3.

BÖLÜM

Periyodik Sistem ve Elementler

Periyodik Sistem vePeriyodik Sistem ve E l e m e n t l e r i nE l e m e n t l e r i n ÖzellikleriÖzellikleri

3.1 Hidrojen ve Periyodik Sistem

3.2 Atomların Elektron Dağlımı ve Periyodik Sistem

3.3 Periyodik Özellikler

3.4 Metaller, Ametaller ve Yarımetaller

3.5 Periyodik Sistemde Bazı Aileler

3.6 Bileşikler ve Adlandırma

➦3. BÖLÜM: Periyodik Sistem ve Elementler “Periyodik Sistemin kesinlikle hidrojen ile başlaması gerektiği hiç aklıma gelmemişti.”

– D. Mendeleyev Bugün sahip olduğumuz peridoki tabloyu düşününce, işlerin sanıldığından daha basit yürüdüğünü düşünürüz. Oysa periodik tablonun keşfi, 19. yüzyılda maddeler dünyasındaki gezintinin doruğudur ve üstelik de onun önemi keşfinden yaklaşık yarım yüzyıl sonra anlaşılabilmiştir. Tablonun ilk elementi olan hidrojeni, ünlü İn-giliz fizikçi Sir Henry Cavendish (1731-1810) 1776’da bulmuştur. Çağ-daşlarından birisinin de söylediği gibi o, bilginlerin en zengini ve zenginlerin de en bilgilisiydi. Çok titiz bir bilgin olduğunu da buna ekleyelim. Cavendish, kendi kitaplığından bile bir kitap aldığında daima kitap kartına ismini yazarmış. Onun anısı, bugün kendinin kur-duğu büyük bir araştırma laboratuvarında yaşamaktadır. Bir başka İngiliz William Prout (1785-1850), 1815’te, o zamanlar bilinen ele-mentlerin hidrojenden ürediği yolunda bir görüş ortaya atmıştı; ama o zaman atom kütleleri doğrulukla saptanmış değildi; bunun için Prout’un bu anlamlı görüşü yeterince yankı bulmadı.

Kartal Bulutsusu (M 16 Nebulası). Moleküler hidrojenden oluşan dev bulutlardan ve tozlardan yıldızlar doğar. Bulut buharlaştıkça toz bulutu içinden parlayan yeni yıl-dızların doğuşu görülmektedir. Hidrojenin tümü ve helyumun çoğu dışında evren-deki tüm elementler yıldızlarda oluşmuştur.

Bir yarıiletken olan galyum arsenür (GaAs) yüzeyi-nin atomları. Bu bileşik, ışığı doğrudan elektriğe dön-üştürebilir (fotoiyonik olay). Bileşik, ışık yayan diyotlarda (LED= light emitting diode), pillerde kul-lanılır. LED, stereocihazların sinyal ışıklarında ve hesap makinelerinin göstergelerinde bulunan bir dü-zenektir. GaAs, lazer diyotlarının içine de yerleştiri-lebilir. Bu çok küçük lazerler, kompakt disk sistemlerinde ve fibir kablolarla kırmızıötesi ışığı gön-

3. Bölüm 3.1 Hidrojen ve Periyodik Sistem 157

3.1 Hidrojen ve Periyodik Sistem

Hidrojen, gerçekten ilginç özelliklere sahiptir. En basit atoma sahip olmasına karşın hidrojenin geniş kapsamlı bir kimyası vardır. Bir kere Evrende tüm kimyasal elementlerin tümünden daha fazla hidrojen vardır. Hidrojien yer kabuğunda da en önemli elementlerden biridir. Minerallerde, okyanuslarda ve yaşayan bütün canlılarda bulunur. Her atomu bir elektronludur; ama aynı anda birden çok atoma bağlanabilir. Hem bir asit katyonu (proton, H+) hem de hidrür (Lewis bazı, H−) yapısında bulunabilir. H3

+ iyonu sabit yıldızlar arasında ve Uranüs, Jüpiter ve Satürn atmosferinde saptanmıştır. Doğadaki hidrojenin büyük çoğunluğunda nötron bulunmaz; normal hidrojen atomu yalnızca bir pro-ton ve bir elektrondan oluşur. Hidrojen atomu, hala evrenin en bol (yüzde 73) e-lementidir. Bir hidrojen atomu, biri elektron öteki proton olan iki minik mıknatıs gibi davranır. Mıknatıs aynı ya da farklı yönü gösterir. Bu iki durum arasındaki enerji farkı, hidrojen atomunun imzasını taşır. Hidrojen atomunun bu belirgin özelliği dalga boyu 21 santimetre olan ışımalar yaymasıdır. Bu uzunluk, tüm evrende aynı olduğu için evrensel sabit adını alır ve bilim adamları, diğer dünyalarla (varlarsa!) radyo iletişimi kurma çalışmalarında hidrojen dalgasını kullanırlar. Eğer o dünyalarda zeki insanlar yaşıyorsa, 21 santimetre dalga boyu-nun ne anlama geldiğini bilmeleri gerekmektedir. Hidrojen diğer tüm sıvılardan ve (helyum dışında) tüm gazlardan daha düşük bir sıcaklıkta -259.1°C’de katılaşır. Önceleri yeryüzünde yalnızca atom kütlesi bire eşit tek bir hidrojenin var olduğu düşünülüyordu. 1932’de Harold Urey (1893-1981, Nobel Kimya 1934) ve arkadaşları hidrojenin daha ağır izotopunu, döteryumu (1

2H) keşfettiler. Uzun zamandan beri, bazı elementler arasında hayret verici benzerlikler olduğu biliniyordu. Örneğin halo-jenler (tuz oluşturanlar) olarak flor, klor, brom ve iyot; alkali metaller olarak lityum, sodyum, potasyum, rubidyum ve sezyum; toprak alkali metaller olarak berilyum, magnezyum, kalsiyum, stronsiyum ve baryum; oksijen grubu olarak oksijen kükürt, selenyum ve tellür; azot grubu olarak da azot, fosfor, arsenik, antimon ve bizmut biliniyordu. Bu benzerliğin neye dayandığı bilinmiyordu. 1829’da J. W. Dobereiner (1780-1849) bu gruplar arasında dikkat çekici basit il-işkiler olduğunu saptamıştır. Örneğin halojenlerde klor ile iyotun atom kütleleri toplamının yarısı tam olarak bromun atom kütlesini; toprak alkali metallerde kalsiyum ile baryumun atom kütleleri toplamının yarısı da stronsiyumun atom kütlesini veriyordu. Döbernier, bu tür benzerliklerle alkaliler için (Li, Na, K), ok-sijen grubu için (S, Se,Te) üçlü elementleri Üçleme (Triat) olarak nitelemiştir. Daha sonra 1864’te İngiliz John Newlands (1837-1898) elementleri atom kütleler-ine göre sıraladığında her 7 elementten sonra gelen sekizinci element özelliğinin baştaki elementin özelliğine benzediğini görmüş ve müzikteki sekizlemeden esinlenerek Sekizli (oktavlar) kuralını önermiştir. Bu dar kapsamlı çalışmalardan sonra periyodik sistemle ilgili daha kapsamlı çalışmalar, birbirinden habersiz olarak,1869’da Dmitri Ivanovich Mendeleyev (1834 -1907) ve 1870’de Alman fizikçi Lothar Meyer (1830-1895) tarafından ortaya kondu. Meyer de Mendeleyev’in keşfini öğrendiği sıralarda periyodik yasayı bulmak üzereydi. Ancak Meyer, daha sonraki çalışmalarında periyodik yasanın doğasını anlama eksikliği göstermiştir. Bu nedenlerle, sistemin iç bağıntıları ve öngörüleri bakımından periyodik sistemin kurucusu olarak Mendeleev ( 3.1 Şekil) anılır. St. Petersburg Üniversitesi’ndeki öğrencilerinin büyük bir destekçisiydi ve kari-yerinin sonlarında bir protesto sırasında onlara arka çıktığı için yönetim onu üniversiteden atmıştı.

3. Bölüm 3.1 Hidrojen ve Periyodik Sistem158

Öğrencilerin öğretmenliğine katkılarının bilincindeydi. Öğrencileri olmaksızın periyodik tabloyu asla oluşturamazdı. 1867’de kimya kürsüsüne ilk atandığında sınıflar için istediği bir kitap bulamadı ve bunun üzerine kendi kitabını yazmaya başladı. İşte bu ders kitabında bilinen elementleri atom aırlıklarına göre sırala-mak gibi basit bir fikir ortaya attı. Her elementi bir kutucuğa yerleştirdi. Tablo-nun hem soldan sağa hem de yukarıdan aşağıya okunduğunda anlamlı olmasını istedi. Ortaya çıkan bazı boşlukları görerek orada bir element olması gerektiğini düşündü. Periyodik tablo, elementler dünyasında bilinenlerle bilinmeyenler arasında kurumsal köprüyü kurmaya yaramıştır. Nitekim Mendeleev, periyo-dik sistemde ortaya çıkan boşluklar nedeniyle, o zaman henüz bilinmeyen 3 el-ementin (Ga, S ve Ge) doğada varolduğunu, bunların er geç bulunacağını ve bunların bir dizi özelliklerini önceden haber vermişti. Bu elementler birkaç yıl sonra bulundu. Mendeleev, bu sistem aracılığıyla U, In ve Be gibi elementlerin atom ağırlıklarına kesinlik kazandırmış ve bunların yerlerini düzeltmişti. Sanskritçe “bir” anlamına “eka” önekini kullanarak boşlukları da adlandırdı. Örneğin eka-alüminyum ve eka-silisyum düşey sütunda sırasıyla aluminyum ve silisyumun altındaki boşluklardı. Bu yaratıcı hamlesiyle bazılarının alay ettiğini belirtelim. Hatta o hayattayken meslektaşları tarafından tam olarak takdir edilmedi. Yine de beş yıl sonra, 1875’te galyum keşfedildi ve periyodik tabloda öngörülen tüm özellikleriyle onun eka-aluminyum olduğu ortaya çıktı. 1879’da skandiyum ve 1886’da eka-silisyum olduğu anlaşılan germanyum keşfedildi. Mendeleyev, o gün için bilinen 63 elementi atom ağırlıklarına göre sıralamış, bu sıralamayla elementlerin kimyasal, davranışlarının uyuştuğunu bulmuştu. Mendeleyev, Kimyanın İlkeleri (1891) adlı kitabının baskılarından birinde şöyle yazacaktır: “ Deneyin yolunu doğru olan yegane yol kabul ederek, yapabildiklerimi bizzat doğru-ladım ve başkalarına da yasayı doğrulama ya da yalanlama imkanlarını verdim. ... Periy-odik yasanın doğrulanışını, yaşarken görebilmeyi umut etmiyordum; ama gerçek bunun tersi oldu. Özellikle üç elementi betimledim ve yirmi yıldan az bir zaman sonra bun-ların keşfedildiklerini öğrenmenin sevincini tattım.” 1800’lerin sonlarında Mendeleev’in bu kaosta bulduğu düzenin neden ortaya çıktığı pek anlaşılamadı. Karmaşa, bir sonraki yüzyılda atom çekirdeğinin ve kuantum kuramının keşfiyle çözüldü. Nobel ödülü konduğunda hayattaydı; ama ona ödül verilmedi. Fakat en büyük ödülü öğrencileri ona verdiler. Bir grup öğrenci başlarının üzerinde periyodik tabloyu taşıyarak cenaze törenini izlediler. Mirası, dünyanın her laboratuvarında, her lise kimya sınıfında asılı duran ünlü elementler tablosudur. Bu buluşuyla, kimyacıların, benzer kimyasal davranış gösteren element “aileleri”ni tanımalarına ve yeni elementlerin keşfine yardımcı olmuştur. ❑ Element Adları C, S, Fe, Cu, As, Ag, Sn, Sb, Au, Au, Hg, Pb ve Bi eski uygarlıklarda da bilinen elementlerdir ve ne zaman gözlendiği bilinmiyor. Bunlardan Fe, Cu, Ag, Sn, Sb, Au, Hg ve Pb Latince adlarının ferrum, cuprum, argentum, stannum, stibium, aurum, hydrargyrum ve plumbum’dan gelmektedir.

3.1 Şekil Dimitri Mendeleyev (1834 –1907) Periyodik sistemi en kapsamlı şekildi düşünen Rus bilim adamı. Periyodik tabloyu 1869’da yayımladı. Onun zamanında yalnız 63 element biliniyordu. Atomun yapısı bılın-miyordu, atom numarası kavramı bilinmi-yordu. Mendeleyev, elementleri atom kütlelerine göre sıraladığında bazı yerleri boş bırakmak zorunda kalmıştı. 1871’de bu boş-lukların bilinmeyen elementlere ait olduğunu ileri sürmek cesaretini gösterdi. Bu öngörü kısa sürede doğrulandı ve Mendeleyev dünya çapında ünlendi. Periyodik tablonun ikinci ba-şarısı,19. yüzyıl sonunda soygazlar keşfedil-diğinde gerçekleşti. Mendeleyev’in varlığını bilmediği altı element bir grup halinde bu cet-vele mükemmel bir biçimde yerleşiyordu. Atom numarası 101 olan element onun anı-sına mendelevyum (Md) olarak adlandırıldı.

3. Bölüm 3.1 Hidrojen ve Periyodik Sistem 159

Fosofor, 1669’da idrarın damıtılmasından Alman tüccar Hennig Brand (1630-1692) tarafından (altın veya gümüş elde etme çabası içinde) keşfedilmiştir ( 3.3 Şekil ). Phosphoros, Greek kelimesidir ve “bringer of light” (ışık getirici) anlamındadır. Bazı elementler, ülke adları taşımaktadır: germanium, francium, americium, polonium. Bazı element adları ilk gözlendiği yerin adını almıştır: erbium, Er; yt-terbium,Yb; itrium, Y; ve terbium,Tb. Bazı elementlerin adları bazı bilim insan-larının adıyla anılmaktadır, şu anda 15 elementin adı böyledir. Periyodik sistem, çekirdek yapısı ve atomun yapısının aydınlatılmasında da yol gösterici bir döküman oldu. Elementlerde görülen periyodik düzen, onların çekirdek yükünün ve elektron sistemlerinin görüntüleridir. ❑ Atom Numarası (Z) ve Periyodik Tablo Daha sonra Moseley’in X-ışını deneyleri, elementlerin kimyasal davranışlarının atom ağırlığına değil, çekirdek yüküne (atom numarasına) bağlı olduğunu gös-terdi. Aynı yıllarda izotop atomların varlığının, yani bir elementin farklı kütleli atomların bulunduğunun anlaşılması, belli bir elemente ait atomlarda atom nu-marasının aynı, kütle numarasının farklı olabileceğini gösterdi. Modern periyo-dik tabloda elementler, 3.2 Şekilde görüldüğü gibi artan atom numaralarına göre sıralıdır. 1940’dan bu yana, yaklaşık 20 kadar transuranyum element (atom numarası 92’den büyük olan elementler) elde edildi. Bu elementler, doğada bulunmazlar. Amerikalı kimyacı Glenn Seaborg ( 3.4 Şekil ) ve çalışma arkadaşları 1940’tan 1961’e kadar atom numarası 94’ten 103’e kadar olan yeni elementleri keşfettiler. Bu elementler siklotron (cyclotron) adı verilen parçacık hızlandırıcılarında, çekirdek çarpışmaları ya çekirdeklerin değişik parçacıklarla bombardımanı so-nunda keşfedildi. Atom numarası 104 ile 111 arasındaki elementlerin keşif yıl-ları aşağıdaki gibidir: Rf (104), 1964’te; Db (105), 1967’de; Sg (106) 1974’te; Bh (107) 1981’de; Hs (108), 1984’te; Mt (109), 1982’de; Ds (110) 1994’te; Rg (111) 1994’te keşfedilmiştir.

3.4 Şekil Elementlerin atom numaralarına göre sıralanması. Bu şekilde elementlerin periyodik sis-

temdeki sıralanışı ve orbital blokları özetlenmektedir. IUPAC, grupların A ve B gösterimi yerine grupları artan sayılarla göstermeyi önermektedir.

3.3 Şekil Alşimist filozof taşını ararken, fosoforu keşfetmiştir. Joseph Wright, Hen-ning Brand’ın idrarın damıtılması sırasında fo-soforu keşfetmesini böyle betimlemiştir (1771).

3.4 Şekil Glenn Seaborg (1912-1999, Nobel Kimya 1951). Amerikalı kimyacı. Uranyum ötesi elementlerin sentezinde öncü rol oynadı.

3. Bölüm 3.1 Hidrojen ve Periyodik Sistem160

Modern periyodik sistemde elementler, atom numarasının artışına göre sıra- lanmıştır. Soldan sağa uzanan yatay sıralara periyot, düşey sıralara da grup denir. Atom kütlelerini belirlemede yeni yöntemlerin keşfiyle birlikte, element-leri atom ağırlıklarına göre sıralandığında bazı uyumsuzluklar olduğu görülm-üştür. Periyodik sistemdeki, Ar-Xe, Co-Ni, Te-I, Th-Pa ve U-Np çiftleri atom kütlelerindeki artış sırasına uymaz. Öteki elementlerde ise atom kütlesi ve atom numarası birbiriyle eşgüdümlü olarak değişir. Günümüzde 114 element saptan-mıştır. Uranyum ötesi elementlerin aranması sürdürülüyor. Kuramsal olarak 116, 117 ve 118 atom numaralı çekirdeklerin görece kararlı olması bekleniyor. Öte yandan bilimciler element sayısının 126’ya dek çıkabileceğini tahmin ediyor.

3.5 Şekil Elementlerin Periyodik Tablosu. Elementler, artan atom numarasına göre sıralanmıştır. Gruplar, 1-18 arasında değişen sayılarla gösterilmektedir.

1 Atom numarası

3 4

11

19

37

55

57

89

58

90

59

91

60

92

62

94

61

93

64

96

63

95

65

97

66

98

67

99

68

100

69

101

70

102

71

103

87

12

20

38

56

88

21

39

57 - 71

89 - 103

23

41

73

105

25

43

75

107

22

40

72

104

24

42

74

106

26

44

76

108

27

45

77

109

28

46

78

110

29

47

79

111

30

48

80

112

31

49

81

32

50

82

114

33

51

83

34

52

84

116

35

53

85

36

54

86

13 14 15 16 17 18

5 6 7 8 9 10

21

2

3 5 74 6 8 9 10 11 1212

13 14 15 16 17

18

H ElementlerinPeriyodik Tablosu (IUPAC)

Sembol

Li Be

Na

K

Rb

Cs

La

Ac

Ce

Th

Pr

Pa

Nd

U

Sm

Pu

Pm

Np

Gd

Cm

Eu

Am

Tb

Bk

Dy

Cf

Ho

Es

Er

Fm

Tm

Md

Yb

No

Lu

Lr

Fr

Mg

Ca

Sr

Ba

Ra

Sc

Y

V

Nb

Ta

Db

Mg

Tc

Re

Bh

Ti

Zr

Hf

Rf

Cr

Mo

W

Sg

Fe

Ru

Os

Hs

Co

Rh

Ir

Mt

Ni

Pd

Pt

Ds

Cu

Ag

Au

Rg

Zn

Cd

Hg

Cn

Ga

In

Tl

Ge

Sn

Pb

Fl

As

Sb

Bi

Se

Te

Po

Lv

Br

I

At

Kr

Xe

Rn

Al Si P S Cl Ar

B C N O F Ne

HeHidrojen Adı

Lityum Berilyum

Sodyum

Potasyum

Rubidyum

Sezyum

Lantan

Aktinyum

Seryum

Toryum

Praseodim

Protactinium

Neodimyum

Uranium

Samaryum

Plutonyum

Prometium

Neptünyum

Gadolinyum

Curium

Öropiyum

Americium

Terbiyum

Berkelium

Terbiyum

Kaliforniyum

Holmiyum

Einsteinium

Erbiyum

Fermium

Tülyum

Mendelevium

0terbiyum

Nobelium

Lutetium

Lawrencium

Fransiyum

Magnezyum

Kalsiyum

Stronsiyum

Baryum

Radyum

Skandiyum

0triyum

Lantanitler

Aktinitler

Vanadyum

Niyobyum

Tantan

Dubnium

Manganez

Teknesyum

Renyum

Bohrium

Titanyum

Zirkonyum

Hafniyum

Rutherfordium

Krom

Molibden

Tungsten

Seaborgium

Demir

Rutenyum

Osmiyum

Hassium

Kobalt

Rodyum

0ridyum

Meitnerium

Nikel

Palladyum

Platium

Darmstadtium

Bak1r

Gümü_

Alt1n

Roentgenium

Çinko

Kadmiyum

Civa

Copernicium

Galyum

0ndiyum

Talyum

Germanyum

Kalay

Kur_un

Flerovium

Arsenik

Antimon

Bizmut

Selenyum

Telyum

Polonyum

Livermorium

Brom

0yot

Astatin

Kripton

Ksenon

Radon

Alüminyum Silikon Fosfor Sülfür Klor Argon

Bor Karbon Nitrojen Oksijen Flour Neon

Helyum(1.007, 1.009) Atom kütlesi

(6.938, 6.997) 9.012

22.99

39.10

85.47

132.9

138.9 140.1

232.0

140.9

231.0

144.2

238.0

150.4

150.4

157.3152.0 158.9 158.9 164.9 167.3 168.9 173.1 175.0

(24.30, 24.31)

40.08

87.62

137.3

44.96

88.91

50.94

92.91

180.9

54.9447.87

91.22

178.5

52.00

95.96(2)

183.8 186.2

55.93

101.1

190.2

58.93

102.9

192.2

58.69

106.4

195.1

63.55

107.9

197.0

63.38(2)

112.4

200.6

69.72

114.8

[204.3, 204.4]

72.63

118.7

200.6

74.92

121.8

209.0

78.96(3)

127.6

[79.90, 79.91]

126.9

83.80

131.3

26.98 [28.08, 28.09] 30.97 [32.05, 32.08] [35.44, 35.46] 39.95

[10.80, 10.83] [12.00, 12.02] [14.00, 14.01] [15.99, 16.00] 19.00 20.18

4.003

3.2 Atomların Elektron Dağılımı ve Periyodik Tablo

Modern periyodik sistemde elementler, benzer kimyasal özellikler alt alta gele-cek şekilde artan atom numaralarına göre sıralıdır. Günümüzde bilinen ele-mentler 7 periyot oluşturur, son periyot henüz tamamlanmamıştır. IUPAC (Uluslarası Kimya ve Uygulamalı Kimya Birliği), Mayıs 2009’da periyo-dik tabloda elementlerin 18 grup halinde düzenlenmesini onaylamıştır ( 3.5 Şekil). Yeni sistemde elementlerin orbital bloklarına göre nitelenmesi korunuyor. Ancak A ve B gibi gruplama terkedilerek daha basit bir numaralama sistemi getiriliyor.

1613. Bölüm 3.2 Atomların Elektron Dağılımı ve Periyodik Tablo

3.1 ÖRNEK

Periyodik tablodan yararlanarak dördüncü periyotta 15. grupta bulunan element ato-munun elektron dağılımını yazınız. Strateji Dördüncü periyottan itibaren her periyotta grup 1 den 18’e kadar grup bulu-nuyor.4s 3d 4p orbitallerinde toplam 15 elektron olan atomun elektron dağılımını ya-zacağız. Çözüm Alt enerji düzeylerinde 18 elektron bulunacağından toplam elektron sayısı 33 olacaktır. 1s2 2s22p6 3s23p6 4s2 3d10 4p3

4. periyottaki atomların elektron dağılımını 18Ar göbeğinin üzerine yazarız.

[Ar] 4s2 3d10 4p3

s ve p bloku elementlmerinin atomlarında en dıştaki elektronlar, s ve p orbitalle-rinde bulunur ( 3.6 Şekil). Örneğin atom numarası 11 olan sodyum (1s2 2s22p6 3s1), 3. periyot 1. gruptadır ve s bloku elementidir. Atom numarası 16 olan kü-kürt atomu (1s2 2s22p6 3s23p4), 3. periyot 16. gruptadır ve p bloku elementidir.

3.6 Şekil Periyodik tablodaki elementlerin orbital bloklarına göre gruplanması.

Benzer şekilde atom numarası 26 olan demir, Fe: 1s2 2s22p6 3s23p6 4s2 3d6 , 5. pe-riyot, 5. gruptadır ve d bloku elementidir. Atom numarası 57 ile 71 arasındaki elementler (atom numarası 56 olan baryumu izleyen 15 element) lantanitler diye adlandırılır. Atom numarası 89 ve 103 arasındaki elementler(atom numarası 88 olan rad-yumu izleyen 15 element) aktinitler diye adlandırılır. Lantanitler ve aktinitler, aynı zamanda f-bloku elemenleri diye anılır. Bu elementlerin atomlarında ns2’den önce gelen (n-1)d veya (n-1)f orbitallerinde elektron vardır.

9 10

13 14 15 16 17

18

11 12

3. Bölüm 3.3 Periyodik Özellikler162

Periyodik tablo, kimyacıların bilgisayarı gibidir; çünkü bu tablo, elementlerin davranışlarını açıklamada ve tahminler yapmada en büyük yardımcıdır. Atom numarasının artışına bağlı olarak atomların fiziksel ve kimyasal özellikleri

düzenli olarak değişir ve periyodik olarak yinelenir. Şimdi bunları görelim.

3.3 Periyodik Özellikler

❑ Periyotlar ve Özellikleri Periyodik tabloda elementler, artan atom numaralarına ve benzer kimyasal özel-likte olanlar alt alta gelecek şekilde sıralanmıştır. Birinci periyotta iki element -hidrojen ve helyum- yer alır; bunlar “s bloku” elementleridir.

1H: 1s1 2He: 1s2

2., 3., 4., 5. ve 6. periyotlar, bir alkali metalle başlar, bir soygazla biter. 7. periyot da bir alkali metalle başlar ama bu periyot henüz dolmamıştır. İkinci periyotta, lityum (3Li) ile başlar, neon (10Ne) ile biter; 8 elementlidir. Üçüncü periyot, sodyum (11Na) ile başlar, argon (18Ar) ile biter. Üçüncü peri-yotta 8 element bulunur. İlk üç periyotta geçiş metali olmadığına dikkat ediniz. Dördüncü periyot, potasyum (19K) ile başlar. Potasyum atomunda 3d orbitali boştur ve elektron dağılımı 4s1 ile biter:

19K: 1s2 2s22p6 3s2 3p6 4s1 Onu izleyen kalsiyumun (Z=20) elektron dağılımı 4s2 ile sonlanır. Bir sonraki element olan skandiyum (Z=21) d blokunun (ilk geçiş metalleri dizisinin) ilk el-ementidir.

21Sc: 1s2 2s22p6 3s23p6 4s2 3d1 4. periyotta 3d orbitallerinin dolmasıyla 10 geçiş metali yer alır.

Atomik

Ato

mik

İ

3. Bölüm 3.3 Periyodik Özellikler 163

Çinkonun (Z=30) elektron dağılımı 4s23d10 ile biter. Atom numarası 21’den 30’a kadar olan ve B gruplarına ait bu on element birinci seri geçiş elementleri diye belirtilir. Galyum (Z=31) ile 4p orbitalleri dolmaya başlar ve 4 periyot, kripton (Z=36) ile sonlanır. Beşinci periyot, 5s24d105p6 Rubidyum (37Rb) ve stronsiyum (38Sr) ile başlar. Bu elementlerin son orbitalleri 5s’tir. Onların elektronları 4d orbitallerine girdiği ikinci seri geçiş elementleri izler. Bu seri Itrinyum (Z=39) ile başlar, kadmiyum (Z=48) ile biter. 5. Periyot 5p or-bitallerinin dolmasıyla birlikte ksenonla (Z=54) sonlanır. Bu periyotta 4f orbitalleri boştur. Altıncı periyot, elektron dağılımı 6s1 ile biten sezyumla (Z=55) başlar; onu baryum (Z=56) izler. Bundan sonra enerji bakımından birbirine yakın olan 4f ve 5d orbitalleri gelir. Lantanın (Z=57) son elektronu 5d orbitallerindedir; bu ne-denle lantan bir geçiş elementidir. Oysa lantanı izleyen seryum (Z=58) için son elektron 4f orbitaline girer. Fakat bu elementler, lantana çok benzedikleri için lantanitler denir.

58Ce..................................6s24f2 Atom numarası 58’den 70’e kadar olan elementlerde 4f orbitalleri dolar; bu ele-mentlere iç geçiş elementleri adı verilir. Yedinci periyot, bir çok yapay (doğal olmayan, laboratuarlarda elde edilmiş) el-ement içerir ve henüz tamamlanmamıştır. Bu periyotta, genel olarak, 6. peri- yottaki dizi izlenir. Fransiyum (Z=87) ve radyum (Z= 88) olan elementlerinde atomların orbitalleri sırasıyla 7s1 ve 7s2 ile biter. Aktinyum (Z = 89) elementinin son elektronu 6d orbitalindedir. Z= 90’dan 103’e kadar olan elementler, 5f orbitalinin doluşuyla aktinitler de denen ikinci iç geçiş elementlerini oluşturur. Bunların özellikleri lântinitlere benzer ve periyodik tab-lonun en altında birlikte gösterilir. Atom numarası 104 olan rutherfordiyumdan (Rf) itibaren 6d robitalleri dolmaya başlar. Aşağıda son zamanlarda bulunan yapay çekirdeklerin adları ve kütle numara-ları verilmektedir.

Rf, rutherfordiyum; Db, dubniyum; Sg, seborgiyum; bohryum; Hs, hasyum; Mt, meitneryum; Ds, darmstadyum; Rg, roentgenyum; Cn, koperniyum; Fl, flerovi-yum; Lv, livermoryum. Periyodik tabloya 2011 yılında atom numarası 114 ve 116 olan elementler; 2016 yılında da atom numarası,113,115,117 ve 118 olan elementler eklenmiştir. .

104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118

Rf (261)

Db (262)

Sg (266)

Bh (264)

Hs (269)

Mt (268)

Ds (269)

Rg (272)

Cn (277)

UutFl

(289)Uup Lv

(298)Uus

Uuo

3. Bölüm 3.3 Periyodik Özellikler164

3.2 ÖRNEK Atom numaraları 15, 20, 28, 40 ve 49 olan atomların elektron dağılımlarını yazıp, periyot ve grup numaralarını belirtiniz. Strateji Periyot ve grup bulma, periyodik tablonun genel tasarımı bilgisiyle olabile-ceği gibi atomun elektron dağılımından da bulunabilir. Bir atomun elektron dağılımında bulunan en yüksek enerji numarası (en yüksek baş kuant sayısı), atomun periyot numarasını bildirir. s bloku elementlerinde s’deki elek-tron sayısı, p bloku elementlerinde ise s ve p orbitallerindeki toplam elektron sayısı, grup numarasını verir. Çözüm

15P: 1s2 2s22p6 3s23p3 (3. periyot, 15. grup)

20Ca: 1s2 2s22p6 3s23p6 4s2 (4. periyot, 2.grup)

28Ni: 1s2 2s22p6 3s23p6 4s2 3d8 (4. periyot, 10. grup)

40Zr: 1s2 2s22p6 3s23p6 4s2 3d10 4p6 5s2 5d2 (5. periyot, 4. grup)

❑ Değerlik Elektronları ve Değerlik (Yükseltgenme Basamakları) Elementlerin kimyasal davranışlarında temel rolü atomlardaki değerlik elektron-ları oynar. Bir atomda olan en yüksek başkuant sayılı orbitallere değerlik orbital-leri, bu orbitallerdeki toplam elektron sayısına değerlik elektronları denir. 3. periyot elementlerinin değerlik elektronu sayıları 3.1 Tabloda gösteriliyor.

