BÖLÜM 1 1. MALZEMELERİN ATOM YAPISI 1
1.2. Atom Yapısı ve Elektron Düzeni Bütün maddeler kimyasal elementlerden oluşur. Elementler ise atomlardan meydana gelir. Bir elementin kimyasal özelliklerini taşıyan en küçük parçasına o elementin atomu denir. Atom en ku çu k partiku l, göru lmez ve bölu nemez parça olarak tanımlanır ve boyutu 1 A o (10-8 m) mertebesindedir. 2
Elektronlar, negatif yüklü parçacıklardır, boyutları çok küçük olduğundan hali hazırda ölçülemez. Protonlar, pozitif yüklü parçacıklardır. Elektronlardan 1836 kere daha büyüktürler. Nötronlar, yu ksüzdürler, protonlarla aynı kütleye sahiptirler. 3
Yarıçapı yaklaşık 1 femtometre (10-15 m) olan atomun çekirdeği, atomdan yaklaşık 10.000-100.000 kat daha küçüktür. Proton ve nötronlar atomun çekirdeğini oluştururlar. Elektronlar çekirdek etrafında buÿu k bir bulut oluşturarak yer alırlar. He elementinin ( 4 2He) atomik yapısı Siyah bölge:elektron bulutu Kırmızı daireler: protonlar. Mor daireler: nötronlar 4
Bir elektronun yörüngesi tam olarak belli değildir. Elektronun atomun verilen bir bölgesinde bulunma olasılığından söz edilir. Söz konusu olasılık belli bir dalga fonksiyonu ile belirlenir. Atomlar elektriksel olarak ya Nötr (Proton sayısı= elektron sayısı) yada İyon; elektron sayısı proton sayısından farklı ise atoma iyon adı verilir. Atom dışardan elektron alırsa negative yüklü iyon (anyon) Dışarıya elektron verirse (elektron kaybederse) pozitif yüklü iyon (katyon) adı verilir. 5
Bir elementin proton sayıs Z ( veya atom numarası ) ile nötron sayıs N ile gösterilirse o elementin kütle numarası veya atom ağırlığı A=Z+N olur. Bir mol atomda avagadro sayısı (6.02x10 23 ) kadar atom bulunur. Çekirdekten çok uzaktaki elektronlar yanı başlarındaki diğer atomlara transfer olmak veya atomlar arasında paylaşılmaya eğilimlidir. Bu mekanizmaya bağlanma mekanizması denir. Atomlar bağ yaparak moleku llere ve kimyasal bileşiklere dönüşebilirler. 6
Bir elementin atom numarası aynı kütle numarası farklı (nötron sayıları farklı) olan türlerine o elementin izotopları denir. Bu nedenle bir elementin atom ağırlığı izotoplarının ortalama ağırlığı olup, bu değer 7 tam sayı olmayabilir.
Atom numaraları birbirlerine yakın elementlerin bazı izotoplarının kütle sayıları birbirlerine eşit düşebilir. Proton adedi farklı, fakat kütle sayıları eşit olan atomlara izobar denir. Kütle sayıları peş peşe gelen farklı elementlerin izotoplarına da izoton denir. 8
Elementin kimyasal özelliklerini, o elementlerin elektronları belirler. Proton adetleri eşit olan atomlar eşit elektronlara da sahip olacakları için aynı kimyasal özelliktedirler. Yani bir elementin hangi izotopu alınırsa alınsın, aynı kimyasal özellikler beklenmelidir. Fakat bu izotopların bazı fiziksel özellikleri birbirlerinden faklılık gösterebilirler. Örneğin bazı izotoplar radyoaktif olmalarına karşın diğerleri değildir. 9
Modern atom modeline göre elektronların yeri kesin olarak bilinemez. Fakat elektronlar orbital adı verilen bölgelerde buluma ihtimalleri yu ksektir. Belirli yörüngelerde bulunan elektronlar, farklı enerji seviyelerine sahiptirler. Bu enerji seviyeleri 4 kuantum sayısı (n, l,m l,m s ) ile tanımlanır. ATOMLARDA ELEKTRONLAR 1) n, baş (ana, birinci) kuantum sayısı 2) l, orbital (yörünge, ikincil ) kuantum sayısı 3) m l, manyetik (üçüncü) kuantum sayısı 10 4) m s, spin ( dördüncü) kuantum sayısı
n, baş (ana, birinci) kuantum sayısı : Elektronların bulunduğu enerji seviyelerini gösterir. ve bu enerji seviyelerine elektron kabukları denir. n=1, 2, 3, 7 gibi tam sayılarla gösterilir. Elektron kabukları K, L, M, N gibi harflerle adlandırılır. Baş kuantum sayısı n olan bir kabukta en fazla bulunabilecek elektron sayısı 2n 2 dir.
