GENEL KİMYA

04.01.2012
Elektromagnetik Radyasyon (Işıma)

GENEL KİMYA
Elektromagnetik radyasyon, elektriksel ve
magnetik alanların birbirine dik yönde
yayılması ile meydana gelir.
2
Elektromagnetik Radyasyon (Işıma)


Elektromagnetik Radyasyon (Işıma)
Elektromagnetik radyasyon, uzayda dalga
hareketi ile ilerler.
Bir dalga üç özelliği ile tanımlanır:
Dalgaboyu-l (lamda): Art arda gelen iki dalga
üzerindeki iki benzer nokta arasındaki
uzaklıktır.
 Genlik
(a): Bir dalgada, maksimumun
yüksekliği veya minimumun derinliğidir.
a
dalga boyu
3
4
1
04.01.2012
Elektromagnetik Radyasyon (Işıma)

Elektromagnetik Radyasyon (Işıma)
Radyasyon Frekansı-n(nü): Belli bir
noktadan, birim zamanda (genellikle 1
saniyede) geçen dalga sayısıdır.



Elektromagnetik radyasyon, boşlukta
2,9979 x 108 m/s lik sabit bir hızla yayılır.
Bu değere ışık hızı denir ve c harfi ile
simgelenir.
Işık hızı, dalga boyu ve frekans arasında
aşağıdaki bağıntı vardır.
c  ln
5
6
ELECTROMAGNETİK SPEKTRUM
Elektromagnetik Radyasyon Türleri
n
 g-Işınları
 X-Işınları
(mor ötesi) ışınları (UV)
 Görünür Işık (beyaz Işık)
 Infrared (kırmızı ötesi) Işınları (IR)
 Mikro dalga Işınları
 Radyo-TV dalgaları
Artan frekans
 Ultraviyole
l
7
8
1 nanometre (nm) = 1 x 10 -9 m = 10 Å
2
04.01.2012
Gökkuşağı
Alıştırma Soruları
Bir sodyum buharlı lambadan
yayılan ışığın büyük bir bölümü, 589 nm
dalga boyuna sahiptir. Bu ışığın frekansı
kaç hertz(Hz) yani (s-1) dir?
 Soru: Bir FM radyo istasyonu 91,5
megahertz (MHz) frekansta yayın
yapmaktadır. Bu radyo dalgalarının
dalga boyu kaç metredir?
 Soru:
9
Elektromagnetik Işıma
10
Elektromagnetik Işıma
 Işığın
dalga karakterinde olduğu çok
önceden bilinmekteydi.
 Ayrıca, fotoelektrik olayından sonra,
dalga özelliğine ilaveten ışığın, tanecik
özelliğine de sahip olduğu tespit edildi.
 Işığı oluşturan taneciklere foton (kuant)
adı verilir.
 Her
bir foton’un enerjisi, E = hn
bağıntısı ile verilir.
 Bu bağıntıya (E = hn) Planck eşitliği
denir.
 Burada h, Planck sabiti olup değeri
h = 6,626 x 10-34 Js dir.
11
12
3
04.01.2012
Elektromagnetik Işıma
Atomik Spektrumlar
 Beyaz
ışık bir prizmadan geçirilip ekran
üzerine düşürüldüğünde, kırmızıdan
mora kadar uzanan kesiksiz bir renk
bandı oluştururlar.
 Ekran üzerindeki farklı renklerden oluşan
bu görünüme “spektrum” denir.
 Beyaz ışığın spektrumu süreklidir.
E  hn
Max Planck
13
Atomik Spektrumlar
14
Atomik Spektrumlar
 Işığın,
prizmadan
geçtikten sonra farklı
renklere ayrılması, farklı
dalga boylu ışınların
değişik derecelerde
kırılmaya uğramasından
kaynaklanmaktadır.
 Çeşitli
atomların buharları ısıtıldığında
veya bir deşarj tüpü içerisinde
bulundurulduğunda, ışın yayarlar.
 Bu ışınların bir prizmadan geçirilerek
ekran üzerine düşürülmesi ile oluşan
spektrumlar, belirli sayıda renkli çizgiler
ve bunların arasında bulunan karanlık
boşluklar taşır.
15
16
4
04.01.2012
Atomik Spektrumlar
Atomik Spektrumlar
 Atomik
spektrumlar, atomların yapısı
hakkında önemli bilgiler verir.
Böyle sürekli olmayan (kesikli)
spektrumlara, atom spektrumu yada
çizgi spektrumu denir.
Her elementin kendine özgü çizgi
spektrumu vardır.
17
Bohr Atom Modeli
18
Bohr Atom Modeli
 Rutherford
atom modelinde, elektronların
çekirdek çevresinde ne şekilde
bulundukları hakkında herhangi bir bilgi
bulunmamaktadır.
 Bir atomdaki elektronların, tıpkı bir
gezegenin güneş etrafındaki yörüngesel
hareketi gibi, hareket halinde oldukları
düşünüldü.
19
 1913
yılında Hollandalı
Fizikçi Niels Bohr klasik
fizik ve kuantum
kuramının ilginç bir
sentezini yaparak
hidrojen atomu için yeni
bir model ileri sürdü.
Niels Bohr
(1885-1962)
20
5
04.01.2012
Bohr Atom Modeli
Bohr Atom Modeli
Bu modelde yer alan görüşler, şu şekilde
özetlenebilir:
1. Elektron, çekirdek etrafında, dairesel
yörüngelerde hareket etmektedir.
2. Elektronun hareket edebildiği
yörüngelerin belli enerji değerleri vardır.
Elektron, bu belli enerjiye sahip
yörüngelerde bulunduğu sürece enerji
yaymaz.
3. Elektron bir üst enerji düzeyinden
(yörüngeden), alt enerji düzeylerine
düştüğünde ışıma şeklinde enerji
yayar. Yayımlanan ışık fotonunun
enerjisi E = hn’dür.
21
Bohr Atom Modeli
Bohr Atom Modeli

