GENEL KİMYA Elektromagnetik Radyasyon (Işıma) Elektromagnetik Radyasyon (Işıma) Elektromagnetik Radyasyon (Işıma)

Transkript

1 Elektromagnetik Radyasyon (Işıma) GENEL KİMYA Elektromagnetik radyasyon, elektriksel ve magnetik alanların birbirine dik yönde yayılması ile meydana gelir. 2 Elektromagnetik Radyasyon (Işıma) Elektromagnetik Radyasyon (Işıma) Elektromagnetik radyasyon, uzayda dalga hareketi ile ilerler. Bir dalga üç özelliği ile tanımlanır: Dalgaboyu-l (lamda): Art arda gelen iki dalga üzerindeki iki benzer nokta arasındaki uzaklıktır. dalga boyu Genlik (a): Bir dalgada, maksimumun yüksekliği veya minimumun derinliğidir. a 3 4 1

2 Elektromagnetik Radyasyon (Işıma) Elektromagnetik Radyasyon (Işıma) Radyasyon Frekansı-n(nü): Belli bir noktadan, birim zamanda (genellikle 1 saniyede) geçen dalga sayısıdır. Elektromagnetik radyasyon, boşlukta 2,9979 x 10 8 m/s lik sabit bir hızla yayılır. Bu değere ışık hızı denir ve c harfi ile simgelenir. Işık hızı, dalga boyu ve frekans arasında aşağıdaki bağıntı vardır. c ln 5 6 Elektromagnetik Radyasyon Türleri g-işınları X-Işınları Ultraviyole (mor ötesi) ışınları (UV) Görünür Işık (beyaz Işık) Infrared (kırmızı ötesi) Işınları (IR) Mikro dalga Işınları Radyo-TV dalgaları n l ELECTROMAGNETİK SPEKTRUM Artan frekans 7 1 nanometre (nm) = 1 x 10-9 m = 10 Å 8 2

3 Gökkuşağı Alıştırma Soruları Soru: Bir sodyum buharlı lambadan yayılan ışığın büyük bir bölümü, 589 nm dalga boyuna sahiptir. Bu ışığın frekansı kaç hertz(hz) yani (s -1 ) dir? Soru: Bir FM radyo istasyonu 91,5 megahertz (MHz) frekansta yayın yapmaktadır. Bu radyo dalgalarının dalga boyu kaç metredir? 9 10 Elektromagnetik Işıma Elektromagnetik Işıma Işığın dalga karakterinde olduğu çok önceden bilinmekteydi. Ayrıca, fotoelektrik olayından sonra, dalga özelliğine ilaveten ışığın, tanecik özelliğine de sahip olduğu tespit edildi. Işığı oluşturan taneciklere foton (kuant) adı verilir. Her bir foton un enerjisi, E = hn bağıntısı ile verilir. Bu bağıntıya (E = hn) Planck eşitliği denir. Burada h, Planck sabiti olup değeri h = 6,626 x Js dir

4 Elektromagnetik Işıma Max Planck E hn Atomik Spektrumlar Beyaz ışık bir prizmadan geçirilip ekran üzerine düşürüldüğünde, kırmızıdan mora kadar uzanan kesiksiz bir renk bandı oluştururlar. Ekran üzerindeki farklı renklerden oluşan bu görünüme spektrum denir. Beyaz ışığın spektrumu süreklidir Atomik Spektrumlar Işığın, prizmadan geçtikten sonra farklı renklere ayrılması, farklı dalga boylu ışınların değişik derecelerde kırılmaya uğramasından kaynaklanmaktadır. Atomik Spektrumlar Çeşitli atomların buharları ısıtıldığında veya bir deşarj tüpü içerisinde bulundurulduğunda, ışın yayarlar. Bu ışınların bir prizmadan geçirilerek ekran üzerine düşürülmesi ile oluşan spektrumlar, belirli sayıda renkli çizgiler ve bunların arasında bulunan karanlık boşluklar taşır

5 Atomik Spektrumlar Atomik Spektrumlar Böyle sürekli olmayan (kesikli) spektrumlara, atom spektrumu yada çizgi spektrumu denir. Her elementin kendine özgü çizgi spektrumu vardır. Atomik spektrumlar, atomların yapısı hakkında önemli bilgiler verir Bohr Atom Modeli Bohr Atom Modeli Rutherford atom modelinde, elektronların çekirdek çevresinde ne şekilde bulundukları hakkında herhangi bir bilgi bulunmamaktadır. Bir atomdaki elektronların, tıpkı bir gezegenin güneş etrafındaki yörüngesel hareketi gibi, hareket halinde oldukları düşünüldü yılında Hollandalı Fizikçi Niels Bohr klasik fizik ve kuantum kuramının ilginç bir sentezini yaparak hidrojen atomu için yeni bir model ileri sürdü. Niels Bohr ( )