Element Atomu ve Elektron Dağılımı Değerlik Elektron Sayısı

11Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 1

12Mg : 1s2 2s2 2p6 3s2 2

13Al : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 3

14Si : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 4

15P : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 5

16S : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 6

17Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 7

18Ar : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 8

Geçiş metallerinde ( d ve f bloku elementlerinde) değerlik elektronu sayısı “2 ve daha çok” olabilir. Bu sayı, bir atomun kolayca verebildiği maksimum elektron sayısını ya da bir atomun yapabileceği maksimum kovalent bağ sayısını gösterir ve 8’i geçmez. Değerlik elektronu sayısı, bir grupta aynı kalırken, bir periyotta soldan sağa artma eğilimi gösterir. Değerlik elektronu sayısına bağlı olarak yararlanabileceğimiz bir başka kavram, değerliktir. Değerlik, bir atomun başka bir atoma göre bağıl konumunu belirten periyodik özelliklerden biridir. Örneğin HF, HCl ve H2O bileşiklerinde hidro-jenin değerliği, 1’dir. Hidrojenli bileşiklerde hidrojen bağlanan atomun değer-liği hidrojen sayısına eşittir. Örneğin H2O, NH3 ve CH4 moleküllerinde oksijen, azot ve karbon atomlarının değerlikleri sırayla 2, 3 ve 4 tür.

3.1 TABLO 3. Periyot Elementlerinin Değerlik Elektronu Sayıları

3. Bölüm 3.3 Periyodik Özellikler 165

Oksijen atomu iki hidrojen bağlayabildiği için değerliği 2’dir. 2. ve 3. periyot el-ementlerinin oksitlerinin basit formülleri aşağıdaki gibidir.

2. Periyot oksitleri Li2O BeO B2O3 CO2 N2O3 O2 OF2

3. Periyot oksitleri Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O3 SO3 OCl2

Periyot numarası 3 − 7 arasında olan 5A, 6A, 7A ve 8A grubu elementlerinde

daha yüksek değerlikler de görülür. Örneğin fosfor P3–, P3+ değerliğini aldığı

gibi +5 değerliğini de alabilir (PCl3 ve PCl5 ; P2O3 ve P2O5). Kükürdün 4 ve 6

değerlikli oksitleri (SO2 ve SO3) kararlıdır. Yükseltgenme basamağı (değerlik)

kavramı, iyon yüküyle karıştırılmamalıdır. İyon yükü, net olarak alınan veya

verilen elektron sayısını gösterir ve −3 ile +4 arasında değişir; ama ametallerdeki

yükseltgenme basamağı göreli bir atama yükü gösterir. Kimyasal formüller, genel olarak basit (empirik), molekül ve yapı formülü olarak nitelenir. Bir moleküldeki atomları gerçek sayılarıyla gösteren formüllere molekül formülü, en basit tam sayılarla gösteren formüllere ise basit formül denir. Örneğin hidrojen peroksitin molekül formülü H2O2 , basit formülü HO’dur.

3.3 ÖRNEK X2O5 bileşiğinde X’in değerliği kaçtır? Strateji AnBm formülündeki bir bileşikte A, pozitif; B, negatif değerliklidir. A’nın de-ğerliği, +m; B’nin değerliği ise – n’dir. Çözüm 6A grubunda bulunan oksijenin değerliği –2’dir. Beş oksijen –10 yük eder, bunun nötürleşmesi için 2X, +10 yüküne sahip olmalıdır. Buradan X’in değerliği 5 bulunur.

Geçiş metallerinin bazılarının değerliği sabittir. Örneğin Ag, +1; Zn, +2; Sc, +3 yükseltgenme basamaklarında bulunur. Bazıları da değişik değerlikler alabilir.

H

Li

Na Mg2

Cs Ba2

Rb Sr2

K Ca2 Cr3Sc3 Ti4 Ni2 CuCu2

Fe2

Fe3Co2

Co3Mn2

Mn4V5

V4

AuAu3

Hg2

Hg2Pb2

Pb4Bi3

Bi5

Sn2

Sn4Sb3

Sb5

2

Zn2

Ag

Pt2

Pd2 Cd2

1A

2A 3A 4A 5A 6A

7A

H

8A

NOBLE

GASES

Al3

N3 O2

S2P3

Se2

Te2

F

Cl

Br

I

Geçiş metalleri

Element atomlarının yükseltgenme basamakları (değerlikleri), pozitif ve negatif değerlerde olabilir. Pozitif yükseltgenme basamakları, grup numar-alarıyla sınırlıdır. Çünkü bir atomun bileşiklerinde alabileceği en büyük değer-lik, onun değerlik elektronu sayısını geçemez. Bu tüm elementler için geçerlidir. Negatif yükseltgenme basamağı, soygazlar dışındaki ametaller için geçerlidir. Ametaller, pozitif yükseltgenme basamaklarında da bulunabilir.

3.7 Şekil Bazı elementlerin yükseltgenme basamakları. Kırmızı çizgi metallerle ametalleri ayırmaktadır.

3. Bölüm 3.3 Periyodik Özellikler166

Etkin Çekirdek Yükü

Çekirdek çevresindeki elektronların kuantlaşmış enerjilerde bulunması, her elek-trona etkiyen çekirdek çekiminin farklı olmasına yol açar. Bu durumda çekir-deki üzerindeki dolu enerji düzeylerinin çekirdeği perdelidiği, dolaysıyla çekirdekten uzaktaki elektronlara çekirdeğin tüm yükünün değil etkin yükünün ulaştığı kabul edilir. Bir elektron çekirdeğe ne kadar yakınsa, çekirdek yükü o denli etkili olur. Etkin çekirdek yükü, ilgilenilen elektronun n ve l değerlerine bağlıdır. Çünkü farklı orbitallerdeki elektronlar farklı radyal dağılım gösterir. Çekirdek yükünü Z, etkin çekirdek yükünü de Zetk ile göstermiş olalım. Gerçek çekirdek yükünün (Z), etkin çekirdek yüküne (Zetk) indirgenmesine perdeleme etkisi denir ve deneysel perdeleme sabiti (S) ile ifade edilir.

Zetk = Z – S

Perdeleme sabiti (S), sıfırdan büyük, Z’den küçük bir niceliktir. Ayıı enerji dü-zeyindeki bir s orbitalinin çekirdeğe daha yakın olma olasılığı, p ve d oribitalle-rininkinden büyüktür. Elektronun çekirdeğe daha çok yaklaşmasına izin veren s orbitalindeki elektronların bu yeteneğine girinim (nüfuz, sızma) denir. Gri-nimi fazla olan bir orbitaldeki elektronların perdeleme etkisi, girinimi daha az olan orbitallerdeki elektronlarınkinden büyüktür. Girinim özelliği fazla olan elektronlar, daha az olan elektronları çekirdekten daha uzakta tutar. Etkin çekirdek yükünün hesabı ilk kez Amerikalı fizikçi J. C. Slater (1900-1976) tarafından 1930’da ortaya kondu. Slater, herhangi bir atomdaki bir elektronun Zetk değererini hesapladı ve bu değeri kullanarak herhangi bir atomik orbitalin yaklaşık dalga fonksiyonlarını yazmak için kurallar üretti. Fakat bunlar daha sonra 1960’lı yıllarda geliştirildi ve 3.2 Tabloda gösterilen daha kesin hesap-lanmış değerlerle Slater kuralları önemini yitirdi. Biz burada perdeleme sabiti-nin ve dolaysıyla etkin çekirdek yükünün hesap ayrıntılarına girmeyecek, yalnızca etkin çekirdek yükünün sonuçlarını vermekle yetineceğiz.

Z 1H 2He 1s 1.00 1.69

3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 1s 2.69 3.68 4.68 5.67 6.66 7.66 8.65 9.64 2s 1.28 1.91 2.58 3.22 3.85 4.49 5.13 5.76 2p – – 2.42 3.14 3.83 4.45 5.10 5.76

11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 1s 10.63 11.61 12.59 13.57 14.56 15.54 16.52 17.51 2s 6.57 7.39 8.21 9.02 9.82 10.63 11.43 12.23 2p 6.80 7.83 8.96 9.94 10.96 11.98 12.99 14.01 3s 2.51 3.31 4.12 4.90 5.64 6.37 7.07 7.76 3p – – 4.07 4.29 4.89 5.48 6.12 6.76 *E.Clementi, D.L.Raimondi, Atomic screening constants from SCF functions, IBM Research Note NJ-27 (1963)

3.2 TABLO İlk On Sekiz Element Atomunda Etkin Çekirdek Yükleri*

3. Bölüm 3.3 Periyodik Özellikler 167

3.2 Tablodaki veriler atomun en dış enerji düzeyindeki bir s elektronunun o enerji dü-zeyindeki p elektronuna göre daha az perdelendiğindiğini doğrulamaktadır. Örneğin F atomundaki 2s elektronu için Zetk= 5.13 iken, 2p elektronu için Zetk= 5.10, yani az da olsa düşük bir değerdir. Benzer şekilde aynı enerji düzeyinde bulunan p orbitalindeki elektron için etkin çekirdek yükü d orbitalininkine göre daha büyüktür. Perdelemenin sonucu olarak etkin çekirdek yükünün genel enerji sıralaması şöyledir:

ns < np < nd < nf 3.2 Tablo atomlarla ilgili periyodik eğilimin temelinde yatar. 2.periyot ve 3. periyot in-celendiğinde en dış orbitaldeki elektrona etkiyen etkin çekirdek yükünün arttığını gö-rüyoruz. Bu da periyotlarda atom çapı ve iyonlaşma enerjileri gibi periyodik özelliklerin değişimini açıklar.

❑ Atom ve İyon Çapları Her element atomun çekirdek yükü (proton sayısı) ve onun çevresindeki enerji düzeylerinde bulunan elektron sayısı farklı olduğu için, atom çapları da farklı boyutlardadır. Atom boyutları için uzun zaman angström (A˚) birimi kullanıldı: 1Aº= 10−8 cm = 10−10 m. Ancak SI birim sisteminde angström kabul edilmemiştir. Atom boyutları için SI birim sisteminde nanometre (nm) ve pikometre (pm) birim-leri kullanılmaktadır. Bir nanometre, metrenin milyarda biridir.

1 nanometre = 1000 pikometre = 1×10−9 metre 1 nm= 1000 pm =1×10−9 m

1 pm=1×10−12 m

Bir grupta, yukarıdan aşağıya inildikçe elektronların bulunduğu enerji düzeyi (elektron kabuğu) sayısı artar. Enerji düzeyi numarası (n) büyüdükçe o enerji düzeyindeki elektronların çekirdeğe olan uzaklık da artar. Bunu örneklemek için alkali metallerin ilk iki üyesinin elektron dağılımını yazalım:

3Li : 1s2 2s1

11Na : 1s2 2s22p6 3s1 Sodyum çekirdeği çevresindeki elektronlar, üç enerji düzeyine dağılmışken, lityumun elektronları iki enerji düzeyine dağılmıştır. En dış enerji düzeylerindeki elektron sayısı eşittir; ancak sodyumda alt orbitaller çekirdeği perdeler ve onun en dış elektronuna etkiyen etkin çekirdek yükü daha küçük olur. Sonuç olarak sodyum atomunun çapı, lityumunkinden büyüktür.

Bir grupta, atom numarası arttıkça atom çapı artar. İkinci periyottan itibaren her periyot değerlik elektronu sayısı 1 olan alkali met-alle başlar; bir soygazla biter. Örneğin 3. periyottaki ilk element sodyum, son el-ement argondur:

11Na : 1s2 2s22p6 3s1

18Ar : 1s2 2s22p6 3s23p6 Görünüşe bakılırsa, argonun çapının daha büyük olması gerekir. Oysa deneyler, 3. periyotta en büyük atom çapına sodyumun, en küçük atom çapına da argonun sahip olduğunu gösteriyor. Değerlik elektronlarının sayısı artsa da aynı enerji düzeyinde oldukları için çekirdek yükündeki artış daha etkin olur. Atom çaplarının periyodik değişimi 3.3 Tabloda verilmiştir.

3. Bölüm 3.3 Periyodik Özellikler168

Bir periyot, boyunca, atom numarası artarken, atom yarıçapı küçülür (3.4 Tablo) Bir periyotta soldan sağa ilerledikçe, çekirdek yükü artarken atoma eklenen elek-tronlar, aynı baş kuant sayılı orbitallere girer. Başka sözlerle periyot boyunca etkin çekirdek yükü artar. Bir atomda kendinden önce gelen soygazın atom numarasından fazla olan pro-ton sayısı, yaklaşık etkin çekirdek yükünü oluşturur. Etkin çekirdek yükündeki artış, atom çapını küçültür. Element 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar En yüksek Enerji düzeyi, n 3 3 3 3 3 3 3 3 Değerlik orbitallerinin altındaki e sayısı 10 10 10 10 10 10 10 10 Çekirdeğin etkin yükü +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8 Atom yarıçapı

Bir grup boyunca, aşağı inildikçe, atom yarıçapı büyür. Bir grupta atom numarası arttıkça etkin çekirdek yükü aynı kalırken değerlik or-bitallerinin bulunduğu enerji düzeyinin numarası büyür. Bir grupta, her periyodu geçişte çekirdeği örten ana enerji düzeyi sayısındaki artış nedeniyle atom yarıçapları da artar.

Atom yarıçapı azalır.

Ato

mya

rıça

pıar

tar.

3.3 TABLO Atom Yarıçapları (pm, 1 pm=10-10 cm)

☛

Çekirdeğe daha yakın orbitallerdeki

elektronlar, çekirdeği perdeleyerek uzaktaki elek-

tronların çekirdek tarafından çekim kuvvetini

zayıflatır.

3. Bölüm 3.3 Periyodik Özellikler 169

Atomik yarıçaplar, 6. periyotta lantanit büzülmesinin etkisi altındadır. Lanta-nitleri izleyen element atomlarının yarıçapları önceki periyot eğilimlerinden bek-lenenlerden daha küçüktür. Bu büzülmenin nedeni, f elektronlarırı zayıf perdeleme etkisidir. Benzer büzülme, d-blokunun her sırasında karşımıza çıkar. ❑ İyonların Büyüklükleri Atom katyon haline geçince, yani pozitif yüklü olunca, nötral atomdan elektron kopmuştur. Bu nedenle katyonun çapı, her zaman nötral atomundan küçüktür. Örneğin lityum (Li) atomunun yarıçapı 152 pm, +1 yüklü katyonunun yarıçapı 76 pm; sodyum (Na) atomunun yarıçapı 186 pm, +1 yüklü katyonunun yarıçapı ise 102 pm’dir. Atom anyon haline geçince, yani negatif yüklü iyon olunca, elek-tron sayısı artacak ve her elektron üzerindeki çekirdek çekimi azalacaktır. Bu ne-denle anyonun çapı, her zaman nötral atomundan büyüktür. Örneğin flor (F) atomunun yarıçapı 72 pm, -1 yüklü anyonunun yarıçapı ise 133 pm; oksijen (O) atomunun yarıçapı 73 pm, -2 yüklü anyonunun yarıçapı 140 pm’dir . Bu konuyla ilgili olarak 3.3 ve 3.4 Tabloyu inceleyiniz. Şimdi eşit elektronlu türlerde büyüklük öngörüsünde bulunup bulunamayacağımızı sorgulayalım. Önce Na+ ve Mg2+ iyonlarını karşılaştıralım. Her iki iyon da 10 elektronludur. Fakat Na+ iy-onuda 11 proton ve Mg2+ iyonuda ise 12 proton bulunmaktadır. Bunun için Mg2+, Na+ den daha küçüktür.

Li+ Be2+ B3+ N3– O2– F– 60 31 20 171 140 136

Na+ Mg2+ Al3+ P 3– S 2– Cl– 95 65 50 212 184 181

K+ Ca 2+ Ga 3+ As 3– Se 2– Br– 133 99 62 222 198 195

Rb+ Sr 2+ I 3+ Te 2– I– 148 113 82 221 216

Cs+ Ba 2+ Tl3+ 169 135 95

3.5 ÖRNEK

20Ca 2+, 20Ca ve 12Mg2+ türleri çap artacak şekilde nasıl sıralanır? Strateji Atomlar elektron kaybedince çapları küçülür, elektron kazanınca çapları büyür. Çözüm Katyonlar (pozitif yüklü iyonlar), kendini oluşturan atomlardan daha kü-çüktür. Bunun için Ca2+ < Ca’ dır. Öte yandan Ca, 4. periyot; Mg, 3. periyot elemen-tidir. Bunun için Mg2+ < Ca2+ dır. Sonuç olarak Mg2+ < Ca2+ < Ca olacaktır.

3.4 ÖRNEK

2He, 3Li, 6C, 9F ve 11Na atomlarını çapları artacak şekilde sıralayınız. Strateji Atom çapları genel olarak periyot boyunca azalır; grup boyunca artar. Çözüm Li, C ve F aynı periyotta (2. periyotta) ve verilen sırada atom numarası arttığı için çap küçülür. Na ise 3. periyot, 1A grubu elementidir. Na’nın çapı aynı gruptaki Li’dan daha büyüktür. He < F < C < Li < Na sırasında atom çapı artar.

3.4 TABLO 3. Periyot Elementlerinin Değerlik Elektronu Sayıları

3. Bölüm 3.3 Periyodik Özellikler170

☛ Bütün anyonlar, türedikleri atomdan daha büyüktür.

Bütün katyonlar, türedikleri atomdan daha küçüktür.

Şimdi de Ca 2+ iyonu ile S 2– iyonlarının büyüklüğünü tartışalım. Her iki iyon da 18 elektronludur. Fakat bu eşit sayıdaki elektronu çeken çekirdek yükleri fark-lıdır. Ca2+ nin çekirdeğinde 20 proton, S2– nin çekirdeğinde ise 16 proton bulun-maktadır. Kısacası Ca2+ iyonundaki elektronları daha çok pozitif yük çekmektedir ve onun daha küçük olması gerekir. Gerçekten de öyledir: Ca2+ :99 pm, S2– :184 pm dir.

Etkin çekirdek yükünün bir sonucu, atom yarıçaplarındaki periyodik değişmel-erdir. Yarıçaptaki değişim, iyonlaşma enerjisi, elektron ilgisi, elektronegatiflik, elektriksel iletkenlik gibi özellikler e yansır. Örneğin bir periyot boyunca çap küçülmesine bağlı olarak iyonlaşma enerjisi artar, elektronegatiflik artar. ❑ İyonlaşma Enerjileri Gaz halindeki atomdan bir elektron kopararak yine gaz halinde +1 yüklü iyon oluşturmak için gereken enerjiye birinci iyonlaşma enerjisi denir.

M(g) + I1 → Mg+(g) birinci iyonlaşma enerjisi M+(g) + I2 → Mg2+(g) ikinci iyonlaşma enerjisi

Burada M, gaz halindeki nötral bir atomunu simgeliyor. I1, ilk iyonlaşma ener-jisini; I2 , ikinci iyonlaşma enerjisini gösteriyor. Her zaman ikinci iyonlaşma en-erjisi, birinciden yüksek olur. (3.6 Tablo ), bazı elementlerin iyonlaşma enerjilerini gösteriyor. Değerlik elek-tronları koparıldıktan sonra iyonlaşma enerjisinde birden yükselme olduğuna dikkat ediniz. Altı çizilen değerler, buna işaret ediyor.

3.6 ÖRNEK Aşağıdaki türler eşit elektronludur (izoelektroniktir). Bu türleri yarıçapları artacak şekilde sıralayınız.

7N3−, 8O2− , 9F−, 11Na+, 12Mg2+, 13Al3+

Strateji Eşit elektronlu türlerde çekirdek yükü (proton sayısı) ne kadar büyükse çap o kadar küçük olur. Çözüm Eşit elektronlu türlerde, proton sayısı (çekirdek yükü) belirleyicidir. Proton sayısı arttıkça çap küçülür. Buna göre yarıçap artışı aşağıdaki gibidir:

Al3+ Mg2+ Na+ F– O2– N3–

Elektron sayısı 10 10 10 10 10 10

Proton sayısı 13 12 11 9 8 7

Türün yarıçapı (pm) 50 64 95 136 140 171

İyon Al3+ Mg2+ Na+ F– O2– N3–

Yarıçap 50 pm 65 pm 99 pm 133 pm 140 pm 171 pm (Renklerin özel bir anlamı yoktur, editörümüz, sayfanın size daha güzel görünmesi için bunu tercih etmiştir)

3. Bölüm 3.3 Periyodik Özellikler 171

İyonlaşma enerjileri, periyodik özellik gösterir. Bir grupta yukarıdan aşağı in-ildikçe değerlik elektronu sayısı aynı kalır ama enerji düzeyi sayısı ve dolayısıyla atom çapı artar. Işte bu nedenle bir grupta yukarıdan aşağıya doğru iyonlaşma enerjisi azalır. Bir periyotta elektronların bulunduğu enerji sayısı (n değeri) aynı kaldığı halde çekirdek yükü artar. Işte bu nedenle bir periyot boyunca- soldan sağa- atom çapı küçülür; iyonlaşma enerjisi artar. Genel eğilim 3.8 Şekilde özetleniyor.

Element I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 I8

HHeLiBBeCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa

1312

2372

520

900

801

1086

1402

1314

1681

2081

496

738

538

787

1012

100

1251

1521

419

590

5251

118157298

14849 210071457

3660 24026 328272427

4620 6223 37831 472772353

4578 7475 9445 53267 643602856

5300 7469 10990 13327 71331 840783389

6050 8408 11023 15164 17868 920383374

3952 6122 9371 12177 16238 19999 23070

4562 6910 9543 13354 16613 20117 25496

1451 7733 10543 13630 18020 21711 25661

1817 2475 11577 14482 18379 23326 27466

1577 3232 4356 16091 19806 23780 29272

1907 2914 4964 6274 21267 25431 29892

2252 3357 4556 7004 8496 27107 31720

2298 3822 5159 6540 9362 11018 33064

2666 3931 5771 7238 8781 11995 13842

3052 4420 5877 7975 9590 11343 14944

1145 4912 6491 8153 10496 12270 14206

3.5 TABLO İlk Yirmi Elementin İyonlaşma Enerjileri (kJ mol–1) Birinci ve İkinci İyanlaşma Enerjileri (kJ mol–1) Element I1 I2

1H 1312

2He 2372 5251

11Na 496 4562

12Mg 738 1451

3.8 Şekil Elementlerin İyonlaşma Enerjileri (kJ mol–1).

3. Bölüm 3.3 Periyodik Özellikler172

❑ İyonlaşma Enerjilerinde Düzensizlikler Periyodik tabloda 2A grubu (ns2) ve 5A grubu (ns2np3) elementlerinin atomla-rında özel bir kararlılık gözleniyor. 2A grubunda değerlik orbitali s, tam doludur; 5A grubunda ise p orbitalleri yarı doludur. Bu tipteki yapılara “küresel simetrik yapı” denir. Çekirdek yükü daha büyük olduğu halde borun (B) birinci iyon-laşma enerjisi berilyumunkinden (Be) küçüktür. Borda en dış elektron 2p orbi-talindedir ve bu elektron 2s orbitallerdekine göre çekirdeğe daha zayıf çekimle bağlıdır. Soy gazlarda (8A grubu) değerlik orbitalleri tam doludur ve bu nedenle nötr atomlarda küresel simetrisi en yüksek olan atomlar, soy gazların atomları-dır.

Grup : 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A

3. Periyot : 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar

I1(k.J/mol) : 490 735 580 780 1012 1005 1255 1525

3. periyottaki üç elementin iyonlaşma enerjilerine baktığımızda Al atomunun iyonlaşma enerjisinin birden düştüğü görülüyor. 3A ve 6A grubu elementlerinin atomlarında küreselliği bozan birer fazla elektron vardır. Bu nedenle 3A grubunun iyonlaşma enerjisi aynı periyottaki 2A grubundan; 6A grubununki de 5A grubundan daha düşüktür. 3.8 Şekli inceleyiniz.

3.9 Şekil İyonlaşma enerjileri (kJ mol-1). Periyodik tabloda s-bloku ve p-bloku elementlerinin iyonlaşma enerjilerinin büyüklüğü.

İyonlaşma enerjisi atar

İyon

laşm

a en

erjis

i ata

r

1A2A

3A4A

5A6A

7A8A

He2372

H1312

Li520Na

496

K419Rb

403

Cs376

Ne2081

Ar1521

Kr1351

Xe1170

Rn1037

Be899

Mg738

Ca590Sr

549

Ba503

Sc633Y

600

Lu524

Ti659Zr640

Hf659

V651Nb

652Ta

761

Cr653Mo684

W770

Mn717Tc

702Re

760

Fe763Ru

710Os840

Co760Rh

720

Ni737Pd

804Pt

870

Ir880 Au

890

Ag731

Cu746

Hg1007

Cd868

Zn906

B801

Al578Ga

579In

558Tl

589

C1086

Si786Ge

762

Sn709Pb

716 Bi703

Sb834

As947

P1012

N1402

Po812

Te869

Se941

S1000

O1314

I1008

Br1140

Cl1251

F1681

3. Bölüm 3.3 Periyodik Özellikler 173

3.7 ÖRNEK

2He, 6C, 7N, 8O, 9F atomları, birinci iyonlaşma enerjileri artacak şekilde nasıl sıralanır? Strateji İyonlaşma enerjileri bir periyot boyunca genel olarak artar, bir grup boyunca (yukarıdan aşağıya) azalır. Çözüm Önce atomların periyotlarını belirleyelim. Helyum, 1. periyottadır. Diğer ele-mentler ise ikinci periyottadır.

2He: 1s2

6C : 1s2 2s22p2

7N : 1s2 2s22p3

8O : 1s2 2s22p4

9F : 1s2 2s22p5 Nötr atomlar içinde birinci iyonlaşma enerjisi en büyük olan helyumdur. C, N, O ve F, 2. periyot elementleridir; ancak azotun elektron dizilişi p3 ile tamamlandığından yarıdolu bu yapı daha düşük enerjilidir (küresel simetri özelliği gösterir); oksijen ato-munda p3 küreselliğini bozan bir elektron olduğundan oksijenin iyonlaşma enerjisi azotunkinden küçüktür. İyonlaşma enerjisi en küçük olan C, en yüksek olan He’dir: İyonlaşma enerjileri: C < O < N < F < He

3.8 ÖRNEK

10Ne, 11Na, 16S, 18Ar, 19K atomları birinci iyonlaşma enerjileri artacak şekilde nasıl sıralanır? Streteji İyonlaşma enerjileri periyodik bir gidişe sahip olduğu için öncelikle onların periyot ve gruplarını belirlemeleyiz. Çözüm Na ve K, alkali metaldir, bunların iyonlaşma enerjileri kendi periyotlarında en küçüktür. Ne ve Ar, soygazdır, bunların iyonlaşma enerjileri kendi periyotlarında en büyüktür. K, atom çapı en büyük, dolaysıyla iyonlaşma enerjisi en düşük olandır. Ne atom çapı en küçük ve dolaysıyla iyonlaşma enerjisi en büyük olandır. K < Na < S < Ar < Ne

Geçiş metallerinde de bazı düzensizlikler göze çarpar. 3.6 Tabloda birinci seri geçiş elementlerinin ilk üç iyonlaşma enerjisi veriliyor. Bu tablodan görülen ger-çek, geçiş metallerinde birinci ve ikinci iyonlaşma enerjileri görece düşük, üçün-cüsü ise yüksektir.

3.6 TABLO Birinci Seri Geçiş Metallerinde İlk Üç İyonlaşma Enerjisi, kJ mol–1

İyonlaşma enerjileri kJ mol-1 Element I1 I2 I3

21Sc 632 1245 2450

22Ti 659 1320 2721

23V 650 1376 2873

24Cr 652 1635 2994

25Mn 716 1513 3258

26Fe 762 1563 2963

27Co 758 1647 3237

28Ni 736 1756 3400

29Cu 744 1961 3560

30Zn 906 1736 3838

174 3. Bölüm 3.3 Periyodik Özellikler

Alıştırma Aşağıdaki bağlardan hangisi daha polardır? (a) H–F, H– O; (b) Cl–F, O–F; (c) C–O, C–S Yanıt (a) H–F, (b) Cl–F, (c)C–O

3.9 ÖRNEK Aşağıdaki element çiftlerinden hengisinin daha elektronegatif olduğunu belirleyiniz. (a) Li, K; (b) H, Mg; (c) O, F; (d) Cl, I; (e) Na, N Strateji Elektronegatiflik, periyodik bir özelliktir. Buna bağlı olarak metallerin elek-tronegatifliği düşük, soygazlar dışındaki ametallerinki ise yüksektir. Çözüm (a) Lityum ve potasyım, alkali metallerdendir ve lityumun çapı daha küçük olduğu için elektronegatifliği daha yüksektir. (b) Hidrojen, ametal; magnezyum metal olduğundan, hidrojenin elektronegatifliği daha büyüktür. (c) Oksijen ve flor, ikisi de ametaldir; ama florun çapı daha küçük olduğu için onun elektronegatifliği daha büyüktür. (d) Klor ve iyot, ikisi de halojendir (ametal). Klorun çapı daha küçük olduğu için elektronegatifliği daha yüksektir. (e) Sodyum, metal; azot, ametaldir; dolaysıyla azotun elektronegatifliği daha büyüktür.

❑ Elektronegatiflik Atomlar, elektronları yoluyla kimyasal bağ oluşturur. Bu bağlanma genel olarak iki biçimde kendini gösterir: Birincisi bir çok metal-ametal bileşiğinde görülen elektron trasferidir. Yani metalden ametale elektron aktarılması olur. Böylece pozitif metal iyonları ile negatif ametal iyonları arasında elektriksel zıtlığa dayanan iyonik bağ oluşur. Ametaller arasında oluşan moleküllerde ise elektron ortaklığına dayanan kovalent bağ vardır. Aynı atomlar bağ yap-mışsa (H2 , O2 , F2 , P4 , S8 gibi) atomların ortak elektronları bağlama gücü eşit olur. Bu du-rumda atomlar bağda olmalarına karşın elektrikçe nötral kalır. Farklı atomlar kovalent bağ yapmışsa bağdaki elektronlar farklı çekirdek yüklerinin etkisi altında kalacak, elektronlar eşit paylaşılmayacaktır. Bir atomun kovalent bağ elektronlarını kendine çekme gücüne elek-tronegatiflik denir.

