Bölüm : Atom YapısıBağlar Özellikler İşlenecek konular: Atom ve elektronik yapıları Atomlar arası bağlar nasıl oluşur? Bağ cinsleri? Bağ, özellikleri nasıl etkiler? Önemi: Atom yapısının bilinmesi malzemenin elektriksel, mekanik, manyetik, kimyasal ve ısıl özelliklerini belirlediğinden önemlidir. 1 Atom Yapıları (Hatırlatma) Atom=Çekirdek (proton ve nötron)+ elektron Proton: Kütlesi=1.673x10 4 gr, yükü=+1.60x10 19 C (coulomb) Nötron: Kütlesi=1.675x10 4 gr, yüksüz Elektron:Kütlesi=9.10910 8 gr, yükü= 1.60x10 19 C Proton sayısı=atom numarası=z=periyodik cetvelde atom simgelerinin üstünde yer alır. Örnek: Hidrojen için 1, plutonyum için 94 Atom Kütlesi Protonun kütlesi+nötronun Kütlesi Bir elementin atom kütlesi, Avagadro sayısı (N a =6.03x10 3 ) kadar atomlarının ağırlığına eşittir. 1 mol de Avagadro sayısı kadar atom vardır. Elementlerin atom kütlesi (ağırlığı) periyodik tabloda atom simgelerinin altında gösterilmektedir. Örnek: 1 mol C nun atom kütlesi 1 gr Örnek: Aluminyumun bir molü 6.98 gr kütleye sahiptir ve 6.03x10 3 Al atomları içerir. 1
Basit Hesaplar Yoğunluğu d (gr/cm 3 ) ve atom kütlesi M (gr/mol) olan bir maddede 1 cm 3 deki atom sayısını (n) bulunuz. n= N a x d / M Grafit (karbon) d=.3 gr/cm 3, M=1 gr/mol n=6.03x10 3 atom/mol x.3 gr/cm 3 / 1 gr/mol=1.15x10 3 atom/cm 3 Grafit (Elmas) d=3.5 g/cm 3, M=1 gr/mol n=6.03x10 3 atom/mol x 3.5 gr/cm 3 / 1 gr/mol=1.76x10 3 atom/cm 3 Su (H O) d=1 gr/cm 3, M=18 g/mol n=6.03x10 3 molekül/mol x 1 gr/cm 3 / 18 gr/mol=3.35x10 molekül/cm 3 n değeri 6x10 olan bir malzemede atomlar arasındaki ortalama mesafeyi hesaplayabiliriz. L=(1/n) 1/3 =.55x10 8 cm=0.55 nm=.55 Å Katılarda atom yapılarının büyüklüğü bir kaç angström (Å) mertebesindedir. 3 Basit Hesaplar Soru : (a) Bir bakır atomunun gram cinsinden kütlesi nedir? (b) 1 gr bakırda ne kadar atom bulunur?m Cu =63.54 gr/mol Cevap (a) X=M Cu /N a = 63.54 gr/mol / 6.03x10 3 atom/mol=1.05x10 gr/atom (b) X=N a /M Cu =6.03x10 3 atom/mol /63.54 gr/mol=9.48x10 1 atom/gr Soru : Ağırlıkça %75 bakır ve %5 Nikel içeren alaşımdaki Cu ve Ni in atomsal yüzdelerini bulunuz. M Ni =58.69 gr/mol Cevap Cu mol sayısı=75 gr/63.54 gr/mol=1.1803 mol Ni mol sayısı=5 gr/58.69gr/mol=0.460 mol Cu atom %si=(1.1803 mol/1.6063 mol) x 100 =at %73.5 Ni atom %si=(0.460 mol/1.6063 mol) x100=at %6.5 4 Toplam mol=1.6063
Basit Hesaplar Soru: Bir metaller arası bileşiğin kimyasal förmülü Ni x Al y olup x ve y basit tam sayılardır. Bileşik ağırlıkça %4.04 nikel ve %57.96 alüminyumdan oluşmaktadır. Bu nikel aluminürün en basit formülü nedir? M Al =6.98 gr/mol Cevap: Ni mol sayısı=4.04 gr/58.69 g/mol=0.7163 Al mol sayısı=57.96/6.98=.1483 Toplam mol sayısı=.8646 mol Ni mol oranı=0.7163 mol/.8646 mol=0.5 Al mol oranı=.1483mol/.8646 mol=0.75 Ni x Al y = Ni 0.5 Al 0.75 =NiAl 3 5 Hidrojen atomu Atomların elektronik yapıları Hidrojen atomu, bir protondan oluşan çekirdeğin etrafını çeviren bir elektronla en basit atomdur. Hidrojen elektronun, çekirdeğin etrafında kuvantum yasalarına göre bulunabileceği belirli yörüngeleri (enerji seviyeleri) vardır. Bir elektron daha yüksek enerji seviyesine uyarılacak olursa, belirli miktarda enerji soğuracaktır (absorbsiyon) (şekil a). Elektron daha alttaki enerji seviyesine düştüğün de yine belirli miktarda enerji açığa çıkacaktır (emisyon) (şekil b). Bu geçiş sırasında foton adı verilen hν enerjisinde bir elektromanyetik ışınım yayılır. Absorbsiyon Emisyon 6 3
