PERİYODİK SİSTEMİN TARİHÇESİ Periyodik cetvel günümüzdeki tüm elementleri belirli bir düzende sıralayan bir sistemdir. Günümüzde 92 tanesi doğada varolan, diğerleri ise yapay yollarla elde edilmiş olan 117 farklı element bilinmekte ve periyodik cetvelde belirli bir düzen içerisinde sıralanmaktadır. Bu elementlerden altın, kalay, cıva, kurşun, bakır ve gümüş gibi eski çağlardan beri bilinenlerin yanında, 19. yüzyıldan itibaren günümüze kadar bulunmuş 85 tane yenisi de periyodik cetvele belirli bir düzene göre yerleştirilmiştir. 1800'lü yılların başlarında Johann Döbereiner benzer kimyasal özelliklere sahip bazı elementlerin üçlü gruplar halinde sınıflandırılabileceğini önermiş ve buna "triadlar kuralı" adı verilmiştir. Bu kurala göre, üçlü grupta bulunan elementlerden, atom kütlesi en büyük olan ile en küçük olanın atom kütlelerinin toplamı ikiye bölündüğünde çıkan değerin, ortadaki atomun atom kütlesine eşit olduğu görülmüştür. Örneğin, 40 Ca ve 56 Ba elementlerinin atom kütlelerinin toplanıp ikiye bölünmesiyle elde edilen değer, bunların arasında yer alan 48 Sr elementinin atom kütlesine eşit çıkmıştır. Alexandre E.B. de Chancourtois, 1862 yılında yayınladığı makalesinde bazı element ve iyonları artan atom kütlelerine göre bir silindir üzerinde spiral olacak şekilde göstermiştir. Buna da "Tellürik Spiral" adını vermiştir. Yayınlandığı yıllarda çok dikkat çekmeyen bu çalışma, 1869'da Mendeleev çalışmalarını yayınladığında daha iyi anlaşılmıştır. İngiliz kimyacı John Newlands, 1864 yılında bilinen elementleri atom kütlelerine göre sıralamış ve herhangi bir elementten sonra gelen her sekizinci elementin özelliklerinin bu elementle benzerlik gösterdiğini farketmiştir. Bu bağlantıyı müzikte kullanılan notalardan(8 nota) esinlenerek "oktavlar kuralı" olarak adlandırmıştır. Newlands, bu kuralı kullanarak elementleri artan atom kütlelerine ve benzer fiziksel ve kimyasal özelliklerine göre sınıflandırmıştır. 1869 yılında Alman bilim insanı Lother Meyer ve Rus bilim insanı Dimitri Mendeleyev birbirinden habersiz, benzer sonuçları içeren makalelerini yayınlamışlardır. İki bilim insanı ortaya koydukları sonuçlarla modern periyodik sistemin oluşmasına büyük katkı yapmışlardır. Meyer yayınladığı elementler tablosunda 28 elementi 6 ana grupta, değerliklerine göre sıralamıştır. Meyer ve Mendeleev elementleri artan atom kütlelerine göre sıralamışlar ve bazı elementler arasında periyodik olarak tekrarlanan özellikler olduğunu belirtmişlerdir. Mendeleev'in çalışması periyodik sistem içi bağlantıları daha iyi açıklayabildiği için kimyacılar arasında daha fazla ilgi görmüştür.
Mendeleev periyodik çizelgesinde 12 yatay sıra(periyot) ve 8 dikey sütun(grup) oluşturmuş ve 63 elementi artan atom kütlelerine göre sıralamıştır. Yatay satırlar alt alta geldiğinde oluşan sütunlardaki elementlerin fiziksel ve kimyasal özelliklerinin birbirine benzediğini bulmuştur. Oluşturduğu bu sütunlar element ailelerini oluşturmuş ve dikey sütunlara grup adını vermiştir. Periyodik cetvelinde, boş bıraktığı yerlerdeki elementlerin henüz keşfedilmediğini belirtmiştir. Bu elementlerin keşfedildiklerinde özelliklerinin neler olabileceği ile ilgili tahminlerde de bulunmuştur. Periyodik cetvelinde boş bırakılan yerlerde bulunan elementlerle ilgili tahminlerinin doğruluğu, bu elementlerin keşfedilmesiyle ortaya çıkmıştır. Oluşturduğu cetvelde ortaya çıkan düzensizliklerin, atom kütlelerinin yanlış hesaplanması sonucunda oluştuğunu belirtmiştir. Germanyum elementi için Mendeleev'in yapmış olduğu tahminler ile daha sonra gözlenen özelliklerin karşılaştırılması yandaki tabloda gösterilmektedir. Mendeleev'in yaptığı tahminlere benzer tahminlerle başka elementlerin özellikleri de, bulunduğunda gözlenen özelliklerle paralellik göstermektedir. Yandaki tabloda bununla ilgili iki elemente ait örnekler verilmiştir. Mendeleev'in periyodik sistemdeki asıl başarısı, yeni elementlerin keşfedilebileceğini öngörmesi ve cetveli buna göre oluşturmasıdır. Mendeleev'in periyodik cetveli hazırladığı yıllarda soygazlar keşfedilmemişti. Mendeleev in periyodik tablosu her ne kadar elementlerin periyodik özelliklerini gösterse de neden özelliklerin tekrarlandığı konusunda herhangi bir bilgi vermemektedir. 1895 yılında Lord Rayleigh, kimyasal olarak yeni bir gazı (argon) keşfettiğini bildirdi. Bu element periyodik tabloda bilinen hiçbir yere oturtulamadı. 