GENEL KİMYA 1

Ders Notları

Doç. Dr. Nilgün KIZILCAN www.chemtime.com

İÇİNDEKİLER Sayfa

Giriş 1

BÖLÜM 1. ATOMUN YAPISI ve ÇAĞDAŞ ATOM TEORİLERİ 2

1.1 Dalton Atom Teorisi…………………………………………………… 2

1.2 Thomson Atom Teorisi ………………………………………………... 2

1.3 Rutherford Atom Teorisi ……………………………………………….. 2

1.4 Bohr Atom Teorisi ……………………………………………………… 3

1.5 Elektronların Dağılımı ……………………………………………………4

1.6 Magnetik Özellikler ………………………………………………………4

1.7 Atom Simgeleri …………………………………………………………. 5

1.8 Atom Kütleleri ……………………………………………………………5

BÖLÜM 2. PERİYODİK ÇİZELGE ve BAZI ATOM ÖZELLİKLERİ 6

2.1 Formül Tanımları ve Hesapları …………………………………………..9

2.2 Deneysel Formül Tayini ………………………………………………….9

BÖLÜM 3. KİMYASAL BAĞLAR 10

3.1 Lewis Kuramı ……………………………………………………………10

3.2 Lewis Simgeleri ve Yapıları ……………………………………………..10

3.3 Kovalent Bağlanma ……………………………………………………...11

3.3.1 Kovalent Bağ Lewis yapılar…………………………………………..12

3.3.2 Çok Katlı Kovalent Bağlar ………………………………………… 12

3.3.3 Kovalent Bileşiklerin Karakteristik Özellikler………………………..13

3.4 İyonik Bileşiklerin Karakteristik Özellikleri …………………………….14

3.5 Lewis Yapılarının Yazılması …………………………………………… 14

3.6 Rezonans ………………………………………………………………...17

3.7 Oktet Kuralından Sapmalar ……………………………………………. 17

3.7.1 Tek Sayılı Elektronu Olan Yapılar ……………………………………17

3.7.2 Eksik Oktetler………………………………………………………….18

3.7.3 Genişletilmiş oktetler…………………………………………………..18

3.8 Moleküller Geometri (VSEPR) ve Hibritleşme ……………………..……19

3.8.1 VSEPR Kuramının Uygulanması………………………………………22

3.8.2 Birden Fazla Merkez Atomlu Moleküller……………………………...22

3.9 Bağ Kuramları…………………………………………………………… .23

3.10 Moleküller Arası Kuvvetler…………………………………………… .24

3.10.1 Vander Waals Kuvveti……………………………………………… 24

3.10.2 Dipol-Dipol Kuvvetleri……………………………………………… 24

3.10.3 London Kuvvetleri…………………………………………………… .24

BÖLÜM 4. GAZLAR 25

4.1 Gaz Basıncı ve Ölçülmesi……… ………………………………………...25

4.2 Basit Gaz Yasaları……………………………………………………….. .27

4.2.1 Boyle Yasası…………………………………………………………….27

4.2.2. Charles veya Gay-Lusssac I Yasası……………….. ……………… .27

4.2.3 Charles veya Gay Lussac II. Yasası (Amontons Yasası……………… .28

4.2.4 Avogadro Yasası………………………………………………………..28

4.3 İdeal Gaz Yasası…………………………………………………………. ..28

4.3.1 Molekül Ağırlığı Tayini…………………………………………………..29

4.4 Birleşen Hacimler Yasası………………………………………………….. 30

4.5 Gaz Karışımları……………………………………………………………..30

4.6 Gazların Kinetik Kuramı……………………………………………………30

4.7 Graham Difüzyon (Yayılma) Yasası………………………………………..31

4.8 Gerçek (İdeal Olmayan) Gazlar…………………………………………….31

BÖLÜM 5. SIVILAR ve KATILAR 33

5.1 Sıvılar…………………………………………………………………… 33

5.2 Katılar ……………………………………………………………………. 34

BÖLÜM 6. ÇÖZELTİLER ve ÖZELLİKLERİ 36

6.1 Çözelti Türleri …………………………………………………………….36

6.2 Çözünme Olgusu ………………………………………………………….36

6.3 Çözünme Isısı…………………………………………………………… 37

6.4 Gazların Çözünürlüğü…………………………………………………… 37

6.5 Çözeltilerin Konsantrasyonu………………………………………………38

6.6 Çözeltilerin Seyreltilmesi………………………………………………… 38

6.7 Çözeltilerin Buhar Basınçları ( Rault Yasası )…………………………….38

6.8 Osmatik Basınç…………………………………………………………….39

6.9 Elektrolitik Çözeltiler………………………………………………………39

BÖLÜM 7. TERMOKİMYA 40

7.1 Termokimyada Bazı Terimler………………………………………………40

7.2 Termokimyanın Kanunları …………………………………………………41

7.3 Tepkime Isıları ve Ölçülmesi……………………………………………….41

7.4 Termodinamiğin Birinci Yasası…………………………………………….42

7.5 Entalpi Değişimi……………………………………………………………42

7.6 Standart Oluşum Entalpileri………………………………………………..42

7.7 Yanma Isısı ve Entalpisi……………………………………………………42

BÖLÜM 8. KİMYASAL KİNETİK 44

8.1 Reaksiyon Hızı……………………………………………………………..44

8.1.1. Sıfırıncı Mertebeden Reaksiyonlar……………………………………..45

8.1.2. Birinci Mertebeden Reaksiyonlar………………………………………46

8.1.3 Yarılanma Süresi………………………………………………………..46

8.1.4 İkinci Mertebeden Reaksiyonlar…………………………………………46

8.2 Tepkime Hızlarının Çarpışma Kuramı……………………………………..47

8.3 Aktif Kompleks Teorisi……………………………………………………48

BÖLÜM 9 KİMYASAL DENGE 49

9.1 Denge Sabitleri …………………………………………………………….51

9.2 Heterojen Dengeler ……………………………………………………… 51

9.3 Basınçlar Cinsinden İfade edilen Denge Sabitleri …………………………52

9.4 Dengeyi Etkileyen Faktörler………………………………………………..53

9.4.1 Sıcaklık Etkisi……………………………………………………………53

9.4.2 Konsantrasyon Etkisi……………………………………………………53

BÖLÜM 10 ASİTLER ve BAZLAR 54

10.1 Brönsted-Lowry Asit Baz Kavramı………………………………………..55

10.2 Hidroliz…………………………………………………………………….56

10.3 Asitlik Kuvveti ve Molekül Yapısı…………………………………………...57

10.3.1 Hidrürler…………………………………………………………………...57

10.3.2 Oksiasitler………………………………………………………………….57

10.4 Lewis Kuramı…………………………………………………………………58

10.5 Lux-Flood Asit – Baz Teorisi………………………………………………...59

10.6 Asitlik Kuvveti………………………………………………………………. 60

10.7 Suyun İyonlaşması, pH ve POH…………………………………………….. 60

10.8 Zayıf Asit ve Zayıf Bazların İyonizasyonu………………………………….. 61

10.9 Poli Asitlerin İyonlaşma Basamakları………………………………………... 61

10.10 Kuvvetli Asit ve Zayıf Bazdan Oluşan Tuzların Hidrolizi …………….……62

10.11 Zayıf Asit ve Zayıf Baz Tuzunun Hidrolizi.. ………………………...……...62

10.12 İndikatörler …………………………………………………………………...62

Giriş

Modern kimya 18 inci yüzyıldaki buluşlarla başladı. Bu buluşlar kütlenin korunumu yasası ve

sabit oranlar yasasının ortaya konmasını ve sırasıyla atom kuramlarının geliştirilmesini

sağladı.

Katot ışını araştırmaları, bütün maddelerde bulunan bir temel tanecik ve bir negatif yük birimi

olan elektronun keşfine yol açtı. X-ışınları ve radyoaktifliğin bulunması, katot ışını

çalışmalarının sonucudur. İzotopların keşfi ve modern kütle spekrometresinin gelişmesine

sebep de katot ışını çalışmalarıdır.

parçacıklarının ince bir metal yapraktan saçılması atom çekirdeği kavramını doğurdu.

Sonra proton ve nötron keşfedildi.

BÖLÜM 1. ATOMUN YAPISI ve ÇAĞDAŞ ATOM TEORİLERİ

Çağdaş atom modelinde, proton ve nötronlardan oluşmuş bir çekirdek ve bu çekirdeğin

dışında elektronlar vardır. Yunanca’daki atamos sözcüğünden türetilmiştir. İlk önceleri

bölünemeyen, sert ve içi dolu tanecik olarak bilinirdi. İlk gözleme ve deneye dayalı teori John

Dalton tarafından ortaya atılmıştır. Kimyasal birleşmenin temeli olan katlı oranlar yasası ve

kütlenin korunumu yasasından yararlanarak Dalton 1803-1808 yıllarında bir atom kuramı

geliştirmiştir.

1.1 Dalton Atom Teorisi

1. 1. Her element atom adı verilen çok küçük ve bölünemeyen taneciklerden oluşmuştur.

Atomlar kimyasal tepkimelerle oluşamaz ve bölünemezler. ( Yanlışlığı: proton, nötron ve

elektronların varlığını kabul etmemesi ve kimyasal tepkime öncesi var olan atomlar

tepkime sonrasında da var olmalıdır (Kütlenin Korunumu Kanunu : Tepkimeden çıkan

ürünlerin kütleleri toplamı, tepkimeye giren maddelerin kütleleri toplamına eşittir. ))

2. 2. Bir elementin bütün atomlarının kütlesi (ağırlığı) ve diğer özellikleri aynıdır. Fakat bir

elementin atomları diğer bütün elementin atomlarından farklıdır. ( Sabit Oranlar Yasasını

destekler ( Sabit Oranlar Yasası: Bir bileşin bütün örnekleri aynı bileşime sahiptir. Yani

bileşenler sabit bir oranda birleşir. Suyun %11.19 hidrojen ve % 88.81 oksijen

oranlarından oluşması gibidir.) Fakat izotopların varlığını kabul etmemesi yanlışlığıdır.)

Kimyasal bir bileşik iki yada daha çok sayıda elementin basit sayısal bir oranda birleşmesiyle

oluşur.

Bu düşünceler diğer bilim adamlarınca geliştirilmiş ve atom ve moleküllerin gerçekliği

ispatlanmıştır.

1.2 Thomson Atom Teorisi

r=10-8 cm olan bir küre olarak düşünmüştür. İçinde proton ve elektron bulunduğunu söylemiş

ama elektronun kütlesini protonunkinin yanında ihmal etmiştir. Nötronlardan hiç

bahsetmemiştir. Proton ve elektronların atomda rast gele bulunduğunu söylemesi yanlışlığıdır.

1.3 Rutherford Atom Teorisi

1. 1. Bir atomun kütlesinin çok büyük bir kısmı ve pozitif yükün tümü, çekirdek denen çok

küçük bir bölgede yoğunlaşır. Atomun büyük bir kısmı boş bir uzay parçasıdır.

boşluklardan ibarettir.

2. 2. Pozitif yükün büyüklüğü atomdan atoma değişir ve elementin atom ağırlığının

yaklaşık yarısıdır.

3. 3. Çekirdeğin dışında, çekirdek yüküne eşit sayıda elektron bulunur. Atomun kendisi

elektrik yükü bakımından nötrdür.

Rutherford atom modeli bir atomun çekirdeğin çevresinde elektronların nasıl yerleştiğini

göstermez. Klasik fiziğe göre sabit negatif yüklü elektronlar pozitif yüklü çekirdek etrafından

çekilmekte idi. Fakat bir atomdaki elektronlar, tıpkı bir gezegenin güneş etrafındaki

yörüngesel hareketi gibi hareket halindedir.

1.4 Bohr Atom Teorisi

1913 yılında, Niels Bohr Planck’ın kuantum hipotezini kullanarak hidrojen atomu için

aşağıdaki varsayımları ortaya attı. (Bir sistemin izin verilen iki enerjisi arasındaki fark belirli

bir değere sahiptir ve bu fark enerji kuantumu dur. Planck eşitliği:

E= h

Planck sabiti h= 6,623*10-34 Js)

E= Bir fotonun enerjisi

= Frekans

1. 1. Elektron çekirdeğin etrafında dairesel yörüngede (orbitlerde) hareket eder. Bu

yörüngelere enerji düzeyleri veya kabukları denir.

2. 2. Elektron izin verilen sabit bir yörünge dizisinde bulunabilir ve buna temel hal denir.

Elektron belirli bir yörüngede ne kadar uzun kalırsa kalsın enerji yayınlamaz ve enerjisi

sabit kalır. Atomlar bir elektrik akı veya bek alevi ile ısıtılınca elektronlar enerji

absorblayarak daha yüksek enerji düzeyine geçerler. Bu durumdaki atomlar uyarılmış

haldedir.

3. 3. Bir elektron yüksek enerji seviyesinden daha düşük enerji seviyesine geçtiğinde belli

bir miktarda enerji yayınlar. Bu iki düzey arasındaki enerji farkı bir ışık kuantumu halinde

yayılır.

Elektronlar için izin verilen haller kuantum sayısı denen n= 1, n = 2, n= 3,… gibi tam

sayılarla ifade edilir. En düşük izin verilen hal temel haldir, çekirdeğe yakın yörüngede

bulunur.

Ana (baş) kuantum sayısı = n ; Daima tam pozitif sayı ve 1’den 7’ye kadardır ve her

bir sayı periyodik cetveldeki periyotlara (yatay sıra) karşılık gelir. Çekirdekten uzaklığı

belirtir.

Bir atomun çekirdek etrafındaki n değeri K, L, M, N, O, P, Q alt kabuklarına eşdeğerdir ve

buradaki tali yörüngeler s, p, d, f isimleri ile adlandırılır.

K – kabuğunda 1 s tali yörüngesi

L – kabuğunda 1 s ve 1 p olmak üzere 2 tali yörünge

M– kabuğunda 1 s , 1 p ve 1 d olmak üzere 3 tali yörünge

N- kabuğunda 1 s , 1 p , 1 d , 1 f olmak üzere 4 tali yörünge

Yörüngelerin aldığı elektron sayısı = 2n2 dır.

En dış kabuktaki elektronlara değerlik elektronları denir.

İkinci sayı ise orbital (açısal –momentum ) kuantum sayısı (l) , sıfır dahil pozitif tam sayıdır

ve elektron bulutunun şekillerini ifade eder;

l = 0, 1, 2, 3, 4, … n-1

l= 0 ise küresel , l= 1 ise labut şeklini alır. Sayı büyüdükçe şekil karışık olur.

Üçüncü sayı ise magnetik kuantum (m) sayısıdır ve boşluktaki elektron bulutunun

oriantasyonu ile ilgilidir. –l den + l ye kadar herhangi bir sayı olabilir.

2 l +1=m

dördüncü kuantum sayısı spin kuantum sayısı (s) dır ve elektronun dönüş yönünü tanımlar.

Magnetik alanda elektronların (+) ve (-) spinleri olduğunu gösterir. Spin kuantum sayısı

daima +½ veya -½ dır.

1.5 Elektronların Dağılımı

Elektronlar orbitallere atomun enerjisi en az olacak şekilde yerleşir.

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d 6f

7s 7p 7d 7f

Elektron alt kabuklarının dolma sırası

Bir atomda hiç bir zaman 4 kuantum sayısı da aynı olan iki elektron bulunmaz. (Pauli dışlama

ilkesi) Bir orbitalde yalnızca iki elektron bulunabilir ve bu elektronlar zıt spinlere sahip

olmalıdır. Her bir orbitalde ancak iki elektron bulunabileceğinden bir alt kabuğun

alabileceği elektron sayısı, alt kabuktaki orbital sayısının iki katına eşittir.

Elektronlar eş enerjili orbitallere önce birer birer girerler, bütün eş enerjili orbitaller birer

elektron aldıktan sonra ikinci elektronu ters spinli almaya başlarlar. (Hunt Kuralı)

Tüm elektronlar aynı elektriksel yüke sahip olduğu için birbirlerini iterler. Bunun için yarı

dolmuş bir orbitaldeki elektronlar eşleşmek yerine eş enerjili boş bir orbitale girmeyi tercih

ederler.

1.6 Magnetik Özellikler

Atom, iyon veya molekül halinde bulunan maddelerin magnetik özellikleri doğrudan doğruya

elektronik biçimlenmeleri ile ilgilidir. Kararlı durumda bulunan bütün kimyasal maddeler en

az bir elektron çiftine sahiptir.

Bütün elektronları çiftleşmiş maddeler diyamagnetik tir. Magnetik alanda zayıf bir kuvvetle

itilirler.

Bir veya daha fazla çiftleşmemiş elektronu bulunan maddeler paramagnetik maddelerdir ve

magnetik alan tarafından çekilirler .

Ferromagnetik maddeler; bir atomdaki çiftleşmemiş elektronlar ile diğer atoma ait

çiftleşmemiş elektronların karşılıklı etkileşimleri sonucu ortaya çıkar.

1.7 Atom Simgeleri

Bir atomun çekirdeğinde bulunan proton sayısına atom numarası (z) denir. Nötr bir atomda

elektron sayısı proton sayısına eşittir. Atom kütlesi; çekirdekte bulunan proton ve nötron

sayısının toplamıdır.

Proton sayısı-nötron sayısı = Elementin yükü

Elektron veren yada alan atoma iyon denir ve net bir elektron yükü taşır. İyon haline gelen

atomun proton sayısı değişmez.

1.8 Atom Kütleleri

Bağıl atom kütleleri karbon elementine göre düzenlenmiştir. Karbon atomunun kütlesi keyfi

olarak 12 atomik kütle birimi 8akb) kabul edilmiştir. Atomik kütle birimi 126C atomunun

kütlesinin 1/12 olarak tanımlanır. 1H haricinde, bir atomun çekirdeğini oluşturan taneciklerin

kütlelerinin toplamı daima o çekirdeğin gerçek kütlesinden büyüktür. Atom kütleleri için 12

standart alındığı halde gerçekte karbon atomunun kütlesi 12.011 akb dır. Standart alınan

karbon atomları sadece 12 karbon atomlarıdır, halbuki doğada 13 karbon atomları da vardır.

Bu iki izotopun varlığı karbon atom kütlesinin 122 den büyük olmasını sağlar.

Aynı atom numarasına (z), farklı kütle numarasına sahip iki yada daha çok atoma izotop

denir. Çoğu elementler doğada izotop halinde bulunurlar. Atom ağırlığı, doğal izotopların

kütlelerinin ağırlıklı ortalamasıdır.

Elementin atom kütlesi = (İzotop 1’in bulunma %)( İzotop 1’in kütlesi) + (İzotop 2’in

bulunma %)( İzotop 2’in kütlesi) + ……………….

