Atomun Kuantum Modeli Hafta 7 ATOMUN KUANTUM MODEL

Atomun Kuantum Modeli Hafta 7

ATOMUN KUANTUM MODELİ • MODERN ATOM MODELİ – Kuantum mekaniği, bir atomdaki elektronun tam yerinin belirlenemeyeceğini açıklar. Elektron yoğunluğu kavramı, atomun belirli bir bölgesinde bir elektronun bulunma olasılığını verir. Bu bölgelere orbital denir.

Elektronların Orbitallere Yerleşimi • Kuantum Sayıları: Orbital ve elektronların durumuyla ilgili yapılan sınıflamalardır. – Baş kuantum sayısı, açısal kuantum sayısı ve manyetik kuantum sayısı, atom orbitallerinin ve bu orbitallerde yer alan elektronların belirlenmesinde kullanılır. – Spin kuantum sayısı ise, belirli bir elektronun davranışını açıklar. Bu şekilde elektronların bulundukları atomlardaki yerleri ve davranışları tanımlanmış olur.

Baş Kuantum Sayısı (n) • 1, 2, 3, ……. . gibi tamsayılarla ifade edilir. • Baş kuantum sayısı, belirli bir orbitaldeki elektronun çekirdeğe olan ortalama uzaklığı ile ilişkilidir. • Baş kuantum sayısı ne kadar büyük ise, orbitaldeki elektronun çekirdeğe olan ortalama uzaklığı ve bulunduğu orbital o kadar büyük olur.

Açısal Momentum Kuantum Sayısı(l) • Açısal momentum kuantum sayısı (l) orbitallerin şekillerini açıklar. Bu kuantum sayısının (l) olabileceği değerler, baş kuantum sayısı n'nin değerlerine bağlıdır. Herhangi bir n değeri için (l)’nin alabileceği değerler 0 ile n - 1 arasındaki tam sayılardır. – Örnek: n = 2 olursa, 0 ve 1 olmak üzere (l)’nin alabileceği iki değer vardır. – (l)’nin değerleri s, p, d, f. . . harfleri ile belirtilir. – Buna göre, l = 0, s orbitaline; l = 1, p orbitaline vs. karşılık gelmektedir. • Aynı n değerine sahip orbitaller topluluğu genellikle kabuk olarak adlandırılır.

Manyetik Kuantum Sayısı (ml) • Manyetik kuantum sayısı (ml), orbitalin uzaydaki yönlenmesini gösterir. Bir alt kabuk için (ml)’nin alabileceği değerler açısal momentum sayısı l’nin değerlerine bağlıdır. Verilen bir l değeri için, toplam 2 l +1 adet farklı ml’değeri bulunabilir. -l , ( l -1), . . 0, ……. . (+l, -1), + l • Örnek: – l= 0 olursa, ml = 0 olur. – l= 1 olursa, durumda -1, 0, +1 değerlerini alan ml ' nin toplam üç adet farklı değeri olacaktır. – l = 2 olduğunda ise, 2. 2 + 1 = 5 olmak üzere toplam beş adet farklı ml değeri olacaktır. – Bu değerler -2, -1, 0, +1, +2’dir.

Elektron Spin Kuantum Sayısı (ms) • Elektromanyetik kuramına göre, dönen yüklü bir tanecik manyetik bir alan yaratır ve bu hareket elektronun bir mıknatıs gibi davranmasına neden olur. • Şekilde elektronun saat yönü ve tersi yönde olmak üzere iki olası dönmesi gösterilmiştir. Elektronun bu spin hareketlerinin göz önüne alınmasıyla, spin kuantum sayısı (ms) olarak adlandırılan +1/2 ve -1/2 değerleri alabilen, dördüncü kuantum sayısı tanımlanmıştır.

Elektron Spin Kuantum Sayısı (ms) • Orbitaller tam olarak tanımlanabilmiş şekillere sahip değildirler. • Çünkü orbital özelliği gösteren dalga fonksiyonu atom çekirdeğinden itibaren sonsuza kadar uzanır.

Orbitaller • Bu bakımdan, her orbitalin neye benzediğinin tam ifade edilmesi zordur. • Buna karşın, özellikle atomlar arasındaki kimyasal bağ oluşumlarını açıklarken orbitallerin belirli özgün şekillere sahip olduklarını varsaymak çok yararlıdır. • İlke olarak, bir elektronun her yerde bulunabilmesine karşın, çoğunlukla çekirdeğe oldukça yakın bulunduğu bilinmektedir.

Orbitaller • s Orbitalleri: – s orbitalleri küreseldir. Tüm s orbitalleri, farklı büyüklüklerden küresel şekillere sahiptir ve kuantum sayısı arttıkça orbitalin büyüklüğünde artmaktadır.

