PERİYODİK TABLO VE ATOMİK ÖZELLİKLER

PERİYODİK TABLO VE ATOMİK ÖZELLİKLER

Kimyacılar,19.yüzyılın başlarında,elementlerin atom kütleleri ve kimyasal özellikleriyle, bunlar arasındaki ilişkiler konusunda çok yoğun çalışmalarda bulunmuşlar ve ilk olarak J.A.R Newlands adlı bilim adamı, elementler artan atom kütlelerine göre sıralandığında, bir elementin kendisini izleyen sekizinci elemente benzer özellikler gösterdiğini ifade eden oktavlar yasasını ortaya koymuştur.
Elementleri,Periyodik olarak ilk defa düzenleyen J.L. Meyer ve D. Mendeleev (1869) adlı bilim adamıdır.Bu bilim adamları,benzer özellikler taşıyan elementleri ard arda dizdiklerinde,atom kütlesine dayanan bir tablo elde etmişler ve Galyum (Ga) ve Germanyum (Ge) gibi o zamanlar bilinmeyen bazı elemenlerin varlığını,hatta özelliklerini tahmin edebilmişlerdir.Bu konuda ilerliyen çalışmalar,elementlere ait periyodik(belirli bir düzen içinde tekrarlanan) özelliklerin atom kütlesine değil,atomun başka bir özelliğine bağlı olduğunu göstermiştir.Bu özelliğin atom numarası olduğu anlaşılmış ve günümüzde kullanılan modern periyodik tablo ortaya çıkmıştır.

PERİYODİK TABLO

Periyodik sistem hangi esaslar üzerine kurulmuştur?

Modern periyodik sistem Kimya’yı kolaylaştıran en önemli araçlardan biridir. Bu tabloda elementler artan atom numaralarına göre sıralanmıştır. Bu sıralama benzer özellikteki elementleri aynı grup altında toplayacak şekildedir. Periyodik sistem temel olarak, değerlik, bileşik formülleri gibi, kimyasal özellikler gibi, yoğunluk, erime, kaynama sıcaklıkları gibi, fiziksel özellikler temel alınarak hazırlanmıştır.
Bir atomun kimyasal özellikleri için atom kütlesi mi, yoksa atom numarası mı önemlidir?
Atom numarası önemlidir. Çünkü atom numarası proton ve elektron sayısını da verdiğine göre bu elementin hangi grupta ve periyotta olduğunu bularak kimyasal özelliklerini söyleyebiliriz.

PERİYODİK CETVELİN ÖZELLİKLERİ

1. Periyodik cetvelde düşey sütunlara grup yatay sıralara da periyot denir. 8 tane A (baş grup) tanede B olmak üzere 16 grup vardır.
2. Bir elementin bulunduğu baş grup numarası onun değerlik elektron sayısına eşittir. Örneğin element 7A grubundaysa değerlik elektronu 7, 3A grubundaysa değerlik elektronu 3 dür.
3. Aynı gruptaki elementlerin değerlik elektronları aynı olduğundan kimyasal özellikleri de aynıdır.
4. Periyodik cetveldeki gruplar şöyle adlandırılır.

GRUP ADI
1A Alkali metaller
2A Toprak alkali metaller
3A Toprak metalleri
4A Karbon grubu
5A Azot grubu
6A Oksijen grubu
7A Halojenler
8A Soygazlar(asal gazlar)





5. Her periyot bir alkali metalle başlar ve bir soygaz ile biter.
6. Hidrojen alkali metal olmadığından 1.periyot alkali metalle başlamaz.
7. Periyotlarda soldan sağa doğru gidildikçe asitlik özelliği artar, bazlık ve elektrik iletkenliği
azalır.
8. Soldan sağa doğru atom çapı azalırken yukarıdan aşağıya doğru atom çapı artar.
9. Soldan sağa doğru iyonlaşma enerjisi artarken yukarıdan aşağıya doğru iyonlaşma enerjisi azalır.
10. Soldan sağa doğru çap azaldığı için elementlerin elektron ilgisi (elektronegatiflik) artar, ukarıdan aşağıya doğru azalır.
11. Yukarıdan aşağıya doğru metalik özellik artar, soldan sağa doğru azalır.


