Genel Kimya ( Prof. Abdullah MENZEK )

MADDENİN SINIFLANDIRILMASI ULUSLAR ARASI TEMEL BİRİMLER
Sıcaklık ölçeklerinin karşılaştırılması
Metrik sistem birimlerinde kullanılan Ön takılar
Robert Milikan’ın çalışmaları
E.Ruherford, α- ışınlarını (parçacıklarını) ince bir Au tabakaya gönderdiğinde, ışınların büyük kısmının yollarını hiç değiştirmeden yollarına devam ettiği çok bir kısmının yollarından saptığını gözledi. Buradan atomun merkezinde kütlece hemen hemen atomun kütlesine eşit ve hacimce çok küçük olan pozitif yüklü çekirdeğin bulunduğu buldu. Atomun büyük kısmı boşluktan meydana gelir. Bu deney düzeneği aşağıdadır.
İZOTOPLAR
Hidrojenin İzotopları
Hidrojen’in 3 tane izotopu olup, bunların özel adları vardır.
İzotop Adı Sembolu
11H Protiyum H
21H Döteryum D
31H Trityum T
Hidrojenin İzotopları
Sembol İzotop Protons Nötron Elektron
sayısı sayısı sayısı
H 11H 1 0 1
D 21H 1 1 1
T 31H 1 2 1
Aufbau İlkesinden Sapmalar
Çoğu element için Aufbau Yöntemine göre öngörülen elektron dağılımları deneysel olarak da doğrulanmıştır.
Birkaç elementin elektron dağılımı, bazı ufak sapmalar gösterir.
Bu değişiklikler, dolu ve yarı dolu orbitallerin kararlılığı ile açıklanır (küresel simetri).
ns2(n-1)d4 yerine ns1(n-1)d5
ns2(n-1)d9 yerine ns1(n-1)d10
Grup ve periyot Bulunması
Atom numarası verilen elementin elektron dağılımı yapılır.
Orbital katsayısı en yüksek olan sayı, elementin periyot numarasını verir.
Son elektron s veya p orbitalinde bitmişse, element A grubundadır.
s-Orbitali üzerindeki sayı doğrudan A grubunun numarasını verir.
Grup ve periyot Bulunması
Elementin elektron dağılımı p orbiatli ile bitmişse, p’nin üzerindeki sayıya 2 ilave edilerek grup numarası bulunur.
Örnekler:
11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 3. periyot, 1A Grubu
17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 3. periyot, 7A Grubu
Grup ve Periyot Bulunması
En son elektron d orbitalinde bitmişse, element B grubundadır.
Grup ve periyot Bulunması
Örnek:
25Mn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
4. periyot, 7B Grubu
Elektron dağılımı yapılan elementin en son elektronu 4f orbitalinde bitmişse Lantanitler, 5f de bitmişse Aktinitler serisinin bir üyesidir.
Peryodik Tablo (Çizelge)
Periyodik tablonun temel özelliği, elementleri artan atom numaralarına göre yan yana ve benzer özelliklerine göre de alt alta toplamasıdır.
Peryodik tabloda yatay sütunlara periyot, dikey sütunlara da grup denir.
Perydik tablo, 8 tane A ve 8 tane de B grubundan oluşmaktadır.
Peryodik Tablo
Periyodik tabloda, bazı elementlerin özel adları vardır.
1A grubu elementlerine alkali metaller, 2A grubu elementlerine toprak alkali metaller, 7A grubu elementlerine halojenler ve 8A grubu elementlerine de soygazlar denir.
s, p, d ve f bloklarını gösteren periyodik tablo
Modern bir periyodik tablo
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü
Atom yarıçapları, daha çok dolaylı yollardan bulunur.
Örneğin, birbirine kovalent bağla bağlı iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklık (bağ uzunluğu) deneysel olarak ölçülebilir. Bu değerin uygun şekilde ikiye bölünmesi ile, atom yarıçapı bulunur.
Bu şekilde bulunan yarıçapa “Kovalent yarıçap” denir.
Atom yarıçapları, daha çok pikometre (pm) ve Angstrom (Ao) cinsinden verilir.