Orbitaller • p Orbitalleri: – n = 2 ve l= 1 durumunda, 2 px , 2 py ve 2 pz olmak üzere üç tanep orbitali ortaya çıkar, p orbitalinin alt indisleri, orbitalinin yönlendikleri eksenleri göstermektedir. – Bu üç orbitalin enerjileri, büyüklükleri ve şekilleri özdeş olmasına karşın, yönlenişleri farklıdırlar, ml nin p orbitalleri için üç değeri vardır ve bu üç p orbitalinin farklı yönlenmeye sahiptir. – ml değerleri ile x, y ve z yönlenmeleri arasında herhangi bir bağıntı yoktur.

Orbitaller • p orbitallerinin sınır yüzey diyagramlarından görüldüğü gibi, orbitaller çekirdeğin iki zıt tarafından uzanan iki lop gibi düşünülebilir. • s orbitallerinde olduğu gibi p orbitalinin boyutları da 2 p den 3 p ye, 4 p ye vs. baş kuantum sayısı ile artar.

Orbitaller – p orbitallerinin sınır yüzey diyagramlarından görüldüğü gibi, orbitaller çekirdeğin iki zıt tarafından uzanan iki lop gibi düşünülebilir. – s orbitallerinde olduğu gibi p orbitalinin boyutları da 2 p den 3 p ye, 4 p ye vs. baş kuantum sayısı ile artar.

Orbitaller • d Orbitalleri – Açısal momentum kuantum sayısı l = 2 olduğunda, beş farklı ml değeri ve buna bağlı olarak beş d orbitali ortaya çıkar, d orbitallerine ilişkin en küçük n değeri 3 tür. – Zira l değerinin n - 1 den büyük olmaması nedeniyle; n = 3 iken l= 2 olması durumunda, 3 dxy, 3 dyz, 3 dx 2 y 2 ve 3 dz 2 olmak üzere beş adet 3 d orbitali ortaya çıkar. – Tüm 3 d orbitallerinin enerjileri özdeştir. Baş kuantum sayısının 3 ten büyük olduğu (4 d, 5 d, . . . ) diğer d orbitallerinde de benzer durum söz konusudur.

Elektron Dağılımı • Dört kuantum sayısı (n, l, ml ve ms) herhangi bir atomun herhangi bir orbitalindeki elektronu bütünüyle tanımlayabilmemize olanak verir. • Dört kuantum sayısı da, bir elektronun atom içindeki adresi olarak kabul edilebilir. • Bir orbitalin enerjisi, şekil, büyüklüğü ve yönlenmesi üzerinde ms değerinin etkisi yoktur. Farklı ms değerleri, bir orbitalin içindeki elektronun nasıl yönlendiğini gösterir.

Elektron Dağılımı • Hidrojen, tek elektronlu bir atom olduğundan incelenmesi açısından en basit olanıdır. Elektron 1 s orbitalinde (temel hal) ya da daha yüksek enerjili orbitallerinden birinde (uyarılmış hal) bulunabilir. Temel haldeki bir hidrojen atomunda, elektronun 1 s orbitalinde yer alması gerekir.

Pauli Dışarılama İlkesi • Çok elektronlu atomların elektron dağılımlarını belirtmek için Wolfgang Pauli'nin adıyla anılan Pauli dışarılama ilkesi kullanılır. • Pauli dışlama ilkesine göre, bir atom herhangi iki elektron, aynı dört kuantum sayısına sahip olmaz. • Bir atomun iki elektronu da aynı n, l ve ml değerlerine sahip olsalar bile, ms değerleri mutlaka farklı olacaktır. • Bunun anlamı, aynı orbitali sadece iki elektronun işgal edebileceği ve bu elektronların da zıt yönlü spinlerde olması zorunluluğudur. • 1 s "bir s kare" olarak değil, "bir s iki" olarak okunur.

• Paramanyetik – Elementler belirli sayıda eşleşmemiş elektrona sahipse mıknatıs tarafından çekilebilirler. – Bu tür elektron dağılımına sahip olan taneciklere paramanyetik denir. – Lityum atomunda bir adet eşleşmemiş elektron bulunur ve bu nedenle lityum metali paramanyetiktir. • Diyamanyetik – Elektron spinleri eşleşmiş olmaları durumunda manyetik etkileri birbirini yok eder. – Buna göre, eşleşmemiş elektronu bulunmayan ve mıknatıs tarafından etkilenmeyen taneciklere diyamanyetik denir. – Berilyum atomunda eşleşmemiş elektron bulunmadığından berilyum metali diyamanyetiktir.

