Sunum yükleniyor. Lütfen bekleyiniz

Sunum yükleniyor. Lütfen bekleyiniz

s, p : temel grup elementleri d : geçiş elementleri f : iç geçiş elementleri 4f : lantanitler 5f : aktinitler 1A 1 Alkali Metaller 2A 2 Toprak Alkali.

Benzer bir sunumlar


... konulu sunumlar: "s, p : temel grup elementleri d : geçiş elementleri f : iç geçiş elementleri 4f : lantanitler 5f : aktinitler 1A 1 Alkali Metaller 2A 2 Toprak Alkali."— Sunum transkripti:

1

2 s, p : temel grup elementleri d : geçiş elementleri f : iç geçiş elementleri 4f : lantanitler 5f : aktinitler 1A 1 Alkali Metaller 2A 2 Toprak Alkali Metaller 1B 11 Para Metalleri 6A 16 Kalkojenler 7A 17 Halojenler 8A 18 Soy Gazlar

3 İyonlaşma Enerjisi, İyonlaşma Potansiyeli  H° ie  I  H° ie artar  H° ie azalır Koopmans Teoremi: Bir elektronun iyonlaşma enerjisi, elektronun koptuğu orbitalin enerjisine eşittir. koptuğu orbitalin enerjisine eşittir. Birinci iyonlaşma enerjisi, I 1, izole bir atomdan bir elektron kopartmak için verilmesi gereken enerjidir.

4 İyonlaşma Enerjileri

5 Al(g)Al + (g) + e - I 1 = 580 kJ/mol birinci Al + (g)Al 2+ (g) + e - I 2 = 1815 kJ/mol ikinci Al 2+ (g)Al 3+ (g) + e - I 3 = 2740 kJ/mol üçüncü Al 3+ (g)Al 4+ (g) + e - I 4 = 11,600 kJ/mol dördüncü I 1 < I 2 < I 3 < I 4

6 ÖRNEK: Na atomunun I 1 ve I 2 değerleri arasındaki fark niçin çok büyüktür? Na(g)Na + (g) + e - I 1 = 495 kJ/mol Na + (g)Na 2+ (g) + e - I 2 = 4560 kJ/mol [Ne]3s 1 [Ne] 1s 2 2s 2 2p 5 (removing “valence” electron) (removing “core” electron) Dolu iç kabuk elektronlarını iyonlaştırmak için çok yüksek enerji gerekir

7 Periyot boyunca birinci iyonlaşma enerjilerinde sapmalar  B: [He]2s 2 2p 1 p orbitalleri, s orbitallerinden daha iyi perdelenir, bu nedenle Z* azalır ve  H° ie düşer.  O: [He]2s 2 2p 4 İlk eşleşen elektronlar arasında oluşan itme, bir elektronun kaybedilmesini kolaylaştırır.

8 Group 13 sapma var B > Al 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. grup boyunca birinci iyonlaşma enerjilerinde sapmalar Group 17 “normal” F > Cl > B r > I > At Sapma yok

9 Elektron İlgisi ( Electron Affinity) A − (g)  A(g) + e − elektron ilgisi =  U ( veya Eİ) eksi yüklü bir iyondan bir elektron koparmak için gereken enerjidir. (istisna: IIA ve VIIIA grupları için ısıverendir) Toprak Alkalilerde Eİ negatiftir (-  U)  elektron daha az kararlı p altkabuğunda bulunur. Bu elektronun verilmesiyle tam dolu kararlılığına ulaşılır Soy gazlarda Eİ negatiftir (-  U)  çünkü elektron bir sonraki kabukta, (n+1)s, bulunur. Bu elektronun verilmesiyle tam dolu kararlılığına ulaşılır Halojenlerin Eİ yüksektir (+  U)  tam dolu kararlılığı sıfırıncı iyonlaşma enerjisi

10 Eİ artar Eİ azalır  Na: [Ne]3s 1 – ilave elektron ile dolu altkabuk oluşur [Ne]3s 2, bu nedenle Eİ yüksektir.  Si: [Ne]3s 2 3p 2 – ilave elektron ile [Ne]3s 2 3p 3 daha kararlı yarı dolu alt kabuk oluşur, bu nedenle Eİ yüksektir.  P: [Ne]3s 2 3p 3 – ilave elektron ile [Ne]3s 2 3p 4 elektron dizilişi m.g., e –e itmesi olduğu için Eİ düşüktür.