 Hidrojen
atomundaki enerji
düzeyleri’nin (yörüngeler) enerjisi,
aşağıda verilen eşitlik ile hesaplanır.
En =
A
n
22
Bohr tarafından önerilen atom modeli,
aşağıdaki şekilde şematize edilebilir.
n=4
Enerji
Düzeyi
n=1
n=2
n=3
n=4
n=5
n=6
n=7
A = 2,179 x 10-18 J
2
n = 1, 2, 3,….
Kabuk
K
L
M
N
O
P
Q
n=3
N
n=2
M
n=1
L
K
e-
n sayısı, kuantum sayısı olarak adlandırılır.
23
24
6
04.01.2012
Bohr Atomu
Bohr Atom Modeli
 Hidrojen
atomunda, yayılan bütün
ışınların frekansları aşağıdaki
eşitlikten hesaplanabilir.
1
1
E  218
. x 1018 J  2  2   4.09 x 1019 J
2 
4
n  3,289 x 1015sn-1
1
ni 2
1
nd2
ni = iç yörünge (düsük enerji düzeyi)
nd = dis yörünge (yüksek enerji düzeyi)
25
Dalga-Tanecik İkiliği

26
Dalga-Tanecik İkiliği
1924 yılında Louis de Broglie, hareket
eden küçük taneciklerin de dalga özelliği
gösterebileceğini ileri sürdü.
 De
Broglie, elektronun tanecik
özelliğinden başka dalga özelliğine de
sahip olduğunu düşündü.
 De Broglie bu düşüncesini, bir elektron
demetini kristal üzerine gönderdiğinde
tıpkı X-ışınlarında olduğu gibi kırınıma
uğraması ile deneysel olarak kanıtladı.
L. de Broglie
(1892-1987)
27
28
7
04.01.2012
Dalga-Tanecik İkiliği
Dalga-Tanecik İkiliği
 Elektronların
dalga özelliğinin keşfi ile,
elektron mikroskobunun yapılabilirliği
gerçekleşti.
 Elektron mikroskobu bilimde devrim
yaptı.
 Günümüzde, modern elektron
mikroskopları sayesinde biyolojik dev
moleküller gerektiği gibi
incelenebilmektedir.
 De
Broglie’ye göre bir elektronun
dalga boyu aşağıdaki eşitlikle ifade
edilir.
l h
mv

h
p
m: elektronun kütlesi
v: elektronun hizi
p: elektronun momentumu
29
Heisenberg’in Belirsizlik İlkesi
30
Heisenberg’in Belirsizlik İlkesi
 Heisenberg’e
göre, elektron gibi çok
küçük taneciklerin yeri ve momentumu
(hızı) aynı anda hassas bir şekilde
belirlenemez.
 Yeri hassas olarak belirlenmeye
çalışıldığında, momentumunda belirsizlik
artar.
 Momentumu
hassas olarak belirlenmeye
çalışıldığında ise yerindeki belirsizlik
artar.
 Bu durum, matematiksel olarak şöyle
ifade edilir.
x.p 
h
4
x : taneciğin yerindeki belirsizlik
p : taneciğin momentumundaki
belirsizlik
h : Planck sabiti
31
32
8
04.01.2012
Bohr Atom Modelindeki Yanlışlıklar
Bohr Atom Modelindeki Yanlışlıklar
 De
Brogli’ye göre, elektron dalga
özelliğine de sahiptir.
 Heisenberg ise elektronun yerinin
hassas bir şekilde belirlenemeyeceğini
ileri sürmektedir.
 Bu görüşlerin ışığında, Bohr atom
modeline yeniden bakıldığında, bu
modelin kısmen yanlış olduğu
görülmektedir.
 De
Broglie ve Heisenberg’in görüşleri
doğru ise (doğruluğu kabul edilmektedir)
atomda elektronların kesin yörüngeler
üzerinde hareket ettiğini söylemek
yanlıştır.
 Yani, elektronun çekirdek etrafında
dairesel yörüngelerde hareket ettiği
görüşü günümüzde geçerli değildir (Bohr
atom modelindeki 1. madde).
33
Dalga Mekaniği Atom Modeli
(Modern Atom Kuramı)

34
Modern Atom Kuramı
Schrödinger Denklemi :
1927 yılında Erwin
Schrödinger, elektronların
dalga özelliğine sahip
olduğu gerçeğinden
hareket ederek, elektron
gibi çok küçük
taneciklerin üç boyutlu
uzaydaki hareketini
tanımlayan bir denklem
ileri sürdü.
 2
 2  2 8m 2


 2  E  V   0
x 2 y 2 z 2
h
Y (psi) : dalga fonksiyonu
E : toplam enerji
x, y, z : uzay koordinatları
V : potansiyel enerji
m : elektronun kütlesi
35
36
9
04.01.2012
Modern Atom Kuramı
Modern Atom Kuramı
 Schrödinger
denkleminin çözümünden,
n, l, ml şeklinde üç kuantum sayısı
bulunur.
 Bu kuantum sayılarının üçünün belli
değerleri, elektronların bulunma
ihtimalinin yüksek olduğu yerlere karşılık
gelir.
 Elektronun bulunma ihtimalinin yüksek
olduğu yerlere “orbital” denir.

