Bohr atom modeli tek elektronlu atom ve iyonların davranışlarını açıklamada başarılı olmuş ancak, çok elektronlu atomların davranışlarını açıklamada başarısız olmuştur.Bohr modelindeki diğer bir hata da, elektronların yarıçapları belirli dairesel yörüngelerde hareket ettiğinin ileri sürülmesidir.
1926’da Heisenberg elektronların hızlarını belirlemek için yaptığı deneyler sonucunda; belirsizlik ilkesi’ni öne sürmüştür. Heisenberg belirsizlik ilkesi’ne göre; elektronların hızı ve yerleri aynı anda belirlenemez. Bu ilkeye göre; elektronların hareket ettiği kesin bir yörüngeden söz etmek yerine, elektronların bulunma olasılıklarının çok olduğu bir hacimsel bölgeden söz etmek daha gerçekçidir. Temel enerji düzeyinde elektronların bulunma ihtimalinin yüksek olduğu hacimsel bölgeye orbital denir.
1927’de Schrödinger elektronların hareketinin dalga karakterinde olduğunu ileri sürerek elektron hareketlerini denklemlerle ifade etmiştir. Heisenberg ve Schrödinger’in katkılarıyla modern atom teorisi geliştirilmiştir.
Modern atom teorisine göre; elektronlar çekirdek etrafında belirli enerji seviyelerinde bulunurlar. Her enerji seviyesi alt enerji seviyelerinden (orbitallerden) oluşur. Orbitaller; s,p,d,f,… harfleriyle gösterilir. n = 1 (K) enerji seviyesinde 1 tür orbital vardır. Bu orbital 1s orbitalidir. n = 2 (L) enerji düzeyinde 2 tür orbital vardır. Bu orbitaller 2s ve 2p orbitalleridirler. n = 3 (M) te 3 tür, n = 4 (N) te
4 tür orbital vardır. s orbitallerinde elektronların dağılımı küresel simetrik, p orbitallerinde x, y, z eksenlerine göre simetriktir. p orbitalleri px , py ve pz olarak üç çeşittir. d orbitalleri beş, f orbitalleri ise yedi çeşittir.
Enerji düzeyi
(n)
|
Orbital çeşidi
(n)
|
Orbital adı
|
Orbital sayısı
(n2)
|
Elektron sayısı
(2n2)
|
1 (K)
|
1
|
s
|
1
|
2
|
2 (L)
|
2
|
s , p
|
4
|
8
|
3(M)
|
3
|
s , p , d
|
9
|
18
|
4(N)
|
4
|
s , p , d , p
|
16
|
32
|
Örnek: 2. Temel enerji düzeyinde kaç orbital vardır? Bu orbitalleri yazınız.
Çözüm: Orbital sayısı = n2 = 22 = 4 orbital vardır. Bunlar; 2s, 2px , 2py , 2pz orbitalleridir.
Kuantum Sayıları:
Elektronların, atomda çekirdek etrafında nasıl dizildiğinin kurallarını anlamak için atomdaki enerji seviyelerini ve bunları belirtmek için kullanılan kuantum sayılarını bilmek gerekir. Kuantum teorisine göre bir elektron 4 kuantum sayısıyla belirlenir.
1.)Baş (ana) kuantum sayısı (n): Atomdaki enerji düzeyleri, baş kuantum sayısı (n) ile gösterilen tabakalara ayrılmıştır. Elektronun çekirdeğe olan uzaklığını gösterir. n küçüldükçe elektron çekirdeğe yaklaşır.
n = 1, 2, 3, …n değerlerini alabilir.
2.) Yan (azimutal) kuantum sayısı ( l ): Orbital kuantum sayısı veya açısal kuantum sayısı da denir. Atomdaki enerji düzeyleri, daha alt enerji düzeylerini içerirler. Tabakalar alt tabakalara ayrılırlar ve her biri yan kuantum sayısı ( l ) ile belirtilir. l , sıfır dahil pozitif tam sayılar olabilir, (n-1)’den büyük olamaz. Yan kuantum sayısı; orbital türünü belirtir. Bir tabakadaki alt tabakaların sayısı, tabakanın baş kuantum sayısına eşittir. l = 0, 1, 2, …(n-1) değerlerini alabilir. Yan kuantum sayılarından; 0→ s , 1→ p , 2→ d , 3→ f , 4→ g , 5→ h , 6→ i orbitalini ifade eder.
n = 1 için, l’nin en büyük ve tek değeri 0 olduğundan bu tabaka (K) 1 tane alt tabaka içerir. Yani 1 tür orbital içerir ki bu orbital s orbitalidir.
n = 2 için, l = 0 ve 1 değerini alabilir.Bu tabaka (L) iki alt tabakadan oluşmuştur.Yani 2 tür orbital içerir. Bunlar; l = 0 yani s ve l = 1 yani p orbitalleridir.
n = 3 için; l = 0, 1 ve 2 değerini alabilir. Bu tabaka (M) 3 alt tabakadan oluşmuştur.
