Bölüm 2: Atom Yapısı-Bağlar- Özellikler

1

Bölüm 2: Atom Yapısı-Bağlar- Özellikler

İşlenecek konular:

• Atom ve elektronik yapıları

• Atomlar arası bağlar nasıl oluşur ? Bağ cinsleri ?

• Bağ, özellikleri nasıl etkiler ?

Önemi: Atom yapısının bilinmesi malzemenin elektriksel, mekanik, manyetik, kimyasal ve ısıl özelliklerini belirlediğinden önemlidir.

2

Atom Yapıları (Hatırlatma)

• Atom=Çekirdek (proton ve nötron)+ elektron

• Proton: Kütlesi=1.673x10^-24gr, yükü=+1.602x10^-19 C (coulomb)

• Nötron: Kütlesi=1.675x10^-24gr, yüksüz

• Elektron:Kütlesi=9.10910^-28gr, yükü= -1.602x10^-19 C

• Proton sayısı=atom numarası=Z=periyodik cetvelde atom simgelerinin üstünde yer alır. Örnek: Hidrojen için 1, plutonyum için 94

• Atom Kütlesi≈Protonun kütlesi+Nötronun Kütlesi

• Bir elementin atom kütlesi, Avagadro sayısı (N _a=6.023x10²³) kadar atomlarının ağırlığına eşittir. 1 mol de Avagadro sayısı kadar atom vardır.

Elementlerin atom kütlesi (ağırlığı) periyodik tabloda atom simgelerinin altında gösterilmektedir.

• Örnek: 1 mol C nun atom kütlesi 12 gr

• Örnek: Aluminyumun bir molü 26.98 gr kütleye sahiptir ve 6.023x10²³Al atomları içerir.

3

Basit Hesaplar

• Yoğunluğu d (gr/cm

³

) ve atom kütlesi M (gr/mol) olan bir maddede 1 cm

³

deki atom sayısını (n) bulunuz.

n= N

_a

x d / M

Grafit (karbon)d=2.3 gr/cm³, M=12 gr/mol

n=6.023x10²³atom/mol x 2.3 gr/cm³/ 12 gr/mol=1.15x10²³atom/cm³ Grafit (Elmas)d=3.5 g/cm³, M=12 gr/mol

n=6.023x10²³atom/mol x 3.5 gr/cm³/ 12 gr/mol=1.76x10²³atom/cm³ Su (H₂O) d=1 gr/cm³, M=18 g/mol

n=6.023x10²³molekül/mol x 1 gr/cm³/ 18 gr/mol=3.35x10²² molekül/cm³

• n değeri 6x10

²²

olan bir malzemede atomlar arasındaki ortalama mesafeyi hesaplayabiliriz.

L=(1/n)^1/3 =2.55x10^-8cm=0.255 nm=2.55 Å

Katılarda atom yapılarının büyüklüğü bir kaç angström (Å) mertebesindedir.

• Soru : (a) Bir bakır atomunun gram cinsinden kütlesi nedir

? (b) 1 gr bakırda ne kadar atom bulunur ?M

_Cu

=63.54 gr/mol

Cevap

(a) X=M

_Cu

/N

_a

= 63.54 gr/mol / 6.023x10

²³

atom/mol=1.05x10

^-22

gr/atom

(b) X=N

_a

/M

_Cu

=6.023x10

²³

atom/mol /63.54 gr/mol=9.48x10

²¹

atom/gr

• Soru : Ağırlıkça %75 bakır ve %25 Nikel içeren alaşımdaki Cu ve Ni’in atomsal yüzdelerini bulunuz. M

_Ni

=58.69 gr/mol Cevap

Cu mol sayısı=75 gr/63.54 gr/mol=1.1803 mol Ni mol sayısı=25 gr/58.69gr/mol=0.4260 mol

Basit Hesaplar

Toplam mol=1.6063

5

• Soru: Bir metaller arası bileşiğin kimyasal förmülü Ni

_x

Al

_y

olup x ve y basit tam sayılardır. Bileşik

ağırlıkça %42.04 nikel ve %57.96 alüminyumdan oluşmaktadır. Bu nikel aluminürün en basit formülü nedir ? M

_Al

=26.98 gr/mol

Cevap:

Ni mol sayısı=42.04 gr/58.69 g/mol=0.7163 Al mol sayısı=57.96/26.98=2.1483

Toplam mol sayısı=2.8646 mol

Ni mol oranı=0.7163 mol/2.8646 mol=0.25 Al mol oranı=2.1483mol/2.8646 mol=0.75 Ni

_x

Al

_y

= Ni

_0.25

Al

_0.75

=NiAl

₃

Basit Hesaplar

6

Hidrojen atomu

• Hidrojen atomu, bir protondan oluşan çekirdeğin etrafını çeviren bir elektronla en basit atomdur.

Hidrojen elektronun, çekirdeğin etrafında kuvantum yasalarına göre bulunabileceği belirli yörüngeleri (enerji seviyeleri) vardır. Bir elektron daha yüksek enerji seviyesine uyarılacak olursa, belirli miktarda enerji soğuracaktır (absorbsiyon) (şekil a). Elektron daha alttaki enerji seviyesine düştüğün de yine belirli miktarda enerji açığa çıkacaktır (emisyon) (şekil b). Bu geçiş sırasında “foton”adı verilen hν enerjisinde bir elektromanyetik ışınım yayılır.

