Hücre Kimyası Dersi 3. Ünite Özet

Atomun Yapısı

John Dalton tarafından on dokuzuncu yüzyılın başlarında atom için ilk bilimsel tanı yapılmıştır. Atomlar, her element için farklı katı ve sert küreler olup bu küreler bölünememektedir. Nötronun yapısı ise 1932’de James Chadwick tarafından keşfedilmiştir. Günümüzde 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. Avustralyalı bilim insanı Erwin Schrödinger 1926 yılında, elektronu kuantum fiziğine göre açıklayan bir dalga denklemi geliştirmiştir. Dalga fonksiyonunun karesi (?2 ), atom çekirdeği etrafındaki üç boyutlu uzayda elektron yoğunluğu dağılımını göstermektedir ve elektronun bulunma olasılığının yüksek olduğu bölgeler atom orbitalleri olarak adlandırılmaktadır.

Atom Orbitalleri ve Kuantum Sayıları

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. Baş kuantum sayısı, orbitalin bulunduğu kabuğu belirtir. Açısal momentum kuantum sayısı orbitallerin şekillerini açıklar ve orbital türünü belirtir. Magnetik kuantum sayısı, orbitalin uzaydaki yönlenmesini gösterir. Bir orbital setindeki orbitallerin sayısını belirtir. Farklı atom orbitalleri elektronun farklı enerji seviyelerini göstermektedir. s- Orbitali Çekirdekten uzaklaştıkça yoğunluğu azalan bir küre şeklindedir. Orbitale bir dış sınır çizilemez, elektronun bulunma olasılığından bahsedildiği için çekirdekten çok uzak bölgelerde de elektronun bulunma ihtimali söz konusudur. p- Orbitalleri, çekirdeği, zıt iki lob şeklinde elektron bulutu ile çevreleyecek şekilde sınır yüzey diyagramlarına sahip orbitallerdir. 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. Bir gezegenin kendi ekseni etrafında dönüşüne benzer şekilde elektronun da kendi etrafında dönüş hareketi spin olarak adlandırılır. Elektronun saat yönünde (^) veya saat yönünün tersine (v) belirli bir hızda döndüğü düşünülebilir.

Çok Elektronlu Atomlar

Hidrojen atomu için kullanılan atom orbitalleri kavramı bu atomların elektronik yapılarının açıklanmasında da kullanılmaktadır. Bu elektronik yapılar, periyotlar çizelgesinin, elementlerin periyodik özelliklerinin ve atomların kimyasal bağ oluşturma yatkınlıklarının belirlenmesinde oldukça önemlidir.

Orbital Enerjileri

Çok elektronlu atomların daha çok protonu olduğundan atom elektronlarını daha çok çekerek enerjilerini azaltırlar, fakat elektronlar birbirlerini ittiklerinden aynı zamanda enerjileri artar. Bu iki etkenin etkisinde elementlerin elektronik yapısı ve özellikleri etkilenir. Alt kabuklarda bulunan iç elektronlar nedeniyle incelenen elektron çekirdeğin tam çekim etkisini hissedemez. Çekirdeğin çekim etkisi iç elektronlar tarafından perdelenmiştir. 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 atom elektronların orbitallere dağılımı, elektron dizilimi veya elektronik konfigürasyon olarak adlandırılır. 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. Elektronların orbitallere yerleştirilmesi sonucunda elektronların tek veya çift olması atom ve moleküllerin magnetik özelliklerini etkiler. Baş kuantum sayısı en yüksek olan kabuktaki elektronlara değerlik elektronları adı verilir ve değerlik elektron sayısı elementin periyodik çizelgedeki yerini belirler.

