Ünite 3: Atomun Yapısı, Periyodik Çizelge, Kimyasal Bağlar ve Moleküller Arası Etkileşimler

Giriş

Kimya, kütlesi olan ve uzayda yer kaplayan her şey olarak tanımlanabilen madde ve dönüşümlerinin bilimidir. Çözme, buharlaştırma, süzme, eleme vb. birtakım fiziksel işlemler ile daha basit maddelere dönüştürülemeyen, yani özellikleri mikroskobik boyutlarda bile aynı olan maddeler saf maddeler olarak tanımlanmaktadır. Madde düşünülemeyecek kadar küçük parçacıklardan oluşmaktadır ve bir elementin en küçük parçacığına atom denir. Bilim adamlarının, atomların birbirlerine nasıl bağlandıklarını anlamalarıyla birlikte yeni maddelerin oluşturulması mümkün olmuştur.

Atomun Yapısı

Atom için ilk bilimsel tanıyı yapan John Dalton’a göre atomlar, her element için farklı katı ve sert küreler olup bu küreler bölünememektedir. Joseph John Thomson, yaptığı deneylerde gaz atomlarının elektron yüklerinin kütlesine oranını hesaplayarak elektronu keşfetmiştir. Bohr’un kuantum fiziğinin temellerini atarak ortaya attığı düşünceler;

• Elektronların hareket ettiği yörüngeler gelişigüzel değildir, çekirdekten belli uzaklıklarda dönmektedirler.

• Bu uzaklıklar elektronlar için kararlı seviyelerdir. Bu seviyeler içinde elektronlar enerji yaymadan, yörüngede kalır.

Günümüzde de geçerliliğini koruyan Modern Atom Teorisi, Bohr Atom Modelinin yetersiz kaldığı çok elektronlu atomların tabiatını, elektronun davranışının esaslarının klasik fizikle açıklanamaz olduğunu göstermesiyle geliştirilmiştir. Kuantum fiziği, elektronu sabit hızla giden bir tanecik olarak düşünmez, onun yerine momentumu ve konumu için, tam belirlenemeyen anlamında, bulunma olasılığından bahseder. Bu olasılık kavramı hareket hâlindeki bir elektronun tanecikten çok dalga gibi davrandığını ortaya koymuştur. Elektronu kuantum fiziğine göre açıklayan Schrödinger denklemi hidrojen atomundaki elektronun bulunabileceği enerji düzeylerini ve karşılık gelen dalga fonksiyonlarını açıklayabilmektedir.

Atom Orbitalleri ve Kuantum Sayıları:

Baş Kuantum Sayısı (n), orbitalin bulunduğu kabuğu belirtir ve 1, 2, 3… gibi tam sayılar kullanılarak ifade edilir.

Açısal Momentum Kuantum Sayısı (l), orbitallerin şekillerini açıklar ve orbital türünü belirtir.

Magnetik Kuantum Sayısı (ml), orbitalin uzaydaki yönlenmesini gösterir. Bir orbital setindeki orbitallerin sayısını belirtir. Farklı atom orbitalleri elektronun farklı enerji seviyelerini göstermektedir. Enerji arttığında orbitaller genişler ve buna bağlı olarak elektronlar uyarılarak üst enerji seviyesine geçtiklerinde atomlar büyümektedir. Elektronun daha düşük enerjili orbitale geçmesi durumunda ise elektromanyetik ışıma şeklinde enerji açığa çıkar.

Şekillerine göre atom orbitalleri s, p, d ve f olmak üzere dört ana gruba ayrılırlar.

s- Orbitali, çekirdekten uzaklaştıkça yoğunluğu azalan bir küre şeklindedir. Elektron bulutu küresel olduğundan bir s- orbitali küresel sınır yüzeyine sahiptir ve enerjileri arttıkça daha büyük küreler şeklinde gösterilirler. Bu gösterimler sınır yüzeyi diyagramları olarak adlandırılır.

p- Orbitalleri, çekirdeği zıt iki lob şeklinde elektron bulutu ile çevreleyecek şekilde sınır yüzey diyagramlarına sahip orbitallerdir. Bu elektron bulutlarındaki loblar birbirinden düğüm düzlemi adı verilen bir düzlemle ayrılmaktadır. Bir p-elektronu bu düğüm düzleminde yani çekirdekte bulunamaz.

d-Orbitalleri, p orbitalleri gibi çekirdeği çevreleyen loblar şeklinde sınır yüzey diyagramlarına sahip orbitallerdir.

