Altın Bakır Gümüş Kurşun ђ Demir

Transkript

1 SİMYADAN KİMYAYA KİMYASAL MADDELERİN ORTAYA ÇIKIŞI İnsanlar, tarihin ilk evrelerinden itibaren her açıdan gelişim göstermişlerdir. Bu sürecin aşağıdaki mekanizmadan oluştuğu söylenebilir. İnsan, maddi ve manevi açıdan bir bütün oluşturmaktadır. İnsanın maddi ve manevi gereksinimleri bulunmaktadır. Bilim ve sanat bu gereksinimleri karşılamak amacıyla oluşmuştur. Kimyanın temeli olan simya da bu maddi ve ruhsal ihtiyaçlardan doğmuştur. Bu ihtiyaçları karşılama yollarını ararken insanoğlu maddelerin yararlarınıda çoğunlukla sınama yanılma yoluyla keşfetmiştir. İnsanlar barınma ve beslenme gibi ihtiyaçlarını karşılamak için doğayı tanıma yoluna gitmiş ve sınama yanılma yoluyla yemek tuzu, kil, şap, kıbrıs taşı(feso 4 ), yün, ipek, kükürt, doğal boya gibi bazı doğal maddelerin çok özel yararlarının olduğunu keşfetmiştir. Simyadan Kimyaya İnsanoğlu süreç içinde bitkisel ürünlerin ilaç olarak yararlarını farketmiş, ölümsüzlük ya da sonsuz zenginlik sağlayan madde arama haliyle maddeyi sınama yanılma yoluyla incelemiştir. Bu günkü kimya biliminin temeli simyaya dayanır. Simya, maddenin sınama yanılma yoluyla incelenmesi anlamına gelmektedir. Simyacılar, antik çağlarda ölümsüzlük veya sonsuz zenginlik sağlayan bir maddenin olduğunu düşünüp bu maddeyi oluşturma ya çalışmışlardır. Simyagerler tarih boyunca kurşun ve bakır gibi nisbeten daha az kıymetli metalleri, altın ve gümüş gibi kıymetli metallere dönüştürmek istemişlerdir. Simyagerler, Yeryüzündeki metallerle Gökyüzündeki gezegenler arasında da ilişki kurmuşlardır. Altın Güneş'le ve gümüş ise Ay'la eşleştirilmiş ve bu metalleri göstermek için Güneş ve Ay'a benzeyen simgeler kullanılmıştır. Bu simgeler, 18. yüzyıla kadar pek fazla değişmeden gelmiştir; günümüzdeki simgeler ise 18. yüzyıldan itibaren şekillenmeye başlamıştır. Simyagerlerin bazı elementler için kullandığı semboller: Altın Bakır Gümüş Kurşun ђ Demir Mezopotamyalılar, Çinliler, Mısırlılar ve Yunanlılar çok eski çağlardan beri bitkilerden boyar madde elde etmeyi, dokumaları boyamayı, deri sepilemeyi, üzümden şarap, arpadan bira hazırlamayı, sabun üretimini, cam kaplar yapmayı biliyorlardı. Simyacıların işlemleri ısıtmak, kızdırmak, buharlaştırmak, dökmek, süzmek gibi ilkel metalürjinin yöntemlerine dayanmaktaydı. SİMYA: Teorik temelleri olmayan, deneme yanılmaya dayalı çalışmaları içeren, bu nedenle sistematik bilgi birikimi sağlamayan bir uğraştır. Kimya alanında çalışmalar yapan ilk Türk-İslam bilim adamlarından bazıları; CABİR BİN HAYYAN: Ortaçağda yaşamış bir bilim adamıdır. Zamanın en büyük üniversitesi olan Harran üniversitesinde rektörlük yapmış Cabir simya alanında özellikle altın ve gümüş yapımıyla ilgilenmiştir. Cabir maddeleri uçucu, uçucu olmayan, yana ve yanmayan olmak üzere dört grupta topladı. 8. yüzyılda ortaya attığı bu çalışmalar modern kimyanın kurucusu Lavoisier'e öncülük etti. Cabir, sülfürik asit (H 2 SO 4 ) ve kral suyunu ilk bulan bilim adamıdır. Dünyada ilk kimya laboratuarını kuran bilim adamı olarak tarihe geçmiştir. Kral Suyu: Asitlerin tek başına etki etmediği altınla tepkimeye giren kuvvetli bir asit çözeltisidir. Hidroklorik asit (HCI) ve nitrik asitin (HNO 3 ) 3:1 oranında karıştırılmasıyla elde edilir. Metallerin kralı olan altını çözebildiği için simyacılar tarafından konulmuş bir isimdir. EBUBEKİR EL-RAZİ: Kimyayı tıbbın hizmetine ilk sunan insandır. İlk kez çiçek ve kızamık hastalıklarında kimyayı tıbba uygulamıştır. El-razi sodyum karbonat ve potasyum karbonat arasındaki farkı ortaya koymuş nitrik asit (HNOJ ve hidroklorik asit (HCI) eldeleri için reçeteler vermiştir. Ayrıca karıncaları damıtarak formik asiti ilk kez elde etmiş NaOH ve gliserini de bulmuştur. BİRUNİ: 18 kadar mineralin özgül ağırlıklarını ilk kez belirlemiştir. İlaçları, bitkisel, hayvansal ve mineral kökenli olarak üçe ayırmıştır. İBNİ SİNA: İbni Sina "Kitab el-şifa" adlı eserinde mineralleri; taşlar, ateşte eriyen maddeler, kükürtler ve tuzlar diye dört gruba ayırmıştır. Kitabın son kısmında simyacılara çatarak bir metalin başka bir metale dönüşemeyeceğini belirtmiştir. 1

2 ELEMENT: Antik çağlarda Yunanlı Filozof Aristo, bütünüyle düşünceye dayalı olup hiç bir deneysel gerçeklik temeline dayanmayan bir algıyla bütün maddelerin "toprak, su, hava, ateş" dörtlüsünden oluşuğunu belirtmiştir. Düşünce ile deneyi birleştiren Rönesans dönemi bilim adamları ise elementi "Kendinden daha basit maddelere dönüşmeyen maddeler" olarak tanımlamışlardır. Ancak kireç, sodyum hidroksit gibi bileşikler, elementlerine zor ayrıştığı için uzun süre element olarak sayılmışlardır. İngiliz bilim adamı (Boyle) kimyasal elementleri "maddenin parçalanmayan yapı taşları'' olarak tanımladı. Böylece ilk kez kimyasal bileşikler ile basit karışımlar arasında ayrım yaptı. Kimyasal bileşimlerde özelliklerin tümüyle değiştiğini, basit karışımlarda ise böyle değişimlerin olmadığını açıkladı. Ayrıca havanın yanma olayındaki rolünü keşfetti ve havanın tartılabilir bir madde olduğunu açıkladı. Cavendish gazları yoğunluklarına göre ayırdı, ilk kez suyun bir element olmayıp oksijen ve hidrojenin birleşmesin den oluşan bir bileşik olduğunu kanıtladı. Bu çalışmalar yardımıyla filojiston kavramını yıktı. FİLOJİSTON: Eskiden simyacılar maddeleri yanan ve yanmayan olarak sınıflandırmışlardır. İşte yanan maddelerin yanmasına neden olan şeye filojiston denmiştir. Modern kimya yanmayı sağlayan oksijen elementinin varlığını keşfedince filojiston devri kapanmıştır. Modern kimya tanımında element tek tür atomlardan oluşmakta ve elementin türünü atomun çekirdeğindeki proton sayısı belirlemektedir. Elementlerin sembolleri: Kimyada elementler sembollerle gösterilir. Her elementin bir sembolü vardır. Bu sembol genellikle elementin latince ya da İngilizce adının ilk harfi ya da ilk harfiyle birlikte ikinci ya da üçüncü harfleri alınarak elde edilir. Element sembolü tek harfle gösterilirse büyük harf, iki harfle gösterilirse ilk harfi büyük, ikinci harfi küçük harfle gösterilir. Elementler; metal, ametal ve soygaz olmak üzere üç gruba ayrılır. Bazı metaller sembol Bazı ametaller sembol Soygazlar sembol Altın Au Azot N Helyum He Alüminyum Al Brom Br Neon Ne Bakır Cu Flor F Argon Ar Baryum Ba Fosfor P Kripton Kr Civa Hg Hidrojen H Ksenon Xe Çinko Zn İyot I Demir Fe Klor CI Gümüş Ag Oksijen O Kalay Sn Kalsiyum Krom Cr ATOM: Atom kavramından ilk Kurşun Pb olarak MÖ yıllarında Yunan Potasyum K filozoflardan Leucippus (Löpikus) ve Democrittüs (Demokritus) bahsetmiştir. Onlara göre herhangi bir maddenin bölünmeyen en küçük bir parçası olmalıydı. Zaten Atom terimi de bölünmeyen anlamına gelir. Ancak atomun yapısı ile ilgili ilk bilimsel teori John Dalton tarafından 1802 yılında ortaya atıldı. Dalton, kendi adıyla bilinen atom modelini kimyasal tepkimelerdeki kütlesel değişimlere dayanarak ifade etmiştir. Dalton Atom teorisi 1.Bütün maddeler atom adı verilen çok küçük parçalardan oluşmuştur. 2.Atom parçalanamaz ve yeniden yapılamaz. 3.Bir elementin atomları şekil, hacim, kütle ve diğer özellikler bakımından birbirinin aynısıdır. 4.Bir elementin atomları başka bir elementin atomlarından farklıdır. 5.Bileşikler, farklı elementlerin atomlarının birbirleriyle basit ve tamsayılarla ifade edilecek bir oranla birleşir. Bir bileşiğin bütün molekülleri aynı özelliktedir. Modern Kimyada Atom: Modern kimyada, elementler tek tür atomlardan oluşur. Her elementin atomları birbirinden yapıca farklıdır. Atom; proton, nötron ve elektron olarak adlandırılan taneciklerden oluşur. Proton ve nötronlar atomun çekirdeği olarak adlandırılan kısmında bulunurken elektronlar çekirdeğin dışında bulunmaktadır. Bir atomun türünü çekirdeğindeki proton sayısı belirler. Bu durumda farklı atomlar birbirleriyle karşılaştırılırken bunların proton sayılarına bakılır. Proton sayısı aynı olan atomlar aynı elemente aitken proton sayıları birbirinden farklı olan atomlar farklı elementlere aittir Yandaki örnekte 4 He ve 5 He aynı elemente ait, 6 Li ise başka bir elemente aittir. Ca 2

