Əsas məsələl

Debereyner,  Şankurtua,  Lenser,  Nyulends,  Odlinq,  Lotar-Meyer  elementl
ər 
sistemini yaratmaq v
ə onların təsnifatını vermək təşəbbüsündə olmuşlar.  lk dəfə 1814-
cü ild
ə məşhur  sveç alimi Bertselius elementləri 2 sinfə bölməyi təklif edir:  
 
1. Metallar.  
2. Qeyri-metallar.  
 
Əlbəttə, bu, məlum olan elementlərin ən sadə təsnifatı idi. 1829-cu ildə alman alimi 
Debereynertriadalar sistemini ir
əli sürür.  
1857-ci  il  Lensen  m
əlum  olan  60  elementi  20  triadada  yerləşdirərək,  onları  cədvəl 
halına salır.  
1863-cü ild
ə fransız alimi Nyulends elementləri ekvivalent çəkilərinə görə bir sıraya 
düzdükd
ə  hər  sırada  7-ci  elementdən  sonra  gələn  8-ci  elementin  xassələrini  1-ci 

17 
 
elementin  xass
ələrinə oxşadığını müşahidə etdi və bu qanunauyğunluğu o, “oktavalar” 
qanunu adlandırdı.  
1864-cü ild
ə alman alimi Lotar-Meyer atom çəkiləri, valentlikləri və xassələri uyğun 
g
ələn  28  elementi  6  sütunda  qruplaşdıraraq,  özünün  yeni  sistemini  yaratdı  və  cədvələ 
dövrl
ər  də  əlavə  etdi.  Onun  tərtib  etdiyi  dövr  2-ci  dövrdən  başlayırdı.  Hidrogen 
elementind
ən  başlayan  dövri  göstərməyə  cəsarət  etmirdi.  Digər  tərəfdən  bir  sıra 
elementl
əri  cədvəlində  düzgün  yerləşdirməmişdir.  Həmçinin  Meyer  elementlərin 
xass
ələrinin onların atom çəkilərindən asılılığını da deməyə inamsızyanaşırdı. Onun bu 
sistemind
ə  atom  çəkilərinin  artması  istiqamətində  elementlərin  xassələri,  onun  özü  də 
hiss  etm
ədən  dövri  olaraq  dəyişir.  Lakin  o,  bunu  tam  mənasında  dərk  etmirdi,  yəni 
özün
ə  inanmırdı.  Odur  ki,  onun  bu  sistemi  ancaq  1870-ci  ildə  çap  olundu 
(Mendeleyevd
ən sonra). 
     Elementl
ərin belə bir təbii və elmi sistemini tərtib edən rus alimi  
D.  . Mendeleyev olmu
şdur. O, bu sahədə 1861─1869-cu illər arasında böyük   
t
ədqiqat işləri aparmışdır.  
D.  .  Mendeleyev  “Kimyanın 
əsasları”  adlı  kitabında  yazır:  “Atom  kütləsi 
elementl
ərin elə bir xassəsidir ki, bundan onun bütün başqa xassələri də asılıdır”. Buna 
