Iyonlaşma Enerjisi Elektron Ilgisi Elektronegatiflik
= \sqrt{ D_{AB} - { D_{AA}+D_{BB} \over 2} \over } = \sqrt{ D_{AB} - { D_{AA} + D_{BB} \over 2} }
Burada DAB, DAA ve DBB sırasıyla AB, AA ve BB moleküllerinin bağ enerjileridir. Karakök içindeki değer eV ile verilmesi gerektiğinden kcal ile verilen bağ enerjileri için 1 eV = kcal çevirmesi kullanılmıştır.
HBr için bağ enerjisi 88 kcal mol-1 dir. H2 ve Br2 bağ enerjileri sırasıyla ve 46 kcal mol-1 dir. HBr bağında elektronlar H ve Br atomları tarafından eşit olarak çekilselerdi. HBr için bağ enerjisi
\rm { D_{H_2}+D_{Br_2} \over 2} = { \text{ kcal } mol^{-1}+ 46 \text{ kcal } mol^{-1} \over 2} = 75 \text{ kcal } mol^{-1}
olarak hesaplanabilir. Ölçülen ve hesaplanan bağ enerjileri arasındaki fark;
\rm D_{HBr} - { D_{H_2}+D_{Br_2} \over 2} = 88 \text{ kcal } mol^{-1} - 75 \text{ kcal } mol^{-1} = 13 \text{ kcal } mol^{-1}
elektronegatiflik ölçeğini oluşturan ekstra bağ gücü budur. HBr molekülünde H ve Br arasındaki elektronegatiflik farkı
\rm
Periyodik cetvelde elementlerin özellikleri bir periyotta soldan sağa doğru ve bir grupta yukarıdan aşağıya doğru düzgün değişimler gösterir. Bu özelliklerin hemen hepsi elektronların orbitallere dizilişine bağlı olarak açıklanabilir.
I. Atom Büyüklüğü
Herhangi bir atomun büyüklüğü, en dış orbitalindeki elektronun yeri ile ilgilidir. Bununla beraber, son orbitaldeki elektronun tam olarak yerinin belli olmaması başka bir deyişle, elektronun bir bulut şeklinde bulunması nedeniyle ve herhangi bir atomun tek olarak büyüklüğünün belirlenememesi nedeniyle, atomun büyüklüğü bileşiklerinde bulunabilir. Bu nedenle de aynı atom farklı bileşiklerinde farklı büyüklüklerde ölçülebilir. Burada atom yarıçapı derken atomun kovalent bağlı iken belirlenen atom yarıçapından söz edeceğiz.
Atomun yarıçapı, atomlar arası kovalent bağ uzunluklarından bulunabilir. Örneğin Cl-Cl bağı pm olup, klor atomunun yarıçapı 99 pm olarak hesaplanabilir. C-Cl bağının uzunluğu ise; pm dir. Bu iki değerden karbon atomunun yarıçapı için 77 pm olarak hesaplanabilir. Bu nedenle C-C bağının pm olması beklenir ki bu beklenen değer doğrudur. Fakat C=C ve \rm C \equiv C bu uzunluk azalarak ve pm değerine kadar iner. Periyotlar boyunca elementin atom numarasına karşı atomik yarıçap grafiğe alınırsa Şekil 1 deki çizim elde edilir. Bir grupta yukarıdan aşağıya doğru inildiğinde atom yarıçapının arttığı görülür. Bunun nedeni; n değerinin artmasıdır. Oysa periyot boyunca çekirdek yükünün artmasına karşın n değerinin değişmemesi nedeniyle, en dıştaki elektronlar daha fazla çekilirler ve böylece periyotlar boyunca ilerlerken atom yarıçapı azalır.
