m. acer

1. m. acer

2. KAZANIM Havadan azot elde etme yöntemini açıklar.

3. Azot adının İngilizcesi olan Nitrogen 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 "cansız" anlamına gelen azote olarak adlandırmıştı. Bu sözcük Fransızcada kullanılır oldu ve sonraları pekçok dile girdi.

4. Azot renksiz, kokusuz, tatsız ve normal koşullarda inert olan bir gazdır. Doğada serbest halde ve az sayıda bileşikleri halinde bulunur. Atmosferin hacimce % 78 ‘ini azot oluşturur. Bu nedenle en önemli azot kaynağı havadır.

5. Laboratuvarda azot eldesi amonyum nitritin ısıtılmasıyla gerçekleşir. NH4NO2 → N2 + 2 H2O Amonyum nitrit kararsız bir maddedir. Bu nedenle sodyum nitrit çözeltisi içine amonyum sülfat çözeltisi damlatılarak azot eldesi sırasında oluşturulur. Tepkime denklemleri aşağıdaki gibidir. ( NH4 )2SO4 + 2 NaNO2 → 2 NH4NO2 + Na2SO4 2 NH4NO2 → 2 N2 + 4 H2O Toplam : ( NH4 )2SO4 + 2 NaNO2 → 2 N2 + 4 H2O + Na2SO4

6. Azot, endüstride sıvı havanın fraksiyonlu damıtılmasından elde edilir. Bu işlem için önce havadaki CO2 ‘in kalsiyum hidroksit çözeltisinden geçirilerek çözeltide kalması sağlanır. Daha sonra CO2 ‘den ayrılan hava, soğutucularda ard arda genleştirme ve sıkıştırma ile – 196 oC ‘un altına kadar soğutulur. Böylece hava sıvılaştırılmış olur. Sıvı hava damıtıldığında önce kaynama noktası düşük olan azot ( - 195,8 oC ) buharlaşır. Oksijen ise ( K.N. – 183 oC ) sıvı halde ortamda kalır. Damıtma işlemi sırasında azotun içine karışmış olarak bulunabilecek oksijen elde edilen sıcak gazın bakır üzerinden geçirilmesi ile uzaklaştırılır. 2 Cu(k) + O2 (g) → 2 CuO(k)

7. KAZANIM Azot molekülünün yapısını özellikleri ve kullanım alanları ile ilişkilendirir.

8. Renksiz, kokusuz ve tatsız bir gaz olan azotun elektronegatifliği oldukça yüksektir. ( 3,0 ). Bu nedenle diatomik veya bileşikleri halinde bulunur. N2 molekülü tepkime vermeye yatkın değildir. Azot molekülündeki üçlü bağın kırılması için gerekli enerji ( 944 kJ/mol) oldukça yüksektir. Bu nedenle N2 gazı inert (kararlı) bir gazdır. Azotun oksitleyici olmaması nedeniyle havadaki oksijenden olumsuz etkilenen gıda ve ilaç gibi ürünler azot atmosferinde saklanır. Sıvı patlayıcıların üzerini örtmek için otomobil ve uçak tekerleklerinin dolumunda kullanılır.

9. Sıvı azot düşük sıcaklıklarda gerçekleştirilen tepkimeler için uygun bir soğutucu, dondurucudur. Sıvı azot, gıda ürünlerinin dondurulması ve taşınmasında, canlı dokuların (üreme hücreleri, biyolojik malzemeler…) dondurularak korunmasında, yüksek hassasiyetteki elektronik cihazların (yüksek performanslı bilgisayarlar, amplifikatörler) donanımlarının soğutma sistemlerinde, dermatolojide cilt yaralarının dondurularak alınmasında kullanılır.

