1 A GRUBU ELEMENTLERİ VE ÖZELLİKLERİ
1 a grubunda yer alan h,li,na,k,rb,cs ve fr elementleri alkali metalleri oluştururlar. sodyum ve potasyum doğada en çok bulunan alkali metaldir ve çeşitli bileşikleri halinde bulunur.
alkali metallerin genel özellikleri
1- alkali metaller değerlik tabakalarında tek elektronu kolayca kaybederek +1 yüklü iyonlar oluştururlar;bu nedenle kuvvetli indirgendirler.
2- birkaç istisna dışında bileşikleri iyoniktir.
3- metalik özellikleri gerği parlaktırlar;fakat diğer metallerin aksine,bıçakla kesilebilecek kadar yumşaktırlar.
4- aleve tutulduklarında çeşitli renkler oluştururlar;li,na ve k tuzu çözeltisine batırılmış bir platin tel,alevi sırasıyla kırmızı,sarı ve menekşe renge boyar.
5- isı ve elektriği çok iyi iletirler.
6- bulundukları periyotta iyonlaşma enerjileri en küçük,atom ve iyon çapları ise en büyük olan elementlerdir.
7- diğer metallerin aksine,yoğunlukları ve erime noktaları oldukça düşüktür.lityum,sodyum ve potasyum yoğunlukları ilginç bir şekilde sudan daha küçüktür.sezyumun erime noktası o kadar düşüktür ki,sıcak günlerde sıvı halde bulunabilir.
alkali metaller su ile reaksiyona girip, hidrojen gazı verirler.
alkali metallerin su ile etkileşimi oldukça şiddetlidir.reaksiyonun şiddeti yukarıdan aşağı inildikçe artar
periyodik tablonun ilk grubunda (dikey sırasında) yer alan metallerdir. fransiyum dışında hepsi, yumuşak yapıda ve parlak görünümdedir. kolaylıkla eriyebilir ve uçucu hale geçebilirler. bağıl atom kütleleri* arttıkça, erime ve kaynama noktaları düşüş gösterir. diğer metallere kıyasla, özkütleleri oldukça düşüktür. hepsi de, tepkimelerde etkindir. en yüksek temel enerji düzeylerinde bir tek elektron taşırlar. bu elektronu çok kolay kaybederek +1 yüklü iyonlar oluşturabildikleri için, kuvvetli indirgendirler. ısı ve elektriği çok iyi iletirler. suyla etkileşimleri çok güçlüdür ve tepkime sonucunda hidrojen gazı açığa çıkarırlar.1 a grubunda yer alan h,li,na,k,rb,cs ve fr elementleri alkali metalleri oluştururlar. sodyum ve potasyum doğada en çok bulunan alkali metaldir ve çeşitli bileşikleri halinde bulunur.
alkali metallerin genel özellikleri
1- alkali metaller değerlik tabakalarında tek elektronu kolayca kaybederek +1 yüklü iyonlar oluştururlar;bu nedenle kuvvetli indirgendirler.
2- birkaç istisna dışında bileşikleri iyoniktir.
3- metalik özellikleri gerği parlaktırlar;fakat diğer metallerin aksine,bıçakla kesilebilecek kadar yumşaktırlar.
4- aleve tutulduklarında çeşitli renkler oluştururlar;li,na ve k tuzu çözeltisine batırılmış bir platin tel,alevi sırasıyla kırmızı,sarı ve menekşe renge boyar.
5- isı ve elektriği çok iyi iletirler.
6- bulundukları periyotta iyonlaşma enerjileri en küçük,atom ve iyon çapları ise en büyük olan elementlerdir.
7- diğer metallerin aksine,yoğunlukları ve erime noktaları oldukça düşüktür.lityum,sodyum ve potasyum yoğunlukları ilginç bir şekilde sudan daha küçüktür.sezyumun erime noktası o kadar düşüktür ki,sıcak günlerde sıvı halde bulunabilir.
alkali metaller su ile reaksiyona girip, hidrojen gazı verirler.
alkali metallerin su ile etkileşimi oldukça şiddetlidir.reaksiyonun şiddeti yukarıdan aşağı inildikçe artar
Periyodik Cetvelde 2a Grubu Elementleri
Periyodik cetvelin IIA grubunda (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) ele-mentleri bulunur. Bunlar toprak alkali metaller olarak anılır. Bu grup elementleri atomların s değerlik orbitalinde 2 elektron bulunur. Bu e-lektronlar, IA grubu elementlerinin tek elektronu kadar olmasa da ge-ne kolaylıkla ortamdan kopar. Bu nedenle IIA grubu elementleri +2 değerlikli iyon halinde bileşik oluşturur. Bu grupta yer alan elementler IA grubu elementlerinden daha az aktif, daha yoğun ve dahaserttir.
Periyodik cetcelin IIA grubunda hepsi ametal olan flüor (f), klor(Cl), brom (Br), iyot (ı) ve astaton (At) elementleri bulunur. Bun-lara tuz üreten anlamına gelen halojen adı verilir. Oda sıcaklığında F ve Cl gaz, Br sıvı, I-ise katı halde bulunur. Halojen atomlarının s ve p değeğerlik orbitallerinde yedi tane değerlik elektronu vardır. Halo-jenler kararlı hale gelmek için genellikle dışarıdan bir elektron alarak
-1 değerlikli iyonlar halinde bileşik oluşturur. Bu halojenler bir kısım bileşiklerinde +1, +3, +4, +5, +6, +7 değerlikli olabilir. Halojenler ol-dukça aktiftir
Periyodik cetvelin IIA grubunda (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) ele-mentleri bulunur. Bunlar toprak alkali metaller olarak anılır. Bu grup elementleri atomların s değerlik orbitalinde 2 elektron bulunur. Bu e-lektronlar, IA grubu elementlerinin tek elektronu kadar olmasa da ge-ne kolaylıkla ortamdan kopar. Bu nedenle IIA grubu elementleri +2 değerlikli iyon halinde bileşik oluşturur. Bu grupta yer alan elementler IA grubu elementlerinden daha az aktif, daha yoğun ve dahaserttir.
Periyodik cetcelin IIA grubunda hepsi ametal olan flüor (f), klor(Cl), brom (Br), iyot (ı) ve astaton (At) elementleri bulunur. Bun-lara tuz üreten anlamına gelen halojen adı verilir. Oda sıcaklığında F ve Cl gaz, Br sıvı, I-ise katı halde bulunur. Halojen atomlarının s ve p değeğerlik orbitallerinde yedi tane değerlik elektronu vardır. Halo-jenler kararlı hale gelmek için genellikle dışarıdan bir elektron alarak
-1 değerlikli iyonlar halinde bileşik oluşturur. Bu halojenler bir kısım bileşiklerinde +1, +3, +4, +5, +6, +7 değerlikli olabilir. Halojenler ol-dukça aktiftir
VIIA GRUBU ELEMENTLERİ
FLOR
Atom numarası 9, atom ağırlığı 19 olan elementtir. Ampere’in çalışmaları sonunda flüorürlerle klorürler arasındaki benzerliklerden hareket ederek florun varlığı kabul edildi; bununla birlikte, ancak 1886’da Moıssan tarafından element halinde elde edilebildi.
