Bölüm 2. ATOMUN YAPISI VE PERIYODIK CETVEL

Yrd. Doç. Dr. Mustafa SERTÇELİK

Kafkas Üniversitesi

Kimya Mühendisliği Bölümü

Bölüm 2. ATOMUN YAPISI VE PERIYODIK

CETVEL

Genel Kimya

Atomlar

Eşya malzeme madde element

atom Temel parçacıklar (lepton ve

kuarklar)

2

Atomlar

• Maddelerin atom denen bölünemeyen çok

küçük parçacıklardan meydana geldiği fikri

ilk kez M.Ö. 5. asırda Demokritos

tarafından ortaya atılmıştır. Bu fikir o

zamanlar fazla kabul görmemiştir.

• 19. y.y. başlarında İngiliz bilim adamı John

Dalton ilk atom teorisini ortaya atan bilim

adamıdır.

4

Dalton’un atom teorisi

1. Elementler atom denilen çok küçük parçacıklardan meydana gelmiştir. Bir elementin bütün atomları büyüklük, kütle ve kimyasal özellikler bakımından birbirinin aynıdır.

2. Bir elementin atomları, diğer bütün elementlerin atomlarından farklıdır.

3. Bileşikler birden fazla elementin atomlarından meydana gelmiştir. Herhangi bir bileşikte, herhangi iki elementin atomlarının sayılarının birbirlerine oranı basit ve sabit bir orandır.

4. Bir kimyasal reaksiyon sadece atomların birbirlerinden ayrılmalarını, birleşmelerini veya yeniden düzenlenmelerini içerir. Kimyasal reaksiyonlarda atomların oluşmaları veya yok olmaları söz konusu değildir.

İki elementin atomlarının birleşerek bir bileşik

oluşturduklarını gösteren bir kimyasal reaksiyonun

şematik gösterimi

Reaksiyondan önceki toplam atom sayısı reaksiyondan sonraki

toplam atom sayısına eşittir

Thomson’un atom modeli

Pozitif

Yüklü

çekirdek

Negatif yüklü

elektronlar

Rutherford’un atom modeli

Rutherford’un atom modeli

Atomun yapısı

Elektronlar: katot ışını tüpü ile Thomson’un yaptığı deneyler sonunda

keşfedilmiştir. Elektron ışını elektrik alanı uygulandığında (+) yüke doğru

sapma gösterir. Bu da elektronların (–) yüklü olduklarını gösterir.

Atomun yapısı

• Elektronlar atomun bir parçasıdır.

Elektronlar (–) yüklü parçacıklardır, atomlar

ise nötrdür. Dolayısıyla atomlarda

elektronların yükünü dengeleyecek (+)

yüklü parçacıkların olması gerekir.

• Çekirdek atomun bir diğer parçası olup

elektronlarla eşit oranda fakat ters işaretli

(+) yük taşırlar.

Nötron ve protonlar

• Rutherford’un atom modeline göre pozitif yüklü atom çekirdeği atomun merkezinde, küçük bir hacim kaplamıştır. Negatif yüklü elektronlar ise atom çekirdeği etrafında belirli yörüngelerde hareket etmektedirler.

• Bu modele göre çekirdeği +2 yüklü olan helyumun kütlesi, çekirdeği +1 yüklü olan hidrojenin kütlesinden iki kat fazla olmalıdır. Fakat gerçekte helyumun kütlesi hidrojenin kütlesinin dört katıdır.

• Bunun sebebi atom çekirdeğinin hem pozitif yüklü protonlardan hem de elektrik yükü olmayan nötronlardan oluşmasıdır.

Bohr Atom Modeli

• Rutherford atom modelinde, elektronların

çekirdek çevresinde ne şekilde bulundukları

hakkında herhangi bir bilgi

bulunmamaktadır.

• Bir atomdaki elektronların, tıpkı bir

gezegenin güneş etrafındaki yörüngesel

hareketi gibi, hareket halinde oldukları

düşünüldü.

13

Bohr Atom Modeli

• 1913 yılında Hollandalı

Fizikçi Niels Bohr klasik

fizik ve kuantum kuramının

ilginç bir sentezini yaparak

hidrojen atomu için yeni bir

model ileri sürdü.

