genel kİmya birbirine dik yönde - wordpress.com...genel kİmya 2 elektromagnetik radyasyon (iıma)...

04.01.2012

1

GENEL KİMYA

2

Elektromagnetik Radyasyon (Işıma)

Elektromagnetik radyasyon, elektriksel ve

magnetik alanların birbirine dik yönde

yayılması ile meydana gelir.

3


Elektromagnetik radyasyon, uzayda dalga

hareketi ile ilerler.

Bir dalga üç özelliği ile tanımlanır:

Dalgaboyu-l (lamda): Art arda gelen iki dalga

üzerindeki iki benzer nokta arasındaki

uzaklıktır.

dalga boyu

4


Genlik (a): Bir dalgada, maksimumun

yüksekliği veya minimumun derinliğidir.

a

04.01.2012

2

5


Radyasyon Frekansı-n(nü): Belli bir

noktadan, birim zamanda (genellikle 1

saniyede) geçen dalga sayısıdır.

6


Elektromagnetik radyasyon, boşlukta

2,9979 x 108 m/s lik sabit bir hızla yayılır.

Bu değere ışık hızı denir ve c harfi ile

simgelenir.

Işık hızı, dalga boyu ve frekans arasında

aşağıdaki bağıntı vardır.

c ln

7

Elektromagnetik Radyasyon Türleri

g-Işınları

X-Işınları

Ultraviyole (mor ötesi) ışınları (UV)

Görünür Işık (beyaz Işık)

Infrared (kırmızı ötesi) Işınları (IR)

Mikro dalga Işınları

Radyo-TV dalgaları

8

ELECTROMAGNETİK SPEKTRUM

l

n Artan frekans

1 nanometre (nm) = 1 x 10-9 m = 10 Å

04.01.2012

3

9

Gökkuşağı

10

Alıştırma Soruları

Soru: Bir sodyum buharlı lambadan

yayılan ışığın büyük bir bölümü, 589 nm

dalga boyuna sahiptir. Bu ışığın frekansı

kaç hertz(Hz) yani (s-1) dir?

Soru: Bir FM radyo istasyonu 91,5

megahertz (MHz) frekansta yayın

yapmaktadır. Bu radyo dalgalarının

dalga boyu kaç metredir?

11

Elektromagnetik Işıma

Işığın dalga karakterinde olduğu çok

önceden bilinmekteydi.

Ayrıca, fotoelektrik olayından sonra,

dalga özelliğine ilaveten ışığın, tanecik

özelliğine de sahip olduğu tespit edildi.

Işığı oluşturan taneciklere foton (kuant)

adı verilir.

12


Her bir foton’un enerjisi, E = hn

bağıntısı ile verilir.

Bu bağıntıya (E = hn) Planck eşitliği

denir.

Burada h, Planck sabiti olup değeri

h = 6,626 x 10-34 Js dir.

04.01.2012

4

13


E hn

Max Planck

14

Atomik Spektrumlar

Beyaz ışık bir prizmadan geçirilip ekran

üzerine düşürüldüğünde, kırmızıdan

mora kadar uzanan kesiksiz bir renk

bandı oluştururlar.

Ekran üzerindeki farklı renklerden oluşan

bu görünüme “spektrum” denir.

Beyaz ışığın spektrumu süreklidir.

15

Atomik Spektrumlar

Işığın, prizmadan

geçtikten sonra farklı

renklere ayrılması, farklı

dalga boylu ışınların

değişik derecelerde

kırılmaya uğramasından

kaynaklanmaktadır.

16

Atomik Spektrumlar

Çeşitli atomların buharları ısıtıldığında

veya bir deşarj tüpü içerisinde

bulundurulduğunda, ışın yayarlar.

Bu ışınların bir prizmadan geçirilerek

ekran üzerine düşürülmesi ile oluşan

spektrumlar, belirli sayıda renkli çizgiler

ve bunların arasında bulunan karanlık

boşluklar taşır.

04.01.2012

5

17

Atomik Spektrumlar

Böyle sürekli olmayan (kesikli)

spektrumlara, atom spektrumu yada

çizgi spektrumu denir.

Her elementin kendine özgü çizgi

spektrumu vardır.

18

Atomik Spektrumlar

Atomik spektrumlar, atomların yapısı

hakkında önemli bilgiler verir.

19

Bohr Atom Modeli

Rutherford atom modelinde, elektronların

çekirdek çevresinde ne şekilde

bulundukları hakkında herhangi bir bilgi

bulunmamaktadır.

Bir atomdaki elektronların, tıpkı bir

gezegenin güneş etrafındaki yörüngesel

hareketi gibi, hareket halinde oldukları

düşünüldü.

20

Bohr Atom Modeli

1913 yılında Hollandalı

Fizikçi Niels Bohr klasik

fizik ve kuantum

kuramının ilginç bir

sentezini yaparak

hidrojen atomu için yeni

bir model ileri sürdü.

Niels Bohr

(1885-1962)

04.01.2012

6

21

Bohr Atom Modeli

Bu modelde yer alan görüşler, şu şekilde özetlenebilir:

1. Elektron, çekirdek etrafında, dairesel yörüngelerde hareket etmektedir.

2. Elektronun hareket edebildiği yörüngelerin belli enerji değerleri vardır. Elektron, bu belli enerjiye sahip yörüngelerde bulunduğu sürece enerji yaymaz.

