YKS · TYT TYT Kimya Soruları

YKS · TYT TYT Kimya (sınavda Fen Bilimleri · 7 soru): 14 konuda 811 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

Kimya Bilimi: Simyadan Kimyaya, Kimya Disiplinleri, Sembolik Dil ve Laboratuvar Güvenliği79 soru
Atom Modelleri ve Atomun Yapısı51 soru
Periyodik Sistem ve Periyodik Özellikler57 soru
Güçlü Etkileşimler: İyonik, Kovalent ve Metalik Bağ63 soru
Zayıf Etkileşimler, Fiziksel ve Kimyasal Değişimler50 soru
Maddenin Fiziksel Hâlleri64 soru
Doğa ve Kimya: Su, Hava, Toprak ve Çevre58 soru
Kimyanın Temel Kanunları ve Mol Kavramı49 soru
Kimyasal Tepkimeler ve Denklemler55 soru
Kimyasal Hesaplamalar51 soru
Karışımlar, Çözünme ve Derişim56 soru
Karışımların Ayrılması49 soru
Asitler, Bazlar ve Tuzlar66 soru
Kimya Her Yerde63 soru

Kimya Bilimi: Simyadan Kimyaya, Kimya Disiplinleri, Sembolik Dil ve Laboratuvar Güvenliği

79 soru

Simya, eski çağlarda ölümsüzlük iksirini bulmak ve değersiz metalleri altına çevirmek amacıyla yapılan çalışmalardır; bu işle uğraşana simyacı (alşimist) denir.
Simyacıların aradığı efsanevi madde felsefe taşıdır.
Simya bilim sayılmaz: bilgileri deneme-yanılmaya dayanır, sistematik bilgi birikimi ve teorik temeli yoktur; yine de kimyanın bilim öncesi hâli sayılır.
Simyadan kimyaya geçen maddeler: tuz, cıva, cam, boya, sabun, barut, mum, kâğıt, mürekkep, seramik, kezzap (HNO₃), zaç yağı (H₂SO₄), tuz ruhu (HCl), sud kostik (NaOH), kireç taşı (CaCO₃), göz taşı (CuSO₄), Kıbrıs taşı (FeSO₄), güherçile (KNO₃).
Simya döneminden kimyaya miras kalan işlemler özütleme, damıtma, mayalama, kristallendirme, eritme, süzme, eleme, buharlaştırma ve kavurmadır; imbik, su terazisi, su banyosu, fırın ve el kantarı dönemin gereçleridir.
Kimya deney ve gözleme dayanır, teorik temeli vardır ve sistematik bilgi birikimi sağlar; simyada bunlar yoktur.
Democritus maddenin bölünemez taneciklerden (atom) oluştuğunu, Empedokles maddenin hava, su, toprak ve ateşten oluştuğunu ileri sürmüştür.
Aristo dört elementi dört özelliğin birleşimiyle açıklamıştır: toprak = kuru + soğuk (katı), su = soğuk + ıslak (sıvı), hava = ıslak + sıcak (gaz), ateş = sıcak + kuru (yanıcı).
Cabir bin Hayyan “simyanın babası” sayılır; ilk laboratuvarı kurmuş, imbik benzeri damıtma düzeneğini geliştirmiş, HCl, HNO₃, H₂SO₄ ve kral suyunun eldesini bulmuştur.
Ebubekir Er-Razi kimyayı ilk kez tıbba uygulamış, kroze ve fırın gibi araçları geliştirmiş, kostik soda ile gliserini bulmuş, karıncalardan formik asit elde etmiş, alkolü antiseptik olarak kullanmıştır.
Robert Boyle elementi “kendisinden daha basit maddelere ayrıştırılamayan saf madde” diye tanımlamış ve sabit sıcaklıkta gaz basıncı ile hacmin ters orantılı olduğunu (Boyle Kanunu) bulmuştur.
Antoine Lavoisier yanma olayını açıklamış, oksijenin havada bulunan ve yanmaya neden olan gaz olduğunu belirtmiş ve kütlenin korunumu kanununu bulmuştur; deneylerinde terazi kullanmıştır.
Kimyanın bilim olmasını sağlayanlar: terazinin kullanımı, maddeler arasında sayısal ilişkilerin kurulması, yanmanın açıklanması, teorilerin deneyle sınanması ve sistematik bilgi birikimidir.
Kimya disiplinleri: analitik (bileşenleri belirleme, ayırma, miktar ölçme), organik (karbon temelli bileşikler), anorganik (organik olmayan bileşikler), biyokimya (canlıdaki kimyasal olaylar), fizikokimya (enerji değişimleri, pil sistemleri), polimer kimyası (plastik, naylon, teflon), endüstriyel kimya (maliyet, verim ve kalite), adli kimya (suç delillerinin analizi).
Başlıca kimya endüstrileri: ilaç, petrokimya (petrol ve doğal gaz ürünleri), gübre (N, P, K sağlayan maddeler), arıtım (istenmeyen maddelerin uzaklaştırılması), boya ve tekstil.
Kimyayla ilgili meslekler: kimya öğretmenliği, kimya mühendisliği (tesis tasarımı, kurulumu, işletilmesi), metalurji mühendisliği (cevherden metal ve alaşım eldesi), kimyagerlik (laboratuvarda madde inceleme ve üretme), eczacılık (ilaç hammaddesi ve ilaç).
Element sembollerini bugünkü biçimiyle Berzelius 1814’te önermiştir; ilk harf büyük, varsa ikinci harf küçük yazılır (Co kobalt, CO karbon monoksit) ve semboller her dilde aynıdır.
Sık kullanılan semboller: Na sodyum, K potasyum, Ca kalsiyum, Mg magnezyum, Fe demir, Cu bakır, Zn çinko, Ag gümüş, Au altın, Pb kurşun, Hg cıva, Sn kalay, Cr krom, Mn mangan, Ba baryum, Br brom, I iyot.
Element: saf maddedir, tek tür atom içerir, sembolle gösterilir, atomik (Fe, He) ya da moleküler (O₂, N₂, Cl₂) yapıdadır; fiziksel ve kimyasal yöntemlerle bileşenlerine ayrılamaz.
Bileşik: farklı elementlerin belirli kütle oranıyla birleşmesinden oluşan saf maddedir; formülle gösterilir, kimyasal yöntemlerle bileşenlerine ayrılır, kendisini oluşturan elementlerin özelliklerini göstermez.
Element ve bileşik ortak özellikleri: saf olmaları, hal değişimi dışında homojen olmaları ve ayırt edici özelliklerinin (erime-kaynama noktası, yoğunluk) belirli olması.
Tek tür atom içeren her madde elementtir. Birden çok tür atom içeriyorsa madde bileşik ya da karışımdır. Bütün molekülleri birbirinin aynı olan bir madde ise element de bileşik de olabilir.
Bileşiklerin günlük adları: NaCl yemek tuzu, NH₃ amonyak, HCl tuz ruhu, H₂SO₄ zaç yağı, HNO₃ kezzap, CH₃COOH sirke asidi, NaOH sud kostik, KOH potas kostik, NaHCO₃ yemek sodası, Na₂CO₃ çamaşır sodası, CaCO₃ kireç taşı, Ca(OH)₂ sönmüş kireç, CaO sönmemiş kireç.
Laboratuvarda önlük ve kapalı ayakkabı giyilir, tehlikeli deneylerde gözlük takılır, yiyecek ve içecek tüketilmez; kimyasallara çıplak elle dokunulmaz, koklanmaz, tadılmaz; takılar çıkarılır, saçlar toplanır.
Asit seyreltirken su üzerine yavaşça asit eklenir; buharlaşan maddeler çeker ocakta ölçülür; uçucu ve yanıcı maddeler açık aleve yaklaştırılmaz; katı ve sıvı atıklar lavaboya dökülmez, etiketli atık kaplarına konur.
Uyarı işaretleri: yanıcı (ateşten uzak tut), yakıcı (yanıcıyı tutuşturur, ör. oksijen), korozif (asit-baz, aşındırır), patlayıcı, tahriş edici (buharı solunmaz), zehirli/toksik, radyoaktif (kanser, genetik bozukluk riski), çevreye zararlı (lavaboya dökülmez).
Diğer işaretler: kırılabilir cam, göz, eldiven, elbise, kesici cisim ve sıcak cisim güvenliği; her biri ilgili korunma önlemini (gözlük, eldiven, önlük, dikkat) hatırlatır.
Na su dengesi ve sinir-kas işlevi için, K su dengesi ve kalp ritmi için (fazlası hiperkalemi), Fe hemoglobin için (eksikliği anemi), Ca kemik-diş ve kan pıhtılaşması için (fazlası böbrek taşı), Mg enerji üretimi ve bitkilerde klorofil için gereklidir.
Hg ve Pb zehirli ağır metallerdir; CO₂ zehirli değildir ancak sera etkisi yapar; NO₂ ve SO₃ asit yağmuruna yol açar; CO hemoglobine bağlanarak zehirler; Cl₂ zehirli gazdır ve çamaşır suyu ile tuz ruhu karışınca açığa çıkar.
Laboratuvar malzemeleri: cam balon (tepkime, ısıtma), beherglas (çözelti hazırlama), erlenmayer (titrasyon, süzme), balon joje (kesin hacimli çözelti), dereceli silindir (yaklaşık hacim), büret (titrasyon), pipet (hassas hacim), ayırma hunisi (sıvı-sıvı heterojen karışım).

