Atom ve Periyodik Tablo ( ppt indir )
ATOM VE PERİYODİK TABLO SUNU ( ppt indir )
POSTER
PERİYODİK TABLO ( Word indir. )
ATOM VE PERİYODİK TABLO
ATOM VE PERİYODİK TABLO
1.Giriş
Modern kimya 18 inci yüzyıldaki buluşlarla başladı. Bu buluşlar kütlenin korunumu yasası ve sabit oranlar yasasının ortaya konmasını ve sırasıyla atom kuramlarının geliştirilmesini sağladı. Katot ışını araştırmaları, bütün maddelerde bulunan bir temel tanecik ve bir negatif yük birimi olan elektronun keşfine yol açtı. X-ışınları ve radyoaktifliğin bulunması, katot ışını çalışmalarının sonucudur. İzotopların keşfi ve modern kütle spektrometresinin gelişmesine sebep de katot ışını çalışmalarıdır. a-parçacıklarının ince bir metal yapraktan saçılması atom çekirdeği kavramını doğurdu. Sonra proton ve nötron keşfedildi.
2. Bölüm 1. Atomun Yapısı Ve Çağdaş Atom Teorileri
Çağdaş atom modelinde, proton ve nötronlardan oluşmuş bir çekirdek ve bu çekirdeğin dışında elektronlar vardır. Yunancadaki atomos sözcüğünden türetilmiştir. İlk önceleri bölünemeyen, sert ve içi dolu tanecik olarak bilinirdi. İlk gözleme ve deneye dayalı teori John Dalton tarafından ortaya atılmıştır. Kimyasal birleşmenin temeli olan katlı oranlar yasası ve kütlenin korunumu yasasından yararlanarak Dalton 1803-1808 yıllarında bir atom kuramı geliştirmiştir.
2.1 Dalton Atom Teorisi
- Her element atom adı verilen çok küçük ve bölünemeyen taneciklerden oluşmuştur. Atomlar kimyasal tepkimelerle oluşamaz ve bölünemezler. ( Yanlışlığı: proton, nötron ve elektronların varlığını kabul etmemesi ve kimyasal tepkime öncesi var olan atomlar tepkime sonrasında da var olmalıdır (Kütlenin Korunumu Kanunu: Tepkimeden çıkan ürünlerin kütleleri toplamı, tepkimeye giren maddelerin kütleleri toplamına eşittir. )
- Bir elementin bütün atomlarının kütlesi (ağırlığı) ve diğer özellikleri aynıdır. Fakat bir elementin atomları diğer bütün elementin atomlarından farklıdır. ( Sabit Oranlar Yasasını destekler ( Sabit Oranlar Yasası: Bir bileşin bütün örnekleri aynı bileşime sahiptir. Yani bileşenler sabit bir oranda birleşir. Suyun %11.19 hidrojen ve % 88.81 oksijen oranlarından oluşması gibidir.) Fakat izotopların varlığını kabul etmemesi yanlışlığıdır.)
Kimyasal bir bileşik iki ya da daha çok sayıda elementin basit sayısal bir oranda birleşmesiyle oluşur. Bu düşünceler diğer bilim adamlarınca geliştirilmiş ve atom ve moleküllerin gerçekliği ispatlanmıştır.
2.2 Thomson Atom Teorisi
r=10-8 cm olan bir küre olarak düşünmüştür. İçinde proton ve elektron bulunduğunu söylemiş ama elektronun kütlesini protonunkinin yanında ihmal etmiştir. Nötronlardan hiç bahsetmemiştir. Proton ve elektronların atomda rast gele bulunduğunu söylemesi yanlışlığıdır.
2.3 Rutherford Atom Teorisi
- Bir atomun kütlesinin çok büyük bir kısmı ve pozitif yükün tümü, çekirdek denen çok küçük bir bölgede yoğunlaşır. Atomun büyük bir kısmı boş bir uzay parçasıdır. Boşluklardan ibarettir.
- Pozitif yükün büyüklüğü atomdan atoma değişir ve elementin atom ağırlığının yaklaşık yarısıdır.
- Çekirdeğin dışında, çekirdek yüküne eşit sayıda elektron bulunur. Atomun kendisi elektrik yükü bakımından nötrdür.
Rutherford atom modeli bir atomun çekirdeğin çevresinde elektronların nasıl yerleştiğini göstermez. Klasik fiziğe göre sabit negatif yüklü elektronlar pozitif yüklü çekirdek etrafından çekilmekte idi. Fakat bir atomdaki elektronlar, tıpkı bir gezegenin güneş etrafındaki yörüngesel hareketi gibi hareket halindedir.