3.10 Şekil Elementlerin elektronegatiflikleri. Pauling’in termodinamik verilerine dayanan bu elek-tronegatiflik değerleri, bir periyot boyunca artmakta, bir grup boyunca azalmaktadır.

Alkali metallerin elektronegatifliği en düşük, halojenlerinki en yüksektir. Elektronegatiflik bir periyotta, genel olarak, soldan sağa artar (soy gazlar hariç). Bir grupta ise, yukarıdan aşağıya doğru azalır. Elementlerin elektronegatiflik değerleri 0.7–4 arasında değişir. Elektronegatifliği en yüksek olan element atomu, flora aittir. Florun elektronegatifliği 4.0 alınır ( 3.10 Şekil).

8 9 10 11 12

13 14 15 16 17

Elektronegatifliğin elektron yoğunluğu ola-rak gösterimi. F2 molekülünde elektron yo-ğunluğunun yönelimi, simetriktir. HF’de ise elektron yoğunluğu, açıkça flor atomuna doğ-rudur. Elektron yoğunluğu kayması, LiF’de daha büyüktür. Bu örneklerin de gösterdiği gibi iki atom arasındaki elektronegatiflik farkı art-tıkça onlar arasındaki bağın polarlığı da artar.

3. Bölüm 3.3 Periyodik Özellikler 175

❑ Elektron İlgisi Elektronegatiflik, kovalent bağların özelliklerini açıklamada başat rol oynar. Çünkü kovalent bağ , en uç durumda bile elektron ortaklığına dayanan bir düşüncedir. İyonik bağ ise elektron transferi yaklaşımına gerek duyar. Bu konuda ametaller için kullanılan terim elektronegatiflik değil, elektron ilgisi kavramıdır. Gaz halindeki atomun yine gaz halinde negatif yüklü bir iyona dönüşmesi sırasındaki enerji değişimine, elektron ilgisi denir. Atom (g) + elektron → iyon− (anyon, g) DE = ± Eleketron ilgisi Elektron ilgisi, adından da anlaşıldığı gibi, nötral atomun dışardan gelen bir elek-trona ne kadar ilgi duyduğunun bir ölçüsü! Buna göre, genel olarak, ametallerin elektron ilgilerinin yüksek olmasını bekleriz.

17Cl(g) + e− → Cl−(g) + 348 kJ mol–1 (DH = – 348 kJ/mol)

9F(g) + e− → F−(g) + 328 kJ mol–1 (DH = – 328 kJ/mol) Klor atomu, bir elektron alarak soygaz argonun elektron düzenine kavuşunca daha düşük enerjili konum alıyor. Buna göre klorun elektron ilgisi, yani gaz fazındaki 1 mol klor atomunun birer elektron alarak −1 yüklü iyon geçmesi sırasında 348 kJ enerji açığa çıkar. Olay ekzotermiktir ve enerji açığa çıktığı için elektron ilgisi negatif bir değerdir (DH < 0). Bazı atomların bir elektron kazan-ması enerji soğurulmasını gerektirir. Örneğin toprak alkali metallerde değerlik orbitalleri olan s orbitalleri tam doludur. Bu yapıya elektron eklemek için enerji vermemiz gerekir.

4Be(g) + e− + 241 kJ/mol atom → Be−(g)

Bu durumda olay endotermiktir ve enerji alındığı için elektron ilgisi pozitif bir değerdir ( DH > 0). 3.11 Şekilde ilk 20 elementin elektron ilgileri veriliyor.

3.11 Şekil İlk 20 elementin elektron ilgilerinin bağıl ilişkileri.

J

3. Bölüm 3.3 Periyodik Özellikler176

3.10 ÖRNEK Aşağıdaki soruları yanıtlayınız. (a) Hidrojenin elektron ilgisi,–72.8 kJ mol–1 dir. (b) Üçüncü periyotta elektron ilgisi en büyük element hangisidir? (c) Elektron ilgisi en yüksek element hangisidir? Strateji Elektron ilgisi, önemli sapmalar içeren periyodik bir özelliktir. Elektron ilgisi atomun elektron almasıyla oluşan enerji değişimidir.

Çözüm (a) Hidrojenin elektron ilgisi şöyledir: H (g) + e– → H–(g) + 72.8 kJ mol–1 (DH= –72.8 kJ mol–1) (b) 3. periyotta elektron ilgisi en düşük olan sodyum (Z=11), en yüksek olan ise klor-dur (Z=17). Sodyum, alkali metal; klor, halojendir. (c) Tüm elementler içinde elektron ilgisi en yüksek element flor değil, klordur. Cl (g) + e– →Cl–(g) + 349.0 kJ mol–1 (DH= – 349.0 kJ mol–1)

7A grubunun elektron ilgisinin yüksek olduğuna dikkat ediniz. Li

-59.6

Be

0

B

-27

C

-122

N

+7

O

-141

F

-328

Ne

(+29)

Na

-53

Mg

0

Al

-42.5

Si

-134

P

-72

S

-200

Cl

-349

Ar

(+35)

3. Bölüm 3.3 Periyodik Özellikler 177

3.11 ÖRNEK Aşağıdaki çiftlerden her birinde hangisinin elektron ilgisinin daha yüksek olması bek-lenir? (a) 53I, I–; (b) 35Br, 19K; (c) 38Sr, 88Ra; (d) 3Li, Li+; (e) 16S, 52Te; (f) 35Br, 53I Strateji Elektron ilgisi gaz fazındaki atomun elektron kabul etme isteminin ölçüsüdür. Bunun için atomun eşleşmemiş elektron içermesi gerekir. Çözüm Elektronları çiftleşmiş atom ve iyonların elektron ilgisi düşük olacaktır. (a) İyodun eşleşmemiş bir elektronu vardır. Bu nedenle onun bir elektronu istemli ola-rak alması beklenir. İyot iyonunda (I–) tüm elektronlar çiftleşmiştir, ayrıca sahip ol-duğu negatif yük bir elektronun iyona girmesini engeller. (b) Br ve K atomlarında birer çiftleşmemiş elektron vardır ve bu nedenle birer elektron kabul etmeleri bekle-nir. Ancak aynı periyottaki bu iki elementten Br atomun çapı daha küçüktür, bu ne-denle onun elektron ilgisi daha yüksektir. (c) Sr ve Ra, 2A grubundadır ve değerlik elektronları ns2 şeklinde doludur. İkisininde elektron ilgisi azdır; ancak bir kıyaslama gerekirse Ra’nın çapı daha büyük olduğu için onun elektron ilgisi daha da azdır. (d)

3Li, çiftleşmemiş bir elektrona sahipken Li+(1s2) soygaz elektron düzenindedir. Bu ne-denle lityumun elektron ilgisi daha büyüktür. (e) S ve Te, 6A grubu elementleridir; atomlarında iki adet çiftleşmemiş elektronları vardır. Te’ün çapı daha büyük olduğu için onun elektron ilgisi S’den düşüktür. Bu atomlarda birinci elektron ilgisi istemli, ikincisi (S–+ e– � S2–) negatif iyonun elektronun itmesi nedeniyle istemsizdir; yani enerji açığa çıkararak değil enerji alarak gerçekleşebilir. (f) Br ve I, 7A grubu ele-mentleridir; çiftleşmemiş birer elektronları nedeniyle elektron ilgileri yüksektir. Br’un çapı daha küçük olduğu için onun elektron ilgisi daha yüksektir.

Elektron ilgileri için daha büyük daha küçük nitelemelerini kullanmak pek doğru de-ğildir. Pozitif ve negetatif elektron ilgilerine dikkat çekmek yararlı olabilir. Örneğin al-kali metallerin elektron ilgileri negatif işaretlidir; yani alkali metal atomları, gaz fazında bir elektron alınca enerji açığa çıkar. Toprak alkali metallerden Ca, Sr ve Ba atomlarının da elektron ilgileri negatiftir. Öte yandan azot (N) atomunun elektron ilgisi pozitif işaretlidir:

N(g) + e– + 7.0 kJ mol–1 → N–(g) (DH= + 7.0 kJ mol–1) Oksijenin birinci elektron ilgisi negatif işaretli olmasına karşın ikincisi pozitif işaretlidir:

O (g) + e– →O–(g) + 141.0 kJ mol–1 (DH = –141.0 kJ mol–1) O–(g) + e– + 744 kJ mol –1 → O2–(g) (DH = + 72.8 kJ mol–1) Bu sonuç mantıklıdır; çünkü negatif yüklü bir iyona ikinci bir elektronun eklenmesinin ne denli zor olduğu anlaşılabilir. Öte yandan, bu sonuç oksijenin –2 yüklü olmasının zor olduğu görüntüsünü vermektedir. Ancak bunların olabilirliği başka enerji süreçler-leriyle birlikte olabilmektedir.

3. Bölüm 3.3 Periyodik Özellikler178

3.12 ÖRNEK

25Mn atomu ve Mn2+ iyonunun elektron dağılımlarını yazarak paramanyetik mi, diamanyetik mi olduğunu belirtiniz. Strateji Geçiş metallerinde iyonlaşma olurken önce 4s orbitallerindeki elektronlar kopar. İyonda eşleşmemiş elektron varsa paramanyetik, elektronlar eşleşmişse dia-manyetiktir. Çözüm Manganın (Z=25) elektron dağılımı, şöyledir:

Mn: 1s2 2s22p6 3s23p6 3d5 4s2

3d orbitali yarıdolu yani 5 tane eşleşmemiş elektron içerdiği için mangan elementi paramanyetiktir. Mn atomu iki elektron kaybederek Mn2+ iyonu haline geçer. Bu du-rumda 4s elektronlarını vermiştir; 3d orbitali yarıdolu olarak kalır. Bunun için Mn2+ iyonu da paramanyetiktir.

❑ Atomların Manyetik Özellikleri: Diamanyetizm ve Paramanyetizm Geçiş metallerinin iyonlaşırken orbitallerin artan baş kuant sayılarına göre sıralanması gerektiğini belirtmiştik. Başka bir deyişle örneğin Fe3+ iyonunun elektron dağılımının periyodik tablo öngörüsüne göre (Ar) 4s23d3 olması bek-lenirken nasıl olup da (Ar) 3d5 olduğunu söylüyoruz? Bunu iyonun manyetik özellikleriyle de bilebiliyoruz. Manyetik özellikleri belirleyen ise elektronların spinleridir. Pauli dışlama ilkesi, kuantum mekaniğinin temel ilkelerinden biridir ve spin konusunu açıklar. Manyetik özellikler, atomların ve iyonların manyetik alandaki davranışlarıdır ve elektron spininin bir sonucudur. Örneğin helyum atomunda eğer iki elektron yöndeş spinli olsaydı (↑↑) ya da (↓↓), bunlar bir-birinin manyetik alanlarını güçlendirirdi. Eğer böyle olsaydı, helyum gazı mık-natıslarca çekilirdi. Neden? Bir atomun veya iyonun elektronlarını spin özelliklerine göre ikiye ayırabiliriz. Tüm orbitaller tam dolu olduğunda tüm elektronlar eşleşmiştir (zıt spinli olarak). Bu durumda her elektron eşinin spinini dengelemiş ve net spininin sıfır olmasını sağlamıştır. Tüm elektronları eşleşmiş (çiftleşmiş) atom veya iyonlar güçlü mık-natıslarca çekilmez; bu özellik, diamanyetik diye anılır. Başka sözlerle dia-manyetik bir atom veya iyonda tüm elektronlar, zıt spinli olarak eşleşmiştir ve bu tür maddeler, manyetik alandan çok az etkilenir. Tersine eşleşmemiş elektronların varlığında net spin sıfır değildir. Eşleşmemiş elektron içeren atom veya iyonlar güçlü mıknatılarca çekilir; bu özellik paramanyetik diye anılır. Bir atom veya iyon, eşleşmemiş elektronlar içeriyorsa, net spin sıfır değildir ve güçlü bir mıknatıs tarafından çekilir. Lityum (3Li) atomunda eşleşmemiş bir elektron bulunur. Bunun için lityum metali paramanyetiktir. Başka sözlerle para-menyetik atom veya iyon, eşleşmemiş elektronlara sahiptir ve bunlar birbirlerinin manyetik etkilerini yok etmez. Şimdi gelelim Fe3+ iyonuna. Bu iyonda Hund kuralı gereği beş elektron beş d orbitalinde aynı spin durumunda bulunur. Beş elektronun net spin sonucu 5× (1/2) = 5/2 yani, net spin sıfır değildir. Demir (III) iyonunun alternatif elektron dağılımı, [Ar]4s23d3 dir; bu da paramanyetiktir. Fakat yalnızca üç elektron eşleşmemiş olduğu için net spin 3× (1/2) = 3/2 dir. Deneyler, bu iyonun 5/2 spinine sahip olduğunu gösteriyor. Bunun için Fe3+ iyonun elektron dağılımı [Ar] 3d54s0 şeklindedir.

3. Bölüm 3.4 Elementlerin Genel Sınıflaması 179

3.13 ÖRNEK Flor iyonu (9F–), çinko iyonu (30Zn2+ ) ve titan atomu (22Ti) türlerinden hangisi para-manyetiktir? Strateji Atom veya iyonda eşleşmemiş elektron varsa paramanyetik, elektronlar eş-leşmişse diamanyetiktir Çözüm Bir flor atomu 9 elektronludur, öyleyse flor iyonu 10 elektron içerecektir. Bu iyonun elektron dağılımı şöyledir: 1s2 2s22p6

Orbitallerin tümü dolu olduğu için flor iyonu, diamanyetiktir. Zn2+ iyonunun atası olan Zn atomu, 30 elektronludur.

30Zn: 1s2 2s22p6 3s23p6 3d10 4s2 Buna göre Zn+2 katyonunda 28 elektron vardır:

30Zn2+ : 1s2 2s22p6 3s23p6 3d10 4s0

Orbitallerin tümü tam dolu olduğu için bu iyon diamanyetiktir. Bir Ti atomu, 22 elektronludur. Temel durumdaki elektron dağılımı şöyledir:

1s2 2s22p6 3s23p6 4s2 3d2 veya [Ar]4s2 3d2

4s orbitallerindeki elektron spinleri birbirini dengelemiştir; ama 3d orbitallerindeki 2

3.4 Elementlerin Genel Sınıflaması (Metaller, Ametaller ve Yarımetaller)

❑ Metaller, Ametaller ve Yarımetaller Kimyasal davranış dediğimiz şey, atomların değişik atomlarla bağ yapmasıdır. Atomların ne gibi bir bağ yapacağı, genellikle değerlik elektronları yoluyla kes-tirilebilir. Metaller, ametaller ve yarımetaller 3.12 Şekilde gösterilmektedir.

3.12 Şekil Metaller, ametaller ve yarımetaller. Elementler, başlıca iletkenlik özelliklerine bağlı olarak metal, yarımetal (metalimsiler) ve ametal sınıflarına ayrılır. Elementlerin çoğunluğu (80 kadarı) metaldir.

1H1

2

3

4

5

6

7

1A1

4Be

3Li

11Na

19K

21Sc

37Rb

55Cs

87Fr

12Mg

20Ca

38Sr

56Ba

88Ra

23V

41Nb

73Ta

105Db

39Y

57La

89Ac

22Ti

40Zr

72Hf

104Rf

2A2

3B3

4B4

5B5

6B6

7B7

3A13

4A14

5A15

6A16

7A17

8A18

1B11

2B128 9

24Cr

42Mo

74W

106Sg

25Mn

43Tc

75Re

5B

13Al

31Ga

49In

81Tl

6C

14Si

32Ge

50Sn

82Pb

7N

15P

33As

51Sb

83Bi

8O

16S

34Se

52Te

84Po

9F

17Cl

35Br

53I

85At

2He

10Ne

18Ar

36Kr

54Xe

86Rn

71Lu

103Lr

70Yb

102No

69Tm

101Md

68Er

100Fm

67Ho

99Es

66Dy

98Cf

65Tb

97Bk

64Gd

96Cm

63Eu

95Am

62Sm

94Pu

61Pm

93Np

60Nd

92U

59Pr

91Pa

58Ce

90Th

26Fe

44Ru

76Os

28Ni

46Pd

78Pt

29Cu

47Ag

79Au

30Zn

48Cd

80Hg

27Co

10

45Rh

77Ir

8B

MetalYarımetalAmetal

107Bh

108Hs

109Mt

110Ds

111Rg

112Cn

114 118116113 115

Elementler atom numarası artacak şekilde sıralıdır.

117

3. Bölüm 3.4 Elementlerin Genel Sınıflaması180

☛ Metaller, düşük iyonlaşma ener-jilidir, periyodik tablonun sol ve orta böl-gesinde yer alır.

3.13 Şekil Bir ametal olan karbonun grafit ve elmas şekilleri

1. Metaller Metaller, periyodik tablonun sol ve orta bölgesinde bulunur ve elementlerin büyük çoğunluğunu oluşuturur. Metaller, boş değerlik orbitallerinde az sayıda elektronun dolandığı elementlerdir. Buna bağlı olarak bileşiklerinde genellikle bir, iki ve bazen üç elektron vermiş durumdadırlar. İlk metal lityumda üç proton, üç elektronla foton alış verişi yapar. Bu atomda üçüncü elektron, çekirdekten diğer iki elektrona (bunlar yakındaki mümkün uzay parçasını tamamen kullan-mış oluyorlar) göre daha uzaktadır. Bu da üçüncü elektronun diğer atomlardan gelen fotonların etkisiyle kendi çekirdeğinden kolaylıkla kopmasına yol açabilir. Çok sayıda bu tür atom bira araya gelirse, hepsi kendi üçüncü elektronunu kaybeder. Üçüncü elektronlar, atomdan atoma yüzüp durdukları bir elektron denizi oluştururlar. Bu elektron denizi, herhangi bir küçük elektrik kuvvetine (fotonlar) tepki göstererek bir elektron akımı oluşturur (lityum metalinin elektrik iletmesini anlatıyorum). Metallerin tipik fiziksel ve kimyasal özellikleri, son derece oynak olan , az sayı-daki değerlik elektronların bir sonucu olarak şöyledir:

⭐ İyonlaşma enerjileri düşüktür (800 kJ/mol atom ve daha az). Yüksek enerjili ışık (morötesi ışık)

ve ısı enerjisi ile metal yüzeylerinde kolayca elektron sökülebibilir (fotoelektrik olay ve termoi-

yonik olay).

⭐ Metaller, oynak değerlik elektronları nedeniyle elektriği ve ısıyı iyi iletir. Sıcaklık arttıkça, metal

gövdesi içindeki titreşim hareketleri ve elektron hareketlerindeki karmaşa artar; bu nedenle sı-

caklık arttıkça elektriksel iletkenlik azalır.

⭐ Ametallerle yaptıkları bileşikler iyonik bağlıdır. Halojenlerle ve asit kökleriyle (nitrat, sülfat vb...)

oluşturdukları bileşikler tuz, oksitleri ve hidroksitleri baz sınıfına girer.

⭐ Metaller, aralarında genel olarak bileşik değil, alaşımları oluşturur.

⭐ Metallerden yalnızca cıva (Hg), –39°C de erir; bunun dışındaki tüm metaller, oda sıcaklığında

(25°C de) katı haldedir. Erime ve kaynama noktası en yüksek olan element tungstendir (wol-

fram). Erime noktası 3410°C, kaynama noktası 5660°C dir.

⭐ Oynak değerlik elektronlarına çarpan ışık (fotonlar) çeşitli doğrultularda saçıldığı için metaller,

parlak görünür.

⭐ Elektron denizinde yüzen pozitif atom gövdeleri birbiri üzerinden kolayca kayabilir. Bu nedenle

metaller tel ve levha haline getirilebilir.

⭐ Oksitleri genellikle baz özelliği gösterir. (Metal oksitlerin çoğu baz, bazıları amfoter, çok az bir

kesimi de asidiktir. Onların açıklamasını 13. Bölümde yapacağız.)

2. Ametaller Periyodik tablonun sağ ve üst bölgesinde bulunan hafif elementlerdir. Soygazlar, ametallerin özel bir grubunu oluşturur; dışındaki ametaller, elektron kazanma eğilimi kaybetme eğiliminden yüksek elementlerdir. Metallarle amet-aller arasındaki bileşiklerin büyük çoğunluğunda metal atomlarından ametal atomlarına elektron trasferi olur. Elementel halleri ve kendi aralarındaki bileşiklerin çoğu moleküler yapılıdır. H2(g), C(k), N2(g), O2(g); F2(g), Cl2(g), Br(s), I2(k), At(k); P4(k), S8(k), Se(k) ve soyga-zlar (He, Ne, Ar, Kr, Xe ve Rn). Soygazlar dışındaki ametallerin yaygın molekül-leri 3.16 Şekilde gösterilmiştir.

Cu AlFe

Pb AuAg

Br C

PS

Metal (üstte) ve ametal (altta) örnekleri. Metaller-den yalnızca cıva, oda koşullarında sıvıdır, diğer me-taller katıdır.

3. Bölüm 3.4 Elementlerin Genel Sınıflaması 181

Grafit ve elmasın erime noktaları oldukça yüksektir. Elmas 3570 derecede erir. El-masın hem doğal hem de sentetik halleri vardır. Fullerenlerin C 60 molekülünden ( 3.15 Şekil ) başka C 70 , C 240 ve C 540 molekül-leri de vardır.

3.14 Şekil Fosforun iki allotropu (beyaz ve kırmızı fosfor) (fosforun üçüncü alltoropu, siyah fosfordur )

⭐ Isıyı ve elektriği iyi iletmezler (yalıtkandırlar). Bunlardan yalnızca karbonun bir allotropu olan grafit,

iyi iletkendir ( 3.13 Şekil ). Karbonun üç önemli allotropu vardır: grafit, elmas ve fullerenler.

⭐ Karbon dışındaki ametaller moleküler yapılıdır. Karbonun elmas ve grafit halleri ile silisyumla

yaptığı SiC bileşiği ağ örgülü katı – kovalent katı– grubuna girer.

⭐ Oda koşullarında katı, sıvı ve gaz halinde olanları vardır.

⭐ Tel ve levha haline getirilemezler (katıları kırılgandır).

⭐ Metal -ametal bağı iyonik, ametal - ametal bağı kovalent bağdır.

⭐ Oksitleri çoğunlukla asit özelliği gösterir.

CO2(g) + H2O(s) → H2CO3(aq)

SO3(g) + H2O(s) → H2SO4(aq)

P4O10 (k) +6H2O(s) → 4H3PO4(aq) Bu ametal oksitler, bazlarla tuz ve su oluşturur (asitler gibi):

CO2(g) + 2NaOH(aq) → Na2CO3(aq) + H2O(s) Metallerle ametallerin bazı kimyasal ve fiziksel özellikleri 3.7 Tabloda

3.15 Şekil 60 karbon atomundan oluşan karbonun yeni bir allotropu C60 molekülü. Karbon-60 molekülü, 1985’te keşfedilmiştir. Örgü noktalarındaki karbon atomları, bir futbol topu üz-erindeki beşgen ve altıgen köşelerindeki nokta-lara karşılıktır. Bir futbol topuna benzeyen bu tür moleküler yapılar, geodesic kubbenin mucidi Amerikalı mimar R. Buckminster Fuller adıyla bağlantılı olarak fullerenler olarak da anılır. Bilim adamları fullerenlerin özellikleri ve potansiyel kul-lanım alanları üzerinde etkin olarak çalışmak-tadırlar.

3.7 TABLO Metallerin ve Ametallerin Genel Karşılaştırılması

Özellik Metal Ametal

Görünüş Parlak Mat (elmas hariç).

Fiziksel hal Cıva hariç hepsi katıSoygazlar, hidrojen, flor ve klor gaz; karbon,

iyot, kükürt, fosfor katı; brom sıvı

İşlenebilirlik İşlenebilir İşlenemez (kırılgandırlar)

Elektrik ve ısı iletkenliği İyi iletken Yalıtkan (grafit hariç)

Elektron alma/verme Verme yüksek Alma yüksek(soygazlar hariç)

Oksitleri Bazik Asidik

İyon Türü Katyon Anyon

Asitlerle tepkime Verirler Vermezler

Halojenlerle İyonik bileşik oluştururlar Moleküler bileşik oluştururlar

3. Bölüm 3.4 Elementlerin Genel Sınıflaması182

3.16 Şekil Soygazlar dışındaki ametallerin çok yaygın elementel molekülleri. (a) İki atomlu moleküller, (b) çok atomlu moleküller

Flor

B C

P

F

Br Kr

Xe

l

N O

(c) Ametallerin çok yayfın bileşik molekülleri.

3. Bölüm 3.4 Elementlerin Genel Sınıflaması 183

3. Yarımetaller (Metalimsiler) Periyodik tabloda bor’dan (3A grubu) tellür'e (6A) uzanan köşegenel bant üzerinde bulunan bu elementlerin özellikleri, metallerle ametaller arasındadır. Yarımetal özellik gösteren başlıca etmenler B, Si, Ge, As, Sb, Se, Te ve Po' dur.

⭐ Elektriksel iletkenlikleri orta derecededir. Sıcaklık arttıkça bu iletkenlik de hızlı bir şekilde artar

(metallerin tersine).

⭐ Elementel halde atomların zincirleme kovalent bağlarla bağlandığı kovalent katıları (ağ örgülü

katıları) oluştururlar. Oda koşullarında tümü katı haldedir. Bunların erime ve kaynama nokta-

ları çok yüksektir. Kuartz (SiO2), 1610 derecede erir. Bazı yarımetalik elementlerin erime ve kay-

nama noktaları aşağıda virilmiştir:

⭐ Yarımetaller, ametallerle kovalent bağlı bileşikler oluştururlar. Bu bileşiklerde yarımetaller, poz-

itif değerlikli (elektronegatifliği düşük) dir. Yarımetal-ametal bileşiklerin çoğu moleküler yapılı

(BCl3, SiF4, AsH3, H2Te) olmakla birlikte, bazıları (SiC, SiO2, BN, GaAs, InSb...) ağ örgülü kova-

lent katı niteliğindedir.

⭐ Yarımetallerin çoğu oksiti, zayıf asit özelliği gösterir: B2O3 , SiO2 , GeO2 , Sb2O , SeO2 ,TeO3.

Arsenik (III) oksit (As2O3) bir metal oksit gibi bazik oksittir, arsenik (V) oksit (As2O5) ise asidik

oksittir. Selenyumun oksitlerinden SeO3 kuvvetli asit özelliği gösterirken SeO2 zayıf asit özelliği

gösterir ( 3.17 Şekil).

En (°C) Kn (°C)

B C (elmas) Si Ge Sn

2300

3550

1414

937

232

2550

4827

2355

2830

2270

1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A

Li Be

N a M g

K Ca

B C N O F

G a G e As Se Br

Rb Sr

Al Si P S Cl

In Su Sb Te I

Tl Pb

Asidik

Bazik

Amfoterik

Bi Po AtCs Ba

3.17 Şekil Bazik, amfoter ve asidik oksit veren elementler. Alkali metallerin tümü, beril-yum dışındaki toprak alkali metaller, bazik oksit verir. Be, Al, Ga, Ge, As,Sn,Sb, Pb ve Bi amfoter oksitler verir. Ametal oksitlerin büyük çoğunluğu ise asit oksit verir.

3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler”

Periyodik tablonun aynı grubundaki elementlerin atomları, değerlik elektron düzeni bakımından benzerdir. Bu benzerlik, kimyasal özelliklerde benzerliğe neden olur. Örneğin 1A grubundaki alkali metalleri düşünelim. Bunların atom-larında bir değerlik elektronu vardır ve bunu kolayca vererek hepsi tüm bileşik-lerinde +1 yüklü katyonlar halinde bulunur. A gruplarının adları, 3.8 Tabloda verilmiştir. Gruplarda genel olarak atom numarası arttıkça, atom çapına bağlı olarak meta-lik özellik artar. Örneğin 3A grubunun ilk elementi bor, yarı metaldir; ama onun altındaki alüminyum ve ötekiler metaldir.

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler”184

Grup Adı Adı Üyeleri

1A Alkali metaller 3Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 2A Toprak alkali metaller 4Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 3A/Grup 13 Bor grubu 5B, Al, Ga , In, Tl 4A/Grup 14 Karbon grubu 6C, Si, Ge, Sn, Pb 5A/Grup 15 Azot grubu 7N, P, As, Sb, Bi 6A/Grup 16 Oksijen grubu 8O, S, Se, Te, Po 7A/Grup 17 Halojenler 9F, Cl, Br, I, At 8A/Grup 18 Soy gazlar 2He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

1. Hidrojen, En Basit Atomlu Element Hidrojen, ilk olarak 1671’de İngiliz kimyacı Robert Boyle (1627-1691)tarafından gözlendi. O, demir tozlarını hidroklorik asitte çözünce yanabilen bir gaz oluş-tuğunu gözlemişti. Buna rağmen hidrojenin gözlemi Boyle’dan yaklaşık bir yüzyıl sonra Henry Cavendish’e (1731-1810) yazıldı; çünkü Cavendish, ilk kez suyun bir element değil, hidrojen ve oksijenden oluştuğunu göstermişti. Hidro-jen atomu, en basit, en hafif atom olarak ilginçtir. Bir proton ve bir elektrondan oluşmuştur. Güneş’teki (ve öteki yıldızlardaki) enerjinin kaynağı hidrojendir. Hidrojen çekirdekleri birleşerek helyum çekirdeğine dönüşür ve bu sırada muaz-zam bir enerji açığa çıkar. Bu durumu 9. Bölümde inceleyeceğiz. Ayrıca evreni oluşturan atomların çok büyük çoğunluğu, yaklaşık % 90’ı hidrojendir. Dünyamızda serbest halde çok az miktarda hidrojen bulunur; ama oksijenle bir-leşmiş halde bolca suda bulunur. Hidrojen gazı, apolar yapılı H2 molekül-lerinden oluşur, renksiz, tatsız ve kokusuzdur; moleküller arası oldukça zayıf dağılım kuvvetleri (London çekimleri) sonucu oldukça düşük bir erime nok-tasına (-259°C =14K) ve kaynama noktasına (-253°C=20 K) sahiptir. 25�C’de tüm gazlar içinde yoğunluğu en düşük olan hidrojendir: 0.089 g/dm3) Gaz fazındaki atomların yayılma spektrumları çizgi sepektrumlarıdır. Her elementin kendine özgü bir bir yayılma spektrumu olduğunu biliyoruz. 3.16 Şekilde yayılma spek-trumunun incelemesinde kullanılan bir deşarj tüpünden yayılan hidrojene özgü ışınlar görülmektedir. Hidrojen periyodik tabloda özgün ailelerden birine girmez. Birçok bileşiğinde +1 yükseltgenme basamağında bulunmakla birlikte 1A grubundaki alkali metallere benzemez. Hidrojen, ametallerdendir. İyon-laşma enerjisi oldukça yüksektir (IE = 1311 kJ/mol). Alkali metallerde iyonlaşma enerjisi en yüksek olun lityumun iyonlaşma enerjisi 520 kJ/mol kadardır. Yine hidrojenin elektronegatifliği 2.1, lityumunki ise 1.0’dir. C, N, O ve F element-lerinin elektronegatifliği ise sırayla 2.5, 3.0, 3.5 ve 4.0 tür. Hidrojenin bazı özel-likleri 3.9 Tabloda verilmiştir. Bu özellikleri sonucu hidrojen, öteki ametaller karşısında kısmen elektron verici olarak davranır. HCl, HBr, H2O, HNO3 bileşiklerinde hidrojenin yükseltgenme basamağı +1’dir; ama bu bişeliklerde iyon olmadığı unutulmamalıdır. Tüm asit moleküllerinin yapısında hidrojen atomu bağlıdır. HCN, H2SO4, HCOOH...Halo-jenlerin hidrojenli bileşikleri de asittir: HF, HCl, HBr ve HI. Bu bileşiklerde hidro-jen, polar kovalent bağla öteki atomlara bağlıdır. Hidrojen, özellikle aktif metallerle (alkali metaller, toprak alkali metaller vb.) hidrür denen bileşikleri oluşturur; bu bileşiklerde hidrür (H–) iyonları bulunur.Hidrürler, tuza benzer: LiF, NaF, MgH2, AlH3...

