Elementlerin Periyodik Özellikleri

1
Elementlerin Periyodik
8
Özellikleri
Bölümden Öğreneceklerimiz:
• Nötr atomlar ve iyonlar için elektron
konfigürasyonlarını nasıl yazacağımızı
öğreneceğiz.
• Elementlerin, atom yarıçapındaki eğilimleri,
etkili çekirdek yükü, iyonik yarıçapını,
iyonlaşma enerjisini, elektron ilgisini ve
metalik karakteri periyodik tablodaki
konumlarından nasıl tahmin edebileceğimizi
öğreneceğiz.
Mr. Kevin A.
Boudreaux
Angelo Devlet
Üniversitesi
www.angelo.edu/faculty/kboudrea
1
2
Periyodik Özellikleri
• Çok sayıda element ve iyon özellikleri, periyodik
tablo boyunca periyodik olarak, tahmin edilebilir bir
şekilde farklılık gösterir. Periyodik tabloda
değişiklik gösteren bu özellikler şunlardır:
- Atom yarıçapı
- Etkili çekirdek yükü
- Iyonik yarıçap
- Iyonizasyon enerji
- Elektron ilgisi
- Metalik karakter
- Elektronegatiflik (9.
konu)
3
PeriyodikTablo'nun
Gelişimi
4
4
3
Periyodik Özellikleri
• Elementlerin çoğunun benzer kimyasal
özelliklerde olduğu uzun bir süredir
bilinmektedir.
- Lityum, Sodyum ve Potasyumun su ile tepkimeleri aynıdır.
2M(s) + 2HOH(l) → 2MOH(aq) + H2 (g)
Aralarındaki tek fark, metallerin
kütlelerinin olması, reaksiyon gücü ve
hızıdır.
Lityum
Yavaş
Sodyum
Hızl
ı
Potasyum
sapma hızı
4
5
Periyodik Tablonun Gelişimi
• 1869 yılında Dimitri Mendeleyev tarafından yayınlanmış
olan tabloda elementlerin atom kütlesi artırarak
düzenlenmiş ve kimyasal özelliklerine göre sütunlar
halinde gruplandırılmıştır.Elementlerin özellikleri bu
periyodik sistemde periyodik şekilde (az ya da çok)
değişiyordu.
4
6
4
7
Atom Numarasna Göre Periyodik Tablo
• Elementlerin özelliklerini uygun bir şekilde sıralamak
için elementlerin düzenini değiştirmek gerekiyordu.
- Örneğin, potasyum (39.0983 g/mol) argondan
(39.948 g/mol) biraz daha hafiftir, bu nedenle artan atom
ağırlığından dolayı potasyumun grubu 8A, ve argonun grubu
1A olmalıydı ama bunun uygun olmadığı çok açıktı.
• Çekirdek ve protonun keşfinden sonra ve X-ışını
spektroskopisi gelişimi ile, periyodik tablonun
sırasını ile "oynama" yapmadan , artan atom
numarası sırasına göre yazılması gerektiği ortaya
çıktı.Ayrıca proton sayıları ile tam olarak kaç tane
"eksik" element olduğuda anlaşıldı.
4
8
Modern Periyodik Tablo Elemanları
4
9
Elektron
Yapılandırmaları
4
10
Enerji seviyelerinde Tek -ElektronAtomları
• Tek elektronlu atomlar da (H, He+, vb. ) orbitalin enerjisi
sadece n'e bağlıdır. 2s ve 2p orbitalleri aynı enerji, 3s, 3p,
ve 3d orbitalleri aynı enerjiye sahiptir.
(Aynı enerjiye sahip olan orbitallerin dejenere
olduğu söyleniyor.)
4
11
Çok Elektronlu Atomların Enerji Seviyeleri
• Çok elektronlu atomlarda enerji n ve l'ye
bağlıdır (s <p <d <f), bu nedenle altkabuklar
arasında enerji farklılıkları vardır.
4
12
Çok Elektronlu Atomlarda Enerji Seviyeleri
Bir kabuktan diğerine bazı enerji geçişleri vardır.(Bazı
atomların 3d orbitalleri enerji olarak 4s orbitallerinden
daha yüksektir.)
