Forum - Edebiyat, Eğitim, Genel Kültür Forumu - vBulletin

Sayfa 1 Toplam 4 Sayfadan 123 ... SonuncuSonuncu
Toplam 33 adet sonuctan sayfa basi 1 ile 10 arasi kadar sonuc gösteriliyor
dqw
  1. #1
    Paylaşımcı Üye sinanakin1996 - ait Kullanıcı Resmi (Avatar)
    Üyelik tarihi
    Aralık.2008
    Yaş
    25
    Mesajlar
    1.245

    Standart Elementler

    [size=16pt]Aynı cins atomlardan meydana gelen saf maddelere element denir.





  2. #2
    Paylaşımcı Üye sinanakin1996 - ait Kullanıcı Resmi (Avatar)
    Üyelik tarihi
    Aralık.2008
    Yaş
    25
    Mesajlar
    1.245

    Standart Elementler

    Hidrojen

    A lm. Wasserstoff (m), Fr. Hydrogene (m), İng. Hydrogen. Sembolü H olan renksiz, kokusuz, tatsız ve tabîatta oldukca bol bulunan kimyâsal bir element.

    Özellikleri: Peryodik cetvelde birinci elementtir. Atom ağırlığı 1,00797, yoğunluğu 0,0899 g/1, kaynama noktası -252,76°C ve erime noktası -259,06°C'dir. Sıvı hidrojenin yoğunluğu 0,070 g/cm3tür. Kristal hâlindeki yoğunluk ise 0,088 g/cm3tür. 1H, 2H, 3H şeklinde üç tâne izotopu vardır. En hafifi ve en çok bulunanı kütle numarası 1 olan (1H) izotopudur. Bu izotopa protiyum da denir. Bir proton ve bir elektrondan meydana gelmiştir.

    Döteryum, 2H olup kararlı izotoptur ve çekirdeğinde bir proton ile bir nötron vardır. Tabiî olarak meydana gelen hidrojen yaklaşık % 0,0156 kadar döteryum izotopu ihtivâ eder. Aynı şekilde tabiî su, az oranda döteryum oksit (D2O, ağır su) ihtivâ eder.

    Trityumun (3H) çekirdeğinde 2 nötron 1 proton bulunur. Trityum radyoaktif element olup, yarılanma süresi yaklaşık 12,5 yıldır. Trityum tabiî olarak eser miktarda bulunur. Nükleer reaktörlerde elde edilir ve "reaksiyon mekanizması"nı inceleyen ilim adamları tarafından geniş ölçüde kullanılır.

    Hidrojen, iki atomlu moleküler yapıya sâhiptir. Hidrojen molekülünden serbest hidrojen atomu elde etmek için çok büyük enerjiye ihtiyâç vardır. Serbest hidrojen atomları tekrar molekül vermek üzere birleşirken çok miktarda ısı ve enerji salar (103,4 kcal). Bir tâne olan elektronunu kaybetmiş hidrojen atomu 1+ yüklü olur ve buna proton denir. Proton dâimâ bileşik hâlindedir. Yalnız başına bulunmaz. Ancak iyonlaştırılmış gaz içinde bulunabilir. Suda iyonlaşma sonucu meydana gelen proton, su molekülü ile birleşerek hidronyum iyonunu (H3O+) meydana getirir.

    Hidrojen atomları arasındaki bağ hemen hemen kovalenttir. Moleküllerde iki hidrojen çekirdeği arasındaki mesâfe 0,74 Å'dur. Hidrojenin indirgen özelliği vardır. Metal oksidleri metale kadar indirgeyebilir. Doymamış organik ve azot bileşikleri hidrojen ile doyurulabilir.

    Bulunuşu: Hidrojen tabiatta çok yaygın olarak bulunur. Bileşikleri yönünden de en zengin elementtir. Dünyâyı meydana getiren elementler arasında atom yüzdesi olarak, 15,5, ağırlık yüzdesi olarak da 0,8'dir. En çok, su bileşiğinde, azotlu bileşiklerde ve karbonlu bileşiklerde bulunur.

    Hidrojen serbest hâlde az olarak tabiî gaz kuyularında, kömür depolarında ve organik bozulmalarda bulunur. Atmosferin yeryüzüne yakın yerlerinde ortalama % 5.10-5 oranında bulunur. Atmosferin yüksek kısımlarında daha yoğundur. Güneş ve yıldızlarda da mevcut olduğu spektral analizlerle anlaşılmıştır.

    Elde edilişi: Hidrojen ticârî olarak en çok hidrokarbon yakıtlarından, çeşitli metodlar uygulanarak elde edilir. Metan, etan ve bâzı hafif hidrokarbonlar, 650 ilâ 1000°C arasında nikelin katalitik etkisi ve buhar ile muâmele edilir. Bu işlemin sonunda hidrojen ve karbonun oksidleri elde edilir.

    Kızgın kok üzerinden sıcak su buharı geçirilerek karbonmonoksit (CO) ve hidrojen elde edilir ki bu karışıma sugazı denir.

    Kömürün koklaştırılması sırasında da hidrojen elde edilir.

    Laboratuvar çapında hidrojen aktif metallere asit etki ettirmekle:

    Zn + H2SO4 ® ZnSO4 + H2

    ve suyun elektrolizi ile elde edilir:

    2H++ 2e ® H2 (katodda) 2OH--2e ® H2O+ 1/2O2 (anotta)

    Keşfedilişi: 1776 yılında Sir H.Cavendish tarafından çinko, kalay ve demire seyreltik sülfat veya hidroklorik asit etki ettirilerek elde edildi. H.Cavendish hidrojenin hava ile karışımının su buharı vermek üzere patladığını gördü ve bu elemente tutuşucu hava ismini verdi. 1783'te Atoine Lavoisier bu elemente hidrojen ismini verdi ki bunun mânâsı su meydana getirici demektir. Hidrojenin kendinden daha ağır iki izotopu olan D ve T, 150 yıl sonra keşfedildi. Döteryum 1931'de ağır sudan elde edildi. Trityum ise 1934'te bulundu.

    Bileşikleri: Hidrojenin bileşikleri diğer elementlerinkinden daha fazladır. Çünkü, asal (necip) gazlar hâric bütün elementler ile reaksiyon verir. Hidrojenin herkes tarafından bilinen ve tabiatta çok miktarda bulunan bileşiği sudur. Su ve karbondioksid bileşiklerinde hidrojen, daha elektronegatif olan elemente kovalent bağla bağlıdır. Mamafih hidrojen atomları daha elektro pozitif olan alkali metallerle ve kalsiyum, baryum gibi, elementlerle iyonik bileşikler teşkil edebilir.

    Ortaya çıkan ve hidrür denilen bileşikler suda hidrojen vererek ayrışır.

    Hidrojenin flor, klor, brom veya iyot ile yaptığı bileşiklerin sudaki çözeltileri asittir. Diğer yaygın asitlerin bileşikleri nitrat (HNO3), sülfat (H2SO4) ve fosfat (H3PO4) asitleridir. Hidrojen iyonlarının bir çözeltideki konsantrasyonu pH cinsinden ifâde edilir. (Bkz. PH cetveli)

    Reaksiyona girme kâbiliyeti pek fazla olmamakla berâber ısı veya güneş ışığı gibi bâzı şartlar altında oksijen ve klorla patlama şeklinde reaksiyon verir. İçerisinde % 4 ile % 74 arasında hidrojenle ihtivâ eden hava yanıcı ve patlayıcıdır. Hidrojen, oksijen ile yakıldığında çok yüksek sıcaklıkta bir alev elde edilir. Oda sıcaklığında hidrojenle oksijen arasındaki reaksiyon, çok tanecikli platin katalizörü olmadığında çok yavaştır. Hidrojen 700°C'de pratik olarak ânında tutuşur.

