s, p : temel grup elementleri d : geçiş elementlerif : iç geçiş elementleri 4f : lantanitler 5f : aktinitler

1A 1 Alkali Metaller2A 2 Toprak Alkali Metaller1B 11 Para Metalleri6A 16 Kalkojenler7A 17 Halojenler8A 18 Soy Gazlar

İyonlaşma Enerjisi, İyonlaşma Potansiyeli

H°ie I

H°ie artar

H° ie

aza

lırKoopmans TeoremKoopmans Teoremii:: Bir elektronun iyonlaşma enerjisi, elektronunBir elektronun iyonlaşma enerjisi, elektronun

koptuğu orbitalin enerjisine eşittir.koptuğu orbitalin enerjisine eşittir.

Birinci iyonlaşma enerjisi, I1, izole bir atomdan bir elektron kopartmak için verilmesi gereken enerjidir.

İyonlaşma Enerjileri

Al(g) Al+(g) + e- I1 = 580 kJ/mol birinci

Al+(g) Al2+(g) + e- I2 = 1815 kJ/mol ikinci

Al2+(g) Al3+(g) + e- I3 = 2740 kJ/mol üçüncü

Al3+(g) Al4+(g) + e- I4 = 11,600 kJ/mol dördüncü

I1 < I2 < I3 < I4

ÖRNEK: ÖRNEK: Na atomununNa atomunun I I11 ve I ve I22 değerleri arasındaki değerleri arasındaki

fark niçin çok büyüktür?fark niçin çok büyüktür?

Na(g) Na+(g) + e- I1 = 495 kJ/mol

Na+(g) Na2+(g) + e- I2 = 4560 kJ/mol

[Ne]3s1 [Ne]

[Ne] 1s22s22p5

(removing “valence” electron)

(removing “core” electron)

Dolu iç kabuk elektronlarını iyonlaştırmak için çok yüksek enerji gerekir

Periyot boyunca birinci iyonlaşma enerjilerinde sapmalar

B: [He]2s2 2p1

p orbitalleri, s orbitallerinden daha iyi perdelenir, bu nedenle Z* azalır ve H°ie düşer.

O: [He]2s2 2p4

İlk eşleşen elektronlar arasında oluşan itme, bir elektronun kaybedilmesini kolaylaştırır.

Group 13 sapma var

B > Al < Ga > In < Tl

Tl > Al ve Tl > Ga

– Ga da Z* büyüktür, çünkü 3d orbitallerine sahiptir.

− Tl da Z* büyüktür, çünkü “inert çift etkisi” (relativistik etki) mevcuttur.

grup boyunca birinci iyonlaşma enerjilerinde sapmalar

Group 17 “normal”

F > Cl > B r > I > At

Sapma yok

Elektron İlgisiElektron İlgisi((Electron AffinityElectron Affinity))

A−(g) A(g) + e− elektron ilgisi = U ( veya Eİ)

eksi yüklü bir iyondan bir elektron koparmak için gereken enerjidir.

(istisna: IIA ve VIIIA grupları için ısıverendir)

Toprak Alkalilerde Eİ negatiftir (-U) elektron daha az kararlı p altkabuğunda bulunur. Bu elektronun verilmesiyle tam dolu kararlılığına ulaşılır

Soy gazlarda Eİ negatiftir (-U) çünkü elektron bir sonraki kabukta, (n+1)s, bulunur. Bu elektronun verilmesiyle tam dolu kararlılığına ulaşılır

Halojenlerin Eİ yüksektir (+U) tam dolu kararlılığı

sıfırıncı iyonlaşma enerjisi

Eİ artarE

İ aza

lır

Na: [Ne]3s1 – ilave elektron ile dolu altkabuk oluşur [Ne]3s2 , bu nedenle Eİ yüksektir.

Si: [Ne]3s2 3p2 – ilave elektron ile [Ne]3s2 3p3 daha kararlı yarı dolu alt kabuk oluşur, bu nedenle Eİ yüksektir.

P: [Ne]3s2 3p3 – ilave elektron ile [Ne]3s2 3p4 elektron dizilişi m.g., e –e itmesi olduğu için Eİ düşüktür.

