İYON
İnsan sağlığı üzerinde olumlu ve olumsuz etkileri olan iyonlar bir ya da daha çok artı ve eksi elektrik yüklü atomlara ya da atom gruplarına verilen ortak isim. Artı yüklü iyonlara katyon, eksi yüklü iyonlara ise anyon deniyor. İyonlar, nötr atomlara, moleküllere ve başka iyonlara ekeltron katılması ya da eksiltilmesi, iyonların başka parçacıklarla birleşmesi, iki atom arasındaki ortaklaşım bağının, bağın her iki elektronunun da atomlardan birinde kalacak biçimde parçalanması yoluyla oluşuyor.
İyon:Elektron alış verişi sırasında (+) veya (-) yüklü atom yada atom gruplarına iyon denir.
Örnek
.Atom elektron verirse artı yüklü iyonu oluşturur.
.Atom elektron alırsa eksi yüklü iyonu oluşturur.
Not:Elektron alış verişi sırasında + yüklü iyonlara katyon, eksi yüklü iyonlara da anyon denir.
Not:İyonik yapılı bileşikler eritildiklerinde ve suda çözündüklerinde +, - yüklü atom yada atom grupları oluşturarak elektrik akımı iletebilir.
İyonların Oluşumu
Soygazların kararlı elektron dizilişine sahip olduklarını ve bu nedenle kimyasal tepkimelere yatkındır.Soygazların elektron dizilişlerinin kararlı olmaları, değerlik kabuğundaki orbitallerin tamamen dolu olmasından ileri gelir.Diğer elementlerin değerlik orbitalleri kısmen doludur.Bu elementler kimyasal tepkimelerde elektron alarak veya vererek elektron dizilişlerini soygazların kararlı yapılarına benzetmeye çalışır.Başka bir değişle, atomların elektron alıp vermesinden bahsediyoruz.Bir atomda elektron çekirdek çevresinde belirli enerjiyle tutulur.Eğer bir elektronu çekirdek çevresinde tutan kuvveti yenecek enerji verilirse elektron atomdan uzaklaşabilir.Bir atom, çekirdeği tarafından en zayıf tutulan elektronu en kolay verir.Bir atomun değerlik elektronları o atomun en dış bölgesinde hareket ederler.Bu elektronların çekirdeğe olan ortalama uzaklıkları içte bulunan diğer elektronlarınkinden daha fazladır ve bu nedenle atomdan en kolay koparılabilecek elektronlar değerlik elektronlarıdır.Nötr halde bulunan bir sodyum atomu düşünelim.Çekirdeğinde on bir proton (+1 yüklü) ve çevresinde de on bir elektron dizilişi (Ne)3s şeklindedir.Görüldüğü gibi sodyum atomunun bir tane değerlik elektronu vardır.Bu elektron olmasa, sodyum atomu neonun kararlı elektron dizilişine sahip olacaktır.Gerekli enerji sağlanırsa sodyum atomu fazla olan bu elektronu vererek kararlı hale gelebilir.Şimdi bir elektron vermiş olan sodyum atomunun çekirdeğindeki on bir protona karşılık çevresinde on elektron vardır.Sodyum atomu bir elektron vermekle, var olan artı ve eksi yük dengesini bozmuş olacaktır.Bu atomda artı yüklerin sayısı eksi yüklerin sayısından bir fazla olacaktır.Böylece bir elektron vermiş olan sodyum atomu artık nötr değil, artı yüklü olacaktır.Artı yüklü sodyum atomu, element sembolünün sağ üstüne artı işareti konularak Na+ şeklinde gösterilir.
Şimdi de klor atomuna bakalım.Çekirdeğindeki on yedi proton ve onun çevresindeki on yedi elektronu ile klor atomu da nötürdür.(Ne)3s2 3p5 elektron dizilişine sahip klor atomunun bir sonraki soygaz olan argonun kararlı elektron yapısına ulaşabilmesi için bir elektron eksiği vardır.Klor atomu bir elektron alarak değerlik orbitallerini tamamen doldurur ve soygazın kararlı yapısını kazanır.Fazladan bir elektron alan klor atomunda elektron sayısı on sekize çıkmıştır, fakat çekirdeğindeki proton sayısı hala on yedidir.Böylece bir elektron alan klor atomu eksi yüklüdür, onun için de element sembolünün sağ üst köşesine- işareti konularak CI- şeklinde gösterilir.
Sodyum ve klor örneklerinde olduğu gibi, atomların elektron alarak veya vererek oluşturdukları artı veya eksi yüklü türlerine iyon denir.Artı yüklü iyonlar katyon, eksi yüklü iyonlar ise anyon olarak adlandırılır.
