Ə. A.ƏLBƏndov


Dövri  sistemin  quruluşu



Yüklə 6,87 Mb.
Pdf görüntüsü
səhifə5/62
tarix31.01.2017
ölçüsü6,87 Mb.
#6788
1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   62

Dövri  sistemin  quruluşu. 

Dövri  sistem  yeddi  dövrdən  və 

səkkiz qrupdan təşkildir. 1, 2, 3-cü dövrlər uyğun olaraq 2, 8, 8;  

4, 5 və 6-cı dövrlər isə uyğun olaraq 18, 18, 32 elementdən təş-

kildir. 7-cı dövr isə qeyd etdiyimiz kimi tamamlanmamış dövr-

dür.  Dövrlər  nüvələrinin  yükünün  artması  ardıcıllığı  ilə  düzül-

müş  elektron  quruluşu  ns

1

-dən    ns



2

np

6

-ya  (1-ci  dövrdə  ns



2

-

yə) 


qədər dəyişən elemementlər sırasından ibarətdir.                                               

Dövrlər s-elementindən başlayıb p-elementi ilə (1-ci dövrdə 

s-elementi ) ilə qurtarırlar. 

Qruplar  xarici  elektron  təbəqəsinin  maksimum  elektron 

tutumuna (8: ns

2

np

6

)

) uyğun olaraq  əsas (A) və əlavə (B) yarım-



qruplara ayrılırlar. Yarımqruplar elektron quruluşları və bununla 

əlaqədar xassələri oxşar elementlərdən təşkil olunmuşdur. Əsas 

yarımqruplar  s  (ΙA  və  ΙΙA)  və  p-elementlərindən  (ΙΙΙA-VΙΙΙA), 

əlavə yarımqruplar (ΙΙΙB-VΙΙΙB) isə və f-keçid elementlərindən 

ibarətdir. 

 


 

40

Cədvəl 1.2. Elementlərin elektron quruluşu 



    

 

 

41

1.6. ELEMENTLƏRĐN XASSƏLƏRĐNĐN  DÖVRĐLĐYĐ 



 

Elementlərin onların atom quruluşu ilə müəyyən olunan xas-

sələri dövri sistemin dövr və qrupları üzrə qanunauyğun dəyişir.  

Xassəcə  oxşar  elementlər  sırasında  onların  elektron  quruluşları 

oxşar olduğundan belə sıralarda bir elementdən digərinə keçdik-

də xassələrin sadəcə olaraq təkrarlanması deyil, həmçinin az və 

ya çox dərəcədə dəyişməsi baş verir. 

Đonlaşma enerjisi. Hər hansı elementin (Э) bir mol atomla-

rından  bir  mol  elektron  qopartmaq  üçün  tələb  olunan  enerjiyə 

(I) ionlaşma enerjisi deyilir. 



 

                                  Э +

I = Э



+

 + e

 

 

Đonlaşma enerjisi elementin reduksiyaedicilik xassəsini  xa-



rakterizə edir. Đonlaşma enerjisi nə qədər az olarsa elementin re-

duksiyaedicilik xassəsi bir o qədər böyük olar. Đonlaşma enerjisi 

kC/mol və  ya elektronvoltla (eV) ölçülür. Çoxelektronlu atom-

lardan  birinci,  ikinci,  ücüncu  və  daha  çox  elektronu  ayırmaq 

üçün  tələb  olunan  enerji  göstərilən  ardıcıllıqla  artır,  yəni 

I

1



>I

2

>I



3

... olur. Bunun səbəbi  bu ardıcıllıqla əmələ gələn ionun 

müsbət  yükünun  artması  ilə  əlaqədar  xarici  elektronların  nüvə 

ilə əlaqəsinin daha da möhkəmlənməsi ilə əlaqədardır. 

