YKS · AYT AYT Kimya Soruları

YKS · AYT AYT Kimya (sınavda Fen Bilimleri · 13 soru): 17 konuda 1.501 özgün soru. Her konunun özeti aşağıda; sorular üyelere açık: ücretsiz giriş yap, uygulamada bildiğin soru bir daha sorulmayacak biçimde çöz.

Uygulamada çözBildiğin soru bir daha sorulmaz, bilmediğin öğrenene kadar tekrar gelir

Konular

Atomun Kuantum Modeli ve Elektron Dizilimleri77 soru
Periyodik Sistem, Elementlerin Sınıflandırılması ve Yükseltgenme Basamakları103 soru
Gazlar: Gaz Yasaları ve İdeal Gaz Denklemi90 soru
Kinetik Teori, Gerçek Gazlar ve Gaz Karışımları78 soru
Sıvı Çözeltiler ve Derişim Birimleri82 soru
Koligatif Özellikler ve Çözünürlük86 soru
Kimyasal Tepkimelerde Enerji80 soru
Kimyasal Tepkimelerde Hız98 soru
Kimyasal Denge68 soru
Sulu Çözelti Dengeleri: Asit–Baz, pH, Tampon ve Titrasyon67 soru
Çözünürlük Dengesi ve Çözünürlük Çarpımı53 soru
İndirgenme–Yükseltgenme Tepkimeleri ve Elektrot Potansiyelleri100 soru
Elektrokimyasal Hücreler, Elektroliz ve Korozyon121 soru
Karbon Kimyasına Giriş: Formüller, Hibritleşme ve Molekül Geometrisi74 soru
Hidrokarbonlar: Alkanlar, Alkenler, Alkinler ve Aromatik Bileşikler125 soru
Fonksiyonel Gruplar: Alkoller, Eterler, Karbonil Bileşikleri, Karboksilik Asitler, Esterler ve Aminler147 soru
Enerji Kaynakları ve Bilimsel Gelişmeler52 soru

Atomun Kuantum Modeli ve Elektron Dizilimleri

77 soru

Bohr modeli elektronu çekirdek çevresinde belirli enerjili, kesin dairesel yörüngelerde dolaşan bir parçacık olarak kabul eder; yörüngelerde dolaşırken ışın yaymaz.
Bohr modeli yalnızca hidrojen benzeri (tek elektronlu) taneciklerin çizgi spektrumunu açıklar; çok elektronlu atomların spektrumlarını açıklayamaz.
Bohr modeli elektronun dalga özelliğini ve konum–hız belirsizliğini dikkate almadığı için yetersiz kalmıştır.
Modern atom teorisi: de Broglie (madde dalgası), Heisenberg (konum ve hız aynı anda kesin belirlenemez), Schrödinger (dalga denklemi) katkılarına dayanır.
Orbital, elektronun bulunma olasılığının yüksek olduğu üç boyutlu bölgedir; yörünge ise Bohr’un varsaydığı kesin yoldur.
Baş kuantum sayısı (n = 1, 2, 3…; K, L, M…): elektronun enerji düzeyini ve çekirdeğe uzaklığını belirler.
Açısal momentum kuantum sayısı (ℓ): ℓ = 0, 1, …, n − 1; orbital türünü ve alt düzeyi verir (0: s, 1: p, 2: d, 3: f).
Manyetik kuantum sayısı (mₗ): −ℓ’den +ℓ’ye tüm tam sayılar; orbitalin uzaydaki yönelimini verir. Alt düzeydeki orbital sayısı 2ℓ + 1’dir.
Spin kuantum sayısı (mₛ): +½ ya da −½; elektronun kendi ekseni etrafındaki dönüş yönünü belirtir.
s: 1 orbital (2 e⁻), p: 3 orbital (6 e⁻), d: 5 orbital (10 e⁻), f: 7 orbital (14 e⁻). s her düzeyde, p n ≥ 2’den, d n ≥ 3’ten, f n ≥ 4’ten itibaren bulunur.
n. enerji düzeyinde n² orbital ve en fazla 2n² elektron bulunur (n = 1: 2, n = 2: 8, n = 3: 18, n = 4: 32).
s orbitali küreseldir; n arttıkça büyüklüğü ve enerjisi artar. p orbitali çekirdeğin iki yanında iki lobludur, px, py, pz olarak üç yönelimi vardır.
Aynı alt düzeydeki orbitaller (üç p, beş d, yedi f) eş enerjilidir; çok elektronlu atomlarda aynı n için enerji sırası s < p < d < f’dir.
Orbital enerjisi n + ℓ değeri büyüdükçe artar; n + ℓ eşitse n büyük olanın enerjisi daha yüksektir.
Dolum sırası kabaca şöyledir: 3p’den sonra 4s, ardından 3d, 4p; sonra 5s, 4d, 5p; sonra 6s, 4f, 5d, 6p (n + ℓ ölçütüne göre).
Aufbau kuralı gereği dolum, enerjisi en düşük orbitalden başlar ve sırayla daha yüksek enerjili orbitallere ilerler.
Pauli ilkesi: Bir atomda dört kuantum sayısı da aynı olan iki elektron bulunamaz; bir orbitalde en fazla 2 elektron vardır ve bunların spinleri zıttır.
Hund kuralı: Eş enerjili orbitallere elektronlar önce aynı spinli olarak birer birer yerleşir, sonra eşleşme olur (N: 2p³ → ↑ ↑ ↑).
Elektron dizilimi örneği: ₂₆Fe = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶ (eşlenmemiş elektron sayısı 4).
Temel hâl atomun en kararlı dizilimidir; enerji alan elektron üst orbitale geçerek uyarılmış hâli oluşturur (ör. Na: 3s¹ → 3p¹). Atom numarası ve elektron sayısı değişmez.
Yarı dolu (s¹, p³, d⁵) ve tam dolu (s², p⁶, d¹⁰) dizilimler küresel simetrik, kararlı kabul edilir.
Cr ve Cu istisnadır: ₂₄Cr = [Ar] 4s¹ 3d⁵ (6 eşlenmemiş elektron), ₂₉Cu = [Ar] 4s¹ 3d¹⁰.
Katyon oluşurken elektron önce en dış enerji düzeyinden verilir; geçiş metallerinde önce 4s, sonra 3d’den (Fe²⁺: 3d⁶, Fe³⁺: 3d⁵, V³⁺: 3d²).
Anyonlarda elektronlar sırayla eklenir (S²⁻ = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶). İyonların dizilimi elektron sayısına göre yazılır.
Aynı elektron dizilimine sahip tanecikler izoelektroniktir (Na⁺, Mg²⁺, F⁻, O²⁻, Ne: 10 e⁻; K⁺, Ca²⁺, Cl⁻, S²⁻, Ar: 18 e⁻).
Değerlik elektronları, s ve p bloğunda en dış enerji düzeyindeki elektronlardır (Cl: 3s² 3p⁵ → 7).
Eşlenmemiş elektronlu tanecikler paramanyetik, tüm elektronları eşli olanlar diamanyetiktir (Zn²⁺: 3d¹⁰).
Sık yanılgı: 3d orbitali 4s’den önce yazılsa da 4s daha düşük enerjilidir; atom dizilimi 4s² 3d⁶ şeklinde, iyon oluşumunda ise ilk 4s boşalır.

Periyodik Sistem, Elementlerin Sınıflandırılması ve Yükseltgenme Basamakları

103 soru

Periyodik sistemde periyot numarası en yüksek enerji düzeyinin (n) değerine eşittir; grup numarası ise değerlik elektron sayısından bulunur.
Elektron dizilimi ns¹ ve ns² ile biten elementler s blokundadır (1A ve 2A grupları); np¹–np⁶ ile bitenler p blokundadır (3A–8A grupları).
Dizilimi (n−1)d orbitaliyle biten elementler d bloku geçiş elementleridir; 4. periyottan itibaren bulunurlar. f bloku (lantanitler ve aktinitler) iç geçiş elementleridir.
Hidrojen ve helyum 1s orbitalini kullanır; He, 1s² dizilimine karşın kararlılığı nedeniyle 8A grubuna yazılır.
Atom yarıçapı aynı periyotta soldan sağa azalır, aynı grupta yukarıdan aşağıya artar. Katyon atomdan küçük, anyon atomdan büyüktür.
Elektron sayıları eşit (izoelektronik) taneciklerde proton sayısı arttıkça yarıçap küçülür; örneğin O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺.
Birinci iyonlaşma enerjisi gaz hâlindeki nötr atomdan bir elektron koparmak için gereken enerjidir ve her zaman endotermiktir.
Ardışık iyonlaşma enerjileri sürekli artar: IE₁ < IE₂ < IE₃ < …; çünkü kalan elektronlar daha güçlü çekilir.
Aynı periyotta iyonlaşma enerjisi genel olarak soldan sağa artar; sıra 1A < 3A < 2A < 4A < 6A < 5A < 7A < 8A biçimindedir.
2A ve 5A gruplarındaki dolu ns² ve yarı dolu np³ kararlılığı, 3A ve 6A elementlerinin iyonlaşma enerjisinin beklenenden düşük kalmasına yol açar.
İyonlaşma enerjileri arasında ilk kez görülen ani sıçrama, atomun değerlik elektron sayısını verir: IE₁ ile IE₂ arasındaysa 1A, IE₂ ile IE₃ arasındaysa 2A, IE₃ ile IE₄ arasındaysa 3A grubudur.
Kararlı soygaz dizilimine ulaşmış bir taneciğin (Na⁺ gibi) bir sonraki elektronu koparmak için gereken enerji çok yüksektir.
Birden fazla elektron koparma işlemi için gereken toplam enerji, ilgili ardışık iyonlaşma enerjilerinin toplamıdır; örneğin X → X²⁺ için IE₁ + IE₂.
Elektron ilgisi gaz hâlindeki nötr atomun elektron almasındaki enerji değişimidir; genellikle ekzotermiktir. En büyük elektron ilgisi klora aittir (flor değil).
Elektronegatiflik bağ elektronlarını çekme eğilimidir; periyotta soldan sağa artar, grupta aşağı doğru azalır. En elektronegatif element flordur (4,0). Soygazlar için değerlendirilmez.
Metalik aktiflik (elektron verme eğilimi) periyotta sağdan sola, grupta yukarıdan aşağıya artar; ametalik aktiflik ise bunun tersine değişir.
Metal oksitlerin bazik karakteri metal aktifliğiyle artar; ametal oksitlerin (CO₂, SO₃ gibi) çoğu asidik karakterlidir.
Tam dolu (ns², np⁶, d¹⁰), yarı dolu (np³, d⁵) ve boş alt katmanlar küresel simetriktir; Cr ([Ar] 4s¹ 3d⁵) ve Cu ([Ar] 4s¹ 3d¹⁰) bu nedenle beklenen diziliminden sapar.
Geçiş elementleri metaldir, ısı ve elektriği iyi iletir, oda koşullarında Hg dışında katıdır ve genellikle birden fazla pozitif yükseltgenme basamağı alır (Zn²⁺ ve Ag⁺ istisnadır).
Geçiş metali katyonu oluşurken önce en dıştaki ns elektronları, ardından (n−1)d elektronları verilir: Fe → Fe²⁺ ([Ar] 3d⁶) → Fe³⁺ ([Ar] 3d⁵).
Yükseltgenme basamağı, bağ elektronlarının daha elektronegatif atoma verildiği varsayılarak bulunan yüktür; iyonik bileşiklerde iyon yüküne eşittir, kovalent bileşiklerde ise yalnızca bir hesaplama kuralıdır (gerçek yük değildir).
Serbest elementin basamağı 0’dır; nötr bileşikte basamakların toplamı 0, çok atomlu iyonda iyon yüküne eşittir.
Sabit basamaklar: 1A +1; 2A +2; Al +3; F her zaman −1; O genellikle −2 (peroksitte −1, OF₂’de +2); H ametallerle +1, metallerle (hidrürlerde) −1.
Ametallerin basamak aralığı: C −4…+4; N, P −3…+5; O’dan sonraki 6A elementleri (S gibi) −2…+6; halojenler (F hariç) −1…+7. Pozitif en büyük değer değerlik elektron sayısına eşittir.
Bilinmeyen basamak, sabit basamaklı atomlardan yararlanarak toplam yüke göre denklem kurup çözülerek bulunur; örneğin MnO₄⁻ için x + 4(−2) = −1 ve x = +7.
Yükseltgenme basamağındaki artış elektron vermeyi, azalış elektron almayı gösterir; alınan ya da verilen elektron sayısı basamak farkı ile atom sayısının çarpımıdır.

