Mavzu:IonLanish energiyasi va elektronga moyillik.Nisbiy elektron moyillik
Elektronga moyillik - element atomlarining oʻziga elektronlarni biriktirib (tortib) olish xususiyati. Elektronga moyillik metallmaslikning miqdoriy xarakteristikasi boʻlib hisoblanadi.
Neytral atomga bitta elektron birikkanda ajralib chiqadigan energiya elektronga moyillik deyiladi:
E0+e-=E-+Eenergiya
Atomning elektronga moyilligi qancha katta boʻlsa u elektronni shuncha oson biriktirib oladi va metallmaslik xossasi shuncha kuchli ifodalangan boʻladi.
Davrlarda chapdan oʻngga oʻtgan sari atomlarning elektronga moyilligi ortadi, shuning uchun ularning metallmaslik xossalari dayriy ravishda kuchayib boradi.
Guruhlarda esa aksincha yuqoridan pastga tushgan sari elektronga moyillik shuningdek metallmaslik xossalari ham kamayadi.
Kvantomexanik hisoblashlar boʻyicha atomga ikki yoki undan ortiq elektronlarning birikishi mumkin emas. Shuning uchun bir atomli koʻp zaryadli (O-2, S-2, N-3 lar kabi) anionlar erkin holda mavjud boʻla olmaydi.
Metallik va metallmaslikning umumiy xarakteristikasi bu elektromanfiylikdir.
Elektromanfiylik tushunchasi ilk bor fanga 1932 yilda amerikalik kimyogar L.Poling(1901-1994) tomonidan kiritilgan.
Elektromanfiylik (EM) - atomlarning oʻziga elektronlarni tortib olish xususiyati.Elektromanfiylik qancha katta boʻlsa, metallmaslik xossasi shuncha kuchli, metallik xossasi esa shuncha kuchsiz ifodalangan boʻladi.
Elektromanfiylik atom orbitallarining gibridlanish turiga va atomlarning valent holatiga bogʻliq boʻladi. Masalan; gibrid orbitalda s-orbitalning hissasi ortib borishi bilan uglerod atomining elektromanfiyligi ham ortib boradi. sp3 gibridlangan uglerod atomining elektromanfiyligi 2,5; sp2 gibridlangan uglerod atomining elektromanfiyligi 2,8 sp gibridlanganiniki esa 3,1ga teng.
Elementlarning nisbiy elektromanfiyligi
H
2,1
Li
1,0
Be
1,5
B
2,0
C
2,5
N
3,0
O
3,5
F
4,0
Na
0,9
Mg
1,2
Al
1,5
Si
1,8
P
2,1
S
2,5
Cl
3,0
K
0,8
Ca
1,0
Sc
1,3
Ti
1,5
V
1,6
Cr
1,6
Mn
1,5
Fe
1,8
Co
1,9
Ni
1,9
Cu
1,9
Zn
1,6
Ga
1,6
Ge
1,8
As
2,0
Se
2,4
Br
2,8
Rb
0,8
Sr
1,0
Y
1,2
Zr
1,4
Nb
1,6
Mo
1,8
Tc
1,9
Ru
2,2
Rh
2,2
Pd
2,2
Ag
1,9
Cd
1,7
In
1,7
Sn
1,8
Sb
1,9
Te
2,1
I
2,5
Cs
0,7
Ba
0,9
La-Lu*
1,0-1,2
Hf
1,3
Ta
1,5
W
1,7
Re
1,9
Os
2,2
Ir
2,2
Pt
2,2
Au
2,4
Hg
1,9
Tl
1,8
Pb
1,9
Bi
1,9
Po
2,0
At
2,2
Fr
0,86
Ra
0,97
Ac**
1,0
Oksidlanish darajasi-moddalarni faqat ionlardan tashkil topgan deb hisoblangan atomlarning shartli zaryadidir.
Elementlarning oksidlanish darajasi ularning elektromanfiylik qiymatiga bogʻliq. Qaysi atomning elektromanfiyligi katta boʻlsa, birikmalarda oʻsha element manfiy (-) oksidlanish darajasiga ega boʻladi.