BÖLÜM 2. PERİYODİK ÇİZELGE ve BAZI ATOM ÖZELLİKLERİ

Periyodik tablonun tamamı temelde elementlerin elektron dağılımıdır. Elementlerin atom yarı

çapları, iyonlaşma enerjileri ve elektron ilgileri gibi bazı özellikleri tabloda göz önünde

tutulmuştur.

Elementlerin artan atom kütlelerine (atom numaraları) göre sıralandıklarında bazı özellikler

periyodik olarak tekrarlanmaktadır.

Periyodik özelliklerinden biri; bir elementin atom kütlesinin katı haldeki yoğunluğuna

bölünmesiyle elde edilen atom hacimleridir. Buna mol hacmi denir. Avogadro sayısı kadar

atomun kapsadığı hacimdir.

Atom (mol ) hacmi (cm3/mol ) = mol kütlesi ( g/mol ) 1/d (cm3/g )

Periyodik çizelge, benzer özellikteki elementleri gruplar halinde bir araya getiren,

elementlerin çizelge halinde düzenlenmesidir. Benzer elementler düşey gruplar içine

düşmekte ve özellikler yukarıdan aşağıya doğru düzenli olarak değişmektedir.

Alkali metaller (I.A grubu) yüksek mol hacimlerine sahip ve aşağıya inildikçe azalan düşük

erime noktalarına sahiptir. +1 yükseltgenme basamağında olup NaCl, KCl, Csl, Li2O v.s.

iyonik bileşikler oluştururlar. Bir atomun bileşiklerinde verdiği yada aldığı elektron sayısına

yükseltgenme basamağı denir.

Wiliam Ramsey soygazları bulmuştur ve 0’ıncı grup denmiştir. Bu grup halojen elementleri

(grup VII A ) ile alkali metaller arasında yer almaktadır.

İlk periyot sadece iki elementten oluşur; hidrojen ve helyum. Sonraki iki periyot sekiz

elementli; dördüncü ve beşinci periyotlar on sekizer element; altıncı periyot otuz iki üyeli

olup bunun on dört üyesi altta yerleştirilmiştir ve (z=57) Lantanitler denir. Yedinci

periyodun on dört üyesi altta ve aktinitler olarak adlandırılır.

Her grupta elektron dağılımında benzerlik vardır.

1 A grubu (Alkali metaller): s orbitalinde tek değerlik elektronuna sahiptir; yani ns1

7 A grubu (Halojenler): 7 değerlik elektronuna sahiptir ve elektron dağılımı s2p5 dır.

8 A grubu (Soy gazlar): helyum (2 elektronlu) dışındakiler hariç en dış tabakalarında 8

elektron bulundururlar (s2p6 )

s bloğu : 1A ve 2A gruplarını kapsar.

p bloğu : 3A, 4A, 5A, 6a, 7a ve 8A

d bloğu : 3B, 4B, 5B, 6B, 7B, 8B, 1B, 2B

f bloğu : lantanitler ve aktinitler

PERİYODİK CETVEL

s ve p bloğu elementlerine baş grup elementleri, d ve f bloğu elementlerine geçiş elementleri

denir. f bloğuna iç geçiş elementleri de denir. Bütün B grubu, geçiş elementleridir sadece 1B

ve 2B gruplarında grup numarası en dış kabuktaki elektron sayısını verir.

Bir elementin özelliklerini değerlik elektronlarının dağılımı belirler. Bir elektron kabuğunun

baş kuantum sayısı büyüdükçe çekirdekten çok daha uzaklarda önemli ölçüde elektron

yoğunluğu görülür. Bu nedenle, elektron kabukları çoğaldıkça atomun daha büyük olmasını

bekleriz. Bir grupta periyot numarası büyüdükçe atom çapı büyür. Büyük atom numaralı

elementlerde d ve f orbitallerinin perdeleme etkisi s ve p elektronlarının dış kabuk

elektronlarını perdeleme etkisinden daha az olduğu için, en dış kabuktaki elektronlar

çekirdeğe beklenenden daha yakın konumda bulunurlar. Genel olarak, daha çok elektron

kabuğu bulunan atomlar daha büyük atomlardır. Atom yarıçapları elementlerin bir grubu

içinde yukarıdan aşağıya doğru artar. Periyot boyunca soldan sağa doğru atom yarıçapları

genel olarak azalmaktadır. ancak buna geçiş elementleri uymaz. Atom yarı çapları metaller

için metallik yarıçap, ametaller için kovalent yarıçap olarak alınmıştır.

Tablo 2.2 Periyodik Çizelgedeki Atom Özellikleri Değişimi

Bir metal atomu pozitif bir iyon oluşturmak üzere bir yada daha çok elektron kaybettiğinde,

çekirdekteki yük miktarı elektron sayısından daha fazla olur. Çekirdek, elektronları daha

yakına çeker ve sonuç olarak, katyonlar kendini oluşturan atomlardan daha küçüktürler.

Anyonlar kendilerini oluşturan atomlardan daha büyüktür. Eş elektronlu anyonlar için iyon

yükü artıkça iyon yarıçapı artar. Bir ametal negatif iyon (anyon) oluşturmak üzere bir yada

daha çok elektron aldığında çekirdek yükü sabit kalırken, fazla elektron nedeniyle etkin

çekirdek yükü (çekirdeğin gerçek yükü ile elektronlar tarafından perdelenen yük arasındaki

fark) değeri azalır. Elektronlar arasındaki itme etkisi artar, daha çok dağılır ve atom

büyüklükleri artar.

Bir atom elektronlarını ne kadar kolay kaybederse, metal özelliği o kadar fazladır. İyonlaşma

enerjisi (I), gaz halindeki atomlardan bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli enerji

miktarıdır. İyonlaşma enerjisi bireysel elektronlar için elektron volt (eV) cinsinden veya

elektron bir mol elektron için mol başına düşen kJ cinsinden verilir. 1 elektron volt; vakumda

potansiyel farkı 1 volt olan bir bölgeden geçen bir elektron tarafından kazanılan kinetik

enerjidir. (1 eV = 1,602210-19 J = 96,487 kJ/mol ) İyonlaşma enerjisi arttıkça elektronun

uzaklaştırılması gittikçe zorlaşır. Atom yarıçapı artıkça iyonlaşma enerjileri azalır. Periyodik

çizelgede bir grupta yukarıdan aşağıya gidildikçe atomların elektron kaybetmeleri daha kolay

olur; metallik karakter artar.

1A ve 2A grubu metallerinin indirgenme yetenekleri vardır. İndirgen madde elektron

kaybederek kendisi yükseltgenir. 7a grubu (halojenler) elementlerinin yükseltgenme

yetenekleri vardır. Yükseltgen bir madde yükseltgenme yarı tepkimesinde kaybedilen

elektronları alır. Elektron alarak yükseltgenme yapan maddenin kendisi indirgenir.

2.1 Formül Tanımları ve Hesapları

Yapı Formülü ; Bir moleküldeki atomların hangi bağ türleriyle ve hangi atomların birbirine

bağlandığını gösterir. Molekül Formülü; bir bileşiğin molekülünü oluşturan atomların gerçek

sayılarını gösterir. Mol olarak en basit tam sayı oranı basit formülü (empirik formülü) verir.

Eğer bir bileşiğin molekül ağırlığı biliniyorsa basit formülden bileşiğin molekül formülü

türetilebilir. Molekül formülü bileşiğin gerçek formülüdür. Bir bileşiğin yüzde bileşimi,

bileşiğin formülünden kolaylıkla hesaplanır. Asetik asit için;

Kaba (empirik) formül : CH2O

Molekül formül : C2H4O2

Yapı formülü :

Yakma analizinden de bileşiğin formülü bulunabilir. Yakma analizinde belli ağırlıkta bileşik

örneği, oksijen gazı akımında yakılır. Yanma sırasında oluşan su buharı ve karbondioksit gazı

uygun bileşikler tarafından tutulur. Bu tutucuların artan ağırlıkları su ve karbondioksitin

kütlesini verir. Örnekteki bütün karbon atomları karbondioksit haline, hidrojen atomları da

suya dönüşür.

2.2 Deneysel Formül Tayini:

1. 1. Elementlerin verilen miktarları veya ağırlık yüzdeleri atom ağırlığına bölünür.

2. 2. Çıkan sayıların en küçük ortak katı alınır.

3. 3. Bu sayılar tam sayılar değil ise uygun sayılarla çarpılarak tam sayılar haline getirilir

ve taslak formülde yerine konularak deneysel formül bulunur.

4. 4. Deneysel formülün molekül ağırlığı ile verilen molekül ağırlığı kıyaslanarak bileşiğin

molekül formülü bulunur.

BÖLÜM 3. KİMYASAL BAĞLAR

Kimyanın temelini atomların birbirleriyle bağlar meydana getirerek kümeler halinde

birleşmeleri teşkil eder. Yeteri kadar kuvvetle bir arada tutulan atomlardan meydana gelen

nötral herhangi bir birleşmeye molekül denir. Molekülleri bir arada tutan yada onların

kümeleşmesine neden olan birkaç tür çekim kuvveti vardır, bunlara moleküller arası çekim

kuvvetleri denir. Bir molekül içinde iki atom arasındaki çekme kuvvetine kimyasal bağ denir.

Kimyasal bağlar, atomların elektron sistemlerini küresel simetrik hale getirerek kararlı bir

yapıya gelmek istemleri sonucunda oluşur. Elementlerin bağ yapabilme gücü, element

atomlarının en dış kabuktaki elektron sayılarına bağlıdır.

3.1 Lewis Kuramı : Elementlerin atomları, soygaz atomlarının elektron dağılımlarına

benzemek amacıyla bir araya gelmektedir. Lewis kuramının bazı temel esasları şöyledir:

1. 1. Elektronlar, özellikle en dış kabuk (değerlik ) elektronları kimyasal bağlanmada temel

rol oynar.

2. 2. Bazı durumlarda elektronlar bir atomdan diğerine verilir. Böylece oluşan artı ve eksi

yüklü iyonlar birbirlerini iyonik bağlar adı verilen elektrostatik kuvvetlerle çekerler.

3. 3. Eşleşmemiş iki yada daha fazla elektronlar, atomlar arasında ortaklanır.

Elektronların bu ortaklanmasına kovalent bağ denir.

4. 4. Elektronların bir atomdan diğer bir atoma verilmesi yada ortaklanması her atomun

kararlı elektron dağılımına sahip olması şeklinde olur. Bu dağılım genellikle dış kabuk

elektronlarının sekiz (oktet) olduğu soy gaz dağılımıdır.

3.2 Lewis Simgeleri ve Yapıları

Lewis simgesi, iç kabuk elektronları ve çekirdeği gösteren bir simge ile dış kabuk (değerlik)

elektronlarını gösteren noktalardan oluşur. Her elektron bir nokta ile gösterilir. Lewis simgesi

elementin etrafına değerlik elektron sayısı kadar nokta koyarak veya bir çift elektron yerine

bir çizgi, bir tek elektron için bir nokta koyarak yazılır.

Baş grup elementlerinin değerlik elektronlarını gösteren nokta sayısının bu elementin grup

numarası ile aynı olduğuna dikkat ediniz.

Lewis simgeleri baş grup elementleri için yaygın olarak kullanıldığı halde, geçiş elementleri

için fazla kullanılmaz.

Kimyasal bağdaki elektron alışverişini yada ortaklanmasını gösteren lewis simgelerinin bir

araya gelmesiyle Lewis yapısı oluşur.

Metal iyonun lewis simgesinde değerlik elektronlarının hepsi verildiği için nokta yoktur;

sadece yükü gösterilir.

Lewis yapılarından formülün nasıl olduğunu da çıkarabiliriz. Mesela, alüminyum oksitin

formülünün önceden verilmesine gerek yoktur. Üç atom veren Al atomu ile iki atom alan

oksijen atomu bir araya gelince verilen elektronda bir fazlalık olur. Alınan ve verilen

elektronların eşit olması, birim formülde iki Al ve üç O olmasıyla sağlanır.

a) CaI b) BaS c) LiO için uygun lewis yapılarını yazınız.

Buraya kadar yapılanlar ikili iyonik bileşiklerdir. Üçlü iyonik bileşikler genellikle tek atomlu

ve çok atomlu iyonlardan oluşur ve çok atomlu iyonlar arasındaki bağlanma kovallenttir. Gaz

halinde iyonik bileşiklerde her anyon katyonlarla, her katyon anyonlarla çevrilmiş olarak

bulunur. Çok fazla sayıdaki bu iyonlar iyonik kristal adı verilen düzgün bir örgü içinde

sıralanmıştır.

3.3 Kovalent Bağlanma: Bir çift elektronun bağı oluşturan atomlar tarafından ortaklanması

bir tek kovalent bağ oluşturur. Kovalent bağ, iki atom arasında atom orbitallerinin

örtüşmesinden oluşan yüksek elektron yoğunluğuna sahip bir bölgedir. Bu tanıma değerlik

bağ yöntemi denir. bu yöntem, bağ oluşumunun lokalize elektron modelidir. İçteki elektronlar

ve ortaklanmamış değerlik elektron çiftleri kendi atomlarının orbitallerinde kalırlar ve bağ

yapan elektronların yük yoğunluğunu orbital örtüşmesi bölgesinde artar.

HCl ve NaCl, bu iki bileşikte de Cl atomu ortaktır. Oda sıcaklığında NaCl katı HCl gaz

neden? H2S gaz iken H2O sıvı dır neden? Su donduğunda hacmi artarken Çoğu sıvıların

hacmi azalır, neden? Bu soruların cevabını bulmak için atomlar arasındaki etkileşimleri, yani

kimyasal bağları tanımlayacağız.

Cl elektron alma eğiliminde acaba hidrojenden mi yoksa sodyumdan mı kolay elektron

koparır. Sodyumdan elektron kopması için I= 496kJ/mol , hidrojenden elektron kopması için

I= 1312KJ/mol enerji gerekmektedir. Sodyumun iyonlaşma enerjisi daha küçük, o halde

sodyum hidrojenden daha metal (metal karakter , iyonlaşma enerji ) , bu nedenle hidrojen

atomu elektronunu ametal bir atoma vermez. H-Cl bağı elektronların ortaklanması ile olur.

Buna kovalent bağ denir.

3.3.1 Kovalent Bağ Lewis yapıları:

Lewis kuramında elektron çifti önemlidir. Bağlayıcı çiftleri (-) ile göstermek yaygındır.

Kovalent bağ oluşumuna katılmayan elektron çiftine ortaklanmamış elektron çifti denir.

3.3.2 Çok Katlı Kovalent Bağlar:

N2 molekülüne Lewis kuramını uygularsak bir sorunla karşılaşırız.

Dört eşleşmemiş elektron N atomları arasında iki yeni bağ daha oluşturur ve N atomları

arasında üç elektron ortaklanır. N2 molekülünde N atomları arasında bu şekilde oluşan bağ

üçlü kovalent bağ dır.

N2 deki üçlü kovalent bağ çok kuvvetli olduğundan, kimyasal tepkimelerde parçalanması

güçtür. Lewis yapısında çoklu bağı olan bir diğer molekül O2 dır. Burada iki çift elektron ikili

kovalent bağ oluşturur.

Bağ derecesi kaçlı bağ olduğunu gösterir. Elektronları, kovalent bağlarda atomları bir arada

tutan “tutkal” olarak düşünürsek bağ derecesinin yüksekliği, daha çok elektronun

bulunduğunu ve böylece atomların daha sıkıca bir arada tutulduğunu gösterir.

Bağ uzunluğu ; kovalent bağı oluşturan atomların merkezleri arasındaki uzaklıktır. Atomların

arasındaki kovalent bağların uzunluğunun atomların kovalent yarıçaplarının toplamının

yaklaşık olarak eşit olduğu söylenir.

Elektronların iki atom arasında eşit olmayan ortaklanmasıyla oluşan kovalent bağa polar

kovalent bağ denir. Lewis yapılarında + ve - simgeleriyle gösterilir.

+ -

Bir atomun bağlı olduğu diğer atomlardan elektron çekme yeteneğine elektronegatiflik(EN)

denir. İyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisine bağlıdır. 1901 yılında Pauling tarafından

önerilmiştir. Elektronegativite değerleri 0.7 ile 4.0 arasında değişir. Elektronegativite değeri

ne kadar düşükse o kadar metal dır ve periyodik tabloda yukarıdan aşağıya inildikçe artar.

Temel halde bulunan izole edilmemiş bir atoma bir elektron katılması işlemi ile ilgili olan

enerji değişimine birinci elektron ilgisi denir. küçük atomun elektron kazanma eğilimi büyük

atomunkinden daha fazladır. Elektron ilgileri veya elektronegatiflikleri aynı olan atomlar

arasındaki kovalent bağlara apolar kovalent bağ denir. İki atom arasındaki EN ne kadar

küçükse o kadar kovalent bir bağ değilse iyonik bağ oluşturulur. Atomlar arasındaki

elektonegativite farkı polar molekülleri oluşturur. Polar moleküller arasında dipol-dipol çekim

kuvvetleri oluşturur. Dipol-dipol kuvvetleri moleküllerin pozitif ve negatif kutuplarının

birbirlerini çekmeleri sonucu ortaya çıkar.

3.3.3 Kovalent Bileşiklerin Karakteristik Özellikler:

1. 1. Kovalent bileşikler moleküllerden oluşur.

2. 2. Küçük molekül ağırlıklı olanların ergime ve kaynama noktaları düşüktür.

3. 3. Genellikle kolay buharlaşırlar.

4. 4. Yağ, selüloz, benzen gibi bir çok kovalent bileşik suda çözünmez. Ancak alkol ve

aseton gibi organik çözücülerde çözünür.

5. 5. Elektrik akımını iletmezler.

Bazı kovalent bağların oluşması sırasında paylaşılmamış elektronların her ikisi de bağlanan

atomlardan biri tarafından sağlanır. Örneğin NH3 (amonyak) ile H+ arasındaki tepkimede, NH3

deki azot atomunun paylaşılmamış elektron çifti yeni bir kovalent bağ oluşturmak üzere

kullanılır. Bu şekilde meydana gelen bağa koordinasyon bağı denir.

İyonik Bağ: Bir metal bir ametalle etkileştiği zaman elektronlar metal atomundan ametal

atomuna aktarılır ve bunun sonucunda bir iyonik bağ (elektrokovalent bileşik) meydana gelir.

