Kimya

Periyodik Sistem

Kimya bilimini belli bir düzene oturtmak için elementleri içeren periyodik sistem kurulmuştur. Periyodik sistem yıllar içinde şekil değiştirmiş ve gelişmiştir.

Periyodik Sistemin Tarihçesi

Günümüzde bilinen binlerce farklı maddeyi oluşturan ve tabiatta var olan element sayısı 92 tanedir. Bu ele­mentlere yapay yollarla elde edilenleri eklediğimizde ise sayı 117'ye çıkmaktadır. Bu elementlerden altın, bakır, demir gibi bazıları binlerce yıldır bilinmektedir.

19. yüzyılın başlarına kadar yaklaşık 40 civarında element bilinmektedir. Bu elementlerin fiziksel ve kimyasal özellikleri arasındaki benzerlikler üzerinde durulmaya gereksinim duyulmuştur. Elementlerin sayılarının giderek artması bunların özelliklerinin tek tek incelenmesini zorlaştırmıştır. Bu nedenle bilim in­sanları elementleri kapsamlı bir şekilde sınıflandırma ihtiyacı doymuşlardır. Bunun sonucunda da periyodik sistem ortaya çıkmıştır.

İlk sistematik sınıflandırmayı J.W. Döbereiner (Döberanynır) yapmıştır. Döbereiner elementle­ri benzer özelliklerine göre "Triadlar Kuralı" olarak bilinen üçerli gruplar halinde sınıflandırmıştır.

De Chancourtois (dö Şankortua) bir silindir üzerine elementleri fi­ziksel ve kimyasal özelliklerine göre yerleştirerek ilk periyodik sistemi oluşturmuştur.

1863 yılında J.Newlands (Nivland) elementleri atom kütlelerine göre dizdiğinde herhangi bir ele­mentin özelliklerinin kendinden sonraki sekizinci elementin özel­likleri ile benzer olduğunu fark etmiştir. Bu ilişkiyi müzikteki bir kurala benzeterek "Oktav kuralı­nı" tanımlamıştır.

Günümüzde kullanılan periyodik sistem için en yakın elementler tablosunu 1869 yılında Dimitri Mendeleyev yapmıştır. Mendele­yev bilinen 63 elementi atom küt­lelerine göre belirli bir sıraya di­zerek kendi adıyla anılan periyo­dik sistemini oluşturmuştur.

1914 yılında H.Moseley (Mozeli) X - ışınları ile ilgili yaptığı deney­ler sonucunda elementlerin kim­yasal özelliklerinin atom numara­larına bağlı olduğunu bulmuştur. Bunun sonucu olarak da ele­mentlerin periyodik sisteme atom numaralarına göre dizilmesi ge­rektiği düşünülmüştür.

Günümüzde kullanılan periyodik sistem elementlerin artan atom numaralarına göre dizilmesiyle oluşturulmuştur.

Glenn Seaborg, 1952 yılında lantinit ve aktinit elementlerinin özellikleri doğrultusunda F blo­ğunu oluşturup periyodik sistem içerisine eklemiştir.

Modern Periyodik Sistem

Modern periyodik sistem, elementlerin fiziksel ve kimyasal özelliklerinin bir fonksiyonu olarak ortaya çıkmıştır. Elementler artan atom numaralarına göre yatay satırlar ve düşey sütunlar halinde sıralanmakta­dırlar. Basit bir periyodik sistemde elementlerin sem­bolleri, atom numaralan ve kütle numaraları bulunur. Bununla birlikte her bir kutucuğunda değişik fiziksel ve kimyasal özelliklerin (erime ve kaynama noktaları, yükseltgenme basamağı v.s.) belirtildiği daha ayrıntılı periyodik tablolar da vardır.

Periyodik sistemde 7 tane periyot vardır.

Periyot numaraları element atomlarının baş kuantum sayılarını gösterir. Bu nedenle periyot numarası "n" ile gösterilir.

İlk periyotta 2, ikinci ve üçüncü periyotlarda 8, dördüncü ve beşinci periyotlarda 18 element bulunur. Altınca periyotta 32 element vardır. Bunlardan "lantanitler" olarak adlandırılan 14 tanesi tablonun altına yazılır. Yedinci periyot henüz tamamlanmamıştır. Bu periyotta da "aktinitler" olarak adlandırılan 14 element tablonun altına yazılır.