Hund Kuralı • Hund (Frederick Hund) kuralına göre, bir alt kabuktaki elektronların en kararlı dağılımı, paralel (aynı)spinin en fazla olduğu haldir. Buna göre, eşit enerjili orbitallere elektronlar aynı spinle dolarlar. • Hund kuralı, 2 p elektronlarının tamamını paralel spinlere sahip olacağını ve azot atomunun üç adet eşleşmemiş elektron içereceğini öngörmektedir.

Hund Kuralı • Hidrojen atomunun en kararlı hali, elektronun 1 s orbitalinde yer aldığı temel haldir. • Bir orbitalde yer alan elektron, çekirdeğe en yakın konumda bulunduğundan çekirdek tarafından en sıkı şekilde tutulacaktır. • Elektron 2 s, 2 p ya da daha yüksek enerjili orbitallerde bulunuyorsa, hidrojen atomu uyarılmış haldedir. • Hidrojen dışındaki çok elektronlu atomlara ilişki enerji tablosu daha karmaşıktır. • Bu tür atomlardaki elektronların enerjileri, baş kuantum sayısının yanı sıra açısal momentum kuantum sayısına da bağlıdır.

Hund Kuralı • Çok elektronlu atomlarda 3 d enerji düzeyi 4 s orbitalinin enerji düzeyinden yüksektir. • Bir atomun toplam enerjisi sadece orbital enerjilerinin toplamına bağlı değil, aynı zamanda bu orbitallerde yer alan elektronlar arası itme kuvvetlerine de bağlıdır. • Buna göre, bir atomda 4 s orbitalinin 3 d orbitalinden önce doldurulması toplam enerjinin daha düşük olmasına neden olacaktır.

• Çok elektronlu atomlarda orbitallerinin doldurulması • Çok elektronlu atomlarda alt kabukların doldurulması 1 s orbitalinden başlayarak aşağıya doğru oklar yönünde hareket edilir. • Buna göre, sıralama: – 1 s 2 s 2 p 3 s 3 p 4 s 3 d 4 p 5 s 4 d 5 p 6 s 4 f 5 d 6 p 7 s 5 f şeklindedir.

Aufbau Kuralı • Aufbau kuralı: Temel haldeki elektron dizilişini yapmak için elektronlar çekirdeğe en yakın olan, en düşük enerjili orbitalden başlanarak sıra ile doldurulur. • Belirli bir n değerindeki alt kabuk ve orbitallerde yer alabilecek en fazla elektron sayısını belirlemek için bazı kurallar verilebilir: – Baş kuantum sayısı n olan her kabuk, n tane alt kabuğa sahiptir. • Örneğin n = 2 ise açısal momentum kuantum sayısı l= 0 ve l = 1 olan iki alt kabuk vardır. – Açısal momentum kuantum sayısı l olan her kabukta 2 l + 1 tane orbital vardır. • Örneğin l = 1 ise üç tane p orbitali vardır. – Her orbitalde en fazla iki elektron yerleştirilebilir. – Bir atomun n ana kabuğuna alabileceği maksimum elektron sayısı 2 n 2 dir.

Alıştırma 1. Atomun temel hal elektron dizilişinde 4 p orbitalinde 4 elektron bulunmaktadır. Buna göre, elementin atom numarası nedir. A) 16 B) 18 C) 34 D) 38 E) 52 2.

Küresel Simetri • Bir alt enerji seviyesindeki orbitallerin dolu ve yarı dolu olması haline küresel simetri denir. • Bu şekildeki elektron dizilişine sahip olan atomlar küresel simetri yük dağılımına sahiptir. • Çekirdek, elektron bulutlarını her yönde eşit düzeyde ve daha dengeli çeker. • Bu tür atomlar diğerlerine göre daha düşük enerjili olup daha kararlıdır. • Buna göre elektron dağılımları; s¹, p³, d⁵, f ⁷ ile sonlanan atomlar yarı kararlı, s², p⁶, d¹⁰, f¹⁴ ile sonlanan atomlar ise tam kararlı olup her iki durumda da küresel simetri özelliği gösterirler. • Not: Atomların kararlı olma isteğinden dolayı temel halde elektron dizilimleri ns² (n-1)d⁴ ve ns² (n-1)d⁹ sonlanan atomların elektron dizilişleri; ns¹ (n-1)d⁵ ve ns¹ (n-1)d¹⁰ şeklinde olur.

Küresel Simetri • Yandaki her bir orbitalin yarı ya da tam dolu olması durumudur.