Atom Modelleri ve Atomun Yapısı

51 soru

Dalton modeli (1803): atomlar içi dolu, bölünemez kürelerdir; bir elementin bütün atomları özdeştir; bileşikler belirli sayı ve kütle oranlarında birleşmeyle oluşur.
Dalton modeli kütlenin korunumunu (tepkimede atomlar yok olmaz, yeniden düzenlenir) ve sabit oranlar kanununu açıklar.
Dalton modelinin geçersiz kalan yönleri: atom bölünebilir (boşluklu ve alt tanecikli yapı), aynı elementin atomları izotoplarda olduğu gibi tamamen özdeş değildir.
Thomson modeli (1897) “üzümlü kek” modelidir: pozitif yüklü kürenin içine negatif yüklü elektronlar gömülüdür; yük sayıları eşit olduğu için atom nötrdür.
Thomson modeli elektronu keşfettirmiştir ama çekirdekten ve nötrondan söz etmez; pozitif yükü atom boyunca yayılmış sayar.
Rutherford modeli (1911) ince altın levhaya gönderilen α ışınları deneyine dayanır: ışınların çoğu geçer, az kısmı sapar ya da geri döner.
Rutherford deney sonuçları: atomun büyük kısmı boşluktur; pozitif yüklerin tamamı çekirdek denilen çok küçük ve yoğun bir hacimde toplanmıştır; elektronlar çekirdeğin çevresindedir.
Çekirdek fikri ilk kez Rutherford modelinde ortaya çıkmıştır; nötronun varlığı ise 1932’de Chadwick tarafından kanıtlanmıştır.
Rutherford modelinin eksikleri: elektronun çekirdeğe neden düşmediğini ve atom spektrumlarını açıklayamaması.
Spektrum: ışığın prizmada dalga boylarına ayrışmasıdır. Beyaz ışık sürekli spektrum, ısıtılmış gaz atomlarının yaydığı ışık çizgi (kesikli) spektrum verir.
Her elementin çizgi spektrumu kendine özgüdür; bu yüzden element tanımada kullanılır. Çizgi spektrumu yayılma (emisyon) ve soğurma (absorbsiyon) olarak ikiye ayrılır; aynı elementte çizgilerin dalga boyları aynıdır.
Bohr modeli (1913): elektronlar çekirdekten belirli uzaklıktaki dairesel yörüngelerde (enerji düzeylerinde, n = 1, 2, 3 … ya da K, L, M …) bulunur; her yörüngenin enerjisi sabittir.
Bohr modelinde çekirdekten uzaklaştıkça enerji artar. n = 1 temel hâldir (en kararlı, en düşük enerji); daha yüksek düzeylere çıkmış atom uyarılmış hâldedir ve kararsızdır.
Elektron yüksek düzeyden alçak düzeye geçerken aradaki enerji farkını ışın olarak yayar (emisyon); alçaktan yükseğe çıkarken enerji soğurur (absorbsiyon).
Bohr modeli yalnızca tek elektronlu taneciklerde (H, He⁺, Li²⁺) başarılıdır; elektronun dalga özelliğini ve yörünge dışı davranışını dikkate almaz.
Modern atom teorisinde elektronun bulunma ihtimalinin yüksek olduğu uzay bölgesine elektron bulutu (orbital) denir; elektron belirli bir çizgisel yörüngede hareket etmez.
Model sırası: Dalton → Thomson → Rutherford → Bohr → modern atom teorisi.
Atomun temel tanecikleri: proton (+1, 1 akb), nötron (0, 1 akb), elektron (−1, yaklaşık 1/1840 akb). Atom kütlesini hemen hemen proton ve nötronlar belirler.
Atom numarası (Z) = proton sayısı = çekirdek yüküdür; sembolün sol altına yazılır. Elementin kimliğini belirler, nötr atomda elektron sayısına eşittir.
Kütle numarası (A) = proton sayısı + nötron sayısı = nükleon sayısıdır; sembolün sol üstüne yazılır. Nötron sayısı n = A − Z; toplam tanecik sayısı p + n + e.
İyonlarda proton sayısı ≠ elektron sayısı: katyonda p > e (pozitif), anyonda p < e (negatif). İyon yükü = p − e.
Atom iyon olurken proton ve nötron sayısı ile kütle numarası değişmez; elektron sayısı, yarıçap, fiziksel ve kimyasal özellikler değişir. Katyon atomdan küçük, anyon atomdan büyüktür.
İzotop: proton sayısı (aynı element) aynı, nötron sayısı ve kütle numarası farklı atomlar. Fiziksel özellikleri farklı, nötr hâlde kimyasal özellikleri aynıdır; hidrojenin izotopları protyum, döteryum ve trityumdur.
İzoton: nötron sayısı aynı, proton sayısı ve kütle numarası farklı atomlar. İzobar: kütle numarası aynı, proton ve nötron sayıları farklı atomlar. İkisinin de fiziksel ve kimyasal özellikleri farklıdır.
İzoelektronik: elektron sayısı (ve dizilişi) aynı, proton sayısı farklı taneciklerdir; örneğin O²⁻, F⁻, Ne, Na⁺, Mg²⁺ taneciklerinin hepsinde 10 elektron vardır.
Kimyasal özellik proton ve elektron sayısına bağlıdır; fiziksel özellik ise proton, nötron ve elektron sayılarına bağlıdır, biri bile farklıysa fiziksel özellik farklıdır.
Çok atomlu iyonlarda toplam proton, nötron ve elektron sayıları atomlar tek tek toplanarak bulunur; elektron sayısı için en sonda iyon yükü işlemi yapılır (anyonda eklenir, katyonda çıkarılır).

Periyodik Sistem ve Periyodik Özellikler

57 soru

Mendeleyev’in 1869 tarihli tablosunda elementler atom kütlelerine göre sıralanmış, benzer olanlar aynı sütuna yerleştirilmiş, bilinmeyen elementlerin yeri ise boş bırakılarak özellikleri öngörülmüştür.
Moseley 1913’te X ışını deneyleriyle atom numarasını saptamış; kimyasal özellik benzerliğinin kütleye değil atom numarasına dayandığını ortaya koymuştur.
Modern periyodik sistemde elementler artan atom numarasına göre dizilir; atom numarası soldan sağa ve yukarıdan aşağıya doğru artar.
Yatay sıralara periyot, düşey sütunlara grup denir. Sistemde 7 periyot ve 18 grup (8 A, 10 B) vardır.
Periyotlardaki element sayıları: 1. periyot 2, 2. ve 3. periyot 8’er, 4. ve 5. periyot 18’er, 6. ve 7. periyot 32’şer.
A gruplarına baş grup, B gruplarına geçiş elementleri denir. B grupları 4. periyotta başlar; ilk üç periyotta geçiş elementi yoktur.
Katman elektron dizilimi, elementin yerini verir: elektron içeren katman sayısı periyot numarasına, en dış katmandaki elektron sayısı (değerlik elektron sayısı) A grup numarasına eşittir.
Örnek: 17Cl: 2-8-7 olduğundan 3. periyot 7A grubundadır; 20Ca: 2-8-8-2 olduğundan 4. periyot 2A grubundadır.
Tek atomlu iyonlarda elektron sayısı proton sayısından farklıdır; yer bulmak için önce nötr atomun elektron sayısı (= atom numarası) bulunur. Örneğin X²⁻ iyonu 18 elektronluysa X’in atom numarası 16’dır.
Elektron sayıları aynı olan taneciklere izoelektronik denir (Na⁺, Mg²⁺, F⁻, O²⁻ gibi 10 elektronlu taneciklerde olduğu gibi).
A gruplarının özel adları: 1A alkali metaller (H hariç), 2A toprak alkali metaller, 7A halojenler, 8A soygazlar. Hidrojen 1A’da yer alsa da ametaldir.
Elementler metaller, ametaller, yarı metaller ve soygazlar olarak sınıflandırılır; elementlerin büyük çoğunluğu metaldir.
Metaller tel ve levha hâline gelir, parlaktır, ısıyı ve elektriği iyi iletir; oda koşullarında Hg dışında katıdır; bileşiklerinde yalnız pozitif değerlik alır ve elektron vermeye yatkındır.
Ametaller mat ve kırgandır, ısı ile elektriği genellikle iletmez (grafit istisnadır); elektron almaya yatkındır; oda koşullarında katı, sıvı (Br₂) ya da gaz olabilir.
Yarı metaller (B, Si gibi) hem metal hem ametal özelliği gösterir; parlaktır ama kırılgandır, yarı iletkendir.
Soygazlar (8A) tek atomludur, kararlı elektron düzenine sahiptir ve bileşik oluşturma eğilimleri yok denecek kadar azdır. He’un dış katmanında 2 elektron (dublet), diğerlerinde 8 elektron (oktet) bulunur.
Atom yarıçapı: aynı periyotta soldan sağa azalır (çekirdek yükü artar, katman sayısı sabit); aynı grupta yukarıdan aşağıya artar (katman sayısı artar).
İyon çapı: katyon, nötr atomundan küçüktür; anyon, nötr atomundan büyüktür. İzoelektronik taneciklerde proton sayısı arttıkça çap küçülür (O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺).
İyonlaşma enerjisi, gaz hâlindeki bir atomdan bir elektron koparmak için gereken enerjidir; endotermiktir. X(g) + İE₁ → X⁺(g) + e⁻.
Aynı atomda ardışık iyonlaşma enerjileri sürekli artar: İE₁ < İE₂ < İE₃ < …
Ardışık iyonlaşma enerjilerinde değerlik elektronları bittikten sonra çok büyük bir sıçrama olur; sıçramanın hangi basamakta olduğu A grubunu verir (İE₂’den sonra sıçrama 1A; İE₃’ten sonra 2A; İE₄’ten sonra 3A).
1. iyonlaşma enerjisi aynı periyotta genel olarak soldan sağa artar, aynı grupta aşağıdan yukarıya artar; atom çapı küçüldükçe iyonlaşma enerjisi büyür.
Aynı periyotta 1. iyonlaşma enerjisi sırası: 1A < 3A < 2A < 4A < 6A < 5A < 7A < 8A. Tam dolu (2A) ve yarı dolu (5A) alt kabın kararlılığı bu sapmaların nedenidir.
Elektron ilgisi, gaz hâlindeki nötr atomun elektron alırken yaptığı enerji değişimidir; çoğunlukla ekzotermiktir. Açığa çıkan enerji büyüdükçe elektron ilgisi büyüktür.
Elektron ilgisi genel olarak aynı periyotta soldan sağa, aynı grupta aşağıdan yukarıya artar. İstisna: elektron ilgisi en yüksek element Cl’dir (F’den büyüktür). Ametallerin elektron ilgisi metallerinkinden yüksektir.
Elektronegatiflik, bağ yapan atomun bağ elektronlarını kendine çekme yeteneğidir. Periyotta soldan sağa, grupta aşağıdan yukarıya artar; en yüksek değer F’dedir (4,0). Soygazlar için elektronegatiflikten söz edilmez.
Metalik özellik (elektron verme yeteneği, aktiflik) periyotta sağdan sola, grupta yukarıdan aşağıya artar; en metalik elementler 1A grubundadır.
Ametalik özellik (elektron alma yeteneği) periyotta soldan sağa, grupta aşağıdan yukarıya artar; en ametalik element F’dir.
Özet eğilim tablosu: Soldan sağa gidildikçe atom çapı ve metalik özellik azalır; iyonlaşma enerjisi, elektronegatiflik ve ametalik özellik genellikle artar. Yukarıdan aşağıya gidildikçe bunların hepsi tersine döner.
Oktet kuralı: kararlı tanecik dış katmanında 8 elektron bulundurur; ilk katman için kural dublettir (2 elektron). Be²⁺ ve Li⁺ gibi iyonlar dublete uyar.