1898 yılında William Ramsey bu elementin klor ile potasyum arasında bir yere konulabileceğini önerdi. Helyum da aynı grubun bir üyesi olarak düşünüldü. Bu grup elementi değerliklerinin sıfır olması nedeniyle sıfır grubu olarak adlandırıldı. 1911 de Ernest Rutherford atom çekirdekleri alfa parçacıklarının saçılması nedeniyle çekirdek yükünün belirlenebileceğini gösterdi. Rutherford, bir çekirdeğin yükünün atom kütlesi ile orantılı olduğunu gösterdi. 1911 de A. Van den Broek bir seri çalışmasıyla elementlerin atom ağırlıklarının atom üzerindeki yüke yaklaşık eşit olduğunu gösterdi. Bu yük daha sonra atom numarası olarak tanımlandı ve periyodik cetveldeki elementleri yerleştirmede kullanıldı. 1913 de Henry Moseley bir grup elementin X-ışınları spektrum çizgilerinin dalga boylarını ölçerek atom numarası ve elementlerin X-ışınları dalga boylarının ilişkili olduğunu gösterdi. Bu çalışma Mendeleev, Meyer ve diğerlerinin yaptığı gibi atom kütlelerinin temel alınmasının yanlış olduğunu gösteriyordu. Çalışmalar sonucunda Moseley, elementlerin kimyasal özelliklerinin atom kütlelerine değil, atom numaralarına bağlı olduğunu belirlemiş oldu. Daha sonra elde ettiği sonuçlara dayanarak periyodik cetvelin, elementlerin atom numaralarına göre düzenlenmesini önerdi. Bugünkü modern periyodik sistem Moseley'in önerisine göre ele alınmış ve yeniden düzenlenmiş sistemdir. Periyodik özellikler neden tekrarlanıyor sorusunun yanıtı, Niels Bohr un elementlerdeki elektronik yapıyı incelemesiyle başlamıştır. Periyodik cetveldeki en son büyük değişiklik, 20. yüzyılın ortalarında Glenn
Seaborg un çalışmasıyla ortaya çıktı. 1940 ta plutonyumu bulmasıyla başlayan araştırması, 94 ten 102 ye kadar olan tüm uranyum ötesi elementleri bulmasıyla sürdü. Periyodik tablodaki lantanit serisinin altına aktinitler serisini yerleştirdi. 1951 de Seaborg bu çalışmaları ile kimyada Nobel ödülünü kazandı. 106 numaralı element Seaborgium(Sg) olarak adlandırıldı. Mendeleev in hazırladığı ilk cetvelde 17 sütun vardı; ancak cetvel daha sonraları yeniden gözden geçirildi ve sütun sayısı sekize indirildi. O zamandan bu yana yeni elementler bulundukça cetvel bir çok kez değişti ve ilginç cetveller oluşturuldu. Bu cetvellere bir örnek olarak 1928 yılında Charles Janet tarafından oluşturulan periyodik cetvel yanda verilmiştir. Değişik şekillerde düzenlene periyodik cetvellerde, elementlerle ilgili birçok bilgi yer alabilmektedir. Elementlerin Periyodik Sınıflandırılması Periyodik sistemdeki yatay sıraların herbirine periyot, dikey sütunlara ise grup adı verilir. Periyodik sistemde 7 tane periyot, 18 tane grup vardır. Periyodik sistemdeki gruplar, IUPAC(International Union Pure and Applied Chemistry) kurallarına göre A ve B harfleri kullanılmadan 1'den 18'e kadar olan grup numaraları ile gösterilirler.
Periyodik sitemde birinci periyot hariç her periyot metalle başlar, soygazla sona erer. Periyodik cetvelin aynı grubunda bulunan elementlerin fiziksel ve kimyasal özellikleri benzerlik gösterdiğinden bunlara aile de denir. A ve B gruplarına göre, 8 tane A grubu ve 10 tane B grubu(3 tanesi 8B) vardır. A gruplarına baş gruplar, B gruplarına yan gruplar denir. Periyodik sistem, elementlerin elektron dizilimlerine göre dört bloktan oluşur. Aşağıda görüldüğü gibi elementlerin elektron dizilişine göre oluşan bu bloklara s, p, d, f blokları denir. Periyodik Sistemde Periyotlar Periyodik sistemde 7 tane periyot vardır. 1. Periyot Hidrojen ve helyum'dan oluşan periyottur. Bu periyotta yer alan hidrojen ve Helyum'un elektron dizilimleri sırasıyla 1s 1 ve 1s 2 şeklindedir. Atom numarası 1 olan hidrojen 1.(1A) grupta yer alan ve ametal özellik gösteren bir elementtir. Hidrojen bileşiklerinde 1+ veya 1- değerlik alabilir. Atom numarası 2 olan Helyum bir soygazdır ve periyodik cetvelin 18.(8A) grubunda yer alır. Birinci enerji seviyesi en fazla iki elektron alabildiği için, He son enerji seviyesinde 2 elektron içermesine rağmen kararlıdır ve soygazdır. Soygaz olan He elektron alışverişi yapmaz. 2. Periyot Bu periyotta 8 element bulunur. Bu elementler, Li, Be, B, C, N, O, F ve Ne'dur. Elektron dizilimlerinde en yüksek enerji seviyesinin ayısal değeri 2'dir. 3. Periyot Bu periyotta yine 8 element vardır. Bu elementler, Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl ve Ar'dir. Elektron dizilimlerinde en yüksek enerji seviyesinin ayısal değeri 3'tür.
