Transcript Atom - Uludağ Üniversitesi | İnşaat Mühendisliği Bölümü

Empedocles (492 m.ö. ve
432 m.ö.):
Tüm maddeler dört ana
elementin birleşiminden
oluşmuştur.
Democritus (460 m.ö. to
370 m.ö.) :
Maddenin bölünemeyecek
kadar küçük parçasını atom
olarak adlandırdı, bunun
manası “görülemez”
demektir.
Aristotle ve Plato,
Democritus
reddetti ve
Empedocles
destekledi
Dalton (1803)
ilk olarak kendi atom
modelini önerdi
Atomlar: tüm katı sıvı, ve gazların en küçük
yapı birimleridir
Atom: Bir
elementin kimyasal özelliklerini
koruyan en küçük birimidir.
Atomlar tek başlarına var olabilecekleri
gibi diğer atomlarla moleküllerde
oluşturabilirler.
ATOM: Elektronlar, protonlar ve nötronlardan oluşur
ATOM
YÜK
AĞIRLIK
Elektron
-1.6022x10-9 C
9.11x10-31kg
Proton
+1.6022x10-9 C
1.673x10-27kg
Nötron
yüksüz
1.675x10-27kg
Higgs Bozonu
Higgs Bozonu
Bu soruları, kendine
ilk soranlar arasında
olan
Peter Higgs,
1964
Peter Higgs, 1964
Peter Higgs, 1964
Peter Higgs, 1964
Peter Higgs, 1964
Professor Higgs
wipes a tear from
his eye as fellow
scientists find his
'God particle' on
'momentous day for
science' - 40 years
after he predicted
its existence
Peter Higgs, 1964
Two high-energy photons
collide.
•Their energy (the red lines) is
measured in by an
'electromagnetic calorimeter'.
•The yellow lines are the
measured tracks of other
particles produced in the
collision.
•The pale blue volume shows
the track through which the
particles are sent
Peter Higgs, 1964
The particle accelerator:
It is within these tubes
that physicists are
hunting for the 'God'
particle
The giant project is the most
enormous piece of scientific
apparatus ever constructed, and
is buried 100m beneath the
ground
Atom numarasına bağlı
olarak;
Atom çekirdeğinin
yarıçapı 10-12 – 10-11 mm
aralığında,
Atom yarıçapı
ise yaklaşık 10-7 mm
civarındadır.
Hidrojenin atom yarıçapı : 0,46×10-7 mm,
Toryumun atom yarıçapı : 1,8×10-7 mm’ dir
Atom numarası: atomdaki protonların toplam sayısı
Kütle numarası: atomdaki proton ve nötronların
toplam sayısı
Element: 118 saf kimyasal maddeden biridir. Aynı cins
atomlardan meydana gelen saf maddelere
element denir.
Elementlerin Periyodik Tablosu
Elementler: metaller, ametaller ve yarı metaller
olmak üzere üçe ayrılabilir.
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Sc
Ti
Rb
Sr
Y
Zr
Cs
Ba
*
Hf
Fr
Ra
**
Rf
Hafif
metal
V
N
b
T
a
H
a
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
Sg
Ns
Hs
Mt
Geçiş elementleri
Ametaller
Periyodik tablonun en dış yörüngede 8 elektrona
sahip olan elementler ideal gazlardır.
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Sc
Ti
Rb
Sr
Y
Zr
Cs
Ba
*
Hf
Fr
Ra
**
Rf
V
N
b
T
a
H
a
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
Sg
Ns
Hs
Mt
*
La
Ce
Pr
Nd
Pm
Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Lu
**
Ac
Th
Pa
U
Np
Pu
Am
Cm
Bk
Cf
Es
Fm
Md
No
Lr
Molekül: İki veya daha çok atomun kimyasal bağ ile
bağlanması sonucu oluşan parçacıktır.
Genel olarak bir molekül, saf kimyasal
maddenin kendi başına bütün kimyasal
bileşimini ve özelliklerini taşıyan en küçük
parçasıdır.
Bileşik: Elementlerin belirli oranlarda kimyasal
birleşimleri ile oluşan malzemelerdir.
Bileşikler kimyasal olarak basit maddelere
ayrılabilirler.
İZOTOP: Aynı atomun protonları sabit kalmakla
beraber nötronları değişik olabilir ki bunlara
izotop denilir.