•
•
Bu enerji farkılıkları çekirdek ve elektron arasındaki
çekiçi güçlerin ve elektronlar arasındaki itici güçlerin bir
sonucudur.
• Daha fazla elektron ekleme elektronlar arasındaki itme
kuvvetleri artırır.
• Çekirdekte daha fazla protona sahip olmak yakın ve yalancı
elektronların enerjilerini düşürür.
• Çekirdek çevresinde daha büyük yoğunlukta elektronları
olan orbitaller çekirdek yüküne daha fazla maruz kalırlar.
4
13
Çok elektronlu atomlarda enerji seviyeleri
• Dışardaki katmanların elektronları itmesi, yavaş ve
yalancı katmanlar tarafından dış katmandaki
elektronların sıkışmasına neden olur ve
4
14
Herşeyi Birlikte Koymak
•
Çeşitli orbitallerin bağıl enerjilerini bilmek bize
herhangi bir atom veya iyon için elektron
konfigürasyonunu nasıl yapacağımızı tahmin
etmemizi sağlar(O atomdaki elektronların kendi
orbitalleri arasında nasıl yayılmış olduğunun
• listesini)
Birbirini izleyen her elektron ,en
düşük enerjili orbitale bir atom
şeklinde eklenir,bu atomun zemin•
durum yapılandırma sonucudur.
Aufbau prensibi(prensibi kuran
Alman) denilen bir takım kurallar
doldurulan orbitaldeki düzene
kılavuzluk eder.
4
15
Aufbau Prensibi
• Yüksek enerjili orbitallerden önce düşük enerjili
orbitaller doldurulur.
Orbitallerin doldurulma sırası:
1S, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4 p, 5s, 4d, 5p, 6 S, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f
• Bir orbitalde en fazla iki elektron olabilir. Bu elektronlarin
spinleri (dönme yönleri) farkli olmalidir (Pauli hariç tutma
kuralı)
• Hund Kuralı: 2 ya da daha fazla (aynı enerji
seviyesindeki orbitaller) dejenere orbital varsa 1
elektron 1 orbitale(döner) yarı dolu olana kadar
gider; sadece o zaman elektron, orbitallerden birini
doldurabilir( Bu, yüklü elektronlar arasındaki gibi
karşılık itme kuvvetinin bir sonucudur.)
4
16
Elektron Konfigürasyonları Yazmak
• Bir elementin elektron konfigürasyonunu
yazmak için, elektron tarafından işgal edilen
orbitaller, orbital dizilerinde ne kadar elektron
olduğunu göstermek için üstteki tarafından
takip edilir.
• Elektronları göstermenin başka bir yolu her
orbitalin dairesel olarak(ya da çizgisel veya
karesel) ve oklarla yukarı(↑) veya aşağı(↓)
gösterildiği orbital şemasıdır.
4
8. Bölüm Notlar
Örnekler: Elektron Konfigürasyonları
Bir sonraki sayfada şemayı kullanarak elektron
konfigürasyonlarını ve orbital şemalarını aşağıdaki
elementler için yazınız ve diyamanyetik ve paramanyetik
olup olmadıklarını belirtiniz.
1. Li 1s22s1
2. Be 1s22s2
3.
B 1s22s22p1
4. C
5. N
6. O
17
7. F
8. Ne
18
8. Bölüm Notlar
Kısaltılmış Elektron
Konfigürasyonları
• Sonraki Neon atomu için elektron
konfigurasyonu yazmak son derece külfetli
olabilir: Ba: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10
5s2 5p6 6s2
• Dizilim 5p^6 ya çıktığında herşey, asal gaz olan Xenon(Xe) nin
elektron konfigürasyonu gibi yazılır. Bu konfigürasyon şöyle
kısaltılabilir.
•
Ba: [Xe] 6s2
Kısaltılmış elektron konfigürasyonları her
zaman en yakın soygazı temel alarak yazılır.
