Izotonlar va ularing qo'llanilish sohalari

Izotonlar va ularing qo'llanilish sohalari
Reja:

1. 
   Paul printsipi va elektron qobiqchalarning sig’imi.
   
2. 
   Xund qoidasi va atom orbitallarning tulibborish tartibi.
   

Atom tuzilishini hozirgi zamon nazariyasiga asosan hamma element atomlarining elektron strukturalarini tuzish imkoni yaratildi. Normal (galayonlanmagan) atomda orbitallarning elektronlar bilan to’lish tartibi quyidagicha: Dastlab eng kam energiyali orbital tuladi, undan keyin energiyasi ko’proq bo’lgani, so’ngra energiyasi undan ko’prog’i va shu tartibda orbitallar tulib boradi. Bundan birinchi qavat energiyasi eng kam, ikkinchi qavat energiyasi undan ko’proq, uchinchisiniki esa ikkinchisinikidan ko’proq, lekin to’rtinchi va undan keyingi qavatlarga o’tganda bu qoidadan chetga chiqiladi: 4s – orbitalning energiyasi 3d – orbitalning energiyasidan kam 5s, 5p va 6s orbitallarning eneriyalari 4f – orbital elektronlarining energiyasidan kam. To’rtinchi va undan keyingi qavatlarni elektronlar bilan to’lishini ko’rsatish uchun Klechkovskiy qoidasi yaratildi.
Klechkovskiy qoidasiga binoan berilgan 2-holatdan qaysi biri uchun 1+n yig’indisi kichik bo’lsa, shu holatda turgan elektronning energiyasi minimal qiymatga ega bo’ladi, agar berilgan 2 holatlar uchun 1+n yig’indisi bir xil bo’lsa, bosh kvant soni kichik bo’lgan holat minimal qiymatga ega bo’ladi. Demak, Klechkovskiy qoidasiga muvofiq 1+n yig’indisi kichik bo’lgan orbital birinchi navbatda to’ladi. Masalan: 3d – uchun n+1 yig’indisi 4+0=4 bo’ladi, demak birinchi navbatda 3d emas 4s orbital to’ladi. Yoki 3d n+1=3+2=5.
4p n+1=4+1=5 birinchi navbatda 3d orbital to’ladi, chunki p = 3 dir. atomda elektronlar pagonachalarga joylashganda quyidagi 3 ta asosiy qoidaga boysinadi:
1. Har qaysi elektron minimal energiyaga muvoffiq keladigan holatni olishga intiladi.
2. Elektronlarning joylashishi Pauli printsipiga zid kelmasligi kerak.
3. Pagonchadagi elektronlarning spin sonlari yig’indisi maksimum (ko’proq) bo’lishi kerak, yoki yni pagonachada turgan elektronlar mumkn qadar ko’prok orbitallarni band qilishga intiladi.
(Xund qoidasi). Demak norma (galayonlanmagan) atomda elektronlarning joylanishi quyidagi tartibga boysinadi:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 6d < 7p <
Elektronlarning energetikaviy pagona va orbitallar boylab joylashishiga ayni elementning elektron konfiguratsiyasi deb eritiladi. Masalan: 1H – 1s1, 2He – 1s2, . . . . . . 11Na – 1s2 < 2s2 < 2p6 < 3s1 va x.k. yoki kletka – orbital, strelka – elektron, strelkaning yo’nalishi – spinning yo’nalishini, bush katakcha – bush orbital mavjudligini bildiradi. H n = 1 1S1, He 1 S2
Atom yadrosining tuzilishi.
1932 yilda - - > 9Be + 4He - - - > 1n + 12C
Rezerford 1911 yilda 14N + 4He - - > 1H + 170, (H – proton deb ataldi).
Atom yadrosi proton (p) va neytronda (n) tuzilgan. Proton va neytronlar yadroning 2 xil holatdagi elementar zarrachalari bo’lib ularga nuklonlar yoki nuklidlar deyiladi. Yadronin zichligi juda katta (1014 g/sm3), bo’lib bu juda katta kuchdan dalolat beradi va yadrodagi nuklonlarni ushlab turadi. Yadro kuchlari juda oz masofaga –10-13 sm ga ta‘sir etadi. (1 x 10-13sm = 1 fermi).
Yadroda doimo proton va neytronlar p - mezon hisobiga almashinish xossasiga ega. p – mezon – massasi elektron massasidan 270 marta ortiqcha bo’lgan zarrachadir. Ana shu almashinish tufayli proton neytronga, neytron esa protonga aylana oladi:
n + p < - > p + p+ p < - > p + n
p + n < - > n + p + n < - > n + p.
Demak bir nuklon p- mezon chiqaradi, ikkinchisi esa uni yutadi.
Yadro xossasi – uning tarkibidagi proton va neytronlar soni bilan xarakterlanadi. Yadrodagi protonlar uning zaryadini bildiradi. Fdroning boshqa muhim xarakteristikasi uning massa soni bo’lib A, u proton ya‘ni yadro zaryadi Z va N umumiy soniga teng.
A = Z + N. N = A – Z, Na^ A – Z = 23 – 11 = 12 N va x.k.
Proton va neytronlar soni har xil, nuklonlar soni (A) bir xil bo’lgan elementlarga izobarlar deyiladi. Yadro zaryadlari bir xil bo’lib, atom massasi bir-biridan farq qiladigan atomlarga shu elementlarning izotoplari deyildi. Atomdagi neytronlar soni bir xil bo’lsa bunga izotonlar deyiladi.
Izotoplar: Izobarlar: Izotonlar:
Ca (20 p, 20 n), Ar (18p, 22 n), Xe (54 p, 82 n),
Ca (20 p, 20 n), K (19 p, 21 n), Ba (56 p, 82 n),
Ca (20 p, 20 n), Ca (20 p, 20 n), La (57 p, 82 n),


