NKPI

Maraqlı Məlumatlar

KİMYA DƏRSİ MƏSƏLƏLƏRLƏ - Dövri qanun. Atomun quruluşu

Dövri qanun

1869-cu ildə alman alimi Lotar Meyer o zaman məlum olan elementləri atom çəkilərinin artması sırası ilə düzərək onların xassələrinin dövri olaraq dəyişməsini müəyyənləşdirmiş və ilk dəfə belə asılılığı göstərən cədvəl tərtib etmişdir. O, oxşar elementlərin altı qrupunu göstərmişdir.

Böyük rus alimi D.İ.Mendeleyev o dövrdə məlum olan 63 elementi atom çəkilərinin artması sırası yerləşdirərkən, daha tam və təkmil dövri sistem cədvəli tərtib etmişdir. O, öz cədvəlini tərtib etməklə bərabər, həm də kimyəvi elementlərin oxşar xassələrinin dövriliyi qanununu açıqlamışdır. O, müəyyən etmişdir ki, elementlərin və onların birləşmələrinin oxşar kimyəvi xassələri müəyyən intervaldan (elementlərin müəyyən sayından) sonra təkrar olunur. Xassələrdəki bu dövriliyi aşağıdakı cədvəldə görmək olar.

Cədvələ diqqət yetirildikdə aşağıdakıları söyləmək olar.

  1. Li-dan F-a doğru getdikcə elementlərin nisbi atom kütlələrinin artması ilə metallıq xassələri (Li, Be-metal) zəifləyir, qeyri-metallıq xassələri (C, N, O, F) artır, sıranın sonunda yerləşən neon-Ne nəcib (təsirsiz) qazdır.
  2. Uçucu olmayan hidrogenli birləşmələrdə (bərk və maye halda olanlarda) elementin valentliyi 1-dən 3-dək artır, uçucu hidrogenli birləşmələrdə isə(qaz halında olanlarda) 4-dən 1-dək azalır.
  3. Elementlərin baş oksidlərində valentliyi artır.
  4. Dövr üzrə soldan sağa doğru getdikcə (sıra nömrəsi dövr üzrə artdıqca) elementlərin hidroksidlərinin əsasi xassəsi azalır, turşuluq xassəsi artır.

Üçüncü dövr elementlərində də xassələrin dəyişməsi II dövr elementlərindəki kimidir.

Yəni elementlərin və onların birləşmələrinin forması (tərkibi) və mühüm xassələri dövri şəkildə təkrar olunur. D.İ. Mendeleyev kəşf etdiyi dövri qanunu aşağıdakı kimi ifadə etmişdir.

Bəsit maddələrin, eləcə də elementlərin əmələ gətirdiyi kimyəvi birləşmələrin forma və xassələri atom çəkilərinin artmasından dövri surətdə asılıdır.

Dövri qanunun kəşfi və dövri sistemin ilk variantının yaradılması tarixi 1 mart 1869-cu ildir.

Mendeleyev öz cədvəlini tərtib etdikdə bəzi hallarda (Ar və K, Co və Ni, Te və J elementlərinin yerini müəyyənləşdirdikdə) bu qanundan kənara çıxmışdır. Yəni göstərilən elementlərin cədvəldə yerini müəyyən edərkən onların atom kütlələrinin artması ardıcıllığını deyil, xassələrin qanunauyğunluğunun dəyişməsinə üstünlük vermişdir. Dövri qanundan belə kənara çıxmalar atomun quruluşu və onun dövri qanunla əlaqəsi müəyyən edilənə qədər dövri sistemin çatışmazlığı hesab edilirdi.

D.İ.Mendeleyev dövri qanun əsasında elementlərin dövri sistemini tərtib etdi. Dövri sistemdə hər bir element müəyyən xananı tutub, sıra nömrəsi və atom kütləsi ilə xarakterizə olunur.