3 KİMYANIN TEMEL KANUNLARI Kütlenin Korunumu Yasası: Lavoisier 1789 yılında yanan maddelerin havanın oksijeni ile birleşmesinin bir sonucu olduğunu kapalı bir kapta yaptığı deneyle ispatlayarak, kabın reaksiyon sonundaki toplam kütlesinin başlangıçtaki kütleye eşit olduğunu gösterdi. Kimyasal bir tepkimeye giren maddelerin kütleleri toplamı, tepkime sonunda oluşan maddelerin toplamına eşittir. Örnek: 4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O 17 g 40 g x g 27 g Çözüm: = x + 27 x= 30 g Sabit Oranlar Yasası: Fransız kimyacı Proust (prus) tarafından ortaya atılan yasaya göre; Bir bileşik, hangi kimyasal yolla edilirse edilsin o bileşik içindeki elementlerin kütlece birleşme oranı hiç bir zaman değişmez. Kısaca; Bir bileşiği oluşturan elementlerin kütleleri arasında sabit bir oran vardır. Deney no Fe + S FeS 1 7 g 4 g 11 g 2 14 g 8 g 22 g 3 21 g 12 g 33 g FeS bileşiği oluşurken Fe ile S arasındaki birleşme oranı 7/4 tür. Tepkimeye giren maddelerin kütleleri toplamı, tepkime sonunda oluşan maddelerin kütleleri toplamına eşittir. Örnek: Bir bileşikte Ca ile O nin kütlece birleşme oranı 5/2 dir. Bir kaba 20 gram Ca konularak ısıtılıyor. Tam oksitlenme sonunda kaç gram bileşik oluşur. Çözüm: Tepkimede 5 gram Ca ile 2 gram O birleşerek 7 gram bileşik oluşturur. 5 gram Ca ile 7 gram bileşik oluşursa 20 gram Ca ile x gram bileşik oluşur. veya; x= 28 g Örnek: XY bileşiğinde elementlerin kütlece birleşme oranları kaç gram Y gereklidir. Çözüm: 3 gram X ile 2 gram Y birleşerek 5 gram XY bileşik oluşturur. dir. 10 g XY elde etmek için kaç gram X ve Örnek: X 2 Y 3 bileşiğinin kütlece % 36 sı X dir. 32 gram X ile 32 gram Y ile tepkimeye girerse, hangi elementten kaç gram artar ve kaç gram bileşik oluşur. Çözüm: Bileşikteki Y nin kütlece yüzdesi: = 64 %64 Y, %36 X Soruda verilen miktarlar ile gerekli oranlar karşılaştırıldığında X in oranın fazla olduğu görülür. O halde X den fazla miktarda vardır. Buna göre X in bir kısmı, Y nin tamamı tepkimeye girer. oluşur = 14 g X artar 18 g X + 32 g Y = 50 g bileşik Örnek: Mg ve N elementlerinin bir bileşiği oluşturmaları sırasında toplanan verilerle yandaki grafik çizilmiştir. Buna göre; a) Elementlerin kütlece bileşim oranı nedir. b) 10 gram bileşikteki elementlerin kütleleri kaça gramdır. c) Bileşiğin kütlece bileşim yüzdesi nedir. 3

4 Çözüm: a) m N = 14 g m Mg = = 36 g b) = 25 gram bileşik c) 25 g bileşikte 18 g Mg 100 g x x = % 72 Mg % 28 N Katlı Oranlar Yasası: Farklı koşullarda iki element değişik oranlarda birleşerek farklı bileşikler oluşturduğunda, bu bileşikteki elementlerden biri sabit tutulduğunda, diğer elementin kütleleri arasında basit bir oran vardır. Örneğin; 3 gram C 4 gram O ile birleşerek 7 gram CO oluşturur. 3 gram C 8 gram O ile birleşerek 11 gram CO 2 oluşturur. Aynı miktar C ile birleşen O kütleleri arasındaki ½ dir. ÖRNEK: I. AICI 3 - Al II. PbO - PbO 2 III. HCIO - HCIO 3 IV. C 2 H 4 - C 4 H 8 Yukarıdaki bileşiklerin hangilerinde katlı oranlar kanunu uygulanamaz? ÇÖZÜM: I - III - IV bileşiklerinde katlı oranlar kanunu uygulanamaz ÖRNEK: Kurşun elementi ile oksijen PbO 2 ve Pb 2 O 4 bileşiklerini oluşturur. Bileşiklerdeki kurşunun katlı oranları kaçtır? ÇÖZÜM: Kurşunun katlı oranlarını bulabilmek için oksijenin iki bileşikteki sayılarının aynı olması gerekir. Bunun için I. bileşikteki atom sayıları 2 ile genişletilmelidir. Pb 2 O 4 - Pb 3 O 4 Bu durumda Pb ler arasındaki katlı oranlar. 2/3 olur. ÖRNEK: XY 2 bileşiğini oluşturan X ve Y elementlerinin kütlece birleşme oranı tür, Buna göre X 2 Y 3 bileşiği için bu oran nedir? ÇÖZÜM: 1.yol(sabit oranlar): XY 2 bileşiğinde 1 X atomu 2 Y atomu ile birleşmiştir. Buna göre; ür. X 2 Y 3 bileşiğinde; 2.yol(katlı oranlar): X (gram) Y (gram) Bileşik formülü X 2 Y 3 bileşiğinde; 1.bileşik: 7 4 XY 2 2.bileşik: a b X 2 Y 3 ÖRNEK: Grafik C ve H den oluşan iki bileşikteki C ve H kütlelerini göstermektedir. I. bileşiğin formülü C 2 H 4 İse II. bileşiğin formülü nedir? ÇÖZÜM: C (gram) H (gram) Bileşik formülü 1.bileşik: 6 1 C 2 H 4 2.bileşik: 9 2 C X H Y C 3 H 8 SORU: X ve Y elementleri birleşerek iki farklı bileşik oluşturur. Birinci bileşikte X in Y ye kütlece oranı 7/4 ve bileşiğin formülü X 2 Y dir. İkinci bileşikte X in Y ye kütlece oranı 7/16 ise bileşiğin formülü nedir? Yanıt: XY 2 4

5 SORU: A 2 B bileşiğinde 5 g A ile 2 g B birleşmiştir A 2 B 5 bileşiğinin 60 gramında A ve B elementlerinin kütleleri kaçar gramdır? Yanıt: 20 g A, 40 g B Hacim oranları yasası: Gay Lussac tarafından önerilen ve yalnız gazlara uygulanan hacim oranları kanununa göre Aynı sıcaklık ve basınçta reaksiyona giren gazların hacimleri arasında tam sayılarla gösterilebilen bir oran vardır. Ürün gaz ise girenlerin hacmi ile ürünlerin hacmi arasında da sabit bir oran vardır. N 2(g) + O 2(g) 2NO (g) 1 hacim 1 hacim 2 hacim 1 litre 1 litre 2 litre 20 litre 20 litre 40 litre Hacimler arasındaki oran ile, gazların katsayıları arasındaki oranda aynıdır. Bir kimyasal reaksiyonda girenlerin hacimleri toplamı ürünlerin hacmine eşit olmayabilir. N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g) 1 hacim 3 hacim 2 hacim ÖRNEK: Sabit sıcaklık ve basınçta 60 cm 3 NO gazı ile 20 cm 3 O 2 gazı, NO 2 gazı oluşması için tepkimeye giriyor. Tepkime tamamlandığında toplam hacim ne olur? ÇÖZÜM: 2NO (g) + O 2(g) 2NO 2(g) 2V 1V 2V = 20 cm 3 NO artar. 40 cm 3 NO 2 oluşur. x 20 cm x Tepkime sonunda toplam hacim x = 40 cm 3 x = 40 cm = 60 cm 3 olur. ÖRNEK: 2 hacim SO 2 gazı 1 hacim O 2 gazı ile birleşerek 2 hacim SO 3 gazı verir. 50 litre SO 2 ile 40 litre O 2 tepkime girerse hangi gazdan kaç litre artar? ÇÖZÜM: 2 hacim SO 2 1 hacim O 2 ile birleşirse 50 litre SO 2 x x = 25 litre O 2 ile birleşir = 15 litre O 2 tepkimeye girmeden kalır. SORU: Eşit hacimde H 2 ve O 2 içeren 100 cm 3 gaz karışımı su vermek üzere tepkimeye giriyor ve sonra yeniden ilk sıcaklığına soğutuluyor. Buna göre son durumda gaz hacmi kaç cm 3 olur? Yanıt: 25 cm 3 SORU: Aynı koşullarda 20 ml N 2 ile 45 ml H 2 in tepkimesinden kaç ml NH 3 elde edilebilir? Yanıt: 30 ml Hacim oranları kanunu maddenin tanecikli yapısını doğrular. Ancak tepkimeye giren bu gaz tanecikleri atom değil moleküldür. Dalton tanecikleri atom olarak kabul ettiği için gazlar arasındaki reaksiyonları açıklayamamıştır. Avogadro "aynı sıcaklık ve basınçtaki gazların eşit hacimlerinde eşit sayıda molekül bulunur" diyerek gazların moleküller halinde bulunduğunu belirtmiştir MOLEKÜL: Avogadro, gaz halindeki bir çok element molekülünün birer atomlu değil ikişer atomlu olduklarını belirtmiştir. Hidrojen molekülü Klor molekülü Hidrojen klorür molekülleri Element Molekülü: Aynı tür atomların kimyasal bağla bağlanarak oluşturduğu atom grubudur. Örnek: H 2, O 2, N 2, F 2 Ametaller moleküllü yapıda bulunabilir. Bileşik Molekülü: Molekül, farklı tür atomlardan oluşuyorsa bu tür moleküllere bileşik molekülü denir. Örnek: H 2 O, NH 3, HCI 5

