GENEL KİMYA
advertisement
Atomlar Eşya malzeme madde element atom Temel parçacıklar (lepton ve kuarklar) 2 Atomlar Maddelerin atom denen bölünemeyen çok küçük parçacıklardan meydana geldiği fikri ilk kez M.Ö. 5. asırda Demokritos tarafından ortaya atılmıştır. Bu fikir o zamanlar fazla kabul görmemiştir. 19. y.y. başlarında İngiliz bilim adamı John Dalton ilk atom teorisini ortaya atan bilim adamıdır. 4 Dalton’un atom teorisi 1. Elementler atom denilen çok küçük parçacıklardan 2. 3. 4. meydana gelmiştir. Bir elementin bütün atomları büyüklük, kütle ve kimyasal özellikler bakımından birbirinin aynıdır. Bir elementin atomları, diğer bütün elementlerin atomlarından farklıdır. Bileşikler birden fazla elementin atomlarından meydana gelmiştir. Herhangi bir bileşikte, herhangi iki elementin atomlarının sayılarının birbirlerine oranı basit ve sabit bir orandır. Bir kimyasal reaksiyon sadece atomların birbirlerinden ayrılmalarını, birleşmelerini veya yeniden düzenlenmelerini içerir. Kimyasal reaksiyonlarda atomların oluşmaları veya yok olmaları söz konusu değildir. İki elementin atomlarının birleşerek bir bileşik oluşturduklarını gösteren bir kimyasal reaksiyonun şematik gösterimi Reaksiyondan önceki toplam atom sayısı reaksiyondan sonraki toplam atom sayısına eşittir Thomson’un atom modeli Pozitif Yüklü çekirdek Negatif yüklü elektronlar Rutherford’un atom modeli Rutherford’un atom modeli Atomun yapısı Elektronlar: katot ışını tüpü ile Thomson’un yaptığı deneyler sonunda keşfedilmiştir. Elektron ışını elektrik alanı uygulandığında (+) yüke doğru sapma gösterir. Bu da elektronların (–) yüklü olduklarını gösterir. Atomun yapısı Elektronlar atomun bir parçasıdır. Elektronlar (–) yüklü parçacıklardır, atomlar ise nötrdür. Dolayısıyla atomlarda elektronların yükünü dengeleyecek (+) yüklü parçacıkların olması gerekir. Çekirdek atomun bir diğer parçası olup elektronlarla eşit oranda fakat ters işaretli (+) yük taşırlar. Nötron ve protonlar Rutherford’un atom modeline göre pozitif yüklü atom çekirdeği atomun merkezinde, küçük bir hacim kaplamıştır. Negatif yüklü elektronlar ise atom çekirdeği etrafında belirli yörüngelerde hareket etmektedirler. Bu modele göre çekirdeği +2 yüklü olan helyumun kütlesi, çekirdeği +1 yüklü olan hidrojenin kütlesinden iki kat fazla olmalıdır. Fakat gerçekte helyumun kütlesi hidrojenin kütlesinin dört katıdır. Bunun sebebi atom çekirdeğinin hem pozitif yüklü protonlardan hem de elektrik yükü olmayan nötronlardan oluşmasıdır. 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. 13 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) 14 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. 15 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. 16 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. 17 Bohr Atom Modeli Bohr tarafından önerilen atom modeli, aşağıdaki şekilde şematize edilebilir. n = 4 Enerji Düzeyi n=1 n=2 n=3 n=4 n=5 n=6 n=7 Kabuk K L M N O P Q n=3 N n=2 M n=1 L K e- 18 Bohr Atomu 19 Bohr Atom Modeli Hidrojen atomunda, yayılan bütün ışınların frekansları aşağıdaki eşitlikten hesaplanabilir. 1 1 E 218 . x 1018 J 2 2 4.09 x 1019 J 2 4 15 -1 n3,289 x 10 sn 1 2 ni 1 2 nd ni = iç yörünge (düsük enerji düzeyi) nd = dis yörünge (yüksek enerji düzeyi) 20 Dalga-Tanecik İkiliği 1924 yılında Louis de Broglie, hareket eden küçük taneciklerin de dalga özelliği gösterebileceğini ileri sürdü. L. de Broglie (1892-1987) 21 Dalga-Tanecik İkiliği De Broglie, elektronun tanecik özelliğinden başka dalga özelliğine de sahip olduğunu düşündü. De Broglie bu düşüncesini, bir elektron demetini kristal üzerine gönderdiğinde tıpkı X-ışınlarında olduğu gibi kırınıma uğraması ile deneysel olarak kanıtladı. 