PERİYODİK CETVEL

III.DERS

PERİYODİK CETVEL

Günümüzde kullandığımız periyodik cetvel 1869 yılında kimyacı Dimitri Mendelyev tarafından elementlerin artan atom kütle numaralarına göre sıralamış ve bu günkü 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.

​

2

​

• Element ve Bileşiklerin sertlik, sıkıştırılabilme, kaynama noktası vb. özellikleri de periyodik olarak tekrarlanmaktadır.

​

3

4

​

• Elementlerin fiziksel ve kimyasal davranışlarındaki periyodik benzerliklerin anlaşılmasıyla yapı ve özellikleri ile ilgili çok miktarda bilginin sınıflandırılması gerektiği ortaya konmuş ve buda periyodik çizelgenin oluşturulmasına yol açmıştır. Periyodik çizelge benzer kimyasal ve fiziksel özellikleri olan elementlerin birlikte gruplandırıldıkları bir çizelgedir. Şekil 2.10’da modern periyodik çizelge görülmektedir. Burada elementler atom numaralarına göre yatay periyotlarda, kimyasal özelliklerindeki benzerliklere göre ise dikey gruplarda sıralanmışlardır (atom numaraları element simgesinin üzerinde gösterilmiştir).

​

• Atom numarası 113- 118 olan elementlerin son yıllarda sentezlenmiş olup henüz adlandırılmamışlardır.

​

5

6

Elementlerin sınıflandırılması

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).

7

8

Örnek1:Atom numarası verilen Elementin Periyodik çizelgede yerini bulma

9

Baş kuantum sayısı 3 ve değerlik elektronu 2 olduğu için 3. periyot ve 2A grubundadır.

₁₂Mg:1s²2s²2p⁶3s²

Baş kuantum sayısı

10

Klor elemnetinde elektron dizilişinde görüldüğü gibi en büyük enerji seviyesi numarası 3 tür. Element 3. periyottadır. 3. enerji düzeyinde 7 elektron olduğu için ( 2elektron s orbitalinde, 5 elektron p orbitalinde) 7 A grubudur. Son elektron p orbitalinde olduğundan p bloğundadır. Baş kuantum sayısı 3’tür. Klor elementi periyodik çizelgede 3. periyot ve 7A grubundadır.

11

Periyodik cetvelde Civa 6. periyot 2.B grubundadır.

12

13

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

H^- 1s² [He]

F 1s²2s²2p⁵

F^- 1s²2s²2p⁶ [Ne]

O 1s²2s²2p⁴

O^2- 1s²2s²2p⁶ [Ne]

N 1s²2s²2p³

N^3- 1s²2s²2p⁶ [Ne]

Atom elektron alınca soy gaz yapısına sahip olur.

Elektron sayıları aynı olan atom veya iyonlara izoelektronik denir.

14

15

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

Fe³⁺: [Ar]4s⁰3d⁵ ya da [Ar]3d⁵

Mn: [Ar]4s²3d⁵

Mn²⁺: [Ar]4s⁰3d⁵ ya da [Ar]3d⁵

• Etkin çekirdek yükü (Z_etkin)
• Çekirdeğe yakın elektronlar, çekirdekteki pozitif yüklü protonlarla dış elektronlar arasındaki elektrostatik çekimi zayıflatır (perdeler).
• Etkin çekirdek yükü (Z_et ),gerçek çekirdek yükü (Z) ve dış yörünge elektronlarının itme kuvvetleri (perdeleme) dikkate alındığında bir elektron tarafından değerlik hissedilen çekirdek yüküdür.Genel olarak etkin çekirdek yükü şu şekilde hesaplanır.

16

Z_etkin = Z - σ

0 < σ < Z (σ = perdeleme sabiti)

Z_etkin ≈ Z – (içteki elektronların sayısı)

Burada sigma (σ) perdeleme sabiti olarak isimlendirilir. Perdeleme sabiti 0 dan büyük Z den küçüktür.