• Örnek: X atomunun temel elektron dizilişinde; d orbitallerinde 5 elektron, p orbitallerinde 12 elektron vardır. Buna göre, X atomu için aşağıdaki yargıların hangileri kesinlikle doğrudur? I. Temel hal elektron dizilişi, 1 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 1 3 d 5 şeklindedir. II. Elektron dizilişi küresel simetriktir. III. s orbitallerinde toplam 8 elektron vardır. A) Yalnız I B) Yalnız II C) I ve II D) II ve III E) I, II ve III

İyon Atom Taneciklerinin Elektron Dağılımları • Atomlardan elektron koparılırken öncelikle enerji seviyesi büyük olan orbitalden koparılır. • Enerji düzeylerinin aynı olması durumunda ise elektron koparılış sırası f, d, p, s orbitalleri şeklinde olur. • Atomlar elektron alırken öncelikle enerjisi düşük olan boş orbitaller doldurulur. • Enerji düzeylerinin aynı olması durumunda ise elektron yerleştirme sırası s, p, d, f orbitalleri şeklinde olur. Örnek: • ₂₆Fe⁺²: 1 s² 2 p⁶ 3 s² 3 p⁶ 4 s² 3 d⁴ (hatalı) • ₂₆Fe⁺²: 1 s² 2 p⁶ 3 s² 3 p⁶ 4 s⁰ 3 d⁶ (doğru) • ₂₆Fe⁺²: 1 s² 2 p⁶ 3 s² 3 p⁶ 3 d⁶ (doğru) Örnek: • ₂₉Cu⁺¹: 1 s² 2 p⁶ 3 s² 3 p⁶ 4 s⁰ 3 d¹⁰ • ₂₉Cu⁺²: 1 s² 2 p⁶ 3 s² 3 p⁶ 4 s⁰ 3 d⁹ • ₂₆Fe⁺³: 1 s² 2 p⁶ 3 s² 3 p⁶ 4 s² 3 d³ (hatalı) • ₂₆Fe⁺³: 1 s² 2 p⁶ 3 s² 3 p⁶ 4 s⁰ 3 d⁵ (doğru) • ₂₆Fe⁺³: 1 s² 2 p⁶ 3 s² 3 p⁶ 3 d⁵ (doğru) Örnek: • ₁₅P⁻³ : 1 s² 2 p⁶ 3 s² 3 p⁶ • ₃₅Br⁻¹: 1 s² 2 p⁶ 3 s² 3 p⁶ 4 s² 3 d¹⁰ 4 p⁶ Örnek: • ₂₄Cr⁺³: 1 s² 2 p⁶ 3 s² 3 p⁶ 4 s² 3 d¹ (hatalı) • ₂₄Cr⁺³: 1 s² 2 p⁶ 3 s² 3 p⁶ 4 s¹ 3 d² (hatalı) • ₂₄Cr⁺³: 1 s² 2 p⁶ 3 s² 3 p⁶ 4 s⁰ 3 d³ (doğru)

Uyarılmış Atomlarda Elektron Dizilişi • Temel haldeki atomların elektronlarının enerji alarak yüksek enerji düzeylerine geçmesi olayına uyarılma denir. • ₆C : 1 s² 2 p² temel hal • ₆C : 1 s² 2 s¹ 2 p³ uyarılmış hal • ₂₀Ca : 1 s² 2 p⁶ 3 s² 3 p⁶ 4 s² temel hal • ₂₀Ca : 1 s² 2 p⁶ 3 s² 3 p⁶ 4 s¹ 3 d¹ uyarılmış hal

Değerlik Elektronu • Değerlik elektron (ya da Valens elektron), bir atomun en dış kabuğunda -baş kuantum sayısına göre- (valens yörüngesi) bulunan elektronlara verilen isimdir. • Valens elektronları bir elementin diğer elementler ile kimyasal olarak nasıl etkileştiğini kararlaştırması açısından önemlidir. Örnek: H: 1 s 1 : 1 değerlik elektronu var 22 s 22 p 2: 4 değerlik C: 1 s 6 elektronu ₂₆Fe: 1 s² 2 p⁶ 3 s² 3 p⁶ 4 s 2 3 d⁶ : Değerlik Elektronu

Elementlerin Periyodik Tablosu Periyot ve grubun tanımı, bilindik grup isimleri, periyodik özellikler

Periyodik Tabloya Genel Bakış

PERİYODİK CETVEL • Periyodik cetvel elementlerin sınıflandırılmasına yarayan tablodur. • Bu tabloda bilinen bütün elementler artan atom numaralarına (proton sayısı) göre sıralanır. • Periyodik cetvelden önce de bu yönde çalışmalar yapılmış olmakla birlikte, ilk bilimsel periyodik tablo Rus kimyager Dmitri Mendeleev tarafından 1869'da ortaya konulmuştur. Mendeleev, tabloyu, atomların artan atom ağırlıklarına göre sıralandıklarında belli özelliklerin tekrarlanıyor olmasından oluşturmuştur. • Oluşturulan periyodik tablo sayesinde o zamanlar bilinmeyen bazı elementlerin (skandiyum, galyum ve germanyum gibi) varlığını, hatta özelliklerini tahmin edebilmiştir.

