I bo`lim. Umumiy kimyo. Kirish
Oksidlar deb biri kislorod bo`lgan ikki elementdan tarkib topgan moddalarga aytiladi
Download 496 Kb.
|
Umumiy kimyo
- Bu sahifa navigatsiya:
- F = 19 Cl = 35,5 Br = 80 J = 127
Oksidlar deb biri kislorod bo`lgan ikki elementdan tarkib topgan moddalarga aytiladi.Kimyoviy xossalariga ko`ra oksidlar asosli, kislotali va amfoter oksidlarga bo`linadi. Oksidlar asosan 3 xil yo`l bilan olinadi:oddiy moddaning kislorod bilan birikishi: S + O2 = SO2 4K + O2 = 2K2O Murakkab moddalarni yondirish: CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O. Kislorodli birikmalarkarbonatlar, nitratlar, gidroksidlarning gizdirilganda parchalanishi: CaSO3 = CaO + SO2 2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2 2Fe(OH)3 =Fe2O3 + 3H2O Kislotalar deb dissotsilanganda kationlar sifatida fagat vodorod ionlari hosil bo`ladigan elektrolitlarga aytiladi. Kislotalar kislorodli va kislorodsiz kislotalarga bo`linadi: Kislorodli kislotalar H2CO3, H2SO3, H2SO4, HNO3 Kislorodsiz kislotalar HF, HCL, HJ, HBr, H2S. Kislorodli kislotalarning ko`pchiligi metallmaslar oksidlarini suv bilan o`zaro ta`sir ettirib olinadi. Masalan: SO3 + H2O = H2SO4 N2O5 + H2O =2HNO3 Kislorodsiz kislotalar vodorodni metallmas bilan biriktirish va so`ngra vodorodli birikmani suvda eritish yo`li bilan olinadi. Kislotalar suyuqliklar yoki gattig moddalar bo`ladi. Ularning ko`pchiligi suvda yahshi eriydi, eritmalari nordon ta`mli bo`ladi, o`simlik va hayvon to`qimalarinii yemiradi, lakmusning ko`k rangini qizilga o`zgartiradi. Asoslar deb dissotsilanganda anionlar sifatida faqat gidroksidionlar hosil bo`ladigan elektrolitlarga aytiladi. Suvga eriydigan asoslar, ya`ni ishqorlar metallarni yoki ularning oksidlarini suv bilan o`zaro ta`sir ettirib olinadi: 2 Na + 2H2O = 2NaOH + H2; Na2O + H2O = 2NaOH. Suvda kam eriydigan yoki erimaydigan asoslar bilvosita yol bilan, tegishli tuzlarning suvdagi eritmalariga ishqorlar ta`sir ettirish yo`li bilan olinadi: FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4; AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl. Asoslar indikatorlar rangini o`zgartiradi: gizil lakmusni ko`k tusga, rangsiz fenolftaleinni pushti rangga kiritadi. Ularning ko`pchiligi gizdirilganda parchalanadi: Cu(OH)2 = CuO + H2O 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
Tuzlar quyidagi usullar bilan olinadi: KOH + HNO3 = KNO3 + H2O (heytrallanish reaksiyasi) 2. Kislotalarning asosli oksidlar bilan o`zaro ta`siri: H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O; 2HNO3 + Na2O = 2NaNO3 + H2O. 3. Kislotalarning tuzlar bilan o`zaro ta`siri: H2S + CuCl2 = CuS↓ + 2HCl; HCl + NaNO3 = NaCl + HNO3 4. Ikkita turli xil tuzning o`zaro ta`siri: Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2NaCl; KCl + NaNO3 = KNO3 + NaCl. 5. Asoslarning kislotali oksidlar bilan o`zaro ta`siri: Ca(OH)2 + SO2 = CaSO3 + H2O; 2KOH + SiO2 = K2SiO3 + H2O. 6. Ishqorlarning tuzlar bilan o`zaro ta`siri: 3KON + FeCl3 = 3KCl + Fe(OH)3↓; 2NaOH + CuSO4 = Na2SO4 + Cu(OH)2↓ 7. Asosli oksidlarning kislotali oksidlar bilan o`zaro ta`siri: CaO + SiO2 = CaSiO3; BaO + SO3 = BaSO4 8. Metallarning metallmaslar bilan o`zaro ta`siri: 2K + Cl2 = 2KCl; 2Na + J2 = 2NaJ. 9. Metallarning kislotalar bilan o`zaro ta`siri: 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑; Fe + 2HNO3 = Fe(NO3)2 + H2↑. 10. Metallarning tuzlar bilan o`zaro ta`siri: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu; Zn + Ni(NO3)2 = Zn(NO3)2 + Ni. Odatda tuzlar qattiq moddalardir. Suvda eruvchanligiga qarab ular eriydigan, kam eriydigan va erimaydigan tuzlarga bo`linadi.
