Sunum yükleniyor. Lütfen bekleyiniz

Sunum yükleniyor. Lütfen bekleyiniz

HAFTA 7. ATOM MODELLERİ ve PERİYODİK TABLO. ATOMLARIN VARLIĞI İLE İLGİLİ TEORİLER Maddenin tanecikli yapıda yani atomlardan oluşabileceği fikri insanlık.

Benzer bir sunumlar


... konulu sunumlar: "HAFTA 7. ATOM MODELLERİ ve PERİYODİK TABLO. ATOMLARIN VARLIĞI İLE İLGİLİ TEORİLER Maddenin tanecikli yapıda yani atomlardan oluşabileceği fikri insanlık."— Sunum transkripti:

1 HAFTA 7. ATOM MODELLERİ ve PERİYODİK TABLO

2 ATOMLARIN VARLIĞI İLE İLGİLİ TEORİLER Maddenin tanecikli yapıda yani atomlardan oluşabileceği fikri insanlık tarihi kadar eskidir. Anadolulu düşünür Democritos, günümüzden 2500 yıl kadar önce (M.Ö yıllar) bütün maddelerin bölünemeyen parçalardan ibaret olduğunu belirtmiştir. Maddedeki değişmelerin bölünemeyen bu taneciklerin sayı; biçim ve dizilişlerindeki değişmeye bağlı olduğunu kabul etmiştir. Atomlar hakkında ilk bilimsel teori 1808 yılında John Dalton tarafından ortaya atılmıştır. Daha sonrakiler Thomson, Rufherford ve Bohr atom teorileridir. En son da Modern Atom teorisi ortaya atılmıştır. 1.John Dalton Atom Teorisi (1808) 2.Sir Joseph John Thomson Atom Teorisi (1902) 3.Ernest Rutherford Atom Teorisi (1911) 4.Bohr Atom Teorisi (1913) 5. Modern atom teorisi (De Brogli, Born, Heisenberg, Schrödinger, Einstein-1930’lardan itibaren)

3

4 1. Dalton Atom Modeli : Bilimsel anlamda ilk atom modeli 1808 yılında Dalton tarafından geliştirildi. Dalton, elementlerin ve bileşiklerin birbirine dönüşebilmesini, bunlar arasında sabit oran ve katlı oran yasalarının bulunmasını atomun varlığına delil olarak gösterdi. Dalton atom modelinin varsayımları şunlardır: 1.Madde, çok küçük, yoğun, bölünemez ve yok edilemez atomlardan oluşmuştur. (Çekirdek tepkimelerinden dolayı geçerliliğini yitirmiştir.) 2.Bir elementin atomları şekil, büyüklük, kütle ve özellik olarak birbirinin aynıdır, farklı elementlerin ki ise farklıdır. (İzotopların varlığı ile geçerliliğini yitirmiştir.) 3.Bir elementin kimyasal tepkimelere katılabilen en küçük parçası atomdur. Dalton atom teorisinde üç önemli yanlış: 1.Atomlar içi boş küreler değildir. Boşluklu yapıdadırlar. 2.Aynı cins elementlerin atomları tam olarak aynı değildir. Kütleleri farklı (izotop) olanları vardır. 3.Maddelerin en küçük parçasının atom olduğu ve atomların parçalanamaz olduğu doğru değildir. Radyoaktif atomlar daha küçük parçalara ayılarak daha farklı kimyasal özellikte başka atomlara ayrışabilir; proton, nötron, elektron gibi parçacıklar saça bilirler.

5 2. Thomson Atom Modeli Thomson elektrik deşarj tüpleriyle yaptığı çalışmaların sonucunda, maddenin yapısında elektrikle yüklü taneciklerin varlığını saptamıştır. Yaptığı deneylerde tüm maddelerde negatif (-) yüklü taneciklerin (elektronların) varlığını gözlemiştir. Maddenin nötr yapıda olmasından dolayı (-) yüklü taneciklere eşit sayıda (+) yüklü taneciklerin de olması gerektiğini ileri sürmüştür. Atomun yapısında (+) ve (-) yüklü taneciklerin yani proton ve elektronun bulunduğunu belirten ilk modeldir. Thomson atom modelinin varsayımları şunlardır: 1.Atomlar küre biçimlidir. 2.Atomlar elektriksel olarak nötrdür. Yani, atomdaki proton ve elektron sayıları birbirine eşittir. 3.Elektronlar atom içinde homojen olarak dağılmıştır. 4.Elektronların kütlesi, protonların kütlesine göre çok küçüktür. Bu nedenle atom kütlesinin büyük çoğunluğunu protonlar oluşturur.

6

7 3. Rutherford Atom Modeli Rutherford, radyoaktif maddeden elde ettiği +2 yüklü alfa taneciklerini çok ince metal yaprak üzerine göndermiştir. Bu ışınların çok büyük bir kısmının sapmadan, az bir kısmının ise saparak metal yapraktan geçtiğini çok az bir kısmının ise geriye yansıdığını saptamıştır. Rutherford, Thomson atom modeliyle bu sonuçları açıklayamamıştır. Atom homojen bir yapıda olsaydı, bütün alfa parçacıklarının levhayı geçmesi veya geçmemesi gerekirdi. alfa taneciklerinden bazılarının çok az sapması veya geri dönmesi, atom içinde (+) yüklü iyonların geçmesini zorlaştıran bir bölümün varlığını gösterdi. Bu nedenle Rutherford, atomda pozitif yükün ve kütlenin atom merkezinde çok küçük hacimde toplandığını düşündü ve bu bölüme çekirdek adını verdi. Deney sırasında sapan veya geri dönen alfa taneciklerinin çekirdeğe çok yakın gelen veya tam çekirdek üzerine isabet eden tanecikler olduğunu belirtti.

