9. SINIF KİMYA · ÜNİTE 9 · PERİYODİK ÖZELLİKLER

“Bir daire veya kürenin merkezinden çemberine olan mesafesine yarıçap denir. Küre şeklinde olan atomun çekirdeği ile en dış kabuğu arasındaki mesafe atomun yarıçapını verir.”

“Geometrik cisimlerdeki yarıçap sabit bir uzaklığı ifade eder ancak elektronların bulunma olasılığının yüksek olduğu hacimsel bölgeler olan orbitallerin belirli bir sınırı olmadığı için bir atomun yarıçapı tam olarak ölçülemez. Bir atomun boyutu pratikte belirlenemediğinden birbiriyle temas hâlinde ya da bağ yapmış iki atomun çekirdeği arasındaki uzaklıklar ölçülerek atom yarıçapları hesaplanabilir.”

Bu paragraf kimyanın çok tipik bir hamlesini gösteriyor: doğrudan ölçülemeyen bir şeyi, ölçülebilen bir şeyin üzerinden hesaplamak. Atomun kenarı yok — ama iki atomun çekirdeği arasındaki uzaklık ölçülebiliyor. O uzaklığın yarısı, atomun yarıçapı olarak alınıyor.

Kaydırakla iki çekirdek arasındaki uzaklığı değiştir. Çizim, bağ yapmış iki atomu ve aralarındaki uzaklığı gösterir; atom yarıçapı bu uzaklığın yarısı olarak hesaplanır. Orbitallerin kenarının bulanık çizilmesi bilinçli — atomların belirli bir sınırı yoktur.

Bir periyot seç. Çubuklar o periyottaki A grubu elementlerinin atom yarıçaplarını (pm) gösterir; ölçek bütün periyotlarda aynı tutuldu, böylece periyotlar arası fark da görünür. Değerlerin hepsi ders kitabının tablosundan.

Aynı grupta yukarıdan aşağıya inildikçe atom yarıçapı ARTAR. Kural: “Periyodik tabloda bir grupta yukarıdan aşağıya inildikçe atom çapı artar. Bu durumda son enerji seviyesindeki elektronun çekirdeğe olan uzaklığı da artar.” Sebebi basit: aşağı indikçe yeni bir temel enerji düzeyi eklenir. Li’de 2 kabuk vardır, Na’da 3, K’da 4 — 152 pm, 186 pm, 227 pm.

Aynı periyotta soldan sağa gidildikçe atom yarıçapı genellikle AZALIR. Kural: “Periyodik tabloda aynı periyotta soldan sağa gidildikçe elementlerin atom yarıçapı genellikle azalır.” Sebebi ters yönde çalışır: kabuk sayısı değişmez, ama her adımda çekirdeğe bir proton daha eklenir. Artan çekirdek yükü aynı kabuktaki elektronları daha güçlü çeker ve atomu büzer. Na 186 pm ile başlar, Cl 99 pm’ye iner.

“Genellikle” sözcüğü boşuna değil: kendi tablosunda ₇N 70 pm iken ₈O 73 pm’dir, yani bir basamak artmış. Aynı şey 5. periyotta da olur (Sn 140, Sb 141, Te 143). Eğilim geneldir, her komşu çift için değil.

Element simgesi, periyot ya da grup arayabilirsin. Bütün değerler Etkinlik 1.14 tablosundan.

“Mendeleyev, 1869’da elementlerin atom kütlesi artışına bağlı olarak organize edildiği bir tablo yayımladı. Periyodik tablosunda elementleri atom kütlelerine göre sıraladığında iyot (I) tellürün (Te) üstünde yer almalıydı ancak Mendeleyev bu iki elementin yerini değiştirdi.” Tellürü O ve S’nin, iyodu ise F, Cl ve Br’nin bulunduğu gruba yerleştirdi — yani kütleye değil, kimyasal davranışa güvendi. 1871’de tablosunu geliştirerek bugünkü tablonun temelini kurdu.

“Mendeleyev, tablosunda o dönemde bilinmeyen elementler için boşluklar bıraktı… Boşluklara sırasıyla eka-alüminyum ve eka-silikon adlarını verdi.” 1875’te eka-alüminyum (galyum, Ga), 1886’da eka-silikon (germanyum, Ge) keşfedildi. Galyum için kütle numarasını 68, yoğunluğunu suyun altı katı olarak tahmin etmişti.

Bu tablo bu ünitenin var oluş sebebidir: özellikler tabloda düzenli değiştiği için, bilinmeyen bir kutunun içine ne geleceğini komşularına bakarak kestirebilirsin. Sınavda “aynı gruptaki X elementinin kaynama noktasını tahmin ediniz” tipindeki soruların mantığı da budur.

