PERYODİK ÖZELLİKLER 

            Periyodik cetvelde  elementlerin özellikleri bir periyotta   soldan sağa doğru ve bir grupta yukarıdan aşağıya doğru düzgün değişimler  gösterir. Bu özelliklerin hemen hepsi elektronların orbitallere dizilişine bağlı olarak açıklanabilir. 

  1. Atom Büyüklüğü :

Herhangi bir atomun büyüklüğü, en  dış  orbitalindeki elektronun yeri ile  ilgilidir. Bununla beraber,  son orbitaldeki elektronun tam olarak  yerinin belli olmaması başka bir deyişle, elektronun bir bulut şeklinde bulunması nedeniyle ve  herhangi bir  atomun tek olarak büyüklüğünün belirlenememesi  nedeniyle, atomun büyüklüğü bileşiklerinde bulunabilir. Bu nedenle de aynı atom farklı bileşiklerinde farklı büyüklüklerde  ölçülebilir. Burada atom yarıçapı derken atomun kovalent bağlı iken belirlenen atom yarıçapından söz edeceğiz.

Atom numarası ile Atomik yarıçapların değişimi

 
Atomun yarıçapı, atomlar arası kovalent bağ uzunluklarından  bulunabilir. Örneğin Cl-Cl bağı 198 pm olup, klor atomunun yarıçapı 99 pm olarak hesaplanabilir. C-Cl bağının uzunluğu ise; 176 pm dir. Bu iki değerden karbon atomunun  yarıçapı için 77 pm olarak  hesaplanabilir. Bu nedenle C-C bağının 154 pm olması beklenir ki bu beklenen değer doğrudur. Fakat C=C ve CºC bu uzunluk azalarak 134  ve 120 pm değerine kadar  iner. Periyotlar boyunca elementin atom numarasına karşı atomik yarıçap grafiğe alınırsa şekil 1 deki çizim elde edilir. Bir grupta yukarıdan aşağıya doğru inildiğinde atom yarıçapının arttığı görülür. Bunun nedeni; n değerinin artmasıdır.  Oysa  periyot boyunca çekirdek yükünün artmasına karşın n değerinin değişmemesi nedeniyle, en dıştaki elektronlar daha  fazla çekilirler ve böylece periyotlar boyunca ilerlerken atom yarıçapı azalır.

Temel geçiş elementlerinde ve iç geçiş elementlerinde atom yarıçapındaki değişme  diğer elementlere göre daha azdır. Bunun nedeni; elektronların  daha içteki tabakalara yerleşmeleridir. Örneğin birinci sıra   geçiş elementlerinde elektronlar 3d alt tabakasına girdiğinden en dıştaki  4s alt tabakasının elektronları, 3d elektronları tarafından perdelemiş olacak ve çekirdek yükünün artışından fazla etkilenmeyeceklerdir. Lantanitler  ise; atom yarıçapında yavaş fakat belirgin bir azalma gösterirler. Buna lantanit büzülmesi adı verilir. Bu elementlerde, elektronlar 4f alt tabakasına yerleşirler ve artan çekirdek yükünü perdelerler, bununla beraber bu etki en dıştaki 6s elektronlarında pek  duyulmaz ve atom yarıçapı azalır. Aktinitlerde de durum geçiş elementleride olduğu  gibidir. Fakat lantanit büzülmesi sonucu bu elementlerin büyüklüğü bir önceki periyottaki elementler kadardır. Örneğin 72Hf ‘un yarıçapı 158 pm ve 40Zr ‘un yarıçapı 160 pm kadardır.

Artı yüklü iyonlar atomlarından küçüktür. Fakat eksi yüklü iyonlar atomlarından büyüktürler. Bunun nedeni bir atom pozitif yüklü hale gelebilmek için elektron kaybetmek zorundadır. Bu sırada atom  asal  gaz yapısına benzer bir yapıya ulaşırken en dıştaki n değeri küçülmüş olur. Pozitif yüklü iyonların atomlarından daha küçük çaplı olmalarının nedeni budur. Negatif  yüklü bir iyonun oluşmasında ise; en dıştaki tabakaya giren elektronlar diğerleri üzerindeki çekirdek yükünün etkisini azalttığı gibi elektronlar arası iteklemelerin artmasına da neden olacaklardır. Sonuçta  dış tabakanın genişlemesi ve iyon atomdan  daha büyük olur. 

