AYT KİMYA DENEMELER

AYT kimya deneme pdf dosyalarına aşağıdaki linklerden ulaşabilirsiniz. Sizler için özenerek hazırlamış olduğumuz bu denemelerin hazırlık sürecinde yararlı olacağı düşüncesindeyiz.

Bildiğiniz gibi AYT’de kimya dersinden 13 soru çıkmaktadır. MEB’in son açıklamasına göre bu 13 soru;

  • Modern Atom Teorisi,
  • Gazlar,
  • Kimya ve Enerji,
  • Kimyasal Hız,
  • Kimyasal Denge,
  • Kimya ve Elektrik,
  • Karbon Kimyasına Giriş,
  • Organik Bileşikler

konularını kapsıyor. Konu çok, soru az. Biliyoruz. Fakat bu sizin daha çok çalışmanıza engel değil. Detaylar, istisnalar, kural dışı durumlar sınavda her zamankinden daha fazla eleyici özelliği sahip olacak.

AYT’ye çalışırken kimya soru katsayılarının matematik alanından daha yüksek olduğunu aklınızdan çıkarmayın. Yani AYT’de bir kimya sorusu matematikten daha değerli.

Puanınızı hesaplarken, AYT  netlerinizi: Matematik=3 Fizik=2,85 Kimya=3,07 Biyoloji=3,07 ile çarpın.

ORGANİK BİLEŞİKLER-1

HİDROKARBONLARIN SINIFLANDIRILMASI

Bu bölümde;

Alkanlar (Parafinler)
Alkenler (Olefinler)
Alkinler (Asetilen Sınıfı Bileşikler)
Aromatik Bileşikler (Arenler) konularını öğreneceğiz.

 

Organik bileşiklerin yapısında temelde C ve H atomları bulunmaktadır. Yapısında sadece C ve H atomu bulunduran organik bileşiklere hidrokarbon denir.
Hidrokarbonlar: C2H2, C2H6, C6H6…
Yapısında S, O, N gibi atomlardan en az birini bulunduran organik bileşiklere ise heteroatomlu bileşik denir.
Heteroatomlu bileşik: HCOOH, CH3OH, CH3Cl, C2H4O2, CH3CHO, CH3NH2…
Hidrokarbonlar; alifatik ve aromatik olmak üzere ikiye ayrılır. Alifatik hidrokarbonlar ise doymuş ve doymamış olmak üzere ikiye ayrılır. Yapısında pi bağı bulundurmayan hidrokarbonlara doymuş hidrokarbon, yapısında pi bağı bulunduran hidrokarbonlara ise doymamış hidrokarbon denir.

ALKANLAR (PARAFİNLER)

Yapısında sadece tekli bağ bulunduran hidrokarbonlara alkan denir. Tepkimeye girme istekleri az olduğundan alkanlara Latince “etkinliği az” anlamında parafin de denilir.

  • parafin mum
    Parafinden yapılmış mum

    Genel Formülü CnH2n+2 dir

  • Halkalı alkanların (sikloalkanlar) genel formülü CnH2n dir.
  • Alkanlar düz zincirli, dallanmış ve halkalı yapıda olabilir.
  • Yapısındaki bütün bağlar sigma bağıdır ve yapısındaki bütün karbon atomları sp3 hibritleşmesi yapmıştır.
  • Bağ açısı 109,5o dir.
  • VSEPR gösterimi AXtür ve düzgün dört yüzlü geometriye sahiptir.

Alkanların Adlandırılması

IUPAC
IUPAC, 1919 yılında kuruldu

Organik bileşiklerin adlandırılması IUPAC – International Union of Pure and Applied Chemistry – (Uluslararası Kuramsal ve Uygulamalı Kimya Birliği)  kurallarına göre yapılır.

IUPAC adlandırma sisteminde atomların sayısı latince adlarıyla okunur.

Latince sayılar
IUPAC’ın Kabul Ettiği Bazı Sayılar ve Latince Okunuşları

Bir moleküldeki bütün bağların açık şekilde yazıldığı formüle yapı formülü (açık formül) denir. Karbonlar ile hidrojenler arasındaki bağların gösterilmediği yapı formülüne yarı açık formül denir. Karbonlara bağlı grupların karbon atomundan sonra yazıldığı, aralarındaki bağların gösterilmediği formüle sıkıştırılmış yapı formülü denir.

Düz zincirli alkanların ilk 4 üyesinin adı IUPAC tarafından özel olarak belirlenmiştir. Alkanlar kaç karbonlu ise o karbon sayısını ifade eden ön ekin sonuna -an eki getirilerek adlandırılır.

alkanlar
Karbon Sayısı1’den 10’a Kadar Olan Düz Zincirli Alkanların Formülleri ve Adları

Alkiller

Alkanlardan bir hidrojen eksilmesi ile oluşan radikal gruplara alkil denir ve R– şeklinde gösterilir. Alkiller türedikleri alkana göre adlandırılır. Alkil hangi alkandan türemişse o alkanın adının sonundaki -an eki yerine -il eki getirilir.

Alkiller
Düz Zincirli Alkillerin İlk 5 Üyesi

Düz zincirli alkanlar adlandırılırken herhangi bir dallanma olmadığını belirtmek için alkanın adının önüne n- (normal) eki getirilir.

Dallanmış Alkanların Adlandırılması

1. Moleküldeki en uzun karbon zinciri seçilir. Seçilen bu zincire ana zincir denir. Ana zincir dışında kalan gruplara yan grup ya da dal denir.

2. Ana zincirdeki karbon atomlarına numara verilir. Numaralandırma yan gruba en yakın uçtan başlanarak yapılır.

3. Ana zincirde birden fazla yan grup varsa iki uçtan başlanıldığı zaman karşılaşılan ilk yan gruba bakılır. İlk yan gruplar ana zincirin uçlarına eşit mesafede ise ikincilere, onlar da eşitse diğerlerine bakılır.

4. Dallanmalar her iki uca da eşit uzaklıkta ise adlandırma alfabetik sıraya göre yapılır. Alfabetik önceliği olan grubun bağlı olduğu karbon atomu en küçük sayıyı alacak şekilde numaralandırma yapılır. di- tri- sekonder- gibi ekler alfabeditk sırada dikkate alınmazken, izo- ve neo- gibi ekler dikkate alınır.

Aşağıdaki örnekte, etil ve metil uçlara eşit uzaklıktadır. Etil metilden önce geldiğinden etilin yakın olduğu numaralandırma yapılır.

5. Verilen bileşikte ana zincir bulunurken bütün karbon atomları açık şekilde yazılır.

6. Önce yan grubun bağlı olduğu karbon atomu, sonra yan grubun adı yazılır. Numaralarla kelimeler çizgi (-) ile ayrılır. Daha sonra boşluk bırakılmadan ana zincirdeki karbon sayısına karşılık gelen alkanın adı yazılır.

7. Bileşikte birden fazla yan grup varsa yazma işlemi yan grup numarasına bakılmaksızın alfabetik sıraya göre yapılır.

8. Bileşikte aynı yan gruptan birden fazla varsa her yan grubun bağlı olduğu karbonların numaraları aralarına virgül koyularak ayrı ayrı yazılır ve kaç tane olduğu yan grubun adından önce Latince di-, tri-, tetra- gibi sayı belirten eklerden biriyle belirtilir.

9. Alkanlara halojen (F, Cl, Br, I) bağlanması ile oluşan bileşiklere haloalkan denir. Haloalkanların adlandırılması dallanmış alkanlardaki kurallara göre yapılır.

 

Örnek 2:

3-klor-2,3-dimetilhekzan bileşiğinin yarı açık formülünü yazınız.

Alkanların Özel (Yaygın) Adlandırılması

n- izo- ve neo- Ön Eki İle Adlandırma

Ana zincirde herhangi bir dallanma yoksa ana zincirin adının başına n- getirilir. Bu tür alkanlara normal alkan denir.
Ana zincirin 2. karbonuna 1 tane metil grubu bağlı hidrokarbonlar, alkanın adının önüne izo- eki getirilerek adlandırılır.

Ana zincirin 2. karbonuna 2 tane metil grubu bağlı hidrokarbonlar, alkanın adının önüne neo- eki getirilerek adlandırılır. Alkanların özel adlandırılmaları yapılırken n-, izo- ve neo- ön eklerinden sonra moleküldeki toplam karbon sayısına karşılık gelen alkanın adı yazılır.

Primer, Sekonder ve Tersiyer Karbon Atomları

Karbon atomuna sadece başka bir karbon atomu bağlıysa karbon atomuna primer (birincil)
karbon atomu, karbon atomuna iki ayrı karbon atomu bağlıysa karbon atomuna sekonder (ikincil) karbon atomu, karbon atomuna üç ayrı karbon atomu bağlıysa karbon atomuna tersiyer (üçüncül) karbon atomu denir.

Bir alkanın hidrojen atomları, bağlı oldukları karbon atomları esas alınarak sınıflandırılır. Birincil karbon atomuna bağlı hidrojen atomu birincil (1o) hidrojen atomudur. İkincil karbon atomuna bağlı hidrojen ikincil (2o) hidrojen atomu ve üçüncül karbon atomuna bağlı hidrojen ise üçüncül (3o) hidrojen atomudur.

Primer, Sekonder ve Tersiyer Alkiller

Primer karbon atomundan hidrojen eksilirse primer alkil, sekonder karbon atomundan hidrojen eksilirse sekonder alkil ve tersiyer karbon atomundan hidrojen eksilirse tersiyer alkil grupları oluşur.

C3H8 (propan) bileşiğinin yaygın alkil türevleri:

C4H10 (bütan) bileşiğinin yaygın alkil türevleri:

   

C5H12 (pentan) bileşiğinin yaygın alkil türevleri:

 

 

 

AYT KİMYA TESTLERİ – PDF

Merhaba, AYT Kimya pdf testleri artık hazır. Rahatlıkla indirip çözebilirsiniz.

AYT Kimya 13 sorudan oluşmaktadır. Soru sayısına oranla konu kapsamları çok daha geniş. Her üniteden soru gelme şansı yok. Buna rağmen her üniteden soru gelecekmiş gibi çalışmalısınız. Kazanımlar bir önceki senelere göre önemli ölçüde sınırlandırıldı. Bu da siz üniversite adayları için rahatlatıcı bir sebep oldu. İsterseniz AYT de çıkacak kimya konularını tekrar hatırlayalım.

AYT Kimya Testleri – PDF

11 ve 12. sınıf kazanımlarından oluşmaktadır. 11 ve 12. sınıf kimya konuları desek de TYT kimya konularına da hakim olmanız gerekiyor. Çünkü 11 ve 12. sınıf konularının temeli 9 ve 10. sınıfta atılıyor. TYT kimya bilgisine sahip olmayan öğrenciler AYT sınavında çok zorluk çekecektir.

Aşağıda sizler için hazırladığımız AYT Kimya PDF Testleri cevaplarıyla birlikte tıklayarak indirebilirsiniz. İyi çalışmalar. Sınavda başarılar.

 

11. Sınıf Kimya PDF Testleri ve VİDEO ÇÖZÜMLERİ:

  1. Modern Atom Teorisi – Atomun Kuantum Modeli TEST –    VİDEO ÇÖZÜMÜ  
  2. Gazlar TEST –  VİDEO ÇÖZÜMÜ
  3. Sıvı Çözeltiler ve Çözünürlük VİDEO ÇÖZÜMÜ
  4. Kimya ve EnerjiVİDEO ÇÖZÜMÜ
  5. Tepkimelerde Hız –  VİDEO ÇÖZÜMÜ
  6. Kimyasal Denge – VİDEO ÇÖZÜMÜ
  7. Sulu Çözeltilerde Asit-Baz Dengesi VİDEO ÇÖZÜMÜ
  8. Sulu Çözeltilerde Çökme-Çözünme Dengesi

12. Sınıf Kimya PDF Testleri:

  1. Kimya ve Elektrik  – VİDEO ÇÖZÜMÜ
  2. Karbon Kimyasına Giriş – VİDEO ÇÖZÜMÜ
  3. Hidrokarbonlar1
  4. Hidrokarbonlar2
  5. Fonksiyonel Bileşikler (Alkoller – Eterler- Karbonil Bileşikleri- Karboksilli Asitler)
  6. Enerji Kaynakları ve Bİlimsel Gelişmeler

KARIŞIMLAR

KARIŞIMLARIN SINIFLANDIRILMASI

Birden fazla maddenin kimyasal özellikleri değişmeden bir araya gelmesiyle oluşan sistemlere karışım denir. Bu kısımda karışımların sınıflandırılması konusunu irdeleyeceğiz.
*Karışımlar saf madde değildir.
*Karışımı oluşturan maddeler her oran birleşebilirler.
*Karışımı oluşturan maddeler kimliklerini korurlar.
*Karışımlar fiziksel yolla bileşenlerine ayrılabilir.
*Hal değiştirme sıcaklıkları (erime-donma-kaynama) yoktur.
*Yoğunlukları bileşen oranına göre değişebilir, ayırt edici değildir.
*Karışımlar homojen ve heterojen olmak üzere iki gruba ayrılır.

HOMOJEN KARIŞIMLAR (ÇÖZELTİLER)

Her yerinde aynı özelliği gösteren karışımlara homojen karışım denir. Homojen karışımlar bir maddenin başka bir madde içinde çözünmesi ile oluşur. Bu nedenle homojen karışımlara çözelti denir.
Çözeltiler çözücü ve çözünenden oluşur.
Çözücü: Genellikle miktarı fazla olan madde çözücüdür. Su her zaman çözücü sayılır.
Çözünen: Genellikle miktarı az olan madde çözünendir.

Çözelti örnekleri

Aşağıdaki tabloda çözücü ve çözünenin fiziksel haline göre sınıflandırılmış çözelti örneklerini inceleyiniz.

Çözünme Şekline Göre Çözelti Çeşitleri

Moleküllü Çözelti: Maddenin çözücü içinde molekül halinde homojen dağılması ile oluşan çözeltiler.
Kovalent bileşikler genellikle moleküler çözünme gösterir.
ÖR: C2H5OH (etil alkol), C12H22O11 (sofra şekeri)

Etil alkolün suda çözünme denklemi

Etil alkol suda iyonlarına ayrışmaz, moleküler biçimde çözünür. Bu nedenle etil alkol-su çözeltisi elektriği iletmez. Bu tür elektriği iletmeyen çözeltilere elektrolit olmayan çözelti denir.

İyonik Çözelti: Maddenin çözücü içinde iyonlarına ayrışarak homojen dağılması. İyonik bileşikler iyonik çözünme gösterir.
ÖR: NaCl, Ca(NO3)2

NaCl tuzunun suda çözünme denklemi

NaCl tuzu suda çözündüğünde Na+ ve Cl– iyonlarına ayrışır. Serbest halde hareket eden iyonlar çözeltinin elektriği iletmesini sağlar. Bu tür elektriği ileten çözeltilere elektrolit çözelti denir.