Örneğin;
26 Atom numarasına sahip demirin izotopları:
54Fe (26 p, 28 n)
55Fe (26 p, 29 n)
56Fe (26 p, 30 n)
57Fe (26 p, 31 n)
58Fe (26 p, 32 n)
İZOTOP:
Hidrojen
Protium
1p+0n
HİDROJENİN İZOTOPLARI
Ağır Hidrojen
Deuterium
1p+1n
Radyoaktif Hidrojen
Tritium
1p+2n
İZOTOP:
Elementlerin kimyasal özelliklerini
o elementin elektron ve proton
sayısı belirler.
Bir elementin tüm izotoplarında
kimyasal özellikleri aynıdır.
İzotoplarda yalnızca fark nötron
sayısıdır.
İzotoplarda bazı fiziksel özellikler birbirinden farklı
olabilir. Örneğin bazı izotoplar radyoaktif
olmalarına karşın diğerleri değildir.
İZOBAR:
Atom numaraları birbirlerine yakın elementlerin
bazı izotopların kütle sayıları birbirlerine eşit
olabilir.
Proton adedi farklı, kütle sayıları aynı
atomlara izobar denir.
Atom Modelleri:
Lewis-Langmuir
Başlangıçta küp
şeklinde ve
elektronların hareket
etmediği tahmin
edilen model
Bohr
çekirdek etrafında
güneş sistemine
benzer belirli
yörüngelerde dönen
elektronlar
Dalga mekaniği
son olarak elektronların
dalga hareketi yaptığı
ve belirli bir bölgede
bulunması ihtimali
olduğu yörüngeler
Örneğin;
Uzun zincir şekilli atomlar→Polimerler
Atomların üç boyutlu uzayda düzenli
bir biçimde dizilmesi→Metaller
Elektronlar, atom çekirdeği çevresinde
belirli yörüngeler üzerinde sürekli hareket
halindedir ve belirli enerji düzeyine
sahiptir.
Elektronlar, çekirdek üzerine yerleşirken
önce en dış enerji yüzeyini doldururlar,
sayıları arttıkça sırası ile daha dıştaki
enerji düzeylerini işgal ederler.
Atomların son yörüngelerinde en çok sekiz elektron bulunabilir
(tek yörüngeli atomlarda iki elektron).
Tüm atomlar son yörüngelerindeki elektronları 8 yaparak soy
gazlar gibi kararlı hale geçme eğilimindedirler.
İyonlaşma Enerjisi:
Katyon oluşumunda elektronu uzaklaştırma için gerekli enerji
Elektron
uzaklaştırma
+ yüklü
katyon
Na0 → 11 p+ 11 e-
Na+ → 11 p+ 10 e-
Elektron İlgisi
Anyon oluşumunda elektron ekleme için gerekli enerji
(-) yüklü
anyon
Cl0 → 17 p+ 17 e-
Cl- → 17 p+ 18 e-
İyonlaşma Enerjisi:
Katyon oluşumunda elektronu uzaklaştırma için gerekli enerji
Elektron İlgisi
Anyon oluşumunda elektron ekleme için gerekli enerji
Elektronegatiflik:
Atomun kimyasal bir bağda elektronu kendisine çekme eğilimi
İSTENEN
Elektron alma ve verme
özelliğini belirleyecek
basit bir ifade

En dış yörüngede 5,6,7 atom bulunduran
elementler sırası ile 3, 2, ve 1 elektron
alabilirler.

En dış yörüngede 1, 2, ve 3 elektron
bulunduran elementler bu elektronları vererek
en dış yörüngede 8 elektrona sahip olup
kararlı düzeyi yakalamak.
 En
dış yörüngede 4 valans elektronu
bulunduran elementler iki türlüde
davranabilirler. İster elektron alır ister
verebilirler.
 Valans
elektronları: En dış yörüngedeki
elektronlardır.
ATOMIK BAĞLAR
Atomlar arası bağ
kuvvetleri
Iyonsal
Kuvvetli Bağlar
Zayıf Bağlar
Kovalent
van der
Waals
Metalsel
1. İyonik Bağ
Son yörüngedeki eksiklikler elektron alışverişi ile sekize tamamlanır.
Elektron
kaybeder
Na (0) yüksüz
Na+ (+) Katyon
Cl (0) yüksüz
Cl- (-) Anyon
Coulomsal
etkileşim
Katyon
Iyonsal bağlar yönsüzdür !
Anyon
Not: atomların boyutları değişir
Na+ büzülür ve Cl- genişler
Cl-
Na+
1. İyonik Bağ
İyonik bağ metaller ile ametaller arasında oluşur.
