Ə. A.ƏLBƏndov

Polyar  və  qeyri-polyar  molekullar.

  Rabitələndirici  elek-

tron cütü buludlarının atomlar arasında paylanma xarakterindən 

asılı olaraq molekulları qeyri-polyar və polyar olmaqla iki qrupa 

ayırmaq olar. Qeyri-polyar molekullarda mənfi və müsbət yüklə-

rin ağırlıq mərkəzləri üst-üstə düşdüyi halda, polyar molekullar-

da  bu  mərkəzlər  müəyyən  məsafə  aralı  yerləşmiş  olur.  Qeyri-

polyar və polyar molekulları uyğun  olaraq  ±   və   + –  şəklində 

sxematik  göstərə bilərik. Polyar molekulları dipol molekullar da 

adlandırırlar.  Polyar  molekullarda  yüklərin  ağırlıq  mərkəzləri 

arasındakı məsafə dipol məsafə və ya dipolun uzunluğu adlanır. 

Molekulun polyarlığı miqdari cəhətdən dipol momenti ( µ ) an-

layışı ilə xarakterızə olunur: 

                                       µ =δ l                                         2.1                              

Burada  δ -  effektiv  yükün  miqdarı,  l  -isə  dipolun  uzun-

luğudur. Məsələn, dipolunun uzunluğu 0,023nm = 0,23.10

-10 

m 

olan,  effektiv  yükləri  (H

+0,17

-Cl

-0,17

)  isə  elektronun  yükünün 

(1,6.10

-19

 Kl)  0,17 hissəsini (0,17.1,6.10

-19

 Kl = 0,27.10

-19

 Kl) 

təşkil  edən  HCl  molekulu  üçün  dipol  momenti µ =  0,23.10

-10

. 

 

84

0,27.10

-19

 = 0,062.10

-29

 Kl.m-ə bərabərdir. Dipol momenti  adə-

tən  Debaylarla (D)  ölçülür. 1D=3,33.10

-30

Kl.m. 

Kovalent  molekulların  dipol  momenti  0-4D,  ion  birləşmə-

lərinki isə 4-11D intervalında olur. 

Molekulun  dipol  momenti  nəzəri  baxımdan  onun  tərkibinə 

daxil olan bütün rabitələrin və sərbəst elektron cütlərinin dipol 

momentlərinin  vektorları  cəminə  bərabərdir. 

Məsələn,  CO

2

-də  

C  atomu  sp-hibridləşmiş  formada  olduğundan  molekul  xətti 

quruluşa malikdir: 

                                   δ - ←2δ + → δ -    

                                     O  =  C  =  O                                                         

C=O  rabitələri  güclü  polyarlığa  malik  olmalarına  bax-

mayaraq  molekulun  xətti  quruluşu  ilə  əlaqədar  bu  rabitələrin 

dipol  momentlərinin  vektorları  bir-birini  kompensasiya  etdi-

yindən  

2

CO

µ

=0 olur.       

H

2

O  molekulunda  isə  O  atomu  sp

3

-hibridləşmiş  formada 

olduğundan molekul bucaq quruluşuna malikdir. Odur ki, H–O 

rabitələrinin dipol momentlərinin vektorları bir-birini kompensa-

siya edə bilmir və bununla əlaqədar molekul polyar olur.  

 

 

        NH

3

                                         NF

3 

 

      

                  N                                             N                                    

                                

                                                             

                                   

       H                           H                F                           F                               

                          H                                              F            

 

 

                                                   

             

3

NH

µ

=1,48D                             

D

NF

2

,

0

3

=

µ

 

              

Şəkil 2.13.  NH

3 

 və

  

NF

3

 molekullarında rabitələrin və sərbəst 

elektron cütlərinin dipol momenti  vektorlarının toplanması 

 

 

85

Molekulun  dipol  momentinə  sərbəst  elektron  cütləri  əsaslı 

təsir göstərir. Məsələn, NH

3

, NF

3

 molekulları eyni quruluşa ma-

likdirlər (şək.2.13) və H–N, F–N rabitələrinin polyarlığı demək 

olar ki, eynidir. Buna baxmayaraq NH

3

 molekulunun dipol mo-

menti  (0,2D)  NF

3

  molekulunun  dipol  momentindən  (1,48D) 

əsaslı  dərəcədə  coxdur.  Bunun  səbəbi  NH

3

–də  rabitələrin  və  

sərbəst elektron cütü vektorları istiqamətlərinin uyğun  gəlməsi, 

NF

3

–də  isə  əksinə  sərbəst  elektron  cütünün  vektoru  istiqaməti-

nin rabitələrin vektorları istiqamətinin əksinə olmasıdır. 