Uçuk sarı renkte, fena kokulu, 1,3 yoğunluğunda bir gazdır; güç sıvılaşır (normal kaynama noktası –187C’tır).
Flor bütün kimyanın en aktif elementidir; elektronegatifliği kendinden daha az olan elementlerin aşağı yukarı hepsiyle âdi sıcaklıkta birleşerek büyük miktarda ısı yayar. Bütün halojenler gibi –1 değerlidir. Katı haldeki florun sıvı hidrojenle flüorhidrik asit HF veren birleşmesi, çok düşük sıcaklıklarda bile patlamayla meydana gelir. Bu yüzden flor bütün hidrojenli bileşikleri ayrıştırır. Klor, oksijen ve azottan başka bütün ametaller flor karşısında alevlenir. Aynı şekilde bütün maddelere soğukta etki ederek (yalnız platine sıcakta) florürler verir. Bakır ve nikele soğukta etkimesi yüzeysel kalır. Ayrıca, istisnasız bütün maden bileşiklerini ayrıştırır.
Flor’un en önemli cevheri kalsiyum florür CaF2 olan, flüorin veya flüorspat’tır; ayrıca alüminyum ve sodyum çift flüorürü Na3AlF6 olan kriyoliti de saymak gerekir. Bu florürlerden flüor hidrik asit ve alkali florürler elde edilebilir.
Kimyasal aktifliği çok yüksek, dolayısıyla verdiği bileşikler kararlı olduğu için flüoru bileşiklerinden ayırarak element halinde elde etmek güçtür; ancak elektroliz yoluyla bu işlem gerçekleştirilebilir. Moissan, potasyum flüorür, KF, katılarak iletken hale getirilmiş saf ve kuru flüor hidrik asidi, u biçiminde platin bir tüp içinde elektrolizleyerek flor elde etmişti. Bugün bir asit flüorürün elektrolizi tercih edilir elektroliz kabı da bakır ve nikelden yapılır. Organik flor türevlerin daha fazla kullanılmasıyla, son zamanlarda flor sanayide de önem kazanmaya başlamıştır. Bazı soğutucu sıvılar yangın söndürme maddeleri aşınmaz ve yalıtıcı plastik maddeler, çeşitli flor türevlerinden yapılır.
KLOR
Periyodik tablonun VIIA grubundadır. Havadan 2,5 kez daha ağır olan klor zehirli, kolayca yenimlenen, gözleri ve solunum sistemini tahriş eden, yeşilimsi sarı renkli bir gazdır. –34C’ta sıvılaşır. Carl Wılhelm Scheele’nin ilk kez 1774’te hidroklorik asit ile mangandioksit tepkimesinden elde ettiği klor 1810’da Sir Humphry Davy’nin elde edilen ürününün daha küçük elementlere ayrıştırılamayacağını göstermesine değin bir bileşik olarak kabul edildi. Davy, hidroklorik asitin hidrojen ve bir başka elementten oluştuğunu kanıtladı ve bu elementi klor olarak adlandırdı.
Ter kabuğunda, halojenlerin en hafif üyesi olan flordan da az miktarlarda bulunmakla birlikte daha yaygındır. Doğada klor serbest halde bulunmaz; ama bol miktarda hidrojen klorür içeren volkanik gazlarda çok az miktarda serbest klore rastlanmıştır. Klorür iyonu Hazar denizi Lut gölü ve Utah’taki Büyük Tuz gölü gibi iç denizlerin ve okyanus sularının eksi yüklü iyonudur;ayrıca, örneğin sodyumla birleşmiş halde halit biçiminde evaporit minerallerinde ve klorapatit ile sodali minerallerinde de yer alır. Doğal klor iki kararlı izotopu olan klor-35 ile klor-37 nin bir karışımı halinde bulunur. Klor, üstün yapılı hayvanların vücut sıvılarında iyon halinde, mide sindirim salgılarında ise hidroklorik asit halinde ter alır. Son derece zehirli olan ve ilk kez I. Dünya savaşı sırasında kimyasal silah olarak kullanılan klor gazı soluk alma güçlüğüne, göğüste ve boğazda daralmaya ve akciğer ödemine yol açar. Litre başına 2,5gr kadar klor içeren hava birkaç dakika solunursa ölüme neden olur. Ortamda, zehirlenmeye yol açacak oranda bulunmasa bile son derece keskin bir koku salar.
Klor sanayide çoğunlukla doymuş tuzlu suyun elektrolizi yoluyla üretilir; kimi zamanda erimiş sodyum klorürden elektroliz yoluyla sodyum ametali üretilirken yan ürün olarak elde edilir. Klor ve bileşikleri kağıt ve dokuma sanayisinde ağartma işlemlerinde ve kent içme sularının dezenfekte edilmesinde kullanılır; ayrıca evlerde kullanılan ağartıcıların, mikrop öldürücülerin, çok sayıda organik ve inorganik kimyasal maddenin üretilmesinde de klordan yararlanılır.
BROM
Periyodik tablonun VIIA grubunu oluşturan halojenler ailesindendir, olağan sıcaklıkta sıvı halde bulunan kimyasal elementtir. Koyu kırmızı renkli bir sıvı olan bromun buhar basıncı çok yüksek olduğundan oda sıcaklığında bile kahverengimsi kırmızı renkte boğucu buharlar çıkararak tüter. Brom oldukça az bulunan elementlerdendir ve çok kolay tepkimeye girdiği için doğada yalnızca bileşikler halinde, özellikle yer kabuğunda dağılmış çözünür ve çözünmez bromürler halinde bulunur. Meksika ve şili’deki gümüş bromür yatakları dışında en zengin brom kaynakları deniz suyu, Lut Gölü, doğal tuz çökelleri ve bazı sıcak su kaynaklarıdır. Deniz suyunda litrede yaklaşık 0,07gr Lut gölünde ise litrede 5gr kadar brom bulunur. Brom 1826’da Fransız kimyacı Antoine-Jerome Balard, Montpellier yalınlarındaki tuzlalarda Akdeniz suyunun buharlaştırılmasından arta kalan tuzu sıvılardan ayırarak elde etti ve yeni bir element olarak tanımladı. Fransız Bilimler Akademisi de, keskin ve pis bir koku yayan bu elementi Yunanca Bromos sözcüğünden türetilen brom adını verdi.