Elektron Spini ve Hidrojenin Elektronik Yapısı: Schrödinger’in hidrojene ilişkin orbitallerin enerjisini atomik spektral çizgiler kullanarak hesaplaması Modern Atom Teorisinin gelişmesindeki en önemli adımlardandır. Daha sonraki dönemde spektral çizgilerde yani hidrojendeki tek elektronun davranışında ufak bir sapma olduğu belirlenmiştir. Bu durum, bir gezegenin kendi ekseni etrafında dönüşüne benzer şekilde elektronun da kendi etrafında döndüğü şeklinde açıklanarak, hareketi spin olarak adlandırılır.

Çok Elektronlu Atomlar: Hidrojenin aksine diğer tüm nötr atomlar birden fazla elektrona sahiptir. Hidrojen atomu için kullanılan atom orbitalleri kavramı bu atomların elektronik yapılarının açıklanmasında da kullanılmaktadır.

Orbital Enerjileri: Çok elektronlu atomlarda da elektronlar orbitallere hidrojen atomundaki gibi yerleşirler. Fakat bu orbitallerin enerjileri, hidrojenin orbitallerinden farklı olarak eş enerjili değildir. Çok elektronlu atomların daha çok protonu olduğundan atom elektronlarını daha çok çekerek enerjilerini azaltırlar, fakat elektronlar birbirlerini ittiklerinden aynı zamanda enerjileri artar.

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. Hund Kuralı’na göre bir alt kabuktaki elektronların en kararlı dağılımı en fazla paralel spin içeren hâldir, yani elektronlar eş enerjili orbitallere önce paralel spinli olarak tek tek yerleşir ve sonra kalan elektronlar zıt spinli olarak yerleşir.

Belirli bir n değeri için alt kabuklara yerleştirilecek elektronlar için aşağıdaki genellemeler yapılabilir:

• Baş kuantum sayısı n olan bir kabuk aynı sayıda alt kabuğa sahiptir.

• Açısal momentum kuantum sayısı l olan bir kabukta 2l+1 tane orbital vardır.

• Her orbitale zıt spinli en fazla iki elektron yerleşebildiğinden, her bir kabuğun alabileceği maksimum elektron sayısı, orbital sayısının iki katıdır.

Elektronların orbitallere yerleştirilmesi sonucunda elektronların tek veya çift olması atom ve moleküllerin magnetik özelliklerini etkiler. Çiftleşmiş elektron dizilimine sahip olanlar magnetik alan tarafından etkilenmezler ve diyamanyetik olarak adlandırılırlar. Orbitallerinde çiftleşmemiş elektronlara sahip olanlar ise spini bir yöne doğru olan elektronlar bir magnetik alan oluşturur ve paramanyetik olarak adlandırılırlar.

Periyodik Çizelge

1869 yılında Rus Kimyacı Dimitri Mendeleev ve Alman Kimyacı Lothar Meyer, birbirlerinden habersiz olarak, elementlerin periyodik ve düzenli bir şekilde özelliklerinin tekrarlandığı bir çizelge önermişlerdir (S:81, Şekil 3.8).

Periyodik çizelge, elementlerin molekülleri oluştururken kullandıkları elektronların yerleştikleri orbitallere göre, s- bloğu, p- bloğu, d- bloğu ve f- bloğu olmak üzere dört blok halindedir. s, p, d veya f bloklarında bulunmalarına göre elementler benzer özellikler taşımaktadırlar. Bu elementler A veya B alt gruplarında olmalarına göre de incelenebilmektedir.

Temel Elementler: Periyodik Çizelgede 1A-8A grubu elementleridir (s ve p bloğu elementleri). Metaller ve ametaller olmak üzere iki gruba ayrılırlar. Molekülleri oluştururken, metaller değerlik kabuklarından elektron vererek pozitif yüklü iyonlar olan katyonları, ametaller ise değerlik kabuklarına elektron alarak negatif yüklü iyonlar olan anyonları oluştururlar. Bu iyonları oluştururken amaçları kendilerine en yakın soy gaz (8A) elementi kararlı elektronik dizilimine sahip olmaktır.

