testicoz.org

Test Çöz , Online Soru Çöz , İnteraktif Testler

2016-2017 Müfredatına uygundur.

Kimya 5 Konu Anlatımı

NOT: Ders Notu Ortalama 60 Sayfalıktır Bu kadar uzun olmasının Nedeni 270 Sayfalık Kitaptan Özet Çıkmasından Kaynaklıdır

Ünite 1 : MODERN ATOM TEORİSİ

1. KONU
Atomla İlgili Düşünceler

Dalton’un atom modeli üç varsayıma dayanır.

1. Her bir element atom adı verilen çok küçük ve bölünemeyen taneciklerden oluşmuştur. Atomlar kimyasal tepkimelerde oluşamazlar ve bölünemezler.
2. Bir elementin bütün atomlarının kütlesi ve diğer özellikleri aynıdır fakat bir elementin atomları diğer bütün elementlerin atomlarından her yönüyle farklıdır.
3. Kimyasal bir bileşik iki ya da daha çok sayıda elementin basit sayısal bir oranda birleşmesi ile oluşur.

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.

Elektronun Keşfi
Dalton’un atom teorisinde ve daha önceki atom teorilerinde atom maddenin en küçük parçacığı olarak kabul edildi .Elektroliz deneylerinden sonra bu düşüncelerde değişiklik meydana gelmiştir.Humphry Davy( Humphry_Davy ) elektrik akımı kullanarak bileşikleri ayrıştırmayı başarmış sodyum,stransyum,ve baryum elementlerini saf olarak elde etmiştir.Davy, elementlerin elektriksel çekim kuvvetlerinin etkisi  ile  bir araya gelerek bileşik oluşturdukları sonucuna ulaşmıştır.

George Stoney Faraday’ın( çalışmalarına dayanarak atomlarda elektrik yüklü birimlerin varlığından söz etmiş bunlara elektron adı verilmesini önermiştir.Elektronların varlığına dair ilk kanıt William Crooks ( William Crookes )tarafından ortaya konuldu.Crooks oluşturduğu tüpte elektrotlar arasına yüksek gerilim uygulayarak tüpün çeperlerini sarı-yeşil renkte ışınların aydınlattığını gözledi.Tüpün orta sına yerleştirdiği bir cismin gölgesinin tüpün sonunda görülmesinin sebebini tüpün içinde oluşan ışınların varlığından kaynaklandığını belirtti.Bu ışınlar katot ışınları olarak bilinir.Kroksun oluşturduğu bu tüpe katot ışın tüpü denir Katot ışınları ,tüpün içine konulan gazın ve elektrotların yapıldığı cismin özelliklerine bağlı değildir.

Elektronun Kütle ve Yükünün Bulunması
Julius Plucker,katot tüpünde mıknatısla katot ışınlarının yön değiştirmelerini ve davranışlarını ilk izleyen bilim adamıdır.19.yüzyılın son yıllarında katot ışınları ayrıntılı olarak incelendi.Birçok bilim adamının deneyleri sonucunda katot ışınlarının hızla hareket eden eksi yüklü parçacıklar olduğu ortaya çıktı ve bu parçacıklar daha sonra Stoney’in önerdiği gibi elektron adı verildi. Thomson ( J.J._Thomson ), Pluckerin ( deneyini kullanarak  havası tamamen boşaltılmış tüple yaptığı deneylerde önce elektrik alanında ışığın sapmasını daha sonra mağnetik alanda ışığın sapmasını gözlemiştir. Katot ışınlarının magnetik alanda sapmalarını izlemek için Her iki alandaki sapmaların birbirini yok etmelerini sağlayacak  şekilde tüpe hem magnetik alan ,hem de elektrik alan uygulayarak ışığı sapmadan bir doğru boyunca ilerlemesini sağlamıştır. Katot ışınları bir elektrik alanı içinde yada magnetik alan içinde  normal doğrusal yollarından saparlar.

Bu sapmanın açısı :
Tanecik yükü ile doğru orantılıdır.Yükü büyük olan tanecik az yük taşıyan tanecikten daha çok sapar.
Tanecik kütlesi ile ters orantılıdır.Kütlesi büyük olan tanecik küçük olandan daha az sapar. Bundan dolayı yükün kütleye oranı bir elektrik alanı içinde elektronların doğrusal yoldan ne kadar sapacağını belirler.Elektronlar magnetik bir alan içinde de sapma gösterirler.Fakat bu durumda sapmanı yönü ,uygulanan magnetik alana dik yöndedir. Katot ışınlarının elektrik ve magnetik alanlar içindeki sapmalarını inceleyen Joseph T. Thomson , 1897’de bir elektronun yük değerini hesapladı ve olarak buldu. Uluslar arası sistemde (SI) Coulomb  elektrik yükü birimidir

e/m= -1,7588.10 -11   coulomb /kg

1 Coulomb’luk yük miktarı Ag(NO3) çözeltisinden 1.118 gr Ag açığa çıkaran yük miktarı olduğunu hatırlayınız.

Bir Coulomb’luk yük miktarı aynı zamanda ,bir amperlik akım tarafından iletkenin belirli bir noktasından bir saniyede taşınan yük miktarıdır.

Katot ışınları negatif yüklü taneciklerin, bir sağanağıdır.

Gazın cinsi ne olursa olsun yayılan ışının özellikleri aynıdır.

Katot ışınlarını oluşturan tanecikler, hem maddenin ve hem de elektriğin ortak elektronlarıdır.

Protonun Keşfi

Thomson’a göre nötr bir atomda negatif yüklü elektronları dengeleyen pozitif yükler bulunmalıdır. Thomson bu pozitif yükleri de bir bulut olarak tanımlamıştır. Bu modele göre atomlar, negatif yüklü elektronların içinde yüzen pozitif yüklü elektrikten meydana gelmiş küreye benzemektedir. Thomson, atomun kütlesinin büyük bir kısmının da bu pozitif yüklü küreden oluştuğunu söylemiştir. Tasarladığı atom modelini üzümlü keke, kekteki üzümleri elektrona, kekin hamurunu ise protona benzetmiştir. Bir süre sonra Thomson’a“Negatif yüklü elektronlar tanecik yapısında olduğu hâlde pozitif yük neden ve nasıl kesiksiz olarak atomik hacmi doldurabiliyor?” sorusu sorulmuştur. Bu sorunun cevabıiçin üzümlü kekin içine bakmak gerekiyordu.

Bunu da Yeni Zelandalı fizikçi Ernets Rutherford (Örnıst Radırford) yapmıştır. 1910 da önceleri Thomson ile çalışmış olan Rutherford, a taneciklerini kullanarak atomun yapısını incelemeye karar vermiştir.

Rutherford, deneylerinde a taneciklerinin çoğunun metal yaprakların içinden sapmadan ya da çok az sapma yaparak geçtiğini görmüştür. Bazı taneciklerin de büyük bir açı ile sapma yaptığını tespit etmiştir. Hatta bazen a taneciğinin geldiği yöne doğru geri döndüğünü belirlemiştir. Bu deney sonuçlarını açıklayabilmek için Rutherford yeni bir atom modeli oluşturmuştur. Rutherford, modelinde atomun büyük bir kısmının boşluktan oluştuğunu söylemiştir. Ona göre böyle bir yapıda a taneciklerinin büyük bir bölümü altın yaprağın içinden sapmadan veya çok az sapmalarla geçebilirdi. Ayrıca atomdaki pozitif yüklerin tümünün atomun içinde yoğun ve merkezî bir çekirdekte odaklandığını öngörüyordu. Böylece saçılma deneylerinde, herhangi bir a taneciği bir atomun çekirdeğine yaklaştığında büyük bir kuvvetle itiliyor ve sapıyordu. Rutherford açıklamalarını “çekirdekli atom modeli” olarak bilinen biratom kuramı üzerine kurdu. Bu atom modeli şu özelliklere sahiptir:

1. Bir atomun kütlesinin çok büyük bir kısmı ve pozitif yükün tümü, çekirdek denen çok küçük bir bölgede yoğunlaşır. Atomun büyük bir kısmı boş bir uzay parçasıdır.
2. Pozitif yükün büyüklüğü atomdan atoma değişir ve elementin atom ağırlığının yaklaşık yarısıdır.
3. Çekirdeğin dışında, çekirdek yüküne eşit sayıda elektron bulunur. Atomun kendisi elektrik yükü bakımından nötrdür.

Rutherford’un atom modeline göre atomların çekirdeklerinde pozitif yüklü temel tanecikler vardır. Ruhterford’un kendisi havadaki azot atomları tarafından saçılan alfa parçacıklarını incelerken (1919) bu parçacıkları keşfetmiş ve bunlara proton adını vermiştir. Alfa (a) parçacıkları ile azot atomları çarpıştığında protonların açığa çıktığın saptamıştır.

Nötronun Keşfi

Rutherford ve bazı araştırmacılar, atom çekirdeğinde başka bir atom altı parçacığın daha olması gerektiğini düşünüyorlardı. Rutherford kendi atom modelinde de bahsettiği gibi “Pozitif yükün büyüklüğü atomdan atoma değişir ve elementin atom ağırlığının yaklaşık yarısıdır.” öngörüsü ile atomun yapısında başka taneciklerin de olduğunu ve bunların yüksüz olması gerektiğini düşünmüştür. Nötronların varlıklarının tahminini Rutherford yapmış ancak bu taneciklerin var olduğunu kanıtlayamamıştır. Bunun kanıtı 1932’de İngiliz fizikçi James Chadwick (Ceymis Çedvik) tarafından gösterilmiştir. Chadwick, önce bir berilyum (Be) levhayı a tanecikleri ile bombardıman etmiştir. Bunun sonucunda berilyum metali, a ışınlarına benzeyen çok yüksek enerjili ışınlar yayınlamıştır. Daha sonraki deneyler bu ışınların protonun kütlesinden biraz daha büyük bir kütleye sahip, elektrik yükü taşımayan yüksüz taneciklerden oluştuğunu göstermiştir. Chadwick bu taneciklere nötron adını vermiştir.

Elektromanyetik Işınların Dalga ve Tanecik Karakterleri

Atom ve molekül gibi küçük taneciklerin özelliklerinin büyük cisimler için üretilen yasalarla açıklanamayacağını kavramak uzun zaman almıştır. Bu durumun kabullenilebilmesi ise daha da uzun bir süre gerektirmiştir. Max Planck (Maks Plank), 1900 yılında fizikte yeni bir dönem başlatmıştır. Değişik sıcaklıklarda ısıtılan katıların yayınladığı ışımaya ilişkin verileri inceleyen Planck, atom ve moleküllerin sadece enerji paketçikleri (kuant) adı verilen belirli miktarlardaki enerjiyi yayınladıklarını keşfetmiştir. Planck kuantum kuramı tüm fiziği altüst etmiştir.

Dalga, titreşimle enerjiyi aktaran bir olgu olarak düşünülebilir. Bir dalganın hızı, dalganın türüne ve yol aldığı ortama (örneğin hava, su, boşluk) bağlıdır.

▶ Dalga boyu (λ, latince lamda): Ardışık dalgalarda, eş noktalar arasındaki uzaklığa denir.

▶ Genlik (A): Dalganın orta çizgisinden tepesine veya çukuruna olan dik mesafeye denir. Yükseklik olarak da bahsedilebilir. Dalganın şiddeti genliğin karesi ile doğru orantılıdır.

▶ Frekans (ν, Latince nü) : Belirli bir noktadan bir saniyede geçen dalga sayısıdır. Birimi Hertz (Hz) veya s 1 ’dir.

▶ Hız (c): Boşlukta, bütün elektromanyetik dalgalar dalga boyundan bağımsız ışık hızı ile hareket ederler. Işık hızı c sembolü ile gösterilir ve değeri 2,99 x108 m/s’dir.

Radyo dalgalarının dalga boyları çok uzundur. X- ışınlarının dalga boyları düşük, gama ( c ) ışınlarının dalga boyları ise çok daha düşüktür. Her elektromanyetik dalganın bir dalga boyundan bahsedilebilir. Bir elektromanyetik dalganın dalga boyu ne kadar büyükse enerjisi ve frekansı o kadar küçüktür. Radyo dalgaları gibi dalga boyu büyük ve düşük enerjili ışınların canlılara çok zararı yoktur. Ancak çeşitli radyoaktif bozunmalar  sonucu oluşan c ışınlarının dalga boyları çok düşük, enerjileri çok yüksek olduğundan organizmaya ve DNA’nın yapısına büyük zararları vardır.

İnsan gözü her dalga boyundaki elektromanyetik dalgayı algılayamaz. İnsan gözünün görebildiği dalga boyuna sahip ışınların bulunduğu bölgeye görünür bölge denir. Görünür bölgedeki ışığın dalga boyu 380 – 760 nm arasında değişir. Yaklaşık 380 – 420 nm dalga boyuna sahip ışık insan tarafından mor, 680 – 760 nm dalga boyuna sahip ışık da kırmızı olarak algılanır. Bir ışığın farklı renklerde görülmesi, farklı dalga boylarına sahip olduğu anlamına gelir. Bir sokak lambasındaki ışığın enerjisi veya frekansı değiştirildiğinde dalga boyu da değişecek ve farklı renkte görülecektir.

Elektromanyetik dalgaların (ışığın) herhangi bir ortamdaki hızı boşluktaki hızından daha düşüktür. Bunun için ışık, bir ortamdan başka bir ortama geçtiğinde kırılır. Boşlukta aynı hıza sahip olan farklı dalga boyundaki elektromanyetik dalgaların havada veya başka bir ortamda az da olsa farklı hızlara sahip olduğu görülür. Bunun için beyaz ışık, boşluktan yoğun bir ortam olan cam prizmaya gönderildiğinde farklı dalga boylarındaki ışıklar farklı açılarla kırılacaktır.

Beyaz ışığın kırılması sonucunda görünür bölgede oluşan mor ışık dalga boyu en düşük, enerjisi ve frekansı en büyük ışıktır. Kırmızı ışık ise görünür bölge içinde dalga boyu en büyük, enerjisi ve frekansı en düşük ışıktır. Frekansı kırmızı ışıktan daha düşük olan ışığa kızılötesi (IR veya Infrared), frekansı mor ışıktan daha yüksek olan ışığa ise morötesi (UV veya ultraviyole) ışınlar denir. Görünür bölge dışında kalan ve insan gözünün duyarlı olmadığı elektromanyetik dalgalar görülemez ancak dolaylı yollardan incelenebilirler. Atom veya hidrojen bombasının patlamasından oluşan c ışınlarının enerjileri çok yüksektir. X–ışınları kullanarak kemiklerimizin röntgen filmini çektirebiliriz. Kızılötesi ışınları kullanarak gece görüş kameraları yapabiliriz.

Elektromanyetik ışımaların maddenin yapısındaki atomlar ile etkileşimini inceleyen bilim dalına spektroskopi, ışımaların incelendiği araçlara spektroskop, elde edilen spektrumların kaydedildiği araçlara ise spektrometre denir.

Işığın Dalga – Tanecik İkiliği

Bilim insanları çok uzun yıllar ışığın tanecikli yapıda olduğunu savunmuşlardır. Işığın tanecikler hâlinde olduğunu söyleyen ilk bilim insanı İngiliz Isaac Newton (Ayzek Nivton) olmuştur. Işığın tanecikli yapıda olması, kırılması veya yansıması gibi özelliklerinin açıklanmasında kullanılmıştır. Ancak Christian Huygens (Kristiın Huygıns) bir ışık kaynağından ışığın yayılmasını, oluşturduğu çok yüksek titreşimlerin saydam ortamlarda dalgalar hâlinde yayılması olarak tanımlamıştır. Işığın dalgalar hâlinde yayıldığı teorisi kanıtlanamadığından uzun süre kabul görmemiştir. İngiliz fizikçi Thomas Young (Tomas Yang), yaptığı deneyde ışığı tek bir delikten geçirerek noktasal ışık kaynağı hâline getirmiş, daha sonra noktasal kaynaktan gelen ışığı iki ayrı delikten geçirerek ışık dalgalarının girişim yapmasını sağlamıştır.