22

Bohr Atom Modeli

3. Elektron bir üst enerji düzeyinden

(yörüngeden), alt enerji düzeylerine

düştüğünde ışıma şeklinde enerji

yayar. Yayımlanan ışık fotonunun

enerjisi E = hn’dür.

23

Bohr Atom Modeli

Hidrojen atomundaki enerji

düzeyleri’nin (yörüngeler) enerjisi,

aşağıda verilen eşitlik ile hesaplanır.

En =

A

n2

A = 2,179 x 10-18 J

n = 1, 2, 3,….

n sayısı, kuantum sayısı olarak adlandırılır.

24

Bohr Atom Modeli

Bohr tarafından önerilen atom modeli,

aşağıdaki şekilde şematize edilebilir.

e-

n = 4

n = 3

n = 2

n = 1

Enerji

Düzeyi Kabuk

n = 1 K

n = 2 L

n = 3 M

n = 4 N

n = 5 O

n = 6 P

n = 7 Q

K

L

M

N

04.01.2012

7

25

Bohr Atomu

26

Bohr Atom Modeli

Hidrojen atomunda, yayılan bütün

ışınların frekansları aşağıdaki

eşitlikten hesaplanabilir. E x J x J

218 10

1

4

1

24 09 1018

2 2

19. .

n 3,289 x 1015

sn-1 1

ni2

1

nd2

nd = dis yörünge (yüksek enerji düzeyi)

ni = iç yörünge (düsük enerji düzeyi)

27

Dalga-Tanecik İkiliği

1924 yılında Louis de Broglie, hareket

eden küçük taneciklerin de dalga özelliği

gösterebileceğini ileri sürdü.

L. de Broglie

(1892-1987)

28


De Broglie, elektronun tanecik

özelliğinden başka dalga özelliğine de

sahip olduğunu düşündü.

De Broglie bu düşüncesini, bir elektron

demetini kristal üzerine gönderdiğinde

tıpkı X-ışınlarında olduğu gibi kırınıma

uğraması ile deneysel olarak kanıtladı.

04.01.2012

8

29


Elektronların dalga özelliğinin keşfi ile, elektron mikroskobunun yapılabilirliği gerçekleşti.

Elektron mikroskobu bilimde devrim yaptı.

Günümüzde, modern elektron mikroskopları sayesinde biyolojik dev moleküller gerektiği gibi incelenebilmektedir.

30


De Broglie’ye göre bir elektronun

dalga boyu aşağıdaki eşitlikle ifade

edilir.

l h

mv

hp

m: elektronun kütlesi

v: elektronun hizi

p: elektronun momentumu

31

Heisenberg’in Belirsizlik İlkesi

Heisenberg’e göre, elektron gibi çok

küçük taneciklerin yeri ve momentumu

(hızı) aynı anda hassas bir şekilde

belirlenemez.

Yeri hassas olarak belirlenmeye

çalışıldığında, momentumunda belirsizlik

artar.

32

Heisenberg’in Belirsizlik İlkesi

Momentumu hassas olarak belirlenmeye çalışıldığında ise yerindeki belirsizlik artar.

Bu durum, matematiksel olarak şöyle ifade edilir.

4.

hpx

x : taneciğin yerindeki belirsizlik

p : taneciğin momentumundaki

belirsizlik

h : Planck sabiti

04.01.2012

9

33

Bohr Atom Modelindeki Yanlışlıklar

De Brogli’ye göre, elektron dalga özelliğine de sahiptir.

Heisenberg ise elektronun yerinin hassas bir şekilde belirlenemeyeceğini ileri sürmektedir.

Bu görüşlerin ışığında, Bohr atom modeline yeniden bakıldığında, bu modelin kısmen yanlış olduğu görülmektedir.

34

Bohr Atom Modelindeki Yanlışlıklar

De Broglie ve Heisenberg’in görüşleri doğru ise (doğruluğu kabul edilmektedir) atomda elektronların kesin yörüngeler üzerinde hareket ettiğini söylemek yanlıştır.

Yani, elektronun çekirdek etrafında dairesel yörüngelerde hareket ettiği görüşü günümüzde geçerli değildir (Bohr atom modelindeki 1. madde).

35

Dalga Mekaniği Atom Modeli

(Modern Atom Kuramı)

1927 yılında Erwin

Schrödinger, elektronların

dalga özelliğine sahip

olduğu gerçeğinden

hareket ederek, elektron

gibi çok küçük

taneciklerin üç boyutlu

uzaydaki hareketini

tanımlayan bir denklem

ileri sürdü.

36

Modern Atom Kuramı

08

2

2

2

2

2

2

2

2

VE

h

m

zyx

Y (psi) : dalga fonksiyonu

x, y, z : uzay koordinatları

m : elektronun kütlesi

E : toplam enerji

V : potansiyel enerji

Schrödinger Denklemi :

04.01.2012

10

37

Modern Atom Kuramı

Schrödinger denkleminin çözümünden, n, l, ml şeklinde üç kuantum sayısı bulunur.

Bu kuantum sayılarının üçünün belli değerleri, elektronların bulunma ihtimalinin yüksek olduğu yerlere karşılık gelir.

