Mendeleyevning elementar davriy sistemasi
Download 73 Kb.
|
Mendeleyevning elementar davriy sistemasi
|
Mendeleyevning elementar davriy sistemasi Reja: Davriy qonun rivodlanishini 3 etapga bo’lish mumkin Elektron analogiy. Kaynosimmetriya Elementlarning davriylik xossalari Iv gruppa elementlarining si – ionlanishga bog’liqligi Atom qobiqchalarining elekronlar biln bo’lib borishidagi o’ziga xoslik va davrlarning shakllanishi s, p-, d-, f- elementlar va ularning davriy sistemadagi o’rni. Guruhlar, Davrlar, Asosiy va yonaki guruhchalar. Davriy sistemaning chegaralari. Atom xossalarining davriyligi. Orbital va effektiv radiuslar. Van-der-vals, metallik va ion radiuslar. Atom va ion radiuslarning davr va guruhlar boyicha o’zgarishi s- va p- siqilishning effektlari. Kaynosimmetrik elementlar. Kimyoviy elementlarni sistemalashtirish uchun kadidan turli xil izlanishlar olib borilgan. (I.Debereyner, A.Shankurtua, Ch.Odling, Dj.Nyulendes va boshqa izlanishlarni misol keltirish mumkin). 1829 yilda I.Debereyner birinchi bo’lib, kimyoviy elementlarning xossalari bilan elementlarning atom og’irliklari orasidagi bog’liqlikni o’rganib o’xshash bo’lgan ko’pgina elementlarni uchtadan gruppalarga joylshtirib turadilar qonunini yaratdi bu 21 ta elementdan iborat edi: cI, Br, I; S, Se, Te; Li, Na, K; Ca, Si, Ba; Fe, Co, Ni; Os, Ir, Pt; 1862 yilda esa frantsuz kimyogari A.Shankurtua kimyoviy elementlarning atom massalarining spiralsimon tartibda ortib borishiga ko’ra joylashtirdi. Bu yerda xossalari bir-biriga o’xshash bo’lgan elementlar gruppalari hosil bo’lishi kuzatildi. 1857 yilda Ch.Odling atom massalarining ortib borish tartibida 57 ta elementdan iborat bo’lgan sistemani yaratdi. 1866 yilda Dj.Nyulendes tomonidan oktava qonuni yaratildi. U kimyoviy elementlarning xossalari bilan atom og’irliklari orasidagi bog’lanishlarga o’rindi va har 8 ta element orasida o’xshashlik borligini aniqladi va quyidagi jadvalni yaratdi: H – 1 F - 8 cI – 15 Li – 2 Na – 9 K – 16 Be – 3 Mg – 10 Ca – 17 B – 4 Al – 11 Ti – 18 C – 7 Si – 12 Cr – 19 N – 6 P – 13 Mn – 20 O – 7 S – 14 Te – 21 Shunday keyin 1864 yilda nemis olimlaridan Odling va Lotar – Meyerlar ham davriy sistema tuzishga harakat qildilar, ammo ular ham o’z izlanishlaridan aniq bir ilmiy xulosaga kela olmadilar. 1869 yilda D.I.Mendeleev tomonidan davriy qonun asosida yaratilgan elementlar dvriy sistemasi olamshumul ahamiyatga ega bo’ldi. D.I.Mendeleev elementlar davriy sistemasini yaratgan paytda dastlab 63 ta element ma‘lum edi. u elementlarning yuqori oksidlanish darajalariga qarab so’zi tuzgan sistemaga joylashtirdi noma‘lum bo’lgan elementlarni xossalarini oldindan aytib ularga hayot davrida topildi. Bu elementlar 10 yil ichida D.I.Mendeleev hayot davrida topildi, ya‘ni 1875 yilda Lokok de-Buabodran tomonidan eka alyuminiy (galliy), 1879 yilda Shvetsariyalik olim Nilson Kleve tomonidan ekabor (skandiy), 1885 yilda esa Vinkler tomonidan ekasilitsiy (Germaniy) elementlarining ochilishi va ularning xossalari D.I.Mendeleev bashorat qilgan xossalarga juda yaqinligi D.I.Mendeleevning yanada sistemani to’g’ri tuzganligini ko’rsatdi. 1869 yil D.I.Mendeleev tomonidan ochilgan davriy qonun horzirgi zamon tabiatshunosligida eng asosiy qonunlardan biri hisoblanadi. U dunyoning materil birligini bildirgani uchun nafaqat kimyoda balki butun tabiatshunoslikda juda katta ahamiyatga ega. und kimyoning fan sifatidagi mohiyati, ya‘ni tarkibning miqdor o’zgarishlari ta‘sirida, sifat o’zgarishlari ekanligi mujassamlashgan. Boshqa tabiiy fanlar fizika, geoximiya, kosmoximiyalarning rivojlanishida ham davriy qonunning roli katta. Uning ahamiyati elementlarni faqatgina bir atom og’irlik bilan klassifikatsiyalanmaydi. U har bir element xossasini sistemada joylashgan o’rniga qarab bashorat qiladi. Bu faqat oddiy moddalarning fizik xossalariga emas, balki butun kimyoviy xossalariga ham taaluqlidir. Boshqa elementlar bilan o’zaro ta‘sirini, tuzilishini, binar va ancha murakkab moddalarning hosil bo’lishini, tarkibi va xossalarini, elementlarning kislota-asos, oksidlanish-qaytarilish va boshqa xossalarini bilish imkonini