1 8 Elementlerin Periyodik Özellikleri Bölümden Öğreneceklerimiz: Nötr atomlar ve iyonlar için elektron konfigürasyonlarını nasıl yazacağımızı öğreneceğiz. Elementlerin, atom yarıçapındaki eğilimleri, etkili çekirdek yükü, iyonik yarıçapını, iyonlaşma enerjisini, elektron ilgisini ve metalik karakteri periyodik tablodaki konumlarından nasıl tahmin edebileceğimizi öğreneceğiz. Mr. Kevin A. Boudreaux Angelo Devlet Üniversitesi 1 www.angelo.edu/faculty/kboudrea
2 Periyodik Özellikleri Çok sayıda element ve iyon özellikleri, periyodik tablo boyunca periyodik olarak, tahmin edilebilir bir şekilde farklılık gösterir. Periyodik tabloda değişiklik gösteren bu özellikler şunlardır: - Atom yarıçapı - Etkili çekirdek yükü - Iyonik yarıçap - Iyonizasyon enerji - Elektron ilgisi - Metalik karakter - Elektronegatiflik (9. konu)
3 PeriyodikTablo'nun Gelişimi 4
4 3 Periyodik Özellikleri Elementlerin çoğunun benzer kimyasal özelliklerde olduğu uzun bir süredir bilinmektedir. - Lityum, Sodyum ve Potasyumun su ile tepkimeleri aynıdır. 2M(s) + 2HOH(l) 2MOH(aq) + H 2 ( g) Aralarındaki tek fark, metallerin kütlelerinin olması, reaksiyon gücü ve hızıdır. Lityum Yavaş Sodyum Hızl ı Potasyum sapma hızı 4
5 Periyodik Tablonun Gelişimi 1869 yılında Dimitri Mendeleyev tarafından yayınlanmış olan tabloda elementlerin atom kütlesi artırarak düzenlenmiş ve kimyasal özelliklerine göre sütunlar halinde gruplandırılmıştır.elementlerin özellikleri bu periyodik sistemde periyodik şekilde (az ya da çok) değişiyordu. 4
4 6
7 Atom Numarasna Göre Periyodik Tablo Elementlerin özelliklerini uygun bir şekilde sıralamak için elementlerin düzenini değiştirmek gerekiyordu. - Örneğin, potasyum (39.0983 g/mol) argondan (39.948 g/mol) biraz daha hafiftir, bu nedenle artan atom ağırlığından dolayı potasyumun grubu 8A, ve argonun grubu 1A olmalıydı ama bunun uygun olmadığı çok açıktı. Çekirdek ve protonun keşfinden sonra ve X-ışını spektroskopisi gelişimi ile, periyodik tablonun sırasını ile "oynama" yapmadan, artan atom numarası sırasına göre yazılması gerektiği ortaya çıktı.ayrıca proton sayıları ile tam olarak kaç tane "eksik" element olduğuda anlaşıldı. 4
8 Modern Periyodik Tablo Elemanları 4
9 Elektron Yapılandırmaları 4
10 Enerji seviyelerinde Tek -ElektronAtomları Tek elektronlu atomlar da (H, He +, vb. ) orbitalin enerjisi sadece n'e bağlıdır. 2s ve 2p orbitalleri aynı enerji, 3s, 3p, ve 3d orbitalleri aynı enerjiye sahiptir. (Aynı enerjiye sahip olan orbitallerin dejenere olduğu söyleniyor.) 4
11 Çok Elektronlu Atomların Enerji Seviyeleri Çok elektronlu atomlarda enerji n ve l'ye bağlıdır (s <p <d <f), bu nedenle altkabuklar arasında enerji farklılıkları vardır. 4
