Periyodik Tablo ve Tarihçesi

Periyodik yasa

PERİYOTLAR YASASI olarak da bilinir, kimyada, elementlerin atom numaralarına (atom çekirdeğindeki toplam proton sayısı) göre dizildiklerinde özelliklerinin de periyodik olarak değiştiğini belirten yasa.

Tarihçe.

19. yüzyıl başlarında kimyasal çözümleme yöntemlerindeki hızlı gelişmeler elementlerin ve bileşiklerin fiziksel ve kimyasal özelliklerine ilişkin çok geniş bir bilgi birikimine neden oldu. Bunun sonucunda bilim adamları elementler için çeşitli sınıflandırma sistemleri bulmaya çalıştılar. Rus kimyacı Dimitriy İvanoviç Mendeleyev 1860’larda elementlerin özellikleri arasındaki ilişkileri ayrıntılı olarak araştırmaya başladı; 1869’da, elementlerin artan atom ağırlıklarına göre dizildiklerinde özelliklerinin de periyodik olarak değiştiğini ifade eden periyodik yasayı geliştirdi ve gözlemlediği bağıntıları sergilemek için bir periyodik tablo hazırladı. Alman kimyacı Lothar Meyer de, Mendeleyev’den bağımsız olarak hemen hemen aynı zamanda benzer bir sınıflandırma yöntemi geliştirdi.

Mendeleyev’in periyodik tablosu o güne değin tek başına incelenmiş kimyasal bağıntıların pek çoğunun birlikte gözlemlenmesini de olanaklı kıldı. Ama bu sistem önceleri pek kabul görmedi. Mendeleyev tablosunda bazı boşluklar bıraktı ve bu yerlerin henüz bulunmamış elementlerle doldurulacağını öngördü. Gerçekten de bunu izleyen 20 yıl içinde skandiyum, galyum ve germanyum elementleri bulunarak boşluklar doldurulmaya başladı.

Mendeleyev’in hazırladığı ilk periyodik tablo 17 grup (sütun) ile 7 periyottan oluşuyordu; periyotlardan, potasyumdan broma ve rubidyumdan iyoda kadar olan elementlerin sıralandığı ikisi tümüyle doluydu; bunun üstünde, her birinde 7 element bulunan (lityumdan flüora ve sodyumdan klora) iki kısmen dolu periyot ile altında üç boş periyot bulunuyordu. Mendeleyev 1871’de tablosunu yeniden düzenledi ve 17 elementin yerini (doğru biçimde) değiştirdi. Daha sonra Lothar Meyer ile birlikte, uzun periyotların her birinin 7 elementlik iki periyoda ayrıldığı ve 8. gruba demir, kobalt, nikel gibi üç merkezî elementin yerleştirildiği 8 sütunluk yeni bir tablo hazırladı.

Lord Rayleigh (John William Strutt) ve Sir William Ramsay’in 1894’ten başlayarak soy gazlar olarak anılan helyum, neon, argon, kripton, radon ve ksenonu bulmalarından sonra, Mendeleyev ve öbür kimyacılar periyodik tabloya yeni bir “sıfır” grubunun eklenmesini önerdiler ve sıfırdan sekize kadar olan grupların yer aldığı kısa periyotlu tabloyu geliştirdiler. Bu tablo 1930’lara değin kullanıldı.

Daha sonraları elementlerin atom ağırlıkları yeniden belirlenip periyodik tabloda düzeltmeler yapıldıysa da, Mendeleyev ile Meyer’in 1871’deki tablolarında özelliklerine bakılarak yerleştirilmiş olan bazı elementlerin bu yerleri, atom ağırlıklarına göre dizilme düzenine uymuyordu. Örneğin argon-potasyum, kobalt-nikel ve tellür-iyot çiftlerinde, birinci elementlerin atom ağırlıkları daha büyük olmakla birlikte periyodik sistemdeki konumları ikinci elementlerden önce geliyordu. Bu tutarsızlık atom yapısının iyice anlaşılmasından sonra çözümlendi.

