Genel Kimya - Namık Kemal Üniversitesi Ders Notları

GENEL KĐMYA I

Yrd.Doç.Dr. İbrahim İsmet ÖZTÜRK

GENEL KĐMYA 1 Đlkeler ve Modern Uygulamalar Petrucci – Harwood - Herring Çeviri Editörleri Tahsin Uyar - Serpil Aksoy

MODERN ÜNĐVERSĐTE KĐMYASI C.E.MORTIMER Çeviri Editörleri T.Altınata, M.Akçay ve diğerleri

TEMELÜNĐVERSĐTE KĐMYASI Prof.Dr. Ender ERDĐK, Prof.Dr. Yüksel SARIKAYA

GENEL KĐMYA (Temel Kavramlar) Raymond CHANG Prof.Dr.Tahsin UYAR Prof.Dr.Serpil AKSOY Prof.Dr. Recai ĐNAM

GENEL KĐMYA’YA GĐRĐŞ


1.GENEL KĐMYA’YA GĐRĐŞ 1.1.Kimyanın Çalışma Alanları 1.2.Maddenin Sınıflandırılması 1.3.Maddenin Fiziksel ve Kimyasal Özellikleri 1.4.Ölçme 1.5. Anlamlı Rakam Sayısı 1.6. Sayıların Yuvarlatılması

1.1. Kimyanın Çalışma Alanları:

1.2. Maddelerin Sınıflandırılması: Kütlesi olan ve uzayda yer kaplayan her şey madde’dir. Tüm maddeler , en azından ilke olarak üç halde bulunabilirler.

Katı, Sıvı ve Gaz Katılar belirli ve kesin şekilleri olan yapılardır. Sıvılar katılardan daha az rijik yapılı olup akışkandır ve bulundukları kabın şeklini alabilirler. Gazlar, sıvılar gibi akışkandır ama farklı olarak sınırsız genleşebilme özelliğine sahiptir. Suyun sıvı halde, katı haline göre daha sıkı bir molekül istiflenmesine sahip olması, sıvıların genel özelliklerine uymaz ve suya özgüdür.

Saf Maddeler ve Karışımlar Bir saf madde, belirli ya da sabit bir bileşimi olan ve kendine özgü özellikleri ile ayırt edilebilen maddedir.

Saf maddeler bileşim olarak birbirlerinden farklıdır ve görünüşleri, kokuları, tatları ve diğer özellikleri ile birbirlerinden ayırt edilirler. Halen 20 milyondan fazla saf madde bilinmektedir. Bir karışım, iki yada daha fazla saf maddenin bir araya gelmesi ile oluşur ve her bir saf madde kendi özelliğine sahiptir. Karışımların sabit bir bileşimi yoktur.

Karışımlar homojen yada heterojen olabilirler. Bir kaşık şeker suda çözüldüğünde, yeterince karıştırılırsa, karışımın bileşimi çözeltinin her tarafında aynıdır. Bu bir homojen karışımdır. Diğer taraftan kum ile demir tozlarının oluşturduğu karışımda, kum taneleri ile demir tozları görünebilir halde ayrı kalırlar. Bu tür karışımlarda bileşim her tarafta aynı değildir ve heterojen karışımlar olarak adlandırılırlar.

Homojen yada heterojen bir karışım kolayca oluşturulabilir ve bileşenlerin özelliklerinde bir değişiklik olmaksızın, fiziksel yöntemlerle saf bileşenlerine tekrar ayrılabilir. Ayırma işleminden sonra, karışımın bileşenleri başlangıçtaki ile aynı bileşim ve özelliklere sahip olacaklardır.

Elementler ve Bileşikler Saf bir madde element ya da bileşik olabilir. Saf madde kimyasal yöntemlerle daha basit bileşenlerine ayrılamıyorsa bu madde bir element’tir.

Kimyacılar elementlerin simgelerini göstermek için alfabedeki harfleri kullanırlar. Elementi gösteren simgenin ilk harfi daima büyük yazılır, ikincisi ise küçük harfle yazılır. Örneğin Co, kobalt’ın göstermektedir.

simgesini

gösterirken,

CO,

karbon

monoksit’i

Elementlerin

çoğu

başka

elementlerle

etkileşerek bileşikleri oluştururlar. Bir bileşik, iki ya da daha çok elementin kimyasal olarak etkileşmesiyle

sabit

oranlarda

birleşip

tamamen farklı özellikte ürün oluşmasıyla meydana gelir.

Bileşikler, karışımlardan farklı olarak, sadece kimyasal

yolla

kendisini

bileşenlerine ayrılabilir.

oluşturan

saf

1.3. Maddenin Fiziksel ve Kimyasal Özellikleri Saf maddeler bileşimleri ile olduğu kadar kendilerine özgü özellikleri ile de ayırt edilebilirler. Bir fiziksel özellik, maddenin özelliği ya da kimyasal yapısı değiştirilmeden incelenebilir ya da ölçülebilir.

Diğer taraftan hidrojen gazı oksijen gazı içinde su oluşturarak yanar ifadesi hidrojenin bir kimyasal özelliğini belirtir.

1.4. Ölçme Kimyada çalışmalar ağırlıklı olarak ölçmeler üzerinedir. Maddelerin özellikleri ile ilgili basit ölçümler yapmak için genel amaçlı birkaç tane düzenek yeterlidir. Metre ile uzunluk ölçülür. Büret, pipet, ölçme silindiri ve ölçme balonu ile hacim ölçülür. Terazi ile kütle, termometre ile sıcaklık ölçülür. Bu aletlerle makroskopik özellikler, yani doğrudan belirlenebilir özelliklerin ölçümü gerçekleştirilir. Atom yada molekül düzeydeki özellikler olan mikroskopik özellikler ise dolaylı yöntemlerle belirlenir.

SI Birimleri Bilim insanları uzun yıllar ölçme sonuçlarını metrik birimlerle, ondalıkla yani 10 un kuvvetleri olarak kaydetmişlerdir. Bununla beraber, 1960 yılında Ağırlık ve Ölçü Genel Konferansında bir araya gelen uzmanlar, Uluslar arası Birim Sistemi (SI) olarak adlandırılan, yeniden düzenlenmiş metrik sistemi önermişlerdir.

Kütle ve Ağırlık Kütle bir cismin madde miktarının ölçüsüdür. Kütle ve ağırlık terimleri çoğu kez birbiriyle karıştırılır ve birinin yerine diğeri kullanılır. Ancak bu iki terim kesin olarak birbirinden farklıdır. Bilimsel olarak ağırlık bir cisim üzerine etkiyen yer çekimi kuvvetidir. Bir cismin kütlesi sabittir ve bu kütle cismin nerede olduğuna bağlı değildir, ancak ağırlık cismin nerede olduğuna bağlıdır.

Hacim Hacim uzunluğun küpü olduğundan SI birim sisteminden türetmedir ve birimi metre küp’dür (m3). SI birim sisteminde olmayan, ancak yaygın olarak kullanılan bir başka hacim birimi ise litredir (L). Bir litre, bir desimetre küp hacme eşittir.

Yoğunluk Yoğunluk bir cismin birim hacminin kütlesidir ve cismin kütlesi hacmine bölünerek bulunur.

Sıcaklık Birimleri Üç sıcaklık birimi yaygın olarak kullanılmaktadır. Bunların birimleri ⁰F (Fahrenheit

derecesi)

⁰C

(Celsius

derecesi) ve K (Kelvin)’dir. En çok kullanılan sıcaklık birimi Fahrenheit’dır. Bu sıcaklık birimi suyun normal donma ve kaynama noktaları sırası ile 32⁰F ⁰ ve 212⁰F alınarak belirlenmiştir. Celsius birimi, suyun donma (0⁰C) ve kaynama noktaları (100⁰C) arasını 100 bölmeye ayırarak derecelendirmiştir. SI birim sisteminde Kelvin’dir.

sıcaklığın

temel

birimi

1.5. Anlamlı Rakam Sayısı Her ölçüm bir dereceye kadar belirsizlik taşır. Ölçümün tam olması veya duyarlılık derecesi, ölçü aletinin özelliklerine ve bu aleti kullananın becerisine bağlıdır. Bir ölçümün duyarlılığı bunu ifade eden rakamların sayısı ile belirlenir. Doğru bir şekilde yapılan bir ölçümü ifade etmek için kullanılan rakamlara anlamlı rakamlar denir. Ölçme sayılarındaki anlamlı rakam sayısı çoğaldıkça ölçme sonucuna güvenilirlik artar. •

Sıfır dışındaki her sayı anlamlıdır 845 cm

•

1.234 kg

Sıfırdan farklı rakamlar arasında bulunan sıfır anlamlıdır. 606 m

40501 kg

•

Đlk sıfırdan farklı rakamın solunda bulunan sıfırlar anlamlı değildir. 0.08 L

•

0.0000349 g

Bir sayı birden büyükse, ondalık kesir noktasının sağ tarafına yazılan tüm

sıfırlar anlamlıdır. 2.0 mg •

40.062 ml

3.040 dm

Ondalık kesir bölmesi bulundurmayan sayılar için, sağ tarafta sıralanan sıfırlar

(yani sıfırdan farklı son rakamdan sonra gelen sıfırlar) anlamlı olabileceği gibi anlamsızda olabilir. Örneğin 400 cm bir tane (4 rakamı), iki tane (40) yada 3 tane (400) anlamlı rakam içeriyor olabilir. 4x102 (1 tane ) 4.0x102 (2 tane ) 4.00x102 (3 tane )

Aşağıda verilen ölçüm sonuçlarındaki anlamlı rakam sayısını belirtiniz ?

(a) 478 cm

(b) 6.01 g

(c) 0.825 m

(d) 0.043 kg

(e) 1.32x1022 atom

(f) 7000 mL

1.6. Sayıların Yuvarlatılması Tartım için kullanılan terazinin hassasiyeti yani ölçülebilirliği en küçük miktar çok değişik olabilir. 5 g, 0.1 g, 0.01 g, 0.001 g ve hatta 10-5 g’a kadar hassasiyeti değişebilen terazi çeşitleri vardır.

0.1g hassasiyetinde bir terazide bir demir cubuk tarttık ve 29 g geldi. Biz bu tartım sonucunu 29 g diye veremeyiz. Terazinin hassasiyeti 0.1 g yani noktadan sonra 1 haneye kadar hassas ölçtüğüne göre 29.0 g diye göstermeliyiz.

3 öğrencinin bu tartma işlemini yapıp birinci 29.2g, ikinci 29.3g ve üçüncüde 29.0 g olarak tartmış olsun. Tartım hatasını en aza indirmek için bu üçünün ortalamasını almamız gerekir.

(29.2+29.3+29.0)/3=29.1666 bulunacaktır. Ancak terazinin hassasiyeti 0.1 g olduğundan sonucuda noktadan sonra bir haneli olacak şekilde vermemiz gerekir. Đşte böyle çok rakamlı sayıları daha az rakamlı bir sayıya indirme işlemine yuvarlama denir.

Bir değeri yuvarlayıp bulunması gereken anlamlı rakam sayısını elde etmek için aşağıdaki kurallar uygulanmaktadır.

Kalması istenen son rakamdan sonra gelen rakam 5’ten küçük ise son rakam olduğu gibi bırakılarak takip eden rakamlar atılır. Örneğin; 3.6247 sayısının 3 anlamlı rakamla yazılışı 3.62’dir.

Kalması istenen son rakamdan sonra gelen rakam 5 veya 5 ten büyük ise son rakam bir arttırılarak onu takip eden rakamlar atılır. Örneğin; 7.5647 sayısının 4 anlamlı rakamla yazılışı 7.565, 6.2501 sayısının 2 anlamlı rakam ile yazılışı ise 6.3’tür.

Kalması istenen son rakamdan sonra gelen rakam 5 ise ve onu 0 lar izliyorsa, son rakam tek bir sayı olduğu takdirde 1 arttırılarak 5 atılır. Son rakam çift ise olduğu gibi bırakılıp 5 atılır. Örneğin; 3.250 sayısının 2 anlamlı rakam ile yazılışı 3.2, 7.635 ve 8.105 sayılarının 3’er anlamlı rakam ile yazılışları, 7.64 ve 8.10’dur. Böyle durumlarda yuvarlanan sayı daima çifttir.

Bir işlem sonucunun içerdiği anlamlı rakamların sayısı işlemde kullanılan değerlerin içerdiği anlamlı rakamların sayısına bağlıdır.

⃰ Kütlesi 52.2 g olan bir kaba 2.38 g tuz konulduğunda kap+tuzun kütlesi ne olur? 52.2 + 2.38 = 54.58 = 54.6

Ölçme sayıları ile dört işlem yapıldığında işleme giren sayıların belirsizliğine veya anlamlı rakam sayısına göre sonuç yuvarlatılır.

Bir toplama veya çıkarma işleminin sonucu, bu işlemlerde yer alan sayılardan en az ondalık basamak içereni kadar ondalık basamak içermelidir.

Bir çarpma veya bölme işleminin sonucu, işlemlerde yer alan sayılardan en az anlamlı rakam içereni kadar anlamlı rakam içermelidir.

Çok adımlı işlemlerde kullanılacak değerler, işlemler yapılmadan önce yuvarlanmalıdır. Fazla anlamlı rakam içeren sayılar sonuçta bulunması gereken anlamlı rakam sayısından bir fazla anlamlı rakam içerecek şekilde yuvarlanır.

ATOMLAR, MOLEKÜLLER VE ĐYONLAR


2. Atomlar, Moleküller ve Đyonlar 2.1. Atom Kuramı 2.2. Atomun Yapısı 2.2.1. Elektron 2.2.2. Radyoaktiflik 2.2.3. Proton ve Çekirdek 2.2.4. Nötron 2.3. Atom Numarası, Kütle Numarası ve Đzotoplar 2.4. Periyodik Çizelge 2.5. Moleküller ve Đyonlar

2.6. Kimyasal Formüller 2.6.1. Molekül Formülü 2.6.2. Kaba Formül 2.6.3. Đyonik Bileşiklerin Formülü 2.7. Bileşiklerin Adlandırılması 2.7.1. Đyonik Bileşikler 2.7.2. Moleküler Bileşikler 2.7.3. Asitler ve Bazlar

2.1. Atom Kuramı Milattan önce beşinci yüzyılda, yunan filozofu Democritus, bütün maddeleri, bölünemez veya kesilemez anlamında atomos olarak adlandırılan, çok küçük, bölünmez taneciklerden oluştuğunu öne sürmüştür. Đlk bilimsel araştırmalardan elde edilen deneysel kanıtlar atom kavramına destek sağlamış ve zamanla element ve bileşiklerin modern tanımlarının yapılmasına yol açmıştır.

Bugün atom adını verdiğimiz, maddenin bölünmez yapı taşlarının tanımı, 1808 yılında, bir Đngiliz bilim adamı ve öğretmen olan John Dalton tarafından tam olarak yapılmıştır.

Dalton Atom Kuramı aşağıdaki gibi özetlenebilir: 1-Elementler atom adı verilen son derece küçük taneciklerden oluşurlar. 2-Belli bir elementin bütün atomları birbirinin aynıdır, ancak bir elementin atomları diğer bütün elementin atomlarından farklıdır. 3-Bileşikler birden çok elementin atomlarından oluşmuştur. Herhangi bir bileşikteki iki elementin atom sayılarının oranı bir tam sayı yada basit tam sayılı bir kesirdir. 4-Kimyasal tepkimeler, yalnızca atomların birbirlerinden ayrılması, birbirleri ile birleşmesi yada yeniden düzenlenmesinden ibarettir.

Dalton atom kuramına göre, bir elementin atomları birbirinin aynıdır, fakat diğer elementlerin atomlarından farklıdır. 3. varsayımda, bir bileşik oluşturabilmek için belli elementlerin belirli sayıda atomlarına gereksinim olacağına işaret edilmektedir. Sabit oranlar yasası bir bileşiğin farklı örneklerinde, bileşiği oluşturan elementlerin kütlece daima aynı oranda bulunduklarını belirtir.

Dalton’un 3. Varsayımı diğer bir önemli yasa olan

katlı

oranlar

yasasınıda

destekler

niteliktedir. Bu yasaya göre; iki element birden fazla bileşik oluşturmak üzere birleşebilirse, bir elementin belli bir kütlesi ile birleşen diğer elementin farklı kütleleri arasında küçük tam sayılı bir oran vardır. Dalton’un dördüncü varsayımı, madde yoktan var edilemez ve varken yok edilemez diye bilinen kütlenin korunumu yasasının başka bir ifadesidir.

2.2. Atomun Yapısı Dalton atom kuramına göre, atom bir elementin kimyasal olarak birleşebilen

temel

birimi

olarak

tanımlanabilir. Dalton, atomu hem çok küçük hemde bölünemez olarak düşünmüştür. Oysa 1850’li yıllarda başlayıp 20.yy a kadar uzanan araştırmalar, atomların atom altı tanecikler adı verilen daha da küçük taneciklerden oluştuğunu göstermiştir. Bu araştırmalar elektron, proton ve nötronların keşfine yol açmıştır.

2.2.1.Elektron

2.2.2. Radyoaktiflik 1895’te Alman fizikçi, Wilhelm Röntgen katot ışınlarının, cam ve metallerin olağan dışı ışın yaymasına neden olduğunu gördü. Yayımlanan bu yüksek

enerjili

radyasyon,

maddenin

içinden

geçebiliyor, fotoğraf filmi levhalarını karartıyor ve çeşitli maddelerin fluoresan ışık yayımlamasına sebep oluyordu.

Bu

ışınlar

saptırılamadığından,

bir

katot

mıknatıs ışınları

etkisi gibi

ile

yüklü

tanecikler değildi. Röntgen bu ışınlara X-ışınları adını verdi. Wilhelm Röntgen tarafından oluşturulan, eşi Anna Bertha'nın elinin X-ışını görüntüsü.

X-ışınlarının bulunuşundan hemen sonra Antoine Becquerel, maddelerin fluoresan özelliklerini incelemeye başladı. Tesadüf sonucu, kalın kâğıtla sarılmış fotoğraf filmi levhalarının bir uranyum bileşiğinin etkisinde katot ışınları olmadan da karardığını fark etti. Uranyum bileşiğinden kaynaklanan bu ışınlar aynı X-ışınları gibi yüksek enerjili idi ve bir mıknatıs ile saptırılamıyorlardı; ancak X-ışınlarından farklı olarak bu ışınlar kendiliğinden oluşuyordu. Marie Curie, kendiliğinden tanecik ve/veya ışın yayımlanması olgusunu betimlemek üzere radyoaktiflik terimini önerdi. Bu nedenle, kendiliğinden radyasyon yayımlayan herhangi bir elemente radyoaktif element denir.

Daha araştırmalar

sonraki radyoaktif

maddelerin bozunması ya da parçalanması ile üç tür ışın

oluştuğunu

ortaya

koydu. Bu ışınlardan ikisi artı ve eksi yüklü metal levhalar tarafından saptırılır .

Alfa (α) ışınları, α tanecikleri adı verilen artı yüklü taneciklerden oluşur

ve bu nedenle de artı yüklü levha tarafından saptırılır. Beta (β) ışınları ya da β tanecikleri, elektronlar olup eksi yüklü levha tarafından saptırılırlar. Üçüncü çeşit radyoaktif ışıma, gama (γ) ışınları adı verilen yüksek enerjili ışınlardan oluşur ve gama ışınları yüksüz olup dışsal bir elektrik veya manyetik alan tarafından etkilenmezler.

2.2.3. Proton ve Çekirdek 1900’lü yılların başında atomların iki

özelliği

elektronları

belli

olmuştur,

içeriyordu

ve

atomlar elektriksel

olarak nötürdü. Elektriksel açıdan yüksüz olabilmesi için bir atomda eşit sayıda artı ve eksi yük bulunmalıydı. Bu bilgiler ışığında,

Thomson,

atomu

içinde

gömülmüş halde elektronlar bulunan artı yüklü bir küre olarak öneriyordu. Bu atom modeli uzun yıllar boyunca atom kuramı olarak kabul gördü.

α tanecikleri saçılması deneyinin sonuçlarını açıklayabilmek amacıyla, Rutherford atom yapısı için yeni bir model oluşturdu ve bu modelde atomun büyük bir kısmının boşluktan oluştuğunu öneriyordu. Böyle bir yapıda α taneciklerinin çoğu altın yaprağının içinden sapmadan yada çok az sapma yaparak geçebilirdi. Rutherford atomdaki artı yüklerin tümünün atomun içinde yoğun ve merkezi bir çekirdekte odaklandığını önerdi.

Böylece saçılma deneylerinde, herhangi bir α taneciği bir atomun çekirdeğine yaklaştığında büyük bir itici kuvvetle karşı karşıya kalıyor ve büyük bir sapma yapıyordu. Ayrıca, doğrudan doğruya bir çekirdeğe doğru hareket eden bir α taneciği hareket yönünü tam tersine çevirecek kadar büyük bir itici güce maruz kalacaktır. Çekirdekteki artı yüklü taneciklere proton adı verilir. Yapılan başka deneylerde ise, bir protonun yükünün büyüklük olarak bir elektronun yüküne eşit olduğu ve protonun kütlesinin de 1.67262x10-24 g, yani elektronun kütlesinin 1840 katı kadar olduğu bulunmuştur.

2.2.4. Nötron Rutherford’un atom yapısı modeli önemli bir sorunu çözümsüz bırakıyordu. Rutherford’un zamanında, en basit atom olan hidrojenin bir tane proton, helyum atomunun ise iki tane proton içerdiği biliniyordu. Bu nedenle helyum atomunun kütlesinin hidrojen atomunun kütlesine oranı 2:1 olmalıydı. Oysa gerçekte bu oran 4:1 idi.

