Etiket Arşivleri: PERİYODİK ÇİZELGE

Atomlar, Moleküller ve İyonlar ( Yrd.Doç.Dr. İbrahim İsmet ÖZTÜRK )

ATOMLAR, MOLEKÜLLER VE İYONLAR

Yrd.Doç.Dr. İbrahim İsmet ÖZTÜRK

2. Atomlar, Moleküller ve İyonlar 2.1. Atom Kuramı 2.2. Atomun Yapısı 2.2.1. Elektron 2.2.2. Radyoaktiflik 2.2.3. Proton ve Çekirdek 2.2.4. Nötron 2.3. Atom Numarası, Kütle Numarası ve İzotoplar 2.4. Periyodik Çizelge 2.5. Moleküller ve İyonlar

2.6. Kimyasal Formüller 2.6.1. Molekül Formülü 2.6.2. Kaba Formül 2.6.3. İyonik Bileşiklerin Formülü 2.7. Bileşiklerin Adlandırılması 2.7.1. İyonik Bileşikler 2.7.2. Moleküler Bileşikler 2.7.3. Asitler ve Bazlar

2.1. Atom Kuramı Milattan önce beşinci yüzyılda, yunan filozofu Democritus, bütün maddeleri, bölünemez veya kesilemez anlamında atomos olarak adlandırılan, çok küçük, bölünmez taneciklerden oluştuğunu öne sürmüştür. ĐĐlklk bilimsel araştırmalardan elde edilen deneysel kanıtlar atom kavramına destek sağlamış ve zamanla element ve bileşiklerin modern tanımlarının yapılmasına yol açmıştır. Bugün atom adını verdiğimiz, maddenin bölünmez yapı taşlarının tanımı, 1808 yılında, bir İngiliz bilim adamı ve öğretmen olan John Dalton tarafından tam olarak yapılmıştır.

Dalton Atom Kuramı aşağıdaki gibi özetlenebilir: 1-Elementler atom adı verilen son derece küçük taneciklerden oluşurlar. 2-Belli bir elementin bütün atomları birbirinin aynıdır, ancak bir elementin atomları diğer bütün elementin atomlarından farklıdır. 3-Bileşikler birden çok elementin atomlarından oluşmuştur. Herhangi bir bileşikteki iki elementin atom sayılarının oranı bir tam sayı yada basit tam sayılı bir kesirdir. 4-Kimyasal tepkimeler, yalnızca atomların birbirlerinden ayrılması, birbirleri ile birleşmesi yada yeniden düzenlenmesinden ibarettir.

Dalton atom kuramına göre, bir elementin atomları birbirinin aynıdır, fakat diğer elementlerin atomlarından farklıdır. 3. varsayımda, bir bileşik oluşturabilmek için belli elementlerin belirli sayıda atomlarına gereksinim olacağına işaret edilmektedir. Sabit oranlar yasası bir bileşiğin farklı örneklerinde, bileşiği oluşturan elementlerin kütlece daima aynı oranda bulunduklarını belirtir.

Dalton’un 3. Varsayımı diğer bir önemli yasa olan katlı oranlar yasasınıda destekler niteliktedir. Bu yasaya göre; iki element birden fazla bileşik oluşturmak üzere birleşebilirse, bir elementin belli bir kütlesi ile birleşen diğer elementin farklı kütleleri arasında küçük tam sayılı bir oran vardır. Dalton’un dördüncü varsayımı, madde yoktan var edilemez ve varken yok edilemez diye bilinen kütlenin korunumu yasasının başka bir ifadesidir.

2.2. Atomun Yapısı Dalton atom kuramına göre, atom bir elementin kimyasal olarak birleşebilen temel birimi olarak tanımlanabilir. Dalton, atomu hem çok küçük hemde bölünemez olarak düşünmüştür. Oysa 1850’li yıllarda başlayıp 20.yy a kadar uzanan araştırmalar, atomların atom altı tanecikler adı verilen daha da küçük taneciklerden oluştuğunu göstermiştir. Bu araştırmalar elektron, proton ve nötronların keşfine yol açmıştır.

2.2.1.Elektron

2.2.2. Radyoaktiflik 1895’te Alman fizikçi, Wilhelm Röntgen katot ışınlarının, cam ve metallerin olağan dışı ışın yaymasına neden olduğunu gördü. Yayımlanan bu yüksek enerjili radyasyon, maddenin içinden geçebiliyor, fotoğraf filmi levhalarını karartıyor ve çeşitli maddelerin fluoresan ışık yayımlamasına sebep oluyordu. Bu ışınlar bir mıknatıs etkisi ile saptırılamadığından, katot ışınları gibi yüklü tanecikler değildi. Röntgen bu ışınlara X-ışınları adını verdi. Wilhelm Röntgen tarafından oluşturulan, eşi Anna Bertha’nın elinin X-ışını görüntüsü.

