Bölüm IV: Periyotlu Dizge
4 PERİYOTLU DİZGE
Bölüm 3’te atomun yapısını açıklarken, elementlerin özelliklerinin elektron sayılarına yani atom numaralarına bağlı olduğunu belirtildi.
Modern periyotlu dizge, elementleri artan atom numaralarına göre sıralar ve bu sıralamada benzer fiziksel ve kimyasal özellikleri olan elementler alt alta dizilmiş olur.
Periyotlu dizgenin günümüzde en çok kullanılan şekli, elementlerin atom kütleleri ile beraber, Şekil 4.l.1 de verilmiştir.
Dizgede elementlerin artan atom numaralarına göre dizilmiş yatay sıralarına periyot ve benzer özelliklerine göre dizilmiş düşey sıralarına grup denir.
Periyotlu dizge dışı bırakılan lantanitlerin, gerçekte dizge içinde lantandan sonra yer almaları ve 6. periyodun 32 element ile tamamlanması gerekir.
Benzer durum aktinitler için de geçerlidir ve 7. periyot henüz tamamlanmış değildir.
Fakat lantanitlerin ve aktinitlerin periyotlu dizge dışında gösterilmeleri daha uygun görülmektedir.
Günümüzde periyotlu dizgenin yeniden değişik şekillerde düzenlenmesi ve genişletilmesi için çalışmalar yapılmaktadır. 104-109 atom numaralı elementlerde bulunmuştur.
Bu elementlere IUPAC (Uluslararası Temel ve Uygulamalı Kimya Birliği) tarafından verilen semboller (ve adlar), sırasıyla, Unq (Unnilkuadyum), Unp (Unnilpentiyum), Unh (Unnilhekziyum), Uns (Unnilseptiyum), Uno (Unniloktiyum) ve Une (Unnilenniyum) dur.
Fakat, 104 ve 105 numaralı elementler, daha çok Rf (Rutherfordiyum) ve Ha (Hahniyum) olarak adlandırılmaktadır (Aynı zamanda EK 1 ‘e bakınız).
4.1 PERİYOTLU YASA VE ATOMDA ENERJİ DÜZEYLERİ
Periyotlu dizgede yedi periyot vardır ve 0 grubu elementleri (asal veya soy gazlar) dışında Grup I – Grup VII, A ve B alt gruplarından oluşur.
B alt grupları, daha az sayıda element içerir. A ve B alt grupları, sırasıyla baş ve yan gruplar olarak bilinir.
Grup VIII B, her sırada üç element olarak dokuz element içerir. IIA ve III A grupları arasında üç sıradan oluşan elementlere geçiş elementleri denir ve Grup IB- VIII B elementlerinden ibarettirler.
1. Periyot iki elementten, H ve He oluşur. 2., 3., 4., 5. ve 6. Periyotlar sırasıyla 8, 8, 18, 18 ve 32 element içerirler.
1. Periyot dışında her periyot, çok etkin bir metal olan bir alkali metal (I A Grubu) ile başlar ve kimyasal etkinliği olmayan* bir asal gaz (0 Grubu) ile sonuçlanır ve asal gazlardan önce, çok etkin bir ametal olan halojen (VII A Grubu) içerir.
4.1 PERİYOTLU YASA VE ATOMDA ENERJİ DÜZEYLERİ (D-1)
1. Periyot dışında, her periyotta elementin özelliği güçlü metal oluşundan ametal oluşuna kadar değişir ve güçlü ametal oluşundan sonra asal gaz özelliğini kazanır.
Periyotlu dizge, elementleri elektron dizilişlerine göre dizmektedir.
Diğer taraftan kimyasal özellikler, atomlarda elektron dizilişi ile belirlendiğinden, periyotlu dizge, elementleri kimyasal özelliklerine göre de düzenlemektedir.
Bir atomda her enerji düzeyinin alabileceği en yiiksek elektron sayısı 2n2 ile bellidir ve n, bu enerji düzeyinin (tabakanın) baş kuantum sayısı adını alır.
n = 1 olduğu K tabakası 2 elektron ve n = 2, 3, 4 vc 5 olduğu L, M, N ve O tabakaları sırasıyla 8, 18, 32 ve 50 elektron alabilirler.
4.1 PERİYOTLU YASA VE ATOMDA ENERJİ DÜZEYLERİ (D-2)
Periyotlu dizgede ilk 20 elementin (1., 2. ve 3. periyotlar ve 4.periyodun ilk iki elementi) temel durumda elektron dizilişleri Çizelge 4.1.1’de gösterilmiştir.
Görüldüğü gibi, elementlerin elektron dizilişi, elektronları en düşük enerjili tabakadan başlayarak yerleştirmekle sağlanır.
3. Periyot elementleri, 2. Periyot elementleri ile karşılaştırılırsa, aynı grup elementleri için en dış tabakadaki elektron sayılarının (değerlik elektronları) aynı olduğu görülür, bu sayı, asal gazlar hariç, aynı zamanda grup numarasıdır.
Gerçekte, değerlik elektronları sayısının aynı oluşu, aynı grup elementlerinin özelliklerinin benzerliğini sağlar.
4.1 PERİYOTLU YASA VE ATOMDA ENERJİ DÜZEYLERİ (D-3)
4.1 PERİYOTLU YASA VE ATOMDA ENERJİ DÜZEYLERİ (D-4)
4. Periyot ve onu izleyen periyotlardaki elektron dizilişlerini açıklamak -yalnız enerji düzeyleri (tabakalar) kavramı ile- biraz zordur.
Çünkü, atom numarası 19 olan potasyumun elektron dizilişi 2, 8, 8, 1 olmamalı, yani değerlik elektronu N tabakasına girmemeliydi!
M tabakası 18 elektron alabildiğine göre, potasyumun tek elektronu neden M tabakası dolmadan N tabakasına yerleşmiştir?
Kalsiyum, atom numarası, 20,benzer şekilde 2, 8, 8, 2 dizilişine sahiptir.
Bir sonraki atom numarası 21 olan element skandiyum’un elektron dizilişi ise 2, 8, 9, 2’dir.
(Çizelge 4.1.2) ve yeni elektron N tabakasına değil, daha içte bulunan M tabakasına yerleşmiştir.
4.1 PERİYOTLU YASA VE ATOMDA ENERJİ DÜZEYLERİ (D-5)
4.1 PERİYOTLU YASA VE ATOMDA ENERJİ DÜZEYLERİ (D-6)
Ve skandivum IIIA Grubu elementi değildir.
Çünkü üç değerlik elektronu yoktur ve dolayısıyla alüminyum’ un altına yerleştirilemez.
Skandiyum bir geçiş elementi’ dir ve böylece N tabakası 2 elektron ile dolu kalarak M tabakasının sırasıyla 18 elektrona kadar dolmasıyla oluşan elementlere (10 element) 1. sıra geçiş elementleri (skandiyum’ dan çinko’ ya kadar olan elementler) denir.
Periyotlu dizgenin ortasında yer alırlar ve B grupları elementleridir.
Çinko’ dan sonra gelen galyum’ da yeni elektron N tabakasına yerleşmek zorundadır ve galyum’ dan kripton’ a kadar olan elementlerde N tabakası 8 elektron ile dolmuş olur.
4.2 ELEKTRONUN DALGA ÖZELLİĞİ, KUANTUM MEKANİĞİ
5. periyotta ilk iki element rubidyum ve stronsiyum’ da yeni elektronlar, tıpkı potasyum ve kalsiyum’ da olduğu gibi bir içteki tabakanın elektronlarla dolmasını beklemeden yeni bir tabakaya, O tabakasına girerler,
Atomu oluşturan parçacıkların davranışlarını açıklamak için günümüzde, temelleri 1924’te L. deBroglie tarafından kurulan dalga mekaniği kuramı kullanılır.
Broglie, ışıma, parçacıklardan oluşmuş gibi kabul edilirse, atomu oluşturan parçacıkların da dalga özelliği gösterebileceğini önermiştir.
Einstein, daha önce, kütlesi m olan parçacığının enerji eşdeğerinin, c ışık hızı olarak,
E = mc2 (4.2.1)
bağıntısı ile bulunabileceğini belirtmiştir.
4.2 ELEKTRONUN DALGA ÖZELLİĞİ, KUANTUM MEKANİĞİ (D-1)
O halde enerjisi E olan bir fotonun (foton, ışımanın parçacık özelliğine göre ışımayı oluşturan ve ışık hızıyla hareket ettiği varsayılan parçacıklara verilen addır, Bakınız. Bölüm 3.7) etkin kütlesi m’ dir.
