1.5. Periyodik Özellikler

1.5. Periyodik Özellikler 9. sınıfta öğrendiğiniz gibi Mendeleyev in (Mendeliiv) periyodik tablo ile ilgili çalışmalarını değerlendiren Henry Moseley (Henri Mozli), günümüzde kullanılan modern periyodik sistemi oluşturmuştu. Modern periyodik sistemde elementler periyotlara ve gruplara artan atom numaralarına göre yerleştirilmiştir. Elementlerin elektron dizilimleri, atom numaralarının artış ya da azalışına göre bazı fiziksel ve kimyasal özelliklerinin periyodik olarak değişimine neden olur. Şimdi bu periyodik özelliklerden kovalent yarıçapı, Van der Waals yarıçapını ve iyonik yarıçapı tanımlayarak aralarındaki farkları belirleyelim. a. Kovalent Yarıçap, Van der Waals Yarıçapı ve İyonik Yarıçap Kovalent Yarıçap kovalent yarıçap: 133 pm Kovalent bağ, bildiğiniz gibi ametal atomları arasında elektronların ortak kullanılmasıyla oluşan bağdır. Ametal atomlarının tek kovalent bağ ile bağlanmasıyla oluşan molekülde atomların çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısı kovalent yarıçap olarak tanımlanır. Şekil 1.29 incelendiğinde I 2 molekülünün oklarla gösterilen 133 pm (pikometre, 1pm = 1 10-12 m) uzunluğu kovalent yarıçaptır. Van der Waals Yarıçapı 266 pm Şekil 1.29: I 2 molekülünde kovalent yarıçap van der Waals yarıçapı Şekil 1.30: Neon atomu için katı hâlde hesaplanan van der Waals yarıçapı 150 pm dir. Soy gaz atomları yüksek basınçlarda ve düşük sıcaklıklarda katı hâlde bulunabilir. Örneğin 3. periyot soy gazı argonun 1atm dış basınçta erime sıcaklığı 83,6 K dir. Argon erime sıcaklığının altındaki sıcaklıklarda katı hâldedir. Soy gaz atomlarını katı hâlde bir arada tutan kuvvetler Van der Waals kuvvetleridir. Soy gazlar için katı hâlde hesaplanan yarıçapa Van der Waals yarıçapı denir (Şekil 1.30). İyonik Yarıçap İyonik bağ daha önce de öğrendiğiniz gibi metal atomları ile ametal atomları arasında elektron alışverişi ile oluşan kimyasal bağdır. İyonik bağı oluşturan metal atomları elektron vererek katyon oluştururken ametal atomları da elektron alır ve anyon oluşturur. İyonik bağı oluşturan katyon ve anyonların çekirdekleri arasındaki uzaklık ölçülür. Bu iyonlar eşdeğer büyüklükte olmadığından, aralarındaki uzaklığın katyon ve anyon arasında uygun 62

şekilde bölüştürülmesiyle elde edilen yarıçapa iyonik yarıçap denir. Şekil 1.31 incelendiğinde NaCl iyonik bileşiğini oluşturan Na + katyonunun yarıçapı 98 pm dir. Bu durumda iki iyonun çekirdekleri arasındaki uzaklıktan Na + iyonunun yarıçapı çıkarıldığında Cl - iyonunun yarıçapı hesaplanır. b. Periyodik Özellikler Metalik / Ametalik Özellik Na + 98 pm CI 181 pm Metallerin elektron verme eğilimleri, ametallerin ise elektron alma eğilimleri yüksektir. Bir atomun elektron vermeye yatkınlığı metalik aktiflik olarak tanımlanır. Bir metalin aktifliği arttıkça tepkime verme etkinliği artar. Periyodik çizelgede metalik aktiflik, aynı periyotta bulunan metal atomlarının son katmanında içerdiği elektron sayısı azaldıkça artar. Şekil 1.31: NaCl bileşiğindeki iyonların yarıçapları Örnek olarak K ve Ca atomlarının elektron dizilimlerini inceleyelim. 19 20 2 2 6 2 6 1 K: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 2 2 6 2 6 2 Ca: 1s 2s 2p 3s 3p 4s K atomunun son katmanındaki elektron sayısı Ca atomununkinden az olduğu için metalik aktiflik K 2 Ca şeklindedir. Son katmanlarındaki elektron sayıları aynı olan metal atomlarında metalik aktifliğin belirlenmesinde elektronların atom çekirdeğine olan uzaklığı göz önünde bulundurulur. Katman sayısı fazla olan atom en dış katmanındaki elektronunu daha kolay verebileceği için metalik aktifliği daha fazladır. Örnek olarak Na ve K atomlarının aktifliklerini karşılaştıralım. 11 2 2 6 Na: 1s 2s 2p 3s 1 19 2 2 6 6 1 K1 : s 2s 2p 3p 4s Elektron dizilimlerinden de anlaşılacağı gibi K atomu son katmanındaki elektronunu Na atomundan daha kolay vereceğinden metalik aktiflik K 2 Na şeklindedir. Örnekleri değerlendirdiğimizde, metalik aktifliğin periyodik cetvelde aynı periyotta sağdan sola, aynı grupta ise yukarıdan aşağıya doğru arttığı sonucuna ulaşırız. Bilgi Kutusu Metaller bileşik oluşturmaları sırasında elektron verir. Bu nedenle metalik özellik elektron verme özelliği olarak düşünülebilir. 63