22 Dalga-Tanecik İkiliği Elektronların dalga özelliğinin keşfi ile, elektron mikroskobunun yapılabilirliği gerçekleşti. Elektron mikroskobu bilimde devrim yaptı. Günümüzde, modern elektron mikroskopları sayesinde biyolojik dev moleküller gerektiği gibi incelenebilmektedir. 23 Dalga-Tanecik İkiliği De Broglie’ye göre bir elektronun dalga boyu aşağıdaki eşitlikle ifade edilir. h mv h p m: elektronun kütlesi v: elektronun hizi p: elektronun momentumu 24 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. 25 Heisenberg’in Belirsizlik İlkesi Momentumu hassas olarak belirlenmeye çalışıldığında ise yerindeki belirsizlik artar. Bu durum, matematiksel olarak şöyle ifade edilir. h x.p 4 x : taneciğin yerindeki belirsizlik p : taneciğin momentumundaki belirsizlik h : Planck sabiti 26 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. 27 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). 28 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. 29 Modern Atom Kuramı Schrödinger Denklemi : 2 2 2 8m 2 E V 0 2 2 2 2 x y z h Y (psi) : dalga fonksiyonu E : toplam enerji x, y, z : uzay koordinatları V : potansiyel enerji m : elektronun kütlesi 30 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. 31 Modern Atom Kuramı Orbitallerin kesin sınırları olmamakla beraber, elektronun zamanının %90-95’ini geçirdiği bölgeye orbital denmektedir. 32 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. 33 Kuantum teorisine göre atom Atomun kuantum modelini Bohr, De Broglie, Heisenberg ve Schrödinger gibi bilim adamları atomun bugün kabul edilen modelinin gelişmesinde rol oynadılar. Bu teoriye göre proton ve nötronlardan oluşan atom çekirdeği atomun merkezinde bulunur. Elektronlar ise varlıkları ve şekilleri matematiksel olarak hesaplanan orbitallerde atom çekirdeğinin etrafında dalga karakterinde bir hareketle dolaşırlar. Hidrojenin atom çekirdeği (proton) Çekirdeğin etrafında elektronun bulunduğu bölgenin kesiti Hidrojenin atom çekirdeği ve çevresindeki elektron yörüngesi Orbital Elektronların var olma ihtimalinin yüksek olduğu bölgelere orbital (yörünge) denir. Orbitaller üç boyutlu yüzeylerle gösterilirler. s orbitalleri p orbitalleri d orbitalleri Hidrojen atomunun kuantum modeli Enerji Orbitallerin enerji düzeylerinin sıralaması. Elektronlar orbitallere en düşük enerji düzeyinden başlayarak sırayla yerleşirler. Orbitaller Orbitallerin enerji sıralaması 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p Elektronların orbitallere yerleşme sırası 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2… Atom numarası, kütle numarası, izotoplar Atom numarası herhangi bir elementin atom çekirdeğindeki proton sayısıdır, Z ile gösterilir. Kütle numarası herhangi bir elementin atom çekirdeğindeki proton sayıları ile nötron sayılarının toplamıdır, A ile gösterilir. Nötron sayısı = A – Z Atom numaraları (proton sayıları) aynı olan, kütle numaraları farklı olan atomlara izotop denir. Bir elementin farklı izotopları olabilir. Yani izotoplar aynı elementleri ifade ederler, fakat nötron sayılarının farklılığından dolayı izotop olan atomların kütleleri farklıdır. Atom numarası, kütle numarası, izotoplar Bir elementin atom ve kütle numaralarının yazılışı genelde şu şekildedir (farklı da olabilir): Örnek: HİDROJEN Örnek: DÖTORYUM TİRİTYUM 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. 