Atomlardan elektron kaybıyla oluşan pozitif iyonlara katyon denir. Atomların elektron

kazanarak oluşturdukları negatif iyonlarda anyon olarak isimlendirilir. Bu iyonlar bir araya

geldiklerinde bir kristal oluşturmak üzere birbirlerini çekerler. Aynı elektronik yapılara

sahip maddelere izoelektronik maddeler denir. Pozitif ve negatif iyonların bir kristal içinde

yoğunlaşmasına ilişkin enerji etkisi kristal enerjisi veya örgü enerjisi olarak isimlendirilir.

İyonik bir reaksiyonu yürüten kuvvet, iyonların birbirlerini elektrostatik olarak çekmeleridir.

İyon oluşumunda, enerji açısından üçten fazla elektronun kaybı yada kazanılması

kendiliğinden mümkün değildir.

3.4.1 İyonik Bileşiklerin Karakteristik Özellikleri:

1. 1. İyonik bileşikleri iyonlar oluştururlar.

2. 2. Katı haldeyken elektrik akımını iletmezler. Eritilmesi halinde veya sulu çözeltileri

elektriği ileterek kimyasal değişmelere neden olur.

3. 3. Yüksek kaynama noktasına sahiptirler. Buhar basınçları ihmal edilecek kadar

küçüktür. Çünkü iyonlar arası çekme kuvveti çok büyüktür.

4. 4. İyonik bileşikler suda çözünürler.

3.5 Lewis Yapılarının Yazılması

Lewis yapısında bütün değerlik elektronları gösterilmelidir.

Lewis yapılarında bütün elektronlar genellikle eşleşmiştir.

Genellikle her atom en dış kabuğunda oktet elektronlarına ulaşır. Ancak hidrojende

dış kabuk elektronları iki olur.

Bazen katlı kovalent bağlara (ikili veya üçlü bağlara) gerek olur. Katlı kovalent bağlar

C, N, O, P ve S atomları tarafından daha kolaylıkla oluşturulur.

Lewis yapısının yazılmasında doğru iskelet yapısıyla başlamak ve bu iskelet yapısında merkez

atom ve uç atomların belirlenmesi önemlidir. Merkez atom iki veya daha fazla atoma

bağlandığı halde, uç atom sadece bir başka atoma bağlıdır. Hidrojen atomları her zaman uç

atomlardır.

Lewis Yapılarının Yazılmasında izlenecek Yollar:

Yapıdaki değerlik elektronlarının toplam sayısını belirleyiniz.

1. 1. İskelet yapısını yazıp, atomları bu yapıda tekli kovalent bağlarla bağlayınız.

2. 2. Bu şekilde oluşturulan her tekli bağ için toplam değerlik elektronlarından iki çıkarınız.

3. 3. Kalan değerlik elektronlarından önce uç atomların oktetlerini, sonrada mümkünse

merkez atomunun yada atomlarının oktetini tamamlayınız.

4. 4. Bu durumda merkez atomun okteti eksikse, uç atomların bağa girmeyen elektron

çiftleriyle katlı kovalent bağlar oluşturunuz.

HCN (hidrojen siyanür) ün Lewis yapısını yazınız.

H 1A, C 4A, N 5A grubuna ait; toplam değerlik elektron sayıları toplamı = 10

Yukarıdaki yapıdaki yapıda bütün değerlik elektronları kullanılmasına karşılık C atomunun

etrafında oktetini tamamlamayan sadece dört elektron vardır. Bu durumun N atomundaki iki

tane bağa girmeyen elektron çiftini C ve N atomları arasına üçlü kovalent bağ oluşturacak

şekilde yerleştirerek düzeltebiliriz.

Formal Yükün Lewis Yapısının Yazılmasında Kullanılması:

Ortak elektronların eşit olarak bölüşülmesi varsayımına dayanarak hesaplanan yüklere formal

yük denir. Formal yükler, Lewis yapılarındaki bazı atomların görünen yükleridir. Bu durum,

atomların kovalent bağa eşit elektron katkısı yapmadıkları zaman ortaya çıkar. Moleküldeki

formal yükün hesaplanmasında atomun grup numarası, ortaklanmamış elektron sayısı ve bağ

sayısının bilinmesi gerekir. Formal yükün belirlenmesinde;

Ortaklanmamış bütün elektron çiftlerini hangi atomda ise o atoma ait sayınız.

Bağlayıcı elektronları, bağlanan atomlar arasında eşit olarak paylaştırınız.

Bir atomun bağ yapmamış haldeki elektron sayısından Lewis yapısındaki elektron

sayısının çıkarılmasıyla elde edilen yük olan formal yükü bulunuz.

Formal Yük = Grup numarası – Ortaklanmamış elektron sayısı – Bağ sayısı

Bağ Sayısı = ½ ( Bağlayıcı elektronların sayısı)

Grup numarası = Değerlik elektronları sayısı

Formal yük gerekiyorsa, mümkün olan en az değerde olmalı

( - ) Eksi yükler elektronegatifliği fazla olanda bulunmalı

Lewis yapısında atomların formal yüklerinin toplamı nötr bir molekül için sıfır ve çok atomlu

bir iyon için iyonik yüke eşit olmalıdır. Merkez atom genellikle elektronegatifliği en az olan

atomdur.

HCN için formal yükü bu şekilde belirleyelim.

Kovalent bir molekülde atomların gerçek yüklerinin olmadığını açıkça görebiliriz. Formal ve

gerçek yükler arasındaki farklılığı belirtmek için formal yüklerin etrafı halka ile çevrilir. Eğer

kovalent bağlara bütün atomlar eşit sayıda katkıda bulunsalardı, Lewis yapılarını yazarken

formal yüklerin olmayacağı veya en az olacağı yapıyı bulmaya gayret etmeliyiz. Bunu genel

olarak aşağıdaki şekilde gerçekleştirebiliriz:

Formal yük gerekiyorsa, mümkün olan en az değerde olmalıdır.

Genellikle eksi formal yükler daha elektronegatif atomlarda ve artı formal yükler ise

elektronegatifliği daha az olan atomlarda bulunur.

Bir Lewis yapısında atomların formal yüklerinin toplamı, nötr bir molekül için sıfır ve

çok atomlu bir iyon için iyonik yüke eşit olmalıdır.

Yukarıdaki yapılardan (b) yapısı (a) ya göre daha doğrudur. Çünkü bu yapıda hiç formal yük

yoktur ve daha az elektronegatif atom karbon merkez atomdur.

Lewis yapılarının yazılmasında formal yükler de kullanılabilir. Bunu bir örnekle açıklarsak;

Nitrozil klorür, derişik nitrik ve hidroklorik asitlerin bir karışımı olan ve altını çözdüğü için

altın suyu olarak bilinen bir yükseltgenlerden biridir. NOCl ün Lewis yapısını yazalım:

Formülün yazılışından O in merkez atom ve diğer atomların buna bağlı olduğu (N-O-Cl )

olduğu görülmektedir. Bu yapıya (a) diyelim. Ancak her yazılan formül atomların bağlanma

sıralamasını göstermez. Lewis yapısındaki merkez atom hakkında sıraladığımız

genellemelerden çıkarak, bunun oksijen (EN=3.4) değil azot (EN=3.0) olduğunu

söyleyebiliriz. Merkez atomun N olduğu yapıya (b) diyelim. Her iki yapıdaki formal yükleri

belirleyelim.

1.Basamak : Toplam değerlik elektronları sayısı bulunur.

N’dan 5 + O’den 6 + Cl’dan 7 = 18

2.Basamak : Uç atomlar merkez atoma tekli kovalent bağlarla bağlanır. Sonra kalan

elektronları ortaklanmamış elektron çiftleri olarak, önce uç atomlara, sonrada merkez

atomlara yerleştirilir. Merkez atomun oktetini tamamlamak için ortaklanmamış elektron

çiftlerinden bir çifti merkez atomla yeni bir bağ oluşturacak şekilde kaydırırız. Bu durumda

(a) ve (b) yapıları için ikişer olasılık ortaya çıkar. Bu yapılara (a1), (a2), (b1), (b2), olsun.

3.Basamak : Her atom için formal yükler hesaplanır. Yapı (a1) deki N atomu için

FY= 5-1/2(4)-4 = -1………….diğerleride aynı şekilde hesaplanır ve aşağıdaki

tablo hazırlanır.

4.Basamak : Formal yük kurallarından en uygun Lewis yapısının (b1) olduğu görülür.

Ödev: Klorat (ClO3)- anyonun, sodyum peroksitin (Na2O2 ), fosfor penta oksitin (P2O5) Lewis

yapılarını yazınız.

3.6 Rezonans : Bazı durumlarda iki veya daha fazla Lewis yapısında elektronlar farklı

düzende olmasına rağmen atomlar aynı düzende olabilir. Rezonans bir yapıda yük merkezleri

oluşumu yerine bir delokalize yüke neden olmaktadır. Örnek olarak stratosferde bulunan ve

atmosferin alt tabakasında kirlilik yaratan dumanın bir bileşeni olan ozon (O3) için Lewis

kuralını uygularsak iki olasılıkla karşılaşırız. Ancak bu iki yapının birbirinin rezonans melezi

olduğunu görürüz.

Çünkü O-O tekli bağının uzunluğu 147.5 pm, O=O çift bağın uzunluğu 120.74 pm olduğu

halde ozondaki bağlar tekli ve ikili bağ arasında bir yapıda bağ uzunluğu 127.8 pm dır.

3.7 Oktet Kuralından Sapmalar

Oktet kuralı Lewis yapılarının yazılmasında en önemli temellerdendir. Ancak bazı durumlarda

sapmalar olur. Bunları üç ana başlıkta toplayabiliriz.

3.7.1 Tek Sayılı Elektronu Olan Yapılar: (.) Tek sayıda elektron içeren moleküllerin kararlı

olanlarına radikal denir; genellikle çoğu kararsızdır.

NO molekülünde 11 değerlik elektronu (5+6) =11 vardır ve bu tek sayıdır. Yani bir

eşleşmemiş elektronu vardır. Lewis kuramı, elektron çiftleri ile ilgilidir ve eşleşmemiş

elektronu nereye koyacağımızı bize göstermez. Paramagnetiktirler.

3.7.2 Eksik Oktetler : Eksik oktetler bor (B) ve berilyum (Be) bileşikleri ile sınırlıdır. Bor

triflorürün (BF3) Lewis yapısını yazarsak ilk aşamada B atomunun değerlik kabuğunda sadece

altı elektronunun olduğu eksik bir oktet yapısında olduğu görülür. Bu durumu, uç atomlardan

bağa girmeyen elektronları merkez atomla bağ yapacak şekilde kaydırırsak

düzeltebileceğimizi biliyoruz. Lewis yapısında birden fazla uygun yapı mevcutsa, bunların

rezonans melezlerinin gerçek yapısı olduğunu da görmüştük. Bunları yazarsak;

Kuralları uyguladığımızda, kurallara aykırı olarak B üzerinde –1 ve F üzerinde +1 yük vardır.

Formal yükü olmayan,eksik oktetli Lewis yapısı bu durumda en uygun yapı olarak

görülmektedir. Diğer taraftan (BF3) deki B-F bağı uzunluğu (130 pm) tekli bağdan daha

kısadır ve rezonans melezindeki ikili bağ yapısının önemini vurgulamaktadır. Bu yapılardan

hangisini ele alırsak alalım, BF3 ün önemli özelliği, B atomunun, elektron çifti verebilen

yapılardan bir elektron çifti alarak, bir koordine kovalent bağ yapmaya kuvvetli eğilimi

olmasıdır. Bu durum BF4 - iyonunun oluşmasında görülmektedir.

BF4 – de bağlar tekli bağlardır ve bağ uzunluğu 145 pm dir.

3.7.3 Genişletilmiş oktetler : Şimdiye kadar s ve p alt kabuklarının ve merkez atomun sadece

sekiz elektron bulundurabileceğini biliyoruz. Halbuki üçüncü periyot ve ötesindeki

ametallerin değerlik kabuğunda d alt kabukları var. böylece merkez atomda sekiz elektrondan

fazla elektron bulundurma olasılığı ortaya çıkar. Fosfor , PCl3 ve PCl5 olmak üzere iki klorür

oluşturur. Oktet kuralına göre, PCl3 için Lewis yapısını yazabiliriz. PCl5 de ise beş klor atomu

merkez P atomuna doğrudan bağlanmıştır ve P un dış kabuğunda 10 elektron vardır. Burada

oktet 10 elektrona genişlemiştir. SF6 molekülünde ise oktet 12’ye genişlemiştir.

Lewis yapılarının okteti tamam olarak yazılabildiği durumlarda bile genişletilmiş oktetli yapı,

daha uygun olabilir. Oktet kuralına göre SO4-2 ın bütün bağları tekli bağdır ve bütün atomlarda

formal yük vardır. Halbuki kükürt ve oksijen bağlarından bazılarını ikili yazarsak yapıdaki

formal yükleri azaltabiliriz. Bu bağların bazılarının ikili bağ uzunluğunda olduğu deneysel

olarak gösterilmiştir. SO4-2 da S-O uzunluğu 149 pm dir. Halbuki S-O tekli bağ uzunluğu 176

pm ve S=O çiftli bağ uzunluğu da 145 pm dir. Bu iyonun en uygun yapı verilen yapıların bir

rezonans melezidir.

Ödev: SOCl2 , NaN3 ve F3SN için en uygun Lewis yapılarını belirleyerek bağların tekli, ikili

veya üçlü olduğunu belirleyiniz.

3.8 Moleküller Geometri (VSEPR) ve Hibritleşme

Molekül ve çok atomlu iyonlardaki atomların geometrik düzeni, değerlik kabuğu elektron çifti

itme (VSEPR) kuramı yardımıyla tahmin edilebilir. İster kimyasal bağlı, ister paylaşılmamış

elektron çifti olsun elektronlar birbirlerini iterler. Elektron çiftleri, atom etrafında itmeyi en

aza indirecek şekilde yönlenirler. Bunun sonucunda moleküllerin kendilerine özgü geometrik

şekilleri oluşur. VSEPR (“vesper” diye okunur) kuramına göre, moleküllerdeki elektron

çiftleri merkez atom etrafında yönlenirken molekülün şekli bu elektron çiftleri etrafında değil,

atomların çekirdeklerinin bulundukları yerlerle belirlenir. Elektron çiftlerinin dağılım

geometrisine elektron çifti geometrisi ve atom çekirdeklerinin oluşturduğu geometriye de

molekül geometrisi denir. VSEPR kuramı, ikinci periyot elementleri için iyi sonuç verir.

VSEPR gösteriminde, A merkez atomu, X merkez atomuna bağlı uç atom ya da atomları, E

ortaklanmamış elektron çiftidir. Genellikle merkez atom etrafında 2, 3, 4, 5 ya da 6 elektron

çiftinin bulunduğu durumlarla karşılaşırız. Bu durumların elektron çifti geometrileri şu

şekilde olabilir:

2 elektron çifti : doğrusal

3 elektron çifti : üçgen piramit

4 elektron çifti : dört yüzlü

5 elektron çifti : üçgen bipiramit

6 elektron çifti : sekizyüzlü

Ortaklanmamış elektron çiftleri bağlayıcı elektron çiftlerine göre daha çok yer kaplarlar.

Bunun sonucunda bağa girmeyen iki elektron çifti arasındaki itme, iki bağlayıcı çift

arasındakine göre daha büyüktür.

3.8.1 VSEPR Kuramının Uygulanması

1. 1. Molekül ya da çok atomlu iyonun uygun Lewis yapısını yazınız.

2. 2. Merkez atom etrafındaki elektron çiftlerinin sayısını ve bunların bağlayıcı çift veya

ortaklanmamış çift olduklarını belirleyiniz.

3. 3. Merkez atom etrafındaki elektron çifti geometrisini doğrusal, üçgen düzlem, dört

yüzlü, üçgen bipiramit ya da sekiz yüzlü olarak saptayınız.

4. 4. Merkez atom etrafındaki diğer atom çekirdeklerinin oluşturduğu molekül geometrisini

belirleyiniz.

ICl4- Anyonunun molekül geometrisini belirleyiniz.

1.Basamak: Lewis yapısını belirleyelim.

53I , 17Cl …….(17)+(47)+1 = 36 değerlik elektronu sayısı

2.Basamak : I atomu etrafında 4 bağlayıcı 2 ortaklanmamış olmak üzere 6 elektron çifti

vardır.

3.Basamak : 6 elektron çiftinin yönlenmesiyle oluşan geometri sekizyüzlüdür.

4.Basamak : ICl4- anyonu AX4E2 tipindedir. Molekül kare düzlemdir.

Ödev: XeF2 nin molekül geometrisini belirleyiniz.

Katlı kovalent bağlı bir molekülün şeklinin belirlenmesinde VSEPR kuramı uygularken

genellikle katlı bağlar rezonans melezidir ve bütün elektron çiftlerinin bağlayıcı çiftler olduğu

görülür ve ilk andaki tekli bağlı yapı molekül geometrisini belirler.

POCl3 ve SO2 nin molekül geometrisini belirlerseniz; AX4 ve AX2E olduğunu görürsünüz.

Ödev: N2O(Nitröz asit) in molekül geometrisini belirleyiniz.

3.8.2 Birden Fazla Merkez Atomlu Moleküller

Her merkez atom etrafındaki atomların geometrisi o atoma göre belirlenir. Bir molekülde iki

farklı geometrik şekil aynı anda molekül içinde peş peşe düzenlenerek gösterilir.

Metonol molekülü için şekil öneriniz ve bağ açılarını belirleyiniz.

Kovalent bir bağ yapmış bir molekülde birine göre diğer atom daha elektronegatif ise o

molekül polar bir moleküldür. Polar bir kovalent bağda, yük dağılımındaki farklılık dipol

moment () oluşturur ve molekül açısaldır.

Farklı enerji düzeylerinde atom orbitallerinin karışarak aynı enerji düzeyinde orbitallere

dönüşmesine melezleşme, bu yeni orbitallere de melez orbital denir. melezleşmeye kaç atom

orbitali giriyorsa, o kadar melez orbital oluşur. Melez orbitaller bağ yaptıklarında birer

elektron çiftine sahip olurlar. Bağ yapmış melez orbitaldeki elektron çiftinin bir elektronu

başka bir atomun orbitalinden gelir yada elektron çifti zaten melez orbitalde mevcuttur. Melez

orbitalde elektron çifti önceden mevcutsa, bu melez orbital bağ yapmaz ve merkez atomunda

ortaklanmamış elektron çifti olarak kalır. Molekülde bağların doğrultuları, merkez atomun

melez orbitallerinin doğrultuları ile aynıdır. Yani, bir melez orbitalin doğrultusu bağ yaparken

değişmez.