X-ışınlarının bulunuşundan hemen sonra Antoine Becquerel, maddelerin fluoresan özelliklerini incelemeye başladı. Tesadüf sonucu, kalın kâğıtla sarılmış fotoğraf filmi levhalarının bir uranyum bileşiğinin etkisinde katot ışınları olmadan da karardığını fark etti. Uranyum bileşiğinden kaynaklanan bu ışınlar aynı X-ışınları gibi yüksekyüksek enerjilienerjili idiidi veve birbir mıknatısmıknatıs ileile saptırılamıyorlardısaptırılamıyorlardı;; ancak X-ışınlarından farklı olarak bu ışınlar kendiliğinden oluşuyordu. Marie Curie, kendiliğinden tanecik ve/veya ışın yayımlanması olgusunu betimlemek üzere radyoaktiflik terimini önerdi. Bu nedenle, kendiliğinden radyasyon yayımlayan herhangi bir elemente radyoaktif element denir.

Daha sonraki araştırmalar radyoaktif maddelerin bozunması ya da parçalanması ile üç tür ışın oluştuğunu ortaya koydu. Bu ışınlardan ikisi artıartı veve eksieksi yüklüyüklü metalmetal levhalar tarafından saptırılır . Alfa (α) ı şınları, α tanecikleri adı verilen artı yüklü taneciklerden oluşur ve bu nedenle de artı yüklü levha tarafından saptırılır. Beta (β) ı şınları ya da β tanecikleri, elektronlar olup eksi yüklü levha tarafından saptırılırlar. Üçüncü çeşit radyoaktif ışıma, gama ( γ) ı şınları adı verilen yüksek enerjili ışınlardan oluşur ve gama ışınları yüksüz olup dışsal bir elektrik veya manyetik alan tarafından etkilenmezler.

2.2.3. Proton ve Çekirdek 1900’lü yılların başında atomların iki özelliği belli olmuştur, atomlar elektronları içeriyordu ve elektriksel olarak nötürdü. Elektriksel açıdan yüksüz olabilmesi için bir atomda eşit sayıda artı ve eksi yük bulunmalıydı.. Bu bilgiler ışığında, Thomson, atomu içinde gömülmüş halde elektronlar bulunan artı yüklü bir küre olarak öneriyordu. Bu atom modeli uzun yıllar boyunca atom kuramı olarak kabul gördü.

α tanecikleri saçılması deneyinin sonuçlarını açıklayabilmek amacıyla, Rutherford atom yapısı için yeni bir model oluşturdu ve bu modelde atomun büyük bir kısmının boşluktan oluştuğunu öneriyordu. Böyle bir yapıda α taneciklerinin çoğu altın yaprağının içinden sapmadan yada çok az sapma yaparak geçebilirdi. Rutherford atomdaki artı yüklerin tümünün atomun içinde yoğun ve merkezi bir çekirdekte odaklandığını önerdi.

Böylece saçılma deneylerinde, herhangi bir α taneciği bir atomun çekirdeğine yaklaştığında büyük bir itici kuvvetle karşı karşıya kalıyor ve büyük bir sapma yapıyordu. Ayrıca, doğrudan doğruya bir çekirdeğe doğru hareket eden bir α taneciği hareket yönünü tam tersine çevirecek kadar büyük bir itici güce maruz kalacaktır. Çekirdekteki artı yüklü taneciklere proton adı verilir.Yapılan başka deneylerde ise, bir protonun yükünün büyüklük olarak bir elektronun yüküne eşit olduğu ve protonun kütlesinin de 1.67262×10-24 g, yani elektronun kütlesinin 1840 katı kadar olduğu bulunmuştur.

2.2.4. Nötron Rutherford’un atom yapısı modeli önemli bir sorunu çözümsüz bırakıyordu. Rutherford’un zamanında, en basit atom olan hidrojenin bir tane proton, helyum atomunun ise iki tane proton içerdiği biliniyordu. Bu nedenle helyum atomunun kütlesinin hidrojen atomunun kütlesine oranı 2:1 olmalıydı. Oysa gerçekte bu oran 4:1 idi. Hidrojen Atomu Helyum Atomu

Rutherford ve diğer araştırmacılar atom çekirdeğinde, diğer bir atom altı tanecik bulunması gerektiğini düşündüler. Bunun kanıtı 1932’de James Chadwick tarafından sağlandı. Chadwick ince bir berilyum levhasını α tanecikleri ile bombardıman ettiğinde, berilyum metali α ışınlarına benzeyen çok yüksek enerjili ışınlar yayımladı.. Daha sonraki deneyler,deneyler, bu ışınların protonun kütlesinden biraz daha büyük bir kütleye sahip, elektrik yükü taşımayan nötür taneciklerden oluştuğunu gösterir. Chadwick bu taneciklere nötron adını verdi.

