Periyodik Çizelge

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

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

İyonlaşma Enerjileri

I1 < I2 < I3 < I4 Al(g) Al+(g) + e- I1 = 580 kJ/mol birinci 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) Dolu iç kabuk elektronlarını iyonlaştırmak için çok yüksek enerji gerekir

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.  O: [He]2s2 2p4 İlk eşleşen elektronlar arasında oluşan itme, bir elektronun kaybedilmesini kolaylaştırır.

grup boyunca birinci iyonlaşma 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.

eksi yüklü bir iyondan bir elektron koparmak için gereken enerjidir. 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) sıfırıncı iyonlaşma enerjisi 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

Eİ artar Eİ azalır Na: [Ne]3s1 – ilave elektron ile dolu altkabuk oluşur [Ne]3s2 , bu nedenle Eİ yüksektir. 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., e –e itmesi olduğu için Eİ düşüktür.

O-(g)  O(g) + e- D U° = +142 kJ/mol birinci Eİ O2-(g)  O-(g) + e- D U ° = - 844 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? O2- tam dolu kararlılığına sahiptir, fakat e-e itmesi çok fazladır ve bu etki galip gelir.

Nötral Atomların Yarıçapları Kovalent Yarıçap Metalik Yarıçap Van der Waals Yarıçapı İyonik Yarıçap Kovalent yarıçap,kovalent bağı oluşturan iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısıdır. van der Waals yarıçap, birbiri ile temas halinde olan moleküller arasındaki uzaklığı temel alır. Distances determined by spectroscopy or X-ray crystallography or calculations etc. Atoms are not “hard”. Çekirdekler arasındaki uzaklık, VDW yarıçapları toplamından büyükse bir bağ oluşmadığı söylenebilir.

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

İyon Yarıçapları 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.

Elektron sayısı arttığı halde boyut niçin azalır ? 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 ?

Atom Yarıçapı (Å) Fosfor ve kükürt atomlarının boyutunun benzer, Na 1.90 1.86 Ar 1.92 Mg 1.60 Al 1.43 Si 1.32 P 1.28 S 1.27 Cl 1.40 metallic radii van der Waals radii Fosfor ve kükürt atomlarının boyutunun benzer, olmasına neden olan zıt faktörler neler olabilir?

İzoelektronik Türler 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 İzoelektronik atomlar ve iyonlar aynı elektron dizilişine sahiptir 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Cl- 181 pm Ar 174 pm K+ 133 pm ionic and covalent radii

Çekirdek Elektron sayısı İyon yükü yarıçapı (Å) O2+ 8 6 0.44 O 8 8 0.73 O2– 8 10 1.40 Bağıl büyüküğü açıklayınız.

Çekirdek Elektron sayısı İyon yükü yarıçapı (Å) H– 1 2 He 2 2 Li+ 3 2 2.08 H– 1 2 He 2 2 0.93 Li+ 3 2 0.60 Bağıl büyüklüğü açıklayınız.

İnert Gaz Elektron Dizilişi Kuralı (s2p6 elektron dizilişine sahip iyonlar) oktet kuralı 8 18 onsekiz elektron kuralı (s2d10p6 elektron dizilişine sahip iyonlar)

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

D’(A-B) iyonik rezonans enerjisi (not: DHd (A-B) = D(A-B)) 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. D(A-B),theory = ½ (D(A-A) + D(B-B)) D’(A-B) = D(A-B),experimental - D(A-B),theory XA – XB = 0.102 (D’(A-B))½ D’(A-B) iyonik rezonans enerjisi A-B A+ B- 0.102 dönüşüm faktörü (kJ/mol  eV)

ÖRNEK: H-F molekülü D(H-F),teori = ½ (D(H-H) + D(F-F)) = ½ (436 + 158) = 297 kJ/mol D’(H-F) = D(H-F),denel - D(H-F),teori = 566 – 297 = 269 kJ/mol XF – XH = 0.102 (D’(H-F))½ = 0.102 (269)½ = 1.67 Pauling seti XF = 4.0 bu nedenle XH = 4.0 – 1.67 = 2.32 Not: Sonuç çizelgedeki 2.2 değerinden farklıdır, çünkü Pauling aritmetik ortalama yerine geometrik ortalama kullanmıştır. Diğer atomlar için benzer hesaplamalar yapılır (D(H-Cl) )½ = 0.98 eV, H atomuna göre  XCl  3.2 (D(H-Br) )½ = 0.73 eV, H atomuna göre  XBr  2.9 (D(H-I) )½ = 0.25 eV, H atomuna göre  XI  2.5

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

The Allred-Rochow tanımı: 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 e0 = boşluğun geçirgenliği r = atom yarıçapı X = 0.359 (Z*/r2) + 0.744

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

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

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

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

sert asitler sert bazlarla; yumuşak asitler yumuşak bazlarla 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-, NH3, Cl- Yumuşak asitler: yarıçapı büyük , yükü küçük katyonlar, Tl+, Ag+, Pb+2, Fe+2 Yumuşak bazlar: yarıçapı büyük, elektronegatiflliği düşük anyonlar I-, SR2, AsR3, R-NC