Güçlü Etkileşimler: İyonik, Kovalent ve Metalik Bağ

63 soru

Atomlar ya da iyonlar arasındaki etkileşimler güçlü (kimyasal bağ) ve zayıf (fiziksel bağ) olarak ikiye ayrılır; iyonik, kovalent ve metalik bağ güçlü etkileşimlerdir.
Hâl değişimi ve çözünme gibi fiziksel olaylarda zayıf etkileşimler (London, dipol-dipol, hidrojen bağı) kopar; kimyasal bağlar kopmaz. Kimyasal tepkimelerde ise güçlü etkileşimler kırılıp yenileri oluşur.
Lewis nokta gösteriminde yalnızca değerlik elektronları, element sembolünün dört yanına önce teker teker, beşinci elektrondan itibaren eşleştirilerek yerleştirilir. A grubu elementlerinde nokta sayısı grup numarasına eşittir (He hariç).
Atomlar bağ yaparken soygaz düzenine ulaşmak ister: H, He gibi 1. periyot atomları dublet (2 elektron), diğerleri oktet (8 elektron) düzenine yönelir.
Metal atomu elektron verip katyon olunca değerlik elektronu kalmaz; Lewis gösteriminde yalnızca yük yazılır (Mg²⁺, Al³⁺). Ametal anyonda ise değerlik elektronlarına alınan elektronlar eklenir ve köşeli parantez içinde yükle gösterilir (S²⁻ için 8 nokta).
İyonik bağ, katyon ile anyon arasındaki elektrostatik çekimdir; metalden ametale elektron aktarımıyla oluşur. İlk dört A grubu metali ile ametallerin bileşikleri tipik olarak iyoniktir.
Kararlı iyon yükleri: 1A: +1, 2A: +2, 3A: +3; 5A: −3, 6A: −2, 7A: −1. Hidrojen metallerle hidrür (H⁻) oluşturur, bu bileşikler (NaH, CaH₂) iyoniktir.
İyonik bileşiğin formülü yüklerin çaprazlanmasıyla bulunur: Xᵃ⁺ ve Yᵇ⁻ için XᵦYₐ; mümkünse sadeleştirilir (Pb⁴⁺ ve O²⁻ → PbO₂). Toplam yük sıfırdır.
İyonik katılar sürekli bir kristal örgü oluşturur; formüle karşılık gelen bağımsız bir molekül yoktur. Formül, iyonların en küçük tamsayılı oranını verir (formül birimi).
İyonik bileşikler oda koşullarında katıdır, sert ve kırılgandır; tel ya da levha hâline getirilemez. Kırılganlığın nedeni, kayan örgü katmanlarında aynı yüklü iyonların karşılaşıp birbirini itmesidir.
İyonik bileşiklerin erime ve kaynama noktaları yüksektir. İyon yükleri büyüdükçe ve iyon boyutları küçüldükçe iyonik bağ güçlenir, erime noktası artar (MgO > NaCl).
İyonik bileşikler katı hâlde elektriği iletmez; çünkü iyonlar hareket edemez. Eriyik hâlde ve sulu çözeltide iyonlar serbest olduğundan elektriği iletir. Suda çözünürken iyonlarına ayrışır (Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ + 3SO₄²⁻).
Bağ yapan atomlar arasındaki elektronegatiflik farkı arttıkça bağın iyonik karakteri ve polarlığı artar, kovalent karakteri azalır.
Çok atomlu iyonlar: NH₄⁺ amonyum, OH⁻ hidroksit, NO₃⁻ nitrat, CO₃²⁻ karbonat, SO₄²⁻ sülfat, PO₄³⁻ fosfat, CN⁻ siyanür, CH₃COO⁻ asetat. Bu iyonları içeren bileşiklerde iyonlar arası bağ iyonik, iyon içindeki bağlar kovalenttir.
Çok atomlu iyonun birden fazla bulunması gerekiyorsa iyon parantez içine alınıp sayı sağ alt köşeye yazılır: Ca(OH)₂, (NH₄)₃PO₄. Formüldeki toplam atom sayısını hesaplarken parantez dışındaki sayı parantez içindeki tüm atomlarla çarpılır.
İyonik bileşik adlandırma: önce katyonun adı, sonra anyonun adı yazılır; sayı öneki kullanılmaz (MgCl₂: magnezyum klorür). Ametal anyonlar “-ür/-it” ile biter: klorür, sülfür, nitrür, oksit.
Değişken değerlikli metallerde (Fe, Cu, Pb, Sn, Hg) katyonun değerliği metal adından sonra Roma rakamıyla parantez içinde yazılır: FeO demir (II) oksit, Fe₂O₃ demir (III) oksit, Cu₂S bakır (I) sülfür.
Kovalent bağ, ametal atomları arasında değerlik elektronlarının ortaklaşa kullanılmasıyla oluşur. Her ortak elektron çifti bir kovalent bağdır; bağ sayısının iki katı ortaklanmış elektron sayısını verir.
Atomlar arasında bir, iki ya da üç ortak çift bulunabilir (tekli, ikili, üçlü bağ). Ortaklanmamış (bağ yapmayan) elektronlar çift hâlinde gösterilir. Toplam değerlik elektronu = ortaklanmış + ortaklanmamış elektron.
Lewis yapısı kurarken tüm atomların toplam değerlik elektron sayısı hesaplanır; her atom oktedini (H dubletini) tamamlayacak şekilde bağlar çizilir, kalan elektronlar ortaklanmamış çift olarak yerleştirilir. Örneğin H₂O₂ yapısı H–O–O–H şeklindedir.
Oktet kuralının istisnası: BF₃ ve BCl₃ gibi bileşiklerde merkez atom bor, 6 elektronla kararlı kalır.
Aynı cins ametal atomları arasındaki bağ apolar kovalenttir (H₂, O₂, N₂, Cl₂); farklı cins ametaller arasındaki bağ polar kovalenttir ve ortak elektronlar elektronegatifliği büyük atoma kayar.
Molekül polarlığı elektron yoğunluğunun simetrik dağılıp dağılmadığına bağlıdır: simetrik dağılırsa molekül apolardır (CO₂, CS₂, BF₃, CH₄ ve çift atomlu aynı atom molekülleri); simetrik değilse polardır (HCl, H₂O, NH₃, HCN). Polar bağlı bir molekül apolar olabilir.
Merkez atomunda ortaklanmamış elektron çifti bulunan moleküller genellikle polar, bulunmayanlar genellikle apolardır. Ortaklanmamış çift sayısı: HF 3, H₂O 2, NH₃ 1, CH₄ 0.
Kovalent bileşikler bağımsız moleküllerden oluşur; erime ve kaynama noktaları genellikle iyonik bileşiklerden düşüktür. Katı ve sıvı hâlde iyon bulundurmadıkları için elektriği iletmezler; suda iyonlaşanların sulu çözeltileri iletir, şeker gibi iyon vermeyenlerinki iletmez.
Kovalent bileşik adlandırma: atom sayılarının Latince önekleri kullanılır (mono, di, tri, tetra, penta, heksa/hekza, hepta, okta, nona, deka). İlk elementte “mono” yazılmaz: CO karbon monoksit, N₂O₅ diazot pentaoksit, PCl₃ fosfor triklorür.
Metalik bağ, metal katyonları ile değerlik elektronlarının oluşturduğu elektron denizi arasındaki elektrostatik çekimdir. Metallerin parlaklığı, ısı ve elektrik iletkenliği, işlenebilirliği (tel ve levha hâline gelme) bu modelle açıklanır.
Metalik bağın gücü, değerlik elektron sayısı arttıkça ve atom yarıçapı küçüldükçe artar. Aynı periyotta soldan sağa (Na < Mg < Al) ve aynı grupta aşağıdan yukarı (K < Na < Li) metallerin erime noktası artar.

Zayıf Etkileşimler, Fiziksel ve Kimyasal Değişimler

50 soru

Kimyasal türler arası etkileşimler güçlü (kimyasal bağlar) ve zayıf (fiziksel bağlar) olarak ikiye ayrılır.
Bağ enerjisi, bağ oluşurken açığa çıkan ya da bağı koparmak için gereken enerjidir.
Ayırt etme ölçeği: kimyasal etkileşimlerin kırılması çoğunlukla 40 kJ/mol’ü aşan enerji ister; zayıf etkileşimlerde bu değer 40 kJ/mol’ün altında kalır.
Zayıf etkileşimler maddelerin yoğun fazlarında (katı ve sıvı) görülür; erime ve kaynama noktası gibi fiziksel özellikleri belirler.
Kalıcı dipol, polar moleküllerde elektronegatiflik farkından doğan kısmi yük (δ⁺ ve δ⁻) ayrımıdır; örnekler HCl, H₂O, NH₃.
İndüklenmiş (geçici) dipol, apolar moleküllerde ve soygazlarda elektronların anlık kayması sonucu oluşur.
Van der Waals kuvvetleri: dipol – dipol, iyon – dipol, dipol – indüklenmiş dipol, iyon – indüklenmiş dipol ve London kuvvetleridir; hidrojen bağı ayrı bir zayıf etkileşim olarak ele alınır.
Dipol – dipol etkileşimi polar moleküller arasında oluşur: bir molekülün δ⁻ ucu, komşusunun δ⁺ ucunu çeker.
İyon – dipol etkileşimi bir iyon ile polar molekül arasında oluşur ve dipol – dipol etkileşiminden daha sağlamdır; iyonik maddelerin suda çözünmesini sağlar.
Dipol – indüklenmiş dipol etkileşimi polar molekül ile apolar molekül ya da soygaz arasında oluşur ve çok zayıftır.
İyon – indüklenmiş dipol etkileşimi iyon ile apolar molekül arasındadır ve çok zayıftır; iyonik bileşikler apolar çözücülerde çözünmez.
London kuvvetleri (indüklenmiş dipol – indüklenmiş dipol) tüm atom ve moleküller arasında bulunur; apolar moleküllerde ve soygazlarda yoğun fazdaki tek etkileşimdir.
London kuvvetleri zayıf etkileşimlerin en zayıfıdır; polar moleküllerde başka etkileşimler de varsa onların yanında genellikle ihmal edilir.
Toplam elektron sayısı arttıkça London kuvvetleri güçlenir; kaynama ve erime noktası yükselir (He < Ne < Ar < Kr; F₂ < Cl₂ < Br₂ < I₂).
Kapalı formülleri aynı olan apolar moleküllerde dallanma arttıkça temas yüzeyi azalır, London kuvvetleri zayıflar ve kaynama noktası düşer.
Hidrojen bağı, F, O veya N atomuna doğrudan bağlı H atomu ile komşu moleküldeki F, O veya N atomu arasında oluşur (HF, H₂O, NH₃, alkoller).
Hidrojen bağı için H’nin F, O, N’ye bağlı olması şarttır; HCl’de ve CH₃F’de hidrojen bağı yoktur.
Van der Waals kuvvetleri arasında genellikle en sağlamı iyon – dipol, en zayıfı London kuvvetleridir; hidrojen bağı dipol – dipol etkileşiminden daha sağlamdır. Kimyasal bağlar ise tüm zayıf etkileşimlerden çok daha güçlüdür.
Benzer elektron sayısına sahip maddelerde hidrojen bağı bulunan maddenin kaynama noktası daha yüksektir (CH₃NH₂ > C₂H₆; H₂O > H₂S).
Aynı elektron sayılı maddelerde polar olan, apolar olandan genellikle yüksek sıcaklıkta kaynar (HCl > Ar).
Çözünme “benzer benzeri çözer” ilkesine uyar: kutupsal çözünenler kutupsal çözücüyü, kutupsuz çözünenler kutupsuz çözücüyü tercih eder.
Çözücüsü su olan çözünmeye hidratasyon, diğer çözücülerdeki çözünmeye solvatasyon denir.
İyonik bileşikler suda iyon – dipol etkileşimiyle çözünür: Na⁺’yı suyun δ⁻ (O) ucu, Cl⁻’yi δ⁺ (H) ucu sarar; çözelti elektriği iletir.
Moleküler çözünmede (şeker, alkol) molekül yapısı korunur; çözelti elektriği iletmez.
Fiziksel değişimde madde kimliği değişmez, yalnızca zayıf etkileşimler değişir (hâl değişimi, çözünme, kırma, damıtma, süblimleşme).
Kimyasal değişimde kimyasal bağlar kırılıp yenileri oluşur, yeni maddeler meydana gelir (yanma, paslanma, elektroliz, küflenme, fotosentez).
Fiziksel özellikler (renk, yoğunluk, erime ve kaynama noktası, sertlik, iletkenlik, çözünürlük) madde yapısı değişmeden gözlenir; kimyasal özellikler (yanıcılık, asitlik – bazlık, aktiflik) yeni madde oluşurken gözlenir.
Enerji ölçeği: fiziksel değişimlerde alınan ya da verilen enerji çoğunlukla 40 kJ/mol’ün altındadır; kimyasal değişimlerde çoğunlukla bunun üstündedir.
Bağ oluşumu enerji açığa çıkarır, bağ kırılması enerji gerektirir; hesaplarda enerji = mol sayısı × molar enerji ve n = m / M_A kullanılır.

