periyodik sistemin tarihçesi

PERİYODİK SİSTEMİN TARİHÇESİ
Periyodik cetvel günümüzdeki tüm elementleri belirli bir düzende sıralayan bir sistemdir. Günümüzde 92 tanesi
doğada varolan, diğerleri ise yapay yollarla elde edilmiş olan 117 farklı element bilinmekte ve periyodik cetvelde
belirli bir düzen içerisinde sıralanmaktadır. Bu elementlerden altın, kalay, cıva, kurşun, bakır ve gümüş gibi eski
çağlardan beri bilinenlerin yanında, 19. yüzyıldan itibaren günümüze kadar bulunmuş 85 tane yenisi de periyodik
cetvele belirli bir düzene göre yerleştirilmiştir.
1800'lü yılların başlarında Johann Döbereiner benzer kimyasal özelliklere sahip bazı elementlerin üçlü gruplar
halinde sınıflandırılabileceğini önermiş ve buna "triadlar kuralı" adı verilmiştir. Bu kurala göre, üçlü grupta
bulunan elementlerden, atom kütlesi en büyük olan ile en küçük olanın atom kütlelerinin toplamı ikiye
40
56
bölündüğünde çıkan değerin, ortadaki atomun atom kütlesine eşit olduğu görülmüştür. Örneğin, Ca ve Ba
48
elementlerinin atom kütlelerinin toplanıp ikiye bölünmesiyle elde edilen değer, bunların arasında yer alan Sr
elementinin atom kütlesine eşit çıkmıştır.
Alexandre E.B. de Chancourtois, 1862 yılında yayınladığı makalesinde bazı element ve iyonları artan atom
kütlelerine göre bir silindir üzerinde spiral olacak şekilde göstermiştir. Buna da "Tellürik Spiral" adını vermiştir.
Yayınlandığı yıllarda çok dikkat çekmeyen bu çalışma, 1869'da Mendeleev çalışmalarını yayınladığında daha iyi
anlaşılmıştır.
İngiliz kimyacı John Newlands, 1864 yılında bilinen elementleri atom kütlelerine göre sıralamış ve herhangi bir
elementten sonra gelen her sekizinci elementin özelliklerinin bu elementle benzerlik gösterdiğini farketmiştir. Bu
bağlantıyı müzikte kullanılan notalardan(8 nota) esinlenerek "oktavlar kuralı" olarak adlandırmıştır. Newlands, bu
kuralı kullanarak elementleri artan atom kütlelerine ve benzer fiziksel ve kimyasal özelliklerine göre
sınıflandırmıştır.
1869 yılında Alman bilim insanı Lother Meyer ve Rus bilim insanı Dimitri Mendeleyev birbirinden habersiz,
benzer sonuçları içeren makalelerini yayınlamışlardır. İki bilim insanı ortaya koydukları sonuçlarla modern
periyodik sistemin oluşmasına büyük katkı yapmışlardır. Meyer yayınladığı elementler tablosunda 28 elementi 6
ana grupta, değerliklerine göre sıralamıştır.
Meyer ve Mendeleev elementleri artan atom kütlelerine göre sıralamışlar ve bazı elementler arasında periyodik
olarak tekrarlanan özellikler olduğunu belirtmişlerdir. Mendeleev'in çalışması periyodik sistem içi bağlantıları daha
iyi açıklayabildiği için kimyacılar arasında daha fazla ilgi görmüştür.
Mendeleev periyodik çizelgesinde 12 yatay sıra(periyot) ve 8 dikey sütun(grup) oluşturmuş ve 63 elementi artan
atom kütlelerine göre sıralamıştır.
Yatay satırlar alt alta geldiğinde oluşan
sütunlardaki elementlerin fiziksel ve
kimyasal özelliklerinin birbirine
benzediğini bulmuştur. Oluşturduğu bu
sütunlar element ailelerini oluşturmuş
ve dikey sütunlara grup adını vermiştir.
Periyodik cetvelinde, boş bıraktığı
yerlerdeki elementlerin henüz
keşfedilmediğini belirtmiştir. Bu
elementlerin keşfedildiklerinde
özelliklerinin neler olabileceği ile ilgili
tahminlerde de bulunmuştur. Periyodik
cetvelinde boş bırakılan yerlerde
bulunan elementlerle ilgili tahminlerinin
doğruluğu, bu elementlerin
keşfedilmesiyle ortaya çıkmıştır.
Oluşturduğu cetvelde ortaya çıkan
düzensizliklerin, atom kütlelerinin yanlış
hesaplanması sonucunda oluştuğunu
belirtmiştir. Germanyum elementi için
Mendeleev'in yapmış olduğu tahminler
ile daha sonra gözlenen özelliklerin
karşılaştırılması yandaki tabloda
gösterilmektedir. Mendeleev'in yaptığı
tahminlere benzer tahminlerle başka
elementlerin özellikleri de,
bulunduğunda gözlenen özelliklerle
paralellik göstermektedir. Yandaki
tabloda bununla ilgili iki elemente ait örnekler verilmiştir.
Mendeleev'in periyodik sistemdeki asıl başarısı, yeni elementlerin keşfedilebileceğini öngörmesi ve cetveli buna
göre oluşturmasıdır. Mendeleev'in periyodik cetveli hazırladığı yıllarda soygazlar keşfedilmemişti. Mendeleev’in
periyodik tablosu her ne kadar elementlerin periyodik özelliklerini gösterse de neden özelliklerin tekrarlandığı
konusunda herhangi bir bilgi vermemektedir.
