İYONLAŞMA ENERJİSİ

İYONLAŞMA ENERJİSİ

Gaz halde bulunan nötr bir atomdan bir elektron uzaklaştırmak için gereken enerjiye iyonlaşma enerjisi denir.

Gaz halindeki nötr bir atomdan bir elektron koparmak için gereken enerji birinci iyonlaşma enerjisidir.(İE1)

+1 yüklü iyondan ikinci elektronu koparmak için gereken enerji ikinci iyonlaşma enerjisidir.(İE2)

Bir sonraki iyonlaşma enerjisi her zaman öncekinden daha büyüktür

Aynı grupta, yörünge sayıları arttıkça, elektronun çekirdek tarafından çekimi azalacağından, iyonlaşma enerjileri azalır.

Element    Atom yarıçapı(pm)  IE1(kj/mol)

       Li                  152                         520,2

     Na                 186                        495,8

     K                  227                        418,8

 Rb                 248                       403

    Cs                  265                       375,7

Periyodik çizelgede bir periyot boyunca, soldan sağa doğru gidildiğinde elementlerin birinci iyonlaşma enerjileri genel olarak artar.

Metal atomları, ametal atomlarına kıyasla, daha düşük iyonlaşma enerjisine sahiptirler.

3A grubunun 1.iyonlaşma enerjisi 2A grubundan küçüktür.

4Be   1s2  2s2

               dolu orbital (kararlı)

   

5B   1s2   2s2   2p1

                    yarı dolu orbital (yarı kararlı)

ATOM/İYON YARIÇAPI

Atom Yarıçapı

Atomun çekirdeği ile çekirdeğe en uzak mesafedeki elektronun arasındaki uzaklığa atom yarıçapı denir. Atom yarıçapları, elementin ya da elementin oluşturduğu bileşiklerin kristallerinde X- ışını kırınımı yöntemi ile ölçülebilir. Bu çalışmalar sonucunda elementin türüne ve atomların dizilişine göre farklı yarıçap kavramları geliştirilmiştir.

Metalik Yarıçap: Bir metal kristalinde komşu iki metal atomunun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısına metalik yarıçap denir. 

Kovalent Yarıçap: Molekül yapıdaki elementlerde ( N₂, O₂, F₂, Cl₂, …) iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısına kovalent yarıçap denir.

Van der Waals Yarıçapı: Aynı tür iki atom arasında bağ olmaksızın birbirlerine en yakın oldukları anda çekirdekleri arasındaki uzaklığın  yarısına Van der Waals yarıçapı denir.

Önemli Not:

                        PERİYODİK SİSTEMDE;

            Bir periyotta soldan sağa doğru gidildikçe elementlerin atom yarıçapları azalır.

Neden? : Bir periyotta soldan sağa doğru gidildikçe atomların çekirdek yükü ve elektron sayısı artar. Çekirdek yükü arttıkça çekirdeğin en dış enerji seviyesindeki elektronlara uyguladığı çekim kuvveti artar. Bu nedenle aynı periyotta soldan sağa doğru gidildikçe atom yarıçapı azalır.

            Bir grupta yukarıdan aşağıya gidildikçe elementlerin atom yarıçapları artar.

Neden? :bir grupta yukarıdan aşağı doğru inildikçe çekirdek yükü ve elektron sayısı artar. Ancak grupta aşağıya doğru inildikçe enerji düzeyi sayısı artar. Örneğin bir soğanda ya da lahanada yaprak sayısı arttıkça hacmi de artıyorsa, aynı durum atom içinde geçerlidir. Enerji düzeyleri yaprak olarak düşünülürse periyodik sistemde aynı grup içinde aşağı inildikçe bu düzeylerin sayıları artar. Böylece atomun hacmi dolayısıyla da atomun yarıçapı artar.

Atom Yarıçapı ile İlgili Örnek Çözümler

BİLEŞİK OLUŞUMU

BİLEŞİK OLUŞUMU

a. Metal + Ametal

b. Ametal + Ametal

Metaller son yörüngelerindeki elektronları vererek (+) değerlik alırlar.

Ametaller ise son yörüngedeki elektronları 8’e tamamlamak için elektron alarak (-) değerlikli olurlar.

Bileşik formülünü bulabilmek için öncelikle bileşiği oluşturacak elementlerin değerlikleri tespit edilir. Bu değerlikler en küçük katsayılar şeklinde çaprazlanır.

En genel ifadesi ile X+m ile Y-n iyonu XnYm

bileşiğini oluşturur.

