Periyodik Sistem ve Periyodik Özellikler

Elementleri düzenleme ihtiyacı

1800'lerin ortasında bilinen element sayısı altmışı geçmişti ve her yıl yenileri ekleniyordu. Kimyacılar bazı elementlerin birbirine çok benzediğini fark etmişti: lityum, sodyum ve potasyum yumuşak, parlak metallerdir ve üçü de suyla şiddetli tepkime verir; klor, brom ve iyot ise metallerle tuz oluşturur. Bu benzerlikler rastlantı mıydı, yoksa elementlerin arkasında bir düzen mi vardı?

İlk denemeler bu soruya kısmi cevaplar verdi. Johann Döbereiner 1800'lerin başında benzer özellikli elementleri üçlü gruplar halinde topladı ve ortadaki elementin atom kütlesinin diğer ikisinin ortalamasına yakın olduğunu gösterdi. John Newlands 1860'larda elementleri atom kütlesine göre dizdiğinde her sekizinci elementin birinciye benzediğini gördü ve buna müzikteki notalara benzeterek "oktavlar" dedi. Ancak bu düzen yalnızca hafif elementlerde işliyordu.

Mendeleyev ve atom kütlesine göre sıralama

Rus kimyacı Dmitri Mendeleyev 1869'da o güne kadar bilinen elementleri artan atom kütlelerine göre sıraladı ve benzer özellikteki elementleri alt alta getirdi. Benzer düşüncelere Alman kimyacı Lothar Meyer de aynı yıllarda ulaşmıştı. Mendeleyev'in tablosunu güçlü kılan iki cesur kararıydı:

• Boşluk bıraktı. Bir elementin özellikleri bulunduğu sütuna uymuyorsa onu bir sonraki sütuna kaydırdı ve araya boşluk koydu. Bu boşlukların henüz bulunmamış elementlere ait olduğunu söyledi ve komşularına bakarak bu elementlerin atom kütlesini, yoğunluğunu ve bileşiklerinin formüllerini önceden tahmin etti. "Eka-silisyum" adını verdiği elementin özellikleri, 1886'da bulunan germanyumda neredeyse aynen çıktı.
• Özelliği kütleden önemli saydı. Tellürün atom kütlesi iyotunkinden büyüktür, ama iyot klor ve bromla, tellür ise kükürt ve selenyumla benzer davranır. Mendeleyev kütle sırasını bozarak tellürü iyottan önce yerleştirdi.

Mendeleyev'in tablosunda soy gazlar yoktu, çünkü bu elementler henüz keşfedilmemişti; argon 1894'te bulundu ve soy gazlar tabloya sonradan ayrı bir grup olarak eklendi.

Moseley ve modern periyodik sistem

Mendeleyev'in yaptığı "kütle sırasını bozma" düzeltmeleri bir soruyu açıkta bırakıyordu: Doğru sıralama ölçütü neydi? Cevabı 1913'te Henry Moseley verdi. Moseley farklı elementlerin yaydığı X ışınlarının frekanslarını ölçtü ve bu frekansların atom kütlesiyle değil, çekirdekteki pozitif yükle, yani atom numarasıyla düzenli biçimde arttığını gösterdi. Elementler atom numarasına göre dizildiğinde tellür ile iyot, argon ile potasyum gibi kütle sırasına uymayan çiftlerin hepsi kendiliğinden doğru yere oturdu. Argonun atom kütlesi (39,9) potasyumunkinden (39,1) büyüktür, ama atom numarası 18'dir ve potasyumdan (19) önce gelir.

Bugünkü modern periyodik sistem elementlerin artan atom numaralarına göre dizilmesiyle oluşur. Bunun dayandığı ilke, modern periyodik yasa, şöyle söylenir: Elementlerin fiziksel ve kimyasal özellikleri atom numaralarının periyodik bir fonksiyonudur. Yani atom numarası arttıkça özellikler belirli aralıklarla benzer biçimde tekrar eder. Bu tekrarın nedeni, bir önceki konuda gördüğün değerlik elektron sayısının da düzenli olarak tekrar etmesidir.

Periyot ve grup

Periyodik sistemde yatay satırlara periyot, düşey sütunlara grup denir. Bilinen 118 element 7 periyot ve 18 sütuna yerleşir.

• 1. periyotta 2, 2. ve 3. periyotlarda 8'er, 4. ve 5. periyotlarda 18'er, 6. ve 7. periyotlarda 32'şer element vardır.
• Her periyot bir alkali metalle (1. periyotta hidrojenle) başlar ve bir soy gazla biter.
• Aynı gruptaki elementlerin değerlik elektron sayıları genellikle aynıdır, bu yüzden kimyasal özellikleri benzerdir.

