PERİYODİK DEĞİŞİMLER

ATOM YARIÇAPI

Atomun çekirdeği ile çekirdeğe en uzak mesafedeki elektron (enerji düzeyi) arasındaki uzaklıktır.

Aynı grupta: “Yukarıdan aşağıya inildikçe atom yarıçapı artar.” Her grupta aşağıya doğru enerji düzeyi sayısı artar bu da çekirdek çevresindeki elektron bulutunun genişlemesi anlamına gelir.

Aynı periyotta: “Soldan sağa gidildikçe atom yarıçapı genellikle küçülür.” Sağa gidildikçe elektron sayısı kadar proton sayısı da artar. Proton sayısının artması çekirdeğin çekim gücünü arttırır. Aynı enerji düzeyine uygulanan çekim kuvveti artarsa enerji düzeyi çekirdeğe yaklaşır ve atom yarıçapı azalır.

Atom yarıçapı ile ilgili belli başlı olarak;

  • Kovalent yarıçap
  • İyonik yarıçap
  • Van der Waals yarıçapı

tanımları yapılmaktadır.

1. Kovalent yarıçap: Kovalent bağla bağlanmış iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklıktan hesaplanan yarıçaptır. İki özdeş atomun bağlı olması durumunda kovalent yarıçap çekirdekler arası uzaklığın yarısıdır.

  • Ametaller için atom yarıçapı dendiğinde genellikle kovalent yarıçapları anlaşılır.

  • Soygazların kovalent bağlı kararlı bileşikleri olmadığından kovalent yarıçapları ölçülmemiştir.

2. İyon yarıçapı: İyonik bağla bağlanmamış iyonların çekirdekleri arasındaki uzaklıktan ölçülür.

Bir element;

    • elektron verdiğinde çapı (dolayısıyla hacmi) azalır. (Ka+yon oluşur)
    • elektron aldığında çapı (dolayısıyla hacmi) artar. (Anyon oluşur)

3. Van der Waals yarıçapı: Aynı cins iki atomun ya da molekülün aralarında bir bağ olmaksızın birbirlerine en yakın olduğu anda, çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısına Van der Waals yarıçapı denir.

N2 molekülünün Van der Waals yarıçapı (r), şekilde görüldüğü gibi iki tane N2 molekülünün birbirlerine en yakın oldukları anda, farklı moleküllerdeki iki komşu N atomunun çekirdekleri arasındaki uzaklık 184 pm’dir.

  • Soygazlar yüksek basınç ve düşük sıcaklıkta katı hale gelirler. Bunları katı halde bir arada tutan kuvvetler Van der Waals kuvvetleridir. Soygaz atomlarının yarıçapları da Van der Waals yarıçapı olarak adlandırılır.

Yukarıda şekilleri verilen atom ya da atom gruplarının yarıçaplarının adlandırmalarını yapınız.

a) Van der Waals yarıçapı (Metalik yarıçap)

b) Kovalent yarıçap

c) Van der Waals yarıçapı

d) Kovalent yarıçap

Yukarıdaki tepkimeye göre,

I. e veren atomun yarıçapı küçülür.

II. ealan atomun yarıçapı artar.

III. Na çekirdeğinin çekim kuvveti artar.

yargılarından hangileri doğrudur?

I ve II doğru

III. yanlış (Elektron alış verişi sırasında çekirdek ve çekimi değişmez.)

İzoelektronik tanecikler: Elektron dizilişleri aynı atom ya da iyonlara denir.

  • İzoelektronik katyonlar arasında iyon yükü arttıkça yarıçap küçülmektedir.

            Örnek: Aşağıdaki iyonların yarıçaplarını sıralayınız.

11Na+1, 13Al+3, 12Mg+2       ⇒            Na+1 > Mg+2 > Al+3

  • İzoelektronik anyonlar arasında iyon yükü arttıkça yarıçap artmaktadır.

            Örnek: Aşağıdaki iyonların yarıçaplarını sıralayınız.

8O-2, 9F-1, 7N-3, 6C-4           ⇒            C-4 > N-3 > O-2 > F-1

Aşağıda verilen atomların yarıçaplarını büyükten küçüğe doğru sıralayınız.

19K, 20Ca, 35Br

19K > 20Ca > 35Br

Aşağıdaki cümlelerin yanına doğru ise D, yanlış ise Y harfi koyunuz.

