testicoz.org

Test Çöz , Online Soru Çöz , İnteraktif Testler

2016-2017 müfredatına uygundur.
Kimya 1 Konu Anlatımı

Ünite 1 : Kimya Bilimi

1. ve 2. KONU
Kimya Nedir ? ve Ne İşe Yarar ?

Kimya maddenin yapısını, maddeler arası dönüşümleri ve kullanım alanlarını inceleyen bilim dalıdır. Bugünkü kimya bilimi, insanlık tarihi kadar eskilere dayanan bir seri çabaların sonucunda gelişmiştir.

Antik Çağda Simyacılar
Günümüzden on binlerce yıl öncesinde insanoğlu barınma, beslenme ve korunma ihtiyaçlarını karşılamak için doğada ne bulduysa bunları kullanma yoluna gitmiştir. Yanardağların ve yıldırımların yol açtığı yangınlar sonucu ateşle tanışmış ve yiyeceklerin piştiğinde lezzetinin değiştiğini fark etmiştir. Yiyecekler gibi başka maddelerin de ısıtılınca değişebileceğini düşünmüş ve bir maddeyi ateşe atarak başka bir maddeye dönüştürme gayreti bu şekilde başlamıştır. İnsanlar alet yapmak için önce çakmak taşı kullanmış; metalleri keşfedince de taşın yerini sırasıyla bakır, tunç (bakır-kalay alaşımı), demir ve çelik almıştır.

Kimyanın Dalları ve Alt Dalları
Kimya bilimi sınırsız denecek sayıda çok bileşiğin incelenmesini kapsar ve bu konudaki bilgi ve etkinlikleri sistemli hale getirmek amacıyla birbiriyle ilgili bileşikleri, sistemleri, yöntemleri ve amaçlarını gruplayan bir çok alt dala ayrılır. Bugün kimya o kadar geniş bir bilgi alanını kapsamaktadır ki, kolaylık sağlamak amacıyla, farklı kimya dallarına özel adlar verilmiştir.

1. Kimyanın Dalları

1.1. İnorganik kimya:
İnorganik kimya karbon dışındaki bütün kimyasal elementlerin bileşikleriyle uğraşır. Hidrojen ve oksijen elementlerinden oluşan su, bir inorganik bileşik örneğidir.

1.2. Organik Kimya :
Bir zamanlar, hayvan ve bitkilerde bulunan bütün maddelerin, yalnızca bu canlılar tarafından yapılabileceği sanılırdı. Bu nedenle, çoğu karbon içeren bu tür maddeleri konu alan kimya dalma organik kimya adı verilmişti. “Organik kimya” terimi bugün, temel olarak karbon bileşiklerini inceleyen kimya dalı için kullanılmaktadır.

1.3. Analitik Kimya:
Analitik kimya, Kimya biliminin belirli bir maddenin kimyasal bileşenlerinin ya da bileşenlerden bir bölümünün niteliğinin ve niceliğinin belirlenmesini inceleyen koludur, maddelerin içeriğini, yani kimyasal bileşimlerini inceler. Analitik kimyanın iki ana konusu vardır: Nicelik çözümleme (kantitatif analizler) Nitelik çözümleme (kalitatif analizler) Birincisi, belli bir bileşiğin içindeki değişik elementlerin miktarlarını; ikincisi ise, bu elementlerin niteliğini belirlemeye yöneliktir.

1.4. Biyokimya :
Biyokimya, canlı organizmalarda bulunan kimyasalları, kimyasal reaksiyonları ve etkileşimlerini inceler. Biyokimya, canlılardaki bileşiklerin ve bunların arasındaki kimyasal tepkimelerin incelenmesini içerir. Bazen, canlılar kimyası olarak da tanımlanır. Kimya, fizik ve biyolojinin türettiği kavramları kullanan bu kimya dalı tıp, tarım ve gıda sanayisi de içinde olmak üzere pek çok alanda uygulanmaktadır. Biyokimya, organik kimya, tıbbi kimya, nörokimya, moleküler biyoloji ve genetik ile yakından ilgilidir.

1.5. Fiziksel Kimya :
Fiziksel kimya, kimyanın fizikle yakından bağıntılı olan dalıdır; örneğin, içinden elektrik akımı geçirilen bir maddenin davranışının incelenmesi fiziksel kimyanın ilgi alanına girer. İnorganik ya da organik kimyacılar, yeni bir C maddesinin oluşması için A maddesi ile B maddesinin birleşmesi gerektiğini bilebilirler, ama tepkime hızının ya da süresinin nasıl denetlenebileceğini bilmezler; bu gibi konularda da, fiziksel kimyacılar, ötekilere yardımcı olur ve gerekli araştırmaları yaparlar. Amonyak üretilebilmesi için azot ve hidrojen gazlarının birleştirilmesi gerekir. Alman fiziksel kimyacı Fritz Haber, bu birleşmenin, her iki gazın 500°C’lik bir sıcaklığa kadar ısıtılması ve aynı zamanda basınçlarının da atmosfer basıncının 2001.000 katma çıkarılması durumunda en hızlı ve verimli biçimde gerçekleştirilebileceğini göstermiştir.

1.6. Yapısal Kimya:
Yapısal kimya, belli bir maddede atomların yerleşim düzenini ve bu atomların arasındaki bağları inceler.

3. KONU
Kimyanın Sembolik Dili

Maddeleri anlamak için başvurduğumuz kolaylıklardan biri, onları sınıflandırıp her sınıfı ayrı ayrı incelemektir.

Birden çok maddenin bir arada bulunmasıyla oluşan maddelere karışım denir.Fen bilimleri dersinde hava, şekerli su vb. çeşitli karışımları tanıdık ve bir karışımı oluşturan maddelerin, bazı basit kimyasal işlemlerle ayrıştırılabildiklerini öğrendik.