1. Kimyoda atommolekulyar ta`limotni 1-bo`lib kim ishlab chiqdi? 2. Kimyoning asosiy gonunlarini sanab chiqing. 3. Kimyoviy reaksiyalar necha turga bo`linadi? 4. Kimyoviy tenglamalar necha turga bo`linadi?. 5. Oksidlar deb qanday moddalarga aytiladi? 6. Asoslar deb qanday moddalarga aytiladi? 7. Kislotalar deb qanday moddalarga aytiladi? 8. Tuzlar deb qanday moddalarga aytiladi?
Kimyo fani, umumiy, anorganik va organik kimyolar, atom-molekulyar ta`limot, moddalar massasining saqlanish qonuni, modda tarkibining doimiylik qonuni, hajmiy nisbatlar qonuni, Avagadro qonuni, gazning molyar hajmi, Boyl-Mariott qonuni, Gey-Lyussak qonuni, Mendeleyev-Klapeyron tenglamasi, oksidlar, asoslar, kislotalar, tuzlar. Mavzuga oid adabiyotlar. 1. G. P. Xomchenko. Kimyo. Oliy o`quv yurtlariga kiruvchilar uchun. Toshkent, «O`qituvchi», 2001. 2. K. R. Rasulov va boshqalar. «Umumiy va anorganik kimyo». Toshkent, «O`qituvchi», 1996. 3. G. Ye. Rudzitis, F. G. Feldman. Kimyo. 7-8-sinf darsliklari, Toshkent, «O`qituvchi», 1992. 4. A. G. Muftahov, H. T. Omonov, R. O. Mirzayev. Umumiy kimyo. Toshkent, «O`qituvchi», 2002. 5. M. M. Abdulxayeva, O`. M. Mardonov. Kimyo. Toshkent, «O`zbekiston», 2002. 6. S. Masharipov, I. Tirkashev. Kimyo. Toshkent, «O`qituvchi», 2002.
D. I. Mendeleyevning davriy qonunni kashf etishi va elementlar davriy jadvalini tuzishi uning uzoq va sermashaqqat ilmiy ishlarining natijasidir. Davriy qonun va elementlar davriy jadvalikimyo fanining katta yutuq`i va hozirgi kimyoning asosi hisoblanadi. Davriy jadvalni tuzishda D. I. Mendeleyev atomning asosiy harakteristikasi sifatida uning atom massasini qabul qilib oldi. D. I. Mendeleyevdan ilgari o`tgan olimlar (Dobereyner, Nyulends, Lotar Mayyer) faqat o`xshash elementlarni taqqoslagan edilar, shuning uchun ular davriy qonunni kashf eta olmadilar. D. I. Mendeleyev esa elementlarning bir-biriga o`xshamaydigan tabiiy guruhlarini taqqosladi, elementlarning atom massalarining ortib borishi bilan ularning xossalari davriy ravishda o`zgarishini aniqladi, bunda ularni atom massalarining qiymatlari ortib borishi tartibida joylashtirdi. F = 19 Cl = 35,5 Br = 80 J = 127Na = 23 K = 39 Rb = 85 Cs = 133Mg = 24 Ca = 40 Sr = 87 Ba = 137F, Na, Mg, Cl, K, Ca, Br, Rb, Sr, I, Cs, Ba, 19 23 24 35,5 39 40 80 85 87 127 133 137 Bundan ko`rinadi-ki, galogendan ishqoriy metallga o`tilganda xossalarning keskin o`zgarishi va ishqoriy metalldan ishqoriyyer metallga o`tilganda asos xossalarining kamayishi, «agar bu elementlarni atom og`irliklarining ortib borishi tartibida joylashtirilsa», davriy ravishda takrorlanadi. Qatorda Mg bilan Cl, Ca bilan Br, Sr bilan I orasida nechta element yo`qligidan qat`iy nazar, elementlar xossalarining bunday o`zgarishi takrorlanadi. Bularning hammasi D. I. Mendeleyevga o`zi kashf etgan qonunni «davriylik qonuni» deb atashga va shunday ta`riflashga imkon berdi: «oddiy jismlarning xossalari, shuningdek, elementlar birikmalarining shakl va xossalari elementlar atom og`irliklarining qiymatiga davriy ravishda