Hidrojen Atomu

Helyum Atomu

Rutherford ve diğer araştırmacılar atom çekirdeğinde, diğer bir atom altı tanecik bulunması gerektiğini düşündüler. Bunun kanıtı 1932’de James Chadwick tarafından sağlandı. Chadwick ince bir berilyum levhasını α tanecikleri ile bombardıman ettiğinde, berilyum metali α ışınlarına benzeyen çok yüksek enerjili ışınlar yayımladı. Daha sonraki deneyler, bu ışınların protonun kütlesinden biraz daha büyük bir kütleye sahip, elektrik yükü taşımayan nötür taneciklerden oluştuğunu gösterir. Chadwick bu taneciklere nötron adını verdi.

2.3. Atom Numarası, Kütle Numarası ve Đzotoplar Bir elementin atomlarının çekirdeklerinde bulunan protonların sayısına atom numarası (Z) denir. Nötr bir atomda protonların sayısı elektronların sayısına eşittir. Bu nedenle, atom numarası aynı zamanda atomda bulunan elektronların sayısını da gösterir. Kütle numarası (A) bir elementin atomlarının çekirdeklerinde bulunan proton ve nötronlarının sayısının toplamıdır. Bir atomda bulunan nötronların sayısı, kütle numarası ile atom numarasının farkına eşittir (A-Z).

2.4. Periyodik Çizelge Günümüzde bilinene elementlerin yarısından çoğu 1800 ile 1900 yılları arasında bulunmuştur. O yıllarda birçok elementin

benzer

görülmüştür. kimyasal

özellikleri

Elementlerin davranışlarındaki

benzerliklerin

anlaşılması,

olduğu

fiziksel

ve

periyodik yapı

ve

özellikleri ile ilgili çok miktarda bilginin sınıflandırılması

gerekliliği,

periyodik

çizelgenin oluşturulmasına yol açmıştır.

Dmitri Ivanovich Mendeleyev (1834-1907)

PERĐYODĐK ÇĐZELGE

2.5. Moleküller ve Đyonlar Molekül, en az iki atomun belli bir düzende kimyasal kuvvetlerle bir arada tutulduğu atomlar topluluğudur. Bir molekülde tek bir elementin atomları bulunabileceği gibi, iki veya daha çok sayıda elementin atomları sabit oranlar yasasına uygun biçimde belli bir oranda birleşmiş olarak da bulunabilir. H2 olarak gösterilen hidrojen molekülüne diatomik (iki atomlu) molekül denir.

Moleküllerin büyük çoğunluğu ikiden çok atom içerir, bunlar üç tane

oksijen atomundan oluşan ozonda olduğu gibi aynı elementin atomları olabilir ya da iki veya daha çok sayıda elementin atomlarının birleşmesinden oluşabilir. Đkiden çok atom içeren moleküllere poliatomik (çok atomlu) moleküller denir.

Pozitif veya negatif yükü olan bir atoma yada atomlar grubuna iyon denir. Nötür bir atomdan bir yada daha çok sayıda elektronun kaybedilmesi sonucunda pozitif yüklü bir iyon, yani katyon oluşur. Örneğin sodyum atomu kolaylıkla bir elektron kaybederek sodyum katyonuna dönüşebilir.

Diğer taraftan anyon,

elektron sayısındaki artış nedeniyle, yükü eksi olan bir iyondur. Örneğin, klor atomu bir elektron alarak, klorür iyonuna dönüşür.

2.6. Kimyasal Formüller Kimyacılar moleküllerin ve iyonik bileşiklerin bileşimini kimyasal simgelerle ifade etmek için kimyasal formüller kullanılır.

2.6.1. Molekül Formülü Molekül formülü bir maddenin en küçük biriminde bulunan elementlerin atom sayısını tam olarak gösteren formüldür. Formüllerdeki alt indis herhangi bir elementin atom sayısını gösterir.

H2O C2H4

CH3OH

CH2Cl2

Oksijen (O2) ve ozonun (O3), oksijen elementinin allotropları’dır. Allotrop, bir elementin iki veya daha çok sayıdaki farklı biçimlerine verilen isimdir.

Molekül Modelleri Günümüzde iki tip standart molekül modeli kullanılmaktadır. Top-çubuk modeli ve uzay-dolgu modeli.

2.6.2. Kaba Formüller Kaba formül bir molekülde hangi elementlerin bulunduğunu ve bu elementlerin atomlarının en basit tam sayılı oranını gösterir, ancak moleküldeki atomların gerçek sayısını göstermeyebilir.

2.6.3. Đyonik Bileşiklerin Formülleri Đyonik bileşiklerin formülleri çoğu zaman kaba formülleri ile aynıdır. Çünkü iyonik bileşikler bağımsız molekül birimlerinden oluşmazlar. Örneğin, katı sodyum klorür ağ örgü yapıda dizilmiş eşit sayıda Na + ve Cl- iyonlarından oluşur. Böyle bir bileşikte katyonların anyonlara oranı 1:1 olup bileşik elektriksel olarak yüksüzdür. Her bir Na+ iyonunun etrafında altı tane Cl- iyonu vardır, ayrıca bunun terside geçerlidir. Bu nedenle, NaCl sodyum klorür’ün kaba formülüdür.

Đyonik bileşiklerin elektriksel açıdan nötür olabilmeleri için birim formüldeki anyon ve katyon yüklerinin toplamı sıfır olmalıdır. Katyon ve anyonun yükleri farklı ise; katyonun alt indisi sayısal açıdan anyonun yüküne, anyonun alt indisi ise katyonun yüküne eşittir. Katyon ve anyon yükleri birbirine eşit ise alt indislere gerek yoktur.

2.7. Bileşiklerin Adlandırılması 2.7.1. Đyonik Bileşikler Önemli bir iyon olan amonyum iyonu (NH4)+ dışında incelediğimiz tüm katyonlar metal atomlarından kaynaklanır ve metal katyonlarında adlarını elementlerinden alırlar.

Đyonik bileşiklerin çoğu yalnızca iki elementten oluşan ikili bileşiklerdir. Đkili iyonik bileşiklerde önce metal katyonunun adı söylenir, sonrada ametal anyonun adı verilir. Buna göre NaCl’nin adı sodyum klorürdür. Anyonun adı, element adına (klor) "ür" son eki eklenerek oluşturulur.

Bazı metaller özellikle geçiş metalleri birden çok katyon oluşturabilirler. Örneğin demir iki tane katyon oluşturur: Fe2+ ve Fe3+. Aynı elementin farklı katyonlarını belirtmek için Romen rakamları kullanılır. Örneğin artı bir yük için Romen rakamı I, artı iki yük için Romen rakamı II gibi. Bu sisteme göre Fe2+ ve Fe3+ iyonları demir(II) ve demir(III), ve Fe2+ içeren FeCl2 ile Fe3+ içeren FeCl3 ise sırasıyla demir-iki klorür ve demir-üç klorür olarak adlandırılır.

Mn2+ :

MnO

mangan(II) oksit

Mn3+ :

Mn2O3

mangan(III) oksit

Mn4+ :

MnO2

mangan(IV) oksit

2.7.2. Moleküler Bileşikler Moleküler bileşikler belirli ve bağımsız molekül birimleri içerirler. Moleküler bileşikler genellikle ametallerden oluşurlar. Birçoğu ikili bileşiklerdir. Đkili moleküler bileşiklerin adlandırılması ikili iyonik bileşiklerin adlandırılmasına benzer. Formüldeki ilk elementin adını söyleyip ikinci elementin adının köküne "ür" son eki koyarız.

HCl: Hidrojenklorür

SiC: Silisyumkarbür

Đki element birden çok sayıda bileşik oluşturabilir.

Bu

durumlarda,

bileşiklerin

adlandırılmasında ortaya çıkacak karmaşayı önlemek için, bileşikteki elementlerin atom sayısı yunanca ön ekleri ile belirtilir.

CO : Karbon monoksit CO2 : Karbon dioksit SO3 : Kükürt trioksit N2O4 : Diazot tetroksit

Adlandırmada ön ekler kullanılırken aşağıdaki kuralları uygulamak yararlı olur; • Birinci element için mono ön eki kullanılmaz. Örneğin PCl3 için monofosfor triklorür yerine fosfor triklorür denir. • Oksitler adlandırılırken bazen ön ekteki a atlanır. Örneğin N2O4 diazot teraoksit yerine diazot tetroksit olarak adlandırılır. Hidrojen içeren moleküler bileşikler adlandırılırken, yunanca ön ekler kullanılmaz. Geleneksel olarak bu bileşikler yaygın olarak bilinen ve sistematik olmayan adları ile yada hidrojen atomu sayısının belirtilmediği adlarla anılırlar:

2.7.3. Asitler ve Bazlar Asitlerin Adlandırılması Asit suda çözündüğünde hidrojen iyonları (H+) veren bir madde olarak tanımlanabilir. Asitlerin formülleri bir anyon ile hidrojen atomu içerir. Adları "ür" ile biten anyonların asitleri "hidro" ön eki ve "ik" son eki içerirler.

Hidrojen oksijen ve bir diğer element içeren asitlere oksiasitler denir. Oksiasitlerin formülleri yazılırken genellikle önce H, sonra merkez elementi ve en son da O yazılır. HNO3 Nitrik asit H2SO4 Sülfirik asit Çoğu zaman iki veya daha çok sayıda oksiasitte aynı merkez atomu, ancak farklı sayıda O atomu bulunur. Adları

"ik" ile biten oksoasitlerden

başlayarak, bu tür bileşiklerin adlandırılması için aşağıdaki kurallar uygulanır. 1- "ik" asidine bir tane O atomunun eklenmesi: Bu durumda asit "per….ik" asit olarak adlandırılır. Örneğin, HClO3 asitine ("ik") bir tane O atomu eklenmesi ile klorik asit perklorik asit e dönüşür.

2- "ik" asidinden bir tane O atomunun çıkarılması: Bu durumda asit "öz" asidi olarak adlandırılır. Buna göre, nitrik asit, HNO3, nitröz asite, HNO2 dönüşür. 3- "ik" asidinden iki tane O atomunun çıkarılması: Bu durumda asit "hipo….öz" asiti olarak adlandırılır

Oksianyonlar adı verilen oksiasit anyonları aşağıdaki kurallara göre adlandırılır: 1- "ik" asidinden H iyonlarının hepsi çıkarıldığında, geriye kalan anyon adı "at" ile sonlandırılarak adlandırılır. Örneğin, H2CO3’ten kaynaklanan CO32-, karbonat olarak adlandırılır. 2- "öz" asidinden H iyonlarının hepsi çıkarıldığında, anyon adı "it" ile sonlanır. Bu nedenle HClO2 nin anyonu ClO2-, klorit anyonudur. 3- Asitten bir yada daha çok sayıda H iyonu çıkarıldığında oluşan anyon adı, anyonda kaç hidrojen olduğunu belirterek adlandırılır. Örneğin, fosforik asitten kaynaklanan anyonlar şunlardır; H3PO4 Fosforik asit H2PO4- Dihidrojen fosfat HPO42- hidrojen fosfat PO43- Fosfat

Bazların Adlandırılması Baz, suda çözündüğünde, hidroksit iyonları (OH-) veren bir madde olarak tanımlanır NaOH Sodyum hidroksit

KOH Potasyum hidroksit

Ba(OH)2 Baryum hidroksit

2.7.4. Hidratlar Bileşimlerinde belli sayıda su molekülü bulunan bileşiklerdir. Örneğin normal haldeki bakır(II) sülfatta, bakır(II) sülfat birimleri beş tane su molekülü içerir. Bu bileşiğin sistematik adı bakır(II) sülfat pentahidrat olup, formülü CuSO4.5H2O dur. Bu bileşikteki su molekülleri bileşiğin ısıtılması ile uzaklaştırılabilir ve bazen susuz bakır(II) sülfat adı verilen CuSO4 elde edilir.

STOKĐYOMETRĐ


3. Stokiyometri 3.1. Atom Kütlesi 3.1.1.Ortalama Atom Kütlesi 3.2. Avagadro Sayısı ve Elementlerin Mol Kütleleri 3.3. Molekül Kütlesi 3.4. Kütle Spektrometresi 3.5. Bileşiklerin Yüzde Bileşimi 3.6. Kaba Formüllerin Deneysel Belirlenmesi 3.7. Kimyasal Tepkimeler ve Kimyasal Eşitlikler 3.8. Tepkenler ve Ürünlerin Miktarı: 3.9. Sınırlayıcı Bileşen ve Tepkime Verimi

3.1. Atom Kütlesi Atomun kütlesi içerdiği elektron, proton ve nötron sayısına bağlıdır. Uluslar arası kabullere göre, atom kütlesi, atom kütle birimi (akb) ile verilir. Atom kütle birimi tam olarak C-12 atomunun kütlesinin 1/12’sine eşittir.

3.1.1.Ortalama Atom Kütlesi Periyodik

çizelgeye

bakıldığında,

karbon atomu kütlesinin 12.00 akb olmayıp 12.01 akb olduğu görülür. Bu farkın nedeni doğada

bulunan

elementlerin

izotopunun bulunmasıdır.

birden

fazla

Örneğin, karbon-12 ve karbon-13 atomlarının doğal izotop bollukları sırasıyla %98.90 ve %1.20’dur.Karbon-13 atomunun kütlesi 13.00335 akb olarak bulunmuştur. Böylece karbon atomunun ortalama atom kütlesi şu şekilde hesaplanır. Atom kütlesi

= (0.9890x12.00000)+(0.0110x13.00335) = 12.01 akb

SORU: Đki kararlı izotopunun bolluk yüzdeleri

63 Cu 29

(69.09) ve

65 Cu 29

(30.91) atom kütleleri ise 62.93 akb ve 64.9278 akb’dir. Bakır atomunun ortalama atom kütlesini hesaplayınız.

3.2. Avagadro Sayısı ve Elementlerin Mol Kütleleri Kimyacılar atom ve molekülleri ölçmek için mol kavramını kullanırlar. SI birim sistemine göre mol, 12 g (yada 0.012 kg) C-12 izotopunun içerdiği atom sayısı kadar tanecik (atom, molekül yada diğer tanecikler) içeren madde miktarıdır. 12 g C-12’de bulunan gerçek atom sayısı deneysel olarak tayin edilir. Bu sayı Avagadro sayısı olarak adlandırılır.

Genellikle, avagadro sayısı 6.022x1023’e yuvarlatılır. 1 mol karbon-12 atomunun tam kütlesi 12 g olup 6.022x1023 atom içerir. Karbon-12’nin bu kütlesi mol kütlesi (M) olup, bir mol atom yada molekülün (gram yada kilogram cinsinden) kütlesi olarak tanımlanır.

Karbon-12 atomu mol kütlesinin (gram olarak) sayısı bakımından, akb cinsinden atom kütlesine eşit olduğu unutulmamalıdır. Buna göre Sodyum (Na) atomunun kütlesi 22.99 akb ve mol kütlesi 22.99g, Fosfor (P) elementinin atom kütlesi 30.97 akb ve mol kütlesi 30.97 g’dır.

Yani bir elementin atom kütlesi bilindiğinde, mol kütleside biliniyor demektir.

SORU: Çinko gümüş renginde bir metal olup, bakır ile karıştırılarak pirinç alaşımının yapımında kullanılır. Demir metali çinko ile kaplanarak korozyondan korunur. 23.3 g Zn kaç mol Zn eder.

SORU: Kükürt kömürde bulunan bir ametaldir. Kömür yandığı zaman kükürt, kükürt dioksite ve daha sonra sülfürik aside dönüşür, buda asit yağmurlarına neden olur. 16.3 g S kaç atom içerir.

SORU: Gümüş (Ag) çoğunlukla süs eşyası yapımında kullanılan değerli bir metaldir. Bir tane Ag atomunun kütlesi gram olarak nedir.

3.3. Molekül Kütlesi Bileşik içerisindeki atomların kütlelerini bilirsek, molekülün kütlesini de hesaplayabiliriz. Molekül kütlesi (bazen molekül ağırlığı da denir) molekül içindeki atomların kütleleri (akb) toplamıdır. Örneğin su (H2O) molekülünün kütlesi; 2 x (H atomu kütlesi) + O atomu kütlesi 2x (1.008) + 16.00 = 18.02 akb Bir molekülün ya da bileşiğin mol kütlesini molekül kütlesinden bulabiliriz. Bir bileşiğin gram cinsinden molekül kütlesi sayısal olarak akb cinsinden molekül kütlesine eşittir. Örneğin suyun molekül kütlesi 18.02 akb, mol kütlesi ise 18.02 g ‘dır. 1 mol su 18.02 g olup 6.022x1023 tane H2O molekülü içerir.

SORU: Aşağıdaki bileşiklerin molekül kütlelerini (akb) hesaplayınız: (a) kükürt dioksit (SO2) (b) kafein (C8H10N4O2)

SORU: Metan (CH4) doğal gazın ana bileşenidir. 6.07 g CH4 kaç mol CH4 molekülü içerir.

SORU: Üre [(NH2)CO] gübre olarak tarımda, hayvan yeminde ve polimer üretiminde kullanılır. 25.6 g üre içinde kaç tane hidrojen atomu vardır? Ürenin mol kütlesi 60.06 g dır.

3.4. Kütle Spektrometresi Atom ve molekül kütlelerinin doğrudan ve en kesin şekilde belirlenmesi kütle spektrometresi ile yapılmaktadır.

3.5. Bileşiklerin Yüzde Bileşimi Bileşiklerin formüllerine bakarak, içerdikleri elementlerin atom sayılarını bulabiliriz. Yüzde bileşim bileşik içerisindeki her elementin kütlece yüzdesidir. Yüzde bileşim her bir elementin kütlesinin bileşiğin bir molünün kütlesine bölünmesi ve bölümün 100 ile çarpılmasıyla hesaplanır.

SORU: Fosforik asit (H3PO4) renksiz, şurup kıvamında bir sıvı olup deterjan, gübre, diş macunu yapımında kullanılır. Karbonatlı içeceklere "keskin" tat veren bu asittir. Bileşik içerisindeki H, P ve O atomlarının kütlece yüzdelerini hesaplayınız.

SORU: Askorbik asit (C vitamini) deri dökülmesini tedavi eder. C vitamini kütlece %40.92 C, %4.58 H ve %54.50 O’den oluşmuştur. Askorbik asidin kaba formülünü bulunuz.

SORU: Halkopirit (CuFeS2) bakırın (Cu) ana cevheridir. 3.71x103 kg halkopirit içersindeki bakırın miktarını kg olarak bulunuz.

3.6. Kaba Formüllerin Deneysel Belirlenmesi Bir bileşiğin kaba formülünün belirlenebilmesi için, bileşik içerisindeki elementlerin yüzde bileşimlerinin deneysel olarak bulunması gerekir. Bunun için önce, verilen bileşiğin kimyasal analizi yapılır ve her bir elementin gram cinsinden miktarı bulunur. Sonra, gramlar her element için mole çevrilir ve bileşiğin kaba formülü belirlenir.

Etil alkol verilen düzenekte yakılırsa, karbon dioksit (CO2) ve su (H2O) açığa

çıkar.

Sisteme

gönderilen

gazlar

içerisinde

karbon

ve

hidrojen

bulunmadığına göre, açığa çıkan CO2 ve H2O daki karbon (C) ve hidrojen (H) etil alkoldeki elementler olmalıdır.

SORU: 11.5 g etil alkol yakıldığında 22.0 g CO2 ve 13.5 g H2O oluştuğunu varsayalım. 11.5 g etil alkol örneği içerisindeki karbon ve hidrojen kütlelerini hesaplayabiliriz.

Molekül Formüllerinin Bulunması Yüzde bileşen analizleri kullanılarak bulunan formül her zaman kaba formül

olacaktır.

Çünkü

bulunan

formül

en

küçük

indise

bölünerek

belirlenmektedir. Gerçek molekül formülünün bulunabilmesi için, yaklaşık molekül kütlesinin de bilinmesi gerekir. Bileşiğin molekül formülünün nasıl bulunduğunu bir örnekle açıklayalım.

3.7. Kimyasal Tepkimeler ve Kimyasal Eşitlikler Kimyasal tepkime, bileşik ya da bileşiklerin değişerek yeni bileşik veya bileşikler oluşturduğu bir işlemdir. Kimyasal eşitlik ise kimyasal tepkimelerde ne olduğunu göstermek için kimyasal simgeler kullanılarak yazılan eşitliktir.

Kimyasal Eşitliklerin Yazılması Hidrojen gazının havada yanması ve su oluşturması sırasında oluşan tepkime şu şekilde verilebilir.

H2 + O2 → H2O

H2 + O2 → H2O "+" işaretinin anlamı H2 ve O2 "tepkimeye girer", ok işaretinin anlamı bu tepkime "ürün verir"dir. Bu simgelerin okunuşu "hidrojen molekülü oksijen molekülü ile tepkimeye girerek su oluşturur" şeklindedir. Tepkime ok işaretinin gösterdiği yönde soldan sağa doğru gerçekleşir. Yukarıdaki eşitlik denk değildir, çünkü eşitliğin sol tarafında, sağ tarafa göre bir fazla oksijen atomu bulunmaktadır. Kütlenin korunumu kanununa göre, aynı tür atomların ok işaretinin her iki yanında eşit sayıda bulunması gerekir. Bu eşitliği denkleştirmek için H2 molekülü ve H2O molekülü önüne uygun bir sayı (burada 2 sayısı) yazılır.

2H2 + O2 → 2H2O

Bu denk kimyasal eşitlik "iki hidrojen molekülü ile bir oksijen molekülü tepkimeye girerek iki su molekülü oluşturur" demektir. Ayrıca eşitlik şu şekilde de okunabilir "iki mol hidrojen molekülü bir mol oksijen molekülü ile tepkimeye girerek iki mol su molekülü oluşturur. "

2H2 + O2 → 2H2O Eşitlikte verilen H2 ve O2 tepkenler olup, kimyasal tepkimede çıkış maddeleridir. H2O ise kimyasal tepkime sonucu oluşur ve ürün adını alır. Kimyasal tepkimelerde çoğu kez ek bilgi olarak tepken ve ürünlerin fiziksel durumlarını gösteren gaz (g), sıvı (s) ve katı (k) simgeleri kullanılır. 2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) 2HgO(k) → 2Hg(s) + O2(g)

Kimyasal Eşitliklerin Denkleştirilmesi Tepken ve ürünler tam olarak belirlendikten sonra, doğru formülleri yazılır ve tepkenler solda, ürünler sağda olmak üzere ok işareti ile ayrılır. Kimyasal eşitliklerin denkleştirilmesinde aşağıdaki basamaklar uygulanır.