Element halindeki brom, bugünde ticari üretimin temel kaynağı olan deniz suyundan elde edilir; magnezyum bromür içeren buharlaşma artı sulu çözeltiden sülfirik asit eşliğinde klor gazı geçirildiğinde serbest kalan brom buhar halinde açığa çıkar bu buharlar önce yoğunlaştırılır, sonrada nemli demir talaşından geçirilerek arttırılır. Yinede genellikle cam şişelere yada damacanalara doldurularak piyasaya sürülen bromun içinde çoğu kez %0,3 kadar klor bulunur. Element halindeki brom, kimya sanayisinde büyük ölçüde bileşiklerine dönüştürülür. 1970’lerin sonlarına değin elde edilen bromun büyük bir bölümü etilen bromür üretiminde kullanılıyordu, bu sıvı bileşik, vuruntu önleyici madde olan kurşun tetra etille birlikte benzine katıldığında, uçucu olmadığı için motor silindirlerinde birikme tehlikesi olan kurşun tetraetili uçucu kurşum bromüre dönüştürerek yanma odasındaki yüksek sıcaklıklarda buharlaşıp egzos gazlarıyla birlikte atılmasını sağlar. Etilen bromür ayrıca topraktaki iplik solucanlarını ve öbür zararlıları yok etmek için kullanılır. Brom bunun dışında fotoğraf filmlerinin ışığa duyarlı katmanlarını oluşturan gümüş bromürün alüminyum bromür gibi katalizörlerin organik boyar maddelerin, yüksek özgül ağırlıkları nedeniyle ayar sıvısı olarak kullanılan asetilen tetra bromür ve bromofrom gibi bileşiklerin üretiminde başlangç maddesidir. Bir zamanlar yatıştırıcı ve uyku ilacı olarak tıpta çok kullanılan potasyum sodyum ve kalsiyum bromür, zihin bulanıklığı, deri alerjileri, uyku ve sindirim bozuklukları gibi istenmeyen yan etkileri nedeniyle bugün yerini barbitüratlara bırakmıştır.
İYOT
Atom sayısı 53, atom ağırlığı 126,91 olan elementtir. 1811’de Courtoıs tarafından keşfedildi ve kısa bir süre sonra Gay-Lussac tarafından incelendi. Maden parlaklığında, keskin kokulu ortorombik pullar şeklinde billurlaşan 4,9 yoğunluğunda siyah kurşini bir katıdır. 185C’ta kaynayan siyah bir sıvı vererek 114C’ta erir, fakat katı halde yüksek bir buhar basınca gösterdiği için çok defa süblimleştiği kanısına varılır. Mor renkteki iyot buharının yoğunluğu yüksektir. 450C’tan itibaren iyot tek atomlu hale geldiği için yoğunluğu azalır. Suda çok az çözünür fakat bir katılma ürünü meydana geldiği için hidroiyodik asit veya potasyum iyodür çözeltilerinde çok yüksek bir çözünürlük gösterir. Alkol veya eter karbon sülfür veya kloroformda da çok çözünür. Eser halindeki serbest iyot pişirilmiş nişasta çözeltisiyle koyu mavi bir renk verir. Kimyasal yönden iyot diğer halojenlere benzer fakat elektronegatif özelliği daha az belirlidir; hidrojene karşı daha az ilgi gösterir ve daha kolay oksitlenebilir.
Hidrojenle ancak sıcakta birleşir ve bu birleşme bir dengeyle sonuçlanır. Suya veya su buharına etki etmez bununla birlikte iyotlu su oksitlenebilen maddelere etki eder, fakat tiyosülfatı ancak tetratiyonat şekline getirir; bu tepkime serbest iyodun dost tayininde kullanılır. İyot kükürtlü hidrojen çözeltisini oksitler ve amonyakla çok kolay patlayan azot iyodür adında dengesiz katı bir madde verir. Hidrokarbonlar ve organik bileşiklerle doğrudan doğruya iyotlu türevler elde edilmez, fakat çok defa yavaş oluşan bir tahrip etkisi görülür;buda iyodun mikrop öldürücü özelliklerini açıklar.
İyot sıcakta madenlere etki eder. İyotlu su ile çok defa soğukta da bir aşındırma meydana gelir alkali hidroksitlere etkiyen bir iyodür ve iyodat karışımı verir. Ametallere pek fazla etki etmez; bununla birlikte, fosfor, iyot etkisiyle alevlenir. Serbest oksijen bir tepkime vermez fakat ozon, klorlu su, nitrik asit gibi oksitleyici maddeler iyodu iyodik asit haline dönüştürür.
İyot sodyum ve magnezyum iyodürler şeklinde ve az miktarda deniz suyunda bulunur bazı deniz bitkilerinde depo edilir. Laminaria’ların küllerinde 1000kg da 5-10kg iyot bulunur. Fransa’nın Atlantik sahillerinde, İskoçyanın kıyılarında bu yosunların yakılmasıyla elde edilen küllerin üçte ikisi suyla karıştırılarak işlenir. Çok kolay çözünen iyodürler buharlaştırılan bu çözeltide toplanır; koyulaşma sırasında önce potasyum ve sodyum klorürler, sonra sodyum sülfat billurları çöker; iyodürler ana sularda çözelti halinde kalır bunlarda iyot üzerine etki eden sülfür ve sülfitlerin yok edilmesi için sülfirik asitle işlenir ve ortama sadece iyodu açığa çıkaracak kadar klor gönderilir; bunun içinde potasyum klorat ve hidroklorik asit karışımı veya
demir-IIIklorür kullanılır. İyot toplanır ve süblimleştirilerek temizlenir.
Fakat en önemli iyot kaynağı şili güherçilesinin, bileşiminde özellikle sodyum iyodat bulunan billurlaşma sularıdır. Buradaki iyodat kükürt dioksit veya sodyumbisülfitle indirgenir; sonra indirgenen ve bileşimde iyodür bulunan billurlaşma eriyikleri uygun oranda indirgenmemiş ana çözeltilere etki ettirilir; asit bir ortam olduğu için iyodür iyodat tarafından oksitlenir ve bütün iyot açığa çıkar. İyodun alkoldeki çözeltisi antiseptik olarak kullanılır; ametalinlin kendisi, iyodürlerin özellikle eczacılıkta kullanılan potasyum tuzu ile fotoğrafçılıkta kullanılan gümüş tuzunun üretimine yarar. İy**** antiseptik olan iyodofrom eozin gibi bazı boyar maddeler şeklinde organik türevleride hazırlanır.
ASTATİN
Astat olarak ta bilinir, radyoaktif element; halojenler grubunun en ağır elementidir. Kararlı izotopu olmayan astatin, ilk kez 1940’ta California Üniversitesi’nde Dale R. Corson, K.R. Mac Kenzie ve Emilio Segre tarafından,bizmutun hızlandırılmış alfa parçacıklarıyla bombardımanı sonucunda yapay olarak elde edildi. Sonradan doğal radyoaktif bozunma dizilerinde, çok az miktarlarda da olsa astatinin doğal izotoplarına rastlandı. Bunlar, uranyum ailesinde yer alan astatin-218, toryum ailesinde yer alan astatin-216, aktinyum ailesinde yer alan astatin-215 ile astatin-219’dur. Astatinin bilinen 20 kadar izotopu içinde en kararlısı, yarı ömrü 8,3 saat olan astatin-210’dur.
Astatin izotoplarının yarı ömürleri çok kısa olduğundan, bu izotopların incelenmesi ancak çok küçük miktarlar üzerinde yapılabilir. Astatin-210 ve astatin-211 izotoplarında radyokimyasal izleme yöntemleriyle yapılan araştırmalar sonucunda, elementin bazı kimyasal özellikleri saptanabilmiştir. Genel özellikleri iyoda benzeyen astatin de, iyot gibi, gelişmiş hayvanların tiroit bezinde toplanır. Suda az benzende ve karbontetra klorürde daha çok çözünür.