8 Rutherford atom modelinin varsayımları şunlardır: 1.Atomda pozitif yük ve kütle, atom merkezinde çekirdek olarak adlandırılan çok küçük bir hacimde toplanmıştır. 2.Çekirdekteki pozitif yük miktarı bir elementin bütün atomları için aynı ve diğer atomlarınkinden farklıdır. Pozitif yük sayısı atom kütlesinin yaklaşık yarısına eşittir. 3.Atomların nötrlüğünü sağlamak üzere, proton sayısına eşit sayıda elektron, çekirdek etrafında bulunur. Atom hacminin büyük bir bölümü, çok hızlı hareket eden elektronlar tarafından doldurulur. Rutherford modeli atomdaki elektronların hareketlerini açıklayamadı ve elektronların niçin çekirdek üzerine düşmedikleri sorusunu da yanıtlayamadı. Dalton, Thomson ve Rutherford atom modellerinde proton ve nötronlarla ilgili bilgiler verildi. Sonraki yıllarda Chadwick, atom çekirdeğinde nötron denilen yüksüz bir taneciğin varlığını saptamıştır. Bu şekilde, atomun üç temel tanecikten oluştuğu anlaşılmıştır. Daha sonraki yıllarda atomda, proton, nötron ve elektronun yanı sıra çok sayıda taneciğin bulunduğu anlaşılmıştır. Ancak atomların davranışlarını proton, nötron ve elektron sayıları belirler.

9 Rutherford’un önerdiği atom modeli, merkezde bir çekirdek ve etrafında dönen elektronlar şeklindedir.

10 4. Bohr Atom Modeli : Rutherford atom modeli çekirdek çevresinde bulunan elektronların hareketlerini fizik yasalarına göre açıklamakta yetersiz kalmıştır. Bunun üzerine Danimarkalı Fizikçi Bohr bir elektronlu olan atom ya da iyonlar (1H, 2He +1, 3L +2 …) için bir atom modeli geliştirmiştir. Bohr atom modelinin varsayımları şunlardır: Elektronlar çekirdek çevresinde yarı çapı belli dairesel yörüngelerde bulunabilir. Bu yörüngelere enerji düzeyi de denir. Yörüngeler çekirdeğe yakınlık sırasına göre ya K, L, M… gibi harflerle, ya da 1, 2, 3, …n gibi tam sayılarla gösterilir. Her enerji düzeyinin belirli bir enerjisi vardır. Çekirdeğe en yakın enerji seviyesinin enerjisi en küçüktür. Çekirdekten uzaklaştıkça yörüngelerin enerjisi artar.

11 Hidrojen atomunda bir elektron en düşük enerjili yörüngede bulunur. Bu yörüngelerden birinde bulunan elektron kendiliğinden enerji yaymaz. Elektronu olası en düşük enerjili yörüngelerde bulunan atomun elektron dizilişine temel hal elektron dizilişi denir. Atom dışarıdan enerji kazanırsa elektron aldığı enerjinin değerine bağlı olarak daha yüksek enerjili bir düzeye sıçrar. Böyle elektronlara uyarılmış elektron, atomlara da uyarılmış atom denir. Uyarılmış elektron, daha düşük enerjili bir düzeye düşerken hareket ettiği iki enerji düzeyi farkına eşit enerjiyi dışarıya verir.

12 Bohr Atom Modelinin Eksik Yönleri Bohr modeli Rutherford atom modeline göre oldukça üstün tarafları olsa da bu kuramın da eksik yönleri söz konusudur. Elektronun, maddesel nokta şeklinde düşünüldüğünden, yörünge üzerinde enerji yayımlamadan dönüşleri, yörüngeden yörüngeye atlayışı ve açığa çıkan enerjinin ışıma halinde alınıp verilmesi açıklanması kolay olmayan bir durumdur. Bohr atom modeli yalnızca tek elektronlu sistemlerin spektrumlarını açıklayabilir. Ve çok elektronlu sistemlerin spektrumlarını açıklamakta yetersiz kalır. Çok elektronlu atomların spektrumlarında enerji düzeylerinin her birinin iki ya da daha fazla düzeye ayrıldığı görülmektedir. Yine hidrojen gazı, bir elektrik alanı veya magnetik alanda soğurma spektrumları incelenirse, enerji düzeylerinin çok elektronlu sistemlerde olduğu gibi iki ya da daha fazla enerji düzeyine ayrıldığı görülür.

13

14 5. Modern Atom Modeli Bohr atom modeli, tek elektronlu türlerin davranışlarının açıklanmasında başarılı olmakla birlikte, çok elektronlu atomların davranışlarını açıklamada yetersiz kalmıştır. Modern atom teorisine göre, Bohr atom teorisindeki gibi elektronları yörüngelerde sabit hızla dönen tanecikler olarak düşünmek yanlıştır. Çünkü elektronun hızı ve yeri için kesin bir şey söylenemez. Elektronun bulunma olasılığının olduğu yerlerden bahsedilir. Helyum atomuna ait şematik gösterim Kırmızılar protonu, maviler nötronu temsil eder. Etraftaki siyahlık çekirdekten uzaklaştıkça azalan elektron yoğunluğunu gösterir.

