Navoiy davlat pedagigika instituti tabiiy fanlar fakulteti

(a, p)=™Si, ^Ra (-, a)=2lRn

Kimyoviy elementlarni sistemalashtirish uchun qadimdan turli xil izlanishlar olib borilgan. (I Deberner, A Shankurtua, Ch.Odling, Dj. Nyulendes va boshqa izlanishlarni misol keltirish mumkin.) 1829 yilda I.Deberner birinchi bo’lib, kimyoviy elementlarning xossalari bilan elementlarning atom og’irliklari orasidagi bog’liqlikni o’rganib o’xshash bo’lgan ko’pgina elementlarni uchtadan gruppalarga joylashtirib triadalar qonunini yaratdi. Bu 21 ta elementdan iborat edi:

1. Si, Br, I; 2. S, Se, Te; 3. Li, Na, K;

4. 
   Ca, Mg, Ba; 5. Fe, Co, Ni; 6. Os, Ir, Pt;
   

1862 yilda esa Fransuz kimyogari A. Shankurtua kimyoviy elementlarning atom massalarining spiralsimon tartibda ortib borishiga ko’ra joylashtirdi. Bu yerda xossalari bir - biriga o’xshash bo’lgan elementlar gruppalari hosil bo’lishi kuzatildi. 1857 yilda Ch. Odling atom massalarining ortib borish tartibida 57 ta elementdan iborat bo’lgan sistemani yaratdi. 1866 yilda Dj. Nyulendes tomonidan oktava qonuni yaratildi. U kimyoviy elementlarning xossalari bilan atom og’irliklari orasidagi bog’lanishlarga urindi va har 8 ta element orasida o’xshashlik borligini aniqladi va quyidagi jadvalni yaratdi:

H -	1	F -	8	Si -	15
Li -	2	Na	- 9	K -	16
Be -	3	Mg	- 10	Ca -	17
B -	4	Al -	11	Ti -	18
C -	7	Si -	12	Cr -	19
N -	6	P -	13	Mn	- 20
O -	7	S -	14	Te -	21

Shundan keyin, 1864 yilda nemis olimlaridan Odling va Lotar - Meyerlar ham davriy sistema tuzishga harakat qildilar, ammo ular ham o’z izlanishlaridan aniq bir ilmiy xulosaga kela olmadilar.

1869 yilda D.I.Mendeleev tomonidan davriy qonun asosida yaratilgan elementlar davriy sistemasi olamshumul ahamiyatga ega bo’ldi. D.I. Mendeleev elementlar davriy sistemasini yaratgan paytda dastlab 63 ta element ma’lum edi. U elementlarning yuqori oksidlanish darajalariga qarab o’zi tuzgan sistemaga joylashtirdi noma’lum bo’lgan elementlarni xossalarini oldindan aytib ularga bo’sh joylar qoldirdi. Bu elementlar 10 yil ichida D.I.Mendeleev hayot davrida topildi, ya’ni 1875 yilda Lokok de - Buabodran tomonidan ekaalyuminiy (galliy), 1879 yilda Shveseriyalik olim Nilson Kleve tomonidan ekabor (skandiy ), 1885 yilda esa Vinkler tomonidan ekasilisiy (Germaniy ) elementlarining ochilishi va ularning xossalari D.I.Mendeleev bashorat qilgan xossalarga juda yaqinligi D. I. Mendeleevning yanada sistemani to’g’ri tuzganligini ko’rsatdi. 1869 yil D.I.Mendeleev tomonidan ochilgan davriy qonun hozirgi zamon tabiatshunosligida eng asosiy qonunlardan biri hisoblanadi. U dunyoning material birligini bildirgani uchun nafaqat kimyoda, balki butun tabiatshunoslikda juda katta ahamiyatga ega.Unda kimyoning fan sifatidagi mohiyati, yani tarkibning miqdor o’zgarishlari tasirida, sifat o’zgarishlari ekanligi mujassamlashgan. Boshqa tabiiy fanlar fizika, geoximiya, kosmoximiyalarning rivojlanishida ham davriy qonunning roli katta. Uning ahamiyati elementlarni faqatgina bir atom og’irlik bilan klasifikasiyalanmaydi. U har bir element xossasini sistemada joylashgan o’rniga qarab bashorat qiladi. Bu faqat oddiy moddalarning fizik xossalariga emas, balki butun kimyoviy xossalariga ham taaluqlidir. Boshqa elementlar bilan o’zaro tasirini, tuzilishini, binar va ancha murakkab moddalarning hosil bo’lishini, tarkibi va xossalarini, elementlarning kislota-asos, oksidlanish-qaytarilish va boshqa xossalarini bilish imkonini beradi. Davriy qonundan foydalanib D.I.Mendeleev hali noma’lum bo’lgan elementlarni xossalarini bashorat qildi. Malumki haqiqiy ilmiy nazariyaning kuchi u asosda olingan faktlarni tushuntirishgina emas, balki yangi faktlarni ko’ra bilishdadir. Elementlarning xossalarini bir xil tartibda tavsiflash, davriy sistemada har bir elementni aniq, qatiyan, doimiy ravishda turishini nazarda tutadi. Bu o’rinlarning (holat) invariantligi (o’zgarmaslik) deyiladi. Malumki

