|
|
|
 |
|
KONU ANLATIM |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
1
1-ATOM VE ELEKTRİK
Maddenin Elektriksel Yapısı:
Sürtünme ile elektriklenmede iki tür yükün (+) ve (-) olduğunu keşfeden ilk kişi Benjamin Franklin’dir. Ebonit çubuk bir kumaş parçasına sürtüldüğünde elektrikle yüklenir. Bu elektriğin türü (-) negatif yük olarak kabul edilmiştir. Cam çubuk ipek kumaşa sürtüldüğünde oluşan elektrik yükü (+) pozitiftir. Sürtünmede önce maddeler nötr yapıdadır. Bu durumda bir madde elektrikle yüklenmediği sürece maddede (+) ve (-) elektrik yükler eşittir. Aynı tür elektrik yükler birbirini iter, farklı tür elektrik yükleri birbirini çeker
.
Ebonit çubuk kumaş parçasına sürtülürse (-) elektrik yüklenir.
Cam çubuk ipek kumaş parçasına sürtülürse (+) elektrik yüklenir
.
Michael Faraday’ın Maddenin Elektrikli Yapısı İle İlgili Çalışmaları: (1932-1933)
Faraday’ın yaptığı elektroliz deneylerine göre “devreden geçen yük miktarı ile elektrotlarda toplanan madde miktarı orantılıdır.”
Elektrotlarda açığa çıkan madde miktarı;
m: Elektrotlarda toplanan madde miktarı (gram)
M
I: Akım şiddeti (amper)
t: zaman (saniye)
e: Tesir (etki) değeri
Q: I.t (Elektrik yük miktarı). Birimi coulomb (kulon) dur.
Faraday’ın çalışmalarına dayanarak 1874 yılında Stoney atomlarda elektrik yüklü birimlerin bulunduğunu ileri sürdü, ve 1891 de de bu yüklü birimlere elektron adı verilmesini önerdi.
Vakum Tüpüyle Yapılan Deneylerle Katot Işınlarının Keşfi:
Vakum tüpleri, içindeki havanın büyük bir kısmı boşaltılarak basıncı azaltılmış tüplerdir.
Gazların elektrik akımını iletmediği bilinir. Ancak yeterli gerilim uygulandığında gazlar da elektrik akımını iletir. Bu olaya flüoresan lambalar ve televizyon tüpleri örnek olarak verilebilir.
1859 yılında Julius Plücker vakum tüpleri ile yaptığı deneylerde katot ışınlarını buldu. Katot ışınları elde etmek için havası boşaltılmış cam tüpün uçlarına iki elektrot yerleştirilir. Bu elektrotlara yüksek gerilim uygulandığında katot adı verilen negatif elektrottan ışınlar (katot ışınları) çıkar. Bu ışınlar negatif yüklüdür ve doğrusal izler. Ayrıca bu ışınlar katodun karşısındaki tüp çeperlerinin ışık saçmansa neden olur. Katot ışınları tüpünde, katottan doğrusal olarak yayılan ışınlar manyetik alan içersinden geçirilirse manyetik alanın pozitif ucuna doğru sapma gösterirler.
1897 de J.J.Thomson katot ışınlarının vakum tüpündeki gazın türüne ve katot olarak kullanılan maddelerin türüne bağlı olmaksızın oluştuğunu ispatlayarak, her defasında oluşan bu parçacıkların her bakımdan özdeş olduğunu ortaya koydu. Thomson bütün elementleri oluşturan temel taneciklerden birinin (-) yüklü tanecikler olduğunu ileri sürerek, katot ışınlarının aslında ışın olmayıp (-) yüklü parçacıklar olduğunu belirledi. Bu (-) yüklü tanecikler daha önce Stoney’ önerdiği gibi elektron olarak adlandırıldı.
Elektronlar (-) yüklü tanecikler olduğu için elektriksel alanda (+) kutba doğru saparlar. Bu sapmalar;
Taneciğin yükü (e) ile doğru orantılı olarak gerçekleşir.
Taneciğin kütlesi (m) ile ters orantılı olarak gerçekleşir.
Yükün kütleye oranı (e/m), elektriksel alan içersinde elektronların doğrusal yoldan ne kadar sapacağını gösterir. Thomson yaptığı deneyler sonucunda elektron için e/m değerini saptayarak, bu değeri e/m=1,7588.10
Robert Millikan 1909 yılında, Thomson tarafından bulunan e/m değerinden faydalanarak yaptığı deneylerle elektronun yükü ve kütlesini bulmuştur.
Millikan, yağ damlası deneyinde, paralel metal levhalar arasına sis halinde dağılmış çok küçük yağ damlacıklarını püskürtür. Metal levhalara yapışan yağ zerrecikleri üzerine X-ışınları gönderilir. X-ışınları havadaki 2
gaz taneciklerine çarparak oluşturduğu elektronlar, yağ damlacıkları tarafından tutulur ve onların (-) yükle yüklenmense sebep olurlar.
Paralel haldeki metal levhalara elektrik akımı uygulanarak üst levha (+), alt levha (-) yükle yüklendirilerek, (-) yüklü yağ zerreciklerinin düşmesi durdurulur. Yağ zerreciğinin kütlesi ve yağ zerreciğini dengede tutmak için levhalara uygulanan gerilim bilindiğinde, her damla üzerindeki yük miktarı hesaplanır.
Deney her tekrarlandığında yükün -1,6.10
Bulunan bu değer Thomson tarafından bulunan e/m değerinde yerine konulduğunda elektronun kütlesi hesaplanır.
Buna göre elektronun kütlesi:
Protonun Keşfi:
Q= I.t ve bağıntıları ile bulunur. A: Atom kütlesi (gram/mol) 8 coulomb/gram olarak belirledi. -19 coulombun katları olduğu belirlendi. Buna göre elektronun yükü, e= -1,6.10-19 coulomb dur. g/elektron
Atomun yapısında (-) yüklü elektronlar bulunduğuna göre bu elektronların yükünü dengeleyecek (+) yüklerin de bulunması gerekir. Kanal ışınları bu düşünceyi doğrulamıştır.
Bir vakum tüpü alınarak tüpün ortasına gözenekli bir katot yerleştirilir. Vakum tüpünün elektrotları arasına yüksek gerilim uygulanırsa; katottan çıkan ve tüpün ikinci yarısında, katot ışınlarına ters yönde yayılan, (+) yüklü ışınlara rastlanır. Bu ışınlara kanal ışınları denir.
Kanal ışınları da elektronlar gibi tanecik yapıdadır ve manyetik alanda saparlar. Ancak bu ışınlar (+) yüklü olduklarından, katot ışınlarına göre ters yönde ve daha az saparlar. Bu taneciklerin sapma açısı tüpün içindeki gazın türüne bağlıdır. Vakum içersinde hidrojen gazı varken, kanal ışınlarının elektrik yükleri, elektron yüküne eşit fakat zıt işaretlidir.
Hidrojen atomları tek elektronludur. Hidrojen atomundan, bir elektron koparılınca geriye artı yüklü tanecik kalır. Artı elektriğin en küçük temsilcisi kabul edilen bu taneciğe proton denir.
Kanal ışınları protondan ibarettir. Bu deneylerle, bütün atomların yapısında elektronların yanı sıra protonların da varlığı belirlendi.
Elektronlarda olduğu gibi, protonun da e/m oranı, daha sonra yükü ve kütlesi hesaplanmıştır. Buna göre protonun elektrik yükü, elektronun yüküne eşit ancak zıt yüklü (+) olup 1,6.10
-19 coulomb dur. Protonun kütlesi ise, 1,6725.10-24 gram olarak hesaplanmıştır. Bu kütle, elektronun kütlesinin 1840 katıdır.
Kütle spektrometresi:
Atom ve moleküllerin kütlelerinin belirlenmesi kütle spektrometresi yapılır. Kütle spektrometresi gaz halindeki örneğin, yüksek enerjili elektronlarla bombardımanı ile gerçekleşir.
Gaz halindeki atom ve moleküller, yüksek enerjili elektronlarla çarpıştığında atom veya moleküllerden elektron kopararak (+) yüklü iyonlar oluşur. Bu (+) yüklü iyonlar, zıt yüklü plakalar arasından geçerken hızlanırlar. Hızlanan bu (+) yüklü iyonlar manyetik alan içersine gönderilir. Belirli hızlardaki iyonlar, manyetik alan tarafından dairesel yol alacak şekilde yönlenirler. İzlenen yolun yarı çapı e/m oranına bağlı olarak değişir. e/m oranı küçük olan iyonlar geniş dairesel yol izlerken e/m oranı büyük olan iyonlar daha dar dairesel yol izler. 3
Böylelikle yükleri aynı fakat kütleleri farklı olan iyonlar birbirinden ayrılırlar. Sapmanın büyüklüğüne bakılarak her bir iyonun dolaysıyla çalışılan atom ya da molekülün kütlesi belirlenir.
ÖRNEK:
¹H, >He ve <:Ne gaz örnekleri kütle spektrometresinde yüksek enerjili elektron demetiyle iyonlaştırıp elde edilen iyonlar manyetik alan içersinden geçirildikten sonra fotoğraf filmi üzerine düşürülüyor. Buna göre X, Y ve Z maddeleri H, He ve Ne gazlarından hangileridir.
ÇÖZÜM:
Kütle spektrometresinde kütlesi küçük olan ve yükü büyük olan iyonların manyetik alan içersinde sapma açıları daha büyüktür. Buna göre kütlesi en küçük olan ¹H nin sapma açısı fazla, kütlesi en büyük olan ²⁰Ne nin sapma açısı en azdır. X=H, Y=He, Z=Ne
SORU:
Molekül kütlesi olan gazın sapma açısı daha küçüktür.
Yüklü taneciklerden yükü büyük olan gazın sapma açısı daha küçüktür.
Sapma açısının büyüklüğüne bakılarak gazın atom ya da molekül kütlesi hesaplanabilir.
yargılarından hangileri doğrudur.
