9.Sınıf Kimya

ÖZEL KILIÇASLAN LİSELERİ
9.Sınıf Kimya
II.ünite
Mehmet TURK
01.01.2013
Atom ve Periyodik Sistem
2013 Müfredatına Göre
II.ünite: Atom ve Periyodik Sistem(20 ders sayısı)
Konu Başlıkları
Süre
Kazanımlar/Açıklamalar
2.1.Atom kavramının gelişimi
Kimyanın temel yasaları
Model
Dalton Atom Modeli
Sürtünme ile elektriklenme
Elektroliz
Thomson Atom Modeli
Ruterfort Atom Modeli
4
2.1. Atomun yekpare/bölünmez olmadığına işaret eden
bulguları değerlendirir.
Kimyasal değişimlerle ilgili temel kanunlar atomun varlığı
(Dalton atom teorisi) ile ilişkilendirilir.
Sürtünme ile elektriklenme ve elektroliz olayı atomun
bölünebilirliği ile ilişkilendirilir.
2.2. Atom altı taneciklerin temel
özellikleri,
Proton ve özellikleri
Nötron ve özellikleri
Elektron ve özellikleri
Atom numarası
Kütle numarası
İzotop
2
2.2. Atom altı taneciklerin temel özelliklerini karşılaştırır.
Elektron, proton ve nötronun yükleri ve kütleleri
karşılaştırılır.
Atom numarası, kütle numarası ve izotop kavramları
tanıtılır.
2.3. Atom spektrumları,
Absorbsiyon/Emisyon,
Atom spektrumlarıyla
atomun yapısı arasındaki
ilişki,
Thomson ve Rutherford
atom modellerinin
yetersizlikleri,
Bohr atom modeli,
Modern atom teorisi
2.4. Periyodik sistem
Periyodik tablonun
tarihçesi,
Mendeleyev’in periyodik
tablosu,
Modern periyodik sistem,
Katman Elektron dizilimi ve
Grup ve periyot bulma
4
2.3. Atom spektrumları ile atomun yapısı arasında ilişki kurar.
Thomson ve Rutherford atom modelleri ile bu modellerin
geçerli olduğu dönemde bilinenler ilişkilendirilir.
Bohr atom modeli atomların absorpladığı/yaydığı ışınlar
(hesaplamalara
girilmeden
sadece
ışın
absorplama/yayma) ile ilişkilendirilir.
Bohr atom modelinin sınırlılıkları belirtilerek modern atom
teorisinin (bulut modelinin) önemi belirtilir.
4
2.4. Elementlerin periyodik sistemdeki yerleşim esaslarını
tarihsel süreçteki gelişmeler ekseninde açıklar.
Periyodik sistem üzerine ilk çalışmalar belirtilerek,
Mendeleyev’in ilk periyodik sisteminin oluşum mantığı
verilir.
Modern periyodik sistemde gruplar ve periyotlar açıklanır.
Atomların
katman-elektron
dizilimleriyle
periyodik
sistemdeki yerleri arasında ilişki kurulur(en hafif 20
element esastır).
2.5. Elementlerin sınıflandırılması
Metaller
Ametaller
Yarı metaller
Asal gazlar
2
2.5. Elementleri periyodik sistemdeki yerlerine göre
sınıflandırır.
Elementler; metaller, ametaller, yarı-metaller ve asal
gazlar olarak sınıflandırılır.
2.6. Periyodik özelliklerin değişme
eğilimlerini irdeler.
Metalik ve ametalik
özellikler,
Atom yarıçapı
İyonlaşma enerjisi
Elektron ilgisi
Elektronegatiflik
4
2.6. Periyodik özelliklerin değişme eğilimlerini irdeler.
Periyodik özelliklerden metallik-ametallik, atom yarıçapı,
iyonlaşma enerjisi, elektron ilgisi ve elektronegatiflik
tanımlanır; bunların nasıl ölçüldüğü konusuna girilmez.
Periyodik özelliklerin değişim seyri açıklanır.
I. Ünite
Atom Kavramının Gelişimi
1.
BÖLÜM
İÇERİK:
2.1.1.Kimyanın temel yasaları
2.1.2.Model ya da Modelleme
2.1.3.Dalton Atom Modeli
2.1.4.Sürtünme ile elektriklenme
2.1.5.Elektroliz
2.1.6.Thomson Atom Modeli
2.1.7.Ruterfort Atom Modeli
2.1.1. Kimyanın temel yasaları
A)
Kütlenin Korunumu Kanunu
Lavoisier'i u nutulmaz yapan en önemli özelliği nesnelerin
kimyasal değişimlerini ölçmede gösterdiği olağanüstü
duyarlılıktı. Bu özelliği ona "Kütlenin Korunumu Yasası" diye
bilinen çok önemli bilimsel bir ilkeyi ortaya koyma olanağı
sağlar (1789).
Lavoisier kimi kez kendi adıyla da anılan bu ilkeyi şöyle dile
getirmiştir: “Madde yoktan var edilemediği gibi, vardan da yok
edilemez. Sadece birinden ötekine dönüşe bilir”
Lavoisier yaptığı bir deneyde şu sonuca varır. Cıva oksidin ısı
altında cıvaya dönüşmesiyle kaybettiği ağırlık ile çıkan gazın
ağırlığı denkti.
HgO → Hg
m1
+ ½ O2
m2 m3
m1=m2+m3
Sonuç olarak:“Kimyasal tepkimelerde, tepkimeye giren maddelerin kütleleri toplamı,
toplamına eşittir.” Bu olaya kütlenin korunumu kanunu denir.
B)
Sabit Oranlar Kanunu:
Bu kanun 1799 yılında Joseph Proust tarafından
bulunmuştur.
Elementlerin
birbirleri
ile
bileşik
oluştururlarken belli oranda birleşmesine dayanan bir
yasadır.Fakat henüz atom kavramı tam olarak
bilinmediği için ortaya atılan düşünceler biraz varsayım
ve teoriden ibaretti.
Kısaca; “Bir bileşiği oluşturan elementlerin kütleleri
arasında değişmeyen bir oran vardır.Bu orana Sabit
Oranlar Kanunu”denir.
Ancak izotop kavramı kafa karıştırmaması için tanımı;
molekül bazında düşünmek daha doğru olacaktır.
çıkanların kütleleri
Etkinlik: Tabloyu inceleyiniz ve maddelerin sabit oranlarını bulunuz?
Bileşik
Mol Kütlesi
Sabit Oran
Bileşik
Mol Kütlesi
Sabit Oran
FeS
Fe:56, S:32
7/4
Al2O3
Al:27, O:16
7/4
H2O
H:1, O:16
?
Fe 2O3
F:56, O:16
?
NH3
N:14, H:7
?
FeO
F:56, O:16
?
CO
C:12, O:16
?
NO2
N:14, O:16
?
CO2
C:12, O:16
?
SO2
S:32, O:16
?
CuO
Cu:64, O:16
?
SO3
S:32, O:16
?
CaO
Ca:40, O:16
?
P2O5
P:31, O:16
?
C) Katlı Oranlar Kanunu:
J.Dalton, yaptığı çalışmaların sonucundan “iki element aralarında birden fazla bileşik oluşturuyorsa,
bunlardan birinin sabit miktarıyla birleşen ikincisinin değişen miktarları arasında basit tam sayılı bir oran
bulunur.”Bu şekilde 1804 yılında “Katlı Oranlar Yasası” olarak bildiğimiz yasa bulunmuş oldu.
J.Dalton, “Elementler; sabit oranları ya da katlı oranları sağlayan tanecikler, yani atomlar yoluyla kimyasal olaya
katılırlar. Her elementin, kütle, büyüklük, kimyasal özellik yönünden kendine özgü ve özdeş yapılı atomları vardır.”
ÖRNEK:
NO2
N2O
Katlı oranı 4/1
N2O
N2O3
Katlı oranı 1/3
NO2
N2O4
Kat.Or.Kan. Uymaz
C2H4
C3H6
Kat.Or.Kan. Uymaz
NO2
H2O
Kat.Or.Kan. Uymaz
Etkinlik: Verilen maddelerin katlı oranlarını bulunuz?
Bileşik Çifti
Mol Kütlesi
Katlı Oranları
MnO /MnO2
Mn:55, O:16
7/4
NO2 / N2O5
N:14, O:16
?
H2O/H2O2
H:1, O:16
?
SO2/ SO3
S:32, O:16
?
CO/CO2
C:12, O:16
?
CH4/C2H6
C:12, O:16
?
C2H2/C4H8
C:12, O:16
?
C)
Birleşen Hacim Oranları Kanunu:
Gay-Lussac 1808 yılında, birbiriyle gaz halinde reaksiyona girerek yine gaz halinde bileşikler veren
reaksiyonları ve buradaki hacim değişikliklerini incelemiştir.
Örneğin;
N2 +3H2 → 2NH3 tepkimesinde
ile 1 hacim azot, 3 hacim hidrojen tepkimeye girerek 2hacim amonyak oluşturmuştur.
Örneğin;
N2 +O2 → 2NO tepkimesinde
1 hacim azot 1 hacim oksijen tepkimeye girerek 2 hacim azot monoksit oluşturmuştur.
Anlaşıldığı gibi “Aynı sıcaklıkve basınç altında bir kimyasal reaksiyona giren ve reaksiyonda meydana gelen
gazların hacimleri arasında basit bir oran vardır.” Buna Gay-Lussac hacim oranlarrı kanunu denir.
E) Avogadro Hipotezi:
AmedeoAvogadro'nun 1811'de bulduğu bir gaz yasasıdır.
Bu yasa; “Aynı basınç ve sıcaklıkta bütün gazların eşit
hacimlerinde eşit sayıda molekül vardır.”
Örnek olarak;Şekilde görüldüğü gibi, aynı şarlarda, 1 L likbalonda 1
milyon tane H2 bulunuyorsa, aynı balonda, 1 milyon tane N 2 ve 1
milyon tane O2 bulunur.
Bu yasanın bir kısmı, matematiksel olarak şöyle gösterilebilir:
0
“Avagadro Sayısı; Normal şartlarda; ( C ve 760 mm Hg basıncı
23
altında) 22,4 litre kapta 6,02.10 tane molekül bulunur. Bu sayıya
Avagadro sayısı denir.”
2.1.2.Model ya da Modelleme:
Gerçeğine benzer görüntüler oluşturmak demektir.
İnsanlar, bilimsel yöntemin henüz tanımlanmadığı ilk çağlardan bu yana karşılaştıkları problemleri tanımak ve
başkalarına anlatmak için onların modellerini üretmişlerdir. Modeller bizim mekanizmasını bilmediğimiz olayları
anlamamıza, kurguladığımız hipotezleri test etmemize yardımcı olurlar. Bu nedenle bilim alanında model
kullanımı kaçınılmazdır.