           

 

 

Pozitif  İyonlar

 

 

Negatif İyonlar

 

 

Atom yarıçapı

İyon

Yarıçapı

Yük

 

 

Atom yarıçapı

İyon Yarıçapı

Yük

IA GRUBU

Li

135

60

+1

VIIA GRUBU

F

64

136

-1

Na

154

95

+1

Cl

99

181

-1

K

196

133

+1

Br

114

195

-1

Rb

211

148

+1

I

133

216

-1

Cs

225

169

+1

VIA GRUBU

O

66

140

-2

IIA GRUBU

Be

90

31

+2

S

104

184

-2

Mg

130

65

+2

Se

117

198

-2

Ca

174

99

+2

Te

137

221

-2

Sr

192

113

+2

VA GRUBU

N

70

171

-3

Ba

198

135

+2

P

110

212

-3

IIIA GRUBU

Al

143

50

+3

 

 

 

 

 

Ga

122

62

+3

 

Birden fazla iyon oluşturan elementler

In

162

81

+3

 

Fe

126

Fe+2

76

Fe+3

64

 

 

 

 

 

 

Co

125

Co+2

78

Co+3

63

 

 

 

 

 

 

Cu

128

Cu+

96

Cu+2

69

 

  1. İyonlaşma Enerjisi :

Gaz halinde  nötral bir atomdan bir elektron uzaklaştırmak için verilmesi gerekli enerjiye  iyonlaşma enerjisi denir. İyonlaşma enerjisi bir atomun elektronlarından birini koparıp sonsuz uzaklığa götürmek ve bir fazla artı yüklü yeni bir atom iyon oluşturmak için gerekli enerji  olarak da  tanımlanabilir.

Elektronu çekirdekten uzaklaştırmak için enerji verilmesi gerekeceğinden olay endotermiktir.  Hidrojen dışında  diğer  bütün atomlardan birden fazla elektron kopartmak mümkündür. Aşağıdaki tabloda bazı elementlerin iyonlaşma enerjileri görülmektedir.

İlk  20 Element İçin İyonlaşma  Enerjileri (kJ mol-1)

 

Birinci

İkinci

Üçüncü

Dördüncü

Beşinci

Altıncı

Yedinci

Sekizinci

H

1312

 

 

 

 

 

 

 

He

2371

5247

 

 

 

 

 

 

Li

520

7297

11810

 

 

 

 

 

Be

900

1757

14840

21000

 

 

 

 

B

800

2430

3659

25020

32810

 

 

 

C

1086

2352

4619

6221

37800

47300

 

 

N

1402

2857

4577

7473

9443

53250

64340

 

O

1314

3391

5301

7468

10980

13320

71300

84050

F

1681

3375

6045

8418

11020

15160

17860

92000

Ne

2080

3963

6276

9376

12190

15230

---

---

Na

495.8

4565

6912

9540

13360

16610

20110

25490

Mg

737.6

1450

7732

10550

13620

18000

21700

25660

Al

577.4

1816

2744

11580

15030

18370

23290

27460

Si

786.2

1577

3229

4356

16080

19790

23780

29250

P

1012

1896

2910

4954

6272

21270

25410

29840

S

999.6

2260

3380

4565

6996

8490

28080

31720

Cl

1255

2297

3850

5146

6544

9330

11020

33600

Ar

1520

2665

3947

5770

7240

8810

11970

13840

K

418.8

3069

4600

5879

7971

9619

11380

14950

Ca

589.5

1146

4941

6485

8142

10520

12350

13830

 

Eğer  çizelge incelenecek olursa asal gaz elektron dizilişine sahip atomların kararlılık açıkça gözükmektedir. Elementlerin birinci iyonlaşma  enerjisinin periyot ve grup içinde  nasıl değiştiği aşağıdaki şekilde görülmektedir. Bu değişmenin atom büyüklüğüne  paralel değişim gösterdiği açıktır. Elektronu çekirdekten uzaklaştırmak için verilecek enerji elektronun çekirdekten uzaklığına  bağımlı olacağından bir grupta yukarıdan aşağıya inildiğinde atom büyüklüğü arttığından iyonlaşma enerjisi  artar. Bir  periyotta soldan sağa doğru çekirdek yükünün artmasıyla dış tabaka elektronlarının daha çok çekilmesi iyonlaşma enerjisinin artmasına neden olur. Bundan başka bazı özel durumlarda  söz konusudur. Be iyonlaşma enerjisinin B iyonlaşma enerjisinden daha küçük olması beklenirken durum bunun tersidir. Be atomunda koparılan elektron 2s orbitalinde  B da ise 2s orbitalinden daha yüksek enerjiye sahip  2p orbitalindedir. Daha yüksek enerjili olan 2p orbitalinden elektronu kopartmak daha kolaydır. Benzer bir durum O ile  N arasında görülür. N atomundaki  3 elektron teker teker birer p orbitaline yerleşirler. O atomunda ise; p orbitallerinden biri tam olarak dolmuştur. Bu  orbitaldeki diğer  elektron tarafından iteklenmesi anlamındadır. Bu nedenle bu  elektronu kopartmak daha kolaydır. Benzer  davranışlar 2. ve 3. periyotta da görülür.   Metin Kutusu:  
Atom numarası ile İyonlaşma enerjilerinin değişimi