Massa deffekti.
Proton va neytron massalarining aniq miqdorlari asosida xisoblab topilgan massa bilan tajriba asosida keltirilgan yadro massasi orasida farq ko’zga tashlanadi. Tajribada topilgan yadro massasi, hamma vaqt proton va neytronlar massalari yig’indisidan kichik. Bu kattaliklar orasidagi farq massa defekti deyildi.
Masalan: p = 1,007276 u/b (a.e.m.)
n = 1,008665 u/b
Geliy yadrosini hosil qiluvchi protonlar bilan neytronlar massasining yig’indisi (2 x 1,007276+2x1,008665)=4,032882.
Geliy izotopining yadro massasi esa = 4,002600 ga teng, massa diffekti esa 0,030282 ga tengdir. Massa defekti atom yadrolarining barqarorligi va yadrodagi nuklonlarning bog’lanish energiyasini xarakterlaydi (1p; 1p) ye – Zs : A = 0,5, Zs : A = 0,38).
Proton va neytronlardan yadro hosil bo’lishida ajralib chiqadigan energiya, massa deffektiga to’g’ri keladi va bu energiya Eynshteynning massa bilan energiya orsidagi bog’lanishini ifodalaydigan tenglama: y=ms dan hisoblab topiladi.
Masalan: Geliy yadrosi hosil bo’lishida massa diffekti – 0,03 u/b yoki 1g – atom He hosil bo’lishida 0,03g teng. bu vaqtda ajralib chiqadigan energiya Ye=ms2=0,03x(3x1010)2=2,7x1019 erg yoki 6,5x108 kkal, 693 min/kkal teng.
Demak yadroning proton va neytronlardan hosil bo’lishida chiqadigan energiya miqdori yadroning bog’lanish energiyasi deyiladi va uning barqaror bo’lish bo’lmasligini xarakterlaydi: ajralib chiqadigan energiya miqdori qanchalik ko’p bo’lsa, yadro shuncha barqaror bo’ladi. He – yadrosining bog’lanish energiyasi 28,2 M ev ga teng (1M ev=106 ev). Yadroning bog’lanish energiyasini yadrodagi nuklonlar soniga bo’lsak, o’rtacha bitta zaryadga to’g’ri keladigan energiyani topish mumkin. bu energiya barcha yadrodagi zarrachalar uchun taxminan bir xilda bo’lib, -7 –8 M ev ni tashkil qiladi. Yadroldagi nuklonlar orasidagi bog’lanish energiyasi, molekuladagi atomlar orasidagi bog’lanish energiyasidan – million marta kattadir (molekulada – 5 ev). Shuning uchun kimyoviy reaktsiyalar paytida atom yadrosi o’zgarmaydi.
Hozir 300 ta barqaror va 1400 ta radioktiv yadrolar ma‘lum, proton va neytronlar soni –2, 8, 14, 20, 28, 50, 82 ga teng bo’lgan yadrolar o’zlarining xossalari bilan boshqa yadrolardan butunlay farq qiladi. Bularga magik yadrolar deyiladi. 28Ni, 150Sn, 82Pb proton soniga qarab; neytral soniga qarab Ba(56p, 82n); La(57p, 82n) 2 marta magik He(2p, 2n); O(8p, 8n).