Alıştırma Aşağıda verilen atomları metalik aktifliklerinin artışı yönünde sıralayınız. 13 Al, 20 Ca, 12Mg Bir atomun elektron almaya yatkınlığı ametalik aktiflik olarak tanımlanır. Aynı periyotta ametalik aktiflik, ametal atomunun en dış kabuğunda içerdiği elektron sayısı arttıkça artar. 15 17 2 2 6 2 3 P1 : s 2s 2p 3s 3p 2 2 6 2 5 Cl: 1s 2s 2p 3s 3p Bilgi Kutusu Ametallerin elektron alma eğilimleri yüksektir. Bu nedenle ametallerin aktifliği elektron alma yeteneği ile doğru orantılıdır. Yukarıda verilen atomlardan Cl atomunun en dış kabuğunda içerdiği elektron sayısı toplamı P atomununkinden fazla olduğu için ametalik aktiflik Cl 2 P şeklindedir. Son katmanlarındaki elektron sayıları aynı olan ametal atomlarında, katman sayısı az olan atom daha kolay elektron alabileceği için ametalik aktifliği daha fazladır. Örneğin F ve Cl atomlarından hangisi daha fazla ametalik aktifliğe sahiptir? Bunu elektron dizilimlerini yaparak anlayabiliriz. 9 2 2 F1 : s 2s 2p 17 Cl: 1s 2s 2p 3s 3p 5 2 2 6 2 5 Bu durumda katman sayısı az olduğu için F atomu Cl atomuna göre daha kolay elektron alabilir. Ametalik aktiflik F 2 Cl şeklindedir. Örnekleri incelediğimizde, ametalik aktifliğin periyodik cetvelde aynı periyotta soldan sağa, aynı grupta ise aşağıdan yukarıya doğru arttığı sonucuna ulaşırız. Alıştırma Aşağıda verilen atomları ametalik aktiflikleri artacak yönde sıralayınız. 17 Cl, 15 P, 9 F Atom / İyon Yarıçapı Atomun Kuantum Modeli ni hatırlarsak bir atomdaki elektron yoğunluğu çekirdekten dışarıya doğru azalır. Bu durumda 64

atomun hacmi, çekirdek çevresindeki elektron yoğunluğunun %90 ını içeren hacim olarak tanımlanabilir. Komşu iki metal atomunun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısına atom yarıçapı denir (Şekil 1.32). Aynı tür atomların oluşturduğu iki atomlu bir molekülde, atomların yarıçapı, molekülü oluşturan iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısına eşittir (Şekil 1.33). Atom yarıçapı r r a a = 2r Şekil 1.32: İki metal atomunun merkezleri arasındaki uzaklığın yarısı atom yarıçapıdır. H H Şekil 1.33: H 2 molekülünde iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısı atom yarıçapıdır. Birçok elementin atom çapları, periyodik çizelgedeki yerlerine göre karşılaştırılabilir. Element atomlarının çekirdekleri ile dış kabuklarındaki elektronlar arasındaki çekim kuvvetinden yararlanılarak atom yarıçapları sıralanabilir (Şekil 1.34). Atom yarıçapı artar. 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A H He 37 31 Li Be B C N O F Ne 152 112 85 77 70 73 72 70 Atom yarıçapı artar. Na 186 K 227 Mg 160 Ca 197 AI 143 Ga 135 Si 118 Ge 123 P 110 As 120 S 103 Se 117 CI 99 Br 114 Ar 98 Kr 112 Rb Sr In Sn Sb Te I Xe 248 215 166 140 141 143 133 131 Cs Ba TI Pb Bi Po At Rn 265 222 171 175 155 164 142 140 Şekil 1.34: Baş grup elementlerinin periyodik çizelgedeki yerlerine göre pikometre (pm) biriminde yarıçapları 65

Bilgi Kutusu Atom yarıçapı, atomun çekirdeği ile elektron bulutu arasındaki uzaklığı gösterir. Elementlerin atom yarıçapı taşıdığı enerji katmanı sayısı arttıkça büyür, çekirdek yükü arttığında ise küçülür. Atom yarıçapı (pm) Şekil 1.34 incelendiğinde baş grup elementlerinin aynı periyotta atom numaraları arttıkça çekirdek yükleri de arttığından atom yarıçaplarının genellikle azaldığı gözlenir. Aynı grupta ise baş kuantum sayısı ^nh arttıkça orbital hacimleri de artacağından atom yarıçapları artar (Grafik 1.4). 300 250 200 150 100 50 0 0 Lİ H F 10 Na K CI 20 Rb Br Cs 30 40 50 60 70 80 90 100 Atom numarası I Fr Po Grafik 1.4: Atom yarıçapının atom numarasına göre değişimi Örnek 12Mg, 17 Cl atomlarının yarıçaplarını karşılaştıralım. Çözüm Öncelikle atomların elektron dizilimlerini yazarak periyodik çizelgedeki yerlerini belirleyelim. 12 2 2 6 2 Mg: 1s 2s 2p 3s 3. periyot 2A grubu 2 2 6 2 5 17 Cl: 1s 2s 2p 3s 3p 3. periyot 7A grubu A gruplarında aynı periyotta bulunan elementlerin atom yarıçapları sağdan sola doğru artar. Mg ve Cl atomları aynı periyotta bulunduklarına göre atom yarıçapları Mg 2 Cl şeklindedir. Örnek 19 K, 3Li, 8O atomlarının yarıçaplarını karşılaştıralım. 66