Orbitallerin kesin sınırları
olmamakla beraber,
elektronun zamanının
%90-95’ini geçirdiği
bölgeye orbital
denmektedir.
37
Modern Atom Kuramı
38
Kuantum Sayıları
 Schrödinger
denkleminin çözümüyle elde
edilen hidrojen atomuna ait bilgilerde
artık yörünge kavramı tamamen
çürütülmüştür.
 Yeni atom modelinde, elektron, kesin
yörüngeler üzerinde değil, orbital adı
verilen uzay parçalarında hareket
etmektedir.
39
 Baş
kuantum sayısı (n): Enerji
düzeylerini ve elektronun çekirdeğe olan
ortalama uzaklığını gösterir.
 n = 1, 2, 3, 4, …… kadar pozitif
tamsayılı değerler alır.
40
10
04.01.2012
Kuantum Sayıları
Kuantum Sayıları
 Açısal
kuantum sayısı (l): Bu sayı, orbital
türünü belirler.
 Alabildiği değerler; l = 0, 1, 2, 3, ….(n-1).
n
=1
=2
n=3
n=4
n
l = 0 haline karşılık gelen orbital s
l = 1 haline karşılık gelen orbital p
l = 2 haline karşılık gelen orbital d
l = 3 haline karşılık gelen orbital f
 Magnetik
kuantum sayısı (ml): Magnetik
kuantum sayısı, orbitallerin sayısı ve
uzaydaki yönelişlerini belirler.
 ml = -l, …., 0, …., +l
kadar değer alır.
 Örneğin:
l
= 1 ise ml = -1, 0, +1
41
Kuantum Sayıları
Kuantum Sayıları
 Kuantum
sayılarının takımı, orbitalleri
nasıl etkiler?
 Her 3 kuantum sayısının bir setine, 1
orbital karşılık gelmektedir.
Örneğin:
n = 1 ise l = 0 ve ml = 0
42
n = 2 ve n = 3 enerji düzeylerini,
kuantum sayıları ve orbitaller açısından
tanımlayınız.
 Soru: n = 4, l = 2 ve ml = 0 kuantum
sayılarına karşılık gelen orbital
hangisidir?
 Soru:
1s orbitali
43
44
11
04.01.2012
Kuantum Sayıları
Atomik Orbitaller
 Baş
kuantum sayısı n’ye kabuk, açısal
kuantum sayısı l’ye ise alt kabuk da
denir.
 Her bir kabukta (yani enerji düzeyinde)
n2 tane orbital vardır.
 Her bir alt kabuk (2l + 1) tane orbital
içerir.


Atomik orbitaller; s, p, d ve f notasyonları
kullanılarak gösterilir.
Bütün s-orbitalleri küresel yapılıdır.
45
Atomik Orbitaller
46
p-Atomik Orbitalleri
üç tane olup eş enerjilidir.
Bu orbitaller; x, y ve z eksenleri üzerinde
yer alıp, ikişer lob’a sahiptir.
 x-Ekseni üzerinde yer alan orbitale px, yekseni üzerinde bulunan orbitale py ve zekseni üzerinde bulunan orbitale ise pz
orbitali denir.
 p-Orbitalleri
(a) px, (b) pz, (c) py
47
48
12
04.01.2012
d-Atomik Orbitalleri
d-Atomik Orbitalleri
dörder lob’lu olup, eksenler
üzerinde ve eksenler arası bölgelerde
bulunurlar.
 dx2-y2 ve dz2 exenler boyunca; dxy, dyz ve
dzx orbitalleri ise eksenler arası
bölgelerde yönlenirler.
 d-Orbitalleri
d-Orbitalleri
49
50
Spin Kuantum Sayısı (ms)
f-Atomik Orbitalleri
tane f-orbitali olup, bunlar altışar lob’lu
dur.
 Dışardan herhangi bir magnetik etki
olmadıkça, bütün f-orbitalleri eş
enerjilidir.
 Elektronun
çekirdek çevresinde yaptığı
hareketten başka, bir de kendi ekseni
etrafında yaptığı dönme hareketi vardır.
 Kendi ekseni etrafındaki bu dönme
hareketine, spin hareketi denir.
 Bu spin hareketi de kuantlaşmış olup,
spin kuantum sayısı (ms) ile
tanımlanmaktadır.
7
51
52
13
04.01.2012
Spin Kuantum sayısı (ms)