Yalnız I B) Yalnız II C) I ve II D) I ve III E) I, II ve III (D)
Kütle spektromesine gönderilen gazlarla ilgili,
SORU:
1 2
I. Buna göre 1. de verilenlerden hangilerinin sapmaları 2. de verilenlerin
sapmalarından daha fazladır.
II.
A)Yalnız I B) Yalnız II C) Yalnız III D) I ve II E) II ve III (A)
III.
Aşağıdaki kütle spektromesine gönderilen madde çiftleri verilmiştir.
2-ATOM MODELLERİNİN TARİHSEL GELİŞİMİ
17. yüzyılda Antoine Lavoisier kimyasal tepkimelere giren ve kimyasal tepkimelerden çıkan maddelerin kütlelerini karşılaştırmıştır. Yaptığı deneyler sonucunda elementlerin tepkimeye girerek bileşik oluşturduğunda toplam kütlenin değişmediği belirlenmiştir. Bunun sonucunda kütle korunum yasasını ortaya koymuştur.
Aynı dönemde Joseph Proust yaptığı çalışmalar sonucunda bir bileşiği oluşturan elementlerin kütleleri arasında sabit bir oranın bulunduğu belirlenmiştir. Bunun sonucunda Sabit oranlar yasasını ortaya koymuştur.
Bu bilim adamlarını takip eden John Dalton, iki element birden çok bileşik yaptığında, elementlerden birinin eşit miktarıyla birleşmiş olan diğer elementin değişen miktarı arasında katlı bir oran olduğunu belirlemiştir. Bunun sonucunda Katlı oranlar yasasını ortaya koymuştur. Bu alandaki bilgi birikiminden yararlanan John Dalton, Democritus’tan yaklaşık 2000 yıl sonra 1803 yılında, bilimsel gerçeklere dayanan ilk atom modelini ortaya koymuştur.
THOMSON ATOM MODELİ
Atomlar çaplarıyaklaşı 10-8 cm olan kürelerdir.
Elektronları kütlesi protonları kütlesinden çok küçük olduğndan, atomları kütlesini protonlar oluşurur.
Pozitif yükler atomun içine homojen olarak yayımışı.
Elektronlar, pozitif yükü nötrleşirecek sayıa, küre içine dağımışı.
Kek atomun artıyüklü bölümü, gövde içindeki üzüm taneleri ise elektronlara karşıgelmektedir.
Thomson atom modeli üzümlü keke benzetilir.
RUTHERFORD ATOM MODELİ
1911 yııda Rutherford atomun yapıııbelirlemek için alfa ışıları(pozitif yüklü tanecikler) ile bir dizi araşıma yaptı Rutherford, çok ince altı levha 4
üzerine alfa ışılarııgönderip bunları saçımasııinceledi.
Rutherford’a göre, Ra’dan çıan yüksek enerjili alfa ışılarıince altı levhadan yönünü değşirmeden geçebilmeliydi. Oysa bu deneyde alfa ışılarıı çoğ levhadan geçerken, bir kımıyolundan saptıve çok azıda geriye döndü. Alfa ışıları ancak kendisinden daha büyük kütle ve elektrik yüklerine çarpıca yolundan sapar veya geri dönerler.
Ruherford’un deney sonuçlarıa göre;
Alfa ışılarıı çoğ ince levhadan geçtiğne göre atomda büyük boşuluklar vardı.
Atom kütlesinin tamamıa yakııve pozitif yüklerin tamamıçekirdekte toplanmışı. Çekirdeğn hacmi çok küçüktür.
Çekirdekteki (+) yükün miktarıelementten elemente değşr. Çekirdek kütlesinin yaklaşı yarıııprotonlar oluşurur.
Rutherford, kütlesi yaklaşı protonun kütlesine eşt ve yüksüz bir taneciğn varlığııönermişir. Ancak bu yüksüz taneciğn özelliklerini Chadwick ortaya koymuşve nötron adı vermişir.
Rutherford’a göre atom; merkezde kütlesi çok büyük bir çekirdek ve etrafıda belirli yörüngelerde dolanan elektronlardan oluşuşur. Çekirdekli atom modelini ilk öneren kiş Rutherford’dur. Ancak Rutherford Atom Modeli atomları yaydığıspektrumlarıaçılamasıda yetersiz kalmasınedeniyle kıa zamanda terk edilmişir.
Çekirdek dışıda, pozitif yüke eşt sayıa elektron bulunur.
3-KUANTUM MEKANİĞİİ GELİŞİİ
BOHR ATOM MODELİ
Atomun elektronik yapııile ışığı yapııarasıda bir ilişi olduğndan, Bohr atom modelini anlaşıabilmesi için ışığı yapııı bilinmesi gerekir.
Işığı Yapıı:
Işı, manyetizma ve elektriksel özelliklere sahip dalgalardan ibarettir. Bu nedenle ışı, bir elektromanyetik dalgadı.
Dalganı Özellikleri:
Boşukta doğusal yayıılar.
Hılarıışı hııa eşttir.
Geçtikleri ortama enerji aktarılar.
Dalga Hıı
(Dalga hıı
Bir dalganı frekansıile dalga boyunun çarpııı. ν.λ
Boşukta bütün dalgalar aynıhıla hareket eder.
5
Bu hı ışı hııa eşt 3.1010 cm/sn dir. Işı hııc ile gösterilir. c: ν.λ
ÖRNEK:
Bir metal buharılambasıdan yayıan ışığı dalga boyu 4,8.10-5 cm dir. Buna göre, bu ışığı frekansıkaç hertz (1/s) dir. Işı hıı(c) : 3.1010 cm/sn
ÇÖZÜM:
c: .
c: 3.10
: 4,8.10
Işığı hıı(c), dalga boyu (λ) ve frekansı(ν) arasıdaki ilişi ş şkildedir. 10 cm/s 3.1010cm/s = ν. 4,8.10-5 cm -5 ν: 6,25.1014 hertz
ν
: ?
SORU:
Sodyum buhar lambasıdan yayıan ışığı frekansıyaklaşı 5.1014 1/sn. Buna göre, bu ışığı dalga boyu kaç cm dir. Işı hıı(c) : 3.1010 cm/sn ( 6.10-5)
SORU:
Dalga boyu 7.10-5 olan kımııışığı frekansıkaç hertz dir. (4,28.1014)
Atom Spektrumları
Bir ışı dalgası akkor metalin yayıladığıdalgalar, radyo transistor ünün yaydığıdalgalar, X-ışıları gama ışıları mikrodalga köken olarak aynıı. Ancak frekans veya dalga boylarıfarklıı.
Elementler, katıya da gaz durumunda iken dışrıan yeteri kadar enerji alısa, belli dalga boylarıda ışılar yayarlar. Bir ışığı cam prizmadan geçirilerek kendisini oluşuran farklıdalga boylarıda ışılara ayrışasıa spekturum ya da tayf denir.
Elektromanyetik dalganı, dalga boyu ve genliğ onu yayan kaynağ bağıı.
Kıgı katıarı yaydığıışı prizmadan geçirilirse kımııan mora doğu uzanan sürekli bir renk dizisi elde edilir. Bu tayfı renkleri arasıda bir kesiklik yoktur. Katıarı yaydığıbu ışığı tayfıa kesiksiz tayf ya da kesiksiz spektrum denir. Gözümüz, spektrumun dalga boyu 7.10
Bütün ışılar kesiksiz spektrum vermez. Bazıışılar kesikli spektrum verir. Seyreltilmişgazları yaydığıışılar prizmadan geçirilirse renkler şrit biçiminde değl ince çizgiler biçiminde olur. Bu çizgiler arasıda siyah boşuklar bulunur. Bu şkildeki spektruma çizgi veya kesikli spektrum denir.
Hidrojen çizgi spektrumunun Balmer serisinde yalnıca biri çılak gözle görülebilen dört çizgi bulunur. Buna ek olarak, mor ötesi bölgede çok yakı çizgiler vardı. Bu dört çizgiler yukarıaki çizimde gösterilmişir.
Işı bir enerji çeşdidir ve foton denilen küçük paketler halinde yayıı. Fotonun enerjisi, frekansıile doğu orantııı. E:h.
-5 cm olan kımııışı ile dalga boyu 4,5.10-5 cm olan mor ışı arasıdaki kımııgörür. ν
E: Fotonun enerjisi
h: Planck sabiti (değri 6,63.10
-34 j.sn)
ν
Fotonun frekansıbüyüdükçe enerjisi de artar. 6
Işı enerji taşıan dalgalardan oluşuşur. Başa bir ifade ile ışı çeştli dalga boyu, frekansıve enerjisi olan ışılardan oluşr.
Elektrik ampulü ya da kıdıımışağı bir metalin yaydığıışı, prizmadan geçirilirse, dalga boylarıfarklıolan ışılar, değşk açıarla kııarak ışı spektrumunu oluşururlar. Gözümüz spektrumun dalga boyu 7.10
Prizmadan geçerken kııarak sağaki fotoğaf filmi üzerine spektrum oluşuruyor. Eğr ışı kaynağıda akkor halinde kıdıımışbir metal (tungsten) varsa sürekli spektrum olur ve kımııan mora kadar bütün renkleri gösterir. Işı kaynağıda hidrojen gazıvarsa spektrumda belli çizgiler görülür. Bu çizgilerin bir kımıgörünür bölgede bulunur. Bir kımıise mor ötesi bölgede bulunur.
Kıdıımıştungstenin verdiğ ışı spektrumunda çeştli dalga boylarıa karşıgelen kesiksiz ışılar vardı. Kıgı bir metalin yaydığıışıları içinde hidrojen gazıbulunan tüpten geçirildiğnde hidrojen gazıı içinden geçmişbu ışılar prizmadan geçirilip, spektrum yeniden incelendiğnde belirli dalga boylarıa karşıı gelen ışıları yok olduğ yani gaz tarafıdan soğrulduğ görülür. Bu tür spektrumlara soğrma ya da absorpsiyon spektrumu denir. Absorpsiyon spektrumu tüpe konula gazı cinsine göre değşr.