Çözüm Öncelikle atomların elektron dizilimlerini yazarak periyodik çizelgedeki yerlerini belirleyelim. 2 2 6 2 6 1 19 K1 : s 2s 2p 3s 3p 4s 4. periyot 1A grubu 3 8 2 Li: 1s 2s 1 2 2 4 O1 : s 2s 2p 2. periyot 1A grubu 2. periyot 6A grubu 1A 2A 2. periyot Li 3. periyot 4. periyot K 8A 3A 4A 5A 6A 7A O A gruplarında bulunan elementlerin atom yarıçapları aynı periyotta sağdan sola, aynı grupta yukarıdan aşağıya doğru artar. Li ve O atomları aynı periyotta, K ve Li atomları aynı gruptadır. K atomunun periyot numarası Li ve O atomlarınınkinden büyüktür. Buna göre atom yarıçapları K 2 Li 2 O olur. 9. sınıfta öğrendiğiniz gibi bir atom elektron verdiğinde katyon, elektron aldığında ise anyon oluşturur. Bir katyon ya da anyonun yarıçapı iyon yarıçapı olarak adlandırılır. İyonik bağ oluşturan iyonların yarıçapları bileşiğin fiziksel ve kimyasal özelliklerini etkiler. Nötr bir atomdan anyon oluşuyorsa yarıçap artar. Bunun nedeni çekirdek yükü aynı kalırken gelen elektronun oluşturduğu itme kuvveti ile elektron bulutunun hacminin artmasıdır. Nötr bir atomdan katyon oluşuyorsa yarıçap azalır. Bunun nedeni çekirdek yükü aynı kalırken atomdan uzaklaşan elektrondan dolayı elektron itme kuvvetinin azalması ve elektron bulutunun büzüşmesidir. Bu durumda nötr bir atomun yarıçapı, oluşturduğu anyonun yarıçapından küçük, katyonun yarıçapından büyüktür. Örnek 16 S atomu ile bu atomun - 2 ve + 6 yüklü iyonlarının yarıçaplarını karşılaştıralım. Çözüm S atomunun + 6 yüklü iyonunda elektron sayısı 10, - 2 yüklü iyonunda ise elektron sayısı 18 dir. Pozitif yüklü iyonun elektron sayısı nötr atomundan daha az, negatif yüklü iyonun elektron sayısı ise nötr atomundan daha fazladır. Bu durumda elektron sayısı fazla olan S 2- iyonunun yarıçapı S atomunun yarıçapından büyük, elektron sayısı az olan S 6+ iyonunun yarıçapı S atomunun yarıçapından küçüktür. İzoelektronik iyonlarda elektron sayısı ve dizilimi aynıdır. Bu durumda proton sayısı fazla olan iyonda çekirdeğin çekim kuvveti fazla olduğundan elektron bulutu çekirdeğe daha fazla çekilir ve yarıçap küçülür. 67

Örnek 2-2+ 8O, 12Mg, 10 Ne taneciklerinin yarıçaplarını karşılaştıralım. Çözüm Öncelikle taneciklerin elektron dizilimlerini yazarak elektron sayılarını belirleyelim. 8 O : 1s 2s 2p 12 10 2-2 2 6 Mg 2+ 2 2 6 : 1s 2s 2p 2 2 6 Ne: 1s 2s 2p Taneciklerin elektron dizilimleri dolayısıyla elektron sayıları aynıdır. Bu durumda proton sayısı az olan taneciğin yarıçapı en büyük, proton sayısı fazla olan taneciğin yarıçapı en küçüktür. Taneciklerin 2-2 yarıçapları O 2 Ne 2 Mg + şeklinde sıralanır. Alıştırma Aşağıda verilen taneciklerin yarıçaplarını karşılaştırınız. 3- - 1. 20Ca, 9F, 16 S 2. 15P, 18 Ar, 17Cl 3. P, P, P 15 15 3-5+ 15 Bilgi Kutusu Birinci iyonlaşma enerjisi, gaz hâlindeki bir atomun son temel enerji seviyesindeki, çekirdek tarafından en az kuvvetle çekilen ilk elektronunun koparılması için gerekli olan minimum enerji miktarıdır. Birinci iyonlaşma enerjisi, genellikle periyot numarası arttıkça artar. İyonlaşma Enerjisi Atomların en dış kabuklarındaki elektronların kararlılığı doğrudan iyonlaşma enerjileri ile bağlantılıdır. Atomlar gaz hâlindeyken çevrelerinde bulunan moleküllerden ve komşu atomlardan pek fazla etkilenmez. Bu nedenle iyonlaşma enerjisi gaz hâlindeki atomlar üzerinde ölçülür. Gaz hâlindeki bir atomun temel hâlinden bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli olan minimum enerjiye iyonlaşma enerjisi denir. İyonlaşma enerjisi değerinin yüksek olması, atomdaki elektronun ne kadar sıkı bağlandığının göstergesidir. Çok elektronlu gaz hâlindeki bir atomda, atomun temel hâlinden ilk elektronu uzaklaştırmak için gerekli olan enerji miktarına birinci iyonlaşma enerjisi denir. İyonlaşma ısı alan (endotermik) bir tepkimedir. Herhangi bir X atomu için birinci iyonlaşma enerjisini İE 1 olarak gösterirsek iyonlaşma tepkimesi aşağıdaki gibi olur. X + ie X + 1e ^gh 1 " + - ^gh Gaz hâlindeki X + iyonundan bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli olan minimum enerjiye ikinci iyonlaşma enerjisi denir. 68