    Halojenler, bor ve benzeri elementlerle, verdiği bileşikler uçucudur. Metallerin elektropozitif karakterlerine bağlı olarak iyon bağlı veya kovalent bağlı bileşikler verir.

    Kullanılışı: Hidrojen üretiminin üçte ikisi amonyak elde edilmesinde kullanılır. İkinci derecede önemli kullanma alanı petrol rafinasyonundaki katalitik parçalama işlemidir. Üçüncü derece kullanıldığı alan metanol îmâlatıdır. Bundan başka yağların hidrojene edilmesinde de kullanılır. Doymamış, yağların hidrojenlendirilmesi ile margarin elde edilir (Bkz. Hidrojenlendirme). Hidrojenlendirme işi aynı zamanda birçok organik bileşiklerin îmâlâtında da kullanılır. Plastik madde yapımında plastifiyan olarak kullanılır. Metalurjide kaynak işlerinde yakıt olarak kullanılır.

    Hidrojen yandığı zaman çevreye kirletici artıklar vermemektedir. Bu yüzden otomobillerde yakıt olarak kullanılmak istendiğinden bu konuda çalışmalar yapılmaktadır.

    Atom numarası: 1 Simge: H Kütle numarası: 1.00797 Kaynama Noktası (C): -252.7 Erime Noktası (C): -259.2 Yoğunluk: 0.071 Buharlaşma Isısı: .108 Kaynaşma (Füzyon) Isısı: 0.014 Elektriksel iletkenlik: -- Isıl iletkenlik: 0.0004 Özgül Isı Kapasitesi: 3.45

    Özellikle suyun bileşimine giren gaz halindeki basit cisimdir. Hidrojen, Evren'de en bol bulunan elementtir. Güneş'in ve yıldızların maddesinin büyük bir bölümü hidrojenden oluşur. Dünyada hidrojeni serbest halde bulmak kolay değildir. Havada pek düşük miktarda hidrojen vardır, ancak volkanların fışkırttığı gazlarda veya doğal kaynaklardan fışkıran gazlarda geniş oranda hidrojen vardır. Atmosferin yüksek kesiminde, hidrojen, hidrojen tacı adı verilen bir örtü meydana getirmiştir.

    Maddelerin En Hafifi

    Renksiz, kokusuz bir gaz olan hidrojen, bütün maddelerin en hafif olanıdır (havadan 14 kat hafiftir). Böylece bütün öteki gazlara oranla, gözenekli duvarlardan, hattâ akkor durumuna gelecek derecede ısıtılmış demir gibi bazı maddelerin içinden bile, daha hızlı geçebilir, iyi bir ısı ve elektrik iletkenidir ve sıvı hale getirilmesi pek güçtür. Kimyasal yönden hidrojen basit bir maddedir (bir hidrojen atomu tek bir çekirdek veya proton ile bunun çevresinde dönen tek bir elektrondan oluşur).

    Isıtılmış halde birçok elementle karışır. Bu çeşitli tepkileri, sanayide geniş uygulama alanları bulmuştur. Oksijenle birleşince su (doğal halde pek çok bulunur) meydana getirir. Oksijen ve su karışımı, oksihidrik üfleç'te de (kaynak makinesinin alevinin mavi rengi, yanan hidrojenin özelliğidir) kullanılır. Azot ile birleşince, yapay gübre ve patlayıcı maddeler üretiminde kullanılan amonyak oluşur. Başlıca sanayi gazlarından olan metan, hidrojen ile karbon karışımıdır.

    Güdümlü Balonlar ve Füzeler

    Eskiden hidrojen, hava gemilerini (balonlar, güdümlü balonlar v.b.) şişirmekte kullanılırdı, ama çabuk alev aldığından, yerini helyum gazına bıraktı.

    Silâh sanayii günümüzde hidrojeni, füze yakıtı olarak kullanmaktadır. Gerçekten de, sıvı halde (üretimi ve depolanması güç bile olsa), çok yüksek bir enerji verme gücü olmasına karşılık az yer kaplar. Nihayet, insanların yarattığı en öldürücü silâhlardan birinin, korkunç hidrojen bombasının da yapımına girer.

  3. #3
    Paylaşımcı Üye sinanakin1996 - ait Kullanıcı Resmi (Avatar)
    Üyelik tarihi
    Aralık.2008
    Yaş
    25
    Mesajlar
    1.245

    Standart Elementler

    Helyum

    A tom numarası: 2 Simge: He Kütle numarası: 4.0026 Kaynama Noktası (C): -268.9 Erime Noktası (C): -269.7 Yoğunluk: .126 Buharlaşma Isısı: 0.02 Kaynaşma (Füzyon) Isısı: 0.005 Elektriksel iletkenlik: -- Isıl iletkenlik: 0.0003 Özgül Isı Kapasitesi: 1.25

    Asal gazlar grubundan kimyasal element.

  4. #4
    Paylaşımcı Üye sinanakin1996 - ait Kullanıcı Resmi (Avatar)
    Üyelik tarihi
    Aralık.2008
    Yaş
    25
    Mesajlar
    1.245

    Standart Elementler

    Lityum

    K imyada Li sembolü ile gösterilen, metaller arasında atom ağırlığı en küçük olan, metalik bir element. 1817’de J. August Arfvedson tarafından keşfedildi. Grekçe kaya manasına gelen “Lithos” kelimesinden, Lityum ismi verilmiştir. 1818 yılında Sir Humphry Davy tarafından saf olarak elde edildi.

    Özellikleri: Periyodik cetvelde I A grubundadır. Alkali metaller içinde atom ağırlığı en küçük olanıdır. Atom numarası 3, atom ağırlığı ise 6,939’dur. Kütle numaraları 5 ila 9 arasında değişen 5 tane izotopu vardır. Tabiatta bulunan Lityum elementinin % 92,61’i 9L, % 7,30’u da 6L, izotoplarıdır. Diğer izotoplar radyoaktif olup, yarılanma süreleri oldukça kısadır. Yumuşak bir metal olup, gümüş beyazı rengindedir. Mohs ölçüsüne göre sertliği 0,6’dır. Yoğunluğu 0,534 g/cm3, ergime noktası 179°C, kaynama noktası 1814°C, spesifik ısısı 1,23 kal/g’dır. Elektron dizilişi 1s22s1 şeklinde olup, bileşiklerinde 1+ değerliklidir. Oldukça elektropozitiftir. Havada hemen reaksiyon verir. Hatta alevlenerek Li2O meydana getirir. Bu yüzden gaz yağı veya inert gaz ortamında saklanır.

    Bulunuşu: Lityum, yer kabuğunun yaklaşık olarak % 0.0065’ini meydana getirir. Kayaların çoğunda eser miktarda bulunur. Spodumen LiAl (SiO3)2 en önemli Lityum cevheridir. Ticarî önemi olan cevheri bir de Lepidahttir (Li,K,Mg)2Al2(F,OH)2(SiO3)3. Diğer cevherleri ise ambligonit, trifilit ve petalittir.

    Elde edilişi: Metalik lityum, % 40-50 lityum klorür bulunduran erimiş potasyum klorür-lityum klorür karışımının elektrolizinden elde edilir. Ayrıca lityum klorünün piridinde, etanolde veya asetondaki çözeltilerinin elektrolizinden de saf lityum elde edilir. Elektroliz kabı olarak paslanmaz çelik, anot olarak da grafit kullanılır.

    Lityum minerallerinden lityum bileşiklerini elde etmek için çeşitli metodlar kullanılır. Spodume cevheri 1100°C’a kadar ısıtılır. Bu derecede kavrulan cevher, sert halden yumuşak hale geçer. Kavrulan cevher, derişik sülfat asidi ile karıştırılır ve 150-250°C’a kadar ısıtılır ve böylece çözünebilen lityum sülfat elde edilir. Lityum sülfat soda ile eritilir ve lityum karbonat elde edilir. Bu da hidroklorik asit ile muamele edilir ve lityum klorür elde edilir.

