No Slide Title

ELEMENTLER ARASINDAKİ
PERİYODİK İLİŞKİLER
Kaynak: Fen ve Mühendislik Bilimleri için
KİMYA
Raymond Chang
Elementlerin Elektronik Yapıları
• Bir atomda elektronların düzenlenme
şekline atomun elektronik yapısı denir.
• Elektronlar, orbitalleri üç kurala uyarak
doldururlar. Bunlar:
• Elektronlar, orbitalleri en az enerjili
orbitalden başlayarak doldururlar. Düşük
enerji seviyeli bir orbital tamamen
dolmadan, bir üst seviyedeki orbitale
elektron giremez.
(Aufbau İlkesi)
2
Elementlerin Elektronik Yapıları
• Bir orbitale en fazla ters spinli iki elektron
girebilir
• (Pauli İlkesi).
• Atom içerisinde elektronların girebileceği
aynı (eş) enerjili birden fazla boş orbital
varsa, elektronlar bu orbitallere önce paralel
spinlerle tek tek girerler.
3
Elementlerin Elektronik Yapıları
• Böylece, eş enerjili orbitallerin tamamı yarı
dolmuş (yani tek elektronlu) duruma
geldikten sonra, gelen elektronlar, zıt
spinlerle bu yarı dolmuş orbitalleri
doldururlar
• (Hund Kuralı)
4
Elementlerin Elektron
Konfigurasyonları (Dağılımları)
• Atomik orbitaller, çoğu zaman bir kare, daire
yada yatay bir çizgi ile gösterilirler.
• Elektronlar ise çift çengelli oklar ile temsil
edilirler.
Orbital gösterimleri
Elektron gösterimi
5
Atom
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Z
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
Temel hal elektron konfigürasyonu
1s1
1s2
1s2 2s1
1s2 2s2
1s2 2s2 2p1
1s2 2s2 2p2
1s2 2s2 2p3
1s2 2s2 2p4
1s2 2s2 2p5
1s2 2s2 2p6
6
2
2
6
1
1s 2s 2p 3s
Aufbau İlkesinden Sapmalar
• Çoğu element için Aufbau Yöntemine göre
öngörülen elektron dağılımları deneysel
olarak da doğrulanmıştır.
• Birkaç elementin elektron dağılımı, bazı
ufak sapmalar gösterir.
• Bu değişiklikler, dolu ve yarı dolu
orbitallerin kararlılığı ile açıklanır
• (küresel simetri).
7
Aufbau İlkesinden Sapmalar
Atom
Öngörülen Elektron
Dağılımı
Deneysel Elektron
Dağılımı
24Cr
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
4s2 3d4
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
4s1 3d5
29Cu
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
4s2 3d9
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
4s1 3d10
8
Magnetik Özellikler
• Atomlar, iyonlar ve moleküller; magnetik
alanda farklı davranış gösterirler.
• Eşleşmemiş elektronlar içeren maddeler,
paramağnetik özellik gösterirler.
• Paramağnetik maddeler, mağnetik alan
tarafından kuvvetle çekilirler.
• Na atomu, hidrojen atomu veya oksijen
molekülü (O2) paramanyetik özellik
gösterir.
9
Magnetik Özellikler
• Bir maddenin bütün elektronları eşleşmişse,
o madde diamagnetik özellik gösterir.
• Diamagnetik maddeler, magnetik alan
tarafından zayıf bir kuvvetle itilirler.
• Mg ve Ca atomları, diamagnetik özellik
gösterip, magnetik alan tarafından zayıf bir
kuvvetle itilirler.
10
Magnetik Özellikler
• Bazı maddeler de magnetik alan tarafından
kuvvetle itilirler.
• Bu tür maddelere, ferromagnetik maddeler
denir.
• Fe, Co ve Ni, bu özelliğe sahip maddelere
örnek teşkil eder.
11
Grup ve Peryot Bulunması
• Atom numarası verilen elementin elektron
dağılımı yapılır.
• Orbital katsayısı en yüksek olan sayı,
elementin peryot numarasını verir.
• Son elektron s veya p orbitalinde bitmişse,
element A grubundadır.
• s-Orbitali üzerindeki sayı doğrudan A
grubunun numarasını verir.
12
Grup ve Peryot Bulunması
• Elementin elektron dağılımı p orbiatli ile
bitmişse, p’nin üzerindeki sayıya 2 ilave
edilerek grup numarası bulunur.
