AYT KİMYA TESTLERİ

PDF formatında AYT Kimya Testleri için doğru sayfadasınız. AYT Kimya çalışırken ek olarak çözebileceğiniz PDF Pekiştirme Testleri sizler için hazırlandı.

AYT Kimya 11 ve 12. sınıf konularını içermektedir.

Modern Atom Teorisi, Atomun Kuantum Modeli, Modern Periyodik Sistem, Sulu Çözeltiler, Çözelti Derişimleri, Çözünürlük, Kimyasal Tepkimelerde Enerji, Kimyasal Tepkimelerde Hız, Kimyasal Denge, Sulu Çözeltilerde Denge, Kimya ve Elektrik, Karbon Kimyası ve Organik Bileşikler konularına ait testleri PDF formatında bulabilirsiniz.

AYT Kimya PDF Ders Notları için Tıklayın!

11. Sınıf Kimya Yazılı Sınavları

11. Sınıf Kimya Yazılı Sınavları

11. sınıf yazılı sınavları bu sayfada. 11. sınıf yazılı sınavlarına hazırlanma sürecinde sizlere yardımcı olacağını düşündüğüm sorular hazırladım. Soruları çözdüğünüzde bir nevi sınav provası yapmış olacaksınız.

Sınavlarınızda başarılar dilerim.

ÇÖZÜNÜRLÜK


ÇÖZÜNÜRLÜK

*Bu bölümde çözeltiler derişik, seyreltik, doymamış, doymuş ve aşırı doymuş olarak sınıflandırılır. Çözünürlük kavramına değinilir. Çözünürlük değerinin sıcaklık ve basınçla ilişkisi incelenir.

ÇÖZELTİLERİN SINIFLANDIRILMASI

Çözeltiler çözünürlük temelinde derişik, seyreltik, doygun, aşırı doygun ve doymamış çözeltiler şeklinde sınıflandırılır.

Seyreltik çözelti: Çözünen madde miktarı görece düşük olan çözeltiler.

Derişik çözelti: Çözünen madde miktarı görece yüksek olan çözeltiler.

Aşağıda verilen çözeltilerden, B çözeltisinin çözünen/çözücü oranı A’ya göre büyük olduğundan B çözeltisi derişik, A çözeltisi seyreltiktir.

Doymamış çözelti: Çözücünün çözebileceği en yüksek madde miktarından daha az çözünen içeren çözeltilere denir.

Doygun çözelti: Çözücünün çözebileceği en yüksek miktarda çözünen içeren çözeltilere denir.

Aşırı doygun çözelti: Çözücünün çözebileceği en yüksek miktardan daha fazla çözünen içeren çözeltilere denir. Aşırı doygun çözelti kararsızdır. Dış etki ile aşırı miktar çöker ve çözelti tekrar doygun hale geçer.

Aşırı doygun çözelti nasıl hazırlanır?

Doymuş çözelti ısıtılır ve sıvı içinde bir miktar daha katı çözünmesi sağlanır. Daha sonra çözeltinin sıcaklığı kademeli olarak ilk sıcaklığına düşürülür. Oluşan çözelti aşırı doygun çözelti olur.

ÇÖZÜNÜRLÜK

Belirli sıcaklık ve basınçta 100 gram çözücüde çözünen madde derişimine çözünürlük denir. Çözünürlük birimi genellikle g/100 g su olarak kullanılır. Suyun özkütlesi 1g/ml olduğundan çözünürlük birimi g/100 mL su olarak da alınabilir.

Örneğin 20 C sıcaklıkta 100 g suda en fazla 36 g yemek tuzu çözünürken, aynı sıcaklıkta 100 g suda en fazla 11 g sodyum bikarbonat çözünebilmektedir.

Çözünürlük aşağıdaki denklemle ifade edilir:

Çözünürlük ifadesi 100 g su ile elde edilen doymuş çözeltide çözünmüş maddeyi belirtir.

Örnek-1

20 C’ta çözünürlüğü 11g/100g su olan sodyum bikarbonat tuzunun 555 g doygun sulu çözeltisinde kaç g çözünmüş sodyum bikarbonat bulunur?

ÇÖZÜM:

100 g suda 11 g tuz çözündüğünde toplam 111 g çözelti oluşur.

O halde,

111 g çözeltide     11 g tuz

555 g çözeltide       X

X = 55 g

Örnek-2

Aşağıda KCl tuzuna ait sıcaklık-çözünürlük grafiği verilmiştir. 30 C’ta 200 g su ile hazırlanan doymuş çözeltinin sıcaklığı 60 C’a çıkarıldığında çözeltinin tekrar doymuş hale gelmesi için ne kadar KCl eklenmesi gerekir?

ÇÖZÜM:

ÇÖZÜNÜRLÜĞÜN SICAKLIK VE BASINÇLA İLİŞKİSİ

Katı ve sıvılarda: Sıcaklık arttıkça çözünürlük genellikle artar. Basınçla katı ve sıvıların çözünürlükleri değişmez.

Gazlarda: Sıcaklık arttıkça çözünürlük azalır. Basınç arttıkça çözünürlük artar.

DERİŞTİRME VE KRİSTALLENDİRME HESAPLAMALARI

Örnek-3

40 C’ta 100 g suda en fazla 20 g çözünebilen X tuzu ile 40 C’ta hazırlanan 150 g doymuş çözeltinin sıcaklığı 20 C’a düşürüldüğünde 12 g X katısı çöküyor. Buna göre X tuzunun 20 C’taki çözünürlüğü kaç g/100g su dur?

ÇÖZÜM:

ELEMENTLER VE YÜKSELTGENME BASAMAKLARI

ELEMENTLER VE YÜKSELTGENME BASAMAKLARI

*Bu bölümde elementler ve yükseltgenme basamakları verilir. s, p, d ve f blok elementleri tanıtılır. Halojenler, soygazlar ve geçiş metalleri üzerinde durulur. Elementlerin yükseltgenme basamağı hesaplanır

ELEMENTLERİN PERİYODİK SİSTEMDEKİ KONUMU VE ÖZELLİKLERİ

Blok: Elektron dizilimi aynı orbitalle biten elementlerin oluşturduğu sistem.Periyodik sistem s, p, d, ve f olmak üzere 4 bloktan oluşur.

s bloku: 1A ve 2A

p bloku: 3A, 4A, 5A, 6A, 7A ve 8A

d bloku: B grubu elementleri

f bloku: Lantanit ve aktinitler

Periyodik sistemde;

A grupları; baş grup elementleri, B grupları; geçiş metalleri; Lantanit ve aktinitler; iç geçiş elementleridir.

s Bloku Elementleri ve Özellikleri

  • Hepsi küresel simetri özelliği gösterir.
  • Aynı periyottaki diğer elementlerden daha büyük hacime sahiptir.
  • Yoğunlukları düşüktür, hafif metal sınıfına girer.
  • Aktiflikleri yüksektir.
  • Aktif metaller olarak da adlandırılır.
  • Hidrojen ametal, diğerleri metaldir.
  • Bileşiklerinde 1A grubu +1, 2A grubu +2 alır.
  • Hidrojen -1 ve +1 alır.1A grubu metalleri su ile şiddetli tepkime verir.
  • Doğada elementel halde bulunmaz.
  • Mineralleri halinde bulunur.
  • Ametallerle iyonik bağ oluşturur.
  • H ise hem iyonik hem de kovalent bağ oluşturur.

p Bloku Elementleri ve Özellikleri

p bloku elementleri 3A’dan 8A’ya kadar olan grupları içerir. Bu gruplarda metal, ametal, yarı metal ve soygaz sınıfı elementler yer almaktadır. Bu başlık altında özellikle halojenleri ve soygazları inceleyeceğiz.

Metaller: Al, Ga, In, Tl, Nh, Sn, Pb, Fl, Bi, Mc, Lv,Ts

Yarı metaller: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At

Ametaller: C, N, P, O, S, Se, F, Cl, Br, I

Soygazlar: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

İyon yükü

3A Grubu: +3 ve +1

4A Grubu: -4 ile +4 arasında,

5A Grubu: -3 ile +5 arasında,

6A Grubu: -2 ile +6 arasında

7A Grubu: -1 ile +7 arasında, F yalnızca -1 değerlik alabilir.