Belirli bir büyüklük hâlinde alınıp verilebilen bu enerji paketlerine kuantum, ışımanın enerjisine de kuantum enerjisi denmiştir. Bu Planck’ın kuantum kuramıdır.

Albert Einstein (Albert Aynştayn) ışık hızı ile hareket ettiği kabul edilen bu enerji paketlerine fotondemiştir. Einstein’a göre ışıma enerjisi fotonların dalgalar hâlinde yayınması ile taşınıyordu. Işık fotonlar hâlinde olduğundan sürekli değil kesiklidir.

Fotoelektrik Olay

1900 yılında Planck’ın kuantum kuramını oluşturmasından sonra 1905 yılında Alman-Amerikan fizikçi Albert Einstein bu kuramı kullanarak fiziğin başka bir gizemi olan fotoelektrik olayını çözmüştür. 1888’de Heinrich Hertz (Henrih Hertz) belirli metallerin yüzeyine ışık çarptığında metalden elektron boşalımı olduğunu keşfetmiştir. Bu olay fotoelektrik olaydır. Fotoelektrik olayda;

▶ Metalin elektron yayınlaması, yalnızca gelen ışığın frekansı belirli bir eşik değerinin üzerine çıktığında gerçekleşir.

▶ Eşik değere ulaşıldığında yayınlanan elektron sayısı gelen ışığın şiddetine bağlıdır.

▶ Yayınlanan elektronların kinetik enerjisi ışığın frekansına bağlıdır.

Tanecik modeline göre h x ν gibi bir enerjiye sahip olan foton, bir değerlik elektronuna çarptığında foton enerjisi elektron tarafından soğrulur. Bu şekilde fotoelektrik olayı oluşturan en düşük ışık frekansına eşik frekansı denir.

h x ν = KE + BE

Eşitlikte KE kopan elektronun kinetik enerjisi, BE ise elektronun yüzeye bağlanma enerjisidir. Fotonun enerjisi ne kadar büyük olursa kopan elektronların enerjisi de o kadar büyük olur. Buna göre bir metalin yüzeyine düşen ışığın şiddeti ne kadar fazla ise metalden kopan elektron sayısı da o kadar fazla olur. Işığın frekansı ne kadar yüksek ise kopan elektronların kinetik enerjileri de o kadar büyük olur.

Atom Spektrumları

Elektromanyetik ışımanın bazı özelliklerini öğrendik. Elektromanyetik ışımalar kullanarak atom hakkında bilgi edinebiliriz. Beyaz ışık prizmadan geçirildiğinde yapısındaki farklı dalga boylarına göre kırılır ve görünür bölgede mordan kırmızıya kadar ışık demetlerine ayrışır. Işığın prizmadaki kırılma açısı dalga boyu ile ilgilidir. Beyaz ışığın prizmadan geçirilmesi ile oluşan farklı renklerdeki ve farklı dalga boylarındaki ışıklar, bir ekranda kesiksiz (sürekli) spektrum oluşturur. Beyaz ışık (güneş ışığı) spektrumu kesiksizdir ancak elementlerden elde edilen ışımalar kesiklidir. Bir element belirli bir sıcaklığa kadar ısıtıldığında ışıma yapar. Bu ışıma bir prizmadan geçirilip ekrana yansıtılırsa kesikli (çizgi) spektrum elde edilir.

Çizgi spektrumda, element atomları görünür bölge içinde parlak çizgiler oluşturur. Elementler dışarıdan enerji aldıklarında çekirdek yapılarına göre farklı sayıda ve yörüngede elektronları bulunduğundan kendilerine özgü dalga boylarında ışıma yaparlar. Bu ışıma ekranda bir spektrum oluşturur. Bu durumda her elementin kendine özgü bir çizgi spektrumu olduğu söylenebilir. Bu spektrum o elementin kimlik kartı gibidir.

Ayrıca bir elementin yayınma spektrumu gibi soğurma (absorpsiyon) spektrumu da vardır. Bir element, hangi dalga boyunda ışık yayınlayarak kesikli spektrum oluşturuyorsa aynı dalga boyundaki ışıkları da soğurabilir.

Bohr Atom Modeli

1913 yılında Niels Bohr (Niıl Bohr), hidrojen atomunun spektrumları ile Planck ve Einstein’in kuantum düşüncesini bir araya getirerek hidrojen atomu için bir atom modeli önermiştir. Bohr, hidrojen atomu için çekirdeğin çevresinde belirli yörüngelerde hareket eden elektrondan oluşan basit bir model oluşturmuştur.

Bohr, klasik fizik ve kuantum kuramının ilginç bir sentezini yaparak hidrojen atomu için aşağıdaki varsayımları ortaya atmıştır:

1) Elektron, çekirdeğin çevresindeki dairesel yörüngelerde hareket eder. Her yörüngenin belirli bir enerjisinden bahsedilir.

Enerji düzeyi olarak bahsedilen yörüngeler harflerle (K, L, M, N, O, P, Q) veya rakamlarla (n=1, n=2, n=3, n=4, n=5, n=6, n=7) gösterilebilir.

2) Hidrojen atomunda bir elektron en düşük enerji seviyesinde (n = 1) bulunmak ister. Bu durum temel hâl olarak tanımlanır. Atom dışardan enerji aldığında elektron daha yüksek enerjili 2, 3 veya 7. enerji düzeyine çıkabilir. Bu durumdaki atom uyarılmış hâlde olur. Elektron tamamen koparılabilir. Bu durum ise iyon hâl olarak tanımlanır.

3) Bir elektron bir yörüngede ne kadar kalırsa kalsın enerji yayınlamaz ve enerjisi sabit kalır. Elektron üst enerji seviyelerine dışarıdan enerji alarak çıkar ve böylece kararsız bir yapıda bulunur. Kendiliğinden tekrar alt enerji seviyelerine inerken de ışıma yapar. Aldığı enerjiyi ışıma enerjisi olarak yayınlar.

Bohr atom kuramı, elektronların enerjilerini hesaplama imkânı sağlar. Çekirdekten tamamen uzaklaşmış (koparılmış) elektronun enerjisi sıfır kabul edilir.

Hidrojenin enerji düzeyi diyagramına göre bir elektron 2,18 x10–18 J değerinde bir enerji kazanırsa n = ∞ yörüngesine geçmiş yani çekirdekten kopmuş demektir. Bu durumda hidrojen atomunun 1+ yüklü iyonu oluşur. Elektron 2 veya daha yüksek sayılı bir yörüngeden birinci enerji düzeyine inerse morötesi ışık (UV) şeklinde enerji yayınlar. Bu ışıma serisine Lyman serisi denir.

Elektron daha üst enerji seviyelerinden n = 2 yörüngesine inerse görünür bölgede ışık yayınlar. Bu ışıma serisine Balmer serisi denir. Elektronun üst enerji seviyesinden n = 3 yörüngesine geçişlerinde ise kızılötesi bölgede spektrum çizgileri oluşur. Bu bölgedeki ışımada Paschen serisi olarak adlandırılır.

2. KONU
Atomun Kuantum Modeli

Bohr Modelinin Yetersizlikleri

Rutherford atom modelinden sonra geliştirilen Bohr atom modeli, hidrojen atomu ve 2He+, 3Li2+ gibi tek elektronlu iyonlar için başarılı sonuçlar vermesine rağmen birçok eksikliği olan bir modeldir. Örneğin, deneysel verilerin sonuçları çok elektronu bulunan iyon veya atomların yayınma spektrumlarının Bohr atom modeli ile açıklanamayacağını göstermiştir. Temel bir bakış açısı ile Bohr atom modeli klasik ve modern fiziğin yüzeysel bir karışımıdır. Bohr, yaptığı çalışmalarda sadece kendi deneyleri ile örtüşen bir atom modeli geliştirmiştir. Bohr modelinde bulunan dairesel yörünge kavramı kuantum mekaniğinde yer almaz. 1926 yılında modern kuantum modeli, Bohr atom modelinin yerini almıştır. Bütün yetersizliklere rağmen Bohr atom modeli klasik fizikten, kuantum fiziğine geçiş için önemli bir sıçrama tahtası oluşturmuştur. Bohr kuramının atom tarihindeki bilimsel gelişmeleri de küçümsenmemelidir. Bohr’un hidrojen atomu üzerine yaptığı çalışmalardan on yıl kadar sonra oluşan iki yeni kavram, kuantum mekaniğinin yeniden gözden geçirilmesine imkân sağlamıştır. Bu kavramlar dalga-tanecik ikiliği ve belirsizlik ilkesidir.

Dalga – Tanecik İkiliği
Fotoelektrik olayı açıklayabilmek için Einstein, ışığın fotonlardan oluşan tanecikli bir yapıda olduğunu söylemiştir. Işığın bir prizmada kırınıma uğraması ise ancak dalga modeli ile açıklanabilmiştir.

Belirsizlik İlkesi
Werner Heisenberg, ışıkla yaptığı bir takım deneylerde atomlardan daha küçük taneciklerin davranışlarını belirlemeye çalıştı. Tüm bu çalışmalar sonucunda Heisenberg Belirsizlik İlkesi olarak anılan şu tezi ortaya attı; Elektronun herhangi bir andaki yeri ve hızı aynı anda belirlenemez. Heisenberg’in belirsizlik ilkesi matematiksel olarak şu şekilde ifade edilebilir;

∆x.∆ϑ ≥ h/4.π.m
∆x: elektronun konumundaki değişim
∆ϑ: elektronun hızındaki değişim
h: Planck sabiti
m: elektron kütlesi
Heisenberg’e göre elektronları belirli bir yörüngede sabit hızla dönen tanecikler olarak düşünmek hatalıdır. Bunun yerine Heisenberg; elektronu, aldığı enerjiyle hızı ve buna bağlı olarak da kütlesi değişen bir nicelik olarak düşünmek çok daha doğrudur. Kısaca Heisenberg’e göre atom içinde elektronun yeri belirlenemez.

Kuantum Mekaniği – Orbital Kavramı
Schrödinger denklemi, tek proton ve tek elektronlu hidrojen atomu için çok başarılıdır. Birden fazla elektronlu atomlar için denklemin tam çözümü mümkün olmamaktadır. Ancak bilim insanları, yaklaşık varsayımlar kullanarak bu tür sorunların üstesinden gelmeyi öğrenmişlerdir. Örneğin, birden fazla elektron içeren atomlar ve hidrojen atomu farklı davranmalarına karşın bu farklılığın çok büyük olmadığını varsayarız. Bu durumda hidrojen atomundan elde edilen dalga fonksiyonları ve enerjiler, daha karmaşık atomlardaki elektronların davranışlarını yaklaşık olarak bulmamızı sağlar. Gerçekten de çok elektronlu atomların davranışları bu yaklaşımlarla güvenilir bir şekilde açıklanabilmektedir.

Kuantum mekaniğine göre elektronlar, atomun çekirdeğinin etrafında sabit yörüngelerde bulunmazlar. Hidrojen için bir elektronun veya çok elektronlu atomlarda elektronların bulunma olasılıklarından bahsedilir. Daha önce öğrendiğimiz gibi Bohr modeli elektronları sabit yörgüngelere yerleştirmişken kuantum modeli sabit yörüngelerden bahsetmez. Bunun yerine elektronların bulunma olasılıklarından bahseder. Elektronların bulunma olasılıklarının en yüksek olduğu uzay bölgelerine de orbital adı verilir.

Kuantum Sayıları

Kuantum mekaniğinde hidrojen ve diğer atomlardaki elektron dağılımlarını açıklamak için üç kuantum sayısı gereklidir. Bu kuantum sayıları Schrödinger denkleminin hidrojen atomu için gerçekleştirilen matematiksel çözümünden elde edilmiştir. Bu kuantum sayıları şunlardır:
a) Baş (birincil) kuantum sayısı
b) Açısal momentum (ikincil) kuantum sayısı
c) Manyetik kuantum sayısı

Bu kuantum sayıları, atom orbitallerinin ve bu orbitallerde yer alan elektronların belirlenmesinde kullanılırlar. Ayrıca belirli bir elektronun davranışını açıklayan dördüncü kuantum sayısı da tanımlanmıştır.
ç) Spin kuantum sayısı

Böylece bütün atomlardaki elektronların tanımlanması tamamlanmıştır.

a) Baş Kuantum Sayısı (n)
Baş kuantum sayısı (n) sadece 1, 2, 3, … gibi tam sayılarla ifade edilir. Örneğin, hidrojen atomundaki orbital potansiyel enerjilerini, n değeri belirler. Baş kuantum sayısı belirli bir orbitaldeki elektronun çekirdeğe olan ortalama uzaklığıyla da ilgilidir. Baş kuantum sayısı ne kadar büyükse orbitaldeki elektronun çekirdeğe olan ortalama uzaklığı ve buna göre de orbital o kadar büyük olur.

çekirdek ve çekirdeğin etrafını bir katman şeklinde saran elektron bulutlarının atomu oluşturduğunu düşünürsek baş kuantum sayılarının belirttiği elektron enerji seviyelerine katman denir. Bu katmanlar n = 1, n = 2 , n = 3 … gibi sayılarla gösterilebileceği gibi K, L, M, N, O, P, Q gibi harflerle de gösterilebilir.

b) Açısal Momentum Kuantum Sayısı (l)
Açısal momentum kuantum sayısı (,), orbitallerin şekillerini açıklar. Açısal momentum kuantum sayısının alabileceği değerler, baş kuantum sayısı (n) değerine bağlıdır. Herhangi bir n değeri için l nin alabileceği değerler 0 ile n – 1 arasındaki tam sayılardır.
n = 1 olursa l sadece bir değer olabilir.
Bu durumda, l = n – 1, l = 1 – 1 = 0 olabilir
.n = 2 olursa l nin olabileceği 0 ve 1 olmak üzere iki değer vardır.

Bu durumda,
l = n – 1, l = 2 –1 = 1’e kadar değer olabilir. Bu değerler 0 ve 1 değerleridir.
n = 3 olursa l = n – 1 l = 3 – 1 = 2’ye kadar değer alabilir. Bunlar da 0, 1 ve 2 değerleridir.

Açısal momentum kuantum sayıları baş kuantum enerji seviyelerinin de alt enerji seviyelerine ayrıldıklarını gösterir. Oluşan bu alt enerji seviyelerine ikincil katman denir.

c) Manyetik Kuantum Sayısı (ml)
Manyetik kuantum sayısı (ml) orbitalin uzaydaki yönlenmesini gösterir. Bir alt kabuk için ml’nin alabileceği değer açısal momentun kuantum sayısı l’nin değerlerine bağlıdır. Bir l değeri için (2l + 1) tane farklı ml değeri bulunabilir.

l = 0 olursa ml = 2l + 1 ml = 2 x 0 + 1 = 1 tane değer alır, bu değer de 0’dır.
l = 1 olursa ml = 2l + 1 ml = 2 x 1 + 1 = 3 tane değer alır, bu değerler de –1, 0, +1’dir.

Belirli bir l alt kabuğundaki orbitallerin sayısı o alt kabuğun ml değerlerinin sayısal toplamına eşittir.

l= 2 olursa ml = 2l + 1 ml = 2 x 2 + 1 = 5 tane değer alır. Bu orbitallerin ml değerleri –2, –1, 0, +1, +2’dir.