Tek bir elektronun belirli bir yarıçapta bir protonun etrafında döndüğü bir hidrojen atomu modeli Niels Bohr tarafından 1913 de geliştirilmiştir. Bu modeli açıklayan Bohr eşitliği, hidrojen elektronunun izin verilen enerji düzeylerindeki enerjilerinin yaklaşık değerlerini vermektedir. π me4 13.6 = = ev n h n E Burada, e=elektron yükü, m=elektronun kütlesi, n=birincil kuvantum sayısı adı verilen tam sayı (1,,3,4,5,..) Bohr eşitliğindeki n, birincil kuvantum kuvantum sayısı olarak adlandırılır ve atomlardaki elektronların birincil enerji düzeyini tanımlar. Bohr eşitliğine göre, hidrojen elektronun n=1 durumundaki enerjisi 13.6 ev dur. Bu elektronu hidrojen atomundan tam olarak uzaklaştırmak için gerekli enerji 13.6 ev olup bu enerjiye hidrojen atomunun İyonlaşma Enerjisi denir. 7 Not: n=1, n=, n=3 enerji seviyeleri için fizikçiler sırasıyla K,L ve M simgelerini kullanır. İleride alacağınız Xışınları derslerinde bu simgeler kullanılacaktır. Elektronlar uyarılınca enerjilerinin belli değerlere yükseldiği veya enerjinin kaybedip daha düşük belirli enerji düzeylerine indiği, dalga boyları ve tayf çizgileri incelenerek deneysel olarak kanıtlanmıştır. Elektronun bir enerji seviyesinden diğerine geçişi sırasındaki enerji değişimi aşağıda denklem ile verilir: E= h ν =h c / λ Burada h=plank sabiti=6.63x10 34 julsaniye (j.s); ν=frekans (Hz=1/saniye); c= Işığın hızı=3.00x10 8 metre/saniye; λ=dalga boyu (m) Ödev: Dalgaboyuλ= 11.6 nanometre (nm) olan bir fotonun enerjisini hesaplayın. (1.00 ev= 1.60x10 19 J; 1nm=10 9 m) Cevap: E=1.64x10 18 J=10. ev 8 4
Soru: Elektronu n=3 durumunda olan bir hidrojen atomu kullanılmaktadır. Elektron n= durumuna geçmektedir. Açığa çıkan fotonun, (a) enerjisini, (b) frekansını, (c) dalga boyunu hesaplayın. (d) Durum değiştirme sırasında enerji mi yayımlanır (emisyon), yoksa enerji mi soğurulur (absorblama). ( a) Fotonun Cevap enerjisi 13.6 13.6 E = E3 E = = 1.89eV 3 19 1.60x10 J 19 = 1.89eV = 3.0x10 J ev (b) Fotonun frekansı E = hν 19 E 3.0x10 J 14 1 ν = = = 4.55x10 s = 4.55x10 34 h 6.63x10 J. s hc (c) Fotonun dalga boyu E = λ 34 8 hc (6.63x10 j. s)(3.00x10 m / s) λ = = 19 E 3.0x10 J 7 7 1nm = 6.59x10 m = 6.59x10 m x = 659nm 9 10 m (d) Enerji yayimlanir. 9 14 Hz Atomların Elektronlarının Kuvantum Sayıları Modern atom kuramı, elektronların çekirdekleri etrafında hareketlerinin ve enerjilerinin sadece birincil kuvantum sayısıyla değil dört ayrı kuvantum sayısıyla tanımlanabileceğini ifade eder. Birincil kuvantum sayısı n: Elektronun ana enerji düzeylerini gösterir, belirli n değerindeki elektronu bulma ihtimalinin en yüksek olduğu kabuk gibi düşünülebilir. n sayısı arttıkça kabuk çekirdekten uzaklaşır ve enerjisi de artar. Elektron yörüngesi y orbital electrons: n = kuvantum principal sayısı quantum number n=3 1 n=birincil kuvantum Fizikte n için aşağıdaki harfleri kullanılır. n=1 için K n= için L n=3 için M Çekirdek 10 5
İkincil kuvantum sayısı l : Bu kuvantum sayısı l ile gösterilir ve ana enerji düzeyleri içindeki ikincil enerji düzeylerini ve aynı zamanda eğer elektron varsa bu elektronun bulunma ihtimalinin yüksek olduğu alt kabukları tanımlar. l nin izin verilen değerleri l = 0,1,, 3,. (n 1) dir. Bu alt enerji düzeyleri (veya alt elektron yörüngeleri veya kabukları) için sayısal veya harfle tanımlama yapılır: Sayısal tanımlama l = 0 1 3 Harfle tanımlama l = s p d f Miknatısal kuvantum sayısı ml : Tek bir alt enerji yörüngesinin uzaydaki yönlemini tanımlamaktadır.izin verilen değerler: l den +l ye değişir. Genel olarak m l için l+1izin verilen değer bulunmaktadır. l =0 (s) olduğunda m l için tek izin verilen değer bulunmaktadır. l =1 (p) için izin verilen değer m l =3 dür. s,p,d,f altyörünge tanımlamasına göre,her izin verilen s, p,d, ve f alt enerji düzeylerinde en fazla bir s, üç p, beş d ve yedi f altyörüngeleri bulunmaktadır. 11 Elektron dönü (spin) kuvantum sayısı: Dördüncü kuvantum sayısı m s, elektronun kendi ekseni etrafında dönüşü için izin verilen iki dönü yönünü belirtmektedir. İzin verilen değerler +1/ ve 1/ dir. İki elektron aynı alt yörüngede bulunabilir, fakat farklı spinlere sahip olmak zorundadır. 1 6