12
l, orbital (yörünge, ikincil ) kuantum sayısı Açısal momentum kuantum sayısı elektron bulutlarının şekillerini ve şekil farkı nedeniyle oluşan enerji seviyelerindeki değişmeleri belirtmekte kullanılır. Orbital kuantum sayısı l=0,1,2,3,4 (n-1) sayılarını alabilir. İkincil (alt) kabuktur. Yörüngelerin şeklini belirler. Böylece bir kabuk içerisinde ayrılma sonucu oluşan enerji seviyelerini yani alt kabukları sırasıyla s,p,d,f,g harfleriyle gösterilir. l 0 1 2 3 4 5 Alt kabuk s p d f g h Elektron sayısı 2 6 10 14 18 22 Bu alt kabuklar s orbitalleri küresel olduğu halde diğerleri küresel değildir.
m l, manyetik (üçüncü) kuantum sayısı Elektronun çekirdek çevresinde dolanması ile küçük bir akım çevresi oluşturduğunu ve böylece bir manyetik alan meydana geldiğini düşünebiliriz. Bir elektronun açısal momentumu bir dış manyetik alanla etkileşerek enerji seviyelerinde yeniden ayrılmalar olur. Bu durumda orbitallerde manyetik alanda bölünmeye uğrar ve bu bölünmeyi belirten sayılara manyetik kuantum sayıları denir. (m l ) ile gösterilir. Verilen bir l değeri için m l nin alacağı değerler m l = -l,,-1,0,1, +l dir. m l nin alabileceği değerlerin sayısı 2l+1 dir
m s, spin ( dördüncü) kuantum sayısı Elektronun iç yapısal özelliğinden kaynaklanan quantum sayısıdır. m s ile gösterilir ve +1/2 ile -1/2 değerlerini alır. Klasik olarak çekirdek etrafında dönen elektron aynı zamanda bir topaç gibi kendi etrafında spin hareketi saat ibreleri yönünde veya buna zıt yönde olabilir. Spin değerleri +1/2 ve -1/2 olarak bunu belirtmek için m s ile gösterilen bir spin kuantum sayısı tanımlanır.
Bir elektronun konumu verilen 4 kuantum sayısı ile verilir. Pauli prensibine göre bir atomun birden fazla elektronu aynı kuantum sayısına sahip olamaz ve bir enerji düzeyinde en fazla 2 elektron bulunur. Elektronlar enerji düzeylerini 1s den başlayarak yukarı doğru doldururlar. 16
Sodyum atomunun elektronlarının yerleştiği enerji seviyeleri
18
Atomların elektron dağınımları Elektron dizilimi, bir atomun kararlılık, kaynama noktası ve iletkenlik gibi özellikleri hakkında bilgi verir. Atomların son enerji düzeylerine (en dış yörüngelerine) "valans düzeyi", burada yer alan elektronlara da "valans elektronları" adı verilir. Kimyasal tepkimelerde birinci derecede önem taşıyan elektronlar, valans elektronlarıdır. Elektronlar öncelikle enerjisi en az olan orbitali doldurur. Atomların elektron dağınımlarınıı göstermek için kuantum (1. ve 2. ) sayılarından yaralanılır.