2Li(k) + H2(g) → 2LiF(k) Ca(k) + H2(g) → CaH2(k)

3.8 TABLO Periyodik Tabloda Önemli Gruplar

☛ Sıvı hidrojen, düşük yoğunlu-ğundan dolayı uzay mekiklerinde kullanı-lan çok önemli bir yakıttır. Uzay mekiğinde yakıt tanklarından hidrojen deposu, oksijen deposundan oldukça büyüktür.

3. 18 Şekil Hidrojen deşarj (spektrum) tüpü. Verilen akım, H2 moleküllerini parçalar ve oluşan hidrojen atomları uyarılır. Aslında hidrojenin gö-rünür bölgedeki spektrumu 4 çizgiden oluşur. En parlak çizgi kırmızı çizgi (dalga boyu 656 nm) olup deşarj anında gaz, bu hakim rengi alır. Pembe parlaklık, plazmanın ve uyarılmış hidro-jen atomlarının düzük enerjili düzeye inerkn yay-dığı ışımalardır. Gözlenen renkler, görünür bölgedeki bu renklerin bir bileşiminden oluşur.

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler” 185

Bu hidrürler suda çözündüğü zaman, hidrür iyonu kuvvetli baz rolü oynar ve bazik çözelti oluşurken hidrojen gazı açığa çıkar:

NaH(k) + H2O(s) → Na+(aq) + OH–(aq)+ H2(g) Hidrür iyonu aynı zamanda iyi bir indirgendir; örneğin, Ti(IV) iyonunu indirger ve metali serbest hale geçirir:

TiCl4(s) + 4LiH(k) → Ti(k) + 4LiCl(k) + 2H2(g) Hidrojenin en önemli eldesi, 800-900ºC’de doğal gazın (metanın) su buharıyla tepkimesidir:

CH4(g) + H2O(g) + 205 kJ/mol → CO(g) + 3H2(g) Oluşan CO’yu CO2’ye yükseltgemek ve daha çok hidrojen gazı elde etmek için ortama demir katalizör eklenir ve 200 - 450ºC dolayında aşağıdaki tepkime oluşur:

CO(g) + H2O(g) → CO2(g) + H2(g) + 42 kJ/mol

Hidrojenin bir başka elde yolu, suyun elektrolizidir. Hidrojen, soygazlar ile in-diyum ve talyum dışında bütün baş grup elementleri ile tepkime verir. Geçiş metallerinin (d-bloku elementleri) orta bölgesi hariç baş ve son kısımdakiler de hidrojen ile tepkime verir. 2. Soygazlar (Sıfırıncı Grup ya da 8A Grubu Elementleri, ns2np6, n≥2) Havada çok az oranda bulundukları için nadir gazlar, kimyasal olaylara karşı son derece isteksiz davrandıkları için de bunlara soygazlar denir. Bunların tümü bir atomlu halde bulunur. Erime ve kaynama noktaları son derece düşüktür. Oda koşullarında hepsi gaz halindedir. Bunlardan helyum, bir radyoaktif bozunma ürünüdür ve +2 yüklü iyonu alfa parçacığı olarak da anılır. Bunun için doğal gaz birikintilerinde helyuma rastlanır. Radonun (Rn) da çekirdeği dayanıksızdır ve doğada çok az miktarda bulunur. Helyum dünyada çok kısıtlı olarak bulun-masına karşın evrende hidrojenden sonra en bol olan elementtir. Helyum, düşük sıcaklıklarda alışılmamış bir şekilde davranır. Örneğin, sıcaklık ne kadar düşük olursa olsun katı ve gaz fazları asla bir arada denge bulunmaz. He atomları o kadar hafiftir ki çok düşük sıcaklıklarda bile yüksek genlikli titreşim hareketi yapar, hatta katı helyumda bile katı parçaları yanyana gelince birbirini titretir. 20 barın üzerinde basınç uygulanmazsa, helyum katılaştırılamaz. Oysa diğer bütün elementler bu sıcaklığa yaklaşırken katılaşır, örneğin hidrojen, 14 K’de katılaşır. Helyum, 1 bar basınç altında 4.2 K’de kaynar.

Atom numarası (Z) 1

Elektronik yapısı 1s1

Atom kütlesi 1.007825 g.mol-1

Elektronegatiflik 2.1

Yoğunluk 0.0899�10-3 g.cm-3 ( 20°C’de)

Erime noktası - 259.2 °C

Kaynama noktası - 252.8 °C

İzotopları 11H, 1

2D, 13T

İyonlaşma enerjisi 1311 kJ.mol-1

3.9 TABLO Hidrojenin Bazı Özellikleri

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler”186

İyonlaşma Atom Soygaz Atom Erime Kaynama enerjisi numarası kütlesi noktası noktası (k.J/mol)

2 He 4.003 –272* –269 2372

10 Ne 20.183 –249 –246 2080 18 Ar 39.944 –189 –186 1520 36 Kr 83.800 –157 –153 1351 54 Xe 131.30 –111 –108 1170 86 Rn 222 –71 –62 1037

* Helyum, normal basınçta katılaşmaz; ama 25 atm altında katılaşır.

Metaller, sıvı helyum içinde elektriksel dirençlerinin yitirir ve süper iletken özel-lik kazanır. Helyum ayrıca, keşif balonlarının doldurulmasında kullanılır. Bütün maddeler içinde kaynama noktası en düşük olanı helyumdur. Bu özelliğinden ötürü dondurucu sıvı olarak, düşük sıcaklıkla elde etmede kullanılır. Sıvı helyum, -272°C (2.2K) nın altında ilginç bir değişikliğe uğrar: Şiddetle kaynamakta olan sıvı, birden hareketsizleşir, bu sırada buharlaşma devam eder ve nihayet sonunda sıvı helyum tükenir. Buna süper sıvı denir. Bu ad, viskozitesiz akış nedeniyle ver-ilir. Bu süper sıvı, birçok gazın geçemeyeceği çok küçük deliklerden akabilir. Isıyı iletme yeteneği, bakırın oda sıcaklığındaki iletkenliğinin bin mislidir (süper iletken). Argon ve azot gazları içeren elektrik ampulleri, hem daha iyi ışık verir, hem daha uzun ömürlüdür. Neonla dolu cam ve plâstik borulardan elektrik akımı geçirildiğinde belirgin bir kırmızı renk gözlenir. Buna neon ışığı denir. 3.19 Şek-ilde deşarj tüplerinde soygazların verdiği ışık renkleri görülmektedir.

3.19 Şekil Soygazların ışığı. Deşarj tüplerinde her soygazın karakteristik renkli ışıkları elde edilir.

Kripton ve ksenon, lâzerlerde ve fotoğraf flaşlarında kullanılır. Radon (Z = 86) gazı radyoaktiftir; yeraltının derinliklerinde, radyoaktif süreçlerin ürünü olarak yer üstüne sızar. Binalarda radon ve onun bozunma ürünleri yüksek düzeyde radyasyon yayarak tehlikeli bir çevre sorunu oluşturmaktadır. Soygazların bazı özellikleri 3.10 Tabloda verilmiştir. 1960’lı yılların başına dek, soygazların bileşik oluşturmayacağı sanılıyordu. İlk başarı, 1962 yılında Neil Barlett (1932-2008) tarafından gerçekleştirildi. Barlett, ksenon(Xe) ile PtF6 arasında bir tep-kime denedi. Oda sıcaklığında bunların kırmızı katı halde XeF+Pt2F11

– (k) bileşiğini oluşturduğunu buldu. O zamandan beri XeF6, XeF2, XeO3, XeO4, XeOF4 , XeOF2 ve KrF2 , KrF4 bileşikleri elde edildi. Kimyacılar 2000 yılında çok düşük sıcak-lıklarda kararlı olan bir argon bileşiğini HArF hazırlayabilmişlerdir. He ve Ne el-ementlerinin hiçbir bileşiği henüz elde edilmemiştir; yani bu iki element tepkimeye sokulamadı. Helyumdan aşağı doğru inildikçe atom çapları, erime ve kaynama noktaları artmaktadır.

Helyum (He) Neon (Ne) Argon (Ar) Kripton (Kr) Ksenon (Xe)

3.11 TABLO Soygazların Bazı Özellikleri

Neonun ışığı. Deşarj tüplerinde her soygazın karakteristik renkli ışıkları elde edilir.

☛ Kuantum mekaniksel olayların önemli olması nedeniyle 3He ve 4He izo-toplarının düşük sıcaklıklardaki davranış-ları özel bir durum gösterir. Bu iki izotopun yalnız kütleleri değil, çekirdek spinleri de farklıdır. Çünkü 4He sıfır spin-lidir; ama 3He spini sıfırdan farklıdır. Bu iki izotopun faz diyagramları da birbirin-den farklıdır. Helyum-3, sıvı halinin en-tropisinin katı halin entropisinden düşük olması ve erimesinin ekzotermik olması gibi alışılmadık özellikler gösterir.

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler” 1873. Alkali Metaller (1A Grubu Elementleri) Li, Na, K, Rb, Ca, Fr bunlara “alkali” denmesinin nedeni Arapça’da sodyum ve potasyum karbonatlar bakımından zengin olan bitki küllerine “alkali” denme-sidir. Alkali metallerden fransiyum (Fr) un bütün izotopları radyoaktiftir, doğada bulunmaz. Ancak nükleer tepkimelerle az miktarda hazırlanabilir. Alkali metallerin, genel özellikleri şöylece özetlenebilir: Metallerin genel özellik-lerini gösterirler, elektriği ve ısıyı iyi iletirler. Ancak yumuşaktırlar, en sertleri olan lityum bile bıçakla kesilebilir. Lityum dışındakilerin erime noktası 100°C’nin altındadır. Sezyum (Cs) altın rengindedir. Diğerleri gümüş gibi parlaktır ( 3.20 Şekil). Alkali metallerin bazı özellikleri 3.11 Tabloda verilmiştir. Kendilerine en yakın soygaza göre bir fazla elektronlu olduklarından bunu ko-layca vererek bileşiklerinde daima +1 yüklü olurlar (İkinci iyonlaşma enerjileri çok yüksektir). Tepkimeye girme isteği en yüksek olan, en aktif metal ailesidir. Bütün ametallerle çok hızlı tepkimeye girerler. Soğukta bile su ile etkinleşerek, hidrojen gazı açığa çıkarırlar.

2M(k) + H2O(s) → 2MOH(aq) + H2(g) (M = Li, Na,K, Rb veya Cs)

Bu nedenle petrol eteri gibi, susuz organik sıvılar içinde saklanırlar. Etkin tep-kime güçleri nedeniyle doğada elementel olarak değil, bileşik halinde bu-lunurlar.

Alkali metal Li Na K Rb Cs

Atom numarası 3 11 19 37 55

Birinci iyonlaşma

enerjisi (kJ mol-1) 520 496 419 403 376

Erime noktası, °C 180 98 64 39 28

Kaynama noktası, °C 1347 883 774 668 679

Yoğunluğu (20°C’de) 0.53 0.97 0.86 1.53 1.87

Alev rengi karmen sarı mor mavimsi mavi kırmızısı kırmızı

Alkali metallerin ayırt edici özelliklerinden biri alev renkleridir. Örneğin bir sodyum bileşiği alevde buharlaştığında, iyonlar gaz halindeki atomlara dönüşür. Gaz halindeki sodyum atomları aldıkları enerji sonucu uyarılır (Na*) ve uyarılmış bu atomlar, temel duruma dönerken (Na) sarı ışık yayar ( 3.21 Şekil).

Na*(g)→ Na(g) + hν (λ = 589 nm; sarı ışık) Sodyum ve potasyumun alev renkleri, havai fişek gösterilerinde ve işaret fişek-lerinde kullanılır. Grupta yukarıdan aşağıya inildikçe erime ve kaynama noktası düşer. Bunun ne-deni grup boyunca atomlar büyüdükçe atomları bir arada tutan metalik bağın zayıflamasıdır.

3.12 TABLO Alkali Metallerin Bazı Özellikleri

(a) Lityum, 3Li

(b) Sodyum, 11Na

(c) Potasyum, 19K

(d) Rubidyum, 37Rb

(e) Sezyum, 55Cs

3.20 Şekil Alkali metaller (1A grubu ele-mentleri). Yukarıdan aşağıya Li, Na, K, Rb ve Cs. Grubun son üyesi fransiyum (Fr) radyoaktiftir.

☛ Alkali metaller, metallerin en aktif elektron verici ailesidir. Erime sıcak-lıkları düşüktür.

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler”188

Lityum, bazı tipik özellikler gösterir, su üzerindeki yağda yüzer. Oksijen ve azot içinde yalnızca lityum düzenli oksit ve hidrür oluşturur: Li2O ve Li3N. Yalnızca lityum, organik halojenürlerle moleküler yapılı bileşik oluşturabilir:

2Li(k) + CH3CH2Cl(g) → CH3CH2Li(k) + LiCl(k) Bu türden organolityum bileşikleri, düşük sıcaklıklarda eriyen sıvılardır. C − Li bağı polar kovalent olmasına karşın, bu sıvılar apolar yapılı çözücülerde çözünür. Li+ iyonu oldukça küçüktür ve yüksek bir yük yoğunluğuna sahiptir. Bunun sonucunda lityum tuzları kovalent karakter taşır. Sonuçta LiCl, LiBr ve LiI tuzları- Na ve K tuzlarından farklı olarak- etanol ve aseton gibi polar çözücülerde daha çok çözünür. Alkali metaller, gerek yumuşak oluşları, gerekse kuvvetli indirgen (etkin elekt-ron verici) oluşları nedeniyle yapı işlerinde kullanılmaz. Sıvı halleri nükleer reaktör merkezlerinde oluşan ısı enerjisini, dış kısımlara iletip bu enerjinin kul-lanılabilir duruma getirilmesinde iletken olarak kullanılırlar. Bunlardan sezyum (Cs), üzerine ışık düşünce, kolayca elektron demeti yayar. Bunun için Cs, foto-sellerin yapımında kullanılır (Fotoseller, ışık sinyallerini elektrik sinyallerine çe-viren araçlardır). Alkali metaller, genel olarak ametallerle, ama özellikle 6A ve 7A grubu ele-mentleri (oksijen grubu ve halojenler) ile elektriksel asimetriye dayanan iyonik bileşikler verirler.

Alkali metaller hidrojeni indirgeyerek iyonik hidrürleri oluşturur:

2M(k) + H2(g) → 2MH(k) Sodyum hidrür (NaH) önemli bir endüstriyel bazdır ve sodyum borhidrür (NaBH4 ) gibi başka indirgenlerin eldesinde önem taşır.

NaH(k) + H2O(s) → NaOH(aq) + H2(aq) Oksijen ile yanınca yalnızca lityum, Li2O bileşiğini verir. Sodyum, oksijen içinde peroksit (Na2O2) diğerleri (K,Rb,Cs) de O2− içeren süper oksit tipinde bileşik oluştururlar.

4Li(k) + O2(g) → 2Li2O(k) (normal oksit)

2Na(k) + O2(g) → Na2O2 (peroksit) 2K(k) + O2(g) → KO2(k) (süperoksit)

Süper oksit oluşumu M(k) + O2(g) → MO2(k) (M=K, Rb, Cs) Bunların H2O ile tepkimeleri de ilginçtir:

Li2O(k) + H2O(s) → 2LiOH (aq);

Na2O2(k) +H2O(s) → 2NaOH(aq) +H2O2(aq)

4KO2(k) + H2O(s) → 4KOH(aq) + 3O2(g)

3.21 Şekil Lityum, sodyum ve potasyum tuzlarının alev renkleri. Aleve konan her alkali metal iyonu, kendine özgü dalga boyunda ışık yayar.

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler” 189

Acil nefes açma ünitelerinde potasyum süperoksit, KO2(k), dışarı verilen havadaki H2O ve CO2 ile tepkimeye girerek O2 gazı açığa çıkarır. İyonik bileşikler; genellikle beyaz renkli, katı halde elektriği iletmeyen, sıvı halde ve sulu çözeltisinde ileten, erime ve kaynama noktaları yüksek bileşik-lerdir. Örneğin KCl, 1420°C’de NaCl ise 1440°C’de kaynar. Alkali metal bileşiklerinin pek çoğu suda oldukça fazla çözünür. Bunların bileşikleri deniz suyunda, acı kuyu sularında çözünmüş durumdadır. Alkaliler kuvvetli indirgen olduklarından elementel hallerini elde etmenin yolu erimiş bileşiklerinin elektrolizidir. Sodyum klorür çok önemli alkali halojenürdür. (a) Erimiş (sıvı) sodyum klorür elekroliz edilince sodyum metali ve klor gazı

elde edilir.

(b) Sodyum klorürün sulu çözeltisinin elektroliziyle, önemli endüstriyel ürün-

ler elde edilir: 2NaCl(aq) + 2H2O(s) → 2NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g)

(c) Sodyum klorür sülfürik asit ile çok önemli iki ürün verir:

2NaCl(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + 2HCl(aq)

Sodyum sülfat kağıt endüstrisinde önemlidir; HCl ise çelik, plastik, tekstil ve yemek üretiminde temel önem taşır.

Alkali hidroksitlerin önemli bir kullanım alanı, sabun ve deterjan üre-timidir. Sodyum hidroksit ağartıcı çözeltilerin eldesinde kullanılır: 2NaOH(aq) + Cl2(g) → NaClO(aq) + NaCl(aq) + H2O(s)

Sodyum karbonat, cam yapımında kullanılır. Ayrıca sudan Na2CO3 .10 H2O biçi-minde billurlaşır. Bu çamaşır sodasıdır. Sodyum bikarbonat (hidrojen karbonat) NaHCO3 ise yemek sodasının asıl maddesidir. Pişirme sırasında CO2(g) verir. Yangın söndürücü olarak kullanılır. Tüm bitki ve hayvan dokularında da sodyum ve potasyum iyonları vardır. Sodyum hücre dışı sıvıların, potasyum iyonu da hücre içinin başlıca katyon-larıdır. Sodyum iyonu (Na+), kas enzimlerinin çalışmasını azaltır ve hayvansal kasların kasılması için gereklidir. Potasyum iyonu bitkiler için de çok gereklidir. Tahıllar bir dönüm tarladan or-talama 100 gr. potasyum isterler, potasyumlu (KNO3) gübrelerin tarımda çok gerekli oluşu bu yüzdendir.Potasyum nitrat ( KNO3 ) güçlü bir oksitleyicidir ve barut ve havai fişek yapımında kullanılır.

☛ Sodyum hidrojen karbonat (NaHCO3 , sodyum bikarbonat) genellikle soda ya da kabartma tozu olarak bilinir.

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler”190

3.14 ÖRNEK LiNO3(k) ısıtılınca Li2O(k), NO (g) ve O2(g) verir. Tepkimeyi yazıp denkleştiriniz. Strateji Önce oksijen dışındaki element atomlarının (lityum ve azotun) eşitliğini sağ-lamalıyız. Çözüm Tepkimenin verilerini yazalım.

LiNO3(k) → Li2O (k) + NO (g) + O2(g) Önce H ve O dışı elementleri denkleştirmeliyiz. Bu elementler Li ve N ‘dir. Li sayısını eşitlemek için lityum nitratın başına 2 koymalıyız. Böyle olunca tepkenlerde N sayısı 2, O sayısı 6 olur. Ürünlerde bu eşitliği sağlamak için NO’nun başına 2; O2’nin başına ise 3/2 getirmeliyiz.

4. Toprak Alkali Metaller (2A Grubu Elementleri, ns2, n≥2)

Bunlara “toprak alkali” denmesi de tarihseldir. Çok eski kimyacılar (Alşimistler) bunlara “suda çözünmeyen ve ateşte değişmeyen toprak” diyorlardı. Ayrıca kireç (CaO), magnezia (MgO) gibi toprakların kalevi (bazik) tepkime vermesi de bunlara “alkali” denmesini gerektiriyordu. Toprak alkali metallerin fiziksel görünümleri 3.22 Şekilde , bazı özellikleri de 3.12 Tabloda verilmiştir. Toprak alkali metallerden radyum’un (Ra) bütün izotopları radyoaktiftir. Gru-bun başlıca karakteristikleri, iyi metalik özellik göstermeleri, alkalilerden sonra kuvvetli indirgen olmaları ve kararlı bileşiklerinde +2 yüklü iyonlar halinde bu-lunmalarıdır (berilyum hariç). Doğada elementel değil bileşik halinde bu-lunurlar, erimiş halojenürlerinin elektrolizi ile elementel halleri elde edilir. Berilyum bileşikleri dışındaki toprak alkali metal bileşikleri, büyük ölçüde i-yoniktir. Berilyumun flor ve oksijenle yaptığı bileşiklerde bile büyük ölçüde polar kovalent bağ etkindir. Bu nedenle berilyum erimiş tuzları elektriği çok az iletir. BeCl2(g)’da berilyum atomları sp, BeCl2(k)’de ise sp3 hibritleri yapmıştır (

3.23 Şekil) Toprak alkali metaller, alkalilerden farklı olarak tel ve levha haline getirilebilen ve öte yandan birçok bileşikleri suda çözünmeyen (bunların si-likatları, karbonatları, sülfatları ve fosfatları yer kabuğunda çözünmeyen yatak-lar halindedir) maddelerdir. Amfoter olan berilyum oksit (BeO) dışındaki toprak alkali oksitleri baziktir.

3.12 TABLO Toprak Alkali Metallerin Bazı Özellikleri

ElementErime noktası

(ºC)

Yoğunluk

(g/cm3)

Atomik yarıçap

(pm)

İyonlaşma

enerjisi (kJ/mol)

Berilyum (Be) 1287 1.85 90 899

Magnezyum (Mg) 650 1.74 130 738

Kalsiyum (Ca) 842 1.55 174 590

Stronsiyum (Sr) 777 2.63 192 549

Baryum (Ba) 727 3.51 198 503

(a) Berilyum, 4Be

(b) Magnezyum, 12Mg

(c) Kalsiyum, 20Ca

(d) Stronsiyum, 38Sr

(e) Baryum, 56Ba

(e) Radyum, 88Ra

3.22 Şekil Toprak alkali metaller (2A grubu elementleri). Yukarıdan aşağıya, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler” 191

Berilyumun az bulunması, pahalılığı, zehirli oluşu kullanım alanını daraltır. Gerek elementel gerek bileşik halinde son derece zehirlidir. Yine de düşük yoğunluğu dolaysıyla füze ve uydu yapımında önemli bir yere sahiptir. Bazı metallere, özellikle bakıra katılarak sertliği artırmada kullanılır. Berilyum atomları bakır atomlarını daha sıkıca birarada tutarak bakırdan daha sert ve elektriği daha iyi ileten bir alaşım oluşturur. Bu sert ve iletken alaşım, petrol rafinerileri ve hubu-bat elavatörleri gibi patlama riski olan yerlerde kıvılcım çıkartmayan aletlerin yapımında kullanılır. Berilyum, su ve hava ile tepkime vermez. BeO de su ile tepkime vermez. Diğer toprak alkali metallerin oksitleri ise hidroksitler oluşturur. BeCl2 ve BeF2 erimiş halde elektriği çok zayıf iletir, bunlar, kovalent bileşiklerdir ( 3.23 Şekil). Züm-rüt ( 3.24 Şekil), Cr3+ iyonu içeren bir berilyum bileşiğidir. Magnezyum, çok yavaş tepkime verir. Beyaz bir oksit filmiyle kaplandığı zaman mat gri renkte görünür. Mg, sıcağa dayanıklı madde olarak ve yalıtıcı tel yapımında kullanılır. MgO, yüksek bir erime noktasına sahiptir (2852�C). Bu yük-sek kararlılık, Mg2+ ve O2– iyonlarının çaplarının küçük olmasına ve bunların bir-birlerini kuvvetli elektrostatik çekimlerine dayanır. Ayrıca bu oksit, elektriği kötü, ısıyı iyi iletir. Buna bağlı olarak elektrik ısıtıcılarında yalıtkan olarak kullanılır. Yapı ve inşaat malzemesi olarak yalnız magnezyum önem taşır. Toz halindeki Mg şiddetle yanar ve parlak ışık yayar. Bundan dolayı fotoğrafçılıkta ışık kay-nağı olarak kullanılır. Mg, gerçekte hafif ve çekme kuvveti az olan bir metaldir. Alüminyum, çinko ve mangan alaşımı halinde uçak yapımında kullanılır. Alüminyum, çekme kuvvetini; çinko çalışma özelliklerini, mangan da koroz-yona karşı dayanıklılığı artırır. Gerek uçak sanayi, gerek demiryolu malzemeleri ve gerekse ev eşyaları yapımında hafifliğe duyulan ilgi magnezyum alaşımlarına önem kazandırmaktadır. Magnezyum hidroksit [Mg (OH)2], suda az çözünen bir bazdır; fakat beyaz kolloidal bir süspansiyon oluşturur, buna magnezya sütü adı verilir, mide antiasiti ve ishal önleyici olarak kullanılır. İyonları, sindirim sistemindeki suyu çekip, bağırsaklarda topladığından MgSO4, 7H2O bileşiği, tıpta epsom tuzu adıyla ishale karşı ilaç olarak kullanılır. Bağır-saklarda suyun emilimini engeller. Magnezyum klorür (MgCl2), magnezyum metalinin eldesinin yanısıra, yanmaz kereste yapımında ve yangın söndürmede kullanılır. Yine özel çimento eldesinde, seramiklerde, tekstil sanayiinde ve soğu-tucu tuzlu sularda kullanılan bileşiklerdendir. Magnezyumun en önemli bileşiği belki de klorofil (Yunanca yeşil yaprak an-lamında) dediğimiz bileşiktir. Bu büyük moleküller, Güneş ışığının enerjisini fo-tosentezde kullanır ve bitkilerin yeşil rengini verir ( 3.25 Şekil). Ca, Sr ve Ba, berilyum ve magnezyumdan çok daha etkindirler. Havada yüzeyleri oksitlenir, oksijene karşı ilgileri yüksektir. Bu nedenle çelik üretiminde, ucuz ampul yapımında ortamdaki oksijeni yakalamaları için kullanılır. Özellikle Ba daha kul-lanışlıdır.

M(k) + 2H2O(s) → M(OH)2(aq) + H2(g) (Burada M= Ba, Ca ve Sr) Ca, Sr ve Ba, oksitlerinin Al ile indirgenmesiyle elde edilir. Ca ve S, ayrıca erimiş klorürlerinin elektroliziyle elde edilir. Be ve Mg tuzlarının alev rengi yoktur. Ca, Sr ve Ba tuzları alev denemesinde iyi sonuç verir. Ca, portakal sarısı; Sr tuzlarının alev rengi parlak kırmızı, baryum tuzlarınınki ise sarı-yeşil (fıstık yeşili) dir..

3.25 Şekil Bitkilerdeki yeşil rengin kay-nağı. Bitkilerdeki klorofil (Yunanca yeşil yaprak anlamına gelen bir magnezyum bileşiği) mole-külleri, Güneşten gelen kırmızı ve mavi ışığı ab-sorplar; ama yeşil ışığı geçirir. Gözümüze yeşil ışık geldiği için bitkiler yeşil görünür.

☛ Mermer, çok kere demir iyonları ile renklendirilen kalsiyum karbonatın yoğun bir formudur.

3.24 Şekil Zümrüt. Bu değerli taş, yapısında yeşil rengi veren Cr3+ iyonları bulunan bir beril-yum bileşiğidir.

Cl Be Cl

180°

Doğrusal

Be

Cl

Be

Cl

Cl

Be

Cl

Cl

Be

Cl

Cl

Be

Cl

Cl Cl

3.23 Şekil Berilyum klorürdeki kovalent bağlar. (a) Gaz fazında BeCl2, doğrusaldır.(b) Katı fazda BeCl2, uzun zincirli polimer oluşturur.

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler”192

Kalsiyumun başlıca filizleri silikatları, karbonatları, sülfatları, fosfatları ve florür-leri. CaO temelli sıva, 4500 yıl önce Mısır piramitlerinde kullanılmıştır. Kalsiyum karbonat (limestone, CaCO3); kireç taşı, mermer ve tebeşir halinde bulunur. Deniz kabuklarının kabukları, kemikleri ve dişleri önemli ölçüde kalsiyum fos-fat, Ca3(PO4)2, içerir. Fosfat kayalarının esası da bu bileşiktir. Jips de (CaSO4 .2H2O) çok yaygın bir kalsiyum filizidir. Jips ısıtıldığında alçı (paris plâsteri) oluşur:

CaSO4 . 2H2O(k) CaSO4. 0.5H2O(k) + 1.5H2O(g)

Alçının kalıp ve döküm (heykelcilik, kabartma, tıp) işlerinde kullanılması yu-karıdaki tepkimenin tersinir (iki yönlü) olmasındandır. Alçı, su alınca jipse dö-nüşür. Hacim genişlemesi nedeniyle alçı, kalıbın şeklini alır. Kirecin söndürülmesi ile Ca(OH)2 oluşur ( 3.26 Şekil). Bundan dolayı CaO, sönmemiş kireç; Ca(OH)2 sönmüş kireç diye anılır. Tepkime aşağıdaki gibidir:

CaO(k) + H2O(s) → Ca(OH)2 + 16 kJ mol-1

Sönmüş kireç, kum ve su karışımı, tuğla duvar yapımındaki harç olarak kul-lanılır. Harç, dörtte bir oranında kireç ve dörtte üç oranında kum (büyük oranda SiO2) içerir. Tuğla önce fazla suyu emer ama sonra buharlaşma ile kaybseder. Bundan sonra havadaki CO2, katı sönmüş kireç ile tepkimeye girer.