D.İ.Mendeleyev dövri sistemi tərtib edərkən bir çox element­lərin (məsələn Be elementinin) atom kütlələrini dəqiqləşdirmiş, kəşf edilməmiş 29 element üçün cədvəldə boş yer saxlamış, bunlardan üçünün – ekaalüminium, ekabor, ekasilisium xassələrini və atom kütlələrini (müvafiq olaraq 44; 68 və 72) əvvəlcədən çox dəqiq xəbər vermişdir. Bu üç elementin hamısı – ekabor (skandium-Sc, 45,0), ekaalüminium (qallium-Ga, 69,7), ekasilisium (germanium-Ge, 72, 6) D.İ. Mendeleyevin sağlığında kəşf edilmiş və kəşf olunduqları ölkənin adları ilə adlandırılmışdır. Sonralar atomun quruluşu və elementlərin sıra nömrəsinin fiziki mənası (protonun sayının nüvənin yükünə bərabər olması) öyrənildikdə, Mendeleyevin fikirlərinin doğruluğu təsdiq olundu.Hazırda dövri qanunun müasir ifadəsi aşağıdakı kimidir.

Kimyəvi elementlərin, eləcə də onların əmələ gətirdiyi bəsit və mürəkkəb maddələrin forma və xassələri atomların nüvəsinin yükünün artmasından dövri surətdə asılıdır.

Kimyəvi elementlərin dövri sistemi. Elementlərin dövri sistemi, dövri qanunun qrafik şəkildə təsviridir. İndiyədək dövri qanunu ifadə edən 600-ə qədər cədvəl, qrafik və sxem təklif olunmuşdur. Onlardan ikisi daha təkmil variantdır: qısa dövrlü və ya klassik formalı cədvəl və uzun dövrlü (18 vertikal sütunlu) cədvəl. Qısa dövrlü cədvəlin ilkin formasını D.İ. Mendeleyev təklif etmişdir. Hazırda qısa dövrlü cədvəl daha geniş yayılmışdır.

Cədvəl dövrlər adlanan horizontal (üfüqi) sıralardan və qruplar adlanan şaquli sütunlardan ibarətdir. Dövri sistemin qısa formasında 7 dövr, 10 sıra və səkkiz qrup vardır. Müasir dövrdə 114 element kəşf olunmuş, dövri sistemdə onlardan 110elementə ad verilmişdir. Qalan dörd elementin adı kimyaçıların Beynəlxalq İttifaqı (İUPAC) tərəfindən təsdiq olunmadığından verilməmişdir. Dövrlər adi rəqəmlər (ərəb rəqəmləri), qruplar isə Roma rəqəmləri ilə nömrələnmişdir. 1-ci dövr iki, 2 və3-cü dövrlərin hərəsi səkkiz elementdən ibarətdir. Onlara kiçik dövrlər deyilir. Qalan dövrlər böyük dövrlər adlanır. 4 və 5-ci dövrlərin hər birində 18, 6-cı dövrdə 32, 7-ci dövrdə isə 23 element vardır. 4,5 və 6-cı dövrlərə böyük dövrlər deyilir. Sonuncu 7-ci dövr yarımçıq dövr adlanır. Çünki bu dövr tamamlanmayıb və yeni kimyəvi elementlərin kəşf edilməsi davam edir. Qısa formalı cədvəldə kiçik dövrlər bir sıradan, böyük dövrlər isə iki sıradan ibarətdir. Həm kiçik, həm də böyük dövrlər qələvi metalla (1-ci dövr isə H ilə) başlayıb, nəcib (təsirsiz) qazla qurtarır. Dövrlərdə elementlərin sıra nömrəsi artdıqca, onların metallıq xassələri tədricən zəifləyərək əvvəlcə amfoter metallar, sonra qeyri-metallara keçir, dövrlərin sonlarında nə metal, nə də qeyri- metal xassəsi göstərməyən nəcib (təsirsiz) qazlar yerləşir.

Elementlərin xassələrinin bu cür dəyişməsi böyük dövrlərdə ləngiyir: onların üst sırası yalnız metallardan ibarət olur, alt sırada isə metallıq xassəsi tədricən qeyri-metallıq xassəsinə keçir.

Qələvi metalla (1-ci dövrdə H ilə) başlayıb, təsirsiz qazla qurtaran və nüvələrinin yükünün artması sırası ilə üfüqi düzülmüş elementlər sırasına dövr deyilir.