Gazlar: Gaz Yasaları ve İdeal Gaz Denklemi

90 soru

Gaz tanecikleri arasındaki çekim kuvvetleri çok zayıftır; gazlar bulundukları kabın tamamını doldurur, hacimleri kabın hacmine eşittir.
Gazlar sıkıştırılabilir ve akışkandır; gaz–gaz karışımları her oranda ve homojen olur.
Gaz molekülleri öteleme, dönme ve titreşim hareketi yapar; çeperlere çarparak basınç oluşturur.
Gaz basıncı kabın her noktasına eşit uygulanır. 1 atm = 76 cmHg = 760 mmHg = 760 Torr; 1 cmHg = 10 mmHg.
Torricelli barometresi açık hava basıncını ölçer. Deniz seviyesinde cıva sütunu 76 cm’dir; boru eğilse ya da kesiti değişse düşey yükseklik değişmez.
Barometrede cıva yerine daha az yoğun bir sıvı kullanılırsa sütun yüksekliği artar: P = h·d·g olduğundan h ile d ters orantılıdır.
Manometre kapalı kaptaki gazın basıncını ölçer. Açık uçlu manometrede P_gaz = P_dış ± h (gaz tarafı daha alçaksa +, daha yüksekse −); kapalı uçlu (vakumlu) manometrede P_gaz = h.
Gaz yasalarında sıcaklık daima Kelvin cinsinden yazılır: T(K) = t(°C) + 273. Hacim birimi: 1 L = 1 dm³ = 1000 mL = 1000 cm³.
Boyle yasası: n ve T sabitse P ile V ters orantılıdır; P₁V₁ = P₂V₂ (PV çarpımı sabit).
Charles yasası: n ve P sabitse V ile mutlak sıcaklık doğru orantılıdır; V₁/T₁ = V₂/T₂. V–t(°C) doğrusu sıcaklık eksenini −273 °C’de keser.
Gay-Lussac yasası: n ve V sabitse P ile mutlak sıcaklık doğru orantılıdır; P₁/T₁ = P₂/T₂. Kapalı kaptaki gazın ısıtılınca basıncının artmasıyla ilgilidir.
Avogadro yasası: P ve T sabitse V ile mol sayısı doğru orantılıdır; V₁/n₁ = V₂/n₂. Aynı koşulda eşit hacimli gazların molekül sayıları eşittir.
Birleşik gaz yasası (n sabit): P₁V₁/T₁ = P₂V₂/T₂. Değişmeyen nicelik yasanın hangi kısmının kullanılacağını belirler.
İdeal gaz denklemi: PV = nRT. P atm, V L, n mol, T K alınırsa R = 0,082 atm·L/(mol·K) (R = 22,4/273).
İdeal gaz: tanecik öz hacmi ihmal edilir, tanecikler arasında çekme ve itme yoktur, çarpışmalar esnektir; hiçbir koşulda sıvılaşmaz.
Gerçek gazlar yüksek sıcaklık ve düşük basınçta ideale yaklaşır; küçük ve zayıf etkileşimli He ideale en yakın gazlardan biridir.
Normal koşullar (NK): 0 °C (273 K), 1 atm; 1 mol ideal gaz 22,4 L hacim kaplar. Oda koşulları: 25 °C, 1 atm; 1 mol ideal gaz yaklaşık 24,5 L kaplar.
NK’da gaz hacmi ile mol sayısı arasında n = V/22,4 bağıntısı kullanılır; bu bağıntı yalnızca normal koşullarda geçerlidir.
Mol kütlesi: n = m/M olduğundan PV = (m/M)RT; buradan M = mRT/(PV) bulunur.
Gaz yoğunluğu: d = m/V = PM/(RT). Aynı P ve T’de gazların yoğunlukları mol kütleleriyle doğru orantılıdır; NK’da d = M/22,4 (g/L).
Sabit basınçta gaz ısıtılırsa hacim artar, kütle değişmediği için yoğunluk azalır; sabit hacimde ısıtılırsa yoğunluk değişmez.
Ortalama kinetik enerji yalnızca mutlak sıcaklığa bağlıdır ve T ile doğru orantılıdır; aynı sıcaklıktaki bütün gazların ortalama kinetik enerjisi eşittir.
Sabit hacimde sıcaklık artınca basınç artar, çünkü moleküller daha hızlı ve daha sık çarpar; birim hacimdeki tanecik sayısı değişmez.
Sabit sıcaklıkta gazı sıkıştırmak birim hacimdeki tanecik sayısını, basıncı ve yoğunluğu artırır; ortalama kinetik enerji değişmez.
Musluklu kaplarda gazlar karıştırılırken sıcaklık sabitse toplam PV değeri korunur: P_son·V_toplam = ΣP·V.
Sıcaklık ve basınç °C ile ya da hacim–basınç oranı ters kurularak hesaplanırsa yanlış sonuç çıkar; önce birimleri çevirin, sonra hangi niceliğin sabit olduğuna bakın.

Kinetik Teori, Gerçek Gazlar ve Gaz Karışımları

78 soru

Kinetik teoriye göre gaz molekülleri sürekli ve düzensiz hareket eder; birbirleriyle ve kap duvarıyla esnek çarpışırlar.
İdeal gazda moleküller arası uzaklık, molekül boyutundan çok büyüktür; öz hacim ihmal edilir ve çekim–itme kuvvetleri yok sayılır.
Gazın ortalama kinetik enerjisi yalnızca mutlak sıcaklığa (K) bağlıdır ve onunla doğru orantılıdır. Aynı sıcaklıkta tüm gazların ortalama kinetik enerjisi eşittir.
Aynı sıcaklıkta mol kütlesi küçük olan gazın moleküllerinin ortalama hızı daha büyüktür; tek tek moleküllerin hızları ise farklıdır ve bir dağılım gösterir.
Sıcaklık artınca hız dağılımı yüksek hızlara doğru kayar ve genişler; gaz sıcaklığı hesaplarında her zaman Kelvin kullanılır (T = °C + 273).
Difüzyon, bir gazın başka bir gaz içinde kendiliğinden yayılmasıdır. Efüzyon ise gazın küçük bir delikten boşluğa ya da düşük basınçlı bölgeye geçmesidir.
Graham yasası: v ∝ √T / √M. Hız mutlak sıcaklığın kareköküyle doğru, mol kütlesinin kareköküyle ters orantılıdır.
Aynı koşulda iki gaz için v₁ / v₂ = √(M₂ / M₁) yazılır; hafif gaz daha hızlı yayılır. Sıcaklıkları farklıysa v₁ / v₂ = √(T₁ M₂ / T₂ M₁) kullanılır.
Hız ile yayılma süresi ve yoğunluk arasında şu ilişki vardır: aynı miktar gaz için süre hızla ters orantılıdır (t ∝ √M); aynı koşulda mol kütlesi yoğunlukla orantılı olduğundan v ∝ 1/√d.
İki ucundan aynı anda gaz gönderilen boruda karşılaşma noktası hızlarla orantılı yol alınarak bulunur: x₁ / x₂ = v₁ / v₂. Hafif gaz, karşı uca daha yakın karşılaşır.
Karışımdan küçük delikle gaz kaçırılırsa hafif gaz daha çok kaçar; kapta kalan karışımda ağır gazın oranı ve ortalama mol kütlesi artar.
Kısmi basınç, karışımdaki bir gazın kabı tek başına doldurduğunda yapacağı basınçtır; P = nRT / V her gaz için ayrı ayrı yazılabilir.
Dalton yasası: P_toplam = P_X + P_Y + P_Z + … Tepkime vermeyen gazlarda her gazın kısmi basıncı diğerlerinden bağımsızdır.
Mol kesri X_A = n_A / n_toplam; kesirlerin toplamı 1’dir. Kısmi basınç P_A = X_A · P_toplam olduğundan kısmi basınçlar mol sayılarıyla orantılıdır.
Sabit V ve T’de karışıma başka bir gaz eklenirse mevcut gazların kısmi basıncı değişmez, toplam basınç artar. Sabit dış basınçlı pistonda gaz eklenirse hacim büyür, toplam basınç değişmez, ilk gazın kısmi basıncı düşer.
Ayrı kaplardaki gazlar musluk açılarak karıştırıldığında (tepkime yok): P₁V₁ + P₂V₂ + … = P_son · V_son; sıcaklık değişiyorsa PV/T toplamı korunur. Bir gazın mol sayısı değişmiyorsa P_ilk V_ilk = P_son V_son yazılır.
Sabit hacimli kapta karışımın sıcaklığı değişirse tüm kısmi basınçlar T ile doğru orantılı değişir; tepkimede mol sayısı değişiyorsa P ∝ n alınır.
Karışımın ortalama mol kütlesi M_ort = Σ (X_i · M_i)’dir; gaz karışımının yoğunluğu d = P·M_ort / (RT) ile bulunur.
Denge buhar basıncı yalnızca sıvının cinsine ve sıcaklığa bağlıdır; sıvı miktarına, kap hacmine ve dış basınca bağlı değildir. Sıcaklık arttıkça artar.
Su üzerinde toplanan gaz su buharıyla karışık bulunur: P_toplam = P_gaz + P_H₂O(buhar). Gaz suda çözünmemeli ve su ile tepkime vermemelidir; kuru gaz basıncı toplamdan buhar basıncı çıkarılarak bulunur.
Gerçek gazlarda öz hacim ve moleküller arası çekim kuvveti ihmal edilemez; gerçek gazın basıncı ideal değerden genellikle düşüktür. İdeal gaz için PV/RT = 1’dir.
Gerçek gaz yüksek sıcaklık ve düşük basınçta ideale yaklaşır; düşük sıcaklık ve yüksek basınçta ideallikten uzaklaşır. Kaynama noktası düşük, çekim kuvveti zayıf (He, H₂ gibi) gazlar ideale en yakındır.
Kritik sıcaklık, bir gazın basınç uygulanarak sıvılaştırılabildiği en yüksek sıcaklıktır. Çekim kuvveti büyük maddelerin kritik sıcaklığı yüksektir.
Bulunduğu sıcaklıkta basınçla sıvılaştırılabilen akışkana buhar (T < T_kritik), hiçbir basınçta sıvılaştırılamayana gaz (T > T_kritik) denir.
Joule-Thomson olayı: sıkıştırılmış gaz hızla genleşirken moleküller arası çekimi yenmek için kinetik enerji harcar ve soğur. Soğumanın az olması gazın ideale yakın olduğunu gösterir; buzdolabı ve klimalarda kullanılır.
İyi soğutucu akışkan oda sıcaklığında basınçla sıvılaşabilmeli (kritik sıcaklığı yüksek), basınç kalkınca kolay buharlaşmalı (kaynama noktası düşük) ve bu sırada ortamdan ısı almalıdır.
Faz diyagramında üçlü nokta katı–sıvı–buharın birlikte dengede olduğu noktadır; bu basıncın altında katı ısıtılınca sıvılaşmadan süblimleşir. Suda basınç artınca donma noktası düşer; CO₂ ve çoğu maddede yükselir.