Sodyum gibi diğer alkali metal atomları da bir tane değerlik elektronuna sahiptir.Kimyasal tepkimelerde, alkali metal atomu bu değerlik elektronunu vererek artı bir yüklü metal katyonunu oluşturur.Bu katyon, soygazın kararlı elektron dizilişine sahiptir.Toprak alkali metaller ise iki değerlik elektronuna sahiptir.Örneğin magnezyum atomu, (nE)3s2 elektron dizilişine sahiptir.Magnezyum atomu, soygaz elektron dizilişine ulaşabilmek için iki elektron verir ve böylece artı iki Mg+2 katyonunu oluşturur.Genel olarak metallerin elektron vererek katyonları oluşturduğunu söyleyebiliriz.
Klor gibi diğer halojen atomlar da bir elektron alarak eksi yüklü anyonları oluşturur.Bu anyonlar, bir sonraki soygazın kararlı elektron dizilişine sahiptir.Şimdi de 16.Grubun ilk elementi olan oksijeni düşünelim.Oksijen atomu, (He)2s22p4 elektron dizilişine sahiptir.Neonun kararlı elektron dizilişine ulaşabilmesi için oksijen atomunun iki elektron eksiği vardır.Oksijen iki elektron alarak bu eksiğini giderir ve eksi iki yüklü 0-2 anyonunu oluşturur.Klor ve oksijene benzer şekilde ametallerin genelde elektron alarak anyonları oluşturduğu söylenebilir.Ama bazı tepkimelerde, ametal atomlarının metallerde olduğu gibi elektron vererek de kararlı bir yapıya kavuşabileceğini gözden ırak tutmamak gerekir.
Elementlerin elektron dizilişlerine bakarak onların, tepkimelerinde elektron alabilecekleri veya verebilecekleri tahmin edilebilir.Bir elementin elektron verme yatkınlığı, onun atomunda değerlik elektronlarının çekirdek tarafından ne kadar kuvvetli tutulduğuna bağlıdır.Elektron çekirdek tarafından kuvvetli tutuluyorsa, elbetteki atomun elektron verme yatkınlığı az olur.Elementlerin elektron verme yatkınlığı periyodik cetvelde soldan sağa gidildikçe azalır, gruplarda ise yukardan aşağıya inildikçe artar.Buna göre elektron verme yatkınlığı en fazla olan elementler alkali metallerdir.Bunlar arasında sezyum, elektron verme yatkınlığı en fazla olanıdır.Soygazlar kararlı olduğu için onların elektron verme yatkınlığından pek söz edilmez.Halojenlerin elektron verme yatkınlığından pek söz edilmez.Halojenlerin elektron verme yatkınlığının az olduğu söylenebilir.Halojenler arasında elektron verme yatkınlığı en az olan ise flordur.Elementlerin elektron alma eğilimleri ise periyodik cetvelde soldan sağa artar, yukarıdan aşağıya azalır.Buna göre elektron alma eğilimi en fazla olan element flordur.
Gaz Ortamda İyon Oluşumu
Bir atom veya atom grubundan ayrılan her elektron veya eklenen her elektronla iyonlar oluşur.Gaz ortamda iyon oluşumu, x ışınları, radyoaktif ışınlar gibi enerjili ve yüklü taneciklerin, yüksüz atom veya moleküllere çarparak onlardan elektron koparmalarıyla gerçekleşir.Çok yüksek sıcaklıkta, gaz taneciklerinin kendi aralarında yapacakları çarpışmalarla da iyonlar oluşabilir.
Uzaydan ve güneşten gelen çeşitli ışınlar, atmosferde iyonlaşmaya neden olur.Dünyamızı saran hava katmanı içinde hep belirli bir miktar iyon vardır.
Sıvı Çözeltide İyon Oluşumu
Sıvı çözeltide iyon oluşumu, kimyasal olarak gerçekleşir.Bu, moleküllerin birbiriyle etkileşmesi veya bir iyonun bir molekülle eklenmesiyle olabilir.
İyonlaşma Enerjisi
İyonlaşmanın enerji gerektiren bir olaydır.İyonlaşma enerjisi, gaz halindeki bir atomdan bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli olan enerjidir.İlk elektronu uzaklaştırmak için harcanan bu enerjiye, birinci iyonlaşma enerjisi denir.İkinci bir elektron +1 yüklü iyondan uzaklaştırılacağı için ikinci iyonlaşma enerjisi dediğimiz bu enerji birinci iyonlaşma enerjisinden daha büyük olacaktır.Üçüncü iyonlaşma enerjisi de ikinciden daha büyüktür.
Bir atomda en az enerji ile koparılan elektronlar değerlik elektronlarıdır.Değerlik elektronları bittiğinde, iyonlaşma enerjisinde ani bir artış gözlenir.
İyonlaşma enerjisi çekirdeğin elektron üzerine yaptığı çekim etkisini yenmek ve elektronu çekirdeğin çekim alanı dışına çıkarmak için harcanır.Bu enerji elektronun çekirdeğe uzak yada yakın oluşuna ve çekirdeğin yüküne bağlı olarak değişir.Çekirdek yakınındaki bir elektronu daha çok çeker, dolayısıyla elektronu uzaklaştırmak için de daha enerji gerekir.