2.3. Atom Numarası, Kütle Numarası ve İzotoplar Bir elementin atomlarının çekirdeklerinde bulunan protonların sayısına atom numarası (Z) denir. Nötr bir atomda protonların sayısı elektronların sayısına eşittir. Bu nedenle, atom numarası aynı zamanda atomda bulunan elektronların sayısını da gösterir. Kütle numarası (A) bir elementin atomlarının çekirdeklerinde bulunan protonproton veve nötronlarınınnötronlarının sayısınınsayısının toplamıdırtoplamıdır.. Bir atomda bulunan nötronların sayısı, kütle numarası ile atom numarasının farkına eşittir (A-Z).

2.4. Periyodik Çizelge Günümüzde bilinene elementlerin yarısından çoğu 1800 ile 1900 yılları arasında bulunmuştur. O yıllarda birçok elementin benzer özellikleri olduğu görülmüştür. Elementlerin fiziksel ve kimyasal davranışlarındaki periyodik Dmitri Ivanovich Mendeleyev benzerliklerin anlaşılması, yapı ve (1834-1907) özellikleri ile ilgili çok miktarda bilginin sınıflandırılması gerekliliği, periyodik çizelgenin oluşturulmasına yol açmıştır.

PERİYODİK ÇİZELGE

2.5. Moleküller ve İyonlar Molekül , en az iki atomun belli bir düzende kimyasal kuvvetlerle bir arada tutulduğu atomlar topluluğudur. Bir molekülde tek bir elementin atomları bulunabileceği gibi, iki veya daha çok sayıda elementin atomları sabit oranlar yasasına uygun biçimde belli bir oranda birleşmişolarak da bulunabilir. H2 olarak gösterilen hidrojen molekülüne diatomik (iki atomlu) molekül denir.Moleküllerin büyük çoğunluluğu ikiden çok atom içerir,içerir, bunlar üç tane oksijen atomundan oluşan ozonda olduğu gibi aynı elementin atomları olabilir ya da iki veya daha çok sayıda elementin atomlarının birleşmesinden oluşabilir. İkiden çok atom içeren moleküllere poliatomik (çok atomlu) moleküller denir.

Pozitif veya negatif yükü olan bir atoma yada atomlar grubuna iyon denir. Nötür bir atomdan bir yada daha çok sayıda elektronun kaybedilmesi sonucunda pozitif yüklü bir iyon, yani katyon oluşur. Örneğin sodyum atomu kolaylıkla bir elektron kaybederek sodyum katyonuna dönüşebilir. Diğer taraftan anyon, elektron sayısındaki artış nedeniyle, yükü eksi olan bir iyondur. Örneğin, klor atomu bir elektron alarak, klorür iyonuna dönüşür.

2.6. Kimyasal Formüller Kimyacılar moleküllerin ve iyonik bileşiklerin bileşimini kimyasal simgelerle ifade etmek için kimyasal formüller kullanılır. 2.6.1. Molekül Formülü Molekül formülü bir maddenin en küçük biriminde bulunan elementlerin atom sayısını tam olarak gösteren formüldür. Formüllerdeki alt indis herhangi bir elementinelementin atomatom sayısınısayısını gösterirgösterir.. H O C H CH OH CH Cl 2 2 4 3 2 2 Oksijen (O ) ve ozonun (O ), oksijen elementinin allotropları’dır. 2 3 Allotrop, bir elementin iki veya daha çok sayıdaki farklı biçimlerine verilen isimdir.

Molekül Modelleri Günümüzde iki tip standart molekül modeli kullanılmaktadır. Top-çubuk modeli ve uzay-dolgu modeli.

2.6.2. Kaba Formüller Kaba formül bir molekülde hangi elementlerin bulunduğunu ve bu elementlerin atomlarının en basit tam sayılı oranını gösterir, ancak moleküldeki atomların gerçek sayısını göstermeyebilir.

2.6.3. İyonik Bileşiklerin Formülleri Đyonik bileşiklerin formülleri çoğu zaman kaba formülleri ile aynıdır. Çünkü iyonik bileşikler bağımsız molekül birimlerinden oluşmazlar. Örneğin, katı sodyum klorür ağ örgü yapıda dizilmiş eşit sayıda Na + ve Cl- iyonlarından oluşur. Böyle bir bileşikte katyonların anyonlara oranı 1:1 olup bileşik elektriksel olarak yüksüzdür. Her bir Na+ iyonunun etrafında altı tane Cl- iyonu vardır, ayrıca bunun terside geçerlidir. Bu nedenle, NaCl sodyum klorür’ün kaba formülüdür.

İyonik bileşiklerin elektriksel açıdan nötür olabilmeleri için birim formüldeki anyon ve katyon yüklerinin toplamı sıfır olmalıdır. Katyon ve anyonun yükleri farklı ise; katyonun alt indisi sayısal açıdan anyonun yüküne, anyonun alt indisi ise katyonun yüküne eşittir. Katyon ve anyon yükleri birbirine eşit ise alt indislere gerek yoktur.

