Kimya I Ders Notları
advertisement
GENEL KİMYA I Prof. Dr. Baki Hazer Zonguldak Karaelmas Üniversitesi Fen Edebiyat Fakültesi Kimya Bölümü Dersin Künyesi Dersin Adı ve Kodu KİM115 Genel Kimya I 425 Dersin İçeriği Temel kimya kavramları, maddenin mikro yapısı, atom, molekül, iyon. Katılar, sıvılar, gazlar. Maddelerin birbiriyle etkileşimi. Reaksiyon hızları ve kimyasal denge. Dersin Amacı Kimya eğitimine başlayan öğrenciye kimyanın temel kavramlarını öğretmek, maddenin mikro yapısını ve maddeler arasındaki etkileşimler hakkında bilgilendirmek. Kaynak Kitap Baki Hazer (1997); Genel Kimya, 4. Baskı. Akademi Ltd. Şti, Trabzon. Yardımcı Kitaplar A. Bahattin Soydan, A. Sezai Saraç (2004); Genel Üniversite Kimyası, 7. Baskı. Alfa Yayınları, İstanbul; Petrucci.Harwood.Herring (2002);Çev.Ed: Tahsin Uyar, Serpil Aksoy; Genel Kimya, Palme Yayıncılık, Ankara. Hafta Konu Başlığı Birinci Hafta Kimya ve bilim. Ölçme ve Sonuç Bildirme. Üslü sayılar. İkinci Hafta Atomun yapısı. Spektroskopi. Atom modelleri. Üçüncü Hafta Modern kuantum mekaniği. Elementlerin periyodik tablosu. Beşinci Hafta Kimyasal bağlar. Metalik, iyonik, kovalent bağ. Yükseltgenme sayıları. Dipol moment. Valens bağ teorisi ve hibridleşme. Altıncı Hafta Moleküller arası çekim kuvvetleri. Sıvılar ve katılar. Yedinci Hafta Kimyasal maddeler. Mol kavramı. Denklem denkleştirme. Sekizinci Hafta Gazlar. Gazların kinetik teorisi. İdeal gaz kanunu. Dokuzuncu Hafta Daltonun kısmi basınçlar kanunu. Gazların yayılma kanunu. Onuncu Hafta Çözeltiler. Çözeltilerin derişimleri. Net iyonik denklem. Onbirinci Hafta Çözünürlük ve baskı. Roult kanunu. Koligatif özellikler. Onikinci Hafta Kimyasal kinetik. Reaksiyon hızları. Aktivasyon enerjisi. Onüçüncü Hafta Reaksiyon mertebeleri. Katalizör ve reaksiyon hızları. Ondördüncü Hafta Kimyasal Denge. Reaksiyon ilerleme değeri. Le Chatelier ilkesi. Dördüncü Hafta BİRİNCİ HAFTA Kimya ve bilim. Ölçme ve Sonuç Bildirme. Üslü sayılar. KİMYA VE BİLİM Kimya; organik, inorganik, analitik, fizikokimya (+ polimer kimyası ve teorik kimya) ve biyokimya alanlarını içine alır. Ölçme ve Sonuç Bildirme Kimya deneysel bir bilimdir. Deneyler yapılarak bir takım ölçüler alınarak bir sonuca varılır. Deneylerde hatanın en az olması istenir. Deney hataları; deney yapanın kendisinden, seçilen yöntemin uygunluğundan, kullanılan bağıntılardan ve ölçü aletlerinin durumundan kaynaklanabilir. Kimyada deneylerin tekrarlanabilirliği temel esastır. Anlamlı Rakam Sayısı Sayılar, kesin sayılar ve ölçme sayıları olarak ikiye ayrılırlar. Kesin sayılar belirsizliği olmayan sayma sayıları ve tanım sayılarıdır. Ölçme sayıları ise bir ölçme sonucu elde edilen ve son hanesinde belirsizlik bulunan sayılardır. Hiç bir ölçme sonucunda kesin sayılar elde edilemez. Ölçme sayılarının da son hanesindeki rakamda belirsizlik vardır. Fakat son hanedeki rakamın önündeki rakamlar kesin olarak bilinen rakamlardır. Kesin olarak bilinen rakamlarla belirsizlik olan rakamların tümüne birden anlamlı rakamlar denir: 25 (belirsizlik 1) , 2300 (belirsizlik 100) 2300. (belirsizlik 1) , 0.029 (belirsizlik 0.001) Sayıların Yuvarlatılması Kimyada en basit deney bir miktar maddenin tartılmasıdır. Bunun için kullanılan terazilerin hassasiyeti yani ölçebileceği 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. Şimdi bunlardan, diyelim 0.1 g hassasiyetinde bir terazide bir demir çubuk tarttık ve yirmi dokuz g geldi. Biz bu tartım sonucunu 29 g diye veremeyiz. Terazinin hassasiyeti 0.1 g yani kesir noktasından sonra bir haneye kadar hassas ölçtüğüne göre 29.0 diye göstermeliyiz. Örnek: Eğer yuvarlatılmış bir sayıyı tekrar yuvarlatmak istersek orijinal rakamdan hareket etmeliyiz. Örneğin, 16.7654 sayısını noktadan sonra üç haneye yuvarlatalım: 16.765 olur. Eğer noktadan sonra iki haneye yuvarlatmak gerekirse o zaman sayımız 16.77 olacaktır. Üslü Sayılar 1. Kuvveti alınmış sayılara üslü sayılar denir. Üslü sayılar ters çevrildiğinde üssün işareti değişir: 2. Üssü sıfır olan tüm sayıların değeri bire eşittir: 9 = 1, a = 1, c = 1, X = 1, (0.25) = 1 3. Üslü sayıların bölme işleminde pay ve paydanın üsleri aynı ise ortak üsse alınabilirler: 4. a) Tabanı aynı olan üslü sayılar çarpıldığında katsayılar çarpılır, üsler toplanır. b) Tabanı aynı olan üslü sayılar bölündüğünde katsayılar bölünür, üsler çıkarılır: 5. Değişik üslü sayıların toplama veya çıkarma işlemlerinde, sayılar önce üslü sayılar halinde düzenlenir. Katsayıları toplanır veya çıkarılır: 6. Üslü bir sayının yine üssü alınmışsa üsler çarpımı üs olarak alınır. ((23)5)7 = 2105 , ((42)3)-2 = 4-12 7. Bir üslü sayının üssü kesirli bir sayı ise o kesrin payı sayının kuvvetini, paydası ise o sayının kökünü gösterir: Birim Sistemleri SI birim sistemine göre temel birimler. SI temel birimlerinden türetilmiş birimler SI birimleri için kullanılan önekler. Birimlerin birbirine dönüşümü (ft: feet, L: litre, gal: galon, Å: angström, eV: elektronvolt, cal: kalori, lb: libre, oz: ons). Birimlerin birbirine dönüştürülmesi: Örnek: 5.2 J’ü kaloriye dönüştürelim: Kesirlerin ayırımında virgül yerine nokta kullanılmaktadır, virgül sadece bin, milyon, milyar gibi binlik bölümleri göstermek için kullanılır. Örnek: 1.2 (bir tam onda iki) ve 1,000,000,000 (bir milyar)...gibi. İKİNCİ HAFTA Atomun yapısı. Spektroskopi. Atom modelleri. ATOMUN YAPISI Çevremizdeki eşyaların analizi bize, eşya malzeme madde element atom sırasını verir. Görülüyor ki çevremizde, boşlukta bir hacim işgal eden her şeyin temeli madde element ve atom olmaktadır. Öyleyse atom nedir? Dalton Atom Teorisi 1. Elementler atom denilen bölünemeyen parçacıklardan oluşmuştur. Kesirli değildir. Tam sayılarla ifade edilen miktarlarla belirlenir. 