Yani 3 tür orbital içerir. Bunlar 0→ s , 1→ p , 2→ d orbitalleridir.
Soru: n = 4 için, l hangi değerleri alabilir, bu tabakada kaç tür orbital vardır, bu orbitaller hangileridir?
3.) Mağnetik kuantum sayısı (ml): Mağnetik alanda bir orbital türünün kaç gruba ayrıldığını gösterir. Yan kuantum sayısı l olan bir orbital mağnetik alanda -l,…-2,-1,0,+1,+2,…+l olmak üzere toplam 2l +1 tane orbitale ayrışır.
l = 0 (s) için ml = 0’dır. Yani 1 tür s orbitali vardır.
l = 1 (p) için ml = -1, 0 ,+1 olabilir. Yani 3 tür p orbitali vardır. Bunlar px , py ve pz orbitalleridir.
l = 2 (d) için ml = -2,-1, 0 ,+1,+2 olabilir. Yani 5 tür d orbitali vardır.
Soru: l = 3 (f) için ml’nin alabileceği değerleri yazarak kaç tür f orbitali olduğunu bulunuz.
4.) Spin kuantum sayısı (ms): Elektronun kendi ekseni etrafında dönmesi olayına spin denir. Elektron spini için iki olanak vardır. Elektronun ekseni etrafında saat yelkovanı veya buna zıt yönde dönmesine göre +1/2 veya -1/2 değerlerini alabilir. ms = +1/2; yukarı doğru bir okla (↑) , ms = -1/2; aşağı doğru bir okla (↓) simgelenir. ms’nin değeri diğer üç kuantum sayısına bağlı değildir. Pauli dışlama ilkesi’ne göre;” bir atomda 4 kuantum sayısı da aynı olan iki elektron bulunamaz.” Başka bir deyişle;”bir orbi-talde yalnızca iki elektron bulunabilir ve bu elektronlar zıt spinlere sahip olmalıdırlar.” Bu kural yardı-mıyla bir enerji düzeyinin taşıyabileceği elektron sayısı bulunabilir.
Örneğin 1. enerji düzeyinde;
n l ml ms
1. elektron: 1 0 0 +1/2}1s
2. elektron: 1 0 0 -1/2}1s
olduğundan en fazla 2 elektron bulunabilir.
Baş kuantum
sayısı (n)
|
Tabaka
adı
|
Yan kuantum
sayısı ( l )
|
Alt
tabaka
|
Mağnetik kuantum
sayısı (m)
|
Alt tabakada
yörünge sayısı
|
1
|
K
|
0
|
1s
|
0
|
1
|
2
|
L
|
0
1
|
2s
2p
|
0
-1 , 0 ,+1
|
1
3
|
3
|
M
|
0
1
2
|
3s
3p
3d
|
0
-1, 0 ,+1
-2,-1, 0 ,+1,+2
|
1
3
5
|
4
|
N
|
0
1
2
3
|
4s
4p
4d
4f
|
0
-1, 0 ,+1
-2,-1, 0 ,+1,+2
-3,-2,-1, 0 ,+1,+2,+3
|
1
3
5
7
|
Tablo: Kuantum sayıları, tabakalar, alt tabakalar ve yörüngeler.
Örnek: 2. enerji düzeyinin alabileceği elektron sayısını bulunuz.
Çözüm: n l ml ms
1. elektron: 2 0 0 +1/2}2s
2. elektron: 2 0 0 -1/2}2s n = 2 enerji düzeyinde 2s orbitalinde 2, 2p or-
3. elektron: 2 1 -1 +1/2}2px bitallerinde 6 olmak üzere toplam 8 elektron
4. elektron: 2 1 -1 -1/2}2px bulunabilir.
5. elektron: 2 1 0 +1/2}2py
6. elektron: 2 1 0 -1/2}2py
7. elektron: 2 1 +1 +1/2}2pz
8. elektron: 2 1 +1 -1/2}2pz
Soru: 3. enerji düzeyindeki elektronların kuantum sayılarını yazınız.
Atomlarda Elektron Dağılımı:
Temel durumdaki atomlarda elektronların orbitalleri doldurmasında bazı kurallar vardır.
Bu kurallar kısaca aşağıdaki gibidir.
1.) Temel haldeki atomların elektron dizilişleri (konfigürasyonları) artan enerji düzeylerine göre belirlenir. Çünkü temel durumdaki bir atomda elektronlar, enerji düzeylerini en düşük enerjili olandan başlayarak doldururlar. Çok elektronlu atomların elektron dizilişlerini bulmak için kolay akılda tutulabilecek şemalar verilebilir. Aşağıda bu şemalardan biri verilmiştir. Şemaya göre oklar sırasıyla takip edilerek elektron dizilişi bulunabilir.
Şemaya göre elektron dizilişi sırası;
1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,… şeklindedir.
Elektronların orbitallere diziliş sırası; orbitallerin (n + l )
değerlerinin artış sırasına bağlıdır. (n + l ) değeri küçük
olan orbital önce dolar.
Örneğin 3d ve 4s’den hangisinin önce dolacağına bakalım.