Her gazı kendine özgü soğrma spektrumu vardı. Hidrojen gazıı bulunduğ bir deşrj tüpünün verdiğ ışığ spektroskopla bakıdığıda renkli çizgiler görülür. Böyle spektrumlara yayıı ya da emisyon spektrumu denir. Hidrojen gazıı soğrma spektrumundaki çizgilerin dalga boylarıile hidrojen gazıı yayıı spektrumundaki dalga boylarıaynıı.
Hidrojenin görünür bölgedeki spektrumu dört çizgiden oluşr. En parlak çizgi (656,3 nm) kımııolup gaza uygulanan yüksek gerilim anıda gaz bu hakim rengi alı. Bununla birlikte 486,1 nm de yeşlimsi mavi, 434,0 nm de menekş ve 410,1 nm de mor renk görülür. (1 nm = 10
Soğrma (absorpsiyon) ve yayıı (emisyon) spektrumundaki çizgilerin dalga boylarıı aynıolması hidrojenin ancak belirli enerjilerdeki ışılarısoğrarak enerjisini artıdığııgösterir. Aynışkildeki belli dalga boylarıdaki ışılarıyayarak enerjisini azaltabildiğni göstermektedir. Absorpsiyon ve emisyon spektrumlarıdan yararlanıarak birçok madde tanıı veya saflılarısaptanı.
Hidrojen gazıı spektrumunun atom modelinin gelişmine önemli katkııolmuşur. Hidrojen atomu bir proton ve bir elektrondan oluşuşur. Elektronun çekirdek etrafıda dönme hareketi nedeni ile bir kinetik enerjisi ve çekirdek tarafıdan çekilmesi nedeniyle bir potansiyel enerjisi vardı. Elektronun enerjisi bu iki enerjinin toplamıa eşttir.
Elektron çekirdeğ en yakı halde iken en kararlı7
haldedir. Yani en düşk potansiyel enerjiye sahiptir. Yüksek elektrik gerilimi etkisinde kalan hidrojen atomlarıı elektronlarıenerji alarak protondan uzaklaşılar ve kararsı hale gelirler. Yeniden kararlıhale dönerken aldılarıenerjiyi geri verirler. Verilen bu enerji emisyon spekturumundaki çeştli fotonları enerjileridir.
: ışıı frekansı-5 cm olan kımııışı ile, dalga boyu 4,5.10-5 cm olan mor ışı arasıdaki kımııgörür. Bu alanı dışıda kalan ışılarıgözümüz görmediğ için, bu ışılar özel araçlarla incelenir. -9 m)
Fotoelektrik Olay:
Bazımetallerin yüzeylerine, eşk frekans olarak adlandııan bir minimum frekanstan ışı düşrüldüğ zaman, metal yüzeyinden elektron çıışıolayıa fotoelektrik olay denir.
Einstein, ışı demetinin gerçekte bir parçacı seli olduğnu söylemişir. Günümüzde bu ışı parçacılarıfoton olarak adlandıımaktadı. Einstein, Planck’ı kuantum kuramıdan yola çıarak, frekansı
Elektronları metal içinde bulunmalarııçekim kuvvetleri sağar. Elektronları metalden ayrıarak serbest hale geçmeleri için, frekans yeterince yüksek bir ışı gereklidir. Metal yüzeyine ışı demetinin uygulanması metal atomlarıa bir foton tabancasıla ateşetmeye benzer. Eğr bu fotonları h.
Metal yüzeyine, şddetleri farklı ancak frekanslarıaynıolan iki ışı demeti düşrüldüğnde, daha yüksek şddetteki ışı demetinde foton sayııdaha fazla olacağıdan, metal yüzeyinden daha fazla elektron kopmasısağanı. Buna göre, bir metal hedefe düşn ışığı şddeti ne kadar fazla ise, metalden yayılanan elektron sayııo kadar fazla olur. Işığı frekansıne kadar yüksek ise kopan elektronları kinetik enerjisi de o kadar büyük olur.
Metalden elektron koparabilmek için ışıı belirli bir frekansıı olmasıgerekir. Örneğn; potasyum metalinden elektron koparabilmek için düşk frekanslımavi ışı yeterli gelirken, bakı metalinden elektron koparabilmek için mor ötesi frekansa sahip ışı gereklidir.
ν olan her fotonun E=h.ν enrjisine sahip olduğnu belirtti. ν değri, elektronlarımetale bağayan enerjiye eşt ise, ışı enerjisi metalden elektron koparmak için yeterli olacaktı. Metal yüzeyine daha yüksek enerjili ışı gönderilirse, elektronları kopmalarıyanısıa, bir miktar kinetik enerjiye sahip olmalarıa sebep olur. Fotonun enerjisi ne kadar büyük ise, metalden kopan elektronun kinetik enerjisi o kadar büyük olur.
Bohr Atom Modeli:
Neils Bohr, hidrojen atomunun spektrum çizgilerini ve Planck’ı kuantum kuramııkullanarak Bohr Atom teorisini ortaya koydu.
Bir atomdaki elektronlar çekirdek çevresinde, çekirdekten belli uzaklıta, dairesel, belirli enerji düzeylerinde (yörünge veya orbital) bulunabilirler. Elektronlar bir enerji seviyesinde iken kararlıolup enerji yaymazlar.
Bu enerji seviyeleri atom çekirdeğnden itibaren sıasıla, 1,2,3,4,……n ile gösterilip her bir seviyenin enerjisi tek elektronlu atom veya iyonlar (H, He
Bir atomda; elektronlar düşk enerjili seviyeden daha yüksek enerjili seviyeye çıabilmek için seviyeler arasıdaki fark kadar enerjiyi dışrıan almalarıgerekir. Aynışkilde, bir atomda elektronlar yüksek enerji seviyesinden, düşk enerjili seviyeye düşüklerinde, iki seviyenin farkıa eşn bir enerjiyi ışı olarak yayarlar. Açığ çıan ya da absorblanan ışığı dalga boyu (
+, Li+2) için belirli bir enerjisi vardı. λ) veya frekansı(ν) aşğıaki formüller yardııile hesaplanabilir. Z (Atom numarası
E
n= joule , En= k.kal
Δ = E
dış– Eiç = h.ν = , ya da
Δ =
ÖRNEK:
a) Yaydığıenerji kaç jouledir.
b) Yayıladığıışığı frekansıkaç hertz (titreşm/s) dir.
c) Yayıladığıışığı dalga boyu kaç cm dir. ( Planck sabiti (h):6.63.10
8
2,18.10-18 . Z2 ( ) joule , ΔE = 313,3 . Z2 ( ) kkal Hidrojen atomunun 2. enerji düzeyinden 1. enerji düzeyine düşn elektron için ; -34 joule.s, Işı hıı(c):3.1010 cm/s )
Çözüm:
a)
= -
2,18.10-18 joule = -5,45.10-18 joule
Δ = E
dış– Eiç
Δ =
b) Δ = h.
-5,45.10-18 – (-2,18.10-18) Δ = 1,635.10-18 joule enerji yayıı. ν
1,635.10
-18 = 6.63.10-34 . = 2,46.1015 hertz
c) c:
3.10
ν.λ10 = 2,46.1015 . = 1,2.10-5 cm
SORU:
Hidrojen atomunun elektronu 4.enerji düzeyinden 3.enerji düzeyine düşrse açığ çıan ışıı enerjisi kaç joule olur. (1,06.10-19 jolule)
SORU:
a) Aldığı(absorblanan) enerji kaç joluedir.
b) Aldığı(absorblanan) ışığı frekansıkaç titreşm/s (hertz) dir.
c) Aldığı(absorblanan) ışığı dalga boyu kaç cm dir. ( Planck sabiti (h):6.63.10
Işı hıı(c):3.10
( a) 3.03.10
Hidrojen atomunun 2.enerji düzeyinden 3.enerji düzeyine sırayan elektron için; -34 joule.s, 10cm/s) -19, b) 4,57.1014, c) 6,56.10-5)
SORU:
I. 5. enerji düzeyinden 4. enerji düzeyine
II. 4. enerji düzeyinden 3. enerji düzeyine
III. 5. enerji düzeyinden 3. enerji düzeyine
Buna göre, açığ çıan ışıı enerjisi aşğıakilerin hangisinde doğu karşıaşıımışı.
A) I>II>III B) I>III>II C) II>III>I D) II>I>III E) III>II>I (E)
Hidrojen atomuna ait elektron aşğıaki enerji düzeyleri arasıda geçişyapmaktadı.
SORU:
I. 2. enerji düzeyinden 1. enerji düzeyine
H atomuna ait elektron aşğıa belirtilen enerji düzeyleri arasıda geçişyapmaktadı. Bu geçişsıasıda yayılanan ışıı frekanslarıν1, ν2 ve ν3 ile gösterilmişir. ν1
II. 3. enerji düzeyinden 2. enerji düzeyine
ν2
III. 3. enerji düzeyinden 1. enerji düzeyine
ν3
Buna göre,
A) ν1 > ν2 > ν3 B) ν1 > ν3 > ν2 C) ν3 > ν2 > ν1 D) ν3 > ν1 > ν2 E) ν2 > ν3 > ν1 (D)
ν1, ν2 ve ν3 arasıdaki ilişi aşğıakilerin hangisinde doğudur.
Atomlarda Enerji Düzeyleri:
Hidrojen gazıı yüksek sıaklıta verdiğ ışıları spektrumlarıincelendiğnde görünür ve görünmeyen bölgelerde çizgiler oluşurduğ saptanmışı. 9
Görünen bölgedeki çizgiler 1885 yııda Balmer tarafıdan incelenmişir. Balmer bu çizgiler arasıda uzaklıları matematiksel bir seri şklinde ifade edilebileceğni belirtmişir. Diğr enerji düzeylerinden 2. Enerji düzeyine dönüşsıasıda hidrojen atomlarıdan elde edilen spektrum çizgilerinin oluşurduğ seriye Balmer serisi denir. Daha sonra hidrojen atomu için görünmeyen bölgelerdeki diğr seriler de bulunmuşur.