İyonlaşma Enerjisinin Periyodik Cetvelde Değişimi
Periyodik cetvelde, gruplarda yukarıdan aşağıya doğru atom yarıçapı artar, değerlik elektronları çekirdekten uzaklaşmış olacağından iyonlaşma enerjisi azalır.
Periyodik cetvelde aynı periyotta, soldan sağa doğru gidildikçe, çekirdek yükü artar, atom yarıçapı küçülür ve iyonlaşma enerjisi artar.Aynı periyottaki elementlerden iyonlaşma enerjisi en düşük olan alkali metal, en yüksek olan ise soygazdır.Aynı sıradaki geçiş elementlerinin iyonlaşma enerjileri arasında ise çok büyük bir fark yoktur.
Çözümlü Örnekler
Örnek 1:Fe+2 iyonunda 24 elektron ve 30 nötron bulunduğuna göre, demir atomlarının; elektron sayısı, atom numarası ve kütle numarası nedir?
Çözüm 1[Only registered and activated users can see links] atomu +2 yüklü iyon haline gelirken, yanlız elektron sayısı iki azalmış, proton ve nötron sayısı değişmemiştir.
Fe+2 iyonunda 24 iyon varsa, Fe atomlarında bunun iki fazlası 24+2=26 elektron vardır.
Yüksüz atomlarda; Proton sayısı=Elektron sayısı=Atom numarası olduğundan, demirin atom numarası 26'dır.
Kütle numarası=Proton sayısı+Nötron sayısı
=26+30=56'dır.
Örnek 2:Nötr atomunda elektron dizilişi;1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d5 olan bir atomun + yüklü iyonunda elektron dizilişi nasıl olur?
Çözüm 2:Atomun +2 yüklü iyon oluşturması için 2 elektron vermesi gerekir.İlk önce çekirdek tarafından en az kuvvetle çekilen, en dış kabuktaki elektronlar, yani 4s'dekielektronlar gidecektir.+2 yüklü iyonun elektron dizilişi; 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,3d5 olur.
Örnek
.Atom elektron verirse artı yüklü iyonu oluşturur.
.Atom elektron alırsa eksi yüklü iyonu oluşturur.
Not:Elektron alış verişi sırasında + yüklü iyonlara katyon, eksi yüklü iyonlara da anyon denir.
Not:İyonik yapılı bileşikler eritildiklerinde ve suda çözündüklerinde +, - yüklü atom yada atom grupları oluşturarak elektrik akımı iletebilir.
İyonların Oluşumu
Soygazların kararlı elektron dizilişine sahip olduklarını ve bu nedenle kimyasal tepkimelere yatkındır.Soygazların elektron dizilişlerinin kararlı olmaları, değerlik kabuğundaki orbitallerin tamamen dolu olmasından ileri gelir.Diğer elementlerin değerlik orbitalleri kısmen doludur.Bu elementler kimyasal tepkimelerde elektron alarak veya vererek elektron dizilişlerini soygazların kararlı yapılarına benzetmeye çalışır.Başka bir değişle, atomların elektron alıp vermesinden bahsediyoruz.Bir atomda elektron çekirdek çevresinde belirli enerjiyle tutulur.Eğer bir elektronu çekirdek çevresinde tutan kuvveti yenecek enerji verilirse elektron atomdan uzaklaşabilir.Bir atom, çekirdeği tarafından en zayıf tutulan elektronu en kolay verir.Bir atomun değerlik elektronları o atomun en dış bölgesinde hareket ederler.Bu elektronların çekirdeğe olan ortalama uzaklıkları içte bulunan diğer elektronlarınkinden daha fazladır ve bu nedenle atomdan en kolay koparılabilecek elektronlar değerlik elektronlarıdır.Nötr halde bulunan bir sodyum atomu düşünelim.Çekirdeğinde on bir proton (+1 yüklü) ve çevresinde de on bir elektron dizilişi (Ne)3s şeklindedir.Görüldüğü gibi sodyum atomunun bir tane değerlik elektronu vardır.Bu elektron olmasa, sodyum atomu neonun kararlı elektron dizilişine sahip olacaktır.Gerekli enerji sağlanırsa sodyum atomu fazla olan bu elektronu vererek kararlı hale gelebilir.Şimdi bir elektron vermiş olan sodyum atomunun çekirdeğindeki on bir protona karşılık çevresinde on elektron vardır.Sodyum atomu bir elektron vermekle, var olan artı ve eksi yük dengesini bozmuş olacaktır.Bu atomda artı yüklerin sayısı eksi yüklerin sayısından bir fazla olacaktır.Böylece bir elektron vermiş olan sodyum atomu artık nötr değil, artı yüklü olacaktır.Artı yüklü sodyum atomu, element sembolünün sağ üstüne artı işareti konularak Na+ şeklinde gösterilir.