Bir atomun elektronları yörüngelere yerleştirilirken okların sırası takip edilir. Bunlar bu sıra ile yazılırsa aşağıdaki gibi olur. Örneğin atom numarası 18 olan argonun elektron dizilişi(konfigirasyonu) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 20
21
PERYODİK TABLO Periyodik tablo kimyasal elementlerin sınıflandırılması için geliştirilmiş tablodur. Bütün elementler elektron yapılarına göre peryodik tabloda sınıflandırılır. Elementlerin atom numaraları ve atom ağırlıkları veya kütle numaraları periyodik tabloda gösterilir. Elementlerin, soldan sağa ve yukarıdan aşağıya doğru artan atom numaralarına göre diziliminden oluşan tabloda, yatay sıralar "periyot",(7 tane) dikey sütunlar ise "grup" ( 8 tane) olarak adlandırılır. 22
23
24
SOY GAZLAR Periyodik cetvelin 8A grubu elementleridir. He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn bu grubun elementleridir. Erime ve kaynama noktaları çok du şu ktu r. Grupta yukarıdan aşağıya gidildikçe erime ve kaynama noktaları yu kselir. Kayanama Sıcaklığı ( o C) Tu mu tek atomlu renksiz gaz halindedir. Yalnız Rn radyoaktif olup çekirdeği dayanaksızdır. Doğada çok az bulunurlar. İyonlaşma enerjileri en yu ksek olan elementlerdir. 25-268 - 245-189 - 157-111 -71
26
27
28
29
GEÇİŞ METALLERİ (B Gubu ) Buraya kadar incelediğimiz gruplardaki elementlerin değerlik elektronları s yada p orbitallerinde bulunuyordu. Geçiş elementlerindeyse değerlik elektronları d orbitallerinde bulunur. Tepkimelere giren elektronlar da, d-orbitalindeki elektronlardır. Bu elementler 2A ve 3A grubu arasında yer alır. Periyodik cetvelin 21 atom numaralı skandiyum ile başlayıp 30 atom numaralı çinko ile biten sıradaki elementler ile bunların altında kalan tu m elementler, geçiş elementleri grubuna girer. Sertlikleri, yüksek yoğunlukları, iyi ısı iletkenlikleri ve yüksek erime-kaynama sıcaklıklarıyla tanınırlar. Genellikle renkli bileşikler oluşturur. Renklilik d orbitalinin ışığa karşı duyarlı olmasından kaynaklanmaktadır. Elementlerinin çoğu paramanyetik özellik taşır. Bunun nedeni d orbitalinde, çiftleşmemiş elektronlarının olmasıdır. 30
31
Elekronegatiflik ve Elektropozitiflik Elektronegatiflik bir atomun elektron alma eğilimini ifade eder. Halojenler güçlü elektronegatif atomlardır. Örneğin elektronegatif değeri 4 olan flor güçlü bir elektronegatiftir ve kolayca elekton alma eğilimindedir. Elektropozitiflik bir atomun elektron verme eğilimini ifade eder. IA grubu elementleri güçlü elektropozitiftirler 32
33
1.3. Atomlar ve Moleküller arası Bağlar Atomları birarada tutan çekim kuvvetine kimyasal bağlar denir. Atomik bağların oluşumunda elektronların rolü büyüktür. Atomların ne çeşit bağla bağlanacaklarını valans elektronları belirler. Malzemelerin yoğunluğu, elektriksel iletkenliği, ısıl genleşmesi, mekanik özellikleri, korozyon davranışları ve optik özellikleri atomlar arası bağ türleri ve atomlar arası mesafaye bağlı olarak değişir. 34
Malzemelerde atomları bir arada tutan bağlar birincil bağlar ve ikincil bağlar olmak üzere iki gruba ayrılabilir. Birincil bağlar oldukça kuvvetli bağlardır ve metalik, iyonik ve kovalent olmak üzere üçe ayrılır. Ikincil bağlar ise oldukça zayıf olan Van der Waals ve hidrojen bağları olarak adlandırılır.
1.3.1. Birincil bağlar 1.3.1.1. Metalik Bağlanma Düşük valans elektronuna sahip atomlar valans elektronlarını vererek atom çevresinde elektron denizi oluştururlar. Elektron denizi pozitif çekirdekleri birarada tutmaktadır. Hiçbir elektron, bağı oluşturan herhangi bir metal atomuna aittir denilemez. Bir atom her taraftan eşit kuvvetlerin etkisi altındadır. Metalik bağda atomlar birbirlerine yaklaşarak enerjilerini düşürme eğilimi vardır. Güçlü bağlardır. Plastik şekil değişimine elverişlidirler. Elektrik ve ısıyı iyi iletirler. Katı halde kristal yapıya sahiptirler. Işığı yansıtırlar. 36
37 Metalik bağ atomların valans elektronlarını vererek elektron denizi oluşturmaları ile oluşurlar. Pozitif yüklü atom çekirdekleri negatif yüklü elektronların karşılıklı çekimi ile birbirlerine bağlanırlar.