Hidrojen atomunda elektronları bulunduklarıenerji düzeylerinden 1., 2., 3., 4. ve 5. Enerji düzeylerine dönüş sıasıda oluşn spektrum çizgileri;
Lyman serisi : Elektronun 1.enerji düzeyine dönüş sıasıda oluşn spektrum çizgileri
Balmer serisi : Elektronun 2.enerji düzeyine dönüş sıasıda oluşn spektrum çizgileri
Paschen serisi: Elektronun 3.enerji düzeyine dönüş sıasıda oluşn spektrum çizgileri
Bracket serisi : Elektronun 4.enerji düzeyine dönüş sıasıda oluşn spektrum çizgileri
Pfund serisi : Elektronun 5.enerji düzeyine dönüş sıasıda oluşn spektrum çizgileri
ÖRNEK:
Şkildeki hidrojen atomuna ait bazıenerji düzeyleri arasıdaki geçişer gösterilmişir. Bu geçişerden yayılanan spektrum çizgilerinden hangileri Paschen serisinde yer alı.
ÇÖZÜM:
Elektronun diğr enerji düzeylerinde 3.enerji düzeyine düşesi sıasıda yayıa ışılara Paschen serisi denir. b ışıı5.enerji düzeyinden, f ışıı4.enerji düzeyinden 3.enerji düzeyine düşektedir. Bu nedenle b ve f ışılarıPaschen serisinde yer alı.
SORU:
a) Hangi spektrum çizgileri Lyman serisinde yer alı.
b) Hangi spektrum çizgileri Balmer serisinde yer alı.
c) Hangi spektrum çizgileri Paschen serisinde yer alı.
d) Hangi spektrum çizgileri Bracket serisinde yer alı.
Şkilde hidrojen atomuna ait elektronun bazıenerji düzeyleri arasıdaki geçişer gösterilmişir. Bu geçişerde yayılanan spektrum çizgileri için aşğıaki sorularıcevaplayıı.
SORU:
Geçişserisi Sembolü
Lyman serisi L
Balmer serisi B
Paschen serisi P
Bu geçişerin enerjisi aşğıakilerin hangisinde doğu karşıaşıımışı.
A) L>B>P B) B>P>L C) L>B>P D) P>B>L E) P>L>B (A)
10
Hidrojen atomunda elektronun bazıenerji düzeylerine geçişeri sembollerle gösterilmişir.
DALGA MEKANİĞİİ GELİŞİİ
De Broglie Hipotezi:
1924 yııda Lois De Broglie maddenin de ışı gibi hem tanecik özelliğ hem de dalga özelliğne sahip olduğnu ileri sürerek, madde dalgalarıımatematiksel terimlerle ifade etti.
Bir ışı fotonunu enerjisi; ışığı frekansıile Planck sabitinin çarpııa eşttir.
E = h.
Işı hıı ışığı dalda boyu ile o ışığı frekansıı çarpııa eşttir.
c = .
Her iki bağıtıbirleşirilirse, yandaki bağıtıelde edilir.
Bu bağıtıaki enerji yerine Eisntein’nin E=mc
bağıtııelde edilir.
Bağıtısadeleşirilir ve dalga boyu için düzenlenirse yandaki bağıtıelde edilir.
2 bağıtııdaki mc2 yerine konursa;
Lois De Broglie’ye
göre bu eştliğ benzeyen bir eştlik bir elektronun dalga boyu için kullanıabilir.
λ
h: Planck sabiti
: Elektronun dalga boyu m: Elektronun kütlesi ϑ: Elektronun hıı
ÖRNEK:
Bir tenis topunun en hılıservis sıasıdaki hııyaklaşı 65 m/s dir. Kütlesi 6.10-2 kg olan bu tenis topunun en hılıdurumdaki dalga boyu nedir. (h = 6, 63.10-34 j.s)
ÇÖZÜM:
λ
= h/m.ν λ = 6, 63.10-34 / 6.10-2. 65 λ = 1,7.10-34 m
ÖRNEK:
a) Enerjisi kaç joule dir.
b) Frekansıkaç 1/saniye dir. (h:6,63.10
Dalga boyu 4.10-5 olan mavi ışı için; -34 j.s, c:3.1010cm)
ÇÖZÜM:
a)
= 4,9725.10-19 joule
b) E = h. 4,9725.10
= 7,5.10
SORU:
a) Enerjisi kaç joule dir.
b) Frekansıkaç 1/saniyedir.
a) 2,84.10
-19 = 6, 63.10-34 . 14 1/saniye Dalga boyu 7.10-5 olan kımııışı için; -19 , b) 4,28.1014 1/s
SORU:
I. Sarıışığı frekansıdaha büyüktür.
II. Mavi ışığı enerjisi daha fazladı.
III. Mavi ışı, metalden daha kolay elektron koparı.
A) Yalnı I B) Yalnı II C) I ve II D) II ve III E) I, II ve III (D)
Sarıışığı dalga boyu 5,8.10-5 cm, mavi ışığı dalga boyu 4.10-5 cm dir. Buna göre aşğıaki ifadelerin hangileri doğudur.
ÖRNEK:
Frekansı5.1016 1/s lan bir fotonun etkisi ile temel haldeki Lİ2+ iyonundan iyonlaşrak ayrıan elektronun kinetik enerjisini hesaplayıı. (Li’un çekirdek yükü; Z:3)
Çözüm:
= 5.10
E
16 1/s 2 = h. E = 6,626.10-34 . 5.1016
E
2 = 3,313.10-17 joule (fotonun sahip olduğ enerji)
E
1 = -1,962.10-17 joule
Fotondan elektrona aktarıan enerjinin fazlasıkinetik enerjiye dönüşr.
Δ = E
2 - E1 = 3,313.10-17 joule - 1,962.10-17 joule
Δ = 1,352.10
Heisenberg Belirsizlik İkesi:
-17 joule.
Elektronun herhangi bir andaki yeri ve hııaynıanda belirlenemez.
Örneğn; ucuna bir taşbağanmışbir ip hıla çevrilirse ve çevirme hıısürekli değşrse taşı nerede olduğ kesin bilinemez. Heisenberg belirsizlik ilkesi aşğıaki bağıtıile ifade edilir.
x: uzanı (Δ: elektronun konumundaki değşm) h: Planck sabiti
ϑ
: hı (Δϑ: elektronun hııdaki değşm) m: elektronun kütlesi Δ . Δϑ≥h / 4π
Heisenberg’e göre elektronlarıyörüngelerde sabit hıla dönen olarak düşnmek hatalıı. Elektronu, aldığıenerji ile hııve buna bağıolarak kütlesi değşn bir nicelik olarak düşnmek daha doğudur.
Bohr Atom Modeli Neden Yetersizdir:
Bohr atom teorisinde elektronun ikili karakteri (dalga-tanecik) hesaba katımamışı.
Bohr atom modeli çok elektronlu atomları spektrumlarııaçılayamamışı.
Bohr atom modelinde atom çekirdeğnin çevresinde çember yörüngeler öngörülmüşü. Ancak De Broglie hipotezi ve Heisenberg belirsizlik ilkesi bu öngörünün doğulamasııimkansı hale getirmişir.
Bohr, kütle olarak sadece protonun kütlesini dikkate almışı. Oysa elektronun kütlesini de dikkate alarak indirgenmişkütleyi düşnememişir.
İdirgenmişkütle: Proton ve elektronun kütlelerinin çarpııı proton ve elektron kütleleri çarpııa oranıı.
Bohr, kinetik enerjiyi klasik fizikte uygulamışı. Oysa elektronun hııçok büyük olduğ için rölativistik düşnmesi gerekirdi.
Rölativistik kinetik enerji
Cismin hııışı hııa yaklaşığıda sahip olduğ
Rölativistik kinetik enerji: E = Δm. c
: kinetik enerjiye rölativistik kinetik enerji denir. 2 = ( m - m0 ) c2
Cismin hııışı hııa göre çok düşk ise cismin rölativistik kütlesi (m), durgun kütlesine (m
v <<< c ise m = m
0) eşttir 0
m = m
0 olduğ zaman cismin kinetik enerjisine klasik kinetik enerjisi denir. EK= 1/2m0v2
4-ATOMUN KUANTUM MODELİ
MODERN ATOM MODELİ
Kuantum mekaniğ, bir atomdaki elektronun tam yerinin belirlenemeyeceğni açılar. Elektron yoğnluğ kavramı atomun belirli bir bölgesinde bir elektronun bulunma olasıığııverir. Bu bölgelere orbital denir.
Kuantum Sayıarı
Başkuantum sayıı açıal kuantum sayııve manyetik kuantum sayıı atom orbitallerinin ve bu orbitallerde yer alan elektronları belirlenmesinde kullanıı. Spin kuantum sayııise, belirli bir elektronun davranışııaçılar. Bu şkilde elektronları bulunduklarıatomlardaki yerleri ve davranışarıtanılanmışolur.
BaşKuantum Sayıı(n):
1,2,3,…….gibi tamsayıarla ifade edilir. eştliğndeki kuantum sayııa karşıı gelir. Başkuantum sayıı belirli bir orbitaldeki elektronun çekirdeğ olan ortalama uzaklığıile ilişilidir. Başkuantum sayııne kadar büyük ise, orbitaldeki elektronun çekirdeğ olan ortalama uzaklığıve bulunduğ orbital o kadar büyük olur.