1- Eşitliklerin sol ve sağına yazılacak tepken ve ürünlerin doğru formülleri belirlenir. 2- Farkli katsayılar deniyerek, eşitliğin her iki tarafındaki atomların sayıları denkleştirilir. 3- Kimyasal tepkimeler denkleştirilirken, ilk olarak eşitliğin her iki tarafında yalnızca bir kez yer alan ve her iki taraftaki atom sayıları eşit olan elementlere bakılır. Bu elementleri içeren formüllerin katsayıları eşit olmalıdır. Sonra, eşitliğin her iki tarafında, birer kez yer alan ancak, atom sayıları eşit olmayan elementler ele alınır ve elementler eşitlenir. Son olarak, eşitliğin aynı tarafında iki yada daha fazla formülde ortaya çıkan elementler denkleştirilir. 4- Eşitliğin her iki tarafı kontrol edilerek, her iki yandaki atomların denk olduğu kontrol edilir.

Bu basamakları bir örnekte uygulayalım; Laboratuvarda

potasyum

klorat

(KClO3)

ısıtıldığında oksijen gazı oluşur. Yani oluşan ürünler oksijen gazı (O2) ve potasyum klorür (KCl)’dür. Bu bilgilerden yararlanarak eşitliği yazalım.

KClO3→ KCl + O2 Üç element (K, Cl ve O) eşitliğin her iki yanında da birer kez görülmektedir, ama sadece K ve Cl eşitliğin iki yanında eşit sayıda atom içermektedir. Bu nedenle KClO3 ve KCl aynı katsayıya sahip olmalıdır. Bir sonraki basamakta, eşitliğin sol tarafında üç oksijen atomu, sağında ise iki oksijen atomu bulunduğundan O atomlarının sayısı eşitliğin her iki tarafında eşitlenmelidir. Bunu sağlamak için KClO3’ün önüne 2 ve O2’nin önüne 3 yazılarak her iki taraftaki O atomları denkleştirilir.

2KClO3→ KCl + 3O2 Son olarak sağ taraftaki, K atomunun önüne 2 yazılarak K ve Cl atomları da denkleştirilmelidir.

2KClO3→ 2KCl + 3O2 Son kontrol olarak, tepken ve ürünlerdeki her bir element için denkleştirme tablosu düzenlenir.

Tepkenler K (2) Cl(2) O(6)

Ürünler K(2) Cl(2) O(6)

Doğal gaz bileşenlerinden etanın (C2H6) oksijen ile yanarak karbondioksit ve su oluşturduğu tepkimeyi yazarak denkleştiriniz.

3.8. Tepkenler ve Ürünlerin Miktarı: Bir kimyasal tepkimede tepkenler ve ürünlerin nicel olarak çalışılmasına stokiyometri denir. Tepken veya ürünlerin birimi mol, gram, litre ya da diğer bazı birimler cinsinden verilse bile, tepkimede ürün miktarlarının hesaplanmasında mol birimi kullanılır. Bu yaklaşıma mol yöntemi denir ve basitçe, bir kimyasal tepkimede katsayılar bileşiklerin mol sayılarını belirtir.

10.7 g CO gazının O2 ile tepkimeye girerek CO2 oluşturduğunu düşündüğümüzde, bu tepkime sonucu kaç mol CO2 oluşacaktır ?

3.9. Sınırlayıcı Bileşen ve Tepkime Verimi Herhangi bir kimyasal tepkimede tüm tepkenler her zaman stokiyometrik miktarlarda verilmeyebilir. Ancak tepkenler belirli bir stokiyometrik oranda birleşerek ürün oluştururlar. Stokiyometrik miktar denkleştirilmiş tepkimede belirtilen oranlar kadardır. Tepkimenin amacı başlangıç maddelerinden en yüksek miktarda ve verimde bileşikler elde etmektir. Sanayide genellikle daha pahalı olan tepkenin tamamen tepkimeye girmesini sağlamak için, ucuz tepken çok miktarda kullanılır. Bu olayın sonucunda, tepkimede fazla eklenen tepkenler tamamen tükenmezler ve tepkime ortamında artarlar. Tepkimede tamamen tükenen maddeye sınırlayıcı tepken denir. Sınırlayıcı tepken tamamen tükendiğinden, oluşan ürünlerin miktarını belirler. Bu tepken tükendiği zaman artık tepkime olmaz ve ürün oluşması durur. Fazla tepken sınırlayıcı tepken ile tepkime verebileceği nicel miktardan fazlasına sahip olan bileşendir.

Azot oksit (NO) ve oksijenin (O2) tepkimeye girerek azot dioksit (NO2) oluşturduğu tepkimeyi ele alalım;

2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)

Başlangıçta, 8 mol NO ve 7 mol O2 ile tepkimeye başlandığını

varsayalım.

Bu

iki

tepkenden

hangisinin sınırlayıcı tepken olduğunu tayin etmek için NO ve O2’in verilen miktarlarından en çok kaç mol NO2 oluşabileceğini hesaplayalım.

Her iki başlangıç miktarından oluşacak NO2 miktarını hesaplayalım. 8 mol NO den başlayarak, NO2 ürününün mol sayısı hesaplanacak olursa,

7 mol O2’den başlayarak NO2 mol sayısı hesaplanacak olursa

NO daha az verimle NO2 oluşturduğundan sınırlayıcı tepken olmalıdır ve oksijen ise fazla olan tepkendir.

(b)

(c)

Tepkime Verimi Bir tepkimenin kuramsal verimini sınırlayıcı tepken belirler. Kuramsal verim, sınırlayıcı tepkenin tümüyle kullanılması halinde oluşabilecek ürün miktarıdır.

Kuramsal

verim,

elde

edilebilecek

en

yüksek

verim olup,

denkleştirilmiş tepkimeden sayısal olarak hesaplanabilir. Uygulamada ise gerçek verim kullanılır ve gerçek verim tepkime sonunda gerçekten oluşan ürün miktarıdır. Gerçek verim daima kuramsal verimden küçüktür. Bir tepkimenin verimini gerçek verimi kuramsal verime oranlayarak hesaplamaya yüzde verim denir.

SULU ÇÖZELTĐ TEPKĐMELERĐ


4.1. Sulu Çözeltilerin Genel Özellikleri 4.2. Çökme Tepkimeleri 4.3. Asit-Baz Tepkimeleri 4.4. Yükseltgenme ve Đndirgenme Tepkimeleri 4.5. Çözelti Derişimleri 4.6. Çözelti Stokiyometrisi

4.1. SULU ÇÖZELTĐLERĐN GENEL ÖZELLĐKLERĐ Çözelti iki veya daha fazla maddenin homojen bir karışımıdır. Çözeltide az miktarda bulunan türe çözünen, fazla miktarda bulunan türe ise çözücü adı verilir. Bir çözelti gaz (hava gibi), katı (alaşım gibi) veya sıvı (deniz suyu gibi) olabilir.

Elektrolit ve Elektrolit Olmayanlar Suda çözünen tüm maddeler elektrolit ve elektrolit olmayanlar diye iki sınıfa ayrılırlar. Elektrolit suda çözündüğünde çözeltisi elektrik akımını ileten maddedir. Elektrolit olmayan maddeler suda çözündüğünde elektrik akımını iletmezler.

a) Elektrolit olmayan bir çözelti

b) Zayıf elektrolit bir çözelti

c) Kuvvetli elektrolit bir çözelti

Ayrışma deyince çözünen maddenin katyon ve anyonlarına iyonlaştığı anlaşılır. Buna göre, sodyum klorürün çözünmesini aşağıdaki gibi gösterebiliriz.

Sodyum klorür gibi iyonik bir bileşik suda çözündüğünde katıda bulunan üç boyutlu iyon örgüsü bozulur ve Na+ ile Cl- iyonları birbirinden ayrılır. Çözeltideki her bir Na+ iyonu, negatif uçlarını katyona doğru yönlendiren birçok su molekülü tarafından kuşatılır. Benzer şekilde, Cl- iyonları pozitif uçlarını anyona yönlendiren su molekülleriyle sarılırlar. Bir iyonun belirli bir yönlenmeyle su molekülleri tarafından kuşatılmasına hidratlaşma denir. Hidratlaşma çözeltideki iyonların kararlı olmasını sağlar ve katyonlarla anyonların birleşmesini engeller.

Asitler ve bazlar da elektrolittirler. Hidroklorik asit (HCl) ve Nitrik asit (HNO3) gibi bazı asitler kuvvetli elektrolittirler. Bu asitler suda tamamen iyonlaşırlar.

Diğer taraftan sirkede bulunan asatik asit gibi asitler çok daha az iyonlaşırlar. Asetik asitin iyonlaşarak asetat olarak adlandırılan CH3COO- iyonu verdiği tepkime şöyledir.

Eşitlikte görülen çift yönlü ok tepkimenin tersinir olduğu ve her iki yönde yürüdüğünü ifade eder. Net bir hız değişmesinin gözlenmediği bu kimyasal hal kimyasal denge diye adlandırılır. Bunun aksine hidroklorik asit çözeltisinde HCl dan ayrışan H+ ve Cl- iyonları tekrar birleşerek HCl molekülünü oluşturamazlar. Bundan dolayı HCl’in sudaki tamamen ayrıştığını göstermek için tek yönlü okla gösterilir.

4.2. ÇÖKME TEPKĐMELERĐ Çökme tepkimesi sulu çözeltide çözünmeyen ürün yada çökelek oluşturan yaygın bir tepkime türüdür. Çökelek, çözeltiden ayrılan, çözünmeyen bir katıdır. Çökme tepkimeleri genellikle iyonik bileşikler içerirler.

Çözünürlük: Çözünürlük, belirli bir sıcaklıkta belirli miktardaki çözücü içerisinde çözünebilen maksimum çözünen miktarı olarak tanımlanır.

CdS

PbS

Ni(OH)2

Al(OH)3

Aşağıdaki bileşikleri suda çözünür yada çözünmez diye sınıflandırınız.

Moleküller ve Đyonik Eşitlikler: Kurşun iyodürün çökmesini gösteren eşitlik, bütün türlerin molekül ya da formül birimi olarak yazılmasından dolayı moleküler eşitlik olarak ifade edilir.

Đyonik bileşikler suda çözündüğü zaman katyon ve anyon şeklinde bileşenlerine ayrılırlar. Kimyasal eşitliklerin, çözünmüş iyonik bileşiklerin iyonlarına ayrışmasını göstermesi gerekir. Buna göre potasyum iyodür ile kurşun nitrat arasındaki tepkimeye geri dönersek bu eşitliği aşağıdaki şekilde yazabiliriz.

Bu eşitlik çözünen türleri serbest iyonlar olarak gösteren iyonik eşitlik olarak adlandırılır. Đyonik eşitlik, tepkimede işlevi olmayan iyonları da içerir. Bunlara gözlemci iyonlar denir. Bu tepkimede K+ ve NO3- iyonları, iyonik eşitliğin her iki tarafında yer aldıklarından ve kimyasal tepkimede değişmeden kaldıklarından ihmal edilirler. Buna göre sadece tepkimeye katılan türleri dikkate alarak net iyonik eşitliği yazabiliriz.

Baryum klorür’ün (BaCl2) sulu çözeltisi sodyum sülfatın (Na2SO4) sulu çözeltisine ilave edildiği zaman beyaz renkte baryum sülfat (BaSO4) çökeleğinin oluştuğu gözlenir. Bu tepkime için;

Moleküler eşitlik;

Đyonik eşitlik;

Net iyonik eşitlik;

Đyonik ve net eşitlikleri yazmak için izlenecek adımlar aşağıda özetlenmiştir. 1- Tepkimenin denkleşmiş moleküler eşitliğini yazınız. 2- Çözeltideki tüm iyonları gösteren eşitliği yazınız 3- Eşitliğin her iki yanında, tepkimeye girmeyen iyonları eşitlikten çıkararak, net iyonik eşitliği yazınız.

4.3. ASĐT VE BAZ TEPKĐMELERĐ Asitler ve bazlar çoğu ilaç ve ev ürünlerinin temel maddesidir. Ayrıca asit-baz kimyası sanayide ve biyolojik işlemlerde oldukça önemlidir. Asit ve Bazların Genel Özellikleri: Suda H+ iyonu vererek iyonlaşan maddeler asit OH- iyonu vererek iyonlaşan maddeler baz olarak tanımlanmıştır. Bu tanım 19. Yüzyıl sonlarında Đsveçli kimyacı Svante Arrhenius tarafından sulu çözeltilerde özellikleri iyi bilinen maddelerin sınıflandırılmasıyla ortaya konmuştur. Asitler: • Asitlerin tadı ekşidir. Limon ve diğer turunçgiller sitrik asit içerir. • Asitler bitkisel boyalarda renk değişimine neden olurlar. Mavi turnusol kâğıdının rengini kırmızıya çevirirler.

• Asitler çinko, magnezyum ve demir gibi metallerle tepkimeye girerek hidrojen gazı açığa çıkarırlar.

• Asitler karbonatlarla ve bikarbonatlarla tepkimeye girerek CO2 gazı açığa çıkarırlar.

Bazlar: • Bazların tatları acıdır. • Bazlar kayganlık hissi verir. Örneğin sabunlar, baz içerdiklerinden, bu özelliği gösterirler.

• Bazlar bitkisel boyalarda renk değişimine neden olurlar. Örneğin kırmızı turnusol kağıdının rengini maviye çevirirler. • Sulu baz çözeltileri elektrik akımını iletirler.

Tebeşir (CaCO3) hidroklorik asit ile tepkimeye girerek CO2 gazı açığa çıkarır.

Brønsted Asit ve Bazları Arrhenius’un asit baz tanımı sadece sulu çözeltilere uygulandığı için dar kapsamlıdır. Daha kapsamlı bir asit-baz tanımı 1932 yılında Danimarkalı kimyacı Johannes Brønsted tarafından önerilmiştir. Buna göre Brønsted asidi proton veren, Brønsted bazı ise proton alan maddedir. Brønsted tanımına göre asit ve bazların sulu çözeltilerde bulunma zorunluluğu olmadığına dikkat edilmelidir. Hidroklorik asit sulu ortamda bir proton verdiği için Brønsted asididir.

Protonlar son derece küçük tanecikler olduğundan ve suyun negatif kısmı ile kuvvetle çekildiğinden sulu çözeltilerde tek başlarına bulunamazlar. Sonuç olarak proton şekilde gösterildiği gibi hidratlaşmış halde bulunur. Bundan dolayı hidroklorik asitin iyonlaşması aşağıdaki şekilde yazılmalıdır.

Hidratlaşmış proton H3O+, hidronyum iyonu olarak adlandırılır.

H3O+

iyonlarının

elektrostatik

potansiyel

haritası. Bu spektrumda elektronca zengin bölgeler kırmızı, fakir bölgeler ise mavidir.

Tek Protonlu Asitler: Bu tür asitlerin her bir molekülü iyonlaştığında sadece bir hidrojen iyonu verir.

Đki Protonlu Asitler: Her bir asit molekülü iki ayrışma basamağında iki H+ iyonu verir.

Üç Protonlu Asitler: Her bir asit molekülü üç ayrışma basamağında üç H+ iyonu verir. Bu asitlerin sayıları nispeten azdır.

Sodyum hidroksit (NaOH) ve Baryum hidroksitin (Ba(OH)2) kuvvetli elektrolit olduğu daha önce gösterilmiştir. Buna göre çözeltide tamamen iyonlaşırlar.

OH- iyonu aşağıda gösterildiği gibi proton alır.

Bu yüzden OH- bir Brønsted bazıdır. Amonyak (NH3) sudan H+ iyonu alabildiği için Brønsted bazı olarak sınıflandırılır.

SORU: Aşağıda verilen her bir türü sulu çözeltide Brønsted asiti ve bazı olmalarına göre sınıflandırınız: a) HBr

b) NO2-

c) HCO3Brønsted asitidir.

Brønsted bazıdır. Brønsted asitidir. Brønsted bazıdır. HCO3- iyonu hem asit hem de baz özelliği gösterdiğinden dolayı amfoterdir.

Asit-Baz Nötralleşmesi Nötralleşme tepkimesi asit ve baz arasında meydana gelen bir tepkimedir. Çoğunlukla, sulu çözeltideki asit ve baz tepkimeleri tuz ve su oluşturur. Tuz katyon ve anyonlardan oluşan iyonik bir bileşiktir.

Örneğin HCl çözeltisi ile NaOH çözeltisi karıştırıldığında aşağıdaki tepkime meydana gelir.

Ancak, bu asit ve bazın her ikisi de kuvvetli elektrolit olduklarından, çözeltide tamamen iyonlaşırlar. Bu iyonik eşitlik ise:

Buna göre tepkimeyi net iyonik eşitlik şeklinde yazabiliriz.

Na+ ve Cl- iyonları gözlemci iyonlardır. Şimdide NaOH ile zayıf bir asit olan hidrojen siyanür (HCN) arasındaki tepkimeyi inceleyelim:

Bu durumda iyonik eşitlik:

Net iyonik eşitlik:

Gaz Oluşturan Asit-Baz Tepkimeleri Karbonat (CO32-), bikarbonat (HCO3-), sülfit (SO32-) ve sülfür (S2-) tuzları asitlerle tepkimeye girerek gaz ürünler oluştururlar. Örneğin: sodyum karbonat (Na2CO3) ile HCl(suda) arasındaki tepkime için moleküler eşitlik:

Oluşan karbonik asit kararsızdır ve çözeltide yeterli derişime eriştiğinde aşağıdaki tepkimeyle bozunur:

Yukarıda sözünü ettiğimiz tuzlarla ilgili benzer tepkimelerde şunlardır:

4.4. ĐNDĐRGENME YÜKSELTGENME TEPKĐMELERĐ Asit-baz tepkimelerinin temeli proton aktarımını dayanırken, indirgenmeyükseltgenme (ya da redoks tepkimeleri) tepkimelerinin esasını elektron aktarımı oluşturur.

Çevremizdeki

tepkimelerin

birçoğu

indirgenme-yükseltgenme

tepkimesidir. Çoğu indirgenme-yükseltgenme tepkimesi suda oluşurken, sulu çözeltide oluşmayanlarda vardır. Susuz ortamda meydana gelen redoks tepkimeleri daha basittir. Magnezyum ve oksijenden magnezyum oksit (MgO) oluşumunu göz önüne alalım.

Magnezyum oksit (MgO), Mg2+ ve O2-‘den oluşan iyonik bir bileşiktir. Bu tepkimede, iki Mg atomu 4 elektronunu 2 O atomuna verir.Bu işlemin iki basamakta olduğunu düşünürsek; birinci basamakta 2 Mg atomu 4 elektron kaybetmekte, ikinci basamakta ise 1 O2 molekülü 4 elektron kazanmaktadır.

Yukarıdaki tepkimenin her bir basamağı yarı tepkime olarak adlandırılır ve tepkimede elektronlar açıkça yer alır. Yarı tepkimelerin toplamı ise net tepkimeyi verir: Eğer tepkimenin her iki tarafında yer alan elektronları ihmal edersek:

Son olarak Mg2+ ve O2- iyonları MgO oluşturmak üzere birleşirler.

Yükseltgenme tepkimesi elektron kaybının olduğu yarı tepkimedir. Đndirgenme tepkimesi elektron kazanmanın gerçekleştiği yarı-tepkimedir. Magnezyum oksit oluşumunda magnezyum yükseltgenir. Magnezyum iki elektronunu oksijene vererek oksijenin indirgenmesine neden olduğundan, magnezyum bu tepkimede indirgen’dir. Bu tepkimede oksijen indirgenirken magnezyumdan iki elektron alarak onun yükseltgenmesine neden olduğundan, oksijen yükseltgen olarak adlandırılır. Yükseltgenme-indirgenme tepkimelerinde indirgenin kaybettiği elektron sayısı yükseltgenin aldığı elektron sayısına eşit olmalıdır.

Yükseltgenme Basamağı Elektron kaybetme ve elektron kazanmayı içeren yükseltgenmeindirgenme kavramı MgO gibi iyonik bileşiklere uyar. Ancak bu tanımlama hidrojen klorür (HCl) ve kükürt dioksit (SO2) gibi bileşiklerin oluşumunu doğru olarak açıklamaz.

Bunun nedeni HCl ve SO2’in iyonik değil, moleküler bileşik olmasıdır. Bu bileşiklerin oluşmasında elektron aktarımı olmaz. Yinede deneysel verilerin kısmi elektron aktarımı göstermesinden dolayı (HCl’de H den Cl’ a ve SO2 de S’den O’e) bu tür tepkimeleri redoks tepkimesi olarak ele alırlar.

Bir redoks tepkimesinde elektron aktarımını izlemek için ürün ve tepkenlerin yükseltgenme basamaklarının belirlenmesi gerekir. Bir atomun yükseltgenme basamağı, eğer elektron aktarımı tamamen gerçekleşmişse, moleküldeki veya iyonik bileşikteki atomun yük sayısıdır. Örneğin yukarıda verilen HCl ve SO2 oluşumunu yeniden yazarsak:

Verilen tepkimelerde elementlerin üzerindeki sayılar yükseltgenme basamaklarıdır. Her iki eşitlikte de tepkenlerdeki atomlar üzerinde yük yoktur ve bu nedenle yükseltgenme basamakları 0 dır. Ürün molekülleri için elektron aktarımının tam olarak gerçekleştiği ve atomların elektron aldıkları veya verdikleri kabul edilir. Sonuç olarak yükseltgenme basamağı aktarılan elektron sayısını verir.