Bazı maddeler ise, bilinen basit ayırma yöntemleri (süzme, eleme, damıtma vb.) ile başka maddelere ayrılamazlar. Bu tür maddelere saf maddeler denir.

Saf maddeler de element veya bileşik olabilir. Kimya büyük ölçüde elementler, bileşikler ve karışımlar ile ilgilenir.

 Element denince, kendinden daha basit bileşenlere ayrıştırılamayan madde anlaşılmalıdır. Bu tanım oldukça eski olup ilk kez Robert Boyle tarafından kullanılmıştır.Günümüzde bir elementten iki farklı element elde etmek mümkün olduğu için bu tanım yerine aşağıdaki tanım tercih edilir: “Element, aynı cins atomların yığılımından oluşmuş saf maddedir.”

Elementler belirli oranlarda bir araya gelerek bileşikleri oluşturur. Bileşikler de birbirleri ile etkileşip başka bileşiklere dönüşebilir. Bu dönüşümlere toplu olarak kimyasal olay veya tepkime (reaksiyon)denir.

Tablo 1. İlk 20 element ve yaygın kullanılan bazı elementlerin adları ve sembolleri

NO ELEMENT SEMBOL
1 Hidrojen H
2 Helyum He
3 Lityum Li
4 Berilyum Be
5 Bor B
6 Karbon C
7 Azot N
8 Oksijen O
9 Flor F
10 Neon Ne
11 Sodyum Na
12 Magnezyum Mg
13 Alüminyum Al
14 Silisyum Si
15 Fosfor P
16 Kükürt S
17 Klor Cl
18 Argon Ar
19 Potasyum K
20 Kalsiyum Ca
24 Krom Cr
25 Mangan Mn
26 Demir Fe
27 Kobalt Co
28 Nikel Ni
29 Bakır Cu
30 Çinko Zn
35 Brom Br
47 Gümüş Ag
50 Kalay Sn
53 İyot ı
56 Baryum Ba
79 Altın Au
80 Cıva Hg
82 Kurşun Pb

İyonik Bileşiklerde Adlandırma

İyonik bileşikleri adlandırırken şu kurallara uyulmalıdır:

1) Bütün iyonik bileşiklerde, formüldeki pozitif yükler toplamı, negatif yükler toplamına eşit olmalıdır. Bu kural, katyonun ve anyonun karşılıklı sayıları ayarlanarak sağlanabilir. Bu yüzden, katyonunun ve anyonunun yükü değişmeyen iyonik bileşenlerde katyon ve anyon sayısını belirtmek gerekmez.

Örnekler: NaCl (Na+ Cl-), CaCl2 (Ca2+ 2Cl-), Mg3N2 (3Mg2+ 2N3-) bileşikleri adlandırılırken, formüldeki katyonun ve anyonun sayısını belirtmek gerekmez çünkü nötrallik kuralı katyon ve anyonun sayı oranlarını belirler.

2) Bileşik sadece iki elementin atomlarından oluşuyorsa önce katyon adı, sonra anyon adı verilir. Katyon adı, elementin adıyla aynıdır. Anyon adı, genel olarak, element adına “–ür” son eki eklenerek türetilir.

Örneğin: NaCl bileşiği adlandırılırken önce Na+ katyonuna işaret eden “sodyum” daha sonra Cl- anyonuna işaret eden “klorür” kelimeleri kullanılır. Yani bu bileşik için “sodyum klorür” adı uygundur.

3) Oksijen ve azotun metallerle verdikleri ikili bileşiklerde, bu elementlerin anyonları sırasıyla, “oksit” ve “nitrür” şeklinde adlandırılır.
Örneğin: CaO bileşiği adlandırılırken, önce Ca2+ katyonuna işaret eden “kalsiyum” daha sonra O2- anyonuna işaret eden “oksit” kelimeleri kullanılır. Yani bu bileşik için “kalsiyum oksit” adı uygundur.

Tablo 1.2. Yaygın olarak kullanılan katyon ve anyonların yükleri ve adları

Li+ Lityum H- Hidrür
Na+ Sodyum F- Florür
K+ Potasyum Cl- Klorür
Mg2+ Magnezyum I- Iyodür
Ca2+ Kalsiyum S2- Sülfür
Al3+ Alüminyum O2- Oksit
Fe2+ Demir(II) N3- Nitrür
Fe3+ Demir(III) P3- Fosfür
Br- Bromür Ag+ Gümüş
Hg+ Cıva(I) Hg2+ Cıva(II)
Ni2+ Nikel Cu+ Bakır(I)
Cu2+ Bakır(II)

4) Bazı iyonik bileşiklerde, element sayısı ikiden fazladır. Bu tür bileşiklerin çoğunda katyon tek bir element atomundan oluşmuşken, anyon bir kök yani atomlar grubudur (SO42-, NO3- gibi). Bazen katyon da bir kök olabilir(NH4+ gibi). Böyle bir bileşiği adlandırmak için kökleri tanımak gerekir.

Atomlu Anyon Formülü (Kök) Anyon Adı
(CO3)2- Karbonat
(HCO3)- Bikarbonat / Hidrojenkarbonat
(NO3)- Nitrat
(SO4)2- Sülfat
(PO4)3- Fosfat
(ClO)- Hipoklorit
(OH)- Hidroksit

Örneğin CaSO4 bileşiği adlandırılırken, önce Ca2+ katyonuna işaret eden “kalsiyum” daha sonra SO4 2- anyonuna işaret eden “sülfat” kelimeleri kullanılır. Yani bu bileşik için “kalsiyum sülfat” adı uygundur

Kovalent Bileşiklerde Adlandırma

Kovalent bağlı bileşiklerin adlandırılması, iyonik bağlı bileşiklere benzer ancak, formüldeki elementlerin (özellikle ikinci elementin) atom sayısının Latince olarak belirtilmesi gerekir.

