Periyodik Özellikler Nelerdir? Atom Yarıçapı, İyonlaşma Enerjisi ve Elektronegatiflik Periyodik Tabloda Nasıl Değişir?

Periyodik özellikler, periyodik tabloda belirli bir düzenle değişen element özellikleridir.⁠^[1] Atom yarıçapı grupta aşağı inildikçe büyümekte, periyotta soldan sağa gidildikçe küçülmektedir. Birinci iyonlaşma enerjisi ise periyotta genellikle artmakta, grupta genellikle azalmaktadır. Elektronegatiflikte de yol aynıdır. Yani elektronegatiflik periyotta soldan sağa artmakta, grupta aşağı doğru azalmaktadır.⁠^[2] Bu eğilimleri açıklarken en çok başvurulan nicelik, etkin çekirdek yüküdür.⁠^{[4], [5]} Bu nicelik, çekirdeğin artı yükünün en dış elektronlara ulaşan kısmını anlatmaktadır. Ancak bu düzenin bir yanı ilk bakışta ters görünmektedir. Periyotta sağa gidildikçe atomlar daha çok elektron taşımakta, buna karşın küçülmektedir. Dahası grupta aşağı inmenin etkisi de beklenenden güçlüdür. Sezyumun çekirdeğinde 55 proton vardır, ama en dış elektronunun hissettiği yük yaklaşık 6 birimdir.

Periyodik Tablo Neden "Periyodik"?

Periyodik tablonun adı, elementlerin özelliklerinin düzenli aralıklarla yinelenmesinden gelmektedir. Bu düzenin anlaşılması iki aşamada oldu. Elementlerin atom kütlesine göre dizildiği ilk aşamada tablonun öngörüleri doğrulandı, ikinci aşamada ise sıralamanın asıl ölçütünün atom numarası olduğu anlaşıldı.⁠^{[14], [15]} İlk düzen 1869'da önerildi, atom numarasının yeri ise 1913'te ortaya kondu. Yani iki aşama arasında kırk yılı aşkın bir süre vardır.

Her iki aşama da periyodik eğilimleri anlamak için gerekli bir şey söylemektedir. Birincisi, tablodaki boşluklar henüz bulunmamış elementlerin özelliklerini önceden tahmin etmeyi sağladığı için tablonun öngörü gücünü göstermiştir. İkincisi ise bu gücün nereden geldiğini açıklamakta ve bizi doğrudan atomun çekirdeğine götürmektedir. Üstelik iki adımı da deneyler doğrulamıştır. Birincisini yeni elementlerin bulunması, ikincisini ise X ışını tayflarının ölçülmesi kanıtlamıştır.

Mendeleev'in Boş Bıraktığı Kutular

1869'da Meyer ve Mendeleev, birbirinden bağımsız olarak hemen hemen aynı element düzenini önerdi. Ancak Mendeleev'i Meyer'den ayıran bir fark vardı. Mendeleev, doğada bulunan elementlerin sadece yaklaşık üçte ikisinin bilindiği bu dönemde bütün elementlerin bulunmuş olduğunu varsaymadı. Bu sebeple tablosunda 44, 68, 72 ve 100 atom kütlelerine bilerek boşluk bıraktı. Bugün bu boşlukları skandiyum, galyum, germanyum ve teknesyumun doldurduğunu biliyoruz. Mendeleev, alüminyumun ve silisyumun altındaki boşluklara eka-alüminyum ve eka-silisyum adını verdi. Eka-alüminyum için 1869'da atom kütlesini 68, yoğunluğunu 5,9 g/cm³ olarak öngördü ve düşük bir erime noktası bekledi.

Galyum 1875'te bulundu. Atom kütlesi 69,723, yoğunluğu 5,91 g/cm³ çıktı. Erime noktası ise 29,8 °C'dir.⁠^[14] Bu değer alışılmadık derecede düşüktür.⁠^[10] Galyum bu nedenle avuç içinde erimektedir. Nitekim Mendeleev de eka-alüminyum için düşük bir erime noktası öngörmüştü. Eka-silisyum için öngörülen atom kütlesi 72, yoğunluk ise 5,5 g/cm³ idi. Germanyum 1886'da bulundu. Atom kütlesi 72,64, yoğunluğu 5,323 g/cm³ ve erime noktası 938 °C'dir. Galyumun ve germanyumun gözlenen özellikleri öngörülerle çok iyi uyuşuyordu. Bu yüzden Mendeleev'in tablosu, iki element bulununca hızla kabul gördü. Yine de atom kütlesine dayanan bu düzende çözülemeyen bir tutarsızlık kalmıştı.

