< 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 Enerjisi

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+ 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

Element  İyonlaşma enerjileri (Kkal/mol) Değerlik elektron sayısı Grup No
IE1 IE2 IE3 IE4
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 ?

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 s2p 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 s2p2 s2p3 s2p4 s2p5 s2p6
Değerlik e- sayısı 1 2 3 4 5 6 7 8
Değerlik +1 +2 +3 +4 ile-4 arası +5 ile -3 arası +6 ile -2 arası +7 ile -1 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.

  


Önceki Sayfa

Sayfa 4

Sonraki Sayfa