Slayt 1

PERİYODİK ÇİZELGE
III.DERS
Elementlerin tek tek özelliklerinin incelenmesi zor ve zaman alıcıdır.
Bundan dolayı bilim adamları elementleri belirli bir düzen içinde
sınıflandırmaya çalışmışlardır.
1869’da kimyacı Dimitri Mendelyev, elementleri kütle numaralarına
göre sıralamış ve günümüzdeki periyodik cetvelin temelini
oluşturmuştur.
1913’te fizikçi Henry Moseley yüksek enerjili elektronlarla
bombardıman edilen elementlerin ürettiği X ışınlarının frekansları ile
atom numaraları arasında bir ilişki olduğunu tespit etmiş ve atom
numarasının artış sırasının kütle numarasının artış sırası ile aynı
olduğunu bulmuştur.
Artan atom numaralarına göre periyodik cetvele dizilen
elementlerin, bazı özelliklerinin tekrarlandığı görülür. Yatay sıralara
periyot, düşey sütunlara ise grup denir.
2
Hangi element ne zaman keşfedildi?
3
Elementlerin sınıflandırılması
4
Periyodik çizelge hidrojenle başlar ve alt kabuklar sırasıyla dolar.
Baş grup elementlerinde (1A-7A) en dıştaki baş kuantum sayısının s
ve p alt kabukları tam olarak dolmamıştır.
Soy gazlarda (8A) (He hariç) p alt kabuğu tam olarak dolmuştur.
Geçiş metalleri (1B, 3B-8B) (2B hariç) ya tam dolmuş ya da
iyonlarında tam dolmamış d alt kabuğu taşırlar.
Lantanitler ve aktinitlerin ise f alt kabuğu tam olarak dolmamıştır.
Bir atomun dış elektronlarına değerlik elektronları denir. Bu
elektronlar bağ yapımında görev alırlar. Bir gruptaki elementlerin
değerlik elektron sayıları aynıdır.
7A grubu (halojenler) elementleri çok benzer özellikler göstermesine
rağmen 4A grubu elementlerinin kimyasal özellikleri arasında
farklılıklar vardır (C : ametal, Si ve Ge : yarı metal, Sn ve Pb : metal).
5
Elementlerin periyodik cetvelde alt kabuklarının
dolmasına göre sınıflandırılması
6
Baş kuantum sayısı 3 ve değerlik elektronu 2 olduğu için 3.
7
periyot ve 2A grubundadır.
8
9
Baş grup elementlerinden türemiş iyonlar
Na [Ne]3s1
Na+ [Ne]
Ca [Ar]4s2
Ca2+ [Ar]
Al [Ne]3s23p1
Al3+ [Ne]
Atom elektron kaybedince
soy gaz yapısına sahip olur.
H 1s1
22s22p5
F
1s
Atom elektron alınca soy
gaz yapısına sahip olur.
O 1s22s22p4
N 1s22s22p3
H- 1s2
[He]
F- 1s22s22p6
[Ne]
O2- 1s22s22p6 [Ne]
N3- 1s22s22p6 [Ne]
10
Elektron sayıları aynı olan atom veya iyonlara izoelektronik denir.
11
-1
-2
-3
+3
+1
+2
Geçiş metallerinin iyonları
Bir geçiş metalinin katyonu oluşurken ilk
elektron ya da elektronlar önce ns orbitalinden
kopar, sonra (n – 1)d orbitallerinden kopar.
Fe:
[Ar]4s23d6
Fe2+: [Ar]4s03d6 ya da [Ar]3d6
Mn:
[Ar]4s23d5
Mn2+: [Ar]4s03d5 ya da [Ar]3d5
Fe3+: [Ar]4s03d5 ya da [Ar]3d5
12
Etkin çekirdek yükü (Zetkin)
Çekirdeğe yakın elektronlar, çekirdekteki pozitif yüklü protonlarla
dış elektronlar arasındaki elektrostatik çekimi zayıflatır
(perdeler).