3d için; n =3 ve l = 2’dir. (n +l ) = 5’tir.
4s için; n = 4 ve l = 0’dır. (n + l ) = 4’tür.
Bu nedenle 4s , 3d’den önce dolar.
İki orbital için (n + l ) değeri eşit ise; n’i küçük olan önce dolar
Örneğin 4d ve 5p’den hangisinin önce dolacağına bakalım.
Şekil: Elektronların or- 4d için; n = 4 ve l = 2’dir. (n + l ) = 6’dır.
bitallere yerleşme sırası. 5p için; n = 5 ve l = 1’dir. (n + l ) = 6’dır.
Her ikisinin de (n + l ) değerleri eşittir. Ancak 4d için n
daha küçük olduğundan 4d , 5p’den önce dolar.
2.) Bir enerji düzeyindeki px, py, pz orbitallerinin enerjileri eşittir. Elektronlar bu orbitallere önce birer birer girip daha sonra bu orbitalleri doldururlar. d ve f orbitalleri de bu kurala uyar. Bu kurala Hund kuralı denir.
3.) Bir orbitalde en fazla zıt spinli iki elektron bulunabilir. s orbitalleri en fazla 2, p orbitalleri en fazla 6, d orbitalleri en fazla 10, f orbitalleri en fazla 14 elektron alabilir.
4.) Temel haldeki bir atomun elektron dizilişi yarı dolu veya tam dolu bir orbitalle bitiyorsa bu dizilişe küresel simetrik elektron dizilişi denir.Elektron dizilişi; s1, s2, p3, p6, d5, d10, f7, f14 ile sonlanan atom-lar küresel simetrik elektron dizilişine sahiptir. Bu tür atomlar, küresel simetrik elektron dağılımına sahip olmayan atomlara göre daha düşük enerjili olup daha kararlı yapıdadırlar.
* Elektron dizilişinin sonu …d4 ve …d9 olan atomların elektron dizilişleri sırasıyla …d5 ve d10 haline dönüşür. Bu olay; en son s orbitalinden bu orbitallere 1 elektron geçmesiyle gerçekleşir.
Örneğin 24Cr için elektron dizilişi; 1s22s22p63s23p64s23d4 şeklinde değil, en son s’den d’ye bir elek-tron geçmesiyle, 1s22s22p63s23p64s13d5 şeklinde yazılır.
Örnek: 7N , 13Al , 17Cl , 21Sc , 29Cu , 36Kr atomlarının elektron dizlişlerini yazınız.
Çözüm:
7N: 1s22s22p3 21Sc: 1s22s22p63s23p64s23d1
13Al: 1s22s22p63s23p1 29Cu: 1s22s22p63s23p64s13d10
17Cl: 1s22s22p63s23p5 36Kr: 1s22s22p63s23p64s23d104p6
İyonlarda elektron dağılımı:
Bir iyonun elektron dağılımı, o iyonun elektron sayısına göre yapılır.
*Sonu d ile biten atomlardan elektron koparılırken elektronlar önce en son s’den sonra en son d’den kopar.
*Pozitif (+) iyonların elektron dizilişleri yapılırken, önce atomun (nötr halinin) elektron dizilişini yapıp yük sayısı kadar elektron koparmak uygun bir yöntemdir. Örneğin 26Fe+3 için elektron dağılımını yapalım. 26Fe atomundan 3 elektron koparsa 26Fe+3 iyonu meydana gelir. 26Fe atomu, elektron dizilişinden ( 1s22s22p63s23p64s23d6 ) görüldüğü gibi sonu d ile biten bir elektron dağılımına sahiptir. Toplam 3 elektron kopacaktır. Kopacak elektronlar öncelikle en son s’den kopar.Ancak son s’de sadece 2 elektron vardır. Önce bu iki elektron kopar. Kalan 1 elektron da en son d’den kopar. Bu durumda iyonun elektron dizilişi; 26Fe+3: 1s22s22p63s23p63d5 şeklindedir.
Soru: 28Ni+5 , 26Fe+2 , 21Sc+2 iyonlarının elektron dizilişlerini yazınız.
Örnek: 15P-3 , 20Ca+2 , 8O-2 iyonlarının elektron dizilişlerini yazınız.
Çözüm:
15P-3 için elektron sayısı 18’dir. Buna göre elektron dizilişi; 1s22s22p63s23p6 dır.
20Ca atomu için elektron dizilişi 1s22s22p63s23p64s2 dir. Ca atomu, elektron dizilişi d ile
bitmeyen bir atomdur. Bu dizilişin sonundaki 4s’de bulunan iki elektron koparılarak 20Ca+2 için; 1s22s22p63s23p6 dizilişi yazılır.
8O-2 için elektron sayısı 10’dur. Buna göre iyon; 1s22s22p6 dizilişine sahiptir.
15P-3 iyonuyla 20Ca+2 iyonunun elektron dizilişleri aynıdır. Burada olduğu gibi, elektron dizilişleri aynı olanlara izo elektronik denir. Bu nedenle 15P-3 ile 20Ca+2 izo elektroniktirler.