Yaklaşık 1910’da Sir Ernest Rutherford’un ağır atom çekirdeklerinden alfa parçacıkları saçılımı üzerine yaptığı deneyler sonucunda çekirdek elektrik yükü kavramı geliştirildi. Çekirdek elektrik yükünün elektron yüküne oranı kabaca atom ağırlığının yarısı kadardı. A. van den Broek 1911’de, atom numarası olarak tanımlanan bu niceliğin elementin periyodik sistemdeki sıra numarası olarak kabul edilebileceği görüşünü ortaya attı. Bu öneri H. G. J. Moseley’in pek çok elementin özgün X ışını tayf çizgilerinin dalgaboylarım ölçmesiyle doğrulandı. Bundan sonra elementler periyodik tabloda artan atom numaralarına göre sıralanmaya başladı. Periyodik sistem, Bohr’un 1913’te başlattığı atomların elektron yapıları ve tayfın kuvantum kuramı üzerindeki çalışmalarla tam olarak açıklığa kavuştu.

Periyotlar.

Periyodik sistemin bugün kullanılan uzun periyotlu biçiminde, doğal olarak bulunmuş ya da yapay yolla elde edilmiş olan 107 element artan atom numaralarına göre yedi yatay periyotta sıralanır; lantandan(atom numarası 57) lütesyuma(71) kadar uzanan lantanitler dizisi ile aktinyumdan(89) lavrensiyuma(103) kadar uzanan aktinitler dizisi bu periyotların altında ayrıca sıralanır. Periyotların uzunlukları farklıdır. İlk periyot hidrojen periyodudur ve burada hidrojen(l) ile helyum(21) yer alır. Bunun ardından her birinde 8 element bulunan iki kısa periyot uzanır. Birinci kısa periyotta lityumdan(3) neona (10) kadar olan elementler, ikinci kısa periyotta ise sodyumdan(ll) argona(18) kadar olan elementler yer alır. Bunları, her birinde 18 elementin bulunduğu iki uzun periyot izler. Birinci uzun periyotta potasyumdan(19) kriptona(36), ikinci uzun periyotta rubidyumdan(37) ksenona(54) kadar olan elementler bulunur. Sezyumdan(55) radona(86) kadar uzanan 32 elementlik çok uzun altıncı periyot, lantanitlerin ayrı tutulmasıyla 18 sütunda toplanmıştır ve özellikleri birinci ve ikinci uzun periyottaki elementlerinkilere çok benzeyen elementler bu elementlerin altında yer alır. 32 elementlik en son uzun periyot tamamlanmamıştır. Bu periyot ikinci en uzun periyottur ve atom numarası 118 olan elementle tamamlanacaktır.

Gruplar

Helyum, neon, argon, kripton, ksenon ve radondan oluşan altı soy gaz, tümüyle dolu altı periyodun sonunda yer alır ve bunlar periyodik sistemin 0 grubunu oluştururlar. Lityumdan flüora ve sodyumdan klora kadar uzanan ikinci ve üçüncü periyottaki yedişer element ise sırasıyla I., II., III., IV., V., VI. ve VII. grupları oluştururlar. Dördüncü periyotta yer alan, potasyumdan broma kadar sıralanan 17 elementin özellikleri farklıdır. Bunların periyodik sistemde 17 alt grup oluşturdukları düşünülebilir, ama bu elementler geleneksel olarak 15 alt grupta toplanırlar ve demir, kobalt, nikel ve bundan sonraki periyotta benzer özellikte olan elementler tek bir grupta, VIII. grupta yer alırlar. Potasyumdan(19) manganeze(25) kadar olan elementler sırasıyla la, ila, illa, IVa, Va, Via, Vlla alt gruplarında, bakırdan (29) broma(35) kadar olan elementler de Ib, Ilb, Illb, IVb, Vb, Vlb, Vllb alt gruplarında toplanırlar.