7A Grubu (Halojenler)

  • 7A grubu en aktif ametallerdir.
  • Halojenler doğada genellikle bileşikleri halinde ya da moleküler ( F2, Cl2, Br2, I2) halde bulunur.
  • Flor, soygazlar dışında bütün elementlerle doğrudan bileşik oluşturur.
  • En aktif ametaldir.
  • F2, Cl2 oda koşullarında gaz, Br2 sıvı, I2 ise katıdır.
  • Hidrojenle asit oluştururlar.
  • Asitlik kuvveti aşağı indikçe artar: HF < HCl < HBr < HI

8A Grubu Soygazlar

  • Elektron dizilmi: He: 1s2 ile diğer soygazlar ise ns2np6 ile biter.
  • Değerlik orbitalleri tam doludur.
  • Küresel simetri özelliği gösterirler.
  • Tepkimeye girme istekleri yoktur.
  • Uygun koşullarda Kr, Xe ve Rn bileşikleri elde edilmiştir.
  • Atomları arasında London kuvvetleri (indüklenmiş dipol-indüklenmiş dipol) bulunur.
  • Erime ve kaynama noktaları çok düşüktür.
  • Oda koşullarında tamamı gazdır.
  • Tek atomludurlar.

d Bloku Elementleri ve Özellikleri

  • Geçiş metalleri olarak adlandırılır.
  • s bloku ile p bloku (2A ve 3A grupları) arasında yer alır.
  • 4. periyottan başlar.
  • Özkütleleri genellikle fazladır, ağır metal olarak da sınıflandırılır.
  • Tamamı metaldir.
  • Oda koşullarında cıva sıvı, diğerleri katıdır.
  • Genellikle parlak, gümüşsü, erime-kaynama noktaları yüksek, sert, ısı ve elektrik iletkenlikleri iyidir

Bazı Geçiş Metallerinin İyon Yükü

Geçiş metalleri bileşiklerinde birden fazla değerlik alabilirler.

Geçiş Metallerinin Bağ Tipi

  • Ametallerle iyonik bağ yaparak tuz oluşturur: CuCl, FeBr3…
  • Aralarında metalik bağ bulunur.
  • Bazı elementleri ametallerle kovalent bağ oluşturabilir.
  • Mn2O7 kovalent bağ içerir ve molekül yapılı bileşiktir.
  • Boş d orbitallerinden dolayı, renklilik, manyetiklik ve kompleks oluşturma özelliği vardır.
  • Geçiş metalleri su ve amonyak gibi moleküllerle kompleks bileşikler oluşturur.
  • Fe, Ni ve Co gibi metaller mıknatıs tarafından çekilebilme özelliğine sahiptir.

f Bloku Elementleri ve Özellikleri

  • 1. yatay sırasına lantanitler, 2. yatay sırasına aktinitler adı verilir.
  • Isı ve elektriği iyi iletir, erime ve kaynama noktaları yüksektir.
  • Renkleri gümüşe benzer.
  • Genellikle yüksek atom yoğunluğuna sahip, iyonlaşma enerjileri oldukça düşük olan aktif elementlerdir.
  • Bileşiklerinde genellikle +3 iyon yüküne sahiptir.
  • Lantanitlerden prometyum (Pm) elementi ve tüm aktinitler radyoaktif özelliğe sahiptir.

YÜKSELTGENME BASAMAKLARI

Bir atomun moleküldeki veya iyonik bileşikteki yük sayısına yükseltgenme basamağı (yükseltgenme sayısı) denir.

Hidrojen ve oksijenin yükseltgenme basamakları bilinmelidir.

Hidrojen:

Metallerle yaptığı bileşikleride -1, ametallerle yaptığı bileşiklerde +1 yükseltgenme basamağına sahiptir.

Metallerle: -1 (NaH, MgH2…)

Ametallerle: +1 (NH3, CH4…)

Oksijen:

Oksit bileşiklerinde: -2 (CO2, SO2, Na2O, MgO)

Peroksit bileşiklerinde: -1 (H2O2, Na2O2)

Florla yaptığı OF2 bileşiğinde: +2

Hidrojen ve 2. Periyot Elementlerinin Yükseltgenme Basamakları

Geçiş metallerinin yaygın yükseltgenme basamakları

Yaygın Kullanılan İyonların Yükleri

Yükseltgenme Basamağının Hesaplanması

Bileşiklerde atomların yükseltgenme basamakları toplamı sıfırdır. İyonda ise iyon yüküne eşittir.

Örnek:

SF6 , H2SO3 , S2O32-  ve MgS bileşiklerinde S atomunun yükseltgenme basamaklarını bulunuz.

Örnek-2

Aşağıdaki tabloda altı çizili elementlerin yükseltgenme basamaklarını bulunuz.

Örneğin Çözümü Bu Videoda!

PERİYODİK ÖZELLİKLER

PERİYODİK ÖZELLİKLER

*Bu bölümde periyodik özellikler verilir. Atomik yarıçap, iyonlaşma enerjisi, elektron ilgisi, elektronegatiflik, asitlik ve bazlık, metalik ve ametalik özellik gibi özelliklerin değişimi incelenir.

ATOM VE İYON YARIÇAPI

Atomların yarıçapı tek başına ölçülemez. Atom etrafında elektronlar sonsuza gidecek şekilde yerleştiklerinden atom için bir sınır yüzey belirlenemez. Bu nedenle izole bir atomun yarıçapından söz edilemez. Fakat iki atom bağlanarak bir araya geldiğinde bu atomların çekirdekleri arasındaki mesafe ölçülerek yarıçap belirlenebilir. Bir araya gelen atom türüne göre kovalent yarıçap, Van der Waals yarıçapı ve iyonik yarıçap ölçülebilir.

Kovalent Yarıçap

Kovalent bağla bağlanmış iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısıdır.

Van der Waals Yarıçapı

Soygaz veya apolar moleküllerde birbirine en yakın atomların çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısıdır.

İyonik Yarıçap

İyonik bileşiklerde bulunan her bir iyonun yarıçapıdır.

Periyodik sistemde aynı periyotta soldan sağa gidildikçe atomik yarıçap azalır. Bunun nedeni, atomun katman sayısı değişmezken çekirdek yükünün artmasıdır. Çekirdek yükü arttıkça çekirddeğin elektron başına düşen çekim kuvveti artar ve elektronlar çekirdek tarafından daha fazla çekilir. Daha fazla çekilen elektronlar çekirdeğe yaklaşır ve böylece atom çapı azalır.

Periyodik sistemde aynı grupta yukarıdan aşağıya gidildikçe atomik yarıçap artar. Bunun nedeni, atomun katman sayısının artmasıdır. Katman sayısı arttıkça elektronlar çekirdekten oldukça uzaklaşır. Çekirdeğin elektronlara uyguladığı çekim kuvveti azalır. Böylece atomik yarıçap artar.

İyonik Yarıçap

Bir atom veya iyon elektron aldığında hacmi büyür, elektron verdiğinde ise hacmi küçülür.

Bir atomun nötr hacmi anyonundan küçük, katyonundan ise büyüktür.

Yarıçap sıralaması:

Anyon>nötr>katyon

Cl>Cl>Cl+

METALİK VE AMETALİK ÖZELLİK

Periyodik sistemde aynı grupta yukarıdan aşağıya doğru atom çapı arttığı için metalik aktiflik artar, ametalik aktiflik azalır. Aynı periyotta soldan sağa doğru atom yarıçapı genellikle azaldığı için metalik özellik azalır, ametalik özellik artar.

İYONLAŞMA ENERJİSİ

Temel hâldeki nötr bir gaz atomundan bir elektronun uzaklaştırılması için gerekli olan minimum enerjiye iyonlaşma enerjisi denir. Birimi: kj/mol dür. Daima endotermiktir.

Nötr bir atomdan bir elekton uzaklaştırmak için gerekli olan enerjiye 1. iyonlaşma enerjisi denir.

X(g)   +   İ.E1    →  X+(g)   +  e–         İ.E1 : 1. iyonlaşma enerjisi

+1 yüklü iyondan bir elekton uzaklaştırmak için gerekli olan enerjiye 2. iyonlaşma enerjisi denir.

X+(g)   +   İ.E2    →  X2+(g)   +  e–         İ.E2 : 2. iyonlaşma enerjisi

Bir atomun 1. İE’si 2. İE’sinden, 2.İE’si ise 3. İE’sinden küçüktür.

İ.E1 < İ.E2 < İ.E3 < İ.E4 <…

Aynı periyotta A gruplarında İE sıralaması:

A gruplarında aynı periyotta soldan sağa gidildikçe iyonlaşma enerjisi artışı süreklilik göstermez. Küresel simetri özelliğinden dolayı 2A ve 5A grupları artış sürekliliğini bozar. 2A grubu 3A grubundan, 5A grubu ise 6A grubundan daha yüksek iyonlaşma enerjisine sahiptir.

1A < 3A < 2A <4A < 6A < 5A < 7A <8A

2A: ns2   elektron dizilimine sahiptir ve küresel simetri özelliği gösterir. Bu durum 2A grubunun iyonlaşma enerjisinin 3A grubundan büyük olmasına neden olur.

5A: ns2np3  elektron dizilimine sahiptir ve küresel simetri özelliği gösterir. Bu durum 5A grubunun iyonlaşma enerjisinin 6A grubundan büyük olmasına neden olur.

İyonlaşma Enerjisi Artışı ile Grup Numarası Bulma

A gruplarında iyonlaşma enerjisi artışına bakılarak elementin grup numarası bulunabilir.

Aşağıdaki tabloda elementlerin iyonlaşma enerjilerini inceleyelim.

H: 1 tane İE’si var, Z=1 , He: 2 tane İE’si var, Z=2, Li: 3 tane İE’si var, Z=3

Be atomunun toplam kaç İE si olduğu bilinemeyeceğinden İE artışına bakarak grup numarası tespit edilir.