Şimdi de klor atomuna bakalım.Çekirdeğindeki on yedi proton ve onun çevresindeki on yedi elektronu ile klor atomu da nötürdür.(Ne)3s2 3p5 elektron dizilişine sahip klor atomunun bir sonraki soygaz olan argonun kararlı elektron yapısına ulaşabilmesi için bir elektron eksiği vardır.Klor atomu bir elektron alarak değerlik orbitallerini tamamen doldurur ve soygazın kararlı yapısını kazanır.Fazladan bir elektron alan klor atomunda elektron sayısı on sekize çıkmıştır, fakat çekirdeğindeki proton sayısı hala on yedidir.Böylece bir elektron alan klor atomu eksi yüklüdür, onun için de element sembolünün sağ üst köşesine- işareti konularak CI- şeklinde gösterilir.
Sodyum ve klor örneklerinde olduğu gibi, atomların elektron alarak veya vererek oluşturdukları artı veya eksi yüklü türlerine iyon denir.Artı yüklü iyonlar katyon, eksi yüklü iyonlar ise anyon olarak adlandırılır.
Sodyum gibi diğer alkali metal atomları da bir tane değerlik elektronuna sahiptir.Kimyasal tepkimelerde, alkali metal atomu bu değerlik elektronunu vererek artı bir yüklü metal katyonunu oluşturur.Bu katyon, soygazın kararlı elektron dizilişine sahiptir.Toprak alkali metaller ise iki değerlik elektronuna sahiptir.Örneğin magnezyum atomu, (nE)3s2 elektron dizilişine sahiptir.Magnezyum atomu, soygaz elektron dizilişine ulaşabilmek için iki elektron verir ve böylece artı iki Mg+2 katyonunu oluşturur.Genel olarak metallerin elektron vererek katyonları oluşturduğunu söyleyebiliriz.
Klor gibi diğer halojen atomlar da bir elektron alarak eksi yüklü anyonları oluşturur.Bu anyonlar, bir sonraki soygazın kararlı elektron dizilişine sahiptir.Şimdi de 16.Grubun ilk elementi olan oksijeni düşünelim.Oksijen atomu, (He)2s22p4 elektron dizilişine sahiptir.Neonun kararlı elektron dizilişine ulaşabilmesi için oksijen atomunun iki elektron eksiği vardır.Oksijen iki elektron alarak bu eksiğini giderir ve eksi iki yüklü 0-2 anyonunu oluşturur.Klor ve oksijene benzer şekilde ametallerin genelde elektron alarak anyonları oluşturduğu söylenebilir.Ama bazı tepkimelerde, ametal atomlarının metallerde olduğu gibi elektron vererek de kararlı bir yapıya kavuşabileceğini gözden ırak tutmamak gerekir.
Elementlerin elektron dizilişlerine bakarak onların, tepkimelerinde elektron alabilecekleri veya verebilecekleri tahmin edilebilir.Bir elementin elektron verme yatkınlığı, onun atomunda değerlik elektronlarının çekirdek tarafından ne kadar kuvvetli tutulduğuna bağlıdır.Elektron çekirdek tarafından kuvvetli tutuluyorsa, elbetteki atomun elektron verme yatkınlığı az olur.Elementlerin elektron verme yatkınlığı periyodik cetvelde soldan sağa gidildikçe azalır, gruplarda ise yukardan aşağıya inildikçe artar.Buna göre elektron verme yatkınlığı en fazla olan elementler alkali metallerdir.Bunlar arasında sezyum, elektron verme yatkınlığı en fazla olanıdır.Soygazlar kararlı olduğu için onların elektron verme yatkınlığından pek söz edilmez.Halojenlerin elektron verme yatkınlığından pek söz edilmez.Halojenlerin elektron verme yatkınlığının az olduğu söylenebilir.Halojenler arasında elektron verme yatkınlığı en az olan ise flordur.Elementlerin elektron alma eğilimleri ise periyodik cetvelde soldan sağa artar, yukarıdan aşağıya azalır.Buna göre elektron alma eğilimi en fazla olan element flordur.
Gaz Ortamda İyon Oluşumu
Bir atom veya atom grubundan ayrılan her elektron veya eklenen her elektronla iyonlar oluşur.Gaz ortamda iyon oluşumu, x ışınları, radyoaktif ışınlar gibi enerjili ve yüklü taneciklerin, yüksüz atom veya moleküllere çarparak onlardan elektron koparmalarıyla gerçekleşir.Çok yüksek sıcaklıkta, gaz taneciklerinin kendi aralarında yapacakları çarpışmalarla da iyonlar oluşabilir.
Uzaydan ve güneşten gelen çeşitli ışınlar, atmosferde iyonlaşmaya neden olur.Dünyamızı saran hava katmanı içinde hep belirli bir miktar iyon vardır.
Sıvı Çözeltide İyon Oluşumu
Sıvı çözeltide iyon oluşumu, kimyasal olarak gerçekleşir.Bu, moleküllerin birbiriyle etkileşmesi veya bir iyonun bir molekülle eklenmesiyle olabilir.