bog`liqdir. Ana shu qonunga asoslanib, elementlarning davriy jadvali tuzilgan» u davriy qonunni ob`ektiv aks ettiradi. Atom massalarining ortib borishi tartibida joylashtirilgan elementlarning barсha qatorini u davrlarga bo`ldi. Har qaysi davrda elementlarning xossalari ma`lum qonuniyat asosida o`zgaradi. Davrlarni o`xshash elementlar ajralib turadigan qilib joylashtirib, D. I. Mendeleyev kimyoviy elementlarning davriy jadvalini yaratdi. Bunda qator elementlarning atom massalari tuzatildi, ham kashf etilmagan 29 ta element uchun bo`sh katakchalar qoldirdi. Elementlarning davriy jadvali davriy qonunning grafik (jadval tarzidagi) tasviridir. Qonunning kashf etilishi va davriy jadval birinchi variantining yaratilish vaqti 1869 yil 1 mart hisoblanadi. D. I. Mendeleyev umrining oxirigacha elementlar davriy jadvalini takomillashtirish ustida ishladi. 2. D. I. Mendeleyevning elementlar davriy jadvali. Hozirgi vaqtda davriy jadvalni tasvirlashning 500 dan ortiq variantlari bor: bular davriy qonunning turli shakldagi ifodasidir. D. I. Mendeleyev 1869 yilda taklif etgan davriy jadvalning birinchi varianti uzun shakldagi variant deyilar edi, bunda davrlar bitta qatorga joylashtirilgan edi. 1870 yil dekabrda u davriy jadvalning ikkinchi variantiniqisqa shakl deb atalgan variantini bosib chiqardi. Bu variantda davrlar qatorlarga, guruhlar esa guruhchalarga (bosh va yonaki) bo`lingan edi. Davriy jadvalda gorizontal bo`yisha 7 ta davr bor (rim raqamlari bilan belgilangan), ulardan I, II va III davrlar kichik davrlar IV, V, VI va VII davrlar katta davrlar deyiladi. I davrda 2 ta, II va III davrlarda 8 tadan, IV va V davrlarda 18 tadan, VI davrda 32 ta, VII (tugallanmagan) davrda 23 ta element joylashtirilgan. Birinchidan boshqa barcha davrlar ishqoriy metall bilan boshlanib nodir (inert) gaz bilan tugaydi. Davriy jadvaldagi barcha elementlar bir-biridan keyin kelishi tartibida raqamlangan, elementlarning raqamlari tartib yoki atom raqamlari deyiladi. Jadvalda 10 ta qator bor (arab raqamlari bilan belgilangan), har qaysi kichik davr bitta qatordan, har qaysi katta davr ikkita qatordan: juft (yuqorigi) va toq (pastki) qatorlardan tarkib topgan. Katta davrlarning juft qatorlarida (4,6,8,10) faqat metallar joylashgan va elementlarning xossalari qatorda chapdan o`ngga tomon kam o`zgaradi. Katta davrlarning toq qatorlarida (5,7,9) elementlarning xossalari qatorda chapdan o`ngga tomon tipik elementlardagiga o`xshash o`zgarib boradi. VI davrda La - lantandan keyin tartib raqamlari 58-71 bo`lgan 14 ta element (LaLu) joylashadi, ular lantanoidlar deyiladi. VII davrda Ac - aktiniydan keyin tartib raqamlari 90-103 bo`lgan 14 ta element (AcLr) joylashadi, ular aktinoidlar deyiladi. Bu ikki davr elementlari jadvalning pastki qismiga alohida qatorlarga joylashtirilgandir. Davriy jadvaldagi vertikal bo`yicha 8 ta guruh joylashgan (rim raqamlari bilan belgilangan), guruhning raqami elementlarning birikmalarda namoyon qiladigan valentliklari va oksidlanish darajalari bilan