Açıal Momentum Kuantum Sayıı(
l):
Açıal momentum kuantum sayıı(
Eğr n = 2 olursa, 0 ve 1 olmak üzere (
Buna göre,
Aynın değrine sahip orbitaller topluluğ genellikle kabuk olarak adlandııı. Aynın ve
l) orbitallerin şkillerini açılar. Bu kuantum sayııı (l) olabileceğ değrler, başkuantum sayıın'nin değrlerine bağıı. Herhangi bir n değri için (l) nin alabileceğ değrler 0 ile n - 1 arasıdaki tam sayıardı. l) nin alabileceğ iki değr vardı, (l) nin değrleri s, p, d, f... harfleri ile belirtilir. l = 0, s orbitaline; l = 1, p orbitaline vs. karşıı gelmektedir. l değrlerine sahip bir veya daha fazla sayıaki orbitaller ise altkabuk olarak adlandııı. 12
Manyetik Kuantum Sayıı(
ml):
Manyetik kuantum sayıı
l
(ml), orbitalinin uzaydaki yönlenmesini gösterir. Bir alt kabuk için (ml) nin alabileceğ değrler açıal momentum sayııl nin değrlerine bağıı. Verilen bir l değri için, toplam 2l +1 adet farklıml değri bulunabilir. -l , ( l - 1), ......... 0,…….(+l, -1), + l = 0 olursa, ml = 0 olur.
l
= 1 olursa, durumda -1, 0, +1 değrlerini alan ml ' nin toplam üç adet farklıdeğri olacaktı.
l
Bu değrler
Elektron Spin Kuantum Sayıı(m
= 2 olduğnda ise, 2.2 + 1 = 5 olmak üzere toplam beşadet farklıml değri olacaktı. -2, -1,0,+1, +2 dir. s):
Elektromanyetik kuramıa göre, dönen yüklü bir tanecik manyetik bir alan yaratı ve bu hareket elektronun bir mınatı gibi davranmasıa neden olur.
Şkilde elektronun saat yönü ve tersi yönde olmak üzere iki olasıdönmesi gösterilmişir. Elektronun bu spin hareketlerinin göz önüne alımasıla, spin kuan-tum sayıı(m
Orbitaller tam olarak tanılanabilmişşkillere sahip değldirler. Çünkü orbital özelliğ gösteren dalga fonksiyonu atom çekirdeğinden itibaren sonsuza kadar uzanı. Bu bakıdan, her orbitalin neye benzediğnin tam ifade edilmesi zordur. Buna karşı, özellikle atomlar arasıdaki kimyasal bağoluşmlarııaçılarken orbitallerin belirli özgün şkillere sahip olduklarııvarsaymak çok yararlıı. İke olarak, bir elektronun her yerde bulunabilmesine karşı, çoğnlukla çekirdeğ oldukça yakı bulunduğ bilinmektedir.
s) olarak adlandııan +1/2 ve -1/2 değrleri alabilen, dördüncü kuantum sayııtanılanmışı.
Orbitaller
s Orbitaileri:
s orbitaileri küreseldir. Tüm s orbitaileri, farklıbüyüklüklerden küresel şkillere sahiptir ve kuantum sayııarttıça orbitalin büyüklüğnde artmaktadı.
p Orbitaileri:
n = 2 ve
Bu üç orbitalin enerjileri, büyüklükleri ve şkilleri özdeşolmasıa karşı, yönlenişeri farklıılar, m
l = 1 durumunda, 2px , 2py ve 2pz olmak üzere üç tanep orbitali ortaya çıar, p orbitalinin alt indis-leri, orbitalinin yönlendikleri eksenleri göstermektedir. l nin p orbitalleri için üç değri vardı ve bu üç p orbitalinin farklıyönlenmeye sahiptir. ml değrleri ile x, y ve z yönlenmeleri arasıda herhangi bir bağıtıyoktur. Şkilde verilen p orbitallerinin sıı yüzey diyagramlarıdan görüldüğ gibi, orbitaller çekirdeğn iki zı tarafıdan uzanan iki lop gibi düşnülebilir. s orbitallerinde olduğ gibi p orbitalinin boyutlarıda 2p den 3p ye, 4p ye vs. başkuantum sayııile artar.
d Orbitalleri:
Açıal momentum kuantum sayıı
l = 2 olduğnda, beşfarklıml değri ve buna bağıolarak beşd orbitali ortaya çıar, d orbitallerine ilişin en küçük n değri 3 tür. Zira l değrinin n - 1 den büyük olmamasınedeniyle; n = 3 iken l= 2 olmasıdurumunda, 3d ,xy, 3dyz, 3dxz, 3dx2y2 ve 3dz2 olmak üzere beşadet 3d orbitali ortaya çıar. Tüm 3d orbitallerinin enerjileri özdeşir. Başkuantum sayııı 3 ten büyük olduğ (4d, 5d, ...) diğr d orbitallerinde de benzer durum söz konusudur. 13
Elektron Dağııı
Dört kuantum sayıı(n,
tanılayabilmemize olanak verir. Dört kuantum sayııda, bir elektronun atom içindeki adresi olarak kabul edilebilir.
Bir orbitalin enerjisi, şkil, büyüklüğ ve yönlenmesi üzerinde m
Hidrojen, tek elektronlu bir atom olduğndan incelenmesi açııdan en basit olanıı. 1s orbitalinde (temel hal) ya da daha yüksek enerjili orbitallerinden birinde (uyarımışhal) bulunabilir. Temel haldeki bir hidrojen atomunda, elektronun 1s orbitalinde yer almasıgerekir.
l, ml ve ms) herhangi bir atomun herhangi bir orbitalindeki elektronu bütünüyle S değrinin etkisi yoktur. FarklımS de ğrleri, bir orbitalin içindeki elektronun nası yönlendiğni gösterir.
Pauli Dışama İkesi:
Çok elektronlu atomları elektron dağıılarııbelirtmek için
Bunun anlamı aynıorbitali sadece iki elektronun işal edebileceğ ve bu elektronları da zı yönlü spinlerde olmasızorunluluğdur.
1s "bir s kare" olarak değl, "bir s iki" olarak okunur.
Wolfgang Pauli'nin adıla anıan Pauli dışama ilkesi kullanıı. Pauli dışama ilkesine göre, bir atom herhangi iki elektron, aynıdört kuantum sayııa sahip olmaz. Bir atomun iki elektronu da aynın, l ve ml değrlerine sahip olsalar bile, ms değrleri mutlaka farklıolacaktı.
Paramanyetik;
maddeler belirli sayıa eşeşemişelektrona sahipse mınatı tarafıdan çekilebilirler. Bu tür elektron dağııına sahip olan taneciklere paramanyetik denir. Lityum atomunda bir adet eşeşemişelektron bulunur ve bu nedenle lityum metalinin atomu paramanyetiktir
Diyamanyetik;
Elektron spinleri eşeşişolmalarıdurumunda manyetik etkileri birbirini yok eder. Buna göre, eşeşemişelektronu bulunmayan ve mınatı tarafıdan etkilenmeyen taneciklere diyamanyetik denir. Berilyum atomunda eşeşemişelektron bulunmadığıdan berilyum metalinin atomu diyamanyetiktir.
Hund Kuralı:
Hund (Frederick Hund) kuralıa göre, bir alt kabuktaki elektronları en kararlıdağııı paralel spinin en fazla olduğ haldir. Buna göre, eşit enerjili orbitallere elektronlar aynıspinle dolarlar.
Hund kuralı 2p elektronlarıı tamamııparalel spinlere sahip olacağııve azot atomunun üç adet eşeşemişelektron içereceğni öngörmektedir.
Hidrojen atomunun en kararlıhali, elektronun 1 s orbitalinde yer aldığıtemel haldir. Bir orbitalde yer alan elektron, çekirdeğ en yakı konumda bulunduğndan çekirdek tarafıdan en sıışkilde tutulacaktı. Elektron 2s, 2p ya da daha yüksek enerjili orbitallerde bulunuyorsa, hidrojen atomu uyarımışhaldedir.
Hidrojen dışıdaki çok elektronlu atomlara ilişi enerji tablosu daha karmaşıtı. Bu tür atomlardaki elektronları enerjileri, başkuantum sayııı yanııa açıal momentum kuantum sayııa da bağıı.
Çok elektronlu atomlarda 3d enerji düzeyi 4s orbitalinin enerji düzeyinden yüksektir. Bir atomun toplam enerjisi sadece orbital enerjilerinin toplamıa bağıeğl, aynızamanda bu orbitallerde yer alan elektronl ararasıitme kuvvetlerine de bağıı.
Buna göre, bir atomda 4s orbitalinin 3d orbitalinden önce doldurulmasıtoplam enerjinin daha düşk olmasıa neden olacaktı. Çok elektronlu atomlarda orbitallerinin doldurulmasıaşğıaki şkilde gösterilmiştir. 14
Çok elektronlu atomlarda alt kabukları doldurulması1s orbitalinden başayarak aşğıa doğu oklar yönünde hareket edilir.
Buna göre, sıalama
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f dir.
Temel haldeki elektron dizilişni yapmak için elektronlar çekirdeğ en yakı olan, en düşk enerjili orbitalden başanarak sıa ile doldurulur. Buna Aufbau kuralıdenir. Belirli bir n değrindeki alt kabuk ve orbitallerde yer alabilecek en fazla elektron sayıııbelirlemek için bazıkurallar verilebilir.
Örneğn n = 2 ise açıal momentum kuantum sayıı
Başkuantum sayıın olan her kabuk, n tane alt kabuğ sahiptir. l = 0 ve l = 1 olan iki alt kabuk vardı.
Örneğn
Açıal momentum kuantum sayııl olan her kabukta 2l + 1 tane orbital vardı. l = 1 ise üç tane p orbitali vardı.
Her orbitalde en fazla iki elektron yerleşirilebilir.
Bir atomun n ana kabuğna alabileceğ maksimum elektron sayıı2n2 dir.
ÖRNEK:
A) 16 B) 18 C) 34 D) 38 E) 52
Atomun temel hal elektron dizilişnde 4p orbitalinde 4 elektron bulunmaktadı. Buna göre, elementin atom numarasınedir.
KÜRESEL SİETRİ
Bir alt enerji seviyesindeki orbitallerin dolu ve yarıdolu olmasıhaline küresel simetri denir. Bu şkildeki elektron dizilişne sahip olan atomlar küresel simetri yük dağıııa sahiptir. Çekirdek, elektron bulutlarııher yönde eşt düzeyde ve daha dengeli çeker. Bu tür atomlar diğrlerine göre daha düşk enerjili olup daha kararlıı.
Buna göre elektron dağııları
s¹, p³, dμ f · ile sonlan atomlar yarıkararlı, s², p¶, d¹⁰ f¹´ ile sonlanan atomlar tam kararlıolup her iki durumda da küresel simetri özelliğ gösterirler.