əsaslanaraq  Mendeleyev  elementlərin  kimyəvi  xassələrinin  onların  atom  kütlələri  ilə 
əlaqələndirən  qanunu  yaratmağı  qarşısına  əsas  məqsəd  qoymuşdur.  Odur  ki,  D.  . 
Mendeleyev o vaxt m
əlum olan 63 elementi atom kütlələrinin artması ardıcıllığı ilə bir 
sıraya  düz
ərək  müşahidə  etmişdir  ki,  müəyyən  intervaldan  sonra  elementlərin  oxşar 
xass
ələri  dövri  sürətdə  təkrar  olunur.  D  .  Mendeleyev  müşahidə  etdiyi  bu 
qanunauy
ğunluğu aşağıdakı kimi ifadə etmişdir:  
“Elementl
ərin,  eləcə  də  onların  əmələ  gətirdikləri  birləşmələrin  forma  və  xassələri 
elementl
ərin  atom  kütlələrindən  dövri  sürətdə  asılıdır”.    Bu  qanunun  düzgün  tarixi  1 
mart 1869-cu ild
ən hesab olunur.  
D.  .  Mendeleyev  apardı
ğı  tədqiqatın  sonrakı  mərhələsində  oxşar  elementləri 
qruplara  ayırmı
ş,  bir  çox  elementlərin  atom  kütlələrini  dəyişmiş,  hələ  o  zaman 
tapılmamı
ş elementlərə cədvəldə yer vermiş və nəticədə elə bir sistem yaratmışdır ki, bu 
sistem dövri qanunu özünd
ə tam əks etdirə bilir.  
Buna gör
ə D.  . Mendeleyev elementləri atom kütlələrinin artmasına əsaslanaraq 
üfiqi  x
ətlər  üzrə  elə  düzdü  ki,  oxşar  elementlər  alt-alta  düşsün.  O,  təkrar  olunan  belə 
c
ərgələrə dövrlər adı verdi və beləliklə dövri sistemi tərtib etdi. 
D.  .  Mendeleyev  dövri  sistemd
ən  məntiqi  nəticə  çıxararaq  bəzi  elementlərin 
kəşf  ediləcəyini  irəlicədən  xəbər  verdi.  O,  elementl
əri ətraflı izah edərək onları  şərti 
olaraq  ekabor  (skandium),  ekaalüminium  (qallium)  v
ə  ekasilisium  (germanium) 
adlandırdı  (“eka”  elementin  birinci  analoqu-  ox
şarı  kimi  işlədilir).  Mendeleyev  bu 
elementl
ərin atom kütlələrini və bir sıra fiziki xassələrini 4 qonşu elementin xassələrinə 
əsasən  müəyyənləşdirmişdir.  Bu  elementlərin  hər  üçü  onun  sağlığında  kəşf  edildi  və 
sonrakı t
əcrübi tədqiqatlar nəticəsində müəyyən edildi ki, həmin elementlərin xassələri 
Mendeleyevin qabaqcadan söyl
ədiyi xassələrlə eynidir.  
 

