Bölüm 4: Periyodik Çizelge ve Bazı Atom Özellikleri Dimitri Mendeleev Bölüm 4: Periyodik Çizelge ve Bazı Atom Özellikleri

İçerik Elementlerin sınıflandırılması Modern Periyodik Çizelgenin Açıklanması Elektron Dağılımları ve Periyodik Çizelge Metaller, ametaller ve bunların iyonları Atomlar ve iyonların büyüklüğü İyonlaşma enerjisi Elektron ilgisi Manyetik özellikler Elementlerin periyodik özellikleri

Elementlerin Sınıflandırılması 1800: 31 element biliniyor 1865: 63 element biliniyor 1869: Dimitri Mendelev ve Lothar Meyer birbirinden bağımsız olarak şunu fark ediyorlar: Elementler artan atom kütlelerine göre sıralandıklarında bazı özellikler periyodik olarak tekrarlanmaktadır. Mendelev’in periyodik çizelgesinde benzer elementler düşey gruplar içine düşmekte ve bunların özellikleri grup içinde yukarıdan aşağıya doğru düzenli olarak değişmektedir.

MEYER’in 1870’de mol hacmine göre yaptığı PERİYODİK YASA

1871-Mendeleev’in Periyodik Tablosu — = 72 — = 68 — = 100 Mendeleev atom kütlelerine ve özelliklerine göre elementleri sınıflandırma konusunda ısrarını sürdürdü, fakat çizelgesinde bu sınıflandırmadan doğan boşluklar oluştu. O günlerde Galyum ve Germanyum bilinmiyordu. Bu yüzden alüminyum ve silisyumun altında 4. periyotta boşluklar vardı. Mendeleev bu boşluklara iki element gelmesi gerektiğini iddia ediyor ve bunları eka-alüminyum ve eka-silisyum olarak adlandırıyordu. Aynı zamanda bu elementlere ait genel fiziksel özelliklerin neler olması gerektiği konusunda da öneriler sunmuştu.

1871-Mendeleev’in Periyodik Tablosu Mendeleev bu tabloda SOY GAZLAR için yer ayırmamış ve bilgi vermemiştir. SOY GAZLAR ilk defa W.RAMSAY tarafından bulunmuş ve 0 grubu olarak tabloya ilave edilmiştir.

1871 GERMANYUM bulunmadan önce tahmin edilen ve 1886 bulunduktan sonra ölçülen özellikleri

Moseley Eşitliği Katot ışınları, anot olarak kullanılan bir elemente çarptırıldığında iç elektron geçişleriyle yüksek frekanslı bir ışıma olan X-ışını oluşur. Bu da çekirdek yüküne bağlı olduğu için oluşan X-ışını frekansı anottaki metalin atom numarası (çekirdek yükü) ile orantılıdır. Buna Moseley eşitliği denir. :X-ışının frekansı Z:çekirdek yükü a ve b: sabitler Böylece Moseley o zaman bilinmeyen Z= 43, 61, 75 nolu 3 yeni elementin yerini ve özelliklerini belirlemeyi başarmıştır. Çelik içindeki Fe ve Co, pirinç içindeki Cu ve Zn bu spektrumlarda açıkca görülmüştür. Moseley Deneyinin ışığında PERİYODİK TABLO yeniden ve daha doğru olarak oluşturulmuştur. O zamana kadar kütle numarası ile yapılan sıralamanın atom numarası ile yapılmasının daha doğru olacağı belirlenmiş ve bugünkü PERİYODİK ÇİZELGE (TABLO) böylece oluşturulmuştur.

