📖 İçindekiler

1. Kimya Nedir?

2. Maddenin Yapısı: Tanecikli, Boşluklu, Hareketli

3. Maddenin Halleri ve Plazma

4. Hal Değişimleri ve Enerji

5. Saf Maddeler: Elementler ve Bileşikler

6. Karışımlar: Homojen, Heterojen ve Ayırma Yöntemleri

7. Fiziksel ve Kimyasal Değişimler

8. Asitler ve Bazlar: pH, pOH, Titrasyon

9. Çözeltiler ve Derişim Birimleri

10. Periyodik Tablo ve Atomun Yapısı

11. Kimyanın Günlük Hayattaki Yeri

---

1. Kimya Nedir?

Kimya, evrendeki tüm maddelerin doğasını ve davranışını inceleyen, elde ettiği bilgileri insanlığın ihtiyaçları, huzuru ve sağlığı için kullanan bir bilim dalıdır.

---

2. Maddenin Yapısı: Tanecikli, Boşluklu, Hareketli

Madde, boşlukta yer kaplayan ve kütlesi olan her şeydir. Doğada kaya, taş, toprak, metal, cam, ahşap, plastik, pamuk, besinler, hava, doğal gaz gibi katı, sıvı ve gaz halindeki her şey maddedir.

Maddenin yapısı üzerine ilk tartışmalar, maddenin tanecikli mi yoksa sürekli (bütünsel) mi olduğu üzerine olmuştur. Deneysel verilerin artmasıyla (sabit oranlar kanunu, gazlar için belirli hacimler yasası, elektroliz kanunları vb.) maddenin tanecikli yapıda olduğu sonucuna varılmıştır.

Madde üç temel özellik gösterir:

• Tanecikli yapıda

• Boşluklu yapıda

• Hareketli yapıda

Tanecikler neden görülemez? 1 damla suda 2×10²¹ tane su molekülü (H₂O) bulunması, çıplak gözle taneciklerin görülememesini açıklar.

Maddedeki tanecik türleri:

• Atomlar: Demir çubuk, cıva, bakır kap, alüminyum çerçeve

• Moleküller: Su (H₂O), alkol (C₂H₅OH), aseton (C₃H₆O), çay şekeri (C₁₂H₂₂O₁₁), oksijen (O₂)

• İyonlar: Sodyum klorür (NaCl → Na⁺, Cl⁻), kalsiyum karbonat (CaCO₃ → Ca²⁺, CO₃²⁻), sodyum karbonat (Na₂CO₃ → 2Na⁺, CO₃²⁻)

Tanecikleri bir arada tutan kuvvetler:

• Metallerde metalik bağ

• İyonik yapılı maddelerde iyonlar arası çekim kuvveti (zıt yüklerin birbirini çekmesi)

• Moleküler maddelerde Van der Waals kuvvetleri, dipol-dipol etkileşimi, hidrojen bağları

Maddenin boşluklu yapısına kanıt: 50 mL su ile 50 mL alkol karıştırıldığında toplam hacim 100 mL’den az (90-95 mL) olur.

Maddenin taneciklerinin hareketliliği gaz halinde daha kolay anlaşılır. Örneğin, yemek kokularının uzaktan algılanması, soğan doğranırken gözlerin yaşarması, naftalin kokusunun yayılması gibi.

Hareket halleri:

• Katı halde: Sadece titreşim hareketi, tanecikler arası boşluklar sabit

• Sıvı ve gaz halinde: Titreşime ek olarak dönme ve öteleme hareketleri (sıvılarda gazlara göre daha yavaş)

---

3. Maddenin Halleri ve Plazma

Maddenin dört hali:

• Katı: Kütle, hacim ve şekil belirlidir.

• Sıvı: Kütle ve hacim belirlidir, şekil değişir ve kabın şeklini alır.

• Gaz: Kütle belirlidir, konulduğu kabın hacmini ve şeklini alır.