Periyodik sistemde 18 tane grup vardır. Aynı gruptaki elementlerin kimyasal özellikleri benzerdir.

Gruplar iki şekilde adlandırılır. Birinci adlandırmada "baş grup" olarak kabul edilenler A harfi ile "yan grup" olarak kabul edilenler ise B harfi ile gösterilerek nu­maralandırılır.

Uluslararası Kimya Birliğine (IUPAC) göre gruplar 1'den 18'e kadar rakamlarla numaralandırılır.

Bazı grupların ise özel adları vardır. Bu adlar genel­likle grubun özelliklerini verir. Örneğin 1A grubu baz yapıcı anlamında alkali metaller olarak adlandırılır. Benzer şekilde 2A grubu toprak alkali metalleri, 7A grubu tuz yapıcı anlamında halojenler ve 8A grubu tepkimelere karşı isteksizliklerinden asal (soy) gazlar olarak adlandırılırlar.

periyodik sistem

Periyodik Sistemde Bloklar

Periyodik sistemdeki gruplar son katmanlarındaki orbital türlerine göre s, p, d ve f bloku olarak da belirti­lir.

Son katmanı s orbitali ile biten 1A ve 2A grupları "s bloku" son katmanı p orbitali ile biten 3A, 4A, 5A, 6A, 7A ve 8A grupları "p bloku" son katmanı d orbitali ile biten B grupları "d bloku" olarak adlandırılır.

Lantanitler ve aktinitler ise "f bloku" olarak adlandırı­lırlar.

Periyodik Sistemdeki Elementlerin Yerlerinin Bulunması

Bir elementin temel elektron diziliminden yararlanarak periyodik sistemdeki grubunu ve periyodunu bulabiliriz.

En yüksek temel enerji düzeyinin başkuantum sayısı elementin periyot numarasını verir.

En yüksek enerji düzeyindeki toplam elektron sayısı elementin grup numarasını verir.

Temel elektron dizilimi s orbitali ile bitenler s bloğu, p orbitali ile bitenler p bloğu, d orbitali ile bitenler d bloğu elementidir. Lantanit ve aktinitler ise f bloğu ele­mentidir.

s ve p bloğu elementleri A grubu, diğerleri B grubu elementleridir.

ns + np de bulunan e- lar baş grup (A), ns + (n - 1)d de bulunan e- lar ise yan grup (B) tur.

Periyodik Özelliklerin Değişimi

Bu bölümde elementlerin bazı özelliklerinin periyodik sistem içerisinde nasıl değiştiğini inceleyeceğiz. Bu özellikler sırasıyla şöyledir.

  • Atom yarıçapı
  • İyonlaşma enerjisi
  • Elektron ilgisi
  • Elektronegatiflik
  • Metalik - Ametalik özellik
  • Asitlik ve bazlık

Atom Yarıçapı

Atom yarıçapı, atomun merkezi ile son yörüngesin­deki elektron bulutlan arasındaki uzaklık olarak dü­şünülmekle beraber, komşu iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısı olarak tanımlanır.

Buna göre, atom yarıçapı ile ilgili, kovalent yarıçap, iyonik yarıçap, Van der Waals yarıçap tanımlamaları yapılabilir.

Kovalent yarıçap: Tek bir kovalent bağ oluşturmuş eşdeğer iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısıdır. Kovalent yarıçap, atomlar arasındaki kova­lent bağ uzunluklarından bulunabilir.

İyonik yarıçap: Bir iyonik bağda iyonların çekirdekleri arasındaki uzaklığa göre belirlenir. Ancak iyonlar eşdeğer olmadığından katyon ve anyon arasındaki uzaklık uygun bir şekilde paylaştırılır.

Nötr bir atom iyon haline geçtiğinde büyüklüğü değişir. Eğer atom anyon oluşturursa yani elektron alırsa çekirdek yükü aynı kalmasına rağmen elektron bulutu genişler. Elektron başına düşen çekim gücü azalır, dolayısıyla yarıçap artar. Eğer atom katyon oluşturursa, yani elektron verirse çekirdek yükü aynı kalır, elektron bulutu büzülür. Elektron başına düşen çekim kuvveti artar, dolayısıyla yarıçap azalır.

Van der Waals yarıçapı: Aynı cins iki atomun aralarında bir bağ olmaksızın birbirlerine en yakın olduğu anda, çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısıdır.