48 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 49 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 50 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 51 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? 52 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. 53 Atomik Orbitaller Atomik orbitaller; s, p, d ve f notasyonları kullanılarak gösterilir. Bütün s-orbitalleri küresel yapılıdır. 54 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. 55 p-Atomik Orbitalleri (a) px, (b) pz, (c) py 56 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. 57 d-Atomik Orbitalleri d-Orbitalleri 58 f-Atomik Orbitalleri 7 tane f-orbitali olup, bunlar altışar lob’lu dur. Dışardan herhangi bir magnetik etki olmadıkça, bütün f-orbitalleri eş enerjilidir. 59 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. 60 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 2 ms = + 1 2 61 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. 62 Orbitallerin enerji Sırası (n + l) toplamı eşit olan atomik orbitallerin enerjisi, baş kuantum sayısı n’ye göre belirlenir. n’si küçük olan atomik orbitalin enerjisi küçük, n’si büyük olan orbitalin enerjisi büyüktür. 63 Orbitallerin enerji Sırası Orbital 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 n+l 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 64 Orbitallerin enerji Sırası Orbitallerin enerji sırasını bulmada kullanılan pratik bir yol çapraz tarama olarak bilinen yoldur. Bu yöntemde, sol üst orbitalden başlayıp hiçbir orbital atlamadan çapraz olarak tüm orbitaller taranır. 65 Orbitallerin enerji Sırası 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p <6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p 66 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). 67 Elementlerin Elektronik Yapıları 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. 68 Elementlerin Elektronik Yapıları Böylece, eş enerjili orbitallerin tamamı yarı dolmuş (yani tek elektronlu) duruma geldikten sonra, gelen elektronlar, zıt spinlerle bu yarı dolmuş orbitalleri doldururlar (Hund Kuralı) 69 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 70 Atom H He Li Be B C N O F Ne Na Z 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 Temel hal elektron konfigürasyonu 1s1 1s2 1s2 2s1 1s2 2s2 1s2 2s2 2p1 1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6 71 2 2 6 1 1s 2s 2p 3s Bazı Elementlerin Orbital Diyagramları atom 5B 6C 7N 8O 9F 17Cl Orbital Diyagramı 1s2 2s2 2p1 1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 72 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). 73 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 74 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. 75 Magnetik Özellikler 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. 76 Magnetik Özellikler 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. 77 Grup ve Peryot Bulunması Atom numarası verilen elementin elektron dağılımı yapılır. Orbital katsayısı en yüksek olan sayı, elementin periyot numarasını verir. Son elektron s veya p orbitalinde bitmişse, element A grubundadır. s-Orbitali üzerindeki sayı doğrudan A grubunun numarasını verir. 