4. Periyot 4. periyotta 18 element vardır. Elektron dizilimlerinde en yüksek enerji seviyesi 4'tür.Periyodun ilk elementi potasyum(k), son elementi ise kripton(kr)'dur. İlk üç periyotta bulunmayan B grubu elementleri ilk defa bu periyotta yer alır. B grubunda yer alan elementler 10 tanedir. 5. Periyot 4. periyotta 18 element vardır. Elektron dizilimlerinde en yüksek enerji seviyesi 5'dir.Periyodun ilk elementi rubidyum(rb), son elementi ise Ksenon(Xe)'dur. Bu periyotta da B grubu elementleri yer alır. B grubunda yer alan elementler 10 tanedir. 6. Periyot 6. periyotta 32 element vardır. Elektron dizilimlerinde en yüksek enerji seviyesi 6'dır. Bu periyotta baştan 3. element lantan(la)'dır. Bundan sonra gelen 14 tane elementin elektron dizilimindeki son orbital f olduğu için bu elementler periyodik cetvelin altına ayrı bir sütun halinde yerleştirilirler. 6. periyottaki bu 14 elemente La elementini takip eden elementler oldukları için Lantanitler adı verilir. 7. Periyot Elektron dizilimlerinde en yüksek enerji seviyesi 7'dir. Bu periyotta baştan 3. element aktinyum(ac)'dur. Bundan sonra gelen 14 tane elementin elektron dizilimindeki son orbital f olduğu için bu elementler periyodik cetvelin altına ayrı bir sütun halinde yerleştirilirler. 6. periyottaki bu 14 elemente Ac elementini takip eden elementler oldukları için Aktinitler adı verilir.
Periyodik Sistemde Gruplar 1A(1. grup) grubu elementleri 1A grubunda yer alan elementlere(h hariç) alkali metaller grubu denir. elektron dizilimleri ns 1 ile biter. 1A grubu elementleri periyodik cetvelin s bloğunda yer alırlar. 1A grubunda yer alan hidrojen oda koşullarında gaz halinde olan çift atomlu moleküllü bir ametaldir. Bu grupta yer alan diğer elementler metaldir ve oda koşullarında katı halde bulunurlar. Alkali metaller 1. periyot hariç her periyodun ilk elementidir. Son temel enerji seviyelerinde 1 elektronları vardır. Değerlik elektron sayıları 1'dir. Son enerji seviyesindeki 1 elektronu çok kolay verebildikleri için doğada element olarak değil bileşikler halinde bulunurlar. Bileşiklerinde daima 1+ değerlik alırlar. Çok aktif olduklarından, suyla şiddetli tepkime vererek hidrojen gazı oluştururlar. Isı ve elektriği iletirler. Sert değillerdir. Bıçakla kesilebilirler. Periyodik cetvelde yukarıdan aşağı doğru inildikçe aktiflikleri artar. 2A(2. grup) grubu elementleri Bu grupta toplam 6 element vardır. Bu elementlerin tamamı metaldir. Periyodik cetvelin s bloğunda yer alırlar. 2A grubu elementlerine toprak alkali metaller denir. Elektron dizilimler ns 2 ile biter. Son temel enerji seviyelerinde 2 elektronları vardır. Değerlik elektron sayıları 2'dir. Bileşiklerinde 2+ değerlik alırlar. Alkali metallerden sonra aktiflikleri en fazla olan metal grubudur. Erime ve kaynama noktaları alkali metallerden daha yüksektir. Oluşturdukları bileşikler iyonik yapılıdır. Grubun ilk elementi olan berilyum'un oluşturduğu bileşiklerde kovalent karakteri daha fazladır. Isı ve elektriği iyi iletirler. Tel ve levha haline getirilebilirler. Ca, Sr ve Ba oda koşullarında su ile alkali metaller gibi tepkime verebilirler. Bu tepkime sonucunda metal hidroksitleri oluşurken hidrojen gazı açığa çıkar.
3A(13. grup) grubu elementleri Bu grupta toplam 5 element vardır. Bu elementlerden bor yarı metal, aluminyum ve galyum amfoter( hem asitlerle ve hem de bazlarla hidrojen gazı oluşturabilen) metal, diğerleri metaldir. Periyodik cetvelin p bloğunda yer alırlar. 3A grubu elementlerine toprak metalleri denir. Elektron dizilimleri ns 2 np 1 ile biter. Son temel enerji seviyelerinde 3 elektronları vardır. Değerlik elektron sayıları 3'tür. Bileşiklerinde 3+ değerlik alırlar. Oda koşullarında katıdırlar. Grubun ilk elementi olan bor'un oluşturduğu bileşikler kovalent yapılıdır. 4A(14. grup) grubu elementleri Bu grupta karbon, silisyum, germanyum, kalay ve kurşun elementleri bulunur. Periyodik cetvelin p bloğunda yer alırlar. Elektron dizilimleri ns 2 np 2 ile biter. Son temel enerji seviyelerinde 4 elektronları vardır. Değerlik elektron sayıları 4'tür. Oda koşullarında katıdırlar. C ve Si elementleri dört değerlik elektronlarını kullanaran kovalent bağlı bileşikler oluştururlar. Germanyum dört bağlı kovalent bağ yaptığı gibi 2+ yüklü iyon da oluşturabilir. Pb ve Sn elementleri 2+ ve 4+ iyonlarını oluştururlar.