5A GRUBU ELEMENTLERİ

Periyodik sistemin 5A grubunda bulunan elementler Azot(N), fosfor(P), arsenik(As), antimon(Sb) ve Bismut (Bi) dur.
Bunların elektron yapıları ve oksidasyon kademeleri: Elektron yapısı Oksidasyon kademesi

N [He] 2s2,2p3 -3↔+5
P [Ne] 3s2,3p3 -3,0,1,3,4,5
As [Ar] 3d10,4s2,4p3 0,3,5
Sb [Kr] 4d10,5s2,5p3 0,3,5
Bi [Xe] 4f14,5d10,6s2,6p3 0,3,5

Fiziksel özellikler:
N P As Sb Bi
Atom numarası 7 15 33 51 83
Atom yarıçapıÅ 0.92 1,28 1,39 1,59 1,70
Kovalent yarıçapıÅ 0,75 1,06 1,19 1,38 1,46
Iyon yarıçapıÅ} 0,11 0,34 0,47 0,62 0,74
Atom hacmi(atom t/d) 13.7 17,0 13,1 18,4 21,3
Kaynama noktasıºC -195,6 280 613 1380 1560
Erime noktasıºC -210 44,26 817 630,5 271,3
İyonizasyon enerjisieV 14,5 11,0 10,5 8,6 8,0


Bu grup elementlerinin hepsi en dış kılıfta 5 elektrona sahiptirler.Bunlardan 2si s ve 3ü p elektronlarıdırlar,s elektronlrı çiftleşmiş,p elektronları ise çiftleşmemiş ayrı üç p orbitalini doldururlar.Prensip olarak 1-3 elektron almak,1-5 elektron vermek veya ortaklamakla –3 ila +5 oksidasyon kademesinde olabilirlerse de bu değerlerin hepsi yalnız azotta görülmektedir.s elektron çiftininasal kalma( bağlanmaya katılmama)yatkınlığı ,artan atom tartısıyla artar.Bu şekilde,bağlanmalarda p elektronları kullanılır ve oksidasyon kademesi 3 olur.Bu elementler maksimum +5 değerlikli olmak üzere çoğunlukla +3 değerlikli olarak bulunurlar.+3 değerlikli olma yatkınlığı atom tartısı ile artar.-3 değerlikli olma yatkınlığı da tersine atom tartısı ile hızla azalır,Bunlar oksijen ve halojenlere karşı pozitif,hidrojen ve metallere karşı negatif değerliklidir.Fakat çoğunlukla ,artan oksidasyon kademesi ile kovalent bağ teşkil etme yatkınlığı artar.

Bu elemntlerden azot ve fosfor ametal,arsenik yarımetal,antimon ve bismut metaldir.Yalnız azot iki atomlu moleküllerden oluşan gaz,diğerleri katıdır.,değişik allotropik şekilllerde bulunurlar.Fosfor ve arsenik dört atomlu,P4 ve As4,bismut iki atomlu ,Bi2dir.
Bütün bu elementler uçucu hidrürler teşkil ederler:amonyak NH3,fosforlu hidrojen (fosfin) PH3, arsenik hidrojen (arsin), AsH3 ,antimonlu hidrojen (stbin) SbH3 , ve bismutlu hidrojen (bismutin) BiH3 . Bunların dayanıklılıkları atom tartısı ile süratle azalır. Bunlardan yalnız NH3 elmentlerinden doğrudan doğruya elde edilir, diğerleri endirekt olarak elde edilir.NH3 oldukça kuvvetli bir bazdır,daha bir hidrojen bağlanmakla çözeltide serbest iyo halinde bulunan amonyum NH4+ iyonunu teşkil eder.PH3 çok zayıf bir baz karakterindedir,az miktarda fosfonyum PH4+ iyonu verir.Bundan sonrakilerde bu şekilde iyon meydana getirme özelliği hiç yoktur.AsH3 ve SbH3 hiç baz özelliği göstermezler. BiH dayanıksızdır, pek az asidik olabilir,alkalilerde çözünür.Yalnız NH3 suda dayanıklıdır, PH3 suda yavaş bozunur, AsH3 ,SbH3 ve BiH3 suda çabuk bozunurlar.

VA GRUBU ELEMENTLERİNİN ELEMENT ÖZELLİKLERİ

AZOT

1. Hacim bakımından havanın yaklaşık beşte dördünü oluşturan ve olağan sıcaklıkta gaz halinde bulunan madde.
2. Amonyak azotu, hidrojen ile birleşerek NH4 kimyasal kökünü oluşturan azot.