  1. Bir gruptaki bütün elementlerin atom yarıçapları birbirine eşittir. ………
  2. İyonik bağla bağlanmış taneciklerin yarıçaplarına iyonik yarıçap denir. ………
  3. İzoelektronik olduğu bilinen katyonlarda iyon yükü büyük olan iyonun yarıçapı daha küçük olur. ………
  4. Fosfor taneciklerinin yarıçapları arasında P-3 > P > P+5 ilişkisi vardır. ………
  1. Y
  2. D
  3. D
  4. D

Aşağıda verilen atomların yarıçaplarını büyükten küçüğe doğru sıralayınız.

a) 11Na ile 17Cl ………………………………

b) 4Be ile 12Mg ………………………………

a) 11Na ile 17Cl      ⇒ Na > Cl

b) 4Be ile 12Mg      ⇒ Mg > Be

Aşağıdaki elementlerin çaplarını karşılaştırınız.

a) 7N-3, 8O-2, 10Ne, 11Na+

b) 16X, 16X-2, 16X+4, 16X+6

a) 7N-3 > 8O-2 > 10Ne > 11Na+

b) 16X-2 > 16X > 16X+4 > 16X+6

20Ca ve 8O atomları elektron vererek/alarak oktede ulaştıklarında aşağıdaki niceliklerin nasıl değiştiğini belirleyiniz.

20Ca 8O
1.  Elektron sayısı
2.  Atom numarası
3.  Tanecik çapı
4.  Elektron başına düşen çekim kuvveti
5.  Çekirdeğin elektriksel yükü

 

20Ca 8O
1.  Elektron sayısı azalır artar
2.  Atom numarası değişmez değişmez
3.  Tanecik çapı azalır artar
4.  Elektron başına düşen çekim kuvveti artar azalır
5.  Çekirdeğin elektriksel yükü değişmez değişmez

İYONLAŞMA ENERJİSİ

Gaz halindeki bir atomdan 1 elektron koparmak için verilmesi gereken enerjiye (birinci) iyonlaşma enerjisi denir.

Bu enerji endotermik (ısıalan) bir olaydır.

X(g) + E1  → X+(g) + e                      (E1 = 1. İ. E.)

X+(g) + E2  → X+2(g) + e                  (E2 = 2. İ. E.)

X+2(g) + E3  → X+3(g) + e                (E3 = 3. İ. E.)

X(g) + Ex  → X+3(g) + 3e                 (Ex = …?…)

Ex = 1. İ. E. + 2. İ. E. + 3. İ. E. 

Periyodik Tabloda İyonlaşma Enerjisinin Değişimi

  • Aynı periyotta soldan sağa gidildikçe atom yarıçapı küçüldüğüne göre iyonlaşma enerjisi genellikle artar.
  • Aynı grupta yukarıdan aşağıya inildikçe atom yarıçapı arttığından iyonlaşma enerjisi azalır.
  • Periyot boyunca genel kuralı bozan bazı düzensizlikler vardır.

Örneğin;

Al atomunun 3p orbitalindeki 1 elektronu koparmak Mg atomunun tam dolu 3s orbitalinden elektron koparmaktan daha kolaydır. Bu yüzden 3A grubu elementlerinin birinci iyonlaşma enerjisi 2A grubu elementlerinin birinci iyonlaşma enerjisinden küçüktür.

Aynı durum 5A (s2 p3) grubu ile 6A (s2 p4) grubu arasında görülür. 6A grubunun iyonlaşma enerjisi 5A’dan daha küçüktür.

  • Aynı periyotta iyonlaşma enerjisi değişimi:

15P ve 16S elementlerinin 1. iyonlaşma enerjilerini karşılaştırınız.

P: 1012 kJ/mol iken S: 1000 kJ/mol 1.iyonlaşma enerjisi değerine sahiptir.
Bunun nedeni P elementinin elektron diziliminde küresel simetri özelliği varken S elementinden simetriyi bozan bir elektronun bulunmasıdır.

Elementlerin iyonlaşma enerjilerinden yararlanarak grup numarası belirleme

Her elementin iyonlaşma enerjisi değeri giderek artar. Ancak bu artış bir yerde çok fazla olmaktadır. Ardışık iki iyonlaşma enerjisi arasında en az 4 kat ya da daha fazla bir artışın gözlenmesi bir soy gaz elektron düzeni ile karşılaşıldığını gösterir.

Bu artış;

– 1.İ.E.’den 2.İ.E.’ye geçişte olursa: 1A grubunda

– 2.İ.E’den 3.İ.E’e geçişte olursa: 2A grubunda

– 3.İ.E.’den 4.İ.E.’e geçişte olursa: 3A grubunda demektir.

Aşağıda ilk dört iyonlaşma enerjileri (kJ/mol) verilen X, Y ve Z baş grup elementlerinin gruplarını bulunuz.

ELEMENT 1.İ.E. 2.İ.E. 3.İ.E. 4.İ.E.
X 495 4565 6912 9540
Y 738 1450 7732 10550
Z 577 1816 2744 11580
ELEMENT 1.İ.E. 2.İ.E. 3.İ.E. 4.İ.E.
X 495 4565 6912 9540
Y 738 1450 7732 10550
Z 577 1816 2744 11580

.