5A(15. grup) grubu elementleri Bu grupta azot, fosfor, arsenik, antimon ve bizmut elementleri bulunur. Periyodik cetvelin p bloğunda yer alırlar. Elektron dizilimleri ns 2 np 3 ile biter. Son temel enerji seviyelerinde 5 elektronları vardır. Değerlik elektron sayıları 5'tir. Oda koşullarında azot hariç katıdırlar. Azot ve fosfor bileşiklerinde 5+ ve 3- arasında değişen değerlikler alabilirler. 6A(16. grup) grubu elementleri Bu grupta oksijen, kükürt, selenyum, tellür ve polonyum elementleri bulunur. Periyodik cetvelin p bloğunda yer alırlar. Elektron dizilimleri ns 2 np 4 ile biter. Son temel enerji seviyelerinde 6 elektronları vardır. Değerlik elektron sayıları 6'dır. Periyodik cetvelin bu grubunda yer alan elementlere, maden filizlerinin çoğunluğunun oksit ve sülfür bileşikleri halinde bulunmasından dolayı, filiz yapıcı anlamında kalkojenler de denir. 7A(17. grup) grubu elementleri Bu grupta flor, klor, brom, iyot ve astatin elementleri bulunur. Periyodik cetvelin p bloğunda yer alırlar. Elektron dizilimleri ns 2 np 5 ile biter. Son temel enerji seviyelerinde 7 elektronları vardır. Değerlik elektron sayıları 7'dir. Doğada iki atomlu moleküller (Cl 2, Br 2 gibi) halinde bulunurlar. Oda koşullarında flor ve klor gaz, brom sıvı, iyot ve astatin katı haldedir. Bileşik oluşturma istekleri oldukça fazladır. Yukarıdan aşağı inildikçe kaynama noktaları yükselir. Grubun son elementi olan astatin yapaydır ve radyoaktif özelliktedir. Flor açık sarı, klor yeşilimsi sarı, brom kırmızı, iyot mor renklidir. Halojenler zehirlidir.
8A(18. grup) grubu elementleri Bu grupta helyum, neon, argon, kripton, ksenon ve radon elementleri bulunur. Periyodik cetvelin p bloğunda yer alırlar. Elektron dizilimleri ns 2 np 6 ile biter(helyum 1s 2 ). Son temel enerji seviyelerinde 8 elektronları(helyum hariç) vardır. Değerlik elektron sayıları 7'dir(helyumun 2 tane). Oda koşullarında gaz halindedirler. Tepkimeye girmeyecek kararlılıkta oldukları için(son enerji seviyesindeki orbitalleri tam dolu olduğu için) 8A grubu elementlerine soygazlar(inertasal) adı verilir. Grupta yukarıdan aşağıya doğru inildikçe kaynama noktaları yükselir.grubun en altında yer alan radon radyoaktif özellik gösterir. Doğada en çok bulunan soygaz argondur. d blok elementleri Elektron dizilimleri d ile sonlanan tüm elementler d bloğunda yer alırlar. d bloğunda yer alan elementlerin tamamı metaldir. Bu blokta yer alan elementlere geçiş metalleri denir. Periyodik cetvelde dördüncü periyottan itibaren 2A ve 3A grupları arasında yer alırlar. Elektron dizilimleri 3d ile bitenler 4. periyotta, 4d ile bitenler 5. periyotta, 5d ile bitenler 6. periyotta bulunurlar. Değerlik elektronları genellikle farklı enerji düzeylerindeki orbitallerde bulunur. Geçiş elementleri bileşiklerinde pozitif yükseltgenme basamaklarına sahiptirler. Bir çoğu farklı bileşiklerinde farklı yükseltgenme basamaklarına sahip olabilirler. d bloğunda yer alan elementlerin elektron dizilimlerinde değerlik elektronlarının bulunduğu orbitaller yukarıdaki gibidir.
4. periyotta yer alan d bloğu elementlerinin en dışta yer alan elektronlarının orbitallere dağılımı ise aşağıdaki tabloda gösterilmiştir. 4. periyotta yer alan geçiş metallerinin yoğunlukları atom numarası büyüdükçe artış gösterir. Oda sıcaklığında katıdırlar. Sert ve kırılgan yapıları vardır. Metalik parlaklıkları vardır. Cu elementi kızıl renklidir. Diğer geçiş metallerinin yeni kesilmiş yüzeyleri gümüş parlaklığında gri renklidir. Demir nemli havada kolayca paslanırken, krom ve nikelin paslanması çok zordur. f bloku elementleri Periyodik sistemin 6. ve 7. periyotlarında yer alırlar. La ve Ac elementlerinden sonra gelen iki sıralı 14'er elementin yer aldığı bu bloğa f bloğu denir. Elektron dizilimi 4f ile bitenler lantanitler, 5f ile bitenler aktinitlerdir. f blok elementlerinin atom yarıçapları birbirine çok yakın olduğu için birçok özellikleri de birbirine benzer. f blok elementlerinin çoğunun keşfi son yüzyılda olmuştur. Doğada çok az bulunurlar. Aktinitler radyoaktif özelliktedir.