H2 molekülünün kovalent ve Van der Waals yarıçap­larını şematik olarak aşağıdaki gibi gösterebiliriz. Hidrojenin kovalent yarıçapı 37 pm, Van der Waals yarıçapı ise 120 pm'dir.

atom yarıçapı

Periyodik Tabloda Atom Yarıçaplarının Değişimi

Aynı grupta yukarıdan aşağıya doğru inildikçe atom yarıçapı artar. Çünkü her grupta, yukarıdan aşağıya doğru atomların katman sayısı ve elektron bulutu­nun genişliği artar. Elektron sayısına paralel, proton sayısının da artışı çekirdeğin çekim gücünü artırır. Fakat bu çekim atom hacminde meydana gelecek çok aşırı artışları azaltır.

Periyodik tabloda atom yarıçapı, aynı periyotta soldan sağa doğru gidildikçe küçülür. Aynı periyotta (aynı kat­manda) soldan sağa elektron sayısı arttığı için, çapın artması gerektiği düşünülebilir.

Ancak, artan elektron sayısı kadar çekirdekteki proton sayısı da artar. Proton sayısının artması çekirdeğin çekim gücünü de artırır. Böylece, birim elektron başına düşen çekim kuvveti artar.

İzoelektronik (elektron dizilişi ve elektron sayısı aynı olan) iyonların ve nötr atomların yarıçapları eşit değildir. Çünkü, bu iyon ve nötr atom çekirdekleri bir­birinden farklı sayıda proton içerirler. Proton sayısının fazla olması, çekirdeğin çekim gücünü artıracağından izoelektronik iyon ve atom gruplarında çekirdek yükü fazla olanın yarıçapı daha küçük olur.

İyonlaşma Enerjisi

Gaz halindeki nötr bir atomdan bir elektron koparmak için o atoma verilmesi gereken minimum enerjiye iyon­laşma enerjisi denir. İyonlaşma enerjisinin büyüklüğü atomdaki elektronların ne kadar sıkı tutulduğunun da bir ölçüsüdür. İyonlaşma enerjisi büyük olan atomlar­dan elektron koparmak daha zordur. Çok elektronlu bir atomda, atomun temel halinden ilk elektronu uzak­laştırmak için gerekli olan enerjinin miktarına birinci iyonlaşma enerjisi (E1) denir.

E1 +X(g) → X+(g) + e-

Bu eşitlikteki X herhangi bir elementin atomunu, e- ise bir elektronu göstermektedir. İkinci bir elektron kopar­mak için gerekli enerjiye ikinci iyonlaşma enerjisi (E2) denir. İkinci iyonlaşma enerjisi (E2) ve üçüncü iyonlaş­ma enerjisi (E3) aşağıdaki eşitlikle verilmiştir.

E2 + X+(g) → X+2(g) + e-

E3 + X+2(g) → X+3(g) + e-

Bir atomdan bir elektron uzaklaştığı zaman, kalan elektronlar arasında itme kuvveti azalır. Çekirdek yükü sabit kaldığından, pozitif yüklü iyondan başka bir elektronu uzaklaştırmak için daha fazla enerji gere­kir. Bu nedenle, iyonlaşma enerjisi aşağıdaki sırayla değişir.

E1 < E2 < E3 < ...

Bazı düzensizlikler olmasına karşılık periyodik çizel­gede birinci iyonlaşma enerjileri soldan sağa doğru artmaktadır. İlk istisna aynı periyottaki 2A ve 3A grup­ları arasında görülür. 3A grubu elementlerinin birinci iyonlaşma enerjileri beklenenin aksine 2A grubu elementlerininkinden daha düşüktür. Bunun nedeni 2A grubunun küresel simetrik elektron dağılımına sahip olmasıdır. Aynı durum 5A ve 6A gruplarında da gö­rülmektedir.

Bir periyottaki iyonlaşma enerjisi aşağıdaki gibi değiş­mektedir.

1A < 3A < 2A < 4A < 6A < 5A < 7A < 8A

Periyodik tabloda aynı grupta yukarıdan aşağıya doğru yarıçap büyür. Bu da, değerlik elektronlarının çekirdekten uzaklaşması, onların çekirdek tarafından diğer elektronlara oranla daha zayıf çekilmesi anlamı­na gelmektedir. Bu nedenle, bir grupta yukarıdan aşa­ğıya doğru gidildikçe çap büyümekte, bununla birlikte iyonlaşma enerjisi ise küçültmektedir. Endotermik bir olaydır.