Đonlaşma  enerjisi  elementlərin  atom  spektrlərinin  qısa  dal-

ğalı sərhəddinə uyğun gələn tezliyi əsasında Plank tənliyi ilə he-

sablana bilər. Đonlaşma enerjisini başqa üsullarla, məsələn, elek-

tron zərbəsi, foton ionlaşma üsulları ilə də təyin etmək mümkün-

dür. Birinci ionlaşma enerjisinin (I

1

) elementin sıra nömrəsindən 



asılılığı şək.1.8-də verilmişdir 

Şəkildən göründüyü kimi əyri aydın ifadə olunmuş dövriliyə 

malikdir.  Ι  qrupun  s-elementləri  ən  kiçik,  VΙΙΙ  qrupun  s  və  p-

elementləri isə ən böyük ionlaşma enerjisi ilə xarakterizə olunur. 

Ι qrupun s-elementlərindən VΙΙΙ qrupun p-elementlərinə keçdik-

də ionlaşma enerjisinin artması nüvənin effektiv yükünün artma-

sı ilə əlaqədardır. Əyridən  göründüyü kimi aydın ifadə olunmuş 


 

42

maksimum və minimumlarla yanaşı, zəif ifadə olunmuş maksi-



mum və minimumlar vardır ki, bunu da nüvənin yükünün ekran-

laşması və elektronun nüvəyə nüfuzetmə effektləri əsasında izah 

etmək olar. Məlumdur ki, nüfuzetmə effekti xarici elektronların 

nüvə ilə əlaqəsini artırır. Eyni kvant təbəqəsi daxilində s, p, d və 



f-

orbitallarının  tamamlanması  ardıcıllığı  xüsusən  bu  effektlə 

müəyyən olunur. 

Elektronların nüvəyə nüfuzetmə qabiliyyəti s > p > d > f ar-

dıcıllığı ilə dəyişdiyindən onlar nüvənin  yükünü həmin ardıcıl-

lıqla müəyyən dərəcədə ekranlaşdırmış olurlar. 

Əyridən göründüyü kimi birinci ionlaşma enerjisinin daxili 

maksimumları, xarici yarımsəviyyələri tamamlanmış elementlə-

rə  Be,  Mg,  Zn  və  ya  xarici  yarımsəviyyələri  yarıya  qədər  ta-

mamlanmış  elementlərə  N,  P,  As-a  uyğun  gəlir  ki,  bu  da  belə 

tipli elektron quruluşlarının daha davamlı olmasını göstərir.   

 Əyridəki minimumlar isə nüvədən daha uzaqda yerləşən və 

nüvədən s

2

-elektron buludu ilə ekranlaşmış p-yarımsəviyyəsində 



elektronun  meydana  çıxmasına  (B,  Al,  Ga)  və  ya  eyni  p-orbi-

talında  elektronların qarşılıqlı dəfetməsinə cavab verir. 

Elektron quruluşlarının xüsusiyyətlərindən asılı olaraq  d və 

f-

elementlərinin ionlaşma enerjiləi öz sıraları daxilində bir-birinə 

yaxındır.  Əyrinin  Sc-Zn  intervalında  3d-yarımsəviyyəsinin  tək 

və ikinci elektronla tamamlanmasına uyğun gələn iki fərqlənən 

sahə  müşahidə  olunur.  3d-orbitallarının  tək  elektronla  tamam-

lanması Mn



3d

5

s

2

-da qurtarır və bu proses 3d-ekranı altına nü-

fuzedən  4s  quruluşunun  nisbi  davamlılığının  artmasına  səbəb 

olur.  3d-orbitallarının  ikinci  elektrona  görə  tamamlanması  isə 

Zn…3d

10

4s

2

-

də  qurtarır.  Zn-in  göstərilən  sırada  ən  böyük  ion-

laşma  enerjisinə  malik  olması  3d-orbitallarının  tamamlanması 

və 4s


2

-quruluşunun stabilləşməsi ilə əlaqədardır. 



və  p-elementləri  yarımqrupları  üzrə  ionlaşma  enerjisinin 

azalması atom radiuslarının böyüməsi ilə yanaşı daxili elektron- 

təbəqələrinin sayının artması ilə əlaqədar nüvənin  yükünün ek-

ranlaşmasının güclənməsi ilə izah olunur. 