 

 

2.4. MOLEKULYAR ORBĐTALLAR METODU  (MOM)

 

 

Valent rabitələr metodu atomların müəyyən sayda kovalent 

rabitələr  əmələgətirmə  qabiliyyətini,  kovalent  rabitənin  istiqa-

mətliliyini, doymuşluğunu, bir çox molekulların quruluş və xas-

sələrini izah etməsinə baxmayaraq bir sıra hallarda əmələ gələn 

kimyəvi rabitənin təbiətini, molekulların müəyyən xassələrini və 

s. izah edə bilmir. Məsələn, H

2

+

, Li

2

+

 

 tipli molekulyar ionlarda 

kimyəvi  rabitə  bir  elektron  hesabına  yaranır.  Halbuki  VR  me-

toduna  görə  kovalent  rabitə  cütelektronlu  rabitədir.  Bu  baxım-

dan O

2

 molekulunda qoşalaşmamış elektron olmadığından oksi-

gen diamaqnit xassəli olmalıdır. Lakin oksigen paramaqnit xas-

səyə  malikdir,  onun  paramaqnitizminin  ölçülməsi  O

2

  moleku-

lunda iki qoşalaşmamış elektronun varlığıni isbat edir. 

Bəzi molekullardan, məsələn, NO, F

2

, O

2   

və s. elektron qo-

partdıqda  alınan  NO

+

,  F

2

+

,  O

2

+

  molekulyar  ionlarda  rabitənin 

daha da mökəmlənməsini VR metodu ilə izah etmək olmur və s. 

Göstərilənlərlə  və  habelə  digər  faktlarla  əlaqədar  elmə  ko-

valent rabitənin molekulyar orbitallar metodu daxil edilmişdir. 

MO metoduna görə molekulaya hər bir elektronu qalan elek-

tronların və nüvələrin elektrik sahəsində hərəkət edən elektron-

lardan  və  nüvələrdən  ibarət  vahid  hissəcik  kimi  baxılır.  MO 

metodunun əsasında molekulun orbital quruluşu durur. Bu əsasa 

görə  atomda  elektronlar  mövcud  kvant  ədədləri  ilə  xarakterizə 

 

86

olunan atom orbitallarında paylanırsa, molekulda da elektronlar 

həmin kvant ədədləri ilə xarakterizə olunan molekulyar orbital-

larda yerləşir. Molekulyar orbitalların atom orbitallarından  prin-

sipial fərqi onların çox nüvəli və çox mərkəzli olmasıdır.  s, p, d, 

f-

atom  orbitallarına  oxşar  olaraq  molekulyar  orbitallar 

,

,

π

σ

−

ϕ

δ

,

orbitallara ayrılır.  

Molekulu MO metodu əsasında təsvir etmək bu molekulun 

molekulyar orbitallarının tipini müəyyən  etmək deməkdir. Mo-

lekulyar  orbitallarda  elektronların  paylanması  minimum  enerji  

və  Pauli prinsiplərinə  və Hund qaydasına tabedir. Molekulyar 

orbitallar  çoxmərkəzli  olduğundan  atom  orbitallarına  nisbətən 

formaca daha mürəkkəbdirlər.  

MO  metodunun  qarşısında  duran  əsas  məsələ  molekulyar 

orbitallarda  elektronun  halını  təsvir  edən  dalğa  funksiyalarının 

tapılmasıdır.  Bu  məqsədlə  tətbiq  olunan  əsas  metod  atom  or-

bitallarının  xətti  kombinasiyası  (MO  AOXK)  metodudur.  Bu 

metoda görə molekulyar orbitala atom orbitallarının xətti kom-

binasiyası kimi baxılır. 

Tutaq  ki,  qarşılıqlı  təsirdə  olan  atom  orbitallarının  dalğa  

funksiyaları 

3

2

1

,

,

ψ

ψ

ψ

... və s.-lə ifadə olunur. Onda molekulyar 

orbitalın dalğa funksiyasına aşağıdakı kimi baxmaq olar:  

 

                    ψ  =

3

3

2

2

1

1

ψ

ψ

ψ

c

c

c

+

+

+...                          2.2 

 

Burada  c

1

,  c

2

,  c

3

...

  molekulyar  orbitalın  əmələ  gəlməsində 

atom orbitallarının payını göstərən əmsallardır. 