2. ve 3. İE arasındaki fark çok büyük (yaklaşık 9 kat) olduğundan değerlik elektronları 2 tanedir. Dolayısıyla 2A grubundadır diyoruz.

Örnek-1

Aşağıdaki tabloda bazı elementlerin iyonlaşma enerjileri kj/mol cinsinden verilmiştir. Tabloyu inceleyerek,

a) Periyodik sistemdeki grup numaralarını,

b) Değerlik elektron sayısını,

c) Aynı grupta yer alan elementler varsa bu elementlerin atom yarıçapının büyüklüğünü karşılaştırınız.

ÇÖZÜM:

a)

X: 1. İE değeri ile 2.İE değeri arasında yaklaşık 9 kat fark bulunmaktadır. Bu da X elementinin 1A grubunda olduğunu gösterir.

Y: 1. İE değeri ile 2.İE değeri arasında yaklaşık 7 kat fark bulunmaktadır. Bu da X elementinin 1A grubunda olduğunu gösterir.

Z: 1. İE değeri ile 2.İE değeri arasında yaklaşık 7 kat fark bulunmaktadır. Bu da X elementinin 1A grubunda olduğunu gösterir.

T: 2. İE değeri ile 3.İE değeri arasında yaklaşık 4 kat fark bulunmaktadır. Bu da X elementinin 2A grubunda olduğunu gösterir.

Değerlik elektronları grup numarası ile aynıdır.

b)

X,Y ve Z elementlerinin değerlik elektron sayısı 1, T elementinin ise 2 dir.

c)

X,Y ve Z elementleri 1A grubunda olup aynı gruptadırlar. Bu elementlerin 1. İE değerlerine bakarak yarıçapları arasında ilişki kurulabilir. İyonlaşma enerjisi aynı grupta yukarıdan aşağıya gidildikçe azalır. İyonlaşma enerjisi ile atomik yarıçapı ters orantılı olarak değişir. Yani 1.İE değeri büyük olan elementin atomik yarıçapı küçüktür.

Elementlerin 1. İE değerleri şöyledir:

X: 495,9 kj/mol, Y: 738,1 kj/mol,  Z: 418,7 kj/mol

1.İE değeri en küçük olan Z elementinin atomik yarıçapı en büyük, 1.İE değeri en büyük olan Y elementinin ise atomik yarıçapı en küçüktür. Yarıçap sıralaması aşağıdaki gibidir:

Z>Y>X 

ELEKTRON İLGİSİ

Gaz hâldeki nötr bir atomun bir elektron alması sırasında oluşan enerji değişimine elektron ilgisi denir.

X(g)   +   e    →   X(g)   + E.İ         E.İ: Elektron ilgisi

Elektron ilgisi endotermik ya da ekzotermik olabilir.

F(g)   +   e   →    F(g)   + Enerji    E.İ: -328,2 kj/mol

Be(g) + e-  +  Enerji    →   Be(g)     E.İ: +66 kj/mol

Soygazların elektron ilgisi yoktur. Cl elementi elektron ilgisi en yüksek elementtir.

ELEKTRONEGATİFLİK

Elektronegatiflik bir atomun bağ elektronlarına sahip çıkma isteğinin bir ölçüsüdür.

Pauling (Paulink) elektronegatifliği en yüksek olan flor atomunun elektronegatiflik değerini 4,0 olarak kabul etmiştir.

İki atom arasında elektronegatiflik farkı arttıkça bağın polarlığı ve iyonik karakteri artar.

  • F elementi elektronegatifliği en yüksek elementtir.
  • Soygazların elektronegatiflikleri yoktur.

OKSİT VE HİDROKSİT BİLEŞİKLERİNİN ASİT VE BAZLIK ÖZELLİĞİ

Bazik Oksit: Metal oksitler. Metal oksitlerin sulu çözeltileri bazik özellik gösterir. Na2O, MgO,

Asidik Oksit: Ametal Oksitler. Ametal oksitlerin sulu çözeltileri asidik özellik gösterir. SO2 , CO2 , NO2 .

Nötr Oksit: Oksijence fakir olan ametal oksitler. CO, NO, N2O

Amfoter Oksit: Asit karşısında baz, baz karşısında asit özellik gösteren metal oksitler. (Zn, Pb, Cr, Be, Sn, Al) metallerin oksitleri.

PERİYODİK ÖZELLİKLERİN DEĞİŞİMİ

Periyodik özelliklerin aynı grupta yukarıdan aşağıya, aynı periyotta soldan sağa değişimini özet halinde aşağıda görebilirsiniz.

Aynı Grupta Yukarıdan Aşağıya İnildikçe:

  • Atomik yarıçap artar.
  • Atom numarası artar.
  • İ.E, E.İ, E.N azalır.
  • Grup numarası, değerlik elektron sayısı değişmez.
  • Oksitlerin asitliği azalır, bazlığı artar.
  • Metalik özellik artar, ametalik özellik azalır.

Aynı Periyotta Soldan Sağa Gidildikçe:

  • Atomik yarıçap genellikle azalır.
  • Atom numarası artar.
  • İ.E, E.İ, E.N genellikle artar.
  • Grup numarası ve değerlik elektron sayısı artar.,
  • Oksitlerin asitliği artar, bazlığı azalır.
  • Metalik özellik azalır, ametalik özellik artar.

PERİYODİK SİSTEM VE ELEKTRON DİZİLİMLERİ

PERİYODİK SİSTEM VE ELEKTRON DİZİLİMLERİ

**Bu bölümde element ve iyonlara ait elektron dizilimi verilir. Aufbau Kuralı, Hund Kuralı ve Pauli ilkesi öğrenilir. Küresel simetri kavramına değinilir. Değerlik elektronları ile elementlerin periyodik sistemde grup ve periyot numaraları belirlenir.

ELEKTRON DİZİLİMLERİ

5. enerji düzeyine kadar her enerji düzeyindeki maksimum elektron sayısı 2n formülü ile bulunur.

  • Birinci enerji düzeyi: en fazla 2,
  • İkinci enerji düzeyi: en fazla 8,
  • Üçüncü enerji düzeyi: en fazla 18,
  • Dördüncü enerji düzeyi: en fazla 32 elektron alabilir.

Hund Kuralı

  • Elektronlar eş enerjili orbitallere doldurulurken önce boş orbitallere aynı spinli olacak şekilde birer birer yerleştirilir.
  • Daha sonra elektron sayısı zıt spinli olacak şekilde ikiye tamamlanır.

N atomunun elektron dizilimi;

7N: 1s22s22p3 şeklindedir.

Elektronların orbitallere yerleşimi:

Oksijen atomunun elektron dizilimi:

8O: 1s22s22p4  şeklindedir.

Elektronların orbitallere yerleşimi:

Pauli İlkesi

  • Bir elektronun tüm kuantum sayıları aynı olamaz.
  • Başka bir ifadeyle n, ℓ, mℓ değerleri aynı olsa bile ms değeri farklı olmalıdır.
  • Elektronlar aynı orbitallere zıt spinli olacak şekilde yerleşir.

He elementinin elektron dizilimi:

2He: 1s2 şeklindedir.

2 elektron s orbitaline zıt spinli olarak yerleşir.

Aufbau Kuralı

Elektronlar, temel hâlde en düşük enerjiye sahip orbitalden başlayarak sıra ile en yüksek enerjili orbitale doğru doldurulur.

Orbitallerin enerji sıralaması 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p şeklindedir.

Örneğin Cl atomunun elektron dizilimi:

Cu ve Cr Elementlerinin Elektron Dizilimi

Cu ve Cr elementleri istisna oluşturur ve aufbau kuralına uymaz.

24Cr: 1s22s22p63s23p64s23d4  şeklinde değil,

24Cr: 1s22s22p63s23p64s13d5  şeklindedir.

Bu dizilimde küresel simetri söz konusudur. Küresel simetri elementin elektron diziliminde son orbitallerin tam dolu ya da yarı dolu olması durumudur. Cr elementinde 4s ve 3d orbitalleri yarı doludur. Yarı dolu orbitaller aşağıda gösterilmiştir.

29Cu: 1s22s22p63s23p64s23d9  şeklinde değil,

29Cu: 1s22s22p63s23p64s13d10  şeklindedir.

Cu elementinin elektron diziliminde son orbitallerden 4s yarı dolu, 3d ise tam doludur. Bu şekilde Cu küresel simetri özelliği gösterir. Elektronların 4s ve 3d orbitallerine yerleşimi aşağıdaki gibidir.

Küresel Simetri

Değerlik orbitallerinin tam ya da yarı dolu olmasıdır. Küresel simetri atoma artı bir kararlılık sağlar.

Elektron dizilimi s1s2.p3,p6,d5,d10,f7,f14  ile biten elementler küresel simetri özelliği gösterir.

İyonların Elektron Dizilimleri

  • Elektron alış verişi sırasında atomlar en yüksek enerjili orbitalini kullanır.
  • Bir atom, elektron verirken önce enerjisi en yüksek orbitaldeki elektronunu verir.
  • Elektron alırken de yine önce enerjisi en yüksek orbitale elektron alır.
  • 4. periyot geçiş metalleri ise elektron alış verişi sırasında önce 4s orbitalini kullanır.