X: 1A,    Y: 2A,    Z: 3A

ELEKTRON İLGİSİ

Gaz haldeki bir atomun bir elektron alması sırasında açığa çıkan enerji değişimidir.

X(gaz) + e X(gaz) + ENERJİ

  • Metaller ve soy gazlar elektron alma eğilimi göstermezler.
  • 7A grubu elementlerinin elektron ilgisi en yüksektir.

Periyodik Tabloda Elektron İlgisinin Değişimi

  • Aynı periyotta soldan sağa gidildikçe elektron ilgisi artar.
  • Aynı grupta yukarıdan aşağıya inildikçe elektron ilgisi azalır.

X(gaz) + e → X(gaz) + 122 kJ

Y(gaz) + e → Y(gaz) + 134 kJ

X ve Y elementlerinin 1 mollerinin elektron almak için ortama verdikleri enerji değerleri yukarıda verilmiştir.

Buna göre,

a) X ve Y aynı grupta ise atom numaralarını karşılaştırınız.

b) X ve Y aynı periyotta ise atom numaralarını karşılaştırınız.

ELEKTRONEGATİFLİK

Bir atomun kimyasal bağ yaparken elektronları kendine doğru çekme yeteneğidir.

  • Elektronegatiflik bağdaki atomların birbirine göre elektronları çekme eğiliminin bağıl büyüklüğünü gösteren bir sayıdır.
  • Pauli ölçeğine göre en aktif metal olan Fransiyum 0,7 ve en aktif ametal olan Flor 4,0 elektronegatiflik değerlerine sahiptir. Diğer elementlerin elektronegatiflik değerleri ise bu iki değer (0,7 ile 4,0) arasındadır.
  • Soy gazların elektronegatiflik değerleri yoktur. (Soy gazlar bağ yapmazlar.)
  • Elementler arasında elektronegatiflik farkı çok küçükse bağ elektronları ortaklaşa kullanılmaktadır ve bağ kovalenttir.

Eğer fark çok büyükse bağ elektronları elektronegatifliği fazla olanın tarafındadır ve bağ iyoniktir. Ancak kimyasal bağın %100 iyonik olması mümkün değildir.

Periyodik Tabloda Elektronegatifliğin Değişimi

  • Aynı periyotta soldan sağa gidildikçe elektronegatiflik artar.
  • Aynı grupta yukarıdan aşağıya inildikçe elektronegatiflik azalır.

METALİK VE AMETALİK ÖZELLİKLER

Metalik aktiflik (metali özellik) elektron verme eğiliminin, ametalik aktiflik (ametalik özellik) ise elektron alma eğiliminin ölçüsüdür.

  • Elektron ilgisi artarsa; elektron alabilme ve buna bağlı olarak ametalik aktiflik Aynı periyotta soldan sağa doğru ve aynı grupta aşağıdan yukarı doğru ametalik aktiflik artar.
  • İyonlaşma enerjisi azaldıkça, elektron verebilme ve buna bağlı olarak da metalik aktiflik artar.

Periyodik Tabloda Metalik ve Ametalik Özelliklerin Değişimi

  • Bir grupta yukarıdan aşağıya doğru inildikçe çap arttığından metalik aktiflik
  • Aynı periyotta soldan sağa gidildikçe çap küçüldüğünden metalik aktiflik azalır.

ASİTLİK-BAZLIK ÖZELLİKLERİ

  • Bazı metal oksitler suyla tepkimeye girerek metal hidroksit oluşturur. Oluşan metal hidroksit bileşenleri sulu ortamda OH iyonu verirler.

Na2O(k) + H2O(s) → 2NaOH(suda) (sodyum hidroksit)

NaOH(suda) → Na+(suda) + OH(suda)         (bazik çözelti)

  • Ametal oksitler ise (oksijen sayısı ametalinkinden fazlaysa) asidik özellik gösterirler ve su ile etkileştiklerinde asitlerine dönüşürler.

CO: Nötr oksit

CO2: Asidik oksit

CO2(g) + H2O(s) → H2CO3(suda)         (asit çözeltisi)

  • Amfoter metallerin (Zn, Pb, Al, Sn, Cr) oksitleri de amfoteriktir. (Tek başına nötr olup, asitlere karşı baz, bazlara karşı asit özelliği gösterirler.)

Periyodik Tabloda Asitlik-Bazlık Özelliklerin Değişimi

  • Aynı gruptaki elementlerin oksit bileşiklerinde, yukarıdan aşağıya doğru inildikçe bazlık kuvveti artar.
  • Aynı periyotta soldan sağa doğru gidildikçe elementlerin asitlik kuvveti artar, bazlık kuvveti azalır.