2.4 Bohr Atom Teorisi
1913 yılında, Niels Bohr Planck’ın kuantum hipotezini kullanarak hidrojen atomu için aşağıdaki varsayımları ortaya attı. (Bir sistemin izin verilen iki enerjisi arasındaki fark belirli bir değere sahiptir. ve bu fark enerji kuantumudur.
Planck eşitliği: E= h.Ɣ
Planck sabiti h= 6,623*10-34 Js)
E= Bir fotonun enerjisi
Ɣ = Frekans
- Elektron çekirdeğin etrafında dairesel yörüngede (orbitlerde) hareket eder. Bu yörüngelere enerji düzeyleri veya kabukları denir.
- Elektron izin verilen sabit bir yörünge dizisinde bulunabilir ve buna temel hal denir. Elektron belirli bir yörüngede ne kadar uzun kalırsa kalsın enerji yayınlamaz ve enerjisi sabit kalır. Atomlar bir elektrik akı veya bek alevi ile ısıtılınca elektronlar enerji absorblayarak daha yüksek enerji düzeyine geçerler. Bu durumdaki atomlar uyarılmış haldedir.
3.Bir elektron yüksek enerji seviyesinden daha düşük enerji seviyesine geçtiğinde belli bir miktarda enerji yayınlar. Bu iki düzey arasındaki enerji farkı bir ışık kuantumu halinde yayılır.
Elektronlar için izin verilen haller kuantum sayısı denen n= 1, n = 2, n= 3,… Gibi tam sayılarla ifade edilir. En düşük izin verilen hal temel haldir, çekirdeğe yakın yörüngede bulunur.
Ana (baş) kuantum sayısı = n; Daima tam pozitif sayı ve 1’den 7’ye kadardır ve her bir sayı periyodik cetveldeki periyotlara (yatay sıra) karşılık gelir. Çekirdekten uzaklığı belirtir.
Bir atomun çekirdek etrafındaki n değeri K, L, M, N, O, P, Q alt kabuklarına eşdeğerdir ve buradaki tali yörüngeler s, p, d, f isimleri ile adlandırılır.
K – kabuğunda 1 s tali yörüngesi
L – kabuğunda 1 s ve 1 p olmak üzere 2 tali yörünge
M– kabuğunda 1 s , 1 p ve 1 d olmak üzere 3 tali yörünge
N- kabuğunda 1 s , 1 p , 1 d , 1 f olmak üzere 4 tali yörünge
Yörüngelerin aldığı elektron sayısı = 2n2 dır.
En dış kabuktaki elektronlara değerlik elektronları denir.
İkinci sayı ise orbital (açısal –momentum ) kuantum sayısı (l) , sıfır dahil pozitif tam sayıdır ve elektron bulutunun şekillerini ifade eder;
l = 0, 1, 2, 3, 4, … n-1
l= 0 ise küresel, l= 1 ise labut şeklini alır. Sayı büyüdükçe şekil karışık olur.
Üçüncü sayı ise magnetik kuantum (m) sayısıdır ve boşluktaki elektron bulutunun oriantasyonu ile ilgilidir. –l den + l ye kadar herhangi bir sayı olabilir.
2 l +1=m
dördüncü kuantum sayısı spin kuantum sayısı (s) dır ve elektronun dönüş yönünü tanımlar. Magnetik alanda elektronların (+) ve (-) spinleri olduğunu gösterir. Spin kuantum sayısı daima +½ veya -½ dır.
2.5 Elektronların Dağılımı
Elektronlar orbitallere atomun enerjisi en az olacak şekilde yerleşir. Bir atomda hiç bir zaman 4 kuantum sayısı da aynı olan iki elektron bulunmaz. (Pauli dışlama ilkesi) Bir orbitalde yalnızca iki elektron bulunabilir ve bu elektronlar zıt spinlere sahip olmalıdır. Her bir orbitalde ancak iki elektron bulunabileceğinden bir alt kabuğun alabileceği elektron sayısı, alt kabuktaki orbital sayısının iki katına eşittir.Elektronlar eş enerjili orbitallere önce birer birer girerler, bütün eş enerjili orbitaller birer elektron aldıktan sonra ikinci elektronu ters spinli almaya başlarlar. (Hunt Kuralı)
Tüm elektronlar aynı elektriksel yüke sahip olduğu için birbirlerini iterler. Bunun için yarı dolmuş bir orbitaldeki elektronlar eşleşmek yerine eş enerjili boş bir orbitale girmeyi tercih ederler.