Ca(OH)2(k) + CO2(g) → CaCO3(k) + H2O(g) Bu tepkime 2. grup için geneldir, ayrıca sanat eserlerini korumada kullanılır. Örneğin bir bir fresk çatlağı üzerine Ba(NO3)2 çözeltisi püskürtülür. Çözelti çat-lakları ve boşlukları doldurur. Sonra yüzeyi amonyak çözeltisi uygulanır. Bu çözelti bazik olduğu için çatlak ve boşluklarda Ba(OH)2 bileşiği oluşur. İşte bu bileşik yukarıdaki tepkimede gördüğümüz gibi havanın karbon dioksitiyle tep-kimeye girerek BaCO3(k) olarak katılaşır. Bu olay, freskteki güzel renkleri boz-maksızın çatlakları birbirine bağlar. CaF2 suda çok az çözünür. Fakat CaCl2 çok çözünür. Suyu büyük ölçüde tutma ilgisi olduğundan CaCl2 kurutucu veya nem çekici olarak kullanılır. Kireç Taşı, Tebeşir, Mermer: CaCO3 Kalsiyum karbonat (CaCO3) doğada tebeşir ve kireç taşı olarak bulunur. Dünyada en çok bilinen mineral, bir kalsiyum minerali olan kireç taşıdır( 3.27 Şekil). Mermer, yoğun bir kalsiyum karbonat formudur ve cilalanabilir. Kireç taşının en çok kullanıldığı alan inşaatlardır. Ayrıca kireç taşı, sönmemiş ve sön-müş kireç üretiminde, camda katkı maddesi ve metalürji işlemlerinde akı olarak kullanılır.(Akı, metal üretimi sırasında metaldeki mineralin safsızlıklarını soğu-ran ve onları serbest akışkan sıvı haline getiren maddedir.) Beyaz renkli CaCO3, pek çok ürünün yapımında kullanılır. Örneğin kağıt endüstrisinde kağıdın par-lak, düzgün, uzun ömürlü ve mürekkebi iyi emmesini sağlar. Bu bileşik ayrıca plastik, lastik, taban döşemesi, yapıştırıcı yapımının yanısıra parfümeri ve gıda imalatında dolgu maddesi olarak kullanılır. Asit giderici olarak ve kemiklerin gözenekli ve kırılgan hale gelmesine (osteoporos) engel olmak için uygulanan diyette destek maddesi olarak kullanılmaktadır. CaCO3 ısıtıldığı zaman kalsiyum oksit (yani sönmemiş kireç) ve karbon dioksit bileşiklerine bozunur. Baryum, X-ışınlarını geçirmez, bu nedenle BaSO4 röntgen çekiminde kullanılır. Baryum iyonu, aslında zehirlidir; ama mide veya üst sindirim sistemi bölgesinin “baryum sütü bulamacı” ile daha alt bölgenin “baryum şırıngası” ile sıvanması, BaSO4 ın suda çözenmemesi nedeniyle oldukça güvenlidi.

3.26 Şekil Kalsiyum hidroksit. Kalsiyum me-tali, su ile tepkimeye girerek hidrojen gazı açığa çıkarırken sulu kalsiyum hidroksit, Ca(OH)2(aq), oluşturur.

3.27 Şekil Alanya Damlataş mağarasında sar-kıtlar ve dikitler. Bazı mağaralarda görülen güzel doğal oluşumlara da kireç taşı (CaCO3) neden olur. Doğal yağmur suyu, içindeki çözün-müş CO2(g) nedeni ile biraz asidiktir ve aslında bu, bir karbonik asit, H2CO3 , çözeltisidir. Az asi-dik yer altı suları kireç taşı ile yataklarından sü-zülürken çözünürlüğü çok az olan CaCO3(k), çözünen Ca(HCO3)2 (aq) bileşiğine dönüşür. Bu çözünme süreci zamanla kiraç taşı yatağında büyük oyuklar (mağaralar) açabilir. Kalsiyum bi-karbonat, CO2 kaybederek CaCO3 oluşmasına neden olur. Bu işlem çok yavaş gerçekleşir, fakat uzun dönemde mağaranın tavanından Ca(HCO3)2(aq) damladığında, tortu halinde CaCO3(k) sarkıt oluşturur. Damlayan çözeltinin bir kısmı bozunma olmadan önce mağaranın ta-banına ulaşabilir ve kireç taşı tortusu dikit olarak adlandırılan oluşumla tabanda dikilir. Sonuçta bazı sarkıt ve dikitler, kiraç taşı sütunları halinde birleşir.

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler” 193

(a) Bor (boron), 5B

(c) Galyum, 31Ga

(d) İndiyum, 49In

(e) Talyum, 81Tl

3.28 Şekil 13. Grup/3A grubu elementleri. Yu-karıdan aşağıya B, Al, Ga, In ve Tl.

Kireç taşı, portland çimentosu (hidrolik çimento) denen ve su altında bile sertleşe-bilen çimentonun üretiminde de önem taşır. Bu çimento, kalsiyum silikat ilealüminatların kompleks karışımıdır. Uzun döner fırınlara kireç taşı, kil ve kum yüksek sıcaklıkta ısıtılır. Karışım, yavaşça aşağıya kayar, öncelikle nem ve daha hızlı bir şekilde kimyasal olarak bağlanan su uzaklaştırılır. Bu çimento köprü ayakları ve başka su altı yapılarının vazgeçilmez malzemesidir. ❑Bor Grubu 3A Grubu, (ns2np1, n≥2) : 3A Grubu ya da Grup 13 Bu grup, p bloku elementlerinin ilk grubudur. Grubun atomik ve elementel özel-likleri 3.13 Tabloda, fiziksel görünümleri 3.28 Şekilde verilmiştir. Bor, birkaç sert ve kırılgan polimorf şeklinde bulunur. Tipik olarak gri-siyah ame-talik form, yüksek erime sıcaklığında katı form veya 12 atomluk kümelerden oluşan koyu kahverengi toz hali. Bor, plastiklerin yapısına katılarak çelikten daha kuvvetli fakat alüminyumdan daha hafif, sağlam malzemeler oluşturur. Bunlar uçaklarda, füzelerde ve vücut zırhlarında kullanılır. Bor, birçok ametalik özelliğe sahiptir. Asidik oksitleri vardır ve ilginç yapılı ikili moleküler hidrürler

Borun ana kaynağı, boraks minerali (Na2B4O5(OH)4.8H2O) gibi hidratlaşmış sod-yum boratlardır. Bor bileşikleri yer kabuğunda geniş çapta dağılmışsa da bor cevherleri ağırlıklı olarak İtalya, Rusya, Tibet, Türkiye (Eskişehir) ve Kalifor-nia’nın bozkır bölgeleri gibi birkaç bölgede yoğunlaşmıştır. Galyum nitratın , Ga (NO3)3, kanser hastalarında kemikten hızlı kalsiyum kaybına yol açan hiperkal-semiyaya karşı etkin olduğu bulunmuştur. İlaçlardaki bu metal sistemine ek ola-rak cis−Platin (II) kompleksleri antitümöre karşı, altın bsileşiklerinin de artrite karşı etkili olduğu eklenebilir.

B Al Ga In Tl

Atom yarıçapı (pm) 85 143 135 167 170

İyon yarıçapı (pm) M3+ 27 53.5 62.0 80.0 88.5

Yoğunluk (g cm-3) 2.35 2.70 5.90 7.31 11.85

İyonlaşma enerjisi (kJ mol–1)

I

II

III

800

2429

3659

577

1816

2744

578

1979

2962

558

1820

1704

590

1971

2877

Elektronegatiflik 2.0 1.5 1.6 1.7 1.8

Erime noktası (K) 2453 933 303 430 576

Kaynama noktası (K) 3923 2740 2676 2353 1730

3.13 TABLO 13.Grup Elementlerinin Bazı Özellikleri

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler”194

Bor, karbonla birlikte yüksek sıcaklıkta ısıtılırsa, yüksek erime noktalı ve elmas kadar sert olan bor karbür (B12C3) oluşturur. Bu katı, karbon atomları ile birbi-rine bağlanmış B12 gruplarından oluşur ( 3.29 Şekil). Bor, beyaz ateşte amonyakla beraber ısıtıldığında, yumşak, kaygan bir toz olan bor nitrürü (BN) oluşturur:

2B(k) + 2NH3(g) → 2BN(k) + 3H2(g) Bor nitrür (BN) yapı olarak grafite benzer; fakat grafitteki karbon heksagonal düzlemlerinin yerini, birbiri ardınca sıralanmış B ve N atomlarının oluşturduğu hegzagonal düzlemleri alır. Grafitin aksine beyaz renklidir ve iletken değildir. Bor nitrür, yüksek basınç altında borazan adı verilen sert, elmasa benzeyen kris-tal bir forma dönüşür. Son zamanlarda karbonun oluşturduğu nanotüplere ben-zeyen ve yarı iletken olan ve mikroelekronikte uygulama alanları bulunan borun nitrür nanotüpleri sentezlenmiştir. BH3 molekülü boran, tepkime ara ürünü olarak mevcut olabilirse de kararlı bir molekül olarak izole edilememiştir. Molekülde B atomunun 3 elektron çiftiyle sa-rılı olduğuna, yani oktet açığı bulunduğuna dikkat ediniz. Bu tür bor bileşikleri kuvvetli Lewis asitleridir. İzole edilebilen en basit bor hidrür, diborandır: B2H6. Bu molekülde iki B atomu, iki H köprüsüyle birbirine bağlıdır. Bor, bir yarımetaldir, ama onunla aynı grupta olan elementlerin hepsi (Al, Ga, In, Tl ) metaldir. Bor, ikili iyonik bileşik oluşturmaz, oksijen gazı ve su ile tepkime vermez. Alüminyum, metalik özellik gösteren bir elementtir, ısıyı ve elektriği iyi iletir. Alüminyum havada kolayca oksitlenir

4Al(k) + 3O2(g) → 2Al2O3(k) + 3352 kJ mol-1 Oldukça ekzotermik olan bu tepkime roket yakıtlarında ve patlayıcılarda kulla-nılır. Ayrıca bu oksit tabakası metal yüzeyini örterek alttaki metalin tepkimeye girmesini önlediği için korozyona karşı dayanıklı olur ve bunun için iyi bir in-şaat malzemesidir. Alüminyumun genellikle silisyum ve bakırla alaşımı uçak yapımında kullanılır. Hafifliği ve elektriği iyi iletmesi dolaysıyla yüksek gerilim hatlarında da kullanılır. Alüminyum, düşük yoğunluğa sahip sağlam bir metal ve mükemmel bir iletkendir. Alüminyum oksit, suda çözünmez, ama hem asit hem de baz gibi davranabilir, yani hem asit hem de bazda çözünebilir. Bu tür özelliği olan oksitlere amfoter oksit denir.Yunanca amphos, her ikisi de anlamına gelmektedir.

Al2O3(k) + 6H+(aq) → 2Al3+(aq) +3H2O(s) Al2O3(k) +2OH−(aq) +3H2O(s) → 2[Al(OH)4]−(aq)

Al2O3 , alümina olarak da bilinir ve çeşitli kristal yapıları vardır. Alfa (α) alümina oldukça sert bir maddedir ve mücevherlerin yapısında bulunur ( 3.30 Şekil).

B

H

H

BH H

H H

97°

83°119 nm

131 nm

120°

Diboran, B2H6

(a) Yakut

(b) Safir

(c) Topaz

3.30 Şekil Alfa (�)-alüminanın bazı form-ları mücevher olarak kullanılır. (a) Yakut, Cr3+ iyonu içerir. (b) Safir, Fe3+ve Ti4+ iyonlarını içerir. (c) Topaz, Fe3+ iyonu içerir.

3.29 Şekil B12 yapısı. On iki bor atomu birbi-rine bağlanmıştır. Bu birimler yirmi yüzlüdür ve ikosahedron olarak adlandırılır.

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler” 195

Galyum, indiyum ve talyumun oksitleri, baz özelliğindedir. Galyum metali elektronik endüstrisinde artan bir öneme sahiptir. Çoğunlukla galyum arsenür GaAs elde edilmesinde kullanılır. Bu bileşik ışığı doğrudan elek-triğe dönüştürebilir ( fotoiletkenlik). Yarıiletken olan bu madde ışık yayan di-yotlarda ve transistörler gibi katı hal düzeneklerinde kullanılır. İndiyum, gümüşe benzeyen yumşak bir metaldir. Düşük eriyen alaşımların ya-pımında kullanılır. GaAs gibi InAs de optik düzeneklerde fotoiletken olarak ve düşük sıcaklık transistörlerinde kullanılır. Talyum bileşikleri son derece zehirlidir ve sanayide kullanılmaz. Buna karşın yüksek sıcaklık süperiletkenlerinde kullanım alanı bulmuştur. Şimdiki durumda, yaklaşık formülü Tl2Ba2Ca2Cu3O8+x olan talyum içeren seramikte süper iletken aktiflik için maksimum sıcaklık rekoru 125 K dir.

❑4A Grubu / Grup 14 Elementleri Bu grup, yaşam için en önemli element olan karbon ile modern teknoloji ve yapay zeka için en önemli element olan silisyumu kapsar. Karbon (C), bir ame-tal; silisyum (Si) ve germanyum (Ge), yarımetal; kalay (Sn) ve kurşun (Pb) me-taldir.Grubun kurşun (Pb) dışındaki bütün elementleri, elmas yapılı en az bir katı faz içerir. Kalayınki gri kalay adını alır ve oda sıcaklığında kararlı değildir. Daha kararlı faz, beyaz kalay, hayli çarpılmış sekiz yüzlü düzende en yakınında altı komşuya sahiptir. 14. grup elementlerinin bazı özellikleri 3.14 Tabloda ve-rilmiştir. Karbon Karbon, bilinen tüm kimyasal bileşiklerin neredeyse % 90 ının bileşiminde bu-lunur. Grubun çoklu bağlar oluşturan tek üyesidir. Doğal olarak karbon, kendi kimyası olan organik kimyada merkezi bir rol oynar. Karbonun en dikkate değer allotropları 3.32 Şekilde görülmektedir: elmas, grafit, karbon nanotüpler ve fullerenler. Karbon, ametallerle kovalent; metallerle iyonik bileşik oluşturur. Kar-bon ve silisyumun oksitleri asidiktir. Grafit, yerkabuğunda vardır, ayrıca endüstride kok köjmüründen sentezlenir. Kurşun kalem yapımında, pil ve endüstriyel elektrolizlerin elektrotlarını yap-mak için kullanılır. Grafit, yalnız oda sıcaklığında değil, 3 000 ˚C sıcaklık bölge-sinde ve 104 atm ve daha yüksek basınçlarda bile kararlıdır. Elmas, karbonun çok yüksek basınçlarda oluşmuş bir başka kararlı formudur. 1000-2000˚C sıcaklık aralığında ısıtılmış grafite 105 atm ya da daha yüksek bir basınç uygulanarak elmas elde edilebilir. Bu işlemde grafit, genellikle demir gibi bir metal ile karıştırılır. Bu sırada metal erirken grafit sıvı metal içinde elmasa dö-nüşür. Sonra elmas parçaları, katılaşmış metalden ayrılabilir. Yapay elmas, bir de metanın (CH4) termal parçalanması sonucu elde edilir.

CH4(g) + ısı → C(elmas) + 2H2(g) Elmas, doğadaki en sert maddedir; çelik ve diğer sert maddeleri kesme ve del-mede kullanılır. Grafit elektriği iletirken elmas iletmez; ama elmas en iyi ısı ilet-kenidir (ısıyı çabucak dağıtır). Grafit ve elmas, ağ örgülü yapıları dolaysıyla sıvı çözücülerde çözünmez; ama moleküler yapılı fullerenler, benzen gibi çözücü-lerde çözünür. Derişik sülfürik asit, çok iyi bir su çekicidir. Çay şekeri gibi karbohidratlardan H2O’daki oranlarda bütün H ve O atomları uzaklaşır ve geride saf karbon kalır ( 3.31 Şekil).

6

14

32

50

82

C

Si

Ge

Sn

Pb

4A

☛ Bor ve alüminyum halojenürler (BCl3, AlBr3...) Lewis asiti olarak davra-nır. Çünkü bu moleküllerde oktet açığı var-dır.

Çay şekeri(sakkaroz), C12H22O11

H2SO 4

Saf karbon, C

3.31 Şekil Şekerin dehidratasyonu. Sülfürik asit, çay şekerinden (sakkarozdan) suyu ayırır ve geride saf karbon kalır.

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler”196

Kimyacılar, 1985 yılında C60 molekülünü keşfettiklerinde şaşırmışlardı. C60 mo-lekülü oldukça kararlıydı, bir futbol topu gibiydi; 12 beşgen, 20 altıgen yüzeyi vardır. C60 molekülünün yapısı, düşük sıcaklıkta katıda X-ışınları kristalografi-siyle ve gaz fazında elektron kırınımıyla saptanmıştır. C60 molekülünden başka C70 , C74 ve C82 gibi çok sayıda başka fullerenler de vardır. Fullerenlerin keşfi, benzenin keşfinden sonra çok önemli bir keşifti ve yeni bir kimya alanının doğ-masına yol açtı. C60 molekülü, içine başka iyon veya molekülü alabilecek bü-yüklükte ve gelecek potansiyeli yüksek bir fullerendir ( 3.32 Şekil ). Alkali metallerle, tepkime vermektedir. Örneğin K3C60, sıcaklık 18 K altına düştüğünde süper iletkendir ve diğer bileşikler de kanser ve AIDS gibi hastalıklara karşı et-kilidir. Fullerenlerin keşfinden sonra, nanotüp denen silindir şeklinde grafit levha bü-külmeleri elde edilmiştir. Karbonun bu yeni tüp şekilleri soy gaz içinde karbon elektrotlar arasına elektrik arkı uygulayarak sentez edildi. İzoelektronik bor nit-rür (BN) nanotüplerin keşfi, heyecan verici bir başka buluştur. Son yıllarda tek çeperli nanotüpler de gözlenmiştir. Kurşun veya bizmut varlığında havada ısı-tıldıklarında bu tüplerin uçları açılmakta ve içlerine metali emmektedir. Buna karşın havasız bir ortamda bu tüpler kurşun veya bizmutla ısıtıldıklarında tep-kime olmaz. Analaşılan oksijen, tüp uçlarına seçici olarak saldırmakta ve açılan uçlara metal girmektedir. Kapalı nanotüplerin nitrik asit içinde kaynatıldıktan sonra 900˚C’ye kadar ısıtıl-ması daha saçieci bir açılma sağlamaktadır. Bu şekilde işlem gören tüpler deği-şik sulu çözeltilerden AgNO3 ve AuCl3 gibi değişik tuzları içeriye alır. Böylesi maddeler, tuzların bozunma sıcaklığına dek ısıtıldıklarında tüplerin iç yüzeyle-rinde metal toplanır. Ayrıca metal atomları, bu tüplerin içine yerleştirilebiliyor ve bunun sonucu ola-rak bir atom çapı kalınlığında teller geliştirilebiliyor. Elektronik parçaların kü-çüldükçe küçülmesi heyecan vericidir.

ElementAtom yarıçapı,

pm

İyonlaşma enerjisi,

kJ mol–1

Elektro- negatiflik

Erime noktası,

˚C

Kaynama

noktası,˚C

Karbon (6C) 77 1086

2.5 3370* –

Silisyum (14Si) 117 786 1.8 1410 2620

Germanyum

(32Ge) 122 762

1.8 937 2830

Kalay (50Sn) 140 709 1.8 232 2720

Kurşun (82Pb) 146 716 1.9 328 1760

3.14 TABLO 14. Grup Elementlerinin Bazı Özellikleri

3.33 Şekil C60 molükülü (fulleren). Fulleren molekülünün içine başka molekül ya da iyonlar yerleştirilebilmektedir.

3.32 Şekil Karbonun allotropları. Elmas, C60 molekülü, grafit ve nanotüp

grafit

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler” 197

Karbonun Oksitleri Karbonun başlıca iki oksiti vardır. Birincisi, karbon monoksit (CO), ikincisi kar-bon dioksit (CO2). Karbon monoksit, karbon (kömür) ve hidrokarbonların yan-ması sırasında oluşur:

2C(k) + O2(g) → 2CO(g) Karbon monoksit, renksiz, kokusuz, tatsız bir gazdır (en: –199˚C; kn: –192˚C). Öte yandan hemoglobin molekülüne bağlanabildiği için toksik (zehirli) bir gaz-dır. Düşük düzeyi, baş ağrısı ve uyuşukluk yapar, yüksek düzeyi ölüme götürür. Hemen her yıl yanlış soba yakımı ve kötü yakıt yüzünden Türkiye, yüzlerce in-sanını bu zehire kurban vermektedir. Karbon monoksit, karbon ve oksijen üze-rinde birer serbest elektron çifti içerir:

:C ≡ O: Bu molekül N2 ile izoelektroniktir ve reaktif olmaması gerekir. Gerçekten her iki molekül yüksek bağ enerjisine sahiptir. Bağ enerjisi C≡O için 1 072 kJ mol–1, N≡N için 941 kJ mol–1 dir. Bu iki molekülden karbon üzerindeki nükleer yük, azotunkine göre daha düşüktür ve karbon üzerindeki elektron çifti daha kolay verilebilir (Lewis bazı) durumdadır. Nitekim bazı metallerle örneğin nikel ile nikel karbonil bileşiğini (kompleksini) oluşturur:

Ni(CO)4. Karbon monoksit, birkaç ticari alanda kullanılır. Kolayca yanarak karbon diok-sit oluşturur:

2CO(g) + O2(g) →2CO2(g) DH˚= – 566 kJ İyi bir indirgen olduğu için metal oksitleri indirger, metalurji operasyonlarında kullanılır:

Fe3O4(k) + 4CO(g) → 3Fe(k) + 4CO2(g) Karbon dioksit, karbon içeren bileşiklerin bolca oksijenle yanma ürünüdür:

C(k) + O2(g) →2CO2(g) C2H5OH(s) + 3O2(g) → 2CO2(g) +3H2O(g)

Bazı karbonatlar ısıtılınca CO2 oluşur:

CaCO3(k) → CaO(k) + CO2(g) Laboratuvarda karbonatlar üzerine asit eklenerek CO2 elde edilebilir:

CO32–(aq) + 2H+(aq) → CO2(g) + H2O(s)

Büyük miktarda CO2 eldesi, etanol üretiminde şekerin fermentasyonu sırasında mümkündür. Tepkime, glukozun zimas mayası ile katalizlenmesi sonucunda etanol elde edilir:

C6H12O6(aq) → 2C2H5OH(aq) + 2CO2(g) Karbon, d-bloku metalleriyle sert ve çok kullanışlı metal karbürler oluşturur. Ör-neğin volfram karbür (WC), kesici aletlerde ve elmas üretiminde kullanılan yük-sek basınç aygıtlarının yapımında kullanılır. Sementit denen demir karbür (Fe3C), çeliğin ve döküm demirinin önemli bir bileşenidir.

(a) Karbon,6C

(b) Silisyum, 14Si

(c) Germanyum, 32Ge

(d) Kalay, 50Sn

(e) Kurşun, 82Pb

3.34 Şekil 4A grubu/Grup 14 Elementleri. Yu-karıdan aşağıya C, Si, Ge, Sn ve Pb (Fotograf-lar: Wikipedia)

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler”198

Karbon dioksit, sera etkisine adı karışan moleküllerden birisidir. Bu etkideki mo-leküller, görünen ışığın atmosferden geçmesine izin verir. Fakat kırmızı ötesi tit-reşimi soğurmaları nedeniyle yeryüzündeki ısının ışıma ile yayılmasını engeller. Yani CO2 moleküllerinin soğurma çizgileri spektrumun kırmızıötesi (infrared) bölgesindedir. Bunun için Güneş’ten gelen görünür ışık, atmosferdeki CO2 ta-rafından soğurulmaz ve Yeryüzüne çarpar ve onu ısıtır. Bunun arkasından Yer-yüzüne çarpan kırmızı ötesi dalgaları geri yayımlanır. İşte bu dalgalar, CO2 tarafından soğurulur ve uzaya kaçamaz. Böylece atmosferdeki CO2 , Güneşten gelen enerji için tek yönlü bir subap gibi davranır. Fosil yakıtların yanması, at-mosferdeki CO2 derişimini artırmaktadır. Endüstriyel baca dumanları, atmos-ferdeki CO2 derişiminin çok açık bir şekilde artmasına yol açmıştır. Sera gazları (CO2 , CH4 , N2O ve kloroflorokarbonlar) derişiminin arttığına ilişkin ciddi ka-nıtlar vardır. Silisyum Silisyum, oksijenden sonra yer kabuğunda en bol bulunan ikinci elementtir. Transistör ve diğer yarıiletken içeren cihazların yapımında saf silisyum gerekli-dir. Çünkü silisyum, ideal bir yarıiletkendir; ama transistör yapımında geniş öl-çüde germanyum kullanılır. Çünkü germanyumun saflaştırılması daha kolaydır. 1960’lardan sonra silisyumun arıtma yöntemlerinin geliştirilmesi germanyumun yarıiletken yapımındaki payını azaltmıştır. Yarıiletken saflığında silisyum eldesi için yüksek saflıktaki silisyum tetraklorür hidrojenle indirgenir:

SiCl4(g) + 2H2(g) → Si(k) + 4HCl(g) Bir başka yol da erimiş silisyum dioksitin, yüksek sıcaklıkta karbon ile indir-genmesidir

SiO2(k) + 2C(k) → Si(s) + 2CO(g) Yüksek sıcaklıkta silisyum ve azot gazının doğrudan tepkimesi S3N4 verir. Bu madde çok sert ve asaldır. Bugünkü endüstriyel araştırma projeleri pirolizle si-lisyum nitrür lifleri ve diğer şekilleri verebilecek uygun organosilisyum azot bi-leşiklerinin kullanımı üzerinde odaklanmaktadır. SiO2 karbonla ısıtıldığında CO açığa çıkar ve silisyum karbür (SiC) oluşur. Çok sert olan bu madde karborun-dum adıyla zımpara yapımında kullanılmaktadır. Grup 14 elementlerinin özel-likleri grup içinde belirgin bir şekilde değişir. Grubun ilk üyesi olan karbon( C), ametaldir. Yarı iletken davranışı gösteren silisyum ve germanyum yarı metal özelliği gösterir. Grubun altındaki kalay ve kurşun, metalik özelliklere sahiptir. Ancak s-bloku ve birçok d-bloku elementi kadar aktif değillerdir. Bunun için çelik kutular kalayla kaplanır korozyona karşı, yüzyıllardır bronz ve kurşun-kalay gibi alaşımları kullanılmaktadır. Kurşun da korozyona karşı direci dolaysıyla 2000 yıl boyunca bina içi su borusu olarak kullanılmıştır.Ancak kurşun bileşik-lerinin toksik özellikte olduğu anlaşıldığı için günümüzde artık kurşun borular kullanılmamaktadır. Kalay (Sn) ve kurşun (Pb) metaldir, birbirine benzer, her ikisi de yumşak, dövülebilir ve erime sıcaklıkları düşüktür. Her ikisi de +2 ve +4 yükseltgenme basamaklarında bulunur. Öte yandan kalay alfa ve beta fazı denen iki kristal fazda bulunurken, kurşun tek bir katı fazda bulunur. Kalayın alfa şekli (gri) ametaldir ve 13°C‘nin altında kararlıdır. Kalayın beta (beyaz) şekli ise me-taldir ve 13°C’nin üzerinde kararlıdır. Kalay, amfoter özelliklere sahiptir.

Sn(k) + 2HCl(aq) → SnCl2(aq) + H2(g) Sn(k) + 2OH−(aq) + 2H2O(s) → [Sn(H)4]−(aq) +H2(g)

3.35 Şekil Galen filizi (PbS). Kristal, değişik boyutlu küplerden oluşur (izometrik kristal).

☛ Dünyamız Isınıyor!

CO2 moleküllerinin soğurma çizgileri, spektru-mun kırmızıötesi (infrared) bölgesindedir. Bunun için Güneş’ten gelen görünür ışık, atmosferdeki CO2 tarafından soğurulmaz ve Yeryüzüne çarpar ve onu ısıtır. Bunun arkasından Yeryüzüne çar-pan kırmızı ötesi ışın dalgaları geri yayımlanır. İşte bu dalgalar, CO2 tarafından soğurulur ve uzaya kaçamaz. Böylece atmosferdeki CO2 , Gü-neşten gelen enerji için tek yönlü bir subap gibi davranır. Fosil yakıtlar yanması, atmosferdeki CO2 derişimini artırmaktadır. Bilim adamları “sera etkisi”nin önemli iklim değişikliğine yol aç-tığını belirterek bizleri uyarmaktadır.

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler” 199

Kalay, pahalıdır ve çok kullanışlı değildir; ama paslanmaya karşı dayanıklıdır. Kaplamacılıkta ve alaşım yapımında kullanılır. Kurşun, yüksek yoğunluğu nedeniyle iyi bir radyasyon kalkanıdır. Çok sayı-daki elektronu, yüksek enerjili radyasyonu absorplar. Kurşun, en çok akümüla-tör elektrotları olarak; kalay ve kurşun alaşımları ise org borusu yapımında kullanılır. Kurşunun en önemli filizi, 3.35 Şekilde görülen galendir (PbS). Kurşun Zehirlenmesi Kurşun, eski Romalılardan başlayıp yakın zamana kadar su taşımayı da içine alan tesisat işlerinde kullanılmıştır. Pişirme ve yemek takımlarında ve çömlek sırlamada da kullanılmıştır. Sömürge devrinde kurşun zehirlenmesi, “şiddetli karın ağrısıyla” kendini gösterdi. Kurşun zihirlenmesinin yavaş şekli, sinirliliğe ve zihinsel depresyona neden olur. Daha ciddi durumlar kalıcı sinir, beyin ve böbrek tahribatına götürür. Kur-şun, biyokimyasal tepkimelere zarar vererek hemoglobindeki demir içeren “ hem” grubunu çıkarır. Modern tesisat lehiminden kurşun çıkarılmış, şimdi % 95 Sn ve % 5 Sb karışımı kullanılmaktadır.

