Atomlar

AtomlarEşya malzeme madde element atom

Temel parçacıklar (lepton ve kuarklar)

2

AtomlarMaddelerin atom denen bölünemeyen çok

küçük parçacıklardan meydana geldiği fikri ilk kez M.Ö. 5. asırda Demokritos tarafından ortaya atılmıştır. Bu fikir o zamanlar fazla kabul görmemiştir.

19. y.y. başlarında İngiliz bilim adamı John Dalton ilk atom teorisini ortaya atan bilim adamıdır.

Dalton’un atom teorisi1. Elementler atom denilen çok küçük parçacıklardan meydana gelmiştir. Bir elementin bütün atomları büyüklük, kütle ve kimyasal özellikler bakımından birbirinin aynıdır.

2. Bir elementin atomları, diğer bütün elementlerin atomlarından farklıdır.

3. Bileşikler birden fazla elementin atomlarından meydana gelmiştir. Herhangi bir bileşikte, herhangi iki elementin atomlarının sayılarının birbirlerine oranı basit ve sabit bir orandır.

4. Bir kimyasal reaksiyon sadece atomların birbirlerinden ayrılmalarını, birleşmelerini veya yeniden düzenlenmelerini içerir. Kimyasal reaksiyonlarda atomların oluşmaları veya yok olmaları söz konusu değildir.

İki elementin atomlarının birleşerek bir bileşikoluşturduklarını gösteren bir kimyasal reaksiyonunşematik gösterimi

Reaksiyondan önceki toplam atom sayısı reaksiyondan sonrakitoplam atom sayısına eşittir

Thomson’un atom modeli

PozitifYüklüçekirdek

Negatif yüklüelektronlar

Rutherford’un atom modeli

Atomun yapısıElektronlar: katot ışını tüpü ile Thomson’un yaptığı deneyler sonunda keşfedilmiştir. Elektron ışını elektrik alanı uygulandığında (+) yüke doğru sapma gösterir. Bu da elektronların (–) yüklü olduklarını gösterir.

Atomun yapısıElektronlar atomun bir parçasıdır.

Elektronlar (–) yüklü parçacıklardır, atomlar ise nötrdür. Dolayısıyla atomlarda elektronların yükünü dengeleyecek (+) yüklü parçacıkların olması gerekir.

Çekirdek atomun bir diğer parçası olup elektronlarla eşit oranda fakat ters işaretli (+) yük taşırlar.

Nötron ve protonlarRutherford’un atom modeline göre pozitif yüklü atom çekirdeği atomun merkezinde, küçük bir hacim kaplamıştır. Negatif yüklü elektronlar ise atom çekirdeği etrafında belirli yörüngelerde hareket etmektedirler.

Bu modele göre çekirdeği +2 yüklü olan helyumun kütlesi, çekirdeği +1 yüklü olan hidrojenin kütlesinden iki kat fazla olmalıdır. Fakat gerçekte helyumun kütlesi hidrojenin kütlesinin dört katıdır.

Bunun sebebi atom çekirdeğinin hem pozitif yüklü protonlardan hem de elektrik yükü olmayan nötronlardan oluşmasıdır.

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.

13

Bohr Atom Modeli1913 yılında Hollandalı

Fizikçi Niels Bohr klasik fizik ve kuantum kuramının ilginç bir sentezini yaparak hidrojen atomu için yeni bir model ileri sürdü.

14

Niels BohrNiels Bohr(1885-1962(1885-1962))

Bohr Atom ModeliBu 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.

15

Bohr Atom Modeli3. Elektron bir üst enerji düzeyinden

(yörüngeden), alt enerji düzeylerine düştüğünde ışıma şeklinde enerji yayar. Yayımlanan ışık fotonunun enerjisi E = h’dür.

16

Bohr Atom ModeliHidrojen atomundaki enerji düzeyleri’nin

(yörüngeler) enerjisi, aşağıda verilen eşitlik ile hesaplanır.