18 
 
1875-ci ild
ə fransa alimi Lekok de Buabodranqalliumu, 1879-cu ildə isveç alimi 
Nilsonskandiumu,  1886-cı  ild
ə  alman  alimi  K.  Vinklergermaniumu  kəşf  etdi. 
Mendeleyev bu aliml
əri dövri qanunu əsl təsdiq edənlər adlandırmışdır.  
Dövri qanun t
əbiətin əsas qanunlarından biridir. Öz əhəmiyyətinə görə bu qanunu 
Nyutonun cazib
ə qanunu, Darvinin təkamül təlimi və A. Eynşteynin nisbilik prinsipi ilə 
müqayis
ə etmək olar. 
Mendeleyev  öz  c
ədvəlində  elementləri  dövrlər,  qruplar  və  sıralar  üzrə 
yerl
əşdirmişdir. Dövri sistemdə 10 üfiqi cərgədən ibarət 7 dövr vardır. Birinci dövrdən 
ba
şqa qalan dövrlərin hamısı qələvi metalla başlayıb, təsirsiz qazla qurtarır. I, II və III 
dövrl
ər  kiçik,  qalan  dövrlər  isə  böyük  dövrlər  adlanır.  Kiçik  dövrlər  bir  sıradan 
(c
ərgədən),  böyük  dövrlər  isə  cüt  və  tək  olmaqla  iki  sıradan  (cərgədən)  təşkil 
olunmu
şdur.  V1  və  VII  dövrlərdə  iki  əlavə  sıra  ayıraraq  cədvəlin  aşağı  hissəsində 
yerl
əşdirmişdir. Bu sıraların hər birində 14 element vardır və özləri də lantanoidlər (58-
71) v
ə aktinoidlər (90-103) adlanırlar. 
        Dövri  sistem  8  şaquli  qruplardan  t
əşkil  olunmuşdur.  Burada  hər  qrup  əsas  və 
əlavə olmaqla yarımqruplara ayrılmışdır. Əsas qruplar A qrupu, əlavə yarımqruplar isə 
B qrupu adlandırılır. B qrup elementl
əri metallardan təşkil olunmuşdur.  
Təsirsiz qazlar adlandırılan elementl
ər əvvəllər birləşmələri alınmadığına görə cədvəldə 
sıfır qrupunda yerl
əşdirilmişdir. Hazırda bu qazların bəzilərinin birləşmələri alınmış və 
onlar VIII A qrupuna daxil edilmi
şdir.  
        Bir  tarixi  fakta  n
əzər  salaq.  Hələ  təsirsiz  qazın  ilk  kəşf  olunan  nümayəndəsi 
arqonun  k
əşfindən  11  il  əvvəl,  1883-cü  ildə  öz  inqilabi  hərəkətinə  görə  təcridxanaya 
salınan  rus  inqilabçı  alim  N.  Morozov  t
əsirsiz  qazların  mövcud  olması  barədə 
qabaqcadan  fikir  söyl
əməklə  yanaşı,  hətta  nəzəri  yolla  onların  atom  kütlələrini 
hesablamı
ş və dövri sistemdə yerini də göstərmişdir. Ancaq bu barədə mətbuat 1905-ci 
ild
ə Morozov azadlığa buraxıldıqdan sonra məlumat almışdır.  
         Qrupun nömr
əsi elementin oksigenə görə baş valentini göstərir. Bəzi elementlər bu 
c
əhətdən  müstəsnalıq  göstərir.  Məs,  I  qrupda  yerləşən  mis  iki,  qızıl  isə  üç  valentli 
birl
əşmələr əmələ gətirmək qabiliyyətinə malikdir. VII qrupda yerləşməsinə baxmayaraq 
flüor h
əmişə birləşmələrdə birvalentli olur. VIII qrup elementlərindən yalnız osmium və 
rutenium 8 valentli birl
əşmələr əmələ gətirir  
v
ə  s.  Elementlərin  oksigenə  görə  baş  valenti  qrupdan  qrupa  keçdikcə  bir  vahid  artır. 
IVA, VA, VI A v
ə VII A qrup elementləri hidrogenlə uçucu birləşmələr əmələ gətirmək 
qabiliyy
ətinə malikdir. Bu birləşmələrdə elementlərin valentliyi qrupdan qrupa keçdikcə 
bir  vahid  azalır.  M
əs,  CH
4, 
NH
3
,  H
2
O,  HF  v
ə  s.-də  olduğu  kimidir.  Elementlərin 
oksigen
ə və hidrogenə görə valentliklərinin cəmi 8-ə bərabərdir. Məs, azotun oksigenə 
gör
ə valenti 5, hidrogenə görə isə 3. A quplarda atom radiusu böyüdükcə elementlərin 
metallıq  xass
əsi,  soldan  sağa  getdikcə  isə  qeyri-metallıq  xassəsi  artır  (güclənir). 
Elementl
ərin dövri sistemdə tutduğu mövqe onların atomlarının quruluşu ilə əlaqədardır. 
M
əs,  elementin  elektron  təbəqələrinin  sayı  həmin  elementin  yerləşdiyi  dövrün 
nömr
əsinə  bərabərdir.  Odur  ki,  2-ci  dövr  elementlərində  elektronlar  iki  elektron 