Absorbsiyon Emisyon

Atomların elektronik yapıları

7

• Tek bir elektronun belirli bir yarıçapta bir protonun etrafında döndüğü bir hidrojen atomu modeli Niels Bohr tarafından 1913 de geliştirilmiştir. Bu modeli açıklayan Bohr eşitliği, hidrojen elektronunun izin verilen enerji düzeylerindeki enerjilerinin yaklaşık değerlerini vermektedir.

n eV h

n

E

₂

me

_{2 2}

2

4 13 . 6

2 = −

−

= π

Burada, e=elektron yükü, m=elektronun kütlesi, n=birincil kuvantum sayısı adı verilen tam sayı (1,2,3,4,5,..)

•Bohr eşitliğindeki n, birincil kuvantum kuvantum sayısı olarak adlandırılır ve atomlardaki elektronların birincil enerji düzeyini tanımlar. Bohr eşitliğine göre, hidrojen elektronun n=1

durumundaki enerjisi -13.6 eV’dur. Bu elektronu hidrojen

atomundan tam olarak uzaklaştırmak için gerekli enerji 13.6 eV olup bu enerjiye hidrojen atomunun İyonlaşma Enerjisi denir.

Not: n=1, n=2, n=3 enerji seviyeleri için fizikçiler sırasıyla K,L ve M simgelerini kullanır. İleride alacağınız X-ışınları derslerinde bu simgeler kullanılacaktır.

• Elektronlar uyarılınca enerjilerinin belli değerlere yükseldiği veya enerjinin kaybedip daha düşük belirli enerji düzeylerine indiği , dalga boyları ve tayf çizgileri incelenerek deneysel olarak kanıtlanmıştır.

• Elektronun bir enerji seviyesinden diğerine geçişi sırasındaki enerji değişimi aşağıda denklem ile verilir:

∆ E= h ν =h c / λ

Burada h=Plank sabiti=6.63x10

^-34

jul-saniye (j.s); ν=frekans (Hz=1/saniye); c= Işığın hızı=3.00x10

⁸

metre/saniye; λ=dalga boyu (m)

Ödev: Dalgaboyu λ= 121.6 nanometre (nm) olan bir fotonun

enerjisini hesaplayın. (1.00 eV= 1.60x10

^-19

J; 1nm=10

^-9

m)

9

• Soru: Elektronu n=3 durumunda olan bir hidrojen atomu kullanılmaktadır.

Elektron n=2 durumuna geçmektedir. Açığa çıkan fotonun, (a) enerjisini, (b) frekansını, (c) dalga boyunu hesaplayın. (d) Durum değiştirme sırasında enerji mi yayımlanır (emisyon), yoksa enerji mi soğurulur

(absorblama).

. yayimlanir Enerji

(d)

10 659 10 1

59 . 6 10 59 . 6

10 02 . 3

) / 10 00 . 3 )(

. 10 63 . 6 (

boyu dalga Fotonun (c)

10 55 . 4 10 55 . . 4 10 63 . 6

10 02 . 3

frekansı Fotonun (b)

10 02 . 10 3

60 . 89 1 . 1

89 . 2 1

6 . 13 3

6 . 13 enerjisi )

(

9 7

7

19 8 34

14 1

14 34

19

19 19

2 2 2

3

m nm x nm m x m x

J x

s m x s j x E

hc

E hc

Hz x s

s x J x

J x h

E

h E

J eV x

J eV x

eV E

E E

Fotonun a

=

=

=

=

∆

=

=

∆

=

=

∆ =

=

=

∆

=

×

=

− =

− −

=

−

=

∆

−

−

−

−

−

−

−

−

−

−

λ

λ ν

ν Cevap

10

Atomların Elektronlarının Kuvantum Sayıları

Modern atom kuramı, elektronların çekirdekleri etrafında hareketlerinin ve enerjilerinin sadece birincil kuvantum sayısıyla değil dört ayrı kuvantum sayısıyla tanımlanabileceğini ifade eder.

Birincil kuvantum sayısı n: Elektronun ana enerji düzeylerini gösterir, belirli n değerindeki elektronu bulma ihtimalinin en yüksek olduğu kabuk gibi düşünülebilir. n sayısı arttıkça kabuk çekirdekten uzaklaşır ve enerjisi de artar.

orbital electrons:

n = principal quantum number

n=3 2 1

Elektron y Elektron yElektron y

Elektron yöööörrrrüüüüngesingesingesingesi n=Birincil

n=Birincil n=Birincil

n=Birincil kuvantumkuvantumkuvantum saykuvantumsaysaysayıssssı

Çekirdek

Fizikte n için aşağıdaki harfleri kullanılır.

n=1 için K n=2 için L n=3 için M

11

• İkincil kuvantum sayısı l l l l :

Bu kuvantum sayısı l ile gösterilir ve ana enerji düzeyleri içindeki ikincil enerji düzeylerini ve aynı zamanda eğer elektron varsa bu elektronun bulunma ihtimalinin yüksek olduğu alt kabukları tanımlar. l ’nin izin verilen değerleri l = 0,1, 2, 3,…. (n- 1)’dir. Bu alt enerji düzeyleri (veya alt elektron yörüngeleri veya kabukları) için sayısal veya harfle tanımlama yapılır:

Sayısal tanımlama l = 0 1 2 3 Harfle tanımlama l = s p d f

• Miknatısal kuvantum sayısı m_{l l l l} :

Tek bir alt enerji yörüngesinin uzaydaki yönlemini tanımlamaktadır. İzin verilen değerler: -l den +l ye değişir. Genel olarak m

_l

için 2l+1izin verilen değer bulunmaktadır.

l l l l

=0 (s) olduğunda m

_l

için tek izin verilen değer bulunmaktadır. l =1 (p) için izin verilen değer m

_l

=3’dür. s,p,d,f alt-yörünge tanımlamasına göre ,her izin verilen s, p,d, ve f alt enerji düzeylerinde en fazla bir s, üç p, beş d ve yedi f alt-yörüngeleri bulunmaktadır.

