HÜCRE KİMYASI - Deneme Sınavı - 4

Çözeltiler homojen karışımlardır

0,04g

Çoğu gazın sudaki çözünürlüğü sıcaklık arttıkça azalır

Bir çözeltinin donma noktası alçalması, molalitesi ile doğru orantılıdır

İnci

II,III

Atom Orbitalleri ve Kuantum Sayıları: baş kuantum sayısı (n), açısal momentum kuantum sayısı (l) ve manyetik kuantum sayısı (ml) olarak adlandırılırlar ve atom orbitallerinin ve bu orbitallerde yer alan elektronların belirlenmesinde kullanılırlar. Dördüncü kuantum sayısı olarak bilinen spin kuantum sayısı (ms) ise, belirli bir elektronun yönelmesini açıklar. Magnetik Kuantum Sayısı (ml), orbitalin uzaydaki yönlenmesini gösterir. Bir orbital setindeki orbitallerin sayısını belirtir.

Elektronların orbitallere dağılımı için bir takım kurallar geliştirilmiştir. Birden fazla elektronlu atomların temel enerjili hâllerinde, elektronlar orbitallere atomun toplam enerjisi en az olacak şekilde yerleşir. Pauli İlkesi’ne göre, bir orbitalde en fazla iki elektron bulunabilir ve bu elektronlar birbirlerine zıt spinlerde yönelmiş olmalıdır. Bu ilke bir atomda dört kuantum sayısı da birbiri ile aynı olan iki elektron bulunamaz şeklinde de ifade edilir.

Bir atomda bulunan proton sayısı atom numarası olarak adlandırılır ve Z harfi ile gösterilir. Elementi tanımlayan ve kimyasal karakteri hakkında bilgi veren bir kavramdır. Bir elementte proton sayısına eşit sayıda elektron yer almaktadır. Bir atomun atom numarası değişmeyen bir büyüklüktür. Kütle numarası ise atomun sahip olduğu proton ve nötronların toplam sayısına eşittir ve atom kütlesi olarak da bilinmektedir.

Verilen örneği de göz önünde bulundurarak, belirli bir n değeri için alt kabuklara yerleştirilecek elektronlar için aşağıdaki genellemeler yapılabilir:

Baş kuantum sayısı en yüksek olan kabuktaki elektronlara değerlik elektronları adı verilir ve değerlik elektron sayısı elementin periyodik çizelgedeki yerini belirler.

Elektron İlgisi Gaz hâlindeki nötr bir atoma bir elektron eklenmesi sırasında açığa çıkan enerji olarak tanımlanır. Elektron ilgilerinde de periyodik eğilim atom yarıçapı/büyüklüğü ile paralellik göstermektedir. Çekirdeğin elektrona uyguladığı çekim gücü elektron çekirdeğe yaklaştıkça artacaktır.

İyonik bağ, bir atomun değerlik kabuğundaki bir veya birden fazla elektronun diğer bir atomun değerlik kabuğuna geçmesiyle oluşan kimyasal bağdır. Bu bağ oluşumunda elektron veren pozitif iyon (katyon) kazanan ise negatif iyon (anyon) hâline gelir ve aslında etkileşim zıt yüklü iyonlar arasındaki elektrostatik etkileşimdir. İyonik bağlar ile oluşan moleküller iyonik bileşiklerdir.

Dipol-dipol kuvvetleri dipol momente sahip olan polar moleküller arasında gözlenen çekim kuvvetleridir. Polar bir molekülün kısmi pozitif tarafı diğer bir polar molekülün kısmi negatif tarafına yakın olduğunda bu iki molekül birbirini çeker. İki polar molekül arasındaki bu elektrostatik çekimin sonucunda oluşan kuvvete dipol-dipol kuvveti adı verilir.

Moleküller veya atomlar arasında belli bir anda bu şekilde oluşan London kuvvetleri sürekli olmayıp çok kısa sürede ortadan kalkarlar ancak aynı anda moleküller veya atomlar arasında benzer başka London kuvvetleri oluşur. London kuvvetlerinin büyüklüğü atom veya molekülün polarlaşabilme kolaylığı, boyutu ve moleküllerde molekül geometrisi ile ilgilidir. Kolay polarlaşabilen atom ve moleküller daha büyük London kuvvetlerine sahiptirler. Benzer geometrili moleküller arasında London kuvvetleri artan elektron sayısıyla dolayısıyla da molekülün kütlesinin artmasıyla artar.

Kimyasal bağlarla oluşan moleküller kendi aralarında veya farklı moleküllerle çeşitli etkileşimlerde bulunurlar. Moleküllerin birçok özelliğini açıklayan ve onları bir arada tutan etkileşimler Moleküller Arası Etkileşimler veya Van der Waals Kuvvetleri olarak adlandırılırlar. Daha önce de belirtildiği gibi kimyasal bağlara göre oldukça zayıf etkileşimlerdir. Bir maddenin erime noktası, kaynama noktası, çözünürlüğü vb. fiziksel özelliklerini belirleyen etkileşimlerdir. Halojenlerin ve soy gazların mol kütlesi ve elektron sayısı artışına bağlı olarak kaynama noktalarında artış görülür.

Molekülün gerçek geometrisi belirlenirken merkez atoma bağlı atomların konumları dikkate alınır ve ortaklanmamış elektron çiftleri göz ardı edilir. Kitapta, bölüm 3, Tablo 3.8 de  CO2 ‘in merkez atom üzerindeki elektron çifti dağılımı ve molekül geometrisi çizilmiştir.

Örneğin, oksijen sekiz elektrona sahip bir atomdur. Elektronların alt kabuklara dağılım sıralaması
ve yukarıdaki kurallar göz önüne alınarak sıralama
1s² 2s² 2p⁴
şeklindedir.

Periyodik çizelgedeki yatay sütunlar olan gruplar hakkında detaylı bilgiye sahip olduktan sonra
periyot kavramı üzerinde duralım. Periyotlar, periyodik çizelgedeki yatay sıralardır. Periyotlar boyunca elementler, soldan sağa doğru, atom numarası en küçükten en büyüğe doğru sıralanmaktadır

H2
, N2
, O2
, Cl2
molekülleri gibi, kovalent bağlı bileşikleri oluşturan atomlar birbiri ile aynı ise
elektronegatiflikleri aynı olduğundan ortaklaşılan
elektron çiftini eşit derecede kendilerine çekerler.
Bu durumda oluşan bağ apolar kovalent bağ olarak
adlandırılır. Bu duruma örnek olarak iki atomlu
apolar oksijen molekülünün oluşumunu verebiliriz