 

43



 

 

      



            

                      

            

Şəkil 1.8.   Elementin birinci ionlaşma enerjisinin

 

  



sıra nömrəsindən  asılılığı 

 

d

-elementləri yarım qrupları üzrə ionlaşma enrjisinn artması 

isə elektronların nüvəyə nüfuzetmə effekti ilə izah olunur. Belə 

ki,  dördüncü  dövrün  d-elementlərində  4s-elektronları  3d-elek-

tronları ekranı altına düşdüyü halda, altıncı dövrdə 6s-elektron-

ları  5d  və  4f-elektronlarından  ibarət  ikiqat  ekran  altına  düşmüş 

olur. Odur ki, dördüncü dövr keçid elementlərindən altıncı dövr 

keçid  elementlərinə  keçdikdə  xarici  s-elektronlarının  nüvə  ilə 

əlaqəsi artır və bununla əlaqədar olaraq onların ionlaşma enerji-

ləri də artmış olur. 

Elektrona  qohumluq  (və  ya  hərislik).

 Atomda elektronlar 

məlumdur  ki,  nüvənin  elektrik  sahəsinin  hesabına  saxlanılır. 

Atoma sərbəst elektron yaxınlaşdıqda ona həm cəzbetmə və həm 

də  dəfetmə  qüvvələri  təsir  göstərir.  Müəyyən  edilmişdir  ki,  bir 

çox elementlər üçün cəzbetmə enerjisi dəfetmə enerjisindən çox-

dur. Odur ki, belə element atomları özünə elektron birləşdirərək 

davamlı mənfi yüklü ionlara çevrilirlər. Atomun bu xassəsi elek-

trona qohumluqla ölçülür

I, eV 


 

44

Bir mol element (Э) atomlarına bir mol elektron birləşdikdə 



ayrılan enerjiyə

 (F) elektrona qohumluq deyilir.  



                

Э + e = Э 

-

 + F 


  

Elektrona qohumluq kC/mol və ya eV-la ölçülür. Elektrona 

qohumluq  elementin  oksidləşdiricilik  qabiliyyətıni  xarakterizə 

edir. Atomun elektromənfiliyi nə qədər  çox olarsa onun oksid-

ləşdiricilik qabiliyyəti bir o qədər yüksək olar. 

Đki və daha çox elektronun atoma birləşməsi mənfi elektrona 

qohumluqla  xarakterizə  olunur. 

Odur  ki,  çoxyüklü  bəsit  ionlar 

sərbəst halda mövcud ola bilməz. Hətta belə ionların molekul və  

kristallarda olmamasına əsas vardır.  

Elementlərin xassələrinin onların nüvələrinin yükündən asılı 

olaraq dövriliyi onların elektrona qohumluq enerjisinin dəyişmə-

sində də özünü aydın büruzə verir.  

Elektrona qohumluq elementin dövri sistemdəki vəziyyətin-

dən  asılıdır.  Ən  çox  elektrona  qohumluq  enerjisinə  halogenlər, 

oksigen,  kükürd,  ən  az,  hətta  mənfi  elektrona  qohumluğa  isə 

elektron quruluşu s

2

 (He, Be, Mg, Zn), s



2

p

6

  (Ne, Ar, Kr və s.) və 

ya  p-yarımsəviyyəsi  yarıya  qədər  tamamlanmış  elementlər  (N,  

P, As) malikdirlər.    



Elektromənfilik. 

Birləşmələrdə  element  atomlarının  elek-

tronları özünə cəzbetmə qabiliyyətini xarakterizə etmək üçün el-

mə elektromənfilik anlayışı daxil edilmışdir. Element atomları-

nın bu xassəsi onların təbiəti və oksidləşmə dərəcəsi ilə yanaşı,  

tərkibinə  daxil  olduqları  birləşmələrin  təbiətindən,  yəni  bu  ele-

mentlərin hansı qonşu atomlarla rabitələndiklərindən də asılıdır. 