2p orbitalleri yandan örtüşerek bir bağı oluşur. Sigma bağındaki örtüşme bağındakinden

daha fazladır. Bir molekülün şeklini sadece - bağını oluşturan orbitaller belirler. Çift bağ

etrafındaki dönme büyük ölçüde sınırlanmıştır.

3.9 Bağ Kuramları

Kovalent bağ, iki atom arasında, atom orbitallerinin örtüşmesinden oluşan yüksek elektron

yoğunluğuna sahip bir bölgedir. Bu tanıma, değerlik bağ yöntemi denir. Bu yöntem, bağ

oluşumunun lokalize elektron modelidir. İçteki elektronlar ve ortaklanmamış değerlik

elektron çiftleri kendi atomlarının orbitallerinde kalırlar ve bağ yapan elektronların yük

yoğunluğu, orbital örtüşmesi bölgesinde artar.

Değerlik bağ yöntemi 4 basamakta uygulanır.

1.Basamak: Her bir atomun değerlik kabuğu orbital diyagramı çizilir.

Örnek PH3 için

2.Basamak: Her bir atomun örtüşen orbitalleri çizilir.

3.Basamak: Bağlı atomlar ve orbital örtüşmeleri gösterilir.

4.Basamak: Yapı tamamlanır. PH3 üçgen piramit yapısında.

3.10 Moleküller Arası Kuvvetler

3.10.1 Vander Waals Kuvveti: Molekülde bulunan her atomun bağlanma kapasitesi tamamen

dolmuş olursa, moleküller arasında yalnız Vander Waals kuvvetleri veya bağları oluşur.

Elektron sayısı artıkça ve periyodik sistemde yukarıdan aşağıya inildikçe Vander Waals

kuvvetleri artar.

3.10.2 Dipol-Dipol Kuvvetleri: Polar moleküller arasında (+) ve (-) uçları ile birbirlerini

çekmesi olayıdır.

3.10.3 London Kuvvetleri: Elektronların hareketleri sonucu ortaya çıkar. Belirli bir anda

molekül elektron bulutuna negatif olacağı bir dipol oluşur. Bunu takip eden anda ise, elektron

bulutunun hareketi nedeniyle dipolün (+) ve (-9 uçlarının konumu değişecektir. Toplam

zamanda bu anlık dipollerin etkisi birbirini yok edeceğinden polar olmayan bir molekül kalıcı

bir dipole sahip değildir. Molekülün dipolünün dalgalanmasıdır. Anlık dipol, komşu

moleküller arasında eş dipoller meydana getirir. Bu anlık dipoller arasındaki çekim kuvvetleri

Loondon Kuvvetlerini teşkil eder. En büyük London Kuvvetleri, kolaylıkla polarize olabilen

veya bükülebilen büyük elektron bulutuna sahip, büyük ve kompleks moleküller arasında

meydana gelir.

BÖLÜM 4. GAZLAR

Gazlar hızlı hareket eden ve aralarında büyük uzaklıklar bulunan moleküllerden oluşur. Belirli

bir gaz için bu moleküllerin kütleleri ve büyüklükleri aynıdır. Herhangi iki gaz homojen

olarak her oranda karışır. Gaz molekülleri arasındaki uzaklık fazla olduğundan kolaylıkla

sıkıştırılabilir. Gazlar diffüzlenebilir. Gazların davranışı hakkındaki sayısal hesaplamalar basit

gaz yasaları ve ideal gaz denklemi denilen genel ifade kullanılarak gerçekleştirilir. Gazaların

fiziksel davranışını dört özellik belirler: gazın miktarı, hacmi, sıcaklık ve basınç. Bunlardan

üçü bilinirse diğerleri hesaplanabilir.

4.1 Gaz Basıncı ve Ölçülmesi

Basınç birim yüzeye uygulanan kuvvettir. Gazın basıncı, bu gazın kabın çeperlerine

uyguladığı kuvvetin, kabın yüzey alanına bölümüne eşittir.

P= Basınç, birimi Pascal (Pa) : N/m2

P= F / A = Kuvvet / Alan ; F= Kuvvet, birimi Newton (N) : kg.m/s2

A= Alan, birimi metre kare : (m2)

Balon havayla dolduğunda, sabit hızdaki gaz moleküllerinin birbirleri ve içinde bulundukları

kabın çeperi ile çarpışması sonucu şişer. Gaz molekülleri bu çarpışma nedeniyle kabın iç

duvarlarına bir kuvvet uygularlar. Bu kuvvet balonu genişletir.

Genellikle gaz basınçları atmosfer basıncı ile karşılaştırılarak ölçülür. Atmosferin yeryüzüne

uyguladığı basıncı ölçmek için Barometre kullanılır. Barometre, Torricelli tarafından

geliştirilmiş bir ucu kapalı yaklaşık 850 mm uzunluğunda bir cam tüpün civa ile

doldurulduktan sonra ters çevrilerek açık bir kapta bulunan civa içerisine batırılması ile elde

edilmiş bir düzenektir. Civa tüpte alçalır, fakat tamamen boşalmaz. Kabın içindeki civanın

yüzeyine uygulanan atmosfer basıncı tüpteki civa kolonunu dengede tutar. Tüpün içindeki

civanın boşluk hemen hemen tam bir vakumdur. Civa oda sıcaklığında uçucu olmadığından

bu boşlukta ihmal edilebilecek kadar az civa buharı vardır. Bu nedenle pratikte kolondaki

civanın üst yüzeyine hiç bir basınç uygulanmaz.

( a ) ( b )

Şekil 4.1 Bir civa barometresi ile atmosfer basıncının ölçülmesi

Tüp içindeki civa yüksekliği atmosfer basıncının bir göstergesidir. Atmosfer basıncı deniz

seviyesinde civa kolonunu 760 mm yüksekte tutar. Bu değer 1 atmosfer (atm) olarak

isimlendirilir. 1 atm = 101325 Pa = 101.325 kPa = 760 mmHg = 760 torr

1 mm civa yüksekliğine eşdeğer olan basınç 1 torr dur. Barometre Gallio’nun öğrencisi

Toricelli tarafından yapılmıştır ve onun kısa ismi torr dur. Bir gaz basıncı sıvı basıncıyla

kıyaslanarak dolaylı yoldan ölçülür. Sıvı basıncı (hidrostatik basınç); sıvının yoğunluğu ve

sıvı sütununun yüksekliğine bağlıdır. Kesit alanı A olan bir silindire h yüksekliğine kadar su

dolduralım. Ağırlık bir kuvvettir ve kütle ile doğru orantılıdır.

W= g.m =Kütle , m= V.d , V= h.A ise;

P= F/A = W/A = (g.m)/A = (g.V.d)/A = (g.h.A.d)/A = g.h.d

Örnek: silindir bir kapta d yoğunluğunda h yüksekliğinde sıvı varken tabana basınç P dır.

Kaba yoğunluğu 3d olan başka bir sıvıdan h/2 yüksekliğinde ilave edilirse tabana yapılan

basınç kaç P olur ? ( Pt = 5/2 )

Civa az bulunan, pahalı ve zehirli sıvıdır, o halde barometrede su yerine civa niye

kullanılmaktadır ? 760 mmHg yükseklikte civa sütunun basıncına eşdeğer basıncı

oluşturabilecek su sütununun yüksekliği ne olur ?

Hg sütununun basıncı = g. hHg .dHg = g 76.0 cm 13.6 g/cm3

Su sütununun basıncı = g. hsu .dsu = g hsu 1.00 g/cm3

g hsu 1.00 g/cm3 = g 76.0 cm 13.6 g/cm3

hsu = 76 (13.6/1) = 1.03 103

Atmosfer basıncı civa barometresi , ile 1 metreden az bir yükseklikte ölçülürken su

barometresiyle üç katlı bir bina yüksekliğine ulaşır. Böylece, sütun yüksekliğinin sıvı

yoğunluğu ile ters orantılı olduğu görülür.

Civa barometreleri atmosfer basıncını ölçtüğü halde diğer gazların basıncını ölçmede nadiren

kullanılır. Bir gaz örneğinin basıncını, barometre örnek alınarak yapılmış manometreler

kullanılarak ölçülür.

(a)Gaz basıncı barometre (b) Gaz basıncı barometre (c) Gaz basıncı barometre

basıncına eşit basıncından büyük basıncından küçük

Pgaz=Pbar. Pgaz=Pbar + P Pgaz=Pbar + P

( P>0 ) ( P<0 )

Şekil 4.2 Açık uçlu manometre ile gaz basıncının ölçülmesi

Manometre civa içeren bir ucu atmosfere açık, diğer kol ise gaz kabına bağlı bir U tüptür. Bar

ve kilopascal arasında 100 kat fark vardır. Mili bar meterolojide çok kullanılan bir birimdir.

4.2 Basit Gaz Yasaları

Basınç, hacim, sıcaklık ve gaz miktarı arasındaki ilişkilere basit gaz yasaları denir. En çok

kalitatif gaz davranışlarını anlamak amacıyla kullanılır.

4.2.1 Boyle Yasası: Sabit sıcaklıkta, sabit miktardaki gazın hacmi, basıncı ile ters orantılıdır.

V 1/ P V = k / P P.V = k (sabit bir sayı )

P1 V1 = P2V2 = k

İdeal bir gaz için ;

4.2.2. Charles veya Gay-Lusssac I Yasası : Sabit basınçtaki belirli bir miktar gazın hacmi

Kelvşn (mutlak) sıcaklığı ile orantılıdır.

T (K) = t (oC) + 273.15 , V T

Bir gaz örneğinin O oC da ki hacmi Vo olsun. Buna göre her 1 oC artış için gaz, Vo/273

genişleyecektir. Eğer sıcaklık oC cinsinden t ise hacmindeki toplam artış (Vo/273).t olur. Buna

göre t sıcaklığındaki son hacim için ;

V = Vo + (Vo/273 ).t = Vo(1+ t/273) = (273+t) / 273 Vo

T = t + 273 V = Vo ( T / 273 ) = ( Vo / 273 ) .T V = k.T

k orantı sabiti gaz örneğinin miktarına ve basıncına bağlıdır. Basınç sabit tutulursa, hacim

doğrudan mutlak sıcaklık ile doğru değişir.

Gazlar önce sıvılaşırlar ve sonra mutlak sıfır sıcaklığına erişemeden katılaşırlar. İdeal bir gaz

molekülleri; kütlesi olan ancak hacmi olmayan ve sıvı yada katı hale geçmeyen bir gazdır. Bir

gerçek gazın hacmi, moleküllerinin kendi hacimleri değil, gaz molekülleri arasındaki serbest

hacimdir.

V1 / T1 = k = V2 / T2 = sabit V1 / V2 = T1 / T2

4.2.3 Charles veya Gay Lussac II. Yasası (Amontons Yasası)

Sabit hacim (izokor) de ve sabit miktardaki bir gazın, basıncı ile sıcaklığı orantılıdır.

(P / T)n,v = P / T = P / T = sabit

Bir gazın sıcaklığını 1oC arttırdığımız zaman = 1/273.15 kadar artar.

0 oC da hacim Po , t oC da hacim P

P = Po+ (t/273.15) Po = Po (1+t / 273.15) = Po (273.15+t) / 273.15 = Po / 273.15 .T =

T. sbt P / T = sbt

4.2.4 Avogadro Yasası : Sabit sıcaklık ve basınçta, bir gazın hacmi miktarı ile doğru

orantılıdır.

Aynı sıcaklık ve basınçta farklı gazların eşit hacimleri eşit sayıda molekül içerir.

Aynı sıcaklık ve basınçta farklı gazların eşit sayıdaki molekülleri eşit hacim kaplar.

Normal koşullarda bir gazın 22.414 litresi 6.02214 1023 molekül yada 1 mol gaz içerir.

4.3 İdeal Gaz Yasası

Yukarıdaki yasalara göre bir gazın hacmi, miktarı ve sıcaklık ile doğru orantılı, basınç ile ters

orantılıdır.

V n.T / P P.V / nT = sbt = R P.V = n.R.T İdeal gaz denklemidir.

R ideal gaz sabitinin normal koşullarda değeri;

R = 1 atm. 22.1413 L / 1 mol. 273.15 K = 0.0082057 L.atm. / mol K

Kuramsal olarak, tüm koşıllardaki davranışları P.V = n.R.T eşitliğine uygan gazlara ideal

gazlar denir.

( P= g.h.d 1 atm =76 cm. 13.6 g/ cm3 . 981 dyn/g = 1013961.6 dyn/cm2 )

1 atm = 1.01396 106 dyn/cm2 , V = 22.413 litre = 224213 cm3 , T = 273.15 K

R = 8.314 107 erg / mol.K = 8.314 joule / mol.K ( 1 joule = 107erg )

R = 1.987 kal / mol.K (1 kalori = 4.18 joule )

R / N = Boltzman Sabiti = 8.314.107erg.mol-1 K-1 / 6.02 .1023mol-1 = 1.88.10-16 erg / K

Bir veya iki özelliğin sabit olduğu durumlarda bu sabitler yok edilerek basitleştirilir. Eğer

aynı koşullarda 4 değişkenden üçü verilmişse ideal gaz denklemini seçmeliyiz. Bu

değişkenler farklı iki koşulda verildiği zaman genel gaz denklemini kullanmalıyız.

4.3.1 Molekül Ağırlığı Tayini

İdeal gaz denklemi ile molekül ağırlığı tayini de yapabiliriz.

n = m / M P.V = m.R.T / M M = Gazın molekül Kütlesi = m.R.T / P.V

4.3.2 Gaz Yoğunlukları

d = m / V = M.P / R.T

Katı ve sıvı yoğunlukları arasında önemli iki fark vardır.

Gaz yoğunlukları önemli ölçüde basınç ve sıcaklığa bağlıdır, basınç artıkça artar ve sıcaklık

arttıkça azalır. Sıvı ve katıların yoğunlukları da sıcaklığa bağlı olmakla beraber basınca çok az

bağlıdır. Gazın yoğunluğu sıcaklık ile ters orantılıdır.

Bir gazın yoğunluğu onun mol kütlesi ile doğru orantılıdır. Sıvı ve katıların yoğunlukları ile

mol kütleleri arasında önemli hiç bir ilişki yoktur.

4.4 Birleşen Hacimler Yasası

Gazlar tamsayılarla ifade edilebilen basit hacim oranlarında birleşmektedir. Buna Gay-Lussac

birleşen hacimler yasası denir.

T ve P nin sabit olduğunu varsayarsak; bu durumda bir mol gaz belli bir V hacmini, kaplar. 2

mol gaz 2V, 3 mol gaz 3V hacmini kaplar.

4.5 Gaz Karışımları

İdeal gaz denklemine uyan gazlar, basit gaz yasalarına da uyarlar. Bu yasalar tek tek gazlara

uygulandığı gibi etkileşmeyen gaz karışımlarına da uygulanabilirler. Böyle durumda n yerine

nT P yerine PT kullanılır.

Bir gaz karışımının basıncı; karışımın bileşenlerinin kısmi basınçlarının toplamına eşittir.

Buna Dalton kısmi basınçlar yasası denir.

PT = PA + PB + ……. nT = nA + nB + …

PA = (nA / nA + nB).P

Gaz karışımlarının bileşimi genellikle hacim % si olarak verilir.

PA nA( R.T / VT ) nA VA nA (R.T /PT ) nA

PT nT( R.T / VT ) nT VT nT (R.T /PT ) nT

PA / PT = nA / nT = VA / VT

nA / nT = XA A’nın mol kesridir. Bir karışım içindeki bir bileşenin mol kesri, karışım içinde

bütün moleküllerinin kesridir. Bir karışım içinde bütün mol kesirleri toplamı 1’e eşittir.

4.6 Gazların Kinetik Kuramı

Tüm gazların davranışlarında gözlenen düzenliliği açıklamak için kinetik kuram denen bir

model geliştirilmiştir. Aşağıdaki ön kabulleri içerir.

Gaz molekülleri gelişi güzel ve devamlı hareket halindedir.

Basınç olayına gaz moleküllerinin bulundukları kabın çeperlerine yaptıkları çarpmalar

neden olur.

Bu çarpmalar tamamen elastikidir.

Gazlarda düşük basınçlarda moleküller arası çekim kuvveti söz konusu edilemez.

Düşük basınçlarda gaz moleküllerinin kapladıkları hacim, kabın hacmi yanında ihmal

edilebilir.

Gazın mutlak sıcaklığı gaz moleküllerinin ortalama kinetik enerjilerinin bir işlevidir.

Gazların ortalama kinetik enerjileri sıcaklığa bağlıdır ve mutlak sıcaklıkla doğru

orantılıdır. Belirli bir sıcaklıkta tüm gazların molekülleri aynı ortalama kinetik enerjiye

sahiptir.

4.7 Graham Difüzyon (Yayılma) Yasası

İki farklı gazın yayılma hızları molekül ağırlıklarının karekökü ile ters orantılıdır. Gazların

kinetik kuramı, aynı sıcaklıktaki gazların aynı ortalama kinetik enerjiye sahip olacağını

belirtiyordu.

KEA = KEB ½ mAUA2 = ½ mBUB

2

UA2 / UB

2 = mB / mA

Molekül kütlelerinin oranı, molekül ağırlıkları oranı ile aynıdır.

Molekül hızı, yayılma hızı, yayılma zamanı, moleküllerin aldığı yol, yayılan gaz miktarı

oranları molekül ağırlıklarının oranının kare kökü ile orantılıdır.

4.8 Gerçek (İdeal Olmayan) Gazlar

Gaz yasaları, kinetik kuram ile tanımlanan ideal bir gazın davranışını açıklar. Normal koşullar

altında gerçek gazlar ideal gaza yakın davranırlar. Ancak düşük sıcaklıkta veya yüksek

basınçlarda ideal halden sapmalar gözlenir. Çünkü;

1. 1. Kinetik kuram, gaz molekülleri arasında çekim kuvvetlerinin olmadığını kabul eder.

Halbuki gazların tümü sıvılaştırılabildiğinden bu gibi çekim kuvvetleri var olmalıdır.

Moleküller arası çekimler sıvı halde molekülleri bir arada tutar.

Yüksek sıcaklıklarda gaz molekülleri çok hızlı hareket eder, moleküller arası çekim

kuvvetlerinin etkisi çok küçük kalır. Düşük sıcaklıklarda moleküller daha yavaş hareket

ederler ve hacim ideal gaz yasalarına göre beklenenden daha az olur. Çekim kuvvetlerinin

varlığı önem kazanır.

2. 2. Kinetik kuramda ideal gazın hacmi sıfırdır. Gerçek gazlarda hacim sıfır olamaz.

Basınç artırıldığında moleküller arası boşluk azalır, anacak moleküllerin kendi hacmi

değiştirilemez.