Moseley ve Atom Numarası

Tablonun üç yerinde kimyasal sıra, atom kütlesi sırasını ters çevirmektedir. Bu üç çift, argon ile potasyum, kobalt ile nikel, tellür ile iyottur. Her çiftte daha ağır olan element, kimyasal özellikleri gereği tabloda önce gelmek zorundaydı. Ne var ki Moseley'den önce bu durumun doyurucu bir açıklaması yoktu. Moseley, kalsiyumdan çinkoya uzanan bir element dizisinin X ışını tayfını ölçtü ve sonuçlarını "The High-Frequency Spectra of the Elements" başlıklı makalesinde, Aralık 1913'te Philosophical Magazine'de yayımladı. Makalede vardığı sonucu şöyle yazdı:

Burada, atomda bir elementten ötekine geçerken düzenli adımlarla artan temel bir nicelik bulunduğuna dair bir kanıt var.

Moseley, tayf çizelgesinde elementleri atom kütlesi sırasına göre dizdi. Ancak argon, kobalt ve tellürde bu sıradan ayrıldı, çünkü bu üç yerde kütle sırası kimyasal özelliklerin sırasıyla çelişiyordu.⁠^[16] Düzenli adımlarla artan bu nicelik atom numarasıdır ve çekirdekteki artı birim yük sayısıyla özdeşleştirildi. Böylece ilke, "Elementlerin özellikleri atom numarasının periyodik fonksiyonlarıdır." biçimini alabildi.⁠^[15] Rutherford'a göre bir elementin özelliklerinin atom numarasıyla belirlendiğini kanıtlamak, büyük ve geniş kapsamlı öneme sahip bir keşifti. Moseley, 1913 makalesindeki çizelgede molibden ile rutenyum, neodimyum ile samaryum ve tungsten ile osmiyum arasındaki henüz bilinmeyen üç element için boş yer bıraktı. Bir sonraki ve son makalesinde boş yer bıraktığı dört elementin hepsi, Moseley'in ölümünden sonra bulundu. Peki atom numarası çekirdekteki artı yük sayısıysa, bu yükün ne kadarı dış elektronlara ulaşmaktadır?

Nature magazine, Public domain

Etkin Çekirdek Yükü

Çekirdekteki her proton bir birim artı yüke sahiptir. Ancak dıştaki bir elektron bu yükün tamamını hissetmez, çünkü arada dış elektronu iten başka elektronlar vardır. Dış elektronun bu itmeden sonra hissettiği net yük, etkin çekirdek yükü (İng: "effective nuclear charge") olarak adlandırılmaktadır. Bu yük atomdaki proton sayısıyla birlikte artmakta, büyüdükçe de en dış elektronları çekirdeğe daha güçlü çekmekte ve atom yarıçapını küçültmektedir.

Periyodik tablodaki eğilimler iki etkinin çekişmesinin ürünüdür. Bir periyot boyunca çekirdek yükü artarken yeni elektronlar aynı ana kabuğa girmekte ve bunlar birbirini zayıf biçimde perdelemektedir. Öte yandan grupta aşağı inildikçe yeni elektronlar çekirdekten daha uzak bölgelere eklenmektedir. Bu bölgeler kabuk olarak adlandırılmaktadır. Her kabuk bir kabuk numarasıyla () gösterilir ve büyüdükçe kabuk çekirdekten daha uzaktadır. Bu çekişmeyi anlamak için önce perdelemenin nasıl işlediğine bakmamız gerekmektedir.

Perdeleme ve Nüfuz Etme

Perdeleme (İng: "shielding"), iç elektronların dış elektronları itmesidir ve bu itme, çekirdeğin dış elektronlara uyguladığı etkin yükü düşürmektedir. Ancak her elektronun perdeleme gücü aynı değildir. Dolu iç kabuklardaki elektronlar, dış kabuklardaki elektronları çekirdek yükünden çok etkili biçimde perdelemektedir, ama aynı ana kabuktaki elektronlar birbirini pek perdeleyememektedir. Periyotta her adımda çekirdeğe bir proton eklenmektedir, fakat yeni elektron aynı kabuğa girdiği için bu protonun etkisini büyük ölçüde karşılayamamaktadır. Etkin çekirdek yükünün periyot boyunca artmasının nedeni budur.

Perdelemenin gücü, elektronun çekirdeğe ne kadar yaklaşabildiğine de bağlıdır ve bu yakınlık nüfuz etme (İng: "penetration") olarak adlandırılmaktadır. Çekirdeğe çok yakın bir elektronu diğer elektronların çoğu perdeleyemez, çünkü bunlar zamanın büyük bölümünde çekirdekten daha uzaktadır. Tersinden bakıldığında, daha çok nüfuz eden elektronlar, çekirdeğe daha az yaklaşan elektronlar için çekirdek yükünün bir kısmını engellemektedir.⁠^[4] Bu ayrım alt kabuklar arasında da geçerlidir. 2s orbitali, 1s orbitalinin içine 2p orbitalinden daha çok nüfuz eder ve bu yüzden aynı kabukta bir s elektronu, bir p elektronundan daha düşük enerjilidir. İyonlaşma enerjisinde eğilimi bozan bazı çiftlere geldiğimizde bu ayrıma geri döneceğiz.