Şekil 1 : Atom numarasına karşı atom yarıçapının değişimi
Temel geçiş elementlerinde ve iç geçiş elementlerinde atom yarıçapındaki değişme diğer elementlere göre daha azdır. Bununnedeni; elektronların daha içtekitabakalara yerleşmeleridir. Örneğin birinci sıra geçiş elementlerinde elektronlar 3d alt tabakasına girdiğinden en dıştaki 4s alt tabakasının elektronları, 3d elektronları tarafından perdelemiş olacak ve çekirdek yükünün artışından fazla etkilenmeyeceklerdir. Lantanitler ise; atom yarıçapında yavaş fakat belirgin bir azalma gösterirler. Buna lantanit büzülmesiadı verilir. Bu elementlerde, elektronlar 4f alt tabakasına yerleşirler ve artan çekirdek yükünü perdelerler, bununla beraber bu etki en dıştaki 6s elektronlarında pek hissedilmez ve atom yarıçapı azalır. Aktinitlerde de durum geçiş elementleride olduğu gibidir. Fakat lantanit büzülmesi sonucu bu elementlerin büyüklüğü bir önceki periyottaki elementler kadardır. Örneğin 72Hf'un yarıçapı pm ve 40Zr'un yarıçapı pm kadardır.
Pozitif yüklü iyonlar atomlarından küçüktür. Fakat negatif yüklü iyonlar atomlarından büyüktürler. Bunun nedeni bir atom pozitif yüklü hale gelebilmek için elektron kaybetmek zorundadır. Bu sırada atom asal gaz yapısına benzer bir yapıya ulaşırken en dıştaki n değeri küçülmüş olur. Ayrıca elektron başına düşen pozitif yük yoğunluğu da artar. Pozitif yüklü iyonların atomlarından daha küçük çaplı olmalarının nedeni budur. Negatif yüklü bir iyonun oluşmasında ise; en dıştaki tabakaya giren elektronlar diğerleri üzerindeki çekirdek yükünün etkisini azalttığı gibi elektronlar arası iteklemelerin artmasına da neden olacaklardır. Sonuçta dış tabakanın genişlemesi ve iyon, atomdan daha büyük olur. Şekil 2 de bu durum görülmektedir. Ayrıca Aynı periyotta yer alan atomların ve pozitif ve negatif iyonların boyutlarını Şekil 2 ye ve Tablo 1 e bakarak karşılaştırınız.
Şekil 2 : Bazı atomların atomik çapları ve iyonik yarıçapları.
| Pozitif İyonlar | İyon Yarıçapı (pm) | ||||||||
| Atom | Atom Yarıçapı (pm) | İyon Yarıçapı (pm) | Yük | Atom | Atom Yarıçapı (pm) | İyon Yarıçapı (pm) | Yük | ||
| IA Grubu | Li | 60 | +1 | VII A Grubu | F | 64 | -1 | ||
| Na | 95 | +1 | Cl | 99 | -1 | ||||
| K | +1 | Br | -1 | ||||||
| Rb | +1 | I | -1 | ||||||
| Cs | +1 | ||||||||
| IIA Grubu | Be | 90 | 31 | +2 | VIA Grubu | O | 66 | -2 | |
| Mg | 65 | +2 | S | -2 | |||||
| Ca | 99 | +2 | Se | -2 | |||||
| Sr | +2 | Te | -2 | ||||||
| Ba | +2 | ||||||||
| IIIA Grubu | Al | 50 | +3 | VA Grubu | N | 70 | -3 | ||
| Ga | 62 | +3 | P | -3 | |||||
| In | 81 | +3 | |||||||
| Birden fazla iyon oluşturan atomlar | |||||
| Atom | Atomik Yarıçap | İyon 1 | İyon 1'in İyonik Yarıçapı (pm) | İyon 2 | İyon 2'nin İyonik Yarıçapı (pm) |
| Fe | Fe+2 | 76 | Fe+3 | 64 | |
| Co | Co+2 | 78 | Co+3 | 63 | |
| Cu | Cu+1 | 96 | Cu+2 | 69 | |
II. İyonlaşma Enerjisi
Gaz halinde nötral bir atomdan bir elektron uzaklaştırmak için verilmesi gerekli enerjiye iyonlaşma enerjisi denir. İyonlaşma enerjisi bir atomun elektronlarından birini koparıp sonsuz uzaklığa götürmek ve bir fazla artı yüklü yeni bir atom iyon oluşturmak için gerekli enerji olarak da tanımlanabilir.