    Petalit cevheri, kireçtaşı ile karıştırılıp yaklaşık 1100°C’a kadar ısıtılarak kavrulur. Cevher ve sönmemiş kireç, toz halindedir. Bu iki karışım sıcak su ile karıştırılıp filitre edilir. Çözeltide, lityum hidroksit bulunur. Bu çözelti, hidroklorik asit ile reaksiyona sokulur ve lityum klorür elde edilir. Fosfatlı minerallerindeki lityum ise klorür ve nitrat asidi karışımı ile çözeltiye geçirilir. Çözelti nötralleştirildikten sonra amonyum karbonat ilavesi ile lityum karbonat çöktürülür. Çökelti süzülür ve klorür asidi ile muamele edilerek lityum klorür elde edilir.

    Bileşikleri: Lityum, 500 ila 800°C arasında hidrojen ile birleşerek lityum hidrür bileşiğini verir. Lityum hidrür, kristal yapıya sahip beyaz bir katıdır ve 688°C’da erir.

    Lityum, oda sıcaklığında bile azot ile birleşerek, siyah renkli lityum nitrürü verir.

    Lityum karbonat, diğer lityum bileşiklerinin elde edilmesinde kullanıldığı gibi seramikçilikte, camcılıkta, tütün ziraatinde ve tıpta kullanılır. Lityum bikarbonat suda çözünür. Lityum florür en kıymetli kararlı bileşiğidir ve infrared spektrofotometresinde kullanılır. Lityum bromür ve klorür, nem çekici olarak kullanılır. Lityum iyodür, fotoğrafçılıkta kullanılır.

    Metalik lityum en çok organik-lityum bileşiklerinin elde edilmesinde kullanılır. Lityum, doğrudan doğruya karbon ile kovalent bağ meydana getirir. Bu bileşikleri prolardır. n-butillityum, en önemli bileşiklerindendir. Polibutadienin elde edilmesinde bu bileşik, katalizör olarak kullanılır. Lityum asetat, organik sentezlerde ve alkit reçinelerinin sentezinde katalizör olarak kullanılır. Lityum asetilsalisilat, tıpta kullanılır. Lityum amit, antihistaminlerin elde edilmesinde kullanılır. Lityum borat özel camların ve emayelerin îmalinde kullanılır.

    Kullanılışı: Bazı alaşımlarda çok az miktarda bulunur. Lityum, oksijen ve kükürt temizleyicidir. Bu yüzden çelik, bakır ve bakır alaşımlarında gaz giderici olarak, yüksek voltajlı bataryalarda anot olarak kullanılır. Isı iletkenliğinin yüksekliği sebebiyle nükleer reaktörlerde soğutucu olarak kullanılır. Erimiş lityum çok çürütücü olduğu için erimiş lityumun konulduğu kabın özel metalden yapılmış olması gerekir. Lityum-6 izotopundan trityum ve helyuma dönüşür. Hidrojen bombası, lityum ihtiva eder. Bombanın infilak etmesine sebep olur. Nötron yakalama özelliğinden dolayı reaktörlerin çevresi, lityum ile kaplanır.

    Atom numarası: 3 Simge: Li Kütle numarası: 6.939 Kaynama Noktası (C): 1330 Erime Noktası (C): 180.5 Yoğunluk: .53 Buharlaşma Isısı: 32.48 Kaynaşma (Füzyon) Isısı: .72 Elektriksel iletkenlik: .108 Isıl iletkenlik: .17 Özgül Isı Kapasitesi: .79

  5. #5
    Paylaşımcı Üye sinanakin1996 - ait Kullanıcı Resmi (Avatar)
    Üyelik tarihi
    Aralık.2008
    Yaş
    25
    Mesajlar
    1.245

    Standart Elementler

    Berilyum

    A lm. Beryllium, Fr. Béryllium, İng. Beryllium. Metalik ve ametalik özelliklerin her ikisini de gösteren hafif bir kimyasal element. Periyodik (devri) sistemin ikinci grubunda yer alan berilyum, Be şeklinde sembolize edilir. Atom numarası (Z) = 4, atom ağırlığı (A) = 9,01’dir. Kararlı izotopu yoktur. Birkaç radyoaktif izotopu bilinmektedir. Bileşiklerinde +2 değerli olur. Tabiatta az rastlanan elementlerden olup yer kabuğunda % 0,001 nisbetinde bulunur. Berilyum minerallerinin yataklarının çoğu Brezilya, Arjantin, Afrika ve Hindistan’dadır. İlk olarak 1828’de Wöchlar tarafından elde edilmiştir. En tanınmış minerali, kıymetli bir taş olan beril, 3BeO. Al2O3. 6SiO2 formülüne sahiptir. Zümrüt, kromoksit (Cr2O3) ihtiva eden ve yeşil renkli olan bir berildir.

    Berilyumun elde edilmesi için beril mineralinden faydalanılır. Beril öğütülerek ince toz haline getirilir. Bir kısım beril iki kısım sodyum hekzaflorosilikat (Na2SiF6) ile karıştırılıp 850°C’ye ısıtılır. Meydana gelen sodyum fluoroberilet (Na2BeF4), Mg ile 1000 °C’de indirgenerek berilyum elde edilir.

    Metalik berilyum çok sert ve çelik gibi parlak olup oda sıcaklığında kırılgandır. Erime noktası 1283°C, kaynama noktası 2970°C, özgül ağırlığı da 1,86 g/cm3tür.

    Berilyum kimyasal özellikleri bakımından alüminyuma benzer. Kuru havada dayanıklı olup, ancak kızıl derecede yükseltgenir. Kaynar haldeki suya karşı bile oldukça dayanıklı olan berilyum, seyreltik HCl ve H2SO4’te çözünür. Fakat seyreltik HNO3’ten etkilenmez.

    Berilyum, teknikte doğrudan doğruya kullanılmaz; bazı alaşımların bileşiminde yer alır. Mesela % 3 oranında bakırla karıştırıldığında, bakırın kopma direncini altı katına kadar arttırır. Atom numarası küçük olduğundan röntgen ışınlarını kolayca geçirir. Bundan dolayı röntgen lambalarının pencereleri bu metaldan yapılır.

    Nükleer teknolojide berilyum ve radyum karışımı proton kaynağı olarak kullanılır. Radyum, radyoaktif bozunmalarda devamlı bir alfa partikül kaynağıdır. Bu alfa partikülleri ile berilyum bombardıman edildiğinde nötron üretilir.

    Hafif bir element olması sebebiyle nötron reflektörü elementlerinde, güç kontrol silindirlerinde kullanılır. Keza berilyum, mermi ve uzay araçlarında yapı malzemesi olarak kullanılır. Yüksek elastik modülü ve elastik limiti sebebiyle roket ve uçaklarda ciroskopla idare sisteminde bu madenden istifade edilir.

    Beril: Berilyum aluminosilikat yapısında Be3 Al2 (SiO3)6 en yaygın berilyum mineralidir. Soluk mavi yeşil renkli akvamarin koyu-yeşil zümrüt, altın sarısı helyolit ve pembe morganit gibi bazı türleri mücevher olarak kullanıldığından eski çağlardan beri kıymet taşımıştır. Beril, gnayslarda mikalı şistlerde görülen granit kayaçların ve bunlarla ilişkili pegmatit setlerin (dayk) tali elemanıdır. Zümrüt mikalı şistlerde ve bitümlü kireçtaşlarında, öteki değerli taş türlerine çoğunlukla pegmatit içindeki kovuklarda rastlanır. Değerli taş niteliği taşımayan beril ise, çoğu pegmatit kayaçta, genellikle dağınık, küçük kristaller halinde bulunur. Brezilya'da 200 tonluk , ABD'nin Güney Dakota eyaletindeki Black Hills'te 5,8 m uzunluğunda ve 1,5 m çapında, Maine eyaletindeki Albany'de en büyüğü (18 ton) 5 m uzunluğunda ve 1 metre çapında olan büyük parlak kristaller de elde edilmiştir.