2.6 Atom simgeleri
Bir atomun çekirdeğinde bulunan proton sayısına atom numarası (z) denir. Nötr bir atomda elektron sayısı proton sayısına eşittir. Atom kütlesi; çekirdekte bulunan proton ve nötron sayısının toplamıdır.
Proton sayısı-nötron sayısı = Elementin yükü
Elektron veren ya da alan atoma iyon denir ve net bir elektron yükü taşır. İyon haline gelen atomun proton sayısı değişmez.
2.7 Atom kütleleri
Bağıl atom kütleleri karbon elementine göre düzenlenmiştir. Karbon atomunun kütlesi keyfi olarak 12 atomik kütle birimi 8akb) kabul edilmiştir. Atomik kütle birimi 126C atomunun kütlesinin 1/12 olarak tanımlanır. 1H haricinde, bir atomun çekirdeğini oluşturan taneciklerin kütlelerinin toplamı daima o çekirdeğin gerçek kütlesinden büyüktür. Atom kütleleri için 12 standart alındığı halde gerçekte karbon atomunun kütlesi 12.011 akb dır. Standart alınan karbon atomları sadece 12 karbon atomlarıdır, halbuki doğada 13 karbon atomları da vardır. Bu iki izotopun varlığı karbon atom kütlesinin 122 den büyük olmasını sağlar.
Aynı atom numarasına (z), farklı kütle numarasına sahip iki yada daha çok atoma izotop denir. Çoğu elementler doğada izotop halinde bulunurlar. Atom ağırlığı, doğal izotopların kütlelerinin ağırlıklı ortalamasıdır.
3. Bölüm 2. Periyodik Çizelge Ve Bazı Atom Özellikleri
Periyodik tablonun tamamı temelde elementlerin elektron dağılımıdır. Elementlerin atom yarıçapları, iyonlaşma enerjileri ve elektron ilgileri gibi bazı özellikleri tabloda göz önünde tutulmuştur. Elementlerin artan atom kütlelerine (atom numaraları) göre sıralandıklarında bazı özellikler periyodik olarak tekrarlanmaktadır. Periyodik özelliklerinden biri; bir elementin atom kütlesinin katı haldeki yoğunluğuna bölünmesiyle elde edilen atom hacimleridir. Buna mol hacmi denir. Avogadro sayısı kadar atomun kapsadığı hacimdir.
Atom (mol ) hacmi (cm3/mol ) = mol kütlesi ( g/mol ) . 1/d (cm3/g )
Periyodik çizelge, benzer özellikteki elementleri gruplar halinde bir araya getiren, elementlerin çizelge halinde düzenlenmesidir. Benzer elementler düşey gruplar içine düşmekte ve özellikler yukarıdan aşağıya doğru düzenli olarak değişmektedir. Alkali metaller (I.A grubu) yüksek mol hacimlerine sahip ve aşağıya inildikçe azalan düşük erime noktalarına sahiptir. +1 yükseltgenme basamağında olup NaCl, KCl, Csl, Li2O v.s. iyonik bileşikler oluştururlar. Bir atomun bileşiklerinde verdiği ya da aldığı elektron sayısına yükseltgenme basamağı denir.
Wiliam Ramsey soygazları bulmuştur ve 0’ıncı grup denmiştir. Bu grup halojen elementleri (grup VII A ) ile alkali metaller arasında yer almaktadır.
İlk periyot sadece iki elementten oluşur; hidrojen ve helyum. Sonraki iki periyot sekiz elementli; dördüncü ve beşinci periyotlar on sekizer element; altıncı periyot otuz iki üyeli olup bunun on dört üyesi altta yerleştirilmiştir ve (z=57) Lantanitler denir. Yedinci periyodun on dört üyesi altta ve aktinitler olarak adlandırılır.
Her grupta elektron dağılımında benzerlik vardır.
1 A grubu (Alkali metaller): s orbitalinde tek değerlik elektronuna sahiptir; yani ns1
7 A grubu (Halojenler): 7 değerlik elektronuna sahiptir ve elektron dağılımı s2p5 dır.
8 A grubu (Soy gazlar): helyum (2 elektronlu) dışındakiler hariç en dış tabakalarında 8 elektron bulundururlar (s2p6 )
| s bloğu | : 1A ve 2A gruplarını kapsar. |
| p bloğu | : 3A, 4A, 5A, 6a, 7a ve 8A |
| d bloğu | : 3B, 4B, 5B, 6B, 7B, 8B, 1B, 2B |
| f bloğu | : lantanitler ve aktinitler |
3.2.1 Periyodik Cetvel
s ve p bloğu elementlerine baş grup elementleri, d ve f bloğu elementlerine geçiş elementleri denir. f bloğuna iç geçiş elementleri de denir. Bütün B grubu, geçiş elementleridir sadece 1B ve 2B gruplarında grup numarası en dış kabuktaki elektron sayısını verir.