Milattan önce ( 460 - 370) yıllarında yaşamış olan Demokritos; “Madde parçalara ayrıldığında en sonunda
bölünemeyen bir tanecik elde edilir ve bu tanecik atomdur.”
2.1.Demokritos’a göre atom:
1.Bütün madde atomlar denilen görünmez parçacıklardan oluşur.
2. Atomları içi boş katı küreler olarak nitelendirdi.
3. Atomlar hareket halindedir.
4.Atomlar yok edilemez.
5. Tüm atomlar bir birinin aynıdır. Ancak şekilleri faklıdır.
Katılar küçük, kesikli yüzeyli atomlardan yapılmıştır..
Sıvılar büyük, yuvarlak atomlardan yapılmıştır.
Yağlar kolayca kayabilen küçük atomlardan yapılmıştır.
Demokritosun bu düşüncleri Aristo tarafından küçümsendiği için Dalto’a kadar
pekte ilgi görmedi.
2.1.2.Dalton Atom Modeli
John Dalton'un 1805 yılında o güne kadar yapılan bilimsel çalışmaların işiği altında kendi
adıyla anılan atom modelini ortaya attı.
Dalton Atom kuramı üç varsayıma dayanır;
1. Elementler Atom adı verilen küçük bölünemeyen taneciklerden oluşmuştur. Atomlar
kimyasal tepkimelerde oluşmazlar ve bölünmezler.
2. Bir elementin tüm atomlarının kütlesi ve diğer özellikleri aynı, diğer elementlerin atomlarından farklıdır.
3. Kimyasal bir bileşik iki ya da daha fazla elementin basit bir oranda birleşmesi ile oluşur.
Dalton atom teorisi kimyasal değişme konularının da daha iyi tanımlanmasına olanak sağlar.
2.1.4.Sürtünme ile elektriklenme
Durgun elektrik üzerindeki ilk çalışmalar M.Ö. VI.yüzyılda yaşamış olan yunan filozof Thales (tales) tarafından
yapılmıştır. Thales,kehribarı hayvan postuna sürtüp saman ve küçük kağıt parçalarına yaklaştırdığında bunları
çektiğini gözlemiştir.
Daha sonra İngiliz bilgini William Gilbert (1600 lü yıllar) bu özelliğinin yalnız kehribara ait bir özellik olmadığını
ileri sürmüştür. Gilbert,cam ve plastik gibi maddelerin de yünlü ipekli kumaşlara sürüldükleri zaman çöpleri
çektiğini kanıtlamıştır.
Amerikalı filozof BenjaminFranlin(1750 li yıllar)ipek kumaşa sürtülen cam çubuğun yüküne artı yük; yünlü
kumaşa sürtülen ebonit çubuğun yüküne ise eksi yük adı verilmiştir.
Bu gün biliyoruz ki;Bir biriyle sürtünen cisimler arasında elektron geçişi olur ve
elektron kaybeden (+), kazanan (-) yükle yüklenir. Mesela; kazağımızı çıkartırken
saçımız ile kazağımız arasında sürtünme gerçekleşir ve saçlarımız havaya kalkar.
Örnek: Yün kumaş ile ebonit (plastik) çubuk birbirine sürtüldüğünde yün kumaş pozitif,
ebonit çubuk negatif yükle yüklenir. Aynı şekilde, ipek kumaş ile cam çubuk birbirine
sürtüldüğünde ipek kumaş negatif, cam çubuk pozitif yükle yüklenir.
Bunun nedeni;İpek kumaş ile ebonit çubuğun elektron almaya, yün kumaş ile cam
çubuğun elektron vermeye yatkın olmasıdır.
Statik Elektrik (veya durgun elektrik): Maddelerin üzerinde belli bazı nedenlerle meydana gelen zaman zaman
arklar şeklinde boşalan elektriktir. Bu boşalma genel olarak kontrol altına alınamaz ve statik elektrikten kolay
kolay faydalanılamaz.
Statik Elektrik, iki farklı maddenin teması yada sadece sürtünme sebebiyle oluşur.
2.1.5.Elektroliz
Elektroliz:Elektrik akımı yardımıyla, bir sıvı içinde çözünmüş
bileşiklerin
ayrıştırılması
işlemine
denir.Bu
değişiklik,
maddenin elektronvermesinden (yükseltgenme); ya da almasından
(indirgenme) kaynaklanır.
Elektroliz işlemi, elektroliz kabı ya da tankı denen bir aygıt içinde
uygulanır.
Bu aygıt, çözünerek artı ve eksi yüklü iyonlara ayrılmış bir
bileşiğin (Elektrolit) içine birbirine değmeyecek biçimde
daldırılmış iki elektrottan oluşur.
Devreye akım verildiğinde anoda (–) yüklü iyon (anyon) gider,
elektron vererek ve yükseltgenir.
Anoda verilen elektronlar dış devreden katoda doğru hareket eder.
Katoda giden (+) yüklü iyonlar anottan gelen elektronları alarak indirgenir.
Sonuç Olarak: Faraday olayında devreden geçen elektron yük miktarı, katotta belli miktar maddenin açığa
çıkmasına sebep oluyorsa, bu maddelerin elektronları alarak serbest hale geçtikleri kesindir. Öyle ise elektronlar,
maddenin yapısında olan yükseltgenme olayında ortama salındığı gibi, indirgenme olayında da maddenin
yapısına giren taneciklerden başka bir şey değildir.
2.1.6.Thomson Atom Modeli
Elektroliz olayının açıklanması, bilim adamlarını elektronla ilgili çalışmalara yöneltti. Bundan sonra
maddenin iç yapısına yönelik çalışmalar hız kazanmıştır.
Faraday’ ın çalışmalarına dayanarak George JohnstoneStoney (Stoney) atomlarda elektrik yüklü
birimlerin ulunduğundan söz etti ve 1891 de bu elektrik yüklü atomcuklara “elektron” adının
verilmesini önerdi.
1897 Ocak ayında Emil Wiechert, katot ışınlarının eski elektrik yüklü temel parçacıklardan oluştuğunu
ve bu parçacıkların en küçük atomdan çok daha hafif olduklarını kanıtladı.
1897 yılında, J.J.Thomson, katot ışınlarının yük/kütle (e/m) oranlarını hesapladı.
Kasım ayında, WillyWien, Thomson’un bulgularını doğruladı.
Tüm bu gelişmelerden sonra Thomson atom modelini 1913 yılında açıkladı.
Buna göre;
1.
-8
Atom, yarıçapı 10 cm olan içi dolu, nötr, küreciklerdir.
2. Pozitif yükler, bu küreciğin gövdesini oluşturmaktadır.
3. Bu küre içersinde elektronlar, kararlı bir elektrostatik düzen oluşturacak
şekilde dağılmışlardır. Bu dağılım, üzümün kek içinde dağılımına
benzetilmiştir. Üzümler (-) yüklü elektronları, kekin hamur kısmı da (+)
yükü temsil etmektedir.
4. Atomlarda pozitif yük sayısı kadar negatif yük vardır. Dolayısıyla atomlar
nötrdür.
5. Elektronların kütlesi, atomun kütlesi yanında ihmal edile bilecek kadar
küçüktür.
6. Atomun ağırlığını büyük ölçüde pozitif yükler teşkil etmektedir.
2.1.7.Ruterfort Atom Modeli
Ruterford yaptığı deneyde dar bir aralıktan, paralel ve pozitif yüklü
tanecikler demetini (alfa) çok ince altın bir levhaya gönderdi.
Sapmaya uğrayan taneciklerin açısal dağılımını, ZnS sürülmüş
levha üzerinde beliren parıldatmalar sayesinde belirledi.
Eğer atomun yapısı Thom sonun bahsettiği gibi olsaydı
Ruterford’un
yayılma deneyi bu saçılmaların bu şekilde olma
ihtimali yoktu.
Rutherford yaptığı deney sonucunda 1911'de yeni bir atom
modeli geliştirdi.
Bu atom modeline göre;
•
Alfa parçacıklarının çoğu hiçbir sapmaya uğramadığına göre atom çoğunlukla
boşluktan ibarettir.
•
Atomda pozitif yükün tümü, çekirdek denilen küçük bölgede toplanmıştır.
•
Atomlar nötr olduğuna göre, elektronlar çekirdek etrafında bulunur ve pozitif
yüklere (Rutherford çekirdeği oluşturan pozitif yüklü parçacığa proton adını verdi)
eşit sayıdadır. (Yörüngelerden bahsetmedi)
•
Pozitif yüklerin toplam kütlesi atomun kütlesinin yaklaşık yarısı kadardır.
(Çekirdekte protonun kütlesine eşit yüksüz tanecikte olmalıdır.)
•
Rutherford’ un öngördüğü modelde elektronlar pozitif yüklü küre etrafında merkezkaç kuvveti (F M) ve
Coulomb kuvvetlerinin (FC) dengesi altında dönerler.
2.
BÖLÜM
İÇERİK:
Atom altı taneciklerin temel özellikleri
2. Atom altı tanecikler
2.1. Elektron ve özellikleri
2.2. Proton ve özellikleri
2.3. Nötron ve özellikleri
2.4. Atom numarası
2.5. Kütle numarası
2.6. İzotop
2.2. Atom Altı Tanecikler:
Atomaltı parçacıklar; atomdan daha küçük ve ya atomu oluşturan parçacıklar şeklinde tarif edilir.
Temel parçacıklar; 1900 lü yıllara kadar atom altı tanecikler denildiğinde Proton, Nötron ve Elektron gelmekteydi.
Ancak bu gün proton ve nötronları da oluşturan tanecikler bilinmektedir. Bu gün biliyoruz ki Leptonlarve Quarklar
elementlerin (esas) parçacıklardır. Ancak bu parçacıkları oluşturandiğer parçacıklar şimdilik ayrıntılı biçimde
bilinmemektedir.
2.1. Elektron ve özellikleri
Thales (MÖ VI. Yüzyıl); Kehribarı hayvan postuna sürtüp saman ve küçük kağıt parçalarına yaklaştırdığında
bunları çektiğini gözlemiştir.
İngiliz bilgini William Gilbert(1600);Çekme özelliğinin yalnız kehribara ait bir özellik olmadığını ileri sürmüştür.
Gilbert,cam ve plastik gibi maddelerin de yünlü ipekli kumaşlara sürüldükleri zaman çöpleri çektiğini kanıtlamıştır.
Amerikalı filozof BenjaminFranklin(1750lerde); ipek kumaşa sürtülen cam çubuğun yüküne artı yük; yünlü
kumaşa sürtülen ebonit çubuğun yüküne ise eksi yük adı verilmiştir.