15

16 Modern atom teorisinin modelinin varsayımları şunlardır: 1. Elektronlar çekirdek çevresinde belirli enerji düzeylerinde bulunur. Her enerji düzeyi “n” ile belirtilir. Bu enerji düzeylerine baş kuant sayısı denir. Baş kuant sayısı orbitallerin çekirdekten ortalama uzaklığını ya da enerjisini belirler. Çekirdekten uzaklaştıkça enerji artar. Çünkü protonların elektronları çekim gücü azalır, buna bağlı olarak da elektronların hareketi ve enerjisi artar. 2. Elektronlar hem kendi çevrelerinde hem de çekirdek çevresinde döner. Elektronun kendi ekseni etrafında dönme hareketine spin hareketi, çekirdek çevresindeki dönme hareketine de orbital hareketi denir. Çekirdek çevresinde dönmeleri sırasında elektronların bulunma ihtimalinin yüksek olduğu geometrik bölgelere orbital denir. Dört çeşit orbital vardır.

17 Periyodik tabloda elementler, elektronların dizilişlerine göre düzenlenir. Elektron dizilişleri aynı zamanda kimyasal özellikleri de belirlediği için periyodik tabloda elementler kimyasal özelliklerine göre de dizilmişlerdir. Bir atomda her enerji düzeyinin alabileceği alabileceği en yüksek elektron sayısı 2n 2 ile belirlenir ve n bu enerji düzeylerinin baş kuantum sayısı adını alır. N=1 olduğu K tabakası, 2 elektron alırken N=2,3,4,5 olduğu K,L,M,N,O tabakaları sırasıyla 8, 18, 32 ve 50 elektron alabilirler. + e e e e e e e e e e K tabakası (2 e) L tabakası (8 e) K L

18 s orbitali: Küresel bir şekle sahiptir. Birinci enerji düzeyinden itibaren her enerji düzeyinde bir tane s orbitali bulunur. En çok iki elektron alır. p orbitali: İkinci enerji düzeyinden itibaren her enerji düzeyinde vardır. p orbitalleri, px, py ve pz olmak üzere üç çeşittir. Aynı enerji düzeyinde bulunan üç orbitalin de enerjileri birbirine eşittir. En çok altı elektron alır. d orbitali: Üçüncü enerji düzeyinden itibaren her enerji düzeyinde vardır. Beş çeşit d orbitali vardır. Aynı enerji düzeyindeki beş orbitalin enerjileri birbirine eşittir. En çok on elektron alır. f orbitali: Dördüncü enerji düzeyinden itibaren her enerji düzeyinde enerjileri birbirine eşit yedi tane f orbitali vardır. En çok on dört elektron alır.

19 Elementlerin Elektron Dizilişleri: Elektronlar öncelikle enerjisi en az olan orbitali doldurur. Bir orbitalin enerjisi çekirdeğe yaklaştıkça azalır. Aynı temel enerji düzeyindeki orbitallerin enerjileri arasındaki ilişki s < p < d < f şeklindedir. Buna göre enerjisi en az olan orbital 1s dir. Bir orbital dönme yönleri birbirine zıt olan en fazla iki elektron taşıyabilir. Bu ilkeye Pauli dışlama ilkesi denir. Elektronların bu şekilde dönmeleri, oluşturdukları manyetik alan yönlerinin zıt olmasını sağlar. Bu şekilde elektronlar sanki zıt kutupları yan yana getirilmiş iki mıknatıs gibi birbirini çeker. Şu anda uygulanan en düşük enerjiden en yükseğe doğru elektronların sıralanışı; (Aufbau kuralı) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 şeklinde devam eder.

20 1 H: 1s 1 veya H: 2 He: 1s 2 veyaHe: 3 Li: 1s 2 2s 1 veyaLi: 4 Be: 1s 2 2s 2 veyaBe:

21 Asal gazlar esas alınarak da elektronik dizilim yazılabilir. Örneğin, Li ve Be, He:1s 2 yapısında oldukları 1s 2 yerine [He] yazılarak en dış tabaka elektronlarını göstermek yeterli olacaktır. 3 Li: [He]2s 1 veya Li:[He] 4 Be: [He]2s 2 veyaBe:[He] 2s 5 B: [He]2s 2 2p 1 veyaB:[He] 2s2p 6 C: [He]2s 2 2p 2 veyaC:[He] 2s2p Ayrıca 10 Ne : 1s 2 2s 2 2p 6, 11 Na : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 dir. 11 Na: [Ne] 3s 1 şeklinde kısaltılabilir. Uyarılmış Atomların Elektron Dizilişi Uyarılmış atomların elektronlarından bazıları temel hal enerji düzeyinden daha yüksek enerji düzeylerine atlamış durumdadır. 11 Na : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 (temel hâl) 11 Na : 1s 2 2s 2 2p 6 3p 1 (uyarılmış hâl)

22 Bir atomdaki orbitallerin tümünün tam dolu veya bazılarının tam dolu diğerlerinin yarı dolu olması hâline küresel simetrik elektron dizilişi denir. Elektron dizilişi s1, s2, p3, p6, d5, d10, f7, f14 ile biten atomlar küresel simetrik elektron dağılımına sahiptir. Bu tür atomlar, diğerlerine göre daha düşük enerjili olup daha kararlı yapıdadır. Küresel simetri nedeniyle elektron dizilişlerinde aşağıdaki değişmeler olur. Örneğin 24 Cr ün elektron dizilişi : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 şeklinde değil 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 şeklinde yazılır. Aynı durum 29 Cu da da vardır. 29 Cu un gerçek elektron dizilişi ise, 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 şeklinde yazılır. Hund Kuralı: Elektronlar, birden fazla orbital içeren alt tabakalara, orbitallerdeki çiftlenmemiş elektronların sayısı en fazla olacak şekilde yerleşir.