Pauli teklik ilkesine göre bir atomdaki iki elektron aynı dört kuvantum sayısına sahip olamaz. Atomlar kuvantum mekanik yasalarının belirlediği yüksek elektron yoğunluğundaki birincil kabuklara sahiptir. Her bir kabuk yine kuvantum mekaniğin yasalarıyla belirlenen en yüksek sayıda elektron içerebilir. Bir atomda bir kabukta bulunabilecek en yüksek elektron adedi n olup dört kuvantum sayısı takımıyla belirlenir. Altyörüngelerde 13 ÖrnekBir atomun M kabuğundaki elektron sayısını belirleyiniz. Cevap: M kabuğu için birincil kuvantum sayısı n=3 dür. İkincil kuvantum sayıları l =0,1, (s,p,d seviyeleri). Çünkü izin verilen l değerleri=0..(n1) dir. İzin verilen miknatısal kuvantum sayısı m l sıfır dahil l den +l ye değişir ve l + 1 e eşittir. s seviyesi l = 0, m l = 1, m s =+1/, m s = 1/ p seviyesi l =1, m l = 1, m s =+1/, m s = 1/ m l = 0, m s =+1/, m s = 1/ m l = 1, m s =+1/, m s = 1/ d seviyesi l =, m l =, m s =+1/, m s = 1/ m l = 1, m s =+1/, m s = 1/ m l = 0, m s =+1/, m s = 1/ m l = +1, m s =+1/, m s = 1/ m l = +, m s =+1/, m s = 1/ elektron 6 elektron 10 elektron Toplam 18 elektron 14 7
Elektronların Kurulumu Elektronlar belli enerji düzeylerine sahiptir en düşük enerji düzeyine yerleşme eğilimine sahiptir. n sayısı arttıkça (çekirdekten uzaklaştıkça) elektronların enerjisi artar. Bu bakımdan elektronlar ilk önce en düşük kabuk ve altkabuklara yerleşir. 3d altkabuğu 4p den daha düşük enerji seviyesine sahip olduğu için önce 3d ye elektron dizilir. Increasing Artan enerji energy n=4 n=3 n= n=1 4s 3s s 1s 4p 3p p 3d Elektron kurulumlarında önce birincil kuvantum sayısı yazılır ve bunun arkasından altkabuklara ait s, p, d veya f harfleri konulur. Altkabukların üstündeki simge içerdiği elektron sayısını gösterir. 15 Çeşitli Elementlerde Elektron Kurulumları Element Hydrogen Helium Lithium Beryllium Boron Carbon... Neon Sodium Magnesium Aluminum... Argon... Krypton Elektron Electron kurulumu configuration 1s 1 1s Kararlı (stable) 1s s 1 1s s 1s s p 1 1s s p... 1s s p 6 Kararlı (stable) 1s s p 6 3s 1 1s s p 6 3s 1s s p 6 3s 3p 1... 1s s p 6 3s 3p 6 Kararlı (stable)... 1s s p 6 3s 3p 6 3d 10 4s 4 6 (stable) Kararlı 16 8
Valans: Bir atomun valansı atomun diğer bir elementle kimyasal bileşime girme yeteneği ile ilişkilidir ve genellikle kombine edilmiş sp seviyesinin en dışındaki elektron sayısı ile belirlenir. Valans elektronları en dış kabukta yer alan elektronlardır. Bu elektronlar atom bağlarında önemli rol oynar. Valans örnekleri: Mg: 1s s p 6 [3s ] valans= Al: 1s s p 6 [3s 3p 1 ] valans=3 Ge:1s s p 6 3s 3p 6 3d 10 [4s 4p ] valans=4 Valans ayrıca kimyasal reaksiyonun tabiatına da bağlıdır. Fosforun elektronik yapısı: 1s s p 6 [3s 3p 3 ] Fosfor oksijenle birleştiğinde beklenilen 5 valansa sahiptir. Fakat, hidrojenle reaksiyona girdiğinde valansı 3 dür. 17 Atomsal kararlılık: Elementlerin çoğunda Valans (Dış) yörüngesi, ekseriyetle tamamen dolu olmadığından elektron yapıları kararlı değildir. Elementlerin atomlarının kimyasal özellikleri esas olarak en dış elektronlarının reaksiyonuna bağlıdır. Kararlı elektron yapıları, dolu s ve p altyörüngelerine sahiptir. Kararlı