Elektron İlgisi

Gaz halinde nötr bir atomun dışarıdan bir elektron ya­kalayarak (-1) yüklü bir anyon oluştururken meydana gelen enerji değişimine elektron ilgisi denir.

Bu sebeple elektron ilgisi atomun elektron almaya yatkınlığının bir ölçüsüdür.

X(g) + e- → X-(g) + Enerji

Burada X harfi bir ametali göstermektedir. Elektron ilgisi de iyonlaşma enerjisi gibi atom yarıçapı ile ters orantılı olarak değişmektedir. Yarıçapı küçük atomla­rın en dış enerji seviyesindeki elektronların enerjisi, yarıçapı, daha büyük olanlara göre daha küçüktür. Bu sebeple yarıçapı küçük olan atomlar bir elektron yakalandıklarında yarıçapı daha büyük olanlara göre daha fazla enerji yayarlar.

Elektronegatiflik

İyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisi, bir elementin me­tal ya da ametal olduğuna karar vermek için kullanı­lan iki ayrı kriterdir. Elektronegatiflik ise ilk defa 1934 yılında Amerikalı fizikçi R.S Mulliken tarafından iyon­laşma enerjisi ve elektron ilgisini birlikte ifade edebi­lecek, tek bir kriter alması için önerilen yeni bir tanım ve kavramdır. Bu kavrama daha çok atomların kendi aralarında oluşturdukları bağ türünü açıklayabilmek için ihtiyaç duyulmuştur.

Elektronegatiflik bir molekülde aralarında bağ bulu­nan her bir atomun bağ elektronlarını göreceli olarak çekme kabiliyetidir. Elektronegatiflik, atomun çekirdek yükü ve çekirdeğin bağ elektronlarına uzaklığına bağ­lıdır.

Elektronegatiflik göreceli bir kavram olup, birimi yok­tur. Günümüzde kullanılan en yaygın elektronegatiflik ölçeği, Linus Pauling tarafından bağ enerjisi değerle­rine dayanarak ortaya konmuştur.

Bu ölçeğe göre en aktif metal, fransiyum 0,7 ve en ak­tif ametal, flor 4,0 elektronegatiflik değerine sahiptir. Diğer elementlerin elektronegatiflik değerleri ise bu iki değer (0,7 ile 4,0) arasındadır. Ancak, bazı soygazların elektronegatiflik değerleri yoktur.

elektronegatiflik

Periyodik tabloda genel eğilim elektronegatifliğin sol­dan sağa ve aşağıdan yukarıya doğru artması yönün­dedir.

Elektronegatiflik atom yarıçapına bağlıdır. Periyodik tabloda soldan sağa doğru atom yarıçapı küçülür ve atomun değerlik elektronlarını çekme gücü artar. Yu­karıdan aşağıya doğru inildikçe atom yarıçapı büyür ve atomun değerlik elektronlarını çekme gücü azalır. Buna bağlı olarak periyodik sistemde elektronegatiflik soldan sağa artar, yukarıdan aşağıya azalır.

Elektronegatiflik ve Bağ Türü

Elektronegatiflik, atomların bağdaki elektronları çek­me kabiliyeti olduğuna göre, bağ yapan iki atomun elektronegatiflik değerlerinden, aralarındaki bağın türü anlaşılabilir. Eğer elektronegatiflik farkı çok kü­çükse, bağ elektronları ortaklaşa kullanılmaktadır ve bağ kovalenttir. Eğer fark çok büyükse, bağ elektron­ları elektronegatifimi fazla olanın tarafındadır ve bağ iyoniktir. Ancak, aşağıdaki grafikten de anlaşılacağı gibi bir kimyasal bağın % 100 iyonik olması mümkün değildir. Elektronegatiflik farkı arttıkça bağ uzunluğu da artar.

Hidrojen ve halojenler arasındaki bağların enerji değerlerine bakıldığında elektronegatiflik farkının artmasıyla bağ kuvvetinin de arttığını görüyoruz.

Hidrojen - halojen bileşiklerinde, halojenin yarıçapının artması elektronegatifliğinin azalmasına, bu da atom­lar arasındaki bağın gücünün azalmasına sebep olur.