Elektronun bulunma ihtimalinin yüksek olduğu yerlere “orbital” denir.

38

Modern Atom Kuramı

Orbitallerin kesin sınırları

olmamakla beraber,

elektronun zamanının

%90-95’ini geçirdiği

bölgeye orbital

denmektedir.

39

Modern Atom Kuramı

Schrödinger denkleminin çözümüyle elde

edilen hidrojen atomuna ait bilgilerde

artık yörünge kavramı tamamen

çürütülmüştür.

Yeni atom modelinde, elektron, kesin

yörüngeler üzerinde değil, orbital adı

verilen uzay parçalarında hareket

etmektedir.

40

Kuantum Sayıları

Baş kuantum sayısı (n): Enerji

düzeylerini ve elektronun çekirdeğe olan

ortalama uzaklığını gösterir.

n = 1, 2, 3, 4, …… kadar pozitif

tamsayılı değerler alır.

04.01.2012

11

41

Kuantum Sayıları

Açısal kuantum sayısı (l): Bu sayı, orbital türünü belirler.

Alabildiği değerler; l = 0, 1, 2, 3, ….(n-1).

n = 1 l = 0 haline karşılık gelen orbital s

n = 2 l = 1 haline karşılık gelen orbital p

n = 3 l = 2 haline karşılık gelen orbital d

n = 4 l = 3 haline karşılık gelen orbital f

42

Kuantum Sayıları

Magnetik kuantum sayısı (ml): Magnetik kuantum sayısı, orbitallerin sayısı ve uzaydaki yönelişlerini belirler.

ml = -l, …., 0, …., +l kadar değer alır.

Örneğin:

l = 1 ise ml = -1, 0, +1

43

Kuantum Sayıları

Kuantum sayılarının takımı, orbitalleri

nasıl etkiler?

Her 3 kuantum sayısının bir setine, 1

orbital karşılık gelmektedir.

Örneğin:

n = 1 ise l = 0 ve ml = 0 1s orbitali

44

Kuantum Sayıları

Soru: n = 2 ve n = 3 enerji düzeylerini,

kuantum sayıları ve orbitaller açısından

tanımlayınız.

Soru: n = 4, l = 2 ve ml = 0 kuantum

sayılarına karşılık gelen orbital

hangisidir?

04.01.2012

12

45

Kuantum Sayıları

Baş kuantum sayısı n’ye kabuk, açısal

kuantum sayısı l’ye ise alt kabuk da

denir.

Her bir kabukta (yani enerji düzeyinde)

n2 tane orbital vardır.

Her bir alt kabuk (2l + 1) tane orbital

içerir.

46

Atomik Orbitaller

Atomik orbitaller; s, p, d ve f notasyonları

kullanılarak gösterilir.

Bütün s-orbitalleri küresel yapılıdır.

47

Atomik Orbitaller

p-Orbitalleri üç tane olup eş enerjilidir.

Bu orbitaller; x, y ve z eksenleri üzerinde

yer alıp, ikişer lob’a sahiptir.

x-Ekseni üzerinde yer alan orbitale px, y-

ekseni üzerinde bulunan orbitale py ve z-

ekseni üzerinde bulunan orbitale ise pz

orbitali denir.

48

p-Atomik Orbitalleri

(a) px, (b) pz, (c) py

04.01.2012

13

49

d-Atomik Orbitalleri

d-Orbitalleri dörder lob’lu olup, eksenler

üzerinde ve eksenler arası bölgelerde

bulunurlar.

dx2-y2 ve dz2 exenler boyunca; dxy, dyz ve

dzx orbitalleri ise eksenler arası

bölgelerde yönlenirler.

50

d-Atomik Orbitalleri

d-Orbitalleri

51

f-Atomik Orbitalleri

7 tane f-orbitali olup, bunlar altışar lob’lu

dur.

Dışardan herhangi bir magnetik etki

olmadıkça, bütün f-orbitalleri eş

enerjilidir.

52

Spin Kuantum Sayısı (ms)

Elektronun çekirdek çevresinde yaptığı

hareketten başka, bir de kendi ekseni

etrafında yaptığı dönme hareketi vardır.

Kendi ekseni etrafındaki bu dönme

hareketine, spin hareketi denir.

Bu spin hareketi de kuantlaşmış olup,

spin kuantum sayısı (ms) ile

tanımlanmaktadır.

04.01.2012

14

53

Spin Kuantum sayısı (ms)

Spin hareketi, saatin dönme yönünde ve

tersi yönünde olmak üzere iki türlüdür.

Bu nedenle, spin kuantum sayısı ms = ± ½

şeklinde iki değer almaktadır.

ms =1

2ms = +

1

2

54

Orbitallerin enerji Sırası

Çok elektronlu atomlarda orbitallerin

enerjisi, baş kuantum sayısı (n) ve açısal

kuantum sayısı (l)’ye göre tespit edilir.

Orbitallerin enerjisi (n + l) toplamına göre

düzenlenir.

(n + l) toplamı büyük olan orbitalin

enerjisi büyük, küçük olanının enerjisi

küçüktür.

55


(n + l) toplamı eşit olan atomik

orbitallerin enerjisi, baş kuantum sayısı

n’ye göre belirlenir.

n’si küçük olan atomik orbitalin enerjisi

küçük, n’si büyük olan orbitalin enerjisi

büyüktür.