beradi. Davriy qonundan foydalanib Mendeleev hali noma‘lum bo’lgan elementlarni xossalarini bashorat qildi. Ma‘lumki haqiqiy ilmiy nazariyaning kuchi u sosda olingan faktlarni tushintirishgina emas, balki yangi faktlarni ko’ra bilishdadir. Elementlarning xossalarini bir xil tartibda tavsiflash, davriy sistemada har bir elementni aniq, qat‘iyan, doimiy ravishda turishini nazarda tutadi. Bu o’rinlarning (holat) intervalligi (o’zgarmaslik) deyiladi. Ma‘lumki D.I.Mendeleev sistemasida elementlarning holati faqatgina uning tartib nomeri bilan emas, balki u turgan davr nomeri (qator) va gruppasi bilan ham aniqlanadi. Doimo eng ko’p tarqalgan zamonaviy davriy sistema formasida ham elementning variantlik holati tartibi hamma vaqt ham saqlanmaydi. Shu sababli elementning o’rnini (holatini) bir xilda belgilaydigan umumiy kriteriya zarurdir. Mendeleevning o’zi shunday kriteriya sifatida elementlarning kimyoviy xossasini tanladi. U atom massalari qiymatiga nisbatan, kimyoviy xossalarini asosiy xarakteriyatika deb hisobladi. Shuning uchun u elementlarning joylarini almashtirdi (18Ar – 19K, 27Co – 28Ni, 52Te – 53I) ya‘ni gruppalardagi o’xshashlik kimyoviy xossalarini namoyon qilishini ko’rsatdi. Keyinchalik har xil olimlar sistemaning har xil variantlarini taklif qildilar, bularga har xil, ayrim hollarda xususiy kriteriyalar asos qilib olindiyu hozirgi paytda 400 dan ortiq sistema varianti mavjuddir. Atom tuzilishining elekton nazariyasi rivojlanishi asosida, elementlarning kimyoviy xossalari ularning atom elektron strukturalarning funktsiyalari ekanligi aniqlandi. Shu asosda elementning davriy sistemadagi holatini aniqlashning ob‘ektiv kriteriysi qilib atomning elektron tuzilishini tanlash maqsadga muvofiq ekanligi isbotlandi. Davriy qonun rivodlanishini 3 etapga bo’lish mumkin. Birinchi etapda Elementlarning xossalarini aniqlovchi asosiy argument sifatida atom massasi tanlangan bo’lib, Mendelev davriy qonuni shu asosda quyidagicha ta‘riflanadi: «Oddiy moddalarning xossalari, shuningdek, elementlar birikmalarining shakl va xossalari, elementlar atom og’irliklarining ortib borishiga davriy muratda bog’liqdir». Ikkinchi etap atom nomeri – atom yadro zaryadini aniqlashi isbotlandi. Izotop va izobarlarning ochilishi element tabiatini aniqlovchihaqiqiy argement uning atom massasi emas, balki yadro zaryadi ekanligi ko’rsatildi. Haqiqatdan ham bir atom massasi izobarlar (40Ar, 40K, 40Ca) – har xil element atomlariga talluqli ekanligi va shu bilan birga yadro zaryadlari bir xil atomlar – izotoplar (160, 170, 180) atom massalari har xil bo’lishiga qaramay birgina elementga mansub ekanligi isbotlandi. Shu sababli davriy qonun yangicha ta‘riflandi: «Oddiy moddalarning, shuningdek, elementlarning shakl va xossalari ular atomlari yadrolarining zaryadiga davriy ravishda bog’liqdir». Bu o’zgarish printsipial harakterga ega bo’lib, element tabiatini tushunishda yangi sifatiy darajasidan dalolat beradi, shunga qaramasdan davriylikning fizikaviy ma‘nosi ya‘ni nima uchun atom nomerining monoton ortib borishi bilan, elementning xossalari monoton (bir tekisda) o’zgarmasdan davriy o’zgarishining sababi noaniq edi. Faqat uchinchi etapda elektron tuzilishining kvantomexanik nazariyasining rivojlanishi asosida davriy qonunning fizik ma‘nosi ochildi. Davriylikning mohiyati yuqori energetik darajada o’xshash valent elektronlar konfiguratsiyalarining davriy takrorlanishi va elektron qavatlarning nisbiy sig’imi mavjudligiga asoslangan. Davriy sistemaning strukturasi va rivojlanishi quyidagi tartibda amalga oshirildi. Elementlar davriy sistemasi 7 ta davr, 8 ta ruppa va 10 qatorni o’z ichiga oladi. Ishqoriy metallar bilan boshlanib inert gazlar bilan tugallangan elementlarnin gorizontal qatoriga davr deyiladi. Davrlar elementlarning elektron qavatlari sonini bildiradi. I, II, III –chi davrlar bitta qatordan iborat bo’lib, kichik davrlar deyiladi. IV, V va VI davrlar ikkita qatorni o’z ichiga olgan bo’lib, katta davrlar deyiladi. VII – chi davr ishqoriy metallar bilan boshlanib, inert gazlargacha yetib kelmaganligi uchun tugallanmagan davr deyiladi. Kimyoviy