4. 
   I.Mendeleev sistemasida elementlarning holati faqatgina uning tartib nomeri bilan emas, balki u turgan davr nomeri (qator) va gruppasi bilan ham aniqlanadi.
   

Doimo eng ko’p tarqalgan zamonaviy davriy sistema formasida ham elementning variantlik holati tartibi hamma vaqt ham saqlanmaydi. Shu sababli elementning o’rnini (holatini) bir xilda belgilaydigan umumiy kriteriya zarurdir. Mendeleevning o’zi shunday kriteriya sifatida elementlarning kimyoviy xossasini tanladi. U atom massalari qiymatiga nisbatan, kimyoviy xossalarini asosiy xarakteristika deb hisobladi. Shuning uchun u elementlarning joylarini almashtirdi ( ₁₈Ar - ₁₉K, ₂₇Co - ₂₈Ni, ₅₂Te - ₅₃I ) yani gruppalardagi o’xshashlik kimyoviy xossalarini namoyon qilishini ko’rsatdi. Keyinchalik har xil olimlar sistemaning har xil vaiantlarini taklif qildilar, bularga har xil, ayrim hollarda xususiy kriteriyalar asos qilib olindi. Hozirgi paytda 400 dan ortiq sistema varianti mavjuddir. Atom tuzilishining elektron nazariyasi rivojlanishi asosida, elementlarning kimyoviy xossalari ularning atom elektron strukturalarning funksiyalari ekanligi aniqlandi. Shu asosda elementning davriy sistemadagi holatini aniqlashning obektiv kriteriysi qilib atomning elektron tuzilishini tanlash maqsadga muvofiq ekanligi isbotlandi.

Davriy qonun rivojlanishini 3 bosqichga bo’lish mumkin. Birinchi bosqichda elementlarning xossalarini aniqlovchi asosiy argument sifatida atom massasi tanlangan bo’lib, Mendeleev davriy qonuni shu asosda quyidagicha ta’riflanadi: "Oddiy moddalarning xossalari, shuningdek, elementlar birikmalarining shakl va xossalari, elementlar atom og’irliklarining ortib borishiga davriy suratda bog’liqdir”.

Ikkinchi bosqichda atom nomeri - atom yadro zaryadini aniqlashi isbotlandi. Izotop va izobarlarning ochilishi element tabiatini aniqlovchi haqiqiy argument uning atom massasi emas, balki yadro zaryadi ekanligi ko’rsatildi.

Haqiqatdan ham bir xil atom massali izobarlar ( ⁴⁰Ar, ⁴⁰K, ⁴⁰Ca) - har xil element atomlariga ta’lluqli ekanligi, va shu bilan birga yadro zaryadlari bir xil atomlar - izotoplar (¹⁶O, ¹⁷O, ¹⁸O) atom massalari har xil bo’lishiga qaramay birgina elementga mansub ekanligi isbotlandi. Shu sababli davriy qonun yangicha ta’riflandi:

"Oddiy moddalarning, shuningdek, elementlarning shakl va xossalari ular atomlari yadrolarining zaryadiga davriy ravishda bog’liqdir”.

Bu o’zgarish prinsipial xarakterga ega bo’lib, element tabiatini tushunishda yangi sifatiy darajasidan dalolat beradi, shunga qaramasdan davriylikning fizikaviy ma’nosi ya’ni nima uchun atom nomerining monoton ortib borishi bilan, elementning xossalari monoton (bir tekisda) o’zgarmasdan davriy o’zgarishining sababi noaniq edi.