56


Orbital n l n + l

1s 1 0 1

2s 2 0 2

2p 2 1 3

3s 3 0 3

3p 3 1 4

3d 3 2 5

4s 4 0 4

4p 4 1 5

4d 4 2 6

4f 4 3 7

04.01.2012

15

57


Orbitallerin enerji sırasını bulmada

kullanılan pratik bir yol çapraz tarama

olarak bilinen yoldur.

Bu yöntemde, sol üst orbitalden başlayıp

hiçbir orbital atlamadan çapraz olarak

tüm orbitaller taranır.

58


1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s <

4d < 5p <6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p

59

Elementlerin Elektronik Yapıları

Bir atomda elektronların düzenlenme şekline atomun elektronik yapısı denir.

Elektronlar, orbitalleri üç kurala uyarak doldururlar. Bunlar:

Elektronlar, orbitalleri en az enerjili orbitalden başlayarak doldururlar. Düşük enerji seviyeli bir orbital tamamen dolmadan, bir üst seviyedeki orbitale elektron giremez (Aufbau İlkesi).

60


Bir orbitale en fazla ters spinli iki elektron

girebilir (Pauli İlkesi).

Atom içerisinde elektronların girebileceği

aynı (eş) enerjili birden fazla boş orbital

varsa, elektronlar bu orbitallere önce

paralel spinlerle tek tek girerler.

04.01.2012

16

61


Böylece, eş enerjili orbitallerin tamamı

yarı dolmuş (yani tek elektronlu) duruma

geldikten sonra, gelen elektronlar, zıt

spinlerle bu yarı dolmuş orbitalleri

doldururlar (Hund Kuralı)

62

Elementlerin Elektron

Konfigurasyonları (Dağılımları)

Atomik orbitaller, çoğu zaman bir kare,

daire yada yatay bir çizgi ile gösterilirler.

Elektronlar ise çift çengelli oklar ile temsil

edilirler.

Orbital gösterimleri

Elektron gösterimi

63

Atom Z Temel hal elektron konfigürasyonu

H 1 1s1

He 2 1s2

Li 3 1s2 2s1

Be 4 1s2 2s2

B 5 1s2 2s2 2p1

C 6 1s2 2s2 2p2

N 7 1s2 2s2 2p3

O 8 1s2 2s2 2p4

F 9 1s2 2s2 2p5

Ne 10 1s2 2s2 2p6

Na 11 1s2 2s2 2p6 3s1 64

Bazı Elementlerin Orbital Diyagramları atom Orbital Diyagramı

5B

1s2

2s2

2p1

6C

1s2

2s2

2p2

7N

1s2

2s2

2p3

8O

1s2

2s2

2p4

9F

1s2

2s2

2p5

17Cl

1s2

2s2

2p6

3s2

3p5

04.01.2012

17

65

Aufbau İlkesinden Sapmalar

Çoğu element için Aufbau Yöntemine

göre öngörülen elektron dağılımları

deneysel olarak da doğrulanmıştır.

Birkaç elementin elektron dağılımı, bazı

ufak sapmalar gösterir.

Bu değişiklikler, dolu ve yarı dolu

orbitallerin kararlılığı ile açıklanır (küresel

simetri).

66

Aufbau İlkesinden Sapmalar

Atom Öngörülen Elektron

Dağılımı

Deneysel Elektron

Dağılımı

24Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

4s2 3d4

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

4s1 3d5

29Cu 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

4s2 3d9

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

4s1 3d10

67

Magnetik Özellikler

Atomlar, iyonlar ve moleküller; magnetik alanda farklı davranış gösterirler.

Eşleşmemiş elektronlar içeren maddeler, paramağnetik özellik gösterirler.

Paramağnetik maddeler, mağnetik alan tarafından kuvvetle çekilirler.

Na atomu, hidrojen atomu veya oksijen molekülü (O2) paramanyetik özellik gösterir.

68


Bir maddenin bütün elektronları

eşleşmişse, o madde diamagnetik özellik

gösterir.

Diamagnetik maddeler, magnetik alan

tarafından zayıf bir kuvvetle itilirler.

Mg ve Ca atomları, diamagnetik özellik

gösterip, magnetik alan tarafından zayıf

bir kuvvetle itilirler.

04.01.2012

18

69


Bazı maddeler de magnetik alan

tarafından kuvvetle itilirler.

Bu tür maddelere, ferromagnetik

maddeler denir.

Fe, Co ve Ni, bu özelliğe sahip

maddelere örnek teşkil eder.

70

Grup ve Peryot Bulunması

Atom numarası verilen elementin

elektron dağılımı yapılır.

Orbital katsayısı en yüksek olan sayı,

elementin peryot numarasını verir.

Son elektron s veya p orbitalinde

bitmişse, element A grubundadır.

s-Orbitali üzerindeki sayı doğrudan A

grubunun numarasını verir.

71


Elementin elektron dağılımı p orbiatli ile

bitmişse, p’nin üzerindeki sayıya 2 ilave

edilerek grup numarası bulunur.

Örnekler:

11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 3. Peryot, 1A Grubu

17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 3. Peryot, 7A Grubu

72


En son elektron d orbitalinde bitmişse,

element B grubundadır.

d1

1+2 = 3 B

d2

2+2 = 4 B

d6

6+2 = 8 B

d7

7+2 = 8 B

d8

8+2 = 8 B

d9

9+2 = 1 B

d10

10+2 = 2 B

04.01.2012

19

73


Örnek:

25Mn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

4. Peryot, 7B Grubu

Elektron dağılımı yapılan elementin en

son elektronu 4f orbitalinde bitmişse

Lantanitler, 5f de bitmişse Aktinitler

serisinin bir üyesidir.

74

8.2

ns

1

ns

2

ns

2np

1

ns

2np

2

ns

2np

3

ns

2np

4

ns

2np

5

ns

2np

6

d1

d5

d1

0

4f

5f

Elementlerin Elektron Konfigurasyonları

75

Peryodik Tablo (Çizelge)

Peryodik tablonun temel özelliği,

elementleri artan atom numaralarına

göre yan yana ve benzer özelliklerine

göre de alt alta toplamasıdır.

Peryodik tabloda yatay sütunlara peryot,

dikey sütunlara da grup denir.

Perydik tablo, 8 tane A ve 8 tane de B

grubundan oluşmaktadır.

76

Peryodik Tablo

Peryodik tabloda grup sayısı artmaz ama

sonsuz sayıda peryot olabilir.

Her peryot s ile başlar, p ile biter.

Birinci peryot 2 (H ve He), ikinci ve

üçüncü peryotlar 8, dördüncü ve beşinci

peryotlar 18 element bulundururlar.

04.01.2012

20

77

1

2

3

4

5

6

7

Geçiş elementleri

s-bloku

İçgeçiş elementleri

f-bloku

p-bloku

d-bloku

Baş grup elementleri

78

Peryodik Tablo

Peryodik tabloda, bazı elementlerin özel

adları vardır.

1A grubu elementlerine alkali metaller,

2A grubu elementlerine toprak alkali

metaller, 7A grubu elementlerine

halojenler ve 8A grubu elementlerine de

soygazlar denir.

79

Peryodik Tablo

Alkali Metaller

Lityum Li

Sodyum Na

Potasyum K

Rubityum Rb

Sezyum Cs

Fransiyum Fr

Toprak Alkali Metaller

Berilyum Be

Magnezyum Mg

Kalsiyum Ca

Stronsiyum Sr

Baryum Ba

Radyum Ra

80

Peryodik Tablo

Halojenler

Flor F

Klor Cl

Brom Br

İyot I

Astatin At

Soygazlar

Helyum He

Neon Ne

Argon Ar

Kripton Kr

Ksenon Xe

Radon Rn

04.01.2012

21

81

Peryodik Tablo

Elementler, fiziksel özelliklerine göre

metaller ve ametaller olmak üzere iki

şekilde sınıflandırılır.

Elementlerin çoğu metaldir ve metaller;

Elektrik ve ısıyı iyi iletirler,

Cıva hariç oda sıcaklığında katıdırlar ve

taze kesilmiş yüzeyleri parlaktır,

Dövülerek levha haline gelebilirler,

82

Peryodik Tablo

Çekilerek tel haline gelebilirler,

Yüksek erime ve kaynama noktalarına

sahiptirler,

Bileşiklerinde daima pozitif (+)

yükseltgenme basamaklarına sahiptirler,

gibi özellikleri vardır.

83

Peryodik Tablo

Peryodik tablonun sağ üst tarafında bulunan çok az element, metallerden farklı özelliklere sahiptir ve bunlara ametaller denir.

Azot, oksijen, klor ve neon gibi bazı ametaller oda sıcaklığında gazdır.

Brom sıvıdır.

Karbon, fosfor ve kükürt gibi bazı ametaller katı olup kırılgandırlar.

84

Peryodik Tablo

Metallerle ametaller arasında bulunan

bazı elementler, hem metalik hem de

ametalik özellikler gösterir ve bunlara

yarımetaller veya metaloidler denir.

04.01.2012

22

85

Peryodik Tablo

Yarımetaller (Metaloidler)

Bor B

Silisyum Si

Germanyum Ge

Arsenik As

Antimon Sb

Tellur Te

Astatin At

86

Atomlar ve İyonların Büyüklüğü

Atom yarıçapları

Atomlar, küresel yapılı tanecikler olarak kabul edilir.

Atom yarıçapı, çekirdeğin merkezi ile en dış kabukta bulunan elektronlar arasındaki uzaklık olarak tanımlanır.

Atomlar tek tek izole edilemediğinden, yarıçaplarının doğrudan ölçülmesi zordur.

87


Atom yarıçapları, daha çok dolaylı yollardan

bulunur.

Örneğin, birbirine kovalent bağla bağlı iki

atomun çekirdekleri arasındaki uzaklık (bağ

uzunluğu) deneysel olarak ölçülebilir. Bu

değerin uygun şekilde ikiye bölünmesi ile,

atom yarıçapı bulunur.

Bu şekilde bulunan yarıçapa “Kovalent

yarıçap” denir.

88


Metaller için “Metalik yarıçap”, kristal

hallerdeki katı metalde yan yana bulunan

iki atomun çekirdekleri arasındaki

uzaklığın yarısı olarak belirlenir.

Atom yarıçapları, daha çok pikometre

(pm) cinsinden verilir.

1 pm = 10-12 m

04.01.2012

23

89


Kovalent

Yarıçap

(pm)

Metalik

Yarıçap

(pm)

İyonik

Yarıçap

(pm)

Sodyum (Na) 157 186 95

Klor (Cl) 99 - 181

90


Peryodik çizelgede bir peryot boyunca

soldan sağa doğru gidildiğinde, genel

olarak atom yarıçapları küçülür.

Bir grup boyunca yukardan aşağıya

doğru inildiğinde ise, genel olarak atom

yarıçaplarında artış olur.

91

8.3 92

Atom yarıçaplarının atom numaralarına göre değişimi

8.3

04.01.2012

24

93


İyon yarıçapları, iyonik bağla bağlanmış

iyonların çekirdekleri arasındaki uzaklık

deneysel olarak ölçülüp, katyon ve

anyon arasında uygun bir şekilde

bölüştürülmesi ile bulunur.

Her hangi bir atomdan türetilen pozitif

iyon, daima o atomdan daha küçüktür.

94


Bir atomun +2 yüklü iyonu +3 yüklü

iyonundan daha büyüktür.

Örneğin;

Fe 117 pm

Fe+2 75 pm

Fe+3 60 pm

95


Buna karşılık, negatif bir iyonun yarıçapı

daima türediği atomunkinden daha

büyüktür.

Örneğin;

Cl 99 pm

Cl- 181 pm

96

Katyon türediği nötr atomdan daima daha

küçüktür

Anyon türediği nötr atomdan daima daha

büyüktür

8.3

04.01.2012

25

97


Soru: Peryodik çizelgeden yararlanarak,

parantez içerisinde verilen atom ve

iyonları büyüklüklerine göre sıralayınız

(Ar, K+, Cl-, S2-, Ca2+)

98

İyonlaşma Enerjisi

Gaz halindeki izole bir atomdan, bir elektron

uzaklaştırarak yine gaz halinde izole bir iyon

oluşturmak için gerekli olan minimum enerjiye

“iyonlaşma enerjisi” denir.

A (g) A+(g) + e

-IE

99


İyonlaşma enerjisi, tanımından da anlaşılacağı

gibi, bir atomdaki elektronların çekirdek

tarafından ne kadar bir kuvvetle çekildiğinin bir

ölçüsüdür.

Aynı zamanda iyonlaşma enerjisi, elektronları

çekirdeğe bağlayan kuvveti yenmek için

gerekli olup, bir atomun elektronik yapısının ne

kadar kararlı olduğunun da bir ölçüsüdür.

100


Bir elektronu uzaklaştırılmış bir iyondan, ikinci bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli olan enerjiye de “ikinci iyonlaşma enerjisi” denir.

Aynı şekilde, üçüncü, dördüncü ve daha büyük iyonlaşma enerjileri de tanımlanır.

Bir sonraki iyonlaşma enerjisi, daima bir önceki iyonlaşma enerjisinden daha büyüktür.

04.01.2012

26

101


A (g) A+

(g) + e-

A+(g) A

2+(g) + e-

A2+(g) A

3+(g) + e-

IE1 (birinci iyonlaşma enerjisi)

IE2 (ikinci iyonlaşma enerjisi)

IE3 (üçüncü iyonlaşma enerjisi)

IE1 < IE2 < IE3 < ….< IEn

102


Peryodik çizelgede bir grup boyunca,

yukardan aşağıya inildikçe elementlerin birinci

iyonlaşma enerjileri genel olarak azalır.

Element Atom yarıçapı(pm) IE1(kj/mol)

Li 152 520,2

Na 186 495,8

K 227 418,8

Rb 248 403,0

Cs 265 375,7

103


Peryodik çizelgede bir peryot boyunca,

soldan sağa doğru gidildiğinde

elementlerin birinci iyonlaşma enerjileri

genel olarak artar.

Metal atomları, ametal atomlarına

kıyasla, daha düşük iyonlaşma enerjisine

sahiptirler.

104

Birinci İyonlaşma Enerjisi İçin Genel Eğilim

8.4

Birinci İ.E. Artar

Birin

ci İ.E

. A

rtar

04.01.2012

27

105

1. Peryot

2. Peryot

3. Peryot

4. Peryot

5. Peryot

8.4 106

Na Mg Al Si P S Cl Ar

IE1 495,8 737,7 577,6 786,5 1012 999,6 1251,1 1520,5

IE2 4562 1451 1817 1577 1903 2251 2297 2666

IE3 7733 2745 3232 2912 3361 3822 3931

IE4 11580 4356 4957 4564 5158 5771

IE5 16090 6274 7013 6542 7238

IE6 21270 8496 9362 8781

IE7 27110 11020 12000

3. Periyot Elementlerinin İyonlaşma Enerjileri (kj/mol)

107

Elektron İlgisi

İyonlaşma enerjisi elektron kaybı ile ilgilidir.

Elektron ilgisi (EI) iyonlaşma enerjisinin tersi

olup, gaz halindeki nötr bir atoma elektron

katılarak yine gaz halindeki negatif bir iyon

oluşturma işlemidir.

A(g) + e-

A-(g)

108

Elektron İlgisi

Bu tür işlemlerde her zaman olmamakla

beraber, enerji açığa çıkar.

Bu nedenle, birinci elektron ilgilerinin (EI1)

büyük bir çoğunluğu, negatif işaretlidir.

