62 1. ÜNİTE: MODERN ATOM TEORİSİ 1.5. Periyodik Özellikler

advertisement
1. ÜNİTE: MODERN ATOM TEORİSİ
1.5.Periyodik Özellikler
9. sınıfta öğrendiğiniz gibi Mendeleyev’in (Mendeliiv) periyodik tablo ile ilgili çalışmalarını değerlendiren Henry Moseley
(Henri Mozli), günümüzde kullanılan modern periyodik sistemi
oluşturmuştu. Modern periyodik sistemde elementler periyotlara
ve gruplara artan atom numaralarına göre yerleştirilmiştir.
Elementlerin elektron dizilimleri, atom numaralarının artış ya
da azalışına göre bazı fiziksel ve kimyasal özelliklerinin periyodik
olarak değişimine neden olur. Şimdi bu periyodik özelliklerden
kovalent yarıçapı, Van der Waals yarıçapını ve iyonik yarıçapı
tanımlayarak aralarındaki farkları belirleyelim.
a. Kovalent Yarıçap, Van der Waals Yarıçapı ve İyonik
Yarıçap
Kovalent Yarıçap
Kovalent bağ, bildiğiniz gibi ametal atomları arasında elektkovalent yarıçap: 133 pm
ronların ortak kullanılmasıyla oluşan bağdır. Ametal atomlarının
tek kovalent bağ ile bağlanmasıyla oluşan molekülde atomların
çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısı kovalent yarıçap olarak
tanımlanır. Şekil 1.29 incelendiğinde I2 molekülünün oklarla gös-
terilen 133 pm (pikometre, 1pm = 1 · 10-12 m) uzunluğu kovalent
yarıçaptır.
Van der Waals Yarıçapı
266 pm
Şekil 1.29: I2 molekülünde kovalent
yarıçap
Soy gaz atomları yüksek basınçlarda ve düşük sıcaklıklarda
katı hâlde bulunabilir. Örneğin 3. periyot soy gazı argonun 1atm
dış basınçta erime sıcaklığı 83,6 K’dir. Argon erime sıcaklığının
altındaki sıcaklıklarda katı hâldedir. Soy gaz atomlarını katı hâlde
bir arada tutan kuvvetler Van der Waals kuvvetleridir. Soy gazlar için katı hâlde hesaplanan yarıçapa Van der Waals yarıçapı
denir (Şekil 1.30).
van der
Waals
yarıçapı
İyonik Yarıçap
İyonik bağ daha önce de öğrendiğiniz gibi metal atomları ile
ametal atomları arasında elektron alışverişi ile oluşan kimyasal
bağdır. İyonik bağı oluşturan metal atomları elektron vererek
katyon oluştururken ametal atomları da elektron alır ve anyon
Şekil 1.30: Neon atomu için katı hâlde
hesaplanan van der Waals yarıçapı
150 pm’dir.
62
oluşturur. İyonik bağı oluşturan katyon ve anyonların çekirdekleri
arasındaki uzaklık ölçülür. Bu iyonlar eşdeğer büyüklükte olmadığından, aralarındaki uzaklığın katyon ve anyon arasında uygun
1. ÜNİTE: MODERN ATOM TEORİSİ
şekilde bölüştürülmesiyle elde edilen yarıçapa iyonik yarıçap
denir. Şekil 1.31 incelendiğinde NaCl iyonik bileşiğini oluşturan
Na+ katyonunun yarıçapı 98 pm’dir. Bu durumda iki iyonun çekirdekleri arasındaki uzaklıktan Na+ iyonunun yarıçapı çıkarıldığında Cl iyonunun yarıçapı hesaplanır.
Na+
-
b. Periyodik Özellikler
CI–
98
pm
181
pm
Metalik / Ametalik Özellik
Metallerin elektron verme eğilimleri, ametallerin ise elektron
alma eğilimleri yüksektir. Bir atomun elektron vermeye yatkın-
Şekil 1.31: NaCl bileşiğindeki iyonların yarıçapları
lığı metalik aktiflik olarak tanımlanır. Bir metalin aktifliği arttıkça
tepkime verme etkinliği artar. Periyodik çizelgede metalik aktiflik,
aynı periyotta bulunan metal atomlarının son katmanında içerdiği
elektron sayısı azaldıkça artar.
Örnek olarak K ve Ca atomlarının elektron dizilimlerini inceleyelim.
19
K: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
20
Ca: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
K atomunun son katmanındaki elektron sayısı Ca atomununkinden az olduğu için metalik aktiflik K 2 Ca şeklindedir.
Son katmanlarındaki elektron sayıları aynı olan metal atomlarında metalik aktifliğin belirlenmesinde elektronların atom çekirdeğine olan uzaklığı göz önünde bulundurulur. Katman sayısı
fazla olan atom en dış katmanındaki elektronunu daha kolay verebileceği için metalik aktifliği daha fazladır.
Örnek olarak Na ve K atomlarının aktifliklerini karşılaştıralım.
11
Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
19
K: 1s 2 2s 2 2p 6 3p 6 4s 1
Bilgi Kutusu
Elektron dizilimlerinden de anlaşılacağı gibi K atomu son katmanındaki elektronunu Na atomundan daha kolay vereceğinden
metalik aktiflik K 2 Na şeklindedir.
Örnekleri değerlendirdiğimizde, metalik aktifliğin periyodik
cetvelde aynı periyotta sağdan sola, aynı grupta ise yukarıdan
aşağıya doğru arttığı sonucuna ulaşırız.
