Atomlar, Moleküller ve İyonlar ( Yrd.Doç.Dr. İbrahim İsmet ÖZTÜRK )

ATOMLAR, MOLEKÜLLER VE İYONLAR

Yrd.Doç.Dr. İbrahim İsmet ÖZTÜRK

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

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

2.1. Atom Kuramı Milattan önce beşinci yüzyılda, yunan filozofu Democritus, bütün maddeleri, bölünemez veya kesilemez anlamında atomos olarak adlandırılan, çok küçük, bölünmez taneciklerden oluştuğunu öne sürmüştür. ĐĐlklk bilimsel araştırmalardan elde edilen deneysel kanıtlar atom kavramına destek sağlamış ve zamanla element ve bileşiklerin modern tanımlarının yapılmasına yol açmıştır. Bugün atom adını verdiğimiz, maddenin bölünmez yapı taşlarının tanımı, 1808 yılında, bir İngiliz bilim adamı ve öğretmen olan John Dalton tarafından tam olarak yapılmıştır.

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

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

Dalton’un 3. Varsayımı diğer bir önemli yasa olan katlı oranlar yasasınıda destekler niteliktedir. Bu yasaya göre; iki element birden fazla bileşik oluşturmak üzere birleşebilirse, bir elementin belli bir kütlesi ile birleşen diğer elementin farklı kütleleri arasında küçük tam sayılı bir oran vardır. Dalton’un dördüncü varsayımı, madde yoktan var edilemez ve varken yok edilemez diye bilinen kütlenin korunumu yasasının başka bir ifadesidir.

2.2. Atomun Yapısı Dalton atom kuramına göre, atom bir elementin kimyasal olarak birleşebilen temel birimi olarak tanımlanabilir. Dalton, atomu hem çok küçük hemde bölünemez olarak düşünmüştür. Oysa 1850’li yıllarda başlayıp 20.yy a kadar uzanan araştırmalar, atomların atom altı tanecikler adı verilen daha da küçük taneciklerden oluştuğunu göstermiştir. Bu araştırmalar elektron, proton ve nötronların keşfine yol açmıştır.

2.2.1.Elektron

2.2.2. Radyoaktiflik 1895’te Alman fizikçi, Wilhelm Röntgen katot ışınlarının, cam ve metallerin olağan dışı ışın yaymasına neden olduğunu gördü. Yayımlanan bu yüksek enerjili radyasyon, maddenin içinden geçebiliyor, fotoğraf filmi levhalarını karartıyor ve çeşitli maddelerin fluoresan ışık yayımlamasına sebep oluyordu. Bu ışınlar bir mıknatıs etkisi ile saptırılamadığından, katot ışınları gibi yüklü tanecikler değildi. Röntgen bu ışınlara X-ışınları adını verdi. Wilhelm Röntgen tarafından oluşturulan, eşi Anna Bertha’nın elinin X-ışını görüntüsü.

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

Daha sonraki araştırmalar radyoaktif maddelerin bozunması ya da parçalanması ile üç tür ışın oluştuğunu ortaya koydu. Bu ışınlardan ikisi artıartı veve eksieksi yüklüyüklü metalmetal levhalar tarafından saptırılır . Alfa (α) ı şınları, α tanecikleri adı verilen artı yüklü taneciklerden oluşur ve bu nedenle de artı yüklü levha tarafından saptırılır. Beta (β) ı şınları ya da β tanecikleri, elektronlar olup eksi yüklü levha tarafından saptırılırlar. Üçüncü çeşit radyoaktif ışıma, gama ( γ) ı şınları adı verilen yüksek enerjili ışınlardan oluşur ve gama ışınları yüksüz olup dışsal bir elektrik veya manyetik alan tarafından etkilenmezler.

2.2.3. Proton ve Çekirdek 1900’lü yılların başında atomların iki özelliği belli olmuştur, atomlar elektronları içeriyordu ve elektriksel olarak nötürdü. Elektriksel açıdan yüksüz olabilmesi için bir atomda eşit sayıda artı ve eksi yük bulunmalıydı.. Bu bilgiler ışığında, Thomson, atomu içinde gömülmüş halde elektronlar bulunan artı yüklü bir küre olarak öneriyordu. Bu atom modeli uzun yıllar boyunca atom kuramı olarak kabul gördü.

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

Böylece saçılma deneylerinde, herhangi bir α taneciği bir atomun çekirdeğine yaklaştığında büyük bir itici kuvvetle karşı karşıya kalıyor ve büyük bir sapma yapıyordu. Ayrıca, doğrudan doğruya bir çekirdeğe doğru hareket eden bir α taneciği hareket yönünü tam tersine çevirecek kadar büyük bir itici güce maruz kalacaktır. Çekirdekteki artı yüklü taneciklere proton adı verilir.Yapılan başka deneylerde ise, bir protonun yükünün büyüklük olarak bir elektronun yüküne eşit olduğu ve protonun kütlesinin de 1.67262×10-24 g, yani elektronun kütlesinin 1840 katı kadar olduğu bulunmuştur.