elektron yapıya sahip atomlar reaktif değildir. Yani tüm altkabukları elektron ile dolu olduğu için kimyasal reaksiyona girmezler. Soy veya asal gazlar (Ar, He gibi), en dış kabukta s p 6 elektron kurulumuna (altkabuklar dolu) sahip olduğu için yüksek kimyasal karalılığa sahiptirler. Diğer atomlarda sp seviyelerinde sekiz elektronlu veya tamamen boş olmayı tercih ederler. Aluminyumun dış sp seviyesinde 3 elektron vardır. Bir aluminyum atomu 3 sp seviyesini boşaltmak için üç elektronunu vererek kararlı hale geçer. Diğer taraftan aşağıda elektronik yapısı verilen klorun 1s s p 6 [3s 3p 5 ] 3sp seviyesinde 7 elektronu vardır. Klor dış elektron seviyesine 1 elektron alarak reaksiyona girer. 18 9
Elektronegatiflik: Elektronegatiflik bir atomun elektronları alma derecesi olarak tanımlanabilir. Her elemente elektronegatif sayısı verilerek sayısal hale getirilebilir. Elektronegatif elementler esas olarak metal olmayanlardır ve kimyasal tepkimelerde elektron alarak eksi iyonlar (anyonlar) oluşturur. Klor gibi elementler dış enerji seviyeleri hemen hemen tamamen dolmuş güçlü elektronegatiflerdir. Buna karşın sodyum gibi dış seviyeleri hemen hemen boş olan, 1s s p 6 [3s 1 ] şeklinde elektron kurulumuna sahip olan atomlar kolaylıkla elektronlarını verirler ve güçlü elektopozitiftirler. Örnek: Elektronik dizilimleri kullanarak kalsiyum ve bromun elektronegatifliklerini karşılaştırınız. Cevap Ca: 1s s p 6 3s 3p 6 [4s ] Br:1s s p 6 3s 3p 6 3d 10 [4s 4p 5 ] Kalsiyum dış 4s seviyesinde iki elektrona ve brom is dış 4sp seviyesinde yedi elektrona sahiptir. Kalsiyum elektron verme eğilimindedir. Brom ise elektron alma eğilimindedir ve çok güçlü elektronegatiftir. 19 give 1 e verir up 1e give e verir up e give up 3e H Li Be Na Mg K Ca Sc Rb Sr Cs Ba Fr Ra Periyodik Tablo Sutünlar, benzer valans yapıdadır. 3 e verir Y Metal Metal Nonmetal Metal olmayan Arada Intermediate accept e alır e accept 1 e alır 1e inert gases O S Se Te Po F Cl Br I At Soy Gazlar He Ne Ar Kr Xe Rn Elektropozitif elementler kolayca elektron vererek + yüklü iyon olurlar. Elektronegatif elementler kolayca elektron alarak yüklü iyon olurlar. 0 10
Elektronegatiflik 0.7 4.0 arasında değişir. Büyük değerlerde elektron alma eğilimi artar. H.1 Li 1.0 Na 0.9 K 0.8 Rb 0.8 Cs 0.7 Fr 0.7 Be 1.5 Mg 1. Ca 1.0 Sr 1.0 Ba 0.9 Ra 0.9 Ti 1.5 Cr 1.6 Fe 1.8 Ni 1.8 Zn 1.8 As.0 F 4.0 Cl 3.0 Br.8 I.5 At. He Ne Ar Kr Xe Rn Daha küçük elektronegatiflik Daha büyük elektronegatiflik 1 e l Düşük e elektron negatifliğe k sahiptir t o Yüksek elektron negatifliğe sahiptir 11
ATOM ve MOLEKÜL BAĞLARININ CİNSLERİ Bağlı durumda atomların potansiyel enerjilerinde net bir azalma olduğundan atomlar arasında kimyasal bağlar meydana gelir. Yani, bağlı atomlar bağsız atomlardan daha kararlı durumdadır. Genel olarak, atomlar arasındaki kimyasal bağlar iki grupta toplanır. (a) Kuvvetli veya birincil atom bağları: İyonik bağ, kovalent bağ, metalik bağ (b) Zayıf veya ikincil atom ve molekül bağları (Van der Waals Bağ) Üç değişik kuvvetli atom bağları vardır: (a) İyonik bağ: Bu cins bağda bir atomdan diğerine elektron transferi ile büyük atomlar arası bağ kuvvetleri oluşur ve meydana gelen iyonlar kulon kuvvetleri ile (artı ve eksi iyonların birbirlerini çekmeleri) birbirine bağlanır. İyonik bağ nispeten kuvvetli, yönden bağımsızdır. (b) Kovalent bağ: Atomlar arasında elektronların ortak kullanılmasıyla oluşan, bölgesel olarak yönlenmiş nispeten kuvvetli bağdır. (c) Metalik bağ: Elektronların atomlardan bağımsız paylaşılmasıyla oluşan kuvvetli yönsüz bir bağdır. 3 İYONİK BAĞ + ve iyonlar arasında olur. Elektron transferi var. Elektronegatiflik değerlerinde büyük farklılık var. Örnek: NaCl Na (metal) unstable Kararlı değil Na (cation) (Katyon) stable Dengede electron + Coulombic Kulon çekici Attraction kuvveti Cl (nonmetal) Metal değil Kararlı unstable değil Cl (anion) (Anyon) stable Dengede 4 1