Periyodik Tablo Soy Gazlar Alkali Metaller Ana Grup Toprak Alkaliler Halojenler Geçiş Metalleri Lantanitler ve aktinitler

Ana Grup Elementleri (IA – VIIIA) 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 5d 6p 7s 6d 7p Geçiş Elementleri (IB – VIIIB) İç Geçiş Elementleri 4f 5f

METALLER, AMETALLER VE BUNLARIN İYONLARI METALLER –Periyodik Cetvelde 110 elementten 85’i metal (s,d,f orbitallerinin tamamı p’nin bir kısmı) olup bunun 15 tanesi yapaydır.-Isıyı ve elektriği iyi iletirler. Kolay e- verirler ve + iyon oluştururlar. -Metalik bağlı olup, metalik parlaklığa sahiptirler. Kendi aralarında alaşım yaparlar. -Bazıları kolayca tel ve levha haline getirilebilir, eğilip, bükülebilir. -Hg, Ga, Cs ve Fr hariç hepsi katıdır. Hg hariç hiçbiri uçucu değildir. EN ve KN yüksektir. -Aktif metaller (s1) su ile kolay, yarı aktifler (s2) biraz zor, inaktif (soy) metaller su ile tepkime vermezler. Su ile tepkime veren aktif metaller bazlarını oluştururlar.

METALLER, AMETALLER VE BUNLARIN İYONLARI AMETALLER – H hariç hepsi de p orbitali elementi olup 16 tanedir. Isı ve elektriği iletmezler. Zor e- verir, daha kolay e- alabilirler.Parlak değildirler. -F-, O= sadece (–) yüklü iyon (anyon) olabilirken, diğerleri –/+ iyon (Anyon/Katyon) olabilirler. -Kendi aralarında kovalent bağ, metal ve yarı metallerle iyonik bağ oluştururlar. EN ve KN düşük olup çoğu NŞ’ da gaz halindedir. Br2 sıvı, P, S, I2, As katıdır. -Oksijensiz asitlerle birleşemezler. Hidrürleri (H’ile olan bileşikleri) asittir. Ametaloksitler asit anhidritleridir (Su ile tepkime vererek asit oluştururlar). YARIMETALLER Sayıları 8-12 arasında (ort.10) dır. Metal ile ametaller arasında basamak şeklinde yer alır. Her iki grubunda özelliklerini taşırlar. Hepsi KN yüksek katılardır.

Metaller soy gaz yapısına ulaşabilmek için e- verir, Ametaller ise soy gaz yapısına ulaşabilmek için e- alır.

Ametal İyonları: En etkin ametaller olan 7A ve 6A gruplarındaki atomların, periyodun sonundaki soy gazlardan sırası ile bir ve iki elektron eksikliği vardır. Bu gruplardaki atomlar yeterli miktarlarda elektron kazanarak soy gaz atomlarının elektron dağılımlarına sahip olabilirler. Cl ([Ne]3s23p5) + e-  Cl- ([Ar]) S ([Ne]3s23p4) + 2e-  S-2 ([Ar]) Çoğu zaman bir ametal atomu bir elektronu kendiliğinden alabilir, ama daha fazla elektron alabilmesi için enerji gerekmektedir. Genel olarak enerji sağlayan işlemle elektron alma işlemi birlikte olur (pozitif iyonlarla birbirini çekme gibi).

Geçiş Metallerinin İyonları: Yalnızca bir kaç geçiş metali elektron kaybederek soy gaz elektron dağılımına sahip olabilir (Skandiyum, Sc  Sc+3). Pek çok geçiş metali iyon haline gelirken soy gaz yapısı kazanmaz. Ayrıca, geçiş metalleri birden fazla türde iyon oluşturabilmektedir (örneğin, demir). Fe ([Ar]3d64s2)  Fe+2 ([Ar]3d6) + 2e- Fe ([Ar]3d64s2)  Fe+3 ([Ar]3d5) + 3e-

ATOMLAR VE İYONLARIN BÜYÜKLÜĞÜ Elementlerin bazı fiziksel ve kimyasal özelliklerinin bilinmesi için atom büyüklükleri hakkında bazı şeyleri bilmemiz gerekmektedir. Atom Yarıçapları: Atom çekirdeğinden uzaklaştıkça elektronların bulunma olasılığı azalmakta, ancak hiç bir zamanda bu olasılık SIFIR olmamaktadır. Bu nedenle bir atomun kesin bir dış sınırı yoktur ve bu nedenle atom yarıçaplarını belirlemek zordur. Etkin olarak ölçülebilen çekirdekler arası uzaklıklardır. Ve atom yarıçapları kimyasal bağlarla bağlı iki atom arasındaki uzaklık olarak dikkate alınacaktır (kovalent yarıçap, iyon yarıçapı, metal yarıçapı).