Göstərilənlərlə  əlaqədar  elektromənfilik  şərti  xarakter  daşıyır. 

Buna  baxmayaraq,  elektromənfilik  kimyəvi  rabitənin  təbiətini, 

birləşmələrin  xassələrini  izah  etməkdə  böyük  əhəmiyyət  kəsb 

edir. Bununla əlaqədar elementlərin elektromənfiliyinin müxtəlif 

şkalaları təklif edilmişdir. R.Malliken (ABŞ) elementlərin elek-

tromənfiliyinin  miqdari  xarakteristikası  kimi  ionlaşma  enerjisi 


 

45

və  elektrona  qohumluq  enerjiləri  cəminin  yarısı  ılə  xarakterizə 



etməyi  təklif  etmişdir.  Lakin  elektrona  qohumluğun  təyininin 

dəqiq  metodları  olmadığından  bu  təklif  lazımi  əhəmiyyət  kəsb 

etməmişdir 

Odur ki, L.Polinq (ABŞ) A-B tipli birləşmələrin dissosiasiya 

enerjisi  ilə  onu  əmələ  gətirən  A-A  və  B-B  molekullarının  dis-

sosiasiya enerjiləri arasındakı fərqə əsasən termokimyəvi hesab-

lamalar  əsasında  ftorun  elektromənfiliyini  şərti  olaraq  4  qəbul 

edib, hazırda geniş tətbiq olunan  nisbi elektromənfilik şkalasını 

tərtib etmişdir (cəd.1.3). 

                   

Cədvəl  1.3. Polinqə görə elementlərin nisbi elektromənfiliyi 

 

 



 

 

 



 

 

 



 

 

Elementlərin elektromənfiliyi dövrlər üzrə artır və Ι,  ΙΙ, V, 



VΙ,  VΙΙ  dövrlərin  əsas  yarımqrup,  ΙΙΙ,  ΙV  və  V  dövrlərin  əlavə 

yarımqrup elementlərində dövrün nömrəsinin artması ilə müəy-

yən  dərəcə  azalır.  ΙΙΙ  dövrün  əlavə  yarımqrup  elementlərində 

elektromənfiliyin dəyişməsi mürəkkəb xarakter daşıyır. VΙΙ-VΙΙΙ 

yarımqrup  elementlərində  isə  dövrün  nömrəsi  artdıqca  onların 

elektromənfiliyi artır.    



        

 

Atom və ion radiusları

. Elektronun  dalğa  xassəsi  ilə  əlaqə-

dar olaraq atom kəskin sərhədli ölçüyə malik olmur. Bununla əla-

qədar atomların ölçüsünü dəqiq təyin etmək də mümkün deyildir. 

Nəzəri  olaraq  atomun  radiusu  nüvədən  ən  uzaqda  yerləşən 

elektronun tapılma ehtimalının radial paylanma əyrisinin maksi-

mumu ilə nüvə arasındakı məsafə ilə ölçülür. Bu məsafə atomun

    


 

46

orbital radiusu 

adlanır. Şəkil 1.9-da elementlərin orbital radius-

larının onların sıra nömrəsindən asılılığı verilmişdir. 

Təcrübi  olaraq  atomların  radiusunu  kimyəvi  rabitələnmiş 

atomların  nüvələrarası  məsafəsini  (rabitənin  uzunluğunu)  təyin 

etməklə müəyyən edirlər. Bununla əlaqədar atomların radiusu sa-

bit  kəmiyyət  olmayıb  rabitələnmiş  atomların  təbiəti  ilə  yanaşı  

kimyəvi rabitənin tipindən və maddənin aqreqat halından asılıdır. 

Odur ki, göstərilən amillərin təsiri yekunu kimi özünü büruzə ve-

rən təcrübi təyin edilmiş atom radiusları effektiv radiuslar  adla-

nır.       