2. Belirli bir elementin bütün atomları tıpatıp aynı özelliklere sahiptirler. Aynı kütleye sahiptirler. Farklı elementlerin atomları farklı kütleye sahiptir. 3. Atomlar kimyasal değişmelerin birimleridir. Kimyasal değişme; birleşme, ayrılma ve atomların yeniden düzenlenmesini içine alır. 4. Bir element için verilen kimyasal sembol aynı zamanda o elementin atomu için de kullanılır. 5. Atomlar birleştiğinde molekülleri oluştururlar. Bileşikler değişik atomların birleşmesinden oluşur. Aynı atomların birleşmesi ile de elementin molekülleri oluşur (H2, O2, Cl2,... gibi). 6. Atomlar parçalanamaz, yaratılamaz veya değiştirilemez. Elektronun Keşfi 1833’de M.Faraday bakır-II-klorür ü elektroliz ederek elektrik akımını kullandı. Kimyasal değişimin elektrik miktarı ile orantılı olduğunu buldu. 1874’de Faradayın deneysel sonuçları G.J.Stoney’i elektriğin madde gibi parçacıklardan ibaret olduğu sonucuna sevketti. Atomların yapısında bulunan bu parçacıklara elektron adını verdi. Bu arada W.Crooks ve birçok bilim adamı havası boşaltılabilen, iki ucundaki iletkenlerle elektrik akımı uygulayabilen gaz deşarj tüpleri üzerinde çalışıyorlardı. 1886’da W.Crooks, bu gaz deşarj tüpünde birçok gazın davranışını inceledi. Katot ışınları (1) katottan anoda doğru düz bir yolda ilerlerler, (2) önlerine bir metal levha konursa geçemezler ve gölgesini yaparlar, (3) tüpün cam çeperlerinde floresans oluştururlar, (4) metal bir yaprağı akkor hale ısıtırlar, (5) gaz moleküllerini iyonlaştırırlar, (6) fotoğraf plakalarında iz yaparlar, (7) bir metale çarptıkları zaman yüksek giriciliği olan x- ışınlarını oluştururlar, (8) çarptıkları metali negatif yükle yüklerler, (9) elektrik ve magnetik alanda saparlar Elektron Yükünün Belirlenmesi R. A. Millikan 1909 da yağ damlası deneyi ile elektronun Yükünü ve kütlesini ayrı ayrı başarı ile hesaplamıştır Millikan’ın yağ damlası deneyi Elektronun m kütlesinin hesabı Kanal Işınları, Protonun Keşfi 1886 da E.Goldstein bir Crooks tüpünde delik katot kullanarak pozitif yüklü ışınları keşfetti. Neon gazı bulunan bir Crooks tüpünde katot ışınlarının neon molekülüne çarpmasıyla oluşan artı yüklü neon iyonlarının delik katottan geçerek tüpün iç çeperini ışıldatması pozitif yüklü iyonların varlığını ispatladı. X-Işınları ve Radyoaktiflik 1895 de W.Roentgen, katot ışınları bir metale çarptığında yepyeni türde ışınlar oluştuğunu buldu. Bu ışınlara X-ışınları veya Roentgen ışınları adını verdi. X-ışınlarının elde edildiği daha gelişmiş düzeneklere daha sonraları Coolidge tüpü adı verildi. Bir Coolidge tüpünde X-ışınlarının oluşumu. Elektromanyetik Işık Elektromanyetik spektrumu oluşturan ışıma bölgelerinin kaynakları: Kozmik ışınlar atmosfer dışından bize gelen ışınlardır. -ışınları radyoaktif elementlerin salıverdikleri bir cins ışımadır. X-ışınları katot ışınlarının bir elemente çarparak oluşturdukları ışımadır. Ültraviyole, görünür ve infrared ışınlar genel olarak ısıtılan cisimlerin yayınladıkları ışınlardır. TV ve radyo dalgaları bir antenden alternatif akım geçirildiğinde oluşurlar. Elektromanyetik Dalga Spektrumu. Kuantum Teorisi 1900’de Max Planck’ın ortaya koyduğu Kuantum teorisi, elektronun bir harmonik ossilatör gibi davrandığı temeline dayanır Kara Cisim Işıması Kara cisim, dışı siyaha boyanmış ve üzerine bir delik açılmış metal bir küredir (Şekil 2.11.a). Üzerine düşen bütün ışınları absorblayan (emen, soğuran) bir cisimdir. Cisim ısıtıldığı zaman üzerinde bulunan delikten ışımalar yayılmaya başlar. Fotoelektrik Olay 1902 yıllarında bilinen bu olay metallerin üzerine vakum yapılmış bir cam tüp içinde, yeterli enerjiye sahip bir ışık düşürüldüğü zaman bir elektronun koparılması olayıdır. Bir fotoelektrik hücrede fotoelektrik olayın meydana gelişi. ATOM MODELLERİ Rutherford’un önerdiği atom modeli, merkezde bir çekirdek ve etrafında dönen elektronlar şeklindedir. Atomu oluşturan temel parçacıklar. Atom Spektrumları Rutherford’un atom modelinde fizik kurallarına ters gelen ve açıklanamayan eksiklikler vardı. Bir kere çekirdek etrafında dönen elektronların ışıma yaparak enerji kaybedip çekirdeğe yapışması gerekir. Halbuki atomlarda normal halde bir enerji kaybı sözkonusu değildir. Bu gibi eksik noktalar yeni bir atom modeline gerek duyuyordu. 1913 de Bohr atom modelini ortaya koydu. Bohr atom modelini anlamak için 19.yüzyıla kadar yapılan spektroskopik çalışmaları gözden geçirelim. Spektrumlarda görülen ışığın üç çeşit dağılımı vardır: (1) Devamlı spektrum güneş, ampuldeki flamanın ışığı, görünür bölgedeki tüm dalga boylarını içerirler. 500C nin yukarısında ısıtıldığında katı ve sıvılarla çok yoğun gazlar devamlı spektrum verirler. (2) Çizgi spektrumları ışıma sadece özel dalga boylarında yayınlandığı zaman oluşur. Fazla enerji absorblamış gaz halindeki atomlar tarafından yayınlanır. Gaz deşarj tüpündeki hidrojen gazı ve sodyum buharı çizgi spektrumları verir. (3) Bant spektrumu bazı ısıtılmış gaz moleküllerinin çizgi spektrumları birbirine çok yakın olduğu zaman bant şeklinde gözlenir. Bohr Atom Teorisi Hidrojen atomunda bulunan elektron dairesel bir yörüngede hareket eder ve çekirdeğin Coulomb çekimi dairesel hareketteki merkezkaç kuvvetle dengelenir. Herhangi bir elektronun enerjisi sabittir. Sadece, elektronun açısal momentumu (mvr’nin) h/2’nin tam katları değerine eşit olan yörüngelere izin verilir. Elektron bir yörüngeden daha düşük enerjili bir alt yörüngeye geçtiğinde bir ışık yayınlanır. Bohr’a göre ışık serilerinin oluşumu Bohr’a göre X- Işınlarının oluşumu 1. Kesiksiz Spektrum: Katottan çıkan elektronların antikatot üzerinde birdenbire durdurulmasıyla oluşur. Akkor haldeki katı ve sıvıların verdikleri spektrumlarda olduğu gibi dalga boyu kesiksiz bir biçimde değişen ışımalar dizisinden ibarettir. 