•Elektron dönü (spin) kuvantum sayısı: Dördüncü kuvantum sayısı m

_s

, elektronun kendi ekseni

etrafında dönüşü için izin verilen iki dönü yönünü belirtmektedir. İzin verilen değerler +1/2 ve -1/2’dir.

İki elektron aynı alt yörüngede bulunabilir, fakat farklı

spinlere sahip olmak zorundadır.

13

Pauli teklik ilkesine göre bir atomdaki iki elektron aynı dört kuvantum sayısına sahip olamaz. Atomlar kuvantum mekanik yasalarının belirlediği yüksek elektron yoğunluğundaki birincil kabuklara sahiptir. Her bir kabuk yine kuvantum mekaniğin yasalarıyla belirlenen en yüksek sayıda elektron içerebilir. Bir atomda bir kabukta bulunabilecek en yüksek elektron adedi 2n²olup dört kuvantum sayısı takımıyla belirlenir.

Alt-yörüngelerde

14

Örnek-Bir atomun M kabuğundaki elektron sayısını belirleyiniz.

Cevap:M kabuğu için birincil kuvantum sayısı n=3’dür.

İkincil kuvantum sayıları l =0,1,2 (s,p,d seviyeleri). Çünkü izin verilen l değerleri=0..(n-1) ‘dir. İzin verilen miknatısal kuvantum sayısı

m

_lsıfır dahil -l den +l ye değişir ve 2l + 1’e eşittir.

s seviyesi l = 0, m

_l

= -1, m

_s

=+1/2, m

_s

= -1/2 2 elektron p seviyesi l =1, m

_l

= -1, m

_s

=+1/2, m

_s

= -1/2

m

_l

= 0, m

_s

=+1/2, m

_s

= -1/2 6 elektron m

_l

= 1, m

_s

=+1/2, m

_s

= -1/2

d seviyesi l =2, m

_l

= -2, m

_s

=+1/2, m

_s

= -1/2 m

_l

= -1, m

_s

=+1/2, m

_s

= -1/2

m

_l

= 0, m

_s

=+1/2, m

_s

= -1/2 10 elektron m

_l

= +1, m

_s

=+1/2, m

_s

= -1/2

m

_l

= +2, m

_s

=+1/2, m

_s

= -1/2

Toplam 18 elektron

15

Elektronların Kurulumu

• belli enerji düzeylerine sahiptir

• en düşük enerji düzeyine yerleşme eğilimine sahiptir.

In c re a s in g e n e rg y

n=1 n=2 n=3 n=4

1s 2s 3s

2p 3p 4s

4p 3d

Elektronlar

A rt an e n er ji

n sayısı arttıkça (çekirdekten uzaklaştıkça) elektronların enerjisi artar. Bu bakımdan elektronlar ilk önce en düşük kabuk ve alt-kabuklara yerleşir. 3d alt-kabuğu 4p den daha düşük enerji seviyesine sahip olduğu için önce 3d ye elektron dizilir.

Elektron kurulumlarında önce birincil kuvantum sayısı yazılır ve bunun arkasından alt-kabuklara ait s, p, d veya f harfleri konulur. Alt-kabukların üstündeki simge içerdiği elektron sayısını gösterir.

Element Hydrogen Helium Lithium Beryllium Boron Carbon ...

Neon Sodium Magnesium Aluminum ...

Argon ...

Krypton

Electron configuration 1s¹

1s2 (stable) 1s²2s¹

1s²2s² 1s²2s²2p¹ 1s²2s²2p² ...

1s²2s²2p⁶ (stable) 1s²2s²2p⁶3s¹

1s²2s²2p⁶3s² 1s²2s²2p⁶3s²3p¹ ...

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ (stable) ...

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4⁶ (stable)

Çeşitli Elementlerde Elektron Kurulumları

Elektron kurulumu Kararlı

Kararlı

Kararlı Kararlı

17

• Valans: Bir atomun valansı atomun diğer bir elementle kimyasal bileşime girme yeteneği ile ilişkilidir ve

genellikle kombine edilmiş sp seviyesinin en dışındaki elektron sayısı ile belirlenir. Valans elektronları en dış kabukta yer alan elektronlardır.

• Bu elektronlar atom bağlarında önemli rol oynar.

• Valans örnekleri:

Mg: 1s

²

2s

²

2p

⁶

[3s

²

] valans=2 Al: 1s

²

2s

²

2p

⁶

[3s

²

3p

¹

] valans=3

Ge:1s

²

2s

²

2p

⁶

3s

²

3p

⁶

3d

¹⁰

[4s

²

4p

²

] valans=4

Valans ayrıca kimyasal reaksiyonun tabiatına da bağlıdır.