IZOTOPLARNI AJRATISH TO’GRISIDA TUSHUNCHA
Izotoplarning xossalari bir-biriga aynan o’xshash bo’lganligi uchun ularni kimyoviy usullarda ajratish juda qiyindir. Agar ular massalari bilan keskin farq qilsa kimyoviy usulni qo’llash mumkin bo’ladi. Bu asosan vodorod izotopi deyteriyni ajratish uchun qullaniladi. Kimyoviy usul bilan izotoplarni ajratishda fizik xossalaridan – gaz holatida turlicha zichligi, suyuq holatida turlicha qaynash temperaturalari kabi konstantalaridan foydalaniladi. Shunday usullardan – par holidagi aralashmani g’ovak to’siqdagi diffuziyasi, termidiffuziya – ya‘ni – (maydalab) fraktsiyalab xaydash usullaridir. Bu usullar juda katta mexnatni talb qiladi va ajratishni juda ko’p bosqichlarga bo’ladi.
Chunki bu usullarda ajratish koeffitsienti juda kichikdir. Tabiatda faqat radioaktiv atomlarning yadrolari yemirilgandagina izolirlangan izotoplar hosil bo’ladi. Masalan: U - - > Pb (205, 974) = 206 Toriy Th - - > Pb (208, 042) – Pb - izotoplari hosil bo’ladi. Izotoplarni ochish, ularning mavjud ekanligini isbotlash, aralashmalarning og’irlik miqdorini aniqlash va mikro qismlarga ajratish faqat mxsus usullar yordami bilan bajariladi. Bunday usullarga musbat nurlar usuli va mass – spektrlarida tekshirish usullari kiradi.
1. Bu usul massa va zaryadlarning qiymatlari bilan farq qiladigan elektr bilan zaryadlangan zarrachalarni ajratishga asoslangan. Ajratish Tmpson asbobi yordamida bajariladi.
Trubkadan simob nasosi orqali havo so’rib olinadi. Lekin barqaror oz miqdorda trubkada O2, N2, CO2, H2O, va Hg parlari qoladi. 30000 – 50000 v kuchlanish ayirmasi berilganda katod teshiklarida + zryadlngan nurlar oqimi F EK ga qarab harakat qila boshlaydi. Bu nurlarga kanal nurlari yoki + zaryadlangan nurlari deyiladi. Kanal nurlarining zarrachalari naydagi gazni tashkil qilgan moddalarning bitta yoki bir nechta elektron yo’qotgan atomlari yoki molekulalaridir.
Masalan: O2+ O+ O2+ N+ C+ CO2+ H+ H2+ Hg+ Hg2+
e/m 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1
8 16 32 14 12 44 1,007 2,014 200 100
Bu ionlar xatto Zy/m – lari bir xil bo’lgan ionlar ham har xil tezlikda harakat qiladi va fotogrammada har xil (chiziqlar) hosil qiladi. Parabolalar hosil bo’ladi.
2. 1920 yilda Aston Tomson priborni o’zgartirdi va unga mass – spektrograf nom berdi. Aston katod kanalidagi uzun tirqishni, diafragmali teshik orqali almashtirdi va magnit hamda elektromaydonlarni tekistlikda bir-biriga nisbatan perpendikulyar joylashtirdi.
Agar zarrachalarning massa va zaryadlari bir xil bo’lib tezliklari har xil bo’lsa, plastinkada 1 ta chiziq hosil bo’ladi. Agar zarrachalarning massalari har xil bo’lsa, u holda plastinkada bir necha chiziqlar hosil bo’ladi, bu chiziqlarning har biri ma‘lum massali zarrachaga muvofiq keladi. Aston bu chiziqlar sistemasini massa spektri deb atadi.
Bu metodga asosan molekula bir butun (kompleks) deb qaraladi va hamma elektronlar ham butun molekula uchun umumiy bo’ladi. Atomlardagi atom orbitalligi, molekulalarda molekulyar orbitallar bo’lishi kerak.
Atom orbitallari: s, p, d, f
Molekulyar orbitallari: s, p, d, j bilan belgilanadi.
Molekulyar orbitallar ham Pauli printsipi va Xund qoidasiga asosan hosil bo’ladi.
Atom orbitallari bir xil markazli,molekulyar orbitallar esa ko’p markazi (mnogotsentrovoy) shuning uchun ularning formasi murakkabroq. Atom orbitaldan molekulyar orbital hosil bo’lishi uchun:

1. 
   Ularning energiyasi yaqin bo’lishi kerak.
   
2. 
   Orbitallari bir-birini ko’proq qoplashi kerak (0,7-0,8%).
   
3. 
   Molekulada bog’lanish chizig’iga nisbatan bir xil simmetriyada bo’lishi kerak.
   

Molekulyar orbita – atom orbitallardan tarkib topgan. molekulyar orbital va atom orbitallarning yadrolarida zaryadlarining bir-biriga qoplanishi hisobiga bo’ladi shuning uchun bu molekula energiyasi atom orbitallaridagi energiyadan kam bo’ladi. Bu vaqtdagi atom orbitallarini bog’lovchi (svyazivayushiy) deb ataydi.
Agar molekulyar orbitallar hosil bo’lishida atom orbitallari elektron bulut kontsentratsiyasi yadrolaridan tashqarid hosil bo’lib unda hisoblanib u nolga teng bo’ladi. Bu molekulyar orbitallar energiyasi dastlabki atom orbitallar energiyasidn yuqori bo’ladi va uni, bushashtiruvchi (razrxlyayushiy) deb ataladi.
Agar a va v elektron oralig’idagi masovani R deb olsak Ye ish R ga bog’liq bo’ladi. Ko’rchatadiki bular bir-biriga yaqinlashganda ular oralig’ida tortishish kuchi hosil bo’ladi Ro da uning miqdori minimumga teng bo’lib unda tom orbitali bog’lovchi molekulyar orbitali hosil qiladi esa energiya oshib ketaveradi va R kamayishi bilan unda bir-birini itarishib bu holatni bushashtiruvchi molekulyar orbital yadrolari orasida tekislik bo’limlardan iborat bo’lganligi sababli (uzlovaya) bog’ hosil qilmaydi. Eng yaxshi bog’ hosil qilish (S, 2P, 2P, 2P, 2P, 2P) orbitallarda 2S va 2P orbital qatnashsa b – orbital tipida molekula tsilindrik simmetrik hosil bo’ladi. Bularni belgilashda b1S (2 ta 1S bog’langan bo’ladi, b2S 2 ta 2S orbital bog’langan). Ajraluvchi (razrxlyayushiy) orbital b2S (2 ta 2S orbital bir-biridan ajraladi). Agar ikkalasi teng bo’lsa atom holatida bo’lib qoladi. Bog’ hosil bo’lishi ko’p orbitallar kompensatsiyasi natijasida amalda kimyoviy bog’ hosil qilishi yoki radikalni ko’rsatuvchi orbitllar qoladi.
Molekulyar orbitallarda 2 ta bog’lovchi orbital agar 2 ta bo’shashtiruvchi orbital bilan kompensatsiya qilinmagan bo’lsa, u holda bitta bog’ hosil qiladi. Bunda bog’lovchi va bushashtiruvchi elektronlar sonining farqiga formal bog’lanish soni deyiladi (f. B. s.).
Masalan: Li (b1S) (b1S) (b2S) valentligi 2S bilan xarakterlanadi. N (b1S) (b1S) (b2S) (b2S) (bPz) (62 Px) (62Py)
3 valentli bo’lib ya‘ni, 1 ta b – bog’, 2 ta P – bog’ hosil bo’ladi.
0 - 1S 2S 2Px 2Py 2Pz
Kislorod molekulasining hosil bo’lishida qo’sh bog’ 1 ta s – bog’ va 1 ta p – bog’ hisobiga amalga oshadi ya‘ni statsionar bo’lmagan elektron qoladi va u kislorodning paramagnit hossasini ko’rsatadi. Bog’lanish tartibi (BT) ni topish uchun, bog’lovchi molekulalar (b - bog’) sonidan, bushashtiruvchi molekulalar (b-bo’sh) sonini ayirish kerak. buni quyidagicha formula ko’rinishida tasvirlash mumkin:




KOORDINATSION. VODOROD VA DATIV BOG’LANISHLAR
Koordinatsion, dativ va vodorod bog’lanishlar kovalent bog’lanishning bir ko’rinishidir. Van-der Vals kuchlarning tabiati. Koordinatsion, dativ va vodorod boglnishli moddalarning fizikaviy xossalarining ion, polyar va kovalent bog’lanishlardan farqi. Atom va ionlarning polyarlanishi haqida tushuncha.
VODOROD BOG’LANISH
Vodorod bog’lanish deb kuchli elektromanfiy atomlarning vodorod atomi orqali bog’lanishiga aytiladi. Bu ilnskiy M.A. va Beketov M.M. lar tomonidan fanga kiritildi.
RX – n + : gR1 - - > RH – H . . . . . . : gR1
Vodorod bog’lanishni o’zish uchun kerakli bo’lgan energiya 8-40 kDjoul/mol R-X-H+ polyarlanib H protoni hosil bo’lib bu proton boshqa elektromanfiy (F2, O2, N2, Cl2, S, C) atomlarining elektron qavatlariga elektrostatik kuch bilan tortiladi. Bunday desak u chiziqli bo’lishi kerak, lekin suv molekulasida:
[H2O - . . . . . . . H . . . . . . .OH2] vodorod bog’lanishlar energiyasi 150 kJd/mol. Eng kuchli vodorod bog’lanish FHF – da muz va suv (suyuq) da vodorod bog’lanish bo’ladi. Molekulalararo vodorod bog’lanishdan

tashqari ichki molekulyar vodorod bog’lanish holi mavjud. Bunday bog’lanish ortonirofenolda yuzaga keladi:
Vodorod bog’lanishning bunday oqibatida ortonitrofenol ancha past (450S) temperaturada suyuqlanadi, metanitrofenolga nisbatan ( 970S) uning molekulasi vodorod bog’lanish hisobiga assotsilangan bo’ladi:
(. . . O2N – C6H4 – OH . . . O2N – C6H4 – OH . . . )
bularda kuchli vodorod bog’ hosil bo’lishiga sabab s s+1, s* va bog’lar bo’ladi. Vodorod bog’ hosil qilishda suyuqliklar yuqori temperaturada qaynaydi. Agar erituvchi bilan vodorod bog’ hosil qiladigan 7 moddaning eruvchanligi oshadi.


KOORDINATSION VA DATIV BOG’LANISH
Koordinatsion birikmalarda bog’ asosan d va f elektronlar orasida borib ular asosan donor-aktseptor bog’ hisobiga amalga oshadi.
NH3 + BF3 = H3NBF3
Azotdagi juft elektroni bilan bu donor bor esa vakant orbitallari bilan aktseptor. O’zaro birikuvchi atomlardan birida mavjud bo’lgan juft-elektronlar va ikkinchisidan bo’sh orbitallar hisobiga yuzaga keladigan kovalent bog’lanishning bu turiga donor-aktseptor yoki koordinativ bog’lanish deyiladi. Koordinatsion bog’lanishni hosil bo’lishidagi mexanizmga donor-aktseptor mexanizm deyiladi. Donor-aktseptor bog’lanish neytral molekula bilan ion orasida (NH3+H+), ikkita har xil molekula (NH3 va BF3) va bir xil molekulalar (B2Cl2) orasida holi vujudga keladi.
Donor-aktseptor kimyoviy bog’lanish anorgani moddalar orasida ko’p tarqalgan bo’lib bulardan ko’pchiligi kompleks birikmalar uchun xosdir.
Dativ p bog’lanish – bu donor-aktseptor bog’lanishning bir turi bo’lib element valent elektron qavatida ham juft elektron, ham qavat orbitalidan iborat bo’lib bir vaqtning o’zida ham donor, ham aktseptor bo’ladi. Masalan: PH molekulasida P-da ham elektron par bog’ homda bo’sh d-orbitall bor kompleks atom bilan 2 ta bog’ hosil qilib birikadi. Kimyoviy bog’lanishning bunday turiga dativ bog’lanish deyiladi. Donor-aktseptor bog’lanish juft d-elektronlar hisobiga amalga oshsa bunday bog’lanishni dativ bog’lanish deyiladi.