Faraday(1830);“Elektroliz esnasında elektrotlarda açığa çıkan madde miktarı, devreden geçen yük miktarıyla
“tanecik sayısı” doğru orantılıdır.”Bu madde “tanecik sayısı” atomun yapısından çıkmakta ve diğer atomun
yapısına girmektedir. Öyle ise atomun yapısında bilmediğimiz daha küçük tanecikler olmalıdır.
Julius Plücker (1858);Geisler’in vakum tüpleri (basınçlı tüpleri) bulması ile Faraday’ın yoğunluğu azaltılmış gaz
tüpleri üzerindeki araştırmaları daha ileri safhalara taşıdı.Katot ışınlarının manyetik alanda sapmalarını inceledi.
İngiliz fizikçi William Crooks(1870);Hittorf tüpünü geliştirerek Crooks tüpünü icat etti. Crooks, katodun
radyasyon ürettiğinin ve bunu da çok yüksek hızda partiküllerin projeksiyonu olduğunun kanısına vardı. Crooks
bunlara katot ışınları adını verdi.
George JohnstoneStoney (1874);Crooks tüpü üzerinde yaptığı deneyler sonunda atomlarda elektrik yüklü
birimler olduğunu söyledi. Bu taneciklere “elektron”denilmesini önerdi. Elektronların her maddede farklı sayıda
olduğunu söyledi.Maddeler nötr olduğuna göre elektronlara eşit sayıda + yük bulunması gerektiğini belirtti.
Joseph John Thomson(1890);Plücker'in çalışmalarını havası daha iyi alınmış katot tüplerinde hem manyetik
alan ve hem elektrik alan uygulayarak tekrarladı. Elektronun yük/kütle oranını hesapladı.Bu kadar küçük taneciğin
atom
olamayacağını
bu
maddenin
elektron
olduğunu
ispat
etti.BöyledceJ.J.
Thomson 1897
yılında elektronu keşfetti.
–19
Milikan(1913); Yağ damlası deneyiyle Elektronun yükünü ;–1.6022 × 10 C olarak hesapladı.
J.J.Thomson (1913);Milikan Elektronun yükünün bulunmasından sonra thomson’un e/m değerini kullanarak
-31
elektronun kütlesini; 9,109.10 kg olarak hesapladı.
Elektronu Kısaca Özetlersek;
TANECİK
SEMBOL
Elektron
e
YÜK (Coulomp)©
1,6022.10
-19
BAĞIL
YÜK
-1
KÜTLE (g)
-28
9,109.10
BAĞIL KÜTLE
1/1836
2.2. Proton ve Özellikleri
Katot ışınları tüp içinde yol alırken, çarptıkları atom ya da
moleküllerden elektron koparırlar. Bu elektron sağanağının
oluşturduğu bu pozitif iyonlar, katot yönüne geçerler. Tüpün
ortasından kanallar açılarak görülebildiğinden dolayı bu ışınlara
“kanal ışınları” ya da “pozitif ışınlar” denilmiştir.
Bu oran tüpteki gazın cinsine göre değişiyordu. Bunun
sebebi; tüpte bulunan gazın cinsine göre farklı iyonların
oluşmasıydı. Tüp içersine H2 gazı konulduğunda yük/kütle oranı:
4
9.5791.10 coul/g pozitif yüklü taneciklerin oluştuğu görülüyordu.
Pozitif ışınlarla ilgili sonuç alıcı çalışmaları 1906 yılında Thomson açıkladı.
Buna göre;
+
Elektronunu kaybetmiş olan bu en küçük hidrojen taneciğine (H ), “proton” adı verildi.
Protonun yükü elektronun yükü ile eşit ama zıt işaretlidir.
Protonun kütlesi, bir elektronun kütlesinin 1836 katı olduğu görülmüş oldu.
1895 yılında Prof. Röntgen katot ışınlarının etkilerini araştırırken X ışınlarını buldu ancak ne olduğunu
anlayamadığı için x-ışınları dedi.
Rutherford'un
öğrencisi
olan
Moseley,
bazı
elementlerin
yayımladığı
X
ışınlarının spektrumlarını fotoğraflayarak, bu ışınların dalga boyları ile elementlerin atom numaraları arasında bir
ilişki bulunduğunu ve elementlerin özelliklerinin, atom ağırlıklarının değil atom numaralarının belirlediğini
deneysel olarak göstermiştir.
Mosoley 10 Ağustos 1915'de Gelibolu'da savaşırken vurulur ve ölür.
Mosoley’in Deneylerinin Sonuçları;
Elemente kimyasal özelliğini kazandıran tanecik atom ağırlığı değil “çekirdek yükü” dür.
Çekirdek yüküne, “atom numarası” denir.
Bu sebeple Periyodik Tabloda elementler atom ağırlıklarına göre değil atom numaralarına göre dizilmişlerdir.
(Bu güne kadar periyodik tabloda eksik olan elementlerin atom numaralarını tespit etmiştir.)
Nötral atomlarda çekirdek yükü, elektron sayısına eşittir.
Kimyasal değişmelerde, çekirdek yükü korunmaktadır.
Bu gün biliyoruz ki atom numarası;
Atomun çekirdeğinde bulunurlar.
Atomun çekirdek yüküne eşittir.
Atomun numarasını belirlerler.
Nötr atomlarda elektron sayısına eşittir.
Atomun cinsisini belirler.
Atomun tüm kimyasal özelliklerini belirler.
Bir elementin tüm atomlarının proton sayıları eşittir.
Kimyasal tepkimelerde korunurlar.
Protonu Kısaca Özetlersek;
TANECİK
SEMBOL
Elektron
P
YÜK (Coulomp)©
+1,6022.10
-19
BAĞIL
YÜK
1
KÜTLE (g)
-24
1,67.10
BAĞIL KÜTLE
1
2.2. Nötron ve Özellikleri
1911 yılındaErnest Rutherford günümüz atom modelinin temelini teşkil eden atom modelini yayınladı.Buna göre
atomun gerçek kütlesini çekirdekler oluşturmaktadır. Pozitif yüklerin toplam kütlesi atomun kütlesinin yaklaşık
yarısı kadardır. (Çekirdekte protonun kütlesine eşit yüksüz tanecikte olmalıdır.)
1932 yılında James Chadwick, nötronu (elektrik yükü 0 olduğundan, yani nötr olduğundan ) buldu ve bu sayede
1935'te Nobel Fizik Ödülü'nü aldı.
Nötronun Özellikleri;
Atomun çekirdeğinde bulunurlar.
Atomun çekirdek yüküne eşittir.
Atomun numarasını belirlerler.
Nötr atomlarda elektron sayısına eşittir.
Atomun cinsisini belirler.
Atomun tüm kimyasal özelliklerini belirler.
Bir elementin tüm atomlarının proton sayıları eşittir.
Kimyasal tepkimelerde korunurlar.
TANECİK
SEMBOL
YÜK (Coulomp)©
Elektron
n
0
BAĞIL
YÜK
0
KÜTLE (g)
1,6749.10
-24
BAĞIL KÜTLE
2
2.4. Atom numarası:
Atomun çekirdeğinde bulunan proton sayısına Atom Numarası denir. Atomun sol alt köşesine yazılırlar. Nötr
atomlarda; atom numarası, elektron sayısına eşittir.
2.5.Kütle numarası:
Atomun çekirdeğinde bulunan proton ve nöron sayısı toplamına Kütle Numarası denir.Ps+Ns=Kn şeklinde ifade
edilir.
Etkinlik: Boş bırakılan Yerleri Doldurunuz?
Madde
Proton Sayısı
H
1
Li
3
2
Na+1
11
12
K+1
Nötron Sayısı
20
Kütle Numarası
Elektron Sayısı
1
1
39
Be
2
4
Mg
12
24
Ca+2
20
20
Al
13
14
C
6
Si
12
14
N-3
14
14
P
15
31
O
8
16
S
16
F
9
19
Cl
17
35
Br-1
35
40
I
53
60
He
2
2
Ne
10
10
Ar
18
Kr
36
40
Xe
54
80
86Rn
86
120
16
36
10
2.6. İzotop
Proton sayısı aynı kütle numarası farklı atomlara izotop atom denir.
1
2
3
H– H– H atomları birbirinin izotopudur.
2
4
He– He atomları birbirinin izotopudur.
Çünkü, bu atomların kütle numaraları farklıdır. Kütle numarasını farklı kılan tanecik, nötron sayılarıdır.
Atomların büyük kısmının doğal izotopları mevcuttur. Ancak, sodyum, berilyum ve flor atomlarının
izotopları yoktur.
35
Klorun izotopları; Cl (% 75,77) ve kalanı
37
Cldir.
24
Magnezyumun izotopları; Mg ve azınlıkta olan izotopları
Kurşunun izotopları;
204
Pb (%1,4),
206
Pb (%24,1),
207
25
Mg (%10,00) ve
Pb (% 22,1) ve
208
26
Mg (%11,01) dir.
Pb (% 52,4)dir.
Özellikleri:
İzotop atomların kimyasal özellikleri hemen hemen birbirinin aynıdır. Ancak fiziksel özellikleri önemli ölçüde
farklıdır. Fiziksel özelliklerini farklı kılan sebep nötron sayılarının farklı olmasıdır.
Atom Spektrumları
3.
BÖLÜM
İÇERİK:
2.3. Atom spektrumları,
2.3.1.Absorbsiyon/Emisyon,
2.3.2.Atom spektrumlarıyla atomun yapısı arasındaki ilişki,
2.3.2.Thomson ve Rutherford atom modellerinin yetersizlikleri,
2.3.3.Bohr atom modeli,
2.3.4.Modern atom teorisi
2.3. Atom spektrumları,
Bir elektromanyetik ışın demeti, prizmadan geçirilirse ışın demetinin kırıldığı görülür. Prizmadaki kırılma, ışının
dalga boyuna bağlıdır. Kısa dalga boylu ışınlar daha çok kırılır.
Beyaz ışık (güneş ışığı) önce dar bir demet yapıcı yarıktan
ve daha sonra prizmadan geçirilirse görünür bölgede
mordan kırmızıya kadar değişen bütün renklen içeren
kesiksiz (sürekli) spektrum elde edilir.
Görünür bölge elektromanyatik spektrumun dar bir
bölgesidir. Dalga boyları 380-760 nm boylarındaki ışınları
kapsar.
Görünür bölgedeki bütün dalga boylarındaki ışınlardan
oluşan beyaz ışık prizmadan geçirilirse renklere ayrılır. Bu
ayrılma dalga boyu farklı olan ışınların kırılma açılarının
farklı olmasından ileri gelir.
Renk dizisi kırmızıdan başlar, mora kadar devam eder.