İyonlaşma Enerjisi
İyonlaşmanın enerji gerektiren bir olaydır.İyonlaşma enerjisi, gaz halindeki bir atomdan bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli olan enerjidir.İlk elektronu uzaklaştırmak için harcanan bu enerjiye, birinci iyonlaşma enerjisi denir.İkinci bir elektron +1 yüklü iyondan uzaklaştırılacağı için ikinci iyonlaşma enerjisi dediğimiz bu enerji birinci iyonlaşma enerjisinden daha büyük olacaktır.Üçüncü iyonlaşma enerjisi de ikinciden daha büyüktür.
Bir atomda en az enerji ile koparılan elektronlar değerlik elektronlarıdır.Değerlik elektronları bittiğinde, iyonlaşma enerjisinde ani bir artış gözlenir.
İyonlaşma enerjisi çekirdeğin elektron üzerine yaptığı çekim etkisini yenmek ve elektronu çekirdeğin çekim alanı dışına çıkarmak için harcanır.Bu enerji elektronun çekirdeğe uzak yada yakın oluşuna ve çekirdeğin yüküne bağlı olarak değişir.Çekirdek yakınındaki bir elektronu daha çok çeker, dolayısıyla elektronu uzaklaştırmak için de daha enerji gerekir.
İyonlaşma Enerjisinin Periyodik Cetvelde Değişimi
Periyodik cetvelde, gruplarda yukarıdan aşağıya doğru atom yarıçapı artar, değerlik elektronları çekirdekten uzaklaşmış olacağından iyonlaşma enerjisi azalır.
Periyodik cetvelde aynı periyotta, soldan sağa doğru gidildikçe, çekirdek yükü artar, atom yarıçapı küçülür ve iyonlaşma enerjisi artar.Aynı periyottaki elementlerden iyonlaşma enerjisi en düşük olan alkali metal, en yüksek olan ise soygazdır.Aynı sıradaki geçiş elementlerinin iyonlaşma enerjileri arasında ise çok büyük bir fark yoktur.
Çözümlü Örnekler
Örnek 1:Fe+2 iyonunda 24 elektron ve 30 nötron bulunduğuna göre, demir atomlarının; elektron sayısı, atom numarası ve kütle numarası nedir?
Çözüm 1[Only registered and activated users can see links] atomu +2 yüklü iyon haline gelirken, yanlız elektron sayısı iki azalmış, proton ve nötron sayısı değişmemiştir.
Fe+2 iyonunda 24 iyon varsa, Fe atomlarında bunun iki fazlası 24+2=26 elektron vardır.
Yüksüz atomlarda; Proton sayısı=Elektron sayısı=Atom numarası olduğundan, demirin atom numarası 26'dır.
Kütle numarası=Proton sayısı+Nötron sayısı
=26+30=56'dır.
Örnek 2:Nötr atomunda elektron dizilişi;1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d5 olan bir atomun + yüklü iyonunda elektron dizilişi nasıl olur?
Çözüm 2:Atomun +2 yüklü iyon oluşturması için 2 elektron vermesi gerekir.İlk önce çekirdek tarafından en az kuvvetle çekilen, en dış kabuktaki elektronlar, yani 4s'dekielektronlar gidecektir.+2 yüklü iyonun elektron dizilişi; 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,3d5 olur.
.
Örnek olarak;
• H+ (1 elektron kaybetmiş atom)
• OH- (1 elektron kazanmış atom grubu)
• (SO4)2- (2 elektron kazanmış atom grubu)
İYON DENKLEMLERİ: Çözeltide yürüyen tepkimeler genellikle birbirleriyle etkileşen iyonlar gösterilerek etkileşime girmeyen iyonlar ise temsil edilmeden gösterilir. Bu tür denkleştirmede ortamın asit mi bazik mi olduğu önemlidir.
İyon denklemlerinde atom sayıları yanında yük değerlerinin de eşit olması gerekir. Kimyasal değişimler sırasında atomların yeniden düzenlenmesi ile birlikte atomlar arasında elektron alış verişi de olabilir.
DENLEŞTİRMEDE YAPILACAK İŞLEMLER
1. Tepkime iki yarı tepkimeye ayrılır.
2. Her bir yarı tepkime ayrı ayrı denkleştirilir.
a. ilk önce H ve O atomları dışındaki atomlar yada iyonlar için katsayılar belirlenir.
b. Asit çözeltilerde O eksikliği olan tarafa yeteri kadar H2O diğer tarafa H iyonu , H eksiği olan tarafa yeteri kadar H eklenir. Bazik çözeltilerde H eksiği olan tarafa yeteri kadar H2O karşı tarafa OH eklenir, O eksikliği olan tarafa OH eklenir.
Örnek:
Cr + S ( ASİT)àCrO7 + H2S
2Cr + 7H2Oà14H + CrO7 + 6e
3S + 6H + 6eà3H2S
2Cr + 3S + 7H2OàCrO7 + 3H2S + 8H
Örnek:
Cl + SO4 ( BAZİK)àClO + S2O3
4Cl + 8OHà8e + 4H2O + 4ClO
2SO4 + 5H2O + 8eà10OH + S2O3
4Cl + 2SO4 + H2OàS2O3 + 2OH + 4ClO
İyon yapılı bileşiklerin oluşumu nasıldır ve iyon çeşitleri nelerdir?