Br’ un kovalent yarıçapı buradan hareketle 1,14 Å’dur. C – C kovalent bağının uzunluğu 1,54 Å ‘dur. Bu nedenle karbonun yarıçapının 0,77 Å olduğu söylenebilir.

Periyodik Çizelge İçinde Atom Yarıçaplarının Değişimi Daha çok elektron kabuğu bulunan atomlar daha büyük atomlardır. Atom yarıçapları elementlerin bir grubu içinde yukarıdan aşağıya doğru artar. Atom yarıçapları, periyodik çizelgede periyot boyunca soldan sağa doğru azalır. Ancak bu düzenli azalmaya geçiş elementleri uymamaktadır. Artar Azalır

Periyot içinde soldan sağa ilerledikçe iç kabuktaki elektron sayıları sabit iken en dış kabuktaki değerlik elektronlarının sayısı artar. Bununla paralel olarak çekirdekteki proton sayısı da artar. İç kabuk elektronları, dış kabuk elektronları ile çekirdek arasındaki çekme etkisini perdeler. Bu durumda çekirdeğin gerçek yükü ile elektronlar tarafından perdelenen yük arasındaki farkı etkin çekirdek yükü (Zet) olarak ifade edersek, Zet periyotta soldan sağa gittikçe artacak ve bu nedenle en dış yörüngedeki elektronlar daha kuvvetle çekirdek tarafından çekilecek, sonuç olarakta büzülerek küçülecektir.

Atom yarıçaplarının bir geçiş dizisi içindeki değişimi Geçiş elementlerinde elektron iç kabuklara geçerek, dış kabuk elektronları ile çekirdek arasındaki perdelemeye katılırlar. aynı zamanda dış kabuktaki elektron sayısı sabit kalmaya özen gösterir. Bu nedenle geçiş serisi boyunca atom yarıçapları çok fazla değişmez. Örneğin atom numaraları sırası ile 26, 27 ve 28 olan Fe, Co ve Ni’nin iç kabuk elektronları sırası ile 24, 25 ve 26’dır. Hepsinde iki dış kabuk elektronu yaklaşık +2’lik net çekirdek yükünün etkisindedir.

Atom yarıçaplarının bir geçiş dizisi içindeki değişimi İyon Yarıçapları Bir metal atomu pozitif bir iyon oluşturmak üzere bir ya da daha çok elektron kaybettiğinde, çekirdekteki yük miktarı elektron sayısından daha fazla olur. Buna bağlı olarak çekirdek elektronları daha yakına çeker ve kısaca katyonlar kendisini oluşturan atomlardan daha küçüktür denilebilir. Eş elektronlu katyonlardan iyon yükü daha büyük olanın iyon yarıçapı daha küçüktür. Bir ametal negatif bir iyon oluşturmak üzere bir ya da daha fazla elektron aldığında, çekirdek yükü sabit kalırken, fazla elektron nedeni ile Zet değeri azalır.

Elektronlar arasındaki itme kuvvetleri artar ve elektronlar daha çok dağılır. Bundan dolayı, anyonlar kendilerini oluşturan atomlardan daha büyüktür. Eş elektronlu anyonlar için iyon yükü arttıkça iyon yarıçapı artar. Soru: Aşağıdaki atom ve iyonları artan büyüklüklerine göre sıralayınız. Ar, K+, Ca+2, Cl-, S-2