2. Kesikli Spektrum (Çizgiler Spektrumu): Antikatoda gönderilen elektronlar bu elementin atomunda bulunan kabuklardan elektronlar koparır. Koparılan bu elektronların yerini doldurmak için elektronlar üst kabuklardan bu boşluklara atlarlar. Böylece yüksek enerjiden düşük enerjiye düştükleri için aradaki enerji farkını ışık olarak yayınlarlar. İşte bunlar X-ışınları çizgi spektrumlarıdırlar. X-ışınları çizgiler spektrumunun oluşumu. ÜÇÜNCÜ HAFTA Modern kuantum mekaniği. Elementlerin periyodik tablosu. Modern Kuantum Mekaniği Madde Dalgası Modern kuantum mekaniği 1924 yılında Louis de Broglie’nin dalga-tanecik eşleşmesi kuralıyla başlar. Buna göre bütün hareketli taneciklere pilot dalga denilen bir dalga eşlik eder ve bu dalganın dalga boyu aşağıdaki bağıntıyla verilir: Dalga boyu h mv kütlesi Planck sabiti hızı Elektronun bulunabileceği kararlı yörünge ve bulunamayacağı yörünge şekilleri: Kararlı yörünge (izin verilen yörünge) 2r = n Böyle bir yörüngeye izin verilmez, çünkü dalga, girişimle yok olur. Belirsizlik Kuralı 1927’de Heisenberg, elektronun çekirdek etrafında bulunacağı yerin Bohr’un önerdiği yörüngeler üzerinde kesinlikle bilinemeyeceğini bildirdi. Schrödinger Denklemi Heisenberg’in belirsizlik kuralına göre elektronun atomun çekirdeği etrafında “nerede” bulunduğundan değil, “ne kadar olasılıkla nerede”bulunduğundan sözedilebilir. Schrödinger dalga denklemi d 2 V E 2 8 m dx h 2 2 Kuantum Sayıları Schrödiner denklemi polar koordinatlara göre çözüldüğü zaman eşitliğin sol tarafı radyal (çapla ilgili) fonksiyon, sağ tarafı açısal fonksiyona eşit olur. Radyal fonksiyonun çözümünden baş kuantum sayısı (n) ve açısal fonksiyonun çözümünden de alt kabuk (azümütal) (l) ve orbital magnetik, ml kuantum sayıları elde edilir. Kuantum sayıları ve özellikleri Sem- Adı bol Alabildiği değerler Başlıca özelliği 1,2,3,..... Orbitalin enerjisini ve büyüklüğünü belirler n Baş l Alt 0,1,2,...,n-1 Orbitalin şeklini belirler kabuk Orbital -l, -l+1, ...,0, l-1, l Orbitalin yönlenmesini belirler ml ms Spin +1/2, 1/2 Elektronun dönme yönünü belirler Kuantum sayılarınının topluca gösterimi n l ml ms + 1/2 K 1 0 - 1/2 0 + 1/2 L 2 0 0 - 1/2 + 1/2 +1 - 1/2 + 1/2 1 0 - 1/2 + 1/2 -1 - 1/2 + 1/2 M 3 0 0 - 1/2 + 1/2 +1 - 1/2 + 1/2 1 0 - 1/2 + 1/2 -1 - 1/2 + 1/2 +2 - 1/2 + 1/2 +1 - 1/2 + 1/2 2 0 - 1/2 + 1/2 -1 - 1/2 + 1/2 -2 - 1/2 Orbitallerin Şekilleri ve Büyüklüğü Elektronların Yerleşim Düzeni (n+l) Kuralı Orbitallerin birbirlerine göre enerji seviyelerinin yüksek veya düşük oluşunu hesaplamaya yarar. Hund Kuralı Aynı enerji seviyeli orbitallerin her biri birer elektrona sahip olmadan önce orbitallerden herhangi biri iki elektrona sahip olamaz. Pauli Dışarlama (exclusion) Kuralı İşte bu kural bir atomda bulunan herhangi iki elektronun 4 kuantum sayısının da aynı olamayacağını, en azından birer kuantum sayılarının farklı olduğunu söyler. Elektron dağılımının sayılarla gösterimi: 6C: 1s2 2s2 2p2 Elektron dağılımının sayılarla gösterimi: 2p 2s ( 6C) 1s Magnetik Özellikler Çiftleşmemiş elektronlara sahip maddelerin gösterdiği magnetik alana doğru çekilme özelliğine paramagnetizma denir. Bunun zıddı özellik diamagnetizmadır. Yani bütün elektronları çiftleşmiş maddelerin gösterdiği magnetik alan tarafından itilmesi özelliğine diamagnetizma denir. Paramagnetizma sadece dışarıdan bir magnetik alan uygulandığı zaman gözlenen bir özelliktir. Birde kobalt, nikel, demir gibi metallerin dışarıdan bir magnetik alan uygulanmadığı halde kendiliğinden magnetik özellik göstermesi özelliği vardır ki buna da ferromagnetizma denir. Periyodik Tablo (Elementlerin Düzenli Sıralanışı) Elementlerin düzenli bir şekilde sıralanması çalışmaları 1829'da Döbereiner ile başlamış, 1864-1887 yılları arasında Newlands ile devam etmiş ve birçok eksiklikleri olmasına rağmen rağmen ilk bilimsel periyodik tablo1869'da Rus kimyacısı Mendelev tarafından ortaya konulmuştur. Periyodik tabloda her bir elementin atom numarası, atom ağırlığı ve sembolü gösterilmiştir. Düşey sütunlara grup veya aile, yatay sıralara sıra veya periyot adı verilir. Atomik ve İyonik Çap Elektron bulutunun belirli bir hacimde sınırını çizerek oluşturulan küre atomun şeklini belirler. Buna göre belirlenmiş atomun çapı periyodik tabloda yatay olarak ilerledikçe atom numarası arttıkça- küçülür. İyonlaşma Enerjisi Gaz halindeki bir atomdan en dıştaki elektronu (en yüksek enerjiye sahip olan elektron) çıkarabilmek için gerekli minimum enerjiye iyonlaşma enerjisi denir. Elektron İlgisi İyonlaşma olayının aksine, gaz halindeki bir atomun bir elektronu yakalaması ile açığa çıkan enerjiye elektron ilgisi denir. Elektronegatiflik Elektronegatiflik iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisini birleştiren bir tanım olarak karşımıza çıkar. Bir atomun molekül içinde bir kimyasal bağda elektronları kendine doğru çekme yeteneğidir. İzoelektroniklik Elektron sayıları eşit olan element veya iyonlara izoelektronik denir. DÖRDÜNCÜ HAFTA Kimyasal bağlar. Metalik, iyonik, kovalent bağ. Yükseltgenme sayıları. KİMYASAL BAĞ Kimyasal bağ, iki veya daha çok atomu yeni bir tür (molekül, bileşik, metal) oluşturmak üzere bir arada tutan yeteri kadar yüksek bir çekim kuvvetidir. Lewis sembolü Buna göre normal olarak dolmuş alt tabakalar hiç gösterilmez, sadece en dış kabuktaki elektronlar elementin etrafında birer nokta olarak işaretlenir. Periyodik tabloda ilk üç sıra elementlerin Lewis sembolleri. Metalik Bağ Metalik bağlanmada metallerin değerlik elektronlarının bir tanesi veya daha fazlası atomdan ayrılır ve pozitif yüklü bir katyon oluşur. Böylece oluşan pozitif katyonlar tamamen serbest bir elektron denizinde yüzüyor gibidir. Artık hangi elektron hangi atoma aittir, belli değildir. İşte metalik bağ pozitif metal iyonları ile çevresindeki serbest elektronlar arasındaki çekim kuvvetidir. Bir metalin dövülerek şekil değiştirmesi. İyonik Bağ İyonik bağ pozitif ve negatif iyonlar arasındaki çekim kuvvetidir. Metallerin kolayca verebildikleri değerlik elektronlarının, ametallerin değerlik elektronlarına katılmasıyla iyonlar oluşur: .. .Cl: Na. + .. (1s22s22p63s1) (1s22s22p63s23p5) + Na (1s22s22p6) .. [ :Cl: + .. ] (1s22s22p63s23p6) Neonun elektronik yapısı Argonun elektronik yapısı Bir iyonik kristalin darbe ile kırılması: Mağnezyum nitrür iyonik bileşiğinin oluşumu: Mg : Mg : Mg : . .N: . . .N: . 