Yükseltgenme

basamakları

elementlerin

yükseltgendiğini

ya

da

indirgendiğini anlamamızı sağlar. Yukarıdaki örnek, H ve S’ün yükseltgenme basamaklarında bir artış olduğunu, dolayısıyla yükseltgendiklerini gösterir. Cl ve O ise indirgenmekte yani yükseltgenme basamakları başlangıca göre azalmaktadır. Burada HCl de H ve Cl’un yükseltgenme basamakları (+1 ve -1) toplamı sıfırdır. Aynı şekilde, S üzerinde (+4) ve iki O atomu üzerinde 2x(-2)=(-4) olmak üzere, toplam yük sıfırdır. HCl ve SO2 nin nötür olmasının nedeni yüklerin birbirini götürmesidir. Yükseltgenme basamaklarını bulmak için aşağıdaki kuralları izlemek yararlı olur; • Bir elementin tek başına bağ yapmadığı durumda yükseltgenme basamağı sıfırdır. (H2, Br2, Na, K, O2). • Tek atomlu iyonlarda yükseltgenme basamağı iyonun yüküne eşittir. Bundan dolayı Li+ iyonu +1, Ba2+ iyonu +2, O2- iyonu -2 yükseltgenme basamağına sahiptir.

• Oksijenin bir çok yükseltgenme basamağı -2’dir. Hidrojen peroksitte (H2O2) ve peroksit iyonunda (O2-2) -1’dir. • Flor bütün bileşiklerinde -1 yükseltgenme basamağına sahiptir. Diğer halojenler, bileşiklerinde halojenür iyonları halinde bulunduklarında negatif yükseltgenme basamağına sahiptir. Ancak, oksiasit ve oksianyonlarda olduğu gibi oksijenle oluşturdukları bileşiklerde pozitif yükseltgenme basamağına sahiptirler. • Nötür bir molekülde atomların yükseltgenme basamakları toplamı sıfır olmalıdır.

• Yükseltgenme basamağı tam sayı olmak zorunda değildir. Örneğin süperoksit (O2) iyonundaki oksijenin yükseltgenme basamağı -1/2’dir.

Aşağıda verilen iyon ve bileşiklerin yükseltgenme basamaklarını belirleyiniz. Li2O

MnO4-

HNO3

PF3

Cr2O72-

Bazı Yaygın Yükseltgenme ve Đndirgenme Tepkimeleri

Çok bilinen yükseltgenme ve indirgenme tepkimelerinden bazıları birleşme, bozunma, yanma ve yerdeğiştirme tepkimeleridir.

Birleşme Tepkimeleri Birleşme tepkimesi iki yada daha fazla maddenin tek bir ürün oluşturmak üzere bir araya geldiği tepkimedir.

Bozunma Tepkimeleri Bozunma

tepkimeleri

birleşme

tepkimelerinin

tersidir.

tepkimesi bir bileşiğin iki yada daha fazla bileşene ayrıştığı tepkimedir.

Bozunma

Yanma tepkimeleri Yanma tepkimesi bir maddenin oksijenle tepkimeye girerek genellikle ısı ve ışığın açığa çıktığı alev oluşturan tepkimelerdir.

Yerdeğiştirme Tepkimeleri Yerdeğiştirme tepkimesinde bir bileşikteki iyon yada atom başka bir elementin iyonu yada atomuyla yer değiştirir. Yerdeğiştirme tepkimelerinin çoğu şu üç alt sınıflandırmadan birine uyar. Bunlar, hidrojenin yerdeğiştirmesi, metalin yerdeğiştirmesi ve halojenin yerdeğiştirmesidir.

1. Hidrojenin yerdeğiştirmesi

2. Metalin Yerdeğiştirmesi

3. Halojenin Yerdeğiştirmesi

4.5. ÇÖZELTĐLERĐN DERĐŞĐMLERĐ Çözelti stokiyometrisini kullanırken çözeltide ne kadar tepken olduğunu ve sulu çözeltide tepkimeyi sağlamak için kullanılan tepken miktarını kontrol edeceğimizi bilmemiz gerekir. Bir çözeltinin derişimi, belli miktardaki çözelti ya da çözücü içerisinde çözünen madde miktarıdır. Çözelti derişimi pek çok birim ile belirtilebilir. Burada, kimyada en yaygın derişim birimi olan molarite (M) yada molar derişim incelenecektir. Molarite 1 litre çözeltide çözünen maddenin mol sayısıdır ve aşağıdaki eşitlik ile ifade edilir.

Örneğin 1.46 molar glukoz (C6H12O6) çözeltisi (1.46 M C6H12O6 şeklinde yazılır), 1 L çözeltide 1.46 mol (C6H12O6) çözündüğünü gösterir.. Her zaman 1 L çözelti

ile

çalışmamız

gerekmez.

Çözeltinin

hacmini

litreye

çevirmeyi

unutmadığımız sürece, bu durum bir sorun oluşturmaz. Örneğin, 0.730 mol C6H12O6 içeren 500 ml çözeltinin derişimi de 1.46 M’dir.

Bu işlemden anlaşılacağı gibi, molaritenin birimi litredeki mol sayısıdır ve örneğimizdeki 0.730 mol C6H12O6 içeren 500 ml çözelti 1.46 mol/L yada 1.46 M’a eşit olur.

Katı çözünenin bilinen miktarı ölçülü balona aktarılır ve üzerine huni yardımıyla su ilave edilir

Balon yavaşça çalkalanarak katı çözünür.

Katı tamamen çözündükten sonra, ölçülü balonun işaret çizgisine kadar su ilave edilir.

SORU: 2.16 M, 250 mL’lik bir çözelti hazırlamak potasyumdikromat (K2Cr2O7) gereklidir.

için kaç gram

1.77 g etanol (C2H5OH) içeren 85.0 mL etanol (C2H5OH) çözeltisinin molaritesi nedir.

250 mL 0.707 M NaNO3 çözeltisini nasıl hazırlarsınız

35.0 mL 5.50 M KOH çözeltisinde kaç gram KOH vardır

Çözeltilerin Seyreltilmesi Derişik çözeltiler laboratuar depolarında, gerektiğinde kullanılmak üzere muhafaza edilir. Bu derişik stok çözeltiler kullanmadan önce genellikle seyreltilir. Seyreltme, derişimi daha yüksek bir çözeltiden derişimi daha az bir çözelti hazırlama işlemidir. 1.00 M KMnO4 çözeltisinden 1L hacminde 0.400 M KMnO4 çözeltisi hazırlamak istediğimizi varsayalım. Bunun için 0.400 mol KMnO4’a ihtiyacımız vardır. 1 L’lik 1.00 M KMnO4 çözeltisinde 1.00 mol KMnO4 olduğuna göre, aynı çözeltinin 0.400 litresinde 0.400 mol KMnO4 var demektir.

O halde, 1.00 M KMnO4 çözeltisinde 400 mL hacminde çözelti alınır ve 1L’lik ölçülü balon içerisine aktarılarak su ile 1000 mL’ye tamamlanır. Bu yöntem ile istenilen 1 L’lik 0.400 M KMnO4 çözeltisi hazırlanmış olur. Seyreltme işlemi sırasında, alınan belirli miktardaki stok çözelti üzerine çözücü eklenmesi, çözelti derişimini azaltır, ancak çözelti içerisindeki çözünen madde miktarı değişmez. Seyreltmeden önce çözünenin mol sayısı = seyreltmeden sonra çözünenin mol sayısı

Molarite bir litre çözeltideki çözünenin mol sayısı olarak tanımlandığına göre, çözünenin mol sayısı da şöyle verilebilir:

Çözünen maddenin tümü başlangıç stok çözeltisinden geldiğine göre aşağıdaki eşitliği yazabiliriz:

Burada Mi ve Ms molarite cinsinden çözeltinin ilk ve son derişimleri, Vi ve Vs ise çözeltinin ilk ve son hacimleridir. Vi ve Vs nin birimleri hesaplamalarda aynı (mL veya L) olmak zorundadır. Elde edilen sonuçlar Mi > Ms ve Vs> Vi karşılaştırmaları yapılabilir.

SORU: 8.61 M H2SO4 çözeltisinden başlayarak 5.00x102 mL 1.75 M H2SO4 çözeltisi nasıl hazırlanır, açıklayınız.

4.6. ÇÖZELTĐ STOKĐYOMETRĐSĐ Molaritesi bilinen çözeltilerle çalışılırken, MV = çözünenin mol sayısı bağlantısı kullanılır. Bu bölümde gravimetrik analiz ve asit baz titrasyonları incelenecek. Gravimetrik Analiz Gravimetrik analiz kütle ölçümüne dayanan analitik bir tekniktir. Gravimetrik analiz deneyleri genellikle katı çökelek oluşumunu, bunun ayrılmasını ve kütlesinin belirlenmesini içerir. Genellikle bu işlem iyonik bileşiklere uygulanır. Bileşimi bilinmeyen bir örnek suda çözünür ve bir başka madde ile tepkimeye sokularak çökelek oluşması sağlanır. Çökelek süzülür kurutulur ve tartılır. Oluşan çökeleğin kütlesi ve kimyasal formülü bilindiğinden, başlangıçtaki örneğin kütlesini hesaplayabiliriz. Bulunan ve başlangıç kütlesinden, örneğin bileşenlerini yüzde olarak tayin edebiliriz.

Tepkenler saf olarak bulunabildiklerinden, gravimetrik analizdeki tepkime tam olarak biliniyor demektir. Örneğin AgNO3 ve NaCl çözeltileri karıştırıldığında AgCl çökeleği oluşur.

Net iyonik tepkime şu şekildedir.

Buradan elde edilen çökelek AgCl’dür. Örneğin deniz suyundan elde edilen NaCl’ün saflık derecesini bulmak istiyoruz. Bunun için NaCl içindeki kütlece Cl miktarını deneysel olarak bulmamız gerekir. Önce NaCl örneğini hassas bir şekilde tartıp suda çözmeliyiz. Daha sonra NaCl çözeltisine yeteri kadar AgNO3 çözeltisi ekleyerek çözeltideki tüm Cl- iyonlarının AgCl olarak çökmesini sağlamalıyız.

Bu yöntemde NaCl sınırlayıcı, AgNO3 ise aşırı ayıraçtır. AgCl çökeleği süzmesindeki Cl- ‘ün kütlece yüzdesini kullanarak Cl-‘ün örnekteki kütlesini hesaplayabiliriz. Bulunan Cl- ile NaCl örneğindeki Cl- miktarı aynı olduğu için, NaCl içerisindeki Cl-‘ün kütlece yüzde miktarını hesaplayabiliriz ve saflık oranını belirleyebiliriz.

Örneğin kütlesi tam olarak tartılabildiğinden, gravimetrik analiz doğruluk derecesi oldukça yüksek bir yöntemdir. Ancak, bu yöntem tamamlanan ya da hemen hemen %100 verimle oluşan tepkimelere uygulanabilir. Örneğin, AgCl suda bir

miktar çözünür

olsaydı,

Cl-

iyonlarının

tümü,

NaCl

uzaklaştırılamaz, sonuçta yapılan hesaplamalar hatalı sonuç verirdi.

çözeltisinden

SORU: Klorür ve bir metal iyonu içeren 0.5662 g’lık bir iyonik bileşik örneği suda çözülmekte ve aşırı AgNO3 ile tepkimeye sokulmaktadır. Tepkime sonucunda, 1.0882 gram AgCl çökeleği oluştuğuna göre, başlangıç örneğindeki klorun kütlece yüzdesi nedir ? Cl ve AgCl’ün mol kütleleri 35.45 g ve 143.4 g’dır. Buna göre AgCl’deki Cl’un yüzde kütlece yüzdesi:

Asit-Baz Titrasyonları Asit-baz nötürleşme tepkimelerine dayanan miktar tayinleri titrasyon olarak bilinen yöntemle yapılır. Titrasyon deneyinde, standart çözelti olarak adlandırılan ve derişimi kesin olarak bilinen çözelti, derişimi bilinmeyen çözelti üzerine tepkime tamamlanıncaya kadar yavaş yavaş ilave edilir. Eğer kullanılan standart çözelti ve bilinmeyen çözeltinin hacimleri biliniyorsa, titrasyonda kullanılan standart çözeltinin derişiminden, bilinmeyen çözeltinin derişimi hesaplanabilir. NaOH laboratuarda en çok kullanılan bazlardan biridir. NaOH ile yapılacak çalışmaların doğruluğu için kullanılmadan önce çözelti ayarlanmalıdır. NaOH’in ayarlanması için en uygun asit, tek protonlu potasyum hidrojen ftalat’tır (KHP: KHC8H4O4). KHP ve NaOH arasındaki tepkime şu şekildedir:

Titrasyonda miktarı tam olarak bilinen KHP tartılarak erlene konur ve üzerine biraz saf su ilave edilerek çözünür. Daha sonra büretteki NaOH çözeltisi KHP çözeltisi üzerine eşdeğerlik noktasına ulaşıncaya kadar kontrollü olarak eklenir. Eşdeğerlik noktası asidin baz ile tamamen tepkimeye girdiği yada nötürleştiği noktadır. Eşdeğerlik noktası genellikle çözeltiye önceden ilave edilen bir kimyasal indikatörün keskin renk değişimi ile anlaşılır. Asit baz titrasyonlarında kullanılan indikatörler asidik ve bazik ortamlarda değişik renklere sahip maddelerdir.

SORU: Bir titrasyon deneyinde bir öğrenci 0.5468 g KHP’yi nötürleştirmek için 23.48 mL NaOH çözeltisi gerektiğini bulmuştur. Buna göre NaOH çözeltisinin molarite cinsinden derişimi nedir?

SORU: 0.245 M H2SO4 çözeltisinin 20.0 mL’sini nötürleştirmek için 0.610 M NaOH çözeltisinden kaç mL gerekir?

ATOMLARIN ELEKTRON YAPISI


7.1. KLASĐK FĐZĐKTEN KUANTUM KURAMINA Elektromanyetik Işıma Planck Kuantum Kuramı 7.2. FOTOELEKTRĐK OLAYI 7.3. BOHR HĐDROJEN ATOMU KURAMI Yayılma Spektrumları Hidrojen Atomunun Yayılma Spektrumu 7.4. ELEKTRONUN ĐKĐLĐ DOĞASI 7.5. KUANTUM MEKANĐĞĐ Hidrojen Atomunun Kuantum Mekaniksel Açıklaması 7.6. KUANTUM SAYILARI Baş Kuantum Sayısı (n) Açısal Momentum Kuantum Sayısı ( l ) Manyetik Kuantum Sayısı (ml)

Elektron Spin Kuantum Sayısı (ms) 7.7. ATOM ORBĐTALLERĐ s Orbitalleri p Orbitalleri d Orbitalleri Orbital Enerjileri 7.8. ELEKTRON DAĞILIMI Pauli Dışlama Đlkesi Diyamanyetizm ve Paramanyetizm Çok Elektronlu Atomlarda Perdeleme Etkisi Hund Kuralı Elektronların Atom Orbitallerine Dağılım Kuralları 7.9. YERLEŞTĐRME ĐLKESĐ

7.1. KLASĐK FĐZĐKTEN KUANTUM KURAMINA Bilim adamlarının atom ve molekülleri anlamaya yönelik ilk çabaları, kısmi bir başarı ile sınırlı kalmıştır. Fizikte, 1900 de Max Planck tarafından yeni bir dönem başlatılmıştır. Değişik sıcaklıklara ısıtılan katıların yayınladığı ışımaya ilişkin verileri inceleyen Planck, atom ve moleküllerin sadece enerji paketcikleri (kuant) adı

verilen

belirli

miktardaki

enerjiyi

yayınladıklarını keşfetmiştir. O zamana kadar fizikçiler, ışımanın yayılmasında herhangi bir enerjinin açığa çıkmayacağını kabul etmektedirler. Halbuki Planck’ın kuantum kuramı, tüm fiziği altüst etmiştir.

Kuantum kuramını anlamak için, dalgalar hakkında bazı temel kavramların bilinmesi gerekir. Dalga, titreşmeyle enerjiyi aktaran bir olgu olarak düşünülebilir. Bir dalganın hızı, dalganın türüne ve yol aldığı ortama bağlıdır. Ardışık dalgalarda, eş noktalar arasındaki mesafeye, dalga boyu λ (lamda) denir. Bir dalganın frekansı ν (nü) ise, belirli bir noktadan bir saniyede geçen dalga sayısıdır. Bir dalgaya ilişkin genlik ( veya yükseklik ), dalganın orta çizgisinden tepesine veya çukuruna olan dik mesafe olarak tanımlanır.

Uzayda yer alan bir dalganın önemli özelliklerinden biri de hızıdır (u). Dalga boyu ile frekansın çarpımı, dalga hızını verir. Dalga boyu (λ), dalganın uzunluğunu ya da tek bir dalga için mesafeyi gösterir (uzaklık/dalga). Frekans (ν) ise bir referans noktasından birim zamanda geçen dalga sayısını ya da birim zamandaki dalga sayısını (dalga/zaman) gösterir. Bu iki terimin çarpımı ise (mesafe/zaman) hızı verir:

Dalga boyu genellikle metre, santimetre veya nanometre birimiyle ifade edilir. Frekans ise hertz (Hz) birimindedir.

Elektromanyetik Işıma Dalgalar,

su

dalgaları,

ses

dalgaları, ışık dalgaları gibi birçok farklı türde

olabilirler.

görünür

1873’de

ışığın

Maxwell

elektromanyetik

dalgalardan oluştuğunu öne sürmüştür. Maxwell

kuramına

göre,

bir

elektromanyetik dalganın, bir elektrik alan bileşeni, bir de manyetik alan bileşeni bulunur. Bu iki bileşen aynı dalga boyu, aynı frekans ve dolayısıyla aynı hıza sahip olmasına karşın, birbirlerine dik iki düzlemde yol alırlar. Enerjinin, elektromanyetik dalgalar halinde yayınlanması ve iletilmesi, elektromanyetik ışıma olarak adlandırılır.

Elektromanyetik dalgalar vakumda yaklaşık 3.00x108 m/s hızla yol alırlar. Bu hız, bir ortamdan bir diğer ortama farklılık göstermesine karşın, bu fark hesaplamalarda ihmal edilir. Elektromanyetik ışımanın hızı, yani ışık hız, c sembolü ile gösterilir. Elektromanyetik ışımanın dalga boyu ise, genellikle nanometre cinsinden (nm) verilir.

ÖRNEK 1:

CEVAP

Planck Kuantum Kuramı Katılar ısıtıldıklarında, geniş bir dalgaboyu aralığında elektromanyetik ışıma yayınlarlar. Yapılan çalışmalar, cisimlerin belirli bir sıcaklıkta yayınladıkları ışıma enerjisi miktarının, ışımanın dalga boyuna bağlı olduğunu göstermiştir. Bu kuram kısa dalga boyu için enerji-dalgaboyu ilişkisini açıklayabilmekte başarılı olurken; uzun dalgaboyundaki ışımalara açıklama getirememiştir. Başka bir kuram ise bu açıklamanın tam tersinde başarılı olmuştur. Planck, bu problemi alışılagelmiş kavramlardan çok farklı bir varsayım yardımıyla çözmüştür. Klasik fizik, atom ve moleküllerin herhangi bir miktardaki enerjiyi yayınlayabileceklerini (veya soğurabileceklerini) varsaymaktadır. Planck ise, atomların ve moleküllerin enerjiyi, küçük paketler veya demetler gibi belirli miktarda yayınlayıp soğurabileceklerini savunmuştur.

Planck,

enerjinin

elektromanyetik

ışıma

şeklinde

yayınlanabilen

(veya

soğurulabilen) en küçük miktarına kuantum adını vermiştir. Tek bir kuantum enerjisi E ise,

eşitliği ile ifade edilir. Bu eşitlikte h, Planck sabitini ve ν ise ışımanın frekansını belirtmektedir. Planck sabitinin değeri 6.63x10-34J.s’dir. Frekans (ν) ν=c/λ olduğundan

Kuantum kuramına göre, enerji daima hν’ın katları olarak yayınlanır. Yani hν, 2hν, 3hν şeklinde.

7.2. FOTOELEKTRĐK OLAYI Planck’ın kuantum kuramını ortaya koymasından 5 yıl sonra, Alman fizikçi Albert Einstein, bu kuramı kullanarak fiziğin bir diğer gizemi olan fotoelektrik olayını

çözdü.

Fotoelektrik

olayı,

bazı

metallerin

yüzeylerine eşit frekans olarak adlandırılan bir minimum frekanstan itibaren, ışık düşürüldüğü zaman, metal yüzeyinden elektron çıkışı olayına verilen isimdir. Çıkan elektronların sayısı, metal yüzeyine düşürülen ışığın şiddeti ile doğru orantılı ancak enerjisi ile değildir. Eşik frekansının altındaki uyarma ışığı ne kadar şiddetli olursa olsun, elektron çıkışına neden olmaz.

Einstein sıra dışı bir yaklaşımla ışık demetinin gerçekte bir parçacık seli olduğunu öne sürmüş ve günümüzde bu ışık parçacıkları foton olarak adlandırılmıştır. Einstein Planck’ın kuantum kuramından yola çıkarak, frekansı olan her fotonun aşağıdaki denklemde verilen E enerjisine sahip olacağını öne sürmüştür.

Elektronların metal içinde bulunmalarını çekim kuvvetleri sağlar. Bu nedenle elektronların metalden, ayrılarak serbest hale geçmeleri için, frekansı yeterince yüksek bir ışık gereklidir. Eğer bu fotonların hν değeri, elektronları metale bağlayan enerjiye tam olarak eşit ise, ışık enerjisi metalden elektron koparmak için yeterlidir. Metal yüzeyine daha yüksek bir frekansa sahip ışık gönderilirse, bu durumda elektronların kopmaları yanı sıra, bir miktar kinetik enerjiye sahip olmaları söz konusudur.