19
Elektron Konfigürasyonları ve Periyodik Tablo
• Aufbau kuralında orbital sırasını
ezberlemek gerekli değildir çünkü bu
dizilim aşağıdaki periyodik tablodan
okunabilir.
20
Chapter 8 Notes
Elektron Konfigürasyonları ve Periyodik Tablo
1S
1s
N (n) s
(n)
p
(N-1)
d
(N-2)f
21
Örnekler: Elektron Konfigürasyonları
2. Aşağıdaki elementler için elektron konfigürasyonlarının kısaltılmışını,
orbital şemasını çiziniz ve elementlerin diyamanyetik ve paramanyetik olup
olmadıklarını belirtiniz.
Na
Mg
Al
Cl
Ar
Fe
Sn
Pb
I
22
Chapter 8 Notes
Değerlik Elektronlar
• Değerlik elektronlar, bir atomun en dış kabuğunda
(valans yörüngesi) bulunan elektronlara verilen
isimdir. (n'in en yüksek değeri). Periyodik tabloda
aynı gruptaki tüm elementler değerlik katmanlarında
benzer elektron konfigürasyonuna sahiptir bu
yüzden benzer kimyasal özellik gösterirler.
•
Çekirdek elektronlar, tam temel enerji düzeylerinde
olanlardır ve bağa katılmazlar.
Şek.
8.6
23
Değerlik Katman Konfigürasyonlarının Periyodik Tablosu
Şekil 8.7
24
Chapter 8 Notes
Bazı Anormal Elektron Konfigürasyonları
• Yarı dolu ve tam dolu altkabuklar özel bir kararlılığa
sahiptir, başlıca bazı anormol elektron
konfigürasyonları:
4 2
• - Cr [Ar] 3d 4s -
Cu [Ar] 3d94s2 Ag [Kr] 4d95s2
- Au [Xe] 4f145d96s2
Gerçek: [Ar] 3d54s1
Gerçek: [Ar]3d104s1
Gerçek : [Kr] 4d105s1
Gerçek
: [Xe] 4f145d106s1
Anormal elektron konfigürasyonlarının çoğu
atom numarası 40'tan büyük olan
elementlerde, alt katmanlardaki enerji farkının
az olduğu yerlerde gerçekleşir. Bu durumlarda
elektron transferi, elektronlar arasındaki itme
kuvveti azaldığı için bir alt katmandan, toplam
atom enerji düşük olan katmana doğru olur.
25
QM Modelinin Açıklayıcı Gücü
•
Elementlerin kimyasal özellikleri genellikle
değerlik elektron sayısına göre belirlenir .
- Grup 8A elementler hareketsizdir çünkü değerlik
katmanları zaten doludur.
- 1A elementleri (ns^1) tek değerlik elektronlarını
kaybederek(+1 yüklenerek) asal gaz dizilimine
ulaşabilirler
- Grup 2A elementleri (ns2) değerlik iki elektronunu kaybeder ve 2+
yüklenerek soygaz elektron dizilimine ulaşır.
26
- Grup 7A elementleri (ns2np5) bir elektron kazanarak 1- ile yüklenir ve
soygaz elektron dizilimine ulaşır.
Chapter 8 Notes
Atom yarıçapı Ve
Etkin Çekirdek Yükü
27
Atom yarıçapı
•
Atomun atomik yarıçapını katı atomlardaki
atomlar arasındaki mesafenin yarısı alınarak veya
(tepkimeye girmeyen atom yarıçapı veya van der
Waals yarıçapı) iki özdeş bağlı unsur arasındaki
mesafenin yarısı alınarak veya metalik kristal
atomları arasındaki mesafeyi ölçerek bulabiliriz.
28
Chapter 8 Notes
Atom Yarıçapında Eğilimler
• Pek çok element ve bileşiğin ortalama atom yarıçapını ölçümler
yaparak bulabiliriz.
• Atom yarıçapları, atom numaralarına karşı
olarak grafiklendiğinde grup boyunca yarıçap
için periyodik bir model vardır.
1A grubu elementlerinden 8A grubu elementlerine gidildikçe atom
yarıçapı azalır
Bir gruptaki elementler için atom büyüklüğü yukarıdan aşağıya doğru artar.