Etkin çekirdek yükü değerlik elektronlarından her biri tarafından
hissedilen yüktür.
Zetkin = Z - s
0 < s < Z (s = perdeleme sabiti)
Zetkin  Z – (içteki elektronların sayısı)
Z
İçteki e. Zetkin
Y.çap (pm)
Na
11
10
1
186 (1 e-’yi 11 p çeker)
Mg
12
10
2
160 (Her bir e-’yi 12 p çeker)
Al
13
10
3
143 (Her bir e-’yi 13 p çeker)
Si
14
10
4
118 (Her bir e-’yi 14 p 13çeker)
Baş grup elementlerinde etkin çekirdek yükü (Zetkin)
Zetkin artar
Zetkin artar
14 14
Atomik Yarıçap
Atomun yarıçapı, komşu iki atomun çekirdekleri arasındaki
uzaklığın yarısıdır.
Elementlerle ilgili özellikler atomun yarıçapı ile yakından ilgilidir.
Aynı zamanda atomun elektron verme ve alma kabiliyetini de
etkiler.
metalik yarıçap
kovalent yarıçap
15
16
Periyodik tabloda aynı grupta yukarıdan aşağıya inildikçe (atom
numarası arttıkça) atom yarıçapı artar. Çünkü artan elektron sayısı ile
baş kuantum sayısı da artar. Bu da çekirdek çevresindeki elektron
bulutunun daha da genişlemesi anlamına gelir.
Periyodik tabloda aynı periyotta soldan sağa gidildikçe de atom yarıçapı
küçülür. Aynı periyotta soldan sağa elektron sayısı arttığı için yarıçapın
artması gerektiği düşünülebilir. Ancak soldan sağa periyot boyunca
elektron sayısındaki artış baş kuantum sayısını değiştirmez. Buna karşın,
proton sayısının artmasıyla çekirdeğin çekim gücü (bir değerlik
elektronunun hissedeceği güç) artacağından, atom yarıçapı aynı
periyotta soldan sağa doğru gidildikçe azalır.
17
Atom yarıçapının atom numarasına göre değişimi
18
İyon yarıçapı
Nötr bir atom bir iyona dönüştüğünde hacminin değişmesini bekleriz.
Eğer bir anyon oluşursa, yarıçap artar, çünkü çekirdek yükü aynı (her
bir e-’yi çeken p sayısı aynı) kalırken gelen elektron veya elektronların
sebep olduğu itme kuvvetleri elektron bulutunun hacmini genişletir.
Atomdan elektron veya elektronlar uzaklaştığında ise, çekirdek yükü
aynı olmasına rağmen elektron itmesi azaldığı için elektron bulutu
büzüşür ve katyonun hacmi atomdan küçük olur.
19
İyon yarıçapları ile atom yarıçaplarının karşılaştırılması
20 20
Periyodik çizelgedeki bazı iyonların yarıçapları (pm)
21
Örnek Aşağıdaki iyon çiftlerinden hangi iyonun yarıçapı daha büyüktür?
(a) N3- ve F(b) Mg2+ ve Ca2+
(c) Fe2+ ve Fe3+
(a) N3- ve F- izoelektroniktir (her ikisi de 10
elektronludur). N3-‘te 7 proton varken, F-‘de 9
proton vardır. Yani N3-‘teki çekirdek elektronlara
daha zayıf bir çekim kuvveti uygular (N3- > F-).
(b) Her ikisi de 2A grubundadır. Ca’nın baş kuantum sayısı (n = 4), Mg’nin
baş kuantum sayısından (n = 3) daha büyüktür (Ca2+- > Mg2+).
(c) İyonların her ikisi de aynı çekirdek yüküne sahiptir. Fakat Fe2+‘nın
elektron sayısı (24), Fe3+‘nın elektron sayısından (23) bir fazladır. Bu
yüzden, elektron-elektron itmesi Fe2+ ‘da daha fazla olduğu için Fe2+
daha büyüktür.