Çözünen Madde Miktarına Göre Çözelti Çeşitleri

Doymuş Çözelti: Belirli sıcaklıkta çözebileceği maksimum miktarda maddeyi çözmüş çözeltilerdir.
Doymamış Çözelti: Belirli sıcaklıkta çözebileceği maksimum miktardan daha az çözünen içeren çözeltilerdir.
Aşırı Doymuş Çözelti: Belirli sıcaklıkta çözebileceği maksimum miktardan daha fazla çözünen içeren çözeltilerdir. Aşırı doymuş çözeltiler kararsızdır. Bir dış etki ile çözünen fazla madde çöker.

Çözünen/Çözücü Oranına Göre Çözelti Çeşitleri

 

Derişik Çözelti: Çözünen miktarı görece fazla olan çözeltilerdir.
Seyreltik Çözelti: Çözünen miktarı görece az olan çözeltilerdir.

Seyreltik ve derişiklik terimleri görecelidir. Yani bir çözeltiye derişik ya da seyreltik denilebilmesi için bir başka çözelti ile karşılaştırılmalıdır. Yandaki üç çözelti incelendiğinde, aynı miktar (100 mL) suya üç farklı miktarda şeker ilave ediliyor. Bu üç çözeltiden 30 g şeker içeren çözelti diğer iki çözeltiye göre derişik, 10 g şeker içeren çözelti ise diğer iki çözeltiye göre seyreltiktir.

Bu üç çözeltiteki şeker oranları büyükten küçüğe, C>B>A şeklindedir.

*Doymuş çözeltiler daima derişiktir. 

ÇÖZÜNME OLAYI

Çözünme olayı iyonik ve moleküler olmasının yanı sıra, ısı alış verişi bakımından endotermik (ısı alan) ve ekzotermik (ısı veren) olabilir.
Çözünme olayı sırasında harcanan enerji, açığa çıkan enerjiden büyükse çözünme olayı ekzotermik, açığa çıkan enerjiden küçükse çözünme olayı endotermiktir.
Katı ve sıvıların çözünmesi genellikle endotermik, gazların çözünmesi ise genellikle ekzotermiktir.

Hidrasyon ve Solvasyon

Bir maddenin suda çözünmesi olayına hidrasyon (hidratasyon), sudan farklı bir çözücüde çözünmesi olayına solvasyon (solvatasyon) adı verilir.

Polarlığın Çözünmedeki Rolü

Bir çözelti hazırlanırken çözücü ve çözünenin bir biri içinde çözünüp çözünmeyeceğini, elde edilen karışımın homojen veya heterojen oluşuna moleküler düzeyde bir yaklaşım getirebiliriz. Moleküller arası etkileşimler ve bu etkileşimlerin benzerliği çözünmede önemli rol oynar.

Çözücü ve çözünen arasında oluşacak etkileşim, çözünenin kendi molekülleri arasındaki etkileşimden daha büyükse çözünme olayı gerçekleşir.Maddelerin birbiri içinde çözünmeleri “Benzer, benzeri çözer.” ilkesi ile açıklanır.

Benzer benzeri çözer ilkesi:

Bu ilkeye göre, polar maddeler polar çözücülerde, apolar maddeler apolar çözücülerde iyi çözünür.
Bir molekülün polarlığı arttıkça çözünme miktarı artar.
İyonik katılar polar çözücülerde iyi çözünür.
CCl4, CH4, C2H6, C6H6, CO2, I2 gibi maddeler apolar moleküllerdir. Bu maddelerin bir biri içinde iyi çözünmesi beklenir.
H2O (su), CHCl3 (kloroform), H2S, HF, C2H5OH (etil alkol), gibi maddeler polar moleküllerdir. Bu maddelerin birbiri içinde iyi çözünmesi beklenir.
NaCl, NaOH, Na2CO3 gibi maddeler iyonik katıdırlar ve polar çözücülerde iyi çözünürler.
CCl4 – H2O, C6H6 – CHCl3 gibi ikili karışımlarda moleküller birbirini iyi çözmez.

NaCl – H2O etkileşimi

Su molekülünde O-H bağları aynı doğrultuda olmadığından dipol momentleri sıfır değildir. Yani belli bir açıyla farklı doğrultularda bulunurlar. Bu da O-H bağlarının birbirinin etkisini yok edemeyeceği anlamına gelir. Dipol momentleri böylelikle sıfırdan farklı olur. Bundan dolayı da su molekülleri polar moleküllerdir. Su molekülündeki oksijen atomu, üzerinde bulunan elektron çiftlerinden dolayı kısmi negatif yüke sahiptir. Hidrojen atomu ise kısmi pozitif yüke sahiptir. İyonik bir bileşik olan tuz (NaCl), Na+ iyonları ile Cl– iyonlarından meydana gelir. Su moleküllerindeki kısmi negatif yüklü oksijen atomları, tuz kristalinin katyonlarını (Na+) sararak kristal örgüden koparır. Suyun kısmi pozitif yüklü hidrojen atomları ise tuz kristalinin anyonlarına (Cl-) çekim uygulayarak katyonlardan uzaklaşmasını sağlar. Polar bir madde olan suyun iyonlara uyguladığı bu çekim kuvveti iyon-dipol etkileşimi olarak tanımlanır. Oluşan iyon-dipol etkileşimi oldukça kuvvetli olduğu için iyonları kristalden kopararak tuzun çözünmesini sağlar.

Çözünen iyonlar su molekülleri ile sarılır ve hidratlaşmış olarak çözelti içerisinde hareket eder. Bütün iyonlar sulu çözeltilerinde hidratlaşmış hâlde bulunur.

CCl4 – H2O etkileşimi 

CCl4 (karbon tetraklorür) molekülleri suda çözünmez. CCl4 molekülünde bir karbon atomunun dört köşesinde klor atomları bulunur. Üç boyutlu düşünüldüğünde dört bağın dipolleri birbirinin etkisini ortadan kaldırır. Bu nedenle karbon tetraklorür molekülleri apolar moleküllerdir. Su molekülleri ise polar moleküllerdir. Aynı zamanda su molekülleri arasında hidrojen bağları etkindir. Hidrojen bağı, en kuvvetli zayıf etkileşim olarak tanımlanır. Su ile karbon tetraklorür arasında oluşacak etkileşim ise dipol-indüklenmiş dipol etkileşimidir. Dipol-indüklenmiş dipol etkileşimi polar ve apolar maddeler arasında oluşan etkileşimdir. Bu etkileşim suyun kendi molekülleri arasında bulunan hidrojen bağından daha zayıf bir etkileşim olduğu için karbon tetraklorür suda çözünemez. Karbon tetraklorür, su moleküllerinin altına inerek zeytinyağı ve suda olduğu gibi iki ayrı faz oluşturur.

CCl4 – I2 etkileşimi

CCl4 ile I2 birbiri içinde iyi çözünür ve çözelti oluşturur. İyot molekülleri de karbon tetraklorür molekülleri gibi apolar yapıya sahiptir. Her iki molekülde de London etkileşimi etkindir. Bu moleküllerdeki London etkileşimleri yaklaşık olarak aynı büyüklüktedir. Bu nedenle iyot ve karbon tetraklorür molekülleri arasında çekim kuvvetleri oluşur ve iyot karbon tetraklorürde çözünür.

C2H5OH – H2O etkileşimi

Etil alkol molekülü su molekülü gibi polar yapıya sahiptir. Aynı zamanda etil alkol ve su moleküllerinde oksijen atomuna hidrojen atomu doğrudan bağlı olduğu için her ikisinin molekülleri arasında da hidrojen bağı etkindir. Bu nedenle etil alkol suda çözünür.

Çözünme Olayı ve Kimyasal Değişim

İyonik katılar, asitler, O2 gazı ve çoğu kovalent bileşik suda fiziksel yolla çözünürken,
CO2 gazı ve Na, K gibi aktif metaller suda kimyasal yolla çözünür.

Yandaki çözünme örneklerinde,

I. çözünme olayı, iyonların su içinde dağılmasıyla oluşur ve fizikseldir. II. çözünme olayı, CO2 gazının suda tepkime vererek H2CO3 asidine dönüşmesi ile meydana gelir. Bu olay kimyasal olduğundan çözünme olayı kimyasaldır. Daha sonra H2CO3 su içinde iyonlarına ayrışır. Bu olay ise fiziksel çözünmedir. III çözünme olayında da Na metali su içine atıldığında şiddetli bir tepkime vererek NaOH bazını ve H2 gazını meydana getirir. Bu olay kimyasal olduğundan çözünme de kimyasaldır. Daha sonra NaOH bazı su içinde iyonlarına ayrışır. Bu olay ise fizikseldir.

HETEROJEN KARIŞIMLAR

Her yerinde aynı özelliği göstermeyen karışımlara heterojen karışımlar denir.
Adi Karışım: Dağılan ve dağıtıcı faz ayrımı yapılmayan karışımlardır.
ÖR: Karışık çerez, salata gibi.
Süspansiyon (sol): Bir sıvı içinde, katının tanecik boyutu m den büyük olacak şekilde dağılmasıyla oluşan heterohen karışımlardır. Tanecik boyutu 0,1 mm ya da daha büyükse kaba süspansiyon, 0,1 mm den daha küçükse kolloidal süspansiyon adını alır.
ÖR: (Kaba süspansiyon): Çamurlu su, tebeşir tozu ve ayran
ÖR: (Kolloidal süspansiyon): Peynir suyu, yumurta akı, kan, yağlı boya,
Emülsiyon: Bir sıvı içinde, başka bir sıvının heterojen dağılmasıyla oluşan heterojen karışımlara emülsiyon adı verilir.
ÖR: (Kaba emülsiyon): Su-zeytinyağı, su-karbontetraklorür (CCl4)
ÖR: (Kolloidal süspansiyon): Mayonez, süt.
Aerosol: Bir gaz içinde sıvı ya da katının heterojen dağılmasıyla oluşan karışımlara aerosol adı verilir.
ÖR: Sis, bulut, tozlu hava, kirli hava, duman, sprey boya, deodorant, sabun köpüğü, süslü camlar, jel, strafor.

Çözelti – kolloid – süspansiyon arasındaki fark

Tyndall olayı

Çözelti, kolloid ve süspansiyonu dağılan fazın tanecik boyutunu dikkate alarak ayırabiliriz. Çözeltide dağılan fazın tanecik boyutu (10-7 m den küçük) kolloid ve süspansiyona göre çok küçüktür . Süspansiyonda ise dağılan fazın tanecik boyutu ( 10-9 m çözelti ve kolloid karışımlara göre büyüktür. Kolloidlerde ise tanecik boyutu 10-9 – 10-7 m arasındadır ve dağılan faz heterojen dağılım gösterir. Kolloid karışımlarda dağılan tanecikler çıplak gözle görünmezler. Kolloid karışıma bir ışık demeti düşürüldüğünde, askıda kalan tanecikler ışığı yansıtır ve tanecikler görülür hale gelir. Bu olaya tyndall olayı denir.

ÇÖZELTİLERDE DERİŞİM

Derişim bir çözeltide bulunan çözünen madde miktarının ölçüsüdür. Derişim değişik birimlerde kullanılabilir. Bu ünitede yüzde derişim çeşitleri ve ppm derişim birimlerinden bahsedilecektir.

YÜZDE DERİŞİM

Yüzde derişim:
* Kütlece yüzde derişim
* Hacimce yüzde derişim
* Kütle-hacimce yüzde derişim olmak üzere üç çeşittir.

Kütlece Yüzde Derişim

Bir çözeltinin 100 gramındaki çözünen maddenin gram cinsinden değerine kütlece yüzde derişim denir.
Örneğin; 20 g şeker ve 80 g sudan oluşan bir çözelti 100 g’dır. Çözücü ve çözünenin toplamı çözelti kütlesini verir. 100 g çözelti 20 g şeker içerdiği için çözelti % 20’lik şeker çözeltisidir.

Örnek – 1:

120 g suda 30 g şeker çözülerek hazırlanan çözeltinin kütlece yüzde derişimi kaçtır?

Çözüm a:

Çözeltinin toplam kütlesi bulunur: 120+30 = 150 g. Oran orantı kurularak çözeltinin kütlece yüzde derişimi hesaplanır,

çözeltideki şeker yüzdesi 20 dir. Yani çözelti %20 liktir.

Çözüm b:

Kütlece yüzde derişim formülü kullanılarak işlem yapılır,

Kütlece yüzde derişimi farklı olan çözeltilerin karıştırılması:

Kütlece yüzde derişimi farklı iki çözelti karıştırıldığında her bir çözeltinin kütlesi ve yüzdesi çarpılıp toplanır. Bu toplam son karışımın toplam kütlesi ile yüzdesinin çarpımına eşitlenir.

m1.c1 + m2.c2 = mtoplam.cson     eşitliği kullanılır.

m1: 1. çözeltinin kütlesi m2: 2. çözeltinin kütlesi
C1: 1. çözeltinin yüzde derişimi c2: 2. çözeltinin yüzde derişimi

Çözeltilere su ekleyerek çözünen oranı düşürülebilir. Bu işleme seyreltme işlemi denir. Seyreltme işlemi: Seyreltme işlemi sonunda elde edilen çözeltinin yüzdesi hesaplanırken eklenen saf sıvının (bu genelde su olur) yüzdesi sıfır alınarak formülde yerine yazılır.

Örneğin, kütlece %10 luk 150 g tuz çözeltisine 50 g su eklendiğinde son çözeltinin yüzdesini bulalım;

Önce m1.c1 + m2.c2 = mtoplam.cson formülünde verilenleri yerine yazalım. O halde,

eşitliğinden,

cson= 1600/200 = %8 bulunur. Bu da seyreltme işlemi ile ilk çözelti derişiminin %2 oranında azaldığını gösterir.

Çözücünün buharlaştırılması ya da çözünen ilavesi ile çözeltinin çözünen oranı arttırılabilir. Bu işleme deriştirme denir. Deriştirme işlemi: Deriştirme işlemi sonunda elde edilen çözeltinin yüzdesi hesaplanırken eklenen saf katının derişimi yüzde yüz alınarak formülde yerine yazılır.

Hacimce Yüzde Derişim

Sıvılardan oluşan çözeltilerde derişim belirtilirken kütle yerine hacim değerleri de kullanılabilir.
Bir çözeltinin 100 hacim biriminde (mL, L, m3, dm3, vb.) çözünen maddenin hacim birimine hacimce yüzde derişim denir.