19 
 
t
əbəqəsində (K, L), 3-cü dövr elementlərində elektronlar üç elektron təbəqəsində (K, L, 
M) paylanmı
şdır.  
Atomların elektron buludlarının qurulu
şundan asılı olaraq elementləri 4 “ailəyə” bölmək 
(ayırmaq) olur: s. p, d v
ə f- elementlərinə. Atomların s orbitalları elektronla tamamlanan 
elementl
ərə  s  elementlər  deyilir.  Atomlarının  p  orbitalları  elektronla  tamamlanan 
elementl
ərə p elementləri deyilir. III A─VIII A qrup elementləri p elementləridir. S və 
p  elementl
ərində  atomların  xarici  təbəqələri  elektronla  dolur  və  həmin  təbəqələrdə 
elektronların  maksimum  sayı  elementin  yerl
əşdiyi  qrupun  nömrəsinə  bərabər  olur. 
Atomlarının  d  orbitalları  elektronla  tamamlanan  elementl
ərə  d  elementləri  deyilir. 
Dövri  sistemin  bütün    B  qrupu  elementl
əri  d  elementləridir.  Atomlarının  f  orbitalları 
elektronla  tamamlanan  elementl
ərə  isə  f  elementləri  deyilir.  Bura  lantanoidlər  və 
aktinoidl
ər daxildir.       d Elementlərində elektronlar xaricdən ikinci, f elementlərində 
is
ə üçüncü təbəqəyə daxil olur. Məlumdur ki, elementin  sıra nömrəsi atomun  bütün 
xassələrini  ifadə  edən  ən  mühüm  bir  kəmiyyəti-  nüvənin  yükünü  göst
ərir.  Bu 
qanunauy
ğunluq  1912-ci  ildə  ingilis  alimi  Mozli  tərəfindən  təcrübi  yolla  sübut 
edilmi
şdir.  Mozli  göstərmişdir  ki,  Mendeleyev  Ar  və  K,  Te  və  ,  Co  və  Ni 
elementl
ərinin  atom  kütlələrinin  artması  sırası  ilə  yerləşdirməsi  prinsipini  pozsa  da 
onların  xass
ələrinin  dəyişməsini  nəzərə  alaraq  yerləşdirilməsində  düzgün  hərəkət 
etmi
şdir.  Çünki  elementlərin  bütün  xassələri  onun  nüvəsinin  yükü  ilə  müəyyən  edilir. 
Buna 
əsasən dövri qanunun müasir tərifi belədir:  
Elementlərin,  eləcə  də  onların  birləşmələrinin  forma  və  xassələri  nüvənin 
yükündən dövri sürətdə asılıdır. 
         Element  atomlarının  xass
ələrindəki  dövrilük  onların  ölçüləri  (atom  radiusu), 
ionla
şma  enerjisi,  elektrona  qohumluq,  elektromənfilik  və  oksidləşmə  dərəcəsi  ilə 
xarakteriz
ə olunur.  
 
13.   on və elektronaqohumluq enerjisi 
Atomun  ölçüsü  və  atom  radiusu–  atom  nüv
əsi  ilə  valent  elektronu  arasındakı 
m
əsafədir,  hansı  ki,  dövr  üzrə  soldan  sağa  azalır,  qruplar  üzrə  isə  yuxarıdan  aşağı 
g
əldikcə artır.  
onlaşma  enerjisi– normal atomdan elektronu qoparmaq üçün s
ərf olunan enerji olub, 
Ev/atom v
ə ya kC/mol ilə ifadə olunur.  
A
0
 + J 
→
 A
+
 + e
-
 
        Çoxelektronlu atomlarda ionla
şma enerjisi J
1
< J
2
< J
3
... ardıcıllı
ğı ilə artır. Yəni, ilk 
elektronun  ayrılmasına 
ən  az  enerji  sərf  olunduğu  halda,  növbəti  elektronların 
qoparılması  üçün  getdikc
ə  daha  artıq  enerji  sərfi  tələb  olunur.  onlaşma  enerjisi 
dövrl
ərdə  soldan  sağa  artır.  Qruplarda  isə  yuxarıdan  aşağı  azalır.  Bu,  əlbəttdə  atom 
radiusunun d
əyişməsilə izah edilə bilər.  
 