İYONİK BAĞ Bir malzemede birden fazla farklı atom olduğunda bir atom, valans elektronlarını diğerine vererek dış enerji seviyelerini doldurur. Böylece her iki atom kararlı veya dengeli hale gelir. Her ikisi de bir elektriksel yüke sahip olur. Elektron veren atom net pozitif yük kazanır ve katyon hale, elektron alan ise net negatif yük kazanır ve anyon hale gelir. Zıt yüklü iyonlar birbirlerini kulon kuvvetiyle çekerler ve iyonik bağ oluştururlar. Örneğin, sodyum ve klor atomları bir araya geldiğinde yemek tuzu NaCl oluşturur. İyonlaşma sürecinde sodyum atomunun boyutu küçülerek başlangıçtaki 0.19 nm yarıçaptan 0.095 nm yarıçaplı sodyum katyonu haline gelir. Başlangıçta 0.095 nm yarıçaplı olan klor atomu ise bir elektron alarak büyüyüp 0.181 nm yarıçapında bir klor iyonu haline gelir. 5 NaCl iyonik bağ oluşumu (animasyon) Sadece valans elektronları (Na:[3s 1 ]; Cl [3s 3p 5 ] gösterilmektedir. 6 13
H.1 Li 1.0 Na 0.9 K 0.8 Rb 0.8 Cs 0.7 Fr 0.7 Örnekler: İyonik Bağ Elektronegatiflikleri farklı atomlar arasında oluşur. Be 1.5 Mg 1. Ca 1.0 Sr 1.0 Ba 0.9 Ra 0.9 Ti 1.5 Cr 1.6 Fe 1.8 NaCl MgO CaF CsCl Ni 1.8 Zn 1.8 As.0 O 3.5 F 4.0 Cl 3.0 Br.8 I.5 At. He Ne Ar Kr Xe Rn Elektron verir Elektron alır 7 Bir iyon çiftindeki iyonlar arası kuvvet K u v v e t İyon yükleri arasında Kulon çekme kuvveti Net Kuvvet=0 Net kuvvet Elektron bulutları arasında itme kuvveti Zıt yüklü iyonlar birbirine yaklaştıkça birbirlerini kulon kuvvetiyle çekecektir. Fakat, iyonlar birbirlerine yaklaşırken bir mesafeden sonra her ikisinin elektron yükü bulutları birbirini etkileyecek, bu defa itici kuvvetler meydana gelecektir. Çekme kuvvetleri, itme kuvvetlerine eşit olduğunda iyonlar arasında net bir kuvvet olmayacak, iyonlar bu uzaklıkta (iyonlar arası uzaklık a o ) dengede (kararlı) kalacaktır. 8 14
Bir iyon çiftindeki iyonlar arası kuvvet F F F çekme itme net ( Z1e)( Z = 4πε nb = a = F çekme n+ 1 + F ο a itme e) Z1Z e = 4πε a Z1Z e = 4πε a ο ο nb a n+ 1 Burada Z 1, Z = iyon oluşumu sırasında atomlardan uzaklaşan veya eklenen elektronların sayısı e = elektron yükü a = atomlar arası uzaklık ε o = boşluğun geçirgenliği=8.85x10 1 C /(N.m ) b, n = sabitler n genellikle 7 ile 9 arasında değişmektedir. NaCl için n=9 dur. 9 Soru: Birbirine tam değmek üzere olan bir Na + ve Cl iyon çifti arasındaki kulon çekici kuvvetini hesaplayın. Na + nın yarıçapının 0.095 nm, Cl nın yarı çapının 0.181 nm olduğunu kabul edin. Cevap: Z 1 = +1 Na + için Z = 1 Cl için e= 1.60x10 19 C ε o =8.55x10 1 C / (N.m ) a o = Na+ ve Cl iyonlarının yarıçapları toplamı=0.095 nm + 0.181 nm = 0.76 nm x 10 9 m/nm =.76 x10 10 m F çekme Z1Ze = 4πε ο a 19 ( + 1)( 1)(1.60 x10 C) = 1 4π [8.85x 10 C /( N. m )](.76x 10 = + 3.0x10 9 N 10 m) Bu durumda iyonlar arasındaki çekici kuvvet +3.0x10 19 N dur. İtici kuvvet buna eşit fakat zıt işarette (3.0 x10 19 N) olacaktır. 30 15