1895 yılında Lord Rayleigh, kimyasal olarak yeni bir gazı (argon) keşfettiğini bildirdi. Bu element periyodik
tabloda bilinen hiçbir yere oturtulamadı. 1898 yılında William Ramsey bu elementin klor ile potasyum arasında
bir yere konulabileceğini önerdi. Helyum da aynı grubun bir üyesi olarak düşünüldü. Bu grup elementi
değerliklerinin sıfır olması nedeniyle sıfır grubu olarak adlandırıldı.
1911 de Ernest Rutherford atom çekirdekleri alfa parçacıklarının saçılması nedeniyle çekirdek yükünün
belirlenebileceğini gösterdi. Rutherford, bir çekirdeğin yükünün atom kütlesi ile orantılı olduğunu gösterdi. 1911’de
A. Van den Broek bir seri çalışmasıyla elementlerin atom ağırlıklarının atom üzerindeki yüke yaklaşık eşit
olduğunu gösterdi. Bu yük daha sonra atom numarası olarak tanımlandı ve periyodik cetveldeki elementleri
yerleştirmede kullanıldı.
1913 de Henry Moseley bir grup elementin X-ışınları spektrum çizgilerinin dalga boylarını ölçerek atom
numarası ve elementlerin X-ışınları dalga boylarının ilişkili olduğunu gösterdi. Bu çalışma Mendeleev, Meyer ve
diğerlerinin yaptığı gibi atom kütlelerinin temel alınmasının yanlış olduğunu gösteriyordu. Çalışmalar sonucunda
Moseley, elementlerin kimyasal özelliklerinin atom kütlelerine değil, atom numaralarına bağlı olduğunu belirlemiş
oldu. Daha sonra elde ettiği sonuçlara dayanarak periyodik cetvelin, elementlerin atom numaralarına göre
düzenlenmesini önerdi. Bugünkü modern periyodik sistem Moseley'in önerisine göre ele alınmış ve yeniden
düzenlenmiş sistemdir.
Periyodik özellikler neden tekrarlanıyor sorusunun yanıtı, Niels Bohr’un elementlerdeki elektronik yapıyı
incelemesiyle başlamıştır. Periyodik cetveldeki en son büyük değişiklik, 20. yüzyılın ortalarında Glenn
Seaborg’un çalışmasıyla ortaya çıktı. 1940’ta plutonyumu bulmasıyla başlayan araştırması, 94’ten 102’ye kadar
olan tüm uranyum ötesi elementleri bulmasıyla sürdü. Periyodik tablodaki lantanit serisinin altına aktinitler serisini
yerleştirdi. 1951’de Seaborg bu çalışmaları ile kimyada Nobel ödülünü kazandı. 106 numaralı element
Seaborgium(Sg) olarak adlandırıldı.
Mendeleev’in hazırladığı ilk cetvelde 17 sütun
vardı; ancak cetvel daha sonraları yeniden
gözden geçirildi ve sütun sayısı sekize indirildi.
O zamandan bu yana yeni elementler
bulundukça cetvel bir çok kez değişti ve ilginç
cetveller oluşturuldu . Bu cetvellere bir örnek
olarak 1928 yılında Charles Janet tarafından
oluşturulan periyodik cetvel yanda verilmiştir.
Değişik şekillerde düzenlene periyodik
cetvellerde, elementlerle ilgili birçok bilgi yer
alabilmektedir.
Elementlerin Periyodik Sınıflandırılması
Periyodik sistemdeki yatay sıraların herbirine periyot, dikey sütunlara ise grup adı verilir. Periyodik sistemde 7
tane periyot, 18 tane grup vardır. Periyodik sistemdeki gruplar, IUPAC(International Union Pure and Applied
Chemistry) kurallarına göre A ve B harfleri kullanılmadan 1'den 18'e kadar olan grup numaraları ile gösterilirler.
Periyodik sitemde birinci periyot hariç her periyot metalle başlar, soygazla sona erer.
Periyodik cetvelin aynı grubunda bulunan elementlerin fiziksel ve kimyasal özellikleri benzerlik gösterdiğinden
bunlara aile de denir. A ve B gruplarına göre, 8 tane A grubu ve 10 tane B grubu(3 tanesi 8B) vardır. A gruplarına
baş gruplar, B gruplarına yan gruplar denir. Periyodik sistem, elementlerin elektron dizilimlerine göre dört bloktan
oluşur. Aşağıda görüldüğü gibi elementlerin elektron dizilişine göre oluşan bu bloklara s, p, d, f blokları denir.
Periyodik Sistemde Periyotlar
Periyodik sistemde 7 tane periyot vardır.
1. Periyot
Hidrojen ve helyum'dan oluşan periyottur. Bu periyotta yer alan hidrojen ve Helyum'un elektron dizilimleri sırasıyla
1
2
1s ve 1s şeklindedir. Atom numarası 1 olan hidrojen 1.(1A) grupta yer alan ve ametal özellik gösteren bir
elementtir. Hidrojen bileşiklerinde 1+ veya 1- değerlik alabilir. Atom numarası 2 olan Helyum bir soygazdır ve
periyodik cetvelin 18.(8A) grubunda yer alır. Birinci enerji seviyesi en fazla iki elektron alabildiği için, He son enerji
seviyesinde 2 elektron içermesine rağmen kararlıdır ve soygazdır. Soygaz olan He elektron alışverişi yapmaz.