11 O - (g)  O (g) + e-  U° = +142 kJ/mol birinci Eİ O 2- (g)  O - (g) + e-  U ° = kJ/mol ikinci Eİ ÖRNEK : birinci Eİ niçin “ısıalan”dır ? O atomu büyük Z*, e-e itmesine galip gelmiştir. ÖRNEK: ikinci Eİ niçin “ısıveren”dir? O 2- tam dolu kararlılığına sahiptir, fakat e-e itmesi çok O 2- tam dolu kararlılığına sahiptir, fakat e-e itmesi çok fazladır ve bu etki galip gelir. fazladır ve bu etki galip gelir.

12 Nötral Atomların Yarıçapları Kovalent yarıçap,kovalent bağı oluşturan iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısıdır. 1.Kovalent Yarıçap 2.Metalik Yarıçap 3.Van der Waals Yarıçapı 4.İyonik Yarıçap van der Waals yarıçap, birbiri ile temas halinde olan moleküller arasındaki uzaklığı temel alır. Çekirdekler arasındaki uzaklık, VDW yarıçapları toplamından büyükse bir bağ oluşmadığı söylenebilir.

13 Nedeni: “d-blok büzülmesi” Z* Ga > Z* Al çünkü, d orb. perdelenmesi düşüktür İstisna: Ga’ un yarıçapı Al’ dan düşüktür Bir periyot boyunca, Z* arttığı için yarıçap azalır Bir grup boyunca, yeni kabuk ilave edildiği için yarıçap artar

14 This is a “self-consistent” scale based on O -2 = 1.40 (or 1.38) Å. İyon yarıçapı, iyon yüküne ve iyonun çevresine bağlıdır. Pozitif yüklü iyonların yarıçapı, nötral atomlarından daha küçüktür, çünkü Z* artar. Negatif yüklü iyonların yarıçapı nötral atomlarından daha büyüktür, çünkü Z* azalır. İyon Yarıçapları

15 Atom Yarıçapları (Å) Na 1.90 Mg 1.60 Al 1.43 Si 1.32 P 1.28 S 1.27 Metal yarıçapı Elektron sayısı arttığı halde boyut niçin azalır ?

16 Atom Yarıçapı (Å) Na Mg 1.60 Al 1.43 Si 1.32 P 1.28 S 1.27 Cl 1.40 Ar 1.92 Fosfor ve kükürt atomlarının boyutunun benzer, olmasına neden olan zıt faktörler neler olabilir? metallic radiivan der Waals radii

17 İzoelektronik Türler İzoelektronik atomlar ve iyonlar aynı elektron dizilişine sahiptir 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Cl pm Ar 174 pm K pm ionic and covalent radii

18 Çekirdek yükü Elektron sayısı İyon yarıçapı ( Å ) O O88 O2–O2– Bağıl büyüküğü açıklayınız.

19 Çekirdek yükü Elektron sayısı İyon yarıçapı ( Å ) H–H– 12 He22 Li Bağıl büyüklüğü açıklayınız.

20 İnert Gaz Elektron Dizilişi Kuralı 8 18 oktet kuralı onsekiz elektron kuralı (s 2 d 10 p 6 elektron dizilişine sahip iyonlar) (s2p6 elektron dizili ş ine sahip iyonlar)

21 Elektronegatiflik, χ Molekül içindeki atomların bağ elektronlarını kendine çekme yeteneğidir. X artar X azalır Geleneksel ölçek 0 ile 4 arasındadır. F için X = 4 kabul edilmiştir. Kural  χ > 2 : iyonik bağ 2 >  X > 0.5 : polar kovalent bağ  X < 0.5 : apolar kovalent

22 Elektronegatiflik, X Pauling tanımı: A-B kovalent bağının ayrışma enerjisi, aynı çekirdekli A-A ve B-B bağlarının ayrışma enerjilerinin ortalamasıdır. İlave enerji, A ve B arasındaki elektrostatik çekimden kaynaklanmalıdır (kovalent bağdaki iyonik karakter). İyonik karakter, A ve B nin elektronegatiflik farkı ile ilişkilidir. (not:  H d (A-B) = D (A-B) ) D (A-B),theory = ½ (D (A-A) + D (B-B) )  ’ (A-B) = D (A-B),experimental - D (A-B),theory X A – X B = (  ’ (A-B) ) ½  ’ (A-B) iyonik rezonans enerjisi A-B A + B dönüşüm faktörü (kJ/mol  eV)

