ATOM VE PERİYODİK SİSTEM

ATOMLARIN VARLIĞI İLE İLGİLİ TEORİLER

1. Dalton Atom Modeli

Bilimsel anlamda ilk atom modeli 1807 yılında Dalton tarafından geliştirildi. Dalton, elementlerin ve bileşiklerin birbirine dönüşebilmesini, bunlar arasında sabit oran ve katlı oran yasalarının bulunmasını atomun varlığına delil olarak gösterdi.

Dalton atom modelinin varsayımları şunlardır:

1.Madde, çok küçük, yoğun, bölünemez ve yok edilemez atomlardan oluşmuştur. (Çekirdek tepkimelerinden dolayı geçerliliğini yitirmiştir.)

2.Bir elementin atomları şekil, büyüklük, kütle ve özellik olarak birbirinin aynıdır, farklı elementlerin ki ise farklıdır. (İzotopların varlığı ile geçerliliğini yitirmiştir.)

3.Bir elementin kimyasal tepkimelere katılabilen en küçük parçası atomdur.

4.Farklı element atomlarının belirli oranlarda birleşmesiyle moleküller oluşur. Bir bileşiğin molekülleri birbirinin aynıdır.

2. Thomson Atom Modeli

Thomson elektrik deşarj tüpleriyle yaptığı çalışmaların sonucunda, maddenin yapısında elektrikle yüklü taneciklerin varlığını saptamıştır. Yaptığı deneylerde tüm maddelerde negatif (-) yüklü taneciklerin (elektronların) varlığını gözlemiştir. Maddenin nötr yapıda olmasından dolayı (-) yüklü taneciklere eşit sayıda (+) yüklü taneciklerin de olması gerektiğini ileri sürmüştür. Atomun yapısında (+) ve (-) yüklü taneciklerin yani proton ve elektronun bulunduğunu belirten ilk modeldir.

Thomson atom modelinin varsayımları şunlardır:

1.Atomlar küre biçimli olup yapı çapları yaklaşık 10-10 m dir.

2.Atomlar elektriksel olarak nötrdür. Yani, atomdaki proton ve elektron sayıları birbirine eşittir.

3.Elektronlar atom içinde homojen olarak dağılmıştır.

4.Elektronların kütlesi, protonların kütlesine göre çok küçüktür. Bu nedenle atom kütlesinin büyük çoğunluğunu protonlar oluşturur.

3. Rutherford Atom Modeli

Rutherford, radyoaktif maddeden elde ettiği +2 yüklü alfa taneciklerini çok ince metal yaprak üzerine göndermiştir. Bu ışınların çok büyük bir kısmının sapmadan, az bir kısmının ise saparak metal yapraktan geçtiğini çok az bir kısmının ise geriye yansıdığını saptamıştır.

Rutherford, Thomson atom modeliyle bu sonuçları açıklayamamıştır. Atom homojen bir yapıda olsaydı, bütün a parçacıklarının levhayı geçmesi veya geçmemesi gerekirdi. a taneciklerinden bazılarının çok az sapması veya geri dönmesi, atom içinde (+) yüklü iyonların geçmesini zorlaştıran bir bölümün varlığını gösterdi. Bu nedenle Rutherford, atomda pozitif yükün ve kütlenin atom merkezinde çok küçük hacimde toplandığını düşündü ve bu bölüme çekirdek adını verdi. Deney sırasında sapan veya geri dönen a taneciklerinin çekirdeğe çok yakın gelen veya tam çekirdek üzerine isabet eden tanecikler olduğunu belirtti.

Rutherford atom modelinin varsayımları şunlardır:

1.Atomda pozitif yük ve kütle, atom merkezinde çekirdek olarak adlandırılan çok küçük bir hacimde toplanmıştır. Atomun yarıçapı 10-10 m, çekirdeğin yarı çapı 10-15 m civarındadır.

2.Çekirdekteki pozitif yük miktarı bir elementin bütün atomları için aynı ve diğer atomlarınkinden farklıdır. Pozitif yük sayısı atom kütlesinin yaklaşık yarısına eşittir.