Renkler arasında kırmızı en uzun dalga boyu ve en düşük
frekansa; mor ise en kısa dalga boyu ve en yüksek frekansa sahiptir.
Göz, ancak bu iki renk arasındaki ışınlara karşı duyarlıdır.
Bir dalga boyundan diğerine geçişte sürekli olan spektrumlara sürekli spektrumlar, kesikli olan spektrumlara da
kesikli spektrumlar denir.
Güneş ışığını cam prizmadan geçirip beyaz bir perdeye düşürülmesiyle elde edilen I. Şekil sürekli spektrumdur.
Bir gaz içinden beyaz ışık geçirildiğinde, bazı renkteki (yani dalgaboyundaki) ışıkları soğurup, kısa bir süre sonra
tekrar etrafa yayıyor. Buna göre, II.şekil; soğurma spektrumu, III. Şekil; ışıma spektrumudur.
I.şekil sürekli spektruma, II. ve III. şekiller kesikli spektruma örnek verile bilir.
2.3.1. Emisyon / AbsorbsiyonSpektrumları
EmisyonSpektrumları:Spektrumunu elde etmek istediğimiz elementin, gaz veya buhar hâli, gerekli yüksek
sıcaklığa kadar ısıtılırsa bir ışıma yayımlar. Işımanın prizmadan geçirilmesi bir kesikli (çizgi) spektrum verir. Çizgi
spektrumunda elementler dolayısıyla atomlar görünür bölgenin değişik kesimlerinde parlak çizgiler oluşturur.
Oluşan bu çizgi spektrumlarının nedeni, maddelerin enerji (ısı, elektrik) aldıklarında kendine özgü dalga
boylarında ışık yayımlamasıdır. Dolayısıyla her elementin kendine özgü belirgin (yayınma) çizgi spektrumu vardır.
Spektrumlardaki bu farklılıklar insandaki parmak izleri gibi her madde de kendine özgüdür. Bundan yararlanılarak
maddelerin tanınması sağlanır ve atomun yapısı hakkında ipuçları elde edilir.
AbsorbsiyonSpektrumları:Sürekli spektrum verebilecek beyaz ışık bir gazdan (örneğin He'dan) geçirildikten
sonra prizmada kırılırsa elde edilen spektrumda belirli frekanslarda siyah çizgiler görülür. Bu çizginin yeri ve
sayısı, ışığın içinden geçtiği maddenin türüne bağlıdır. Bu durum maddelerin tanınmasına yarar. Spektrumun bu
şekilde kullanılması insanların ayırt edilmesinde parmak izlerinin kullanılması durumuna benzemektedir.
2.3.2. Atom spektrumlarıyla atomun yapısı arasındaki ilişki,
Tüm atomların spektrumları bir birinden farklıdır. Spektrumlardaki bu farklılıklar insandaki parmak izleri gibidir.
Her maddenin spektrumu de kendine özgüdür.
Bundan yararlanılarak maddelerin tanınması sağlanır ve atomun yapısı hakkında ipuçları elde edilir.
Hidrojenin yayınma ve soğurma spektrumları oldukça basittir, fakat atomların elektron sayısı arttıkça spektrumlar
daha karmaşık hâle gelir.Bu nedenle spektrumun açıklanması güçleşir.
Hidrojenin görünür bölgedeki spektrumu:
Hidrojenin görünür bölgedeki spektrumu, dört çizgiden oluşur.
En parlak çizgi (656,3 nm) kırmızı olup gaza uygulanan yüksek gerilim anında gaz bu rengi alır. Bununla
birlikte 486,1 nm de yeşilimsi mavi, 434,0 nm de mavi ve 410,1 nm de mor renk görülür.
Şekilde hidrojen gazının görünür bölgedeki çizgi spektrumu görülmektedir. Bu çizgilerin frekansları ilk kez
Balmer tarafından ortaya konmuştur(1885). Bu nedenle bu seriye “Balmer Serisi” denir.
Daha sonralar Hidrojenin tüm spektrum çizgilerinin frekansları aşağıdaki eşitlikle bulunmuştur. Bu seriler
bulan kişilerin adlarıyla anılır.
Buaşamadan sonra Bohr atomun yapısı hakkındaki teorisini ortaya atmıştır.
2.3.2. Rutherford atom modellerinin yetersizlikleri,
1. Rutherford'un çalışmaları sonucunda ulaştığı önemli bir öngörüsü;
çekirdekte pozitif taneciklere eş kütlede yüksüz tanecikler
bulunduğundan söz etmesidir. Bu yüksüz taneciklerin (nötronların) varlığı
1932de James Chadvvick (CeymisÇedvik) tarafından kanıtlanmıştır.
2. Rutherford atom modelinin, atomların yaydığı spektrumları açıklamada
yetersiz kalmıştır. Bu sebeple yeni teorilerin ortaya atılmasına neden
olmuştur.
3. Rutherford’ un öngördüğü modelde elektronlar pozitif yüklü küre etrafında
merkezkaç kuvveti (FM) ve Coulomb kuvvetlerinin (FC) dengesi altında
dönerler.
4. Rutherford atom modeli ilk bakışta dengeli ve kararlı gibi görülse de,Bohr yaptığı çalışmalarda Rutherford
atom modeline göre,elektronların çekirdek etrafında dönmeleri ile enerji yaymaları sonucunda enerjilerinin
azalacağını ve çekirdek üzerine düşeceklerini hesapladı. Fakat böyle bir elektron düşmesi gerçekleşmediği
için Rutherford atom teorisinin bazı yanlışlıklarının olması gerektiğini fark etti.Bohr bu teoriye bazı eklemeler
yaptı ve 1913 te kendi adıyla anılan teorisini ortaya attı.
2.3.3. Bohr atom modeli,
Bohr atom modelini Rutherfort atom modelini temel alarak, hidrojenin yayınma spektrumuna dayandırarak
ve plank kuantum kuramına göre geliştirmiştir.
Bohr Atom Modelinin Varsayımları:
1. Atom, pozitif yüklü bir çekirdek ile bunun etrafında dairesel olarak dolanan negatif yüklü elektronlardan
oluşmuştur ve atomun toplam yükü 0 dır.
2. Elektronlarla çekirdek arasındaki etkileşme Coulomb çekim kuvveti olup, elektronun dairsel yörüngesi
üzerindeki dolanımı elektron üzerine etki eden merkezkaç kuvveti ile Coulomb kuvvetinin dengesi sayesinde
olmaktadır. (Planck kuramı/enerji almayan atom ışıma yapmaz.)
Bu iki varsayım Rutherford’ un modeli ile aynıdır.
Farklı olarak;
3. Elektronlar çekirdekten belli uzaklıkta bulunan küresel yörüngelerde (K,L,M,N) bulunurlar. Her yörüngenin
belli bir enerjisi vardır ve elektronlar yörünge değiştirmeden ışıma yapmazlar.
+1
+2
Bohr hidrojen ve hidrojene benzeyen (He , Li ...) iyonların yörüngelerinin enerjilerini şöyle hesaplamıştır.
(E için negatif değer, çekirdeğe yakın elektronun enerjisinin sonsuz uzaklıktaki elektronun enerjisinden daha
düşük olduğunu gösterir. Buna göre her bir yörüngedeki elektronun enerjisi negatiftir. Yörünge sayısı
arttıkça artar)
4. Bir atomun elektronları en düşük enerji seviyesinde bulunmak isterler. Bu duruma Temel Hal (durağan hal)
denir. Elektronlar aldıkları enerji ile daha üst yörüngelere geçebilir bu duruma Uyarılmış Hal denir.
Bir dış yörüngedeki (nd) elektronun enerjisine Ed ve bir iç yörüngedeki (ni) elektronun enerjisine de Ei diyelim.
Elektron dış yörüngeden iç yörüngeye geçtiğinde (Ed-Eİ) kadar enerji, bir ışık fotonu şeklinde yayılır. Bu enerji
farkı aşağıdaki formül gereği hesaplanır. (Planck bir fotonun enerjisi; E=h.ν şeklinde ifade etmiştir.)
2.3.4. Modern atom teorisi
Bohr atom modeli deneyle uygunluğu yönüyle etkileyici olmakla beraber önemli eksiklikleri vardır.
1. Spektrum çizgileri dikkatle incelendiğinde birbirine yakın iki ya da daha fazla çizgiden oluştuğu gözlenir. Bohr
atom modeli spektrum çizgilerindeki bu çok katlılığı açıklayamaz.
2. Spektrum çizgilerinin şiddetlerini yani geçişlerin olasılığı hakkında bilgi vermez.
3. Uyarılma seviyesine uyarılmış bir atomun 1. uyarılma seviyesine geçme olasılığımı daha fazladır yoksa temel
enerji seviyesine geçme olasılığımı daha fazladır. Bunu açıklamaz.
4. Çok elektronlu atomların enerji seviyelerini açıklamakta yetersizdir.
Bu aşamadan sonra atomun yapısıyla ilgili çalışmalar hız kazandı;
De Broglie; “X-ışınları kırınımlarından yola çıkarak, hareket eden maddesel parçacıkların dalga gibi davrana
bileceğini söyledi.”
Heisemberg; “Bir taneciğin yerini ve momentumunu aynı anda sonsuz duyarlıkta ölçmenin imkansız olduğunu
söyledi.”
ErwinSchrödinger; “Çekirdek etrafında bulunan elektron tanecik yoğunluğu, dalga fonksiyonunun karesi ile
doğru orantılıdır.”
Schrödinger’inatom modeline “dalga modeli” ya da “kuantum mekaniksel atom modeli” denildi.
Schrödinger'in bulmuş olduğu denklem de birden fazla elektronlu atomlar için tam bir açıklama
getirememiştir.
Bundan sonra bilim insanları hidrojen atomundaki dalga fonksiyonları ve enerjilerini kullanarak çok elektronlu
atomları açıklayabilen çeşitli varsayımları ileri sürmüşlerdir.
Bu çalışmalar modern atom modelinin doğmasınasebep olmuştur.
Elektron Bulutu Modeli:
Bohrun modeline göre elektronlar atomun etrafında belli yörüngelerde belli
bir hızla hareket ederler.
Atomum kuantum modelinde, Bohr atom modelindeki yörünge kavramı aynen
kabul edildi. Bu yörüngeler için; katman kabuk ya da Baş Kuvant Sayısı
tanımlaması kullanıldı. Ancak her katman kendi içersinde yörüngesimlere
ayrılmıştır. Kısaca, çizgisel yörüngelerden bahsetmek mümkün değildir. Bu
durum bir lambanın etrafında dönen sinekler benzetilmesi yapılmıştır.
Elektronun bulunma
bahsedilebilir (Orbital).
ihtimalinin
maksimum
olduğu
uzay
parçasından
Orbital:Elektronların bulunma ihtimallerinin maksimum olduğu uzay parçası
olarak
tanımlanır.Elektronun kuantum
sayıları
ile
belirlenen dalga
fonksiyonudur.Her orbitalin kendine özgü bir elektron yoğunluğu ve enerjisi
vardır. Bu yoğunluk ve enerjiden yararlanarak her bir orbitalin şekli
oluşturulmuştur.Orbitallerin enerji sırası; s < p < d < f şeklindedir. Ancak aynı
orbitallerin enerjileri eşittir. Px = Py = Pz şeklindedir.
Orbitallerden şimdilik
anlatılacaktır.
bu
kadar
bahsedeceğiz.
Bu
konu
ileri
kimyada
Katman elektrond Dizilim:
2
1. Her katmanda buluna bilecek elektron sayısı 2n kadardır.
2. En son yörüngede en fazla 8 elektron bulunur.
Etkinlik: Verilen maddelerin elektron dizilimlerini yapınız?
Madde
12Mg
+2
20Ca
38Sr
56Ba
88Ra
13Al
13Al
+3
6C
14Si
-3
7N
15P
-2
8O
16S
9F
19Cl
35Br
-1
53I
21Sc
22Ti
+1
21Sc
22Ti
+2
KATMAN ELEKTRON DİZİLİMİ
Periyodik Sistem
4.
BÖLÜM
İÇERİK:
2.4.Periyodik sistem
2.4.1.Periyodik tablonun tarihçesi,
2.4.2.Mendeleyev’in periyodik tablosu,
2.4.3.Modern periyodik sistem,
2.4.4.Katman Elektron dizilimi ve Grup ve periyot bulma
2.4.1.Periyodik tablonun tarihçesi,
Bu günkü kullandığımız periyodik tablo Rus bilgini DmitriMendeleev (1869)’ intablosu dikkate elınarak hazırlanmıştır.
Ancak bu süreçte bu konuda bir çok çalışmalar yapılmıştır.
En belli başlıcaları;
Antik Dönem:
Eski çağlarda Altın, Bakır,Gümüş gibi bir çok elemen bilinse de Aristonun 4 element kuramından dolayı orta çağa
diğer elementlerin bulunmasında önemli bir gelişme kaydedilememiştir. Böylece 1800 lü yıllara kadar toplam 20
element bulunmuş oldu.
1649 HenningBrandinsan idrarını damıtarak fosfor elementini buldu. Ancak bu durumyine ortaçağ baskısından
dolayı,1680 yılına kadar gizli tutuldu. Aristo ve onun izleyicilerinin baskısına rağmen1800 lü yıllara kadar toplam
20 element bulunmuş oldu.
1828 yılında J.Doberenier, elementleri benzer özelliklerine göre, üçerli gruplar halinde sınıflandırmıştır.
1. Klor , brom ve iyot
2. Kalsiyum , stronsiyum ve baryum
3. Kükürt , selenyum ve tellür
4. Lityum , sodyum , ve potasyum
Bu sıralamada ikinci elementin kütlesi birinci ve üçüncü elementin atom kütlelerinin toplamını yaklaşık olarak
yarısına eşittir. Döberenier elementlerin özelliklerinin onların kütleleri ile ilişkili olduğunu düşünüyordu…
Triadlar Kuralı:
Aynı grupta bulunan elementlerden, ortadaki elementin atom ağırlığı yaklaşık olarak, gruptaki diğer iki elementin
atom ağırlıklarının ortalamasına eşittir.
II.Elementin
Kütlesi
I.elementin
III.elementin
+
Kütlesi
kütlesi
2
DöŞankortua (de Chancourtois) Periyodik Sistemi (1862)
Benzer özelliklerden yola çıkarak ilk periyodik sistemi oluşturan Fransız
bilim insanı oksijen atomunun kütlesini (16) dikkate alarak bir silindirin
çevresini 16 eşit parçaya bölmüş, bu silindir üzerinde düşey sütunlara
elementleri, kendi geliştirdiği kütle formülüne göre yerleştirmiştir.
DöŞankortua, her 7 elementten sonra, benzer özellik gösteren
elementin alt alta geldiğini gözlemlemiştir.
Ayrıca bu sistemde iyonları da sınıflandırmıştır.
John Newlands’ın Periyodik Sistemi(1865)
1865 yılında İngiliz Kimyacı J.Newlands,o güne kadar bulunan 62 (56)
elementi benzer fiziksel özelliklerine göre sıralamıştır.
Newlands elementleri atom ağırlıklarına göre sıraladığında; her
sekizinci elementin, birinci elemente; dokuzuncu elementin, ikinci
elemente benziyor ve bu ilişki devam ediyordu. Newlands bu durumu,
müzikteki oktav teriminden esinlenerek bu duruma kimyasal oktav
adını verdi. Ancak bu teori aynı yıl asal gazların keşfiyle bozuldu.
2.4.2.Mendeleyev’in periyodik tablosu,
Rus kimyacı Dimitriyİvanoviç Mendeleyev; 1869' da (bulunan element sayısı; 63) elementleri atom kütlelerine
göre sıralarken benzer özellik gösterenleri aynı grupta gruplayarak periyodik sistemini oluşturdu.
Mendeleyev;“Elementlerin özellikleri, atom kütlelerinin periyodik fonksiyonudur” dese de, atomları periyodik
tabloda sıralarken özelliklerini daha fazla dikkate almıştır. Bu sebeple o güne kadar bulunmamış elementlerin
yerlerini boş bırakmıştır.
MedeleyevH’i bir kenara bırakarak tablosunu oluşturdu.
Tablo oluşturulurken Ca-Ti arasındaki elementten dolayı ilk sorun ortaya (Scandiyum 1879 yılında
bulunmuştur) çıktı. Mendeleyev Sc elementin yerini boş bırakarak elementleri sıralamaya devam etti.
Bu durumu Co-Nive I-Te elementleri arasında fark etti ancak atom kütlelerinin yanlış hesaplana bileceğini
düşünerek doğru sıralamayı yaptı.
Mendeleyev Cu’ı kimyasal davranışından dolayı (+1) K’nın altına, Zn’yu +2 yükünden dolayı Ca’un altına
yerleştirdi.
2.4.3.Modern periyodik sistem,
1912 yılında H. Mosoley; X ışınları ile yaptığı çalışmalarda atomların kimyasal özelliklerinin atom ağırlıklarına
göre değil, atom numaralarına göre değiştiğini ispat etti.
Atom numarasının bulunması atomları sıralarken ortaya çıkan düzensizliği de ortadan kaldırmış oldu.
GlennSeaborgperiyodik tablonun altına iki sıra daha ekleyerek periyodik sisteme son şeklini vermiştir.
Bu günkü kullandığımız periyodik tabloda elementler, “atom numaralarına göre sıralanırken kimyasal
özellikleri benzer olanlar aynı grupta gruplandırılmışlardır.”
Periyodik Tablonun Özellikleri:
1. Periyodik tabloda yatay olan sıralara periyod, yukarıdan aşağıya doğru olan düşey sütunlara ise grup adı
verilir.
2. Periyodik tabloda 7 periyot, 8 tane A ve 8 tane de B olmak üzere 16 farkı grup (8B grubu 3 sütundan),
toplam 18 grup vardır.
3. A grubu elementlerine Baş Grup, B grubu elementlerine ise Yan Grup elementleri denir.
4. 1A grubu elementlerine alkali, 2A grubu elementlerine Toprak Alkali, 3A grubu elementlerine Toprak
Metalleri, 7A grubu elementlerine Halojenler, 8Agrubu elementlerine Soy gazlar(Asal Gazlar) denir.
5. Her periyot bir alkali metal ile başlar(yalnız birinci periyot bir ametal olan hidrojenle başlar), bir soy gazla biter.
1.periyot 1 numaralı Hidrojenle başlar, 2 numaralı Helyum ile biter.
2.periyot 3 numaralı Lityum ile başlar,10 numaralı Neon ile biter.
3.periyot 11 numaralı Sodyum ile başlar, 18 numaralı Argon ile biter.
4.periyot 19 numaralı Potasyum ile başlar, 36 numaralı Kripton ile biter.
5.periyot 37 numaralı Rubidyum ile başlar, 54 numaralı Ksenon ile biter.
6.periyot 55 numaralı Sezyum ile başlar, 86 numaralı Radon ile biter.
7.periyot 87 numaralı Fransiyum ile başlar, bu periyot henüz tamamlanmamıştır.
6. Aynı grupta bulunan elementlerin en dış kabuklarında aynı sayıda elektron bulunur. Bu nedenle aynı grupta
bulunan elementler benzer özellik gösterir. Ancak aynı özellik göstermezler.
7. A grubu elementlerinin grup numarası değerlik elektron sayısına eşittir. Atomların değerlik elektron sayıları, o
atomun kimyasal tepkimelerindeki davranışlarını belirler.
2
6
8. Soy gazlarda, He: 1s , diğer soy gazlar: np ile bittikleri için kararlı maddelerdir. Kimyasal tepkimelere girme
eğilimleri yoktur.
2.4.4.Katman Elektron dizilimi ve Grup ve periyot bulma
Katman elektrond Dizilim:
Bunun için; Katman elektron dizilimi yapılır.
Değerlik elektron sayısı grup numarasını,
Katman sayısı da periyotnumarsını verir.
2
3. Her katmanda buluna bilecek elektron sayısı 2n kadardır.
4. En son yörüngede en fazla 8 elektron bulunur.
Etkinlik: tabloda verilen elementlerin grup ve periyot numaralarını bulunuz?
Madde
Katman Elektron Dizilimi
DES
GN
PN
1H
1)
1
1A
1.P
3Li
2)1
1
1A
2.P
2)8)1
1
1A
3.P
11Na
19K
4Be
12Mg
20Ca
38Sr
56Ba
88Ra
13Al
6C
14Si
7N
15P
8O
16S
9F
19Cl
35Br
53I
-1
5.
BÖLÜM
İÇERİK:
Elementlerin sınıflandırılması
2.5.1. Metaller
2.5.2. Ametaller
2.5.3.Yarı metaller
2.5.4. Asal gazlar
2.5.4. A Grubu Elementleri ve Özellikleri
Elementlerin Sınıflandırılması:
Elementler; metaller ve ametaller ve yarı metaller ve soygaz olmak üzere 4 ana bölüme ayrılır.
2.5.1.
Metaller:
Periyodik tabloda, hidrojen hariç tüm 1A grubu elementleri; tüm 2A grubu elementleri; tüm B grubu
elementleri; 3A da Al, Ga, In, Tl; 4A Sn, Pb; 5A da Bi, lantinitler ve aktinitler metaller sınıfında incelenirler.