Bileşiği oluşturan atomların her ikisi de ametal olduğunda farklı bileşik formülleri oluşabilir.

Bileşik Oluşumu (video)

METAL AMETAL VE SOYGAZLARIN ÖZELLİKLERİ

Metal Nedir?

Metal ,Yüksek elektrik ve ısı iletkenliği, kendine özgü parlaklığı olan, şekillendirmeye yatkın, katyon oluşturma eğilimi yüksek, oksijenle birleşerek çoğunlukla bazik oksitler veren elementler.Metaller, kendi aralarında: soy metaller (altın, gümüş,platin gibi) ve soy olmayan metaller (demir, çinko, aliminyum gibi) şeklinde sınıflandırılabilir.

Ametal Nedir?

Ametaller, metal özelliği göstermeyen elementlerdir Sertlik, mekanik uyarlanabilirlik ya da elektrik iletkenliği gibi metallere özgü özellikleri göstermeyen maddelerdir Genellikle karbon, azot, fosfor, oksijen, kükürt, selenyum, flüor, klor, brom, iyot ve soy gaz elementlerine ametal denir.


Soygazlar Nedir?


Soygazlar, çok benzer kimyasal yapılara sahip bir kimyasal elementler grubudur: standart şartlar altında tamamı çok düşük kimyasal reaktifliğe sahip, kokusuz, renksiz tek atomlu gazlardır. Helyum (He), neon (Ne), argon (Ar), kripton (Kr), ksenon (Xe), ve radyoaktif radon (Rn) doğal olarak bulunan altı soygazdır.

PERİYODİK TABLO (VİDEOLU ANLATIM)

PERİYODİK TABLO

PERİYODİK TABLO

• Elementlerin atom numaralarına göre belirli bir kurala uyarak sıralanması ile periyodik cetvel oluşur.
• Periyodik cetvelde yatay sıralara periyot, düşey sıralara grup denir. Periyodik cetvelde 7 tane periyot, 8 tane A grubu, 8 tane B grubu vardır. 8B grubu 3 tanedir. Her periyot kendine ait olan s orbitali ile başlar p orbitali ile biter. Diger bir ifade ile 1A grubu ile başlayıp 8A grubu ile sona erer.
• A grubu elementleri s ve p blokunda,B grubu elementleri d ve f blokunda bulunurlar.
  B grubu elementlerine geçiş elementleri denir. Bunların tamamı metaldir.
• Periyodik cetvelde A grubu elementlerinin özel isimleri vardır
• Periyodik cetvelde aynı grupta bulunan elementlerin değerlik elektron sayıları aynı olduğundan benzer kimyasal özellik gösterirler.

Elektron Dizilişi (videolu anlatım)

ELEKTRONLARIN DİZİLİŞİ

ELEKTRONLARIN DİZİLİŞİ 

Pauli Prensibi

• Elektronlar yörüngelere yerleştirilirken ;
• 2n2 formülüne uyarlar.
  (n : yörünge sayısı, 1,2,3 ………. gibi tamsayılar)
• Son yörüngede maksimum 8 elektron bulunur.

Buna göre, her yörüngedeki elektron sayısı :

1. yörünge : 2.12 = 2 elektron

2. yörünge : 2.22 = 8 elektron

3. yörünge : 2.32 = 18 elektron

4. yörünge : 2.42 = 32 elektron alır.

Elektronik konfigürasyon

Bir atomun elektronlarının hangi yörüngede olduğu ve orbitallerinin cinsinin belirtildiği yazma düzenine Elektronik konfigürasyon denir.

n : Baş kuant sayısı olup 1, 2, 3, … gibi tam sayılardır. Elektronun hangi yörüngede olduğunu belirtir.

l : Yan kuant sayısı olup, orbital adı olarak bilinir, s, p, d, f gibi harflerle anılır.

Elektronlar önce düşük potansiyel enerjili orbitallere yerleşirler. Dört değişik enerji düzeyi vardır.

s : Enerji seviyesi en düşük orbitaldir. 2 elektron alabilir.

p : s orbitalinden sonra elektronlar p orbitallerine yerleşir. px , py , pz olmak üzere 3 tanedir. p orbitalleri toplam 6 elektron alabilir.

d : 10 elektron alır ve toplam 5 tanedir. p orbitallerinden sonra elektronlar d orbitallerine yerleşirler.

f : f orbitalleri toplam 14 elektron alır ve 7 tanedir. Enerji düzeyi en yüksek olan orbitaldır.