    1925'ten önce beril yalnızca mücevher taşı olarak kullanılırdı. Bu tarihten sonra, berilyum için pekçok önemli kullanım alanı ortaya çıktı ve beril bu nadir elementin cevheri olarak yaygın biçimde aranır oldu. Ama geniş çökeller bulunmadığından berilin büyük bölümü feldispat ve mika madenciliğinin yan ürünü halinde üretilir. Madenlerden çıkarılan beril miktarı yıldan yıla değişmekle birlikte, 1930'dan bu yana devamlı artış göstermiştir.

  6. #6
    Paylaşımcı Üye sinanakin1996 - ait Kullanıcı Resmi (Avatar)
    Üyelik tarihi
    Aralık.2008
    Yaş
    25
    Mesajlar
    1.245

    Standart Elementler

    Karbon

    S embolü C, bileşikleri tabiatta çok geniş alana dağılmış olan metalik olmayan kimyâsal bir element.

    Özellikleri: Karbon, element hâlinde kömür, grafit ve elmas olarak üç şekilde bulunur. Bunlara karbonun allotropları denir. Bunlardan elmas, saf karbon olup kristal yapıya sâhiptir. Diğer ikisi safsızlık ihtivâ edip amorf yapıdadır. Meselâ, kömürün menşei bitkilerdir. Bu yüzden kömürde bitkiden gelen maddeler bulunmaktadır. Karbonun atom numarası altıdır. Değerlik elektronu dörttür. En dış yörüngesinde bulunan 4 elektrondan ikisi, 2s2 orbitalinde, diğer ikisi de 2p2 orbitalindedir. Diğer elementlerle bağ yaparken 2s orbitalinde bulunan bir elektron boş olan 2p orbitaline geçercesine hareket eder. Böylece aynı özellikte dört tâne çiftleşmemiş elektron meydana gelir.

    Bunların enerji seviyeleri aynıdır. Bu davranış Sp3 hibridizasyonu olarak adlandırılır.

    3500°C’de sublime olmaya başlayan karbon, 3550°C’de erir ve 4827°C’de kaynar. Grafit hâlindeki karbonun yoğunluğu 2,26 g/cm3tür. Oda sıcaklığında kolay kolay reaksiyona girmez ve suda hemen hiç çözünmez. Gerekli sıcaklığa geldiği zaman hava oksijeni ile okside olarak (yanarak) karbondioksid verir. Grafit ve elmasın yanması kömürün yanmasından daha yüksek sıcaklıkta olur.

    Karbonun, kütle numaraları 10 ilâ 16 arasında olan altı tâne izotopu vardır. 12C ve 13C izotopları kararlıdır. Tabiatta bulunan karbonun % 98,89’u 12C ve % 1.11 de 13C izotopudur. 14C radyoaktif izotopu da kararlılığa çok yakındır. Çünkü yarılanma müddeti 3770 yıldır. Arkeolojik araştırmalarda bu izotoptan yararlanılır. 12C izotopu elementlerin atom ağırlıklarının hesaplanmasında bir temel kabûl edilmiştir.

    Bulunuşu: Tabiatta karbon çok çeşitli olarak her yerde bulunur. Elementer olarak, kömür ve grafit yataklarında ve çeşitli bileşikler hâlinde petrol yataklarında bulunur. İnsan, hayvan ve bitki gibi bütün canlıların büyük bir kısmı karbon bileşiklerinden meydana gelmiştir. Organik bileşiklerin temel maddesi karbondur. Anorganik bileşiklerden en çok karbonat bileşiklerinde bulunur. Mermer, dolomit ve kireç taşları birer karbonat bileşikleridir.

    Karbon bileşikleri: Karbon atomu elektron almaya veya vermeye, yâni iyonik bileşik yapmaya yatkın değildir. Bu yüzden iyonik bileşikleri pek kararlı değildir. Bâzı reaksiyonlarda ortaya çıksalar bile hemen aksi yüklü iyonlarla bağ meydana getirirler. Karbon atomları oktede varmak için bağ yapmayı tercih ederler. Bu bağlar diğer atomların yaptığı bağlara nispetle daha sağlamdırlar. Bu yüzden uzun zincirler meydana getirmektedirler.

    İşte bu sebeptendir ki karbon bileşiklerinin sayısı diğer bütün elementlerin meydana getirdiği bileşiklerin on misli kadardır. Karbon bileşiklerinin sayısı üç milyona ulaşmış olup, gün geçtikçe de çoğalmaktadır.

    İki sınıf karbon bileşiği vardır:

    a) Organik bileşikleri: Bu bileşikler kovalent bileşikler olup elementleri bir arada tutan kuvvet elektron bağlarıdır. Karbon dört bağ yapar. Bu bağlar karbonlar ve diğer elementler arasında olabilir. Organik bileşikler düz zincir, dallanmış veya halkalı şekilde olabilirler. Düz ve dallanmış zincirler hâlinde olan organik bileşiklere alifatik bileşikler denir. Bunlardan da yalnız karbon ve hidrojenden meydana gelmiş olanlarına hidrokarbonlar denir. Bunların en basidi metandır. Metan, karbonun dış yörüngesinde bulunan dört çiftleşmemiş elektronun, hidrojen atomlarının elektronları ile bağlanmasından meydana gelmiştir. Burada kurulan bağların arasındaki açı 109°28’dir.

    Eten (Etilen) (C2H4) doymamış hidrokarbonların en basiti olup karbonlar arasında çift bağ vardır. Bu çift bağlardan biri esas bağ olup sigma bağı da denir ve iki karbon atomunu bir arada tutmaya yarar. Diğer bağa, sekonder veya pi bağı denir ve kimyâsal etkilemelere karşı hassastır. Bu bağdan dolayı doymamış hidrokarbonlar kimyâsal olarak aktiftir.

    Etende (asetilen) (HC=CH), karbonlar birbirlerine üç bağla bağlı olup, her bir karbonda birbirinden 180° ayrı olan birer hidrojen atomu bağlıdır. Karbonlar arasındaki üç bağdan biri sigma, ikisi pi bağıdır. İki pi bağından dolayı kimyâsal etkilemelere karşı gâyet duyarlıdır.

    Atom numarası: 6 Simge: C Kütle numarası: 12.0112 Kaynama Noktası (C): 4830 Erime Noktası (C): 3727 Yoğunluk: 2.26 Buharlaşma Isısı: 171.7 Kaynaşma (Füzyon) Isısı: -- Elektriksel iletkenlik: 0.0007 Isıl iletkenlik: 0.057 Özgül Isı Kapasitesi: .165

  7. #7
    Paylaşımcı Üye sinanakin1996 - ait Kullanıcı Resmi (Avatar)
    Üyelik tarihi
    Aralık.2008
    Yaş
    25
    Mesajlar
    1.245

    Standart Elementler

    Nitrojen (Azot)

    Azot Alm. Stickstoff, Fr. Azote, İng. Nitrogen. Dünya etrafındaki atmosferde oksijen ile karışım halinde bulunan renksiz gaz. Atmosferin hacim olarak % 78.09’u azot, % 20.95'i oksijendir. Kimyada (N) sembolü ile gösterilir. Serbest halde bulunan azot, iki atomlu moleküller halinde bulunur. Bu yüzden kimya reaksiyon denklemlerinde azot, N2 halinde yazılır. Kabul edilen atom ağırlığı 14.008 olup, iki tane kararlı izotopu vardır. Azot elde edildiği zaman % 99.635 N14, % 0.365 N15 izotoplarını ihtiva eder ki, bunların ortalaması yukardaki atom ağırlığını verir. Üretilebilen dört tane radyoaktif izotopu vardır. Bunlar N12, N13, N16 ve N17dir. Atom numarası “7” olup çekirdeğinde “7” proton bulunmaktadır. İki tane yörüngesi olup, birincisinde iki, ikincisinde ise 5 elektron bulunmaktadır. En büyük (-) değerliği 3, en büyük (+) değerliği 5’tir. (-3) (+5) arasında bazı değerliklere de sahiptir.