10. KAZANIM Azotun farklı yükseltgenme basamaklarında bulunduğu bileşiklerine örnekler verir.

11. Azotun fiziksel ve kimyasal özellikleri 5A grubundaki diğer üyelerin özelliklerine benzemez. Diğer 5 A grup üyelerine göre azot oldukça elektronegatiftir. Periyodik tablodaki diğer elementlerle kıyaslandığında da oksijen, flor ve klor dışındaki en elektronegatif elementtir. Azot: 1s2 2s2 2p3 elektron dizilişine sahiptir. Azot atomları küçük olduğu için p orbitallerini kullanarak çoklu bağlar oluşturabilir. Bu nedenlerle azot – 3 ten + 5 ‘e kadar tüm yükseltgenme basamaklarına sahiptir. Ayrıca azotür iyonundaki gibi ( N3 – ) kesirli yükseltgenme basamağına da ( - 1/3 ) sahip olabilir. Azotun hidrojenli bileşikleri hidrojen bağı oluştururken diğer 5 A grubu elementleri bu bağı oluşturamaz.

13. Amonyak (NH3) N2 molekülünün reaksiyona girme yatkınlığı düşük olduğu için doğada azot bileşikleri çok azdır. Azotlu bileşiklerin başlıca kaynağı NH3 ‘tür. Doğada azot bağlayıcı bakteriler bulunmaktadır. Bu bakterilerde bulunan nitrojenaz enzimi sayesinde atmosferik N2 ‘tan NH3 oluşur. Endüstride ise amonyak üretimi Haber – Bosch yöntemi ile gerçekleştirilir. Bu yöntemde H2 ve N2 ince öğütülmüş demir katalizörlüğünde, aşağıdaki tepkimede gösterildiği gibi, yüksek sıcaklık ve basınç altında tepkimeye girer. 3 H2 (g) + N2 (g)→ 2 NH3 (s) Endüstriyel olarak bol miktarda üretilen amonyak, gübrelerde, patlayıcı madde sentezinde, sentetik elyaf üretiminde, çok çeşitli organik ve inorganik bileşiklerin sentezinde kullanılır.

14. KAZANIM Azot oksitlerinin oluşumunu ve cevre için zararlı etkilerini tartışır.

15. Azot oksitler, doğal olarak şimşeğin çıkardığı ısı ve ışık etkisiyle oluşur. Oluşan azot oksitler yağmurda çözünerek yeryüzüne düşer ve böylece besin zincirine katılır. Ayrıca atmosferin oluşumu ve kirlenmesinde de önemli rol oynarlar. Azot oksitlerinin sayısı oldukça fazladır. Bunlara N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4 ve N2O5 örnek verilebilir.

16. N2O, renksiz, tatsız bir gazdır ve uzun yıllar anestezide kullanılmıştır. Çok az miktarda solunduğu zaman yarattığı etkiden dolayı güldürücü gaz olarakta adlandırılır. Günümüzde aerosollerde kullanılır. Diazot monoksit, amonyum nitratın yüksek olmayan sıcaklıklarda ısıtılmasıyla elde edilir. Isıtılırken çok dikkatli olmak gerekir. Çünkü amonyum nitrat patlayıcı bir maddedir. Amonyum nitratın patlayıcı olmasının nedeni, aynı bileşikte azotun iki farklı değerlikte ( -3 ve +5 ) bulunmasıdır. Bu reaksiyon kendi içinde ısı veren bir redoks tepkimesidir. NH4NO3 (k)→ N2O (g) + 2 H2O (g)

17. NO, amonyağın katalitik yükseltgenmesiyle elde edilir. 4NH3(g) + 5O2(g)→ 4 NO(g) + 6 H2O(g) Havadaki N2, uçak ve otomobillerin motorlarında, NO ’e dönüşür.