14

Niels Bohr

(1885-1962)

Bohr Atom Modeli

Bu modelde yer alan görüşler, şu şekilde özetlenebilir:

1. Elektron, çekirdek etrafında, dairesel yörüngelerde hareket etmektedir.

2. Elektronun hareket edebildiği yörüngelerin belli enerji değerleri vardır. Elektron, bu belli enerjiye sahip yörüngelerde bulunduğu sürece enerji yaymaz.

15

Bohr Atom Modeli

3. Elektron bir üst enerji düzeyinden

(yörüngeden), alt enerji düzeylerine

düştüğünde ışıma şeklinde enerji yayar.

Yayımlanan ışık fotonunun enerjisi E =

hn’dür.

16

Bohr Atom Modeli

• Hidrojen atomundaki enerji düzeyleri’nin

(yörüngeler) enerjisi, aşağıda verilen

eşitlik ile hesaplanır.

17

En = A

n2 A = 2,179 x 10-18 J

n = 1, 2, 3,….

n sayısı, kuantum sayısı olarak adlandırılır.

Bohr Atom Modeli

• Bohr tarafından önerilen atom modeli, aşağıdaki

şekilde şematize edilebilir.

18

e-

n =

4

n =

3

n =

2

n =

1

Enerji

Düzeyi Kabuk

n = 1 K

n = 2 L

n = 3 M

n = 4 N

n = 5 O

n = 6 P

n = 7 Q

K L

M N

Bohr Atomu

19

Bohr Atom Modelindeki Yanlışlıklar

• De Brogli’ye göre, elektron dalga özelliğine de sahiptir.

• Heisenberg ise elektronun yerinin hassas bir şekilde belirlenemeyeceğini ileri sürmektedir.

• Bu görüşlerin ışığında, Bohr atom modeline yeniden bakıldığında, bu modelin kısmen yanlış olduğu görülmektedir.

20

Bohr Atom Modelindeki Yanlışlıklar

• De Broglie ve Heisenberg’in görüşleri doğru ise (doğruluğu kabul edilmektedir) atomda elektronların kesin yörüngeler üzerinde hareket ettiğini söylemek yanlıştır.

• Yani, elektronun çekirdek etrafında dairesel yörüngelerde hareket ettiği görüşü günümüzde geçerli değildir (Bohr atom modelindeki 1. madde).

21

Dalga Mekaniği Atom Modeli (Modern

Atom Kuramı)

• 1927 yılında Erwin

Schrödinger, elektronların

dalga özelliğine sahip

olduğu gerçeğinden hareket

ederek, elektron gibi çok

küçük taneciklerin üç

boyutlu uzaydaki hareketini

tanımlayan bir denklem ileri

sürdü.

22

Modern Atom Kuramı

23

08

2

2

2

2

2

2

2

2

VE

h

m

zyx

Y (psi) : dalga fonksiyonu

x, y, z : uzay koordinatları

m : elektronun kütlesi

E : toplam enerji

V : potansiyel enerji

Schrödinger Denklemi :

Modern Atom Kuramı

• Schrödinger denkleminin çözümünden, n, l, ml şeklinde üç kuantum sayısı bulunur.

• Bu kuantum sayılarının üçünün belli değerleri, elektronların bulunma ihtimalinin yüksek olduğu yerlere karşılık gelir.

• Elektronun bulunma ihtimalinin yüksek olduğu yerlere “orbital” denir.

24

Modern Atom Kuramı

• Orbitallerin kesin sınırları

olmamakla beraber,

elektronun zamanının %90-

95’ini geçirdiği bölgeye

orbital denmektedir.

25

Modern Atom Kuramı

• Schrödinger denkleminin çözümüyle elde

edilen hidrojen atomuna ait bilgilerde artık

yörünge kavramı tamamen çürütülmüştür.

• Yeni atom modelinde, elektron, kesin

yörüngeler üzerinde değil, orbital adı

verilen uzay parçalarında hareket

etmektedir.

26

Kuantum teorisine göre atom

• Atomun kuantum modelini Bohr, De Broglie,

Heisenberg ve Schrödinger gibi bilim adamları

atomun bugün kabul edilen modelinin

gelişmesinde rol oynadılar.

• Bu teoriye göre proton ve nötronlardan oluşan

atom çekirdeği atomun merkezinde bulunur.

Elektronlar ise varlıkları ve şekilleri matematiksel

olarak hesaplanan orbitallerde atom çekirdeğinin

etrafında dalga karakterinde bir hareketle

dolaşırlar.