17

En = A

n2A = 2,179 x 10-18 J

n = 1, 2, 3,….

n sayısı, kuantum sayısı olarak adlandırılır.

Bohr Atom ModeliBohr tarafından önerilen atom modeli,

aşağıdaki şekilde şematize edilebilir.

18

e-

n = 4

n = 3

n = 2

n = 1

EnerjiDüzeyi Kabukn = 1 Kn = 2 Ln = 3 Mn = 4 Nn = 5 On = 6 Pn = 7 Q

KL

MN

Bohr Atomu

19

Bohr Atom ModeliHidrojen atomunda, yayılan bütün

ışınların frekansları aşağıdaki eşitlikten hesaplanabilir.E x J x J

218 1014

12

409 10182 2

19. .

3,289 x 1015sn-1 1

ni2

1

nd2

nd = dis yörünge (yüksek enerji düzeyi)ni = iç yörünge (düsük enerji düzeyi)

20

Dalga-Tanecik İkiliği1924 yılında Louis de Broglie,

hareket eden küçük taneciklerin de dalga özelliği gösterebileceğini ileri sürdü.

21

L. de BroglieL. de Broglie(1892-1987)(1892-1987)

Dalga-Tanecik İkiliğiDe 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.

22

Dalga-Tanecik İkiliğiElektronların dalga özelliğinin keşfi ile,

elektron mikroskobunun yapılabilirliği gerçekleşti.

Elektron mikroskobu bilimde devrim yaptı.Günümüzde, modern elektron mikroskopları

sayesinde biyolojik dev moleküller gerektiği gibi incelenebilmektedir.

23

Dalga-Tanecik İkiliğiDe Broglie’ye göre bir elektronun dalga

boyu aşağıdaki eşitlikle ifade edilir.

hmv

hp

m: elektronun kütlesiv: elektronun hizip: elektronun momentumu

24

Heisenberg’in Belirsizlik İlkesiHeisenberg’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.

25

Heisenberg’in Belirsizlik İlkesiMomentumu hassas olarak belirlenmeye çalışıldığında ise yerindeki belirsizlik artar.

Bu durum, matematiksel olarak şöyle ifade edilir.

26

4.

hpx

x : taneciğin yerindeki belirsizlik

p : taneciğin momentumundaki belirsizlik

h : Planck sabiti

Bohr Atom Modelindeki YanlışlıklarDe 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.

27

Bohr Atom Modelindeki YanlışlıklarDe 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).

28

Dalga Mekaniği Atom Modeli (Modern Atom Kuramı)

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.

29

Modern Atom Kuramı

30

08

2

2

2

2

2

2

2

2

VEh

m

zyx

(psi): dalga fonksiyonu

x, y, z : uzay koordinatları

m : elektronun kütlesi

E : toplam enerji

V : potansiyel enerji

Schrödinger Denklemi :

Modern Atom KuramıSchrödinger 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.

31

Modern Atom KuramıOrbitallerin kesin

sınırları olmamakla beraber, elektronun zamanının %90-95’ini geçirdiği bölgeye orbital denmektedir.

32

Modern Atom KuramıSchrödinger 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.

33

Kuantum teorisine göre atomAtomun kuantum modelini Bohr, De

Broglie, Heisenberg ve Schrödinger gibi bilim adamları atomun bugün kabul edilen modelinin gelişmesinde rol oynadılar.

Bu teoriye göre proton ve nötronlardan oluşan atom çekirdeği atomun merkezinde bulunur. Elektronlar ise varlıkları ve şekilleri matematiksel olarak hesaplanan orbitallerde atom çekirdeğinin etrafında dalga karakterinde bir hareketle dolaşırlar.

Hidrojenin atom çekirdeği (proton)

Çekirdeğin etrafında elektronun bulunduğu bölgenin kesiti

Hidrojenin atom çekirdeği ve çevresindeki elektron yörüngesi

Orbital

Elektronların var olma ihtimalinin yüksek olduğu bölgelere orbital (yörünge) denir. Orbitaller üç boyutlu yüzeylerle gösterilirler.

s orbitalleri

p orbitalleri

d orbitalleri

Hidrojen atomunun kuantum modeli

Ener

ji

Orbitaller

Orbitallerin enerji düzeylerinin sıralaması.