F(g) + e-

F-(g) EI1 = -322,2 kj/mol

F (1s22s

22p

5) + e

-F

- (1s

22s

22p

6)

04.01.2012

28

109

Elektron İlgisi

Kararlı elektronik yapıya sahip olan

elementlerin, bir elektron kazanması enerji

gerektirir.

Yani olay endotermiktir ve elektron ilgisi

pozitif işaretlidir.

Ne(g) + e-

Ne-(g) EI1 = +29,0 kj/mol

Ne (1s22s

22p

6) + e

-Ne

- (1s

22s

22p

63s

1)

110

Elektron İlgisi

Genel olarak, peryodik çizelgede bir

peryot boyunca soldan sağa gidildiğinde

elektron ilgisinin negatif değerinde artış

olur.

Bir grupta yukarıdan aşağıya doğru

inildiğinde ise elektron ilgisinin negatif

değeri azalır.

Ametaller, metallere kıyasla daha büyük

negatif elektron ilgisine sahiptirler.

111

Elektron İlgisi

H He

- 72,8 + 21

Li

Na

K

Rb

Cs

Be B C N O F

Cl

Br

I

At

-59,8 +241 -83 -122,5 0,0 -141,4

-52,9

- 48,3

- 46,9

- 45,5

-322,2

-348,7

-324,5

-295,3

-270

Bazı elementlerin birinci elektron

İlgileri (EI1) (kj/mol)

112

Elektron İlgisi

Bazı elementler için ikinci elektron ilgisi

(EI2) değerleri de tayin edilmiştir.

Negatif bir iyon ile bir elektron birbirlerini

iteceklerinden, negatif bir iyona bir

elektron katılması enerji gerektirir.

Bu nedenle, bütün ikinci elektron ilgisi

(EI2) değerleri, pozitif işaretlidir.

04.01.2012

29

113

Elektron İlgisi

O(g) + e-

O-(g) EI1 = - 141,4 kj/mol

O-(g) + e

-O

2-(g) EI2 = + 880,0 kj/mol

114

Kimyasal Bağlar

Atomları bir arada tutan kuvvete, kimya

dilinde kimyasal bağ denir.

Kimyasal bağlar, aile içindeki yada

akrabalar arasındaki bağlara

benzetilebilir.

115

Kimyasal Bağlar

1916-1919 yılları

arasında Amerikalı

Kimyacı Gilbert

Newton Lewis ve

arkadaşları

tarafından Kimyasal

bağlarla ilgili önemli

bir kuram

geliştirilmiştir.

116

Kimyasal Bağlar

“Lewis Bağ Kuramı” olarak da bilinen bu kuram, şu temel esasa dayanır.

Soy gazların asallıkları (reaksiyon verme eğilimlerinin olmayışı) elektron dağılımlarından dolayıdır ve diğer elementlerin atomları, soy gaz atomlarının elektron dağılımlarına benzemek amacıyla bir araya gelmektedir.

04.01.2012

30

117

Kimyasal Bağlar

Lewis Simgeleri ve Lewis Yapıları

Lewis, kendi kuramı için özel bir gösterim

geliştirmiştir.

Lewis simgesi, iç kabuk elektronları ve

çekirdeği gösteren bir simge ile dış

kabuk (değerlik) elektronlarını gösteren

noktalardan oluşur.

118

Kimyasal Bağlar

Bazı Elementlerin Lewis Simgeleri

C F

Al

O

Ne

H N

119

Kimyasal Bağlar

Soru: Parantez içerisinde verilen

elementlerin Lewis simgelerini yazınız

(15P, 16S, 53I, 18Ar, 12Mg, 3Li).

120

Kimyasal Bağlar

Kimyasal Bağ Çeşitleri

İyonik bağ

Kovalent bağ

Metalik bağ

04.01.2012

31

121

İyonik Bağ

Bir atomdan diğerine elektron aktarılması

ile oluşan bağlara iyonik bağ denir.

İyonik bağ, daha çok metalik özellik

gösteren elementlerle ametaller arasında

meydana gelir.

Metaller, iyonlaşma enerjileri düşük olup

elektron vermeye ve pozitif iyonlar

oluşturmaya eğilimlidirler.

122

İyonik Bağ

Ametallerin ise elektron ilgileri yüksek

olup, negatif iyonlar oluşturmaya

meyillidirler.

Böylece elektron alışverişi sonucu

oluşan bu küresel yapılı pozitif ve negatif

iyonlar, birbirlerini elektrostatik çekim

kuvvetleri ile çekerek iyonik bağı

oluştururlar.

