Sunum yükleniyor. Lütfen bekleyiniz

Sunum yükleniyor. Lütfen bekleyiniz

PERİYODİK ÇİZELGE III.DERS. Elementlerin tek tek özelliklerinin incelenmesi zor ve zaman alıcıdır. Bundan dolayı bilim adamları elementleri belirli bir.

Benzer bir sunumlar


... konulu sunumlar: "PERİYODİK ÇİZELGE III.DERS. Elementlerin tek tek özelliklerinin incelenmesi zor ve zaman alıcıdır. Bundan dolayı bilim adamları elementleri belirli bir."— Sunum transkripti:

1 PERİYODİK ÇİZELGE III.DERS

2 Elementlerin tek tek özelliklerinin incelenmesi zor ve zaman alıcıdır. Bundan dolayı bilim adamları elementleri belirli bir düzen içinde sınıflandırmaya çalışmışlardır. 1869’da kimyacı Dimitri Mendelyev, elementleri kütle numaralarına göre sıralamış ve günümüzdeki periyodik cetvelin temelini oluşturmuştur. 1913’te fizikçi Henry Moseley yüksek enerjili elektronlarla bombardıman edilen elementlerin ürettiği X ışınlarının frekansları ile atom numaraları arasında bir ilişki olduğunu tespit etmiş ve atom numarasının artış sırasının kütle numarasının artış sırası ile aynı olduğunu bulmuştur. Artan atom numaralarına göre periyodik cetvele dizilen elementlerin, bazı özelliklerinin tekrarlandığı görülür. Yatay sıralara periyot, düşey sütunlara ise grup denir. 2

3 3 Hangi element ne zaman keşfedildi?

4 4 Elementlerin sınıflandırılması

5 Periyodik çizelge hidrojenle başlar ve alt kabuklar sırasıyla dolar. Baş grup elementlerinde (1A-7A) en dıştaki baş kuantum sayısının s ve p alt kabukları tam olarak dolmamıştır. Soy gazlarda (8A) (He hariç) p alt kabuğu tam olarak dolmuştur. Geçiş metalleri (1B, 3B-8B) (2B hariç) ya tam dolmuş ya da iyonlarında tam dolmamış d alt kabuğu taşırlar. Lantanitler ve aktinitlerin ise f alt kabuğu tam olarak dolmamıştır. Bir atomun dış elektronlarına değerlik elektronları denir. Bu elektronlar bağ yapımında görev alırlar. Bir gruptaki elementlerin değerlik elektron sayıları aynıdır. 7A grubu (halojenler) elementleri çok benzer özellikler göstermesine rağmen 4A grubu elementlerinin kimyasal özellikleri arasında farklılıklar vardır (C : ametal, Si ve Ge : yarı metal, Sn ve Pb : metal). 5

6 6 Elementlerin periyodik cetvelde alt kabuklarının dolmasına göre sınıflandırılması

7 77 Baş kuantum sayısı 3 ve değerlik elektronu 2 olduğu için 3. periyot ve 2A grubundadır.

8 8

9 9

10 10 Baş grup elementlerinden türemiş iyonlar Na [Ne]3s 1 Na + [Ne] Ca [Ar]4s 2 Ca 2+ [Ar] Al [Ne]3s 2 3p 1 Al 3+ [Ne] Atom elektron kaybedince soy gaz yapısına sahip olur. H 1s 1 H - 1s 2 [He] F 1s 2 2s 2 2p 5 F - 1s 2 2s 2 2p 6 [Ne] O 1s 2 2s 2 2p 4 O 2- 1s 2 2s 2 2p 6 [Ne] N 1s 2 2s 2 2p 3 N 3- 1s 2 2s 2 2p 6 [Ne] Atom elektron alınca soy gaz yapısına sahip olur. Elektron sayıları aynı olan atom veya iyonlara izoelektronik denir.