2. Periyot
Bu periyotta 8 element bulunur. Bu elementler, Li, Be, B, C, N, O, F ve Ne'dur. Elektron dizilimlerinde en yüksek
enerji seviyesinin ayısal değeri 2'dir.
3. Periyot
Bu periyotta yine 8 element vardır. Bu
elementler, Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl ve
Ar'dir. Elektron dizilimlerinde en
yüksek enerji seviyesinin ayısal
değeri 3'tür.
4. Periyot
4. periyotta 18 element vardır. Elektron dizilimlerinde en yüksek enerji seviyesi 4'tür.Periyodun ilk elementi
potasyum(K), son elementi ise kripton(Kr)'dur. İlk üç periyotta bulunmayan B grubu elementleri ilk defa bu
periyotta yer alır. B grubunda yer alan elementler 10 tanedir.
5. Periyot
4. periyotta 18 element vardır. Elektron dizilimlerinde en yüksek enerji seviyesi 5'dir.Periyodun ilk elementi
rubidyum(Rb), son elementi ise Ksenon(Xe)'dur. Bu periyotta da B grubu elementleri yer alır. B grubunda yer alan
elementler 10 tanedir.
6. Periyot
6. periyotta 32 element vardır. Elektron dizilimlerinde en yüksek enerji seviyesi 6'dır. Bu periyotta baştan 3.
element lantan(La)'dır. Bundan sonra gelen 14 tane elementin elektron dizilimindeki son orbital f olduğu için bu
elementler periyodik cetvelin altına ayrı bir sütun halinde yerleştirilirler. 6. periyottaki bu 14 elemente La
elementini takip eden elementler oldukları için Lantanitler adı verilir.
7. Periyot
Elektron dizilimlerinde en yüksek enerji seviyesi 7'dir. Bu periyotta baştan 3. element aktinyum(Ac)'dur. Bundan
sonra gelen 14 tane elementin elektron dizilimindeki son orbital f olduğu için bu elementler periyodik cetvelin
altına ayrı bir sütun halinde yerleştirilirler. 6. periyottaki bu 14 elemente Ac elementini takip eden elementler
oldukları için Aktinitler adı verilir.
Periyodik Sistemde Gruplar
1A(1. grup) grubu elementleri
1A grubunda yer alan
elementlere(H hariç) alkali
metaller grubu denir.
1
elektron dizilimleri ns ile
biter. 1A grubu elementleri
periyodik cetvelin s
bloğunda yer alırlar. 1A
grubunda yer alan hidrojen
oda koşullarında gaz halinde
olan çift atomlu moleküllü bir
ametaldir. Bu grupta yer
alan diğer elementler
metaldir ve oda koşullarında
katı halde bulunurlar. Alkali
metaller 1. periyot hariç her
periyodun ilk elementidir.
Son temel enerji
seviyelerinde 1 elektronları
vardır. Değerlik elektron
sayıları 1'dir. Son enerji seviyesindeki 1 elektronu çok kolay verebildikleri için doğada element olarak değil
bileşikler halinde bulunurlar. Bileşiklerinde daima 1+ değerlik alırlar. Çok aktif olduklarından, suyla şiddetli tepkime
vererek hidrojen gazı oluştururlar. Isı ve elektriği iletirler. Sert değillerdir. Bıçakla kesilebilirler. Periyodik cetvelde
yukarıdan aşağı doğru inildikçe aktiflikleri artar.
2A(2. grup) grubu elementleri
Bu grupta toplam 6 element
vardır. Bu elementlerin tamamı
metaldir. Periyodik cetvelin s
bloğunda yer alırlar. 2A grubu
elementlerine toprak alkali
metaller denir. Elektron
2
dizilimler ns ile biter. Son
temel enerji seviyelerinde 2
elektronları vardır. Değerlik
elektron sayıları 2'dir.
Bileşiklerinde 2+ değerlik
alırlar. Alkali metallerden sonra
aktiflikleri en fazla olan metal
grubudur. Erime ve kaynama
noktaları alkali metallerden
daha yüksektir. Oluşturdukları
bileşikler iyonik yapılıdır.
Grubun ilk elementi olan
berilyum'un oluşturduğu
bileşiklerde kovalent karakteri daha fazladır. Isı ve elektriği iyi iletirler. Tel ve levha haline getirilebilirler. Ca, Sr ve
Ba oda koşullarında su ile alkali metaller gibi tepkime verebilirler. Bu tepkime sonucunda metal hidroksitleri
oluşurken hidrojen gazı açığa çıkar.
3A(13. grup) grubu elementleri
Bu grupta toplam 5 element
vardır. Bu elementlerden bor yarı
metal, aluminyum ve galyum
amfoter( hem asitlerle ve hem de
bazlarla hidrojen gazı
oluşturabilen) metal, diğerleri
metaldir. Periyodik cetvelin p
bloğunda yer alırlar. 3A grubu
elementlerine toprak metalleri
2
1
denir. Elektron dizilimleri ns np
ile biter. Son temel enerji
seviyelerinde 3 elektronları
vardır. Değerlik elektron sayıları
3'tür. Bileşiklerinde 3+ değerlik
alırlar. Oda koşullarında
katıdırlar. Grubun ilk elementi
olan bor'un oluşturduğu bileşikler
kovalent yapılıdır.
4A(14. grup) grubu elementleri
Bu grupta karbon,
silisyum, germanyum,
kalay ve kurşun
elementleri bulunur.
Periyodik cetvelin p
bloğunda yer alırlar.
