Abdullah Sivari

Seçmek diğerlerinden vazgeçmektir...
  • Facebook
  • Instagram
  • YouTube
  • RSS
  • Hakkında
  • İletişim
Search the site...

slayt1
slaytantikor
slayt4
  • Home
  • Ders Notları
  • ATOMUN YAPISI

Ders Notları

  • Kimya
  • Fizik
  • Biyoloji
  • Matematik
  • Geometri
  • Türkçe
  • Coğrafya
  • Tarih
  • Felsefe
  • İlk Öğretim Matematik
    • 6. Sınıf
    • 7. Sınıf
    • 8. Sınıf
  • Fen Bilgisi
    • 6.Sınıf
    • 7.Sınıf
    • 8.Sınıf
  • İngilizce
    • 6.Sınıf
    • 7.Sınıf
    • 8.Sınıf
  • Rehberlik

ATOMUN YAPISI

04 Eylül 2018 / abdullah / Ders Notları, Kimya
0
İNSTAGRAM @ bilgilimiti sayfasını takip edebilirsiniz Elektron Dizilimleri Bir atomun elektron dizilişi, elektronların orbitallere nasıl yerleşeceğini gösterir. Elektronların orbitallere yerleşimindeki sıra, spektroskobik ve manyetik yöntemlerle ortaya çıkarılmıştır. Bunun sonucunda bir yerleşim sırası kurgulanmıştır. Elektronların orbitallere dolması şu sıra ile gerçekleşir: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 8s elektron                 Elektronların orbitallere yerleşim sırasının akılda tutulabilmesi için Şekil 1.23’te gösterilen yaklaşım faydalı olacaktır. Wolfgang Pauli (Volfgeng Poli), 1926 yılında atomlara ait yayılma spektrumlarının karmaşık yapısını açıklarken bir atomda bütün kuantum sayıları aynı olan iki elektronun var olamayacağını savunmuştur. Pauli Dışlama İlkesi diye adlandırılan bu ilkeye göre bir orbitalde yalnızca iki elektron bulunabilir ve bu elektronlar zıt spinlere sahip olmalıdır. Buna göre alt kabuklara yerleşebilecek elektron sayıları; s için en çok 2 elektron, p için en çok 6 elektron, d için en çok 10 elektron ve f için en çok 14 elektrondur. Bu sonuca göre elektron sayılarının orbital sayılarının iki katı olduğu görülmektedir. Elektron dizilişinde, bir atom olabildiğince çok sayıda eşleşmemiş elektrona sahip olmak ister. Bu durum Hund Kuralı olarak bilinir. Bu kurala göre elektronlar orbitallere öncelikle birer birer yerleşir (paralel spinli). Elektron dağılımını yazmada Almanca “inşa etme” anlamına gelen aufbau (aufba) işlemini kullanacağız.Bu işlem, atom numarası artarken elektron dağılımının nasıl “inşa” edileceğini gösterir. Atomların elektron dizilişleri; periyodik sistemin, elementlerin periyodik özelliklerinin ve atomlarının kimyasal bağ oluşturma yatkınlıklarının belirlenmesinde önemli bir anahtardır. orbitaller           Bir atomun, temel hâl elektron dizilişindeki en son orbitalinin tam dolu ya da yarı dolu olması, atoma küresel simetri durumu kazandırır. Bu durumdaki atom daha kararlıdır. Çünkü küresel simetri özelliği gösteren atomlarda elektronlar çekirdek tarafından simetrik olarak (eşit kuvvetle) çekilir. Çekirdek tarafından simetrik çekilen elektronu koparmak için dışarıdan verilmesi gereken enerji değeri daha büyük olur. ELEKTRON İLGİSİ  Gaz hâlindeki bir atomun bir elektron alarak anyon oluşturması sırasındaki enerji değişimine elektron ilgisi denir. F(g) + e– F-(g) E İ = –328,2 kJ/mol Yukarıdaki tepkimede bir elektron, flor atomunun + yüklü çekirdeği tarafından çekileceği için atom, negatif iyon durumuna geçer ve reaksiyon ekzotermiktir. Enerji değişimi iyonlaşma enerjisinde olduğu gibi elektron ilgisinde de atom büyüklüğündeki değişmeye paralellik gözlenir. İyonlaşma enerjisinin aksine elektron ilgisinin ölçülmesi, pek çok elementin anyonunun kararlı olmaması nedeniyle zordur.   