periyodik özellikler

< Sayfa 4 >
PERİYODİK ÖZELLİKLER
Periyodik cetvelde elementlere ait bazı özellikler elementlerin atom numaralarındaki
değişmeye paralel olarak devirli biçimde tekrarlanır.
Atom Hacmi
Bir elementin atom hacmini ölçmek zordur. Bu nedenle elementlerin atom hacimleri
için verilen değerler çekirdek etrafında elektron yoğunluğunun fazla olduğu hacmi belirten
tahmini değerlerdir.
Bir atomun hacmi, içerdiği enerji sayısı ile doğru, çekirdek yükü ile ters orantılıdır.
Atoma eklenen her yeni enerji düzeyinde elektronların çekirdekten daha uzak
orbitallere yerleşmesi sonucu atom hacmi büyür. Aynı sayıda enerji düzeyi içeren atomlarda
çekirdek yükü (proton sayısı) arttıkça, çekirdeğin elektronlara uyguladığı çekim kuvveti
artar. Bu nedenle atom hacmi azalır. Buna göre, bir periyot içinde soldan sağa gidildikçe
atom hacminin düzenli olarak küçülmesi gerekir. Çünkü aynı periyotta bulunan
elementlerin temel enerji düzeyi sayıları aynı olup soldan sağa gidildikçe çekirdek yükü ve
protonların elektronlar üzerindeki çekim kuvveti artar dolayısıyla atom hacmi azalır. Ancak
soy gazlardan bazıları bu kurala uymaz.
Bir grup içinde yukarıdan aşağıya doğru inildikçe hem enerji düzeyi sayısı hem de çekirdek
yükü artar. Ancak enerji düzeyi sayısının artmasıyla oluşan atom hacmindeki genişlemeyi, çekirdek
yükü artışının atom hacminde oluşturduğu küçültme etkisi karşılayamaz. Atom hacminin artışında
elektronların birbirini itmeleri de etkili olur. Sonuçta, atom hacmi grup içinde yukarıdan aşağı
doğru düzenli olarak artar.
Bir atom ve iyonları için;
Nötr bir atom elektron kaybedince pozitif yüklü iyon oluşur. Elektron sayısının
azalması birim elektron başına düşen proton çekim kuvvetini arttığı için, iyonun çapı atom
çapına göre küçük olur.
Nötr bir atom elektron elektron alınca negatif yüklü iyon oluşur. Elektron sayısının
artması birim elektron başına düşen proton çekim kuvvetini azaltacağı için, iyonun çapı
atom çapına göre büyük olur.
Daima:
r katyon < rnötr < ranyon
İzoelektronik türler için;
Elektron sayısı eşit olan atom ve iyonlarda, protonu fazla olanın elektron başına düşen
çekim kuvveti fazla olacağı için, çapı küçük olur. Örneğin elektron sayıları eşit olan ; 11
Na+1 , 10Ne ve 9F-1 den çapı en küçük olan Na+1 iyonudur.
İYONLAŞMA ENERJİSİ
Bir atomda değerlik elektronları daha iç enerji düzeylerindeki elektronlara göre atom
çekirdeğine daha uzaktır. Bu nedenle değerlik elektronları atoma daha gevşek bağlıdır.
Atoma yeterli enerji verildiğinde elektronlar atomdan uzaklaştırılarak (sonsuza götürülerek)
iyon hâline getirilebilir. Gaz hâlindeki yüksüz bir atomun en yüksek enerji düzeyinden bir
elektron koparmak için gereken en az enerji miktarına iyonlaşma enerjisi (İE) ya da birinci
iyonlaşma enerjisi (İE1) denir. Bu olay aşağıdaki denklemle gösterilebilir.
X(g) + İE1 -------- X+1(g) + 1e–
(+ 1) yüklü iyondan bir elektron koparmak için gereken enerjiye de ikinci iyonlaşma
enerjisi (İE2) denir.
X+1(g) + İE2 ------- X+2(g) +1e–
Bir atom için İE2 daima İE1 den büyüktür. Çünkü, ikinci elektron yüksüz atomdan
değil, (+1) yüklü iyondan uzaklaştırılmıştır. Hacmi yüksüz atoma göre daha küçük olan (+1)
yüklü iyon, elektronları daha kuvvetli çeker.
Teorik olarak bir atomun elektron sayısı kadar iyonlaşma enerjisi değeri vardır. Bu
iyonlaşma enerjileri arasında;
İEn > .. > İE3 > İE2 > İE1
ilişkisi yazılabilir.
Bir atomun iyonlaşma enerjisine etki eden iki önemli etken atom hacmi ve elektron
dizilişindeki küresel simetrik yapıdır.
Atom hacmi ile iyonlaşma enerjisi ters orantılıdır. Atom hacmi arttıkça elektronlar
çekirdekten daha uzak bölgelerde bulunur. Bu elektronlar üzerinde protonların çekim gücü
zayıflar ve elektronlar az miktarda enerjiyle atomdan uzaklaştırabilir.