Bir çift seç. İki daire, yarıçaplarla aynı ölçekte çizilir — büyüklük farkı gerçek oranı yansıtır. Altta değişimin proton/elektron sayılarıyla açıklaması yazar.

Katyon oluşurken yarıçap küçülür. İki sebep birden çalışır: (1) çoğu zaman en dıştaki kabuk tamamen boşalır, yani atom bir kabuk kaybeder; (2) proton sayısı değişmediği hâlde elektron sayısı azalır, böylece elektron başına düşen çekim artar ve kalan elektronlar çekirdeğe daha çok yaklaşır. Na 186 pm iken Na⁺ 95 pm’dir — neredeyse yarıya iner.

Anyon oluşurken yarıçap büyür. Proton sayısı yine sabittir ama elektron sayısı artar; aynı çekirdek yükü daha çok elektronu tutmak zorunda kalır, elektron başına düşen çekim azalır ve elektronlar arasındaki itme büyür. Cl 99 pm iken Cl⁻ 181 pm’dir — neredeyse iki katına çıkar.

İzoelektronik taneciklerde proton sayısı büyük olanın yarıçapı küçüktür. Bir önceki üniteden hatırla: F⁻, Na⁺ ve Mg²⁺’nin üçünde de 10 elektron vardır. Ama yarıçapları 136 pm > 95 pm > 65 pm diye sıralanır, çünkü proton sayıları 9 < 11 < 12’dir. Aynı sayıda elektronu daha çok proton daha sıkı çeker.

Tabloda gizli bir örüntü daha var: bütün katyonlar küçülmüş, bütün anyonlar büyümüş — istisnası yok. Bir de dikkat et, sol sütun metaller (katyon yapanlar), sağ sütun halojenler (anyon yapanlar). Yani periyodik tablodaki yer, iyonun hangi yöne büyüyeceğini de söylüyor.

Üçünde de 10 elektron var, yani izoelektronikler. O hâlde sıralamayı belirleyen tek şey proton sayısıdır: F⁻’de 9, Ne’de 10, Mg²⁺’de 12. Proton arttıkça çekim artar, yarıçap küçülür:

r(₉F⁻) > r(₁₀Ne) > r(₁₂Mg²⁺)

Buradaki tuzak, “eksi yüklü olan büyüktür, artı yüklü olan küçüktür” diye ezberlemektir. Bu cümle aynı elementin atomu ile iyonu karşılaştırıldığında doğrudur (Cl ile Cl⁻ gibi). Farklı elementler karşılaştırılıyorsa bakılacak şey elektron sayısı ve proton sayısıdır.

Kontrol Noktası 1.8’deki MgS örneği bu iki fikri birden sınar: ₁₂Mg ile ₁₆S tepkimeye girip MgS oluştururken magnezyum küçülür (Mg²⁺ olur), kükürt büyür (S²⁻ olur).

“Gaz hâlindeki nötr bir atomdan elektron kopararak pozitif yüklü iyon oluşturmak için gerekli olan enerjiye iyonlaşma enerjisi denir. Nötr bir atomdan katyon oluşum süreci endotermik (ısıalan) bir olaydır.”

“Gaz hâlindeki nötr bir X atomundan bir elektron koparmak için gerekli olan enerjiye 1. iyonlaşma enerjisi adı verilir. Bir atomun elektron sayısı kadar iyonlaşma enerjisi değeri teorik olarak ölçülebilir.”

X(g) + İE₁ → X⁺(g) + e⁻
X⁺(g) + İE₂ → X²⁺(g) + e⁻

Örnek ₂He: He + İE₁ → He⁺ + e⁻ ve He⁺ + İE₂ → He²⁺ + e⁻.

Tanımdaki iki sözcüğü atlamak, konunun yarısını kaybettirir. “Gaz hâlindeki”: ölçüm, atomların birbirinden bağımsız olduğu hâlde yapılır. “Endotermik”: enerji verilmez, verilir — yani elektron koparmak için dışarıdan enerji vermek gerekir. Denklemin sol tarafında yazması da bu yüzdendir.

Yatay eksende atom numarası, dikey eksende 1. iyonlaşma enerjisi (kJ/mol). Bir düğmeyle işaretlenen elemente bak: tepe noktaları soy gazlar, dip noktaları alkali metaller. Değerlerin hepsi ders kitabının tablolarından.

Grupta yukarıdan aşağıya inildikçe iyonlaşma enerjisi AZALIR. Gerekçe: “bir grupta yukarıdan aşağıya inildikçe atom çapı artar. Bu durumda son enerji seviyesindeki elektronun çekirdeğe olan uzaklığı da artar. Böylelikle elektronun koparılması daha kolay olur ve daha az enerji gerektiğinden iyonlaşma enerjisi azalır.” Li 520, Na 496, K 419 kJ/mol.