    Elementel azot en az tesirli veya en atıl olan elementel gazdır. Bu, azotun başka maddelerle, yani kolay reaksiyona giren maddelerle bile adi şartlarda (oda sıcaklığında, normal basınçta) reaksiyona girmemesi demektir. Atıllık reaksiyon ilgisinin az olması demektir. Bunun sebebi de N2 molekülündeki iki atomun birbirine sağlam bağlanmasındandır. Atom halindeki azot ise oldukça tesirlidir.

    Elde edilmesi:

    1. En önemli azot kaynağı havadır. Havanın sıvılaştırılıp fraksiyonlu destilasyona tabi tutulması ile elde edilir. Sıvı havadan, önce -196°C’de (azotun kaynama noktası) azot buharlaşır ve geriye oksijen kalır. Böylece azot elde edilmiş olur. (Bu işlem Linde aparatında yapılır.) Azot 150 atmosfer basınç altında çelik tüplerde saklanabilir.

    2. Amonyum nitritin (NH4NO2) ısıtılması ile saf azot ele geçer.

    3. Aktif metaller hava azotu ile nitrürleri verirler. Bu metal nitrürlerin (azotürlerin) bozunmasından azot elde edilir.

    4. Amonyakın sıcakta bakır oksit (CuO) üzerinden geçirilmesinden veya kireç kaymağı ile yükseltgenmesinden elde edilir.

    Tarihçesi: 1772 yılında Priestley, ilk defa havanın yanmayan kısmının olduğunu, aynı yıl içinde Scheele havanın azot ve oksijen karışımı olduğunu buldu. Azot ismini ilk defa Lavosier verdi.

    Kullanılışı: En çok amonyak yapmada, az miktarda azotlu kireç denilen kalsiyum siyanamid yapımında kullanılır. Kimyasal reaksiyonlarda inert atmosfer olarak, sıvı azot ise, süper soğutmada kullanılır. Hava azotundan elde edilen amonyak, azotdioksit ve kireçli azot, gübre olarak kullanılır. Azot bileşiklerinden faydalanarak harp mühimmatı (patlayıcı maddeler) yapılır. Ekseri bitkiler N2 molekülü halindeki azotla bir şey yapamazlar. Yani kendi bünyelerine doğrudan alıp hazmedemezler. Bitki, bünyesindeki proteini inşa edebilmek için lazım olan azotu topraktaki azot bileşiklerinden alır. Tabii ve sun’i gübreler bitkilere azot vermektedir. Baklagiller ve yoncalar elementel azotu kullanırlar. Fakat bu, bitkinin kendisi tarafından değil kökünde yaşayan bakteriler tarafından yapılır. Bu bakteriler havadaki serbest azot molekülünü bölme sırrını bilirler ve havadan yaptıkları azot bileşiklerini azot gıdası olarak sunarlar. Bu sebeple baklagiller azot bakımından zengindir. Azot bileşiklerince fakir olan tarlaya yonca ekildiği zaman toprağın azot bakımından zenginleşmesine sebeb olunur.

    Azotun devri: Toprakta bulunan nitratlardan bir kısmı yağmur suları ve ırmaklar vasıtasıyle denize gider. Bu nitratlar deniz bakterileri yardımıyle N2 (gaz) haline dönerek havaya geçer. Fakat bu kayıp şimşek ve bitki bakterileri yardımıyle tekrar nitratlar halinde döndürülerek telafi edilir.

    Yağmurlu havalarda, şimşekler sebebiyle, havanın azot gazı oksijen gazı ile kimyaca birleşerek, azot monoksid denilen, renksiz gaz hasıl eder. Bu gaz havada serbest halde kalamaz. Tekrar oksijenle birleşerek azot dioksid haline döner. Turuncu renkli ve boğucu olan bu gaz da, havadaki nem (su buharı) ile birleşerek, nitrik asit (yani kezzab ismi ile satılan mayi)i teşekkül ettirir. Yine şimşeklerin tesiri ile havadaki su buharının parçalanmasından serbest hale geçen hidrojen (müvellidülma) gazı da, havanın azotu ile birleşerek amonyak gazı hasıl eder ki, bu gaz, o esnada hasıl olan nitrat asidi ile ve havada zaten mevcud olan karbon dioksit gazı ile birleşerek, amonium nitrat ve amonium karbonat tuzları meydana getirir. Bu iki tuz, diğer bütün alkali metallerin tuzları gibi, suda çözündüğünden, yağmurla toprağa iner. Toprak, bu maddeleri kalsium nitrat haline çevirerek, bitkilere verir. Bitkiler, bu tuzları albüminli maddelere (proteinlere) çevirir. Proteinler, bitkiden, ot yiyen hayvanlara ve insanlara geçer. İnsanlar bu proteinleri bitkilerden ve ot yiyen hayvanlardan alır. Bu maddeler insanların ve hayvanların hücrelerinin yapı taşıdır. Kuru proteinlerin içinde % 14 azot gazı vardır. İşte, yağmur suları vasıtası ile toprağa, her sene dört yüz milyon tondan ziyade hava azotunun gelerek gıda haline döndüğü bugün hesab edilmiştir. Denizlere gelen, elbette daha çoktur. Semadan (gökyüzünden) bu suretle rızk indiğini bugün fen yolu ile anlayabiliyoruz.

    Topraktaki nitratların bir kısmını da bitkiler alarak kendi laboratuvarlarında bitkisel protein (azotlu bileşikler) haline çevirirler. Bu bitkilerin bir kısmı ölüp çürür ve toprağa karışır. Bitkisel proteinler toprakta amonyak haline döner. Amonyak da nitrifikan bakteriler tarafından tekrar nitrat haline dönüştürülür. Yine bu bitkilerden bir kısmını hayvanlar yer ve onlar da bitkisel proteini hayvansal protein haline çevirir. Bu proteinler kazurat halinde insan ve hayvanlardan toprağa ve denizlere geçer. Toprakta, proteinler yine nitratlar haline dönüşürken denizde azot haline dönüşür.

    Görüldüğü gibi, şehirleşme sonucu proteinlerin büyük bir kısmı kazurat halinde denize gitmekte ve nitrat yerine azot gazının meydana gelmesine sebeb olmaktadır. Böylece denge bozulmakta ve giderek sun’i azot gübresi ihtiyacı artmaktadır. Türkiye’de bu durum giderek kendini açıkça göstermektedir. Gerekli yerlerde sun’i azot gübresi fabrikalarının kurulması gerekmektedir. (Bkz. Gübre)
    Azot Bileşikleri
    Hidrazin (Diamit) H2N-NH2: Renksiz zayıfca amonyak kokulu, kaynama noktası 113.5°C olan bir sıvıdır. Donma noktası 1.8°C, yoğunluğu 1.101 g/cm3tür. Su ile her oranda karışır. Saf halde kararlı değildir. Asitlerle tuzları verir. Mesela HCI ile H2N-NH3Cl kararlı bileşiğini verir. Hidrazin, amonyaktan iki yolla elde edilebilir. Biri, amonyağın 180°C ve 50 atm.de NaOCI ile reaksiyona sokulmasıdır. Hidrazin ve tuzları mesela sülfatları kuvvetli indirgeme araçlarıdır.

