ELEKTRON İLGİSİ

Gaz haldeki bir atomun bir elektron alması sırasında oluşan enerjiye elektron ilgisi

denir.

Bu tür işlemlerde her zaman olmamakla beraber, enerji açığa çıkar. Birinci elektron ilgilerinin (EI1) büyük bir çoğunluğu, negatif işaretlidir.

Kararlı elektronik yapıya sahip olan elementlerin, bir elektron kazanması enerji gerektirir. Yani olay endotermiktir ve elektron ilgisi pozitif işaretlidir.

Genel olarak, periyodik çizelgede bir periyot boyunca soldan sağa gidildiğinde elektron

ilgisi artar.

Bir grupta  yukarıdan aşağıya doğru inildiğinde ise elektron ilgisi azalır.

Ametaller, metallere kıyasla daha yüksek elektron ilgisine sahiptirler.

9F’un boş değerlik orbitali yok buna karşılık, 17Cl’un boş değerlik orbitali çoktur. F’a elektronu yerleştirmek için daha fazla enerji harcanması gerekiyor. Bu sebeple Cl’un elektron ilgisi daha büyüktür.

Bazı elementler için ikinci elektron ilgisi (EI2) değerleri de tayin edilmiştir.

Negatif bir iyon ile bir elektron birbirlerini iteceklerinden, negatif bir iyona bir elektron

katılması enerji gerektirir.

Bu nedenle, bütün ikinci elektron ilgisi (EI2) değerleri, pozitif işaretlidir.

PERİYODİK SİSTEMİN TARİHÇESİ

•         Eski çağlardan beri altın, gümüş, kalay, bakır, kurşun ve cıva gibi elementler biliniyordu.
•        19.yy başlarında bilinen elementlerin sayısı artmış ve elementlerin kimyasal ve fiziksel özellikleri ile ilgili bilgi birikimi sağlanmıştır. Bu nedenle bilim insanları elementlerin özelliklerini temel alan sınıflandırma gereği duymuştur.
• Johann Wolfgang Döbereiner benzer kimyasal özellikteki elementleri üçerli gruplar halinde sınıflandırmıştır.
  Gruplarda ortadaki elementin atom kütlesi diğer iki elementin atom kütlelerinin ortalamasına eşittir. Buna triadlar (üçlüler) kuralı denir.
  
  
  
  Benzer kimyasal ve fiziksel özelliklerden yola çıkarak ilk periyodik sistemi oluşturan Dö Şankortua oksijen atomunun kütlesini (16) dikkate alarak bir silindirin çevresini 16 eşit parçaya bölmüş, bu silindir üzerinde düşey sütunlara elementleri, kendi geliştirdiği kütle formülüne göre yerleştirmiştir.

  Her yedi elementte bir  elementlerin özelliğinin tekrarlandığını görmüştür. Bu sistemde iyonları da sınıflandırmıştır.

  John Newlands elementleri atom ağırlıklarına göre sıraladığında; her sekizinci elementin, birinci elemente; dokuzuncu elementin, ikinci elemente benziyor ve bu ilişki devam ediyordu. Newlands bu durumu, müzikteki oktav teriminden esinlenerek bu duruma kimyasal oktav adını verdi.  Ancak bu teori aynı yıl asal gazların keşfiyle bozuldu.

  Modern sisteme en yakın sınıflandırma Julius Lothar Meyer ve Dimitri Mendeleyev tarafından yapılmıştır.

  Meyer elementleri atom kütlelerine göre sıraladı. Mendeleyev ise elementlerin atom kütlelerine göre sıralandığında düzenli(periyodik) özellikler gösterdiğini gözlemledi.

  Mendeleyev bilinen 63 elementi atom ağırlığına göre sıralamış, fiziksel ve kimyasal özellikleri benzeyen elementleri aynı grupta sıralamayı başarmıştır. 

  Ayrıca Mendeleyev o güne kadar bulunamayan elementlerin ( Ga, Sc ve Ge) yerlerini boş bırakmış bu elementlerin ilerde bulunacağından söz etmiştir.