12 Çok Elektronlu Atomlarda Enerji Seviyeleri Bir kabuktan diğerine bazı enerji geçişleri vardır.(bazı atomların 3d orbitalleri enerji olarak 4s orbitallerinden daha yüksektir.) Bu enerji farkılıkları çekirdek ve elektron arasındaki çekiçi güçlerin ve elektronlar arasındaki itici güçlerin bir sonucudur. Daha fazla elektron ekleme elektronlar arasındaki itme kuvvetleri artırır. Çekirdekte daha fazla protona sahip olmak yakın ve yalancı elektronların enerjilerini düşürür. Çekirdek çevresinde daha büyük yoğunlukta elektronları olan orbitaller çekirdek yüküne daha fazla maruz kalırlar. 4
13 Çok elektronlu atomlarda enerji seviyeleri Dışardaki katmanların elektronları itmesi, yavaş ve yalancı katmanlar tarafından dış katmandaki elektronların sıkışmasına neden olur ve 4
14 Herşeyi Birlikte Koymak Çeşitli orbitallerin bağıl enerjilerini bilmek bize herhangi bir atom veya iyon için elektron konfigürasyonunu nasıl yapacağımızı tahmin etmemizi sağlar(o atomdaki elektronların kendi orbitalleri arasında nasıl yayılmış olduğunun listesini) Birbirini izleyen her elektron,en düşük enerjili orbitale bir atom şeklinde eklenir,bu atomun zemindurum yapılandırma sonucudur. Aufbau prensibi(prensibi kuran Alman) denilen bir takım kurallar doldurulan orbitaldeki düzene kılavuzluk eder. 4
15 Aufbau Prensibi Yüksek enerjili orbitallerden önce düşük enerjili orbitaller doldurulur. Orbitallerin doldurulma sırası: 1S, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4 p, 5s, 4d, 5p, 6 S, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f Bir orbitalde en fazla iki elektron olabilir. Bu elektronlarin spinleri (dönme yönleri) farkli olmalidir (Pauli hariç tutma kuralı) Hund Kuralı: 2 ya da daha fazla (aynı enerji seviyesindeki orbitaller) dejenere orbital varsa 1 elektron 1 orbitale(döner) yarı dolu olana kadar gider; sadece o zaman elektron, orbitallerden birini doldurabilir( Bu, yüklü elektronlar arasındaki gibi karşılık itme kuvvetinin bir sonucudur.) 4
Elektron Konfigürasyonları Yazmak 16 Bir elementin elektron konfigürasyonunu yazmak için, elektron tarafından işgal edilen orbitaller, orbital dizilerinde ne kadar elektron olduğunu göstermek için üstteki tarafından takip edilir. Elektronları göstermenin başka bir yolu her orbitalin dairesel olarak(ya da çizgisel veya karesel) ve oklarla yukarı( ) veya aşağı( ) gösterildiği orbital şemasıdır. 4
8. Bölüm Notlar Örnekler: Elektron Konfigürasyonları 1. Li 1s22s1 2. Be 1s22s2 3. B 1s22s22p1 4. C 5. N Bir sonraki sayfada şemayı kullanarak elektron konfigürasyonlarını ve orbital şemalarını aşağıdaki elementler için yazınız ve diyamanyetik ve paramanyetik olup olmadıklarını belirtiniz. 6. O 7. F 8. Ne 17 18