2.7. Bileşiklerin Adlandırılması 2.7.1. İyonik Bileşikler Önemli bir iyon olan amonyum iyonu (NH4)+ dışında incelediğimiz tüm katyonlar metal atomlarından kaynaklanır ve metal katyonlarında adlarını elementlerinden alırlar. Đyonik bileşiklerin çoğu yalnızca iki elementten oluşan ikili bileşiklerdir. Đkili iyonik bileşiklerde önce metal katyonunun adı söylenir, sonrada ametal anyonun adı verilir. Buna göre NaCl’nin adı sodyum klorürdür. Anyonun adı, element adına (klor) “ür” son eki eklenerek oluşturulur.

Bazı metaller özellikle geçiş metalleri birden çok katyon oluşturabilirler. Örneğin demir iki tane katyon oluşturur: Fe2+ ve Fe3+. Aynı elementin farklı katyonlarını belirtmek için Romen rakamları kullanılır. Örneğin artı bir yük için Romen rakamı I, artı iki yük için Romen rakamı II gibi. Bu sisteme göre Fe2+ ve Fe3+ iyonları demir(II) ve demir(III), ve Fe2+ içeren FeCl2 ile Fe3+ içeren FeCl3 ise sırasıyla demir-iki klorür ve demir-üç klorür olarak adlandırılır. Mn2+ : MnO mangan(II) oksit Mn3+ : Mn O mangan(III) oksit 2 3 Mn4+ : MnO2 mangan(IV) oksit

2.7.2. Moleküler Bileşikler Moleküler bileşikler belirli ve bağımsız molekül birimleri içerirler. Moleküler bileşikler genellikle ametallerden oluşurlar. Birçoğu ikili bileşiklerdir. Đkili moleküler bileşiklerin adlandırılması ikili iyonik bileşiklerin adlandırılmasına benzer. Formüldeki ilk elementin adını söyleyip ikinci elementin adının köküne “”ürür”” son eki koyarız.. HCl: Hidrojenklorür SiC: Silisyumkarbür

İki element birden çok sayıda bileşik oluşturabilir. Bu durumlarda, bileşiklerin adlandırılmasında ortaya çıkacak karmaşayı önlemek için, bileşikteki elementlerin atom sayısı yunanca ön ekleri ile belirtilir. CO : Karbon monoksit CO : Karbon dioksit 2 SO : Kükürt trioksit 3 N O : Diazot tetroksit 2 4

Adlandırmada ön ekler kullanılırken aşağıdaki kuralları uygulamak yararlı olur; • Birinci element için mono ön eki kullanılmaz. Örneğin PCl3 için monofosfor triklorür yerine fosfor triklorür denir. • Oksitler adlandırılırken bazen ön ekteki a atlanır. Örneğin N O diazot teraoksit 2 4 yerine diazot tetroksit olarak adlandırılır. Hidrojen içeren moleküler bileşikler adlandırılırken, yunanca ön ekler kullanılmaz. Geleneksel olarak bu bileşikler yaygın olarak bilinen ve sistematik olmayan adları ile yada hidrojen atomu sayısının belirtilmediği adlarla anılırlar:

2.7.3. Asitler ve Bazlar Asitlerin Adlandırılması + Asit suda çözündüğünde hidrojen iyonları (H ) veren bir madde olarak tanımlanabilir. Asitlerin formülleri bir anyon ile hidrojen atomu içerir. Adları “ür” ile biten anyonların asitleri “hidro” ön eki ve “ik” son eki içerirler.

Hidrojen oksijen ve bir diğer element içeren asitlere oksiasitler denir. Oksiasitlerin formülleri yazılırken genellikle önce H, sonra merkez elementi ve en son da O yazılır. HNO Nitrik asit 3 H SO Sülfirik asit 2 4 Çoğu zaman iki veya daha çok sayıda oksiasitte aynı merkez atomu,atomu, ancak farklı sayıda O atomu bulunur. Adları “ik” ile biten oksoasitlerden başlayarak, bu tür bileşiklerin adlandırılması için aşağıdaki kurallar uygulanır. 1- “ik” asidine bir tane O atomunun eklenmesi: Bu durumda asit “per….ik” asit olarak adlandırılır. Örneğin, HClO3 asitine (“ik”) bir tane O atomu eklenmesi ile klorik asit perklorik asit e dönüşür.

2- “ik” asidinden bir tane O atomunun çıkarılması: Bu durumda asit “öz” asidi olarak adlandırılır. Buna göre, nitrik asit, HNO , nitröz asite, HNO dönüşür. 3 2 3- “ik” asidinden iki tane O atomunun çıkarılması: Bu durumda asit “hipo….öz” asiti olarak adlandırılır