23 D (H-F),teori = ½ (D (H-H) + D (F-F) ) = ½ ( ) = 297 kJ/mol  ’ (H-F) = D (H-F),denel - D (H-F),teori = 566 – 297 = 269 kJ/mol X F – X H = (  ’ (H-F) ) ½ = (269) ½ = 1.67 Pauling seti X F = 4.0 bu nedenle X H = 4.0 – 1.67 = 2.32 ÖRNEK: H-F molekülü Not: Sonuç çizelgedeki 2.2 değerinden farklıdır, çünkü Pauling aritmetik ortalama yerine geometrik ortalama kullanmıştır. Diğer atomlar için benzer hesaplamalar yapılır  (H-Cl) ) ½ = 0.98 eV, H atomuna göre  X Cl  3.2  (H-Br) ) ½ = 0.73 eV, H atomuna göre  X Br  2.9  (H-I) ) ½ = 0.25 eV, H atomuna göre  X I  2.5

24 Elektronegatiflik, X Mulliken tanımı: Elementlerin elektronegatifliği Eİ ve İE ile ilgilidir. This method makes a lot of sense, but is not used because values of  H° ea have not been accurately determined for many elements. A-B için, A + B - ve A - B + arasındaki elektronegatiflik farkı şöyle verilir: X A – X B = ½ ([İE A + Eİ A ] – [İE B + Eİ B ]) X A = ½ ([İE A + Eİ A ]) (these are then scaled to fit the  0-4 scale) (not:  H ie A = IP A )

25 Elektronegatiflik, X The Allred-Rochow tanımı: Elektronu atoma doğru çeken kuvvet, atomun etkin çekirdek yükü ve atom yarıçapı ile orantılıdır. Z* = etkin çekirdek yükü e = elektron yükü  0 = boşluğun geçirgenliği r = atom yarıçapı X = (Z*/r 2 )

26 Elektronegatiflik, X Diğer tanımlarda vardır: örneğin,kuantum mekaniksel hesaplamalar (Boyd) veya spectroskopik ölçümler (Allen) gibi… Elektronegatiflikteki değişim iyonlaşma enerjisine benzer.

27 Elektronegatiflik a) Köşegen ilişkisi, b) Bağların polarlığı c) Kimyasal reaktiflik Kavramlarını açıklar. + 3 Tepkime yok b) c)

28 Polarizlenme, Sert ve Yumuşak Atomlar Atomların polarizlenmesi (kutuplanma), , elektrik alanında ( komşu iyonlar gibi). bozulma yeteneğidir.  arttıkça, elektron bulutu daha kolay polarizlenir, yumuşaklık artar. HOMO LUMO SertYumuşak 22 Yumuşak atomlarda HOMO-LUMO enerji farkı küçüktür.  : sertlik

29 Atomların sertliği, , polarizlenme ile ilgilidir. Sert atomlar eletronları daha sıkı tutar, kolay polarizlenmez ve  değeri yüksektir. Yumuşak atomlar elektronları sıkı tutamaz,  değeri düşüktür.  artar  azalır  O  6.4  F  7.0  Sn  3.0  I  3.7  = ½ ([ I - A]) eV Sert Atomlar Yumuşak Atomlar I : iyonlaşma enerjisi A: elektron ilgisi

30 Sert ve Yumuşak İyonlar Genel olarak, sert asitler sert bazlarla; yumuşak asitler yumuşak bazlarla tepkimeye girer. Sert asitler: yarıçapı küçük, yükü büyük katyonlar, Li +, Mg +2, Al +3, Fe +3.. Sert bazlar: yarıçapı küçük, elektronegatifliği yüksek molekül veya iyonlar F -, R-O -, NH 3, Cl - Yumuşak asitler: yarıçapı büyük, yükü küçük katyonlar, Tl +, Ag +, Pb +2, Fe +2 Yumuşak bazlar: yarıçapı büyük, elektronegatiflliği düşük anyonlar I -, SR 2, AsR 3, R-N  C


"s, p : temel grup elementleri d : geçiş elementleri f : iç geçiş elementleri 4f : lantanitler 5f : aktinitler 1A 1 Alkali Metaller 2A 2 Toprak Alkali." indir ppt

Benzer bir sunumlar


Google Reklamları