3 [Mg] 2+ (1s2 2s2 2p6) .. 3+ 2 [:N:] .. (1s2 2s2 2p6) (Mg3N2) Kovalent Bağ Kovalent bağlanmada değerlik elektronları ortaklaşa kullanılır. Kovalent bağ değerlik elektronlarının ortaklaşa kullanılması sonucu bir moleküldeki atomları bir arada tutan bağdır. C, N, O ve F nin Kovalent bağlı örnek bileşikleri ve özellikleri. C (IV.grup) H H C H H N (V.grup) H .. N H O (VI.grup) H .. O .. H F (VII.grup) H .. F: .. H metan, CH4 amonyak, NH3 su, H2O hidrojenflorür, HF (renksiz gaz) (renksiz gaz) (renksiz sıvı) (renksiz sıvı) e.n.-183C e.n.-78C e.n. 0C e.n.-83.1C k.n. -161C k.n. -33C k.n.100C k.n. 19.5C Çift Bağlar çift bağ H .. H :C : :O çift bağ H veya H formaldehit, CH2 O C O H H .. .. H : C : : C : H veya H etilen, C2 H4 H H C C H Üçlü Bağlar üçlü bağ üçlü bağ H :C :::C :H veya H asetilen, C2 H2 C C H :N : : : N: veya :N azot, N2 N: Koordine Kovalent Bağ Tekli kovalent bağı oluşturan ortaklanmış elektron çifti tek bir atomdan geliyorsa buna koordine kovalent bağ denir. + H .. H :N .. : H elektron çifti verici + H + H .. H :N .. : H H alıcı koordine kovalent bağ BEŞİNCİ HAFTA Dipol moment. Valens bağ teorisi ve hibridleşme. Kovalent Bağ Özellikleri Polar ve polar olmayan kovalent bağlar, Aynı iki atom kovalent bağla bağlandığı zaman her iki atom da bağ elektronlarını aynı derecede ortaklaşarak çekerler (H2, F2, O2, N2 molekülleri gibi). Bu şekilde iki atom tarafından aynı derecede ortaklaşarak çekilen bağlara polar olmayan kovalent bağlar denir. Farklı iki atom kimyasal bağla birbirine bağlandığı zaman aradaki bağın tamamen iyonik veya tamamen kovalent olduğu söylenemez. Ancak ortaklaşılan elektron çiftinin daha elektronegatif atoma doğru ne kadar kaydığına dikkat edilir. Bunlar polar bileşiklerdir, dipol (iki uçlu, pozitif ve negatif uçlara sahip) özellikler gösterirler. Polar olmayan, polar ve iyonik bileşiklerde elektron dağılımları: Dipol Moment, = q x r Pozitif ve negatif uçların elektrik yükleri, q ile yükler arasındaki mesafe, r çarpımı olarak tarif edilir. İyonik ve polar bileşikler dipol momente sahiptirler. Polar olmayan bileşiklerin dipol momenti yoktur. Tamamen iyonik sayılan bir bileşikte q yükü=1 pozitif yük = 1 negatif yük = 4.8x10-10 esb olur. Atomlararası uzaklık, r, 1 = 10-8 cm alınırsa dipol moment, (mü) = 4.8x10-18 esb cm bulunur. Debye (Debay okunur) ın adına izafeten 10-18 esb cm = 1 Debye (D) denilmiştir. Polar moleküllerin elektrik alanda yönlenmeleri. Bazı moleküllerin dipol momentleri: Yükseltgenme Sayıları Yükseltgenme sayıları bir bileşikte iyonların sahip olduğu yüklere eşittir. Yükseltgenme sayılarının bilinmesi denklemlerin denkleştirilmesi bakımından çok yararlıdır, kimyasal reaksiyonların sonucunu tahmine yarar. Yükseltgenme sayıları, elementler, bileşikler ve moleküllerde değişik şekillerde belirlenir. Nötral bileşiklerde yükseltgenme sayıları toplamı sıfırdır. 2(+5)+(-2)5 =0 Sb2 O5 1+7+(-2)4 =0 H Cl O4 4+(-1)4 C Cl4 Çok atomlu iyonlarda yükseltgenme sayıları toplamı iyon yüküne eşittir. -2 +1 O H -1 +6 (-2)4 S O4 -2 +5 (-2)4 P O4 -3 Valens Bağ Teorisi 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. ALTINCI HAFTA Moleküller arası çekim kuvvetleri. Sıvılar ve katılar. Madde, Element, Bileşik Hepside insanın beş duyusundan en az biri ile hissedilebilen cisimlerdir. Tarif olarak madde, sabit bir bileşimi olan ve ayrı ayrı parçaları her zaman aynı özellikleri gösteren cisimlerdir. Element, tek bir cins atomların yığılımından oluşmuş bir maddedir; bileşik, birbiriyle kimyasal bağlarla birleşmiş farklı atomların yığılımından meydana gelen maddelerdir. Örnek olarak oksijen (element), elmas (karbon elementi), demir (element), tuz (bileşik), şeker (bileşik), naftalin (bileşik), bakır sülfat (bileşik) ..vs hepsi birer maddedir. Moleküller arası çekim kuvvetleri Moleküler kovalent bağlı maddelerde moleküllerin birbirine yapışıp yığılımı sağlayan metalik, iyonik ve kovalent bağlardan daha zayıf olan kuvvetlere moleküller arası çekim kuvvetleri denir. Moleküller arası çekim kuvvetleri çeşitleri Bunlar, -en kuvvetlisinden en zayıfına doğru-: Dipol çekim kuvvetleri, Hidrojen bağları, London (van der Waals) çekim kuvvetleri ve Sürtünme yüzeyidir. Maddenin Halleri Madde gaz halde, katı halde ve sıvı halde bulunabilir. Gaz halde maddeyi oluşturan moleküller birbirinden bağımsız bir şekilde uçuşurlar. Moleküller arası çekim kuvvetleri yok denecek kadar azdır. Gaz halin fiziksel özellikleri bundan sonraki konuda daha geniş olarak incelenecektir. Sıvılar Yüzey Gerilimi Sıvının yüzeyindeki moleküllerin içeri ve yanlara doğru çekim kuvvetleri yaparak sıvı yüzeyini ince bir zarla örtmesi özelliğidir. Sıvı içindeki moleküller her yönde çekim kuvvetleri gösterirken yüzeydeki moleküller sıvı yüzeyinde ince bir zar meydana getirecek çekim kuvvetlerine sahip olurlar. Islatma özellikleri Islatan sıvılar kaba yapışıp tırmanmak ister; bu özellik