İkinci iyonlaşma enerjisini İE 2 olarak gösterirsek ikinci iyonlaşma tepkimesi aşağıdaki gibi olur. 2 ^ + gh 2 ^g + h - X + E " X + 1e Bir atomdan ilk iyonlaşmada bir elektron uzaklaştığında, elektronlar arası itme kuvveti azalır ve çap küçülür. Bu durumda bir sonraki elektronu koparmak için gerekli enerji artar. Bir atoma ait iyonlaşma enerjileri arasındaki ilişki aşağıdaki gibidir. İE 1 1 İE 2 1 İE 3... Periyodik cetvelde aynı grupta yukarıdan aşağıya doğru inildikçe atom yarıçapı dolayısıyla son kabuktaki elektronların çekirdeğe uzaklığı artar. Bu elektronların koparılması daha az enerji gerektirir. Bu durumda iyonlaşma enerjisi azalır. Periyodik cetvelde periyot boyunca soldan sağa doğru gidildikçe atom hacmi azaldığından birinci iyonlaşma enerjisi artmalıdır. Ancak baş gruplarda soldan sağa iyonlaşma enerjisi artışı düzenli değildir. Bunun nedeni küresel simetrik elektron dağılımına sahip atomların elektronlarını koparmak için daha fazla enerji harcanması gerekliliğidir. Bir atomun elektron dizilişindeki en son orbital türünün tam ya da yarı dolu olması hâline küresel simetri denir. Aynı periyotta bulunan 2A ve 5A grupları küresel simetri özelliğinden dolayı kendilerinden bir sonra gelen 3A ve 6A gruplarından daha büyük iyonlaşma enerjisine sahiptir. (Grafik 1.5). Baş gruplarda periyot boyunca iyonlaşma enerjileri arasındaki ilişki aşağıdaki gibidir. 1A13A12A14A16A15A17A18A İyonlaşma enerjisi (kj/mol) 2500 2000 1500 1000 500 0 0 H 2 He Li Be B C N O F Ne Na Mg 4 6 8 10 12 14 16 18 20 Atom numarası Grafik 1.5: Baş grup elementlerinin iyonlaşma enerjilerinin atom numarası ile değişimi Al Sl P S Cl Ar K 69

Örnek 12Mg, 13Al, 15P, 16 S atomlarının 1. iyonlaşma enerjilerini karşılaştıralım. Çözüm Öncelikle atomların elektron dizilimlerini yazarak periyodik çizelgedeki yerlerini belirleyelim. 12 13 15 16 2 2 6 2 Mg: 1s 2s 2p 3s 2 2 6 2 1 Al: 1s 2s 2p 3s 3p 2 2 6 2 P1 : s 2s 2p 3s 3p 2 2 6 2 4 S: 1s 2s 2p 3s 3p 3 3. periyot 2A grubu 3. periyot 3A grubu 3. periyot 5A grubu 3. periyot 6A grubu Atomlar aynı periyottadır. Periyot boyunca soldan sağa doğru atom yarıçapı azalırken 1. iyonlaşma enerjisi değerleri artar. Ancak 2A ve 5A grubu küresel simetriye sahip olduğu için 2A nın iyonlaşma enerjisi 3A nınkinden, 5A nın iyonlaşma enerjisi de 6A nınkinden büyüktür. Bu durumda 1. iyonlaşma enerjileri P 2 S 2 Mg 2 Al şeklindedir. 3. periyot 4. periyot 1A 2A 8A 3A 4A 5A 6A 7A Mg AI P S Elektron İlgisi Atomlara ait kimyasal özellikleri büyük oranda etkileyen diğer bir ölçülebilir özellik elektron ilgisidir. Gaz hâlindeki bir atom, bir elektron alarak anyonuna dönüştüğünde açığa çıkan enerji elektron ilgisi olarak tanımlanır. Gaz hâlindeki bir X atomunun bir elektron almasıyla gerçekleşen tepkimede açığa çıkan enerjiyi E ile gösterirsek tepkime aşağıdaki gibi gerçekleşir. X + 1e " X + E _ gi - - _ gi Tepkimede elektron ilgisi değeri negatiftir yani tepkime ekzotermik (ısı veren) tir. Elektron ilgisi bir anyondan bir elektron koparmak için gerekli olan enerji miktarı olarak da tanımlanabilir. X - iyonu için elektron ilgisi enerjisini E ile gösterirsek tepkime aşağıdaki gibi gerçekleşir. - - _ gi _ gi X + E " X + 1e Tepkimede elektron ilgisi değeri pozitiftir yani tepkime endotermik (ısı alan)tir. Tepkimede elektron ilgisinin pozitif olması, negatif iyonun çok kararlı olduğunu başka bir deyişle atomun elektron almaya çok istekli olduğunu gösterir. Şekil 1.35 teki periyodik çizelgede bazı elementlerin deneysel olarak saptanmış elektron 70