Maddenin Fiziksel Hâlleri

64 soru

Madde, koşullara bağlı olarak katı, sıvı ya da gaz hâlde bulunur; çok yüksek sıcaklıkta iyonlaşarak plazma denilen dördüncü hâle geçer.
Tanecikler arası çekim kuvveti katıda en büyük, gazda en küçüktür; düzensizlik ve tanecikler arası boşluk ise gazda en büyük, katıda en küçüktür.
Katıda taneciklerin hareketi yalnız titreşim, sıvıda titreşim ve öteleme, gazda titreşim, öteleme ve dönmedir.
Katı ve sıvılar pratikte sıkıştırılamaz, gazlar kolayca sıkıştırılır; sıvılar ve gazlar akışkandır, katılar akışkan değildir.
Plazma: iyonlaşmış gaz, elektron ve nötr atomların birlikte bulunduğu hâldir (Güneş, yıldızlar, alev, şimşek, floresan lamba). Elektrik ve manyetik alandan etkilenir, ısıyı ve elektriği çok iyi iletir.
Gazlar bulundukları kabın şeklini ve hacmini alır, kabın her noktasına aynı basıncı uygular, birbirleriyle her oranda karışarak homojen karışım oluşturur.
Gaz basıncı: gaz taneciklerinin kap çeperine birim yüzeye uyguladığı dik kuvvettir. Kapalı kapta manometre, açık hava basıncı barometre ile ölçülür.
Basınç birimleri: 1 atm = 76 cmHg = 760 mmHg. Sürtünmesiz serbest pistonlu kapta gazın basıncı dış basınca eşittir.
Hacim birimleri: 1 L = 1 dm³ = 1000 mL = 1000 cm³. Gazlarda sıcaklık Kelvin cinsinden alınır: T(K) = t(°C) + 273.
Sabit sıcaklıkta gazın basıncı hacmiyle ters orantılıdır (P₁V₁ = P₂V₂); sabit basınçta hacim mutlak sıcaklıkla doğru orantılıdır (V₁/T₁ = V₂/T₂); sabit hacimde basınç mutlak sıcaklıkla doğru orantılıdır (P₁/T₁ = P₂/T₂).
Mol sayısı n = m / M_A = tanecik sayısı / N_A; 1 mol = 6,02·10²³ tanecik. Aynı sıcaklık ve basınçta eşit hacimli gazlar eşit mol (eşit molekül sayısı) içerir.
Viskozite, sıvının akmaya karşı gösterdiği dirençtir; akıcılığın tersidir. Viskozitesi büyük sıvı yavaş akar (bal > su).
Moleküller arası çekim kuvveti, molekül kütlesi ve hidrojen bağı yapabilen grup sayısı arttıkça viskozite artar (gliserin > etilen glikol > etanol); sıcaklık artınca viskozite azalır.
Yüzey gerilimi, sıvı yüzeyindeki moleküllerin içe doğru çekilmesi sonucu yüzeyin küçülmeye çalışmasıdır; damlaların küresel olmasını ve su böceğinin su üstünde durmasını açıklar.
Çekim kuvveti arttıkça yüzey gerilimi artar; sıcaklık artınca ve sabun ya da deterjan gibi yüzey aktif maddeler eklenince azalır.
Buharlaşma, sıvı yüzeyindeki moleküllerin gaz hâle geçmesidir; sıvının olduğu her sıcaklıkta gerçekleşir, ısı alır (endotermik) ve ortamı soğutur.
Buharlaşma hızı; sıvı yüzey alanı, sıcaklık, rüzgâr ve uçuculuk arttıkça artar; dış basınç, nem ve moleküller arası çekim kuvveti arttıkça azalır.
Kapalı kapta sıvı ile buharı arasında kurulan dinamik dengede buharlaşma hızı yoğuşma hızına eşittir; bu durumdaki buharın basıncına denge buhar basıncı denir.
Buhar basıncı yalnız sıvının cinsine ve sıcaklığa bağlıdır; sıcaklıkla artar, çekim kuvveti arttıkça azalır. Sıvı miktarına, kabın şekline ve hacmine, dış basınca bağlı değildir. Uçucu olmayan madde çözünmesi buhar basıncını düşürür.
Bağıl nem = havadaki su buharının kısmi basıncı / aynı sıcaklıkta suyun buhar basıncı × 100. Yüksek bağıl nemde sıcak hava daha da sıcak hissedilir.
Kaynama: buhar basıncının dış basınca eşit olduğu anda sıvının her yerinde gerçekleşen olaydır; bu sıcaklığa kaynama noktası denir. Kaynarken buhar basıncı dış basınca eşittir.
1 atm (760 mmHg) dış basınç altında ölçülen kaynama noktası normal kaynama noktasıdır. Aynı sıcaklıkta buhar basıncı daha düşük olan sıvı, daha yüksek sıcaklıkta kaynar.
Kaynama noktası çekim kuvveti, dış basınç ve uçucu olmayan madde çözünmesiyle artar; yüksekte (dış basınç küçük) azalır, düdüklü tencerede (basınç büyük) artar. Sıvı miktarı, ısıtıcı gücü ve kabın şekli kaynama noktasını değiştirmez, yalnız kaynamaya kadar geçen süreyi etkiler.
Katılar amorf ve kristal olarak sınıflanır. Amorf katılar (cam, plastik, lastik, mum) düzensiz istiflenmiştir, belirli erime noktaları yoktur, ısıtılınca yumuşar. Kristal katıların düzenli geometrik yapısı ve belirli erime noktası vardır.
İyonik katılar (NaCl, CaO): iyonlar arası elektrostatik çekim; sert, kırılgan, erime noktası yüksek; katı hâlde elektriği iletmez, sıvı hâlde ve sulu çözeltisinde iletir.
Moleküler katılar (I₂, buz, kuru buz, naftalin, glikoz): molekülleri zayıf etkileşimler tutar; erime noktaları düşük, elektriği iletmezler. Kovalent katılar (elmas, kuvars SiO₂, grafit): atomlar kovalent bağlıdır, erime noktası çok yüksektir; grafit hariç elektriği iletmez.
Metalik katılar (Fe, Cu, Au): katyonlar ve elektron denizi arasındaki metalik bağ; ısı ve elektriği iyi iletir, parlak, tel ve levha hâline getirilebilir.
Hâl değişimleri: erime, buharlaşma ve süblimleşme ısı alır; donma, yoğuşma ve kırağılaşma ısı verir. Hâl değişimi fiziksel bir olaydır, kimliği değiştirmez.
Saf maddenin ısınma grafiğinde hâl değişimi sırasında sıcaklık sabit kalır (erime, kaynama noktası); bu aralıklarda potansiyel enerji artar, kinetik enerji değişmez ve görünüm heterojendir. Madde miktarı yalnız hâl değişim süresini etkiler.
Isı hesapları: Q = m·c·ΔT (hâl değişimi olmadan ısınma) ve Q = m·L (hâl değişimi sırasında). Suyun özısısı c = 1 cal/g·°C, erime ısısı 80 cal/g, buharlaşma ısısı 540 cal/g'dır.