Orbitallerin enerji Sırası
Spin hareketi, saatin dönme yönünde ve
tersi yönünde olmak üzere iki türlüdür.
Bu nedenle, spin kuantum sayısı ms = ± ½
şeklinde iki değer almaktadır.
ms =
1
2
ms = +
 Çok
elektronlu atomlarda orbitallerin
enerjisi, baş kuantum sayısı (n) ve açısal
kuantum sayısı (l)’ye göre tespit edilir.
 Orbitallerin enerjisi (n + l) toplamına göre
düzenlenir.
 (n + l) toplamı büyük olan orbitalin
enerjisi büyük, küçük olanının enerjisi
küçüktür.
1
2
53
Orbitallerin enerji Sırası
54
Orbitallerin enerji Sırası
Orbital
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
 (n
+ l) toplamı eşit olan atomik
orbitallerin enerjisi, baş kuantum sayısı
n’ye göre belirlenir.
 n’si küçük olan atomik orbitalin enerjisi
küçük, n’si büyük olan orbitalin enerjisi
büyüktür.
55
n
1
2
2
3
3
3
4
4
4
4
l
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
n+l
1
2
3
3
4
5
4
5
6
7
56
14
04.01.2012
Orbitallerin enerji Sırası
Orbitallerin enerji Sırası
 Orbitallerin
enerji sırasını bulmada
kullanılan pratik bir yol çapraz tarama
olarak bilinen yoldur.
 Bu yöntemde, sol üst orbitalden başlayıp
hiçbir orbital atlamadan çapraz olarak
tüm orbitaller taranır.
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s <
4d < 5p <6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p
57
Elementlerin Elektronik Yapıları
58
Elementlerin Elektronik Yapıları
 Bir
atomda elektronların düzenlenme
şekline atomun elektronik yapısı denir.
 Elektronlar, orbitalleri üç kurala uyarak
doldururlar. Bunlar:
 Elektronlar, orbitalleri en az enerjili
orbitalden başlayarak doldururlar. Düşük
enerji seviyeli bir orbital tamamen
dolmadan, bir üst seviyedeki orbitale
elektron giremez (Aufbau İlkesi).
 Bir
orbitale en fazla ters spinli iki elektron
girebilir (Pauli İlkesi).
 Atom içerisinde elektronların girebileceği
aynı (eş) enerjili birden fazla boş orbital
varsa, elektronlar bu orbitallere önce
paralel spinlerle tek tek girerler.
59
60
15
04.01.2012
Elementlerin Elektron
Konfigurasyonları (Dağılımları)
Elementlerin Elektronik Yapıları
 Böylece,
eş enerjili orbitallerin tamamı
yarı dolmuş (yani tek elektronlu) duruma
geldikten sonra, gelen elektronlar, zıt
spinlerle bu yarı dolmuş orbitalleri
doldururlar (Hund Kuralı)


Atomik orbitaller, çoğu zaman bir kare,
daire yada yatay bir çizgi ile gösterilirler.
Elektronlar ise çift çengelli oklar ile temsil
edilirler.
Orbital gösterimleri
Elektron gösterimi
61
Atom
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Z
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
Temel hal elektron konfigürasyonu
1s1
1s2
1s2 2s1
1s2 2s2
1s2 2s2 2p1
1s2 2s2 2p2
1s2 2s2 2p3
1s2 2s2 2p4
1s2 2s2 2p5
1s2 2s2 2p6
63
1s2 2s2 2p6 3s1
62
Bazı Elementlerin Orbital Diyagramları
atom
5B
6C
7N
8O
9F
17Cl
Orbital Diyagramı
1s2
2s2
2p1
1s2
2s2
2p2
1s2
2s2
2p3
1s2
2s2
2p4
1s2
2s2
2p5
1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
64
16
04.01.2012
Aufbau İlkesinden Sapmalar
Aufbau İlkesinden Sapmalar
 Çoğu
element için Aufbau Yöntemine
göre öngörülen elektron dağılımları
deneysel olarak da doğrulanmıştır.
 Birkaç elementin elektron dağılımı, bazı
ufak sapmalar gösterir.
 Bu değişiklikler, dolu ve yarı dolu
orbitallerin kararlılığı ile açıklanır (küresel
simetri).
Atom
Öngörülen Elektron
Dağılımı
Deneysel Elektron
Dağılımı
24Cr
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
4s2 3d4
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
4s1 3d5
29Cu
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
4s2 3d9
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
4s1 3d10
65
Magnetik Özellikler
66
Magnetik Özellikler
 Atomlar,
iyonlar ve moleküller; magnetik
alanda farklı davranış gösterirler.
 Eşleşmemiş elektronlar içeren maddeler,
paramağnetik özellik gösterirler.
 Paramağnetik maddeler, mağnetik alan
tarafından kuvvetle çekilirler.
 Na atomu, hidrojen atomu veya oksijen
molekülü (O2) paramanyetik özellik
gösterir.
 Bir
maddenin bütün elektronları
eşleşmişse, o madde diamagnetik özellik
gösterir.
 Diamagnetik maddeler, magnetik alan
tarafından zayıf bir kuvvetle itilirler.
 Mg ve Ca atomları, diamagnetik özellik
gösterip, magnetik alan tarafından zayıf
bir kuvvetle itilirler.
67
68
17
04.01.2012
Magnetik Özellikler
Grup ve Peryot Bulunması
 Bazı
maddeler de magnetik alan
tarafından kuvvetle itilirler.
 Bu tür maddelere, ferromagnetik
maddeler denir.
 Fe, Co ve Ni, bu özelliğe sahip
maddelere örnek teşkil eder.
 Atom
numarası verilen elementin
elektron dağılımı yapılır.
 Orbital katsayısı en yüksek olan sayı,
elementin peryot numarasını verir.
 Son elektron s veya p orbitalinde
bitmişse, element A grubundadır.
 s-Orbitali üzerindeki sayı doğrudan A
grubunun numarasını verir.
69
Grup ve Peryot Bulunması
Grup ve Peryot Bulunması
 Elementin
elektron dağılımı p orbiatli ile
bitmişse, p’nin üzerindeki sayıya 2 ilave
edilerek grup numarası bulunur.
Örnekler:
 11Na:
 17Cl:
1s2 2s2 2p6 3s1
70