Faqat uchinchi bosqichda atom elektron tuzilishining kvantomexanik nazariyasining rivojlanishi asosida davriy qonunning fizik ma’nosi ochildi.

Davriylikning mohiyati yuqori energetik darajada o’xshash valent elektronlar konfigurasiyalarining davriy takrorlanishi va elektron qavatlarning nisbiy sig’imi mavjudligiga asoslangan.

Davriy sistemaning strukturasi va rivojlanishi quyidagi tartibda amalga oshirildi.

Elementlar davriy sistemasi 7 ta davr, 8 ta gruppa va 10 ta qatorni o’z ichiga oladi.

Ishqoriy metallar bilan boshlanib inert gazlar bilan tugallangan elementlarning gorizantal qatoriga davr deyiladi. Davrlar elementlarning elektron qavatlari sonini bildiradi.

1. 
   II, III - chi davrlar bitta qatordan iborat bo’lib, kichik davrlar deyiladi. IV, V va VI davrlar ikkita qatorni o’z ichiga olgan bo’lib, katta davrlar deyiladi. VII - chi davr Ishqoriy metallar bilan boshlanib, inert gazlargacha yetib kelmaganligi uchun tugallanmagan davr deyiladi.
   

Kimyoviy xossalari bir - biriga o’xshash, tashqi elektron qavatidagi elektronlar soni bir xil bo’lgan elementlarning vertikal qatoriga gruppa deyiladi. Element qaysi guruppada joylashgan bo’lsa uning eng yuqori oksidlanish darajasi guruppa nomeriga teng bo’ladi, ya’ni tashqi elektron qavatidagi elektronlari soni shu guruh nomeriga teng bo’ladi. Guruppalar bosh gruppa (asosiy) va qo’shimcha (yonaki) gruppachaga bo’linadi. Bosh gruppa elementlari faqat s va p elementlardir, qo’shimcha gruppa elementlarini esa d va f - elementlar tashkil qiladi. Qo’shimcha gruppa elementlarida faqat tashqi elektron qavatdagi elektronlardan tashqari, tashqaridan ichki elektron qavatdagi elektronlar ham valent elektron hisoblanadi. Shuning uchun ular bir biridan farq qiladi.

Davriy qonun tabiatning asosiy qonunlaridan biri bo’lib, elementlarning miqdor (yadro zaryadi, elektronlar soni va atom massalari) va sifat (elektronlarning taqsimlanishi, xossalar to’plami) xarakteristikalari birligini ko’rsatadi.

Atom tuzilishi hozirgi zamon tasavvurlari asosida, element aniq davrga mansubligi atomning normal, uyg’onmagan holatdagi elektron qavatlari soni bilan aniqlanadi.

Davr nomeri, tashqi elektron qavat nomeriga teng bo’ladi, u tugallanmagan elektronlar bilan to’ladi.

Elementning u yoki bu gruppaga mansubligi tashqi va tashqaridan ichki qavatdagi umumiy valent elektronlar soni bilan aniqlanadi. Mas: 24 Sr - [Ar] ¹⁸ 3d⁵4s¹ va 16 S - [Ne] ¹⁰3s²3p⁴.

6. 
   chi gruppa elementlari bo’lib, ikkala atom 6 tadan valent elektronlarga ega. Davrlar va gruppalarga bo’linish Mendeleev tomonidan kiritilgan bo’lib, elementning aniq gruppaga mansubligi uning kimyoviy xossasiga, yuqori valentli oksid va gidroksidlarining forma va xarakteriga asoslanib aniqlangan. Haqiqatdan ham bir - biriga o’xshash bo’lmagan metallik xrom va metallmas oltingugurt gruppa nomeriga to’g’ri keladigan yuqori oksidlanish darajasidagi bir xil tarkibli SrO3, SO3 oksidlarini hosil qiladi, ularning xossalari ham o’xshash (kislotali). Ularga to’g’ri keladigan gidroksidlar yorkin ifodalangan kislota xossasiga ega H₂SrO₄ xromat va H₂SO₄ sulfat kislotalaridir. Shunday qilib , davriy sistema gruppalarida tiplariga bog’liq bo’lmagan holda qavatlarida to’lishi mumkin bo’lgan bir xil sondagi elektronlari bo’lgan elementlarni birlashtiradi. Shunday qilib, birlashtirish ko’pgina o’xshash (analog) turlarni ajratish imkonini beradi. Elementlarning bunday umumiy o’xshashlik turlariga gruppa analoglari (o’xshash gruppalar) deyiladi va ular gruppa nomeriga muvofiq faqat yuqori oksidlanish darajalarida namoyon bo’ladi. Shu belgisiga nisbatan bosh va yordamchi gruppachalar (A-gruppa va B-gruppa ) bitta gruppaga birlashtiriladi.
   