Fosforun elektronik yapısı:

1s

²

2s

²

2p

⁶

[3s

²

3p

³

]

Fosfor oksijenle birleştiğinde beklenilen 5 valansa sahiptir.

Fakat, hidrojenle reaksiyona girdiğinde valansı 3’dür.

18

• Atomsal kararlılık: Elementlerin çoğunda Valans (Dış) yörüngesi, ekseriyetle tamamen dolu olmadığından elektron yapıları kararlı değildir. Elementlerin atomlarının kimyasal özellikleri esas olarak en dış elektronlarının reaksiyonuna bağlıdır. Kararlı elektron yapıları, dolu s ve p alt-yörüngelerine sahiptir. Kararlı elektron yapıya sahip atomlar reaktif değildir. Yani tüm alt-kabukları elektron ile dolu olduğu için kimyasal reaksiyona girmezler. Soy veya asal gazlar (Ar, He gibi), en dış kabukta s

²

p

⁶

elektron kurulumuna (alt-kabuklar dolu) sahip olduğu için yüksek kimyasal karalılığa sahiptirler.

Diğer atomlarda “sp” seviyelerinde sekiz elektronlu veya tamamen boş olmayı tercih ederler. Aluminyumun dış “sp”

seviyesinde 3 elektron vardır. Bir aluminyum atomu 3 sp seviyesini boşaltmak için üç elektronunu vererek kararlı hale geçer. Diğer taraftan aşağıda elektronik yapısı verilen klorun

1s

²

2s

²

2p

⁶

[3s

²

3p

⁵

]

“3sp” seviyesinde 7 elektronu vardır. Klor dış elektron

seviyesine 1 elektron alarak reaksiyona girer.

19

• Elektronegatiflik:Elektronegatiflik bir atomun elektronları alma derecesi olarak tanımlanabilir. Her elemente elektronegatif sayısı verilerek sayısal hale getirilebilir. Elektronegatif elementler esas olarak metal olmayanlardır ve kimyasal tepkimelerde elektron alarak eksi iyonlar (anyonlar) oluşturur. Klor gibi elementler dış enerji seviyeleri hemen hemen tamamen dolmuş güçlü

elektronegatiflerdir. Buna karşın sodyum gibi dış seviyeleri hemen hemen boş olan, 1s²2s²2p⁶[3s¹] şeklinde elektron

kurulumuna sahip olan atomlar kolaylıkla elektronlarını verirler ve güçlü elektopozitiftirler.

Örnek:Elektronik dizilimleri kullanarak kalsiyum ve bromun elektronegatifliklerini karşılaştırınız.

CevapCa: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶[4s²] Br:1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰[4s²4p⁵]

Kalsiyum dış 4s seviyesinde iki elektrona ve brom is dış 4sp seviyesinde yedi elektrona sahiptir. Kalsiyum elektron verme eğilimindedir. Brom ise elektron alma eğilimindedir ve çok güçlü elektronegatiftir.

Periyodik Tablo

He Ne Ar Kr Xe Rn

in e rt g a s e s a c c e p t 1 e a c c e p t 2 e

g iv e u p 1 e g iv e u p 2 e g iv e u p 3 e

Li Be F

Metal Nonmetal Intermediate H

Na Cl

Br I At O Mg S

Ca Sr Ba Ra K Rb Cs Fr

Sc Y

Se Te Po

Elektropozitif elementler Elektronegatif elementler Sutünlar, benzer valans yapıdadır.

1 e verir 2 e verir 3 e verir 2 e alır 1 e alır Soy Gazlar

Metal

Metal olmayan Arada

21

• 0.7 - 4.0 arasında değişir.

Daha küçük elektronegatiflik Daha büyük elektronegatiflik

He - Ne

- Ar

- Kr

- Xe

- Rn

- F 4.0

Cl 3.0 Br 2.8 I 2.5

At 2.2 Li

1.0 Na 0.9 K 0.8 Rb 0.8 Cs 0.7 Fr 0.7 H 2.1

Be 1.5 Mg 1.2 Ca 1.0 Sr 1.0 Ba 0.9 Ra 0.9

Ti 1.5

Cr 1.6

Fe 1.8

Ni 1.8

Zn 1.8

As 2.0

• Büyük değerlerde elektron alma eğilimi artar.

Elektronegatiflik

22

e l e k t o

Düşük elektron negatifliğe sahiptir

Yüksek elektron negatifliğe sahiptir

23

ATOM ve MOLEKÜL BAĞLARININ CİNSLERİ

Bağlı durumda atomların potansiyel enerjilerinde net bir azalma olduğundan atomlar arasında kimyasal bağlar meydana gelir.

Yani, bağlı atomlar bağsız atomlardan daha kararlı durumdadır.

Genel olarak, atomlar arasındaki kimyasal bağlar iki grupta toplanır.

(a) Kuvvetli veya birincil atom bağları:

İyonik bağ, kovalent bağ, metalik bağ

(b) Zayıf veya ikincil atom ve molekül bağları (Van der Waals Bağ)

Üç değişik kuvvetli atom bağları vardır:

(a) İyonik bağ:

Bu cins bağda bir atomdan diğerine elektron transferi ile büyük atomlar arası bağ kuvvetleri oluşur ve meydana gelen iyonlar kulon kuvvetleri ile (artı ve eksi iyonların birbirlerini çekmeleri) birbirine bağlanır. İyonik bağ nispeten kuvvetli, yönden bağımsızdır.