İYONLAŞMA ENERJİSİ  İE1, gaz hâlindeki nötr bir atomdan bir elektron uzaklaştırabilmek için gereken enerjiyi gösteren birinci iyonlaşma enerjisidir. İE2, gaz hâlinde (+1) değerlikli bir iyondan ikinci elektronu uzaklaştırmak için gerekli enerjiyi gösterir ve ikinci iyonlaşma enerjisi adını alır. Bir atomun iyonlaşma enerjileri                 İE1 < İE2 <      İE3 < ... olarak değişir. İyonlaşma her zaman endotermik (ısı alan) bir olaydır. İyonlaşma enerjisinin tanımında atomun gaz hâlinde olduğu vurgulanmıştı. Bunun nedeni, iyonlaşma enerjisi ölçülürken gaz atomlarının komşularından etkilenmemeleri ve moleküller arası etkileşmelerin (moleküller arası kuvvetlerin) ihmal edilebilir olmasıdır. Bazı istisnalar hariç, bir periyottaki elementlerin birinci iyonlaşma enerjileri atom numarası arttıkça artmaktadır. Bunun nedeni ise soldan sağa gidildikçe çekirdek yükünün artmasıdır. Çekirdek yükünün artması, en dış elektronun çekirdek tarafından daha sıkı tutulması anlamına gelir ki bu da birinci iyonlaşma enerjisinin artmasına neden olur. Asal gazlarda ise bu değer tepe noktasına ulaşır. 1s2 elektron dizilimine sahip olan Helyum, bütün elementler arasında birinci iyonlaşma enerjisi en yüksek olan elementtir. Elektronegatiflik (EN)  Elektronegatiflik, Linus Pauling (Laynıs Polink) tarafından bir atomun, ortak olduğu kimyasal bağdaki elektronu çekme gücünün bir ölçüsü olarak ortaya atılmıştır. Pauling, elektronegatiflik için bağ ayrışma enerjileri cinsinden uygun bir sayısal ölçeğin tanımlanabileceğini ileri sürmüş ve elektronegatiflik listesini oluşturmuştur . Pauling listesinde elektronegatiflik değerleri 0,7 ile 4,0 arasında değişir.   Periyodik Sistemde Elementlerin Asitlik ve Bazlık Özelliklerinin Değişimi Periyodik sistemin 3. periyot elementlerinin asitlik ve bazlık özelliklerindeki değişim ele alındığında bu elementlerin oksit bileşiklerinin asitlik ve bazlık değişimi için genellemeler yapılabilir (Burada merkez atomun en yüksek değerlikte olduğu oksitler ele alınacaktır.). Na2O   MgO  Al2O3   SiO2     P4O10    SO3          CI2O7 Oksitler, suda çözündüklerinde H+ veya OH– iyonu derişimlerini artırmalarına göre asidik ya da bazik olarak sınıflandırılır. Bazı oksitler ise hem asidik hem de bazik özellik gösterdiklerinden amfoterdir   YÜKSELTGENME BASAMAĞI  Kimyasal değişimlerde, atomda bulunan artı yüklü protonların sayısı değişmezken eksi yüklü elektronlar azalır veya artar. Nötr bir atom bir ya da daha fazla sayıda elektron kaybedip pozitif yüklü iyon hâline gelebilir, pozitif yüklü bu iyona katyon denir. Na+, Mg2+ ve Fe3+ katyonlara örnek verilebilir. Nötr bir ametal atomu ise elektron sayısındaki artış nedeniyle yükü eksi olan iyon durumuna geçebilir, negatif yüklü bu iyona anyon denir. CI–, S2– ve P3– iyonları da birer anyondur.   Serbest element atomunun yükseltgenme basamağı sıfırdır. (Cl 2 , Fe, O 2)  Bileşiklerde tüm atomların yükseltgenme basamaklarının toplamı sıfırdır.  1A grubu elementleri (1+), 2A grubu elementleri (2+), 3A grubu elementleri (3+) yükseltgenme basamağına sahiptir.  Hidrojen, bileşiklerde genellikle (1+) yükseltgenme basamağına sahiptir. Metal hidrürlerinde (NaH gibi) ise (1–) yükseltgenme basamağındadır.  Oksijen, bileşiklerde (2–) yükseltgenme basamağını alır. Peroksitlerde (Na2O2 gibi) (1–)’dir. OF2 bileşiğinde ise (2+)’dır.  7A grubu, 6A grubu ve 5A grubu elementleri, metallerle yaptığı ikili bileşiklerde sırasıyla (1–), (2–) ve (3–) yükseltgenme basamaklarına sahiptir.  