Örnek – 2 

100 mL lik bir kolonya örneğinde 80 mL alkol çözünmüş halde bulunmaktadır. Buna göre kolonyanın hacimce yüzde derişimi nedir?

Çözüm:

Bir önceki örnekte olduğu gibi iki farklı çözüm yolu vardır. Fakat burada formül üzerinden çözüm tercih edildi. Dilerseniz oran orantı kurarak aynı sonuca ulaşabilirsiniz.

Kolonyanın hacimce alkol derişimi % 80 dir.

Kütle – Hacimce Yüzde Derişim

Katı ve sıvıdan oluşan çözeltilerde genellikle bu derişim birimi kullanılmaktadır. 100 hacim birimi çözeltide çözünen maddenin kütlesi olarak tanımlanır.  Bu birim genellikle tıp ve eczacılıkta kullanılır.
Örneğin; yaralanmalarda yaranın mikrop kapmaması için sürülen tentürdiyotlar iyot ve sodyum iyodürün etil alkolde çözülmesi ile elde edilir. %2 iyot, %2,5 sodyum iyodür içerir. Yani tentürdiyot 2 g iyot ve 2,5 g sodyum iyodürün etil alkolde çözülerek hacminin etil alkolle 100 mL’ye tamamlanması sonucunda elde edilir.

Milyonda Bir Kısım (ppm)

1 000 000 g ( 1 ton) çözeltide çözünen 1 g maddeyi ifade eden derişim birimidir. Çözeltinin derişimini ifade ederken büyük rakamları kullanmak yerine milyonda bir kısım (ppm) şeklinde ifade edilir.
Örneğin, havanın karbondioksit oranı 350 ppm dediğimizde; 1 ton havada 350 g karbondioksit olduğunu ifade etmiş oluruz.

İçme sularının analizinde içme suyunun bulundurması gereken Cl, SO42- ve organik madde miktarları ppm ile ifade edilir. Havuz sularındaki klor oranı 1-3 ppm aralığında olmalıdır. 3 ppm Cl içermesi 1 000 000 g (106) havuz suyunda sadece 3 g Cl– iyonu olduğu anlamına gelir. Havuzlarda sürekli yapılan klor ölçümlerinde ppm derişimi kullanılır. Atmosferde meydana gelen kirlilik değerlerinin ölçümünde yine ppm derişimi kullanılmaktadır.

KOLİGATİF (DERİŞİME BAĞLI) ÖZELLİKLER

Çözeltilerin saf maddeler gibi belirli kaynama ve donma noktası yoktur. Çözelti içindeki çözünen miktarı, yani çözeltinin derişimi karışımın kaynama ve donma noktasını değiştirir. Derişimle birlikte değişen bu özelliklere koligatif özellikler denir.

Kaynama Noktası Yükselmesi

1 atm dış basınçta saf su ve çözeltisinin kaynama eğriler

Uçucu olmayan maddelerin tuz, şeker vb. gibi çözeltilerinin kaynamaya başlama sıcaklığı daima saf çözücününkinden yüksektir. Bu olaya kaynama noktası yükselmesi denir.

Kaynama noktası yükselmesi çözünmüş tanecik sayısı ile doğru orantılıdır. Tanecik sayısı arttıkça kaynama noktası artar. Açıklayalım:

Aynı derişime sahip glikozun (C6H12O6) sulu çözeltisi ile NaCl sulu çözeltisinin kaynama noktası karşılaştırıldığında, NaCl çözeltisinin daha yüksek kaynama noktasına sahip olduğu görülecektir. Bunun nedeni her bir glikoz bileşiği moleküllü çözünmesi ile suya 1 tane molekül verirken, NaCl bileşiği iyonik çözünerek suya Na+ ve Cl olmak üzere 2 tane iyon vermektedir. O halde NaCl çözeltisinin tanecik derişimi glikoz çözeltisinin 2 katıdır. Sıvının kaynama noktası; glikozun çözünmesiyle t oC artarken, NaCl nin çözünmesiyle 2t oC artar.

Kaynama noktası yükselmesi
Bir sıvıda uçucu olmayan bir katının çözünen tanecik derişimi arttıkça kaynama noktası artar.

 

Donma Noktası Alçalması

1 atm dış basınçta saf su ve çözeltisinin donma eğrileri

Uçucu olmayan katılardan oluşan tüm çözeltilerde çözeltinin donmaya
başlama sıcaklığı saf çözücününkinden daha düşüktür. Bu olaya donma noktası alçalması denir.

Donma noktası alçalması, çözünen taneciğin derişimi ile doğru orantılıdır. Çözünen tanecik derişimi arttıkça donma noktasındaki alçalma da artar.

Kaynama noktası yükselmesinde verdiğimiz örnekteki yaklaşım burada da geçerlidir. Eşit derişimli çözeltilerden NaCl çözeltisi -2t oC azalmaya sebep olurken, glikoz çözeltisi t oC azalmaya sebep olur.

Kışın buzlanmış yolların tuzlanması, radyatör suyuna antifriz (etilen glikolün sulu çözeltisi) eklenmesi, kışın nehir ve göller donarken, denizlerin donmaması donma noktası alçalmasına örnektir.

Ozmoz

Ozmoz, çözücü moleküllerinin yarı geçirgen zardan geçerek daha derişik çözeltiye akması olayıdır. Yarı geçirgen zar sadece belirli büyüklükteki molekül ve iyonların geçişine izin verir. Su molekülleri şeker moleküllerinden daha küçük olduğu için yarı geçirgen zardan geçerek cam boruda sıvı seviyesinin artışına neden olur. Bu artış ile cam boruda yükselen sıvı hidrostatik basınç yapmaya başlar. Hidrostatik basınç, sulu çözelti ya da su dolu bir kolonun yaptığı basınç olarak tanımlanır. Cam borudaki hidrostatik basınç ozmoza karşı gelerek onu durdurur. Bu nedenle bu basınca ozmotik basınç denir.

KARIŞIMLARI AYIRMA TEKNİKLERİ

Mıknatıs ile ayırma bunun yanı sıra tanecik boyutu (eleme, süzme, diyaliz), yoğunluk (ayırma hunisi, yüzdürme), erime noktası, kaynama noktası (basit damıtma, ayrımsal damıtma) ve çözünürlük (özütleme, kristallendirme, ayrımsal kristallendirme) farkından yararlanılarak uygulanan ayırma teknikleri üzerinde duracağız.

MIKNATISLA AYIRMA

Demir, nikel, kobalt gibi metaller mıknatıs tarafından çekilirler. Altın-demir, kobalt-kükürt gibi heterojen karışımlar bu yöntemle ayrılırlar.Kâğıt endüstrisinde geri kazanım için toplanan kâğıtlar arasındaki demir, nikel, kobalt gibi metal parçaları ayırmak için de mıknatıs ile ayırma yöntemi kullanılır.

TANECİK BOYUTU FARKINDAN YARARLANARAK AYIRMA

Eleme

Eleme tanecik boyutları farklı katı-katı karışımlarını ayırmada kullanılan en basit yöntemlerden biridir. Kum-çakıl, un-kepek gibi karışımlar karışanların tanecik boyutuna uygun eleklerle bileşenlerine ayrılır.

Süzme

süzme işlemi
Süzme İşlemi

Süzme, karışımdaki bileşenlerden birinin geçmesine izin veren, diğer bileşenin geçişini engelleyen bir süzgeç ya da filtreden yararlanılarak yapılan ayırma işlemidir. Genellikle katı- sıvı heterojen (süspansiyon) karışımlarını ayırmada kullanılır. Süzme işleminde süzgeç ya da filtrede katı tanecikler toplanır. Bu katı taneciklere çökelti denir. Süzgeçten geçen madde ise genellikle sıvı fazdır. Bu sıvı faza süzüntü denir.

Makarna-su karışımını ayırmada süzme işlemi kullanılır. Ayrıca laboratuvarda çökme-çözünme tepkimelerinde çöken maddeyi sıvısından ayırmak için süzme işlemi uygulanır.

Katı-gaz karışımlarını ayırmak için de süzme yöntemi kullanılır. Örneğin havadaki toz, duman ve polen gibi katı maddeleri havadan ayırmak için ev ve arabalarda hava filtreleri kullanılır. Endüstride de fabrika bacalarından çıkan gazları katı taneciklerden ayırmak için filtreler kullanılır. Ayrıca endüstride tozlu ortamlarda çalışan insanlar havadaki tozu tutması için toz maskeleri takarlar.

Diyaliz

Kolloid karışımların ayrılmasında kullanılan yöntemdir. Kolloidal karışımlarda dağılan tanecik boyutu çok küçük olduğundan kullanılan filtre gözenekleri çok küçük olmalıdır. Diyaliz yöntemi kanın temizlenmesinde kullanılır. Filtreleme için yarı geçirgen zar tercih edilir. Ayrıca çözeltileri tuzdan ayırmada, kan tedavisinde, virüslerden arındırma işlemlerinde, hücre büyümesi be yenilenmesinde kullanıllır.

YOĞUNLUK FARKINDAN YARARLANARAK AYIRMA

 

Ayırma Hunisi

Ayırma hunisi
Ayırma hunisi

Birbiri içerisinde çözünmeyen ve yoğunlukları farklı olan sıvı-sıvı karışımlarının ayrılmasında ayırma hunisi kullanılır.Ayırma hunisine konulan karışımlardan yoğunluğu büyük olan sıvı altta, küçük olan sıvı üstte toplanır. Yoğunluğu büyük olan alttaki sıvı,
ayırma hunisinin musluğu açılarak başka bir kaba alınır. Yoğunluğu küçük olan sıvı ise ayırma hunisinde kalır.
Yağ-su, su-karbon tetraklorür, benzin-su gibi karışımlar bu yöntemle ayrılır.

Yüzdürme

flotasyon
Endüstride flotasyon işlemi

Katı-katı veya katı-sıvı heterojen karışımların ayrılmasında kullanılan yöntemlerden biridir. Kum ve talaş gibi yoğunlukları farklı katı-katı
karışımlar veya talaş-su gibi katı-sıvı heterojen karışımlar bu yöntemle bileşenlerine ayrılabilir.
Yüzdürme işleminde yoğunluğu sudan küçük olan bileşen suyun üstünde kalır. Suyun üstünde kalan bileşen başka kaba alınır, karıştırma
kabında ise su kalır. Katı-katı karışımlardan bir bileşenin uygun bir kimyasal madde ile karışımdan ayrılarak yüzdürülmesi veya batırılması ile ayrılmasına flotasyon (yüzdürme) denir.
Flotasyon; madencilik sektöründe zengileştirme işleminde, endüstride genellikle sülfür, bakır, kurşun ve çinko cevherlerinin ayrılmasında kullanılır.

ERİME NOKTASI FARKINDAN YARARLANARAK AYIRMA

Erime noktaları farklı katı-katı homojen karışımları ayırmada kullanılır. Erime noktası düşük olan bileşen önce erimeye başlar. Eriyen bileşen
başka kaba aktarılarak karışımdan ayrılır. Karışımları bu yöntemle ayırabilmek için bileşenlerin erime noktaları arasındaki farkın büyük olması gerekmektedir.
Erime noktaları farkından yararlanarak ayırma endüstride, metallerin saflaştırılmasında, kurşun-kalay karışımı (lehim) gibi alaşımları
oluşturan bileşenlerin ayrılmasında kullanılır.

KAYNAMA NOKTASI FARKINDAN YARARLANARAK AYIRMA

Basit Damıtma

Katı-sıvı homojen karışımlardan sadece katı bileşen elde edilmek isteniyorsa buharlaştırma işlemi yapılır. Örneğin tuzlu su karışımında
sadece tuz elde edilmek isteniyorsa su buharlaştırılır. Ancak katı-sıvı karışımındaki her iki bileşen de saf hâlde elde edilmek isteniyorsa basit
damıtma (destilasyon) yapılır.

Basit damıtma düzeneği
Basit damıtma düzeneği

Sıvıların önce buharlaştırılması sonra yoğunlaştırılarak saflaştırılmasına basit damıtma (basit destilasyon) denir. Bu yönteme elde edilen saf sıvıya da destilat denir. Yağmurun oluşumu basit damıtma olayına örnektir.

Ayrımsal Damıtma

Ayrımsal (fraksiyonel) damıtma
Ayrımsal (fraksiyonel) damıtma düzeneği

Kaynama noktaları birbirinden farklı sıvı–sıvı homojen karışımları ayırmak için kullanılan yöntemdir. Alkol-su karışımı gibi sıvı-sıvı homojen
karışımları basit damıtma ile bileşenlerine ayırmaya çalışıldığında saflık yüzdesi düşük olur. Çünkü buharlaşma her sıcaklıkta meydana
geldiği için verilen ısı etkisiyle bileşenlerin her ikisi de buharlaşır, bu nedenle istenilen saflıkta bileşen elde edilemez. Ayrımsal damıtma yönteminde ise alkol-su karışımı gibi uçucu homojen sıvı-sıvı karışımlar bileşenlerine daha büyük bir saflıkta ayrılabilir.

Ayrımsal damıtma işleminde damıtma kabına cam parçalar konulur. Damıtma kolonunda cam parçalar kullanılmasının nedeni kaynama
noktası yüksek olan fakat düşük sıcaklıkta da buharlaşan (enerjisi düşük) moleküllerin ortamı terk etmesini engelleyerek damıtma balonuna
geri gitmelerini sağlamaktır. Böylece kaynama noktası düşük olan moleküller damıtma kolonunu önce terk eder ve soğutucuda tekrar yoğunlaşarak destilat kabında toplanır.

Ayrımsal damıtma, ham petrolün rafinerizasyonunda kullanılır.

ÇÖZÜNÜRLÜK FARKINDAN YARARLANARAK AYIRMA

Özütleme

Karışımdaki bileşenlerden birinin karışıma ilave edilen çözücü yardımıyla ortamdan uzaklaştırılmasına ekstraksiyon (özütleme, çekme)
denir. Özütleme yöntemi endüstride zeytinden, ayçiçeğinden ve kabak çekirdeğinden yağ eldesinde, parfüm ve ilaç endüstrisinde, şeker pancarından şeker üretiminde, söğüt ağacından aspirinin ham maddesi olan salisilik asit eldesinde kullanılır.

Ekstraksiyon işlemi
Ekstraksiyon işlemi

Kristallendirme

Katı-sıvı homojen karışımlarından katının sıcaklıkla çözünürlüğünün değişiminden yararlanarak yapılan ayırma yöntemidir. Doygun yemek tuzu-su çözeltisi soğutulduğunda çözünürlüğü düşen yemek tuzu katı kristaller şeklinde çökmeye başlar. Bu şekilde kristallenme gerçekleşir ve yemek tuzu sudan ayrılır.