Yörünge Sayısı (n)	Yörüngedeki orbital sayısı(n2)	Yörüngedeki elektron sayısı (2n2)
1……….	1 (1 tane s)	2
2. ………	4 (1 tane s, 3 tane p)	8
3. ………	9 (1 tane s, 3 tane p, 5 tane d)	18
4. ………	16 (1 tane s,3 tane p, 5 tane d, 7 tane f)	32

Bir atomun elektronları yörüngelere yerleştirilirken okların sırası takip edilir. Bunlar bu sıra ile yazılırsa aşağıdaki gibi olur.

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6

Peryot : Dizilişi yapılan elementin en son yazılan s orbitalinin başındaki sayıya periyot denir.

Grup : Son yörünge orbitalleri s ve p ile bitiyorsa A grubu, d ve f ile bitiyorsa B grubu elementidir.

• A grupları son yörüngelerindeki s ve p orbitallerindeki elektronların toplamıyla bulunur.

X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 dizilişine göre atom 3. periyot, 8A grubundandır.

GEÇMİŞTEN GÜNÜMÜZE ATOM MODELLERİ

Atom hakkında ilk görüş M.Ö. 400’lü yıllarda Yunanlı filozof Democritus tarafından ortaya konmuştur.


Democritus, maddenin taneciklerden oluştuğunu savunmuş ve bu taneciklere atom adını vermiştir.
Democritus, atom hakkındaki görüşlerini deneylere göre değil varsayımlara göre söylemiştir.

Democritus’ a göre;


• Madde parçalara ayrıldığında en sonunda bölünemeyen bir tanecik elde edilir ve bu tanecik atomdur.
• Bütün maddeler aynı tür atomlardan oluşur.
• Maddelerin farklı olmasının nedeni maddeyi oluşturan atomların sayı ve dizilişi biçiminin farklı olmasıdır. 
• Atom görülemez.
• Atom görülemediği için bölünemez.

 DALTON ATOM MODELİ

      Elementler atom adı verilen son derece küçük taneciklerden oluşur.

      Belli bir elementin bü­tün atomları birbirinin aynıdır; yani bu atomların boyutları eşittir, aynı kütleye sahiptir ve kimyasal   özellikleri  aynıdır. Ancak bir elementin atomla­rı diğer bütün  elementlerin atomlarından farklıdır.

      Bileşikler birden  çok elementin atomlarından oluş­muştur. Herhangi bir bileşik­teki iki elementin atom sayıla­rının oranı bir tam sayı ya da basit tam sayılı bir kesirdir.  

       Kimyasal tepkimeler, yalnızca   atomların   birbirin­den ayrılması, birbirleri  ile birleşmesi   ya da  yeniden düzenlenmesinden ibarettir; atomların yok olmasına ya da oluşmasına yol açmaz.

      Dalton Atom Modelinin eksiklikleri ve hataları: 

      Atomlar proton nötron ve elektron denilen alt parçacıklardan oluşmuştur ve boşluklu bir yapıya sahiptirler, ayrıca izotop atomların varlığından dolayı bir elementin tüm atomları özdeştir ibaresi de hatalıdır. 

THOMSON ATOM MODELİ

Crooks tüpüne manyetik ve elektriksel alan uygulayarak elekron için yük/kütle oranını buldu. 

Atomun dışa karşı nötr (+) ve (-) yüklerden oluştuğu söyledi. 

Atomu üzümlü keke benzeterek kek hamurunu (+) yükler olarak, üzümleri ise (-) yükler olarak tanımladı. 

Thomson Atom Modelinin eksikleri ve hataları; 

      

      Thomson nötronlardan bahsetmemiştir, ayrıca (+) ve (-) yüklerin yerlerini de hatalı olarak belirtmiştir.

      

    RUTHERFORD ATOM MODELİ

     

      Rutferford yaptığı deneyde ince altın levha üzerine alfa ışınlarını gönderdi.

      

      Gönderdiği ışınların büyük bir çoğunluğu arkadaki ekrana geçerken çok az bir kısmının sapmaya uğradığını veya geriye döndüğünü gözlemledi.

      

      Buradan yola çıkarak atomun pozitif yüklerinin tamamının çekirdek denen küçük bir hacimde toplandığnı söyledi. 

      

      Pozitif yükün büyüklüğü farklı element atomlarında farklıdır. 

      

      Atom boşluklu bir yapıya sahiptir. 

      

      Elektronlar çekirdek etrafında bulunurlar sayıca protonlara eşit sayıdadırlar. 