17

Etkin çekirdek yükü aşağıya doğru gidildikçe artar. Ancak değerlik elektronları keskin bir şekilde artan büyük n kabuklarına ekleneceğinden gerçekte çekirdek ile değerlik elektronları arasındaki elektrostatik çekim azalır.

18

18

Baş grup elementlerinde etkin çekirdek yükü (Z_etkin)

Z_etkin artar

Z_etkin artar

PERİYODİK ÖZELLİKLER

19

Atom Yarıçapı

Elementlerle ilgili özellikler atomun yarıçapı ile yakından ilgilidir. Aynı zamanda atomun elektron verme ve alma kabiliyetini de etkiler

Atom Yarıçapı

20

Bir grupta aşağıya doğru inerken atom yarıçapı artar. Çünkü çekirdekten daha uzaktaki kabuklara eklenmiş olur.

Bir periyotta soldan sağa doğru etkin çekirdek yükünün artışından dolayı azalır.

Atom yarıçapının atom numarasına göre değişimi

21

İyonlaşma Enerjisi

22

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).

23

İyonlaşma enerjisinin büyüklüğü atomdaki elektronun ne kadar sıkı tutulduğunun bir ölçüsüdür.

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.

• Atomdan elektron koptukça kalan elektronlar arasındaki itmeler azalacağı için sonraki iyonlaşma enerjisi artacaktır.

​

24

İlk istisna aynı periyottaki 2A ve 3A grupları arasında görülür (düzensizlik 5A ve 6A grupları arasında da meydana gelir .)

(İkinci düzensizlik; 5A grubu elementlerinde (ns²np³), p elektronları Hund kuralına göre üç ayrı orbitalde bulunur. 6A grubunda (ns²np⁴) dördüncü p elektronu üç p elektronunun biri ile eşleşmek zorundadır

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.

25

26

26

İyon yarıçapları ile atom yarıçaplarının karşılaştırılması

27

Periyodik çizelgedeki bazı iyonların yarıçapları (pm)

Örnek Aşağıdaki iyon çiftlerinden hangi iyonun yarıçapı daha büyüktür?

(a) N^3- ve F^-

(b) Mg²⁺ ve Ca²⁺

(c) Fe²⁺ ve Fe³⁺

​

​

​

​

​

​

​

​

​

(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.

28

(b) Her ikisi de 2A grubundadır. Ca’nın baş kuantum sayısı (n = 4), Mg’nin baş kuantum sayısından (n = 3) daha büyüktür (Ca^2+- > Mg²⁺).

​

(a) N^3- ve F^- izoelektroniktir (her ikisi de 10 elektronludur). N^3-‘te 7 proton varken, F^-‘de 9 proton vardır. Yani N^3-‘teki çekirdek elektronlara daha zayıf bir çekim kuvveti uygular (N^3- > F^-).

29

​

​

​

​

​

Atomdan elektron koptukça kalan elektronlar arasındaki itmeler azalacağı için sonraki iyonlaşma enerjisi artacaktır.

I₁ birinci iyonlaşma enerjisi

I₂ ikinci iyonlaşma enerjisi

I₃ üçüncü iyonlaşma enerjisi

I₁ < I₂ < I₃

30

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.

31

31

Birinci iyonlaşma enerjisindeki genel eğilim

Birinci iyonlaşma enerjisi artar

32

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 çekirdek-elektron çekimi söz konusudur. Buna göre kükürdün birinci iyonlaşma enerjisi (1000 kJ/mol) oksijeninkinden (1314 kJ/mol) daha düşük olur.

33

Elektron ilgisi

Gaz halindeki bir atomun bir elektron alarak anyona dönüştüğünde meydana gelen negatif enerji değişimidir. Ei olarak bilinir.

34

34

ΔH = -328 kJ/mol (salınan enerji)

Eİ = +328 kJ/mol

ΔH = -141 kJ/mol (salınan enerji)

Eİ = +141 kJ/mol

ΔH = +780 kJ/mol (gereken enerji)

Eİ = -780 kJ/mol

Oksijen atomunun Eİ’si pozitiftir (ekzotermik). Diğer yandan O^- iyonunun 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 almaya karşı çok istekli olduğunu gösterir.