xossalari bir-biriga o’xshash, tashqi elektron qavatidagi elektronlar soni bir xil bo’lgan elementlarning vertikal qatoriga gruppa deyiladi. Element qaysi gruppada joylashgan bo’lsa uning eng yuqoi oksidlanish darajasi gruppa nomeriga teng bo’ladi, ya‘ni tashqi elektron qavatidagi elektronlari soni shu guru nomeriga teng bo’ladi. Gruppalar bosh gruppa (asosiy) va qo’shimcha (yonaki) gruppachaga bo’linadi. Bosh gruppa elementlari faqat s va p elementlardir, qo’shimcha gruppa elementlarini esa d va f – elementlar tashkil qiladi. Qo’shimcha gruppa elementlarida faqat tashqi elektron qavatdagi elektronlardan tashqari, tashqaridan ichki elektron qavatdagi elektronlar ham valent elektron hisoblanadi. Shuning uchun ular bir-biridan farq qiladi. Davriy qonun tabiatning asosiy qonunlaridan biri bo’lib, elementlarning miqdor (yadro zaryadi, elektronlar soni va atom massalari) va sifat (elektronlarning taqsimlanishi, xossalar to’plami) xarakteristikalari birligini ko’rsatadi. Atom tuzilishi hozirgi zamon tasavvurlari asosida, element aniq davrga mansubligi atomning normal, oyg’onmagan holatdagi elektron qavatlari soni bilan aniqlanadi. Dvr nomeri, tashqi elektron qavat nomeriga teng bo’ladi, u tugallanmagan elektronlar bilan to’ladi. Elementing u yoki bu gruppaga mansubligi tashqi va tashqaridan ichki qavatdagi umumiy valent elektronlar soni bilan aniqlanadi. Masalan: 24Cr – [Ar] 183d 54s 1 va 16S – [Ne] 103s 23p 4. Oltinchi gruppa elementlri bo’lib, ikkala atom 6 tadan valent elektronlarga ega. davrlar va gruppalarga bo’linish Mendeleev tomonidan kiritilgan bo’lib, elementning aniq gruppaga mansubligi uning kimyoviy xossasiga, yuqori valentli oksid va gidrooksidlarining forma va harakteriga asoslanib aniqlangan. Haqiqatdan ham bir-biriga o’xshash bo’lmagan metallik xrom va metallmas oltingugurt gruppa nomeriga to’g’ri keladigan yuqori oksidlanish darajasidagi bir xil tarkibli CrO3, SO3 oksidlarini hosil qiladi, ularning xossalari ham o’xshash (kislotali). Ularga to’g’ri keladigan gidroksidlar yorqin ifodalangan kislota xossasiga ega H2 CrO4 – xromat va H2 SO4 – sulfat kislotalaridir. Shunday qilib, davriy sistema gruppalarida tiplariga bog’liq bo’lmagan holda qavatlarida to’lishi mumkin bo’lgan bir xil sondagi elektronlari bo’lgan elementlarni birlashtiradi. Shunday qilib birlashtirish ko’pgina o’xshash (analog)turlarni ajratish imkonini beradi. Elementlarning bunday umumiy o’xshashlik turlariga gruppa analoglari (o’xshash gruppalar) deyiladi va ular gruppa nomeriga muvofiq faqat yuqori oksidlanish darajalarida namoyon bo’ladi. Shu belgisiga nisbatan bosh va yordamchi gruppachlar (A-gruppa va V-gruppa) bitta gruppaga birlashtiriladi. III- gruppaga – B, Al, Ga, In, Tl (ns2np1) va skandiy podgruppachasi [ns2 (n-1) d1] ya‘ni bir xil valent elektronlari (3) ga ega bo’lgan elementlarni birlashtiradi. Xuddi shunday holat sistemaning boshqa guppalari uchun ham xarakterlidir. Gruppaviy o’xshashlik – ushbu gruppaga kirgan elementlarning hamma xos xususiyatlarini bildirmaydi, chunki u ko’pincha umumiy belgi, valent elektronlar soniga asoslanib, valent orbitallar tipini hisobga olmagan holda yuzaga keladi. Bu o’xshashlik elementlarning quyi oksidlanish darajalarida ayniqsa erkin holatda o’z kuchini yo’qotadi. Ammo har bir gruppada bir-biriga chuqur o’xshashlikni namoyon qiladigan elementlarni ajratish mumkin. Bunday o’xshashlik nafaqat yuqori oksidlanish darajalarida namoyon bo’lmasdan, hamma oraliq oksidlashish darajalarida, nafaqat bir xil valent elektronlarida, elektronlar joylashgan bir xil tipdagi orbitallarda namoyon bo’ladi. Bu belgiga asoslanib bir gruppada podgruppachalarga ajratiladi. Bir podgruppachada joylashgan elementlar xossalarida juda yaqin o’xshashlikkga ega, bular elektronlar bilan to’ladigan bir xil valent orbitallar tipiga ega bo’lishiga asoslangan. Ancha chuqur o’xshashlikka ega bo’lgan bunday analogiyaga tipaviy o’xshashlik deyiladi. Shunday qilib, bir podgruppada – bir xil valent orbitallar tipiga ega bo’lgan bu gruppaga mnsub elementlarga o’xshash tip (analog tip) deyiladi. Masalan: yuqorida misol qilimb olingan III – gruppaga o’xshash tip deyiladi, chunki hamma elementlar uchun bir xil valent elektron orbitallar (ns2 np1) ga ega. Skandiy podgruppasi elementlari ham qo’shimcha III B – gruppa – o’xshash tiplarni hosil qiladi, chunki bular uchun ham ns2 (n-1) d1 bir xildir. Atom tuzilishining elektron nuqtai-nazaridan davr nomeri yorqin fizik ma‘noga egadir. U bosh kvant son qiymatiga mos keladi va to’ldiradigan yoki tugallangan s va p qavatchalar bilan xarakterlanadi. Har bir davr valent elektron konfiguratsiyasi ns1 bilan boshlanib, ns2np6 stabil (barqaror) konfiguratsiya bilan tugallanadi. Atomlarida faqat s va p qavatchalar bilan to’ladigan davrlarga kichik davrlar deyiladi. Bularga birichi 3 ta davr misol bo’ladi. Ularga 2, 8, 8 ta elementlar muvofiq keladi. Birinchi va ikkinchi davrdagi elementlar soni, elektro qavatlarning maksimal sig’imiga mos keladi (π=1, π=2). Uchinchi elektron qavat sig’imi, elektronlar sonidan yuqori (ortiq). Bu 3d-orbitalning mavjudligi bilan bog’liq bo’lib, u bo’sh, uni elektronlar bilan tulishi faqat to’rtinchi davrdagina energetik qlaydir. Shunday qilib, to’rtinchi davrdn boshlab elektron qavatlarning elektronlar bilan to’lish tartibi buziladi va ns, np – elementlar oralig’ida. d- elementlardekadasi paydo bo’ladi, ularda tashqaridan ichki (n-1) d qavatcha to’ladi. Shunday strukturaa to’rtinchi va beshinchi davrlar ega bo’ladi va ular 18tadan elementga ega. oltinchi va yettinchi davrlarda d-elementlar dekadasidan tashqari, (n-2)f – qavatchasi to’ladigan elementlar oilasi mavjuddir. Bu davrlar 32 ta elementdan tashkil topgan. s va p elementlardan tashqari d - elementlar dekadasi va f – elementlar oilasidan tashkil topgan davrlarda katta davrlar deyiladi. Katta davrlardagi atomlarda s va p tashqi qavatlardan tashqari ichki (n-1)d va (n-2)f – qavatchalar ham bo’ladi va ular ham valent elektronlar hisoblanadi. Elementlarning kimyoviy xossasi, ma‘lumki atom orbitallarining to’lishini o’ziga xos xususiyatlari bilan aniqlanadi. Shuning uchun kichik davrlarda, qatorda hammasi bo’lib 8 ta element bor, ularning atomlarida eng tashqi qavatlari elektronlar bilan to’lib boradi va biridan ikkinchisiga o’tganda ishqoriy metalldan to inert gazgacha element xossasi keskin o’zgaradi. Katta davrlarda s va p elementlar shu qonuniyatga boy sinadi, d-elementlarda esa tashqi qavat o’zgarishsiz (ns2) qoladi, tashqaridan ichki ikkinchi qavat elektronlar bilan to’lib borganligi sababli xossalari ancha bir tekisda (plavnoe) o’zgarishi xarakterlidir. Hamma d-elementlar metallardir. Yanada ko’proq darajada bu xususiyat f-elementlar uchun xarakterlidir, chunki ularda tashqaridan ichki uchinchi qavat to’ladi. f- elementlarning hammasini kimyoviy xossalari bir-biriga yaqin. ELEKTRON ANALOGIY. KAYNOSIMMETRIYA Elektron tuzilishi nuqtai-nazariyadan (2-3) kichik davrlar elementlari boshqa hamma elementlarga nisbatan o’ziga xos sifatlari bilan xarakterlanadi. Bunday o’ziga xoslik shundan iboratki ikkinchi va uchinchi davr elementlarida ichki d- va f- qavatchalarni to’lishi yo’q, valent elektronlar qavati ostida, oldingi davr inert gaz atom qavati (ostov) bo’ladi. Katta davrlardagi – elementlarda ham shunday hodisa kuzatiladi. Masalan Na va Cs atomlarining elektron konfiguratsiyalari [Xe]54S1 va [Ne]106S1, Na+ va Cs+ ionlarining konfiguratsiyalari ye va Ne Xe ning elektron strukturalarinikiga o’xshash. Kichik davrlardagi p elementlar ham s elementlarga o’xshaydi. Ammo katta davrlar p-elementlarida boshqacharoq. Ularda valent elektronlari πs. Πp qavatchalaridan keyin inert gaz qavati ustiga (π-1)d qavatchasi to’ladi. masalan: S va Se elektron konfiguratsiyalari: 16 S = [Ne] 103s23p4, 34Se = [Ar] 183d104s24p4 Formal oksidlanish darajalaridagi S+6 va Se+6, ionlariniki esa: S+6 = [Ne] 10 Se+6 = [Ar] 183d10. Shunday qilib S+6 va Se+6 yuqori oksidlanish darajalarida xossalarining to’liq o’xshashligini kutish qiyin. Shu bilan birga S va Se ning + va quyi –2 oksidlanish darajalarida to’liq elektron analoglik ya‘ni o’xshash valent elektron konfiguratsiyalar kuzatiladi. Boshqa tomondan oraliq oksidlanish darajalarida VI A va VI B gruppa elementlari