nin əmələ gəlməsini aşağıdakı şəkildə şərh etmək olar:



             

1.Hidrogen atomlarının nüvələri arasındakı məsafəsinin mü-

əyyən qiymətində hidrogen atomunun elektronu ilə digər hidro-

gen  atomunun  nüvəsi  arasında  və  əksinə,  cəzbetmə,  atomların 

elektronları və nüvələri arasında isə dəfetmə qüvvələrindən iba-

rət elektrostatik təsir  qüvvələri meydana çıxır.                                                 

2.Elektronlar  antiparalel  spinə  malik  oduqda  atomlar  ara-

sında  cəzbetmə  qüvvəsi  üstünlük  təşkil  edir.  Odur  kı,  nüvələr-

arası  məsafə  (r)  azaldıqca  sistemin  potensial  enerjisi  monoton 

azalaraq nüvələrarası məsafənin müəyyən qiymətində (nüvələr-

arası  tarazılıq  məsafə-r

0

)  minimum  həddə  çatır.  r-in  sonrakı 

azalması  dəfetmə  qüvvəsinin  kəskin  artması  ilə  əlaqədar  siste-

min potensial enerjisi də kəskin artmış olur (şək.2.1; əyri 2). Đki 

hidrogen atomundan ibarət sistemin minimum potensial enerjisi-

nə uyğun gələn halı bu sistemin ən davamlı halı olub H

2

 mole-


kulunun əmələ gəlməsinə cavab verir.  

3. Nüvələrarası tarazlıq məsafəsində atomlarin bir-birinə nə-

zərən antiparalel spinli elekronlarının dalğa funksiyalarının top-

lanması baş verir. Dalğa funksiyalarının toplanması elektron bu-



ludlarının  və  ya  orbitalların  qapanması

  adlanır.  Qapanma  ob-

lastında elektron buludunun sıxlığı molekulun digər oblastlarına 

nisbətən çox olduğundan bu oblast nüvələr tərəfindən daha güc-

lü cəzb edilir ki, bu da molekulun əmələ gəlməsinə səbəb olur 

(şək.2.2).  

 4.Hidrogen  atomlarının  qarşılıqlı  təsirdə  olan  elektronları 

paralel spinli olarsa atomlar arasında dəfetmə qüvvəsi üstünlük 

təşkil edir ki, bu da nüvələrarası məsafə (r) kiçildikcə sistemin 

potensial  enerjisinin  daim  artmasına  səbəb  olur  (şək.2.1;  əyri 

3)).    

Hidrogen molekulu üçün aparılmış energetik balans göstər-

mişdir ki, kovalent rabitənin təbiəti kvantomexanik mikrosistem 

daxilində elektrik yüklərinin qarşılıqlı təsirindən ibarətdir.  


 

57

 



 

 

 



 

                                                                             

 

Şəkil 2.2.  H

2

 molekulu əmələ gələrkən 

elektron  buludlarının qapanması sxemi 

 

Beləliklə,  Heytler  və  London  tərəfindən  hidrogen  moleku-



lunda rabitə enerjisinin hesablanması kvant mexanikasınin kim-

yəvi  rabitə  probleminin  həll  edilməsi  uçun  yararlığını  isbat  et-

məklə valent rabitələr metodunun əsasını qoydu.  

Hidrogen molekulu misalında Heytler və London tərəfindən 

kimyəvi rabitənin əmələ gəlməsi mexanizmi mürəkkəb molekul-

lara aid edilmiş və bu əsasda yaranmış nəzəriyyə kovalent rabi-

tənin şərhinin valent rabitələr metodu adını almışdır     

Valent  rabitələr  metoduna  əsasən  molekulun  təqribi  dalğa 

funksiyası seçilmiş ilkin atom dalğa funksiyalarının xətti  kom-

binasiyası şəklində qurulur: 



i

n

i

i

c

ψ

ψ



=

=



1

 

 

Burada c





kimyəvi rabitədə iştirak edən elektronların dalğa 

funksiyalarına digər elektronların və nüvələrin elektirik sahələ-

rinin təsirini nəzərə alan əmsallardır. 

VR metodunun mahiyyətini sadə şəkildə aşağıdakı kimi şərh 

etmək olar: 

1.Kovalent rabitə iki atom arasında bir və ya bir neçə elek-

tron cütü hesabına  yaranır. Odur ki, bu rabitə ikimərkəzli, cüt-

elektronlu (2m-2e) lokallaşmış rabitədir.                                      

2.Kovalent  rabitə  əmələ  gələrkən  elektron  cütlərini  əmələ  

gətirən  bir-birinə  nəzərən  antiparalel  spinə  malik  təkelektronlu 


 

58

orbitalların qapanması baş verir. Bunun nəticəsində nüvələrarası 



oblastda  elektron  buludunun  sıxlığı  xeyli  artır  ki,  bu  da  atom-

ların rabitələnməsinə səbəb olur.       