*İki taneciğin elektron sayılarının aynı olması onların her zaman izo elektronik olmalarını gerektirmez. Elektron dizilişlerinin de aynı olması gerekir.
Örneğin 21Sc+2 ile 19K’nın elektron sayıları aynı olduğu halde elektron dizilişleri aynı olmadığından bu tanecikler izo elektronik değildirler.
PERİYODİK CETVEL
Elementlerin sınıflandırılması çalışmaları 19. yüzyıl başlarında başladı. Önceleri elementler artan atom kütlelerine göre sıralandı. Alman kimyacı Lothar Meyer ve Rus kimyacı Dmitri Mendeleyev elementleri artan atom kütlelerine göre sıraladıklarında bazı özelliklerin periyodik olarak tekrarlan-dığını gördüler. Mendeleyev benzer özellik gösteren elementleri grup adını verdiği düşey sütunlarda topladı.Böylece periyodik cetvelin ilk temelerli atılmış oldu.
1912’de İngiliz Henry Moseley yaptığı deneyler sonucu elementlerin özelliklerinin atom kütlelerine değil atom numaralarına bağlı olarak belirli aralıklarla tekrarlandığını gördü.
Günümüzdeki modern periyodik cetvel, elementlerin artan atom numaralarına göre sıralanması ve benzer özellikteki elementlerin alt alta getirilmeleriyle oluşturulmuştur.
Periyodik cetvelde düşey sütunlara grup denir. Periyodik cetvelde 18 sütun vardır. Bu sütunlardan 8 tanesi A gruplarına aittir. A gruplarına baş grup elementleri denir.Kalan 10 sütun 8 tane B grubunun-dur. 8B grubu üç sütunu işgal eder. B grubu elementlerine geçiş elementleri denir. B grubundaki elementlerin hepsi metaldir. 1984’te toplanan IUPAC grupların soldan sağa doğru 1’den 18’e kadar numaralandırılmasını önermiştir. Bu sistem-de 3’den 12’ye kadar olan 10 grup B grubudur. Bu grup sistemi dünyada gittikçe yaygınlaşmaktadır.
Bir elementin grubu elektron dizilişinden bulunabilir.
Elektron dizilişinin sonu; …sn ↔ n A grubu elementidir. Bu kurala sadece 2He elementi uymaz. Bu element 8A grubundadır.
Elektron dizilişinin sonu; …pn ↔ (n + 2) A grubu elementidir.
Elektron dizilişinin sonu; …dn ↔ ve, 1 ≤ n ≤ 6 ise (n + 2) B grubundadır.
d7 ve d8 ile bitenler de d6 ile bitenler gibi 8B grubundadırlar. d9 (sonradan d10 olur) ile bitenler 1B, d10 ile bitenler de 2B grubundadırlar.
* Aynı gruptaki elementler genelde benzer kimyasal özellikler gösterirler.
Periyodik cetveldeki yatay sütunlara periyot denir.Periyot yerine sıra veya satır da denir.
Periyodik cetvelde 7 periyot vardır. Ancak 7. periyot henüz dolmamıştır. Bir elementin periyodu aynı zamanda baş kuant sayısıdır. Bir elementin periyodu; elektron dizilişindeki en büyük katsayıdır.
Bir elementin elektron dizilişi hangi harfle bitiyorsa element o bloktadır. Periyodik cetvelde s,p,d ve f blokları vardır.
Değerlik (valens) elektron sayısı; Bir atomun en dış kabuğundaki elektron sayısı demektir.Değerlik elektronlarının bulunduğu orbitallere; değerlik (valens) orbitalleri denir. A gruplarında değerlik orbitalleri, en yüksek enerjili s ve p orbitalleridir. B gruplarında ise ns ve (n-1)d (yani s ve d) değerlik orbitalleridir. A gruplarında değerlik elektron sayısı, grup numarasına eşittir.
Bu kurala sadece 2He uymaz.He 8A’da olmasına rağmen değerlik elektron sayısı 2’dir.B gruplarında 1B ve 2B gruplarında grup numarası değerlik elektron sayısını verirken , diğer B gruplarında ns ve (n-1)d elektronlarının toplamı değerlik elektron sayısını verir.
A Grupları: 1A,2A,…,8A şeklinde sırayla dizilmişlerdir. 2A ile 3A arasında B grupları vardır. Bazı A gruplarının özel adları vardır.
1A Grubu: Bu grupta H dışındaki elementlere; alkali metaller denir. H ise ametaldir. Alkali (bazik) metaller bileşiklerinde daima (+)1 değerlik alırlar. 1A grubu; H,Li,Na,K,Rb,
Cs,Fr elementlerinden oluşur.
2A Grubu: Bu gruptaki elementlere; toprak alkali metaller denir. Toprak alkali metaller
bileşiklerinde daima +2 değerlik alırlar. 2A Grubu Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra elementlerinden oluşur.
3A Grubu: Bu gruptaki elementlere toprak metalleri denir. Bileşiklerinde +3 değerlik alırlar.