orasida (Masalan: S va Cr) biror o’xshashlik yo’q. 6 S = 1s22s22p63s23p4; 24Cr = 1s22 s 22p63 s 23p64 s 13d5 Lekin S va Cr yuqori oksidlnish darajalarida o’xshashlik yuzaga keladi, chunki S+6 va Cr+6 larda inert gaz S+6 [Ne] 10, Cr+6 [Ar] 18, elektron qavatiga teng bo’ladi. Elektron tuzilishidagi shunga o’xshash qonuniyat qolgan gruppalarda ham kuzatiladi. Valent elektron konfiguratsiyalari o’xshash bo’lgan elementlarga elektron analog deyiladi. Shunday qilib, kichik davr elementlari bosh gurappa elementlari va o’shimcha gruppacha elementlari (har xil oksidlanish darajalarida) elektron analoglikni namoyon qiladi va butun gruppa qiyofasini aniqlaydi. Shuning uchun kichik davr elementlariga tipik elementlar deyiladi. Bu termin D.I.Mendeleev tomonidan kiritilgan. Shunday qilib, to’liq va to’liqmas elektron analog tushunchasini kritish mumkin. hamma oksidlanish darajalarida o’xshash elektron tuzilishiga ega bo’lgan elementlarga to’liq analog elementlar deyiladi. Bu ularning kimyoviy xossalari boyicha yaqin o’xshashliklarida aniqlanadi. Masalan: VI gruppa elementlari orasida to’liq elektron analog: kislorod va oltingugurt 80=[He]2 2S2 2P4, 16 S=[Ne] 3S23P4, selen, tellur va poloniy: 34 Se = [Ar] 183d104S24P4, 52 Te = [Kr] 364d105S25P4, 84 Po = [Xe] 544f145d106S26P4: hamda xrom molibden va volfromalardir: 24 Cr = [Ar] 183d54S1, 42 Mo = [Kr] 364d55S1, 74 W = [Xe] 544f145d46S2. Poloniy va volframda boshqa elementlardan farqli tugallangan 4f qavatcha mavjud, ammo u ancha chuqurga joylshgani uchun xossalarga kam ta‘sir etadi va elektron analogik xarakterini buzmaydi. Tipik elementlar atomlari-kislorod va oltingugurt elektron tuzilishlari boyicha selen podgruppasi elementlaridan ham yuqori oksidlanish darajalarida xrom podgruppasi elementlaridan yuqoridan boshlab hamma oksidlanish darajalarida farq qiladi. Bu kislorod va oltingururt VI gruppaning boshqa elementlariga nisbatan to’liqmas analog deganidir. Shu bilan bir vaqtda tipik elementlar bilan selen podgruppachasi elementlari orasidagi elektron tuzilishdagi o’xshashlik ancha yaqindir. Ular yuqorida qayd qilingandek nafaqat gruppovoy o’xshashlikni, balki tipovoy o’xshashlikni ham namoyon qilish mumkin. VI gruppadagi elektron o’xshashlikni quyidagi sxemada ko’rsatish mumkin. To’liqmas elektron analog, faqat yuqori oksidlanish darajasida analog. To’liq va to’liqsiz elektron o’xshashlikni birinchi bo’lib B.V.Nekrasov tomonidan kiritildi. Demak agar hamma oksidlanish darajalarida ham bir xil elektron konfiguratsiyaga ega bo’lsa to’liq elektron analog, agar ba‘zi bir oksidlanish darajalarida bir xil bo’lsa ularni to’liqsiz elektron analoglar deb ataymiz. Xuddi shunday davriy sistemadagi hamma gruppalar uchun (VIII) gr dan boshqa elektron analoglikni ko’rsatish mumkin IA va IIA gruppa s elementlari to’liq elektron analoglar bo’lib, shu bilan bir vaqtda gruppavoy va tipovoy analoglikni ham namoyon qiladilar. Bu bitta gruppadagi hamma elementlarning ns 1-2 elektron orbitallarining tuzilishlarini o’xshashligidan kelib chiqadi. Bu elementlari tashqaridan ichki d- qavatcha yo’q. Ikki gruppa tipik elementlari litiy, natriy va berilliy, magniylar yordamchi gruppa elementlari mis, kumush, oltin va rux, kadmiy, simob bilan to’liqmas elektron analoglikka ega. bu elementlar tipoviy analoglar gruppasiga kiradi va bir-birlari bilan to’liq elektron analoglaridir. III va VII gruppalarda (skvoznaya) to’liq analogiya mavjud emas. Har bir gruppa 3 ta to’liq elektron analoglar oilasiga bo’linadi: 1. Tipik elementlar; 2. Boshqa gruppaning qolgan elementlari; 3. Yordamchi podgruppa elementlari. Bu oilalar bir-birlari bilan tipik elementlar to’liqmas analogiya bilan bog’langandir. Bosh podgruppachalardagi elementlarda tipaviy analoglar bo’lganligi sababli elektron analogiya ancha erkin namoyon bo’ladi. I va II gruppalarga nisbatan bu gruppalardagi elektron analogiyadagi farq, d- qavatchaning paydo bo’lishidir. Ikkinchi va uchinchi davr tipik elementlarini elektron tuzilii nuqtai-nazaridan vakant 3d-qavatcha mavjud bo’lib, ma‘lum sharoitda kimyoviy ta‘sirda ishtirok etishi mumkin. bu hol 3s va 3p qavatchalardagi