• Plazma: Elektrikçe nötr olan; atom, iyon, elektron ve moleküllerin bir arada bulunduğu karışımdır. Yüksek sıcaklık ve basınçta görülür. Örnek: kibrit alevi, floresan lambadaki ışıldama.

---

4. Hal Değişimleri ve Enerji

Isı, sıcaklıkları farklı iki sistem arasında alınıp verilen enerjidir. Kalorimetre ile ölçülür. Birimi calori veya joule’dür. Isı sıcak cisimden soğuk cisme akar.

Sıcaklık, bir maddenin taneciklerinin ortalama kinetik enerjisinin ölçüsüdür. Termometre ile ölçülür. Celsius (°C), Fahrenheit (°F) veya Kelvin (K) ölçeğinde ifade edilir.

Hal değişimi: Katının sıvıya, sıvının gaza geçmesi veya tersi. Hal değişimi enerji alınıp verilmesiyle gerçekleşir.

Hal değişimleri şeması:

Katı → (erime) → Sıvı → (buharlaşma) → Gaz

Katı ← (donma) ← Sıvı ← (yoğunlaşma) ← Gaz

Erime: Katı bir maddenin ısıtılıp sıvı hale geçmesi. Saf katıların erime noktası sabittir ve ayırt edici özelliktir.

Donma: Erimenin tersi. Saf sıvıların donma noktası, erime noktasına eşittir.

Süblimleşme: Katı bir maddenin sıvı hale geçmeden doğrudan gaz hale geçmesi. Buhar basıncı yüksek ve uçuculuğu fazla olan katılarda görülür. Örnek: naftalin (C₁₀H₈), kuru buz (CO₂).

Kristal yapılı katılar: Işığı yansıtma özelliğine sahip, belirli şekillerdeki parçalardan oluşur. Örnek: tuz, şeker, elmas.

Amorf katılar: Işığı yansıtır ancak belirli bir şekli yoktur. Örnek: pas, un, nişasta.

Buharlaşma: Sıvının sıvı halden gaz hale geçmesi. Her sıvı her sıcaklıkta buharlaşır. Sıcaklık arttıkça buharlaşma hızı artar.

Yoğunlaşma: Buharlaşmanın tersi.

Kaynama: Sıvı ısıtıldığında, sıvının cinsine göre belirli bir sıcaklıkta kabarcıklar oluşmasıdır. Kaynama noktası saf sıvılar için sabittir ve ayırt edici özelliktir.

Buhar basıncı: Ağzı kapalı bir kapta bulunan sıvının, buhar fazındaki taneciklerinin kabın kapağına, çeperlerine ve sıvı yüzeyine yaptığı basınçtır. Belli bir sıcaklıkta sabittir. Sıcaklıkla artar.

Kaynama noktası, sıvının buhar basıncının açık hava basıncına (dış basınç) eşit olduğu sıcaklıktır. Dış basınçla değişir. Yükseklere çıkıldıkça dış basınç azalır, kaynama noktası düşer.

Bazı saf maddelerin erime ve kaynama noktaları (1 atm basınçta):

---

5. Saf Maddeler: Elementler ve Bileşikler

Elementler: Aynı cins atomlardan oluşan saf maddelerdir. Günümüzde 115 civarında element bilinmektedir. 88’i doğal, diğerleri yapaydır.

Bileşikler: Farklı cins element atomlarının bir araya gelerek oluşturdukları taneciklerden (molekül veya iyon) meydana gelen saf maddelerdir. Erime ve kaynama noktaları sabittir.