Dmitri İvanoviç Mendeleev

PERİYODİK TABLONUN BÖLÜMLERİ 1. IA – IIA gruplarında ki elementlerin «s» alt tabakaları dolduğu için bu grupların oluşturduğu bloklara «s bloğu» denir. Helyum da benzerliği nedeniyle bu gruba dahil edilir. (kırmızı bölge) 2. IIIA – VIIIA (mavi bölge) grupları elementlerinde p alt tabakaları dolduğu için bu grupların oluşturduğu bloklara «p bloğu» denir. 3. IB-VIIIB (beyaz bölge) grubundaki elementlerde d alt tabakaları dolduğu için bu grupların oluşturduğu bloklara «d bloğu» denir. Geçiş elementleri olarak da adlandırılırlar. «f» bloğu elementleri ise lantanit-aktinitlerden oluşur.

Periyodik cetvelde düşey sütunlar (gruplar) – Eski gruplandırmaya göre – 1 A Alkali metaller 2 A Toprak alkali metaller 3 A Toprak metalleri (Bor grubu) 4 A Karbon grubu 5 A Azot grubu 6 A Oksijen grubu (Kalkojenler) 7 A Halojenler 8 A Soygazlar (asal gazlar) B : Geçiş Metalleri Yeni gruplandırmada A ve B şeklinde bir sınıflama yoktur. 1. periyot 1 s 2 2 2. periyot 2 s 22 p 6 8 3. periyot 3 s 23 p 6 8 4. periyot 4 s 2 3 d 104 p 6 18 5. periyot 5 s 2 4 d 105 p 6 18 6. periyot 6 s 2 4 f 145 d 106 p 6 32 7. periyot 7 s 2 5 f 146 d 107 p 6 32

1 veya 1 A Alkali Metaller • Periyodik tablonun ilk grubunda (dikey sırasında) yer alan metallerdir. • Fransiyum dışında hepsi, yumuşak yapıda ve parlak görünümdedir. • Kolaylıkla eriyebilir ve uçucu hale geçebilirler. Bağıl atom kütleleri arttıkça, erime ve kaynama noktaları da düşüş gösterir. • Diğer metallere kıyasla, özkütleleri de oldukça düşüktür. • Hepsi de, tepkimelerde etkindir. En yüksek temel enerji düzeylerinde bir tek elektron taşırlar. Bu elektronu çok kolay kaybederek +1 yüklü iyonlar oluşturabildikleri için, kuvvetli indirgendirler. • Isı ve elektriği çok iyi iletirler. Suyla etkileşimleri çok güçlüdür, suyla tepkime sonucunda hidrojen gazı açığa çıkarırlar.

1 veya 1 A Alkali Metaller • H : Hidrojen Li: Lityum Na: Sodyum K : Potasyumdur. • Bazik karakterlidirler. Alkali eki de bu özelliklerinden gelmektedir. • Hidrojen haricindeki bütün elementler metaldir. • Genel olarak metallerin en aktifleridirler. • Değerlik elektron sayıları 1 dir. • Hidrojen hariç diğer elementler bileşiklerinde sadece (+1) değerlik alırlar. Hidrojenin (-1) değerlik aldığı bileşikler de (metal hidrürleri ) vardır. • Bileşiklerinde 1 bağ yaparlar.

2 veya 2 A Toprak Alkali Metaller • Periyodik tablonun baştan ikinci grubunda (dikey sırasında) yer alan elementlerdir. • Sıklıkla beyaz renkli olup, yumuşak ve işlenebilir yapıdadırlar. Alkali metallerden daha az aktif (tepkimelere girmeye eğilimli) karakterde olmalarının yanında, erime ve kaynama sıcaklıkları da daha düşüktür. • İyonlaşma enerjileri de alkali metallerden daha yüksektir. • Toprak elementleri ismi, bu gruptaki elementlerin toprakta bulunan oksitlerinin, eski kimya bilimciler tarafından ayrı birer element olarak düşünülmesinden gelir. • 2. periyottan itibaren başlarlar. 6 elementten meydana gelir.

2 veya 2 A Toprak Alkali Metaller • Genel olarak 1 A grubu metallerinden sonra ki en aktif metallerdir. Bilinmesi gerekenler: Berilyum Mg: Magnezyum Ca: Kalsiyum Ba: Baryumdur. • Bazik karakterlidirler. • Bileşiklerinde 2 bağ yaparlar. • Bileşiklerinde daima (+2) değerlik alırlar. • Değerlik elektron sayıları 2 dir.