23 Değerlik Elektronları Bir atomda iç enerji düzeylerindeki elektronlar atom çekirdeğine daha yakın olduklarından atoma daha sıkı bağlıdır. Ancak en dış enerji düzeyindeki elektronlar atoma daha gevşek bağlıdır. Elementlerin tepkimeye girerken aldıkları, verdikleri veya ortaklaşa kullandıkları elektronlar, atomun en dış katmanındaki bu gevşek bağlı elektronlardır. Elementlerin kimyasal özelliklerini belirleyen bu elektronlara değerlik elektronları denir. Değerlik elektron sayıları aynı olan elementlerin kimyasal özellikleri benzerdir.

24 İyonların Elektron Dizilişi Negatif yüklü bir iyonun elektron dizilişlerinde iyonun sahip olduğu toplam elektronlar en düşük enerjili orbitalden başlanarak orbitallere yazılır. Nötr azotun elektron dizilişi: 7 N: 1s 2 2s 2 2p 3 tür N –3 iyonunun elektron dizilişi; 7 N –3 : 1s 2 2s 2 2p 6 dır. Pozitif yüklü bir iyonun elektron dizilişlerinde, önce atomun nötr haldeki elektron dizilişi yazılır. Sonra yüksek enerjili orbitallerden başlanarak yük sayısı kadar elektron orbitallerden çıkarılır. 17 Cl : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 17 Cl +5 : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 Geçiş elementlerinde, önce en yüksek enerji düzeyindeki s orbitallerinden, sonra da bir alt enerji düzeyindeki d orbitallerinden elektronlar koparılır. 26 Fe : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 26 Fe +2 : [ 18 Ar] 3d 6

25

26 Atom, Molekül ve İyonlar (tanımlar) Atom, bir elementi temsil eden en küçük birimdir. Atom çekirdek ve elektron olmak üzere iki temel parçacıktan oluşur. Sadece soygaz elementleri (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) doğada tek atomlu olarak bulunur. Oysa doğada birçok madde moleküler veya iyonik yapıdadır. Moleküller, en az iki atomun kimyasal bağ denilen bir kuvvetle belli bir düzen içinde bir araya gelmesiyle oluşur ve nötral yapılardır. Çekirdek: Atomun merkezini oluşturur. Proton ve nötronlardan oluşur. Hacim olarak çok küçük olmasına karşın tüm ağırlığın toplandığı kısımdır. Protonlar: Bir element için proton sayısı sabittir. Elementin tümünü ve tüm özellikleri belirleyen protondur. Proton sayısı değiştiğinde elementin türü ve tüm özelliği değişir. ”p” harfiyle gösterilir. Pozitif yüklüdür. Proton sayısı : Atomları birbirinden ayıran temel sayıdır. Bir elementin tüm atomlarında proton sayısı aynı, farklı element atomlarında proton sayısı farklıdır.

27 Nötron: Çekirdekteki yüksüz parçacıktır. Çekirdekte bulunan taneciklere (p+n) nükleon denir. Elektron: ”e” harfiyle gösterilir. Çekirdek çevresinde, belirli yörüngelerde bulunurlar. Elektronlar bağımsız yörüngelerde bulunamazlar. Elektron sayısı: Kimyasal davranışı belirler. Bir atomun elektron sayısı değişince kimyasal özelliği değişir.

28 Atom numarası = proton sayısı =çekirdek yükü = nötr atomdaki elektron sayısı Kütle numarası = proton sayısı+nötron sayısı = nükleon sayısı Atomlar, sürtme, ısı ve ışık enerjisi gibi etkilerle elektron kazanarak negatif yüklü veya elektron kaybederek pozitif yüklü hale gelebilir. Yüklü atomlara iyon denir. Negatif yüklü iyonlara anyon, pozitif yüklü iyonlara da katyon denir. İyon yükü (q), iyondaki proton ve elektron sayıları arasındaki farka eşittir.

29 İzotop : Atom numaraları aynı, kütle numaraları farklı olan atom ya da iyonlara denir. Başka bir deyişle proton sayıları aynı, nötron sayıları farklı olan atom ya da iyonlardır. Örneğin H ‘nin doğada üç izotopu vardır: Hidrojen, H ; 1 p, 0 n döteryum D ; 1 p, 1 n trityum T ; 1 p, 2 n içerir. İzotop atomların ; *Kimyasal özellikleri aynı, fiziksel özellikleri farklıdır. *Bir elementle oluşturdukları bileşik formülleri aynı, mol kütleleri farklıdır. *Doğada bulunuş yüzdeleri farklıdır. Bu nedenle elementler için ortalama atom kütlesinden bahsedilir. Ortalama Atom kütlesi: İzotopların doğadaki bolluk yüzdelerine göre kütlelerinin toplamıdır.