Elektronlar orbitallere en düşük enerji düzeyinden başlayarak sırayla yerleşirler.

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d

7s 7p

Orbitallerin enerji sıralaması

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2…

Elektronların orbitallere yerleşme sırası

Atom numarası, kütle numarası, izotoplarAtom numarası herhangi bir elementin atom

çekirdeğindeki proton sayısıdır, Z ile gösterilir.

Kütle numarası herhangi bir elementin atom çekirdeğindeki proton sayıları ile nötron sayılarının toplamıdır, A ile gösterilir.Nötron sayısı = A – Z

Atom numaraları (proton sayıları) aynı olan, kütle numaraları farklı olan atomlara izotop denir. Bir elementin farklı izotopları olabilir. Yani izotoplar aynı elementleri ifade ederler, fakat nötron sayılarının farklılığından dolayı izotop olan atomların kütleleri farklıdır.

Atom numarası, kütle numarası, izotoplarBir elementin atom ve kütle

numaralarının yazılışı genelde şu şekildedir (farklı da olabilir):

Örnek:

Örnek:

HİDROJEN DÖTORYUM TİRİTYUM

Kuantum SayılarıBaş kuantum sayısı (n): Enerji düzeylerini ve

elektronun çekirdeğe olan ortalama uzaklığını gösterir.

n = 1, 2, 3, 4, ……∞ kadar pozitif tamsayılı değerler alır.

48

Kuantum SayılarıAçısal kuantum sayısı (l): Bu sayı, orbital

türünü belirler.Alabildiği değerler; l = 0, 1, 2, 3, ….(n-1).

n = 1 l = 0 haline karşılık gelen orbital sn = 2 l = 1 haline karşılık gelen orbital pn = 3 l = 2 haline karşılık gelen orbital dn = 4 l = 3 haline karşılık gelen orbital f

49

Kuantum SayılarıMagnetik 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

50

Kuantum SayılarıKuantum sayılarının takımı, orbitalleri nasıl

etkiler?Her 3 kuantum sayısının bir setine, 1 orbital

karşılık gelmektedir.

Örneğin: n = 1 ise l = 0 ve ml = 0 1s orbitali

51

Kuantum SayılarıSoru: 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?

52

Kuantum SayılarıBaş 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.

53

Atomik OrbitallerAtomik orbitaller; s, p, d ve f

notasyonları kullanılarak gösterilir.Bütün s-orbitalleri küresel yapılıdır.

54

Atomik Orbitallerp-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, y-ekseni üzerinde bulunan orbitale py ve z-ekseni üzerinde bulunan orbitale ise pz orbitali denir.

55

p-Atomik Orbitalleri

56

(a) px, (b) pz, (c) py

d-Atomik Orbitallerid-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.

57

d-Atomik Orbitallerid-Orbitalleri

58

f-Atomik Orbitalleri7 tane f-orbitali olup, bunlar altışar lob’lu dur. Dışardan herhangi bir magnetik etki

olmadıkça, bütün f-orbitalleri eş enerjilidir.

59

Spin Kuantum Sayısı (ms)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.

60

Spin Kuantum sayısı (ms)

Spin hareketi, saatin dönme yönünde ve tersi yönünde olmak üzere iki türlüdür.

Bu nedenle, spin kuantum sayısı ms = ± ½ şeklinde iki değer almaktadır.

ms =12

ms = +12

61

Orbitallerin enerji SırasıÇok 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.

62

Orbitallerin enerji Sırası(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.

63

Orbitallerin enerji SırasıOrbital n l n + l

1s 1 0 12s 2 0 22p 2 1 33s 3 0 33p 3 1 43d 3 2 54s 4 0 44p 4 1 54d 4 2 64f 4 3 7

64

Orbitallerin enerji SırasıOrbitallerin 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.