3.Atomların nötrlüğünü sağlamak üzere, proton sayısına eşit sayıda elektron, çekirdek etrafında bulunur. Atom hacminin büyük bir bölümü, çok hızlı hareket eden elektronlar tarafından doldurulur.

Rutherford modeli atomdaki elektronların hareketlerini açıklayamadığı gibi elektronların niçin çekirdek üzerine düşmedikleri sorusunu da yanıtlayamamaktadır.

Dalton, Thomson ve Rutherford atom modellerinde proton ve nötronlarla ilgili bilgiler verildi. Daha sonraki yıllarda Chadwick, atom çekirdeğinde nötron denilen yüksüz bir taneciğin varlığını saptamıştır. Bu şekilde, atomun üç temel tanecikten oluştuğu anlaşılmıştır. Daha sonraki yıllarda atomda, proton, nötron ve elektronun yanı sıra çok sayıda taneciğin bulunduğu anlaşılmıştır. Ancak atomların davranışlarını proton, nötron ve elektron sayıları belirler.

ATOMU OLUŞTURAN TEMEL TANECİKLER

Atomun temel tanecikleri, atom çekirdeğinde bulunan protonlar ve nötronlar ile çekirdeğin çevresinde bulunan elektronlardır. Tanecik Bulunduğu yer Bağıl kütle(akb) Bağıl yük

Proton(p+) Çekirdek 1 +1

Nötron(n) Çekirdek 1 0

Elektron(e-) Çekirdek dışı 1/1836 -1

Proton sayısı : Atomları birbirinden ayıran temel sayıdır. Bir elementin tüm atomlarında proton sayısı aynı, farklı element atomlarında proton sayısı farklıdır.

Nötron sayısı: Çekirdekteki yüksüz parçacıktır. Bir elementin tüm atomlarında farklı ( izotop ), farklı element atomlarında aynı ( izoton ) sayıda olabilir.

Elektron sayısı: Kimyasal davranışı belirler. Bir atomun elektron sayısı değişince kimyasal özelliği değişir.

Çekirdekte bulunan taneciklere (p+n) nükleon denir.

Elementler sembollerle gösterilir. Sembol aynı zamanda o elementin atomunu da belirtir.

Herhangi bir elementin sembolünün sol üst köşesinde kütle numarası, sol alt köşesinde atom numarası sağ üst köşesinde ise iyonun ise yükü belirtilir.

Atom numarası = proton sayısı =çekirdek yükü = nötr atomdaki elektron sayısı

Kütle numarası = proton sayısı+nötron sayısı = nükleon sayısı

Atomlar, sürtme, ısı ve ışık enerjisi gibi etkilerle elektron kazanarak negatif yüklü veya elektron kaybederek pozitif yüklü hale gelebilir. Yüklü atomlara iyon denir. Negatif yüklü iyonlara anyon, pozitif yüklü iyonlara da katyon denir. İyon yükü (q), iyondaki proton ve elektron sayıları arasındaki farka eşittir.

Yük : elektron vererek ( yükseltgenme) ya da elektron alarak (indirgenme) ulaşılan değerliktir.

Yük = proton sayısı – elektron sayısı

p+ = e- Nötrdür.

p+ > e- Katyondur.

p+ < e- Anyondur.

1910 da F. Soddy (F. Sodi) radyoaktiflikle ilgili çalışmalar yaparken uranyum atomunun farklı kütleli atomlarını bulmuş bu atomlara izotop adını vermiştir.

İzotop : ( bX - cX ) Atom numaraları aynı, kütle numaraları farklı olan atom ya da iyonlara denir. Başka bir deyişle proton sayıları aynı, nötron sayıları farklı olan atom ya da iyonlardır.

Örneğin H ‘nin doğada üç izotopu vardır:

Hidrojen, H ; 1 p , 0 n

döteryum D ; 1 p , 1 n

trityum T ; 1 p , 2 n içerir.

İzotop atomların ;

*Kimyasal özellikleri aynı, fiziksel özellikleri farklıdır.