Doğa ve Kimya: Su, Hava, Toprak ve Çevre

58 soru

Dünyadaki suyun yaklaşık %97’si tuzlu su (deniz ve okyanus), yaklaşık %3’ü tatlı sudur; tatlı suyun büyük bölümü buzullarda donmuş hâlde bulunur.
Tatlı su kaynakları buzullar, yeraltı suları, nehirler, göller ve bataklıklardır; denizler ve okyanuslar tatlı su kaynağı sayılmaz.
İnsan vücudunun yaklaşık %60–70’i sudur; insan susuz birkaç günden fazla yaşayamaz.
Su; ısı dengesini düzenler, besinlerin sindirimine yardım eder, toksik maddelerin taşınıp atılmasını sağlar ve bitkilerde mineral taşınımı ile fotosentezde rol oynar.
Su tasarrufu: bozuk muslukları onarmak, damlama ya da püskürtme sulama kullanmak, atık suyu arıtıp yeniden kullanmak ve musluğu gereksiz açık tutmamak.
Su kaynaklarını korumak için atıklar arıtılmadan doğaya verilmemeli, kimyasal gübre ve ilaç gereğinden fazla kullanılmamalı, yerleşimler su havzalarından uzak kurulmalıdır.
Sağlıklı içme suyu renksiz, kokusuz, berrak, uygun pH ve sertlikte olmalı, gerekli mineralleri içermeli ve mikroorganizma içermemelidir.
Şebeke suyu arıtımında katı parçacıklar çöktürme ve süzme ile ayrılır; mikroorganizmalar klor (Cl₂) gibi dezenfektanlarla öldürülür. Deniz suyundan içme suyu damıtma ile elde edilebilir.
Ca²⁺ ve Mg²⁺ iyonlarını çok miktarda içeren suya sert su, bu iyonları hiç ya da çok az içeren suya yumuşak su denir; bu iyonların derişimi arttıkça sertlik artar.
Sert su sabunun köpürmesini zorlaştırır, daha fazla sabun harcatır, giysileri yıpratır, ağızda acımsı tat bırakır ve boru ile rezistanslarda kireç (kireçtaşı, CaCO₃) tabakası oluşturur.
Kireç tabakası ısı geçişini zorlaştırdığı için ısıtıcılarda enerji tüketimini artırır ve cihazın ömrünü kısaltır.
Kireç asitlerle çözünür: CaCO₃ + 2H⁺ → Ca²⁺ + CO₂ + H₂O. Bu yüzden kireç çözücü olarak sirke, limon suyu gibi asidik maddeler kullanılabilir.
Hava kirliliği: zararlı maddelerin sağlığa, canlı yaşamına ve ekolojik dengeye zarar verecek miktar ya da sürede atmosferde bulunmasıdır.
Azot oksitler (NO, NO₂) fosil yakıt tüketimi ve şimşek sırasında oluşur; NO₂ kahverengi, zehirli bir gazdır ve asit yağmuruna yol açar.
Kükürt oksitler (SO₂, SO₃) kükürtlü fosil yakıtların yanmasından ve volkanik patlamalardan kaynaklanır; su buharıyla birleşerek H₂SO₄ oluşturur ve asit yağmuruna neden olur.
CO fosil yakıtların eksik yanmasıyla oluşan, renksiz ve kokusuz zehirli gazdır; hemoglobine bağlanarak oksijen taşınmasını engeller (soba zehirlenmeleri).
CO₂ zehirli olmayan, doğal olarak atmosferde bulunan bir gazdır; fosil yakıt kullanımıyla artar ve iklim değişikliğini en çok etkileyen sera gazıdır.
Sera etkisi: atmosferdeki gazların yeryüzünden yayılan ısıyı tutmasıdır. Doğal sera etkisi yaşam için gereklidir; sera gazlarının (CO₂, CH₄, N₂O, H₂O buharı, CFC) artması küresel ısınmaya, buzulların erimesine ve iklim değişikliklerine yol açar. N₂, O₂ ve Ar sera gazı değildir.
Ozon (O₃) tabakası Güneş’ten gelen zararlı mor ötesi ışınların büyük bölümünü soğurur; O₂ ve O₃ aynı elementin farklı moleküler biçimleridir.
Kloroflorokarbonlar (CFC; eski soğutucu ve spreylerde kullanılırdı) ozon tabakasını inceltir; serbest kalan klor atomları katalizör gibi davranıp çok sayıda O₃ molekülünü parçalar.
Asit yağmuru: SO₂, SO₃ ve NOₓ gibi gazların yağmur suyuyla tepkimeye girip H₂SO₄ ve HNO₃ gibi asitler oluşturmasıyla meydana gelir; pH değeri 5’in altındadır.
Asit yağmuru göl ve akarsulardaki canlıları öldürür, ormanlara ve tarım alanlarına zarar verir, toprağı asitleştirir ve mermer, kireçtaşından yapılmış yapıları aşındırır (CaCO₃ asitle tepkimeye girer). Asidik toprağa Ca(OH)₂ gibi bazlar eklenebilir.
Su ve toprak kirleticiler: plastikler, deterjanlar, organik sıvılar (petrol, aseton, benzen, etil alkol), ağır metaller (Pb, Hg, Cd, Cr, Ni), atık piller ve endüstriyel atıklardır.
Ağır metaller besin zincirine girip canlılarda birikir; Hg sinir sistemine, Pb kana ve böbreğe zarar verir. Atık piller (Pb, Cd, Hg, Ni içerir) özel toplama kutularına atılmalıdır.
Plastikler (polimerler) doğada çok uzun süre bozunmadığı için su ve toprak kirliliğine yol açar; deterjanlı atık sular arıtılmadan verildiğinde sudaki yaşamı olumsuz etkiler.
Çevre kirliliğini azaltma: toplu taşıma, doğal gaz ve yenilenebilir enerji (güneş, rüzgâr, jeotermal), baca filtreleri, ağaçlandırma, yalıtım ve atıkların arıtılması.
Yeşil kimya: ürün ve süreçlerde zararlı madde ve atık oluşumunu en aza indirmeyi amaçlar; atığı baştan önlemek, yenilenebilir hammadde, zararsız çözücü, enerji verimliliği ve yüksek atom ekonomisi temel ilkelerindendir.
Atom ekonomisi (%) = istenen ürünün kütlesi / girenlerin toplam kütlesi × 100; yüksek atom ekonomisi az atık demektir.
Geri dönüşüm: kullanılmış malzemelerin (kâğıt, cam, metal, PET gibi polimerler) yeni ürüne dönüştürülmesidir; hammadde ve enerji tasarrufu sağlar, atık miktarını ve çevre kirliliğini azaltır.
Sürdürülebilirlik: kaynakların gelecek kuşakların ihtiyacını karşılayacak biçimde, yenilenebilir ve çevreyi kirletmeyen kaynaklara öncelik vererek kullanılmasıdır; fosil yakıtların artırılması buna ters düşer.

Kimyanın Temel Kanunları ve Mol Kavramı

49 soru

Kimyasal tepkimede atomlar yok olmaz, yoktan var olmaz; yalnızca atomların birleşme düzeni değişir.
Kütlenin korunumu kanunu (Lavoisier): Kapalı kapta gerçekleşen bir tepkimede girenlerin toplam kütlesi, ürünlerin toplam kütlesine eşittir.
Kapalı kapta tepkime sırasında toplam kütle, toplam atom sayısı ve atomların türü korunur; toplam mol sayısı, molekül sayısı ve (gaz varsa) hacim korunmak zorunda değildir.
Açık kapta gaz çıkışı ya da gaz girişi varsa kapta ölçülen kütle değişir; ancak gazlar da hesaba katıldığında toplam kütle yine korunur.
Sabit oranlar kanunu (Proust): Bir bileşiği oluşturan elementlerin kütleleri arasında, bileşiğin nasıl elde edildiğinden bağımsız, değişmeyen bir oran vardır.
Kütlece birleşme oranı bileşiğe özgüdür: örneğin H₂O için m_H / m_O = 2/16 = 1/8; bu oran bileşikteki atom sayılarıyla atom kütlelerinin çarpımından bulunur.
Bileşiğin formülü X_aY_b ise m_X / m_Y = (a · atom kütlesi X) / (b · atom kütlesi Y) olur.
Elementler sabit oranda tepkimeye girer; oranın dışında kalan miktar tepkimeye girmeden artar. Önce sınırlayıcı (tükenen) madde belirlenir, ürün kütlesi ona göre hesaplanır.
Bileşikteki bir elementin kütlece yüzdesi = (o elementin toplam kütlesi / bileşiğin mol kütlesi) × 100 formülüyle bulunur.
Sabit oranlar kanunu karışımlar için geçerli değildir; karışımlarda bileşenlerin oranı değişebilir.
Katlı oranlar kanunu (Dalton): İki element birden fazla bileşik oluşturuyorsa, birinin sabit miktarıyla birleşen diğerinin kütleleri arasında küçük ve tam sayılı bir oran vardır.
Katlı oranlar için örnek çiftler: H₂O–H₂O₂, CO–CO₂, NO–NO₂ ve N₂O–NO₂. Kıyaslama yapılırken bir elementin kütlesi iki bileşikte de aynı değere getirilir.
Birleşen hacim oranları kanunu (Gay-Lussac): Gazlar arasındaki tepkimede, aynı sıcaklık ve basınçta ölçülen gaz hacimleri arasında basit ve tam sayılı bir oran vardır.
Gaz tepkimelerinde hacim oranları denklemdeki katsayı oranlarına eşittir; ancak toplam hacim korunmaz (örneğin N₂ + 3H₂ → 2NH₃ tepkimesinde 4 hacim 2 hacme iner).
Avogadro hipotezi: Aynı sıcaklık ve basınçta eşit hacimli gazlar eşit sayıda molekül (mol) içerir.
Bağıl atom kütlesi, bir atomun kütlesinin ¹²C atomunun kütlesinin 1/12’si ile karşılaştırılmasıyla bulunur; birimsizdir. Atomik kütle birimi (akb) bu 1/12’lik kütledir.
Bir elementin ortalama atom kütlesi, doğal izotoplarının atom kütlelerinin bolluk yüzdeleriyle ağırlıklı ortalamasıdır.
Molekül kütlesi (formül kütlesi), bileşiği oluşturan atomların bağıl atom kütlelerinin indislerle çarpılıp toplanmasıyla bulunur; parantez dışındaki indis parantez içindeki bütün atomlara uygulanır.
Mol, 6,02 × 10²³ tane tanecik içeren madde miktarı birimidir; bu sayıya Avogadro sayısı (N_A) denir. 12 g ¹²C içinde N_A tane atom bulunur.
Mol kütlesi, 1 mol maddenin gram cinsinden kütlesidir (g/mol) ve sayısal olarak atom ya da molekül kütlesine eşittir. Örnek: H₂O için 18 g/mol.
Temel dönüşüm: n = m / M (mol = kütle / mol kütlesi); tanecik sayısı = n × N_A; bir tanecik için kütle = M / N_A.
Normal koşullar 0 °C ve 1 atm’dir; bu şartlarda her gazın bir molü 22,4 L yer tutar (n = V / 22,4). Bağıntı katı ve sıvılara uygulanamaz.
Bir molekülde toplam atom mol sayısı = molekülün mol sayısı × formüldeki toplam atom sayısıdır; örneğin 1 mol H₂SO₄ 7 mol atom, 4 mol O atomu içerir.
Gaz yoğunluğu normal koşullarda d = M / 22,4 (g/L); bu bağıntıdan mol kütlesi M = d × 22,4 olarak da bulunur.
Kütleleri eşit gazlarda mol sayısı mol kütlesiyle ters orantılıdır; mol kütlesi küçük olan gazın mol sayısı (dolayısıyla molekül sayısı) büyüktür.
Eşit mol sayılı farklı maddelerde molekül sayısı eşittir; ancak kütle ve toplam atom sayısı, mol kütlesi ve atom sayısı farklıysa farklı olur.
Hesaplarda sıra: verilen nicelik mole çevrilir, tepkime ya da formül katsayılarıyla istenen maddenin mol sayısı bulunur, sonra istenen birime (gram, tanecik, litre) dönülür.

