Periyodik tablo

Periyodik tablo

Periyodik tablo, kimyasal elementlerin sınıflandırılması için geliştirilmiş tablodur. Dilimizde periyodik tablo, periyodik cetvel, periyodik çizelge, elementler tablosu gibi birçok şekilde isimlendirilmiştir. Bu tablo bilinen bütün elementlerin artan atom numaralarına (buna proton sayısı da denir) göre sıralanışıdır. Periyodik cetvelden önce de bu yönde çalışmalar yapılmış olmakla birlikte, mucidi genelde Rus kimyager Dmitri Mendeleyev kabul edilir. 1869'da Mendeleyev atomları artan atom ağırlığına göre sıraladığında belli özelliklerin tekrarlandığını fark etti. Özellikleri tekrarlanan elementleri alt alta yerleştirdi ve buna grup adını verdi.

Genel bakış

Periyodik tablo
Grup 1 2   3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Hidrojen &
alkali metaller
Toprak alkali metaller Triels Tetrels Azot grubu Kalkojenler Halojenler Soy gazlar
Periyot

1

Hidro­jen1H​1,008 Hel­yum2He​4,0026
2 Lit­yum3Li​6,94 Beril­yum4Be​9,0122 Bor5B​10,81 Karbon6C​12,011 Azot7N​14,007 Oksi­jen8O​15,999 Flor9F​18,998 Neon10Ne​20,180
3 Sodyum11Na​22,990 Magnez­yum12Mg​24,305 Alümin­yum13Al​26,982 Silis­yum14Si​28,085 Fosfor15P​30,974 Kükürt16S​32,06 Klor17Cl​35,45 Argon18Ar​39,95
4 Potas­yum19K​39,098 Kalsi­yum20Ca​40,078 Skan­diyum21Sc​44,956 Titan­yum22Ti​47,867 Vanad­yum23V​50,942 Krom24Cr​51,996 Mangan25Mn​54,938 Demir26Fe​55,845 Kobalt27Co​58,933 Nikel28Ni​58,693 Bakır29Cu​63,546 Çinko30Zn​65,38 Galyum31Ga​69,723 German­yum32Ge​72,630 Arsenik33As​74,922 Selen­yum34Se​78,971 Brom35Br​79,904 Krip­ton36Kr​83,798
5 Rubid­yum37Rb​85,468 Stron­siyum38Sr​87,62 İtriyum39Y​88,906 Zirkon­yum40Zr​91,224 Niyob­yum41Nb​92,906 Molib­den42Mo​95,95 Teknes­yum43Tc​ Ruten­yum44Ru​101,07 Rod­yum45Rh​102,91 Palad­yum46Pd​106,42 Gümüş47Ag​107,87 Kadmi­yum48Cd​112,41 İndiyum49In​114,82 Kalay50Sn​118,71 Anti­mon51Sb​121,76 Tellür52Te​127,60 İyot53I​126,90 Ksenon54Xe​131,29
6 Sezyum55Cs​132,91 Baryum56Ba​137,33 1 asterisk Lutes­yum71Lu​174,97 Hafni­yum72Hf​178,49 Tantal73Ta​180,95 Tungs­ten74W​183,84 Ren­yum75Re​186,21 Osmi­yum76Os​190,23 İridyum77Ir​192,22 Platin78Pt​195,08 Altın79Au​196,97 Civa80Hg​200,59 Talyum81Tl​204,38 Kurşun82Pb​207,2 Bizmut83Bi​208,98 Polon­yum84Po​ Asta­tin85At​ Radon86Rn​
7 Fran­siyum87Fr​ Radyum88Ra​ 1 asterisk Lavren­siyum103Lr​ Ruther­fordiyum104Rf​ Dub­niyum105Db​ Seabor­giyum106Sg​ Bohr­iyum107Bh​ Hassi­yum108Hs​ Meitner­iyum109Mt​ Darmstadt­iyum110Ds​ Rönt­genyum111Rg​ Koper­nikyum112Cn​ Nihoni­yum113Nh​ Flero­viyum114Fl​ Mosko­viyum115Mc​ Liver­moriyum116Lv​ Tenne­sin117Ts​ Oga­nesson118Og​
1 asterisk Lantan57La​138,91 Seryum58Ce​140,12 Prase­odim59Pr​140,91 Neo­dymium60Nd​144,24 Promet­yum61Pm​ Samar­yum62Sm​150,36 Evro­piyum63Eu​151,96 Gado­linyum64Gd​157,25 Terbi­yum65Tb​158,93 Disproz­yum66Dy​162,50 Holmi­yum67Ho​164,93 Erbiyum68Er​167,26 Tulyum69Tm​168,93 İter­biyum70Yb​173,05  
1 asterisk Aktin­yum89Ac​ Toryum90Th​232,04 Protak­tinyum91Pa​231,04 Uran­yum92U​238,03 Neptün­yum93Np​ Plüton­yum94Pu​ Amerik­yum95Am​ Küriyum96Cm​ Berkel­yum97Bk​ Kalifor­niyum98Cf​ Aynştayn­yum99Es​ Fermi­yum100Fm​ Mende­levyum101Md​ Nobel­yum102No​