valent elektronlarni bosh kvant soni bir xil 3d qavatga o’tkazganda amalga oshadi. Ikkinchi davr elementlarida 3s vakant qavatchaga o’tkazish energetik jihatdan qulay emas: ya‘ni vakant 3d qavatchaga o’tkazishda sarf bo’ladigan energiyani shu qavat qo’shimcha bog’ hosil bo’lishida chiqadigan energiya kompensatsiya qila olmaydi. Faqat shu sababga ko’ra azotning beshinchi valent holati amalga oshmaydi, fosfor uchun esa bu holat oddiy holatdir. Azot uchun NG3 bo’lsa PS15 - lar ma‘lum. Haqiqatdan ham azotning (π=2) va fosforning valent orbitallarini strukturasini quyidagicha ko’rsatish mumkin: Valentlikning spin nazariyasi nuqta-nazaridan azotning kovalentligi 3 ta va fosforniki ham 3 ga teng (3 ta tok elektronlar), ajralmas juft hisobiga donor – aktseptor ta‘sirlashuvda azotning kovalentligi ham 4-ga, fosforniki ham 4 ga teng bo’ladi. Masalan: ammoniy va fosfoniy kationlarida: Ammo azotdan farqli fosforni 5 kovalentli holatga o’tkazish mumkin. Fosforning 5 valentli birikmalari shu bilan tushuntiriladi. Boshqa tomondan birinchi qator tipik elementlarining o’ziga xosligi, ularda p-orbitallar dastlab birinchi marta vujudga kelganligidir. Bu orbitallarda elektron zichlikning radial taqsimlanish funktsiyasi bitta maksimumga ega. birinchi marta yuzaga kelayotgan orbitallarga kaynosimmetriya deyiladi. (Kaynos-grekcha-yangi, ya‘ni orbitallarning yangi tip simmetriyalari). Qolgan hamma orbitallarda elektron zichlikning radial taqsimlanish egri chiziqlarida qo’shimcha maksimumlar bo’ladi. Shunday qilib, kaynosimmetrik orbitallar xulli shunday simmetriyadagi ichki to’lgan orbitallar bo’lmasligi bilan xarakterlanadi. Bu kaynosimmetrik elektronlarning yadro bilan bog’lanishini kuchaytiradi, atom orbitallarining radiuslari uichrayadi, ionlanish potentsiallari ortadi, nokaynosimmetriy elementlarga nisbatan, kaynosimmetik elementlarda metallik xossalarining zaiflashuviga olib keladi. Elementlar oddiy va murakkab birikmalarining kimyoviy xossalaridagi davriylik. Metallar va metallmaslar kimyoviy faolligining davrlar va guruhlarda o’zgarish qonuniyati. Oksidlar va gidroksidlarning kislota asoslik xossalarining davrlarda va guruhlarda o’zgarishi. Klassik ichki va ikkilamchi davriylik. Shredinger tenglamasining murakkabligi ko’p elektronli orbitallarning energiyasini aniq hisoblash imkonini bermaydi. shuning uchun atom energiyasini hisoblaydigan bir necha usullardan foydalanilmoqda. Atom orbitallari energiyasini tajribada aniqlashning eng qulay va universal usullaridan biri spektroskopik analiz usulidir. Bizga ma‘lumki atom spektrlari spektral chiziqlarning to’plamini (sovokupnost) hosil qiladi, ya‘ni har bir seriya turli orbitallardan boshqa yadroga elektronning o’tishini belgilaydi. Elektron bir orbitaldan boshqa orbitalga o’tganda ajralib chiqadigan energiyaga ionlanish energiyasi yoki ionlanish potentsiali deyiladi. Ye asosiy – K = I, bu yerda I – ionlnish energiyasi, Ye – atom tarkibini tashkil qiluvchi elektronning energiyasi, Ye asosiy – elektronning asosiy holatdagi energiyasi. Agar kichik to’lqinli maydondan elektromagnit tebranishlar chastotasi yi va ionlanish energiyasi Ii ni Plank formulasi bilan ifodalash mumkin. Ii=hyi. Agar ko’p elektronli atom bo’lsa, elektronning o’zib chiqish energiyasini boshqa usullarda aniqlash qulaydir, ya‘ni fotoionizatsion usul yordamida va x.k. Ionlanish energiyasi kimyoviy elementning asosiy xarkteristikalaridan biri bo’lib, atom orbitalida elektronning qanday ushlab turganligini ko’rsatib elementning kimyoviy xossasini xarakterlaydi.atomda elektronlar yadroga faqatgina tortilmasdan ular o’zaro bir-biri bilan bir xil ishorali zaryadlar itarishish kuchiga ham ega. shuning uchun birinchi elektronni uzib olishga kam energiya talab qilinadi, keyingilariga esa ko’proq energiya sarflashga to’g’ri keladi. Ionlanish energiyasi eng kam bo’lgan elementlar ishqoriy metallardir, chunki ular atom yadrosi atrofida tashqi qavatda joylashgan bitta elektroni eng kam energiya qiymatiga ega bo’lib, osongina boshqa element atomiga beradi, ionlanish energiyasi eng yo’qori bo’lgan qator VIII – gruppa elementlari (inert gazlr) qatoridir. Ionlanish potentsialining oshib borishining sxematik taviri 1-rasmda keltirilgan. ko’rinib turibdiki davrlarda (asosiy) chapdan ungga o’tgan sari ionlanish energiyasi ortib, guruhlarda yuqoridan pastga tushgan sari esa kamayib borar ekan. Bog’lanish energiyasi – Ye. Atom yadrolarini o’zaro qo’shilib neytral modda hosil bo’lishida ajralib chiqadigan yoki yutiladigan energiyaga bog’lanish energiyasi deyiladi. Ye – kkal/mol, kal/mol, kdj/mol o’lchov birliklarida ifodalanadi. Bog’lanish energiyasining son qiymati ayni moddaning naqadar barqaror yoki beqarorligini bildiradi. Bog’lanish uzunligi – 1 – o’zaro bog’langan atom yadrolari orasidagi masofaga bog’lanish uzunligi deyiladi. l =A angstremlarda ifodalanadi. 1A-10-8 sm ga teng. Bog’lanish burchagi – l o’zaro bog’langan atom yadrolari orasidagi burchakka bog’lanish burchagi deyiladi. Bog’lanish burchagi l – gradus va minutlarda o’lchanadi. Bog’lanish uzunligi va bog’lanish burchagi kabi kattalikla moddaning geometrik shakli (tuzilishi)ni ko’rsatadi. Masalan: Suv molekulasidagi H va O atomlari orasidagi bog’lanish uzunligi 0,96 A, bog’lanish burchagi esa 104,50 ga teng. demak, suv molekulasining tuzilishi uch burchak shakliga ega ekanligini ko’rsatadi. Ionlanish potentsiali – I Elementning reaktsiyaga kirishish qobiliyatini ionlanish potentsiali – I orqali va elektronga moyillik – Ye degan kattaliklar yordamida tushutirish mumkin, ya‘ni: a) normal yatomdan bitta elektronni uzib olish uchun saf bo’ladigan energiyaga ayni elementning ionlanish potentsiali deyiladi. Uning o’ktami I = kdj/atom yoki Ev\atom E + I = E + Ie I1 Elektronga moyillik – Ye Normal atomga bitta elektron kelib birikkanda ajralib chiqadigan energiyaga ayni elementning elektronga moyilligi deyiladi. Davr va guruhlarda elementlarning ionlanish potentsiallari qiymatlarining o’zgarishi. Davrlardachandan o’qtasari ortadi. (Ye) E+e6E+Ye, Ye=kdj/mol yoki Ev/atom. Elementning elektronga moyilligi qanchalik katta bo’lsa, ayni elementning metallmaslik xossasi shuncha kuchli namoyon bo’ladi. Shunga ko’ra elementlar davriy sistemasida davrlarda chapdan o’ngga o’tgan sari elementlarning elektronga moyilligi ortib, gruppalarda esa elektronga moyillik yo’qoridan pastga tushgan sari kamayib boradi. Uni grafik ko’rinishda quyidagicha tasvirlash mumkin: Elektronga bo’lgan moyillik ham davriy o’zgaruvchan xossa bo’lib u davriy sistemaning VII gruppa yonaki gruppachasida, eng kami esa inert azlar va ishqoriy yer metallarida bo’ladi. Elektromanfiylik – EM. Kimyoviy bog’lanish hosil bo’lishida elektronni borish yoki biriktirib olish xususiyatini ko’rsatuvchi kattalikdir. Malliken elektromanfiylikni ionlanish potentsiali + elektronga moyillik yig’indisiga teng deb tushintirdi. I+E=Elektromanfiylik. Bunda Malliken va Poling shkalalari mavjud. Poling shkalasida litiy atomining nisbiy elektromanfiyligini 1 ga teng deb qabul qilgan. Elementlar davriy sistemasidagi elementlarning metallik va metallmaslik xossalarini tushuntirish uchun 1927 yilda Poling tomonidan nisbiy elektromanfiylik (NEM) qiymatlari tushunchasi kiritildi. Elementlarning NEM lari jadvalda shkala tarzida berilgan, bu shkalaga Poling shkalasi deyiladi. Bundan asosan kimyoviy bog’lanishlarni o’rganishda keng foydalaniladi. Elementlarning NEM lari davrlarda chapdan o’ngga o’tgan sari ortib (asosiy guruh elementlari uchun), gruppalarda esa yuqoridan pastga tushgan sari NEM lar qiymati kamayib boradi. Uni grafik ko’rinishda qyidagicha ko’rsatish mumkin: Li - - > Be - - > B - - > C - - > N - - > O - - >F. 1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,6 4,1 Na 0, 97 K 0,85 Rb 0, 86 Cs 0, 86 Elementlarning umumiy elektron konfiguratsiyasini quyidagi formula bilan ifodalanadi: [E] (n-2)f (n-1)d ns np bunda [E] inert gazlarning elektron konfiguratsiyasi a, b, g, s, f, d, s, p, elektron qavatlardagi elektronlar soni: Agar a=0, b=0, s=0 bo’lsa umumiy elektron konfiguratsiya [E] πS b bo’lganda u s elementlarga harakterlidir. Bular 1 va 2 gruppalarning bosh guruppachasi elementlaridir. Ularning xossalari unikalniydir. Masalan: eritmalarida protonning kislota-asoslik xossalari, suyuq geliyning o’ta oquvchanligi. Agar a=0 va =0 bo’lsa bu atomlarning elektron konfiguratsiyalari [E] πsa πpb bo’lib bular sp elementlaridir. Ularga III-VIII gruppalarning bosh gruppasi elementlari kiradi. Buni ikki gruppaga bo’lib o’rganish mumkin πs2 πp6 va πs2 πp1 dan πs2 πp5 gacha. Birinchisi inert gazlar bo’lib ular barqarordir, ularni aktivmas deb kelindi. 