Periyodik cetvelde Yer Bulma Elementler periyodik cetvelde atom numaralarına göre dizilmişlerdir. Elementler periyodik cetvele yerleştirilirken temel haldeki elektron dizilimleri dikkate alınır. Elektron dizilişindeki temel enerji düzeyi ve değerlik elektron sayısı, atomların periyodik cetveldeki yerinin belirlenmesinde kullanılan özelliklerdir. Bir atomun temel haldeki elektron dizilişinde yer alan en büyük baş kuantum sayısı, elementin periyodik cetveldeki periyot numarasını verir. Bir elementin elektron dizilimi s veya p orbitali ile bitiyorsa A gruplarından birinde bulunur. Elektron dizilişinde, son enerji seviyesindeki toplam elektron sayısı ise grup numarasını verir. Bir elementin temel haldeki elektron dağılımı d ile bitiyorsa B gruplarından birinde bulunur. Elektron dizilişinde, en büyük baş kuantum sayısındaki elektronlar ile d orbitallerindeki elektronların toplam sayısı ise grup numarasını verir.
Periyodik Özellikler Periyodik cetvel elementlerin özelliklerinin periyodik olarak tekrar etmesi göz önüne alınarak oluşturulmuştur. Periyodik cetvelde soldan sağa doğru ve yukarıdan aşağıya doğru gidildikçe atom numarası artar. Buna bağlı olarak elementlerin özlliklerinde de düzenli değişmeler olur. İşte bu özelliklere periyodik özellikler denir. Periyodik özellikler sırasıyla, atom yarıçapı, iyonlaşma enerjisi, elektron ilgisi, elektronegativite, metal-ametal özellikler ve asitlik bazlık ile ilgili özelliklerdir. Atom yarıçapı Her elektron çekirdekten belli bir uzaklıktadır. Bir atomun çekirdeği ile en uzaktaki elektronunun arasındaki mesafeye atom yarıçapı denir. Atomların yarıçapları birbirinden farklıdır. Atomun hacmi de yarıçapı ile orantılı olarak değişir. Atom yarıçapı arttıkça, atom hacmi de büyür. Atom yarıçapları elementin ya da elementin bileşiklerinin kristallerinde X-ışınlarının kırınımı yoluyla tespit edilmektedir. Bu çalışmalarda incelenen kristal yapılarında atomların dizilişlerine bağlı olarak farklı yarıçap kavramları geliştirilmiştir. Atom yarıçapı farklı türdeki element atomları için farklı şekillerde hesaplanabilir. Karşılaştırılmaları istenen atom çaplarının aynı türden verilmiş olması gerekir. a. Metalik yarıçap: Bir metal kristalindeki iki metal atomunun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısına metalik yarıçap denir. b. Van der Waals yarıçapı: Yoğun fazlarda aynı tür iki element atomunun aralarında bir bağ olmaksızın birbirlerine en yakın olduğu anda, çekirdekler arası uzaklığın yarısına Van der Waals yarıçapı denir. c. Kovalent yarıçap: Birbiriyle bağ oluşturmuş iki aynı ametal atomunun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısına kovalent yarıçap denir. Atom yarıçapı arttıkça atomun uzayda kapladığı hacimde artar. Nötr bir atomun yarıçapı, temel enerji seviye sayısına ve proton sayısına bağlı olarak değişir. Temel enerji seviyesi fazla olan atomların yarıçapı daha büyüktür. Başka bir deyişle periyodik cetvelde yukarıdan aşağıya doğru inildikçe, temel enerji seviyesi arttığı için atom yarıçapı da büyür. Temel enerji seviyesi eşit olan atomlarda, proton sayısı büyük olan atomun birim elektron başına uyguladığı çekim kuvveti daha fazla olacağı için atom yarıçapı küçük olur. Başka bir deyişle, periyodik cetvelde aynı periyotta soldan sağa doğru gidildikçe proton sayısı arttığı için atom yarıçapı küçülür.
İyon yarıçapı Atomların elektron alışverişleri sırasında elektron sayıları değişir. Proton sayısı aynı olduğu için çekirdeğin çekim kuvveti değişmez; ancak birim elektron başına düşen çekim kuvveti değişir. Atomlar arasında iyonik bağlı bir bileşik oluşturduğunda, bir iyonun çekirdeği ile diğer komşu iyonun en dış elektron bulutu arasında kalan uzaklığa iyon yarıçapı denir. Bir atom ya da iyon elektron verdiğinde, elektron sayısı azalır. Birim elektron başına düşen kuvvet artar ve yarıçapı küçülür. Katyonların iyon yarıçapı, kendi atomlarının atom yarıçapından küçüktür. Bir atom ya da iyon elektron aldığında, elektron sayısı artar. Birim elektron başına düşen kuvvet azalır ve yarıçapı büyür. Anyonların iyon yarıçapı, kendi atomlarının atom yarıçapından büyüktür. Yanda, 8O, 9F, 11Na, 12Mg atomlarının oluşturduğu ve izolelktronik olan iyonları iyon yarıçaplarının karşılaştırırken, tüm taneciklerin aynı sayıda elektron içerdiklerini göz önüne almak gerekir. Verilen taneciklerin proton sayılarına bakılırsa, çekirdeğinde en fazla protonu içeren tanecik aynı sayıdaki elektronları çekirdeğe daha büyük bir kuvvetle çekecektir. Bu durumda proton/elektron oranı daha büyük olan taneciğin iyon yarıçapı daha küçük olacaktır.