Örnekler:
•
11Na:
•
2 2s2 2p6 3s2 3p5 3. Peryot, 7A Grubu
Cl:
1s
17
1s2 2s2 2p6 3s1
3. Peryot, 1A Grubu
13
Grup ve Peryot Bulunması
• En son elektron d orbitalinde bitmişse, element B
grubundadır.
d
1+2 = 3 B
d9
d2
2+2 = 4 B
d10
d6
6+2 = 8 B
d7
7+2 = 8 B
d8
8+2 = 8 B
1
9+2 = 1 B
10+2 = 2 B
14
Grup ve Peryot Bulunması
Örnek:
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
Mn:
1s
25
4. Peryot, 7B Grubu
• Elektron dağılımı yapılan elementin en son
elektronu 4f orbitalinde bitmişse
Lantanitler, 5f de bitmişse Aktinitler
serisinin bir üyesidir.
15
4f
5f
16
ns2np6
ns2np5
ns2np4
ns2np3
ns2np2
ns2np1
d10
d5
d1
ns2
ns1
Elementlerin Temel Hal Elektronik Konfigurasyonu
Peryodik Tablo (Çizelge)
• Peryodik tablonun temel özelliği,
elementleri artan atom numaralarına göre
yan yana ve benzer özelliklerine göre de alt
alta toplamasıdır.
• Peryodik tabloda yatay sütunlara peryot,
dikey sütunlara da grup denir.
• Perydik tablo, 8 tane A ve 8 tane de B
grubundan oluşmaktadır.
17
Peryodik Tablo
• Peryodik tabloda grup sayısı artmaz ama
sonsuz sayıda peryot olabilir.
• Her peryot s ile başlar, p ile biter.
• Birinci peryot 2 (H ve He), ikinci ve üçüncü
peryotlar 8, dördüncü ve beşinci peryotlar
18 element bulundururlar.
18
Baş grup elementleri
s-bloku
1
2
p-bloku
Geçiş elementleri
d-bloku
3
4
5
6
7
f-bloku
İçgeçiş elementleri
19
Peryodik Tablo
• Peryodik tabloda, bazı elementlerin özel
adları vardır.
• 1A grubu elementlerine alkali metaller, 2A
grubu elementlerine toprak alkali metaller,
7A grubu elementlerine halojenler ve 8A
grubu elementlerine de soygazlar denir.
20
Peryodik Tablo
Alkali Metaller
• Lityum
• Sodyum
• Potasyum
• Rubityum
• Sezyum
• Fransiyum
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Toprak Alkali Metaller
• Berilyum
Be
• Magnezyum
Mg
• Kalsiyum
Ca
• Stronsiyum
Sr
• Baryum
Ba
• Radyum
Ra
21
Peryodik Tablo
•
•
•
•
•
Halojenler
Flor
F
Klor
Cl
Brom
Br
İyot
I
Astatin At
•
•
•
•
•
•
Soygazlar
Helyum He
Neon
Ne
Argon
Ar
Kripton Kr
Ksenon Xe
Radon
Rn
22
Peryodik Tablo
• Elementler, fiziksel özelliklerine göre
metaller ve ametaller olmak üzere iki
şekilde sınıflandırılır.
Elementlerin çoğu metaldir ve metaller;
• Elektrik ve ısıyı iyi iletirler,
• Cıva hariç oda sıcaklığında katıdırlar ve
taze kesilmiş yüzeyleri parlaktır,
• Dövülerek levha haline gelebilirler,
23
Peryodik Tablo
• Çekilerek tel haline gelebilirler,
• Yüksek erime ve kaynama noktalarına
sahiptirler,
• Bileşiklerinde daima pozitif (+)
yükseltgenme basamaklarına sahiptirler,
gibi özellikleri vardır.
24
Peryodik Tablo
• Peryodik tablonun sağ üst tarafında bulunan
çok az element, metallerden farklı
özelliklere sahiptir ve bunlara ametaller
denir.
• Azot, oksijen, klor ve neon gibi bazı
ametaller oda sıcaklığında gazdır.
• Brom sıvıdır.
• Karbon, fosfor ve kükürt gibi bazı ametaller
katı olup kırılgandırlar.
25
Peryodik Tablo
• Metallerle ametaller arasında bulunan bazı
elementler, hem metalik hem de ametalik
özellikler gösterir ve bunlara yarımetaller
veya metaloidler denir.