\rm X_{(g)} \quad + \quad Enerji \quad \rightarrow \quad X^+ \quad + \quad e^-
Elektronu çekirdekten uzaklaştırmak için enerji verilmesi gerekeceğinden olay endotermiktir. Hidrojen dışında diğer bütün atomlardan birden fazla elektron kopartmak mümkündür. Tablo'2 de bazı atomların iyonlaşma enerjileri görülmektedir.
| Atom | 1. İE | 2. İE | 3. İE | 4. İE | 5. İE | 6. İE | 7. İE | 8. İE |
| H | ||||||||
| He | ||||||||
| Li | ||||||||
| Be | ||||||||
| B | ||||||||
| C | ||||||||
| N | ||||||||
| O | ||||||||
| F | ||||||||
| Ne | ||||||||
| Na | ||||||||
| Mg | ||||||||
| Al | ||||||||
| Si | ||||||||
| P | ||||||||
| S | ||||||||
| Cl | ||||||||
| Ar | ||||||||
| K | ||||||||
| Ca |
Eğer çizelge incelenecek olursa asal gaz elektron dizilişine sahip atomların kararlılık açıkça gözükmektedir. Elementlerin birinci iyonlaşma enerjisinin periyot ve grup içinde nasıl değiştiği aşağıdaki Şekil 3 de görülmektedir. Bu değişmenin atom büyüklüğüne paralel değişim gösterdiği açıktır. Elektronu çekirdekten uzaklaştırmak için verilecek enerji elektronun çekirdekten uzaklığına bağımlı olacağından bir grupta yukarıdan aşağıya inildiğinde atom büyüklüğü arttığından iyonlaşma enerjisi artar. Bir periyotta soldan sağa doğru çekirdek yükünün artmasıyla dış tabaka elektronlarının daha çok çekilmesi iyonlaşma enerjisinin artmasına neden olur. Bundan başka bazı özel durumlarda söz konusudur. Be iyonlaşma enerjisinin B iyonlaşma enerjisinden daha küçük olması beklenirken durum bunun tersidir. Be atomunda koparılan ilk elektron 2s orbitalinde iken B da ise kapartılan ilk elektron 2s orbitalinden daha yüksek enerjiye sahip 2p orbitalindedir. Daha yüksek enerjili olan 2p orbitalinden elektronu kopartmak daha kolaydır. Benzer bir durum O ile N arasında görülür. N atomundaki 3 elektron teker teker birer p orbitaline yerleşirler. O atomunda ise; p orbitallerinden biri tam olarak dolmuştur. Bu orbitaldeki diğer elektron tarafından iteklenmesi anlamındadır. Bu nedenle bu elektronu kopartmak daha kolaydır. Benzer davranışlar 2. ve 3. periyotta da görülür.
Şekil 3 : Atomların atomik çaplarına karşı birinci iyonlaşma enerjilerinin değişimi.
III. Elektron İlgisi
Gaz halinde nötral bir atomun bir elektron (kinetik enerjisi sıfır olan) yakalaması sırasında açığa çıkan enerjiye elektron ilgisi denir.
\rm X_{(g)} \quad + \quad e^- \quad \rightarrow \quad X^- \quad + \quad Enerji
Elektron, pozitif yüklü çekirdek tarafından çekileceğinden dışarıya enerji verilir. Olay ekzotermiktir. Pozitif yüklü bir atomun elektron ilgisi, nötral atomun iyonlaşma enerjisine eşittir. Atomlara birden fazla elektronda ilave edilebilir. Ama ikinci elektron ilavesi endotermiktir. Bazı atomların elektron ilgileri tabloda verilmiştir.
