1* 6. Атомдардың периодты түрде өзгеретін қасиеттері.

Химия тарихындағы ерекше маңызды ірі табыс Д.И.Менделеев ашқан периодтық заң болды.Осы заң негізінде элементтердің периодтық жүйесі жасалды. Периодтық заң - жаратылыстың негізгі заңдарының бірі, оның ашылуы химияда жаңа дәуір туғызды. Д.И.Менделеев периодтық кестені XIX ғ. 60 жж ашқан еді. Осы кезде белгілі болған элементтер саны 28 болса, Д.И.Менделеевтің заманыңда 63, ғасырдың аяғында 83 болды. Осы кезде 113 элемент белгілі. Период ішіндегі элементтердің қасиеттері күшті сілтілік металдан басталып, бірте-бірте металдық қасиеті кеміп, амфотерлі қасиеті артып, ақыры бейметалдардың ең күштілері галогендерге келіп, инертті газбен бітеді. Горизонталь бағыт,период бойымен солдан оңға қарай.Бұл бағытта атомдық салмақ, ядро заряды, электрон саны біртіндеп өседі, осы ған сай металдық қасиет әлсіреп, бейметалдық қасиет күшейеді. Мундай өзгеру алғашқы периодтарда айқынырақ, кейінгі периодтарда баяуырақ болады. Вертикаль бағыт, негізгі және қосымша топшалар бойымен жоғарыдан төмен қарай. Бұл бағытта атомдық салмақ, ядро заряды, электрон саны сылыстырмалы түрде өзгереді, бірақ электрондық кұрылымының ұқсастығына байланысты және квант қабаттары

Атомның электртерістілігі – химиялық байланыстарда басқа атомдардың валенттілік электрондарын

санының артуына сай элементтердің қасиеті өте баяу өзгереді, айырмашылықтан ұқсастық көп. Гортизонталь жәнне вертикаль бағыттағы өзгерушілікті ұластыра қарасақ, кестенің сол жақ төменгі бұрышында негізгі топшаларда нағыз күшті металдар, оң жақ бұрышындағы негізгі топшаларды нағыз бейметалдар орналасқан. Атомдардың периодты түрде өзгеретін қасиеттері: 1.атом радиусы 2- электртерістілік 3- қасиеттері

4- иондану энергиясы 5- электрон тартқыщтық 6- тотығу дәрежесі

7- валенттілік 8- атомдық массасы

1* 7 Иондану энергиясы, электрон тартқыштық энергиясы, электртерістік ұғымдарын түсіндіріңіз

