Periyodik özellikler
Bütün periyodik özelliklerin altında tek bir yarış var: çekirdek yükü elektronu ne kadar çekiyor, katman sayısı onu ne kadar uzaklaştırıyor. Yarıçapı anlarsan iyonlaşma enerjisi, elektron ilgisi, elektronegatiflik ve metalik karakter arkasından gelir.
Atomik yarıçap, atom çekirdeğinden en dış katmandaki elektrona kadar olan uzaklıktır. Ancak elektronun yeri tam olarak belirlenemediğinden atomun yaptığı bağ ve çekirdekler arası uzaklık esas alınır.
Katman sayısı arttığından çap büyür. Örnek: r(₃Li) < r(₁₁Na) < r(₁₉K)
Katman sayısı sabit kaldığı hâlde çekirdek yükü arttığından çap küçülür. Örnek: r(₃Li) > r(₉F)
Bir atomun çapı elektron verdikçe küçülür, elektron aldıkça büyür: r(X⁺) < r(X) < r(X⁻)
Elektron sayıları eşit türlerde çekirdek yükü arttıkça çap küçülür: r(Na⁺) < r(Ne) < r(F⁻). Üçünün de 10 elektronu vardır; farkı yaratan protonlardır — Na⁺'da 11, Ne'de 10, F⁻'de 9 proton aynı 10 elektronu çeker.
Geçiş elementlerinde çap küçülmesi beklenenden azdır.
Lantanitlerde soldan sağa doğru çaptaki azalma belirgin ama yavaştır.
Elektron verme eğilimi yüksektir. Grupta yukarıdan aşağı: çap artar → elektron vermek kolaylaşır → metalik aktiflik artar.
Periyodik cetvelde metallerin sayısı ametallerin sayısından fazladır. 1A (H hariç), 2A ve geçiş elementleri metaldir.
Elektron alma eğilimi yüksektir. Bir periyotta soldan sağa: çap azalır → elektron almak kolaylaşır → ametalik özellik artar.
4A, 5A, 6A ve 7A gruplarında ametaller bulunur.
Metalik aktiflik grupta aşağı doğru artarken metalik bağın kuvveti azalır, erime noktası düşer. Periyotta ise sağa doğru metalik bağın kuvveti ve buna bağlı özellikler (sertlik vb.) artar. Metalik bağ kuvveti, çap azaldıkça ve değerlik elektron sayısı arttıkça artar.
En aktif metal: 1A grubunun en altındaki fransiyum (Fr).
En aktif ametal: 7A grubunun en üstündeki flor (F).
En metal + En ametal = en iyonik bileşik → öyleyse FrF en iyonik bileşiktir.
F₂ gaz · Cl₂ gaz · Br₂ sıvı · I₂ katı. Ametal gruplarında ve soy gazlarda yukarıdan aşağıya inildikçe London kuvveti artar, erime ve kaynama noktaları yükselir.
Temel hâlde nötr bir gaz atomundan 1 elektron koparmak için gerekli enerjiye 1. iyonlaşma enerjisi denir. Endotermiktir, birimi kJ/mol.
Bir atomun atom numarası kadar iyonlaşma enerjisi vardır: ₈O'nun 8 tane. Ardışık değerler hep büyür: İE₁ < İE₂ < İE₃ < …
Baş grup elementlerinde iyonlaşma enerjisindeki sıçrama 3 ile 3,5 kat ve fazla olduğu yerde değerlik elektronu bitmiştir; çekirdeğe daha yakın kabuğa geçilmiştir. Buradan grup numarası bulunur.
Aynı periyotta soldan sağa çap küçüldüğü için iyonlaşma enerjisi genellikle artar. Sıralama küresel simetrik olan 2A ve 5A gruplarında bozulur: kararlı bu yapılardan 1 elektron koparmak daha zordur.
1A < 3A < 2A < 4A < 6A < 5A < 7A < 8A (2. ve 3. periyot)
Gaz hâldeki nötr bir atomun 1 elektron alması sırasında oluşan enerji değişimidir. Endotermik veya ekzotermik olabilir:
F(g) + 1e⁻ → F⁻(g) + Enerji
Be(g) + 1e⁻ + Enerji → Be⁻(g)
Açığa çıkan enerji ne kadar büyükse elektron ilgisi o kadar büyüktür. 2. ve sonraki elektron ilgileri endotermiktir. Elektron ilgisi en büyük element klor (Cl).
Atomun bağ elektronlarını çekme eğiliminin bir ölçüsüdür. Pauling, flor atomunun elektronegatifliğini 4,0 kabul etmiştir; en yüksek değer ona aittir.
Soy gazlar bağ yapmadıklarından elektronegatifliklerinden bahsedilemez.
Mulliken'e göre elektronegatiflik, elektron ilgisi ile iyonlaşma enerjisinin aritmetik ortalamasıdır: EN = (EA + İE) / 2
Bir özellik seç: periyodik cetvelde hangi yöne doğru arttığını okla göster.
Elektron ilgisi en büyük element klor, elektronegatifliği en büyük element flordur. İkisi karıştırılır. Elektron ilgisi ölçülen bir enerji değişimidir (kJ/mol); elektronegatiflik ise bağdaki çekme eğiliminin göreli ölçüsüdür (birimsiz, F = 4,0).
Asit ve bazlar suyun H⁺ ve OH⁻ iyon derişimini değiştiren maddelerdir. Oksitler dörde ayrılır.