65

Orbitallerin enerji Sırası

66

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s <

4d < 5p <6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p

Elementlerin Elektronik YapılarıBir 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).

67

Elementlerin Elektronik YapılarıBir 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.

68

Elementlerin Elektronik YapılarıBöylece, eş enerjili orbitallerin tamamı yarı

dolmuş (yani tek elektronlu) duruma geldikten sonra, gelen elektronlar, zıt spinlerle bu yarı dolmuş orbitalleri doldururlar (Hund Kuralı)

69

Elementlerin Elektron Konfigurasyonları (Dağılımları)

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

70

71

Atom Z Temel hal elektron konfigürasyonu

H 1 1s1

He 2 1s2

Li 3 1s2 2s1

Be 4 1s2 2s2

B 5 1s2 2s2 2p1

C 6 1s2 2s2 2p2

N 7 1s2 2s2 2p3

O 8 1s2 2s2 2p4

F 9 1s2 2s2 2p5

Ne 10 1s2 2s2 2p6

Na 11 1s2 2s2 2p6 3s1

72

Bazı Elementlerin Orbital Diyagramlarıatom Orbital Diyagramı

5B 1s2

2s2

2p1

6C 1s2

2s2

2p2

7N 1s2

2s2

2p3

8O 1s2

2s2

2p4

9F 1s2

2s2

2p5

17Cl 1s2

2s2

2p6

3s2

3p5

Aufbau İlkesinden SapmalarÇoğu 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).

73

Aufbau İlkesinden SapmalarAtom Öngörülen Elektron

DağılımıDeneysel 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

74

Magnetik ÖzelliklerAtomlar, 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.

75

Magnetik ÖzelliklerBir 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.

76

Magnetik ÖzelliklerBazı maddeler de magnetik alan tarafından

kuvvetle itilirler. Bu tür maddelere, ferromagnetik maddeler

denir.Fe, Co ve Ni, bu özelliğe sahip maddelere

örnek teşkil eder.

77

Grup ve Peryot BulunmasıAtom numarası verilen elementin elektron

dağılımı yapılır.Orbital katsayısı en yüksek olan sayı,

elementin periyot numarasını verir.Son elektron s veya p orbitalinde bitmişse,

element A grubundadır. s-Orbitali üzerindeki sayı doğrudan A

grubunun numarasını verir.

78

Grup ve Peryot BulunmasıElementin elektron dağılımı p orbiatli ile

bitmişse, p’nin üzerindeki sayıya 2 ilave edilerek grup numarası bulunur.Örnekler:

11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 3. Peryot, 1A Grubu

17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 3. Peryot, 7A Grubu

79

Grup ve Peryot BulunmasıEn son elektron d orbitalinde bitmişse,

element B grubundadır.

d11+2 = 3 B

d2 2+2 = 4 B

d66+2 = 8 B

d77+2 = 8 B

d88+2 = 8 B

d9 9+2 = 1 B

d10 10+2 = 2 B

80

Grup ve Peryot BulunmasıÖrnek:

25Mn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

4. Periyot, 7B Grubu

Elektron dağılımı yapılan elementin en son elektronu 4f orbitalinde bitmişse Lantanitler, 5f de bitmişse Aktinitler serisinin bir üyesidir.

81

828.2

ns1

ns2

ns2

np1

ns2

np2

ns2

np3

ns2

np4

ns2

np5

ns2

np6

d1

d5 d10

4f

5f

Elementlerin Elektron Konfigurasyonları

Periyodik Tablo (Çizelge)Periyodik tablonun temel özelliği, elementleri

artan atom numaralarına göre yan yana ve benzer özelliklerine göre de alt alta toplamasıdır.

Periyodik tabloda yatay sütunlara peryot, dikey sütunlara da grup denir.

Perydik tablo, 8 tane A ve 8 tane de B grubundan oluşmaktadır.

83

Periyodik TabloPeriyodik 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.

84

85

1

2

3

4

5

6

7

Geçiş elementleri

s-bloku

İçgeçiş elementleri

f-bloku

p-bloku

d-bloku

Baş grup elementleri

Periyodik TabloPeriyodik 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.