26
Peryodik Tablo
•
•
•
•
•
•
•
Yarımetaller (Metaloidler)
Bor
B
Silisyum
Si
Germanyum
Ge
Arsenik
As
Antimon
Sb
Tellur
Te
Astatin
At
27
Temsilci (Baş grup) Elementlerinin Anyon ve Katyonlarının
Elektronik Konfigurasyonları
Na
[Ne]3s1
Na+
[Ne]
Ca [Ar]4s2
Ca2+ [Ar]
Al [Ne]3s23p1
Al3+ [Ne]
Atomlar elektron alarak
“anyon” olarak adlandırılırlar
e kazandıklarında elektronik
konfigurasyonları soy
gazların elektronik
konfigurasyonuna benzer
Atomlar elektron kayberek “katyon”
olarak adlandırılırlar e kaybettiklerinde
elektronik konfigurasyonları soy
gazların elektronik konfigurasyonuna
benzer
H 1s1
H- 1s2 veya [He]
F 1s22s22p5 F- 1s22s22p6 veya [Ne]
O 1s22s22p4 O2- 1s22s22p6 veya [Ne]
N 1s22s22p3 N3- 1s22s22p6 veya [Ne]
28
-1
-2
-3
+3
+1
+2
Baş grup (temsilci) element katyon ve anyonları
29
Izoelektronik: aynı sayıda elektrona sahip olan ve böylece
aynı temel hal elektronik konfigurasyonuna sahip olan
atomlardır.
Na+: [Ne]
Al3+: [Ne]
O2-: 1s22s22p6 or [Ne]
F-: 1s22s22p6 yada [Ne]
N3-: 1s22s22p6 yada [Ne]
Na+, Al3+, F-, O2-, and N3- Ne ile izoelektronik tir.
H- ile izoelektronik olan nötral atom hangisidir ?
H-: 1s2 He ile aynı elektronik konfigurayondadır.
30
Geçiş elementlerine ait katyonların
elektronik konfigurasyonları
Bir geçiş metalinin katyonu oluşurken elektron önce ns daha
sonra (n-1) d orbitalinden verilir.
Fe:
[Ar]4s23d6
Fe2+: [Ar]4s03d6 or [Ar]3d6
Mn:
[Ar]4s23d5
Mn2+: [Ar]4s03d5 or [Ar]3d5
Fe3+: [Ar]4s03d5 or [Ar]3d5
31
Etkin Çekirdek Yükü (Zeff) elektron tarafından hissedilen
“pozitif yük”tür.
Zeff = Z - s
0 < s < Z (s = perdeleme sabiti)
Zeff  Z – iç tabaka elektronlarının sayısı
Z
Core
Zeff
Çap (pm)
Na
11
10
1
186
Mg
12
10
2
160
Al
13
10
3
143
Si
14
10
4
132
32
Etkin Çekirdek Yükü (Zeff)
artar Zeff
artar Zeff
33
Nötral Atomların Yarıçapları
1. Kovalent Yarıçap
2. Metalik Yarıçap
3. Van der Waals Yarıçapı
4. İyonik Yarıçap
Kovalent yarıçap,kovalent bağı oluşturan
iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısıdır.
van der Waals yarıçap,
birbiri ile temas halinde olan
moleküller arasındaki uzaklığı temel alır.
Çekirdekler arasındaki uzaklık, VDW yarıçapları
toplamından büyükse bir bağ oluşmadığı söylenebilir.
Bir periyot boyunca, Z* arttığı
için yarıçap azalır
Bir grup boyunca, yeni kabuk
ilave edildiği için yarıçap artar
İstisna:
Ga’ un yarıçapı Al’ dan düşüktür
Nedeni:
“d-blok büzülmesi”
Z*Ga > Z*Al
çünkü, d orb. perdelenmesi
düşüktür
Atomik Yarıçap
Yanyana iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısıdır.
metalik yarıçap
Kovalent yarıçap
36
37
Atomik Yarıçapı Eğilimi
38
İyon Yarıçapları
This is a “self-consistent” scale based
on O-2 = 1.40 (or 1.38) Å.
İyon yarıçapı, iyon yüküne ve iyonun
çevresine bağlıdır.
Pozitif yüklü iyonların yarıçapı, nötral
atomlarından daha küçüktür, çünkü
Z* artar.
Negatif yüklü iyonların yarıçapı nötral
atomlarından daha büyüktür, çünkü Z*
azalır.
Atomik Yarıçap ile İyonik Yarıçapın Kıyaslanması
40
Soru: 15P, 14Si, 7N atomlarını artan yarıçaplarına göre sıralayınız.