İlkselBozunma sonucuYapay Kenarlar, elementin doğal oluşumunu gösterir

Standart atom ağırlığı Ar, std(E)
s bloku f bloku d bloku p bloku

Grup, periyot ve bloklar

Grup

Dış katman elektron dizilimi aynı olan elementlerin oluşturduğu birliğe grup denir. Gruplar periyodik tablodaki sütunlardır. Aynı gruptaki elementlerin kimyasal özellikleri benzerdir.

Gruplar iki şekilde adlandırılır. Birincisi IUPAC'ın önerdiği 1'den 18'e kadar olan sayılardır. İkincisi ise daha sık kullanılan harf (A,B) ve rakamlardan oluşan adlandırmadır.

Grupların özel isimleri (IUPAC'a göre)
Grup İsmi
1 alkali metal
2 toprak alkali metal
13 bor grubu
14 karbon grubu
15 azot grubu
16 kalkojen
17 halojen
18 soygaz

Periyot

Periyodik tablodaki satırlara periyot denir. Toplam yedi periyot vardır. Altıncı periyot 32 elemente sahip uzun bir periyottur, bu periyodun 14 elementi aşağıya taşınmıştır. Bunlara lantanit denir. Aynı şey yedinci periyot için de geçerlidir. Yedinci periyottan ayrılan bölümlere ise aktinit denir. (Periyodik tablonun altında bulunan 2 periyot şeklinde olan yer.)

Blok

Son orbitallerine göre elementler

Elementler (hidrojen ve helyum dışında) değerlik orbitallerine göre s, p, d ve f olmak üzere dört ana bloğa ayrılır. s ve p ana grup, d ve f yan grup olarak bilinir.

f bloğo asıl yerine taşındığında oluşan görünümf bloğo asıl yerine taşındığında oluşan görünümf bloğunun altta olduğu bilindik görünümf bloğunun altta olduğu bilindik görünüm
f bloğunun altta olduğu bilindik görünüm (sol) f bloğu asıl yerine taşındığında oluşan görünüm (sağ)

Düzenli değişimler

Periyodik tabloda soldan sağa ya da yukarıdan aşağı gidildikçe düzenli değişen birtakım özellikler vardır.

Atom yarıçapı

Atom yarıçapının atom numarasına göre değşimi

Atomların büyüklüğü ölçülürken Van der Waals yarıçapı dikkate alınır. Çekirdekle dış katmanlarda bulunan elektronlar arasındaki çekim kuvveti ne kadar büyük olursa atom yarıçapı da o kadar küçük olur. Örneğin ikinci periyot elementlerinden lityumun son katman elektronu 3 protonla çekilirken, florunki 9 proton tarafından çekilir. Bu yüzden soldan sağa gidildikçe yarıçap azalır.

Yukarıdan aşağı gidildikçe dış katman elektronları çekirdekten daha uzakta bulunur. Atom yarıçapı artar.

İyonlaşma enerjisi

İyonlaşma enerjilerinin, atom numarası ile değişimini gösteren grafik

Gaz halde bulunan bir atomdan bir elektron koparmak için gereken enerjiye iyonlaşma enerjisi denir. Soldan sağa gidildikçe çekirdekle son katman elektronları arasındaki çekim kuvveti artacağından iyonlaştırmak için daha fazla enerjiye gerek vardır. O yüzden soldan sağa gidildikçe düzenli olarak artış beklenir ancak 2A ve 5A elementlerinin küresel simetrik özelliğinden dolayı sıralamada yerleri farklıdır.