8. Bölüm Notlar Kısaltılmış Elektron Konfigürasyonları Sonraki Neon atomu için elektron konfigurasyonu yazmak son derece külfetli olabilir: Ba: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 6s2 Dizilim 5p^6 ya çıktığında herşey, asal gaz olan Xenon(Xe) nin elektron konfigürasyonu gibi yazılır. Bu konfigürasyon şöyle kısaltılabilir. Ba: [Xe] 6s 2 Kısaltılmış elektron konfigürasyonları her zaman en yakın soygazı temel alarak yazılır. 19 Elektron Konfigürasyonları ve Periyodik Tablo Aufbau kuralında orbital sırasını ezberlemek gerekli değildir çünkü bu dizilim aşağıdaki periyodik tablodan okunabilir. 20
Chapter 8 Notes Elektron Konfigürasyonları ve Periyodik Tablo 1S 1s N (n) s p (N-1) d (n) (N-2)f 21 Örnekler: Elektron Konfigürasyonları 2. Aşağıdaki elementler için elektron konfigürasyonlarının kısaltılmışını, orbital şemasını çiziniz ve elementlerin diyamanyetik ve paramanyetik olup olmadıklarını belirtiniz. Na Mg Al Cl Ar Fe Sn Pb 22 I
Chapter 8 Notes Değerlik Elektronlar Değerlik elektronlar, bir atomun en dış kabuğunda (valans yörüngesi) bulunan elektronlara verilen isimdir. (n'in en yüksek değeri). Periyodik tabloda aynı gruptaki tüm elementler değerlik katmanlarında benzer elektron konfigürasyonuna sahiptir bu yüzden benzer kimyasal özellik gösterirler. Çekirdek elektronlar, tam temel enerji düzeylerinde olanlardır ve bağa katılmazlar. Şek. 8.6 23 Değerlik Katman Konfigürasyonlarının Periyodik Tablosu Şekil 8.7 24
Chapter 8 Notes Bazı Anormal Elektron Konfigürasyonları Yarı dolu ve tam dolu altkabuklar özel bir kararlılığa sahiptir, başlıca bazı anormol elektron konfigürasyonları: - Cr [Ar] 3d 4 4s 2 - Gerçek: [Ar] 3d 5 4s 1 Cu [Ar] 3d 9 4s 2 - Ag [Kr] 4d 9 5s 2 Gerçek: [Ar]3d10 4s1 Gerçek : [Kr] 4d 10 5s 1 - Au [Xe] 4f 14 5d 9 6s 2 Gerçek : [Xe] 4f 14 5d 10 6s 1 Anormal elektron konfigürasyonlarının çoğu atom numarası 40'tan büyük olan elementlerde, alt katmanlardaki enerji farkının az olduğu yerlerde gerçekleşir. Bu durumlarda elektron transferi, elektronlar arasındaki itme kuvveti azaldığı için bir alt katmandan, toplam atom enerji düşük olan katmana doğru olur. 25 QM Modelinin Açıklayıcı Gücü Elementlerin kimyasal özellikleri genellikle değerlik elektron sayısına göre belirlenir. - Grup 8A elementler hareketsizdir çünkü değerlik katmanları zaten doludur. - 1A elementleri (ns^1) tek değerlik elektronlarını kaybederek(+1 yüklenerek) asal gaz dizilimine ulaşabilirler - Grup 2A elementleri (ns 2 ) değerlik iki elektronunu kaybeder ve 2+ yüklenerek soygaz elektron dizilimine ulaşır. - Grup 7A elementleri (ns 2 np 5 ) bir elektron kazanarak 1- ile yüklenir ve soygaz elektron dizilimine ulaşır. 26
Chapter 8 Notes Atom yarıçapı Ve Etkin Çekirdek Yükü 27 Atom yarıçapı Atomun atomik yarıçapını katı atomlardaki atomlar arasındaki mesafenin yarısı alınarak veya (tepkimeye girmeyen atom yarıçapı veya van der Waals yarıçapı) iki özdeş bağlı unsur arasındaki mesafenin yarısı alınarak veya metalik kristal atomları arasındaki mesafeyi ölçerek bulabiliriz. 28