Planck, diğer taraftan bir fotonun enerjisinin
E = hν = hc/λ (4.2.2)
Burada ν ve λ, sırasıyla fotona eşlik eden ışımanın frekansı ve dalga boyudur, h, Planck sabitidir (Bakınız. Eşitlik 3.8.1).
Eşitlik 4.2.1 ve Eşitlik 4.2.2′ nin eşitlenmesiyle
hc/λ = mc2 (4.2.3)
λ = h/mc (4.2.4)
4.2 ELEKTRONUN DALGA ÖZELLİĞİ, KUANTUM MEKANİĞİ (D-2)
Eşitlik 4.2.4, Broglie bağıntısı olarak bilinir ve diğer parçacıklar için de geçerlidir.
Örneğin elektron için, c, ışık hızı yerine elektronun hızı, v konur:
λ = h/mv (4.2.5)
Maddenin bu ikili özelliği yani parçacık-dalga yapısı için denel kanıtlar da vardır.
Fakat bunların açıklanması, kitabın kapsamı dışında kalır.
Maddenin dalga özelliğinin geç bulunuşu, çıplak gözle veya mikroskopla görülebilecek kadar büyük olan cisimlerin, dalga boylarının gözlenemeyecek kadar kısa oluşundan gelir.
Elektronların dalga özellikleri nedeniyle, atomdaki davranışları dalga eşitlikleri ile açıklanabilir.
4.2 ELEKTRONUN DALGA ÖZELLİĞİ, KUANTUM MEKANİĞİ (D-4)
E. Schrodinger, Broglie bağıntısından çıkarak hidrojen atomuna uygulanabilecek bir eşitlik vermiştir.
Dalga eşitliklerinin çözümü ile uğraşan fizik bilim dalına dalga mekaniği veya kuantum mekaniği denir.
Dalga eşitliklerinin çözümünde, dalga fonksiyonlarının her biri üç kuantum sayısı ile belirlenir ve her dalga fonksiyonu, belli bir enerjiye ve çekirdek etrafında belli bir yere karşılık gelir.
Sonuçta, dalga mekaniğine göre, (i) çekirdek etrafında belli bir yer (yörünge)de bulunan elektronun enerjisi bellidir; (ii) atomlarda enerji düzeyleri belli sayıda elektron içerirler ve (iii) elektronların dağılımı, bulundukları enerji düzeylerinin türü ve sayısı ile belirlenir.
(Bohr atom kuramına göre de, elektronun, çekirdek etrafında belli enerji düzeylerinde dolaştığı bilinir.)
4.3 KUANTUM SAYILARI
O halde, elektronların atomda çekirdek etrafında dizilişini bulmak için, atomdaki enerji düzeylerini bilmek ve bunları belirtmek için kullanılan kuantum sayılarını öğrenmek gerekir.
Elektronların, atomda çekirdek etrafında nasıl dizildiğini ve bunu belirleyen kuralları anlamak için atomdaki enerji düzeylerini ve bunları belirtmek için kullanılan kuantum sayılarını bilmek gerekir.
1. Baş kuantum sayısı: n. atomda enerji düzeyleri, baş kuantum sayısı, n ile gösterilen tabakalara ayrılmıştır.
Bohr kuantum kuramında olduğu gibi n, 1,2, 3,…,∞ ve sonsuz değerlerini alabilir.
Sayıların yanı sıra tabakaları göstermek için harfler de kullanılır.
4.3 KUANTUM SAYILARI (D-1)
Baş kuantum sayısı, n : 1 2 3 4 5 …
Tabakaları gösteren harfler : K L M N O …
2. Yan kuantum sayısı, 1. Enerji düzeyleri, daha alt enerji düzeylerini içerirler.
Dolayısıyla tabakalar, alt tabakalara ayrılırlar ve her biri yan kuantum sayısı, 1 ile belirtilir. 1, 0, 1, 2 ve n – 1’e kadar değişen bütün değerleri alabilir.
n = 1 ise l’ nin en büyük ve tek değeri 0 olacağından K tabakası bir alt tabaka içerir.
n = 2 ise 1 değerleri 0 ve 1 olacağından L tabakası, iki alt tabakadan oluşmuştur.
Bir tabakadaki alt tabakaların sayısı, tabakanın baş kuantum sayısına eşittir. Sayıların yanı sıra, alt tabakaları göstermek için harfler de kullanılır.
Yan kuantum sayısı, l : 0 1 2 3 4 5 6
Alt tabakaları gösteren harfler : s p d f g h i
4.3 KUANTUM SAYILARI (D-2)
İlk dört harf, alkali metallerin atom spektrumlarından alınmıştır.
Bu spektrumlarda dört spektrum serisi gözlenmiş ve ingilizce “sharp”, “principal”, “diffuse”, ve “fundamental” serileri olarak adlandırılmıştır.
Diğerleri alfabeye göre konulmuştur.
Fakat atomların temel durumlarında elektronlar, yalnız s, p, d ve f alt tabakalarını doldurduklarından diğerleri önemsizdir.
Bir tabaka içinde alt tabakayı belirtmek için tabakayı veren n sayısı ve alt tabakayı gösteren 1 harfi yan yana yazılır.
Örneğin, ikinci tabakanın (L tabakası) s ve p alt tabakaları sırasıyla 2s (n = 2,1 = 0) ve 2p(n = 2,1 = 1) olarak gösterilir.
3. Magnetik kuantum sayısı, m. Her alt tabaka, bir veya daha fazla yörünge (orbital) den oluşmuştur ve her alt tabakadaki herbir yörünge, magnetik kuantum sayısı, m ile gösterilir.
4.3 KUANTUM SAYILARI (D-3)
Bu sayı, bir magnetik alanda atom spektrumlarında yeni çizgiler gözlenmesi üzerine ortaya konmuştur ve -1 den +1 ye kadar bütün değerleri alabilir.
Örneğin, 1 = 0 ise m nin tek değeri 0 olur, o halde s alt tabakası bir yörünge içerir (s yörüngesi). p alt tabakası, 1 = 1 olduğundan m nin -1, 0, +1 değerlerine karşılık gelen üç yörünge içerir (üç tane p yörüngesi).
Benzer şekilde, d ve f alt tabakaları sırasıyla beş ve yedi yörüngeden oluşurlar.
Kuantum sayıları ve belirttikleri tabaka, alt tabaka ve yörüngeler Çizelge 4.3.1’de özetlenmiştir.
Tabaka, alt tabaka ve yörüngelerin enerji düzeyleri Şekil 4.3.1’de çizilmiştir.
Bu diyagramda dikkati çeken ve önemli pekçok nokta vardır.
(i) Tabakaların enerjileri, kuantum sayısı, n’ nin artmasıyla artar.
4.3 KUANTUM SAYILARI (D-4)
4.3 KUANTUM SAYILARI (D-5)
(ii) Kuantum sayısı, n, arttıkça, tabaka­lar arasındaki enerji farkı azalmaktadır.
Dolayısıyla üçüncü ve dördüncü tabakaların alt tabakalarında birbiri içine girme gözlenir.
Sonuçta, 4s’nin enerji düzeyi 3d’den daha düşüktür. Bu durum, daha yüksek tabakalarda daha karışıktır. 5s, 4d’den, 6s ve 4f, 5d’den daha düşük enerji düzeyinde bulunurlar.
(iii) Alt tabakaların yörüngeleri bir kısa çizgi ile gösterilmiştir. Bu yörüngelerin enerji düzeyleri -atomlar temel durumlarında ise- aynıdır.
Alt tabakaların Şekil 4.3.1’de gösterilen enerji düzeyleri, atomlardaki elektron dizilişinin açıklanmasında çok önemlidir ve elektronlar, alt tabakalara bu enerji düzeylerine göre yerleştirilerek periyotlu dizgenin elementlerinde elektron dizilişini sağlarlar.
Fakat bu açıklamayı yapmadan önce, bir diğer ve sonuncu kuantum sayısını görelim.
4.3 KUANTUM SAYILARI (D-6)
4.4 ELEKTRON SPİNİ PAULİ İLKESİ
Üç kuantum sayısına ek olarak, spin kuantum sayısı, s, elektronun ekseni etrafında dönmesi sonucu ortaya çıkar ve dönme hareketinin iki yönde olabilmesi sonucu iki değer alabilir:
(Şekil 4.4.1) s = +1/2 ve s = -1/2. Spin kuantum sayısı, atom spektrumlarında gözlenen çizgilerin incelikli yapısını açıklamak için getirilen öneriler sonucu ortaya çıkmıştır ve elektronun çekirdek etrafında döndüğü gibi, kendi ekseni etrafında da döndüğü (spin hareketi) önerilmiştir.