Örnek: Aşağıda verilen atom çiftlerinden hangisinin atom yarıçapı daha büyüktür? a) 50Sn ve 53I b) 20Ca ve 35 Br c) 16S ve 34Se d) 13Al ve 37Rb e) 10Ne ve 17Cl Yanıt: a) I b) Ca c) Se d) Rb e) Cl Örnek: 16S, 20Ca, 9F, 37Rb, 14Si elementlerini yarıçaplarına göre küçükten büyüğe sıralayınız. Yanıt: F, S, Si, Ca, Rb Örnek: Aşağıdaki atom ve iyon çiftlerinden hangisinin yarı çapı daha büyüktür? a) S ve S 2- b) Ca ve Ca 2+ c) Br - ve Br d) 35Br - ve 36Kr e) K ve K + f) F ve F - g) 20Ca 2+ ve 17Cl - Yanıt: a) S 2- b) Ca c) Br - d) 35Br - e) K f) F - g) 17Cl - Örnek: 20Ca 2+, 18Ar, 16S 2- atom ve iyonlarını yarıçaplarındaki artışa göre sıralayınız. Yanıt: S 2-, 18Ar, 20Ca 2+ İyonlaşma Enerjisi Gaz fazıdaki bir atom ya da iyondan bir elektron koparabilmek için gerekli olan enerjiyeiyonlaşma enerjisi(ie) denir. İyonlaşma enerjisi herzaman pozitif bir değerdir çünkü elektronun koparılabilmesi için enerji gerekir. Birinci elektronu koparabilmek için gerekli olan enerjiye 1. iyonlaşma enerjisi(ie 1) denir. Örneğin, sodyum atomunun birinci iyonlaşma enerjisi aşağıdaki denklemle gösterilebilir. Na(g) Na + (g) + 1 e - IE 1 = 496 kj/mol İkinci elektronu koparabilmek için gerekli olan enerjiye ise ikinci iyonlaşma enerjisi(ie 2), üçüncü elektronu koparmak için gerekli olan enerjiye ise üçüncü iyonlaşma enerjisi(ie 3) denir. Yukarıda denklemi verilen sodyum için ikinci iyonlaşma enerjisi denklemi aşağıdaki gibi olur. Na + (g) Na 2+ (g) + 1 e - IE 2 = 4560 kj/mol Burada dikkat edilmesi gereken en önemli nokta, ikinci iyonlaşma enerjisinin sodyum'dan iki elektron koparmak için gerekli olan enerji değil, bir elektron koparılmış ve Na + iyonu haline gelmiş iyondan bir elektron daha koparmak için gerekli olan enerji olduğudur. Her elementin kendine özgü bir iyonlaşma enerjisi serisi vardır; çünkü bir atomdan, birden fazla elektron koparılabilir. Örneğin, Al elementinin ilk dört iyonlaşma enerjisi yandaki gibidir. Her elektron koparılışında iyonlaşma enerjisi değeri artmaktadır. Bunun nedeni bir elektron koparıldıktan sonra kalan değerlik elektronlarının çekirdeğe daha sıkı çekilmesi ve koparılmaları için daha çok enerji gerekmesidir. Al atomundan elektronlar koparılırken gereken iyonlaşma enerjileri arasındaki fark ilk üç elektron koparılırken fazla değildir. 4. elektronun koparılması için gerekli olan enerji değeri ise, bir önceki iyonlaşma enerjisi değerine göre çok fazla artmıştır. Bunun nedeni, aluminyumun değerlik elektron sayısının üç olması ve üç elektron koparıldıktan sonra koparılacak 4. elektronun çekirdeğe çok yakın olan iç enerji seviyesinde bulunmasıdır. Bu elektronun koparılması(değerlik elektronu olmadığı için) diğerlerine göre çok çok zor olacaktır. Değerler arasındaki bu büyük fark, aluminyumun 4. elektronunun iç enerji seviyesinde bulunduğunu, çekirdeğe çok yakın olduğunu gösterir. Bu nedenle aluminyumdan koparılabilecek elektron sayısının 3 olduğu, aluminyumun soygaz elektron düzenine ulaştığı ve kararlı hale geldiği sonucuna varılır. İyonlaşma enerjileri arasındaki bu büyük fark, değerlik elektron sayısının 3 olduğunu bulmada kullanılır.
Periyodik cetveldeki 6 periyotta yer alan elementlerin birinci iyonlaşma enerjilerinin atom numaralarına bağlı değişimi yandaki grafikte verilmiştir. Grafik dikkatlice incelendiğinde her periyotta iyonlaşma enerjisi değeri 1A grubu elementinde minimum değerde iken 8A grubu elementinde en yüksek değerine ulaşmaktadır.