En son elektron d orbitalinde bitmişse,
element B grubundadır.
d1
d
3. Peryot, 1A Grubu
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 3. Peryot, 7A Grubu
71
2
1+2 = 3 B
2+2 = 4 B
d6
6+2 = 8 B
d7
7+2 = 8 B
d8
8+2 = 8 B
d9
9+2 = 1 B
d10
10+2 = 2 B
72
18
dağılımı yapılan elementin en
son elektronu 4f orbitalinde bitmişse
Lantanitler, 5f de bitmişse Aktinitler
serisinin bir üyesidir.
ns2np5
ns2np4
ns2np3
d10
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
4. Peryot, 7B Grubu
25Mn:
d5
d1
Örnek:
ns2np2
ns2np1
ns1
Elementlerin Elektron Konfigurasyonları
ns2
Grup ve Peryot Bulunması
ns2np6
04.01.2012
 Elektron
4f
5f
74
73
Peryodik Tablo (Çizelge)
8.2
Peryodik Tablo
 Peryodik
tablonun temel özelliği,
elementleri artan atom numaralarına
göre yan yana ve benzer özelliklerine
göre de alt alta toplamasıdır.
 Peryodik tabloda yatay sütunlara peryot,
dikey sütunlara da grup denir.
 Perydik tablo, 8 tane A ve 8 tane de B
grubundan oluşmaktadır.
 Peryodik
tabloda grup sayısı artmaz ama
sonsuz sayıda peryot olabilir.
 Her peryot s ile başlar, p ile biter.
 Birinci peryot 2 (H ve He), ikinci ve
üçüncü peryotlar 8, dördüncü ve beşinci
peryotlar 18 element bulundururlar.
75
76
19
04.01.2012
Baş grup elementleri
s-bloku
1
Peryodik Tablo
p-bloku
Geçiş elementleri
2
 Peryodik
d-bloku
3
4
5
6
7
f-bloku
tabloda, bazı elementlerin özel
adları vardır.
 1A grubu elementlerine alkali metaller,
2A grubu elementlerine toprak alkali
metaller, 7A grubu elementlerine
halojenler ve 8A grubu elementlerine de
soygazlar denir.
İçgeçiş elementleri
77
Peryodik Tablo
Alkali Metaller
 Lityum
 Sodyum
 Potasyum
 Rubityum
 Sezyum
 Fransiyum
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
78
Peryodik Tablo
Toprak Alkali Metaller
 Berilyum
Be
 Magnezyum
Mg
 Kalsiyum
Ca
 Stronsiyum
Sr
 Baryum
Ba
 Radyum
Ra





Halojenler
Flor
F
Klor
Cl
Brom
Br
İyot
I
Astatin At






79
Soygazlar
Helyum He
Neon
Ne
Argon
Ar
Kripton Kr
Ksenon Xe
Radon Rn
80
20
04.01.2012
Peryodik Tablo
Peryodik Tablo
 Elementler,
fiziksel özelliklerine göre
metaller ve ametaller olmak üzere iki
şekilde sınıflandırılır.
Elementlerin çoğu metaldir ve metaller;
 Elektrik ve ısıyı iyi iletirler,
 Cıva hariç oda sıcaklığında katıdırlar ve
taze kesilmiş yüzeyleri parlaktır,
 Dövülerek levha haline gelebilirler,
 Çekilerek
tel haline gelebilirler,
erime ve kaynama noktalarına
sahiptirler,
 Bileşiklerinde daima pozitif (+)
yükseltgenme basamaklarına sahiptirler,
gibi özellikleri vardır.
 Yüksek
81
Peryodik Tablo
82
Peryodik Tablo
tablonun sağ üst tarafında
bulunan çok az element, metallerden
farklı özelliklere sahiptir ve bunlara
ametaller denir.
 Azot, oksijen, klor ve neon gibi bazı
ametaller oda sıcaklığında gazdır.
 Brom sıvıdır.
 Karbon, fosfor ve kükürt gibi bazı
ametaller katı olup kırılgandırlar.
 Metallerle
ametaller arasında bulunan
bazı elementler, hem metalik hem de
ametalik özellikler gösterir ve bunlara
yarımetaller veya metaloidler denir.
 Peryodik
83
84
21
04.01.2012
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü
Peryodik Tablo
Yarımetaller (Metaloidler)
B
 Silisyum
Si
 Germanyum
Ge
 Arsenik
As
 Antimon
Sb
 Tellur
Te
 Astatin
At
Atom yarıçapları
küresel yapılı tanecikler olarak
kabul edilir.
 Atom yarıçapı, çekirdeğin merkezi ile en
dış kabukta bulunan elektronlar
arasındaki uzaklık olarak tanımlanır.
 Atomlar tek tek izole edilemediğinden,
yarıçaplarının doğrudan ölçülmesi
zordur.
 Atomlar,
 Bor
85
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü



86
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü
Atom yarıçapları, daha çok dolaylı yollardan
bulunur.
Örneğin, birbirine kovalent bağla bağlı iki
atomun çekirdekleri arasındaki uzaklık (bağ
uzunluğu) deneysel olarak ölçülebilir. Bu
değerin uygun şekilde ikiye bölünmesi ile,
atom yarıçapı bulunur.
Bu şekilde bulunan yarıçapa “Kovalent
yarıçap” denir.
 Metaller
için “Metalik yarıçap”, kristal
hallerdeki katı metalde yan yana bulunan
iki atomun çekirdekleri arasındaki
uzaklığın yarısı olarak belirlenir.
 Atom yarıçapları, daha çok pikometre
(pm) cinsinden verilir.
 1 pm = 10-12 m
87
88
22
04.01.2012
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü
 Peryodik
Kovalent
Yarıçap
(pm)
Sodyum (Na)
157
Klor (Cl)
99
Metalik
Yarıçap
(pm)
İyonik
Yarıçap
(pm)
186
95
-
181
çizelgede bir peryot boyunca
soldan sağa doğru gidildiğinde, genel
olarak atom yarıçapları küçülür.
 Bir grup boyunca yukardan aşağıya
doğru inildiğinde ise, genel olarak atom
yarıçaplarında artış olur.
89
90
Atom yarıçaplarının atom numaralarına göre değişimi
91
8.3
92
8.3
23
04.01.2012
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü
 İyon
yarıçapları, iyonik bağla bağlanmış
iyonların çekirdekleri arasındaki uzaklık
deneysel olarak ölçülüp, katyon ve
anyon arasında uygun bir şekilde
bölüştürülmesi ile bulunur.
 Her hangi bir atomdan türetilen pozitif
iyon, daima o atomdan daha küçüktür.
 Bir
atomun +2 yüklü iyonu +3 yüklü
iyonundan daha büyüktür.
Örneğin;
 Fe
117 pm
+2
 Fe
75 pm
 Fe+3
60 pm
93
94
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü
 Buna
karşılık, negatif bir iyonun yarıçapı
daima türediği atomunkinden daha
büyüktür.
Örneğin;
 Cl
99 pm
 Cl
181 pm
Katyon türediği nötr atomdan daima daha
küçüktür
Anyon türediği nötr atomdan daima daha
büyüktür
95
96
8.3
24
04.01.2012
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü
İyonlaşma Enerjisi
Peryodik çizelgeden yararlanarak,
parantez içerisinde verilen atom ve
iyonları büyüklüklerine göre sıralayınız
(Ar, K+, Cl-, S2-, Ca2+)

 Soru:
Gaz halindeki izole bir atomdan, bir elektron
uzaklaştırarak yine gaz halinde izole bir iyon
oluşturmak için gerekli olan minimum enerjiye
“iyonlaşma enerjisi” denir.
A (g)
A+(g) + e-
IE
97
İyonlaşma Enerjisi


98
İyonlaşma Enerjisi
İyonlaşma enerjisi, tanımından da anlaşılacağı
gibi, bir atomdaki elektronların çekirdek
tarafından ne kadar bir kuvvetle çekildiğinin bir
ölçüsüdür.
Aynı zamanda iyonlaşma enerjisi, elektronları
çekirdeğe bağlayan kuvveti yenmek için
gerekli olup, bir atomun elektronik yapısının ne
kadar kararlı olduğunun da bir ölçüsüdür.
99
 Bir
elektronu uzaklaştırılmış bir iyondan,
ikinci bir elektronu uzaklaştırmak için
gerekli olan enerjiye de “ikinci iyonlaşma
enerjisi” denir.
 Aynı şekilde, üçüncü, dördüncü ve daha
büyük iyonlaşma enerjileri de tanımlanır.
 Bir sonraki iyonlaşma enerjisi, daima bir
önceki iyonlaşma enerjisinden daha
büyüktür.
100
25
04.01.2012
İyonlaşma Enerjisi
İyonlaşma Enerjisi
A (g)
A+(g) + e-
IE1 (birinci iyonlaşma enerjisi)
A+(g)
A2+(g) + e-
IE2 (ikinci iyonlaşma enerjisi)
A2+(g)
A3+(g) + e-
IE3 (üçüncü iyonlaşma enerjisi)

Peryodik çizelgede bir grup boyunca,
yukardan aşağıya inildikçe elementlerin birinci
iyonlaşma enerjileri genel olarak azalır.
Element
Li
Na
K
Rb
Cs
IE1 < IE2 < IE3 < ….< IEn
Atom yarıçapı(pm)
152
186
227
248
265
IE1(kj/mol)
520,2
495,8
418,8
403,0
375,7
101
102
Birinci İyonlaşma Enerjisi İçin Genel Eğilim
İyonlaşma Enerjisi
Birinci İ.E. Artar
çizelgede bir peryot boyunca,
soldan sağa doğru gidildiğinde
elementlerin birinci iyonlaşma enerjileri
genel olarak artar.
 Metal atomları, ametal atomlarına
kıyasla, daha düşük iyonlaşma enerjisine
sahiptirler.
103
Birinci İ.E. Artar
 Peryodik
104
8.4
26
04.01.2012
3. Periyot Elementlerinin İyonlaşma Enerjileri (kj/mol)
1. Peryot
Na
2. Peryot
3. Peryot
4. Peryot
5. Peryot
Mg
Al
IE1
999,6 1251,1 1520,5
IE2
4562
1451
1817
1577
1903
2251
2297
2666
7733
2745
3232
2912
3361
3822
3931
4356
4957
4564
5158
5771
16090
6274
7013
6542
7238
11580
21270
IE7
A(g) + e
8496
9362
8781
27110
11020
12000
106
8.4
Elektron İlgisi
İyonlaşma enerjisi elektron kaybı ile ilgilidir.
Elektron ilgisi (EI) iyonlaşma enerjisinin tersi
olup, gaz halindeki nötr bir atoma elektron
katılarak yine gaz halindeki negatif bir iyon
oluşturma işlemidir.
-
Ar
1012
IE6