6 LAVOİSİER: Lavoisier metal oksitlerinin, oksijen ile metallerin verdiği bileşikler olduğunu kanıtlayıp yanma ve oksitlenme olaylarının bugün bile geçerli olan açıklamasını yaparak kimyada devrim yaratmıştır. Tepkimeye giren maddelerle çıkan maddelerin kütlelerinin birbirine eşit olduğunu ispatlayıp kütlenin korunumu kanununu ortaya atmıştır. PROUST: Fransız kimyacı 1808 yılında hangi yöntemle elde edilirse edilsin kimyasal bir bileşiği oluşturan elementlerin kütleleri arasında sabit bir oran olduğunu kanıtladı. DALTON: ingiliz kimyager ve fizikçi. En çok kendi adı verilen atom modeli ve onuruna bazen daltonizm denilen renk körlüğü hakkında yaptığı araştırmalarla tanınır. Gazlar üzerine yaptığı ilk çalışmaların sonucunda kendi adıyla tanınan "Kısmi basınçlar yasası" nı buldu. AVOGADRO: İtalyan kimyager ve bilim adamıdır. Molarite ve moleküler ağırlık konusundaki çalışmalarıyla tanınır. Avogadro yasası olarak bilinen şu yasayı öne sürmüştür; "Aynı hacimdeki gazlar, aynı sıcaklık ve basınç sağlandığı durumda, aynı sayıda moleküle sahiptir KİMYASAL BAĞ KAVRAMININ GELİŞİMİ Kimyasal Bağ: Atomları bir arada tutan kuvvetlere kimyasal bağ denir. Atomlar elektron düzenlerini soy gazların elektron düzenine benzetmeye çalışırlar. Soy gazlardan helyumun son enerji katmanında 2, diğerlerinin ise son enerji katmanında 8 elektron bulunur. 2H : 2 Bir soy gaz olan helyumun sadece bir enerji katmanında 2 elektron bulunur. 10Ne: 2 8 Bir soy gaz olan neonun enerji katmanlarındaki elektronları Soy gazların dışındaki atomlar en dış enerji düzeyindeki elektron sayılarını, 2 veya 8 e tamamlamak için elektron alışverişi yapar ya da elektronlarını ortaklaşa kullanırlar. Atomların en dış enerji düzeyindeki elektronların sayılarını 2 ye tamamlamalarına dublet kuralı 8 e tamamlamalarına ise oktet kuralı denir. Son katmanlarında 1,2 ya da 3 elektron bulunduran elementler metaldir. Metaller, son katmanlarındaki elektronlarını vererek +1,+2 veya +3 yüklü iyonlar oluştururlar. Son katmanlarında 4, 5, 6 ya da 7 elektron bulunduran elementler ametaldir. Ametaller son katmanlarındaki elektron sayılarını 8 e tamamlamak için elektron alarak -1, -2, -3, -4 yüklü iyonlar oluştururlar. Zıt yüklü metal ile ametal iyonları toplam yük sıfır olacak şekilde bir araya gelerek iyonik bileşikleri oluştururlar. Hidrojen atomunun tek katmanı vardır. Bu katmanda 1 elektron bulunmakta olup ametaldir. ÖRNEK: 11 elektronu olan Na elementi ile 17 elektronu olan Cl elementi arasındaki bileşik; ÇÖZÜM: 11Na : Na + : e - Na nın verdiği 1 Na nın son katmanında 1 elektron olup metaldir. Na son katmandaki 1 elektronu vererek +1 yüklü iyon haline gelir. 17CI : e - 17CI - : Cl atomu, katmanında 7 elektron olup ametaldir. CI atomu, Na nın verdiği 1 elektronu alarak -1 yüklü iyon haline gelir. Oluşan + ve - yüklü iyonlar birbirini çekerek elektriksel çekimden dolayı iyonik bağı oluştururlar ÖRNEK: 20 elektronu olan Ca elementi ile 8 elektronu olan O arasındaki bileşik; ÇÖZÜM: 20Ca : Ca 2+ : e - Ca nın son katmanında 2 elektronu olup metaldir. Ca son katmanındaki 2 elektronu vererek +2 yüklü iyon haline gelir. 8O : e - 8O 2- : 2 8 O nun son katmanında 6 elektron olup ametaldir. O atomu, Ca atomunun verdiği 2 elektronu alarak -2 yüklü iyon haline gelir. Oluşan +2 ve -2 yüklü iyonlar birbirini çekerek iyonik bağ oluştururlar. (+) yüklü metal iyonu ile (-) yüklü ametal iyonu arasında oluşan elektrostatik çekim kuvvetine iyonik bağ denir. Moleküller arası çekim kuvvetleri: Moleküller birbirine sıkı bağlı ise zor buharlaşır, zayıf bağlı ise kolay buharlaşır. Daha açık bir ifade ile moleküller arası çekim kuvveti fazla olan maddelerin erime ve kaynama sıcaklıkları yüksek iken moleküller arası çekim kuvveti düşük olan maddelerin erime ve kaynama sıcaklıkları daha düşüktür. 6

7 Molekülleri yoğun fazlarda (katı-sıvı) bir arada tutan kuvvetlere moleküller arası çekim kuvvetleri denir. Atomları bir arada tutan kuvvetler kimyasal iken moleküller arası çekimler fiziksel çekim kuvvetleridir. Atomlar ve iyonlar arası bağlar sağlam, maddelerin fiziksel hallerini belirleyen moleküller arası çekim kuvvetleri ise daha zayıftır. Bu nedenle, atomlar ve iyonlar arasındaki bağları koparmak için daha fazla enerjiye gerek varken moleküller arası çekim kuvvetlerini koparmak için daha az enerjiye gerek vardır. Maddenin halleri: Maddeler doğada katı, sıvı ve gaz hallerinde bulunurlar. Katı hal: Katıların belirli bir şekilleri ve hacimleri vardır. Katıyı oluşturan tanecikler arasındaki çekim kuvveti maddeyi bir arada tutar. Sıvı hal: Sıvıların belirli şekilleri yoktur. Bulundukları kabın şeklini alırlar. Ancak belirli hacimleri vardır. Sıvıyı oluşturan tanecikler arasındaki çekim kuvvetleri maddeyi bir arada tutar. Ancak maddeyi sıvı halde tutan çekim kuvvetleri, katı haldeki çekim kuvvetlerinden daha zayıftır. Gaz hal: Gazların belirli bir hacim ve şekilleri yoktur. Gaz haldeki maddeler arasındaki çekim kuvveti ihmal edilir. Bilimsel Yöntem: Bilim, tarafsız gözlem ve deneylerle elde edilen düzenli bilgi birikimidir. Fen bilimlerinde yeni bir bilgi edinmek için kullanılan yaklaşım tarzına bilimsel yöntem denir. Bilimsel yöntem, bilimsel gözlemle ortaya çıkar ve bilimsel çalışma yöntemiyle çözülür. Bilimsel çalışma yapılırken aşağıdaki yöntem izlenir; 1. Problemin belirlenmesi: bilimsel çalışma bilim adamının kendi kendine sorular sormasıyla başlar. Bu şekilde bir problem ortaya konur. 2. Problemle ilgili verilerin toplanması: Hemen herkesin her yerde aynı sonuçlarla tekrarlayabileceği gözlemlere gerçek, özel probleme ait gerçeklere ise veri denir. 3. Hipotez kurulması: Bilimsel problem için önerilen geçici çözüm yolu. 4. Hipoteze dayalı tahminler yapılması: Bir hipotezden mantık yoluyla çıkarılan sonuç. 5. Kontrollü deney yapılması: Tahminler deneylerle veya ek gözlemlerle test edilir. Çok sayıda değişik gözlem ve deneylerle desteklenerek geniş bir geçerlilik kazanırsa teori haline gelir. Teori evrensel bir gerçekse kanun haline gelir. PERİYODİK CETVEL BİLEŞİKLER NASIL OLUŞUR? Periyodik cetvel elementleri artan atom numaralarına göre sıralayarak oluşturulan tablodur. Bu sıralamada benzer fiziksel ve kimyasal özellik gösteren elementler alt alta dizilir. Elementlerin artan atom numaralarına göre dizilmiş yatay sıralara periyot, benzer özelliklerine göre dizilmiş düşey sıralara grup denir. Her elementin bulunduğu periyot numarası kadar enerji katmanı vardır. Örneğin; 1.periyottaki H (hidrojen) elementinin 1, 2. periyottaki F (flor) elementinin 2, 4. periyottaki Ca (Kalsiyum) elementinin 4 enerji katmanı vardır. Elementlerin son enerji katmanında bulunan elektronlarına değerlik elektronu denir. Bir elementin yer aldığı grup o elementin değerlik elektron sayısına eşittir. Örneğin; 1A grubunda elementlerin değerlik elektron sayısı 1, 2A grubundaki elementlerin değerlik elektron sayısı 2 3A grubundaki elementlerin değerlik elektron sayısı 3 tür. Periyodik cetvel 8 ana gruptan (A grupları), 8 tane yan gruptan (B grupları) oluşur. Periyodik cetvelde 7 periyot bulunmaktadır. 7