29
Atom yarıçapında Eğilimler
Şekil 8.9
30
Chapter 8 Notes
Yukarıdan Aşağıya Doğru Atom Yarıçapı
•
Katman sayısı artacağı için(n'nin değeri büyür)
atom yarıçapı artar. Böylece bir grupta aşağı
inildikçe atomun hacmi artar.
31
Etkili Çekirdek Yükü
• Net çekirdek yükü aslında dış katmandaki elektron
tarafından düşürülür. Buna etkili çekirdek yükü denir.
Etkili çekirdek yükü çoğunlukla gerçek çekirdek yükü
olan Z'den daha düşüktür çünkü temel elektronlar daha
dış taraftaki elektronları tam etkili çekirdek yükünden
korur.
Zet kili= Zgerçek - Elektron kalkan
Şekil 8.11
32
Chapter 8 Notes
Soldan Sağa Atom Yarıçapı
•
Bir periyotta sağa doğru gittiğimizde
çekirdekteki proton sayısı artar ama
koruyucu elektron kalkanında bir artış
olmaz(iç kısımdaki elektron sayıları
değişmez ve değerlik elektronlar
birbirlerini korumazlar). Bir periyotta
soldan sağa doğru gittiğimizde etkili
çekirdek yükü artar.
Değerlik elektron(kırmızı)
İç kısımdaki
elektronlar(M
avi)
Çekirdek(siyah)
33
Chapter 8 Notes
Atom Yarıçaplarında Eğilimler
şekil 8.10
34
Etkin Çekirdek Yükü Ve Atom Yarıçapı
35
Örnekler: Atom yarıçapları ve Boyut Atom
3. Hangi atom daha büyük C-N?
4. Hangi atom daha büyük Si-Ge?
5. Hangi atom daha büyük Mg-Ba?
6. Hangi atom daha büyük Al-Ge
7.
Artan atom hacimlerine göre
sıralayınız: Cs,Rb,Sr,Ca
36
Iyonların Özellikleri
37
Değerlik Katman
• En dıştaki elektronlar yada değerlik
elektronlar(n değeri en yüksek olan) en yüksek
enerjiye sahiptir ve çekirdekten en
uzaktadırlar. Aynı zamanda diğer atomlara en
fazla maruz kalanlardır.
- Ana grup metallerinde, katyon halinde kaybolan elektronlar değerlik
katmandan alınır.
•
Ana grup ametallerinde anyon halinde kazanılacak
elektronlar değerlik katmana verilir.
İç taraftaki temel elektronlar genellikle
kimyasal bağlarda rol oynamazlar.
38
Sodyum Klorür'ün Oluşumu
Sodyum, klor ile tepkimeye girerken
• sodyumdaki 3s^1 elektronu kaybolur ve
böylece sodyum iyonu oluşur.
Na 1s 22s 22 p63s1 → Na+ 1 s 22s 22 p6
+ eBir sonraki elektron verecek olan katman(n=2), en dıştaki tam dolu olan
katmandır. Daha fazla elektron kaybetmek için küçük bir eğilim gösterir.
Na+ iyonu son katmanındaki 8 elektronuyla birlikte, asal gaz olan Neon ile
aynı konfigürasyona sahip olmuştur.
•
Klor atomu 3p alt katmanına bir
elektron kabul ederek 3.
katmanını doldurur.
Cl :1s 22s 22 p632 3p5 + e - → Cl- 1 s 22s 22 p632
3p6
Cl- iyonu son katmanındaki 8 elektronuyla birlikte, asal39 gaz Argon ile aynı
konfigürasyona sahip olmuştur.
MOV: sodyum klorür
Okted Kural
• Na + ve Cl- iyonlarının elektron konfigürasyonları en
yakın soygazınkiyle aynıdı (Bu iyonların en yakın
soygazla İzolektronik olduğu söylenir). Atomlar en
dıştaki katmanı doldurmayı tercih ederler çünkü bu
elektronik olarak daha sağlam ve kararlıdır.