Örnek olarak N2O4 bileşiğini adlandıralım. Bu bileşik “diazot tetraoksit” olarak adlandırılır. Bu tür bileşiklerin adlandırılmasında bileşiklerdeki atomların sayısı belirtilmelidir. Çünkü  aynı iki elementten başka bileşikler de oluşabilir. Azot ve oksijen N2O4’ten başka, bileşikler de oluşturabilir.

 

Örneğin ;

 N2F6

1- Birinci ametalin atom sayısı Latince olarak yazılır (di-).
2- Birinci ametalin adı yazılır (-azot).
3- İkinci ametalin atom sayısı Latince olarak yazılır (hekza-).
4- İkinci ametalin adı yazılır (-florür).

Bileşiğin adı: diazot hekzaflorür 

Tablo 1.4. Bazı bileşiklerin sınıfları ve özel sistematik adları

Bileşik Formülü Bileşik Sınıfı Bileşik adı
CH4 Hidrokarbon Metan
C2H6 Hidrokarbon Etan
C3H8 Hidrokarbon Propan
C4H10 Hidrokarbon Bütan
C5H12 Hidrokarbon Pentan
C6H6 Hidrokarbon Benzen
CH3OH Alkol Odunruhu/metanol
C2H5OH Alkol Etanol
C2H4(OH)2 Alkol Glikol
C3H5(OH)3 Alkol Gliserin
CH3COOH Karboksilik asit Asetik asit

Tablo 1.5. Bazı bileşiklerin geleneksel adları

Bileşik Formülü Geleneksel Adı
H2O Su
NH3 Amonyak
H2S Kükürtlü hidrojen
CH3COOH Asetik asit/sirke ruhu
HCl Tuz ruhu/hidroklorik asit
CaCO3 Kireç taşı
NaCl Yemek tuzu
NaOH Sud kostik
KOH Potas kostik
CaO Sönmemiş kireç
Ca(OH)2 Sönmüş kireç
HNO3 Kezzap/ nitrik asit
H2SO4 Zaç yağı /sülfürik asit
KNO3 Güherçile
NaHCO3 Yemek sodası
Na2CO3.10H2O Çamaşır sodası
Kal(SO4)2.12H2O Şap
NH4Cl Nişadır

 

4. KONU
Güvenliğimiz ve Kimya

1. Zararlı Maddeler: Zehirli, patlayıcı, yanıcı, yakıcı ve aşındırıcı bir etkisi olmamakla birlikte, örneğin ciltteki yağları çözdüğü için veya aşırı nem çekici olduğu için hafif ve ikincil zararlı etkileri olan maddelerdir

 2. Tahriş Edici Maddeler: Zehirli, patlayıcı, yanıcı ve yakıcı bir etkisi olmamakla  birlikte, deriyi ve diğer vücut dokularını aşındırıcı veya alerji oluşturucu etkileri olan maddelerdir. Bu maddelerin yüz, göz  ve cilde temas etmemesine  dikkat edilmeli, ortam havalandırılmalı; elbiseleri korumak için önlük, gözleri  korumak için gözlük, elleri korumak için de eldiven kullanılmalıdır.

 3. Toksik Maddeler: Patlayıcı, yanıcı ve yakıcı bir etkisi olmamakla birlikte, tahriş etkisinden ileri gelen hafif ya da şiddetli zehir etkisi olan maddelerdir. Ağız, solunum veya deriden vücuda işleme yoluyla zehirli etki yapabilirler. Maddenin cinsine bağlı olarak ölüme yol açmaları bile mümkündür

4. Yanıcı Maddeler: Kolay tutuşan ve tutuştuğu zaman söndürülmesi uzmanlık isteyen, genelde sıvı hâlde olan maddelerdir.

5. Yakıcı Maddeler: Kumaş, kâğıt, ahşap gibi malzemelerle temas edince, onların tutuşup yanmasına yol açan maddelerdir.

6. Aşındırıcı (Korozif) Maddeler: Ciltte, gözde, diğer vücut dokularında ve kumaş, metal ve/veya cam malzemelerde aşındırıcı etkiye sahip asit ve baz gibi maddelerdir.

7. Çevreye Zararlı Maddeler: Toprağa, suya veya havaya karıştığında, kendiliğinden veya mikroorganizma faaliyeti sonucu bozunup zararsız türlere dönüşmeyen, bu yüzden zararlı etkileri yerine göre yıllarca devam eden maddelerdir.

8. Radyoaktif Maddeler: Canlı dokularda geri dönüşümü olmayan tahribatlara sebep olan görünmez ışınlar yayıcı (radyoaktif) maddelerdir. Yaydıkları ışınlar görünmez olduğu ve etkileri anında hissedilmediği için sinsi bir tehlike oluştururlar.

Ünite 2 : ATOM VE PERİYODİK SİSTEM
1. KONU
Atom Kavramının Gelişimi

Kimyanın Temel Kanunları ve Atom Kavramı

1700’lerin sonlarına doğru deneysel ölçümlerden elde edilen sonuçlarla maddelerin nasıl davrandıklarını açıklamak üzere Kütlenin Korunumu Kanunu ve Sabit Oranlar Kanunu ileri sürüldü.John Dalton (1766-1844) bu kanunları ve eskiden beri bilinen felsefi düşünceleri temel alarak elementlerin gözlenen davranışlarının nedenlerini açıklayan Atom Teorisi’ni geliştirdi.