86

Periyodik TabloAlkali MetallerLityum LiSodyum NaPotasyum KRubityum RbSezyum CsFransiyumFr

Toprak Alkali MetallerBerilyum BeMagnezyum MgKalsiyum CaStronsiyum SrBaryum BaRadyum Ra

87

Periyodik TabloHalojenler

Flor FKlor ClBrom Brİyot IAstatin At

SoygazlarHelyum HeNeon NeArgon ArKripton KrKsenon XeRadon Rn

88

Periyodik TabloElementler, 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,

89

Periyodik TabloÇekilerek tel haline gelebilirler,Yüksek erime ve kaynama noktalarına

sahiptirler,Bileşiklerinde daima pozitif (+) yükseltgenme

basamaklarına sahiptirler,gibi özellikleri vardır.

90

Periyodik TabloPeriyodik 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.

91

Periyodik TabloMetallerle ametaller arasında bulunan bazı

elementler, hem metalik hem de ametalik özellikler gösterir ve bunlara yarımetaller veya metaloidler denir.

92

Periyodik TabloYarımetaller (Metaloidler)

Bor BSilisyum SiGermanyum GeArsenik AsAntimon SbTellur TeAstatin At

93

Atomlar ve İyonların BüyüklüğüAtom yarıçapları

Atomlar, 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.

94

Atomlar ve İyonların BüyüklüğüAtom 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.

95

Atomlar ve İyonların BüyüklüğüMetaller 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

96

Atomlar ve İyonların Büyüklüğü

Kovalent

Yarıçap (pm)

Metalik Yarıçap

(pm)

İyonik Yarıçap

(pm)

Sodyum (Na) 157 186 95

Klor (Cl) 99 - 181

97

Atomlar ve İyonların BüyüklüğüPeriyodik çizelgede bir periyot boyunca

soldan sağa doğru gidildiğinde, genel olarak atom yarıçapları küçülür.

Bir grup boyunca yukardan aşağıya doğru inildiğinde ise, genel olarak atom yarıçaplarında artış olur.

98

100

Atom yarıçaplarının atom numaralarına göre değişimi

8.3

Atomlar ve İyonların Büyüklüğüİyon 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.

101

Atomlar ve İyonların BüyüklüğüBir atomun +2 yüklü iyonu +3 yüklü

iyonundan daha büyüktür. Örneğin;

Fe 117 pmFe+2 75 pmFe+3 60 pm

102

Atomlar ve İyonların BüyüklüğüBuna karşılık, negatif bir iyonun yarıçapı

daima türediği atomunkinden daha büyüktür.Örneğin;

Cl 99 pmCl- 181 pm

103

104

Katyon türediği nötr atomdan daima daha küçüktür

Anyon türediği nötr atomdan daima daha büyüktür

8.3

Atomlar ve İyonların BüyüklüğüSoru: Periyodik çizelgeden yararlanarak,

parantez içerisinde verilen atom ve iyonları büyüklüklerine göre sıralayınız (Ar, K+, Cl-, S2-, Ca2+)

105

İyonlaşma EnerjisiGaz 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

106

İyonlaşma Enerjisiİyonlaşma 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.

107

İyonlaşma EnerjisiBir 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.

108

İyonlaşma Enerjisi

109

A (g) A+

(g) + e-

A+(g) A2+

(g) + e-

A2+(g) A3+

(g) + e-

IE1 (birinci iyonlaşma enerjisi)

IE2 (ikinci iyonlaşma enerjisi)

IE3 (üçüncü iyonlaşma enerjisi)

IE1 < IE2 < IE3 < ….< IEn

İyonlaşma EnerjisiPeriyodik çizelgede bir grup boyunca,

yukardan aşağıya inildikçe elementlerin birinci iyonlaşma enerjileri genel olarak azalır.Element Atom yarıçapı(pm) IE1(kj/mol)

Li 152 520,2 Na 186 495,8

K 227 418,8 Rb 248 403,0 Cs 265 375,7

110

İyonlaşma Enerjisi Periyodik çizelgede bir periyot boyunca,

soldan sağa doğru gidildiğinde elementlerin birinci iyonlaşma enerjileri genel olarak artar.