11

12 12 Geçiş metallerinin iyonları Bir geçiş metalinin katyonu oluşurken ilk elektron ya da elektronlar önce ns orbitalinden kopar, sonra (n – 1)d orbitallerinden kopar. Fe: [Ar]4s 2 3d 6 Fe 2+ : [Ar]4s 0 3d 6 ya da [Ar]3d 6 Fe 3+ : [Ar]4s 0 3d 5 ya da [Ar]3d 5 Mn: [Ar]4s 2 3d 5 Mn 2+ : [Ar]4s 0 3d 5 ya da [Ar]3d 5

13 13 Etkin çekirdek yükü (Z etkin ) Çekirdeğe yakın elektronlar, çekirdekteki pozitif yüklü protonlarla dış elektronlar arasındaki elektrostatik çekimi zayıflatır (perdeler). Etkin çekirdek yükü değerlik elektronlarından her biri tarafından hissedilen yüktür. Na Mg Al Si (1 e - ’yi 11 p çeker) 160 (Her bir e - ’yi 12 p çeker) 143 (Her bir e - ’yi 13 p çeker) 118 (Her bir e - ’yi 14 p çeker) Z etkin İçteki e. Z Y.çap (pm) Z etkin = Z -  0 <  < Z (  = perdeleme sabiti) Z etkin  Z – (içteki elektronların sayısı)

14 14 Baş grup elementlerinde etkin çekirdek yükü (Z etkin ) Z etkin artar

15 15 Atomik Yarıçap metalik yarıçap kovalent yarıçap Atomun yarıçapı, komşu iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısıdır. Elementlerle ilgili özellikler atomun yarıçapı ile yakından ilgilidir. Aynı zamanda atomun elektron verme ve alma kabiliyetini de etkiler.

16 16

17 17 Periyodik tabloda aynı grupta yukarıdan aşağıya inildikçe (atom numarası arttıkça) atom yarıçapı artar. Çünkü artan elektron sayısı ile baş kuantum sayısı da artar. Bu da çekirdek çevresindeki elektron bulutunun daha da genişlemesi anlamına gelir. Periyodik tabloda aynı periyotta soldan sağa gidildikçe de atom yarıçapı küçülür. Aynı periyotta soldan sağa elektron sayısı arttığı için yarıçapın artması gerektiği düşünülebilir. Ancak soldan sağa periyot boyunca elektron sayısındaki artış baş kuantum sayısını değiştirmez. Buna karşın, proton sayısının artmasıyla çekirdeğin çekim gücü (bir değerlik elektronunun hissedeceği güç) artacağından, atom yarıçapı aynı periyotta soldan sağa doğru gidildikçe azalır. 17

18 18 Atom yarıçapının atom numarasına göre değişimi

19 İyon yarıçapı Nötr bir atom bir iyona dönüştüğünde hacminin değişmesini bekleriz. Eğer bir anyon oluşursa, yarıçap artar, çünkü çekirdek yükü aynı (her bir e - ’yi çeken p sayısı aynı) kalırken gelen elektron veya elektronların sebep olduğu itme kuvvetleri elektron bulutunun hacmini genişletir. Atomdan elektron veya elektronlar uzaklaştığında ise, çekirdek yükü aynı olmasına rağmen elektron itmesi azaldığı için elektron bulutu büzüşür ve katyonun hacmi atomdan küçük olur. 19

20 20 İyon yarıçapları ile atom yarıçaplarının karşılaştırılması

21 21 Periyodik çizelgedeki bazı iyonların yarıçapları (pm)

22 22 Örnek Aşağıdaki iyon çiftlerinden hangi iyonun yarıçapı daha büyüktür? (a) N 3- ve F - (b) Mg 2+ ve Ca 2+ (c) Fe 2+ ve Fe 3+ (c) İyonların her ikisi de aynı çekirdek yüküne sahiptir. Fakat Fe 2+ ‘nın elektron sayısı (24), Fe 3+ ‘nın elektron sayısından (23) bir fazladır. Bu yüzden, elektron-elektron itmesi Fe 2+ ‘da daha fazla olduğu için Fe 2+ daha büyüktür. (b) Her ikisi de 2A grubundadır. Ca’nın baş kuantum sayısı (n = 4), Mg’nin baş kuantum sayısından (n = 3) daha büyüktür (Ca 2+- > Mg 2+ ). (a) N 3- ve F - izoelektroniktir (her ikisi de 10 elektronludur). N 3- ‘te 7 proton varken, F - ‘de 9 proton vardır. Yani N 3- ‘teki çekirdek elektronlara daha zayıf bir çekim kuvveti uygular (N 3- > F - ).