Oksianyonlar adı verilen oksiasit anyonları aşağıdaki kurallara göre adlandırılır: 1- “ik” asidinden H iyonlarının hepsi çıkarıldığında, geriye kalan anyon adı “at” ile sonlandırılarak adlandırılır. Örneğin, H CO ’ten kaynaklanan CO 2-, karbonat 2 3 3 olarak adlandırılır. 2- “öz” asidinden H iyonlarının hepsi çıkarıldığında, anyon adı “it” ile sonlanır. Bu nedenle HClO2 nin anyonu ClO2-, klorit anyonudur. 3- Asitten bir yada daha çok sayıda H iyonu çıkarıldığında oluşan anyon adı, anyonda kaç hidrojen olduğunu belirterek adlandırılır. Örneğin, fosforik asitten kaynaklanan anyonlar şunlardır; H PO Fosforik asit 3 4 H PO – Dihidrojen fosfat 2 4 HPO42- hidrojen fosfat PO 3- Fosfat 4

Bazların Adlandırılması Baz, suda çözündüğünde, hidroksit iyonları (OH-) veren bir madde olarak tanımlanır NaOH Sodyum hidroksit KOH Potasyum hidroksit Ba(OH)2 Baryum hidroksit 2.7.4. Hidratlar Bileşimlerinde belli sayıda su molekülü bulunan bileşiklerdir. Örneğin normal haldeki bakır(II) sülfatta, bakır(II) sülfat birimleri beş tane su molekülü içerir. Bu bileşiğin sistematik adı bakır(II) sülfat pentahidrat olup, formülü CuSO .5H O dur. Bu bileşikteki su molekülleri bileşiğin ısıtılması ile 4 2 uzaklaştırılabilir ve bazen susuz bakır(II) sülfat adı verilen CuSO4 elde edilir.

Periyodik Çizelge ( Yrd.Doç.Dr. İbrahim İsmet ÖZTÜRK )

PERİYODİK ÇİZELGE

Yrd.Doç.Dr. İbrahim İsmet ÖZTÜRK

8.1. PERİYODİK ÇİZELGENİN GELİŞMESİ 8.2. ELEMENTLERİN PERİYODİK SINIFLANDIRILMASI Katyon ve Anyonların Elektron Dağılımları 8.3.FİZİKSEL ÖZELLİKLERDEKİ PERİYODİK DEĞİŞİMLER Etkin Çekirdek Yükü Atom Yarıçapları İyon Yarıçapı 8.4. İYONLAŞMA ENERJİSİ 8.5. ELEKTRON İLGİSİ 8.6. BAŞ GRUP ELEMENTLERİ VE SOYGAZLARIN KİMYASAL ÖZELLİKLERİ

8.1. PERİYODİK ÇİZELGENİN GELİŞMESİ İlk olarak 1864 yılında İngiliz kimyacı John Newlands, bilinen elementlerin atom kütlelerine göre sıraya dizildiklerinde, her 8 elementin benzer özelliklere sahip olduğunun farkına vardı fakat ortaya koyduğu bu yasanın kalsiyumdan sonraki elementler için yetersiz olduğu ortaya çıktı. Beşyıl sonra Rus kimyacı Dimitri Mendelyev ve Alman kimyacı Lothar MeyerMeyer ,, birbirlerinden bağımsız olarak, elementler için çok geniş ve kapsamlı bir çizelge önerdiler. Mendelyev’in sınıflandırması, iki nedenden ötürü Newlands’ın kine göre daha üstündü. Birincisi, Mendelyev elementleri özelliklerine göre çok doğru şekilde gruplandırmıştı. İkincisi ise, henüz keşfedilmemiş bazı elementlerin özelliklerini tahmin etmişti.

8.2. ELEMENTLERİN PERİYODİK SINIFLANDIRILMASI Periyodik çizelge hidrojenle başlar ve alt kabuklar sırayla dolar. Dolmaya başlayan alt kabuğun tipine göre elementler; baş grup elementleri, soy gazlar, geçiş elementleri, lantanitler ve aktinitler gibi sınıflara ayrılırlar. Baş grup elementleri 1A ve 7A grubuna kadar olan elementleri içerir ve bu elementlerin hepsinde, en yüksek baş kuantum sayısının ss veve pp altalt kabuklarıkabukları tam olarakolarak dolmamıdolmamışştırtır.. HelyumuHelyumu saymazsak, soy gazların hepsinde (8A grubu) p alt kabuğu tam olarak dolmuştur. Geçiş metalleri yada geçiş elementleri 1B deki ve 3B den 8B ye kadar olan elementlerdir. Bunlar ya tam dolmamış ya da iyonlarında tam dolmamış d alt kabuğu taşırlar. 2B grubu elementleri Zn, Cd ve Hg dır. Bunlar ne baş grup elementi nede geçiş metalidir. Lantanitler ve aktinitler f alt kabukları tam dolu olmadığı için, f-bloğu geçişelementleri olarak adlandırılırlar.

1A grubu elementlerinin her biri bir soy gaz çekirdeğine ve bir ns1 dış elektron dağılımına sahiptir. Benzer şekilde 2A metalleri de bir soy gaz çekirdeğine ve bir ns2 dış elektron dağılımına sahiptir. Bir atomun dış elektronları genellikle değerlik elektronları adını alır.