    Hidrazin, asimetrik dimetil hidrazin (H2N-N(CH3)2 roket yakıtı olarak, hidrojen peroksitle birlikte kullanılmaktadır. Sodyum hidrazid kolayca patlar.

    Hidroksil amin H2NOH: Hidroksil amin yarı hidrazin yarı hidrojen peroksit gibidir. % 50’lik sülfat asidi içinde, nitrat tuzlarının elektrolitik olarak indirgenmesinden tuz olarak elde edilir. Sentezlerde miyoz (belirteç) olarak kullanılır. Mesela aldehit ve keton, hidroksil amin yardımı ile belirlenir. Hidroksil amin hem indirgen, hem yükseltgendir. Antiseptik ve fotoğrafcılıkta devolaper olarak kullanılır.

    Erime noktası 33.1°C’dir. Bu derecenin üstünde kararlı olmayıp, patlama şeklinde bozunur. Asitlerle muamelesinden tuz elde edilir. Bazik özelliği NH3’inkinden azdır.

    Azotür asidi (N3H): Hidrozoik asid de denir. 37 °C’de kaynayan renksiz bir sıvıdır. Erime noktası 80 °C’dir. İlk defa Curtius tarafından bulundu. Azotür asidi çok patlayıcı ve zehirlidir. Buharı solunulursa, burun bir kaç saat sonra şişer. Önemli tuzları: Sodyum asid (NaN3)dir. Gümüş ve Kurşun azotürler, insiyal patlayıcı olarak kullanılır.
    Azot Oksitleri
    Azotoksidul (Diazot monoksit) N2O: Güldürücü gaz olarak bilinir. Anestezik olarak kullanılan en eski gazdır. Seyreltik halde renksiz, kokusuz, derişik halde ise tatlımsı bir kokuya sahiptir. Amonyum nitratın (NH4NO3) 170 °C’ye ısıtılmasından elde edilir. Yüksek sıcaklıkta bozunarak azot (N2) ve oksijene (O2) dönüşür. Verdiği oksijenden dolayı yanmayı şiddetlendirir. Az koklandığı zaman ilk önce bir nevi sarhoşluk verir, çok koklanırsa bayıltır. Narkozitan tesiri en emin olan narkozdur. Hiçbir zehirleyici özelliği yoktur. Diğer azot oksitlere nisbetle daha kararlıdır. Azotlarından biri (+5), diğeri (-3) değerliktedir.

    Azot oksit (NO): Renksiz bir gazdır. 1784’te keşfedildi. Laboratuvarda az miktarda NO elde etmek için, sulu nitrat asidi, Cu, Ag ve Hg gibi metallere etki ettirilir. Laboratuvar metodu olarak başka yolları da vardır. Teknikte ise iki yolla havadan elde edilir.

    1. Norveç metodu: Elektrik arkları ile 4000 °C’lik bir sıcaklık elde edilir. Bu sıcaklıkta hava azot ve oksijeninden NO elde edilir.

    2. Oswald metodu: Önce haber metodu ile hava azotundan amonyak elde edilir. Hususi şartlarda hava oksijeni ile amonyak yakılırsa, azot monoksit elde edilir. Azot monoksit hava oksijeni ile hemen reaksiyon vererek renkli azot dioksidi meydana getirir. Erime noktası -162.6°C, kaynama noktası ise -152°C’dir.

    Diazot trioksit (N2O3): Koyu mavi renkte bir gazdır. Aslında NO ve NO2 karışımıdır. Fakat N2O3 şeklinde hareket eder. -20°C’ye soğutulursa sıvı hale geçer.

    Azotdioksit (NO2): Kırmızı renkli bir gazdır. Bu gazın dimeri olan N2O4, renksiz olup, kaynama noktası 20°C civarındadır. Azotdioksidin kaynama noktası 21.3°C civarındadır. Azot monoksidin oksidasyonu ile elde edilir.

    Diazotpentaoksit (N2O5): Katı billuri bir maddedir. Nitrat asidinin anhidritidir. Su ile dumanlı nitrat asidini verir.

    Azo bileşikleri: Molekül yapısında azo grubu (– N = N –) bulunan organik bileşiklerdir. Azot atomlarına bağlı atom grupları herhangi bir grup olabilir.Ancak sanayi açısından büyük kıymet taşıyan ve ticari boyarmaddelerin yarıdan fazlasını teşkil eden azo bileşiklerinde, benzer grubu veya türevleri azo atomuna bağlıdır.

    Azo boyaları: Azo boyarmaddeleri olarak da bilinirler. Bu boyarmaddeler kimyasal özelliklerine bağlı olarak en iyi sonuç verdiği elyafın cinsine ve tatbik tekniğine göre çeşitli sınıflara ayrılır.

    Pamuğun azo boyalarıyla boyanmasında uygulanan en eski metod, birbirleriyle tepkimeye girerek, boyarmaddenin elyafın içinde veya yüzeyinde tutunmasını sağlayacak olan iki kimyasal elemanlı çözeltinin ard arda birkaç defa elyafa uygulanmasına dayanır.

    Sübstantif boyalar adıyla bilinen azo boyaları, uygulanması en kolay olan gruptur. Bu boyaların bileşiminde, suda çözünmelerini sağlayan kimyasal gruplar bulunduğu için, çözelti içindeki boyarmaddeyi pamuk kolayca emebilir. Kongo kırmızısı bu tür boyaların ilk misalidir.

    Asit azo bayaları bilhassa yün ve ipekte çok iyi netice verir. Bugün bile kullanılan eski bir boyarmadde olan tartrazin sarı renkte bir asit azo boyasıdır.

    Diğer azo boyaları metal iyonlarını bağlayan kimyasal grupları ihtiva eder. Bu boyalarla kullanılan çeşitli metal tuzları arasında en yaygını krom ve bakır tuzlarıdır.
    Önemli özellikleri== Azot bir ametal olup elektro-negatiflik değeri 3,04 tür. Dış yörüngesinde beş elektron bulunur ve dolayısıyla pek çok bileşiğinde 3 değerlidir. Saf azot, oda sıcaklığında renksiz ve reaktif olmayan bir gazdır. Dünya atmosferinin %78.08'ini oluşturur. 77 K de yoğunlaşır ve 63 K de donar. Sıvı azot iyi bilinen bir dondurucudur.
    Tarihçesi
    Azot adının İngilizcesi olan Natrium sözcüğü, ( Latince ''nitrum'', Yunanca ("doğal soda", "genler", "şekillenmek" anlamında olan) ''Nitron'' dan gelmektedir. Daniel Rutherford 1772'de azotu keşfettiğinde onu ''zararlı hava'' veya ''sabit hava'' olarak adlandırmıştır. Havanın belli bir oranının yanma olayında yer almadığı, 18. yüzyıl kimyacıları tarafından iyi bilinmekteydi. Azot, yaklaşık aynı tarihlerde Carl Wilhelm Scheele, Henry Cavendish, ve Joseph Priestley tarafından da araştırılmaktaydı. Antoine Lavoisier de azotu, Yunanca αζωτος "cansız" anlamına gelen ''azote'' olarak adlandırmıştı. Bu sözcük Fransızcada kullanılır oldu ve sonraları pekçok dile girdi.