Metal atomları, ametal atomlarına kıyasla, daha düşük iyonlaşma enerjisine sahiptirler.

111

112

Birinci İyonlaşma Enerjisi İçin Genel Eğilim

8.4

Birinci İ.E. Artar

Bir

inci

İ.E

. Art

ar

113

1. Peryot

2. Peryot

3. Peryot4. Peryot

5. Peryot

8.4

114

Na Mg Al Si P S Cl Ar

IE1495,8 737,7 577,6 786,5 1012 999,6 1251,1 1520,5

IE24562 1451 1817 1577 1903 2251 2297 2666

IE37733 2745 3232 2912 3361 3822 3931

IE411580 4356 4957 4564 5158 5771

IE516090 6274 7013 6542 7238

IE621270 8496 9362 8781

IE727110 11020 12000

3. Periyot Elementlerinin İyonlaşma Enerjileri (kj/mol)

Elektron İlgisiİyonlaşma 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.

A(g) + e-A-(g)

115

Elektron İlgisiBu tür işlemlerde her zaman olmamakla

beraber, enerji açığa çıkar.Bu nedenle, birinci elektron ilgilerinin

(EI1) büyük bir çoğunluğu, negatif işaretlidir.F(g) + e- F-(g) EI1 = -322,2 kj/mol

F (1s22s22p5) + e-F- (1s22s22p6)

116

Elektron İlgisiKararlı elektronik yapıya sahip olan

elementlerin, bir elektron kazanması enerji gerektirir.

Yani olay endotermiktir ve elektron ilgisi pozitif işaretlidir.

Ne(g) + e- Ne-(g) EI1 = +29,0 kj/mol

Ne (1s22s22p6) + e-Ne- (1s22s22p63s1)

117

Elektron İlgisiGenel olarak, Periyodik çizelgede bir periyot

boyunca soldan sağa gidildiğinde elektron ilgisi artar.

Bir grupta yukarıdan aşağıya doğru inildiğinde ise elektron ilgisi azalır.

Ametaller, metallere kıyasla daha yüksek elektron ilgisine sahiptirler.

118

Elektron İlgisi

H He

- 72,8 + 21

Li

Na

K

Rb

Cs

Be B C N O F

Cl

Br

I

At

-59,8 +241 -83 -122,5 0,0 -141,4

-52,9

- 48,3

- 46,9

- 45,5

-322,2

-348,7

-324,5

-295,3

-270

119

Bazı elementlerin birinci elektron İlgileri (EI1) (kj/mol)

Elektron İlgisiBazı 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.

120

Elektron İlgisi

O(g) + e- O-(g) EI1 = - 141,4 kj/mol

O-(g) + e-O2-(g) EI2 = + 880,0 kj/mol

121

Kimyasal BağlarAtomları bir arada tutan kuvvete, kimya

dilinde kimyasal bağ denir.Kimyasal bağlar, aile içindeki yada akrabalar

arasındaki bağlara benzetilebilir.

122

Kimyasal Bağlar1916-1919 yılları

arasında Amerikalı Kimyacı Gilbert Newton Lewis ve arkadaşları tarafından Kimyasal bağlarla ilgili önemli bir kuram geliştirilmiştir.

123

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.

124

Kimyasal BağlarLewis 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.

125

Kimyasal Bağlar

C F

Al

O

Ne

H N

126

Bazı Elementlerin Lewis Simgeleri

Kimyasal BağlarSoru: Parantez içerisinde verilen

elementlerin Lewis simgelerini yazınız (15P,

16S, 53I, 18Ar, 12Mg, 3Li).

127

Kimyasal BağlarKimyasal Bağ Çeşitleri

İyonik bağKovalent bağMetalik bağ

128

İyonik BağBir 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.

129

İyonik BağAmetallerin 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.