7A Grubu: Bu gruptaki elementlere halojenler denir. Bu elementler F,Cl,Br,I,At’dir.
F; Bileşiklerinde daima (-)1 değerlik alır. Diğer halojenler genelde (-)1 , bazen, (+)1,(+)3,(+)5,(+)7 değerliklerini alabilirler.
8A Grubu (0. Grup): Bu gruptaki elementlere soy gazlar veya asal gazlar denir. Bileşik yapma eğilimleri çok düşüktür. Son zamanlarda Xe’un bazı bileşikleri elde edilebilmiştir. Kararlılıkları yukarı doğru artar.
B Grupları: Bu gruptaki elementlere geçiş elementleri denir. B grupları sırasıyla;
3B,4B,…7B,8B,8B,8B,1B,2B olarak 10 sütun halinde sıralanırlar. Geçiş elementlerinin tamamı metaldir.Geçiş elementleri 4. periyottan başlar. 6. periyotta 32 tane geçiş elementi vardır.
57La’dan sonra gelen 14 elemente lantanitler denir. 7. periyotta, 89Ac’dan sonra gelen 14 elemente aktinitler denir. Lantanit ve aktinitler’e iç geçiş elementleri denir. İç geçiş elementleri periyodik cetvelin dışında iki satır halinde gösterilirler.
*B Grubu elementleri bileşiklerinde birden fazla sayıda (+) pozitif değerlikler alabilirler.
Bunların yanında, 4A grubu elementleri; (-)4, (+)4, (-)2, (+)2 değerliklerini alabilir.
5A grubu elementleri; genelde kararlı bileşiklerinde (-)3, bazen de (+)3 ve (+)5 değerliklerini alabilirler. 6A grubu elementleri; genelde kararlı bileşiklerinde (-)2, bazen de (+)4 ve (+)6 değerliklerini alabilirler.
Şekil: Periyodik cetvel ve bazı önemli elementler.
Periyodik özellikler:
1.) Atom çapı: Periyodik cetvelde soldan sağa gidildikçe atom çapı azalır. Çünkü soldan sağa enerji seviyesi sayısı değişmezken proton sayısı artar. Proton sayısının artması çekirdeğin çekim gücünü art-tırır. Elektronlar çekirdeğe doğru daha çok çekildiğinden, periyodik cetvelde soldan sağa doğru atom çapı küçülür. Yukarıdan aşağıya doğru ise enerji seviyesi sayısı ve proton sayısı artar. Dış yörünge elektronları çekirdeğe daha uzaktadırlar. Proton sayısı artsa bile uzaktaki elektronlar çekimden daha
az etkilendiklerinden, periyodik cetvelde yukarıdan aşağıya doğru atom çapı artar.
Aynı cins atomun iyonlarında iyon yükü arttıkça çap küçülür. Çünkü elektron azaldıkça elektron başına düşen çekim gücü artmaktadır. Ayrıca kopan elektronlar dış yörüngeyi boşaltabilirler. Böylece yörünge sayısı da azalabilir. Bu durumlar çapın küçülmesine neden olur. Örneğin; X atomu ve iyon-ları için çap sırası: X+2 < X+1 < X < X-1 < X-2 şeklindedir.
İzoelektronik taneciklerde; proton sayısı fazla olanın çapı küçüktür. Örneğin; 7X-3, 9Y-1, 10Z , 12T+2 , 15P+5 taneciklerinin çapları: 15P+5 < 12T+2 < 10Z < 9Y-1 < 7X-3 şeklinde sıralanır.
Örnek:
Çözüm: En çok yörünge T’de olduğundan, T’nin çapı en büyüktür. Y ve Z , T’ye göre bir az yörünge-lidirler. Bunlardan Y daha solda olduğundan Y’nin çapı Z’den büyüktür. X en az yörüngeli olduğun-dan çapı en küçüktür. Buna göre çaplarının sırası: T > Y > Z > X’tir.
Şekil: Periyodik cetvelde atom çaplarının yukarıdan aşağıya ve soldan sağa değişimi.
2.) İyonlaşma Enerjisi: Gaz halindeki bir atomdan elektron koparmak için gereken minimum kinetik enerjiye iyonlaşma enerjisi denir. Kopan elektron atom üzerinde en gevşek konumda olan elektrondur. Her atomun elektron sayısı kadar iyonlaşma enerjisi vardır. Yani atom numarası 3 olan bir atomun 3 elektronu olduğundan 4. iyonlaşma enerjisi olamaz.
I. İyonlaşma Enerjisi (E1): Gaz halindeki (nötr) bir atomdan 1 elektron koparmak için gereken enerjidir. X(g) + E1 → X+1(g) + 1e-
II. İyonlaşma Enerjisi (E2): Gaz halindeki +1 yüklü bir iyondan 1 elektron koparmak için gereken enerjidir. X+1(g) + E2 → X+2(g) + 1e-
III. İyonlaşma Enerjisi (E3): Gaz halindeki +2 yüklü bir iyondan 1 elektron koparmak için gereken enerjidir. X+2(g) + E3 → X+3(g) + 1e-
Örnek: X+3(g) + En → X+5(g) + 2e- denkleminde En nedir?