Ayrımsal Kristallendirme

Çözünürlükleri birbirinden çok farklı olan katı-katı karışımlarını veya içinde birden fazla katı çözünmüş olan çözeltilerin ayrılmasında
ayrımsal kristallendirme kullanılabilir. İki veya daha çok maddenin çözünürlük farkı ile ayrılmasına ayrımsal kristallenme denir.

Tuz+şeker – su karışımında bileşenlerin ayrılması için ayrımsal kristallendirme işlemi uygulanır.Endüstride deniz suyundan yemek tuzunun elde edilme sürecinde de ayrımsal kristallendirme kullanılır.

Maddenin Fiziksel Halleri

Maddenin Fiziksel Halleri ünitesine ait PDF Ders Notu için aşağıdaki linkleri tıklayabilirsiniz.

Madde katı, sıvı, gaz ve plazma olmak üzere dört temel fiziksel halde bulunur. Madde ısı alış verişi sonucu bu fiziksel haller arasında geçiş yapabilir. Bu geçişlere hal değişimi denir. Hal değişimi sırasında zayıf etkileşimler kopar ya da oluşur. Bu da hal değişiminin fiziksel bir olay olduğunu gösterir.

Bir maddenin ısı alarak
Katı hâlden sıvı hâle geçmesine erime,Sıvı hâlden gaz hâline geçmesine buharlaşma,
Katı hâlden gaz hâline geçmesine süblimleşme,
Gaz hâlden plazma hâline geçmesine iyonizasyon,ısı vererek
Gaz hâlden sıvı hâline geçmesine yoğuşma,
Sıvı hâlden katı hâline geçmesine donma,
Gaz hâlden katı hâline geçmesine kırağılaşma,
Plazma hâlden gaz hâline geçmesine deiyonizasyon denir.

Maddenin fiziksel halleri ve özellikleri

 

 

 

 

 

 

 

Bir maddenin ısı alarak katı-sıvı-gaz hal değişimleri meydana geldiği sırada:

1. Tanecikler arası boşluk artar.
2. Sistem ısı alır, olay endotermiktir.
3. Düzensizlik artar.
4. Potansiyel enerji artar.
5. Sıcaklık değişmez.
6. Kinetik enerji değişmez.
7. Tanecikler arası çekim kuvveti azalır.

Havadan Azot ve Oksijen Eldesi

Azot gazı, -196oC’ta sıvılaştığı için sıvı azot en soğuk maddelerden biridir. Bu nedenle temas ettiği her şeyi dondurur. Bu özelliğinden dolayı tıpta organların dondurulmasında kullanılır. Çok geniş kullanım alanlarına sahip olan azot ve oksijenin elde edildiği en önemli kaynak havadır. Kuru hava hacimsel olarak yaklaşık % 78 azot, % 21 oksijen, % 1 diğer gazları (argon, karbon dioksit, su buharı vb) içerir. Havadan azot ve oksijenin elde edilmesi ayrımsal damıtma yöntemiyle gerçekleştirilir. Bu yöntemde oksijen ve azotun kaynama noktaları farkından yararlanılarak sırasıyla aşağıdaki işlemler uygulanır:

Havadan azot ve oksijenin ayrıştırılması

1. Hava, normal atmosfer basıncının yaklaşık 40 katı kadar yüksek bir basınçla sıkıştırılır.

2. Sıkıştırılan hava sıvı azot ünitesinde yaklaşık -200 oC’a kadar soğutularak sıvı hâle getirilir. Sıvı hâldeki karışımın içinde bulunan karbon dioksit ve su -200 oC’ta katı hâlde olacağı için karışımdan ilk olarak karbon dioksit ve su ayrılır. Sıvı karışımda ise azot ve oksijen kalır.
3. Sıkıştırılmış havanın genleşmesine izin verilir.
4. Kolona gelen sıvı karışımındaki azot, kaynama noktası daha düşük (-196oC) olduğu için kolonun üstünden gaz olarak çıkar. Azotun gaz olarak bulunduğu sıcaklıkta (-183oC) oksijen hâlâ sıvıdır. Sıvı olan oksijen kolonun alt kısmından ayrılır.
Yapılan işlem sonucunda havadan azot ve oksijen elde edilir.

KATILAR VE SIVILAR

Katılar tanecikler arası boşlukları yok denecek kadar azdır. Sıvıların ise boşlukları biraz daha fazla olup akışkandır. Katılar kristal ve amorf olmak üzere ikiye ayrılır.

KATILAR

 

Katılar kristal ve amorf olmak üzere iki ana sınıfta gruplandırılır

Katılar, amorf ve kristal katılar olmak üzere ikiye ayrılır. Amorf katıların belirli geometrik şekilleri yoktur, sert ve sıkıştırılamazlar. Cam, lastik, plastik ve tereyağ amorf katıya örnek olarak verilebilir.

Kristal yapılar düzenli, amorf yapılar ise düzensizdir

 

 

 

 

 

KRİSTAL KATILAR

Belirli geometrik şekli olan sert ve sıkıştırılamayan katılara kristal katılar denir. Günlük hayatta karşılaşılan katıların çoğu kristal katıdır.
Kristal katılara tuz, iyot, elmas ve çinko örnek verilebilir. Kristal katılar, kimyasal türlerini birarada tutan kuvvetlere göre 4’e ayrılır:

 

İyonik Katılar

İyonik bileşikleri bir arada tutan güçlü etkileşimler olduğu için iyonik bileşikler serttir. İyonik katıların erime ve kaynama noktaları oldukça yüksektir. İyonik katılar elektriği iletmezler. Suda çözündüklerinde veya eritildiklerinde elektriği iletirler.
NaCl, CsCl, ZnS, MgO, CaFbileşikleri iyonik katılara örnektir.

 

Moleküler Katılar

Moleküler katılarda moleküller arasındaki çekim kuvvetleri; dipol- dipol, London etkileşimleri ve hidrojen bağları olabilir.
Örneğin iyot, kuru buz (katı CO2) ve naftalin (C10H8) gibi apolar kovalent bağlı katılarda London etkileşimleri, SO2 gibi polar katılarda, dipol-dipol etkileşimleri, H2O, NH3 ve HF bileşiklerinin katı hâllerinde ise hidrojen bağları etkindir.
Bu etkileşimler kovalent ve iyonik çekim kuvvetlerinden daha zayıftır. Bu nedenle moleküler katıların erime ve kaynama noktaları düşüktür.
Parafin, naftalin gibi bazı moleküler katılar yumuşaktır. Isı ve elektriği iletmezler.

 

Kovalent Katılar

Kovalent katıları bir arada tutan çok sayıda atomun güçlü kovalent bağlarla etkileşmesidir. Ametal atomlarının elektronlarını ortaklaşa kullanması
sonucunda oluşan katılardır. Kovalent katılara elmas, silisyum karbür, kuartz, silisyum nitrür örnek verilebilir.

Elmasın erime ve kaynama noktası yüksek ve sert bir madde iken, grafit ve kuartz gibi kovalent katıların erime ve kaynama noktası düşük ve yumuşaktır.

 

Metalik Katılar

Metalik katılar, pozitif iyonların belirli bir düzene göre yerleşmesi ile oluşur. Metalik katılar metalik bağ ile birbirlerine bağlanırlar. Katının tamamında pozitif iyonlar serbest hareketli elektron deniziyle çevrilmiş olarak bir arada bulunur. Elektronların hareketliliği metallere tel ve levha hâline gelme, ısı ve elektriği iletme, parlaklık gibi özellikler kazandırır.Metallerin erime ve kaynama noktaları metalden metale değişir. Örneğin sezyum 28,4 C’ta erirken, tungsten 3680 C’ta erir.
Çinko, gümüş, bakır, potasyum, sodyum metalik katılara örnek verilebilir.

 

SIVILAR

SIVILARDA VİZKOZİTE

Viskozitesi büyük olan sıvıların akıcılığı düşüktür

Sıvıların akmaya karşı gösterdiği dirence vizkozite denir. Bir sıvının viskozitesi ne kadar yüksekse sıvının akışkanlığı o kadar düşüktür. Akışkanlıkla viskozite zıt kavramlardır. Örneğin balın viskozitesi sudan daha yüksektir. Bal sudan daha viskozdur denir.

Moleküller arası kuvvetleri büyük olan sıvılar, moleküller arası kuvvetleri zayıf olan sıvılara göre genellikle daha yüksek viskoziteye sahiptir.

Su, glikol ve gliserin sıvılarından gliserinde hidrojen bağları sayısı ( 3 adet OH) daha fazla ve sağlam olduğundan daha viskozdur. Suda ise hidrojen
bağı sayısı (1 adet OH) daha az olduğundan akıcılığı daha yüksektir. Sıcaklık arttıkça viskozite genellikle azalır, sıvının akıcılığı artar.

BUHAR BASINCI

Buharlaşma, sıvı moleküllerinin yeterli kinetik enerjiye ulaştığında gaz faza geçip sıvı yüzeyini terk etmesidir. Sıvı yüzeyini terk eden gaz moleküllerinin bir kısmı soğuk hava ile karşılaştığında sıvılaşır ve sıvı faza geçer. Bu olay sürekli tekrarlanır ve sıvı-buhar dengesi oluşur. Sıvısıyla dengede bulunan buharın oluşturduğu basınca denge buhar basıncı denir.


Bir sıvının denge buhar basıncı:

* Sıvının cinsine bağlıdır. Farklı sıvıların denge buhar basınçları farklıdır.
* Sıvının miktarına, kabın şekline ve dış basınca bağlı değildir.
* Sıcaklık arttıkça sıvının denge buhar basıncı artar.
* Moleküller arası çekim kuvveti fazla olan sıvının buhar basıncı düşüktür.

Sabit hacimli kaplarda sıcaklığın sıvı-buhar dengesine etkisi:

Denge buhar basıncı sıcaklıkla doğru orantılıdır

Sıcaklık arttırıldığında denge buhar basıncı artar:
Sıvı tanecikleri sayısı azalır.
Gaz tanecikleri sayısı artar.

Sıcaklık azaltıldığında denge buhar basıncı azalır:
Sıvı tanecikleri sayısı artar.
Gaz tanecikleri sayısı azalır

 

Sabit sıcaklıkta pistonlu kaplarda sıcaklığın sıvı-buhar dengesine etkisi:

Dış basıncın denge buhar basıncına etkisi yoktur

Piston yukarı doğru çekilirse denge buhar basıncı değişmez:
Sıvı tanecikleri sayısı azalır.
Gaz tanecikleri sayısı artar.

Piston aşağı doğru itilirse denge buhar basıncı değişmez:
Sıvı tanecikleri sayısı azalır.Gaz tanecikleri sayısı artar.

 

 

KAYNAMA OLAYI

Kaynama sırasında sıvının her tarafında kabarcıklar oluşur

Bir sıvının buhar basıncının dış basınca eşit olduğu anda sıvının her yerinde buharlaşma başlar. Bu olaya kaynama denir. Bu olayın gerçekleştiği sıcaklığa kaynama sıcaklığı veya kaynama noktası denir. Pbuhar = Pdış olduğunda kaynama başlar.

*Açık hava basıncı arttıkça kaynama noktası artar. Örneğin deniz seviyesinden yükseğe çıkıldıkça açık hava basıncı düşer ve su 100 oC nin altında kaynamaya başlar.
*Buhar basıncı küçük olan sıvıların kaynama noktası yüksek, uçuculuğu düşük olur.

 

Buharlaşma ve Kaynama

Buharlaşma ve kaynama farklı olaylardır

Kaynama ve buharlaşma farklı olaylardır:
* Buharlaşma her sıcaklıkta, kaynama belirli sıcaklıkta olur.
* Buharlaşma sıvının yüzeyinde, kaynama sıvının her bölgesinde gerçekleşir.
* Buharlaşma sırasında sıvının sıcaklığı değişirken, kaynama sırasında değişmez.

* Buharlaşma maddenin cinsine, saflığına, sıcaklık, basınç, yüzey alanı, neme bağlıdır, kaynama maddenin cinsine, saflığına ve dış basınca bağlıdır.

*Buharlaşma sırasında kabarcıklar oluşmaz, kaynama sırasında kabarcıklar oluşur.

GAZLAR

Gazların Genel Özellikleri

1. Gazlar her yöne gelişigüzel, doğrusal ve sürekli hareket ederler (Brown hareketi).
2. Gazlar bulundukları kabın tamamına yayılırlar. Belirli şekil ve hacimleri yoktur.
3. Gaz tanecikleri bulunduğu kabın çeperine çarparak basınç uygular.
4. Gaz tanecikleri arasında büyük boşluklar olduğundan sıkıştırılabilirler.
5. Gaz taneciklerinin ortalama kinetik enerjileri mutlak sıcaklıkla doğru orantılıdır. Sıcaklığı aynı olan tüm gazların ortalama kinetik enerjileri eşittir.
6. Katı ve sıvı hale göre en düzensiz ve yüksek enerjilidir.
7. Tüm gazlar birbiri içinde homojen dağılırlar.
8. Gazlar yüksek basınç ve düşük sıcaklıkta sıvılaştırılabilirler.
9. Gaz tanecikleri arasında çekim kuvvetleri katı ve sıvılarınkine oranla çok az olduğu için tanecikleri birbirinden uzaktır ve bağımsız hareket eder.
10. Gaz molekülleri öteleme, dönme ve titreşim hareketlerini yapabilir.

Gazları Tanımlayan Özellikler

Gazlar, sıcaklık, basınç, hacim ve madde miktarı gibi çeşitli değişkenlere bağlı olarak farklı fiziksel davranışlar sergileyebilir

Basınç

Atmosferin yeryüzüne uyguladığı basınca atmosfer basıncı denir. Atmosfer basıncı barometre ile ölçülür. Atmosfer basıncı deniz seviyesinde 1 atmosferdir (atm). Deniz seviyesinden yükseklere çıkıldıkça açık hava basıncı azalır.
Kapalı kaplardaki gaz basıncını ölçen aletlere manometre denir. Gazın basıncı birim hacimdeki taneciğin sayısı, hızı ve çarpışma sayısıyla orantılıdır.
Basınç birim yüzeye uygulanan kuvvettir. P ile gösterilir. Basınç birimlerinden en çok kullanılanlar atmosfer (atm) ve mmHg’dır

1 atm = 76 cm Hg = 760 mm Hg = 760 Torr

açık hava basıncı
Deniz seviyesinde açık hava basıncı 76 cm Hg iken dağın zirvesinde 73 cm Hg dir.

Hacim

Hacim, maddenin boşlukta kapladığı alandır. Gazın hacmi bulunduğu kabın hacmine eşittir. V ile gösterilir. Gazlarda en çok kullanılan hacim birimi litredir (L).