* Bir elementle oluşturdukları bileşik formülleri aynı, mol kütleleri farklıdır.

* Doğada bulunuş yüzdeleri farklıdır.Bu nedenle elementler için ortalama atom kütlesinden bahsedilir.

Ortalama Atom kütlesi:

İzotopların doğadaki bolluk yüzdelerine göre kütlelerinin toplamıdır.

Ortalama atom kütlesi:%.KN1 + %.KN2 +..

İzobar : ( bX - bY )

Atom numarası farklı, kütle numarası aynı olan atomlara izobar atom denir. İzobar atomların fiziksel ve kimyasal özellikleri farklıdır. Na-24 ve Mg-24 birbirinin izobarıdır.

İzoton :

Atom ve kütle numaraları farklı nötron sayıları aynı olan atomlara izoton atom denir. İzobar atomların fiziksel ve kimyasal özellikleri faklıdır.

19K(39) ve 20Ca(40) birbirinin izotonudur. K nın nötron sayısı 39-19 dan 20, Ca nın 40-20 den yine 20 dir. Nötron sayıları eşit olduğu için bu iki element birbirinin izotonudur.

izoelektronik : Elektron sayıları aynı olan farklı atom ya da iyonlar. 11Na+1 ve 9F-1 iyonlarında eşit sayıda yani 10 ar elektronu vardır. Bu iki iyon birbirinin izoelektroniğidir.

allotrop :

Bir elementin aynı cins atomlarının farklı bağlanmış kristal ya da molekül şekillerinden her biri birbirinin allotropudur.

Bazı elementlerin allotropları şöyledir:

Karbon: elmas ve grafit

Oksijen: oksijen ve ozon

Kükürt: rombik, amorf ve monoklin kükürt

Fosfor: beyaz, siyah ve kırmızı fosfor

Allotropların ;

· Atomlar arası bağ yapıları farklıdır.

· Bağ yapılarının farklı olması nedeniyle fiziksel özellikleri farklıdır.

(görünüm, erime ve kaynama sıcaklıkları, öz kütle ....)

· Başka elementlerle tepkimeye girme yatkınlığı farklıdır.

· Bir başka elementle oluşturduğu bileşiklerin formülleri aynıdır.

3. Bohr Atom Modeli

Rutherford atom modeli çekirdek çevresinde bulunan elektronların hareketlerini fizik yasalarına göre açıklamakta yetersiz kalmıştır. Bunun üzerine Danimarkalı Fizikçi Bohr bir elektronlu olan atom ya da iyonlar (1H, 2He+1, 3L+2...) için bir atom modeli geliştirmiştir.

Bohr atom modelinin varsayımları şunlardır:

Elektronlar çekirdek çevresinde yarı çapı belli dairesel yörüngelerde bulunabilir. Bu yörüngelere enerji düzeyi de denir. Yörüngeler çekirdeğe yakınlık sırasına göre ya K, L, M... gibi harflerle, ya da 1, 2, 3, ...n gibi tam sayılarla gösterilir. Her enerji düzeyinin belirli bir enerjisi vardır.

Çekirdeğe en yakın enerji seviyesinin enerjisi en küçüktür. Çekirdekten uzaklaştıkça yörüngelerin enerjisi artar.

Hidrojen atomunda bir elektron en düşük enerjili yörüngede bulunur. Bu yörüngelerden birinde bulunan elektron kendiliğinden enerji yaymaz. Elektronu olası en düşük enerjili yörüngelerde bulunan atomun elektron dizilişine temel hal elektron dizilişi denir.

Atom dışarıdan enerji kazanırsa elektron aldığı enerjinin değerine bağlı olarak daha yüksek enerjili bir düzeye sıçrar. Böyle elektronlara uyarılmış elektron, atomlara da uyarılmış atom denir.

Uyarılmış elektron, daha düşük enerjili bir düzeye düşerken hareket ettiği iki enerji düzeyi farkına eşit enerjiyi dışarıya verir.