Bileşik örnekleri:

• Su (H₂O) – moleküler

• Etil alkol (C₂H₅OH) – moleküler

• Aseton (C₃H₆O) – moleküler

• Karbon dioksit (CO₂) – moleküler

• Sodyum klorür (NaCl) – iyonik

• Sodyum bikarbonat (NaHCO₃) – iyonik

---

6. Karışımlar: Homojen, Heterojen ve Ayırma Yöntemleri

Karışımlar, bileşimleri belli bir kimyasal formülle ifade edilemeyen maddelerdir. Erime ve kaynama noktaları sabit değildir. Örnek: tuzlu su, içme suyu, çay, kahve, odun, toprak, taş, süt.

Homojen karışım (çözelti): Her tarafında aynı özellik bulunur. Çözünen ve çözücüden oluşur.

Çözelti çeşitleri ve örnekler:

• Sıvı-sıvı: kolonya

• Katı-sıvı: tuzlu su, şekerli su

• Katı-katı: alaşımlar (pirinç, çelik, lehim)

• Sıvı-gaz: kolalı içecekler, suda çözünmüş oksijen

• Gaz-gaz: saf hava

Heterojen karışım: Her tarafında aynı özellik bulunmaz. İki faz ayrı ayrı görülür.

• Süspansiyon (sıvı-katı): su-kum, su-un, bulut (hava-su buharı), ayran

• Emülsiyon (sıvı-sıvı): su-zeytinyağı, su-benzin

Ayırma yöntemleri:

• Süzme: Süspansiyonlarda katı ve sıvı fazı ayırır. Süzgeç kağıdı kullanılır.

• Buharlaştırma / Damıtma (destilasyon): Katı-sıvı karışımlarını ayırır. Sıvı buharlaşır, katı kalır. Sıvı-sıvı karışımlarında kaynama noktası farkından yararlanılır.

• Katı karışımların ayrılması: Bileşenlerden biri uygun çözücüde çözülür, süzülür, süzüntü buharlaştırılır.

• Mıknatıs: Bileşenlerden biri mıknatıslanmaya duyarlı ise (örneğin demir-kükürt karışımı).

• Ayırma hunisi: Emülsiyonlarda özkütle farkından yararlanılır.

---

7. Fiziksel ve Kimyasal Değişimler

Fiziksel özellikler: Maddenin rengi, kokusu, hacmi, hali, yoğunluğu, erime noktası, kaynama noktası gibi doğrudan veya ölçümle tespit edilen özelliklerdir.

Fiziksel değişme: Maddenin taneciklerinin yapısının değişmediği değişmelerdir. Hal değişimi fiziksel değişmedir. Taneciklerin enerjisi ve bir araya gelme biçimi değişir, yapı değişmez.

Kimyasal özellikler: Maddenin enerji etkisiyle veya diğer kimyasal maddelerle yeni maddeler oluşturabilme yeteneğidir.

Kimyasal değişme (reaksiyon): Maddenin taneciklerinin yapısının değiştiği değişmelerdir. Örnek: odunun yanması, dinamitin patlaması, demirin paslanması.

Reaksiyona girenlere reaktantlar, oluşanlara ürünler denir.

Ekzotermik reaksiyonlar: Çevreye ısı verir. Yanma reaksiyonları ekzotermiktir.

Örnek: CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(g) + 213 kcal/mol (metan yanması)

Endotermik reaksiyonlar: Çevreden ısı alır. Bozunma reaksiyonları endotermiktir.

Örnek: CaCO₃(k) → CaO(k) + CO₂(g) (kireçtaşının bozunması)

---

8. Asitler ve Bazlar: pH, pOH, Titrasyon

Tanımlar

Arrhenius teorisi (1887): Sulu çözeltilerine H⁺ iyonu verebilen maddelere asit, OH⁻ iyonu verebilen maddelere baz denir. HCl, HNO₃, H₂SO₄, KOH, NaOH, Ca(OH)₂ bu kapsama girer. Ancak SO₂, CO₂ (H⁺ içermez ama asidik), NH₃ (OH⁻ içermez ama bazik) gibi maddeleri açıklayamaz.