Metaller bileşik oluşturmaları
sırasında elektron verir. Bu nedenle metalik özellik elektron
verme özelliği olarak düşünülebilir.
63
1. ÜNİTE: MODERN ATOM TEORİSİ
Alıştırma
Aşağıda verilen atomları metalik aktifliklerinin artışı yönünde sıralayınız.
13
Al ,
20
Ca , 12 Mg
Bir atomun elektron almaya yatkınlığı ametalik aktiflik olarak
tanımlanır. Aynı periyotta ametalik aktiflik, ametal atomunun en
dış kabuğunda içerdiği elektron sayısı arttıkça artar.
15
P: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
17
Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Yukarıda verilen atomlardan Cl atomunun en dış kabuğunda
Bilgi Kutusu
Ametallerin elektron alma
eğilimleri yüksektir. Bu nedenle ametallerin aktifliği elektron
alma yeteneği ile doğru orantılıdır.
içerdiği elektron sayısı toplamı P atomununkinden fazla olduğu
için ametalik aktiflik Cl 2 P şeklindedir.
Son katmanlarındaki elektron sayıları aynı olan ametal atomlarında, katman sayısı az olan atom daha kolay elektron alabileceği için ametalik aktifliği daha fazladır.
Örneğin F ve Cl atomlarından hangisi daha fazla ametalik aktifliğe sahiptir? Bunu elektron dizilimlerini yaparak anlayabiliriz.
9
F: 1s 2s 2p
17
2
2
5
Cl: 1s 2s 2p 3s 3p
2
2
6
2
5
Bu durumda katman sayısı az olduğu için F atomu Cl atomuna göre daha kolay elektron alabilir. Ametalik aktiflik F 2 Cl
şeklindedir.
Örnekleri incelediğimizde, ametalik aktifliğin periyodik cetvelde aynı periyotta soldan sağa, aynı grupta ise aşağıdan yukarıya
doğru arttığı sonucuna ulaşırız.
Alıştırma
Aşağıda verilen atomları ametalik aktiflikleri artacak yönde sıralayınız.
17
Cl ,
15
P, 9F
Atom / İyon Yarıçapı
Atomun Kuantum Modeli’ni hatırlarsak bir atomdaki elektron yoğunluğu çekirdekten dışarıya doğru azalır. Bu durumda
64
1. ÜNİTE: MODERN ATOM TEORİSİ
atomun hacmi, çekirdek çevresindeki elektron yoğunluğunun
r
%90’ını içeren hacim olarak tanımlanabilir. Komşu iki metal ato-
r
munun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısına atom yarıçapı
a
denir (Şekil 1.32).
a = 2r
Aynı tür atomların oluşturduğu iki atomlu bir molekülde, atomların yarıçapı, molekülü oluşturan iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısına eşittir (Şekil 1.33).
Şekil 1.32: İki metal atomunun merkezleri arasındaki uzaklığın yarısı
atom yarıçapıdır.
Atom yarıçapı

H
H
Şekil 1.33: H2 molekülünde iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın
yarısı atom yarıçapıdır.
Birçok elementin atom çapları, periyodik çizelgedeki yerlerine göre karşılaştırılabilir. Element atomlarının çekirdekleri ile dış
kabuklarındaki elektronlar arasındaki çekim kuvvetinden yararlanılarak atom yarıçapları sıralanabilir (Şekil 1.34).
Atom yarıçapı artar.
Atom yarıçapı artar.
1A
2A
3A
4A
5A
6A
7A
8A
H
He
37
31
B
C
N
O
F
Ne
112
85
77
70
73
72
70
Na
Mg
AI
Si
P
S
CI
Ar
186
160
143
118
110
103
99
98
K
Ca
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
227
197
135
123
120
117
114
112
Rb
Sr
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
248
215
166
140
141
143
133
131
Cs
Ba
TI
Pb
Bi
Po
At
Rn
265
222
171
175
155
164
142
140
Li
Be
152
Şekil 1.34: Baş grup elementlerinin periyodik çizelgedeki yerlerine göre pikometre (pm) biriminde yarıçapları
65
1. ÜNİTE: MODERN ATOM TEORİSİ
Şekil 1.34 incelendiğinde baş grup elementlerinin aynı pe-
Bilgi Kutusu
riyotta atom numaraları arttıkça çekirdek yükleri de arttığından
atom yarıçaplarının genellikle azaldığı gözlenir. Aynı grupta ise
Atom yarıçapı, atomun çekirdeği ile elektron bulutu arasındaki uzaklığı gösterir.
baş kuantum sayısı ^nh arttıkça orbital hacimleri de artacağından
atom yarıçapları artar (Grafik 1.4).
Elementlerin atom yarıçapı
300
arttıkça büyür, çekirdek yükü
arttığında ise küçülür.
Atom yarıçapı (pm)
taşıdığı enerji katmanı sayısı
250
K
200
Na
Lİ
150
Po
100
F
50
0
Fr
Cs
Rb
I
Br
CI
H
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
Atom numarası
Grafik 1.4: Atom yarıçapının atom numarasına göre değişimi
Örnek
12
Mg,
17
Cl atomlarının yarıçaplarını karşılaştıralım.
Çözüm
Öncelikle atomların elektron dizilimlerini yazarak periyodik çizelgedeki yerlerini belirleyelim.