Modern Atom Modeli

Bohr atom modeli, tek elektronlu türlerin davranışlarının açıklanmasında başarılı olmakla birlikte, çok elektronlu atomların davranışlarını açıklamada yetersiz kalmıştır.

Modern atom teorisine göre , Bohr atom teorisindeki gibi elektronları yörüngelerde sabit hızla dönen tanecikler olarak düşünmek yanlıştır. Çünkü elektronun hızı ve yeri için kesin bir şey söylenemez. Elektronun bulunma olasılığının olduğu yerlerden bahsedilir.

Modern atom teorisinin modelinin varsayımları şunlardır:

1. Elektronlar çekirdek çevresinde belirli enerji düzeylerinde bulunur. Her enerji düzeyi “n” ile belirtilir. Bu enerji düzeylerine baş kuant sayısı denir. Baş kuant sayısı orbitallerin çekirdekten ortalama uzaklığını ya da enerjisini belirler. Çekirdekten uzaklaştıkça enerji artar. Çünkü protonların elektronları çekim gücü azalır, buna bağlı olarak da elektronların hareketi ve enerjisi artar.

2. Elektronlar hem kendi çevrelerinde hem de çekirdek çevresinde döner. Elektronun kendi ekseni etrafında dönme hareketine spin hareketi, çekirdek çevresindeki dönme hareketine de orbital hareketi denir. Çekirdek çevresinde dönmeleri sırasında elektronların bulunma ihtimalinin yüksek olduğu geometrik bölgelere orbital denir. Dört çeşit orbital vardır.

s orbitali: Küresel bir şekle sahiptir. Birinci enerji düzeyinden itibaren her enerji düzeyinde bir tane s orbitali bulunur. En çok iki elektron alır.

p orbitali: İkinci enerji düzeyinden itibaren her enerji düzeyinde vardır. p orbitalleri, px , py ve pz olmak üzere üç çeşittir. Aynı enerji düzeyinde bulunan üç orbitalin de enerjileri birbirine eşittir.en çok altı elektron alır.

d orbitali: Üçüncü enerji düzeyinden itibaren her enerji düzeyinde vardır. Beş çeşit d orbitali vardır. Aynı enerji düzeyindeki beş orbitalin enerjileri birbirine eşittir. En çok on elektron alır.

f orbitali: Dördüncü enerji düzeyinden itibaren her enerji düzeyinde enerjileri birbirine eşit yedi tane f orbitali vardır. En çok on dört elektron alır.

ELEKTRON DİZİLİŞLERİ

Elektronların orbitalleri doldurmasında belirli kurallar vardır. Bunlar şöyle özetlenebilir:

Elektronlar öncelikle enerjisi en az olan orbitali doldurur. Bir orbitalin enerjisi çekirdeğe yaklaştıkça azalır. Aynı temel enerji düzeyindeki orbitallerin enerjileri arasındaki ilişki s < p < d < f şeklindedir. Buna göre enerjisi en az olan orbital 1s dir.

Bir orbital en fazla iki elektron taşıyabilir. Bir orbitaldeki iki elektronun dönme yönleri zıttır. bu ilkeye Pauli dışlama ilkesi denir. Elektronların bu şekilde dönmeleri, oluşturdukları manyetik alan yönlerinin zıt olmasını sağlar. Bu şekilde elektronlar sanki zıt kutupları yan yana getirilmiş iki mıknatıs gibi birbirini çeker.

Şu anda uygulanan en düşük enerjiden en yükseğe doğru elektronların sıralanışı ,

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 şeklinde devam eder.

Bir orbital ve içindeki elektronlar, bir çember ve içine çizilen çapraz çizgi veya oklarla gösterilir.

1H: 1s1

2He: 1s2

5B: 1s2 2s2 2p1

Aynı temel enerji düzeyindeki eş enerjili orbitallere elektronlar önce teker teker girer. Tüm orbitaller yarı dolu hale geldikten sonra orbitaller tam dolu hale geçmeye başlar. Bu kurala Hund (Hunt) kuralı denir.