bog`liq. Odatda, elementlarning yuqori valentliklari va eng yuqori musbat oksidlanish darajalari guruh raqamiga tengdir. F va O bundan mustasnoularning valentliklari va oksidlanish darajalari tegishlicha I, II va -1, -2 ga teng. Har qaysi guruh 2 ta guruhchaga (bosh va yonaki) bo`lingan, bu davriy jadvalda birinchisini o`ngga, boshqasini chapga siljitib yozish bilan ko`rsatilgan. Bosh guruhchalarni tipik elementlar hamda yonaki guruhchalarni faqat metallar hosil qiladi. Davriy jadvaldagi He, Ne va Ar dan boshqa barcha elementlar kislorodli birikmalar hosil qiladi; kislorodli birikmalarning 8 xil shakli bor. Ular davriy jadvalda umumiy formulalar bilan ifodalanib, har qaysi guruh tagida oksidlanish darajalari ortib borishi tartibida joylashtirilgan: R2O, RO, R2O3, RO2, R2O5, RO3, R2O7, RO4 bunda R element. IV guruhdan boshlab elementlar vodorodli birikmalar hosil qiladi. Bunday birikmalarning 4 xil shakli bor. Ular ham umumiy formulalar bilan ifodalanadi va guruh tagida oksidlanish darajalari kamayib borishi tartibida joylashtirilgan: RH4, RH3, RH2, RH, bunda ham R guruh elementi. Guruhchalarda elementlarning xossalari davriy ravishda o`zgaradi: yuqoridan pastga tomon metallik xossalari kuchayadi, metallmaslik xossalari kamayib boradi. D. I. Mendeleyev davriy jadvalining uzun shaklida ham 7 ta davr va 18 ta guruh bor. Guruhlar A yoki B harfli rim raqamlari bilan raqamlanadi . Lantanoidlar ham, aktinoidlar ham oilalar deyiladi va hech qaysi guruhga kiritilmaydi. 3. Atomlar tuzilishining yadro modeli. XIX asrning oxiriga qadar atomlar bo`linmas deb hisoblanar edi. So`ngra tajriba ma`lumotlari to`plana borgan sari bunday fikrdan voz kechishga va atomlar murakkab tuzilganligini tan olishga to`gri keldi. Yangicha nazarni D. I. Mendeleyevning davriy qonuni tasdiqlar edi. Davriy qonun, tajriba tadqiqotlari va ayniqsa radioaktivlik hodisalari asosida atom va molekulalarning tuzilishi haqidagi ta`limot tez rivojlana boshladi. Atomlarning tuzilishini o`rganish uchun ingliz fizigi E. Rezerford α - zarrachalarning singuvchanlik xususiyatidan foydalangan holda, qalinligi tahminan 10000 atom keladigan yupqa metall plastinkadan α - zarrachalarning o`tishini kuzatdi. ZnS qatlami bilan qoplangan ekranga α – zarrachalar urilganda chaqnash sodir bo`ladi, bu esa zarrachalarni sanash imkonini berdi. Ma`lum bo`ldi-ki α - zarrachalarning kamroq qismi plastinkadan o`tganda o`z yo`lidan turli burchakka og`adi, ayrim zarrachalar esa uchish yo`nalishini keskin o`zgartiradi. Bu hodisa α - zarrachalarning tarqalishi deb ataldi. E. Rezerford 1911 yilda atom tuzilishining yadro modelini taklif qildi. Bu modelga muvofiq atom musbat zaryadlangan, o`lchamlari juda kichik og`ir yadrodan iborat. Yadroda atomning deyarli barcha massasi to`plangan. Yadro atrofida undan anchagina masofada elektronlar aylanib, atomning elektron qobig`ini hosil qiladi. Atom umuman elektroneytral bo`lganligi sababli elektronlarning umumiy zaryadi yadro zaryadiga teng bo`lishi kerak. Shuning ushun har qaysi atom yadrosining musbat zaryadlari soni, shuningdek, yadro maydonida harakatlanadigan elektronlar soni elementning tartib raqamiga teng bo`ladi. 1897 yilda ingliz fizigi J. J. Tomson tomonidan katod nurlari yoki manfiy zaryadli elektronlar kashf qilindi. 1886 yilda nemis fizigi Goldshteyn tomonidan anod nurlari yoki musbat zaryadli protonlar borligi aniqlandi. 1932 yilda ingliz fizigi Chedvik tomonidan neytron kashf qilindi. Xuddi shu yili amerikalik fizik Anderson pozitron deb atalgan musbat elektronni kashf qildi. Tez orada elementar zarrachalar qatoriga beshinchi zarracha foton ya`ni yorug`lik kvanti ham qo`shildi. 1956 yilda o`tkazilgan tajribalar asosida oltinchi zarracha neytrino borligi isbotlandi. Elementar zarrachalardan eng muhimlari protonlar _ p, neytronlar - n va elektronlar e- hisoblanadi. Proton va neytron nuklon deyiladigan yadroni hosil qiladi. Proton massasi 1,0073 m. a. b. ga va zaryadi +1 ga teng. Neytronning massasi 1,0087 va zaryadsiz. Elektronning massasi O ga va zaryadi -1 ga teng. 1932 yilda rus olimlari D. D. Ivanenko va E. N. Gapon yadro tuzilishining proton neytron nazariyasini yaratdilar. Bu nazariyaga ko`ra, massa soni A atom yadrosidagi protonlar Z va neytronlar N umumiy sonini ko`rsatadi: ya`ni A = Z + N (2. 1). Ularni yadroda tutib turuvshi kuchlar yadro kuchlari deyiladi. Bitta elementning yadro zaryadlari bir hil, lekin massa sonlari turlicha bo`lgan atomlar turlari izotoplar deyiladi. Elementning atom massasi uning barcha tabiiy izotoplari massalarining shu izotoplarning tarqalganlik darajasi e`tiborga olingan o`rtacha qiymatiga teng.
elektron e ; neytron n ; proton p yoki H ; neytrino ν. 1 0 1 1 0 Tartib raqam yadrodagi protonlar soniga va yadro atrofida harakatlanuvchi elektronlar soniga teng bo`ladi. Yadro reaksiyalari - bu atom yadrolarining elementar zarrachalar bilan va bir-birlari bilan o`zaro ta`sirlashishi natijasida o`zgarishi hisoblanadi. Masalan; 27 4 30 1 226 222 4 Al + He = Si + H ; Ra = Rn + He ; 13 2 14 1 88 86 2 1919 yilda E. Rezerford azot atomlarining yadrolarini α - zarrachalar bilan bombardimon qilib, birinchi marta sun`iy ravishda yadro reaksiyasini amalga oshirdi: 14 4 17 1 N + He = O + H;
Siklotron yaratilgandan keyin ya`ni 1930 yildan boshlab juda ko`p turli-tuman yadro reaksiyalari kashf qilindi va tekshirildi. 27Al (, p) 30Si ; 14N (, p) 17O ; 226R (-, ) 222Rn . Bu ko`rinishlar yadro reaksiyalarining qisqacha yozuvi hisoblanadi, bunda - zarrachaning (42He) belgisi; p proton (11H); chiziqcha radioaktiv parchalanish bo`lganda ta`sir etuvchi zarracha bo`lmasligini bildiradi. Yadro reaksiyalari yordamida radioaktivlik xususiyati bor izotoplar (radioaktiv izotoplar) olinadi. Ularning hammasi beqaror va radioaktiv parchalanish natijasida boshqa elementlerning boshqa izotoplariga aylanadi. Barsha kimyoviy elementlarning radioaktiv izotoplari olingan. Ularning taxminan 1500 turi ma`lum. Faqat radioaktiv izotoplardan tarkib topgan elementlar radioaktiv elementlar deyiladi va ular Z = 43 - 61 va 84 - 109 elementlardir.