12
Mg: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 17
Cl: 1s 2s 2p 3s 3p 2
2
6
2
3. periyot 2A grubu
5
3. periyot 7A grubu
A gruplarında aynı periyotta bulunan elementlerin atom yarıçapları sağdan sola doğru artar. Mg
ve Cl atomları aynı periyotta bulunduklarına göre atom yarıçapları Mg 2 Cl şeklindedir.
Örnek
19
66
K , 3 Li , 8 O atomlarının yarıçaplarını karşılaştıralım.
1. ÜNİTE: MODERN ATOM TEORİSİ
Çözüm
Öncelikle atomların elektron dizilimlerini yazarak periyodik çizelgedeki yerlerini belirleyelim.
19
K: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 4. periyot 1A grubu
3
Li: 1s 2 2s 1 2. periyot 1A grubu
8
O: 1s 2 2s 2 2p 4 2. periyot 6A grubu
1A
2. periyot Li
3. periyot
4. periyot K
2A
3A 4A 5A 6A 7A
O
8A
A gruplarında bulunan elementlerin atom yarıçapları aynı periyotta sağdan sola, aynı grupta yukarıdan aşağıya doğru artar. Li ve O atomları aynı periyotta, K ve Li atomları aynı gruptadır. K atomunun
periyot numarası Li ve O atomlarınınkinden büyüktür. Buna göre atom yarıçapları K 2 Li 2 O olur.
9. sınıfta öğrendiğiniz gibi bir atom elektron verdiğinde katyon, elektron aldığında ise anyon oluşturur. Bir katyon ya da
anyonun yarıçapı iyon yarıçapı olarak adlandırılır. İyonik bağ
oluşturan iyonların yarıçapları bileşiğin fiziksel ve kimyasal özelliklerini etkiler.
Nötr bir atomdan anyon oluşuyorsa yarıçap artar. Bunun nedeni çekirdek yükü aynı kalırken gelen elektronun oluşturduğu
itme kuvveti ile elektron bulutunun hacminin artmasıdır. Nötr bir
atomdan katyon oluşuyorsa yarıçap azalır. Bunun nedeni çekirdek yükü aynı kalırken atomdan uzaklaşan elektrondan dolayı
elektron itme kuvvetinin azalması ve elektron bulutunun büzüşmesidir.
Bu durumda nötr bir atomun yarıçapı, oluşturduğu anyonun
yarıçapından küçük, katyonun yarıçapından büyüktür.
Örnek
16
S atomu ile bu atomun - 2 ve + 6 yüklü iyonlarının yarıçaplarını karşılaştıralım.
Çözüm
S atomunun + 6 yüklü iyonunda elektron sayısı 10, - 2 yüklü iyonunda ise elektron sayısı 18’dir.
Pozitif yüklü iyonun elektron sayısı nötr atomundan daha az, negatif yüklü iyonun elektron sayısı ise
nötr atomundan daha fazladır. Bu durumda elektron sayısı fazla olan S 2- iyonunun yarıçapı S atomunun yarıçapından büyük, elektron sayısı az olan S 6+ iyonunun yarıçapı S atomunun yarıçapından
küçüktür.
İzoelektronik iyonlarda elektron sayısı ve dizilimi aynıdır.
Bu durumda proton sayısı fazla olan iyonda çekirdeğin çekim
kuvveti fazla olduğundan elektron bulutu çekirdeğe daha fazla
çekilir ve yarıçap küçülür.
67
1. ÜNİTE: MODERN ATOM TEORİSİ
Örnek
8
O 2-, 12 Mg 2+, 10 Ne taneciklerinin yarıçaplarını karşılaştıralım.
Çözüm
Öncelikle taneciklerin elektron dizilimlerini yazarak elektron sayılarını belirleyelim.
8
O 2-: 1s 2 2s 2 2p 6
12
Mg +: 1s 2 2s 2 2p 6
10
Ne: 1s 2s 2p
2
2
2
6
Taneciklerin elektron dizilimleri dolayısıyla elektron sayıları aynıdır. Bu durumda proton sayısı az
olan taneciğin yarıçapı en büyük, proton sayısı fazla olan taneciğin yarıçapı en küçüktür. Taneciklerin
yarıçapları O 2- 2 Ne 2 Mg 2+ şeklinde sıralanır.
Alıştırma
Aşağıda verilen taneciklerin yarıçaplarını karşılaştırınız.
1.
20
Ca, 9 F, 16 S 2.
15
P 3-, 18 Ar, 17 Cl - 3.
15
P, 15 P 3-, 15 P 5+
İyonlaşma Enerjisi
Atomların en dış kabuklarındaki elektronların kararlılığı doğrudan iyonlaşma enerjileri ile bağlantılıdır. Atomlar gaz hâlindeyken
çevrelerinde bulunan moleküllerden ve komşu atomlardan pek
fazla etkilenmez. Bu nedenle iyonlaşma enerjisi gaz hâlindeki
atomlar üzerinde ölçülür.
Bilgi Kutusu
Birinci iyonlaşma enerjisi,
gaz hâlindeki bir atomun son
temel enerji seviyesindeki, çekirdek tarafından en az kuvvetle
çekilen ilk elektronunun koparılması için gerekli olan minimum enerji miktarıdır.
Birinci iyonlaşma enerjisi,
genellikle periyot numarası arttıkça artar.