Dalton’un atom modeli, bilimsel anlamda ilk model örneklerinden biridir ve bu modelde atom bölünmez, yekpare ve berk küreler gibi düşünülmüştür. Dalton’a göre her elementin atomları, kütle ve diğer özellikler bakımından birbirinin aynı; başka bir elementin atomlarından farklıdır.

 Dalton Atom Teorisi’nin varsayımlarını üç ana başlık altında toplayabiliriz:
1. Her element atomlardan oluşmuştur. Aynı elementin atomları özdeştir.
2. Farklı elementlerin atomları farklıdır.
3. Elementler belirli bir bileşiği oluştururken her iki elementin birleşen atom sayıları oranı hep sabittir.

Kütlenin Korunumu Kanunu
Kimyasal bir değişim öncesinde maddelerin kütlelerinin toplamı, kimyasal değişim gerçekleştikten sonra oluşan maddelerin kütlelerinin toplamına eşittir buna kütlenin korunumu yasası denir.

Örneğin;
S + Fe         →        FeS
4g   7g                        11g

Demir tozu ve kükürt tozu birleşip demir sülfür oluştururken tepkimeye giren maddelerin kütleleri toplamı ürün kütlesine eşittir.

Dalton Atom Teorisi’ne göre kimyasal değişmelerde atomların sayıları ve türleri değişmez, atomlar yeniden düzenlenerek farklı maddeleri oluşturur. Buna göre kütle de korunur. Örneğin demir talaşında bulunan demirin havadaki oksijenle tepkimesinde, demir atomları oksijen atomları ile birleşir ve demir oksit bileşiği oluşur. Başlangıçta tepkimeye giren maddelerdeki demir ve oksijen atom sayıları, oluşan üründeki demir ve oksijen atom sayılarına eşittir.

Kısacası Dalton, kimyasal bir değişim sırasında atomların sayılarının değişmediğini ve yeni bileşiklerin, atomların yeniden düzenlenmesiyle oluştuğunu düşündü.

Sabit Oranlar ve Katlı Oranlar Kanunları
İki element arasında birden fazla değişik bileşik oluşuyorsa, elementlerden birinin sabit kütlesine karşılık diğer elementin kütleleri arasında belirli bir oran vardır.  Katlı Oranlar kanununu J. Dalton bulmuştur.

NO2  ile  N2O3  bileşikleri arasındaki katlı oran;
(NO2).2 → N2O4
(N2O3).1 → N2O3              Katlı oran; 4 / 3

Aynı işlem oksijen miktarları eşitlenerek yapılrsa katlı oran 3 / 4 bulunur.

Dikkat edilmesi gerekenler;
* Üç elementten oluşan bileşiklerde katlı oran aranmaz. H2SO3 – H2SO4 arasında katlı oran yoktur.
* Farklı elementlerin oluşturduğu iki bileşik arasında da katlı oran aranmaz. CO2 – SO3 arasında katlı oran yoktur.
* Eğer oluşan bileşiklerin kaba formülleri aynı ise katlı oran yoktur. C3H6 – C4H8 arasında katlı oran yoktur.

Bir bileşiği oluşturan elementlerin, bileşikteki kütleleri  arasında sabit (belirli) bir oran vardır. Bu durumu  açıklayan kanuna sabit oranlar kanunu (yasası) denir.
Buna göre; bir bileşik örneğin suyun 18  gramında 16 gram oksijen varken geri kalan  2 gramı hidrojendir. 9 gram su alınırsa  bunun 8 gramı oksijen ve 1 gramı  hidrojendir. Yani su, hidrojen ve oksijenin 1/8  oranında birleşmesiyle oluşmuş bir bileşiktir.Bu oran suyun ne şekilde elde  edilmiş olursa olsun kesinlikle değişmez. 

Atom Altı Tanecikler
Bilim insanları bu konuda oldukça yoğun çalıştılar. Crooks, Stoney ve Thomson başta olmak üzere pek çok bilim insanının 1870-1900 yılları arasında yaptıkları çalışmalar, bütün atomlarda elektron adı verilen negatif (-) yüklü tanecikler bulunduğunu ortaya koydu. Elektronun yükü ve kütlesi, Thomson (1897) ve Millikan (1909) öncülüğünde çalışan ekipler tarafından yapılan deneylerle duyarlı olarak ölçülmüş, böylece ilk atom altı tanecik olan elektron tanımlanmıştı. Elektron bilinince, pozitif bir taneciğin varlığını tahmin etmek zor değildi. Çünkü atomun nötral olduğu biliniyordu. Yani, atomdaki elektronların negatif yükünü dengeleyecek pozitif (+) yüklü tanecikler (protonlar) gerekiyordu. Protonların varlığı deneysel olarak 1917 yılında E. Rutherford tarafından kanıtlanmıştır.

Elektron, proton ve nötronun yükleri ve kütleleri, Tablo 2.’de karşılaştırılmıştır:

Tanecik Kütle (g) Yük (Coulomb)
Proton 1,673 x 10-24 + 1,602 x 10-19
Nötron 1,675 x 10-24
Elektron 9,109 x 10-28 – 1,602 x 10-19

Atom altı taneciklerin elektrik yükleri ifade edilirken de çoğu zaman, tek bir protonun yükü birim kabul edilir. Bu kabule göre elektronun yükü (-1), protonun yükü ise (+1) birimdir.

Atomların Kimliği
Farklı elementleri oluşturan atomların proton sayıları birbirinden farklıdır. Örneğin H, B, O ve Fe atomlarında sırasıyla 1, 5, 8 ve 26 proton vardır. Aynı elementin atomlarında ise proton sayıları hep aynıdır. Ancak, bir elementin atomlarında nötron sayıları farklı olabilir. Proton sayısı aynı, nötron sayısı farklı atomlar, aynı elementin izotoplarıdır.

