Dərslik respublikanın universitetlərinin fizika fakültələrinin tələbələri üçün "Atom fizikası"
Download 18.1 Mb. Pdf ko'rish
|
- Bu sahifa navigatsiya:
- Ё112. Atomun elektrona hərisliyi
- Ё113. Atomun elektromənfiliyi
|
Ё111. Atomun ionlaşma potensialı Elementin kimyəvi xassələri onun atomlarının elektron itirmək və ya elektronu özünə
746
birləşdirmək qabiliyyəti ilə sıx surətdə əlaqədardır. Hər bir atom üçün elektronu itirmək qabiliyyəti kəmiyyətcə ionlaşma enerjisi və ya adətən deyildiyi kimi, ionlaşma potensialı ilə xarakterizə olunur. Həyəcanlanmamış X atomundan bir dənə elektronu qoparmaq üçün lazım olan enerji bu atomun J
ionlaşma potensialı adlanır: X+J x =X + +e – .
(111.1) İonlaşma potensialı adətən eV-la ölçülür: 1 eV = 1,6 ⋅10 -19
C. Qeyd edək ki, ionlaşma enerjisinə bərabər enerji əldə etmək üçün elektronun keçməli olduğu potensiallar fərqini nəzərdə tutaraq, atomun ionlaşma enerjisini çox zaman bu atomun ionlaşma potensialı da adlandırırlar. İonlaşma potensialını təyin etmək üçün atomun optik spektrindəki seriyaların qısadalğalı sərhəddindən istifadə etmək olar. Doğrudan da, baxılan seriya üçün qısadalğalı sərhəddin ν tezliyini bilərək, atomdan elektronu qoparmaq üçün lazım olan enerjini (ionlaşma potensialını) Plankın ε =h ν düsturuna əsasən hesablamaq olar. Bundan başqa ilonlaşma potensialını elektron zərbələri ilə ionlaşma və fotoionlaşma metodları vasitəsilə də təyin etmək olar. İonlaşma potensialını nəzəri surətdə Xartri-Fok metoduna (Ё135) əsasən təyin etmək üçün Kupmans teoremindən istifadə olunur. Bu teoremə görə müəyyən orbitalda yerləşən elektronu atomdan qoparmaq üçün lazım olan enerji ədədi qiymətcə həmin orbitala uyğun enerjiyə bərabərdir. Hidrogenəbənzər atomlar üçün əsas halın (n=1) ionlaşma potensialını (98.25) düsturuna əsasən 2 4 2 2h
mz J x =
(111.2) ifadəsi ilə hesablamaq olar. Məsələn, hidrogen atomu üçün z=1 olduğundan (111.2) düsturuna əsasən tapırıq ki, J=13,6 eV. Çoxelektronlu atomlar üçün birinci, ikinci və s. elektronun qoparılmasına uyğun olaraq bir neçə J 1 ,J 2 ,J 3 ,… ionlaşma potensialı vardır. Özü də həmişə J 1 <J 2
3
ödənir, çünki atomdan qoparılmış elektronların sayı artdıqca yaranan müsbət ionun yükü artır və o, elektronu daha böyük qüvvə ilə özünə cəlb edir. 111.1 cədvəlində bəzi atomlar üçün ionlaşma potensialları eV-la verilmişdir. Bu cədvəldən görünür ki, atomun ionlaşma potensialı onun elektron konfiqurasiyasından kəskin şəkildə asılıdır. Belə ki, eyni bir atom üçün ionlaşma potensialının bir qiyməti digər qiymətdən kəskin fərqlənir. Məsələn, bor atomu üçün J 4 və J 5 qiymətləri J 1 ,J 2 və J 3 -
laylar üzrə qruplaşdırılması həqiqətə uyğundur. Qeyd edək ki, ionlaşma potensialı atomun sıra nömrəsindən periodik asılıdır və bu asılılıq dövri sistemin həm qrupları, həm də dövrləri üzrə özünü aydın şəkildə büruzə verir.