ilgisi değerleri verilmiştir. Bazı elementler elektron almaya isteksiz olduğundan elektron ilgisi değerleri negatif olarak belirtilmiştir. IA 1 H 73 Li 60 Na 53 K 48 Cs 47 Rb 45 IIA 2 Be G0 Mg G0 Ca 2,4 Sr 4,7 Ba 14 IIIB 3 Sc 18 Y 30 IVB 4 Ti 8 Zr 41 VB 5 V 51 Nb 86 La Hf Ta 31 VIB 6 Cr 64 Mo 72 W 79 VIIIB VIIB 7 8 9 10 Mn Tc 53 Re 14 Fe 16 Ru 101 Os 106 Co 64 Rh 110 Ir 101 Fr Ra Ac Db JI Rf Bh Hn Mt Ni 112 Pd 54 Pt 205 IB 11 Cu 118 Ag 126 Au 223 IIB 12 Zn 47 Cd 32 Hg 61 IIIA 13 B 27 Al 44 Ga 29 In 29 Tl 30 IVA 14 C 122 Si 134 Ge 118 Sn 121 Pb 110 VA 15 N 0 P 72 As 77 Sb 101 Bi 110 VIA 16 O 141 S 200 Se 195 Te 190 VIIA 17 F 328 Cl 349 Br 325 I 295 VIIIA 18 He 10 Ne 10 Ar 10 Kr 10 Xe 10 Po At Rn 10 Şekil 1.35: Periyodik çizelgede bazı elementlerin elektron ilgisi değerleri kj/mol cinsinden verilmiştir. Soy gazların, Be ve Mg un elektron ilgileri deneysel olarak belirlenmemiştir. Fakat sıfıra yakın ya da negatif oldukları düşünülmektedir. Bu değerler CHANG, Raymond, Genel Kimya Temel Kavramlar, çev.: Tahsin Uyar, Serpil Aksoy, Recai İnam, Palme Yayınları, Ankara, 2011, sayfa 254 ten alınmıştır. Şekil 1.35 incelendiğinde VIIA grubundaki elementlerin elektron ilgilerinin büyük olduğu gözlenir. Aynı grupta aşağıya doğru inildikçe elektron ilgisinin küçülmesi gerekir. Ancak ikinci periyot elementleri genel olarak bu eğilime uymaz. Klor atomunun elektron ilgisinin flordan, kükürt atomunun elektron ilgisinin oksijenden büyük olması bu durumun en belirgin örnekleridir. Genel olarak periyodik çizelgede elektron ilgisinin soldan sağa, aşağıdan yukarıya doğru arttığı söylenebilir. Elektronegatiflik Kimyasal bir bağı oluşturan atomların bağdaki elektronları kendine çekme yeteneğinin ölçüsüne elektronegatiflik denir. Elektronegatifliği yüksek olan elementler elektronları daha fazla çekme eğilimindedir. Bu durumda elektronegatiflik, elektron ilgisi ve iyonlaşma enerjisi birbiriyle bağlantılı niceliklerdir. Elektron ilgisi yüksek olan elementlerin, iyonlaşma enerjileri ve elektronegatiflikleri de yüksektir. Elementlerin elektronegatiflik değerleri birbirine bağlı olarak ölçülebilir. Elektronegatiflik değerlerinin bir birimi yoktur. 71

1A H 2,1 2A 3A 4A 5A 6A 7A Li 1,0 Na 0,9 K 0,8 Cs 0,7 Rb 0,7 Fr 0,7 Be 1,5 Mg 1,2 3B 4B 5B 6B 7B 8B 1B 2B Ca 1,0 Sr 1,0 Ba 0,9 Ra 0,9 Sc 1,3 Y 1,2 La-Lu 1,0 1,2 Ti 1,5 Zr 1,4 Hf 1,3 V 1,6 Nb 1,6 Ta 1,5 Cr 1,6 Mo 1,8 W 1,7 Mn 1,5 Tc Re Fe 1,8 Ru 2,2 Os 2,2 Co Rh 2,2 IR 2,2 Ni Pd 2,2 Pt 2,2 Cu Ag Au 2,4 Zn 1,6 Cd 1,7 Hg B 2,0 Al 1,5 Ga 1,6 In 1,7 Tl 1,8 C 2,5 Si 1,8 Ge 1,8 Sn 1,8 Pb N 3,0 P 2,1 As 2,0 Sb Bi O 3,5 S 2,5 Se 2,4 Te 2,1 Po 2,0 F 4,0 Cl 3,0 Br 2,8 I 2,5 At 2,2 8A He Ne Ar Kr Xe Rn Şekil 1.36: Elementlerin elektronegatiflik değerleri verilmiştir. Bu değerler CHANG, Raymond, Genel Kimya Temel Kavramlar, çev.: Tahsin Uyar, Serpil Aksoy, Recai İnam, Palme Yayınları, Ankara, 2011, sayfa 276 dan alınmıştır. Şekil 1.36 incelendiğinde baş grup elementlerinin elektronegatiflik değerlerinin düzenli olarak değiştiği ancak geçiş metallerinin elektronegatiflik değerlerinde belirgin bir düzen olmadığı gözlenir. Baş grup elementlerinin elektronegatiflikleri genellikle periyot boyunca soldan sağa doğru artarken grup boyunca yukarıdan aşağıya doğru azalır. Oksit ve Hidroksit Bileşiklerinin Özellikleri Bilgi Kutusu Metal oksitleri suda çözündüğünde baz özelliği gösteren oksit bileşikleridir. Metal oksitlerin su ile tepkimelerinde bazlar, asitlerle tepkimelerinde tuz ve su oluşur. Bilgi Kutusu Al 2 O 3, ZnO, BeO, Bi 2 O 3 gibi oksitler amfoter oksittir. Sulu çözeltileri hem asitlerle hem de bazlarla tepkimeye girer. Baş grup elementlerinin özelliklerini karşılaştırmanın bir diğer yolu da bu elementlerin oluşturduğu oksit ve hidroksit bileşiklerinin özelliklerini incelemektir. Oksijen elementi, oksijen iyonu oluşturma eğilimindedir. Oksijenin bu eğilimi 1A, 2A grubu elementleri ile 3A grubundaki alüminyum gibi iyonlaşma enerjisi düşük metallerle tepkimelerinde çok yüksektir. Bu durumda oksijenin üçüncü periyotta bulunan Na ile oluşturduğu Na 2 O, Mg ile oluşturduğu MgO ve Al ile oluşturduğu Al 2 O 3 iyonik bileşiklerdir. Bu bileşikler kristal yapılı olduklarından erime ve kaynama sıcaklıkları çok yüksektir. Periyodik cetvelde elementlerin iyonlaşma enerjileri soldan sağa doğru artarken oluşturdukları oksitlerin özellikleri de iyonikten, moleküllü yapılara doğru değişmektedir. Periyot boyunca soldan sağa doğru metalik karakter azalır ve oksit bileşikleri önce bazik daha sonra amfoter ve asidik karakter gösterir. Genellikle metal oksitleri bazik, ametal oksitleri asidiktir. Baş grup elementlerinin grup boyunca yukarıdan aşağıya doğru metalik özellikleri artarken metal oksitlerinin bazik karakterinin de aynı yönde arttığı söylenebilir. Şimdi üçüncü periyot elementlerinin oksit bileşiklerinin özelliklerini inceleyelim. 72

Üçüncü periyottaki 1A ve 2A grubu metallerinin oksitleri baziktir. Na 2 O suda çözündüğünde NaOH bazını oluşturur. Tepkime aşağıdaki gibidir. Na O + H O 2NaOH 2 ^kh 2 ^sh " ^sudah MgO ^kh ise suda neredeyse hiç çözünmez. Ancak asitlerle tepkimeye girdiğinde tuz ve su oluşturur. Mg O + 2HCl " MgCl + H O 2 ^kh ^sudah 2^sudah 2 ^sh Bilgi Kutusu Ametal oksitlerinin çoğu asit özellik gösterir. Ametal oksitlerinin suyla tepkimelerinde asitler, bazlarla tepkimelerinde tuz ve su oluşur. 3A grubundaki alüminyum atomunun oksiti de suda pek fazla çözünmez. Ancak hem asitlerle hem de bazlarla tepkimeye girer. Al O + 6HBr " 2AlBr + 3H O 2 3^kh ^sudah 3^sudah 2 ^sh Al O + 2KOH + 3HO " 2KAl^OHh 2 3^kh ^sudah 2 ^sh 4^sudah Dolayısıyla Al 2 O 3 amfoter oksittir. Üçüncü periyotta bulunan Si elementinin oksiti SiO 2, iyon içermeyip dev kristaller hâlindedir. 4A grubunda bulunan silisyumun oksit bileşiği SiO 2 suda çözünmez. Su ile tepkime vermez. Ancak çok derişik bazlarla tepkime verdiği için asit özelliğine sahiptir. SiO + 2NaOH " Na SiO + H O 2^kh ^sudah 2 3^sudah 2 ^sh Üçüncü periyotta bulunan P, S ve Cl atomlarının oksijenle oluşturduğu oksit bileşikleri sırasıyla P 4 O 10, SO 3 ve Cl 2 O 7 dir. Bu bileşiklerin erime ve kaynama sıcaklıkları düşüktür. Bu oksitler su ile aşağıda verilen tepkimeler sonucunda bazı asit çözeltilerini oluşturur. Bilgi Kutusu Oksitlerin asidik mi, bazik mi, nötr mü olduğu sahip olduğu oksijen ve ametal atomu sayısına bakılarak belirlenir. Eğer bir oksitte oksijen atomu sayısı, ametal atomu sayısından çoksa bu bileşik asit oksit (SO 3 ); oksitin taşıdığı oksijen atomu sayısı, ametal atomu sayısına eşit ya da daha az ise nötr oksittir (H 2 O, NO vb). Eğer bileşikte metal atomu varsa oksit baziktir (Na 2 O). P O + 6H O " 4H PO 4 10^kh 2 ^sh 3 4^sudah SO + H O " H SO 3^gh 2 ^sh 2 4^sudah CI O + H O " 2HClO 2 7^sh 2 ^sh 4^sudah Bazı ametal oksitleri ise nötrdür. CO, NO, N 2 O nötr oksitlerdir. Nötr oksitler suyla tepkime vermez, asidik ya da bazik özellikte çözelti oluşturmaz. Elementlerin hidroksit (OH - ) ile oluşturdukları bileşiklere hidroksit bileşikleri denir. OH - grubu içeren bir bileşiğin asit ya da 73

