Атомларнинг хоссаларига атом радиуслари (ҳажмлари), ионланиш энергияси, электронга мойиллик ва электроманфийлик киради. Улар билан алоҳида танишамиз.
Атом радиуси
Атомларнинг радиуслари (r(A)) деб, атом ядроси билан энг ташқи электрон қават ўртасидаги масофага айтилади. Лекин атомламинг (орбитал) радиуслари ўрнида кўпинча “атом ҳажмлари” ибораси ҳам ишлатилади. “Атом ҳажми” — қаттиқ ҳолатдаги моддаларда бир мол атомнинг эгаллаган ҳажмидир (см3/мол). Атом радиуси группаларда ва даврларда элементларнинг тартиб рақамига боғлиқ ҳолда ўзгариб боради.
а. Даврларда элементларнинг тартиб рақами ортиб бориши билан уларнинг атом радиуси кичрайиб боради. Масалан, ИИ давр элементларини таҳлил этсак
Li(Z =3)<Be(4)<B(5)<C(6)<N(7)<O(8)<F(9)< Ne(10) r(A)=1,6 > 1,05 > 0,75 > 0,65 > 0,5 > 0,45 > 0,35, > 0,30
Бунинг сабаби, элементнинг тартиб рақами ортиши билан ядронинг мусбат заряди ортади ва электрон қаватларнинг сони (n = 2) ўзгармаган ҳолда ташқи электрон қаватдаги электронлар сони ҳам ортиб боради. Натижада ядро ва ташқи электронламинг тортишуви кучайиб электрон қаватлар сиқилади ва атомнинг (ҳажми) радиуси кичраяди.
б. Группаларда элементларнинг тартиб рақами ортиши билан элементларнинг атом радиуслари ортиб боради. Чунки группаларда элементлар тартиб рақамининг ортиши даврламинг рақами ортишига, яъни атомдаги электрон қаватларнинг сони ортишига олиб келади ва бу ўз-ўзидан атом (ҳажми) радиусининг катталашувига сабаб бўлади. Бу ўзгариш элементларнинг электрон тузилишига (s, p, d, f-элемент эканлигига) боғлиқ. Буни бешинчи группа элементлари мисолида кўриш мумкин.
p-элементлар
As(Z = 33; r = 1,48A)
Sb(Z = 51; r = 1,61A)
Bi(Z = 83; r = 1,82A)
d-элементлар
V(Z = 23; r = 1,341)
Nb(Z = 41; r = 1,45A)
Ta(Z = 73;r = 1,46A)
s- ва p-элементларда атом радиуси кескин, f- ва d- элементларда жуда кам ўзгаради. f- ва d-элементларда атом радиусининг кам ўзгариши улардаги ташқаридан олдинги қаватларда. f- ва d- орбиталларининг f- ва d- “сиқилиш” ҳодисаси билан изоҳланади.
Ионланиш энергияси
Ионланиш энергияси деб нейтрал атомдан битта электроннинг ажралиб чиқишида ютиладиган энергияга айтилади. У I ҳарфи билан белгиланиб, кЖ (г-мол ёки эв) атом бирликларида ўлчанади.
[Atom]-(e) → I
Агар атомдан 1, 2, 3 та электрон кетма-кет ажралиб чиқса, мос равишда I1 I2, I3 … ионланиш энергияси қийматларига эга бўлади ва доимо I1 < I2 < I3 < … тартибда ортиб боради. Унинг қиймати даврларда тартиб рақами ортиши билан ортади, яъни ташқи қаватдаги электрон билан ядро ўртасидаги тортишув кучи ортиб боргани учун электронни атомдан чиқариб юбориш учун зарур энергия миқдори ҳам ортади.
Группаларда тартиб рақами ортиши билан ионланиш энергиясининг қиймати камаяди, чунки атом радиуси катталашиб, ташқи электрон билан ядронинг тортишув кучи камаяди ва электронни атомдан чиқариб юбориш учун кам энергия сарфланади.
Электронга мойиллик
Электронга мойиллик деб нейтрал атомга битта электроннинг бирикишидан ажралиб чиқадиган ёки ютиладиган энергия миқдорига айтилади ва (F) билан белгиланиб, ўлчов бирлиги кЖ/г-мол ва эв/атом.
[Atom]+(e) → F
Атомларнинг бу хусусияти ҳам даврларда тартиб рақами ортиши билан ортади. Масалан, II даврда литийнинг электронга мойиллиги 0,82 эв бўлса, кислородда — 1,47 ва фторда — 3,58 эв га тенгдир. Группаларда тартиб рақами ортиши электронга мойилликнинг камайиб боришига (I группа: Li = 0,82; Na = 0,47 ev) олиб келади. Элементлар атомларининг юқоридаги икки хоссасини умумлаштирувчи катталик электроманфийликдир.
Электроманфийлик
Электроманфийлик (Э. м.) деб бир атомнинг бошқа атом электрон булутини ўзига қанчалик торта олиш хусусиятига айтилади:
E. m. = 1/2 (I + F)
Элементларнинг электроманфийлиги литийнинг электроманфийлигига (Э. млитий = 1) нисбатан (Полинг шкаласи) ҳисобланган. Э. м.нинг қиймати даврларда элементларнинг тартиб рақами ортиши билан ортиб боради. Масалан, III давр элементлари учун:
Na(Z = 11) < Al(13) < P(15) < Cl(17)
E. m. = 0,9 < 1,5 < 2,1 < 3,0
Группаларда тартиб рақами ортиши билан Э. м. камайиб боради.
Масалан: VII A группада:
F(Z = 9) < Cl(17) < Br(35) < 1(53)
E. m. = 4,1 > 3,0 > 2,6 > 2,4
Даврий жадвалда энг-юқори электроманфийликка эга элемент фтор бўлиб, у барча элементлардан электрон “тортиб” олади ва кучли оксидловчилик хоссасини намоён қилади. Шу сабабли фтор инерт газлардан ксенон (Xe) билан таъсирлашиб, уни оксидлайди ва XeF2 бирикмасини ҳосил қилади. Кислород ҳам (E. m. = 3,5) фторга электрон беради ва O+2 шартли ионига айланади, OF2 ни ҳосил қилади.