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

Bir elektronu uzaklaştırmak için gereken enerji, elektronun çekirdekten uzaklığına bağlıdır. Bu sebeple yukarıdan aşağı inildikçe atom yarıçapı arttığından iyonlaşma enerjisi azalır.

Elektronegatiflik

Yukarıdan aşağı inildikçe azalan elektronegatiflik

Elektronegatiflik, bir atomun kimyasal bağdaki elektronları kendine doğru çekme yeteneğinin bir ölçüsüdür. Doğrudan bir ölçümü yoktur, ancak iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisinin aritmetik ortalaması olarak düşünülebilir.

Soldan sağa doğru iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisi arttığından elektronegatiflik artar. Yukarıdan aşağı ise azalır.

Diğer özellikler

Bir periyotta soldan sağa doğru gidildikçe;

Bir grupta yukarıdan aşağıya inildikçe;

Tarihçe

Dmitri İvanoviç Mendeleyev

Altın, gümüş, kalay, bakır, kurşun, cıva ve demir gibi elementler eski çağlardan beri biliniyordu. Bir elementin ilk bilimsel olarak bulunması 1649 yılında Hennig Brand'ın fosforu bulmasıyla başlamıştır. Bundan sonraki 200 yıl boyunca elementler ve onların bileşikleri hakkında kimyacılar tarafından pek çok bilgi elde edilmiştir. Bununla beraber 1869 yılına kadar toplam 63 element bulunabilmiştir.

1817 yılında Johann Dobereiner benzer kimyasal özelliklere sahip olan stronsiyum, kalsiyum ve baryuma bakarak, stronsiyumun atom ağırlığının kalsiyum ve baryum atom ağırlıklarının ortasında olduğuna dikkat çekmiştir. 1829 yılında klor, brom ve iyot üçlüsünün de benzer özellikler gösterdiği bulunmuştu. Yine benzer davranış lityum, sodyum ve potasyum için de gözleniyordu. 1829 ve 1858 yılları arasında bu konuda pek çok araştırma yapıldı. Bu sırada halojenler grubu katıldı. Oksijen, kükürt, selenyum ve tellür bir grubun üyesi olarak düşünülürken azot, fosfor, arsenik, antimon ve bizmut başka bir grup içine yerleştirildiler.

İlk periyodik tabloyu oluşturma şerefi Fransız bilim insanı Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois'e düştü. De Chancourtois, silindirin çevresine 16 kütle birimleri yerleştirerek element ve iyonları buraya oturttu. Benzer özelliklerdeki elementler bu silindir üzerinde düşey satırlarda gruba ayırmıştı. Atom ağırlıkları sekizin katı kadar olan elementlerin özellikleri benzerdi. 1864 yılında yazılan bir yazıda Newlands bunu Oktav kanunu (Law of Octaves) olarak tanımladı. Bu kanuna göre herhangi bir element tablodaki sekizinci elementle benzerlikler gösteriyordu.

Genelde periyodik tablonun babası olarak Alman bilim insanı Julius Lothar Meyer ve Rus bilim insanı Dmitri Mendeleyev kabul edilir. Her ikisi de birbirinden habersiz olarak dikkate değer benzer sonuçlar üretmişlerdir. Mendeleyev atomların artan atom ağırlıklarına göre sıralandıklarında belli özelliklerin tekrarlandığını görmüştür. Daha sonra elementleri tekrarlanan özelliklerine göre alt alta sıralayarak ilk iki periyodu yedişer, sonraki üç periyodu ise onyedişer element içeren bir periyodik sistem hazırlamıştır. Mendeleyev'in hazırladığı periyodik sistemde bazı yerleri henüz keşfedilmemiş elementlerin olduğunu düşünerek boş bırakmıştır. Daha sonra bulunan skandiyum, galyum, germanyum elementleri tablodaki boşluklara yerleşmişlerdir.