Geçiş Elementleri: Periyodik Çizelgede d ve f bloğu elementleri (B grubu elementleri) geçiş elementleri olarak adlandırılırlar. Bunlar çoğunluğu paramagnetik özellik gösteren metallerdir. Periyodik çizelgenin altında bulunan iç geçiş elementlerinden 6. ve 7. periyot elementleri sırasıyla lantanitler ve aktinitler olarak adlandırılırlar.

Periyotlar, periyodik çizelgedeki yatay sıralardır. Periyotlar boyunca elementler, soldan sağa doğru, atom numarası en küçükten en büyüğe doğru sıralanmaktadır. Elementin bulunduğu periyot enerji seviyesini yani bulunduğu kabuğu ifade etmektedir.

Bir atomda bulunan proton sayısı atom numarası olarak adlandırılır ve Z harfi ile gösterilir. Kütle numarası ise atomun sahip olduğu proton ve nötronların toplam sayısına eşittir ve atom kütlesi olarak da bilinmektedir.

Belirli bir elementin atom numarası aynı, kütle numarası farklı olan atomlarına o elementin izotopları denir. Bir elementin tüm izotoplarının atom numaraları yani elektron sayıları aynıdır fakat nötron sayıları birbirlerinden farklıdır. Aynı elementin izotoplarının proton ve elektron sayıları eşit olduğundan kimyasal ve fiziksel özellikleri temelde aynıdır.

Atomların Periyodik Özellikleri: Periyodik çizelgede bir periyot boyunca soldan sağa ve bir grup boyunca yukarıdan aşağı elementlerin, elektron dizilimlerine bağlı olarak bazı özelliklerinin düzgün bir değişim gösterdiği bilinmektedir.

Atom Yarıçapı, Bir grup boyunca yukarıdan aşağıya inildikçe atom yarıçapı artar. Bunun nedeni, baş kuantum sayısının (n) ve elektron tabakalarının artması, dolayısıyla atomun büyümesidir. Bir periyot boyunca soldan sağa gidildikçe atom yarıçapı azalmaktadır. Baş kuantum sayısı (n) değişmez fakat atoma etkiyen etkin çekirdek yükü arttığından değerlik kabuğu elektronları daha çok çekilmekte ve atom yarıçapı azalmaktadır.

İyonlaşma enerjisi, gaz halindeki nötr bir atomdan bir elektron uzaklaştırmak için verilmesi gereken enerji iyonlaşma enerjisi olarak tanımlanmaktadır. Nötr bir atomdan bir elektron koparılması için gereken enerji birinci iyonlaşma enerjisidir. Çekirdekten bir elektronu uzaklaştırmak için verilmesi gereken enerji, birinci iyonlaşma enerjisi, elektron çekirdekten uzaklaştıkça azalacaktır. Bu durumda, bir grup boyunca yukarıdan aşağı inildikçe birinci iyonlaşma değerleri azalır, bir periyot boyunca soldan sağa gidildikçe artar.

Elektronegatiflik, bir atomun bir molekül içinde elektronları kendisine çekme yeteneği olarak tanımlanır. Bir periyot boyunca soldan sağa gidildikçe atom yarıçapı, dolayısıyla atom büyüklüğü, azalır ve elektronlar çekirdek tarafından daha kuvvetle tutulurlar. Bir grup boyunca yukarıdan aşağıya ise atom yarıçapı artar ve buna bağlı olarak çekirdeğin çekim kuvveti de azalır. Sonuç olarak, elektronegatiflik, bir periyot boyunca soldan sağa artar, grup boyunca yukarıdan aşağıya azalır.

Elektron ilgisi, 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. Bu durumda elektron ilgisi, bir grup boyunca yukardan aşağıya azalır, bir periyot boyunca soldan sağa artar.

Kimyasal Bağlar

Bir molekül oluşturmak üzere iki atom arasında gerçekleşen etkileşim kimyasal bağ olarak tanımlanır. Kimyasal bağ, atomları belli uzaklıklarda ve belli açılarda bir arada tutmaya yetecek kuvvettir. Temel olarak kimyasal bağlar iyonik bağ, kovalent bağ ve metalik bağ olarak gruplandırılabilir.

Lewis Sembolleri: Atomlar molekülleri oluşturmak üzere bir araya geldiklerinde değerlik kabuklarındaki değerlik elektronları etkileşir. Lewis sembolleri atomları, sadece değerlik elektronları kullanılarak göstermek için kullanılmaktadır. Lewis sembolü, elementin simgesi etrafına değerlik elektron sayısı kadar nokta yerleştirilerek yazılır.