Elektron dizilimleri
2
2
ns np ile biter. Son
temel enerji
seviyelerinde 4
elektronları vardır.
Değerlik elektron
sayıları 4'tür. Oda
koşullarında katıdırlar. C
ve Si elementleri dört
değerlik elektronlarını
kullanaran kovalent
bağlı bileşikler
oluştururlar.
Germanyum dört bağlı kovalent bağ yaptığı gibi 2+ yüklü iyon da oluşturabilir. Pb ve Sn elementleri 2+ ve 4+
iyonlarını oluştururlar.
5A(15. grup) grubu elementleri
Bu grupta azot, fosfor, arsenik,
antimon ve bizmut elementleri
bulunur. Periyodik cetvelin p
bloğunda yer alırlar. Elektron
2
3
dizilimleri ns np ile biter. Son
temel enerji seviyelerinde 5
elektronları vardır. Değerlik
elektron sayıları 5'tir. Oda
koşullarında azot hariç katıdırlar.
Azot ve fosfor bileşiklerinde 5+ ve
3- arasında değişen değerlikler
alabilirler.
6A(16. grup) grubu elementleri
Bu grupta oksijen, kükürt,
selenyum, tellür ve polonyum
elementleri bulunur. Periyodik
cetvelin p bloğunda yer alırlar.
2
4
Elektron dizilimleri ns np ile biter.
Son temel enerji seviyelerinde 6
elektronları vardır. Değerlik
elektron sayıları 6'dır. Periyodik
cetvelin bu grubunda yer alan
elementlere, maden filizlerinin
çoğunluğunun oksit ve sülfür
bileşikleri halinde bulunmasından
dolayı, filiz yapıcı anlamında
kalkojenler de denir.
7A(17. grup) grubu elementleri
Bu grupta flor, klor, brom, iyot ve
astatin elementleri bulunur.
Periyodik cetvelin p bloğunda yer
2
5
alırlar. Elektron dizilimleri ns np
ile biter. Son temel enerji
seviyelerinde 7 elektronları vardır.
Değerlik elektron sayıları 7'dir.
Doğada iki atomlu moleküller (Cl2,
Br2 gibi) halinde bulunurlar. Oda
koşullarında flor ve klor gaz, brom
sıvı, iyot ve astatin katı haldedir.
Bileşik oluşturma istekleri oldukça
fazladır. Yukarıdan aşağı inildikçe
kaynama noktaları yükselir.
Grubun son elementi olan astatin
yapaydır ve radyoaktif özelliktedir.
Flor açık sarı, klor yeşilimsi sarı,
brom kırmızı, iyot mor renklidir. Halojenler zehirlidir.
8A(18. grup) grubu elementleri
Bu grupta helyum, neon, argon,
kripton, ksenon ve radon
elementleri bulunur. Periyodik
cetvelin p bloğunda yer alırlar.
2
6
Elektron dizilimleri ns np ile
2
biter(helyum 1s ). Son temel
enerji seviyelerinde 8
elektronları(helyum hariç) vardır.
Değerlik elektron sayıları
7'dir(helyumun 2 tane). Oda
koşullarında gaz halindedirler.
Tepkimeye girmeyecek
kararlılıkta oldukları için(son
enerji seviyesindeki orbitalleri
tam dolu olduğu için) 8A grubu
elementlerine soygazlar(inertasal) adı verilir. Grupta
yukarıdan aşağıya doğru
inildikçe kaynama noktaları yükselir.Grubun en altında yer alan radon radyoaktif özellik gösterir. Doğada en çok
bulunan soygaz argondur.
d blok elementleri
Elektron dizilimleri d ile sonlanan tüm elementler d bloğunda yer alırlar. d bloğunda yer alan elementlerin tamamı
metaldir. Bu blokta yer alan elementlere geçiş metalleri denir. Periyodik cetvelde dördüncü periyottan itibaren
2A ve 3A grupları arasında yer alırlar. Elektron dizilimleri 3d ile bitenler 4. periyotta, 4d ile bitenler 5. periyotta, 5d
ile bitenler 6. periyotta bulunurlar. Değerlik elektronları genellikle farklı enerji düzeylerindeki orbitallerde bulunur.
Geçiş elementleri bileşiklerinde pozitif yükseltgenme basamaklarına sahiptirler. Bir çoğu farklı bileşiklerinde farklı
yükseltgenme basamaklarına sahip olabilirler.
d bloğunda yer alan elementlerin elektron dizilimlerinde değerlik elektronlarının bulunduğu orbitaller yukarıdaki
gibidir.
4. periyotta yer alan d bloğu elementlerinin en dışta yer alan elektronlarının orbitallere dağılımı ise aşağıdaki
tabloda gösterilmiştir.
4. periyotta yer alan geçiş metallerinin yoğunlukları atom numarası büyüdükçe artış gösterir. Oda sıcaklığında
katıdırlar. Sert ve kırılgan yapıları vardır. Metalik parlaklıkları vardır. Cu elementi kızıl renklidir. Diğer geçiş
metallerinin yeni kesilmiş yüzeyleri gümüş parlaklığında gri renklidir. Demir nemli havada kolayca paslanırken,
krom ve nikelin paslanması çok zordur.
f bloku elementleri
Periyodik sistemin 6. ve 7. periyotlarında yer alırlar. La ve Ac elementlerinden sonra gelen iki sıralı 14'er
elementin yer aldığı bu bloğa f bloğu denir. Elektron dizilimi 4f ile bitenler lantanitler, 5f ile bitenler aktinitlerdir.
f blok elementlerinin atom yarıçapları birbirine çok yakın olduğu için birçok özellikleri de birbirine benzer. f blok
elementlerinin çoğunun keşfi son yüzyılda olmuştur. Doğada çok az bulunurlar. Aktinitler radyoaktif özelliktedir.