I. grup alkali metaller grubudur; lityum ve sodyumun yanı sıra potasyumdan fransiyuma kadar inen metalleri kapsayan bu grup, farklı özelliklere sahip Ib grubu metallerini (bakır vb) içermez. Aynı biçimde, berilyumdan radyuma kadar inen elementleri kapsayan II. grup toprak alkali metallerdir ve Ilb grubundaki elementleri kapsamaz. III. grubu oluşturan bor grubu elementlerinin özellikleri, Ula grubunun mu yoksa Illb grubunun mu bu grupta yer alacağı sorusuna kesin bir yanıt getirmez, ama çoğunlukla Ula grubu elementleri bor grubu olarak düşünülür. IV. grubu karbon grubu elementleri oluşturur; bu grup silisyum, kalay, kurşun gibi elementleri kapsar. Azot grubu elementleri V. grupta toplanmıştır. VI. grup oksijen grubu elementlerinden, VII. grup ise halojenlerden) oluşur.

Hidrojen elementi bazı tablolarda la grubunda gösterilmekle birlikte kimyasal özellikleri alkali metallere ya da halojenlere çok benzemez ve elementler arasında benzersiz özelliklere sahip tek elementtir. Bu nedenle hiçbir grubun kapsamında değildir.
Uzun periyotların (4., 5. ve 6. periyotlar) orta bölümünde yer alan Illb, IVb, Vb, Vlb, Vllb, Ib gruplarındaki ve VIII. gruptaki 56 elemente geçiş elementleri denir.

Özelliklerin periyodik değişimi.

Artan atom numaralarına göre dizildiklerinde elementlerin özellikleri bakımından da periyodik bir değişim sırasına uydukları, özellikle bu elementlerin fiziksel haline ve erime noktası, yoğunluk ve sertlik gibi özelliklerine bakıldığında çarpıcı biçimde ortaya çıkar. Örneğin 0 grubu elementlerinin hepsi gaz haldedir ve yoğunlaşmaları çok zordur. Ia grubunda yer alan alkali metaller ise yumuşak, erime noktaları düşük katı metallerdir. Toprak alkali metaller komşu alkali metallere göre daha serttir ve erime noktaları daha yüksektir. Elementlerin sertlikleri ve erime noktaları III. ve IV. gruplara doğru artar ve V. gruptan sonra VII. gruba doğru azalır. Uzun periyotlardaki elementlerin sertlikleri ve erime noktaları da alkali metallerden başlayarak periyodun ortasına kadar yavaş bir artış gösterir ve Vlb’den başlayarak halojenlere kadar düzensiz bir düşüş olur.
Elementlerin değerlikleri de periyodik tablodaki konumlarıyla yakından ilgilidir. Ana gruplardaki elementlerin bulunabilecekleri en yüksek artı değerlik grup numarasına, bulunabilecekleri en yüksek eksi değerlik ise, sekiz ile grup numarası arasındaki farka eşittir.

Elementlerin metal olma, baz oluşturma, metalsi ya da amfoter olma, ametal olma ya da asit oluşturma gibi kimyasal özellikleri de periyodik tablodaki konumlarıyla basit bir biçimde ilişkilidir. Çoğu metaller tablonun sol ve alt bölümünde yer alırken, soy gazlar düşünülmezse ametallerin çoğu tablonun sağ ve üst bölümlerinde toplanmıştır. Metalsiler ise bordan polonyuma kadar çizilen bir köşegene komşu konumlardadır. Elementlerin elektronegatifliği de tablodaki konumlarıyla yakından bağıntılıdır ve ametal olma özelliğiyle aynı biçimde değişir; yani flüor elektronegatifliği en yüksek element iken, sezyumun ya da fransiyumun elektronegatifliği en düşüktür.
Elementlerin atom yarıçapları da periyodik tabloda düzgün olarak değişir ve tablonun sağ üst köşesinden sol alt köşesine doğru büyür.