78 Grup ve Peryot Bulunması 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 79 Grup ve Peryot Bulunması En son elektron d orbitalinde bitmişse, element B grubundadır. d 1+2 = 3 B d9 d2 2+2 = 4 B d10 d6 6+2 = 8 B d7 7+2 = 8 B d8 8+2 = 8 B 1 9+2 = 1 B 10+2 = 2 B 80 Grup ve Peryot Bulunması Örnek: 2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 Mn: 1s 25 4. Periyot, 7B Grubu Elektron dağılımı yapılan elementin en son elektronu 4f orbitalinde bitmişse Lantanitler, 5f de bitmişse Aktinitler serisinin bir üyesidir. 81 d10 d5 d1 82 ns2np6 ns2np5 ns2np4 ns2np3 ns2np2 ns2np1 ns2 ns1 Elementlerin Elektron Konfigurasyonları 4f 5f 8.2 Periyodik Tablo (Çizelge) Periyodik tablonun temel özelliği, elementleri artan atom numaralarına göre yan yana ve benzer özelliklerine göre de alt alta toplamasıdır. Periyodik tabloda yatay sütunlara peryot, dikey sütunlara da grup denir. Perydik tablo, 8 tane A ve 8 tane de B grubundan oluşmaktadır. 83 Periyodik Tablo Periyodik 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. 84 Baş grup elementleri s-bloku 1 2 p-bloku Geçiş elementleri d-bloku 3 4 5 6 7 f-bloku İçgeçiş elementleri 85 Periyodik Tablo Periyodik 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. 86 Periyodik Tablo Alkali Metaller Lityum Sodyum Potasyum K Rubityum Rb Sezyum Fransiyum Fr Li Na Cs Toprak Alkali Metaller Berilyum Be Magnezyum Mg Kalsiyum Ca Stronsiyum Sr Baryum Ba Radyum Ra 87 Periyodik Tablo Halojenler Flor F KlorCl Brom Br İyot I Astatin At Soygazlar Helyum Neon Argon Kripton Ksenon Radon He Ne Ar Kr Xe Rn 88 Periyodik 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, 89 Periyodik Tablo Çekilerek tel haline gelebilirler, Yüksek erime ve kaynama noktalarına sahiptirler, Bileşiklerinde daima pozitif (+) yükseltgenme basamaklarına sahiptirler, gibi özellikleri vardır. 90 Periyodik Tablo Periyodik 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. 91 Periyodik Tablo Metallerle ametaller arasında bulunan bazı elementler, hem metalik hem de ametalik özellikler gösterir ve bunlara yarımetaller veya metaloidler denir. 92 Periyodik Tablo Yarımetaller (Metaloidler) Bor B Silisyum Si Germanyum Ge Arsenik As Antimon Sb Tellur Te Astatin At 93 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. 94 Atomlar ve İyonların Büyüklüğü Atom yarıçapları, daha çok dolaylı yollardan bulunur. Örneğin, birbirine kovalent bağla bağlı iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklık (bağ uzunluğu) deneysel olarak ölçülebilir. Bu değerin uygun şekilde ikiye bölünmesi ile, atom yarıçapı bulunur. Bu şekilde bulunan yarıçapa “Kovalent yarıçap” denir. 95 Atomlar ve İyonların Büyüklüğü Metaller için “Metalik yarıçap”, kristal hallerdeki katı metalde yan yana bulunan iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısı olarak belirlenir. Atom yarıçapları, daha çok pikometre (pm) cinsinden verilir. 1 pm = 10-12 m 96 Atomlar ve İyonların Büyüklüğü Sodyum (Na) Klor (Cl) Kovalent Yarıçap (pm) 157 Metalik Yarıçap (pm) İyonik Yarıçap (pm) 186 95 99 - 181 97 Atomlar ve İyonların Büyüklüğü Periyodik çizelgede bir periyot boyunca soldan sağa doğru gidildiğinde, genel olarak atom yarıçapları küçülür. Bir grup boyunca yukardan aşağıya doğru inildiğinde ise, genel olarak atom yarıçaplarında artış olur. 98 99 8.3 Atom yarıçaplarının atom numaralarına göre değişimi 100 8.3 Atomlar ve İyonların Büyüklüğü İyon yarıçapları, iyonik bağla bağlanmış iyonların çekirdekleri arasındaki uzaklık deneysel olarak ölçülüp, katyon ve anyon arasında uygun bir şekilde bölüştürülmesi ile bulunur. Her hangi bir atomdan türetilen pozitif iyon, daima o atomdan daha küçüktür. 