çok küçük çaplı bir kapiler boruda daha belirgin bir yükselme gösterir. Islatmayan sıvılarda sıvı kaba yapışmaz, tırmanmaz ve bu yüzden sıvı kapiler boruda kabın içindeki sıvı seviyesinin altında kalır. Islatan sıvı yüzeyi kenarları çeperlere doğru uzanan bir çukur şeklindedir ve buna menüsküs adı verilir. Islatmayan sıvıda ise kapilerdeki sıvı yüzeyi tümsek şeklindedir. Buhar Baskısı (Buhar Basıncı) Bir sıvının buhar baskısı dengede olduğu buharının basıncıdır. Katıların buharlaşması ihmal edilecek kadar azdır ve bu yüzden dikkate alınmaz. Kloroformun buhar basıncının ölçülmesi Sıvıların buhar baskısı eğrileri Hal Değişimleri Bir madde uygun şartlarda gaz, sıvı ve katı hallere geçebilir. Gaz soğutularak sıvı hale; sıvı, katı hale dönüştürülebilir. Gaz halde moleküller birbirinden tamamen bağımsız hareket eder, bulunduğu kabın şeklini alır. Aşırı ısınma, Aşırı soğuma ve Kritik nokta Aşırı ısınma, bir sıvının kaynama noktası üzerinde ısıtıldığı halde kaynamanın meydana gelmemesi olayıdır. Aşırı soğuma (veya aşırı kaynama) olayının tersi aşırı ısınmadır (veya aşırı kaynama). Aşırı soğuma, su 2C ye soğuduğu halde donmayabilir. Bu aşırı soğumadır. Ama bir kaç kristal parçası atıldığında veya çözelti karıştırıldığında hemen donma gerçekleşir. Kritik Nokta: Bir tüpün içine yarıya kadar su koyalım. Tüpün ağzını alevle eriterek kapatalım ve bu kapalı tüpü ısıtalım. Isıtmaya devam ettikçe sıvı ile gaz fazının kaybolup tek bir faz oluştuğunu görürüz. İşte bu andaki sıcaklık kritik sıcaklık ve bu sıcaklıktaki basınç da kritik basınçtır. Faz diyagramları bir maddenin katısıvı-gaz hallerinin buhar baskısı sıcaklık ilişkilerini bir arada gösteren eğrilerdir. Sıvı Kristaller Oda sıcaklığında kristal-katı olan bu maddeler, ısıtıldıklarında, birkaç erime noktasından geçerek düzensiz moleküllü sıvı hale ulaşırlar. Aradaki geçtikleri erime noktaları halen daha düzenli molekül dizilişine sahip sıvı haller olup bu özelliği gösterdiğinden dolayı böyle maddelere hem sıvı, bulunduğu kabın şeklini alacak, hem akıcı olacak fakat hem de kristal yapıda olduğu gibi düzenli sıralanmış moleküllere sahip olacak anlamına gelen sıvı kristaller denmiştir. Camlar Camlar viskozitesi çok yüksek olan sıvılar gibi düşünülebilir. Pencere camları tipik bir örnektir. Bunlar çok yavaş bir şekilde akarlar. Kristal Katılar Kristal katılarda moleküller atomlar veya iyonlar yüksek derecede düzenli olarak birbirine yapışmıştırlar. Kristal Yapının Belirlenmesi X-ışınlarının dalga boyu atom boyutunda olduğu için kristal yapı aydınlatılmasında başarı ile kullanılır. Bu belirlemede prensip, kristal üzerine gönderilen x-ışınlarının yansımalarını takip etmektir. YEDİNCİ HAFTA Kimyasal maddeler. Mol kavramı. Denklem denkleştirme. Atom Ağırlığı Bir atomun ağırlığı, o atomu oluşturan parçacıkların tümünün toplamıdır. Çekirdekte bulunan nötron ve protonlarla, çekirdeğin çevresinde bulunan elektronların toplamı atom ağırlığını verir. Mol Mol kelimesi molekül kelimesinin kısaltılmışı anlamında değildir. Düzine ve deste gibi bir sayı topluluğunun adıdır. 1971 yılında yapılan uluslararası tartılar ve ölçüler genel konferansında bir mol 0.012 kg 126C elementinde bulunan atom sayısı kadar parçacık (atom, molekül, iyon, elektron.....gibi) içeren madde miktarı olarak tanımlanır. Bu sayı 6.02x1023 dür. En Basit Formül ve Moleküler Formül Maddeler element halde veya elementlerin bileşikleri halinde çevremizde bulunurlar. Bileşiklerde hangi cins element atomlarından kaç tanesinin bir arada olduğunu bildiren semboller topluluğuna formül adı verilir. Bu semboller yine elementler için kullandıklarımızın aynısıdır ve yan yana yazılarak bileşik formülünü oluştururlar. n x En basit formül = Moleküler formül veya n X En basit formül ağırlığı = moleküler formül ağırlığı (mol kütle). Bu bağıntılarda n bir tam sayıdır. Kimyasal Formüller Kimyasal maddelerin sembollerine kimyasal formüller denir. Kimyasal formüller, bileşikte hangi cins atomlardan kaç tane bulunduğunu belirtirler. Tüm saf maddeler element veya bileşiktirler. Bunlar atomların değişik kimyasal bağla bağlanmasıyla oluşurlar. Aynı cins atomların yığılımı ile oluşan saf maddelere element denir. Birkaç farklı atomun bir arada yığılımıyla oluşan maddelere bileşik denir. Bazı tek atomlu ve çok atomlu (poliatomik) iyonlar. Bileşiklerin Adlandırılması Bileşikleri adlandırmada iki sistem vardır. Bu sistemler IUPAC (Uluslararası Kimyacılar Birliği) tarafından konulan adlandırma sistemi ve geleneksel sistemdir. Her iki adlandırmaya göre de katyon adı önce, anyon adı sonra söylenir. Kimyasal Reaksiyon Denklemleri Reaksiyona giren ve reaksiyon sonucu oluşan maddelerin cins ve miktarlarını belirten semboller topluluğudur. Denklemde yer alan maddelerin formüllerinin arkasına o bileşiğin hangi durumda olduğunu belirten işaretler konur: (k: katı kristal), (s: sıvı), (g: gaz), (amorf), (aq veya suda: sulu çözelti). Bir kimyasal denklem bize: (a) kaç molekül, (b) kaç mol, (c) kaç gram başlangıç maddesi veya maddelerinden : (a) kaç molekül, (b) kaç mol, (c) kaç gram ürün oluşur, sorularının cevabını verir. Reaksiyon denklemleri Reaksiyon denklemleri elektron alışverişi olmayan (redoks olmayan) ve elektron alışverişi olan (redoks) reaksiyonlar olarak iki sınıfta incelenebilirler. Basit redoks reaksiyonlar Basit redoks reaksiyonları iki elementin bileşmesi, bir birleşik ve bir elementin açığa çıkarılması bölünme ve iyonlar arasındaki elektron alışverişidir. Basit redoks reaksiyonlarda yükseltgenme (yükseltgenme sayısının artışı) ve indirgenme (yükseltgenme sayısının azalışı) beraberce yürür. Her redoks reaksiyonda bir yükseltgen karşısında bir indirgen madde