Atomun elektron dizilişinde küresel simetrik yapının bulunması iyonlaşma enerjisini
artırır. Küresel simetri nedeniyle elektron dizilişi s2p6 ile biten atomların iyonlaşma
enerjileri çok yüksektir. Elektron dağılımları s2 ve s2p3 ile biten atomlar beklenenden daha
yüksek iyonlaşma enerjisine sahiptir.
Atom hacmi bir periyot içinde soldan sağa doğru azalır. Buna zıt olarak iyonlaşma
enerjisi artar. Ancak küresel simetrik elektron dizilişine sahip IIA ve VA grupları
kendilerini izleyen gruptan daha yüksek iyonlaşma enerjisine sahiptir. Bir periyotta bulunan
A grubu elementlerinin birinci iyonlaşma enerjileri arasındaki ilişki şöyledir:
IA < IIIA < IIA < IVA < VIA < VA < VIIA < VIIIA
Bir gruptaki elementlerin elektron dizilişlerindeki simetri aynıdır. Grupta yukarıdan
aşağı inildikçe atom hacmi artar. Buna paralel olarak iyonlaşma enerjisi azalır.
İkinci ve üçüncü iyonlaşma enerjilerini karşılaştırırken, atom bir elektron kaybedince
bir önceki grubun elektron dizilişine, iki elektron kaybedince iki önceki grubun elektron
dizilişine benzer ve iyonlaşma enerjisi elektron dizilişine benzediği gruba göre
değerlendirilir. Örneğin X elementini IA grubunda, Y elementini IIA grubunda, Z
elementini IIIA grubunda kabul edelim. Bu elementlerin
I. iyonlaşma enerjileri sırası X<Z<Y olur.
Bu elementlerin II. iyonlaşma enerjilerini karşılaştırırken, X+1 in elektron düzeni
VIIIA ya, Y+1 in elektron düzeni IA ya, Z+1 in elektron düzeni ise IIA ya benzer.
Buna göre II: iyonlaşma enerjisi sırası Y+1 < Z+1 < X+1 olur.
Aynı mantıkla III. iyonlaşma enerjilerini karşılaştırırken iyonların elektron düzenleri;
X+2 VIIA ya, Y+2 VIIIA ya, Z+2 IA ya benzer.
Buna göre III: iyonlaşma enerjisi sırası Z+2 < X+2 < Y+2 olur.
İyonlaşma enerjilerinin karşılaştırılmasından değerlik elektronlarını koparmak için
gereken enerjiler yaklaşık bir önceki değerden 1,5–3 kat fazla iken iç enerji düzeyinden bir
elektronu uzaklaştırmak için gereken enerji bir önceki değerin en az dört veya daha fazla
katıdır. Bu yüzden A grubundaki herhangi bir atomun iyonlaşma enerjilerinden
faydalanarak hangi grupta olduğu bulunabilir.
Örnek
İyonlaşma enerjileri (Kkal/mol)
IE1
IE2
IE3
IE4
Değerlik
elektron
sayısı
X
118
1071
1652
2280
1
IA
Y
138
434
651
2780
3
IIIA
Z
175
346
1850
2521
2
IIA
T
300
549
920
1230
En az 4
?
Element
Grup No
Yukarıdaki örnekte, birbirine yakın artışlar izleyen iyonlaşma enerjileri kırmızıyla
gösterilmiştir. Sıçramanın olduğu değerler ise maviyle. Birbirine yakın iyonlaşma enerjisi
sayısı kadar atom değerlik elektronuna sahiptir. Değerlik elektron sayısı da grup numarasına
eşittir. T elementinde sıçramanın nerde olduğu görülmediği için grubu hakkında bir yorum
yapılamaz, ancak en az IVA grubunda olduğu tahmin edilir.
Elektron İlgisi
Genel olarak, değerlik elektron sayıları 5, 6 ve 7 olan atomlar elektron alarak s2p6
kararlı elektron düzenine ulaşırlar. Bu durumda da atom dışarıya enerji verir(ekzotermik
olay). Gaz halindeki yüksüz bir atomun elektron kazanarak (-1) yüklü iyon hale gelmesi
sırasında açığa çıkan enerjiye o atomun elektron ilgisi denir. Elektron ilgisi, atoma ne kadar
sağlam bağlandığını gösterir. elektron ilgisi arttıkça eklenen atoma elektron daha sıkı
bağlanır.
Genel olarak iyonlaşma enerjisi yüksek olan elementlerin elektron ilgileri de yüksektir.
Bu nedenle elektron ilgisi periyodik cetvelde iyonlaşma enerjisindeki değişmeye paralel bir
değişim gösterir. Ancak soy gazların elektron ilgileri yoktur.
Elektronegatiflik
Elektronegatiflik, moleküldeki bir atomun başka bir atomla ortaklaşa kullanılan
elektronları(bağ elektronları) çekme yeteneğini ifade eder. Periyodik cetvelde
elektronegatiflik iyonlaşma enerjisine benzer bir değişme gösterir.