Bir elementin atomlarındaki proton sayısına o elementin atom numarası denir ve Z ile gösterilir. Otomobillerde il plaka numarası farklı illere ait otomobillerin  ayırt etmede kullanıldığı gibi, atom numarası da farklı elementlerin atomlarını birbirinden ayırt etmek için kullanılır. Atom numarası genellikle element sembolünün sol alt köşesinde gösterilir.

2. KONU
Bohr Atom Modeli

Atom Yapısı Hakkında İlk Modeller
Thomson, elektronların atomlardan çok daha hafif ve negatif yüklü tanecikler olduğu sonucuna varmıştı. Atomun nötral olduğunu bilen Thomson, negatif yüklerin atomda bulunan pozitif yüklerle dengelenmesi gerektiğini düşündü. Ömrünün 25 yılını atomda pozitif(+) yüklü elektrona benzer parçacıkların varlığını kanıtlamak için çalışarak geçirdi fakat atomdan çıkan “+” yüklü bir parçacık gözlemleyemedi. Bu yüzden, atomun kendisinin “+” yüklü olduğunu, yani “+” yüklerin atomun her yanına homojen dağıldığını ve elektronların bu pozitif yük içinde üzümlü kekin üzümleri gibi serpiştirilmiş olduğunu düşündü. Thomson’un “üzümlü kek modeli”denildi.

Ancak, kısa bir süre sonra atom hakkında yeni bilgiler ortaya çıktı ve Thomson modeli terk edildi. Thomson Atom Modeli’nin yeni deneylerle doğrulanması gerekiyordu. 1909 yılında, E. Rutherford öncülüğünde bir araştırmacı grubu, alfa (α) parçacıklarının atomun yapısını anlamak için kullanılabileceğini düşündü. Alfa parçacıklarının pozitif yüklü He2+ çekirdekleri olduğu o zaman biliniyordu. Rutherford’un araştırma grubu, bu parçacıkların atom içinden geçerken itilip yollarından sapacaklarını düşündüler.

Rutherford Atom Modeli
1911 yılında Ernest Rutherford alfa ışınlarını (pozitif yüklü ışınlar) kullanarak, atomun yapısını açıklamak adına, birçok araştırma yaptı.

Rutherford bir radyoaktif kaynaktan elde ettiği α- ışınlarını çok ufak bir yarıktan, çok ince bir altın levhaya gönderdi. Saçılmaya uğrayan ışınların açısal dağılımını ZnS sürülmüş bir levha ile gözlemledi.

Rutherford deneyi yapmadan önce, yüksek enerjili α- ışınlarının ince altın levhadan yönünü değiştirmeden geçeceğini düşünmekteydi. Oysa deney sonucunda ulaştığı sonuçlar hiç de öngördüğü gibi olmadı. Işınların bir çoğunun levhadan geçerken bir kısmının yolundan saptığını, birazının da geri döndüğünü gördü. Fakat Rutherford biliyordu ki α- ışınları ancak kendisinden daha büyük kütle ve elektrik yükleri ile çarpıştığında yolundan sapar veya geri dönerler

Bohr Atom Modeli: Bohr atom modeline göre, bir elektron tam gerektiği kadar enerji soğurduğu (aldığı) takdirde düşük enerji düzeyinden daha yüksek bir enerji düzeyine geçebilir. Tersine, yüksek enerji düzeylerine uyarılmış bir elektron da ışın yayarak daha düşük bir enerji düzeyine geçilir.

 

Bilim dilinde atomların ışın soğurmaları absorpsiyon, ışın yaymaları da emisyon terimleriyle adlandırılır. Havai fişek gösterilerinde gördüğümüz renkler, atomların emisyon olayı ile ilgilidir. Patlama sırasında enerji alarak üst katmanlara uyarılan () elektronlar, temel hâle dönerken, aldıkları enerjiyi ışık şeklinde geri verirler (emisyon).

Hidrojen atomunu ele alalım. Hidrojenin 1 protonu ve 1 elektronu vardır. Temel hâlde iken, hidrojenin bir elektronu çekirdeğe en yakın olan birinci enerji düzeyinde (n = 1) bulunur. Elektronun birinci enerji düzeyinden ikinci enerji düzeyine (n = 2) çıkabilmesi için, aradaki fark kadar enerji absorplaması gerekir. Tersine, n = 2 düzeyindeki elektron n = 1 düzeyine geri dönerken aradaki enerji farkına karşı gelen ışını yayar. Aynı hidrojen atomunda, n = 3; n = 4; n = 5… düzeylerinden n = 2 düzeyine dönüşler de mümkündür. Bu dönüşler sırasında yayılan ışınlar, görünür ışınlardır ve bu ışınlar bir prizmadan geçirilip renklerine ayrılınca, Şekil’dekine benzer çizgi yapılı bir seri oluştururlar. Bu görüntülere spektrum denir.

3. KONU
Periyodik Sistem

Modern Periyodik Sistem

Mendeleev, elementleri artan atom kütlesine göre sıralamış ve bu sıralamayı yaparken, benzer özelliklere sahip elementlerin alt alta gelmesine özen göstermişti. Mendeleev, atom kütlesi değerlerine göre yapılan yerleştirmenin Ar-K ve Kr-Rb element çiftlerinde özellik uyumu sağlamadığını gördüğü için, o gün bilinen atom kütlelerinin yanlış ölçülmüş olabileceğini varsaydı ve kütle sıralamasında, Ar atomunu K’dan önce; Kr atomunu da Rb’dan önce aldı.

Gerçekten de elementler atom numarasına göre sıralanınca benzer özellikli elementler düzenli olarak alt alta gelir. Yaygın kullanılan periyodik sistemde elementler artan atom numarasına göre sıralanmıştır

Atom Numarası, elementin tek bir atomunun çekirdeğinde bulunan proton sayısıdır. Her bir elementin atom numarası bir tam sayı olup, bu sayı, elementin periyodik sistemdeki yerini belirler.