ç) Spin Kuantum Sayısı
Kendi ekseni etrafında dönen yüklü bir tanecik manyetik bir alan oluşturur. Elektronun kendi ekseni etrafındaki dönme hareketi onun mıknatıs gibi davranmasını sağlar. Elektronların saat yönü veya tersi olmak üzere iki farklı dönüş yönü olasıdır. Elektronların bu dönüş yönlerinin göz önüne alınması ile spin kuantum sayısı (ms) olarak adlandırılan ve veya 2 1 2 1 + – değerlerini alabilen, dördüncü bir kuantum sayısı tanımlanmıştır.

s orbitalleri
Atomun çekirdeğinin çevresinde küresel simetrik yapıda bulunan uzay bölgesidir. Temel olarak elektronun çekirdek etrafında her yerde bulunma olasılığı vardır. Ancak bulunma olasılığının yüksek olduğu bölge genelde çekirdeğe yakın olan yerlerdir. Çekirdekten uzaklaştıkça elektronların bulunma olasılıkları azalır. s orbitalleri her enerji düzeyinde bulunabilir. Baş kuantum sayısının (n) değeri arttıkça s orbitallerinin de büyüklüğü artar. s orbitallinin büyüklüğü baş kuantum sayısının karesi ile doğru orantılıdır.

p orbitalleri
Atom çekirdeği etrafında s orbitallerinden farklı bir uzay dağılımı gösteren elektronların oluşturduğu orbitaldir. p orbitalleri n = 2 baş kuantum sayısı ile başlar. n = 1 değerinde açısal momentum kuantum sayısı , = 0 olacağından sadece 1s orbitali bulunur. s orbitallerinde elektronun bulunma olasılığı açısal koordinatlara bağlı değildir. p ve diğer orbitallerde ise elektronun bulunma olasılığı açısal koordinatlara bağlıdır.

l= 1 olduğunda manyetik kuantum sayısı m,; -1, 0, +1 değerlerini alabilmektedir. Bu durumda üç boyutlu uzayda x, y ve z eksenlerinde 2px, 2py ve 2pz olmak üzere üç tane p orbitali ortaya çıkar. p orbitallerinin alt indisleri, orbitallerin yönlendikleri eksenleri göstermektedir. Bu üç tane orbitalin enerjileri büyüklükleri ve şekilleri özdeş olmasına karşın yönlenişleri farklıdır.

d orbitalleri
Açısal momentum kuantum sayısı , = 2 olduğunda beş farklı m, değeri ve buna bağlı olarak beş tane d orbitali ortaya çıkar. d orbitallerinin görülmeye başlandığı en küçük baş kuantum sayısı 3’ tür.  Bunlar 3dxy , 3dyz , 3dxz, 3dx2 – y2 ve 3dz2 orbitalleridir. p orbitallerinde olduğu gibi m, değerine bağlı olan farklı uzay yönelimleri vardır. Ancak yönlenme ile m, değerlerinin arasında doğrudan bir ilişki yoktur.

f orbitalleri
Baş kuantum sayısı n = 4 değerinde görülen bir orbital çeşididir. Atom numarası 57’den büyük elementlerin davranışlarını açıklamak için bilinmeleri önemlidir. n = 4 ve , = 3 değerinde m, 7 farklı değer alabilir. Bu değerler –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3 değerleridir. 7 tane f orbitali p ve d orbitallerinde olduğu gibi özdeştir.

Yörünge ve Orbital Kavramları

Orbital Enerjileri
Kuantım kuramına göre s, p, d, f … atomik orbitallerinin şekilleri ve büyüklükleri hakkında bilgiye sahip olduk. Bu şekil ve büyüklükler orbitallerin enerjileri ve bu enerjilerin atom çevresindeki elektron dizilimlerini nasıl etkiledi?

Bir elektronun atomun çekirdeği etrafında genel olarak n = 1 baş kuant sayısından (1. enerji seviyesinden) dışarıya doğru çıktıkça sahip olduğu potansiyel enerjisi artar. Hidrojen atomunda n = 1 baş kuant sayısında bulunan bir elektron temel hâldedir. Atoma enerji verdiğimizde elektron üst enerji seviyelerine çıkarsa bu durumda uyarılmış atom oluşur. Hidrojen atomunda bir elektronun enerjisi sadece baş kuant sayısına bağlıdır. Hidrojen atomu için orbitallerinin enerjilerinin aşağıdaki gibi artması beklenir:

1s < 2s = 2p < 3s = 3p = 3d < 4s = 4p = 4d = 4f < …

Hidrojen atomunda 2s ve 2p orbitallerindeki elektron yoğunluklarının dağılımları farklı olmasına karşın elektron enerjileri hangi orbitalde bulunursa bulunsun aynı olacaktır.

Elektron Dizilimi

Dört farklı kuantum sayısı (n, ,, m,, ms) herhangi bir atomun herhangi bir orbitalindeki bir elektronunu birçok özelliği ile tanımlayabilmemizi sağlar. Sizin okulunuzu, sınıfınızı, kaçıncı sırada ve nerede oturduğunuzu tanımlamak bir elektronun kuant sayılarını tanımlamakla eş değerdir.

Örneğin 2s orbitalindeki bir elektronun kuant sayıları sırası ile (n,, m,, ms) sırasında verilir. Bu orbital için kuant sayıları (2,0, 0, +2 1 ) veya (2, 0, 0, 2 1 – ) olabilir. Bir orbitalin enerjisi, şekli, büyüklüğü ve yönlenmesi üzerinde ms değerinin bir etkisi yoktur.

Elektron spin kuantum sayısı ms, +2 1 (Yukarı yönlü okla simgelenir. ↑) veya 2 1 – (Aşağı yönlü okla simgelenir. ↓) değerlerini alabilir. ms spin kuant sayısının değeri diğer kuant sayılarının değerlerine bağlı değildir. Bir deneyde, gümüş atomları buharlaştırılmış ve gümüş atomları elementi bir manyetik alandan geçirilmiştir. Deneyin sonunda atom demetinin ikiye ayrıldığı gözlenmiştir. Bu deneyden çıkan sonuçlar aşağıda açıklanmıştır:

1) Elektron, spini (kendi ekseni etrafında dönmesi) nedeni ile bir manyetik alan oluşturur.
2) Bir orbitalde bulanan spinleri birbirine zıt elektronlardan oluşan elektron çifti (eşlenmiş iki elektron) bir manyetik alan oluşturmaz.
3) Gümüş atomundaki 23 elektronun spini bir yönde, kalan 24 elektronun spini ise bunlara zıt yöndedir. Sonuçta oluşan manyetik alanın yönü eşlenmemiş elektronun spinine bağlıdır.
4) Çok sayıda gümüş atomundan oluşmuş bir atom demetinde eşlenmemiş bir elektronun spininin 2 1 + veya 2 1 – olma olasılığı birbirine eşittir.

1s1          Orbital (altkabuktaki) elektron sayısını belirtir.

Açısal momentum kuantum sayısını (l) belirtir.

Bas kuantum sayısını (n) belirtir.

Pauli Dışlama İlkesi
Çok elektronlu atomlarda, elektron dizilimlerinin belirlenmesi için Pauli dışlama ilkesi kullanılır. Bu ilkeye göre “Bir atomdaki herhangi iki elektronun dört kuantum sayısı da aynı olamaz.” Bir atomun n, ,, m, kuant sayıları aynı olsa bile ms spin kuant sayıları farklı olacaktır.

Diyamanyetizim ve Paramanyetizm
Pauli dışlama ilkesi, kuantum mekaniğinin en temel ilkelerinden birisidir. Bu ilkeye göre elektron dizilimleri yazıldığında en az bir tane eşlenmemiş elektron içeren maddeler paramanyetiktir. Bu maddeler mıknatıs tarafından çekilirler. Eşlenmemiş elektronu bulunmayan atomlar ise diyamanyetikmaddelerdir. Bu maddeler mıknatıs tarafından çok az itilen maddelerdir.

Perdeleme Etkisi
1s orbitalinde bulunan elektronlar 2s ve 2p orbitallerinde bulunabilecek elektronlarla çekirdek arasındaki çekim kuvvetlerini perdeler. Sonuçta çekirdekteki protonlarla 2s ve 2p orbitalinde bulunan elektron arasındaki elektrostatik etkileşimde bir azalma olacaktır. Aynı baş kuantum sayısında açısal momentum kuantum sayısı (,) arttıkça elektronların çekirdek tarafından çekilme güçleri azalır. Buna göre 2s elektronunun 2p elektronuna göre daha düşük enerjili olması beklenir. Başka bir deyişle çekirdek tarafından 2s elektronuna göre daha gevşek bağlanan 2p elektronunun koparılması daha az enerji ile gerçekleşir.

Hund Kuralı
Hund kuralına göre “Bir alt kabuktaki elektronların en kararlı dizilimi, paralel spinin en fazla olduğu hâldir.”

Kletchkowski – Madelung İlkesi
Elektronlar orbitallere yerleştirilirken en düşük enerjili orbital tercih edilir. Aynı baş kuantum sayısında bulunan orbitallerde (n+,) değeri küçük olan orbitalin enerjisi daha düşüktür. Orbitallerin enerjileri n + , değerlerinin artması ile artar. Buna göre orbitalerin enerji sıralaması ortaya çıkar.

n + , değerleri eşit olan orbitallerde n değeri büyük olanın enerjisi daha büyüktür. Örneğin, 2p ve 3s orbitallerinin n + , değerleri eşittir. n değeri büyük olan 3s orbitalinin enerjisi 2p orbitalinden daha büyüktür.

Aufbau Kuralı
Temel hâlde elektronlar çekirdeğe en yakın olan en düşük enerjili orbitalden başlanarak sıra ile en yüksek enerjili orbitale doğru yerleştirilir.

Atomların temel hal elektron dizilimleri ve özellikleri aşağıdaki gibi özetlenebilir:
1) Pauli dışlama ilkesine göre aynı atoma ait iki elektronun bütün kuant sayıları aynı olamaz.
2) Temel enerji düzeyindeki orbitallerin türleri ve sayıları, bulundurabilecekleri en çok elektron sayıları ile orbital gösterimleri Tablo da verilmiştir.

Orbital Türü Orbital sayısı Bulundurabileceği en çok elektron sayısı
gösterimi
Orbitalin
s
p
d
f
1
3
5
7
2
6
10
14
s2
p6
d10
f7

3) Her orbital en fazla iki elektron bulundurabilir. Bu elektronların spin kuant sayıları kesinlikle farklı olmalıdır.
4) Boş orbitaller  Ο ,yarı dolu orbitaller ↓  veya dolu orbialler ise ↓↑ yapısında gösterilebilir.
5) Elektronlar eş enerjili orbitallere teker teker yerleştirilir. Böylece paralel spine sahip elektron sayısı en fazla olur. Bu Hund kuralıdır.
6) Çok elektronlu atomlarda elektronların orbitallere yazılma sırası düşük enerjiden yüksek enerjiye doğru aşağıdaki sırada yapılır:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

7) Orbital simgelerindeki üs olarak gösterilen sayılar, o orbitalin alabileceği en çok elektron sayısını gösterir. Ayrıca 1s2 “bir s kare” değil, “bir s iki” olarak okunur.
8) Temel hâlde bir atomun elektron dizilimindeki son orbitalin dolu veya yarı dolu olması atoma küresel simetrik özellik kazandırır. Küresel simetrik atomlardan elektron koparmak daha zordur. Yarı dolu orbitaller için yarım küresel simetrik, dolu orbitaller için tam küresel simetrik ifadeleri kullanılabilir.
9) Elektron dizilimleri sadece s2d4 ve s2d9 olan atomlar küresel simetrik, kararlı ve düşük enerjili hâle gelebilmek için s1d5 ve s1d10 dağılımında bulunurlar.
10) 4s2 3d104p6 veya 5s24d105p6 orbital diyagramlarında elektronların kopma öncelikleri p-s-d sırasındadır. 3d veya 4d elektronları çekirdeğe daha yakın olduğunda en son elektron d orbitallerinden kopar.

Aşağıda atom numarası 36 ve daha küçük türler için orbital diyagramları gösterilmiştir.

Temel hâlde hidrojenin bir elektronu birinci enerji seviyesinde bulunur.
1H : 1s1 (temel hâl)

Elektron sayıları ve dizilimleri aynı, proton sayıları farklı olan tanecikler izoelektroniktir.

12Mg2+ : 1s2 2s2 2p6

8O2– : 1s2 2s2 2p6 tanecikleri proton sayıları farklı, elektron sayı ve dizilimleri aynı olduğu için izoelektroniktirler.

 

3. KONU
Periyodik Sistem ve Elektron Dizilimleri

Bu yöntem iki kural ile özetlenebilir.

Birinci kural elektronları, orbitallerin enerji sıralamasına göre düşükten yükseğe doğru ve bir orbitale ikiden fazla elektron olmayacak şeklide yerleştirmektir. İkinci kural ise bir alt kabuktaki elektronları, eş enerjili birden fazla orbital varsa bir orbitale iki tane elektron yerleştirmek yerine elektronları farklı orbitallere spinleri paralel olacak şekilde yerleştirmektir. Birinci kural Pauli, ikinci kural da Hund kuralı olarak bilinir. Elektronların orbitallere yerleştirilme işlemi elektronların birbirleri tarafından en az itildiği, çekirdek tarafından en çok çekildiği ve atomun toplam enerjisinin en düşük olduğu düzenlemeye karşılık gelir. Bir elementin en dıştaki elektronlarının bulunduğu kabuk elektron alışverişinde kullanılabilen değerlik kabuğu, bu kabuktaki elektronlar da değerlik elektronu olarak adlandırılır. Genelde bir elementin atomu, değerlik kabuğundaki belirli sayıdaki değerlik elektronlarıyla çevrili bir asal gaz iç tabakasıdır.

Periyodik çizelge, alt kabukların elektronlar tarafından dolduruluşuna göre dört bloka ayrılmıştır. Bu işlemi de aufbau ilkesi ile ilişkilendirerek açıklayalım. Bir elementin bloku temel hâlde elektron dağılımı yazıldığında son orbitaline göre belirlenir. Bunun için bloklar s, p, d, f olarak isimlendirilir.
• s blok: En büyük baş kuantum sayısı (n), s orbitalleri ile dolmaktadır. 1 ve 2. grup elementleri ve He, s bloku elementidir.
• p blok: En büyük baş kuantum sayısı (n), p orbitalleri ile dolmaktadır. p blokunda 13, 14, 15, 16, 17 ve 18. grup elementleri bulunur. 18. grup elementi He, s bloku elementidir.
• d blok: n – 1 baş kabuğu (en dış kabuktan bir önceki kabuk) d orbitalleri ile dolmaktadır. d blokunda 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 ve 12. grup elementleri bulunur.
• f blok: n – 2 baş kabuğu f orbitalleri ile dolmaktadır. f blokunda lantanitler ve aktinitler bulunur.

4. KONU
Periyodik Özellikler

Atom Yarıçapları
Bir elementin atom yarıçapından bahsedebilmemiz için atomun tek başına olmaması, başka bir atomla aralarında çekim kuvvetinin bulunması gerekir. Atom yarıçapı genel olarak bir elementin komşu atomla merkezleri arasındaki uzaklığın yarısı olarak tanımlanır. Atom yarıçapında kimyasal bağlarla bağlı iki atom arasındaki uzaklık dikkate alınacaktır. Ancak moleküller arası çekim kuvvetleri ile bir arada duran tanecikler için van der Waals yarıçapından da bahsedilir.

Kovalent Yarıçap
Tek bir kovalent bağ ile bağlanmış iki ametal atomunun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısı kovalent yarıçaptır. 17. grup elementleri olan F2 ve Cl2 moleküllerindeki atom çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısı elementlerin kovalent yarıçapıdır. veya Cl atomunun kovalent yarıçapı hesaplanırken özdeş atomu ile bağ yapması önemlidir. F atomu başka bir ametal atomu ile bağ yaparsa yarıçapı 71 pm olmayacaktır.

Van der Waals Yarıçap
Element asal gaz ise van der Waals yarıçapından bahsederiz. Bu yarıçap katı hâle getirilmiş asal gaz atomlarında komşu atomların çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısıdır.

İyon Yarıçapı
İyon yarıçapı bir katyonun veya anyonun yarıçapıdır. İyon yarıçapları iyonik bir bileşiğin fiziksel ve kimyasal özelliklerini belirler. Nötr bir metal atomu iyon oluşturduğunda elektron verdiğinden birim elektrona düşen çekim kuvveti artar ve iyon yarıçapı nötr hâline göre daha küçük olur. Nötr bir ametal atomu elektron alarak iyon oluşturduğunda ise iyon yarıçapı nötr hâline göre daha büyük olur. İyonik bir bileşikte, metal ve ametal atomlarının çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısı metal ve ametalin yarıçapı değildir. Metalin yarıçapı aradaki uzaklığın yarısından küçük, ametalin yarıçapı ise aradaki uzaklığın yarısından büyüktür.