Mendeleyev cədvəlində hər bir qrupda ionlaşma potensialı, atomun sıra nömrəsi artdıqca, azalır. Bu, onunla izah olunur ki, elektron konfiqurasiyasının növü saxlansa da, atomun ölçüləri böyüyür. Bu baxımdan lantanidlər müstəsnalıq təşkil edir. Belə ki, lantanidlərdə nüvənin yükü artdıqca daha uzaq səviyyələrdə yerləşən elektronlar meydana çıxmır və nəticədə "lantanid sıxılması" baş verir. Bu isə z artdıqca lantanidlərdə ionlaşma potensialının da artmasına səbəb olur.
Cədvəl 111.1 z
1
2
3
4
5 1
3 4 5 6 7 8 9 10
11 12
13 14
15 16
17 18
19 20
21 22
23 24
25 26
27 28
29 30
31 H He Li Be
B C N O F Ne Na Mg
Al Si
P S Cl Ar K Ca Sc Ti
V Cr
Mn Fe
Co Ni
Cu Zn
Ca 13,599
24,588 5,392
9,323 8,298
11,260 14,534
13,618 17,423
21,565 5,139
7,646 5,986
8,152 10,487
10,360 12,968
15,760 4,341
6,113 6,592
6,82 6,740
6,765 7,435
7,893 7,87
7,635 7,726
9,394 6,09
54,418
75,641 18,211
25,156 24,383
29,602 35,118
34,987 41,08
47,304 15,035
18,828 16,342
19,73 23,35
23,80 27,63
31,820 11,871
12,80 13,58
14,21 16,50
15,640 16,183
17,06 18,15
20,292 17,964
20,514
122,42 153,85
37,92 47,87
47,43 54,89
62,65 63,5
71,65 50,12
28,44 33,46
30,16 35,0
39,9 40,90
46 51,21
24,75 27,5
29,3 31,0
33,69 30,64
33,49 35,16
36,83 39,70
30,70
217,657
259,298 64,48
77,540 77,394 87,23 97,16
98,88 109,29
119,96 45,13
51,354 47,29
53,5 59,79
60,90 67
74,5 45,40
48,35 50,9
53,4 55,9
53,2 56,0
58,9 61,6
64,3
340,127 292,00 97,863 113,873 114,214
126,4 138,60
141,23 153,77
166,73 65,007 75,5 57,80
75,0 –
84,39 93,9
101,7 68,7
72,4 75,8
79,0 82,2
79,1 82,7
86,3 89,8
Mendeleyev cədvəlində hər bir dövrdə ionlaşma potensialı J x soldan sağa doğru ketdikcə artır. Belə ki, hər bir dövrdə qələvi metal atomu üçün ionlaşma potensialı ən kiçik, təsirsiz qaz atomu üçün isə ən böyük olur. Hər bir dövrdə I qrupun s– elementlərindən VIII qrupun p–elementlərinə keçdikcə atomların ionlaşma potensialının artması nüvənin yükünün artması ilə izah olunur. Lakin bu qanunauyğunluqdan bəzi kənara çıxmalar da müşahidə olunur. Məsələn, J
, J O <J N , J Mg <J Al , J S <J P . Bu
kənaraçıxmaların əsas səbəbi Be atomunun 1s 2 2s 2 və Mg atomunun 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 qapalı
təbəqələrinin və Hund qaydasına görə N və P atomlarının maksimal spinə malik olan 1s 2 2s 2 2p 3 və 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 elektron konfiqurasiyalarının böyük dayanıqlığa malik olmasıdır. İonlaşma potensialı atomun çox mühüm xarakteristikalarından biridir. Belə ki, kimyəvi rabitənin xarakteri və möhkəmliyi xeyli dərəcədə atomun ionlaşma
748 potensialından asılıdır. Bundan başqa, ionlaşma potensialı kiçik olduqda atom elektronu asanlıqla verdiyindən atomların reduksiya xassələri də ionlaşma potensialından asılıdır. Yuxarıda qeyd etdik ki, ionlaşma potensialı periodik dəyişən kəmiyyətdir. Atomların elektron quruluşu haqqındakı təsəvvürlərə əsaslanaraq bu faktı bir qədər ətraflı surətdə nəzərdən keçirək. Əgər atomda baxılan elektrondan başqa elektronlar olmasaydı (hidrogenəbənzər atom), bu elektronun enerjisi (98.25) düsturuna əsasən yalnız atomun z sıra nömrəsindən və n baş kvant ədədindən asılı olardı. Bu düsturdan göründüyü kimi, z böyük və n kiçik olduqca birelektronlu atomda enerji səviyyəsi daha aşağıda yerləşir və elektron nüvə tərəfindən daha böyük qüvvə ilə cəzb olunur. Atomda digər elektronların olması bu sadə asılılığı xeyli dərəcədə dəyişdirir. Digər elektronların təsirini izah etmək üçün isə bir-biri ilə əlaqədar olan "nüvənin yükünün ekranlanması" və "elektronların atomda nüvəyə doğru nüfuz etməsi" anlayışlarından istifadə edilir. Məlum olduğu kimi, ekranlaşma effekti, baxılan elektron ilə nüvə arasında yerləşən digər elektronların təsiri nəticəsində bu elektrona nüvənin müsbət yükünün təsirinin azalmasından (ekranlanmasından) ibarətdir. Bu effekti kəmiyyətcə nəzərə almaq üçün ekranlaşma sabiti adlanan kəmiyyət daxil edilir. Ekranlaşma haqqında təsəvvürün daxil edilməsi, əslində elektronların bir-birini itələməsini formal olaraq nəzərə almaqdır. Aydındır ki, nüvəni əhatə edən elektron laylarının sayı artdıqca ekranlanma da artır. Nüfuzetmə effekti onunla əlaqədardır ki, kvant mexanikasına görə elektron atomun daxilində istənilən nöqtədə ola bilər. Buna görə də xarici elektron bir müddət nüvəyə yaxın oblastda yerləşə bilər ki, bu oblastda da digər elektronların ekranlaşdırıcı təsiri azdır. Başqa sözlə, belə demək olar ki, xarici elektron daxili elektron laylarını keçərək nüvəyə doğru yaxınlaşır. Aydındır ki, elektronun nüvəyə doğru nüfuz etməsi onun nüvə ilə qarşılıqlı təsirini xeyli möhkəmləndirir. n baş kvant ədədinin verilmiş qiymətində nüvənin bilavasitə yaxınlığında l orbital kvant ədədinin kiçik qiymətinə uyğun elektron buludu daha çox toplanır və buna görə də s–elektronlar p–elektronlara nisbətən, p– elektronlar isə öz növbəsində d–elektronlara nisbətən daha çox nüfuzedici olurlar. s–, p–, d– və f–elektronların enerji səviyyələrinin bizə məlum olan yerləşməsi ardıcıllığı məhz buradan aydın olur: n və z-in verilmiş qiymətlərində ən aşağı enerji s hal üçün, sonra p– hal üçün və s. olur. Yuxarıda göstərilən amillərdən başqa atomda elektronların nüvə ilə qarşılıqlı təsirinin möhkəmliyinə eyni bir layda yerləşən elektronların öz aralarında bir-birini itələməsi də təsir edir ki, bu da ekranlaşma effektinə aid edilir. Belə itələmə eyni orbitalda yerləşən və spinləri antiparalel yönəlmiş elektronlar arasında xüsusilə güclü olur. Deyilənlərə əsaslanaraq dövri sistemdə ionlaşma potensialının dəyişməsi qanunauyğunluqlarını izah etmək olar. Misal olaraq birinci ionlaşma potensialının dəyişməsinə baxaq. Qələvi metal atomları üçün birinci ionlaşma potensialı, yuxarıda qeyd etdiyimiz kimi, ən kiçikdir. Bu, onunla izah olunur ki, həmin atomlarda xarici elektron ilə nüvə arasında yerləşən elektron layları nüvənin yükünü güclü şəkildə ekranlaşdırır. Litiumdan seziuma doğru ionlaşma potensialının azalması isə atomun ölçüləri böyüdükcə elektrondan nüvəyə qədər olan məsafənin artması ilə əlaqədar olaraq baş verir. İndi isə ikinci dövrdə ionlaşma potensialının dəyişməsinə baxaq. Bu dövrdə Li atomundan Ne atomuna doğru getdikcə ionlaşma potensialı artır. Bunu belə izah etmək olar ki, elektron layları dəyişməz qalır, lakin nüvənin yükü getdikcə artır. Lakin 109.4 və 111.1 cədvəllərindən göründüyü kimi, birinci ionlaşma potensialı J 1 -in artması monoton 749