Sıvı Çözeltiler ve Derişim Birimleri

82 soru

Çözünme, çözünen taneciklerin çözücü içinde homojen dağılmasıdır; oluşan homojen karışıma çözelti denir.
Çözünme üç basamakla düşünülür: çözünen taneciklerin birbirinden ayrılması, çözücü taneciklerin birbirinden ayrılması ve çözünen–çözücü taneciklerinin etkileşmesi.
İlk iki basamak enerji alır (endotermik), üçüncü basamak enerji verir (ekzotermik); çözünme entalpisi bu enerjilerin toplamıdır.
Etkileşimde açığa çıkan enerji ayırmada harcanandan büyükse çözünme ekzotermiktir (ΔH < 0, çözelti ısınır); küçükse endotermiktir (ΔH > 0, çözelti soğur).
Benzer benzeri çözer: kutuplu maddeler kutuplu çözücüde, kutupsuz maddeler kutupsuz çözücüde iyi çözünür; iyonik bileşikler de kutuplu çözücülerde çözünür.
Çözünen ile çözücü arasındaki ortak özellik (kutupluluk, hidrojen bağı yapabilme) arttıkça çözünürlük artar.
İyonik madde – su: iyon–dipol (hidratasyon); alkol, NH₃ – su: hidrojen bağı; apolar – apolar: London (indüklenmiş dipol–indüklenmiş dipol); polar – apolar: dipol–indüklenmiş dipol; iyonik – apolar: iyon–indüklenmiş dipol.
İyonik bileşikler iyonlarına ayrışarak çözünür ve çözeltisi elektriği iletir; şeker, alkol gibi moleküler çözünenlerin çözeltisi iletmez.
Derişim, belirli miktar çözeltide ya da çözücüde bulunan çözünen miktarını gösterir.
Kütlece yüzde derişim = (çözünen kütlesi / çözelti kütlesi) × 100; çözelti kütlesi = çözünen + çözücü kütlesidir.
Çözeltiyi kütle olarak karıştırırken çözünen korunur: m₁·%₁ + m₂·%₂ + … = m_son·%_son.
Hacimce yüzde derişim = (çözünen hacmi / çözelti hacmi) × 100; sıvı–sıvı çözeltilerde kullanılır, hacimlerin toplandığı varsayılır.
ppm = (çözünen kütlesi / çözelti kütlesi) × 10⁶; seyreltik sulu çözeltilerde 1 ppm = 1 mg/kg ≈ 1 mg/L; kütlece %1 = 10⁴ ppm.
Mol kesri X_A = n_A / n_toplam; birimsizdir ve bileşenlerin mol kesirleri toplamı 1’dir.
Molarite M = n / V (mol/L); hacim litre olarak yazılır, çözücü değil çözelti hacmi kullanılır.
Molalite m = n_çözünen / kütle_çözücü (mol/kg); çözücü kütlesi kg olarak alınır ve sıcaklıktan etkilenmez, molarite ise hacim değişimiyle sıcaklığa bağlıdır.
Yoğunluk d = m_çözelti / V_çözelti; yoğunluk yardımıyla kütle ile hacim birbirine çevrilir.
Molarite, kütlece yüzde ve yoğunluk ilişkisi: M = d (g/mL) × % × 10 / M_A (g/mol).
Seyreltme ve deriştirmede çözünen mol sayısı sabittir: M₁·V₁ = M₂·V₂.
Su eklenince molarite, molalite ve kütlece yüzde derişim azalır; çökelme olmadan su buharlaştırılınca üçü de artar.
Aynı çözünenli çözeltiler karıştırılınca mol sayıları toplanır: M₁·V₁ + M₂·V₂ = M_son·V_son (hacimler toplanabilir kabul edilir).
Karışımın derişimi, karışan çözeltilerin derişimlerinin aritmetik ortalaması değildir; hacim (kütle) ağırlıklı hesaplanır.
İyonik bileşik suda tamamen ayrışırsa iyon derişimleri formüldeki katsayılarla orantılıdır: 0,1 M Al₂(SO₄)₃ çözeltisinde [Al³⁺] = 0,2 M, [SO₄²⁻] = 0,3 M.
Farklı tuz çözeltileri karışınca bir iyonun derişimi = (o iyonun toplam mol sayısı) / (toplam hacim); her tuzdan gelen mol, katsayıyla çarpılarak bulunur.
Hesaplarda sık hata: hacmi mL olarak bölmek, iyon katsayısını unutmak, çözücü kütlesi yerine çözelti kütlesi kullanmak ve derişimleri doğrudan ortalamak.

Koligatif Özellikler ve Çözünürlük

86 soru

Koligatif özellikler, çözeltinin çözünen taneciklerin cinsine değil, tanecik sayısına (derişimine) bağlı özellikleridir.
Dört koligatif özellik: buhar basıncı düşmesi, kaynama noktası yükselmesi, donma noktası alçalması ve ozmotik basınç.
Uçucu olmayan bir madde çözündüğünde çözeltinin buhar basıncı saf çözücününkinden düşük, kaynama noktası yüksek, donma noktası düşük olur.
Raoult yasası: P(çözelti) = X(çözücü) · P°(çözücü). Çözücünün mol kesri küçüldükçe buhar basıncı azalır.
Uçucu iki sıvının çözeltisinde toplam buhar basıncı P = X_A·P°_A + X_B·P°_B; kısmi basınçlar toplanır.
Kaynama, buhar basıncının dış basınca eşit olduğu andır; dış basınç düşünce kaynama noktası düşer (yüksek rakım), artınca yükselir (düdüklü tencere).
Kaynama noktası yükselmesi: ΔTk = Kk · m · i. Su için Kk = 0,52 °C/m; kaynama sıcaklığı = 100 + ΔTk.
Donma noktası alçalması: ΔTd = Kd · m · i. Su için Kd = 1,86 °C/m; donma sıcaklığı = 0 − ΔTd.
m (molalite) = çözünen mol sayısı / çözücü kütlesi (kg); birimi mol/kg ya da molal.
i (tanecik sayısı): moleküler çözünenlerde (glikoz, etanol, üre) 1; iyonik çözünenlerde ayrışma sonucu oluşan toplam iyon sayısıdır (NaCl: 2, CaCl₂: 3, AlCl₃: 4, Al₂(SO₄)₃: 5).
Karşılaştırmada m·i çarpımına bakılır; en büyük çarpım en yüksek kaynama noktasını, en düşük donma noktasını ve en düşük buhar basıncını verir.
Doymamış tuzlu su kaynarken sıcaklık sabit kalmaz, su buharlaştıkça derişim arttığı için yükselir; saf su kaynarken sıcaklık sabittir.
Kaynama sırasında saf su ve çözeltilerin buhar basıncı dış basınca eşittir.
Çözeltiye saf çözücü eklemek (seyreltme) buhar basıncını artırır; kaynama noktasını, ozmotik basıncı ve donma noktası alçalmasını azaltır.
Uygulamalar: yollara tuz serpmek ve antifriz kullanmak donma noktası alçalmasına; antifrizin kaynama noktasını yükseltmesi kaynama noktası yükselmesine dayanır.
Ozmos: seçici geçirgen zardan çözücünün seyreltik taraftan derişik tarafa geçişidir. Ozmotik basınç, bu geçişi durdurmak için derişik tarafa uygulanması gereken basınçtır; derişim ve sıcaklıkla artar.
Ters ozmoz: derişik tarafa ozmotik basınçtan büyük basınç uygulanarak çözücünün saf tarafa geçirilmesidir; deniz suyundan içme suyu eldesinde kullanılır.
Çözünürlük: belirli sıcaklık ve basınçta 100 g çözücüde çözünebilen en fazla madde miktarıdır (g/100 g su). Ayırt edici özelliktir; madde ve çözücü miktarına bağlı değildir.
Doymamış çözelti çözebileceğinden az, doymuş çözelti tam, aşırı doymuş çözelti ise çözebileceğinden fazla madde içerir; aşırı doymuş çözelti kararsızdır ve kristal atılınca fazlası çöker.
Doygunluk ile derişiklik aynı şey değildir: çözünürlüğü çok az olan bir maddenin doymuş çözeltisi seyreltik olabilir.
Doygun çözeltide çözünme ve çökelme hızları eşittir (dinamik denge). Sabit sıcaklıkta çözücü eklemek ya da buharlaştırmak çözünürlüğü değiştirmez; buharlaşınca fazla madde çöker.
Çözünürlüğü etkileyen faktörler: sıcaklık, basınç (yalnız gazlar), çözücü ve çözünenin türü, ortak iyon. Toz hâline getirme ve karıştırma yalnızca çözünme hızını artırır.
Endotermik çözünmede sıcaklık arttıkça çözünürlük artar; ekzotermik çözünmede (gazların çoğu ve bazı katılar) azalır.
Gazların çözünürlüğü basınçla artar, sıcaklıkla azalır; katı ve sıvıların çözünürlüğü basınçtan etkilenmez.
Benzer benzeri çözer: polar ve iyonik maddeler polar çözücülerde, apolar maddeler apolar çözücülerde iyi çözünür.
Bir tuz, ortak iyon içeren çözeltide saf sudakine göre daha az çözünür; ortak iyon derişimi büyüdükçe çözünürlük daha da düşer (ortak iyon etkisi).
Çökme hesabı: doygun çözeltide çözünen/su oranı çözünürlük değerinden bulunur; iki sıcaklıktaki çözünürlük farkı, 100 g su başına çöken (ya da eklenmesi gereken) madde miktarını verir ve su miktarıyla orantılanır.
Çöken maddeyi yeniden çözmek için gereken su miktarı: çöken kütle / yeni sıcaklıktaki çözünürlük × 100 g.
Doymuş çözeltinin kütlece yüzde derişimi = çözünürlük / (100 + çözünürlük) × 100.

Kimyasal Tepkimelerde Enerji

80 soru

Entalpi (H), sabit basınçta bir sistemin ısı kapsamıdır; mutlak değeri ölçülemez, yalnızca değişimi (ΔH) ölçülür ve hesaplanır.
Tepkime entalpisi: ΔH = H(ürünler) − H(girenler); birimi kJ ya da kJ/mol'dür.
Ekzotermik tepkime ortama ısı verir: ΔH < 0, ısı terimi ürün tarafına yazılır, ürünlerin entalpisi girenlerden küçüktür.
Endotermik tepkime ortamdan ısı alır: ΔH > 0, ısı terimi girenler tarafına yazılır, ürünlerin entalpisi girenlerden büyüktür.
Ekzotermik örnekler: yanma (N₂'nin yanması hariç), nötrleşme, donma, yoğunlaşma, bağ oluşumu, elektron alma, gazların suda çözünmesi.
Endotermik örnekler: erime, buharlaşma, süblimleşme, bağ kırılması, elektron koparma (iyonlaşma), suyun elektrolizi, N₂'nin yanması.
Potansiyel enerji–tepkime koordinatı grafiğinde ekzotermik tepkimede ürünler girenlerin altında, endotermik tepkimede üstündedir; iki seviye arasındaki fark ΔH'ı verir.
Ters tepkimenin ΔH'ı ileri tepkimeninkiyle aynı büyüklükte, ters işaretlidir.
ΔH; maddelerin cinsine, miktarına, fiziksel hâline, sıcaklığa ve basınca bağlıdır; izlenen yola ve katalizöre bağlı değildir.
ΔH denklem katsayılarıyla doğru orantılıdır: denklem n ile çarpılırsa ΔH de n ile çarpılır.
Katalizör aktifleşme enerjisini düşürür; ΔH'ı, girenlerin ve ürünlerin enerjisini değiştirmez.
Isı miktarı mol sayısıyla orantılıdır: Q = n × |ΔH| (n: denklemdeki ilgili maddenin mol sayısının, o maddenin katsayısına oranı). Kütle için n = m / M_A kullanılır.
Sınırlayıcı bileşen varsa açığa çıkan ya da alınan ısı sınırlayıcı bileşene göre hesaplanır.
Standart koşullar: 25 °C ve 1 atm. Standart oluşum entalpisi (ΔH°f), bir bileşiğin 1 molünün en kararlı hâldeki elementlerinden oluşurken olan ısı değişimidir.
Standart koşullarda en kararlı hâldeki elementlerin oluşum entalpisi sıfır kabul edilir: O₂(g), N₂(g), H₂(g), Br₂(s), Fe(k), C(grafit). C(elmas) sıfır değildir.
Oluşum entalpisiyle hesap: ΔH°tepkime = Σ(n · ΔH°f ürünler) − Σ(n · ΔH°f girenler); her terim katsayıyla çarpılır.
Yanma entalpisi 1 mol maddenin oksijenle tam yanmasındaki ısı değişimidir; yanma tepkimeleri genelde ekzotermiktir. Sıvı suyun oluştuğu yanma, gaz suyun oluştuğundan daha fazla ısı verir.
Bir tepkime hem oluşum hem yanma tanımına uyabilir: C(grafit) + O₂(g) → CO₂(g) hem CO₂'nin oluşum hem C(grafit)'in yanma entalpisidir.
Hess yasası: Toplam ΔH yoldan bağımsızdır; basamak tepkimelerinin ΔH değerleri toplanarak hesaplanır.
Hess kuralları: tepkime ters çevrilirse ΔH'ın işareti değişir; n ile çarpılırsa ΔH de n ile çarpılır; denklemler toplanırken aynı maddeler sadeleşir ve ΔH'lar toplanır.
Bağ kırılması enerji gerektirir (endotermik), bağ oluşması enerji açığa çıkarır (ekzotermik).
Bağ enerjisiyle hesap: ΔH = Σ(kırılan bağ enerjileri) − Σ(oluşan bağ enerjileri); bağ sayıları katsayıyla çarpılarak sayılır.
Bağ enerjisi arttıkça bağ daha sağlam ve kısadır: C≡C > C=C > C–C bağ enerjisi; bağ uzunluğu ise tersi sıradadır.
Kalorimetre kabında Q = m · c · ΔT ile ısı ölçülür (m: çözelti kütlesi, c: öz ısı, ΔT: sıcaklık değişimi); molar entalpi ΔH = −Q / n şeklinde bulunur (ekzotermikte sıcaklık artar).
Yalıtılmış kapta ekzotermik tepkimede sıcaklık artar, endotermik tepkimede azalır.
Ekzotermik tepkimede ürünler daha düşük enerjili, bu nedenle düşük sıcaklıkta daha kararlıdır; endotermik tepkimede girenler daha düşük enerjili olup düşük sıcaklıkta daha kararlıdır.