 

Şəkil 1.9.Orbital radiusların elementin sıra 

nömrəsindən asılılığı

 

 



Bir  çox  hallarda  bəsit  və  üzvi  maddələr  üçün  atom,  qeyri-

üzvi  birləşmələr  üçün  isə  ion  radiusu  terminindən  istifadə 

olunur.  

Dövri


 

sistemdə  atom  və  ion  radiuslarının  dəyişməsı  dövri 

xarakter daşıyır.  


 

47

Dövrlərdə atom və ion radiusları nüvənin yükü artdıqca aza-



lır. Radiusların kiçilməsi ən çox kiçik dövr elementlərində mü-

şahidə  olunur.  Böyük  dövrlərin  d  və  f-elementləri  sırasında  isə 

radiusların  kiçilməsi  özünü  zəif  büruzə  verir.  Bunun  səbəbi  bu 

elementlərdə  xarici  elektron  təbəqələrinin  quruluşunun  praktiki 

sabit qalması və nüvənin yükü artdıqca elektronların d-element-

lərində (n-1)d, f - elementlərində isə (n-2)f – yarımsəviyyələrinə 

daxil  olması  ilə  izah  olunur.  Bu  kiçilmə  uyğun  olaraq  d  və  f-

sıxılma

 adlanır.  

Yarımqruplar üzrə eyni tipli ionlarin ion radiusları artir. s və 

p

-elementləri  yarımqrupları  üzrə  d-elementləri  yarımqruplarına 

nisbətən  nüvənin  yükü  artdıqca  onların  atom  və  ion  radiusları 

daha  çox  böyümüş  olur.  Məsələn,  As–Sb–Bi  üzrə  radius  cəmi 

0,34A

0

 artdığı halda, V – Nb–Ta yarımqrupu üzrə cəmi  0,12A



0

 

artmış olur. 



Elementlərin onların sıra nömrəsindən qeyri-dövri asılı olan 

xassələri  cox  azdır.  Bunlardan  biri  atom  istilik  tutumudur

Dülonq və Pti qaydasına görə əksər bəsit maddələrin bərk halda 

atom istilik tutumu 22-29 C/mol. K intervalında olur: 

 

26



cA

C

 C/mol.K                              1.18 

 

Burada C-atom istilik tutumu, c-xüsusi istilik tutumu, A-isə 



elementin atom kütləsidir. 

Digər misal olaraq rentgen spektri xətləri tezliyinin element-

lərin  sira  nömrəsindən  asılı  olaraq  monoton  (qeyri-dövri)  art-

masını göstərə bilərik: 

                       

)

(



b

Z

A

=



ν

                                     1.19 



Burada  

ν - eyni spektr seriyasının müəyyən xəttinin dalğa 



ədədi,  Z-elementin  sıra  nömrəsi,  A  və  B  isə  sabitlərdir  (1.19). 

tənliyi  Mozli (Đngiltərə) qanununun riyazi ifadəsidir. Bununla o, 

isbat etmişdir ki, nüvənin yükü qiymətcə elementin sıra nömrə-

sinə bərabərdir. Odur ki, Mozli qanunu elementin sıra nömrəsini 

təcrübi təyin etməyə imkan verir. 


 

48

 



 

Đkinci fəsil 

 

 

 

KĐMYƏVĐ RABĐTƏ 

 

2.1.  KĐMYƏVĐ RABĐTƏNĐN XARAKTERĐZƏSĐ 

 

 

Kimyəvi rabitə nəzəriyyəsi müasir kimyanın ən fundamental 

məsələlərindən  biridir.  Maddənin  fiziki-kimyəvi  təbiəti  bütöv-

lükdə  onun  kimyəvi  və  kristallokimyəvi  quruluşundan  asılıdir. 