6 Bohr Atom Modeli Bu modelde yer alan görüşler, şu şekilde özetlenebilir: 1. Elektron, çekirdek etrafında, dairesel yörüngelerde hareket etmektedir. 2. Elektronun hareket edebildiği yörüngelerin belli enerji değerleri vardır. Elektron, bu belli enerjiye sahip yörüngelerde bulunduğu sürece enerji yaymaz. Bohr Atom Modeli 3. Elektron bir üst enerji düzeyinden (yörüngeden), alt enerji düzeylerine düştüğünde ışıma şeklinde enerji yayar. Yayımlanan ışık fotonunun enerjisi E = hn dür Bohr Atom Modeli Hidrojen atomundaki enerji düzeyleri nin (yörüngeler) enerjisi, aşağıda verilen eşitlik ile hesaplanır. E n = A n 2 n = 1, 2, 3,. A = 2,179 x J n sayısı, kuantum sayısı olarak adlandırılır. Bohr Atom Modeli Bohr tarafından önerilen atom modeli, aşağıdaki şekilde şematize edilebilir. Enerji Düzeyi Kabuk n = 1 K n = 2 L n = 3 M n = 4 N n = 5 O n = 6 P n = 7 Q n = 4 n = 3 N n = 2 M L n = 1 K e

7 Bohr Atomu Bohr Atom Modeli Hidrojen atomunda, yayılan bütün ışınların frekansları aşağıdaki eşitlikten hesaplanabilir. n 3,289 x sn -1 1 n i 2 n i = iç yörünge (düsük enerji düzeyi) n d = dis yörünge (yüksek enerji düzeyi) E x J x 10 J 1 n d Dalga-Tanecik İkiliği 1924 yılında Louis de Broglie, hareket eden küçük taneciklerin de dalga özelliği gösterebileceğini ileri sürdü. L. de Broglie ( ) Dalga-Tanecik İkiliği De Broglie, elektronun tanecik özelliğinden başka dalga özelliğine de sahip olduğunu düşündü. De Broglie bu düşüncesini, bir elektron demetini kristal üzerine gönderdiğinde tıpkı X-ışınlarında olduğu gibi kırınıma uğraması ile deneysel olarak kanıtladı

8 Dalga-Tanecik İkiliği Dalga-Tanecik İkiliği Elektronların dalga özelliğinin keşfi ile, elektron mikroskobunun yapılabilirliği gerçekleşti. Elektron mikroskobu bilimde devrim yaptı. Günümüzde, modern elektron mikroskopları sayesinde biyolojik dev moleküller gerektiği gibi incelenebilmektedir. De Broglie ye göre bir elektronun dalga boyu aşağıdaki eşitlikle ifade edilir. l h mv h p m: elektronun kütlesi v: elektronun hizi p: elektronun momentumu Heisenberg in Belirsizlik İlkesi Heisenberg e göre, elektron gibi çok küçük taneciklerin yeri ve momentumu (hızı) aynı anda hassas bir şekilde belirlenemez. Yeri hassas olarak belirlenmeye çalışıldığında, momentumunda belirsizlik artar. Heisenberg in Belirsizlik İlkesi Momentumu hassas olarak belirlenmeye çalışıldığında ise yerindeki belirsizlik artar. Bu durum, matematiksel olarak şöyle ifade edilir. h x. p 4 x : taneciğin yerindeki belirsizlik p : taneciğin momentumundaki belirsizlik h : Planck sabiti

9 Bohr Atom Modelindeki Yanlışlıklar Bohr Atom Modelindeki Yanlışlıklar De Brogli ye göre, elektron dalga özelliğine de sahiptir. Heisenberg ise elektronun yerinin hassas bir şekilde belirlenemeyeceğini ileri sürmektedir. Bu görüşlerin ışığında, Bohr atom modeline yeniden bakıldığında, bu modelin kısmen yanlış olduğu görülmektedir. De Broglie ve Heisenberg in görüşleri doğru ise (doğruluğu kabul edilmektedir) atomda elektronların kesin yörüngeler üzerinde hareket ettiğini söylemek yanlıştır. Yani, elektronun çekirdek etrafında dairesel yörüngelerde hareket ettiği görüşü günümüzde geçerli değildir (Bohr atom modelindeki 1. madde) Dalga Mekaniği Atom Modeli (Modern Atom Kuramı) 1927 yılında Erwin Schrödinger, elektronların dalga özelliğine sahip olduğu gerçeğinden hareket ederek, elektron gibi çok küçük taneciklerin üç boyutlu uzaydaki hareketini tanımlayan bir denklem ileri sürdü. Modern Atom Kuramı Schrödinger Denklemi : m x y z h E V 0 Y (psi) : dalga fonksiyonu E : toplam enerji x, y, z : uzay koordinatları V : potansiyel enerji m : elektronun kütlesi

10 Modern Atom Kuramı Modern Atom Kuramı Schrödinger denkleminin çözümünden, n, l, m l şeklinde üç kuantum sayısı bulunur. Bu kuantum sayılarının üçünün belli değerleri, elektronların bulunma ihtimalinin yüksek olduğu yerlere karşılık gelir. Elektronun bulunma ihtimalinin yüksek olduğu yerlere orbital denir. Orbitallerin kesin sınırları olmamakla beraber, elektronun zamanının %90-95 ini geçirdiği bölgeye orbital denmektedir Modern Atom Kuramı Kuantum Sayıları Schrödinger denkleminin çözümüyle elde edilen hidrojen atomuna ait bilgilerde artık yörünge kavramı tamamen çürütülmüştür. Yeni atom modelinde, elektron, kesin yörüngeler üzerinde değil, orbital adı verilen uzay parçalarında hareket etmektedir. Baş kuantum sayısı (n): Enerji düzeylerini ve elektronun çekirdeğe olan ortalama uzaklığını gösterir. n = 1, 2, 3, 4, kadar pozitif tamsayılı değerler alır

11 Kuantum Sayıları Kuantum Sayıları Açısal kuantum sayısı (l): Bu sayı, orbital türünü belirler. Alabildiği değerler; l = 0, 1, 2, 3,.(n-1). n = 1 l = 0 haline karşılık gelen orbital s n = 2 l = 1 haline karşılık gelen orbital p n = 3 l = 2 haline karşılık gelen orbital d n = 4 l = 3 haline karşılık gelen orbital f Magnetik kuantum sayısı (m l ): Magnetik kuantum sayısı, orbitallerin sayısı ve uzaydaki yönelişlerini belirler. m l = -l,., 0,., +l kadar değer alır. Örneğin: l = 1 ise m l = -1, 0, Kuantum Sayıları Kuantum sayılarının takımı, orbitalleri nasıl etkiler? Her 3 kuantum sayısının bir setine, 1 orbital karşılık gelmektedir. Örneğin: n = 1 ise l = 0 ve m l = 0 1s orbitali Kuantum Sayıları Soru: n = 2 ve n = 3 enerji düzeylerini, kuantum sayıları ve orbitaller açısından tanımlayınız. Soru: n = 4, l = 2 ve m l = 0 kuantum sayılarına karşılık gelen orbital hangisidir?

12 Kuantum Sayıları Atomik Orbitaller Baş kuantum sayısı n ye kabuk, açısal kuantum sayısı l ye ise alt kabuk da denir. Her bir kabukta (yani enerji düzeyinde) n 2 tane orbital vardır. Her bir alt kabuk (2l + 1) tane orbital içerir. Atomik orbitaller; s, p, d ve f notasyonları kullanılarak gösterilir. Bütün s-orbitalleri küresel yapılıdır Atomik Orbitaller p-atomik Orbitalleri p-orbitalleri üç tane olup eş enerjilidir. Bu orbitaller; x, y ve z eksenleri üzerinde yer alıp, ikişer lob a sahiptir. x-ekseni üzerinde yer alan orbitale p x, y- ekseni üzerinde bulunan orbitale p y ve z- ekseni üzerinde bulunan orbitale ise p z orbitali denir. (a) p x, (b) p z, (c) p y

13 d-atomik Orbitalleri d-atomik Orbitalleri d-orbitalleri dörder lob lu olup, eksenler üzerinde ve eksenler arası bölgelerde bulunurlar. dx 2 -y 2 ve dz 2 exenler boyunca; d xy, d yz ve d zx orbitalleri ise eksenler arası bölgelerde yönlenirler. d-orbitalleri f-atomik Orbitalleri Spin Kuantum Sayısı (m s ) 7 tane f-orbitali olup, bunlar altışar lob lu dur. Dışardan herhangi bir magnetik etki olmadıkça, bütün f-orbitalleri eş enerjilidir. Elektronun çekirdek çevresinde yaptığı hareketten başka, bir de kendi ekseni etrafında yaptığı dönme hareketi vardır. Kendi ekseni etrafındaki bu dönme hareketine, spin hareketi denir. Bu spin hareketi de kuantlaşmış olup, spin kuantum sayısı (m s ) ile tanımlanmaktadır

14 Spin Kuantum sayısı (m s ) Orbitallerin enerji Sırası Spin hareketi, saatin dönme yönünde ve tersi yönünde olmak üzere iki türlüdür. Bu nedenle, spin kuantum sayısı m s = ± ½ şeklinde iki değer almaktadır. ms = 1 2 ms = Çok elektronlu atomlarda orbitallerin enerjisi, baş kuantum sayısı (n) ve açısal kuantum sayısı (l) ye göre tespit edilir. Orbitallerin enerjisi (n + l) toplamına göre düzenlenir. (n + l) toplamı büyük olan orbitalin enerjisi büyük, küçük olanının enerjisi küçüktür Orbitallerin enerji Sırası (n + l) toplamı eşit olan atomik orbitallerin enerjisi, baş kuantum sayısı n ye göre belirlenir. n si küçük olan atomik orbitalin enerjisi küçük, n si büyük olan orbitalin enerjisi büyüktür. Orbitallerin enerji Sırası Orbital n l n + l 1s s p s p d s p d f

15 Orbitallerin enerji Sırası Orbitallerin enerji Sırası Orbitallerin enerji sırasını bulmada kullanılan pratik bir yol çapraz tarama olarak bilinen yoldur. Bu yöntemde, sol üst orbitalden başlayıp hiçbir orbital atlamadan çapraz olarak tüm orbitaller taranır. 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p <6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p Elementlerin Elektronik Yapıları Elementlerin Elektronik Yapıları Bir atomda elektronların düzenlenme şekline atomun elektronik yapısı denir. Elektronlar, orbitalleri üç kurala uyarak doldururlar. Bunlar: Elektronlar, orbitalleri en az enerjili orbitalden başlayarak doldururlar. Düşük enerji seviyeli bir orbital tamamen dolmadan, bir üst seviyedeki orbitale elektron giremez (Aufbau İlkesi). Bir orbitale en fazla ters spinli iki elektron girebilir (Pauli İlkesi). Atom içerisinde elektronların girebileceği aynı (eş) enerjili birden fazla boş orbital varsa, elektronlar bu orbitallere önce paralel spinlerle tek tek girerler

16 Elementlerin Elektronik Yapıları Böylece, eş enerjili orbitallerin tamamı yarı dolmuş (yani tek elektronlu) duruma geldikten sonra, gelen elektronlar, zıt spinlerle bu yarı dolmuş orbitalleri doldururlar (Hund Kuralı) Elementlerin Elektron Konfigurasyonları (Dağılımları) Atomik orbitaller, çoğu zaman bir kare, daire yada yatay bir çizgi ile gösterilirler. Elektronlar ise çift çengelli oklar ile temsil edilirler. Orbital gösterimleri Elektron gösterimi Atom Z Temel hal elektron konfigürasyonu H 1 1s 1 He 2 1s 2 Li 3 1s 2 2s 1 Be 4 1s 2 2s 2 B 5 1s 2 2s 2 2p 1 C 6 1s 2 2s 2 2p 2 N 7 1s 2 2s 2 2p 3 O 8 1s 2 2s 2 2p 4 F 9 1s 2 2s 2 2p 5 Ne 10 1s 2 2s 2 2p 6 Na 11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 63 Bazı Elementlerin Orbital Diyagramları atom Orbital Diyagramı 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 17Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p

17 Aufbau İlkesinden Sapmalar Aufbau İlkesinden Sapmalar Çoğu element için Aufbau Yöntemine göre öngörülen elektron dağılımları deneysel olarak da doğrulanmıştır. Birkaç elementin elektron dağılımı, bazı ufak sapmalar gösterir. Bu değişiklikler, dolu ve yarı dolu orbitallerin kararlılığı ile açıklanır (küresel simetri). Atom Öngörülen Elektron Dağılımı Deneysel Elektron Dağılımı 24Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 4s 1 3d 5 29Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 4s 1 3d Magnetik Özellikler Magnetik Özellikler Atomlar, iyonlar ve moleküller; magnetik alanda farklı davranış gösterirler. Eşleşmemiş elektronlar içeren maddeler, paramağnetik özellik gösterirler. Paramağnetik maddeler, mağnetik alan tarafından kuvvetle çekilirler. Na atomu, hidrojen atomu veya oksijen molekülü (O 2 ) paramanyetik özellik gösterir. Bir maddenin bütün elektronları eşleşmişse, o madde diamagnetik özellik gösterir. Diamagnetik maddeler, magnetik alan tarafından zayıf bir kuvvetle itilirler. Mg ve Ca atomları, diamagnetik özellik gösterip, magnetik alan tarafından zayıf bir kuvvetle itilirler

18 Magnetik Özellikler Grup ve Peryot Bulunması Bazı maddeler de magnetik alan tarafından kuvvetle itilirler. Bu tür maddelere, ferromagnetik maddeler denir. Fe, Co ve Ni, bu özelliğe sahip maddelere örnek teşkil eder. Atom numarası verilen elementin elektron dağılımı yapılır. Orbital katsayısı en yüksek olan sayı, elementin peryot numarasını verir. Son elektron s veya p orbitalinde bitmişse, element A grubundadır. s-orbitali üzerindeki sayı doğrudan A grubunun numarasını verir Grup ve Peryot Bulunması Grup ve Peryot Bulunması Elementin elektron dağılımı p orbiatli ile bitmişse, p nin üzerindeki sayıya 2 ilave edilerek grup numarası bulunur. Örnekler: En son elektron d orbitalinde bitmişse, element B grubundadır. d 1 d = 3 B 2+2 = 4 B d 9 d = 1 B 10+2 = 2 B 11 Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3. Peryot, 1A Grubu 17 Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 3. Peryot, 7A Grubu d 6 d 7 d = 8 B 7+2 = 8 B 8+2 = 8 B

19 Grup ve Peryot Bulunması ns 1 ns 2 Elementlerin Elektron Konfigurasyonları ns 2 np 1 ns 2 np 2 ns 2 np 3 ns 2 np 4 ns 2 np 5 ns 2 np 6 Örnek: 25Mn: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 4. Peryot, 7B Grubu d 1 d 5 d 10 Elektron dağılımı yapılan elementin en son elektronu 4f orbitalinde bitmişse Lantanitler, 5f de bitmişse Aktinitler serisinin bir üyesidir. 4f 5f Peryodik Tablo (Çizelge) Peryodik Tablo Peryodik tablonun temel özelliği, elementleri artan atom numaralarına göre yan yana ve benzer özelliklerine göre de alt alta toplamasıdır. Peryodik tabloda yatay sütunlara peryot, dikey sütunlara da grup denir. Perydik tablo, 8 tane A ve 8 tane de B grubundan oluşmaktadır. Peryodik tabloda grup sayısı artmaz ama sonsuz sayıda peryot olabilir. Her peryot s ile başlar, p ile biter. Birinci peryot 2 (H ve He), ikinci ve üçüncü peryotlar 8, dördüncü ve beşinci peryotlar 18 element bulundururlar

20 Baş grup elementleri s-bloku p-bloku Peryodik Tablo 1 Geçiş elementleri d-bloku f-bloku Peryodik tabloda, bazı elementlerin özel adları vardır. 1A grubu elementlerine alkali metaller, 2A grubu elementlerine toprak alkali metaller, 7A grubu elementlerine halojenler ve 8A grubu elementlerine de soygazlar denir. İçgeçiş elementleri Peryodik Tablo Peryodik Tablo Alkali Metaller Lityum Sodyum Potasyum Rubityum Sezyum Fransiyum Li Na K Rb Cs Fr Toprak Alkali Metaller Berilyum Be Magnezyum Mg Kalsiyum Ca Stronsiyum Sr Baryum Ba Radyum Ra Halojenler Flor F Klor Cl Brom Br İyot I Astatin At Soygazlar Helyum He Neon Ne Argon Ar Kripton Kr Ksenon Xe Radon Rn

21 Peryodik Tablo Peryodik Tablo Elementler, fiziksel özelliklerine göre metaller ve ametaller olmak üzere iki şekilde sınıflandırılır. Elementlerin çoğu metaldir ve metaller; Elektrik ve ısıyı iyi iletirler, Cıva hariç oda sıcaklığında katıdırlar ve taze kesilmiş yüzeyleri parlaktır, Dövülerek levha haline gelebilirler, Çekilerek tel haline gelebilirler, Yüksek erime ve kaynama noktalarına sahiptirler, Bileşiklerinde daima pozitif (+) yükseltgenme basamaklarına sahiptirler, gibi özellikleri vardır Peryodik Tablo Peryodik Tablo Peryodik tablonun sağ üst tarafında bulunan çok az element, metallerden farklı özelliklere sahiptir ve bunlara ametaller denir. Azot, oksijen, klor ve neon gibi bazı ametaller oda sıcaklığında gazdır. Brom sıvıdır. Karbon, fosfor ve kükürt gibi bazı ametaller katı olup kırılgandırlar. Metallerle ametaller arasında bulunan bazı elementler, hem metalik hem de ametalik özellikler gösterir ve bunlara yarımetaller veya metaloidler denir

22 Peryodik Tablo Atomlar ve İyonların Büyüklüğü Yarımetaller (Metaloidler) Bor B Silisyum Si Germanyum Ge Arsenik As Antimon Sb Tellur Te Astatin At Atom yarıçapları Atomlar, küresel yapılı tanecikler olarak kabul edilir. Atom yarıçapı, çekirdeğin merkezi ile en dış kabukta bulunan elektronlar arasındaki uzaklık olarak tanımlanır. Atomlar tek tek izole edilemediğinden, yarıçaplarının doğrudan ölçülmesi zordur Atomlar ve İyonların Büyüklüğü Atom yarıçapları, daha çok dolaylı yollardan bulunur. Örneğin, birbirine kovalent bağla bağlı iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklık (bağ uzunluğu) deneysel olarak ölçülebilir. Bu değerin uygun şekilde ikiye bölünmesi ile, atom yarıçapı bulunur. Bu şekilde bulunan yarıçapa Kovalent yarıçap denir. Atomlar ve İyonların Büyüklüğü Metaller için Metalik yarıçap, kristal hallerdeki katı metalde yan yana bulunan iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısı olarak belirlenir. Atom yarıçapları, daha çok pikometre (pm) cinsinden verilir. 1 pm = m