Chapter 8 Notes Atom Yarıçapında Eğilimler Pek çok element ve bileşiğin ortalama atom yarıçapını ölçümler yaparak bulabiliriz. Atom yarıçapları, atom numaralarına karşı olarak grafiklendiğinde grup boyunca yarıçap için periyodik bir model vardır. 1A grubu elementlerinden 8A grubu elementlerine gidildikçe atom yarıçapı azalır Bir gruptaki elementler için atom büyüklüğü yukarıdan aşağıya doğru artar. 29 Atom yarıçapında Eğilimler Şekil 8.9 30
Chapter 8 Notes Yukarıdan Aşağıya Doğru Atom Yarıçapı Katman sayısı artacağı için(n'nin değeri büyür) atom yarıçapı artar. Böylece bir grupta aşağı inildikçe atomun hacmi artar. 31 Etkili Çekirdek Yükü Net çekirdek yükü aslında dış katmandaki elektron tarafından düşürülür. Buna etkili çekirdek yükü denir. Etkili çekirdek yükü çoğunlukla gerçek çekirdek yükü olan Z'den daha düşüktür çünkü temel elektronlar daha dış taraftaki elektronları tam etkili çekirdek yükünden korur. Z et kili = Z gerçek - Elektron kalkan Şekil 8.11 32
Chapter 8 Notes Soldan Sağa Atom Yarıçapı Bir periyotta sağa doğru gittiğimizde çekirdekteki proton sayısı artar ama koruyucu elektron kalkanında bir artış olmaz(iç kısımdaki elektron sayıları değişmez ve değerlik elektronlar birbirlerini korumazlar). Bir periyotta soldan sağa doğru gittiğimizde etkili çekirdek yükü artar. Değerlik elektron(kırmızı) İç kısımdaki elektronlar(m avi) Çekirdek(siyah) 33
Chapter 8 Notes Atom Yarıçaplarında Eğilimler şekil 8.10 34
Etkin Çekirdek Yükü Ve Atom Yarıçapı 35 Örnekler: Atom yarıçapları ve Boyut Atom 3. Hangi atom daha büyük C-N? 4. Hangi atom daha büyük Si-Ge? 5. Hangi atom daha büyük Mg-Ba? 6. Hangi atom daha büyük Al-Ge 7. Artan atom hacimlerine göre sıralayınız: Cs,Rb,Sr,Ca 36
Iyonların Özellikleri 37 Değerlik Katman En dıştaki elektronlar yada değerlik elektronlar(n değeri en yüksek olan) en yüksek enerjiye sahiptir ve çekirdekten en uzaktadırlar. Aynı zamanda diğer atomlara en fazla maruz kalanlardır. - Ana grup metallerinde, katyon halinde kaybolan elektronlar değerlik katmandan alınır. Ana grup ametallerinde anyon halinde kazanılacak elektronlar değerlik katmana verilir. İç taraftaki temel elektronlar genellikle kimyasal bağlarda rol oynamazlar. 38
Sodyum Klorür'ün Oluşumu Sodyum, klor ile tepkimeye girerken sodyumdaki 3s^1 elektronu kaybolur ve böylece sodyum iyonu oluşur. Na 1s 22s 22 p 6 3s 1 Na + 1 s 22s 22 p 6 + e - Bir sonraki elektron verecek olan katman(n=2), en dıştaki tam dolu olan katmandır. Daha fazla elektron kaybetmek için küçük bir eğilim gösterir. Na+ iyonu son katmanındaki 8 elektronuyla birlikte, asal gaz olan Neon ile aynı konfigürasyona sahip olmuştur. Klor atomu 3p alt katmanına bir elektron kabul ederek 3. katmanını doldurur. 