123

İyonik Bağ

İyonik Bağa ve İyonik Bileşiklerin Lewis

Yapılarına Örnekler:

Sodyum klorürün (NaCl) Lewis yapısı

Na Cl Na Cl

Lewis yapisi

+

124

İyonik Bağ

Bu tepkimede yer alan atom ve iyonların

tam elektronik yapıları

Na (1s22s

22p

63s

1) Na

+ (1s

22s

22p

6) + e

-

e- + Cl (1s

22s

22p

63s

23p

5) Cl

- (1s

22s

22p

63s

23p

6)

8

8

04.01.2012

32

125

İyonik Bağ

Örnek: Magnezyum klorür’ün (MgCl2) Lewis

Yapısı

Mg +

Cl

Cl

Mg Cl

Lewis yapisi

Cl2

126

İyonik Bağ

Örnek: Aluminyum oksit’in (Al2O3) Lewis

Yapısı

Al

+

Al

O

O

O

Al

Lewis yapisi

2 3 O23

127

İyonik Bağ

Soru: Aşağıda adları verilen bileşiklerin,

Lewis yapılarını yazınız.

a) kalsiyum klorür b) lityum oksit

c) baryum sülfür

128

İyonik Bağ

İyonik Bileşiklerin Özellikleri

İyonik bileşiklerin moleküler (kovalent)

bileşiklerden farklı birçok özellikleri olup, bu

özellikler şu şekilde sıralanabilir:

İyonik bileşikler katı halde iken son derece

düşük elektriksel iletkenlik gösterirler. Oysa bu

bileşikler eritildiklerinde yada suda

çözüldüklerinde, oldukça iyi elektriksel

iletkenlik gösterirler.

04.01.2012

33

129

İyonik Bağ

İyonik bileşikler, yüksek erime ve

kaynama noktalarına sahiptirler.

İyonik bileşikler çok sert fakat

kırılgandırlar.

İyonik bileşikler, genellikle su gibi polar

çözücüler içerisinde çözünürler.

130

Kovalent Bağ

Kovalent bağ, ametal atomları arasında

meydana gelir.

Ametal atomları, elektron ilgileri

bakımından birbirlerine benzediklerinden

kovalent bağların oluşumu esnasında

elektron aktarımı olmaz.

Bunun yerine, elektronlar ortaklaşa

kullanılır.

131

Kovalent Bağ

Bu şekilde, elektronların ortaklaşa

kulanımına dayalı bağ türüne “kovalent bağ”

denir.

Kovalent bağa ve kovalent moleküllerin

Lewis yapılarına örnekler:

132

Örnek: H2

H + H H : H veya H H

bag yapan (paylasilmis)

elektron çifti

kovalent bag

04.01.2012

34

133

Kovalent Bağ

Örnek: Cl2

Cl Cl Cl ClCl : Cl veya

bag yapan

elektron cifti

bag yapmamis

(paylasilmamis)

elektron cifti

134

Kovalent Bağ

Örnek: HCl

H Cl H : Cl veya H Cl

Lewis yapisi

135

Kovalent Bağ

Örnek: H2O

OH H H : O : H veya O HH

Lewis yapisi

136

Katlı Kovalent Bağlar

Örnek: O2

O O O OO : : O veya

Lewis yapisi

04.01.2012

35

137

Katlı Kovalent Bağlar

Örnek: N2

N N N N veya N N

Lewis yapisi

Lewis Yapılarının Yazılması

138

Polar Kovalent Bağlar

Elektronlerın iki atom arasında eşit

olmayan ortaklanmasıyla oluşan

kovalent bağa polar kovalent bağ denir.

139 140

Bağ Derecesi ve Bağ Uzunluğu

Bağ derecesi; bir bağın tekli, ikili yada üçlü

olduğunu gösterir.

Bağ Türü Bağ Derecesi

Tekli 1

İkili 2

Üçlü 3

04.01.2012

36

141

Bağ Derecesi ve Bağ Uzunluğu

Bağ Uzunluğu, birbirlerine kovalent bağla

bağlı iki atomun merkezleri arasındaki

uzaklık olarak tanımlanır.

142

Bağ Enerjileri

Lewis yapısının molekülünün deneysel

olarak ölçülen özellikleri ile uyumlu

olmasında; bağ uzunluğu ve bağ

enerjileri ölçülerdir.

Bağ enerjisi ve uzunluğu katlılığı ile

yakından ilgilidir.

Bağın katlılığı ne kadar artarsa bağ o

kadar kısa ve bağ enerjisi de o kadar

büyük olur. 143

Bağ Enerjileri

Atomlar kovalent bağ yaparak bir araya

geldiklerinde enerji salınır ve bağın

ayrışması sırasında da aynı miktarda

enerji soğrulur.

Bağ ayrışma enerjisi gaz haldeki

bileşiklerden bir mol kovalent bağ

koparmak için gerekli olan enerji

miktarıdır.

144

04.01.2012

37

Bağ Enerjileri

İkili bağların bağ enerjileri aynı atomlar

arasında tekli bağlarınkinden yüksektir;

fakat iki katı değildir.

145 146

Bağ oluşması ve ayrışması

147

Bağ oluşması ve ayrışması

148

Bağ enerjilerinin bir diğer kullanımı alanı

da bir tepkimenin endotermik veya

ekzotermik olduğunun görülmesidir.

zayıf bağlar kuvvetli bağlar ∆H<0

(tepkenler) (ürünler)

kuvvetli bağlar zayıf bağlar ∆H>0

(tepkenler) (ürünler)

04.01.2012

38

149

Çözeltilerin Seyreltilmesi

Bu sunu, birkaç ekleme dışında Prof. Dr.

Yavuz TAŞKESENLİGİL tarafından

hazırlanan ders sunularından alınmıştır.

Hocamıza çok teşekkür ederim.

genel kİmya birbirine dik yönde - wordpress.com...genel kİmya 2 elektromagnetik radyasyon (iıma)...

Documents