23 Atomlar ve İyonların Büyüklüğü Atomlar ve İyonların Büyüklüğü Kovalent Yarıçap (pm) Metalik Yarıçap (pm) İyonik Yarıçap (pm) Sodyum (Na) Klor (Cl) Peryodik çizelgede bir peryot boyunca soldan sağa doğru gidildiğinde, genel olarak atom yarıçapları küçülür. Bir grup boyunca yukardan aşağıya doğru inildiğinde ise, genel olarak atom yarıçaplarında artış olur Atom yarıçaplarının atom numaralarına göre değişimi

24 Atomlar ve İyonların Büyüklüğü İyon yarıçapları, iyonik bağla bağlanmış iyonların çekirdekleri arasındaki uzaklık deneysel olarak ölçülüp, katyon ve anyon arasında uygun bir şekilde bölüştürülmesi ile bulunur. Her hangi bir atomdan türetilen pozitif iyon, daima o atomdan daha küçüktür. Atomlar ve İyonların Büyüklüğü Bir atomun +2 yüklü iyonu +3 yüklü iyonundan daha büyüktür. Örneğin; Fe 117 pm Fe +2 Fe pm 60 pm Atomlar ve İyonların Büyüklüğü Buna karşılık, negatif bir iyonun yarıçapı daima türediği atomunkinden daha büyüktür. Örneğin; Cl 99 pm Cl pm Katyon türediği nötr atomdan daima daha küçüktür 95 Anyon türediği nötr atomdan daima daha büyüktür

25 Atomlar ve İyonların Büyüklüğü İyonlaşma Enerjisi Soru: Peryodik çizelgeden yararlanarak, parantez içerisinde verilen atom ve iyonları büyüklüklerine göre sıralayınız (Ar, K +, Cl -, S 2-, Ca 2+ ) Gaz halindeki izole bir atomdan, bir elektron uzaklaştırarak yine gaz halinde izole bir iyon oluşturmak için gerekli olan minimum enerjiye iyonlaşma enerjisi denir. A (g) A + (g) + e - IE İyonlaşma Enerjisi İyonlaşma enerjisi, tanımından da anlaşılacağı gibi, bir atomdaki elektronların çekirdek tarafından ne kadar bir kuvvetle çekildiğinin bir ölçüsüdür. Aynı zamanda iyonlaşma enerjisi, elektronları çekirdeğe bağlayan kuvveti yenmek için gerekli olup, bir atomun elektronik yapısının ne kadar kararlı olduğunun da bir ölçüsüdür. İyonlaşma Enerjisi Bir elektronu uzaklaştırılmış bir iyondan, ikinci bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli olan enerjiye de ikinci iyonlaşma enerjisi denir. Aynı şekilde, üçüncü, dördüncü ve daha büyük iyonlaşma enerjileri de tanımlanır. Bir sonraki iyonlaşma enerjisi, daima bir önceki iyonlaşma enerjisinden daha büyüktür

26 Birinci İ.E. Artar İyonlaşma Enerjisi İyonlaşma Enerjisi A (g) A + (g) + e - IE 1 (birinci iyonlaşma enerjisi) A + (g) A 2+ (g) + e - IE 2 (ikinci iyonlaşma enerjisi) A 2+ (g) A 3+ (g) + e - IE 3 (üçüncü iyonlaşma enerjisi) IE 1 < IE 2 < IE 3 <.< IE n Peryodik çizelgede bir grup boyunca, yukardan aşağıya inildikçe elementlerin birinci iyonlaşma enerjileri genel olarak azalır. Element Atom yarıçapı(pm) IE 1 (kj/mol) Li ,2 Na ,8 K ,8 Rb ,0 Cs , İyonlaşma Enerjisi Birinci İyonlaşma Enerjisi İçin Genel Eğilim Birinci İ.E. Artar Peryodik çizelgede bir peryot boyunca, soldan sağa doğru gidildiğinde elementlerin birinci iyonlaşma enerjileri genel olarak artar. Metal atomları, ametal atomlarına kıyasla, daha düşük iyonlaşma enerjisine sahiptirler