20 
 
 
Elektrona  qohumluq– normal atoma elektron birl
əşərkən ayrılan enerjinin miqdarı ilə 
xarakteriz
ə olunur və eV/atom,  
A
0
 + e
- 
→
 A
-
 + E 
        Elektrona qohumluq dövrl
ər üzrə soldan sağa artır, qruplar üzrə yuxarıdan aşağı isə 
azalır.  
14.Elektromənfilik. 
Elektromənfilik– atomun özün
ə elektron birləşdirməsi qabiliyyəti olub, ilk dəfə 1932-ci 
ild
ə  amerika  alimi  Polinq  tərəfindən  irəli  sürülmüşdür.  Elektromənfilik  (X)  ionlaşma 
enerjisi (J) il
ə elektrona qohumluğun (E) cəmilə xarakterizə olunur.  
X=1/2( J + E) 
       Elektrom
ənfilik  dövrlərdən  soldan  sağa  artır,  qruplarda  isə  yuxarıdan  aşağı  azalır. 
Elektrom
ənfilik  metallarda  0,7─1,8,  qeyri-metallarda  1,8─4,0  intervalında  dəyişir. 
Elektrom
ənfiliyi ən böyük olan element flüordur.  
 
15.Atom və ion radiusları 
Atom radiusu
- onun nüv
əsindən ən uzaqda olan elektrona qədər olan məsafədir. Neytral 
atoma nisb
ətən – ionun a/r böyük, +isə kiçikdir. 
+
−
Ε
>
Ε
>
Ε
0
 
 
 
 
 
 
onlaşma  enerjisi
-neytral  atomdan  bir  elektron  qoparmaq  üçün  s
ərf  olunan 
enerjiy
ə deyilir.  
Atoma  elektron  qohumluğu
  –neytral  atoma  bir  elektron    birl
əşərkən  ayrılan 
enerjiy
ə deyilir.  
Elektromənfilik
- atomun birl
əşmələrdə başqa element atomlarından özünə elektron  
(rabit
ə  elektronlarını) birləşdirmək qabiliyyətinə deyilir. 
 
A/ r 
N qrup 
A/r 
.N dəir. 

21 
 
                            æ
 elektron
 = 
2
/
/
n
e
e
i
E
J
+
              KC/mol vahidi. 
Kiçik 
ədəd olduğu üçün 1-4 götürülür. Yəni Li=1 F=4 götürülür 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
16.Kimyəvi rabitənin növləri 
 
Kimy
əvi rabitə haqqında təlim müasir kimyanın əsas problemlərindən biridir. Bu 
t
əlimi bilmədən  
 
 
 
a) kimy
əvi rabitənin əmələ gəlməsini 
b) birl
əşmənin fiziki-kimyəvi xassələrini 
c) birl
əşmənin quruluşunu 
d) reaksiya qabiliyy
ətini və s. anlamaq qeyri mümkündür.  
          Kimy
əvi  rabitə  atomların  qarşılıqlı  təsiri  nəticəsində  yaranır.  Bu  zaman  əmələ 
g
ələn  molekulların  təbiəti  kimyəvi  rabitənin  növündən  asılı  olur.  Çünki  kimyəvi 
rabit
ənin  əmələ  gəlməsi  sistemdə  qarşılıqlı  təsirdə  olan  atomların  potensial  enerjisinin 
azalması hesabına ba
şa gəlir. 
         Kimy
əvi  rabitə  əmələ  gələrkən  ayrılan  enerji  əmələgəlmə  enerjisi,  bu  rabitənin 
qırılmasına t
ələb olunan enerji isə parçalanma enerjisi adlanır. 
         Kimy
əvi rabitənin 2 əsas tipi var: 
1.
  Molekuldaxili kimyəvi rabitə  
2.
  Molekullararası kimyəvi rabitə   
 