68
Gaz hâlindeki bir atomun temel hâlinden bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli olan minimum enerjiye iyonlaşma enerjisi
denir. İyonlaşma enerjisi değerinin yüksek olması, atomda-
ki elektronun ne kadar sıkı bağlandığının göstergesidir. Çok
elektronlu gaz hâlindeki bir atomda, atomun temel hâlinden ilk
elektronu uzaklaştırmak için gerekli olan enerji miktarına birinci iyonlaşma enerjisi denir. İyonlaşma ısı alan (endotermik) bir
tepkimedir. Herhangi bir X atomu için birinci iyonlaşma enerjisini
“İE1” olarak gösterirsek iyonlaşma tepkimesi aşağıdaki gibi olur.
X^gh + iE 1 " X^+gh + 1e Gaz hâlindeki X+ iyonundan bir elektronu uzaklaştırmak için
gerekli olan minimum enerjiye ikinci iyonlaşma enerjisi denir.
1. ÜNİTE: MODERN ATOM TEORİSİ
İkinci iyonlaşma enerjisini “İE2” olarak gösterirsek ikinci iyonlaşma tepkimesi aşağıdaki gibi olur.
X^gh + ‹E 2 " X^gh + 1e
2+
+
-
Bir atomdan ilk iyonlaşmada bir elektron uzaklaştığında,
elektronlar arası itme kuvveti azalır ve çap küçülür. Bu durumda
bir sonraki elektronu koparmak için gerekli enerji artar.
Bir atoma ait iyonlaşma enerjileri arasındaki ilişki aşağıdaki
gibidir.
İE11 İE21 İE3 ............
Periyodik cetvelde aynı grupta yukarıdan aşağıya doğru inildikçe atom yarıçapı dolayısıyla son kabuktaki elektronların çekirdeğe uzaklığı artar. Bu elektronların koparılması daha az enerji
gerektirir. Bu durumda iyonlaşma enerjisi azalır. Periyodik cetvelde periyot boyunca soldan sağa doğru gidildikçe atom hacmi azaldığından birinci iyonlaşma enerjisi artmalıdır. Ancak baş
gruplarda soldan sağa iyonlaşma enerjisi artışı düzenli değildir.
Bunun nedeni küresel simetrik elektron dağılımına sahip atomların elektronlarını koparmak için daha fazla enerji harcanması gerekliliğidir. Bir atomun elektron dizilişindeki en son orbital türünün
tam ya da yarı dolu olması hâline küresel simetri denir. Aynı
periyotta bulunan 2A ve 5A grupları küresel simetri özelliğinden
dolayı kendilerinden bir sonra gelen 3A ve 6A gruplarından daha
büyük iyonlaşma enerjisine sahiptir. (Grafik 1.5). Baş gruplarda
periyot boyunca iyonlaşma enerjileri arasındaki ilişki aşağıdaki
gibidir.
1A13A12A14A16A15A17A18A
İyonlaşma enerjisi (kj/mol)
2500
He
Ne
2000
N
1500
H
1000
Be
Ar
O
Mg
B
500
0
C
F
Li
0
2
Na
4
6
8
10
12
Atom numarası
Sl
Cl
P
S
Al
K
14
16
18
20
Grafik 1.5: Baş grup elementlerinin iyonlaşma enerjilerinin atom
numarası ile değişimi
69
1. ÜNİTE: MODERN ATOM TEORİSİ
Örnek
12
Mg , 13 Al , 15 P , 16 S atomlarının 1. iyonlaşma enerjilerini karşılaştıralım.
Çözüm
Öncelikle atomların elektron dizilimlerini yazarak periyodik çizelgedeki yerlerini belirleyelim.
12
2
2
6
2
Mg: 1s 2s 2p 3s 3. periyot 2A grubu
13
Al: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3. periyot 3A grubu
15
P: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3. periyot 5A grubu
16
S: 1s 2s 2p 3s 3p 3. periyot 6A grubu
2
2
6
2
4
1A
3. periyot
4. periyot
2A
3A 4A 5A 6A 7A
Mg
AI
8A
P S
Atomlar aynı periyottadır. Periyot boyunca soldan sağa doğru atom yarıçapı azalırken 1. iyonlaşma enerjisi değerleri artar. Ancak 2A ve 5A grubu küresel simetriye sahip olduğu için 2A’nın
iyonlaşma enerjisi 3A’nınkinden, 5A’nın iyonlaşma enerjisi de 6A’nınkinden büyüktür. Bu durumda
1. iyonlaşma enerjileri P 2 S 2 Mg 2 Al şeklindedir.
Elektron İlgisi
Atomlara ait kimyasal özellikleri büyük oranda etkileyen diğer bir ölçülebilir özellik elektron ilgisidir. Gaz hâlindeki bir atom,
bir elektron alarak anyonuna dönüştüğünde açığa çıkan enerji
elektron ilgisi olarak tanımlanır. Gaz hâlindeki bir X atomunun
bir elektron almasıyla gerçekleşen tepkimede açığa çıkan enerjiyi “E” ile gösterirsek tepkime aşağıdaki gibi gerçekleşir.
X_ g i + 1e - " X_-g i + E
Tepkimede elektron ilgisi değeri negatiftir yani tepkime ekzotermik (ısı veren)’tir. Elektron ilgisi bir anyondan bir elektron
koparmak için gerekli olan enerji miktarı olarak da tanımlanabilir.
X- iyonu için elektron ilgisi enerjisini E ile gösterirsek tepkime
aşağıdaki gibi gerçekleşir.
