PERYODİK ÖZELLİKLER

Periyodik cetvelde elementlerin özellikleri bir periyotta soldan sağa doğru ve bir grupta yukarıdan aşağıya doğru düzgün değişimler gösterir. Bu özelliklerin hemen hepsi elektronların orbitallere dizilişine bağlı olarak açıklanabilir.

1. Atom Büyüklüğü :

Herhangi bir atomun büyüklüğü, en dış orbitalindeki elektronun yeri ile ilgilidir. Bununla beraber, son orbitaldeki elektronun tam olarak yerinin belli olmaması başka bir deyişle, elektronun bir bulut şeklinde bulunması nedeniyle ve herhangi bir atomun tek olarak büyüklüğünün belirlenememesi nedeniyle, atomun büyüklüğü bileşiklerinde bulunabilir. Bu nedenle de aynı atom farklı bileşiklerinde farklı büyüklüklerde ölçülebilir. Burada atom yarıçapı derken atomun kovalent bağlı iken belirlenen atom yarıçapından söz edeceğiz.

Atom numarası ile Atomik yarıçapların değişimi

Atomun yarıçapı, atomlar arası kovalent bağ uzunluklarından bulunabilir. Örneğin Cl-Cl bağı 198 pm olup, klor atomunun yarıçapı 99 pm olarak hesaplanabilir. C-Cl bağının uzunluğu ise; 176 pm dir. Bu iki değerden karbon atomunun yarıçapı için 77 pm olarak hesaplanabilir. Bu nedenle C-C bağının 154 pm olması beklenir ki bu beklenen değer doğrudur. Fakat C=C ve CºC bu uzunluk azalarak 134 ve 120 pm değerine kadar iner. Periyotlar boyunca elementin atom numarasına karşı atomik yarıçap grafiğe alınırsa şekil 1 deki çizim elde edilir. Bir grupta yukarıdan aşağıya doğru inildiğinde atom yarıçapının arttığı görülür. Bunun nedeni; n değerinin artmasıdır. Oysa periyot boyunca çekirdek yükünün artmasına karşın n değerinin değişmemesi nedeniyle, en dıştaki elektronlar daha fazla çekilirler ve böylece periyotlar boyunca ilerlerken atom yarıçapı azalır.

Temel geçiş elementlerinde ve iç geçiş elementlerinde atom yarıçapındaki değişme diğer elementlere göre daha azdır. Bunun nedeni; elektronların daha içteki tabakalara yerleşmeleridir. Örneğin birinci sıra geçiş elementlerinde elektronlar 3d alt tabakasına girdiğinden en dıştaki 4s alt tabakasının elektronları, 3d elektronları tarafından perdelemiş olacak ve çekirdek yükünün artışından fazla etkilenmeyeceklerdir. Lantanitler ise; atom yarıçapında yavaş fakat belirgin bir azalma gösterirler. Buna lantanit büzülmesi adı verilir. Bu elementlerde, elektronlar 4f alt tabakasına yerleşirler ve artan çekirdek yükünü perdelerler, bununla beraber bu etki en dıştaki 6s elektronlarında pek duyulmaz ve atom yarıçapı azalır. Aktinitlerde de durum geçiş elementleride olduğu gibidir. Fakat lantanit büzülmesi sonucu bu elementlerin büyüklüğü bir önceki periyottaki elementler kadardır. Örneğin ₇₂Hf ‘un yarıçapı 158 pm ve ₄₀Zr ‘un yarıçapı 160 pm kadardır.

Artı yüklü iyonlar atomlarından küçüktür. Fakat eksi yüklü iyonlar atomlarından büyüktürler. Bunun nedeni bir atom pozitif yüklü hale gelebilmek için elektron kaybetmek zorundadır. Bu sırada atom asal gaz yapısına benzer bir yapıya ulaşırken en dıştaki n değeri küçülmüş olur. Pozitif yüklü iyonların atomlarından daha küçük çaplı olmalarının nedeni budur. Negatif yüklü bir iyonun oluşmasında ise; en dıştaki tabakaya giren elektronlar diğerleri üzerindeki çekirdek yükünün etkisini azalttığı gibi elektronlar arası iteklemelerin artmasına da neden olacaklardır. Sonuçta dış tabakanın genişlemesi ve iyon atomdan daha büyük olur.