Elementlarning oksidlanish darajasi ularning elektron tuzilishiga qarab -4 dan +8 gacha oʻzgara oladi. Elementlarning oksidlanish darajasini aniqlashda quyidagi qoidalardan foydalaniladi:
1. Oddiy moddalarning oksidlanish darajasi 0 ga teng, Masalan; O , Cl , N , F , K0, Cu0, O , S va h.z.
2. Ftor har doim birikmalarda -1 oksidlanish darajasini namoyon qiladi.
3. Ishqoriy metallar birikmalarda +1, ishqoriy-yer metallari va Be, Mg, Cd, Zn lar birikmalarda har doim +2 oksidlanish darajasiga ega.
4. Alyuminiy birikmalarda +3 oksidlanish darajasiga ega.
5. Kislorod birikmalarda har doim -2 oksidlanish darajasiga ega, faqat peroksidlarda -1, OF2 da +2 oksidlanish darajasini namoyon qiladi.
6. Metallar hech qachon manfiy oksidlanish darajasini namoyon qilmaydi.
7. Metallmaslar qanday atom bilan birikkanligiga va ularning EM (elektromanfiylik) qiymatiga qarab manfiy ham musbat ham oksidlanish darajasini namoyon qiladi.
8. CuFeS2 (xalkopirit) da misning oksidlanish darajasi +1, oltingugurtniki -2 va temirniki +3 ga teng. Bu moddani mis (I) sulfid bilan temir (III) sulfidning aralashmasidan iborat deb tasavvur qilish mumkin
Birikmalarda atomlarning valentligi va oksidlanish darajalari koʻpincha bir-biriga mos keladi. Masalan; H2SO4 da oltingugurtning valentligi VI ga, oksidlanish darajasi +6 ga; KMnO4 da marganetsning valentligi VII ga, oksidlanish darajasi +7 ga; CO2 uglerodning oksidlanish darajasi + 4 ga, valentligi IV ga; NH3 da azotning valentligi III ga, oksidlanish darajasi -3 ga teng va h.z.
Ammo ba’zi birikmalarda valentligi va oksidlanish darajalari oʻzaro mos kelmaydi. Masalan; Hg2Cl2 da simobning valentligi II ga (Cl – Hg – Hg – Cl), oksidlanish darajasi +1 ga teng.
Peroksidlarda (Masalan; H2O2 da) kislorodning valentligi II ga, oksidlanish darajasi -1 ga, N2O da bitta azotning valentligi II ga, ikkinchisiniki IV ga, har ikkala azotning ham oksidlanish darajasi esa +1 ga; HNO3 da azotning valentligi IV ga, oksidlanish darajasi +5 ga (N2O5 da ham xuddi shunday) teng. H3PO2 va H3PO3 da fosforning valentligi har ikkala birikmada ham V ga, oksidlanish darajasi esa H3PO2 da +1, H3PO3 da +3 ga teng. Demak, valentlik va oksidlanish darajalari har xil tushunchalar boʻlib, valentlik- atomning boshqa atom bilan hosil qilgan kimyoviy bogʻlanishlar soni bilan, oksidlanish darajasi esa atomning boshqa atom bilan kimyoviy bogʻlar hosil qilishda bergan yoki qabul qilib olgan elektronlar soni bilan aniqlanadi. Atomlarning qabul qilishi mumkin boʻlgan elektronlarning maksimal soni 8-N ga, berishi mumkin boʻlgan elektronlarining maksimal soni N ga teng boʻladi. Bu yerda N-guruh raqami.
Yodda tuting! Har qanday atom yoki ionning tashqi elektron qobigʻida koʻpi bilan 8 ta elektron boʻlishi mumkin. Ya’ni atomning tashqi elektron qobigʻida 8 ta dan ortiq elektron boʻlishi mumkin emas.