15P
[Ne] 3s2 3p3 3.peryot 5.grup
2 3p2 3.peryot 4.grup
Si
[Ne]
3s
14
7N
1s2 2s2 2p3
4A
2.p
3.P
Si
5A
N
P
2.peryot 5.grup
N˂ P˂Si
Soru:
41
Soru: 6 C, 3 Li, 4 Be atomlarını artan yarıçaplarına göre
sıralayınız.
6C
3 Li
4 Be
2.p
1s2 2s2 2p2 2.peryot 4.grup
1s2 2s1
2.peryot 1.grup
1s2 2s2
1A
Li
2A
Be
2.peryot 2.grup
4A
C
C˂ Be˂Li
42
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü
• İyon yarıçapları, iyonik bağla bağlanmış
iyonların çekirdekleri arasındaki uzaklık
deneysel olarak ölçülüp, katyon ve anyon
arasında uygun bir şekilde bölüştürülmesi
ile bulunur.
• Her hangi bir atomdan türetilen pozitif iyon,
daima o atomdan daha küçüktür.
43
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü
• Bir atomun +2 yüklü iyonu +3 yüklü
iyonundan daha büyüktür.
Örneğin;
• Fe
117 pm
• Fe+2
75 pm
• Fe+3
60 pm
44
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü
• Buna karşılık, negatif bir iyonun yarıçapı
daima türediği atomunkinden daha
büyüktür.
Örneğin;
• Cl
99 pm
• Cl181 pm
45
Katyon türediği nötr atomdan daima daha
küçüktür
Anyon türediği nötr atomdan daima daha
büyüktür
46
8.3
Peryodik tabloda atomik çap ile iyonik çap arasında benzerlik
vardır.
• Aynı grupta yukardan aşağıya gidildikçe atomik çap ve
iyonik çap artar.
• Fakat farklı gruptaki elementlerin iyon büyüklüklerini
karşılaştırmak için iyonların (anyon ve katyon) izoelektronik
olmaları gerekir:
1.İzoelektronik anyon ve katyon durumunda genel kural
katyonlar anyonlardan daha küçüktür.
Örn: 11Na+, 9F11Na
Na10+
9F
izoelektronik
F10-
Na+˂ 9F47
2. Farklı grup katyon durumu
İzoelektronik olmalı
Genel kural katyon+3˂ katyon+2˂ katyon+1
+3,
+2 Na+ Karşılaştıralım (farklı gruplar)
Al
Mg
13
12
11
Hepsi izoelektroniktir.
Al+3 ˂Mg+2 ˂Na+
3. Farklı grup anyon durumu
İzoelektronik olmalı
Genel kural anyon -3˃ anyon -2˃ anyon -1
Örn O-2 ve F- Karşılaştıralım (farklı gruplar)
izoelektroniktir.
O-2 ˃ F48
Soru: Her şıktaki iyonların çaplarını karrşılaştırınız
a) N-3, Fb) Mg+2, Ca+2
c) Fe+2, Fe+3
49
İyon
yarıçapı (Å)
Çekirdek
yükü
Elektron
sayısı
O2+
8
6
0.44
O
8
8
0.73
O2–
8
10
1.40
Bağıl büyüküğü açıklayınız.
Çekirdek Elektron
sayısı
yükü
İyon
yarıçapı (Å)
H–
1
2
2.08
He
2
2
0.93
Li+
3
2
0.60
Bağıl büyüklüğü açıklayınız.
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü
• Soru: Peryodik çizelgeden yararlanarak,
parantez içerisinde verilen atom ve iyonları
büyüklüklerine göre sıralayınız (Ar, K+, Cl-,
S2-, Ca2+)
52
Bazı Elementlerin İyon Çapları ( pm)
53
İyonlaşma Enerjisi
• Gaz halindeki izole bir atomdan, bir elektron
uzaklaştırarak yine gaz halinde izole bir iyon
oluşturmak için gerekli olan minimum enerjiye
“iyonlaşma enerjisi” denir.
A (g)
+
-
A (g) + e
IE
54
İyonlaşma Enerjisi
• Etkin çekirdek yüküne bağlıdır.Sonuçta katyon oluşur
• İyonlaşma enerjisi, tanımından da anlaşılacağı gibi, bir
atomdaki elektronların çekirdek tarafından ne kadar bir
kuvvetle çekildiğinin bir ölçüsüdür.
• Aynı zamanda iyonlaşma enerjisi, elektronları
çekirdeğe bağlayan kuvveti yenmek için gerekli olup,
bir atomun elektronik yapısının ne kadar kararlı
olduğunun da bir ölçüsüdür.
