KIM311 Anorganik Kim I
Download
Report
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)