•
Okted kuralında bunu genelleştirebiliriz: Ana-grup
elemanları dış kabuğu 8e- olacak şekilde reaksiyona
girme eğilimindedir.
- Yani, ana-grup elemanları değerlik elektron
katmanlarındaki s ve p orbitallerini doldurarak
asal gaz konfigürasyonuna ulaşmak için
tepkimeye girerler
40
• Okted kuralının pek çok istisnası vardır, ama bazı
kimyasal bağlar hakkında tahmin yapmak için
kullanışlıdır.
40
Grup 1A-3A Katyonları
Benzer dış katman konfigürasyonları
• olan elementler benzer iyon
oluştururlar.
• Örneğin, alkali metaller +1 yük ile iyonları
oluştururlar; değerlik s1 bir elektron kaybeder.
• 2A ve 3A grubu metalleri katyon formu oluşturmak için bütün değerlik
elektronlarını kaybetme eğilimindedir.
2A 1 s 22s 2
2A Mg 1s 22s 22 p63s2 Mg
3A Al 1s 22s 22 p632 3p 1
2+ 1 s 2
2+ 1 s
22s 22 p6
Al3+ 1 s 22s 22 p6
41
Grup 4A ve 5A Katyonları
• 4A ve 5A grubu metalleri p altkatmanından veya s ve p
altkatmanından elektron kaybedebilir. Bu şekilde asal
gaz konfigürasyonuna ulaşmış olurlar.
4A
4A
5A
Sn
Sn2+
Sn4+
Pb
Pb2+
Pb4+
Bi
Bi3+
Bi5+
[Kr]4 d105s 25p 2
[Kr]4 d105s 2
[Kr]4 d10
[Xe]4f 145d106 s2
[Xe]4f 145d106 s2
[Xe]4f 145d10
[Xe]4f 145d106 s2
[Xe]4f 145d106 s2
[Xe]4f 145d10
42
Geçiş Metal Katyonları
• Geçiş metalleri ns elektronlarını (n-1)s
elektronlarından önce kaybederler, genellikle +2
yüke dönüşürler. Bazıları elektronlarını en yüksek
seviyeli d orbitalinden kaybedebilirler
Fe [Ar] 3d64s
2
Fe2+ [ Ar] 3d6
Fe3+ [ Ar] 3d5
---------------------- Zn [Ar] 3d10 4s 2
Zn2+ [ Ar] 3d10
---------------------- Ag [Kr] 4 d10 5s1
Ag+ [ Kr] 4 d10
43
Ametal Anyonları ve Asil Gazlar
•
6A - 7A gubu ametalleri dış kabuklarını
8 elektrona tamamlayana kadar elektron kazanaırlar.
4A C 1s 22s 22 p2 C
•
4-1
s 22s 22 p6
5A N 1s 22s 22 p3
N3 - 1 s 22s 22 p6
6A O 1s 22s 22 p4
O 2- 1 s 22s 22 p6
7A-F 1s 22s 22 p5
F- 1
s 22s 22 p6
8A grubu elementlerin(soygazlar) son yörüngeleri
elektronla tam olarak dolu olduğu için iyonlaşmak
için herhangi bir eğilim göstermezler.
8A
Ne 1s 22s 22p6
8A
Ar 1s 22s 22 p632 3p6
44
Örnekler: İyon Konfigürasyonları Tahmini
8. Aşağıdaki her bir iyon için elektron
konfigorasyonunu ve diamanyetik veya
paramanyetik olup olmadığını tahmin ediniz.
A. Ra2+
B. La2+ , La3+
c.
Mn2+, Mn3+
d. Ni2+
E.Ti4+
F. N3G. Te2-
45
Örnekler: İyon Konfigürasyonları Tahmini
9. Bir elementin temel elektoron konfigürasyonu
bu şekildeyse +2 iyon konfigürasyonu nasıldır
1s 22s 22p63s 23p63d10
?
46
Iyonik
yarıçaplar
• Katyonların yarıçapı atomundan
küçüktür,çünkü e- kaybeder.