Periyodik cetvelde Yer Bulma
Elementler periyodik cetvelde atom numaralarına göre dizilmişlerdir. Elementler periyodik cetvele yerleştirilirken
temel haldeki elektron dizilimleri dikkate alınır. Elektron dizilişindeki temel enerji düzeyi ve değerlik elektron sayısı,
atomların periyodik cetveldeki yerinin belirlenmesinde kullanılan özelliklerdir.
Bir atomun temel haldeki elektron dizilişinde yer alan en büyük baş kuantum sayısı, elementin periyodik
cetveldeki periyot numarasını verir.
Bir elementin elektron dizilimi s veya p orbitali ile bitiyorsa A gruplarından birinde bulunur. Elektron dizilişinde,
son enerji seviyesindeki toplam elektron sayısı ise grup numarasını verir.
Bir elementin temel haldeki elektron dağılımı d ile bitiyorsa B gruplarından birinde bulunur. Elektron dizilişinde,
en büyük baş kuantum sayısındaki elektronlar ile d orbitallerindeki elektronların toplam sayısı ise grup
numarasını verir.
Periyodik Özellikler
Periyodik cetvel elementlerin özelliklerinin periyodik olarak tekrar etmesi göz önüne alınarak oluşturulmuştur.
Periyodik cetvelde soldan sağa doğru ve yukarıdan aşağıya doğru gidildikçe atom numarası artar. Buna bağlı
olarak elementlerin özlliklerinde de düzenli değişmeler olur. İşte bu özelliklere periyodik özellikler denir. Periyodik
özellikler sırasıyla, atom yarıçapı, iyonlaşma enerjisi, elektron ilgisi, elektronegativite, metal-ametal özellikler ve
asitlik bazlık ile ilgili özelliklerdir.
Atom yarıçapı
Her elektron çekirdekten belli bir uzaklıktadır. Bir atomun çekirdeği ile en uzaktaki elektronunun arasındaki
mesafeye atom yarıçapı denir. Atomların yarıçapları birbirinden farklıdır. Atomun hacmi de yarıçapı ile orantılı
olarak değişir. Atom yarıçapı arttıkça, atom hacmi de büyür. Atom yarıçapları elementin ya da elementin
bileşiklerinin kristallerinde X-ışınlarının kırınımı yoluyla tespit edilmektedir. Bu çalışmalarda incelenen kristal
yapılarında atomların dizilişlerine bağlı olarak farklı yarıçap kavramları geliştirilmiştir. Atom yarıçapı farklı türdeki
element atomları için farklı şekillerde hesaplanabilir. Karşılaştırılmaları istenen atom çaplarının aynı türden
verilmiş olması gerekir.
a.
Metalik yarıçap: Bir metal kristalindeki iki metal atomunun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısına metalik
yarıçap denir.
b.
Van der Waals yarıçapı: Yoğun fazlarda aynı tür iki element atomunun aralarında bir bağ olmaksızın
birbirlerine en yakın olduğu anda, çekirdekler arası uzaklığın yarısına
Van der Waals yarıçapı denir.
c.
Kovalent yarıçap: Birbiriyle bağ oluşturmuş iki aynı ametal atomunun
çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısına kovalent yarıçap denir.
Atom yarıçapı arttıkça atomun uzayda kapladığı hacimde artar.
Nötr bir atomun yarıçapı, temel enerji seviye sayısına ve proton sayısına
bağlı olarak değişir.
Temel enerji seviyesi
fazla olan atomların
yarıçapı
daha
büyüktür. Başka bir
deyişle
periyodik
cetvelde
yukarıdan
aşağıya
doğru
inildikçe, temel enerji
seviyesi arttığı için
atom
yarıçapı
da
büyür.
Temel enerji seviyesi
eşit olan atomlarda,
proton sayısı büyük
olan atomun birim
elektron
başına
uyguladığı
çekim
kuvveti daha fazla
olacağı
için
atom
yarıçapı küçük olur.
Başka bir deyişle,
periyodik cetvelde aynı
periyotta soldan sağa doğru gidildikçe proton sayısı arttığı için atom yarıçapı küçülür.
İyon yarıçapı
Atomların elektron alışverişleri sırasında elektron sayıları değişir. Proton sayısı aynı olduğu için çekirdeğin çekim
kuvveti değişmez; ancak birim elektron başına düşen çekim kuvveti değişir. Atomlar arasında iyonik bağlı bir
bileşik oluşturduğunda, bir iyonun çekirdeği ile diğer komşu iyonun en dış elektron bulutu arasında kalan uzaklığa
iyon yarıçapı denir.
Bir atom ya da iyon elektron verdiğinde, elektron sayısı azalır. Birim elektron
başına düşen kuvvet artar ve yarıçapı küçülür. Katyonların iyon yarıçapı, kendi
atomlarının atom yarıçapından küçüktür.
Bir atom ya da iyon elektron aldığında, elektron sayısı artar. Birim elektron başına
düşen kuvvet azalır ve yarıçapı büyür. Anyonların iyon yarıçapı, kendi
atomlarının atom yarıçapından büyüktür.