III - gruppaga - B, Al, Ga, In, Tl (ns²np¹) va skandiy podgruppachasi [ns²(n - 1)d¹] ya’ni bir xil valent elektronlari (3) ga ega bo’lgan elementlarni birlashtiradi. Xuddi Shunday holat sistemaning boshqa gruppalari uchun ham xarakterlidir.

Gruppaviy o’xshashlik - ushbu gruppaga kirgan elementlarning hamma xos xususiyatlarini bildirmaydi, chunki u ko’pincha umumiy belgi, valent elektronlar soniga asoslanib, valent orbitallar tipini hisobga olmagan holda yuzaga keladi.

Bu o’xshashlik elementlarning quyi oksidlanish darajalarida ayniqsa erkin holatda o’z kuchini yo’qotadi. Ammo har bir gruppada bir - biriga chuqur o’xshashlikni namoyon qiladigan elementlarni ajratish mumkin. Bunday o’xshashlik nafaqat yuqori oksidlanish darajalarida namoyon bo’lmasdan, hamma oraliq oksidlashish darajalarida, nafaqat bir xil valent elektronlarida, elektronlar joylashgan bir xil tipdagi orbitallarda namoyon bo’ladi. Bu belgiga asoslanib bir gruppada gruppachalarga ajratiladi. Bir podgruppachada joylashgan elementlar xossalarida juda yaqin o’xshashlikkga ega, bo’lar elektronlar bilan to’ladigan bir xil valent orbitallar tipiga ega bo’lishiga asoslangan. Ancha chuqur o’xshashlikka ega bo’lgan bunday analogiyaga tipaviy o’xshashlik deyiladi.

Shunday qilib, bir podgruppada - bir xil valent orbitallar tipiga ega bo’lgan bu gruppaga mansub elementlarga o’xshash tip (analog tip) deyiladi.

Masalan: yuqorida misol qilib olingan III - gruppaga o’xshash tip deyiladi, chunki hamma elementlar uchun bir xil valent elektron orbitallar (ns²np¹) ga ega. Skandiy podgruppasi elementlari ham qo’shimcha III B - gruppa - o’xshash tiplarni qiladi, chunki bular uchun ham ns²(n - 1)d¹ bir xildir.

Atom tuzilishining elektron nuqtai - nazaridan davr nomeri yorqin fizik ma’noga egadir. U bosh kvant son qiymatiga mos keladi va to’ldiradigan yoki tugallangan s va p qavatchalar bilan xarakterlanadi.

Har bir davr valent elektron konfigurasiyasi ns¹ bilan boshlanib, ns² np⁶ stabil (barqaror) konfigurasiya bilan tugallanadi.

Atomlarida faqat s va p qavatchalar bilan to’ladigan davrlarga kichik davrlar deyiladi. Bularga birinchi 3 ta davr misol bo’ladi. Ularga 2, 8, 8 ta elementlar muvofiq keladi. 1chi va 2 chi davrdagi elementlar soni, elektron qavatlarning maksimal sig’imiga mos keladi (p = 1, p = 2). 3 chi elektron qavat sig’imi, elementlar sonidan yuqori (ortiq). Bu 3d - orbitalning mavjudligi bilin bog’liq bo’lib, u bo’sh, uni elektronlar bilan to’lishi faqat 4 chi davrdagina energetik qulaydir. Shunday qilib,

4. 
   - chi davrdan boshlab elektron qavatlarning elektronlar bilan to’lish tartibi buziladi va ns, np - elementlar oraligida. d - elementlar dekadasi paydo bo’ladi, ularda tashqaridan ichki (n - 1)d qavatcha to’ladi. Shunday strukturaga 4 chi va 5 chi davrlar ega bo’ladi va ular 18 tadan elementga ega. 6 - chi va 7- chi davrlarda d- elementlar dekadasidan tashqari, (n - 2)f - qavatchasi to’ladigan elementlar oilasi mavjuddir. Bu davrlar 32 ta elementdan tashkil topgan.
   

s va p elementlardan tashqari d - elementlar dekadasi va f - elementlar oilasidan tashkil topgan davrlarga katta davrlar deyiladi. Katta davrlardagi atomlarda s va p tashqi qavatlardan tashqari ichki (n - 1)d va (n -2)f - qavatchalar ham bo’ladi va ular ham valent elektronlar hisoblanadi.