Metalik ve Ametalik Özellik

Periyodik tablodaki B grubu elementleri ve iç geçiş elementleri (aktinitler ve laktanitler) 1 A, 2A ve 3A gru­bu elementleri (H ve B hariç) metaldir. 4A, 5A, 6A ve 7A grupları bu gruplardaki bor (B), silisyum (Si), ger­manyum (Ge), arsenik (As), antimon (Sb), tellur (Te), polonyum (Po) ve astatin (At) yarı metal ve kalay (Sn), kurşun (Pb), bizmut (Bi) ise metal özelliği gösterirler. Bu metallerle ametaller arasında zig - zag şekli oluş­turacak şekilde dizilmiş bu elementlere yarı metaller adı verilir.

Bir elementin kimyasal tepkimeye girme eğilimine ak­tiflik denir.

Metaller için aktiflik, kimyasal reaksiyonlarda elektron verebilme yeteneği, yani pozitif yüklü olma eğilimidir. Bir metal, değerlik elektronunu ne kadar kolay verebi­liyorsa, başka bir deyişle iyonlaşma enerjisi ne kadar düşük ise o kadar aktiftir. Periyodik tabloda sağdan sola ve yukarıdan aşağıya metalik aktiflik (metalik özellik) artar.

Ametaller için aktiflik, elektron alabilme kabiliyeti, yani negatif yüklü olma eğilimidir. Ametal aktifliği elektron ilgisi ile doğru orantılıdır. Periyodik tabloda soldan sağa ve aşağıdan yukarıya doğru ametalik aktiflik (ametalik özellik) artar.

Periyodik tabloda en etkin (aktif) metal 7. periyodun 1A grubu elementi olan 87Fr (fransiyum), en etkin (ak­tif) ametal ise 2. periyodun 7A grubu elementi olan 9F (flor)'dur.

metalik ametalik özellik

Metal ve ametallerin genel özelliklerini özetleyecek olursak;

Metallerin Başlıca Özellikleri

  • Yüzeyleri parlaktır.
  • Tel ve levha haline getirilebilirler.
  • Isıyı ve elektrik akımını iyi iletirler.
  • Oda sıcaklığında (25°C de 1 atm basınçta) cıva hariç tüm metaller katı halde bulunurlar.
  • Bileşik oluştururken her zaman elektron verirler. Bundan dolayı kendi aralarında bileşik oluştura­mazlar. Alaşım oluşturabilirler.
  • Bileşiklerinde her zaman katyon halinde (+ yüklü) bulunurlar.
  • Değerlik elektron sayıları 1, 2, 3 tür. (Çünkü 1 A, 2A, 3A grubunda bulunurlar) (hidrojen ve helyum hariç)
  • Canlıların yapısına azda olsa katılırlar.
  • Ametaller ile iyonik bağlı bileşikler oluştururlar.

Ametallerin Başlıca Özellikleri

Doğada bulunan bir çok bileşiğin yapısında ametaller vardır. Canlı organizmalarda bol miktarlarda bulunur­lar.

  • Oda sıcaklığında (25°C 1 atm basınçta) katı, sıvı, gaz hallerinde bulunabilirler.
  • Renkleri mattır.
  • Kırılgandırlar.
  • Elektrik akımını iletmezler (Karbonun grafit yapısı biraz iletir. Elmas yapısı ise iletmez.)
  • Metaller ve kendi aralarında bileşik oluşturabi­lirler. Metallerle oluşturdukları bileşiklere iyonik bileşik, ametaller ile oluşturdukları bileşiklere ise kovalent bağlı bileşikler denir.
  • Genellikle elektron alıcıdırlar. (Anyon halindedir­ler.) Değerlik elektron sayıları 4, 5, 6, 7 dir. Çünkü 4A, 5A, 6A, 7A gruplarında yer alırlar.
  • Moleküler yapıda bulunurlar. Örneğin F2, O2, gibi.
  • Yoğunluk kaynama noktası gibi özellikleri genel­likle düşüktür.

Asitlik - Bazlık Özellikleri

Periyodik sistem içerisindeki elementlerin asidik ve bazik ka­rakterleri bu elementlerin oksitlerinin incelenmesi so­nucu belirlenir. Örneğin OX2 formülündeki oksitler çö­zünürken, X - O - H yapısı içeren çözeltiler oluşur.

X - O - H yapısındaki a ve b bağlarının türü, oksit bileşiğinin asidik ya da bazik olmasını belirleyen ana faktördür.