      

      Rutherford atomun çekirdeğinde yüksüz tanecikler olduğundan bahsetmiş ancak onları kanıtlayamamıştır. Nötronları 1932 yılında James Chadwick bulmuştur. 

   BOHR ATOM MODELİ 
   

Bir atomda bulunan her elektron çekirdekten ancak belirli bir uzaklıklarda küresel yörüngelerde bulunabilir. Enerji düzeyi de denilen her yörünge belirli enerjiye sahiptir. Yörüngeler K,L,M,N,O gibi harflerle ve ya 1,2,3,4,5 gibi rakamlarla gösterilirler. Bir atomun elektronları en düşük enerji seviyesinde bulunmak ister. Bu düzene temel hal denir. Madde ısıtıldığında daha yüksek enerjili yörüngelere çıkabilir. Bu duruma uyarılmış hal denir. Elektronlar uyarılmış halden temel hale dönerken yörüngeler arasındaki enerji farkı kadar ışın yayarlar.
     Elektron yüksek enerjili bir katmandan n = 1 katmanına inerse Lyman serisi
     Yüksek enerjili bir katmandan n = 2 katmanına Balmer serisi
     Yüksek enerjili bir katmandan n = 3 katmanına olan elektron Paschen serisi
 
     
     Yüksek enerjili katmanlardan n = 4 katmanına olan elektron geçişlerine Brackett serisi,
   
Yüksek enerjili katmanlardan
 
  n=5 katmanına olan elektron geçişlerine ise Pfund                 serisi adı verilir.

        

MODERN ATOM TEORİSİ

                          

        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.

        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.

        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.

        Elektron Dizilişleri:

        Elektronların orbitalleri doldurmasında belirli kurallar vardır. Bunlar şöyle özetlenebilir:

        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 en fazla iki elektron taşıyabilir. Bir orbitaldeki iki elektronun dönme yönleri zıttır. 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 ,

        1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 şeklinde devam eder.

        Bir orbital ve içindeki elektronlar, bir çember ve içine çizilen çapraz çizgi veya oklarla gösterilir.

        1H: 1s1

        2He: 1s2

        5B: 1s2 2s2 2p1

        Aynı temel enerji düzeyindeki eş enerjili orbitallere elektronlar önce teker teker girer. Tüm orbitaller           yarı dolu hale geldikten sonra orbitaller tam dolu hale geçmeye başlar. Bu kurala Hund (Hunt) kuralı         denir.

        6C: 1s2 2s2 2p2

        8O: 1s2 2s2 2p4

        10Ne: 1s2 2s2 2p6

        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.

        ns2 (n–1) d4 yerine ns1 (n–1) d5

        ns2 (n–1) d9 yerine n s1 (n–1) d10

        Örneğin 24Cr ün elektron dizilişi : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 şeklinde değil

        24Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 şeklinde yazılır.

        Aynı durum 29Cu da da vardır. 29Cu un gerçek elektron dizilişi ise,

        29Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 şeklinde yazılır.

        Bu değişmeler yalnız ns ve (n–1) d orbitalleri arasında olur. Diğerlerinde bu tür değişme yoktur.

        Elektron Dizilişlerinin Kısa Yazılışı

        Atomların elektron dizilişleri soy gaz olarak bilinen ve elektron dizilişleri s2 p6 ile biten                                 elementlerden yararlanılarak kısaltılabilir. Örneğin;

        10Ne : 1s22s22p6,

        11Na : 1s22s22p63s1 dir.

        Na un ilk 10 elektronunun dizilişi Ne daki gibidir. Bu nedenle Na un elektron dizilişi;

        11Na: [Ne] 3s1 şeklinde kısaltılabilir.

        Uyarılmış Atomların Elektron Dizilişi

        Uyarılmış atomların elektronlarından bazıları temel hal enerji düzeyinden daha yüksek enerji                     düzeylerine atlamış durumdadır.

        11Na : 1s22s22p63s1 (temel hâl)

        11Na : 1s22s22p63p1 (uyarılmış hâl)

        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.

        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: 7N: 1s22s23p3 tür

        N–3 iyonunun elektron dizilişi; 7N–3: 1s22s22p6 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.

        17Cl : 1s22s22p63s23p5

        17Cl+5 : 1s22s22p63s2 Geçiş elementlerinde, önce en yüksek enerji düzeyindeki s orbitallerinden,           sonra da bir alt enerji düzeyindeki d orbitallerinden elektronlar koparılır.

        26Fe :1s22s22p63s23p64s23d6

        26Fe+2: [18Ar]3d6