Not:
Atomları kararlıolma isteğnden dolayıtemel halde elektron dizilimleri ns² (n-1)d´ ve ns² (n-1)d⁹sonlanan atomları elektron dizilişeri; ns¹ (n-1)dμve ns¹ (n-1)d¹⁰şklinde olur
ÖRNEK:
I. Temel hal elektron diziliş, 1s
II. Elektron diziliş küresel simetriktir.
III. S orbitallerinde toplam 8 elektron vardı.
A) Yalnı I B) Yalnı II C) I ve II D) II ve III E) I, II ve III
X atomunun temel elektron dizilişnde; d orbitallerinde 5 elektron, p orbitallerinde 12 elektron vardı. Buna göre, X atomu için aşğıaki yargıarı hangileri kesinlikle doğudur. 2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 şklindedir.
İon Atom Taneciklerinin Elektron Dağııları
Atomlardan elektron koparııken öncelikle enerji seviyesi büyük olan orbitalden koparıı. Enerji düzeylerinin aynıolmasıdurumunda ise elektron koparıışsıasıf, d, p, s orbitalleri şklinde olur.
Atomlar elektron alıken öncelikle enerjisi düşk olan boşorbitaller doldurulur. Enerji düzeylerinin aynıolmasıdurumunda ise elektron yerleşirme sıasıs, p, d, f orbitalleri şklinde olur
Örnek:
₂₆e⁺: 1s< 2s< 2p@ 3s< 3p@ 4s< 3d> (hatalı Örnek:
₂₆e⁺: 1s< 2s< 2p@ 3s< 3p@ 4s: 3d@ (doğu) ₂₉Cu⁺: 1s< 2s< 2p@ 3s< 3p@ 4s: 3d;:
₂₆e⁺: 1s< 2s< 2p@ 3s< 3p@ 3d@ (doğu) ₂₉Cu⁺: 1s< 2s< 2p@ 3s< 3p@ 4s: 3d⁹
₂₆e⁺: 1s< 2s< 2p@ 3s< 3p@ 4s< 3d= (hatalı Örnek:
₂₆e⁺: 1s< 2s< 2p@ 3s< 3p@ 4s: 3d? (doğu) ₁₅P⁻ : 1s< 2s< 2p@ 3s< 3p@
₂₆e⁺: 1s< 2s< 2p@ 3s< 3p@ 3d? (doğu) ₃₅Br⁻: 1s< 2s< 2p@ 3s< 3p@ 4s< 3d;: 4p@ 15
Örnek:
₂₄r⁺: 1s< 2s< 2p@ 3s< 3p@ 4s< 3d; (hatalı
₂₄r⁺: 1s< 2s< 2p@ 3s< 3p@ 4s; 3d< (hatalı
₂₄r⁺: 1s< 2s< 2p@ 3s< 3p@ 4s: 3d= (doğu)
UyarımışAtomlarda Elektron Diziliş:
Temel haldeki atomları elektronlarıı enerji alarak yüksek enerji düzeylerine geçmesi olayıa uyarıma denir.
₆ : 1s< 2s< 2p< temel hal
₆ : 1s<
₂₀a : 1s< 2s< 2p@ 3s< 3p@ 4s< temel hal
₂₀a : 1s< 2s< 2p@ 3s< 3p@
2s¹ 2p³ uyarımışhal 4s¹ 3d¹ uyarımışhal 16 17 18 19 20 21 22
SORULAR-1
23 24
SORULAR-2
SORULAR-3
25 26
SORULAR-4
27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44
SORULAR-1
45
SORULAR-2
46 47
SORULAR-3
48 49 50 51
KİYASAL TÜRLER VE ETKİEŞİLER
A-KİYASAL TÜRLER
1.Atomlar:
Bir elementin tüm özelliklerini gösteren en küçük parçasıa atom denir. Maddelerin büyük çoğnluğ atomları bir araya gelmesinden oluşn molekül ya da iyonlardan oluşr.
2.İonlar:
Pozitif veya negatif yüklü olan atom ya da atom gruplarıa denir. Nötr bir atomdan bir ya da çok sayıa elektron koparımasısonucunda pozitif yüklü iyon (katyon) oluşr. Nötr bir atomun elektron sayııdaki artışnedeniyle negatif yüklü iyon (anyon) oluşr. Atomlar bir ya da daha fazla elektron kaybedebilir ya da kazanabilir. Bu tür iyonlara tek atomlu iyonlar denir. Örneğn: Na
Ayrıa iki yada fazla sayıa atom birleşrek, pozitif ya da negatif yüklü iyonlarıoluşurabilir. Bunlara çok atomlu ya da poliatomik iyonlar denir. Örneğn: OH
+1, Mg+2, Fe+3, CI-1, S-2,N-3 gibi. -, NH4+, SO4-2, PO4-3 gibi.
Moleküller:
Molekül, en az iki atomun belli bir düzende, kimyasal kuvvetlerle bir arada tutulduğ atomlar topluluğdur. Bir molekülde tek bir elementin atomlarıbulunabileceğ gibi, iki veya daha çok sayıa elementin atomlarısabit oranlar yasasıa uygun olarak bulunabilir. Bileşkler en az iki farklıelementten oluşuklarıa göre, her molekül bileşk olmayabilir. Örneğn:
H2 , O2 , N2 , CI2 gibi moleküller element molekülleridir ve diatomik moleküller olarak adlandııı. H2O , NH3 , HNO3 , O3 gibi moleküller ikiden çok atom içerdikleri için bu moleküllere poliatomik moleküller denir. H2O , NH3 , HNO3 gibi moleküller bileşk tanııa da uyduklarıdan bileşktirler.
Radikaller:
Bazımaddeler tek sayıa değrlik elektronu içerirler ve maddeyi oluşuran atomlardan en az birisi oktetini tamamlayamaz. Tek elektron içeren bu tür yapıara radikal denir. Radikaller genellikle çok reaktiftirler ve kararsıdılar (kıa ömürlüdürler). Örneğn metil (•H
Etanı yanmasısonucu sıasıda
Radikaller bir çok polimerin yapııda kullanıı. Polimerizasyon tepkimesi bir radikal ile başatıı. Polimerizasyon tepkimesi, uzun polimer molekülleri oluşncaya kadar devam eder.
Otomobillerin sıak egzos gazlarıda, jet motorlarıda azot ile oksijenin doğudan yanmasıile oluşn NO de radikaldir.
3) ve hidroksil (•H) radikalleri yedişr değrlik elektronu içermektedir. H3C – CH3 H3C•+ •H3 Karbon-karbon bağıdaki elektron çifti, iki tek elektrona ayrıarak radikali oluşurabilir.
N
2(g) + O2(g) 2NO(g)
Azotmonoksit, doğl olarak nöronlarııda oluşr ve sinir sinyallerini ileten bir nörotransmitör dür. Kan akışıda ve cinsel uyarıarda bu radikal rol oynar.
İi tane paylaşımamışelektron taşıan radikallere, biradikal denir. Elektronlar farklıatomlar üzerinde olabileceğ gibi, bazıdurumlarda her iki elektronun aynıatom üzerinde olmasıda mümkündür.
B-KİYASAL TÜRLER ARASINDAKİETKİEŞİLER
1.Moleküller arasıKuvvetler
Moleküller arasıkuvvetler moleküllerin arasıdaki çekim kuvvetleridir ve maddenin yoğn olan sııve katıardaki etkileri çok fazladı. Molekül içi kuvvetler moleküldeki atomlarıbir arada tutar. Molekül içi kuvvetler molekülün kararlıığıısağarken, moleküller arasıkuvvetler maddenin kaynama ve donma noktasıgibi fiziksel özelliklerini belirler.
2.Dipol-Dipol Kuvvetleri
Dipol-dipol kuvvetleri polar moleküller arasıdaki çekim kuvvetleridir.
Örneğn: HCI-HCI
3.İon-Dipol Kuvvetleri
Bir iyon ile (katyon veya anyon) polar molekülü arasıdaki iyon-dipol kuvvetleridir. Bu etkileşmin kuvveti, iyonun yükü ve büyüklüğ ile polar molekülün dipol momenti ve boyutuna bağıı. Katyonlar genellikle anyonlardan daha küçük boyutta olduklarıdan yük yoğnluklarıdaha fazladı. Buna göre aynıyüke sahip anyon ve katyonlar karşıaşııdığıda, katyonlar dipollerle daha kuvvetli etkileşrler.
Na
+ ve Mg+2 iyonlarıyüksek dipol momente sahip olan su molekülü ile etkileşm gösteririler. Mg+2 iyonunun yarıapıNa+ iyonunun yarıapıa göre daha küçük olduğnda, su molekülleri ile daha kuvvetli bir etkileşm gösterir.
4.İdüklenmişDipol
Bir atom ya da apolar bir molekülün yanıda, bir iyon ya da polar molekül yer aldığıda, atomun ya da apolar molekülün elektron dağııı iyon veya polar molekül tarafıdan bozulur. Polar olmayan molekülde geçici bir dipolleşe oluşr. Apolar moleküldeki pozitif ve negatif yüklenme, atomun yakııda bulunan bir iyon yada polar molekülden kaynaklandığıdan indüklenmişdipol (geçici dipol) olarak adlandııı. İon ile indüklenmişdipol arasıdaki çekime, iyon-indüklenmişdipol etkileşmi denir. Polar molekül ile indüklenmişdipol arasıdaki etkileşme de dipol-indüklenmişdipol etkileşmi denir.
1-GÜÇLÜ ETKİEŞİLER
KİYASAL BAĞAR
Maddeyi oluşuran atomlarıbirarada tutan kuvvetlere kimyasal bağdenir. Kimyasal bağar, atomları değrlik elektronlarıtarafıdan oluşurulur. Kimyasal bağı oluşasıya da kıımasısürecinde atom çekirdekleri değşez. Kimyasal bağar oluşrken enerji açığ çıar. Bir kimyasal bağıkımak için daima enerji gerekir. Bir kimyasal bağoluşrken açığ çıan enerji ile aynıbağıkımak için harcanan enerji birbirine eşttir.