X_-g i + E " X_ g i + 1e Tepkimede elektron ilgisi değeri pozitiftir yani tepkime endotermik (ısı alan)tir. Tepkimede elektron ilgisinin pozitif olması, negatif iyonun çok kararlı olduğunu başka bir deyişle atomun elektron almaya çok istekli olduğunu gösterir. Şekil 1.35’teki periyodik
çizelgede bazı elementlerin deneysel olarak saptanmış elektron
70
1. ÜNİTE: MODERN ATOM TEORİSİ
ilgisi değerleri verilmiştir. Bazı elementler elektron almaya isteksiz olduğundan elektron ilgisi değerleri negatif olarak belirtilmiştir.
IA
1
VIIIA
H
IIA
Li
Be
73
60
Na
53
K
48
Cs
IIIA IVA
13
2
Mg
IIIB IVB
VB
G0
3
4
Ca
Sc
Ti
8
51
2,4
VIB VIIB
6
7
8
9
V
Cr
Mn
Fe
Co
64
16
Zr
Nb
Mo
Tc
Rb
Ba
La
Hf
Ta
W
Re
14
106
101
Fr
Ra
Ac
Db
JI
Rf
Bh
Hn
Mt
14
31
79
53
Ru
Pd
Y
72
101
Os
Ni
Rh
30
86
10
112
4,7
41
27
64
47
45
Sr
18
5
B
VIIIB
G0
110
Ir
54
Pt
205
IB
IIB
11
Cu
118
Ag
126
Au
223
12
Zn
–47
Cd
–32
Hg
–61
Al
44
Ga
29
In
29
Tl
30
14
C
122
Si
VA
15
N
0
P
134
72
Ge
As
118
Sn
121
Pb
110
77
Sb
18
VIA VIIA He
16
O
141
S
200
Se
195
Te
17
10
F
Ne
328
Cl
349
Br
325
I
10
Ar
10
Kr
10
Xe
101
190
295
10
Bi
Po
At
Rn
110
10
Şekil 1.35: Periyodik çizelgede bazı elementlerin elektron ilgisi değerleri kj/mol cinsinden verilmiştir. Soy gazların, Be
ve Mg’un elektron ilgileri deneysel olarak belirlenmemiştir. Fakat sıfıra yakın ya da negatif oldukları düşünülmektedir.
Bu değerler CHANG, Raymond, Genel Kimya Temel Kavramlar, çev.: Tahsin Uyar, Serpil Aksoy, Recai İnam, Palme
Yayınları, Ankara, 2011, sayfa 254’ten alınmıştır.
Şekil 1.35 incelendiğinde VIIA grubundaki elementlerin elektron ilgilerinin büyük olduğu gözlenir. Aynı grupta aşağıya doğru
inildikçe elektron ilgisinin küçülmesi gerekir. Ancak ikinci periyot
elementleri genel olarak bu eğilime uymaz. Klor atomunun elektron ilgisinin flordan, kükürt atomunun elektron ilgisinin oksijenden büyük olması bu durumun en belirgin örnekleridir. Genel olarak periyodik çizelgede elektron ilgisinin soldan sağa, aşağıdan
yukarıya doğru arttığı söylenebilir.
Elektronegatiflik
Kimyasal bir bağı oluşturan atomların bağdaki elektronları
kendine çekme yeteneğinin ölçüsüne elektronegatiflik denir.
Elektronegatifliği yüksek olan elementler elektronları daha fazla
çekme eğilimindedir. Bu durumda elektronegatiflik, elektron ilgisi ve iyonlaşma enerjisi birbiriyle bağlantılı niceliklerdir. Elektron
ilgisi yüksek olan elementlerin, iyonlaşma enerjileri ve elektronegatiflikleri de yüksektir. Elementlerin elektronegatiflik değerleri
birbirine bağlı olarak ölçülebilir. Elektronegatiflik değerlerinin bir
birimi yoktur.
71
1. ÜNİTE: MODERN ATOM TEORİSİ
1A
8A
H
2,1
2A
3A
4A
5A
6A
7A
1,5
2,0
2,5
3,0
3,5
4,0
1,5
1,8
2,1
2,5
3,0
2,4
2,8
2,1
2,5
2,0
2,2
Li
Be
Na
Mg
K
Ca
1,0
0,9
0,8
Cs
1,2
B
3B
4B
5B
1,3
1,5
1,6
1,0
1,2
1,4
0,9
1,0–1,2
1,3
1,0
V
Nb
Rb
Ba La-Lu Hf
Ta
Fr
Ra
0,7
0,7
Y
Ti
Zr
0,7
Sr
Sc
1,6
1,5
6B
7B
8B
Cr
Mn
Fe
Co
Mo
Tc
Ru
Rh
W
Re
Os
1,6
1,8
1,7
1,5
1,9
1,9
1,8
2,2
2,2
1,9
2,2
IR
2,2
1B
2B
Ni
Cu
Zn
Pd
Ag
Cd
Pt
Au
Hg
1,9
2,2
2,2
1,9
1,9
2,4
1,6
Al
C
Si
N
P
O
S
Ga
Ge
As
Se
In
Sn
Sb
Te
Tl
Pb
Bi
Po
1,6
1,7
1,7
1,9
1,8
1,8
1,8
1,9
2,0
1,9
1,9
F
He
Ne
Cl
Ar
Br
Kr
I
Xe
At
Rn
0,9
Şekil 1.36: Elementlerin elektronegatiflik değerleri verilmiştir. Bu değerler CHANG, Raymond, Genel Kimya Temel
Kavramlar, çev.: Tahsin Uyar, Serpil Aksoy, Recai İnam, Palme Yayınları, Ankara, 2011, sayfa 276’dan alınmıştır.