Çekirdeğin etrafında elektronun bulunduğu bölgenin kesiti

Hidrojenin atom çekirdeği ve çevresindeki elektron yörüngesi

Atom numarası, kütle numarası, izotoplar

• Atom numarası herhangi bir elementin atom çekirdeğindeki proton sayısıdır, Z ile gösterilir.

• Kütle numarası herhangi bir elementin atom çekirdeğindeki proton sayıları ile nötron sayılarının toplamıdır, A ile gösterilir.

Nötron sayısı = A – Z

• Atom numaraları (proton sayıları) aynı olan, kütle numaraları farklı olan atomlara izotop denir. Bir elementin farklı izotopları olabilir. Yani izotoplar aynı elementleri ifade ederler, fakat nötron sayılarının farklılığından dolayı izotop olan atomların kütleleri farklıdır.

Atom numarası, kütle numarası, izotoplar

Bir elementin atom ve kütle

numaralarının yazılışı genelde şu

şekildedir (farklı da olabilir):

Örnek:

Örnek:

HİDROJEN DÖTORYUM TİRİTYUM

Periyodik Tablo

D. Mendeleev

Orbitallerin enerji Sırası

34

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s <

4d < 5p <6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p

Elementlerin Elektronik Yapıları

• Bir atomda elektronların düzenlenme şekline atomun elektronik yapısı denir.

• Elektronlar, orbitalleri üç kurala uyarak doldururlar. Bunlar:

• Elektronlar, orbitalleri en az enerjili orbitalden başlayarak doldururlar. Düşük enerji seviyeli bir orbital tamamen dolmadan, bir üst seviyedeki orbitale elektron giremez (Aufbau İlkesi).

35


• Bir orbitale en fazla ters spinli iki elektron

girebilir (Pauli İlkesi).

• Atom içerisinde elektronların girebileceği

aynı (eş) enerjili birden fazla boş orbital

varsa, elektronlar bu orbitallere önce paralel

spinlerle tek tek girerler.

36


• Böylece, eş enerjili orbitallerin tamamı yarı

dolmuş (yani tek elektronlu) duruma

geldikten sonra, gelen elektronlar, zıt

spinlerle bu yarı dolmuş orbitalleri

doldururlar (Hund Kuralı)

37

Elementlerin Elektron

Konfigurasyonları (Dağılımları)

• Atomik orbitaller, çoğu zaman bir kare, daire

yada yatay bir çizgi ile gösterilirler.

• Elektronlar ise çift çengelli oklar ile temsil

edilirler.

Orbital gösterimleri

Elektron gösterimi

38

39

Atom Z Temel hal elektron konfigürasyonu

H 1 1s1

He 2 1s2

Li 3 1s2 2s1

Be 4 1s2 2s2

B 5 1s2 2s2 2p1

C 6 1s2 2s2 2p2

N 7 1s2 2s2 2p3

O 8 1s2 2s2 2p4

F 9 1s2 2s2 2p5

Ne 10 1s2 2s2 2p6

Na 11 1s2 2s2 2p6 3s1

40

Bazı Elementlerin Orbital Diyagramları

atom Orbital Diyagramı

5B

1s2

2s2

2p1

6C

1s2

2s2

2p2

7N

1s2

2s2

2p3

8O

1s2

2s2

2p4

9F

1s2

2s2

2p5

17Cl

1s2

2s2

2p6

3s2

3p5

Aufbau İlkesinden Sapmalar

• Çoğu element için Aufbau Yöntemine göre

öngörülen elektron dağılımları deneysel

olarak da doğrulanmıştır.

• Birkaç elementin elektron dağılımı, bazı

ufak sapmalar gösterir.

• Bu değişiklikler, dolu ve yarı dolu

orbitallerin kararlılığı ile açıklanır (küresel

simetri).

41

Aufbau İlkesinden Sapmalar

Atom Öngörülen Elektron

Dağılımı

Deneysel Elektron

Dağılımı

24Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

4s2 3d4

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

4s1 3d5

29Cu 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

4s2 3d9

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

4s1 3d10

42

Grup ve Peryot Bulunması

• Atom numarası verilen elementin elektron

dağılımı yapılır.

• Orbital katsayısı en yüksek olan sayı,

elementin periyot numarasını verir.