19K atomu 1 elektron verdiğinde;

19K: 1s22s22p63s23p64s1    nötr atomun elektron dizilimi.

19K: 1s22s22p63s23p6          +1 yüklü iyonun elektron dizilimi. K atomu 4s orbitalindeki 1 elektronu vererek elektron dizilimi 3p6 ile biten iyon oluşturur.

16S atomu 2 elektron aldığında;

16S: 1s22s22p63s23p4    nötr atomun elektron dizilimi.

16S: 1s22s22p63s23p6    -2 yüklü iyonun elektron dizilimi. S atomu 3p orbitaline iki elektron alarak elektron dizilimi 3p6 ile biten iyon oluşturur.

22Ti atomu 1 elektron verdiğinde;

22Ti: 1s22s22p63s23p64s23d2    nötr atomun elektron dizilimi.

22Ti: 1s22s22p63s23p64s13d2    +1 yüklü iyonun elektron dizilimi. Ti atomu en dış katmandaki 4s orbitalinden 1 elektron vererek elektron dizilimi 4s13d2 ile biten iyon oluşturur.

Değerlik Elektronları ve Grup-Periyot Bulma

Atomun en yüksek enerji düzeyindeki orbitallerine değerlik orbitalleri,değerlik orbitallerindeki elektronlara değerlik elektronları denir. Değerlik elektronları, tepkimeye katılan, bağ oluşumu sırasında kullanılan elektronlardır..

Elektron diziliminde değerlik elektronları sayısı grup numarasını, en büyük baş kuantum sayısı ise periyot numarasını verir.

4Li ve 8O elementlerinin grup ve periyot numaraları:

B Grubu Elementlerinde Grup ve Periyot Bulma

Geçiş metallerinde elementin grup numarası belirlenirken s ve d orbitallerindeki elektronlar dikkate alınır.

PERİYODİK SİSTEMDE GRUPLAR VE ELEKTRON DİZİLİMLERİ

A Grubu Elementlerinin Değerlik Orbitalleri

1A: ns1

2A: ns2

3A: ns2np1

4A: ns2np2

5A: ns2np3

6A: ns2np4

7A: ns2np5

8A: ns2np6     He: 1s2

4. Periyot B Grubu Elementlerinin Değerlik Orbitalleri

3B: 4s23d1

4B: 4s23d2

5B: 4s23d3

6B: 4s13d5

7B: 4s23d5

8B: 4s23d6

8B: 4s23d7

8B: 4s23d8

1B: 4s13d10

2B: 4s23d10

ATOMUN KUANTUM MODELİ

ATOMUN KUANTUM MODELİ

*Bu bölümde atomun kuantum modeli, kuantum sayıları, orbital ve yörünge kavramları arasındaki fark ve orbital şekilleri öğrenilir.

MODERN ATOM MODELİNE KATKI SUNAN BİLİM İNSANLARI

Luis De Broglie: 1924 yılında elektron gibi parçacıklarında dalga özelliği gösterdiğini belirtmşitir.

Werner Heisenberg: 1927 yılında elektronun aynı anda hızı ve yerinin tespit edilemeyeceğini bulmuştur. (Heisenberg Belirsizlik İlkesi)

Erwin Schrödinger: 1926 yılında elektron gibi küçük taneciklerin enerjilerini ve genel davranışını açıklayan denklem geliştirmiştir (Schrödinger dalga denklemi).

YÖRÜNGE VE ORBİTAL KAVRAMLARI

Modern atom modelinde, elektronların atomda bulunma olasılığı yüksek olduğu bölgelere orbital (elektron bulutu) denir. Bohr atom modeline göre ise elektronlar belirli yörüngelerde bulunur.

yörünge ve orbital karşılaştırması

Yörünge ve Orbital Kavramlarının Karşılaştırılması

ATOMUN KUANTUM SAYILARI

Baş (Birincil) Kuantum Sayısı (n)

Elektronun enerji düzeyini ve çekirdekten uzaklığını belirtir. n ile gösterilir. K,L,M,N.. gibi harf veya 1,2,3,4.. gibi sayılarla gösterilir. Her birincil enerji düzeyinde n kadar ikincil katman bulunur.

Elektronların bulunma olasılığı çekirdekten uzaklaştıkça azalır.

Açısal Momentum (İkincil, Yan) Kuantum Sayısı (ℓ)

  • Orbitalin şeklini ve bir enerji düzeyinde kaç tane alt enerji düzeyi olduğunu veren kuantum sayısına açısal momentum kuantum sayısı denir ve ℓ ile gösterilir.
  • ℓ değerleri 0 ile n-1 arasındaki tam sayılardır.ℓ = 0, 2, 3… (n-1)Her bir ℓ değeri bir orbital türüne denk gelir.
  • Her bir enerji düzeyinde ℓ sayısı kadar alt enerji düzeyi bulunur.

n=1 ise ℓ = 0 olur 1 tane alt kabuk (s)

n=2 ise ℓ = 0, 1 olur 2 tane alt kabuk (s ve p)

n=3 ise ℓ = 0, 1, 2 olur 3 tane alt kabuk (s, p ve d)

n=4 ise ℓ = 0, 1, 2, 3 olur 3 tane alt kabuk (s, p, d ve f)

Orbitallerin ℓ  değerleri şöyledir:

s:0  p:1   d:2   f:3

Manyetik Kuantum Sayısı (mℓ)

  • Orbitallerin manyetik yönelimini belirtir.
  • Alt enerji düzeyinde kaç tane orbital olduğunu gösteren kuantum sayısına manyetik kuantum sayısı denir ve mℓ ile gösterilir.
  • mℓ sıfır da dâhil olmak üzere –ℓ ile +ℓ arasındaki bütün tam sayı değerlerini alabilir.

Orbitallerin mℓ değerleri şöyledir:

s:0

p: -1,0,+1

d: -2,-1,0,+1,+2

f: -3,-2,-1,0,+1,+2,+3

Spin Kuantum Sayısı (ms)

Elektronun kendi ekseni etrafında dönme hareketidir.2 tane spin kuantum sayısı vardır.Saat yönünde dönme hareketi ms= +1/2 () ile,Ters yönde dönme hareketi için ms = -1/2 () ile gösterilir.

Orbitaller ve Kuantum Sayıları

ORBİTAL ŞEKİLLERİ

s Orbitalleri ( l=0, ml = 0 )

  • s orbitali küreseldir.
  • En fazla 2 elektron alabilir.
  • Baş kuantum sayısı arttıkça (elektron çekirdekten uzaklaştıkça) s orbitalinin büyüklüğü ve enerjisi artar.
  • 1. enerji düzeyinden itibaren her enerji düzeyinde s orbitali bulunur.

p Orbitalleri ( l=1, ml= -1, 0, +1 )

  • p orbitali çekirdeğin iki tarafında zıt yönelmiş iki ayrı lobdan oluşan elektron bulutudur.
  • Aynı enerji değerine karşılık gelen 3 tane p orbitali bulunur Fakat bu p orbitallerinin uzaydaki yönelişleri farklıdır.
  • Birbirine dik x, y, z eksenleri üzerindeki px, py, pz orbitalleri olarak belirtilir.
  • Her bir orbital en fazla 2 elektron alabileceği için p orbitali en fazla 6 elektron alabilir.
  • 2. enerji düzeyinden itibaren üst enerji düzeylerinde bulunur.

d orbitalleri ( l=2, ml= -2, -1, 0, +1, +2 )

  • Aynı enerji değerine karşılık gelen 5 tane d orbitali bulunur.
  • d orbitalleri uzaydaki yönelişlerine göre  dxy, dxz, dyz, dx2-y2 ve dz2 şeklinde gösterilir.
  • Her bir orbital en fazla 2 elektron alabileceği için d orbitali en fazla 10 elektron alabilir.
  • 3. enerji düzeyinden itibaren üst enerji düzeylerinde bulunur.

f orbitalleri ( l=3, ml= -1, -2, -1, 0, +1, +2, +3 )

  • Aynı enerji değerine karşılık gelen ve uzaydaki yönelişleri farklı olan 7 tane f orbitali bulunur.
  • f orbitallerinde toplam 14 elektron yer alabilir.
  • 4. enerji düzeyinden itibaren üst enerji düzeylerinde bulunur.

ÇOK ELEKTRONLU ATOMLARDA ORBİTALLERİN ENERJİ SEVİYELERİ

Çok elektronlu atomlarda elektronun enerji düzeyi arttıkça orbitallerin de enerji düzeyi artar. Ancak aynı enerji düzeyinde bulunan farklı orbitallerin enerji düzeyleri de farklıdır. Orbitallerin enerjileri n+ℓ değerine bağlıdır. Aynı n+ℓ değerine sahip olan orbitallerden n değeri daha büyük olanın enerjisi fazladır.

n+ℓ değerlerine göre orbitallerin enerji sıralaması;

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<… şeklindedir.

SULU ÇÖZELTİLERDE DENGE

SULU ÇÖZELTİLERDE DENGE

*Bu bölümde suyun oto-iyonizasyonu, pH ve pOH kavramları, asit-baz denge sabiti, titrasyon, çözünme-çökelme dengesi ve çözünürlük sabiti öğrenilir.