Örneğin bütün gazların 1’er molleri oda koşullarında (1 atm basınç, 25 C’ta) 24,5 L hacim kaplarken normal koşullarda (1 atm basınç, 0 C’ta) 22,4 L hacim kaplar.
Normal koşullarda 22,4 litre hacim kaplayan 1 mol gazda 6,023.1023 tanecik bulunur. Bu sayı Avogadro sayısı olarak bilinir ve (NA) ile gösterilir.

Miktar (Mol)

Avogadro sayısı kadar taneciğe (atom, molekül veya iyon) 1mol denir. Eşit sayıda tanecik içeren gazlar eşit hacimdedirler.

Sıcaklık

Gazın davranışını etkileyen önemli özelliklerden biri de sıcaklıktır. Sıcaklık termometre ile ölçülür.
Kelvin cinsinden sıcaklığa mutlak sıcaklık denir ve T ile gösterilir. Celsius (C) cinsinden sıcaklık ise t ile gösterilir. Gazların basıncı mutlak sıcaklıkla doğru orantılıdır. Celsius sıcaklık birimi Kelvin’e çevrilmelidir

Kelvin (K) = Celcius (oC) + 273

T (K) = t (oC) + 273 şeklindedir

Sıcaklık arttıkça gaz taneciklerinin hızı ve ortalama kinetik enerjisi artarken soğuk ortamda hız ve ortalama kinetik enerjileri azalır. Aynı sıcaklıkta tüm gazların ortalama kinetik enerjisi aynıdır.

SAF MADDELERİN HAL DEĞİŞİM GRAFİĞİ

Hâl değişimi kimyasal değil, fiziksel bir olaydır. Hâl değişimi sırasında maddenin kimyasal yapısı değişmez. Yani buz, ısı verildiğinde su ya da
buhar olmasına rağmen bileşik formülü daima H2O’dur.

 

Saf maddelerin ısınma-zaman grafiği
Saf maddelerin ısınma-zaman grafiği

Saf maddelerin soğuma-zaman grafiği
Saf maddelerin soğuma-zaman grafiği

 

PLAZMA

plazma hal
Molekül, iyon, serbest elektronlar olazma hali oluşturur.

Maddenin gaz hâlindeki atomuna enerji verilirse elektronlar çekirdeğin çekim kuvvetinden kurtularak, iyon hâline geçer. Bu nedenle plazma hâline
iyonize gaz da denir. Atom, molekül, iyon ve serbest elektronların tamamının aynı ortamda bulunmasıyla plazma hâli oluşur.
Plazmada pozitif iyon sayısı negatif iyon sayısına eşittir. Bu nedenle plazma elektriksel olarak nötrdür. Ancak elektriği iyi iletir.
• Gazlar; gibi plazmalarında belirli şekil ve hacimleri yoktur.
• Yoğunlukları katı ve sıvılardan daha azdır.
• Gaz hâlinde nötr moleküller ve atomlar olduğu hâlde plazma hâli nötr atom, molekül, pozitif ve negatif yüklerin serbestçe dolaştığı taneciklerden oluşur.
ÖRNEK: Şimşek, yıldırım, mum, kibrit alevi, kutup ışıkları, volkan lavları, güneş ve yıldızlar, oresan lamba, neon ışıkları, plazma topu, plazma
televizyon

 

ZAYIF ETKİLEŞİMLER

Zayıf Etkileşimler

Zayıf etkileşimler; moleküller arasında gerçekleşen etkileşim türüdür. Maddenin bulunduğu sıcaklıkta fiziksel halini ve karışımlarda çözücü çözünen ilişkisini belirler. Saf maddelerin bulunduğu koşullarda katı-sıvı-gaz oluşunu açıklayan etkileşim türüdür. Moleküller arası çekim kuvveti çok düşükse madde gaz halde, düşük değilse madde katı halde bulunabilir.

Moleküller arası etkileşimlerin bağ enerjisi genellikle 40kj/mol den küçüktür. Örneğin CH3OH molekülleri arasındaki bağı kırmak için gerekli enerji (bağ enerjisi) 35,3 kj/mol iken Mg metal atomları arasındaki metalik bağın enerjisi 3850 kj/mol dür. Fakat bazı hallerde moleküller arası etkileşim 40 kj/mol değerinin üstünde olabilir. Örneğin H2O sıvı halden gaz hale geçerken fiziksel değişim olmasına karşın 43,9 kj/mol kadar enerji harcanır. Aşağıda tepkimeler üzerinden fiziksel bağın bağ enerjisi ile olan ilişkisi gösterilmiştir:

VAN DER WAALS KUVVETLERİ

1. İyon-Dipol Etkileşimleri

Daha önce moleküllerin polarlığına değinilmişti. Lewis yapısında merkez atomda bağ yapmayan elektron çifti bulunduran moleküller polardır. Polar moleküllerde kalıcı pozitif ve negatif yüklerin oluşmasına kalıcı dipol denir. Sıvı haldeki polar madde içinde iyonik bir katının çözünmesi ile iyon-dipol ekileşimi meydana gelir. Örneğin polar bir molekül olan H2O sıvısı içinde NaCl tuzu çözündüğünde, Na+ ve Cl– iyonları ayrışarak H2O ile iyon-dipol etkileşimi meydana gelir.

Na+ ve Cl–  iyonları ile H2O arasındaki iyon-dipol etkileşimi

 

 

 

 

 

NH3, H2O, CHCl3, CH3Cl, SO2, C2H5OH, CH3COOH, HCl, HBr gibi moleküller polardır, iyonik bileşiklerle oluşturdukları iyonik katı-sıvı çözeltilerde iyon-dipol etkileşimi görülür.

2. Dipol-Dipol Etkileşimi

HCl molekülleri arasındaki dipol-dipol etkileşimleri

İki polar molekül arasındaki etkileşimdir. Polar HCl molekülünün pozitif kısmı ile diğerinin negatif kısmı çarpışarak dipol-dipol etkileşimi oluşur. Aynı iki molekül arasındaki etkileşim maddenin fiziksel halini, farklı iki molekül arasındaki etkileşim karışımdaki çözücü-çözünen ilişkisini belirler.

dipol dipol etkileşimi örnek:

H2O – H2O, C2H5OH – C2H5OH, NH3-NHetkileşimleri dipol-dipol etkileşimleridir.

3. London Kuvvetleri

İndüklenmiş dipol-indüklenmiş dipol kuvvetleri Fritz London tarafından açıklandığı için bu etkileşimlere London kuvvetleri de denir.

Apolar moleküllerde yük dağılımı dengeli olduğundan polar moleküller gibi kalıcı dipol oluşturmazlar. Ancak apolar moleküllerin sürekli çarpışmaları anlık geçici yüklenmeler meydana getirir. Yük dağılımının geçici olarak bozulmasına anlık dipol ya da indüklenmiş dipol denir.  İki apolar molekül arasında indüklenmiş dipol- indüklenmiş dipol etkileşimleri meydana gelir. Bu kuvvetler London kuvvetleri olarak adlandırılır.

H2, N2, O2, P4, CO2, CCl4, CH4 ve He, Ne gibi soygaz atomları arasında London kuvvetleri bulunur.

London kuvveti elektronların geçici kutuplanmasından kaynaklandığı için polar moleküller arasında da London kuvvetleri vardır. Fakat London kuvvetleri diğer van der Waals bağlarının yanında çok küçük olduğu için ihmal edilir.

London kuvvetleri zayıf etkileşimler içinde en zayıf olanıdır. London kuvvetleri içeren bir molekülün kaynama noktası diğerlerine göre düşüktür. Elektron sayısı arttıkça molekülün polarlanabilirliği artar ve böylelikle London kuvvetleri de artar.

London kuvvetleri tüm molekülleri arasında vardır, fakat diğer etkileşimler yanında çok küçük olduğundan ihmal edilir.

 

 

VII A grubu molekülleri elektron sayısı ve kaynama noktası

VIII A grubu elementlerinin elektron sayıları ve kaynama noktaları

HİDROJEN BAĞI

Buz dağının oluşumu su molekülündeki Hidrojen bağları ile ilgilidir.

Bir molekülün pozitif yüklü hidrojeni ile diğer molekülün negatif yüklü atomu arasında moleküller arası elektrostatik çekim kuvveti ile oluşan etkileşime hidrojen bağı denir. H atomu ile elektronegatifliği yüksek olan F, O, N atomları içeren moleküller arasında meydana gelir.

HF—HF, NH3—NH3, H2O—H2O, C2H5OH—C2H5OH… etkileşimleri  hidrojen bağı içerir. Ayrıca H bağı farklı moleküller arasında da meydana gelir: HF—H2O, H2O—C2H5OH…

Su molekülünü inceleyelim:

Su molekülünde kimyasal bağ ve fiziksel bağ

Su molekülü polardır. Hidrojen atomunun elektronları oksijen atomu tarafından kuvvetli bir şekilde çekildiğinden hidrojen elektronsuz gibi davranır ve kısmi pozitif yüklenir.  Kısmi pozitif yüklenen hidrojen atomu ile komşu su molekülündeki elektronegatifliği yüksek oksijen atomu arasında bir köprü oluşur. Bu köprü hidrojen bağı adını alır. Suyun sıvı hâlinin katıya göre daha yoğun olması, iyi bir çözücü olması, akıcılığının yüksek olması gibi özelliklerinin oluşumunda hidrojen bağının etkisi vardır. Hidrojen bağı diğer zayıf etkileşimler içinde en güçlüsüdür.

H bağı içeren moleküller görece daha yüksek kaynama noktasına sahiptir. Ayrıca hidrojen bağı içeren çözeltilerde çözünenin çözünürlüğü görece yüksektir.

Hidrojen Bağının Kaynama Noktasına Etkisi

Moleküller arası çekim kuvveti ne kadar fazla ise molekülün kaynama noktası o kadar yüksek olur. Aynı tür etkileşim içeren (ör: dipol-dipol) bileşiklerde moleküller arası çekim kuvvetinin elektron sayısı arttıkça arttığı görülür. Bu bileşikler içinde hidrojen bağı içeren moleküllerin kaynama noktaları diğerlerine göre yüksektir.

VI A grubu molekülleri elektron sayısı ve kaynama noktası

VI A grubu elementlerinin hidrojen ile yaptığı bileşiklerin kaynama noktaları kıyaslandığında, elektron sayısı en az olan H2Obileşiğinin kaynama noktasının diğerlerinden oldukça yüksek olduğu görülmektedir. Bu sapmanın nedeni H2O’da diğerlerinde olmayan hidrojen bağının bulunmasıdır. Hidrojen bağının etkisi bu örnekte açıkça ortadadır.

 

*Zayıf Etkileşimler konusuna ait PDF Ders Notu için TIKLAYINIZ!

GÜÇLÜ ETKİLEŞİMLER – Kimyasal Bağ

*Güçlü Etkileşimler konusuna ait PDF Ders Notu için TIKLAYIN!

Atom veya iyonlar arasında gerçekleşen, molekül içi kuvvetler olarak kabul edilen etkileşimlere güçlü etkileşim (kimyasal bağ) denir. Güçlü etkileşimler maddenin kimyasal özelliğini (kimliğini) belirler. İyonik bağ, kovalent bağ ve metalik bağ güçlü etkileşim sınıfındadır.

İYONİK BAĞ

İyonik bağ; metal atomları ile ametal atomları arasında elektron alışverişi sonucu meydana gelen elektrostatik çekim kuvvetidir. Metal atomu elektron vererek pozitif yüklü iyon (katyon), ametal atomu elektron alarak negatif yüklü iyon (anyon) oluşturur. NaCl, MgO, Na2SO4, NH4NO3 gibi bileşikler iyonik bileşiklere örnektir.

Genellikle bir metal katyonu ve bir ametal anyonundan oluşan tuzlar iyonik bileşiklere örnektir.

İki kural: İyonik ve kovalent bağ oluşumu sırasında iki kural geçerlidir.
Dublet: Atomun son katmanındaki elektronlarını 2’ ye tamamlayarak kararlı soygaz (He) düzenine ulaşmasıdır. H, Li, Be, B, C elementleri oktet kuralına uyar.
Oktet: Atomun son katmanındaki elektronlarını 8’ e tamamlayarak kararlı soygaz düzenine ulaşmasıdır. O, N, Mg, Ca, gibi

İyonik Bağın Oluşumu

İyonik bağ oluşurken elektron alış verişi atomun değerlik katmanında (en dış katman) gerçekleşir. Değerlik katmanındaki bu elektronlara değerlik elektronları denir. Bağ oluşumunda bir atomun elektron alışverişinde kullanacağı elektron sayısı oktet ve dublet kuralına uyacak şekilde değerlik katmanı tarafından belirlenir. Değerlik elektronlarının hareketi üzerinden gerçekleşen bağ oluşumu “Lewis Gösterimi” ile kolaylıkla açıklanabilir.

Lewis Yapısı

Elementlerin değerlik elektronlarının element sembolü üzerinde noktalarla gösterimi ile oluşan yapıdır. Bir elementin Lewis Yapısı yazılırken değerlik elektronları element sembolünün dört tarafına tek tek yerleştirilir. 4 den fazla değerlik elektronu varsa elektronlar en fazla ikili olacak şekilde eşleştirilir.

İyonik Bileşiklerin Örgü Yapısı

İyonik bileşikler kovalent bağlı bileşikler gibi molekül olarak adlandırılmaz. İyonik bileşiklerde sonsuz sayıda zıt yüklü iyon itme

Sodyum klorür bileşiğinin kristal örgü yapısı. İyonik bileşikler molekül olarak adlandırılmaz.

ve çekme kuvvetlerini dengeleyecek şekilde bir araya gelir ve belirli bir geometriye sahip ağ örgüsü oluşturur.

Örneğin, sodyum klorürde her Naiyonu 6 Cl– iyonu tarafından ve her Cl–  iyonu da 6 Na+ iyonu tarafından çekilerek sodyum

klorür iyonik kristal yapısını oluşturur. İyonik kristalde tekrarlayan bu yapısal birimlere birim hücre adı verilir.

İyonik Bileşiklerin Özellikleri

* Tamamı oda koşullarında katıdır.
* Erime noktaları çok yüksektir.
* İyonik bileşiklerde erime noktası yük/yarıçap oranı arttıkça artar.
* Katı halde elektriği iletmez. Sıvı ve çözeltileri elektriği iletir.
* Kristal örgü biçimindedir. Molekül değildir.

İYONİK BİLEŞİKLERİN SİSTEMATİK ADLANDIRILMASI

İyonik bileşiklerin doğru adlandırılması için yaygın kullanılan bazı iyonların adları ve yükleri bilinmesi gerekir.