Sezyumun Hissettiği Yük: 55 Değil, 6

Perdelemenin büyüklüğünü en iyi bir sayı göstermektedir. Hidrojen dışındaki her elementte etkin çekirdek yükü, gerçek çekirdek yükünden küçüktür. Hatta fark bazen çok büyüktür. Sezyumun çekirdeğinde 55 proton bulunduğu halde en dış elektronunun hissettiği yük yaklaşık 6'dır, çünkü aradaki dolu iç kabuklar, çekirdeğin artı yükünün büyük kısmını dış elektrondan saklamaktadır.

Bu küçük etkin yükün sonucu doğrudan boyuta yansımaktadır. Nitekim sezyum, aynı gruptaki lityumdan çok daha büyüktür. Sezyumun dış elektronu hem çekirdekten çok uzaktaki bir kabuktadır hem de çekirdek yükünün küçük bir kesrini hissetmektedir. Kısacası artan etkin çekirdek yükü ile artan kabuk numarası arasındaki bu çekişmenin en doğrudan görünen sonucu, atomun boyutudur.

Jurii, CC BY 3.0

Atom Yarıçapı Periyodik Tabloda Nasıl Değişir?

Atom yarıçapı aynı grupta atom numarası arttıkça büyümekte, aynı periyotta atom numarası arttıkça küçülmektedir. Grupta aşağı doğru büyümenin nedeni, her yeni periyotla eklenen dış kabuktur. Buna karşılık periyotta sağa doğru etkin yük artmakta ve sağdaki elementlerin elektronları bu daha güçlü çekimle çekirdeğe yaklaştığı için yarıçap küçülmektedir.

İkinci eğilim, daha çok elektronu olan atomun daha küçük olduğunu söylediği için ilk bakışta ters görünmektedir. Ancak boyutu belirleyen, elektron sayısı değildir. Periyot boyunca eklenen elektronlar yeni bir kabuk açmamakta, aynı ana kabuğa yerleşip birbirini zayıf perdelemekte, eklenen her proton ise bütün kabuğu biraz daha içeri çekmektedir. Boyutu belirleyen, elektronların sayısından çok hangi kabukta oldukları ve ne kadar yük hissettikleridir. Peki bir atomun yarıçapından söz ederken tam olarak neyi ölçüyoruz?

Bir Atomun Boyutu Nasıl Tanımlanır?

Atom yarıçapı, iki çekirdek arasındaki uzaklık üzerinden tanımlanmaktadır. Ancak hangi tanımın kullanılacağı, elementin nasıl bağ yaptığına bağlıdır. Kovalent yarıçap (İng: "covalent radius"), aynı iki atom kovalent bağla birleştiğinde çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısıdır, metalik yarıçap ise katıdaki iki komşu metal atomunun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısıdır. Soy gazlar gibi bağ kurmayan elementlerde ise katıdaki bağsız iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısı olan van der Waals yarıçapı kullanılmaktadır.

Bu çeşitliliğin nedeni bir ölçüm sorunudur. Metallerin ve ametallerin boyutunu tek bir yöntemle ölçmek mümkün değildir. Bu nedenle kimyacılar atom yarıçaplarını kuantum mekaniğine dayanan hesaplarla tutarlı biçimde belirlemiştir.⁠^[5] Burada "atom yarıçapı" derken bu tanımların ortak gösterdiği eğilimi kastediyoruz. Çünkü bu tanımlar kabaca benzer değerler vermekte ve eğilim aynı yöne işaret etmektedir. Yarıçap grupta aşağı doğru büyümekte, periyotta sağa doğru küçülmektedir.

İyonların Boyutu ve İzoelektronik Seriler

Aynı mantık, elektron kazanan veya kaybeden atomlar için de geçerlidir. Bir katyon ana atomundan her zaman küçükken bir anyon ana atomundan her zaman büyüktür. Sodyum bunu üç sayıyla göstermektedir. Na⁺ iyonunun yarıçapı 102 pikometre (pm, metrenin trilyonda biri), nötr sodyum atomununki 154 pm, Na⁻ iyonununki 202 pm'dir. Üçünün de çekirdek yükü +11'dir, elektron sayıları ise 10, 11 ve 12'dir. Çekirdek aynı kalırken sadece elektron sayısı değişince boyut neden bu kadar oynar? Katyonun küçülmesinin iki nedeni vardır. Aynı ana kabukta daha az elektron kaldığı için elektronlar arasındaki itme azalmakta, üstelik kalan elektronların hissettiği etkin çekirdek yükü artmaktadır. Öte yandan aynı yüke sahip iyonlarda yarıçap, grubun altına doğru büyümektedir.

