F-elementlar reja f-elementlar davriy qonun rivodlanishini 3 etapga bo’lish mumkin elementlarning davriylik xossalari

F-ELEMENTLAR

REJA

1. 
   F-ELEMENTLAR
   
2. 
   DAVRIY QONUN RIVODLANISHINI 3 ETAPGA BO’LISH MUMKIN
   
3. 
   ELEMENTLARNING DAVRIYLIK XOSSALARI
   

F-elementlari davriy jadvaldagi atomlari f-orbitalni valent elektronlari orqali yuqori quvvat bilan egallab turuvchi elementlar blokidir.
Blok tarkibiga lantanoidlar va aktinoidlar kiradi.
Ushbu blokga kiritilgan elementlarning elektron konfiguratsiyasi aslidan farq qilishi mumkin.Bu esa Klechkovskiy qoidasining aniqlash uslubiga toʻgʻri keladi. Ushbu blok ikki guruhga boʻlingan:

1. 
   4f orbitallarida elektronlari boʻlgan elementlar- lantanoidlardir,
   
2. 
   5f orbitalida elektronlari boʻlgan elementlar- aktinoidlardir.
   

Avvaldan aktiniy va lantan yoki lutesiy va lavrensiy elementlaridan qaysilarini ushbu guruhlarga kiritish toʻgʻrisida bahs-munozaralar mavjud. Sababi shundaki, tashqi elektron qatlamida joylashgan f — elektronlar soni faqat 14 tagacha boʻlishi mumkin^[1].

↓ Davri

6

Lantanoidi

57 La

58 Ce

59 Pr

60 Nd

61 Pm

62 Sm

63 Eu

64 Gd

65 Tb

66 Dy

67 Ho

68 Er

69 Tm

70 Yb

71 Lu

7

Aktinoidi

89 Ac

90 Th

91 Pa

92 U

93 Np

94 Pu

95 Am

96 Cm

97 Bk

98 Cf

99 Es

100 Fm

101 Md

102 No

103 Lr

Lantanoidlar hisoblangan barcha elementlar M ³⁺ ionlarini hosil qiladi. Suvli eritmalarda lantanga yaqinroq boʻlgan lantanoidlar toʻqqizta suv molekulasi bilan, undan uzoqdagi elementlar esa sakkizta suv molekulasi bilan oʻralgan. Biroq, seriy kabi M ⁴⁺ ionlarini hosil qiluvchi elementlar ham mavjud; Ce ⁴⁺ ksenon inert gazining nihoyatda barqaror elektron konfiguratsiyasiga ega. Bu ion anchayin kuchli oksidlovchi moddadir. Eu ²⁺ ioni [Xe]4f ⁷ elektron konfiguratsiyasiga ega boʻlib, kuchli qaytaruvchi vosita hamdir. Eu ²⁺ ning mavjudligi f-qobigʻining yarim toʻldirilgan barqarorligi bilan bogʻliq^[2].
Yengil aktinoidlar (toriydan ameritsiygacha) +3 dan +4 (Th), +5 (Pa), +6 (U, Am), +7 (Np, Pu) gacha oksidlanish darajasiga ega boʻlishi mumkin. Biroq, yuqori oksidlanish darajasidagi Np, Pu va Am birikmalari oʻrtasidagi bogʻlanish beqaror. Bunga sabab ularning esa radioaktiv parchalanish taʼsirida sekin qayta tiklanishidir. Oksidlanish darajasi +3 ga teng qolgan aktinoidlar lantaniodlarni yodga soladi.
F elementlarning barcha oksidlanish darajasidagi ionlari (Th ⁴⁺ dan tashqari) ham kation, ham anion shakldagi eritmalarda turli xil ranglarga ega, bu f-s va f-d elektron oʻtishlarning qulayligi bilan bogʻliq.
Atom qobiqchalarining elekronlar biln bo’lib borishidagi o’ziga xoslik va davrlarning shakllanishi s, p-, d-, f- elementlar va ularning davriy sistemadagi o’rni. Guruhlar, Davrlar, Asosiy va yonaki guruhchalar. Davriy sistemaning chegaralari.
Atom xossalarining davriyligi. Orbital va effektiv radiuslar. Van-der-vals, metallik va ion radiuslar. Atom va ion radiuslarning davr va guruhlar boyicha o’zgarishi s- va p- siqilishning effektlari. Kaynosimmetrik elementlar.
Kimyoviy elementlarni sistemalashtirish uchun kadidan turli xil izlanishlar olib borilgan. (I.Debereyner, A.Shankurtua, Ch.Odling, Dj.Nyulendes va boshqa izlanishlarni misol keltirish mumkin). 1829 yilda I.Debereyner birinchi bo’lib, kimyoviy elementlarning xossalari bilan elementlarning atom og’irliklari orasidagi bog’liqlikni o’rganib o’xshash bo’lgan ko’pgina elementlarni uchtadan gruppalarga joylshtirib turadilar qonunini yaratdi bu 21 ta elementdan iborat edi:

1. 
   cI, Br, I;
   
2. 
   S, Se, Te;
   
3. 
   Li, Na, K;
   
4. 
   Ca, Si, Ba;
   
5. 
   Fe, Co, Ni;
   
6. 
   Os, Ir, Pt;
   
7. 
   

1862 yilda esa frantsuz kimyogari A.Shankurtua kimyoviy elementlarning atom massalarining spiralsimon tartibda ortib borishiga ko’ra joylashtirdi. Bu yerda xossalari bir-biriga o’xshash bo’lgan elementlar gruppalari hosil bo’lishi kuzatildi. 1857 yilda Ch.Odling atom massalarining ortib borish tartibida 57 ta elementdan iborat bo’lgan sistemani yaratdi. 1866 yilda Dj.Nyulendes tomonidan oktava qonuni yaratildi. U kimyoviy elementlarning xossalari bilan atom og’irliklari orasidagi bog’lanishlarga o’rindi va har 8 ta element orasida o’xshashlik borligini aniqladi va quyidagi jadvalni yaratdi:
H – 1 F - 8 cI – 15
Li – 2 Na – 9 K – 16
Be – 3 Mg – 10 Ca – 17
B – 4 Al – 11 Ti – 18
C – 7 Si – 12 Cr – 19
N – 6 P – 13 Mn – 20
O – 7 S – 14 Te – 21
Shunday keyin 1864 yilda nemis olimlaridan Odling va Lotar – Meyerlar ham davriy sistema tuzishga harakat qildilar, ammo ular ham o’z izlanishlaridan aniq bir ilmiy xulosaga kela olmadilar.
1869 yilda D.I.Mendeleev tomonidan davriy qonun asosida yaratilgan elementlar dvriy sistemasi olamshumul ahamiyatga ega bo’ldi. D.I.Mendeleev elementlar davriy sistemasini yaratgan paytda dastlab 63 ta element ma‘lum edi. u elementlarning yuqori oksidlanish darajalariga qarab so’zi tuzgan sistemaga joylashtirdi noma‘lum bo’lgan elementlarni xossalarini oldindan aytib ularga hayot davrida topildi. Bu elementlar 10 yil ichida D.I.Mendeleev hayot davrida topildi, ya‘ni 1875 yilda Lokok de-Buabodran tomonidan eka alyuminiy (galliy), 1879 yilda Shvetsariyalik olim Nilson Kleve tomonidan ekabor (skandiy), 1885 yilda esa Vinkler tomonidan ekasilitsiy (Germaniy) elementlarining ochilishi va ularning xossalari D.I.Mendeleev bashorat qilgan xossalarga juda yaqinligi D.I.Mendeleevning yanada sistemani to’g’ri tuzganligini ko’rsatdi.
1869 yil D.I.Mendeleev tomonidan ochilgan davriy qonun horzirgi zamon tabiatshunosligida eng asosiy qonunlardan biri hisoblanadi. U dunyoning materil birligini bildirgani uchun nafaqat kimyoda balki butun tabiatshunoslikda juda katta ahamiyatga ega. und kimyoning fan sifatidagi mohiyati, ya‘ni tarkibning miqdor o’zgarishlari ta‘sirida, sifat o’zgarishlari ekanligi mujassamlashgan. Boshqa tabiiy fanlar fizika, geoximiya, kosmoximiyalarning rivojlanishida ham davriy qonunning roli katta. Uning ahamiyati elementlarni faqatgina bir atom og’irlik bilan klassifikatsiyalanmaydi. U har bir element xossasini sistemada joylashgan o’rniga qarab bashorat qiladi. Bu faqat oddiy moddalarning fizik xossalariga emas, balki butun kimyoviy xossalariga ham taaluqlidir. Boshqa elementlar bilan o’zaro ta‘sirini, tuzilishini, binar va ancha murakkab moddalarning hosil bo’lishini, tarkibi va xossalarini, elementlarning kislota-asos, oksidlanish-qaytarilish va boshqa xossalarini bilish imkonini beradi. Davriy qonundan foydalanib Mendeleev hali noma‘lum bo’lgan elementlarni xossalarini bashorat qildi. Ma‘lumki haqiqiy ilmiy nazariyaning kuchi u sosda olingan faktlarni tushintirishgina emas, balki yangi faktlarni ko’ra bilishdadir. Elementlarning xossalarini bir xil tartibda tavsiflash, davriy sistemada har bir elementni aniq, qat‘iyan, doimiy ravishda turishini nazarda tutadi. Bu o’rinlarning (holat) intervalligi (o’zgarmaslik) deyiladi. Ma‘lumki D.I.Mendeleev sistemasida elementlarning holati faqatgina uning tartib nomeri bilan emas, balki u turgan davr nomeri (qator) va gruppasi bilan ham aniqlanadi.