İyonik Bileşiklerin Formüllerinin Yazılması

1. Önce metal iyonu (katyon) sonra ametal iyonu (anyon) yazılır.
2. İyonların yükleri diğer elementin sağ alt köşesine çaprazlanır. Çaprazlama yapılırken yük işaretleri yazılmaz. Çaprazlama işleminde amaç toplam yükü sıfır yapmaktır.

3. Eğer iyonların yükleri eşit veya birbirinin katı ise sadeleştirme yapılır.

Ca2+ O2-     CaO şeklinde yazılır. Ca2O2 şeklinde yazılmaz.

4. Peroksit bileşiklerinde sadeleştirme yapılmaz.

H2O2, K2O2…. gibi bileşikler peroksit bileşikleridir ve sadeleştirme yapılmadan yazılır.

5. Katyon ve çok atomlu iyondan (kök) oluşan bileşiklerde, kökün altına
sayı yazılacaksa kök parantez içine alınır.

Cr3+    SO4 2-  iyonlarından oluşan bileşik; Cr2(SO4)3 şeklinde yazılır.

X ve Y elementlerinden oluşan bir iyonik bileşiğin formülü:

İYONİK BİLEŞİKLERİN ADLANDIRILMASI

İyonik bileşikler adlandırılırken önce katyon adı sonra anyon adı okunur. İyonik bileşikler metal-ametal, metal-kök, kök-kök ve kök-ametal ikililerinden oluşabilir.

1. Metal + Ametal Bileşiklerinin Adlandırılması

Metalin adı + ametal iyonunun adı yazılır.
Metal atomu birden fazla değerlik alıyorsa, adın sonuna değerlik
parantez içinde romen rakamıyla belirtilir.

MgBr2                   Magnezyum bromür (Mg2+ ve Br iyonlarından oluşur)

Al2S3                         Alüminyum sülfür (Al3+ ve Cliyonlarından oluşur)

FeO                       Demir(II) oksit (Fe2+ ve O2- iyonlarından oluşur)

Fe2O3                   Demir(III) oksit (Fe3+ ve O2– iyonlarından oluşur)

CuCl                      Bakır(I) klorür (Cu+ ve Cl iyonlarından oluşur)

CuCl2                    Bakır(II) klorür (Cu2+ ve Cl iyonlarından oluşur)

2. Metal + KÖK Bileşiklerinin Adlandırılması

Metalin adı + KÖK adı yazılır. KÖK’ün birim sayısı “1” değilse
paranteze alınır.

K2SO4                        Potasyum sülfat (K+ ve SO42- iyonlarından oluşur)

Ca3(PO4)2                Kalsiyum fosfat (Ca2+ ve PO42- iyonlarından oluşur)

FeCO3                         Demir(II) karbonat (Fe2+ ve CO32- iyonlarından oluşur)

Fe(OH)3                     Demir (III) hidroksit (Fe3+ ve OH iyonlarından oluşur)

3. KÖK + KÖK Bileşiklerinin Adlandırılması

Katyon olan KÖK + anyon olan KÖK adı yazılır.

NH4OH                  Amonyum hidroksit

NH4NO3                    Amonyum nitrat

(NH4)2SO4               Amonyum sülfat

(NH4)3PO4               Amonyum fosfat

4. KÖK + Ametal Bileşiklerinin Adlandırılması

KÖK + ametal adı yazılır.

NH4Cl                     Amonyum klorür

(NH4)2S                  Amonyum sülfür

 

KOVALENT BAĞ

 

KOVALENT BAĞIN OLUŞUMU

Ametal atomları arasında elektron ortaklaşması ile meydana gelen bağa kovalent bağ denir. Kovalent bağ oluşurken elementlerin değerlik elektronlarının bir kısmı bağa katılmaz. Bağ yapımına katılmayan elektron çiftlerine ortaklanmamış elektron çifti denir.

Kovalent bileşiklerin Lewis yapısı yazılırken iki elektronun ortaklanmasıyla oluşan bağ elektronları genellikle çizgi (-) ile gösterilir.

H2 (apolar kovalent bağ) ve HCl (polar kovalent bağ) bileşiklerinde kovalent bağ oluşumu

Hmolekülünde ortak kullanılan elektron çifti (bağlayıcı elektron çifti) bir tane olduğu için hidrojen atomları arasında tekli bağ oluşur. H2 molekülünde 1H atomları değerlik elektronlarını ortaklaşa kullanarak son katmanını ikiye tamamlar (dublet) ve kararlı 2He soygazının elektron düzenine ulaşır.

HCl molekülünün Lewis yapısını incelediğimizde hidrojen ve klor atomları arasında ortak kullanılan 1 çift bağlayıcı elektron, klor atomunda ise ortaklanmamış 3 çift elektron bulunur. HCl molekülünde ortak kullanılan elektron çifti bir tane olduğu için hidrojen ve klor atomları arasında tekli bağ oluşur. Elektron ortaklaşması sonucu hidrojen atomunun son katmanındaki elektron sayısını 2 ye tamamlarken (dublet), klor atomu 8 e tamamlar (oktet).

*İki ametal atomu arasında oluşan kovalent bağ tekli olabileceği gibi ikili ve üçlü de olabilir. İkili ve üçlü bağlarla ilgili geniş bilgi ileri konularda verilecektir.

Kovalent bağ, aynı atomlar arasında gerçekleşiyorsa (H2, N2, P4…) apolar kovalent bağ, farklı atomlar arasında gerçekleşiyorsa (HCl, H2O…) polar kovalent bağ adını alır.

Polar Kovalent Bağ

Farklı iki ametal atomunun  bağ elektronlarına sahip çıkma isteği (elektronegatiflik) farklıdır.  Bağ elektronları elektronegatifliği yüksek olan atom tarafından daha çok çekilir ve yük atomlar üzerinde eşit dağılmaz. Böylelikle elektronegatifliği yüksek olan atom kısmı negatif (-δ) yükle yüklenirken elektronegatifliği düşük olan atom kısmi pozitif (+δ) yükle yüklenir. Kalıcı olarak (+) ve (-) yükler oluşur. Bu tür bağa polar kovalent bağ denir. CO2, H2O, NH3, CH4, HCl, HBr gibi moleküllerde polar kovalent bağ bulunur.

Kovalent bağlı bileşiklerin özellikleri: 

* Genellikle elektriği iletmezler.
* Bağ yapımı sırasında elektronlar ortaklaşa kullanılır ve orbital örtüşmesi meydana gelir.
* Düşük erime ve kaynama noktasına sahiptir.
* Moleküllerden meydana gelir.

Apolar Kovalent Bağ

Bağ yapan aynı ametal atomları bağ elektronlarını eşit miktarda çeker ve atomlar üzerinde yük eşit dağılır. Bu tür bağa apolar (kutupsuz) kovalent bağ denir. Apolar kovalent bağda bağ yapan atomların elektronegatiflik farkı sıfırdır. H2, N2, O2, P4,  gibi moleküllerde apolar kovalent bağ bulunur.

MOLEKÜLLERİN LEWİS YAPISI VE POLARLIK

Polar ve apolar moleküllere örnekler

Bağın polarlığı dışında bir de molekülün polarlığı söz konusudur.  Bileşiğin Lewis yapısı molekülün polarlığı hakkında bilgi verir. Yük molekülün bütününe dengeli (simetrik) şekilde dağılmışsa molekül apolardır. Fakat yük dağılımı her yönde aynı değilse molekül polardır. Molekülün polar olup olmadığını anlamak için Lewis yapısı yazılarak aşağıdaki genellemeler dikkate alınır:

  • Merkez atomda (en fazla bağ yapmış atom) bağ yapmamış elektron çifti var ise molekül polar, elektron çifti yoksa apolardır.
  • Merkez atoma bağlı çevre atomların tamamı aynı ise molekül genellikle apolardır.
  • Aynı atomlardan oluşmuş apolar kovalent bağlı moleküller apolardır.

Apolar moleküller: H2, N2, O2, P4, CO2, CCl4, CH4, C6H6, BH3, BeH2.

Polar moleküller:  NH3, H2O, CHCl3, CH3Cl, SO2, C2H5OH, CH3COOH, HCl, HBr.

Bazı moleküllerin Lewis yapısını inceleyip molekülün polarlığını tayin edelim:

Cl2 molekülü, (17Cl)

Cl2 molekülünde bağ yapan elektron çifti 1 tane olduğu için klor atomları arasında tek bağ oluşur. Clmolekülü apolar kovalent bağ içerir. Molekülde polar kovalent bağ bulunmaz. Yük dengeli bir şekilde dağıldığı için molekül apolardır.

O2 molekülü (8O)

 

 

O atomu 6 tane değerlik elektron sayısına sahiptir ve oktete ulaşmak için 2 elektronunu bağ yapımında kullanabilir. O2 molekülünde görüldüğü gibi bağ yapan elektron çifti iki tane olduğundan oksijen atomları arasında ikili bağ oluşur. Oyalnızca molekülü apolar kovalent bağ içerir. Yük dengeli bir şekilde dağıldığı için molekül apolardır. 

N2 molekülü (7N)

 

 

N atomunun 5 tane değerlik elektron sayısına sahiptir ve oktete ulaşmak için üç elektronunu bağ yapımında kullanabilir. Böylelikle iki azot atomu arasında üçlü bağ meydana gelir. N2 molekülünde görüldüğü gibi bağ yapan elektron çifti üç tane olduğundan azot atomları arasında üçlü bağ oluşur. Yük dengeli bir şekilde dağıldığı için molekül apolardır. 

H2O molekülü (1H, 8O)

 

 

H2O molekülünde O ile H atomu arasında polar kovalent bağ bulunur. Oksijen atomu iki elektronunu iki hidrojen atomu ile ortaklaşa kullanır ve oktete ulaşır. Her bir hidrojen atomu ise birer elektronunu oksijen atomu ile ortaklaşa kullanarak dublete ulaşır. Böylelikle oksijen ve hidrojen atomları arasında tekli bağ oluşur.  Lewis yapısında görüldüğü üzere H2O molekülünde merkez atom olan oksijen atomunda iki adet ortaklanmamış elektron çifti bulunmaktadır. Yük dağılımı eşit olmadığından molekül polardır.

NH3 molekülü  (1H, 7N)

NH3 molekülünde N ile H atomu arasında polar kovalent bağ bulunur. N atomu üç elektronunu bağ yapımında hidrojenle ortaklaşa kullanır ve değerlik katmanını 8 e (oktet) tamamlar. Hidrojen atomunun her biri bir elektronunu azot atomu ile ortaklaşa kullanarak değerlik katmanını 2 ye (dublet) tamamlar. Böylelikle azot atomu üç hidrojen atomu ile tekli bağ oluşturarak NH3 molekülünü meydana getirir. NH3 molekülünde görüldüğü üzere merkez atomda bir adet ortaklanmamış elektron çifti bulunmaktadır. Yük dağılımı eşit olmadığından molekül polardır.

BH3 molekülü (1H, 5B)

BH3 molekülünde B ile H atomu arasında polar kovalent bağ bulunur. B atomu üç elektronunu bağ yapımında hidrojenle ortaklaşa kullanır ve değerlik katmanını 8 e (oktet) tamamlar. Hidrojen atomunun her biri bir elektronunu bor atomu ile ortaklaşa kullanarak değerlik katmanını 2 ye (dublet) tamamlar. Böylelikle bor atomu üç hidrojen atomu ile tekli bağ oluşturarak BH3 molekülünü meydana getirir. BH3 molekülünde görüldüğü üzere merkez atomda ortaklanmamış elektron çifti bulunmamaktadır. Yük dağılımı eşit olmadığından molekül apolardır.

CO2 molekülü (6C, 8O)

 

CO2 molekülünde C ile O atomu arasında polar kovalent bağ bulunur. C atomu dört elektronunu bağ yapımında oksijenle ortaklaşa kullanır ve değerlik katmanını 8 e (oktet) tamamlar. Oksijen atomunun her biri iki elektronunu karbon atomu ile ortaklaşa kullanarak değerlik katmanını 8 e (oktet) tamamlar. Böylelikle karbon atomu iki oksijen tomu ile ikili bağ oluşturarak CO2 molekülünü meydana getirir. CO2 molekülünde görüldüğü üzere merkez atomda ortaklanmamış elektron çifti bulunmamaktadır. Oksijen atomlarında ortaklanmamış elektron çifti bulunsa da yük dengeli (simetrik) bir şekilde dağılmıştır ve  molekül apolardır.

CH4 molekülü (6C, 1H)

CH4 molekülünde C ile H atomu arasında polar kovalent bağ bulunur. C atomu bağ yapımında dört elektronunu dört hidrojenle ortaklaşa kullanır ve değerlik katmanını 8 e (oktet) tamamlar. Hidrojen atomunun her biri bir elektronunu karbon atomu ile ortaklaşa kullanarak değerlik katmanını 8 e (oktet) tamamlar. Böylelikle karbon atomu dört hidrojen atomu ile tekli bağ oluşturarak CH4 molekülünü meydana getirir. CH4 molekülünde görüldüğü üzere merkez atomda (C atomu) ortaklanmamış elektron çifti bulunmamaktadır. Yük dengeli (simetrik) bir şekilde dağılmıştır ve molekül apolardır.

KOVALENT BİLEŞİKLERİN SİSTEMATİK ADLANDIRILMASI

Sayılar ve Latince adları

  • Basit kovalent bileşiklerde elektronegatifliği düşük olan atom (bileşikte pozitif değerlik alır) önce, elektronegatifliği yüksek olan sonra (bileşikte negatif değerlik alır) yazılır.
  • Adlandırmada birinci elementin adı, ikinci elementin anyon adı yazılır.
  • Adlandırma yapılırken atomların bileşikteki sayıları latince ön ek şeklinde belirtilir. İlk yazılan atom tekse sayısı belirtilmez (mono yazılmaz). Örneğin, CO molekülü mono karbon monoksit değil, karbon monoksit şeklinde adlandırılır.
  • Bazı durumlarda ikinci atomun sayısı bir ise mono ön eki kullanılmaz. Örneğin, NO molekülü azot monoksit ya da azot oksit şeklinde okunabilir.