Kimyasal Tepkimelerde Hız

98 soru

Tepkime hızı, birim zamandaki madde miktarı (mol, derişim, kütle, hacim) değişimidir; ortalama hız = |Δ(miktar)| / Δt, birimi örneğin mol/L·s ya da mol/dk’dır.
Girenler için değişim eksi, ürünler için artı işaretle yazılır; böylece hız her zaman pozitif çıkar.
aA + bB → cC için tepkime hızı r = −(1/a)Δ[A]/Δt = −(1/b)Δ[B]/Δt = +(1/c)Δ[C]/Δt; maddelerin hızları katsayılarla orantılıdır.
Ortalama hız bir zaman aralığındaki, anlık hız ise tek bir andaki hızdır. Girenler tükendikçe hız genellikle azalır.
Hız; renk (renkli madde değişiyorsa), basınç (sabit V ve T’de gaz mol sayısı değişiyorsa), iletkenlik (iyon derişimi değişiyorsa), kütle, hacim ya da pH değişiminden izlenebilir.
Gaz mol sayısı değişmeyen tepkimelerde toplam basınç ile hız takip edilemez; iyon içermeyen sistemlerde iletkenlik kullanılamaz.
Doğal hız karşılaştırması: zıt yüklü iyonların tepkimeleri çok hızlıdır; metallerin oksitlenmesi (paslanma, kararma) çok yavaştır; kopan ve oluşan bağ sayısı arttıkça tepkime yavaşlar.
Çarpışma teorisine göre tepkime için taneciklerin uygun doğrultuda ve yeterli enerjiyle çarpışması gerekir; ürün veren çarpışmaya etkin çarpışma denir. Hız, etkin çarpışma sayısıyla doğru orantılıdır.
Aktifleşme (eşik) enerjisi Ea, tepkimenin başlaması için gereken en küçük enerjidir; her zaman sıfırdan büyüktür ve girenlerin türüne bağlıdır. Aynı koşulda Ea büyük olan tepkime yavaştır.
Aktifleşmiş kompleks, girenlerden de ürünlerden de yüksek enerjili, kararsız, kısa ömürlü geçiş yapısıdır; ürün değildir ve net denklemde yazılmaz.
Potansiyel enerji grafiğinde: Ea(ileri) = E(kompleks) − E(giren); Ea(geri) = E(kompleks) − E(ürün); ΔH = E(ürün) − E(giren) = Ea(ileri) − Ea(geri).
Endotermik tepkimede Ea(ileri) > Ea(geri) ve ΔH > 0; ekzotermik tepkimede Ea(geri) > Ea(ileri) ve ΔH < 0. Hızı ΔH’ın işareti değil Ea’nın büyüklüğü belirler.
Hız denklemi (hız bağıntısı) hızın girenlerin derişimine bağlılığını gösterir; saf katı ve sıvılar ile ürünler denklemde yer almaz.
Tek basamaklı tepkimede hız denklemindeki üsler girenlerin katsayılarına eşittir: aA + bB → ürün için hız = k[A]ᵃ[B]ᵇ.
Tepkime derecesi, hız denklemindeki üslerin toplamıdır. Moleküleritesi ise girenlerin toplam tanecik sayısıdır; derece ile her zaman eşit olmaz.
Hız sabiti k’nın birimi dereceye göre değişir: 0. derece mol/L·s, 1. derece s⁻¹, 2. derece L/mol·s, 3. derece L²/mol²·s.
k; sıcaklığa, katalizöre, madde türüne ve katının temas yüzeyine bağlıdır; derişime bağlı değildir.
Deney verisinden derece bulmak için yalnız bir maddenin derişimi değiştirilen iki deney karşılaştırılır: derişim n katına çıkınca hız nᵐ katına çıkıyorsa o maddeye göre derece m’dir; hız değişmiyorsa derece 0’dır.
Mekanizmalı tepkimede en yüksek Ea’ya sahip yavaş basamak hızı belirler; hız denklemi ve derece yavaş basamağa göre yazılır, net denklemin katsayılarından bulunmaz.
Ara ürün bir basamakta oluşup sonraki basamakta harcanır; katalizör ise önce harcanıp sonra yeniden oluşur. İkisi de net denklemde yazılmaz. n basamaklı tepkimede n kompleks, n − 1 ara ürün bulunur.
Girenlerin derişimi (gazlarda hacim küçültme ya da basınç artışı) arttıkça birim hacimdeki çarpışma sayısı ve hız artar; Ea ve k değişmez.
Sabit hacimde tepkimeye girmeyen asal gaz eklemek derişimleri değiştirmediği için hızı değiştirmez.
Sıcaklık artınca (endotermik ya da ekzotermik fark etmez) eşik enerjisini aşan tanecik sayısı, etkin çarpışma sayısı, k ve hız artar; Ea, ΔH ve mekanizma değişmez.
Katı reaktifin temas yüzeyi arttıkça (toz hâline getirme) çarpışma sayısı, hız ve k artar; Ea değişmez.
Katalizör yeni bir yoldan Ea’yı (ileri ve geri eşit miktarda) düşürür, hız ve k’yı artırır; ΔH’ı, ürün miktarını ve verimi değiştirmez, gerçekleşmeyen tepkimeyi başlatamaz. Ea’yı artırıp hızı azaltan maddeye inhibitör denir.
Madde cinsi hızı etkiler: aktif metaller daha hızlı tepkime verir (Mg > Zn > Fe gibi); sıcaklık, derişim ve yüzey hızı değiştirir ama Ea’yı yalnız katalizör değiştirir.

Kimyasal Denge

68 soru

Tersinir tepkimede ileri ve geri hızlar eşitlendiğinde kimyasal denge kurulur; denge kapalı kapta, sabit sıcaklıkta kurulabilir.
Dengede tepkime durmaz: ileri ve geri tepkimeler sürer, hızları eşit ve sıfırdan farklıdır. Bu nedenle denge dinamiktir.
Dengede derişimler, renk, basınç gibi gözlenebilir özellikler sabit kalır; derişimler birbirine eşit olmak zorunda değildir.
Fiziksel denge hâl değişimleriyle kurulur (H₂O(s) ⇌ H₂O(g), I₂(k) ⇌ I₂(g)); kimyasal denge ise yeni maddelerin oluştuğu tersinir tepkimelerde kurulur.
Yalnızca gaz ve sulu çözelti türleri içeren denge homojen; farklı fazlar içeren denge (katı + gaz gibi) heterojendir.
Denge, minimum enerji ve maksimum düzensizlik eğilimleri zıt yönde olduğunda kurulur. İki eğilim aynı yöndeyse tepkime tek yönlü yürür.
Denge bağıntısı: aA + bB ⇌ cC + dD için Kc = [C]ᶜ[D]ᵈ / ([A]ᵃ[B]ᵇ). Yalnız gaz ve sulu çözelti türleri yazılır; derişimler denge anındaki mol/L değerleridir.
Saf katılar ve saf sıvılar derişimi sabit olduğundan denge bağıntısına yazılmaz (suda çözünmüş türler yazılır).
Kc’nin birimi Δn’ye bağlıdır; Δn = 0 ise birimsizdir. Hesaplarda önce mol sayılarını hacme bölerek derişime çevirmek gerekir.
Kc yalnızca tepkimenin türüne ve sıcaklığa bağlıdır; derişim, basınç, hacim değişimi, katalizör ve soy gaz eklenmesi Kc’yi değiştirmez.
K’nın büyüklüğü dengedeki ürün miktarı hakkında fikir verir: K büyükse ürünler, K küçükse girenler ağırlıktadır. K hızı değil, denge konumunu gösterir.
Kısmi basınçlar cinsinden denge sabiti Kp’de yalnız gazlar yer alır: Kp = P(C)ᶜP(D)ᵈ / (P(A)ᵃP(B)ᵇ).
Kp = Kc·(RT)^Δn bağıntısında Δn = gaz hâlindeki ürün katsayıları toplamı − gaz hâlindeki girenlerin katsayıları toplamı; R = 0,082 atm·L/mol·K, T Kelvin cinsindendir.
Δn = 0 ise Kp = Kc olur; katı ve sıvılar Δn hesabına katılmaz.
Denge kesri Qc, denge bağıntısının herhangi bir andaki derişimlerle hesaplanmış hâlidir. Qc = Kc ise sistem dengededir.
Qc < Kc ise ileri yönde (ürünler lehine), Qc > Kc ise geri yönde (girenler lehine) ilerleyerek dengeye ulaşılır.
Denklem ters çevrilirse yeni K = 1/K; denklem n ile çarpılırsa yeni K = Kⁿ olur (yarıya bölmede kare kök alınır).
Tepkimeler toplanırsa net tepkimenin K’sı, toplanan tepkimelerin K değerlerinin çarpımıdır (aynı sıcaklıkta).
Denge hesabında başlangıç–değişim–denge tablosu kurulur; değişim miktarları katsayılarla orantılıdır, katı ve sıvı maddeler tabloya hesap için gerekmez.
Le Chatelier ilkesi: dengedeki sisteme dışarıdan yapılan etki, sistemin bu etkiyi azaltacak yönde tepki vermesiyle yeni bir denge kurulmasına yol açar.
Derişim: bir madde eklenirse denge o maddeyi azaltacak yöne, madde çekilirse onu artıracak yöne kayar; K değişmez. Katı veya sıvı madde eklemek dengeyi etkilemez.
Basınç/hacim: sabit sıcaklıkta hacim küçültülürse denge gaz mol sayısının az olduğu yöne, büyütülürse çok olduğu yöne kayar. Gaz mol sayıları eşitse denge kaymaz.
Sıcaklık: artırılırsa denge endotermik yöne, azaltılırsa ekzotermik yöne kayar. Dengeyi kaydıran ve K’yı değiştiren tek etken sıcaklıktır.
Endotermik tepkimede sıcaklık artınca K artar; ekzotermik tepkimede sıcaklık artınca K azalır. Sıcaklık artınca ileri ve geri hızlar artar, ancak artış endotermik yönde daha büyüktür.
Katalizör ileri ve geri hızı eşit oranda artırır; denge konumunu ve K’yı değiştirmez, yalnızca dengeye ulaşma süresini kısaltır.
Soy gaz: sabit hacimde eklenirse kısmi basınçlar ve derişimler değişmediğinden denge etkilenmez; sabit basınçta (hacim büyür) eklenirse denge gaz mol sayısı çok olan yöne kayar.
Tek basamaklı tersinir tepkimede dengede ileri ve geri hızlar eşit olduğundan Kc = kileri / kgeri olur; hız sabitlerinin oranı denge sabitini verir.