O-(g) O(g) + e- U° = +142 kJ/mol birinci Eİ

O2-(g) O-

(g) + e- U ° = - 844 kJ/mol ikinci Eİ

ÖRNEK :ÖRNEK : birinci Eİ niçin “ısıalan”dır birinci Eİ niçin “ısıalan”dır ?? O atomu büyük Z*, e-e itmesine galip gelmiştir.

ÖRNEK:ÖRNEK: ikinci Eİ niçin “ısıveren”dirikinci Eİ niçin “ısıveren”dir?? OO2-2- tam dolu kararlılığına sahiptir, fakat e-e itmesi çok tam dolu kararlılığına sahiptir, fakat e-e itmesi çok fazladır ve bu etki galip gelir. fazladır ve bu etki galip gelir.

Nötral Atomların Yarıçapları

Kovalent yarıçap,kovalent bağı oluşturan iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısıdır.

1. Kovalent Yarıçap2. Metalik Yarıçap3. Van der Waals Yarıçapı4. İyonik Yarıçap

van der Waals yarıçap, birbiri ile temas halinde olan moleküller arasındaki uzaklığı temel alır.

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

Nedeni:“d-blok büzülmesi”

Z*Ga > Z*Al

çünkü, d orb. perdelenmesi düşüktür

İstisna:Ga’ un yarıçapı Al’ dan düşüktür

Bir periyot boyunca, Z* arttığı için yarıçap azalır

Bir grup boyunca, yeni kabuk ilave edildiği için yarıçap artar

This is a “self-consistent” scale based on O-2 = 1.40 (or 1.38) Å.

İyon yarıçapı, iyon yüküne ve iyonun çevresine bağlıdır.

Pozitif yüklü iyonların yarıçapı, nötral atomlarından daha küçüktür, çünkü Z* artar.

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

İyon Yarıçapları

Atom Yarıçapları (Å)

Na1.90

Mg1.60

Al1.43

Si1.32

P1.28

S1.27

Metal yarıçapı

Elektron sayısı arttığı halde boyut niçin azalır ?

Atom Yarıçapı (Å)

Na1.901.86

Mg1.60

Al1.43

Si1.32

P1.28

S1.27

Cl

1.40

Ar

1.92

Fosfor ve kükürt atomlarının boyutunun benzer, olmasına neden olan zıt faktörler neler olabilir?

metallic radii van der Waals radii

İzİzoeleoelekktronitronikk TürlerTürler

İzoelektronik atomlar ve iyonlar aynıelektron dizilişine sahiptir

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Cl-

181 pm

Ar174 pm

K+

133 pm

ionic and covalent radii

Çekirdekyükü

Elektron sayısı

İyonyarıçapı (Å)

O2+ 8 6

O 8 8

O2– 8 10

0.73

0.44

1.40

Bağıl büyüküğü açıklayınız.

Çekirdekyükü

Elektronsayısı

İyonyarıçapı (Å)

H– 1 2

He 2 2

Li+ 3 2

0.93

0.60

2.08

Bağıl büyüklüğü açıklayınız.

İİnert Ganert Gazz Ele Elekktrontron Dizilişi Dizilişi KuralıKuralı

8

18

oktet kuralı

onsekizelektron kuralı

(s2d10p6 elektron dizilişine sahip iyonlar)

(s2p6 elektron dizilişine sahip iyonlar)

Elektronegatiflik, χ

Molekül içindeki atomların bağ elektronlarını kendine çekme yeteneğidir.

X artar

X a

zalır

Geleneksel ölçek 0 ile 4 arasındadır.

F için X = 4 kabul edilmiştir.

Kural

χ > 2 : iyonik bağ

2 > X > 0.5 : polar kovalent bağ

X < 0.5 : apolar kovalent

Elektronegatiflik, X

Pauling tanımı:

A-B kovalent bağının ayrışma enerjisi, aynı çekirdekli A-A ve B-B bağlarının ayrışma enerjilerinin ortalamasıdır. İlave enerji, A ve B arasındaki elektrostatik çekimden kaynaklanmalıdır (kovalent bağdaki iyonik karakter). İyonik karakter, A ve B nin elektronegatiflik farkı ile ilişkilidir.