Türkiye'deki ders kitaplarında gruplar A ve B harfleriyle adlandırılır. Ana grup elementleri sekiz A grubunda (1A–8A), geçiş metalleri ise B gruplarında (1B–8B) toplanır. B grupları 4. periyottan itibaren 2A ile 3A arasına girer. 8B grubu tek bir sütun değil, yan yana üç sütundur. Uluslararası Temel ve Uygulamalı Kimya Birliği (IUPAC) ise sütunları soldan sağa 1'den 18'e kadar numaralandırır. İki sistem arasındaki karşılık şöyledir:

3A–8A grupları için IUPAC numarası, A grubu numarasına 10 eklenerek bulunur: 5A grubu 15. gruptur. Lantanitler (57–71) ve aktinitler (89–103) yer kazanmak için tablonun altına iki ayrı satır olarak yazılır; aslında 6. ve 7. periyotların içindedirler.

Katman diziliminden periyot ve grup bulma

Bir önceki konuda ilk 20 elementin katman elektron dizilimini yazmayı öğrendin. Elementin periyodik sistemdeki yeri bu dizilimden doğrudan okunur:

• Periyot numarası = elektron bulunan katman sayısı. 2-8-5 dizilimli fosforun üç katmanı vardır, 3. periyottadır.
• A grubu numarası = değerlik (son katman) elektron sayısı. Fosforun son katmanında 5 elektron vardır, 5A grubundadır.

Tabloda iki özel durum göze çarpar. Helyumun yalnızca 2 elektronu vardır, ama tek katmanı dolu olduğu için kimyasal davranışı soy gazlarınkine benzer; bu yüzden 2A'da değil, 8A grubunda yer alır. Hidrojen tek değerlik elektronu nedeniyle 1A grubunun başında gösterilir, ama bir ametaldir ve alkali metallerin özelliklerini taşımaz.

Bloklar

Periyodik sistem, elementlerin son elektronlarının girdiği enerji alt düzeyine göre dört bloğa ayrılır: 1A ve 2A grupları (ve helyum) s bloğu, 3A–8A grupları p bloğu, B grupları d bloğu, lantanitler ve aktinitler f bloğudur. Alt düzeyleri ve blokların ayrıntısını AYT'deki Modern Atom Teorisi konusunda göreceksin; TYT'de blok adlarını ve yerlerini bilmek yeterlidir. A grupları s ve p bloklarındaki baş grup elementleri, B grupları ise geçiş metalleridir.

Metaller, ametaller, yarı metaller ve soy gazlar

Elementler fiziksel ve kimyasal özelliklerine göre dört sınıfta toplanır. Periyodik sistemde 3A grubundaki bordan başlayıp aşağı doğru basamak gibi inen bir çizgi metalleri metal olmayanlardan ayırır. Elementlerin dörtte üçünden fazlası metaldir ve çizginin solunda yer alır; ametaller sağ üstte toplanır, yarı metaller çizginin hemen iki yanında bulunur, soy gazlar son sütunu oluşturur.

Ametallerden hidrojen, azot, oksijen, flor ve klor oda koşullarında \(\text{H}_2\), \(\text{N}_2\), \(\text{O}_2\), \(\text{F}_2\), \(\text{Cl}_2\) molekülleri halinde gazdır; karbon, fosfor, kükürt ve iyot katıdır. Yarı metallere bor, silisyum, germanyum, arsenik, antimon ve tellür örnek verilir. Silisyum ve germanyum gibi yarı iletkenlerin iletkenliği, metallerin tersine, sıcaklık arttıkça artar; silisyumun bilgisayar yongalarında ve güneş panellerinde kullanılması bu yarı iletkenlik özelliği sayesindedir.

Soy gazlar (helyum, neon, argon, kripton, ksenon, radon) oda koşullarında tek atomlu gazlardır. Dış katmanları dolu olduğu için (helyumda 2, ötekilerde 8 elektron) elektron alma ya da verme eğilimleri çok düşüktür. Helyum, neon ve argonun kararlı bir bileşiği bilinmez; kripton ve ksenonun flor ve oksijenle bazı bileşikleri ise özel koşullarda elde edilmiştir.

Grup adları ve ortak özellikler

Bazı A gruplarının özel adları vardır:

• Alkali metaller (1A, hidrojen hariç): Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Bıçakla kesilebilecek kadar yumuşaktır, tek değerlik elektronlarını kolayca vererek \(1+\) yüklü iyon oluştururlar. Havanın oksijeni ve nemiyle hızla tepkime verdikleri için gaz yağı ya da parafin yağı altında saklanırlar. Suyla tepkimelerinde hidrojen gazı ve bazik bir çözelti oluşur: \(2\text{Na}(k) + 2\text{H}_2\text{O}(s) \rightarrow 2\text{NaOH}(suda) + \text{H}_2(g)\). Tepkime grupta aşağı doğru şiddetlenir: lityum suyla yavaş, sodyum hızlı tepkime verir, potasyumda açığa çıkan hidrojen alev alır.
• Toprak alkali metaller (2A): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. İki değerlik elektronlarını vererek \(2+\) yüklü iyon oluştururlar. Aynı periyottaki alkali metalden daha sert ve daha az etkindirler.
• Halojenler (7A): F, Cl, Br, I, At. Adları "tuz oluşturan" anlamına gelir. İki atomlu moleküller halinde bulunurlar; oda koşullarında flor ve klor gaz, brom sıvı, iyot katıdır. Metallerle tepkimede bir elektron alarak \(1-\) yüklü iyon oluştururlar: \(2\text{Na}(k) + \text{Cl}_2(g) \rightarrow 2\text{NaCl}(k)\). Etkinlikleri grupta yukarı doğru artar; en etkin ametal flordur.
• Soy gazlar (8A): He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Yukarıda anlatıldığı gibi tek atomlu ve tepkimeye girme eğilimi çok düşük gazlardır.

Atom yarıçapı

Atomun kesin bir dış sınırı olmadığı için yarıçap, birbirine bağlı iki özdeş atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısı olarak tanımlanır (kovalent yarıçap). Değerler pikometre (\(1 \text{ pm} = 10^{-12}\) m) cinsinden verilir. İki etken yarıçapı belirler: elektron bulunan katman sayısı ve çekirdeğin dış elektronları çekme gücü.

• Grupta yukarıdan aşağıya atom yarıçapı artar. Her alt periyotta bir katman eklenir ve dış elektronlar çekirdekten uzaklaşır. Lityum (128 pm), sodyum (166 pm), potasyum (203 pm).
• Periyotta soldan sağa atom yarıçapı genel olarak azalır. Katman sayısı aynı kalır, ama proton sayısı her adımda bir artar. Artan çekirdek yükü aynı katmandaki elektronları daha güçlü çeker ve atom küçülür. Sodyumdan (166 pm) klora (102 pm) doğru yarıçap düzenli olarak küçülür.

Soy gazlar kimyasal bağ yapmadığı için yarıçapları başka bir yolla ölçülür ve bu karşılaştırmaya katılmaz. İki elementi karşılaştırırken biri ötekinin hem solunda hem altındaysa iki etken aynı yönde çalışır ve sonuç kesindir: 3. periyot 1A'daki sodyum, 2. periyot 7A'daki flordan kesinlikle büyüktür.

İyonlaşma enerjisi

Gaz halindeki bir atomdan bir elektron koparmak için gereken enerjiye iyonlaşma enerjisi denir. İlk elektronu koparmak için gereken enerji birinci iyonlaşma enerjisidir (\(\text{İE}_1\)):

Elektron koparmak her zaman enerji gerektirir, çünkü elektron çekirdeğe çekilmektedir. Dış elektron çekirdeğe ne kadar yakın ve ne kadar güçlü tutuluyorsa iyonlaşma enerjisi o kadar büyüktür. Bu yüzden iyonlaşma enerjisi atom yarıçapının tersine değişir:

• Grupta yukarıdan aşağıya azalır. Dış elektron çekirdekten uzaklaşır ve iç katmanlardaki elektronlar çekirdeğin çekimini perdeler. 1A'da: Li 520, Na 496, K 419 kJ/mol.
• Periyotta soldan sağa genel olarak artar. Çekirdek yükü artar, yarıçap küçülür. Her periyotta en küçük iyonlaşma enerjisi alkali metalin, en büyüğü soy gazındır.

Grafiğe dikkatle bakınca periyot içindeki artışın iki yerde bozulduğu görülür: berilyumun iyonlaşma enerjisi bordan (Be 900, B 801 kJ/mol), azotunki oksijenden (N 1402, O 1314 kJ/mol) büyüktür. 3. periyotta da aynı durum vardır: Mg > Al ve P > S. Bunun nedeni, aynı katmandaki elektronların aslında farklı enerjili alt düzeylerde bulunmasıdır. 3A elementinin son elektronu, 2A'dakilerden biraz daha yüksek enerjili yeni bir alt düzeye girer ve daha kolay koparılır. 6A elementinde ise son eklenen elektron başka bir elektronla aynı bölgeyi paylaşır; aralarındaki itme bu elektronun kopmasını kolaylaştırır. 2A ve 5A dizilimleri daha kararlıdır. Bu kırılmaların ayrıntılı açıklamasını AYT'de orbitallerle göreceksin; TYT'de bu iki istisnayı bilmek yeterlidir. Böylece 2. periyotta birinci iyonlaşma enerjisi sırası \(\text{Li} < \text{B} < \text{Be} < \text{C} < \text{O} < \text{N} < \text{F} < \text{Ne}\) olur.