18. NO2, kahve renkli, boğucu, zehirli, kokulu bir gazdır. NO2 eşleşmemiş elektron taşıdığından radikal özelliği gösterdiği için gaz fazında renksiz dimeriyle ( N2O4 ) dengede bulunur. 2NO2→ N2O4 NO2 katı halde sadece dimeri şeklinde bulunur. Suda çözündüğünde disproporsiyona uğrar. Tepkimeye giren azot dioksit moleküllerinin bazılarında azotun yükseltgenme sayısı artarken bazılarında azalmıştır. Nitrik asitte azotun yükseltgenme sayısı +5, azot monoksitte ise +2 ‘dir. 3 NO2(g) + H2O(s) → 2 HNO3(suda) + NO(g)

19. N2O3, NO ve NO2 karışımının – 20 oC ‘a kadar soğutulması ile elde edilir. Sıcaklık yükselirse aşağıdaki tepkimede olduğu gibi NO ve NO2 ‘ e dönüşür. N2O3(g) → NO(g) + NO2(g) N2O3 ‘ün suda çözünmesiyle nitrit asit, HNO2 oluşur. N2O3(g) + H2O(s)→ 2 HNO2(suda)

20. HNO2, nitröz asit veya nitrit asit olarak bilinir. HNO2, zayıf bir asittir. Bu tepkimede görüldüğü gibi suyla etkileştiğinde asit veren maddelere asit anhidrit denir. NO2, asit anhidrittir. Çünkü su ile tepkimesinden nitrik asit oluşur.

21. HNO3, nitrat asit veya nitrik asit olarak bilinir. Sulu çözeltisi kuvvetli asit, sulu derişik çözeltisi ise güçlü yükseltgen özelliğine sahiptir. NH3 ’ın katalitik oksitlenmesi sonucu NO oluşur. Oluşan NO, O2 ile öncelikle NO2 ‘i sonra da H2O ile etkileşerek HNO3 ‘i oluşturur. 4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4NO(g) + 6 H2O(g) 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) 3 NO2(g) + H2O(s) → 2 HNO3 (aq) + NO(g)

22. Nitrik asit endüstride gübre, ilaç, boya ve patlayıcıların üretiminde kullanılır. Atmosferin kirlenmesine neden olan azot oksitler genel olarak NOx şeklinde gösterilirler. Atmosferde bulunan azot ve oksijen, çeşitli etkilerle NO oluşturur. NO suda çözünmez. Oluşan NO havadaki oksijenle bir basamak daha yükseltgenerek NO2 ‘yi oluşturur. NO2 ‘nin yağmur suyu ile etkileşmesinden nitrik asit ve NO oluşur. N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) 3 NO2(g) + H2O(s) → 2 HNO3(aq) + NO(g)

23. Nitrik asidin tahriş edici etkisi vardır. Uçak ve otomobillerin motorlarında oluşan yüksek sıcaklık, NOx oluşumuna neden olur. NOx oluşumunu önlemek için, otomobil motorlarının egzoz sistemlerine katalitik dönüştürücüler takılır.

24. KAZANIM Baslıca azot bileşiklerinin elde ediliş yöntemlerini ve kullanım alanlarını açıklar.

25. Nitrit ve nitratlar, önemli azot bileşikleri arasındadır. Nitratlar; metaller, metal oksitleri, hidroksitleri ve karbonatları üzerine nitrik asit etki ettirilerek elde edilirler. 3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2NO + 4 H2O KOH + HNO3 → KNO3 + H2O Na2CO3 + 2 HNO3 → 2 NaNO3 + H2O + CO2

26. En önemli nitratlar, NaNO3 ve KNO3 ‘tır. NaNO3 nitrik asit eldesinde, patlayıcı madde yapımında ve gübre olarak kullanılır. KNO3 ise barut yapımında kullanılır. Azotlu gübre olarak kullanılan amonyum sülfat, amonyum nitrat ve üre bileşiklerinin elde yöntemleri ise aşağıdaki gibidir. (NH4)2SO4, amonyak ile sülfürik asidin tepkimesinden elde edilir. 2 NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4

27. NH4NO3, nitrik asidin amonyak ile tepkimesinden elde edilir. NH3 + HNO3 → NH4NO3 Amonyum nitrat % 32 – 33,5 azot ihtiva eder. Çok geniş bir kullnaım alanı vardır. Pek çok ürün için faydalıdır.

