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
Top Related