❑ 5A Grubu/15 .Grup : N, P, As, Sb, Bi Azot ve fosfor, ametal; arsenik ve antimon, metalimsi (metaloit); bizmut ise büyük ölçüde metaldir (3.36 Şekil ). Buna bağlı olarak azot ve fosforun bütün oksit-leri asidik, arsenik (III) oksit ve antimon (III) oksit amfoter, bizmut (III) oksit ise bazik oksittir. Azot, atmosferin çoğunluk bileşeni olduğundan sıvı havanın da-mıtılmasıyla elde edilir. Sıvı hava ısıtılınca azot kaynayarak (kn:−196ºC, 77 K) gaz fazına geçerken, oksijen (kn:−183ºC, 90 K) sıvı olarak kalır. Sıvı azot, hem la-boratuvarda hem de endüstride çok kulanılan bir soğutucudur. Amonyak ve yapay gübre üretiminde kullanılır. N2 (N≡N) molekülleri üçlü bağ içerdikleri için sağlam moleküllerdir, neredeyse soygazlara yakın bir inertlik gösterir. Laboratuvarda asal atmosfer görevi yapar. N2 etkin bir molekül değildir, ama bakteriler onu oda sıcaklığında indirgeyebi-lir. Yonca, fasulye, bezelye ve öteki baklagillerin kök yumrusunda atmosferdeki N2, nitrogenaz enzimi yoluyla amonyum iyonuna dönüşür. Azot kimyasının bu ilginç ayrıntısı dikkatleri üzerine çekmiş ve yeni enzim sentezleme konusundaki çalışmalara hız vermiştir. Azot, diğer 15. grup elementlerinden farklı olarak ol-dukça elektronegatiftir (EN=3.0, neredeyse klorunkine yakın). Değerlik katma-nında d-orbitali olmamasına rağmen p-orbitalleriyle çoklu bağlar yapabilir. Azot, yükseltgenme basamağı çok olan elementlerden biridir. 3.17 Tabloda örneklen-diği gibi, −3’ten (NH3) +5’e (HNO3) tüm yükseltgenme basamaklarında bulu-nabilir. Ayrıca azotür iyonundaki (N3

−) −1/3 gibi kesirli yükseltgenme basamaklarına da sahiptir. Bununla birlikte bir azot atomu dört atomdan fazla atoma bağlanamaz; fosofor atomu ise altı atoma bağlanabilir. Fosfor, azot ve potasyumla birlikte bitkilerin yaşamsal besinidir. Elementel fos-for, filizlerinden elde edilir ve hava ile etkileşmemesi için su içinde saklanır. Ele-mentel fosfor yakılınca P4O10 molekülleri oluşur. Bu da hidratlaştırılarak fosforik asite çevrilir. Fosforik asitin % 85’i gübre yapımında kullanılır. P4O10, düzgün dört yüz yapısına sahiptir ve P atomları O köprülerince tutulur. Her P atomuna 3 O atomu bağlıdır.

(a) Sıvı azot

(b) Fosforun allotropları.Soldan sağa: beyaz, kırmızı, kahverengi ve menekşe

(d) Antimon, Sb

(e) Bizmut, Bi

3.35 Şekil 15. Grup/5A grubu elementleri. Yu-karıdan aşağıya: N, P, As, Sb ve Bi.

7

15

33

51

83

N

P

As

Sb

Bi

15

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler”200

Bizmut, beş değerlik elektronundan üçünü ancak verir, yani belişiklerinin ço-ğunda +3 değerliklidir. Bizmut, boya endüstrisinde çeşitli boyaların eldesinde önem taşır. Katı bizmutun yoğunluğu, sıvısından düşüktür, buz su ilişkisinde olduğu gibi. Bu özellik nedeniyle matbaa harflerinin dökümünde kullanılır. Ka-lıba dökülen erimiş bizmut, katılaşınce büzülmez, kalıbını doldurur. Ayrıca bazı bizmut bileşikleri peptik ülser ve gastrit tedavisinde kullanılmaktadır. Bizmut (Z = 83) sonrası elementlerin hiçbirisi kararlı izotopa sahip değildir. Fakat aktinitlerden ikisi, toryum (Th, Z=90) ve uranyum (U, Z=92), çok uzun yarıö-mürlü ve doğada epeyce çok bulunan izotopları vardır. Diğerleri temelde nük-leer tepkimelerle sentezlenir ve bunların hepsi, toryum ve uranyumdan daha radyoaktiftir. Uranyum, günümüzde en çok yüzlerce ifade edilen nükleer reak-törlerde elektrik üretme amacıyla kullanılmaktadır.

Fosforun üç önemli allotropu vardır: Beyaz fosfor, kırmızı fosfor ve siyah fosfor. Beyaz fosfor, zehirli P4 moleküllerinden oluşur. P−P−P açısı 60 derece olmasına rağmen, P4 molekülleri 800ºC’ye kadar dayanabilir. Bu sıcaklığın üstünde P2 mo-lekülleri görülmeye başlar. Buna karşın beyaz fosfor, tepkime bakımından ak-tiftir ve havada kendiliğinden tutuşabilir. Öte yandan beyaz fosfor, asal atmosferde birkaç gün 300ºC’de tutulursa kırmızı fosfor elde edilir. Kırmızı fosforun yapısında birbirine bağlı P4 molekülleri bu-lunur. Normal koşullarda amorf bir katı olan kırmızı fosfor, havada kendiliğin-den tutuşmaz; ama kibrit kutularının sürtme yüzeylerinde kullanılır. Fosfor, yüksek basınç altında ısıtılırsa, siyah fosfor fazları elde edilir. Arsenik, Antimon ve Bizmut Kimyasal yönden yumşak elementlerdir. Üçünün de çok sayıda allotropu vardır. Genellikle sülfürlü filizlerde bulunur. Antimon ve arsenik, yarımetallerdir ve saf halleri çok eskiden beri bilinmektedir. Bunlar, elementel halde akülerde elektrot olarak kullanılan kurşun alaşımlarda kullanılmaktadır. Yine As ve Sb elektronik

Özellik N P As Sb

Bi

Atomik yarıçap (pm) 75 110 121 141

155

Birinci iyonlaşma enerjisi,

kJ mol–1 1402 1012 947 834

703

Elektron ilgisi, kJ mol–1 >0 –72 –78 –103

–91

Elektronegatiflik 3.0 2.1 2.0 1.9

1.9

X–X bağ enerjisi, kJ mol–1 163 200 150 120

–

X�X bağ enerjisi, kJ mol–1

941

490

380

295

192

3.16 TABLO 15. Grup Elementlerinin Bazı Özellikleri

Yükseltgenme Basamağı Örnekler +5 N2O5, HNO3 +4 NO2, N2O4 +3 HNO2, NF3 +2 NO +1 N2O, HNF2 ,

H2N2O2 0 N2 – 1 NH2OH, NH2F –2 N2H4 – 3 NH3 , NH2

–

3.15 TABLO Azotun Yükseltgenme Basamakları

☛ Fosfin (PH3 ) , amonyak ben-zeri bir bileşiktir, baz gibi davranır. Ol-dukça zehirlidir ve kemirgenlere ve böceklere karşı duman olarak kullanılır.

P4O6 ve P4O10 moleküllerinin yapısı

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler” 201

❑ 6A Grubu /16. Grup: Oksijen Grubu Elementleri Gruptaki elementler topluca kalkojenler olarak da adlandırılır. Bu adlandırma eski Yunanca’da “pirinç veren” demeye gelir. Çünkü bu elementler, doğal bakır filizlerinde bulunur ve pirinç’in (bakır içinde çinko alaşımı) çoğunluğu bakırdır. Grupta oksijen ve kükürt, ametal özellikler gösterir; aşağı doğru inildikçe tellür ve polonyumda metalik özellikler görülmektedir. 16. grubun bazı özellikleri 3.17 Tabloda verilmiştir. Oksijen yeryüzünün en bol elementidir ve atmosferin de kütlece yaklaşık dörtte birini (% 23) oluşturur. Atmosferdeki oksijenin çoğu, su üzerine Güneş ışığının fotokimyasal etkisiyle oluşmaktadır. Geri kalan ise baş-lıca fotosentez sonucu oluşmaktadır:

6CO2(g) + 6H2O(s) → C6H12O6(k) + 6O2(g) Oksijen gazı (O2), büyük oranda sıvı havanın damıtılmasıyla elde edilir. Endüs-tride özellikle çelik yapımında ve ayrıca tıpta kullanılır. Doktorlar, uyarıcı olarak ve kalpteki ağrıları dindirmek için hastaya oksijen verir. Oksijen gazı renksizdir, kokusuz ve tatsızdır. Gaz, -183ºC’de yoğunlaşır, yani sı-vılaşır. Sıvı oksijen uçuk mavi renklidir (renk, komşu molekül çiftlerini kapsayan elektronik geçişlerden kaynaklanır). Oksijen molekülü çift sayıda elektron içer-mesine rağmen paramanyetiktir, yani küçük bir mıknatıs gibi davranır ve bir manyetik alan tarafından çekilir. Oksijen molekülünde iki çiftleşmemiş elektron bulunmasına dayanan bu gerçeği molekül orbitalleri kuramı açıklar (4. Bölüm). Oksijenin allotropu ozondur (O3). Ozon adı, Yunanca koku kelimesinden gelir. Ozon mavi renkli, kararsız bir gazdır (patlayıcıdır), −112ºC’de kaynar. Molekül, açılıdır; bağ açısı 117º dir, polardır, diamanyetiktir. Ozon, doğada Güneş ışınla-rının etkisiyle stratosferde oluşur. Laboratuvarda oksijen gazı içinden elektrik akımı geçirilerek elde edilir. Onun için elektriksel ekipmanların (buji gibi) ve şimşekten sonra ortamda oluşur ve keskin bir kokuyla (yağmura eşlik eden şim-şekli fırtınadan sonraki havanın taze kokusu) kendisini duyurur. Oksijenin önemli bileşiklerinden biri hidrojen peroksittir: . Bu sıvı çok uçuk mavi renkte, sudan yoğundur (1.44 g cm−3, 25ºC’de). Erime noktası, −0.4˚C ve kay-nama noktası 152ºC’dir. H2O2, asidik ve bazik çözeltilerde iyi bir yükseltgendir. İstenmeyen atıkları, zararlı yan ürün oluşturmadan yükseltgeyebildiği için kir-lilik kontrolünde geniş ölçüde kullanılır. % 3’lük sulu çözeltisi evlerde ‘oksijenli su’ adıyla zayıf bir antiseptik, %6’lık çözeltisi saç ağartıcı olarak kullanılır. Kan ile temas edince ayrışır su ve oksijen gazına dönüşür ve yarayı temizler.

Özellik O S Se Te

Atomik yarıçap (pm) 73 104 117 143

Birinci iyonlaşma enerjisi,

kJ mol–1 1314 1000 941 869

Elektron ilgisi, kJ mol–1 −141 –200 –195 –190

Elektronegatiflik 3.5 2.5 2.4 2.1

X–X bağ enerjisi, kJ mol–1 146 266 172 126

X2−iyonunun yarıçapı, pm

140

184

198

221

3.19 TABLO 16. Grup Elementlerinin Bazı Özellikleri

Ozon molekülü (O3), açılı bir molekül-dür ve polardır.

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler”202

Kükürt Kükürt, galen (PbS), sinabar (sülyen)(HgS), demir pirit (FeS2) ve sfalerit (ZnS) gibi doğal filizlerde bulunur. Demir pirit, altın metaline aldatıcı benzeyişi sebebiyle, ahmak altını olarak da bilinir ( 3.37 Şekil). Kükürt, H2S üzerine bakterilerin et-kisiyle oluşan, doğal element yatakları halinde de bulunur. Kükürt doğal ele-ment kaynaklarından, metal sülfür filizlerinden, yüksek oranda kükürt içeren sıvı veya gaz hidrokarbonlardan elde edilir. Oksijenin aksine, orbitallerinin zayıf pi (π) örtüşmesi nedeniyle, kükürt ve diğer üyeler çift bağ yerine tek bağı yeğler. Bunun sonucu olarak daha büyük mole-küllere veya uzantılı yapılara dönüşür, bunun için oda sıcaklığında katıdırlar. Yüksek sıcaklıklarda oluşan kükürt buharı kısmen temelinde O2 ye benzeyen üçlem yapılı ve çift bağlı paramanyetik S2 moleküllerini içerir. Oda sıcaklığında elde edilebilen kükürdün tüm kristal şekilleri Sn halkları içe-rir. Yayagın ortorombik polimorf, S8 , taç şeklinde sekiz atomlu halkalardan olu-şur, ama 6 ile 20 atomlu kristal yapılı halkalar sentezlenebilir. Ortorombik kükürt 113˚C’de erir; sarı renkte olan sıvı 160˚C’nin üzerinde koyulaşır ve kükürt hal-kaları kırılıp açıldıkça ve polimerleştikçe daha vizkozlaşır. Oluşan sarmal (helis ) şeklindeki Sn polimerleri erimiş kütleden çekilerek yarı kararlı kauçuk benzeri madde-ler oluşur.

Kükürdün endüstriyel önemi büyüktür. Üretilen kükürdün çoğu yine endüstri-yel önemi büyük olan sülfürik asit yapımında kullanılır. Bir kısmı da vulkanize kauçuk üretiminde kullanılır. Elementel kükürt taça benzeyen S8 moleküllerin den oluşmuştur ( 3.38 Şekil) , sarı renkli, hemen hemen kokusuz bir katıdır. Monoklinik kükürt ısıtıldığında, 119ºC’de hareketli S8 halkalarından oluşan saman sarısı renkte bir sıvı oluşur. Sıcaklık 160ºC kadar yükselince halkalar açı-lır ve uç uca bağlanan dağınık zincirler oluşur. Bu aşamada vizkozite artar. Yük-sek sıcaklıklarda ise S8 zincirleri koyu kırmızı renkli bir sıvı oluşturan S2 ve S3 moleküllerine parçalanır ve vizkozite düşer (S2 molekülleri, O2 molekülleri gibi paramenyetiktir). 445ºC’de sıvı kaynar ve kükürt buharı oluşur. Kükürt dioksit (SO2) , sülfüroz asitin ve kükürt trioksit (SO3), sülfürik asitin an-hidritidir.

SO2(g) + H2O(s) → H2SO3(aq) SO3(g) + H2O(s) → H2SO4(aq)

İyot dışındaki tüm halojenler, kükürtle doğrudan tepkimeye girer. Kükürt, flor içinde kendiliğinden tutuşur ve renksiz, kokusuz, tatsız, zehirli olmayan, termal olarak kararlı, çözünmeyen kükürt hekzaflorür SF6 gazını oluşturur. Kükürt ato-munun büyük yükseltgenme basamağına rağmen SF6 iyi bir yükseltgen değildir. Bu durum, S atomunu saran ve elektron aktarımını zorlaştıran F atomlarından kaynaklanır. SF6 nın iyonlaşma enerjisi çok yüksektir, çünkü elektronegatifliği en yüksek element olan flordan elektron ayrılması gerekir. Çok şiddetli elektrik alanlar bile flordan elektron koparamaz, bunun için SF6 gaz fazında havadan daha iyi bir yalıtkandır. Yüksek voltaj güç hatlarının şalterlerinde kullanılır.

3.38 Şekil S8 molekülleri. Sarı renkteki elementel kükürt, taç şek-lindeki S8 moleküllerinden oluşur

☛ Grup 16 elementleri için su hariç H2E yapısındaki bileşikler, kötü ko-kulu ve zehirli gazlardır. Zehirleme çok sinsice olur; çünkü bu gazlar koku alan si-nirleri felce uğratır ve kokuları kısa süre sonra hissedilmez olur.

Kükürt heksaflorür (SF6 ) molekülü

3.37 Şekil Demir pirit (FeS2 ). Bu bileşik aynı zamanda yalancı altın olarak da bilinir. Altın, daha yoğundur; ama piritten daha yumşaktır.

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler” 203

Kükürt klor ile doğrudan tepkime verir. Ürünlerden biri dikükürt diklorür (S2Cl2) pis kokulu sarı renkli bir sıvıdır, vulkanize kauçuk üretiminde kullanılır. Hidrojen sülfür (H2S), çürük yumurta kokusundan tanınan gazdır: Proteinler, kükürt içerir ve bozunduğu zaman işte bu pis kokulu gaz açığa çıkar. Hidrojen sülfür, yeraltı gaz rezervlerinin keskin kokusunun de sebebidir. H2S, suda çö-zünür ve bu çözelti suda çözünmüş hava ile yükseltgenme sonucu oluşan kol-loidal dağılmış küçük kükürt tanecikleri sebebiyle zamanla bulanır. H2S, zayıf diprotik asittir. Selenyum ve Tellür Selenyum ve tellür, yumşak elementlerdir; sülfür filizlerinde bulunur. Her iki-sinin de birçok allotropu vardır. Özellikleri kükürde benzese de metalik özellik-leri ağır basar; çünkü kükürt ametaldir, elektriksel yalıtkandır, ama selenyum ve tellürün ikisi de yarı iletkendir. Tellür bileşikleri çok kullanılmadığı halde selen, doğrultmaçların (alternatif akımı doğru akıma çeviren aletler) yapımında kullanılır. Selenyumun yaygın şekli amorf siyah selenyumdur. Selenyumun ilet-kenliği, ışık varlığında artar, bunun için fotoelektrik cihazlarda (kameralardaki fo-tosellerde), ışık ölçerlerde ve fotokopi makinelerinde kullanılır. Selenyum, ayrıca kanser tedavisinde yeni umutlar vaat etmektedir. Selenyum ve tellür bileşikleri cama istenen rengi vermek için katkı maddesi olarak da kullanılır. Tellür ve polonyumun ikisi de zehirlidir; ancak polonyum radyoaktifliği nede-niyle daha yüksek bir toksitiye sahiptir. Polonyum, çok az bulunan radyoaktif bir metaldir ve pratik kullanım alanı sınırlıdır. ❑7A Grubu/17. Grup Elementleri Halojenler Halojen, Latince “tuz oluşturan” anlamına gelir. Bunların metallerde oluşturduğu bileşikler, kimyada “tuz” diye anılır. Halojenler, tipik bir ametal ailesidir. Başlıca özellikleri, hepsinin 7 değerlik elek-tronlu olması, elementel halde 2 atomlu, kovalent bağlı (X2) moleküller oluştur-maları, elektron kazanma eğilimlerinin yüksek olmasıdır. Halojenlerin bazı özellikleri 3.18 ve 3.19 Tablolarda verilmiştir. Grubun sonundaki astatin (At), radyoaktiftir ve doğada pek az miktarda bulunur. Bizmut çekirdeğinin alfa tanecikleri ile bombardımanından elde edilmiştir.

Elektron Atomik İyonlaşma İyonik İlgisi Elektro-

Atom numarası yarıçap (pm) enerjisi (kJ mol–1) Yarıçap (pm) (kJ mol–1) negatiflik

9F : 71 1681 133 328 4.0

17Cl : 99 1251 181 349 3.0

35Br : 114 1140 196 325 2.8

53I : 133 1008 220 295 2.5

3.18 TABLO Halojenlerin Bazı Özellikleri

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler”204

Fiziksel Renk Erime Kaynama Bağ Bağ enerjisi hal noktası(°C) noktası(°C) uzunluğu,pm kJ mol�1

F2(g) Uçuk sarı –220 –188 128 155

Cl2(g) Yeşilimsi sarı –101 –34 200 242

Br2(s) Koyu kırmızı –7.3 59 228 193

I2(k) Parlak menekşe 113 184 266 151

3.19 TABLO Halojen Moleküllerinin Fiziksel Özellikleri

3.19 Tabloda görüldüğü gibi grup boyunca yukarıdan aşağıya inil-dikçe erime ve kaynama noktaları artmaktadır. Halojen serisinde F2’dan I2’a doğru elektron sayısı arttığı iç in London çekimleri de artar, bunun sonucu olarak erime ve kaynama noktaları da yükselir. (London çeki-mini açıklaması için 5. Bölüme bakınız.) Flor, oldukça düşük bir bağ enerjisine sahiptir ve bu nedenle de kimyasal olarak oldukça etkindir. Nitekim flor, hiç bir elemente elektron vermeyen; fakat soy gazlar (Kr ve Xe) dahil hemen tüm elementlerden elektron alabilen ve bileşikle-rinde hep −1 değerlikli olan tek elementtir. Bundan dolayı flor, kimyasal bağ-larda ortak elektronları kendine en çok çeken, yani elektronegatifliği en yüksek elementtir. Su ile tepkimeye girerek oksijen gazını açığa çıkarır:

2F2(g) + 2H2O(s) → 4HF(aq) + O2(g) Gerçekte flor ile su arasındaki tepkime daha karmaşıktır. Yukarıdaki tepkime olanaklı durumlardan birini gösterir. Benzer şekilde klor da etkindir. Örneğin klor gazı (Cl2), Br– ve I

– iyonlarından elektron alabilir:

Cl2(g) + Br–(aq) → 2Cl–(aq) + Br2(s)

Cl2(g) + I–(aq) → 2Cl–(aq) + I2(k)

Br2(s) + 2I –(aq) → 2Br–(aq) + I2(k)

❍Halojenlerin Bileşikleri Halojenler, kendi aralarında da bileşik oluşturur. Cl, Br ve I, merkez atomu olarak çevrelerine 3, 5, 7 flor atomu bağlayabilir. ClF3, ClF5 ; BrF5, IF5, IF7 gibi. Elektronegatiflik farkı dolaysıyla bu bileşiklerde flor –1 değerliklidir. Bileşiklerinde alabildiği yükseltgenme basamakları

F : −1, Cl : −1,+1, +3, +4, +5, +6, +7 Br : −1, +1, +3, +4, +5, +6 I : −1, +1, +3, +5, +7

3.39 Şekil Halojenler. Flor (F2), klor(Cl2), brom (Br2) ve iyot (I2)

Halojenler, elementel halde iki atomlu moleküllerden oluşur. F2, Cl2, Br2, I2, At2. Bu moleküller, her bir atomun oktetini tamamladığı kovalent bağlı, apolar moleküllerdir. Elementel haldeki fiziksel halleri ve karakteristik renkleri 3.39 Şekilde görülmektedir. 3.19 Tablo, halojenlerin bazı özelliklerini göstermektedir.

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler” 205

❑ Geçiş Metalleri Periyodik tablonun d- ve f -bloklarında bulunan elementlere geçiş elementleri denir. Geçiş elementlerinin tümü metaldir. Çoğu elektriği iyi iletir, dövülebilir, çekilebilir, parlaktır ve gümüş beyazı renktedir ve baş grup elementlerine göre daha yüksek erime ve kaynama noktasına sahiptirler. Bunlar s blokunun oldukça aktif metalleriyle (alkali ve toprak alkali metallerle), 2B grubunun (12. grubun), aktifliği çok düşük metalleri (Zn , Cd , Hg) arasında bir geçişi temsil eder ve bu yüzden onlara geçiş metalleri denmiştir. Bu metallerin bazı özellikleri 3.20 Tabloda verilmiştir. Demir (Fe) ve bakır (Cu), Taş Devri’nden itibaren uygarlığın gelişimine katkı yapmış, zamanımızda da en önemli endüstriyel metallerdendir. Demirle bir-likte V, Cr, Mn, Co, Ni, Mo ve W, çelik üretiminde kullanılır. Bu metaller yeni teknolojilerde de önem kazanmıştır. Söz gelimi titan uzay araçları endüstrisinin yanısıra dişçilik ve ortopedide kullanılmaktadır. Çünkü titanyum çok dayanık-lıdır ve kemiklerle çok iyi uyum sağladığı için protez maddesi olarak geniş ölçüde kullanılmaktadır. Vanadyum petrokimya endüstrisinde ve sülfürik asit eldesinde katalizör olarak kullanılır. Gümüş, platin ve altın metalleri az bulun-maları, görünüşleri ve dayanıklıklılları ile değerli metallerdir. Gümüş (Ag) ve bakır (Cu), elektriği oda sıcaklığında en iyi ileten iki geçiş metalidir. Kimya endüstrisinde yaklaşık yüzde 90 madde üretimi, katalizörle olur. Geçiş metal-leri, bu konuda yetenekli elementlerdir. Örneğin nikel, sıvı yağların hidrojenle doyurulmasında; Pt, Pd ve Rh, otomobillerin katalitik konvertörlerinde kul-lanılır. Öte yandan bazı d-bloku metallerinin bileşikleri, boyar madde üretiminde, Güneş ışığının elektriğe dönüştürülmesinde, kanser tedavisinde ve yükseltgen olarak kullanılmaktadır. Gümüş bileşikleri, fotoğrafçılığın başlıca maddeleridir.

Klorun oksiasitleri HClO Hipokloröz asit

HClO2 Kloröz asit HClO3 Klorik asit

HClO4 Perklorik asit

Halojenlerin metalli bileşikleri tuz, hidrojenli bileşikleri ise en önemli anorganik asitlerdir. Tuzlar, iyonik yapılı bileşiklerdir; yani yapılarında metal iyonları ve halojin iyonları (F�, Cl�, Br �, I�) bulunur. Halojenür iyonları, periyodik tabloda kendini izleyen soygaz atomu ile izoelektroniktir.

Halojen asitleri içinde HF, bir zayıf asittir, yani suda kısmen iyonlaşır; HCl, ve HBr ve HI ise kuvvetli asitlerdir; yani suda tamamıyla iyonlaşan asitlerdir.

Saf hidrojen halojenür adı Halojen asitlerinin sulu çözelti adı

HF : Hidrojen florür HCl : Hidrojen klorür HBr : Hidrojen bromür HI : Hidrojen iyodür

HF(aq) : Hidroflorik asit, HCl(aq) : Hidroklorik asit, HBr(aq) : Hidrobromik asit HI(aq) : Hidroiyodik asit

Halojenlerin oksiasitleri de önemlidir. Klorun oksi asitleri şunlardır: HClO, HClO2, HClO3, HClO4. Brom ve iyotun HXO2 tipindeki oksi asitleri yoktur; diğer türler vardır.

3.13 ÖRNEK Kimyada en kuvvetli asit olan perklorik asit (HClO4) molekülünde klorun yükselt-genme basamağı kaçtır? Çözüm Hidrojen +1, dört oksijein herbiri -2 değerlikli olduğundan (+1–8) toplamını nötürleşmek için klorun +7 değerliğinde olması gerekir.

Geçiş metalleri (d bloku elementleri)

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler”206

Atomik Serbest İyonlaşma Element d En Kn yarıçap atomda enerjisi

(g cm–3) (ºC) (ºC) (pm) e düzeni (kJ mol–1)

21Sc 2.99 1541 2831 164 [Ar]3d14s2 631

22Ti 4.50 1668 3287 147 [Ar]3d24s2 658

23V 5.96 1910 3380 135 [Ar]3d34s2 650

24Cr 7.20 1907 2670 129 [Ar]3d54s1 653

25Mn 7.20 1246 1962 137 [Ar]3d54s2 717

26Fe 7.86 1538 2750 126 [Ar]3d64s2 759

27Co 8.90 1495 2870 125 [Ar]3d74s2 758

28Ni 8.90 1455 2730 125 [Ar]3d84s2 737

29Cu 8.92 1083 2567 128 [Ar]3d104s1 746

3.21 TABLO Birinci Seri Geçiş Elementlerinin Bazı Özellikleri

Çağdaş yaşamımızın önemli aracı renkli televizyon ekranları, f-bloku element-lerinin bileşiklerini (lantanit oksit) içerir. Yine Fe3O4, amonyak sentezinde; V2O5, sülfürik asit eldesinde -kükürt dioksitin (SO2 ) kükürt trioksite (SO3 ) yüksetl-genmesinde- kullanılır. Atom Yarıçapları (Metalik Yarıçaplar)

3.40 Şekil Geçiş metallerinde atom yarıçapları (pm). Dördüncü periyot geçiş metallerinin atom yarı-çapları (mavi), aynı gruptaki diğer periyot elementlerinden daha küçüktür. Bu durum, beşinci periyot

(siyah) ve altıncı periyot(kırmızı) metalleri arasında görülmez. Lantanit dizisinde büzülme vardır. Birinci seri geçiş elementlerine baktığımızda Sc ve Ti dışındaki geçiş metalleri-nin atomik yarıçaplarının birbirine yakın olduklarını görürüz. Birbirini izleyen geçiş metallerinde çekirdek yükü artarken iç elektron kabuğunda elektron sayısı arttığı için bu durum atomik hacimde önemli bir fark doğurmaz. Birinci seri geçiş metalleriyle aynı grupta bulunan ikinci ve üçüncü seri geçiş elementlerine bakacak olursak, aralarında önemli farklar olduğunu görürüz. 16. grup elementleri olan 24Cr, Mo ve W üçlüsüne bakarsak, molibdenin atom çapı, beklendiği gibi kromdan büyüktür; ama W ile aynıdır (yani daha büyük değil-dir) ( 3.40 Şekil). 6. periyotta atom numarası 57 olan lantanla başlayan lanta-nitler, onun altında 7. periyotta ise atom numarası 89 ile başlayan aktinitler yer alır.

La

Y

Sc

Ti

Hf

Nb

Mo TcRu Rh

Pd

Ag

Cd

V

Cr Mn Fe Co NiCu

Zn

Zr

Ta

W ReOs

Ir PtAu

Hg

Ato

mya

rıça

pı(p

m)

Atom numarası artıyor120

130

140

150

160

170

180

190

☛ Platinin (Pt, Z=78) kare düzlem ya-

pısındaki bir kompleks bileşiği kanser tedavi-

sinde kullanılmaktadır. Bu bileşik,

cis-PtCl2(NH3)2 , bakteriyel bölünmeyi dur-

durucu özellik göstermektedir. Bileşik, hızlı ge-

lişen (hızla bölünen) tümör hücrelerinin DNA

sına saldırır. Tıp çevrelerinin cisplatin dediği bu

kompleks kanserden % 5 olan yaşama şansını

tedaviyle % 80 üzerine çıkarmıştır. Bu başarı,

platin kemoterapisinin etkinliğini artırmak ve

genişletmek amacıyla çok sayıda platin (II) ve

platin (IV) kompleksinin denenmesine yol aç-

mıştır.

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler” 207

6. periyotta 6s, 4f, 5d ve 6p orbitallerine elektron gireceğinden bu periyotta top-lam olarak 32 element bulunur. Lantanitler, 6. periyotta s ve d blokları arasında bulunan elektropozitif metaller grubudur. Bu elementlerde 4f orbitallerinin yavaş yavaş doluşu, onların kimyasal özelliklerinde ciddi bir değişmeye yol açmaz. Hatta çok daha ilginç olan şey, 4f orbitalleri dolan lantanit dizisinde atom yarıçapları az da olsa küçülür. Bu durum, lantanit dizisinde ( Z= 58 – 71) açıkça gözlenir ve bu, lantanit büzülmesi olarak vurgulanır. Yani lantanitler, kimyasal özellik bakımından birbirine benzer. Benzer durum, 7. periyot için de geçerlidir. Atom numarası 89 ile başlayıp 103 ile biten aktinitler, benzer özellikler gösterir. Bu elementlerin tümü radyoaktiftir. Aktinyum (Ac, Z=89) nobelyuma (No, Z=102) kadar 14 elementte 5f orbsitalleri dolmaktadır. Bunlar lantanitlere benzer. Bununla birlikte aktinitlerin kimyası, lantanitlerin tekdüzeliğini sergilemez.Yay-gın yükseltgenme basamakları +3 tür. Yükseltgenme Basamakları Geçiş metallerinin çoğu, değişik yükseltgenme basamaklarında bulundukları bileşikler verir. Birinci sıra geçiş metallerini (4. periyot geçiş metalleri) dikkate aldığımızda her şeyden önce 4s elektronlarını vererek iyonlaştıklarını görürüz. Buradaki 10 geçiş metalinin yalnızca ikisinde 24Cr ile 29Cu’da 4s orbitali bir elektronludur; kalan sekiz metal iyonunun atomlarında 4s orbitalleri 2 elektronludur. En büyük yükseltgenme basamağı, grup numarasını geçemez ve bu sınırda yük-seltgenme basamağı içeren elementler V, Cr ve Mn dir.