Kimyoviy reaksiyalarda atom yadrosi o`zgarishga uchramaydi. Bunda atomlarning elektron qobiqlari o`zgaradi, kimyoviy elementlarning ko`pchilik xossalari shu elektron qobiqlarning tuzilishi bilan tushuntiriladi. Atomdagi elektronning holatini kvant mexanikasi bayon qilib beradi, bu fan mikrozarrachalarning, ya`ni elementar zarrachalar atomlar, molekulalar va atom yadrolarining harakatlanishi va o`zaro tasirini o`rganadi. Bu tasavvurlarga ko`ra, mikrozarrachalar to`lqin tabiatiga, to`lqinlar esa zarrachalar xossalariga ega bo`ladi. Elektronning atomda harakatlanish trayektoriyasi bo`lmaydi. Kvant mexanikasi elektronning yadro atrofidagi fazoda bo`lish ehtimolligini ko`rib chiqadi. Harakatlanayotgan elektron yadroni qurshab olgan fazoning istalgan qismida bo`lishi mumkin va uning turli holatlari muayyan zichlikdagi manfiy zaryadli elektron bulutini hosil qiladi va ko`riladi. Yadro atrofidagi elektronning bo`lishi ehtimolligi eng ko`p bo`lgan fazo orbital deyiladi. Orbitalda elektron bulutning 90% bo`ladi. Atom orbitallarining o`lchamlari turlicha bo`ladi. O`lchamlari bir-biriga yaqin orbitallarda harakatlanadigan elektronlar qavatlarni hosil qiladi va energetik pog`onalar deyiladi. Energetik pog`onalar yadrodan boshlab raqamlanadi: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 yoki harflar bilan belgilanadi - K, L, M, N, O, P, Q. Pog`onaning raqamini ko`rsatuvshi son n bosh kvant soni deyiladi. N = 2 n 2 (2. 2) Bunda Nelektronlar soni; npog`ona raqami yoki bosh kvant soni. (2) tenglamaga ko`ra, birinchi energetik pog`onada 2 ta, ikkinchi pog`onada 8 ta, uchinchi pog`onada 18 ta, to`rtinchi pog`onada 32 ta elektron bo`lishi mumkin. Pog`onalar bir-biridan farq qiladigan pog`onachalarga bo`linadi. Pog`onachalar soni to`rttadan oshmaydi: s-p-d-f. s-har qaysi energetik pog`onaning yadroga yaqin birinchi pog`onachasi bo`lib, u bitta sorbitaldan tarkib topgan; pikkinchi pog`onacha, uchta prbitaldan tarkib topgan; duchinchi pog`onacha, u beshta dorbitaldan tashkil topgan; fto`rtinchi pog`onacha, u yettita forbitaldan iborat bo`ladi. Pauli prinsipi bo`yicha har qaysi orbitalda ko`pi bilan 2 ta elektron bo`lishi mumkin. Agar orbitalda bitta elektron bo`lsa, u juftlashmagan elektron, agar ikkita bo`lsa, juftlashgan elektron deyiladi. sorbital sferik simmetriyali, ya`ni shar shaklida bo`ladi, bu orbitaldagi elektron selektron deyiladi. p-orbital gantel yoki hajmiy sakkizlik shaklida bo`lib, bu orbitaldagi elektron pelektron deyiladi. d va f orbitallarning shakli porbitallarnikiga qaraganda murakkabroq bo`ladi, tegishlicha ular d- va f- elektronlar deb ataladi. Atomda elektronlarning energetik pog`ona va pog`onachalar bo`yicha taqsimlanishi elektron formulalar ko`rinishida tasvirlanadi. Masalan: 1s│2 s, 2 p │3 s, 3 p │4 s, 3 d, 4 p │5 s, 4 d, 5 p│6 s, 4 f, 5 d, 6 p │7 s, 5 f, 6 d, 7p 6C 1s22s22p2 , 7N 1s22s22p3 , 8O 1s22s22p4 , 9F 1s22s22s5 , 10Ne 1s22s22p6 Elektron qobiqlarning tuzilishi ko`pincha, energetik, boshqacha aytganda kvant yacheykalar yordamida tasvirlanadi–bular grafik elektron formulalar deyiladi. Har bir yacheykalar katakcha bilan belgilanadi: katakcha orbital, strelka–elektron, bo`sh katakcha–bo`sh orbital: uni qo`zgatilgan elektron egallashi mumkin 6 С 2s 2p 1s22s22p2
N 2s 2p 1s22s22p3 1s 1s22s22px12py12pz1