3 p 6 Cl :1s 22s 22 p 6 3 2 3 p 5 + e - Cl - 1 s 22s 22 p 6 3 2 39 Cl- iyonu son katmanındaki 8 elektronuyla birlikte, asal gaz Argon ile aynı konfigürasyona sahip olmuştur. MOV: sodyum klorür Okted Kural Na + ve Cl- iyonlarının elektron konfigürasyonları en yakın soygazınkiyle aynıdı (Bu iyonların en yakın soygazla İzolektronik olduğu söylenir). Atomlar en dıştaki katmanı doldurmayı tercih ederler çünkü bu elektronik olarak daha sağlam ve kararlıdır. Okted kuralında bunu genelleştirebiliriz: Ana-grup elemanları dış kabuğu 8e- olacak şekilde reaksiyona girme eğilimindedir. - Yani, ana-grup elemanları değerlik elektron katmanlarındaki s ve p orbitallerini doldurarak asal gaz konfigürasyonuna ulaşmak için tepkimeye girerler 40
Okted kuralının pek çok istisnası vardır, ama bazı kimyasal bağlar hakkında tahmin yapmak için kullanışlıdır. 40
Grup 1A-3A Katyonları Benzer dış katman konfigürasyonları olan elementler benzer iyon oluştururlar. Örneğin, alkali metaller +1 yük ile iyonları oluştururlar; değerlik s1 bir elektron kaybeder. 2A ve 3A grubu metalleri katyon formu oluşturmak için bütün değerlik elektronlarını kaybetme eğilimindedir. 2A 1 s 22s 2 2 + 1 s 2 2A Mg 1s 22s 22 p 6 3s 2 Mg 2+ 1 s 22s 22 p 6 3A Al 1s 22s 22 p 6 3 2 3 p 1 Al 3+ 1 s 22s 22 p 6 41 Grup 4A ve 5A Katyonları 4A ve 5A grubu metalleri p altkatmanından veya s ve p altkatmanından elektron kaybedebilir. Bu şekilde asal gaz konfigürasyonuna ulaşmış olurlar. 4A Sn [Kr]4 d 10 5s 25p 2 Sn 2+ [Kr]4 d 10 5s 2 Sn 4+ [Kr]4 d 10 4A Pb [Xe]4f 145d 10 6 s 2 Pb 2+ [Xe]4f 145d 10 6 s 2 Pb 4+ [Xe]4f 145d 10 5 A Bi [Xe]4f 145d 10 6 s 2 Bi 3+ [Xe]4f 145d 10 6 s 2 Bi 5+ [Xe]4f 145d 10 42
Geçiş Metal Katyonları Geçiş metalleri ns elektronlarını (n-1)s elektronlarından önce kaybederler, genellikle +2 yüke dönüşürler. Bazıları elektronlarını en yüksek seviyeli d orbitalinden kaybedebilirler Fe [Ar] 3d 6 4s 2 Fe 2+ [ Ar] 3d 6 Fe 3+ [ Ar] 3d 5 ---------------------- Zn [Ar] 3d 10 4s 2 Zn 2+ [ Ar] 3d 10 ---------------------- Ag [Kr] 4 d 10 5s 1 Ag + [ Kr] 4 d 10 43 Ametal Anyonları ve Asil Gazlar 6A - 7A gubu ametalleri dış kabuklarını 8 elektrona tamamlayana kadar elektron kazanaırlar. 4A C 1s 22s 22 p 2 C 4-1 s 22s 22 p 6 5A N 1s 22s 22 p 3 N 3-1 s 22s 22 p 6 6A O 1s 22s 22 p 4 O 2-1 s 22s 22 p 6 7A-F 1s 22s 22 p 5 F - 1 s 22s 22 p 6 8A grubu elementlerin(soygazlar) son yörüngeleri elektronla tam olarak dolu olduğu için iyonlaşmak için herhangi bir eğilim göstermezler. 8A Ne 1s 22s 22p 6 8A Ar 1s 22s 22 p 6 3 2 3 p 6 44
Örnekler: İyon Konfigürasyonları Tahmini 8. Aşağıdaki her bir iyon için elektron konfigorasyonunu ve diamanyetik veya paramanyetik olup olmadığını tahmin ediniz. A. Ra 2+ B. La 2+, La 3+ c. Mn 2+, Mn3+ d. Ni 2+ E.Ti 4+ F. N 3- G. Te 2-45 Örnekler: İyon Konfigürasyonları Tahmini 9. Bir elementin temel elektoron konfigürasyonu bu şekildeyse +2 iyon konfigürasyonu nasıldır 1s 22s 22p 6 3s 23p 6 3d 10? 46