Hal-hazırda  kimyəvi  və  kristallokimyəvi  quruluş  dedikdə  mad-

dənin energetik, geometrik və kvantokimyəvi xarakteristikaları: 

rabitənin uzunluğu, tərtibi, rabitə enerjisi, rabitə bucağı, elektron 

buludunun paylanması və fəza istiqamətliliyi, atomların effektiv 

yükləri və s. başa düşülür. Maddənin kimyəvi və kristallokimyə-

vi quruluş təlimində kimyəvi rabitə nəzəriyyəsi başlıca yer tutur. 

Kimyəvi və kristallokimyəvi quruluş isə ilk növbədə maddənin 

tərkibinə daxil olan bütün atomlar arasında mövcud olan kimyə-

vi rabitələrin xarakteri ilə müəyyən olunur.  

Atomlar qarşılıqlı təsırdə olduqda onlar arasında çoxatomlu 

sistemlərin: molekulların, molekulyar ionların, sərbəst radikalla-

rın, kristalların və s. əmələ gəlməsinə səbəb olan kimyəvi rabitə 

yarana  bilər. 

Kimyəvi rabitənin əsas  xüsusiyyətlərindən biri onun enerji 

ayrılması ilə baş verməsidir. Odur kı, kimyəvi rabitələnmiş çox-

atomlu sistemlərin enerjisi bu sistemləri əmələ gətirən atomların 

izoləedilmiş halındakı enerjiləri cəmindən həmişə kiçik olur.       

Müasir baxımdan atomların birləşərək çoxatomlu sistemləri 

əmələ  gətirməsi  onları  əmələ  gətirən  atomların  nüvələrinin  və 

elektronlarının elektrik sahələrinin qarşılıqlı təsiri hesabına baş 

verir. 


 

49

Kvant  mexanikasına  görə  atomlarda  olduğu  kimi  molekul-



larda da elektronların nüvələrin elektrik sahəsində ancaq tapılma 

ehtimalından danışmaq olar.   



Rabitənin  əsas  növlərı  və  parametrləri.  Ç

oxatomlu  sis-

temlərdə  elektron  sıxlığının  nüvələrin  elektrik  sahəsində  pay-

lanma xarakterindən asılı olaraq kimyəvi rabitənin kovalent, ion 



və metal rabitəsi

 adlanan üç əsas növü vardır. Bunlardan başqa 

molekullar arasında meydana çıxan hidrogen rabitəsi və vander-

vaals qüvvələri

 adlanan qarşılıqlı təsir qüvvələri də mövcuddur. 

1916-cı  ildə  C.  Lyuis  (Amerika)  kimyəvi  rabitənin  hər  iki 

atoma eyni dərəcədə aid olan elektron cütü hesabına, həmin ildə 

V. Kossel (Almaniya) isə atomlardan birinin elektron verməsi və 

digərinin elektron qəbul etməsi nəticəsində meydana çıxan ion-

ların  elektrostatik  cazibəsi  hesabına  yaranması  ideyasını  irəli 

sürmüşdür.  

Bu ideyaların sonrakı inkişafı uyğun olaraq  müasir kovalent 

və ion  rabitə nəzəriyyələrinin yaranmasına  səbəb olmuşdur.         

Kimyəvi  rabitənin  əsas  parametrlərinə  rabitənin  uzunluğu, 

rabitə bucağı və rabitə enerjisi daxildir. 



Rabitənin  uzunluğu. 

Kimyəvi  rabitələnmiş  atomların  nüvə-

ləri arasındakı məsafə rabitənin uzunluğu () adlanır. Məsələn,  

H

2



O-da  d

H

-O 


= 0,096 nm, HF

H-F


-də  d

H-F

   

= 0,092 nm-ə bəra-

bərdir. 

Eyni tipli molekullarda, məsələn,  H

2

O,  H


2

S,  H


2

Se,  H


2

Te ; 


NH

3

, PH



3

, AsH


3

 və s. rabitənin uzunluğu rabitənin davamlılığı-

nın necə dəyişdiyini xarakterizə etməyə imkan verir. Digər tərəf-

dən  rabitənin  uzunluğu  əsasında  atomların  effektiv  radiuslarını 

müəyyən edirlər.    