Atom Kütlesi, elementlerin doğal izotoplarının atom kütlelerinin ağırlıklı ortalamasıdır.Doğada tek bir izotopu bulunan elementlerin atom kütleleri tam sayıya yakın olup, kütle numarasına eşit alınabilir. Örneğin flor (F) elementinin atom kütlesi yaklaşık 19 akb’dir. Doğal izotopu birden çok olan elementlerin ortalama atom kütleleri tam sayıdan sapar. Örneğin Cl elementinin kütle numaraları 35 ve 37 olan iki izotopu vardır.

Cl elementinin iki dogal izotopu

Izotop Bolluk Oranı YaklasıkAtom Kütlesi (akb)
35Cl %75 35
37Cl %25 37

 

Bu oranlar ve atom kütleleri kullanılarak, Cl elementinin ortalama atom kütlesi aşağıdaki gibi hesaplanır:

Ortalama Atom Kütlesi = [(Kütle 1 x Bolluk Oranı 1) + (Kütle 2 x Bolluk Oranı 2)] / 100

= [(35×75) + (37×25)] / 100
= 35,45 akb

Her elementin akb cinsinden ortalama atom kütlesi, sayıca değer olarak o elementin mol kütlesine eşittir. Yani Cl elementinin mol kütlesi 35,45 g.mol-1’dür.

Periyodik tablodaki her bir yatay sıraya periyot, her bir dikey sütuna ise grup adı verilir. Gruplardaki elementlerin kimyasal ve fiziksel özellikleri birbirine benzer. Bir periyotta yer alan elementlerin özellikleri, periyot boyunca düzenli olarak değişir. Periyodik tabloda toplam 7 periyot ve 18 grup vardır. Birinci periyotta iki element (H ve He), ikinci ve üçüncü periyotlarda sekizer element bulunur. Dördüncü ve beşinci periyotlardaki element sayıları 18’dir. Altıncı ve yedinci periyotlarda ise 32’şer element vardır. Periyodik sistemin altındaki 14’er elementten oluşan iki sıra, sırasıyla 6. ve 7. periyotlara dâhildir. Lantanitler ve aktinitler adıyla bilinen bu sıralar, periyodik tablonun bir sayfaya sığması için ayrı satırlar hâlinde gösterilir. Yedinci periyottaki bazı elementler yakın zamanlarda keşfedilmiş olup, bu elementlerin henüz genel kabul gören bir isimleri yoktur ve Latince sayı adlarından türetilen isimleri/sembolleri geçicidir.

Periyodik Sistem ve Elektron Dizilimleri

Elementlerin kimyasal özellikleri, atomlarındaki en dış katmanda ve bir içteki katmanda yer alan elektron sayıları ile yakından ilgilidir. En dış katmanı 8 elektronlu asal gazlar, elektron alma ve verme yatkınlıkları olmadığı için, başka elementlerle tepkimeye girmez veya çok zor girer (asal, bu anlama gelir). Diğer elementler ise, kimyasal tepkimeye girerken son katmanlarındaki elektron sayısını 8 yapmak, yani asal gaz elektron dizilimine ulaşmak isterler.Bu eğilime oktet kuralı denir. Hidrojen, lityum ve berilyum gibi atom numarası küçük elementler, son katmanlarını 8 yerine 2’ye tamamlarlar (dublet kuralı). 

1A grubundaki 11Na ve 19K elementlerini düşünelim: Elektron dizilimleri aşağıda gösterilmiştir:
11Na: 2-8-1
19K : 2-8-8-1

Her iki elektron diziliminde son iki katmana bakılırsa; bir içteki katman 8 elektronlu (oktetini tamamlamış durumda) olup, en dış katmanda 1 elektron vardır. Bu iki elementin elektron verme özelliklerinin birbirine benzemesi beklenen bir durumdur. Gruptaki diğer elementlerin elektron dizilimleri de bu şekilde olduğu için özellikleri de benzerdir. Örneğin bu elementlerin hepsi yumuşak, kimyasal reaksiyon yatkınlıkları (aktiflikleri) yüksek olup, hepsi suyla hızlı tepkime veren metallerdir.

Her atomda, elementin yer aldığı periyodun numarası kadar elektron katmanı vardır. Aşağıdaki örnekleri inceleyiniz:

Tablo : P, Ca ve Sr elementlerinin elektron dizilimi

Element Elektron Dizilimi Periyot Numarası
15P 2-8-5 3
Dxxxx 20Ca 2-8-8-2 4
38Sr 2-8-8-18-2 5

 

Elementin elektron dizilimi yazılırken şunlara dikkat edilir:

• Bir elementin elektron dizilimi periyodik tabloda o elementin bulunduğu grubu belirlemek için de yeterlidir. Elementlerin grupları belirlenirken son iki katmandaki elektron sayılarına bakılır:
• En dış katmandaki elektron sayısı 1 veya 2 ise bu elementin grubunu en dış katmandaki elektronlar belirler. Örnek 37Rb elementinin elektron dizilimi 2-8-18-8-1 olup bu element eski sisteme göre 1A, yeni sisteme göre ise 1. grup elementidir.

• En dış katmandaki elektron sayısı 2 den fazla ise, o elementin grup numarası da dış katmanındaki elektron sayısı ile belirlenir fakat yeni sistem uygulanırken farklı bir kural (10 ekleme kuralı) geçerlidir. Örneğin 16S elementinin elektron dizilimi 2-8-6 olup bu element eski sisteme göre 6A grubundadır.

Yeni sisteme göre grubunu bulmak için 6’ya 10 eklenir. O hâlde bu element 16. gruptadır.