Dövri sistemdə səkkiz qrup vardır. Dövri cədvəllərin şaquli sütunlarında yerləşmiş elementlər sırasına qrup deyilir. Dövri cədvəldə xassələrin daha çox oxşarlığına görə qruplar iki yarım qrupa bölünür: həm kiçik, həm də böyük dövrlərin elementlərindən ibarət yarımqruplara əsas (və ya A) yarımqrupu, yalnız böyük dövrlərin elementlərindən təşkil olunmuş yarımqruplara əlavə (və ya B) yarımqrupu deyilir.

Əsas yarımqruplarda elementlərin sıra nömrələri artdıqca (yuxarıdan aşağıya) metallıq xassəsi güclənir. Məsələn,

II A yarımqrupunda Be-amfoter, Mg-əsasi, Ca, Sr, Ba isə daha güclü əsasi xassə göstərən oksid və hidroksid əmələ gətirir. VII A yarımqrupunda yuxarıdan 1-ci qeyri-metallıq xassəsi göstərən ən güclü flüor (F, o heç bir element atomuna elektron vermir, həmişə elektron alır), sonra ondan bir qədər zəif qeyri-metallıq xassəsi göstrərən Cl və Br yerləşir, nəhayət yod (J) artıq bəzi metallıq xassələri göstərir. Dövri sistemdə əsas yarımqrupda yerləşən bir neçə elementin yeri aşağıdakı cədvəldə verilmişdir.

Atom modelləri. Atom müsbət yüklü nüvədən və onun ətrafında öz orbiti üzrə hərəkət edən mənfi yüklü elektronlardan ibarət elektronneytral hissəcikdir.

Atom elementin kimyəvi proseslərdə bölünməyən ən kiçik hissəciyidir.

Atom elementin tərkibi və kimyəvi xassələrini özündə saxlayan ən kiçik hissəcikdir.

Ən səmərəli atom modeli ingilis alimi E. Rezerford tərəfindən 1911-ci ildə təklif edilmiş planetar modeldir. Rezerford, apardığı təcrübələrə əsasən belə nəticəyə gəlmişdir ki, atom mərkəzində çox kiçik ölçülü müsbət yüklü nüvədən və onun ətrafında müəyyən orbitallar üzrə sürətlə fırlanan mənfi yüklü elektronlardan ibarət kürəyə bənzər neytral hissəcikdir. Bu modelə görə elektronların hərəkəti, planetlərin Günəş ətrafında fırlanma hərəkətinə oxşadığı üçün Rezerfordun modeli planetar model adlandırılmışdır. Sonrakı tədqiqatlar göstərdi ki, elektronların nüvə ətrafında hərəkəti daha mürəkkəbdir və onlar heç də müəyyən edilmiş orbitlər üzrə hərəkət etmir.

Elektron orbitalları. Müasir təsəvvürlərə görə hər bir mikrohissəcik kimi elektronlar nüvə ətrafında hərəkət edərkən elektrik sahəsi və ya obrazlı şəkildə desək, elektron buludu əmələ gətirir. Elektronun nüvə ətrafında müəyyən anda hər hansı bir yerdə olması ancaq ehtimal edilə bilər. Onların ən çox olduğu ehtimal edilən yerlər elektron buludunun ən sıx hissəsindən ibarətdir ki, bunu da orbital adlandırırlar. Orbital atomun stasionar halında (kənardan enerji verilmədikdə) elektronun 90% olduğu ehtimal olunan sahələrdir. Hidrogen atomunda olan bir elektron nüvə ətrafında hərəkət edərkən sferik formada (kürəyə bənzər) orbital əmələ gətirir. onun stasionar (normal) halda nüvədən təxminən 5,3·10-11m radiusda olması müəyyən edilmişdir. 

Atomların elektron örtüklərinin quruluşu

Atomlarda bəzi elektronlar nüvəyə daha yaxın məsafədə hərəkət edir. Onlar enerji ehtiyatlarının nisbətən az olmasına baxmayaraq, nüvəyə daha böyük qüvvə ilə cəzb olunur. Həmin elektronlar başqa elektronların nüvəyə cəzb olunmasını zəiflədir və onlar arasında maneə yaradır. Nüvəyə ən yaxın məsafədə hərəkət edən elektronların yaratdığı orbital nüvə ətrafında birinci örtüyü əmələ gətirir. Nisbətən uzaq məsafədə hərəkət edən elektronlar 2-ci, 3-cü  və s. örtüklər əmələ gətirir.