Rabitə bucağı. 

Kimyəvi rabitələnmiş atomların nüvələrindən 

keçən xəyali xətlərin arasında qalan bucağa rabitə bucağı deyilir.                   

Məsələn,  H

2

O-da  ∠ HOH=104



o

,5

'



,  BeCl

2

-də  ∠ ClBeCl=180



o

BCl



3

-də  ∠ ClBCl=120

o

, CCl


4

-də isə  ∠ClCCl=109

o

28

'



-yə bəra-

bərdir və s. 



 

50

 H 



 N: 

 H 


 H 

.. 


Rabitə bucağının molekulların quruluşlarının müəyyən edil-

məsində çox böyük rolu vardır. Đkiatomlu molekullar xətti, çox-

atomlu  molekullar isə müxtəlif quruluşa malik ola bilər.  

 AB

2

  tipli  üçatomlu  molekullar  xətti  (məs.  CO



2

)  və  bucaq 

(məs. H

2

O), AB



3

 tipli molekullar müstəvi üçbucaq (məs. BCl

3



və ya pramidal (məs. NH



3

), AB


tipli molekullar müstəvi kvad-

rat (məs. PdCl

4

 ) və ya tetraedrik (məs. CH



) və s. quruluşa  ma-

lik ola bilər 

Rabitə  bucağını  və  bununla  əlaqədar  molekulların  qurulu-

şunu  qabaqcadan  söyləmək  üçün  Hillepsi  tərəfindən  elektron 

cütlərinin  itələnməsi  nəzəriyyəsi  irəli  sürülmüşdür.  Bu  nəzəriy-



yəyə  görə  rabitələndirici  və  sərbəst  elektron  cütlərinin  elektron 

buludları  bir-birinə  nəzərən  elə  istiqamətlənirlər  ki,  onlar  ara-

sındakı  bucaq  maksimum  olsun.

 Belə elektron buludlarının bir-

birini  eyni  dərəcədə  itələdiyini  şərti  olaraq  qəbul  etsək  valent 

elektron cütlərinin sayından asılı olaraq onların həndəsi  yerləş-

məsi aşağıdakı kimi olacaqdır: 

         

         Valent elektron               Bu cütlərin həndəsi         

          cütlərinin sayı:                     yerləşməsi: 

                       

                  2                                  Xətti 

                  3                                  Üçbucaq 

                  4                                  Tetraedr 

                  5                                  Triqonal bipramida 

                  6                                  Oktaedr 

  

Mərkəzi atom sərbəst elektron cütünə malik olarsa onun  qu-



ruluşu  bütün  valent elektron cütlərinin  həndəsi yerləşməsindən 

fərqli olacaqdır. Məsələn,            molekulunda  

N

-un ətrafında              



 

   


elektron cütlərinin tetraedrik yerləşməsinə baxmayaraq 

NH



mo-

lekulu 


 

pramidal quruluşa malikdir, cünki burada tetraedrin zirvə-

lərinin birini sərbəst elektron cütü tutur. 

.. 


 

51

Göstərilən  nəzəriyyə  əsasında  rabitə  bucağını  qabaqcadan 



söyləyərkən aşağıdakıları nəzərə almaq lazımdır: 

1.Đkiqat  rabitənin  elektron  buludu  birqat  rabitənin  elektron 

buluduna nisbətən daha böyük ölçüyə malikdir. 

2.Sərbəst  elektron  cütü  buludunun  ölçüsü  rabitələndirici 

elektron buluduna nisbətən daha böyük ölçüyə malikdir. 

3.Mərkəzi  atomla  əlaqələnən  atom  nə  qədər  elektromənfi 

olarsa  birincinin  ətrafında  elektron  cütü  buluduna  daha  az  fəza 

oblastı tələb olunur. 

Təsvir olunan model bir çox molekulların quruluşunun izahı 

və qabaqcadan söylənilməsi üçün çox faydalıdır.   