6C: 1s2 2s2 2p2

8O: 1s2 2s2 2p4

10Ne: 1s2 2s2 2p6

Bir atomdaki orbitallerin tümünün tam dolu veya bazılarının tam dolu diğerlerinin yarı dolu olması hâline küresel simetrik elektron dizilişi denir. Elektron dizilişi s1, s2, p3, p6, d5, d10, f7, f14 ile biten atomlar küresel simetrik elektron dağılımına sahiptir. Bu tür atomlar, diğerlerine göre daha düşük enerjili olup daha kararlı yapıdadır. Küresel simetri nedeniyle elektron dizilişlerinde aşağıdaki değişmeler olur.

ns2 (n–1) d4 yerine ns1 (n–1) d5

ns2 (n–1) d9 yerine n s1 (n–1) d10

Örneğin 24Cr ün elektron dizilişi : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 şeklinde değil

24Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 şeklinde yazılır.

Aynı durum 29Cu da da vardır. 29Cu un gerçek elektron dizilişi ise,

29Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 şeklinde yazılır.

Bu değişmeler yalnız ns ve (n–1) d orbitalleri arasında olur. Diğerlerinde bu tür değişme yoktur.

Elektron Dizilişlerinin Kısa Yazılışı

Atomların elektron dizilişleri soy gaz olarak bilinen ve elektron dizilişleri s2 p6 ile biten elementlerden yararlanılarak kısaltılabilir.

Örneğin; 10Ne : 1s22s22p6,

11Na : 1s22s22p63s1 dir.

Na un ilk 10 elektronunun dizilişi Ne daki gibidir. Bu nedenle Na un elektron dizilişi;

11Na: [Ne] 3s1 şeklinde kısaltılabilir.

Uyarılmış Atomların Elektron Dizilişi

Uyarılmış atomların elektronlarından bazıları temel hal enerji düzeyinden daha yüksek enerji düzeylerine atlamış durumdadır.

11Na : 1s22s22p63s1 (temel hâl)

11Na : 1s22s22p63p1 (uyarılmış hâl)

Değerlik Elektronları

Bir atomda iç enerji düzeylerindeki elektronlar atom çekirdeğine daha yakın olduklarından atoma daha sıkı bağlıdır. Ancak en dış enerji düzeyindeki elektronlar atoma daha gevşek bağlıdır. Elementlerin tepkimeye girerken aldıkları, verdikleri veya ortaklaşa kullandıkları elektronlar, atomun en dış katmanındaki bu gevşek bağlı elektronlardır. Elementlerin kimyasal özelliklerini belirleyen bu elektronlara değerlik elektronları denir. Değerlik elektron sayıları aynı olan elementlerin kimyasal özellikleri benzerdir.

İyonların Elektron Dizilişi

Negatif yüklü bir iyonun elektron dizilişlerinde iyonun sahip olduğu toplam elektronlar en düşük enerjili orbitalden başlanarak orbitallere yazılır.

Nötr azotun elektron dizilişi: 7N: 1s22s23p3 tür

N–3 iyonunun elektron dizilişi; 7N–3: 1s22s22p6 dır.

Pozitif yüklü bir iyonun elektron dizilişlerinde, önce atomun nötr haldeki elektron dizilişi yazılır. Sonra yüksek enerjili orbitallerden başlanarak yük sayısı kadar elektron orbitallerden çıkarılır.

17Cl : 1s22s22p63s23p5

17Cl+5 : 1s22s22p63s2

Geçiş elementlerinde, önce en yüksek enerji düzeyindeki s orbitallerinden, sonra da bir alt enerji düzeyindeki d orbitallerinden elektronlar koparılır.

26Fe :1s22s22p63s23p64s23d6

26Fe+2: [18Ar]3d6

PERİYODİK SİSTEM

Periyodik sistemde elementler artan atom numaralarına göre dizilmişlerdir. Özellikleri benzer olan elementler alt alta getirilerek periyodik sistem oluşturulmuştur. Periyodik sistemdeki yatay sıralara periyot, düşey sütunlara grup denir. Periyodik cetvelde 7 tane periyot vardır. 7. periyot henüz tamamlanamamıştır. bir periyottaki elementlerin özellikleri yavaş yavaş değişir.

