Transcript KIM311 Anorganik Kim I

Periyodik Tablo
s, p
d
f
4f
5f
: temel grup elementleri
: geçiş elementleri
: iç geçiş elementleri
: lantanitler
: aktinitler
1A
2A
1B
6A
7A
8A
1 Alkali Metaller
2 Toprak Alkali Metaller
11 Para Metalleri
16 Kalkojenler
17 Halojenler
18 Soy Gazlar
İyonlaşma Enerjisi, İyonlaşma Potansiyeli
+ DH°ie  I
Birinci iyonlaşma enerjisi, I1, izole bir atomdan bir elektron kopartmak için
verilmesi gereken enerjidir.
Koopmans Teoremi: Bir elektronun iyonlaşma enerjisi, elektronun
koptuğu orbitalin enerjisine eşittir.
DH°ie azalır
DH°ie artar
I1 < I2 < I3 < I4
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
ÖRNEK: Na atomunun I1 ve I2 değerleri arasındaki fark niçin çok büyüktür?
Na(g)
Na+(g) + e-
(removing “valence” electron)
[Ne]3s1
[Ne]
Na+(g)
Na2+(g) + e-
[Ne]
1s22s22p5
I1 = 495 kJ/mol
I2 = 4560 kJ/mol
(removing “core” electron)
IE (kj/mol)
İyonlaşma Enerjileri
Tamamen dolu kabuklar en kararlı: soygazlar en yüksek İE sahiptirler!
Atom No
Periyot boyunca birinci iyonlaşma enerjilerinde sapmalar
 B: [He]2s2 2p1
p orbitalleri, s orbitallerinden daha iyi
perdelenir, bu nedenle Z* azalır ve DH°ie
düşer.(ayrıca [He]2s2 dolu bir altkabuktur)
 O: [He]2s2 2p4
İlk eşleşen elektronlar arasında oluşan
itme, bir elektronun kaybedilmesini
kolaylaştırır.
Atom Numarası
Grup Boyunca Birinci İyonlaşma Enerjilerinde
Sapmalar
Group 17 “normal”
F > Cl > B r > I > At
Sapma yok
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.
yüksek iyonlaşma enerjilerinde düzgün bir eğilim yoktur
Ca: [Ne]3s2 3p6 4s2  Ca+: [Ne]3s2 3p6 4s1
Ca+: [Ne]3s2 3p6 4s1  Ca2+: [Ne]3s2 3p6
Ca2+: [Ne]3s2 3p6  Ca3+: [Ne]3s2 3p5
DH°ie = 6.1 eV
DH°ie = 11.9 eV
DH°ie = 50.9 eV
- Dolu iç kabuk elektronlarını iyonlaştırmak için çok yüksek enerji gerekir
Elektron İlgisi
Elektron ilgisi, gaz halindeki bir atoma bir elektron ilavesinde oluşan enerji değişimidir.
E(g) + e-  E-(g)
H°ei
Elektron İlgisi: Eİ = -DH°ei + 5/2 RT
Eİ = -DH°ei
O(g) + e-  O-(g)
O-(g) + e-  O2-(g)
DH°ea = -142 kJ/mol
DH°ea = 844 kJ/mol
O(g) + 2e-  O2-(g) DH°ea = 702 kJ/mol
ikinci Eİ
üçüncü Ei
birinci Eİ
ısıveren
ısıalan
ısıalan
Çeşitli faktörler, O2- iyonunun moleküllerde ve iyonik kristallerde mevcut olmasını sağlar
EA (kJ/mol)
Halojenlerin Eİ yüksektir (Grup 17)
çünkü ilave elektron ile kabuk tam
dolar.
Atom No
Eİ azalır
Eİ artar
Alkali toprak elementlerinde Eİ
negatif değer alır, çünkü ilave elektron
daha az kararlı p altkabuğuna girer
(daha düşük Z*).
Soy gazlarda Eİ negatiftir, çünkü
ilave elektron bir sonraki kabuğa,
(n+1)s, girer.
 Na: [Ne]3s1 – ilave elektron ile
dolu altkabuk oluşur [Ne]3s2
 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., elektron eşleştiği için Eİ
düşüktür.
ÖRNEK : Halojenlerde Eİ niçin yüksektir?
F(g) + e1s22s22p5
F-(g) Eİ = -327.8 kJ/mol
1s22s22p6
[Ne]
ÖRNEK : Azot atomunun Eİ niçin küçüktür?
N(g) + e-
1s22s22p3
N-(g) Eİ > 0 (unstable)
1s22s22p4
(e- yarı dolu orbitale girmek zorundadır)
ÖRNEK : O atomunun birinci Eİ için ne söyleyebilirsiniz ?
O(g) + e1s22s22p4
O-(g)
EA = -140 kJ/mol
1s22s22p5
Daha büyük Z+
e- itmesini yener.
ÖRNEK: ikinci Eİ için ne söyleyebilirsiniz ?
O-(g) + e1s22s22p5
O2-(g)
1s22s22p6
[Ne] dizilişi, fakat elektron itmesi çok büyük.
EA > 0 (kararsız)