28. Üre, (NH2)2CO, amonyak ve karbondioksitin oluşturduğu amonyum karbamatın dehidratize edilmesiyle elde edilir. 2NH3 + CO2 → H2NCOONH4 H2NCOONH4 → (NH2)2CO + H2O Tepkimelerden de anlaşılacağı gibi ürenin elde edilmesi iki basamakta gerçekleşir. Üre en çok gübre ve hayvan yemi olarak kullanılır. İlaç ve plastik yapımında da üreden faydalanılır. Ayrıca boya üretiminde de kullanılır. Üre, nitrik asit ile üre nitrat adı verilen bir tuz oluşturur. Üre nitrat gübre ve patlayıcı madde olarak kullanılır.

29. Hidrazin, H2NNH2, renksiz bir sıvıdır. Su ile her oranda karışır ve saf halde kararlı değildir. Hidrazin, amonyak ile hidrojen peroksidin tepkimesinden elde edilir. Roket yakıtı olarak kullanılmaktadır. 2 NH3 + H2O2 → H2NNH2 + 2 H2O

30. KAZANIM Fosfor elementinin elde ediliş yöntemini ve allotroplarının özelliklerini açıklar.

31. Hava ile temas ettiğinde ışıma yapar. Yunanca phos ( ışık ) ve phoras ( getiren ) sözcüklerinden türemiştir. Azotun aksine fosforun birçok allotrobu mevcuttur. En önemli allotropları beyaz fosfor, kırmızı fosfor ve siyah fosfor ‘dur. Beyaz fosfor, diğer allotroplara göre daha reaktiftir. Bunun nedeni P4 molekülünde P – P bağlarının gergin olmasıdır. Beyaz fosforun erime noktası 44,2 oC olduğundan beyaz fosfor diğer allotroplara göre daha uçucudur. Beyaz fosforun en önemli özelliği, karanlıkta ışıldaması ve çok zehirli olmasıdır. Havayla temas ettiğinde beyaz dumanlar çıkararak yanar. Bu nedenle su dolu şişe içinde saklanır. Beyaz fosfor, böcek ve fare zehiri, sis ve yangın bombaları yapımında kullanılır.

32. Kibrit yapımında kullanılan kırmızı fosfor, güneş ışığı ve ısı etkisiyle beyaz fosfordan oluşur. Beyaz fosforun aksine kolayca tutuşmaz, ışıldamaz ve zehirli değildir. Erime sıcaklığı ise çok daha yüksektir. Siyah fosfor, beyaz fosforun havasız ortamda ve basınç altında ısıtılmasıyla elde edilir. Siyah fosfor yarı iletkenlerin yapımında kullanılır.

33. Fosfor, doğada genellikle kalsiyum fosfat ( Ca3(PO4)2), gibi fosfat kayaları şeklinde bulunur. Elementel fosfor da kalsiyum fosfattan aşağıdaki yöntemle elde edilir. 2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 → 6 CaSiO3 + 2 P2O5 2 P2O5 + 10 C → P4 + 10 CO 2 Ca3(PO4)2 + 10 C + 6 SiO2 → 6 CaSiO3 + P4 + 10 CO

34. KAZANIM Fosforik asitlerin ve tuzlarının kullanım alanlarını özellikleri ile ilişkilendirir.

35. Bol hava içinde yanan fosfor, fosfor (V) oksidi ( P4O10) oluşturur. Fosfor (V) oksidin su ile reaksiyonundan fosforik asit (H3PO4) oluşur. P4 + 5 O2 → P4O10 P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4 Fosforik asit eldesinde kullanılan diğer bir yöntem, fosfat kayası ( Ca3(PO4)2 ) ve derişik sülfürik asit arasındaki asit – baz tepkimesidir. Ca3(PO4)2 + 3 H2SO4(s) → 2 H3PO4 (s) + 3 CaSO4(k)