Elementler özelliklerine göre dört ayrı aile oluşturur: Metaller, ametaller, yarı-metaller ve asal gazlar (soygazlar).

Görüldüğü gibi, elementlerin çoğu (yaklaşık dörtte üçü) metaldir. Metaller periyodik tablonun sol ve orta kısımlarında yer alır. Ametaller sağ üst kısımda bulunur. Yarı-metallerin sayısı azdır (B, Si, Ge, As, Sb, Te) ve metaller ile ametaller arasında yer alır. Asal gazlar ise, periyodik tablonun en sağındaki sütunu oluşturur. (18. grup veya 8A grubu.)

Metaller

Metaller sadece bina yapmakta değil alet, cihaz, makine, araç ve diğer gereçlerin yapımında da vazgeçilmezdir. Metaller olmasaydı gündelik hayatımızın birer parçası hâline gelen basit aletleri, alışık olduğumuz dayanım ve işleyiş verimi ile yapamazdık. Örneğin dişçilik mesleğinin bugün ulaştığı düzey demir, nikel, krom, molibden, titan gibi metallerin alaşımından yapılan dişçilik gereçleri olmadan mümkün olmazdı.

Metalik Özellikler
1. Metaller ısı ve elektriği iyi iletir.
2. Metaller ışınları iyi yansıtır ve kendilerine özgü parlaklık gösterir.
3. Metaller tel ve levha hâline getirilebilir .
4. Kimyasal bileşiklerinde pozitif (+) yüklü iyonlar (katyonlar) oluştururlar; çünkü en dış katmandaki az sayıda (1, 2 ve bazen 3) elektronlarını kolayca verirler.
5. Cıva hariç oda şartlarında katıdırlar. Erime sıcaklıkları değişken olmakla birlikte genelde yüksektir .
6. Metaller yumuşak olabileceği gibi çok sert de olabilir.
7. Ametallerle tepkimelerinden basit tuzlar oluşur (NaCl ve KF gibi).

Bazı metallerin erime sıcaklıkları

Metal Erime sıcaklığı Metal Erime sıcaklığı
Cıva (Hg) -39 Kurşun(Pb) 327
Sezyum (Cs) 28,5 Alüminyum (Al) 660
Galyum (Ga) 30 Gümüş (Hg) 961
Rubidyum ( Rb) 39 Altın (Au) 1063
Potasyum (K) 63 Bakır (Cu) 1084
Sodyum (Na) 98 Demir (Fe) 1538
Lityum (Li) 180 Krom (Cr) 1860
Kalay (S) 232 Tungsten (W) 3410

Ametaller
Ametaller metallere benzemez. Örneğin kükürt (S) ve karbon (C) parlak değildir, tel ve levha hâline gelmez, ısı ve elektrik yalıtkanıdırlar. Bu yüzden metalleri kullanabildiğimiz uygulamalarda ametaller hiçbir işimize yaramaz. Bu elementler bazı özellikleri bakımından birbirine de hiç benzemez. Örneğin ametallerin oda sıcaklığında gaz, sıvı ve katı olanları vardır. Kükürt (S) ve karbon (C) oda şartlarında birer katı iken,  brom (Br2) bir sıvı, hidrojen (H2) ise bir gazdır. Hidrojenden başka, azot, flor, oksijen ve klor elementleri de oda şartlarında gaz olup bu elementler iki atomlu moleküllerden (N2, O2, F2, Cl2) oluşur.

Ametalik Özellikler:
Ametal atomlarının en yüksek enerji düzeylerinde dört ya da daha fazla elektron bulunur. Bu yüzden, oktet yapısına ulaşmak üzere elektron vermek yerine almayı veya ortaklaşmayı tercih ederler. Örneğin O, F ve Cl elementleri kimyasal tepkimelerde, elektron veren bir tür ile karşılaşırlarsa kolayca elektron alırlar ve negatif (-) yüklü iyonlar (anyon) oluşturur. Bu elementlerin birçok kimyasal özelliği bu temele dayanır. Genel ametal özellikleri, aşağıdaki gibi listelenebilir:

  1. Metallerle ikili bileşiklerinde genelde eksi yüklüdürler; kendi aralarında bileşik yapmışlarsa elektron ortaklaşırlar.
  2. Isı ve elektriği iyi iletmezler.
  3.  Katı olan ametaller kırılgan ve genelde kristal yapıda ise bu kristaller ışığı geçirdikleri için saydamdırlar.
  4.  Ametaller, metaller gibi dövülüp şekil verilemez; tel ve levha hâline getirilemezler.
  5. Metallerle tepkimelerinden basit tuzlar oluşur.

Asal Gazlar

Asal gazlar (soygazlar) oda şartlarında gaz olan elementlerdir. Bu elementlere asal gazlar denmesinin nedeni hiçbir elementle bileşik oluşturmaya çok da yatkın olmayışlarıdır. Saf hâlde iken atomları birbirinden bağımsızdır. Atomlarının en dış katmanında 8 elektron (helyumda iki elektron) bulunduğu için bu katmanlarına daha fazla elektron almaları veya elektron verip 8’li elektron düzenini (oktet) bozmaları beklenmez. Asal gazların içine doldurulduğu cam tüplereyüksek voltaj uygulanınca asal gaz atomları uyarılır ve ışın yayarlar.

Her asal  gazın yaydığı ışının rengi o elemente özgüdür. Şekil 1’de neon gazı boşalım lambaları görülmektedir. 