        Molekuldaxili kimy
əvi rabitə 3 növə bölünür: 
1.
  on rabitəsi       
2.
  Kovalent rabitə   
3.
  Metal rabitəsi   
 
E 
E 
N qrup yuxarıdan aşağıya 
N dövr soldan sağa 

22 
 
17. on, kovalent və metallik rabitələr 
on  rabitəsi  . on  rabit
əsi  elektromənfiliyinə  görə  bir-birindən  kəskin  fərqlənən 
atomlar  arasında,  y
əni  aktiv  metallarla  aktiv  qeyri-metallar  arasında  əmələ  gəlir.  on 
rabit
əsinin  əmələgəlmə  mexanizmi  1916-cı  ildə  alman  alimi  V.  Kosselin  irəli  sürdüyü 
heteropolyar  n
əzəriyyə  əsasında  izah  olunur.  Bu  nəzəriyyəyə  görə  ion  rabitəsi 
elektronun  bir  atomdan  ba
şqa  atoma  keçdiyi  zaman  yaranır  və  nəticədə  hər  iki  atom 
qon
şu təsirsiz qazın davamlı konfiqurasiyasını yaradır. Belə ki, xarici elektron təbəqəsi, 
elektron  ver
ən  atom  üçün özündən  əvvəl,  elektron  qəbul  edən  atom  üçün  isə  özündən 
sonra  g
ələn  təsirsiz  qazın  elektron  konfiqurasiyasına  malik  olur.  Misal  olaraq  NaCl 
molekulunun 
əmələ  gəlməsini  nəzərdən  keçirək:  natrium  və  xlor  atomlarının  quruluşu 
a
şağıdakı kimidir: 
 
 
 
Na  +11     2,8,1     v
ə Cl  +17    2,8,7  
Buradan  aydın  olur  ki,  natrium  v
ə  xlor  atomları  tamamlanmamış  energetik 
s
əviyyəyə malikdir. Bunların öz energetik vəziyyətlərini tamamlaması üçün, natriumun 
1  elektron  verm
əsi  7  elektron  almasından  daha  asandır.  Bununla  əlaqədar  olaraq,  xlor 
atomunun  1  elektron  q
əbul  etməsi,  7  elektron  verməsindən  daha  asandır.  Deyilənləri 
sxematik olaraq a
şağıdakı kimi yazmaq olar: 
 
 
 
 
Na – e
-
 = Na
+  
 
 
 
 
Na
+11
2   8   1
 – 1e
-
 = + 11)   
2 8 0   
 
 
 
 
 
Cl + e
-
 = Cl
- 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cl
+17 
2   8   7
 + 1e
-
=  17 )      
2
  88 
 
N
əticədə natrium ionu xlor ionunu cəzb edir və NaCl molekulu əmələ gəlir.   
 
 
 
 
 