22
İyonlaşma Enerjisi
Bir atomun kimyasal özelliği değerlik elektronlarının
dağılımına bağlıdır. İyonlaşma enerjisi gaz halindeki bir
atomun temel halinden bir elektronu uzaklaştırmak için
atoma verilmesi gereken minimum enerjidir (kJ/mol).
İyonlaşma enerjisinin büyüklüğü atomdaki elektronun ne
kadar sıkı tutulduğunun bir ölçüsüdür.
I1 + X (g)
X+(g) + e-
I1 birinci iyonlaşma enerjisi
I2 + X+(g)
X2+(g) + e-
I2 ikinci iyonlaşma enerjisi
I3 + X2+(g)
X3+(g) + e-
I3 üçüncü iyonlaşma enerjisi
I1 < I2 < I3
Atomdan elektron koptukça kalan elektronlar arasındaki
itmeler azalacağı için sonraki iyonlaşma enerjisi artacaktır.23
Birkaç küçük düzensizlik dışında, elementlerin birinci iyonlaşma
enerjileri bir periyotta soldan sağa gidildikçe birlikte artar.
Çünkü bir periyotta soldan sağa gidildikçe etkin çekirdek yükü artar
(yarıçap azalır). Böylece dış elektron(lar) daha sıkı tutulur.
24
Birinci iyonlaşma enerjisindeki genel eğilim
Birinci iyonlaşma enerjisi artar
Birinci iyonlaşma enerjisi artar
25 25
26
Örnek Oksijen ve kükürt atomlarından hangisinin birinci iyonlaşma
enerjisi daha düşüktür?
Oksijen ve kükürt 6A grubundadır. Her ikisi de aynı elektron dağılımına
(ns2np4) sahiptir. Ancak kükürtteki 3p elektronu çekirdekten daha
uzaktadır. Yani oksijendeki 2p elektronuna göre daha zayıf bir çekirdekelektron çekimi söz konusudur. Buna göre kükürdün birinci iyonlaşma
enerjisi (1000 kJ/mol) oksijeninkinden (1314 kJ/mol) daha düşük olur.
Elektron ilgisi
Gaz halindeki bir atomun bir elektron alarak
dönüştüğünde meydana gelen enerji değişimidir.
X (g) + e-
anyona
X-(g)
27
F (g) + e-
X-(g) DH = -328 kJ/mol (salınan enerji) Eİ = +328 kJ/mol
O (g) + e-
O-(g) DH = -141 kJ/mol (salınan enerji) Eİ = +141 kJ/mol
O- (g) + e-
O2-(g) DH = +780 kJ/mol (gereken enerji) Eİ = -780 kJ/mol
Oksijen atomunun Eİ’si pozitiftir (ekzotermik). Diğer yandan Oiyonunun Eİ’si negatiftir (endotermik). Çünkü ilave olarak gelen
elektronla, mevcut elektron arasındaki itme sonucu oluşan
kararsızlık, soy gaz yapısına ulaşmakla kazanılan kararlılıktan
daha büyüktür.
Başka bir deyişle negatif bir yükü (elektron) diğer bir negatif
yükle (anyon) yan yana getirmek daima enerji gerektirir.
İyonlaşma enerjisinin düşük olması, atomdaki elektronun çok
kolay verilebileceğini, Eİ’nin pozitif olması ise atomun elektronu
28
almaya karşı çok istekli olduğunu gösterir.
29
Periyot boyunca soldan sağa doğru elektron ilgisi artarken
grupta yukarıdan aşağıya doğru azalır.
Metalik karakter bir periyotta soldan sağa doğru azalırken,
grup içerisinde yukarıdan aşağıya doğru artar. Buna göre
metallerin elektron ilgisinin ametallerinkinden düşük olduğunu
söyleyebiliriz.
7A grubu elementleri (halojenler), en yüksek Eİ’ye sahiptirler.
Çünkü alınacak bir elektronla, halojen hemen sağındaki soy
gazın kararlı elektron dağılımına sahip olur.
