Periyodik Tablo

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

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

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

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)

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

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

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.

yüksek iyonlaşma enerjilerinde düzgün bir eğilim yoktur Ca: [Ne]3s2 3p6 4s2  Ca+: [Ne]3s2 3p6 4s1 DH°ie = 6.1 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

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

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

 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.

ÖRNEK : Halojenlerde Eİ niçin yüksektir? F(g) + e- F-(g) Eİ = -327.8 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)

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.