Periyotta soldan sağa gidildikçe iyonlaşma enerjisi ARTAR. gerekçesi: “aynı periyotta soldan sağa gidildikçe elementlerin atom yarıçapı genellikle azalır. Bu nedenle periyodik tabloda soldan sağa gidildikçe iyonlaşma enerjisi artar.” Na 496 ile başlar, Ar 1520 kJ/mol’e çıkar.

İki eğilim de tek bir fikirle anlaşılır: elektron çekirdeğe ne kadar sıkı bağlıysa koparmak o kadar pahalıdır. Yarıçap büyükse bağ gevşektir (ucuz), yarıçap küçük ve çekirdek yükü büyükse bağ sıkıdır (pahalı). Bu yüzden atom yarıçapı ile iyonlaşma enerjisi genellikle ters yönde değişir.

Kural: “2A ve 5A gruplarındaki elementlerin iyonlaşma enerjileri kendilerinden sonra gelen gruplardaki elementlerin iyonlaşma enerjilerinden büyüktür. Bunun sebebi atomun daha kararlı bir elektron dizilimine sahip olmasıdır çünkü kararlı bir atomdan elektron koparılması daha zordur.”

Somut hâli sayılarda: ₄Be 900 kJ/mol iken ₅B 800 kJ/mol’dür — soldan sağa gidilmesine rağmen düşmüştür. Aynı şey ₇N 1402 ile ₈O 1314 arasında da olur. 3. periyotta da tekrar eder: ₁₂Mg 738 > ₁₃Al 577 ve ₁₅P 1012 > ₁₆S 1000.

Sebebi bir önceki ünitede öğrendiğin küresel simetridir: 2A grubunda s alt kabuğu tam dolu (2s², 3s²), 5A grubunda p alt kabuğu yarı dolu (2p³, 3p³). Bu iki dizilim ekstra kararlıdır ve elektronu koparmak zorlaşır.

Periyot boyunca sıralama doğrudan şöyledir:

1A < 3A < 2A < 4A < 6A < 5A < 7A < 8A

Bu sıralamayı okumanın kolay yolu: genel düzen 1A → 8A diye artar, ama 2A ile 3A ve 5A ile 6A çiftleri yer değiştirmiştir. İki takas, iki istisna.

“Gaz fazında bulunan X⁺ yüklü iyondan bir elektron koparmak için gerekli olan enerjiye 2. iyonlaşma enerjisi denir. Gaz fazında bulunan X²⁺ yüklü iyondan bir elektron koparmak için gerekli olan enerjiye 3. iyonlaşma enerjisi adı verilir. Aynı enerji seviyesindeki elektronların koparılması için gereken enerji bir öncekinden daha fazladır. Bir atomun kaç tane iyonlaşma enerjisine sahip olduğu elektron sayısına bağlıdır.”

İlk cümleler basit bir şeyi söylüyor: her elektron bir öncekinden pahalıdır. Sebebi, geride kalan tanecik her seferinde daha pozitif olur ve elektronu daha güçlü tutar. Ama asıl ilginç olan, artışın düzenli olmadığı yerdir.

Bir element seç. Dört çubuk ilk dört iyonlaşma enerjisini gösterir; kırmızı ok en büyük sıçramanın nerede olduğunu işaretler. Sıçramadan önceki iyonlaşma enerjisi sayısı, o elementin grup numarasını verir. Bütün değerler Etkinlik 1.18 tablosundan.

“Sıçrama” ve “Grup” sütunları ders kitabında hazır verilmemiştir; “Bir elementin verilen iyonlaşma enerjileri arasındaki farkın en büyük olduğu değere kadar olan iyonlaşma enerjisi sayısı o atom ile ilgili hangi bilgiye ulaşılmasını sağlar?” sorusunun cevabıdır ve tablodaki sayılardan çıkarılır. Örneğin Na’da 496’dan 4 562’ye dokuz kata yakın bir sıçrama vardır: bir elektron ucuz, ikincisi çok pahalı → bir valans elektronu var → 1A.

Bir önceki ünitenin cümlesini hatırla: atom, soy gaz düzenine ulaşana kadar elektron verir. Mg iki elektron verince 1s² 2s² 2p⁶, yani neonun dizilimindedir. Üçüncü elektronu koparmak artık tam dolu bir kabuğu bozmak demektir — ve enerji 1 451’den 7 733’e fırlar. Aynı örüntü Li’de birinci ile ikinci arasında, B ve Al’de üçüncü ile dördüncü arasında görülür.