8 2He elementi 8A grubunda bulunmasına karşın değerlik elektron sayısı 2 dir. Atomlar, kimyasal tepkimelerde elektron alarak, vererek veya ortaklaşa kullanarak değerlik elektron sayılarını 2 ye veya 8 e tamamlamaya çalışırlar. Bu şekil de elektron düzenleri soy gazların elektron düzenine benzemiş olur ve kararlı bir yapıya kavuşmuş olurlar. Soy gazların elektron dizilimi kararlılığı temsil eder. Bu nedenle elementler bileşik oluştururken elektron dizilimlerini soy gazların elektron dizilimine benzetmeye çalışırlar. Ancak bu genel bir durumdur. Bazı durumlarda bileşik oluşurken, atomların elektron dizilimleri soy gazların elektron dizilimine benzemeyebilir. Periyodik cetveldeki elementler metaller, ametaller ve soygazlar olarak sınıflandırılır. METALLERİN ÖZELLİKLERİ 1. Periyodik cetvelin 4A,5A, 6A, 7A ve 8A grupları dışında kalan elementlerdir. 2. Isı ve elektriği iletirler 3. Metalik parlaklıkları vardır 4. Dövülerek tel ve levha haline getirilebilir 5. Atomik yapıya sahiptirler (Na, K, Ca vb) 6. Metaller, kendi aralarında bileşik oluşturmazlar. 7. Metallerin elektron verme eğilimleri ametallerin elektron verme eğilimlerinden daha fazladır. 8. Metaller, ametallerle birleşerek bileşik oluştururken daima + yüklü hale gelirler. 9. Metallerin en dış enerji katmanlarındaki elektron sayısı, ametallerin en dış enerji katmanlarındaki elektron sayısından daha azdır. 10. Bileşik oluştururken, metaller en dış enerji katmanımdaki elektronlarını vererek dublet veya oktet kuralına uyarlar. AMETALLERİN ÖZELLİKLERİ 1. Periyodik cetvelin 4A, 5A, 6A ve 7A grubundaki elementlerdir. 2. Isı ve elektriği iletmezler (grafit hariç) 3. Gaz olanları saydam, katı olanları mat görünümlüdür. 4. Kırılgandırlar, tel ve levha haline gelmezler 5. Moleküllü yapıya sahiptirler (H 2, O 2, P 4 vb.) 6. Ametaller hem metallerle hem de ametallerle bileşik oluştururlar. 7. Ametallerin elektron alma eğilimleri metallerin elektron alma eğiliminden fazladır. 8. Bir ametal, bir metalle bileşik oluştururken metal elektron verip (+) yüklü hale gelirken ametal, metalin verdiği elektronu alarak (-) yüklü hale gelir. 9. Ametallerin elektron alma eğilimleri birbirine yakındır. Bu nedenle bir ametal başka bir ametalle bileşik oluştururken elektronlarını ortaklaşa kullanırlar. 10. Ametaller bileşik oluştururken değerlik elektron sayılarını 8e tamamlayıp oktet kuralına uymaya çalışırlar 11. Hidrojen (H) elementi ametal olup genellikle bileşiklerinde +1 değerlik alır. Ancak hidrojen metallerle yaptığı bileşiklerde 1 elektron alarak değerlik katmanındaki elektron sayısını 2 ye çıkarır. Bu nedenle oktet kuralına değil dublet kuralına uyar. YARI METALLER Periyodik tablonun 3A, 4A, 5A ve 6A otu bundaki bazı elementler görünüş ve bazı özellikleri açısından metallere benzese de kimyasal olarak ametal gibi davranırlar. Bu elementler genellikle kristal yapıda bulunurlar. Metallere göre elektrik iletkenlikleri daha azdır. Yarı metallere bor, silisyum, germanyum ve antimon örnek olarak verilebilir. SOYGAZLAR 1. Periyodik cetvelin 8A grubundaki elementlerdir. 2. Periyodik cetvelin en kararlı grubunu oluştururlar. Bu nedenle bileşik oluşturmaya yatkın değillerdir. 3. Periyodik cetvelin 1. periyodundaki Helyum (He) dublet kuralını diğer soy gazlar ise oktet kuralını sağlamışlardır. 8

9 GRUPLARIN GENEL ÖZELLİKLERİ 1A Grubu: (H, Li, Na) Atom numaraları sırayla 1, 3, 11, 19, 37, 55 ve 87 dir. Gruptaki hidrojen (H) elementi ametal diğerleri metaldir. Gruptaki metallere alkali metal denir. Gruptaki elementlerin katman elektron dizilimi şöyledir. 1H: 1 3Li: Na: K: Rb: Cs: Elektron dizilimleri incelendiğinde 1A grubu elementlerinin tamamının değerlik katmanında 1 elektron bulunur. Değerlik katmanındaki elektron sayısı aynı zamanda grup numarasına eşittir. Kimyasal tepkimelerde 1A grubundaki elementler değerlik katmanındaki 1 elektronu vererek oktete ulaşırlar. Böylece 1A grubu elementleri bileşiklerinde +1 değerlik alırlar. 3 Li, bileşik oluştururken değerlik katmanındaki elektronu vererek +1 değerlik alırken dublete erişir. 2A Grubu: (Be, Mg, Ca) Atom numaraları sırayla 4, 12, 20, 38, 56 ve 88 dir Toprak alkali metal olarak adlandırılırlar. Gruptaki bazı elementlerin katman elektron dizilimi şöyledir. 4Be: Mg : Ca : (Diğer elementlerin elektron dizilimi aynı katmandaki 1A grubu ile aynı sadece son katmandaki 1 değil 2 elektron bulunacaktır.) 2A grubu elementlerinin tamamının değerlik katmanında 2 elektron bulunur. Değerlik katmanındaki elektron sayısı aynı zamanda grup numarasına eşittir. Kimyasal tepkimelerde 2A grubundaki elementler değerlik katmanındaki 2 elektronu vererek oktete ulaşırlar. Böylece 2A grubu elementleri bileşiklerinde +2 değerlik alırlar. 4 Be, bileşik oluştururken oktete değil dublete erişir. 3A Grubu: (B, Al) Atom numaraları sırayla 5, 13, 31, 49 ve 81 dir. Grubun ilk elementi bor ( 5 B) yarı metal diğerleri metaldir. Grubun metalleri toprak metali olarak adlandırılırlar. Grubun en önemli elementi alüminyum olup katman elektron dizilimi şöyledir. 13Al: Kimyasal tepkimelerde Al, değerlik katmanındaki 3 elektronu vererek +3 değerlik alır. Gruptaki bütün elementlerin elektron dizilimi yapıldığında değerlik katmanında 3 elektron olduğu görülür. 7A Grubu: (F, CI, Br, I) Atom numaraları sırasıyla 9, 17, 35, 53 ve 85 tir. Halojen olarak adlandırılırlar. Gruptaki 17 CI elementinin elektron dizilimi şöyledir. 17CI : Gruptaki bütün elementlerin değerlik katmanında 7 elektron bulunur. Moleküllü (F 2, Cl 2, Br 2, l 2 ) yapıya sahiptirler. 8A Grubu: (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) Atom numaraları 2, 10, 18, 36, 54 ve 86 dır. Soy gazlar, asal gazlar veya inert gazlar olarak dlandırılırlar. Değerlik katmanları yeteri kadar elektronla dolu olduğundan elektron alıp vermezler. Grubun ilk elementi He nin değerlik katmanında 2, diğerlerinde 8 elektron bulunur. 9

10 Değerlik: Elementler bileşik oluştururken değerlik elektronlarını kullanırlar. 1A, 2A, 3A grubu elementleri metal olduğundan bileşik oluştururken değerlik elektronlarını vererek (+) yüklü iyon haline geçerler. Bunların dışındaki A grubu elementleri değerlik elektronlarını vermeleri yanında, elektron alarak en büyük enerji düzeyindeki elektronları 8 e tamamlar. Buna oktetini tamamlama denir. A grupları aşağıdaki değerlikleri alırlar. 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A , -4 +5, -3 +6, -2 +7, -1 0 iyon - İyon yükü - Yükseltgenme Basamağı: Kimyasal tepkimeler olurken atomlar arasında ya elektron alışverişi olur ya da elektronlar ortaklaşa kullanılır. Elektron vererek ya da alarak pozitif veya negatif hale gelen atom ya da atom grubuna iyon denir. Elektron alma ya da verme sonucunda iyonun aldığı + ya da - değere de iyon yükü denir. İyon yükü; elektron alış-verişinin net ve tam olduğu bileşiklerde gerçek iyonlar için uygun düşen bir terimdir. NaCI gibi bileşikler suda çözündüğünde Na + ve Cl - iyonları su ortamında serbest kalırlar. NaCI (k) Na + (suda) + CI - (suda) NaBr, KCI, KNO 3, Ca(NO 3 ) 2 bileşikleri de gerçek iyon oluşturan bileşiklerden bir kaçıdır. NaBr (k) Na + (suda) + Br - (suda) KCI (k) K + (suda) + CI - (suda) KNO 3(k) K + - (suda) + NO 3 (suda) Ca(NO 3 ) 2(k) Ca 2+ - (suda) + 2NO 3 (suda) Ancak her bileşik bu şekilde serbest iyonlar içermez. Bazı bileşiklerde atomlar (+) ya da (-) yükle yüklenmesine rağmen elektron alışverişi tam olarak gerçekleşmez. Örneğin SO 3 bileşiğinde S atomu +6 değerliğindedir. Ancak bu bileşikteki S atomunu 6 elektron kaybetmiş saymak doğru değildir. Bu tür atomlar için yükseltgenme basamağı terimi daha uygundur. PCI 3, N 2 O 5, CH 4 gibi ametal - ametal bileşikleri ile Fe 2 O 3, CrO 3, Mn 2 O 7 gibi yüksek yükseltgenme basamaklarının söz konusu olduğu bileşiklerde iyon yükü yerine yükseltgenme basamağı kullanılır. KATYONLAR +1 yüklü +2 yüklü +3 yüklü +4 yüklü H + : Hidrojen Be 2+ : Berilyum Al 3+ : Alüminyum Sn 4+ : Kalay (IV) Li + : Lityum Mg 2+ : Magnezyum Cr 3+ : Krom (III) Pb 4+ : Kurşun (IV) Na + : Sodyum Ca 2+ : Kalsiyum Fe 3+ : Demir (III) K + : Potasyum Ba 2+ : Baryum Ag + : Gümüş Zn 2+ : Çinko NH + 4 : Amonyum Ni 2+ : Nikel Cu + : Bakır (I) Hg + : Civa (I) Cu 2+ : Bakır (II) Hg 2+ : Civa (II) Pb 2+ : Kurşun (II) Sn 2+ : Kalay (II) ANYONLAR -1 yüklü -2 yüklü -3 yüklü F - : Florür O 2- : Oksit PO 3-4 : Fosfat Cr - : Klorür S 2- : Sülfür N 3- : Nitrür Br - : Bromür 2- SO 4 : Sülfat p 3- : Fosfür I - : İyodür 2- SO 3 : Sülfit OH - : Hidroksit 2- CrO 4 : Kromat - NO 3 : Nitrat 2- CO 3 : Karbonat - CIO 3 : Klorat 2- Cr 2 O 7 : Dikromat - MnO 4 : Permanganat MnO 2-4 : Manganat CH 3 COO - : Asetat 2- O 2 : Peroksit HSO - : Bisülfat CN - : Siyanür 10

11 Yükseltgenme Basamaklarının Bulunması: Bir bileşikte, bileşik içindeki bütün atomların değerlikleri toplamı sıfırdır. Bir iyonda ise iyon içindeki atomların değerlikleri toplamı iyon yüküne eşittir. Bundan faydalanarak iyon yükleri bilinen iyonlar yardımı ile diğer elementlerin yükseltgenme basamakları bulunur. Bu nedenle aşağıdaki tabloda yer alan iyonların yükü bilinmelidir. ÖRNEK: MnO 2 bileşiğinde Mn hangi yükseltgenme basamağında bulunur? ÇÖZÜM: Oksijen -2 değerliklidir. Bileşikte 2 tane O olduğuna göre, - yükler toplamı -4 tür. Bileşikte yükler toplamı 0 olacağına göre Mn nin yükseltgenme basamağı +4 olmalıdır. ÖRNEK: KMnO 4 bileşiğinde Mn hangi yükseltgenme basamağında bulunur. ÇÖZÜM: K nin değerliği (+1), O nin değerliği (-2) dir. Mn nin yükseltgenme basamağına x denirse; K +1 Mn x 2- O 4 Bileşikteki yükler toplamı sıfırdır. 1 + x + 4. (-2) = 0 x = +7 Yukarıdaki her iki örnekte Mn nin farklı bileşiklerde farklı değerlikler aldığı görülmektedir. Geçiş elementlerinin bir çoğu bu şekilde farklı değerlik alabilmektedir. Buradan da oktetin kimyasal bağ için gerek şart olmadığı çıkarımını yapmalıyız. ÖRNEK: NO 3 - iyonunda N nin yükseltgenme basamağı kaçtır? ÇÖZÜM: Bir iyonda değerlikler toplamı iyon yüküne eşittir. N nin yükseltgenme basamağına x diyelim. x + 3.(-2) = -1 x=+5 ÖRNEK: Cr 2 O 7 2- iyonunda Cr nin yükseltgenme basamağı kaçtır? ÇÖZÜM: Cr nin yükseltgenme basamağına x diyelim. 2x + 7.(-2) = -2 x = + 6 ÖRNEK: NaCI, HCIO 3 ve HCIO 4 bileşikleri verilmektedir. a)her bir bileşikte Cl nın iyon yükü veya yükseltgenme basamağını bulunuz. NaCI bileşiğinde Na +1 yüklü olduğuna göre CI -1 dir. H +1, O -2 değerliklidir. H +1 CI x 2- O x + 3.(-2) = 0 x = +5 H +1 CI y 2- O y + 4.(-2) = 0 y = +7 b)hangi bileşiklerde Cl nin oktet kuralına uyduğunu belirtiniz. ( 17 CI) NaCI de CI - ve HCIO 4 de CI +7 değerliklerini alıp oktet kuralına uymuş ancak HCIO 3 de CI +5 değerlikli olup oktet kuralına uymamıştır. Ametaller, metallerle bileşik oluştururken daima eksi (-) değerlik alırlar. Ancak bazı bileşiklerde ametaller farklı pozitif yüklere de sahip olmaktadır. İyonik Bileşik Formüllerinin Yazılması: 1. Bileşik formüllerinin yazılmasında aşağıdaki kurallar dikkate alınır. 2. Önce pozitif yüklü iyon, sonra negatif yüklü iyon yazılır. Bileşiklerde alınan elektron sayısı, verilen elektron sayısına eşit olduğundan bileşikteki atomların pozitif ve negatif yüklerinin toplamı sıfır olmalıdır. Bu nedenle, iyonların sağ alt köşelerine iyon yüklerinin mutlak değerleri çapraz olarak yazılır. A x+ B y- A y B X Mg 2+ ve N 3- iyonlardan oluşan bileşiğin formülü ; Mg 2+ N 3- Mg 3 N 2 şeklinde yazılır. Eğer iyonların yükleri eşitse (x = y) ise x ve y yazılmaz. Örneğin, Na + ve Cl - iyonlarından oluşan bileşiğin formülü; Na + CI - NaCI dir. Mg +2 ve O -2 iyonlarından oluşan bileşiğin formülü ise, Mg +2 O -2 Mg 2 O 2 şeklinde yazılmaz, MgO şeklinde yazılır. 11

12 Kök halindeki iyonlarda ise kök parantez içine alınır, rakam parantezin sağ alt köşesine yazılır. Örneğin, Al 3+ ve SO 2- AI 2 (SO 4 ) 3 şeklinde yazılır. Lewis Yapısı: Atomların değerlik katmanındaki elektronlarının element sembolü üzerinde noktalarla gösterilmesine Lewis yapısı denir. Lewis sembolündeki harfler, çekirdeği ve iç katman elektronlarının tamamını, kullanılan noktalarda değerlik elektronlarını göstermektedir. Periyodik cetvelin ikinci periyodundaki elementlerin Lewis yapıları şöyledir. ÖRNEK: Aşağıda bazı iyonların Lewis yapıları verilmiştir. I. II. III. Bu yapılardan hangileri yanlıştır? ( 8 O, 9 F, 11 Na) Element Elektron dağılımı Grup numarası Değerlik elektron sayısı 3Li 2 1 1A 1 4Be 2 2 1A 2 5B 2 3 1A 3 6C 2 4 1A 4 7N 2 5 1A 5 8O 2 6 1A 6 9F 2 7 1A 7 10Ne 2 8 1A 8 Lewis yapısı ÇÖZÜM: Her elementin katman elektron dizilimini ve Lewis yapısını gösterelim, Flor (F) -1 yüklü olduğuna göre 1 elektron almıştır. Bunu son katmanına eklersek durumu oluşur, (doğru) Sodyum (Na) +1 yüklü olduğuna göre 1 elektron vermiştir. Bu durumda son katmandaki elektron koparsa [Na] + durumu oluşur. (Yanlış) Oksijen (O) -2 yüklü olduğuna göre 2 elektron almıştır. Bu elektronları son katmana eklersek durumu oluşur. (doğru) İyonik Bileşiklerin Lewis Yapısı: iyonik bileşiklerin Lewis yapısı yazılırken önce formülü oluşturan elementlerin katman elektron dizilimleri yapılır. Daha sonra son katmandaki değerlik elektron sayıları element sembolü üzerinde noktalarla gösterilir. Bundan sonra da elementlerin oktet ya da dublete ulaşmaları için alınması-verilmesi gereken elektronlar belirlenir. En son olarak oluşan zıt yüklü iyonlar toplam yük sıfır olacak şekilde birbirinin yanına yazılır. ÖRNEK: 3 Li ile 9 F atomlarından oluşan bileşiğin Levvis yapısını yazınız. ÇÖZÜM: Li ve F nin elektron dağılımları ve Lewis yapılarını yazalım. 3Li: 2 1 (Li dublete ulaşmak için 1 elektron verir) 9F : 2 7 (F oktete ulaşmak için 1 elektron alır) ÖRNEK: 12 Mg ve 17 CI atomlarından oluşan bileşiğin Lewis yapısını yazınız. ÇÖZÜM: Mg ve Cl nin elektron dağılımları ve Lewis yapılarını yazınız. 3Mg: (Mg oktete ulaşmak için 2 elektron verir) 17CI : (CI oktete ulaşmak için 1 elektron alır) Mg 2 elektron verirken Cl 1 elektron almaktadır. Bu durumda Mg nin verdiği 2 elektronu alması için 2 Cl atomuna gerek vardır. 12

13 BİLEŞİKLERİN ADLANDIRILMASI Bileşikler oluşurken ya metaller ametallerle birleşerek iyonik bileşik oluştururlar ya da ametaller kendi aralarında birleşerek kovalent bileşik oluştururlar. Bileşikler içerdikleri elementlerin türüne göre farklı şekillerde adlandırılırlar. İYONİK BİLEŞİKLERİN ADLANDIRILMASI a) Sabit değerlikli metal bileşikleri: Sabit değerlikli (bileşiklerinde tek değerlik alan) metallerin ametallerle yaptığı bileşiklerde önce metalin adı, sonra ametalin adı okunup sonuna "ür" eki getirilir. Metal adı + ametal adı + "ür" Ancak oksijen bileşikleri oksit", kükürt bileşikleri "sülfür", azot bileşikleri "nitrür", karbon bileşikleri karbür, fosfor bileşikleri fosfür olarak adlandırılır. KF : Potasyum florür CaS : Kalsiyum sülfür CaCI 2 : Kalsiyum klorür Na 3 N :Sodyum nitrür MgO : Magnezyum oksit b) Değişken değerlikli metal bileşikleri: Değişken değerlikli (bileşiklerinde birden fazla değerlik alan) metallerin oluşturduğu bileşiklerde metal adından sonra metalin değerliği de Romen rakamı ile belirtilir. FeO : Demir (II) oksit PbCI 2 : Kurşun (II) klorür Fe 2 O 3 : Demir (III) oksit PbCI 4 : Kurşun (IV) klorür c) Metal - Kök Bileşikleri: Metal kök bileşiklerinde önce metalin adı, metalin değerliği (metal değişik değerlikli ise) en sonda da kökün adı söylenir. Metal adı + kök adı Ca(OH) 2 : Kalsiyum hidroksit Fe(NO 3 ) 2 : Demir (II) nitrat AI(NO 3 ) 3 : Alüminyum nitrat Fe(NO 3 ) 3 : Demir (III) nitrat Na 3 PO 4 : Sodyum fosfat PbSO 4 : Kurşun (II) sülfat d) Kristal sulu metal bileşikleri: Bileşiğin yapısında kristal suyu varsa latince olarak suyun sayısı ve adı bileşiğin adının sonuna eklenir. Bileşiğin adı + su molekülü sayısının Latince adı + hidrat CuSO 4.5H 2 O : Bakır (II) sülfat penta hidrat MgSO 4. 7H 2 O : Magnezyum sülfat hepta hidrat İYONİK BİLEŞİKLERİN ÖRGÜ YAPISI İyonik bileşikler metal katyonu ile ametal anyonunun birbirini çekmesiyle oluşur. Her iyon, belirli sayıda komşu ve zıt yönlü iyonun çekimi etkisindedir. Bu şekilde çok sayıda iyonun birbirini çekmesiyle düzgün bir kristal örgü yapısı oluşur. İyonik yapılı bileşikler çeşitli tiplerde kristal örgü yapısı oluştururlar. Örneğin NaCI yüzey merkezli küp şeklinde bir kristal örgüye sahipken CsCI cisim merkezli kübik bir yapı oluşturur. NaCI nın yüzey merkezli CsCI nın yüzey merkezi kübik kristal örgüsü kübik kristal örgüsü İyonik bileşiklerin bu kristal yapılarında çok sayıda zıt yüklü iyon birini çeker. Bu çekim kuvvetlerinin etkisiyle iyonik bileşikler katı halde bulunurlar. İyonik bileşiklerin erime ve kaynama sıcaklıkları da oldukça yüksektir. İyonik bileşikler moleküllü yapıda değildir. Molekül yapılı bileşiklerde yapısı birbirinden bağımsız moleküller bulunur. Ancak iyonik bileşiklerde çok sayıda zıt yüklü iyonun birbirini çekmesinden oluşan kristal örgüler vardır. Örneğin NaCI de her Na + iyonu 6 Cl - iyonu tarafından, her Cl - iyonu da 6 Na + iyonu tarafından sarılarak çekilmekte ve bu şekilde iyonik kristal oluşmaktadır. Bileşiğin formülü ise kristaldeki farklı atom sayılarının oranını yansıtan en basit formülüdür. Yemek tuzunun formülü NaCI olduğuna göre bu bileşikte Na + ve Cl - iyonları sayısı eşittir. NaCI (yemek tuzu) nın kristal yapısı 13