101 Atomlar ve İyonların Büyüklüğü Bir atomun +2 yüklü iyonu +3 yüklü iyonundan daha büyüktür. Örneğin; Fe 117 pm Fe+2 75 pm Fe+3 60 pm 102 Atomlar ve İyonların Büyüklüğü Buna karşılık, negatif bir iyonun yarıçapı daima türediği atomunkinden daha büyüktür. Örneğin; Cl 99 pm Cl181 pm 103 Katyon türediği nötr atomdan daima daha küçüktür Anyon türediği nötr atomdan daima daha büyüktür 104 8.3 Atomlar ve İyonların Büyüklüğü Soru: Periyodik çizelgeden yararlanarak, parantez içerisinde verilen atom ve iyonları büyüklüklerine göre sıralayınız (Ar, K+, Cl-, S2-, Ca2+) 105 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 106 İyonlaşma Enerjisi İyonlaşma enerjisi, tanımından da anlaşılacağı gibi, bir atomdaki elektronların çekirdek tarafından ne kadar bir kuvvetle çekildiğinin bir ölçüsüdür. Aynı zamanda iyonlaşma enerjisi, elektronları çekirdeğe bağlayan kuvveti yenmek için gerekli olup, bir atomun elektronik yapısının ne kadar kararlı olduğunun da bir ölçüsüdür. 107 İyonlaşma Enerjisi Bir elektronu uzaklaştırılmış bir iyondan, ikinci bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli olan enerjiye de “ikinci iyonlaşma enerjisi” denir. Aynı şekilde, üçüncü, dördüncü ve daha büyük iyonlaşma enerjileri de tanımlanır. Bir sonraki iyonlaşma enerjisi, daima bir önceki iyonlaşma enerjisinden daha büyüktür. 108 İyonlaşma Enerjisi A (g) A+(g) + e- IE1 (birinci iyonlaşma enerjisi) A+(g) A2+(g) + e- IE2 (ikinci iyonlaşma enerjisi) A2+(g) A3+(g) + e- IE3 (üçüncü iyonlaşma enerjisi) IE1 < IE2 < IE3 < ….< IEn 109 İyonlaşma Enerjisi Periyodik çizelgede bir grup boyunca, yukardan aşağıya inildikçe elementlerin birinci iyonlaşma enerjileri genel olarak azalır. Element Atom yarıçapı(pm) Li 152 Na 186 K 227 Rb 248 Cs 265 IE1(kj/mol) 520,2 495,8 418,8 403,0 375,7 110 İyonlaşma Enerjisi Periyodik çizelgede bir periyot boyunca, soldan sağa doğru gidildiğinde elementlerin birinci iyonlaşma enerjileri genel olarak artar. Metal atomları, ametal atomlarına kıyasla, daha düşük iyonlaşma enerjisine sahiptirler. 111 Birinci İyonlaşma Enerjisi İçin Genel Eğilim Birinci İ.E. Artar Birinci İ.E. Artar 112 8.4 1. Peryot 2. Peryot 3. Peryot 4. Peryot 5. Peryot 113 8.4 3. Periyot Elementlerinin İyonlaşma Enerjileri (kj/mol) 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 7733 2745 3232 2912 3361 3822 3931 11580 4356 4957 4564 5158 5771 16090 6274 7013 6542 7238 21270 8496 9362 8781 27110 11020 12000 IE3 IE4 IE5 IE6 IE7 114 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) 115 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 2 2 F (g) EI1 = -322,2 kj/mol 5 - F (1s 2s 2p ) + e F- (1s22s22p6) 116 Elektron İlgisi Kararlı elektronik yapıya sahip olan elementlerin, bir elektron kazanması enerji gerektirir. Yani olay endotermiktir ve elektron ilgisi pozitif işaretlidir. Ne(g) + e 2 2 - - Ne (g) EI1 = +29,0 kj/mol 6 Ne (1s 2s 2p ) + e - Ne- (1s22s22p63s1) 117 Elektron İlgisi Genel olarak, Periyodik çizelgede bir periyot boyunca soldan sağa gidildiğinde elektron ilgisi artar. Bir grupta yukarıdan aşağıya doğru inildiğinde ise elektron ilgisi azalır. Ametaller, metallere kıyasla daha yüksek elektron ilgisine sahiptirler. 118 Elektron İlgisi Bazı elementlerin birinci elektron İlgileri (EI1) (kj/mol) H - 72,8 Li -59,8 Na -52,9 K - 48,3 He + 21 Be B +241 -83 C N -122,5 0,0 O F -141,4 -322,2 Cl -348,7 Br -324,5 Rb - 46,9 I -295,3 Cs - 45,5 At -270 119 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. 