İyon yapılı bileşikler, iki ya da daha fazla iyonun elektriksel olarak birbirlerini çekmesi ile oluşur diyebiliriz. Elektriksel çekim olması için yüklerin zıt olması gerekir. Bu iyonlardan pozitif yüklü olan “katyon”, negatif yüklü olan ise “anyon” adını alır. Atomik yapıları (elektron özellikleri) gereği genelde metaller katyon olurken; ametaller veya yarı metaller anyon olurlar. İyonik bileşikler genelde gözle görülebilecek kadar (tuz örneğinde olduğu gibi) büyük kristaller şeklinde bulunurlar. İyonik bileşiklerin bazı temel özelliklerini sayacak olursak; yüksek erime ve kaynama noktalarına sahiptirler, sert fakat kırılgandırlar, suda çözüldüklerinde elektrik akımını iletirler. İyonik bağlı bileşiklerin adlandırılmasında da çeşitli yollar izlenir.
Bunun yanı sıra birden fazla atomun oluşturduğu poliatomik iyonik bileşikler vardır. Örneğin klorat (ClO3-) anyonu, poliatomik bir iyondur ve bir potasyum atomu ile kolayca KClO3 bileşiği oluşturabilir. Bu bilgilerin yeterli olacağını sanıyorum.
Sulu Çözeltideki İyonların Standart Oluşum Entalpileri
Katı, sıvı veya gazları maddeleri içeren reaksiyonlara ilişkin entalpi değişimi hesapları ve bir maddenin oluşum serbest enerjisi hakkında bilgi verdik. Bununla beraber; bir iyon yoğun bir ortama konulacak olursa ortamdaki türlerle etkileşmesi sonucu enerji değişimi meydana gelir. Ortam olarak suyu düşünebiliriz. İyonlara ilişkin standart oluşum entalpileri sonsuz seyreltik çözeltileri için hesaplanır. İyonlar için hesaplamalar sonsuz seyreltik çözeltilerinde yapılmassa, hesaplama içine diğer türlerin katkılarıda girer. Gazlar için ise; yüksek basınçlarda oluşabilecek fiziksel kuvvetler hesaplamaları olumsuz etkiler. 1 mol HCl gazının çok büyük miktardaki suda çözünmesini ele alalım. HCl tamamı iyonlaştığında H+ ve Cl- iyonlarının ikiside hidrate olur. Reaksiyon;
HCl(g) -----> H+(aq) + Cl-(aq)
Buradaki (aq) sembolü iyonun büyük miktarda suda bulunduğunu gösterir. 25 oC de ortaya çıkan ısı 75.14 kJ dür. Böylece reaksiyon entalpi için
= 75.14 kJ = [H+(aq) + Cl-(aq)] - [HCl(g)]
yazabiliriz. Tablolardan HCl(g) değeri - 92.30 kJ olarak bulunur. Eşitlik yeniden düzenlenirse
[H+(aq) + Cl-(aq)] = -75.14 kJ + (-92.30 kJ) = - 167.44 kJ
Böylece sulu çözeltideki H+ ve Cl- iyon çiftleri için standart oluşum entalpisi elde edilmiş olur.
Ayrıca asit, baz ve tuz çözeltilerinin reaksiyon entalpilerinden yararlanılarak iyon gruplarının standart oluşum entalpileri benzer şekilde hesaplanabilir.
Burada görüldüğü gibi elde edilen standart oluşum entalpisi iki iyonun birlikte ortaya koydukları dir ve Tek iyonların standart oluşum entalpilerini elde etmek isteyebiliriz. Birbirleriyle reaksiyon vermeyen elektrolitlerin seyreltik çözeltilerinde yapılan deneylerde, örneğin HCl ve KBr ün seyreltik çözeltileri karıştırıldığında hiç bir reaksiyon ısısı gözlenmez. Bu nedenle yeterince seyreltik çözeltilerin reaksiyon entalpilerinden yararlanılarak istenen iyonun reaksiyon entalpisi hesaplanması mümkün olabilir. Bununla beraber; pratik olarak tek bir iyon içeren reaksiyonlar mümkün olmadığından, iyonların standart oluşum entalpilerinin ölçülmesi mümkün olmaz. Bu nedenle ölçülen standart iyonlaşma entalpileri diğer iyonların standart oluşum entalpilerine bağlı kalır. Seyreltik sulu çözeltideki H+
[H+(aq)] = 0
Böylece Cl- iyonu için 25 oC standart oluşum entalpisi
[Cl-(aq)] = - 167.44 kJ - 0 kJ = -167.44 kJ
olarak hesaplanabilir.
