Modern Atom Teorisi → 3. Bölüm

Dersin Özellikleri:

• Seviye: Hiç Bilmeyenler İçin
• Süre: 40 dakika
• Gerekli Bilgiler:
  • Atom ve Periyodik Sistem
  • Kimyasal Tepkime Denklemleri
• Öğretmen:
  • Gökalp AY

Anlatılacak Başlıklar*:

• Periyodik Özellikler
  • Atom/İyon Yarıçapı Eğilimi
  • İyonlaşma Enerjisi Eğilimi
  • Elektron İlgisi Eğilimi
  • Elektronegatiflik Eğilimi
  • Metalik ve Ametalik Eğilimi
  • Oksit ve Hidroksit Bileşiklerinin Asitlik ve Bazlık Özellikleri

* Konu anlatımı, örneklerle zenginleştirilmiştir.

Periyodik Özellik Nedir?

• Periyodik sistemde, herhangi bir yöne doğru giderken genellikle artan ya da azalan özelliklere periyodik özellikler denir.

Periyodik Özellikler Nelerdir?

1. Atom/İyon Yarıçapı Eğilimi
2. İyonlaşma Enerjisi Eğilimi
3. Elektron İlgisi Eğilimi
4. Elektronegatiflik Eğilimi
5. Metalik ve Ametalik Eğilimi
6. Oksit ve Hidroksit Bileşiklerinin Asitlik ve Bazlık Özellikleri

Metalik Yarıçap Nedir?

• Metalik bağ kurmuş ve katı haldeki atomlarının çekirdekleri arasındaki mesafenin yarısıdır.

Kovalent Yarıçap

• Kovalent bağ kurmuş, iki ametal atomunun çekirdekleri arasındaki mesafenin yarısıdır.

Van der Waals Yarıçapı

• Van der Waals bağı kurmuş ve katı haldeki iki atomunun çekirdekleri arasındaki mesafenin yarısıdır.

Atomların Yarıçapları Nasıl Karşılaştırılır?

• Atomların elektron dağılımına bakılır ve şu kurallar uygulanır:

• Yörünge sayısı daha fazla olan atomun yarıçapı daha büyüktür.
  • Yörünge sayıları eşitken, proton sayısı daha az olan atomun yarıçapı daha büyüktür.
    • Proton sayıları da eşitse, elektron sayısı daha fazla olan atomun yarıçapı daha büyüktür.

• Atomun yarıçapı daha büyükse, çapı ve hacmi de daha büyüktür.

Örnek:

₁₆S₁₆    )2e^–   )8e^–    )6e^–
₁₀Ne₁₀     )2e^–   )8e^–
₅B₅     )2e^–    )3e^–

Yukarıda elektron dizilimleri verilen atomların hacimlerini karşılaştırınız.

İyonik Yarıçap

• Atomlar elektron verince çapları küçülür.
• Atomlar elektron alınca çapları büyür.
  
  (Elektron vermek kilo vermeye, elektron almak kilo almaya benzetilebilir.)

Örnek:

X, X⁺³, X^-1 atom ve iyonlarının çaplarını kıyaslayınız.

• Aşağı ve sola gidildikçe atom yarıçapı artar.
  • En şişman atom Fransiyumdur (Fr).

İyonlaşma Enerjisi Nedir?

• Gaz halindeki nötür bir atomdan, 1 elektron koparmak için gereken enerjiye 1. iyonlaşma enerjisi denir.

X_(g) + 130 kj/mol → X_(g)⁺¹ + 1e^–

Elektron Sayısı Kadar İyonlaşma Enerjisi Vardır

• 1. iyonlaşma enerjisi (1.İ.E.):
  X_(g) + 130 kj/mol → X_(g)⁺¹ + 1e^–
  
  
• 2. iyonlaşma enerjisi (2.İ.E.):
  X_(g)⁺¹ + 296 kj/mol → X_(g)⁺² + 1e^–
  
  
• 3. iyonlaşma enerjisi (3.İ.E):
  X_(g)⁺² + 517 kj/mol → X_(g)⁺³ + 1e^–
• …

Elektronu Azalan Atomda Neler Olur?

• Atomdan elektron kopardıkça:
  • Atomun elektron sayısı azalır.
  • Atomun çapı küçülür.
  • Elektron başına düşen çekim gücü artar.
    • Bu yüzden, sonraki elektron daha zor kopar.
  • Çekirdeğin çekim gücü değişmez.

Bir Sonraki Elektron Daha Zor Kopar

• Atomda her zaman bir sonraki elektronu daha zor koparırız.
  • Her zaman bir sonraki iyonlaşma enerjisi değeri daha büyüktür:
    
    1.İ.E. < 2. İ.E. < 3. İ.E. < 4. İ.E. < 5. İ.E.…

Üç Buçuk (3.5) Kat Kuralı

• Kaçıncı iyonlaşma enerjisinden sonraki değer en az 3,5 kat artmış ise, atomun son yörüngesinde o kadar sayıda elektron var demektir.