• Son elektron s veya p orbitalinde bitmişse,

element A grubundadır.

• s-Orbitali üzerindeki sayı doğrudan A

grubunun numarasını verir.

43


• Elementin elektron dağılımı p orbiatli ile

bitmişse, p’nin üzerindeki sayıya 2 ilave

edilerek grup numarası bulunur.

Örnekler:

• 11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 3. Peryot, 1A Grubu

• 17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 3. Peryot, 7A Grubu

44


• En son elektron d orbitalinde bitmişse, element B

grubundadır.

d1

1+2 = 3 B

d2

2+2 = 4 B

d6

6+2 = 8 B

d7

7+2 = 8 B

d8

8+2 = 8 B

d9

9+2 = 1 B

d10

10+2 = 2 B

45


Örnek:

25Mn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

4. Periyot, 7B Grubu

• Elektron dağılımı yapılan elementin en son

elektronu 4f orbitalinde bitmişse

Lantanitler, 5f de bitmişse Aktinitler

serisinin bir üyesidir.

46

47

8.2

ns

1

ns

2

ns

2n

p1

ns

2n

p2

ns

2n

p3

ns

2n

p4

ns

2n

p5

ns

2n

p6

d1

d5

d1

0

4f

5f

Elementlerin Elektron Konfigurasyonları

Periyodik Tablo (Çizelge)

• Periyodik tablonun temel özelliği,

elementleri artan atom numaralarına göre

yan yana ve benzer özelliklerine göre de alt

alta toplamasıdır.

• Periyodik tabloda yatay sütunlara peryot,

dikey sütunlara da grup denir.

• Perydik tablo, 8 tane A ve 8 tane de B

grubundan oluşmaktadır.

48

Periyodik Tablo

• Periyodik tabloda grup sayısı artmaz ama

sonsuz sayıda peryot olabilir.

• Her peryot s ile başlar, p ile biter.

• Birinci peryot 2 (H ve He), ikinci ve üçüncü

peryotlar 8, dördüncü ve beşinci peryotlar

18 element bulundururlar.

49

Periyodik Tablo

• Periyodik tabloda, bazı elementlerin özel

adları vardır.

• 1A grubu elementlerine alkali metaller, 2A

grubu elementlerine toprak alkali metaller,

7A grubu elementlerine halojenler ve 8A

grubu elementlerine de soygazlar denir.

50

Periyodik Tablo

• Elementler, fiziksel özelliklerine göre

metaller ve ametaller olmak üzere iki

şekilde sınıflandırılır.

Elementlerin çoğu metaldir ve metaller;

• Elektrik ve ısıyı iyi iletirler,

• Cıva hariç oda sıcaklığında katıdırlar ve

taze kesilmiş yüzeyleri parlaktır,

• Dövülerek levha haline gelebilirler,

51

Periyodik Tablo

• Çekilerek tel haline gelebilirler,

• Yüksek erime ve kaynama noktalarına

sahiptirler,

• Bileşiklerinde daima pozitif (+)

yükseltgenme basamaklarına sahiptirler,

gibi özellikleri vardır.

52

Periyodik Tablo

• Periyodik tablonun sağ üst tarafında bulunan çok az element, metallerden farklı özelliklere sahiptir ve bunlara ametaller denir.

• Azot, oksijen, klor ve neon gibi bazı ametaller oda sıcaklığında gazdır.

• Brom sıvıdır.

• Karbon, fosfor ve kükürt gibi bazı ametaller katı olup kırılgandırlar.

53

Periyodik Tablo

• Metallerle ametaller arasında bulunan bazı

elementler, hem metalik hem de ametalik

özellikler gösterir ve bunlara yarımetaller

veya metaloidler denir.