Aynı sayıda elektronu olan ama atom numarası farklı tanecikler bir dizi oluşturabilir. Böyle bir dizi, izoelektronik seri (İng: "isoelectronic series") olarak adlandırılmaktadır. Neonla aynı elektron dizilimine sahip seride yarıçap, N³⁻ iyonundan Al³⁺ iyonuna doğru düzgün biçimde küçülmektedir. N³⁻ 146 pm, O²⁻ 140 pm ve F⁻ 133 pm büyüklüğündeyken seri Mg²⁺ ile 79 pm'ye, Al³⁺ ile 57 pm'ye inmektedir. Bu seride elektron sayısı sabittir, değişen sadece proton sayısıdır. Aynı ilke K⁺, Cl⁻ ve S²⁻ iyonlarında da görülmektedir. Üçünün de 18 elektronu vardır, ama çekirdek yükleri farklıdır. Dolayısıyla en büyük çekirdek yüküne () sahip olan K⁺, üçü arasında en küçük iyondur. Çekirdekten uzaklaştıkça elektron daha gevşek tutulmaktadır. İşte bu gevşekliğin ölçülebilir karşılığı iyonlaşma enerjisidir.

Evrim Agaci, Own work

İyonlaşma Enerjisi: Bir Elektronu Koparmanın Bedeli

Birinci iyonlaşma enerjisi (İng: "first ionization energy"), gaz halindeki ve temel durumdaki bir atomdan en gevşek bağlı elektronu koparmak için gereken enerjidir.⁠^[1] Terim, nötr bir atomdan temel durumunda bir elektron koparmak için gereken en küçük enerji olarak da tanımlanmaktadır.⁠^[18] Atomdan elektron koparmak için her zaman enerji gereklidir. Bu nedenle iyonlaşma, dışarıdan enerji alan endotermik bir süreçtir ve iyonlaşma enerjisi değerleri de her zaman pozitiftir. Büyük bir değer, elektronun atoma daha sıkı bağlı olduğunun ve zor koparıldığının işaretidir.⁠^[6]

Daha büyük atomlarda en gevşek bağlı elektron çekirdekten daha uzakta bulunup daha kolay koptuğu için birinci iyonlaşma enerjisi yarıçapın tersine bir eğilim izlemektedir. Başka bir deyişle değer periyotta genellikle yükselmekte, grupta ise genellikle düşmektedir. Değerleri kilojul/mol (kJ/mol) veya elektronvolt (eV) cinsinden veriyoruz. Bir elektronvolt, 96,485 kJ/mol'e eşittir.⁠^[3] Tanımdaki "genellikle" sözcüğü önemlidir, çünkü eğilimin kırıldığı yerler de vardır.

Periyodun İki Ucu: Alkali Metaller ve Soy Gazlar

İlk 36 elementin ölçülen değerleri genel eğilimi açıkça göstermektedir. Aralarında en yüksek değer 2372 kJ/mol ile helyumda, en düşük değer ise 419 kJ/mol ile potasyumdadır. Yani helyumdan bir elektron koparmak, potasyumdan bir elektron koparmanın beş katından fazla enerji istemektedir. İki element de kendi periyodunun bir ucundadır.

Bu desen her periyotta yinelenmektedir. İkinci, üçüncü ve dördüncü periyotların her birinde en düşük değer alkali metaldedir. Bu değer lityumda 520, sodyumda 496, potasyumda 419 kJ/mol'dür. Buna karşılık en yüksek değer her seferinde soy gazdadır. Bu değer neonda 2081, argonda 1521, kriptonda 1351 kJ/mol'dür. Ayrıca aynı sayılar dikey okununca grup eğilimini de vermektedir, yani alkali metallerde de soy gazlarda da değer aşağıya doğru düşmektedir.

Ardışık İyonlaşma Enerjileri

Bir atomdan ilk elektron koparıldıktan sonra ikincisi ve üçüncüsü de koparılabilir. Bu ardışık değerler hep artmaktadır. İkinci elektronu koparmak için birinciden daha çok enerji gerekmektedir. Bunun iki nedeni vardır. İkinci elektron nötr bir tanecikten değil, artı yüklü bir iyondan koparılmaktadır. Ayrıca birinci elektron gidince kalan elektronlar arasındaki itme de azalmaktadır. Ancak artış düzenli değildir. Bir yerde büyük bir sıçrama vardır ve bu sıçramanın yeri, atomun kaç değerlik elektronu olduğunu göstermektedir.⁠^[9] Örneğin sodyumun birinci iyonlaşma enerjisi 495,8 kJ/mol'dür. İkincisi bunun yaklaşık 9,2 katı olan 4562,4 kJ/mol, üçüncüsü ise ikinciden sadece yaklaşık 1,5 kat büyük olan 6910,3 kJ/mol'dür. Büyük sıçrama, tek değerlik elektronundan sonra gelen ilk iç kabuk elektronundadır.

