Periyodik Tablo.

... konulu sunumlar: "Periyodik Tablo."— Sunum transkripti:

1 Periyodik Tablo

2 s, p : temel grup elementleri
d : geçiş elementleri f : iç geçiş elementleri 4f : lantanitler 5f : aktinitler

3 1A Alkali Metaller 2A Toprak Alkali Metaller 1B Para Metalleri 6A Kalkojenler 7A Halojenler 8A Soy Gazlar

4 İyonlaşma Enerjisi, İyonlaşma Potansiyeli + DH°ie  I
Birinci iyonlaşma enerjisi, I1, izole bir atomdan bir elektron kopartmak için verilmesi gereken enerjidir. Koopmans Teoremi: Bir elektronun iyonlaşma enerjisi, elektronun koptuğu orbitalin enerjisine eşittir. DH°ie artar DH°ie azalır

5 I1 < I2 < I3 < I4 Al(g) Al+(g) + e- I1 = 580 kJ/mol birinci Al+(g) Al2+(g) + e- I2 = 1815 kJ/mol ikinci Al2+(g) Al3+(g) + e- I3 = 2740 kJ/mol üçüncü Al3+(g) Al4+(g) + e- I4 = 11,600 kJ/mol dördüncü

6 ÖRNEK: Na atomunun I1 ve I2 değerleri arasındaki fark niçin çok büyüktür?
Na(g) Na+(g) + e- I1 = 495 kJ/mol [Ne]3s1 [Ne] (removing “valence” electron) Na+(g) Na2+(g) + e- I2 = 4560 kJ/mol [Ne] 1s22s22p5 (removing “core” electron)

7 İyonlaşma Enerjileri IE (kj/mol) Atom No
Tamamen dolu kabuklar en kararlı: soygazlar en yüksek İE sahiptirler!

8 Periyot boyunca birinci iyonlaşma enerjilerinde sapmalar
 B: [He]2s2 2p1 p orbitalleri, s orbitallerinden daha iyi perdelenir, bu nedenle Z* azalır ve DH°ie düşer.(ayrıca [He]2s2 dolu bir alt-kabuktur)  O: [He]2s2 2p4 İlk eşleşen elektronlar arasında oluşan itme, bir elektronun kaybedilmesini kolaylaştırır. Atom Numarası

9 Grup Boyunca Birinci İyonlaşma Enerjilerinde Sapmalar
Group 17 “normal” F > Cl > B r > I > At Sapma yok Group 13 sapma var B > Al < Ga > In < Tl Tl > Al ve Tl > Ga – Ga da Z* büyüktür, çünkü 3d orbitallerine sahiptir. − Tl da Z* büyüktür, çünkü “inert çift etkisi” (relativistik etki) mevcuttur.

10 yüksek iyonlaşma enerjilerinde düzgün bir eğilim yoktur
Ca: [Ne]3s2 3p6 4s2  Ca+: [Ne]3s2 3p6 4s1 DH°ie = eV Ca+: [Ne]3s2 3p6 4s1  Ca2+: [Ne]3s2 3p6 DH°ie = 11.9 eV Ca2+: [Ne]3s2 3p6  Ca3+: [Ne]3s2 3p5 DH°ie = 50.9 eV - Dolu iç kabuk elektronlarını iyonlaştırmak için çok yüksek enerji gerekir

11 Elektron İlgisi: Eİ = -DH°ei + 5/2 RT
Elektron ilgisi, gaz halindeki bir atoma bir elektron ilavesinde oluşan enerji değişimidir. E(g) + e-  E-(g) H°ei Elektron İlgisi: Eİ = -DH°ei + 5/2 RT Eİ = -DH°ei O(g) + e-  O-(g) DH°ea = -142 kJ/mol birinci Eİ ısıveren O-(g) + e-  O2-(g) DH°ea = 844 kJ/mol ikinci Eİ ısıalan O(g) + 2e-  O2-(g) DH°ea = 702 kJ/mol üçüncü Ei ısıalan Çeşitli faktörler, O2- iyonunun moleküllerde ve iyonik kristallerde mevcut olmasını sağlar

12 Atom No EA (kJ/mol) Halojenlerin Eİ yüksektir (Grup 17) çünkü ilave elektron ile kabuk tam dolar. Alkali toprak elementlerinde Eİ negatif değer alır, çünkü ilave elektron daha az kararlı p altkabuğuna girer (daha düşük Z*). Soy gazlarda Eİ negatiftir, çünkü ilave elektron bir sonraki kabuğa, (n+1)s, girer. Eİ artar Eİ azalır

13  Na: [Ne]3s1 – ilave elektron ile dolu altkabuk oluşur [Ne]3s2
 Si: [Ne]3s2 3p2 – ilave elektron ile [Ne]3s2 3p3 daha kararlı yarı dolu alt kabuk oluşur, bu nedenle Eİ yüksektir.  P: [Ne]3s2 3p3 – ilave elektron ile [Ne]3s2 3p4 elektron dizilişi m.g., elektron eşleştiği için Eİ düşüktür.

14 ÖRNEK : Halojenlerde Eİ niçin yüksektir?
F(g) + e F-(g) Eİ = kJ/mol 1s22s22p5 1s22s22p6 [Ne] ÖRNEK : Azot atomunun Eİ niçin küçüktür? N(g) + e N-(g) Eİ > 0 (unstable) 1s22s22p3 1s22s22p4 (e- yarı dolu orbitale girmek zorundadır)

15 ÖRNEK : O atomunun birinci Eİ için ne söyleyebilirsiniz ?
O(g) + e O-(g) EA = -140 kJ/mol 1s22s22p4 1s22s22p5 Daha büyük Z+ e- itmesini yener. ÖRNEK: ikinci Eİ için ne söyleyebilirsiniz ? O-(g) + e O2-(g) EA > 0 (kararsız) 1s22s22p5 1s22s22p6 [Ne] dizilişi, fakat elektron itmesi çok büyük.