Atomlar ve iyonlar için çeşitli yarıçap karşılaştırmalarını aşağıdaki şekilde yapabiliriz:
1) Periyodik cetvelde bir grupta aşağıya doğru inildikçe enerji kabuğu sayısı arttığından atom yarıçaplarında artış olur. Bir gruptaki aynı yüklü iyonlarda da aşağıya doğru inildikçe iyon yarıçapları artar.
2) Periyodik cetvelde bir periyotta sağ tarafa doğru gidildikçe genel olarak atom yarıçapları küçülür. Bunun sebebi çekirdek yükünün artıp her yeni elektronun aynı enerji seviyesine girmesindendir. Ancak d bloku elementlerinde küresel simetrik yapıda olan elementlerden dolayı bazen atom çapında artış da görülür.
3) İzoelektronik taneciklerde elektron sayıları ve dağılımları aynıdır. Bu şekilde elektron sayıları aynı olan taneciklerde atom numarası (proton sayısı) büyük olan taneciğin iyon çapı daha küçüktür. Aynı sayıda elektrona proton sayısı çok olan atom çekirdeği daha çok çekim kuvveti uygulamaktadır.
4) Bir elementin farklı yüklü iyonlarında proton sayısı değişmediğinden çekirdeğin bütün elektronlara uyguladığı çekim gücü değişmez. Ancak elektron sayısı az olan tanecikte her bir elektrona uygulanan çekim gücü fazla olacağından yarıçap daha küçük olur.

Periyodik Özelliklerin Değişimi

Metallik – Ametallik Özellikler
Atom numaralarına göre periyodik cetvel düzenlendiğinde son yörüngelerindeki elektron sayıları aynı olan elementlerin alt alta gelmesi sağlanmıştır. Bu durumda genelde metaller periyodik cetvelin sol tarafında, ametaller ise sağ tarafında toplanmıştır. Elementleri elektron dizilişlerine veya elektron verme-alma eğilimlerine göre metaller, ametaller ve yarı metaller olarak sınıflandırabiliriz. Asal gazlara ametallerin kararlı hâlleri olarak bakabiliriz. Periyodik cetvelde 1A grubu içerisinde aşağıya doğru inildikçe enerji kabuğu sayısı artar ve değerlik elektronları sayısı değişmez. Ancak değerlik elektronları çekirdekten uzaklaştığı için çekirdek tarafından uygulanan çekim kuvveti azalır. Böylece değerlik elektronlarını koparmak için gereken enerji azalır. Bu şekilde düşük enerji ile kolaylıkla kopan değerlik elektronları elementin metallik özelliğini artırır. Aynı şekilde bir periyotta sol tarafa doğru gidildikçe elementin atom çapı büyür, elementin elektron verme yatkınlığı ve metallik özelliği artar. Sonuç olarak periyodik cetvelde ne kadar sola ve aşağıya gidilirse atom çapı, elektron verme yatkınlığı ve metallik özelliği genel olarak o kadar artar. Ametallik özellik elektron alma yatkınlığının artması olduğundan genel olarak yarıçapın azaldığı yönde artması beklenir. Periyodik cetvelde ne kadar sağ ve yukarı yönde gidilirse atom çapı o kadar küçülür, elektron alma ve ametallik özelliği de o kadar artar.

Atom-İyon Yarıçapı
Bir elementin atom yarıçapı kendi atomlarının çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısıdır. Bu yarıçap metaller için metalik yarıçap, ametaller için kovalent yarıçaptır. Atom elektron aldığında veya verdiğinde ise iyon yarıçapından bahsedilir. Bir katyonun yarıçapı nötr atomundan küçük, bir anyonun yarıçapı ise nötr atomundan büyüktür.

Periyodik cetvelde bir grupta aşağıya doğru inildikçe atom yarıçapları kesinlikle artar. Bu artış metal veya ametal grupları için geçerlidir. Benzer şekilde grupta aşağıya inildikçe atomun aynı yüklü iyonlarında da kesinlikle atom yarıçapları artar.

İyonlaşma Enerjisi
Atomların kimyasal özellikleri değerlik elektronlarının dağılımlarına bağlıdır. Değerlik elektron sayısı aynı olan elementler genelde benzer kimyasal özellikler gösterirler. En dış enerji kabuğunda bulunan elektronlara uygulanan çekim kuvvetlerinin büyüklüğü iyonlaşma enerjisini belirler. İyonlaşma enerjisi gaz hâlindeki 1 mol (6,02 x 1023 tane) atomdan 1 mol elektronu koparabilmek için gereken en az enerjidir. İyonlaşma enerjisinin birimi olarak genelde kJ/mol kullanılır. İyonlaşma enerjisi hesaplamalarında element gaz hâlinde olmalıdır. Gaz hâldeki atomlarda, komşu atomlardan ve moleküller arası çekim kuvvetlerinden etkilenilmediği kabul edilir. Katı veya sıvı hâldeki bir atomdan elektron koparmak için gereken enerji iyonlaşma enerjisi değildir.

Li Be B C N O F Ne
520 899 801 1086 1403 1314 1681 2080

 

Elektron İlgisi
İyonlaşma enerjisi elektron koparılan bir atoma verilen enerjidir. Elektron ilgisinde ise atomun elektron almasından bahsedilir. Elektron ilgisi gaz hâlindeki bir mol atomun bir mol elektron kazanması sırasındaki enerji değişiminin bir ölçüsüdür. Ei olarak gösterilir. Birimi kJ/mol olarak verilir.

Elektronegatiflik
İyonlaşma enerjisi atomdan elektron koparmak için atoma verilmesi gereken enerjidir. Bütün atomların iyonlaşma enerjileri pozitiftir. Elektron ilgisi atomun elektron alması sırasındaki enerji değişimidir. Pozitif veya negatif olabilir. Elektronegatiflik ise bir enerji değişimi değildir. Elektronegatiflik, bir bağı oluşturan atomların bağ elektronlarını çekme eğilimlerinin bağıl büyüklüğünü gösteren bir sayıdır. Görüldüğü gibi herhangi bir olaydaki enerji değişimi elektronegatiflik değildir. Sadece bağ elektronlarına uygulanan çekim gücünün bağıl bir ölçüsüdür.

Asitlik – Bazlık Eğilimleri
Elementlerin oksitli veya hidroksitli bileşikleri asitlik veya bazlık özellikler gösterebilirler. Oksit bileşiği metal veya ametalin O2– iyonu ile oluşturdukları bileşiklerdir. Na2O, MgO, SO2, NO2 bileşikleri oksittir. OF2 bileşiği bir oksit değildir.

Metal oksitlerinin bazıları su ile tepkimeye girerek metal hidroksitlerini oluşturur. Örneğin, sodyum oksit (Na2O) veya kalsiyum oksit (CaO) su ile tepkime vererek hidroksit bileşiklerinin sulu çözeltisini oluşturur. Bu metal oksitlerine bazik oksit veya baz anhidritleri denir. Anhidrit terimi “susuz” anlamına gelir. Bazik anhidritlerine su eklendiğinde bazlar oluşur.

Na, Ca ve birçok metalin çapları büyük olduğundan OH– (hidroksit iyonu) ile aralarındaki çekim kuvvetleri oldukça düşüktür. Bu şekilde elektronegatifliği düşük olan metal atomunun OH– grubundaki elektronları zayıf çekmesi ile suda kopan bağlar metal – OH bağıdır. Bu iyonlaşma sonucunda OH– grubu yapısını korur, metal katyonu ve OH– iyonu oluşur. Çözeltideki OH– iyonu derişimi arttıkça bazik özellik de artar. Periyodik sistemde elektronegatiflikleri en düşük elementler genelde sol tarafta olduğundan bazik karakterleri en yüksek metal oksitleri veya hidroksitleri 1 ve 2. grup elementleridir. Alkali metallerin ve toprak alkali metallerin oksit veya hidroksitli bileşiklerinin bazik özellikleri çok yüksektir. 1A grubu metallerinin oksitlerinin sulu çözeltilerinde bazik karakter grupta aşağıya doğru artar.

Bazı ametal oksitler ise su ile tepkimeye girerek asidik çözelti oluştururlar. Bunlara asidik oksitler veya asit anhidritleri denir. Bileşikteki oksijen atomu sayısı birden fazla olan ametal oksitleri asidik oksittir. Bunların sulu çözeltileri asit karakteri gösterir. CO2, SO2, SO3, P2O5, N2O5 … gibi oksitler asit anhidrittir.

H2CO3 , H2SO3 … gibi asitlerin sulu çözeltilerinde OH– grubundaki O – H bağı zayıf ve sulu çözeltisinde rahatlıkla kopup çözeltiye H+ iyonu verildiğinden bu maddeler asidik karakter gösterir. Periyodik cetvelde metaller genelde sol tarafta, ametaller ise sağ taraftadır. Bunun için sol taraftaki metal oksitlerinin bazik, sağ taraftaki ametal oksitlerinin asidik karakter göstermeleri beklenir.

Periyotta sol tarafta bulunan Na ve Mg elementlerinin oksit ve hidroksit bileşikleri kuvvetli bazik karakter gösterir. Na2O ve MgO suda çözünerek NaOH ve Mg(OH)2 maddelerinin sulu çözeltilerini oluştururlar. Alüminyum bütün özellikleri ile metal olan bir elementtir. Ancak AI2O3 hem asit hem de baz olarak davranır. Bu şekilde asitlere karşı baz, bazlara karşı asit olarak davranan oksitlere amfoter oksitler denir. AI2O3 bileşiği suda çözünmez ancak amfoter özelliğinden dolayı hem asit hem de bazda çözünerek tepkime verir.

Periyodik cetvel de soldan sağa
• Atom numarası artar.
• Kütle numarası genellikle artar.
• Atom yarıçapı genellikle azalır.
• İyonlaşma enerjisi genellikle artar.
• Metallik özellik azalır, ametallik özellik artar.
• Elektron ilgisi genellikle artar.
• Elektronegatiflik genellikle artar.

Periyodik cetvel de yukardan aşağı
• Atom numarası artar.
• Kütle numarası artar.
• Atom yarıçapı artar.
• İyonlaşma enerjisiazalır.
• Metalik özellik artar, ametallik özellik azalır.
• Elektron ilgisi genellikle azalır.
• Elektronegatiflik genellikle azalır.

Periyodik Özelliklerin Ölçülmesi
İyonlaşma enerjisinin gaz hâlindeki bir atomdan bir elektron koparmak için gereken enerji olduğunu biliyoruz (Bir mol atom için verilen kJ değeri anlamında kJ/mol olarak da biriminden bahsedilir.). İyonlaşma enerjisinde kaybedilen elektron atom üzerinde en yüksek enerjili ve en gevşek konumdaki elektrondur. İyonlaşma enerjileri deneysel olarak düşük basınçlı gaz hâlindeki atomların elektron ışınları ile (katot ışınları) bombardımanı yardımı ile ölçülür. Katot tüpüne doldurulan gaz hâlindeki element iyonlaştırılarak iyonlaşma enerjisi hesaplanabilir. Tungsten tele potansiyel farkı uygulanarak telin akkor hâle gelmesi sağlanır. Tungsten telden kopan elektronlar anot elektroda doğru giderler. Anot ve katot arasındaki gerilim arttırıldıkça tungsten telden kopan elektronların kinetik enerjileri artar. Her elektronun V voltajına bağlı kinetik enerjisi, E = e x V formülü ile hesaplanır. Formülde e değeri bir elektronun yüküdür. Hızlanan elektronlar yeterli kinetik enerjiye sahip olursa tüpteki atomlardan elektron koparırlar. Bu şekilde anot elektroda ulaşan elektron sayısı azalacağından devreden geçen akım şiddeti de azalır. Ampermetrede bu azalmanın görüldüğü andaki V potansiyeli ölçülürse tek bir atomdan elektron koparmak için gereken enerji de (e x V) olarak hesaplanır. 1 mol için (6,02 x 1023 tane) iyonlaşma enerjisi de Ι : e x V x N bağıntısı ile hesaplanır (N: Avogadro sayısı, 6,02 x 1023).

İyonlaşma Enerjisi – Grup Numarası İlişkisi
Nötr atomdan bir elektron koptuğunda kalan elektronların her birine uygulanan çekim gücü arttığından ikinci elektronu koparmak daha zordur. Bu şekilde iyonlaşma enerjilerinde bir sonraki, bir öncekinden büyük olacak şekilde bir artış vardır. Ancak bir elementin iyonlaşma enerjisinde büyük artışlar da olabilir. Bu artışı gösteren iyonlaşma enerjisinin bir alt enerji seviyesinden elektron koparmak için kullanıldığı anlaşılır. Bazı element atomları için elektron dağılımlarını, değerlik elektron sayılarını ve iyonlaşma enerjilerini görerek grup numaralarını yorumlayalım.

a) 3Li : 1s2 2s1

Değerlik elektronu sayısı (son enerji seviyesindeki elektron sayısı) 1’dir.

Li Ι1 Ι2 Ι3 Ι4
kJ/mol 520 7300 11815

 

Lityumun Ι1 ile Ι2 değerleri arasında yaklaşık 14 kat fark varken Ι2 ile Ι3 arasında 2 kattan az fark vardır. Bunun sebebi kopan birinci elektronun 2s orbitalindeki değerlik elektronu, ikinci elektronun ise alt enerji seviyesindeki asal gaz düzeninde bir elektron olmasıdır.

b) 4Be : 1s2 2s2

Değerlik elektronu sayısı 2’dir.

Be Ι1 Ι2 Ι3 Ι4 Ι5
kJ/mol 899 1757 14850 21005

Berilyumun Ι1 ile Ι2 değerler arasında yaklaşık 2 kat fark, Ι2 ile Ι3 değerleri arasında ise 8 kattan fazla fark vardır. Bu açıklama ile kopan birinci ve ikinci elektronun değerlik elektronu olduğunu üçüncü elektorunun da bir alt enerji seviyesinden koptuğunu anlarız. Berilyum 2 A (2. grup) grubu elementidir.

c) 13Al : [Ne] 3s2 3p1

Değerlik elektronu sayısı 3’tür.

AI Ι1 Ι2         Ι3 Ι4
kJ/mol 577,9 1820 2750 11600

Alüminyumun Ι3 ile Ι4 değerleri arasındaki fark 4 kattan fazla, diğer iyonlaşma enerjileri arasındaki fark ise daha azdır. Bunun sebebi alüminyumun 3 tane değerlik elektronunun olması ve kopan dördüncü elektronun alt enerji seviyesinden kopmasıdır.

 

5. KONU
Elementleri Tanıyalım

s, p, d Bloku Elementleri
Periyodik sistem 4 bloktan oluşur. Bu bloklar s, p, d, f bloklarıdır. s, p, d, f isimlendirmelerinin ikincil kuantum sayısı (,) orbitalleri için yapıldığını biliyoruz. Bir atomun temel hâlde (nötr ve uyarılmamış) elektron dağılımı hangi orbital ile bitiyorsa element o bloktadır. s ve p bloku elementlerine baş grup, d ve f bloku elementlerine ise yan grup elementleri denir.

3Li : [He] 2s1 (s bloku)
7N : [He] 2s2 2p3 (p bloku)
26Fe : [Ar] 4s2 3d6 (d bloku)
58Ce : [Xe] 6s2 4f2 (f bloku)

  s Bloku Elementleri
Temel hâl elektron dağılımları yazıldığında son orbitalleri s1 veya s2 ile biten elementler s bloku elementleridir. 1 ve 2. grup (1A ve 2A) elementleri ve asal gazlardan helyum (He) elementi s blokun elementidir.

Hidrojen
Hidrojen, sulu çözeltilerinde H+ iyonunu oluşturabilir. Bu özelliği ile 1A grubundaki metaller gibi bir elektron vermiştir. Ayrıca hidrojen metallerle NaH (sodyum hidrür), CaH2 (kalsiyum hidrür) gibi bileşikleri de oluşturur. Hidrür bileşiklerinde hidrojen negatif yüklüdür. Bu açıdan hidrojen halojenlere de benzer. Halojenler (7A grubu elementleri) metallerle olan bileşiklerinde negatif yüklü iyonik bileşiklerini oluştururlar. NaCI, BaF2 bileşikleri iyoniktir ve hidrojen gibi halojenler negatif yük almıştır. Yani hidrojen, 1A grubu alkali metaller grubunda bulunsa da bir ametaldir. Ametallerle olan bileşiklerinde pozitif, metallerle olan bileşiklerinde negatif değerlik alır.