İYONLAŞMA ENERJİSİ Atomlar elektronlarını kendiliğinden dışarıya atmazlar. Elektronlar atomun çekirdeğindeki pozitif yükler tarafından çekilir ve elektronları bu çekimden kurtaracak bir enerji gereklidir. Bir atom elektronlarını ne kadar kolay kaybederse metal özelliği o kadar fazladır. İyonlaşma Enerjisi (I): Gaz halindeki atomlardan bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli enerji miktarıdır. Kaybedilen elektron atom üzerindeki en gevşek konumda olan elektrondur. Birinci iyonlaşma enerjisi (I1), bir atomdan bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli enerjiyi gösterir. I2 ise +1 değerlikli bir iyondan ikinci elektronu uzaklaştırmak için gerekli enerjidir (I3, I4, …) Na(g)  Na+(g) + 1e-

İyonlaşma Enerjisi (kJ/mol) Element I1 I2 I3 I4 Na 496 4560   Mg 738 1450 7730 Al 577 1816 2744 11.600 Soru: As, Sn, Br, Sr’yi artan I1’lerine göre sıralayınız?

Atom yarıçapı arttıkça iyonlaşma enerjisi azalır. Elektron koparıldıktan sonra kalan elektronları iyonlaştırmak için gerekli enerji daha yüksektir. Daha düşük enerji seviyelerine (küçük “n” sayısı) inildikçe iyonlaşma için gerekli enerji artmaktadır. Azalır Artar

ELEKTRON İLGİSİ İyonlaşma enerjisi elektron kaybı ile ilgilidir. Elektron ilgisi (EI), gaz halindeki bir atomun bir elektron kazanması sırasındaki enerji değişiminin bir ölçüsüdür. Bütün pozitif yüklü iyonlar ve nötral atomların büyük bir çoğunluğu bir elektron aldığında enerji açığa çıkar (ekzotermik). [Cl(g) + e-  Cl-(g) EI = - 328 kJ/mol ]. Bu nedenle Cl’nin elektron ilgisi; EI, -328 kJ/mol’ dur denir. Li(g) + e-  Li-(g) EI = - 59,8 kJ/mol (1s22s1  1s22s2 - metal atomuna örnek) Anyonların ve bazı nötral atomların elektron kazanması için enerji soğurulması gerekmektedir. Bu durumda olay endotermiktir ve elektron ilgisi pozitif değerlidir. Ne(g) + e-  Ne-(g) EI = + 29 kJ/mol (1s22s22p6  1s22s22p63s1) O(g) + e-  O-(g) EI = - 141,4 kJ/mol O-(g) + e-  O-2(g) EI = + 880 kJ/mol

Elektron İlgisi p alt kabuğunu doldurmak için sadece bir elektrona ihtiyacı olan halojenler elektron için ilgisi en fazla olan atomlardır. Bir elektron girmesi halojenlerin stabil elektron konfigürasyonlarına sahip asal gazlarla aynı elektron konfigürasyonuna ulaşmasını sağlar. 2A ve 8A grupları içinde s ve p alt kabukları dolu olduğu için, alınan elektronun bir üst tabakaya girmesi gereklidir ve buda bir endotermik proses gerektirmektedir.

Manyetik Özellikler Atom ve iyonların bir diğer özelliği manyetik alandaki davranışları elektron dağılımlarının belirlenmesine yardımcı olur. Dönen bir elektron elektriksel alanda hareket eden bir yüktür ve manyetik alanı etkiler. Diamanyetik bir atom ya da iyonda tüm elektronlar esleşmiştir ve bunlar birbirlerinin manyetik etkilerini yok eder. Manyetik alandan çok az etkilenirler. Paramanyetik bir atom ya da iyon esleşmemiş elektronlara sahiptir ve birbirlerinin manyetik etkilerini yok etmezler. Esleşmemiş elektronlar manyetik alanı etkileyerek, bir dış manyetik alan etkisiyle, atom ya da iyonların birbirlerini çekmelerine sebep olurlar. Ne kadar çok eşlenmemiş elektron varsa çekme o denli kuvvetlidir.