bulunur. Yükseltgen maddeler karşılarındaki maddeyi yükseltgedikten sonra kendi yükleri azalır; indirgen maddeler karşılarındaki maddeyi indirgedikten sonra kendi yükleri yükselir. Metallerin aktiflik sırası. Metal Li metal + oksidi soğuk K Ba su Sr hidrojen H2 Ca Na metal Mg + subuharı Al Mn Zn H2 metal + asit Cr Fe + metal reaksiyon + yok oksit + Ni H2 oksit Sn H2 oksijen Pb metal H2 Sb Cu Hg Ag oksit + ısı Pd Pt Au metal Denklem Denkleştirme Bir kimyasal denklemde kütlelerin korunumu prensibi geçerlidir. Buna göre denklemin bir tarafındaki atomların toplam sayısı, öbür taraftaki atomların toplam sayısına eşittir. Redoks olmayan denklemlerde denklem denkleştirme redoks olanlara göre daha basittir. Verim Bir kimyasal reaksiyon hiçbir zaman %100 gerçekleşmez. Bizim tam olarak nitelendirdiğimiz denklemler bile mutlaka çok az da olsa gerçekleşmediği bir miktara sahiptir. Genellikle inorganik maddeler arasındaki çökelme reaksiyonları tam reaksiyonlardır ve pratikte %100 gerçekleşir, verim de % 100 olarak söylenir. Ancak tam gerçekleşmeyen organik reaksiyonlarda teorik olarak beklenen miktarda ürün alınamaz. Bu durumda ele geçen miktarı teorik elde edilmesi gerekene bölüp yüzle çarparak verim yüzdesi hesaplanır. Reaktifin Aşırısı Bir kimyasal reaksiyonda reaksiyon denklemindeki miktarlara uygun oranda alınan maddeler reaksiyona girdiğinde reaksiyon sonucunda ortamda sadece ürünler vardır, başlangıç maddeleri hiç kalmamıştır. (Tabii ki reaksiyon veriminin % 100 olduğunu kabul ediyoruz). Ancak kimyasal reaksiyon denklemindeki oranlara sadık kalmayıp başlangıç maddelerinden biri fazla alınırsa, az olanına bağlı olarak ürünler oluşur ve bu arada fazla alınan başlangıç maddelerinin fazlası da ortamda bulunur. SEKİZİNCİ HAFTA Gazlar. Gazların kinetik teorisi. İdeal gaz kanunu. GAZLAR Gazlar moleküller arası çekim kuvvetleri en az olan maddelerdir ve gaz molekülleri birbirinden bağımsız hareket ederler. Aralarındaki çekim kuvveti ancak ve sadece London çekim kuvvetidir. Büyük basınç ve düşük sıcaklıklarda sıvılaştırılabilirler. Gaz molekülleri bulundukları kabın her tarafına eşit oranda yayılıp doldururlar ve kabın şeklini alırlar. Sonsuz oranda genişleyebilirler. Basınç altında yüksek oranda sıkıştırılabilirler. Yüksek basınçtan alçak basınca doğru çabucak akarlar. Sıcaklık yükseldikçe büyük basınç yaparlar. Düşük yoğunlukları vardır. Gazların Kinetik Teorisi Gaz moleküllerinin yere düşmeden havada asılı kalmaları onların birbirleri ile devamlı çarpışma halinde bulunmaları ile açıklanır. Gazların kinetik teorisine göre önce bazı karmaşık özellikler taşımayan ve gerçekte var olmayan bir ideal gaz tasavvur edilmiş, bu ideal gaz kavramına göre bazı bilgiler elde edildikten sonra gerçek gazlara ilişkin kurallar ve prensipler geliştirilmiştir. Basınç Gazların kinetik teorisi, gaz basıncını, moleküllerin çeperlere çarpmaları olarak tarif etmektedir. Yaşadığımız ortamda havanın her türlü cismin çeperlerine yaptığı basınca atmosfer basıncı denir ve bu basınç 1 atmosfer olarak tarif edilir. Basınç birim yüzeye etki eden kuvvettir. Öyleyse basınç bir tür ağırlık, bir tür kuvvettir. Basınç birimleri Basınç ölçerler Sıcaklık Sıcaklık ısının akış yönünün bir ölçüsüdür. Isı da bir enerjidir. Isı ile sıcaklık çoğunlukla birbirine karıştırılır. Isı bir enerji çeşididir ve ısı enerjisi, diğer enerji türlerine dönüşebilir. Çoğunlukla sıcaklık yerine ısı kelimesi çok yanlış olarak kullanılıyor. Isının bir enerji birimi olduğunu tekrarladıktan sonra sıcaklığı mutlak olarak tarif etmeye çalışalım. Sıcaklık bir molekül hareketi özelliğidir. Gazların kinetik teorisine göre hızlı moleküllerin sıcaklığı yüksek, yavaş moleküllerin sıcaklığı düşüktür. Fahrenhayt (toF), Santigrat(toC) ve Reomür(toRe) sıcaklık değerlerinin birbirine dönüştürülmesi: Boyle Kanunu: P.V = Sabit (a) Hacim ile basınç ilişkisi, (b) Hacim ile 1/basınç ilişkisi, (c) Hacim x basınç ile basınç ilişkisi. Charles kanunu Avogadro Kanunu İdeal Gaz Kanunu İdeal gaz kanunu bir gazın P, T, V ve n değişkenlerinin dördünün birden birbiriyle ilişkisini bir bağıntıda toplar. Bunun için Boyle , Charles ve Avogadro kanunları birleştirilerek tek bir bağıntı ortaya çıkarılır. PV = nRT R ye ideal gaz sabiti adı verilir ve normal şartlarda 1 mol gaz için ideal gaz bağıntısından hesaplanır: DOKUZUNCU HAFTA Daltonun kısmi basınçlar kanunu. Gazların yayılma kanunu. Daltonun Kısmi Basınçlar Kanunu Bir gaz karışımında gazlardan herbirinin kendi yaptığı basınca kısmi basınç denir. Birbiriyle reaksiyona girmeyen bir gaz karışımının yaptığı toplam basınç gazların o hacimde yalnız başlarına iken yaptıkları basınçların (kısmi basınçlarının) toplamına eşittir. 1803 de Daltonun kurduğu bu kısmi basınçlar kanununun matematik ifadesi şöyledir. Daltonun kısmi basınçlar kanununa göre 0.5 L N2 ve 0.5 L H2’nin aynı hacimde toplanması halinde toplam basınç 2 katına çıkar. Graham’ın Gazların Yayılma Kanunu Graham gazların bir gaz içinde yayılmasını (difüzyon) ve boşluğa doğru yayılmasını (efüzyon) incelemiştir. (a) Efüzyon:Bir gazın boşluğa yayılması (b) Difüzyon:İki ayrı gazın birbiri içine doğru yayılması İdeal Gaz Kanunundan Sapmalar Gerçek gazlarda moleküllerarası çekim kuvvetlerinden dolayı birkaç molekül birbirine yapışarak çarpışan molekül sayılarında bir azalma gözlenir. Böylece ideal gaza göre daha az basınca sahip olurlar. Gerçek gaz moleküllerinin bir hacimleri oluşu nedeniyle çarpışma mesafeleri azalır ve daha sık çarpışmalar gerçekleştiğinden ideal gaza göre daha yüksek basınç elde edilir. Bir gazda her iki etki vardır. Basıncı artırıcı etki hakim ise ideal gazdan pozitif sapma, basıncı azaltıcı etki hakim geliyorsa