 Molekulyar  orbitalların  göstərilən  baxımdan  əmələ  gəlmə-

sinin  fiziki  mahiyyətini  başa  düşmək  ücün  yada  salaq  ki,  ψ  

elektronun  halını  xarakterizə  edən  dalğa  prosesinin  amplituda-

sına uyğundur. Məlumdur ki, səs və  ya elektromaqnit dalğaları 

qarşılıqlı təsirdə olduqda onların amplitudaları toplanır. Bu ba-

xımdan molekulyar orbitalın (dalğa funksiyasının) amplituduna 

onu  əmələ  gətirən  atom  orbitallarının  (dalğa  funksiyalarının) 

 

87

amplitudaları  cəmi  kimi  baxmaq  olar.  Lakin  qarşılıqlı  təsirdə 

olan atomların atom orbitallarına bu atomların elektronlarının və 

nüvələrinin qüvvə sahələri təsir  göstərdiyindən  elektronların il-

kin  dalğa  funksiyaları  dəyişmiş  olacaqdır.  Bunu  nəzərə  almaq 

üçün (2.2) tənliyinə  c

1

, c

2

, c

3

...

 əmsalları daxil edilmişdir.     

H

2 

molekulu  misalında  MO  AOXK-yə  görə  bu  molekulun 

molekulyar  orbitalına  cavab  verən  molekulyar  dalğa  funksiya-

sını aşağıdakı kimi yaza bilərik: 

 

                        ψ  =

2

2

1

1

ψ

ψ

c

c

+

 

   2.3 

 

 

Molekulun əmələ gəlməsində eyni atomlar iştirak etdiyindən 

c

1=

c

2

. 

Odur ki, yaza bilərik: 

 

                        ψ =

)

(

2

1

ψ

ψ

+

c

 

 2.4 

c

 əmsalı axtarılan ψ  funksiyasının ancaq mütləq qiymətinə 

təsir göstərib onun formasını dəyişmədiyindən

)

(

2

1

ψ

ψ

+

cəminin 

tapılması  ilə  kifayətlənmək  olar.  H

2 

molekulunun  nüvələrarası 

tarazlıq məsafəsində (r

0

 

) yerləşdirilmiş  iki hidrogen atomunun 

hər  birinin  1s-elektronunun  dalğa  funksiyasının  qrafiki  təsviri 

şək. 2.14 a-da verilmişdir. 

Molekulyar funksiyanı tapmaq üçün  

1

ψ

 və 

2

ψ

-ni  toplasaq 

bu funksiyanın şək. 2.14.b-dəki görünüşünü alarıq. Əyridən gö-

rünür nüvələrarası oblastda molekulyar dalğa funksiyasının qiy-

məti  ilkin  atom  dalğa  funksiyalarının  qiymətindən  böyükdür. 

ψ

2

  elektronun  tapılma  ehtimalını  xarakterizə  etdiyindən  bura-

dan aydın olur ki, nüvələrarası oblastda elektron buludunun sıx-

lığı  molekulun digər oblastlarına nisbətən çoxdur. Odur ki, bu 

oblast nüvələr tərəfindən daha  çox cəzb olunur  ki, bu da mole-

kulun  əmələ  gəlməsini  təmin  edir.  Belə  molekulyar  orbital 

bağlaycı - MO

 adlanır. 

 

88

 

         

             

 

                      

                         

 

 

 

 

 

Şəkil  2.14. 1s-atom orbitallarından bağlayıcı 

MO-nun əmələgəlmə sxemi 

 

 

Məlumdur ki, 1s-orbitalının dalğa funksiyası sabit işarəlidir. 

Yuxarıda göstərilən hal üçün 1s - orbitallarının dalğa funksiyası 

müsbət qəbul edilmişdir. Qarşılıqlı təsirdə olan 1s-orbitallarının 

dalğa  funksiyaları  müxtəlif  işarəli  ola  bilər.  Bu  halda  iki  hid-

rogen  atomunun  1s-orbitallarının  qapanmasına  cavab  verən 

molekulyar funksiya aşağıdakı şəkildə ifadə oluna bilər:                                  

 

                           ψ =

)

(

2

1

ψ

ψ

−

c

                             2.5 

 

Bu  halda  1s-orbitallarının  dalğa  funksiyalarının  (a)  və  bu 

funksiyaların toplanmasından alınan molekulyar funksiyanın (b)  

qrafiki  təsviri  şək.2.15-də  verilmişdir.  Şəkildən  görünür  ki, 

nüvələrarası  məsafənin  mərkəzində  sistemin  dalğa  funksiyası  -

ψ sıfıra bərabərdir və aydındır ki, onun kvadratı da sıfır olacaq-

dır. Odur ki, molekulyar orbitalın elektron sıxlığı əsasən nüvə-

lərarxası  oblastda  mərkəzləşmiş  olur.  Bunun  nəticəsi  olaraq 

atomlar  arasında  dəfetmə  qüvvəsi  üstünlük  təşkil  edir.  Göstə-

rilən tip MO ayırıcı-MO  adlanır.  