e.g. Li + e - SEA OF MOBILE VALENCE ELECTRONS 38
Metale voltaj uygulandığında elektron denizindeki elektronlar kolayca hareket ederek akımı taşırlar. 39
1.3.1.2. İyonik Bağlanma Bir atomdan diğerine elektron aktarımı ile oluşur. İyonik bağlar metallerle ametaller ve metallerle kökler arasında oluşan bağlardır. Metaller kimyasal olaylar sırasında elektron vermeye yatkın olduklarından elektron vererek pozitif, ametaller ise elektron almaya yatkın olduklarndan elektron alarak negatif yük kazanırlar. Bu şekilde oluşan (+) ve (-) yükler birbirini büyük bir kuvvetle çekerler. Bundan dolay iyonik bağlarda bağ enerjisi çok yüksektir. Bu malzemeler katı halde elektriği iletmezler, ancak sıvı çözeltiler içinde bu iyonlar hareket edebildiklerinden bir elektrolit oluşur. 40
İyon bileşiklerinin ergime ve kaynama noktaları çok yüksektir. İyon bileşikleri düzenli kristal yapıdadırlar. İyon kristalleri kırılgan yapı sergilerler. Örnek : NaCl, LiF 41
1.3.1.3. Kovalent bağlanma Ametal atomları arasında oluşur. İki veya daha fazla atom arasında elektronların paylaşıldığı bağ türüdür. Silisyum atomu 4 valans elektronuna sahip olup bu elektron sayısını 8 e tamamlamak için diğer silisyum atomunda bulunan 4 valans elektronunu paylaşır. Her elektron paylaşımı bir bağ olarak sayılır. Her silisyum atomu 4 komşu atomla bir elektron paylaşarak 4 kovalent bağ yapar. Kovalent bağlar atomların son yörüngelerini doldurmak için elektronların atomlar arasında paylaşıldığı bağlardır. 42
Kovalent bağlar yöne bağlı bağladır. Silisyumda, tetrahedral yapı 109.5 açı ile oluşur. 43
Güçlü bağlardır. Yöne bağımlı bağlardır. Silisyum örneğinde tetrahedron oluşur ve açı yaklaşık 109º dir. Özellikle N, O, H, F ve Cl gibi ametal atomları arasında göru lu r. Si, Ge, Sb ve Se gibi metaller arasında da kısmen kovalent bağ da oluşur. 3B-7B arasındaki geçiş elementleri arasında da kısmen kovalent bağlı bileşikler oluşabilir. Kovalent bağlı bileşikler hem katı hem de sıvı halde elektriği iyi iletmezler 44
Eğer elektron ortaklaşması aynı ametal atomları arasında oluşuyorsa bu kovalent bağ türüne APOLAR KOVALENT bağ denir. (Örneğin O 2, H 2, N 2, Cl 2, ) Eğer elektron ortaklaşması farklı ametal atomları arasında oluşuyorsa bu kovalent bağ türüne POLAR (kutuplu) KOVALENT bağ denir. (Örneğin HCl, CO2, CO,..) Kovalent bağın oluşabilmesi için son kabuktaki orbitallerde en az bir elektron boşluğu olması gerekir. 45
Covalent Bond in Cl 2 Electronic configuration of Cl Electronic configuration of N 3-fold Covalent Bond in N 2 46
1.3.2. İkincil bağlar İkincil bağlar, a) Van der Waals bağı Dipol-Dipol etkileşimleri İyon-Dipol etkileşimleri London kuvvetleri ve a) Hidrojen bağı olmak üzere ikiye ayrılabilir. Ancak Van der Waals bağının büyük ölçüde hidrojen bağını da içermesi nedeniyle bu bağlar genelde Van der Waals bağı adı altında verilmektedir. 47
1.3.2.1. Van der Waals bağlar Van der Waals bağı, atom grupları veya moleküller arasındaki elektrostatik çekim nedeniyle oluşan zayıf bağlardır. Molekül içersindeki atomlar yada atom grupları birbirlerine kuvvetli kovalent veya iyonik bağlarla bağlanırlar. Moleküller ise zayıf vanderwaals bağı ile bağlanırlar. Örneğin su molekülleri birbirlerine zayıf van der waals bağları ile bağlanırlar. 48
Van der Waals bağı özellikle Plastik malzemeler için büyük önem kazanır. Plastik malzemededeki (PVC) zincir biçimindeki uzun moleküllerden oluşur. Herbir molekül zinciri içersindeki atomlar arasındaki kovalent bağ bulunur, zincirler ise birbirlerine zayıf Van der Waals bağları ile ile bağlanır. PVC maddesine yeteri büyüklükte bir kuvvet uygulandığında Van der Waals bağları kopar ve molekül zincirleri birbiri üzerinde kayar ve malzemede şekil değişikliği meydana gelir. 49
50
1.3.3. Bağ enerjisi ve Atomlararası Mesafe Bağ enerjisi: iki atomu birbirinden ayırmak için sarf edilmesi gereken enerjidir. Enerji mesafe eğrisinin eğimi kuvveti (F=dE/du) verir. Kuvvetin sıfıra eşit olduğu atomlar arası çekme ve itme kuvvetlerinin eşit olduğu nokta, denge konumu (a 0 ) dur. Bu konum, enerji eğrisinin minimum olduğu konumdur. Atomlar veya iyonlar birbirlerinden belirli bir denge mesafesinde 51 ayrılardır. Bu mesafe minimum atomlar arası enerjiyi gerektirir.