Doimo eng ko’p tarqalgan zamonaviy davriy sistema formasida ham elementning variantlik holati tartibi hamma vaqt ham saqlanmaydi. Shu sababli elementning o’rnini (holatini) bir xilda belgilaydigan umumiy kriteriya zarurdir. Mendeleevning o’zi shunday kriteriya sifatida elementlarning kimyoviy xossasini tanladi. U atom massalari qiymatiga nisbatan, kimyoviy xossalarini asosiy xarakteriyatika deb hisobladi. Shuning uchun u elementlarning joylarini almashtirdi (18Ar – 19K, 27Co – 28Ni, 52Te – 53I) ya‘ni gruppalardagi o’xshashlik kimyoviy xossalarini namoyon qilishini ko’rsatdi. Keyinchalik har xil olimlar sistemaning har xil variantlarini taklif qildilar, bularga har xil, ayrim hollarda xususiy kriteriyalar asos qilib olindiyu hozirgi paytda 400 dan ortiq sistema varianti mavjuddir. Atom tuzilishining elekton nazariyasi rivojlanishi asosida, elementlarning kimyoviy xossalari ularning atom elektron strukturalarning funktsiyalari ekanligi aniqlandi. Shu asosda elementning davriy sistemadagi holatini aniqlashning ob‘ektiv kriteriysi qilib atomning elektron tuzilishini tanlash maqsadga muvofiq ekanligi isbotlandi.
Davriy qonun rivodlanishini 3 etapga bo’lish mumkin.
Birinchi etapda Elementlarning xossalarini aniqlovchi asosiy argument sifatida atom massasi tanlangan bo’lib, Mendelev davriy qonuni shu asosda quyidagicha ta‘riflanadi:
«Oddiy moddalarning xossalari, shuningdek, elementlar birikmalarining shakl va xossalari, elementlar atom og’irliklarining ortib borishiga davriy muratda bog’liqdir».
Ikkinchi etap atom nomeri – atom yadro zaryadini aniqlashi isbotlandi. Izotop va izobarlarning ochilishi element tabiatini aniqlovchihaqiqiy argement uning atom massasi emas, balki yadro zaryadi ekanligi ko’rsatildi.
Haqiqatdan ham bir atom massasi izobarlar (40Ar, 40K, 40Ca) – har xil element atomlariga talluqli ekanligi va shu bilan birga yadro zaryadlari bir xil atomlar – izotoplar (160, 170, 180) atom massalari har xil bo’lishiga qaramay birgina elementga mansub ekanligi isbotlandi. Shu sababli davriy qonun yangicha ta‘riflandi:
«Oddiy moddalarning, shuningdek, elementlarning shakl va xossalari ular atomlari yadrolarining zaryadiga davriy ravishda bog’liqdir».
Bu o’zgarish printsipial harakterga ega bo’lib, element tabiatini tushunishda yangi sifatiy darajasidan dalolat beradi, shunga qaramasdan davriylikning fizikaviy ma‘nosi ya‘ni nima uchun atom nomerining monoton ortib borishi bilan, elementning xossalari monoton (bir tekisda) o’zgarmasdan davriy o’zgarishining sababi noaniq edi.
Faqat uchinchi etapda elektron tuzilishining kvantomexanik nazariyasining rivojlanishi asosida davriy qonunning fizik ma‘nosi ochildi.
Davriylikning mohiyati yuqori energetik darajada o’xshash valent elektronlar konfiguratsiyalarining davriy takrorlanishi va elektron qavatlarning nisbiy sig’imi mavjudligiga asoslangan.