Bir-birindən enerjisinə görə fərqlənən elektron örtüklərinə energetik səviyyələr (və ya elektron təbəqələri) deyilir. Daha yuxarı (və ya nüvədən daha uzaq) energetik səviyyədə yerləşən elektronlar həmişə daha zəif cəzb olunur və onların enerji ehtiyatı böyük olur.

Energetik səviyyələr (elektron təbəqələri) rəqəmlə işarə edilir və “n” hərfi ilə göstərilir  (n=1,2,3,4,5,6,7).

Atomun quruluşunun öyrənilməsinin ilk mərhələlərində bir energetik səviyyədə olan elektronların eyni enerjiyə malik olduğu zənn edilirdi. Sonrakı tədqiqatlar göstərdi ki, eyni energetik səviyyədə olan elektronlar öz enerjisinin qiymətinə görə bir-birindən fəqlənir. Buna əsasən energetik səviyyələri (elektron təbəqələrini) yarım səviyyələrə ayırdılar və enerjisinin qiymətinə görə fərqlən­məyən elektronlar energetik yarımsəviyyələrdə birləşirdilər. Energetik yarımsəviyyələr s, p, d, f, hərfləri ilə işarə olunur. Yəni 1-ci elektron təbəqəsində  bir (s), 2-də iki (s, p), 3-də üç (s, p, d), 4-də dörd (s, p, d, f) yarımsəviyyə olur. 4-dən çox yarımsəviyyə olan elektron təbəqəsi yoxdur.

s-yarımsəviyyəsindən başqa hər bir yarımsəviyyənin fəzada müxtəlif cür istiqamətlənmiş orbitalları vardır. Buna görə də s-yarımsəviyyəsi yalnız bir orbitaldan, p-yarımsəviyyəsi 3, d-yarımsəviyyəsi 5, f-yarımsəviyyəsi 7 orbitaldan ibarətdir.

Müəyyən edilmişdir ki, eyni orbitalı əmələ gətirən iki elektron yalnız spin adlanan xarakteristikasına (elektronun öz oxu ətrafınfa hərəkət miqdarı momenti) görə bir-birindən fərqlənir. Eyni orbitaldakı müxtəlif spinli elektronlar sxematik olaraq bir xanada əks istiqamətli oxlarla göstərilir.

Bir orbitalda (xanada) yalnız əks (antiparalel) spinə malik iki elektron ola bilər. Energetik səviyyənin (elektron təbəqəsinin) nömrəsini göstərən ədəd( n) baş kvant adlanır. Baş kvant ədədi (n) energetik səviyyədə yerləşən elektronların enerjisini və elektron buludunun ölçüsünü xarakterizə edir.

Atomda elektron təbəqələrinin (energetik səviyyələrin) sayı elementin dövri sistemdə yerləşdiyi dövrün nömrəsinə bərabərdir. 1-ci dövr elementlərinin (H, He) bir (n=1), 2-ci dövr elementlərinin (Li, Be, B, C, N, O, F, Ne) atomlarında iki (n=2), 3-cü dovr elementlərinin (Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar) atomlarında üç (n= 3), 4-cü dövr elementlərinin atomlarında dörd və s. elektron təbəqəsi vardır. Hər hansı energetik səviyyədə (elektron təbəqəsində) elektronların maksimum sayı N(e-)max= 2n2, orbitalların maksimum sayı N(orbital)max. = n2 düsturu ilə hesablanır.


Buradan görünür ki, mövcüd olan elementlərin heç birinin atomunda 1p, 2d, 2f, 3f yarımsəviyyəsi yoxdur. 

Atomlarda nüvədən ən uzaqda yerləşən energetik səviyyədəki (xarici elektron təbəqəsindəki) elektronların nüvə ilə cazibəsi daha zəifdir. Onların sayı 1-dən 8-dək ola bilər.