Bu öneri için denel kanıt, O. Stern ve W. Gerlach tarafından verilmiştir.
Deneyde gümüş metali buharı ince bir demet halinde güçlü bir magnetik alandan geçirilmiştir.
Gümüş atomunda en dış yörüngede bir tek elektron vardır ve magnetik alandan geçen gümüş, atomlarının iki yöne ayrıldıkları gözlenmiştir.
4.4 ELEKTRON SPİNİ PAULİ İLKESİ(D-1)
4.4 ELEKTRON SPİNİ PAULİ İLKESİ(D-3)
Dönen yüklü bir tanecik magnetik özellik gösterdiğinden, elektron küçük bir mıknatıs gibi davranır (Şekil 4.4.2) ve elektronun iki türlü dönme hareketi, zıt yönlenmiş iki mıknatıs oluşturur.
O halde spinleri zıt olan elektronları taşıyan atomlar iki yöne saparlar.
Sonuç ve kural olarak, bir atomdaki herbir elektron dört kuantum sayısı, n, I, m ve s ile gösterilebilir ve böylece elektronun bulunduğu yörünge ve dönme yönü de belirtilebilir.
Fakat, elektronların alabileceği kuantum sayılarının değerlerine ait bir kısıtlama vardır:
4.4 ELEKTRON SPİNİ PAULİ İLKESİ(D-4)
4.4 ELEKTRON SPİNİ PAULİ İLKESİ(D-5)
Pauli ilkesi. Bir atomda, herhangi iki elektronun bütün kuantum sayıları birbirinin aynı olamaz, en az birinin farklı olması gerekir.
Örneğin bir yörüngeye ait n, 1 ve m değerleri belliyse, s değerleri farklı olmak zorundadır ve yörüngede farklı s değerli iki elektron (s = +1/2 ve s = -1/2) bulunabilir.
O halde bir yörüngede iki elektron vardır ve bu elektronların spinleri zıttır.
Pauli ilkesi, bir yörüngedeki elektron sayısını iki ile sınırladığına göre, s, p, d ve f alt tabakalarının alabileceği en fazla elektron sayıları ve dolayısıyla tabakalardaki en fazla elektron sayıları Çizelge 4.4. l’ de verilmiştir.
Her bir tabakadaki en fazla elektron sayısının 2n2 ile verileceği, kuantum sayıları ve Pauli ilkesine göre her bir yörüngede en fazla iki elektron bulunabileceği açıklandıktan sonra kolayca anlaşılabilir.
4.4 ELEKTRON SPİNİ PAULİ İLKESİ(D-6)
Bu bilgi Bölüm 4. l’ de periyotlu dizgenin düzenlenmesini açıklamaya başlamadan hemen önce verilmişti, ama ancak şimdi yorumlayabildik.
Elektron spini, atomlar ve moleküller için gözlenen magnetik özelliklerin açıklanmasına yarar.
4.4 ELEKTRON SPİNİ PAULİ İLKESİ(D-7)
Üç türlü magnetik özellik vardır: Diyamagnetizma, paramagnetizma ve ferromagnetizma.
Diyamagnetik bileşikler, bir magnetik alan tarafından çekilmezler.
Daha doğrusu çok hafifçe itilirler, ama bu elektron spininin değil elektron­ların hareketinin bir sonucudur.
Çünkü, böyle bileşiklerde spini bir yönde olan elektronların sayısı, diğer yönde olanların sayısına eşittir ve dolayısıyla yarattıkları magnetik etkiler birbirini yok ederler.
Paramagnetik bileşikler ise magnetik alan tara­fından çekilirler; böyle bileşiklerde spinleri bir yönde olan elektronların sayısı diğer yönde olanlardan fazladır.
Bu duruma en çok elektron sayısı tek olan atom ve moleküllerde rastlanır.
4.4 ELEKTRON SPİNİ PAULİ İLKESİ(D-8)
Spinleri aynı yönde olan fazla elektronlar, atom ve moleküllerin bir mıknatıs gibi davranmasına yol açar.
Ferromagnetik maddelerin en önemlisi demirdir ve ferromagnetizma, paramagnetizmadan çok daha güçlü olup, paramagnetik atomların etkileşmelerine dayanır (Şekil 4.4.3).
4.5. ELEMENTLERİN ELEKTRON DİZİLİŞLERİ
Bölüm 4.3′ de sonuç olarak verdiğimiz gibi, elementlerin elektron dizilişleri (elektron konfigürasyonları), Şekil 4.3.1’de gösterilen artan enerji düzeylerine göre belirlenir.
Çünkü, bir atomda, temel durumda, elektronlar, enerji düzeylerini en düşük enerjili olandan başlayarak doldururlar.
Fakat, çok elektronlu atomların elektron dizilişini bulmak için Şekil 4.3.1′ de verilen enerji düzeyleri diyagramı yerine, daha kolay akılda tutulabilecek şemalar verilebilir.
Bu türlü bir şema Şekil 4.5.1′ de çizilmiştir.
Her bir alt tabakanın alabileceği en fazla elektron sayıları da bilindiğine göre, her elementin elektron dizilişi, atom numarasının verilmesiyle, kolayca yazılabilir.
Elementlerin elektron dizilişleri, (i) alt tabaka simgeleri üzerine içerdikleri elektron sayısını yazarak veya (ii) daha ayrıntılı bir biçimde, yörüngeleri kısa çizgi ile spinleri farklı iki elektronu bunun üzerine aşağı ve yukarı yönlü iki okla göstererek (yörünge diyagramı) yazılabilir.
Elektron dizilişi periyodik dizgeye uygun olarak şu şekilde de yapılabilir.
Fakat, Li ve Be, aşağıdaki gibi gösterilebilir; çünkü He: 1s2 yapısına sahiptir ve 1s2 yerine [He] yazarak en dış tabakanın elektronlarını göstermek yeter.
Gerçekte de en dış alt tabakanın veya yörüngenin elektronları, elementlerin kimyasal değişikliklere yol açan özelliklerini belirler.
Örneklere devam edilirse, yazılır.
Fakat C için aşağıdaki yörünge diyagramları da yazılabilir:
Son iki diyagramda p elektronları ayrı yörüngelere yerleştirilmiştir ve spinler zıt yönlü veya ayrı yönlüdür. Deneyler, son diyagramın doğru olduğunu göstermiştir ve Hund kuralı için denel bir kanıt verirler.
Hund kuralı: Elektronlar, birden fazla yörünge içeren alt tabakalarda, çiftleşmemiş elektronların sayısı en fazla olacak şekilde yerleşirler .
Kural, F. Hund tarafından verilmiştir ve maksimum çokluk ilkesi olarak da adlandırılır.
Başka bir deyişle, elektronlar, yörüngeleri spinleri aynı yönde olacak şekilde tek tek doldururlar.
O halde, N, O, F ve Ne için aşağıdaki diyagramlar yazılabilir:
11Na ve 12Mg elementlerinde 3s, 13Al – 18Ar elementlerinde 3s ve 3p alt tabakaları dolar.
4s nin enerji düzeyi 3d den düşük olduğundan, 19K ve 20Ca da önce 4s alt tabakası dolar, sonra 4p alt tabakası dolar.
diyagramları yazılabilir. Fakat, diyagramı daha uygundur, çünkü yarı dolmuş, veya tümüyle dolmuş, bir alt tabaka atoma daha fazla kararlılık sağlar.
Bu kararlılığın nedeni daha sonra (Bölüm 4.7) açıklanacaktır.
Bu şekilde yerine, daha uygun diyagram aşağıdadır; elektronun 4s den 3d ye çıkarılmasıyla bir tümüyle dolmuş (3d) ve bir de yarı dolmuş (4s) alt tabaka elde edilmiştir ve bu durum, ne tümüyle ve ne de yarı yarıya dolmuş olan (ilk diyagramdaki 3d) alt tabakaya göre daha kararlıdır.
3d alt tabakasının dolarak 4. periyot geçiş elementlerinin oluşmasından sonra 4p alt tabakası 31Ga – 36Kr ile doldurulur ve bunu Şekil 4.5.1′ de verilen şemada elektron dizilişi sırasına göre diğer alt tabakaların dolması izler.