Metalik Elementler Ametalik Elementler Elementlerin Periyodik Özellikleri: Fiziksel özellikleri (erime dereceleri, kaynama dereceleri, vb.) Kimyasal özellikleri (indirgenme, yükseltgenme oksitlerinin oluşumu vb.) Metalik Elementler Ametalik Elementler Ayırt edici parlaklıkları vardır Parlak değiller, değişik renktedirler Esnektirler ve eğilip-bükülebilirler Kolay kırılırlar, serttirler genelde Isıyı ve elektriği iletirler Çok zayıf iletkendirler Metal oksitleri bazik karakterlidir, iyon Ametal oksitleri asidiktir bileşik Sulu çözeltilerde katyondurlar Sulu çözeltilerde anyon ya da oksi anyondurlar.

Metalik özellik artar Ametal özellik artar

Metaller: - Metallerin hemen hepsi esnektir ve dövülebilir (metal yaprak, tel) - Civa (Hg) hariç hepsi oda sıcaklığında katıdır. - Metaller düşük iyonizasyon enerjisine sahiptir ve elektron kaybederek (oksidasyon) kimyasal reaksiyonlara girerler: Alkali metaller 1 elektron kaybeder (s alt kabuğundaki) Toprak metalleri s alt kabuğundaki iki elektronunu kaybeder Geçiş metalleri için kesin bir kural yoktur, +2 yaygındır ama bununla birlikte +1 ve +3’te olabilirler. - Metallerin ametallerle oluşturduğu bileşikler iyonik karaktere sahiptir.

Metal oksit tepkimeleri Bir çok metal oksit bazik karaktere sahiptir, suda çözündüklerinde metal hidroksitleri oluştururlar. Metal oksit + su  metal hidroksit Na2O(k) + H2O(s)  2NaOH(aq) CaO(k) + H2O(s)  Ca(OH)2(aq) - Asitlerle reaksiyona girdiklerinde tuz oluştururlar. Metal oksit + asit  tuz + su MgO(k) + HCl(aq)  MgCl2(aq) + H2O(s) NiO(k) + H2SO4(aq)  NiSO4(aq) + H2O(s)

Ametaller: - Görünüşleri çok değişkendir. Parlak değildirler. - Isı ve elektriği çok az iletirler. - Erime noktaları genelde metallerden daha düşüktür. - Ametallerin 7 tanesi doğada di-atomik moleküller olarak bulunur: H2(g), N2(g) , O2(g) , F2(g) , Cl2(g) , Br2(s), I2(s) - Ametaller metallerle olan reaksiyonlarında elektron kazanma eğilimindedir ve anyon haline geçerler. 3Br2(s) + 2Al(k)  2AlBr3(k)

Ametaller Ametallerden oluşan bileşikler moleküler bileşiklerdir (iyonik değil). - Ametallerin oksitleri genelde asidik oksitlerdir. Suda çözündüklerinde asit oluşturlar. Ametal oksit + su  asit CO2(g) + H2O(s)  H2CO3(aq) (karbonik asit) - Ametal oksitleri bazlar ile birleşerek tuz oluştururlar. Ametal oksit + baz  tuz CO2(g) + 2NaOH(aq)  Na2CO3(aq) + H2O(s)

1A Grubu (Alkali Metaller): - Her biri s orbitalinde 1 değerlik elektronu taşır. - Aşağı doğru inildikçe, erime noktası azalır. - Yoğunluk artar. - Atom yarıçapı büyür - İyonizasyon enerjisi azalır (I1) - Elementler arasında I1 değerleri en küçük olan gruptur. Elektronlarını çok kolay verip iyon teşkil etme yetenekleri çok yüksek olduğundan çok reaktiftirler. Bu nedenle doğada bileşikleri şeklinde bulunurlar. (M  M+ + e- ) 2M(k) + H2(g)  2MH(k) hidrojen ile katı hidrürleri oluştururlar. Kükürt ile reaksiyona girerek sülfitleri oluştururlar. 2M(k) + S(k)  M2S(k) 1A 3 Li (Lityum) 11 Na (Sodyum) 19 K (Potasyum) 37 Rb (Rubidyum) 55 Cs (Sezyum) 87 Fr (Fransiyum)