Kimyəvi reaksiyalarda həmin xarici təbəqənin elektronları iştrak etdiyi və kimyəvi rabitələr yaratdığı üçün onlara valent elektronları deyilir.

p və d- yarımsəviyyələrində elektronlar tək-tək yerləşir, sonrakı isə əks istiqamətdə hərəkət edən elektronlarla cütləşir. Ona görə də aşağıdakı hallar mümkün deyil. 

Energetik səviyyələrdə orbitalların elektronlarla dolması ardıcıllığı.

Atomlarda elektronların hərəkəti nəticəsində yaranan orbitallardan ibarət olan energetik səviyyələrin (elektron təbəqələrinin) quruluşu və elektronlarla dolması ardıcıllığı kvant nəzəriyyəsi ilə izah edilir. Bu nəzəriyyəyə görə, elektronlar bir elektron təbəqəsindən başqasına keçdikcə müəyyən kvantlarla (porisyalarla) enerji ayrılır və ya udulur. Bu enerjilərin qiyməti tam ədədlərlə 1, 2, 3, 4,  və i.a ifadə olunan baş kvant ədədi (n) ilə xarakterizə edilir.

Eletron təbəqələrindəki elektronlar yarımsəviyyələrdəki orbitallarda hansı ardıcıllıqla dolur? Kvant nəzəriyyəsi ilə müəyyənləşdirilmişdir ki, orbitalların elektronlarla dolması minimum enerji prinsipi ilə gedir. Yəni elektronlar əvvəlcə daha az (minimum) enerji ehtiyatı ilə xarakterizə olunan birinci energetik səviyyənin orbitallarını, sonra enerjisi bir qədər artıq olan 2-ci, 3-cü və s. səviyyələrin orbitallarını doldurur. Energetik səviyyə və yarımsəviyyələrin enerji ehtiyatına görə dolma ardıcıllığı aşağıdakı kimi olur.

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d.

Dolma ardıcıllığından görünür ki, 4-cü elektron təbəqəsindən başlayaraq s-yarımsəviyyəsindən sonra əvvəlki d-yarımsəviyyəsinin orbitalları elektronlarla dolur. Bu qayda 5-ci  və 6-cı elektron təbəqələrində də belə davam edir.

Atomun elektron formulu yuxarıdakı dolma ardıcıllığında ədədlərlə elektron təbəqələrinin nömrəsi, hərflərlə yarımsəviyyələrin növü göstərilmişdir. Əgər həmin formullarda yarımsəviyyələrin orbitallarındakı elektronların sayı da (hərflərin üstündə sağ tərəfdə) verilsə, alınan formullara atomun elektron formulları deyilir. Atomların elektron quruluşlarının yarımsəviyyələrlə göstərilməsi (məsələn 1s2s22p3s23p4s3d10 4p6....) atomun ümumi elektron formuludur. Atomların elektron quruluşunun elektron formulları ilə göstərilməsi daha əlerişli  və həm də daha yığcam və informativdir. Ona əsasən atomun quruluşuna aid olan daha çox məlumat (informasiya) vermək olar.

Hər bir energetik səviyyədəki elektronların orbitalları üzrə necə yerləşməsini göstərən sxemlər isə atomun elektron konfiqurasiyası adlanır. Məsələn: 

Hər hansı elementin atomundakı elektron təbəqələrinin sayı onun yerləşdiyi dövrün nömrəsini göstərir. Əgər hər hansı elementin sonuncudan əvvəlki elektron təbəqəsində  8 və ya 18 elektron varsa, bu element əsas yarımqrup elementidir. Əsas yarımqrup elementinin yerləşdiyi qrupun nömrəsi, sonuncu təbəqədəki elektronların ümumi sayına bərabərdir. Deməli, 23-cü məsələdəki X elementi 4-cü dövrdə, VI A yarımqrupunda, Y-elementi isə 3-cü dövrdə VIIA yarımqrupunda yerləşir.

Məktəb kursunda öyrənilən elementlərin heç birinin sonuncu elektron təbəqəsində 8-dən çox elektron olmur.