Atomların iyonlaşma enerjisi değerleri atom altı taneciklerinin keşfinde bahsettiğimiz gaz boşaltım tüpleri yardımı ile belirlenir. Bu işlemde gaz boşaltım tüpüne doldurulan gaz hâlindeki elementin iyonlaştırılması ile iyonlaşma enerjisi değerleri hesapbaz özellik göstereceğini, elementin elektronları kendine bağlama kuvveti belirler. Na ve Mg gibi metallerin elektron ilgileri azdır. Bu elementlerin hidroksit bileşiklerinde OH - iyonu oluşturarak bazik özellik göstermesi beklenir. NaOH suda çok çözünür ve çözeltisi baziktir. + - ^kh ^sudah ^sudah NaOH " Na + OH Al, Zn gibi amfoter metallerin hidroksitleri amfoter özellik gösterir. Periyodik çizelgede soldan sağa doğru gidildikçe iyonlaşma enerjisi artar. Hidroksit ile bağ yapan atomun çekirdeğinin çekim gücü artar. Bu nedenle O-H bağından elektronları çekerek bağı zayıflatır. Bu durumda bileşik, asit özelliği gösterir. Yani hidroksit ile bağ yapan atomun iyonlaşma enerjisi ne kadar büyükse oluşan bileşiğin asit özelliği o kadar fazla olur. Periyodik çizelgede aynı periyotta soldan sağa doğru elementlerin hidroksit bileşiklerinin bazik özelliği azalır, asit özelliği artar. Aynı grupta ise yukarıdan aşağıya doğru elementlerin hidroksit bileşiklerinin asit özelliği azalırken baz özelliği artar. Alıştırma Aşağıda verilen oksit ve hidroksit bileşiklerini asit, baz ve amfoter olarak sınıflandırınız. a. Li 2 O b. CO 2 c. Ca(OH) 2 ç. P 4 O 10 d. Al 2 O 3 e. KOH f. CaO g. SiO 2 c. Periyodik Özelliklerden Bazılarının Ölçülmesi Daha önce de açıkladığımız gibi iyonlaşma enerjisi, gaz hâlindeki bir atomdan bir elektron koparmak için gerekli olan enerjidir. İyonlaşma enerjisi atomların çizgi spektrumlarından yararlanılarak belirlenir. Alüminyuma ait bazı iyonlaşma tepkimeleri ve enerjileri aşağıda verilmiştir. A g + - l^ h " Al^ g h + e 1.İE = 580 kj/mol + 2+ - Al^gh " Al + e 2.İE = 1.815 kj/mol 2+ 3+ - Al^gh " Al^gh + e 3.İE = 2.740 kj/mol 3+ 4+ - Al^gh " Al^gh + e 4.İE = 11.600 kj/mol 74

lanır. Koopmans (Kapmens) teoremine göre en yüksek enerjili molekül orbitalindeki elektronlar, iyonlaşma esnasında ilk olarak kopacak olan elektronlardır ve elektronun sonsuzdaki enerjisi sıfırdır. Molekülde iyonlaşmadan sonra orbital düzeyinde çok fazla bir geri düzenleme olmadığı da kabul edilirse iyonlaşma enerjisi, en yüksek enerjili orbitalin enerjisine eşittir. Elementlerin elektronegatiflikleri hesaplanırken bağ enerjileri kullanılır. Elektronegatiflik kovalent bir bağın iyonik olabilme ölçüsüdür. Bir moleküldeki iki atomun bağ elektronlarını ne ölçüde eşit olarak paylaşabileceklerini gösterir. Elektronegatifliğin bir atomun diğer atomdan elektron çekme yeteneği olduğu fikrini Linus Pauling (Linus Pauling), 1932 yılında ileri sürmüş ve geliştirdiği bir yöntem ile elementlerin elektronegatiflik değerlerini hesaplamıştır. Pauling e göre A-B kovalent bağının ayrışma enerjisi, aynı çekirdeğe sahip A-A ve B-B bağlarının ayrışma enerjilerinin ortalamasına eşittir. İlave enerji A ve B arasındaki elektrostatik çekimden kaynaklanır. Pauling den iki yıl sonra Mulliken (Malıgen), elektronegatifliğin elektron ilgisi ve iyonlaşma enerjisiyle ilgili olduğunu düşünmüş ve bir atomun elektronegatifliğini o atomun elektron ilgisi ve iyonlaşma enerjisi değerlerinin ortalaması olarak ifade etmiştir. Pauling, F (flor) atomunun elektronegatifliğini yaklaşık 4 kabul ederek diğer elementlerin elektronegatifliğini bu değerle kıyaslayarak belirledi. Pauling den ve Mulliken den sonra Allred-Rochow (Olred Roça) elektronegatifliğin atomun etkin çekirdek yükü ve yarıçapıyla orantılı olduğunu düşünerek hesaplama yaptı. Daha sonra Allen (Elın), spektroskopik ölçümlerle elementlerin elektronegatiflik değerlerini belirledi. ç. İyonlaşma Enerjilerinin Grup Numarası ile İlişkisi Baş gruplarda bulunan bir element için ardışık iyonlaşma enerjisi değerleri biliniyorsa elementin grup numarası belirlenebilir. Elemente ait ardışık iyonlaşma enerjileri arasında büyük bir artış olmuşsa bu artışa kadar olan iyonlaşma enerjisi sayısı elementin grup numarasını verir. Elemente ait değerlik elektronlarını koparmak için gereken enerjiler genellikle bir önceki iyonlaşma enerjisi değerinin 1,5-3 katıdır. Değerlik elektronlarının bulunduğu enerji düzeyinin bir alt enerji düzeyinden bir elektronu koparmak için gereken enerji, bir önceki iyonlaşma enerjisi değerinin en az 4 veya daha fazla katıdır. Bunun nedeni değerlik elektronlarını kaybeden elementin soy gaz elektron düzenine sahip olarak kararlı hâle geçmesidir. 75