14 İYONİK BİLEŞİKLERİN SUDA ÇÖZÜNMESİ İyonik bileşikler genellikle suda kolay çözünürler. Örneğin; yemek tuzu (NaCI) suda çözünebilen bir maddedir. Tuzun suda çözünmesi şu şekilde açıklanabilir. Su molekülünü oluşturan atomlar, bir doğru üzerinde olmayıp açısal biçimde dizilmişlerdir. Suyun yapısındaki oksijen, hidrojenle oksijen arasında bağ yapan elektronları kendisine daha fazla çektiğinden negatif (-) yükle yüklenir. Oksijen tarafından çekilen elektronlar hidrojenden uzaklaştığı için hidrojen de pozitif (+) yükle yüklenir. Atomları arasındaki bağ yapan elektronların eşit paylaşamadığı ve (+) ile (-) kutuplara sahip moleküllere polar (kutuplu) moleküller denir. NaCI ise iyonik bir katı olup yapısında Na + ve Cl - iyonları bulunan kristal örgüden oluşmuştur. Polar olan su molekülleri, tuzun yapısındaki Na + ve Cl - iyonlarını sararak bu iyonları kristalden koparırlar. Böylece Na + iyonları su moleküllünün (-) yüklü tarafı ile Cl - iyonları ise su molekülünün (+) yüklü tarafı ile sarılmış olurlar. Bunun sonucu olarak tuz kristalindeki iyonlar çözeltiye geçerler. Olay sırasında elektron alış verişi olmadığından tuzun suda çözünmesi fiziksel bir olaydır. İyonik bileşiklerin suda çözünmeleri denklemlerle ifade edilir. NaCI (k) + H 2 O (s) Na + (aq) + Cl - (aq) denkleminde NaCI nin suda çözündüğünde Na + ve Cl - iyonlarına ayrıştığı anlaşılır. İyonların sağ altında yer alan(aq) da bu iyonların suda olduğunu gösterir. İyonik bileşikler hangi iyonlardan oluşuyorsa suda çözündüğünde o iyonlara ayrışır. Aşağıda bazı iyonik bileşiklerin suda çözünme denklemleri verilmiştir. KCI (k) + H 2 O (s) K + (aq) + Cl - (aq) CaCI 2(k) + H 2 O (s) Ca +2 (aq) + 2CI (aq) AICI 3(k) + H 2 O (s) Al +3 (aq) + 3CI (aq) KNO 3(k) + H 2 O (s) K + (aq) + NO 3(aq) Ca(NO 3 ) 2 + H 2 O (s) Ca +2 (aq) + 2NO 3(aq) AI(NO 3 ) 3(k) + H 2 O (s) Al +3 (aq) + 3NO 3(aq) K 2 SO 4(k) + H 2 O (s) 2K + (aq) + SO 4(aq) AI 2 (SO 4 ) 3(k) + H 2 O (s) 2AI +3 (aq) + 3SO 4(aq) KOVALENT BİLEŞİKLER Soygazlar: Bileşik oluşturmak istemezler. Metaller: Ametallerle iyonik bileşikleri oluştururlar. Ametaller: Metallerle iyonik bileşikleri, bir ametal başka bir ametalle kovalent bileşikleri oluşturur. Kovalent Bağın Oluşumu: Ametaller bileşik oluştururken elektron alma eğilimindedir. Aynı tür ametal atomlarının elektron alma eğilimi birbirine eşit, farklı ametal atomlarının elektron alma eğilimleri ise birbirinden farklı ancak yakındır. Bu durumda elektron alma eğilimleri eşit olan veya birbirine yakın olan ametal atomları birbirleriyle molekül oluştururken elektronlarını vermek istemezler. Bu türdeki atomlar kimyasal bağlarla bağlanıp molekül oluştururken bağ yapan elektronlarını ortaklaşa kullanırlar. ^ Ametaller arasında elektronların ortaklaşa kullanılması sonucu oluşan bağa kovalent bağ denir. Apolar Kovalent Bağ: Aynı tür ametal atomları arasında elektron ortaklaşması sonucu oluşan bağa apolar kovalent bağ denir. Bağı oluşturan atomlar aynı elemente ait olduğundan bağ yapan elektronlar her iki atom tarafından eşit kuvvetle çekilir. H + H H 2 Elektron bulutlarının birbirini çekerek H 2 molekülünü oluşturması Hidrojen (H) atomunun tek elektronu diğer hidrojenin tek elektronu ile ortaklaşa kullanılır her iki atom da dublete ulaşır. 14

15 Flor (F) atomunun son katmanında 7 elektron bulunur. Oktete ulaşmak için 1 elektrona gerek vardır. Bu elektronu başka bir flor atomunun tek elektronu ile ortaklaşa kullanarak oktete ulaşır. H 2, F 2, N 2, O 2, Br 2 gibi aynı tür atomdan oluşan bütün moleküllerin atomları arasında apolar kovalent bağ vardır. Polar Kovalent Bağ: Farklı tür ametal atomları arasında oluşan bağa polar kovalent bağ denir. Farklı ametallerin elektron alma eğilimleri birbirinden farklıdır. Farklı iki ametal arasında kovalent bağ oluşurken elektron alma eğilimi fazla olan atom, bağ yapan elektronları kendi tarafına daha fazla çeker. Bu nedenle elektronu çeken taraf kısmen negatif ( - ) elekron uzaklaşan taraf kısmen pozitif ( +) yükle yüklenir. HCI Molekülünde Kovalent Bağ Cl nin elektron alma eğilimi H den fazla olduğu için H nin olduğu taraf kısmen pozitif, Cl nin olduğu taraf kısmen negatiftir. H atomu tek elektronunu Cl nin elektronu ile ortaklaşa kullandı. H atomu dublete ulaşırken Cl atomu oktete ulaştı. Cl nin elektron alma eğilimi H nin elektron alma eğiliminden daha fazladır. Bu nedenle H ile Cl arasındaki bağ polar kovalenttir. H 2 O (su) Molekülünde Kovalent Bağ: H nin atom numarası 1, O nun ise atom numarası 8 dir. Aynı zamanda O nun elektron alma eğilimleri H nin elektron alma eğiliminde daha fazladır. O nun elektron alma eğilimi, H nin elektron alma eğiliminden daha fazla olduğu için elektronlar H den biraz uzaklaşır. O atomuna ise yaklaşır. Bu nedenle O tarafı kısmen negatif iken H tarafı kısmen pozitiftir. H atomları tek elektronlarını O nun elektronları ile ortaklaşa kullandı. H atomu dublete ulaşırken O atomu oktete ulaşır. H nin elektron alma eğilimi O nun elektron alma eğiliminden azdır. Bu nedenle H ile O arasındaki bağlar polar kovalenttir Elektron bulutlarının birbirini çekerek H 2 O molekülünü oluşturması Kovalent Moleküllerin Levvis Yapısı: Lewis yapısı; değerlik elektronlarının element sembolü üzerinde gösterilmesidir Bir elementin Lewis yapısı yazılırken 4 e kadar olan değerlik elektronları element sembolü etrafına tek nokta olarak konur. Daha sonrakiler ise çiftleştirilerek konur. Noktalama bu şekilde yapıldığında element sembolü etrafındaki tek elektron sayısı atomun bağ kapasitesini verir. ÖRNEK: N, O ve F atomlarının atom numaraları sırasıyla 7,8 ve 9 dur. Buna göre, I. N atomunun elektron bulunduran katman sayısı en azdır. II. Atomunun eşleşmemiş iki elektronu vardır. 7N 2 5 III. F atomunun bağ kapasitesi en fazladır. yargılarından hangileri doğrudur? 8O 2 6 ÇÖZÜM: Yandaki duruma göre her üç elementinde elektron bulunduran katman sayısı eşittir. (I. yanlış) 9F 2 7 Elementlerin lewis yapısına bakıldığında O atomunun iki tane tek elektronu (eşleşmemiş) bulunmaktadır. (II. doğru) Her atom tek elektron sayısı kadar bağ yapar. Yandaki lewis yapısına göre N, 3; O; 2 ve F ise 1 bağ yapar. (III. yanlış) 15