İyonik Bağ: 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. Bir iyonik bileşiğin formülünü belirlemek için, metal atomunun Lewis sembolündeki noktalar ametalin Lewis sembolündeki noktalara ilave edilerek değerlik elektronları sekize tamamlanır ve iyonların yükleri yazılır.

Atomların elektron kaybederek veya kazanarak soy gaz elektron dizilimine sahip olmaları Oktet kuralı olarak bilinir. Oktet kuralı sadece A grubu elementlerine uygulanır. Atomların değerlik kabuğundaki elektron sayılarını soygaz elektron dizilimine benzetmeleri için aldıkları veya verdikleri elektron sayısı valens olarak tanımlanır.

İyonik katıların kırılganlık, erime noktası ve kaynama noktası gibi özelliklerini zıt yüklü iyonlar arasındaki elektrostatik çekim kuvvetinin büyüklüğü belirler. İyonik bileşikler katı hâlde elektriği iletmez. Sıvı hâlde ve çözeltileri elektriği iletirler. İyonik katılar suda çözündüğü zaman iyonlar su molekülleri sarılarak birbirinden ayrılır ve bu hareketli iyonlar elektriği iletirler.

Kovalent Bağ: Ametaller, iyonlaşma enerjileri çok yüksek olduğundan, katyon oluşturamazlar. Ancak, birbirleri ile birleşerek birçok bileşik oluşturabilirler. Kovalent bağ, Lewis tarafından, bir elektron çiftinin atomlar arasında ortaklaşa kullanılması olarak tanımlanmıştır. Ametallerin kendi aralarında oluşturduğu kovalent bağda, atomlar elektronları soy gaz elektron dizilimine ulaşıncaya kadar ortaklaşırlar ve bu şekilde oktet kuralını sağlarlar.

Bir atomun oluşturabileceği kovalent bağ sayısını o elementin valensi belirtir. Bu sayı iyonik bağlarda olduğu gibi Lewis sembolleri kullanılarak bulunabilir.

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. Farklı tür atomların bir araya gelerek elektron çiftini ortaklaşa kullanması durumunda, atomların elektronegatiflikleri farklı olacağından elektron çiftini farklı derecede çekerler. Oluşan bağın elektron yoğunluğu dağılımında kutuplaşma meydana gelir. Bu şekilde oluşan bağlar polar kovalent bağ adını alır.

Bir kovalent bağda, bağı oluşturan atomların elektronegatiflik değerleri ne kadar farklı ise bağ o kadar polarlaşır. Bu polarlaşma bağda dipol adı verilen kutuplaşmaya neden olur. Söz konusu büyüklük ise vektörel bir büyüklük olup dipol moment (µ) olarak adlandırılır.

Çoklu kovalent bağ, aynı veya farklı türde iki atom bir elektron çiftini ortaklaştığında, sırasıyla apolar veya polar, tekli bir kovalent bağ oluşur. Atomların iki veya üç elektron çiftini paylaşması durumunda ise çoklu kovalent bağlar oluşmaktadır.

Kovalent bağlı bileşiklerin lewis yapıları ve VSEPR teoremi ile molekül geometrileri, kovalent bağlı bileşiklerde Lewis yapılarının yazılması ve molekül geometrilerinin belirlenmesi moleküller arası etkileşimleri ve fiziksel özelliklerini açıklamakta oldukça önemlidir. Bu moleküllerin Lewis yapılarının yazılması için,

• Molekülü oluşturan atom sembolleri kullanılarak molekülün iskeleti oluşturulur. Merkeze elektronegatifliği en düşük olan ametal yerleştirilir ve diğer atomlar ona tek bir kovalent bağla bağlanır.

• Moleküldeki atomların sahip olduğu toplam değerlik elektron sayısı bulunur. İncelenen tür anyon ise yükü toplam değerlik elektron sayısına ilave edilir, katyon ise yükü toplam değerlik elektron sayısından çıkarılır.

• Molekülün iskelet yapısındaki herbir tekli kovalent bağ için iki elektron toplam değerlik elektron sayısından çıkarılır ve geriye kalan elektronlar öncelikle uç atomların oktetini sağlamak üzere ortaklanmamış elektron çiftleri olarak dağıtılır.

• Değerlik elektronlarının uç atomlara dağıtımı tamamlandıktan sonra merkez atom için oktet kuralı sağlanamamışsa ve merkez atom çoklu bağ oluşturabilen bir atom ise merkez atom ile diğer atomlardan uygun olan ile çift veya üçlü bağ oluşturacak şekilde elektronlar yerleştirilir.

VSEPR (Değerlik kabuğu elektron çifti itmesi) teoremi, Lewis kuramı ile çizilen yapılar molekülde bağ yapan elektronlar ve bağ yapan atomlar üzerindeki ortaklanmamış elektron çifttlerini saptamamıza yardımcı olurken moleküldeki atomların üç boyutlu düzenini belirten şekilleri yani geometrileri hakkında bilgi vermemektedir. VSEPR teoremi, bir merkez atom üzerindeki değerlik elektron çiftlerinin aralarındaki itmenin en az olacağı şekilde düzenlenmesi esasına dayanmaktadır. Merkez atom etrafındaki tüm elektron çiftlerinin bağ elektron çifti olması durumunda gösterim AXn şeklinde, ortaklanmamış elektronların da olması durumunda gösterim AXnEm şeklindedir. Ortaklanmamış elektron çiftleri olması durumunda geometri elektron grubu geometrisi, elektron çiftlerinin tamamının bağ elektron çifti olması durumunda ise molekül geometrisi olarak ifade edilir.

VSEPR teoremi ile bir molekül geometrisinin belirlenmesinde izlenecek adımlar:

• Molekülün Lewis yapısı çizilir.

• Molekül etrafındaki bağ elektron çifti ve ortaklanmamış elektron çifti sayıları belirlenir.

• Elektron çiftlerinin türüne göre molekül geometrisi belirlenir.

Çok atomlu moleküllerde polarlık, İki atomlu moleküllerde bağın polarlığı aynı zamanda molekülün de polar olması ve bağın dipol momentinin molekülün dipol momentine eşit olması demektir. Çok atomlu moleküllerde molekülün dipol momenti, vektörel büyüklükler olan bağ dipol momentlerinin toplamına eşittir. Yani molekülü oluşturan atomlar arasındaki bağlar polar ise ve moleküldeki toplam yük dağılımı simetrik değilse molekül polardır.

Moleküller Arası Etkileşim Kuvvetleri

Moleküllerin birçok özelliğini açıklayan ve onları bir arada tutan etkileşimler Moleküller Arası Etkileşimler veya Van der Waals Kuvvetleri olarak adlandırılırlar. Bir maddenin erime noktası, kaynama noktası, çözünürlüğü vb. fiziksel özelliklerini belirleyen etkileşimlerdir.

London Kuvvetleri: Apolar moleküller arasında etkin olan tek kuvvet olan bu etkileşim türü, atomlarda ve moleküllerde, elektronların hareketli parçacıklar olması nedeniyle anlık olarak atom veya molekülün bir tarafında daha yoğun olmasıyla oluşur. Atom veya moleküllerin etrafında oluşan indüklenmiş dipol-indüklenmiş dipol etkileşimleri London etkileşimleri olarak adlandırılır.

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.

Dipol-Dipol Kuvvetleri: 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.

Dipol-dipol etkileşim kuvvetlerinin gücü, bağ dipollerinin büyüklüğüne ve molekülün geometrisine bağlıdır. Mol kütleleri yaklaşık aynı olan moleküller arasında dipol momenti büyük (daha polar) olan moleküllerin erime ve kaynama noktaları daha yüksektir. Bunun sonucu olarak aralarında dipol-dipol etkileşimi olan iki sıvı madde birbirinin içinde çözünme eğiliminde olup homojen çözelti oluşturular.

Hidrojen Bağı: Elektronegativiteleri yüksek olan ve moleküler bileşiklerinde ortaklanmamış elektron çiftleri içeren azot (N), oksijen (O) ve flor (F) atomları hidrojen (H) atomlarıyla polar kovalent bağlar oluşturur. N-H, O-H veya F-H gibi polar bir bağdaki N, O ve F’a bağlanan hidrojen atomu kısmi pozitif yüke sahiptir.ve komşu molekülde bulunan O, N veya F atomu üzerindeki ortaklanmamış elektron çifti ile etkileşime girerek dipol-dipol etkileşiminin özel bir çeşiti olan hidrojen bağını oluşturur.

Tüm moleküller arası etkileşim türleri arasında en kuvvetli olan hidrojen bağlarıdır.