SUYUN OTO-İYONİZASYONU

Suyun kendi kendine iyonlaşmasına suyun oto-iyonizasyonu (otoprotolizi) denir. Su molekülleri çok az da olsa iyonları halinde bulunur.

H2O(s)      H+(suda)   +  OH(suda)

H+ iyonu su molekülleri ile etkileşerek H3O+ (hidronyum) iyonu oluşturur.

H2O(s)  H+(suda)      H3O+(suda)

İki su molekülü etkileşime girdiğinde aralarında bir proton aktarımı olur ve eşit miktarda hidronyum iyonu (H3O+) ile hidroksit iyonu (OH) oluşur.

Bu tepkime suyun oto-iyonizasyon tepkimesidir:

H2O(s)  +  H2O(s)        H3O+(suda)   +  OH(suda)

Suyun oto-iyonizasyonu dengesi için aşağıdaki gibi bir bağıntı yazılabilir:

Ksu = [H3O+].[OH    ya da     Ksu = [H+].[OH]

Saf suyun standart şartlarda (25 oC ve 1 atm) iyonlaşma sabiti 1×10-14 tür. H+ ve OH iyonları derişimi eşit ve 10-7 M dır.

Saf suda standart şartlarda:

Ksu = 1×10-14        [H+] = [OH] = 1×10-7

Örnek-1

45 oC’ta saf suyun iyonlaşma sabiti Ksu= 4×10-14 olduğuna göre, bu sıcaklıkta 1 L suda çözünmüş olarak bulunan H+ ve OH iyonların mol miktarlarını bulunuz.

ÇÖZÜM:

H2O(s)      H+(suda)   +  OH(suda)

Ksu = [H+].[OH]

[H+] = [OH] = x olsun,

Ksu = x.x = x2

x2 = 4.10-14

x = [H+] = [OH] = 2.10-7 M olur.

 

pH VE pOH KAVRAMLARI

H+ iyonları derişiminin negatif (-) logaritması pH, OH iyonları derişiminin negatif (-) logaritmasına pOH denir.

pH = -log[H+]

pOH = -log[OH]

Aynı şekilde suyun iyonlaşma sabitinin negatif logaritması alınabilir.

pKsu = -logKsu

pKsu = -log1x10-14    pKsu = 14 

pKsu = pH + pOH

pH + pOH = 14

25 oC’ta nötr asidik ve bazik çözeltide iyon derişimi, pH ve pOH arasındaki ilişki:

çözeltilerin iyon derişimi ve pH, pOH ilişkisi

pH çizelgesi ve farklı maddelerin pH değerleri:

Örnek-2

4 g NaOH katısı tartılarak hazırlanan 2L’lik çözeltinin pH değerini bulunuz. (NaOH:40g/mol, log5 = 0,7)

ÇÖZÜM:

Örnek-3

pH değeri 11 olan 500 mL’lik çamaşır suyunda bulunan OH iyonlarının mol miktarını bulunuz.

BRÖNSTED-LOWRY ASİT-BAZLARI

Bu tanıma göre proton (H+) veren maddelere asit, proton (H+) alan maddelere baz denir.

H2O(s)   +  HF(g)    →    H3O+(suda)  +  F(suda)

tepkimesinde HF, H3O+‘ya proton (H+) verdiği için asit, H2O ise HF’den proton (H+) aldığı için baz olarak tanımlanır.

Brönsted-Lowry asit-baz tanımına göre aralarında bir proton fark bulunduran çiftlere eşlenik (konjuge) asit-baz çifti denir.

Yukarıdaki tepkimede:

H2O(baz) – H3O+ (asit)  ve  HF(asit) – F (baz) konjuge asit-baz çiftleridir.

Arhennius asit-baz tanımına göre suya H+ iyonu veren asit, OH iyonu veren bazdır. Bu tanım yapısnıda H+ iyonu bulundurmayan SO2, CO2, gibi maddelerin asitliğini ve yapısında OH bulundurmayan CaO, MgO ve NH3 gibi maddelerin bazlığını açıklayamaz.

 

ASİT VE BAZLARIN KUVVETİ

Suda çözündüğünde %100 iyonlaşan asit ve bazlara kuvvetli asit ve bazlar denir.

Kuvvetli asit ve bazlarda çözünme denklemi tek yönlü okla gösterilir.

Kuvvetli Asitler

HCl, HBr, HI, HNO3 , H2SO4 , HClO4

HCl(s)   + H2O(s)   →  H3O+(suda) + Cl(suda)

Zayıf Asitler

HF, H3PO4 , H2CO3 , HClO

HF(s)  +  H2O(s)      H3O+(suda)  +  F(suda)

Kuvvetli Bazlar

LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2

NaOH(k)  →  Na+(suda)  +  OH(suda)

Zayıf Bazlar

Mg(OH)2 , Al(OH)3 , Fe(OH)3 , NH3

NH3(g)  +  H2O(s)    NH4+(suda)  +  OH(suda)

 

ASİDİK KATYONLAR VE BAZİK ANYONLAR

Asit Gibi Davranan Katyonlar

Zayıf bazların eşlenik asitleri (NH4+) ile çapları küçük, yükleri büyük olan Fe3+ , Cr3+ , Cu2+, Al3+ gibi katyonlar asidik özellik gösterir.

Fe3+(suda) +  6H2O(s)       Fe(OH)3(suda)   +  3H3O+(suda)

NH4+(suda)  +   H2O(s)      NH4OH(suda)  +  H3O+(suda)

Baz Gibi Davranan Anyonlar

Zayıf asitlerin eşlenik bazları olan bütün anyonlar su ile tepkimelerinde proton alıcısı olarak davrandıkları için bazik özellik gösterir.

Baz gibi davranan anyonlar: CN . F , NO2 , CH3COO , CO32-, PO43-

Örnek – 4

Bronsted-Lowry asit-baz tanımına göre aşağıdaki tepkimelerdeki konjuge asit-baz çiftlerini yazınız.

a)  F(suda)   +   H2O(s)        HF(suda)  +   OH(suda)

b)  H3PO4(suda)  + CO32-(suda)       H2PO4(suda)  +   HCO3(suda)

ÇÖZÜM:

ZAYIF ASİTLERİN AYRIŞMA DENGESİ (Ka)

Zayıf asit ve bazlar suda kısmen iyonlaştığından denge tepkimesi oluşur. Oluşan denge denkleminin denge bağıntısı yazılır.
HA zayıf asidinin denge denklemi aşağıdaki gibi yazılabilir:

HA(suda)   +   H2O(s)        H3O+(suda)  +   A(suda)

zayıf asitlerin ayrışma sabiti

Asidin iyonlaşma yüzdesi ne kadar büyükse Ka iyonlaşma denge sabiti de o derece büyüktür.
Asitlik sabiti arttıkça asidin kuvveti artar.

HF asidinin 25 oC’ta asitlik denge sabiti Ka= 6,4×10-4 tür.

Buna göre, 0,1 M HF asidinin iyonlaşma yüzdesini bulalım.

ZAYIF BAZLARIN AYRIŞMA DENGE SABİTİ (Kb)

MOH şeklinde gösterilen zayıf bir bazın denge denklemi ve denge bağıntısı aşağıdaki gibi yazılabilir:

MOH(suda)   +   H2O(s)        M+(suda)  +   OH(suda)

bazlık denge sabiti

Bazın iyonlaşma yüzdesi ne kadar büyükse Kb iyonlaşma denge sabiti de o derece büyüktür.
Bazlık sabiti arttıkça bazın kuvveti artar.

KUVVETLİ VE ZAYIF ASİTLERİN pH DEĞERİ

Monoprotik (1 değerli) zayıf asit ve bazların iyonlaşma denge bağıntılarında yer alan H+ ve OH iyonları derişimleri bulunarak pH hesabı yapılır.

Derişimi Ca olan zayıf asitlerde pH değeri:

Derişimi Cb olan zayıf bazlarda pH değeri:

Ksu = 1×10-14 =[H+] . [OH]
denkleminde OH derişimi yerine yazılır ve H+ derişimi bulunur. Buradan pH değerine geçiş yapılır.
Ya da OH derişiminin – log değeri alınarak pOH bulunur.
pH + pOH = 14 eşitliğinde yerine yazılarak pH değeri hesaplanır.

Örnek-5

NH3 ’ın 25 oC’ta bazlık sabiti 1,8×10-5 tir. Buna göre 0,08 M NH3 çözeltisinin iyonlaşma yüzdesini bulunuz.

ÇÖZÜM:

Örnek-6

0,00001 M HCl ile 0,00001M HCOOH asitlerinin pH değerlerini hesaplayınız.
(HCOOH için Ka= 1,6×10 , log4=0,6)

TAMPON ÇÖZELTİLER

  • Az miktarda asit ya da baz eklendiğinde ortamın pH değerinin değişmesine direnç gösteren çözeltilere tampon çözeltiler denir.
  • Tampon çözeltiler ortamın pH değerini belirli aralıklarda tutarlar.
  • Zayıf eşlenik asit-baz çiftleri tampon çözeltilerden oluşur.
  • Tampon çözeltiler asidik veya bazik olabilir.
  • Zayıf asit ve tuzundan oluşan tampon çözeltilere asidik, zayıf baz ve tuzundan oluşan tampon çözeltilere bazik tampon çözelti denir.