23 23 İyonlaşma Enerjisi Bir atomun kimyasal özelliği değerlik elektronlarının dağılımına bağlıdır. İyonlaşma enerjisi gaz halindeki bir atomun temel halinden bir elektronu uzaklaştırmak için atoma verilmesi gereken minimum enerjidir (kJ/mol). İyonlaşma enerjisinin büyüklüğü atomdaki elektronun ne kadar sıkı tutulduğunun bir ölçüsüdür. Atomdan elektron koptukça kalan elektronlar arasındaki itmeler azalacağı için sonraki iyonlaşma enerjisi artacaktır. I 1 + X (g) X + (g) + e - I 2 + X + (g) X 2 + (g) + e - I 3 + X 2+ (g) X 3 + (g) + e - I 1 birinci iyonlaşma enerjisi I 2 ikinci iyonlaşma enerjisi I 3 üçüncü iyonlaşma enerjisi I 1 < I 2 < I 3

24 24 Birkaç küçük düzensizlik dışında, elementlerin birinci iyonlaşma enerjileri bir periyotta soldan sağa gidildikçe birlikte artar. Çünkü bir periyotta soldan sağa gidildikçe etkin çekirdek yükü artar (yarıçap azalır). Böylece dış elektron(lar) daha sıkı tutulur.

25 25 Birinci iyonlaşma enerjisindeki genel eğilim Birinci iyonlaşma enerjisi artar

26 26

27 Örnek Oksijen ve kükürt atomlarından hangisinin birinci iyonlaşma enerjisi daha düşüktür? Oksijen ve kükürt 6A grubundadır. Her ikisi de aynı elektron dağılımına (ns 2 np 4 ) sahiptir. Ancak kükürtteki 3p elektronu çekirdekten daha uzaktadır. Yani oksijendeki 2p elektronuna göre daha zayıf bir çekirdek- elektron çekimi söz konusudur. Buna göre kükürdün birinci iyonlaşma enerjisi (1000 kJ/mol) oksijeninkinden (1314 kJ/mol) daha düşük olur. 27 Elektron ilgisi Gaz halindeki bir atomun bir elektron alarak anyona dönüştüğünde meydana gelen enerji değişimidir. X (g) + e - X - (g)

28 28 F (g) + e - X - (g) O (g) + e - O - (g)  H = -328 kJ/mol (salınan enerji) Eİ = +328 kJ/mol  H = -141 kJ/mol (salınan enerji) Eİ = +141 kJ/mol O - (g) + e - O 2- (g)  H = +780 kJ/mol (gereken enerji) Eİ = -780 kJ/mol Oksijen atomunun Eİ’si pozitiftir (ekzotermik). Diğer yandan O - iyonunun Eİ’si negatiftir (endotermik). Çünkü ilave olarak gelen elektronla, mevcut elektron arasındaki itme sonucu oluşan kararsızlık, soy gaz yapısına ulaşmakla kazanılan kararlılıktan daha büyüktür. Başka bir deyişle negatif bir yükü (elektron) diğer bir negatif yükle (anyon) yan yana getirmek daima enerji gerektirir. İyonlaşma enerjisinin düşük olması, atomdaki elektronun çok kolay verilebileceğini, Eİ’nin pozitif olması ise atomun elektronu almaya karşı çok istekli olduğunu gösterir.

29 29

30 30 Periyot boyunca soldan sağa doğru elektron ilgisi artarken grupta yukarıdan aşağıya doğru azalır. Metalik karakter bir periyotta soldan sağa doğru azalırken, grup içerisinde yukarıdan aşağıya doğru artar. Buna göre metallerin elektron ilgisinin ametallerinkinden düşük olduğunu söyleyebiliriz. 7A grubu elementleri (halojenler), en yüksek Eİ’ye sahiptirler. Çünkü alınacak bir elektronla, halojen hemen sağındaki soy gazın kararlı elektron dağılımına sahip olur. Örnek Mg’nin Eİ’sinin sıfıra yakın ya da negatif olduğu düşünülmektedir. Neden? Toprak alkali metallerinin (Mg gibi) ns 2 ile biten son kabukları elektron alınca ns 2 np 1 olur. Elektron bulunma olasılığı bakımından yoğunluğu daha yüksek olan ns elektronları np’ye gelecek olan elektronları etkili bir şekilde perdeleyeceği (iteceği) için bu metallerin elektron almaları zordur.