3 veya 3 A Grubu (Toprak Metalleri ) Elementleri • 2. periyottan itibaren başlarlar. 5 elementten meydana gelir. Bilinmesi gerekenler: B : Bor Al: Alüminyum dur. • Bor (B) ametal, diğerleri ise metal özelliği gösterir. • Değerlik elektron sayıları 3 tür. • Bileşiklerinde (+3) değerlik alırlar.

B Geçiş metalleri • Sertlikleri, yüksek yoğunlukları, iyi ısı iletkenlikleri ve yüksek erime-kaynama sıcaklıklarıyla tanınırlar. • Özellikle sertlikleri nedeniyle, saf halde ya da alaşım halinde yapı malzemesi olarak kullanılırlar. • Geçiş elementlerinin hepsi, elektron dizilimlerinde, en dışta her zaman d orbitalinde elektron taşırlar. • Tepkimelere giren elektronlar da, d orbitalindeki elektronlardır. • Geçiş metalleri sıklıkla birden fazla yükseltgenme basamağına sahiptir. • Çoğu, asit çözeltilerinde hidrojenle yer değiştirecek kadar elektropozitiftir. • İyonları renkli olduğu için, analizlerde kolay ayırt edilirler.

B Geçiş metalleri • 4. periyottan itibaren başlarlar. İlk elementin atom numarası 21 dir. • 3 B grubu ile başlar 2 B grubu ile biter. Toplam 10 gruptan meydana gelirler. • Ancak 9. ve 10. grupları yoktur. Onların yerine yine 8. grup vardır. Yani üç tane 8 B grubu vardır. • Genellikle bileşiklerinde birden fazla değerlik alırlar. • A grubu metallerine göre pasiftirler. • Değerlik elektron sayıları, bileşiklerinde alabilecekleri değerliğin en büyüğüne bir anlamda grup numaralarına eşittir. Örneğin: 3 B grubu elementlerinin değerlik elektron sayısı 3 tür.

Lantanidler • Geçiş metallerinin bir alt serisini oluştururlar ve toprakta eser miktarda bulunmaları nedeniyle, "nadir toprak elementleri" olarak da isimlendirilirler. • En önemli ortak özellikleri, elektron değişiminin yalnızca 4 f orbitaline elektron katılımıyla gerçekleşmesidir. • Özellikle +3 değerlikli hallerinde, birbirlerine çok benzeyen özellikler gösterirler. • Kuvvetli elektropozitif olmaları nedeniyle, üretilmeleri zordur. Çoğunun iyon hallerinin karakteristik renkleri vardır.

Aktinidler • Bu elementlerin en önemli ortak özelliği, elektron katılımının 5 f orbitalinde gerçekleşmesidir. Geçiş metallerinin bir alt serisi konumundadırlar ve doğada çok ender bulunabilirler. • Transaktinidler: Aktinidleri takip eden elementlere bu ad verilir. Uranyumdan daha büyük olan bu elementler, yalnızca nükleer reaktörlerde ya da parçacık hızlandırıcılarda elde edilebilirler. Geçiş elementlerinin bir alt bölümüdürler. Metaller ya da ametaller arasındaki yerleri, kesin olarak belirlenememiştir.

Ametaller • Metal özelliği göstermeyen elementlerdir. Metaller çözeltilerde katyonları (pozitif yüklü iyonları) oluştururken, ametaller anyon (negatif yüklü iyon) oluşturma eğilimindedir. • Metallerin aksine iyi iletken değillerdir ve elektronegatiflikleri çok yüksektir. Metaller ve ametaller arasında özellikler gösteren bazı yarıiletken elementler, "metaloidler" olarak da adlandırılır. Halojenler ve soygazlar da ametal olarak düşünülür.

7 A Halojenler • Periyodik tablonun 7 A grubunda bulunan, tepkimeye eğilimli ametallerdir. • Bu gruptaki elementlerin hepsi elektronegatiftir. • Elektron alma eğilimi en yüksek olan elementlerdir. • Doğada sert olarak değil, mineraller halinde bulunurlar. Element halinde 2 atomlu moleküllerden oluşurlar. • Oda koşullarında flor ve klor gaz, brom sıvı, iyot ise katı haldedir. • Erime ve kaynama noktaları grupta aşağıdan yukarıya doğru azalır. Zehirli ve tehlikeli elementler olarak bilinirler.

7 A Halojenler • 2. periyottan itibaren başlarlar. 5 elementten meydana gelirler. İki atomlu moleküler yapıya (X 2) sahiptirler. Bilinmesi gerekenler: F : Flor Cl: Klor Br: Brom I: İyot dur. • En aktif ametallerdir. Flor (F) bileşiklerinde sadece (– 1) değerlik alır. • Diğer halojenler ise en kararlı bileşiklerinde (-1) değerlik almakla beraber (+1, +3, +5 ve +7) değerlik de alırlar. • Değerlik elektron sayıları 7 dir.