| I A | II A | III A | IV A | V A | VI A | VII A |
| H | ||||||
| Li | Be ~ + | B | C | N ~ +9 | O | F |
| Na ~ | Mg ~ +30 | Al | Si | P | S | Cl |
| K ~ | Ca -2 | Ga | Ge | As | Se | Br |
| Rb ~ | Sr -5 | In | Sn | Sb | Te | I |
Elektron ilgileri de; İyonlaşma enerjilerinde olduğu gibi atomun büyüklüğü ile ilişkilidir. Bunun nedeni; elektron atoma yaklaştıkça çekirdek yükünün artmasıdır. Bu nedenle periyotlar tablosundaki elementlerin elektron ilgileri sağa ve yukarı doğru gidildikçe artar. Bununla beraber; klorun yarıçapı flordan daha büyük olmasına karşın elektron ilgisinin flordan daha büyük olduğu tablodan görülmektedir. Bunun nedeni; florun alacağı elektronun diğer elektronlar tarafından klora göre daha fazla iteklenmesinden meydana gelmektedir. Ayrıca N un elektron ilgisinin endotermik olduğu görülmektedir. Fakat azotun sağında ve solunda yer alan atomların elektron ilgileri ekzotermiktir. Bunun nedeni azota yeni ilave edilecek elektronun yarı dolu orbitallere katılmasıdır. Sonuçta elektronlar arası itekleme fazla olacağından elektron ilgisi ısı alan değil ısı veren bir tepkimedir.
IV. Elektronegatiflik
Elektronegatiflik; bir kimyasal bağda, atomun elektronları çekme yeteneği olarak tanımlanır. A ve B elementlerinin kimyasal bir bağ oluşturduğunu düşünürsek, iki atomun elektronegatiflikleri arasındaki fark = \sqrt{ D_{HBr} - { D_{H_2} + D_{Br_2} \over 2} } = \sqrt{15 \text{ kcal mol}^{-1} } =
civarında olmalıdır.
Elementlerin elektronegatifliklerini birbirine göre sıralayabilmek için florun elektronegatifliği olarak kabul edilmiştir. Florün elektronegatifliğini kabul ederek hazırlanmış periyodik tablo Şekil 4 de verilmiştir.
Şekil 4 : Atomların elektronegatiflikleri.
Elektron İlgisi ve Elektronegatiflik Sınıf
Elektron İlgisi
Bir ametalin elektron aldığında meydana gelen enerji değişimine elektron ilgisi denir. Azot&#;un elektron ilgisi dışında tüm ametallerin elektron alması ekzotermiktir. Azot atomları arasında üçlü bağ olması ve elektron dağılımında küresel simetri özelliği göstermesinden dolayı elektron alırken enerji verilmesi gerekir.
Periyodik cetvelde soldan sağa gidildikçe atom çapı azaldığı için elektron ilgisi artarken aynı grupta yukardan aşağıya gidildikçe atom çapı artığı için elektron ilgisi azalır.
Bu arada tüm ametallerin ikinci elektronu alması endotermiktir. Anyona yaklaştırılan elektron da negatif yüklü olduğu için birbirini iter. Bu nedenle ikinci elektronun bağlanması için dışardan enerji verilmesi gerekir.
Strateji: Azotun özel durumu unutulmamalı. Bu genellemelere ters hareket etmektedir. Burada İkinci özel durum ise flor ile klor elementleri arasındadır. Florun çapı çok küçük olduğu için eksi yük yoğunluğu çok fazladır. Bu nedenle elektron ilgisi klordan küçüktür.
Elektronegatiflik
Bir elementin elektron alma eğilimi olarak ifade edilir. Elektronegatiflik değeri iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisine bağlı olarak hesaplanan bir değerdir. Soldan sağa gidildikçe elektronegatiflik değeri artarken yukarıdan aşağıya gidildikçe azalır.
Strateji: Ametallik, elektron ilgisi elektronegatiflik gibi değerler soldan sağa giderken artar ancak bu durum soygazları kapsamamaktadır.
Örnek:
Örnek: