Q= I.T M=A.I.T M=A.I.T M= Lise 2 Kimya Notları. Yazar: Mehmet Gündoğdu. Ünite 1:Atomun Yapısı. Atom Ve Elektrik:

Transkript

1 Lise 2 Kimya Notları Yazar: Mehmet Gündoğdu Ünite 1:Atomun Yapısı Atom Ve Elektrik: Elektriklenmeyle ilgili çalışmalar antik dönem- lere kadar dayanır. Kehribar taşının çam sakızına benzer farklı maddeleri çekmesiyle gözlem- lenmiştir. AgNO 3 elektroliz edildiğinde katot da 1,118 mg Ag toplamak için gereken elektrik yüküne 1 coulomb ( c ) olarak tanımlanır. Elektrik Yük Miktarı Formülü: Q= I.T M=A.I.T Q = Yük (Coulomb) Sürtülen ebonit çubuk negatif elektrik yüküyle yüklenir. Sürtülen Cam çubuk pozitif elektrik yüküyle yüklenir. I = Akım(Amper) T = Zaman(Saniye) M = Kütle Maddeler elektriklenmeden önce nötr haldedir. Elektriklenme olayında maddenin kimyasal yapısı değişmez. Elektriklenmeye sebep olan atom altı taneciklerdir. Faraday deneyi ve atom altı tanecikleri: A = Sabit Ör 1: AgNO 3 10 Amperlik akımla 10 saniye elektroliz ediliyor. Kaç gram madde toplanır? Q=I.T Q=10.10=100 Coulomb Faraday elektriğin maddeler üzerindeki etkisini elektroliz deneyiyle incelemiştir. Ör 2: X Maddesi 100 Amperlik akımla yarım dakika elektroliz ediliyor. Kaç gram madde toplanır? (A=2) Elektroliz: Elektrik etkisi ile bileşiklerin elementlere ayrılması olayıdır. *Faraday katot da belli miktar madde biriktirmek için daima aynı miktar elektrik yükünü veya bunun tam katlarını kullanmıştır. A=2 ( Sabit ) I=100 Amper T= 30 Dakika M=A.I.T M=

2 Elektronun Keşfi: Stoney elektik yüklerine elektron adını vermiştir. Stoney faraday ın çalışmalarından yararlandı. Elektronun varlığına dahil ilk çalışmaları crooks yapmıştır. Crooks vakumlanmış bir tüp içindeki gazlara elektrik verildiğinde tüpün iç kısmında bir ışıldama olur. Bu ışıldamayı yapan ışınlara katot ışınları denir. Crooks tüpleriyle çalışma yapan Josepf John Thomson katot ışınlarına elektrik ve manyetik alan uygulayarak elektronun yük/kütle oranının(e/m) belirledi. Robert Andrews Milikan (Robert Andruv Milikan) yaptığı yağ damlacıkları deneyi ile elektronun yükünü ve kütlesini belirmeyi başardı. Bilim adamlarının elektron ve proton üzerine çalışmaları: Faraday: Elektriğin maddeler üzerindeki etkisini elektroliz deneyiyle inceledi. Stoney: Negatif yük birimlerine elektron adını verdi. William Crooks: Elektronun varlığına dahil ilk çalışmaları yaptı. Crooks vakumlanmış bir tüp içindeki gazlara elektrik verildiğinde tüpün iç kısmında bir ışıldama olur. Bu ışıldamayı yapan ışınlara katot ışınları denir. Josepf John Thomson: Elektronun yük / Kütle oranının e/m yi buldu. Robert Andrews Milikan: Yağ damlacıkları deneyiyle elektronun yükü ile kütlesini belirmeyi başardı. Rutherford: Protonu Keşfetti ve buldu. Atomdaki Pozitif Yükler: (Protonlar) Alman Bilim adamı Eugen Goldstein 1886 da yaptığı çalışmalarda katot ışınları oluşurken meydana gelen pozitif iyonların da ışıma yaptığını fark etti. Pozitif ışınlar katot tun deliklerinden geçerek doğrusal ışın oluşturdu. Pozitif iyonların oluşturduğu bu tür ışınlara pozitif ışınlar veya kanal ışınları denir. H + iyonuna en küçük iyon olduğu için ilk, birinci(en küçük) anlamına gelen proton adı verilmişti. Böylece proton keşfedilmiş oldu. Protonun yükü + 1,6022 x C dur. H + iyonu yani proton için e/m = 9,5791 x 10 7 C/kg dir. Moseley: yaptığı çalışmalarda yüksek hızlı elektronlar ile bombardıman edilen atomların X ışınları yaydığını gözlemledi. Bu çalışmasıyla elementlerin atom numaralarını doğru bir şekilde belirleyen Moseley, elementlerin özelliklerinin bağıl atom ağırlıklarına değil atom numaralarına bağlı olduğunu deneysel olarak göstermiş oldu. Böylece mendelyev in elementler tablosu değiştirilmiş ve günümüzde kullanılan ve elementlerin atom numaralarına göre sıralanmış periyodik tablo oluşturulmuş oldu. Bir atomda atom numarası kadar proton vardır. James Chadwik: Kütlesi bir protonun kütlesine yaklaşık eşit fakat yüksüz taneciklerin bulunduğunu belirledi. Bunlara yüksüz anlamında nötron adı verildi. Protonlar ve nötronlar için ortak isim olarak nükleon kullanılır.

3 Mehmet Gündoğdu Atomla İlgili Bazı Terimler: Atom Numarası (Z) : Bir element atomunun çekirdeğindeki proton sayısı elementin atom numarası olarak adlandırılır. Kütle Numarası (A) : Atomun çekirdeğinde bulunan proton ve nötronların toplam sayısına atomun kütle numarası denir. Not: Rutherford un eksikliği nötronlardan bahsetmemesi ve elektronların çekirdek etrafındaki hareketini açıklayamamasıdır. Elektromanyetik Işınlar ve Işık: Dalga Boyu(Lamda): Bir dalga üzerinde ard arda gelen 2 tepe 2 çukur nokta arasındaki uzaklığa denir. Birimi metredir. Kütle numarası (A)= =Proton Sayısı(p) + Nötron sayısı(n) Şeklinde gösterilir. Örneğin oksijenin atom numarasına 8,kütle numarası ise 16 dır. Bu veriler sembolle, Şeklinde gösterilir. Rutferford Atom Modeli: Dalton atom modelinde atomun bölünmez bir bütün olduğu kabul edilir. Thomson modelinde ise atom(+) ve (-) taneciklerden meydana gelir.(üzümlü kek modeli) Rutherford altın bir levhaya alfa ışınlarını göndererek yaptığı çalışmalar sonucunda. 1. Atomda pozitif yüklerin tümü çekirdek denilen küçük bölgede toplanmıştır. 2. Atomun çapı metre çekirdeğin ise metredir. 3. Pozitif yüklerin toplam kütlesi atom kütlesinin yarısıdır. 4. Atomun büyük bir kısmı boşluktan oluşur. 5. Elektronlar çekirdeğin etrafında bulunur. Frekans(v, nü):belli bir noktadan bir saniyede geçen dalga sayısıdır. Birimi 1/saniye (s-1) yani Hertz(HZ) dir. Hız(c): Bir dalga hareketinin birim zamanda aldığı yoldur. Yani ışığın birim zamanda aldığı yoldur. Elektromanyetik dalgalar boşlukta ışık hızıyla hareket ettiklerinden dolayı hız ışık hızı olarak alınır. Hız: m.s-1, C=2, m.s-1 Genlik(a): Bir dalganın maksimum yüksekliği veya minimum derinliğidir. Herhangi bir dalganın şiddeti genliğinin karesi (A2) ile orantılıdır. Ör 1: Boşlukta hareket eden bir ışının frekansı 2 X 1010 Hz dir. bu ışının dalga boyu kaç nanometredir? Boşlukta hareket eden bir elektromanyetik dalga ışık hızına sahiptir. Buna göre bu ışının boyu, C=lamda. V Olduğundan Lamda= Lamda=1,5 X 10-2 metredir.

4 Mehmet Gündoğdu Elektromanyetik ışımalar: Elektromanyetik ışımaların maddeyle etkileşmenin konu alan bilim dalına spektroskopi, bu etkileşmenin incelediği aletlere spektroskop, spektrumların kaydedildiği aletlere ise spektrometre denir. Işınlarda dalga boyu ile frekans ters orantılıdır. Enerjisi fazla olan ışığın frekansı da fazladır yani doğru orantılıdır. Bütün frekansları kapsayan elektromanyetik ışık dizisine elektromanyetik dalga spektrumu denir. EK BİLGİ: 1. Elektromanyetik dalganın dalga boyu arttıkça frekansı azalır. Dalga boyu azaldıkça frekansı artar. 2. Enerjisi yüksek elektromanyetik dalgaların frekansı yüksek, dalga boyu küçüktür. 3. Enerjisi düşük elektromanyetik dalgaların frekansı düşük, dalga boyu büyüktür. 4. Elektromanyetik dalgalar için iletici bir ortama gerek yoktur. Ör 1: I. II. III. X- Işınları FM radyo dalgası Yeşil ışık Yukarıda elektromanyetik dalgaların frekanslarını sıralayınız. X- ışınları mor ötesi yüksek enerjili, yeşil ışık görünür bölge ve FM radyo dalgaları ise kızıl ötesi düşük enerjili elektromanyetik dalgalardır. Enerjisi yüksek dalganın frekansı daha büyüktür. Buna göre, dalgaların enerjilerinin karşılaştırılması: I > III > II X- Işınları > Yeşil Işık > FM Radyo dalgası Işığın İkili Doğası: Bilim adamları ışığın özelliklerini açıklayabilmek için hem dalga modeli hem de tanecik modelini ileri sürmüşlerdir. A-Dalga Modeli: Işığın, kırınımı, girişimi, yansıma gibi davranışları dalga hareketi ile açıklanır. Işığın dalga hareketi yaptığını T.Young kendi adıyla anılan deneyiyle ispatlamıştır. B-Tanecik Modeli: Dalga modelinin açıklayamadığı fotoelektrik olay ve siyah cisim ışıması tanecik modeliyle açıklanır. İlk defa Newton ışığın kaynağından yayınlanan tanecikler tarafından taşındığı düşüncesini ortaya atmıştır. Daha sonra Max Planck ışık enerjisinin belirli büyüklüklerdeki paketler (kuantumlar) halinde alınıp verileceğini belirtmiş ve kuantum teorisini geliştirmiştir. Einstein in ışık hızı ile hareket eden bu kuantumları foton olarak adlandırıdı. Işığın tanecikli modeli, dalga modelinin açıklayamadığı siyah cisim ve fotoelektrik olaylarını açıklayabilmektedir.

5 1.Siyah cisim ışıması: 3.Fotoelektrik Olay: Üzerine gelen bütün elektromanyetik ışınları soğuran cisimlere siyah cisim denir. Gerçekte siyah cisim yoktur. Siyah cisim ısıtıldığında düşük sıcaklıkta az enerjili yüksek sıcaklıkta ise yüksek enerjili ışımalar olur. Yayınlanan ışınların enerjisi maddenin cinsine değil sıcaklığa bağlı değişir. 2.Planck Kuantum Teorisi: Planck tanecik modelinin ve siyah cisim ışımasını açıklamak için kuantum teorisini öne sürmüştür. Enerjinin belirli büyüklükteki birimlerden oluşur. Bu birimlere kuant veya foton denir. Bu kuantumların enerjisi E=h.V Formülü ile bulunur. H=Planck Sabiti V=Frekans Ör 1: Dalga boyu 300 NM olan ışığın enerjisini bulunuz.(h=6, j.s) 1 NM NM X X= E= =6, E=6, J Bir metalin üzerine ışın gönderildiğinde elektron kopartılması olayına fotoelektrik olayı denir. Metal yüzeye gönderilen ışığın şiddeti yani genliği (parlaklığı) arttırıldığında kopan elektron sayısında artış olur. Elektron hızı artmaz. Gönderilen ışığın frekansı arttırıldığında kopan elektron sayısı değişmez. Elektron hızı artar. Dalga modeli ile açıklanmayan fotoelektrik olayını Einstein Planck ın kuantum modelini uygulayarak açıklamıştır. E IŞIN =E bağ +E kinetik Ör 1: Bir metal üzerine gönderilen ışığın dalga boyu 1200 nanometredir. Metalden kopan elektronun kinetik enerjisi J olduğuna göre elektronun bağlanma enerjisi kaç J dur? (h= ) E IŞIN =E bağ +E kinetik = E bağ E bağ = = = = J =1, =

6 ATOMLARIN SPEKTRUMLARI: Isıtılan atomlar ışıma yaparlar. Bir maddenin ısıtılması veya soğutulması sonucunda oluşan ışınların bir prizmadan geçirilip bir ekran üzerine düşürülmesine spektrum denir. Isıtmayla oluşan spektrumlara ışıma(yayılma) spektrumu denir. Soğutmayla oluşan spektrumlara da soğurma spektrumu denir. HİDROJEN ATOMUNUN SPEKTRUMU: Bilim insanları tek protona sahip olan hidrojen atomunun daha rahat incelendiğini görmüşlerdir. Balmer hidrojen atomunun görünür bölgede yaptığı ışımaların matematiksel formülünü bulmuştur. Ryberg bunu hidrojenin tüm ışımalarına uygulayarak Ryberg eşitliğini bulmuştur. = Ör 1: Hidrojen atomunun ışıma serilerinden olan balmer serisi için, I. Hidrojenin görünür bölge ışımalarını içerir. II. Uyarılmış elektronun n=2 yörüngesine inmesi ile oluşur. III. Atomda enerji alışverişinin sürekli olduğunu gösterir. Ör 2: Atom spektrumları için aşağıdakilerden hangisi yanlıştır? A) Sürekli değildir. B) Her bir element atomu için farklıdır. C) Balıklarda ağır metal ölçümlerinde kullanılabilir. D) Soğurma spektrumunu uyarılmış atom oluşturur. E) Bir atomunun ışıma ve soğurma spektrumları aynıdır. BOHR ATOM MODELİ: Cevap ( D ) dir. Bohr hidrojenin spektrumlarıyla ilgili çalışmalarla elektronların hareketlerini inceledi buna göre: Elektronlar belli enerjiye sahip yörüngelerde hareket ederler. Her bir yörünge için elektronun belli enerjiye sahip olması gerekir. Yörüngeler K,L,M,O harfleriyle veya n=1, 2, 3, 4 diye gösterilir. Elektronlar en düşük enerjili halde bulunmak isterler. Bu hale temel enerji düzeyi denir. Bu halde atom kararlıdır ve ışıma yapmaz. Atoma dışarıdan bir enerji verildiğinde elektronlar daha yüksek enerjili yörüngelere çıkarlar. Bu hale de uyarılmış hal denir. Uyarılmış hal karasız haldir. Bu halde atom eski dönerken dışarıya enerji verir. Her bir yörüngenin enerjisi aşağıdaki formülle bulunur. Yargılarından hangileri doğrudur? Hidrojenin elektronu birden çok yüksek enerji düzeylerine uyarabilir. Bu uyarılmış elektronun n=2 ye dönmesiyle oluşan ışımalara balmer serisi denir. II. Öncül doğrudur. Balmer serisindeki ışımaların bir kısmı görünür bölgededir. I. Öncül doğrudur. Serideki ışımaların aralıklı çizgiler oluşturması enerji alışverişinin belirli büyüklüklerde birimlerle olduğunu ve sürekli olmadığını gösterir. III. Öncül doğrudur. Elektronlar belli bir yörüngeden başka bir yörüngeye geçmişse enerji farkı 2, =A ( - ) Elektronların dairesel hareket yaptığı yörüngelere temel enerji düzeyi denir.

7 Ör 1: Hidrojen atomunun bir elektronu n=2, n=1 düşerse yayılan ışığı enerjisini bulun. =2, J ( - ) İyonlaşma Enerjisi: Atomdan elektron koparmak için verilmesi gereken enerjiye iyonlaşma enerjisi adı verilir. KUANTUM MEKANİĞİNİN TARİHSEL GELİŞİMİ: DALGA-TANECİ İLİŞKİSİ: De broglie elektron ve küçük taneciklerin fotonlar gibi dalga hareketi yapabileceklerini öne sürdü. Bunun için Einstein ve planck ın formüllerinden yararlanarak de broglie bağıntısını bulmuştur. HEİSEİNBERG BELİRSİZLİK İLKESİ: Bu ilkeye göre atomun etrafında hareket eden elektronun yeri biliniyor ise hızı bulunmaz hızı biliniyor ise yeri tam olarak bulunamaz. BOHR UN EKSİKLİKLERİ: Bohr atom modeline göre elektronlar 2 boyutlu hareket ederler ancak 3 boyutlu hareket ederler. Bohr atom modeli tek elektronlu atomları açıklanabiliyor. Çok elektronlu atomları açıklanmıyor. Bohr atom modelinde elektronlar dairesel yörüngelerde hareket ediyor ancak elektronların yerleri tam olarak belli değildir. Ör 1: Işık hızıyla hareket eden 60 kglık bir cismin dalga boyu kaç NM olur? E=m.c 2 Lamda= veya Lamda= H= C= m/s M= 60 KG Lamda= Lamda= = DE BROGLİE BAĞINTISI: Lamda= Dalga boyu (Metre) H= Planck Sabiti M= Kütle (Kg) V= Hız (m/s) ELEKTRONUN DALGA ÖZELLİĞİNİN AÇIKLANMASI: Duison-Germer: Yaptıkları deneyler sonucunda elektron gibi belli kütleye sahip olan taneciklerin dalga özelliği gösterdiği kırınım deneyiyle ispatlanmıştır. Thomson da yaptığı deneylerle taneciklerin dalgalar gibi girişime uğradığını ispatlamıştır. X= 1 NM 10-9 X ATOMUN KUANTUM MODELİ: Schödinger yaptığı çalışmalar ile elektronların bulunma ihtimali olduğu yerleri gösteren bir formül bulmuştur. Bu formül çözüldüğünde elektronların enerji düzeyleri şekilleri bulunmuş olunur. Bunları bulmamıza yarayan kuantum sayıları bulunur. Kuantum Sayıları: Schödinger dalga fonsiyonunu (denklemini) çözebilmek için kuantum sayılarına ihtiyacı vardır. Bundan yararlanarak elektronların yeri tahmin edilir.

8 KUANTUM SAYILARI: Baş Kuantum Sayısı (n) Açısal (ikinci) kuantum sayısı ( L ) Manyetik kuantum sayısı ( ml ) Spin Kuantum sayısı ( m s ) Spin Kuantum sayısının orbitalle bir ilgisi yoktur. Sadece elektronun dönme yönünü belirtir. Orbitaller: Elektronların bulunma ihtimallerinin fazla olduğu bölgelere orbital denir. 4 Çeşit orbital vardır. Bunlar S,P,D,F ile gösterilir. S Orbitali: Enerjisi en düşük orbitaldir. İki tane elektron alabilir. Baş Kuantum Sayısı: Elektronların çekirdeğe olan uzaklılığını ifade eder. Küçük n sayısı ile gösterilir. N=1, 2, 3, ve ya K, L, M harfleri ile ifade edilir. n sayısı elektronların bulunduğu enerji seviyelerini belirler. Açısal Kuantum Sayısı: Her bir enerji düzeyinde alt enerji seviyelerde bulunabilir. Bu alt enerji seviyesindeki elektronların bulunduğu yerler şekil ve farklılık gösterir. Kısacası orbitalin türünü gösterir. L ile gösterilir. L=n-1 olur. N=1 L=0 S N=2 L=0,1 S,P N=3 L=0,1,2 S,P,d Manyetik kuantum sayısı: Alt enerji düzeyinde bulunan orbitaller uzaydaki yönelişleri gösterir. Eksi işareti enerjinin azaldığı gösterir. Artı işareti enerjinin arttığını gösterir. Sıfır enerjinin değişmediğini gösterir. Ml ile gösterilir. ML= -L 0,...+L ML Sayısı 2L+1 Olur. L=2 ML=-2,-1,0,+1,+2 L=0 Ml=0 L=3 ml=-3,-2,-1,0,+1,+2,+3 Elektronların dönme yönlerini gösterir. Ms ile gösterilir+ veya - olarak gösterilir. Çekirdekten uzaklaştıkça S orbitalinin enerjisi ve hacmi vardır. P Orbitali: Enerjisi S den büyüktür. 6 tane elektron olabilir. 3 tane eş enerjili orbitaller den oluşur. P x, P y, P z şekilleri. y X P x y X P y y X P z

9 D Orbitali: Enerjisi en fazla olan orbitaldir. 10 tane elektron alır. 5 tane eş enerjili orbital den oluşur. Dx 2 -y 2, dz 2, dxy, d xz,d yz F Orbitali: 7 tane eş enerjili orbitalden oluşur. 14 tane e - alır. ELEKTRONLARIN DAĞILIMI: Auf Bou Kuralı: Elektronlar orbitallere yerleşirken en düşük enerjili orbital den başlayarak yerleşirler. Buna auf bou kuralı denir. Enerjileri karşılaştırıldığında n+l formülü kullanılır. N+L değeri büyük olanın enerjisi daha büyüktür. N+L değeri eşit ise n değeri büyük olanın enerjisi büyük olur. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 1s2s2p3s3p4s3d4p5s Pauli ilkesi: bir orbital en fazla 2 tane elektron alabilir. Buna göre bir orbitaldeki elektronların tüm kuantum sayıları birbirinin aynısı olamaz. Örneğin: Oksijen atomunun dizilimi şöyle olmalıdır. 8O: Şeklinde olamaz s 2s 2p 8O: Şeklinde olmalıdır s 2s 2p ORBİTALLERİN GÖSTERİMİ: 1s 2 Baş Kuantum Sayısı Orbitalin Adı L (Yörünge) H: 1s 1 2He: 1s 2 3Li: 1s 2 2s 1 4Be: 1s 2 2s 2 5B: 1s 2 2s 2 2p 1 6C: 1s 2 2s 2 2p 2 7N: 1s 2 2s 2 2p 3 8O: 1s 2 2s 2 2p 4 9F: 1s 2 2s 2 2p 5 10Ne: 1s 2 2s 2 2p 6 Aldığı e - sayısı 22Y: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 Küresel Simetri: Bir elementin son enerji düzeyinde bulunan orbitallerin tam dolu veya yarı dolu olması haline küresel simetri denir. Hund kuralı: Eş enerjili orbitallere birer tane elektron yerleştirdikten sonra ikinci elektron yerleşebilir. Küresel simetriye sahip olan atom daha kararlıdır.

10 KUANTUM MEKANİĞİNİN TARİHSEL GELİŞİMİ: BAĞIL ATOM KÜTLESİ: Atom çok küçük olduğu için kütlesi hesaplanırken belli bir referansa göre kütlesi bulunur. Buna bağıl atom kütlesi denir. Referans olarak önce hidrojen atomu seçilmiş. Sonra oksijen atomu en son olarak karbon referans alınmıştır. Karbonun kütlesi 12 olarak kabul edilmiş diğer atomlar buna bağlı olarak bulunmuştur. İZOTOP VE ORTALAMA ATOM AĞIRLIĞI: Atom sayıları (Proton sayıları) aynı olan nötron sayıları farklı olan atomlara izotop atom denir. İzotop atomların kimyasal özellikleri aynı fiziksel özellikleri farklıdır. Eğer atomların elektron sayıları da birbirinden farklı ise kimyasal özellikleri de farklı olur. İzotop atomlar doğada farklı yüzdeliklerde bulunduklarından dolayı bu atomların ortalama kütleleri alınır. Buna ortalama atom ağırlığı denir. Ortalama Atom Ağırlığı= Ör 1: 17 CI nin izotopları 35 ve 37 dir. 35cı doğada %80 oranında bulunduklarına göre Ortalama Atom Ağırlığını bulunuz? O.A.A= Ör 2: X in izotopları 12,14 ve 16 dır. 12 X doğada %30 olarak 16 X %10 oranında bulunuyor. X in A.O.O bulunuz O.A.A= MOL KAVRAMI: Avagadro sayısı (6, ) kadar olan her şeye 1 mol denir. Bağıl atom kütlesi kadar gram elemente bir mol denir. Örneğin; 12 g Karbon > 1 mol karbondur. 1 g Hidrojen > 1 mol hidrojendir. 16 g Oksijen > 1 mol oksijendir. Ör 1: 16 g bakır elementi kaç moldür? (Cu=64) Bakırın bağıl atom kütlesi 64 olduğundan 64 g Cu moldür. Buna göre, 64 g Cu 1 Mol ise 16 g Cu X 64.X=16.1 X=0,25 Moldür. 16 g Cu elementi 0,25 mol dür. Tanecik Sayısı Avagadro Sayısı Mol

11 Ör 1: 5 tane H 2 O molekülü kaç moldür? 6, tane 2. Yol: 1 Mol 5 tane X 6, X=5 Mol Ör 2: 3, tane AI 2 (So 4 ) 3 bileşiği kaç Moldür? Ör 3: 0,02 mol NACI kaç tanedir? 1 Mol 6, ,02 Mol X Ör 3: 0,0005 Mol? X=0,02.6, Mol 6, ,0005 Mol X X= , Örneğin: 1 Mol H 2 O Bileşiği için: NA tane molekül vardır. 3NA tane atom vardır. 2NA tane hidrojen atomu vardır. Na tane oksijen atomu vardır. 3 Mol atom vardır. 2 Mol hidrojen atomu vardır. 1 Mol oksijen atomu vardır. Örneğin: 1 Mol Caco 3 Bileşiği için: Kaç tane molekül => Na tane molekül Kaç tane atom => 5Na tane atom Kaç tane oksijen => 3 Mol oksijen atomu Kaç tane karbon => Na tane karbon atomu Ör 4: 0,2 mol glikoz (C 6 H 12 O 6 ) bileşiği satın alan bir kimyacı kaç gram glikoza sahip olmuştur? (C: 12, O: 16, H: 1) C 6 H 12 O 6 atomların toplam bağıl atom kütlelerinin toplam gramı bir mol glikozdur. Yani, C 6 H 12 O 6 : (6.12) + (12.1) + (6.16) = 180 olduğundan 180 g glikoz 1 moldür. Buna göre, 180 g C 6 H 12 O 6 1 mol ise X X=36 g C 6 H 12 O 6 dır. 0,2 mol dür. Molekül Kütlesi: 1 mol molekülün veya atomun kütlesine molekül kütlesi denir. M A ile gösterilir. Birimi g/mol dür. Mol Mol ile kütle arasındaki işlemlerde aşağıdaki işlemler kullanılır. Kütle Molekül Kütlesi X=3, Tane

12 H 2 O = = 18 g/mol C 2 H 4 = = 28 g/mol CaCo 3 = = 100 g/mol Co 2 = = 44 g/mol Ör 1: 0,5 mol HNO 3 kaç gramdır? (H=1, N=14, O=16) M A = = 63 g/mol 1.Yol: 1 Mol 63 Gram 0,5 Mol X X=31,5 Gram 2.Yol: M=n.M A =0,05.63 =31,5 Gram Ör 2: 0,5 mol H 2 O için; A) Kaç gramdır? M=M.M A M=0,5.18 M=9 Gram B) Kaç tane atom vardır? 1 Mol 3NA tane Atom 0,5 Mol X X = 1,5NA tane Atom C) Kaç tane mol hidrojen atomu vardır? 1 Mol 2 Mol Hidrojen 0,5 Mol X X = 1 Mol H Atomu D) Kaç gram oksijen atomu vardır? 1 Mol 16 g Atomu 0,5 Mol X X = 8 Gram O Atomu MOL HACİM İLİŞKİSİ: Tüm gazların 1 molleri normal şartlar altında(1 Atm,0 o C) 22,4 LT hacim kaplar. Ör 1: 1 Mol H 2 Gazı 22,4 LT 0,5 Mol N 2 Gazı 11,2 LT 0,25 Mol He Gazı 5,6 LT 0,2 Mol CO 2 Gazı N.Ş.A da kaç LT ve kaç gramdır? (C=12, O=16) M A = = 44 g/mol 1 Mol 4 Gram 0,2 Mol X X = 44.0,2 = 8,8 Gram 1 Mol 22,4 LT 0,2 X X=4,48 LT

13 Kütle Kendiniz Çözünüz Bölümü: Soru 1: 0,0001 Mol CaCO 3 Katısı için? A) Kaç gramdır? MOL Tanecik Sayısı Hacim B) Kaç tane atom vardır? Ör 1: 0,1 Mol H 2 SO 4 Çözeltisi için ( H=1, S=32, O=16) C) Kaç mol O atomu vardır? A) Kaç gramdır? M A = = 98 1 Mol 98 Gram 0,1 Mol X D) N.Ş.A da kaç LT yer kaplar? X = 9,8 Gram B) Kaç tane H atomu vardır? 1 Mol 2NA Tane 0,1 Mol X X = 0,2 NA Tane C) Kaç mol O atomu vardır? 1 Mol 4NA Tane O Atomu 0,1 Mol X X = 0,4 Mol O Atomu D) N.Ş.A da kaç litredir? ( Bulunamaz ) KİMYASAL HESAPLAMALAR: Verilen değerler Mol e çevrilir. Denklemin katsayılarına göre yorum yapılır. Mol den istenilen birimce dönüşüm yapılır. Örneğin: 2CO + O 2 2CO 2 1 Mol 0,5 Mol 1 Mol 40 Mol 20 Mol 40 Mol 0,02 Mol 0,01 Mol 0,02 Mol

14 DENKLEMLİ MİKTAR GEÇİŞ PROBLEMLERİ: Ör 1: 2,7 gram AI yeteri kadar HCI ile reaksiyona giriyor. Oluşan H 2 kaç moldür? (AI=27) Ör 3: N 2 +3H 2 2NH 3 Denklemine göre 3, tane N 2 gazından A) Kaç gram NH 3 oluşur? M=n.M A 1.(14+3) = 17 Gram B) Kaç Mol H 2 kullanılmalıdır? (N=14,H=1) 1 1,5 0,1 X X= 0,15 MOL Ör 2: CaCO 3 (k) CaO (k) + CO 2 (g) denklemine göre CaCO 3 ten: (Ca=40, O=16, C=12) A) KAÇ MOL CAO ELDE EDİLİR? M A = = 100 g/mol B) CaCO 3 CaO + CO 2 N 2 +3H 2 2NH 3 3 tane H 2 Olduğuna göre 0,5. 3 = 1,5 Mol ARTAN MADDE PROBLEMLERİ: Reaksiyona giren maddelerden herhangi bir tanesinin arttırılmasıyla ilgili problemlerdir. Bu tür problemlerde önce sınırlı olan madde tayin edilir. Sonra ona göre işlemler yapılır. H 2 + ½ O 2 H 2 O 1 Mol = 0,5 Mol + 0,5 Mol 1 Mol 0,5 Mol 1 Mol C) N.Ş.A da kaç LT CO 2 Oluşur? 1 Mol 22,4 LT 2 Gram 16 Gram 14 Gram artar. 0,5 Mol X X=11,2 LT

15 Ör 1: Eşit kütlede alınan kalsiyum ve oksijenden 112 gram CAO oluşuyor. Hangi maddeden kaç gr artar? (CA=40, O=16) Ör 4: 0,2 Mol X 2 (CO 3 ) 3 bileşiği 80 gram ise X in M A =? ( C=12, O=16 ) Ca + ½ O 2 CAO 1 Mol 0,5 Mol 1 Mol 2 Mol 1 Mol 2 Mol gram O 2 Artar. Ör 2: 1, tane molekül içeren H 2 SO 4 için: A) Kaç Mol? B) Kaç tane oksijen atomu içerir? 1 Mol 4NA tane 0,2 Mol X X = 0,8 NA tane Oksijen Ör 3: 0,3 Molü 60 gr olan XCO 3 bileşiğindeki x in M A sı kaçtır? X = 200 X + 60 = 200 X = 140 Gram 2.X = 400 2X = 400 2X = X = 220 X = 110 Gram Ör 5: 3, Molekül içeren C 2 H 4 için ( C=12, H=1 ) A) Kaç gramdır? M A = = 28 Gram 1 Mol 28 Gram 5 Mol X X = 140 Gram B) Kaç tane H atomu vardır? 1 Mol 6, tane X 3, tane 6, X = 3, X = 5 Mol C) N.Ş.A kaç LT? 1 Mol 22,4 LT 5 Mol X X = 112 LT

16 Ör 5: 2, tane C 4 H 6 için? A) Kaç gramdır? Ör 6: 1, tane atom içeren C 2 H 2 için; A) Kaç Gramdır? = 54 1 Mol 6, X 2, Mol 54 B) Kaç tane H vardır? 40 Mol X X = 2160 Gram B) Kaç tane H vardır? 1 Mol 6NA tane 40 Mol X C) Kaç gram C vardır? X = 240 NA tane C) N.Ş.A da kaç LT? 1 Mol 22,4 40 Mol X X = 896 LT Ör 6: 3, tane atom içeren X 2 Y 3? D) N.Ş.A da kaç LT? 1 Mol 6, X 3, X = 0,5 Mol M A = = = 76 Gram 1 Mol 22,4 E) Kaç mol H atomu vardır? 0,1 Mol X X = 2,24 LT

17 Maddeler Halinde Sözel Notlar: 2. ÜNİTE: PERİYODİK SİSTEM TARİHÇESİ NOTLARI Atomların ilk sistematik sınıflandırılmasıyla ilgili çalışmaları döbereiner tarafından yapılmıştır. Döbereiner elementleri benzer özelliklerine göre Triadlar kuralı olarak bilinen üçerli gruplar halinde sıralamıştır. Daha Sonra newlands oktavlar kuralına göre elementleri atom ağırlıklarına göre sıraladı. Oktavlar kuralıda elementlerin sekizli gruplar halinde sıralanmasıdır. Mendelyev atom ağırlıklarını göz önünde bulundurarak ilk periyodik sistemi oluşturmuştur. Moseley x ışınlarıyla yaptığı deneyler sonucunda elementlerin kimyasal özelliklerinin atom numaralarıyla ilişkili olduğunu bulmuştur. Buna bağlı olarak periyodik tablonun atom numaralarına bağlı olarak oluşturulacağının temellerini atmıştır. Günümüzde kullanılan Periyodik tablo artan atom numarasına göre dizilmesiyle oluşturulmuştur. Elementlerin benzer kimyasal özelliklerine göre ve artan atom numaralarına göre sıralandığı sistemdir. Periyodik sistem de yatay sıralara periyot denir. 7 tane periyot vardır. Dikey sıralara grup denir. 18 tane grup vardır. Bunlardan 8 tanesi A grubudur. 10 tanesi B grubudur. A grubuna ana grup, B grubuna ise yan grup denir. 1A Alkali metal ns 1 ( H hariç ) 2A Toprak Alkali Metalleri ns 2 ( He hariç ) 3A Toprak Metalleri np 1 4A Karbon Grubu np 2 5A Azot Grubu np 3 6A Oksijen Grubu np 4 7A Halojenler Grubu np 5 8A Soygazlar Grubu np 6 PERİYODİK TABLODA ELEMENTLER: 1A H = Hidrojen Li = Lityum Na = Sodyum K = Potasyum 2A Be = Berilyum Mg = Magnezyum Ca = Kalsiyum 3A B = Bor AI = Alüminyum 4A C = Karbon SI = Silisyum

18 PERİYODİK TABLODA ELEMENTLER 2: 5A N = Azot P = Fosfor 6A O = Oksijen S = Kükürt 7A F = Flor C = Klor Br = Brom I = İyot 8A He = Helyum Ne = Neon Ar = Argon Kr = Kripton B GRUBU ELEMENTLERİ: Fe = Demir Au = Altın Hg = Cıva Ag = Gümüş Cu =Bakır Zn = Çinko Pt = Platin B GRUBU ELEMENTLERİ 2: Pb = Kurşun Sn = Kalay Ni = Nikel Cr = Krom Co = Kobalt U = Uranyum W = Tungten Mn = Mangan Periyodik özelliklerin Değişimi: Periyodik tablo da yer alan elementlerin özellikleri karşılaştırılırken bize yardımcı olacak en önemli bilgi Proton elektron çekimi Yörünge sayısı Elementlerin birbirleriyle karşılaştırılan periyodik özellikleri aşağıdaki gibidir. 1.Atom yarıçapı, 2.İyonlaşma enerjisi, 3.Elektron ilgisi, 4.Elektronegatiflik, Metal Ametal özelliği, 5.Asit Baz özelliği, 6.Aktiflik Atom Yarıçapı: Bir atomun çekirdeğinin son yörüngeye olan uzaklığına denir. Aynı ifade atom çapı ve atom hacmi içinde kullanılır. Periyodik tabloda yukarıdan aşağıya inilince yörünge sayısı artacağından dolayı atomun yarıçapı artar. Soldan sağa doğru ilerledikçe yörünge sayısı değişmez çekirdekteki protonların elektronları çekme gücü artar. Bundan dolayı atom yarıçapı azalır. Yörünge sayısı aynı olanlarda proton sayısı arttıkça çap küçülür.

19 Ör 1: 5 X, 9 Y, 12 K, 14 T Elementlerini karşılaştırınız. Atom yarıçapı 5X : 2 ) 3 9Y : 2 ) 7 12K : 2 ) 8 ) 2 14T : 2 ) 8 ) 4 K > T > X > Y Ör 2: 6 A, 4 B, 11 C, 13 K, 19 T Karşılaştırınız. Atom yarıçapı İyonlaşma Enerjisi: Gaz halindeki bir atomdan elektron kopartmak için gereken enerjiye iyonlaşma enerjisi denir. Periyodik tabloda soldan sağa gidildikçe iyonlaşma enerjisi artar. Yukarıdan aşağıya doğru inildikçe iyonlaşma enerjisi azalır. Son yörüngeden birinci elektronu koparttığımız zamanki iyonlaşma enerjisi buna 1. İyonlaşma enerjisi, 2.Elektronu koparttığımızda 2. İyonlaşma enerjisi denir. X X + + e - X + X +2 + e - 1. İ.E 2. İ.E X +2 X +3 + e - 3. İ.E 19T : 2 ) 8 ) 8 ) 1 13K : 2 ) 8 ) 3 11C: 2 ) 8 ) 1 T > C > K >B > A İyon Çapı: Bir atomun elektron alması veya vermesi sonucunda oluşan yapılara iyon denir. Elektron alma olayında çap büyürken elektron verme olayında çap azalır. X +, X, X - Sıralayınız : X - > X > X + Ör 3: 9 X -1, 10 Y, 11 K +1 sıralayınız. İyon Çapı 3İE > 2İE > 1İE İyonlaşma enerjileri arasındaki fark 2 buçuk 3 kattan fazla ise bu bir iç yörüngeye geçiş olduğunu gösterir. 1İE 2İE 3İE X Son yörünge 2e - Y Son yörünge 1e - Z Son yörünge 3e - T Tek e - K İki e - 11K +1 : 2 ) 8 10Y : 2) 8 9X -1 : 2 ) 8 X -1 > Y > K +1 Not: 2A ve 5A grupları küresel simetri özelliği gösterdiğinden dolayı bir önceki gruplardan daha kararlıdır. Enerjileri daha fazladır. 8A > 7A > 5A > 6A > 4A > 2A > 3A > 1A

20 Elektron İlgisi: Gaz halindeki bir atomun dışarıdan bir tane elektron alması sırasında meydana gelen enerji değişimine elekton ilgisi denir. Metallerin elektron ilgisi yoktur. Periyodik tabloda soldan sağa gidildikçe elektron ilgisi artar. Yukarıdan aşağıya doğru inildikçe elektron ilgisi azalır. Elektronegatiflik: Aralarında bağ bulunan iki atomun bağ elektronlarını isteğine elektronegatiflik denir. Periyodik tabloda soldan sağa doğru gidildikçe elektronegatiflik artar. Yukarıdan aşağıya inildikçe elektronegatiflik azalır. Metal ve Ametal özelliklerinin değişimi: Periyodik tabloda sol tarafta metaller sağ tarafta ametaller bulunur. Periyodik tabloda soldan sağa gidince metalik özellik azalır. Yukarıdan aşağıya doğru metalik özellik artar. Soldan sağa ametallik özellik artarken yukarıdan aşağıya ametalik özellik azalır. Metal elektronları ne kadar kolay veriyor ise metalik özellik o kadar fazla bir ametal ne kadar kolay elektron alıyorsa ametalik özellik o kadar fazla olur. Asit Baz özelliğinin değişimi: Metallerin O 2 li bileşenleri ( oksitleri ) ve OH - ( Hidro oksitli) bileşikleri bazik özellik gösterir. Ametallerin oksitleri ise asidik özellik gösterir. Bazı elementlerin oksitleri ise hem asit hem de baz özelliği gösterir. Bu tür elementlere ve oksitlerine amfoter denir. Bir grup içinde yukarıdan aşağıya gidildikçe bazlık kuvveti artar. Asitlik kuvveti azalır. Atom Yarıçapı : Azalır Artar İyonlaşma Enerjisi : Artar Azalır Elektron İlgisi : Artar Azalır Elektronegatiflik : Artar Azalır Metalik : Azalır Artar Ametalik : Artar Azalır Asitlik : Artar Azalır Bazlık : Azalır Artar Ör 1: HF, HCI, HBr asitlik kuvvetlerini karşılaştırın. HF > HCI > HBr Ör 2: 11 X, 12 Y, 13 T, 14 K birinci iyonlaşma enerjilerini karşılaştırın. 11X = 2 ) 8 ) 1 1A 12Y = 2 ) 8 ) 2 2A 13T = 2 ) 8 ) 3 3A 14K = 2 ) 8 ) 4 4A 14K > 12 Y > 13 T > 11 X Elementlerin Özellikleri: Periyodik tabloda yer alan elementler 4 blokta yer alırlar. 4 Blokta bulunurlar. Bunlar s, p, d, f bloğudur.

21 S Bloğu Elementleri: 1A ve 2A grubu burada bulunur. Elektron dizilişi S ile biten elementler bu blokta bulunur. ( He Hariç ) 1A Grubu: Alkali metallerdir. H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr elementlerinden oluşur. Aktif metallerdir. Bileşiklerinde +1 değerlik alırlar. Elektron dizilişi ns 1 ile biter. 2A Grubu: Toprak alkali metalleridir. Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra elementlerinden oluşur. Hepsi metaldir. Bileşiklerinde +2 değerlik alır. Elektron dizilişi ns 2 ile biter. ( He Hariç ) S Bloğu elementlerinin hepsi metaldir. Metallerin Özellikleri: Dış yüzeyleri parlaktır. Isıyı ve elektriği iyi iletir. Erime ve kaynama noktaları yüksektir. Oda koşullarında katı haldedir. (Cıva hariç) Asitlerle reaksiyona girerler. Oksitleri bazik özellik gösterir. Her zaman elektron vermek isterler.( Katyon oluştururlar ) Ametallerle iyonik bileşik oluştururlar. İyonlaşma enerjileri düşüktür. Elektron ilgileri düşüktür. P Bloğu Elementleri: 3A, 4A, 5A, 6A, 7A ve 8A elementleri bu bloğu oluştur. 3A B, AI, np 1 ile biter, +3 4A C, Sİ, np 2 ile biter, +4 5A N, P, np 3 ile biter, -3 ile -5 6A O, S,np 4 ile biter, -2 ile +6 7A Grubu: Halojendirler. F, CI, I, AT elementlerinden oluşur. Bileşiklerinde genellikle -1 değerlik alırlar. Ametallerin en aktifleridir. Elektron dizilişleri np 5 ile biter. Hepsi ametaldir. Oda koşullarında flor ve klor gaz, Brom sıvı, İyot ve astatin ise katı haldedir. 8A Grubu: Soygazlardırlar ( Asal Gazlar) He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn elementlerinden oluşur. Elektron dizilişleri np 6 ile biter. Doğada atomik halde bulunur. Reaksiyona girmek istemez kararlı yapıdadır. Oda koşullarında hepsi gaz halindedir. Ametallerin Özellikleri: Dış yüzeyleri mattır. Isı ve elektriği iyi iletmezler Özellik yazılacak Özellik yazılacak Özellik yazılacak Özellik yazılacak Özellik yazılacak

22 D Bloğu Elementleri: Geçiş metalleridir. B grubu elementlerin tamamıdır. Hepsi metallerdir. Birden fazla değerlik alabilir. ( Fe +2, Fe +3, Cu +1, Cu +2 ) F Bloğu Elementleri: S 1 1A Grubu S 2 2A Grubu P 1 3A Grubu P 2 4A Grubu P 3 5A Grubu d 1 3B Grubu d 2 4B Grubu d 3 5B Grubu d 4 6B Grubu d 5 7B Grubu İç geçiş metalleridir. Üst sıraya lantanitler. Alt sıraya aktinitler denir. Her sırada 14 element bulunur. Üst sıra metaldir. Alt sıra radyoaktiftir. Üst sıra +3 değerliktir. Alt sıra +4 değerlik alır. Farklı değerlikte alabilir. ELEMENTLERİN PERİYODİK TABLODAKİ YERLERİNİN BELİRLENMESİ: S ve P orbitalleri ile bitenler, A Grubu elementidir. D orbitali ile bitenler, B Grubu elementidir. F orbitali ile bitenler ise lantanit ya da aktinit olarak adlandırılırlar. Elementlerin periyodik tablo da bulunurken atom numaraları dikkate alınır. Atom numarası en son S orbitalinin kat sayısı periyot numarasını verir. P 4 6A Grubu P 5 7A Grubu P 6 8a Grubu d 6 8B Grubu d 7 8B Grubu d 8 8B Grubu d 9 1B Grubu d 10 2B Grubu Ör 1: 25 X, 29 K, 35 T -1 yerlerini bulunuz. 25X : 1s 2, 2s 2,2p 6, 3s 2,3p 6,4s 2,3d 5 4.Periyot 7B Grubu 29K : 1s 2, 2s 2,2p 6, 3s 2,3p 6,4s 2,3d 9 4.Periyot 1B Grubu 35T : 1s 2, 2s 2,2p 6, 3s 2,3p 6,4s 2,3d 10,4p 5 4.Periyot 7A Grubu Ör 2: XO 3-2 iyonunda toplam 70 elektron bulunuyor. X in yerini bulun. XO 3 olur 68 elektron. X = = 44

23 Ör 3: 44 X yerini bulunuz. 44X:1s 2, 2s 2,2p 6, 3s 2,3p 6,4s 2,3d 10,4p 6,5s 2,4d 6 5.Periyot 8B Grubu Ör 4: YO -3 4 ÜN toplamı e - sayısı 57 ise y nin yerini bulun. İyon: Pozitif veya negatif yönlü olan atom veya atom gruplarına iyon denir. Ör: Na +, O -2, CI -1, Co 3-2,NH 4 +,OH - Radikal: Ortaklanmamış elektron bulunduran yapılara radikal veya serbest radikal denir. Bunlar lewis elektron nokta yapısı ile gösterirlir. YO 4-3 YO 4 = 54 Y + 8:4 = 32 = 54 Y = Y = 22 22Y : 1s 2, 2s 2,2p 6, 3s 2,3p 6,4s 2,3d 2 4.Periyot 4B Grubu 3. ÜNİTE: KİMYASAL TÜRLER VE ETKİLEŞİMLERİ: Tüm maddeler tanecikli yapılardan oluşur. Maddenin özelliklerini gösteren taneciklere kimyasal tür denir. *Atom *Molekül *İyon *Radikal olmak üzere 4 tür vardır. Elementin tüm özelliğini gösteren yapı taşına atom denir. Atom: Elementlerin tüm özelliklerini taşıyan en küçük yapı taşı atom dur. Molekül: 2 ya da daha fazla atomdan oluşan bileşiklerin özelliklerini gösteren en küçük yapı birimine molekül denir. Ör: H 2 O = 7 N = 2 ) 5 = 8 O = 2 ) 6 Türler arasında etkileşim medyana gelirken bağlar kırılır ve yeni bağlar oluşur. Bağ oluşumu ile yeni ürünlerde ortaya çıkar. H + H H 2 Atom Atom H + CH 3 CH 4 Radikal Radikal Ag + + CI - AgCI İyon İyon e İtme > Çekme Bağ Oluşmaz. Çekme > İtme Bağ Oluşur. e

24 Güçlü Etkileşimler 1.Wander walls E. Türler Arası Etkileşim: Güçlü Etkileşimler: 1. İyonik Bağ 2. Kovalent Bağ 3. Metalik Bağ Zayıf Etkileşimler: Dipol Dipol İyon Dipol İndüklenmiş dipol 2.Hidrojen Bağı: Zayıf Etkileşimler Bağ Enerjisi: Gaz halindeki iki atomlu bir molekülün atomlarına ayrılması için gereken enerjiye bağ enerjisi denir. Aynı atomlar için bağ oluşumu değeri de bağ enerjisine eşittir. H H + Q H (g) + H (g) ( Kırılma ) H (g) + H (g) H H + Q ( Oluşma ) Bağ kırılması olayı endotermik bir olaydır. Bağ oluşması ise egzotermik bir olaydır. Bağ enerjileri 40 Kg / Joule üzerinde olan türler arasındaki etkileşimlere güçlü etkileşim denir. 40 Kg / Joule altında ise bu tür etkileşimlere zayıf etkileşim denir. 40 kj > Q ( Zayıf etkileşim ) 40 Kj < Q ( Güçlü etkileşim ) Ör: H Kj H + H (Güçlü Etkileşim) Zayıf etkileşimler hal değişimlerinde daha çok görülen etkileşimlerdir. Katı Sıvı Gaz Hal değişimleridir. İyonik Bağ: Zıt yüklü metal ve ametal iyonları arasında oluşan elektrostatik çekim gücüne iyonik bağ denir. İki atom arasındaki bağın kırılması için gereken enerji oluşması için gereken enerjiye eşittir. İyonik bağın sağlamlığı maddenin erime ve kaynama noktasını da belirler. Sağlamlık ne kadar fazla ise erime ve kaynama noktası o kadar büyük olur. İyonik bağın sağlamlığını iyon yarıçapı ve iyon yükü etkiler. İyon yarıçapı: İyon yarıçapının büyüklüğü bağ sağlamlığı ile ters orantılıdır. Yarıçap arttıkça iyon sağlamlığı azalır. X Y T K > X Y T R 2R K İyon Yükü: İyon yükü bağ sağlamlığı ile doğru orantılıdır. Yük arttıkça sağlamlık artar. Ca +2 + O -2 CAO Ca +2 + CI -1 CaCI 2 Sağlamlık CAO > CaCI 2 Ör: 6Kj + CH 4(s) H+H (Zayıf Etkileşim)

25 Ör 1: HF, HCI, HBr bağ sağlamlıklarını karşılaştırın? F 2 ) ) S P S-P Örtüşür CI 3 ) ) ) Br 4 ) ) ) ) HF > HCI > HBr Ör 2: mgo, CaO ( 12 mg, 20 Ca) S P P-P Örtüşür Mg = 2 ) 8 ) 2 Ca = 2 ) 8 ) 8 ) 2 Atom Yarıçapı: CaO > mgo Sağlamlılık: mgo > CaO İyonik bileşiklerin özellikleri: 1. İyonik katıların büyük çoğunluğu suda çözünür. 2. İyonik bileşiklerin erime ve kaynama noktaları yüksektir. Oda koşullarında katı olarak bulunur. 3. Katı halde elektriği iletirler. 4. Molekül yapıda bulunmazlar. İyonik bileşiklerin katı halleri sert ve kırılgandır. Kovalent Bağ: Ametal atomları arasında elektronların ortaklaşa kullanılması ile oluşan bağa kovalent bağ denir. KİMYASAL BAĞLARIN İYONİK VE KOVALENT KARAKTERİ: Atomlar arasındaki bağların iyonik veya kovalent karakterliği atomların elektronegatiflik farkına bağlıdır. Elektronegatiflik farkı arttıkça bağın iyonik karakteri artar. Elektronegatiflik farkı azaldıkça bağın kovalent karakteri artar. Elektronegatiflik farkı 0 olan atomlar arasındaki kimyasal bağ % 100 kovalenttir. Bunların dışındaki bağlarda %100 iyoniklik veya %100 kovalentlik olmaz. Örneğin: H F %30 İyonik 2 4 = 2 %70 Kovalent H CI %20 İyonik 2 3,5 = 1,5 %80 Kovalent Tek elektron taşıyan orbitallerin birbirine yaklaşarak örtüşmesi olayına orbitallerin örtüşmesi denir.