Şekillerde verilen iyonlaşma enerjileri ile ilgili bilgiler incelendiğinde, s ve p bloğunda yer alan elementlerde birinci iyonlaşma enerjisi bir grupta yukarıdan aşağıya doğru inerken azalmakta, soldan sağa doğru gidildikçe genellikle artmaktadır. Bir grupta yukarıdan aşağıya doru inilirken atom yarıçapı da büyüdüğü için, değerlik elektronları üzerindeki çekirdeğin çekim etkisi azalmakta, dolayısıyla elektonu koparmak için gerekli olan enerji de azalmaktadır. Örneğin 1A grubunda yer alan elementlerden Rb'nin değerlik elektronu çekirdekten çok uzakta olduğu için gerekli olan iyonlaşma enerjisi 403 kj/mol iken, aynı grupta onun üzerinde yer alan K'nin iyonlaşma enerjisi değeri 419 kj/mol ve Na'nın iyonlaşma enerjisi değeri 496 kj/mol olmaktadır. Çünkü K'nın ve Na'nın değerlik elektronu, çekirdeğe Rb'nin değerlik elektronundan daha yakındır. Bir periyotta soldan sağa doğru gidildikçe atom yarıçapı küçüldüğü için iyonlaşma enerjisi değeri de artmaktadır. Soldan sağa doğru gidildikçe, aynı periyottaki elementlerin değerlik elektronları, aynı kabukta yer aldıkları için çekirdek tarafından daha kuvvetli çekilmektedirler. Bununla birlikte şekillerde verilen sayısal değerler incelendiğinde ikinci, üçüncü, dördüncü ve beşinci periyotlarda soldan sağa doğru düzgün bir artışın olmadığı da görülür. 3A grubu elementlerinin np 1 orbitalinde yer alan bir elektron, 2A grubu elementlerinin ns 2 orbitalinde yer alan iki elektrona göre daha kolay koparılabilir. Aynı şekilde 6A grubundaki ns 2 np 4 orbitallerinde yer alan ve p orbitallerinden birine yerleşmiş olan iki elektrondan birinin elektron itmesine maruz kalmasından dolayı koparılması, 5A grubundan bir elektron koparılmasından daha kolaydır. 2A ve 5A grubu elementlerinin elektron dizilimi yapıldığında değerlik elektronlarının orbitallerde dolanımının daha dengeli ve kararlı olabildiği görülür. Küresel simetri(en yüksek enerji seviyesindeki orbitallerin yarım ya da tam dolu olması) adı verilen bu özellik sayesinde s ve p gruplarında yer alan elementlerin iyonlaşma enerjileri sıralanırken, küresel simetri özelliği gösterenlerin, kendilerinden bir sonra gelen elemente göre daha yüksek iyonlaşma enerjisine sahip olduğu söylenebilir. Sonuç olarak A grubu elementlerinde bir periyotta soldan sağa doğru gidilirken birinci iyonlaşma enerjileri küçükten büyüğe 1A, 3A, 2A, 4A, 6A, 5A, 7A, 8A şeklinde sıralanır. Yukarıda orbital şemaları verilen N ve O elementlerinin birinci iyonlaşma enerjilerini karşılaştıralım. Azot elementinin en dış enerji seviyesinde 3 tane yarı dolu p orbitalı vardır(bu dizilim kısmen kararlı bir yapıdır). Oksijenin p orbitallerindeki 4. elektronu ise orbitallerden birini başka bir elektronla paylaşmak zorunda kalacağı için(daha az kararlı bir yapı), bu elektronun atomdan uzaklaştırılması, azottan bir elektron uzaklaştırılmasından daha kolay olacaktır. Bu nedenle 5A grubundaki azotun birinci iyonlaşma enerjisi, 6A grubunda yer alan oksijenin birinci iyonlaşma enerjisinden faha yüksek olacaktır. Elektron İlgisi Gaz halindeki bir atomun yada iyonun elektron alması durumunda gerçekleşen enerji değişimine elektron ilgisi(ea) denir. Elektron ilgisi değeri genel olarak(her zaman değil) negatiftir; çünkü bir atom veya iyon elektron kazandığında genellikle enerji açığa çıkar. Kazanılan elektron ile çekirdek arasındaki elektriksel çekim kuvvetleri bu durumda bir miktar enerjinin salınmasına neden olur. Örneğin klorun elektron ilgisi aşağıdaki denklemdeki gibidir. Cl(g) + 1 e - Cl - (g) EA = -349 kj/mol Yandaki tablo bazı baş grup elementlerinin elektron ilgilerinin göstermektedir. Tablodaki verilerden de anlaşılabileceği gibi, elektron ilgisi diğer periyodik özellikler gibi düzenli bir değişim göstermemektedir. Genel olarak bir grupta yukarıdan aşağı inildikçe elektron ilgisi azalır(daha az ekzotermik). 1A grubundaki elementler bu değişime uygun elektron ilgilerine sahipken
diğer gruplardaki elektron ilgisi değerleri, bu şekilde bir değişim göstermemektedir. Örneğin, 7A grubunda yer alan flor atomu Cl atomundan daha yukarıda yer almasına rağmen klorun elektron ilgisi florun elektron ilgisinden büyüktür. Aynı şekilde bir periyotta da bu şekilde genel bir değerlendirme yapılamamaktadır. Yapacağımız genelleme kesinlik taşımamakla birlikte, bir periyotta soldan sağa gidildikçe elektron ilgisi(daha büyük eksi değer, daha ekzotermik) genellikle artar. Bu şekilde bir genelleme yapabilmemizin nedeni elektron alma ilgisinin metallerde değil ametallerde göz önüne alınması gerekliliğidir. Elektron ilgisi büyük olan atomların(daha büyük eksi değer, daha ekzotermik) genellikle, ametal özellikleri, elektron alma yatkınlıkları, yükseltgen özellikleri, elektronegativiteleri de büyüktür. Elektronegativite Bir moleküldeki atomlar aralarında bağ oluşturduklarında birbirlerinin elektronlarını çekerler. Atomların her birinin, diğer atomun elektronunu çekme yeteneğine elektronegativite denir. Elektronegativite değeri, atomun çekirdek yüküne ve çekirdeğin bağ elektronlarına olan uzaklığına bağlıdır. Periyodik cetvelde, bir periyotta soldan sağa doğru gidildikçe elektronegativite değeri artar (soygazların elektron çekme yetenekleri yoktur). Bir grupta yukarıdan aşağıya doğru inildikçe elektronegativite değeri azalır. İki atom bağ oluştururken bağın polarlığı ile ilgili değerlendirme yapabilmek için elektronegativite değerleri arasındaki farka bakmak gerekir. Elektronegativite değerleri arasındaki fark büyüdükçe bağın iyonik karakteri artar. Elektronegativite değerleri arasındaki fark küçüldükçe bağın kovalent karakteri artar.