Potasyum klorürün 25 oC deki sonsuz seyreltik çözeltisi için çözünme ısısı 17.18 kJ ve KCl(k) bu sıcaklıktaki standart oluşum ısısı - 435.87 kJ dür. Bu verilerden
[K+(aq)] + [Cl-(aq)] = 17.18 kJ + (-435.87 kJ) = - 418.69 kJ
olarak elde edilebilir. klorür iyonunun standart oluşum entalpisi -167.44 kJ olduğundan, potasyum iyonunun sonsuz seyreltik çözeltideki standart oluşum entalpisi
[K+(aq)] = -418.69 kJ - (- 167.44 kJ) = -251.25 kJ
olarak belirlenebilir.
Bu sonuç 25 oC de hidrojen iyonunun sonsuz seyreltik çözeltisindeki standart oluşum entalpisinin sıfır olarak kabul edilmesinin bir sonucu olduğu unutulmamalıdır.
Standart oluşum entalpilerinin nasıl kullanıldığını anlamak için Ca2+ iyonlarının bulunduğu çözeltiden CO2 geçirdiğimizi düşünelim. Bu durumda yazacağımız tepkime
Ca2+(aq) + CO2(g) + H2O(s) -----> CaCO3(k) + 2H+(aq)
olacaktır.
Tepkime için ;
= 2 [H+(aq)] + [CaCO3(k)] - [Ca2+(aq)] - [CO2(g)] - [H2O(s)]
yazabiliriz.
Tablo değerlerinden yararlanarak;
= 2x(0 kJ) + (-1206.87 kJ) - (-542.96 kJ) - (-393.51 kJ) - (285.84 kJ) = + 15.44 kJ
olarak elde edilir. iyonunun oluşum entalpisi sıfır olarak kabul edilir.
Örnek olarak;
• H+ (1 elektron kaybetmiş atom)
• OH- (1 elektron kazanmış atom grubu)
• (SO4)2- (2 elektron kazanmış atom grubu)
İYON DENKLEMLERİ: Çözeltide yürüyen tepkimeler genellikle birbirleriyle etkileşen iyonlar gösterilerek etkileşime girmeyen iyonlar ise temsil edilmeden gösterilir. Bu tür denkleştirmede ortamın asit mi bazik mi olduğu önemlidir.
İyon denklemlerinde atom sayıları yanında yük değerlerinin de eşit olması gerekir. Kimyasal değişimler sırasında atomların yeniden düzenlenmesi ile birlikte atomlar arasında elektron alış verişi de olabilir.
DENLEŞTİRMEDE YAPILACAK İŞLEMLER
1. Tepkime iki yarı tepkimeye ayrılır.
2. Her bir yarı tepkime ayrı ayrı denkleştirilir.
a. ilk önce H ve O atomları dışındaki atomlar yada iyonlar için katsayılar belirlenir.
b. Asit çözeltilerde O eksikliği olan tarafa yeteri kadar H2O diğer tarafa H iyonu , H eksiği olan tarafa yeteri kadar H eklenir. Bazik çözeltilerde H eksiği olan tarafa yeteri kadar H2O karşı tarafa OH eklenir, O eksikliği olan tarafa OH eklenir.
Örnek:
Cr + S ( ASİT)àCrO7 + H2S
2Cr + 7H2Oà14H + CrO7 + 6e
3S + 6H + 6eà3H2S
2Cr + 3S + 7H2OàCrO7 + 3H2S + 8H
Örnek:
Cl + SO4 ( BAZİK)àClO + S2O3
4Cl + 8OHà8e + 4H2O + 4ClO
2SO4 + 5H2O + 8eà10OH + S2O3
4Cl + 2SO4 + H2OàS2O3 + 2OH + 4ClO
İyon yapılı bileşiklerin oluşumu nasıldır ve iyon çeşitleri nelerdir?
İyon yapılı bileşikler, iki ya da daha fazla iyonun elektriksel olarak birbirlerini çekmesi ile oluşur diyebiliriz. Elektriksel çekim olması için yüklerin zıt olması gerekir. Bu iyonlardan pozitif yüklü olan “katyon”, negatif yüklü olan ise “anyon” adını alır. Atomik yapıları (elektron özellikleri) gereği genelde metaller katyon olurken; ametaller veya yarı metaller anyon olurlar. İyonik bileşikler genelde gözle görülebilecek kadar (tuz örneğinde olduğu gibi) büyük kristaller şeklinde bulunurlar. İyonik bileşiklerin bazı temel özelliklerini sayacak olursak; yüksek erime ve kaynama noktalarına sahiptirler, sert fakat kırılgandırlar, suda çözüldüklerinde elektrik akımını iletirler. İyonik bağlı bileşiklerin adlandırılmasında da çeşitli yollar izlenir.
Bunun yanı sıra birden fazla atomun oluşturduğu poliatomik iyonik bileşikler vardır. Örneğin klorat (ClO3-) anyonu, poliatomik bir iyondur ve bir potasyum atomu ile kolayca KClO3 bileşiği oluşturabilir. Bu bilgilerin yeterli olacağını sanıyorum.