Bir atomdan elektronlar art arda koparılabilir. İkinci elektron artık pozitif yüklü bir iyondan koparıldığı için her zaman daha fazla enerji ister: \(\text{İE}_1 < \text{İE}_2 < \text{İE}_3 < \ldots\) Örneğin \(\text{Mg}^{+}(g) \rightarrow \text{Mg}^{2+}(g) + e^{-}\) için gereken enerji (1451 kJ/mol) birinci iyonlaşma enerjisinin (738 kJ/mol) yaklaşık iki katıdır.

Elektron ilgisi

Gaz halindeki nötr bir atomun bir elektron alarak \(1-\) yüklü iyon oluşturması sırasında açığa çıkan enerjiye elektron ilgisi denir:

Elektron ilgisi büyük olan atom elektron almaya isteklidir. Bu özellik genel olarak periyotta soldan sağa artar ve grupta yukarıdan aşağıya azalır; her periyotta en büyük değerler halojenlerdedir. Ancak elektron ilgisinde istisnalar çoktur. En bilineni, klorun elektron ilgisinin (349 kJ/mol) flordan (328 kJ/mol) büyük olmasıdır: flor atomu çok küçük olduğu için gelen elektron, dar bir alana sıkışmış elektronlar tarafından daha çok itilir. Soy gazların ve 2A grubu elementlerinin elektron alma eğilimi yok denecek kadar azdır. İyonlaşma enerjisi ile elektron ilgisini karıştırma: ilki elektron vermekle, ikincisi elektron almakla ilgilidir.

Elektronegatiflik

Bir kimyasal bağda atomun bağ elektronlarını kendine çekme yeteneğine elektronegatiflik denir. Elektronegatiflik bir enerji değil, karşılaştırma için kullanılan birimsiz bir sayıdır. En yaygın ölçek Linus Pauling'in ölçeğidir; bu ölçekte en elektronegatif element flordur (3,98, çoğu kitapta 4,0 diye yuvarlanır). Ardından oksijen (3,44), klor (3,16) ve azot (3,04) gelir. En düşük değerler 1A grubunun altındaki metallerdedir. Soy gazlar bağ yapmadığı için çoğu tabloda onlara elektronegatiflik değeri verilmez.

Elektronegatiflik de iyonlaşma enerjisiyle aynı yönde değişir: periyotta soldan sağa artar, grupta yukarıdan aşağıya azalır. 2. ve 3. periyotlarda elektronegatiflik soldan sağa her adımda artar; iyonlaşma enerjisindeki gibi kırılmalar yoktur. İki atom arasındaki elektronegatiflik farkı bağın türünü belirler; bunu bir sonraki konu olan kimyasal türler arası etkileşimlerde kullanacaksın.

Metalik ve ametalik karakter

Bir elementin elektron verme eğilimine metalik karakter, elektron alma eğilimine ametalik karakter denir. Metalik karakteri yüksek bir element elektronunu kolay verir; iyonlaşma enerjisi ve elektronegatifliği düşüktür. Bu yüzden metalik karakter atom yarıçapıyla aynı yönde değişir: periyotta soldan sağa azalır, grupta yukarıdan aşağıya artar. Ametalik karakter ise tam tersi yönde değişir. 3. periyotta sodyumdan klora gidildikçe elementler metalden (Na, Mg, Al) yarı metale (Si) ve ametale (P, S, Cl) geçer. 1A grubunda aşağı inildikçe metaller daha etkin hale gelir: potasyum sudan sodyumdan daha şiddetli hidrojen açığa çıkarır. 7A grubunda ise yukarı çıkıldıkça ametalik karakter artar.

İyon yarıçapı ve izoelektronik tanecikler

Bir atom elektron verdiğinde yarıçapı küçülür. Sodyum atomu tek dış elektronunu verince 3. katman tamamen boşalır ve geriye çekirdeğe daha yakın iki katman kalır; ayrıca 11 proton artık 10 elektronu çeker. Bu yüzden katyonun yarıçapı, kendi atomununkinden küçüktür. Elektron alan atomda ise proton sayısı aynı kalırken elektron sayısı artar, elektronlar arasındaki itme büyür: anyonun yarıçapı, kendi atomununkinden büyüktür. Aynı element için \(r_{\text{katyon}} < r_{\text{atom}} < r_{\text{anyon}}\) sıralaması geçerlidir.

Elektron sayıları aynı olan taneciklere izoelektronik denir. İzoelektronik taneciklerde elektron sayısı ve dizilimi aynı olduğu için yarıçapı belirleyen tek fark çekirdek yüküdür: proton sayısı büyük olan tanecik elektronlarını daha güçlü çeker ve daha küçüktür. 10 elektronlu taneciklerde bu sıra \(\text{N}^{3-} > \text{O}^{2-} > \text{F}^{-} > \text{Na}^{+} > \text{Mg}^{2+} > \text{Al}^{3+}\) olur.