36. Oluşan H3PO4 ( ortofosforik asit, ortofosfat asidi, fosforik asit, fosfat asidi ) kondenzasyon yoluyla zincir yapılı di- , tri-, … poli – fosforik ait oluşturma özelliğine sahiptir. İki ortofosforik asit molekülünden bir su molekülü çıkarıldığında difosforik asit oluşur. Zincir şeklinde yapıları olan fosforik asitlere polifosforik asit denir. Fosforik asidin yapısında buluana 3 proton sayesinde kondenzasyon yoluyla zincir yapılı di- , tri- , … , poli- fosforik asitler oluşabileceği gibi kondenzasyon yoluyla halkalı trimetafosforik - , tetrametafosforik- , … , polimetafosforik – asitler de oluşabilir. Yapıları zincir şeklinde olan fosforik asit tuzlarına polifosfatlar denir. Fosforik asit ve fosfatlar, deterjanlarda, gübrelerde, diş macunlarında ve karbonatlı içeceklerde kullanılır.

37. Fosfatlı gübrelerin temel ham maddesi fosfat kayası ( Ca3(PO4)2) dır. bitki kökleri ancak suda çözünebilen fosfor bileşiklerini emebilirler. Fosfat kayasında buluana Ca3(PO4)2 suda ve zayıf organik asitlerde çözünmediği için yüksek asitli toprak içinde öğütüldükten sonra gübre olarak kullanılabilir. Çözünmeyen Ca3(PO4)2 sülfürik asit ile tepkimeye girer ve sentetik bir gübre olan süper fosfat ( Ca(H2PO4)2.2CaSO4 ) elde edilir. Süper fosfat içinde bulunan alçı taş, bitkiler için besin oluşturmaz. Süpe fosfat gübresi en çok kullanılan fosfatlı gübre olmakla birlikte, son zamanlarda zenginleştirilmiş süper fosfat adı altında üç – kat süper fosfat gübresi kullanımı da gittikçe artmaktadır.

38. Kireçli topraklar için zararlı olan kalsiyumu içermeyen, azot ve fosfor gibi faydalı iki elementi bünyesinde bulunduran diamonyum fosfat ( (NH4)2HPO4 ), tercih edilen zenginleştirilmiş bir gübredir. Diamonyum fosfat DAP adıyla da bilinir. Fosforik asit türevi olan polifosfat tuzları deterjan katkı maddesi olarak kullanılır. Sodyum tripolifosfat gibi kompleks fosfatlar, deterjanın etkisini artıran maddelerdir. Bu maddeler suda bulunan ve sertlik veren Ca+2 ve Mg+2 gibi katyonlarla kompleks oluşturur.Polifosfat tuzları katyonları yapılarına bağladıklarından katyonların çökmeleri önlenmiş olur. Ayrıca suya geçmiş olan kirlerin tekrar çamaşır üzerine çökmesine engel olurlar.

39. Fosfor insan vücudunda kalsiyumdan sonra en fazla bulunan elementtir. İnsan vücudu fosfora kemik ve diş oluşumu, hücre büyümesi ve onarımı, enerji üretimi, kalp kasının kasılması, sinir ve kas hareketleri, böbrek işlevleri açısından ihtiyaç duyar. Fosfor ayrıca vitaminlerin kullanımı ile besinlerin enerjiye dönüştürülmesinde yardımcı olarak vücuda yarar sağlar. Fosfat (fosforun %85 kadarı kemikte fosfat formunda depolanır) hücre içi sıvıların ana anyonudur. Fosfatlar dönüştürülebilir olmalarından ötürü, birçok koenzim sisteminin ve metabolizma fonksiyonlarının işlemesi için gerekli bileşiklerle birleşme yeteneğine sahiptir.

40. Fosfatların birçok önemli reaksiyonları özellikle ATP, ADP ve fosfokreatinin işlevleri ile ilişkilidir. Fosfatlar, pirofosfatlar ve ATP fosfor kaynağıdır. Özellikle sütlü besinlerde bulunur. Diyetle alınan fosfatların serbest formu ince bağırsaklardan emilir. Vücutta kemiklerde % 90 kalsiyum trifosfat, kalsiyum fosfat (Ca3(PO4)2) ve hidroksi apatit kristalleri halinde, plazmada ise 0,03-0,04 mg anorganik formda bulunur. İdrarla inorganik fosfat halinde atılır. Serum düzeyi parathormon ile sağlanır. Günlük fosfor ihtiyacı 2 g´dır.