Sulu Çözeltideki İyonların Standart Oluşum Entalpileri
Katı, sıvı veya gazları maddeleri içeren reaksiyonlara ilişkin entalpi değişimi hesapları ve bir maddenin oluşum serbest enerjisi hakkında bilgi verdik. Bununla beraber; bir iyon yoğun bir ortama konulacak olursa ortamdaki türlerle etkileşmesi sonucu enerji değişimi meydana gelir. Ortam olarak suyu düşünebiliriz. İyonlara ilişkin standart oluşum entalpileri sonsuz seyreltik çözeltileri için hesaplanır. İyonlar için hesaplamalar sonsuz seyreltik çözeltilerinde yapılmassa, hesaplama içine diğer türlerin katkılarıda girer. Gazlar için ise; yüksek basınçlarda oluşabilecek fiziksel kuvvetler hesaplamaları olumsuz etkiler. 1 mol HCl gazının çok büyük miktardaki suda çözünmesini ele alalım. HCl tamamı iyonlaştığında H+ ve Cl- iyonlarının ikiside hidrate olur. Reaksiyon;
HCl(g) -----> H+(aq) + Cl-(aq)
Buradaki (aq) sembolü iyonun büyük miktarda suda bulunduğunu gösterir. 25 oC de ortaya çıkan ısı 75.14 kJ dür. Böylece reaksiyon entalpi için
= 75.14 kJ = [H+(aq) + Cl-(aq)] - [HCl(g)]
yazabiliriz. Tablolardan HCl(g) değeri - 92.30 kJ olarak bulunur. Eşitlik yeniden düzenlenirse
[H+(aq) + Cl-(aq)] = -75.14 kJ + (-92.30 kJ) = - 167.44 kJ
Böylece sulu çözeltideki H+ ve Cl- iyon çiftleri için standart oluşum entalpisi elde edilmiş olur.
Ayrıca asit, baz ve tuz çözeltilerinin reaksiyon entalpilerinden yararlanılarak iyon gruplarının standart oluşum entalpileri benzer şekilde hesaplanabilir.
Burada görüldüğü gibi elde edilen standart oluşum entalpisi iki iyonun birlikte ortaya koydukları dir ve Tek iyonların standart oluşum entalpilerini elde etmek isteyebiliriz. Birbirleriyle reaksiyon vermeyen elektrolitlerin seyreltik çözeltilerinde yapılan deneylerde, örneğin HCl ve KBr ün seyreltik çözeltileri karıştırıldığında hiç bir reaksiyon ısısı gözlenmez. Bu nedenle yeterince seyreltik çözeltilerin reaksiyon entalpilerinden yararlanılarak istenen iyonun reaksiyon entalpisi hesaplanması mümkün olabilir. Bununla beraber; pratik olarak tek bir iyon içeren reaksiyonlar mümkün olmadığından, iyonların standart oluşum entalpilerinin ölçülmesi mümkün olmaz. Bu nedenle ölçülen standart iyonlaşma entalpileri diğer iyonların standart oluşum entalpilerine bağlı kalır. Seyreltik sulu çözeltideki H+
[H+(aq)] = 0
Böylece Cl- iyonu için 25 oC standart oluşum entalpisi
[Cl-(aq)] = - 167.44 kJ - 0 kJ = -167.44 kJ
olarak hesaplanabilir.
Potasyum klorürün 25 oC deki sonsuz seyreltik çözeltisi için çözünme ısısı 17.18 kJ ve KCl(k) bu sıcaklıktaki standart oluşum ısısı - 435.87 kJ dür. Bu verilerden
[K+(aq)] + [Cl-(aq)] = 17.18 kJ + (-435.87 kJ) = - 418.69 kJ
olarak elde edilebilir. klorür iyonunun standart oluşum entalpisi -167.44 kJ olduğundan, potasyum iyonunun sonsuz seyreltik çözeltideki standart oluşum entalpisi
[K+(aq)] = -418.69 kJ - (- 167.44 kJ) = -251.25 kJ
olarak belirlenebilir.
Bu sonuç 25 oC de hidrojen iyonunun sonsuz seyreltik çözeltisindeki standart oluşum entalpisinin sıfır olarak kabul edilmesinin bir sonucu olduğu unutulmamalıdır.
Standart oluşum entalpilerinin nasıl kullanıldığını anlamak için Ca2+ iyonlarının bulunduğu çözeltiden CO2 geçirdiğimizi düşünelim. Bu durumda yazacağımız tepkime
Ca2+(aq) + CO2(g) + H2O(s) -----> CaCO3(k) + 2H+(aq)
olacaktır.
Tepkime için ;
= 2 [H+(aq)] + [CaCO3(k)] - [Ca2+(aq)] - [CO2(g)] - [H2O(s)]
yazabiliriz.
Tablo değerlerinden yararlanarak;
= 2x(0 kJ) + (-1206.87 kJ) - (-542.96 kJ) - (-393.51 kJ) - (285.84 kJ) = + 15.44 kJ
olarak elde edilir. iyonunun oluşum entalpisi sıfır olarak kabul edilir.
Hiç yorum yok:
Yorum Gönder