1895 yılında Lord Rayleigh, yeni bir soygaz (argon) keşfettiğini bildirdi. Bu element periyodik tabloda bilinen hiçbir yere oturtulamadı. 1898 yılında William Ramsay bu elementin klor ile potasyum arasında bir yere konulabileceğini önerdi. Helyum da aynı grubun bir üyesi olarak düşünüldü. Bu grup elementlerinin değerliklerinin sıfır olması nedeniyle sıfır grubu olarak adlandırıldı.

Mendeleyev'in An Attempt Towards a Chemical Conception of the Ether kitabındaki periyodik tablo

Mendeleyev'in periyodik tablosu her ne kadar elementlerin periyodik özelliklerini gösterse de neden özelliklerin tekrarlandığı konusunda herhangi bir bilgi vermemektedir.

Moseley ve modern periyodik yasa

1911'de Ernest Rutherford atom çekirdekleri alfa parçacıklarının saçılması deneyiyle çekirdek yükünün belirlenebileceğini gösterdi. Rutherford'un gösterdiği diğer bir şey bir çekirdeğin yükünün atom ağırlığı ile orantılı olduğuydu. Yine 1911'de Antonius van den Broek bir seri çalışmasıyla elementlerin atom ağırlıklarının atom üzerindeki yüke yaklaşık eşit olduğunu gösterdi. Bu yük daha sonra atom numarası olarak tanımlandı ve periyodik tablodaki elementleri yerleştirmede kullanıldı. 1913'te Henry Moseley bir grup elementin X-ışınlar tayf çizgilerin dalga boylarını ölçerek, atom numarası ile elementlerin X-ışınları dalga boylarının ilişkili olduğunu gösterdi. Bu çalışma Mendeleyev, Meyer ve diğerlerinin yaptığı gibi atom ağırlıklarının temel seçmedeki yanlışlıklarını gösteriyordu.

Fakat neden periyodik özellikler gözleniyor sorusunun yanıtı ise Niels Bohr'un elementlerdeki elektronik yapıyı incelemesiyle başlar denilebilir.

Periyodik tablodaki en son büyük değişiklik, 20. yüzyılın ortalarında Glenn Seaborg'un çalışmasıyla ortaya çıktı. 1940'ta plutonyumu bulmasıyla başlayan araştırması, 94'ten 102'ye kadar olan tüm uranyum ötesi elementleri bulmasıyla sürdü. Periyodik tablodaki lantanit serisinin altına aktinitler serisini yerleştirdi. 1951'de Seaborg bu çalışmaları ile kimyada Nobel Ödülünü kazandı. 106 nolu element seaborgiyum (Sg) olarak adlandırıldı.

Kaynakça

  1. ^ "Chemistry: Four elements added to periodic table". BBC News. 4 January 2016. 4 January 2016 tarihinde kaynağından arşivlendi. Erişim tarihi: 24 Şubat 2020. 
  2. ^ St. Fleur, Nicholas (1 Aralık 2016). "Four New Names Officially Added to the Periodic Table of Elements". New York Times. 14 Ağustos 2017 tarihinde kaynağından arşivlendi. Erişim tarihi: 24 Şubat 2020. 
  3. ^ Bagnall, K. W. (1967). "Recent advances in actinide and lanthanide chemistry". Fields, P. R.; Moeller, T. (Ed.). Advances in chemistry, Lanthanide/Actinide chemistry. Advances in Chemistry (71 bas.). American Chemical Society. ss. 1-12. doi:10.1021/ba-1967-0071. ISBN 978-0-8412-0072-2
  4. ^ Day, M. C., Jr.; Selbin, J. (1969). Theoretical inorganic chemistry (2 bas.). New York: Nostrand-Rienhold Book Corporation. s. 103. ISBN 978-0-7637-7833-0
  5. ^ Holman, J.; Hill, G. C. (2000). Chemistry in context (5 bas.). Walton-on-Thames: Nelson Thornes. s. 40. ISBN 978-0-17-448276-5
  6. ^ Stoker, S. H. (2007). General, organic, and biological chemistry. New York: Houghton Mifflin. s. 68. ISBN 978-0-618-73063-6. OCLC 52445586
  7. ^ Jones, C. (2002). d- and f-block chemistry. New York: J. Wiley & Sons. s. 2. ISBN 978-0-471-22476-1. OCLC 300468713
  8. ^ a b Greenwood & Earnshaw, s. 27

Dış bağlantılar