Periyot Periyotta dolan orbitaller element sayısı

1 1s 2

2 2s 2p 8

3 3s 3p 8

4 4s 3d 4p 18

5 5s 4d 5p 18

6 6s 4f 5d 6p 32

7 7s 5f 6d 7p 32

Her periyot bir enerji düzeyinin s orbitali ile başlar, aynı enerji düzeyinin p orbitali ile biter.

Bir elementin periyot numarası en son dolan enerji düzeyindeki s orbitalinin kat sayısına(baş kuant sayısı) eşittir.

Gruplar

Gruplar uzun grup (A grubu) ve kısa grup (B) grubu olmak üzere iki türdür. 8 tane A, 8 tane de B grubu vardır. Her grubun adı grubun numarasını gösteren bir Romen rakamı ile grubun türünü gösteren A ve B harflerinden oluşur. Buna göre A grupları IA, IIA..., VIIIA; B grupları IB, IIB, ..., VIIIB şeklinde gösterilir. VIIIA grubuna bazen 0.(sıfırıncı) grup da denir.

Bir gruptaki elementler ya grup numarasıyla ya da özel adlarla anılır.

Grup numarası Grubun özel adı

IA Alkali metaller

IIA Toprak alkali metalleri

IIIA Toprak metalleri

VIIA Halojenler

VIIIA Soy gazlar

Bir elementin elektron dizilişinde, en yüksek enerji düzeyindeki toplam elektron sayısı o elementin grup numarasını verir. Bir elementin grup numarası değerlik elektron sayısına eşittir. Grup türü elektron dizilişindeki en son orbital tarafından belirlenir. Bu orbital s ya da p ise element A grubunda, d ise B grubundadır. IA ve IIA grubu elementlerinin değerlik orbitalleri s, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA ve VIIIA grubu elementlerinin en son değerlik orbitalleri p, B grubu elementlerinin en son değerlik orbitalleri de d orbitalleridir. Yani elementler periyodik cetvelde en son değerlik orbitallerinin cinsine göre s bloğu, p bloğu, d bloğu ve f bloğu olmak üzere gruplandırılmıştır.

17Z: 1s22s22p63s23p5 3. periyot VIIA grubu

20R: 1s22s22p63s23p64s2 4. periyot IIA grubu

B gruplarının grup numaralarını bulurken s ve d orbitallerindeki elektronlar dikkate alınır. Bu elektronların toplamı 8 den küçükse toplam grup numarasına eşittir. 8, 9, 10 ise element VIIIB grubundadır. Toplam 11 ise IB, 12 ise IIB grubundadır.

22X: 1s22s22p63s23p64s2 3d2 4. periyot IVB grubu

26Y: 1s22s22p63s23p64s2 3d6 4. periyot VIIIB grubu

30Z: 1s22s22p63s23p64s2 3d10 4. periyot IIB grubu

Periyodik cetveldeki gruplar fiziksel ve kimyasal özellikleri birbirine benzeyen elementlerden oluşur. Bu benzerlik aynı grupta bulunan elementlerin değerlik orbital türleri ile değerlik elektronları sayılarının aynı olmasından kaynaklanır.

GRUPLARIN ÖZELLİKLERİ

VIIIA Grubu: Soy Gazlar

Periyodik cetvelin VIIIA grubunda bulunan helyum, neon, argon, kripton, ksenon ve radon elementlerine asal gazlar veya soy gazlar denir.

Soy gazların bazı özellikleri şunlardır:

Helyum hariç, soy gazların elektron dizilişi ns2np6 ile biter.(Helyumun elektron dizilişi s2 ile biter.)

Doğada tek atomlu gaz olarak bulunurlar.

Küresel simetrik elektron dizilişleri nedeniyle çok kararlıdırlar.

Genel olarak bileşik oluşturmazlar. (Ancak Xe ve Rn un flüor ve oksijen atomları ile bazı bileşikler oluşturduğu bilinmektedir.)