31 31 Baş Grup Elementlerinin Kimyasal Özelliklerindeki Değişim İyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisi elementlerin reaksiyonlarını, reaksiyon türlerini ve oluşan bileşiklerin niteliğini anlamamıza yardımcı olur. Baş grup elementlerinde çapraz durumdaki elementler benzer özellik gösterirler (çapraz bağıntı). Bunun sebebi, katyonların yük yoğunluğunun (iyon yükü/hacim) birbirine çok yakın olmasıdır.

32 Hidrojen (1s 1 ) 1A grubunda gösterilse de aslında tek başına bir grup olabilir. Çünkü sulu çözeltide hidroliz (H + ) olurken (1A grubu gibi) NaH ve CaH 2 gibi hidrürlü (H - ) bileşikleri de (7A grubu gibi) vardır. En önemli bileşiği ise sudur: 2H 2 (g) + O 2 (g) → H 2 O(s) Zn ve Mg gibi metallerin HCl ile reaksiyonu sonucunda hidrojen gazı elde edilebilir: Zn(k) + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 (g) Hidrojenin başlıca endüstriyel kullanımı amonyağın sentezidir: N 2 (g) + H 2 (g) → 2NH 3 (g) Sıvı amonyağın büyük bir kısmı gübre olarak ya da NH 4 NO 3 ve (NH 4 ) 2 SO 4 gibi diğer gübrelerin yapımında kullanılır. 32

33 33 1A Grubu Elementleri (Alkali Metaller) (ns 1, n  2) İyonlaşma enerjileri çok düşüktür. Asitlerle ve suyla reaksiyonları hızlıdır. Hava ile temas ettiklerinde oksijenle birleşerek oksitlerini oluştururlar. Ancak, lityum hariç diğerleri hem oksit hem de peroksitleri (O 2 2- ) oluştururlar. K, Rb ve Cs ise süper oksit iyonu (O 2 - ) içeren bileşikleri de verirler. Farklı türde oksit oluşturmalarının nedeni, oluşan iyonik bileşiklerin (oksitlerin) katı hallerinin kararlı olmasıdır. M M e - 2M (k) + 2H 2 O (s) 2MOH (suda) + H 2(g) 4M (k) + O 2(g) 2M 2 O (k) Reaktivite artar 2M (k) + O 2(g) 2M 2 O 2(k) M (k) + O 2(g) MO 2(k)

34 34 Çok reaktif (etkin) olduklarından doğada asla saf halde bulunmazlar.

35 35 2A Grubu Elementleri (Toprak Alkali Metaller) (ns 2, n  2) Etkinlikleri 1A rubuna göre biraz daha azdır. Berilyum hariç, hepsi suyla reaksiyon verir. Hepsi oksijenle reaksiyon verir. Berilyum hariç, asitlerle reaksiyon vererek H 2 çıkarırlar. M M e - Be (k) + 2H 2 O (s) Reaksiyon vermez. Mg (k) + 2H 2 O (g) Mg(OH) 2(suda) + H 2(g) M (k) + 2H 2 O (s) M(OH) 2(aq) + H 2(g) M = Ca, Sr, ve Ba Reaktivite artar M (k) + 2H + (suda) M 2+ (suda) + H 2(g) M = Mg, Ca, Sr, ve Ba

36 36 BeH 2 ve BeCl 2 ve MgH 2 moleküler yapıdadır.