Magnezyumda sıçramanın yeri bir adım ileridedir. Birinci değer 737,7 kJ/mol, ikinci değer bunun sadece yaklaşık 2,0 katı olan 1450,7 kJ/mol, üçüncü değer ise ikincinin yaklaşık 5,3 katı olan 7732,7 kJ/mol'dür. Büyük sıçrama, iki değerlik elektronu koparıldıktan sonra gelmektedir. Benzer şekilde lityumda ikinci değer birincinin 10 katından fazladır. Dolayısıyla lityum ve bütün alkali metaller 1+ yüklü iyon vermekte, 2+ veya 3+ yüklü iyon vermemektedir. Bu sıçramalar, bir atomun kaç değerlik elektronu olduğunun göstergesidir. Değerlik orbitallerinden elektron koparılırken düzenli olan artış, dolu bir iç kabuğa ulaşılınca çok büyür, çünkü dolu bir iç kabuktan elektron koparmak için gereken enerji olağan tepkime koşullarında karşılanamayacak kadar yüksektir.⁠^[6] Bu nedenle kimyada sadece değerlik elektronları rol oynamaktadır.

Eğilimi Bozan Dört Çift: Be-B, N-O, Mg-Al, P-S

Periyot boyunca artış kusursuz değildir. Berilyumun değeri yaklaşık 900 kJ/mol, borunki yaklaşık 801 kJ/mol'dür. Sağa gidildiği halde değer düşmektedir. Aynı desen üçüncü periyotta da görülmekte ve magnezyumda 738 kJ/mol olan değer alüminyumda 578 kJ/mol'e inmektedir.⁠^[3] Çünkü bor ve alüminyumda koparılan elektron, yeni dolmaya başlayan p alt kabuğunun tek elektronudur ve aynı kabukta çekirdeğe daha çok nüfuz eden s elektronundan daha yüksek enerjilidir. Ayrıca alüminyumun dolu 3s² alt kabuğundaki elektronlar, 3p¹ elektronunu birbirlerini perdelediklerinden daha iyi perdelemektedir ve bu yüzden 3p elektronunu koparmak daha kolaydır. Berilyum ile bor arasındaki düşüş de aynı mantıkla açıklanmaktadır.

Öteki iki kırılma periyodun ortasındadır. Azotta değer yaklaşık 1402 kJ/mol, oksijende yaklaşık 1314 kJ/mol'dür ve fosforda 1012 kJ/mol olan değer de kükürtte 1000 kJ/mol'e inmektedir. Bu çiftleri anlamak için Hund kuralına (İng: "Hund's rule") bakmak gereklidir. Hund kuralına göre aynı enerjili orbitallerde en düşük enerjili dizilim, eşlenmemiş elektron sayısının en büyük olduğu dizilimdir.⁠^[13] Azotun üç 2p elektronu, üç ayrı 2p orbitalinde tek başına bulunur ve spinleri eşlenmemiştir. Oysa oksijende 2p orbitallerinden biri bir elektron çiftiyle doludur ve aynı p orbitalindeki iki elektronun birbirini itmesi, 16. grup elementlerinde atomu biraz daha kararsız yapmaktadır. İşte kükürtteki düşüşün nedeni bu itmedir. Azot ile oksijen arasındaki düşüş de aynı dizilim farkıyla birlikte görülmektedir. İyonlaşma enerjisi, atomun kendi elektronunu ne kadar sıkı tuttuğunun ölçüsüdür. Öte yandan atomun dışarıdan gelen bir elektronu ne kadar istediğini başka iki nicelik ölçmektedir.

Elektron İlgisi ve Elektronegatiflik

Bir atomun elektron çekme isteği iki farklı durumda sorulabilir. Birincisinde atom tek başına ve gaz halindeyken dışarıdan bir elektron gelmekte, bu durumdaki ölçülebilir enerji değişimi de elektron ilgisi adını almaktadır. Bu anlamda elektron ilgisi, iyonlaşma enerjisinin karşı yüzüdür, çünkü iyonlaşma enerjisi atomdan bir elektron koparmayı, elektron ilgisi ise atoma bir elektron eklemeyi anlatmaktadır.

İkincisinde bir bağın içindeki atom, bağ elektronlarını bir başka atomla paylaşmakta ve bu paylaşımda elektronları kendine çekme eğilimi elektronegatiflikle anlatılmaktadır. Bu iki kavramı birbirinden ayırmak gerekmektedir. Aşağıda önce tek başına duran atoma, sonra bağın içindeki atoma bakacak, iki kavram arasındaki farkı da en sonda ayrıca ele alacağız.