IA Grubu: Alkali Metaller

Periyodik cetvelin IA grubunda bulunan lityum, sodyum, potasyum, rubidyum, sezyum ve fransiyum elementleri alkali metaller olarak bilinir.

IA grubunda yer alan hidrojen bir alkali metal değildir. Hidrojen bir ametal olup bazı özellikleri ile alkali metallere, bazı özellikleri ile de halojenlere benzer. Ancak elektron dizilişinin alkali metallere benzemesi nedeniyle IA grubu içinde gösterilir.

Alkali metallerin bazı özellikleri şunlardır:

Yoğunlukları düşüktür. Bu nedenle IA ve IIA grubu elementlerine hafif metaller de denir.

Çoğu bıçakla kesilebilecek kadar yumuşaktır.

Metaldirler (Hidrojen hariç). Metallerin tüm özelliklerini gösterirler. Yani, ısı ve elektriği iyi iletir, tel ve levha haline getirilebilirler.

Elektron dizilişleri s1 ile biten bu elementler, kendilerine en yakın soy gazdan bir fazla elektrona sahiptir. Bileşik oluştururken bu bir elektronlarını kolaylıkla vererek + 1 yüklü iyon haline geçerler. Aktif metallerdir. Bu yüzden doğada bileşikleri halinde bulunurlar. Aktiflikleri (elektron verme eğilimleri) grup içinde yukarıdan aşağıya doğru artar. Su ve hava ile kolaylıkla tepkimeye girerler.

Halojenleri tuzları oluşturur.

Bunzen beki alevini karakteristik renklere boyarlar. Alevde; lityum kırmızı, sodyum parlak sarı, potasyum menekşe, rubidyum kırmızı, sezyum mavi renk oluşturur. Alev rengi, her alkali metal için karakteristiktir.

VIIA grubu: Halojenler

Periyodik cetvelin VIIA grubunda bulunan flüor, klor, brom, iyot ve astatin elementlerine halojenler denir.

Halojenlerin bazı özellikleri şunlardır:

Oda koşullarında flüor ve klor gaz, brom sıvı, iyot katı haldedir. Brom sıvı olan tek ametaldir.

Doğada çift atomlu moleküller (F2, Cl2 vb.) halinde bulunurlar.

Elektron dizilişleri s2 p5 ile biter, dolayısıyla kendilerine en yakın soy gazdan 1 eksik elektronları vardır.

Hepsi ametaldir. Elektron alma eğilimleri aktiflikleri grup içinde yukarıdan aşağı doğru azalır.

Metallerle yaptıkları bileşiklerde bir elektron alarak –1; diğer ametallerle oluşturduklar bileşiklerde +1 ile +7 arasında çeşitli değerlikler kazanabilirler. Grubun en aktif üyesi olan flüor bileşik oluştururken asla elektron vermez, yani (+) değerlik oluşturmaz.

Metallerin çoğu kolaylıkla birleşerek tuzları oluştururlar.

Oksitlerinin çoğu suyla asitleri oluşturur.

Hidrojenle oluşturduğu bileşikler (HF, HCl, HBr, HI) asittir.

B Grubu Elementleri

Atoma son yerleşen elektronu d orbitallerinde bulunan elementlere B grubu ya da geçiş elementleri denir. Bunlar periyodik cetvelin ortasında, IIA ile IIIA grupları arasında, 4., 5., 6. periyotlarda bulunur. Tamamı metaldir.

B grubu elementlerinin büyük çoğunluğu bileşik oluştururken önce s sonra d orbitallerindeki elektronlarını vererek birkaç farklı değerlikte iyon oluştururlar. Cu+1, Cu+2; Fe+2, Fe+3 vb.

Atoma en son yerleşen elektronları f orbitallerinde bulunan elementlere iç geçiş elementleri (lantanitler ve aktinitler) denir. Bunların 6. ve 7. periyotta IIA ile IIIB grubu arasında yer alması gerekir. Ancak periyodik cetvelin şeklinin bozulmaması için cetvelin altında iki sıra halinde gösterilir.

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
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

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 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 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 numarasI 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.