Elektron yerleşimi.

Periyodik sistemin temelini atomların elektron yerleşimi oluşturur. Soy gazlar kimyasal tepkinliği en düşük elementlerdir, bunlar hemen hiç kimyasal bileşik oluşturmazlar. Bunun nedeni çok kararlı bir elektron yapısına sahip olmalarıdır. Atom fiziğinin ve kuvantum mekaniği kuramının gelişmesiyle soy gazların ve öbür atomların elektron yapıları ayrıntılı biçimde çözümlenmiş ve periyodik yasa tümüyle açıklığa kavuşturulmuştur.

Periyodik sistemde, bir soy gazın yanında yer alan bir element, başka bir atomdan bir ya da birden çok elektron alarak ya da başka bir atoma bir ya da birden çok elektron vererek ya da bir başka atomla elektron paylaşarak soy gaz atomunun kararlı elektron yapısına ulaşabileceğinden oldukça tepkindir. Örneğin, I. gruptaki alkali metaller en dış kabuklarındaki, gevşek olarak tutulan bir elektronu elektron ilgisi daha yüksek olan bir başka atoma vererek +1 yüklü kararlı iyonlar oluştururlar. Soy gazlardan hemen önce gelen halojen atomları ise bir elektron alarak soy gaz atomunun kararlı elektron yapısında eksi yüklü iyonlar oluşturur.

Periyodik sistemin aynı grubunda bulunan elementlerin kimyasal özellikleri özdeş olmamakla birlikte birbirine çok benzerdir. Hafif elementlerden ağır elementlere doğru değişme eğilimi atom yarıçaplarının artmasına ve en dış kabuktaki elektronların tutunma gücüne bağlıdır.

Bugüne değin varlığı saptanmış olan 107 elementten atom numarası 84’ten büyük olanların hepsi radyoaktiftir ve bu elementler uranyum, toryum ve aktinit dizilerini oluştururlar. Radyoaktif tepkimeler sonucunda 107’nin ötesinde bazı yeni elementlerin bireşimlendiği duyurulmuş olmakla birlikte, veriler henüz resmî olarak onaylanmamıştır. Yapay yolla elde edilmiş olan 11 radyoaktif elemente (uranyumötesi elementler) doğada rastlanmamıştır.

Periyodik Cetvel!

Periyodik cetvelde yeri bilinen bir elementin bileşiğinde alabileceği değerlikler, metal ya da ametal oluşu, kimyasal tepkimeye girebilme isteği, iyonlaşma enerjisi, atom çapı gibi özelliklerinin diğer elementlere göre büyüklüğü bilinebilir.

Cetvelde Periyot ve Grup!

Elektron dağılımı s ve p ile biten elementler A grubu elementi, d ile biten elementler B grubu elementi (geçiş elementi),f ile biten elementler ise iç geçiş elementi (lantanit, aktinit vs gibi) şeklinde ifade edilir. d,s ve f blok elementleri metaldir. p blok elementleri ise metal ya da ametaldir.

Bir periyotta 1A'dan 8A'ya doğru elementin;

• Atom numarası artar
• Atom çapı küçülür
• Elektron verme eğilimi azdır
• Elektron alma eğilimi artar
• Metal aktifliği azalır
• Ametal aktifliği artar
• İyonlaşma enerjisi artar
• Temel enerji düzeyi sayısı değişmez

Uluslararası Temel ve Uygulamalı Kimya Birliği'nin Onayladığı Son Tablo!

7A grubu ametal aktifliği ve elektron alma eğilimi en fazla olan grup, 1A grubu ise metal aktifliği ve elektron verme eğilimi en fazla olan gruptur. İyonlaşma enerjisi 1A grubunda en düşük, 8A grubunda ise en yüksek düzeydedir.

Kaynak: Bilimnet (8 Mayıs 2017)