Periyodik Çizelge

Bir element atomunun değerlik kabuğundaki elektron dizilimi periyodik çizelgedeki yerine karşılık gelir. Periyodik çizelge, elementlerin molekülleri oluştururken kullandıkları elektronların yerleştikleri orbitallere göre, sbloğu, p- bloğu, d- bloğu ve f- bloğu olmak üzere dört blok halindedir. Temel elementler, periyodik çizelgede 1A-8A grubu elementleridir (s ve p bloğu elementleri). Metaller ve ametaller olmak üzere iki gruba ayrılırlar. En dış kabuğa değerlik kabuğu adı verilir. Molekülleri oluştururken, metaller değerlik kabuklarından elektron vererek pozitif yüklü iyonlar olan katyonları, ametaller ise değerlik kabuklarına elektron alarak negatif yüklü iyonlar olan anyonları oluştururlar. Periyodik Çizelgede d ve f bloğu elementleri (B grubu elementleri) geçiş elementleri olarak adlandırılırlar. Bunlar çoğunluğu paramagnetik özellik gösteren metallerdir. Periyotlar, periyodik çizelgedeki yatay sıralardır. Elementin bulunduğu periyot enerji seviyesini yani bulunduğu kabuğu ifade etmektedir. Bir atomda bulunan proton sayısı atom numarası olarak adlandırılır ve Z harfi ile gösterilir. 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.

Atomların Periyodik Özellikleri

En temel özellikler; atom yarıçapı, iyonlaşma enerjisi, elektronegatiflik ve elektron ilgisidir. 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 . 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.

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. Atomlardan oluşan pozitif ve negatif yüklü iyonların gösterimi için de, sahip oldukları yeni elektron dizilimi kullanılarak, Lewis sembolleri kullanılabilmektedir.

İyonik Bağ

İyonik bağ, bir atomun değerlik kabuğundaki bir veya birden fazla elektronun diğer bir atomun değerlik kabuğuna geçmesiyle oluşan kimyasal bağdır. İyonik bağlar ile oluşan moleküller iyonik bileşiklerdir. İyonik bağ ile oluşan bileşikler oda sıcaklığında katı halde bulunurlar. İyonik katıların kırılganlık, erime noktası ve kaynama noktası gibi gibi özelliklerini zıt yüklü iyonlar arasındaki elektrostatik çekim kuvvetinin büyüklüğü belirler. İyonik bileşikler katı hâlde elektriği iletmez.

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. En basit örnek, iki tane hidrojen atomundan H2 molekülünün oluşmasıdır. Bir atomun oluşturabileceği kovalent bağ sayısını o elementin valensi belirtir. Bu sayı iyonik bağlarda olduğu gibi Lewis sembolleri kullanılarak bulunabilir. Farklı tür atomların bir araya gelerek elektron çiftini ortaklaşa kullanması durumunda, atomların elektronegatiflikleri farklı olacağından elektron çiftini farklı derecede çekerler. Bu şekilde oluşan bağlar polar kovalent bağ adını alır. ğ ve polar kovalent bağ için temel bir gösterim Şekil 3.14’te görülmektedir. Bir kovalent bağda, bağı oluşturan atomların elektronegatiflik değerleri ne kadar farklı ise bağ o kadar polarlaşır.

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: Molekülü oluşturan atom sembolleri kullanılarak molekülün iskeleti oluşturulur. Moleküldeki atomların sahip olduğu toplam değerlik elektron sayısı bulunur. 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 İtmesi): 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. Molekül geometrileri atomların birbirlerine bağlanma düzenini ve aralarındaki açıyı belirler.

Çok Atomlu Moleküllerde Polarlık: 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. Bu etkileşimler en temel olarak London Kuvvetleri, DipolDipol Etkileşimleri ve Hidrojen Bağı olmak üzere üç ana grupta incelenmektedir.

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. 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.

Dipol-Dipol Kuvvetleri

Dipol-dipol kuvvetleri dipol momente sahip olan polar moleküller arasında gözlenen çekim kuvvetleridir. İki polar molekül arasındaki bu elektrostatik çekimin sonucunda oluşan kuvvete dipol-dipol kuvveti adı verilir. Dipol-dipol etkileşimi sadece aynı tür moleküller arasında değil farklı tür moleküller arasında da bulunabilir.

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 dipoldipol etkileşiminin özel bir çeşiti olan hidrojen bağını oluşturur. Hidrojen bağı, kovalent ve iyonik bağdan daha zayıf; dipol-dipol ve London kuvvetlerinden daha kuvvetlidir.