Örnek Mg’nin Eİ’sinin sıfıra yakın ya da negatif olduğu
düşünülmektedir. Neden?
Toprak alkali metallerinin (Mg gibi) ns2 ile biten son kabukları
elektron alınca ns2np1 olur. Elektron bulunma olasılığı
bakımından yoğunluğu daha yüksek olan ns elektronları np’ye
gelecek olan elektronları etkili bir şekilde perdeleyeceği (iteceği)
30
için bu metallerin elektron almaları zordur.
Baş Grup Elementlerinin Kimyasal Özelliklerindeki
Değişim
İyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisi elementlerin reaksiyonlarını,
reaksiyon türlerini ve oluşan bileşiklerin niteliğini anlamamıza
yardımcı olur.
Baş grup elementlerinde çapraz durumdaki elementler benzer
özellik gösterirler (çapraz bağıntı). Bunun sebebi, katyonların
yük yoğunluğunun (iyon yükü/hacim) birbirine çok yakın
olmasıdır.
31
Hidrojen (1s1)
1A grubunda gösterilse de aslında tek başına bir grup olabilir.
Çünkü sulu çözeltide hidroliz (H+) olurken (1A grubu gibi) NaH ve
CaH2 gibi hidrürlü (H-) bileşikleri de (7A grubu gibi) vardır. En
önemli bileşiği ise sudur:
2H2(g) + O2(g) → H2O(s)
Zn ve Mg gibi metallerin HCl ile reaksiyonu sonucunda hidrojen
gazı elde edilebilir:
Zn(k) + 2HCl → ZnCl2 + H2(g)
Hidrojenin başlıca endüstriyel kullanımı amonyağın sentezidir:
N2(g) + H2(g) → 2NH3(g)
Sıvı amonyağın büyük bir kısmı gübre olarak ya da NH4NO3 ve
(NH4)2SO4 gibi diğer gübrelerin yapımında kullanılır.
32
1A Grubu Elementleri (Alkali Metaller) (ns1, n  2)
İyonlaşma enerjileri çok düşüktür. Asitlerle ve suyla
reaksiyonları hızlıdır. Hava ile temas ettiklerinde oksijenle
birleşerek oksitlerini oluştururlar. Ancak, lityum hariç diğerleri
hem oksit hem de peroksitleri (O22-) oluştururlar. K, Rb ve Cs
ise süper oksit iyonu (O2-) içeren bileşikleri de verirler. Farklı
türde oksit oluşturmalarının nedeni, oluşan iyonik bileşiklerin
(oksitlerin) katı hallerinin kararlı olmasıdır.
M+1 + 1e-
2M(k) + 2H2O(s)
2MOH(suda) + H2(g)
4M(k) + O2(g)
2M2O(k)
2M(k) + O2(g)
2M2O2(k)
M(k) + O2(g)
MO2(k)
Reaktivite artar
M
33
Çok reaktif (etkin) olduklarından doğada asla saf halde
34
bulunmazlar.
2A Grubu Elementleri (Toprak Alkali Metaller) (ns2, n  2)
Etkinlikleri 1A rubuna göre biraz daha azdır. Berilyum hariç, hepsi
suyla reaksiyon verir. Hepsi oksijenle reaksiyon verir. Berilyum
hariç, asitlerle reaksiyon vererek H2 çıkarırlar.
M
M+2 + 2eBe(k) + 2H2O(s)
Reaksiyon vermez.
Mg(k) + 2H2O(g)
M(k) + 2H2O(s)
Reaktivite artar
M(k) + 2H+(suda)
Mg(OH)2(suda) + H2(g)
M(OH)2(aq) + H2(g)
M2+(suda) + H2(g)
M = Ca, Sr, ve Ba
M = Mg, Ca, Sr, ve Ba
35
BeH2 ve BeCl2 ve MgH2 moleküler yapıdadır.
36
3A Grubu Elementleri (ns2np1, n  2)
Bor yarı metal, diğer üyeler ise metaldir. Bor, oksijen ve suyla
reaksiyon vermez.