Davriy sistemaning strukturasi va rivojlanishi quyidagi tartibda amalga oshirildi.
Elementlar davriy sistemasi 7 ta davr, 8 ta ruppa va 10 qatorni o’z ichiga oladi.
Ishqoriy metallar bilan boshlanib inert gazlar bilan tugallangan elementlarnin gorizontal qatoriga davr deyiladi. Davrlar elementlarning elektron qavatlari sonini bildiradi.
I, II, III –chi davrlar bitta qatordan iborat bo’lib, kichik davrlar deyiladi. IV, V va VI davrlar ikkita qatorni o’z ichiga olgan bo’lib, katta davrlar deyiladi. VII – chi davr ishqoriy metallar bilan boshlanib, inert gazlargacha yetib kelmaganligi uchun tugallanmagan davr deyiladi.
Kimyoviy xossalari bir-biriga o’xshash, tashqi elektron qavatidagi elektronlar soni bir xil bo’lgan elementlarning vertikal qatoriga gruppa deyiladi. Element qaysi gruppada joylashgan bo’lsa uning eng yuqoi oksidlanish darajasi gruppa nomeriga teng bo’ladi, ya‘ni tashqi elektron qavatidagi elektronlari soni shu guru nomeriga teng bo’ladi. Gruppalar bosh gruppa (asosiy) va qo’shimcha (yonaki) gruppachaga bo’linadi. Bosh gruppa elementlari faqat s va p elementlardir, qo’shimcha gruppa elementlarini esa d va f – elementlar tashkil qiladi. Qo’shimcha gruppa elementlarida faqat tashqi elektron qavatdagi elektronlardan tashqari, tashqaridan ichki elektron qavatdagi elektronlar ham valent elektron hisoblanadi. Shuning uchun ular bir-biridan farq qiladi.
Davriy qonun tabiatning asosiy qonunlaridan biri bo’lib, elementlarning miqdor (yadro zaryadi, elektronlar soni va atom massalari) va sifat (elektronlarning taqsimlanishi, xossalar to’plami) xarakteristikalari birligini ko’rsatadi.
Atom tuzilishi hozirgi zamon tasavvurlari asosida, element aniq davrga mansubligi atomning normal, oyg’onmagan holatdagi elektron qavatlari soni bilan aniqlanadi.
XULOSA
Elementlar oddiy va murakkab birikmalarining kimyoviy xossalaridagi davriylik. Metallar va metallmaslar kimyoviy faolligining davrlar va guruhlarda o’zgarish qonuniyati. Oksidlar va gidroksidlarning kislota asoslik xossalarining davrlarda va guruhlarda o’zgarishi. Klassik ichki va ikkilamchi davriylik.
Shredinger tenglamasining murakkabligi ko’p elektronli orbitallarning energiyasini aniq hisoblash imkonini bermaydi. shuning uchun atom energiyasini hisoblaydigan bir necha usullardan foydalanilmoqda. Atom orbitallari energiyasini tajribada aniqlashning eng qulay va universal usullaridan biri spektroskopik analiz usulidir. Bizga ma‘lumki atom spektrlari spektral chiziqlarning to’plamini (sovokupnost) hosil qiladi, ya‘ni har bir seriya turli orbitallardan boshqa yadroga elektronning o’tishini belgilaydi. Elektron bir orbitaldan boshqa orbitalga o’tganda ajralib chiqadigan energiyaga ionlanish energiyasi yoki ionlanish potentsiali deyiladi.

Адабиётлар:

1. Таълим тўгрисидаги конун 1997 йил.
2. Кадрлар тайёрлаш миллий дастури 1997 йил.
3. “Мактабда информацион-коммуникацион технологиялар”, Б.Болтаев, “Маърифат” газетаси, 2005 йил 26 февраль.
4. Ўзбекистон Республикасида масофавий ўкитишнинг ягона тизимини шакллантириш концепцияси 2003 йил 11 декабрь.
5. “Компьютерлаштиришни янада ривожлантириш ва ахборот коммуникация технологияларни жорий этиш чора-тадбирлари тўгрисида” Вазирлар Махкамасининг 2002 йил 6 июндаги карори.