Sulu Çözelti Dengeleri: Asit–Baz, pH, Tampon ve Titrasyon

67 soru

Suyun oto-iyonizasyonu: H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻ (endotermik). Ksu = [H⁺][OH⁻]; 25°C’de Ksu = 1·10⁻¹⁴ ve saf suda [H⁺] = [OH⁻] = 1·10⁻⁷ M’dir.
Ksu yalnızca sıcaklığa bağlıdır; sıcaklık arttıkça Ksu büyür. Sıcaklığı artırılan saf su yine nötrdür ([H⁺] = [OH⁻]) ama pH değeri 7’den küçük olur.
pH = –log[H⁺]; pOH = –log[OH⁻]; 25°C’de pH + pOH = 14. pH < 7 asidik, pH = 7 nötr, pH > 7 baziktir.
[H⁺] = 10⁻ᵖᴴ M ve [OH⁻] = 10⁻ᵖᴼᴴ M. pH’ın 1 birim değişmesi [H⁺]’nın 10 kat değişmesi demektir.
Brønsted–Lowry: proton (H⁺) veren asit, proton alan bazdır. Birbirinden yalnızca bir proton farkı olan çift konjuge (eşlenik) asit–baz çiftidir (NH₄⁺/NH₃, H₂CO₃/HCO₃⁻).
Hem proton verebilen hem alabilen türler amfoterdir: H₂O, HCO₃⁻, HSO₄⁻, H₂PO₄⁻. Asit ne kadar kuvvetliyse konjuge bazı o kadar zayıftır.
Kuvvetli asit ve bazlar suda %100 iyonlaşır (tek yönlü ok). pH doğrudan derişimden bulunur: [H⁺] = M · (tesir değerliği), [OH⁻] = M · (tesir değerliği).
Kuvvetli asit–baz seyreltilirken mol sayısı sabittir: M₁V₁ = M₂V₂. pH’ı n birim artırmak için çözeltiyi 10ⁿ kat seyreltmek gerekir (asit için pH artar, baz için azalır).
Zayıf asit–bazlar suda kısmen iyonlaşır (çift yönlü ok). HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻ için Ka = [H₃O⁺][A⁻] / [HA]; B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻ için Kb = [BH⁺][OH⁻] / [B].
Ka (Kb) büyüdükçe asit (baz) kuvvetlenir; Ka ve Kb yalnızca sıcaklıkla değişir, derişim veya seyrelmeden etkilenmez.
Zayıf asit: iyonlaşan miktar, başlangıç derişiminin yanında ihmal edilirse [H⁺] = √(Ka · Ca). Zayıf baz: [OH⁻] = √(Kb · Cb).
İyonlaşma yüzdesi = (iyonlaşan derişim / başlangıç derişim) · 100. Zayıf asit–baz çözeltisi seyreltilince iyonlaşma yüzdesi artar (α ∝ 1/√C); kuvvetli asit–bazda %100 olarak kalır.
Zayıf asit çözeltisine seyreltmeyle pH yükselir; iyonlaşma yüzdesi artar ama [H⁺] azalır, Ka değişmez.
Konjuge çiftte Ka · Kb = Ksu (25°C’de 10⁻¹⁴). Zayıf asidin konjuge bazı zayıf bazdır; kuvvetli asidin konjuge bazı (Cl⁻, NO₃⁻, Br⁻) suyla tepkimeye girmez.
Hidroliz: bir iyonun su ile tepkimeye girip zayıf asit/baz oluşturması. Yalnızca zayıf asit veya zayıf bazdan gelen iyon hidroliz olur.
Kuvvetli asit + kuvvetli baz tuzu (NaCl, KNO₃) nötrdür, hidroliz olmaz. Kuvvetli asit + zayıf baz tuzu (NH₄Cl) asidiktir; katyon hidroliz olur: NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺.
Zayıf asit + kuvvetli baz tuzu (NaCN, CH₃COOK, K₂CO₃) baziktir; anyon hidroliz olur: A⁻ + H₂O ⇌ HA + OH⁻ ve pH > 7’dir.
Anyon hidrolizinde [OH⁻] = √(Kb · C), Kb = Ksu / Ka(HA). Katyon hidrolizinde [H⁺] = √(Ka · C), Ka = Ksu / Kb(baz).
Tampon çözelti: zayıf asit + konjuge bazı (CH₃COOH/CH₃COONa: asidik tampon) veya zayıf baz + konjuge asidi (NH₃/NH₄Cl: bazik tampon). Kuvvetli asit/bazdan tampon olmaz.
Tampon, az miktarda asit veya baz eklenince ve seyreltilince pH’ını hemen hemen korur; kapasitesi sınırlıdır. Kan (H₂CO₃/HCO₃⁻) doğal tampondur.
Asidik tampon: [H⁺] = Ka · [HA]/[A⁻] (pH = pKa + log [A⁻]/[HA]). Bazik tampon: [OH⁻] = Kb · [B]/[BH⁺]. Eşit mol bileşen varsa pH = pKa (pOH = pKb).
Tampon, zayıf asidin kısmen nötrleştirilmesiyle de elde edilir: zayıf asidin molü, kuvvetli bazın molünden fazlaysa kalan HA ile oluşan A⁻ tampon verir. Tam nötrleşmede yalnızca tuz kalır.
Ortak iyon etkisi: zayıf asit çözeltisine konjuge baz tuzu eklenirse denge sola kayar, iyonlaşma yüzdesi azalır, pH artar; Ka değişmez.
Nötrleşme: H⁺ + OH⁻ → H₂O. n(H⁺) = M · V · tesir değerliği; n(OH⁻) de aynı biçimde bulunur. n(H⁺) = n(OH⁻) ise tam nötrleşme, fazla olan ortamın karakterini belirler; [H⁺] veya [OH⁻] = artan mol / toplam hacim.
Titrasyon: derişimi bilinen çözeltiyle (titrant) derişimi bilinmeyeni belirleme. Eşdeğerlik noktasında M_A·V_A·TD_A = M_B·V_B·TD_B. İndikatör, eşdeğerlik noktası çevresindeki pH sıçramasında renk değiştirir.
Kuvvetli asit–kuvvetli baz titrasyonunda eşdeğerlik noktasında pH = 7’dir. Zayıf asit–kuvvetli baz titrasyonunda pH > 7, zayıf baz–kuvvetli asit titrasyonunda pH < 7’dir.
Eşdeğerlik noktasındaki pH’a uygun indikatör seçilir: zayıf asit–kuvvetli baz için fenolftalein (8,2–10), zayıf baz–kuvvetli asit için metil kırmızısı veya metil oranj, kuvvetli–kuvvetli için bromtimol mavisi uygundur.
Zayıf asit titrasyonunda başlangıç pH’ı kuvvetli asitten yüksektir; eşdeğerlik hacminin yarısında [H⁺] = Ka (pH = pKa) olur.

Çözünürlük Dengesi ve Çözünürlük Çarpımı

53 soru

Az çözünen iyonik tuz (AB) suda çözünürken katısıyla çözeltisi arasında dinamik bir denge kurulur: AB(k) ⇌ A⁺(suda) + B⁻(suda). Denge anında çözünme hızı çökelme hızına eşittir.
Bu denge heterojendir (katı + çözelti). Katının derişimi sabit kabul edildiğinden denge ifadesine yazılmaz.
Doymuş çözeltide katı ile denge hâlinde bulunan çözeltinin iyon derişimleri sabittir; katı kütlesi değişmez ama olay mikroskobik düzeyde sürer.
Çözünürlük çarpımı (Kçç): doygun çözeltideki iyon derişimlerinin, katsayıları üs olacak biçimde çarpımıdır. AB için Kçç = [A⁺][B⁻]; AₓBᵧ için Kçç = [A]ˣ[B]ʸ.
Örnek ifadeler: Ag₂CO₃ için [Ag⁺]²[CO₃²⁻]; Ca₃(PO₄)₂ için [Ca²⁺]³[PO₄³⁻]². Katı tuz ifadede hiçbir zaman bulunmaz.
Kçç, belirli bir tuz için yalnızca sıcaklığa bağlı bir denge sabitidir; katı miktarı, hacim, ortak iyon ve seyreltme Kçç’yi değiştirmez. Birimi tuz tipine göre değişir.
Molar çözünürlük (s): belirli sıcaklıkta 1 L doygun çözeltide çözünen tuzun mol sayısıdır; birimi mol/L’dir. g/L cinsinden çözünürlük için s ile mol kütlesi çarpılır (g/L = s × M_A).
Kçç – s ilişkisi AB tipi tuzlarda (AgCl, BaSO₄, CaCO₃): [A] = [B] = s, Kçç = s², s = √Kçç.
AB₂ ve A₂B tipi tuzlarda (CaF₂, Mg(OH)₂, Ag₂CrO₄): Kçç = s·(2s)² = 4s³, s = ∛(Kçç/4).
A₃B ve AB₃ tipi tuzlarda (Al(OH)₃, Ag₃PO₄): Kçç = (3s)³·s = 27s⁴, s = ⁴√(Kçç/27). A₃B₂ tipinde (Ca₃(PO₄)₂): Kçç = (3s)³(2s)² = 108s⁵.
Kçç değerleri yalnızca aynı tipteki (aynı iyon sayısına sahip) tuzlar için doğrudan çözünürlükle karşılaştırılabilir. Farklı tipte tuzlarda Kçç’si küçük olan tuzun çözünürlüğü daha büyük olabilir.
İyon derişimlerini s cinsinden yazarken stokiyometriye dikkat: AB₂ doygun çözeltisinde [A²⁺] = s, [B⁻] = 2s’dir; toplam iyon derişimi 3s olur.
Reaksiyon bölümü (Qi): verilen derişimlerle Kçç ifadesi yazılarak bulunan çarpımdır. Qi < Kçç: doymamış çözelti, çökelme yok. Qi = Kçç: doygun çözelti (denge), çökelme yok. Qi > Kçç: aşırı doymuş, çökelme olur ve Qi değeri Kçç’ye inene kadar sürer.
İki çözelti karıştırılırken hacim toplamı alınır ve her iyonun derişimi seyrelmiş hâliyle Qi’de kullanılır; seyrelmeyi hesaba katmamak sık yapılan hatadır.
Ortak iyon etkisi: doygun çözeltiye tuzun iyonlarından birini içeren bir madde eklenirse denge çökelme yönüne kayar, tuzun çözünürlüğü azalır, katı miktarı artar; Kçç değişmez.
Ortak iyonlu ortamda çözünürlük hesabı: ortak iyonun derişimi, tuzdan gelen kısım ihmal edilerek ortamdaki derişime eşit alınır (örn. AgCl için 0,1 M NaCl’de s = Kçç / 0,1).
AB₂ tuzunun ortak anyonlu ortamda çözünürlüğü Kçç = s·[B⁻]² ile, ortak katyonlu ortamda ise Kçç = [A²⁺]·(2s)² ile bulunur; ortak iyonun derişimine kare ya da katsayı uygulamayı unutma.
Sıcaklık etkisi: çözünme endotermikse (tuz + ısı ⇌ iyonlar) sıcaklık artınca çözünürlük, Kçç ve iyon derişimleri artar, katı kütlesi azalır.
Çözünme ekzotermikse (tuz ⇌ iyonlar + ısı) sıcaklık artınca çözünürlük, Kçç ve iyon derişimleri azalır, katı kütlesi artar; soğutunca tersi olur.
Sıcaklıkla Kçç’nin değişimi çözünmenin ısı yönünü belirtir: sıcaklık artarken Kçç artıyorsa çözünme endotermik, azalıyorsa ekzotermiktir.
Dibinde katı bulunan doygun çözeltiye sabit sıcaklıkta saf su eklemek çözünürlüğü ve Kçç’yi değiştirmez; yalnızca daha fazla katı çözünür (iyonların mol sayısı artar, derişimleri aynı kalır).
Dengedeki doygun çözeltiye aynı tuzdan katı eklemek dengeyi, iyon derişimlerini, çözünürlüğü ve Kçç’yi değiştirmez.
Doymuş çözeltinin iletkenliği iyon derişimleriyle orantılıdır; sıcaklık artınca çözünme endotermikse iletkenlik artar.
Seçimli çöktürme (nitel): çözeltideki iyonlar çöktürücü bir iyonla (örn. Ag⁺) yavaş yavaş çöktürülürken, çökmesi için daha küçük çöktürücü derişimi gereken tuz önce çöker. Aynı tip tuzlarda ve eşit anyon derişiminde bu, Kçç’si küçük olan tuzdur.
Seçimli çöktürmede ilk çöken tuzun iyonu, ikinci tuz çökmeye başladığında büyük ölçüde çözeltiden uzaklaşmıştır; iyonlar bu şekilde birbirinden ayrılabilir. Tuzlar farklı tipteyse gereken derişim Kçç’den hesaplanarak karşılaştırılmalıdır.
Hidroksit tuzlarında çökme pH’a bağlıdır: [OH⁻] = √(Kçç / [M²⁺]) hesaplanır, buradan pOH ve pH = 14 − pOH bulunur (25 °C).
Hesap yolu: önce çözünme denklemini yaz, iyon derişimlerini s cinsinden belirle, Kçç ifadesine yerleştir; ortak iyon varsa ortamdaki derişimi o iyon için sabit al. Sonucun birimini (mol/L, g/L) kontrol et.