(b) Kovalent bağ:

Atomlar arasında elektronların ortak kullanılmasıyla oluşan, bölgesel olarak yönlenmiş nispeten kuvvetli bağdır.

(c) Metalik bağ: Elektronların atomlardan bağımsız paylaşılmasıyla

oluşan kuvvetli yönsüz bir bağdır.

Na (metal) unstable

Cl (nonmetal) unstable electron

+ -

Coulombic Attraction Na (cation)

stable

Cl (anion) stable

• + ve – iyonlar arasında olur.

• Elektron transferi var.

• Elektronegatiflik değerlerinde büyük farklılık var.

• Örnek: NaCl

İYONİK BAĞ

Kararlı değil Kararlı değil

(Katyon) Dengede

(Anyon) Dengede Kulon çekici

kuvveti

Metal değil

25

İYONİK BAĞ

• Bir malzemede birden fazla farklı atom olduğunda bir atom, valans elektronlarını diğerine vererek dış enerji seviyelerini doldurur. Böylece her iki atom kararlı veya dengeli hale gelir. Her ikisi de bir elektriksel yüke sahip olur. Elektron veren atom net pozitif yük kazanır ve katyon hale, elektron alan ise net negatif yük kazanır ve anyon hale gelir. Zıt yüklü iyonlar birbirlerini kulon kuvvetiyle çekerler ve iyonik bağ oluştururlar. Örneğin, sodyum ve klor atomları bir araya geldiğinde yemek tuzu NaCl oluşturur. İyonlaşma sürecinde sodyum atomunun boyutu küçülerek başlangıçtaki 0.192 nm yarıçaptan 0.095 nm yarıçaplı sodyum katyonu haline gelir.

Başlangıçta 0.095 nm yarıçaplı olan klor atomu ise bir elektron alarak büyüyüp 0.181 nm yarıçapında bir klor iyonu haline gelir.

26

NaCl iyonik bağ oluşumu (animasyon)

Sadece valans elektronları (Na:[3s¹]; Cl [3s²3p⁵] gösterilmektedir.

27 He

- Ne

- Ar

- Kr

- Xe

- Rn

- F 4.0 Cl 3.0 Br 2.8 I 2.5 At 2.2 Li

1.0 Na 0.9 K 0.8 Rb 0.8 Cs 0.7 Fr 0.7 H 2.1

Be 1.5 Mg 1.2 Ca 1.0 Sr 1.0 Ba 0.9 Ra 0.9

Ti 1.5

Cr 1.6

Fe 1.8

Ni 1.8

Zn 1.8

As 2.0

CsCl MgO CaF2 NaCl

O 3.5

Örnekler: İyonik Bağ

Elektronegatiflikleri farklı atomlar arasında oluşur.

Elektron verir Elektron alır

Bir iyon çiftindeki iyonlar arası kuvvet

İyon yükleri arasında Kulon çekme kuvveti

Elektron bulutları arasında itme kuvveti

Zıt yüklü iyonlar birbirine yaklaştıkça birbirlerini kulon kuvvetiyle çekecektir. Fakat, iyonlar birbirlerine yaklaşırken bir mesafeden sonra her ikisinin elektron yükü bulutları birbirini etkileyecek, bu defa itici kuvvetler meydana gelecektir. Çekme kuvvetleri, itme kuvvetlerine eşit olduğunda iyonlar arasında net bir kuvvet olmayacak , iyonlar bu uzaklıkta (iyonlar arası Net Kuvvet=0

K u v v e t

Net kuvvet

29

Bir iyon çiftindeki iyonlar arası kuvvet

1 2 2 2 1 1

2 2 2 1 2

2 1

4 4 4

) )(

(

+ +

−

−

= +

=

−

=

−

=

−

=

itme n çekme net

itme n çekme

a nb a e Z F Z

F F

a F nb

a e Z Z a

e Z e F Z

ο ο ο

πε πε πε

Burada Z₁, Z₂ = iyon oluşumu sırasında atomlardan uzaklaşan veya eklenen elektronların sayısı

e = elektron yükü a= atomlar arası uzaklık

ε_o= boşluğun geçirgenliği=8.85x10^-12C²/(N.m²) b , n= sabitler

n genellikle 7 ile 9 arasında değişmektedir. NaCl için n=9’dur.

30

Soru:Birbirine tam değmek üzere olan bir Na⁺ve Cl^-iyon çifti

arasındaki kulon çekici kuvvetini hesaplayın. Na⁺’nın yarıçapının 0.095 nm, Cl^-’nın yarı çapının 0.181 nm olduğunu kabul edin.

Cevap:

Z₁= +1 Na⁺için Z₂= -1 Cl^-için e= 1.60x10^-19C

ε_o=8.55x10^-12C²/ (N.m²)

a_o= Na+ ve Cl- iyonlarının yarıçapları toplamı=0.095 nm + 0.181 nm

= 0.276 nm x 10^-9 m/nm

= 2.76 x10^-10 m

N x

m x m

N C x

C x a

e Z F

_çekme

Z

9

2 10 2

2 12

2 19 2

2 2 1

10 02 . 3

) 10 76 . 2 )](

. /(

10 85 . 8 [ 4

) 10 60 . 1 )(

1 )(

1 ( 4

−

−

−

−

+

=

−

− +

=

−

=

π

πε

_ο

Bu durumda iyonlar arasındaki çekici kuvvet +3.02x10^-19N’dur.