Kimyasal Tepkimeler ve Denklemler

55 soru

Kimyasal tepkime, maddelerin kimyasal yapısının değişip yeni özelliklere sahip yeni maddelerin oluştuğu olaydır; bu değişimi gösteren ifadeye tepkime denklemi denir.
Tepkimeye girenler (reaktifler) okun sol tarafına, tepkimede oluşan ürünler sağ tarafına yazılır.
Gaz çıkışı, çökelek oluşumu, renk değişimi, ısı ve ışık yayılması, koku değişimi kimyasal tepkime belirtisidir; tek başına belirti olarak yeterli sayılmayan hâl değişimi ve çözünme fiziksel olaylardır.
Maddenin fiziksel hâli sembolün sağ altına yazılır: katı (k), sıvı (s), gaz (g), sulu çözelti (suda ya da aq).
Tepkimelerde değişmeyenler: atomların türü ve sayısı, toplam kütle, çekirdek yapısı, toplam elektriksel yük ve toplam enerji.
Tepkimelerde değişebilenler: mol sayısı, molekül sayısı, toplam hacim, basınç, tanecik çapı ve maddelerin fiziksel ile kimyasal özellikleri.
Denkleştirmede yalnızca katsayılar değiştirilir; alt indisler değiştirilirse madde başka bir maddeye dönüşür.
Denkleştirme sırası: atom çeşidi çok olan bileşikten başlanır, elementel maddelerin eşitlenmesi sona bırakılır.
H₂, O₂ gibi moleküler elementlerin katsayısı kesirli olabilir; bileşiklerin ve tek atomlu elementlerin katsayısı tamsayı olmalıdır.
Sorularda 'en küçük tamsayılarla denkleştirme' istenirse kesirler paydanın ortak katıyla çarpılarak giderilir.
Katsayılar mol oranını verir; aynı koşullardaki gazlarda katsayı oranı hacim oranına eşittir, kütle oranına eşit değildir.
Analiz (ayrışma) tepkimesinde bir bileşik daha basit maddelere ayrılır: CaCO₃ → CaO + CO₂.
Sentez (oluşum) tepkimesinde birden fazla madde birleşerek bileşik oluşturur: N₂ + 3H₂ → 2NH₃.
Yanma tepkimesi bir maddenin O₂ ile tepkimesidir; yanıcı madde, yakıcı madde (O₂) ve tutuşma sıcaklığı gerekir.
Yanma tepkimeleri N₂'nin yanması dışında ekzotermiktir; N₂ + O₂ → 2NO endotermiktir.
Hızlı yanma (H₂, doğal gaz) alev ve belirgin ısı ile, yavaş yanma (paslanma, gümüşün kararması) alevsiz ilerler.
Karbon ve hidrojen (bazen oksijen de) taşıyan organik maddelerin yeterli O₂ ile yanması CO₂ ve H₂O verir.
CO₂, SO₃, N₂O₅ gibi oksitlerdeki ametal atomu azami yükseltgenme düzeyindedir ve oksijenle daha fazla birleşemez; CO₂ yanmadığı ve havadan yoğun olduğundan yangını söndürmede kullanılır.
Asit sulu çözeltide H⁺, baz OH⁻ verir; asit ile bazın tepkimesi nötrleşmedir: asit + baz → tuz + su.
Nötrleşmenin net iyon denklemi H⁺(suda) + OH⁻(suda) → H₂O(s) şeklindedir; nötrleşme ekzotermiktir ve su oluşmuyorsa nötrleşme sayılmaz (NH₃ + HCl → NH₄Cl).
Çözünme-çökelme tepkimesinde iki sulu çözelti karıştırılınca çözünmeyen iyonik bir katı (çökelti) oluşur: Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl(k).
Net iyon denklemi yalnızca değişime uğrayan iyonları gösterir; tepkimeye katılmayıp çözeltide kalan iyonlara seyirci iyon denir.
Redoks (yükseltgenme-indirgenme) tepkimelerinde elektron aktarılır: elektron veren yükseltgenir, elektron alan indirgenir.
Çökelme ve nötrleşme tepkimelerinde yükseltgenme basamakları değişmez; yanma, sentez ve metal-asit tepkimeleri çoğunlukla redokstur.
Tepkimeler fiziksel hâle göre homojen (tüm maddeler aynı hâlde) ve heterojen, enerji değişimine göre ekzotermik (ısı verir) ve endotermik (ısı alır) olarak sınıflanır.
Kapalı kapta artansız gerçekleşen tepkimede toplam kütle sabittir; açık kapta ya da gaz katılan tepkimelerde tek tek maddelerin kütlesi değişebilir (örneğin demirin paslanmasında kütle artar).
Hesaplamalarda önce denklem denkleştirilir, verilen madde mole çevrilir (n = m / M), katsayı oranıyla istenen maddenin molüne geçilir ve gerekirse kütleye ya da NK'da hacme (V = n · 22,4 L) çevrilir.

Kimyasal Hesaplamalar

51 soru

Kimyasal hesaplamalar denkleştirilmiş denkleme dayanır; katsayılar madde miktarları (mol) arasındaki oranı verir.
Mol sayısı: n = m / M_A (kütle g, mol kütlesi g/mol). Normal koşullarda (0 °C, 1 atm) gazlar için n = V / 22,4 (V litre).
Tanecik sayısı: N = n · N_A; Avogadro sayısı N_A = 6,02·10²³ tanecik/mol.
Katsayı oranı mol oranıdır; aynı koşullardaki gazlarda aynı zamanda hacim oranıdır. Katı ve sıvılarda hacim oranı geçerli değildir.
Standart yol: verilen maddenin mol sayısı bulunur, katsayı oranıyla istenen maddenin mol sayısına geçilir, sonra kütle, hacim veya tanecik sayısına çevrilir.
Kütlenin korunumu: tepkimeye giren maddelerin toplam kütlesi, ürünlerin toplam kütlesine eşittir; mol sayısı ise her zaman korunmaz.
Sınırlayıcı bileşen, tepkimede önce tükenen ve ürün miktarını belirleyen girendir; diğer giren artar.
Artan madde problemlerinde her girenin mol sayısı katsayısına bölünür; oranı küçük olan sınırlayıcıdır.
Tüm hesaplar sınırlayıcı bileşen üzerinden yapılır; artan madde üzerinden hesap yapmak sık görülen hatadır.
Artan miktar = başlangıç miktarı − tepkimeye girerek harcanan miktar; sonda kapta artan giren ve oluşan ürünler birlikte bulunur.
Eşit mol ya da eşit kütle verildiğinde hangi maddenin sınırlayıcı olduğu denklemdeki katsayılara ve mol kütlelerine bakılarak belirlenir.
Teorik verim, tam verimle (%100) elde edilmesi gereken ürün miktarıdır; gerçek verim ise deneyde elde edilen miktardır.
Tepkime verimi (%) = (gerçek verim / teorik verim) · 100; verim %100’ü aşamaz.
Verim problemlerinde önce teorik miktar hesaplanır, sonra verim ile çarpılır. Ürün verildiğinde teorik miktar için verime bölünür.
Saflık (%) = (saf madde kütlesi / örneğin toplam kütlesi) · 100; yalnız saf madde tepkimeye girer, safsızlıklar tepkime vermez.
Safsızlık sorularında önce saf madde kütlesi bulunur ve hesap saf madde üzerinden yürütülür.
Karışım problemlerinde bilinmeyenler x ve y mol alınır; toplam mol (ya da hacim) ve toplam kütle denklemleri birlikte çözülür.
Bilinmeyen atom kütlesi: tepkimedeki mol oranından maddenin mol sayısı bulunur, M_A = m / n ile hesaplanır.
Basit formül, bileşikteki atomların cinsini ve en küçük tam sayılı oranını gösterir; molekül formülü gerçek atom sayısını gösterir.
Molekül formülü = (basit formül)ₙ; n = mol kütlesi / basit formül kütlesi.
Formül bulma: kütle ya da yüzdeden her elementin mol sayısı bulunur, en küçük sayıya bölünerek tam sayılı oran elde edilir (gerekirse ortak çarpanla genişletilir).
Yüzde bileşim verildiğinde 100 g örnek alınır; yüzdeler doğrudan gram kabul edilir.
Kütlece yüzde (element) = (bileşikteki o elementin toplam kütlesi / bileşiğin mol kütlesi) · 100; formüldeki atom sayısı dikkate alınmalıdır.
Hidrokarbon (CₓHᵧ) yakıldığında CO₂’deki C ve H₂O’daki H atomlarının mol sayıları bileşikteki atom sayılarını verir: n(H) = 2·n(H₂O).
CₙH₂ₙ₊₂ bileşiğinin 1 molü yandığında n mol CO₂ ve (n+1) mol H₂O oluşur.
Açık kapta gaz çıkışı olan tepkimelerde kaptaki katı kütlesi azalır; gaz girişi olan (örneğin metalin yanması) tepkimelerde artar.
Sık hatalar: katsayıyı unutmak, mol kütlesi yerine atom kütlesi kullanmak, birimleri (g, mL, L) çevirmemek, oranı ters kurmak.

Karışımlar, Çözünme ve Derişim

56 soru

Karışım, iki ya da daha fazla saf maddenin kimyasal bağ oluşturmadan bir araya gelmesidir; bileşenler kendi özelliklerini korur ve belirli bir oran yoktur. Fiziksel yöntemlerle ayrılır, formülle gösterilmez.
Homojen karışımlar her yerinde aynı özelliği gösterir ve tek fazlıdır; bunlara çözelti denir. Heterojen karışımlar birden fazla faza sahiptir.
Çözeltide çözücünün fiziksel hâli çözeltinin hâlini belirler. Örnekler: hava (gaz–gaz), tuzlu su (katı–sıvı), sirke ve kolonya (sıvı–sıvı), gazoz (gaz–sıvı), lehim ve alaşımlar (katı–katı).
Heterojen karışım türleri: süspansiyon (katı–sıvı; kumlu su, ayran), emülsiyon (sıvı–sıvı; zeytinyağlı su, mayonez), aerosol (katı ya da sıvının gazda dağılması; sis, duman, sprey), kolloit (kan, jöle, boya) ve adi karışım (katı–katı; kum–çakıl).
Tanecik boyutu: çözeltide 10⁻⁹ m’den küçük, kolloitte 10⁻⁹–10⁻⁶ m arası, süspansiyonda 10⁻⁶ m’den büyüktür.
Tyndall etkisi: ışık demetinin yolu kolloit gibi heterojen karışımlarda saçılma nedeniyle görünür; çözeltilerde görünmez.
Çözünme, bir maddenin başka bir madde içinde homojen dağılmasıdır. Üç basamakta olur: çözücü taneciklerinin ayrılması, çözünen taneciklerinin ayrılması, çözücü–çözünen arasında yeni etkileşimlerin kurulması.
Çözünmede “benzer benzeri çözer” ilkesi geçerlidir: kutuplu çözünenler kutuplu çözücüleri, kutupsuz çözünenler kutupsuz çözücüleri tercih eder.
Çözünmede görülen etkileşimler: iyon–dipol (NaCl–su), dipol–dipol (HBr–su), hidrojen bağı (CH₃OH, NH₃–su) ve London kuvvetleri (I₂–CCl₄).
Çözücü su ise çözünen taneciklerin su molekülleriyle sarılmasına hidratasyon, su dışındaki çözücülerde solvatasyon denir.
Moleküler çözünmede (şeker, alkol, O₂) çözelti serbest iyon içermez ve elektriği iletmez. İyonik çözünmede (NaCl, KNO₃) iyonlar oluşur, çözelti elektrolittir ve iletkendir.
Çözünen oranına göre çözeltiler seyreltik ya da derişik; çözünen miktarına göre doymamış, doymuş ve aşırı doymuş olarak sınıflanır. Aşırı doymuş çözelti kararsızdır.
Çözünürlük, belirli sıcaklık ve basınçta 100 g çözücüde çözünebilen en çok madde miktarıdır (g/100 g su). Ayırt edici bir özelliktir; madde miktarına bağlı değildir.
Çözünürlüğü etkileyen etkenler: çözücü ve çözünenin cinsi, sıcaklık, basınç (yalnızca gazlar için). Doygun çözeltide sabit sıcaklıkta eklenen fazla madde çökerek kalır.
Endotermik çözünen maddelerin çözünürlüğü sıcaklıkla artar; ekzotermik çözünenlerinki azalır. Gazların çözünürlüğü sıcaklık artınca azalır, basınç artınca artar.
Çözünme hızı; temas yüzeyi (toz hâle getirme), karıştırma ve sıcaklıkla artar. Çözünme hızı ile çözünürlük aynı kavram değildir.
Kütlece % derişim = (çözünen kütlesi / çözelti kütlesi) · 100; çözelti kütlesi = çözünen + çözücü kütlesidir.
Hacimce % derişim = (çözünen hacmi / çözelti hacmi) · 100; sıvı–sıvı çözeltilerde kullanılır. Çözelti hacmi verilmişse çözücü hacmi ayrıca hesaplanmalıdır.
ppm = (çözünen kütlesi / çözelti kütlesi) · 10⁶; çok seyreltik çözeltilerde kullanılır. Pratikte 1 ppm = 1 mg çözünen / 1 kg çözeltidir.
Molarite (M) = n / V; birimi mol/L’dir. Hacim litre cinsinden alınır; n = m / M_A.
Çözelti yoğunluğu d = m(çözelti) / V(çözelti); yoğunluk, kütle ile hacim arasında dönüşüm sağlar.
Seyreltmede ve buharlaştırmada çözünen miktarı değişmez. Yüzde karışımlarında m₁·%₁ + m₂·%₂ = m_son·%_son; saf su %0, katı çözünen %100 alınır.
Molar karışımlarda ve seyreltmede mol sayısı korunur: M₁V₁ = M₂V₂ ve M₁V₁ + M₂V₂ = M_son·V_son. Derişimlerin ortalaması almak hacimler farklıyken yanlış sonuç verir.
Çözeltiyi seyreltmek için çözücü eklenir; derişikleştirmek için çözünen eklenir ya da çözücü buharlaştırılır.
Koligatif özellikler çözünenin türüne değil, tanecik derişimine (tanecik sayısına) bağlıdır: kaynama noktası yükselmesi, donma noktası alçalması, buhar basıncı alçalması ve osmotik basınç.
Tanecik sayısı: moleküler çözünenler (glikoz, üre, etil alkol) için 1; NaCl, KCl için 2; Na₂SO₄, CaCl₂ için 3; AlCl₃ için 4 mol tanecik/mol madde.
Uçucu olmayan bir madde çözününce kaynama noktası yükselir, donma noktası düşer, buhar basıncı azalır; tanecik derişimi arttıkça etki büyür.
Sıvı, buhar basıncı dış basınca eşit olduğunda kaynar. Doymamış çözelti kaynarken derişim artar ve sıcaklık yükselir; doygun çözeltide kaynama sıcaklığı sabit kalır.
Yola tuz dökmek, araç radyatörüne antifriz koymak ve uçakları alkolle yıkamak donma noktası alçalmasından yararlanmaktır.
Osmoz: çözücünün yarı geçirgen zardan seyreltik çözeltiden derişik çözeltiye geçmesidir. Ters osmoz: derişik tarafa osmotik basıncından büyük basınç uygulanarak suyun derişikten seyreltiğe geçirilmesidir (deniz suyundan içme suyu).