8 A Soygazlar • Periyodik tablonun en son grubunu oluşturan, tümü tek atomlu ve renksiz gaz halinde bulunan elementlerdir. • En dış yörüngeleri elektronlarla tamamen dolu olduğu için son derece kararlıdırlar ve tepkimelere eğilimleri de çok düşüktür. • Bu davranışları nedeniyle de "soygaz" adını almışlardır. • Atmosferde bulunurlar ve sıvı havanın damıtılmasıyla elde edilirler. • İlk keşfedilen soygaz, hidrojenden sonra en hafif element olan helyumdur. • Radon, çekirdeği dayanıksız olan, radyoaktif bir elementtir. Çok düşük olan erime ve kaynama noktaları, grupta yukarıdan aşağıya gidildikçe yükselir. • İyonlaşma enerjileri, sıralarında en yüksek olan elementlerdir.

8 A Soygazlar • 6 elementten meydana gelir. Sadece 7. periyotta soygaz yoktur (yeni bulundu ancak kararlı değil). • Normal şartlarda tamamı gazdır. • Tek atomlu yapıda bulurlar. • Bilinmesi gerekenler: Helyum Ne: Neon Ar: Argondur. • Değerlik elektron sayıları 8 dir. Ancak He’un değerlik elektron sayısı 2 dir.

PERİYODİK TABLO VE ATOMLARIN ÖZELLİKLERİ Periyodik tabloda elementlerin özellikleri sağdan sola doğru ve yukarıdan aşağıya doğru düzenli olarak değişiklik gösterir. Bu özellikler; a. b. c. d. Atom yarıçapı İyonlaşma enerjisi Elektron İlgisi Elektronegatiflik

Atom ve İyonların Yarıçapı Atomun büyüklüğünün bir cihaz ile ölçülmesi mümkün olmadığından ölçüm işlemi yaptıkları kimyasal bağlar yardımıyla yapılır. Örneğin Cl-Cl kovalent bağının uzunluğu ölçüldüğünde bu değerin 198 pm olduğu görülmüş. Bu durumda klorun atom yarıçapı 199/2=99 pm olarak hesaplanır. C-Cl bağının uzunluğu ise 176 pm dir. Bu durumda C atomunun büyüklüğü 176 -99 = 77 pm dir. Buradan da C-C bağının uzunluğunun 77 x 2=144 pm olacağı kolayca hesaplanabilir. 198 pm 1 pikometre (pm)=10 -12 m

Bir grupta yukarıdan aşağıya doğru inildikçe atom yarıçapı artar. Değerlik elektronları sayısı aynı iken yukarıdan aşağıya doğru elektron tabakalarının sayısı artmakta ve atom büyümektedir. Bir periyotta soldan sağa doğru atom çapı azalır. Bunun nedeni soldan sağa doğru elektronların hep aynı kabuğa yerleşmesi ve bu nedenle çekirdek ile elektronlar arasındaki çekim kuvvetinin artarak atomun büzülmesidir. e e e

Geçiş elemetlerinin atom yarıçaplarında da soldan sağa bir azalma söz konusudur, fakat diğer elementler ile karşılaştırıldığında oldukça azdır. Çünkü elektronlar daha içerideki alt tabakalara yerleşirler. Örneğin, 1. sıra geçiş elementlerinde elektronlar 3 d alt tabakasına yerleşeceği için en dıştaki 4 s elektronunun çekirdek ile etkileşimi azalır ve çekim kuvvetinde ciddi bir farklılık gözlenmez. e 3 d e e 4 s e Yeni elektron 3 d orbitaline yerleşeceği için 4 s elektronlarını perdeler.

İyon Yarıçapı Nötr bir atom bir veya daha çok elektron verdiğinde katyonu oluşur. Bu durum çekirdekteki proton sayısının elektron sayısından fazla olması yani proton başına birden az elektron düşmesi demektir. Bunun sonucu olarak elektronlar çekirdek yükü tarafından daha kuvvetli çekilirler ve katyonda yarıçap, oluştuğu atomların yarıçaplarına göre daha küçüktür. Sonuç olarak katyonlar oluştukları atomlardan daha küçük yarıçaplara sahip olurlar. Örnek olarak demir atomu ile Fe 2+ ve Fe 3+ katyonlarının ve Cl anyonunun yarıçapları verilmiştir. Fe Fe (+2) Fe (+3) Yarıçap (pm) 124 74 64 Proton sayısı 26 26 26 Elektron sayısı 24 23 26