Güçlü etkileşmler; iyonik bağ kovalent bağve metalik bağolarak sıılandııı.
Örnek:
I. NaCI de, Na
II. C
III. CH
Yukarıa verilen tanecikler arasıçekim kuvvetlerinden hangileri kimyasal bağtanııa uygun örnektir.
Cevap: I ve III
Bir kimasal bağ bağanan atomları oluşurduğ yeni yapıı enerjisi, bağısı atomları enerjisinden
daha az ise meydana gelebilir. Örneğn; hidrojen ve azot atomlarıamonyak oluşurabilirler. Çünkü amonyak moleküllerinden oluşn gazı enerjisi, aynısayıa azot ve hidrojen gazlarıkarışııı enerjisinden daha azdı. Eğr iyon oluşmu ile düşk enerjiye ulaşıabiliyorsa, iyonlar oluşr. Düşk enerjiye elektron paylaşııile ulaşıabiliyorsa moleküller oluşr.
+ ve CI¯ iyonlarıarası2H2 de, C2H2 molekülleri arası4 de, C ve H atomlarıarası
BağKuvvetleri
Bir kimyasal bağı kuvveti, gaz halindeki bir molekülde söz konusu bağkoparıdığızaman ortaya çıan enerji değşmi ile ölçülür. Bu değşme bağenerjisi (entalpisi) denir. ΔΗile gösterilir.
Örnek:
H
2(g) 2H(g) ΔΗ 104 kkal/mol CI2(g) 2CI(g) ΔΗ 59 kkal/mol
O
Bu verilere göre, bu moleküllerde atomlar arasıdaki bağarı kuvveti:
Bağkuvveti;
a) Bağsayııarttıça artar.
b) Komş atomdaki ortaklaşışelektron çifti arttıça azalı.
53
c) Atomik yarıaplar arttıça azalı.
2(g) 2O(g) ΔΗ 118 kkal/mol I2(g) 2I(g) ΔΗ 36 kkal/mol O2 > H2 > CI2 > I2 şklindedir.
BağUzunluğ
Bir kimyasal bağile birbirine bağıiki atomun çekirdekleri arasıdaki ortalama uzaklığ bağuzunluğ denir.
Aynıperyotta kovalent tekli bağarı uzunluğ soldan sağ doğu azalı. Artan çekirdek yükü elektronlarıçeker ve bağuzunluğ azalı.
Bir grupta yukarıan aşğıdoğu inildikçe kovalent ve iyonik bağı uzunluğ artar. Değrlik elektronlarıçekirdeğ daha uzak ve iç elektronlar tarafıdan daha iyi perdelendiğ için komşlarıa daha fazla yaklaşmazlar. Dolaysıla uzun ve zayı bağar oluşururlar.
Aynıatomlar arasıda çoklu bağarı uzunluğ tekli bağarı uzunluğndan daha kıa olur.
Örneğn;
I. C C II. C C III. C C örneklerinde bağuzunluğ I > II > III şklinde olur.
BağAçıı
Bağarıoluşuran atomları çekirdeklerini birleşirilen doğular arasıdaki iç açıı.
Örneğn;
İONİ BAĞAR
Zı yüklü katyon ve anyonları çekimine iyonik bağdenir.
Atomları veya iyonları değrlik elektronlarıatomun çevresinde noktalar halinde gösterilebilir. Buna Lewis elektron-nokta yapııdenir.
Örneğn;
11
Bir atomun bağoluşururken değrlik elektron sayııı8 elektrona tamamlayarak, soygaz elektron dizilişne ulaşalarıa
NaCI bileşğnde her iki iyon da s
Bir atomun değrlik elektron sayııı2 elektrona tamamlayarak Helyum benzeri 1s
Na ile 17CI nin oluşurduğ bileşğn Lewis elektron-nokta gösterimi aşğıaki şkildedir. oktet kuralıdenir. 2 p6 soygaz elektron dizilişne ulaşışı. Hidrojen(1H), Lityum(3Li), Berilyum(4Be) bu kurala uymazlar. Bu atomlar kimyasal bağoluşururlarken Helyum(2He) benzeri 1s2 elektron dizilişne ulaşılar. 2 elektron diziliş meydana getirmesine dublet kuralıdenir.
3
4
Li : 1s2 2s1 3Li+ : 1s2 Be : 1s2 2s2 4Be+2 : 1s2
s ve p bloku metal atomlarıtüm değrlik elektronlarııkaybederek bileşk oluşururlar.
11
13
31
Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 11Na+ : 1s2 2s2 2p6 Al : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 13Al+3 : 1s2 2s2 2p6 Ga : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1 31Ga+3 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10
Not:
İonik bağıoluşuran elementlerin elektronegatiflikleri arasıdaki fark arttıça, iyonik bağı karakteri artar.
Örnek:
I. NaF
II. KF
III. RbF
Yukarıaki bileşklerdeki atomlar arasıbağarıiyonik karakterine göre büyükten küçüğ doğu sıalayıı. (
Cevap: III > II > I
11Na, 19K, 37Rb, 9F)
Not:
İonik bağıoluşuran elementlerin iyon yarıaplarıküçüldükçe iyonik bağı kuvveti (şddeti, sağamlığı artar ve bileşğn erime noktasıyükselir. 54
Örnek:
I. LiF
II. KF
III. NaF
Yukarıaki bileşklerdeki atomlar arasıbağarıiyonik bağı kuvvetine göre büyükten küçüğ doğu sıalayıı. (
11Na, 19K, 3Li, 9F) Cevap: I > III > II
Örnek:
X, Y, Z elementleri halojendir ve atom numaralarıX > Y > Z dir. X, Y ve Z elementlerinin
11Na ile oluşurduklarıiyonik bileşklerin erime noktalarııkarşıaşııı. Cevap: NaZ > NaY > NaX
Örnek:
12
I. Formülü X
II. Bileşkteki iyonlar izoelektroniktir.
III. Katıhalde elektrik akıııiletir. Cevap: I ve II
X ile 7Y nin oluşurduğ iyonik bileşk için aşğıaki yargıardan hangileri doğudur. 3Y2 dir.
Örnek:
X elementi 3.periyot 1A grubundadı. Y elementi 2.periyot 7A grubundadı. Buna göre, X ile Y nin
oluşurduğ kararlıbileşk ve oluşmu için aşğıaki yargıardan hangileri doğudur.
I. Bileşk oluşmu sıasıda X in atom çapıazalı.
II. Bileşk formülü XY dir.
III. Bileşğn sulu çözeltisi elektrik akıııiletir. Cevap: I – II ve III
Örnek:
11
I. Elektron-nokta gösterimi
ve formülü Na
II. Katıve sııiken elektrik akıııiletir.
III. İonik katıı. Cevap: I ve III
Na ve 16S elementlerinin oluşuracağıbileşk ile ilgili aşğıaki yargıardan hangileri doğudur. 2S dir.
KOVALENT BAĞAR
Atomları elektron ortaklığıyaparak oluşurduklarıbağara kovalent bağ bileşklere ise moleküler
bileşkler veya kovalent bileşkler denir.
Kimyasal bağoluşm eylemine, atomları yalnıca değrlik elektronlarıkatıı. Yarıdolu değrlik orbitalleri, tam dolu olacak şkilde bağyapmaya çalışı.
Her kovalent bağ zı spinli elektronlardan oluşr. Zı spin, atomun molekül içinde daha düşk enerjili ve daha kararlıolmasıısağar.
1-APOLAR KOVALENT BAĞ
Kovalent bağoluşrken bağıoluşuran elektron çiftinin iki atom tarafıda eşt paylaşımasıı. Bu durum yük dağıııı homojen olmasııve molekülün kutupsuz (apolar) olmasıısağar. Bir bağı apolar olmasıiçin bağıoluşuran elektronlar elektronegatiflikleri eşt olan atomlar tarafıdan kullanımalıı. Bu sebeple aynıtür ametal atomlarıapolar kovalent bağoluşurur. Buna göre; H
2, F2, N2, O2 gibi aynıtür ametal atomlarıiçeren moleküllerdeki bağar apolar kovalenttir.
Örnek:
F
2 molekülünün orbital şmasıile gösterimi. F2 molekülünün elektron-nokta formülü ile gösterimi 55
Örnek:
O
2 molekülünün orbital şmasıile gösterimi. O2 molekülünün elektron-nokta formülü ile gösterimi
2-POLAR KOVALENT BAĞ
Kovalent bağoluşmunda bağıoluşuran elektron çiftlerinin moleküldeki atomlar tarafıdan eşt paylaşımamasısonucu oluşn bağı. Molekülde elektronegatifliğ daha fazla olan atom, elektronları paylaşııda daha fazla pay aldığıdan kımen negatif (-) yükle yüklenir. Diğr atom da kımen pozitif (+) yük alı.
Kıaca, polar kovalent bağelektronegatiflik farkıdan dolayıkımi elektrik yüklü olan iki atom arasıdaki bağı. Kımi yükler bir elektriksel dipol momente yol açar. Buna göre; HCI, HBr, H
2O, HF, CH4 gibi farklıtür ametal atomlarıiçeren moleküllerdeki bağar polar kovalenttir.
Örnek:
HCI molekülü oluşrken Hidrojen atomunun 1s orbitali ile Flor atomunun 2p orbitali örtüşr
Örnek:
H
2O molekülü oluşrken iki hidrojen atomunun 1s orbitali ile Oksijen atomunun iki tane 2p orbitali örtüşr
Not:
Farklıtür atomlar arasıdaki kimyasal bağı kesinlikle iyonik yada kovalent karakter taşıığıısöylemek doğu değldir. Atomlar arasıdaki bağarı iyonik ya da kovalent karakterini, atomları elektronegatiflik farkıbelirler. Şyle ki; kimyasal bağıoluşuran atomlar arasıdaki elektronegatiflik farkı1,7 den büyük olan kimyasal 56
bağar kımi iyonik karakteri daha fazladı. Kimyasal bağıoluşuran atomlar arasıdaki elektronegatiflik farkı1,7 ise %50 iyonik karakter taşı.