Иондану энергиясы қалыпты күйдегі атомның электронын үзіп алу үшін жұмсалатын энергия Э^о-е=Э⁺.Иондану энергиясы иондану әлеуеті деп те аталады.Оның щамасын көбіне 1 моль атомға шағып береді,өйткені 1 атом үшін иондану энергиясының мәні тым аз.Иондану энергиясын I деп белгілеп,оның мөлшерін электронвольт арқылы есептейді.Бірірнші электронға қарағанда екінші үшінші электрондарды үзіп алу қиындай береді,сондықтан I₁<I₂<I₃…Атомда көп электрондардың болуы оның үзілуге тиісті электронына әртүрлі әсер етеді.Ядро зарядын көлегейлеу(экрандау)-қарастырылып отырған электронмен ядроның өзара тартылуын кемітетін электронқабаттарының болуы.Неғұрлым ядро мен үзілуге тиісті электронның арасындаэлектрон қабаттары көп болса,соғұрлым көлегейлеу эффекті күшті болады.Квантмеханикалық көзқарас бойынша электрондар атомның кез келген нүктесінде болуы ықтимал.Сондықтан тіпті сыртқы деңгейдегі электрондар ішкерідегі элекрон қабатына өтіп,бір мезгілде ядроға жуық маңда да болуы мүмкін.Мұны электронның ядроға өтуі деп атайды.Бұл құбылыстың нәтижесінде электронның ядромен байланысы беріктене түседі.Өту эффектіне ядроға жуық маңдағы электрон қатпарларының тығыздығы үлкен әсер етеді,атап айтқанда n бірдей десек,l-дің мәні неғұрлым кішірейген сайын соғұрлым ядроға жуық маңдағы электрон бұлты тығызырақ бола түседі.Сондықтан да s-электрондардың өтімділігі мықты болып табылады,олардың көлегейлеу қасиеті де күшті.Онан кейінгі өтімдірегі p-электрондар,олардың көлегейлеуі орташа.Өтімділігі де,көлегейлеуі де нашар d-электрондар болып саналады. Атомдардың басқа да көптеген қасиеттері сияқты иондану энергиясы да периоды түрде өзгеріп отырады.Бірінші топ элементтерінің иондану энергиясы өте аз,себебі сыртқы қабатағы жалғыз электронның ішкері жатқан енжар элементтерге тән қауызы бар қабаттардың әсерінен ядродан күшті көлегейлеу болып саналады.Ал Li-ден Cs-ге қарай атом мөлшерінің артуына сай жалғыз электронның ядромен байланысы әлсіреп I кеми түседі.Екінші топтағы элементтердің иондану энергиясы Li-ден Na-ға қарай ауысқанда иондану энергиясы арта түседі.Бұл жағдай электрон қабатының бірдей болып,ядро зарядының біртіндеп өсуімен түсіндіреді.Бірақ I мәнінің өсуі біркелкі емес.Be мен N кейінгі B мен O-нің мәндері біршама кішірейеді.Мұндай заңдылық ол атомдардың электрондық конфигурациясының ерекшеліктерінен туады.Бериллиймен салыстырғанда бордың иондану энергиясы аз.Хунд ережесі бойынша азот атомының соңғы электрон қабатының құрылымының р орбиталында бір-бірден электрон бар,жоғары симметриялы.Ал оттектің соңғы электроны р орбиталдардың бірін жұптайды.Бір орбиталдағы қос электронның бірін-бірі тебуі күшті болғандықтан электронды үзіп алу оңайға түседі.сондықтан азотқа қарағанда оттегінің иондану энергиясы кішілеу.Мұндай заңдылық басқа периодтың элементтерінде де байқалады.Оларда да иондану энергиясының ең кіші мәні сілтілік металдарға,ең үлкені енжар элементтерге сай келеді.Аралық декадалардағы элементтердің атомдардың иондану энергиясы онша көп өзгермейді,себебі оардағы с электрондар ядрога қарай өтіп кетеді де көлегейленіп тұрады.Ал период үлкейген сайын көлегейлеу арта түседі.Радиустың баяу артуы,лантанойдтық сығылудың нәтижесінде өзара өте жуық болуы,В топтарында жоғарыдан төмен қарай иондану энергиясының артуына әкеліп соғады.Бұған көлегейлеудің әсері де сай келет.Атомдардың иондану энергиясының мәні тек химиялық байланыстың беріктігіне әсер етумен шектелмей элементтердің тотықсыздандырғыш қасиеті де тікелей осы шамамен анықталады.Неғұрлым электрон атомнан оңай үзіліп,иондану энергиясының шамасы аз болса соғұрлым берілген элемент күшті тотықсыздандырғыш болады.Электронтартқыштық.Химиялық байланыс түзетін электрондарды атом маңайында ядро өрісі ұстап тұрады.Ядро өрісі атомға жақын келгенде жеке электрондар да өзіне тартып ала алады.Бірақ оларды атом айналасындағы өз электрондары кейін тебеді.Осыған байланысты көптеген элементтердің атомдары үшін сырттан келген электронды ядроның тарту күші оны электро бұлтының кейін тебу күшінен артық екені анықталды.Электрон қосып алған атом теріс зарядты ионға айналады,осы кезде бөлінген энергия Е оның электронтартқыштығын сипаттайды: Э+е=Э^-.Электронтартқыштықтың мәні әлі де көп элементтер үшін дәл анықталмаған.Бірақ белгілі мәндерден оныңпериод және топ бойынша атомдардың электрондық құрылымына сай белгілі бір заңдылықпен өзгерет.Электронтартқыштығы ең көп элементтер 8 топтағы р элементтер.Ал ең азы 2 және 8 топ элементтеріне тән.Сондықтан бұлардың атомдарының электрон қосып алуға бейімділігі жоқ.Бейметал топтарында электрон тартқыштық қасиет төменнен жоғары қарай өседі.Бұл қасиет берілген элементтің атомының тотықтырғыштық қабілетін сипаттайды.Бірақ газ күйіндегі бейметалдардың молекулусы 2 атомнан тұратын болғандықтан диссоциациялану процесі тотықтырғыштық қабілетке үлкен әсер етеді.Электртерістік әрбір атомның элетрон беру не қосып алу қабілетін сипаттайтын иондану энергиясы мен электронтартқыштықтың қосындысының жартысына тең шама: ЭТ= -эв г-атом.Электрон электерістігі төмен элементке қарай ауысады.Сондықтан реакция кезінде атомның электрон қосып алу не беруі осы ЭТ иәндеріне байланысты.Галогендердің электронын үзіп алу үшін өте көп энергия жұмсалуга тиісті әрі олар өздеріне электрон қосып алғанда бөліп шығаратын энергия шамасы да үлкен болады.Сондықтан галогендердің электртерістігі жоғары.Олар электрон қосып алып тотықтырғыш қабілет көрсететіндіктен ЭТ-ң үлкен мәні басқа да осы тәрізді бейметалдарға тән.Ал сілтілік металдарда керісінше иондану энергиясы тым аз,ал электронтартқыштығы жоққа тән,сондықтан ЭТ болымсыз болады.ЭТ-ң өте аз болуы элементтің тотықсыздандырғыш қабілетін,яғни электрон бергіштігін сипаттайды.Период бойынша алғандаатомның құрылысы күрделенген сайын ЭТ мәні өседі.ЭТ ең азы 1 топтагы элементтер,ең үлкені 7 топтағы р элементтер.Бір топ ішіндегі элементтердің ЭТ мәндері төменнен жоғары қарай өседі.ЭТ-ті абсолют көрсеткіш деп санамады,өйткені оның шамасы берілген атом қандай атомдардың қоршауында тұрғандығына байланысты