Şekil 4.5.2′ de elementlerde elektron dizilişi ile alt tabakaların doldurulması periyotlu dizgede gösterilmiştir.
1. Periyotta 1s, 2. Periyotta 2s ve 2p,3. Periyotta 3s ve 3p tabakaları dolmuştur.
4., 5. ve 6. Periyotlarda 3d, 4d ve 5d alt tabakalarının dolmasıyla geçiş elementleri oluşur.
Özetle, 2. ve 3. periyotlarda ns ve np alt tabakaları, 4., 5. ve 6. periyotlarda ns, (n-l)d ve np alt tabakaları dolar.
Fakat 6. periyotta durum biraz karışıktır; çünkü 6s alt tabakası iki elektron ile dolduktan sonra(55Cs, 56Ba), yeni elektron 4f alt tabakası yerine 5d alt tabakasına girer.
Şekil 4.5.2: Periyotlu dizgede elektron dizilişinde alt tabakaların doldurulması
Sonra on dört elektron sırayla 4f alt tabakasını (58Ce-71Lu) doldurur. 7. Periyot da benzer şekilde dolar.
Özetle, 6.periyotta, ns, (n-2)f, (n-l)d ve np alt tabakaları dolar, fakat 7.periyotta (n-l)d alt tabakası dolmuş henüz yedi element bilinmektedir.
Yer kazanmak amacıyla -çünkü aynı alt tabakaları dolmuş, elementleri alt alta yazmak istenir— f alt tabakaları dolmuş, elementler periyotlu dizgenin altına yerleştirilir.
Elementlerde elektron dizilişi, alt tabakaların enerji düzeyleri, Şekil 4.5.1 de verilen şema hatırlanarak kolayca yazılabilir; fakat en dış elektronun dizilişteki doğru yerini bulmak için Hund kuralını da göz önünde tutmak gerekir.
Elektron vermiş, yani iyonlaşmış elementlerin elektron dizilişi için enerji düzeyleri şemasını kullanmak yanlışlığa yol açabilir.
Örneğin, 26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 dizilişinde (daha doğrusu son iki alt tabaka 3d6 4s2 sırasında yazılır) olduğu halde [26Fe] +2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 dizilişindedir.
Yani iyonlaşma ile, elementin dizilişine en son katılan 3d elektronları değil 4s elektronları uzaklaşmıştır.
Gerçekte de 3d elektronları ortalama olarak çekirdeğe 4s elektronlarından daha yakındırlar ve 4s elektronları daha kolay verilir.
O halde, kural olarak, iyonlaşma ile verilen elektronlar n sayısı en büyük olan elektronlardır.
Bundan dolayı, elementlerin elektron dizilişini enerjidüzeyleri şemasına göre yazdıktan sonra alt tabakaları artan n sayılarına göre düzenleyerek yeniden yazmak önerilir.
Aşağıda örnekler verilmiştir:
Soru 4.5.1: 38Sr, 53I ve [38Sr] 2+, [53I]- iyonlarının elektron dizilişlerini yazınız.
Çözüm: 38Sr ve [38Sr] 2+ iyonu için elektron dizilişleri aşağıda verilmiştir:
Enerji düzeyleri şemasına göre:
Artan n sayısına göre düzenleme:
38Sr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2
Önce gelen asal gaz dizilişi ile kısaltma: 38Sr: [Kr] 5s2
İyonlaşma sonucu, dizilişin önce gelen asal gaza benzemesi:
[38Sr|2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6
veya [38Sr]2+ : [Krl
Benzer şekilde [53I] ve [53I]- iyonları için
[53I]-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6
[53I]-: [Kr] 4d10 5s2 5p6 veya
[53I]- : [54Xe] elektron dizilişleri yazılır.
Aynı elektron dizilişine sahip atom ve/veya iyonlar izoelektronik olarak adlandırılırlar.
Örneğin, yukarıdan görüleceği üzere Sr2+ ve Kr, I- ve Xe izoelektroniktirler.
Çizelge 4.5. l’ de periyotlu dizgenin tüm elementlerinin elektron dizilişleri verilmiştir.
Elementlerde en dış tabakanın baş kuantum sayısı, n, periyot numarasına karşılık gelir.
A Grupları elementlerinin (temel elementler), en dış tabaka elektronları sayısı, grup numaralarına eşittir.
O halde n, baş kuantum sayısını göstermek üzere temel elementlerin elektron dizilişi nsx (x = 1,2) veya ns2 npy (y = 1-6) olarak yazılır. n, periyot numarası ve x veya (2 + y) grup numarasıdır:
Eski grup numarası IA- VIIA ve 0 ve yeni grup numarası ise 1,2,14—18’dir.
x = 1 ve 2 ise, grup numarası, sırasıyla IA ve IIA dır.
(n = 1 olması durumunda x = 2 ise, He: 1s2, grup numarası yine 0 olarak bilinir.); y = 1 – 5 ise grup numarası, sırasıyla IIIA-VIIA ve y = 6 ise grup numarası 0 dır.
B Grupları elementlerinin (temel geçiş elementleri) elektron dizilişi (n-l)s2 (n-1) p6(n-l)dx ns2 olarak yazılır. n, periyot numarası ve x + 2 grup numarasıdır:
Eski grup numarası, sırasıyla, IIIB – VIIIB (üç grup), IB ve IIB yeni grup numarası 3-12’dır.
Örneğin 5. Periyot IVA Grubu (14. Grup) elementinin elektron dizilişi 5s25p2 ve 4. Periyot VIIB Grubu (7.Grup) elementinin elektron dizilişi 3s2 3p63d54s2′ dir.
4.6 PERİYOTLU DİGENİN BÖLÜMLERİ VE ELEMENTLERİN TÜRLERİ
Şekil 4.6.l’ de periyotlu dizge bloklara ayrılmıştır. IA ve IIA Grupları elementlerinde s alt tabakalarının dolduğu görülür; onun için bu grupların oluşturduğu bölüme s bloğu denir.
Helyum da benzerliği nedeniyle bu bloka alınmalıdır.
IIIA -VIIA Grupları ve 0 Grubu elementlerinde p alt tabakaları dolmuştur ve bu grupların oluşturduğu bölgeye p bloğu denir.
d alt tabakalarının dolmasıyla oluşan IB-VIIIB Grupları elementleri yani temel geçiş elementleri d bloğunu oluştururlar.
s, p ve d bloklarında her sırada, sırasıyla 2, 6 ve 10 element bulunur. Şekil 4.5.2′ den görüleceği üzere 7s alt tabakası ve 6p alt tabakası da doldurulduğu halde yalnız 3d, 4d ve 5d alt tabakaları tümüyle doludur.
4f ve 5f alt tabakalarının dolmasıyla iç geçiş ele­mentleri denilen lantanitler ve aktinitler f bloğunu oluştururlar.
Elementler s, p, d ve f bloklarında oluşlarına göre benzer özellikler taşırlar ve anorganik kimyada bu tür dört bölümde incelenebilirler.
Periyotlu dizgenin elementleri bir diğer yolla, A veya B alt gruplarında oluşlarına göre de türlere ayrılabilir.
1. Temel elementler. Periyotlu dizgede A alt grupları (IA – VII A Grupları) s ve p blokları) elementleridir.
Metaller ve ametaller olarak iki ayrı grupta incelenebilirler. Şekil 4.6.1 de metaller ve ametaller bir çizgi ile ayrılmıştır.
Grup numaraları, en dış tabakalarında bulunan elektron sayısını gösterir.
En dış tabakaya değerlik tabakası ve bu tabakanın elektronlarına (ns ve np elektronları), değerlik elektronları denir.
Bileşik yaparken, metaller, değerlik tabakasından elektron vererek artı yüklü iyonları, ametaller ise değerlik tabakasına elektron alarak eksi yüklü iyonları oluştururlar.
Oluşan iyonların elektron dizilişi, asal gaz elektron dizilişi (He: ls2, diğerleri ns2np6) dır. IA, IIA ve VIIA Grupları elementleri, sırasıyla alkali metaller, toprak alkali metaller ve halojenler olarak bilinir.
Asal gazlar 0 Grubu (veya VIII A Grubu) elementleridir.
Her periyodun sonunda bulunurlar.
2. Geçiş elementleri. Periyotlu dizgede B alt grupları (d ve f blokları) elementleridir. Bütün geçiş, elementleri metaldir ve çoğu paramagnetiktir.
I B – VIII B Grupları elementleri (d bloğu) temel geçiş metalleri olarak bilinir.