• Anyonların yarıçapı atomunkinden büyüktür çünkü son katmana elektron
eklendiğinde elektronlar arasındaki itme kuvveti artar.
iyonik
• Büyük iyonik yük, daha küçük
yarıçapa sahiptir . (örn., Fe3+ < Fe2+).
• İyon hacmindeki eğilimler nötr atomlardaki gibidir:
- İyonik hacim bir grupta aşağı inildikçe artar.
- İyon hacim katyonlar ve anyonlar için periyotta
sağa doğru gidildikçe azalır.
MOV: Elektronların Kaybı ve Kazancı
47
←Şekil
8.12
Şekil→
8.13
48
Örnekler: Yarıçap sıralama
10. Artan atom hacmi sırasına göre aşağıdaki
iyonları düzenleyin: O2-, P 3-, S 2-, 3-.
11. Atom hacmi büyük
olan hangisidir? Na,
Na+
12. Atom hacmi büyük olan hangisidir?
Br veya Br49
Örnekler: Periyodik Eğilimleri Tahmin Etme
13. Atom hacmi büyük olan hangisidir?
Sn2+ veya Sn4+
14. Atom hacmi büyük olan hangisidir?
Rb+ veya Br15. Artan atom hacmi sırasına göre aşağıdaki
iyonları düzenleyin:Ca2+, S 2-, Ar, K +, Cl-.
50
Periyodik
Özellikler:
İyonlaşma
Enerjisi,
Elektron
İlgisi,
ve
Metalik
Karakter
51
Iyonlaşma
Enerjisi
• Iyonizasyon Enerji (IE) : Gaz fazındaki
bir mol nötr atomdan bir elektron
koparmak için gerekli olan enerji
miktarıdır.
50
M(g) → M +(g) + e -(g); ΔH°= IE (her
zaman > 0)
• Iyonlaşma enerjisi pozitif enerji
değeridir(endotermik bir işlemdir);
atomdan elektron koparmak için enerji
verilmelidir.
• Bir elektron koparmak için gerekli olan
ilk enerji, birinci iyonlaşma enerjisidir
( IE1).
52
MOV: iyonlaşma enerjileri
50
8. Bölüm Notlar
Birinci iyonlaşma Enerjisinde Eğilimler
• Bir grupta aşağı doğru inildikçe atom hacmi büyür
bu yüzden en dıştaki elektronlar çekirdekten
uzaklaştığı için, elektron koparmak kolaylaşır.
Böylece bir grupta aşağı doğru inildikçe 1. ie azalır.
• Bir periyotta sağa doğru gidildikçe etkin çekirdek
yükü artacağından dolayı atom hacmi azalır. Sonuç
olarak en dıştaki elektronlar birbirlerine daha sıkı
tutunurlar. Böylece bir periyotta sağa doğru gittikçe
1. ie artar.
• Düşük iyonlaşma enerjili atomlar (metaller)
katyon oluşturma eğilimindedir, yüksek
iyonizasyon enerjileri (ametaller) olan atomlar
anyon oluşturma eğilimindedir.
MOV: İyonlaşma enerjilerinde
periyodik eğilimler
53
Iyonlaşma Enerjisi Ve Atom
Numarası
Şekil 8.14
54
8. Bölüm Notlar
İyonizasyon Enerjilerinde Eğilimler
Şekil 8.15
55
1. İyonlaşma Enerjilerinde İstisna-i Eğilimler
• Genel eğilimlerde bir çok varyasyon vardır. Bu
varyasyonlar, yarı dolu halinden 1 elektron
uzakta veya p altkatmanında 1 elektronu olan
atomların iyonlaşma enerjilerinin bir sonucudur.
56
8. Bölüm Notlar
Daha Yüksek İyonlaşma Enerjileri
• Bir atomu +1 halinden daha fazla
değiştirmek elbetteki mümkündür.