1A Grubu (Alkali Metaller): Klor ile reaksiyona girerek klorürleri oluştururlar. 2M(k) + Cl2(g)  2MCl(k) Su ile reaksiyona girdiklerinde hidrojen açığa çıkar ve alkali metal’in hidroksiti oluşur (ekzotermik). 2M(k) + 2H2O(s)  2MOH(aq) + H2(g) Oksijen ile verdikleri reaksiyonlar daha komplekstir. 4Li(k) + O2(g)  2Li2O(k) (lityum oksit) 2Na(k) + O2(g)  Na2O2(k) (sodyum peroksit) K, Rb ve Cs süperoksit oluşturabilir K(k) + O2(g)  KO2(s) (potasyum süperoksit)

2A Grubu: Toprak Alkali Metaller 4 Be (Berilyum) 12 Mg (Magnezyum) 20 Ca (Kalsiyum) 38 Sr (Stronsiyum) 56 Ba (Baryum) 88 Ra (Radyum) - Grup 1A metalleri ile karşılaştırıldığında - daha sert - daha yoğun - erime dereceleri daha yüksektir - I1 değerleri daha yüksektir ve bu nedenle daha az reaktiftirler. - Be ve Mg en az aktif olan toprak metalleridir. - Kalsiyum ve altında yer alan elementler oda sıcaklığında su ile tepkimeye girer. Ca(k) + 2H2O(s)  Ca(OH)2(aq) + H2(g)

Fe 2O 3 (s) + 2 Al (s) Al2 O 3 (s) + 2 Fe (l) GROUP 3A METALLERİ Aluminyum kolaylıkla +3 değerine yükseltgendiği için hafif alaşımlarda kullanılan mükemmel bir indirgendir. Metal oksitlerden oksijeni çekerek metalin saf halde elde edilmesini sağlar. Fe 2O 3 (s) + 2 Al (s) Al2 O 3 (s) + 2 Fe (l) 13 Al (Aluminium) 31 Ga (Gallium) 49 In (Indium) 81 Tl (Thallium)

Asitlerle tepkimeye girerek H 2 (g) üretir: 2 Al (s) + 6 H + (aq) 2 Al 3+ (aq) + 3 H 2 (g) Toz haldeki Al, hava ve roket yakıtları ve patlayıcılarda ekzotermik tepkimelerde yer alan diğer yükseltgenler tarafından kolaylıkla yükseltgenir Galyum ışığı elektriğe çeviren GaAs bileşiğini yapmak için kullanılır. Bu yarı iletken madde LED ışıkları ve transistor gibi elektronik aksamlarda kullanılır İndiyum gümüşümsü yumuşak bir metal olup, düşük erime noktalı alaşımların oluşturulmasında kullanılır. Talyum ve bileşikleri oldukça zehirlidir. Kullanım alanı yüksek sıcaklıktaki süper iletken maddelerdir.

Grup 6A: Oksijen Ailesi - Grupta aşağı doğru indikçe elementler daha fazla metalikleşir. - Oksijen gaz, diğerleri ise katıdır. - Ametaller: Oksijen, kükürt ve selenyum; - Tellüryum yarı-metal, polonyum ise metaldir. - Oksijen iki moleküler formda bulunabilir, O2 ve O3 (ozon) (allotropik form). 3O2(g)  2O3(g) (+ 284,6 kJ) Oksijen, diğer elementlerdeki elektronları koparma eğilimindedir ve onları oksidasyona uğratır. - Oksijen metallerle yaptığı bileşiklerde genellikle O-2 formundadır. 6A 8 O (Oksijen) 16 S (Kükürt) 34 Se (Selenyum) 52 Te (Tellüryum) 84 Po (Polonyum)

Grup 6A: Oksijen Ailesi - Diğer iki oksijen anyonu peroksit ve süperoksittir (O22-, O2-) - Kükürdün bir çok allotropik formu vardır, en kararlısı ise sarı ve katı olarak bulunduğu S8 formudur. - Diğer elementlerden elektron alarak sülfit oluşturur (S-2). 16Na(k) + S8(k)  8Na2S(k) - Doğada genellikle metal-kükürt bileşiği olarak bulunur.