ideal gazdan negatif sapma gözlenir. İdeal gazdan pozitif ve negatif sapmalar Van der Waals (1837-1923) ideal gazlardan sapmaları gözönüne alarak gerçek gazlar için yeni bir bağıntı geliştirmiştir: an P 2 V 2 V nb nRT Burada n molsayısıdır. a ve b Van der Waals sabitleridirler. Bu sabitlerin sıfır alınması halinde ideal gaz bağıntısı elde edilir! ONUNCU HAFTA Çözeltiler. Çözeltilerin derişimleri. Net iyonik denklem. ÇÖZELTİLER Görünür büyüklükte parçacıkların asılı kaldığı karışımlara süspansiyon denir. Karıştırmaya son verildiğinde kum tanecikleri kabın dibine çökerler. Bir süzgeç kağıdı kullanılarak kum ve su birbirinden süzme yoluyla ayrılabilir. Boyutları 1 nm ile 1000 nm arasında değişen asılı parçacıklardan(kolloid) oluşan karışıma kolloidal dağılım adı verilir. Kolloidal dağılımlarda bir kolloid fazı ve bir de dağılma ortamı fazı vardır. Bu fazlar, süspansiyonlarda olduğu gibi bir süzgeç kağıdı yardımıyla birbirinden süzme yoluyla ayrılamazlar. Eğer bir madde diğer bir madde içinde molekül, atom veya iyonları halinde dağılmışsa böyle karışımlara çözelti adı verilir. Çözeltiler homojen karışımlardır ve tek bir fazdan ibarettirler. Çözelti Çeşitleri Çözeltilerin Derişimleri Belirli miktar bir çözeltide çözünmüş madde miktarına çözünen maddenin konsantrasyonu veya derişimi denir. 1. Ağırlık yüzdesi (%, ağırlıkça) 2. Hacim yüzdesi (%, hacimce) 3. Molarite, M(mol/L) 4. Normalite, N (eşdeğer/L) 5. Molalite, m(mol/çözücü, kg) 6. Mol kesri, X. Çözeltilerin Seyreltilmesi İçindeki çözünen madde miktarı yüksek olan çözeltiye derişik çözelti, çözünen madde miktarı düşük olan çözeltiye seyreltik çözelti denir. M1 . V1 = M2 . V2 bağıntısı geçerlidir. M1 ve M2 sırasıyla derişik ve seyreltilmiş çözeltilerin molariteleri, V1 ve V2 de sırasıyla derişik ve seyreltik çözeltilerin hacimlerini göstermektedir. Doygun Çözelti ve Çözünürlük Çözeltideki çözünen maddesi, çözünmeden kalanı ile dengede olacak şekilde çözünen madde bulunduran çözeltilere doygun çözelti denir. Doygun çözelti belirli bir sıcaklıkta belirli bir çözücüye ve gazların çözünmesinde belirli bir gaz basıncına göre tarif edilir. Doygun çözeltiden daha az çözünen madde içeren çözeltilere doymamış çözelti denir. PbCl2 nin sudaki çözünürlüğünün incelenmesi Çözünürlük ve Sıcaklık Bir sıvı veya katının bir çözücü içersinde çözünmesinde iki olay gözlenir. Birincisi, katının önce moleküller arası çekim kuvvetlerini yenerek çözücü içersinde molekül veya iyonlarına ayrışması, ikinci ve sonraki olay da bu molekül veya iyonların çözücü molekülleri tarafından sarılarak çözünmenin tamamlanmasıdır. Çözücü moleküllerinin çözünen maddenin molekül veya iyonlarını sarması olayına genel olarak solvatasyon, eğer çözücü su ise hidratasyon adı verilir. Bazı tuzların (a) ve bazı gazların (b) çözünürlük eğrileri Suda çok çözünen, az çözünen ve çok az çözünen tuzlar Net İyonik Denklem Reaksiyona girmeden çözeltide iyonlaşmış şekilde aynen kalan iyonlara seyirci iyonlar denir. Bir reaksiyon denkleminde kolaylık ve kısa yazılışı olması bakımından seyirci iyonlar gösterilmez. İşte sadece reaksiyona giren iyonların yazıldığı, seyirci iyonların gösterilmediği reaksiyon denklemlerine net iyonik denklem adı verilir. ONBİRİNCİ HAFTA Çözünürlük ve baskı. Roult kanunu. Koligatif özellikler. Çözünürlük ve Baskı Henry kanunu: Doygun bir çözelti üzerindeki bir gazın kısmi basıncı o çözeltideki gazın çözünürlüğü ile doğru orantılıdır veya kısaca basıncı arttıkça bir gazın çözünürlüğü de artar diye de tanımlanabilir. Sıvı-Sıvı Çözeltileri. Roult Kanunu Roult kanununa göre buhar fazındaki bileşenlerin kısmi baskıları çözeltideki mol kesirleri ile doğru orantılıdır. A ve B sıvılarının birbirinde çözünmesi ile oluşan bir çözelti için Roult kanunu şöyledir: Roult kanunundan negatif ve pozitif sapmalar: Basit bir laboratuar destilasyon sistemi. Çözeltilerin Koligatif Özellikleri Koligatif özellikler maddenin yapısı ve kimyasal özelliğine bağlı olmayan, sadece molekül sayısına bağlı olan özelliklerdir. Bunlar buhar baskısı alçalması, donma noktası alçalması, kaynama noktası yükselmesi ve osmotik basınç olmak üzere dört tanedir. Buhar Basıncı Alçalması Uçucu olmayan ve elektrolit olmayan bir madde (B) saf bir çözücüde (A) çözündüğü zaman, çözeltinin buhar basıncı saf çözücününkine göre daha düşük olur. Kaynama Noktası Yükselmesi Çözeltinin kaynama noktası saf çözücününkinden daha yüksektir. Donma Noktası Alçalması Çözeltinin donma noktası saf çözücününkinden daha düşüktür. Osmotik Basınç Sadece bazı moleküllerin geçmesine izin veren bazı moleküllerin geçmesine izin vermeyen zarlara yarı geçirgen zar adı verilir. Seyreltik bir çözeltiden çözücü moleküllerinin bir yarı geçirgen zar içinden daha derişik bir çözeltiye geçişine osmoz adı verilir. Osmoz, (a) çözücü molekülleri yarı geçirgen zardan geçer. Fakat çözünen madde molekülleri zardan geçemez. b) 2 nolu koldaki sıvı seviyesi yeteri kadar yükseldikten sonra osmoz olayı dengeye gelir ve bu seviye farkı osmotik basıncı verir. Kolloidal Dağılım Çözelti değildirler, iyon veya moleküllerden daha büyük 1 nm ile 1000 nm arasında parçacıklar içerirler. Kolloidal dağılım çeşitleri ONİKİNCİ HAFTA Kimyasal kinetik. Reaksiyon hızları. Aktivasyon enerjisi. KİMYASAL KİNETİK Kimyasal kinetik bir kimyasal reaksiyonun ne kadar hızlı yürüdüğünü ve hangi mekanizma ile oluştuğunu inceleyen bilim dalıdır. Orta hızlı reaksiyonların hızları ve mekanizmalarını incelemek kimyasal kinetiğin konusunu oluşturur. Aktivasyon Enerjisi Bir reaksiyon başladıktan sonra iç enerjisi artar ve bir ara ürün oluşur. Sonra bu ara ürün parçalanarak ürünlere dönüşür. Reaksiyona giren maddeler birbirine yaklaşarak