Şekil 1.36 incelendiğinde baş grup elementlerinin elektronegatiflik değerlerinin düzenli olarak değiştiği ancak geçiş metallerinin
elektronegatiflik değerlerinde belirgin bir düzen olmadığı gözlenir. Baş grup elementlerinin elektronegatiflikleri genellikle periyot
boyunca soldan sağa doğru artarken grup boyunca yukarıdan
aşağıya doğru azalır.
Oksit ve Hidroksit Bileşiklerinin Özellikleri
Baş grup elementlerinin özelliklerini karşılaştırmanın bir diğer
Bilgi Kutusu
Metal oksitleri suda çözündüğünde baz özelliği gösteren
oksit bileşikleridir. Metal oksitlerin su ile tepkimelerinde bazlar, asitlerle tepkimelerinde tuz
ve su oluşur.
yolu da bu elementlerin oluşturduğu oksit ve hidroksit bileşiklerinin özelliklerini incelemektir. Oksijen elementi, oksijen iyonu
oluşturma eğilimindedir. Oksijenin bu eğilimi 1A, 2A grubu elementleri ile 3A grubundaki alüminyum gibi iyonlaşma enerjisi
düşük metallerle tepkimelerinde çok yüksektir. Bu durumda oksijenin üçüncü periyotta bulunan Na ile oluşturduğu Na2O, Mg ile
oluşturduğu MgO ve Al ile oluşturduğu Al2O3 iyonik bileşiklerdir.
Bu bileşikler kristal yapılı olduklarından erime ve kaynama sıcaklıkları çok yüksektir.
Periyodik cetvelde elementlerin iyonlaşma enerjileri soldan
sağa doğru artarken oluşturdukları oksitlerin özellikleri de iyonikten, moleküllü yapılara doğru değişmektedir. Periyot boyunca
Bilgi Kutusu
Al2O3, ZnO, BeO, Bi2O3 gibi
oksitler amfoter oksittir. Sulu
çözeltileri hem asitlerle hem de
bazlarla tepkimeye girer.
72
soldan sağa doğru metalik karakter azalır ve oksit bileşikleri önce
bazik daha sonra amfoter ve asidik karakter gösterir. Genellikle
metal oksitleri bazik, ametal oksitleri asidiktir. Baş grup elementlerinin grup boyunca yukarıdan aşağıya doğru metalik özellikleri
artarken metal oksitlerinin bazik karakterinin de aynı yönde arttığı söylenebilir. Şimdi üçüncü periyot elementlerinin oksit bileşiklerinin özelliklerini inceleyelim.
1. ÜNİTE: MODERN ATOM TEORİSİ
Üçüncü periyottaki 1A ve 2A grubu metallerinin oksitleri baziktir. Na2O suda çözündüğünde NaOH bazını oluşturur. Tepkime aşağıdaki gibidir.
Na 2 O^ k h + H 2 O^ s h " 2NaOH^ suda h
MgO^ k h ise suda neredeyse hiç çözünmez. Ancak asitlerle
tepkimeye girdiğinde tuz ve su oluşturur.
Bilgi Kutusu
Ametal oksitlerinin çoğu asit
özellik gösterir. Ametal oksitlerinin suyla tepkimelerinde asitler, bazlarla tepkimelerinde tuz
ve su oluşur.
Mg 2 O^ k h + 2HCl^ suda h " MgCl 2^ suda h + H 2 O^ s h
3A grubundaki alüminyum atomunun oksiti de suda pek fazla
çözünmez. Ancak hem asitlerle hem de bazlarla tepkimeye girer.
Al 2 O 3^ k h + 6HBr^ suda h " 2AlBr3^ suda h + 3H 2 O^ s h
Al 2 O 3^ k h + 2KOH^ suda h + 3H 2 O^ s h " 2KAl ^OHh4^ suda h
Dolayısıyla Al2O3 amfoter oksittir.
Üçüncü periyotta bulunan Si elementinin oksiti SiO2, iyon içer-
meyip dev kristaller hâlindedir. 4A grubunda bulunan silisyumun
oksit bileşiği SiO2 suda çözünmez. Su ile tepkime vermez. Ancak
çok derişik bazlarla tepkime verdiği için asit özelliğine sahiptir.
SiO 2^ k h + 2NaOH^ suda h " Na 2 SiO 3^ suda h + H 2 O^ s h
Üçüncü periyotta bulunan P, S ve Cl atomlarının oksijenle
oluşturduğu oksit bileşikleri sırasıyla P4O10, SO3 ve Cl2O7’dir. Bu
bileşiklerin erime ve kaynama sıcaklıkları düşüktür. Bu oksitler
Bilgi Kutusu
Oksitlerin asidik mi, bazik
mi, nötr mü olduğu sahip olduğu oksijen ve ametal atomu sayısına bakılarak belirlenir.
Eğer bir oksitte oksijen atomu sayısı, ametal atomu sayısından çoksa bu bileşik asit
oksit (SO3); oksitin taşıdığı oksijen atomu sayısı, ametal atomu sayısına eşit ya da daha az
ise nötr oksittir (H2O, NO vb).
Eğer bileşikte metal atomu varsa oksit baziktir (Na2O).
su ile aşağıda verilen tepkimeler sonucunda bazı asit çözeltilerini
oluşturur.
P4 O 10^ k h + 6H 2 O^ s h " 4H 3 PO 4^ suda h
SO 3^ g h + H 2 O^ s h " H 2 SO 4^ suda h
CI 2 O 7^ s h + H 2 O^ s h " 2HClO 4^ suda h
Bazı ametal oksitleri ise nötrdür. CO, NO, N2O nötr oksitlerdir.
