Modern Atom Teorisi-3

Atom Yarıçapı

Bir atomun çekirdeğinden en dıştaki katmana kadar olan uzaklığa atom yarıçapı denir.

Kovalet Yarıçap

Aralarında kovalent bağ bulunan aynı iki ametal atomunun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısına kovalent yarıçap denir.

\(H_2, F_2, Cl_2\) vb. moleküllerde kovalent yarıçaptan söz edilebilir.

Van Der Waals Yarıçapı

Apolar moleküller ve soy gazların katı halde birbirine bağlı olmayan iki atomunun (komşu iki atomun) çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısına Van der Waals yarıçapı denir.

Örneğin \(F_2\) molekülünde flor atomlarının çekirdekleri arasındaki uzaklık (bağ uzunluğu) 144pm dir.
Bu değer ikiye bölündüğünde flor atomunun kovalent yarıçapı 72pm bulunur.
2 tane flor molekülünün çekirdekleri arasındaki uzaklık da (135pm) Van der Waals yarıçapıdır.

Aynı molekül için kovalent yarıçap Van der Waals yarıçapından küçüktür.

İyonik Yarıçap

İyonik bağlı bileşiği oluşturan her bir iyonun yarıçapına iyonik yarıçap denir.

İyonik bağlı bileşiklerin yapısındaki iyonlar aynı büyüklükte olmadığından, çekirdekler arasındaki uzaklık katyon ve anyon arasında uygun şekilde paylaştırılarak ayrı ayrı hesaplanır.

Örneğin; NaCl bileşiğinde \(Na^+\) ve \(Cl^-\) çekirdekleri arasındaki uzaklık 283pm dir. \(Cl^-\) nin yarıçapı 181 pm olduğunda \(Na^+\) nın yarıçapı 283-181=102 pm dir.

Bir atom elektron aldığında biri elektron başına düşen çekim gücü \((p/e)\) azalacağı için yarıçap artar.

\[{}_9F: 1s^2,2s^2,2p^5 \quad\to\quad \frac{p}{e}=\frac{9}{9}=1 \]

\[{}_9F^-: 1s^2,2s^2,2p^6 \quad\to\quad \frac{p}{e}=\frac{9}{10}=0,9 \]

Yarıçap: \(F^- > F\)

Çekirdeğin çekim gücü değişmez.

Bir atom elektron verdiğinde birim elektron başına düşen çekim gücü \((p/e)\) artacağı için yarıçap azalır.

\[{}_3Li: 1s^2,2s^1 \quad\to\quad \frac{p}{e}=\frac{3}{3}=1 \]

\[{}_3Li^+: 1s^2 \quad\to\quad \frac{p}{e}=\frac{3}{2}=1,5 \]

Yarıçap: \(Li > Li^+\)

Taneciklerin atom yarıçapları kıyaslanırken, sırasıyla aşağıdaki durumlar dikkate alınır.

Önce elektron bulunduran katman sayılarına bakılır. Katman sayısı fazla olanın yarıçapı daha büyüktür.

Örneğin:

\({}_{12}Mg: 1s^2,2s^2,2p^6,3s^2\)
\({}_3Li: 1s^2,2s^1\)

Mg'nin katman sayısı daha fazla olduğundan yarıçapı Li'den büyüktür.

Katman sayıları eşit ise, proton sayısı küçük olanın yarıçapı daha büyüktür.

Örneğin:

\({}_{12}Mg: 1s^2,2s^2,2p^6,3s^2\)
\({}_{17}Cl: 1s^2,2s^2,2p^6,3s^2,3p^5\)

Cl'nin proton sayısı fazla olduğundan yarıçapları Mg > Cl dir.

Periyodik tabloda aynı periyotta bulunan elementlerin katman sayısı aynıdır. Bu sebeple periyodik tabloda sola ve aşağı gidildikçe yarıçap artar. Tam tersi yönde çap küçülür.

İyonlaşma Enerjisi

Temel haldeki nötr bir gaz atomundan bir elektron koparılması için gerekli olan minimum enerji iyonlaşma enerjisi olarak tanımlanır.

Bir element gaz halde iken, atomlarının değerlik elektronları etrafındaki komşu atom ve moleküller arası kuvvetlerden en az etkilendiği durumdadır.