1962 yilda Bartlett kripton, ksenon va radonlarning 100 dan ortiq birikmalarini oldi. Bular ularni VIII gruppaning bosh gruppasiga joylashtirishga asos bo’ldi. Ikkinchi guruhga kirgan elementlar ham metallar ham metalmaslar bo’lib ular elektron qobiqlarini to’ldirish uchun elektron berish yoki qabul qilishi mumkin to inert gazlar holatigacha. Agar a=0, s=0 bo’lsa elektron konfiguratsiya [E] (π-1) db πsa bo’lib bular sd elementlardir, 4, 5, 6 va 7 davrlr o’rtalaridagi elementlardir. Bu elementlarda (π-1)d qavatchalarning to’lishi bilan xarakterlanadigan tipik metallardir. Ularning xossalari bir-biridan uncha farq qilmaydi, faqatgina yuqori oksidlanish darajalarida farq qilish mumkin. Agar s=0 bo’lsa elektron konfiguratsiya E (π-2)fa (π-1)db nsa bo’ladi. Bular sf va sdf elementlari bo’lib tipik metallar lantanoidlar va aktinoidlardir. Shunday qilib atomlarning elektron konfiguratsiyalari elementlar xossalarining tartib nomerlarining ortib borishiga davriy ravishda bog’liqligini ko’rsatadi. Elementlarning davriylik xossalari. Davriylik davriy sistemadagi elementlarning fizikaviy va kimyoviy xossalaining sistemadagi o’rnini o’rganish bilan kuzatiladi. Bunda elementlar nomerining davriy ravishda ortib borishi natijasida ularning xossalarining davriy ravishda o’zgarishi isbot qilindi. Atom tuzilishi haqidagi nazariyalarning rivojlanishi uning fizik tabiatini tushintirdi, hamda elektron konfiguratsiyalarning oshib borishi, bosh kvnt sonining ortishi davriy ravishda o’zgarishi kuzatildi. Elementlarning xossalari ularning atomlari elektron konfiguratsiyasiga bog’liq ekan demak bunda davriylik albatta borligi seziladi. Xossa-tartib nomeri diagrammasini ko’rsak unda minumim va maksimumdan iborat bo’lgan davriylikni ko’ramiz. Davriylik oddiy holda erkin atomlarning xossalarining o’zgarishida, murakkab holda esa gaz holatdagi, eritmalardagi zarrachalardan kimyoviy birikmalar hosil bo’lishida ko’rish mumkin. davriylikning klassik misoli sifatida oddiy moddalar atomlari hajmining, ion radiuslarining, oksidlanish sonlarining, tartib nomeriga davriy ravishda bog’liqligini aytish mumkin. elektron konfiguratsiyalarga bog’liq bo’lgan xossalar-ionlanish potentsial, elektronga moyillik, elektromanfiylik ham davriy xarakterga ega. 1915 yil Biron tomonidan davrlarda xossalarning monotionsiz o’zgarishi ya‘ni ikkilamchi davriylik bo’lishi mumkinligini fanga kiritdi. Rasmda 4 gruppa yonaki monotonli va monotonsiz o’zgarishlar kursatilgan. Monotonsizlikning sababi 3d elektronlaridan 4S elektronlarning ekranga etilishi hisobiga germaniy elementining effektiv zaryadining oshishidir. IV GRUPPA ELEMENTLARINING SI – IONLANISHGA BOG’LIQLIGI Yuqoridan bayon qilingan fikrlardan xulosa sifatida elementlar davriy sistemasida metallar va metalmaslarning kimyoviy aktivligining hamda oksidlar va gidroksidlar kislota-asoslik xossalarining davrlar va guruhlarda o’zgarish qonuniyatlarini quyidagi sxemada ko’rsatish mumkin: Davrlarda chapdan o’nga o’tgan sari oksidlovchilik xossasi ortadi; elektronga moyillik ortadi; metalmaslik xossa ortadi; nisbiy elektromanfiylik ortadi; oksid va gidroksidlarning kislota kuchi ortadi, asos xossasi kamayadi. atom va ion radiuslari ortadi; ionlanish potentsiali kamayadi; elektronga moyillik kamayadi; nisbiy elektromanfiylik kamayadi; qaytaruvchilik xossasi ortadi; oksid va gidroksidlarining asoslik xossalari ortadi; suvda eruvchanligi ortadi; Atom va ion radiuslari kamayadi; Manfiy ion radiusi ortadi; Metallik moyillik ortadi; Ionlanish potentsiallari ortadi; Metallik xossalari susayib metalmaslik xossalari ortadi; Oksid va gidroksidlarining kislota xossasi ortadi; Oksidlovchi xossasi ortadi. Download 73 Kb. Do'stlaringiz bilan baham: 
|