Elementlarning kimyoviy xossasi, ma’lumki atom orbitallarining to’lishini o’ziga xos xususiyatlari bilan aniqlanadi. Shuning uchun kichik davrlarda, qatorda hammasi bo’lib 8 ta element bor, ularning atomlarida eng tashqi qavatlari elektronlar bilan to’lib boradi va biridan ikkinchisiga o’tganda ishqoriy metalldan boshlanib, inert gazgacha element xossasi keskin o’zgaradi.

Katta davrlarda s va p elementlar shu qonuniyatga bo’ysunadi, d - elementlarda esa tashqi qavat o’zgarishsiz (ns²) qoladi, tashqaridan ichki ikkinchi qavat elektronlar bilan to’lib borganligi sababli xossalari ancha bir tekisda (plavnoye) o’zgarishi xarakterlidir. Hamma d - elementlar metallardir. Yanada ko’proq darajada bu xususiyat f - elementlar uchun xarakterlidir, chunki ular 44da tashqaridan ichki uchinchi qavat to’ladi. f - elementlarning hammasini kimyoviy xossalari bir - biriga yaqin.

Mavzu: Kimyoviy bog’lanish turlari.

Reja:

1. 
   Kimyoviy bog’lanishlarning asosiy tavsifi: kovalent va ion bog’lanish, valent bog’lar metodi.
   
2. 
   Biriktiruvchi va donor- akseptor mexanizmi.
   
3. 
   Gibridlanish tiplari va molekulalarning stereokimyosi
   
4. 
   Bog’lanish tartibi, valent bog’lanishlar metodi
   

Kimyoviy bog’lanish deganda, biz atomlararo ta’sir etuvchi va ularni birgalikda ushlab turuvchi kuchlarni tushunamiz.

Atomlarning o’zaro ta'siri natijasida kimyoviy bog’lanish vujudga kelib, barqaror ko’p atomli sistemalar, molekulyar ion, kristallar hosil bo’lishi mumkin. Kimyoviy bog’lanish qanchalik mustahkam bo’lsa, uni uzish uchun shunchalik ko’p energiya sarf bo’ladi. Kimyoviy bog’lanish hosil bo’lishda hamma vaqt o’zaro ta'sir etuvchi elektron va yadrodan iborat sistemaning potentsial energiyasi kamayadi, ya'ni energiya ajralib chiqadi. Shu sababli hosil bo’ladigan molekulalar, kristallarning potentsial energiyasi dastlabki erkin atomlarning energiyasi yig’indisidan doimo kichik bo’ladi. Demak, bog’lanish ta'sir etuvchi atomlar sistemasining potentsial energiyasining kamayishi natijasida hosil bo’ladi.

Kimyoviy bog’lanish molekula yoki kristall hosil bo’lishida ishtirok etuvchi elektronlar va atom yadrolarining elektr maydonlarining o’zaro ta'siri natijasida vujudga keladi. Bu o’zaro ta'sirning xarakteri atom tuzilishi va elektronning korpuskulyar-to’lqin xossalari asosida aniqlandi. Atom tuzilishining asosiy momentlari ma'lum bo’lgandan keyingina kimyoviy bog’lanish nazariyasini yaratish imkoni tug’ildi.

Kimyoviy bog’lanishni uzish uchun zarur bo’lgan energiya miqdori bo’lanish energiyasi deyiladi. Atom yoki molekulalarning elektron berishi yoki qabul qilib olishi natijasida hosil bo’ladigan zarrachalar ionlar deb ataladi. Ionlar musbat yoki manfiy zaryadli bo’ladi. Modda tarkibida musbat ionlar bilan bog’langan manfiy ionlar ham mavjud bo’ladi.

To’yinmagan valentlikka ega zarrachalar erkin radikallar deb ataladi. Masalan, CN", NO", CH3" va NH2" lar erkin radikallardir. Odatdagi sharoitda erkin radikallar uzoq vaqt mavjud bo‘la olmaydi. Lekin kimyoviy jarayonlarning borishi uchun erkin radikallar juda muhim rol o’ynaydi. Hozirgi vaqtda bir necha barqaror radikallar topilgan.