    Azot bileşikleri orta çağlarda biliniyordu. Simyacılar nitrik asidi ''aqua fortis'' olarak biliyorlardı. Altını çözebilen karışım olması dolayısıyla, nitrik asit ve hidroklorik asit karışımı; '' aqua regia'' (kral suyu) olarak biliniyordu. Azot bileşiklerinin ilk endüstriyel ve zirai kullanımı; güherçile (sodyum veya potasyum nitrat) ve kısmen de barut yapımı şeklinde oldu. Daha sonraları da gübre ve kimyasal hammadde olarak kullanıldı.
    Bulunuşu
    Azot endüstriyel anlamda, sıvı havanın kısmi destilasyonu ile ya da gaz halindeki havadan mekanik olarak (basınçlı ters osmos yöntemi) elde edilir. Azot, hayvan dışkılarının, üre ve ürik asit halinde büyük kısmını oluşturur. Moleküler azot, büyük oranda Satürn'ün Ay'ı Titan'ın atmosferinde bulunur. Ayrıca, yıldızlar arası uzayda da varlığı David Knauth ve arkadaşlarının yaptığı çalışmalarla saptanmıştır.
    Kullanım alanları
    Azot bileşikleri
    Moleküler azot, atmosferde reaktif değildir fakat doğada, canlı organizmalar (bakteriler) tarafından biyolojik ve endüstriyel anlamda faydalı bileşiklere dönüştürülür. Endüstriyel anlamda azot ve doğal gaz, Haber prosesi ile amonyağa dönüştürülür. Ammonyak da ya gübre olarak, ya da patlayıcılar gibi başka maddelerin üretiminde ( Ostwald prosesi ile nitrik asit üretimi) başlangıç maddesi olarak kullanılır.

    Azot tuzları içinde en önemlilerinden biri potasyum nitrat (veya saltpeter: güherçile) olup tarih boyunca barut yapımında kullanılmıştır. Diğer bir tuz da amonyum nitratdır ve gübre olarak kullanılır. Diğer azotlu organik bileşikler nitrogliserin ve trinitrotoluen olup patlayıcı yapımında kullanılırlar. Nitrik asit sıvı yakıtlı füzelerde oksitleyici olarak kullanılır. Hidrazin ve türevleri füze yakıtlarında kullanılır. Atom numarası: 7 Simge: N Kütle numarası: 14.0067 Kaynama Noktası (C): -195.8 Erime Noktası (C): -210 Yoğunluk: .81 Buharlaşma Isısı: .666 Kaynaşma (Füzyon) Isısı: 0.086 Elektriksel iletkenlik: -- Isıl iletkenlik: 6e-05 Özgül Isı Kapasitesi: .247

  8. #8
    Paylaşımcı Üye sinanakin1996 - ait Kullanıcı Resmi (Avatar)
    Üyelik tarihi
    Aralık.2008
    Yaş
    25
    Mesajlar
    1.245

    Standart Elementler

    Oksijen

    Elementler içinde çok bol bulunanı olduğu hâlde, eski kimyâcıların gözünden kaçan renksiz, kokusuz ve tatsız bir gaz. İlk defâ 1774 yılında J.Priestley tarafından, cıva oksidin ısıtılması ile elde edildi. 1781’de Lavoisier, oksijenin, havada bulunan ve yanmayı hâsıl eden bir madde olduğunu bildirdi. Bu maddeye, asit yapısı anlamına gelen oxygenıum ismini verdi. Çünkü Lavoisier, bütün asitlerin oksijen ihtivâ ettiğini sanıyordu.
    Oksijeni defa 1774 Joseph Priestly, cıva oksidinin ısıtılması ile elde edildi. 1781 yılında Lavoisier, oksijenin havada bulunan ve yanmaya etki eden bir madde olduğunu bildirdi. Bu maddeye asid yapısı anlamına gele oksijen ismi verildi. Çünkü Lavoisieri, bütün asitlerin oksijen ihtiva ettiğini sanıyordu.
    Bulunuşu
    Atmosferde, hacim olarak %21, ağırlıkça %23,2 oksijen ihtiva eder. Su, ağırlıkça %88,8 oksijen bulundurur. Yer kabuğunun ise %50'sini teşkil eder.Oksijen, serbest halde, havada, suda, çözünmüş olarak ve toprak içinde en çok nitrat, fosfat ve karbonat halinde yer kabuğunun içerisinde bulunmaktadır.
    Oksijenin elde edilişi
    # Suyun elektrolizinden yararlanılarak elde edilir. Az miktarda baz veya asid ilave edilmiş saf su elektroliz edilirse, anotta, çok saf oksijen edilir. 1 Laboratuarda, potasyum kloratın, mangandioksit ile elde edilir. 2 Potasyum permanganat ile hidrojen peroksit, asitli ortamda oksijen verir. 3 Endüstride, havadan elde edilir. Sıvı havanın franksi destilasyonunda önce hava buharlaşır, geriye %99,5 saflıkta oksijen kalır. 4 Yine endüstride, çok saf oksijen, |baryum peroksit|baryum peroksidin 800°C ye kadar ısıtılmasında elde edilir.

    Oksijen kimyada (O) sembolü ile gösterilir. Atom numarası 8 olan oksijenin tabiatta kütle numaraları toplamı 16'dır (%99,76), 17 (%4) ve 18 (%0,20) olan üç izotopu vardır. Oksijenin atom ağırlığı 16 olarak kabul edilir. Kütle numaraları 14, 15 ve 19 olan izotopları radyoaktiftir. Fakat bu radyoaktiflerin ömrü oldukça kısadır. Oksijenin çekirdeğinde 8 proton bulunmaktadır. Kimyasal reaksiyonların hemen hemen hepsinde iki elektron alarak geçer. Oksijen normal sıcaklıkta pasiftir; yüksek sıcaklıkta aktiftir.

    Oksijenin sudaki çözünürlüğü 100ml'dır. Oksijenin kritik sıcaklığı –118,8°C'dır. Oksijen, bu sıcaklığın üzerinde sıvılaşamaz. Yani sadece basınç ile sıvılaştırılmaz oksijenin kritik basıncı 49,7 atmosferdir. Bir atmosfer basınçtaki erime noktası –218,8°C ve kaynama noktası –183°C dır. Belirli bir miktardaki oksijen, katı ve sıvı hallerinin her ikisinde de açık mavi ve şeffaftır. Sıvı oksijen, kuvvetli bir magnetiktir. Şayet sıvı oksijenin bir atmosfer basıncındaki bir hacmi, normal şartlar altında (760mm Hg ve 20°C) buharlaştırılırsa, buharın hacmi sıvı hacminin 860 misli olur. Katı oksijenin yoğunluğu –252,5°C de 1,426 g/cm küptür. Metallerin çok azı, sıvı hale iken oksijen absorblar (emerler). Absorblanan bu oksijen metal katılaşırken tekrar metali terk eder.

    Atom numarası: 8 Simge: O Kütle numarası: 15.9994 Kaynama Noktası (C): -183 Erime Noktası (C): -218.8 Yoğunluk: 1.14 Buharlaşma Isısı: .815 Kaynaşma (Füzyon) Isısı: 0.053 Elektriksel iletkenlik: -- Isıl iletkenlik: 6e-05 Özgül Isı Kapasitesi: .218

    Yoğunluğu 1,105 olan renksiz, kokusuz gaz.

  9. #9
    Paylaşımcı Üye sinanakin1996 - ait Kullanıcı Resmi (Avatar)
    Üyelik tarihi
    Aralık.2008
    Yaş
    25
    Mesajlar
    1.245

    Standart Elementler

    Flor

    Kimyada bir element; Atomik numarası 9'dur ve simgesi F'dir. Halojen dir ve bileşiklerinde sadece -1 değerliğinde bulunur. Çok aktiftir, diğer halojenlerde olduğu gibi + değerlik almaz, sadece - değerlik alır.

    Sembol: F Atom numarası: 9 Atom ağırlığı: 18.9984032 g/mol Oda koşullarında (25°C 298 K): Açık sarı renkli gaz A metal p-blok elementi

    1529 yılında Georigius Agricola kalsiyum florür bileşiğini tanımlamıştır. İlk defa 1886 yılında Henri Moissan tarafından izole edilmiştir.