Evrim Agaci, Own work

Elektron İlgisi: Fazladan Bir Elektron Eklemek

Elektron ilgisi (İng: "electron affinity"), gaz halindeki bir atoma bir elektron eklenip anyon oluşturulduğundaki enerji değişimidir. Ancak iyonlaşma enerjisinin aksine elektron ilgisinin işareti sabit değildir. Elektron eklenirken enerji açığa çıkarsa değer negatif, anyon oluşturmak için enerji vermek gerekirse pozitif, süreç enerji bakımından nötrse sıfırdır.⁠^[7] Burada açığa çıkan enerjiyi eksi işaretle gösteren yazımı kullanmaktayız. Elektron ilgisi genellikle bir periyotta soldan sağa daha negatif olurken ana grup elementlerinde grubun altına doğru daha az negatif olmaktadır. Bütün elementler içinde en negatif elektron ilgisi ise −346 kJ/mol ile klordadır. En büyük yarıçaplı atomlar genellikle hem en düşük iyonlaşma enerjisine hem de eklenen elektron için en düşük ilgiye sahiptir. Peki en negatif değer neden tablonun sağ üst köşesindeki florda değil de klorda?

Bu, genel kuralın birinci büyük istisnasıdır. İkinci periyotta bordan flora kadar olan elementlerin elektron ilgisi, üçüncü periyottaki alt komşularınınkinden daha az negatiftir. Bunun nedeni, görece küçük 2p orbitallerine sıkışan elektronların birbirini itmesidir. Bu itme, çekirdeğe yakınlığın getirdiği güçlü çekimden daha baskın olduğu için flor, eklenen bir elektronu klordan daha az istemektedir. İkinci istisna ise toprak alkali metallerdir. Berilyumdan baryuma doğru elektron ilgisi daha negatif olmakta, yani genel grup eğiliminin tersine gitmektedir. Çünkü dolu ns² alt kabuğu ile boş np alt kabuğu arasındaki enerji aralığı arttıkça daralmaktadır. Bu sayede ağır elementlerde anyon oluşumu enerji bakımından daha elverişlidir.

Bazı elementler hiç kararlı anyon oluşturmamaktadır. Berilyum bunlardan biridir ve elektron ilgisi sıfırdan büyük veya sıfıra eşit kabul edilmekte, benzer şekilde soy gazlara da sıfır veya pozitif bir etkin değer verilmektedir. Soy gazların kabuğu tamamen dolu olduğu için gelen elektron daha yüksek bir seviyesine girmek zorundadır ve bu daha zordur. Azot ise ilginç bir ara noktadır. Elektron ilgisi yaklaşık sıfırdır, yani eklenen elektron ne belirgin bir enerji salmakta ne de enerji istemektedir. Grup 15 elementlerinin değerleri genel olarak beklenenden daha az negatiftir. Azotun, iyonlaşma enerjisinde eğilimi bozan çiftlerden birinin de üyesi olduğunu bir önceki bölümde görmüştük. Bir atoma ikinci bir elektron eklemek ise hep enerji gerektirmektedir. Yani ikinci elektron ilgisi her zaman pozitiftir, çünkü iki eksi yüklü bir iyonda elektronlar arasındaki itme çekirdeğin çekiminden çok daha büyüktür. Örneğin oksijenin birinci elektron ilgisi −141 kJ/mol, ikincisi +744 kJ/mol'dür.

Elektronegatiflik: Bağdaki Elektronlar Kime Kayar?

Elektronegatiflik (İng: "electronegativity"), bir atomun elektronları veya elektron yoğunluğunu kendine çekme eğiliminin ölçüsüdür. Kavramın kökü kimyanın erken dönemine uzanmaktadır. Örneğin Avogadro 1809'da, Berzelius 1811'de elementleri "negatif" veya "pozitif" elektrokimyasal karakterlerine göre sıraladı.⁠^[17] Bugünkü anlayışta bağ kutupluluğu, değerlik elektronlarının bunları daha güçlü çeken, yani elektronegatifliği daha yüksek olan atoma kaymasının sonucudur. Kavramın modern çağı 1932'de Pauling ile başladı. Pauling ölçeği bağ enerjilerinden türetilmektedir ve bu ölçekte iki atomun elektronegatiflik farkı aşağıdaki gibi yazılmaktadır:

Burada elektronegatifliği, ise ile arasındaki bağın, ve de aynı atomlar arasındaki bağların enerjisini göstermektedir. Buradaki , bir orantı katsayısıdır. Yani formül, A-B bağının enerjisinin A-A ve B-B bağlarının ortalamasından ne kadar saptığına bakmaktadır. Elektronegatiflik farkı da bu sapmanın karekökü ile orantılıdır. Pauling ölçeği, hidrojenin göreli elektronegatifliği 2,1 olacak biçimde seçilmiştir. Karekökün işaretini de Pauling sezgisel olarak seçmiştir. Bu yüzden ölçek mutlak değil, görelidir ve farklar boyutsuz olarak tanımlanmaktadır.