Metalik Karakter Metaller, ısı ve elektriği iyi ileten maddelerdir. Tel ve levha haline getirilebilirler, şekillendirilebilirler. Metallerin yüzeyleri parlaktır ve kimyasal tepkimelerde elektron verme eğilimindedirler. Metaller oda koşullarında katı(cıva sıvı) haldedirler. Ametaller, oda koşullarında katı, sıvı, gaz halinde bulunabilirler(flor, klor gaz, brom sıvı, iyot katı). Isı ve elektrik iletkenlikleri çok zayıf olan ametaller, kimyasal tepkimelerde elektron kazanma eğilimindedirler. Periyodik tabloda bir periyotta soldan sağa doğru ilerlerken iyonlsşms enerjisi genellikle artar, elektron ilgisi daha büyük eksi değerler alır; bu nedenle soldaki elementler tepkimelerde elektron verme yatkınlığına sahipken sağdaki elektronların elektron alma yatkınlığına sahip oldukları görülür. Periyodik cetvelde soldan sağa doğru ilerlerken elementlerin metalik karakterleri azalır. Yukarıdan aşağı doğru inildikçe elementlerin metalik karakterleri artar. Periyodik cetvelde metal ve ametallerin dağılımı incelenirse bu genellemenin de doğru olduğu görülür. Metaller kendi aralarında bileşik oluşturmazlar, alaşım oluştururlar. Ametaller ise kendi aralarında kovalent bağlı bileşik oluşturabilirler. Metaller ile ametaller biraraya gelerek iyonik bağlı bileşikler oluştururlar. Örneğin bir alkali metal(m) ile ametalin(x 2) tepkimesi hızlı bir şekilde gerçekleşir ve iyonik bir bileşik oluşur. 2 M + X 2 2 MX Alkali metaller suyla etkileştiklerinde hızlı tepkime verirler ve çözünmüş alkali metal iyonu, hidroksit iyonu ve hidrojen gazı oluştururlar. 2 M(k) + 2 H 2O(s) 2 M + (suda) + 2 OH - (suda) + H 2(g) Metallerin, halojenlerle oluşturdukları bileşiklerde, metal elektron verme, halojende elektron alma eğiliminde olduğundan, oluşan metal halojenürlerde iyonik bağ bulunur. 2 Fe(k) + 3 Cl 2(g) 2 FeCl 3(k) Halojenler(X 2), hidrojenle tepkimeye girdiklerinde kovalent bağlı hidrojen halojenürleri oluştururlar. H 2(g) + X 2(g) 2 HX(g) Yukarıdaki tepkimede oluşan tüm hidrojen halojenürler su ile etkileştiklerinde asidik çözelti oluştururlar. Halojenler kendi aralarında da tepkimeye girerek, kovalent bağlı bileşikler oluştururlar.
Br 2(g) + F 2(g) 2 BrF(g) Oksit bileşiklerinin asitliği ve bazlığı Periyodik sistemde elementlerin asidik ve bazik karakterleri bu elementlerin oksitlerinin incelenmesi ile gözlenebilir. Oksitlerin asidik ya da bazik olma özelliği, oksijenle bileşik oluşturan elementin elektronegativite değerine bağlıdır. Elektronegativite değeri arttıkça oksitlerin sulu çözeltilerinin asidik özelliği artar. Elektronegativite değeri azaldıkça, oksitlerin sulu çözeltilerinin asidik özelliği azalırken bazik özelliği artar. Periyodik cetvelde soldan sağa doğru gidilirken, oksit bileşiklerinin sulu çözeltilerinin asidik özelliği artar, bazik özelliği azalır. Periyodik cetvelde, bir grupta yukarıdan aşağıya doğru inildikçe, oksit bileşiklerinin sulu çözeltilerinin bazik özelliği artar, asidik özellikleri azalır.