27 3. Periyot Elementlerinin İyonlaşma Enerjileri (kj/mol) 1. Peryot 2. Peryot Na Mg Al Si P S Cl Ar 3. Peryot 4. Peryot 5. Peryot IE 1 495,8 737,7 577,6 786, ,6 1251,1 1520,5 IE IE IE IE IE IE Elektron İlgisi Elektron İlgisi İyonlaşma enerjisi elektron kaybı ile ilgilidir. Elektron ilgisi (EI) iyonlaşma enerjisinin tersi olup, gaz halindeki nötr bir atoma elektron katılarak yine gaz halindeki negatif bir iyon oluşturma işlemidir. A(g) + e - A - (g) Bu tür işlemlerde her zaman olmamakla beraber, enerji açığa çıkar. Bu nedenle, birinci elektron ilgilerinin (EI 1 ) büyük bir çoğunluğu, negatif işaretlidir. F(g) + e - F - (g) EI 1 = -322,2 kj/mol F (1s 2 2s 2 2p 5 ) + e - F - (1s 2 2s 2 2p 6 )

28 Elektron İlgisi Elektron İlgisi Kararlı elektronik yapıya sahip olan elementlerin, bir elektron kazanması enerji gerektirir. Yani olay endotermiktir ve elektron ilgisi pozitif işaretlidir. Ne(g) + e - Ne - (g) EI 1 = +29,0 kj/mol Ne (1s 2 2s 2 2p 6 ) + e - Ne - (1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ) Genel olarak, peryodik çizelgede bir peryot boyunca soldan sağa gidildiğinde elektron ilgisinin negatif değerinde artış olur. Bir grupta yukarıdan aşağıya doğru inildiğinde ise elektron ilgisinin negatif değeri azalır. Ametaller, metallere kıyasla daha büyük negatif elektron ilgisine sahiptirler Elektron İlgisi Elektron İlgisi Bazı elementlerin birinci elektron H He İlgileri (EI 1 ) (kj/mol) - 72, Li Be B C N O F -59, ,5 0,0-141,4-322,2 Na -52,9 K - 48,3 Rb - 46,9 Cs Cl -348,7 Br -324,5 I -295,3 At - 45,5-270 Bazı elementler için ikinci elektron ilgisi (EI 2 ) değerleri de tayin edilmiştir. Negatif bir iyon ile bir elektron birbirlerini iteceklerinden, negatif bir iyona bir elektron katılması enerji gerektirir. Bu nedenle, bütün ikinci elektron ilgisi (EI 2 ) değerleri, pozitif işaretlidir

29 Elektron İlgisi Kimyasal Bağlar O(g) + e - O - (g) + e - O - (g) EI 1 = - 141,4 kj/mol O 2- (g) EI 2 = + 880,0 kj/mol Atomları bir arada tutan kuvvete, kimya dilinde kimyasal bağ denir. Kimyasal bağlar, aile içindeki yada akrabalar arasındaki bağlara benzetilebilir Kimyasal Bağlar yılları arasında Amerikalı Kimyacı Gilbert Newton Lewis ve arkadaşları tarafından Kimyasal bağlarla ilgili önemli bir kuram geliştirilmiştir. Kimyasal Bağlar Lewis Bağ Kuramı olarak da bilinen bu kuram, şu temel esasa dayanır. Soy gazların asallıkları (reaksiyon verme eğilimlerinin olmayışı) elektron dağılımlarından dolayıdır ve diğer elementlerin atomları, soy gaz atomlarının elektron dağılımlarına benzemek amacıyla bir araya gelmektedir

30 Kimyasal Bağlar Lewis Simgeleri ve Lewis Yapıları Lewis, kendi kuramı için özel bir gösterim geliştirmiştir. Lewis simgesi, iç kabuk elektronları ve çekirdeği gösteren bir simge ile dış kabuk (değerlik) elektronlarını gösteren noktalardan oluşur. Kimyasal Bağlar Bazı Elementlerin Lewis Simgeleri H C N O F Al Ne Kimyasal Bağlar Kimyasal Bağlar Soru: Parantez içerisinde verilen elementlerin Lewis simgelerini yazınız ( 15 P, 16 S, 53 I, 18 Ar, 12 Mg, 3 Li). Kimyasal Bağ Çeşitleri İyonik bağ Kovalent bağ Metalik bağ

31 İyonik Bağ İyonik Bağ Bir atomdan diğerine elektron aktarılması ile oluşan bağlara iyonik bağ denir. İyonik bağ, daha çok metalik özellik gösteren elementlerle ametaller arasında meydana gelir. Metaller, iyonlaşma enerjileri düşük olup elektron vermeye ve pozitif iyonlar oluşturmaya eğilimlidirler. Ametallerin ise elektron ilgileri yüksek olup, negatif iyonlar oluşturmaya meyillidirler. Böylece elektron alışverişi sonucu oluşan bu küresel yapılı pozitif ve negatif iyonlar, birbirlerini elektrostatik çekim kuvvetleri ile çekerek iyonik bağı oluştururlar İyonik Bağ İyonik Bağ İyonik Bağa ve İyonik Bileşiklerin Lewis Yapılarına Örnekler: Sodyum klorürün (NaCl) Lewis yapısı Na + Cl Na Cl Lewis yapisi Bu tepkimede yer alan atom ve iyonların tam elektronik yapıları Na (1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ) Na + (1s 2 2s 2 2p 6 ) + e - e - + Cl (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ) Cl - (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 )