Rabitə enerjisi 

(və ya rabitə entalpiyası). Kimyəvi rabitənin 

yaranması  zamanı  ayrılan  enerji  ilə  ölçülür.  AB  tipli  molekul 

üçün rabitə enerjisi əks işarə ilə götürülmüş bu molekulun dis-

sosiasiya  enerjisınə  (entalpiyasına)  bərabərdir.  Rabitə  enerjisi 

(E)  “–“,  dissosiasiya  enerjisi  (

H)  isə  “+”  qiymətlə  ölçülür. 



Aşağıdakı prosesləri götürək: 

 

       HF(q) = H(q) + F(q);                   



H

298



 = 566 kC/mol. 

 

       H



2

O(q) = H(q) + OH(q);             

H

298



 = 497 kC/mol. 

 

       OH(q) = H(q) + O(q);                 



H

29 



= 421 kC/mol. 

 

       H



2

O(q) = 2H(q) + O(q)               

H

298



 = 918 kC/mol 

 

Birinci prosesin dissosiasiya entalpiyası əks işarə ilə  E



H-F 

 

ifadə edir: 



                   

                       E

H-F 

= -566 kC/mol 



 

H

2



O  molekulunda  2  O-H  rabitəsinin  hər  birinin  qırılması 

üçün göründüyü kimi müxtəlif enerji sərf olunur. Bu enerjilərin 

cəminin orta qiyməti 918/2=459 kC/mol O-H-ın rabitə enerjisi-


 

52

nin orta qiymətini xarakterizə edir. Odur ki, AB



tipli molekullar  

üçün  A-B rabitə enerjisinin orta qiyməti 

 

                             E



or, A-B 

= -


H/n 


    

formulu ilə ifadə oluna bilər.  

Burada, 

H AB



=A + nB tənliyi üzrə gedən prosesin disso-

siasiya entalpiyasıdır. Rabitənin orta qiyməti əsasında A-B rabi-

təsinin dəqiq qiymətini təyin etmək mümkün deyildir.  

Molekulda müxtəlif rabitələr olduqda isə rabitə enerjisini tə-

yin etmək daha mürəkkəb xarakter daşıyır. Məsələn:  

 

         H



2

N–NH


(q) = 2N (q) + 4H (q )  

H

298



 = -1724 kC/mol       

 

prosesinin  dissosiasiya  entalpiyası  E



N-N 

+  4E


N-H   

cəmini  ifadə 

edir. Bu enerjini molekulda ayrı-ayrı rabitələrin payına ayırmaq 

mümkün  deyildir.  Məsələn,  göstərilən  misal  üçün  praktikada 

aşağıdakı üsuldan istifadə olunur: 

 

      NH



(q) = N (q)  +  3H (q);     

H

298



 =1172 kC/mol 

 

Göstərilən tənlik üzrə E



or.  N-H 

= -1172/3= -391kC/mol. olar. 

Odur ki, yaza bilərik: 

                   

                      E

N-N  


+ 4 (-391) = -1724 

                   

                      E

or. N-N  

= -160 kC/mol. 

 

Atomların  kimyəvi  rabitədə  iştirak  edən  elektronları  valent 



elektronları adlanır. s-elementləri üçün valentlik elektronları ns, 

p-

elementləri üçün ns və np, d-elementləri üçün ns və (n-1)d, f- 

elementləri üçün isə ns və (n-2) f-elektronlarıdır. 


 

53

Cədvəl 2.1.-də bəzi kimyəvi rabitələrin enerjisi və uzunluğu 



verilmişdir. Cədvəldəki  rəqəmlər əsasında   rabitənin uzunluğu-

nun  rabitə enerjisindən asılılığını aydın görmək olar. 



Yüklə 6,87 Mb.

Dostları ilə paylaş:
1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   62




Verilənlər bazası müəlliflik hüququ ilə müdafiə olunur ©www.azkurs.org 2024
rəhbərliyinə müraciət

gir | qeydiyyatdan keç
    Ana səhifə


yükləyin