Soru: NaCl iyon çifti için b değerini hesaplayınız. (n=9) Cevap: F itme nb = a n+ 1 b = 8.61x10 = 3.0x10 106 N. m 10 9 9b N = (.76x10 Soru: Mg + ve S iyonları arasında çekici kuvvet 1.49x10 8 N ve S iyonunun yarıçapı 0.184 nm ise, Mg + iyonunun yarıçapını nanometre cinsinden hesaplayınız.z 1 =+ Mg + için Z = S için e=1.60x10 19 C, ε o =8.85x10 1 C /(N/m ), F çekme= +1.49x10 9 N. Cevap: 19 ()( )(1.60 x10 C) a0 = 1 8 4π [(8.85x10 C / N. m )](1.49 x10 N) =.49x10 a 0.49 = r r 0 = r + Mg + Mg 10 + r + Mg = 0.065nm m = 0.49nm S + 0.184nm 10 m) 10 31 Bir iyon çiftindeki iyonlar arası potansiyel enerji Z1Z e E net = + + 4πε a 0 b a n E min Çekme enerjisi itme enerjisi İyonlar arasındaki itme ve çekme enerjilerinin toplamı net enerjiyi vermektedir. Bu enerji iyonlar birbirlerine denge mesafesi (a o ) kadar yaklaştığında en küçüktür. Yandaki şekilde üç enerji arasındaki ilişkiyi ve en küçük enerji E min gösterilmektedir. Not: Kuvvet ile potansiyel enerji arasındaki ilişki Kuvvet=F=dE/da 3 16
İyonik katılarda iyonların dizilimi Element iyonları yaklaşık olarak küresel simetride bir yük dağılımına sahip olduklarından belirli çapta küreler olarak düşünülebilir. Simetrik yüklerden dolayı iyonlar katıda bir araya geldiğinde tercihli yönlenmeleri yoktur. İyonik bağlar yönden bağımsızdır. Bir katıda iyonların yerleşimi, iyonların mümkün olan geometrik dizilimlerine ve katının elektrik olarak yansız (nötr) kalmasına bağlıdır. İyonik katıdaki iyonlar bölgesel yük yansızlığının sağlanabileceği bir yapıda dizilirler. İyonik kristallere bir kuvvet uygulandığında iyonlar arasındaki elektriksel denge bozulur. İyonik bağlı malzemeler kısmen bu nedenle kırılgan bir davranış gösterirler. İyonik bağlı katıların elektrik iletkenliği zayıftır; elektrik yükü elektronlar kadar kolay hareket etmeyen iyonlar ile aktarılır. NaCl de iyonların yerleşme düzenleri 33 KOVALENT BAĞ Kovalent (ortaklaşım) bağ, elektronegatiflikleri yakın olan atomlar arasında meydana gelir. Kovalent bağında atomlar yaygın olarak dıştaki s ve p elektronlarını paylaşarak soy gaz kurulumunu alırlar. Tek bir kovalent bağında, atomların her biri bir elektronu kullanarak bir çift elektron bağı oluşturur. Ortaklaşım bağında tek bir atom kendi ve diğerleri ile çoklu elektron çiftleride oluşturabilir. Örneğin, dört valansa sahip silisyum atomu kendisini kuşatan dört valans elektronunu paylaşarak dış enerji kabuğunda sekiz elektrona sahip olur. Her bir paylaşma örneği bir kovalant bağı temsil eder. Bu nedenle her silisyum atomu dört kovalent bağla dört komşu atoma bağlanır. Kovalent bağlar yönlüdür. Silisyumda her kovalent bağ arasında yaklaşık 109 o lik açı vardır. Kovalent bağlar çok kuvvetlidir. Fakat, yönlü olması nedeni ile kovalent bağlı maddeler düşük süneklik ve elektrik iletkenliğine sahiptir. Elektronun hareket etmesi ve elektrik akımı taşıması için kovalent bağın kopması gerekir. Bu da ancak yüksek voltaj ve sıcaklıklarda mümkündür. 34 17
Kovalent Bağ Oluşumu (Animasyon) Sadece valans elektronları gösterilmektedir. 35 Elektron paylaşımı var. Örnek: CH4 C: 4 valans e mevcut, 4 e na daha ihtiyaç var. H: 1 valans e mevcut, 1 e na daha ihtiyaç var. Kovalent Bağ CH4 H shared Paylaşılan electrons elektronlar C from atomundan carbon atom Elektronegatiflikleri yakın! H C H H shared Paylaşılan electrons elektronlar from hidrojen hydrogen atomundan atoms 36 18
H.1 Li 1.0 Na 0.9 K 0.8 Rb 0.8 Cs 0.7 Fr 0.7 Be 1.5 Mg 1. Ca 1.0 Sr 1.0 Ba 0.9 Ra 0.9 H Örnekler:Kovalent Bağ Ti 1.5 Cr 1.6 Fe 1.8 HO C(diamond) (Elmas) (Elmas) SiC Ni 1.8 Zn 1.8 Ga 1.6 column IVA C.5 Si 1.8 Ge 1.8 Sn 1.8 Pb 1.8 As.0 GaAs O.0 F 4.0 Cl 3.0 Br.8 I.5 At. He Ne Ar Kr Xe Rn F Cl Metal olmayan moleküller (O, F,N..) Metal ve metal olmayan atomları içeren moleküller (TiC..) Elementel katılar (C,Si,Ge ) Birleşik katılar (sutün IVA ve civarı) (SiC, GaAs..) 37 METALİK BAĞ Katı haldeki metallerde, atomlar belirli bir düzende veya kristal yapıda nispeten sıkışekilde