Metallerin kendilerine özgü ortak özellikleri şunlardır:
1. Cıva hariç hepsi, oda şarlarında (25 0C) katı halde
bulunurlar. (Hg’nın EN:-39 0C)
2. Metalik parlaklık gösterirler.
3. İşlene bilirler. (Tel ve levha haline getirilirler.)
4. Isı ve elektrik akımını iletirler. (Metallerde elektrik
iletkenliği serbest elektronları sayesine gerçekleşir.
Sıcaklığın artırılması metalik iletkenliği azaltır.)
5. Metaller buharlaştırılınca metalik özelliklerini
kaybederler.
6. Yoğunlukları 6 dan küçük olan metallere hafif
metaller, büyük olan metallere ağır metaller denir.
7. Kimyasal tepkimelerde, elektron vererek + yükle yüklenirler, yükseltgenirler, indirgendirler.
8. Elektron almazlar. Kendi aralarında bileşik oluşturmazlar. Ancak homojen olarak karışarak alaşımları
oluştururlar.
9. Periyodik tabloda metallerle a metallerin kesişim noktasında bulunan, metalik özelliklerle beraber bazı ametalik
özelliklerde gösteren elementlere, yarı metaller denir. Bu elementler: B, Si, Ge, Sb, Te, Po,At elementleridir.
10. Metaller genelde bazik özellik gösterirler, bu sebeple asitlerle tepkimeye girerler. Ancak; Zn, Al, Sn, Pb, Cr
diye bilinen elementler hem asit hem de bazlarla tepkimeye girerler. Bu metallere amfoter metaller denir.
11. Asitlerle tepkimeye girerek H2 gazı açığa çıkartan metallere aktif metaller denir.
12. Asitlerle tepkimeye girerek H2 gazı açığa çıkartamayan metallere pasif metaller denir.
2.5.2. Ametaller:
Periyodik tabloda; 1A’da H, 4A’da C, 5A’da N
ve P, 6A’da O,S ve Se , 7A’da F, Cl, Br, I
Ametaller sınıfında incelenirler.
A metallerin özellikleri:
0
1. Oda şarlarında (25 C) katı, sıvı ve gaz
hallerinde bulunurlar. (KATI: C,P,S,I; SIVI:
Br; GAZ: N2, O2, F2,Cl2 )
2. Mattırlar. Metalik parlaklık göstermezler.
3. Erime ve kaynama noktaları düşüktür, öz kütleleri küçüktür
4. Kırılgandırlar. Esnek değillerdir. Tel ve levha haline gelmezler.
5. Elektrik akımını iletmezler( Grafit hariç ). Metallerde elektrik akımı iletilirken, kimyasal değişiklik olmaz. Ancak
ametallerde elektrik iletkenliği sırasında kimyasal değişme olur.
6. Ametaller elementel halde iken moleküler halde bulunurlar. (H2, O2, N2…gibi)
7. İyonlaşma enerjileri ve elektron ilgileri yüksektir.
8. Elektro negatiflikleri yüksektir. Periyodik tabloda sağa ve yukarı doğru gidildikçe elektronegatiflikleri artar.
9. Metallerle tepkimelerinde, elektron alarak - yükle yüklenirler, indirgenirler, yükseltgendirler.
10. Kendi aralarında, kovalent bağlı bileşik oluştururlar. Flor dışındaki a metaller hem pozitif hem de negatif
değerlik alırlar. Flor tüm bileşiklerinde –1 değerlik alırlar.
11. CO, NO, N2O… gibi birkaç bileşik nötr oksit sınıfına girerler.
2.5.3.Yarı metaller
Hem metallerin hem de ametallerin özelliklerini bir arada taşıyan elementlere denir.
Yarı metaller bazı fiziksel özellikleri ve görünüşleri yönünden metallere, kimyasal özellikleri bakımından daha çok
ametallere benzerler.
Yarı metaller : Bor = B ,Silisyum = Si, Germanyum = Ge,Arsenik = As,Antimon = Sb, Tellür = Te , Polanyum=
Po,Astanit = At
Yarı metallerin Bazı Özellikleri:
1.
2.
3.
4.
Tümü oda sıcaklığında katı haldedir.
Orta derecede iletkendirler.
Erime ve kaynama sıcaklıkları yüksektir.
Kendi aralarında ve ametallerle yaptıkları bileşiklerde kovalent bağlıdırlar.
2.5.4. Soygazlar:
Periyodik tabloda 8A grubu elementlerine soy gazlar denir. Bu elementler; Helyum (He), neon (Ne), argon
(Ar), kripton (Kr), ksenon (Xe) ve radon (Rn) gazlardır. Havada çok nadir bulundukları için “nadir gazlar”
denilmiştir. Kimyasal tepkimelere karşı girme istekleri olmadıkları için de “asal gazlar” diye
isimlendirilmişlerdir.
Bazı Özellikleri;
1. Doğada element halinde bulunur.
2. Normal koşullarda gaz halinde bulunur.
3. Erime va kaynama noktaları son derece düşüktür.
4. He radyo aktif ışımalar sonunda oluşur.
0
5. He’ un donma sıcaklığı (-272 C dir) soygazların en düşüğüdür. Bu sebeple dondurucu gaz olarak
bilinirler.
6. Metallerle, ametallerle ve birbirleriyle bileşik oluşturmaz.
7. Kararlı bir yapıya sahiptir.
8. Ancak özel şartlarda bazı soygazkarın bileşikleri sentez edilmiştir. ( XeF6, XeF2, XeO3, XeOF4, XeOF2,
Krf4 bileşikleri gibi.)
2.5.5. Periyodik tabloda bazı onemli grup elementleri ve özellikleri
A) Alkali Metaller:
Periyodik cetvelin birinci grubunda bulunan; Lityum, Sodyum, Potasyum, Rubidyum, Sezyum ve
Fransiyum elementleridir.
Bu grup elementlerinin hidroksitleri kuvvetli baz özelliği gösterdiğinden, bazik anlamın gelen alkali metaller adıyla
bilinirler. Alkali metaller, en dış s orbitallerinde 1 elektron taşırlar. Bu nedenle kimyasal tepkimelere karşı girme
istekleri yüksektir.
Genel Özellikleri;
1. 1A grubu elementlerinin sem bolleri; H, Li, Na, K, Rb, Cs ve Fr şeklindedir.
2. Alkali metallerin erime ve kaynama noktaları düşük olup, grupta aşağıya doğru inildikçe erime ve kaynama
noktaları daha da düşer. Sezyumun erime noktası o kadar düşüktür ki, sıcak günlerde sıvı halde bulunabilir.
3. Bıçakla kesilebilecek kadar yumuşaktır. İlk kesildiklerinde yüzeyleri gümüş parlaklığındadır.
4. Diğer metallerin aksine, yoğunlukları ve erime noktaları oldukça düşüktür. Lityum, sodyum ve
5. potasyum yoğunlukları ilginç bir şekilde sudan daha küçüktür.
6. Atom çapları aynı periyotta bulunan diğer elementlerden daha büyüktür.
7. Elektrik akımını ve ısıyı iletirler.
8. Dış orbitaldeki tek elektronu kolaylıkla verip elektron sistemlerini asal gazlara benzeterek +1 değerlikli iyon
(katyon) halinde bileşikler oluştururlar.
9. Alkali metal atomlarında elektronlar, çekirdekten uzakta olduklarından koparılmaları kolay, iyonlaşma
enerjileri düşük ve dolayısıyla en kuvvetli elektropozitif elementlerdir.
10. Işıklandırıldıklarında elektron yayabilirler. Bu sebepten potasyum ve sezyum foto-elektrik hücrelerde
kullanılırlar.
11. Tabiatta en bol bulunanları sodyum ve potasyumdur. Yer kabuğunda bulunan elementler içinde altıncı ve
yedinci sırayı alırlar. Lityum daha az bulunmasına rağmen, hemen hemen bütün kayalarda az miktarda
rastlanır. Rubidyum ve sezyum çok az bulunur. Radyoaktif bir element olan fransiyum tabiatta hiç bulunmaz.
Ancak nükleer reaksiyonlarla eser miktarlarda oluşabilir.
12. Alkali metaller tabiatta serbest halde bulunmazlar ancak bileşikleri halinde bulunurlar.
13. Alkali metaller, genellikle, eritilmiş tuzların elektroliziyle elde edilirler.
14. Alkali metaller, aleve tutulduklarında çeşitli renkler oluştururlar; Li, Na ve K tuzu çözeltisine batırılmış bir platin
tel, alevi sırasıyla; kırmızı, sarı ve menekşe renge boyar.
15. Alkali metaller su ile reaksiyona girip, hidrojen gazı verirler. Alkali metallerin su ile etkileşimi oldukça
şiddetlidir. Reaksiyonun şiddeti yukarıdan aşağı inildikçe artar.
B)
Toprak Alkali Metaller:
Periyodik cetvelin ikinci grubunda bulunan; Berilyum, Magnezyum, Kalsiyum, Stransiyum, Baryum,
Radyum elementleridir.
Genellikle beyaz yapıya sahip yumuşak ve işlene bilir maddelerdir.
Toprak alkali metaller, en dış s orbitallerinde 2 elektron taşırlar. Bu nedenle kimyasal tepkimelere karşı girme
istekleri yüksektir ancak 1A grubuna göre daha düşüktür.
Genel Özellikleri:
1. 2A grubu elementleri; Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra şeklindedir.
2. Toprak alkali metallerin erime ve kaynama noktaları yüksek olup, grupta aşağıya doğru inildikçe erime ve
kaynama noktaları genellikle azalır.
3. Toprak alkali metaller bıçakla kesilebilecek kadar yumuşaktır.
4. İlk kesildiklerinde yüzeyleri gümüş parlaklığındadır. Hızlı oksitlendiklerinden zamanla metalik renklerini
kaybederler.
5. Berilyum yerkabuğunda çok nadir bulunur.
6. Berilyum özellikle bilgisayar parçaları ve uzay teknolojisinde kullanılır.
7. Özellikle Magnezyum alaşımların yapısında kullanılır.
8. Kalsiyum dünyada en bol bulunan 5. Elementtir.
9. Yoğunlukları ve erime noktaları 1 A grubu elementlerine göre yüksek, diğer metallere göre genelde düşüktür.
10. Atom çapları aynı periyottaki 1A grubu elementlerine göre daha küçüktür.
11. Elektrik akımını ve ısıyı iletirler.
12. Dış orbitaldeki 2 elektrondan dolayı kısmen de olsa kararlı maddelerdir. Bu sebeple iyonlaşma enerjileri 3A
grubu elementlerinden daha yüksektir.
13. Kimyasal tepkimelerinde yapılarını asal gazlara benzeterek +2 değerlikli iyon (katyon) halinde bileşikler
oluştururlar.