Yanda, 8O, 9F, 11Na, 12Mg atomlarının
oluşturduğu ve izolelktronik olan
iyonları
iyon
yarıçaplarının
karşılaştırırken, tüm taneciklerin aynı
sayıda elektron içerdiklerini göz önüne
almak gerekir.
Verilen taneciklerin
proton
sayılarına
bakılırsa,
çekirdeğinde en fazla protonu içeren
tanecik aynı sayıdaki elektronları çekirdeğe daha büyük bir kuvvetle çekecektir. Bu durumda proton/elektron oranı
daha büyük olan taneciğin iyon yarıçapı daha küçük olacaktır.
Örnek: Aşağıda verilen atom çiftlerinden hangisinin atom yarıçapı daha büyüktür?
a)
50Sn
ve 53I
Yanıt: a) I
b) 20Ca ve 35 Br
b) Ca
c) Se
c) 16S ve 34Se
d) Rb
d) 13Al ve 37Rb
e) 10Ne ve 17Cl
e) Cl
Örnek: 16S, 20Ca, 9F, 37Rb, 14Si elementlerini yarıçaplarına göre küçükten büyüğe sıralayınız.
Yanıt: F, S, Si, Ca, Rb
Örnek: Aşağıdaki atom ve iyon çiftlerinden hangisinin yarı çapı daha büyüktür?
a) S ve S
2-
Yanıt: a) S
b) Ca ve Ca
2-
b) Ca
2+
2+
-
c) Br ve Br
c) Br
-
-
d) 35Br
-
d) 35Br ve 36Kr
e) K
f) F
-
e) K ve K
g) 17Cl
+
f) F ve F
-
g) 20Ca
2+
ve 17Cl
-
-
2-
Örnek: 20Ca , 18Ar, 16S atom ve iyonlarını yarıçaplarındaki artışa göre sıralayınız.
2-
Yanıt: S , 18Ar, 20Ca
2+
İyonlaşma Enerjisi
Gaz fazıdaki bir atom ya da iyondan bir elektron koparabilmek için gerekli olan enerjiyeiyonlaşma enerjisi(IE)
denir. İyonlaşma enerjisi herzaman pozitif bir değerdir çünkü elektronun koparılabilmesi için enerji gerekir. Birinci
elektronu koparabilmek için gerekli olan enerjiye 1. iyonlaşma enerjisi(IE 1) denir. Örneğin, sodyum atomunun
birinci iyonlaşma enerjisi aşağıdaki denklemle gösterilebilir.
Na(g)
→
+
Na (g) + 1 e
-
IE1 = 496 kJ/mol
İkinci elektronu koparabilmek için gerekli olan enerjiye ise ikinci iyonlaşma enerjisi(IE 2), üçüncü elektronu
koparmak için gerekli olan enerjiye ise üçüncü iyonlaşma enerjisi(IE 3) denir. Yukarıda denklemi verilen sodyum
için ikinci iyonlaşma enerjisi denklemi aşağıdaki gibi olur.
+
Na (g)
→
2+
-
Na (g) + 1 e
IE2 = 4560 kJ/mol
Burada dikkat edilmesi gereken en önemli nokta, ikinci iyonlaşma enerjisinin sodyum'dan iki elektron koparmak
+
için gerekli olan enerji değil, bir elektron koparılmış ve Na iyonu haline gelmiş iyondan bir elektron daha
koparmak için gerekli olan enerji olduğudur.
Her elementin kendine özgü bir iyonlaşma enerjisi
serisi vardır; çünkü bir atomdan, birden fazla
elektron koparılabilir. Örneğin, Al elementinin ilk
dört iyonlaşma enerjisi yandaki gibidir. Her
elektron koparılışında iyonlaşma enerjisi değeri
artmaktadır.
Bunun
nedeni
bir
elektron
koparıldıktan sonra kalan değerlik elektronlarının
çekirdeğe daha sıkı çekilmesi ve koparılmaları için daha çok enerji gerekmesidir. Al atomundan elektronlar
koparılırken gereken iyonlaşma enerjileri arasındaki fark ilk üç elektron koparılırken fazla değildir. 4. elektronun
koparılması için gerekli olan enerji değeri ise, bir önceki iyonlaşma enerjisi değerine göre çok fazla artmıştır.
Bunun nedeni, aluminyumun değerlik elektron sayısının üç olması ve üç elektron koparıldıktan sonra koparılacak
4. elektronun çekirdeğe çok yakın olan iç enerji seviyesinde bulunmasıdır. Bu elektronun koparılması(değerlik
elektronu olmadığı için) diğerlerine göre çok çok zor olacaktır. Değerler arasındaki bu büyük fark, aluminyumun 4.
elektronunun iç enerji seviyesinde bulunduğunu, çekirdeğe çok yakın olduğunu gösterir.
Bu nedenle
aluminyumdan koparılabilecek elektron sayısının 3 olduğu, aluminyumun soygaz elektron düzenine ulaştığı ve
kararlı hale geldiği sonucuna varılır. İyonlaşma enerjileri arasındaki bu büyük fark, değerlik elektron sayısının 3
olduğunu bulmada kullanılır.
Periyodik cetveldeki 6
periyotta
yer
alan
elementlerin
birinci
iyonlaşma enerjilerinin
atom numaralarına bağlı
değişimi yandaki grafikte
verilmiştir.
Grafik
dikkatlice incelendiğinde
her periyotta iyonlaşma
enerjisi değeri 1A grubu
elementinde
minimum
değerde iken 8A grubu
elementinde en yüksek
değerine ulaşmaktadır.