bir araya dizilmişlerdir. Bu yapıda atomlar birbirine o kadar yakındır ki dışlarındaki valans elektronları birçok komşu atomun çekim alanındadır. Dolayısı ile değerlik elektronları herhangi bir çekirdekle yakın ilişkide değil, atomlar arasında, düşük yoğunlukta elektron yükü bulutu veya elektron gazı halinde dağılmış durumdadır. Metaller, artı iyon çekirdeği (valans elektronları olmayan atomlar) ve elektron bulutu halinde dağılmış valans elektronlarışeklinde düşünülebilir. Artı iyon çekirdekleri Metalde atom dizilimine örnek + + + + + + Elektron bulutu halindeki valans elektronları + + + 38 19
Metalik Bağ Valans elektronları, artı iyon çekirdeklerine zayıfça bağlanmışlardır ve metal kristal içinde kolayca hareket ederler. Bu nedenle serbest elektronlar diye adlandırılırlar. Metallerin yüksek elektrik ve ısı iletkenlikleri, bazı elektronların metal kafes içinde serbestce hareket edebildiklerinin bir kanıtıdır. Metal atomlarının metalik olarak bağlanan yapıyı tam bozmadan birbiri üzerinden kayabilmeleri metallerin kırılmadan önce büyük miktarlarda içim değiştirebilmelerine olanak verir. Metalik bağ genel olarak yönsüzdür. 39 Metalik Bağ (animasyon) Sadece valans elektronları gösterilmektedir. 40 0
Değişken çift kutuplar asymmetric Asimetrik elektron electron clouds bulutları + + secondary İkincil bağ bonding Kalıcı çift kutuplar (Van der Waals bağları) molekül genel durum: ör: sıvı HCl İKİNCİL BAĞLAR İkincil bağların oluşmasının nedeni atom ve moleküllerdeki elektrik çift kutuplarının birbirini çekmesidir. Zayıf bağlardır. İki ana ikincil bağ türü vardır. + secondary İkincil bağ bonding secondary İkincil bağ bonding + H Cl H Cl ex: Ör: liquid sıvı s H H H H H H H H secondary İkincil bağ bonding Ör: polimer: secondary bonding Polimer zincirleri arasında ikincil bağ vardır. 41 İkincil bağlaranimasyon Suyun donması Animasyon, su donarken çift kutuplu su moleküllerinin bilinen hekzagonal (6 kenarlı) kar taneleri halinde kristalleştiğini göstermektedir. Kovalent bağlı su molekülünde elektronlar oksijen atomu tarafında toplanma eğilimine sahip olup oksijen tarafı eksi, hidrojen tarafı artı yük olarak kutuplanır. Su molekülünün hidrojen atomlu bölgesi artı yüklü merkezlere,karşı taraftaki oksijen eksi yüklü merkeze sahiptir.su moleküllerindeki molekülün eksi yüklü bölgesi diğer molekülün artı yüklü bölgesine kulon kuvvetiyle çekilir. Bu tür bağa hidrojen bağıda denir. 4 1
İkincil bağlaranimasyon Moleküliyon etkileşimi:tuzun suda çözünmesi Su içindeki NaCl ün suda nasıl çözündüğünü göstermektedir. Çift kutuplu su molekülü kismi pozitif uç kısımları tuzun negatif kısmına gelecek şekilde kendini yönlendirir. Moleküliyon çekimi, iyoniyon çekiminden daha kuvvetlidir ve anyon NaCl kristalinden çekilir. Anyon çekildikten sonra su molekülünün artı uçları tarafından kuşatılır. Animasyon daha sonra katyonun kristal yapıdan çekilişini göstermektedir. Bu sefer suyun negatif kısımları katyonu kuşatır. 43 KARIŞIK BAĞ Atom ve iyonların kimyasal bağları aynı zamanda birden fazla birincil bağı içereceği gibi ikincil bağları da içerebilir. Birincil bağlarda görülebilecek karışık bağ türleri şunlardır: (1) iyonikkovalent, () metalikkovalent, (3) metalikiyonik, (4) iyonikkovalentmetalik İyonikKovalent Karışık Bağ: Kovalent bağlı moleküllerin çoğu biraz da iyonik bağa sahiptir veya bunun tersi görülür. Kovalent bağlarının kismi iyonik karakteri elektronegatiflik ölçeğinden yararlanarak yorumlanabilir. Karışık iyonikkovalent bağı yapan elementlerin elektronegatiflilikleri arasındaki fark arttıkça bağın iyonik karakteri artar. Bir AB bileşiğindeki iyonik karakterin yüzdesini belirlemek için Pauling tarafından aşağıdaki eşitlik önerilmiştir: % iyonik karakteri = (1 e ( 1 / 4 )( X A X B ) )(% 100 ) Burada X A ve X B bileşikteki A ve B atomlarının elektronegatiflilikleridir. 44