Hidrojenden Baryum’a kadar atom numarasına karşı elektron ilgisi grafiği.�

35

Bazı baş grup elementlerinin ve Soygazların Elektron İlgileri (kj/mol)

36

37

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) için bu metallerin elektron almaları zordur.

38

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.

Hidrojen (1s¹)

Periyodik çizelgede Hidrojen için uygun bir konum yoktur.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.

​

​

39

40

1A Grubu Elementleri (Alkali Metaller) (ns¹, n ≥ 2)

İyonlaşma enerjileri çok düşüktür. Bu nedenle elektron kaybetme eğilimleri yüksektir.Asitlerle ve suyla reaksiyonları hızlıdır. Hava ile temas ettiklerinde oksijenle birleşerek oksitlerini oluştururlar. Ancak, lityum hariç diğerleri hem oksit hem de peroksitleri (O₂^2-) 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.

41

Çok reaktif (etkin) olduklarından doğada asla saf halde bulunmazlar.

42

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.

43

BeH₂ ve BeCl₂ ve MgH₂ moleküler yapıdadır.

44

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.

​

​

​

Al hariç diğer üyeler, +1 ve +3 değerlerini alabilir. Metalik elementler moleküler yapıda bileşikler de oluşturur.

45

46

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.

47

C ve Si için +4 basamağı daha kararlı iken Pb için ise +2 yükseltgenme basamağı daha kararlıdır.

48

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:

49

Metal nitrürlerin (Li₃N ve Mg₃N₂ gibi) pek çoğu iyoniktir.

50

6A Grubu Elementleri (ns²np⁴, n ≥ 2)

​

6A grubunun ilk üç üyesi olan; oksijen, kükürt ve selenyum ametal diğer iki üyesi olan; tellür ve polonyum yarımetaldir.

Elementel kükürt ve selenyumun molekül formülleri S8 ve Se8’dir

Kükürt, selenyum ve tellür “−2” yüklü iyonlar oluştururlar(S²⁻, Se²⁻ ve Te²⁻). Bu gruptaki elementler (özellikle oksijen) ametallerle çok sayıda moleküler bilesik olusturur. Kükürdün önemli bilesikleri SO₂, SO₃, ve H₂S’dir. Kükürt trioksit, suyla tepkimeye girdiği zaman sülfürik asit olusur

SO₃(g) + H₂O(s) →H₂SO₄(suda)

51

7A Grubu Elementleri (ns2np5, n ≥ 2)

7A Grubu elementleri, halojenlerdir ve tümü ametaldir. Flor o kadar etkindir ki, su ile tepkimeye girerek oksijen açığa çıkarır:

​

2F₂(g) + 2H₂O(s) →4HF(suda) + O₂(g)

​

Halojenler hidrojenle tepkimeye girerek hidrojen halojenürleri verirler:

H₂(g) + X₂(g) →2HX(g)

​

7A grubu elementleri

klor, brom ve iyot. Flor yeşilimsi

sarı bir gazdır ve cam eşyalarla

tepkimeye girer. Astatin ise

radyoaktiftir

Alkali ve toprak alkali metallerin halojenürlerle verdiği bileşiklerin çoğu iyoniktir. Kendi aralarında yaptıkları bileşikler ise genellikle molekülerdir (ICl ve BrF₃ gibi).

52

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)

53

54

55

56

56

Her iki grup elementlerinin de en dış kabuğu olan s orbitalinde tek elektronu vardır.

​

Ancak 1B grubu daha kararlıdır. Çünkü iyonlaşma enerjileri daha yüksektir.

1A ve 1B gruplarının karşılaştırılması

Düşük iyonlaşma enerjisi (yüksek reaktivite)

57

Bir periyot boyunca oksitlerin özellikleri

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.

58

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) O^2- ve S^2- 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?

​

59

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.

60

KAYNAKLAR

61