İyonlaşma Enerjisi Gaz halindeki nötral bir atomdan veya iyondan bir elektron uzaklaştırmak için gerekli olan enerjiye iyonlaşma enerjisi denir. Nötral bir atomdan bir elektron koparmak için verilen enerjiye birinci iyonlaşma enerjisi denir. X(g) + enerji X+ + e - Elektron, + yüklü çekirdek tarafından çekildiğinden bu elektronu koparabilmek için dışarıdan enerji verilmesi gereklidir. Çekirdeğe yakın olan elektronların çekirdek ile etkileşimleri daha fazla olacağından atom çapı küçük olan elementlerin iyonlaşma enerjilerinin yüksek olmasını bekleriz. Tersi şekilde, atom çapı büyük olan elementlerin ise iyonlaşma enerjisinin küçük olması beklenir. + e 3 X enerji + e e X enerji

Sonuç olarak periyodik tabloda yukarıdan aşağıya doğru inildiğinde iyonlaşma enerjisi azalır. Bir periyotta soldan sağa doğru ise, etkin çekirdek yükünün artması nedeni ile çekirdek ile elektronlar arasındaki etkileşim artacağından iyonlaşma enerjisinde artış gözlenir.

İyonlaşma enerjisinde soldan sağa doğru gözlenen artış düzenli değildir. Örneğin Be den sonra gelen B atomunda iyonlaşma enerjisinde bir düşüş gözlenir. Be: N B: O Be B 2 s 2 s 2 p Bu düşüşün nedeni, tam dolu 2 s orbitalinden elektron koparmanın 2 p orbitalinden elektron koparmaya göre daha zor olmasıdır. N: 2 p 2 s O: 2 s 2 p N’dan sonra gelen O’de enerjinin düşmesi ise, oksijende 2 p orbitaline gelen elektronun orbitale ters spinli olarak yerleşmesinden dolayı diğer elektron tarafından itilerek kopmasının kolaylaşmasıdır.

Elektron İlgisi İyonlaşma enerjisinin tersidir. Gaz halinde nötral bir atomun bir elektron yakalaması sırasında açığa çıkan enerjidir. X(g) + e X- + enerji • Elektron, + yüklü çekirdek tarafından çekileceği için, atom çapı ne kadar küçükse elektron ile çekirdek arasındaki etkileşmenin o derece büyük olması beklenir. • Elektron ilgisi bir periyotta soldan sağa doğru artarken, gruplarda yukarıdan aşağıya doğru azalma eğilimi gösterir. • Küçük atomların yani VIA ve VIIA grubu elementlerinin elektron ilgilerinin en büyük olması beklenir. VIIA grubu elementleri yani halojenlerin elektron ilgisi en fazladır çünkü elektron alarak asal gaz dizilişine geçerek kararlı negatif yük oluştururlar. • Bütün katyonların elektron ilgisi var iken, anyonların elektron ilgisi yoktur. Cl: 2 s 2 p Bir elektron alarak asal gaz dizilişine geçer.

Elektronegatiflik İyonlaşma enerjisi ile elektron ilgisini birleştiren bir tanım olarak karşımıza çıkar. Bir atomun molekül içinde bir kimyasal bağda elektronları kendine doğru çekme yeteneğidir. Elektronegatifliği en yüksek olan Flor için 4. 0 standart olarak kabul edilerek, diğer elementlerin elektronegatiflik değerleri belirlenmiştir. Elektronegatiflik değerleri bir bileşikteki bağlanma türünü tayin etmek için de kullanılabilir. Elektronegatiflikleri arasında büyük fark olan iki element birleştiği zaman iyonik bir bileşik oluşur. Örneğin sodyum ve klorür atomları arasındaki elektronegatiflik farkı 2. 1 olduğundan Na. CI iyonik bir bileşiktir. İki ametal arasındaki elektronegatiflik farkı büyük olmadığından ametaller arasında kovalent bağlanma meydana gelir. Elektronegatiflik farkları kovalent bağların polarlık derecesinin ölçüsünü verir. Fark sıfır veya sıfıra yakınsa bağ apolar sayılır. Elektronegatiflik artar Elektro negatiflik azalır

• • Özet olarak Bir periyotta soldan sağa doğru gidildikçe, Proton, nötron sayıları ve kütle numarası artar. Atom numarası artar. Değerlik elektron sayısı artar. Elektron alma isteği (ametalik karakter) artar. Yörünge sayısı değişmez. Atom hacmi ve çapı azalır. • • Bir grupta yukarıdan aşağıya inildikçe, Proton, nötron sayıları ve kütle numarası artar. Atom numarası artar. Değerlik elektron sayısı değişmez (Bu nedenle aynı gruptaki elementlerin kimyasal özellikleri benzerdir). Elektron verme isteği(metalik karakter)artar. Yörünge sayısı artar. Atom hacmi ve çapı artar. • • •

Kaynaklar • Yurttaş, L. http: //home. anadolu. edu. tr/~lyurttas/Genel%20 Kim ya%20 I%202014/