16 H 2 Molekülünün Levvis Yapısı: H atomunun atom numarası 1 olup aynı zamanda 1 elektrona sahiptir. Bu durumda H nin katman elektron dizilimi ve Levvis yapısı şöyledir: H atomu tek elektronunu başka bir H atomu ile ortaklaşarak H 2 molekülünü İki elektron bir bağ oluşturur. İki atom arasındaki her bağ bir çizgi ile gösterilir. (H - H) Kimyada moleküllerin bir gösterim şekli de çubuk-küre modelidir. Bu modelde her atom bir küre ile ifade edilirken atomlar arasındaki bağ da çubukla gösterilir. CI 2 Molekülünün Lewis Yapısı: CI nin atom numarası 17 olup nötr CI atomunun 17 elektronu bulunur. CI nin katman elektron dizilimi ve Lewis yapısı şöyledir. 17CI : CI atomu tek elektronunu başka bir CI atomunun elektronu ile ortaklaştırarak CI 2 molekülünü oluşturur. Her iki CI atomundan birer elektron kullanılarak bağ oluştuğuna göre CI atomları arasında tek bağ bulunur. CI - CI şeklinde gösterilir. Moleküllerin Lewis yapısı ile çizgi bağ yapısı birbirine karıştırılmamalıdır. Çizgi bağ yapısında atomların etrafındaki elektronlar noktalarla gösterilmez. Sadece atomlar arasındaki bağ çizgi ile gösterilir. çubuk - küre modeli O 2 Molekülünün Lewis Yapısı: O nun atom numarası 8 olup nötr O atomunun 8 elektronu bulunur. O nun katman elektron dizilimi ve Lewis yapısı, 8O : 2 6 O nun lewis yapısında iki tane tek elektron bulunmaktadır. Bu tek elektronlar başka bir O atomunun tek elektronları ile ortaklaşarak O 2 molekülü oluşur. Bu molekülde her iki atomun ikişer elektronu kullanılarak bağ oluştu. İki elektron bir bağ oluşturduğuna göre O atomları arasında iki bağ bulunur. O 2 molekülünün çizgi bağ yapısı şöyledir: O = O çubuk - küre modeli N 2 Molekülünün Lewis Yapısı: N nin atom numarası 7 olup nötr N atomunun 7 elektronu bulunur. N nin katman elektron dizilimi ve Lewis yapısı; 7N : 2 5 N nin lewis yapısında üç tane tek elektron bulunmaktadır. Bu tek elektronlar başka bir N atomunun tek elektronları ile ortaklaşarak N 2 molekülü oluşur. çubuk - küre modeli Bu molekülde her iki atomun üçer elektronu kullanarak bağ oluştu. İki elektron bir bağ oluşturduğuna göre N atomları arasında üç bağ bulunur. N 2 molekülünün çizgi bağ sayısı şöyledir. N N HCI Molekülünün Lewis Yapısı: H nin atom numarası 1, CI nin ise atom numarası 17 dir. H nin ve CI nin katman elektron dizilimi ve Lewis yapısı; Her iki atomda da birer tane tek elektron bulunmaktadır. Bu tek elektronlar birbirleriyle ortaklık kurarak HCI molekülü oluşur. Bu molekülde her iki atomdan birer elektron kullanarak bağ oluştu. HCI molekülünün çizgi bağ yapısı şöyledir. H CI çubuk - küre modeli H 2 O Molekülünün Lewis Yapısı: H nin atom numarası 1, O nun ise atom numarası 8 dir. H nin ve O nun katman elektron dizilimi ve Lewis yapısı; H atomunda bir tane, O atomunda ise iki tane tek elektron bulunmaktadır. O atomunun tek elektronlarından biri, bir H atomu ile diğer tek elektron ise bir başka H atomu ile ortaklık kurarak H 2 O molekülü oluşur. H 2 O molekülünün çizgi bağ yapısı şöyledir. çubuk - küre modeli 16

17 KOVALENT BİLEŞİKLERİN ADLANDIRILMASI Ametal - ametal ikili bileşiklerinin adlandırılması şöyle yapılır. 1. ametalin latince sayısı + 1. ametalin adı + 2. ametalin latince sayısı + 2.ametalin adı + ür Not: 2. ametal oksijense "oksit, kükürt ise "sülfür", azot ise "nitrür okunur. Formüldeki ilk elementin sayısı 1 ise sayı ön eki kullanılmaz. Ametal - ametal bileşiklerinin adlandırılmasında kullanılan latince sayılar mono : 1 tetra : 4 hepta : 7 deka : 10 di : 2 penta : 5 okta : 8 tri : 3 hekza : 6 nona : 9 S 2 CI 2 : Dikükürtdiklorür N 2 O : Diazotmonoksit N 2 F 4 : Diazotttetraflorür SF 6 : Kükürthekzaflorür CS 2 : Karbondisülfür N 2 O 3 : Diazottrioksit İyonik Bileşikler ile Kovalent Bileşiklerin Karşılaştırılması: İYONİK BİLEŞİKLER KOVALENT BİLEŞİKLER İyonik bileşikler metal ve ametallerin birleşmesinden oluşur. Kovalent bileşikler bir ametalin başka bir ametalle birleşmesinden oluşur. İyonik bileşiklerde metal ile ametal arasında elektron alış verişi Kovalent bileşikler ametallerin elektronları olur. ortaklaşa kullanmaları sonucu oluşur. İyonik bileşikler birbirinden bağımsız moleküller olmayıp çok sayıda zıt yönlü iyonun birbirini çektiği kristal bir örgü yapısındadır. Kovalent bileşikler molekülünde belirli sayıda atomun olduğu bağımsız moleküller dir. İyonik bileşiklerin erime ve kaynama noktaları oldukça yüksektir. Kovalent bileşiklerin erime ve kaynama noktaları iyonik bileşiklere göre daha düşüktür. İyonik bileşikler suda iyonlarına ayrışarak çözünürler Kovalent bağlı bileşikler bazı bileşikler dışında (asitler, organik asitler) suda iyonlaşmazlar Ağ Örgülü Katılar: Kovalent bağlı bileşikler belirli sayıda atomdan oluşan bağımsız moleküllerdir. Ancak bu genellemenin dışında kalan bazı yapılar da vardır. Bu tür yapılarda çok sayıda ametal atomu kovalent bağlarla bağlanarak ağ örgüsü oluştururlar. Bu tür katılara ağ örgülü katılar denir. SiO 2 (silisyumdioksit), SiC (silisyumkarbür) bu tür bileşiklere örnektir. SiO 2 nin Ağ örgülü yapısı SiC nin kristal yapısı Ağ örgülü katılar farklı elementlerden oluşan bileşikler olduğu gibi tek tür atomdan oluşan elementlerden de oluşabilir. Kırmızı fosfor, monoklinik kükürt, elmas ve grafit aynı tür atomlardan oluşmuş ağ örgülü katılardır. Elmasın ağ örgülü yapısı Grafitin ağ örgülü yapısı Ağ örgülü katılarda atomlar arasındaki bağlar çok kuvvetlidir. Ağ örgülü katıların erime ve kaynama noktaları çok yüksektir. 17

18 ELEKTRONEGATİFLİK: Her elementin atomlarının çekirdeğinde bulunan proton sayısı ile bu protonların çekirdek etrafında bulunan elektronlara uyguladığı çekim farklıdır. Çekirdeğin elektronlara uyguladığı çekim fazla ise elektronlar çekirdeğe daha yakın olur ve atom uzayda daha az hacim kaplar. Bu da atom hacminin daha küçük olması demektir. Çekirdeğin elektronlara uyguladığı çekim az ise elektronlar çekirdeğe daha uzak olur ve atom uzayda daha fazla hacim kaplar. Periyodik cetvelin bir grubundan soldan sağa doğru gidildikçe atom çekirdeğindeki proton sayısı artar. Bunun sonucunda atomun hacmi küçülür. Periyodik cetvelin bir grubundan yukarıdan aşağıya gidildikçe atomların elektron bulunduran katman sayısı artar. Katman sayısının artması sonucunda atomun hacmi artar. Atom hacminin küçülmesiyle atomlar bağ yapan elektronları daha sıkı çekerler. Bağ yapan elektronları çekme gücüne elektronegatiflik denir. Periyodik cetvelin sağ tarafında ametaller bulunur. Ametallerin elektronegatiflikleri metallere göre fazladır. Bir ametalin elektronegatifliği başka bir ametale göre de farklıdır. İki ametal atomu arasında bileşik oluştuğunda elektronegatifliği fazla olan atom bağ yapan elektronları kendine daha kuvvetli çekerken elektronegatifliği az olan atom bağ yapan elektronları kendine daha zayıf çeker. Bunun sonucunda elektronegatifliği fazla olan atom negatif yükle yüklenirken elektronegatifliği az olan atom pozitif yükle yüklenir. Periyodik cetvelde elementlerin elektronegatifliklerinin değişimi şöyledir: Aynı periyotta soldan sağa doğru gidildikçe elementlerin elektronegatiflikleri artar. (Soy gazlar, periyodun en sağındaki elementler olmasına rağmen bileşik oluşturmadıklarından elektronegatifliklerinden söz edilmez.) Aynı grupta yukarıdan aşağıya inildikçe elementlerin elektronegatiflikleri azalır. ÖRNEK: Periyodik cetvelin bir kesitinde bazı elementler verilmiştir. Buna göre, I. X in elektron alma eğilimi, Y nin elektron alma eğiliminden fazladır. II. X ile Z arasındaki bileşikte molekülün X tarafı pozitif, Z tarafı ise negatif yükle yüklenir. III. Y ile Z arasındaki bileşikte Z atomu bağ yapan elektronları daha kuvvetli çeker. yargılarından hangileri doğrudur? ÇÖZÜM: X ile Y karşılaştırıldığında Y nin elektronegatifliği daha fazladır. Bu nedenle Y nin elektron alma eğilimi X ten fazladır. (I.yanlış) X ile Z nin elektronegatiflikleri karşılaştırıldığında Z nin elektronegatifliği daha fazladır. Bu da Z nin bağ yapan elektronları X e göre daha fazla çektiği anlamına gelir. Bu nedenle molekülün Z tarafı negatif, X tarafı ise pozitif yükle yüklenir. (II. doğru) Z nin elektronegatifliği, Y nin elektronegatifliğinden daha fazladır. Bu nedenle Z atomu bağ yapan elektronları Y den daha fazla çeker. (III. doğru) Polarlık Apolarlık: Bir molekülü oluşturan elementlerin türü ve bağlanma biçimine göre bir molekül apolar veya polar yapıda olabilir. Örneğin N 2 molekülünde bağ yapan elektronların her iki tarafında da N atomu bulunur. Bağın her iki ucundaki N atomları bağ yapan elektronları eşit kuvvetle çektiği için aradaki bağ apolar kovalent bağdır. Molekülün herhangi bir tarafında pozitif ve negatif uçlanma söz konusu olmadığı için molekülde apolardır. N 2 molekülünün bağ yapan elektrotlarını her iki N atomu eşit çektiği için N 2 molekülü apolardır. HCI molekülünde ise bağ yapan elektronların her iki yanında yer alan H ve CI atomlarının elektronegatifliği farklıdır. H nin elektronegatifliği daha az, CI nin elektronegatifliği ise daha fazladır. Bağın her iki ucun daki atomlar, elektronları farklı kuvvetle çektiği için aradaki bağ polar kovalent bağdır. Molekülün bir tarafı pozitif bir tarafı ise negatif yükle yüklendiği için molekül de polardır. HCI molekülünün bağ yapan elektronları H ve CI atomlarını farklı kuvvetle çektiği için HCI molekülü polardır. Ancak polar kovalent bağ oluşturan her molekül polar olmayabilir. Bir molekülde molekülü oluşturan atomlar arasındaki bağ polar olmasına rağmen molekül apolar olabilir. Bir molekülün polar ya da apolar olmasını atomların birbirine bağlanma şekli belirler. 18