Eşitlikte, KE kopan elektronun kinetik enerjisi, BE ise, elektronu metalde tutan bağlayıcı enerjidir. Bu eşitliğin yeniden düzenlenerek yazılmasıyla, aşağıdaki eşitlik elde edilir.

Fotonun enerjisi ne kadar büyük olursa, (yani frekansı yüksek) metalden kopan elektronun kinetik enerjisi de o kadar büyük olur.

ÖRNEK 2:

CEVAP

7.3. BOHR HĐDROJEN ATOMU KURAMI Yayılma Spektrumları 17. yy’da Newton güneş ışığının farklı renklerde bileşenlerde oluştuğunu ve bunların bir araya gelmesiyle beyaz ışığın meydana geldiğini göstermesiyle birlikte, kimyacılar ve fizikçiler, yayılma spektrumlarının özelliklerini incelemeye başlamışlardır. Bir maddeye, ısıtılarak veya başka yolla enerji aktarımı sonunda, o maddeye özgü yayılma spektrumu gözlenir. Gaz fazındaki atomların yayılma spektrumları ısıtılmış katılarda olduğu gibi dalga boyları kırmızıdan mora doğru değişen sürekli bir dağılım göstermektedir. Aksine, bu durumdaki atomlar görünür bölgenin değişik kesimlerinde parlak çizgiler oluştururlar. Oluşan bu çizgi spektrumları sadece maddenin kendine özgü dalga boylarında ışık yayılmalarıdır. Her elementin kendine özgü bir yayılma spektrumu vardır.

Đncelenen gaz, iki elektrot içeren bir boşalım tüpü içinde yer almaktadır. Negatif elektrottan pozitif elektroda doğru yol alan elektronlar, gazla çarpışırlar. Bu çarpışma süreci atomların ışık yaymalarına yol açar. Yayılan ışık bir prizma yardımıyla bileşenlerine ayrılır. Her renk bileşeni dalga boyuna göre belirli bir noktada odaklanır ve fotoğraf plakası üstünde yarığın renkli bir görüntüsü oluşur. Bu renkli görüntülere spektrum çizgileri denir.

Hidrojen Atomunun Yayılma Spektrumu Danimarkalı fizikçi Niels Bohr hidrojen atomunun yayılma spektrumuna yönelik kuramsal bir açıklama yapmıştır. Bohr’un bu çalışmalarından önce, fizikçiler atomların elektron ve protonlardan oluştuğunu bilmekteydiler. Atomları çekirdek etrafındaki dairesel yörüngelerde hızla dönen elektronlarla çevrili cisimler olarak tasarladılar. Hidrojen atomunun pozitif protonu ile negatif elektronu arasındaki elektrostatik çekim, elektronu içe doğru çekmekte ve bu kuvvet dairesel hareket halindeki elektronun dışa doğru olan ivmesi tarafından dengelenmektedir. Bohr’un atom modeli de dairesel yörüngelerde hareket eden elektronları içermesine karşın, Bohr buna çok önemli bir sınırlama getirmiştir. Hidrojen atomunun tek elektronunun sadece belirli yörüngelerde yer alabileceğini söylemiştir. Her yörüngenin belirli bir enerjisi olduğundan, izin verilen bu yörüngelerde hareket eden elektronların enerjileri de sabit değerlerde olmaları, yani kuantlaşmaları gerekir.

Bohr, enerji yüklenmiş bir hidrojen atomunun ışıma yapmasını, uyarılmış hidrojen atomundaki bir elektronun yüksek enerjili bir yörüngeden daha düşük bir yörüngeye düşmesiyle bir kuantum enerjisini ışık olarak yayınlamasına bağlamıştır. Bohr, hidrojen atomuna ait elektronun enerjilerini aşağıdaki eşitlik ile vermiştir.

Formüldeki RH, Rydberg sabiti olup, değeri 2.18x10-18J dür. Baş kuantum sayısı olarak adlandırılan n sayısı, 1, 2, 3,… gibi tam sayı değerini alabilir. Eşitlikteki – işareti kabul gereğidir ve çekirdeğe sonsuz uzaklıktaki serbest bir elektrona göre atomdaki elektronun daha düşük enerjili olduğunu belirtir. Serbest elektrona ilişkin enerjinin ise, sıfır olduğu varsayılır. Matematiksel olarak serbest elektronun enerjisinin sıfır olması, n’nin sonsuz ve E∞=0 olmasını gerektirir.

Elektron atom çekirdeğine yaklaştıkça ( n azaldıkça) En mutlak değer olarak büyür ancak daha negatif bir değer olur. Buna göre n=1 olduğunda, En en büyük – değerini alır ve bu durum en kararlı enerji haline karşılık gelir. Temel hal olarak adlandırılan bu durum, bir sistemin en düşük enerjili halidir. Elektron kararlılığı n=2, 3, … gibi yüksek değerleri aldıkça azalmaktadır. Bu seviyelerden her biri temel halden daha yüksek enerjili olup, uyarılmış hal olarak adlandırılır. Bohr modelindeki dairesel yörüngelere ilişkin yarıçaplar n2 ye bağlıdır. Bu nedenle n’nin 1 den 2 ye ve 3 e doğru artışı, yörünge yarıçaplarında çok büyük artışlara yol açar. Bir elektronun uyarılma derecesi ne kadar büyükse, çekirdekten uzaklığı da o kadar fazla olur. Bu duruma bağlı olarak elektron, çekirdek tarafından aynı derecede gevşek tutulur.

Atom üzerine gelen enerji soğurulduğunda, elektronun düşük enerjili bir halden daha yüksek enerjili bir hale uyarılmasına neden olur. Bunun tersi bir işlemde, yani bir elektronun yüksek enerjili halden düşük enerjili hale geçmesinde, foton şeklinde enerji yayınlanır. Bohr atomunda bir elektronun hareketi için gereken enerji, ilk ve son haller arasındaki enerji farkına bağlıdır. Yukarıda verilen eşitlik hidrojen atomuna uygulanırsa, elektronun ilk enerji seviyesini ni baş kuantum sayısı ile, yayınlanma sonucu geçtiği daha düşük enerji düzeyini ise ns ile gösterebiliriz. Söz konusu düşük enerjili hal temel hal yada nispeten düşük enerjili bir hal olabilmektedir. Başlangıç ve son haller arasındaki enerji farkı aşağıda verilmiştir.

Bu eşitliğe göre;

Bu elektronik geçiş, frekansı ν, enerjisi hν olan bir fotonun yayınlanmasına neden olduğundan, söz konusu enerji;

olarak yazılabilir. Bir foton yayınlandığında ni>ns tir. Bu durumda eşitliğin parantez içindeki terimleri, dolayısıyla ∆E eksi işaretli olur. Bunun tam tersine enerji soğurulduğunda ni
ÖRNEK 3:

CEVAP:

7.4. ELEKTRONUN ĐKĐLĐ DOĞASI De Brogli ışık dalgalarının parçacık seli gibi davranabilmesinden yola çıkarak; elektron gibi parçacıkların da dalga özelliği gösterebileceğini öne sürmüştür. De Brogli’ye göre çekirdeğe bağlı durumdaki bir elektron, duran bir dalga gibi davranmaktadır. Örneğin bu dalgalar gitar teli gibi gergin bir telin çekilmesi ile oluşturulabilir. Bu dalgalar tel boyunca hareket etmezler ve bu nedenle duran dalga olarak adlandırılırlar.

Titreşen telin üzerinde düğüm olarak adlandırılan bazı noktalar ise bütünüyle hareketsizdir ve bu noktalardaki dalga genliği daima sıfırdır. Telin her iki ucunda birer düğüm bulunmalıdır ancak uçlar arasında da düğüm bulunabilir. Titreşim frekansı ne kadar büyükse, durgun dalgaya ilişkin dalga boyu o denli kısa ve düğüm sayısı da fazla olacaktır.

De Brogli’nin görüşüne göre, hidrojen atomundaki elektronun durgun bir dalga gibi davranabilmesi için, dalga boyunun yörünge çevresine tam uyması gerekir. Aksi taktirde her tam dönme sonrası dalganın kısmen kendisini yok etmesi ve sonuçta dalga genliği sıfıra ulaşarak, dalganın ortadan kalkması durumu ortaya çıkacaktır.

De Brogli’nin bulguları, dalgaların tanecik, taneciklerin de dalga benzeri özellikler sergileyebilecekleri sonucuna ulaşılmasını sağlamıştır. De Brogli, tanecik ve dalga özelliklerinin aşağıdaki eşitlikle bir araya getirilebileceği sonucuna varmıştır.

Burada λ, m ve u hareketli bir taneciğe ilişkin dalgaboyu, kütle ve hızı belirtmektedir.

ÖRNEK 4:

CEVAP:

7.5. KUANTUM MEKANĐĞĐ Bohr yaklaşımı ile, helyum ve lityum gibi birden fazla elektron içeren atomların yayılma spektrumları açıklanamıyordu. Aynı şekilde manyetik bir alan uygulanması sonucu hidrojen spektrumunda ortaya çıkan yeni çizgilerde açıklanamıyordu. Ayrıca elektronların dalga özelliklerinin keşfi, bir dalganın korunumunu belirleme problemini de beraberinde getirmişti. Bir dalga gibi davranabilen atom boyutunda taneciklerin konumunun belirlenmesine yönelik olarak Alman fizikçi Werner Heinsenberg, adı ile anılan ünlü Heinsenberg belirsizlik ilkesini ortaya attı: Bir taneciğe ilişkin hem konum hem de momentum (kütle x hız) aynı anda tam olarak bilinemezdi. Hidrojen atomuna Heinsenberg belirsizlik ilkesi uygulandığında, elektronun aynı anda hem momentumunun hem de konumunun kesin bir şekilde bilinebilmesinin mümkün olamayacağı görülür.

Bu nedenle elektronun, tam olarak tanımlanmış yörüngelerde dönen bir tanecik olarak tasarlanması doğru değildir. 1926 yılında, karmaşık bir matematiksel teknikten yararlanan Avusturyalı fizikçi Erwin Schrödinger, Newton’un mokroskopik cisimleri için hareket yasalarına benzer bir şekilde, mikroskopik taneciklerin enerjilerini ve genel davranışlarını betimleyen bir denklem geliştirmiştir. Bu eşitlik Schrödinger eşitliği olarak bilinir. Bu eşitliğin, elektron gibi küçük taneciklerin hem kütle (m) ile ifade edilen tanecik davranışlarını, hem de dalga fonksiyonu ψ (psi) ile ifade edilen dalga davranışını birleştirdiğini bilmemiz gerekir. Bir elektronun uzayda herhangi bir bölgede bulunabilme olasılığı, dalga fonksiyonunun karesi ψ2 ile doğru orantılıdır. Buna göre, foton yoğunluğunun en yüksek olduğu yer, fotonun bulunma olasılığının en yüksek olduğu, değerinin en yüksek olduğu yer olacaktır.

yani ψ2

Hidrojen Atomunun Kuantum Mekaniksel Açıklaması Schrödinger denklemi hidrojen atomundaki elektronun bulunabileceği enerji düzeylerini ve karşılık gelen dalga fonksiyonlarını (ψ) açıklayabilmektedir. Bu enerji düzeyleri ve dalga fonksiyonları bir dizi kuantum sayıları ile gösterilir. Kuantum sayıları yardımıyla, hidrojen atomu için anlaşılabilir bir model oluşturulabilir. Kuantum

mekaniği,

bir

atomdaki

elektronun

tam

yerinin

belirlenemeyeceğini öngörmesine karşın, elektronun belirli bir zaman diliminde nerede bulunabileceğini açıklayabilmektedir. Elektron yoğunluğu kavramı, atomun belirli bir bölgesinde bir elektronun bulunma olasılığını verir. Bohr modeli ile atomun kuantum mekaniği arasındaki farkın vurgulanması için yörünge yerine atom orbitali terimi kullanılır. Buna göre atom orbitali, atom içindeki bir elektronun dalga fonksiyonu olarak düşünülebilir.

Hidrojen atomu çekirdeği etrafında elektron yoğunluğu dağılımının gösterimi

7.6. KUANTUM SAYILARI Kuantum

mekaniğinde,

hidrojen

ve

diğer

atomlardaki

elektron

dağılımlarını açıklamak için üç kuantum sayısı gereklidir. Bunlar, baş kuantum sayısı, açısal momentum kuantum sayısı ve manyetik kuantum sayısı olarak adlandırılır. Kuantum sayıları, atom orbitallerinin ve bu orbitallerde yer alan elektronların belirlenmesinde kullanılır. Spin kuantum sayısı olarak bilinen dördüncü kuantum sayısı ise, belirli bir elektronun davranışını açıklar. Baş Kuantum Sayısı (n) Baş kuantum sayısı (n) sadece 1, 2, 3, … gibi tam sayılarla ifade edilir. Örneğin hidrojen atomundaki orbital enerjilerini, n’in değeri belirler. Baş kuantum sayısı, belirli bir orbitaldeki elektronun çekirdeğe olan ortalama uzaklığıyla da ilişkilidir. Baş kuantum sayısı ne kadar büyük olursa, orbitaldeki elektronun çekirdeğe olan ortalama mesafesi ve buna göre de orbital o kadar büyük olur.

Açısal Momentum Kuantum Sayısı ( l ) Açısal momentum kuantum sayısı (l) orbitallerin şekillerini açıklar. Açısal momentum kuantum sayısının (l ‘nin) alabileceği değerler, baş kuantum sayısının değerine bağlıdır. Herhangi bir n değeri için l ‘nin alabileceği değerler 0 ile n-1 arasındaki tamsayılardır. Genellikle l ‘nin değerleri aşağıda gösterildiği gibi s, p, d, …. harfleri ile belirtilir.

Manyetik Kuantum Sayısı (ml) Manyetik kuantum sayısı (ml ), orbitalin uzaydaki yönlenmesini gösterir. Bir alt kabuk için ml ‘nin alabileceği değerler açısal momentum kuantum sayısına bağlıdır. Verilen bir l değeri için toplam (2 l+1) adet farklı ml değerleri bulunabilir.

Söz konusu bu üç kuantum sayısına yönelik incelemeyi, n=2 ve l =1 durumunu ele alarak tanımlayalım. Verilen n ve l

değerleri, 2p altkabuğunu

göstermektedir. Bu alt kabukta üç tane 2p orbitali bulunur. Çünkü ml nin alabileceği değerler -1, 0 ve 1’dir. Elektron Spin Kuantum Sayısı (ms) Hidrojen ve sodyum atomlarının yayılma spektrumlarına yönelik yapılan deneyler, dış bir manyetik alan uygulandığında spektrum çizgilerinin yarıldıklarını göstermektedir. Fizikçiler bu olayı ancak elektronları minik birer mıknatıs gibi varsayarak açıklayabilmişlerdir.

Şekilde elektronun saat yönü ve tersi yönünde olmak üzere

iki

olası

dönmesi

gösterilmiştir. Elektronun bu spin hareketlerinin

göz

önüne

alınmasıyla, spin kuantum sayısı (ms) olarak adlandırılan ve +1/2 ile

-1/2

değerlerini

alabilen,

dördüncü bir kuantum sayısını tanımlamışlardır.

7.7. ATOM ORBĐTALLERĐ Çizelge atom orbitalleri ile kuantum sayıları arasındaki ilişkiyi göstermektedir.

l = 0 olduğunda sadece 1 ml değeri söz konusudur. (2l +1) = 1 sadece 1 tane s orbitali olur l = 1 olduğunda 3 ml değeri söz konusudur. (2l +1) =3, 3 farklı p orbitali ortaya çıkar. l = 2 olduğunda 5 ml değeri söz konusudur. (2l +1) =5, 5 farklı d orbitali ortaya çıkar.

s Orbitalleri Đlke olarak bir elektronun her yerde bulunabilmesine karşın, çoğunlukla çekirdeğe oldukça yakın bulunduğu bilinmektedir. Şekilde hidrojenin 1s orbitalindeki elektron yoğunluğunun, çekirdekten uzaklaştıkça nasıl değiştiği gösterilmektedir. (a) Hidrojenin 1s orbitalindeki elektron yoğunluğunun, çekirdeğe olan uzaklığa karşı grafiği. Çekirdekten uzaklaştıkça, elektron yoğunluğunun hızla azaldığı görülür. (b) Hidrojenin sınır yüzey diyagramı

(c)

elektron

yoğunluğu

dağılımını daha gerçekçi göstermek için, 1s orbitali birbirini takip eden ince küresel kabuklar olarak verilir.

Şekilde hidrojenin 1s, 2s ve 3s sınır yüzey diyagramları gösterilmektedir. Tüm s orbitalleri, farklı büyüklüklerdeki küresel şekillere sahiptir ve kuantum sayısı arttıkça orbitalin büyüklüğü de artmaktadır.

p Orbitalleri p orbitalleri n = 2 baş kuantum sayısı ile başlar. l = 1 olduğundan, manyetik kuantum sayısı ml -1, 0, 1 değerlerini alabilmektedir. n = 2 ve l = 1 durumunda, 2px, 2py, 2pz olmak üzere üç tane p orbitali ortaya çıkar. p orbitallerinin alt indisleri, orbitallerin yönlendikleri eksenleri göstermektedir. Bu üç orbitalin enerjileri, büyüklükleri ve şekilleri özdeş olmasına karşın, yönlenişleri farklıdır.

Şekilde görüldüğü gibi orbitaller çekirdeğin iki zıt tarafında uzanan iki lop gibi düşünülebilir. Aynen s orbitallerinde olduğu gibi p orbitallerinin boyutları da 2p den 3p ye, 4p ye vs. baş kuantum sayısı ile artar.

d Orbitalleri Açısal momentum kuantum sayısı l = 2 olduğunda, beş farklı ml değeri ve buna bağlı olarak beş d orbitali ortaya çıkar. d orbitallerine ilişkin en küçük n değeri 3’tür. Şekilde görüldüğü gibi beş adet 3d orbitali ortaya çıkar. Aynen p orbitallerinde olduğu gibi ml değerine bağlı olarak, d orbitallerinin de farklı yönlenişleri söz konusudur. Bir atoma ilişkin tüm 3d orbitallerinin enerjileri özdeştir. Baş kuantum sayısının 3 ten büyük olduğu diğer d orbitallerinde de benzer durum söz konusudur.

ÖRNEK 5:

ÖRNEK 6:

Orbital Enerjileri Hidrojen atomundaki bir elektronun enerjisi sadece baş kuantum sayısına bağlıdır. Buna göre hidrojen orbitallerine ilişkin enerjilerin artması şu şekilde olur;

Hidrojen atomunun 2s ve 2p orbitallerine ait elektron yoğunluğu dağılımının farklı olmasına karşın, elektron bunlardan hangisinde yer alırsa alsın, aynı enerjiye sahip olacaktır. Hidrojen atomunun en kararlı hali, elektronunun 1s orbitalinde yer aldığı temel haldir. Bu orbitalde yer alan elektron, çekirdeğe en yakın konumda bulunduğundan, çekirdek tarafından en sıkı şekilde tutulacaktır. Hidrojen dışındaki çok elektronlu atomlara ilişkin enerji tablosu daha karmaşıktır. Bu tür atomlardaki elektronların enerjileri, baş kuantum sayısının yanı sıra açısal momentum kuantum sayısına da bağlıdır. Çok elektronlu atomlarda, 3d enerji düzeyi 4s enerji düzeyine çok yatkındır. Bir atomun toplam enerjisi sadece orbital enerjilerinin toplamına bağlı değildir, aynı zamanda bu orbitallerde yer alan elektronlar arası itme kuvvetine de bağlıdır. Buna göre bir atomda 4s orbitalinin 3d orbitalinden önce doldurulması, toplam enerjinin daha düşük olmasına neden olacaktır.

Şekilde çok elektronlu gösterilmektedir.

atomlarda

atom

orbitallerinin

doldurulma

sırası

7.8. ELEKTRON DAĞILIMI Dört kuantum sayısı (n, l, ml, ms) herhangi bir atomun herhangi bir orbitalindeki elektronu bütünüyle tanımlayabilmemize olanak verir. Örneğin 2s de yer alan bir elektrona ilişkin kuantum sayıları n = 2, l = 0, ml = 0 ve ms = +1/2 yada -1/2 olabilir. Kuantum sayılarının tümünün yazılması pek pratik olmadığından, basitleştirerek, (n, l, ml, ms) şeklinde ifade edilir. Yukarıda verilen örnekteki kuantum sayıları, ya (2, 0, 0, +1/2) ya da (2, 0, 0, -1/2) olacaktır. Farklı ms değerleri, bir orbital içindeki elektronun nasıl yönlendiğini gösterir. Çok elektronlu atomların elektron davranışlarını anlamak için, o atoma ilişkin elektron dağılımı, yani elektronların değişik atom orbitallerine ne şekilde yerleştiğini bilmemiz gerekir.

Hidrojen atomunun elektron dağılımı 1s1 dir.

Elektron dağılımı, elektronun spinini de gösteren orbital diyagramı yardımıyla da gösterilir.

Yukarı doğru ok, elektronun iki olası spininden birini belirtir. Kutu bir atom orbitalini göstermektedir.

Pauli Dışlama Đlkesi Çok

elektronlu

atomların

elektron

dağılımlarını

belirlemek

için

Avusturyalı fizikçi Wolfgang Pauli’nin adıyla anılan Pauli Dışlama Đlkesi kullanılır. Bu ilkeye göre, bir atomun herhangi iki elektronu, aynı dört kuantum sayısına sahip olamaz. Bir atomun iki elektronu da aynı n, l ve ml değerlerine sahip olsalar bile, ms değerleri mutlaka farklı olacaktır. Bunun anlamı, aynı orbitali sadece iki elektronun işgal edebileceği ve bu elektronların zıt yönlü spinlerde olması zorunluluğudur.