    En önemli minerali fluorit veya florspati denilen CaF2 dir. Flor’un saf olarak eldesi (1:2) oranında sıcak erimiş KF, HF bileşiklerinin elektrolizi ile gerçekleşir.

    Reaksiyonları Hava ile Reaksiyonu

    Flor O2 ve N2 ile reaksiyon vermez. Su ile Reaksiyonu

    Flor’ın su ile reaksiyonu sonucunda oksijen O2 veya ozon O3 oluşur.

    F2(g) + H2O(s) à O2(g) + 2HF(aq)

    3F2(g) + 6H2O(s) à 2O3(g) + 6HF(aq) Halojenler ile Reaksiyonu

    Flor, normal şartlarda halojenler ile reaksiyon vermez.

    Klor (Cl2), ile 225°C de reaksiyonu sonucunda değişik bir bileşik olan interhalojen (ClF) oluşturur. Triflorür klor(III) bileşiği ise oluşur fakat reaksiyon tamamlanmaz.

    Cl2(g) + F2(g) à 2ClF(g)

    Cl2(g) + 3F2(g) à 2ClF3(g)

    350°C’da ve 225 atm basınç altında florun fazlası ile klor reaksiyonu sonucunda interhalojenleri (ClF5) oluşur.

    Cl2(g) + 5F2(g) à 2ClF5(g)

    Flor ile brom arasındaki reaksiyon sonucunda gaz fazında interhalojen BrF oluşur. Oluşan bu bileşik oda sıcaklığında Br2, BrF3 ve BrF5 bileşiğine dönüşür.

    Br2(g) + F2(g) à 2BrF(g)

    3BrF(g) à Br2(s) + BrF3(s)

    5BrF(g) à 2Br2(s) + BrF5(s)

    150°C’de özel koşullar altında florürün fazlası ile brom arasındaki reaksiyon sonucunda interhalojen BrF5 oluşur.

    Br2(s) + 5F2(g) à 2BrF5(s)

    Flor’ün -45°C’de CCl3F çözücüsü içerisinde iyot ile reaksiyonu sonucunda interhalojen IF oluşur. Daha sonra bu bileşik oda sıcaklığında parçalanarak I2 ve IF5 bileşiğini oluşturur.

    I2(g) + F2(g) à 2IF(g)

    5IF(g) à 2I2(k) + IF5(s) Asit ile Reaksiyonu

    Seyreltik asitlerle reaksiyonunda su ile verdiği reaksiyon baskın çıkar ve oksijen O2 ile ozon O3 oluşturur.



    2F2(g) + 2H2O(s) à O2(g) + 4HF(aq)

    3F2(g) + 3H2O(s) à O3(g) + 6HF(aq) Baz ile Reaksiyonu

    Flor’ün seyreltik sulu hidroksit çözeltisi ile reaksiyonu sonucunda oksijen(II) florid oluşur.



    2F2(g) + 2OH-(aq) à OF2(g) + 2F-(aq) + H2O(s) Flor en reaktif element olup O2 ve asal gazlar hariç tüm elementlerle hemen reaksiyona girer. Fazla reaktif olmasının nedeni F-F bağının kolay kopması yani disosiyasyon enerjisinin az olmasıdır. Sadece (-1) oksidasyon sayısına sahiptir yani tek bağ yapabilir. Fakat ortaklanmamış elektronları sayesinde metallerle –F_ şeklinde köprülü bileşikler yapabilir.

  10. #10
    Paylaşımcı Üye sinanakin1996 - ait Kullanıcı Resmi (Avatar)
    Üyelik tarihi
    Aralık.2008
    Yaş
    25
    Mesajlar
    1.245

    Standart Elementler

    Neon

    Asal gazlar sınıfından bir element. “Ne” sembolüyle gösterilir. İlk defâ 1898 yılında, İngiliz fizikokimyâcı Sir William Ramsay tarafından, sıvılaştırılmış havanın fraksiyonlu damıtımı ile izole(ayırma) edilmiştir. Neon, havanın çok cüzî bir kısmını (55.000’de birini) teşkil eder.

    Özellikleri: Atom numarası 10, atom ağırlığı 20,183, yoğunluğu havanınkinin 0,7 katı olan tek atomlu bir gazdır. Renksiz ve kokusuzdur. Elektron düzeni 1s22s22p6 olup, valensi sıfırdır. Erime noktası -248,7°C, kaynama noktası da -246,1°C’dir. Kritik basıncı 26,86 atmosfer ve kritik sıcaklığı da -228,7°C’dir. Kimyâsal reaksiyonlara karşı atıl (inert) dır.

    Neon, havanın sıvılaştırılmasıyla, diğer soy gazlar (Argon, Kripton, Ksenon) ile birlikte ele geçer. Sıvalaştırılmış havanın, sıvı oksijenle yıkanmasıyla saf hâlde elde edilirler. Günümüzde laboratuvarlarda aktif kömürle yapılan adsorbsiyon ile soy gazların atom ağırlıklarına göre ayrılabilmeleri mümkün olmaktadır.

    Kullanılması: Neon gazı ihtivâ eden bir tüp, neonca seyrekleştirildiğinde, elektrik akımını iletme hâssasına sâhip hâle gelir. Tüpteki basınç 10 mm cıva değerine düşürülmüşse, elektrik deşarjıyla bütün tüp bir ışıkla dolar ve neona has turuncu kırmızı bir renk meydana gelir. Neon ticârî maksatlı bu tüplerde mahdut bir kullanım görmüştür. Çok az miktardaki başka gazların bulunması, olayı olumsuz yönde etkilediği için güçlükler mevcuttu. George Claude, mangal kömürünün absorbant (tutucu) özelliğini geliştirerek söz konusu güçlüğe çözüm buldu: Elektrik akımı geçerken tüpte bulunan neon, sıvı hava ile sıcaklığı düşürülmüş mangal kömürü vâsıtasıyla saflaştırılır. Bu yolla safsızlıklar giderilip, geriye sâdece neon kaldığında tüp, kömür hücresinden ayrılır.

    Neon tüpleri parlaklık ve verim bakımından azot tüplerine göre avantajlıdır. Ancak bir dezavantaj, yaydıkları ışının mavi dalgaların olmayışından dolayı aşırı derecede kırmızı olmasıdır. Bu, göz kamaştırıcı ışıkların kullanıldığı teşhir mahallerinde arzu edilen bir özelliktir.

    Tungsten telli ampullerden daha az enerji sarfedip, daha bol ışık veren flouresans ampullerin içinde neon gazı vardır.

    Atom numarası: 10 Simge: Ne Kütle numarası: 20.183 Kaynama Noktası (C): -246 Erime Noktası (C): -248.6 Yoğunluk: 1.2 Buharlaşma Isısı: .422 Kaynaşma (Füzyon) Isısı: 0.08 Elektriksel iletkenlik: -- Isıl iletkenlik: 0.0001 Özgül Isı Kapasitesi: --

Benzer Konular

  1. Yaşam İçin Gerekli Olan Elementler
    Konu Sahibi Fuzuli Forum Fizik ve Kimya
    Cevap: 1
    Son Mesaj : 29.Ocak.2010, 17:34
  2. Yaşam İçin Gerekli Olan Elementler
    Konu Sahibi Fuzuli Forum Fizik ve Kimya
    Cevap: 0
    Son Mesaj : 29.Ocak.2010, 17:23

Yetkileriniz

  • Konu Acma Yetkiniz Yok
  • Cevap Yazma Yetkiniz Yok
  • Eklenti Yükleme Yetkiniz Yok
  • Mesajınızı Değiştirme Yetkiniz Yok
  •  
müslüman sohbet, islami forum sohbet oyun