120 Elektron İlgisi O(g) + e- O (g) + e O-(g) EI1 = - 141,4 kj/mol - O2-(g) EI2 = + 880,0 kj/mol 121 Kimyasal Bağlar Atomları bir arada tutan kuvvete, kimya dilinde kimyasal bağ denir. Kimyasal bağlar, aile içindeki yada akrabalar arasındaki bağlara benzetilebilir. 122 Kimyasal Bağlar 1916-1919 yılları arasında Amerikalı Kimyacı Gilbert Newton Lewis ve arkadaşları tarafından Kimyasal bağlarla ilgili önemli bir kuram geliştirilmiştir. 123 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. 124 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. 125 Kimyasal Bağlar Bazı Elementlerin Lewis Simgeleri H C Al N O F Ne 126 Kimyasal Bağlar Soru: Parantez içerisinde verilen elementlerin Lewis simgelerini yazınız (15P, 16S, 53I, 18Ar, 12Mg, 3Li). 127 Kimyasal Bağlar Kimyasal Bağ Çeşitleri İyonik bağ Kovalent bağ Metalik bağ 128 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. 129 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. 130 İyonik Bağ İyonik Bağa ve İyonik Bileşiklerin Lewis Yapılarına Örnekler: Sodyum klorürün (NaCl) Lewis yapısı Na + Cl Na Cl Lewis yapisi 131 İyonik Bağ Bu tepkimede yer alan atom ve iyonların tam elektronik yapıları 8 Na (1s22s22p63s1) Na+ (1s22s22p6) + e8 e- + Cl (1s22s22p63s23p5) Cl- (1s22s22p63s23p6) 132 İyonik Bağ Örnek: Magnezyum klorür’ün (MgCl2) Lewis Yapısı Cl Mg Cl + Cl Mg 2 Cl Lewis yapisi 133 İyonik Bağ Örnek: Aluminyum oksit’in (Al2O3) Lewis Yapısı O Al + Al O 2 Al 3 3 O Lewis yapisi 2 O 134 İyonik Bağ Soru: Aşağıda adları verilen bileşiklerin, Lewis yapılarını yazınız. a) kalsiyum klorür c) baryum sülfür b) lityum oksit 135 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. 136 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. 137 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. 138 Kovalent Bağ Bu şekilde, elektronların ortaklaşa kulanımına dayalı bağ türüne “kovalent bağ” denir. Kovalent bağa ve kovalent moleküllerin Lewis yapılarına örnekler: 139 Örnek: H2 kovalent bag H + H H : H veya H H bag yapan (paylasilmis) elektron çifti 140 Kovalent Bağ Örnek: Cl2 Cl Cl Cl : Cl veya Cl Cl bag yapmamis (paylasilmamis) elektron cifti bag yapan elektron cifti 141 Kovalent Bağ Örnek: HCl H Cl H : Cl veya H Cl Lewis yapisi 142 Kovalent Bağ Örnek: H2O H O H H : O : H veya H O H Lewis yapisi 143 Katlı Kovalent Bağlar Örnek: O2 O O O : : O veya O Lewis yapisi O 144 Katlı Kovalent Bağlar Örnek: N2 N N N N veya N N Lewis yapisi 145 Bağ Derecesi ve Bağ Uzunluğu Bağ derecesi; bir bağın tekli, ikili yada üçlü olduğunu gösterir. Bağ Türü Tekli İkili Üçlü Bağ Derecesi 1 2 3 146 Bağ Derecesi ve Bağ Uzunluğu Bağ Uzunluğu, birbirlerine kovalent bağla bağlı iki atomun merkezleri arasındaki uzaklık olarak tanımlanır. 147 Kovalent Bağ Teorileri Valens bağ teorisine göre moleküllerin oluşumunda çekirdek etrafında atomik orbitallerdeki elektronların ortaklaşa kullanılması halinde atomik orbitallerin birbirine girişim yapması ile bağ açıklanır. Molekül orbital teoride ise kovalent bağ oluşumuna iştirak eden elektronlar artık ortak bir molekül orbitalde bulunurlar. Atomik orbital bulunmaz. Hidrojen molekülünün (a) molekül orbital teoriye göre, (b) valens bağ teoriye göre oluşumu: . . + H . H . . H2 H + . : . . H H2 (a) (Moleküler orbital teoriye göre) (b) (Valens bağ teoriye göre) Çok Atomlu Moleküller ve Hibridleşme sp3 hibridleşmesi sp2 hibridleşmesi sp hibridleşmesi Hibrid orbitallerinin özellikleri. H2O molekülü bağ açıları 104.5 sp3 hibritleşmesine çok benzer bir yapıya sahiptir.