19 Örneğin, CO 2 molekülünde C ve O atomları birbirine şu şekilde bağlıdır. O = C = O C ve O atomlarının elektronegatiflikleri farklıdır. O atomu C atomundan daha elektronegatiftir. O atomlarının elektronları C atomuna göre daha fazla çekmesi sonucunda O atomları kısmen negatif yükle yüklenirken C atomu da kısmen pozitif yükle yüklenir O = C = O Bu durumda C ve O arasındaki bağlar polar kovalenttir. Ancak C atomunun her iki yanında da O atomları bulunmakta ve bu O atomları bağ yapan elektronları zıt yönlere eşit kuvvetle çekmektedir. Bu şekilde bir birlerinin etkisini yok ederler. Bu durum molekülün apolar olmasına neden olur. O atomları bağ yapan elektronları eşit kuvvetle çektikleri için birbirlerinin etkisini ortadan kaldırırlar. H 2 O molekülünde ise H ve O atomları birbirine şu şekilde bağlıdır. H ve O atomlarının elektronegatiflikleri farklıdır. O atomu H atomundan daha elektronegatiftir. Bu nedenle O atomu kısmen negatif yükle yüklenirken H atomu kısmen pozitif yükle yüklenir. Bu durumda H ve O arasındaki bağlar polar kovalenttir. O atomuna bağlı H atomları zıt yönlere bağlı olmayıp belirli bir açıyla bağlıdır. Bu nedenle H atomları birbirinin etkisini ortadan kaldıramazlar. Bu durum H 2 O molekülü nün polar bir molekül olmasına neden olur. Kovalent bileşiklerin birbiri içinde çözünmesi: Maddeler katı ve sıvı halde iken molekülleri bir arada tutan kuvvetler vardır. Bir madde başka bir madde içinde çözünürken kendi molekülleri arasındaki bağlar kopar ve çözündüğü çözücünün molekülleri ile yeni bağlar oluşturur. Ancak bütün maddeler birbiri içinde çözünmez. Çözünmenin gerçekleşebilmesi için çözücü ile çözünenin yapılarının birbirine benzemesi gerekir. Bu durum kimyada şu şekilde ifade edilir: Yapıca benzer maddeler birbiri içinde çözünür. Apolar maddeler, apolar çözücülerde çözünür. Polar maddeler, polar çözücülerde çözünür. Örneğin polar yapıdaki HCI yine polar yapıda olan H 2 O da iyi çözünürken apolar yapıdaki l 2, polar yapıdaki suda çözünmez. HCI, H 2 O da çözünürken HCI nin pozitif yüklü kısmı H 2 O nun negatif yüklü kısmı tarafından sarılıp çekilirken HCI nin negatif yüklü kısmı da H 2 O nun pozitif kısmı ile sarılıp çekilir. Polarlık - Uçuculuk İlişkisi: Polar moleküllerde, molekülün zıt kutupları arasında çekim kuvvetleri oluşur. Bu şekilde farklı moleküller birbirine bağlanarak moleküller arası bağlar oluşur. Ancak apolar moleküllerde zıt yüklü kutuplanmalar olmadığı için bu tür molekülleri daha zayıf çekim kuvvetleri bir arada tutar. Moleküller arası çekim kuvvetlerinin fazlalığı ya da azlığı bir bileşiğin kaynama noktasının yüksekliğini ve uçuculuğunu etkiler. Eğer moleküller arası çekim kuvvetleri fazla ise madde az uçucudur. Ancak moleküller arası çekim kuvvetleri zayıf ise madde de daha uçucudur. Uçucu olan maddelerin kaynama noktaları düşük, uçucu olmayan maddelerin ise kaynama noktaları yüksektir. Buradan şu sonuç çıkarılabilir. Polar moleküllerden oluşan bileşikler az uçucu, apolar moleküllerden oluşan bileşikler ise daha fazla uçucudur. ORGANİK BİLEŞİKLER Bileşikler içerdikleri elementlere göre organik bileşikler ve inorganik bileşikler olmak üzere ikiye ayrılır Organik kimya karbon bileşikleri kimyası olarak da adlandırılmaktadır. Ancak karbondioksit (CO 2 ) ve karbonatlı bileşikler (CaCO 3, Na 2 CO 3...) karbon elementi içermesine rağmen organik bileşik tanımı dışında kalırlar. Organik bileşiklerin temel elementi karbondur.organik bileşiklerde en çok bilinen ikinci element de hidrojen (H) dır. Hemen tüm bileşiklerde hidrojen vardır. Bu iki element dışında organik bileşikler oksijen (O), azot (N), kükürt (S), fosfor (P), halojenler (F, Cl, Br, l..) ve az da olsa bazı metalleri de içerirler. Organik ve inorganik Bileşikler Arasındaki Farklar: Organik bileşikler dışında kalan bileşiklere inorganik bileşikler denir. Bugün, karbon dışında diğer bütün elementlerin oluşturduğu civarında inorganik bileşik vardır. Organik bileşiklerin sayısının ise 6 milyon civarında olduğu tahmin edilmektedir. Bu kadar fazla sayıda organik 19

20 bileşik olmasının nedeni ise karbon elementinin bağ yapma kapasitesi ve şekli ile ilgilidir. Organik bileşiklerin yapıları ve özellikleri, inorganik bileşiklerinkinden farklıdır. ORGANİK BİLEŞİKLER İNORGANİK BİLEŞİKLER 1 Organik Bileşiklerin yapısında karbon elementi ve karbonla birlikte birkaç element bulunur. İnorganik bileşiklerin yapısında periyodik tabloda bulunan diğer bütün elementler bulunur. 2 Atomlar arasında kovalent bağlar vardır. Genellikle iyonik bağ içeren bileşiklerdir. 3 Erime ve kaynama noktaları genellikle düşüktür. Erime ve kaynama noktaları genellikle yüksektir. 4 Isıya karşı dayanıksız olup çabuk bozunurlar. Isıya dayanıklıdır. 5 Tepkimeler yavaş ve karmaşıktır. Tepkimeler hızlı ve basittir. 6 Düşük verimle gerçekleşir. Yüksek verimle gerçekleşir 7 Yanıcıdırlar. Çoğunlukla CO 2 ve H 2 O oluşturarak yanarlar. Yanıcı olanları azdır. 8 Genellikle organik çözücülerde çözünürler. Genellikle suda çözünürler. Organik Bileşiklerin Sınıflandırılması Organik bileşiklerin gösterge gruplarına fonksiyonel grup denir. Aynı fonksiyonel grubu içeren bileşikler aynı bileşik sınıfına aittir. Aynı sınıfta bulunan organik bileşiklerin özellikleri ve verdikleri tepkimeler birbirine yakındır. ORGANİK BİLEŞİK TÜRÜ GÖSTERGE GRUBU ORGANİK BİLEŞİK TÜRÜ GÖSTERGE GRUBU Alkanlar - CH 2 - CH 3 Eterler - CH 2 - O CH 2 - Alkenler - HC = CH 2 Organik Asitler - COOH Alkinler -C C-H Amino Asitler Alkoller - CH 2 - OH ORGANİK BİLEŞİKLERİN ADLANDIRILMASI Formülü Adı Formülü Adı CH 4 Metan H 2 C = CH 2 Eten (Etilen) CH 3 - CH 3 Etan H-C C-H Etin(Asetilen) CH 3 -CH 2 -CH 3 Propan CH 3 - OH Metanol CH 3 - CH 2 - CH 2 - CH 3 Bütan CH 3 - CH 2 - OH Etanol CH 3 - CH 2 - CH 2 - CH 2 - CH 3 Pentan CH 3 -CH 2 - O- CH 2 -CH 3 Dietil eter CH 3 - CH 2 - CH 2 - CH 2 CH 2 - CH 3 Hekzan CH 3 - O - CH 3 Dimetil eter CH 3 - COOH Etanoikasit(Asetikasit - sirke asidi) Etandiol (glikol) Glisin Propantriol (gliserin) Alanin Hidrokarbonlar ve Yaygın Organik Bileşikler: Yapısında sadece hidrojen ve karbon bulunduran bileşiklere hidrokarbon denir. Basit hidrokarbonları şöyle sınıflandırabiliriz: Alkanlar: Hidrokarbonlar olarak bilinir. Karbonlar arasında tekli bağlar vardır. Genel formülleri C n H 2n+2 'dir (n: 1,2,... gibi bir sayıdır.). Metan CH 4 Etan C 2 H 6 Propan C 3 H 8 Bütan C 4 H 10 Pentan C 5 H 12 Hekzan C 6 H 14 Alkandan bir hidrojen çıkarılmasıyla belirtilen yapı alkil grubu olarak adlandırılır. Örneğin metandan (CH 4 ) bir hidrojen çıkarılarak metil (-CH 3 ), Etan C 2 H 6 bir hidrojen çıkarılarak etil (-C 2 H 5 ) grubu oluşur. Halkalı (siklo) yapıda olan alkanlar da vardır. Genel formülleri C n H 2n 'dir. Alkan adının önüne siklo- ön eki getirilerek adlandırılır. En basit üyeleri siklopropandır. 20