1916 yilda amerika olimi J.Lyuis kimyoviy bog’lanish bir vaqtning o’zida ikkala atomga tegishli bo’ladigan elektron juftlarining hosil bo’lishi hisobiga vujudga keladi, degan fikrni bildirdi. Bu g’oya hozirgi zamon kovalent bog’lanish nazariyasiga asos bo’ldi. Shu yilning o’zida nemis olimi V.Kossel quyidagi fikrni bildirdi: o’zaro ta'sir etuvchi ikki atomdan biri elektron berib, ikkinchisi elektron biriktirib oladi, bunda birinchi atom musbat zaryadlangan ionga, ikkinchisi esa manfiy ionga aylanib qoladi; hosil bo’lgan qarama-qarshi zaryadli ionlarning o’zaro elektrostatik tortilib barqaror birikma hosil bo’lishiga olib keladi. Bu fikr ion bog’lanish haqidagi hozirgi zamon tasavvurlarini yaratilishiga olib keldi.

Ionlanish potentsiali. Elektronga moyillik

Metallarning metallarga xos bo’lgan xarakterli kimyoviy xossalari shundan iboratki, ularning atomlari sirtqi elektronlarini oson berib, musbat zaryadlangan ionlarga aylanadi. Metallmaslar atomlari, esa, aksincha, elektronlarni biriktirib olib, manfiy zaryadlangan ionlarga aylanadi. Atomdan elektronni ajratib uni musbat zaryadlangan ionga aylantirish uchun qandaydir energiya sarf qilish kerak, bu energiya ionlanish energiyasi deb ataladi.

Ionlanish energiyasini elektr maydonida tezlashtirilgan elektronlar yordamida atomlarni bombardimon qilish yordamida aniqlash mumkin. Atomlarni ionlash uchun yetarli darajada elektronlarni tezlatish uchun ketadigan maydonlarning kuchlanishi ayni element atomining ionlanish potentsiali deb ataladi va volt (V) lar yoki elektronvolt (eV) larda ifodalanadi. Ionlanish potentsialining miqdori elemyentning metallik xossasi kuchli yoki kuchsiz ekanligini ko’rsatuvchi o’lchov bo’lib xizmat qiladi. Ionlanish potentsiali qanchalik kichik bo’lsa, ya'ni atomdan elektronni ajratib olish qanchalik oson bo’lsa, elementning metallik xossasi shunchalik kuchli ifodalangan bo’ladi. Atomlar faqat elektron beribgina qolmay, elektronlarni biriktirib

olishi ham mumkin. Atomga elektron birikishi natijasida ajralib chiqadigan energiya atomning elektronga moyilligi deb ataladi. Elektronga moyillik ionlanish energiyasi kabi volt (V) lar yoki elektronvolt (eV) larda o’lchanadi.

Metall atomlarining elektronga moyilligi nolga yaqin yoki manfiy qiymatga egadir, ya'ni ko’pchilik metall atomlarining elektronlarni biriktirib olishi energetik jihatdan afzal emas. Metallmas atomlarning elektronga moyilligi doimo musbat qiymatga ega bo’lib, metallmas davriy sistyemada inert gazga qanchalik yaqin joylashgan bo’lsa, uning elektronga moyilligi shunchalik yuqori qiymatga ega bo’ldi.

Elektronlarning ionlanish enyergiyasi va elektronga moyillik qiymatlarining davr va guruhchalar bo’yicha o’zgarishini ko’rib chiqaylik. Davriy sistemaning bitta guruhchasi bo’yicha ionlanish enyergiyasi yadro zaryadi ortishi bilan kamayib boradi. Bu elementning metallik xossalarining susayib borishini ko’rsatadi. Buni quyidagi jadvaldan ko’rish mumkin.

Ba’zi guruhcha elyemyentlari atomlarining ionlanish enyergiyasi

I guruh		II guruh		VI guruh		VII guruh
Li 5,39		2 3 ON e Be		O 13,62		F 17,42
Na 5,14		Mg 7,65		S 10,36		CI 1,97
4 3 ,		Ca 6,11		Se 9,75		Br 10,84
Rb 4,18		S r 5,69		Te 9,01		I 10,45
9 3 s U		Ba 5,21
Bu qonuniyat		I il bi i hi s b b rt^i 0 tg n ni i lar^i sl u i a r m o at^o				)og’liq. Atom yadrosi

bilan tashqi elektronlar orasidagi oraliq elektron qavatlari sonining oshishi tashqi qavatlardagi elektronlarning yadro bilan bog’lanishini susaytiradi, bu ionlanish energiyasining kamayishiga olib keladi.