Karışımların Ayrılması

49 soru

Karışımlar bileşenlerinin fiziksel özelliklerindeki farklardan yararlanılarak ayrılır; ayırma sırasında bileşenlerin kimliği değişmez, fiziksel yöntemler kullanılır.
Ayıklama: tanecik boyutu, şekil, renk gibi özellikleri farklı katı–katı heterojen karışımlar el ile ya da makineyle ayrılır (pirinç–taş).
Eleme: tanecik boyutları farklı katı–katı heterojen karışımlar uygun gözenekli bir elekle ayrılır (kum–çakıl, un–kepek).
Süzme: katı–sıvı ve katı–gaz heterojen karışımlarda uygulanır; süzgeç gözenekleri ayrılacak katı taneciklerinden küçük olmalıdır (hava filtresi, gaz maskesi, çay süzgeci).
Çözünmüş maddeler (tuzlu su, şekerli su gibi homojen karışımlar) süzmeyle ayrılamaz.
Diyaliz: katı–sıvı kolloidal karışımlarda yarı geçirgen zar kullanılır; üre gibi küçük moleküller zardan geçer, protein gibi büyük moleküller geçemez (böbrek hastalarında kanın temizlenmesi).
Savurma: yoğunlukları farklı katı–katı heterojen karışımlar ayrılır (buğday–saman).
Ayırma hunisi: birbiri içinde çözünmeyen, yoğunlukları farklı sıvı–sıvı heterojen karışımlar (emülsiyon) ayrılır; yoğunluğu büyük olan sıvı alta çöker ve önce akıtılır (zeytinyağı–su, benzin–su).
Aktarma (dekantasyon): katı–sıvı heterojen karışımda katı dibe çöktükten sonra üstteki sıvı bulandırılmadan başka kaba aktarılır; çökelek ağır, iri taneli ve kristal yapılı ise ayrım daha iyi olur.
Yüzdürme (flotasyon): katı–katı heterojen karışımlarda katıları çözmeyen ve yoğunluğu bu katıların yoğunlukları arasında olan bir sıvı kullanılır (odun talaşı–kum, sülfürlü cevherlerin zenginleştirilmesi).
Santrifüj: karışım yüksek hızda döndürülür; yoğunluğu büyük bileşenler dibe toplanır (kan hücrelerinin plazmadan ayrılması).
Buharlaştırma: katı–sıvı homojen karışımdan (çözeltiden) yalnızca katının elde edilmesinde kullanılır; sıvı kaybedilir (tuzlu sudan tuz eldesi).
Basit damıtma: katı–sıvı homojen karışımlarda kaynama noktası farkından yararlanılır; sıvı buharlaştırılıp soğutucuda yoğunlaştırılarak toplanır, katı balonda kalır.
Ayrımsal damıtma: sıvı–sıvı homojen karışımlar kaynama noktası farkıyla ayrılır; düzenekte basit damıtmadan farklı olarak fraksiyon kolonu bulunur.
Ayrımsal damıtmada kaynama noktası düşük olan sıvı toplama kabında önce toplanır; kaynama noktaları arasındaki fark büyüdükçe ayrım daha sağlıklı olur ve toplanan sıvı yine de %100 saf olmaz.
Ham petrolün benzin, gaz yağı, motorin, asfalt gibi bileşenlerine ayrılması ve sıvılaştırılmış havadan azot ile oksijenin elde edilmesi ayrımsal damıtma örnekleridir.
Kristallendirme: katı–sıvı homojen karışımda (çözeltide) sıvı buharlaştırılarak ya da sıcaklık değiştirilerek çözünen katının kristal olarak çöktürülmesidir.
Ayrımsal kristallendirme: aynı sıvıda çözünen iki katının çözünürlüklerinin sıcaklıkla değişiminin farklı olmasından yararlanılır (KNO₃–NaCl karışımı); katılardan biri endotermik, diğeri ekzotermik çözünüyorsa ayırma daha verimlidir.
Özütleme (ekstraksiyon): katı ya da sıvı karışımdaki bir bileşen, onu çözen uygun bir çözücü yardımıyla ayrılır (çay demleme, şeker pancarından şeker eldesi, bitkilerden esans eldesi).
Mıknatısla ayırma: karışımın bir bileşeni mıknatıs tarafından çekiliyor, diğeri çekilmiyorsa uygulanır; yalnızca demir, nikel ve kobalt çekilir (demir tozu–bakır tozu).
Alaşımlar homojen katı karışımlardır; mıknatısla ayrılamazlar, erime noktası farkıyla ayrılır: ısıtılınca erime noktası düşük olan metal önce sıvılaşır (kurşun–kalay).
Heterojen karışımlar tanecik boyutu, yoğunluk, mıknatıslanma gibi farklarla; homojen karışımlar kaynama noktası, çözünürlük, erime noktası farkıyla ayrılır.
Çok bileşenli karışımlarda yöntemler art arda uygulanır; örneğin tuz–kum karışımı için sırasıyla su ekleme, süzme, buharlaştırma kullanılır.
Yöntem seçerken önce karışımın türüne (homojen/heterojen, hâli), sonra bileşenlerin hangi fiziksel özelliğinin farklı olduğuna bakılır.
Simyacılar damıtma, özütleme, süzme, kristallendirme, buharlaştırma gibi ayırma tekniklerini kullanmıştır; kromatografi ise sonradan geliştirilmiş bir yöntemdir.