Atom sayısı : 7
Atom kütlesi : 14,0067
Erime noktası : -195,8 0C
Kaynama noktası : -210 0C
Havaya göre yoğunluğu : 0,97
Yükseltgeme dereceleri : -3,-2,-1,0,+1,+2,+3,+4,+5
Elektron biçimlendirmesi : [2] s2 p3
İzotopları : 12,13,14,15,16,17
Doğal azot : 14N (%99,65), 15N (%0,35)

Biyokim. Protik azot, bir dokudaki yada biyolojik bir sıvıda proteinlerde bulunan azot miktarı. (proteinlerde ortalama %15-20 azot bulunur) Proteik olmayan azot, bir dokudaki yada biyolojik bir sıvıdaki proteinlerden başka maddelerde bulunan azot. Çevrebil ve Tarım. Azot dolaşımı, azotun maddeler, bitkiler ve hayvanlar alemi arasında dolaşımından oluşan değişiklikler dizisi. Petrokim. Azot giderme, doğal gaz içinde bulunan azotun kısmi olarak özütleme. (gelişmiş azot giderme fabrikalarında, doğal gazın içerdiği azotun büyük bölümü -100 0C’da sıvılaştırma ve bölümlü damıtma yoluyla elenerek, gazın ısıl gücünü arttırır.

Özellikleri. 1772’de Daniel Rutherford hava içindeki azotu saptadı. Cavandish bu maddeyi inceledi (1784), Lavoisier de, basit bir cisim olduğunu kanıtladı. Azot, renksiz, kokusuz ve sıvılaştırılması zor bir gazdır. Çözünürlüğü oldukça zayıftır. 0 0C’ ta bir litre suda ancak 23 cm3 ü çözünür. Azot, üç değerli bir ametal türüdür. Düşük sıcaklıkta kimyasal etkinlik göstermesi nedeniyle bu şekilde adlandırılmıştır. Öte yandan yüksek sıcaklıkta tek atomlu hale dönüştüğü için etkinlik gösterir. Tepkimelerinden bir çoğu doğada ve sanayide oynadıkları rolden dolayı çok önemlidir. Azot, uygun sıcaklık aralığında hidrojen ile tersinir bir tepkimeye girerek amonyağı oluşturur: N2+3H2=2NH3 tepkime, amonyak oluşurken ısı vericidir, dolayısıyla sıcaklık düştükçe amonyak veriminin artması gerekir; ancak bu kez tepkimenin hızı düşer. Bununla birlikte demir kökenli bir katalizör yardımıyla işlem, 550 0C’ta uygulanabilir. Amonyak oluşturan tepkime, ortamdaki mol sayısının azalmasına yol açtığından, birleşimi kolaylaştırmak için yüksek basınç uygulanır. Bu bileşiğin sanayideki bireşimi işte bu yöntemle gerçekleştirebilir. Azotun bir başka önemli tepkimesi, oksijenle birleşerek azot monoksit oluşturmasıdır: N2+O2=2NO Bu tersinir tepkime ısı alıcıdır ve dolayısıyla yüksek bir sıcaklık gerektirir. Gaz karışımı önce bir elektrik arkı üstüne gönderilir; sonra çok düşük nicelikte oluşan oksidin bozunması önlemek için gazlar hızla soğutulur; çünkü 600 0C’ın altında serbest oksijen, azot monoksidi,azot dioksidi dönüştürür; NO+1/2 O2=NO2 ; bu bileşikten de asit elde edilir. Ancak bu yöntem, amonyak yükseltgenerek azot monoksit elde edilmesi karşısında önemini yitirmektedir.
Bir gaz karışımının azot içerip içermesiğini anlamak ve azot niceliğini saptamak için eskiden beri kullanılan aşağıdaki araçlara başvurulur: oksijen ve kıvılcım, pirogallik asit, sodyum hidrostid vb. Bu ayraçlarla uygulanan işlemlerden sonra bir gaz artığı kalırsa, bu artık ya azot yada bir soy gazdır. Artık gazlardan azotu, yalnızca kalsiyum yada kızıl hale gelinceye değn ısıtılan magnezyum soğurabilir. Organik bir bileşikteki azot, bu madde kireçle ısıtılarak belirlenebilir, ve azot genellikle amonyak biçiminde açığa çıkar. Daha güç, ama daha güvenilir bir yol ise, bu bileşiğin küçük bir miktarını sodyum ile ısıtmaktır; azot içeren organik bileşikler bu kez sodyum siyanür oluşturur; sodyum siyanür ise tam yansız çözelti halinde, demir 2 ve demir 3 tuzları karışımına dokunduğunda prusya mavisi çökeltisi oluşturmasıyla tanınır. Doğal hali, hazırlanması ve kullanım alanları.Azot,serbest halde havanın hacimce %78’ini oluşturur.Minerallerde, nitratlar ve amonyak tuzları biçiminde yer alır.Nihayet proteinlerin, nükleik asitlerin bileşimine girer ve canlı varlıkların organlarında bileşik halinde bulunur.