7A grubu elementlerinden sadece flor her zaman (1–) yükseltgenme basamağındadır. Diğer 7A grubu elementleri (1–)’in yanı sıra (3+), (5+), (7+) gibi yükseltgenme basamaklarında da bulunabilir.   UYARI: d-bloku elementleri, bileşik oluşturduklarında öncelikle s orbitallerindeki değerlik elektronlarını kaybeder. İlave olarak çoğu farklı sayıda d orbitallerindeki elektronlarını da verir ve değişik sayıda yükseltgenme basamağına sahip olur.   İyonik Bileşikler İyonik bileşiklerin katyon ve anyonlardan oluştuğunu biliyoruz. Amonyum iyonu (NH+4) dışında incelediğimiz tüm katyonlar metal atomlardan kaynaklanır. Bu nedenle iyonik bileşikler adlandırılırken önce metal katyonun adı, sonra da ametal anyonun adı verilir. Buna göre NaF bileşiğinin adı sodyum florürdür. Ametal adının sonuna “ür” ekinin getirildiğine dikkat ediniz. Metal adı + ametal adı + “ür” eki İyonik bileşiklerin formüllerinin yazılmasında katyon ve anyonların yüklerinin bilinmesi önemlidir. Kovalent Bileşikler İyonik bileşiklerden farklı olarak kovalent bileşikler belirli ve bağımsız molekül birimleri içerir. Ametallerden oluşan moleküllerin yani kovalent bileşiklerin adlandırılmasında elementlerin atom sayısı, sayı ön ekleri ile belirtilir. Kovalent bileşiklerin adının sonuna “ür” ekinin getirildiğine dikkat ediniz. İyonik bileşiklerin adlandırılmasında bahsedildiği gibi kovalent bileşiklerin adlandırmasında da ametal oksijense “oksit”, kükürtse “sülfür”, azotsa “nitrür” olarak adlandırılır. Sayı ön eki + ametal adı + sayı ön eki + ametal adı – “ür” eki
  • Birinci element için “mono” ön eki kullanılmaz.
Örneğin PF3 bileşiği, monofosfor triflorür yerine fosfor triflorür diye adlandırılır.
  • Oksitler adlandırılırken bazen ön ekteki “a” atlanır.
Örneğin N2O4, diazot tetraoksit yerine diazot tetroksit diye adlandırılır.
  • Oksitler adlandırılırken bazen de ön ekteki “o” atılır.
Örneğin CO, karbonmonooksit yerine karbonmonoksit diye adlandırılır.   H2O : Su                                            H2SO4 : Zaç yağı CaCO3 : Kireç taşı                             HCOOH : Karınca asidi HCI : Tuz ruhu                                   Na2CO3 : Çamaşır sodası NaCI : Yemek tuzu                            PH3 : Fosfin KOH : Potas kostik                            Ca(OH)2 : Sönmüş kireç KNO3 : Güherçile                               CH3COOH : Sirke asidi NH3 : Amonyak                                  NaOH : Sud kostik CaO : Sönmemiş kireç                      CH4 : Metan          
adlandırma, iyonlaşma enerjis, kimya notları, küresel simetri, limit yaa, limit yayınları, oksitler, periyodik cetvel, peroksitler, yükseltgenme basamağı

Leave a Reply Cancel reply

E-posta hesabınız yayımlanmayacak. Gerekli alanlar * ile işaretlenmişlerdir

Kitaplarım

kitap5
kitap2
kiatap3
kitap4

Etiketler

6. SINIF MATEMATİK KONULARI 8. sınıf ingilizce konuları abdullah sivari ankara da özel ders asimetrik karbon atom atom ve elektrik ayt ayt kimya BİYOLOJİ KONULARI dalton ders nasıl çalışılır EDEBİYAT ÖZEL DERS elektrik elektroliz fıkralar gazlar GEOMETRİ ÖZEL DERS hayatımızda kimya heterojen karışımlar hidrokarbonlar kimya kimya ders notları kimya özel ders limit yayınları LYS lys kimya maddenin halleri matematik konuları- MATEMATİK ÖZEL DERS mol kavramı organik kimya periyodik cetvel ppb ppm rehberlik simya simyadan kimyaya tyt tyt kimya YGS ygs kimya çözelti özel ders öğrenme
(c) 2017 Abdullah Sivari - Powered by WordPress, Designed by Theme Blvd