Elektronegatiflik periyotta sağa doğru artmakta, grubun altına doğru azalmaktadır. En elektronegatif element flordur ve değeri 4,0'dır. Soy gazlar, değerlik kabukları tam dolu olduğu ve başka atomlarla genellikle elektron paylaşmadıkları için elektronegatiflik çizelgelerinin dışındadır.⁠^[2] Ancak Pauling'inki tek ölçek değildir. Mulliken, atomların elektronegatifliğini iyonlaşma enerjisi üzerinden ifade eden ilk kişidir ve Mulliken ölçeğinde elektronegatiflik, iyonlaşma enerjisi ile elektron ilgisinin ortalamasıdır. Bu tanım, önceki iki bölümün sayılarını tek bir sayıda birleştirmektedir. Üstelik Batsanov'a göre iki ölçek arasında basit bir ilişki vardır ve Pauling değeri, Mulliken değerinin yaklaşık 0,36 katıdır. Yine de Mulliken ölçeğinin bir zayıf noktası vardır. Bazı atomlar için değerlik durumunu belirlemek zordur, çünkü azot için 7, oksijen için 8 olası durum arasında seçim yapmak gereklidir.

İki Kavram Neden Karıştırılmamalı?

Elektron ilgisi ve elektronegatiflik ikisi de elektron çekmekten söz etmektedir, ama birbirine karıştırılmamalıdır. Aradaki fark, neyin ölçüldüğündedir. Elektron ilgisi ölçülebilir bir fiziksel niceliktir. Tek başına duran, gaz halindeki bir atom elektron aldığında açığa çıkan veya soğurulan enerjidir ve kJ/mol cinsinden ölçülmektedir. Buna karşın elektronegatiflik, bir atomun bir bağdaki elektronları ne kadar sıkı çektiğini anlatmaktadır. Boyutsuz bir niceliktir ve ölçülmemekte, hesaplanmaktadır.

Bu farkın somut bir sonucu vardır. Elektronegatiflikte en üstte flor bulunur, elektron ilgisinde ise en negatif değer klordadır. Flor küçük bir atomdur. Bu yüzden eklenen elektron, florun dar 2p orbitallerinde öbür elektronların güçlü itmesiyle karşılaşmaktadır.⁠^[7] Bu itme, florun elektron ilgisini klorunkinden daha az negatif yapmaktadır. Elektron ilgisinin kendisi de iki eşdeğer biçimde tanımlanabilir.⁠^[18] Birinci tanım, tek eksi yüklü bir iyondan bir elektron koparmak için gereken enerjidir. Daha yaygın olan eşdeğer tanım ise nötr bir atoma fazladan bir elektron bağlanınca açığa çıkan enerjidir. İki tanım aynı sürece iki ucundan bakmaktadır. Birinde elektron koparılmakta, öbüründe ise eklenmektedir. Yarıçap, iyonlaşma enerjisi, elektron ilgisi ve elektronegatiflik birlikte bir elementin kimyadaki davranışını belirlemektedir. Peki bir element elektron veren bir metal midir, yoksa elektron çeken bir ametal mi?

Evrim Agaci, Own work

Eğilimlerden Kimyaya: Metalik Karakter ve Tepkimeye Girme İsteği

Metalik karakter, bir elementin dış değerlik elektronlarını verebilme yeteneğinden doğmakta ve buna yüksek ısı ve elektrik iletkenliği de eşlik etmektedir. Metalik karakterin haritası ise elektronegatifliğinkinin tersidir ve en yüksek değerler sol alt köşede toplanmaktadır.⁠^[8] Buna karşılık ametalik karakter alttan üste ve soldan sağa artmakta, en ametalik element de sağ üst köşede bulunmaktadır. Yani bu harita da iyonlaşma enerjisi ve elektronegatiflik eğilimleriyle aynı yöne işaret etmektedir.

Dolayısıyla tablonun iki karşıt köşesi bu eğilimlerin uç örneklerini barındırmaktadır. Sol altta elektronlarını kolayca veren metaller, sağ üstte ise elektron çeken ametaller bulunmaktadır. Bu ayrım elementlerin bileşiklerinde de sürmektedir. Metal oksitler bazik ve iyonik, ametal oksitler ise asidik ve kovalent karakterdedir. Aşağıda bu iki köşeye sırayla bakacağız.