Əgər atomda sonuncu təbəqədən əvvəlki təbəqədə 8-18 arasında elektron olarsa, onda həmin element əlavə yarımqrup  (B yarımqrupu) elementidir. Həmin elementlərin də yerləşdiyi dövrün nömrəsi elektron təbəqələrinin sayına bərabər olur. 4-cü dövrün əlavə yarımqrup elementlərinin yerləşdiyi qrupun nömrəsi isə 3da 4syarımsəviyyələrindəki elektronların sayıları cəmi ilə (yəni a+b) müəyyən edilir. Əgər bu cəm 8-dən kiçikdirsə, alınan ədəd qrupun nömrəsinə bərabər olur, 8-ə bərabər və 8-dən böyükdürsə, VIIIB yarımqrupunda yerləşir. Burada əsas şərt odur ki, 3d-də 10 elektron olmasın. 3d-də 10eolarsa, qrupun nömrəsi 4s-dəki elektronların sayı ilə müəyyən olunur.

 

I-IV dövr elementlərinin elektron quruluşu

 

Atomun stasionar (normal) və həyəcanlanmış halı

Əgər hər hansı atomda elektronu olan energetik təbəqədə boş elektron yoxdursa, o, həyəcanlana bilməz. Məsələn, 2-ci dövr elementlərindən 7N, 8O, 9F-da boş orbital olmadığı üçün onlar həyəcanlama bilmir, ona görə də tək elektronlarının sayı dəyişmədiyindən yerləşdiyi qrupun nömrəsinə uyğun valentlik göstərə bilmirlər.

Yuxarıdakı sxemlərdən görünür ki, p-yarımsəviyyələrdəki elektronlar təklənməmiş  s-yarımsəviyyədəki elektronlar təklənə bilmir. Deməli, 3s13p43d0, 3s13p43d2, 3s23p23dkimi həyəcanlanma halları mümkün deyil.

Normal halda ən çox cütləşməmiş (tək) elektronu olan elementlər VA qrupunda yerləşmiş elementlərdir. (7N, 15P-də 3 tək elektron var). Həyəcanlanmış halda tək elektronların maksimum sayı VII A qrupunda yerləşən elementlər də (7Cl, 35Br, 53I-7 tək elektron) olur. II A və VIIIA qrup elementlərində normal halda tək elektron olmur. II A-VIIA qrup elementləri həyəcanlandıqda hər həyəcanlanmada tək elektronların sayı 2 vahid  artır. IIA: VA qrup elementlərinin 1, həyəcanlanma enerjisi var. Hər hansı elementin birləşmədə göstərdiyi valentlik (F, O, N-dan başqa)  həyəcanlanma halındakı tək elektronların sayına bərabərdir.

Atomun quruluşuna əsasən elementin xassələrinin müəyyən edilməsi

İlk dörd dövrün elementlərindən neyral halda xarici elektron təbəqəsində 1,2 və 3 elektron olan elementlər (1s1-H, 2s2-He, 2s22p1-B-dan başqa) metaldır. Metallar kimyəvi reaksiyalarda həmişə elektron verirlər, heç zaman neytral halda olan metal atomu elektron almır.

Buradan aydın olur ki, flüor sərbəst halda heç zaman reduksiyaedici ola bilməz. Qalan qeyri-metallar (B, H, C, Si, O, N, Cl, Br, J, S, P) isə sərbəst halda həm oksidləşdirici, həm də reduskiyaedici  olur.

Yuxarıda deyilənləri aşağıda cədvəl şəklində verək.

Yuxarıdakı cədvəldən görünür ki, dövr üzrə soldan sağa getdikcə ( → ) metallıq xassəsi (elektron vermək qabiliyəti) azalır, qeyri-metallıq xassəsi (elektron almaq qabiliyyəti ) artır.  Yəni soldan sağa reduksiyaedicilik azalır, oksidləşdiricilik qabiliyyəti artır. Dövr üzrə soldan sağa doğru (→) getdikcə elektron təbəqələrinin sayı dəyişmir, lakin xarici elektron təbəqəsindəki elektronların (valent elektronlarının) sayı artır. Xarici təbəqədə yaranan elektron sıxlığının hesabına xarici təbəqədəki elektronlar nüvəyə daha qüvvətli cəzb olunur və atomun radiusu kiçilir. Nüvə ilə sonuncu elektron buludu arasındakı məsafə atomun radiusu adlanır. Deməli, dövr üzrə soldan sağa doğru   (→) atomun radiusu kiçilir.