		Pozitif İyonlar								Negatif İyonlar
		Atom yarıçapı	İyon Yarıçapı	Yük						Atom yarıçapı		İyon Yarıçapı		Yük
IA GRUBU	Li	135	60	+1	VIIA GRUBU			F		64		136		-1
	Na	154	95	+1				Cl		99		181		-1
	K	196	133	+1				Br		114		195		-1
	Rb	211	148	+1				I		133		216		-1
	Cs	225	169	+1	VIA GRUBU			O		66		140		-2
IIA GRUBU	Be	90	31	+2				S		104		184		-2
	Mg	130	65	+2				Se		117		198		-2
	Ca	174	99	+2				Te		137		221		-2
	Sr	192	113	+2	VA GRUBU			N		70		171		-3
	Ba	198	135	+2				P		110		212		-3
IIIA GRUBU	Al	143	50	+3
	Ga	122	62	+3		Birden fazla iyon oluşturan elementler
	In	162	81	+3		Fe	126		Fe^+2		76	Fe^+3	64
						Co	125		Co^+2		78	Co^+3	63
						Cu	128		Cu^+		96	Cu^+2	69

2. İyonlaşma Enerjisi :

Gaz halinde nötral bir atomdan bir elektron uzaklaştırmak için verilmesi gerekli enerjiye iyonlaşma enerjisi denir. İyonlaşma enerjisi bir atomun elektronlarından birini koparıp sonsuz uzaklığa götürmek ve bir fazla artı yüklü yeni bir atom iyon oluşturmak için gerekli enerji olarak da tanımlanabilir.

Elektronu çekirdekten uzaklaştırmak için enerji verilmesi gerekeceğinden olay endotermiktir. Hidrojen dışında diğer bütün atomlardan birden fazla elektron kopartmak mümkündür. Aşağıdaki tabloda bazı elementlerin iyonlaşma enerjileri görülmektedir.

İlk 20 Element İçin İyonlaşma Enerjileri (kJ mol^-1)

	Birinci	İkinci	Üçüncü	Dördüncü	Beşinci	Altıncı	Yedinci	Sekizinci
H	1312
He	2371	5247
Li	520	7297	11810
Be	900	1757	14840	21000
B	800	2430	3659	25020	32810
C	1086	2352	4619	6221	37800	47300
N	1402	2857	4577	7473	9443	53250	64340
O	1314	3391	5301	7468	10980	13320	71300	84050
F	1681	3375	6045	8418	11020	15160	17860	92000
Ne	2080	3963	6276	9376	12190	15230	---	---
Na	495.8	4565	6912	9540	13360	16610	20110	25490
Mg	737.6	1450	7732	10550	13620	18000	21700	25660
Al	577.4	1816	2744	11580	15030	18370	23290	27460
Si	786.2	1577	3229	4356	16080	19790	23780	29250
P	1012	1896	2910	4954	6272	21270	25410	29840
S	999.6	2260	3380	4565	6996	8490	28080	31720
Cl	1255	2297	3850	5146	6544	9330	11020	33600
Ar	1520	2665	3947	5770	7240	8810	11970	13840
K	418.8	3069	4600	5879	7971	9619	11380	14950
Ca	589.5	1146	4941	6485	8142	10520	12350	13830

Eğer çizelge incelenecek olursa asal gaz elektron dizilişine sahip atomların kararlılık açıkça gözükmektedir. Elementlerin birinci iyonlaşma enerjisinin periyot ve grup içinde nasıl değiştiği aşağıdaki şekilde görülmektedir. Bu değişmenin atom büyüklüğüne paralel değişim gösterdiği açıktır. Elektronu çekirdekten uzaklaştırmak için verilecek enerji elektronun çekirdekten uzaklığına bağımlı olacağından bir grupta yukarıdan aşağıya inildiğinde atom büyüklüğü arttığından iyonlaşma enerjisi artar. Bir periyotta soldan sağa doğru çekirdek yükünün artmasıyla dış tabaka elektronlarının daha çok çekilmesi iyonlaşma enerjisinin artmasına neden olur. Bundan başka bazı özel durumlarda söz konusudur. Be iyonlaşma enerjisinin B iyonlaşma enerjisinden daha küçük olması beklenirken durum bunun tersidir. Be atomunda koparılan elektron 2s orbitalinde B da ise 2s orbitalinden daha yüksek enerjiye sahip 2p orbitalindedir. Daha yüksek enerjili olan 2p orbitalinden elektronu kopartmak daha kolaydır. Benzer bir durum O ile N arasında görülür. N atomundaki 3 elektron teker teker birer p orbitaline yerleşirler. O atomunda ise; p orbitallerinden biri tam olarak dolmuştur. Bu orbitaldeki diğer elektron tarafından iteklenmesi anlamındadır. Bu nedenle bu elektronu kopartmak daha kolaydır. Benzer davranışlar 2. ve 3. periyotta da görülür.