Tablo 1.9 da verilen periyodik cetvelde bulunan ilk 20 elementin iyonlaşma enerjisi değerleri verilmiştir. İnceleyiniz. Tablo 1.9: Periyodik cetveldeki ilk 20 elementin kj/mol biriminde iyonlaşma enerjileri verilmiştir. Atom numarası Element sembolü 1. iyonlaşma enerjisi 2. iyonlaşma enerjisi 3. iyonlaşma enerjisi 4. iyonlaşma enerjisi 5. iyonlaşma enerjisi 6. iyonlaşma enerjisi 1 H 1312 2 He 2373 5251 3 Li 520 7300 11815 4 Be 899 1757 14850 21005 5 B 801 2430 3660 25000 32820 6 C 1086 2350 4620 6220 38000 47261 7 N 1400 2860 4580 7500 9400 53000 8 O 1314 3390 5300 7470 11000 13000 9 F 1680 3370 6050 8400 11000 15200 10 Ne 2080 3950 6120 9370 12200 15000 11 Na 495,9 4560 6900 9540 13400 16600 12 Mg 738,1 1450 7730 10500 13600 18000 13 Al 577,9 1820 2750 11600 14800 18400 14 Si 786,3 1580 3230 4360 16000 20000 15 P 1012 1904 2910 4960 6240 21000 16 S 999,5 2250 3360 4660 6990 8500 17 Cl 1251 2297 3820 5160 6540 9300 18 Ar 1521 2666 3900 5770 7240 8800 19 K 418,7 3052 4410 5900 8000 9600 20 Ca 589,5 1145 4900 6500 8100 11000 76

19 K ve 20 Ca atomlarının elektron dizilimlerini yazarak iyonlaşma enerjisi değerlerini inceleyelim. 19 20 2 2 6 2 6 1 K: 1s 2s 2p 3s 3p 4s değerlik elektron sayısı : 1 2 2 6 2 6 2 Ca: 1s 2s 2p 3s 3p 4s değerlik elektron sayısı : 2 Atom numarası Element sembolü 1.İE 2.İE 3.İE 4.İE 5.İE 6.İE 19 K 418,7 3052 4410 5900 8000 9600 20 Ca 589,5 1145 4900 6500 8100 11000 K ve Ca elementlerinin yukarıda verilen ilk 6 iyonlaşma enerjisi (İE) değerlerini inceleyelim. K atomunun 1 ve 2. iyonlaşma enerjileri arasındaki farkın diğer iyonlaşma enerjileri arasındaki farktan büyük olduğunu gözlemliyoruz. K un 2. iyonlaşma enerjisi yaklaşık olarak 1. iyonlaşma enerjisinin 7 katına eşittir. Bu durumda K elementi 1A grubunda olmalıdır. Ca elementinin ise 2 ve 3. iyonlaşma enerjileri arasındaki farkın diğer iyonlaşma enerjileri arasındaki farktan büyük olduğunu gözlemliyoruz. Ca un 3. iyonlaşma enerjisi yaklaşık olarak 2. iyonlaşma enerjisinin 4 katına eşittir. Bu durumda Ca elementi 2A grubunda olmalıdır. Etkinlik: Periyodik Özelliklerle İlgili Öğrendiklerimizi Kontrol Edelim Aşağıdaki ifadelerin doğru mu, yanlış mı olduğunu belirleyerek uygun kutucuğu işaretleyiniz. 1. Aynı gruptaki ametal atomlarında katman sayısı az olan atom daha kolay elektron alabilir. 2. Aynı grupta baş kuantum sayısı arttıkça atomların yarıçapları azalır. 3. Na 11 atomunun metalik aktifliği, Al 13 atomununkinden fazladır. 4. Nötr bir atomun çapı, anyonunun çapından büyük, katyonunun çapından küçüktür. 5. Cl 2 molekülünde iki Cl atomunun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısı Cl atomunun yarıçapına eşittir. 6. Bir atom için bir sonraki iyonlaşma enerjisi değeri bir öncekinden büyüktür. 7. Periyodik çizelgede aynı periyotta sağdan sola doğru elementlerin hidroksit bileşiklerinin bazik özelliği azalır. 8. CO, NO, N 2 O ametal oksitleri nötrdür. D Y 77