FLOR
Atom numarası 9, atom ağırlığı 19 olan elementtir. Ampere’in çalışmaları sonunda flüorürlerle klorürler arasındaki benzerliklerden hareket ederek florun varlığı kabul edildi; bununla birlikte, ancak 1886’da Moıssan tarafından element halinde elde edilebildi.
Uçuk sarı renkte, fena kokulu, 1,3 yoğunluğunda bir gazdır; güç sıvılaşır (normal kaynama noktası –187C’tır).
Flor bütün kimyanın en aktif elementidir; elektronegatifliği kendinden daha az olan elementlerin aşağı yukarı hepsiyle âdi sıcaklıkta birleşerek büyük miktarda ısı yayar. Bütün halojenler gibi –1 değerlidir. Katı haldeki florun sıvı hidrojenle flüorhidrik asit HF veren birleşmesi, çok düşük sıcaklıklarda bile patlamayla meydana gelir. Bu yüzden flor bütün hidrojenli bileşikleri ayrıştırır. Klor, oksijen ve azottan başka bütün ametaller flor karşısında alevlenir. Aynı şekilde bütün maddelere soğukta etki ederek (yalnız platine sıcakta) florürler verir. Bakır ve nikele soğukta etkimesi yüzeysel kalır. Ayrıca, istisnasız bütün maden bileşiklerini ayrıştırır.
Flor’un en önemli cevheri kalsiyum florür CaF2 olan, flüorin veya flüorspat’tır; ayrıca alüminyum ve sodyum çift flüorürü Na3AlF6 olan kriyoliti de saymak gerekir. Bu florürlerden flüor hidrik asit ve alkali florürler elde edilebilir.
Kimyasal aktifliği çok yüksek, dolayısıyla verdiği bileşikler kararlı olduğu için flüoru bileşiklerinden ayırarak element halinde elde etmek güçtür; ancak elektroliz yoluyla bu işlem gerçekleştirilebilir. Moissan, potasyum flüorür, KF, katılarak iletken hale getirilmiş saf ve kuru flüor hidrik asidi, u biçiminde platin bir tüp içinde elektrolizleyerek flor elde etmişti. Bugün bir asit flüorürün elektrolizi tercih edilir elektroliz kabı da bakır ve nikelden yapılır. Organik flor türevlerin daha fazla kullanılmasıyla, son zamanlarda flor sanayide de önem kazanmaya başlamıştır. Bazı soğutucu sıvılar yangın söndürme maddeleri aşınmaz ve yalıtıcı plastik maddeler, çeşitli flor türevlerinden yapılır.
KLOR
Periyodik tablonun VIIA grubundadır. Havadan 2,5 kez daha ağır olan klor zehirli, kolayca yenimlenen, gözleri ve solunum sistemini tahriş eden, yeşilimsi sarı renkli bir gazdır. –34C’ta sıvılaşır. Carl Wılhelm Scheele’nin ilk kez 1774’te hidroklorik asit ile mangandioksit tepkimesinden elde ettiği klor 1810’da Sir Humphry Davy’nin elde edilen ürününün daha küçük elementlere ayrıştırılamayacağını göstermesine değin bir bileşik olarak kabul edildi. Davy, hidroklorik asitin hidrojen ve bir başka elementten oluştuğunu kanıtladı ve bu elementi klor olarak adlandırdı.
Ter kabuğunda, halojenlerin en hafif üyesi olan flordan da az miktarlarda bulunmakla birlikte daha yaygındır. Doğada klor serbest halde bulunmaz; ama bol miktarda hidrojen klorür içeren volkanik gazlarda çok az miktarda serbest klore rastlanmıştır. Klorür iyonu Hazar denizi Lut gölü ve Utah’taki Büyük Tuz gölü gibi iç denizlerin ve okyanus sularının eksi yüklü iyonudur;ayrıca, örneğin sodyumla birleşmiş halde halit biçiminde evaporit minerallerinde ve klorapatit ile sodali minerallerinde de yer alır. Doğal klor iki kararlı izotopu olan klor-35 ile klor-37 nin bir karışımı halinde bulunur. Klor, üstün yapılı hayvanların vücut sıvılarında iyon halinde, mide sindirim salgılarında ise hidroklorik asit halinde ter alır. Son derece zehirli olan ve ilk kez I. Dünya savaşı sırasında kimyasal silah olarak kullanılan klor gazı soluk alma güçlüğüne, göğüste ve boğazda daralmaya ve akciğer ödemine yol açar. Litre başına 2,5gr kadar klor içeren hava birkaç dakika solunursa ölüme neden olur. Ortamda, zehirlenmeye yol açacak oranda bulunmasa bile son derece keskin bir koku salar.
Klor sanayide çoğunlukla doymuş tuzlu suyun elektrolizi yoluyla üretilir; kimi zamanda erimiş sodyum klorürden elektroliz yoluyla sodyum ametali üretilirken yan ürün olarak elde edilir. Klor ve bileşikleri kağıt ve dokuma sanayisinde ağartma işlemlerinde ve kent içme sularının dezenfekte edilmesinde kullanılır; ayrıca evlerde kullanılan ağartıcıların, mikrop öldürücülerin, çok sayıda organik ve inorganik kimyasal maddenin üretilmesinde de klordan yararlanılır.
BROM
Periyodik tablonun VIIA grubunu oluşturan halojenler ailesindendir, olağan sıcaklıkta sıvı halde bulunan kimyasal elementtir. Koyu kırmızı renkli bir sıvı olan bromun buhar basıncı çok yüksek olduğundan oda sıcaklığında bile kahverengimsi kırmızı renkte boğucu buharlar çıkararak tüter. Brom oldukça az bulunan elementlerdendir ve çok kolay tepkimeye girdiği için doğada yalnızca bileşikler halinde, özellikle yer kabuğunda dağılmış çözünür ve çözünmez bromürler halinde bulunur. Meksika ve şili’deki gümüş bromür yatakları dışında en zengin brom kaynakları deniz suyu, Lut Gölü, doğal tuz çökelleri ve bazı sıcak su kaynaklarıdır. Deniz suyunda litrede yaklaşık 0,07gr Lut gölünde ise litrede 5gr kadar brom bulunur. Brom 1826’da Fransız kimyacı Antoine-Jerome Balard, Montpellier yalınlarındaki tuzlalarda Akdeniz suyunun buharlaştırılmasından arta kalan tuzu sıvılardan ayırarak elde etti ve yeni bir element olarak tanımladı. Fransız Bilimler Akademisi de, keskin ve pis bir koku yayan bu elementi Yunanca Bromos sözcüğünden türetilen brom adını verdi.