önce potansiyel enerjileri yükselir. Bir maksimumda geçiş hali ara ürünü oluşumu. Sonra ara ürün çok kısa bir zaman sonra ürünlere bölünür. Geçiş hali ara ürünü ile başlangıç maddeleri enerjileri arasındaki farka aktivasyon enerjisi (Ea) denir ve reaksiyonun gerçekleşebilmesi için başlangıç maddelerinin sahip olması gereken en düşük (minimum) enerji olarak tarif edilir. Aktivasyon enerjisi sıcaklıkla ters orantılı olarak değişir. Sıcaklık yükseldikçe aktivasyon enerjisi azalır. Geçiş hali ara ürünü ile başlangıç maddeleri enerjileri arasındaki farka aktivasyon enerjisi (Ea) denir. Basit Reaksiyonlar Bir tek reaksiyon adımından ibaret olan reaksiyonlar basit reaksiyonlardır. Basit reaksiyonlar, başlangıç maddelerinin molekül sayısına (molekülaritelerine) göre sınıflandırılırlar. Tek bir başlangıç maddesi, A ürünler gibi olan reaksiyonlara unimoleküler; iki başlangıç maddeli, A + B ürünler, gibi olanlara bimoleküler; üç başlangıç maddeli, A + 2B ürünler gibi olan reaksiyonlara da termoleküler reaksiyonlar denir. Reaksiyon Hızları Bir işlemin hızı birim zamanda değişen miktar olarak tarif edilir. Bir kimyasal reaksiyon için hız da birim zamanda bir ürün veya bir başlangıç maddesindeki konsantrasyonunda ki değişme olarak tarif edilir. Genel reaksiyonu için genel olarak reaksiyon hızı ifadesi: ONÜÇÜNCÜ HAFTA Reaksiyon mertebeleri. Katalizör ve reaksiyon hızları. Reaksiyon Mertebeleri Bir reaksiyonun mertebesi deneyle bulunur. Reaksiyon mertebesi, hız denkleminde başlangıç maddelerinin konsantrasyonlarının üsleri toplamı olarak tarif edilir. Basit reaksiyonların hız bağıntıları ve mertebeleri Sıfırınca Mertebe Reaksiyonlar Reaksiyon hızı başlangıç maddesinin konsantrasyonuna bağlı olmayan reaksiyonlardır. Hız baştan sona sabit bir değerde kalır: Hız = k[A] = k Birinci Mertebe Reaksiyonlar (I.) Sadece tek başlangıç maddeli reaksiyonlardır. Birinci mertebe reaksiyonlar için hız ifadesi: Birinci Mertebe Reaksiyonlarının Yarılanma Ömrü (t1/2) Bir maddenin başlangıçtaki miktarının yarıya inmesi için geçen zamana yarılanma ömrü denir. Birinci mertebe reaksiyonlar için yarılanma ömrü: İkinci Mertebe Reaksiyonlar (II.) İkinci mertebe reaksiyonlar, 2A ürünler A + B ürünler için için Hız = k [A]2 Hız = k [A] [B] Yalancı I. reaksiyonlar A+B ürünler reaksiyonunda şayet başlangıç maddelerinden birinin değişimi diğerine göre çok büyük ise (A B hali) reaksiyon sanki birinci mertebedenmiş gibi yürür ve böyle reaksiyonların hızları birinci mertebe reaksiyon hız bağıntıları ile hesaplanır. Reaksiyon Mertebelerinin Belirlenmesi Reaksiyon mertebelerinin tayini çok büyük önem taşır. Mertebe tayininde reaksiyonun önce basit veya karmaşık bir reaksiyon olup olmadığı ayırımı yapılmalıdır. 1. Basit reaksiyonlarda mertebe tayini Denkleşmiş denklemin başlangıç maddelerinin katsayıları hız denkleminde üs olarak alınır: A + 2B ürünler hız = k [A] [B]2 dir. 2. Başlangıç hızları yöntemi ile mertebe tayini Başlangıç hızları yönteminde deneysel hız bağıntısını bulmak için bir seri deney yapılır. 3. Grafik yöntemi ile reaksiyon mertebesinin bulunması: Sıfırıncı mertebe hariç birinci ve ikinci mertebeden reaksiyonların zaman-derişim grafikleri birer eğridir. Ancak bu bağıntılar y=mx+n genel doğru denklemine göre düzenlenerek hız ifadeleri doğru denklemleri cinsinden verilebilir. Reaksiyon Hızını Değiştiren Etkenler 1. Sıcaklık Arrhenius bağıntısı ile verilir: 2. Temas Yüzeyi: Temas yüzeyi arttıkça reaksiyon hızı da artar. Bu yüzden katı maddelerin heterojen reaksiyonlarına katı madde ne kadar ufaltılarak, öğütülmüş parçalar halinde reaksiyona sokulursa reaksiyon hızı da o derece yüksek olur. 3. Katalizör: Bir kimyasal reaksiyonun hızını artıran ve reaksiyonun sonunda da aynen geri kalan maddelere katalizör adı verilir. Katalizör, reaksiyonun denge karışımındaki konsantrasyonlarını asla değiştirmez sadece dengeye gelme zamanını kısaltır. 4. Derişim: Reaksiyon hızı üzerine konsantrasyonun etkisi hız bağıntılarından kolayca anlaşılabilir: 0. Reaksiyonlarda konsantrasyonun etkisi yoktur. I. Reaksiyonlarda konsantrasyonun birinci kuvveti, II. Reaksiyonlarda konsantrasyonun ikinci kuvveti ile doğru orantılıdır. ONDÖRDÜNCÜ HAFTA Kimyasal Denge. Reaksiyon ilerleme değeri. Le Chatelier ilkesi. KİMYASAL DENGE Bir miktar kalan başlangıç maddeleri ile oluşan ürünlerin derişimleri artık değişmeksizin kaldığı duruma reaksiyon dengededir (çift yönlü reaksiyonlar). Denge Sabiti Genel bir çift yönlü reaksiyonda Geri reaksiyon hızı dengede ileri reaksiyon hızına eşittir. Buna göre, yazılabilir. Burada ileri hız sabitinin geri hız sabitine oranına denge sabiti (K) denir. Kp ve Kc Gaz fazında yürüyen reaksiyonlarda denge sabitini ürün ve başlangıç maddelerinin kısmi basınçları cinsinden de ifade edebiliriz. Bu durumda molar konsantrasyonlar cinsinden denge sabiti (Kc) ve kısmi basınçlar cinsinden denge sabiti (Kp) olmak üzere iki tür denge sabiti ifadesi ortaya çıkar. Şimdiye kadar yazdığımız denge sabitleri molar konsantrasyonlar cinsinden (Kc) idi. Bir gaz fazı reaksiyonu için Kp şöyledir: N2 O4 (g) 2NO2 (g) pNO 2 Kp = pN O 2 4 Kısmi basınçlar cinsinden denge sabiti Kp ile Kc arasındaki ilişki Reaksiyon İlerleme Değeri, Q Belirli bir zamandaki derişimler denge sabiti bağıntısında yerine konarak elde edilen denge değerine reaksiyon ilerleme değeri (Q) adı verilir. Q = K ise reaksiyon dengede, Q<K ise reaksiyon ileri, Q>K ise reaksiyon geri gidiyor demektir. Le Chatelier İlkesi Le Chatelier ilkesine göre, sistem üzerine dengede iken bir etki yapılırsa (sıcaklık, basınç, konsantrasyon veya katalizör ilavesi veya azaltılması gibi) sistem bu etkiyi azaltacak yönde reaksiyona meyleder.