P.V / n.R.T = 1 ideal gaz için sıkıştırılabilirlik faktörü

Bütün gazlar yeterince düşük basınçlarda ideal davranırlar, fakat artan basınçlarda saparlar.

Yüksek basınçlarda sıkıştırılabilirlik faktörü 1’den büyüktür.

Gerçek gazlar yüksek sıcaklıklarda ve düşük basınçlarda idealliğe yaklaşırlar. Moleküllerin öz

hacimlerine ve moleküller arası kuvvetlere bağlı olarak gerçek gazlar için düzeltme faktörü

konur.

a ve b gazdan gaza değişir ve deneyle saptanan sabit sayılardır.

Her gaz için öyle bir sıcaklık vardır ki, bu sıcaklığın üstüne ne kadar yüksek basınç

uygulanırsa uygulansın gaz sıvılaştırılamaz. Bu sıcaklığa o gazın kritik sıcaklığı denir. bu

andaki basınca da kritik basınç denir.

Tablo 4.1 Bazı Gazlar için Wan der Waals Sabitleri

Gaz

a, L2atm./mol2

b, L/mol

Ar 1.345 0.03219

CO2 3.592 0.04267

Cl2 6.493 0.05622

He 0.03412 0.02370

H2 0.2444 0.02661

N2 1.390 0.03913

O2 1.360 0.03183

Örnek: 323 K sıcaklıkta, birer litrelik kaplara hapsedilmiş birer mol helyum ve klor gazlarının

basıncını bulunuz.

( İdeal gaz denkleminden, P= 26.5 atm. Wander waals denkleminden P= 27.1 atm. )

BÖLÜM 5. SIVILAR ve KATILAR

Gazlarla ilgili çalışmalar, gaz halindeki moleküllerin birbirlerinden uzak olmaları nedeniyle,

yakın çarpışmalar hariç, aralarındaki moleküler etkileşimlerinin göz önüne alınmamasından

dolayı basitleşmiştir. Bu yaklaşım bize gazların ideal gaz denklemiyle tanımlanması ve gaz

davranışlarının kinetik kuram ile açıklanmasını sağlamıştır. Ama biz moleküller arası

kuvvetleri inceleyerek, kimi katı ve sıvıların, niçin bu özelliklere sahip olduğunu

anlayabiliriz. Sıvı ve katı haller için hiç bir denklem türetmeyeceğiz. Katılarla ilgili çalışmalar

bunların atom ve molekülleri yakın olduğundan ve geometrik düzende yerleştiğinden komşu

moleküller ile kuvvetli olarak etkileştiklerinden yine basitleştirilmiştir. Ancak sıvılarla ilgili

basitleştirme faktörleri azdır; sıvılarda moleküller arası etkileşimler oldukça kuvvetli olup

bunlar belirli bir hacim kaplarlar. Bu özelliklerinden dolayı katılara fazla gazlara daha az

benzedikleri söylenirken kolaylıkla akmaları ve bulundukları kabın şeklini almaları

özelliklerinden dolayı da gazlara benzemektedirler. Bu yüzden sıvı hali, gaz ve katı hal

arasında kabul etmek mantıklıdır.

5.1 Sıvılar

Sıvılar, yoğunlaşmış gazlar ya da düzensiz katılar olarak düşünülebilirler. Sıvı hal, tanecikler

arasındaki çekme ve bu parçacıkların kinetik enerjilerine bağlıdır. Çekim kuvvetleri, sıvıyı

belirli bir hacimde tutar ve kinetik enerjide parçaların hareketliliğini sağlar. Dolayısıyla bu

hareket sıvıya akışkanlık sağlar. Sıvılar ve gazlar akışkanlık, kohezyon ve bulundukları kabın

şeklini alma özelliğini paylaşırlar. Sıvıların çoğunluğu oda sıcaklığında moleküler haldedir.

Bir damla sıvı bir yüzey boyunca film halinde yayılırsa, bu sıvının yüzeyi ıslattığı söylenir.

Bir sıvı damlasının bir yüzeyi ıslatması ya da yüzey üzerinde küresel biçimde kalması, iki zıt

kuvvetin büyüklüklerine bağlıdır. Bunlar kohezyon ve adezyon kuvvetleri dır. Benzer

moleküller arasındaki kuvvetlere kohezyon kuvvetleri farklı moleküller arasındaki kuvvetlere

ise adezyon kuvvetleri denir. Kohezyon kuvvetleri baskınsa damla biçimini korur. Adezyon

kuvvetleri sayesinde de yüzey ıslanır. Suyun temizlik aracı olarak kullanılmasının nedeni de

budur. Deterjan katılarak ise hem yağ temizler hem de yüzey gerilimi düşürülür. Yüzey

geriliminin düşmesi, damlanın film halinde yayılması için gereken enerjinin azalması

demektir. Suyun yüzey gerilimini düşürerek kolayca yayılmasını sağlayan maddelere ıslatma

maddeleri denir.

Viskozite: sıvıların akmaya karşı gösterdiği dirençtir. Ayrıca sıvıların buhar basınçları da

vardır.

Sıvıların Buharlaşması: Belli bir sıcaklıkta moleküllerin hızları ve dolayısıyla kinetik

enerjileri birbirine eşit değildir ve biz ortalama değerleri kullanırız. Kimi moleküller,

moleküller arası çekim kuvvetlerini yüksek kinetik enerjilere sahiptirler ve bunlar sıvıdan

kurtulabilirler. Moleküllerin bu şekilde sıvı yüzeyinden gaz yada buhar haline geçmesine

buharlaşma denir. Bir sıvının buharlaşma eğilimi, sıcaklık arttıkça artar ve moleküller arttıkça

azalır. Belirli bir miktar sıvıyı sabit sıcaklıkta buharlaştırmak için verilmesi gereken ısı

miktarına buharlaşma entalpisi denir.

Hbuharlaşma = Hbuhar – Hsıvı

Buharlaşma endotermik bir olay olduğundan, Hbuhar her zaman pozitiftir. Bir gaz yada buharın

sıvıya dönüşmesine yoğunlaşma denir. Yoğunlaşma, buharlaşmanın tersidir. Ekzotermik bir

olaydır.

Hyoğunlaşma = Hsıvı - Hbuhar

Sıvı ile dinamik denge halinde bulunan buharın yaptığı basınca buhar basıncı denir. Buhar

basıncı yüksek sıvılara uçucu, buhar basıncı yüksek sıvılara da uçucu olmayan sıvılar denir.

Bir sıvının uçucu olup olmamasını moleküller arası kuvvetlerin büyüklüğü belirler. Bu

kuvvetler azaldıkça uçuculuk artar. Buhar basıncının sıcaklıkla değişimini gösteren grafiğe

buhar basıncı eğrisi denir. Buhar basıncı sıcaklıkla artar. Sıvılar kaynama noktasına

sahiptirler.

Bazı sıvılar arsında hidrojen bağları oluşur. Bu bağ gaz fazında oluşmaz. Su buharında,

mesafe fazla olduğu için çekim gücü azalır. Sıvı ve katı halindeki hidrojen bağı su

moleküllerini bir arada tutar. Bu nedenle su diğer sıvıların aksine donduğunda hacmi artar. Su

sıcaklığı 0oC dan +4 oC a çıktığında hidrojen bağı kırılır ve moleküller arası uzaklık azalır. +4

oC nin üstünde kinetik enerji artar moleküller saçılır ve viskozite düşer. Su molekülünde

paylaşılmamış elektron çifti zayıf protonlar tarafından çekilir. Hidrojen bağları; elektronegatif

bir atoma bağlı hidrojen atomu, komşu molekülün elektronegatifliği daha küçük bir atom

tarafından da eş zamanlı olarak çekildiği zaman oluşan, moleküller arası kuvvetlerden daha

kuvvetli bir bağdır. Hidrojen bağı oluşumunda, H atomunun kovalent olarak bağlandığı

yüksek elektronegatiflikteki atom, bağ elektronlarını kendine doğru çekerek, hidrojen

çekirdeğini (proton) çıplak bırakır. Elektronsuz kalan bu proton komşu moleküldeki

elektronegatif atomun ortaklanmamış bir elektron çiftini çeker. Hidrojen bağı yalnızca H

atomuyla oluşabilir., çünkü tüm öteki atomların iç kabuk elektronları atom çekirdeklerini

perdeler. Bu nedenle hidrojen bağı yalnızca bazı hidrojen bileşiklerine aittir. Hidrojen atomu

aynı molekül içindeki iki ametal atomu arasında da köprü oluşturabilir buna, molekül içi

hidrojen bağı denir. Hidrojen bağı da ziyade, hidrojen içeren N, O ve F bileşiklerinde oluşursa

da hidrojen, komşu moleküllerin Cl ve S atomlarıyla da çok zayıf hidrojen bağları yapabilir.

5.2 Katılar

Katılar sıkıştırılamayan, sabit hacimli ve belirgin şekillere sahip olan maddelerdir.

Katı Çeşitleri;

1. 1. Moleküler Katılar : Düzgün şekilli moleküler katılardır. Erime noktaları düşüktür.

Elektronegatiflikleri çok farklı olmayan elementlerden oluşur.

2. 2. Kovalent Katılar : Kovalent bağlardan oluşan büyük moleküllü bileşiklerdir. Erime

noktaları yüksektir. Grafit, elmas….

3. 3. Polimerler : Molekül ağırlıkları yüksek, amorf maddelerdir. Erime noktaları

yüksektir.

4. 4. İyonik Katılar : İyonlardan meydana gelen iyonik katılardır. Erime noktaları

yüksektir.

( sodyum klorür, bakır klorür gibi..)

Metallik Katılar : Metaller, kristal yapı ve metal bağ denen bağlarla bağlanmışlardır. Metallik

bağda, atomun değerlik elektronlarının boş bulunan orbitallerde gezinmesine izin verilir. Bu

da metallik katılara çok iyi ısı ve elektrik iletkenliği sağlar.

Oda sıcaklığında sıvı olan 3 metal vardır. Civa, sezyum, galyum, diğerleri katıdır.

Kristallerin sıcaklık kapasiteleri, C aynen gazlarda olduğu gibi, 1 mol maddenin sıcaklığını

bir derece artırmak için gereken enerji miktarıyla tanımlanabilir.

Kristaller katmanlar halinde atomlardan meydana gelmiş düzgün katılardır. Aynı zamanda

kristal yapı içindeki bağımsız atomlar en yakın komşuları ile koordine halindedirler. Eğer bu

katman lar üzerine ışık gönderilirse, her katmandan bir yansıma olacaktır. Yansıyan ışığın

aldığı yol, yansıtılan katmanın sırasına bağlı olarak değişkenlik gösterir. Uygun ortam

koşullarında alınan yol miktarları arasındaki fark yarım dalga boyu kadar olacaktır. Bunun

için dalga boyu 1oA olan ışık kullanılmadır ki bu da X ışınıdır.

Katıların Bazı Özellikleri. : Erime ve donma noktasına sahiptirler. Kristal bir katı ısıtıldıkça

katının yapısındaki atomlar, iyonlar yada moleküller daha şiddetli titreşirler. Sonunda bu

titreşimlerin kristal yapısını bozacağı bir sıcaklığa ulaşılır; atomlar, iyonlar yada moleküller

birbirinin üzerinden kayar; katı belli biçimini kaybeder ve sıvıya dönüşür. Bu olaya erime ve

erimenin oluştuğu sıcaklığı da erime noktası denir. erimenin tersine, bir sıvının katıya

dönüşmesine donma, donmanın olduğu sıcaklığı da donma noktası denir. bir katının erime

noktası ile donma noktası aynıdır. Bir katının erimesi için gereken ısı miktarına erime

entalpisi denir.

Moleküller arası kuvvetlerin daha büyük olduğu katılar, sıvılar ölçüsünde olmasa da buhar

oluşturabilirler. Moleküllerin katı halden doğrudan buhar haline geçmesine süblümleşme

denir. süblümleşmenin tersine, molekülün buhar halden katı hale geçmesine kırağılaşma

denir.

Katı, sıvı ve gazların (buhar) tek faz yada biribiriyle dengede birden çok fazda bulunduğu

basınç ve sıcaklıkların grafikle gösterimine faz diyagramı denir. diyagramda çizgiler

arasındaki alanlar tek fazlara; alanları ayıran çizgiler ise bu alanların temsil ettiği fazların

denge konumuna karşılık gelir.

BÖLÜM 6. ÇÖZELTİLER ve ÖZELLİKLERİ

Çözeltiler iki veya daha fazla maddenin birleşmesi ile oluşan homojen karışımlardır. Bir

çözeltide fazla miktarda bulunan bileşene çözücü, diğerine çözünen denir.

Çözünürlük: bir maddenin bir çözücüde belirli bir sıcaklık ve basınçta çözünen maksimum

miktarına o maddenin çözünürlüğü denir. Çözünürlüğü polarite, sıcaklık ve basınç etkiler.

Çözelti özelliklerinin belirlenmesi üç kuramsal temele oturtulabilir. Seyreltik çözeltiler için

Van’t Hoff Kuramı ve Arrhenius iyonlaşma kuramı, ideal çözeltiler için Rault yasası. Katı

çözeltilerle ilgili faz kuralı geliştirilmiştir.

Birbiri ile her oranda karışan homojen çözeltilere ideal çözeltiler denir ve moleküller arası

çekim kuvvetleri yaklaşık aynı büyüklüktedir. Çözünürlük sıcaklığa bağlıdır. Çoğu maddeler

için doğru orantılıdır. Katıların saflaştırılması çözünürlük olayının sıcaklığa bağlı olması

sayesinde gerçekleştirilir.

6.1 Çözelti Türleri

6.1.1 Derişik Çözelti: Çözünen madde yada maddeleri daha çok içeren çözeltidir. Çözünmüş

ve çözünmemiş maddeyi yan yana içerir. Maksimum miktarda çözünen içeren çözeltidir.

6.1.2 Seyreltik Çözelti: Miktar olarak az çözünen içeren çözeltidir.

En yaygın olarak sıvı çözeltiler olmakla birlikte, katı ve gaz çözeltiler de vardır. Bir metalin

çözücü olduğu katı çözeltilere alaşım denir.

6.2 Çözünme Olgusu

Polar olmayan (apolar) kuvvetler moleküller arasındaki çekim kuvveti sadece London

kuvvetleridir. Polar moleküller arasında dipol-dipol etkileşimlerinden kaynaklanan moleküller

arası kuvvetler London kuvvetleri kadar etkindir. Hidrojen bağı bulunan maddelerde ise

moleküller arası kuvvetler daha da büyüktür.

Polar olmayan maddelerle polar maddeler genellikle birbiri içerisinde çözünmezler. Apolar

karbon tetraklorür (CCl4 ) polar olan suda çözünmez. Su molekülleri arasındaki çekim

kuvvetleri CCl4 ile su molekülleri arasındaki arasında ki çekim kuvvetlerinden daha büyüktür.

Bu nedenle CCl4 molekülleri alta inerek iki saf sıvı tabakası içeren bir sistem oluşturur.

Polar metil alkol ile su arasında ise hidrojen bağları oluşur ve birbiri içerisinde her oranda

karışırlar. Metil alkol molekülleri ile çözücü molekülleri arasında, saf metil alkol molekülleri

arasındaki çekim kuvvetlerinden daha büyük veya ona eşit çekim kuvvetleri oluşmadıkça

çözünme olmaz. Metil alkol polar olmayan çözücülerde çözünmez. Genellikle polar maddeler

sadece polar çözücülerde, polar olmayan maddelerde sadece apolar çözücülerde çözünürler.

Çözünürlüğün birinci kuralı; ‘benzer benzeri çözer’ dır.

Elmas gibi ağ örgülü kristallerde atomlar kovalent bağlarla birbirine bağlandığından hiçbir

çözücüde çözünmezler.

Polar sıvılar birçok iyonik bileşikler için çözücü işlevine sahiptirler. Çözünen iyonlar, polar

çözücü molekülleri tarafından elektrostatik olarak çekilir. İyon-dipol çekim kuvvetleri

oldukça kuvvetlidir. İyonlar su molekülleri ile çevrilirse bu olaya hidratlaşma denir. bir yada

daha fazla hidrojen bağı oluşur, enerji açığa çıkar.

Metallerin kovalent bileşiklerinin çoğu sulu çözeltide hidratlanmış iyonlar oluştururlar.

Bağ oluşmasıyla daima enerji açığa çıkar. Bir bağın koparılabilmesi için daima enerji

gereklidir. Hidratlanmış iyonların, gaz halindeki iyonlardan oluştuğu varsayılan kuramsal bir

olayda, dışarıya verilen enerjiye hidrasyon ısısı denir. yüksek dereceli hidrasyon sadece çok

seyreltik çözeltide oluşur. Hidrasyon ısısının değeri, hidratlanmayı oluşturan iyonlar ve su

molekülleri rasındaki çekim kuvvetinin bir göstergesidir. Sulu tuz çözeltilerinin

buharlaştırılmasıyla elde edilen kristal maddeler genellikle hidratize iyonları içerir.

6.3 Çözünme Isısı

Bir maddenin herhangi bir çözücüde çözünmesi sırasındaki entalpi değişimine çözünme ısısı

denir. Çözünen maddenin mol başına kJ olarak verilir. Çözünme ısısı sonsuz seyreltik bir

çözeltinin hazırlanmasıyla elde edilen ısı olarak düşünülebilir. Bir çözeltinin hazırlanması

sırasında sudan başka bir çözücü kullanılırsa hidratasyon ısısı yerine solvatasyon ısısı terimi

kullanılır.

6.4 Gazların Çözünürlüğü

Belli bir sıcaklıkta, bir gazın bir sıvıdaki çözünürlüğü sıvı üstündeki gazın kısmi basıncı ile

orantılıdır. Buna Henrry Yasası denir.

c = k.P P= kısmi basınç, k = sabit , c = çözünürlük

Henrry yasası basınç artıkça çözünürlük artar.

6.5 Çözeltilerin Konsantrasyonu

Bir çözelti içindeki çözünen madde miktarına, çözeltinin konsantrasyonu denir ve

çözeltilerdeki % bileşim, molarite, molalite, ölçümleri yapılır.

% Bileşim A = (A’nın ağırlığı / Çözelti miktarı ) 100

% Hacim = (A’nın hacmi / Çözelti hacmi ) 100

Molarite (M) = 1 litre çözeltide çözünmüş olan maddenin mol sayısıdır.

M = c = (m / Mw) / V = n / V

Molalite (m) = 1 kilogram çözücü içinde çözünmüş olarak bulunan maddenin mol

sayısıdır.

Molalite (m) = (g / Mw) / 1000 gr.