Brønsted-Lowry teorisi (1923): Proton (H⁺) verebilen maddelere asit, proton alabilen maddelere baz denir. Örnek: HF suda çözündüğünde suya H⁺ verir. Kuvvetli asitlerin çözünme denklemleri tek yönlü okla gösterilir. Zayıf asit/bazlarda (HF, SO₂, CO₂, NH₃) denge oluşur, çift yönlü ok kullanılır.

Lewis teorisi (1923): Serbest elektron çifti bulundurup bunu başka bir maddeye verebilenlere baz, bu elektron çiftini alabilenlere asit denir. Örnek: AlCl₃ + Cl⁻ → AlCl₄⁻ (AlCl₃ Lewis asidi, Cl⁻ Lewis bazı)

Metal ve Ametal Oksitleri

Metal oksitler: Metal + oksijen. Suda çözünerek OH⁻ iyonu derişimini artırır, bazik özellik gösterir.

Ametal oksitler: Ametal + oksijen. Suda çözünerek H⁺ iyonu derişimini artırır, asidik özellik gösterir.

Asitlerin ve Bazların Genel Özellikleri

Asitler:

1. Sulu çözeltileri elektrik akımını iletir.

2. Tatları ekşidir.

3. Turnusol kağıdının rengini maviden kırmızıya dönüştürür.

4. Yapılarında H vardır, sulu çözeltilerine H⁺ verir.

5. Camlara etki etmez.

6. Saf halde elektrik iletmez.

7. Yakıcıdır.

8. Bazlarla nötrleşerek tuz ve su oluşturur, ısı açığa çıkar (ekzotermik).

Bazlar:

1. Sulu çözeltileri elektrik akımını iletir.

2. Tatları acıdır, ele kayganlık hissi verir.

3. Turnusol kağıdının rengini kırmızıdan maviye dönüştürür.

4. Yapılarında OH vardır (NH₃ hariç), sulu çözeltilerine OH⁻ verir.

5. Saf halde elektrik iletmez.

6. Saf halde tahriş edicidir.

7. Asitlerle nötrleşir.

Değerlik

Asit değerliği: Bir molekül asidin sulu çözeltisine verebileceği H⁺ iyonu sayısı. Örnek: HBr → 1.

Baz değerliği: Bir molekül bazın sulu çözeltisine verebileceği OH⁻ iyonu sayısı. Örnek: NaOH → 1.

Suyun İyonlaşması, pH ve pOH

Saf su az da olsa iyonlaşır: H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻

Denge bağıntısı: Ksu = [H⁺][OH⁻] (25°C’te Ksu = 1×10⁻¹⁴)

25°C’te saf suda [H⁺] = [OH⁻] = 1×10⁻⁷ M

• [H⁺] > 1×10⁻⁷ → asidik

• [H⁺] = 1×10⁻⁷ → nötr

• [OH⁻] > 1×10⁻⁷ → bazik

pH = -log[H⁺]

pOH = -log[OH⁻]

pH + pOH = 14 (25°C’te)

Asit ve Baz Kuvveti

Kuvvetli asitler: Suda %100 veya %100’e yakın iyonlaşır. Örnek: H₂SO₄, HCl, HNO₃, HClO₄. Kuvvetli elektrolittir.

Zayıf asitler: Suda çok az iyonlaşır. Örnek: HF, HCN, HCOOH, CH₃COOH. Zayıf elektrolittir.

Asitlik kuvvetini belirleme:

1. Aynı grupta yukarıdan aşağı inildikçe atom hacmi büyür, H bağlanma gücü azalır, asitlik artar. HI > HBr > HCl > HF

2. Aynı periyotta soldan sağa gidildikçe elektronegatiflik artar, asitlik artar.

3. Oksijenli asitlerde (oksiasitler) oksijen sayısı arttıkça asitlik artar. Örnek: HClO < HClO₂ < HClO₃ < HClO₄

Kuvvetli bazlar: Suda %100 iyonlaşır. Örnek: NaOH, KOH, Ba(OH)₂. 1A ve 2A grubu elementlerinin hidroksitli bileşikleri genellikle kuvvetlidir.