+7 +6 +6 +6

+5 +5 +5 +5 +5 +4 +4 +4 +4 +4 +4 +4 +3 +3 +3 +3 +3 +3 +3 +3 +2 +2 +2 +2 +2 +2 +2 +2

+1 Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu [Ar] [Ar] [Ar] [Ar] [Ar] [Ar] [Ar] [Ar] 3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2 3d64s2 3d74s2 3d84s2 3d104s1

Yukarıda birinci seri geçiş metallerinin yükseltgenme basamakları veriliyor. Koyu renkte yazılanlar, en çok rastlanan yükseltgenme basamaklarıdır. Bu elementlerin en yüksektgenme basamakları sırasıyla +5, +6 ve +7dir. Yine de genel olarak birinci sıra geçiş metalleri düşük yükseltgenme basamaklarını yeğler. 8. grupta bulunan Fe, grup numarası kadar yükseltgenmezken, üçüncü sıra geçiş elementi olan ve aynı grupta bulunan osmiyum, OsO4 bileşiğinde +8 yükseltgenme basamağındadır. Geçiş metallerinin bileşikleri hem iyonik hem de kovalent karakterdedir. Genellikle düşük yükseltgenme basamağındakiler iyonik, büyük yükseltgenme basamağın-dakiler ise kovalenttir. Örneğin manganın iki oksitinden MnO, 1785ºC de eriyen, iyonik bağlı, yeşil renkte bir katı iken; Mn2O7 , moleküler yapıda, oda sıcaklığında kaynayan, koyu kırmızı renkli, patlayıcı özellikte olan yağımsı bir sıvıdır.

3. Bölüm 3.5 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler”208

Renk ve Manyetizma Geçiş metallerinde kısmen dolmuş d orbitallerindeki elektron geçişleri, bu element bile-şiklerinin katı halinde ve çözeltilerinde renkli olmasını sağlar. Baş grup metallerinin bi-leşiklerinde elektron geçişleri olmadığı için onların bileşikleri renksizdir. Bir madde üzerine düşen görünür ışığın tamamını soğurursa siyah, görünür ışığı hiç soğurmazsa beyaz ya da renksiz görünür. Bir madde diğer renkleri soğurup sadece yeşil bileşeni ge-çirirse yeşil görünür. Yine bir madde yeşilin tamamlayıcı rengi olan kırmızı dışındaki diğer renkleri geçirirse de yeşil görünür.

3.42 Şekil Bazı geçiş metallerinin çözeltileri renklidir.

Soldan sağa sulu çözeltiler kobalt(II) nitrat, Co(NO3)2, kırmızı; potasyum dikromat, K2Cr2O7, portakal; po-tasyum kromat, K2CrO4, sarı; nikel (II) klorür, NiCl2, yeşil; bakır (II) sülfat, CuSO4 , mavi; potasyum per-manganat, KMnO4; menekşe (Resim: Wikimedia Commons)

Renkli çözeltiler, görünen ışığın çözeltide soğurulmayan rengini alır. Başka sözlerle beyaz ışık çözeltiden geçerken bazı dalga boyundaki (ya da frekanstaki) bileşenler soğurulur, bazı bileşenler ise soğurulmaz. Soğurulan fotonlar, elektronları bir üst enerji düzeyine çı-karır. Onlar geri inerken görünür ışık yayar, bizim gördüğümüz renk bu ışınlardır. Paramanyetizma ve Ferromanyetizma Daha önce (s:178) atomların diamanyetik ve paramanyetik özlliklerine değinmiştik. Bazı geçiş metallerinin atomlarında d orbitali kısmen doludur, bunların bazılarının kendileri ve bileşikleri paramayetiktir. Paramanyetik bir madde manyetik alana doğru çekilir. Bu tanım, Fe, Co ve Ni için çok uygun olmasına karşın, bu üç metal özel bir manyetik özel-liğe sahiptir; çünkü bu metaller sürekli manyetik özellik gösterir. Sürekli manyetik özellik gösteren ve bir katı hal özelliği olan bu tür maddelere ferromanyetik maddeler denir. Bun-lar teyp kaset bantlarının ve bilgisayar disklerinin kaplanmasında kullanılır.

Manyetik alana konan bir paramanyetik maddede manyetik momentler aynı yöne yön-lenir. Ferromanyetik maddelerde durum daha farklıdır. Ferromanyetik madde, manyetik alan içinde değilken değişik bölgelerdeki manyetik momentler, belli yönlere yönelmiş-tir, ancak her bölgede yönelim farklıdır. Ferromanyetik madde, manyetik alan içine ko-nursa, tüm bölgelerdeki manyetik momentler, aynı yöne yönlenir. Manyetik özellik göstermeyen bir demir parçasında metal atomlarının manyetik momentleri gelişigüzel yönlenmiştir ve bunlar birbirlerinin manyetik etkilerini yok ederler. Metal parçası bir manyetik alan içine yerleştirilirse, manyetik momentler aynı doğrultuyu alır ve güçlü bir manyetik etki oluşur. Böyle bir metal parçası, manyetik alan dışında bile düzenini sür-dürür ve kalıcı manyetizma ortaya çıkar.

Manyetik alan yok Manyetik alan

Paramanyetizma

Ferromanyetizma

3.41 Şekil Manyetik davranış türleri. (a) Diamanyetik madde:Atom veya iyonda tüm elektronlar eşleşmiştir; atom veya iyonun man-yetik moment merkezi yok. (b) Paramanyetik madde: atom veya iyonun tüm elektronları eş-leşmiştir; manyetik moment var; ama belirli bir doğrultuda değildir. (c) Ferromanyetik madde: Manyetik momentler aynı yöndedir.

(a) (b)

(c)

☛Hidratize Cu2+ iyonu

[Cu(H2O)6]2+ spektrumun turuncu bölge-sindeki ışığı soğurur ve bunun için CuSO4 çözeltisi mavi renkte görünür.

3.43 Şekil Paramanyetizma ile ferromanyetizmanın karşı-

laştırılması

3. Bölüm 3.6 Bileşikler ve Adlandırma 209

3.44 Şekil Sodyum klorürde (NaCl) iyonik örgü. Her iyon, zıt yüklü 6 iyonla sarılıdır (koor-dinasyon sayısı, 6).

3.45 Şekil Hidrojen peroksit molekülü. Hidro-jen atomları farklı düzlemlerde bulunuyor.

☛ Paramanyetik ve ferromanyetik maddeler, sürekli (daimi) manyetik mo-mente sahip atomlardan; daimanyetik maddeler ise sürekli manyetik momente sahip olmayan atomlardan oluşur.

Ferromanyetizm için iki koşul birlikte sağlanması gerekir. Birincisi, atomda eşleşmemiş elektronlar bulunmalıdır. İkincisi de atom için uzaklık (atom çapı) komşularını etkile-meye elverişli olmalıdır. Atom çapı çok küçük olursa, atomlar birbirini çekerek (kovalent bağ kurarak) manyetik momentleri yok edebilir, büyük olursa atomlar arası etkileşim yönlenme için yetmeyebilir. Ferromanyetik maddelerin bazı örnekleri demir, kobalt, nikel, godolinyum ve disprosyumdur. Bu tür maddeler, zayıf bir dış manyetik alan içinde bile birbirleriyle paralel olarak yönelmeye çalışan atomik manyetik dipol momentler içerir. Dış alan ortadan kaldırılsa bile madde mıknatıslanmış olarak kalır. Başka metallerin bu koşullara uygun alaşımları hazırlanabilir. Örneğin Al + Cu + Mn, Ag + Al+ Mn ve Bi + Mn alaşımları ferromanyetik özellik gösterir.

3.6 Bileşiklerin Adlandırılması

❑Moleküler ve İyonik Bileşikler Bileşik oluşturan atomlar arasında iki bağ bulunabilir: iyonik bağ ve kovalent bağ. Bu bağların ayrıtılı tartışmasını 4. Bölümde yapacağız. Metallerle ametaller arasında oluşan bileşikler genellikle iyonik bileşik kategorisine girer. Örneğin yemek tuzunun asıl maddesi olan sodyum klorür (NaCl), bir metal olan sodyum ile bir ametal olan klordan oluşmuştur. Bir NaCl örneğinde eşit sayıda Na+ ve Cl– iyonları bulunduğu için ( 3.44 Şekil) onun formülü NaCl dir. Kalsiyum klorür (CaCl2), potasyum nitrat (KNO3), gümüş sülfür (Ag2S) iyonik bileşiklerdir. Bir ametalle başka bir ametalin birleşmesiyle oluşan bileşikler genellikle moleküler bileşik kategorisine girer. Bir molekül, sınırlı sayıda atomun kovalent bağla bağlanarak oluşturduğu, elektrikçe nötral, kararlı birimdir. Kovalent bağlı bileşiklerin çoğunluğu moleküler yapılıdır. Su (H2O), hidrojen peroksit (H2O2), hidrojen klorür (HCl), glukoz (C6H12O6), etil alkol (C2H5OH) moleküler bileşik-lerdir. Bu bileşiklerde iyon yoktur. Sayıca az da olsa önemli bazı bileşiklerde atomlar, zincirleme (düzlemsel veya üç boyutta) kovalent bağla bağlanarak ağ örgülü katı oluşturur. (BN, SiO2...) Kimyasal formüllerde, elementlerin simgeleri ve onların atomlarının/iyonlarının sayıları vardır. Bileşeklerin kimyasal formülleri üç tiptir: 1. Ampirik (basit) formül, her element atomunu/iyonunu en basit tam sayılarla gösteren formüllerdir. Yani ampirik formül, yapısındaki her elementin atomlarının bağıl sayılarını gösterir. Örneğin hidrojen peroksit bileşiğinde birleşen hidrojen ve oksijen atomları sayısı eşittir. Buna göre hidrjen peroksitin basit formülü HO’dur. İyonik bileşiklerin (tuzlar, metal oksitler ve hidroksitler vb) formülleri basit (ampirik) formüllerdir. . 2. Molekül formülü, moleküldeki atomları gerçek sayılarıyla gösteren formüllerdir. Örneğin hidrojen peroksitin en küçük yapı birimi, iki hidrojenin iki oksijene bağlanmıştır. Buna göre hidrojen peroksitin molekül formülü, H2O2 ’dir. Glukozun basit formülü, CH2O, molekül formülü C6H12O6 dır. 3. Yapı formülü, hangi atomun hangi atoma bağlı olduğunu gösteren formüllerdir. Hidro-jen peroksitin yapı formülünde hidrojen atomları oksijen atomlarına, oksijen atomları da birbirlerine bağlanmıştır:

Molekülün gerçek yapısı 3. 45 Şekilde gösteriliyor.

3. Bölüm 3.6 Bileşikler ve Adlandırma210

3.22 TABLO Önemli İyonlar ve Okunuşları

Pozitif İyonlar (Katyonlar) Negatif İyonlar (Anyonlar)

1+ 1– Amonyum (NH4

+ ) Florür (F– ) Hidrojen (H+) Klorür (CI– ) Potasyum (Na+) Bromür (Br– ) 2+ İyodür (I– ) Baryum (Ba2+) Asetat (CH3COO– ) Kalsiyum (Ca2+) Klorat (CIO3

– ) Kobalt (II) veya kobaltoz (Co2+) Siyünür (CN– ) Bakır (II) veya kuprik (Cu2+) Bikarbonat (HCO3

– ) Demir (II) veya ferroz (Fe2+) Hidrojen sülfat Kurşun (II) veya plomboz (Pb2+) veya bisülfat (HSO4

– ) Magnezyum (Mg2+) Hidroksit (OH– ) Manganez (II) veya manganoz (Mn2+) Nitrat (NO3

– ) Kalay (II) veya stannoz (Sn2+) Perklorat (ClO4

– ) Çinko (Zn2+) Permanganat (MnO4

– ) 3+ 2 – Alüminyum (Al3+) Karbonat (CO3

2– ) Krom (III) veya kromik (Cr 3+) Kromat (CrO4

2− ) Skandiyum (Sc 3+) Oksit (O2–) Demir (III) veya ferrik(Fe 3+) Peroksit (O2

2– ) Sülfat (SO4

2–) Sülfür (S2–) Sülfit (SO3

2–) 3 – Arsenat (AsO4

3–) Fosfat (PO4

3–)

2. Anyonların Okunuşu Negatif yüklü iyona anyon (anota giden) dendiğini biliyorsunuz. Bir atomlu (monoatomik) iyonlarda -ojen ile bitenlerde bu ekin yerine -it, diğerlerinde ele-mentin adının sonuna -ür eki getirilir.

H– , hidrür iyonu O2–

, oksit iyonu N3–

, nitrür iyonu Cl –, klorür iyonu S

2–, sülfür iyonu P3 –

, fosfür iyonu

❑ İyonik Bileşiklerin Adlandırılması 1. Katyonların Okunuşu Pozitif iyonlara katyon ("katota giden) dendiğini biliyorsunuz. Bazı elementler yalnıca sabit yükte katyon verir. Alkali metallerin iyonları hep +1, toprak al-kalilerin hep +2 yüklü iyonlar vermesi gibi. İyon yükü hep aynı kalan türlerde element adının sonuna "iyonu" sözcüğünü ekleyeceğiz: Na+, sodyum iyonu ; NH+

4 , amonyum iyonu Ba2+, baryum iyonu ; Al3+, alüminyum iyonu İyon yükü değişken olan geçiş metallerinde, önce element adını, sonra Romen rakamıyla yükü parantez içinde gösterecek ve sonuna “iyon” sözcüğü ekleyeceğiz: Fe2+, demir (II) iyonu (ferroz) Cu+, bakır (I) iyonu (kuproz) Fe3+, demir (III) iyonu (ferrik) Cu2+, bakır (II) iyonu (kuprik)

3. Bölüm 3.6 Bileşikler ve Adlandırma 211

NaH: sodyum hidrür CaO: kalsiyum oksit BaS: baryum sülfür Bir ve daha çok oksijen atomu içeren anyonlara oksianyonlar denir. Bu tip an-yonlarda oksijen sayısı en az olan -it, en çok olan -at ekini alır.

NO2– , nitrit iyonu, NaNO2 : Sodyum nitrit

NO3–, nitrat iyonu, NaNO3 : Sodyum nitrat

SO3

– , sülfit iyonu, Na2SO3 : sodyum sülfit SO4

2–, sülfat iyonu, Na2SO4: sodyum sülfat Halojenlerin oksianyonlarında üç veya dört oksijen atomu varsa ayrıca önekler kullanılır. Oksijen azsa hipo-, çoksa per-, öneki vardır.

ClO–, hipoklorit iyonu; HClO hipoklorit asiti

CIO2– , klorit iyonu; HClO2 klorit asiti

ClO3, klorat iyonu; HClO3 klorat asiti

ClO4, perklorat iyonu; HClO4 perklorat asiti

KMnO4 : Potasyum permanganat

Na2CrO4 : Sodyum kromat

3.18ÖRNEK Aşağıdaki element çiftleri arasında oluşacak iyonik bileşikleri adlandırınız. (a) Magnezyum ve azot; (b) iyot ve kalsiyum; (c) kükürt ve lityum; Strateji İyonik bileşikler, metallerle ametaller arasında oluşur. Bunlarında adlandırıl-masında, metalin adı aynı kalırken anyonların adının sonuna -ür eki getirilir. Çözüm Periyodik sistemden yararlanarak elementlerin atom numaraları ve grupları saptanabilir. (a) Magnezyum metal, azot ametaldir; azot, -ür eki alacağından magnezyum nitrür

(Mg3N2) (b) Kalsiyum metal, iyot ametaldir; iyot, -ür eki alacağından kalsiyum iyodür (CaI2) (c) Litlum metal, kükürt ametaldir; kükürt sülfür diye okunacağından lityum sülfür

3.19 ÖRNEK Aşağıdaki iyonik bileşikleri adlandırınız. (a) NaF; (b) CaO; (c) MgBr2; (d) AlCl3; (e) FeO ve Fe2O3 Strateji İyonik bileşiklerin okunuşunda önce katyonun, sonra anyonun adı belirtilir. Çözüm (a) Bileşik sodyum (metal) ve flor (ametal) elementlerinden oluşuyor. Sodyum florür; (b) Bileşik kalsiyum (metal) ve oksijen (ametal) elemetlerinden oluşuyor. Kalsiyum

oksit; (c) Bileşik magnezyum (metal) ve brom (ametal) elementlerinden oluşuyor. Magnez-

yum brımür; (d) Bileşik demir (metal) ve oksijen (ametal) elementlerinden oluşuyor. Veriden de

görüldüğü gibi demir değişen yükseltgenme basamağı almaktadır. FeO’de demi-rin yükseltgenme basamağı +2, Fe2O3’te ise +3’tür.

3. Bölüm 3.6 Bileşikler ve Adlandırma212

3.20 ÖRNEK Aşağıdaki iyonlar arasında oluşabilecek bileşiklerin formüllerini yazınız ve adlarınız. (a) Ca2+ ve N3–; (b) Cd2+ ve Br–; (c) Al3+ ve F–; (d) Cs+ ve S2–

Strateji İyonik bileşiklerde en basit tam sayılarla yük eşitliği sağlanır. Adlandırmada önce metalin adı söylenir, ametalin adına –ür son eki getirilir. Çözüm (a) Ca3N2, kalsiyum nitrür; (b) CdBr2, kadmiyum bromür; (c) AlF3, alümin-yum florür; (d) Cs2S, sezyum sülfür Alıştırma Aşağıdaki bileşiklerin formüllerini yazınız. (a) Demir (II) sülfat; (b) Sodyum sülfit; (c) Baryum sülfat; (d) Sodyum perklorat

Ön Ek Anlamı

Mono- 1 Di- 2 Tri- 3 Tetra- 4 Penta- 5 Heksa- 6 Hepta- 7 Okta- 8 Nona- 9 Deka- 10

3.22 TABLO Moleküler Bileşiklerin Adlandırılmasında Kullanılan Yunanca

Önekler ❑Moleküler Bileşiklerin Adlandırılması Yarımetal - ametal ve ametal- ametal bileşiklerinde net bir elektron transferi olmadığı için bu bileşikler iyon içermez. Örneğin HCl molekülünde H+ ve Cl

–

iyonları yoktur. Sadece iki atom arasındaki elektron çifti (kovalent bağ elektronları) klor tarafından daha çok çekilir ve böylece H ucu kısmen pozitif, Cl ucu kısmen negatif olan polar (kutuplu) bir molekül oluşur.

adı değişmez

HCl = hidrojen klorür

"- ür" eklenecek (oksitlerde -ür yerine -it gelir) Farklı iki element arasında iki ve daha fazla bileşik oluşuyorsa, element adının önüne atom sayısını Latince bildiren mon(o), di, tri, tetr (a) ekleri getirilir.

3.23 Tabloyu inceleyiniz.

CO = karbon monoksit (“monooksit” değil) CO2 = karbon dioksit Pl3 = fosfor triiyodür (“triyodür” değil) N2O4 = diazot tetroksit (“tetraoksit” değil) CS2 = karbon disülfür

Moleküler bileşikler içinde asitler, çok önemli bir bileşik grubunu oluşturur. Asitler, sulu çözeltilerinde hidrojen iyonu (H+) derişimini artıran maddelerdir. Ama asitlerin yapısında H+ iyonu bulunmaz. Asitler iyonik değil moleküler yapılı bileşiklerdir. HF, HCl, HBr, HI bileşikleri, hidrojen florür, hidrojen klorür, hidrojen bromür ve hidrojen iyodür diye okunur. Ancak bunlar sulu çözeltide iken asit olarak şöyle adlandırılır.

HF (aq) : Hidroflorik asit HCl (aq) : Hidroklorik asit HBr (aq) : Hidrobromik asit HI (aq) : Hidroiyodik asit

Oksi anyonlarınasit türevleri önemli asitlerdir. Bunların okunuşunda anyonun adındaki -at eki yerine -ik eki getirilir. Anyon eğer -it eki ile bitiyorsa onun ye-rine -öz eki getirilir. Klorun oksiasitlerinin okunuşu aşağıdaki gibidir:

3. Bölüm 3.6 Bileşikler ve Adlandırma 213

Anyon Uygun asiti

CIO– hipokklorit

CIO2– klorit

CIO3– klorat

CIO4– perklorat

HCIO hipokkloröz asit

HCIO2 kloröz asit

HCIO3 klorik asit

HCIO4 perklorik asit

3.21 ÖRNEK SO2 bileşiği niçin kükürt (IV) oksit değil de “kükürt dioksit” olarak adlandırılır? Strateji Moleküler yapılı bileşiklerin adlandırılmasında bağlı atom sayısı di, tri, tetra önekleriyle belirtilir. Bu kural, genellikle iyonik bileşiklerde uygulanmaz. Çözüm Kükürt (sülfür) ve oksijen ametaldir. Değişen yükseltgenme basamağına sahip iyonların Romen rakamlarıyla okunması, geçiş metallerinin bileşiklerini adlandır-mada kullanılır. Moleküler bileşiklerde mono-, di-, tri- önekleri kullanılır. Bunun için SO2 nin adı, kükürt dioksit; SO3’ün adı kükürt trioksittir.

3.24 ÖRNEK Periyodik tablodan yararlanarak aşağıdaki bileşiklerin formüllerini yazınız; iyonik ve moleküler olarak gruplandırınız. (a) Lityum bromür; (b) Mangan(II) oksit; (c) Fosfor triklorür; (d) Diazot monoksit; (e) Kalsiyum florür Strateji Metal– ametal bileşikleri, metal–asit kökü bileşikleri ve amonyum (NH4

+) içeren bileşikler iyonik bağlıdır. Ametal–ametal bileşikleri moleküler yapılıdır. Çözüm İyonik bileşikler: LiBr, MnO ve CaF2 ; Moleküler bileşikler: PCl3 ve N2O

3.23 ÖRNEK Al2O3 bileşiğine niçin "dialüminyum trioksit" değil de yalnızca "alüminyum oksit" adını veriyoruz? Strateji Alüminyum, metal; oksijen ametaldir. Bunun için bileşik iyoniktir. Ayrıca alüminyum sabit bir iyon yükü vardır. Di, tri, tetra önekleri moleküler yapılı bileşik-lerde kullanılır. Çözüm Al2O3, bir metal -ametal bileşiğidir; yani moleküler değil iyonik bir bileşiktir. "-di, -tri" örnekleri moleküler bileşiklerde kullanılır. Ayrıca alüminyum (Z=13), bileşik-lerinde yalnız +3 yükünü alır. Başka yük/değerlik almadığı için "alüminyum (III) oksit" adlandırılması da kullanılmaz. Bunun için ona alüminyum oksit demekle yetin-iriz.

3.22 ÖRNEK Aşağıdaki bileşikleri adlandırınız. (a) CaS ; (b) BaCl2 ; (c) N2O5 ; (d) NO Strateji İyonik bileşiklerde metalin adı, ametal iyonunun adının sonuna oksitlerde –it, diğerlerinde –ür eki getirilir. Çözüm Önce bileşiklerdeki elementlerin metal ve ametal olup olmadıklarını belir-lemeliyiz. Bunun için ya periyodik tablodan yararlanacağız ya da bize atom numar-aları verilecektir. 20Ca, 16S; 56Ba, 17Cl; 7N, 8O. Buna göre kalsiyum ve baryum metal; klor, azot ve oksijen ametaldir. CaO ve BaCl2 iyonik; N2O5 ve NO moleküler bileşik-lerdir. (a) kalsiyum sülfür; (b) baryum klorür; (c) diazot pentoksit ve; (d) azot monoksittir.

3. Bölüm Periyodik Sistem, Elementler ve Özellikleri 214

3.1 Hidrojen ve Periyodik Tablo Periyodik tablonun ilk elementi hidrojendir. Mendeleyeev, 1869’da

yaptığı ilk pedriyodik tabloda elementlere iartan atom kutllerine göre

(molar kütlelerine göre) sıralamıştı. Modern periyodik tabloda ele-

mentler, artan atom numaralarına göre sıralıdır. s ve p bloku element-

lerine baş grup elementleri, d ve f bloku elementlerine geçiş

elementleri denir. 3.2 Periyodik Özellikler Elementlerin bir periyot ya da grup boyunca genel olarak artan ya da

azalan bazı özellikleri vardır. Atom çapları, iyonlaşma enerjileri, elek-

tronegatiflik, elektronegatiflik, değerlik bunların en önemlileridir.

Bir grubun elementleri, benzer değerlik elektronu dizilişine sahip-

tir.Gruplarda aşağı doğru inildikçe metalik özellik artar; periyotlarda

sağa doğru gidildikçe metalik özellik azalır.

Atom yarıçapları, s- ve p-bloklarında, bir periyotta soldan sağa

gidildikçe küçülür, bir grupta aşağı inildikçe artar. 3.3 Metaller, Ametaller ve Yarımetaller Elementler üç ana sınıfa yarılır: Metaller, periyodik tablonun sol ve

orta bölgesinde bulunur. Elementlerin çoğunluğu (yüzde 80 kadarı)

metaldir. Periyodik tablonun sağ üst bölgesinde ametaller yer alır.

Soygazlar, ametallerin özel bir grubu durumundadır. Metaller ve amet-

alleri ayıran köşegenel bant (bordan tellüre doğru) üzerinde yarımet-

aller (metalimsiler) bulunur. 3.4 Periyodik Sistemde Bazı “Aileler” Hidrojen, alkali metaller (1A grubu), toprak alkali metaller (2A grubu),

halojenler (7A grubu/Grup 17), soygazlar (8A grubu/Grup 18), d ve f

blok elementleri (geçiş metalleri).

Alkali metaller, en aktif metallerdir. Bunun için doğada elementel ola-

rak bulunmazlar. Genellikle erimiş tuzlarının elektrolizi ile elde edilir-

ler.

Toprak alkali metaller de aktiftir. Toprak alkali bileşiklerin en önemli-

leri arasında karbonatlar, özellikle de CaCO3 yer alır. Karbonatlar ge-

çici su sertliği ve kireç taşı mağaralarının oluşumundan sorumludur.

13. grubun en önemli metali alüminyumdur. Sağlam bir metal, mü-

kemmel bir iletkendir, üstelik korozyona dayanıklıdır. Galyum arsenür

(GaAs) de elektronik saniyiinde önem kazanmıştır. GaAs, elektrik ener-

jisini ışık enerjisine çevirebilmektedir.

Yüksek sıcaklık süper iletkenlerin yapımında talyumun potansiyel ge-

leceği olduğu düşünülmektedir.

14. grubun küçük ama önemli elementi karbondur. 1980’lerde keşfedi-

len fullerenler (en başta C60) grafen ve karbon nanotüpler, büyük

umutlar vaat etmektedir.

Silisyum, transistör ve yarıiletken içeren cihazların yapılmasından

temel önem taşır. Germanyum, tipik bir yarımetal; kalay ve kurşun ise

metaldir. 15.grupta, ikisi de ametal olan azot ve fosforun çok yönlü kimyası il-

ginçtir. Arsenik ve antimon elektronik cihazlarda kullanılmak üzere ala-

şım yapımında kullanılmaktadır. Bizmut boya endüstrisinde önem taşır. 

Ayrıca buzda olduğu gibi katısı sıvısından daha az yoğundur, yani eri-

miş bizmut katılaşırken büzülmez.

16. grupta oksijen ve kükürt, ametaldir. Kükürt kendi kendi kendine

zincir ve halka oluşturur, oksijen oluşturmaz. Selenyumun iletkenliği

ışık varlığında artar. Bunun için fotoelektrik cihazlarda ve fotokopi ma-

kinelerinde kullanılır.

17. grup, halojenleri kapsar. Flor, teflon ve freon gibi florlu hidrokarbon

ürtemede ve elektriksel ekipmanlarda yalıtkanlık için SF6 üretinide kul-

lanılır. Klor, plastik üretiminden ağartıcılığa endüstride büyük önem

taşır. Brom ve iyotun da kullanım alanları yıldan yıla artmaktadır.

18. grupta soygazlar bulunur. Helyum, yanmadığı için keşif balonları-

nın doldurulmasında, dalgıçlıkta kullanılan oksijeni seyreltmede, roket

yakıtlarını tazyiklemede ve neonla birlikte He-Ne lazerleri yapımında

kullanılır. Helyum, 2K sıcaklığın altında viskozitesiz akabilen süper

akışkan bir sıvı olur. Ayrıca helyum, birden fazla sıvı faza sahip tek

maddedir.

Elektrik boşalımı sonucu kırmızı ışık yayan neon, geniş ölçüde ışıklı

ilan panolarında kullanılır.

Argon kaynakçılıkta oksitlenmeyi önlemek için inert atmosfer oluş-

turmada ve bazı ampülleri doldurmada kullanılır. Kripton, içinden

akım geçince beyaz ışık yaydığı için hava alanlarını aydınlatmada, oto-

mobil farlarının halojen lambalarında, yüksek hızda çekim yapan fo-

tograf makinesi flaşlarında kullanılır. Bu gaz, anestezi amacıyla da

incelenmektedir. 3.5 Bileşiklerin Adlandırılması Bileşikleri moleküler yapılı ve iyonik yapılı bileşikler olarak iki büyük

sınıf altında toplayabiliriz. Moleküler yapılı bileşikler, genel olarak

uçucu bileşiklerdir ve ametal-ametal, yarımetal-ametal bileşiklerinin

büyük çoğunluğu bu kategoriye girer. Karbon dioksit (CO2), kükürt heksaflorür (SF6), sülfürik asit (H2SO4), çay şekeri (C12H22O11), si-

lisyum klorür (SiCl4) gibi. İyonik bileşikler, erime ve kaynama noktası yüksek olan ve genellikle

metal iyonu ve amonyum iyonu içeren bileşiklerdir. Metal -ametal ve

metal asit kökü içeren bileşiklerin büyük çoğunluğu bu kategoriye girer.

Bakır (I) oksit (Cu2O), demir (III) oksit (Fe2O3), baryum sülfat (BaSO4), sodyum asetat (CH3COONa) gibi.

3. BÖLÜM KONU ÖZETİ: NELER ÖğRENDİK?

3. Bölüm 3.6 Bileşikler ve Adlandırma 215

3. BÖLÜM KONU SONU SORULARI

3.1 Mendeleev periyodik tabloyu keşfettiğinde elementleri hangi özelliğine göre sıralamıştı? Neden bazı yerlerde boş-luklar bırakmıştı?

3.2 Moseley’in X– ışınları ile yaptığı çalışmalar, periyodik tab-

loya nasıl bir katkı sağlamıştır? 3.3 Aşağıdaki terimleri tanımlayınız.

(a) periyot, grup,

(b) metal, ametal, yarımetal,

(c) iyon, anyon, katyon

(d) s bloku, p bloku, d bloku elementleri 3.4 Modern periyodik tabloda elementler neye göre sıralıdır?

A ve B gruplarında bulunan elementlerin elektron dağılım-ları hangi bakımdan farklıdır?

3.5 Metalik elementler, periyodik tablonun hangi bölgesinde

bulunur? Metallerin ayırt edici özelliklerinden bazılarını be-lirtiniz.

3.6 Periyodik tabloda alkali metallerin, halojenlerin ve soygaz-

ların bulunduğu bölgeleri gösteriniz. 3.7 Ametaller, periyodik tablonun neresinde bulunur? Periyo-

dik tabloda “d-blokunda” bulunan ametal var mıdır? 3.8 Periyodik tabloya bakmaksızın s-bloku, p-bloku, d-bloku ve

f bloku elementleri için birer elementin elektron dağılımını yazınız.