Elektron dizilişinde aldıkları son elektronlar, içteki d tabakasına girer; fakat bileşik oluştururken, önce, daha dıştaki s tabakasının elektronları verilir. İç geçiş metalleri (f bloğu), pe­riyotlu dizgenin altında bulunurlar, ama gerçekte III B Grubundan sonra gelmeleri gerekir. 6. ve 7. periyot elementleri sırasıyla lantanitler ve aktinitler olarak bilinir; lantanitler, nadir toprak metalleri olarak da adlandırılır.
Periyotlu dizge, bilinen ve kullanılan uzun şekil’ den başka kısa şekilde ve daha uzun şekilde de düzenlenebilir.
Şekil 4.6.2′ de periyotlu dizgenin bu şekilleri gösterilmiştir.
Daha uzun Şekilde iç geçiş elementleri de dizgeye alınmıştır, yani yörüngelerin sırayla doldurulması, dizge üzerinde açıkça görülür.
Standart (uzun) şekilde iç geçiş elementleri ayrı bir blok halinde ayrılmıştır.
Kısa şekilde ise hem temel geçiş elementleri ve hem de iç geçiş elementleri ayrı- iki blok halinde ayrılmıştır.
4.7 ELEKTRONLARIN UZAYDA DAĞILIMI
Dalga mekaniğine göre bir elektronun çekirdek etrafında bulunacağı yer, Bohr tarafından önerilen dairesel yörüngelerden çok farklıdır.
Bu ise W. Heisenberg tarafından ortaya konulan (1927) belirsizlik ilkesinin bir sonucudur.
Hareketli bir parçacığın izlediği yolun bilinmesi için belli bir zamanda hem yerinin ve hem de hızının aynı duyarlılıkla bilinmesi gerekir.
Belirsizlik ilkesine göre, elektron kadar küçük bir parçacığın aynı zamanda hem yerini bulmak ve hem de hızını ö1çmek olanaksızdır.
Bir parçacığın yerinin bulunmasındaki belirsizlik, ∆x, yaklaşık olarak optik ilkelerine göre, onun gözlenmesini sağlayan aydınlatıcı ışımanın dalga boyuna eşittir.
∆x = λ (4.7.1)
4.7 ELEKTRONLARIN UZAYDA DAĞILIMI (D-1)
Elektron kadar küçük parçacıkların yerini duyarlıkla bulabilmek için ışımanın çok kısa dalga boylu olması gerekir; fakat bu ışımanın da enerjisi fazla olduğundan, fotonların elektronla etkileşmesi, elektronun hızının ve yolunun değişmesine neden olur.
Eşitlik 4.2.4’den fotonun momentumu, mc
mc = h/λ (4.7.2) bulunur.
Fotonun elektronla çarpışmasında, fotonun momentumunun bir bölümü veya tümü elektrona verileceğinden elektronun momentumundaki belirsizlik, ∆ mv
∆ mv =h/λ (4.7.3) kadar olur.
4.7 ELEKTRONLARIN UZAYDA DAĞILIMI (D-2)
Işımanın dalga boyu fazla ise, fotonların çarpışması ile elektronların momentumunda fazla bir değişiklik olmaz, ama bu durumda elektronun yerindeki belirsizlik büyük olur.
O halde elektronun yerindeki ve hızındaki belirsizlikler birbirine bağlıdır ve Heisenberg belirsizlik ilkesine göre
∆ x ∆ mv = λ(h/λ) = h (4.7.4)
Elektronun kütlesi 9,1 x 10-31 kg ve Bohr modeline göre K tabakasında elektronun hızı yaklaşık 2×106 ms-1 olduğundan momentumu
dir; momentumun % 100 yanlışlıkla bilindiği kabul edilirse, elektronun yerindeki belirsizlik
∆x = h/∆ mv
∆x = 6,63 x 10-34 Js / 2 x 10-24 kg ms-1
∆x = 3,2 x 10-10 m = 3 A° bulunur .
4.7 ELEKTRONLARIN UZAYDA DAĞILIMI (D-3)
Bu değer Bohr yarıçapının (Bölüm 3.9, yani Bohr modelinde hidrojen elektronunun çizdiği dairesel yörüngenin yarıçapının) yaklaşık altı katıdır.
O halde, Bohr yörüngesinde bir elektronun yolunu duyarlıkla bulmak olanaksızdır.
Bunun için E. Schrodinger, Broglie bağıntısına dayanarak (Bölüm 4.2), elektronu dalga özelliklerine göre belirleyen diferansiyel eşitlikler vermiş ve böylece dalga mekaniği gelişmiştir.
Dalga mekaniği ilkeleri ve dalga eşitliklerinin çözümü kitabın kapsamı dışında kalır, burada en önemli sonucunu vereceğiz ve elektronların uzayda dağılımını açıklayacağız.
Elektronların çekirdek etrafındaki yerleri ve izledikleri yollar belli değildir; fakat bir elektronun en fazla bulunabileceği hacim bellidir.
Hidrojen atomu elektronu (1s elektronu) için yük bulutunun yoğunluğu çekirdeğe yaklaştıkça artar.
1s elektronunun çekirdek etrafında dağılımı için Şekil 4.7.la’ daki olasılık eğrisinden daha fazla bilgi edinilir.
Elektronun birim hacimde bulunma (yani çekirdeği çevreleyen küresel tabakalarda bulunma) olasılığının (radyal olasılık) çekirdeğe yaklaşırken bir maksimumdan geçtiği anlaşılır ve maksimum, Bohr yarıçapı, ao = 0,53 A°’ e eşittir (Bölüm 3.9).
O halde, 1s elektronunun çekirdekten r uzaklığındaki bütün noktalarda toplam bulunma olasılığı r = ao olduğu zaman en fazladır.
1s elektronunun çekirdekten belli uzaklıklarda belli bulunma olasılığının oluşu, üç boyutlu bir şekille gösterilmesini gerektirir (Şekil 4.7.2).
Bir elektronun bulunma olasılığının aynı olduğu noktaları birleştiren ve elektronun en fazla bulunduğu hacmi çevreleyen yüzeye sınır yüzey diyagramı denir.
4.7 ELEKTRONLARIN UZAYDA DAĞILIMI (D-4)
4.7 ELEKTRONLARIN UZAYDA DAĞILIMI (D-5)
2s elektronunun radyal olasılık dağılımı da Şekil 4.7.la’ da verilmiştir; r ~ 2ao olduğu zaman olasılık sıfıra düşmektedir.
2s elektronu için yük bulutunun yoğunluğu, bu noktada sıfırdır.
Fakat, 2s elektronunun sınır yüzey diyagramı (Şekil 4.7.2), 1s elektronunun diyag­ramı gibidir (biraz büyüktür).
Sınır yüzey diyagramları, s, p, d, f yörüngeleri için biraz farklıdır.
p Elektronlarının radyal olasılık dağılımı Şekil 4.7.1b’ de ve p alt tabakasına ait üç yörüngenin sınır yüzey diyagramları Şekil 4.7.2′ de çizilmiştir.
p yörüngeleri x, y ve z doğrultularında yerleşmişlerdir (px, py ve pz yörüngeleri); her biri çekirdeğin iki yanında bulunan iki şişkin bölümden ibarettir ve her yörüngedeki iki elektronun (yörünge yarı doluysa bir elektronun) bu şişkin bölümlerde bulunma olasılığı aynıdır.
4.7 ELEKTRONLARIN UZAYDA DAĞILIMI (D-6)
d Alt tabakasına ait beş yörünge, dz2, dxy, dyz, dxz, dx2_y2 olarak adlandırılır ve sınır yüzey diyagramları Şekil 4.7.2’de çizilmiştir;
dz2 yörüngesi diğerlerinden farklı olmakla beraber hepsi aynı enerji düzeyindedir.
f Alt tabakasına ait yedi yörünge, fz3-(3/5)zr2, fx3-(3/5) xr2, fy3-(3/5) yr2, fxyz, fy(x2-z2), fx(z2-y2) ve fz(x2-y2) olarak adlandırılır, fakat sınır yüzey diyagramları çizilmemiştir.
Şimdi, Bölüm 4.5’de verilen Hund kuralını açıklayabiliriz.
Bu kural, elektronların yörüngelerde, spinleri aynı ve çiftleşmemiş elektronların sayısı en fazla olacak şekilde dağılmalarını belirttiğinden maksimum çokluk ilkesi olarak da bilinir.