54

Periyodik Tablo

Yarımetaller (Metaloidler)

• Bor B

• Silisyum Si

• Germanyum Ge

• Arsenik As

• Antimon Sb

• Tellur Te

• Astatin At

55

PERİYODİK TABLODA BAZI

DÜZENLİ ARTIŞLAR

ÖZELLĠK

ATOM NUMARASI

KÜTLE NUMARASI

ATOM AĞIRLIĞI

DEĞERLĠK ELEKTRON

SAYISI

ATOM ÇAPI

ĠYONLAġMA ENERJĠSĠ

ELEKTRON ĠLGĠSĠ

ELEKTRO NEGATĠFLĠK

METALĠK AKTĠFLĠK

AMETALĠK AKTĠFLĠK

AYNI PERĠYOTTA

(SOLDAN SAĞA)

ARTAR

ARTAR

GEN. ARTAR

ARTAR

GEN. AZALIR

GEN. ARTAR

GEN. ARTAR

GEN.ARTAR

GEN. AZALIR

GEN. ARTAR

AYNI GRUPTA (YUKARDAN AġAĞIYA)

ARTAR

ARTAR

ARTAR

SABĠT

ARTAR

AZALIR

GEN. AZALIR

AZALIR

GEN.ARTAR

GEN. AZALIR

Atomlar ve İyonların Büyüklüğü

Atom yarıçapları

• Atomlar, küresel yapılı tanecikler olarak kabul edilir.

• Atom yarıçapı, çekirdeğin merkezi ile en dış kabukta bulunan elektronlar arasındaki uzaklık olarak tanımlanır.

• Atomlar tek tek izole edilemediğinden, yarıçaplarının doğrudan ölçülmesi zordur.

57


• Atom yarıçapları, daha çok dolaylı yollardan

bulunur.

• Örneğin, birbirine kovalent bağla bağlı iki atomun

çekirdekleri arasındaki uzaklık (bağ uzunluğu)

deneysel olarak ölçülebilir. Bu değerin uygun

şekilde ikiye bölünmesi ile, atom yarıçapı bulunur.

• Bu şekilde bulunan yarıçapa “Kovalent yarıçap”

denir.

58


• Metaller için “Metalik yarıçap”, kristal

hallerdeki katı metalde yan yana bulunan iki

atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın

yarısı olarak belirlenir.

• Atom yarıçapları, daha çok pikometre (pm)

cinsinden verilir.

• 1 pm = 10-12 m

59


• Periyodik çizelgede bir periyot boyunca

soldan sağa doğru gidildiğinde, genel olarak

atom yarıçapları küçülür.

• Bir grup boyunca yukardan aşağıya doğru

inildiğinde ise, genel olarak atom

yarıçaplarında artış olur.

60


• Periyodik çizelgede bir periyot boyunca

soldan sağa doğru gidildiğinde, genel olarak

atom yarıçapları küçülür.

• Bir grup boyunca yukardan aşağıya doğru

inildiğinde ise, genel olarak atom

yarıçaplarında artış olur.

61

62

8.3

63

Atom yarıçaplarının atom numaralarına göre değiĢimi

8.3


• İyon yarıçapları, iyonik bağla bağlanmış

iyonların çekirdekleri arasındaki uzaklık

deneysel olarak ölçülüp, katyon ve anyon

arasında uygun bir şekilde bölüştürülmesi

ile bulunur.

• Her hangi bir atomdan türetilen pozitif iyon,

daima o atomdan daha küçüktür.

64


• Bir atomun +2 yüklü iyonu +3 yüklü

iyonundan daha büyüktür.

Örneğin;

• Fe 117 pm

• Fe+2 75 pm

• Fe+3 60 pm

65


• Buna karşılık, negatif bir iyonun yarıçapı

daima türediği atomunkinden daha

büyüktür.

Örneğin;

• Cl 99 pm

• Cl- 181 pm

66

67

Katyon türediği nötr atomdan daima daha

küçüktür

Anyon türediği nötr atomdan daima daha

büyüktür

8.3


• Soru: Periyodik çizelgeden yararlanarak,

parantez içerisinde verilen atom ve iyonları

büyüklüklerine göre sıralayınız (Ar, K+, Cl-,

S2-, Ca2+)

68

İyonlaşma Enerjisi

• Gaz halindeki izole bir atomdan, bir elektron

uzaklaştırarak yine gaz halinde izole bir iyon

oluşturmak için gerekli olan minimum enerjiye

“iyonlaşma enerjisi” denir.

A (g) A+(g) + e

-IE

69


• İyonlaşma enerjisi, tanımından da anlaşılacağı

gibi, bir atomdaki elektronların çekirdek

tarafından ne kadar bir kuvvetle çekildiğinin bir

ölçüsüdür.

• Aynı zamanda iyonlaşma enerjisi, elektronları

çekirdeğe bağlayan kuvveti yenmek için gerekli

olup, bir atomun elektronik yapısının ne kadar

kararlı olduğunun da bir ölçüsüdür.

