Evrim Ağacı

Hayır, elektronegatiflik ile elektron ilgisi aynı şey değildir ve bu iki kavram birbirine karıştırılmamalıdır.^[1] Elektronegatiflik, bir atomun bağdaki elektronları veya elektron yoğunluğunu kendine çekme eğiliminin ölçüsüdür.^[1] Elektron ilgisi ise gaz halindeki bir atoma bir elektron eklenip negatif yüklü iyon, yani anyon oluştuğunda gerçekleşen enerji değişimidir.^[2]

Elektron ilgisi ölçülebilen fiziksel bir niceliktir: izole, gaz halindeki bir atom elektron aldığında açığa çıkan ya da soğurulan enerjidir ve kJ/mol cinsinden ölçülür.^[1] Elektronegatiflik ise bağdaki bir atomun elektronları ne kadar sıkı çektiğini anlatır. Ölçülmez, hesaplanır ve birimi yoktur.^[1]

Yine de iki özellik periyodik tabloda genel olarak benzer yönlerde değişir. Aynı periyotta soldan sağa gidildikçe etkin çekirdek yükü artar, çekirdeğin daha güçlü çekimi elektronları çekirdeğe yaklaştırır ve atom yarıçapı küçülür.^[2] Elektronegatiflik soldan sağa artar.^[1] Elektron ilgisi değerleri de soldan sağa gidildikçe daha negatif olma eğilimindedir, yani atom elektron alırken daha çok enerji açığa çıkar.^[2] Bir grupta aşağı inildikçe ise dış elektronlar çekirdekten uzaklaşır, atom yarıçapı büyür ve elektronegatiflik azalır.^[1][2]

Periyodik tabloda elektronegatifliği en yüksek element 4,0 değeriyle flordur.^[1] Soy gazlar tam dolu değerlik kabukları nedeniyle başka atomlarla genellikle elektron paylaşmazlar, bu yüzden elektronegatiflik çizelgelerine alınmazlar.^[1] Elektron ilgisinde de periyottaki eğilimi bozarlar, çünkü kabukları tam doludur ve yeni elektron daha yüksek bir enerji seviyesine girmek zorundadır.^[2]

İki kavramın periyodik tablodaki yerini öteki periyodik özelliklerle birlikte Periyodik Özellikler yazımızda ele aldık.

3. iyonlaşma enerjisi 2. iyonlaşma enerjisinden büyüktür, çünkü üçüncü elektron daha büyük bir pozitif yük taşıyan bir iyondan koparılır.^[1] Pozitif yükü büyük bir iyondan elektron koparmak, yükü küçük bir iyondan koparmaktan daha zordur. Bu yüzden bir elementin art arda gelen iyonlaşma enerjileri her zaman artar.^[1]

Sorunun ikinci kısmında ise bir karışıklık var. Aynı neden 6. ve 7. iyonlaşma enerjileri için de geçerlidir: 7. elektron, 6. elektron koptuktan sonra kalan ve daha büyük bir pozitif yük taşıyan iyondan koparılır. Bu yüzden 7. iyonlaşma enerjisi 6. iyonlaşma enerjisinden büyüktür, küçük değildir.^[1] Örneğin potasyumun 6. iyonlaşma enerjisi 9.590,6 kJ/mol, 7. iyonlaşma enerjisi 11.343 kJ/mol'dür.^[1]

Asıl dikkat çeken durum, artışın her adımda aynı büyüklükte olmamasıdır. Değerlik elektronları bitince sıra iç katmandaki elektronlara gelir. Bu elektronları koparmak çok daha zordur ve bu noktada büyük bir sıçrama görülür.^[1] Potasyumda bu sıçrama ikinci elektronda görülür, çünkü bu elektron iç katmandan kopar.^[1] Birinci iyonlaşma enerjisi 418,8 kJ/mol iken ikincisi 3.051,8 kJ/mol'dür.^[1] Skandiyum ve galyumun üçer değerlik elektronu olduğu için bu elementlerde hızlı artış üçüncü iyonlaşmadan sonra başlar.^[1] İyonlaşma enerjisinin periyodik tablodaki değişimini Periyodik Özellikler yazımızda ayrıntılı olarak ele aldık.

Öncelik genel yöndedir: aynı periyotta veya aynı grupta olan elementleri karşılaştırırken önce genel kural uygulanır, sonra bilinen istisnalar kontrol edilir. Bu değişimler "genellikle" sözcüğüyle anlatılır, çünkü bazı elementler genel yönden düzenli olarak sapar.^[1]

Genel kurala göre aynı periyotta soldan sağa gidildikçe atom yarıçapı azalır, iyonlaşma enerjisi ve elektronegatiflik artar. Bir grupta aşağı inildikçe ise atom yarıçapı artar, iyonlaşma enerjisi ve elektronegatiflik azalır.^[1][2]

İstisna en çok birinci iyonlaşma enerjisinde karşımıza çıkar. Berilyumun değeri 900, borunki 801 kJ/mol'dür. Azotun değeri 1.402, oksijeninki 1.314 kJ/mol'dür.^[3] Yani 2. ve 15. gruplardaki elementler, kendilerinden sonra gelen gruptakileri geçer. Bordan koparılan elektron bir p elektronudur ve aynı katmandaki bir s elektronundan daha kolay kopar.^[1] Oksijende ise aynı 2p orbitalindeki iki elektron birbirini iter ve bu elektronlardan birini koparmak bu itmeyi ortadan kaldırır.^[1] Aynı kırılma sonraki periyotta da görülür: magnezyumun değeri 738, alüminyumunki 578, fosforunki 1.012, kükürdünki 1.000 kJ/mol'dür.^[3]

Elektron ilgisinde de soy gazlar genel eğilimi bozar, çünkü yeni elektron daha yüksek bir enerji seviyesine girmek zorundadır.^[1] Bütün eğilimleri ve istisnaları Periyodik Özellikler yazımızda bir araya getirdik.

Soy gazların da iyonlaşma enerjisi vardır, çünkü iyonlaşma enerjisi bir atomun elektron verme isteğini değil, gaz halindeki bir atomdan elektron koparmak için dışarıdan verilmesi gereken enerjiyi anlatır.^[1] Elektron koparmak her zaman enerji ister ve iyonlaşma enerjisi her zaman pozitiftir.^[1] Elektronu olan her atomdan elektron koparılabilir, soy gazlar da bunun dışında kalmaz.

Soy gazları ayıran şey, bu enerjinin çok büyük olmasıdır. 2., 3. ve 4. periyotların her birinde en yüksek birinci iyonlaşma enerjisi soy gazdadır: neonda 2.081, argonda 1.521, kriptonda 1.351 kJ/mol.^[3] İlk 36 element içinde en yüksek değer 2.372 kJ/mol ile helyumdadır. En düşük değer ise 419 kJ/mol ile potasyumdadır.^[3]

Soy gazların başka atomlarla bağ kurma eğilimi de düşüktür. Değerlik kabukları tam dolu olduğu için başka atomlarla genellikle elektron paylaşmazlar ve bu yüzden elektronegatiflik çizelgelerine alınmazlar.^[2] Yine de XeO₂ gibi soy gaz bileşikleri vardır, ama bu bileşikler sadece çok zorlu koşullarda oluşur.^[2] Elektron almaları da zordur, çünkü kabukları tam doludur ve yeni elektron daha yüksek bir enerji seviyesine girmek zorundadır.^[1] Soy gazların öteki elementlerle karşılaştırması için Periyodik Özellikler yazımıza bakabilirsiniz.