 

89

 

 

 

Şəkil. 2.15-1s atom orbitalarindan  ayırıcı-MO-ın 

əmələ gəlmə sxemi

 

 

Qeyd  edək  ki,  bağlayıcı-MO  simmetrik  (antiparalel  spinli 

elektronların) dalğa funksiyalarının qapanmasına, ayrıcı-MO an-

tisimmerik  (paralel  spinli  elektronların)  dalğa  funksiyalarının 

qapanmasına  cavab verir                                                                                    

Beləliklə, Kovalent rabitənin MO metoduna görə MO-ların 

əmələ gəlməsini aşağıdakı kimi ümumiləşdirmək olar:  

1.Atom  orbitallarının  qarşılıqlı  təsirdə  olub  MO-lar  əmələ 

gətirməsi üçün onların enerjilərinin yaxınlığı və kifayət dərəcədə 

qapanması şərti ılə yanaşı, molekulun rabitə oxuna nəzərən eyni 

simmetriyaya malik olmaları şərti tələb olunur. 

2.MO-nun əmələ gəlməsində atom orbitallarının (və ya dal-

ğa funksiyalarının) qapanması anlayışı durur 

3.MO-nun əmələ gəlməsində iştirak edən atom orbitallarının 

qapanan oblastları eyni işarəli olarsa, belə qapanma müsbət qa-

panma

  adlanır.  Bu  halda  atom  orbitallarının  dalğa  funksiyaları 

toplanmış olur. Đki atom orbitalının-

1

ψ

 və

2

ψ

 müsbət qapanma 

oblastında elektron sıxlığı ayrı-ayrılıqda bu orbitalların elektron 

sıxlıqları  cəmindən 

2

1

2

ψ

ψ

  qədər  çoxdur.  Cünki  ayrı-ayrılıqda 

atom  orbitallarının  elektron  sıxlıqları  cəmi  (

2

2

2

1

ψ

ψ

+

)  olduğu 

halda,  qapanma  oblastında bu  sıxlıq  (

2

1

ψ

ψ

+

)

2 

= 

2

2

2

1

ψ

ψ

+

+ 

+

2

1

2

ψ

ψ

  ilə ifadə olunur ki, bu da

2

2

2

1

ψ

ψ

+

 cəmindən  

2

1

2

ψ

ψ

 

qədər  çoxdur.  Bunun  nəticəsində  əmələ  gələn  MO-da  elektron 

 

90

buludu əsasən atomlararası oblastda cəmləşdiyindən nüvələr ara-

sında  cəzb  etmə  qüvvəsi  yaranır.  Belə  molekulyar  orbital  bağ-

layıcı-MO  adlanır.  Bağlayıcı-  MO-nun  enerjisi  onu  əmələ  gə-

tirən atom orbitallarının enerjiləri cəmindən kiçikdir. 

4.Qarşılıqlı təsirdə olan atom orbitallarının qapanan oblast-

ları  müxtəlif  işarəli  olarsa,  belə  qapanma  mənfi  qapanma  ad-

lanır.  Bu  zaman  atom  orbitallarının  dalğa  funksiyaları  çıxılmış 

olur. Bu halda atom orbitallarının qapanma oblastında  elektron  

sıxlığı 

=

−

2

2

1

)

(

ψ

ψ

2

2

2

1

ψ

ψ

+

-

2

1

2

ψ

ψ

  ilə  xarakterizə  olunur  ki, 

bu  da  ayrı-ayrılıqda  atom  orbitallarının  sıxlıqları  cəmindən 

2

1

2

ψ

ψ

  qədər  kiçikdir.  Odur  ki,  nüvələrarası  dəfetmə  qüvvəsi  

üstünlük  təşkil  edir  və  MO-nun  elektron  sıxlığı  nüvələrarxası 

oblastda  mərkəzləşmiş  olur.  Bu  tip  qapanmadan  alınan  MO 

ayırıcı-MO  adlanır.  Ayırıcı-MO-nun  enerjisi  onu  əmələ  gətirən 

atom orbitallarının enerjiləri cəmindən çoxdur.

 

 

5.Qarışılıqlı təsirdə olan atom orbitallarının əmələ gətirdiyi 

bağlayıcı-MO-lar  nə  dərəcədə  atomları  rabitələndirirsə,  ayırıcı-

MO-lar həmin dərəcədə rabitəni yox edir. Bu təsirin  nəticəsi hər 

iki  MO-larda  yerləşən  elektronların  say  nisbətindən  asılıdır. 