70


• Bir elektronu uzaklaştırılmış bir iyondan, ikinci bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli olan enerjiye de “ikinci iyonlaşma enerjisi” denir.

• Aynı şekilde, üçüncü, dördüncü ve daha büyük iyonlaşma enerjileri de tanımlanır.

• Bir sonraki iyonlaşma enerjisi, daima bir önceki iyonlaşma enerjisinden daha büyüktür.

71


72

A (g) A+

(g) + e-

A+(g) A

2+(g) + e-

A2+(g) A

3+(g) + e-

IE1 (birinci iyonlaĢma enerjisi)

IE2 (ikinci iyonlaĢma enerjisi)

IE3 (üçüncü iyonlaĢma enerjisi)

IE1 < IE2 < IE3 < ….< IEn


• Periyodik çizelgede bir grup boyunca, yukardan

aşağıya inildikçe elementlerin birinci iyonlaşma

enerjileri genel olarak azalır.

Element Atom yarıçapı(pm) IE1(kj/mol)

Li 152 520,2

Na 186 495,8

K 227 418,8

Rb 248 403,0

Cs 265 375,7

73


• Periyodik çizelgede bir periyot boyunca,

soldan sağa doğru gidildiğinde elementlerin

birinci iyonlaşma enerjileri genel olarak

artar.

• Metal atomları, ametal atomlarına kıyasla,

daha düşük iyonlaşma enerjisine sahiptirler.

74

75

Birinci ĠyonlaĢma Enerjisi Ġçin Genel Eğilim

8.4

Birinci Ġ.E. Artar

Birin

ci Ġ.E

. A

rta

r

76

1. Peryot

2. Peryot

3. Peryot 4. Peryot

5. Peryot

8.4

77

Na Mg Al Si P S Cl Ar

IE1 495,8 737,7 577,6 786,5 1012 999,6 1251,1 1520,5

IE2 4562 1451 1817 1577 1903 2251 2297 2666

IE3 7733 2745 3232 2912 3361 3822 3931

IE4 11580 4356 4957 4564 5158 5771

IE5 16090 6274 7013 6542 7238

IE6 21270 8496 9362 8781

IE7 27110 11020 12000

3. Periyot Elementlerinin ĠyonlaĢma Enerjileri (kj/mol)

Elektron İlgisi

• İyonlaşma enerjisi elektron kaybı ile ilgilidir.

• Elektron ilgisi (EI) iyonlaşma enerjisinin tersi olup,

gaz halindeki nötr bir atoma elektron katılarak yine

gaz halindeki negatif bir iyon oluşturma işlemidir.

A(g) + e-

A-(g)

78

Elektron İlgisi

• Bu tür işlemlerde her zaman olmamakla beraber,

enerji açığa çıkar.

• Bu nedenle, birinci elektron ilgilerinin (EI1) büyük

bir çoğunluğu, negatif işaretlidir.

F(g) + e-

F-(g) EI1 = -322,2 kj/mol

F (1s22s

22p

5) + e

-F

- (1s

22s

22p

6)

79

Elektron İlgisi

• Kararlı elektronik yapıya sahip olan elementlerin,

bir elektron kazanması enerji gerektirir.

• Yani olay endotermiktir ve elektron ilgisi pozitif

işaretlidir.

Ne(g) + e-

Ne-(g) EI1 = +29,0 kj/mol

Ne (1s22s

22p

6) + e

-Ne

- (1s

22s

22p

63s

1)

80

Elektron İlgisi

• 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.

81

Elektron İlgisi

H He

- 72,8 + 21

Li

Na

K

Rb

Cs

Be B C N O F

Cl

Br

I

At

-59,8 +241 -83 -122,5 0,0 -141,4

-52,9

- 48,3

- 46,9

- 45,5

-322,2

-348,7

-324,5

-295,3

-270

82

Bazı elementlerin birinci elektron

Ġlgileri (EI1) (kj/mol)

Elektron İlgisi

• 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.

83

Elektron İlgisi

O(g) + e-

O-(g) EI1 = - 141,4 kj/mol

O-(g) + e

-O

2-(g) EI2 = + 880,0 kj/mol

84

Documents

Bölüm 2. ATOMUN YAPISI VE PERIYODIK CETVEL