Element halindeki brom, bugünde ticari üretimin temel kaynağı olan deniz suyundan elde edilir; magnezyum bromür içeren buharlaşma artı sulu çözeltiden sülfirik asit eşliğinde klor gazı geçirildiğinde serbest kalan brom buhar halinde açığa çıkar bu buharlar önce yoğunlaştırılır, sonrada nemli demir talaşından geçirilerek arttırılır. Yinede genellikle cam şişelere yada damacanalara doldurularak piyasaya sürülen bromun içinde çoğu kez %0,3 kadar klor bulunur. Element halindeki brom, kimya sanayisinde büyük ölçüde bileşiklerine dönüştürülür. 1970’lerin sonlarına değin elde edilen bromun büyük bir bölümü etilen bromür üretiminde kullanılıyordu, bu sıvı bileşik, vuruntu önleyici madde olan kurşun tetra etille birlikte benzine katıldığında, uçucu olmadığı için motor silindirlerinde birikme tehlikesi olan kurşun tetraetili uçucu kurşum bromüre dönüştürerek yanma odasındaki yüksek sıcaklıklarda buharlaşıp egzos gazlarıyla birlikte atılmasını sağlar. Etilen bromür ayrıca topraktaki iplik solucanlarını ve öbür zararlıları yok etmek için kullanılır. Brom bunun dışında fotoğraf filmlerinin ışığa duyarlı katmanlarını oluşturan gümüş bromürün alüminyum bromür gibi katalizörlerin organik boyar maddelerin, yüksek özgül ağırlıkları nedeniyle ayar sıvısı olarak kullanılan asetilen tetra bromür ve bromofrom gibi bileşiklerin üretiminde başlangç maddesidir. Bir zamanlar yatıştırıcı ve uyku ilacı olarak tıpta çok kullanılan potasyum sodyum ve kalsiyum bromür, zihin bulanıklığı, deri alerjileri, uyku ve sindirim bozuklukları gibi istenmeyen yan etkileri nedeniyle bugün yerini barbitüratlara bırakmıştır.
İYOT
Atom sayısı 53, atom ağırlığı 126,91 olan elementtir. 1811’de Courtoıs tarafından keşfedildi ve kısa bir süre sonra Gay-Lussac tarafından incelendi. Maden parlaklığında, keskin kokulu ortorombik pullar şeklinde billurlaşan 4,9 yoğunluğunda siyah kurşini bir katıdır. 185C’ta kaynayan siyah bir sıvı vererek 114C’ta erir, fakat katı halde yüksek bir buhar basınca gösterdiği için çok defa süblimleştiği kanısına varılır. Mor renkteki iyot buharının yoğunluğu yüksektir. 450C’tan itibaren iyot tek atomlu hale geldiği için yoğunluğu azalır. Suda çok az çözünür fakat bir katılma ürünü meydana geldiği için hidroiyodik asit veya potasyum iyodür çözeltilerinde çok yüksek bir çözünürlük gösterir. Alkol veya eter karbon sülfür veya kloroformda da çok çözünür. Eser halindeki serbest iyot pişirilmiş nişasta çözeltisiyle koyu mavi bir renk verir. Kimyasal yönden iyot diğer halojenlere benzer fakat elektronegatif özelliği daha az belirlidir; hidrojene karşı daha az ilgi gösterir ve daha kolay oksitlenebilir.
Hidrojenle ancak sıcakta birleşir ve bu birleşme bir dengeyle sonuçlanır. Suya veya su buharına etki etmez bununla birlikte iyotlu su oksitlenebilen maddelere etki eder, fakat tiyosülfatı ancak tetratiyonat şekline getirir; bu tepkime serbest iyodun dost tayininde kullanılır. İyot kükürtlü hidrojen çözeltisini oksitler ve amonyakla çok kolay patlayan azot iyodür adında dengesiz katı bir madde verir. Hidrokarbonlar ve organik bileşiklerle doğrudan doğruya iyotlu türevler elde edilmez, fakat çok defa yavaş oluşan bir tahrip etkisi görülür;buda iyodun mikrop öldürücü özelliklerini açıklar.
İyot sıcakta madenlere etki eder. İyotlu su ile çok defa soğukta da bir aşındırma meydana gelir alkali hidroksitlere etkiyen bir iyodür ve iyodat karışımı verir. Ametallere pek fazla etki etmez; bununla birlikte, fosfor, iyot etkisiyle alevlenir. Serbest oksijen bir tepkime vermez fakat ozon, klorlu su, nitrik asit gibi oksitleyici maddeler iyodu iyodik asit haline dönüştürür.
İyot sodyum ve magnezyum iyodürler şeklinde ve az miktarda deniz suyunda bulunur bazı deniz bitkilerinde depo edilir. Laminaria’ların küllerinde 1000kg da 5-10kg iyot bulunur. Fransa’nın Atlantik sahillerinde, İskoçyanın kıyılarında bu yosunların yakılmasıyla elde edilen küllerin üçte ikisi suyla karıştırılarak işlenir. Çok kolay çözünen iyodürler buharlaştırılan bu çözeltide toplanır; koyulaşma sırasında önce potasyum ve sodyum klorürler, sonra sodyum sülfat billurları çöker; iyodürler ana sularda çözelti halinde kalır bunlarda iyot üzerine etki eden sülfür ve sülfitlerin yok edilmesi için sülfirik asitle işlenir ve ortama sadece iyodu açığa çıkaracak kadar klor gönderilir; bunun içinde potasyum klorat ve hidroklorik asit karışımı veya
demir-IIIklorür kullanılır. İyot toplanır ve süblimleştirilerek temizlenir.
Fakat en önemli iyot kaynağı şili güherçilesinin, bileşiminde özellikle sodyum iyodat bulunan billurlaşma sularıdır. Buradaki iyodat kükürt dioksit veya sodyumbisülfitle indirgenir; sonra indirgenen ve bileşimde iyodür bulunan billurlaşma eriyikleri uygun oranda indirgenmemiş ana çözeltilere etki ettirilir; asit bir ortam olduğu için iyodür iyodat tarafından oksitlenir ve bütün iyot açığa çıkar. İyodun alkoldeki çözeltisi antiseptik olarak kullanılır; ametalinlin kendisi, iyodürlerin özellikle eczacılıkta kullanılan potasyum tuzu ile fotoğrafçılıkta kullanılan gümüş tuzunun üretimine yarar. İy**** antiseptik olan iyodofrom eozin gibi bazı boyar maddeler şeklinde organik türevleride hazırlanır.
ASTATİN
Astat olarak ta bilinir, radyoaktif element; halojenler grubunun en ağır elementidir. Kararlı izotopu olmayan astatin, ilk kez 1940’ta California Üniversitesi’nde Dale R. Corson, K.R. Mac Kenzie ve Emilio Segre tarafından,bizmutun hızlandırılmış alfa parçacıklarıyla bombardımanı sonucunda yapay olarak elde edildi. Sonradan doğal radyoaktif bozunma dizilerinde, çok az miktarlarda da olsa astatinin doğal izotoplarına rastlandı. Bunlar, uranyum ailesinde yer alan astatin-218, toryum ailesinde yer alan astatin-216, aktinyum ailesinde yer alan astatin-215 ile astatin-219’dur. Astatinin bilinen 20 kadar izotopu içinde en kararlısı, yarı ömrü 8,3 saat olan astatin-210’dur.