Məsələn,  σ

ay.

–1s

-də olan bir elektron  σ

bağ 

–1s-

dəki iki elek-

trondan birinin rabitə gücünü yox edir və s.  

6.Atom orbitalları eyni oblastlı müsbət və mənfi qapanmalar 

əmələ gətirərsə, bu tip qapanma sıfır  qapanma adlanır. Bu halda 

atomlar  arasında  elektron  sıxlığının  nə  artması,  nə  də  azalması 

baş vermədiyindən atomlar bir-birini nə cəzb, nə də dəf edir. Bu 

hal qeyri-rabitələndirici təsir adlanır. 

7.MO-ların sayı onları əmələ gətirən atom orbitallarının sa-

yına  bərabərdir.  Əmələ  gələn  MO-ların  yarısı  bağlayıcı,  yarısı  

isə ayırıcı orbitallardan ibarətdir.  

8.MO  metoduna görə rabitənin  tərtibi-sayı (RT) aşağıdakı 

kimi müəyyən olunur:                                                  

RT  = 1/2 

(bağlayıcı elekt. sayı - ayrıcı elek. sayı) 

Şək. 2.16-da müsbət, mənfi və sifir qapanmaya aid tipik hal-

lar verilmışdir. 

 

91

 

 

                            

 

                          Şəkil 2.16. Müsbət, mənfi və sıfır qapanma 

 

   

  M

üs

bə

t q

ap

an

m

a 

M

ən

fi

 q

ap

an

m

a 

Sı

fı

r q

ap

an

m

a 

 

92

Molekulyar orbitalların enerji diaqramları. 

Atom orbital-

larından molekulyar orbitalların əmələ gəlməsini enerji diaqram-

ları şəklində göstərirlər. Molekulyar orbitalların enerji diaqram-

larını  tərtib  edərkən  ancaq  atomların  valent  orbitallarından 

istifadə  olunur.  MO-larda  elektronların  paylanması  atom  siste-

mində  olduğu  kimi  enerji  ardıcıllığına,  Pauli  prinsipi  və  Hund 

qaydasına tabedir. 

1-ci  dövr  elementlərinin  homonüvəli  ikiatomlu  molekul-

ları.  

Birinci dövr elementlərinin (H, He) ikiatomlu homonüvəlı 

molekullarının  əmələ  gəlməsində  aydındır  ki,  1s-orbitalları 

iştirak edir. 

Şək.2.17-də  belə  molekullar  üçün  ümumi  enerji  diaqramı 

verilmişdir. 

 

 

 

 

 

 

 

 

Şəkil. 2.17.  1-ci  dövr elementlərinin homonüvəli 

ikiatomlu molekullarının enerji diaqramı

 

           

Bu diaqrama əsasən H

2

, H

2

+

, He

2

+ 

molekullarının molekul-

yar  orbitallarının  əmələ  gəlməsinin  enerji  diaqramını  asanlıqla 

tərtib etmək olar. H

2 

 iki 1s-, H

2

+

 bir 1s-, He

2

+ 

isə uç 1s elektronu 

hecabına  əmələ  gəlir

. 

Deməlı,  göstərilən  diaqramda  enerji  ar-

dıcıllığı ilə

   

2; 1; və 3 elektron yerləşdirməklə H

2

,

 H

+

 və He

2

+

-

nin  MO-larının

 

enerji  dıaqramlarını  almış  olarıq.  Misal  olaraq 

H

2

+

,  He

2

+ 

molekulyar  ionlarının  MO-larının  əmələ  gəlməsinin 

enerji diaqramları şək. 2.18-də təsvir edilmişdir.  

Şəkildən görünür ki, atomlar arasında bir elektron hesabına 

da  rabitə  yarana  bilər.  MO  metodu  He

2

  molekulunun  əmələ 

  

  

  

  

  

 E

n

er

ji

 

 

93

H 

H

+ 

He

+ 

He

 

gəlməməsini  yaxşı  izah  edir.  He

2

  molekunda  dörd  1s-elektron-

ları enerji baxımından belə paylanmalı idi: He[(

σ

1s)

2

(

σ

*

1s)

2

].  

 Ayırıcı 

σ

*

1s-

 MO-da olan iki elektron bağlayıcı 

σ

1s-MO-

da olan iki elektronun rabitə gücünü yox etdiyindən  He

2

 mole-

kulu əmələ gələ bilmir.