deyildir. Belə ki, B atomunda J 1 -in azalması müşahidə olunur. Bu fakt isə, bir qədər əvvəl qeyd etdiyimiz kimi, həmin atomların elektron quruluşunun xüsusiyyətləri ilə əlaqədar olaraq meydana çıxır. Elektron konfiqurasiyası 1s 2 2s 2 olan Be atomunda s–təbəqəsi dolmuş olduğundan, sonra gələn B atomunda növbəti elektron p–təbəqəsində yerləşir. p– elektronun isə s–elektrona nisbətən nüvə ilə rabitəsi zəifdir və ona görə də B atomunun birinci ionlaşma potensialı Be atomu üçün olduğundan kiçikdir. Azot atomunda xarici elektron təbəqəsindəki üç elektron Hund qaydasına (Ё108) görə spinləri bir-birinə paralel olmaqla p–orbitallarda yerləşirlər . Növbəti oksigen atomunda isə p– orbitalların birində spinləri antiparalel olan iki elektron yerləşir: . Eyni orbitalda yerləşən iki elektron isə bir-birini güclü itələdiyindən oksigen atomundan elektronu qoparmaq daha asan olur və ona görə də J ↑ ↑ ↑ z y x p p p s s 2 2 2 2 1 2 2 ↑ ↑ ↑↓
y x p p p s s 2 2 2 2 1 2 2
<J N alınır. İonlaşma potensialının soldan sağa getdikcə artması Mendeleyev cədvəlindəki bütün dövrlərdə müşahidə olunur. Belə ki, dövrün başlanğıcında yerləşmiş qələvi metal atomu üçün ionlaşma potensialı ən kiçik, həmin dövrü tamamlayan təsirsiz qaz atomları üçün isə ən böyük olur. d–təbəqəsi dolmaqda davam edən atomlar üçün isə eyni dövr daxilində soldan sağa doğru getdikcə ionlaşma potensialının dəyişməsi nisbətən azdır. Bu atomlar üçün ionlaşma potensialı əsas yarımqrupa mənsub olan atomların ionlaşma potensiallından böyükdür. Bu da d–təbəqəsi dolmaqda davam edən atomlarda (əlavə yarımqrup) xarici s–elektronların nüvəyə doğru nisbətən çox nüfuz etməsi ilə izah olunur. Beləliklə, elementlərin atomlarının elektron quruluşu haqqında olan məlumatlara əsaslanaraq dövri sistemdə ionlaşma potensiallarının dəyişməsinin əsas qanunauyğunluqlarını izah etmək olur. Nəhayət, qeyd edək ki, ionlaşma potensiallarını bilmək kimyada xüsusilə böyük əhəmiyyət kəsb edir. Bu fikri sübut etmək üçün aşağıdakı faktı göstərmək kifayətdir. 1962-ci ildə kanadalı alim Bartlet O 2 PtF 6 birləşməsini sintez etmişdi. Nəzəri mülahizələrə əsasən o, belə hesab edirdi ki, bu birləşmə və
[PtF + 2 O 6 ] - ionlarından təşkil olunmalıdır. Bu zaman Bartlet belə bir fakta da diqqət yetirdi ki, O 2 molekulunun və ksenon (Xe) atomunun ionlaşma potensialı demək olar ki, bir-birinə bərabərdir (uyğun olaraq, 12,12 eV və 12,13 eV). Buradan o, ksenon atomu daxil olan oxşar birləşmənin alınmasının mümkünlüyü haqqında nəticə çıxardı. Doğrudan da, Xe atomunun PtF 6 ilə qarşılıqlı təsiri nəticəsində Bartlet XePtF 6 birləşməsini sintez etdi. Beləliklə də, kimyada böyük nailiyyət əldə edilmiş oldu, yəni təsirsiz qaz atomları daxil olan birləşmələrin alınmasının başlanğıcı qoyuldu.