Çözüm: Yukarıdaki denklem iki denklemin toplanmasından elde edilebilir.
X+3(g) + E4 → X+4(g) + 1e-
+ X+4(g) + E5 → X+5(g) + 1e-
X+3(g) + E4 + E5 → X+5(g) + 2e- Buradan En = E4 + E5 bulunur.
Periyodik cetvelde soldan sağa ve aşağıdan yukarıya doğru iyonlaşma enerjisi artar. İyonlaşma enerjisi atom çapıyla ters orantılı olarak değişir. Çünkü; çapı küçük atomların elektronları çekirdeğe daha yakın olduğundan, elektronlar çekirdek tarafından daha çok çekilmektedir. Bu nedenle çapı küçük atomlardan elektron koparmak için gereken enerji daha büyüktür.
Bir sonraki iyonlaşma enerjisi daima bir öncekinden büyüktür. Aynı yörüngedeki elektronlardan bir sonraki, bir öncekine göre yaklaşık 1,5-2 kat enerjiyle kopar.
Bir iç yörüngenin ilk elektronu, bir dıştaki yörüngenin son elektronuna göre yaklaşık 4-10 kat enerjiyle kopar.
Yandaki atom için 1. iyonlaşma enerjisi E1 = 100 k.kal ise, E2 ≈ 160 k.kal , E3 ≈ 250 k.kal olur. Çünkü ilk üç elektron aynı yörüngededir. İkinci iyonlaşma enerjisinin birinciye ve üçüncü iyonlaşma enerjisinin de ikinciye göre yaklaşık 1,5-2 kat olması beklenir.
4. elektron bir iç yörüngede olduğundan 4. iyonlaşma enerjisinin 3.cü’ye göre 4 ile 10 kat arasında bir değer olması beklenir. Bu nedenle E4 ≈ 1300 k.kal’dir. 5. elektron , 4.elektronla aynı yörüngede olduğundan E5’in değeri, E4’ün 1,5 ile 2 katı arasında bir değer olmalıdır. Bu nedenle; E5 ≈ 2000 k.kal’dir.
Örnek : Aşağıda A gruplarında bulunan bazı elementlerin ilk 6 iyonlaşma enerjileri k.kal cinsinden verilmiştir
Element
|
E1
|
E2
|
E3
|
E4
|
E5
|
E6
|
A
|
80
|
130
|
700
|
1100
|
1700
|
2600
|
B
|
75
|
125
|
650
|
1050
|
1630
|
2500
|
C
|
85
|
460
|
750
|
1250
|
2000
|
3100
|
D
|
90
|
480
|
800
|
1270
|
2060
|
3200
|
E
|
100
|
160
|
250
|
1300
|
2100
|
3250
|
F
|
110
|
180
|
300
|
470
|
730
|
4000
|
T
|
95
|
150
|
235
|
375
|
600
|
950
|
a) Bu elementler hangi gruptadırlar?
b) Aynı grupta olanları alt alta gösteriniz.
c) Hangileri elektriği iletir?
d) A,B,C,D ve E’nin F ile yapacağı bileşiklerin formüllerini yazınız.
Çözüm:
a) A’nın iyonlaşma enerjileri incelendiğinde E2 , E1’in yaklaşık 1,5-2 katı arasında bir değer-dir. E3’ün değeri ise E2’nin yaklaşık 5-6 katıdır.Buna göre A atomunda ilk iki elektron aynı yörüngede, diğer elektronlar bir iç yörüngededirler. A atomunun en dış yörüngesinde 2 elektron bulunmaktadır. Bu nedenle A’nın değerlik (valens) elektron sayısı 2’dir. Yani A elementi 2A grubundadır. Aynı sebepten; B→ 2A , C→ 1A , D→ 1A , E→ 3A , F→ 5A grubundadırlar. T elementi atomlarının 6.’ya kadar bütün iyonlaşma enerjileri, birbirinin yaklaşık 1,5-2 katı arasında bir değerdir. Ancak daha sonraki iyonlaşma enerjileri verilmemiştir. Bu nedenle T elementi 5A’ya kadar olan gruplarda olamaz. T elementi; 6,7 veya 8A gruplarının birinde olmalıdır.
b) A ile B ve C ile D aynı gruptadırlar. Grupta aşağıya inildikçe iyonlaşma enerjisi azaldığından;
1A grubunda C aşağıda, 2A grubunda B aşağıdadır.
1A 2A
D A
C B
c) A,B,C,D ve E metal olduklarından elektriği iletirler.
d) Bileşiklerinde A+2 , B+2 , C+1 , D+1 , E+3 değerliklerini alırlar. 5A grubundaki F ise metaller karşısında -3 değerlik alır. Bu nedenle bu metaller F ile; A3F2 , B3F2 , C3F , D3F ve EF formüllerine sahip bileşikler yaparlar.