İndirgenme–Yükseltgenme Tepkimeleri ve Elektrot Potansiyelleri

100 soru

İndirgenme–yükseltgenme (redoks) tepkimesinde elektron alışverişi olur; yükseltgenme ve indirgenme birlikte gerçekleşir ve verilen elektron sayısı alınan elektron sayısına eşittir.
Yükseltgenme: elektron verme, yükseltgenme basamağının (ys) artması. İndirgenme: elektron alma, ys’nin azalması.
Elektron veren madde indirgen, elektron alan madde yükseltgendir. Yani yükseltgenen madde indirgen, indirgenen madde yükseltgendir.
Serbest haldeki element ve moleküllerin (Na, O₂, S₈, H₂) ys’si 0’dır; tek atomlu iyonda ys iyon yüküne eşittir.
Bileşiklerde 1A grubu +1, 2A grubu +2, Al +3 ys’sine sahiptir; flor bütün bileşiklerinde −1’dir.
Oksijen çoğu bileşiğinde −2’dir; peroksitlerde (H₂O₂, Na₂O₂) −1, OF₂ bileşiğinde +2’dir.
Hidrojen ametallerle yaptığı bileşiklerde +1, metal hidrürlerde (LiH, CaH₂) −1 ys’sine sahiptir.
Nötr bileşikte ys’lerin toplamı 0, çok atomlu iyonda toplam iyon yüküne eşittir. Bilinmeyen ys bu toplam eşitliğinden bulunur.
A grubu ametallerinde en yüksek ys grup numarasına (değerlik elektron sayısına), en düşük ys grup numarası − 8 değerine eşittir. Örneğin azot +5 ile −3 arasında ys alır.
Atomların ys’si değişmiyorsa tepkime redoks değildir. Nötrleşme, çökelme ve ayrışma tepkimelerinin çoğunda ys değişmez.
Yarı tepkimede elektron girenlerde yazılıyorsa indirgenme, ürünlerde yazılıyorsa yükseltgenme gösterilmiştir.
Bir madde hem yükseltgenip hem indirgenebilir (H₂O₂ → H₂O + O₂ ve Cl₂ + 2OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O); bu tür maddeler hem yükseltgen hem indirgen davranır.
Denkleştirme adımları: ys’leri bul, değişenleri belirle, alınan ve verilen elektron sayılarını eşitle, sonra önce H ve O dışındaki atomları, en sonra H ve O’yu denkleştir.
Asidik ortamda O atomları H₂O ile, H atomları H⁺ ile, yük ise e⁻ ile denkleştirilir. Örnek: MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O. Bazik ortamda H⁺ yerine OH⁻ kullanılır.
Elektrot, elektrolite batırılmış iletken çubuktur; elektrot ile elektrolitten oluşan sisteme yarı hücre denir. Anotta yükseltgenme, katotta indirgenme olur.
Standart koşullar: 25 °C, çözeltilerde 1 M derişim, gazlarda 1 atm basınç. Standart potansiyel E° ile gösterilir ve birimi volttur (V).
Standart hidrojen elektrodu (SHE): 1 M H⁺ çözeltisine batırılmış, üzerinden 1 atm H₂ gazı geçirilen inert platin elektrottur; E° değeri 0,00 V kabul edilir.
Bir yarı hücrenin standart potansiyeli SHE’ye göre ölçülür. Tepkime ters çevrilirse E° işaret değiştirir; katsayıyla çarpılırsa E° değişmez.
E°pil = E°ind(katot) − E°ind(anot) = E°yük(anot) + E°ind(katot). Katot, indirgenme potansiyeli büyük olan yarı hücredir.
E°pil > 0 ise tepkime standart koşullarda istemlidir (kendiliğinden olur); E°pil < 0 ise istemsizdir, ters yönde istemlidir.
İndirgenme potansiyeli büyük olan tanecik (F₂, Cl₂, Ag⁺ gibi) güçlü yükseltgendir; indirgenme potansiyeli küçük (negatif) olan metal güçlü indirgendir.
Metalik aktiflik elektron verme eğilimidir; yükseltgenme potansiyeli büyük olan metal daha aktiftir. Aktiflik sırası indirgenme potansiyelinin tersidir.
Aktif metal, daha pasif metalin iyonunu çözeltisinden metal olarak çöktürür (Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu). Aktif metalin kabında pasif metalin tuz çözeltisi saklanamaz.
H₂’den aktif metaller (Mg, Zn, Fe, Pb…) seyreltik HCl ve H₂SO₄’ten H₂ gazı açığa çıkarır; H₂’den pasif Cu ve Ag bu asitlerle tepkime vermez.
Cu ve Ag derişik HNO₃ ve derişik H₂SO₄ ile tepkimeye girer ama H₂ yerine NO₂ veya SO₂ gazı çıkar. Au ve Pt yalnızca kral suyunda (HCl–HNO₃ karışımı) çözünür.
Redoks hesaplarında önce elektron sayısını, sonra mol oranlarını kullan: mol e⁻ = mol madde × (bir tanecik başına alınan/verilen e⁻ sayısı).

Elektrokimyasal Hücreler, Elektroliz ve Korozyon

121 soru

Elektrokimyasal hücre, redoks tepkimesindeki elektron alışverişini dış devre üzerinden gerçekleştiren düzenektir; galvanik (voltaik) hücrede istemli tepkimeyle elektrik enerjisi üretilir.
Her yarı hücre, bir elektrot ile bu elektrodun iyonlarını içeren çözeltiden oluşur; yükseltgenmenin olduğu elektrot anot, indirgenmenin olduğu elektrot katottur.
Galvanik hücrede anot (−) ve katot (+) kutuptur; dış devrede elektronlar anottan katoda akar, elektrik akımı ise elektron akışının tersi yönündedir.
Anotta metal çözünür ve elektrot kütlesi azalır; katotta metal katı olarak birikir ve kütle artar. Anot kabında katyon derişimi artar, katot kabında azalır.
Tuz köprüsü iyon yüklerini dengeler ve devreyi kapatır: anyonlar anot yarı hücresine, katyonlar katot yarı hücresine göç eder. Köprü çıkarılırsa pil çalışmaz.
Hücre şeması anot | anot çözeltisi || katot çözeltisi | katot biçiminde yazılır; çift çizgi tuz köprüsünü gösterir. Örnek: Zn | Zn²⁺(1 M) || Cu²⁺(1 M) | Cu.
Standart koşullar 25 °C, 1 M çözelti derişimi ve 1 atm gaz basıncıdır. Standart hidrojen elektrodunun (SHE) potansiyeli 0,00 V kabul edilir ve diğer elektrotlar ona göre ölçülür.
Tablolarda indirgenme potansiyelleri (E°) verilir; E° büyükse indirgenme eğilimi büyüktür, E° küçükse yükseltgenme eğilimi (metalik aktiflik) büyüktür.
Standart hücre potansiyeli E°hücre = E°katot − E°anot ile bulunur (ikisi de indirgenme potansiyeli). E° şiddet özelliğidir; tepkime katsayılarıyla çarpılmaz.
E°hücre > 0 ise tepkime kendiliğinden (istemli) gerçekleşir; E°hücre < 0 ise tepkime istemsizdir ve ancak elektrolizle yürütülebilir. Aktif metal, kendisinden az aktif metalin iyonunu çözeltisinden indirger.
Pil tepkimesi bir denge tepkimesidir. Girenlerin derişimi artarsa ya da ürünlerin derişimi azalırsa denge ürünlere kayar ve pil potansiyeli artar; tersi durumda azalır.
Standart olmayan koşullarda potansiyel Nernst eşitliğiyle bulunur: E = E° − (0,059/n)·log Q (25 °C). Q = 1 ise E = E°, Q = K ise E = 0’dır.
Pil çalıştıkça Q büyür ve potansiyel düşer; denge kurulduğunda potansiyel sıfır olur ve pil biter (E° ise sabittir).
Çöktürme (S²⁻ ekleme gibi) yarı hücrede iyon derişimini düşürür: anot kabındaki iyon çökerse potansiyel artar, katot kabındaki iyon çökerse potansiyel azalır. Seyreltme de derişimi azaltarak aynı yönde etki eder.
Gaz içeren pillerde gazın basıncı Q’yu değiştirir; gaz girenlerdeyse basınç artışı potansiyeli artırır, ürünlerdeyse azaltır. Katı elektrodun kütlesi ve yüzey alanı potansiyeli etkilemez.
Pil tepkimesi ekzotermik ise sıcaklık artışı dengeyi girenlere kaydırır ve potansiyeli düşürür (Le Chatelier ilkesi).
Derişim pilinde iki elektrot da aynı metaldendir, E° = 0’dır; seyreltik yarı hücre anot, derişik yarı hücre katottur. Derişimler eşitlenince potansiyel sıfır olur ve pil durur.
Birincil piller (çinko-karbon kuru pil, alkali pil) şarj edilemez; ikincil piller (kurşun-asit akü, lityum iyon pil) dışarıdan elektrik verilerek şarj edilebilir. Kurşun akü deşarjında H₂SO₄ harcanır ve elektrotlarda PbSO₄ oluşur.
Elektroliz, istemsiz redoks tepkimesinin dışarıdan elektrik enerjisiyle yürütülmesidir. Elektrolitik hücrede anot (+), katot (−) kutuptur; yine de anotta yükseltgenme, katotta indirgenme olur.
Erimiş tuz elektrolizinde katotta metal katyonu indirgenir, anotta anyon yükseltgenir (erimiş NaCl: katotta Na, anotta Cl₂). Su yoksa H₂ ve O₂ oluşmaz.
Sulu çözeltide su da yarışır: aktif metal katyonları (1A, 2A, Al³⁺) indirgenmez, katotta H₂ çıkar; F⁻, SO₄²⁻, NO₃⁻ gibi anyonlar yükseltgenmez, inert anotta O₂ çıkar. Cl⁻, Br⁻, I⁻ ise anotta element hâline geçer.
Sulu elektrolizde katotta H₂ çıkarsa çevre bazikleşir (OH⁻ oluşur), anotta O₂ çıkarsa çevre asidikleşir (H⁺ oluşur). Na₂SO₄ gibi yalnız suyun elektroliz edildiği çözeltilerde tuz derişimi artar ve H₂:O₂ hacim oranı 2:1’dir.
Faraday: Q = I·t (C); 1 mol e⁻ yükü = 1 F = 96500 C. Toplanan madde miktarı n = Q / (96500·z) bağıntısıyla bulunur (z: iyon başına aktarılan elektron sayısı); kütle m = n·M.
Seri bağlı elektroliz kaplarından aynı akım ve süre, yani aynı yük geçer; aynı yükte toplanan maddelerin mol sayıları 1/z ile orantılıdır (Na : Mg : Al = 1 : 1/2 : 1/3).
Gaz hacmi hesabında elektron sayısına dikkat edilir: 2H⁺ + 2e⁻ → H₂ ve 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻; normal koşullarda 1 mol gaz 22,4 L’dir. Aktif anot (Cu gibi) kullanılırsa anot çözünür.
Elektrolizle kaplamada kaplanacak nesne katot, kaplayıcı metal anottur ve elektrolit kaplayıcı metalin iyonunu içerir. Elektrolitik arıtmada ise kirli metal anot, saf metal katot olur.
Korozyon, metallerin nem ve oksijen etkisiyle yükseltgenerek aşınmasıdır (demirin paslanması gibi); tuz ve nem bu süreci hızlandırır. Boyama, kaplama, korozyona dayanıklı alaşım kullanma ve katodik koruma önleme yöntemleridir.
Katodik korumada korunacak metale ondan daha aktif bir metal (kurban elektrot; demir için Mg, Zn) bağlanır; kurban elektrot anot olup aşınır ve düzenli yenilenir. Daha az aktif metal (Cu, Sn) bağlamak ya da kaplamak, çizildiğinde korumayı bozar ve paslanmayı hızlandırır.