37 37 3A Grubu Elementleri (ns 2 np 1, n  2) Bor yarı metal, diğer üyeler ise metaldir. Bor, oksijen ve suyla reaksiyon vermez. Alüminyumun, sadece +3 değerliği vardır. Oksijenle ve HCl ile reaksiyon verir. Al hariç diğer üyeler, +1 ve +3 değerlerini alabilir. Metalik elementler moleküler yapıda bileşikler de oluşturur. 4Al (k) + 3O 2(g) 2Al 2 O 3(k) 2Al (k) + 6H + (suda) 2Al 3+ (suda) + 3H 2(g)

38 38

39 39 4A Grubu Elementleri (ns 2 np 2, n  2) C ametaldir. Si ve Ge ise yarı metaldir. Sn ve Pb metal olup, suyla reaksiyon vermezler. Ancak HCl gibi asitlerle reaksiyon verirler. Grup üyeleri hem +2 hem de +4 değerliğinde olabilir. Sn (s) + 2H + (aq) Sn 2+ (aq) + H 2 (g) Pb (s) + 2H + (aq) Pb 2+ (aq) + H 2 (g)

40 40 C ve Si için +4 basamağı daha kararlı iken Pb için ise +2 yükseltgenme basamağı daha kararlıdır.

41 41 5A Grubu Elementleri (ns 2 np 3, n  2) N ve P ametaldir, As ve Sb yarı metal, Bi ise metaldir. Azot N 2, P ise P 4 molekülleri halinde bulunur. Azotun çok sayıda oksidi vardır. N 2 O 5 katı iken diğerleri gaz halindedir. N 2 O 5 ve P 4 O 10 suyla reaksiyon vererek asit oluştururlar: N 2 O 5(k) + H 2 O (s) 2HNO 3(suda) P 4 O 10(k) + 6H 2 O (s) 4H 3 PO 4(suda)

42 42 Metal nitrürlerin (Li 3 N ve Mg 3 N 2 gibi) pek çoğu iyoniktir.

43 43 6A Grubu Elementleri (ns 2 np 4, n  2) O, S ve Se ametal iken Te ve Po ise yarı metaldir. S ve Se’nin molekül formülleri S 8 ve Se 8 ’dir. Polonyum radyoaktiftir. O, S, Se ve Te oluşturduğu bileşiklerde -2 halindedir. SO 3 suyla sülfürik asit verir: SO 3(g) + H 2 O (l) H 2 SO 4(aq)

44 44 Grup elementleri ametallerle moleküler bileşik oluştururlar.

45 45 7A Grubu Elementleri (Halojenler) (ns 2 np 5, n  2) Hepsi ametaldir. X 2 genel formülü ile gösterilirler. Astatin (At) radyoaktif olup, hakkında fazla bir bilgi yoktur. İyonlaşma enerjileri ve elektron ilgileri çok yüksektir. H 2 ile HX vermek üzere reaksiyon verirler: X + 1e - X - 1 X 2(g) + H 2(g) 2HX (g) Reaktivite artar.

46 46 Etkinlikleri çok yüksek olduğu için doğada asla elementel halde bulunamazlar. Hatta F 2 o kadar etkindir ki, su ile oksijen gazı vermek üzere reaksiyona girer. Alkali ve toprak alkali metallerin halojenürlerle verdiği bileşiklerin çoğu iyoniktir. Kendi aralarında yaptıkları bileşikler ise genellikle molekülerdir (ICl ve BrF 3 gibi).

47 47 8A Grubu Elementleri (Soy gazlar) (ns 2 np 6, n  2) Tamamı tek atomlu halde bulunurlar. ns ve np kabukları tamamen doludur. Grubun iyonlaşma enerjileri bütün elementler içerisinde en yüksek değerlere sahiptir. Bu gazlar dışarıdan elektron kabul etmezler (inerttirler). Ticari uygulamaları olmadığı gibi doğal biyolojik süreçlerde de yer almazlar.