Deməli dövr üzrə soldan sağa doğru (→) metallıq xassələrinin (reduksiyaediciliyin, elektron vermək qabiliyyətinin) zəifləməsi, qeyri-metallıq xassəsinin (oksdiləşdiriciliyin), elektron almaq qabiliyyətinin artması atomların radisusunun tədricən kiçilməsi ilə əlaqədardır.

Əsas yarımqruplarda yuxarıdan aşağıya doğru (↓) getdikcə elektron təbəqələrinin sayı artır, sonuncu elektron nüvədən uzaqlaşır, bunun hesabına atomun radiusu artır. Deməli, əsas yarımqruplarda elementlərin sıra nömrələri artdıqca, yəni yuxarıdan aşağıya doğru (↓) metallıq xassəsinin (reduksiyaediciliyin, elektron vermək qabiliyyətinin) artması, qeyri-metallıq xassəsinin (oksidləşdiriciliyin, elektron almaq qabiliyyətinin) azalması, atomların radiusunun həmin istiqamətdə artması ilə əlaqədardır.

Dövrü böyük, xarici elektron təbəqəsindəki elektronların sayı az olan (eyni dövrdə sıra nömrəsi kiçik olan) elementin radiusu, metallıq xassəsi, elektron vermək qabiliyyəti, reduksiyaediciliyi daha yüksək olur.

Dövri kiçik xarici elektron təbəqəsindəki elektronun sayı daha çox olan (nəcib qazlardan başqa) elementin radiusu daha kiçik, qeyri-metallıq xassəsi, oksdiləşdiricilik və elektron almaq qabiliyyəti daha yüksək olur.

Eyni dövr daxilində dəyişməyən elektron təbəqələrininn sayı, eyni əsas yarımqrup daxilində dəyişməyən isə sonuncu elektron təbəqəsindəki elektronların (yəni valent elektronlarının) sayıdır.

Yuxarıda deyilənləri yekunlaşdıraraq  belə nəticəyə gəlmək olar. Atomun elektron quruluşuna əsasən onun hansı elementlər ailəsinə daxil olduğunu, sabit və ya dəyişkən valentli olduğunu, oksidləşdirici və ya reduksiyaedici olduğunu, metal və ya qeyri-metal olduğunu müəyyən etmək olar.

Atomun elektron quruluşu, elementin yalnız dövri sistemdəki yerini deyil, həm də onun mühim xassələrini – ölçüsünü (radiusunu, ionlaşma enerjisini, elektromənfiliyini, rabitə elektronlarını özünə cəzb etmə xassəsini (elektrona hərisliyini, yəni elektron almaq xassəsini) müəyyən edir.

Elementin neytral atomunun radiusu onun mənfi yüklənmiş ionunun radiusundan kiçik, müsbət yüklü ionun radiusundan isə böyükdür. Eyni elementin müxtəlif yüklü hissəciklərində dəyişməyən, protonlarının, neytronlarının sayı və nisbi atom kütləsidir, radius və elektronlarının sayı isə dəyişir.

Neytral halda olan atomdan bir elektron qoparmaq üçün lazım olan enerjiyə ionlaşma enerjisi deyilir.

Dövr üzrə soldan sağa doğru (→ ) ionlaşma enerjisi artır, eyni əsas yarımqrupda isə yuxarıdan aşağıya doğru (↓) ionlaşma enerjisi azalır. İonlaşma enerjisi elementlərin kimyəvi xassələri ilə sıx əlaqədardır. İonlaşma enerjisi nə qədər az olarsa, elementin metallıq xassəsi bir o qədər güclü olar. Nəcib qazların kimyəvi təsirsizliyi onların yüksək ionlaşma enerjisinə malik olmaları ilə izah edilir.