31

Soru:NaCl iyon çifti için b değerini hesaplayınız. (n=9) Cevap:

10 106

10 10 9

1

. 10 61 . 8

) 10 76 . 2 ( 10 9

02 . 3

m N x b

m x N b

a x F_itme nb_n

−

−

− +

=

−

=

−

=

−

=

Soru: Mg ²⁺ve S^-2iyonları arasında çekici kuvvet 1.49x10^-8 N ve S^2- iyonunun yarıçapı 0.184 nm ise, Mg ²⁺iyonunun yarıçapını nanometre cinsinden hesaplayınız.Z₁=+2 Mg ²⁺için Z₂=-2 S^2-için e=1.60x10^-19 C,

ε

_o=8.85x10^-12 C²/(N/m²), F çekme= +1.49x10^-9N.

nm r

nm r

r r a

nm m

x

N x m

N C x

C a x

Mg

Mg S Mg

065 . 0

184 . 0 249

. 0

249 . 0 10

49 . 2

) 10 49 . 1 )](

. / 10 85 . 8 [(

4

) 10 60 . 1 )(

2 )(

2 (

2

2 2

0 2

10

8 2

2 12

2 19 0

=

+

= +

=

=

=

−

= −

+

+

− +

−

−

−

−

π

Cevap:

Bir iyon çiftindeki iyonlar arası potansiyel enerji

net n

a b a e Z E = + Z +

0 2 2 1

4 πε

Çekme enerjisi

itme enerjisi İyonlar arasındaki itme ve çekme enerjilerinin toplamı net enerjiyi vermektedir. Bu enerji iyonlar birbirlerine denge mesafesi (a_o) kadar yaklaştığında en küçüktür. Yandaki şekilde üç enerji arasındaki ilişkiyi ve en küçük enerji E _min gösterilmektedir.

E _min

33

İyonik katılarda iyonların dizilimi

Element iyonları yaklaşık olarak küresel simetride bir yük dağılımına sahip olduklarından belirli çapta küreler olarak düşünülebilir. Simetrik yüklerden dolayı iyonlar katıda bir araya geldiğinde tercihli yönlenmeleri yoktur. İyonik bağlar yönden bağımsızdır.

Bir katıda iyonların yerleşimi, iyonların mümkün olan geometrik dizilimlerine ve katının elektrik olarak yansız (nötr) kalmasına bağlıdır. İyonik katıdaki iyonlar bölgesel yük yansızlığının sağlanabileceği bir yapıda dizilirler. İyonik kristallere bir kuvvet uygulandığında iyonlar arasındaki elektriksel denge bozulur. İyonik bağlı malzemeler kısmen bu nedenle kırılgan bir davranış gösterirler. İyonik bağlı katıların elektrik iletkenliği zayıftır; elektrik yükü elektronlar kadar kolay hareket etmeyen iyonlar ile aktarılır.

NaCl’de iyonların yerleşme düzenleri

34

KOVALENT BAĞ

• Kovalent (ortaklaşım) bağ, elektronegatiflikleri yakın olan atomlar arasında meydana gelir. Kovalent bağında atomlar yaygın olarak dıştaki s ve p elektronlarını paylaşarak soy gaz kurulumunu alırlar. Tek bir kovalent bağında, atomların her biri bir elektronu kullanarak bir çift elektron bağı oluşturur. Ortaklaşım bağında tek bir atom kendi ve diğerleri ile çoklu elektron çiftleride oluşturabilir.

• Örneğin, dört valansa sahip silisyum atomu kendisini kuşatan dört valans elektronunu paylaşarak dış enerji kabuğunda sekiz elektrona sahip olur. Her bir paylaşma örneği bir kovalant bağı temsil eder. Bu nedenle her silisyum atomu dört kovalent bağla dört komşu atoma bağlanır. Kovalent bağlar yönlüdür. Silisyumda her kovalent bağ arasında yaklaşık 109^olik açı vardır.

• Kovalent bağlar çok kuvvetlidir. Fakat, yönlü olması nedeni ile kovalent bağlı maddeler düşük süneklik ve elektrik iletkenliğine sahiptir.

Elektronun hareket etmesi ve elektrik akımı taşıması için kovalent bağın kopması gerekir. Bu da ancak yüksek voltaj ve sıcaklıklarda mümkündür.

35

Kovalent Bağ Oluşumu (Animasyon)

Sadece valans elektronları gösterilmektedir.

• Elektron paylaşımı var.

• Örnek: CH

4

C: 4 valans e mevcut,

4 e na daha ihtiyaç var.

H: 1 valans e mevcut, 1 e na daha ihtiyaç var .

Elektronegatiflikleri yakın !

shared electrons from carbon atom

shared electrons from hydrogen atoms

H H

H

H C

CH4

Kovalent Bağ

Paylaşılan elektronlar C atomundan

Paylaşılan elektronlar hidrojen atomundan

37

• Metal ve metal olmayan atomları içeren moleküller (TiC..)

• Elementel katılar (C,Si,Ge …)

• Birleşik katılar (sutün IVA ve civarı) (SiC, GaAs..)