30 İzobar : Atom numarası farklı, kütle numarası aynı olan atomlara izobar atom denir. İzobar atomların fiziksel ve kimyasal özellikleri farklıdır. Na-24 ve Mg-24 birbirinin izobarıdır. İzoton : Atom ve kütle numaraları farklı nötron sayıları aynı olan atomlara izoton atom denir. İzobar atomların fiziksel ve kimyasal özellikleri faklıdır. 19 K(39) ve 20 Ca(40) birbirinin izotonudur. K nın nötron sayısı dan 20, Ca nın den yine 20 dir. Nötron sayıları eşit olduğu için bu iki element birbirinin izotonudur. İzoelektronik : Elektron sayıları aynı olan farklı atom ya da iyonlar. 11 Na +1 ve 9 F -1 iyonlarında eşit sayıda yani 10 ar elektronu vardır. Bu iki iyon birbirinin izoelektroniğidir.

31 Allotrop :Bir elementin aynı cins atomlarının farklı bağlanmış kristal ya da molekül şekillerinden her biri birbirinin allotropudur. Bazı elementlerin allotropları şöyledir: Karbon: elmas ve grafit; Oksijen: oksijen ve ozon ; Kükürt: rombik, amorf ve monoklin kükürt; Fosfor: beyaz, siyah ve kırmızı fosfor Allotropların; atomlar arası bağ yapıları farklıdır. Bağ yapılarının farklı olması nedeniyle fiziksel özellikleri farklıdır. (görünüm, erime ve kaynama sıcaklıkları, özkütle ….) Başka elementlerle tepkimeye girme yatkınlığı farklıdır. Bir başka elementle oluşturduğu bileşiklerin formülleri aynıdır.

32 Cevap A Cevap D

33 Cevap B Cevap D Cevap A

34 PERİYODİK CETVEL Periyodik cetvel elementlerin sınıflandırılmasına yarayan tablodur. Bu tablo bilinen bütün elementlerin artan atom numaralarına (proton sayısı) göre bir sıralanıştadır. Periyodik cetvelden önce de bu yönde çalışmalar yapılmış olmakla birlikte, ilk bilimsel periyodik tablo Rus kimyager Dmitri Mendeleev tarafından 1869'da ortaya konulmuştur. Mendeleev, tabloyu, atomların artan atom ağırlıklarına göre sıralandıklarında belli özelliklerin tekrarlanıyor olmasından oluşturmuştur. Oluşturulan periyodik tablo sayesinde o zamanlar bilinmeyen bazı elementlerin (skandiyum, galyum ve germanyum gibi) varlığını, hatta özelliklerini tahmin edebilmiştir.elementlerinRus kimyagerDmitri Mendeleevatom ağırlıklarına

35 Dmitri İvanoviç Mendeleev

36 Bazı elementlerin isimleriazıntlerin isimleri bohrium (Bh, 107) – Niels Bohr curium (Cm, 96) – Pierre and Marie Curie einsteinium (Es, 99) – Albert Einstein fermium (Fm, 100) – Enrico Fermi gallium (Ga, 31) – Gallia) hahnium (105) –Otto Hahn lawrencium (Lr, 103) – Ernest Lawrence meitnerium (Mt, 109) – Lise Meitner mendelevium (Md, 101) – Dmitri Mendeleev nobelium (No, 102) – Alfred Nobel roentgenium (Rg, 111) – Wilhelm Roentgen (Ununumium) rutherfordium (Rf, 104) – Ernest Rutherford seaborgium (Sg, 106) – Glenn T.

37

38

39 PERİYODİK TABLONUN BÖLÜMLERİ IA – IIA gruplarında ki elementlerin «s» alt tabakaları dolduğu için bu grupların oluşturduğu bloklara «s bloğu» denir. Helyum da benzerliği nedeniyle bu gruba dahil edilir. (kırmızı bölge) IIIA – VIIIA (mavi bölge) grupları elementlerinde p alt tabakaları dolduğu için bu grupların oluşturduğu bloklara «p bloğu» denir IB-VIIIB (beyaz bölge) grubundaki elementlerde d alt tabakaları dolduğu için bu grupların oluşturduğu bloklara «d bloğu» denir. Geçiş elementleri olarak da adlandırılırlar. «f» bloğu elementleri ise lantanit-aktinitlerden oluşur.

40 Periyodik cetvelde düşey sütunlar (gruplar) 1A Alkali metaller 2A Toprak alkali metaller 3A Toprak metalleri (Bor grubu) 4A Karbon grubu 5A Azot grubu 6A Oksijen grubu (Kalkojenler) 7A Halojenler 8A Soygazlar (asal gazlar) B : Geçiş Metalleri 1.periyot1s periyot2s 2 2p periyot3s 2 3p periyot4s 2 3d 10 4p periyot5s 2 4d 10 5p periyot6s 2 4f 14 5d 10 6p periyot7s 2 5f 14 6d 10 7p 6 32