Bir davr mobaynida ishqoriy metallardan nodir gazga o’tgan sari yadro zaryadi sekin asta ortib, atom radiusi kamayib boradi. Shu sababli ionlanish energiyasi ham asosiy davr boshidan davr oxiriga qarab oshib boradi, elementning metallik xossalari esa susayib boradi.

Elektron moyillik atomning oksidlash aktivligining o’lchovidir.

Element atomning elektronga moyilligi qanchalik katta bo’lsa, bu element shunchalik kuchli oksidlovchi hisoblanadi.

Elektronga moyillikning son qiymati elementning tartib raqami, davriy sistemadagi o’rni, elektronlar bilan to’lib boruvchi pog’onachaga (bu pog’onacha tugallanishiga yaqin bo’lsa, element atomining elektronga moyilligi yuqori bo’ladi) hamda boshqa faktorlarga bog’liq bo’ladi.

Davr bo’yicha elementlar atomining elektronga moyilligi chapdan o’ngga oshib boradi.VII guruhchaning p-elementlari (F, CI, Br) nisbatan yuqori elektronga moyillikka ega. Ular atomlarining tashqi elektron konfiguratsiyalari p⁵ ga teng, ya'ni tugallanishga (p⁶ ga) yaqindir.

Asosiy guruhcha elementlarida atomning yadro zaryadi oshib borishi bilan elementlarning elektronga moyilligi susayib boradi. Elementlarning metallmaslik xossalarini yaqqol namoyon qilish uchun elektrnmanfiylik (EM) tushunchasi kiritilgan. Ayni elementning elektrmanfiyligi uning ionlanish energiyasi bilan elektron moyilligi yig’indisiga (yoki uning yarmiga) teng.

Masalan, ftorning elektromanfiyligi EM=17,42+3,62=21,04eV, litiyning elektromanfiyligi EM=5,09+0,84=5,93 eV ga teng. Elementlarning metallik va metallmaslik xossalarini taqqoslab ko’rish uchun R.Malliken va L.Poling elektromanfiylikning nisbiy qiymatlaridan foydalanishni taklif qildilar. Buning uchun litiyning elektronmanfiyligi 1 deb qabul qilingan. Ayni elementning nisbiy elektronmanfiyligini topish uchun uning elektronmanfiylik qiymatini litiy elektronmanfiyligiga nisbati olinadi. Masalan, Corning nisbiy elektronmanfiyligi 21,04:5,9=4 ga tengdir. Ayni elementning turli valent holatlari uchun elektromanfiylikning qiymati bir xil bo’lmaydi. Elementning musbat valentligi oshishi bilan uning nisbiy elektronmanfiylik qiymati oshadi. Masalan, marganesning oksidlanish darajasi +2, +4 va +7 ga oshganda, uning nisbiy elektronmanfiyligi munosib ravishda 1,4; 2,1 va 2,5 ga teng bo’ladi. Elektron nazariya asosida atomlararo ikki xil bog’lanish mavjudligi aniqlandi. Birinchi xil bog’lanishda molekula zaryadlanmagan zarrachalardan iborat bo’ladi. Bu xil bog’lanish kovalent bog’lanish deb ataladi. Ikkinchi xil bog’lanishda molekula qarama-qarshi elektr bilan zaryadlangan ionlardan iborat bo’lib, bu bog’lanish ion bog’lanish deb ataladi.

Kovalent bog’lanish Atomlar o’rtasida kovalent bog’lanish hosil bo’lishini vodorod molekulasining hosil bo’lishi misolida ko’rib chiqaylik. Vodorod atomlari orasidagi kimyoviy bog’lanishning hosil bo’lishi o’zaro ta'sir etuvchi atomlar bir-biriga yaqinlashganda elektron bulutlarning bir-birini «qoplashi» natijasidir. Bunday o’zaro qoplanish natijasida yadrolar orasidagi bo’shliqning manfiy elektr zaryadi zichligi ortadi. Atomlarning musbat zaryadlangan yadrolari elektron bulutlarning qoplanish sohasi tomon tortiladi. Bu tortilish bir xil zaryadlangan elektronlarning o’zaro itarishidan yuqoriroq bo’lib, natijada barqaror molekula hosil bo’ladi.