A Gruplarında I. iyonlaşma enerjisi sırası:
Periyodik cetvelde soldan sağa doğru gidildikçe, iyonlaşma enerjisi genel olarak artar. Ancak aynı periyottaki 2A grubu 3A’dan , 5A grubu da 6A’dan daha solda olmalarına rağmen daha yüksek iyonlaşma enerjisine sahiptir. 2A grubunun 3A grubundan daha yüksek iyonlaşma enerjisine sahip olmasının nedeni şudur. 3A grubunda , 2A grubunda olmayan daha yüksek enerjili (daha kararsız)
1 tane p elektronu vardır. Çünkü aynı enerji seviyesindeki p’nin enerjisi s’den yüksektir. İyonlaşma sırasında 2A kararlı s2 elektronunu, 3A ise daha kararsız p1 elektronunu kaybedecektir. 2A’daki kararlı s2 elektronunun kopması p1 elektronuna göre daha fazla enerjiyle olur. 5A ve 6A’daki durum ise şöyle açıklanabilir. Bu gruplarda en dış elektronlar eşit enerjili p orbitallerindedirler. 5A’da en yüksek enerji seviyesinde p3 , 6A’da p4 elektronları vardır. p3 elektronları; px , py ve pz’de birer tane olup küresel simetriktir. p4 elektronlarının ise 2 tanesi p’lerin birindedir. Aynı p orbitalinde bulunan eşleşmiş iki elektronun birbirlerini itme etkisi, elektronun kopmasında kolaylaştırıcı faktördür. Bu nedenle 5A’nın iyonlaşma enerjisi 6A’dan büyüktür. Buna göre aynı periyotta iyonlaşma sırası;
1A<3a b=""> şeklindedir.
Şekil: A Gruplarında I. iyonlaşma enerjisinin değişimi.
*2A’daki bir atom 1 e- verirse elektronik yapısı aynı periyottaki 1A grubu atomunun elektronik yapısına benzer. Aynı şekilde 7A’daki , 6A’dakine , 6A’daki 5A’dakine benzer.
2A’daki bir atom 2 e- verirse elektronik yapısı , bir üst periyottaki 8A’daki atomun, 7A’daki 2 e- verirse elektronik yapısı; aynı periyottaki 5A grubu atomunun , 6A’daki 2 e- verirse aynı periyottaki 4A grubu atomunun elektronik yapısına benzer.
Örnek: 6X , 7Y ve 8Z atomlarının a)I. b) II. c) III. iyonlaşma enerjilerini küçükten büyüğe doğru sıralayınız.
Çözüm:
6X→ 4A’da 7Y→ 5A’da 8Z→ 6A’dadır.
a) I. iyonlaşma enerjisi sırası; 4A<6a b="" nbsp="" oldu="" undan="">X dir.
b) II. iyonlaşma enerjisi; +1 yüklü iyonlardan yapılır. Bu atomlardan 1’er elektron koptuğundan elektronik yapı olarak, X+1→ 3A , Y+1→ 4A , Z+1→ 5A’nın elektronik yapısına benzer. Buna göre II. iyonlaşma enerjileri, 3A<4a b="" na="" nbsp="" olarak="" ras="" s="" uygun="">X
c) Bu atomlardan 2’şer elektron koptuğunda elektronik yapı olarak, X+2→ 2A , Y+2→ 3A , Z+2→
4A’nın elektronik yapısına benzer. Buna göre III. iyonlaşma enerjileri, 3A<2a b="" na="" nbsp="" olarak="" ras="" s="" uygun="">Y
+2
Soru: 11Na , 12Mg ve 13Al atomlarının, a) I. b)II. c) III. iyonlaşma enerjilerini büyükten küçüğe doğru sıralayınız.
3.) Elektron ilgisi: Gaz halindeki bir atomun elektron kazanması sırasındaki enerji değişimidir. Örneğin; F(g) + e- → F-1(g) + enerji olayından görüldüğü gibi florun elektron alması sırasında enerji açığa çıkar. Bu olay ekzotermiktir. Bazı elementlerin elektron ilgisi olayları ise endotermiktir.
Periyodik cetvelde soldan sağa doğru genelde elektron ilgisi artar. Yukarıdan aşağıya doğru ise genelde elektron ilgisi azalır.
*Soy gazlar en sağda olmalarına rağmen elektrona ilgi duymazlar. Çünkü kararlı yapıdadırlar, bütün orbitalleri doludur. Soy gazlara enerji harcanarak elektron verildiğinde, elektron bir dış kabuk orbitaline girer.
4.) Ametal özellik, Elektronegatiflik, Yükseltgen özellik: Bu özellikler periyodik cetvelde soldan sağa doğru artar, yukarıdan aşağıya doğru azalır.
5.) Metal özellik, Elektropozitiflik, İndirgen özellik: Bu özellikler periyodik cetvelde soldan sağa doğru azalır, yukarıdan aşağıya doğru artar.
6.) Değerlik (valens) elektron sayısı: Periyodik cetvelde soldan sağa doğru genelde artar, yukarıdan aşağıya doğru ise değişmez.