41 1A Alkali Metaller: 1A Alkali Metaller: Periyodik tablonun ilk grubunda (dikey sırasında) yer alan metallerdir. Fransiyum dışında hepsi, yumuşak yapıda ve parlak görünümdedir. Kolaylıkla eriyebilir ve uçucu hale geçebilirler. Bağıl atom kütleleri arttıkça, erime ve kaynama noktaları da düşüş gösterir. Diğer metallere kıyasla, özkütleleri de oldukça düşüktür. Hepsi de, tepkimelerde etkindir. En yüksek temel enerji düzeylerinde bir tek elektron taşırlar. Bu elektronu çok kolay kaybederek +1 yüklü iyonlar oluşturabildikleri için, kuvvetli indirgendirler. Isı ve elektriği çok iyi iletirler. Suyla etkileşimleri çok güçlüdür, suyla tepkime sonucunda hidrojen gazı açığa çıkarırlar. H : Hidrojen Li: Lityum Na: Sodyum K : Potasyumdur. Bazik karakterlidirler. Alkali eki de bu özelliklerinden gelmektedir. Hidrojen haricindeki bütün elementler metaldir. Genel olarak metallerin en aktifleridirler. Değerlik elektron sayıları 1 dir. Hidrojen hariç diğer elementler bileşiklerinde sadece (+1) değerlik alırlar. Hidrojenin (-1) değerlik aldığı bileşikler de (metal hidrürleri ) vardır. Bileşiklerinde 1 bağ yaparlar.

42 2A Toprak Alkali Metaller: 2A Toprak Alkali Metaller: Periyodik tablonun baştan ikinci grubunda (dikey sırasında) yer alan elementlerdir. Sıklıkla beyaz renkli olup, yumuşak ve işlenebilir yapıdadırlar. Alkali metallerden daha az tepken (tepkimelere girmeye eğilimli) karakterde olmalarının yanında, erime ve kaynama sıcaklıkları da daha düşüktür. İyonlaşma enerjileri de alkali metallerden daha yüksektir. Toprak elementleri ismi, bu gruptaki elementlerin toprakta bulunan oksitlerinin, eski kimyabilimciler tarafından ayrı birer element olarak düşünülmesinden gelir. 2. periyottan itibaren başlarlar. 6 elementten meydana gelir. Genel olarak 1A grubu metallerinden sonra ki en aktif metallerdir. Bilinmesi gerekenler: Be : Berilyum Mg: Magnezyum Ca: Kalsiyum Ba: Baryumdur. Bazik karakterlidirler. Bileşiklerinde 2 bağ yaparlar. Bileşiklerinde daima (+2) değerlik alırlar. Değerlik elektron sayıları 2 dir.

43 3A Grubu (Toprak Metalleri ) Elementleri: 2. periyottan itibaren başlarlar. 5 elementten meydana gelir. Bilinmesi gerekenler: B : Bor Al: Alüminyum dur. Bor (B) ametal, diğerleri ise metal özelliği gösterir. Değerlik elektron sayıları 3 tür. Bileşiklerinde (+3) değerlik alırlar.

44 B Geçiş metalleri: Sertlikleri, yüksek yoğunlukları, iyi ısı iletkenlikleri ve yüksek erime- kaynama sıcaklıklarıyla tanınırlar. Özellikle sertlikleri nedeniyle, saf halde ya da alaşım halinde yapı malzemesi olarak kullanılırlar. Geçiş elementlerinin hepsi, elektron dizilimlerinde, en dışta her zaman d orbitalinde elektron taşırlar. Tepkimelere giren elektronlar da, d orbitalindeki elektronlardır. Geçiş metalleri sıklıkla birden fazla yükseltgenme basamağına sahiptir. Çoğu, asit çözeltilerinde hidrojenle yer değiştirecek kadar elektropozitiftir. İyonları renkli olduğu için, analizlerde kolay ayırt edilirler. 4. periyottan itibaren başlarlar. İlk elementin atom numarası 21 dir. 3B grubu ile başlar 2B grubu ile biter. Toplam 10 gruptan meydana gelirler. Ancak 9. ve 10. grupları yoktur. Onların yerine yine 8. grup vardır. Yani üç tane 8B grubu vardır. Genellikle bileşiklerinde birden fazla değerlik alırlar. A grubu metallerine göre pasiftirler. Değerlik elektron sayıları, bileşiklerinde alabilecekleri değerliğin en büyüğüne bir anlamda grup numaralarına eşittir. Örneğin: 3B grubu elementlerinin değerlik elektron sayısı 3 tür.

45 Lantanidler: Geçiş metallerinin bir alt serisini oluştururlar ve toprakta eser miktarda bulunmaları nedeniyle, "nadir toprak elementleri" olarak da isimlendirilirler. En önemli ortak özellikleri, elektron değişiminin yalnızca 4f orbitaline elektron katılımıyla gerçekleşmesidir. Özellikle +3 değerlikli hallerinde, birbirlerine çok benzeyen özellikler gösterirler. Kuvvetli elektropozitif olmaları nedeniyle, üretilmeleri zordur. Çoğunun iyon hallerinin karakteristik renkleri vardır.

46 Aktinidler: Bu elementlerin en önemli ortak özelliği, elektron katılımının 5f orbitalinde gerçekleşmesidir. Geçiş metallerinin bir alt serisi konumundadırlar ve doğada çok ender bulunabilirler. Transaktinidler: Aktinidleri takip eden elementlere bu ad verilir. Uranyumdan daha büyük olan bu elementler, yalnızca nükleer reaktörlerde ya da parçacık hızlandırıcılarda elde edilebilirler. Geçiş elementlerinin bir alt bölümüdürler. Metaller ya da ametaller arasındaki yerleri, kesin olarak belirlenememiştir.

47 Ametaller: Metal özelliği göstermeyen elementlerdir. Metaller çözeltilerde katyonları (pozitif yüklü iyonları) oluştururken, ametaller anyon (negatif yüklü iyon) oluşturma eğilimindedir. Metallerin aksine iyi iletken değillerdir ve elektronegatiflikleri çok yüksektir. Metaller ve ametaller arasında özellikler gösteren bazı yarıiletken elementler, "metaloidler" olarak da adlandırılır. Halojenler ve soygazlar da ametal doğadadır.