Periyodik cetvelde hidrojenli bileşiklerin asitlik kuvveti hem soldan sağa hem de yukarıdan aşağıya artar.
NH₃ < H₂O < HF < HCl < HBr < HI
Ametal oksitlerinin sulu çözeltileri genellikle asidiktir; ametalik karakter arttıkça asitlik artar: Cl₂O₇ > SO₃ > P₂O₅
Metalin çapı arttıkça hidroksitli bileşiğin bazlık kuvveti artar.
Mg(OH)₂ < NaOH < KOH
Metal oksitlerin sulu çözeltisi baziktir; metalik karakter arttıkça bazlık artar: MgO < Na₂O < K₂O
Ametal oksitte ametal sayısı ≥ oksijen sayısı ise nötr özellik gösterir: NO, CO, N₂O nötr oksittir.
Zn, Al, Sn, Cr, Be, Pb amfoter metallerdir; oksitleri de amfoterdir. Amfoter maddeler asitlerin hepsine, bazların güçlüsüne etki eder.
| Özellik | Periyotta sağa | Grupta aşağı |
|---|---|---|
| Atom yarıçapı | genellikle azalır | genellikle artar |
| İyonlaşma enerjisi | genellikle artar | genellikle azalır |
| Elektron ilgisi | genellikle artar | genellikle azalır |
| Elektronegatiflik | genellikle artar | genellikle azalır |
| Metalik karakter | azalır | artar |
| Ametalik karakter | artar | azalır |
| Oksit/hidroksitlerin asitliği | artar | azalır |
Florür içerir. Flor en aktif ametal ve elektronegatifliği 4,0 ile en yüksek olan element; bu yüzden diş minesindeki yapıya sıkı bağlanır.
Sofra tuzu NaCl: bir metal ile bir ametal. Metal elektron verir, ametal alır — aradaki elektronegatiflik farkı ne kadar büyükse bileşik o kadar iyonik olur.
Metallerde erime noktası metalik bağ kuvvetiyle ilgilidir; bağ zayıfladıkça erime noktası düşer. Bu yüzden bazı metaller oda sıcaklığında bile akışkandır.
Klor kullanılır: elektron ilgisi en büyük element. Elektron kapma eğilimi yüksek olduğu için mikroorganizmaların yapılarını bozar.
NaOH içerir — çapı büyük metalin hidroksiti, yani kuvvetli baz. Mg(OH)₂ < NaOH < KOH sıralamasının günlük karşılığı budur.
Suda çözünen CO₂ bir ametal oksittir, sulu çözeltisi asidik olur. Kapağı açık kalan gazozun tadının değişmesi bu dengeyle ilgilidir.
Al amfoter bir metaldir: hem asitlerin hepsine hem de bazların güçlüsüne etki eder. Bu yüzden alüminyum kapta güçlü baz içeren temizleyici kullanılmaz.
Ampullerde soy gaz bulunur: bağ yapmadıkları için elektronegatiflikleri tanımlanmaz, tepkimeye girmezler — filamanı korurlar.
I₂ oda koşullarında katıdır, Br₂ sıvı, Cl₂ ve F₂ gazdır. 7A grubunda aşağı inildikçe London kuvveti artar; hâl bu yüzden değişir.
40 soruluk test · atom ve iyon yarıçapı, metalik-ametalik özellik, iyonlaşma enerjisi, elektron ilgisi, elektronegatiflik ve oksitlerin asit-bazlık özellikleri
Kovalent yarıçap = çekirdekler arası uzaklığın yarısı. İyonik yarıçap için bu geçerli değildir — iyonlar aynı büyüklükte olmadığı için. Van der Waals yarıçapı moleküller arası uzaklıktan bulunur.
Grupta aşağı: katman artar → çap büyür. Periyotta sağa: çekirdek yükü artar → çap küçülür. r(X⁺) < r(X) < r(X⁻). İzoelektronikte çekirdek yükü arttıkça çap küçülür.
En aktif metal Fr, en aktif ametal F; en iyonik bileşik FrF. Metalik bağ kuvveti çap azaldıkça ve değerlik elektronu arttıkça artar; erime noktası onu izler.
Nötr gaz atomundan 1 elektron koparma enerjisi; endotermik, kJ/mol. İE₁ < İE₂ < … Atom numarası kadar değeri vardır.
Küresel simetrik 2A ve 5A sıralamayı bozar: 1A < 3A < 2A < 4A < 6A < 5A < 7A < 8A
Ardışık iyonlaşma enerjilerinde sıçrama 3-3,5 kat ve fazla olduğu yerde değerlik elektronu bitmiştir; sıçramadan önceki elektron sayısı grup numarasını verir.
Gaz hâldeki nötr atomun 1 elektron almasındaki enerji değişimi; endo ya da ekzotermik olabilir. 2. ve sonrakiler endotermiktir. En büyük: Cl.
Bağ elektronlarını çekme eğilimi. Pauling'e göre F = 4,0 (en yüksek). Soy gazlar için tanımlanmaz. Mulliken: EN = (EA + İE) / 2.
Asidik (ametal oksit: CO₂, SO₂) · Bazik (metal oksit: Na₂O, CaO) · Amfoter (Al₂O₃, ZnO) · Nötr (oksijence fakir ametal oksit: CO, N₂O). Ametal sayısı ≥ oksijen sayısı → nötr.