3.Orbitalların qapanma oblastı nə qədər böyük olarsa əmələ 

gələn rabitə bir o qədər davamlı olar.  

4.Kovalent  rabitə  qarşılıqlı  təsirdə  olan  atom  orbitallarının 

maksimum qapanmasına doğru istiqamətlənmiş olur.   

5.Atomun iki orbitalından verilmiş digər atom orbitali ilə o 

orbital daha davamlı rabitə yaradır kı, həmin orbital verilmiş or-

bitalla daha çox qapanmış olsun. 

Bu metod molekulun valent quruluşunda iki  atom arasında 

cütelektronlu rabitəni xətlə (-) göstərməyə imkan verir. Məsələn: 

       


                                                                                 

                                                                                

 

        H :H;  H – H;    N



M M

N;   N 


 N;  


  

H : C : H;    H      C      H 

                                                                                                                                             

və s.    

Qarşılıqlı  təsirdə  olan  atomların  bir-birinə  nəzərən  anti-

paralel  spinli  elektronlarının  bu  atomların  nüvələrinin  elektrik 

sahəsində olması, öz nüvələrinin elektrik sahəsində olmasından 

energetik cəhətdən əlverişli olduğundan kovalent rabitədə atom-

ların  bütün  təkelektronlu  buludları  (qoşalaşmamış  elektronları) 

iştirak edir. Məsələn: 

 

      N   ↑↓    ↑   ↑    ↑                    H    ↑              



            2s        2p      

                     1s   

                                                                                     

                                                                                                                                      

                                         

:N:  

+ 3 


.

 H 


  H : N : H                                         

                                                          

 

Bir  sıra  hallarda  atomlar  qarşılıqlı  təsir  zamanı  qoşalaşma-



mış  elektronlarının  sayını  artıra  bilər.  Bu  enerjiləri  yaxın  olan 

yarımsəviyyələr  arasında  boş  orbitallar  olmaq  şərti  ilə  rabitə 

enerjisinin müəyyən hissəsi hesabına baş verir. Məsələn:  

¨ 

¨ 





 

·· 



·· 



.  

 

59

 



                 

             C  ↑↓     ↑    ↑             C*   ↑     ↑    ↑     ↑  

                      2s        2p                           2s       2p 

                            Əsas hal                       Həyəcanlanmış hal 



 

Kovalent  rabitənin  donor-akseptor  mexanizmi.

  Bir  çox 

hallarda  kovalent  rabitə  atomların  valent  yarımsəviyyələrinin 

qoşalaşmış  elektron cütlərı hesabına baş verir. Misal götürək: 

 

  

       



     

 

 



 

       


NH

3

  molekulunun  quruluşundan  görünür  ki,  azotun  xarici 



elektron təbəqəsini təşkil edən 4 cüt elektrondan 3 cütü müştərək 

və ya şərikli elektron cütü olub, 3 N-H rabitələrini əmələ gətirir. 

4-cü elektron cütü isə azot atomuna məxşus olub rabitədə iştirak 

etməmişdir.  Molekullarda  belə  elektron  cütləri  sərbəst  və  ya 



bölünməmiş elektron cütləri

 adlanır. Belə elektron cütləri xarici 

elektron təbəqəsində boş orbitalı olan atomlarla kovalent rabitə 

əmələ gətirməyə sərf oluna bilər. Məsələn: 

                                                                        +     

 

 



 

  

                                         



 

                                              

     

                                                                                                                                              



Kovalent  rabitənin  göstərilən  mexanizmində  sərbəst  elek-

tron cütünü istifadəyə verən atom donor, həmin cütü qəbul edən 

atom  isə  akseptor  adlanır.  Göstərilən  misalda  N  atomu  donor,  

H

+



  ionu  isə  akseptordur.  Deməli,  donor-akseptor  mexanizmli 

kovalent  rabitənin  əmələ  gəlməsi  ücün  atomlardan  birində  sər-

bəst elektron cütü, digərində isə boş orbitalın olması şərti tələb 

olunur.   