Hidrojen 1s1 yapısında bulunan bir ametaldir. Elektron verebilir veya ortaklaşa kullanabilir. Ametallerle yaptığı kovalent bileşiklerinde farklı ametallerle polar kovalent bağlar oluştururlar.

HF bileşiğinde hidrojen 1 elektronunu flor atomu ile ortaklaşa kullanarak polar kovalent bağ oluşturmuştur. Hidrojenin halojenlerle yaptıkları kovalent yapılı HF, HCI, HBr, HI bileşikleri kovalent (moleküler) yapılıdır. Bu bileşikler asit özelliği gösterir. Kovalent yapılı da olsa suda iyonlaşarak çözünürler.

1A Grubu Elementleri
Alkali metaller grubu olarak bilinirler. Bu grupta hidrojen elementi bulunsa da bir alkali metal değildir. Hidrojen 1A (1. grup) grubunda bulunan tek ametaldir.
Metallerin tamamının iyonlaşma enerjileri çok düşüktür. Bunun için bütün bileşiklerinde son yörüngedeki bir elektronlarını vererek pozitif (+) yük kazanırlar.

2A Grubu Elementleri
Toprak alkali metaller grubu olarak bilinirler. Grubun tamamı metaldir. Alkali metallere göre aktiflikleri daha azdır. Ancak periyodik sistemdeki diğer metallere göre de oldukça aktiftirler.

Grupta aşağıya doğru inildikçe elementlerin metalik aktiflikleri artar. Bu aktiflik artışı da su ile verdikleri tepkimeleri çeşitlendirir. Berilyum su ile tepkime vermezken magnezyum sadece su buharı ile tepkime verir. Ancak kalsiyum, stronsiyum ve baryum soğuk suyla bile tepkimeye girebilir.

p Bloku Elementleri

p bloku elementleri 3A, 4A, 5A, 6A, 7A ve 8A grubu elementleridir. Helyum elementi 8A grubunda bir asal gaz olmasına karşın 1s2 elektron dağılımı ile s bloku elementidir. Bu elementler periyodik sistemin sağ tarafında bulunan elementlerdir. s bloku elementleri gibi baş grup elementleridir. Bu bloktaki elementlerin elektron dağılımlarında temel hâlde en yüksek enerjili orbital p orbitalidir. Atom çapları s bloku elementlerine göre daha düşük olduğundan elektron verme yatkınlıkları düşüktür. Bunun için birçok bileşiklerinde elektron alırlar.

3A Grubu Elementleri

5 B: [He] 2s2 2p1

13Al : [Ne] 3s2 3p1

31Ga : [Ar] 4s2 3d10 4p1

49In : [Kr] 5s2 4d10 5p1

81TI : [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p1

Gruptaki bor elementi, ikili iyonik bileşikler oluşturmaz. Oksijen gazı ve su ile tepkime vermez. Alüminyum havada kolaylıkla oksitlenerek alüminyum oksit bileşiğini oluşturur. Alüminyum, bütün bileşiklerde 3+ yüklü iyonlar oluşturur. AICI3, AI2O3, AIH3, AI2(CO3)3 … gibi bileşiklerinde alüminyum 3+ yük alır. 3A grubundaki diğer metaller + ve 3+ yüklü iyonlar oluştururlar. Grupta aşağıya doğru inildikçe 3+’ya göre + yük alma yatkınlığı artar.

Bir metal olan alüminyum, moleküler yapıda AIH3 bileşiğini oluşturur. Bu bileşiğin yapısı 2A grubundaki berilyum elementinin oluşturduğu BeH2, ye benzer.

4A Grubu Elementleri

Gruptaki karbon elementi ametal, silisyum ve germanyum yarı metal, kalay ve kurşun ise metaldir.

Bu gruptaki elementlerin elektron dağılımları ns2 np2 yapısındadır.

6 C : [He] 2s2 2p2
14Si : [Ne] 3s2 3p2
32Ge : [Ar] 4s2 3d10 4p2
50Sn : [Kr] 5s2 4d10 5p2
82Pb : [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p2

Grupta aşağıya doğru inildikçe atom yarıçapları arttığından elementlerin elektron alma yatkınlığı azalır, elektron verme yatkınlığı artar. Bu sebeple aşağıya doğru ametalik karakter azalırken metalik karakter artar.

Karbon, silisyum ve germanyum elementleri bileşiklerinde elektron ortaklaşmasına dayalı kovalent bağlar oluştururlar. Kalay ve kurşun ise ametallerle oluşturduğu bileşiklerde iyonik bağ yapar. 4A grubu elementlerinden karbon, metallerle ve hidrojenle olan bileşiklerde 4– yük diğer ametallerle olan bileşiklerinde ise 2+ ve 4+ yükünü tercih eder. Karbon ve silisyum için 4+ yüklü iyonu daha kararlıdır. Örneğin, CO2, CO dan daha kararlıdır. SiO2 de kararlı bir bileşiktir. SiO gibi bir bileşik normal şartlar altında oluşmaz. Kalay ve kurşun metallerinde ise 2+ yükü 4+ yükünden daha kararlıdır.

5A Grubu Elementleri
Azot grubu elementleri olarak bilinirler. Gruptaki azot ve fosfor ametal, arsenik ve antimon yarı metal, bizmut ise metaldir.

Bu gruptaki elementlerin değerlik elektronları ns2 np3 yapısındadır.
7 N: [He] 2s2 2p3
15P : [Ne] 3s2 3p3
33As : [Ar] 4s2 3d10 4p3
51Sb : [Kr] 5s2 4d10 5p3
83Bi : [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p3

Grupta aşağıya doğru inildikçe atom yarıçapları arttığından elektron verme yatkınlığı ve metallik özelliği artar. Azot elementi renksiz, kokusuz, tatsız, havada yaklaşık % 79 oranında bulunan, oda koşullarında gaz olan bir elementtir. Elementel hâlde diatomik yapıda bulunur. N2 molekülünde azot atomları arasında apolar kovalent bağ vardır.

Grupta bulunan fosfor elementi P4 molekülleri hâlindedir. En önemli allotropları beyaz fosfor, kırmızı fosfor ve siyah fosfordur. 5A grubunun N2O5 ve P4O10 gibi oksitleri suyla tepkimeye girdiklerinde önemli oksi asitlerden HNO3 ve H3PO4 oluşur.

6A Grubu Elementleri

Gruptaki oksijen, kükürt ve selenyum ametal tellur ve polonyum yarı metaldir.

Bu gruptaki elementlerin değerlik elektronları s2p4 yapısındadır.
8O : [He] 2s2 2p4
16S : [Ne] 3s2 3p4
34Se : [Ar] 4s2 3d10 4p4
52Te : [Kr] 5s2 4d10 5p4
84Po : [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p4

6A grubunda metal yoktur. Grupta aşağıya doğru inildikçe elektron alma yatkınlığı ve ametalik özellik azalır. Bileşiklerinde çoğunlukla 2– yüklü bulunurlar. Ancak pozitif değerlikli bileşikleri de yaygındır. Grubun ilk üyesi oksijen, diatomik yapıda ve oda koşullarında gaz hâlde olan bir elementtir. Atmosferin yapısında yaklaşık %21 oranında O2 molekülleri hâlinde bulunur. Renksiz ve kokusuz bir gaz olan O2 düşük sıcaklıklarda pasiftir. Ancak yüksek sıcaklıklarda yanabilen maddelerin yanmasına, (oksitlenmesine, yükseltgenmesine) sebep olur.

Elementel kükürt ve selenyumun molekül formülleri S8 ve Se8’dir. Tellur ve polonyum kristal yapılar oluştururlar. Bu gruptaki elementler (özellikle oksijen) ametallerle çok sayıda moleküler yapılı bileşikler oluştururlar. Kükürdün en önemli bileşikleri SO2, SO3 ve H2S’dir. Bu bileşiklerde kükürt 2–, 4+ ve 6+ yüklerinde bulunur.

7A Grubu Elementleri

Doğada diatomik yapıda bulunurlar. Kimyada X bir halojen atomunu göstermek üzere X2 genel formülü ile gösterilirler. Değerlik orbitaleri s2p5 yapısındadır.

9 F: [He] 2s2 2p5
17CI : [Ne] 3s2 3p5
35Br : [Ar] 4s2 3d10 4p5
53I : [Kr] 5s2 4d10 5p5
85At : [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p5

Holojenlerden flor elementinin, atom yarıçapı en küçük ve elektronegatifliği elementler içinde en büyüktür. Flor gazı o kadar etkindir ki su ile tepkimeye girip O2 gazı açığa çıkarır.

Doğada kesinlikle atomik yapıda bulunmazlar. İki atomlu moleküler hâlde veya bileşik olarak bulunurlar. s2p5 değerlik elektronlarına sahip olduklarından çoğunlukla negatif (–) yükünü tercih ederler. Flor bütün bileşiklerinde kesinlikle sadece (–) yüklüdür. Hiçbir bileşiğinde pozitif (+) herhangi bir değerlik kazanmaz. HF (hidroflorik asit) cama etki eder.

Halojenlerin negatif yüklü iyonlarından halojenürler olarak bahsedilir. F– (florür), CI– (klorür), Br– (bromür), I– (iyodür) birer halojenürdür. Bu iyonlar, her periyottaki halojenden bir sonra gelen asal gazlar ile izoelektroniktirler.

d Bloku Elementleri

Temel hâl elektron dağılımları yazıldığında son orbitali d olan elementlerin bulunduğu bölge d blokudur. Atom numarası 21 olan skandiyum (Sc) elementi d blokunun ilk elementi olarak önemlidir.

21Sc : [Ar] 4s2 3d1
24Cr : [Ar] 4s1 3d5
29Cu : [Ar] 4s1 3d10
30Zn : [Ar] 4s2 3d10
40Zr : [Kr] 5s2 4d2

Periyodik sistemde 1, 2 ve 3. Periyotta d bloku elementi yoktur. Periyodik sistemde s ve p bloklarının arasında bulunurlar. Bu elementlere geçiş elementleri denir. Tamamı metal olduğu için ayrıca geçiş metalleri olarak da bilinirler.
Geçiş metalleri alabildikleri farklı pozitif yükleri sayesinde ametaller ile çok farklı bileşikler oluştururlar. Bu bileşiklerin birçoğu da değişik renklerdedir.

FeO : Demir II oksit
Fe2O3 : Demir III oksit
MnO2 : Mangan IV oksit
Mn2O7 : Mangan VII oksit
CuSO4. 5H2O : Bakır II sülfat, penta hidrat

Geçiş metalleri saf hâlde kendi aralarında metalik bağ oluştururken ametallerle yaptıkları bileşiklerinde iyonik bağ oluştururlar.

f Bloku Elementleri

Temel hâl elektron dizilimleri yazıldığında son orbitali f olan elementler f bloku elementleridir. 6. periyotta atom numarası 58 olan seryum (Ce) elementi ilk f bloku elementidir.

Asal gazlar, ns2 np6 elektron dağılımı ile her periyodun sonunda bulunurlar. Küresel simetrik ve oldukça kararlı bir yapıya sahiptirler. Genel olarak kimyasal reaksiyonlara karşı ilgisizdirler. Asal gazlar iyon hâline getirilip elektronegatifliği yüksek element atomları ile tepkimeye girdiklerinde çeşitli bileşikler oluştururlar. Özellikle ksenon (Xe) asal gazının bileşikleri sentezlenmiştir.

Havada hacimce % 0,000524 He, % 0,001818 Ne ve % 0,934Ar bulunur. Xe ise % 5 x10–8 oranında havada vardır. Helyum dışında bu gazların tek kaynağı atmosferdir. He ayrıca doğal gaz kaynaklarından da elde edilir.

Asal gazların kararlı elektron dizilimlerini yazalım. Rn asal gazı radyoaktif olduğundan kimyası oldukça karışıktır. Xe asal gazının çapının büyük olması bileşiklerini oluşturma sebeplerinden birisidir.

He : 1s2
Ne : [He] 2s2 2p6
Ar : [Ne] 3s2 3p6
Kr : [Ar] 4s2 3d10 4p6
Xe : [Kr] 5s2 4d10 5p6
Rn : [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p6

6. KONU
Yükseltgenme Basamakları

Yükseltgenme Basamağı-İyon Yükü Kavramları

Bir element ister atomik ister moleküler yapıda olsun dışarıya karşı yüksüzdür. Sodyum (Na) atomunda proton sayısı elektron sayısına eşit olduğundan atom yükü sıfırdır. Na veya Nao şeklinde gösterilebilir.H2  molekülündeki iki tane hidrojen atomunun toplam yükü ve her bir hidrojen atomunun yükü de sıfırdır. Atom veya molekülde toplam proton sayısı, toplam elektron sayısına eşitse dışarıya karşı yüksüz yapı vardır.

Elektron kaybetme ve elektron kazanmayı içeren yükseltgenme – indirgenme kavramı iyonik bileşikler için uygundur. Örneğin K2O bileşiğinde, oksijen atomunun 2 tane elektron aldığında her bir potasyum atomunun da birer tane elektron verdiğinden söz edebiliriz. Oksijen 2 elektron alarak iki basamak indirgenmiş, potasyum atomları birer elektron vererek bir basamak yükseltgenmiştir.

İyonik bileşiklerde kesinlikle bir elektron alışverişi olduğundan elektron alan atom, aldığı elektron sayısı kadar indirgenir; elektron veren atom da verdiği elektron sayısı kadar yükseltgenir. Elektron alan veya veren atomların kazandıkları elektriksel yüklerden de yükseltgenme basamağı olarak bahsedilir. Örneğin, CaO iyonik bileşiğindeki Ca2+ iyonunun yükseltgenme basamağı +2’dir. 2+, iyonun bulundurduğu yükü belirtirken, +2 yükseltgenme basamağı, bu yüke 2 elektron vererek ulaştığını gösterir. Bileşikteki O2– iyonunun elektriksel yükü 2– yükseltgenme basamağı ise –2’dir.

Yükseltgenme basamakları atomun aldığı veya verdiği elektron sayısını gösterir. Bir elementin, elementel yükseltgenme basamağı 0’dır. Mg metali veya Cl2 molekülü 0 yükseltgenme basamağına sahiptir.

Bir atomun yükseltgenme basamağı bir moleküldeki veya iyonik bileşikteki atomun yük sayısıdır.

K+CI– iyonik bileşiğinde iyonların yükseltgenme basamakları +1 ve –1 veya iyon yükleri +1 ve -1’dir. H2O bileşiğinde ise atomların yükseltgenme basamakları +1 ve –2’dir. Bu yükseltgenme basamakları iyon yükü değildir.

Elementlerin yükseltgenme basamaklarını bulabilmek bileşik isimlendirmelerinde önemlidir. Bunun için aşağıdaki yükseltgenme basamakları bulunması kurallarını görelim.
1) Bir elementin atomik veya moleküler halinde yükseltgenme basamağı 0’dır. H2, O2, O3, Na, Be, P4, S8’deki her bir atomun yükseltgenme basamağı aynı ve 0’dır.
2) Tek atomlu iyonlarda yükseltgenme basamağı iyon yüküne eşittir. Bunun için Na+ iyonu +1, Ba2+ iyonu +2, Mn7+ iyonu +7, N3– iyonu –3 yükseltgenme basamağına sahiptir.
3) Hidrojenin yükseltgenme basamağı, metallerle oluşturduğu ikili bileşikler dışında +1’dir. Metallerle oluşturduğu ikili bileşiklerde ise –1’dir. Bunlar hidrür bileşikleridir.
4) Alkali metallerin tamamı bütün bileşiklerinde +1, toprak alkali metaller ise +2 yükseltgenme basamağına sahiptirler. Alüminyumun bütün bileşiklerinde yükseltgenme basamağı + 3’tür.
5) Oksijen çoğunlukla –2 yükseltgenme basamağındadır. Ancak peroksit bileşiklerinde (O2)2–, süperoksit bileşiklerinde (O2)–, sadece OF2 bileşiğinde ise +2’dir.
6) Flor, bütün bileşiklerinde –1 yükseltgenme basamağına sahiptir. Diğer halojenler klor, brom ve iyot (CI, Br, I) bileşiklerinde holojenür iyonu hâlindeyse –1 yükseltgenme basamağındadır.
7) Bir molekülde atomların yükseltgenme basamaklarının toplamı 0, birden fazla atom içeren iyonlarda ise elementlerin yükseltgenme basamakları toplamı iyon yüküne eşittir.
8) Yükseltgenme basamağı tam sayı olmak zorunda değildir.