Bundan dolayı İE değerleri ölçülürken maddenin gaz halinde olması gerekir.

Örneğin katı veya sıvı halde iken harcanılan enerjinin bir kısmı moleküller arası kuvvetleri koparmaya ve bileşiği gaza çevirmeye da harcanır. Bu iyonlaşma enerjisi değildir.

Gaz haldeki nötr bir atomdan bir elektron uzaklaştırmak için gerekli olan enerjiye 1. iyonlaşma enerjisi denir.

\[\ce{X_{(g)} + IE_1 kJ/mol -> X^+_{(g)} + e^-} \quad \text{(IE1 = 1. iyonlaşma enerjisi)} \]

\[\ce{X^+_{(g)} + IE_2 kJ/mol -> X^{2+}_{(g)} + e^-} \quad \text{(IE2 = 2. iyonlaşma enerjisi)} \]

\[\ce{X_{(g)} + E_3 kJ/mol -> X^{2+}_{(g)} + 2e^-} \quad \text{(E3 = IE1 + IE2 dir. Iyonlaşma enerjisi değildir.)} \]

Bir atomda kaç tane elektron varsa o kadar IE değerine sahiptir. Eğer 4. iyonlaşma enerjisi yoksa, o atom 3 elektronludur.

Iyonlaşma enerjisi her zaman endotermik (enerji alan) bir olaydır.

Iyonlaşma enerjileri arasındaki ilişki aşağıdaki gibidir.

\(IE_1 < IE_2 < IE_3 < IE_4 < IE_5 < ...\)

İyonlaşma enerjileri kıyaslanırken aşağıdaki durumlar dikkate alınır.

Önce değerlik elektron sayısına (grup numarasına) bakılır. Aynı periyotta değerlik elektron sayısı fazla olanın 1. iyonlaşma enerjisi genellikle daha büyüktür.

Örneğin: \({}_{17}Cl\) ve \({}_{11}Na\) atomlarının 1. iyonlaşma enerjilerini kıyaslarsak;

\({}_{17}Cl: 1s^2,2s^2,2p^6,3s^2,3p^5\)
\({}_{11}Na: 1s^2,2s^2,2p^6,3s^1\)

Cl'nin değerlik elektron sayısı (5+2) daha fazla olduğundan 1. iyonlaşma enerjisi daha büyüktür.

Periyodik sistemde bir periyotta soldan sağa doğru değerlik elektron sayısı arttığından 1.IE soldan sağa doğru genellikle artar.

Değerlik elektron sayıları eşit ise, katman sayısına (çapına,periyoduna) bakılır. Aynı grupta katman sayısı az olanın 1. iyonlaşma enerjisi daha büyüktür.

Örneğin: \({}_8O\) ve \({}_{16}S\) atomlarının 1. iyonlaşma enerjileri kıyaslanırken;

\({}_8O: 1s^2,2s^2,2p^4\)
\({}_{16}S: 1s^2,2s^2,2p^6,3s^2,3p^4\)

O'nun yöründe sayısı daha az olduğundan 1. iyonlaşma enerjileri O > S dir.

Periyodik sistemde bir grupta aşağıdan yukarı doğru çap küçüldügünden 1.IE aşağıdan yukarıya doğru genellikle artar.

İyonlaşma Enerjisi ve Küresel Simetri İlişkisi

Elementlerin elektron dağılımlarının küresel simetrik olması, elementlere kararlılık kazandırır. Bu durumdaki elementlerin 1. iyonlaşma enerjileri beklenenden daha yüksek çıkar.

Periyodik sistemde aynı periyotta soldan sağa giderken 1. iyonlaşma enerjisi ilişkisi aşağıdaki gibidir.

\[\text{Beklenen: } 1A < 2A < 3A < 4A < 5A < 6A < 7A < 8A \]

\[\text{Gerçek: } 1A < 3A < 2A < 4A < 6A < 5A < 7A < 8A \]

2A grubundaki elementler \(s^2\) ile biter ve küresel simetriye sahiptirler. 3A grubundakiler ise \(s^2,p^1\) ile biter ve küresel simetriye sahip değillerdir.
Aynı şekilde 5A grubundaki elementler \(s^2,p^3\) ile bitip küresel simetriye sahip olduğundan, aynı periyotta iyonlaşma enerjileri 6A grubundaki \(s^2,p^4\) ile bitip küresel simetriye sahip olmayan elementlerden daha yüksektir.