Yarı – Metaller

Yarı-metaller, bazı özellikleri metallere, bazı özellikleri de ametallere benzeyen elementlerdir. Doğada başlıca altı tane yarı-metal vardır. Bu elementler bor (B), silisyum (Si), germanyum (Ge), arsenik (As), antimon (Sb) ve tellür (Te) dür.Bu elementlerden Si metalik bir görünüme sahip olmasına rağmen ametaller gibi kırılgandır, elektriği ve ısıyı iyi iletmez. Si ve Ge, iletkenlikleri metalik iletkenler ile yalıtkanlar arasında değerler aldığı için, elektrik devreleri ve bilgisayar çiplerinde yaygın olarak kullanılırlar. Günümüzde yaygın kullanılan LED lambaların ana malzemesi de silisyum elementidir. Silisyumun iletkenliği, içine başka elementler katılarak istendiği gibi ayarlanabildiğinden endüstri açısında çok özeldir.

Periyodik Özellikler

Atom Yarıçapı:
Aynı elementin birbirine temas eden bağlı iki atomunun çekirdekleri arasındaki mesafenin yarısına denir. Atom yarıçapı, bir periyotta soldan sağa doğru gidildikçe genellikle azalır.

Soldan sağa gidildikçe proton sayısı, aynı zamanda en yüksek enerji düzeyinde yer alan elektron sayısı artar. Çekirdekte artan pozitif yük en yüksek enerji düzeyindeki elektronları kendine doğru daha fazla çeker, bu nedenle atom yarıçapı küçülür.

Atom yarıçapı, bir grupta yukarıdan aşağıya doğru gidildikçe genellikle artar. Bunun sebebi yukarıdan aşağıya gidildikçe enerji düzeylerinin sayıca artması, yani atomlardaki katmanların fazlalaşmasıdır. Katmanlar fazlalaştıkça atom yarıçapı büyür.

 

İyonlaşma Enerjisi:

İyonlaşma enerjisi gaz hâlinde bir atomdan veya iyondan bir elektron uzaklaştırabilmek için gerekli minimum enerji miktarıdır. Birinci iyonlaşma enerjisi ise, İ1, gaz hâlinde tek bir atomun en yüksek enerji düzeyindeki bir elektronunu uzaklaştırabilmek için gerekli minimum enerji olarak tanımlanır.

Şekil . Periyodik sistemde ilk 20 element için birinci iyonlaşma enerjisinin değişimi.

 

Periyodik sistemde bir periyotta soldan sağa doğru gidildikçe birinci iyonlaşma enerjisi (İ1) genellikle artar. Çünkü, periyotta soldan sağa doğru gidildikçe çekirdekte artan pozitif yük en yüksek enerji düzeyindeki elektronları kendine doğru daha fazla çeker, bu nedenle bu elektronları uzaklaştırmak zorlaşır. Örneğin, 2. periyot elementlerinden Li’dan Ne’a gidildikçe birinci iyonlaşma enerjisi istisnalar olmakla birlikte artmaktadır.

Bir grupta yukarıdan aşağıya doğru gidildikçe birinci iyonlaşma enerjisi (İ1) genellikle azalır. Atomlarda enerji düzeylerinin artması ile katmanlar fazlalaşır; dış katmanlardaki elektronlar ile çekirdek arasındaki mesafe büyümüş olur. Çekirdek tarafından daha zayıf çekilen en yüksek enerji düzeyindeki elektronları uzaklaştırmak kolaylaşır. Örneğin, 8A grubunda, He’dan Ar’a doğru gidildikçe birinci iyonlaşma enerjisi (İ1) azalmaktadır.

Elektron İlgisi:
Elektron ilgisi bir atomun elektron alma veya almama eğiliminin bir göstergesidir. Elektron ilgisi (Eİ) gaz hâlindeki bir atom elektron aldığında açığa çıkan enerjidir. Atomların birçoğuna elektron eklendiğinde enerji açığa çıkar. Elektron ilgisi değerleri pozitif kabul edilir. Asal gaz atomlarına elektron eklendiğinde ise Eİ değeri negatif kabul edilir. Çünkü asal gaz atomlarında son katman dolu olduğundan (oktetini tamamladığından), fazladan bir elektronun eklenmesi enerji verilmesini gerektirir. Periyodik sistemde elektron ilgisinin değişimi birinci iyonlaşma enerjisinin değişimi kadar düzenli değildir. Birçok istisna olmakla birlikte elektron ilgisi genel olarak bir periyotta soldan sağa doğru gidildikçe artar, bir grupta yukarıdan aşağıya doğru gidildiğinde ise azalır.

 

Elektronegatiflik:
Elektronegatiflik (EN) bir molekül ya da bileşiği oluşturan atomun diğer atomdan elektronları kendine doğru çekme gücüdür. Elektronegatifliğin elektron ilgisinden farkı, elektron ilgisinin salınan bir enerji olması, elektronegatifliğin ise bağıl bir ölçü olmasıdır. Tek başına bir atom elektron aldığında elektron ilgisi, molekül içindeki bir atom komşu atomun elektronlarını kendine doğru çektiğinde ise elektronegatiflik söz konusudur.

Elektronegatiflik bir periyot  boyunca  soldan sağa doğru gidildikçe genellikle artar. Bunun sebebi atom çekirdeğinin artan çekim gücüdür. Elektronegatiflik bir grup boyunca yukarıdan aşağıya doğru gidildikçe genellikle azalır, çünkü atom yarıçapı artar ve elektronlar çekirdek tarafından kuvvetlice çekilemez.

Güncelleme: 26 Kasım 2016 — 16:14

Bir Cevap Yazın

E-posta hesabınız yayımlanmayacak. Gerekli alanlar * ile işaretlenmişlerdir

Test Çöz | Online Test Çöz | İnteraktif Testler | 2017 testicoz.org | Hakkımızda | İletişim | Kolay Menü | Site Haritası | Gizlilik Politikası | Yasal Uyarı | RSS