Cl
786,5
IE5

S
577,6
IE4
Elektron İlgisi
P
737,7
IE3
105
Si
495,8


Bu tür işlemlerde her zaman olmamakla
beraber, enerji açığa çıkar.
Bu nedenle, birinci elektron ilgilerinin (EI1)
büyük bir çoğunluğu, negatif işaretlidir.
F(g) + e-
-
A (g)
F (1s22s22p5) + e107
F-(g) EI1 = -322,2 kj/mol
F- (1s22s22p6)
108
27
04.01.2012
Elektron İlgisi


Elektron İlgisi
Kararlı elektronik yapıya sahip olan
elementlerin, bir elektron kazanması enerji
gerektirir.
Yani olay endotermiktir ve elektron ilgisi
pozitif işaretlidir.
Ne(g) + e-
olarak, peryodik çizelgede bir
peryot boyunca soldan sağa gidildiğinde
elektron ilgisinin negatif değerinde artış
olur.
 Bir grupta yukarıdan aşağıya doğru
inildiğinde ise elektron ilgisinin negatif
değeri azalır.
 Ametaller, metallere kıyasla daha büyük
negatif elektron ilgisine sahiptirler.
 Genel
Ne-(g) EI1 = +29,0 kj/mol
Ne (1s22s22p6) + e-
Ne- (1s22s22p63s1)
109
Elektron İlgisi
H
- 72,8
Li
-59,8
Na
-52,9
Elektron İlgisi
Bazı elementlerin birinci elektron
İlgileri (EI1) (kj/mol)
Be
B
+241 -83
110
C
N
-122,5 0,0
 Bazı
elementler için ikinci elektron ilgisi
(EI2) değerleri de tayin edilmiştir.
 Negatif bir iyon ile bir elektron birbirlerini
iteceklerinden, negatif bir iyona bir
elektron katılması enerji gerektirir.
 Bu nedenle, bütün ikinci elektron ilgisi
(EI2) değerleri, pozitif işaretlidir.
He
+ 21
O
F
-141,4 -322,2
Cl
K
- 48,3
-348,7
Br
-324,5
Rb
- 46,9
I
-295,3
Cs
- 45,5
At
-270
111
112
28
04.01.2012
Elektron İlgisi
Kimyasal Bağlar
 Atomları
O(g) + e-
O-(g) EI1 = - 141,4 kj/mol
O-(g) + e-
O2-(g) EI2 = + 880,0 kj/mol
bir arada tutan kuvvete, kimya
dilinde kimyasal bağ denir.
 Kimyasal bağlar, aile içindeki yada
akrabalar arasındaki bağlara
benzetilebilir.
113
Kimyasal Bağlar

114
Kimyasal Bağlar
 “Lewis
Bağ Kuramı” olarak da bilinen bu
kuram, şu temel esasa dayanır.
 Soy gazların asallıkları (reaksiyon verme
eğilimlerinin olmayışı) elektron
dağılımlarından dolayıdır ve diğer
elementlerin atomları, soy gaz
atomlarının elektron dağılımlarına
benzemek amacıyla bir araya
gelmektedir.
1916-1919 yılları
arasında Amerikalı
Kimyacı Gilbert
Newton Lewis ve
arkadaşları
tarafından Kimyasal
bağlarla ilgili önemli
bir kuram
geliştirilmiştir.
115
116
29
04.01.2012
Kimyasal Bağlar
Kimyasal Bağlar
Lewis Simgeleri ve Lewis Yapıları
 Lewis, kendi kuramı için özel bir gösterim
geliştirmiştir.
 Lewis simgesi, iç kabuk elektronları ve
çekirdeği gösteren bir simge ile dış
kabuk (değerlik) elektronlarını gösteren
noktalardan oluşur.
Bazı Elementlerin Lewis Simgeleri
H
C
N
Al
F
Ne
117
Kimyasal Bağlar
O
118
Kimyasal Bağlar
Parantez içerisinde verilen
elementlerin Lewis simgelerini yazınız
(15P, 16S, 53I, 18Ar, 12Mg, 3Li).
Kimyasal Bağ Çeşitleri
 İyonik bağ
 Kovalent bağ
 Metalik bağ
 Soru:
119
120
30
04.01.2012
İyonik Bağ
İyonik Bağ
 Bir
atomdan diğerine elektron aktarılması
ile oluşan bağlara iyonik bağ denir.
 İyonik bağ, daha çok metalik özellik
gösteren elementlerle ametaller arasında
meydana gelir.
 Metaller, iyonlaşma enerjileri düşük olup
elektron vermeye ve pozitif iyonlar
oluşturmaya eğilimlidirler.
 Ametallerin
ise elektron ilgileri yüksek
olup, negatif iyonlar oluşturmaya
meyillidirler.
 Böylece elektron alışverişi sonucu
oluşan bu küresel yapılı pozitif ve negatif
iyonlar, birbirlerini elektrostatik çekim
kuvvetleri ile çekerek iyonik bağı
oluştururlar.
121
İyonik Bağ


122
İyonik Bağ
İyonik Bağa ve İyonik Bileşiklerin Lewis
Yapılarına Örnekler:
Sodyum klorürün (NaCl) Lewis yapısı