Eğer X elementi, elektronegatifliği düşük bir metal ise, a bağındaki elektronlar, elektronegatifliği yüksek olan oksijen atomuna aittir.

Sonuçta X — O - H yapısı X ve -OH (hidroksit) şek­linde ayrışarak, çözelti ortamına X+ ve OH- iyonları­nı verir. Buna göre, burada çözünen oksit bileşiğinin (K2O gibi) bazik karakterli olduğu anlaşılır.

K2O + H2O → 2KOH(suda)

2KOH → 2K+ + 2OH-

Bu tür oksitler asit çözeltileriyle tepkime verirler.

K2O + 2HCI → 2KCI+ H2O

Eğer X elementi, elektronegatifliği oksijeninki kadar fazla ise, X elementi a bağındaki elektronları oksijenle ortaklaşa kullanır. Böylelikle, oksijen etrafındaki elekt­ron yoğunluğu azalır ve oksijen b bağındaki elekt­ronları kendine daha fazla çekerek hidrojen atomunu bağdan uzaklaştırır.

Böylelikle X - O - H yapısı X - O - ve H şeklinde ayrışarak çözeltiye XO- iyonu ve H+ verir. Buna göre, suda çözünen oksit bileşiğinin (OCI2 gibi) asidik ka­rakterli olduğu sonucuna varılır.

OCI2 + H2O → 2HCIO

2HCIO → 2H+ + CIO-

Bu tür oksitler baz çözeltileriyle tepkime verirler.

Kısacası oksitlerin asidik ve bazik özelliği bileşik oluş­turduğu elementin elektronegatifliğine bağlıdır. Elekt­ronegatiflik arttıkça, elementlerin oksitlerinin asidik özelliği artar, bazik özelliği azalır.

Genellikle, metal oksitlerin sulu çözeltileri baz, ametal oksitlerin sulu çözeltileri asit özellik gösterir.

Genellikle periyodik tabloda soldan sağa doğru ele­mentlerin oksitlerinin asidik özelliği artar, bazik özelli­ği azalır. Gruplarda ise aşağı doğru inildikçe genellik­le bazik özellik artar, asidik özellik azalır.

oksitlerde asitlik bazlık

Bir periyotta soldan sağa doğru, bir grupta yukarıdan aşağıya doğru özelliklerin değişimi aşağıdaki gibi ge­nelleştirilebilir.

Yukarıdan aşağıya;

  • Değerlik elektron sayısı değişmez.
  • Atom numarası artar.
  • Atom kütlesi artar.
  • İyonlaşma enerjisi azalır.
  • Elektron ilgisi azalır.
  • Metalik özellik artar.
  • Ametalik özellik azalır.
  • Atom çapı artar.

Soldan sağa;

  • Değerlik elektron sayısı artar.
  • Atom numarası artar.
  • Atom kütlesi artar.
  • Atom çapı küçülür.
  • iyonlaşma enerjisi genellikle artar.
  • Metalik özellik azalır.
  • Ametalik özellik artar.
  • Elektron ilgisi artar.

Periyodik Sistemde Bloklar ve Özellikleri

Periyodik sistem içerisinde benzer özellikler gösteren bloklar vardır.

s Bloğu Elementleri

Elektron dizilişi s ile biten elementler 1A ve 2A grubu elementleridir.

1A Grubu Elementleri (Alkali Metaller)

  • (1H, alkali metal değildir.)
  • Metaldirler.
  • Bütün bileşiklerinde +1 değerliğini kulla­nırlar.
  • Aktif metallerdir. Bu nedenle doğada elementel halde bulunmazlar. Her za­man bileşik halindedirler.
  • Oksijen ile oluşturdukları bileşikleri (ok­sitleri) bazik özellik gösterir. Bu bileşik­lerin sulu çözeltileri baziktir.
  • Su ile etkileştiklerinde H2 gazı ve baz çözeltisi oluştururlar.
  • Asitlerle etkileşerek H2gazı ve tuz oluştururlar.
  • Atom numaraları arttıkça (yukarıdan aşağıya) eri­me ve kaynama sıcaklıkları küçülür. Bunun nede­ni, metalik bağın zayıflamasıdır.