Asidik Tampon Çözeltilerde Asit-Baz Dengesi

CH3COOH ve CH3COONa ile oluşan asidik tampon çözeltide iyon dengesi:

CH3COONa(suda)   ↔   CH3COO(suda)   +   Na+(suda)

Tampon çözeltisine asit ilavesinde eşlenik baz olan asetat iyonu ile asitten gelen H+ iyonları tepkimeye girer.

CH3COO(suda)   +   H+(suda)   ↔   CH3COOH(suda)

Çözeltiye baz eklenirse OH iyonları asetik asit tarafından nötrleştirilir.

CH3COOH(suda)   +   OH(suda)   ↔    CH3COO(suda)   +   H2O(s)

 

Bazik Tampon Çözeltilerde Asit-Baz Dengesi

NH4Cl tuzu ve zayıf baz olan NH3 ile oluşan bazik tampon çözeltide iyon dengesi:

NH4Cl(suda)   ↔   NH4+(suda)  +  Cl(suda)

Tampon çözeltisine baz ilavesinde OH ile NH4+ iyonları tepkimeye girer.

NH4+(suda)  +  OH(suda)   ↔   NH4OH(suda)

Çözeltiye asit eklenirse H+ iyonları çözeltide bulunan NH4OH tarafından nötrleştirilir.

 NH4OH(suda)   +  H+(suda)    ↔    NH4+(suda)   +   H2O(s)

 

TUZLARIN ASİT-BAZ ÖZELLİĞİ

Asit ve bazların tepkimesinden oluşan iyonik bileşiklere tuz denir.
Tuzlar asidik, bazik ya da nötr olabilir.
Zayıf asit + kuvvetli baz        →    bazik tuz
Kuvvetli asit + zayıf baz        →    asidik tuz
Kuvvetli asit + kuvvetli baz   →    nötr tuz
Tuzdan gelen iyonlar su ile tepkimeye girerek zayıf asit veya baz oluşturur. Bu tepkimelere hidroliz denir.
Bazik tuzda zayıf asitten gelen anyon hidrolize uğrayarak zayıf baz oluşturur.
Asidik tuzda zayıf bazdan gelen katyon hidrolize uğrayarak zayıf asit oluşturur.

Ka (katyon) > Kb (anyon) ise tuz çözeltisi asidik,

Ka (katyon) = Kb (anyon) tuz çözeltisi nötr,

Ka (katyon) < Kb (anyon) ise tuz çözeltisi baziktir.

Nötr Tuz

HCl(suda)  +  NaOH(suda)    →     NaCl(suda)  +  H2O(s)

HCl: Kuvvetli asit

NaOH: Kuvvetli baz

NaCl: Nötr tuz

Oluşan nötr tuz büyük ölçüde hidroliz olmaz.

NaCl(suda)   →   Na+(suda)    +    Cl(suda)

NaCl, KBr, Li2SO4 , KNO3 , NaI… gibi tuzlar nötr tuzdur.

Asidik Tuz

Kuvvetli bir asit ile zayıf bir bazın tepkimesi sonucu oluşan tuz asidik karakter taşır.
Tuzda bulunan katyon zayıf bazdan gelir ve su ile hidroliz olarak zayıf baz oluşturur.

HNO3(suda)  +  NH3(suda)    →     NH4NO3(suda)

HNO3: Kuvvetli asit

NH3: Zayıf baz

NH4NO3: Asidik tuz

NH4NOiyonlarına ayrışır:

NH4NO3    ↔  NH4+(suda)   +   NO3(suda)

Zayıf bazdan gelen katyon (NH4+) hidroliz olur.

NH4+(suda)   +   H2O(s)    ↔    NH3(suda)  +   H3O+(suda)

H3O+ iyonları ortamı asidik yapar.

NH4Cl, NH4NO3 , NaHSO4 , AlCl3 … gibi tuzlar asidik tuzlara örnektir.

Bazik Tuz

Kuvvetli bir baz ile zayıf bir asidin tepkimesi sonucu oluşan tuz bazik karakter taşır.
Tuzda bulunan anyon zayıf asitten gelir ve su ile hidroliz olarak zayıf asit oluşturur.

CH3COOH(suda)   +   KOH(suda)     →     CH3COOK(suda)    +     H2O(s)

CH3COOH: Zayıf asit

KOH: Kuvvetli baz

CH3COOK: Bazik tuz

CH3COOK tuzu iyonlarına ayrışır:

CH3COOK    ↔    CH3COO(suda)  +    K+(suda)

Zayıf asitten gelen anyon (CH3COO ) hidroliz olur.

CH3COO(suda)   +   H2O(s)     ↔     CH3COOH(suda)   +    OH(suda)

OHiyonları ortamı bazik yapar.

 

KUVVETLİ ASİT-BAZ TİTRASYONLARI

  • Derişimi bilinmeyen bir asit veya bazın derişimi bilinen bir asit veya baz yardımıyla derişiminin bulunmasında kullanılan yönteme titrasyon denir.
  • Titrasyon işleminde hacmi ve derişimi bilinen çözeltiye standart çözelti denir.
  • Titrasyon işleminde derişimi bilinmeyen çözeltiye ortamın pH değişimini belirleyen indikatör damlatılır.
  • Ortamın pH değerine göre renk değiştiren maddelere indikatör denir.
  • Büretteki çözeltinin renk değiştirdiği hacim değerine eşdeğerlik nokta ya da dönüm noktası denir.

Eşdeğerlik noktasında tam nötrleşme sağlanmış olur. Yani asitten gelen H3O+ iyonu ile bazdan gelen OH iyonu sayısı eşit olur.

Tam nötrleşme olduğunda:

nH+= nOH-

MA.VA.DA = MB.VB.DB  eşitliği ile derişim hesaplanır.

MA ve MB : Asit ve bazın molaritesi

VA ve VB : Asit ve bazın hacmi

DA ve DB : Asit ve bazın değerliği

Tam nötrleşme olmayıp ortam asidik olduğunda:

nH+> nOH-  

nson= nH+– nOH- eşitliği kullanılarak,

MA.VA.DA – MB.VB.DB = Mson.Vson    ile son derişim bulunur. 

Tam nötrleşme olmayıp ortam bazik olduğunda:

nH+< nOH-  

nson= nOH- –  nH+ eşitliği kullanılarak,

MB.VB.DB – MA.VA.DA= Mson.Vson    ile son derişim bulunur. 

Asit ve Bazların Değerliği

Asitin suya verdiği H+ iyonu sayısına, bazın ise OH iyonu sayısına değerlik denir.

  • HCl, HF, HBr, HI, HNO3  1 değerli,
  • H2SO4   2 değerli,
  • H3PO4   3 değerli asittir.

 

  • LiOH, NaOH, KOH, NH3 1 değerli,
  • Ca(OH)2 2 değerli,
  • Al(OH)3 3 değerli bazdır.

 

KUVVETLİ ASİT-BAZ TİTRASYON EĞRİSİ

Titrasyon işleminde derişimi bilinmeyen çözeltinin asit veya baz oluşuna göre iki farklı titrayson eğrisi elde edilir.

Örnek-7

0,08 M 500 mL HNO3 çözeltisine 0,06 M 500 mL NaOH çözeltisi ilave edildiğinde pH kaç olur?

ÇÖZÜM:

Örnek-8

0,2 M 100 mL NaOH çözeltisine ayrı ayrı

a) 0,05 M H2SO4 çözeltisinden kaç mL ilave edilirse ortamın pH değeri 7 olur?

b) 0,025 M 400 mL HCl çözeltisi ilave edildiğinde ortamın pH değeri kaç olur? (log2 = 0,3)

ÇÖZÜM:

ÇÖZÜNME-ÇÖKELME TEPKİMELERİ

Az çözünen tuzlar suda katısı ile denge oluşturur. Az çözünen bir tuzun suda oluşturduğu denge tepkimesi aşağıdaki gibidir:

AgCl(k)    Ag+(suda) +  Cl(suda)

Denge tepkimesine ait denge bağıntısı aşağıdaki gibi yazılır. AgCl katı olduğundan denge bağıntısında yer almaz.

Kçç = [Ag+].[Cl

Kçç: Çözünürlük çarpımıdır.

Çözünürlük çarpımı doymuş çözeltideki iyonların derişimleri çarpımına eşittir. Denge bağıntısında olduğu gibi iyon katsayıları bağıntıda derişim üssü olarak yazılır.

ÇÖZÜNÜRLÜK ÇARPIMI VE ÇÖZÜNÜRLÜK

Çözünürlük çarpımı ne kadar küçükse iyonik bileşiğin çözünürlüğü o kadar azdır. Çözünürlük çarpımı büyüdükçe çözünürlük artar.

İyonik bileşiklerin çözünürlük çarpımı bilinirse denge denkleminde yer alan iyonların katsayıları dikkate alınarak çözünürlük hesaplanabilir.