  
  

  
  

  
  

MODERN PERİYODİK SİSTEM

Modern periyodik sistemde elementler artan atom numaralarına göre yatay satırlar ve düşey sütunlar halinde düzenlenmiştir.

Periyodik sistemdeki satırlara periyot denir. Periyodik sistemde 7 periyot bulunur.

İlk periyotta 2, ikinci ve üçüncü periyotlarda 8, dördüncü ve beşinci periyotta 18 element vardır.

Altıncı periyottaki 32 elementten 14’ü ayrı yerleştirilmiştir. Bunlara lantanitler denir.

Son periyodun 14 elementi yine sistemin altına yerleştirilen aktinitlerdir.

Periyodik sistemdeki sütunlara grup denir.

Aynı grupta yer alan elementler benzer dış katman elektron dizilimine sahiptir ve kimyasal özellikleri benzerdir.

Grupların bazılarının özel isimleri vardır.

1A          Alkali metaller 

2A          Toprak Alkali Metaller 

3A          Toprak Metalleri 

4A          Karbon Grubu 

5A          Azot Grubu 

6A          Oksijen Grubu 

7A          Halojenler 

8A          Soygazlar 

B Grupları   Geçiş Metalleri 

Bağ enerjilerinin hesaplanması

H – H (g) + F – F (g) → 2 (H – F) (g) tepkimesinde;

•

•Kırılan bağlar: H – H ve F – F bağlarıdır. Bağları kırmak için enerji veririz.

•Oluşan bağlar:iki H – F bağıdır. Bağ oluşunca enerji alırız.

•Verilen ve alınan enerjilerin farkı tepkimenin bağ entalpisini gösterir.

•Bağları kırmak için:  432+ 155 = 587 kJ/mol gerekir;

•Oluşan bağlar: İki H – F bağı oluşurken 2 x 565 = 1130 kJ/mol açığa çıkar(ekzotermik).

•Net Enerji:  1130 – 585 = 545 kJ/mol'dür.

•

              H2 (g) + F2 (g) → 2HF (g) + 545 kJ/mol

Güçlü ve zayıf bağların oluşması ve kopması

Kimyasal türler arasında meydana gelen zayıf etkileşimlerin nedeni türlerin kararlı olabilmek için daha düşük enerjili durumu tercih etmesidir.

Örneğin; H atomu tek elektrona sahip olduğu için kararsızdır. Kararsız durumda kalabilmesi için yüksek enerji gerekir. Başka bir H atomu ile kimyasal bağ yaparak hem kararlı hem de düşük enerjili hale gelir. Düşük enerjili hale geçerken bulunduğu ortama enerji verir.

H2 molekülündeki 1 mol H-H bağını kırarak H atomlarını elde etmek istersek bu defa ortama 436 kJ enerji vermemiz gerekir.

 İki atomlu bir gaz molekülünü gaz halde nötral atomlara ayırmak için verilmesi gereken enerjiye bağ enerjisi denir.

Bağ enerjisi kırılan bir mol bağ başına kJ cinsinden verilir.

Bağ enerjisi ne kadar büyükse oluşan bileşik o kadar sağlamdır.

Moleküllerde iki atom arasındaki bağ sayısı arttıkça bağ uzunlukları azalır ve bağ enerjileri artar.

Fiziksel değişmelerde de madde düşük enerjili durumu terciheder. Bu  nedenle katının erimesi, sıvının buharlaşması enerji isteyen  değişmelerdir.

 

Ancak madde gazdan sıvıya, sıvıdan katıya geçerken düşük enerjili hale geldiği için ortama enerji verir.

Kimyasal türleri birbirinden ayırmak için yaklaşık olarak 40-50 kJ mol-1 veya daha yüksek enerji gerekiyorsa bu türler arasında kimyasal bağ oluştuğu kabul edilir. 

Zayıf etkileşimleri yenmek için 40 kJ mol-1 den daha az enerji gerekir. Bunlar moleküller arası etkileşimlerdir ve maddenin fiziksel halini belirler.