14. 2A grubu elementleri tabiatta bileşikleri halinde bulunurlar. Genellikle bileşiklerinde elde edilirler.
15. Ca, Sr, Ba elementleri Be’ göre çok aktiftirler.
16. Gene Ca, Sr, Ba tuzları alev denemesinde iyi sonuç verirler. Ca tuzları portakal sarısı, Sr tuzlarının kırmızı,
Ba tuzları alev rengi ise sarı, yeşildir.
C) Toprak Metalleri (3A):
Periyodik tablonun 13.grubunda bulunan elementlere denir. Bu grup elementleri 3A grubu elementleri ya da
Toprak Metalleri diye bilinirler.
Genel Özellikleri:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
1. 3A grubu elementleri; B,Al,Ga,In,Tl şeklindedir.
Toprak metallerin erime ve kaynama noktaları yüksek olup, grupta aşağıya doğru inildikçe erime ve kaynama
noktaları genellikle artar.
Toprak metallerinin, en önemlileri B ve Al dur.
Değerlik elektron sayıları 3 olduğu için, +3 yükseltgenme basamağına sahiptir.
Bor , tabiatta boraks ve borik asitler şeklinde bulunurlar.
Bor, füze yakıtı olarak ve ısıya dayanıklı cam yapımında kullanırlar.
Alüminyum, yer kabuğunda en bol bulunan maddedir.
Alüminyum, sanayide aklımıza gelen her yerde kullanma alanına sahiptir.
D) 4A Grubu Elementleri:
Periyodik tablonun 14.grubunda bulunan elementlere denir. Bu grup elementleri 4A grubu elementleri ya
da Karbon Grubu elementleri diye bilinirler.
Genel Özellikleri:
1. 4A grubu elementleri; C,Si,Ge,Sn,Pb şeklindedir.
2. 4A grubu elementlerinin değerlik elektron sayısı 4 olduğundan, yükseltgenme basamağı +4 tür.
3. Silisyum yarı metaller grubunda incelenir.
4. Doğada ikinci bol bulunan elementtir.
5. Karbon elementi, en önemli grup elementidir.
6. Karbon elementi, organik kimyanın temelini oluşturur.
7. Karbon elementi, doğada elmas ve grafit allotropları şeklinde bulunurlar.
E) 5A Grubu Elementleri:
Periyodik tablonun 15.grubunda bulunan elementlere denir. Bu grup elementleri 5A grubu elementleri ya
da Azot Grubu elementleri diye bilinirler.
Genel Özellikleri:
1.
5A grubu elementleri; N,P,As,Sb,Bi şeklindedir.
2.
5A grubu elementlerinin değerlik elektron sayıları 5 tir. Dolayısıyla son yörüngesindeki elektron sayılarını 8’e
tamamlamak için en kısa yol 3 elektron almaktır. Bu sebeple metallerle tepkimelerindeki -3 yükseltgenme
basamağına sahiptir. Ancak Ametallerle tepkimelerinde -3 ten +5 e kadar değişik yükseltgenme
basamaklarına sahip olabilirler.
3.
En önemli üyesi N ve P dur.
4.
Havanın % 78 ini azot gazı oluşturmaktadır.
5.
Azot canlıların yaşamında önemli bir elementtir.
6.
Fosfor elementinin, beyaz,siyah ve kırmızı olmak üzere 3 allotropu vardır.
7.
Gübre, detarjan ve patlayıcı maddelerin yapımında kullanılan önemli bir maddedir.
F)
6A Grubu Elementleri:
Periyodik tablonun 16.grubunda bulunan elementlere denir. Bu grup elementleri 6A grubu elementleri ya
da Oksijen Grubuelementleri diye bilinirler.
Genel Özellikleri:
1. 6A grubu elementleri; O,S,Se,Te,Po şeklindedir.
2. 6A grubu elementlerinin değerlik elektron sayıları 6 tir. Dolayısıyla son yörüngesindeki elektron sayılarını 8’e
tamamlamak için en kısa yol 2 elektron almaktır. Bu sebeple metallerle tepkimelerindeki -2 yükseltgenme
basamağına sahiptir. Ancak Ametallerle tepkimelerinde -2 den +6 ye kadar değişik yükseltgenme
basamaklarına sahip olabilirler.
3. En önemli üyesi O ve S tür.
4. Havanın % 21 ini Oksijen gazı oluşturmaktadır.
5. Oksijen, canlıların yaşamında önemli bir elementtir.
6. Kükürt elementi, sanayide ağartıcı
sülfirikasitineldesinde kullanılır.
olarak
kullanılır.
Ayrıca
gübre,
boyaların,
patlayıcıların,
Halojenler:
Periyodik tablonun 7A grubunda bulunan elementlere denir. Bu elementler Flor, Klor, Brom, İyot ve
Astetin’dir. Halojenler, Latincede “tuz yapan” anlamına gelir.
Genel Özellikleri:
1. Halojenlerin hepsi ametaldir.
2. Oda şartlarında F2 ve Cl2 gaz, Br sıvı, I katı halde bulunur.
3. Bu gruptaki elementlerin hepsi elektronegatiftir.
4. Elektron alma eğilimi (elektron ilgileri) en yüksek olan elementlerdir.
5. Değerlik elektron sayıları 7 olduğundan -1 yükseltgenme basamağına sahiptirler. Ancak değişik bileşiklerinde
farklı yükseltgenmabasamakalrına sahip olurlar. (Gelecek Slayta Bak)
6. Doğada serbest olarak değil, mineraller halinde bulunurlar.
7. Element halinde 2 atomlu moleküllerden (X2) oluşurlar. (F2, Cl2,Br2,I2,At2)
8. Erime ve kaynama noktaları grupta aşağıdan yukarıya doğru azalır.
9. Zehirli ve tehlikeli elementler olarak bilinirler.
10. En önemli üyeleri Flor ve Klordur.
11. Astatin radyo aktiftir ve doğada çok az miktarda bulunurlar.
6.
BÖLÜM
İÇERİK:
Periyodik özelliklerin değişme eğilimleri
2.6.1. Periyodik tabloda oksitlerin asitlik-bazlık
özelliklerinin değişimi,
2.6.2. Atom yarıçapı
2.6.3. İyonlaşma enerjisi
2.6.4. Elektron ilgisi
2.6.5. Elektronegatiflik
2.6.1. Periyodik tabloda oksitlerin asitlik-bazlık özelliklerinin değişimi,
Periyodik tabloda soldan sağa dğru gidildikçe elementlerin oksitlerinin asitik karekteri, sağdan sola doğru
gidildikçe de elementlerin oksitlerinin bazlık kuvvetleri artar.
Olayı biraz açarsak;
1) Bazik Oksitler:
Metallerin oksitlerine (amfoter metaller hariç) bazik oksitler denir.
Na2O →Sodyum Oksit, K2O →Potasyum Oksit, Li2O →Lityum Oksit, MgO →Magnezyum Oksit, BeO →Berilyum
Oksit, BaO → Baryum Oksit, CaO → Kalsiyum Oksit, FeO → Demir (II) Oksit, Fe2O3 → Demir (III) Oksit.
Bazik oksitler, su ile tepkimeye girdiklerinde bazları oluştururlar (bazikanhidrit).
Na2O + H2O
K2O + H2O
CaO+ H2O
FeO+ H2O
→
→
→
→
2NaOH
2KOH
Ca(OH)2
Fe(OH)2
2) Amfoter Oksitler:
Amfoter metallerin oksitlerine (Zn, Al, Sn, Pb, Cr) amfoter oksitler denir. Amfoter oksitler genellikle suda
çözünmezler. Amfoterik oksitler (aside karşı baz, baza karşı asit) özellik gösterir.
ZnO → Çinko Oksit, Al2O3 → Alüminyum Oksit,
Cr2O3→ Krom (III) oksit,
ZnO + 2HC1
ZnO + 4OH
3)
-
SnO2→Kalay (IV) oksit, PbO2→ Kurşun (IV) oksit,
ZnCl2 + H 2O
Zn(OH)4
2-
Asitik Oksitler:
Ametallerin oksitlerine (C,N,P,S,F,Cl,Br,I)amfoter oksitler denir.
SO2 → Kükürt Di Oksit, SO3 → Kükürt Tri Oksit, CO2 → Karbon Di Oksit, N2O3 → Di Azot Tri Oksit,N2O5 → Di
Azot Penta Oksit, P2O3 → Di Fosfor Tri Oksit,Cl2O7 : Asidik oksit
Asitik oksitler, su ile tepkimeye girdiklerinde asitleri oluştururlar (asitanhidrit).
SO2 + H2O → H2SO3
SO3 + H2O → H2SO4
CO2 + H2O → H2CO3
4) Nötr Oksitler:
A metallerin oksijence zayıf bileşiklerine nötr oksitler denir ve nötr oksitler su ile tepkimeye girmezler.
CO → Karbon Mono Oksit, NO → Azot Mono Oksit, N2O→ Di Azot Mono Oksit , OF2→ oksijen DiFlorür
NOT: Geçiş metal oksitleri normal koşullarda katıdırlar ve genellikle suda çözünmezler. Düşük yükseltgenme
basamaklı oksitleri iyonik ya da polimerik yapıdadır. Yüksek yükseltgenme basamaklı oksitleri kovalent ve
moleküler yapıdadır.
Örneğin;Vanadyumun VO, V2O3, VO2 ve V2O5 şeklinde dört oksidi bulunmaktadır. İlk ikisi bazik,
VO2amfoterik ve V2O5 ise asidik özellik gösterir.
Örneğin; MnO iyonik, MnO2polimerik ve Mn2O7 ise molekülerdir. Öte yandan, ilk oksit bazik, ikincisi
amfoterik ve sonuncusu asidiktir.
2.6.2. Atom yarıçapı
Atomlar, gözle görülmesi imkânsız, çok küçük bir parçacıktlardır ve sadece taramalı tünel mikroskobu (atomik
-8
kuvvet mikroskobu) ile incelenebilir. Ortalama çapları 10 cm civarındadır. Atomun çapı hayal edemediğimiz
kadar küçüktür. Çıplak gözle görülmesi mümkün değildir. Mesela; civanın çapını 1 cm ye genişlettiğimizi
düşünürsek, bir kaşık cıvanın hacmi marmara denizini doldururdu.
Elektronların dalga hareketi yapmaları nedeniyle, atomların büyüklüklerinin tam olarak hesaplanamayacağını
biliyoruz. Bu kadar küçük bir maddenin çapını doğrudan ölçmek mümkün değildir. Ancak taramalı tünel
mikroskobu dolaylı yönden ölçüle bilmektedir.
Atom çaplarının çapları tam olarak ölçülemediği için daha çok bir birleriyle karşılaştırılır.