İyonik Bağın Özellikleri
1. Çekim kuvveti elektrostatiktir (coulombik)
2. Bağlar yönsüzdür (her + iyon mümkün
olabilen en çok – iyonlarla çevrilir)
3. Bağlar güçlü, kararlı, kırılgandır.
4. Ergime sıcaklıkları yüksektir. (İyonsallık
derecesi arttıkça bağ kuvvetleri artar dolayısı
ile ergime sıcaklığı artar)
İyonik Bağ Özellikleri
İyonsallık derecesi: MgCl2 de 1 Mg2+ iyonuna
karşı 2 Cl- iyonu bulunur, dolayısı ile atomların oranı
½ dır, bu aynı zamanda iyonsallık derecesini
gösterir.
1.
Elektrik iletkenlikleri düşüktür.
2.
Farklı elektronegatiflik (bir yüksek, bir düşük)
değerine sahip atomlar arasında oluşur.
2. Kovalent Bağ
• Elektronlar çekirdek etrafında döndükleri gibi kendi eksenleri
etrafında da dönerler.
• Bu dönme hareketi neticesinde elektromagnetik kuvvetler
oluşur.
2. Kovalent Bağ
• Periyodik tabloda birbirine yakın ve elektronegatiflikleri
arasında az fark bulunan elemanların atomları veya aynı
elmanın kendi atomları valans elektronlarını çiftler
halinde paylaşabilirler.
• Paylaşılan eksi yüklü elektronlar artı yüklü iki komşu
arasında sürekli titreşim halinde kalarak bir köprü
oluştururlar.
• Bu şekilde kovalen bağ oluşurken atomlar birbirine
yaklaşır, potansiyel enerji azalarak minimuma erişir ve
kararlı yapı elde edilir.
2. Kovalent Bağ
• Ametaller ile Ametaller arasında olur.
• Valans elektronlarının ortak kullanımı söz konusudur.
• Paylaşılan elektron ile pozitif çekirdek arasında
çekim kuvveti oluşur.
2. Kovalent Bağ
• Bu bağ genellikle gazlarda meydana gelir (H2, NH3, O2, CH4 )..
2. Kovalent Bağ
Buzda her su molekülü diğer 4
molekül tarafından sarılarak
tetrahedron şeklinde bağlanmıştır.
Üç boyutta da hidrojen bağları
mevcuttur.
Buz 00C’de eriyince hidrojen
bağlarının kabaca %15’i kırılır.
Sonuç olarak tetrahedral yapı
bozulur, her su molekülü komşu
4 molekülden daha fazla
moleküle bağlanır. Böylece
yoğunluk 0.917’den 1’e çıkar.
2. Kovalent Bağ
• Katılardaki en güzel örneği ise kübik yapıdaki elmastır.
Silisyum, Germanyum, Karbon
gibi elementler dört kovalent
bağ ile tetrahedron bağ
oluştururlar. Bu tetrahedron
gruplar birleşerek elmas kübik
yapı meydana getirirler.
2. Kovalent Bağ
8 N KURALI
Kovalent bağa sahip elementler (8-N)
kuralına uyarlar.
(8-N) kuralı: Bir atomun en yakın
komşularının sayısı (8-N) eşittir.
Cl
+
Cl
Cl Cl
N valans elektronudur e-.
N=7 olduğu zaman, örneğin Cl
8-7=1 → atomlar çiftlere ayrılır, iki atomlu
moleküller gibi
2. Kovalent Bağ
8 N KURALI
Kovalent bağa sahip elementler (8-N) kuralına
uyarlar.
N=6 olduğunda örneğin S
6
2 2s2 2p6 3s2 3p4
S
:
1s
16

8-6=2
Her atom iki yakın komşuya sahiptir bu nedenle
uzun zincirler oluştururlar.
S
S
S
S
O, Se, Te elementleri de
S gibi davranır.
 N=5 olduğunda, örneğin As
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3
As
:
1s
33
8-5=3 → 3 yakın komşuya ihtiyaç hisseder
dolayısı ile atom katmanı (levha) oluştururlar.
 N=4 olduğunda, örneğin 6C : 1s2 2s2 2p2
8-4=4 → 3-D yapılar oluştururlar.
1.
Elektron paylaşımı üzerine kurulur.
2.
Bağlar yönlüdür (her atom belirli sayıda
diğer atomlar tarafından çevrelenmiştir.)
3.
Bağlar sert ve güçlüdür (iyonsal bağlardan
biraz düşük)
3.
Çok yüksek ergime sıcaklığına sahiptirler.
4.
Elektrik iletkenlikleri zayıftır.
5.
Yüksek elektronegatiflige sahip
elementler arasında gerçekleşir. Kovalent
bağlar elementlerle sınırlı değildir; birçok
bileşik kovalent bağa sahiptir, örneğin
HCl, H2O.