Normalite ( N ) = 1 litre çözeltide çözünmüş olan maddenin eşdeğer sayısına normalite

denir.

6.6 Çözeltilerin Seyreltilmesi

Hazır çözeltiye stok çözelti denir. Belirli bir konsantrasyonda, belirli bir hacimdeki stok

çözeltiyi alıp daha seyreltik bir çözelti hazırlamak istiyorsak, her iki çözeltideki mol sayısı

değişmeyecektir. Buna göre aşağıdaki formülden son çözelti hacmi belirlenerek seyreltme

işlemi gerçekleştirilir.

V : çözelti hacmi , c: molarite , n : çözünen maddenin mol sayısı

n = c V ise , cilk V ilk = cson V son

6.7 Çözeltilerin Buhar Basınçları ( Rault Yasası )

Belli bir sıcaklıkta saf uçucu bir çözücünün buhar basıncı (Po), seyreltik çözeltinin buhar

basıncı (P) den büyüktür. (Po-P) buhar basıncı azalması, çözünen maddenin çözeltideki kısmi

molar konsantrasyonu ile orantılıdır. Buna Rault Yasası denir.

n1= Çözücünün mol sayısı MA1= Çözücünün mol ağırlığı

n2= Çözünenin mol sayısı MA2= Çözünenin mol ağırlığı

Po= Saf çözücünün buhar basıncı, P= Seyreltik çözeltinin buhar basıncı

Po – P = P Basınç azalmasını ölçmek zor olduğu için ebülyoskopi ve kriyoskopi yöntemi ile

molekül ağırlığı tayin edilir. Bir seyreltik çözeltinin buhar basıncı, saf çözücününkinden daha

küçük olduğundan, belli bir basınçta, çözeltinin kaynama noktası, çözücününkinden daha

yüksektir.

Tk= Sabit basınçta elektrolitik olmayan bir çözeltinin kaynama noktası

yükselmesidir.

Td = Sabit basınçta elektrolitik olmayan bir çözeltinin donma noktası alçalmasıdır.

Tk= Kk m Td= Kd m Kk , Kd : Orantı sabitleri ,

m : Çözünenin molalitesi

M = Kk. g. 1000 / Tk.G g : Çözünenin maddenin gramı

G : Çözücünün gramı

M = Kd. g. 1000 / Td.G M : Molekül ağırlığı

6.8 Osmatik Basınç

Çözünmüş taneciklerden dolayı konsantrasyona bağlı çözeltinin özelliklerine kolligatif yada

sayısal özellikler denir. uçucu olmayan maddeler için bu özellikler, buhar basıncı düşmesi,

donma noktası alçalması, kaynama noktası yükselmesi ve osmatik basınçtır. Bazı molekül ve

iyonların geçmesine izin verdiği halde bazılarının geçmesine izin vermeyen zara yarı geçirgen

zar (membran) denir. Osmatik geçişi durdurmak için çözeltiye uygulanması gereken basınca

çözeltinin osmatik basıncı denir. osmatik basınçta bir tanecik özelliğidir. Çünkü bu basıncın

büyüklüğü yalnızca çözeltinin birim hacminde çözünmüş olan çözünenin tanecik sayısına

bağlıdır. Yani, çözünenin cinsine bağlı değildir.

= ( n / V )RT = c.RT : Osmatik basınç , R : 0.008206 L atm mol –1K–1 ,

c: Molarite , T : Kelvin sıcaklığı

Tuzlu sudan saf su elde edilmesinde geçiş ters yönde olduğu için bu olaya ters osmoz denir.

6.9 Elektrolitik Çözeltiler

Şeker gibi çözeltide tamamen moleküler halde kalan ve bu nedenle de çözücünün iletkenliğini

artırmayan kovalent çözünen maddelere elektrolitik olmayan maddeler denir. Elektrolitler

zayıf ve kuvvetli elektrolitler olmak üzere ikiye ayrılırlar. Sulu çözeltide tamamen iyonlaşan

maddeler kuvvetli elektrolittir. Zayıf, elektrolitler ise polar kovalent bileşikler olup, sulu

çözeltide tam olarak ayrışmazlar. Kaynama ve donma noktalarındaki değişmeler

konsantrasyona bağlıdır. İyonlar arası çekimler, çözeltilerin iyon derişimlerinin gerçek

derişimlerinden daha küçükmüş gibi davranmalarına neden olur.

BÖLÜM 7. TERMOKİMYA

Termokimya, kimyasal tepkimelerde ısı alışverişini inceler. Belirli koşullarda belirli bir

kimyasal tepkimenin kuramsal olarak oluşup oluşmayacağını önceden tahmin etmemizi

sağlar. Termokimya, termodinamiğin 1. yasasının kimyasal proseslere uygulanmasıdır. (

termodinamiğin 1. yasası enerjinin korunumu yasasıdır.)

7.1 Termokimyada Bazı Terimler

Evrenin incelenmek üzere seçilen bölümüne sistem, evrenin sistem dışında kalan ve sistemle

ilişkide olan kısmına çevre denir. Açık, kapalı ve yalıtılmış olarak üç çeşit sistem vardır. Açık

sistem, sistemle çevresi hem madde, hem de enerji alışverişi olasıdır. Bir beherdeki sıcak

kahve çevresine ısı verir ve soğur. Madde geçişi su buharı şeklinde olur. Kapalı sistem,

sistemle çevresi arasında enerji alışverişi mümkün, madde alışverişi mümkün değildir. Ağzı

kapalı bir erlende çevresine ısı verir ve soğur. Çevreye su buharı geçişi mümkün değildir.

Yalıtılmış sistem, sistemle çevresi arasında ne enerji, ne de madde alışverişi vardır. Kapalı bir

kapta oluşturulan reaksiyonda gaz oluşursa, kabın içindeki basınç oluşur. Atmosfere açık

reaksiyonlarda basınç sabittir. Sabit basınç altında gerçekleştirilen reaksiyonlarda açığa çıkan

veya alınan ısıya entalpi denir ve H ile gösterilir. Her saf maddenin bir entalpisi vardır ve

buna ısı kapsamı da denir.

Enerji alışverişleri, ısı (q) şeklinde yada hepsine birden iş (w) adı verilen başka şekillerde

olabilir. Isı ve iş şeklinde meydana gelen enerji alışverişi, sistemin iç enerjisi (E) denen

toplam enerjinin miktarını değiştirir. İç enerjinin özellikle üzerinde duracağımız bileşenleri,

gelişi güzel molekül hareketlerinden kaynaklanan ısısal (termal) enerji ve kimyasal bağlar ve

moleküller arası kuvvetlerden kaynaklanan kimyasal enerjidir.

Enerji, iş yapabilme kapasitesidir. Mekanik enerji, kimyasal enerji, ısı enerjisi, magnetik

enerji, nükleer enerji gibi türleri vardır. Enerjinin birbirine dönüşebilen iki temel hali kinetik

ve potansiyel enerjidir. Potansiyel enerji, bir cismin durum enerjisi olup, kütlesel, elektriksel,

veya magnetik alan içindeki duruma göre kazanılan bir enerji türüdür.

Ep = F.h = m.g.h

Kinetik enerji , bir cismin hareket halinde bulunması nedeniyle sahip olduğu enerjidir.

Ek = ½.mV2

Enerji korunduğuna göre ısı işe, iş ısıya dönüşür. Buna eşdeğerlik prensibi denir.

İç enerji ; bir sistemin olası tüm enerji şekillerini içeren ve E ile gösterilen bir iç enerjiye

sahip olduğu varsayılır. Bir sistemin iç enerjisi o sistemi oluşturan atomlar, moleküller,

iyonlar ve atom altı tanecikler arasındaki itme ve çekme kuvvetleri ile tüm sistem parçalarının

kinetik enerjilerini içerir. Bir sistemin iç enerjisi, sistemin haline bağlı olup, sistemin bu hale

nasıl ulaştığına bağlı değildir. Bu nedenle iç enerji bir tür hal fonksiyonudur.

İş ; bir kuvvetin etkisi ile sistem veya cismin hareket ettiriliyorsa biriş yapılmış olur.

Kimyasal tepkimelerde iş basınç-hacim işidir. Bu iş gazların genleşmesinde ve

sıkıştırılmasında görülür. Genleşen bir gaz m kütleli bir cismi h mesafesi kadar kaldırdığında

bir iş yapar. Gazın hacmindeki artış V dır.

Isı ; sıcaklık farkından ileri gelen enerji alışverişidir. Is yanlızca sistemin sınırlarından

çevreye aktarılan enerji biçimidir. Bir maddenin sıcaklığını değiştirmek için gerekli ısı miktarı

(q) ,

Sıcaklığın ne kadar değiştirileceğine,

Maddenin miktarına,

Maddenin niteliğine (atom yada molekül türüne) bağlıdır.

Bir gram suyun sıcaklığını bir derece santigrat yükseltmek için gerekli ısı miktarına 1 kalori

(kal) denir.

Bir maddenin belirli bir kütlesinin sıcaklığını 1 oC yükseltmek için gerekli olan ısı miktarına o

maddenin ısı kapasitesi ( C ) denir.

C = kütle özgül ısı , q = C ( t2 – t1 )

Bir maddenin 1 gramının sıcaklığını 1 oC yükseltmek için gerekli olan ısıya özgül ısı denir.

Özgül ısı aslında bir orandır. Yani, bir maddenin kütlesinin sıcaklığını değiştirmek için

gerekli ısı miktarının, aynı kütlede suyun sıcaklığını aynı miktar değiştirmek için gerekli ısı

miktarına oranıdır ve oran olduğu içinde birimsizdir.

Isı ve İş İlişkisi ;

E = q – W

E sistemin ilk ve son hallerine bağlı olup, birinci halden ikinci hale nasıl geçtiğine bağlı

değildir. Verilen ısı q ve alınan iş W ise bunlar dönüşmenin nasıl yapıldığına bağlıdır. Yola

bağlı değildir. Sistemin çevreden aldığı ısı (+q) , sistemin çevreye verdiği ısı (-q) , sistemin

dışa karşı yaptığı iş +W ve sistemin dıştan aldığı iş – ile ifade edilir.

7.2 Termokimyanın Kanunları

Bir reaksiyonda açığa çıkan ısı, ters reaksiyonda absorbe edilen ısı miktarına eşittir.

Hess Yasası : Tepkime ister bir, ister birkaç basamakta gerçekleşmiş olsun, herhangi bir

kimyasal tepkimedeki entalpi değişiminin sabittir. Tek tek yada kademelerin entalpi

değişimleri toplanır.

7.3 Tepkime Isıları ve Ölçülmesi

Sabit sıcaklık ve basınçta yürüyen bir kimyasal tepkimede sistem ile çevresi arasında alınıp

verilen ısı miktarına tepkime ısısı denir. Tepkime ısıları, deneysel olarak, kalorimetre denen

ve ısı miktarını ölçen aletlerle belirlenir. Bu işlemler yalıtılmış bir sistemde gerçekleştirilirse,

yani çevresi ile madde ve enerji alışverişinde bulunmazsa, tepkime ısısal enerjisinde değişme

meydana getirir ve sıcaklık artar yada azalır. Sıcaklık değişimini termometre ile ölçeriz.

Kalorimetre bombası yanma tepkimelerinde açığa çıkan ısıyı ölçen, çift cidarlı ceket içinde

bulunan, termometre, karıştırıcı içeren yalıtılmış bir sistemdir. Yalıtılmış bir sistemde sıcaklık

artışına neden olan yada yalıtılmamış bir sistemde çevreye ısı veren bir tepkimeye ekzotermik

tepkime (qtep.<0) denir. Yalıtılmış bir sistemde, sıcaklığın azalmasına neden olan yada

yalıtılmamış bir sistemde çevreden ısı alan bir tepkimeye endotermik tepkime (qtep.>0) denir.

7.4 Termodinamiğin Birinci Yasası

Termodinamik; bir sistemde meydana gelen kimyasal veya fiziksel dönüşümlerde, enerjinin

bir türden başka bir türe dönüşüm miktarlarını düzenleyen kanun ve bağıntıları inceleyen bir

bilim dalıdır. Termodinamiğin 1. kanunu enerjinin korunumudur. Enerji vardan yok, yoktan

var edilemez. İş ve ısı birer enerji şeklidir. Enerji bir şekilden diğer bir şekle dönüştürülebilir.

Bu yasaya göre evrenin enerjisi sabittir.

7.5 Entalpi Değişimi

H entalpi değişimini gösterir.

H = E + P.V Eğer sabit basınç altında sisteme ısı verilirse, sistemin entalpi artışı absorbe

ettiği ısıya eşittir.

H = E + P.V = E + nRT ;

n : gaz fazındaki ürünlerin mol sayısı – gaz fazındaki reaksiyona girenlerin

mol sayısı

R : İdeal gaz sabiti ( birimi H ve E ile aynı olacak şekilde seçilir.)

7.6 Standart Oluşum Entalpileri

Bir maddenin standart hali 1 atmosfer basınç altında ve 25 oC da kararlı olduğu haldir. Ho

simgesi standart entalpi değişimini gösterir. Standart oluşum entalpisi Hof , standart halde 1

mol bileşiğin standart haldeki elementlerinden oluşmasına ilişkin tepkimenin entalpi

değişimidir.

Ho = Hof (ürünler) - Ho

f (tepkimeye girenler)

Oluşum ısıları, mol başına kilo joule olarak verilir. Bir elementin oluşum entalpisi sıfırdır.

7.7 Yanma Isısı ve Entalpisi

Yanma ısısı bir cismin oksijen ile tamamen yanmasında meydana gelen ısıdır. Yanma ısısı

daha çok organik maddeler için tanımlanır.

Örnek : 18oC da sıvı benzenin sabit basınçtaki molar yanma ısısı H = 783.4 kkal/ mol dür.

Aynı sıcaklıktaki sabit hacimdeki yanma ısısını (E) hesaplayınız.

n =6 – 7.5 = -1.5

H = E + P.V = E + nRT

-783400 = E - 1,5 . 1,987 . 291 ise ; E = -782536.6 kal.

Problemler

1. 2 mol ideal gazın 27 o C da 5 atm. den 0.5 atm. kadar genişletilmesindeki işi joule

ve kal olarak hesaplayınız.

W = 12 PdV = 1

2n.RT/V dV = V1V2nRT/V dV = nRT V1

V2dV/V = nRT ln V2 / V1

T= sabit ise P1 / P2 = V2 / V1

= 2,303 . n . R . T log. P1 / P2 = 2,303 . 2 . 8,314 . 300 . log5/0,5 = 11488,3 joule

2748 kal.

2.mol ideal gazın 0oC da 22.4 lt. den 2.24 litreye sıkıştırılmasında yapılan

maksimum işi kalori, litre .atm. ve joule cinsinden hesaplayınız.

W = nRT ln V2 / V1kal.= -5210 joule= -51.7 lt. atm.

3. gram benzenin kaynama noktası 80oC de aynı koşullardaki buhara çevrilmesi

ile iç enerji ve entalpideki değişmeyi hesaplayınız.

W = P (Vgaz – Vsıvı) = P. Vgaz = P.n.R.T/P = nRT = 100/78. 1,987 . 353

= 918 kal.

Q = 100 . 94,4 = 9440 kal.

E = Q - W = 9440 – 918 = 8522 kal.

H = E + P.V = 8522 + 918 = 9440 kal.

4. 1 atm. basınçta ve 27 o C 7 gram azot gazının izoterm ve reversible olarak ilk

hacminin yarısına kadar sıkıştırılıyor, harcanan işi hesaplayınız. (-103.7 kal )

mol ideal gazın 18oC da 4 atm. basınçtan 1 atm. basınca izoterm olarak

genişletilmesinde yapılan maksimum işi kalori, litre .atm. ve joule cinsinden

hesaplayınız. (803 kal.)

BÖLÜM 8. KİMYASAL KİNETİK

Kimyasal kinetik, reaksiyona girenlerin hangi hızla ürünlere dönüştüğünü ve ürünlere

dönüşmesi için hangi kademelerden geçtiğini gösterir. Genellikle reaksiyon hızına etki eden

etkenler şunlardır :

Sıcaklık,

Basınç,

Sisteme giren veya çıkan her bir türün konsantrasyonları.

8.1 Reaksiyon Hızı

Reaksiyon hızı: Bir reaksiyonda birim hacimde ve birim zamanda dönüşmeye uğrayan

maddenin mol sayısıdır.

Konsantrasyonun zamanla değişmesi;

c / t , dc / dt reaksiyona girenin derişimi zamanla şöyle değişir;

Yukarıdaki reaksiyonda konsantrasyon değişimlerini şöyle yazabiliriz .

- dCA / dt ; A derişiminin zamanla azalması , A maddesi reaksiyona girip zamanla azaldığı

için başına eksi işareti konulur.

dCB / dt ; B maddesinin zamanla oluşması , dCC / dt ; C maddesinin zamanla oluşması

Reaksiyon hızı, denklemin stokiyometrisine yani katsayılara bağlıdır.

-dCA / dt = 2 dCB / dt = 2 dCC / dt dır.

-dC / dt = f (CA, CB , Cc, ……) Herhangi bir reaksiyonun hızı, her bir türün konsantrasyonuna

bağlıdır.

Her kimyasal tepkime için reaksiyona giren madde konsantrasyonlarını tepkime hızına

bağlayan hız eşitliği denilen matematiksel bir ifade vardır.

Mertebe :Bir tepkimenin mertebesi, hız eşitliğindeki derişim terimlerinin üstlerinin toplamı

ile verilir. Bir tepkimenin hız eşitliği ve dolayısıyla mertebesi deneysel olarak tayin

edilmektedir. Bunlar, tepkimenin kimyasal reaksiyon denkleminden (katsayılarından)

çıkartılamazlar.

Bu hız ifadesi reaksiyon hızının N2O5 konsantrasyonu ile doğrudan orantılı olduğunu gösterir.

Eğer konsantrasyon iki katına çıkarılırsa hız da iki katına çıkar. Orantı sabiti k, hız sabiti

olarak isimlendirilir. Hız eşitliğinin şekli ve k nın değeri deneysel olarak tayin edilir. k nın

sayısal değeri sıcaklığa ve hızın ifade edildiği terimlere bağlıdır.

NO2 derişimi iki katına çıkarılırsa reaksiyon hızı da iki katına çıkar. Eğer reaksiyona giren her

iki maddenin derişimi de aynı anda iki katına çıkarılırsa reaksiyon hızı dört katına çıkar.

NO konsantrasyonu iki katına çıkarsa hız dört katına, H2 konsantrasyonu iki katına çıkarsa hız

iki katına, her ikisi birden iki katına çıkarsa hız sekiz kat artar.