Məlumdur ki, atomda elektronlar nüvə tərəfindən cəzb olunurlar. Lakin atomun yaxınlığında yerləşən sərbəst elektron da, atomdakı elektronlar tərəfindən itələnməsinə baxmayaraq, nüvə tərəfindən cəzb oluna bilər. Nəzəri hesablamalar və təcrübi faktlar göstərir ki, bir çox atomlar üçün əlavə elektronun nüvə tərəfindən cəzb olunması enerjisi, bu elektronun atomun elektronları tərəfindən itələnməsi enerjisindən çoxdur. Məsələn, karbon, oksigen, kükürd və s. atomlara bir elektron birləşərkən enerji ayrılır. Bu, o deməkdir ki, həmin atomlar üçün əlavə elektronun nüvə tərəfindən cəzb olunması, həmin elektronun atomun elektron örtüyü tərəfindən itələnməsindən çoxdur. Məhz belə atomlar
750 əlavə elektronu özünə birləşdirərək birqat mənfi iona çevrilə bilirlər. Neytral X atomuna əlavə elektronun birləşməsi nəticəsində mənfi birqat X − ionu yaranarkən ayrılan F enerjisi bu atomun elektrona hərisliyi adlanır: X+e − =X − +F.
(112.1) Aydındır ki, birqat mənfi iondan elektronu qoparmaq üçün lazım olan enerjini də atomun elektrona hərisliyi adlandırmaq olar. Başqa sözlə, baxılan atomun elektrona hərisliyi, bu atomun birqat mənfi ionunun ionlaşma potensialına əks işarə ilə bərabərdir. Məhz buna görə də elektrona hərislik də, ionlaşma potensialı kimi, eV-la ölçülür. Kvant mexaniki hesablaşmalarla müəyyən edilmişdir ki, atoma iki və daha çox əlavə elektronun birləşməsi zamanı həmin elektronların atomun elektron örtüyü tərəfindən itələnmə enerjisi onların nüvə tərəfindən cəzb olunması enerjisindən ədədi qiymətcə böyükdür, yəni atomun iki və daha çox elektrona hərisliyi mənfidir. Məhz buna görə də atomların iki və daha çox qat mənfi ionları sərbəst halda mövcud ola bilmirlər. Müəyyən edilmişdir ki, belə ionlar nəinki sərbəst halda, həm də molekullar və kristallar daxilində də mövcud ola bilmirlər. Buradan aydın olur ki, bəzən rast gəldiyimiz Ca 2+ S 2- , Cu
2+ O 2- və s. kimi yazılışları yalnız kobud yaxınlaşma kimi başa düşmək lazımdır. Elektrona hərisliyi təcrübə yolu ilə təyin etmək çox çətindir və məhz buna görə də Mendeleyev cədvəlindəki heç də bütün atomlar üçün o, təyin edilməmişdir. Bəzi atomlar üçün elektrona hərisliyin daha etibarlı sayılan qiymətləri 112.1 cədvəlində verilmişdir. Bu cədvəldə atomun F elektrona hərisliyi, həmin atomun X − birqat mənfi ionunun ionlaşma potensialı kimi, eV-larla ifadə edilmişdir.
Cədvəl 112.1 Atom
Atom
F Atom
F H
He Li
Be B
C N
O 0,754
-0,22 0,59
-0,19 0,30
1,27 -0,21
1,467 F
Ne Na
Mg Al
Si P
S 3,45
-0,22 0,34
-0,22 0,52
1,84 0,8
2,08 Cl
K Br
J Se
3,61 0,52
3,54 3,29
2,02
Aydındır ki, elektrona hərislik atomun elektron konfiqurasiyasından (atomun halından) asılıdır. Məhz buna görə də elementin sıra nömrəsi artdıqca elektrona hərisliyin dəyişməsində periodiklik müşahidə olunur. Belə ki, VII qrupun p–elementləri (əsas yarımqrup) üçün, yəni halogenlər üçün elektrona hərislik daha böyükdür. Flüordan yoda qədər elektrona hərislik əvvəlcə bir az artır, sonra isə zəif şəkildə azalır. s 2 (Be, Mg, Zn) və s 2
6 (Ne, Ar, Kr) konfiqurasiyalı atomlar, həm də p–təbəqəsi yarıya qədər dolmuş atomlar (N, P, As) üçün elektrona hərislik ən kiçik və hətta mənfi işarəli olur. Bu fakt göstərilən elektron konfiqurasiyalarının yüksək dayanıqlığa malik olmasını bir daha sübut edir.