3. Elektron İlgisi :

Gaz halinde nötral bir atomun bir elektron (kinetik enerjisi sıfır olan) yakalaması sırasında açığa çıkan enerjiye elektron ilgisi denir.

Elektron, artı yüklü çekirdek tarafından çekileceğinden dışarıya enerji verilir. Olay ekzotermiktir. Artı yüklü bir atomun elektron ilgisi, nötral atomun iyonlaşma enerjisine eşittir. Atomlara birden fazla elektronda ilave edilebilir. Ama ikinci elektron ilavesi endotermiktir. Bazı atomların elektron ilgileri tabloda verilmiştir.

Bazı Elementlerin elektron İlgileri (kJ mol^-1)

IA	IIA	IIIA	IVA	V A	VI A	VII A
H - 73
Li - 59	Be ~ + 100	B - 30	C - 121	N ~ + 9	O - 140	F - 333
Na ~ - 50	Mg ~ + 30	Al - 50	Si 140	P - 75	S - 200	Cl - 349
K ~ - 40	Ca ---	Ga - 17	Ge - 120	As - 58	Se - 160	Br - 325
Rb ~ - 20	Sr ---	In ---	Sn ---	Sb ---	Te ---	I - 297

Elektron ilgileri de; İyonlaşma enerjilerinde olduğu gibi atomun büyüklüğü ile ilişkilidir. Bunun nedeni; elektron atoma yaklaştıkça çekirdek yükünün artmasıdır. Bu nedenle periyotlar tablosundaki elementlerin elektron ilgileri sağa ve yukarı doğru gidildikçe artar. Bununla beraber klorun yarıçapı flordan daha büyük olmasına karşın elektron ilgisinin flordan daha büyük olduğu tablodan görülmektedir. Bunun nedeni; florun alacağı elektronun diğer elektronlar tarafından klora göre daha fazla iteklenmesinden meydana gelmektedir. Ayrıca N un elektron ilgisinin endotermik olduğu görülmektedir. Fakat azotun sağında ve solunda yer alan atomların elektron ilgileri ekzotermiktir. Bunun nedeni azota yeni ilave edilecek elektronun yarı dolu orbitallere katılmasıdır. Sonuçta elektronlar arası itekleme fazla olacağından elektron ilgisi ısı alan değil ısı veren bir tepkimedir.

4. Elektronegatiflik :

Elektronegatiflik; bir kimyasal bağda, atomun elektronları çekme yeteneği olarak tanımlanabilir. A ve B elementlerinin kimyasal bir bağ oluşturduğunu düşünürsek, iki atomun elektronegatiflikleri arasındaki fark ;

Burada D_AB, D_AA ve D_BB sırasıyla AB, AA ve BB moleküllerinin bağ enerjileridir. Karakök içindeki değer eV ile verilmesi gerektiğinden kcal ile verilen bağ enerjileri için 1 eV = 23.06 kcal çevirmesi kullanılmıştır. Ayrıca elementlerin elektronegatifliklerini sıralayabilmek için florun elektronegatifliği 4.0 olarak kabul edilmiştir.

HBr için bağ enerjisi 88 kcal mol^-1 dir. H₂ ve Br₂ bağ enerjileri sırasıyla 104 ve 46 kcal mol^-1 dir. HBr bağında elektronlar tarafından eşit olarak çekilselerdi. HBr için bağ enerjisi ölçülen ve hesaplanan bağ enerjileri arasındaki fark elektronegatiflik ölçeğini oluşturan ekstra bağ gücü budur.