4.7 ELEKTRONLARIN UZAYDA DAĞILIMI (D-7)
4.7 ELEKTRONLARIN UZAYDA DAĞILIMI (D-8)
Bir alt tabakadaki yörüngelerde spinleri aynı ve çiftleşmemiş elektronlar varsa yani yörüngeler yarı dolmuş, ise (veya hepsi dolmuş yörüngeler ise), elektron bulutu -bir bölümü tümüyle ve bir bölümü yarı dolmuş yörüngelere göre- daha düzgün dağılmış ve bir bakıma s elektronlarında olduğu gibi küresel simetri sağlanmıştır.
Bu durumda elektron bulutu çekirdeğe daha yakın olacağından yörüngelerin enerji düzeyi düşer ve atom daha kararlı olur.
4.8 PERİYOTLU DİZGE VE ATOMLARIN ÖZELLİKLERİ
Periyotlu dizgede elementlerin özellikleri, bir periyotta soldan sağa doğru ve bir grupta yukarıdan aşağıya doğru, oldukça düzgün bir şekilde değişir.
Bu özelliklerin çoğu, elementlerin elektron dizilişine bağlı olarak açıklanabilir.
Bu özellikler, aşağıda ayrıntılı olarak gözden geçirilmiştir:
(i) Atom büyüklüğü,
(ii) iyonlaşma enerjisi,
(iii) Elektron ilgisi
ve (iv) Elektronegatiflik.
Atom büyüklüğü yerine atom yarıçapı veya atom hacmi terimleri de kullanılmaktadır.
Bu özellikler, kimyasal bağların oluşmasında büyük önem taşır.
Bir atomda elektron bulutu yoğunluğunun çekirdekten belli bir uzaklıkta yok olmadığını ve ancak çekirdekten çok uzaklıkta sıfıra yaklaştığını gördük.
O halde atomun büyüklüğünün yani en dış, elektronların oluşturduğu elektron bulutunun belirlenmesi bir sorun yaratır; çünkü bir atomu ayırmak ve büyüklüğünü ölçmek olanaksızdır.
Diğer taraftan atomun büyüklüğünü belirleyen elektron bulutunun yeri, atom, kimyasal bağlı ise bulunabilir ve böylece ölçülen atom yarıçapının ne tür olduğu belirtilmelidir.
Burada atom yarıçapı derken atomun kovalent bağlı yarıçapını vereceğiz.
Atom yarıçapı (kovalent yarıçap) ve sonra atomun iyon bağlı yarıçapı (iyon yarıçapı) gözden geçirilecektir.
4.8.1.Atom Büyüklüğü (D-1)
Atom yarıçapı, atomlar arası kovalent bağ uzunluklarından bulunabilir; örne­ğin Cl – Cl bağı 198 pm, klorun atom yarıçapı için 99 pm değerini verir.
C – Cl bağının uzunluğu 176 pm olduğuna göre karbonun atom yarıçapı 77 pm’ dir.
C – C bağının uzunluğunun, o halde 154 pm olması beklenir ki, doğrudur; fakat C = C ve C = C bağlarında bu uzunluk azalarak sırasıyla 134 pm ve 120 pm değerlerini alır.
Atom yarıçapının bu yöntemle bulunuşu bazen değişen değerler vermekle beraber periyotlu dizgede değişimi ile ilgili genellemeler yapmak için yararlıdır.
Şekil 4.8.1′ de elementlerin atom yarıçapları, atom numaralarına karşı grafiğe alınmıştır.
Atom yarıçapının bir grupta ve bir periyotta nasıl değişeceğini açıklamadan önce etkin çekirdek yükünü tanımlayalım.
4.8.1.Atom Büyüklüğü (D-2)
4.8.1.Atom Büyüklüğü (D-3)
Etkin çekirdek yükü, bir elektron üzerine etki eden çekirdek yüküdür ve gerçek çekirdek yükünden aradaki elektronların etkisi (perdeleme etkisi) çıkarılarak bulunur.
Gerçek çekirdek yükü +Ze olduğuna göre, göz önüne alınan elektron ile çekirdek arasında x sayıda elektron varsa, etkin çekirdek yükü = +Ze – xe dir (yaklaşık).
Elektronların perdeleme etkisi, s,p,d,f alt tabakalarında bulunmalarına göre değişir.
Atom yarıçapını belirleyen en dış tabaka elektronları için etkin çekirdek yükü, değerlik elektronları sayısının e katına eşittir, örneğin Li (ls2 2s) atomunda bir tane 2s elektronu için etkin çekirdek yükünü +3e – 2e = +le olacaktır, çünkü iki tane 1s elektronunun perdeleme etkisi vardır.
4.8.1.Atom Büyüklüğü (D-4)
Bir grupta, yukarıdan aşağıya inildiğinde atom yarıçapı artar.
Çünkü etkin çekirdek yükü sabit kalmakla beraber (değerlik elektronları sayısı ayni) yukarıdan aşağıya doğru n sayısı ve elektron tabakalarının sayısı artmakta ve atom büyümektedir.
Bir periyotta, soldan sağa doğru atom yarıçapı azalır; aynı periyotta n sayısı değişmemekle beraber (yeni elektronlar hep aynı tabakaya girmektedir) atom numarası yani etkin çekirdek yükü arttığından en dış tabaka elektronları daha çok çekilmekte ve atom küçülmektedir.
Temel geçiş elementlerinde ve iç geçiş elementlerinde atom yarıçapındaki değişme -beklenildiği gibi- diğer elementlere göre daha azdır, çünkü elektronlar daha içteki alt tabakalara yerleşmektedirler.
4.8.1.Atom Büyüklüğü (D-5)
Örneğin, 1. sıra geçiş, elementlerinde, elektronlar 3d alt tabakasına girdiğinden en dıştaki 4s alt tabakasının elektronları, 3d elektronları ile perdelenmiş olacak ve etkin çekirdek yükündeki artıştan fazla etkilenmeyeceklerdir.
Lantanitler ise atom yarıçapında yavaş fakat belirgin bir azalma gösterirler, buna lantanit büzülmesi denir.
Bu elementlerde, elektronlar 4f alt tabakasına (dışarıdan üçüncü alt tabaka) yerleşirler ve artan etkin çekirdek yükünü perdelerler, bununla beraber bu etki en dıştaki 6s elektronlarında pek duyulmaz ve atom yarıçapı azalır.
Aktinitlerde de durum, temel geçiş elementlerinde olduğu gibidir.
Fakat, lantanit büzülmesi sonucu bu elementlerin büyüklüğü bir önceki periyottaki elementler kadardır, örneğin 72Hf’’ un yarıçapı, 158 pm, 40Zr’ un yarıçapı, 160 pm kadardır.
4.8.1.Atom Büyüklüğü (D-6)
Bölüm 6.1’de, iyon bağı oluşmasında göreceğimiz gibi elementler iyonlaşma sonucu kimyasal bağlar yaparlar.
Artı yüklü iyonların nötral atomlardan küçük, eksi yüklü iyonların ise büyük olduğu bulunmuştur.
Çünkü bir atomdan artı yüklü bir iyonun oluşmasında en dış tabakanın elektronları uzaklaşarak, atom iyonu asal gaz yapısını almakta ve en dış tabakanın n sayısı küçülmüş olan elektronları çekirdeğe daha çok yaklaşmakta dolayısıyla iyon atomdan küçük olmaktadır.
Negatif bir iyonun oluşmasında ise, en dış tabakaya giren elektronlar diğerleri üzerinde etkin çekirdek yükünün etkisini azalttığı gibi, elektronlar arası itmelere de neden olacaktır.
Sonuçta, dış tabakanın genişlemesi ve iyonun atomdan büyük olması beklenir.
İyon yarıçapları, X-ışınları kırınımı yöntemiyle (Bölüm 9.5) duyarlıkla ölçülebilir.
Çizelge 4.8. l’ de bazı atomların ve iyonlarının yarıçapları verilmiştir.
4.8.1.Atom Büyüklüğü (D-7)
4.8.2 İyonlaşma Enerjisi (İyonlaşma Gerilimi)
Gaz halinde nötral bir atomdan bir elektron uzaklaştırmak için verilmesi gerekli enerjiye iyonlaşma enerjisi (iyonlaşma gerilimi) denir.
İyonlaşma enerjisi, bir atomun elektronlarından birini koparıp sonsuz uzaklığa götürmek ve bir fazla artı yüklü yeni bir atom oluşturmak için gerekli enerji olarak da tanımlanabilir.