Bazı kovalent bileşiklerin formülleri ve adlandırmaları: 

NBr3   : Azot tribromür

P2O3    : Difosfor trioksit

CO      : Karbon monoksit

N2O    : Diazot monoksit

SF4     : Kükürt tetraflorür

CS2       : Karbon disülfür

METALİK BAĞ

Metalik Bağın Oluşumu

Metalik bağ; metal atomları arasında elektrostatik çekim kuvvetinden kaynaklanan kimyasal bağdır.
Periyodik tablonun sol tarafında yer alan metal atomları elektron verme eğilimi yüksek olduğundan serbest hareket edebilen değerlik elektronlarına sahiptir. Bununla birlikte metal atomları boş değerlik orbitallerine sahiptir. Na, Fe, Cr, K elementleri metallere örnektir.
Metallerin son katmanlarında az sayıda elektron, çok sayıda boş orbital bulunur. Bu az sayıda değerlik elektronları hem kendi hem de komşu

atomların orbitallerinde yer alabilirler. Böylece hareketli elektronlar sayesinde bir elektron denizi oluşur ve bu deniz + yüklü metal atomlarını bir arada tutar. Elektron denizi ile + yüklü atomlar arasındaki elektrostatik çekim kuvvetine metalik bağ denir. Fe-Fe, Na-Na, Mg-Mg etkileşimleri metalik bağa örnektir.

Metalik bağın metallere kazandırdığı bazı özellikler:
• Isı ve elektriği iletirler.
• Yüzeyleri parlaktır.
• Tel ve levha hâline getirilebilirler.
• Esnektirler, dövülebilirler ve şekillendirilebilirler

Karbon Kimyasına Giriş

LEWİS FORMÜLLERİ

Kovalent Bağlı Bileşiklerin Lewis Formülleri

Değerlik elektronları: Bir elementin son katmanındaki elektronlara değerlik elektronları denir. Bir elementin kaç tane bağ yapacağını değerlik elektronları belirler.

Ortaklanmış (bağlayıcı elektron çifti): Bağ oluşumuna katılan elektronlara denir. Her kovalent bağ iki elektrondan oluştuğundan, bağı oluşturan elektronlar bağlayıcı elektron çifti şeklinde ifade edilir.

Ortaklanmamış (bağ yapmayan) elektron çifti: Bağ oluşumuna katılmayan elektronlara ortaklanmamış elektron, bu elektronlar çift hâlinde bulunuyorsa ortaklanmamış elektron çifti denir.

N2 molekülünde bu kavramları gösterelim:

Elementlerin değerlik elektronlarının element sembolü üzerinde nokta ile gösterimine Lewis formülü denir. Bu başlıkta 2. periyot elementlerinin ve bileşiklerinin Lewis formüllerini inceleyeceğiz.

Lewis formülleri
2. periyot elementlerinin Lewis formülleri

Kovalent bileşiklerde elementlerin bağ yapan elektronları karışılıklı yazılarak eşleştirilir. Lewis yapılarında atomlar arasındaki her elektron çifti bir kovalent bağı simgelemektedir. Bağ yapmış bu elektron çiftleri çizgiyle de gösterilebilir. Bu formüle bileşiğin çizgi bağ formülü denir.

Aşağıda verilen bileşiklerin çizgi bağ formülleri bakınız.

Lewis ve çizgi bağ formülleri
Bazı moleküllerin Lewis ve çizgi bağ formülleri

Elementlerin periyodik cetveldeki gruplara göre yapabileceği bağ sayısı ve 2. periyot elementlerinin H elementiyle oluşturduğu bileşiklerin Lewis formülleri aşağıda gösterilmiştir:

Lewis formülleri
2. Periyot Elementlerinin Hidrojen ile Oluşturduğu Bileşiklerin Lewis Formülleri

Örnek 1:

7N ile 9F elementleri arasında oluşacak bileşiğin Lewis formülünü yazınız.

ÇÖZÜM:

Önce bileşiği oluşturan elementlerin elektron dizilişinden hangi grupta olduğu ve kaç bağ yapabileceği bulunur.

7N : 1s22s22p3    N atomu 5A grubundadır ve 3 bağ yapar.
9F : 1s22s22p    F atomu 7A grubundadır ve 1 bağ yapar.

N atomu 3 bağ yaptığından merkez atomdur. Bu nedenle N atomu merkeze yazılarak F atomları N atomuna bağlanır.

N atomunun 5 tane değerlik elektronu vardır. N atomu bunların 3 tanesi ile bağ yapımına katılmıştır, 2 tanesi ise (ortaklaşmamış) bağ yapımına katılmamıştır.
F elementi 7A grubundadır. 7 tane değerlik elektronu vardır ve bunların 1 tanesi bağ yapmış, 6 tanesi ise bağ yapımına katılmamıştır.

Örnek 2:

8O ve 9F elementleri arasında oluşacak OF2 bileşiğinin Lewis formülünü yazınız.

ÇÖZÜM:

O atomunun 2 bağ, F atomunun ise 1 bağ yaptığı bilinmektedir. O daha fazla bağ yaptığından merkez atomdur. O merkeze yazılarak 2 tane F atomu da O atomuna bağlanır.

 

HİBRİTLEŞME – MOLEKÜL GEOMETRİLERİ

Hibritleşme

Aynı enerji düzeyinde bulunan farklı orbitallerin kendi aralarında örtüşerek eş enerjili yeni orbitaller oluşturmasına hibritleşme (melezleşme), oluşan yeni orbitallere ise hibrit (melez) orbital denir. Bu ünitede 2. periyot elementlerinin sp3 , sp2  ve sp hibritleşmelerini göreceğiz.

 

CH4 Molekülünde sp3  Hibritleşmesi

metan
Metan molekülünün bağ yapısı

Metan molekülünde karbon atomu merkezde bulunmakta ve 4 tane hidrojen atomuyla bağ yapmaktadır. Karbon ile hidrojen atomları arasındaki bağlar özdeştir ve aralarındaki bağ açısı 109,5dir.Karbonun atomik orbitallerinin enerjileri birbirinden farklıdır.

Karbon atomunun elektron dizilimi:

Karbonun  1s orbitali diğer orbitallere göre çekirdeğe daha yakındır ve enerjisi daha düşüktür. Karbon atomunda bulunan orbitallerin temel hâl enerji seviyelerine bakalım:

karbon atomu orbital
Karbon atomundaki orbitallerin temel hâl enerji seviyeleri

Karbonun temel hal elektron diziliminde 2p orbitallerinde yalnızca 2 yarı dolu orbital bulunur. Bu karbonun bağ için en fazla 2 e kullanabileceğini gösterir. Fakat karbon atomu 4 bağ yapabilme özelliğine sahiptir. Karbon atomunun 2s orbitalinde bulunan elektronlardan biri uyarılarak 2p boş orbitaline yerleşir. 2s ve 2p orbitalleri eş enerji düzeyine gelip örtüşerek yeni özdeş 4 tane orbital oluşturur.

 

hibritleşme
Karbon atomunun temel, uyarılmış ve hibritleşmiş hâl orbitallerinin enerji seviyeleri

Karbonun temel hal elektron diziliminde 2p orbitallerinde yalnızca 2 yarı dolu orbital bulunur. Bu karbonun bağ için en fazla 2 e kullanabileceğini gösterir. Fakat karbon atomu 4 bağ yapabilme özelliğine sahip. Karbon atomunun 2s orbitalinde bulunan elektronlardan biri uyarılarak 2p boş orbitaline yerleşir. 2s ve 2p orbitalleri eş enerji düzeyine gelip örtüşerek yeni özdeş 4 tane orbital oluşturur.

Oluşan hibrit orbitalleri 1 tane s, 3 tane p orbitalinden oluştuğundan bu orbitallere sphibrit orbitali denir. Hibritleşme sonucunda oluşan 4 hibrit orbitalinin enerjisi birbirine eşittir. Hibritleşmiş karbon atomunun elektronik dizilimi:

      şeklindedir.

Metan molekülünde hibritleşmiş sp3 hibrit orbitalleriyle hidrojenin s orbitali uç uca örtüşerek C-H bağlarını oluşturmuştur. Bu şekilde iki orbitalin uç uca gelerek örtüşmesiyle oluşan bağlara sigma (σ) bağı denir. Metan molekülünde oluşan sigma bağları ve orbital örtüşmelerine bakınız:

metan sigma bağı
Metan molekülünün sigma bağları ve orbital örtüşmeleri

C2H4 Molekülünde sp2 Hibritleşmesi

C2H(etilen) molekülünde karbon atomları arasında ikili bağ vardır. Bu ikili bağların biri sigma (σ) bağı  diğeri ise pi (π) bağıdır. Bağ eksenine dik yan yana örtüşen orbitallerin oluşturduğu bağa pi bağı  denir.

Etilenin Lewis yapısı:

Etilen molekülünde bulunan her bir C atomunun 3 tane sp2 hibrit orbitali, birer tane de pz orbitali bulunur. C atomlarının birer sp2 hibrit orbitalleri uç uca örtüşerek C-C sigma bağını, diğer sp2 hibrit orbitalleri de hidrojenin s orbitalleri ile uç uca örtüşerek C-H sigma bağlarını oluşturur. C atomlarının hibritleşmeye katılmayan yüksek enerjili p orbitalleri ise düzleme dik ve yan yana örtüşerek pi bağını oluşturur.

sp2 hibritleşmesi
Karbon atomunda sp2 hibritleşmesi

Etilen molekülü oluşurken C atomunun 2s orbitali ile 2p orbitallerinden px ve py orbitalleri hibritleşir ancak pz orbitali hibritleşmeye katılmaz. C atomunda 1 tane s ve 2 tane p orbitali hibritleşerek sp2 hibrit orbitallerini
oluşturur. Hibritleşmeye katılmayan pz orbitalleri yan yana örtüşerek pi bağını oluşturur.

C2H2 Molekülünde sp Hibritleşmesi

C2H(asetilen) molekülünde karbon atomları arasında üçlü bağ vardır. Bu üçlü bağların biri hibritleşmeye katılan px orbitalinin oluşturduğu sigma (σ) bağı  diğer ikisi ise hibritleşmeye katılmayan py ve pz orbitallerinin oluşturduğu pi (π) bağlarıdır.
Asetilen molekülünde bulunan her bir C atomunun 2 tane sp hibrit orbitali, bir py bir de pz orbitali bulunur. C atomlarının birer sp hibrit orbitalleri uç uca örtüşerek C-C sigma bağını, diğer sp hibrit orbitalleri de hidrojenin s orbitalleri ile uç uca örtüşerek C-H sigma bağlarını oluşturur. C atomlarının hibritleşmeye katılmayan yüksek enerjili pve  porbitalleri ise düzleme dik ve yan yana örtüşerek pi bağını oluşturur.

asetilen
Asetilen molekülünde sigma ve pi bağlarının oluşumu

Tek, ikili ve üçlü bağlar arasında üçlü bağ enerjisi en fazla ve en kısa bağdır. Hibrit orbitallerinin s karakterleri hibritleşmeye katılan s orbital sayısına göre belirlenir:
Sigma bağları, uç uca örtüştüğünden pi bağlarına göre daha kısa, daha sağlam ve bağ enerjileri daha yüksektir. Bu nedenle sigma bağlarının koparılması pi bağlarının koparılmasından daha zordur ve kimyasal tepkimelerde, varsa, pi bağları önce kopar.
Karbon atomunun hibritleşme türlerini bir tabloda gösterelim:

Karbon atomu metanda sp3, etilende sp2, asetilende sp hibritleşmesi yapar.
Karbon atomu metanda sp3, etilende sp2, asetilende sp hibritleşmesi yapar.

Karbon atomu farklı atomlarla da (O, N ve S gibi) ikili ve üçlü bağ yapabilir:
Örnek 3:
Yukarıda yapı formülü verilen molekülün sigma ve pi bağlarını bularak numaralandırılmış karbon atomlarının hibritleşme türünü belirleyiniz.

ÇÖZÜM:

1. C atomu 3 sigma bağı yaptığından sp2 ,
2. C atomu 3 sigma bağı yaptığından sp2 ,
3. C atomu 4 sigma bağı yaptığından sp3 ,
4. C atomu 2 sigma bağı yaptığından sp,
5. C atomu 2 sigma bağı yaptığından sp şeklindedir.

MOLEKÜL GEOMETRİLERİ

VSEPR GÖSTERİMİ

Moleküllerin geometrileri molekülde bulunan bağ elektronlarının ve bağ yapmayan elektronların birbirini itmesi ile belirlenir.  VSEPR’e (Değerlik Katmanı Elektron Çifti İtme Kuramı) göre molekülde ortaklanmış elektronlar ile ortaklanmamış elektron çiftlerinin birbirinden olabildiğince uzak konumlarda bulunması gerekir. Böylece elektronların birbirini itmesi en az düzeye iner ve bu durumdaki atomların konumuna göre molekül geometrisi belirlenir.

Moleküllerin VSEPR gösteriminde,
A: Merkez atomu,
X: Merkez atoma bağlı atom ya da atom gruplarını,
E: Merkez atomun çevresindeki ortaklanmamış elektron çiftlerini ifade eder.

CH4 Molekülünün VSEPR Gösterimi

CH4 bileşiğinde C atomu merkez atomdur. Merkez atoma 4 tane H atomu bağlıdır. Merkez atomda ortaklanmamış elektron yoktur.

NHMolekülünün VSEPR Gösterimi

NH3 bileşiğinde N atomu merkez atomdur. Merkez atoma 3 tane H atomu bağlanmıştır. Merkez atomda bir tane ortaklanmamış elektron çifti vardır.

C2H2 Molekülünün VSEPR Gösterimi

Merkez atoma bağlı olan bağlar, ister ikili ister üçlü olsun tek bir bağ gibi düşünülür. Asetilen (C2H2) bileşiğinde her iki karbon atomu da merkez atomdur. Her bir karbon atomuna iki tane atom bağlanmıştır ve ortaklanmamış elektron yoktur.

C2H4 Molekülünün VSEPR Gösterimi

Etilen (C2H4) bileşiğinde her iki karbon atomu da merkez atomdur. Her bir karbon atomuna üç tane atom bağlanmıştır ve ortaklanmamış elektron yoktur.

Örnek 4:

NH3 ve BH3 moleküllerinin atom sayıları aynı olmasına rağmen molekül geometrilerinin farklı olmasının sebebini açıklayınız.

ÇÖZÜM:

NH3 molekülünün VSPER gösterimi yukarıda belirtildiği AX3E şeklindedir. Merkez atomda ortaklanmamış (bağ yapmayan) bir tane elektron çifti bulunduruyor. Ortaklanmamış elektron çifti itmesi bağ elektronlarına göre daha yüksek olduğundan açı bağ açısı daralıyor ve üçgen piramit geometriye sahip NH3 molekülü oluşuyor.

BH3 molekülünde B atomunun 3 değerlik elektronu var. B atomunun 3 değerlik elektronunun tamamı bağ yapımında kullanıldığından merkez atomda ortaklanmamış elektron çifti kalmaz. VSPER gösterimi ise AX3 şeklindedir.

NH3 ve BH3‘ün molekül geometrileri:

NH3: AX3E                               BH3: AX3

2. Periyot Elementlerinin Hidrojenle Yaptığı Bileşiklerin Geometrisi ve Hibritleşme Türü

LiH, BeH2, BH3, CH4, NH3, H2O, HF bileşiklerinin hibritleşme türü, geometrisi ve varsa VSEPR gösterimini veren tabloyu inceleyebilirsiniz.