7.) Atom numarası (proton sayısı): Periyodik cetvelde soldan sağa doğru ardışık olarak, yukarıdan aşağıya doğru ardışık olmadan artar.
8.) Oksitlerin asidik ve bazik özellikleri: Periyodik cetvelde soldan sağa doğru gidildikçe elementle- rin oksitleri için; asidik özellik artar, bazik özellik azalır. Yukarıdan aşağıya doğru gidildikçe, asidik özellik azalır, bazik özellik artar.
Periyodik Cetvelde Önemli Gruplar:
IA GRUBU: Bu gruptaki H dışındaki elementlere alkali metaller denir. IA grubu elementleri sırayla; H,Li,Na,K,Rb,Cs,Fr’dur. H ametaldir. Alkali metaller diğer metallere göre oldukça yumuşaktırlar. Erime ve kaynama noktaları grupta aşağı doğru azalır. Alkali metaller ve bunların bileşikleri aleve tutulduklarında, alevi karakteristik renklere boyarlar.
Alkali metaller periyodik cetvelde en aktif metallerdir. Aktif olduklarından tabiatta serbest halde bulunmazlar. Bileşikleri halinde bulunurlar. Aktiflik grupta aşağı doğru artar.
Elektron dizilişleri …ns1 ile biter. Bileşiklerinde daima +1 değerlik alırlar. H ise diğer ametaller karşısında +1, metallerle yaptığı bileşiklerde ise -1 değerlik alır. H’in metallerle yaptığı bileşiklere hidrürler denir.
Reaksiyonları:
1.) Oksijen ile tepkimeye girerek oksit veya peroksitleri oluştururlar. Oksijenin -1 değerlik aldığı bileşiklere peroksit denir. Alkali metali M ile gösterirsek;
4M + O2 → 2M2O (oksit) 2M + O2 → M2O2 (peroksit)
2.) Su ile şiddetle (çok hızlı) tepkimeye girerek hidrojen gazı ve metal hidroksitleri oluştururlar.
Bu metal hidroksitler kuvvetli baz’dırlar.
2M + H2O → 2MOH + H2
3.) Asitlerle tuz ve hidrojen gazı oluştururlar.
M + HCl → MCl + 1/2H2
4.) Halojenlerle tepkimeye girerek tuzları oluştururlar. Halojen’ X ile gösterirsek;
2M + X2 → 2MX
5.) Hidrojen ile tepkimeye girerek hidrürleri oluştururlar.
2M + H2 → 2MH
6.) Alkali metaller kuvvetli indirgendirler. Aktif olduklarından, kendilerinden daha pasif olan metalleri bileşiklerinden açığa çıkararak onların yerini alırlar.
2Na + ZnCl2 → 2NaCl + Zn
Na + KCl → Reaksiyonu gerçekleşmez. Çünkü; Na , K’dan aktif değildir.
7.) K,Rb ve Cs , oksijenle süperoksit bileşiklerini yaparlar.
M + O2 → MO2 (süperoksit)
VII A GRUBU: Bu gruptaki elementlere halojenler denir. VII A Grubu elementleri sırayla; F,Cl,Br,I, At’dir. At radyoaktiftir. Periyodik cetvelin en aktif ametalleridirler. Aktif olduklarından tabiatta serbest halde bulunmazlar. Bileşikleri halinde bulunurlar. Bileşiklerinden iki atomlu molekül-leri halinde elde edilirler. Erime ve kaynama noktaları grupta aşağıya doğru artar. Oda sıcaklığında (25 oC); F2 ve Cl2 gaz, Br2 sıvı I2 ise katıdır.(Halojen buharları koklanırsa solunum yollarını tahriş eder, hatta ölüme bile neden olur.)
Elektron dizilişleri, …ns2np5 ile biter. Bileşiklerinde F daima -1 değerlik alır. Çünkü F periyodik cetvelin en aktif ametalidir. Halojenler; metaller ve hidrojenle yaptıkları bileşiklerde daima -1 değerlik alırlar. F dışındaki halojenler bileşiklerinde; -1 +1 , +3 , +5 , +7 değerliklerini alabilirler.
Reaksiyonları:
1.) Hidrojenle; hidrojen halojenürleri (halojen asitlerini) oluştururlar.
H2 + X2 → 2HX
Bu asitlerin kuvvetleri, grupta aşağıya doğru artar. HF ; bu asitlerin en zayıfı olmasına rağmen cam kaplarda saklanamaz. Çünkü camın temel maddesi olan SiO2 ile HF arasında;
SiO2 + HF → SiF4 + 2H2O tepkimesi gerçekleşir.
Halojen asitlerinin kuvvetleri; HF
2.) Metallerle, metal halojenürleri (tuz) oluştururlar.
2M + nX2 → 2MXn
3.) Aktif olan halojen, kendinden daha pasif olanı bileşiğinden açığa çıkararak yerine kendisi geçer.
F2 + 2NaCl → 2NaF + Cl2
Br2 + 2NaCl → Reaksiyonu gerçekleşmez. Çünkü Br2 , Cl2’den aktif değildir.