Diyamanyetizm ve Paramanyetizm Eğer Helyum atomunun iki elektronu aynı spine sahip olsaydı, bunların net manyetik alanlarının birbirlerini güçlendirmesi gerekirdi. Helyumun böyle bir elektron düzeni olması, helyum gazının paramanyetik olmasına neden olurdu.

Paramanyetik maddeler net olarak belirli sayıda eşleşmemiş elektrona sahiptirler ve mıknatıs tarafından çekilebilirler. Elektron spinleri eşleşmiş olmaları durumunda, manyetik etkiler birbirini yok eder. Buna göre, bir mıknatıs tarafından çok az itilen ve net olarak eşleşmemiş elektron bulunmayan maddeler, diyamanyetik maddelerdir. Diğer bir örnek olarak üç elektronu olan Lityum (Z = 3) atomunu inceleyelim. Lityumda üçüncü elektronun 1s orbitalinde yer almasıi Pauli Dışlama Đlkesine ters düşer. Bu nedenle, üçüncü elektron, enerji bakımından biraz daha yüksek olan 2s orbitaline girer. Buna göre Lityum atomunun elektron dağılımı 1s2 2s1 dir ve orbital diyagramı aşağıdaki gibidir.

Lityum metali paramanyetiktir.

Çok Elektronlu Atomlarda Perdeleme Etkisi Çok elektronlu bir atomda 2s orbitalinin 2p orbitalinden daha düşük enerjili olduğu deneysel olarak bulunmuştur. Şekilde 1s, 2s ve 2p orbitallerine ilişkin radyal olasılıklar

görülmektedir.

2s

ve

2p

orbitalleri 1s orbitalinden daha büyük olduğundan, bu orbitallerden birinde yer alan bir elektron zamanının daha büyük bir kısmını çekirdekten, 1s dekine göre, daha uzakta geçirecektir. Bu durumda 2s ve 2p elektronları

1s

elektronları

tarafından

kısmen perdelenecek ve çekirdeğin çekim etkisini daha az hissedeceklerdir.

Çekirdekten uzaklaştıkça elektron yoğunluğundaki değişim, orbital türüne bağlıdır. 2s elektronu, 2p elektronuna göre, zamanının büyük bir kısmını çekirdekten biraz daha uzakta geçirmesine karşın, çekirdek yakınındaki yoğunluğu daha fazladır. Bu nedenle 2s orbitali 2p orbitaline göre daha girgindir. Sonuçta, 1s elektronlarının 2s elektronu üzerindeki perdeleme etkisi daha az olacak ve çekirdek tarafından daha sıkı tutulacaktır. Gerçekten de aynı baş kuantum sayısında, açısal momentum kuantum sayısı l arttıkça, elektronların çekirdek tarafından çekilme gücü azalır.

Bir elektronun kararlılığı, çekirdekle arasındaki çekim gücünün kuvvetine bağlıdır. Buna göre 2s elektronunun 2p elektronuna göre daha düşük enerjili olması beklenir.

Berilyum atomunun temel haldeki elektron dağılımı 1s2 2s2 dir. Berilyum diyamagnetiktir.

Borun elektron dağılımı (Z=5) ise 1s2 2s22p1 dir.

Eşleşmemiş elektron 2px, 2py yada 2pz orbitallerinden herhangi birinde olabilir.

Hund Kuralı Karbonun elektron dağılımı (Z=6) 1s2 2s2 2p2 dir. Aşağıda bu atomun p orbitalindeki elektronların olası dağılımı verilmiştir.

Bu dağılımlardan hiç biri Pauli dışlama ilkesine aykırı değildir. Ancak içlerinden en kararlı olanı hangisidir ? Alman fizikçi Frederick Hund’un adıyla anılan Hund Kuralı bu sorunun cevabını vermektedir. Hund kuralına göre, bir alt kabuktaki elektronların en kararlı dağılımı, paralel spinin en fazla olduğu haldir. Verilen düzenlemeler arasında sadece (c) bu koşulu sağlamaktadır.

Buna göre karbona ilişkin orbital diyagramı aşağıdaki gibidir.

Azotun elektron dağılımı ( Z=7) ise 1s2 2s2 2p3 dür.

Oksijenin elektron dağılımı ( Z=8 ) 1s2 2s2 2p4 dür.

Florun elektron dağılımı ( Z=9 ) 1s2 2s2 2p5 dir.

Neonda ( Z=10 ) 2p alt kabuğu tamamen dolmuştur. Neonun elektron dağılımı 1s2 2s2 2p6 dır.

Elektronların Atom Orbitallerine Dağılım Kuralları Verilen örneklere dayanarak; belirli bir n değerindeki altkabuk ve orbitallerde yer alabilecek en fazla elektron sayısını belirlemek için genel bazı kurallar verilebilir.

1- Baş kuantum sayısı n olan her kabuk, n tane alt kabuğa sahiptir. 2- Açısal momentum kuantum sayısı l olan her kabukta (2l + 1) tane orbital yer alır. 3- Her orbitale en fazla iki elektron yerleştirilebilir. Bu nedenle maksimum elektron sayısı, orbital sayısının iki katıdır. 4- Bir atomun n ana kabuğuna alabileceği maksimum elektron sayısı 2n2 dir.

7.9. YERLEŞTĐRME ĐLKESĐ Şimdiye kadar gördüğümüz 10 elementin elektron dağılımını yazmada kullanılan kurallar, diğerlerinin dağılımlarını yazmak içinde kullanılabilir. Bu yöntem Aufbau ilkesine dayanır. Aufbau ilkesi, elektronların atom orbitallerine teker teker eklenmesini öngörmektedir. Bu kuralı uygularken, elementlerin temel hal elektron dağılımları hakkında ayrıntılı bilgi elde ederiz. Periyodik çetvelde Hidrojenden ( Z=1 ) başlayarak Darmstadtiyum’a ( Z=110 ) kadar elementlerin temel hal elektron dağılımları verilmektedir. Dikkat edilecek olursa Sodyumdan (Na) (Z=11) argona (Ar) (Z=18) kadar olan elementlerin, dış kabuk elektron dağılımları, lityumdan (Li) (Z=3) neona (Ne) (Z=10) kadar olanlarla büyük benzerlik göstermekterdir.

Daha

öncede

bahsedildiği

gibi,

çok

elektronlu

atomlarda

3d

altkabuklarından önce 4s altkabukları dolar. Buna göre potasyum (K) (Z=19) elektron dağılımı kısaca [Ar]4s1 olarak yazılabilir. Bu yazım tarzında [Ar], "argon göbeğini" temsil etmektedir. Deneysel kanıtlar, potasyumun en dış kabuğundaki elektronun 3d ye değil 4s ye yerleştiğini göstermektedir.

Skandiyumdan (Sc) (Z=21) bakıra (Cu) (Z=29) kadar olan elementler geçiş metalleridir. Geçiş metalleri ya tam dolmamış d altkabuklarına sahiptirler; ya da tam dolmamış d altkabuklarına sahip olan metal katyonlarına kolayca dönüşürler.

Geçiş metallerinde iki düzensizlik söz konusudur. Kroma (Cr) (Z=24) ilişkin elektron dağılımı beklenen [Ar]4s23d4 dağılımı yerine [Ar]4s13d5 dağılımında olur. Aynı durum bakır (Cu) (Z=29) içinde geçerli olup elektron dağılımı beklenenin aksine [Ar]4s23d9 değil [Ar]4s13d10 dur. Bu düzensizliklerin nedeni yarı dolu 3d5 ve tam dolu 3d10 alt

kabuklarının

biraz

daha

fazla

kararlılık göstermesiyle açıklanabilir.

Çinkodan (Zn) (Z=30) kriptona (Kr) (Z=36) kadar olan elementlerde 4s ve 4p altkabukları kurallara uygun olarak dolar.

Rubidyumdan (Rb) (Z=37) itibaren, elektronlar n = 5 enerji düzeyine dolmaya başlarlar.

Đkinci geçiş metalleri serisinin itriyumdan (Y) (Z=39) gümüşe (Ag) (Z=47) kadar elektron dağılımları da bazı düzensizlikler gösterir. Ancak bunların ayrıntıları burada incelenmeyecektir.

Periyodik çizelgenin 6.periyodu, elektron dağılımı [Xe]6s1 olan sezyum (Cs) (Z=55) ve [Xe]6s2 olan baryum (Ba) (Z=56) ile başlar. Bunların ardından lantan (La) (Z= 57) gelir. 6s orbitali dolduktan sonra, yeni elektronun 4f orbitaline yerleşmesi gerekir. Ancak 5d ve 4f orbitallerinin enerjileri birbirine çok yakındır. Hatta Lantanın 4f enerjisi 5d den biraz daha yüksektir. Bu yüzden Lantanın elektron dağılımı [Xe]6s24f1 yerine [Xe]6s25d1 olur.

Lantanı izleyen 14 element (seryum (Z=58) den lutesyum (Z=71) e kadar) lantanitler yada nadir toprak metalleri diye adlandırılır.

Toryum ile başlayan son sıra elementleri, aktinit serisi olarak bilinirler. Bu seride yer

alan

elementlerin

elementlerdir.

çoğu,

doğada

bulunmayan

ancak

sentezlenebilen

Elementlerin periyodik çizelgede altkabuklarının dolmasına göre sınıflandırılması

PERĐYODĐK ÇĐZELGE


8.1. PERĐYODĐK ÇĐZELGENĐN GELĐŞMESĐ 8.2. ELEMENTLERĐN PERĐYODĐK SINIFLANDIRILMASI Katyon ve Anyonların Elektron Dağılımları 8.3.FĐZĐKSEL ÖZELLĐKLERDEKĐ PERĐYODĐK DEĞĐŞĐMLER Etkin Çekirdek Yükü Atom Yarıçapları Đyon Yarıçapı 8.4. ĐYONLAŞMA ENERJĐSĐ 8.5. ELEKTRON ĐLGĐSĐ 8.6.

BAŞ

GRUP

ELEMENTLERĐ

KĐMYASAL ÖZELLĐKLERĐ

VE

SOYGAZLARIN

8.1. PERĐYODĐK ÇĐZELGENĐN GELĐŞMESĐ Đlk olarak 1864 yılında Đngiliz kimyacı John Newlands, bilinen elementlerin atom kütlelerine göre sıraya dizildiklerinde, her 8 elementin benzer özelliklere sahip olduğunun farkına vardı fakat ortaya koyduğu bu yasanın kalsiyumdan sonraki elementler için yetersiz olduğu ortaya çıktı. Beş yıl sonra Rus kimyacı Dimitri Mendelyev ve Alman kimyacı Lothar Meyer, birbirlerinden bağımsız olarak, elementler için çok geniş ve kapsamlı bir çizelge önerdiler. Mendelyev’in sınıflandırması, iki nedenden ötürü Newlands’ın kine göre daha üstündü. Birincisi, Mendelyev elementleri özelliklerine göre çok doğru şekilde gruplandırmıştı. Đkincisi ise, henüz keşfedilmemiş bazı elementlerin özelliklerini tahmin etmişti.

8.2. ELEMENTLERĐN PERĐYODĐK SINIFLANDIRILMASI Periyodik çizelge hidrojenle başlar ve alt kabuklar sırayla dolar. Dolmaya başlayan alt kabuğun tipine göre elementler; baş grup elementleri, soy gazlar, geçiş elementleri, lantanitler ve aktinitler gibi sınıflara ayrılırlar. Baş grup elementleri 1A ve 7A grubuna kadar olan elementleri içerir ve bu elementlerin hepsinde, en yüksek baş kuantum sayısının s ve p alt kabukları tam olarak dolmamıştır. Helyumu saymazsak, soy gazların hepsinde (8A grubu) p alt kabuğu tam olarak dolmuştur. Geçiş metalleri yada geçiş elementleri 1B deki ve 3B den 8B ye kadar olan elementlerdir. Bunlar ya tam dolmamış ya da iyonlarında tam dolmamış d alt kabuğu taşırlar. 2B grubu elementleri Zn, Cd ve Hg dır. Bunlar ne baş grup elementi nede geçiş metalidir. Lantanitler ve aktinitler f alt kabukları tam dolu olmadığı için, f-bloğu geçiş elementleri olarak adlandırılırlar.

1A grubu elementlerinin her biri bir soy gaz çekirdeğine ve bir ns1 dış elektron dağılımına sahiptir. Benzer şekilde 2A metalleri de bir soy gaz çekirdeğine ve bir ns2 dış elektron dağılımına sahiptir. Bir atomun dış elektronları genellikle değerlik elektronları adını alır.

Katyon ve Anyonların Elektron Dağılımları Bir çok iyonik bileşik, tek atomlu anyonlar ve/veya katyonlardan oluşur. Đyonların

elektron

kullandığımız

dağılımını

yöntemi

biraz

yazmak

istediğimizde

değiştirmemiz

gerekir.

nötür Đyonları

atomlar iki

için grupta

inceleyebiliriz. Baş Grup Elementlerinden Türemiş Đyonlar Bu elementlerin nötür atomlarından bir katyon oluşurken, en yüksek n sayısına sahip tabakadan bir yada daha fazla elektron uzaklaşır.

Anyon oluşumunda ise, en yüksek n sayısına sahip elektron tabakasına bir yada daha fazla elektron gelir.

Aynı sayıda elektrona sahip atomlar ile iyonlar veya aynı sayıda elektrona sahip olan iyonların temel haldeki elektron dağılımları aynıdır. Elektron sayıları eşit olan bu gibi atom veya iyonlara izoelektronik denir. izoelektroniktir.

Örneğin F-, Na+ ve Ne

Geçiş Metallerinden Türemiş Katyonlar Bir önceki derste ilk sıradaki geçiş metallerinde, 3d orbitallerinden önce daima 4s orbitallerinin dolduğunu gördük. Mangan elementini göz önüne alırsak, elektron dağılımı [Ar]4s23d5 dir. Mn2+ iyonu oluştuğu zaman, oluşan iyonun elektron dağılımının [Ar]4s23d3 olacağını bekleriz. Halbuki, Mn2+ iyonunun elektron dağılımı [Ar]3d5 dir. Mn da 3d orbitallerinden önce daima 4s orbitalleri doluyor olmasına karşın, Mn2+ iyonu oluşurken 3d orbitali 4s orbitalinden daha kararlı olduğu için, elektronlar 3d orbitalinden değil, 4s orbitalinden uzaklaşır. Bu nedenle, bir geçiş metali atomundan bir katyon oluştuğu zaman elektronlar daima önce ns orbitalinden ve daha sonra (n-1)d orbitalinden uzaklaşır.

8.3.FĐZĐKSEL ÖZELLĐKLERDEKĐ PERĐYODĐK DEĞĐŞĐMLER Etkin Çekirdek Yükü Bir önceki konuda, çok elektronlu atomlarda çekirdeğe yakın elektronların dış kabuk elektronları üzerine perdeleyici etkileri olduğunu belirtmiştik. Perdeleyici elektronların varlığı, çekirdekteki pozitif yüklü protonlarla dış elektronlar arasındaki elektrostatik çekimi zayıflatır. Etkin çekirdek yükü (Zetkin), bir elektron tarafından hissedilen yüktür ve

formülü ile verilir. Burada Z gerçek çekirdek yüküdür yani elementin atom numarasıdır ve σ (sigma) perdeleme sabiti olarak bilinir. Perdeleme sabiti sıfırdan büyük Z den küçüktür. Atom Yarıçapları Atomun yarıçapı, komşu iki metal atomunun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısıdır.

Etkin çekirdek yükü arttığında çekirdeğin elektronlar üzerine uyguladığı kuvvet de artar ve atom yarıçapları küçülür. Örneğin Li dan F a kadar olan elementleri göz önüne alalım. Soldan sağa doğru ilerlediğimizde çekirdek yükü artarken iç kabuktaki (1s2) elektron sayısının sabit kaldığı görülür. Artan çekirdek yükü nedeniyle çekirdeğe eklenen elektronlar aynı kabukta olduklarından, birbirlerini etkin bir şekilde perdelemezler. Sonuç olarak baş kuantum sayısı sabit kalırken etkin çekirdek yükü düzenli olarak artar. Etkin çekirdek yükü artarken de doğal olarak atom yarıçapı düzenli bir şekilde azalır.

Bir grup içerisindeki elementlerde atom numarası arttıkça atom yarıçapıda artar. 1A grubundaki alkali metallerde en dıştaki elektronlar ns orbitalinde bulunurlar. Artan baş kuantum sayısı n ile birlikte, orbital hacimleride arttığı için Li dan Cs a doğru metal atomlarının hacmi de artar. Hacminin artmasıda atom yarıçapının artması demektir.

Đyon Yarıçapı Đyon yarıçapı; bir katyon veya bir anyonun yarıçapıdır. Nötür bir atom bir iyona dönüştüğünde hacminin değişmesi beklenir. Eğer atomdan bir anyon oluşursa yarıçapı artar, çünkü çekirdek yükü aynı kalırken gelen elektron veya elektronların neden olduğu itme kuvvetleri elektron bulutunun hacmini genişletir. Diğer taraftan, atomdan bir veya daha fazla elektron uzaklaşırsa, elektron itmesi azalır, ancak çekirdek yükü aynı kaldığından elektron bulutu büzülür ve katyonun hacmi atomdan daha küçük olur. Farklı gruplardaki elementlerden türemiş olan iyonlar, eğer izoelektronik iseler, hacimleri karşılaştırılabilir. Đzoelektronik iyonlarda katyonlar anyonlardan daha küçük hacme sahiptir. Örneğin Na+ iyonu F- dan daha küçüktür. Bu iyonların her ikisi de aynı sayıda elektrona sahiptir fakat Na+ (Z = 11), F- (Z = 9) dan daha fazla protona sahiptir. F- un yarıçapının büyük olmasının nedeni Na+ nın sahip olduğu büyük etkin çekirdek yüküdür.

8.4. ĐYONLAŞMA ENERJĐSĐ En dıştaki elektronların kararlılığı doğrudan atomun iyonlaşma enerjisi ile bağlantılıdır. Đyonlaşma enerjisi, gaz halindeki bir atomun temel halinden bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli olan minimum enerjidir. Atomlar gaz fazında olması gerekir. Çünkü gaz halindeki atomlar çevresindeki komşu atomlardan ve moleküller arası kuvvetlerden hemen hemen hiç etkilenmezler. Bu koşullarda ölçülen enerji miktarı iyonlaşma enerjisidir. Đyonlaşma enerjisinin büyüklüğü atomdaki elektronun ne kadar sıkı tutulduğunun bir ölçüsüdür. Đyonlaşma enerjisi yüksek ise elektronu atomdan uzaklaştırmak son derece zordur. Çok elektronlu bir atomda, atomun temel halinden ilk elektronu uzaklaştırmak için gerekli olan enerjinin miktarı birinci iyonlaşma enerjisi (I1) olarak tanımlanır.

Đkinci iyonlaşma enerjisi (I2) ve üçüncü iyonlaşma enerjisi (I3) aşağıdaki eşitlikte gösterilmiştir.

Bir atomdan bir elektron uzaklaştığı zaman, kalan elektronlar arasında itme kuvveti azalır. Çekirdek yükü sabit kaldığından, pozitif yüklü iyondan başka bir elektronu uzaklaştırmak için daha fazla enerji gerekir. Bu nedenle, iyonlaşma enerjisi yandaki sırayla değişir. Đyonlaşma daima endotermik (ısı alan) bir işlemdir. Elementlerin birinci iyonlaşma enerjilerinin bir periyotta atom numarasıyla birlikte arttığına dikkat edilmelidir. Bunun nedeni, etkin çekirdek yükünün soldan sağa doğru artmasıdır. Etkin çekirdek yükünün büyük olması, dış elektronun çok sıkı tutulduğu anlamına gelir. Soy gazların iyonlaşma enerjileri çok yüksektir ve sebebi temel haldeki elektron dağılımlarının çok kararlı olmasıdır.

1A grubu elementlerinin birinci iyonlaşma enerjileri çok düşüktür. Bu elementler birer değerlik elektronuna sahiptir ve bu elektron tamamen dolu olan iç kabuklardaki elektronlar tarafından etkili bir şekilde perdelenir. Bu nedenle, dış kabuktaki bu elektron, kolayca uzaklaştırılabilir ve atom tek pozitif yüklü iyona dönüşür.

8.5. ELEKTRON ĐLGĐSĐ Elektron ilgisi, gaz halindeki bir atomun bir elektron alarak anyona dönüştüğünde meydana gelen enerji değişimi, olarak tanımlanır. Đşareti negatiftir.

Gaz halindeki bir flor atomunun bir elektron almasıyla oluşan tepkimeyi inceleyecek olursak;

Florun elektron ilgisinin değeri +328 kJ/mol olarak gösterilir. Bir elementin elektron ilgisinin değeri çok pozitif ise elektron kabul etme eğilimi büyük demektir. Elektron ilgisi bir başka şekilde de; anyondan bir elektron koparmak için gerekli olan enerji miktarı olarak tanımlanır. Florür için aşağıdaki denklem yazılabilir;

Đyonlaşma enerjisinin değerinin yüksek olması, atomdaki elektronun çok kararlı olduğunu, elektron ilgisinin değerinin pozitif olması da, negatif iyonun çok kararlı olduğunu, yani atomun elektronu almaya karşı çok istekli olduğunu belirtir. Periyod boyunca soldan sağa doğru elektron ilgisinin arttığı görülmektedir. Grup içerisinde elektron ilgilerinin değişimi genellikle küçüktür. 7A grubu elementleri, yani halojenler, en yüksek elektron ilgisine sahiptir. Çünkü halojen atomu bir elektron kazandığında hemen sağındaki soy gazın kararlı elektron dağılımına sahip olur. Oksijen atomunun elektron ilgisi pozitiftir (141 kJ/mol), yani ekzotermik bir tepkimedir. Tepkimenin denklemi şöyle yazılabilir:

Diğer yandan O- iyonunun elektron ilgisi son derece negatiftir (-780 kJ/mol) ve tepkime denklemi;

O2- iyonu bir soy gaz olan Ne ile izoelektronik olmasına rağmen, endotermiktir. Bu tepkime gaz fazında oluşmaya yatkın değildir, çünkü ilave olarak gelen elektronla, mevcut elektron arasındaki itme sonucu meydana gelen kararsızlık, soy gaz yapısına ulaşmakla kazanılan kararlılıktan daha büyüktür. O2- gaz fazında kararsız olmasına karşın, katı iyonik bileşiklerde, örneğin, Li2O, MgO vb. oldukça kararlı bir iyondur. Katı bileşiklerdeki O2- iyonu komşu katyonlar tarafından kararlı hale getirilir.