Davrlarda chapdan oʻngga oʻtganda
-atomlarning yadro zaryadi ortadi;
-atomlarning elektron qobiqlar soni oʻzgarmaydi;
-atomlarning tashqi elektron pogʻonasidagi elektronlar soni guruh raqamiga mos ravishda 1 dan 8 gacha ortib boradi;
-tashqi elektron pogʻonadagi elektronlarning yadro bilan tortishuv kuchi ortadi;
-elektronga moyillik ortadi;
-elektromanfiylik ortadi;
-elementlarning metallik xossalari kamayadi;
-elementlarning metallmaslik xossalari ortadi;
Guruhlarda yuqoridan pastga tushgan sari atomlarning;
-yadro zaryadi ortadi;
-elektron qobiqlar soni ortadi;
-tashqi elektron pogʻona (qobiq) dagi elektronlar soni oʻzgarmaydi;
-atom radiusi ortadi;
-tashqi elektron pogʻonadagi elektronlarning yadro bilan bogʻlanish energiyasi kamayadi;
-ionlanish energiyasi kamayadi;
-elektronga moyilligi kamayadi;
-elektromanfiyligi kamayadi;
-metallik xossasi ortadi;
-metallmaslik xossasi kamayadi.
Atom va ion radiuslari. Kvant mexanikasi nuqtai nazaridan atom aniq oʻlchamga ega emas, shuning uchun uning haqiqiy (absolyut) oʻlchamini aniqlab boʻlmaydi. Kimyoda eksperimental ma’lumotlar asosida kristallarda va molekulalarda atomlarning yadrolararo masofalari hisoblanadi. Bu masofalar effektiv radiuslar deyiladi. Effektiv radiuslarning oʻlchamiga turli xil omillar (moddaning tuzilishi, bogʻ xarakteri, elementlar oksidlanish darajasi va h.z) ta’sir qiladi.
Shuning uchun birikmalarda atomlarning kovalent, metall va ion radiuslarini farqlay bilish lozim. Kovalent va metall radiuslari mantiqan “atom radius” tushunchasiga mos keladi.
Kovalent radius - molekulalardagi yadrolararo masofaning yarmiga teng boʻlgan kattalik.
Metall radius - metall kristall panjaradagi ikki qoʻshni atomlar yadrolari orasidagi masofaning yarmiga teng:
Ion bogʻlanishli kristallar uchun hisoblangan effektiv radiuslari ularning ion radiuslaridir:
Ba’zi atomlarning ion radiuslari, A0
N-3
1,54
Li+
0,68
Be+2
0,3
O-2
1,45
F-
1,33
Na+
0,98
Mg+2
0,65
Al+3
0,45
S-2
1,9
Cl-
1,81
K+
1,33
Ca+2
0,94
Sc+3
0,68
Se-2
2,02
Br-
1,96
Rb+
1,48
Sr+2
1,1
Y+3
0,9
Te-2
2,22
I-
2,19
Cs+
1,67
Ba+2
1,29
La+3
1,04
Ion radiuslari qiymati koordinatsion soniga va elementlarning davriy sistemada joylashgan oʻrniga hamda qarama-qarshi zaryadli ionlarning kimyoviy tabiatiga bogʻliq. Guruhlarda yuqoridan pastga tushgan sari ayni guruh elementlari hosil qilgan ionlarining radiuslari ortib boradi. Davrlarda chapdan oʻngga oʻtganda ion radiuslari kamayadi.
Masalan; Na+ (0,98A0), Mg+2(0,78A0), Al+3(0,57), Si+4(0,39A0), P+5(0,35A0), S+6(0,34A0), Cl+7(0,26A0).
Bitta element hosil qilgan ionlarning radiuslari ularning manfiy zaryadlari ortib borishi bilan oshib boradi, bu esa ayni pogʻonaga qoʻshimcha elektron qoʻshilishi bilan tushuntiriladi. Masalan;
Ion
Radius A0
Ion
Radius A0
Pb+4
Pb+2
Pb0
S+6
S-2
0,84
1,32
1,74
0,34
1,76
Mn+7
Mn+4
Mn+3
Mn+2
Mn0
0,35
0,52
0,70
0,91
1,31
Yadro bilan eng tashqi elektron pogʻonadagi elektronlar orasidagi masofa atom radiusi deyiladi.