55
İyonlaşma Enerjisi
• Bir elektronu uzaklaştırılmış bir iyondan,
ikinci bir elektronu uzaklaştırmak için
gerekli olan enerjiye de “ikinci iyonlaşma
enerjisi” denir.
• Aynı şekilde, üçüncü, dördüncü ve daha
büyük iyonlaşma enerjileri de tanımlanır.
• Bir sonraki iyonlaşma enerjisi, daima bir
önceki iyonlaşma enerjisinden daha
büyüktür.
56
İyonlaşma Enerjisi
A (g)
A+(g) + e-
IE1 (birinci iyonlaşma enerjisi)
A+(g)
A2+(g) + e-
IE2 (ikinci iyonlaşma enerjisi)
A2+(g)
A3+(g) + e-
IE3 (üçüncü iyonlaşma enerjisi)
IE1 < IE2 < IE3 < ….< IEn
57
58
Birinci İyonlaşma Enerjisinin Atom Numarası ile Değişimi
dolu n=1 tabakası
dolu n=2 tabakası
dolu n=3 tabakası
dolu n=4 tabakası
dolu n=5 tabakası
59
1. İyonlaşma enerisinin peryodik tablo için yorumu
a) Aynı peryot için soldan sağa n=sabit
I etkin çekirdek yükü ile doğrudan ilgili olduğu için soldan
sağa gidildikçe etkin çekirdek yükü arttığı için dolayısı
ile 1. İyonlaşma enerjisi artar.
b) Aynı grup içinde yukardan aşağı n artar
Dolayısı ile yukardan aşağı 1. İyonlaşma enerjisi azalır.
Çünkü valens e ların çekirrdek etrafında çekimi zorlaşır
ve bu e nun kopartılması kolaylaşır.
60
Birinci İyonlaşma Enerjisinde Genel Durum
Artan birinci iyonlaşma enerjisi
Artan birinci iyonlaşma enerjisi
61
Elektron İlgisi
• İyonlaşma enerjisi elektron kaybı ile ilgilidir.
• Elektron ilgisi (EI) iyonlaşma enerjisinin tersi olup,
gaz halindeki nötr bir atoma elektron katılarak yine
gaz halindeki negatif bir iyon oluşturma işlemidir.
-
A(g) + e
-
A (g)
62
Elektron İlgisi
• Bu tür işlemlerde her zaman olmamakla beraber,
enerji açığa çıkar.
• Bu nedenle, birinci elektron ilgilerinin (EI1) büyük
bir çoğunluğu, negatif işaretlidir.
-
-
F(g) + e
2
2
F (g) EI1 = -322,2 kj/mol
5
-
F (1s 2s 2p ) + e
F- (1s22s22p6)
63
Elektron İlgisi
• Kararlı elektronik yapıya sahip olan elementlerin,
bir elektron kazanması enerji gerektirir.
• Yani olay endotermiktir ve elektron ilgisi pozitif
işaretlidir.
Ne(g) + e
2
2
-
-
Ne (g) EI1 = +29,0 kj/mol
6
Ne (1s 2s 2p ) + e
-
Ne- (1s22s22p63s1)
64
Elektron İlgisi
• Genel olarak, peryodik çizelgede bir peryot boyunca
soldan sağa gidildiğinde elektron ilgisi artar.
• Bir grupta yukarıdan aşağıya doğru inildiğinde ise
elektron ilgisi azalır.
• Ametaller, metallere kıyasla daha yüksek elektron ilgisine
sahiptirler.
65
Elektron İlgisi
H
- 72,8
Li
-59,8
Na
-52,9
K
- 48,3
Bazı elementlerin birinci elektron
İlgileri (EI1) (kj/mol)
Be
B
+241 -83
C
N
-122,5 0,0
He
+ 21
O
F
-141,4 -322,2
Cl
-348,7
Br
-324,5
Rb
- 46,9
I
-295,3
Cs
- 45,5
At
-270
66
Elektron İlgisi
• Bazı elementler için ikinci elektron ilgisi
(EI2) değerleri de tayin edilmiştir.
• Negatif bir iyon ile bir elektron birbirlerini
iteceklerinden, negatif bir iyona bir elektron
katılması enerji gerektirir.
• Bu nedenle, bütün ikinci elektron ilgisi (EI2)
değerleri, pozitif işaretlidir.
67
Elektron İlgisi
O(g) + e
-
-
O (g) + e
-
O (g) EI1 = - 141,4 kj/mol
-
O2-(g) EI2 = + 880,0 kj/mol
68
69
Atom numarası ile elektron ilgisinin değişimi (H – Ba)
70
71