Astatin izotoplarının yarı ömürleri çok kısa olduğundan, bu izotopların incelenmesi ancak çok küçük miktarlar üzerinde yapılabilir. Astatin-210 ve astatin-211 izotoplarında radyokimyasal izleme yöntemleriyle yapılan araştırmalar sonucunda, elementin bazı kimyasal özellikleri saptanabilmiştir. Genel özellikleri iyoda benzeyen astatin de, iyot gibi, gelişmiş hayvanların tiroit bezinde toplanır. Suda az benzende ve karbontetra klorürde daha çok çözünür.
8A GRUBU ELEMENTLERİ
ASAL GAZLAR:
Soy gazlarla eş anlamlı olan, He (helyum), Ne (neon), Ar (argon), Kr (kripton), Xe (ksenon) ve Rn (radon) elementlerini içine alan periyodik sistemin 8. Grubu elementleri. Hepsi de tek atomlu gazlar halinde bulunan bu elementler, kararlı elektron düzenine sahip oldukları için elektron alış-verişi yapmazlar ve başka elementlerle bileşme eğilimi göstermezler. Bu nedenle bu gazlara asal gaz ya da soy gaz adı verilmiştir. Soy gaz atomlarının birbirleriyle de bileşmedikleri için tek atomlu moleküller meydana getirirler. Son yıllarda soy gazların, katılma ürünü türünden bazı bileşikler yaptıkları anlaşılmıştır. Ancak bu bileşikler çok sebatsızdır. Kolayca bozulurlar soy gazlar açığa çıkarlar. 8A gurubu elementlerinin en dış enerji seviyelerinde 8 elektron vardır. periyodik cetvelde atom numarasının büyüdükçe 8 elektrona kadar artıp tekrar bire düştüğü anlaşılır.
He (Helyum):
He sembolü ile gösterilen bir elementtir. Atom numarası 2. atomik kütlesi 4,003 a.k.b. dir. Helyum elementi ilk kez güneşte keşfedilmiştir. Adı, güneş anlamına gelen Helios sözünden türetilmiştir. 1868 yılında Janssen, güneş tutulması sırasında güneşin tayfını incelerken o zamana kadar bilinmeyen tayf çizgileri olduğunu anladı. Daha sonra Lockyer ve Frankland bu yeni elemente helyum adını verdiler. 1895 yılında ise, Ramsay uraninit adını alan radyoaktif cevherden helyum elde etmeyi başardı. Daha sonra atmosferde de az oranda helyum bulunduğu anlaşılmıştır. Asıl helyum kaynağı A.B.D.’ de çıkarılan yer gazıdır. Bu gazın en büyük kısmı metan (CH4) olmakla beraber içinde %1 oranında helyum da bulunur. Yeryüzünün başlıca helyum kaynağı bu yer gazıdır.
Helyum radyoaktif bozunmalardan alfa ışıması sırasında oluşur. Gerçekten alfa ışınlarını yapan tanecikler helyum çekirdeklerinden başka bir şey değildir. Bu nedenle helyum doğal radyoaktif cevherlerden çıkar. Bozununan radyoaktif atom çekirdeklerinin salıverdiği alfa tanecikleri yani helyum çekirdekleri ikişer elektron alarak helyum atomlarını meydana getirirler.
Helyum renksiz, kokusuz bir gazdır. Sıvı helyum –283 0C de kaynadığı için helyum gazı tıpkı hidrojen gazı gibi çok güçlükle sıvılaşır. Gaz halinde iken yoğunluğu hidrojenin iki katı kadardır. Helyum atomunun dış kabuğunda iki elektron bulunur. Bir soy gazdır bileşik yapma eğilimi göstermez. Bu nedenle helyum atomları birbiriyle de birleşmez ve helyum molekülleri başka soy gazlar gibi tek atomlu olur. Bazı elementlerle ikili bileşikler çok dayanıksızdır. Adi sıcaklıkta bile bozunur.
Helyum gazı başlıca balonları doldurmakta kullanılır. Bu gaz yanmadığı için hidrojene tercih edilir. Hava hidrojenden 14.4 ağırdır. Buna göre 1 kg. hidrojenle doldurulmuş bir balonu kaldıran kuvvet 14.4-1 = 13,4 kg. olur. Aynı balon helyumla doldurulursa ağırlığı 2 kg. olacaktır. Öyle ise, havanın kaldırma kuvveti 14,4-2 = 12,4 kg. olur. Bu nedenle hidrojen yerine helyum kullanmak kaldırma kuvvetinde büyük bir değişiklik yapmaz. Derin su dalgıçlarına hava yerine %80 helyum ve %20 oksijenden yapılmış bir karışım pompalanır. Çünkü yüksek basınçlarda, kanda havanın azotu önemli miktarda erir. Dalgıç su yüzeyine çıkıp basınç düşünce, tıpkı bir gazozun köpürmesi gibi, kılcal damarlarda azot gazı çıkarak bu damarların çatlamasına yol açabilir. Helyum kanda çok az eridiği için bu tehlike giderilmiş olur.
Neon (Ne):
Sembolü Ne, atom numarası 10, atom tartısı 20,183 a.k.b. ‘dir. 1898 yılında Ramsay ve Travers soy gazlar grubunda bir boşluğun bulunduğunu anlamışlar ve ham argon gazını sıvılaştırıp ayrımsal buharlaştırma ile neon soy gazını bulmuşlardır. Bugün neon havadan doğrudan doğruya elde edilmektedir. Hava sıvılaştırılınca bir kısım azot ile birlikte helyum ve neon gazları sıvılaşmadan geriye kalır. Azot, bu gaz karışımından kimyasal yolla ayrılır. Helyum neon karışımı borularla sıvı hidrojen içinden geçirilir. Neon katılaşır, helyum geçer. Böylece neon elde edilir.
Neon renksiz, kokusuz, hidrojenden 10 defa daha ağır bir gazdır. –2490C de ergir. –2450C de kaynar. Gaz 1 atm. basınç altında –2450C de sıvılaşırken sıcaklık biraz daha düşerse katı neon olur.
Bir soy gazdır. Neon atomları başka atomlarla birleşme eğilimi göstermedikleri gibi birbirleriyle de birleşmezler. Bu nedenle tek atomlu moleküller halinde bulunurlar. Son yıllarda bazı neon bileşikleri bulunmuşsa da bunlar normal sıcaklıkta bile bulunurlar. Neon düşük basınçlı deşarj tüplerinde kırmızı-turuncu ışık yayar. Bu nedenle reklam tüplerinde neon gazı geniş ölçüde kullanılır.
Argon (Ar):
Simgesi Ar, atom numarası 18, atom ağırlığı 39,944’ tür.
1785 yılında Henry Cavendish, atmosferdeki azotun arı bir madde olmadığını buldu. Bu buluş atmosferin 1/120’sini kaplaya yeni bir gazın varlığının ortaya çıkmasını sağladı. 1894’te Lord Rayleigh ve Sir William Ramsey, atmosferdeki azottan 11 litre yeni gaz elde etmeyi başardılar. Ramsey, buna argon adını verdi. Argon, eski Yunanca’da ‘’aylak’’ demektir. Hiçbir kimyasal özelliğini dışa vurmaması, geç bulunmasının başlıca nedenidir. Atmosfer içindeki ağırlık yüzdesi %1,28 ,hacim yüzdesi %0,93’tür.