Davrlarda chapdan oʻngga oʻtgan sari elementlarning atom radiuslari kamayib boradi, chunki davrlarda atomlarning yadro zaryadi va tashqi elektron pogʻonadagi elektronlar soni ortib boradi, natijada yadro va tashqi pogʻonadagi elektronlar orasidagi tortishuv kuchayadi, ular orasidagi masofa esa kamayadi. Masalan;
Rasmda eng tashqi elektron pogʻonalar berilgan.
Atom radiuslaridan kationning radiusi kichik, anionning radiusi esa katta boʻladi:
Guruhlarda esa yuqoridan pastga tushgan sari atom radiuslari ortib boradi, chunki yuqoridan pastga tushgan sari tashqi elektron pogʻonadagi elektronlar soni oʻzgarmagani holda elektron pogʻonalar soni ortib boradi. Masalan: Li ga 2 ta, Na da 3 ta, K da 4 ta elektron pogʻonalar boʻladi va h.z .
2.5. Atom elektron qobiqlarining tuzilishi
Kimyoviy reaksiyalarda atom yadrosi oʻzgarishga uchramaydi. Bunda atomlarning tashqi elektron qobiqlaridagi elektronlar qayta taqsimlanadi.
Kimyoviy elementlarning koʻpchilik xossalari shu elektron qobiqlarning tuzilishi bilan tushuntiriladi.
Atomdagi elektronning holatini kvant mexanikasi bayon qilib beradi. Bunga binoan elektron bir vaqtda zarracha (tinch massaga ega) va toʻlqin xossasiga (toʻlqin uzunligi, amplituda, chastota kabilar) ega.
Yadro atrofidagi elektronning boʻlish ehtimolligi eng koʻp boʻlgan fazo orbital deyiladi. Yadrodan har xil masofada elektronlar joylashib elektron qavatni hosil qiladi. Kichik oʻlchamli orbitalda harakatlanuvchi elektronlar katta oʻlchamli orbitalda harakatlanuvchi elektronlarga qaraganda yadroga kuchliroq tortiladi.
Oʻlchamlari bir- biriga yaqin orbitallarda harakatlanadigan elektronlar elektron qavatlarni hosil qiladi.
Elektron qavatlarda energiyalari bir - birlariga yaqin elektronlar joylashganligi uchun ularga energetik pogʻonalar deyiladi. Energetik pogʻonalar yadrodan boshlab raqamlanadi: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 yoki lotin alifbosining bosh harflari bilan belgilanadi: K, L, M, N, O, P, Q.
Kimyoviy element atomlaridagi energetik pogʻonalar soni, ayni element joylashgan davr raqamiga teng. Masalan, 1-davr elementlarida bitta, 4-davr elementlarida toʻrtta elektron qobiqlar boʻladi va h.z.
Ma’lum vaqt oraligʻida atomning sohasida hamma ehtimolligi boʻlishi mumkin boʻlgan joylarni nuqtalar bilan belgilasak, bu nuqtalar toʻplamiga elektron bulut deyiladi.
Hozirgi vaqtda ma’lum boʻlgan hamma elementlar 7 ta davrda joylashganligi uchun atomdagi energetik darajalar (pogʻonalar) soni 7 ga teng.
Ayni energetik pogʻonada joylashishi mumkin boʻlgan elektronlarning maksimal soni (N): N = 2n2 formula bilan aniqlanadi. n - pogʻona raqami. Masalan,
n=1 (birinchi qavatda) N=2n2=2∙12=2 faqat 2 ta (koʻpi bilan ) elektron boʻladi. n=2 boʻlsa, N=8 ta; n=3 boʻlsa, N=18 ta; n=4 boʻlsa N=32 ta elektron boʻladi va h .z.
|