-dc /dt = k. cAk cB

k cc böyle bir hız denklemi yazıldığı zaman bu reaksiyon A ya göre

. mertebedendir.

Toplam mertebe : + + dır.

r = -dCA / dt = k. CAn

n: reaksiyon mertebesi, r: reaksiyon hızı

Tek bir basamakta ve tek etki ile yürüyen tepkimelere elementer ( en basit ) tepkime denir.

8.1.1. Sıfırıncı Mertebeden Reaksiyonlar

r = -dCA / dt = k. CAo = k , Co ‘dan C ‘ye kadar integre edilirse

Co- C dc = k o

t dt C – Co = - kt + sabit

C = Co – kt ; sıfırıncı mertebeden reaksiyonların hızlarının konsantrasyona bağlı olmadığı

görülür.

Co t = 0 iken ki konsantrasyon,

C t = t zamanı sonunda geri kalan konsantrasyon,

Co – C = reaksiyona giren konsantrasyon dur.

k bir sabittir ve deneysel olarak tayin edilir. Reaksiyon başlangıcından itibaren t zamanlarında

maddenin konsantrasyonları ölçülür ve t ye karşı grafiği çizilirse eğim k yı verir.

8.1.2. Birinci Mertebeden Reaksiyonlar

r = -dC / dt = k. C1 = k , Co ‘dan C ‘ye ve t=0 dan t ye kadar integre edilirse

Co- C dc / c = k o

t dt lnc –lnco = - kt ln(c/co) = - kt c/co = e-kt

c = co e-kt

8.1.3 Yarılanma Süresi:

Konsantrasyonun başlangıç konsantrasyonun yarısına inmesi için geçen zamandır ve t1/2 ile

gösterilir.

C= Co / 2 iken t = t1/2

I . mertebeden reaksiyon için

k = 2.303 / t log.( Co / C ) = 2.303 / t1/2 log. ( Co / Co/2 ) = 2.303 / t1/2 log.2 = 0.693 / t1/2

t1/2 = 0.693 / k

I . mertebeden reaksiyon için reaksiyonun yarılanma ömrü sabit bir sayının hız sabitine

bölümüdür.

8.1.4 İkinci Mertebeden Reaksiyonlar

Reaksiyon hızı dönüşen madde konsantrasyonun ikinci kuvveti ile doğru orantılı ise

reaksiyonun derecesi ikidir.

-dC / dt = k. C2 = k.CA CB

a) Başlangıç konsantrasyonları eşit ise ; CA = CB = C

-dC / dt = k. C2 , Co ‘dan C ‘ye ve t=0 dan t ye kadar integre edilirse;

1 / C = 1 / Co + k.t

bunun grafiğini çizersek;

tg = k

Yarılanma ömrü; t1/2 = 1 / Co .k

II. mertebeden reaksiyonlar için tepkimelerin yarılanma ömrü başlangıç konsantrasyonuna

bağlıdır.

b) Başlangıç konsantrasyonları eşit değil ise;

-dC / dt = k CA CB dx / dt = k. (a – x )( b – x ) 0’dan x’e ve 0’dan t’ye kadar

integre edilirse;

k = 1 / t(a - b) ln b(a – x ) / a(b – x )

8.1.5 n. Mertebeden Reaksiyonlar

-dC / dt = k. Cn

1 / Cn-1 = 1 / Co n-1 + k.t.( n –1 )

n. mertebeden reaksiyonlar için yarılanma ömrü;

t1/2 = 2n-1 – 1 / (n – 1) Co n-1 .k

8.2 Tepkime Hızlarının Çarpışma Kuramı

Reaksiyonun hızı belirli bir zaman aralığında oluşan çarpışmaların sayısı ile orantılıdır. Her

A2 ve B2 çarpışması reaksiyon vermez. Etkin çarpışma denen, tepkime veren çarpışmaların

sayısı genellikle A2 ve B2 molekülleri arasındaki toplam çarpışmaların çok küçük bir kesri

kadardır. Bunun iki nedeni vardır :

a) a) Moleküllerin uygun olmayan şekilde yönlenmeleri,

b) b) Moleküllerin çok yavaş çarpışması; bir molekülün elektron bulutu negatif yüklüdür.

Yavaş hareket eden iki molekül birbirlerine çok yaklaşırlar ve bu moleküllerin elektron

bulutlarının birbirlerini itmesi nedeniyle geri dönerler. Buna karşılık daha hızlı hareket

eden moleküllerin çarpışmaları bu itme tarafından önlenemez. Etkin bir çarpışma için

çarpışan moleküllerin toplam enerjisi minimum bir değere eşit veya daha büyük olmalıdır.

Sıcaklığın tepkime hızlarına etkisi bu görüşü kuvvetlendirmektedir. Sıcaklık yükseldiğinde

hemen hemen bütün kimyasal reaksiyonların hızları artar. Bu etki endotermik reaksiyonlarda

olduğu gibi ekzotermik reaksiyonlarda da gözlenir.

8.3 Aktif Kompleks Teorisi

Etkin bir çarpışma için gerekli olan enerji geçiş hal kuramı ile biraz farklı şekilde açıklanır.

Aktif Kompleks

Aktif kompleks izole edilemez, yalnızca bir an için var olan atomların kararsız bir

düzenlenmesinden ibarettir. Buna geçiş hali denir. yüksek potansiyel enerjili bir haldir.

Aktivasyon enerjisi; reaksiyona giren maddeler ile ürünler arsında bir potansiyel enerji

engelidir. Etkin bir çarpışmada hızlı hareket eden A2 ve B2 moleküllerinin kinetik enerjilerinin

bir kısmı yüksek enerjili bir aktif kompleks oluşumu için gerekli olan aktifleşme enerjisi için

harcanır.

BÖLÜM 9 KİMYASAL DENGE

Yukarıdaki kuramsal tersinir bir reaksiyon düşünelim. Bu eşitliğe göre A2 ve B2

karışımlarından AB elde edildiği gibi saf bir AB bileşiği de A2 ve B2 vermek üzere

bozunabilir.

A2 ve B2 karışımlarının bir reaksiyon kabına yerleştirildiğini düşünelim. Uygun tepkime

koşullarında A2 ve B2 , AB ürününü vermek üzere reaksiyona girer ve derişimleri zamanla

azalır. Reaksiyon süresince A2 ve B2 konsantrasyonları azaldığı için ileriye doğru olan

reaksiyon hızı da azalır.

Deney,in başlangıcında AB bulunmadığı için geriye doğru olan tepkime (ters tepkime)

oluşamaz. Ancak, ileriye doğru olan tepkime ile biraz AB oluşunca geriye doğru olan tepkime

başlar. Geriye doğru olan reaksiyon önce yavaş olup (AB’ nin konsantrasyonu düşük

olduğundan) zamanla hızlanır. Zaman ilerledikçe, ileriye olan reaksiyon hızının azalması ve

buna karşılık geriye doğru olan reaksiyon hızının artması , hızlar birbirine eşit oluncaya kadar

devam eder.

Dengede, reaksiyonda yer alan tüm maddelerin konsantrasyonları sabittir. Yani;

AB’nin oluşma hızı = AB’nin bozunma hızı

AB’nin konsantrasyonunda değişme olmaz.

A2 ve B2 nin ürüne dönüşme hızı = A2 ve B2 nin tekrar oluşma hızı

A2 ve B2 nin konsantrasyonunda da değişme olmaz.

Burada tüm etkenlerin durdurulması ile değil ileriye ve geriye doğru olan tepkime hızlarının

eşit olması nedeniyle konsantrasyonların sabit olduğuna dikkat edilmelidir.

hızf = kf A2 B2, hızr = kr AB2

Dengede, hızf = hızr

kf A2 B2 = kr AB2

Buraya kadar yaptığımız işlemlerde, ileri ve geri reaksiyonların tek basamakta yürüyen

mekanizmalar olduğunu kabul ettik. Birden fazla basamak içeren mekanizmalarla oluşan

reaksiyonlar için de kimyasal denge kanunu geçerlidir. Bunu açıklamak için bir örnek

yapalım.

Ancak bu yukarıdaki reaksiyonun iki basamak içeren bir mekanizma ile oluştuğu

sanılmaktadır.

Sonuç : K = K1K2 dır.

9.1 Denge Sabitleri

Denge sabiti K’nın sayısal değeri belirli sıcaklıkta deneysel olarak tayin edilmelidir. Denge

sabitinin sayısal değerinin büyüklüğü denge konumunu belirleyen önemli bir kanıttır.

Örneğin;

Yukarıdaki K değeri çok büyük; bunu şöyle yorumlayabiliriz.

9.2 Heterojen Dengeler

İki yada daha fazla fazda bulunan maddeler arasındaki dengelere heterojen dengeler denir.

Sabit sıcaklık ve basınçta saf katı ve saf sıvıların derişimleri sabittir. Bu nedenle herhangi bir

heterojen dengede, tepkime sisteminde yer alan saf katı yada saf sıvıların derişim dengeleri K

değerine katılır ve bu maddelerin derişim terimleri denge sabiti ifadesinde gözükmez.

Belirli bir sıcaklıkta katı karışımın üzerindeki CO2 gazının denge derişimi sabittir.

9.3 Basınçlar Cinsinden İfade edilen Denge Sabitleri

Bir gazın kısmi basıncı o gazın derişiminin bir ölçüsü olduğundan gazları içeren tepkimelere

ait denge sabitleri, tepkimede yer alan gazların kısmi basınçları cinsinden ifade edilebilir. Bu

tür denge sabitleri Kp ile gösterilir.

Bu tepkimeye ilişkin Kp ile derişimler cinsinden yazılan denge sabiti arasında bir ilişki vardır.

Gazların ideal davrandığını, diğer bir deyişle ideal gaz yasasına uyduklarını varsayarsak :

PV = nRT ise P = (n/V) RT

n / V = konsantrasyon olduğundan , A gazı için PA = A RT

( PA)a = A a (RT)a

yazılabilir. Bu şekilde, reaksiyon sisteminde yer alan diğer gazlar içinde yazılan benzer

eşitlikler Kp ifadesinde yerine yazılırsa ;

9.4 Dengeyi Etkileyen Faktörler

Denge halindeki bir reaksiyon, dışarıdan bir etki olmadıkça konumunu korur. Bu etki

konsantrasyon, sıcaklık ve basınç olabilir. Bu etkilerin herhangi biri söz konusu olursa

dengedeki sistemin nasıl hareket edeceğini ‘ Le Chatelier’ etkisi sayesinde tahmin edebiliriz.

Le Chatelier İlkesi: Dengedeki bir sisteme bir etki yapılınca sistem o şekilde hareket eder ki o

etki azalsın veya yok olsun. Yalnız katalizör özel bir durum gösterir. Dengedeki bir sisteme

katalizörün etkisi yoktur. Daha doğrusu katalizörün etkisi sadece dengeye çabuk ulaşılmasını

sağlar. Denge konumu ise katalizör tarafından değiştirilemez.

9.4.1 Sıcaklık Etkisi

Kimyasal reaksiyonlar, ekzotermik (H, eksi değer ) ve endotermik (H, artı değer ) olarak

ikiye ayrılır.

Yukarıdaki reaksiyonun geriye gitmesi için ısı verilmelidir. Denge halindeki bu sistem

soğutulursa NH3 oluşumu artar. Çünkü, bu dışarıya ısı verir ve soğutma etkisini yok etmek

için çalışır.

Sıcaklık değiştirildiği zaman, denge sabitinin sayısal değeri de değişir. Sıcaklık artıkça denge

sabitinin sayısal değeri de artar.

9.4.2 Konsantrasyon Etkisi

Girenlerin konsantrasyonu artırılırsa denge NH3 oluşumuna doğru kayar. Çünkü,

konsantrasyon fazlalılığı etkisini yok edici yönde gelişir.

9.4.3 Basıncın Etkisi

Doğal olarak dört gaz molekülünün oluşturacağı basınç, sabit hacimde iki gaz molekülünün

oluşturacağı basınçtan büyük olur. Bu nedenle, bu denge karışımının basıncı artırılırsa denge

sağa kayar. Daha az basıncın olduğu yöne kayar ki basınç etkisini yok etsin. n = 0 olan

reaksiyonlarda basınç değişimleri denge üzerinde etkisizdir.

BÖLÜM 10 ASİTLER ve BAZLAR

Günümüzde,dört değişik asit-baz kavramı kullanılır ve duruma en uygun olan kavram

kimyacı tarafından seçilir.

Sulu çözeltilerinde turnusol kağıdını kırmızıya dönüştüren, bazları nötrleştiren ve tatları ekşi

olan maddelere asit denir. Sulu çözeltilerinin tadı acı olan, turnusol kağıdını maviye

dönüştüren, asitleri nötrleştiren maddelere baz denir.

Asitler, bazlar ve tuzlar 1834’te Faraday tarafından elektrolitler olarak adlandırıldı. 1838’te

Justus Von Liebit, asitlerin metallerle yer değiştirebilen hidrojen içeren bileşikler olduğunu

önerdi. 1884’te suyun iyonlarına ayrıştırıcı bir çözgen olduğu önerildi. Sulu ortamdaki H+

(aq) özelliği bilinmiyordu.

Günümüzde, sulu çözeltide iyonlaşarak hidronyum iyonu, H+ (aq), oluşturan maddelere asit,

sulu çözeltide iyonlaşarak hidroksit iyonu, OH- (aq), oluşturan maddelere baz denir.

Herhangi bir kuvvetli asidin seyreltik çözeltisi, kuvvetli bir bazın seyreltik çözeltisi ile

nötralleştirildiğinde, nötrleşme entalpisi sabittir. Zayıf bir asidin anyonu ve zayıf bir bazın

katyonundan az çözünen bir tuz oluşursa tepkime entalpisi farklı olur. Çünkü, burada toplam

entalpi, nötralleşme yanında, zayıf asit ve bazın iyonlaşması ve az çözünen tuzun çökmesi ile

ilgili ısı değişmelerini kapsar.

Arrehenius asitlerinin ortak özelliği H+ (aq) iyonunun özelliğidir. Kimyasal özellikler,

asitlerin aktif metallerle ve bikarbonat iyonu ile vermiş olduğu reaksiyonlardır.

Arrehenius bazlarının özelliği ise;

Çoğu metal oksitleri, su ile tepkimeye girerek asitleri oluşturur. Bu ametal oksitlere asidik

oksitler veya asit anhidritler denir.

Bazı metal oksitleri ise suda çözünerek hidroksitleri oluşturur. Bunlara bazik oksitler de denir.

Asit oksitler ve bazik oksitler susuz ortamda reaksiyona girerek tuzları oluştururlar.

Arrehenius kavramı sadece su ve sulu çözeltiler içindir ve sınırlıdır. Sonraları daha genel ve

susuz ortamdaki tepkimelerede uygulanabilen kavramlar geliştirilmiştir. Arrehenius-su

kavramı başka sistemlere de uygulanabilir. Asit çözücüye özgü katyonu veren, baz çözücüye

özgü anyonu oluşturan maddedir. Böylece çözücü sisteminin asidi ile bazı reaksiyona

girdiğinde oluşan ürünlerin bir tanesi çözücünün kendisidir.

Çözücü Asidik iyon Bazik iyon Tipik asit Tipik baz

H2O

H3O+(aq),

(H+.H2O)

OH-

HCl

NaOH

NH3

NH4+

(H+. NH3)

NH2- NH4Cl Na NH2

NH2OH

NH3OH+

(H+.NH2OH)

NHOH- NH2OH. HCl

(NH3OH+.Cl-

K(NHOH)

SO2

SO2+2 SO3

-2 SOCl2 Cs2SO3

N2O4

NO+ NO3- NOCl AgNO2

COCl2

COCl+ Cl- (COCl)AlCl4 CaCl2

Sıvıların elektriksel iletkenliği, kendi kendine iyonlaşmalarından ileri gelir.

Asit-baz reaksiyonlarını incelemek için indikatörler kullanılır. Fenolftalein, sıvı amonyak

çözeltisinde, potasyum amid (KNH2) ilavesiyle kırmızı renklidir.

Amid iyonunun reaksiyonları hidroksil iyonunun reaksiyonlarına benzer.

10.1 Brönsted-Lowry Asit Baz Kavramı

1923’de Johannes Brönsted ve Thomas Lowry birbirlerinden bağımsız olarak geniş kapsamlı

asit-baz kavramı önerdiler. Buna göre, proton veren maddelere asit, proton kabul eden

maddelere baz denir. Bu tanıma göre, asit-baz reaksiyonunda asitten baza bir proton aktarılır.

Buna göre,

Bu teoriye göre asitler ve bazlar molekül yada iyon olabilirler. Bir protonun alınması veya

verilmesi ile birbirine dönüşebilen bu gibi asit-baz çiftlerine konjuge asit-baz çifti denir.

NH4+, NH3’ün konjuge asidi, NH3 ise NH4

+ asidinin konjuge bazıdır. Bazı tepkimelerde asit,

bazı tepkimelerde ise baz olarak görev yapabilen birçok molekül ve iyon bulunmaktadır; bu

gibi maddelere amfiprotik maddeler denir. Örneğin, amonyakla su tepkimesinde; su asit

görevinde, asetik asit olan tepkimede ise su bir bazdır.

Brönsted kavramına göre, asitlerin kuvvetliliği proton verme yatkınlığına, bazların

kuvvetliliği ise proton alma yatkınlığına bağlıdır.

Asit ne kadar kuvvetli ise bazı o kadar zayıftır. Baz ne kadar kuvvetli ise konjuge asiti o kadar

zayıftır.

Asit – baz tepkimesinde; denge daha zayıf olan asidin ve daha zayıf olan bazın oluşması

lehinedir.

Brönsted kavramı Arrhenius kavramının genişletilmiş şeklidir. Kuvvetli asitler; örneğin HCl

kuvvetli elektrolit gibi davranırlar. Yani, bu asitler suda hemen hemen % 100 oranında

iyonlaşarak H3O+derişimi düşüktür. Brönsted kavramı, Arrhenius ‘a göre çok geniştir ve sade

OH- iyonu Brönsted bazı olarak Arrhenius kavramına girer. Arrhenius Kavramına göre

kuvvetli bazlar suda tamanen iyonlaşırlar ve OH- iyonu gibi derişiminin yüksek olduğu

çözeltiler oluştururlar. Aslında NaOH gibi bileşikler saf halde de iyonik olup NaOH

molekülleri yoktur.

10.2 Hidroliz

Bir iyonun, H3O+ veya OH- iyonu oluşturmak üzere su ile verdiği reaksiyona hidroliz denir.

Suda baz gibi davranabilen anyonlar hidroliz tepkimesini temsil ederler.