Na
+  
+Cl
-
 = NaCl 
 

23 
 
onların  bir-birini  c
əzb  etməsi  yolu  ilə  əmələ  gələn  birləşmələrə  heteropolyar  və 
yaxud ion birl
əşmələri deyilir. 
Elektrostatik  c
əzbetmə  ilə  əmələ  gələn  ionlar  arasındakı  kimyəvi  rabitəyə 
elektrovalent v
ə ya ion rabitəsi deyilir.  
Kovalent rabitə (kovalent-ümumil
əşmiş deməkdir). Kovalent rabitə nəzəriyyəsinin 
d
ə əsasını ion rabitəsində olduğu kimi davamlı 8-elektronlu təbəqənin yaranması təşkil 
edir.  Lakin  burada  ion  rabit
əsindən  fərqli olaraq davamlı  elektron təbəqəsi yaranarkən 
elektron mübadil
əsi baş vermir, hər iki atom üçün eyni olan ümumi ortaq elektroncütü 
yaranır. 
Kovalent  rabit
ə  başlıca  olaraq  qeyri-metal  atomları  arasında  yaranır.  Bu  atomlar 
eyni  yaxud  müxt
əlif  elementlərə  məxsus  ola  bilər.  Buna  görə  kovalent  rabitəni  2  tipə 
ayırırlar:  
1.
  Qeyri-polyar kovalent rabitə (QPKR) 
2.
  Polyar kovalent rabitə 
QPKR-yaranmasında  eyni  elmentin,  PKR-nin  yaranmasında  is
ə  müxtəlif 
elementl
ərin atomları iştirak edir. Kosselə görə H
2
, N
2
, Cl
2
, H
2
O, CH
4
 v
ə s. molekulların  
əmələ gəlmə mexanizmi izah edilmir. Bu molekulların mövcud olmasını əsaslandırmaq 
üçün  amerika  alimi    C.Lyuis  1916-ci  ild
ə    öz  nəzəriyyəsini  irəli  sürmüşdür.  Onun  bu 
n
əzəriyyəsində  rabitənin  əmələ  gəlməsinin  əsasını  təsirsiz  qazlarda  olduğu  kimi  8 
elektronlu  (okted)  t
əbəqənin  yaranması  təşkil  edir.  Lakin  Lyuisə  görə  bu  zaman,  yəni 
bel
ə halda rabitə, atomlar arasında əmələ gələn bir və ya bir neçə elektron cütü hesabına 
yaranır. Daha do
ğrusu ion rabitəsindən fərqli olaraq davamlı təbəqə yaranarkan elektron 
mübadil
əsi baş vermir, hər iki atom üçün  eyni olan ümumi ortaq elektron cütü yaranır  
v
ə  bunun  hesabına  atomlar    rabitə  saxlayır.  Bunu  xlor  molekulunun  əmələ  gəlməsi 
misalı 
əsasında izah edək.                       
                                 :
⋅⋅
⋅⋅
Cl
· + ·
⋅⋅
⋅⋅
Cl
: 
═   :
⋅⋅
⋅⋅
Cl
 :
⋅⋅
⋅⋅
Cl
: 
v
ə ya Cl-Cl (Cl
2
) 
 
           kiqat v
ə üçqat rabitəli atomlarda ortaq elektronların sayı 4 və 6 
 olur. 
 
 
            :
⋅
⋅⋅
O
· + ·
⋅
⋅⋅
O
:  
═    ·
⋅⋅
⋅⋅
O
: : 
⋅⋅
⋅⋅
O
:   
v
ə yaxud O=O (O
2
) 
 
           :
⋅
⋅
N
· +  ·
⋅
⋅
N
: 
═     : N
M M
 N:  
v
ə ya N        N (N
2
) 
 

24 
 
          Atomların  arasındakı  rabit
ələrin  sayı  artdıqca  molekulun  davamlılığı  artır.  Eyni 
adlı  iki  atoma  m
əxsus  olan  ortaq  elektron  cütü  vasitəsilə  əmələ  gəlmiş  molekullara 
homopolyar (qeyri-polyar) v
ə ya atom birləşmələri deyilir. Ortaq elektron cütü vasitəsilə 
əmələ  gələn  kimyəvi  rabitəyə  kovalent  və  ya  atom  rabitəsi  deyilir.  Qeyri-polyar 
rabit
ələrdə elektron cütü hər iki atoma eyni cür mənsub olur.  
          Kovalent  rabit
ə  möhkəm  olur,  lakin  bu  tip  birləşmələri  qızdırdıqda  parçalanır. 
Kovalent  rabit
ə polyar xarakterdə ola bilər. Bu zaman polyar rabitələrdə elektron cütü 
birl
əşməni əmələ gətirən atomlardan birinə daha çox meyl edir. Bu tip birləşmələrə HCI, 
H
2
O, HNO
3
 v
ə s. misal göstərmək olar.  
         HCI molekulunun 
əmələgəlmə mexanizmini aşağıdakı sxem ilə göstərmək olar:  
 
    H
· + ·
⋅⋅
⋅⋅
CI
: =   H :
⋅⋅
⋅⋅
CI
: 
 