48 7A Halojenler: Periyodik tablonun 7A grubunda bulunan, tepkimeye eğilimli ametallerdir. Bu gruptaki elementlerin hepsi elektronegatiftir. Elektron alma eğilimi en yüksek olan elementlerdir. Doğada sert olarak değil, mineraller halinde bulunurlar. Element halinde 2 atomlu moleküllerden oluşurlar. Oda koşullarında flor ve klor gaz, brom sıvı, iyotsa katı haldedir. Erime ve kaynama noktaları grupta aşağıdan yukarıya doğru azalır. Zehirli ve tehlikeli elementler olarak bilinirler. 2. periyottan itibaren başlarlar. 5 elementten meydana gelirler. İki atomlu moleküler yapıya (X 2 ) sahiptirler. Bilinmesi gerekenler: F : Flor Cl: Klor Br: Brom I: İyot dur. En aktif ametallerdir. Flor (F) bileşiklerinde sadece (–1) değerlik alır. Diğer halojenler ise en kararlı bileşiklerinde (-1) değerlik almakla beraber (+1, +3, +5 ve +7 ) değerlik de alırlar. Değerlik elektron sayıları 7 dir.

49 8A Soygazlar: Periyodik tablonun en son grubunu oluşturan, tümü tek atomlu ve renksiz gaz halinde bulunan elementlerdir. En dış yörüngeleri elektronlarla tamamen dolu olduğu için son derece kararlıdırlar ve tepkimelere eğilimleri de çok düşüktür. Bu davranışları nedeniyle de "soygaz" adını almışlardır. Atmosferde bulunurlar ve sıvı havanın damıtılmasıyla elde edilirler. İlk keşfedilen soygaz, hidrojenden sonra en hafif element olan helyumdur. Radon, çekirdeği dayanıksız olan, radyoaktif bir elementtir. Çok düşük olan erime ve kaynama noktaları, grupta yukarıdan aşağıya gidildikçe yükselir. İyonlaşma enerjileri, sıralarında en yüksek olan elementlerdir. 6 elementten meydana gelir. Sadece 7. periyotta soygaz yoktur. Normal şartlarda tamamı gazdır. Tek atomlu yapıda bulurlar. Bilinmesi gerekenler: He: Helyum Ne: Neon Ar: Argondur. Değerlik elektron sayıları 8 dir. Ancak He un değerlik elektron sayısı 2 dir.

50

51 PERİYODİK TABLO VE ATOMLARIN ÖZELLİKLERİ Periyodik tabloda elementlerin özellikleri sağdan sola doğru ve yukarıdan aşağıya doğru düzenli olarak değişiklik gösterir. Bu özellikler; a.Atom yarıçapı b.İyonlaşma enerjisi c.Elektron İlgisi d.Elektronegatiflik

52 Atom ve İyonların Yarıçapı Atomun büyüklüğünün bir cihaz ile ölçülmesi mümkün olmadığından ölçüm işlemi yaptıkları kimyasal bağlar yardımıyla yapılır. Örneğin Cl-Cl kovalent bağının uzunluğu ölçüldüğünde bu değerin 198 pm olduğu görülmüş. Bu durumda klorun atom yarıçapı 199/2=99 pm olarak hesaplanır. 198 pm C-Cl bağının uzunluğu ise 176 pm dir. Bu durumda C atomunun büyüklüğü = 77 pm dir. Buradan da C-C bağının uzunluğunun 77x2=144 pm olacağı kolayca hesaplanabilir. 1 pikometre (pm)= m

53 Bir grupta yukarıdan aşağıya doğru inildikçe atom yarıçapı artar. Değerlik elektronları sayısı aynı iken yukarıdan aşağıya doğru elektron tabakalarının sayısı artmakta ve atom büyümektedir. Bir periyotta soldan sağa doğru atom çapı azalır. Bunun nedeni soldan sağa doğru elektronların hep aynı kabuğa yerleşmesi ve bu nedenle çekirdek ile elektronlar arasındaki çekim kuvvetinin artarak atomun büzülmesidir. e ee ee e

54 Geçiş elemetlerinin atom yarıçaplarında da soldan sağa bir azalma söz konusudur, fakat diğer elementler ile karşılaştırıldığında oldukça azdır. Çünkü elektronlar daha içerideki alt tabakalara yerleşirler. Örneğin, 1. sıra geçiş elementlerinde elektronlar 3d alt tabakasına yerleşeceği için en dıştaki 4s elektronunun çekirdek ile etkileşimi azalacak ve çekim kuvvetinde ciddi bir farklılık gözlenmez. e e e e 4s 3d Yeni elektron 3d orbitaline yerleşeceği için 4s elektronlarını perdeler.

55 İyon Yarıçapı Nötr bir atom bir veya daha çok elektron verdiğinde katyonu oluşur. Bu durum çekirdekteki proton sayısının elektron sayısından fazla olması yani proton başına birden az elektron düşmesi demektir. Bunun sonucu olarak elektronlar çekirdek yükü tarafından daha kuvvetli çekilirler ve katyonda yarıçap, oluştuğu atomların yarıçaplarına göre daha küçüktür. Sonuç olarak katyonlar oluştukları atomlardan daha küçük yarıçaplara sahip olurlar. Örnek olarak demir atomu ile Fe 2+ ve Fe 3+ katyonlarının ve Cl anyonunun yarıçapları verilmiştir. FeFe (+2)Fe (+3) Yarıçap (pm) Proton sayısı26 Elektron sayısı262423

56 İyonlaşma Enerjisi Gaz halindeki nötral bir atomdan veya iyondan bir elektron uzaklaştırmak için gerekli olan enerjiye iyonlaşma enerjisi denir. Nötral bir atomdan bir elektron koparmak için verilen enerjiye birinci iyonlaşma enerjisi denir. X(g) + enerjiX + + e - Elektron, + yüklü çekirdek tarafından çekildiğinden bu elektronu koparabilmek için dışarıdan enerji verilmesi gereklidir. Çekirdeğe yakın olan elektronların çekirdek ile etkileşimleri daha fazla olacağından atom çapı küçük olan elementlerin iyonlaşma enerjilerinin yüksek olmasını bekleriz. Tersi şekilde, atom çapı büyük olan elementlerin ise iyonlaşma enerjisinin küçük olması beklenir. e ee ++ 3X enerji X enerji

57 Sonuç olarak periyodik tabloda yukarıdan aşağıya doğru inildiğinde iyonlaşma enerjisi azalır. Bir periyotta soldan sağa doğru ise, etkin çekirdek yükünün artması nedeni ile çekirdek ile elektronlar arasındaki etkileşim artacağından iyonlaşma enerjisinde artış gözlenir.

58 Be B N O İyonlaşma enerjisinde soldan sağa doğru gözlenen artış düzenli değildir. Örneğin Be den sonra gelen B atomunda iyonlaşma enerjisinde bir düşüş gözlenir. Be: B: 2s 2p Bu düşüşün nedeni, tam dolu 2s orbitalinden elektron koparmanın 2p orbitalinden elektron koparmaya göre daha zor olmasıdır. N: 2s O: 2s 2p N’dan sonra gelen O’de enerjinin düşmesi ise, oksijende 2p orbitaline gelen elektronun orbitale ters spinli olarak yerleşmesinden dolayı diğer elektron tarafından itilerek kopmasının kolaylaşmasıdır.

59 Elektron İlgisi İyonlaşma enerjisinin tersidir. Gaz halinde nötral bir atomun bir elektron yakalaması sırasında açığa çıkan enerjidir. X(g) + eX - + enerji Elektron, + yüklü çekirdek tarafından çekileceği için, atom çapı ne kadar küçükse elektron ile çekirdek arasındaki etkileşmenin o derece büyük olması beklenir. Elektron ilgisi bir periyotta soldan sağa doğru artarken, gruplarda yukarıdan aşağıya doğru azalma eğilimi gösterir. Küçük atomların yani VIA ve VIIA grubu elementlerinin elektron ilgilerinin en büyük olması beklenir. VIIA grubu elementleri yani halojenlerin elektron ilgisi en fazladır çünkü elektron alarak asal gaz dizilişine geçerek kararlı negatif yük oluştururlar. Bütün katyonların elektron ilgisi var iken, anyonların elektron ilgisi yoktur. Cl: 2p 2s Bir elektron alarak asal gaz dizilişine geçer.

60 Elektronegatiflik İyonlaşma enerjisi ile elektron ilgisini birleştiren bir tanım olarak karşımıza çıkar. Bir atomun molekül içinde bir kimyasal bağda elektronları kendine doğru çekme yeteneğidir. Elektronegatifliği en yüksek olan Flor için 4.0 standart olarak kabul edilerek, diğer elementlerin elektronegatiflik değerleri belirlenmiştir. Elektronegatiflik değerleri bir bileşikteki bağlanma türünü tayin etmek için de kullanılabilir. Elektronegatiflikleri arasında büyük fark olan iki element birleştiği zaman iyonik bir bileşik oluşur. Örneğin sodyum ve klorür atomları arasındaki elektronegatiflik farkı 2.1 olduğundan NaCI iyonik bir bileşiktir. İki ametal arasındaki elektronegatiflik farkı büyük olmadığından ametaller arasında kovalent bağlanma meydana gelir. Elektronegatiflik farkları kovalent bağların polarlık derecesinin ölçüsünü verir. Fark sıfır veya sıfıra yakınsa bağ apolar sayılır. Elektronegatiflik artar Elektro negatiflik azalır

61 Özet olarak Bir periyotta soldan sağa doğru gidildikçe, Proton, nötron sayıları ve kütle numarası artar. Atom numarası artar. Değerlik elektron sayısı artar. Elektron alma isteği (ametalik karakter) artar. Yörünge sayısı değişmez. Atom hacmi ve çapı azalır. Bir grupta yukarıdan aşağıya inildikçe, Proton, nötron sayıları ve kütle numarası artar. Atom numarası artar. Değerlik elektron sayısı değişmez (Bu nedenle aynı gruptaki elementlerin kimyasal özellikleri benzerdir). Elektron verme isteği(metalik karakter)artar. Yörünge sayısı artar. Atom hacmi ve çapı artar.

62

63


"HAFTA 7. ATOM MODELLERİ ve PERİYODİK TABLO. ATOMLARIN VARLIĞI İLE İLGİLİ TEORİLER Maddenin tanecikli yapıda yani atomlardan oluşabileceği fikri insanlık." indir ppt

Benzer bir sunumlar


Google Reklamları