(not: Hd (A-B) = D(A-B))

D(A-B),theory = ½ (D(A-A) + D(B-B))

’(A-B) = D(A-B),experimental - D(A-B),theory

XA – XB = 0.102 (’(A-B))½

’(A-B) iyonik rezonans enerjisi

A-B A+ B-

0.102 dönüşüm faktörü

(kJ/mol eV)

D(H-F),teori = ½ (D(H-H) + D(F-F)) = ½ (436 + 158) = 297 kJ/mol

’(H-F) = D(H-F),denel - D(H-F),teori = 566 – 297 = 269 kJ/mol

XF – XH = 0.102 (’(H-F))½ = 0.102 (269)½ = 1.67

Pauling seti XF = 4.0 bu nedenle XH = 4.0 – 1.67 = 2.32

ÖRNEK: H-F molekülü

Not: Sonuç çizelgedeki 2.2 değerinden farklıdır, çünkü Pauling aritmetik ortalama yerine geometrik ortalama kullanmıştır.

Diğer atomlar için benzer hesaplamalar yapılır

(H-Cl) )½ = 0.98 eV, H atomuna göre XCl 3.2(H-Br) )½ = 0.73 eV, H atomuna göre XBr 2.9(H-I) )½ = 0.25 eV, H atomuna göre XI 2.5

Elektronegatiflik, X

Mulliken tanımı:

Elementlerin elektronegatifliği Eİ ve İE ile ilgilidir.

This method makes a lot of sense, but is not used because values of H°ea have not been accurately determined for many elements.

A-B için, A+B- ve A-B+ arasındaki elektronegatiflik farkı şöyle verilir:

XA – XB = ½ ([İEA + EİA] – [İEB + EİB])

XA = ½ ([İEA + EİA]) (these are then scaled to fit the 0-4 scale)

(not: Hie A = IPA)

Elektronegatiflik, X

The Allred-Rochow tanımı:

Elektronu atoma doğru çeken kuvvet, atomun etkin çekirdek yükü ve atom yarıçapı ile orantılıdır .

Force Z

r

* e2

024

Z* = etkin çekirdek yüküe = elektron yükü0 = boşluğun geçirgenliğir = atom yarıçapı

X = 0.359 (Z*/r2) + 0.744

Elektronegatiflik, X

Diğer tanımlarda vardır: örneğin,kuantum mekaniksel hesaplamalar (Boyd) veya spectroskopik ölçümler (Allen) gibi…

Elektronegatiflikteki değişim iyonlaşma enerjisine benzer.

Elektronegatiflik

a) Köşegen ilişkisi, b) Bağların polarlığı c) Kimyasal reaktiflik

Kavramlarını açıklar.

Si Cl H O+ +

Si O H Cl++

C

CC

C

CC

H

H

H

H

H

H

+ 3 H Cl

N

BN

B

NB

H

H

H

H

H

H

+ 3 H Cl

N

B

NB

H HH

H

HH

HH

HCl Cl

Cl

NB

Tepkime yok

b)

c)

c)

Polarizlenme, Sert ve Yumuşak Atomlar

Atomların polarizlenmesi (kutuplanma),, elektrik alanında ( komşu iyonlar gibi). bozulma yeteneğidir. arttıkça, elektron bulutu daha kolay polarizlenir, yumuşaklık artar.

HOMO

LUMO

Sert Yumuşak

2

Yumuşak atomlarda HOMO-LUMO enerji farkı küçüktür.

: sertlik

Atomların sertliği,, polarizlenme ile ilgilidir. Sert atomlar eletronları daha sıkı tutar, kolay polarizlenmez ve değeri yüksektir.

Yumuşak atomlar elektronları sıkı tutamaz, değeri düşüktür.

artar

az

alır

O 6.4

F 7.0Sn 3.0

I 3.7

= ½ ([ I - A]) eV

Sert AtomlarYumuşak Atomlar

I : iyonlaşma enerjisiA: elektron ilgisi

Sert ve Yumuşak İyonlar

Genel olarak, sert asitler sert bazlarla; yumuşak asitler yumuşak bazlarla

tepkimeye girer.

Sert asitler: yarıçapı küçük, yükü büyük katyonlar,

Li+, Mg+2, Al+3, Fe+3 ..

Sert bazlar: yarıçapı küçük, elektronegatifliği yüksek molekül veya iyonlar

F-, R-O-, NH3, Cl-

Yumuşak asitler: yarıçapı büyük , yükü küçük katyonlar,

Tl+, Ag+, Pb+2, Fe+2

Yumuşak bazlar: yarıçapı büyük, elektronegatiflliği düşük anyonlar

I-, SR2, AsR3, R-NC