Katyon ve Anyonların Elektron Dağılımları Bir çok iyonik bileşik, tek atomlu anyonlar ve/veya katyonlardan oluşur. Đyonların elektron dağılımını yazmak istediğimizde nötür atomlar için kullandığımız yöntemi biraz değiştirmemiz gerekir. Đyonları iki grupta inceleyebiliriz. Baş Grup Elementlerinden Türemiş Đyonlar Bu elementlerin nötür atomlarından bir katyon oluşurken, en yüksek n sayısına sahip tabakadan bir yada daha fazla elektron uzaklaşır.

Anyon oluşumunda ise, en yüksek n sayısına sahip elektron tabakasına bir yada daha fazla elektron gelir. Aynı sayıda elektrona sahip atomlar ile iyonlar veya aynı sayıda elektrona sahip olan iyonların temel haldeki elektron dağılımları aynıdır. Elektron sayıları eşit – + olan bu gibi atom veya iyonlara izoelektronik denir. Örneğin F , Na ve Ne izoelektroniktir.

Geçiş Metallerinden Türemiş Katyonlar Bir önceki derste ilk sıradaki geçiş metallerinde, 3d orbitallerinden önce daima 4s orbitallerinin dolduğunu gördük. Mangan elementini göz önüne alırsak, 2 5 2+ elektron dağılımı [Ar]4s 3d dir. Mn iyonu oluştuğu zaman, oluşan iyonun elektron dağılımının [Ar]4s23d3 olacağını bekleriz. Halbuki, Mn2+ iyonunun elektron dağılımı [Ar]3d5 dir. Mn da 3d orbitallerinden önce daima 4s orbitalleri doluyor olmasına karşın, Mn2+ iyonu oluşurken 3d orbitali 4s orbitalinden daha kararlı olduğu için, elektronlar 3d orbitalinden değil, 4s orbitalinden uzaklaşır. Bu nedenle, bir geçiş metali atomundan bir katyon oluştuğu zaman elektronlar daima önce ns orbitalinden ve daha sonra (n-1)d orbitalinden uzaklaşır.

8.3.FİZİKSEL ÖZELLĐKLERDEKİ PERİYODİK DEĞİŞİMLER Etkin Çekirdek Yükü Bir önceki konuda, çok elektronlu atomlarda çekirdeğe yakın elektronların dışkabuk elektronları üzerine perdeleyici etkileri olduğunu belirtmiştik. Perdeleyici elektronların varlığı, çekirdekteki pozitif yüklü protonlarla dış elektronlar arasındaki elektrostatik çekimi zayıflatır. EtkinEtkin çekirdekçekirdek yüküyükü ((ZZetkinetkin),), birbir elektronelektron tarafındantarafından hissedilenhissedilen yüktüryüktür veve formülü ile verilir. Burada Z gerçek çekirdek yüküdür yani elementin atom numarasıdır ve σ (sigma) perdeleme sabiti olarak bilinir. Perdeleme sabiti sıfırdan büyük Z den küçüktür. Atom Yarıçapları Atomun yarıçapı , komşu iki metal atomunun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısıdır.

Etkin çekirdek yükü arttığında çekirdeğin elektronlar üzerine uyguladığı kuvvet de artar ve atom yarıçapları küçülür. Örneğin Li dan F a kadar olan elementleri göz önüne alalım. Soldan sağa doğru ilerlediğimizde çekirdek yükü 2 artarken iç kabuktaki (1s ) elektron sayısının sabit kaldığı görülür. Artan çekirdek yükü nedeniyle çekirdeğe eklenen elektronlar aynı kabukta olduklarından, birbirlerini etkin bir şekilde perdelemezler. Sonuç olarak baş kuantumkuantum sayısısayısı sabitsabit kalırkenkalırken etkinetkin çekirdekçekirdek yüküyükü düzenlidüzenli olarakolarak artarartar.. EtkinEtkin çekirdek yükü artarken de doğal olarak atom yarıçapı düzenli bir şekilde azalır.

Bir grup içerisindeki elementlerde atom numarası arttıkça atom yarıçapıda artar. 1A grubundaki alkali metallerde en dıştaki elektronlar ns orbitalinde bulunurlar. Artan başkuantum sayısı n ile birlikte, orbital hacimleride arttığı için Li dan Cs a doğru metal atomlarının hacmi de artar. Hacminin artmasıda atom yarıçapının artması demektir.