Karbon Kimyasına Giriş: Formüller, Hibritleşme ve Molekül Geometrisi

74 soru

Organik bileşikler karbon bazlı, genellikle H ve çoğunlukla O, N, S, halojen gibi atomlar da içeren, kovalent bağlı bileşiklerdir; ana kaynakları canlılar ve canlı kalıntılarıdır.
Anorganik bileşikler asit, baz, tuz ve oksit sınıfındadır; ana kaynakları minerallerdir. CO, CO₂, H₂CO₃, karbonatlar ve siyanürler (KCN gibi) karbon içermelerine rağmen anorganik sayılır.
Organik bileşikler genellikle yanıcıdır, tepkimeleri yavaştır, erime-kaynama noktaları düşüktür ve kovalent yapılıdır; anorganikler genellikle iyonik, yanmaz, tepkimeleri hızlı ve erime-kaynama noktaları yüksektir.
Wöhler amonyum siyanattan (NH₄OCN, anorganik) üre ((NH₂)₂CO, organik) elde ederek organik bileşiklerin yalnız canlılarda oluşabileceği düşüncesini çürütmüştür.
Karbon 4A grubundadır, 4 değerlik elektronu vardır ve 4 kovalent bağ yapar. Tekli, ikili, üçlü bağlarla düz zincirli, dallı, halkalı ve aromatik çok sayıda bileşik oluşturabilir.
Allotrop, aynı elementin atomlarının farklı sayı ve dizilişte birleşmesiyle oluşan farklı saf maddelerdir. Karbonun doğal allotropları elmas ve grafit, yapay (laboratuvar) allotropları fulleren, grafen ve nanotüptür.
Elmas: her C dört C ile bağlıdır, sp³, düzgün dörtyüzlü kristal; çok sert, elektriği iletmez, ısıyı iyi iletir. Grafit: her C üç C ile bağlıdır, sp², altıgen halkalı düzlemsel tabakalar; tabakalar arası etkileşim zayıf olduğundan yumuşaktır ve π elektronları sayesinde elektriği iletir.
Grafen grafitin tek tabakasıdır (bal peteği örgülü, iki boyutlu); fullerende C atomları beşgen, altıgen (bazen yedigen) halkalarla küre, tüp gibi yapılar kurar; nanotüp silindirik, çok sağlam ve iletken bir yapay allotroptur.
Lewis formülü, değerlik elektronlarının atom sembolü çevresinde nokta ile gösterilmesidir. Bağ yapan elektronlar ortaklanmış, bağ yapmayanlar ortaklanmamış (bağlayıcı olmayan) elektronlardır.
Lewis yapısında hidrojen dublete, C, N, O, F gibi atomlar oktete ulaşır. Be ve B bileşiklerinde (BeH₂, BF₃) merkez atom oktetini tamamlamaz.
Lewis yapısı çizerken toplam değerlik elektronu sayılır, 2’ye bölünerek toplam çift sayısı bulunur; bağlayıcı çiftler çıkarıldığında kalanlar ortaklanmamış çiftlerdir.
Basit (kaba) formül atom türlerini ve en küçük tam sayılı atom oranını gösterir; molekül (kapalı) formül gerçek atom sayılarını gösterir: molekül formülü = n × basit formül, n = molekül kütlesi / basit formül kütlesi.
Yapı (açık) formül atomların gerçek sayısı ile bağlanma düzenini; yarı açık formül ise gruplanmış hâlini gösterir (örneğin CH₃CH₂OH). Basit formülü aynı olan bileşiklerin molekül formülü farklı olabilir (C₂H₂ ve C₆H₆ için CH).
Basit formülden atom türü, atom sayıları oranı ve (atom kütleleri biliniyorsa) kütlece yüzde bileşim bulunabilir; molekül kütlesi ve gerçek atom sayısı bulunamaz.
Yakma analizi: CO₂’deki karbon ve H₂O’daki hidrojen hesaplanır (n(C) = n(CO₂), n(H) = 2·n(H₂O)); oksijen, örnek kütlesinden C ve H kütleleri çıkarılarak bulunur. Mol oranlarından basit formül, mol kütlesinden molekül formülü elde edilir.
Sayısal örnek: 4,4 g CO₂ → 0,1 mol C (1,2 g); 1,8 g H₂O → 0,2 mol H (0,2 g). NŞA’da 1 mol gaz 22,4 L olduğundan gaz hacminden de mol sayısı bulunur.
Hibritleşme, aynı enerji düzeyindeki farklı orbitallerin karışarak eş enerjili yeni orbitaller oluşturmasıdır. Karbon önce 2s elektronunu 2p’ye uyararak dört yarı dolu orbital elde eder, sonra hibritleşir.
Karbon üç hibritleşme yapar: sp (1 s + 1 p → 2 sp, 2 p kalır; doğrusal, 180°), sp² (1 s + 2 p → 3 sp², 1 p kalır; düzlem üçgen, 120°), sp³ (1 s + 3 p → 4 sp³; düzgün dörtyüzlü, 109,5°).
Hibrit türü pratik olarak merkez atomun σ bağı sayısı ile bağ yapmayan elektron çifti sayısının toplamından bulunur: 2 ise sp, 3 ise sp², 4 ise sp³. π bağları bu toplama katılmaz.
Hibritleşme sırasında s karakteri sp (%50) > sp² (%33) > sp³ (%25) sıralanır. Hibrit orbitallerin enerjisi 2s < sp < sp² < sp³ < 2p biçimindedir.
σ bağı orbitallerin uç uca örtüşmesiyle (s–s, s–p, p–p, hibrit–s, hibrit–hibrit) oluşur ve ilk bağdır; π bağı yalnız hibritleşmeye katılmayan p orbitallerinin yan yana örtüşmesiyle oluşur ve σ’dan daha zayıftır.
Tekli bağ 1 σ; ikili bağ 1 σ + 1 π; üçlü bağ 1 σ + 2 π içerir. Bağ uzunluğu tekli > ikili > üçlü, bağ sağlamlığı üçlü > ikili > tekli sıralanır.
Alkanların tüm bağları σ’dır ve tüm karbonları sp³’tür (CₙH₂ₙ₊₂). Alkenlerde C=C’deki karbonlar sp², alkinlerde C≡C’deki karbonlar sp hibritleşmesi yapar.
VSEPR gösteriminde A merkez atom, X bağlı atom (grup), E merkez atomdaki ortaklanmamış çifttir. AX₂ doğrusal 180° (BeH₂, CO₂, C₂H₂), AX₃ düzlem üçgen 120° (BF₃, C₂H₄, CH₂O), AX₄ düzgün dörtyüzlü 109,5° (CH₄, CCl₄).
AX₃E üçgen piramit (NH₃, yaklaşık 107°), AX₂E₂ açısal/kırık doğru (H₂O 104,5°, H₂S). Ortaklanmamış çift sayısı arttıkça bağ açısı 109,5°’nin altına iner; hibritleşme sp³ kalır.
Molekülün polarlığı geometriye bağlıdır: simetrik moleküllerde (CO₂, BF₃, CH₄, CCl₄, C₂H₄, C₂H₂) bağ kutuplarının bileşkesi sıfırdır, molekül apolardır. NH₃, H₂O, HF, HCN, CH₃Cl ve CH₂O polardır.
İzomerler molekül formülleri aynı, yapı formülleri (atomların bağlanma düzeni) farklı bileşiklerdir (C₂H₅OH ve CH₃OCH₃; n-bütan ve izobütan; NH₄OCN ve üre). Mol kütleleri aynıdır, fiziksel ve kimyasal özellikleri farklıdır.

Hidrokarbonlar: Alkanlar, Alkenler, Alkinler ve Aromatik Bileşikler

125 soru

Yalnız C ve H atomlarından oluşan organik bileşiklere hidrokarbon denir; açık zincirli ya da halkalı alifatik ve aromatik olarak ikiye ayrılırlar.
Alkanlar (parafinler) yalnız tekli bağ içerir; doymuş hidrokarbonlardır. Açık zincirli alkanların genel formülü CₙH₂ₙ₊₂’dir.
Alkanlarda tüm bağlar sigma bağıdır, tüm karbonlar sp³ hibritleşmesi yapar. Açık zincirli alkanda toplam sigma bağı sayısı 3n + 1’dir.
İlk alkanlar: metan CH₄, etan C₂H₆, propan C₃H₈, bütan C₄H₁₀, pentan C₅H₁₂, hekzan C₆H₁₄, heptan C₇H₁₆, oktan C₈H₁₈, nonan C₉H₂₀, dekan C₁₀H₂₂.
Alkandan bir H çıkınca alkil grubu olur: metil –CH₃, etil –C₂H₅, propil, izopropil, bütil, izobütil, sec-bütil, ter-bütil gibi.
Alkan adlandırması: en uzun zincir (eşitse dal sayısı çok olan) seçilir; dala en yakın uçtan numaralanır; dallar alfabetik sırayla ve numaralarıyla yazılır, aynı gruptan birden fazlaysa di-, tri- ön ekleri kullanılır.
İki uçtan numaralamada dal numaraları eşit çıkıyorsa alfabetik sırada önce gelen grup küçük numarayı alır.
Karbon atomu, bağlı olduğu karbon sayısına göre primer (1), sekonder (2), tersiyer (3) ya da kuaterner (4) adını alır.
Alkanlar apolardır, suda çözünmez; moleküller arasında yalnız London kuvvetleri vardır. Karbon sayısı arttıkça kaynama noktası yükselir, aynı formüllü izomerlerde dallanma arttıkça düşer (n-pentan > izopentan > neopentan).
Alkanlar kimyasal olarak az etkindir; temel tepkimeleri yanma ve halojenle yer değiştirmedir.
Alkan yanması: CₙH₂ₙ₊₂ + (3n+1)/2 O₂ → nCO₂ + (n+1)H₂O. Tam yanmada yalnız CO₂ ve H₂O oluşur.
Işık ya da ısı altında alkan + halojen tepkimesi yer değiştirmedir: CH₄ + Cl₂ → CH₃Cl + HCl; her adımda bir HX oluşur. CHCl₃ kloroform, CCl₄ tetraklorometandır.
Yapı izomerleri aynı kapalı, farklı açık formüle sahiptir: zincir (dallanma), konum ve zincir–halka izomerisi vardır. İlk üç alkanın (metan, etan, propan) yapı izomeri yoktur.
Sikloalkanlar halkalı doymuş hidrokarbonlardır; genel formülleri CₙH₂ₙ’dir ve aynı karbonlu alkenlerle (örneğin siklopentan–1-penten) izomerdir. Tek dal varsa konum belirtilmez; birden fazla dalda alfabetik sıraya göre en küçük numaralar verilir.
Alkenler en az bir C=C içeren doymamış hidrokarbonlardır; bir çift bağlı açık zincirli alkenlerin genel formülü CₙH₂ₙ’dir. Adlandırmada çift bağı içeren en uzun zincir seçilir, numaralama çift bağa yakın uçtan başlar, ek –en olur (dienlerde –dien).
Etenil (vinil) CH₂=CH– ve 2-propenil (allil) CH₂=CH–CH₂– alkenil gruplarıdır.
Alkenler katılma tepkimesi verir: H₂ (alkan), X₂ (dihalojenür), HX (alkil halojenür), H₂O (alkol). Bromlu suyun rengini giderirler.
Markovnikov kuralı: HX ve H₂O gibi simetrik olmayan reaktiflerde H, çift bağın H’i fazla olan karbonuna; X ya da OH ise H’i az olan karbona bağlanır. Çift bağ karbonlarında H sayısı eşitse kural önem taşımaz.
Cis–trans izomerisi için çift bağın her karbonuna birbirinden farklı iki grup bağlı olmalıdır. Cis izomer genellikle polardır ve kaynama noktası daha yüksektir; trans izomer çoğunlukla apolar ya da daha az polardır.
Polimerleşme: alkenlerin pi bağı açılarak monomerler uç uca bağlanır (eten → polietilen, propen → polipropilen, vinil klorür → PVC, tetrafloroeten → teflon). Yan ürün oluşmaz, kütle korunur.
Alkinler en az bir C≡C içeren doymamış hidrokarbonlardır; genel formülleri CₙH₂ₙ₋₂’dir (bir üçlü bağlı açık zincirli). Adlandırmada ek –in olur, numaralama üçlü bağa yakın uçtan yapılır. En basit üyesi etin (asetilen) HC≡CH’dir.
Asetilen endüstride ve laboratuvarda CaC₂ + 2H₂O → C₂H₂ + Ca(OH)₂ tepkimesiyle elde edilir; yanıcıdır, oksi-asetilen alevi kaynakta kullanılır.
Alkinlere H₂, X₂ ve HX iki basamakta katılır (1 mol alkin için 2 mol). Su katılmasında kararsız enol oluşur: etinden etanal (aldehit), diğer alkinlerden keton (örneğin propinden propanon) elde edilir.
Üçlü bağ karbonuna H bağlı olan uç alkinlerin bu hidrojeni metalle yer değiştirebilir: amonyaklı AgNO₃ ile beyaz, amonyaklı CuNO₃ ile kırmızı çökelek verir. İç alkinler bu tepkimeyi vermez; bu, uç alkinin tanınma yoludur.
Asetilenin üç molekülü uygun koşullarda birleşerek benzen oluşturur: 3C₂H₂ → C₆H₆ (trimerleşme).
Benzen C₆H₆ aromatik hidrokarbonların en basit üyesidir; düzlemsel altıgen halkadır, tüm C–C bağları özdeştir (rezonans), 12 sigma ve 3 pi bağı içerir, karbonlar sp² hibritleşmesi yapar.
Rezonans nedeniyle benzen çok kararlıdır; doymamış olmasına rağmen bromlu suyun rengini kolay gidermez, katılmaya değil yer değiştirmeye eğilimlidir.
Aromatik türevler: toluen C₆H₅–CH₃, fenol C₆H₅–OH (zayıf asit), anilin C₆H₅–NH₂ (bazik), naftalin C₁₀H₈ (süblimleşen katı, güve önleyici). Benzen halkasından H çıkınca fenil (C₆H₅–) grubu olur.
Kullanım: metan doğal gazın ana bileşenidir; propan–bütan karışımı LPG’dir; eten plastik (polietilen) hammaddesidir; asetilen kaynak ve sentezde, benzen ve türevleri boya, ilaç, plastik ve patlayıcı (TNT) üretiminde kullanılır. Benzen zehirli ve kanserojendir.