Bu kurala 3 aşağı, 5 yukarı kuralı da denir.

Örneğin 2. iyonlaşma enerjisinin hangi elementte en büyük olduğu sorulduğunda, elementlerin birer elektronları kopartılır ve ona göre periyodu ve grubuna bakılır. Bir elektron koparıldığında 8A'ya benzeyenin 2. iyonlaşma enerjisi 2A'ya benzeyeninkinden büyüktür.

Bazı elementlerin kJ/mol cinsinden iyonlaşma enerjisi değerleri incelendiğinde \(IE_n\) ile \(IE_{n+1}\) arasında en az 3,5 katlık bir artış olduğu görülebilir. Bu fark bir atomun değerlik elektronlarının tamamının koparılması durumunda görülür. Bu yüksek artıştan yararlanarak elementlerin grupları belirlenebilir.

Düşük enerjilerle kolay koparılan elektronlar, değerlik elektronlardır. Baş grup elementleri için, değerlik elektronları grup numarasını verir.

Bu durumda f. resme bakıldığında Be elementi 2A, B elementi 3A, Na elementi 1A, Al elementi 3A grubundadır. Ancak O elementinin iyonlaşma enerjileri arasında 3,5 kat ve daha fazla artış olmadığından bu elementin grubu verilen iyonlaşma enerjisi değerlerinden anlaşılamaz

Elektron İlgisi

Gaz halindeki bir atomun elektron alarak negatif yüklü iyon oluşturması sırasındaki enerji değişimine elektron ilgisi denir.

Elektron ilgisi Eİ şeklinde gösterilir.

\[X_{(g)} + e^- \to X^-_{(g)} + EI \]

Elektron ilgisi bir elementin elektron alma veya alamama eğiliminin ölçüsüdür. Bir atom elektron aldığında açığa çıkan enerji ne kadar fazla ise elektron ilgisi o kadar büyüktür.

Nötr haldeki bir atomun elektron ilgisi ekzotermik (negatif) veya endotermik (pozitif) olabilir. Ancak 1 elektron aldıktan sonra 2. bir elektronu almak, yani 2. ve daha sonraki elektron ilgileri tüm atomlar için endotermiktir.

Örneğin; Cl atomunun elektron ilgisi ekzotermik, Be atomunun elektron ilgisi endotermiktir.

\[Cl_{(g)} + e^- \to Cl^-_{(g)} + Energy \quad \text{(EI = -348 kJ/mol)} \]

\[Be_{(g)} + e^- + Energy \to Be^-_{(g)} \quad \text{(EI = +66 kJ/mol)} \]

Cl atomu 348 enerji vermişken Be atomu 66 enerji almıştır. Bu sebeple Cl'nin elektron ilgisi daha büyüktür.

Elektron ilgisi kıyaslanırken aşağıdaki durumlar dikkate alınır.

Önce değerlik elektron sayısına bakılır. Değerlik elektron sayısı fazla olanın elektron ilgisi genellikle daha büyüktür.

Örneğin; \({}_{16}S\) ve \({}_{17}Cl\) atomları için;

\[{}_{16}S: 1s^2,2s^2,2p^6,3s^2,3p^4 \]

\[{}_{17}Cl: 1s^2,2s^2,2p^6,3s^2,3p^5 \]

Değerlik elektron sayısı fazla olan Cl atomunun elektron ilgisi S'e kıyasla daha büyüktür.

Periyodik sistemde bir periyotta soldan sağa doğru gidildikçe değerlik elektron sayısı arttığından elektron ilgisi soldan sağa doğru genellikle artar.

Soygazlar hariç tutulduğunda soldan sağa doğru artar.

Atomların değerlik elektron sayısı aynı ise bu durumda yarıçapa (periyot ve grup) bakılır. Yarıçap küçüldükçe elektron ilgisi genellikle artar.

Örneğin; \({}_{14}Si\) ve \({}_{6}C\) atomları için;

\[{}_{14}Si: 1s^2,2s^2,2p^6,3s^2,3p^2 \]

\[{}_{6}C: 1s^2,2s^2,2p^2 \]

Elektron ilgileri arasındaki ilişki C > Si dir.