 Göründüyü kimi burada elektron cütü xlor atomuna do
ğru meyl edir.  
 Mü
əyyən şəraitdə polyar rabitələr ion rabitəsinə çevrilə bilər, başqa sözlə, ümumi 
olan elektron cütü tamamil
ə atomlardan birinə keçə bilər. Məsələn, hidrogen –xloridin 
suda h
əll edilməsində olduğu kimi. Elektron cütünün bir tərəfə doğru meyl göstərməsi, 
molekulda müsb
ət və mənfi yüklərin qeyri-simmetrik paylanmasına səbəb olur. Bununla 
əlaqədar olaraq, molekulun bir qütbündə müsbət, digərində isə mənfi yüklər olur. Belə 
molekullar polyar-dipol (müsb
ət və mənfi qütblərdən ibarət) adlanır. 
Qeyri-polyar  molekulda  elektrik  yükl
əri  simmetrik  paylanmış  olur.  Buraya,  yəni 
bel
ə molekullara H
2
, CI
2
, F
2
, N
2
, O
2
, CO
2
, CH
4
, C
6
H
6
 v
ə s. aiddir.  
Kovalent rabit
ə iki mexanizm üzrə əmələ gəlir:  
1. Mübadilə mexanizmi 
2. Donor-akseptor mexanizmi 
Yuxarıda qeyd olunan QPKR v
ə PKR-lər mübadilə mexanizmi üzrə yaranır.  
Donor-akseptor  mexanizmi  il
ə  əmələ  gələn  birləşmənin  xarakter  nümunəsi  kimi 
NH
+
4
, 
BH
−
4
, 
PH
+
4
 ionlarının yaranmasını göst
ərə bilərik.  
Rabit
ə  əmələ  gətirərkən  öz  elektron  cütünü  verən  atom  (N,  : 
−
Η
) 
─  donor,  bu 
elektron  cütünü  alan  atom  (
+
Η
, 
Β
) 
─  akseptor  adlanır.  Kovalent  rabitənin  belə  növü 
donor-akseptor  rabit
əsi  (DAR)  adlanır.  DAR-nin  təbiətini  Verner  (alman,  1893) 
öyr
ənmişdir.  
 
Kovalent  rabit
ənin  xarakter  xassələri  aşağıdakılardır:    rabitənin  uzunluğu,  rabitə 
enerjisi, doymu
şluq, rabitənin istiqamətliliyi.  
 
Rabitənin uzunluğu -
  atom nüv
ələri arasındakı məsafədir.  
 
Rabitə enerjisi – 
rabit
əni qırmaq üçün sərf olunan enerji miqdarıdır. 
 
Doymuşluq  –
  atomun  mü
əyyən  sayda  rabitə  əmələ  gətirə  bilmək  qabiliyyətidir. 
M
əs, H-1, C-4 və s. rabitə əmələ gətirir. 
3.  Metal  rabitəsi.
  Metal  rabit
əsi metallarda mövcud olan rabitədir. Bu tip rabitə 
metallar v
ə onların əmələ gətirdikləri xəlitələr ( ərintilər) üçün xarakterikdir. 

 
 
Metal  rabit
əsinin  əmə
valent  elektronları  nüv
ə  tər
itir
ərək müsbət yüklü iona çevrilirl
ümumil
əşib “elektron qazı ”  
ed
ərək  onları  birgə  saxlayır
valent  elektronlarının  ümumil
metalda bütün kristal üçün ümumi oldu
rabit
ə yaradan qonşu atomlar üçün ümumi olur.
 Bu s
əbəbdən metal rabit
v
ə istiqamətliliyi ilə  kovalent rabit
f
ərqlənir. Metalların yüksək elektrik keçiriciliyi, 
istilik keçirm
əsi, yüksək ərim
i
şığı əks etdirilməsi xassələri  metal rabit
əlaqəlidir.