M(g) → M +(g) + e -(g)
birinci iyonlaşma enerjisi
2+
(IE1) M +(g) → M (g) + e -(g) ikinci iyonlaşma
enerjisi (IE2) M2+(g) → M3+ (g) + e -(g)
üçüncü iyonlaşma enerjisi (IE3 )
• Art arda gelen her iyonizasyon adımı için daha fazla
enerji gereklidir (IE3 > IE2 > IE1) çünkü pozitif yüklü
iyonlardan elektron koparmak daha zordur.
• Tam dolu olan katmandan elektron koparmak istediğimizde iyonlaşma
enerjilerinde büyük bir sıçrayış meydana gelir.
57
Daha Yüksek İyonlaşma Enerjileri
Neden Berilyumun 3.
• iyonlaşma enerjisi, 1.
iyonlaşma enerjisi ve 2.
iyonlaşma enerjisine göre
çok daha fazladır?
Be 1s2 2s2
IE1
Be+
1s2 2s1
IE2
Be2+ 1s2
IE3
Be3+ 1s1
58
Chapter 8 Notes
Daha Yüksek İyonlaşma Enerjileri
59
Daha Yüksek İyonlaşma Enerjileri
60
Chapter 8 Notes
Elektron ilgisi
• Elektron ilgisi ( Eei) - Gaz fazındaki 1 mol
atom, elektron kazanarak (-1) yüklü anyon
haline gelirken açığa çıkan enerji miktarıdır
M(g) + e -(g) → M -(g); ΔH°= Eea (genellikle <
0)
• Elektron ilgisi genellikle negatif bir enerji değeridir(ekzotermik bir
işlemdir); elektron nötr bir atoma bağlanırken enerji genellikle ayrılır.
• Bir atom bir elektron alabilmek için daha büyük
bir negatif elektron isteğinde bulunur ve daha
kararlı bir anyon açığa çıkar.
•
Genel olarak, bir grupta aşağı inildikçe elektron
alma isteği azalır ve bir periyotta sağa doğru
gidildikçe artar fakat eğilim, iyonizasyon enerjisi
ve hacmi kadar düzgün değildir.
61
MOV: Periyodik Trendler Elektron ilgisi
Elektron İlgisi
Figure 8.16
62
Chapter 8 Notes
Metalik Karakterlerde Eğilim
• Metaller elektriği ve ısıyı iyi iletirler, yumuşak ve
şekil verilebilirler, çoğu kez parlaktırlar ve bir
kimyasal reaksiyonlarda kolaylıkla elektron
verebilirler.
• Ametaller elektriği ve ısıyı iyi iletmezler, fiziksel
halleri değişkendir ve kimyasal reaksiyonlarda
elektron alma eğilimindedir.
• Bir periyotta soldan sağa doğru giderken,
iyonizasyon enerjisi artar ve elektron isteği daha
negatif bir hale gelir. Böylece bir periyotta soldan
sağa doğru giderken metalik karakter azalır.
• Bir grupta aşağı doğru gidildiğinde iyonizasyon
enerjisi düşer ve elektron alma isteği azalır.
Böylece bir grupta aşağı doğru inildikçe metalik
karakter artar.
63
Metalik Karakterlerde Eğilim
Figure 8.17
64
Chapter 8 Notes
Metalik Karakterlerde Eğilim
65
Şekil 8.18
Periyodik Eğilimlerin Özeti
66
Chapter 8 Notes
Periyodik Eğilimleri Tahmin Etmek
16. Hangi atomun iyonlaşma enerjisi daha büyüktür? : Al veya S?
17. Hangi atomun iyonlaşma enerjisi daha büyüktür? : veya Sb?
18. Hangi atomun iyonlaşma enerjisi daha büyüktür? : N veya Si
19. Hangi atomun iyonlaşma enerjisi daha büyüktür? : O veya
Cl?
20. Hangi atomun iyonlaşma enerjisi en büyüktür? : IE: Na, Sr,,
Rb?
67
Örnekler: tahmin eden PeriyodiTrendler
21. Artan İyonlaşma Enerjisine göre
düzenleyin : F, S, Cl.
22. Hangisinin elektron ilgisi daha yüksektir? O veya F
23. Hangi element daha metaliktir? Sn veya Te
66
24. Hangi element daha metaliktir? Ge veya In