Örnek: Aşağıdaki atomların grup numaralarını bulunuz.

Farklı Atomların İyonlaşma Enerjilerine Göre Sıralanması

• Atomların elektron dağılımına bakılır:

• Değerlik elektron sayısı daha çok olan atomun iyonlaşma enerjisi daha büyüktür.
  • Değerlik elektron sayıları eşit olan atomlardan çapı küçük olanın iyonlaşma enerjisi daha büyüktür.

Örnek:

₁₂Mg, ₂₀Ca ve ₁₀Ne atomlarının 1. ve 3. iyonlaşma enerjilerini kıyaslayınız.

Peş Peşe Gelen Atomlarda 1. İyonlaşma Enerjisi

• Aynı periyotta, ardışık atomların 1. iyonlaşma enerjisi sıralaması, gruplarına göre şöyledir:
  
  1A < 3A < 2A < 4A < 6A < 5A < 7A < 8A
  
  (3 aşağı 5 yukarı)

• 1. iyonlaşma enerjisi en büyük atom helyumdur.
  • Elektronu en zor veren atomdur.

Elektron İlgisi Nedir?

• Gaz hâlindeki nötr bir atomun elektron alarak negatif yüklü iyon oluşturması sırasındaki enerji değişimine elektron ilgisi denir.
  • Elektron ilgisi “E.İ.” ile gösterilir.
    
    X_(g) + e^– → X_(g)^-1 + 235 kj/mol
    Y_(g) + e^– → Y_(g)^-1 + 75 kj/mol

• Soy gazların elektron ilgileri çok düşük ve sıfıra yakındır.
• Ametallerin elektron ilgileri çok yüksektir.
• Metaller elektron almaya değil de vermeye ilgi duydukları için, metallerin de elektron ilgisi düşüktür.

• Yukarı ve sağa doğru gidildikçe elektron ilgisi artar.
  • En cömert atom Klor atomudur (Cl).

• Yukarı ve sağa doğru gidildikçe elektron ilgisi artar.
  • En çekici atom Flor atomudur (F).

• İki atom arasındaki elektronegatiflik farkı ne kadar fazla ise, bağları o kadar çok iyonik karakterli olur.

• Başlıca metalik özellikler şunlardır:
  • Elektrik iletkenliği,
  • Parlak yüzey,
  • Elektron verme eğilimi,
  • İyonik ve metalik bağ kurabilme yeteneği,
  • Şekil alabilme
• Bu özellikleri daha iyi gösteren elementlerin metalik aktifliği daha yüksektir.

• Başlıca ametalik özellikler şunlardır:
  • Elektrik yalıtkanlığı,
  • Mat yüzey,
  • Elektron alma eğilimi,
  • Kovalent bağ kurabilme yeteneği
• Bu özellikleri daha iyi gösteren elementlerin ametalik aktifliği daha yüksektir.

• Yukarı ve sağa doğru gidildikçe ametalik özellik artar.
  • En iyi ametal Flor atomudur (F).

• Aşağı ve sola doğru gidildikçe metalik özellik artar.
  • En iyi metal Fransiyum atomudur (Fr).

Oksit Bileşikleri Nedir?

• Bir elementin oksijen ile yaptığı bileşiklere (OF₂ hariç) oksit bileşikleri denir.
• Bazı oksit bileşikleri:
  • CaO (Kalsiyum oksit)
  • Na₂O (Sodyum oksit)
  • CO₂ (Karbon dioksit)
  • SO₂ (Kükürt dioksit)
  • N₂O₅ (Diazot pentaoksit)
• Oksit bileşiklerinde, oksijenin yükü genellikle -2 olur.

Oksit Bileşiklerinin Sınıflandırılması

1. Asidik oksit
2. Bazik oksit
3. Nötür oksit
4. Amfoter oksit

I. Asidik Oksit Nedir?

• Ametallerin oksijence zengin olan oksitleri asidik oksittir.
• Bazı asidik oksit bileşikleri:
  • CO₂ (Karbon dioksit)
  • SO₂ (Kükürt dioksit)
  • N₂O₅ (Diazot pentaoksit)

Asidik Oksitlerin Özellikleri Nelerdir?