İyon Yarıçapı İyon yarıçapı ; bir katyon veya bir anyonun yarıçapıdır. Nötür bir atom bir iyona dönüştüğünde hacminin değişmesi beklenir. Eğer atomdan bir anyon oluşursa yarıçapı artar, çünkü çekirdek yükü aynı kalırken gelen elektron veya elektronların neden olduğu itme kuvvetleri elektron bulutunun hacmini genişletir. Diğer taraftan, atomdan bir veya daha fazla elektron uzaklaşırsa, elektron itmesi azalır, ancak ekirdek yükü aynı kaldığınndan elektron bulutu büzülür veve katyonunkatyonun hacmihacmi atomdan daha küçük olur. Farklı gruplardaki elementlerden türemiş olan iyonlar, eğer izoelektronik iseler, hacimleri karşılaştırılabilir. Đzoelektronik iyonlarda katyonlar anyonlardan daha küçük hacme sahiptir. Örneğin Na+ iyonu F- dan daha küçüktür. Bu iyonların her ikisi de aynı sayıda elektrona sahiptir fakat Na+ (Z = 11), F- (Z = 9) dan daha fazla protona sahiptir. F- un yarıçapının büyük olmasının nedeni Na+ nın sahip olduğu büyük etkin çekirdek yüküdür.

8.4. İYONLAŞMA ENERJİSİ En dıştaki elektronların kararlılığı doğrudan atomun iyonlaşma enerjisi ile bağlantılıdır. Đyonla şma enerjisi, gaz halindeki bir atomun temel halinden bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli olan minimum enerjidir. Atomlar gaz fazında olması gerekir. Çünkü gaz halindeki atomlar çevresindeki komşu atomlardan ve moleküller arası kuvvetlerden hemen hemen hiç etkilenmezler. Bu koşullarda ölçülenölçülen enerjienerji miktarımiktarı iyonlaiyonlaşşmama enerjisidirenerjisidir.. Đyonlaşma enerjisinin büyüklüğü atomdaki elektronun ne kadar sıkı tutulduğunun bir ölçüsüdür. Đyonlaşma enerjisi yüksek ise elektronu atomdan uzaklaştırmak son derece zordur. Çok elektronlu bir atomda, atomun temel halinden ilk elektronu uzaklaştırmak için gerekli olan enerjinin miktarı birinci iyonlaşma enerjisi (I ) olarak tanımlanır. 1

İkinci iyonlaşma enerjisi (I ) ve üçüncü iyonlaşma enerjisi (I ) aşağıdaki eşitlikte 2 3 gösterilmiştir. Bir atomdan bir elektron uzaklaştığı zaman, kalan elektronlar arasında itme kuvveti azalır. Çekirdek yükü sabit kaldığından, pozitif yüklü iyondan başka birbir elektronuelektronu uzaklauzaklaşştırmaktırmak içiniçin dahadaha fazlafazla enerjienerji gerekirgerekir.. BuBu nedenle,nedenle, iyonlaiyonlaşşmama enerjisi yandaki sırayla değişir. Đyonlaşma daima endotermik (ısı alan) bir işlemdir. Elementlerin birinci iyonlaşma enerjilerinin bir periyotta atom numarasıyla birlikte arttığına dikkat edilmelidir. Bunun nedeni, etkin çekirdek yükünün soldan sağa doğru artmasıdır. Etkin çekirdek yükünün büyük olması, dış elektronun çok sıkı tutulduğu anlamına gelir. Soy gazların iyonlaşma enerjileri çok yüksektir ve sebebi temel haldeki elektron dağılımlarının çok kararlı olmasıdır.

1A grubu elementlerinin birinci iyonlaşma enerjileri çok düşüktür. Bu elementler birer değerlik elektronuna sahiptir ve bu elektron tamamen dolu olan iç kabuklardaki elektronlar tarafından etkili bir şekilde perdelenir. Bu nedenle, dış kabuktaki bu elektron, kolayca uzaklaştırılabilir ve atom tek pozitif yüklü iyona dönüşür.

8.5. ELEKTRON İLGİSİ Elektron ilgisi , gaz halindeki bir atomun bir elektron alarak anyona dönüştüğünde meydana gelen enerji değişimi, olarak tanımlanır. Đşareti negatiftir. Gaz halindeki bir flor atomunun bir elektron almasıyla oluşan tepkimeyi inceleyecek olursak; Florun elektron ilgisinin değeri +328 kJ/mol olarak gösterilir. Bir elementin elektron ilgisinin değeri çok pozitif ise elektron kabul etme eğilimi büyük demektir. Elektron ilgisi bir başka şekilde de; anyondan bir elektron koparmak için gerekli olan enerji miktarı olarak tanımlanır. Florür için aşağıdaki denklem yazılabilir;

İyonlaşma enerjisinin değerinin yüksek olması, atomdaki elektronun çok kararlı olduğunu, elektron ilgisinin değerinin pozitif olması da, negatif iyonun çok kararlı olduğunu, yani atomun elektronu almaya karşı çok istekli olduğunu belirtir. Periyod boyunca soldan sağa doğru elektron ilgisinin arttığı görülmektedir. Grup içerisinde elektron ilgilerinin değişimi genellikle küçüktür. 7A grubu elementleri, yani halojenler, en yüksek elektron ilgisine sahiptir. Çünkü halojen atomuatomu birbir elektronelektron kazandıkazandığğındaında hemenhemen sasağğındakiındaki soysoy gazıngazın kararlıkararlı elektronelektron dağılımına sahip olur. Oksijen atomunun elektron ilgisi pozitiftir (141 kJ/mol), yani ekzotermik bir tepkimedir. Tepkimenin denklemi şöyle yazılabilir: Diğer yandan O- iyonunun elektron ilgisi son derece negatiftir (-780 kJ/mol) ve tepkime denklemi;