Iyonik yarıçaplar Katyonların yarıçapı atomundan küçüktür,çünkü e- kaybeder. Anyonların yarıçapı atomunkinden büyüktür çünkü son katmana elektron eklendiğinde elektronlar arasındaki itme kuvveti artar. Büyük iyonik yük, daha küçük iyonik yarıçapa sahiptir. (örn., Fe 3+ < Fe 2+ ). İyon hacmindeki eğilimler nötr atomlardaki gibidir: - İyonik hacim bir grupta aşağı inildikçe artar. - İyon hacim katyonlar ve anyonlar için periyotta sağa doğru gidildikçe azalır. MOV: Elektronların Kaybı ve Kazancı 47 Şekil 8.12 Şekil 8.13 48
Örnekler: Yarıçap sıralama 10. Artan atom hacmi sırasına göre aşağıdaki iyonları düzenleyin: O 2-, P 3 -, S 2 -, 3 -. 11. Atom hacmi büyük olan hangisidir? Na, Na + 12. Atom hacmi büyük olan hangisidir? Br veya Br - 49 Örnekler: Periyodik Eğilimleri Tahmin Etme 13. Atom hacmi büyük olan hangisidir? Sn 2+ veya Sn 4+ 14. Atom hacmi büyük olan hangisidir? Rb + veya Br - 15. Artan atom hacmi sırasına göre aşağıdaki iyonları düzenleyin:ca 2+, S 2 -, Ar, K +, Cl -. 50
Periyodik Özellikler: İyonlaşma Enerjisi, Elektron İlgisi, ve Metalik Karakter 51 Iyonlaşma Enerjisi Iyonizasyon Enerji (IE) : Gaz fazındaki bir mol nötr atomdan bir elektron koparmak için gerekli olan enerji miktarıdır. 50
M(g) M +(g) + e -(g); ΔH = IE (her zaman > 0) Iyonlaşma enerjisi pozitif enerji değeridir(endotermik bir işlemdir); atomdan elektron koparmak için enerji verilmelidir. Bir elektron koparmak için gerekli olan ilk enerji, birinci iyonlaşma enerjisidir ( IE 1 ). MOV: iyonlaşma enerjileri 52 50
8. Bölüm Notlar Birinci iyonlaşma Enerjisinde Eğilimler Bir grupta aşağı doğru inildikçe atom hacmi büyür bu yüzden en dıştaki elektronlar çekirdekten uzaklaştığı için, elektron koparmak kolaylaşır. Böylece bir grupta aşağı doğru inildikçe 1. ie azalır. Bir periyotta sağa doğru gidildikçe etkin çekirdek yükü artacağından dolayı atom hacmi azalır. Sonuç olarak en dıştaki elektronlar birbirlerine daha sıkı tutunurlar. Böylece bir periyotta sağa doğru gittikçe 1. ie artar. Düşük iyonlaşma enerjili atomlar (metaller) katyon oluşturma eğilimindedir, yüksek iyonizasyon enerjileri (ametaller) olan atomlar anyon oluşturma eğilimindedir. MOV: İyonlaşma enerjilerinde periyodik eğilimler 53 Iyonlaşma Enerjisi Ve Atom Numarası Şekil 8.14 54
8. Bölüm Notlar İyonizasyon Enerjilerinde Eğilimler Şekil 8.15 55 1. İyonlaşma Enerjilerinde İstisna-i Eğilimler Genel eğilimlerde bir çok varyasyon vardır. Bu varyasyonlar, yarı dolu halinden 1 elektron uzakta veya p altkatmanında 1 elektronu olan atomların iyonlaşma enerjilerinin bir sonucudur. 56
