1 / 30

Periyodik Çizelge

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

blaine
Télécharger la présentation

Periyodik Çizelge

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Periyodik Çizelge

  2. 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

  3. DH°ieartar DH°ieazalır 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.

  4. İyonlaşma Enerjileri

  5. I1 < I2 < I3 < I4 birinci Al(g) Al+(g) + e- I1 = 580 kJ/mol ikinci Al+(g) Al2+(g) + e- I2 = 1815 kJ/mol üçüncü Al2+(g) Al3+(g) + e- I3 = 2740 kJ/mol dördüncü Al3+(g) Al4+(g) + e- I4 = 11,600 kJ/mol

  6. ÖRNEK: Na atomunun I1 ve I2 değerleri arasındaki fark niçin çok büyüktür? Na(g) Na+(g) + e- I1 = 495 kJ/mol (removing “valence” electron) [Ne]3s1 [Ne] Na+(g) Na2+(g) + e- I2 = 4560 kJ/mol [Ne] 1s22s22p5 (removing “core” electron) Dolu iç kabuk elektronlarını iyonlaştırmak için çok yüksek enerji gerekir

  7. Periyot boyunca birinci iyonlaşma enerjilerinde sapmalar B: [He]2s2 2p1 p orbitalleri, s orbitallerinden daha iyi perdelenir,bu nedenleZ* azalır veDH°iedüşer. O: [He]2s2 2p4 İlk eşleşen elektronlar arasında oluşan itme, bir elektronun kaybedilmesini kolaylaştırır.

  8. grup boyuncabirinci 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.

  9. 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 Eİyüksektir (+U)  tam dolu kararlılığı

  10. Eİartar Eİazalır • Na: [Ne]3s1 – ilave elektron ile dolu altkabuk oluşur [Ne]3s2, bu nedenle Eİyüksektir. • Si: [Ne]3s2 3p2 – ilave elektron ile [Ne]3s2 3p3daha kararlı yarı dolu alt kabuk oluşur, bu nedenle Eİyüksektir. • P: [Ne]3s2 3p3 – ilave elektron ile [Ne]3s2 3p4elektron dizilişi m.g., e –e itmesi olduğu içinEİ düşüktür.

  11. O-(g) O(g)+ e-DU°= +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.

  12. 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. Çekirdekler arasındaki uzaklık, VDW yarıçapları toplamından büyükse bir bağ oluşmadığı söylenebilir.

  13. 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

  14. 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, çünküZ* artar. Negatif yüklü iyonların yarıçapı nötral atomlarından daha büyüktür, çünkü Z* azalır.

  15. Na 1.90 Mg 1.60 Al 1.43 Si 1.32 P 1.28 S 1.27 Atom Yarıçapları (Å) Metal yarıçapı Elektron sayısı arttığı halde boyut niçin azalır ?

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

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

  18. 0.44 0.73 1.40 Çekirdek İyon Elektron sayısı yükü yarıçapı (Å) 8 6 O2+ O 8 8 8 10 O2– Bağıl büyüküğü açıklayınız.

  19. 2.08 0.93 0.60 Elektron sayısı Çekirdek İyon yükü yarıçapı (Å) 1 2 H– He 2 2 3 2 Li+ Bağıl büyüklüğü açıklayınız.

  20. 18 İnert Gaz Elektron DizilişiKuralı (s2p6 elektron dizilişine sahip iyonlar) oktet kuralı 8 onsekiz elektron kuralı (s2d10p6 elektron dizilişine sahip iyonlar)

  21. Xartar Xazalır Elektronegatiflik, χ Molekül içindeki atomların bağ elektronlarını kendine çekme yeteneğidir. 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.

  22. (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). İyonikkarakter, 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)

  23. 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,Hatomuna göreXCl 3.2 (D(H-Br) )½ = 0.73 eV,Hatomuna göreXBr 2.9 (D(H-I) )½ = 0.25 eV,Hatomuna göreXI 2.5

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

  25. Z* = etkinçekirdek yükü e = elektron yükü e0 = boşluğun geçirgenliği r = atom yarıçapı Elektronegatiflik, X The Allred-Rochow tanımı: Elektronu atoma doğru çeken kuvvet, atomun etkin çekirdek yükü ve atom yarıçapı ile orantılıdır . X = 0.359 (Z*/r2) + 0.744

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

  27. + 3 + 3 Elektronegatiflik a) Köşegen ilişkisi, b) Bağların polarlığı c) Kimyasal reaktiflik Kavramlarını açıklar. b) c) Tepkime yok c)

  28. Polarizlenme,SertveYumuşak Atomlar 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.

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

  30. Sert ve Yumuşakİyonlar 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

More Related