Şekillerde verilen iyonlaşma enerjileri ile ilgili bilgiler incelendiğinde, s ve p bloğunda yer alan elementlerde birinci
iyonlaşma enerjisi bir grupta yukarıdan aşağıya doğru inerken azalmakta, soldan sağa doğru gidildikçe genellikle
artmaktadır. Bir grupta yukarıdan aşağıya doru inilirken atom yarıçapı da büyüdüğü için, değerlik elektronları
üzerindeki çekirdeğin çekim etkisi azalmakta, dolayısıyla elektonu koparmak için gerekli olan enerji de
azalmaktadır. Örneğin 1A grubunda yer alan elementlerden Rb'nin değerlik elektronu çekirdekten çok uzakta
olduğu için gerekli olan iyonlaşma enerjisi 403 kJ/mol iken, aynı grupta onun üzerinde yer alan K'nin iyonlaşma
enerjisi değeri 419 kJ/mol ve Na'nın iyonlaşma enerjisi değeri 496 kJ/mol olmaktadır. Çünkü K'nın ve Na'nın
değerlik elektronu, çekirdeğe Rb'nin değerlik elektronundan daha yakındır. Bir periyotta soldan sağa doğru
gidildikçe atom yarıçapı küçüldüğü için iyonlaşma enerjisi değeri de artmaktadır. Soldan sağa doğru gidildikçe,
aynı periyottaki elementlerin değerlik elektronları, aynı kabukta yer aldıkları için çekirdek tarafından daha kuvvetli
çekilmektedirler. Bununla birlikte şekillerde verilen sayısal değerler incelendiğinde ikinci, üçüncü, dördüncü ve
1
beşinci periyotlarda soldan sağa doğru düzgün bir artışın olmadığı da görülür. 3A grubu elementlerinin np
2
orbitalinde yer alan bir elektron, 2A grubu elementlerinin ns orbitalinde yer alan iki elektrona göre daha kolay
2
4
koparılabilir. Aynı şekilde 6A grubundaki ns np orbitallerinde yer alan ve p orbitallerinden birine yerleşmiş olan iki
elektrondan birinin elektron itmesine maruz kalmasından dolayı koparılması , 5A grubundan bir elektron
koparılmasından daha kolaydır. 2A ve 5A grubu elementlerinin elektron dizilimi yapıldığında değerlik
elektronlarının orbitallerde dolanımının daha dengeli ve kararlı olabildiği görülür. Küresel simetri(en yüksek enerji
seviyesindeki orbitallerin yarım ya da tam dolu olması) adı verilen bu özellik sayesinde s ve p gruplarında yer alan
elementlerin iyonlaşma enerjileri sıralanırken, küresel simetri özelliği gösterenlerin, kendilerinden bir sonra gelen
elemente göre daha yüksek iyonlaşma enerjisine sahip olduğu söylenebilir. Sonuç olarak A grubu
elementlerinde bir periyotta soldan sağa doğru gidilirken birinci iyonlaşma enerjileri küçükten büyüğe 1A,
3A, 2A, 4A, 6A, 5A, 7A, 8A şeklinde sıralanır.
Yukarıda orbital şemaları verilen N ve O elementlerinin birinci iyonlaşma enerjilerini karşılaştıralım. Azot
elementinin en dış enerji seviyesinde 3 tane yarı dolu p orbitalı vardır(bu dizilim kısmen kararlı bir yapıdır).
Oksijenin p orbitallerindeki 4. elektronu ise orbitallerden birini başka bir elektronla paylaşmak zorunda kalacağı
için(daha az kararlı bir yapı), bu elektronun atomdan uzaklaştırılması, azottan bir elektron uzaklaştırılmasından
daha kolay olacaktır. Bu nedenle 5A grubundaki azotun birinci iyonlaşma enerjisi, 6A grubunda yer alan oksijenin
birinci iyonlaşma enerjisinden faha yüksek olacaktır.
Elektron İlgisi
Gaz halindeki bir atomun yada iyonun elektron alması durumunda gerçekleşen enerji değişimine elektron
ilgisi(EA) denir. Elektron ilgisi değeri genel olarak(her zaman değil) negatiftir; çünkü bir atom veya iyon elektron
kazandığında genellikle enerji açığa çıkar. Kazanılan elektron ile çekirdek arasındaki elektriksel çekim kuvvetleri
bu durumda bir miktar enerjinin salınmasına neden olur. Örneğin klorun elektron ilgisi aşağıdaki denklemdeki
gibidir.
Cl(g) + 1 e
-
→
-
Cl (g)
Yandaki tablo bazı baş grup
elementlerinin elektron ilgilerinin
göstermektedir.
Tablodaki
verilerden de anlaşılabileceği gibi,
elektron ilgisi diğer periyodik
özellikler gibi düzenli bir değişim
göstermemektedir. Genel olarak
bir grupta yukarıdan aşağı
inildikçe
elektron
ilgisi
azalır(daha az ekzotermik). 1A
grubundaki elementler bu değişime
uygun elektron ilgilerine sahipken
EA = -349 kJ/mol
diğer gruplardaki elektron ilgisi değerleri, bu şekilde bir değişim göstermemektedir. Örneğin, 7A grubunda yer alan
flor atomu Cl atomundan daha yukarıda yer almasına rağmen klorun elektron ilgisi florun elektron ilgisinden
büyüktür. Aynı şekilde bir periyotta da bu şekilde genel bir değerlendirme yapılamamaktadır. Yapacağımız
genelleme kesinlik taşımamakla birlikte, bir periyotta soldan sağa gidildikçe elektron ilgisi(daha büyük eksi
değer, daha ekzotermik) genellikle artar. Bu şekilde bir genelleme yapabilmemizin nedeni elektron alma
ilgisinin metallerde değil ametallerde göz önüne alınması gerekliliğidir.