He - Ne

- Ar

- Kr

- Xe

- Rn

- F 4.0 Cl 3.0 Br 2.8 I 2.5 At 2.2 Li

1.0 Na 0.9 K 0.8 Rb 0.8 Cs 0.7 Fr 0.7 H 2.1

Be 1.5 Mg 1.2 Ca 1.0 Sr 1.0 Ba 0.9 Ra 0.9

Ti 1.5

Cr 1.6

Fe 1.8

Ni 1.8

Zn 1.8

As 2.0

SiC C(diamond)

H2O

C 2.5

H2

Cl2 F2

Si 1.8 Ga 1.6

GaAs

Ge 1.8

O 2.0

column IVA

Sn 1.8

Pb 1.8

Örnekler:Kovalent Bağ

(Elmas) (Elmas) (Elmas) (Elmas)

• Metal olmayan moleküller (O

₂

, F

₂

,N

₂

..)

38

Katı haldeki metallerde

,

atomlar belirli bir düzende veya kristal yapıda nispeten sıkı şekilde bir araya dizilmişlerdir. Bu yapıda atomlar birbirine o kadar yakındır ki dışlarındaki valans elektronları birçok komşu atomun çekim alanındadır. Dolayısı ile değerlik elektronları herhangi bir çekirdekle yakın ilişkide değil, atomlar arasında, düşük yoğunlukta elektron yükü bulutu veya elektron gazı halinde dağılmış durumdadır.

Metaller, artı iyon çekirdeği (valans elektronları olmayan atomlar) ve elektron bulutu halinde dağılmış valans elektronları şeklinde düşünülebilir.

+ + +

+ + +

+ + +

METALİK BAĞ

Elektron bulutu halindeki valans elektronları

Artı iyon çekirdekleri

Metalde atom dizilimine örnek

39

Metalik Bağ

Valans elektronları, artı iyon çekirdeklerine zayıfça bağlanmışlardır ve metal kristal içinde kolayca hareket ederler. Bu nedenle serbest elektronlar diye adlandırılırlar. Metallerin yüksek elektrik ve ısı iletkenlikleri, bazı elektronların metal kafes içinde serbestce hareket edebildiklerinin bir kanıtıdır. Metal atomlarının metalik olarak bağlanan yapıyı tam bozmadan birbiri üzerinden kayabilmeleri metallerin kırılmadan önce büyük miktarlarda içim değiştirebilmelerine olanak verir. Metalik bağ genel olarak yönsüzdür.

Metalik Bağ (animasyon)

Sadece valans elektronları gösterilmektedir.

41

• Kalıcı çift kutuplar

(

Van der Waals bağları) -molekül

• Değişken çift kutuplar

+ -

^secondary _bonding

+ - H Cl

^secondary _bonding

H Cl

secondary bonding

H

H H H

H2 H2

secondary bonding

ex: liquid H2

asymmetric electron clouds

+ -

_secondary

+ -

bonding

-genel durum:

-ör: sıvı HCl

-Ör: polimer:

İKİNCİL BAĞLAR

Asimetrik elektron bulutları

İkincil bağ

Ö Ö

Ö Ör: s r: s r: s r: sıvvvvı H H H H

₂₂₂₂

İkincil bağ

İkincil bağ İkincil bağ

İkincil bağların oluşmasının nedeni atom ve moleküllerdeki elektrik çift kutuplarının birbirini çekmesidir. Zayıf bağlardır.

İki ana ikincil bağ türü vardır.

Polimer zincirleri arasında ikincil bağ vardır.

42

İkincil bağlar-animasyon Suyun donması

Animasyon, su donarken çift kutuplu su moleküllerinin bilinen hekzagonal (6 kenarlı) kar taneleri halinde kristalleştiğini

göstermektedir.

Kovalent bağlı su molekülünde elektronlar oksijen atomu tarafında toplanma eğilimine sahip olup oksijen tarafı eksi, hidrojen tarafı artı yük olarak kutuplanır.

Su molekülünün hidrojen atomlu bölgesi artı yüklü merkezlere,karşı taraftaki oksijen eksi yüklü merkeze sahiptir.Su moleküllerindeki molekülün eksi yüklü bölgesi diğer molekülün artı yüklü bölgesine kulon kuvvetiyle çekilir. Bu tür bağa hidrojen bağıda denir.

43

İkincil bağlar-animasyon

Molekül-iyon etkileşimi:Tuzun suda çözünmesi

Su içindeki NaCl ün suda nasıl çözündüğünü göstermektedir. Çift kutuplu su molekülü kismi pozitif uç kısımları tuzun negatif kısmına gelecek şekilde kendini yönlendirir.

Molekül-iyon çekimi, iyon- iyon çekiminden daha kuvvetlidir ve anyon NaCl kristalinden çekilir. Anyon çekildikten sonra su molekülünün artı uçları tarafından kuşatılır.

Animasyon daha sonra katyonun kristal yapıdan çekilişini göstermektedir. Bu sefer suyun negatif

kısımları katyonu kuşatır.

KARIŞIK BAĞ

• Atom ve iyonların kimyasal bağları aynı zamanda birden fazla birincil bağı içereceği gibi ikincil bağları da içerebilir. Birincil bağlarda görülebilecek karışık bağ türleri şunlardır: (1) iyonik-kovalent, (2) metalik-kovalent, (3) metalik-iyonik, (4) iyonik-kovalent-metalik

• İyonik-Kovalent Karışık Bağ: Kovalent bağlı moleküllerin çoğu biraz da iyonik bağa sahiptir veya bunun tersi görülür. Kovalent bağlarının kismi iyonik karakteri elektronegatiflik ölçeğinden yararlanarak yorumlanabilir.