8.6. BAŞ GRUP ELEMENTLERĐ VE SOYGAZLARIN KĐMYASAL ÖZELLĐKLERĐ Hidrojen (1s1) Periyodik çizelgede hidrojen için uygun bir konum yoktur. Hidrojen geleneksel olarak 1A grubunda gösterilse de, aslında kendi başına bir grup olabilir.

1A Grubu Elementleri (ns1, n≥2)

Bu grup elementler alkali metaller olarak bilinir. Đyonlaşma enerjileri düşüktür. Yaptıkları bileşiklerin büyük çoğunda 1+ yüklü iyonlar oluştururlar. Doğada asla saf halde bulunmazlar. Suyla tepkimeye girerek hidrojen gazı ve karşılık gelen metal hidroksitleri verirler. Hava ile temas ettikleri zaman oksijenle birleşerek oksitlerini oluştururlar.

2A Grubu Elementleri (ns2, n≥2)

Toprak alkali metalleri olarak bilinirler. Alkali metallere göre etkinlikleri biraz azdır. Birinci ve ikinci iyonlaşma enerjileri Berilyumdan Baryum’a doğru azalır. Toprak alkali metaller M2+ iyonlarını oluşturma eğilimindedirler. Berilyum su ile tepkimeye girmezken, magnezyum su buharı ile tepkimeye girer. Buna karşılık kalsiyum, stronsiyum ve baryum soğuk suda bile tepkimeye girer. Toprak alkali metallerin oksijene karşı olan etkinlikleri Berilyum’dan Baryum’a doğru artar.

3A Grubu Elementleri (ns2 np1 , n≥2)

3A grubunun ilk üyesi olan Bor yarı metal, diğer üyeleri metaldir. Bor ikili iyonik bileşikler oluşturmaz, oksijen gazı ve su ile tepkime vermez. Aluminyum havada bırakıldığında kolayca aluminyum oksit bileşiğini oluşturur. Aluminyum yalnızca 3+ yüklü iyonlar oluşturur. 3A grubunun diğer elementleri ise hem 1+ hem de 3+ yüklü iyonlar oluşturur.


Karbon bir ametaldir. Silisyum ve Germanyum ise yarı metaldir. Kalay ve Kurşun ise metaldir. 4A grubu elementleri hem 2+ hem de 4+ yükseltgenme basamağına sahip bileşikleridir.


Azot ve fosfor ametal, arsenik ve antimon yarı metal, bizmut ise metaldir. Bu yüzden grup içinde elementlerin özelliklerinde büyük değişimler beklenebilir.


Oksijen, Kükürt ve Selenyum ametal, Tellür ve Polonyum yarı metaldir. Oksijen iki atomlu bir gazdır. Elementel kükürt ve selenyumun molekül formülleri S8 ve Se8 dir. Tellür ve Polonyum kristal yapılar oluştururlar. Polonyum radyoaktif bir element olduğu için laboratuarda çalışılması zordur.


7A grubu elementleri halojenürlerdir ve tümü ametaldir. X2 genel formülü ile gösterilirler. Etkinlikleri çok yüksek olduğundan doğada asla element halde bulunmazlar. 7A grubunun son elementi olan Astatin rodyoaktif bir elementtir ve özellikleri hakkında çok az şey bilinmektedir. Halojenlerden türeyen anyonlar halojenürlerdir.


Soy gazlar olarak bilinirler. Tamamı tek atomlu halde bulunur. Atomlarında ns ve np alt kabukları tamamen doludur ve bu doluluk kararlı olmalarını sağlar. 8A grubunun iyonlaşma enerjileri bütün elementler arasında en yüksek değerlere sahiptir.

KĐMYASAL BAĞLAR-I KOVALENT BAĞ


9.1. LEWĐS NOKTA SĐMGELERĐ 9.2. KOVALENT BAĞ 9.3.ELEKTRONEGATĐFLĐK Elektronegatiflik ve Yükseltgenme Basamağı 9.4. LEWĐS YAPILARININ YAZILMASI 9.5. FORMAL YÜK VE LEWĐS YAPISI 9.6. REZONANS KAVRAMI 9.7. OKTET KURALINDAN SAPMALAR Eksik Oktet Tek elektronlu Moleküller Genişlemiş Oktet 9.8. BAĞ ENERJĐSĐ Bağ Enerjilerinin Termokimyasal Kullanımı

9.1. LEWĐS NOKTA SĐMGELERĐ Gilbert Lewis tarafından formüllendirilmiş tanımlamaya göre; atomlar çok daha kararlı bir elektron dağılımı oluşturmak için bir araya gelirler. Bir atom, bir soy gazla aynı elektron dağılımına sahip olduğunda, en kararlı dağılıma ulaşır. Atomlar, kimyasal bir bağ oluşturmak için birbirleriyle etkileştiklerinde, yalnızca en dış kısımları temas eder. Bu nedenle, kimyasal bağlanmayı incelerken öncelikle atomların değerlik elektronları göz önüne alınır. Lewis nokta simgesi, elementin simgesi ve elementin atomundaki her bir değerlik elektronuna karşılık gelen bir noktadan oluşur.

9.2. KOVALENT BAĞ Bu konudaki ilk büyük öneri, Gilbert Lewis’in bir kimyasal bağın, elektronların paylaşımıyla gerçekleşebileceği şeklindeki açıklaması olmuştur. Lewis, H2 deki kimyasal bağ oluşumunu şu şekilde göstermiştir.

Bu tür bir elektron eşleşmesi, iki elektronun iki atom tarafından paylaşılmasıyla oluşan kovalent bağa örnektir. Kovalent bileşikler sadece kovalent bağlar içeren bileşiklerdir. Kolaylık olsun diye, paylaşılan elektron çiftleri genellikle tek bir çizgi ile gösterilir. Çok elektronlu atomlar arasındaki kovelent bağlanma sadece değerlik elektronları kullanılarak gerçekleşir. Örneğin, F2 molekülünü göz önüne alalım. F un elektron dağılımı 1s2 2s2 2p5 şeklindedir.

1s elektronları düşük enerjilidir ve zamanlarının çoğunu çekirdeğe yakın olarak geçirirler. Bu nedenle bağ oluşumuna katılmazlar. F yedi değerlik elektronuna sahiptir. F atomunda sadece bir tane eşleşmemiş elektron vardır. F2 molekülünün oluşumu aşağıdaki gibi gösterilir.

F2 oluşumuna yalnızca iki değerlik elektronu katılır, diğer bağ yapmayan elektronlar, yani kovalent bağlanmaya katılmayan değerlik elektron çiftleri, ortaklanmamış çiftler olarak adlandırılır.

Kovalent bileşikleri göstermek için kullandığımız H2 ve F2 gibi yapılara Lewis yapılar denir.

Lewis yapısı, kovalent bağlanmanın bir gösterimidir. Bu yapıda iki atom arasında paylaşılan elektronlar nokta çiftleri ya da çizgiler, ortaklanmamış elektronlar ise atomlar üzerinde nokta çiftleri olarak gösterilir. Lewis yapısında sadece değerlik elektronları gösterilir. Suyun Lewis yapısını aşağıdaki gibi yazabiliriz:

F2 ve H2O moleküllerinde, F ve O atomları elektronlarını paylaşarak, kararlı soy gaz elektron dağılımına ulaşmayı başarmışlardır.

Bu moleküllerin oluşumu Lewis tarafından geliştirilen oktet kuralı’nı göstermektedir. Bu kurala göre, hidrojen dışındaki atomlar sekiz değerlik elektronu ile çevrilinceye kadar bağlar oluşturma eğilimindedirler. Atomlar farklı türde kovalent bağlar oluşturabilirler. Tekli bir bağda, iki atom bir elektron çiftiyle bir arada tutulur. Bazen iki atom iki yada daha fazla elektron çiftini paylaşabilir. Böyle bağlara çoklu bağlar denir. Eğer iki atom, iki elektron çiftini paylaşırsa, oluşan kovalent bağa ikili bağ denir. elektron çiftini paylaşırsa bir üçlü bağ oluşur.

Đki atom üç

Çoklu bağlar tekli kovalent bağlardan daha kısadır. Bir molekülde kovalent bağla bağlı iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığa bağ uzunluğu, denir.

9.3.ELEKTRONEGATĐFLĐK Kovalent bağ, bir elektron çiftinin iki atom tarafından paylaşılmasıdır. H2 gibi, atomları aynı olan bir molekülde elektronların eşit paylaşılmasını; yani elektronların her bir atom etrafında aynı oranda zaman geçirmesini

bekleriz.

Bununla birlikte kovalent bağla bağlı HF molekülünde, H ve F atomları bağ elektronlarını eşit olarak paylaşmaz. Çünkü H ve F farklı atomlardır. HF deki bağa polar kovalent bağ yada kısaca polar bağ denir. Çünkü elektronlar

bir

atomun

etrafında

diğerinden daha çok zaman geçirirler.

Elektronegatiflik

göreceli

bir

kavramdır

ve

bir

elementin

elektronegatifliği sadece diğer elementlerin elektronegatifliğine bağlı olarak ölçülebilir. Periyodik çizelgede, bir periyot boyunca soldan sağa doğru gidildikçe elementlerin metal özellikleri azalırken, elektronegatiflikleri artar. Gruplarda ise atom numarası ve metal özellikleri artarken elektronegatiflik azalır. Elektronegatiflikleri

oldukça

farklı

olan

elementlerin

atomları,

birbirleriyle iyonik bağ oluşturma eğilimindedirler. Çünkü daha az elektronegatif olan element, daha fazla elektronegatif olan elemente elektron yada elektronlar verir. Birbirine yakın elektronegatiflikteki elementlerin atomları birbiriyle polar kovalent bağlar oluştururlar. Çünkü elektron yoğunluğundaki kayma genellikle azdır. Kovalent bağların çoğu ametal elementlerin atomları arasında meydana gelir. Sadece aynı elementin atomları birbirleri ile tam kovalent bağ yaparlar.

Polar bağlar, elektronların kesinlikle eşit bir şekilde paylaşıldığı kovalent bağ (apolar) ile elektron aktarımının hemen hemen tam olduğu iyonik bağ arasında bir bağ gibi düşünülebilir. Apolar bir kovalent bağı, polar bir kovalent bağdan ayırt etmemize yardımcı olacak özellik, bir atomun kimyasal bir bağdaki elektronları kendine çekme yeteneğinin bir ölçüsü olan elektronegatifliktir. Elektronegatifliği yüksek olan elementler, elektronegatifliği düşük olan elementlere göre elektronları daha fazla kendilerine çekme eğilimindedirler. Yüksek elektron ilgisi ve yüksek iyonlaşma enerjisi olan flor gibi bir atomun elektronegatifliği de yüksek olacaktır. Diğer taraftan, sodyum düşük elektron ilgisi, düşük iyonlaşma enerjisi ve dolayısıyla düşük elektronegatifliğe sahiptir.

Polar kovalent bağ ile iyonik bağ arasında kesin bir ayrım yoktur. Fakat şu kurallar

kabaca

yol

gösterici

olabilir.

Bağ

yapan

atomlar

arasındaki

elektronegatiflik farkı 2.0 yada daha fazla ise iyonik bağ oluşur. Atomlar Arassındaki elektronegatiflik farkı 0.5-1.6 arasındaysa polar kovalent bağ oluşur. Eğer elektronegatiflik farkı 0.3 ün altındaysa, bağ ya tam apolar yada polarlığı çok az kovalent bağ olur.

Elektronegatiflik ve Yükseltgenme Basamağı Bir molekülde, elektronlar bir atomdan daha elektronegatif olan diğer atoma tamamıyla aktarılmışsa, yükseltgenme basamağı bu işlem sonucunda atomların sahip olduğu yükün sayısıdır. Oksijen atomu, hidrojen peroksit (H2O2) hariç, bileşiklerinde genellikle -2 yükseltgenme basamağına sahiptir.

En elektronegatif elementler ametallerdir. (5A-7A grupları) En az elektronegatif olan elementler alkali ve toprak alkali metaller (1A-2A grubu) ve aluminyumdur.

9.4. LEWĐS YAPILARININ YAZILMASI Oktet kuralı ve Lewis yapıları kovalent bağlanmayı her zaman tam olarak açıklamasa bile; moleküllerin özelliklerini, tepkimelerindeki davranışlarını ve birçok bileşikteki bağlanma şeklini açıklamakta oldukça başarılıdır. Lewis yapıları şu kurallara göre yazılır: 1- Atomların simgelerini ve aralarındaki bağları yazıp bileşiğin iskelet yapısını oluşturunuz. Genellikle elektronegatifliği en az olan atom merkez atomdur. Lewis yapısında, hidrojen ve flor genellikle uç konumlara yerleşir. 2- Toplam değerlik elektronları sayısını belirleyiniz. 3- Merkez atomu ve onu çevreleyen her bir atom arasına tekli kovalent bağı çiziniz

4- 1-3 basamakları tamamlandıktan sonra, merkez atomu sekizden daha az elektrona sahipse, bu atomun oktetini tamamlamak için diğer atomların ortaklanmamış çiftlerinin kullanınız ve merkez atomu ile onu çevreleyen atomlar arasına ikili yada üçlü bağlar ekleyiniz.

9.5. FORMAL YÜK VE LEWĐS YAPISI Đzole bir atomun elektron sayısı ile aynı atomun Lewis yapısındaki elektron sayısını karşılaştırarak, moleküldeki elektron dağılımını belirleyebilir ve en uygun lewis yapısını çizebiliriz. Bir atomun formal yükü, izole bir atomdaki değerlik elektronları ile o atomun Lewis yapısındaki elektronların sayısı arasındaki elektriksel yük farkıdır. Lewis yapısındaki bir atomun elektron sayısını belirlemek için şu yolu izleriz: 1- Tüm atomların bağ yapmayan elektronları o atomun kendisine aittir. 2- Atom ile diğer atom (lar) arasındaki bağı (ları) eşit olarak böldüğümüzde, bağ elektronlarının yarısı o atoma ait sayıdır.

Formal yük kavramını ozon molekülünün (O3) üzerinde gösterelim.

Her bir atomun formal yükü aşağıdaki gibi hesaplanabilir:

Genellikle pozitif ve negatif yükler tek olduğunda 1 sayısı yazılmaz. Formal yükler yazılırken şu kurallardan yararlanılır: 1. Molekül için formal yüklerin toplamı sıfır olmalıdır. Çünkü moleküller elektriksel olarak nötür türlerdir. 2. Katyonlar için formal yüklerin toplamı pozitif yüke eşit olmalıdır. 3. Anyonlar için formal yüklerin toplamı negatif yüke eşit olmalıdır. En uygun Lewis yapısı; 1- Molekülün formal yük içermeyen Lewis yapısı, formal yük içerene tercih edilir, çünkü bu durum daha kararlıdır. 2- Büyük formal yüklü (+2, +3 vb ya da -2, -3 vb) Lewis yapıları, düşük formal yüklülere göre daha az tercih edilir. 3- Benzer formal yük dağılımlı Lewis yapıları arasında en kabul edilebilir yapı, negatif formal yükün daha elektronegatif atomlar üzerinde olduğu yapıdır.

9.6. REZONANS KAVRAMI Rezonans yapı, tam olarak tek bir Lewis yapısıyla gösterilemeyen bir molekülün, iki yada dah fazla sayıdaki Lewis yapılarından birisidir. Đki uçlu ok, yapıların rezonans yapılar olduğunu göstermek için kullanılır. Rezonans terimi, bir molekülü göstermek için iki yada daha fazla sayıdaki Lewis yapılarının kullanılması demektir.

9.7. OKTET KURALINDAN SAPMALAR Oktet kuralı aslında ikinci grup elementleri için geçerlidir. Oktet kuralından sapmalar; eksik oktet, tek elektron sayısı ve merkez atom çevresinde sekiz değerlik elektronundan daha fazla elektron bulunması olmak üzere üç sınıfa ayrılır. Eksik Oktet Bazı durumlarda, kararlı bir molekülün merkez atomunu çevreleyen elektronların sayısı sekizden azdır. Örneğin berilyum’u (Be) ele alalım. Berilyum un 2s orbitalinde iki değerlik elektronu vardır. Gaz fazında berilyum hidrür (BeH2) moleküler halde bulunur. BeH2 nin yapısı şu şekildedir.

Berilyumun oktet kuralını sağlaması mümkün değildir.

Her iki elektronun da aynı atom tarafından sağlandığı kovalent bağa koordine kovalent bağ denir.

Tek Elektronlu Moleküller Bazı moleküller tek sayıda elektron içerir. Azot monoksit ve azot dioksit bunlara örnek verilebilir.

Eşleşmeyi tamamlamak için çift sayıda elektrona ihtiyaç olduğundan bu moleküllerdeki atomlar oktet kuralını sağlamamaktadır. Tek elektronlu moleküller radikaller olarak da adlandırılır. Birçok radikal oldukça etkindir. Bunun nedeni eşleşmemiş elektronun diğer molekül üzerindeki eşleşmemiş bir elektronla kovalent bağ oluşturma eğilimidir. Örneğin iki azot dioksit molekülü birleştiğinde N ve O atomlarının her ikisinin de oktet kuralına uyduğu diazot tetraoksit oluşur.

Genişlemiş Oktet Đkinci periyot elementlerinin atomları, merkez atomu çevresinde sekizden fazla değerlik elektronu bulunduramazlar. Üçüncü periyot elementleri 3s ve 3p orbitaline ek olarak, bağlanmada kullanabileceği 3d orbitallerine de sahiptirler. Bu orbitaller bir atomun genişlemiş oktet oluşturmasına neden olur. Kükürt hegzaflorür genişlemiş oktet içeren bir bileşiktir ve çok kararlıdır. Kükürdün elektron dağılımı [Ne]3s23p4dir. SF6 molekülünde, kükürdün 6 değerlik elektronunun her biri flor atomuyla kovalent bağ oluşturur. Dolayısıyla merkez kükürt atomu çevresinde 12 elektron vardır, yani okteti aşmıştır.

Kükürt atomu oktete uyan birçok bileşik de oluşturur. Örneğin kükürt diklorürde, S sekiz elektronla çevrilmiştir. Bazen üçüncü periyot ve sonrasındaki elementlerin atomlarını merkez atomu olarak içeren bileşiklerin Lewis yapılarını çizerken; tüm atomların oktet kuralını sağladığını, ancak hala yerleştirilecek değerlik elektronları olduğunu görürüz.

Bu

gibi durumlarda,

fazla elektronlar

ortaklanmamış elektron çiftleri olarak yerleştirilmelidir.

merkez atomu

üzerine

9.8. BAĞ ENERJĐSĐ Bağ enerjisi bir molekülün kararlılığının ölçüsüdür. Bu enerji, gaz halindeki 1 mol molekülde, belirli bir bağı kırmak için gerekli olan entalpi değişimdir. Örneğin iki atomlu hidrojen molekülünün deneysel olarak belirlenen bağ enerjisi,

HCl gibi farklı elementler içeren iki atomlu moleküllerin bağ enerjileri, doğrudan ölçülebilir.

Đkili ve üçlü bağlar içeren moleküller için de bu enerjiler ölçülebilir.

Çok atomlu moleküllerdeki kovalent bağların kuvvetini ölçmek daha karmaşıktır. Örneğin, H2O daki ilk O-H bağını kırmak için gerekli enerji, ikinci OH bağını kırmak için gerekli enerjiden farklıdır.

Su molekülünde sonuçta her iki O-H bağı kırılır; ancak ilk bağın kırılması ikincisinden daha endotermiktir. Đki

∆H° değeri arasındaki fark, birinci bağın

kırılmasından sonra kimyasal çevre ve ikinci O-H bağının kendi kendine değişime uğramasından kaynaklanır. Bu nedenle çok atomlu moleküllerde belirli bir bağın bağ enerjisi için ortalama bağ enerjisinden söz edilir.

Bağ Enerjilerinin Termokimyasal Kullanımı Çoğu kez tepkimelerin entalpisini, ortalama bağ enerjilerini kullanarak tahmin etmek mümkündür. Kimyasal bağların kırılması daima enerji gerektirir. Kimyasal bağ oluşumu ise daima enerji açığa çıkarır. Buna göre, tepkimede oluşan ve kırılan bağların toplam sayısını ve bunlara karşılık gelen tüm enerji değişimlerini belirleyerek, entalpi bulunabilir. Gaz fazındaki tepkimenin entalpi değişimi şu eşitlikle verilir.

Burada BE ortalama bağ enerjisi, Σ toplam işaretidir.