Fonksiyonel Gruplar: Alkoller, Eterler, Karbonil Bileşikleri, Karboksilik Asitler, Esterler ve Aminler

147 soru

Fonksiyonel grup, bir organik bileşiğe belirli kimyasal ve fiziksel özellikler kazandıran atom ya da atom gruplarıdır; aynı grubu taşıyan bileşikler aynı sınıfı oluşturur. Birden fazla farklı grup taşıyan bileşikler polifonksiyonel bileşiklerdir.
Gruplar ve sınıflar: –OH alkol, –O– eter, –CHO aldehit, >C=O keton, –COOH karboksilik asit, –COO– ester, –NH₂ amin, –CONH₂ amit. Karbonil grubu (>C=O) aldehit ve ketonların ortak grubudur.
Alkol: sp³ hibritleşmesi yapmış bir karbona –OH bağlıdır. Aynı karbonda iki –OH bulunan, çift bağlı karbona (enol) ya da benzen halkasına (fenol) bağlı –OH içeren bileşikler alkol değildir.
Monoalkollerin genel formülü CₙH₂ₙ₊₂O’dur. –OH sayısına göre mono-, di- (CₙH₂ₙ₊₂O₂), tri- (CₙH₂ₙ₊₂O₃) alkoller vardır. Örnekler: etandiol (glikol), propantriol (gliserin).
–OH’ın bağlı olduğu karbona bir alkil bağlıysa primer, iki alkil bağlıysa sekonder, üç alkil bağlıysa tersiyer alkoldür. Bir alkol aynı anda hem primer hem sekonder grup taşıyabilir.
Alkol adlandırması: –OH’ı taşıyan en uzun zincir seçilir, –OH’a en küçük numara verilir, alkan adının sonuna –ol eklenir (2-propanol). Yaygın adlarda alkil adı + alkol kullanılır (izopropil alkol).
Alkoller moleküller arasında hidrojen bağı yapar. Aynı karbon sayılı hidrokarbon, eter ve aldehit ya da ketonlardan daha yüksek sıcaklıkta kaynar; –OH sayısı arttıkça kaynama noktası ve suda çözünürlük artar.
Monoalkollerde karbon sayısı arttıkça kaynama noktası yükselir, suda çözünürlük azalır. Aynı karbon sayılı izomerlerde dallanma arttıkça kaynama noktası düşer. Alkoller suda iyonlaşmaz, bazik özellik göstermez.
Alkol eldesi: alkenlere asit katalizörlüğünde su katılması (Markovnikov kuralı), alkil halojenürlerin seyreltik NaOH ya da KOH ile yer değiştirme tepkimesi, şekerlerin fermantasyonu (C₆H₁₂O₆ → 2C₂H₅OH + 2CO₂) ve karbonil bileşiklerinin indirgenmesi.
Yükseltgenme: primer alkol → aldehit → karboksilik asit; sekonder alkol → keton; tersiyer alkol yükseltgenmez. Alkollerin derişik H₂SO₄ ile ısıtılmasıyla su ayrılarak alken oluşur.
Eter: iki alkil ya da aril grubunun oksijene bağlandığı R–O–R bileşikleridir; genel formül CₙH₂ₙ₊₂O’dur. Aynı karbon sayılı monoalkollerle fonksiyonel grup izomeridir. Alkil grupları aynıysa simetrik, farklıysa asimetriktir.
Eter adlandırması: yaygın adda alkil adları alfabetik yazılıp eter denir (etil metil eter). IUPAC’ta alkoksi grubu + en uzun zincirin alkan adı kullanılır (metoksietan, 2-metoksipropan).
Eterler polardır, açısal yapıdadır; moleküller arasında hidrojen bağı yapamaz ama suyla hidrojen bağı kurabilir. Kaynama noktaları aynı karbon sayılı alkollerden düşüktür; kimyasal tepkimelere karşı isteksizdirler ve iyi organik çözücüdür.
Aldehit (R–CHO) karbonil karbonuna bir H, keton (R–CO–R) iki alkil bağlıdır; ikisinin genel formülü CₙH₂ₙO’dur. Aynı karbon sayılı aldehit ve keton birbirinin fonksiyonel grup izomeridir; ketonun en küçük üyesi 3 karbonludur.
Aldehit adı alkan adına –al (metanal, etanal), keton adı –on (propanon, 2-pentanon) eki getirilerek yazılır; aldehitte karbonil karbonu 1 numaradır, ketonda karbonile en küçük numara verilir. Yaygın adlar: formaldehit, asetaldehit, aseton.
Karbonil bileşikleri polardır ama kendi aralarında hidrojen bağı yapmaz; kaynama noktaları aynı karbon sayılı hidrokarbonlardan yüksek, alkollerden düşüktür.
Aldehitler kolay yükseltgenir: karboksilik asit oluşur. Tollens ayıracı (amonyaklı AgNO₃) ile gümüş aynası, Fehling ayıracı ile kırmızı Cu₂O çökeleği verirler. Ketonlar bu ayıraçlarla ve yükseltgenme tepkimesiyle tepkime vermez.
Karbonil bileşikleri H₂ ile (NaBH₄ vb.) indirgenir: aldehit → primer alkol, keton → sekonder alkol. Her aldehit ve keton 1 mol >C=O başına 1 mol H₂ alır.
Karboksilik asit: –COOH grubu taşır; monokarboksilik asitlerin genel formülü CₙH₂ₙO₂’dir. Adı alkan adına –oik asit eki getirilerek yazılır; karboksil karbonu 1 numaradır (etanoik asit, 3-metilbütanoik asit). İki –COOH’lı asitler –dioik asit adını alır.
Karboksilik asitler zayıf asittir; suda kısmen iyonlaşır, bazlarla nötrleşir, NaHCO₃ ile CO₂ açığa çıkarır. Karbon sayısı arttıkça asitlik azalır (HCOOH > CH₃COOH > CH₃CH₂COOH). Hidrojen bağı ve dimerleşme nedeniyle kaynama noktaları çok yüksektir.
Önemli asitler: formik asit (karınca, ısırgan), asetik asit (sirke), sitrik asit (limon), malik asit (elma), benzoik asit (gıda koruyucu), salisilik asit (aspirin hammaddesi). Yağ asitleri çift sayıda karbonlu, düz ve uzun zincirli karboksilik asitlerdir; zincirinde pi bağı varsa doymamış yağ asidi adını alır.
Ester (R–COO–R′): karboksilik asit + alkol ⇌ ester + su (asit katalizörlü, dengeli esterleşme). IUPAC adı: alkolün alkil adı + asidin –oik asit yerine –oat eki (metil etanoat). Özel adda asit adının tuz kökü kullanılır (metil asetat).
Esterler hidrojen bağı yapmaz; kaynama noktaları aynı karbon sayılı asitlerden düşüktür, suda çözünürlükleri azdır, meyve kokularının sorumlusudur. Doymuş monoesterlerin genel formülü CₙH₂ₙO₂’dir ve aynı karbon sayılı monokarboksilik asitlerle fonksiyonel grup izomeridir.
Ester hidrolizi esterleşmenin tersidir; asit ortamda dengeli, bazik ortamda tamamlanır ve karboksilat tuzu ile alkol oluşur. Yağın (trigliserit) NaOH ya da KOH ile hidrolizi sabunlaşmadır: yağ + 3NaOH → 3 sabun + gliserin.
Amin: NH₃’ın H atomlarının alkil gruplarıyla yer değiştirmesiyle oluşur; bağlı alkil sayısına göre primer, sekonder, tersiyer amin vardır. Baz özelliği gösterir, kırmızı turnusolu maviye çevirir. Amit (R–CO–NH₂) ise bazik değildir; amino asitlerde –NH₂ ve –COOH birlikte bulunur.
Fonksiyonel grup izomerleri: alkol–eter (CₙH₂ₙ₊₂O), aldehit–keton (CₙH₂ₙO), karboksilik asit–ester (CₙH₂ₙO₂). Aynı kapalı formüle sahip bu çiftlerin özellikleri birbirinden çok farklıdır.
Günlük hayat: etanol (çözücü, antiseptik, yakıt katkısı), metanol (zehirli, çözücü), etandiol (antifriz), gliserin (sabun, nemlendirici), aseton (oje çıkarıcı, çözücü), dietil eter (eski anestezik), asetik asit (sirke), esterler (koku ve aroma maddeleri).

Enerji Kaynakları ve Bilimsel Gelişmeler

52 soru

Fosil yakıtlar, canlı kalıntılarının milyonlarca yıl oksijensiz ortamda yüksek basınç ve sıcaklıkla dönüşmesiyle oluşur; yenilenemezler.
Fosil yakıt grupları kömür ve petroldür; doğal gaz da petrolle birlikte bulunan fosil yakıttır ve büyük kısmı metandır (CH₄).
Kömürleşme sırası: turba → linyit → taş kömürü → antrasit; sırayla karbon yüzdesi ve ısıl değer artar.
Ham petrol hidrokarbon karışımıdır; kaynama noktası farkından yararlanılarak ayrımsal damıtma ile fraksiyonlarına ayrılır, bu fraksiyonların her biri de hâlâ karışımdır.
Damıtma kolonunda küçük moleküllü, düşük kaynama noktalı fraksiyonlar (LPG, benzin) üstte; büyük moleküllü ağır yağlar ve asfalt altta toplanır.
Hidrokarbon zinciri uzadıkça moleküller arası çekim, kaynama noktası ve viskozite artar; uçuculuk azalır.
Petrol ürünleri: LPG ve benzin araç yakıtı, mazot dizel motorlarda, fuel oil ısınma ve sanayide, asfalt yol kaplamada kullanılır.
Oktan sayısı benzinin vuruntuya dayanıklılığını gösterir; izooktan 100, n-heptan 0 kabul edilir.
Tam yanma ürünleri CO₂ ve H₂O’dur; yetersiz oksijende zehirli CO ve is (C) oluşur.
Fosil yakıtlardaki kükürt ve yanma sıcaklığında oluşan azot oksitler SO₂ ve NOₓ verir; bu gazlar asit yağmuruna yol açar.
CO₂, CH₄, N₂O ve CFC sera gazlarıdır; derişimlerinin artması küresel ısınmaya ve iklim değişikliğine neden olur. N₂ sera gazı değildir.
Katalitik konvertör, egzozdaki CO, NOₓ ve yanmamış hidrokarbonları CO₂, N₂ ve H₂O’ya dönüştürür.
Fosil yakıtların zararından korunmak için toplu taşıma, ağaçlandırma, enerji verimliliği ve yenilenebilir enerji kullanımı artırılır.
Alternatif (yenilenebilir) enerji kaynakları doğal döngüde yenilenir, çevreye az zarar verir ve dışa bağımlılığı azaltır: güneş, rüzgâr, jeotermal, biyokütle, hidrojen.
Güneş enerjisi fotovoltaik panellerle elektriğe, kolektörlerle ısıya çevrilir; rüzgâr enerjisinde türbinler kinetik enerjiyi elektriğe dönüştürür.
Jeotermal enerji yerkabuğunun altındaki sıcak su ve buhardan sağlanır; elektrik, konut ve sera ısıtmasında kullanılır.
Biyokütle; tarım, orman ve hayvansal atıklardan elde edilir (biyogaz, biyoetanol, biyodizel); yanmada salınan CO₂ büyük ölçüde fotosentezle dengelenir.
Hidrojen kütle başına en yüksek enerjiyi veren temiz yakıttır: H₂ + ½O₂ → H₂O; saf hâlde doğada bulunmaz, depolanması zordur.
Hidrojen sodyum borhidrür ile depolanabilir: NaBH₄ + 2H₂O → 4H₂ + NaBO₂; çözeltileri yanıcı değildir ve NaBO₂’den NaBH₄ yeniden elde edilebilir. Bor rezervlerinin büyük kısmı Türkiye’dedir.
Yakıt pili kimyasal enerjiyi yanma olmadan doğrudan elektriğe çevirir; anotta H₂ yükseltgenir (H₂ → 2H⁺ + 2e⁻), katotta O₂ indirgenir, ürün sudur.
Yakıt pili reaktifler dışarıdan sürekli verildiği sürece çalışır; bu yönüyle tüketilen ve bitmeyen kapalı pillerden farklıdır.
Nükleer enerji fisyon (ağır çekirdeğin bölünmesi) ve füzyon (hafif çekirdeklerin birleşmesi) ile elde edilir; birim kütle başına enerji kimyasal tepkimelerden çok yüksektir, ancak uranyum tükenir ve radyoaktif atık sorunu vardır.
Sürdürülebilirlik, kaynakların tüketilmeden gelecek kuşaklara aktarılmasıdır; verimli kullanım, yenilenebilir enerji ve geri dönüşümü kapsar.
Metal ve kâğıt geri dönüşümü ham madde ve enerji tasarrufu sağlar, çevre kirliliğini azaltır, ekonomiye katkı verir.
Polimerler monomerlerin kovalent bağlarla bağlanmasıyla oluşur; doğal (nişasta, protein, selüloz) ya da sentetik (polietilen, PVC) olabilir. Etenden katılma polimerleşmesiyle polietilen oluşur.
Polimerler hafif, dayanıklı, kolay işlenebilir ve yalıtkandır; ancak çoğu sentetik polimer doğada çok uzun sürede bozunur.
Nanoteknoloji maddeyi nanometre ölçeğinde (1 nm = 10⁻⁹ m) inceler ve üretir; nano boyutta özellikler kütle hâlinden farklı olabilir.
Nanoteknoloji uygulamaları: leke tutmayan kumaşlar, kendi kendini temizleyen yüzeyler, minyatür elektronik, hedefe yönelik ilaç taşıyıcıları; nanoparçacıkların sağlık etkileri araştırılmalıdır.
Yeşil kimya: atığı kaynağında önleme, yüksek atom ekonomisi, zararsız çözücü, yenilenebilir hammadde, katalizör kullanımı ve enerji verimliliği ilkelerine dayanır.

Bu ders diğer sınavlarda

YKS · TYT TYT Kimya