  1. Elektron İlgisi :

Gaz halinde nötral bir atomun bir elektron (kinetik enerjisi sıfır olan) yakalaması sırasında açığa çıkan enerjiye elektron ilgisi denir.

Elektron, artı yüklü çekirdek tarafından çekileceğinden dışarıya enerji verilir. Olay ekzotermiktir. Artı yüklü bir atomun elektron ilgisi, nötral atomun iyonlaşma  enerjisine eşittir. Atomlara birden fazla elektronda ilave edilebilir. Ama ikinci elektron ilavesi  endotermiktir. Bazı atomların elektron ilgileri tabloda verilmiştir.

Bazı Elementlerin elektron İlgileri (kJ mol-1)

            IA

IIA

IIIA

IVA

V A

VI A

VII A

H

- 73

 

 

 

 

 

 

Li

- 59

Be

~ + 100

B

- 30

C

 - 121

N

~ + 9

O

- 140

F

- 333

Na

~ - 50

Mg

~ + 30

Al

 - 50

Si

140

P

- 75

S

- 200

Cl

- 349

K

~ - 40

Ca

---

Ga

- 17

Ge

- 120

As

- 58

Se

- 160

Br

- 325

Rb

~ - 20

Sr

---

In

---

Sn

---

Sb

---

Te

---

I

- 297

Elektron ilgileri de; İyonlaşma enerjilerinde olduğu gibi atomun büyüklüğü ile ilişkilidir. Bunun nedeni; elektron atoma yaklaştıkça çekirdek yükünün artmasıdır. Bu nedenle periyotlar tablosundaki  elementlerin elektron ilgileri sağa ve yukarı doğru  gidildikçe artar. Bununla  beraber klorun yarıçapı flordan daha büyük olmasına karşın elektron ilgisinin flordan daha büyük olduğu tablodan görülmektedir. Bunun nedeni; florun alacağı elektronun diğer elektronlar tarafından klora göre daha fazla iteklenmesinden meydana gelmektedir. Ayrıca N un elektron ilgisinin endotermik olduğu görülmektedir. Fakat azotun sağında ve solunda yer  alan atomların elektron ilgileri ekzotermiktir. Bunun nedeni azota yeni ilave edilecek elektronun yarı dolu orbitallere katılmasıdır. Sonuçta elektronlar arası itekleme fazla olacağından elektron ilgisi ısı alan değil ısı veren bir tepkimedir.  

  1. Elektronegatiflik :

Elektronegatiflik; bir kimyasal bağda, atomun elektronları çekme yeteneği olarak tanımlanabilir. A ve B elementlerinin kimyasal bir bağ oluşturduğunu düşünürsek, iki atomun elektronegatiflikleri arasındaki fark  ;

Burada DAB, DAA ve DBB sırasıyla AB, AA ve BB moleküllerinin bağ enerjileridir. Karakök içindeki değer eV ile verilmesi gerektiğinden kcal ile verilen bağ enerjileri için 1 eV = 23.06 kcal çevirmesi kullanılmıştır. Ayrıca  elementlerin elektronegatifliklerini sıralayabilmek için florun elektronegatifliği 4.0 olarak kabul edilmiştir.

HBr için bağ enerjisi 88 kcal mol-1 dir. H2 ve Br2 bağ enerjileri sırasıyla 104 ve 46 kcal mol-1 dir. HBr bağında elektronlar tarafından eşit olarak çekilselerdi. HBr için bağ enerjisi   ölçülen ve hesaplanan bağ enerjileri arasındaki fark  elektronegatiflik ölçeğini oluşturan ekstra  bağ gücü budur.