2A Grubu Elementleri (Toprak Alkali Metaller)

  • Metaldirler.
  • Bileşiklerinde +2 değerliğini kullanırlar.
  • Aktiftirler. Bu nedenle kolay bileşik oluş­tururlar ve doğada elementel halde bu­lunmazlar.
  • Oksitleri bazik özellik gösterir, su ile etki­leştiklerinde baz çözeltisi oluştururlar.
  • Atom numaraları arttıkça erime ve kay­nama noktaları küçülür.

p Bloğu Elementleri

Periyodik sistemde s bloğu (1A ve 2A) elementlerin­den başka p bloğu olarak adlandırılan 3A, 4A, 5A, 6A, 7A ve 8A gruplarında 35 element bulunmaktadır. Bu elementlerin bir kısmı metalik özellik gösterirken bir kısmı da ametalik özellik gösterir. Bununla beraber yarı metal özelliği gösteren elementler de bu blokta bulunmaktadır.

p bloğu elementlerinden olan 3A grubu elementleri toprak metalleri olarak adlandırılırlar. Bu grubun ilk üyesi olan bor (B) yarımetal, diğer üyeleri metaldir. 4A grubu elementleri de p bloğu elementleridir. 4A grubunun ilk üyesi olan karbon elementi gruba adını verir karbon grubu elementleri olarak adlandırılır. Bu gruptaki elementlerden karbon ametal, silisyum ve germanyum ise yarı metaldir. Bu grubun metal ele­mentleri kalay ve kurşundur. 5A grubu elementleri de p bloğu elementleridir ve bu grupta ilk elementi olan azottan ismini almış ve azot grubu elementleri olarak adlandırılmaktadır. Grupta bulunan elementlerden

azot ve fosfor ametal, arsenik ve antimon yarı metal, bizmut ise metaldir. 6A grubu elementleri de p bloğu elementlerindendir. 6A grubu elementlerinin ilki olan oksijen elementi bu gruba adını vermiştir. Oksijen grubu elementleri olarak adlandırılan bu grubun ilk üç üyesi oksijen, kükürt ve selenyum ametal, diğer iki üyesi olan tellür ve polonyum yarı metaldir.

Oksijen bileşiklerinde -2 değerlik alırken, peroksit olarak adlandırılan bileşiklerinde ise -1 değerlik alır. Kükürt, yaptığı bileşiklerde -2 ile +6 arasında değer­ler alır.

7A Grubu Elementleri (Halojenler)

  • Ametaldirler.
  • Bileşiklerinde-1 ile +7 arasında değerlik kullanırlar. (9F, yalnız-1 alabilir.)
  • En kararlı bileşik yapılarında -1 değerliği­ni kullanırlar.
  • Aktiftirler, bu nedenle kolay bileşik oluştu­rurlar.
  • Hidrojenli bileşikleri asit özelliği gösterir. (HF, HCI, HBr, Hl)
  • Oda koşullarında F2 ve Cl2 gaz, Br2 sıvı, l2 katı­dır.
  • Elementel yapıları, iki atomlu molekül şeklindedir. (F2, Cl2, Br2, l2)
  • Atom numaraları arttıkça, erime ve kaynama noktaları da artar. Bunun nedeni, Van der Waals kuvvetlerinin molekül büyüklüğü arttıkça güçlen­mesidir.

8A Grubu Elementleri (Soygazlar)

  • Elektron dizilişlerindeki son terim 2He atomlarında 2s2, diğer soygaz atomla­rında ise np6 (n=2,3,4,5, 6) şeklindedir.
  • Değerlik orbitalleri tam dolu olduğundan bileşik oluşturma yatkınlıkları yoktur.
  • Oda koşullarında tek atomlu halde bulu­nurlar.
  • Atomları arasında Van der Waals çekim kuvveti vardır.
  • Yukarıdan aşağıya erime ve kaynama noktaları artar. Atom numaraları arasındaki fark, periyottaki element sayısını verir.

d Bloğu Elementleri

Periyodik sistem içerisinde d bloğu elementleri epey kalabalık bir gurup oluştururlar.

B Grubu Elementleri

Geçiş metalleri olarak adlandırılırlar. Elektron dağı­lımları d orbitalleri ile biten ve 4. periyottan itibaren bulunan elementlerdir. Geçiş metalleri kimyasal tep­kimeye girdiklerinde önce s orbitalinden sonra d orbitalinden elektron verirler. Bu elementler bileşiklerinde birden fazla yalnızca pozitif (+) değerlik alabilirler.