32 İyonik Bağ İyonik Bağ Örnek: Magnezyum klorür ün (MgCl 2 ) Lewis Yapısı Örnek: Aluminyum oksit in (Al 2 O 3 ) Lewis Yapısı Mg + Cl Cl Cl 2 Mg Cl Lewis yapisi Al Al + O O O 2 Al 3 3 O 2 Lewis yapisi İyonik Bağ İyonik Bağ Soru: Aşağıda adları verilen bileşiklerin, Lewis yapılarını yazınız. a) kalsiyum klorür b) lityum oksit c) baryum sülfür İyonik Bileşiklerin Özellikleri İyonik bileşiklerin moleküler (kovalent) bileşiklerden farklı birçok özellikleri olup, bu özellikler şu şekilde sıralanabilir: İyonik bileşikler katı halde iken son derece düşük elektriksel iletkenlik gösterirler. Oysa bu bileşikler eritildiklerinde yada suda çözüldüklerinde, oldukça iyi elektriksel iletkenlik gösterirler

33 İyonik Bağ Kovalent Bağ İyonik bileşikler, yüksek erime ve kaynama noktalarına sahiptirler. İyonik bileşikler çok sert fakat kırılgandırlar. İyonik bileşikler, genellikle su gibi polar çözücüler içerisinde çözünürler. Kovalent bağ, ametal atomları arasında meydana gelir. Ametal atomları, elektron ilgileri bakımından birbirlerine benzediklerinden kovalent bağların oluşumu esnasında elektron aktarımı olmaz. Bunun yerine, elektronlar ortaklaşa kullanılır Kovalent Bağ Bu şekilde, elektronların ortaklaşa kulanımına dayalı bağ türüne kovalent bağ denir. Kovalent bağa ve kovalent moleküllerin Lewis yapılarına örnekler: Örnek: H 2 kovalent bag H + H H : H veya H H bag yapan (paylasilmis) elektron çifti

34 Kovalent Bağ Kovalent Bağ Örnek: Cl 2 Örnek: HCl Cl Cl Cl : Cl veya Cl Cl bag yapan elektron cifti bag yapmamis (paylasilmamis) elektron cifti H Cl H : Cl veya H Cl Lewis yapisi Kovalent Bağ Katlı Kovalent Bağlar Örnek: H 2 O Örnek: O 2 H O H H : O : H veya H O H Lewis yapisi O O O O O : : O veya Lewis yapisi

35 Katlı Kovalent Bağlar Lewis Yapılarının Yazılması Örnek: N 2 N N N N veya N N Lewis yapisi Polar Kovalent Bağlar Bağ Derecesi ve Bağ Uzunluğu Elektronlerın iki atom arasında eşit olmayan ortaklanmasıyla oluşan kovalent bağa polar kovalent bağ denir. Bağ derecesi; bir bağın tekli, ikili yada üçlü olduğunu gösterir. Bağ Türü Bağ Derecesi Tekli 1 İkili 2 Üçlü

36 Bağ Derecesi ve Bağ Uzunluğu Bağ Uzunluğu, birbirlerine kovalent bağla bağlı iki atomun merkezleri arasındaki uzaklık olarak tanımlanır Bağ Enerjileri Lewis yapısının molekülünün deneysel olarak ölçülen özellikleri ile uyumlu olmasında; bağ uzunluğu ve bağ enerjileri ölçülerdir. Bağ enerjisi ve uzunluğu katlılığı ile yakından ilgilidir. Bağın katlılığı ne kadar artarsa bağ o kadar kısa ve bağ enerjisi de o kadar büyük olur. Bağ Enerjileri Atomlar kovalent bağ yaparak bir araya geldiklerinde enerji salınır ve bağın ayrışması sırasında da aynı miktarda enerji soğrulur. Bağ ayrışma enerjisi gaz haldeki bileşiklerden bir mol kovalent bağ koparmak için gerekli olan enerji miktarıdır

37 Bağ Enerjileri İkili bağların bağ enerjileri aynı atomlar arasında tekli bağlarınkinden yüksektir; fakat iki katı değildir Bağ oluşması ve ayrışması Bağ oluşması ve ayrışması Bağ enerjilerinin bir diğer kullanımı alanı da bir tepkimenin endotermik veya ekzotermik olduğunun görülmesidir. zayıf bağlar (tepkenler) kuvvetli bağlar H<0 (ürünler) kuvvetli bağlar (tepkenler) zayıf bağlar H>0 (ürünler)

38 Çözeltilerin Seyreltilmesi Bu sunu, birkaç ekleme dışında Prof. Dr. Yavuz TAŞKESENLİGİL tarafından hazırlanan ders sunularından alınmıştır. Hocamıza çok teşekkür ederim