Kimyasal bağlar oluştuğunda veya koptuğunda yeni kimyasal türler meydana geldiği için maddenin kimliği değişir. Fiziksel

bağlar oluştuğunda veya koptuğunda ise maddenin fiziksel halinde

değişiklik olur ancak kimliğinde değişiklik olmaz.

Kimyasal Bağların Oluşum Mekanizması

Birbirinden çok uzakta bulunan iki bağımsız kimyasal tür, birbirine yaklaştığında türlerin elektron bulutları ve çekirdekleri arasında çeşitli elektrostatik etkileşimler meydana gelir.

Aynı cins elektrik yükleri birbirlerini iterken, farklı cins elektrik yükleri bir birlerini çekerler. Bu itme ve çekme kuvvetine elektrostatik kuvvet denir.

Negatif yüklü iyonlar birbirini iter.

Pozitif yüklü iyonlar birbirini iter.

Pozitif yüklü çekirdekler komşu kimyasal türün elektronlarını çeker.

Aynı anda gerçekleşen etkileşimler karşılaştırıldığında çekme kuvvetlerinin aşırı baskın olduğu durumlarda güçlü etkileşimler oluşur. Güçlü etkileşimlere kimyasal bağ da denir.

Çekme-itme kuvvetleri farkının küçük olduğu durumlarda ise zayıf etkileşimler meydana gelir. Zayıf etkileşimlere fiziksel bağ da denir.

Güçlü Etkileşimler

1. İyonik Bağlar

2. Kovalent Bağlar

3. Metalik Bağlar

Zayıf Etkileşimler

1. Van der Waals bağları

a. Dipol-dipol bağları

b. İyon-dipol bağları

c. İndüklenmiş dipol bağlar

    i. İyon-indüklenmiş dipol bağları

    ii. Dipol-indüklenmiş dipol bağları

    iii.İndüklenmiş dipol-indüklenmiş dipol bağları

2. Hidrojen bağları

KİMYASAL TÜRLER VE ETKİLEŞİMLERİ ( Radikaller )

Pozitif ve negatif iyonlar, nötr atomlar, moleküller ve radikaller kimyasal tür olarak adlandırılır.

Soygazlar en yüksek enerji düzeyinde maksimum sayıda elektron bulundurdukları için kararlıdır ve doğada atom halindedir.

Bu atomlar kararsızdır ve doğada tek atom olarak bulunmaları güçtür.

Kararlı yapıya ulaşabilmek için birbirleriyle ya da başka kimyasal türlerle etkileşirler. Bu etkileşimler sonucunda her biri bağımsız olma özelliğini kaybederek molekül haline geçerler.

N2, O2, CO2 molekülleri örnek olarak verilebilir.

Güneşten gelen yüksek enerjili ışın ya da atom altı taneciklerin etkisiyle kararlı yapılı moleküller iyonlara dönüşerek kararsız olurlar.

Dubletini ve oktetini tamamlamamış bir ya da daha fazla ortaklaşmamış elektronu bulunan kimyasal türlere serbest radikaller veya radikaller adı verilir.

Radikaller, yüksek enerjili ve kararsız ara ürünlerdir.

Doğal gaz yakıldığında alev içinde ·CH3 ve ·OH radikalleri geçici yapılar olarak bulunur. Ayrıca ·OH fotokimyasal tepkimeler sonucunda, atmosferde eser miktarda oluşur. Atmosferde oluşan çoğu tepkimelerde serbest radikaller önemli bir rol oynar.

Serbest radikaller dimerleşerek kararlı molekülleri de oluşturabilir.

Ayrıca iki atomlu moleküllerin yanı sıra çok atomlu moleküller de atomlara veya radikal gruplarına ayrışabilir.

Aşağıdaki konulara da göz atmanızda fayda var...

İndüklenmiş Dipol Etkileşimler (London Kuvvetleri) 
Dipol - Dipol Etkileşimler 
İyon Dipol Etkileşimler 
Polarlık ve moleküller arası etkileşimler