Px Py Pz
1s 1s22s22px22py12pz1 Px Py Pz 9F 2s 2p 1s22s22p5
1s 1s22s22px22py22pz1 Px Py Pz Kimyoviy elementlarning xossalari, shuningdek, elementlar birikmalarining shakli va xossalari ular atomlari yadrosining zaryadiga davriy ravishda bog`liqdir. Bosh guruhchalarning elementlarida faqat tashqi pog`onadagi elektronlar, shuningdek, yonaki guruhchalarning elementlarida faqat tashqi pog`onaning emas, balki tashqaridan oldingi pog`onaning elektronlari ham valent elektronlar hisoblanadi. Guruhning raqami, odatda, kimyoviy bog`lanish hosil bo`lishida ishtirok eta oladigan elektronlar sonini ko`rsatadi. Atomlarning o`lchami ionlanish energiyasi, elektronga moyilligi, elektrman- fiyligi, oksidlanish darajasi kabi xossalari atomning elektron konfiguratsiyasi bilan bog`liqdir. Ionlanish energiyasibu eng bo`sh bog`langan elektronni atomdan uzish uchun zaruriy energiya bo`lib, u odatda elektronvoltlarda (eV) o`lchanadi. Atomlar faqat elektron beradigina emas, balki biriktirib olishi ham mumkin. Atomga elektron biriktirib olinganda ajralib chiqadigan energiya elektronga moyillik deyiladi. Elektrmanfiylikka 1932 yilda amerika olimi L. Poling ta`rif berdi. Bu ta`rifga ko`ra, elektrmanfiylik atomning birikmada o`ziga elektronlarni tortish xususiyatidir. X = I + E (2. 3) Bunda X atomning demak, elementning elektrmanfiyligi. IF = 17,42 eV, EF = 3,62 eV XF =17,42 eV + 3,62 eV = 21,04 eV ; XLi = 5,39 eV + 0,22 eV = 5,61 eV. Elementlarning nisbiy elektrmanfiyligi (X) litiyning elektrmanfiyligiga qarab taqqoslanadi. XLi ≈ 1 deb qabul qilingan. XLi = 0,97 1 XF =  = 3,75 4
Takrorlash uchun savollar. 1. D. I. Mendeleyev davriy qonunni qachon kashf etgan? 2. D. I. Mendeleyevning elementlar davriy jadvalida nechta davr, qator va guruh mavjud? 3. Davr, qator va guruh tushunchalari deganda nimani tushunasiz? 4. Atomlar tuzilishining yadro modelini kim va qachon kashf qilgan? 5. Yadro reaksiyalari deganda nimani tushunasiz? 6. s-, p-, d-, f- elektronlar tushunchalari. 7. Ionlanish energiyasi deganda nimani tushunasiz? 8. Elektronga moyillik deganda nima tushuniladi? 9. Elektrmanfiylik tushunchasini ifodalab bering. Mavzuga oid tayanch iboralar. Davriy qonun, davriy jadval, atom massa, «davriylik qonuni», davr, qator, element guruhlari, atom tuzilishining yadro modeli, elektron qobiq, yadro reaksiyalari, katod nurlari-elektronlar, anod nurlari-protonlar, neytronlar, pozitron, foton-yorug`lik kvanti, neytrino, radioaktivlik xususiyati bor izotoplar, kvant mexanikasi, atom orbitali, energetik pog`ona, energetik pog`onacha, bosh kvant soni, s-, p-, d-, f- elektronlar, kvant yacheykalar, grafik elektron formulalar, ionlanish energiyasi, elektronga moyillik, elektrmanfiylik, elektronvolt. Mavzuga oid adabiyotlar. 1. G. P. Xomchenko. Kimyo. Oliy o`quv yurtlariga kiruvchilar ushun. Toshkent, «O`qituvchi», 2001. 2. K. R. Rasulov va boshqalar. «Umumiy va anorganik kimyo». Toshkent, «O`qituvchi», 1996. 3. G. Ye. Rudzitis, F. G. Feldman. Kimyo. 7-8-sinf darsliklari, Toshkent, «O`qituvchi», 1992. 4. A. G. Muftahov, H. T. Omonov, R. O. Mirzayev. Umumiy kimyo. Toshkent, «O`qituvchi», 2002. 5. M. M. Abdulxayeva, O`. M. Mardonov. Kimyo. Toshkent, «O`zbekiston», 2002. 6. S. Masharipov, I. Tirkashev. Kimyo. «O`qituvchi», 2002.