• “Susuz asitler” olarak da bilinirler, suyla tepkimeye girerek, asitleri oluştururlar.
• Asitler gibi davranırlar:
  • Bazlarla tepkimeye girerek tuz ve su oluştururlar.
  • Asitler gibi suya H⁺ iyonu verirler.
    • Bazı asidik oksitlerin suda çözünme tepkimeleri şöyledir:

CO_2(g) + H₂O_(s) → 2H⁺_(suda) + CO₃^2-_(suda)
SO_2(g) + H₂O_(s) → 2H⁺_(suda) + SO₃^2-_(suda)
N₂O_5(g) + H₂O_(s) → 2H⁺_(suda) + 2NO₃^–_(suda)

II. Bazik Oksit Nedir?

• Metallerin oksitleri bazik oksitlerdir.
• Bazı bazik oksit bileşikleri:
  • CaO (Kalsiyum oksit)
  • K₂O (Potasyum oksit)
  • Na₂O (Sodyum oksit)

Bazik Oksitlerin Özellikleri Nelerdir?

• “Susuz bazlar” da denir, suyla tepkimeye girerek bazları oluştururlar.
• Bazlar gibi davranırlar:
  • Asitlerle tepkimeye girerek tuz ve su oluştururlar.
  • Çözündüklerinde suya OH^– iyonu verirler:

CaO_(k) + H₂O_(s) → Ca²⁺_(suda) + 2OH^–_(suda)
Na₂O_(k) + H₂O_(s) → 2Na⁺_(suda) + 2OH^–_(suda)

III. Nötür Oksit Nedir?

• Ametallerin oksijence zengin olmayan oksitleri nötür oksitlerdir.
• Bazı nötür oksit bileşikleri:
  • CO (Karbon monoksit)
  • NO (Azot monoksit)
  • N₂O (Diazot monoksit)

Nötür Oksitlerin Özellikleri Nelerdir?

• Asit ya da baz özelliği göstermezler.
• Asit ya da bazlarla ya da suyla tepkimeye girmezler.

IV. Amfoter Oksit Nedir?

• Amfoter metallerin oksitleri, amfoter oksitlerdir.
• Amfoter metaller şunlardır:
  • Al (Alüminyum)
  • Cr (Krom)
  • Pb (Kurşun)
  • Sn (Kalay)
  • Zn (Çinko)
  • Be (Berilyum)

Amfoter Oksit Örnekleri:

• Amfoter oksitler şunlardır:
  • Al₂O₃ (Alüminyum oksit)
  • Cr₂O₃ (Krom -III- oksit)
  • PbO₂ (Kurşun -IV- oksit)
  • SnO₂ (Kalay -IV- oksit)
  • ZnO (Çinko oksit)
  • BeO (Berilyum oksit)

Amfoter Oksitlerin Özellikleri Nelerdir?

• Hem asitlerle hem de bazlarla tepkimeye girerler.
• Amfoter oksitler; suyla tepkimeye girmezler.

Hidroksit Bileşikleri Nedir?

• OH^– iyonunun bileşiklerine hidroksit bileşikleri denir.
• Bazı hidroksit bileşikleri şunlardır:
  • NaOH : Sodyum hidroksit
  • KOH : Potasyum hidroksit
  • Mg(OH)₂ : Magnezyum hidroksit
  • Be(OH)₂ : Berilyum hidroksit
  • Al(OH)₃ : Alüminyum hidroksit

Hidroksit Bileşiklerinin Özellikleri Nelerdir?

• 1A ve 2A grubu metallerinin hidroksit bileşikleri kuvvetli bazlardır.
  • 1A : H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
  • 2A : Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
• Hidroksit bileşiklerindeki metal ne kadar aktif ise, bileşik o kadar kuvvetli bir bazdır.
• Fe(OH)₂, Cu(OH)₂ gibi B grubu metallerinin hidroksit bileşikleri, genellikle zayıf bazlardır.

Bazik Özellik

• Bir madde suya ne kadar çok OH^– (hidroksit) iyonu verebiliyorsa bazik özelliği o kadar güçlüdür.
• Aynı grupta aşağıda doğru inildikçe, oksit ve hidroksit bileşiklerinin bazik özelliği artar.
• Bazik özelliğin arttığı yönde asidik özellik azalır.
• Periyodik tabloda, metallere doğru bazik karakter artar.

Asidik Özellik

• Bir madde suya ne kadar çok H⁺ (hidrojen) iyonu verebiliyorsa asidik özelliği o kadar güçlüdür.
• Halojenlerin Hidrojenli bileşikleri asidiktir: HF, HCl, HBr, HI
• Halojenlerde, aşağı doğru inildikçe asidik kuvvet artar:
  • Asitlik: HF < HCl < HBr < HI
• H bileşiklerinde, oksijen sayısı arttıkça, bileşiğin asidik karakteri artar:
  • Asitlik: HClO < HClO₂ < HClO₃ < HClO₄
• Periyodik tabloda ametallere doğru asidik karakter artar.