Bir anyonun hangi oranda hidrolize gireceği anyonun bazlık kuvvetine bağlıdır ve çözeltideki

OH- iyonu ile anyonun bağıl derişimleri hidrolizin ne oranda gerçekleştiğinin bir

göstergesidir. Yüksek oranda hidroliz olan anyonlar, konjuge asitleri zayıf olan kuvvetli

bazlardır.

Bazı anyonlar, mesala Cl- hiç hidrolize giremez. Zayıf baz olduğu için sudan proton alamaz.

Konjuge asitler, H3O+ dan daha kuvvetli olan anyonlar suda hidroliz tepkimesi vermezler.

Asetatın hidrolizi:

Hidrojen içeren bazı katyonlar, hidroliz tepkimesine girerek H3O+ oluştururlar.

10.3 10.3 Asitlik Kuvveti ve Molekül Yapısı

Asitler kovalent hidrürler ve oksiasitler olmak üzere iki ana sınıfa ayrılır.

10.3.1 Hidrürler

Hidrojenin başka elementle yaptığı kovalent bileşiklere hidrür denir. Örneğin, H2S, HCl, gibi.

Bir elementin hidrürünün asitlik kuvvetini başlıca iki faktör etkiler; elementin

elektronegatifliği ve atom büyüklüğüdür.

Aynı periyotta bulunan elementlerin hidrürleri için asitlik kuvveti soldan sağa doğru

artar. Aynı elektronegatiflik kuvvetinin artışı gibidir. Elektronegatifliği yüksek olan

elementler, elektronları hidrojenden kendine doğru çektiği için hidrojen proton şeklinde

kolaylıkla açığa çıkar. İkinci periyotta bulunan azot, oksijen ve florün elektronegatiflikleri

şöyledir;

N < O < F

Hidrürlerinin asitlik kuvveti;

NH3 < H2O < HF

Üçüncü periyotta bulunan ; fosfor, kükürt ve klorün elektronegatifliği şöyle

değişmektedir.

P < S < Cl

Asitlik kuvveti ise ,

PH3 < H2S < HCl

Aynı grupta bulunan elementlerin hidrürlerinde asitlik kuvveti, merkez atomun

büyüklüğü artıkça artar. VI A ve VII A grubu elementi hidrürlerinde asitlik kuvveti ;

H2O < H2S < H2Se < H2Te

HF < HCl < HBr < HI

H2O ve HF en zayıf asit ve elektronegatif, o halde merkez atom büyüklüğü önemlidir. Atom

büyüklüğünün etkisi, elektronegatiflik etkisini bastırır. Çünkü, merkez atomu büyük olan bir

hidrürün proton vermesi, merkez atomu küçük olan hidrürün proton vermesinden daha

kolaydır. Aynı periyotta bulunan elementlerin hidrürlerinde merkez atomun boyutlarındaki

farklar ihmal edilebilir. Halbuki aynı grupta bulunan atomların hidrürleri karşılaştırıldığında

merkez atom büyüklüğü önemlidir. Florün atom yarıçapı 71pm, iyodun yarıçapı 133 pm dir.

HF zayıf asit, HI ise kuvvetli asittir.

10.3.2 Oksiasitler

H-O-Z

Oksijene bağlı hidrojen asit karakterlidir. Asitlik kuvveti Z atomunun elektronegatifliğine

bağlıdır. Z atomu, düşük elektronegatifliğe sahip bir metal ise baz, Z atomu, yüksek

elektronegatifliğe sahip bir metal ise asit özellik gösterir.

Elektronegatiflik sırası I < Br < Cl olan atomların oksi asitlerinin asitlik kuvveti şöyledir;

HOI < HOBr < HOCl

Z atomuna bağlı olan oksijenlerin sayısı ne kadar çok ise, asit o kadar kuvvetlidir.

Asitlik artikça merkez atomun formal yüküde artar.

Fosfor içeren oksiasitlerin hepsi zayıf asit olup, asitlik kuvveti hemen hemen aynıdır.

(HO)mZOn genel formülüne sahip olan asitlerin kuvvetlikleri n değeri ile ilşikilendirilebilir.

n = 0 ise asit çok zayıf bir asittir. HOCl, (HO)3B

n = 1 ise asit zayıf bir asittir. HOClO, HNO2 , (HO)2SO2 , (HO)3PO

n = 2 ise asit kuvvetli bir asittir. HOClO2, HONO2 , H2SO4 ,

n = 3 ise asit çok kuvvetli bir asittir. HOClO3, HOIO3,

Elektron çekici grupların etkisi, organik asitlerde de görülür.

10.4 Lewis Kuramı

Brösted, kuramında bir baz bir protonu çekebilen ve tutabilen paylaşılmamış elektron çiftine

sahip bir molekül yada iyondur. Asit ise proton sağlayabilen maddedir. Eğer bir molekül yada

bir iyon, bir elektron çiftini bir proton ile ortaklaşa kullanabiliyorsa, aynı işi diğer maddelerle

de yapabilir.

Gilbert N. Lewis 1923 – 1938 yıllarında asit- baz olayını protondan bağımsız geliştirmiştir.

Lewis bazı; ise sahip olduğu paylaşılmamış elektron çifti ile bir atom, molekül yada iyon ile

kovalent bağ oluşturabilen bir maddedir. Lewis asidi; bir bazdan elektron çiftini kabul ederek

kovalent bir bağ oluşturabilen bir maddedir.

Brösted, kuramına göre baz olan maddeler, Lewis kuramına göre de bazdır. Ancak, Lewis asit

tanımı, çok sayıda maddeyi kapsar. Lewis asidinde bazın elektron çiftini kabul edebilecek boş

bir orbitalin bulunması gerekir.

Lewis asitleri, oktetleri tamamlanmamış olan atom yada molekülleri kapsar. Yani, değerlik

kabuğunda elektron eksiği olan ve koordinasyon sayısını artırabilen merkez atom içeren

bileşikler Lewis asidi olarak davranır.

Alüminyum klorür dimer şeklinde bulunur. Alüminyum atomunun oktetini tamamlamak için

de klor elektronunu verir.

Değerlik kabuğunu genişletebilen merkez atomlarıa sahip olan bileşikler, bu genişlemenin

oluştuğu tepkimelerde Lewis asitleridir. Merkez atomlarında bir veya daha çok sayıda çoklu

bağı olan SO2 , SO3 ve CO2 gibi moleküller de Lewis asididir.

Maden filizindeki silikayı (SiO2) silikat (SiO3) olarak uzaklaştırabiliriz. Cam, seramik ve

çimento yapımında kullanılan yöntemdir. Lewis asidinde dikkati protonda toplayan Arrhenius

ve Brönsted çiftleri Lewis terimleriyle yorumlanabilir.

Primer Lewis asidi olan protonu sağladığından Brönsted asidine sekonder Lewis asidi

denilmektedir. Brönsted asidi, Lewis asidinin (proton) daha önceden bir bazla birleşmiş

olduğu bir kompleks bileşik olarak yorumlanır. Bu tepkimeye bu bazın, daha kuvvetli olan

diğer bir bazla yer değiştirme tepkimesi olarak bakılır.

Tüm Brönsted asit-baz tepkimeleri, Lewis bazı yer değiştirme tepkimeleridir.

Lewis Bazları; bütün anyonlar Lewis bazıdır. Su, alkol, eter gibi ortaklanmamış elektron çifti

bulunduran moleküller Lewis bazıdır. Metaller, koordine kovalent bağ yapan alkin, alken,

Lewis bazıdır. Baz çekirdeğe elektron çifti verdiğinden, buna yunancada çekirdek seven

anlamına geldiğinden nükleofil adı verilir. Bazların yer değiştirme reaksiyonları, nükleofilik

yer değiştirme reaksiyonlarıdır. Lewis asitleri, bir bazla olan reaksiyonlarında elektron çifti

aldıklarından elektrofil denir ve reaksiyonları da elektrofiliktir.

Ödev: NH4Cl, NaNH2 ile sıvı NH3 te NaCl ve NH3 oluşturacak şekilde tepkimeye girer.

Brönsted, Lewis ve çözgen sistemlerine göre asit-baz kavramı açıklayınız.

10.5 Lux-Flood Asit – Baz Teorisi

1939’da Lux, 1947 de Flood, bir teori ileri sürdüler. Buna, göre asitler oksit iyonu olan

maddelerdir. Bazlar ise oksit iyonu veren maddelerdir.

10.6 10.6 Asitlik Kuvveti

Ayrışma sabiti büyük olan asit ve bazlara kuvvetli, küçük olan asit ve bazlar ise zayıf olarak

bilinir.

Suda tamamen iyonlaşabilen asitlere ( HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4 ) kuvvetli asit, tamamen

iyonlaşamayan (HNO2, CH3COOH, HCN, H3PO4 ) asitlere zayıf asit denir.

Kuvvetli bazlar sulu çözeltisinde tümüyle iyonlarına ayrışabilen alkali ve toprak alkali

metallerin hidroksitleridir.

10.7 10.7 Suyun İyonlaşması, pH ve POH

PH tanımı: Bir çözelti ortamının pH’ı çözelti ortamında bulunan H+ iyonu molar derişiminin

on tabanına göre negatif logaritmasıdır.

Örnek: pH = 5.643 olan çözeltinin C nun molar derişimi nedir ?

Cevap : 2.2810-6 iyon.g. / litre

POH tanımı: Çözelti ortamında bulunan OH- iyonu molar derişiminin on tabanına göre

negatif logaritmasıdır.

10.8 10.8 Zayıf Asit ve Zayıf Bazların İyonizasyonu

Zayıf asit

Örnek: 0.05 M CH3COONa çözeltisinin pH’ı nedir ? Benzoik asit için Ka = 6.3710-5

Cevap : pH = 8.45

Ödev: 0.01 M sodyum asetat çözeltisinin 20oC da;

a) Hidroliz sabitini hesaplayınız. (Kb = Ksu/ Ka = 5.510-5)

b) Hidroliz derecesini hesaplayınız. (Kb =x2/ (1-x).(1/c) =x2.0.01/ (1-x) = 5.510-5 ise

x= % o.0235

c) Hidrojen iyonu derişimini hesaplayınız. ( 4.26610-9 iyon .g. /lt)

d) pH ını hesaplayınız. (Ka = 1.8210-5) ( pH = 8.37

Zayıf Baz:

Ödev: 0.01 M pridin çözeltisinin pOH’ı nedir ? Kb = 1.610-9 ( OH derişimi= 5.4)

10.9 10.9 Poli Asitlerin İyonlaşma Basamakları

10.10 Kuvvetli Asit ve Zayıf Bazdan Oluşan Tuzların Hidrolizi

Ödev: 0.2 M NH4Cl çözeltisinin pH değeri nedir? (NH3 için Kb = 1.85. 10-5)

Cevap: pH = 5

10.11 Zayıf Asit ve Zayıf Baz Tuzunun Hidrolizi

Ödev: 0.02 M NH4COOCH3 pH = ? (Ka = 1.85.10-5, Ka = 1.85.10-5) ( Cevap: PH = 7)

10.12 İndikatörler

Bir çözeltide hidrojen iyonlarının derişimine göre belirli bir renk oluşturan zayıf asit ve zayıf

baz özelliğindeki organik boyar maddelere indikatör denir. Organik boyar maddelerin

indikatör olarak kullanılabilmesi için renk değişiminin dar bir pH alanında olması gereklidir.

Asit ve baz olarak ikiye ayrılırlar. Herhangi bir çözeltinin pH’ının yaklaşık olarak

bulunmasında kullanılır.

10.13 Tampon Çözeltiler

Dışarıdan hidrojen veya hidroksil iyonu katıldığı halde çözelti ortamının pH’ında önemli bir

değişme yoksa böyle çözeltilere tampon çözelti denir. Su ile seyreltiklerinde de pH’ını

korurlar. Zayıf asit ve bu zayıf asidin tuzu bir tampon sistemi oluşturur.

Ödev: 0.6 molar satik asit ile 0.3 molar sodyum asetat içeren bir tampon çözeltinin pH’ı

nedir? Bir litre tampon çözeltiye 0.1 mol HCl katılırsa pH ne olur?

KAYNAKLAR

1. 1. Ralp H. PETRUCCI, General Chemistry Principles and Modern Applications.

Fifth Edition. 1989

2. 2. Raymonel CHANG, Chemistry, Third Edition. McGraw-Hill Inc. 1989

3. 3. C. E. MORTIMER, Chemistry, D. Van Nostrand Co., New York, 1967

4. 4. A. Bahattin SOYDAN, A. S. SARAÇ, Genel Üniversite Kimyası ve Modern

Uygulamaları, 1994

5. 5. H. Carole, A. McQuarrie Donald, A. R. McQuarrie Peter, General Chemistry,

Third Edition. 1991

İNDEKS A

Açık sistem, 40 Açısal momentum, 40

Adezyon kuvvetleri, 3

Aktif kompleks, 48

Aktinitler, 6, 7

Aktivasyon Enerjisi, 48

Alaşım, 36

Alkali metaller, 6, 7

Amfiprotik madde, 55

Amontos yasası, 28

Anyon, 8,13

Apolar kovalent bağ, 13

Asit, 55

Atom kütlesi, 54

Atom numarası, 5

Atom simgesi, 5

Atom yarıçapı, 5

Atomik kütle birimi, 5

Avogadro yasası, 28

B

Bağ derecesi, 12

Bağ grup elementleri, 8

Bağ sayısı, 15

Bağ uzunluğu, 12

Bağlayıcı elektron, 12

Barometre, 25

Basınç, 25

Basit gaz yasaları, 27

Baş kuantum sayısı, 3

Baz, 54, 55

Birleşen hacimler yasası, 30

Bohr atom teorisi, 3

Boltzman sabiti, 29

Boyle yasası, 27

Buhar basıncı, 34

Buhar basıncı eğrisi, 34

Buharlaşma, 33

Buharlaşma entalpisi, 33

C

Charles yasası, 27

Ç

Çevre, 40

Çözelti, 36

Çözücü, 36

Çözünen, 36

Çözünme ısısı, 37

Çözünürlük, 36

D

Dalton atom teorisi, 2

Dalton kısmi basınçlar yasası, 30

Değerlik bağ yöntemi, 11, 23

Değerlik elektronları, 3, 10, 15

Deneysel formül, 9

Denge sabiti, 50, 51

Derişik çözelti, 36

Dipol-dipol kuvvetleri, 24

Diyamagnetik, 4

Donma, 35

Donma noktası, 35

E

Ekzotermik tepkime, 42

Elektrofil, 59

Elektrolit, 39, 54

Elektron çifti geometrisi, 19

Elektron dağılımı, 4

Elektronegatiflik, 13

Elementer tepkime, 45

Empirik formül, 8

Endotermik tepkime, 42

Enerji, 40

Entalpi, 40

Erime, 35

Erime entalpisi, 35

Erime noktası, 35

F

Faz diyagramı, 35

Ferromagnetik, 4

Formal yük, 15

G

Gay Lussac, 27, 30

Gaz basıncı, 25

Gaz yoğunluğu, 29

Geçiş elementleri, 8

Genel gaz denklemi, 29

Gerçek gazlar, 31

Grahham difüzyon yasası, 31

Grup numarası, 15

H

Halojenler, 6, 7

Henrri yasası, 37

Hess yasası, 41

Heterojen denge, 51

Hidrasyon ısısı, 37

Hidratlaşma, 37

Hidroliz, 56

Hidrostatik basınç, 26

Hidrür, 57

Hunt kuralı, 4

I Isı, 41

Isı kapasitesi, 41

Isı kapsamı, 40

Islatma maddeleri, 33

İ

İç enerji, 40

İç geçiş elementleri, 8

İdeal çözelti, 36

İdeal gaz, 29

İdeal gaz denklemi, 28

İdeal gaz sabiti, 28

İdeal gaz yasası, 28

İndikatör, 62

İş, 40

İyon, 5

İyonik bağlar, 10

İyonlaşma enerjisi, 8

İzoelektronik maddeler, 14

K

Kaba formül, 8

Kalori, 41

Kapalı sistem, 40

Katılar, 34

Katyon, 13

Kelvin sıcaklığı, 27

Kırağılaşma, 35

Kimyasal bağ, 10

Kimyasal kinetik, 44

Kinetik enerji, 40

Kinetik kuram, 30

Kohezyon kuvvetleri, 33

Konjuge asit-baz, 30

Konsantrasyon, 38

Koordinasyon bağı, 13

Kovalent bağ, 10

Kristal enerji, 14

Kritik sıcaklık, 32

Kuantum sayısı, 3

Kütlenin korunumu kanunu, 2

L Lantanitler, 6, 7

Le-Chatélier ilkesi, 53

Lewis asidi, 58, 59

Lewis bazı, 58, 59

Lewis kuramı, 10

Lewis simgesi, 10

Lewis yapısı, 10, 11

London kuvvetleri, 24

M

Magnetik kuantum sayısı, 3

Manometre, 27

Melez orbital, 23

Membran, 39

Mertebe, 45

Metalik katı, 35

Mol hacmi, 6

Molalite, 38

Molarite, 38

Molekül, 10

Molekül formülü, 9

Molekül geometrisi, 19

Moleküller arası çekim kuvveti, 10

Mutlak sıcaklık, 27

N Normalite, 38

Nükleofil, 59

O

Oksi asit, 57

Oktet, 10, 17, 18

Orbital, 3

Ortaklanmamış elektron çifti, 12

Osmatik basınç, 39

Ö

Örgü enerjisi, 14

Özgül ısı, 41

P

Paramagnetik, 4

Pauli dışlama ilkesi, 4

Periyodik çizelge, 6, 7

pH, 60

pOH, 61

Plank eşitliği, 3

Plank sabiti, 3

Polar kovalent bağ, 13

R

Rault yasası, 38

Reaksiyon hızı, 44

Rutherford atom teorisi, 2

S

Seyreltik çözelti, 36

Sıvılar, 33, 34

Sistem, 40

Solvatasyon ısısı, 37

Soy gazlar, 6, 7

Spin kuantum sayısı, 3

Standart oluşum entalpisi, 42

Stok çözelti, 38

Süblimleşme, 35

T

Tampon çözelti, 62

Tepkime ısısı, 41

Termodinamiğin 1 inci yasası, 40

Termokimya, 40

Ters osmos, 39

Thompson atom teorisi, 2

Torr, 25, 26

U Uçucu olmayan sıvılar, 34

V Van der Waals denklemi, 32

Van der Waals kuvvetleri, 24

Viskozite, 33

VSEPR, 19, 22

Y Yalıtılmış sistem, 40

Yanma entalpisi, 42

Yanma ısısı, 42

Yapı formülü, 8

Yarılanma süresi, 46

Yükseltgenme basamağı, 6