Örnek-9

25 oC’ta doymuş AgCl çözeltisindeki Ag+ ve Cl iyonlarının çözünürlüğü 4×10 mol/L dir.

Buna göre AgCl çözeltisinin çözünürlük çarpımını hesaplayınız.

ÇÖZÜM:

Örnek-10

A2B katısının belirli sıcaklıktaki çözünürlük çarpımı 3,6×10-11 olduğuna göre aynı sıcaklıktaki çözünürlüğünü hesaplayınız.

ÇÖZÜM:

TUZLARIN ÇÖZÜNÜRLÜĞÜNE ETKİ EDEN FAKTÖRLER

Çözünme-çökelme tepkimelerinde çözünürlüğü etkileyen faktörlerden en önemlileri sıcaklık ve ortak iyon etkisidir.

Sıcaklık

Endotermik çözünmelerde sıcaklık arttıkça çözünürlük ve çözünme artar. Ekzotermik çözünmelerde ise sıcalık arttıkça çözünürlük düşer çökelme artar.

 

AgBr(k) +  ısı     Ag+(suda) +  Cl(suda)

Endotermik çözünmelerde sıcaklık artarsa:

  • Denge ürünler yönüne kayar.
  • Çözünme miktarı artar.
  • Maksimum düzensizlik artar.
  • Kc artar.

Endotermik çözünmelerde ise sıcaklık arttığında yukarıdaki durumların tam tersi gerçekleşir.

  • Denge girenler yönüne kayar.
  • Çözünme miktarı azalır.
  • Maksimum düzensizlik azalır.
  • Kc azalır.

Ortak İyon Etkisi

Ortamda ortak iyon derişimi arttıkça tuzun çözünürlüğü azalır.

AgCl tuzunun NaCl çözeltisindeki çözünürlüğü saf sudaki çözünürlüğünden düşüktür. Bunun nedeni AgCl ile NaCl çözeltisinde bulunan Cl iyonlarının ortak olmasıdır.

AgCl tuzunun Cl iyonları içeren bir çözeltide çözünmesi ile ortamda Cl iyon derişimi artar. Denge Cl iyon derişimini azaltmak için girenler yönüne kayar ve AgCl tuzu çöker. Böylece AgCl tuzunun çözünürlüğü azalmış olur.

Örnek-11

Belirli sıcaklıta Zn(OH)2 bileşiğinin çözünürlük çarpımı 10,8×10-14 tür. Buna göre,

a) Zn(OH)2 bileşiğinin saf sudaki çözünürlüğünü bulunuz.

b) 0,01 M Ba(OH)2 çözeltisindeki çözünürlüğünü bulunuz.

ÇÖZÜM:

DENGEYİ ETKİLEYEN FAKTÖRLER

DENGEYİ ETKİLEYEN FAKTÖRLER

*Bu bölümde kimyasal denge tepkimelerini etkileyen faktörler öğrenilir. Denge tepkimelerine sıcaklık, derişim, basınç-hacim, katalizör etkisi incelenir.

LE CHETALİER İLKESİ

Dengedeki sisteme dışarıdan bir etki yapıldığında, sistem bu etkiyi azaltacak yönde tepki verir. Bu ilkeye Le Chatelier İlkesi denir.

Bir denge tepkimesinin sıcaklığı, basıncı ya da miktarı arttırıldığında tepkime bu artmayı azaltacak yönde ileri ya da geri hareket eder ve yeni durumda tekrar denge kurulur.

Aşağıda sıvı buhar dengesinin kurulduğu serbest sürtünmesiz pistonlu kapta:

1.Piston aşağı itildiğinde:

Kabın basıncı artar. Denge basıncı düşürmek için sıvı yönüne kayarak tepki verir. Bu durumda sıvı molekül sayısı artar, buhar molekül sayısı azalır. Denge yeniden kurulur.

2.Piston yukarı çekildiğinde:

Kabın basıncı azalır. Denge basıncı artırmak için buhar yönüne kayarak tepki verir. Bu durumda buhar molekül sayısı artar, sıvı molekül sayısı azalır. Denge yeniden kurulur.

SICAKLIK ETKİSİ

Ekzotermik tepkimelerde sıcaklık etkisi:

Sıcaklık arttığında denge girenler yönüne (ısının olmadığı tarafa) kayar. Kc değeri azalır.

Sıcaklık düştüğünde denge ürünler yönüne (ısının olduğu tarafa) kayar. Kc değeri artar.

N2(g)  +  3H2(g)      2NH3(g) + ısı

tepkimesinde:

Sıcaklık arttırıldığında tepkime sıcaklığı azaltmak için girenlere yönüne (ısının olmadığı tarafa) kayar. Bu nedenle Kc azalır.

Sıcaklık azaltıldığında tepkime sıcaklığı arttırmak için ürünler yönüne (ısının olduğu tarafa) kayar. Bu nedenle Kc artar.

Endotermik tepkimelerde sıcaklık etkisi:

Sıcaklık arttırıldığında denge ürünler yönüne (ısının olmadığı tarafa) kayar. Kc değeri artar.

Sıcaklık düşürüldüğünde denge girenler yönüne (ısının olduğu tarafa) kayar. Kc değeri azalır.

2HF(g)  +  ısı     H2(g)  +  F2(g)

tepkimesinde:

Sıcaklık arttırıldığında tepkime ürünler yönüne kayar. Kc artar.

Sıcaklık düşürüldüğünde tepkime girenler yönüne kayar. Kc azalır.

Örnek-1

H2(g)  +  F2(g)   2HF(g)  +  ısı

1 L’lik kapta dengedeki tepkimede 0,2 mol H , 0,1 mol F ve 0,1 mol HF gazları bulunmaktadır. Sıcaklık arttırılıp denge tekrar kurulduğunda kapta toplam 0,35 mol gaz olduğu tespit ediliyor.

Buna göre ikinci denge durumunda kapta bulunan gazların molar derişimlerini bulunuz?

ÇÖZÜM:

DERİŞİM ETKİSİ

Denge tepkimesinde ortamda bulunan maddelerden birinin derişimi arttırıldığında tepkime o maddenin derişimini azaltacak yönde hareket eder.

Derişim değişimi denge sabitini değiştirmez.

N2(g)  +  3H2(g)      2NH3(g)  tepkimesinde:

N2 gazının derişimi arttırıldığında:

  • Tepkime ürünler yönüne hareket eder.
  • H2 gazı derişimi azalır.
  • NH3 gazı derişimi artar.
  • Kc değişmez.

N2 derişiminin artması ile derişim ve denge durumundaki değişime ait grafik aşağıdaki gibi olur:

H2 gazının derişimi azaltıldığında:

  • Tepkime girenler yönüne hareket eder.
  • N2 gazı derişimi artar.
  • NH3 gazı derişimi azalır.
  • Kc değişmez.

H2 gazının derişimi arttırıldığında denge tepkimesinin derişim-zaman grafiği aşağıdaki gibi olur:

NH3 gazının derişimi arttırıldığında:

  • Tepkime girenler yönüne hareket eder.
  • N2 gazı derişimi artar.
  • H2 gazı derişimi artar.
  • Kc değişmez.

NH3 derişimi arttırıldığında denge tepkimesine ait derişim-zaman grafiği aşağıdaki gibi olur:

Örnek-2

H2(g) + Cl2(g)      2HCl(g)

Tepkimesi 1 L’lik kapta gerçekleşiyor. Tepkime dengeye ulaştığında kaba 0,05 mol HCl gazı ilave ediliyor ve yandaki derişim-zaman grafiği elde ediliyor. Grafiğe göre t2 anında denge derişimlerini bulunuz.

ÇÖZÜM:

TOPLAM BASINÇ VE HACİM

Hacim azaltıldığında (toplam basınç artar) tepkime, basıncı azaltmak için mol sayısının az olduğu yöne hareket eder.

Hacim arttırıldığında (toplam basınç azalır) tepkime, basıncı arttırmak için mol sayısının fazla olduğu yöne hareket eder.

Basınç-hacim değişimi Kc’yi etkilemez.

A(g) + 2B(g)      C(g)

tepkimesinde girenlerde toplam 3 mol gaz, ürünlerde ise 1 mol gaz bulunmaktadır.

1.Piston aşağı itilip hacim azaltılırsa:

  • Toplam basınç artar.
  • Tepkime mol sayısının az olduğu ürünler yönüne kayar.

2.Piston yukarı çekilip hacim arttırılırsa:

  • Toplam basınç artar.
  • Tepkime mol sayısının fazla olduğu girenler yönüne kayar.

N2(g)  +  3H2(g)      2NH3(g)  tepkimesinde:

Kabın hacmi azaltıldığında:

  • Tepkime kabının hacmi azaltıldığında toplam basınç artar ve tepkime ürünler yönüne (mol sayısı az) hareket ederek yeni denge durumu oluşturur.
  • Derişimler artar.
  • Kc değişmez.