VAN-DER-VALS KUCHLARINING TABIATI
Moddaning gaz holatidan kondensirlngan holatga o’tishga ularning zarrachalari orasidagi tortishish kuchi bilangina tushuntiriladi. Suvning bug’lanish issiqligi – 40,6 kDj/mol, HCl niki – 16,3 kJd/mol H-O orasidagi bog’lanish energiyasi – 492 kDj/mol, H-Cl da – 431 kDj/mol.
Molekulalar orasidagi tortilish kuchi mavjudligini birinchi bo’lib Van-der-Vals hisobga oldi, shu sababli ularni Van-der-Vals kuchlari deyiladi. Bu kuchlar har xil zaryadlangan molekulalarning elektrostatik tortishishlari natijasida yuzaga keladi.
Inert gazlar va toyingan gazlar asosiy bog’lar hosil qilmasada lekin ular bir-birlari bilan tortilib turadi. Bu kuchlarni birinchi bo’lib Van-der-Vals topib gaz holat tenglamasiga kiritdi (a/j) va quyidagicha isbot qildi.

1. 
   Molekulada doimo dipol mavjud bo’ladi.
   

bu yerda: r- dipol markazlari foydalanilgan masofa,
m-dipol momenti doimiyligi.
2. Polyarlanish natijasida dipol induktsion dipol bo’ladi.
a-qutblanish.


3. London 1930 yil dispersion kuchlarning borligini topdi.

bu yerda: hv – har bir atom va molekulaga taalluqli boshlang’ich (nulevaya) energiya dispertsion kuchlar ta‘sirlashayotgan dipollarning sinxronizatsiyasi hisobiga bo’lgan (bir-biriga moslashish).


QUTBLANISH
Molekulalar orasidagi kuch elektrik tortishish natijasidir tortishish va itarishish kuchlari shu zaryadlar hisobiga bo’ladi. Tortishish kuchlari 3 xil bo’ladi:
1. Orientatsion ta‘sirlashish (dipol-dipol) bu qutbli molekulalar orasida bo’ladi. Bular issiqlik harakati natijasida tartibsiz harakatni boshlaydi, ma‘lum bir vaqtda birining (+) si ikkinchisi (-) qutblariga tortilishi kerak. bunga orientatsior polyarizatsiya deyiladi. Temperaturaning ortishi orientatsion qutblanishni kamaytiradi.
2. Induktsion polyarizatsiya – faqat har xil zaryadli zarrachalar bir-biri bilan orientatlanib qolmasdan bir xillari ham modda yadrosini o’ziga tortib diformatsiya yuz beradi (dipol-induktsirovanny dipol nepolyarny) molekulalar.
+ - + - i > i natijada dipol moment oshadi bunga induktsion yoki diformatsion polyarizatsiya deyiladi.
Dipolning umumiy polyarlanishi = (Polyar orientatsiya) + (polyarta deformatsiyasi).
3. Dispertsion ta‘sirlanish – deb atomlar ichidagi zaryadlarning bir holatdan ikkinchi holatga o’tib turishiga aytiladi.
+ - - + 106 sek. - + + - bo’lib qoladi.
Shunday qilib: tortilish kuchlari = orientatsion qutblanish+ induktsion qutblanish + dispertsion qutlanish.
Bu kuchlar kimyoviy kuchlarga nisbatan juda kuchsiz.
Masalan: Cl2 - molekulasining atomlanish energiyasi 243 kDj/mol, Cl2 molekulasining kristallanish sublimatsiyasi esa 25 kJd/mol ga teng.