¨ 

¨ 







¨ 

¨ 





H



→ 



¨ 

¨ 







 

60

Kovalent  rabitənin  bir  atomun  cütelektronlu  orbitalı  ilə 



digər  atomun  boş  orbitalının  qapanması  hesabına  əmələgəlmə 

mexanizmi donor-akseptor mexanizmi  adlanır. 

Donor-akseptor mexanizmli kovalent rabitəyə ən çox kom-

pleks (koordinasion) birləşmələrdə rast gəlindiyindən onu koor-

dinativ kovalent rabitə

 də adlandırırlar. 



VR  metoduna  görə  valentlik.

 Atomların kimyəvi rabitələr 



əmələ  gətirməklə  müəyyən  sayda

  digər  atomları  özünə  birləş-



dirməsi  və  ya  əvəz  etməsi

  xassəsi  valentlik  adlanır.  VR  meto-

dunun  yuxarıda  göstərilən  mübadilə  (müştərək  elektron  cütü 

əmələgətirmə)  mexanizminə  görə  valentlik  miqdari  olaraq  ato-

mun əsas və ya həyəcanlanmış halındakı qoşalaşmamış elektron-

larının sayı ilə ölçülür. Bu elektronlar s-elementlərinin  ns, p-ele-

mentlərinin  ns  və  np,  d-elementlərinin  ns  və  (n-1)d-,  f-element-

lərinin  isə  ns  və  (n-2)f-yarımsəviyyə  elektronlarından  ibarət  ola 

bilər. Burada, n-xarici elektron təbəqəsinin nömrəsini göstərir. 

Kimyəvi  rabitə  əmələ  gələrkən  atomlar  bir  cox  hallarda 

həyəcanlanmış hala keçərək qoşalaşmamış elektronlarının sayını 

artırır. Bu, o zaman mümkün olur ki, valent elektron təbəqəsində 

vakant (boş) orbitallar olsun. Bu hal enerjiləri yaxın olan yarım-

səviyyələr  arasında  boş  orbitallar  olmaq  şərti  ilə  rabitə  enerji-

sinin müəyyən hissəsi hesabına baş verir.   

1A qrup elementlərinin xarici elektron təbəqəsində bir elek-

tron vardır. Odur ki, onların valentliyi 1-ə bərabərdir:    

                

                   H     

         Li     



        Na     

         və s. 



                           1s

                ...2s               ... 3s         

IIA qrup elementləri əsas (həyəcanlanmamış) halda elektron 

         

        

↑↓

 



   quruluşuna malikdir. Bu quruluşa görə IIA qrup 

 ns          np

 

elementlərinin  əsas  halında  onların  valentliyi  sıfıra  bərabərdir. 



Bu elementlər kimyəvi rabitəyə həyəcanlanmış halda daxil olur-

lar.  Bu  zaman  ns-səviyyəsindən  elektronlardan  biri  np-səviy-



 

61

yəsinə keçid edir. Nəticədə iki açıq spinli elektron meydana çıxır 



ki, bu da onların ikivalentli olmasını təmin edir: 

 

             ns        np                         ns       np 



                  

↑↓

                  →  *   



   


 

 



 

   Be*    

   


                  Mq*    

   


                       və s. 



            2s       2p                          2s       2p

 

 



 

IIIA  qrup elementləri    

↑↓

 



            

   elektron quruluşuna   

görə əsas halda  birvalentli olmaldılar. Lakin   onların  üçvalentli 

olması bu elementlərin həyəcanlanmış halına uyğun gəlir: 

 

      


↑↓

   


                   → 

*

    


    


  



        

       ns           np                      ns          np 

         

B

 *

     



   


  



                        Al*    

    



  



            və s. 

      2s         2p                                    2s        2p 

 

Oksigen və ftor birləşmələrində uyğun olaraq iki və bir va-



lentli  olurlar.  Bu  elementlərin  xarici  elektron  təbəqəsinin  elek-

tron quruluşu aşağıdakı kimidir: 

 

     O  


 

↑↓

 



↑↓

 



  

                       F



 

↑↓

 



↑↓ ↑↓ ↑

 

           2s       2p                                    2s       2p        

Oksigen və ftorun  xarici elektron təbəqəsində (n=2) orbital 

kvant  ədədinin  aldıği  qiymətlərə  müvafiq  (0;  1)  2s  və  2p-dən 

başqa digər yarımsəviyyənin mövcud olmaması ilə əlaqədar  bu 

atomların  həyəcanlanmış  hala  keçməsi  mümkün  olmadığından 

onlar uyğun olaraq iki və birdən başqa spinvalentlik göstərə bil-

mirlər.  Lakin  bu  elementlərin  analoqları  kimi  3-cü  dövr  ele-

mentləri olan S və Cl elementlərində 3s və 3p-yarımsəviyyələri 


 