Nötral bir atomdan bir elektron koparmak için verilen enerji birinci iyonlaşma enerjisidir ve işlem, X atomu için aşağıdaki eşitlik ile verilir:
X (g) + Enerji → X+ + e- Enerji = İyonlaşma enerjisi
Elektron, artı yüklü çekirdek tarafından çekileceğinden uzaklaştırmak için enerji verilir ve işlem, endotermik (ISI alan) dır.
4.8.2 İyonlaşma Enerjisi (D-1)
Hidrojen dışında bütün atomlar için ikinci, üçüncü, v.b. iyonlaşma enerjileri ile iki, üç, v.b. elektron da koparmak olanağı vardır; fakat, beklenildiği gibi, bu iyonlaşma enerjileri, artı yükü gittikçe artan atomdan elektron koparmak zorlaştığından, büyük değerler alırlar.
Çizelge 4.8.2′ de periyotlu dizgenin ilk 18 elementi için iyonlaşma enerjileri, kJ mol-1cinsinden verilmiştir. (iyonlaşma gerilimi, bir atomdan bir elektron uzaklaştırmak için gerekli en düşük gerilimdir ve gerilim birimleriyle verilir.
İyonlaşma geriliminin sayısal değeri, bir gerilim birimi (örneğin eV) ile verilen iyonlaşma enerjisine eşittir. 1 eV, bir elektronun 1 voltluk bir gerilim farkı ile hareketi için verilmesi gerekli enerjidir.
1 eV = 3,83 x 10-20 cal, 1 mol elektron (6,02 x 1023) için 1 eV = 23,06 kcal mol-1 veya 1 eV = 96,49 kJ mol-1 çoğu kaynaklarda, eV ile ö1çülen iyonlaşma enerjileri iyonlaşma gerilimleri olarak adlandırılır.)
4.8.2 İyonlaşma Enerjisi (D-2)
Çizelge 4.8.2 Periyotlu dizgenin ilk 20 elementi için iyonlaşma enerjileri (kJ mol-1)
4.8.2 İyonlaşma Enerjisi (D-4)
Çizelgenin incelenmesi, asal gaz elektron dizilişine sahip atomların kararlılığını gösterir.
Örneğin bir IA Grubu elementi için birinci iyonlaşma enerjisi düşük olduğu halde ikinci iyonlaşma enerjisi çok yüksektir.
Bir IIA Grubu elementi için iki elektrondan sonra bir üçüncü elektron veya bir IIIA Grubu elementi için ilk üç elektrondan sonra bir dördüncü elektron uzaklaştırmak çok büyük enerji gerektirir.
Genel olarak, bir atom, grup numarasına eşit sayıda elektron kaybettikten yani asal gaz elektron dizilişini aldıktan sonra yeni bir elektron uzaklaştırmak çok büyük bir enerji gerektirir.
Çünkü asal gaz yapısını bozmak çok zordur.
İyonlaşma enerjileri spektroskopik yöntemlerle ölçülür.
Şekil 4.3.1′ de elektronlar için enerji düzeylerinin atom merkezinden uzaklaştıkça birbirine yaklaştığı görülür.
4.8.2 İyonlaşma Enerjisi (D-5)
n = ∞ için enerji, elektronun bu sınır düzeyden temel durumuna dönmesine veya temel durumdan ayrılarak atomdan uzaklaşmasına yani iyonlaşma enerjisine karşılık gelir.
Bu geçiş için spektrum çizgisi gözlenmez, yani spektrum kesikli durumdan kesiksiz duruma geçer (çünkü elektron atomdan uzaklaştıktan sonra enerjisi için kuantum koşulu aranmaz) ve spektrumda bu geçişe karşılık gelen dalga boyundan iyonlaşma enerjisi bulunur.
Elementlerin birinci iyonlaşma enerjisinin, periyotlu dizgede bir periyot içinde ve bir grup içinde nasıl değiştiği Şekil 4.8.2′ de gösterilmiştir.
Bu değişmenin, atom büyüklüğüne paralel olduğu hemen anlaşılır, gerçekten bir elektronu uzaklaştırmak için verilecek enerji, elektronun çekirdekten olan uzaklığına bağlı olacaktır.
Sonuçta, bir grupta, yukarıdan aşağıya inildiğinde, atom büyüklüğü arttığı için iyonlaşma enerjisi azalacaktır.
4.8.2 İyonlaşma Enerjisi (D-6)
Bir periyotta ise soldan sağa doğru çekirdek yükünün artmasıyla dış tabaka elektronlarının daha çok çekilmesi iyonlaşma enerjisinin artmasına neden olur.
Asal gazların iyonlaşma enerjileri çok büyüktür; çünkü kararlı ns2 np6 dizilişinin bir elektron verilerek bozulması zordur:Bir periyotta iyonlaşma enerjisindeki değişme daha yakından incelenirse, bazı özellikler göze çarpar.
Örneğin, 2. Periyotta Li’ dan Ne’ e kadar düzgün bir artış gözlenemez; Be’ un iyonlaşma enerjisinin beklenildiğinin aksine B’ unkinden büyük olduğu görülür, benzer şekilde N’ un iyonlaşma enerjisi, O’ inkinden büyüktür.
Bu durum aşağıdaki gibi açıklanabilir: Be’ da koparılacak elektron, dolu 2s alt tabakasında B’ da ise boş 2p alt tabakasındadır.
2p alt tabakasının enerjisi, 2s’ninkinden daha fazla olduğundan B’ un 2p elektronu Be’ un 2s elektronundan daha kolay koparılır.
4.8.2 İyonlaşma Enerjisi (D-7)
N’ da 2p alt tabakasında üç, O’ de ise dört elektron vardır ve O’ in dördüncü elektronu, bir diğer elektronla aynı yörüngeyi paylaşır, yani bir elektron tarafından da itilir.
Sonuçta bu elektron, her bir yörüngeyi tek olarak dolduran N elektronlarından birine göre daha kolay uzaklaştırılır.
İyonlaşma enerjileri artışında benzer düzensizlikler, 2. ve 3. Periyotlarda da gözlenir; örneğin Mg’ un iyonlaşma enerjisi Al’ unkinden ve P’ un iyonlaşma enerjisi, S’ ünkinden daha büyüktür.
4.8.3 Elektron İlgisi
Gaz halinde nötral bir atomun bir elektron (kinetik enerjisi sıfır olan) yakalaması sırasında açığa çıkan enerjiye elektron ilgisi denir.
X(g) + e- → X-+ Enerji Enerji = Elektron ilgisi
Elektron, artı yüklü çekirdek tarafından çekileceği için dışarıya enerji verilir ve işlem ekzotermik (ISI salan)dır.
Görüleceği üzere, artı yüklü bir atom iyonunun elektron ilgisi, nötral atomun iyonlaşma enerjisine eşittir.
Atomların birden fazla elektron alması olanağı da vardır, örneğin, O, O2-iyonunu oluşturur.
Fakat, eksi bir yüklü durumdan eksi iki yüklü duruma geçmesi için dışardan enerji verilmesi gerektiğinden bir atomun ikinci elektron ilgisi, ısı alan bir işleme yol açar.
Çizelge 4.8.3′ de bazı elementlerin elektron ilgileri verilmiştir. Negatif değerler, X + e-—> X- işleminin ekzotermik (ısı salan) olduğunu, pozitif değerler ise endotermik (ısı alan) olduğunu gösterir.
Şekil 4.8.3′ de elementlerin elektron ilgilerinin periyotlu dizgede, bir periyot içinde ve bir grup içinde nasıl değiştiği gösterilmiştir.
4.8.3 Elektron İlgisi (D-1)
4.8.3 Elektron İlgisi (D-2)
4.8.3 Elektron İlgisi (D-3)
İyonlaşma enerjilerinde olduğu gibi, elektron ilgilerinde de atom büyüklüğündeki değişmeye paralellik gözlenir.
Çünkü, elektron, atoma yaklaştıkça etkin çekirdek yükünün etkisi büyük olacaktır.
O halde, elektron ilgisi, bir periyotta artacak ve bir grupta azalacaktır.
Küçük atomların yani VI A ve VIIA Grupları elementlerinin elektron ilgilerinin büyük olması beklenir.
VII A Grubu elementleri yani halojenler en büyük elektron ilgisine sahiptir; çünkü elektron alarak, asal gaz dizilişinde çok kararlı negatif iyonlar oluştururlar.
VI A Grubu elementlerinin de elektron ilgileri negatif büyük değerlerdir.
IA ve III A Grupları elementlerinin elektron ilgileri küçük negatif değerlerdir.