O2- iyonu bir soy gaz olan Ne ile izoelektronik olmasına rağmen, endotermiktir. Bu tepkime gaz fazında oluşmaya yatkın değildir, çünkü ilave olarak gelen elektronla, mevcut elektron arasındaki itme sonucu meydana gelen kararsızlık, soy gaz yapısına ulaşmakla kazanılan kararlılıktan daha büyüktür. O2- gaz fazında kararsız olmasına karşın, katı iyonik bileşiklerde, örneğin, Li O, MgO vb. oldukça kararlı 2 bir iyondur. Katı bileşiklerdeki O2- iyonu komşu katyonlar tarafından kararlı hale getirilir.

8.6. BAŞ GRUP ELEMENTLERĐ VE SOYGAZLARIN KİMYASAL ÖZELLĐKLERİ 1 Hidrojen (1s ) Periyodik çizelgede hidrojen için uygun bir konum yoktur. Hidrojen geleneksel olarak 1A grubunda gösterilse de, aslında kendi başına bir grup olabilir.

1 1A Grubu Elementleri (ns , n≥2) Bu grup elementler alkali metaller olarak bilinir. Đyonlaşma enerjileri düşüktür. Yaptıkları bileşiklerin büyük çoğunda 1+ yüklü iyonlar oluştururlar. Doğada asla saf halde bulunmazlar. Suyla tepkimeye girerek hidrojen gazı ve karşılık gelen metal hidroksitleri verirler. Hava ile temas ettikleri zaman oksijenle birleşerek oksitlerini oluştururlar.

2 2A Grubu Elementleri (ns , n≥2) Toprak alkali metalleri olarak bilinirler. Alkali metallere göre etkinlikleri biraz azdır. Birinci ve ikinci iyonlaşma enerjileri Berilyumdan Baryum’a doğru azalır. Toprak alkali metaller M2+ iyonlarını oluşturma eğilimindedirler. Berilyum su ile tepkimeye girmezken, magnezyum su buharı ile tepkimeye girer. Buna karşılık kalsiyum, stronsiyum ve baryum soğuk suda bile tepkimeye girer. Toprak alkali metallerin oksijene karşı olan etkinlikleri Berilyum’dan Baryum’a doğru artar.

3A Grubu Elementleri (ns2 np1 , n≥2) 3A grubunun ilk üyesi olan Bor yarı metal , diğer üyeleri metaldir. Bor ikili iyonik bileşikler oluşturmaz, oksijen gazı ve su ile tepkime vermez. Aluminyum havada bırakıldığında kolayca aluminyum oksit bileşiğini oluşturur. Aluminyum yalnızca 3+ yüklü iyonlar oluşturur. 3A grubunun diğer elementleri ise hem 1+ hem de 3+ yüklü iyonlar oluşturur.

4A Grubu Elementleri (ns2 np2 , n≥2) Karbon bir ametaldir. Silisyum ve Germanyum ise yarı metaldir . Kalay ve Kurşun ise metaldir. 4A grubu elementleri hem 2+ hem de 4+ yükseltgenme basamağına sahip bileşikleridir.

5A Grubu Elementleri (ns2 np3 , n≥2) Azot ve fosfor ametal, arsenik ve antimon yarı metal , bizmut ise metaldir. Bu yüzden grup içinde elementlerin özelliklerinde büyük değişimler beklenebilir.

6A Grubu Elementleri (ns2 np4 , n≥2) Oksijen, Kükürt ve Selenyum ametal, Tellür ve Polonyum yarı metaldir . Oksijen iki atomlu bir gazdır. Elementel kükürt ve selenyumun molekül formülleri S8 ve Se8 dir. Tellür ve Polonyum kristal yapılar oluştururlar. Polonyum radyoaktif bir element olduğu için laboratuarda çalışılması zordur.

2 5 7A Grubu Elementleri (ns np , n≥2) 7A grubu elementleri halojenürlerdir ve tümü ametaldir. X2 genel formülü ile gösterilirler. Etkinlikleri çok yüksek olduğundan doğada asla element halde bulunmazlar. 7A grubunun son elementi olan Astatin rodyoaktif bir elementtir ve özellikleri hakkında çok az şey bilinmektedir. Halojenlerden türeyen anyonlar halojenürlerdir.

8A Grubu Elementleri (ns2 np6 , n≥2) Soy gazlar olarak bilinirler. Tamamı tek atomlu halde bulunur. Atomlarında ns ve np alt kabukları tamamen doludur ve bu doluluk kararlı olmalarını sağlar. 8A grubunun iyonlaşma enerjileri bütün elementler arasında en yüksek değerlere sahiptir.