62

ilə  yanaşı  3d-yarımsəviyyəsinin  mövcudluğu  kükürdün  2-dən 



başqa 4 və 6, xlorun isə birdən əlavə 3, 5 və 7 valentli olmasına 

səbəb oıur. Bunun səbəbi həyəcanlanma enerjisindən asılı olaraq 

müxtəlif sayda elektronların 3p və 3s-yarımsəviyyələrindən 3d-

yarımsəviyyəsinə  keçməsi  nəticəsində  qoşalaşmamış  elektron-

ların  sayının  S-də  4  və  6-ya,  Cl-da  ısə  3,  5  və  7-yə  bərabər 

olması  ilə  bağlıdır.  Göstərilən  misallarda  ulduzların  sayı  həyə-

canlanmış  halda  3d-səviyyəsinə  keçən  elektronların  sayını 

göstərir:  

       

 

 



 

 

 



 

Valentliyi 

    S   

↑↓

 



↑↓

 



  

                                                      2 



          3s          3p                      3d 

 

    S


*

   


↑↓

   


 



  

     



                                         4                            



           3s          3p                        3d 

             

   S


**

    


     


   


   


       


  



                                   6 

            3s         3p                      3d 

 

    Cl  


↑↓

 

↑↓ ↑↓



 

                                                     1             



           3s         3p                      3d                                                              

           

   Cl


*

 

↑↓



  

↑↓

 



 



     

                                            3                             



          3s           3p                      3d                                                             

               

  

Cl

**



 

↑↓

    



  



   

       



   


                                     5               

          3s          3p                        3d                                                             

           

Cl

** *


  

     



   


   


      


    


  



                                7                             

          3s          3p                       3d                    

 

 



 

63

Əksər  d  və  f-elementlərinin  xarici  elektron  təbəqəsində 



atomların  əsas  halında  qoşalaşmamış  elektronlar  olmadığından 

onların  valentlikləri  sıfıra  bərabər  olur.  Məsələn,  Fe  atomunun 

valent  yarımsəviyyələri  3d

6

4s

2

  elektron  konfiqurasiyasına  ma-

likdir. Bunu kvant qəfəsləri şəklində göstərək: 

    


  Fe  

↑↓

 



  



   

   



   


 

↑↓

                            Val.



Fe

=0 


               3d                 4s           4p

       

Göstərilən  halda  dəmirin  xarici  elektron  təbəqəsinin  4s-ya-

rimsəviyyəsində bir cüt qoşalaşmış elektronu olduğundan valen-

ti  sıfıra  bərabərdır.  3d-səviyyəsində  olan  qoşalaşmamış  elek-

tronlar  isə  4s-elektronları  tərəfindən  ekranlaşdığından  kimyəvi 

rabitədə iştirak edə bilmir. Həyəcanlanmış halda isə 4s-elektron-

larından  biri  4p-yarımsəviyyəsinə  keçir  və  bu  halda  onun  va-

lentliyi ikiyə bərabər olur.     

                     3d                 4s           4p

 

 Fe



*

  

↑↓



 

   



   


   


      


      


                       Val.

Fe

=2 


      

 

Xarici təbəqə elektronları ilə yanaşı Fe-in 3d-yarımsəviyyə-



sində  olan  qoşalaşmamış elektronlar da kimyəvi rabitədə iştirak 

edə  bilər.  Bununla  əlaqədar  dəmir  3,  4,  5  və  6  valentli  də  ola 

bilir. 

Elementin  paralel  spinli  elektronlarının  hesabına  əmələ-

gətirdiyi valentlik spinvalentlik adlanır.

 

 Bir sira hallarda elementin verilmiş birləşmədəki valentliyi 



onun spinvalentliyindən çox olur. Belə hal o zaman baş verir ki, 

kovalent  rabitələrin  əmələ  gəlməsində  mubadilə  mexanizmi  ilə 

yanaşı  donor-akseptor  mexanizmli  kovalent  rabitədə  də  iştirak 

etsin. Məsələn:  

   

   H                      H             +               F                       F            –    



        

   H     N:               H    N:

H          F      B:              F     B



: F                     

                                                                                                                                            


Yüklə 6,87 Mb.

Dostları ilə paylaş:
1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   62




Verilənlər bazası müəlliflik hüququ ilə müdafiə olunur ©azkurs.org 2024
rəhbərliyinə müraciət

gir | qeydiyyatdan keç
    Ana səhifə


yükləyin