Bazı d Bloğu Elementleri

Demir: Saf haldeki demir, dövü­lebilir ve çekilebilir özelliktedir.

Gri - beyaz renktedir. Saf demir yumuşaktır. Fakat C (karbon) ka­tılarak sertlik artırılabilir. Sertliği artırılan demir, gemi ve otomotiv gövdelerinin yapımında kullanılır. İnşaatlarda beton, kiriş ve yüzeylerin güçlendirilmesinde kullanılır.

Demir, nemli havada paslanır yani korozyona uğrar. Yüzeyinde Fe2O3.xH2O (pas) oluşur.

Nikel: Nikel, sert olup gü­müş beyazı rengindedir. Ko­rozyona karşı dayanıklıdır.

Bazik koşullarda paslanma­ya karşı çok daha dayanıklı­dır. Bu özelliği nedeniyle bazik koşullarda kullanılmak üzere nikelden kroze ve elektrotlar yapılır.

Paslanmaz çeliklerin ve bakırla birlikte kupronikel ala­şımlarının eldesinde kullanılır. Bozuk paraların üreti­minde kullanılan kupronikel alaşımı % 25 Ni, % 75 Cu içerir.

Bakır: Bakır kırmızı renkli, kolayca dövülebilen, çekilebilen, yumuşak bir metaldir. Di­renci çok düşük olduğundan elektrik tellerinin ve düğmele­rinin yapımında kullanılır.

Bakır, dayanıklı ve korozyona oldukça dirençlidir. Bu nedenle Ag ve Au gibi metallerle birlikte para bası­mında kullanılmıştır.

Bakır, kimyasal dayanaklılığı ve görünümü nedeniyle inşaat ve dekorasyon malzemelerinde, gemi gövdele­rinin kaplanmasında, binaların çatılarında kullanılır.

Çinko: Çinko mavimsi beyaz renktedir. Parlak ve kristal ya­pılıdır. Korozyon direnci yük­sek olmasına rağmen kimyasal maddelere karşı direnci yoktur.

Oda sıcaklığında kırılgan olma­sına rağmen 100 - 150 °C'de kolaylıkla tel ve levha haline gelir.

Çinko havada koruyucu bir oksit tabakasıyla kaplanır. Çinko, demirden daha etkin olduğundan demirden önce oksitlenir. Çinkonun havada koruyucu bir tabaka ile kaplanması ve demirden daha etkin olması nede­niyle demir çinko ile kaplanır. Böylelikle demir koroz­yona karşı korunur.

Krom: Gümüş beyazlığında bir rengi vardır. Oldukça sert­tir. Yüzeyinde oluşan koruyucu oksit tabakası nedeniyle par­laktır. Korozyona karşı oldukça dirençlidir. Paslanma olasılığı fazla olan diğer metal­leri kaplamada (kromlama) kullanılır.

Krom; sertliği, parlaklığı ve korozyona karşı olan yük­sek direnci ile özellikle demir ve çelik üzerinde kapla­ma metali olarak kullanılır.

Mangan: Mangan, kırmızı gri renkte bir metaldir. Kroma oranla korozyan direnci azdır. Bu nedenle tek başına pek kullanılmaz. Fakat alaşımla­rın önemli bir bileşenidir. Çelik üretiminde az miktarda oksijen ve kükürtle birleşerek onları uzaklaştırır. Sertliği, dayanıklılığı ve aşınmaya karşı direnci artırarak çelik kalitesini yükseltir. % 10 ve daha fazla Mn içeren çelikler, oldukça sert olup döv­me ve vurmaya karşı çok dayanıklıdır. Bu tür çelikler tren rayları, buldozer ve greyder yapımında kullanılır.

f Bloku Elementleri

Bu blok elementlerine iç geçiş elementleri de denir. Geçiş elementlerinin bir bölümü olan Lantanit ve ak­tinitler periyodik cetvelin sırası ile 6. ve 7. periyodun­da yer alırlar. Periyodik tablonun altında f bloğu adı verilen kısımda iki ayrı sıra şeklinde görüş kolaylığı sağlamak amacıyla yazılmışlardır.

Lantanitlerin çoğu doğada bir arada bulunur. Aktif me­tal olup çoğu gümüş beyazı rengindedir. Sadece pro­metyum radyoaktiftir. Aktinitlerin ise hepsi radyoaktif metaldir ve birbirine benzer özelliktedirler.