Kimyoviy bog`lanish haqidagi ta`limothozirgi kimyoning asosiy masalasidir. Bu ta`limotni bilmay turib kimyoviy birikmalarning turli-tumanlilik sabablarini, ularning hosil bo`lish mexanizmini, tuzilishini va reaksiyaga kirisha olish xususiyatlarini tushuntirib bo`lmaydi. Kimyoviy bog`lanish valent elektronlar hisobiga vugudga keladi, lekin turli usullarda amalga oshadi. Kimyoviy bog`lanishning uchta asosiy turi bor : kovalent ionli va metall bog`lanishlar. Kimyoviy bog`lanishning ikkinchi darajadagi ko`rinishlari qatoriga vodorod bog`lanish, donorakseptor bog`lanish va kristall panjaralar turlari kiradi. Kimyoviy bog`lanishlarni turlicha tasvirlash qabul qilingan: 1) elementning kimyoviy belgisiga qo`yilgan nuqtalar ko`rinishidagi elektronlar yordamida, masalan, H +H =H : H 2) kvant katakchalar (orbitallar) yordamida, masalan, 1S1 1S1 Yoki + 1S2 3) Ko`pincha (ayniqsa, organik kimyoda) kovalent bog`lanish elektronlar juftini bildiradigan shiziqcha (shtrix) bilan tasvirlanadi, masalan, H-H. Agar atomlar orasida bitta kovalent bog`lanish vujudga kelsa, u birlamchi bog`lanish, ikkita vujudga kelsa qo`shbog`, uchta vujudga kelsa ushlamchi bog`lanish deyiladi. Birlamchi bog`lanishda bitta, qo`shbog`da ikkita, uchlamchi bog`lanishda uchta chiziqcha qo`yiladi. Elertron juftlar tufayli vujudga keladigan kimyoviy bog`lanish kovalent bog`lanish deyiladi. Bu ikki elektronli va 2 markazli bog`lanishdir. Kovalent bog`lanishli birikmalar gomeopolyar yoki atom birikmalar deb ataladi. Kovalent bog`lanishning qutbsiz va qutbli bog`lanishlar deb ataluvchi ikki turi mavjud. Qutbsiz kovalent bog`lanishda umumiy elektronlar jufti hosil qilgan elektron buluti yoki bog`lanishning elektron buluti fazoda 2 la atomning yadrolariga nisbatan simmetrik taqsimlanadi. Bunga H2, Cl2, O2, N2, F2 kabi molekulalar misol bo`la oladi. Qutbli kovalent bog`lanishda bog`lanishning elektron buluti nisbiy elektrmanfiyligi katta atomga tomon siljigan bo`ladi. Bunga uchuvchan anorganik birikmalar: HCl, H2O, H2S, NH3 kabi molekulalar misol bo`ladi. Download 496 Kb. Do'stlaringiz bilan baham: 
|
; ILi = 5,39 eV, ELi = 0,22 eV;