Asitler, Bazlar ve Tuzlar

66 soru

Arrhenius tanımına göre suda çözündüğünde ortama H⁺ (H₃O⁺) iyonu veren maddeler asit, OH⁻ iyonu veren maddeler bazdır: HCl → H⁺ + Cl⁻; NaOH → Na⁺ + OH⁻.
Brønsted–Lowry tanımına göre proton (H⁺) veren madde asit, proton alan madde bazdır. NH₃ yapısında OH⁻ bulundurmadığı hâlde sudan proton alarak OH⁻ oluşturduğu için bazdır.
Asit ile bir proton farkı olan türe eşlenik baz denir: NH₄⁺ → NH₃, HCl → Cl⁻. Hem proton verebilen hem alabilen maddelere amfoter denir; su buna örnektir.
Asitlerin tadı ekşidir; yakıcı ve tahriş edici olabilirler. Mavi turnusolü kırmızıya çevirir, sulu çözeltilerinde [H⁺] > [OH⁻] olur, karbonatlı bileşiklerden CO₂ çıkarır, aktif metallerden H₂ açığa çıkarır. Limondaki sitrik asit, sirkedeki asetik asit ve sütteki laktik asit günlük hayattan örneklerdir.
Bazların genel özellikleri: tatları acıdır, ele kayganlık hissi verir, kırmızı turnusolü maviye çevirir, sulu çözeltilerinde [OH⁻] > [H⁺] olur. Örnekler: sabun, çamaşır suyu, kireç suyu, amonyak.
Asit ve bazların sulu çözeltileri iyon içerdiği için elektrik akımını iletir; kuvvetli asit ve bazlar suda tamamen (HCl, HNO₃, H₂SO₄, NaOH, KOH), zayıf olanlar kısmen (HF, HCN, CH₃COOH, NH₃) iyonlaşır.
Kuvvet ile derişim farklı kavramlardır: seyreltik HCl yine kuvvetli asittir, derişik CH₃COOH ise zayıf asittir. Aynı derişimde kuvvetli asit çözeltisi daha çok iyon içerir, pH’ı daha küçüktür.
pH, çözeltideki H⁺ derişiminin logaritmik ifadesidir. Oda koşullarında 0–14 ölçeği kullanılır: pH < 7 asidik, pH = 7 nötr, pH > 7 baziktir. pH küçüldükçe asitlik, büyüdükçe bazlık artar.
Asit çözeltisi seyreltildikçe pH artar ve 7’ye yaklaşır, ancak 7’yi geçmez; baz çözeltisi seyreltildikçe pH azalır, yine 7’yi geçmez.
Günlük hayat: limon suyu, sirke, gazlı içecek, mide özsuyu asidiktir; saf su, tuzlu su, şekerli su nötrdür; sabunlu su, çamaşır suyu, magnezya sütü, kabartma tozu çözeltisi baziktir.
İndikatör, ortamın asidik ya da bazik oluşuna göre renk değiştiren ayıraçtır. Turnusol asitte kırmızı, bazda mavidir; fenolftalein asit ve nötrde renksiz, bazda pembedir; metil oranj asitte kırmızı, bazda sarıdır.
Kırmızı lahana suyu, çay demi ve üzüm suyu doğal indikatör örnekleridir. Üniversal indikatör şeridi, aldığı renk üzerinden pH değerinin yaklaşık sayısal karşılığını gösterir.
Nötrleşme: asit + baz → tuz + su. Net iyon denklemi H⁺(suda) + OH⁻(suda) → H₂O(s) olur; tepkimeye katılmayan iyonlar seyirci iyondur. Nötrleşme tepkimeleri ekzotermiktir.
Su oluşmuyorsa tepkime nötrleşme sayılmaz: HCl(g) + NH₃(g) → NH₄Cl(k) bir nötrleşme değildir.
Tam nötrleşmede n(H⁺) = n(OH⁻) olur. n(H⁺) > n(OH⁻) ise ortam asidik, n(H⁺) < n(OH⁻) ise baziktir. Tesir değerliği önemlidir: 1 mol H₂SO₄ 2 mol H⁺, 1 mol Ca(OH)₂ 2 mol OH⁻ verir.
Aktif metaller (Li, Na, K, Mg, Ca) asitlerle tuz ve H₂ oluşturur, bazlarla tepkime vermez. 1A grubu metalleri (ve Ca) sudan da H₂ çıkarır: Na + H₂O → NaOH + ½H₂.
Yarı soy metaller (Cu, Ag, Hg) HCl gibi oksijensiz asitlerle tepkime vermez; HNO₃ ve derişik H₂SO₄ gibi oksijen içeren kuvvetli asitlerle tepkimeye girer. Bu durumda H₂ çıkmaz, NO, NO₂ ya da SO₂ gibi gazlar oluşur.
Yarı soy metaller (Cu, Ag, Hg) HCl gibi oksijensiz asitlerle tepkime vermez; HNO₃ ve derişik H₂SO₄ gibi oksijenli kuvvetli asitlerle tepkimeye girer ve H₂ yerine NO, NO₂, SO₂ gibi gazlar çıkar.
Tam soy metaller (Au, Pt) kral suyu (HCl ve HNO₃ karışımı) dışında hiçbir asit ya da bazla tepkime vermez.
Ametal oksitleri (CO₂, SO₂, SO₃, N₂O₅, P₄O₁₀) çoğunlukla asidik oksittir: suda asit oluşturur. Aktif metal oksitleri (Na₂O, K₂O, CaO) bazik oksittir: suda baz oluşturur (CaO + H₂O → Ca(OH)₂ + ısı).
Al₂O₃ ve ZnO amfoter oksittir; hem asitle hem bazla tepkimeye girer. CO, NO, N₂O gibi oksijence fakir ametal oksitleri nötr oksittir.
Asit yağmurlarına SO₂ ve NO₂ gibi asidik oksitler neden olur. Toprağı, bitkileri ve sudaki canlıları etkiler; mermer (CaCO₃) yapıları aşındırır.
Karbonatlı bileşikler (CaCO₃, Na₂CO₃, NaHCO₃) asitlerle tuz, su ve CO₂ oluşturur. Bu yüzden kireç çözücü olarak limon tuzu, sirke ve tuz ruhu kullanılır.
Günlük kullanım: HCl (tuz ruhu) kireç çözücü ve temizlikte, HNO₃ gübre ve patlayıcıda, H₂SO₄ akü ve petrokimyada; NaOH (kostik) sabun ve lavabo açıcıda, KOH sıvı sabunda, Ca(OH)₂ (sönmüş kireç) harçta, NH₃ gübre ve ilaç üretiminde, Mg(OH)₂ ise mide ekşimesinde kullanılır.
Güvenlik: derişik asit suya yavaş yavaş eklenir; asit ve bazlar birbirinden uzak ve metal raflardan uzak tutulur. HF camı aşındırdığı için plastik kapta saklanır. Tuz ruhu ve çamaşır suyu karıştırılmaz: 2HCl + NaClO → NaCl + H₂O + Cl₂ (zehirli).
Çamaşır suyunun etken maddesi NaClO, kireç kaymağının Ca(OCl)₂’dir; ikisi de mikrop öldürücüdür. H₂SO₄, H₃PO₄, NaOH ve CaO nem çekicidir.
Tuzlar asit anyonu ile baz katyonundan oluşan iyonik bileşiklerdir: katı, sert ve kırılgan, erime noktaları yüksektir. Katı hâlde elektriği iletmez; eriyikleri ve sulu çözeltileri iletir.
Tuz elde yöntemleri: asit + baz, metal + asit, amfoter metal + kuvvetli baz, asidik oksit + baz. Sulu çözeltisi: kuvvetli asit + kuvvetli bazdan oluşan tuz nötr (NaCl, KNO₃), kuvvetli asit + zayıf bazdan oluşan asidik (NH₄Cl), zayıf asit + kuvvetli bazdan oluşan bazik (NaCN, Na₂CO₃) özellik gösterir.
Yaygın tuzlar: NaCl yemek tuzu (nötr), Na₂CO₃ çamaşır sodası/soda külü (bazik), NaHCO₃ yemek sodası/kabartma tozu (bazik), CaCO₃ kireç taşı/mermer/tebeşir, NH₄Cl nişadır (asidik).

Kimya Her Yerde

63 soru

Sabun, yağ asidi anyonunun Na⁺ ya da K⁺ ile oluşturduğu tuzdur (C₁₇H₃₅COONa, C₁₇H₃₅COOK). Yağ bir bazla ısıtılınca sabun ve gliserin oluşur.
Na tuzları katı (sert) sabun, K tuzları sıvı (yumuşak) sabun verir.
Sabun ve deterjan yüzey aktif maddelerdir; molekülde suyu seven (hidrofil) polar baş ve suyu sevmeyen (hidrofob) apolar hidrokarbon kuyruk bulunur. Kuyruk yağ-kire, baş suya tutunarak kiri yüzeyden uzaklaştırır.
Sabun doğada kolay parçalanır, cildi az tahriş eder ama sert sularda etkisizdir; deterjan petrol ürünlerinden elde edilir, sert suda da temizler, ancak doğada zor parçalanır, çevreyi kirletir ve cildi tahriş edebilir.
Katı sabun ucuzdur ama cildi kurutabilir, kullanıcılar arasında mikrop taşıyabilir; sıvı sabun daha hijyeniktir, ancak plastik kabı ve uzun durulaması sakıncalıdır.
Şampuan kiri ve yağı saçtan uzaklaştırır; katkılarına göre alerjen olabilir, fazla kullanım saç dökülmesine yol açabilir. Diş macunundaki florür çürüğü önler, fazlası diş renk bozukluğu ve mide rahatsızlığı yapar.
Çamaşır suyunun etken maddesi NaClO’dur; bazik, renk açıcı ve mikrop öldürücüdür, cilde temas ettirilmemelidir.
Kireç kaymağı Ca(OCl)₂ içerir; sönmüş kireç süspansiyonundan klor gazı geçirilerek elde edilir, havuz suyunu dezenfekte eder.
Çamaşır suyu tuz ruhu (HCl) gibi asitlerle karıştırılmamalıdır: 2HCl + NaClO → NaCl + H₂O + Cl₂; zehirli Cl₂ gazı çıkar.
Asidik temizleyiciler: kireç, pas ve tuvalet temizleyicileri. Bazik temizleyiciler: yağ çözücüler ve lavabo açıcılar (NaOH). Su ısıtıcısındaki kireç sirke ya da limon suyuyla giderilir (asit + CaCO₃ → tuz + H₂O + CO₂).
Mermer (CaCO₃) yüzeylere dökülen sirke ve limon suyu aşınma yapar. HF camı aşındırdığı için yalnızca plastik kapta saklanır.
Asit ve bazların güvenli kullanımı: koruyucu ekipman (önlük, eldiven, gözlük) kullanılır, buharları koklanmaz, asit daima suya yavaşça eklenir, birbirinden ve yanıcı maddelerden ayrı, serin, kuru ve havalanan yerde, metal olmayan raflarda saklanır.
Ambalajdaki tahriş edici, zehirli, korozif ve çevreye zararlı simgeleri dikkate alınmalıdır. H₂SO₄, H₃PO₄, NaOH ve CaO nem çekicidir.
Asit yağmurları SO₂, SO₃, NOₓ gibi gazların su buharıyla tepkimesi sonucu oluşur (pH < 5); mermer ve kireçtaşı yapıları aşındırır, toprağa ve canlılara zarar verir.
Polimer: çok sayıda küçük molekülün (monomer) birleşmesiyle oluşan büyük moleküldür; tekrar eden birime mer denir. Mer kütlesi × n = polimerin mol kütlesi.
Doğal polimerler: nişasta, selüloz, protein, DNA, doğal kauçuk. Sentetik polimerler: polietilen (PE), PVC, PET, PTFE (teflon), Kevlar, naylon.
PE: esnek, poşet ve oyuncak; PVC (monomeri vinil klorür): boru, kablo yalıtımı, pencere; PET: içecek şişesi; PTFE (monomeri tetrafloreten): yapışmaz tava; Kevlar: kurşun geçirmez yelek; kauçuk: lastik, eldiven, yalıtım.
Polimerlerin olumlu özellikleri: hafif, esnek, dayanıklı, ucuz, kolay işlenir, ısı ve elektriği iletmez, kimyasal olarak etkisizdir.
Olumsuz özellikleri: petrol gibi yenilenemez kaynaklardan üretilir, doğada çok uzun sürede parçalanır, yakılınca toksik duman verir, güneşte bozunabilir.
Geri dönüşüm hammadde ve enerji tasarrufu sağlar, çevre kirliliğini ve dışa bağımlılığı azaltır. Plastik kodları: 1 PET, 2 HDPE, 3 PVC, 4 LDPE, 5 PP, 6 PS, 7 diğerleri.
Kozmetik katkıları: koruyucu (mikroorganizma üremesini önler), koku maddesi (kötü kokuyu maskeler), UV emici, emülgatör (karışımı homojen tutar), antioksidan, ftalat (renk ve koku tutucu), nemlendirici.
Parfüm (benzaldehit, benzil alkol, etanol), saç boyası (hidrojen peroksit), saç jölesi (polimer) ve dövme boyası alerji ve başka sağlık riskleri doğurabilir.
İlaç: hastalığın tanısı, tedavisi veya önlenmesi için kullanılan kimyasal maddedir. Formları hap, şurup, iğne ve merhemdir; doz, etken maddenin korunması, tat maskeleme ve hedef bölgeye ulaştırma için farklı formlar kullanılır.
İğne genellikle en hızlı etki eden formdur; merhem cilt ve mukozadan alınır. İlaç doktor önerisiyle, doğru doz ve sürede kullanılmalı, son kullanma tarihi geçen ilaç kullanılmamalıdır.
Doğal gıda katkısız ve işlenmemiştir, çabuk bozulur; hazır gıda (konserve, çikolata, margarin) katkılı ve uzun ömürlüdür. Ambalajdaki E kodları katkı maddesinin adını ve işlevini gösterir.
Gıda katkıları: koruyucular, renklendiriciler, emülgatörler, tatlandırıcılar, antioksidanlar. Pastörizasyonda süt düşük sıcaklıkta uzun süre ısıtılır; UHT’de yüksek sıcaklıkta kısa süre ısıtılır ve tüm mikroorganizmalar ölür.

Bu ders diğer sınavlarda

YKS · AYT AYT Kimya