Farklı Yükseltgenme Basamakları

Periyodik cetvelde 1A grubu metalleri, 2A grubu ve 3B grubu elementleri haricinde tek değerlik alan grup yoktur. 1A grubu metalleri ns1 elektron dağılımlarından dolayı sadece +1, 2A grubu elementleri ns2 elektron dağılımlarından dolayı sadece +2, 3B grubu (3. grup) elementleri ns2 (n-1) d1 dağılımlarından dolayı sadece +3 yükseltgenme basamağında bulunurlar.

1A Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+ Fr+
2A Be2+ Mg2+ Ca2+ Sr2+ Ba2+
3B Sc3+ Y3+ La3+ Ac3+

D  bloku metallerin birçoğu birden fazla yükseltgenme basamağında bulunurlar. Bir elementin tek veya birden fazla yükseltgenme basamağında bulunabilmesi, değerlik elektronlarının dağılımı ve atom çapı ile ilgilidir.

7. KONU
Kimyanın Sembolik Dili ve Adlandırma

Kovalent Bileşiklerin Adlandırılması

Moleküler yapılı bileşikler, iyonik bileşiklerdeki kristal örgüden farklı, belirli ve bağımsız molekül birimleri içerirler. Kovalent bileşikler çoğunlukla ametal-ametal veya yarı metal-ametal yapısında olan ikili bileşiklerdir.

Bu bileşiklerin adlandırma kurallarını görelim.

1)       Pozitif yük alan element birinci, elektronegatifliği daha büyük olup negatif yük alan element ikinci element olarak yazılır.
2)        Elementlerin bileşiğin formülündeki sırası dikkate alınarak birinci ve ikinci element olmasına göre adlarının söyleniş şekilleri Tablo da verilmiştir.

Element 1.element durumunda 2.element durumunda
HCNPOS

F

CI

HidrojenKarbonAzotFosforOksijenKükürt

Flor

Klor

HidrürKarbürNitrürFosfürOksitSülfür

Florür

Klorür

3)       Elementlerin atom sayıları Yunanca ön ekler ile belirtilir. Tablo da atom sayılarına karşılık kullanılan ön ekler verilmiştir.

Ön ek Anlamı Ön ek Anlamı
mono–di–tri–tetra–penta–hekza– 123456 hepta –oktanonadekaundekadodeka 789101112

4) Önce elementin atom sayısı ön eki ile belirtilir, sonra elementin adı ikinci kuraldaki tabloya göre okunur. Aynı işlem ikinci element için de yapılır.
5) Birinci element için “mono” ön eki kullanılmaz. İlk elementte ön ek olmaması bu elementin atom sayısının bir tane olduğunu gösterir. İkinci element için “mono” ön eki kullanılır.
6) Ön ek “a” ya da “o” ile sona erer ve elementin adı “a” ya da “o” ile başlarsa söylenme kolaylığı için “a” ya da “o” sesli harfi düşer. Karbonmonoksit veya diazot tetroksit buna örnektir.
Bu kuralları örnekleyelim:                                                                                                                                              okunmuştur

* SO2 Kükürt dioksit

H2S  Dihidrojen monosülfür

* N2O Diazot monoksit

NO2 Azot dioksit

İyonik Bileşiklerin Adlandırılması

İyonik bileşikler moleküler yapılı bileşikler gibi bağımsız molekül birimlerinden oluşmazlar. Bunun için çoğunlukla iyonik bileşiklerin formülleri kaba (en basit element atom sayısı oranlarını gösteren) formülleri ile aynıdır.

Element                                             Katyon

Na, Sodyum                                       Na+ , Sodyum iyonu (Sodyum katyonu)

Mg, Magnezyum                               Mg2+, Magnezyum iyonu (Magnezyum katyonu)

AI, Alüminyum                                   AI3+, Alüminyum iyonu (Alüminyum katyonu)

İyonik bileşiklerin adlandırılma kuralları

1) İyonik bileşikler KCI gibi iki elementten, KCN gibi üç elementten veya KAI(SO4)2 gibi çok elementten oluşabilir.
2) İkili bileşiklerde öncelikle katyonun adı, daha sonra da anyonun adı söylenir. Anyonun adı kovalent bileşiklerdeki ikinci element durumundaki gibi okunur.
3) İyonik bileşiğin yapısındaki katyonlar yükseltgenme basamaklarına göre Tablo da gösterilmiştir

1+ Katyon adı 2+ Katyon adı
NH+Li+Na+ Amonyum katyonuLityum katyonuSodyum katyonu Be2+Mg2+Ca2+ Berilyum katyonuMagnezyumkatyonuKalsiyum katyonu
3+ Katyon adı 4+ Katyon adı
AI3+Cr3+Fe3+Mn3 Alüminyum katyonuKrom (III) katyonuDemir (III) katyonuMangan (III) katyonu Mn4+Sn4+Pb4+ Mangan (IV) katyonuKalay (IV) katyonuKurşun (IV) katyonu
6+ Katyon adı 7+ Katyon adı
Cr6+ Krom (VI) katyonu Mn7+ Mangan (VII) katyonu

4)   İyonik bileşiğin yapısındaki çok atomlu anyonlar Tablo da  gösterilmiştir

   1- Anyon adı   2- Anyon adı
CIO–CIO–2CIO–3 Hipoklorit anyonuKlorit anyonuKlorat anyonu CO23–CrO24–Cr2O27– Karbonat anyonuKromat anyonuDikromat anyonu
3- Anyon adı
PO34–PO33–AsO34– Fosfat anyonuFosfit anyonuArsenat anyonu

5)       Bazı metaller, özellikle geçiş metalleri birden fazla katyon oluşturabilir. Örneğin, cıva elementinin Hg+ ve Hg2+ olmak üzere iki farklı katyonu vardır. Birden fazla değerlik alan metallerde metalin yükseltgenme basamağını, adından sonra Romen rakamı ile yazarız. FeCI3 bileşiğindeki demir atomu birden fazla yükseltgenme basamağında bulunabildiğinden bileşikteki yükü belirtilir. Bileşiğin adı Demir (III) klorür olarak okunur.

Kural Dışı Adlandırmalar

Simyacılar tarafından bilinen, bugün teknikte çok farklı alanlarda kullanılan önemli bileşiklerin halk arasında kullanılan farklı yaygın adları vardır. Bu bileşiklerin adlandırılmaları bir kurala dayanmaz. Sadece o bileşiğin adı olduğu yaygın bir kitle tarafından bilinir.

Çok  bilinen bileşiklerin yaygın adları verilmiştir

Bileşik Yaygın adı Bileşik Yaygın adı
H2ONH3NaCIH2SO4 SuAmonyakSofra tuzuZaç yağı PH3NH2OHCH4C2H2 FosfinHidroksilaminMetanAsetilen

 

Ünite 2 : KİMYASAL HESAPLAMALAR
1. KONU
Mol Kavramı

Bağıl Atom Kütlesi

Bağıl atom kütlesi, bir element atomunun, hidrojen elementi atomunun kaç katı kütlesinde oluğunu gösteren sayısal değerdir.

Atomik kütle birimi çok küçük bir kütle birimi olduğundan günlük hayatta kullanılmamaktadır. Bu yüzden anlaşılmasında güçlükler yaşanmaktadır. Kütle spektrometresi ile bir tane karbon –12 izotopunun kütlesi   1,9926 x 10–23 g olarak ölçülmüştür. 12 g karbon –12 izotopundaki atom sayısı ise aşağıdaki şekilde bulunmuştur.

1,9926 x 10–23g                                              1 tane karbon atomunun kütlesi

12 g                                                                     X tane karbon atomunun kütlesi

12 g x 1 tane

X =———— = 6,02 x 1023 tane karbon atomu

1,99 x 10–23g

1 akb, bir tane C atomunun kütlesinin on ikide biri olduğundan aşağıdaki hesaplamalar yapılabilir:

gram, bir tane karbon atomunun kütlesidir.

6,02 x10–23 tane     C atomu           12 g

1 tane                         C atomu             X

X =12/6,02 x 1023 gram, bir tane karbon atomunun kütlesidir

Gerçek atom kütlesi : Bir elementin bir tane atomunun kütlesidir. Her element atomu için çok küçük bir değerdir.

Bağıl atom kütlesi: Bir elementin 6,02 x 1023 tane atomunun kütlesidir. Her element atomu için ölçülebilir bir kütle değeridir. Bazen birimsiz olarak da verilebilir. Bu değerler aynı standarda göre belirlenen bağıl kütle değerleridir.

Örnek

Hidrojenin bağıl atom kütlesi 1 olarak kabul edildiğine göre;

a) Hidrojenin gerçek atom kütlesini (1 tane atomunun kütlesini) bulunuz.
b) 1 g hidrojen elementindeki atom sayısını bulunuz.
c) 100 g hidrojen elementindeki atom sayısını bulunuz.
ç) 6,02 x 1026 tane hidrojen atomunun kaç gram geldiğini bulunuz.

Çözüm

a) Bağıl atom kütlesi 6,02 x 1023 tane atomun kütlesidir.

6,02 x 1023 tane H atomu              1 g ise
1 tane H atomu                                  X g
____________________________
X= 1/6,02×1023
= 1,66 x 10–24 g (1 tane H atomunun kütlesidir.)

b) Hidrojenin bağıl atom kütlesi 1 g olduğundan 1 g hidrojendeki atom sayısı da 6,02 x 1023 tanedir.

c) 1 g H elementinde               6,02 x1023 tane atom

100 g H elementinde               X tane atom
__________________
X =100×6,02×1023
X= 6, 02X 1025 tane atom

 

ç) 6,02 x 1023 tane H atomu         1 g

6,02 x 1026 tane H atomu              X g
_______________________________
X =6,02×1026/6,02×1023
X=103 g hidrojen

Mol Kütlesi

Sayılamayacak çokluktaki tek çeşit bir maddenin miktarı mol birimi ile ifade edilir. 1 mol, tam 12 g karbon – 12 atomunda bulunan atom sayısı kadar tanecik içeren madde miktarıdır. Atom, molekül, elektron… gibi taneciklerin bir mollerinin içerdiği tanecik sayısına Avogadro sayısı, (NA) denir.

1 mol tanecik 6,02 x 1023 taneciktir

Mol sayısını n ile gösterebiliriz, birimi mol’dür.
• 6,02 x1023 tane atom 1 mol atomdur.
• 6,02 x1023 tane molekül 1 mol moleküldür.
• 6,02 x1023 tane elektron 1 mol elektrondur.
• 6,02 x1023 tane su damlası 1 mol su damlasıdır

Görüldüğü gibi taneciğin cinsi ne olursa olsun 6,02 x 1023 tane olduğu sürece 1 mol taneciktir. Tanecik ne olursa olsun 1 molünün kütlesi de (6,02 x 1023 tanesinin) mol kütlesidir. M ile gösterilir.

1 mol taneciğin kütlesi = Mol kütlesi = M g/mol

Çeşitli tanecikler için mol kütlesi kavramını açıklayalım.

• Sodyumun bağıl atom kütlesi 23 g’dır. Biz bunu, Na: 23 g veya Na: 23 olarak yazarız.
• Kalsiyumun bağıl atom kütlesi 40 g’dır. Biz bunu, Ca: 40 g veya Ca: 40 olarak yazarız.

Herhangi bir taneciğin mol kütlesi kadar gramı 1 mol-gramdır. Tanecik atom ise mol kütlesi kadar atom 1 mol atom, 1 mol-g atomdur. Tanecik molekül ise mol kütlesi kadar molekül 1 mol molekül, 1 mol-g moleküldür. Tanecik iyon ise mol kütlesi kadar iyon 1 mol iyon, 1 mol-g iyondur. Tanecik iyonik bir bileşiğin en küçük tam sayılı formülü ise mol kütlesi kadar tanecik 1 mol’dür, 1 mol-g bileşiktir.

Atom, molekül, iyon ve iyonik bileşikler için aşağıdaki kavramları kullanarak öğrenelim.

1 mol Ca atomu = 1 mol atom = 1 mol-g atom = 1 atom-g atom
1 mol H2O molekülü = 1 mol molekül = 1 mol-g molekül = 1 molekül- g molekül
1 mol NH4 + iyonu = 1 mol iyon = 1 mol-g iyon = 1 iyon-g iyon
1 mol NaCl bileşiği = 1 mol bileşik = 1 mol-g bileşik = 1 formül-g bileşik

İzotop Atomlar
Proton sayıları aynı , nötron sayıları farklı veya atom numaraları aynı kütle numaraları farklı olan tanecikler birbirinin izotopudur. Bunlardan izotop atomlar olarak bahsedilir.

Örneğin C-12 atomun kütlesi 12,00000 akb, C-13 atomun kütlesi ise 13,00335 akb’dir. C-12 izotopu doğada % 98,90 oranında, C- 13 izotopu ise % 1,10 oranında bulunur. Bu verilere göre de karbon atomunun ortalama atom kütlesi aşağıdaki şekilde hesaplanır. Bu hesaplama bir öğrencinin ders saatlerine göre ağırlıklı not ortalaması hesabı ile aynıdır.

İzotop Hidrojen-1  Hidrojen-2 Hidrojen-3
İzotobun adıSembol veya gösterimKütle numarasıKütle (akb) Hidrojen1H1

1,007825

 

Döteryum2H veya D2

2,014101

Trityum3H veya T3

3,016049

 

2. KONU
En Basit Formül ve Molekül Formülü

Kütlece Yüzde Bileşim
Bir bileşiğin basit formülünü belirlemek için bir örnekte bulunan her elementin kütlesinin belirlenmesi gerekir. Belirlenen sonuçlardan genellikle kütlece yüzde bileşim olarak bahsediliir. Yüzde bileşim, bileşik içerisindeki her elementin kütlece yüzdesidir

Elementin kütlece yüzdesi=Örnekteki elementin kütlesi/Örneğin toplam kütlesix100

Basit Formüllerin Belirlenmesi
Basit formül, bileşikte yer alan her elementin bağıl atom sayısını gösterir. Örneğin glikozun basit formülü CH2O olup bize bileşikte C, H ve O elementleri bulunduğunu ve mol oranlarının 1 : 2 : 1 olduğunu gösterir. Basit formül sadece o bileşiğe ait değildir. Basit formülüne bakarak bileşiğin adını ve özelliklerini söyleyemeyiz.

Glikoz      CH2O

Molekül Formüllerinin Belirlenmesi
Molekül formülü bir moleküldeki her elementin gerçek atom sayısını gösterir. CH2O glikoz molekülününbasit formülü, C6H12O6 ise glikozun molekül formülüdür. Basitformülde elementlerin mol oranlarının 1: 2 : 1 olduğunu görebiliriz.Molekül formülüne bakarak hem elementlerin oranları hem de herelementin atom sayılarını söyleyebiliriz. Glikoz molekülü toplam 24atomlu bir moleküldür.

Basit formül biriminin mol kütlesi x k=Bileşiğin mol kütlesi

3. KONU
Kimyasal Tepkimeler ve Denklemler

Kimyasal Tepkimelerin Denklemleri

Kimyasal tepkime, tepkenler olarak tanımlanan bir ya da birkaç maddenin yeni bir madde grubuna (ürünlere) dönüştürülmesi işlemidir. Kimyasal tepkime, kimyasal değişimin oluştuğu bir işlemdir. Tepkenler ve ürünler element veya bileşik olabilirler.