Ё113. Atomun elektromənfiliyi
751 Elektromənfilik şərti anlayış olub, verilmiş elementin atomunun kimyəvi birləşmədə, digər elementlərin atomları ilə müqayisədə, elektron buludunu özünə cəzb etməsi qabiliyyətini qiymətləndirməyə imkan verir. Aydındır ki, elektron buludunu özünə cəzb etmək qabiliyyəti atomun ionlaşma potensialından və elektrona hərisliyindən asılıdır. Ona görə də Malliken təklif etmişdir ki, atomun χ elektromənfiliyini onun J ionlaşma potensialı ilə F elektrona hərisliyinin cəminin yarısına bərabər götürmək olar: ( ) F J + = 2 1 χ .
(113.1) Qeyd edək ki, atomların elektromənfiliyi üçün 20-dən artıq şkala mövcuddur. Bu şkalalarda elektromənfiliyin hesablanması üçün maddələrin müxtəlif xassələri əsas götürülür. Müxtəlif şkalalar üzrə eyni atomların elektromənfiliyi qiymətcə fərqlənirsə də, elementlərin elektromənfiliyə görə sırası bütün şkalalar üzrə demək olar ki, eynidir. Məsələn, Polinqin təklif etdiyi elektromənfilik şkalasında flüor atomunun elektromənfiliyini 4,0 götürmək və digər atomların elektromənfiliyini isə buna nəzərən hesablamaq qəbul olunmuşdur. Bir sıra atomların Polinq şkalasına görə χ elektromənfiliyi 113.1 cədvəlində eV-la verilmişdir. Bu cədvəldə əsasən, Polinq şkalasına görə bəzi kimyəvi elementlər üçün elektromənfilik sırası 113.2 cədvəlindəki kimi olar.
Cədvəl 113.1 Atom χ
Atom χ
Atom χ
H Li
Be B C N O F Na Mg
Al 2,1
1,0 1,5
2,0 2,5
3,0 3,5
4,0 0,9
1,2 1,5
Si P S Cl K Ca Sc Ti
Ge As
Se 1,8
2,1 2,5
3,0 0,8
1,0 1,3
1,6 1,7
2,0 2,4
Br Rb
Sr Y Zr Sn Sb
Te J Cs Ba 2,8
0,8 1,0
1,3 1,6
1,7 1,8
2,1 2,6
0,7 0,9
113.1 cədvəlindən görünür ki, Mendeleyev cədvəlində dövrlərdə soldan sağa doğru getdikcə elektromənfiliyin ümumi artması, yarımqruplarda isə yuxarıdan aşağıya doğru azalması müşahidə olunur. I qrupun elementləri üçün elektromənfilik ən kiçik, VII qrupun elementləri üçün isə ən böyük qiymət alır. Əslinə qalsa, hər bir atomun müəyyən sabit elektromənfiliyə malik olduğunu demək olmaz. Çünki atomun elektromənfiliyi onun valent halından, daxil olduğu birləşmənin növündən və s. amillərdən asılıdır. Lakin buna baxmayaraq elektromənfilik anlayışı kimyəvi rabitələri və birləşmələrin xassələrini keyfiyyətcə izah etmək üçün əlverişlidir.
Cədvəl 113.2 χ
ele- ment
Cs K Rb
Na Ba
Li Ca
Sr Mg Sc
Y Be
Al Ti
Zr Ge
Sn Si
Sb
752 χ
2,0 2,1 2,4 2,5 2,6 2,8 3,0 3,5 4,0 ele- ment
B As
H P Te Se C S J Br N Cl
O F
Download 18.1 Mb. Do'stlaringiz bilan baham: 
|