Grup 7A: Halojenler 7A 9 F (Flor) 17 Cl (Klor) 35 Br (Brom) 53 I (İyot) 85 At (Astatin) - Astatin radyoaktiftir ve az rastlanır, bazı özellikleri bilinmemektedir. - Bütün halojenler ametaldir. - Normal şartlar altında her bir element di-atomik moleküldür. - Flor: soluk sarı, klor: sarımsı yeşil, brom: kızıl kahverengi, iyot: menekşe rengi - Halojenler en fazla elektron ilgisi olan gruptur, bir başka elementten bir elektron alması ekzotermiktir.

Grup 7A: Halojenler Flor ve klor en aktif olanlarıdır, flor hemen hemen her bileşikten bir elektron çekip alabilir. - Klor su ile yavaş yürüyen bir reaksiyona girerek, hidroklorik asit ve hipokloröz asit oluşturur. Cl2(g) + H2O(s)  HCl(aq) + HOCl(aq) - Hipokloröz asit bir dezenfektandır ve yüzme havuzlarına klor eklenir. - Halojenler bir çok metal ile reaksiyona girerek iyonik halalojenürleri oluşturur. Cl2(g) + 2Na(k)  2NaCl(k)

Grup 8A: Soy Gazlar (asal gazlar) - Ametaldirler. - Oda sıcaklığında gaz halindedir. - Monoatomiktirler. - “s” ve “p” alt kabukları tamamen doludur. - I1 oldukça yüksektir, grupta aşağı doğru indikçe azalır. - Rn oldukça radyoaktiftir, bazı özellikleri bilinmemektedir. - Reaktiviteleri çok düşüktür. - Reaksiyona girmeleri için çok yüksek elektron ilgisi olan bir elemente ihtiyaç vardır. Günümüze kadar olan asal gaz bileşikleri: XeF2 XeF6 KrF2 XeF4 He, Ne, ve Ar’ye ait bir bileşik yoktur, tamamıyla inerttirler. 8A 2 He (Helyum) 10 Ne (Neon) 18 Ar (Argon) 36 Kr (Kripton) 54 Xe (Ksenon) 86 Rn (Radon)

GEÇİŞ ELEMENTLERİ d-blok ve f-blok elementleri Yüksek E.N, iyi iyi elektrik iletkenlik, orta sertlik Birinci sıra geçiş elementlerinin(İstisnalar:Sc ve Ti) atomik yarıçapı aşağı yukarı aynı kalır, değişmez. 4f yarıkabuğu dolu olan geçiş elementlerinin atomik yarıçapı soldan sağa azalır. . Bu durum lantanit daralması(lantanit serisi) olarak adlandırılır. iyonik ve kovalent karakter( iyonik karakterli bileşikler –düşük Yükseltgenme basamağı(Y.B) ; kovalent karakterli bileşikler yüksek Yükseltgenme basamağı Seride yukarıdan aşağıya Y.B’de artan kararlılık .

GEÇİŞ ELEMENTLERİ İyonlaşma enerjisi ilk sıra geçiş elemetleri boyunca sabit kalır. Standard elektrot gerilimi soldan sağa seride artış gösterir. Bütün geçiş elementleri H’den daha kolay yükseltgenirler(İstisna: Cu) Yüksek katalitik aktivite(bazı gazları adsorblama yeteneği), bazı önemli katalizörler: Ni,Fe,Pt,Rh,V2O5,Cr2O3,MnO2,TiCl4

Periyodik Tablo Ana Grup Elementleri Ana Grup Elementleri Geçiş Elementleri Periyot Lantanidler Aktinidler İç Geçiş Elementleri