Bu yüzden ardışık iyonlaşma enerjileri, elementin kaç valans elektronu olduğunu — yani grup numarasını — ele verir. “3. Verilen elementlerin periyodik tablodaki grup numaralarını iyonlaşma enerjisi değerlerinden yararlanarak bulunuz.” sorusunun mantığı budur.

Aynı tablo bir soruyu daha cevaplar: ders kitabı “Na, Mg ve Al elementlerinin aynı periyotta olduğunu göz önünde bulundurarak bu elementlerin atom yarıçaplarını karşılaştırınız.” diyor. Üçü de 3. periyottadır ve soldan sağa gidildikçe yarıçap azalır: Na (186) > Mg (160) > Al (143).

“Kimyasal bağ yapmış iki atom düşünüldüğünde bağı oluşturan valans elektronları her iki atomun çekirdekleri tarafından çekilir. Bu durum bir halat çekme yarışına benzetilebilir.”

“Kimyasal bağ yapan bir atomun bağ elektronlarını kendine doğru çekme gücünün büyüklüğü elektronegatiflik olarak tanımlanır.”

“Göreceli bir kavram olan elektronegatiflik, moleküllerin bazı özelliklerinin anlaşılması için önemlidir. Bir elementin elektronegatifliği diğer elementlerin elektronegatiflikleriyle karşılaştırılarak ölçülebilir. Amerikalı bilim insanı Linus Carl Pauling, flor atomunun elektronegatiflik değerini 4,0 olarak kabul etmiş ve bağ enerjilerini kullanarak diğer atomların elektronegatiflik değerlerini 0-4 aralığında hesaplamıştır.”

“Göreceli” sözcüğü burada teknik bir anlam taşıyor: elektronegatifliğin kJ/mol gibi bir birimi yoktur, çünkü tek başına ölçülen bir büyüklük değildir. Pauling bir yere çivi çakmış — flor 4,0 — ve geri kalan her şeyi ona göre yerleştirmiştir. Bu yüzden değerler birimsizdir.

İki atom seç, bağ elektronlarının hangi tarafa kaydığını gör. Halatın ortasındaki işaret, iki elektronegatiflik değerinin farkı kadar güçlü olanın tarafına kayar. Değerler Etkinlik 1.19 tablosundan.

Kural: “Elektronegatiflik, periyodik tabloda soldan sağa gidildikçe artarken yukarıdan aşağı inildikçe azalır. Soy gazların elektronegatifliğinden söz edilemez.”

Soldan sağa neden artar: çekirdek yükü artar, atom yarıçapı azalır; çekirdek bağ elektronlarına daha yakın ve daha güçlü etki eder. Na 0,93 → Cl 3,16.

Yukarıdan aşağı neden azalır: yeni kabuklar eklendikçe bağ elektronları çekirdekten uzaklaşır, çekim zayıflar. F 4,00 → Cl 3,16; Li 0,98 → Na 0,93 → K 0,82.

Soy gazlarda neden yok: elektronegatiflik bağ yapan bir atomun özelliğidir. Soy gazlar bileşik oluşturmadığı için ortada bir bağ elektronu da yoktur. Tabloda He, Ne ve Ar için değer yerine tire vardır.

Tabloya göre en yüksek elektronegatiflik florda (4,00), verilen elementler arasında en düşük olan potasyumdadır (0,82). Genel kural: metallerin elektronegatifliği düşük, ametallerinki yüksektir. Bu cümle ünite 11’in kapısını açıyor.

Dört özellikten birini seç: periyodik tablo üzerinde o özelliğin hangi yöne arttığını oklar gösterir, altta gerekçesi yazar.

Etkinlik 1.19 tablosunun tamamı. İki sütunu yan yana okuyunca ters yönlü ilişki görünür: yarıçap küçüldükçe elektronegatiflik büyüyor.

En sık karışan ikisi iyonlaşma enerjisi ile elektronegatifliktir. İkisi de “çekirdek elektronu ne kadar tutuyor” sorusuyla ilgilidir ve aynı yönde değişir — ama biri tek başına duran gaz atomundan elektron koparmayı, öteki zaten kurulmuş bir bağdaki elektronu kendine çekmeyi ölçer. Kontrol Noktası 1.8’deki H-F, H-Cl ve F-Cl bağları elektronegatiflik sorusudur: üç bağda da elektronlar F, Cl ve yine F tarafına çekilir; buradan elektronegatiflik sıralaması F > Cl > H çıkar ve tablodaki değerlerle (4,00 > 3,16 > 2,20) birebir uyuşur.

Bir karşılaştırma veriliyor; doğru cevabı seç. Sorular ve şıklar her turda karışır.

Her satırdaki değişim hangi yönde olur? Satır başına tek hücre işaretle, sonra Denetleye bas.