Karışık iyonik-kovalent bağı yapan elementlerin elektronegatiflilikleri arasındaki fark arttıkça bağın iyonik karakteri artar. Bir AB bileşiğindeki iyonik karakterin yüzdesini belirlemek için Pauling tarafından aşağıdaki eşitlik önerilmiştir:

) 100 )(%

1 ( karakteri

iyonik

% = − e^{(−1/4)(X A−XB)2}

45

Soru: Pauling eşitliğini kullanarak GaAs (3-5) yarı iletken bileşiğinin iyonik karakterlerini hesaplayın. Elektronegatif değerlikleri X

_Ga

=1.8, X

_As

=2.2

Cevap:

4

% 100 )%

96 . 0 1 ( 100 )%

1 (

) 100 )(%

1 ( Karakter İyonik

%

2

2

) 4 . 0 )(

4 / 1 (

) 2 . 2 8 . 1 )(

4 / 1 (

=

−

=

−

=

−

=

−

−

−

−

e

e

Bir çok yarı iletken bileşik , karışık iyonik-kovalent bağa sahiptir. Örneğin, GaAs bir 3-5 bileşiğidir (Ga, periyodik cetvelde 3A grubunda, As ise 5A grubundadır) ve ZnS bir 2-6 bileşiğidir. Bileşikteki atomların

elektronegatiflikleri arasındaki fark arttıkça bu tür bileşiklerdeki iyonik karakterin yüzdesi de artar.

Ödev: Aynı soruyu ZnSe için cevaplayınız. Elektronegatif değerlikleri X

_Zn

=1.7, X

_Se

=2.5. Bu bileşiğin iyonik karakter % si daha GaAs e göre daha fazla mı ? Az mı ?

46

Tip

İyonik

Kovalent

Metalik

İkincil

Bağ enerjisi

Büyük!

Değişken büyük-elmas

küçük-bizmut Değişken büyük-Wolfram

küçük-civa En küçük

Açıklamalar

Yönsüz (seramik) Yönlü

Yarı iletkenler, seramikler Polimer zincirleri

yönsüz (metaller) yönlü

zincirler arası (polimer) moleküller arası

ÖZET: Atom Bağları

47

Bağ Enerjisi ve Atomlar arası Mesafe

• Atomlar arasındaki net enerjinin minimum olduğu enerjiye bağ enerjisi denir. Bir başka deyişle bağı koparmak için gerekli enerjidir.

Bu durumda atomlar arasındaki mesafeye veya temas halinde oldukları mesafeye “denge mesafesi” denir. Katı bir metalde bu mesafe atomik yarıçapların iki katına eşittir. İyonik malzemelerde ise iki farklı iyonun yarıçaplarının toplamıdır. İyonlar arasındaki elektronegatiflik çok büyük farklılıklar bulunduğu için, iyonik bağlı malzemeler özellikle büyük bağ enerjisine sahiptir. Atomlarının elektronegatif değerleri benzer olduğu için metalllerde ise daha düşük bağ enerjisi vardır (Yandaki Tablo).

Farklı bağlarda bağ enerjileri Bağ Cinsi Bağ Enerjisi (Kkal/mol)

İyonik 150-370

Kovalent 125-300

Metalik 25-200

Van der Waals <10

• Bağ uzunluğu,

• Bağ enerjisi, E

^o

F F

r

• Ergime sıcaklığı, T

^e

Eo=

“bond energy”

Energy (r)

r

_o

r

unstretched length

r

larger Tm smaller Tm Energy (r)

r

_o

Atom bağları ve özellikler- Ergime noktası: T _e

Bağ enerjisi

E

_o

arttıkça T

^e

artar.

daha büyük T_e daha küçük T_e Denge mesafesi

49

• Elastic modulus, E

• E ~ curvature at r

^o

cross sectional area Ao

∆L length, Lo

F

undeformed deformed

∆L F

A_o

= E

L_o

Elastic modulus

r

larger Elastic Modulus smaller Elastic Modulus Energy

r

unstretched length _o

E daha büyük, eğer E

o

daha büyük ise.

Atom bağları ve özellikler: Elastik Modülü

Kesit alanı, A₀

Deforme olmamış

Deforme olmuş

Elastik Modülü

Orijinal uzunluk Kuvvet

r₀da eğrilik=d²E/dr²

Daha küçük elastik modülü Daha büyük elastik modülü r₀=Gerilmemiş uzunluk

50

• termal genleşme katsayısı, α

• α ~ symmetry at r

^o

α daha büyük, eğer E

o

daha küçük ise.

∆L

length, Lo unheated, T1

heated, T2

= α (T

₂

-T

₁

)

∆L Lo

coeff. thermal expansion

r

smaller α larger α Energy

r

_o

Atom bağları ve özellikler: termal genleşme katsayısı, α

T=Sıcaklık T₂>T₁

T₁ sıcaklığında uzunluk r₀da simetri

Daha büyük α Soğuk

Sıcak

Daha küçük αααα

51

Seramik

(Iyonik ve kovalent bağ):

Metal

(Metalik bağ):

Polimer

(kovalent & ikincil):

Büyük bağ enerjisi

büyük Te

büyük E küçük α

Değişken bağ enerjisi

orta Te

orta E orta α

Yöne bağlı özellikler

İkincil bağ etkin küçük Te

küçük E büyük α

Özet:Atom Bağları ve özellikler

Yukarıda malzemelerin özellikleri genel olarak verilmiştir.