Zayıf bazlar: Suda çok az iyonlaşır. Örnek: NH₃, C₆H₅NH₂, NH₂OH.

Bazlık kuvveti: Aynı grupta yukarıdan aşağı artar. Aynı periyotta soldan sağa azalır.

Titrasyon

Derişimi bilinmeyen bir asit veya bazın derişimini, derişimi bilinen bir asit veya baz yardımıyla bulma yöntemidir. Nötrleşme reaksiyonudur. İndikatör (örneğin fenolftalein) renk değiştirerek dönüm noktasını belirtir.

Nötrleşme anında: nH⁺ = nOH⁻

---

9. Çözeltiler ve Derişim Birimleri

Homojen karışımlara çözelti denir. Çözelti = çözünen + çözücü. Miktarca fazla olan çözücü, az olan çözünendir. Az çözünen içeren çözeltiye seyreltik, çok içeren derişik denir.

Molarite (M)

1 litre çözeltide çözünen maddenin mol sayısı.

Formül:
M = çözünenin mol sayısı / çözelti hacmi (L)

Örnek: 4 gram NaOH (mol kütlesi 40 g/mol) toplam hacim 100 mL olacak şekilde çözüldüğünde:
Mol = 4/40 = 0,1 mol, hacim = 0,1 L → M = 0,1/0,1 = 1 M

Normalite (N)

1 litre çözeltide çözünen maddenin eşdeğer gram sayısı.

Formül:
N = eşdeğer gram sayısı / çözelti hacmi (L)

Eşdeğer gram tayini:

• Asitlerde: 1 mol asidin verdiği H⁺ iyonu sayısı (değerlik)

• Bazlarda: 1 mol bazın verdiği OH⁻ iyonu sayısı

• Tuzlarda: toplam pozitif veya negatif yük sayısı

Molalite (m)

1 kilogram çözücüde çözünen maddenin mol sayısı.

Formül:
m = çözünenin mol sayısı / çözücünün kütlesi (kg)

Yüzde Derişim

• Kütlece yüzde (% w/w): 100 gram çözeltideki çözünenin gram cinsinden miktarı.

• Hacimce yüzde (% v/v): 100 mL çözeltideki çözünenin mL cinsinden miktarı.

• Hacim – ağırlıkça yüzde (% w/v): 100 mL çözeltideki çözünenin gram cinsinden miktarı.

Yoğunluk

Bir çözeltinin birim hacminin kütlesidir (gr/mL). Konsantrasyon ile yoğunluk ters orantılıdır.

---

10. Periyodik Tablo ve Atomun Yapısı

Modern Atom Teorisi (Schrödinger, 1927)

Schrödinger denkleminin çözümünden n, l, m (üç kuantum sayısı) bulunur. Bu sayıların belirli değerleri, elektronun bulunma ihtimalinin yüksek olduğu yerlere (orbitallere) karşılık gelir.

Orbital: Elektronun zamanının %90-95’ini geçirdiği bölge.

Atomik orbitaller: s, p, d, f notasyonlarıyla gösterilir.

• s-orbitalleri: Küresel yapılı.

• p-orbitalleri: Üç tanedir (px, py, pz), eş enerjilidir.

• d-orbitalleri: Beş tanedir, eş enerjilidir.

Çok elektronlu atomlarda orbitallerin enerjisi, baş kuantum sayısı (n) ve açısal kuantum sayısı (l) ile belirlenir. Enerji sırası (çapraz tarama yöntemi):

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p

Elektron Dizilimi Kuralları

1. Aufbau İlkesi: Elektronlar orbitalleri en düşük enerjiliden başlayarak doldurur. Düşük enerjili orbital tamamen dolmadan üst seviyeye elektron girmez.