1. Metalik Yarıçap
Metalik bağla bağlanmış iki özdeş atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısı,
o atomun yarı çapını verir.
Katı haldeki bakır elementinde, komşu iki atom arasındaki uzaklık 256 pmdir. Bu
açıdan tek bir atomun yarı çapı 128 pmdir.
2. Kovalent Yarıçap
Kovalent bağla bağlanmış iki özdeş atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısı
o atomun yarı çapını verir. Bu şekilde hesaplanan Cl atomunun yarıçapı, 99 pm
olarak hesaplanmıştır.
3. Van der Wals Yarıçapı
Soy gazlar yüksek basınç ve düşük sıcaklıkta katı haldedir. Bu maddeleri katı halde
bir arada tutan kuvvetler london kuvvetleri ve van der wals kuvvetleridir.Van der
Waals yarıçap, birbiri ile temas halinde olan moleküller arasındaki uzaklığı temel
alır.
4. İyon Yarıçapları
İyonik bağla bağlanmış iyonların çekirdekleri arasındaki uzaklık ölçülür. Ancak
iyonlar özdeş olmadıkları için, iyonlar arası uzaklığın yarısı iyon çapına eşit değildir.
Bunun için iki iyonun teğet noktalarının da tespit eilmesi gerekmektedir. Atomun
çekirdeğinden teğet noktası arasındaki mesafe o iyonun yarı çapını verir.
Atom Çaplarının Karşılaştırılması:
1. İki farklı atomun çapı karşılaştırılırken, öncelikle katman sayısına bakılır. Aynı
grupta; katman sayısı arttıkça atom çapı artar.
Örnek: He < Ne < Ar < Kr < Xe < Rn
Örnek: H< Li < Na < K <
Rb < Cs < Fr
2. Katman sayısı eşitse, değerlik elektron sayısına bakılır. Değerlik elektron sayısı
arttıkça çap küçülür. (8A küresel smetriden dolayı bu kurala uymaz)
Örnek:Li> Be > B > C > N> O > F
NOT: Ga’ un yarıçapı Al’dan düşüktür bunun sebebi, “d-blokbüzülmesi” dir.
Etkinlik: Bazı atomların çapları (ppm) tabloda verilmiştir. Atom çaplarını karşılaştırarak tartışınız?
3. Hem yörünge sayısı ve hem de değerlik elektron sayısı eşite (izo elektron) bu
durumda çekirdek yüküne bakılır. Çekirdek yükü arttıkça çap küçülür.
11
Na + :2) 8
Örnek: 11Na , 12Mg , 13Al , 9F , 8O , 7N çaplarını karşılaştırınız?
12
Mg +2 :2) 8
Çözüm: Budurumda çekirdek yükü büyük olan değerlik elektronlarını daha fazla
çekeceğinden çapları arasındaki bağıntı;
13
Al+3 :2) 8
+
+2
+3
-1
-2
-3
+3
+2
+
-1
-2
-3
13Al <12Mg <11Na <10Ne<9F <8O <7N
4. Bir atom elektron aldıkça çapı büyür. Elektron verdikçe çapı küçülür.
+3
13Al
+2
<13Al, 12Mg <12Mg, 8O<8O
-2 ,
7N<7N
-3
9
F-1
:2) 8
8
O-2
:2) 8
7
N -3
:2) 8
Ne
:2) 8
10
Etkinlik: Bazı atom ve iyonlarının çapları tabloda verilmiştir. Sonuçların yukarıdaki kurallara uyup uymadıklarını
tartışınız?
2.6.3. İyonlaşma enerjisi
Gaz durumundaki bir X atomunun son yörüngesinden bir elektron koparmak için gerekli enerjiye İyonlaşma
Enerjisi denir. Bir atomun iyonlaşma enerjisi gaz boşaltım tüplerine doldurulmuş gaz halindeki elementin,
iyonlaştırılmasıyla hesaplanır.
Na (g) +496 kJ/mol
Na + (g) +e- E (İyonlaşma Enerjisi) =496 kJ/mol
Al(g) +580 kJ/mol
Al+ (g) +e- E (İyonlaşma Enerjisi)= 580 kJ/mol
Özllikleri:
1. İyonlaşma enerjisi, endotermik bir olaydır ve bir atomun her sonraki elektronunu koparmak daha
zordur.
Al(g)
Na (g) +496 kJ
Na + (g) +e-
Na + (g) +4563 kJ
Na +2(g) +6413 kJ
Na +2 (g) +eNa +3(g) +e-
Al+ (g) +e-
E1 = 580 kJ/mol
Al+ (g)
Al+2 (g) +e-
Al+2 (g)
Al+3(g) +e-
Al
+3
(g)
Al
+4
(g)
+e
E 2 = 1815 kJ/mol
-
E 3 = 2740 kJ/mol
E 4 = 11600kJ/mol
E1 E 2 E 3 E 4
E1 E 2 E3
Bir atomun soy gaz durumundan elektron koparmak çok güçtür.
Sodyum için; I. ve II. İyonlaşma enerjileri arasındaki fark çok büyüktür. Bunun sebebi Na+ de sodyum soygaz
elektron düzenine ulaşmıştır. Öyle ise sodyumun, değerlik elektron sayısı 1, grup numarası 1A, Kararlı
bileşiklerindeki yükseltgenme basamağı +1 dir.
Alüminyum için; 3. ve 4. İyonlaşma enerjileri arasındaki fark çok büyüktür. Bunun sebebi Al+3 de alüminyum
soygaz elektron düzenine ulaşmıştır. Öyle ise alüminyum un, değerlik elektron sayısı 3, grup numarası 3A, Kararlı
bileşiklerindeki yükseltgenme basamağı +3 tür.
2. Aynı grupta, yörünge sayıları arttıkça, elektronun çekirdek tarafından çekimi azalacağından, iyonlaşma
enerjileri azalır.
8A grubunda; Xe <Kr<Ar <Ne <He
1A grubunda;Rb< K <Na<Li<H
7A grubunda; F > Cl > B r > I > At
3. Aynı periyotta, değerlik elektron sayısı arttıkça
iyonlaşma enerjisi genellikle artar.
Ancak, küresel smetiden dolayı bazı düzensizlikler
ortaya çıkar. Bu düzensizliğin sebebi, küresel
1
simetridir. 3A grubu p , 2A grubu elementleri de
2
s şeklinde biter. Dolayısıyla 3A grubundan elektron
koparmak daha kolaydır. Aynı durum 6A grubu ile 5A
grubu arasında da vardır.
2.6.4. Elektron ilgisi
Gaz durumundaki bir X atomu, 1 elektron aldığında ortama saldığı enerjiye, elektron ilgisi denir.
F(g) +e
F-1(g) +333 Kj/Mol
Cl-1(g) +348 Kj/Mol
Cl(g) +e
E=-333 Kj/Mol
E=-348 Kj/Mol
Özellikleri:
1. Periyodik tabloda, elektron ilgisi soldan sağa doğru gidildikçe genellikle artar. 7A’da maksimuma ulaşır. (Bu
konuda düzenli bir artış yoktur. Tabloya bakınız)
2. Periyodik tabloda, aynı grupta, yörünge sayısı arttıkça; elektron ilgisi genellikle azalır. Ancak F < Cl dur.
3. 1A grubu elementleri Metal oldukları halde elektron ilgileri vardır.
4. Ametallerin elektron ilgileri N hariç, negatiftir.
N=+9 KJ
F(g) +e
F-1(g) +333 Kj/Mol
Cl(g) +e
Cl-1(g) +348 Kj/Mol
O(g) +e
O -1(g) +142 Kj/Mol
5. Genellikle a metallerin I. elektronu alma işi egzo
termik, II. ve daha sonraki elektronları ala işi
endotermik olarak gerçekleşir.
O(g) +e
O-1(g) +142 kj/mol
O-1(g) e+844 kj/mol
O(g) +2e+702 kj/mol
O-2(g)
O-2(g)
NOT: Periyodik tabloda, aynı grupta, yörünge sayısı arttıkça; elektron ilgisi genellikle azalır. Ancak F < Cl dur.
Bunun sebebi;
9F’un
boş değerlik orbitali yok buna karşılık, 17Cl’un boş değerlik orbitali çoktur. F’a elektronu yerleştirmek için
daha fazla enerji harcanması gerekiyor. Bu sebeple Cl’un elektron ilgisi daha büyüktür.
2.6.5. Elektronegatiflik
Molekül içindeki atomların, bağ elektronlarını kendine çekme yeteneğidir.
Elektronegatifliğin Mulliken Tanımı:
Elektro negatiflik; elektron ilgisi ve iyonlaşma enerjisiyle ilgili bir olaydır.
Bir atomun elektronegatifliği, o atomun iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisi
değerlerinin ortalamasıdır.
Elektronegatiflik:
k İE+Eİ
2
PaulingMulliken Tanımı:
PaulingF’un elektronegatifliği 4 kabul edilmiştir. Diğer elementlerin elektronegatifliği buna kıyasla tespit edilmiştir.
Özellikleri:
Periyodik tabloda; sağa ve yukarı doğru gidildikçe elektronegatiflik genellikle artar.
Etkinlik: Periyodik tabloda aynı periyotta soldan sağa doğru gidildikçe ve aynı grupta yukarıdan aşağıya doğru
inildikçe değişen özellikleri gruplayınız?
Periyodik cetvelde aynı periyotta soldan sağa doğru gidildikçe ;
Atomun numarası artar
Kütle numarası ve atom kütlesi artar
Değerlik elektron sayısı genellikle artar
Ametal özelliği artar
Elektronegatiflik artar
Elektron ilgisi artar
İyonlaşma enerjisi artar
Metallerin erime,kaynama noktaları ve sertlikleri artar
Oksitlerinin asitlik özelliği artar
Oksitlerin bazik özelliği azalır
Metalik özelliği azalır
Isı ve elektrik akımı iletkenliği azalır
Elektron verme yeteneği (elektropozitifliği) azalır
Atom yarıçapı,çapı ve hacmi küçülür
Temel enerji seviyelerinin (enerji katmanı sayısı) değişmez
Periyodik cetvelde aynı grupta yukarıdan aşağıya doğru inildikçe elementlerin genellikle;
Atom numarası artar
Kütle numarası ve atom kütlesi artar
Metalik özelliği artar
Elektropozitifliği artar
Temel enerji seviyesi sayısı artar
Atom yarıçapı,çapı ve hacmi büyür
Ametallerin erime ve kaynama noktaları artar
Oksitlerinin bazik özelliği artar
Oksitlerinin asitlik özelliği azalır
Elektronegatifliği azalır
Elektron ilgisi azalır
İyonlaşma enerjileri azalır
Metallerin erime ve kaynama noktaları düşer
Değerlik elektron sayıları aynıdır