Bir kimyasal tepkimenin oluştuğunu söyleyebilmek için de bazı değişimlerin gözlenmesi gerekir.

Bu değişimler;

• Renk değişimi,
• Çökelti oluşumu,
• Gaz çıkışı,
• Isı alınması veya verilmesi gibi olaylardır.

Denklemlerin denkleştirilmesi için uygun bir yol izlenir. Kesin kurallar olmamakla birlikte aşağıdaki öneriler tepkimelerin denkleştirilmesini kolaylaştırır:

1) Denkliğin sol ve sağ tarafına yazılacak tepken ve ürünlerin formüllerinin doğru olup olmadıkları kontrol edilir.
2) Katsayılar sadece tepken veya ürünlerin formüllerinin baş taraflarına yazılabilir. Bir formüldeki indisler değiştirilemez. Örneğin CO2 formülündeki 2 indisini değiştirme şansımız yoktur. Sadece CO2 maddesinin başına 2CO2 gibi herhangi bir katsayı yazılabilir.
3) Denkleştirme yapılırken öncelikle denkliğin her iki tarafında yalnızca bir kez yer alan ve her iki taraftaki atom sayıları eşit olan elementlere bakılır. Bu elementleri içeren formüllerin katsayıları eşit olmalıdır. Daha sonra eşitliğin her iki tarafında birer kez yer alan ancak atom sayıları eşit olmayan elementlere bakılarak bu elementler eşitlenir. Son olarak eşitliğin aynı tarafında iki ya da daha fazla formülde ortaya çıkan elementler denkleştirilir.
4) Denklemde tepken veya ürünlerde element varsa en son bu elementin katsayısı belirlenir. Çünkü elementin katsayısı başka bir elementin atom sayısını etkilemez.
5) Bazı atom grupları değişmeden kalmışsa bunların denkleştirilmesi grup olarak yapılabilir. Örneğin her iki taraftaki S elementi değil SO4 2- iyonları sayılabilir.
6) Genel olarak kesirli katsayılar kullanılamaz. Sadece iki atomlu elementler için n2 gibi kesirli katsayı kullanılabilir. (n = tam sayı). Tepkime denkleştirilmesinde en küçük tam sayı koşulu varsa kesirli katsayılar tam sayı olacak şekilde bütün katsayılar genişletilir.

Maddenin Hâlleri ve Tepkime Koşulları
Bir yanma tepkimesinde ortamın sıcaklığı çok yüksek değilse ve ürün olarak H2O oluşuyorsa sıvı hâlde oluşacaktır. Yüksek sıcaklıktaki bir yanma tepkimesinde ise H2O gaz hâlde oluşacaktır. Kimyasaltepkimelerde maddelerin hâllerinin belirtilmesi birçok hesaplama için çok önemlidir. Tepkime hızını ve tepkimeden açığa çıkan ısıyı maddenin hâlleri etkiler. Bunun için çoğunlukla tepken ve ürünlerin hangi hâlde oldukları maddelerin formüllerinin altında parantez içinde belirtilir.

Tepkime çeşitlerini sınıflandırarak inceleyelim.
• Redoks tepkimeleri
• Yanma tepkimeleri
• Asit – baz tepkimeleri
• Çözünme – çökelme tepkimeleri

Redoks Tepkimeleri

Elektron alan bir element atomu aldığı elektron sayısı kadar indirgenir. Elektron veren bir atom verdiği elektron sayısı kadar yükseltgenir.

Cr3+     à  Cr6+ + 3e–

Cr3+ iyonu 3e– vererek üç basamak yükseltgenmiş ve Cr6+ iyonunu oluşturmuştur. Bu olay kimyasalbir değişimdir. Yükseltgenme yarı tepkimesidir. Yukarıdaki yarı tepkimelerde indirgenme ve yükseltgenme yarı tepkimeleri ayrı ayrı gösterilmiştir. Ancak bir kabın içinde indirgenme ve yükseltgenme olayları birlikte gerçekleşir. İndirgenme ve yükseltgenmenin birlikte gerçekleştiği tepkimelere indirgenme-yükseltgenme tepkimeleri veya redoks tepkimeleri denir.

Oksidasyon = Yükseltgenme

Redüksiyon = İndirgenme

Redoks, redüksiyon ve oksidasyon kelimelerinden türetilen ve indirgenme ve yükseltgenmeyi tanımlayan bir kelimedir. Elektron alan maddenin kendisi indirgenmiş, elektron aldığı maddeyi yükseltgemiştir. Elektron veren maddenin kendisi yükseltgenmiş, elektron verdiği maddeyi indirgemiştir. Sonuç olarak indirgenen madde yükseltgen olarak görev yaparken yükseltgenen madde indirgen olarak görev yapmıştır.

İndirgenen madde = Yükseltgen madde

Yükseltgenen madde = İndirgen madde

Redoks tepkimelerinin bir bölümünü yanma tepkimeleri oluşturur. Her yanma tepkimesi kesinlikle redoks tepkimesidir.

Yanma Tepkimeleri

Element veya bileşik herhangi bir maddenin O2 gazı ile tepkimeye girmesi yanma olayıdır. Yanma tepkimeleri çok hızlı ve alevli gerçekleşebileceği gibi çok yavaş ve alevsiz şekilde de oluşabilir. Doğal gazın yanması hızlı bir yanma, demirin paslanması ise yavaş yanmadır.

C(k) + O2(g)         à          CO2(g)

2C(k) + O2(g)          à       2CO(g)

Grafitin yanması ile CO ve CO2 gazları oluşabilmektedir. Her iki bileşik de karbon elementinin oksididir.

CS2(s) + 3O2(g)           à       CO2(g) + 2SO2(g)

CS2 bileşiğinin yanma tepkimesi incelendiğinde yapısında bulunan karbon elementinin oksidi CO2 ve kükürt elementinin oksidi SO2 oluşmuştur.

Elementler veya bileşikler yanma tepkimesi verebilir. Bir bileşiğin yanmaması için yapısındaki metal veya ametalin alabileceği en büyük yükseltgenme basamağını almış olması gerekir.

Tablo ‘da bazı elementlerin alabilecekleri en büyük yükseltgenme basamakları verilmiştir.

    Element sembolü                     Grubu  Alabileceği en büyük yükseltgenme basamağı
            NaMnCNS               1A7B4A5A6A           1+7+4+5+6+

 

Yangın söndürücü maddelerin aşağıdaki özelliklere sahip olmaları gerekir:

• Yanmamaları gerekir.

• Özkütleleri havadan büyük olmalıdır.

• Zehirli madde olmamalıdır.

Bu özelliklere uyan H2O(s) ve CO2(k) gibi maddeler yangın söndürücü olarak kullanılabilirler.

Asit – Baz Tepkimeleri

Sulu çözeltisine hidrojen iyonu (H+) verebilen bileşikler asit, hidroksit iyonu (OH-) verebilen bileşikler bazdır. Su ile tepkimeye girmeden çözünerek H+ ve OH– iyonları verebilen maddeler olduğu gibi su ile tepkimeye girerek H+ ve OH– iyonu verebilen maddeler de vardır. SO2 ve NH3 bu maddelere örnektir.

HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4 HClO4 maddeleri kuvvetli asit HF, HNO2, H2SO3, H3PO4, H3PO3, HClO3, HClO2, HCIO, H2CO3, CH3COOH, HCOOH… gibi maddeler ise zayıf asittir.

Genelde 1A ve 2A grubu bazları kuvvetli baz, NH3 ve diğer metal hidroksitleri ise zayıf bazlardır. LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2 Sr(OH)2, Ba(OH)2 bazları kuvvetli, Be(OH)2 Mg(OH)2, NH3, Fe(OH)2, Zn(OH)2 gibi bileşikler ise zayıftır.

Nötralleşme tepkimesinde bir asit ile baz tepkimeye girer. Nötralleşmede temel olan asitten gelen H+ iyonu ile bazdan gelen OH– iyonunun H2O(s) oluşturmasıdır.

H(suda) + OH(suda)          à        H2O(s)

Çözünme – Çökelme Tepkimeleri

Günlük hayatta kullandığımız ve yemek tuzu olarak bildiğimiz sodyum klorür (NaCl) tuzu suda çok çözünen iyonik bir katıdır. AgCl tuzu ise suda çok az çözünen bir tuzdur. Kimyasal tuzların genelde suda iyi çözündükleri söylenebilir. Ancak suda çok az çözünen birçok tuz da vardır. Bir çökelme tepkimesinde sudaki çözünürlüğü çok az olan (suda çözünmediği kabul edilen) iyonlar bir araya gelerek çözeltiden ayrılır ve çökerler. Oluşan katı bileşene çökelek (çökelti) denir.

Tepkime denklemi: AgNO3(suda) + NaI(suda)$AgI(k) + NaNO3(suda)

İyon denklemi: Ag(suda) NO3(suda) Na(suda) I(suda) AgI(k) (suda) 3 (suda)+Na + NO

4. KONU
Kimyasal Hesaplamalar

Sınırlayıcı Bileşen Hesapları

Örnek

2 mol NO(g) ve 2 mol O2(g) tepkimeye girerek 2NO(g) + O2(g)      –>        2NO2(g) tepkimesi gereği bir miktar NO2 gazı oluşturmaktadır. Buna göre;

a) Sınırlayıcı bileşeni belirleyiniz.

b) Hangi tepkenden kaç mol artar?

c) Kaç mol ürün oluşur?

Çözüm

Verilen tepkime denkleştirilmiştir. Verilen mol değerleri tepkime denklemi altında oluşturulan tabloya yerleştirilir

a)                                                                   2NO(g) + O2(g)     –>    2NO2(g)

Harcanma ve oluşma mol oranları                 2                 1                          2

Verilen mol                                                       2 mol           2 mol

Harcanan, oluşan mol                                  – 2 mol       – 1 mol            + 2 mol

Artan mol                                                           –                 1 mol

Tepkime sonunda tamamen biten bileşen NO gazı sınırlayıcı bileşendir.

b) O2 gazından 1 mol artar.

c) 2 mol NO2 gazı ürün olarak oluşur.

Verim Yüzdesi Hesapları

Kimyasal madde üretimi yapan bir fabrikada N2 ve H2 gazlarından NH3 gazı elde edilmek istensin. Bu olayın öncelikle tepkime deklemini yazalım.

N2(g) + 3H2(g)  –>  2NH3(g)

N2 = 2 x 14 = 28 g/mol

H2 = 2 x 1 = 2 g/mol

NH3 = 14 + (3 x 1) = 17 g/mol

Tepkime denklemine göre 1 mol (28 g) N2 gazı harcadığımızda 2 mol (34 g) NH3 gazı elde edebileceğimiz hesaplanabilir. Bu şekilde bir kimyasal tepkimede oluşan ürünün hesaplanan miktarı tepkimenin kuramsal verimi olarak tanımlanır.

Gerçek verim: Oluşan ürün miktarı

Kuramsal verim: Hesaplanan ürün miktarı

Verim yüzdesi= Kurumsal verim/Gerçek verim x 100

Verim yüzdesinin 100 çıkması hesaplanan ürünün uygulamada da elde edildiğini gösterir. Verim % 100’den daha düşük çıkarsa hesaplanan ürünün tamamı elde edilememiştir. Bunun bazı sebepleri aşağıda belirtilmiştir:

1. Tepkime tersinir (geri dönebilir) ise ürünler yönünde % 100 verimle gidemez. Oluşan ürünün bir kısmı tekrar tepkenleri oluşturur. Verim % 100’den düşük çıkar.

2. Oluşan ürünün tamamının tepkime ortamından alınması zordur. Bu işlem sırasında ürün kaybı yaşanır. Bu da gerçek verimi düşürür.

3. Oluşan ürünün yanında yan ürünler de oluşabilir. Bu durum elde edilecek ürünün verim yüzdesini düşürür.

4. Tepkimenin oluştuğu basınç ve sıcaklık koşulları tepkimenin verim yüzdesini değiştirir.

Örnek

Formaldehit (CH2O) bileşiği bakır katalizörlüğünde aşağıdaki tepkime denklemine göre metil alkolden elde edilir.

CH3 OH(g) –>cu  –>   CH2O(g) + H2(g)

150 g formaldehit bileşiğinin % 80 verimle kaç gram metil alkolden elde edilebileceğini hesaplayınız.

(C: 12, H: 1, O : 16)

Çözüm

Metil alkol ve formaldehit bileşiklerin mol kütlelerini hesaplayalım.

CH3OH = 12 + (3 x 1) + 16 + 1 = 32 g / mol

CH2O = 12 + (2 x 1) + 16 = 30 g/mol.

30 g formaldehit                  1 mol

150 g formaldehit                X mol

____________________________

X =150X1/30

X= 5 mol

Tepkime denklemine göre 5 mol formaldehit için 5 mol metil alkol harcanması gerekir.

1 mol CH3OH                         32 g

5 mol CH3OH                         X g

____________________________

x = 32 x5 = 160g

% 100 verimle 160 g CH3OH gerekir.

% 80 verimle 160 x100/ 80 g

= 200 CH3OH gerekir

Ünite 3 : GAZLAR
1. KONU
Gazların Özellikleri

Gaz Basıncının Ölçülmesi

Hava, hacimce % 78 N2, % 21 O2, % 1 CO2 ve diğer gazlardan oluşan bir gaz karışımıdır. İnsanların bir gazın içinde yaşıyor olduklarını bilmeleri sürekli onu araştırmalarına neden olmuştur. Bunun için gazların bazı özellikleri herkesçe bilinir. Bütün gazlar genel olarak aşağıdaki fiziksel özelliklere sahiptir:

• Gazın miktarı ve bulunduğu kabın hacmi ne olursa olsun bütün gazlar bulundukları kabın hacmini ve şeklini alırlar.
• Maddenin en sıkıştırılabilir hâli gaz hâlidir. Düşük basınçlarla hacimlerinde çok büyük değişimler gerçekleştirilebilir. Katı ve sıvılar ise pratikte sıkıştırılamazlar.
• Farklı gazları aynı kaba doldurduğumuzda kesinlikle homojen şekilde karışırlar. Bütün gaz karışımları çözeltidir.
• Katı ve sıvılara göre yoğunlukları daha düşüktür. Gaz molekülleri arasında çok büyük boşluklar olması birim hacimlerinin kütlelerinin düşük olmasını sağlar.

Normal atmosfer koşullarında sadece 11 element gaz hâldedir.
Bu gazlar H2, N2, O2, O3, F2, CI2, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn elementleridir.
CH4 ve H2 gibi gazlar hava oksijeni ile çok şiddetli tepkime vererek yanarlar. He ve Ne gibi bazı gazlar ise hiçbir madde ile kimyasal tepkime vermezler.

Basınç, birim alana uygulanan kuvvettir. Başka bir deyişle basınç, bir yüzeye uygulanan kuvvetin o yüzeyin alanına bölünmesi ile bulunan değerdir.

Gazların basıncının ölçülmesi için çeşitli araçlar geliştirilmiştir. Bunlar açık hava basıncının ölçülmesi için barometre ve kapalı kaplardaki gaz basıncının ölçülmesi için kullanılan manometrelerdir. İnsanlar içinde yaşadıkları atmosferin kendilerine uyguladıkları basıncın çok farkında değildir.

Atmosfer Basıncı
Dünya’nın etrafını saran gaz tabakasındaki gaz tanecikleri Dünya’nın çekimi etkisindedir. Bu çekim kuvvetinden dolayı atmosferin yeryüzüne yakın yerlerindeki yoğunluğu üst tabakalarına göre daha fazladır. Havanın yoğunluğu yeryüzünden yükseldikçe hızla azalır.

Atmosfer basıncı, atmosferdeki gazların yaptığı basınçtır. Atmosfer basıncının değeri yükseltiye, sıcaklığa ve havanın nem oranına bağlıdır. Moleküler düzeyde düşünüldüğünde atmosfer basıncı hava moleküllerinin çarptıkları yüzeyde oluşturdukları basınçtır. Bir kâğıdı yere parelel olarak tuttuğumuzda hava basıncının etkisi ile kâğıt aşağıya doğru kıvrılmaz. Bunun sebebi kâğıda hem alttan hem de üstten açık hava basıncının etki etmesidir.