1 pm = 10-12 m, 1 Ao = 10-10 m
Peryodik çizelgede bir periyot boyunca soldan sağa doğru gidildiğinde, genel olarak atom yarıçapları küçülür.
Bir grup boyunca yukardan aşağıya doğru inildiğinde ise, genel olarak atom yarıçaplarında artış olur.
Kimyasal bağlar başlıca 3 gruba ayrılabilir.
İyon yarıçapları, iyonik bağla bağlanmış iyonların çekirdekleri arasındaki uzaklık deneysel olarak ölçülüp, katyon ve anyon arasında uygun bir şekilde bölüştürülmesi ile bulunur.
Her hangi bir atomdan türetilen pozitif iyon, daima o atomdan daha küçüktür.
İyonlaşma Enerjisi
Gaz halindeki izole bir atomdan, bir elektron uzaklaştırarak yine gaz halinde izole bir iyon oluşturmak için gerekli olan minimum enerjiye “iyonlaşma enerjisi” denir.
İyonlaşma enerjisi, tanımından da anlaşılacağı gibi, bir atomdaki elektronların çekirdek tarafından ne kadar bir kuvvetle çekildiğinin bir ölçüsüdür.
Aynı zamanda iyonlaşma enerjisi, elektronları çekirdeğe bağlayan kuvveti yenmek için gerekli olup, bir atomun elektronik yapısının ne kadar kararlı olduğunun da bir ölçüsüdür.
Bir elektronu uzaklaştırılmış bir iyondan, ikinci bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli olan enerjiye de “ikinci iyonlaşma enerjisi” denir.
İyonlaşma enerjisi için istisnalar
1-Asal gazlar (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) ns2np6 kararlı yapısına sahiptir.
2-Be, Mg, Zn, Cd ve Hg’nin dış yörüngelerinde dolmuş S orbitali vardır (ns2) yapısı
3- N, P, As gibi elementler dış yörüngelerinde yarı dolu p orbitallerine sahiptir (ns2np3) yapısı.
Elementlerin bu tür yapıları (küresel simetri) kararlıdır ve bu elektronik yapıya sahip elementler bu yapıyı bozmak istemediklerinden iyonlaşma enerjileri beklenenden yüksektir.
Bu tür işlemlerde her zaman olmamakla beraber, genellikle birinci elektron alımında enerji açığa çıkarken (ekzotermik) ikinci elektron alımı endotermiktir.
Bu nedenle, birinci elektron ilgilerinin (EI1) büyük bir çoğunluğu, negatif işaretlidir.
Kararlı elektronik yapıya sahip olan soygazların , bir elektron kazanması da enerji gerektirir.
Yani olay endotermiktir ve elektron ilgisi pozitif işaretlidir.
Elektronegatiflik
Bağı oluşturan atomların bağ elektronlarını çekme gücüdür.
Atom çapı küçüldükçe elektronlar çekirdek tarafından daha güçlü çekilir yani elektronegatiflik artar.
Bir bağın uçlarında bulunan iki atomun elektronegatiflikleri farkı ne kadar az ise bağlar o kadar kovalent, elektronegatiflikleri farkı ne kadar fazla ise bağlar o kadar iyoniktir.
Bağlar ne kadar iyonik ise o kadar polardır. Ne kadar kovalent ise o kadar apolardır.
Formüller 2 kısımda incelenir.
1- Basit (Kaba Formül): Sadece bileşiği oluşturan atomların, cinsini ve bir birlerine oranını gösteren formüle denir.
2-Gerçek (Molekül Formül): Bileşiği oluşturan atomların, cinsini, gerçek sayısını ve bir birlerine oranını gösteren formüle denir.
Örnek 2: 30,5 g Si da kaç mol Si vardır?
Çözüm: Si’ un mol kütlesi 28,086 g olmakla beraber kolaylık ve istenen duyarlık için virgülden sonra ilk haneye kadar yuvarlatılarak kullanılacaktır.
1 mol Si = 28,1 g Si
g Si ‘u mol Si’ a çevirmek için 30,5 g Si, g Si birimi paydada bulunan kesirle çarpılmalıdır.
1 mol Si/28,1 g Si = 1 (Çevirme faktörü)
30,5 g Si x (1 mol Si/28,1 g Si) = 1,09 mol Si.

Facebook Yorumları

Bir Cevap Yazın