4.8.3 Elektron İlgisi (D-4)
II A Grubu elementlerinin ve asal gazların alt tabakaları dolu olduğundan elektron ilgileri pozitiftir, yani oluşan iyonlar kararsızdır.
Elektron ilgisinin bir grupta ve bir periyotta değişmesinde bazı özellikler gözlenir.
Örneğin, F’ un elektron ilgisinin, Cl’ unkinden daha küçük olduğu görülür; halbuki, F Cl’ dan daha küçük bir atom olduğundan aksi gözlenmeliydi.
Fakat, F’ un elektron ilgisini belirleyen etken, F’ un küçüklüğü değil, fakat, yeni giren bir elektronun daha küçük bir atomda (F’ daki 2p yörüngesi, Cl’ daki 3p yörüngesine göre daha küçüktür) daha fazla elektron-elektron itmesiyle karşılaşmasıdır.
Diğer taraftan, N’ un elektron ilgisi de ısı alan bir işlemdir; fakat C’ unki beklendiği gibi ısı veren bir işlemdir.
4.8.3 Elektron İlgisi (D-5)
Çünkü, yeni elektron, C’ da 2p alt tabakasının boş bir yörüngesine girecek, yani elektronlar arası itme fazla olmayacaktır.
Diğer taraf­tan, oluşan C- iyonunun elektron dizilişi ls2 2s2 2p3 olacağından yarı dolmuş alt tabaka, iyona kararlılık verecektir.
N’ da ise yeni elektron, 2p alt tabakasında bir elektronla dolu bir yörüngeye girmeye çalışacaktır; sonuçta, elektronlar arası itmenin fazla oluşu nedeniyle, elektron ilgisi ısı veren değil ısı alan bir işlem olur.
O halde, IV A Grubu elementlerinin elektron ilgileri, gözlendiği gibi, VA Grubu elementlerinin elektron ilgilerinden daha büyük negatif değerlerdir.
Asal gazların iyonlaşma enerjileri çok büyük olduğu halde, elektron ilgileri çok küçük pozitif değerlerdir, yani elektron almaları, diğer atomlarının aksine enerji verilmesini gerektirir; çünkü kararlı ns2np6 dizilişinin yeni bir elektron alınarak bozulması zordur.
Amerikalı fizikçi R.S. Mulliken, 1934’te, iyonlaşma enerjisinin ve elektron ilgisinin elektronegatiflik olarak yeni bir tanım altında birleştirilmesini önermişti.
L. Pauling (Amerikalı kimyacı, Nobel Kimya ve Barış Ödülleri Sahibi), bundan iki yıl önce elektronegatifliği, bir atomun bir molekülde elektronları çekme eğiliminin bir ölçüsü olarak tanımlamıştı.
Mulliken, iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisinin mutlak değerlerinin aritmetik ortalamasının bu elektron çekme eğiliminin nicel bir ölçüsü olacağını düşünmüştür.
Elektronegatiflik, bir atomun bir kimyasal bağda elektron çiftini çekme eğiliminin bağıl ölçüsü olarak tanımlanır.
Fakat ölçülmesi için Pauling elektronegatiflik ölçeği kullanılır.
4.8.4 Elektronegatiflik (D-1)
Pauling ölçeği, termodinamik verilere dayandığı için, elektron ilgisinin oldukça zor olan ölçülmesini gerektiren Mulliken ölçeğinden daha yararlıdır.
Pauling, elektronegatifliği farklı atomların yaptığı bağların, beklendiğinden daha sağlam olduğunu gözlemiştir.
O halde bağın gücünü etkileyen etkenlerden biri atomların bağlanma gücü ise diğeri, daha az önemli olmakla beraber, farklı yüklü atomların birbirini çekme gücüdür.
Bu ekstra bağ gücü, Pauling tarafından elementlerin elektronegatiflikleri farkını ölçmek için kullanılmış ve standart değer olarak F’ un elektronegatifliği x = 4,0 alınmıştır.
Pauling elektronegatifliklerinin hesaplanması için kullanılan formül ve bir örnek aşağıda verilmiştir.
Periyotlu dizge elementlerinin elektronegatiflikleri Şekil 4.8.4′ de gösterilmiştir.
4.8.4 Elektronegatiflik (D-2)
Şekil 4.8.4: Elementlerin elektronegatiflikleri
4.8.4 Elektronegatiflik (D-3)
A ve B elementlerinin elektronegatifliklerine sırasıyla XA ve XB denirse elektronegatiflik farkı,
IxA-xBI = ([DAB-(DAA+DBB)/2] / 23,06)0,5 = 0,208 (dAB-(DAA+DBB) / 2)0,5
eşitliği ile bulunur; burada Dab, Daa ve DBB sırasıyla AB, AA ve BB iki atomlu molekülleri için bağ enerjileridir ve karekök içindeki değer eV ile verilmesi gerektiğinden, kcal ile verilen bağ enerjileri için 1 eV = 23,06 kcal çevirmesi kullanılmıştır.
HBr molekülü için ölçülen bağ enerjisi DAB = 88 kcal mol-1 dir. H – H ve Br – Br bağları enerjileri sırasıyla DAA = 104 kcal mol-1 ve DBB = 46 kcal mol-1 olduğundan, -eğer H-Br bağında elektronlar atomlar tarafından eşit çekilseydi- HBr molekülü için bağ enerjisi, DAA ve DBB’ nin aritmetik ortalaması yani (DAA+DBB)/2=(104+46)/2=75kcal mol-1 olurdu.
4.8.4 Elektronegatiflik (D-4)
İşte, ölçülen ve hesaplanan bağ enerjileri arasındaki fark yani DAB – (DAA+ DBB)/2 = 88 – 75 = 13 kcal mol-1, Pauling elektronegatiflik ölçeğinin temelini oluşturan ekstra bağ gücüdür.
H ve Br atomları arasındaki elektronegatiflik farkı ise (13/23,06)0,5 = 0,7 bulunur, atomlardan birinin elektronegatifliği biliniyorsa diğeri elde edilir.
A-B molekülü için ekstra bağ enerjisi ∆, A-B’ nin ölçülen bağ enerjisi (DAB) ve A2 ve B2 moleküllerinin bağ enerjileri (sırasıyla DAA ve DBB) ortalamaları arasındaki fark olduğundan elektronegatiflik farkını veren formül, bağ enerjileri, SI birimi kJmol-1cinsinden verilerek
∆ = DAB – (DAA+ DBB)/2
IxA-xBI = 0,102 (∆)0,5
4.8.4 Elektronegatiflik (D-5)
Periyotlu dizgede, elektronegatiflik soldan sağa artar, yukarıdan aşağıya azalır; çünkü bir periyotta atom büyüklüğü azalır (ve değerlik elektronlarının sayısı artar) ve bir grupta atom büyüklüğü artar.
Dolayısıyla, en elektronegatif elementleri periyotlu dizgede sağ üst bölgede (asal gazlar hariç) ve en az elektronegatif elementleri sol alt bölgede buluyoruz.
Bu sonuç, iyonlaşma enerjileri ve elektron ilgilerinde görülen değişmelere de uygundur.
Metaller, değerlik elektronlarını (değerlik tabakasında yani en yüksek kuantum sayılı tabakada bulunan elektronlar) çok çekmezler, çünkü elektronegatiflikleri düşüktür.
Ametallerin ise (asal gazlar hariç), elektronegatiflikleri fazladır ve değerlik elektronlarını çok çekerler.
O halde, elektronegatiflik, metallerin ve ametallerin etkinliklerini belirtmek için kullanılır.
4.8.4 Elektronegatiflik (D-6)
Şekil 4.8.5’te periyotlu dizgede ametallerin ve metallerin yerleri gösterilmiştir.
Bir atomun elektronegatifliği, bir bağdan elektron çekme yeteneği olarak tanımlandığına göre bağ yapan iki atom arasındaki elektronegatiflik farkı da bağın türünü yani iyon veya kovalent bağ olduğunu belirtir:
Elektronegatiflik farkı büyükse bağın elektronları elektronegatifliği fazla olan atomun yanındadır (iyonik bağ) ve fark küçüldükçe bağın elektronları iki atom tarafından ortaklaşa kullanılır (kovalent bağ). Bunun açıklamasını Bölüm 6.3′ de göreceğiz.
4.8.4 Elektronegatiflik (D-7)
EtiketlerBölüm IV: Periyotlu Dizge ELEKTRON SPİNİ PAULİ İLKESİ İyonlaşma Gerilimi Periyotlu Dizge PERİYOTLU YASA VE ATOMDA ENERJİ DÜZEYLERİ