Sol Alt Köşe: Elektron Veren Metaller

Metaller elektropozitif elementlerdir, yani elektron vermeye yatkındır ve iyonlaşma enerjileri görece düşüktür. Birçok metal elektronlarını kolayca vermektedir. Bu elementler periyodun solunda veya grubun alt kısmında yer almaktadır.⁠^[11] Ana grup elementleri katyon oluştururken genellikle bütün değerlik elektronlarını kaybetmekte ve tabloda kendinden önce gelen soy gazın elektron dizilimine ulaşmaktadır. Ardışık iyonlaşma enerjilerindeki sıçramanın kimyadaki karşılığı budur. Alkali metaller, periyotlarında en büyük atom yarıçapına ve en düşük birinci iyonlaşma enerjisine sahiptir ve tepkimeye girme istekleri atom numarasıyla artmaktadır, çünkü tek değerlik elektronunu kaybetmek giderek kolaylaşmaktadır. Hepsinin suyla tepkimesi şiddetlidir. Ürünler hidrojen gazı ve metal hidroksitin bazik bir çözeltisidir. Örneğin sodyum metali havada şiddetle yanmakta ve suyla patlayarak tepkimeye girmektedir. Bu nedenle alkali metaller, hava ve nemle temas etmesin diye mineral yağ altında, kapalı kaplarda saklanmaktadır.⁠^[10]

Sodyumun bir başka şaşırtıcı yanı yumuşaklığıdır. Metallerin çoğu serttir, ama sodyum ve potasyum bıçakla kesilebilecek kadar yumuşaktır.⁠^[8] Öte yandan hemen sağdaki sütunda, toprak alkali metallerde tablo farklıdır. Bu atomlar aynı periyottaki alkali metallerden küçüktür ve iyonlaşma enerjileri daha yüksektir. Bu nedenle tepkimeye girme istekleri daha düşüktür. Magnezyumun 738 kJ/mol değeri, sodyumun 496 kJ/mol değerinin yanında bu farkı sayıyla göstermektedir.

Sağ Üst Köşe: Elektron Çeken Ametaller

Tablonun karşı köşesinde ametalik karakter, elektronegatiflik ve iyonlaşma enerjisiyle birlikte artmaktadır. Çok elektronegatif elementler genellikle iyi yükseltgeyicilerdir, yani tepkimede karşısındaki maddeden elektron almaktadır.⁠^[19] Flor, bilinen elementlerin en güçlü yükseltgeyicisidir.⁠^[12] Hatta birçok madde florla temas edince tutuşmakta ve su damlaları bile flor içinde alev almaktadır. Bu yüzden florla çalışmak çok tehlikelidir.

Klor da güçlü bir yükseltgeyicidir, ama flordan daha az etkindir. İki köşe bir araya geldiğinde sonuç dikkat çekicidir. Sodyum havada yanan ve suyla patlayarak tepkimeye giren yumuşak bir metal, klor da zehirli bir gaz olduğu halde ikisi birleştiğinde sofra tuzu oluşmaktadır. Çünkü nötr atomlarla bu atomlardan oluşan iyonların fiziksel ve kimyasal özellikleri çok farklıdır.⁠^[11] Sonuçta bu davranışların büyük bölümü, çekirdek yükünün ne kadarının dış elektronlara ulaştığı sorusuna inmektedir.

Sonuç

Periyodik özelliklerden atom yarıçapının eğilimini, etkin çekirdek yükü ile kabuk numarası arasındaki çekişme açıklamaktadır. Periyotta soldan sağa atom yarıçapı küçülmekte, iyonlaşma enerjisi ve elektronegatiflik artmakta, grupta aşağı inildikçe ise yeni kabuklar eklenmekte ve bu eğilimler tersine dönmektedir. Ancak bu açıklama eğilimleri vermekte, her değeri tek tek vermemektedir. Berilyum ile bor, azot ile oksijen arasındaki kırılmalar ve florun elektron ilgisinde klorun gerisinde kalmasını anlamak için alt kabukların ve elektron itmelerinin ayrıntısına bakmak gereklidir.⁠^[13]

Mendeleev, galyumun yoğunluğunu bu metal henüz bulunmadan virgülden sonraki ilk basamağa kadar öngörebilmişti. Moseley ise bu öngörü gücünün nereden geldiğini gösterdi. Buna göre bir elementin davranışını belirleyen nicelik, çekirdeğindeki artı yük sayısına eşit olan atom numarasıdır. Aynı güç bugün de eğilimleri okumamızı sağlamaktadır. Örneğin potasyumun sodyumdan daha kolay tepkimeye girdiğini, 419 kJ/mol ile 496 kJ/mol arasındaki fark önceden söylemektedir. Bu anlamda periyodik tablo, elementlerin bir listesinden çok, davranışlarının bir haritasıdır.