Kabın hacmi azaltıldığında oluşan dengeye ait derişim-zaman grafiği aşağıdaki gibi olur:

Kabın hacmi arttırıldığında:

  • Toplam basınç azalır ve tepkime girenler yönüne (mol sayısıfazla) hareket ederek yeni denge durumu oluşturur.
  • Derişimler azalır.
  • Kc değişmez.

Kabın hacmi arttırıldığında oluşan dengeye ait derişim-zaman grafiği aşağıdaki gibi olur:

KISMİ BASINÇ ETKİSİ

Tepkimede giren veya ürünlerden herhangi birinin kısmi basıncı arttırıldığında denge bu artışı azaltacak yönde ilerler.

N2(g)  +  3H2(g)      2NH3(g)    tepkimesinde:

Kaba bir miktar N2  gazı eklenirse:

  • Tepkime girenler tarafındaki basıncı azaltmak için ürünler yönüne ilerler.
  • H2 gazı miktarı azalır.
  • NH3 gazı miktarı artar.
  • Kc değişmez.

Kaba bir miktar NH3  gazı eklenirse:

  • Tepkime ürünler tarafındaki basıncı azaltmak için girenler yönüne ilerler.
  • H2 ve N2 gazı miktarı artar.
  • Kc değişmez.

Sabit hacim ve sıcaklıkta Kaba tepkimeye girmeyen (inert) bir gaz eklenmesi dengeyi etkilemez.

Hacim sabit değilse; kaba inert gaz eklenmesi durumunda hacim artar, toplam basınç azalır. Denge mol sayısının çok olduğu tarafa kayar.

KATALİZÖR ETKİSİ

Katalizör ileri ve geri yönteki tepkimelerin hızlarını eşit miktarda değiştirir. Dolayısıyla dengeyi ve Kc’yi değiştirmez. Yalnızca dengenin daha kısa sürede kurulmasını sağlar.

KİMYASAL DENGE

KİMYASAL DENGE

*Bu bölümde kimyasal denge tepkimeleri ele alınır. Denge bağıntısı yazılır ve hesaplanır. Denge kesri ile tepkimenin denge kontrolü yapılır. Kısmi basınçlar cinsinden denge sabiti hesaplanır. Tepkimedeki değişimlerle denge sabiti arasındaki ilişki verilir.

FİZİKSEL VE KİMYASAL DEĞİŞİMLERDE DENGE

Kimyasal ve fiziksel tepkimelerde kimyasal türler arasındaki etkileşim ne kadar az ise düzensizlik eğilimi o kadar fazladır. Bununla birlikte türlerin düşük enerjili durumu tercih etmeleri de minimum enerjiye eğilimi gösterir.

Tepkimelerde maksimum düzensizlik eğilimi ile minimum düzensizlik eğilimi zıt yönde olduklarında denge durumu söz konusudur. Bu tür tepkimeler denge tepkimesidir.

Buzun ısınması ile sıvı ve buhara dönüşmesi fiziksel denge olayına örnektir:

maksimum düzensizlik minimum eğilim

Maksimum düzensizliğe eğilim:

  • Katıların sıvı içinde çözünmesinde,
  • Erime, buharlaşma, süblimleşme olaylarında,
  • Büyük yapıların daha küçük birimlere ayrışmasında (sentez) ürünler yönünedir.

Minimum enerjiye eğilim ısı yönünedir.

  • Ekzotermik tepkimelerde ürünler yönüne,
  • Endotermik tepkimelerde girenler yönünedir.

Denge tepkimeleri, gözlenebilen olayların değişmediği, gözlenemeyen olayların değiştiği dinamik olaylardır. Denge tepkimelerine tersinir (çift yönlü) tepkime de denir. Denge tepkimeleri çift yönlü okla () gösterilir. Denge durumunda maddelerin derişimleri sabittir. İleri yöndeki tepkime hızının geri yöndeki tepkime hızı eşit olduğu anda denge kurulur.

Atmosferde ozon gazı ile oksijen gazı arasında kimyasal denge görülür:

oksijen-ozon dengesi

DENGE SABİTİ (Kc)

Denge anında ileri yöndeki hız ile geri yöndeki hız eşit olduğundan her iki yönde elde edilen hız bağıntıları arasında eşitlik kurulur:

denge sabiti

Denge sabiti ürünlerin derişimleri çarpımının girenlerin derişimleri çarpımına oranı ile bulunur. Denge tepkimesindeki katsayılar denge bağıntısında derişimin üssü olarak yazılır.

Aşağıdaki tepkimeleri ve denge bağıntılarını inceleyelim.

denge örnekleri

Denge bağıntısına gazlar ve sulu çözeltilerin derişimi yazlılır. Katı ve sıvılar denge bağıntısında yer almaz.

Denge tepkimesi, tepkimeye katılan maddeler aynı fazda ise homojen denge, farklı fazda ise heterojen denge adını alır.

 

Örnek-1

N2(g)  +  3H2(g)      2NH3(g)

tepkimesinde, bileşenlerin 25 C’taki denge derişimleri [N2]: 0,02 M, [H2]: 0,05 M, [NH3]: 0,001 M dır.

Buna göre tepkimenin denge sabitini bulunuz.

ÇÖZÜM:

DENGE KESRİ (Qc)

Herhangi bir anda tepkimedeki bileşenlerin derişimleri hesaplanıp denge bağıntısında yerine yazıldığında elde edilen değere denge kesri denir. Denge kesri Q ile ifade edilir. Bu değer K ile karşılaştırılarak tepkimenin denge kontrolü yapılır.

Qc = Kc  ise tepkime dengededir.

Qc < Kc  ise tepkime dengeye ulaşmak için ürünler yönüne hareket eder.

Qc > Kc  ise tepkime dengeye ulaşmak için girenler yönüne hareket eder.

 

Örnek-2

H2(g) + Cl2(g)      2HCl(g)

tepkimesinin 200 oC’deki denge sabiti 4’tür. 2 L’lik tepkime kabına 2 mol H , 4 mol Cl ve 2 mol HCl gazları konuyor.

Buna göre tepkime dengede midir?

ÇÖZÜM:

Gazların mol sayıları kabın hacmine bölünerek molar derişimi bulunur:

Qc < Kc olduğundan sistem dengede değildir ve tepkime ürünler yönüne ilerler.

KISMİ BASINÇLAR CİNSİNDEN DENGE SABİTİ (Kp)

Gaz fazındaki bileşenlerin kısmi basınçları dikkate alınarak denge bağıntısı yazılabilir. Derişim cinsinden elde edilen denge bağıntısında olduğu gibi ürünlerin kısmi basınçları çarpımı girenlerin kısmi basınçları çarpımına oranlanır. Katsayılar üs olarak yazılır.

aA(g) + bB(g)     cC(g)  +  dD(g)

tepkimesinin Kp bağıntısı aşağıdaki gibidir:

Kp – Kc İLİŞKİSİ

Kapalı bir kapta sabit sıcaklıkta gerçekleşen,

aA(g) + bB(g)     cC(g)  +  dD(g)

tepkimesi için Kp ve Kc değerleri arasındaki ilişki aşağıdaki gibidir.

Kp = Kc . (RT)Δn

Δn: Ürünlerin toplam mol sayısı – girenlerin toplam mol sayısı: (c+d) – (a+b)

R: 0,082 ya da 22,4/273 L.atm/mol.K

 

Örnek-3

N2(g)  +  3H2(g)      2NH3(g)

tepkimesinin 127 oC’de derişimler cinsinden denge sabiti (Kc) 33,62 dir. Buna göre tepkimenin kısmi basınçlar cinsinden denge sabiti kaçtır?

ÇÖZÜM:

KİMYASAL TEPKİMELERLE DENGE SABİTİ İLİŞKİSİ

1.Denge herhangi bir sayı ile çarpıldığında, çarpılan sayı denge sabitine üs olarak yazılır:

N2(g)  +  3H2(g)      2NH3(g)       K1

2N2(g)  +  6H2(g)      4NH3(g)     K2 = (K1)2

2.Denge herhangi bir sayıya bölündüğünde, bölünen sayı denge sabitine kök olarak yazılır:

N2(g)  +  3H2(g)      2NH3(g)             K1

1/2N2(g)  +  3/2H2(g)      1NH3(g)    K2 = (K1)1/2 = √K1

3.Denge ters çevrildiğinde, denge sabiti 1/Kc değerini alır:

N2(g)  +  3H2(g)      2NH3(g)       K1

2NH3(g)    3H2(g)   +  N2(g)         K2 = 1/K1

4.Basamaklı tepkimelerde basamaklar toplandığında elde edilen net tepkimenin Kc değeri basamakların Kc değerlerinin çarpımına eşittir:

Örnek-4

  1. CO2(g)     C(k) + O2(g)                             K1 = 4
  2. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g)                       K2 = 2
  3. 2CO2 (g) + 4H2O(g) ↔  2CH4(g) + 4O2(g)  K3 = 9

olduğuna göre;

C(k) + 2H2(g)  ↔   CH4(g) tepkimesinin entalpisi kaç kj’dür?

ÇÖZÜM: 

1.tepkime ters çevrilir,

2.tepkime 2 ile çarpılır,

3. tepkime ise 2’ye bölünür ve tepkimeler alt alta toplanarak net tepkime elde edilir.