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

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

2.3. Atom Numarası, Kütle Numarası ve İzotoplar Bir elementin atomlarının çekirdeklerinde bulunan protonların sayısına atom numarası (Z) denir. Nötr bir atomda protonların sayısı elektronların sayısına eşittir. Bu nedenle, atom numarası aynı zamanda atomda bulunan elektronların sayısını da gösterir. Kütle numarası (A) bir elementin atomlarının çekirdeklerinde bulunan protonproton veve nötronlarınınnötronlarının sayısınınsayısının toplamıdırtoplamıdır.. Bir atomda bulunan nötronların sayısı, kütle numarası ile atom numarasının farkına eşittir (A-Z).

2.4. Periyodik Çizelge Günümüzde bilinene elementlerin yarısından çoğu 1800 ile 1900 yılları arasında bulunmuştur. O yıllarda birçok elementin benzer özellikleri olduğu görülmüştür. Elementlerin fiziksel ve kimyasal davranışlarındaki periyodik Dmitri Ivanovich Mendeleyev benzerliklerin anlaşılması, yapı ve (1834-1907) özellikleri ile ilgili çok miktarda bilginin sınıflandırılması gerekliliği, periyodik çizelgenin oluşturulmasına yol açmıştır.

PERİYODİK ÇİZELGE

2.5. Moleküller ve İyonlar Molekül , en az iki atomun belli bir düzende kimyasal kuvvetlerle bir arada tutulduğu atomlar topluluğudur. Bir molekülde tek bir elementin atomları bulunabileceği gibi, iki veya daha çok sayıda elementin atomları sabit oranlar yasasına uygun biçimde belli bir oranda birleşmişolarak da bulunabilir. H2 olarak gösterilen hidrojen molekülüne diatomik (iki atomlu) molekül denir.Moleküllerin büyük çoğunluluğu ikiden çok atom içerir,içerir, bunlar üç tane oksijen atomundan oluşan ozonda olduğu gibi aynı elementin atomları olabilir ya da iki veya daha çok sayıda elementin atomlarının birleşmesinden oluşabilir. İkiden çok atom içeren moleküllere poliatomik (çok atomlu) moleküller denir.

Pozitif veya negatif yükü olan bir atoma yada atomlar grubuna iyon denir. Nötür bir atomdan bir yada daha çok sayıda elektronun kaybedilmesi sonucunda pozitif yüklü bir iyon, yani katyon oluşur. Örneğin sodyum atomu kolaylıkla bir elektron kaybederek sodyum katyonuna dönüşebilir. Diğer taraftan anyon, elektron sayısındaki artış nedeniyle, yükü eksi olan bir iyondur. Örneğin, klor atomu bir elektron alarak, klorür iyonuna dönüşür.

2.6. Kimyasal Formüller Kimyacılar moleküllerin ve iyonik bileşiklerin bileşimini kimyasal simgelerle ifade etmek için kimyasal formüller kullanılır. 2.6.1. Molekül Formülü Molekül formülü bir maddenin en küçük biriminde bulunan elementlerin atom sayısını tam olarak gösteren formüldür. Formüllerdeki alt indis herhangi bir elementinelementin atomatom sayısınısayısını gösterirgösterir.. H O C H CH OH CH Cl 2 2 4 3 2 2 Oksijen (O ) ve ozonun (O ), oksijen elementinin allotropları’dır. 2 3 Allotrop, bir elementin iki veya daha çok sayıdaki farklı biçimlerine verilen isimdir.

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

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

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

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

2.7. Bileşiklerin Adlandırılması 2.7.1. İyonik Bileşikler Önemli bir iyon olan amonyum iyonu (NH4)+ dışında incelediğimiz tüm katyonlar metal atomlarından kaynaklanır ve metal katyonlarında adlarını elementlerinden alırlar. Đyonik bileşiklerin çoğu yalnızca iki elementten oluşan ikili bileşiklerdir. Đkili iyonik bileşiklerde önce metal katyonunun adı söylenir, sonrada ametal anyonun adı verilir. Buna göre NaCl’nin adı sodyum klorürdür. Anyonun adı, element adına (klor) “ür” son eki eklenerek oluşturulur.