Merkez Atomun Hibrit Türünü Bulma
  • Merkez atomu çevresindeki doğrultular sayılır.
  • Bu doğrultulardan her biri moleküldeki merkez atomunun en dış katmanında bir orbitale karşılık gelir.
  • Merkez atomu etrafında 2 doğrultu varsa sp, 3 doğrultu varsa sp2, 4 doğrultu varsa sp3 hibritleşmesi vardır.

C atomunun hibrit türü bulunurken dikkat edilmesi gerekenler;

  • Sadece tek bağ oluşturan karbon atomu sp3 hibritleşmesi yapar.
  • İkili bağ oluşturan karbon sp3 hibritleşmesi yapar (p orbitallerinden biri hibritleşmeye katılmaz).
  • Üçlü bağ oluşturan karbon atomu sp hib. yapar. (p orb.itallerinden ikisi hibritleşmeye katılmaz).

VSEPR
Periyot Elementlerinin Hidrojen ile Oluşturduğu Bileşikler ve Özellikleri

KARBON KİMYASINA GİRİŞ-1

Karbon Kimyasına Giriş Ünitesi’nde;

  • Anorganik ve Organik Bileşikler
  • Basit Formül ve Molekül Formülü
  • Doğada Karbon Atomu ve Allotropları
  • Lewis Formülleri
  • Hibritleşme – Molekül Geometrileri

başlıkları yer almaktadır.

ANORGANİK VE ORGANİK BİLEŞİKLER

Organik kelimesi ilk defa Berzelius tarafından ortaya atılmıştır.
Vitalizm: Organik bileşiğin elde edilebilmesi için yaşam gücünün işe karışması gerektiğini söyleyen bir görüştür. Bu görüş Berzelius tarafından ortaya atılmıştır.
Friedrich Wöhler 1828 yılında anorganik bileşiklerden yola çıkarak laboratuvar koşullarında ilk organik bileşiği sentezledi. Wöhler, anorganik bir bileşik olan amonyum siyanatın sulu çözeltisininbuharlaştırılmasıyla organik bir bileşik olan üreyi elde etmiştir. Bu çalışmadan sonra vitalizm düşüncesi geçerliliğini yitirmiştir.

Üre

Anorganik ve Organik Bileşiklerin Özellikleri

Erime ve kaynama noktaları düşük, karbon atomu içeren, ana kaynağı genellikle canlılar olan bileşiklere organik bileşik denir.

Organik olmayan bileşiklere anorganik bileşik denir. Erime ve kaynama noktaları organik bileşiklerden daha yüksek olan asit, baz, tuz ve oksit sınıfı bileşikler anorganik bileşiklerdir.

Organik bileşikler: CH4, CH3-OH, C6H12O6, C2H2-NH2, CCl4, CH2O, CH3COOH vb.
Anorganik bileşikler: HCl, NaCl, HCN, CaCO3, CO2, H2CO3, KMnO4, Al(OH)3 vb.

 

Organik ve anorganik bileşikler
Organik ve Anorganik Bileşiklerin Bazı Genel Özellikleri

Örnek 1:

Organik bileşikler için “O”, anorganik bileşikler için “A” sembolü kullanıldığında hangi bileşik grubunda “O-A-A “sıralaması elde edilir?

A) CH4-C2H5OH-KF
B) NH4NO3-CCl4-CO2
C) HCOOH-CO-Na2CO3
D) H2CO3-CH3NH2-MgO
E) CH3-O-CH3 – KMnO4-CHCl3

CEVAP: C

BASİT FORMÜL VE MOLEKÜL FORMÜLÜ

Organik Bileşiklerin Basit ve Molekül Formülleri

Organik bileşiklerdeki elementlerin türünü, atom sayılarının birbirine oranlarını gösteren formüle basit formül (kaba formül) denir.

Bir bileşiğin basit formülünden,
• Bileşiği oluşturan atomların türü,
• Atom sayılarının oranları,
• Elementlerin atom kütleleri biliniyorsa bileşiği oluşturan elementlerin kütleleri oranı ve kütlece yüzde bileşimleri bulunabilir.

Organik bileşiği oluşturan elementlerin gerçek atom sayılarının verildiği formüle o bileşiğin molekül formülü (gerçek formül) denir.

Bir bileşiğin molekül formülü ile,
• Bileşiği oluşturan atomların türü,
• Atom sayıları ve atom sayılarının oranları,
• Elementlerin atom kütleleri biliniyorsa bileşiğin molekül ağırlığı, atomların kütlece yüzde bileşimleri ve elementlerin kütleleri oranı bulunabilir.

Basit formül kütlesi ya da formüldeki her bir atom bir katsayı ile çarpıldığında gerçek formüle ve kütlesine ulaşılır:

n . (Basit formül) = Gerçek formül

Örneğin gerçek formülü  C6H12Oolan şekerin basit formülünü bulmak için C, H ve O en küçük tam sayılarla yazılacak şekilde “6” ile sadeleştirilir.

6 .  (CH2O) = C6H12O

Bir moleküldeki atomların gerçek sayılarının ve bağlanma şekillerinin gösterildiği formüle yapı formülü (açık formül) denir. Örneğin CHmolekülünün yapı formülü

            şeklindedir.

Örnek 2:

C, H ve O elementlerinden oluşan ve basit formülü CH2O olan organik bir bileşiğin 0,1 molü 9 g dır. Buna göre bu organik bileşiğin molekül formülünü bulunuz.
(C: 12, O: 16, H: 1)

ÇÖZÜM:

n = m /MA                                              n . (CH2O ) = 90
0,1 = 9 / MA                                         n . (C + 2H+16 ) = 90                  
M= 90 g/mol                                 n . (30) = 90    →  n = 3     →  Gerçek formül: C3H6O3

Bileşikteki Elementlerin Kütlece Yüzdesi

Bir bileşikteki elementlerin  kütlece yüzdeleri elementlerin atom kütlelerine bölünerek mol sayıları hesaplanır. Mol
sayıları en küçük tam sayılar şeklinde element sembollerinin altına getirilerek bileşiğin basit formülü yazılır.

          bağıntısıyla hesaplanır.

Örnek 3:

C, H ve O elementlerinden oluşan organik bir bileşiğin analizi sonucunda bileşikte kütlece %27,27 C ve %2,27 H elementlerinin bulunduğu anlaşılmıştır. Bu organik bileşiğin basit formülünü bulunuz.
(C: 12, H: 1, O: 16)

ÇÖZÜM:

mC + m+ mO  = 100 g
27,27 g + 2,27 g + mO = 100 g
29,54 g + mO = 100 g
mO = 70,26 g bulunur.

Elementlerin kütleleri atom kütlelerine bölünerek mol sayıları bulunur.

nC = 27,27/12 = 2,27 mol (yaklaşık)
nH = 2,27/1 = 2,27 mol
nO = 70,26/16 = 4,39 mol (yaklaşık)

Bileşikteki elementlerin mol sayılarını en küçük tam sayıya çevirmek için, en küçük mol sayısı olan 2,27’ye bölünür ve tam sayı hâline getirilir.

nC  = 2,27/2,27 = 1
nH  = 2,27/2,27 = 1
nO  = 4,39/2,27 = 4 (yaklaşık)

Bu değerlere göre bileşiğin basit formülü CHO2 bulunur.

Örnek 4:

12,4 g ı yeterli miktarda oksijenle yakıldığında normal koşullarda 8,96 L CO2 ve 10,8 g H2O oluşuyor. Bu organik bileşiğin basit formülünü bulunuz. (C: 12, H: 1, O: 16)

ÇÖZÜM:

Soruda verilmeyen O2 nin mol miktarına ulaşmamız gerekir. Bunun için önce CO2 nin mol ve kütlesi, H2O nun ise molü hesaplanır:

nCO2 = 8,96/22,4
nCO2 = 0,4 mol 
nH2O = 10,8/18  → n = 0,6 mol

Bileşenlerin mol sayıları üzerinden X in yapısındaki C, H ve O mol sayıları ve kütleleri bulunur:

nC = 0,4 mol   →  mC = 0,4.12 = 4,8 g
nH = 0,6.2 = 1,2 mol   →  mH = 1,2.1 = 1,2 g

X in toplam kütlesinden C ve H atomlarının kütlesi çıkarılarak O atomunun kütle ve molü bulunur:

mX = mC + mH + mO
12,4= 4,8 +1,2 + mO
mO = 6,4 g  →  nO = 6,4/16 = 0,4 mol

Bu mol sayılarını en tam sayıya çevirmek için 0,4 e bölelim:

nO = 0,4/0,4 = 1
nC = 0,4/0,4= 1
nH = 1,2/0,4= 3     bulunur. O halde X in basit formülü CH3O olur.

DOĞADA KARBON

Karbon Elementinin Özellikleri

Karbon atomu periyodik tablonun 4A grubunda bulunur ve 4 değerlik elektronuna sahiptir. Karbon atomu bu 4 değerlik elektronunu kullanarak bileşiklerinde 4 bağ yapar. Bir karbon atomu bir başka karbon atomu ile tekli, ikili ve üçlü bağ yapabilir.

Karbon atomları diğer atomlardan farklı olarak sonsuz sayıda birbirine bağlanarak düz zincirli, dallanmış ya da halkalı yapıya sahip çok sayıda bileşik oluşturabilir.

Karbonun Allotropları

Aynı tür atomların farklı sayı ve dizilişte bir araya gelmesiyle oluşan maddelere allotrop denir. Elmas, grafit doğal fulleren ve grafenler yapay  allotropları vardır.

karbonun allotropları
Karbonun allotropları

Grafit:

C atomları üst üste yığılmış geniş, yassı levhalar oluşturacak biçimde iki boyutlu düzlemde birbirine bağlanmıştır. İyi bir yağlayıcıdır. Elektriği iletir. Pilde ve elektrolizde elektrot olarak kullanılır.

Elmas:

Elmas
Elmas

Kristal bir yapıya sahiptir. Her bir karbon atomu 4 başka karbon atomuna bağlıdır. Elektriği iletmez, tepkimeye girme isteği düşüktür. Erime ve kaynama noktası yüksektir. E.N: 3500 C. Cam kesici, taş yontucu olarak kullanılır. Optik özelliklerinden dolayı değerlidir.

Fullerenler:

Fulleren
Fulleren yapısı

Bu yapı bir futbol topu ve belirli jeodezik kubbelere benzediği için fulleren adı verildi. Grafitin lazerle buharlaştırılarak yoğunlaştırılması ile elde edilir. C12 , C60, C70, C74, C82 formüllerine sahip fulleren keşfedildi.

 

Grafen
Grafen tabakaları

Grafen: Grafen, karbon atomlarının altıgenlerden oluşan bal peteği örgü yapısında sıralanmasından elde edilen iki boyutlu düzlemsel yapıların çok nadir örneklerinden birisidir. Bu yapı, grafene olağanüstü özellikler kazandırmaktadır. Saydam olan grafen tabakası elektriği ve ısıyı çok hızlı bir şekilde iletebilir. Grafenin yapısı çelikten 6 kat hafif, yoğunluğu çelikten 6 kat daha düşüktür. Çelikten 6 kat daha sert ama 13 kat daha fazla esneme yeteneğine sahiptir. Tıbbi cihazlar, tabletler, bilgisayar, süperkapasitörler gibi kullanım alanları vardır.

Karbon nanotüpler
Karbon nanotüp

Karbon Nanotüp: Grafite uygulanan özel işlemler sonucu oluşan nanometre boyutundaki silindirik tüplere nanotüp denir. Nanometre metrenin milyarda biridir. Nanotüplerin çapları nanometre, uzunlukları ise milimetre boyutundadır. Çaplarının milyonlarca katı uzunluklara ulaşabilen karbon nanotüpler; sağlamlık, elektrik iletkenliği, ısı iletkenliği gibi özellikleriyle de diğer malzemelere göre daha kullanışlıdır.
En sert doğal madde olarak bilinen elmastan daha sert, aynı kütledeki çelikten daha sağlam yapay bir malzeme olan karbon nanotüpler; bakır ve gümüşten 1000 kat daha fazla elektrik akımı taşıyabilmekte ve yüksek sıcaklıklarda bile özelliklerini koruyabilmektedir. Elektronik nano boyutlu cihazlarda (diyot, transistör, nanoteller vb.), hidrojen pillerinde, şarj edilebilir bataryalarda, organik güneş pillerinde, dokunmatik ekranlarda ve biyosensörlerin yapımında nanoteknolojiden yararlanılmaktadır.

 

2020 YKS Kaldırılan Kimya Konuları

2020 YKS Hangi Kimya Konuları Kaldırıldı?

MEB tarafından 2020 YKS’ de adayların sorumlu olduğu bir açıklama yayınlandı. Açıklamada sınavda çıkacak konu ve kazanımların yanı sıra kaldırılan konular ve kazanımlar da açık olarak belirtildi. Açıkça belirtilmeyen konu ve kazanımları sizler için derledik. Aşağıdaki listede 2020 YKS’de kaldırılan kimya konularını ve kazanımlarını bulabilirsiniz. Ayrıca MEB’in 2020YKS’ye esas konu ve kazanımları içeren açıklamanın da linkini paylaşıyoruz.

2020 YKS Sınavına Ait Konu ve Kazanımlarla İlgili Açıklamalar İçin  Tıklayınız

KALDIRILAN KİMYA KONULARI

1. Hayatımızda Kimya

2. Kimyasal Türler Arası Etkileşim Ünitesi: Radikal Kavramı

3. Asitler, Bazlar ve Tuzlar:  Asit, Baz ve Tuzların Endüstriyel Kullanım Alanları

4. Karışımlar: Koagülasyon, İyon Değiştirici Reçine Kavramları

5. Kimya Her Yerde: Su Döngüsü, Su Arıtımı, Gübreler, Cam, Porselen, Seramik, Boyalar, kırtasiye ürünleri, Yapı Malzemeleri, Kirleticiler, Sera Etkisi, Küresel Isınma

6. Modern Atom Teorisi: Işığın Dalga Tanecik Karakteri, De Broglie Hipotezi

7. Kimya ve Enerji: İç enerji Hesaplamaları, Entropi

8. Asit-Baz Çözeltilerinde Denge: Hidroliz Hesaplamaları

9. Kimya ve Elektrik: Kurşunlu Akümülatörler, İyonik Redoks Denkleştirilmesi

10. Organik Kimya: Amidler, Aminoasitler, Karbonhidratlar, Optik İzomeri Kavramları,

2020 YKS’ de Hangi Kimya Konuları Çıkacak?  TIKLAYIN!