26 Kovalent bağda polarlık ve apolarlık: Aynı ametal atomları arasında oluşan bağa apolar kovalent bağ denir. Ör: O 2, CI 2, H 2 gibi Farklı cins ametal atomları arasındaki bağada polar kovalent bağ denir Ör: H 2 O, CO 2 gibi Kovalent bileşiklerin özellikleri: 1. Ametal atomları arasında oluşur. 2. Erime ve kaynama noktaları genellikle düşüktür. 3. Oda şartlarında katı, sıvı, gaz halde bulunabilir. 4. Molekül yapıda bulunurlar. 5. Hidrojen atomunun 1s orbitalinde bir elektron vardır. İki hidrojen atomu birbirine yaklaştığında 1s orbitalleri örtüşür. Bunun sonucunda hidrojen atomlarının dolu (iki elektron bulunan) yeni bir ortak orbitali oluşur. Yani her bir hidrojen atomunun iki elektronu olur. Böylece hidrojen atomları dublet kuralına uymuş ve karalı hale gelmiş olur. 6. Örtüşme sonucu oluşan elektron çifti hidrojen atomlarının çekirdeği tarafından çekilir. Böylece hidrojen atomları arasında kovalent bağ oluşmuş olur. 7. Birbirine yaklaşan iki orbitalin iç içe geçmesine orbital örtüşmesi denir. 8. Kovalent bağ oluşumunda s-s örtüşmesi olduğu gibi s-p ve p-p gibi orbital örtüşmeleri de olabilir. Metalik Bağ: Metal atomlarını bir arada tutan bağlardır. Metal atomları kolay elektron verdiğinden dolayı oluşan elektron denizi ile pozitif yüklü metal iyonları arasında oluşan elektrostatik çekim gücüne metalik bağ denir. Metallerin Özellikleri: Metallerin son yörüngelerindeki elektronları kolay vermelerinden dolayı özellikleri ortaya çıkmıştır. 1. Dış yüzeyleri parlaktır. 2. Isı ve elektriği iyi iletir. 3. Oda sıcaklığında katı halde bulunurlar.(cıva hariç) 4. Erime ve kaynama noktaları yüksektir. 5. Şekil verilebilir. Geçiş metallerindeki elementler arasında metalik bağa ilaveten kovalent bağda görülür. (*) D orbitallerindeki eşlenmemiş elektron sayısı arttıkça kovalent karekterde artar. Zayıf Etkileşimler: Kalıcı ve geçici dipollük: Genellikle farklı ametal atomları arasında bağ elektronlarının farklı çekilmesinden dolayı ve elektronegatiflik değerinin 0 dan farklı olmasından dolayı atomlarda bir (+) lık ve (-) lik oluşur. Buna kalıcı dipol denir. Ör: Bazı atomların geometrik şekillerine bakarak bir dipol oluşturmadığı gözlenebilir. H 2 O, HCI, H 2 S Kalıcı dipol CO 2, BF 3, H 2 S Kalıcı dipol oluşmaz. Geçici Dipol: Genellikle elektronegatiflik farkı 0 olan ve soygaz atomlarında bir etki sonucunda atomun anlık kazandığı + ve yüklenmesine denir. H 2, CI 2, He atom Zayıf etkileşimler vander valls bağları ve hidrojen bağları olarak ikiye ayrılır. Vander valls bağları: Vander valls bağları dipol - dipol etkileşimleri iyon dipol ve indüklenmiş dipol etkileşimleri olarak 3e ayrılır.

27 Dipol Dipol Etkileşimleri: Polar yapıdaki molekülleri bir arada tutan bağlara dipol dipol etkileşimleri denir. Dipol Dipol etkileşimleri arttıkça maddenin erime ve kaynama noktası artar. İyon Dipol Etkileşimleri: Herhangi bir iyon ile polar yapıdaki moleküller arasındaki etkileşimlerdir. Na + O - H + H + CI - H + H + İndüklenmiş Dipol: Bu etkileşimler 3e ayrılır. İyon İndüklenmiş Dipol: Dipol İndüklenmil Dipol: İndüklenmiş Dipol İndüklenmiş Dipol: İyon İndüklenmiş Dipol: İyon yapılı bir madde ile apolar yapılı bir madde arasında oluşan etkileşimlerdir. Bu tür maddeler genellikle birbiri içinde çözünmez. O Na + - CCI 4,CI - - CCI 4 Dipol İndüklenmiş Dipol: Polar yapıdaki bir madde ile apolar yapıdaki bir maddenin arasında oluşan etkileşimlerdir. H 2 O H 2, H 2 O-CO 2, HCL O 2 İndüklenmiş Dipol İndüklenmiş Dipol: London kuvvetleri olarak ta anılır. Apolar yapıdaki molekülleri ve soygaz atomlarını bir arada tutan etkileşimlerdir. London kuvvetleri en zayıf etkileşimdir diğer tüm molekülleri arasında london kuvvetide vardır. Moleküllerin atom numarası arttıkça london etkileşimi artar. Organik bileşiklerde dallanma arttıkça london kuvvetinin etkisi azalır. Hidrojen Bağı: Hidrojenin azot(n) oksijen(o) ve flor(f) elementleri ile oluşturduğu molekülleri bir arada tutan bağlardır. F, O, N Elementlerinin bir arada tutar. H + - F -, H 3 OH, NH 3 Hidrojenin bağının bileşiklerin fiziksel etkisi: Aralarında hidrojen bağı bulunan moleküllerin erime ve kaynama noktaları çok yüksek olur. Eğer suda dipol dipol etkileşimi olsa idi beklenen kaynama noktası -80 O C olurdu. 100 O C de su kaynar. Zayıf etkileşimler arasında en kuvvetli hidrojen bağıdır. Daha sonra dipol dipol etkileşimi gelir en zayıf bağlarda london kuvvetleridir. Zayıf etkileşimler fiziksel özellikleri güçlü etkileşimler ise kimyasal olayları etkiler. Sıcaklık arttıkça kimyasal türler arasındaki tüm bağlar zayıflardır. H 2 S Dipol - Dipol H 2 O Hidrojen Bağı Bağların kuvveti arttıkça erime ve kaynama noktası artar. NE, HE, H 2, CI 2

28 Ör: CO 2 CO 2, HCI HCI, HF HF London kuvvetleri dipol dipol Hidrojen Bağı 5.ÜNİTE: MADDENİN HALLERİ: Bölüm 1: Gazların genel özellikleri: Gazlar basınçla sıkışabilme özelliğine sahiptir. Bunun sonucunda da sıvılaşabilir. Ancak ideale yakın olan gazlar sıvılaşmazlar.