Periyodik Özellikler Nelerdir? Nasıl Değişir? Değişimi Hakkında Bilgi

 

Metalik / Ametalik Özellik

Periyodik Özellikler Nelerdir Nasıl Değişir Değişimi Hakkında BilgiMetallerin elektron verme eğilimleri, ametallerin ise elektron alma eğilimleri yüksektir. Bir atomun elektron vermeye yatkınlığı 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. K atomunun son katmanındaki elektron sayısı Ca atomununkinden az olduğu için metalik aktiflik K > 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.

Elektron dizilimlerinden de anlaşılacağı gibi K atomu son katmanındaki elektronunu Na atomundan daha kolay vereceğinden metalik aktiflik K > Na şeklindedir. Örnekleri değerlendirdiğimizde, metalik aktifliğin periyodik cetvelde aynı periyotta sağdan sola, aynı grupta ise yukarıdan aşağıya doğru arttığı sonucuna ulaşırız. Bir atomun elektron almaya yatkınlığı ametalik aktiflik olarak tanımlanır. Aynı periyotta ametalik aktiflik, ametal atomunun en dış kabuğunda içerdiği elektron sayısı arttıkça artar. Son katmantarındaki elektron sayıları aynı olan ametal atomlarında, katman sayısı az olan atom daha kolay elektron alabileceği için ametalik aktifliği daha fazladır.

Örneğin F ve Ol atomlarından hangisi daha fazla ametalik aktifliğe sahiptir? Bunu elektron dizilimlerini yaparak anlayabiliriz.

 

z

Bu durumda katman sayısı az olduğu için F atomu CI atomuna göre daha kolay elektron alabilir. Ametalik aktiflik F > CI şeklindedir. Örnekleri incelediğimizde, ametalik aktifliğin periyodik cetvelde aynı periyotta soldan sağa, aynı grupta ise aşağıdan yukarıya doğru arttığı sonucuna ulaşırız.

Atom / İyon Yarıçapı

Atomun Kuantum Modeli’ni hatırlarsak bir atomdaki elektron yoğunluğu çekirdekten dışarıya doğru azalır. Bu durumda atomun hacmi, çekirdek çevresindeki elektron yoğunluğunun %90’ını içeren hacim olarak tanımlanabilir. Komşu iki metal atomunun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısına atom yarıçapı denir. Aynı tür atomların oluşturduğu iki atomlu bir molekülde, atomların yarıçapı, molekülü oluşturan iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısına eşittir.

 

1

Birçok elementin atom çapları, periyodik çizelgedeki yerlerine göre karşılaştırılabilir. Element atomlarının çekirdekleri ile dış kabuklarındaki elektronlar arasındaki çekim kuvvetinden yararlanılarak atom yarıçapları sıralanabilir.

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.

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.

İyonlaşma Enerjisi

Atomların en dış kabuklarındaki elektronların kararlılığı doğrudan iyonlaşma enerjileri ile bağlantılıdır. Atomlar gaz halindeyken çevrelerinde bulunan moleküllerden ve komşu atomlardan pek fazla etkilenmez. Bu nedenle iyonlaşma enerjisi gaz halindeki atomlar üzerinde ölçülür. Gaz halindeki bir atomun temel halinden bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli olan minimum enerjiye iyonlaşma enerjisi denir. iyonlaşma enerjisi değerinin yüksek olması, atomda-ki elektronun ne kadar sıkı bağlandığının göstergesidir. Çok elektronlu gaz halindeki bir atomda, atomun temel halinden ilk elektronu uzaklaştırmak için gerekli olan enerji miktarına birinci iyonlaşma enerjisi denir. İyonlaşma ısı alan (endotermik) bir tepkimedir. Herhangi bir X atom için birinci iyonlaşma enerjisini “İE1” olarak gösterirsek iyonlaşma tepkimesi aşağıdaki gibi olur.

Gaz halindeki X+ iyonundan bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli olan minimum enerjiye ikinci iyonlaşma enerjisi denir.

İkinci iyonlaşma enerjisini “İE2” olarak gösterirsek ikinci iyonlaşma tepkimesi aşağıdaki gibi olur.

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.

İE1 < İE2 < 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 haline 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. Baş gruplarda periyot boyunca iyonlaşma enerjileri arasındaki ilişki aşağıdaki gibidir.

1A <3A <2A <4A <6A <5A <7A <8A 

Eektron ilgisi

Atomlara ait kimyasal özellikleri büyük oranda etkileyen diğer bir ölçülebilir özellik elektron ilgisidir. Gaz halindeki bir atom, bir elektron alarak anyonuna dönüştüğünde açığa çıkan enerji elektron ilgisi olarak tanımlanır. Gaz halindeki bir X atomunun bir elektron almasıyla gerçekleşen tepkimede açığa çıkan enerjiyi “E” ile gösterirsek tepkime aşağıdaki gibi gerçekleşir.

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.

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.  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.

Yukarıdaki tablo 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 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 metallerine tepkimelerinde çok yüksektir. Bu durumda oksijenin üçüncü periyotta bulunan Na ile oluşturduğu Na20, 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 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.

Bazı ametal oksitleri ise nötrdür. CO, NO, N20 nötr oksitlerdir. Nötr oksitier 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 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 bağı!’ iyonik olabilme ölçüsüdür. Bir moleküldeki iki atomun bağ elektronlarını ne ölçüde eşit olarak payiaşabileceklerini 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. ilave enerji A ve B arasındaki elektrostatik çekimden kaynaklanır. Pauling’den iki yıl sonra Mulliken (Malı-gen), 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 (Hor) atomunun elektronegatifliğini yaklaşık 4 kabul ederek diğer elementlerin elektronegatifliğini bu değerle kıyaslayarak belirledi. Pauling’den ve Mullikeniden sonra Allred-Rochow (Olred Roça) elektronegatifliğin atomun etkin çekirdek yükü ve yançapıyla orantılı olduğunu düşünerek hesaplama yaptı. Daha sonra Ailen (Elin), spektroskopik ölçümlerle elementlerin elektronegatiflik değerlerini belirledi.

 

21 Yorum

Yorum Yap

E-posta hesabınız yayımlanmayacak.