Atmosferde, karbon dioksitin 30 katı argon vardır. Argon, bir atmosfer basınç altında –1850C’de renksiz bir sıvı haline gelir ve –189.40C’de buza benzeyen bir kitle halinde donar.
Argon çok düşük bir ısı iletkenliğine sahiptir. Bu özelliği ve devingen bir gaz olmaması nedeniyle elektrik ampullerinin doldurulmasında çok işe yarar. Yüksek sıcaklıkları ölçmeye yarayan gaz termometrelerinde de kullanılır. Argon, sıvılaştırılmış havanın damıtılması ile, ya da – atmosferdeki azotun katılaştırılmasıyla üretilen – nişadır ve nitratın artığı olarak elde edilir.
Kripton (Kr):
Atom numarası 26, atomik kütlesi 83,8 a.k.b. ’dir. e.n., –156.80C, k.n. –152,90C’dir. Kripton 1898 yılında Ramsay ve Travers’in çalışmaları sonucu keşfedilmiştir. Bu bilginler sıvı havanın buharlaştırılması sonucu ele geçen kalıntıda kriptonla birlikte ksenon soy gazını da keşfetmişlerdir. Kripton havada pek az bulunur. Bulunuş oranı 1.000.000 litre havada 1 litre kadardır. Bu gazın da başka soy gazlar gibi dayanıksız bileşikleri, örneğin, hidratları keşfedilmiştir. Kripton, ksenonla birlikte elektrik ampullerini doldurmada kullanılır.
Ksenon (Xe):
Atom numarası 54, atomik kütlesi 131,3 a.k.b. ’dir. e.n., 1120C ve k.n. –107,10C’dir. 1898 yılında Ramsay ve Travers sıvı havanın damıtılmasından sonra kalan kısımda kriptonla birlikte ksenon soy gazını keşfettiler. 20 milyon litre havada ancak 1 litre ksenon vardır. Soy gaz olduğu için bileşik verme eğilimi göstermez. Yine bu nedenle bütün başka soy gazlar gibi tek atomlu moleküller halinde bulunur. Çünkü atomların elektron düzenleri kararlıdır. Elektron alıp-vererek ya da elektron ortaklığı yaparak elektron düzenini bozmayı istemez bununla birlikte, adi sıcaklıkta bile dayanıksız olan bazı ksenon bileşikleri bulunmuştur. Bunlar daha çok birer katılma ürünüdür. Ksenon hidratları bu arada sayılabilir.
Ksenon kriptonla birlikte argon yerine elektrik ampullerini doldurmada kullanılır. Bu suretle elektrik ampulünun ışık verimi artar. Ksenon özellikle projektör lambalarına konur, bu suretle bu lambalarda yüksek ışık verimi sağlanır.
Radon (Rn):
Radyoaktif element. Eskiden niton adı ile bilinirdi. Soy gazlar grubunun son üyesidir. Atom numarası 86, atom tartısı 222 a.k.b., sembölü Rn dir. 1900 yılında keşfedilmiş ve radyum emanasyonu diye adlandırılmıştır. 1908 yılında Ramsay ve Gray, radonu saf halde elde etmişler ve niton adını vermişlerdir. Niton ışıyan anlamına gelir. Gerçekten bu element radyoaktif tir. Radyoaktif ışınlar gönderir. Ancak elemente 1923 yılından beri radon denilmektedir; çünkü radyum çekirdeği bir alfa ışıması ile radonu vermektedir. Radon’un kütle numarası 219 olan izotopuna aktinon, 220 olan izotopuna toron denir. Bunlarda doğada bulunan radyo aktif atomlardır. Radon bilinen gazların en ağırıdır. Litresinin ağırlığı 9,73 gr/litre kadardır. Soy gaz olduğu için değeri sıfırdır. Kimyasal etkinliği yoktur.
Soy gazlarla eş anlamlı olan, He (helyum), Ne (neon), Ar (argon), Kr (kripton), Xe (ksenon) ve Rn (radon) elementlerini içine alan periyodik sistemin 8. Grubu elementleri. Hepsi de tek atomlu gazlar halinde bulunan bu elementler, kararlı elektron düzenine sahip oldukları için elektron alış-verişi yapmazlar ve başka elementlerle bileşme eğilimi göstermezler. Bu nedenle bu gazlara asal gaz ya da soy gaz adı verilmiştir. Soy gaz atomlarının birbirleriyle de bileşmedikleri için tek atomlu moleküller meydana getirirler. Son yıllarda soy gazların, katılma ürünü türünden bazı bileşikler yaptıkları anlaşılmıştır. Ancak bu bileşikler çok sebatsızdır. Kolayca bozulurlar soy gazlar açığa çıkarlar. 8A gurubu elementlerinin en dış enerji seviyelerinde 8 elektron vardır. periyodik cetvelde atom numarasının büyüdükçe 8 elektrona kadar artıp tekrar bire düştüğü anlaşılır.
He (Helyum):
He sembolü ile gösterilen bir elementtir. Atom numarası 2. atomik kütlesi 4,003 a.k.b. dir. Helyum elementi ilk kez güneşte keşfedilmiştir. Adı, güneş anlamına gelen Helios sözünden türetilmiştir. 1868 yılında Janssen, güneş tutulması sırasında güneşin tayfını incelerken o zamana kadar bilinmeyen tayf çizgileri olduğunu anladı. Daha sonra Lockyer ve Frankland bu yeni elemente helyum adını verdiler. 1895 yılında ise, Ramsay uraninit adını alan radyoaktif cevherden helyum elde etmeyi başardı. Daha sonra atmosferde de az oranda helyum bulunduğu anlaşılmıştır. Asıl helyum kaynağı A.B.D.’ de çıkarılan yer gazıdır. Bu gazın en büyük kısmı metan (CH4) olmakla beraber içinde %1 oranında helyum da bulunur. Yeryüzünün başlıca helyum kaynağı bu yer gazıdır.
Helyum radyoaktif bozunmalardan alfa ışıması sırasında oluşur. Gerçekten alfa ışınlarını yapan tanecikler helyum çekirdeklerinden başka bir şey değildir. Bu nedenle helyum doğal radyoaktif cevherlerden çıkar. Bozununan radyoaktif atom çekirdeklerinin salıverdiği alfa tanecikleri yani helyum çekirdekleri ikişer elektron alarak helyum atomlarını meydana getirirler.
Helyum renksiz, kokusuz bir gazdır. Sıvı helyum –283 0C de kaynadığı için helyum gazı tıpkı hidrojen gazı gibi çok güçlükle sıvılaşır. Gaz halinde iken yoğunluğu hidrojenin iki katı kadardır. Helyum atomunun dış kabuğunda iki elektron bulunur. Bir soy gazdır bileşik yapma eğilimi göstermez. Bu nedenle helyum atomları birbiriyle de birleşmez ve helyum molekülleri başka soy gazlar gibi tek atomlu olur. Bazı elementlerle ikili bileşikler çok dayanıksızdır. Adi sıcaklıkta bile bozunur.