1927 yilda V.Getler va F.London vodorod molekulasidagi yadrolararo masofa va bog’lanish energiyasi qiymatlarini hisoblab chiqishdi va bu qiymatlar tajribada topilgan qiymatga juda yaqin chiqdi. Natijada vodorod molekulasida kimyoviy bog’lanish ikkala atomga tegishli bo’lgan qarama-qarshi yo’nalishdagi spinga ega elektron jufti hosil bo’lishi natijasida vujudga keladi, degan xulosaga kelindi. Vodorod molekulasi hosil bo’lishidagi elektronlarning «juftlanish» jarayoni quyidagi sxema bilan ifodalanishi mumkin: H +'H=HH

Bu elektr maydonining kuchlanishi dipol momentiga proportsionaldir. Dipol momenti quyidagi tenglama bilan topiladi: M = g ■ l

M - dipol momenti, g-elektron zaryadining absolyut miqdori, l-molekuladagi musbat va manfiy zaryadlar markazlari orasidagi masofa.

Molekulalarning dipol momenti odatda debay (D) bilan o’lchanadi: D=3,33.10^-30 Kl m

Molekulaning dipol momentini tegishli moddalardan ba'zi bir xossalarini o’lchash orqali aniqlash mumkin. Shunday qilib topilgan, dipol momentining qiymati molekulalarining geometrik tuzilishi to’g’risida muhim informatsiya beradi.

Kovalent bog’lanish hosil bo’lish yo’llari Kovalent bog’lanishni hosil qiluvchi umumiy elektron jufti qo’zg’almagan atomlardagi juftlashmagan elektronlardan hosil bo’ladi. Bu holat masalan, H2, HCI,

CI2 kabi molekularning hosil bo’lishida kuzatiladi. Bunda har bir atom 1 ta juftlashmagan elektronga ega, shunda ikki atomning o’zaro ta'siri tufayli umumiy elektron jufti, ya'ni kovalent bog’lanish hosil bo’ladi. Qo’zg’almagan azot atomida uchta juftlashmagan elektron bor.

Shuning uchun azot atomidagi bunday juftlashmagan uchta elektron uchta kovalent bog’ni hosil qiladi. Lekin kovalent bog’larning soni qo’zg’almagan atomdagi juftlashmagan elektronlarning sonidan ko’proq bo’lishi mumkin. Masalan, normal holatdagi uglerod atomining tashqi elektron qavati quyidagicha ifodalanadi: Atomdagi juftlashmagan elektronlar hisobiga uglerod atomida 2 ta kovalent bog’ hosil bo’lishi mumkin. Qandaydir enyergiya sarf qilinganda 2p-pog’onachaga o’tishi mumkin; natijada atom qo’zg’algan holatga o’tib, juftlashmagan elektronlar soni oshadi:

Uglerodning boshqa atomlar bilan 4 ta kovalent bog’ orqali bog’langan birikmalari bor. Uglerod atomining tashqi elektron qavatida 4 ta juftlashmagan elektron joylashgan bo’ladi; qo’zg’algan uglerod atomi 4 ta kovalyent bog’ hosil bo’lishida ishtirok etishi mumkin. Kovalent bog’ hosil bo’lish yo’llaridan ikkinchisi donor-aktseptor bog’lanishdir. Kordinasion bog’lanishlar kompleks birikmalarda uchraydi. Bunday bog’lanishlar hosil bo’lishida faqat bir atomning elektronlari ishtirok etadi, kovalent bog’lanishda esa elektronlar jufti ikkala atomning elektronlaridan hosil bo’ladi. Kordinasion bog’lanish kovalent bog’lanishdan ana shu bilan farq qiladi. Kordinatsion bog’lanish hosil qiluvchi elektronlar juftini bir atom (yoki atomlar gruppasi) beradi. Bog’lanish hosil bo’lishida elekronlar juftini bergan atom donor, bu juft elektronlarni o’ziga qabul qilgan atom akseptor deb ataladi. Shuning uchun bunday bog’lanish donor-akseptor bog’lanish deb ham yuritiladi.

Koordinasion bog’lanish hosil bo’lishga vodorod ionining ammiak bilan birikib, ammoniy ioni hosil qilishi misol bo’la oladi:

+