Nötr oksitler suyla tepkime vermez, asidik ya da bazik özellikte
çözelti oluşturmaz.
Elementlerin hidroksit (OH-) ile oluşturdukları bileşiklere hidroksit bileşikleri denir. OH- grubu içeren bir bileşiğin asit ya da
73
1. ÜNİTE: MODERN ATOM TEORİSİ
baz özellik göstereceğini, elementin elektronları kendine bağlama kuvveti belirler. Na ve Mg gibi metallerin elektron ilgileri azdır.
Bu elementlerin hidroksit bileşiklerinde OH- iyonu oluşturarak
bazik özellik göstermesi beklenir. NaOH suda çok çözünür ve
çözeltisi baziktir.
NaOH^ k h " Na^+suda h + OH^-suda h
Al, Zn gibi amfoter metallerin hidroksitleri amfoter özellik gösterir. Periyodik çizelgede soldan sağa doğru gidildikçe iyonlaşma
enerjisi artar. Hidroksit ile bağ yapan atomun çekirdeğinin çekim
gücü artar. Bu nedenle O-H bağından elektronları çekerek bağı
zayıflatır. Bu durumda bileşik, asit özelliği gösterir. Yani hidroksit
ile bağ yapan atomun iyonlaşma enerjisi ne kadar büyükse oluşan bileşiğin asit özelliği o kadar fazla olur.
Periyodik çizelgede aynı periyotta soldan sağa doğru elementlerin hidroksit bileşiklerinin bazik özelliği azalır, asit özelliği
artar. Aynı grupta ise yukarıdan aşağıya doğru elementlerin hidroksit bileşiklerinin asit özelliği azalırken baz özelliği artar.
Alıştırma
Aşağıda verilen oksit ve hidroksit bileşiklerini asit, baz ve amfoter olarak sınıflandırınız.
a. Li2O
b. CO2
c. Ca(OH)2
ç. P4O10
d. Al2O3
e. KOH
f. CaO
g. SiO2
c. Periyodik Özelliklerden Bazılarının Ölçülmesi
Daha önce de açıkladığımız gibi iyonlaşma enerjisi, gaz
hâlindeki bir atomdan bir elektron koparmak için gerekli olan
enerjidir. İyonlaşma enerjisi atomların çizgi spektrumlarından yararlanılarak belirlenir. Alüminyuma ait bazı iyonlaşma tepkimeleri
ve enerjileri aşağıda verilmiştir.
Al^ g h " Al^+g h + e - 2+
1.İE = 580 kJ/mol
+e 2.İE = 1.815 kJ/mol
Al^2g+h " Al^3g+h + e - 3.İE = 2.740 kJ/mol
Al^+g h
" Al
-
Al^3g+h " Al^4g+h + e - 4.İE = 11.600 kJ/mol
Atomların iyonlaşma enerjisi değerleri atom altı taneciklerinin
keşfinde bahsettiğimiz gaz boşaltım tüpleri yardımı ile belirlenir.
Bu işlemde gaz boşaltım tüpüne doldurulan gaz hâlindeki elementin iyonlaştırılması ile iyonlaşma enerjisi değerleri hesap-
74
1. ÜNİTE: MODERN ATOM TEORİSİ
lanır. Koopmans (Kapmens) teoremine göre en yüksek enerjili
molekül orbitalindeki elektronlar, iyonlaşma esnasında ilk olarak
kopacak olan elektronlardır ve elektronun sonsuzdaki enerjisi sıfırdır. Molekülde iyonlaşmadan sonra orbital düzeyinde çok fazla
bir geri düzenleme olmadığı da kabul edilirse iyonlaşma enerjisi,
en yüksek enerjili orbitalin enerjisine eşittir.
Elementlerin elektronegatiflikleri hesaplanırken bağ enerjileri kullanılır. Elektronegatiflik kovalent bir bağın iyonik olabilme
ölçüsüdür. Bir moleküldeki iki atomun bağ elektronlarını ne ölçüde eşit olarak paylaşabileceklerini gösterir. Elektronegatifliğin
bir atomun diğer atomdan elektron çekme yeteneği olduğu fikrini
Linus Pauling (Linus Pauling), 1932 yılında ileri sürmüş ve geliştirdiği bir yöntem ile elementlerin elektronegatiflik değerlerini hesaplamıştır. Pauling’e göre A-B kovalent bağının ayrışma enerjisi,
aynı çekirdeğe sahip A-A ve B-B bağlarının ayrışma enerjilerinin
ortalamasına eşittir. İlave enerji A ve B arasındaki elektrostatik
çekimden kaynaklanır. Pauling’den iki yıl sonra Mulliken (Malıgen), elektronegatifliğin elektron ilgisi ve iyonlaşma enerjisiyle
ilgili olduğunu düşünmüş ve bir atomun elektronegatifliğini o atomun elektron ilgisi ve iyonlaşma enerjisi değerlerinin ortalaması
olarak ifade etmiştir. Pauling, F (flor) atomunun elektronegatifliğini yaklaşık 4 kabul ederek diğer elementlerin elektronegatifliğini
bu değerle kıyaslayarak belirledi. Pauling’den ve Mulliken’den
sonra Allred-Rochow (Olred Roça) elektronegatifliğin atomun etkin çekirdek yükü ve yarıçapıyla orantılı olduğunu düşünerek hesaplama yaptı. Daha sonra Allen (Elın), spektroskopik ölçümlerle
elementlerin elektronegatiflik değerlerini belirledi.