Bazı metaller özellikle geçiş metalleri birden çok katyon oluşturabilirler. Örneğin demir iki tane katyon oluşturur: Fe2+ ve Fe3+. Aynı elementin farklı katyonlarını belirtmek için Romen rakamları kullanılır. Örneğin artı bir yük için Romen rakamı I, artı iki yük için Romen rakamı II gibi. Bu sisteme göre Fe2+ ve Fe3+ iyonları demir(II) ve demir(III), ve Fe2+ içeren FeCl2 ile Fe3+ içeren FeCl3 ise sırasıyla demir-iki klorür ve demir-üç klorür olarak adlandırılır. Mn2+ : MnO mangan(II) oksit Mn3+ : Mn O mangan(III) oksit 2 3 Mn4+ : MnO2 mangan(IV) oksit

2.7.2. Moleküler Bileşikler Moleküler bileşikler belirli ve bağımsız molekül birimleri içerirler. Moleküler bileşikler genellikle ametallerden oluşurlar. Birçoğu ikili bileşiklerdir. Đkili moleküler bileşiklerin adlandırılması ikili iyonik bileşiklerin adlandırılmasına benzer. Formüldeki ilk elementin adını söyleyip ikinci elementin adının köküne “”ürür”” son eki koyarız.. HCl: Hidrojenklorür SiC: Silisyumkarbür

İki element birden çok sayıda bileşik oluşturabilir. Bu durumlarda, bileşiklerin adlandırılmasında ortaya çıkacak karmaşayı önlemek için, bileşikteki elementlerin atom sayısı yunanca ön ekleri ile belirtilir. CO : Karbon monoksit CO : Karbon dioksit 2 SO : Kükürt trioksit 3 N O : Diazot tetroksit 2 4

Adlandırmada ön ekler kullanılırken aşağıdaki kuralları uygulamak yararlı olur; • Birinci element için mono ön eki kullanılmaz. Örneğin PCl3 için monofosfor triklorür yerine fosfor triklorür denir. • Oksitler adlandırılırken bazen ön ekteki a atlanır. Örneğin N O diazot teraoksit 2 4 yerine diazot tetroksit olarak adlandırılır. Hidrojen içeren moleküler bileşikler adlandırılırken, yunanca ön ekler kullanılmaz. Geleneksel olarak bu bileşikler yaygın olarak bilinen ve sistematik olmayan adları ile yada hidrojen atomu sayısının belirtilmediği adlarla anılırlar:

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

Hidrojen oksijen ve bir diğer element içeren asitlere oksiasitler denir. Oksiasitlerin formülleri yazılırken genellikle önce H, sonra merkez elementi ve en son da O yazılır. HNO Nitrik asit 3 H SO Sülfirik asit 2 4 Çoğu zaman iki veya daha çok sayıda oksiasitte aynı merkez atomu,atomu, ancak farklı sayıda O atomu bulunur. Adları “ik” ile biten oksoasitlerden başlayarak, bu tür bileşiklerin adlandırılması için aşağıdaki kurallar uygulanır. 1- “ik” asidine bir tane O atomunun eklenmesi: Bu durumda asit “per….ik” asit olarak adlandırılır. Örneğin, HClO3 asitine (“ik”) bir tane O atomu eklenmesi ile klorik asit perklorik asit e dönüşür.

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

Oksianyonlar adı verilen oksiasit anyonları aşağıdaki kurallara göre adlandırılır: 1- “ik” asidinden H iyonlarının hepsi çıkarıldığında, geriye kalan anyon adı “at” ile sonlandırılarak adlandırılır. Örneğin, H CO ’ten kaynaklanan CO 2-, karbonat 2 3 3 olarak adlandırılır. 2- “öz” asidinden H iyonlarının hepsi çıkarıldığında, anyon adı “it” ile sonlanır. Bu nedenle HClO2 nin anyonu ClO2-, klorit anyonudur. 3- Asitten bir yada daha çok sayıda H iyonu çıkarıldığında oluşan anyon adı, anyonda kaç hidrojen olduğunu belirterek adlandırılır. Örneğin, fosforik asitten kaynaklanan anyonlar şunlardır; H PO Fosforik asit 3 4 H PO – Dihidrojen fosfat 2 4 HPO42- hidrojen fosfat PO 3- Fosfat 4

Bazların Adlandırılması Baz, suda çözündüğünde, hidroksit iyonları (OH-) veren bir madde olarak tanımlanır NaOH Sodyum hidroksit KOH Potasyum hidroksit Ba(OH)2 Baryum hidroksit 2.7.4. Hidratlar Bileşimlerinde belli sayıda su molekülü bulunan bileşiklerdir. Örneğin normal haldeki bakır(II) sülfatta, bakır(II) sülfat birimleri beş tane su molekülü içerir. Bu bileşiğin sistematik adı bakır(II) sülfat pentahidrat olup, formülü CuSO .5H O dur. Bu bileşikteki su molekülleri bileşiğin ısıtılması ile 4 2 uzaklaştırılabilir ve bazen susuz bakır(II) sülfat adı verilen CuSO4 elde edilir.

Facebook Yorumları

Bir Cevap Yazın