Örnek:
H
OF
HCI HCI bağı atomları elektronegatiflik farkı3,0 – 2,1 = 0,9 olduğndan polar kovalenttir.
LiBr LiBr bağı atomları elektronegatiflik farkı2,8 – 1,0 = 1,8 olduğndan kımi iyoniktir.
KF KF bağı atomları elektronegatiflik farkı4,0 – 0,8 = 3,2 olduğndan oldukça iyoniktir.
2 HH bağı aynıelementin atomlarıbağyaptığıdan saf kovalent bağyani apolardı. 2 OF bağı atomları elektronegatiflik farkı4,0 – 3,5 = 0,5 olduğndan az polardı.
METALİ BAĞ
Metal olarak tanılanabilen elementlerin elektron yapıarıdaki iki temel özellik;
1. Metal atomlarıı iyonlaşa enerjilerinin düşk olmasıı. Yani atomları değrlik elektronları
atomdan kolay uzaklaşııabilir.
2. Atom yapıarıda boşdeğrlik elektronlarıı bulunmasıı.
Örneğn:
20
3Li : 1s2 2s1 2px0 2py0 2pz0 Ca : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d0 4px0 4py0 4pz0
Katıhalde metal atomlarıımetalik bağbir arada tutar. Metallerdeki atomları değrlik elektronlarısadece bir tek atoma ait olmayı, metali oluşuran bütün atomlara aittir. Hareketli elektronlar, zamanlarıı bir kımııkomş atomlar ile ortaklaş kullanılar. Böylece az bir ölçüde de olsa, her metal atomunun oktedi tamamlanmaya çalışıı. Metallerde bir elektron çifti birçok atomu bir arada tutar.
Metal bağımodeline göre metal, bir elektron denizine gömülmüşartıyüklü tanecikler topluluğdur. Bir metaldeki bağelektronlarıtüm kristal boyunca dağımışı.
(delokalize)
Bu delokalizasyondan kaynaklanan büyük kohezyon kuvveti metalin sertlik ve dayanılıarııbelirler ve bu özellikler metalik bağelektronlarıı sayııarttıça artar.
Örneğn:
11
Na için; değrlik elektron sayıı1, Na nı erime noktası97,6 C dir.
13
Delokalize elektronlarıı hareketliliğ metallerin ııve elektriğ iyi iletmesini sağar. Atom yarıapıküçüldükçe metalik bağı kuvveti artar.
Bir metalik katıa katyonlar, muntazam bir düzene göre yerleşişir ve elektron bulutuyla çevrilmişolarak bulunur. Elektronları hareketliliğnden dolayımetallerin karakteristik parlaklılarıvardı.
Işı demeti metal yüzeyine çarptığıda, ışıı oluşurduğ elektriksel alan hareketli elektronlarıileri geri hareket ettirir. Bu hareketli elektronlar ışı yayar ve bunu parlaklı olarak görürüz.
Metallerin tel ve levha haline gelebilmesi ve dövülebilirliğ de elektronları hareketliliğ ile ilgilidir.
İonik yarıap Kovalent yarıap Metalik yarıap
Al için; değrlik elektron sayıı3, Al nin erime noktası660 C dir.
2-ZAYIF ETKİEŞİLER
Moleküller arasıetkileşmler maddenin katı sııve gaz halinde olmasııbelirler. Moleküller bileşklerde moleküller arasıdaki etkileşmlerin gücü katıve sııarda erime ve kaynama noktalarıı yüksekliğni belirlerken, gaz halindeki maddelerin ise ideal gaz davranışıdan sapma miktarııbelirler.
1.VAN DER WAALS KUVVETLERİ(LONDON KUVVETLERİ
Bir Atomun veya molekülün elektron bulutunun simetrisi bazıetkiler sonucu bozulur. Elektronları simetrisi bozulunca anlı geçici dipol momentler (kutuplaşa) oluşr. Bunun sonucunda elektronları toplandığıuç kımen negatif, diğr uç kımen pozitif kazanı. Farklıatom veya moleküllerin anlı kımi yükleri birbirini çeker ve böylece moleküller birbirine bağanı. Soy gaz atomlarıda anlı küçük dipol momentler oluşurur.
Van der Waals kuvvetleri polar ve apolar tüm molekül türleri arasıda oluşr. 57
tek kuvvettir. Yalnıca Van der Waals kuvvetleri bulunduran maddeler;
a) Soy gazlar: He, Ne, Ar.
b) Moleküler elementler: O
Apolar moleküller arasıda etkin olan 2, N2, F2, CI2, I2
c) Molekülleri apolar olan bileşkler: CH
4, C2H6, CCI4, BH3, CO2, CS2
elektron sayııve kütle ile paralel gider.
Van der Waals (London) kuvvetleri molekül yada atom büyüdükçe artar. Moleküllerin büyüklüğ,
büyüdükçe erime ve kaynama noktalarıyükselir.
Van der Waals kuvvetlerinin şddeti erime ve kaynama noktalarııbelirler. Bu sebeple moleküller
9
F, 17CI, 35Br, 53I atomlarıdan oluşn F2, CI2, Br2 ve I2 moleküllerinin oluşurduğ maddelerin kaynama noktaları F2 < CI2 < Br2 < I2 dir. Bunun nedeni elektron bulutunun artmasıı. Bununla birlikte molekül kütlelerinin de artığıgörülür. Molekül kütlelerindeki artışan da aynısonuca varıı.
molekül kütlesi eşt olmasıa rağen izomerlerinin molekülleri arasıdaki çekim kuvvetleri farklıı. Uzun zincirli bileşklerin molekülleri arasıdaki çekim kuvvetleri, dallanmanı fazla olduğ bileşklerin molekülleri arasıdaki çekim kuvvetlerinden daha fazladı. Bunun nedeni, uzun zincirli bileşklerin diğrlerine göre daha büyük yüzeyli olmasıve bunun sonucunda da temas yüzeyinin daha fazla olmasıı.
Molekülün yapııda Van der Waals kuvvetlerinin şddetini etkiler. Hidrokarbonlarda elektron sayııve
Örnek:
Cevap:
Aşğıaki bileşklerin, kapalıformülleri, molekül kütleleri ve birer moleküllerindeki elektron sayıarıeşttir. Buna göre kaynama noktalarııkarşıaşııı. tI > tIII > tII
Örnek:
Cevap: CCI
CF4, CH4, CCI4 maddelerini normal kaynama noktalarıa göre sıalayıı. (F:19, H:1, CI:35,5) 4 > CF4 > CH4
2.DİOL-DİOL ETKİEŞİLERİ(POLAR ETKİEŞİ)
Bir polar molekülün kımi yüklerinin, komş molekülün kımi yükleri ile etkileşesine dipol-dipol etkileşmi denir. Bu etkileşm Van der Waals kuvvetlerine ilave bir etkileşmdir. Etkileşmi, Van der Waals etkileşminden daha fazladı.
Dipol-dipol etkileşmlerinin gücü bağdipollerinin büyüklüğne ve molekülün şkline bağıı. İi atomlu moleküllerde dipol-dipol etkileşminin gücü molekülü oluşuran atomlar arasıdaki elektronegatiflik farkıa bağıı. Atomlar arasıdaki elektronegatiflik farkıarttıça dipol-dipol etkileşm gücü artar. Molekülde elektron sayııda arttıça dipol-dipol etkileşm artma eğlimi gösterir. Polar moleküller, moleküldeki dipol-dipol etkileşmden dolayıçoğ zaman sııya da katıı.
Örnek:
I. CH
II. CH
3CI 4
III. CH
2CI2
Yukarıa verilen bileşklerin kaynama noktaları
karşıaşııı. Cevap:
t1, t2 ve t3 tür. Buna göre kaynama noktalarııt3 > t1 > t2
3.HİROJEN BAĞ
Bir dipol-dipol etkileşmidir. Fakat belli bir gücün üzerinde olanıı. Hidrojen bağıı oluşmu belli şrtlara bağıı.
1. Moleküler bileşğn molekülleri polar olmalıı.
2. Bileşğn molekülü H atomu içermelidir.
3. Bileşğn molekülleri elektronegatifliğ yüksek, küçük boyutlu F, O, N gibi atomlardan en az birini
içermelidir.
4. F, O, N atomlarıH atomlarıla direkt bağıolalıı.
58
Örneğn:
CH
H2O, HF, NH3, CH3OH gibi maddelerin molekülleri arasıda hidrojen bağıoluşr. 3OCH3 molekülleri arasıda ve CH3F molekülleri arasıda hidrojen bağıoluşurmaz.
CH
3OCH3 CH3F CH3OH
Hidrojen Bağı
1. Suya olağn üstü özellik kazandıı.
2. Moleküler bileşklerin molekülleri arasıda oluşn bağarı içinde en kuvvetli olanıı. Bazıhallerde
buhar fazıda dahi bozulmaz. Kovalent bağan zayı, Var der Waals ve dipol-dipol etkileşmlerinden kuvvetlidir.
3. Hidrojen bağıile oluşn bileşkler suda iyi çözünür. Bu tür maddelerin molekülleri, su molekülleri ile
hidrojen bağıoluşurur.
4. Hidrojen bağıile oluşn bileşklerin kaynama noktalarıyüksek olur.
Örnek:
Kaynama noktaları
Örnek:
A) CH
Cevap: E
Aşğıa verilen maddelerin hangisinin normal kaynama noktasıı en yüksek olmasıbeklenir. 3-CH3 B) CH3-CH2-CH3 C) CH3-O-CH3 D) CH3-CH2-CH2-OH E)
SORULAR-1
59 60
SORULAR-2
61 62
SORULAR-3
63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87
SORULAR-1
88 89
SORULAR-2
90
SORULAR-3
91 92 93
SORULAR-4
94
SORULAR-5
95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119
SORULAR-1
120 121
SORULAR-2
122 123
SORULAR-3
124 125 126
SORULAR-4
127
SORULAR-5
128 129 52 11 |
|
|
|
|
|
|
|