Periyodik sistemde bir grupta aşağıdan yukarıya doğru atom çapı ve periyot azaldığından elektron ilgisi aşağıdan yukarıya doğru genellikle artar.

\(Cl\)'un \((1s^2,2s^2,2p^6,3s^2,3p^5)\) elektron ilgisi \(F\)'den \((1s^2,2s^2,2p^5)\) büyüktür. Bu bir istisnadır.

Elektronegativite

Herhangi iki atom arasında kimyasal bağ oluşurken, atomlardan birinin bağ elektronlarını kendine doğru çekme yeteneğinin ölçüsüne elektronegatiflik (elektronegativite) denir.

Başka bir değişle, elektronegatiflik bağ elektronlarına sahip çıkma eğilimidir.

Taneciklerin elektronegativiteleri kıyaslanırken elektron ilgisindeki kurallar geçerlidir.

Elektronegatifliği en yüksek olan element flor, elektron ilgisi en yüksek olan element ise klordur.

Elektronegatiflik: \(F > Cl\)
Elektron ilgisi: \(Cl > F\)

Metalik-Ametalik Özellikler

Elektron verme eğilimi yüksek olan ve son yörüngelerinde genel olarak 1,2 ve 3 elektron bulunduran elementler metaldir.

Değerlik elektron sayısı azaldıkça ve atom yarıçapı arttıkça metallerin elektron verme eğilimi (metalik aktiflik) artar.

Elektron alma eğilimi yüksek olan ve son yörüngelerinde genellikle 4,5,6 ve 7 elektron bulunduran elementler ametaldir.

Değerlik elektron sayısı arttıkça ve atom yarıçapı küçüldükçe ametallerin elektron alma eğilimleri (ametalik aktiflik) artar.

En aktif ametal flor, en aktif metal fransiyumdur.

Oksit ve Hidroksit Bileşiklerinin Asit ve Bazik Özelliği

Elementlerin oksijen ile yaptıkları bileşiklere oksit denir.

Bazik Oksit

Metallerin oksijenli bileşikleridir. \((CaO, MgO, Na_2O\text{ vb.})\)

Su ile tepkimelerinden hidroksit bileşikleri oluşur.

\[K_2O_{(k)} + H_2O_{(s)} \to 2KOH_{(aq)} \to K^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)} \]

Periyodik sistemde oksitlerin bazik karakteri sağdan sola ve yukarıdan aşağıya doğru artar.

Asidik Oksit

Ametallerin \(SO_3, N_2O_5, CO_2\) gibi bol oksijenli bileşikleridir.

Su ile tepkimelerinden asidik çözeltiler oluşur.

\[\ce{SO3(g) + H2O(s) -> 2H+(aq) + SO4^{2-}(aq)} \]

\[\ce{CO2(g) + H2O(s) -> 2H+(suda) + CO3^{2-}(suda)} \]

HF, HCl, HBr, HI bileşikleri de asittir. Bu asitlerin kuvvetlerinin sıralaması HI > HBr > HCl > HF şeklindedir.
Hidrojen ne kadar kolay kopabiliyorsa molekül o kadar asidik olur.

Periyodik sistemde oksitlerin asidik karakteri soldan sağa ve aşağıdan yukarıya doğru artar.

Amfoter Oksit

Amfoter metallerin (Zn, Cr, Pb, Al, Sn, Be) oksijenli bileşikleridir. \((PbO, SnO, Cr_2O_3, ZnO, Al_2O_3, BeO \text{ gibi})\)

Hem asit hem bazlarla tepkime verirler.

\[\ce{Al2O3 + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H2O} \]

\[\ce{Al2O3 + 6NaOH -> 2Na3AlO3 + 3H2O} \]

Nötr Oksit

Ametallerin \(NO, CO, N_2O\) gibi oksijen bakımından fakir bileşikleridir. Sadece yanma tepkimesi verirler.

\[\ce{CO(g) + 1/2O2(g) -> CO2(g)} \]

Questions

Easy

T ametaldir, bu yüzden iyonu eksi yüklü olur.
Y metaldir bu yüzden iyonu artı yüklü olur.