Alüminyumun, sadece +3 değerliği vardır. Oksijenle ve HCl ile
reaksiyon verir.
4Al(k) + 3O2(g)
2Al2O3(k)
2Al(k) + 6H+(suda)
2Al3+(suda) + 3H2(g)
Al hariç diğer üyeler, +1 ve +3 değerlerini alabilir. Metalik
elementler moleküler yapıda bileşikler de oluşturur.
37
38
4A Grubu Elementleri (ns2np2, n  2)
C ametaldir. Si ve Ge ise yarı metaldir.
Sn ve Pb metal olup, suyla reaksiyon vermezler. Ancak HCl
gibi asitlerle reaksiyon verirler.
Grup üyeleri hem +2 hem de +4 değerliğinde olabilir.
Sn(s) + 2H+(aq)
Sn2+(aq) + H2 (g)
Pb(s) + 2H+(aq)
Pb2+(aq) + H2 (g)
39
C ve Si için +4 basamağı daha kararlı iken Pb için ise +2
yükseltgenme basamağı daha kararlıdır.
40
5A Grubu Elementleri (ns2np3, n  2)
N ve P ametaldir, As ve Sb yarı metal, Bi ise metaldir.
Azot N2, P ise P4 molekülleri halinde bulunur.
Azotun çok sayıda oksidi vardır. N2O5 katı iken diğerleri gaz
halindedir.
N2O5 ve P4O10 suyla reaksiyon vererek asit oluştururlar:
N2O5(k) + H2O(s)
2HNO3(suda)
P4O10(k) + 6H2O(s)
4H3PO4(suda)
41
Metal nitrürlerin (Li3N ve Mg3N2 gibi) pek çoğu iyoniktir.
42
6A Grubu Elementleri (ns2np4, n  2)
O, S ve Se ametal iken Te ve Po ise yarı metaldir.
S ve Se’nin molekül formülleri S8 ve Se8’dir.
Polonyum radyoaktiftir.
O, S, Se ve Te oluşturduğu bileşiklerde -2 halindedir.
SO3 suyla sülfürik asit verir:
SO3(g) + H2O(l)
H2SO4(aq)
43
Grup elementleri ametallerle moleküler bileşik oluştururlar.
44
7A Grubu Elementleri (Halojenler) (ns2np5, n  2)
Hepsi ametaldir. X2 genel formülü ile gösterilirler. Astatin (At)
radyoaktif olup, hakkında fazla bir bilgi yoktur.
İyonlaşma enerjileri ve elektron ilgileri çok yüksektir.
H2 ile HX vermek üzere reaksiyon verirler:
X + 1eX-1
2HX(g)
Reaktivite artar.
X2(g) + H2(g)
45
Etkinlikleri çok yüksek olduğu için doğada asla elementel halde
bulunamazlar. Hatta F2 o kadar etkindir ki, su ile oksijen gazı
vermek üzere reaksiyona girer. Alkali ve toprak alkali
metallerin halojenürlerle verdiği bileşiklerin çoğu iyoniktir.
Kendi aralarında yaptıkları bileşikler ise genellikle molekülerdir
(ICl ve BrF3 gibi).
46
8A Grubu Elementleri (Soy gazlar) (ns2np6, n  2)
Tamamı tek atomlu halde bulunurlar. ns ve np kabukları
tamamen doludur.
Grubun iyonlaşma enerjileri bütün elementler içerisinde en
yüksek değerlere sahiptir. Bu gazlar dışarıdan elektron kabul
etmezler (inerttirler).
Ticari uygulamaları olmadığı gibi doğal biyolojik süreçlerde de
yer almazlar.
47
PtF6
Grubun diğer üyelerine göre ksenonun çok sayıda bileşiği
vardır: XeF4, XeO3, XeO4 ve XeOF4.
Kriptonun ise KrF2 gibi birkaç bileşiği vardır.
2000 yılında ise sadece HArF sentezlendi.