2. Pauli İlkesi: Bir orbitale en fazla ters spinli iki elektron girebilir.

3. Hund Kuralı: Aynı (eş) enerjili birden fazla boş orbital varsa, elektronlar bu orbitallere önce paralel spinlerle tek tek girer, ardından zıt spinlerle tamamlanır.

Elektron Konfigürasyonları (Bazı elementler)

Aufbau İlkesinden Sapmalar

Bazı elementlerde dolu veya yarı dolu orbitallerin kararlılığı (küresel simetri) nedeniyle farklılıklar görülür:

• Krom (Cr, Z=24): Öngörülen 4s² 3d⁴ yerine 4s¹ 3d⁵

• Bakır (Cu, Z=29): Öngörülen 4s² 3d⁹ yerine 4s¹ 3d¹⁰

Grup ve Periyot Bulma

• Elektron dağılımında orbital katsayısı en yüksek sayı = periyot numarası.

• Son elektron s veya p orbitalinde bitiyorsa element A grubundadır.

  • s ile bitiyorsa: s’teki sayı doğrudan A grubu numarası.

  • p ile bitiyorsa: p’deki sayı + 2 = A grubu numarası.

• Son elektron d orbitalinde bitiyorsa B grubundadır.

  • d¹: 1+2 = 3B, d²: 2+2 = 4B, d⁶: 6+2 = 8B, d⁷: 7+2 = 8B, d⁸: 8+2 = 8B, d⁹: 9+2 = 11 → 1B, d¹⁰: 10+2 = 12 → 2B

• Son elektron 4f’te bitiyorsa Lantanit, 5f’te bitiyorsa Aktinit.

Periyodik Tablo

• Periyot: Yatay sütunlar. 1. periyot 2 element (H, He), 2. ve 3. periyotlar 8 element, 4. ve 5. periyotlar 18 element.

• Grup: Dikey sütunlar. 8 tane A, 8 tane B grubu.

• Bloklar: s-bloku (1A-2A), p-bloku (3A-8A), d-bloku (3B-2B, geçiş elementleri), f-bloku (lantanitler, aktinitler, iç geçiş elementleri).

• Özel grup adları:

  • 1A: Alkali metaller (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

  • 2A: Toprak alkali metaller (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra)

  • 7A: Halojenler (F, Cl, Br, I, At)

  • 8A: Soygazlar (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)

• Metaller: Elektrik ve ısıyı iyi iletir, cıva hariç oda sıcaklığında katı, parlak, dövülebilir, tel çekilebilir, yüksek erime/kaynama noktası, bileşiklerinde pozitif yükseltgenme basamağı.

• Ametaller: Peryodik tablonun sağ üst tarafı. Azot, oksijen, klor, neon gaz; brom sıvı; karbon, fosfor, kükürt katı ve kırılgandır.

• Yarımetaller (metaloidler): Bor, silisyum, Germanyum, arsenik, antimon, tellür, astatin (hem metalik hem ametalik özellik).

---

11. Kimyanın Günlük Hayattaki Yeri

• Limon (asidik) → C vitamini

• Sabun (bazik) → temizlik

• Fotoğraf filmi: 2AgBr → hv (ışık) → 2Ag + Br₂ (fotokimyasal reaksiyon)

• Fotosentez: 6CO₂ + 6H₂O → ışık → C₆H₁₂O₆ + 6O₂

• Ortanca çiçeği: Asit toprakta mavi, bazik toprakta pembe.

• Arı sokması asidiktir; bazik madde (amonyak, potasyum bikarbonat) ile acı hafifletilebilir.

• Adli kimya: Toprak örneğinin pH değeri ile suç mahallinin toprağı karşılaştırılabilir.

• Nötrleşme tepkimeleri günlük hayatta birçok alanda kullanılır.

---

🧪 “Kimya, hayatın ta kendisidir.”