Periyodik cetvelin 2. periyodunda bulunan F, O ve N gibi elementlerin
elektronegatiflikleri oldukça yüksektir.( Elektronegatifliği en yüksek olan element F dir.)
soy gazların elektronegatiflikleri oldukça düşüktür. Bir kovalent bağı oluşturan iki atomun
elektronegatiflikleri farkı ne kadar yüksekse bağın polarlığı (kutupluluğu) o kadar fazla olur.
Metalik ve Ametalik Özellikler
Metallerin iyonlaşma enerjileri düşüktür, elektron verme eğilimleri yüksektir. Bir
metalin aktifliği (tepkime verme yeteneği) elektron verme eğilimi ile doğru orantılıdır.
Ametallerin iyonlaşma enerjileri ve elektron alma eğilimleri yüksektir. Bir ametalin aktifliği
elektron alma yeteneği ile doğru orantılıdır. Bu özellikler nedeni ile metaller periyodik
cetvelde sol, ametaller ise sağ tarafta toplanmıştır. Periyodik cetvelde soldan sağa doğru
metalik özellik azalır. Grup içinde yukarıdan aşağıya doğru inildikçe metalik özellik artar.
Metal oksitleri su ile birleştiklerinde bazları, ametal oksitler su ile birleştiklerinde ise
asitleri oluşturur. bu nedenle periyodik cetvelde soldan sağa doğru element oksitlerinin
bazlık karakteri azalır, asit karakteri artar. Grup içinde yukarıdan aşağı doğru oksitlerin
asitlik karakteri azalır., bazlık karakteri artar.
Periyot içinde soldan sağa doğru değerlik elektron sayılarındaki artışa paralel olarak
metallerin erime noktaları yükselir., sertlikleri artar. Grup içinde yukarıdan aşağıya doğru
erime noktaları düşer, sertlikleri azalır.
Yükseltgenme Sayıları
Elektron dizilişleri s2p6 olan soy gazlar kararlı oldukları için elektron alış verişi
yapmaz. Soy gazların dışındaki elementler, elektron alarak veya vererek elektron
dizilişlerini soy gazlardan birine benzetmeye çalışırlar. Metaller sadece elektron vererek
ametaller elektron vererek veya elektron alarak soy gaz elektron yapısına ulaşırlar.
Periyodik cetvelde A grubu elementlerinin değerlik orbitalleri, kararlı iyon yükleri,
değerlik elektron sayıları ve bağ sayıları verilmiştir.
Grup numarası
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
VIIIA
Değerlik
orbitalleri
s1
s2
s2p1
s2 p 2
s2p3
s2p4
s2p5
s2p6
Değerlik e- sayısı 1
2
3
4
5
6
7
8
-
-
Değerlik
+1
+2
+3
+7 ile +4 ile-4 +5 ile - +6 ile - 1 arası
arası
3 arası 2 arası (F
hariç)
Bağ sayısı
1
2
3
4
3
2
1
Bir elementin alabileceği (+) yük sayısı elementin grup numarasına eşittir. Ametallerde
bir elementin sahip olabileceği (+) ve (-) değerliklerin mutlak değerleri toplamı 8 dir
(Abbeg kuralı) .
Pozitif ve negatif yüklü iyonlar birbirleri ile bileşik oluşturur. İki pozitif metal iyonu
birbirini iteceğinden metaller kendi aralarında bileşik oluşturamaz. Aktif bir metalle aktif
bir ametal bir araya getirildiğinde, metalden ametale elektron aktarılması olur. elektron alış
verişi sonucu oluşan metal katyonu ile ametal anyonu arasındaki elektriksel çekim kuvveti
iyonları birbirine bağlar. Bu şekilde elektron alış verişi sonucu oluşan bileşiklere iyonik
bileşikler denir.
İki ametal aralarında bileşik oluştururken bazı elektronlarını ortaklaşa kullanarak soy
gaz elektron düzenine ulaşır.Bu şekilde kovalent bağlı bileşikler oluşur.( Daha sonra
işlenecektir.)
Periyodik cetvelde periyodik özelliklerin değişimi aşağıdaki çizelgede gösterilmiştir.
Periyot içinde soldan sağa doğru,
Grup içinde yukarıdan aşağıya doğru,
1. Atom numarası artar.
1. Atom numarası artar.
2. Kütle numarası artar.
2. Kütle numarası artar.
3. Atom hacmi azalır.
3. Atom hacmi artar.
4. İyonlaşma enerjisi artar.
4.İyonlaşma enerjisi azalır.
5. Elektron ilgisi artar.
5. Elektron ilgisi azalır.
6. Elektron verme eğilimi azalır.
6. Elektron verme eğilimi artar.
7. Metalik karakter azalır.
7. Metalik karakter artar.
8. Ametalik karakter artar.
8. Ametalik karakter azalır.
9. Oksitlerin asitlik karakteri artar.
9. Oksitlerin bazlık karakteri artar.
10. Değerlik elektron sayısı artar.
10. Değerlik elektron sayısı değişmez.