3.9 Periyodik tablodan yararlanarak Na, Fe, Si, S ve Ne ele-

mentlerinden hangilerinin elektriksel iletkenliğinin yüksek olacağını söyleyebiliriz?

3.10 Aşağıdaki elementleri metal, ametal ve yarımetal olarak be-

lirtiniz. (a) azot, (stronsiyum, (c) mangan, (d) selenyum, (e) kripton

3.11 Aşağıdaki elementleri metal, ametal ve yarımetal olarak be-

lirtiniz. (a) oksijen, (b)silisyum, (c) bor, (d) arsenik, (e) sezyum

3.12 Atom numarası 25 olan element için aşağıdaki soruları ya-

nıtlayınız. (a) Element, metal yarımetal ve ametal kategorilerinden hangisine

girer?

(b) periyodik tablodan yararlanarak bu elementin atom kütlesini

bulunuz. Bu elemtin çekideğinde kaç nötron olabilir?

(c) Bu elementin bir atomu bir 12C atomuna göre kaç kat ağırdır?

3.13 Atom numaraları aşağıda verilen elementlerin periyot ve grup numaralarını belirtiniz. (a) 7N (b) 10Ne (c) 20Ca

(d) 33As (e) 35Br

3.14 Temel durumdaki bazı atomların orbital diyagramları ve-

riliyor:

Buna göre elementlerin bulunduğu periyot ve grup numa-ralarını belirtiniz.

3.15 Bir elementin periyot ve grup numarasını belirtmek için aşa-

ğıdakilerden hangilerinin tek başına bilinmesi yeterlidir? (a) Çekirdek yükü

(b) Nötral atomdaki elektron sayısı

(c) Kütle numarası

(d) Atom numarası

(e) +2 yüklü iyonundaki elektron sayısı

3.16 Periyot ve grup numarası bilinen bir element için;

(a) Atom numarası

(b) Kütle numarası

(c) Nötral atomlardaki elektron sayısı

(d) Nötron sayısı

(e) Çekirdek yükü

niceliklerinden hangileri bilinebilir? 3.17 Aşağıdaki atomların temel durumdaki elektron dağılımla-

rını yazınız. (a) magnezyum, (b) azot, (c) karbon, (d) neon, (e) brom

3.18 Aşağıdaki atomların temel durumdaki elektron dağılımla-

rını yazınız. (a) sodyum, (b) bakır, (c) germanyum, (d) ksenon

3.19 Aşağıdaki atomların elektron dağılımını kendinden önceki

soygaz ile başlayarak yazınız. (a) skandiyum, (b) vanadyum, (c) tellür, (d) cıva

1s 2s 3s2p 3p

(a)

(b)

(c)

(d)

3.20 Aşağıdaki atomların elektron dağılımını kendinden önceki soygaz ile başlayarak yazınız. (a) stransiyum, (b) kadmiyum, (c) iyot, (d) polonyum

3.21 Aşağıdaki atomların temel durumdaki elektron dağılımın

yazarak her birinin kaç eşleşmemiş elektron içerdiğini be-lirtiniz. (a) vanadyum, (b) mangan, (c) bakır, (d) kalay, (e) tellür

3.22 Aşağıdaki iyonların elektron dağılımını kendinden önceki

soygaz ile başlayarak yazınız. (a) Rb+ (b) Fe3+, (c) Sn2+, (d) Ag+, (e) I–

3.23 Aşağıdaki iyonların elektron dağılımını kendinden önceki

soygaz ile başlayarak yazınız. (a) Cr3+ , (b)Zn2+, (c)Se2– ,

(d) Pb2 , (e) Bi3+ 3.24 Aşağıdaki iyonlara ait elementlerin periyot ve grup numara-

larını belirtiniz (a) Cl–(18 e), (b) Al3+(10 e), (c) Sr2+(36 e) (d) Ca2+(18 e), (e) Se2–(36 e)

3.25 Ca2+ iyonu 18 elektron ve 20 nötron içerdiğine göre aşağı-

dakilerden hangisi yanlıştır? (a) Kalsiyumun atom numarası 20’dir.

(b) Verilen izotopun kütle numarası 40’tır.

(c) Ca, 4. periyottaki ikinci elementtir.

(d) Ca atomunun çapı Ca2+ iyonununkinden büyüktür.

(e) Ca ile Ca2+’nin kimyasal davranışları aynıdır. 3.26 Aşağıdaki tabloda gösterilen elementlerin atom numarala-

rını, periyot ve grup numaralarını, bulundukları orbital blokunu belirtiniz.

3.27 X, Y, Z ve T atom numaraları ardışık artan elementleri gös-

teriyor. Z, 3. periyottaki soy gaz olduğuna göre öteki ele-mentlerin atom numaralarını bulunuz.

3.28 Aşağıdaki elementlerin periyot ve gruplarını belirtiniz.

(a) [Ne] 3s2, (b) [Ne] 3s2 3p5, (c) [Ar] 3d10 4s1, (d) [Ar]4s2, (e) [Ar] 4s23d104p3

3.29 Aşağıdaki tabloda gösterilen elementlerin atom numarala-rını, periyot ve grup numaralarını, bulundukları orbital blokunu belirtiniz.

3.30 Aşağıdaki periyodik tabloda dört elementin yeri renklen-

dirilmiştir. Hangiler metal, hangileri ametaldir? Hangisi toprak alkali metal, hangisi soygazdır?

Atom ve İyon Çapları 3.31 Aşağıdaki çiftlerden her birinde çapı daha büyük olanı belir-

leyiniz. (a) H–Li, (b) Na–K, (c) Li–Ne, (d) O–S, (e) N–P

3.32 Aşağıdaki çiftlerin her birinde hangi üye daha metaliktir? (a) Na -Cs (b) Mg -Rb

(c) As-N (d) Se-ge 3.33 Niçin bir atomun katyonu nötral atomundan küçüktür?

Niçin bir atomun anyonu nötral atomundan büyüktür? 3.34* Li, Be, B, Na,K atomlarının çapları hangi sırada artar?

(Yanıt: B, Be, Li, Na, K) 3.35 11Na, Na+ ve 19K türleri çap artacak şekilde nasıl sıralanır? 3.36 6C, 9F ve F− türleri çap artacak şekilde nasıl sıralanır? 3.37 Aşağıdaki atomik veya iyonik çap ilişkisine bir açıklama

getiriniz. (a) Fe > Fe2+ > Fe3+ (b) K+ > Na+ > Li+

(c) S > O > F (d) O2– > F– > Mg2+

3.38 18Ar, S−2 ve Ca+2 atom ve iyonları eşit elektronlu olduğuna

göre çap artacak şekilde sıralayınız. 3.39 2He, 5B, 8O, 9F, 11Na atomlarını çapları artacak şekilde sıra-

layınız.

3. Bölüm Konu Sonu Soruları216

3. Bölüm Konu Sonu Soruları 217

3.40 C, Ne, Na, Mg ve Rb atomlarını çap artacak şekilde sırala-yınız.

3.41 Periyodik tabloyu kullanarak aşağıdaki atomları, çapları ar-

tacak şekilde sıralayınız. (a) Ca, Mg, Be; (b) H, O, F, Cl ; (c)Al, Tl, Si;

(d) F, Cl, Br, I; (e) Li, C, O, Ne

3.42 Aşağıdaki çiftlerde hangisinin atom çapının daha büyük ol-

duğunu açıklayınız. (a) 3Li ve 4Be (b) 3Li ve 11Na (c) 33As ve 15 P

(d)5B ve 13Al (e) 9F ve 10Ne

3.43 Periyodik tablodan yararlanarak aşağıdaki her bir dizideki

atomları çap artacak şekilde sıralayınız. (a) Cs, K, Na; (b) Ga, Br, Ge; (c) Al, Si, S

3.44 İzoelektronik ne demektir? Aşağıdaki çiftlerden hangileri izo-

elektroniktir? (a) Ne-Na+; (b) Ar-Sc3+; (c) Kr-Xe;

(d) Mg2+ - Al3+ ; (e) O2� �O22�

3.45 Aşağıdaki iyonların her biri ile izoelektronik olan nötral

atomu belirtiniz. (a) N3– (b) Al3+ (c) S2–

(d) Fe3+ (e) As3�

3.46 Aşağıdaki her bir çiftte hangi atomun daha büyük olacağını tahmin ediniz. (a) Li-O, (b) Na-Ar, (c) F-Cl,

(d) Na-P, (e) K-Zn

3.47 Aşağıdaki setlerden hangisinde türler izoelektroniktir?

(a) Na+, Mg2+, O2–

(b) Ca, Sc3+, Cl–

(c) N3–, P3–, Al3+ 3.48 Na+, Mg2+ ve Al3 iyonlarının elektron dağlımı 1s2 2s2 2p6

şeklindedir. Buna göre;

(a) Na, Mg ve Al için atom numaralarını,

(b) Verilen sırada iyon çapları ilişkisini belirleyiniz.

3.49 F–, O2–, N3–, Na+ ve Mg2+ iyonlarını elektron dağılımı 10 Ne

ile aynıdır. Buna göre; (a) İyonu vrilen elementlerin atom numaralarını belirleyiniz.

(b) Verilen iyonları ve neon atomunu, çap artacak şekilde sıralayınız 3.50 Aşağıdaki çap ilişkilerinin neden öyle olduğunun açıkla-

masını yapınız. (a) Cl– >Cl > Cl+; (b) Na > Na+ >Na2+; (c) Fe >Fe2+>Fe3+;

(d) O2– >O– > O (e) Ba2+ > Ca2+ > Mg2+

3.51 Aşağıdaki sonuçların nedenlerini açıklayınız. (a) N3– iyonunun çapı, Mg2+ iyonununkinden büyüktür. (b) Fe3+ iyonu, Fe2+ iyonundan küçüktür. (c) S2– iyonunun çapı, O2– iyonununkinden büyüktür. (d) Cl– iyonu, F– iyonundan büyüktür.

3.52 Ca2+, K+, S2–, Br– iyonları çap azalacak şekilde nasıl sıralanır?

(Yanıt: S2– > Br– > K+ > Ca2+) 3.53 Periyodik tabloda I ve II yönünde aşağıdaki özelliklerin

genel değişimini belirtiniz (artar; azalır; değişmez). Atom numarası, değerlik elektronu sayısı, metalik özellik, atom çapı, iyonlaşma enerjisi.

3.54 P3–, S2–, Cl–, 18Ar, K+ ve Ca2+ eşit elektronludur. Yalnız bu

bilgilere dayanarak aşağıdaki soruları yanıtlayınız. (a) İyonları verilen elementlerin atom numaralarını belirtiniz.

(b) Verilen türleri çap artacak şekilde sıralayınız. İyonlaşma Enerjileri 3.55 İyonlaşma enerjileriyle ilgili olarak aşağıdaki soruları ya-

nıtlayınız. (a) İyonlaşma enerjileri niçin gaz fazında ölçülür?

(b) Bu enerjiler niçin hep pozitif işaretlidir?

(c) İkinci iyonlaşma enerjisi neden her zaman birinciden büyüktür? 3.56 Sodyumun (Z=11) birinci, ikinci ve üçüncü iyonlaşma ener-

jilerini betimleyen eşitlikleri yazınız. 3.57 Neonun (Z =10) döndüncü iyonlaşma enerjisini betimleyen

eşitliği elektron düzeniyle birlikte yazınız. 3.58 Aşağıdaki ifadelerin neden öyle olduğunu açıklayınız.

(a) 9F atomunun birinci iyonlaşma enerjisi, 8O atomununkinden

büyüktür.

(b) 3Li atomunun birinci iyonlaşma enerjisi, 11Na atomununkinden

büyüktür.

3.59 İyonlaşma enerjisinin bir periyottaki genel eğilimine aykırı

olarak alüminyumun birinci iyonlaşma enerjisi, magnezyu-munkinden küçüktür. Buna bir açıklama getiriniz.

3.60 K, Ca, S ve Cl elementlerini iyonlaşma enerjileri artacak şe-

kilde sıralayınız.

3.61 Potasyumun (Z=19) birinci ve ikinci iyonlaşma enerjileri 419 kJ mol–1 ve 3052 kJ mol–1; kalsiyumun (Z = 20) birinci ve ikinci iyonlaşma enerjileri ise 590kJ mol–1 ve 1145 kJ mol–1 dir. (a) Kalsiyumun birinci iyonlaşma enerjisi neden potasyumunkin-

den daha büyüktür? (b) Kalsiyumun üçüncü iyonlaşma enerjisi 3052 kJ değerinden

büyük müdür, küçük müdür? 3.62 Ne, Na+ ve Mg2+ eşit elektronludur. Gaz fazında bunlardan

birer elektron koparmak istense gereken enerji artış sırası nasıldır? Gerekçenizi açıklayınız.

3.63 Aşağıdaki çiftlerin her birinde birinci iyonlaşma enerjisi daha

büyük olana türü belirleyiniz. (a) F, Ne; (b) Be, Ca; (c) K, Fe; (d) S, Ge; (e) Sn, Te

3.64 Aşağıdaki çiftlerin her birinde birinci iyonlaşma enerjisi

daha büyük olana türü belirleyiniz. (a) Cl, Ar; (b) Rb, Mo; (c) Ca, Co; (d) N, P; (e) Cl, Ga

3.65 Na, Mg ve Al atomlarının elektron dağılımlarını yazınız. Bu

atomları çap, birinci iyonlaşma enerjileri, yaygın iyon yükü, oda koşullarında su ile tepkime verme yönlerinden karşı-laştırınız.

3.66 Klorun ilk sekiz iyonlaşma enerjisi şöyledir (kJ/mol atom):

1255 - 2295 - 3850 - 5160 - 6560 - 9360 - 11000 - 33605 Buna göre periyodik tabloya bakmadan aşağıdaki soruları yanıtlayınız. (a) Klorun kaç değerlik elektronu vardır?

(b) I2 - I3; I5 - I6 ve I7 - I8 arasındaki enerji farkı, bir önceki farka

göre neden büyüktür?

3.67 Dördüncü periyottaki bazı elementlerin ikinci iyonlaşma

enerjileri şöyledir(kJ mol–1):

20Ca 21 Sc 22 Ti 23V 24 Cr 25Mn

1 145 1 235 1310 1365 1592 1509 İyonlaşmanın hangi orbitallerden gerçekleştiğini açıklayınız.

3.68 Kalsiyum elementine ait iyonlaşma enerjileri 590 – 1145–

4912–6491–8153– 10496–12270–14200 kJ/mol olduğuna göre aşağıdaki soruları yanıtlayınız. (a) 590 kJ/mol enerjisini içeren iyonlaşma denklemini kalsiyumun

fiziksel hallerini belirterek yazınız.

(b) Bu verilere göre kalsiyum atomunun kaç değerlik elektronu

vardır? 3.69 Fosfor (P) ve kükürt (S) arasındaki birinci iyonlaşma enerji-

sini karşılaştırınız. Kükürtten bir elektronu koparmanın neden daha az enerji gerektirdiğini açıklayınız.

3.70 Aşağıdaki elementleri birinci iyonlaşma enerjileri azalacak

şekilde sıralayınız.

12Mg, 19K, 20Ca, 8O, 10Ne

3.71 Aşağıda bazı elementlerin atom numarası ve iyonlaşma enerji ilişkisi veriliyor.

Buna göre 2. ve 3. periyottaki hangi elementlerin iyonlaşma enerjileri öncekine göre düşme gösteriyor? Bunun nedenini kısaca açıklayınız.

3.72 Aşağıdakilerden hangisinin ikinci iyonlaşma enerjisi daha

büyüktür? 6C, 3Li, 8O, 9F, 10Ne

3.73 Aynı miktar Mg için aşağıdaki süreçlerden hangisi daha

çok enerji değişimini gerektirir? (a) Mg2+(g) + e– →Mg+(g)

(b) Mg+(g) + e– → Mg(g)

(c) Mg2+(g) → Mg3+(g) + e–

(d) Mg+(g)→ Mg2+(g) + e–

3.74 Bir lityum (Li) atomunun metalik yarıçapı 152 pm’dir. Atomları katı küreymiş gibi kabul ederek bir Li atomunun ve bir mol Li atomunun çapını m3 olarak hesaplayınız.

(1 pm = 1×10−12 m) 3.75 Hangisinde iyonların büyüklüğü doğru sıralanmıştır?

(a) F– < S2– < Al3+ < Mg2+

(b) F– < S2– < Mg2+ < Al3+

(c) Mg2+ < F– < Al3+ < S2–

(d) Al3+ < Mg2+ < F– < S2–

Atom numarası

Bir

inci

iyon

laşm

aen

erjis

i (kJ

/m

ol)

2500

2000

1500

1000

500

181614121086420

O

Ne

He

Ar

SSi

CI

Mg

P

AINa

F

C

N

Li

B

Be

H

3. Bölüm Konu Sonu Soruları218

3. Bölüm Konu Sonu Soruları 219

Elektron İlgisi ve Elektronegatiflik 3.76 İyonlaşma enerjisi ile elektron ilgisi arasında ne fark vardır?

Bu iki kavramı tanımlayıp örnekleyiniz. 3.77 Elektron ilgisiyle ilgili olarak aşağıdaki soruları yanıtlayınız.

(a) İyonlaşma enerjileri daima pozitif işaretli (endotermik) olduğu

halde, elektron ilgisi niçin hem pozitif hem negatif işaretli ola-

bilir?

(b) Hangi elementlerin elektron ilgisi yüksektir? Elektron ilgisi en

yüksek element hangisidir?

3.78 Aşağıdaki element atomlarını elektron ilgileri artacak şe-

kilde sıralayınız. Na, Si, P, Cl

3.79 Aşağıdaki her bir dizideki atomları artan elektron ilgisine

göre sıralayınız. (a) Li, B, O ; (b) F, Cl, Br, I; (c) Na, K, Rb

3.80 Argon için iki enerji değişimi aşağıdaki gibi veriliyor:

(a)Ar(g) + e– + E1 �Ar–(g) (b) Ar(g) + E2 � Ar+(g) + e– Her bir değişimi tanımlayınız; E1 ve E2 enerjilerinin an-lamını belirtiniz.

3.81 Sodyumun (11Na) birinci iyonlaşma enerjisi 495 kJ mol–1 ve

elektron ilgisi – 53 kJ mol–1 dir. Bu enerjileri içeren tepkime denklemlerini yazınız.

3.82 Elektronegatiflik ne demektir?

(a) Elektronegatifliği en yüksek ve en düşük iki elementi belirtiniz.

(b) İki atom arasında elektronegatiflik farkı arttıkça onlar arasındaki

bağın karakteri nasıl değişir? Örneğin H(2.2), F(4), Cl (3.5) oldu-

ğuna göre H --F bağı ile H--Cl bağı arasında ne fark vardır? 3.83Aşağıdaki her bir çiftte hangisinin elektronegatifliği yüksek-

tir? (a) Na, Cl (b) F, Br

(c) Mg, P (d) H, O

3.84 Aşağıdaki üç seçenekten en uygun olanı seçiniz. (a) İyonlaşma enerjisi en büyük olan Cs S Te

(b) İyonlaşma enerjisi en küçük olan Na K Ca

(c) Yarıçapı en küçük olan K Ar Ne

(d) Yarıçapı en büyük olan Cl– K+ S2–

(e) Elektron ilgisi en büyük olan Cl F S

(f) Elektron ilgisi en küçük olan Li N O

(g) En çok eşleşmemiş elektron Fe Ni Zn

(h) n=3 düzeyindeki orbital sayısı 3 6 9

(i) 4f orbitallerindeki elektron sayıs 5 7 14

Periyodik Tabloda Bazı “Aileler” 3.85 Hidrojen, neden ametaldir? Herhangi bir fiziksel halde elek-

triği iletir mi? Elektronegatifliği, iyonlaşma enerjisi metal-ler düzeyinde midir?

3.86 Na, K, F, C, Ne ve Ar elementlerini dikkate alarak aşağıdaki-

leri belirleyiniz. (a) en elektranegatif, (b) en metalik, (c) en kolay pozitif iyon oluşturan, (d) atom yarıçapı en küçük olan, (e) en çok yapabilen

3.87 Simgeleri Ca, C, H, P, Ar, Li ve S olan elementler için, peri-

yodik sistemden yararlanarak aşağıdakilerden hangisine girdiğini belirtiniz. (a) Alkali metal

(b) Toprak alkali metal

(c) Ametal

3.88 Aşağıdaki elementlerin periyodik tablodaki yerlerini

gösteriniz. (a) Alkali metaller; (b) Toprak alkali metaller; (c)Soy gazlar

(d) Halojenler; (e) Geçiş metalleri

3.89 A, B, C, D ve E, atom numarası ardışık artan elementleri

gösteriyor. A’nın atom numarası 16 olduğuna göre öteki elementlerin bulunduğu grupların genel kimyasal adını belirtiniz.

3.90 Alkali metallerin atom numaralarırını yazınız. Onların do-ğada neden elementel olarak bulunmadığına bir açıklama getiriniz.

3.91 Alkali metallerde çapı en küçük ve en büyük olan element

atomunu belirleyiniz. .3.92 Potasyum (19K) ile aşağıdaki lerin vereceği tepkimeleri yazınız.

(a) Cl2, (b) H2O, (c) H2,

(d) P4 (Z=15), (e) S8 (Z=16)

3.93 Aşağıdaki tepkimeleri tamamlayınız:

(a) Na(k) + H2O(s)

(b) Na2O (k) + H2O(s)

(c) MgO (k) + HCl(aq)

(d) NaOH (aq) + H2SO4(aq)

3.94 Karbon dioksit (CO2), bir asit oksittir. Buna göre karbon di-oksitin (a) su, (b) Na2O(k), (c) NaOH(aq) maddeleri ile ve-receği tepkimeleri yazınız.

3.95 Molekül formülündeki atom sayısı verilen aşağıdaki bile-şiklerin adlandırınız. (a) Bir kükürt ve üç oksijen atomu,

(b) İki azot, üç oksijen atomu,

(c) Bir klor atomu ve üç flor atomu

(d) İki iyot atomu ve yedi oksijen atomu 3.96 Bir atomun elektron düzeni aşağıdaki gibidir:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Buna göre elementin periyot ve grup numarasını, bulun-duğu orbital blokunu, ailesini belirtiniz.

3.97 F2 , Cl2, Br2 ve I2 serisinde aşağıdakilerden hangileri artar? toplam elektron sayısı, bağ enerjisi, bağ uzunluğu ve kim-yasal aktiflik

3.98 Halojenlerde tepkimeye girme aktifliği I2, Br2, Cl2, F2 sıra-

sında arttığına göre aşağıdaki tepkimelerden hangisinin ya-zıldığı yönde olması beklenmez? (a) Cl2(g) + 2F–(aq) → 2Cl–(aq) + F2(g)

(b) Br2(s) + 2I–(aq) → 2Br–(aq) + I2(k)

(c) Cl2(g) + 2Br–(aq) → 2Cl–(aq) + Br2(s)

(d) Cl2(g) + 2I–(aq) → 2Cl–(aq) + I2(k)

3.99 Şekilde periyodik sistemin 5. periyodunun sonuna kadar

olan kısmı gösteriliyor. Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe (a) Gösterilen her elementin atom numarasını, orbital blokunu ve

içinde bulunduğu element ailesini belirtiniz.

(b) Rb, Sr, Sn, Te, I, Xe atomlarını çap artacak şekilde sıralayınız.

(c) Aşağıdaki türlerin bileşiklerinde alabileceği iyon yüklerini be-

lirtiniz.

Rb, Sr, Y, Ag, Cd, Sn

Yükseltgenme Basamağı ve Bileşik Formülleri 3.100 Periyodik tabloda beş elementin yeri renklendirilmiştir. Bu

element atomlarının bileşiklerde alabileceği yükseltgenme basamaklarını belirtiniz.

3.101 Aşağıdaki tabloda bulunan iyonlar arasında oluşabiulcek

bileşiklerin basit (ampirik) formüllerini yazınız.

3.102 Aşağıdaki oksitleri iyonik veya moleküler olarak gruplayınız. Na2O, MgO, CO, CO2, N2O, N2O5

3.103 Aşağıdaki halojenür bileşiklerini iyonik veya moleküler ola-

rak gruplayınız. CaCl2, FeCl3 , AgI, SF4 , PCl3 , ICl3

3.104 Aşağıdaki bileşiklerde hidrojenin değerliğini belirleyiniz.

(a) HF (b) H2O (c) NH3

(d) NaH (e) MgH2

3.105 Aşağıdaki bileşiklerde oksijenle birleşen elementin yükselt-genme basamağını belirleyiniz. (a) Na2O (b) CaO (c) Al2O3

(d) N2O5 (e) Mn2O7

3.106 X, Y, Z, T ve Q simgeleriyle belirtilen elementlerin atom nu-

maraları ardışık sayılardır. Z’nin atom numarası 18 ol-duğuna göre:

(a) Birinci iyonlaşma enerjileri artacak şekilde sıralayınız.

(b) T ile Y ve Q ile Y arasında oluşabilecek bileşiklerin formülle-

rini yazınız.

3.107 Potasyumun atom numarası Z=19 olduğuna göre potasyum

nitrat, potsayum sülfat, potasyum karbonat ve potasyum klorat bileşiklerinin formüllerini yazınız.

3.108 Aşağıdaki bileşiklerde klorun yükseltgenme basamağı

nedir? NaCl, ClF, ClF3, HOCl, HOClO, HOClO2, HOClO3

3.109 Amonyum okzalatın formülü (NH4)2C2O4 şeklindedir. Buna

göre sodyum (11Na) okzalatın ve kalsiyum (20Ca) okzalatın formüllerini yazınız.

3.110 Aşağıdaki bileşikleri moleküler veya iyonik olarak grupla-

yınız. Seçiminizi neye dayandırdığınızı açıklayınız. (a) KCl (b) OF2 (c) KClO4

(d) HF (e) H2O2

3.111 Aşağıdaki bileşiklerin adını yazınız. İyonik ve moleküler olarak gruplandırınız.

(a) Rb2O, (b) KNO3 , (c) CuSO4 , (d) KClO3 , (e) HClO

3.112 Aşağıdaki çiftler arasında oluşabilecek bileşiklerin formül-

lerini yazınız. (a) Magnezyum (Z=12) ile klor (Z=17)

(b) Potasyum (Z=19) ile oksijen (Z=8)

(c) Baryum (Z=56) ile brom (Z=35)

İyon Na+ NH4+ Ca2+ Fe3+

Cl− NaCl (örnek)

OH−

CO32−

PO43−

3. Bölüm Konu Sonu Soruları220

3. Bölüm Konu Sonu Soruları 221

3.113 Aşağıdaki iyonların formüllerini yazınız ve belirtilen ele-mentin yükseltgenme basamağını belirleyiniz. (a) Sülfat iyonu (kükürt); (b) klorat iyonu (klor);

(c) karbonat iyonu (karbon); (d) nitrit iyonu (azot)

3.114 Aşağıdaki moleküler bileşikleri adlandırınız.

(a) PCl3 (b) PCl5 (c) N2O5

(d) XeF4 (e) IF5

3.115 Aşağıda adlandırılan moleküler bileşiklerin formüllerini

yazınız. (a) diazot monoksit, (b) diazot pentoksit, (c) kükürt hekzaflorür,

(d) fosfor pentaklorür, (e) kükürt dioksit

3.116 Hidrojen peroksitin formülü H2O2 olduğuna göre

(a) peroksit iyonunu

(b) sodyum peroksitin ve baryum peroksitin formüllerini yazınız.

3.117 Aşağıdaki bileşikleri adlandırınız

(a) NH4F (b) FeO

(c) Cr2O3 (d) Co(NO3)2

3.118 Aşağıdaki molekülleri asit olarak adlandırınız.

(a) HCN (b) HNO3 (c) HNO2

(d) H2SO4 (e) H2SO3

3.119 Aşağıdaki bileşiklerin formüllerini yazınız. (a) ksenon tetraflorür; (b) fosfor pentaklorür; (c)diazot pentoksit;

(d) demir-III- oksit; (e)mangan -II- oksit 3.120 Aşağıda adları verilen bileşiklerin formüllerini yazınız.

(a) Cıva (II) sülfat; (b) demir (III) klorür; (c) nitrik asit

(d) magnezyum sülfat; (e) diazot trioksit; (f) kükürt trioksit.

3.121 Krom ile oksijen arasındaki üç bileşikte kromun yükselt-

genme basamaği +3, +4 ve +6 dır. Bu oksitlerin formüllerini yazınız.

3.122 NH3 , N2H4 , HN3 ve HNO3 bileşiklerinde azotun yükselt-

genme basamaklarını hesaplayınız. 3.123 Hidrojen klorür ile hidroklorik asit arasında ne fark vardır?

Hangisi elektrik akımını iletir? 3.124 Aşağıdaki bileşikleri adlandırınız.

(a) FeO (b) Fe2O3 (c) SO2

(d) SO3 (e) Al2O3

3.125 Klorun oksiasitlerinin formülleri aşağıdaki gibidir:

HOCl HOClO HOClO2 HOClO3 Bu bileşiklerin adlarını belirtiniz.

3.126 Aşağıdaki elementlerin en büyük yükseltgenme basama-ğına sahip florlu bileşiklerin formüllerini yazınız. (a) Sc, (b) Ni, (c) Fe), (d) I, (e) S

3.127 Ksenon heksaflorür su ile ksenon trioksit ve hidroflorik asit

oluşturur. Tepkimenin kimyasal eşitliğini yazınız. Kseno-nun yükseltgenme basamağındaki değişimi belirtiniz.

Manyetik Özellikler 3.128 Aşağıdaki türlerden hangileri eşleşmemiş elektron içerir?

(a) Cl– (b) Mg2+ (c) Sc3+

(d) Fe2+ (e) Mn2+

3.129 Aşağıdakilerden hangisinde eşleşmemiş elektron sayısı en

çoktur? C, Fe3+, Cr3+, Mn4+

3.130 Eşleşmemiş elektrona sahip atom ya da iyonlar paraman-

yetiktir. (a) Bu tür bir atom ve iyon örnekleri veriniz.

(b) Paramanyetik türün, manyetik alandan nasıl etkileneceğini be-

lirtiniz. 3.131 F–, Zn2+ ve Ti türlerinden hangisi paramanyetiktir? 3.132 Aşağıdaki türlerden hangileri paramanyetiktir?

(a) Na+ (b) Zn2+ (c) Cu+

(d) Br (e) Co3+

3.133 Aşağıdaki bileşiklerin paramanyetik veya diamanyetik özel-liklerden hangisini göstereceğini açıklayınız.

(a) CuBr, (b) NiCl2 , (c) CrCl2 , (d) NbCl5 , (e) RuO4

3.134 Aşağıdaki atom ve iyonlardan paramanyetik ve diaman-

yetik olmasını bekleriz? (a) Cs+, (b) Cr3+, (c) Cd, (d) Cl, (e) Sn2+