48 48 Grubun diğer üyelerine göre ksenonun çok sayıda bileşiği vardır: XeF 4, XeO 3, XeO 4 ve XeOF 4. Kriptonun ise KrF 2 gibi birkaç bileşiği vardır yılında ise sadece HArF sentezlendi. PtF 6

49 49 Her iki grup elementlerinin de en dış kabuğu olan s orbitalinde tek elektronu vardır. Ancak 1B grubu daha kararlıdır. Çünkü iyonlaşma enerjileri daha yüksektir. 1A ve 1B gruplarının karşılaştırılması Düşük iyonlaşma enerjisi (yüksek reaktivite)

50 50 Bir periyot boyunca oksitlerin özellikleri bazikasidik Oksijen, 1A ve 2A grubu ya da Al gibi düşük iyonlaşma enerjili metallerle reaksiyona girdiğinde kararlı iyonik bileşikler oluşturur (Na 2 O, MgO ve Al 2 O 3 ). Elementlerin iyonlaşma enerjileri soldan sağa artarken, oksitlerin özellikleri de iyonikten molekülere doğru olur. P, S ve Cl’nin oksijenli bileşikleri molekülerdir. Suda çözündüklerinde asit ya da baz üretip üretmemelerine göre asit oksitler ya da baz oksitler olarak sınıflandırılırlar.

51 51 MgO (k) + 2HCl (suda) MgCl 2(suda) + H 2 O (s) Al 2 O 3(k) + 6HCl (suda) 2AlCl 3(suda) + 3H 2 O (s) Al 2 O 3(k) + 2NaOH (suda) + 3H 2 O (s) 2NaAl(OH) 4(suda) SiO 2(k) + 2NaOH (suda) Na 2 SiO 3(suda) + H 2 O (s) Periyot boyunca metalik karakter azalırken oksitlerin karakteri bazikten amfotere ve ondan da asidiğe doğru olur. Metal oksitler bazik, ametal oksitler asidik ve periyodun ortasındaki oksitler ise amfoterdir. Baş grup elementlerinin oksitlerinde baziklik atom numarası arttıkça artar.

52 52 Sorular ve Problemler (pm) pikometre = ? m 1 pm = m, 134 pm = 134 x m = 1,34 x m ,2 o F = ? o C C = 5/9(F-32) = 5/9(244,2-32) = 5/9(212,2) = 117,9 o C 3. Metal, yarı metal ve ametale ikişer tane örnek veriniz. Meta:Li-Mg, Yarı metal : B-Si, Ametal: F-Cl 4. Aşağıda formülleri verilen hangi bileşiğin adlandırması doğrudur? a) I 2 O 5, iyot pentoksit b) LiNO 3, lityum nitrat c) PbO, kurşun(I) oksit d) H 2 SO 4, hidrosülfürik asit Cevap: b) 5. Aşağıda adlandırmaları verilen hangi bileşiğin formülü yanlıştır? a) demir(III) oksit, Fe 2 O 3 b) kalsiyum hidroksit, Ca(OH) 2 c) Potasyum klorit, KClO 3 d) diazot monoksit, N 2 O Cevap: c)

53 53 6. Aşağıdaki oksitleri asit, baz ve amfoter olarak sınıflandırınız. a) Rb 2 O, b) BeO ve c) As 2 O 5 (a-bazik, b-Be ile Al arasında çapraz bağıntı vardır. BeO amfoterdir. c-asidik) 7. Aşağıdaki çiftlerin her birinde hangi tür diğerinden hacimce daha büyüktür? a) Cl ve Cl - b) O 2- ve S 2- c) Mg 2+ ve Al 3+ d) Na + ve F - 8. İyonlaşma enerjisi bir periyotta soldan sağa genellikle artar. Ancak Al’nin birinci iyonlaşma enerjisi Mg’den küçüktür. Neden? 9. Li, Na ve K elementleri artan elektron ilgisine göre nasıl sıralanır? Neden? 10. Alkali metallerin elektron ilgisi toprak alkali metallerine göre büyüktür. Neden? 11. Li 2 O, CaO ve CO 2 ’nin suyla verebilecekleri reaksiyonları yazınız. Li 2 O + H 2 O → 2LiOH CO 2 + H 2 O → CO H + CaO + H 2 O → Ca(OH) 2


"PERİYODİK ÇİZELGE III.DERS. Elementlerin tek tek özelliklerinin incelenmesi zor ve zaman alıcıdır. Bundan dolayı bilim adamları elementleri belirli bir." indir ppt

Benzer bir sunumlar


Google Reklamları