Əgər atomun xarici elektron təbəqəsində bir neçə elektron varsa, onda onların hər birinin qopması üçün müəyyən qədər enerji sərf olunur. Bu enerjilər E123 və s ardıcıllığı ilə dəyişir. E1 1-ci elektronun (nüvədən ən uzaqda olan elektronun) digərləri isə o biri elektronların qopması üçün sərf olunan enerjidir. Xarici elektron təbəqəsindəki elektronların qopması üçün sərf olunan enerjilər bir- birindən az fərqlənir, digər elektron təbəqələrindəki elektronların qopması üçün sərf olunan enerji isə xarici elektronların enerjisindən kəskin fərqlənir. İonlaşma enerjilərinin qiyməti və kəskin fərqlənən sərhəddə görə elementin atomunun xarici elektron təbəqəsində neçə elektron olduğunu müəyyən etmək olar. Məsələn: E123<4 ionlaşma enerjiləri sərhəddinə əsasən xarici elektron təbəqəsində 3 elektron (E1, E2 və E3 ionlaşma enerjisinə malik) vardır.

Atomun birləşmələrdə rabitə yaradan elektronları özünə cəzbetmə xassəsinə elekromənfilik deyilir. Adətən elementləri nisbi elektromənfiliklə (EM)xarakterizə edirlər. Bunun üçün litiumun nisbi elektromənfiliyi vahid qəbul olunmuşdur (EM(Li)=1). Dövr üzrə soldan sağa doğru (→) nisbi elektromənfilik artır, əsas yarımqrup­larda yuxarıdan aşağıya doğru (↓) isə azalır. Nisbi elektromənfilik nə qədər yüksək olarsa, element bir o qədər güclü qeyri-metallıq (oksidləşdiricilik) xassəsi göstərir.

Yuxarıdakı cədvəllərdən görünür ki, dövr üzrə soldan sağa doğru (→) getdikcə elementlərin oksid və halogenlərində oksidləşmə dərəcəsi və valentlik artır, uçucu olmayan hidrogenli birləşmələrdə valentlik artır, uçucu hidrogenli birləşmələrdə isə 4-dən 1- dək azalır. Oksidlərin, hirdoksidlərin xassəsi isə əsasi-amfoter-turşu ardıcıllığında dəyişir. Əsas yarımqruplarda isə yuxarıdan aşağıya doğru əsaslıq artır.Metalların ən kiçik oksidləşmə dərəcəsi sıfır, ən böyük oksidləşmə dərəcəsi isə yerləşdiyi qrupun nömrəsinə bərabər olur (Cu, Ag, Au -dan başqa). Metallar heç bir birləşməsində mənfi oksidləşmə dərəcəsi göstərmir. Qeyri-metallar isə mənfi, müsbət, sıfır oksidləşmə dərəcəsi göstərə bilər. Qeyri-metalların ən kiçik oksidləşmə dərəcəsi yerləşdiyi qrupun nömrəsindən 8 çıxmaqla tapılır. (H, B-dan başqa). Oksidləşmə dərəcəsi (El)= N(qrup)-8.

Qeyri- metalların ən böyük oksidləşmə dərəcəsi isə yerləşdiyi qrupun nömrəsinə bərabərdir (F, O-dan başqa).

Qeyd: çox atomlu bəsit maddələrin (H2, Cl2, O2, N2,F2, Cl2, Br2, J2, P4,S8) molekulunda cütləşməmiş (tək) elektron olmur. Eləcə də mənfi yüklü bir atomlu ionlarda (F-, Cl-, Br-, J-, C-4, N-3, P-3, H-1, Si-4) cütləşməmiş (tək) elektron olmur. Elementlər çox atomlu bəsit maddə əmələ gətirdikdə tək elektronların cütləşməsi baş verir. Eləcə də qeyri-metal mənfi yüklü ion əmələ gətirdikdə elektron alaraq tək elektronlarını cütləşdirir. Məsələn.

 

 

Tərtib edən: Mütəllim Məhərrəm oğlu Abbasov - pedaqoji elmləri doktoru, Y.H.Məmmədəliyev adına Neft-Kimya Prosesləri İnstitutunun baş elmi işçisi, Azərbaycan Respublikasının əməkdar müəllimi

2017-03-30   33773