Helyum gazı başlıca balonları doldurmakta kullanılır. Bu gaz yanmadığı için hidrojene tercih edilir. Hava hidrojenden 14.4 ağırdır. Buna göre 1 kg. hidrojenle doldurulmuş bir balonu kaldıran kuvvet 14.4-1 = 13,4 kg. olur. Aynı balon helyumla doldurulursa ağırlığı 2 kg. olacaktır. Öyle ise, havanın kaldırma kuvveti 14,4-2 = 12,4 kg. olur. Bu nedenle hidrojen yerine helyum kullanmak kaldırma kuvvetinde büyük bir değişiklik yapmaz. Derin su dalgıçlarına hava yerine %80 helyum ve %20 oksijenden yapılmış bir karışım pompalanır. Çünkü yüksek basınçlarda, kanda havanın azotu önemli miktarda erir. Dalgıç su yüzeyine çıkıp basınç düşünce, tıpkı bir gazozun köpürmesi gibi, kılcal damarlarda azot gazı çıkarak bu damarların çatlamasına yol açabilir. Helyum kanda çok az eridiği için bu tehlike giderilmiş olur.
Neon (Ne):
Sembolü Ne, atom numarası 10, atom tartısı 20,183 a.k.b. ‘dir. 1898 yılında Ramsay ve Travers soy gazlar grubunda bir boşluğun bulunduğunu anlamışlar ve ham argon gazını sıvılaştırıp ayrımsal buharlaştırma ile neon soy gazını bulmuşlardır. Bugün neon havadan doğrudan doğruya elde edilmektedir. Hava sıvılaştırılınca bir kısım azot ile birlikte helyum ve neon gazları sıvılaşmadan geriye kalır. Azot, bu gaz karışımından kimyasal yolla ayrılır. Helyum neon karışımı borularla sıvı hidrojen içinden geçirilir. Neon katılaşır, helyum geçer. Böylece neon elde edilir.
Neon renksiz, kokusuz, hidrojenden 10 defa daha ağır bir gazdır. –2490C de ergir. –2450C de kaynar. Gaz 1 atm. basınç altında –2450C de sıvılaşırken sıcaklık biraz daha düşerse katı neon olur.
Bir soy gazdır. Neon atomları başka atomlarla birleşme eğilimi göstermedikleri gibi birbirleriyle de birleşmezler. Bu nedenle tek atomlu moleküller halinde bulunurlar. Son yıllarda bazı neon bileşikleri bulunmuşsa da bunlar normal sıcaklıkta bile bulunurlar. Neon düşük basınçlı deşarj tüplerinde kırmızı-turuncu ışık yayar. Bu nedenle reklam tüplerinde neon gazı geniş ölçüde kullanılır.
Argon (Ar):
Simgesi Ar, atom numarası 18, atom ağırlığı 39,944’ tür.
1785 yılında Henry Cavendish, atmosferdeki azotun arı bir madde olmadığını buldu. Bu buluş atmosferin 1/120’sini kaplaya yeni bir gazın varlığının ortaya çıkmasını sağladı. 1894’te Lord Rayleigh ve Sir William Ramsey, atmosferdeki azottan 11 litre yeni gaz elde etmeyi başardılar. Ramsey, buna argon adını verdi. Argon, eski Yunanca’da ‘’aylak’’ demektir. Hiçbir kimyasal özelliğini dışa vurmaması, geç bulunmasının başlıca nedenidir. Atmosfer içindeki ağırlık yüzdesi %1,28 ,hacim yüzdesi %0,93’tür.
Atmosferde, karbon dioksitin 30 katı argon vardır. Argon, bir atmosfer basınç altında –1850C’de renksiz bir sıvı haline gelir ve –189.40C’de buza benzeyen bir kitle halinde donar.
Argon çok düşük bir ısı iletkenliğine sahiptir. Bu özelliği ve devingen bir gaz olmaması nedeniyle elektrik ampullerinin doldurulmasında çok işe yarar. Yüksek sıcaklıkları ölçmeye yarayan gaz termometrelerinde de kullanılır. Argon, sıvılaştırılmış havanın damıtılması ile, ya da – atmosferdeki azotun katılaştırılmasıyla üretilen – nişadır ve nitratın artığı olarak elde edilir.
Kripton (Kr):
Atom numarası 26, atomik kütlesi 83,8 a.k.b. ’dir. e.n., –156.80C, k.n. –152,90C’dir. Kripton 1898 yılında Ramsay ve Travers’in çalışmaları sonucu keşfedilmiştir. Bu bilginler sıvı havanın buharlaştırılması sonucu ele geçen kalıntıda kriptonla birlikte ksenon soy gazını da keşfetmişlerdir. Kripton havada pek az bulunur. Bulunuş oranı 1.000.000 litre havada 1 litre kadardır. Bu gazın da başka soy gazlar gibi dayanıksız bileşikleri, örneğin, hidratları keşfedilmiştir. Kripton, ksenonla birlikte elektrik ampullerini doldurmada kullanılır.
Ksenon (Xe):
Atom numarası 54, atomik kütlesi 131,3 a.k.b. ’dir. e.n., 1120C ve k.n. –107,10C’dir. 1898 yılında Ramsay ve Travers sıvı havanın damıtılmasından sonra kalan kısımda kriptonla birlikte ksenon soy gazını keşfettiler. 20 milyon litre havada ancak 1 litre ksenon vardır. Soy gaz olduğu için bileşik verme eğilimi göstermez. Yine bu nedenle bütün başka soy gazlar gibi tek atomlu moleküller halinde bulunur. Çünkü atomların elektron düzenleri kararlıdır. Elektron alıp-vererek ya da elektron ortaklığı yaparak elektron düzenini bozmayı istemez bununla birlikte, adi sıcaklıkta bile dayanıksız olan bazı ksenon bileşikleri bulunmuştur. Bunlar daha çok birer katılma ürünüdür. Ksenon hidratları bu arada sayılabilir.
Ksenon kriptonla birlikte argon yerine elektrik ampullerini doldurmada kullanılır. Bu suretle elektrik ampulünun ışık verimi artar. Ksenon özellikle projektör lambalarına konur, bu suretle bu lambalarda yüksek ışık verimi sağlanır.
Radon (Rn):
Radyoaktif element. Eskiden niton adı ile bilinirdi. Soy gazlar grubunun son üyesidir. Atom numarası 86, atom tartısı 222 a.k.b., sembölü Rn dir. 1900 yılında keşfedilmiş ve radyum emanasyonu diye adlandırılmıştır. 1908 yılında Ramsay ve Gray, radonu saf halde elde etmişler ve niton adını vermişlerdir. Niton ışıyan anlamına gelir. Gerçekten bu element radyoaktif tir. Radyoaktif ışınlar gönderir. Ancak elemente 1923 yılından beri radon denilmektedir; çünkü radyum çekirdeği bir alfa ışıması ile radonu vermektedir. Radon’un kütle numarası 219 olan izotopuna aktinon, 220 olan izotopuna toron denir. Bunlarda doğada bulunan radyo aktif atomlardır. Radon bilinen gazların en ağırıdır. Litresinin ağırlığı 9,73 gr/litre kadardır. Soy gaz olduğu için değeri sıfırdır. Kimyasal etkinliği yoktur.
0 yorum:
Yorum Gönder