KĐMYASAL BAĞLAR II Molekül Geometrisi ve Atom Orbitallerinin Melezleşmesi


10.1. MOLEKÜL GEOMETRĐSĐ 10.2. DĐPOL MOMENTLER 10.3. ATOM ORBĐTALLERĐNĐN MELEZLEŞMESĐ 10.4. ĐKĐLĐ VE ÜÇLÜ BAĞ ĐÇEREN MOLEKÜLLERDE MELEZLEŞME

10.1. MOLEKÜL GEOMETRĐSĐ Molekül

geometrisi,

bir

moleküldeki

atomların

üç

boyutlu

düzenlenmesidir. Kovalent bağ oluşturan elektron çifti sıklıkla bağlayıcı çift olarak adlandırılır. Ancak, çok atomlu bir molekülde farklı bağlayıcı elektron çiftleri arasındaki itme, atomların olabildiğince birbirinden uzak konumlanmalarına neden olur. Sonuçta molekül geometrisi itmeleri en aza indirecek şekilde olmalıdır. Merkez atom etrafındaki elektron çiftlerinin geometrik düzeni elektrostatik itme temeline dayandığından, molekül geometrisini belirlemek için yapılan bu yaklaşıma değerlik kabuğu elektron çifti itme modeli (VSPER) denir. VSEPR modelinin kullanımı iki genel kurala dayanır; 1- Sadece elektron çifti itmeleri göz önüne alındığında, ikili ve üçlü bağlar tek bağmış gibi düşünülebilir. Fakat iki atom arasındaki ikili yada üçlü bağ olduğunda elektron yoğunluğunun daha çok yer işgal ettiğini bilmeliyiz.

2- Eğer bir molekülün iki yada daha çok rezonans yapısı varsa VSEPR modelini bunlardan herhangi birine uygulayabiliriz. Molekül modelleri, merkez atomlarının ortaklanmamış elektron çiftleri taşıyıp taşımadığına göre ikiye ayrılır. Ortaklanmamış Elektron Çiftleri Bulunmayan Merkez Atomlu Moleküller Merkez atomu A olan, A ve B gibi sadece iki elementten oluşan molekülleri göz önüne alırsak, bu moleküller ABx genel formülüyle gösterilebilir. Burada x: 1,2,3,… gibi tam sayılardır. Eğer x:1 ise iki atomlu AB molekülü oluşur ve çizgisel bir geometridedir. Karşılıklı itmenin bir sonucu olarak, elektron çiftleri, birbirinden olabildiğince uzak durur. Merkez atomunda ortaklanmamış elektron çifti olmayan moleküller, beş bağlayıcı çift düzeninden birine sahip olabilirler.

AB2: Berilyum Klorür (BeCl2) Gaz fazında berilyum klorürün Lewis yapısı şöyledir:

Bağlayıcı elektron çiftleri birbirini ittiğinden bu çiftler olabildiğince birbirinden uzak olmalıdır. Bu yüzden, ClBeCl açısı 180° dir ve molekül çizgiseldir.

10\BeCl.c3xml

AB3: Bor Triflorür (BF3) Bor triflorür üç kovalent bağ yada üç bağlayıcı çift içerir. BF3 ün geometrisi üçgen düzlemdir. Üç tane uç atom bir eşkenar üçgenin köşelerinde ve aynı düzlemdedir.

Bu yüzden, FBF açılarının üçüde 120° dir ve dört atomda aynı düzlemdedir.

10\BF3.c3xml

AB4: Metan (CH4)

Metanın lewis yapısı yandaki gibidir.

Dört elektron çifti nedeniyle, CH4’ün geometrisi dörtyüzlüdür. Dörtyüzlü bir molekülde, merkez atom dörtyüzlünün merkezinde, diğer dört atom ise köşelerinde yer alır. Bağ açılarının hepsi 109.5° dir.

10\CH4.c3xml

AB5: Fosfor Pentaklorür (PCl5) Fosfor penta klorürün lewis yapısı şöyledir;

Beş bağlayıcı çiftin itme kuvvetlerini en aza indirmenin tek yolu PCl bağlarının bir üçgen bipiramit şeklinde düzenlenmesidir.

10\PCl5.c3xml

Merkez atom ortak üçgenin merkezinde, çevreleyen atomlar ise üçgen bipramitin beş köşesinde yer alır. Üçgen düzleminin üzerinde ve altındaki atomlar aksiyel konumları, üçgen düzlemde yer alanlar ise ekvatoryal konumları işgal ederler. Ekvatoryal konumlar arasındaki her açı 120° dir. Bir aksiyal ile bir ekvatoryal bağ arasındaki açı 90°, iki aksiyal bağ arasındaki ise 180° dir.

AB6: Kükürt hegzaflorür (SF6) Kükürt hegzaflorürün yapısı şöyledir; Yapıdaki SF bağlayıcı çiftin en kararlı konumlanması sekizyüzlü şeklidir. Merkez atom ortak karenin merkezinde, köşelerde ise uç atomlar yer alır. Merkez atomla birbirine tamamen zıt uçta dik olan atom çiftleri arasındaki açı hariç, diğer tüm açılar 90° dir. Birbirine zıt dik uçlar arasındaki açı ise 180° dir. Bir sekizyüzlü molekülde altı bağda eşdeğer olduğu için bu molekülde aksiyel ve ekvatoryal terimleri kullanılmaz.

10\SF6.c3xml

Merkez Atomunda Bir yada Daha Çok Ortaklanmamış Elektron Çifti Olan Moleküller Merkez atomunda hem ortaklanmamış, hem de bağlayıcı çiftleri olan bir molekülün geometrisinin belirlenmesi çok daha karmaşıktır. Böyle moleküllerde, bağlayıcı çiftler, ortaklanmamış çiftler ve bağlayıcı ile ortaklanmamış çiftler arasında olmak üzere üç itme kuvveti vardır.

Bir bağda elektronlar, bağ yapmış iki atomun çekirdeğince uygulanan çekme kuvvetleriyle bir arada tutulurlar. Bu bağ yapan elektronlar uzayda ortaklanmamış elektronlardan daha az yer kaplarlar, çünkü atomlar tarafından çekilirler.

Moleküldeki ortaklanmamış elektronlar uzayda daha çok yer kapladıklarından komşu ortaklanmamış ve bağlayıcı çiftlerin itme kuvvetine daha çok maruz kalırlar. Bağlayıcı ve ortaklanmamış çiftlerin toplam sayısını belirtmek için ortaklanmamış çiftleri olan moleküller ABxEy şeklinde gösterilir. Burada A merkez atomu, B uç atomu, E ise A üzerindeki bir ortaklanmamış çifti gösterir. AB2E: Kükürt Dioksit (SO2) Kükürt dioksitin Lewis yapısı şöyledir.

VSEPR modeline göre çift bağlar tek bağmış gibi göz önüne alındığından, SO2 molekülü merkez S atomu üzerinde üç elektron çifti içeren bir molekül olarak düşünülebilir. Bunlardan ikisi bağlayıcı, bir tanesi de ortaklanmamış çifttir. Üç elektron çifti için toplam düzenlemenin üçgen düzlem olduğu görülmüştür.

Ancak elektron çiftlerinden biri ortaklanmamış olduğu için SO2 molekülü kırık çizgi şeklindedir.

Ortaklanmamış çift ile bağlayıcı çift itmesi, bağlayıcı çiftler arasındaki itmeden daha fazla olduğu için, iki kükürt oksijen bağı ortaklanmamış çift tarafından azda olsa itilir ve OSO bağ açısı 120° den daha küçük olur.

AB3E: Amonyak (NH3) Amonyak molekülü, üç bağlayıcı ve bir ortaklanmamış çift içerir.

NH3 de elektron çiftlerinden biri ortaklanmamış çift olduğundan, NH3 geometrisi üçgen pramittir. Ortaklanmamış çiftler, bağlayıcı çiftleri daha kuvvetle ittiklerinden üç NH bağlayıcı çiftleri itilerek birbirine yaklaşır. Bu yüzden amonyaktaki HNH açısı, ideal dörtyüzlü açı 109.5° den daha küçüktür. AB2E2: Su(H2O) Su molekülü iki bağlayıcı ve iki ortaklanmamış elektron çifti içerir.

Suda dört elektron çiftinin toplam düzenlenişi amonyakta olduğu gibi dörtyüzlüdür. Ancak, amonyaktan farklı olarak suyun oksijen atomu üzerinde iki tane ortaklanmamış çift vardır. Bu ortaklanmamış çiftler itme kuvvetleri çok olduğu için birbirinden olabildiğince uzak durma eğilimindedirler. Sonuç olarak, iki OH bağlayıcı çifti birbirine doğru itilir ve dörtyüzlü açıdan sapma NH3 dekinden daha büyüktür. HOH açısı 104.5° dir.

AB4E: Kükürt Tetraflorür (SF4) SF4 ün Lewis yapısı şöyledir.

Merkez kükürt atomunun beş elektron çifti vardır. Düzenlenişi üçgen piramittir. Ancak, SF4 molekülünde elektron çiftlerinden biri ortaklanmamış çifttir, bu yüzden molekül şu geometrilerden birine sahip olmalıdır.

(a) da ortaklanmamış çift ekvatoryal konumda iken (b) de aksiyal konumdadır. Aksiyal konumun üç komşu çifti 90° ve diğer ikisi 120° ile yönlenmiştir. Buna göre itme kuvvetleri (a) da daha azdır ve deneysel olarak gözlenen yapıda budur. Aksiyal F atomları ile S arasındakı açı 173°, ekvatoryal F atomları ile S arasındaki açı ise 102° dir. Birden Çok Merkez Atomu Olan Moleküllerin Geometrisi Birden çok merkez atomu bulunan moleküllerin toplam geometrisini belirlemek çoğu kez zordur. Ancak, böyle bir yapıda merkez atomlarının her biri etrafındaki geometriyi kolaylıkla belirleyebiliriz. Örneğin metanol, CH3OH ü göz önüne alalım. Lewis yapısı şöyledir.

Metanol’de bulunan iki merkez atom (Uç olmayan) C ve O dir. Üç tane CH ve bir CO bağlayıcı çiftin C atomu etrafında dörtyüzlü düzenlendiğini söyleyebiliriz. HCH ve OCH bağ açıları yaklaşık 109°dir Burada O atomu iki ortaklanmamış çift ve iki bağlayıcı çifte sahiptir ve sudaki yapıya benzer. Bu yüzden molekülün HOC kısmı eğiktir ve HOC açısı yaklaşık 105° ye eşittir.

VSEPR Modelinin Uygulama Kuralları Molekül geometrilerini, merkez atomunda ortaklanmamış elektron çifti içerip içermemesine göre, iki sınıfa ayırarak VSEPR modelini tüm moleküllere uygulayabiliriz. 1- Yalnızca merkez atomu etrafındaki elektron çiftlerini göz önüne alarak, molekülün Lewis yapısını yazınız. 2- Merkez atom etrafındaki elektron çiftlerini sayınız. Bunu yaparken ikili ve üçlü bağları tek bağ gibi düşününüz. Elektron çiftlerinin toplam düzenleşimini öngörünüz. 3- Molekülün geometrisini öngörünüz. 4- Bağ açılarını öngörmek için, bir ortaklanmamış çiftin başka bir ortaklanmamış çifti yada bağlayıcı çifti, bağlayıcı çiftin başka bir bağlayıcı çifti itmesinden çok daha kuvvetli ittiğini dikkate alınız.

10.2. DĐPOL MOMENTLER Hidrojen florür (HF) polar kovalent bağlı bir bileşiktir. HF molekülünde H den F a doğru elektron yoğunluğu kayması söz konusudur. Bunun nedeni, F atomunun H atomundan daha elektronegatif olmasıdır. Elektron yoğunluğu kayması, Lewis yapısının üzerine kaymanın yönünü belirten kesikli bir ok koyarak gösterilir.

Oluşan yük ayrımı şöyle gösterilebilir:

Burada δ (delta) kısmi yükü gösterir. Elektrik alanı uygulandığında, HF molekülleri negatif uçları pozitif plakaya, pozitif uçları negatif plakaya doğru yönlenirler.

Bir bağın polarlığının nicel ölçümü dipol moment (µ) tir. Dipol moment, Q yükü ile yükler arasındaki uzaklığın (r) çarpımına eşittir:

Q sadece yükün büyüklüğünü gösterdiği için dipol moment daima pozitiftir. Dipol momentler genellikle debye (D) birimi ile verilir.

Burada C coulomb, m metredir.

Farklı elementlerin atomlarını içeren iki atomlu moleküller (HCl, CO, NO) dipol momentlere sahiptir ve polar moleküller olarak adlandırılırlar. Aynı elementin atomlarını içeren iki atomlu moleküller ise (H2, O2, F2) polar olmayan moleküllerdir çünkü bu tür moleküllerin dipol momentleri yoktur. Üç yada daha çok atomdan oluşan moleküllerin dipol momentlerinin olup olmadıklarının belirlenmesi için hem bağların polarlıklarının hem de molekül geometrilerinin bilinmesi gerekir. Polar bağları olsa bile molekülün dipol momenti olmayabilir. Örneğin CO2, üç atomlu bir moleküldür, geometrisi doğrusal yada açısal olabilir. Bağ momenti hem büyüklük hem de yön bakımından vektörel bir niceliktir. Ölçülen dipol moment bağ momentlerinin vektörel toplamıdır. CO2 de iki bağın momenti eşit büyüklüktedir. Doğrusal CO2 molekülünde iki zıt yönde yönlenirler ve oluşan net dipol moment sıfır olmalıdır.

Diğer taraftan, eğer CO2 molekülü açısal olsaydır, iki bağ momenti birbirini kısmen güçlendirecek ve molekülün net bir dipol momenti olacaktı.Deneysel olarak CO2 in bir dipol momenti olmadığı bulunmuştur. Buradan CO2 in doğrusal olduğu sonucu çıkarılır.

Dipol momentler, aynı molekül formülüne sahip ancak farklı yapıları olan molekülleri ayırt etmek için de kullanılır. Örneğin, aşağıdaki moleküllerin her ikisi de aynı molekül formülüne (C2H2Cl2), aynı sayıda ve aynı türde bağlara sahiptirler. Ancak bunların molekül yapıları farklıdır.

Cis-dikloretilen polar bir molekül iken, trans-dikloretilen değildir. Bu iki molekül, dipol moment ölçümleriyle kolayca ayırt edilebilir.

10.3. ATOM ORBĐTALLERĐNĐN MELEZLEŞMESĐ sp3 Melezleşmesi CH4 molekülü ele alındığında, sadece değerlik elektronlarını dikkate alarak C orbital diyagramını şu şekilde gösterebiliriz.

Karbon atomunun iki tane eşleşmemiş elektronu olduğu için, temel halde H ile sadece iki bağ yapabilir. Metanda dört CH bağı oluşabilmesi için 2s orbitalinden bir elektronun 2p orbitaline uyarılması gerekir.

Bu durumda C da dört CH bağı oluşturulabilecek kadar eşleşmemiş elektron vardır. Metandaki bu bağlanmayı açıklayabilmek için düşünsel melez orbitalleri kullanılır. Bunlar aynı atomun iki yada daha çok eşdeğer olmayan orbitallerinin, bağ oluşumundan önce birleşmesiyle elde edilen orbitallerdir. Melezleşme, merkez orbitalleri oluşturmak üzere bir atomda atom orbitallerinin karışması için kullanılan bir terimdir. Karbonda 2s orbitali ile üç 2p orbitalinin karışması sonucu dört eşdeğer melez orbitali oluşturulabilir

sp3 melezleşmesine başka bir örnekte NH3 tür. Dört elektron çifti NH3 ün dörtyüzlü düzenlendiğini gösterir. NH3 teki bağlanma CH4 daki C gibi N un sp3 şeklinde melezleştiği varsayılarak açıklanır. N un temel hal elektron dağılımı 1s2 2s2 2p3 tür. sp3 melezleşen N atomu için orbital diyagramı şöyledir.

Dört melez orbitalden üçü NH kovalent bağlarını oluşturur. Dördüncü melez orbital ise azot üzerinde ortaklanmamış çift olarak yer alır. sp Melezleşmesi Berilyum klorür (BeCl2) molekülünün VSEPR ile doğrusal olduğu öngörülmektedir. Be için değerlik elektronları orbital diyagramı şöyledir.

Temel halde Be, Cl ile kovalent bağ oluşturamaz, çünkü 2s orbitalindeki elektronlar eşleşmiştir.

Bu yüzden Be un bağlanmasını açıklamak için melezleşmeyi kullanmak gerekir. Bunun için önce, bir 2s elektronunu 2p orbitaline atlatırız.

Bu durumda, 2s ve 2p de bağ oluşturacak iki Be orbitali vardır.

sp2 Melezleşmesi VSEPR’ e göre molekül geometrilerinin düzlemsel olduğu bilinen BF3 molekülünü inceleyelim. B için değerlik elektronları orbital diyagramı şöyledir;

Bu durumda bir 2s orbitali ile iki 2p orbitalinin karışımından oluşan üç sp2 melez orbitali meydana gelir.

Melezleşme konusunda dikkat edilmesi gereken noktalar; 1- Melezleşme kavramı izole atomlara uygulanmaz. Sadece kovalent bağı açıklamak için kullanılan kuramsal bir kavramdır. 2- Melezleşme, en az iki farklı atom orbitalinin karışmasıdır. 3- Oluşan melez orbitalleri sayısı, melezleşmeye katılan saf atom orbitallerinin sayısına eşittir.

4- Melezleşme enerji gerektirir, ancak, sistem bağ oluşumu sırasında bu enerjinin daha fazlasını karşılar. 5- Çok atomlu molekül ve iyonlardaki kovalent bağlar melez orbitallerin ya da melez orbitallerle melezleşmemiş orbitallerin örtüşmesiyle oluşur. Atom Orbitallerinin Melezleşmesinde Đzlenecek Yol Bir molekülde merkez atom için uygun olan melezleşmeyi ortaya koymak için molekül geometrisi hakkında bilgimizin olması gerekir.

Bunun için şu yollar

izlenir; 1- Molekülün Lewis yapısı çizilir. 2- VSEPR modeli kullanılarak elektron çiftlerinin toplam düzenlenmesi gösterilir. 3- Elektron çiftleri düzenlenmesi ile melez orbitalleri karşılaştırılır ve merkez atomun melezleşmesi belirlenir.

s, p ve d Orbitallerinin Melezleşmesi Üçgen bipiramit ve sekizyüzlü geometriye sahip moleküllerin oluşumunu anlamak için melezleşme kavramının içine d orbitallerini de katmak gerekir. Örnek olarak SF6 molekülünü göz önüne alalım. Molekülün altı elektron çiftinin dezenlenmesiyle sekizyüzlü geometride olduğu gösterildi. S ün temel hal elektron dağılımı [Ne] 3s2 3p4 dür:

3d nin düzeyi enerji bakımından 3s ve 3p düzeylerine çok yakın olduğundan, 3s ve 3p elektronları 3d orbitallerinin ikisine uyarılabilir.

Bu durumda bir 3s, üç 3p ve iki 3d orbitallerinin karışmasıyla altı tane sp3d2 melez orbitali oluşur.

10.4. ĐKĐLĐ VE ÜÇLÜ BAĞ ĐÇEREN MOLEKÜLLERDE MELEZLEŞME Melezleşme kavramı ikili ve üçlü bağ içeren moleküller içinde geçerlidir. Örnek olarak etilen molekülünü ele alalım. C2H4 bir tane karbon karbon ikili bağı içermekte ve düzlemsel geometriye sahiptir. Her karbon atomunu sp2 olarak melezleştiğini öngörürsek, hem geometrisi hem de bağ oluşumu anlaşılabilir. 2s orbitali ile sadece 2px ve 2py orbitalleri melezleşmekte, 2pz orbitali ise değişmeden kalmaktadır.

2pz orbitali, melez orbitallerin oluşturduğu düzleme diktir.

Her karbon atomundaki üç sp2 melez orbitalinden ikisi iki hidrojen atomunun 1s orbitali ile iki tane bağ, komşu C atomunun sp2 melez orbitali ile de bir bağ yapar. Ayrıca, C atomlarının iki melezleşmemiş 2pz orbitalleri yandan örtüşerek başka bir bağ oluşturur (π).

Her C atomunun yaptığı üç bağın hepsi sigma bağlarıdır (σ), bunlar orbitallerin uç uca örtüşmesiyle oluşur, elektron yoğunluğu bağlanan atomların çekirdekleri arasında yoğunlaşmıştır. Đkinci tip bağ ise pi bağı (π) olarak adlandırılır ve orbitallerin yandan (paralel) örtüşmesiyle oluşan kovalent bağ olarak tanımlanır. Burada elektron yoğunluğu bağlanan atomların çekirdek düzleminin üstünde ve altında yoğunlaşmıştır. Đki karbon atomu bir pi bağı oluşturur. Bu pi bağı oluşumu etilene düzlemsel bir geometri verir.

Şekil sigma ve pi bağlarının yönlenişini göstermektedir.

Şekil düzlemsel C2H4 molekülüne bir başka bakışı ve pi bağı oluşumunu gösterir Normal olarak karbon karbon çift bağını C=C olarak göstermemize karşın bu iki bağın farklı türden olduğunu unutmamak gerekir. Biri sigma bağı, diğeri pi bağıdır.

Asetilen molekülü (C2H2) karbon karbon üçlü bağı içerir. Molekül doğrusal olduğu için geometrisini ve bağ oluşumunu, her C atomunun 2s ve 2px orbitallerinin sp melezleşmesiyle açıklayabiliriz.

Şekilde görüldüğü gibi, her C atomunun iki sp melez orbitalinden birisi H nin 1s orbitali ile sigma bağı diğeri ise ikinci C atomu ile başka bir sigma bağı oluşturur. Buna ilaveten iki pi bağı melezleşmemiş 2py ve 2pz orbitallerinin yandan (paralel) örtüşmesiyle oluşur. Böylece, karbon karbon üçlü bağı bir sigma ve iki pi bağından meydana gelir.

Çoklu bağ içeren moleküllerdeki melezleşmeyi öngörmemize şu kural yardım eder: Merkez atom bir ikili bağ yapmışsa sp2 melezleşmiştir; eğer iki tane ikili bağ yada üçlü bağ varsa sp melezleşmesi yapmıştır.

Genel Kimya - Namık Kemal Üniversitesi Ders Notları

Recommend Documents