48
1A ve 1B gruplarının karşılaştırılması
Her iki grup elementlerinin de en dış kabuğu olan s orbitalinde
tek elektronu vardır.
Ancak 1B grubu daha kararlıdır. Çünkü iyonlaşma enerjileri
daha yüksektir.
Düşük iyonlaşma enerjisi (yüksek reaktivite)
49
Bir periyot boyunca oksitlerin özellikleri
bazik
asidik
Oksijen, 1A ve 2A grubu ya da Al gibi düşük iyonlaşma enerjili
metallerle reaksiyona girdiğinde kararlı iyonik bileşikler
oluşturur (Na2O, MgO ve Al2O3).
Elementlerin iyonlaşma enerjileri soldan sağa artarken,
oksitlerin özellikleri de iyonikten molekülere doğru olur. P, S
ve Cl’nin oksijenli bileşikleri molekülerdir.
Suda çözündüklerinde asit ya da baz üretip üretmemelerine
göre asit oksitler ya da baz oksitler olarak sınıflandırılırlar.
50
MgO(k) + 2HCl(suda)
MgCl2(suda) + H2O(s)
Al2O3(k) + 6HCl(suda)
2AlCl3(suda) + 3H2O(s)
Al2O3(k) + 2NaOH(suda) + 3H2O(s)
SiO2(k) + 2NaOH(suda)
2NaAl(OH)4(suda)
Na2SiO3(suda) + H2O(s)
Periyot boyunca metalik karakter azalırken oksitlerin karakteri
bazikten amfotere ve ondan da asidiğe doğru olur.
Metal oksitler bazik, ametal oksitler asidik ve periyodun
ortasındaki oksitler ise amfoterdir.
Baş grup elementlerinin oksitlerinde baziklik atom numarası
arttıkça artar.
51
Sorular ve Problemler
1. 134 (pm) pikometre = ? m
1 pm = 10 -12 m, 134 pm = 134 x 10 -12 m = 1,34 x 10 -10 m
2. 244,2 oF = ? oC
C = 5/9(F-32) = 5/9(244,2-32) = 5/9(212,2) = 117,9 oC
3. Metal, yarı metal ve ametale ikişer tane örnek veriniz.
Meta:Li-Mg, Yarı metal : B-Si, Ametal: F-Cl
4. Aşağıda formülleri verilen hangi bileşiğin adlandırması doğrudur?
a) I2O5, iyot pentoksit
b) LiNO3, lityum nitrat
c) PbO, kurşun(I) oksit
d) H2SO4, hidrosülfürik asit
Cevap: b)
5. Aşağıda adlandırmaları verilen hangi bileşiğin formülü yanlıştır?
a) demir(III) oksit, Fe2O3
b) kalsiyum hidroksit, Ca(OH)2
c) Potasyum klorit, KClO3
d) diazot monoksit, N2O
Cevap: c)
52
6. Aşağıdaki oksitleri asit, baz ve amfoter olarak sınıflandırınız.
a) Rb2O, b) BeO ve c) As2O5
(a-bazik, b-Be ile Al arasında çapraz bağıntı vardır. BeO amfoterdir. c-asidik)
7. Aşağıdaki çiftlerin her birinde hangi tür diğerinden hacimce daha büyüktür?
a) Cl ve Cl-
b) O2- ve S2-
c) Mg2+ ve Al3+
d) Na+ ve F-
8. İyonlaşma enerjisi bir periyotta soldan sağa genellikle artar. Ancak Al’nin
birinci iyonlaşma enerjisi Mg’den küçüktür. Neden?
9. Li, Na ve K elementleri artan elektron ilgisine göre nasıl sıralanır? Neden?
10. Alkali metallerin elektron ilgisi toprak alkali metallerine göre büyüktür.
Neden?
11. Li2O, CaO ve CO2’nin suyla verebilecekleri reaksiyonları yazınız.
Li2O + H2O → 2LiOH
CO2 + H2O → CO32- + 2H+
CaO + H2O → Ca(OH)2
53