Standart (normal) atmosfer basıncı (1 atm), deniz seviyesinde 0°C sıcaklıkta tam olarak 760 mm yükseklikteki cıva sütununun basıncına eşittir. Standart atmosfer basıncı 760 mmHg (milimetre cıva) basıncına eşittir. mmHg birimi, barometreyi keşfeden İtalyan bilim insanı Torricelli anısına, torr olarak da adlandırılır.

1 torr = 1 mmHg
1 atm = 760 mmHg = 760 torr

Uluslararası Birim Sistemi (The Systeme International, SI) basınç birimini pascal olarak tanımlar.

1 Pa = 1 kg / m.s
1 pascal (Pa), basınç için oldukça küçük bir birimdir. Açık hava (atmosfer) deniz seviyesinde 0°C’ta 101325 Pa basınç yapar. 1 Pa, 1 m2 lik bir yüzeye uygulanan 1 Newton kuvveti belirtir.
1 Pa = 1 N/m2
1 atm = 101325 Pa
1 atm = 760 mm Hg = 76 cm Hg = 760 torr = 101325 Pa

Manometreler
Barometre ile atmosfer basıncını ölçerken manometreler ile kapalı kaplardaki gaz basıncını ölçeriz. Manometrelerin çalışma ilkeleri barometreye benzer. İki çeşit manometre vardır: Açık uçlu ve kapalı uçlu manometre. Her ikisi ile de kapalı kaptaki bir gazın basıncı ölçülebilir.

Manometre içinde bir sıvı bulunan U şeklinde bir cam borudur. Bir ucu, basıncı ölçülecek gazın bulunduğu kaba bağlanır. Diğer ucu ise kapalı veya açık olabilir. Kapalı uçlu manometrede h yüksekliği gaz basıncına eşittir.

Açık uçlu manometre ile ölçüm yapılıyorsa gaz basıncının ölçülmesinde açık hava basıncı da hesaplamalarda kullanılır. Manometrenin bağlı olduğu kaptaki gaz basıncı ile açık hava basıncı eşit olursa kollardaki cıva seviyeleri eşit olur. İki koldaki yükseklik farkı gaz basıncı ve açık hava basıncı arasındaki farkı belirtir.

Hacim ölçülmesi
Bir katı veya sıvının hacminin, basınç uygulandığında değişmediği kabul edilir. Sıcaklık değiştirildiğinde ise katı ve sıvıların hacimlerinde değişme olur. Ancak basınç ve sıcaklıkları değiştirilerek gazların hacimleri çok büyük oranlarda değiştirilebilir. Bunun için bir gazın tek başına hacminden bahsetmek doğru değildir. Çünkü gazlar bulundukları her kabın hacmini tamamen doldururlar. Kabın hacmi gazın hacmine eşittir. Farklı basınç ve sıcaklıklarda da gazlar farklı hacimler kaplamaktadır.

Avogadro Yasası

Boyle Yasası
Boyle yasasına göre, sıcaklıklar sabit tutulduğu sürece, belirli ölçüde alınan bir ideal gazın hacmiyle basıncının çarpımı sabittir. Matematiksel bir anlatımla:

PV=k

P paskal olarak basınç, V kübik metre olarak hacim, k gaz sabiti (8.3145 J/(mol K).

k sabitinin değeri, belirli miktarda alınmış gazların hacim ve basınç değerlerine göre yapılmıştır. Sistemde bir değişiklik yaparak – ki bu genellikle gazı içinde bulunduran kabın hacminin değiştirilmesiyle yapılır – yeni hacim ve basınç ölçülmüştür. Bu işlemlerin sonunda çıkan basınç ve hacmin çarpımı k sabitinin değeri olur. Bu noktada tamamiyle doğru olmamakla beraber, V olan hacim arttırıldığında, sıcaklığın sabit tutulduğu göze alınırsa, P olan basınç da bu arttırılmaya oranla azalır. Tam tersi de aynı şekilde geçerlidir; gazın hacmini düşürmek, basıncı arttırır. Boyle yasası, genellikle, sadece hacim ya da basınç anlamında yapılan bir değişikliğin sonuçlarını önceden tahmin etmek için kullanılır. Belirli ölçüdeki herhangi bir gazın, sıcaklığın sabit tutulma şartıyla (bunun için soğutma ve ısıtma kullanılmalıdır), “önce” ve “sonraki” hacim-basınç ilişkisi aşağıdaki gibidir:

P1V1=P2V2

Bu denklem, genellikle herhangi bir (basınç ya da hacim) “sonra” öğesinin bulunması için kullanılır.

Charles Yasası
Charles yasası, gaz yasalarından biridir. Bu yasaya göre, sabit basınçta, herhangi bir miktardaki ideal gazın hacminin azalıp çoğalması, aynı oranda sıcaklığının da azalıp çoğalmasını etkiler. Yasa, ilk defa, Joseph Louis Gay-Lussac tarafından 1802′de yayımlanmıştır. Ancak bu yayımda, 1787′de yazılıp yayımlanmayan Jacques Charles’ın bir yapıtına referansta bulunmuştur. Bu nedenle de, yasa, Charles’ın adıyla anılmaktadır. Gazların arasındaki ilişki, 1702′de Guillaume Amontons tarafından da keşfedilmişti.2011′de Emir Fe tarafından düzeltmelerle aşağıdaki son halini almıştır. Yasanın formülü:

V/T=k

V kübik metre olarak hacim, k gaz sabiti (8.3145 J/(mol K)) T de Kelvin olarak sıcaklıktır.

Bir gaz, sabit basınçta ısıtılırken, k sabitini elde etmek için hacim artmalıdır. Aynı şekilde gaz, sabit basınçta soğutulurken, hacim azalmalıdır. Sabitin tam değeri, yasanın kullanılabilmesi için gerekli değildir.

V1/T1=V2/T2

V1.T2=T1.V2

Avogadro Yasası (Hacim – Miktar İlişkisi)

İtalyan bilim insanı Amedeo Avogadro’nun gazlarla ilgili çalışması Boyle, Charles ve Gay–Lussac’ın çalışmalarını tamamlamıştır. 1811 yılında Avogadro, aynı sıcaklık ve basınçta, farklı gazların eşit hacimlerinin aynı sayıda tanecik (atom veya molekül) içereceğini belirten hipotezini yayımlamıştır. Avogadro’ya göre herhangi bir gazın hacmi mol sayısı ile doğru orantılıdır. Bu yasaya göre sabit basınç ve sıcaklıkta bir gazın hacmi gazın mol sayısı ile doğru orantılıdır. Avogadro yasasının matematiksel ifadesi aşağıdaki şekildedir:

V/n= sabit        V1/n1=V2/n2

Görüldüğü gibi hacim (V), mol sayısı (n) ile doğru orantılıdır

Sabit basınç ve sıcaklıkta bir gazın hacim mol sayısı oranı her zaman sabittir.

Bazı koşullara (basınç ve sıcaklığa) özel tanımlamalar verilmiştir.

* 0°C sıcaklık, 1 atm basınç koşulları normal koşullardır. Bu koşullar NK (normal koşullar), NŞA (normal şartlar altında) veya STP (standart sıcaklık – basınç) kısaltmaları ile belirtilebilir. Oda koşulları ise sıcaklığın 25 °C, basıncın 1 atm olduğu koşullardır. 1 mol gazın 0°C (273 K) sıcaklıkta ve 1 atm basınçta hacmi deneysel olarak ölçülmüştür.

Avogadro, “Eşit hacim-eşit sayı” teorisini bir gaz molekülünün tepkimeye girdiğinde bölünebileceğini önererek sona erdirdi. Günümüzdeki ifadesi ile O2 moleküllerinin atomlarına bölünerek H2O moleküllerini oluşturmak üzere H2 molekülleri ile birleşebileceği söylenebilir.

Avogadro’nun “Eşit hacim-eşit sayı” teorisi iki farklı şekilde ifade edilebilir.
1) Aynı sıcaklık ve basınçta farklı gazların eşit hacimleri eşit sayıda molekül içerir.
2) Aynı sıcaklık ve basınçta, farklı gazların eşit sayıdaki molekülleri eşit hacim kaplar.

Avogadro teorisindeki ilişkiden yola çıkarak Avogadro yasasını ifade edelim.
Sabit sıcaklık ve basınçta, bir gazın hacmi, miktarı ile doğru orantılıdır.
Bu yasanın matematiksel ifadesi aşağıdaki gibidir:

V/n=sabit

1 mol gaz = 22,4 L (NK’da)

Bilimsel yöntem, araştırmalara yapılan sistematik bir yaklaşımdır. Araştırmalardan elde edilen sonuçlar, sistemin genel olarak gözlenmesine dayalı nitel değerler olabileceği gibi sistemde yapılan değişik ölçümler sonucu elde edilen nicel (sayısal) değerler de olabilir. Kimyacılar, genel olarak gözlem ve ölçme sonuçlarını kaydederken standart simge ve eşitlikler kullanırlar.

2. KONU
İdeal Gaz Yasası

İdeal Gaz Denklemi

Basit gaz yasalarının her üçü de diğer iki etken sabit tutulduğunda hacim değişikliğine diğer değişkenin etkisini açıklar.
P x V= n x R x T

Orantıdan eşitliğe geçebilmek için kullanılan sabit R değeri, gaz sabiti olarak adlandırılır. PV = nRT eşitliği ise ideal gaz denklemi olarak adlandırılır. Bu denklem basınç (P), hacim (V), mol sayısı (n) ve mutlak sıcaklık (T) arasındaki ilişkiyi verir.
P x V = n x R x T ideal gaz denkleminde, normal koşulları (1atm, 0 °C) ve 1 mol gazın 22,4 L (deneysel sonucu 22,414 L) hacim değerlerini yerlerine yazalım. Bütün gaz denklemlerinde temel sıcaklık birimi Kelvin (K) kullanıldığından aşağıdaki sıcaklık birim değişimi de yapılmalıdır.

T (K) = t (°C) + 273
T = 0°C + 273,15 = 273,15 K

Örnek
P V = n R T ideal gaz denkleminde NK’da (1 atm basınç, 0°C sıcaklık) 1 mol gazın kapladığı hacmi hesaplayınız.

Çözüm
N K’da,
P = 1 atm
T = 0°C + 273 = 273 K
1 atm x V = 1 mol x 22,4.L.atm/273.K.molx273K
V = 22,4 L

Normal koşullarda 1 mol gaz 22,4 L hacim kaplar ve bu hacimdeki 6,02 x 1023 tane tanecik, mol kütlesi kadar kütlededir

Mol Kütlesinin Hesaplanması

Örnek
Gül yağının bir bileşeni olan uçucu organik bileşik geraniol parfümeride yaygın olarak kullanılır. Geraniol buharının 260°C sıcaklıkta 103 mmHg basınçta yoğunluğu 0,480 g/L’dir. Geraniol bileşiğinin mol kütlesini belirleyiniz.

Çözüm
T = 260 °C + 273 = 533 K                                                                    M =dx R xT/P
P = 103 mmHg =103/760atm                                  M =0 480g/ Lx0,0821L.atm/K.molx553K/103/760atm
d = 0,480 g/L                                                                 M=155 g/mol olarak mol kütlesi bulunur.

3. KONU
Gazlarda Kinetik Teori

Graham Difüzyon Yasası
Yapılan deneyler gaz taneciklerinin ortalama hızlarının sadece gaz taneciğinin kütlesine ve sıcaklığına bağlı olduğunu göstermiştir. Difüzyon gaz taneciklerinin gelişigüzel olan hareketlerini tam olarak açıklar. Difüzyon gaz taneciklerinin başka gaz tanecikleri ile kinetik özelliklerinden dolayı yavaş yavaş karışması olayıdır. Difüzyondan gaz taneciklerinin yayılması olarak bahsedilebilir. Gerçekte taneciklerinin hızları çok büyüktür. Ancak difüzyon işleminin tamamlanması oldukça uzun zaman alır. Bunun sebebi gaz taneciklerin çarpışmalar yaparak yol almasıdır.

Gaz Efüzyonu
Difüzyon, bir gazın rastgele molekül hareketleri sonucu diğer bir gaz ile yavaş yavaş karıştığı bir işlemdir. Efüzyon (dışa yayılma) basınç altındaki bir gazın kabın bir bölmesinden diğer bölmesine veya atmosfere küçük bir delikten geçerek yayıldığı işlemdir. Efüzyon vakuma doğru olurken difüzyon eş basınçlı bölgelerde oluşur.

 

4. KONU
Gerçek Gazlar

İdeal Gazdan Sapmalar

Gaz: Bulundukları sıcaklıkta basınç uygulanarak sıvıştırılamayan akışkanlara denir.

Buharlaşırken ortamdan yeteri kadar ısı enerjisi alarak ortam sıcaklığının düşmesine sebep olan maddelere soğutucu akışkan denir.

 

Faz Diyagramları

 

CO2 maddesinin faz diyagramı H2O faz diyagramına çok benzer. Ancak CO2 faz diyagramında katı-sıvıyı ayıran eğrinin eğimi pozitiftir. Bu pozitif eğim su dışındaki bütün maddeler için geçerlidir. Karbondioksidin üçlü noktasındaki basınç 5,1 atm, sıcaklık –56 °C’tur. CO2’nin faz diyagramında en ilginç durum sıvı fazın tümünün normal atmosfer basıncının (katı) üstünde olmasıdır. Bunun için katı CO2’nin 1 atm basınçta erimesi mümkün değildir. Katı CO2’ye kuru buz denir. 1 atm’deki katı CO2 , –78 °C’un üstündeki sıcaklıklara doğru ısıtılırsa hemen süblimleşir. Katı CO2 erimeden buhar hâline geçer.

Soğutma Sistemleri

Bir maddenin veya ortamın sıcaklığını onu çevreleyen ortam sıcaklığının altına indirmek ve o sıcaklıkta tutmak üzere ısı enerjisi çekilmesi işlemine soğutma denir. Bu işlem için tasarlanan sistemlere de soğutma sistemleri denir.

Evlerde, araçlarda kullanılan klimalar, buzdolapları ve sanayi tipi soğutucuların hepsinde soğutma sistemleri kullanılmaktadır.

5. KONU
Gaz Karışımları

Dalton Kısmi Basınçlar Yasası
John Dalton, gaz karışımlarının basınçlarının nasıl hesaplanacağını araştıran ilk bilim insanıdır. Dalton yaptığı gözlemler ve çok sayıda deney sonucu, her bir gazın kap içinde yalnız başına bulunduğunda gazın uygulayacağı basınca karşılık gelen, her bir gaz için kısmı basınç terimini ortaya atmıştır. Dalton, gaz karışımlarının davranışlarını kendi adı ile anılan kısmi basınçlar yasası olarak tanımlamıştır:

• Bir gaz karışımının toplam basıncı, her bir bileşenin kısmi basınçlarının toplamıdır.
• X, Y… gazlarının kısmi basınçlarını Px, PY … olarak ve karışımın toplam basıncını da PT olarak gösterirsek Dalton yasası aşağıdaki şekilde yazılabilir:

PT = Px + Py + …

PT x VT = nT x R x T                VT = Vtoplam
VT = VX = VY = V                      PT = Ptoplam
PT = PX + PY                              nT = ntoplam
nT = nX + nY
PX x V = nX x R x T                     PY x V = nY x R x T 

Mol Kesri
Bir gaz karışımındaki herhangi bir gazın mol sayısının toplam mol sayısına oranıdır ve boyutsuzdur. X ile gösterilir. Karışımdaki gazların mol kesri her zaman 1’den küçüktür ve mol kesirlerinin toplamı her zaman 1’dir. Toplam basıncın, bir gazın mol kesri ile çarpımı o gazın kısmi basıncını verir.

Güncelleme: 26 Kasım 2016 — 16:18

Bir Cevap Yazın

E-posta hesabınız yayımlanmayacak. Gerekli alanlar * ile işaretlenmişlerdir

Test Çöz | Online Test Çöz | İnteraktif Testler | © 2016 testicoz.org | Hakkımızda | İletişim | Kolay Menü | Site Haritası | Gizlilik Politikası | Yasal Uyarı | RSS