Mavzu: Oksidlanish qaytarilish reaksiyalari va uning potensiallari Reja: Oksidlanish – qaytarilish jarayonlari. Oksidlanish darajasi. Valentlik. Oksidlanish – qaytarilish reaksiyasi turlari. Oksidlanish – qaytarilish reaksiyasi tenglamalarini

Ayni element atomi boshqa element atomlarining nechtasini biriktira yoki nechtasi bilan almashina olsa o’sha son ayni elementning valentligini ko’rsatadi.
Bu ta’rif malum darajada shartli ta’rif hisoblanadi, chunki u valentlikning tom ma’nosini yechib bera olmaydi.
Atom orbitallar (valent bog’lanishlar) nazaryasi valentlikni quyidagicha ta’riflaydi; Valentlik - ayni element atomining kovalent bog’lanishlar xosil qila olish xossasidir, yani ayni element atomi boshqa element atomi bilan nechta kovalent bog’lanish hosil qilsa, anashu son uning valentligi hisoblanadi, boshqacha aytganda, Valentlik – molekuladagi atomlarni bir – biri bilan bog’lovchi elektron juftlar soniga teng, bunda elektron juftlarning qay tarzda kelib chiqganligi ahamyatga ega emas.
Element valentligining son qiymati o’sha element D. I. Mendeleyevning kimyoviy elementlar davriy sistemasida qaysi o’rinda turganligiga bog’liq. Ko’pchilik hollarda elementning valentligi o’sha element davriy sistemada joylashgan gurux no’meriga teng bo’ladi.
Bu qoida istisnolarga ham ega. Masalan, azot va fosforning eng yuqori valentligi nechaga teng degan savolni yechaylik.
Fosfor PCI₅ da beshga teng yuqori valentlikni namoyon qiladi. Uning davriy jadvaldagi guruh no’meri ham beshga teng. Fosfor atomining tashqi (uchinchi) energetik qobig’ida ikkita s-, uchta toq p- elektron va bo’sh d- orbitli mavjud. Fosfor atomi g’alayonlaganida uning juftlangan ikkita s- elektronlaridan biri 3d- orbitalga o’tadi, bu ikki holatni quyidagicha ta’svirlaymiz:
Z=15 P 1s²2s²2p⁶3s²3p³3d⁰ (g’alayonlamasdan oldin)
z=15 P 1s²2s²2p⁶3s¹3p³3s¹ (g’alayonlangan holat.
Demak, fosfor atomi g’alayonlaganida uning atomida 5 ta toq elektron mavjud bo’ladi, binobarin, fosforning yuqori valentligi 5 ga teng bo’la oladi.
Azot z=7 N 1s²2s²2p³, uning
uchun PCI₅ ga o’xshash birikma xosil qilingan emas, chunki azot atomida faqat uchta toq elektron bor, juftlashgan s – elektronlarni bir – biridan ajratish uchun kata energiya kerak, chunki azot atomining tashqi (eng oxirgi) energetik qobig’da bo’sh orbitallar yo’q.
Azot bu nuqtai nazardan qaraganda uch valentlik ekani yaqqol ko’rinib turadi.
“Azotning yuqori valentligi nechaga teng” degan savolga javob berish uchun ammoniy ioni NH₄⁺ ning hosil bo’lish sxemasidan ko’rinadiki, azot atomining uchta toq elektroni bilan uchta vodorod atomining bittadan, jami uchta elektroni uchta kovalent bog’lanish hosil qilgan: to’rtinchi kovalent bog’lanish donor – aksentor mexanizmiga muvofiq xosil bo’ladi; bunda ammiak malekulasidagi azot atomi (donor) o’zining taqsimlanmagan elektron juftini vodorod ioni (aksentor) ga beradi, H⁺ ioni o’zining bo’sh s- orbitliga bir juft elektronni qabul qiladi. Bundan ko’ramizki, azotning yuqori valentligi 4 dan ortiq bo’la olmaydi. Kislorod suvda ikki valentli, lekin gidroksoniy ionida kislorodning valentligi uchga teng. Buni tushunish qiyin emas:
H₂O + H+  H₃O⁺
Valent bog’lanishlar nazaryasiga muvofiq, kimyoviy bog’lanishda valentlining namoyon bo’lishida faqat juftlashmagan lektron emas, balki taqsimlanmagan elktron juftlar ham, shuningdek tashqi elektron pog’ananing bo’sh (vakant) orbitallari ham ishtirok etadi.
Binobarin, valentlikning son qiymatini hisoblashda: birinchidan, ayni atomdagi barcha toq elektronlar sonini; ikkinchidan, kimyoviy bog’lanishda ishtirok etadigan taqsimlanmagan elektron juftlar sonini; va uchinchidan, kimyoviy bog’lanishda ishtirok etadigan bo’sh (vakant) orbitallar sonini etiborga olish kerak.
“Valentlik” tushunchasini talqin qilishda atom orbitallar nazaryasi chegara emas. Xozir “valentlik” bilan bir qatorda – shartli valentlik – “oksidlanish daraja”, “kordinassion son”, “bog’lanish tartibi” nomli tushunchalar keng qo’llanlmoqda. “Valent bog’lanishlar” nazaryasi yecha olmagan muammolar malekulyar orbitallar usuli asosida yechilmoqda.