Bir çok yarı iletken bileşik, karışık iyonikkovalent bağa sahiptir. Örneğin, GaAs bir 35 bileşiğidir (Ga, periyodik cetvelde 3A grubunda, As ise 5A grubundadır) ve ZnS bir 6 bileşiğidir. Bileşikteki atomların elektronegatiflikleri arasındaki fark arttıkça bu tür bileşiklerdeki iyonik karakterin yüzdesi de artar. Soru: Pauling eşitliğini kullanarak GaAs (35) yarı iletken bileşiğinin iyonik karakterlerini hesaplayın. Elektronegatif değerlikleri X Ga =1.8, X As =. Cevap: % İyonik Karakter = (1 e = (1 e ( 1/ 4)( 0.4) ( 1/ 4)(1.8.) )(%100) )%100 = (1 0.96)%100 = %4 Ödev: Aynı soruyu ZnSe için cevaplayınız. Elektronegatif değerlikleri X Zn =1.7, X Se =.5. Bu bileşiğin iyonik karakter % si daha GaAs e göre daha fazla mı? Az mı? 45 Tip İyonik ÖZET: Atom Bağları Bağ enerjisi Açıklamalar Büyük! Yönsüz (seramik) Kovalent Metalik İkincil Değişken büyükelmas küçükbizmut Değişken büyükwolfram küçükciva En küçük Yönlü Yarı iletkenler, seramikler Polimer zincirleri yönsüz (metaller) yönlü zincirler arası (polimer) moleküller arası 46 3
F F Bağ Enerjisi ve Atomlar arası Mesafe Atomlar arasındaki net enerjinin minimum olduğu enerjiye bağ enerjisi denir. Bir başka deyişle bağı koparmak için gerekli enerjidir. Bu durumda atomlar arasındaki mesafeye veya temas halinde oldukları mesafeye denge mesafesi denir. Katı bir metalde bu mesafe atomik yarıçapların iki katına eşittir. İyonik malzemelerde ise iki farklı iyonun yarıçaplarının toplamıdır. İyonlar arasındaki elektronegatiflik çok büyük farklılıklar bulunduğu için, iyonik bağlı malzemeler özellikle büyük bağ enerjisine sahiptir. Atomlarının elektronegatif değerleri benzer olduğu için metalllerde ise daha düşük bağ enerjisi vardır (Yandaki Tablo). Bağ Cinsi Farklı bağlarda bağ enerjileri İyonik 150370 Kovalent 15300 Metalik 500 Van der Waals <10 Bağ Enerjisi (Kkal/mol) 47 Bağ uzunluğu, Atom bağları ve özellikler Ergime noktası: T e r Ergime sıcaklığı, Te Energy (r) Bağ enerjisi, Eo Energy (r) r o smaller Tm daha küçük T e r unstretched Denge mesafesi length r o r Eo= bond energy Bağ enerjisi larger Tm daha büyük T e E o arttıkça Te artar. 48 4
Atom bağları ve özellikler: Elastik Modülü Elastic modulus, E length, Lo undeformed Deforme olmamış L Deforme deformed olmuş E ~ curvature r 0 da eğrilik=d at E/dro Energy Kesit cross alanı, sectional Aarea 0 Ao F runstretched 0 =Gerilmemişlength uzunluk r o Kuvvet Elastic Elastik Modülü modulus F L A = E o L o Orijinal uzunluk E daha büyük, eğer Eo r daha büyük ise. smaller Elastic Modulus Daha küçük elastik modülü larger Daha büyük Elastic elastik Modulus modülü 49 Atom bağları ve özellikler: termal genleşme katsayısı, α termal genleşme katsayısı, α Soğuk Sıcak length, Lo unheated, T1 heated, T L α ~ symmetry r 0 da simetri at ro Energy coeff. thermal expansion L Lo T=Sıcaklık T >T 1 = α (T T 1 ) T 1 sıcaklığında uzunluk r o larger α Daha büyük α r α daha büyük, eğer Eo daha küçük ise. smaller α Daha küçük α 50 5
Özet:Atom Bağları ve özellikler Seramik (Iyonik ve kovalent bağ): Metal (Metalik bağ): Polimer (kovalent & ikincil): Büyük bağ enerjisi büyük Te büyük E küçük α Değişken bağ enerjisi orta Te orta E orta α Yöne bağlı özellikler İkincil bağ etkin küçük Te küçük E büyük α Yukarıda malzemelerin özellikleri genel olarak verilmiştir. 51 6