ç. İyonlaşma Enerjilerinin Grup Numarası ile İlişkisi
Baş gruplarda bulunan bir element için ardışık iyonlaşma
enerjisi değerleri biliniyorsa elementin grup numarası belirlenebilir. Elemente ait ardışık iyonlaşma enerjileri arasında büyük bir
artış olmuşsa bu artışa kadar olan iyonlaşma enerjisi sayısı elementin grup numarasını verir. Elemente ait değerlik elektronlarını
koparmak için gereken enerjiler genellikle bir önceki iyonlaşma
enerjisi değerinin 1,5-3 katıdır. Değerlik elektronlarının bulunduğu enerji düzeyinin bir alt enerji düzeyinden bir elektronu koparmak için gereken enerji, bir önceki iyonlaşma enerjisi değerinin
en az 4 veya daha fazla katıdır. Bunun nedeni değerlik elektronlarını kaybeden elementin soy gaz elektron düzenine sahip
olarak kararlı hâle geçmesidir.
75
1. ÜNİTE: MODERN ATOM TEORİSİ
Tablo 1.9’da verilen periyodik cetvelde bulunan ilk 20 elementin iyonlaşma enerjisi değerleri verilmiştir. İnceleyiniz.
Tablo 1.9: Periyodik cetveldeki ilk 20 elementin kj/mol biriminde iyonlaşma enerjileri verilmiştir.
Atom
Element
1.
iyonlaşma
2.
iyonlaşma
3.
iyonlaşma
4.
iyonlaşma
5.
iyonlaşma
6.
iyonlaşma
numarası
sembolü
1
H
1312
2
He
2373
5251
3
Li
520
7300
11815
4
Be
899
1757
14850
21005
5
B
801
2430
3660
25000
32820
6
C
1086
2350
4620
6220
38000
47261
7
N
1400
2860
4580
7500
9400
53000
8
O
1314
3390
5300
7470
11000
13000
9
F
1680
3370
6050
8400
11000
15200
10
Ne
2080
3950
6120
9370
12200
15000
11
Na
495,9
4560
6900
9540
13400
16600
12
Mg
738,1
1450
7730
10500
13600
18000
13
Al
577,9
1820
2750
11600
14800
18400
14
Si
786,3
1580
3230
4360
16000
20000
15
P
1012
1904
2910
4960
6240
21000
16
S
999,5
2250
3360
4660
6990
8500
17
Cl
1251
2297
3820
5160
6540
9300
18
Ar
1521
2666
3900
5770
7240
8800
19
K
418,7
3052
4410
5900
8000
9600
20
Ca
589,5
1145
4900
6500
8100
11000
76
enerjisi
enerjisi
enerjisi
enerjisi
enerjisi
enerjisi
1. ÜNİTE: MODERN ATOM TEORİSİ
19 K
ve
20 Ca
atomlarının elektron dizilimlerini yazarak iyon-
laşma enerjisi değerlerini inceleyelim.
19 K: 1s
2
2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 değerlik elektron sayısı : 1
20 Ca: 1s
2
2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 değerlik elektron sayısı : 2
Atom
Element
numarası sembolü
1.İE
2.İE
3.İE
4.İE
5.İE
6.İE
19
K
418,7
3052
4410
5900
8000
9600
20
Ca
589,5
1145
4900
6500
8100
11000
K ve Ca elementlerinin yukarıda verilen ilk 6 iyonlaşma enerjisi (İE) değerlerini inceleyelim. K atomunun 1 ve 2. iyonlaşma
enerjileri arasındaki farkın diğer iyonlaşma enerjileri arasındaki
farktan büyük olduğunu gözlemliyoruz. K’un 2. iyonlaşma enerjisi
yaklaşık olarak 1. iyonlaşma enerjisinin 7 katına eşittir. Bu durumda K elementi 1A grubunda olmalıdır. Ca elementinin ise 2 ve
3. iyonlaşma enerjileri arasındaki farkın diğer iyonlaşma enerjileri
arasındaki farktan büyük olduğunu gözlemliyoruz. Ca’un 3. iyonlaşma enerjisi yaklaşık olarak 2. iyonlaşma enerjisinin 4 katına
eşittir. Bu durumda Ca elementi 2A grubunda olmalıdır.
Etkinlik: Periyodik Özelliklerle İlgili Öğrendiklerimizi Kontrol Edelim
Aşağıdaki ifadelerin doğru mu, yanlış mı olduğunu belirleyerek uygun kutucuğu işaretleyiniz.
D
1.
Y
Aynı gruptaki ametal atomlarında katman sayısı az olan atom daha
kolay elektron alabilir.
2.
Aynı grupta baş kuantum sayısı arttıkça atomların yarıçapları azalır.
3.
11 Na
4.
Nötr bir atomun çapı, anyonunun çapından büyük, katyonunun
atomunun metalik aktifliği,
13 Al
atomununkinden fazladır.
çapından küçüktür.
5.
Cl 2 molekülünde iki Cl atomunun çekirdekleri arasındaki uzaklığın
yarısı Cl atomunun yarıçapına eşittir.
6.
Bir atom için bir sonraki iyonlaşma enerjisi değeri bir öncekinden
büyüktür.
7.
Periyodik çizelgede aynı periyotta sağdan sola doğru elementlerin
hidroksit bileşiklerinin bazik özelliği azalır.
8.
CO, NO, N2O ametal oksitleri nötrdür.
77
Download