Bu tepkimede yer alan atom ve iyonların
tam elektronik yapıları
8
Na (1s22s22p63s1)
Na
+
Cl
Na
Na+ (1s22s22p6) + e-
Cl
8
Lewis yapisi
e- + Cl (1s22s22p63s23p5)
123
-
2
2
6
2
Cl (1s 2s 2p 3s 3p6)
124
31
04.01.2012
İyonik Bağ
İyonik Bağ
Örnek: Magnezyum klorür’ün (MgCl2) Lewis
Yapısı
Örnek: Aluminyum oksit’in (Al2O3) Lewis
Yapısı
O
Al
Cl
Mg
Cl
+
Cl
Mg
2
Cl
+
O
Lewis yapisi
Al
125
İyonik Bağ
3
2 Al
3 O
Lewis yapisi
2
O
126
İyonik Bağ
Aşağıda adları verilen bileşiklerin,
Lewis yapılarını yazınız.
a) kalsiyum klorür
b) lityum oksit
c) baryum sülfür
 Soru:


127
İyonik Bileşiklerin Özellikleri
İyonik bileşiklerin moleküler (kovalent)
bileşiklerden farklı birçok özellikleri olup, bu
özellikler şu şekilde sıralanabilir:
İyonik bileşikler katı halde iken son derece
düşük elektriksel iletkenlik gösterirler. Oysa bu
bileşikler eritildiklerinde yada suda
çözüldüklerinde, oldukça iyi elektriksel
iletkenlik gösterirler.
128
32
04.01.2012
İyonik Bağ
Kovalent Bağ
 İyonik
bileşikler, yüksek erime ve
kaynama noktalarına sahiptirler.
 İyonik bileşikler çok sert fakat
kırılgandırlar.
 İyonik bileşikler, genellikle su gibi polar
çözücüler içerisinde çözünürler.
 Kovalent
bağ, ametal atomları arasında
meydana gelir.
 Ametal atomları, elektron ilgileri
bakımından birbirlerine benzediklerinden
kovalent bağların oluşumu esnasında
elektron aktarımı olmaz.
 Bunun yerine, elektronlar ortaklaşa
kullanılır.
129
130
Kovalent Bağ


Bu şekilde, elektronların ortaklaşa
kulanımına dayalı bağ türüne “kovalent bağ”
denir.
Kovalent bağa ve kovalent moleküllerin
Lewis yapılarına örnekler:

Örnek: H2
kovalent bag
H
+
H
H : H veya H
H
bag yapan (paylasilmis)
elektron çifti
131
132
33
04.01.2012
Kovalent Bağ

Cl
Kovalent Bağ
Örnek: Cl2
Cl

Cl : Cl
veya
Cl
Cl
bag yapmamis
(paylasilmamis)
elektron cifti
Örnek: HCl
H
Cl
H : Cl
veya H
Cl
Lewis yapisi
bag yapan
elektron cifti
133
Kovalent Bağ

Örnek: H2O
H
O
134
Katlı Kovalent Bağlar

H
H : O : H veya H O H
Lewis yapisi
135
Örnek: O2
O
O
O : : O veya O
Lewis yapisi
O
136
34
04.01.2012
Katlı Kovalent Bağlar

Lewis Yapılarının Yazılması
Örnek: N2
N
N
N N
veya
N N
Lewis yapisi
137
Polar Kovalent Bağlar
138
Bağ Derecesi ve Bağ Uzunluğu
 Elektronlerın
iki atom arasında eşit
olmayan ortaklanmasıyla oluşan
kovalent bağa polar kovalent bağ denir.

Bağ derecesi; bir bağın tekli, ikili yada üçlü
olduğunu gösterir.
Bağ Türü
Tekli
İkili
Üçlü
139
Bağ Derecesi
1
2
3
140
35
04.01.2012
Bağ Derecesi ve Bağ Uzunluğu
 Bağ
Uzunluğu, birbirlerine kovalent bağla
bağlı iki atomun merkezleri arasındaki
uzaklık olarak tanımlanır.
141
Bağ Enerjileri
142
Bağ Enerjileri
 Lewis
yapısının molekülünün deneysel
olarak ölçülen özellikleri ile uyumlu
olmasında; bağ uzunluğu ve bağ
enerjileri ölçülerdir.
 Bağ enerjisi ve uzunluğu katlılığı ile
yakından ilgilidir.
 Bağın katlılığı ne kadar artarsa bağ o
kadar kısa ve bağ enerjisi de o kadar
büyük olur.
 Atomlar
kovalent bağ yaparak bir araya
geldiklerinde enerji salınır ve bağın
ayrışması sırasında da aynı miktarda
enerji soğrulur.
 Bağ ayrışma enerjisi gaz haldeki
bileşiklerden bir mol kovalent bağ
koparmak için gerekli olan enerji
miktarıdır.
143
144
36
04.01.2012
Bağ Enerjileri
 İkili
bağların bağ enerjileri aynı atomlar
arasında tekli bağlarınkinden yüksektir;
fakat iki katı değildir.
145
Bağ oluşması ve ayrışması
146
Bağ oluşması ve ayrışması
 Bağ
enerjilerinin bir diğer kullanımı alanı
da bir tepkimenin endotermik veya
ekzotermik olduğunun görülmesidir.
zayıf bağlar
kuvvetli bağlar ∆H<0
(tepkenler)
(ürünler)
kuvvetli bağlar
(tepkenler)
147
zayıf bağlar ∆H>0
(ürünler)
148
37
04.01.2012
Çözeltilerin Seyreltilmesi
sunu, birkaç ekleme dışında Prof. Dr.
Yavuz TAŞKESENLİGİL tarafından
hazırlanan ders sunularından alınmıştır.
Hocamıza çok teşekkür ederim.
 Bu
149
38