Bir elementin özelliklerini değerlik elektronlarının dağılımı belirler. Bir elektron kabuğunun baş kuantum sayısı büyüdükçe çekirdekten çok daha uzaklarda önemli ölçüde elektron yoğunluğu görülür. Bu nedenle, elektron kabukları çoğaldıkça atomun daha büyük olmasını bekleriz. Bir grupta periyot numarası büyüdükçe atom çapı büyür. Büyük atom numaralı elementlerde d ve f orbitallerinin perdeleme etkisi s ve p elektronlarının dış kabuk elektronlarını perdeleme etkisinden daha az olduğu için, en dış kabuktaki elektronlar çekirdeğe beklenenden daha yakın konumda bulunurlar. Genel olarak, daha çok elektron kabuğu bulunan atomlar daha büyük atomlardır. Atom yarıçapları elementlerin bir grubu içinde yukarıdan aşağıya doğru artar. Periyot boyunca soldan sağa doğru atom yarıçapları genel olarak azalmaktadır. ancak buna geçiş elementleri uymaz. Atom yarıçapları metaller için metallik yarıçap, ametaller için kovalent yarıçap olarak alınmıştır.
Bir metal atomu pozitif bir iyon oluşturmak üzere bir yada daha çok elektron kaybettiğinde, çekirdekteki yük miktarı elektron sayısından daha fazla olur. Çekirdek, elektronları daha yakına çeker ve sonuç olarak, katyonlar kendini oluşturan atomlardan daha küçüktürler. Anyonlar kendilerini oluşturan atomlardan daha büyüktür. Eş elektronlu anyonlar için iyon yükü artıkça iyon yarıçapı artar. Bir ametal negatif iyon (anyon) oluşturmak üzere bir ya da daha çok elektron aldığında çekirdek yükü sabit kalırken, fazla elektron nedeniyle etkin çekirdek yükü (çekirdeğin gerçek yükü ile elektronlar tarafından perdelenen yük arasındaki fark) değeri azalır. Elektronlar arasındaki itme etkisi artar, daha çok dağılır ve atom büyüklükleri artar.
Bir atom elektronlarını ne kadar kolay kaybederse, metal özelliği o kadar fazladır. İyonlaşma enerjisi (I), gaz halindeki atomlardan bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli enerji miktarıdır. İyonlaşma enerjisi bireysel elektronlar için elektron volt (eV) cinsinden veya elektron bir mol elektron için mol başına düşen kJ cinsinden verilir. 1 elektron volt; vakumda potansiyel farkı 1 volt olan bir bölgeden geçen bir elektron tarafından kazanılan kinetik enerjidir. (1 eV = 1,602210-19 J = 96,487 kJ/mol ) İyonlaşma enerjisi arttıkça elektronun uzaklaştırılması gittikçe zorlaşır. Atom yarıçapı
artıkça iyonlaşma enerjileri azalır. Periyodik çizelgede bir grupta yukarıdan aşağıya gidildikçe atomların elektron kaybetmeleri daha kolay olur; metallik karakter artar.
1A ve 2A grubu metallerinin indirgenme yetenekleri vardır. İndirgen madde elektron kaybederek kendisi yükseltgenir. 7a grubu (halojenler) elementlerinin yükseltgenme yetenekleri vardır. Yükseltgen bir madde yükseltgenme yarı tepkimesinde kaybedilen elektronları alır. Elektron alarak yükseltgenme yapan maddenin kendisi indirgenir.
ELEKTRON İLGİSİ
Gaz haldeki bir atomun bir elektron alması sırasında oluşan enerjiye elektron ilgisi
denir.
Bu tür işlemlerde her zaman olmamakla beraber, enerji açığa çıkar. Birinci elektron ilgilerinin (EI1) büyük bir çoğunluğu, negatif işaretlidir.
Kararlı elektronik yapıya sahip olan elementlerin, bir elektron kazanması enerji gerektirir.Yani olay endotermiktir ve elektron ilgisi pozitif işaretlidir.
Genel olarak, periyodik çizelgede bir periyot boyunca soldan sağa gidildiğinde elektron
ilgisi artar.