8. Bölüm Notlar Daha Yüksek İyonlaşma Enerjileri Bir atomu +1 halinden daha fazla değiştirmek elbetteki mümkündür. M(g) M +(g) + e -(g) birinci iyonlaşma enerjisi (IE 1 ) M +(g) M 2+ (g) + e -(g) ikinci iyonlaşma enerjisi (IE 2 ) M 2+ (g) M 3+ ( g) + e -(g) üçüncü iyonlaşma enerjisi (IE 3 ) Art arda gelen her iyonizasyon adımı için daha fazla enerji gereklidir (IE 3 > IE 2 > IE 1 ) çünkü pozitif yüklü iyonlardan elektron koparmak daha zordur. Tam dolu olan katmandan elektron koparmak istediğimizde iyonlaşma enerjilerinde büyük bir sıçrayış meydana gelir. 57 Daha Yüksek İyonlaşma Enerjileri Neden Berilyumun 3. iyonlaşma enerjisi, 1. iyonlaşma enerjisi ve 2. iyonlaşma enerjisine göre çok daha fazladır? Be 1s 2 2s 2 IE 1 Be + 1s 2 2s 1 IE 2 Be 2+ 1s 2 IE 3 Be 3+ 1s 1 58
Chapter 8 Notes Daha Yüksek İyonlaşma Enerjileri 59 Daha Yüksek İyonlaşma Enerjileri 60
Chapter 8 Notes Elektron ilgisi Elektron ilgisi ( E ei) - Gaz fazındaki 1 mol atom, elektron kazanarak (-1) yüklü anyon haline gelirken açığa çıkan enerji miktarıdır M(g) + e -(g) M -(g); ΔH = E ea (genellikle < 0) Elektron ilgisi genellikle negatif bir enerji değeridir(ekzotermik bir işlemdir); elektron nötr bir atoma bağlanırken enerji genellikle ayrılır. Bir atom bir elektron alabilmek için daha büyük bir negatif elektron isteğinde bulunur ve daha kararlı bir anyon açığa çıkar. Genel olarak, bir grupta aşağı inildikçe elektron alma isteği azalır ve bir periyotta sağa doğru gidildikçe artar fakat eğilim, iyonizasyon enerjisi ve hacmi kadar düzgün değildir. 61 MOV: Periyodik Trendler Elektron ilgisi Elektron İlgisi Figure 8.16 62
Chapter 8 Notes Metalik Karakterlerde Eğilim Metaller elektriği ve ısıyı iyi iletirler, yumuşak ve şekil verilebilirler, çoğu kez parlaktırlar ve bir kimyasal reaksiyonlarda kolaylıkla elektron verebilirler. Ametaller elektriği ve ısıyı iyi iletmezler, fiziksel halleri değişkendir ve kimyasal reaksiyonlarda elektron alma eğilimindedir. Bir periyotta soldan sağa doğru giderken, iyonizasyon enerjisi artar ve elektron isteği daha negatif bir hale gelir. Böylece bir periyotta soldan sağa doğru giderken metalik karakter azalır. Bir grupta aşağı doğru gidildiğinde iyonizasyon enerjisi düşer ve elektron alma isteği azalır. Böylece bir grupta aşağı doğru inildikçe metalik karakter artar. 63 Metalik Karakterlerde Eğilim Figure 8.17 64
Chapter 8 Notes Metalik Karakterlerde Eğilim Şekil 8.18 65 Periyodik Eğilimlerin Özeti 66
Chapter 8 Notes Periyodik Eğilimleri Tahmin Etmek 16. Hangi atomun iyonlaşma enerjisi daha büyüktür? : Al veya S? 17. Hangi atomun iyonlaşma enerjisi daha büyüktür? : veya Sb? 18. Hangi atomun iyonlaşma enerjisi daha büyüktür? : N veya Si 19. Hangi atomun iyonlaşma enerjisi daha büyüktür? : O veya Cl? 20. Hangi atomun iyonlaşma enerjisi en büyüktür? : IE: Na, Sr,, Rb? 67 Örnekler: tahmin eden PeriyodiTrendler 21. Artan İyonlaşma Enerjisine göre düzenleyin : F, S, Cl. 22. Hangisinin elektron ilgisi daha yüksektir? O veya F 23. Hangi element daha metaliktir? Sn veya Te 24. Hangi element daha metaliktir? Ge veya In 66