130

İyonik Bağİyonik Bağa ve İyonik Bileşiklerin

Lewis Yapılarına Örnekler:Sodyum klorürün (NaCl) Lewis yapısı

Na Cl Na Cl

Lewis yapisi

+

131

İyonik BağBu tepkimede yer alan atom ve

iyonların tam elektronik yapıları

Na (1s22s22p63s1) Na+ (1s22s22p6) + e-

e- + Cl (1s22s22p63s23p5) Cl- (1s22s22p63s23p6)

8

8

132

İyonik Bağ

Örnek: Magnezyum klorür’ün (MgCl2) Lewis Yapısı

Mg +

Cl

Cl

Mg Cl

Lewis yapisi

Cl2

133

İyonik Bağ

Örnek: Aluminyum oksit’in (Al2O3) Lewis Yapısı

Al

+

Al

O

O

O

Al

Lewis yapisi

2 3 O23

134

İyonik BağSoru: Aşağıda adları verilen bileşiklerin,

Lewis yapılarını yazınız.a) kalsiyum klorür b) lityum oksitc) baryum sülfür

135

İyonik Bağİyonik 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.

136

İyonik Bağİyonik bileşikler, yüksek erime ve kaynama

noktalarına sahiptirler.İyonik bileşikler çok sert fakat kırılgandırlar.İyonik bileşikler, genellikle su gibi polar

çözücüler içerisinde çözünürler.

137

Kovalent BağKovalent 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.

138

Kovalent BağBu şekilde, elektronların ortaklaşa

kulanımına dayalı bağ türüne “kovalent bağ” denir.

Kovalent bağa ve kovalent moleküllerin Lewis yapılarına örnekler:

139

Örnek: H2

H + H H : H veya H H

bag yapan (paylasilmis) elektron çifti

kovalent bag

140

Kovalent BağÖrnek: Cl2

Cl Cl Cl ClCl : Cl veya

bag yapanelektron cifti

bag yapmamis(paylasilmamis)elektron cifti

141

Kovalent BağÖrnek: HCl

H Cl H : Cl veya H Cl

Lewis yapisi

142

Kovalent BağÖrnek: H2O

OH H H : O : H veya O HH

Lewis yapisi

143

Katlı Kovalent BağlarÖrnek: O2

O O O OO : : O veya

Lewis yapisi

144

Katlı Kovalent BağlarÖrnek: N2

N N N N veya N N

Lewis yapisi

145

Bağ Derecesi ve Bağ UzunluğuBağ derecesi; bir bağın tekli, ikili yada

üçlü olduğunu gösterir.

Bağ Türü Bağ Derecesi Tekli 1 İkili 2 Üçlü 3

146

Bağ Derecesi ve Bağ UzunluğuBağ Uzunluğu, birbirlerine kovalent bağla

bağlı iki atomun merkezleri arasındaki uzaklık olarak tanımlanır.

147

Kovalent Bağ Teorileri

Valens bağ teorisine göre moleküllerin oluşumunda çekirdek etrafında atomik orbitallerdeki elektronların ortaklaşa kullanılması halinde atomik orbitallerin birbirine girişim yapması ile bağ açıklanır. Molekül orbital teoride ise kovalent bağ oluşumuna iştirak eden elektronlar artık ortak bir molekül orbitalde bulunurlar. Atomik orbital bulunmaz.

(Valens bağ teoriye göre)

(Moleküler orbital teoriye göre)

(b)

(a)

H2

H2

HH

HH

: ..

. ...

+

+

..

Hidrojen molekülünün (a) molekül orbital teoriye göre, (b) valens bağ teoriye göre oluşumu

Çok Atomlu Moleküller ve Hibridleşme

sp3 hibridleşmesi sp2 hibridleşmesisp hibridleşmesi

Hibrid orbitallerinin özellikleri.

H2O molekülü bağ açıları 104.5 sp3 hibritleşmesine çok benzer bir yapıya sahiptir.

Atomlar

Documents

Transcript of Atomlar