Bir grupta yukarıdan aşağıya doğru inildiğinde ise elektron ilgisi azalır.
Ametaller, metallere kıyasla daha yüksek elektron ilgisine sahiptirler.
9F’un boş değerlik orbitali yok buna karşılık, 17Cl’un boş değerlik orbitali çoktur. F’aelektronu yerleştirmek için daha fazla enerji harcanması gerekiyor. Bu sebeple Cl’un elektron ilgisi daha büyüktür.
Bazı elementler için ikinci elektron ilgisi (EI2) değerleri de tayin edilmiştir.
Negatif bir iyon ile bir elektron birbirlerini iteceklerinden, negatif bir iyona bir elektron
katılması enerji gerektirir.
Bu nedenle, bütün ikinci elektron ilgisi (EI2) değerleri, pozitif işaretlidir.
ATOM ÇAPI
Bir grupta yukarıdan aşağıya doğru inildikçe atom numarası büyür ve periyot numarası artar. Periyot numarasının artması temel enerji düzeyinin (yörünge veya kabuk sayısının) artması demektir. Böylece elektronlar çekirdekten uzaklaşır ve atom çapı (hacmi) büyür.
Bir periyotta ise soldan sağa doğru atom numarasının yani çekirdekteki pozitif yük yoğunluğunun artmasına karşı kabuk sayısı değişmez. Bunun sonucu olarak elektronlar çekirdeğe daha kuvvetli çekilirler ve atom çapı (hacmi) küçülür.
Sonuç olarak periyodik cetvelde; bir periyotta soldan sağa doğru atom çapı azalırken, bir grupta yukarıdan aşağıya doğru atom çapı artar.
İYONLAŞMA ENERJİSİ
İyonlaşma enerjisi, gaz halindeki bir atomun son temel enerji seviyesindeki çekirdek tarafından en az kuvvetle çekilen bir elektronu koparmak için verilmesi gereken en az enerji miktarıdır. Elementlerin elektron alış verişi sonucu oluşturdukları katyon ve anyonların oluşturduğu tepkimelerdir.Asitlerin iyonlaşması demek, kendini oluşturan (+) ve (-) yüklü iyonlarına ayrışması demektir.Asitler, saf haldeyken elektrik akımını iletemeyip sadece suda çözündüklerinde elektrik akımını iletebilirler. (Asitlerin elektrik akımını iletebilmesi için iyonlaşması gerekir. Çünkü çözeltilerde elektrik akımının iletilmesini (+) ve (-) yüklü iyonlar sağlar.) Mesela;
- HCl (suda)(aq) → H+ + Cl-
HCl + H2O → (H3O)+ + Cl- gibi
Formül Tanımları ve Hesapları
Yapı Formülü ; Bir moleküldeki atomların hangi bağ türleriyle ve hangi atomların birbirine bağlandığını gösterir. Molekül Formülü; bir bileşiğin molekülünü oluşturan atomların gerçek sayılarını gösterir. Mol olarak en basit tam sayı oranı basit formülü (empirik formülü) verir. Eğer bir bileşiğin molekül ağırlığı biliniyorsa basit formülden bileşiğin molekül formülü türetilebilir. Molekül formülü bileşiğin gerçek formülüdür. Bir bileşiğin yüzde bileşimi, bileşiğin formülünden kolaylıkla hesaplanır. Asetik asit için;
Kaba (empirik) formül : CH2O
Molekül formül : C2H4O2
Yapı formülü : CH3COOH
Yakma analizinden de bileşiğin formülü bulunabilir. Yakma analizinde belli ağırlıkta bileşik örneği, oksijen gazı akımında yakılır. Yanma sırasında oluşan su buharı ve karbondioksit gazı uygun bileşikler tarafından tutulur. Bu tutucuların artan ağırlıkları su ve karbondioksitin kütlesini verir. Örnekteki bütün karbon atomları karbondioksit haline, hidrojen atomları da suya dönüşür.
Deneysel Formül Tayini:
- Elementlerin verilen miktarları veya ağırlık yüzdeleri atom ağırlığına bölünür.
- Çıkan sayıların en küçük ortak katı alınır.
- Bu sayılar tam sayılar değil ise uygun sayılarla çarpılarak tam sayılar haline getirilir ve taslak formülde yerine konularak deneysel formül bulunur.
- Deneysel formülün molekül ağırlığı ile verilen molekül ağırlığı kıyaslanarak bileşiğin molekül formülü bulunur.
esrakan53.wordpress.com 