Farg’ona davlat universiteti Tabiiy fanlar fakulteti Biologiya yonalishi 22. 60 guruh talabasi moydinov dostonbekning biokimyo fanidan tayyorlagan mustaqil ta’lim ishlanmasi. Mavzu: Noorganik ionlar funksiyasi va ularning ahamiyati reja

Na + Cl → Na + + Cl - → NaCl
Biroq, zaryadning neytralligini saqlash uchun anionlar va kationlar o'rtasidagi qat'iy nisbatlar kuzatiladi, shuning uchun ionli birikmalar, umuman olganda, molekulyar birikmalar bo'lmasa ham, stoxiometriya qoidalariga bo'ysunadi. Qotishmalarga o'tuvchi va aralash ion va metall bog'lanishga ega bo'lgan birikmalar uchun endi bunday bo'lmasligi mumkin. Ko'pgina sulfidlar, masalan, stoxiometrik bo'lmagan birikmalar hosil qiladi.
Ko'pgina ionli birikmalar tuzlar deb ataladi, chunki ular NaOH kabi Arrenius asosining neytrallanish reaksiyasi natijasida HCl kabi Arrenius kislotasi bilan hosil bo'lishi mumkin
NaOH + HCl → NaCl + H2O


Kation hosil qilish uchun elektronlarni olib tashlash endotermik bo'lib, tizimning umumiy energiyasini oshiradi. Mavjud aloqalarning uzilishi yoki anionlarni hosil qilish uchun bir nechta elektron qo'shilishi bilan bog'liq energiya o'zgarishlari ham bo'lishi mumkin. Biroq, anionning kationning valentlik elektronlarini qabul qilish harakati va ionlarning bir-biriga keyingi tortilishi (panjara) energiyani chiqaradi va shu bilan tizimning umumiy energiyasini pasaytiradi.
Reaksiya uchun umumiy energiya o'zgarishi qulay bo'lgan taqdirdagina ionli bog'lanish sodir bo'ladi. Umuman olganda, reaksiya ekzotermik, lekin, masalan, simob oksidi (HgO) hosil bo'lishi endotermikdir. Hosil bo'lgan ionlarning zaryadi ionli bog'lanish kuchining asosiy omili hisoblanadi, masalan, C + A tuzi Kulon qonuniga ko'ra C 2+ A 2− dan taxminan to'rt baravar kuchsiz elektrostatik kuchlar ta'sirida ushlab turiladi, bunda C va A mos ravishda generik kation va anionni ifodalaydi. Ushbu soddalashtirilgan argumentda ionlarning o'lchamlari va panjaraning o'ziga xos o'rami e'tiborga olinmaydi.
Qattiq holatda ionli birikmalar panjara tuzilmalarini hosil qiladi. Panjara shaklini aniqlashda ikkita asosiy omil - ionlarning nisbiy zaryadlari va ularning nisbiy o'lchamlari. Ba'zi tuzilmalar bir qator birikmalar tomonidan qabul qilinadi; Masalan, tosh tuzi natriy xloridning tuzilishi ko'plab gidroksidi galogenidlar va magniy oksidi kabi ikkilik oksidlar tomonidan ham qabul qilinadi. Pauling qoidalari ion kristallarining kristall tuzilmalarini bashorat qilish va ratsionalizatsiya qilish uchun ko'rsatmalar beradi. Sof ionli birikmalarning kristall panjaralaridagi ionlar sharsimon ; ammo, agar musbat ion kichik va/yoki yuqori zaryadlangan bo'lsa, u manfiy ionning elektron bulutini buzadi, bu ta'sir Fajans qoidalarida umumlashtirilgan. Salbiy ionning bu qutblanishi ikki yadro o'rtasida qo'shimcha zaryad zichligining to'planishiga , ya'ni qisman kovalentlikka olib keladi. Kattaroq manfiy ionlar osonroq qutblanadi, lekin ta'sir odatda zaryadlari 3+ bo'lgan

musbat ionlar (masalan, Al 3+) ishtirok etgandagina muhim bo'ladi. Biroq, 2+ ion (Be 2+) yoki hatto 1+ (Li +) ba'zi qutblanish kuchini ko'rsating, chunki ularning o'lchamlari juda kichik (masalan, LiI ionli, ammo kovalent bog'lanish mavjud). E'tibor bering, bu elektr maydonining qo'llanilishi tufayli panjaradagi ionlarning siljishiga ishora qiluvchi ion polarizatsiya effekti emas. Ion bog'lanishda atomlar qarama-qarshi zaryadlangan ionlarning tortilishi bilan bog'lanadi, kovalent bog'lanishda esa atomlar barqaror elektron konfiguratsiyasiga erishish uchun elektronlarni almashish orqali bog'lanadi. Kovalent bog'lanishda har bir atom atrofidagi molekulyar geometriya valentlik qobig'ining elektron juft repulsiyasi VSEPR qoidalari bilan belgilanadi, ionli materiallarda esa geometriya maksimal qadoqlash qoidalariga amal qiladi. Aytish mumkinki, kovalent bog'lanish ko'proq yo'naltirilgan, ya'ni optimal bog'lanish burchaklariga yopishmaslik uchun energiya jazosi katta, ion bog'lanish esa bunday jazoga ega emas. Bir-birini qaytarish uchun umumiy elektron juftlari yo'q, ionlar iloji boricha samarali tarzda to'planishi kerak. Bu ko'pincha ancha yuqori muvofiqlashtirish raqamlariga olib keladi. NaCl da har bir ion 6 ta bog'ga ega va barcha bog'lanish burchaklari 90 ° dir. CsCl da koordinatsion raqam 8 ga teng. Taqqoslash uchun uglerod odatda maksimal to'rtta aloqaga ega.
Sof ionli bog'lanish mavjud bo'lishi mumkin emas, chunki bog'lanishda ishtirok etuvchi ob'ektlarning yaqinligi ular o'rtasida ma'lum darajada elektron zichligini taqsimlash imkonini beradi. Shuning uchun barcha ionli bog'lanishlar qandaydir kovalent xususiyatga ega. Shunday qilib, ion xarakteri kovalent xarakterdan katta bo'lsa, bog'lanish ion hisoblanadi. Bog'lanishda ishtirok etuvchi ikki turdagi atomlar orasidagi elektronegativlikdagi farq qanchalik katta bo'lsa, u shunchalik ionli (qutbli) bo'ladi. Qisman ion va qisman kovalent xarakterga ega bo'lgan bog'lanishlar qutbli kovalent bog'lanishlar deyiladi. Masalan, Na-Cl va Mg-O o'zaro ta'siri bir necha foiz kovalentlikka ega, Si-O aloqalari odatda ~50% ion va ~50% kovalentdir. Pauling 1,7 (Pauling shkalasi bo'yicha) elektromanfiylik farqi 50% ion xarakteriga to'g'ri keladi, deb hisobladi, shuning uchun 1,7 dan katta farq asosan ionli bo'lgan bog'lanishga to'g'ri keladi.[3]
Kovalent bog'lanishlardagi ion xarakterini to'g'ridan-to'g'ri to'rt qutbli yadrolarga ega bo'lgan atomlar uchun o'lchash mumkin (2 H, 14 N, 81,79 Br, 35,37 Cl yoki 127 I). Ushbu yadrolar odatda NQR yadroviy to'rt kutupli rezonans va NMR yadro magnit aks sadolarini o'rganish ob'ektlari hisoblanadi. Yadro quadrupol momentlari Q va elektr maydon gradientlari (EFG) o'rtasidagi o'zaro ta'sir yadro to'rt kutupli ulanish konstantalari orqali tavsiflanadi.