Elektron ilgisi büyük olan atomların(daha büyük eksi değer, daha ekzotermik) genellikle, ametal özellikleri,
elektron alma yatkınlıkları, yükseltgen özellikleri, elektronegativiteleri de büyüktür.
Elektronegativite
Bir moleküldeki atomlar aralarında bağ oluşturduklarında birbirlerinin elektronlarını çekerler. Atomların her birinin,
diğer atomun elektronunu çekme yeteneğine elektronegativite denir. Elektronegativite değeri, atomun çekirdek
yüküne ve çekirdeğin bağ elektronlarına olan uzaklığına bağlıdır. Periyodik cetvelde, bir periyotta soldan sağa
doğru gidildikçe elektronegativite değeri artar (soygazların elektron çekme yetenekleri yoktur). Bir grupta
yukarıdan aşağıya doğru inildikçe elektronegativite değeri azalır.
İki atom bağ oluştururken bağın polarlığı ile ilgili
değerlendirme yapabilmek için elektronegativite
değerleri arasındaki farka bakmak gerekir.
Elektronegativite değerleri arasındaki fark
büyüdükçe bağın iyonik karakteri artar.
Elektronegativite değerleri arasındaki fark
küçüldükçe bağın kovalent karakteri artar.
Metalik Karakter
Metaller, ısı ve elektriği iyi ileten maddelerdir. Tel ve levha haline getirilebilirler, şekillendirilebilirler. Metallerin
yüzeyleri parlaktır ve kimyasal tepkimelerde elektron verme eğilimindedirler. Metaller oda koşullarında katı(cıva
sıvı) haldedirler. Ametaller, oda koşullarında katı, sıvı, gaz halinde bulunabilirler(Flor, klor gaz, brom sıvı, iyot
katı). Isı ve elektrik iletkenlikleri çok zayıf olan ametaller, kimyasal tepkimelerde elektron kazanma
eğilimindedirler.
Periyodik tabloda bir periyotta soldan sağa doğru ilerlerken iyonlsşms enerjisi genellikle artar, elektron ilgisi daha
büyük eksi değerler alır; bu nedenle soldaki elementler tepkimelerde elektron verme yatkınlığına sahipken
sağdaki elektronların elektron alma yatkınlığına sahip oldukları görülür.
Periyodik cetvelde soldan sağa doğru ilerlerken elementlerin metalik karakterleri azalır. Yukarıdan aşağı
doğru inildikçe elementlerin metalik karakterleri artar.
Periyodik cetvelde metal ve ametallerin dağılımı incelenirse bu genellemenin de doğru olduğu görülür.
Metaller kendi aralarında bileşik oluşturmazlar, alaşım oluştururlar. Ametaller ise kendi aralarında kovalent bağlı
bileşik oluşturabilirler. Metaller ile ametaller biraraya gelerek iyonik bağlı bileşikler oluştururlar. Örneğin bir alkali
metal(M) ile ametalin(X2) tepkimesi hızlı bir şekilde gerçekleşir ve iyonik bir bileşik oluşur.
2 M + X2 →
2 MX
Alkali metaller suyla etkileştiklerinde hızlı tepkime verirler ve çözünmüş alkali metal iyonu, hidroksit iyonu ve
hidrojen gazı oluştururlar.
2 M(k) + 2 H2O(s) →
+
-
2 M (suda) + 2 OH (suda) + H2(g)
Metallerin, halojenlerle oluşturdukları bileşiklerde, metal elektron verme, halojende elektron alma eğiliminde
olduğundan, oluşan metal halojenürlerde iyonik bağ bulunur.
2 Fe(k) + 3 Cl2(g)
→
2 FeCl3(k)
Halojenler(X2), hidrojenle tepkimeye girdiklerinde kovalent bağlı hidrojen halojenürleri oluştururlar.
H2(g) + X2(g) →
2 HX(g)
Yukarıdaki tepkimede oluşan tüm hidrojen halojenürler su ile etkileştiklerinde asidik çözelti oluştururlar.
Halojenler kendi aralarında da tepkimeye girerek, kovalent bağlı bileşikler oluştururlar.
Br2(g) + F2(g) →
2 BrF(g)
Oksit bileşiklerinin asitliği ve bazlığı
Periyodik sistemde elementlerin asidik ve bazik karakterleri bu elementlerin oksitlerinin incelenmesi ile
gözlenebilir. Oksitlerin asidik ya da bazik olma özelliği, oksijenle bileşik oluşturan elementin elektronegativite
değerine bağlıdır. Elektronegativite değeri arttıkça oksitlerin sulu çözeltilerinin asidik özelliği artar.
Elektronegativite değeri azaldıkça, oksitlerin sulu çözeltilerinin asidik özelliği azalırken bazik özelliği artar.
Periyodik cetvelde soldan sağa doğru gidilirken, oksit bileşiklerinin sulu çözeltilerinin asidik özelliği artar,
bazik özelliği azalır.
Periyodik cetvelde, bir grupta yukarıdan aşağıya doğru inildikçe, oksit bileşiklerinin sulu çözeltilerinin
bazik özelliği artar, asidik özellikleri azalır.