41. KAZANIM Fosfatlı gübreler ve deterjanlardan kaynaklanan çevre sorunlarını sorgular.

42. Toprağın yapısı bilinmeden yapılan gübreleme ve ilaçlamanın su ve toprak kirlenmesinde önemli bir payı vardır. Tarım ilaçları ve gübrelerin bitkiler tarafından kullanılmayan kısmı, bitki ve canlılara zarar verir. Toprak kirliliği en zor temizlenen, bazen temizlenmesi mümkün olmayan bir kirliliktir. Topraktaki kirlilik, yağmur suları ile içme ve yer altı sularına karışabilir, hatta denizlere kadar giderek su kirliliğine neden olabilir. Deterjanlardaki polifosfatlar lağım suları ile göl ve deniz sularına karışabilir. Göl ve akarsularda fosfatların birikimi, özellikle yosunların aşırı büyümesine neden olabilir. Deniz yosunları suda çözünmüş O2 derişimini düşürür ve O2 eksikliği de balıkların ölümüne neden olur.

43. Yer altı ve yer üstü sularının fosfatlar ve nitratlar bakımından uzun vadede aşırı zenginleşmemesi için alınabilecek önlemlerden biri kolayca parçalanabilen deterjan üretimi, diğer lağım sularının arıtma tesislerinde işlenmesi sırasında fosfatın ve nitratın uzaklaştırılmasıdır. Lağım suları arıtılırken polifosfatlar, bakteri etkisiyle ortofosfatlara parçalanırlar. Sonra ortofosfatlar ya demir (III) fosfatlar, alüminyum fosfatlar olarak ya da kalsiyum fosfat veya hidroksi apatit ( Ca5(OH)(PO4)3 ) olarak çöktürülebilirler. Çağdaş bir arıtma tesisinde lağım suyundaki fosfatların % 98 ‘den fazlası uzaklaştırılabilir.

44. Toprak kirliliğini önlemin yollarından biri, yapay gübrelerin besleyici element içeriğine göre ve toprak cinsine uygun olarak verilmesidir. Ayrıca toprak kirliliğinin önlenmesi için alınacak en önemli tedbir organik tarımın desteklenmesi ile mümkün olur. Organik tarım ilaçlarının geliştirilmesi de toprak kirliliğini önleyecektir.

47. KAZANIM 5A grubundaki diğer elementlerin ve bileşiklerinin kullanım alanlarına örnekler verir.

48. ARSENİK ( As ) Arsenik, doğada çok az miktarda serbest halde bulunur. Daha çok bileşikleri halinde bulunur. Başlıca bileşikleri, demir arsenik sülfür, arsenikli nikel sülfür ve demir arseniktir. Doğada bulunan arsenik sülfürlerden, realgar ( As4S4 ), orpigment (As2S3), ve karışım sülfürlerden 4CuS.As2S3 en çok bulunanlardır. En çok bulunan mineral arsenopirit, FeS2FeAs2'dir. Tabiatta bulunan diğer bileşikleri realgar, As4S4, orpigmen As2S3 ve arsenikli nikel sülfür, NiAsS'dir.

49. ARSENİK ( As ) Arseniğin en önemli bileşiklerinden olan As2O3 zehir olarak kullanılır. Ahşap koruyucu olarak kullanılan krom sülfat katılmış Cu3(AsO4)2 ise zehirli deniz boyaları yapımında kullanılır. Çeşitli arsenik bileşiklerinin vücut dokuları ve fonksiyonları üzerindeki zararlı etkileridir. Arsenikli bileşikler, böcek ve tarım ilaçları, fare zehiri, bazı kanser ilaçları, boya, duvar kağıdı, seramik gibi çeşitli ürünlerin imalatında kullanılır.

50. ANTİMON ( Sb ) Antimon, doğada metal antimonat, antimon sülfür ve oksitler halinde bulunur. Antimon donarken genleşen alaşımların ve kurşunsuz lehim alaşımların yapımında kullanılır. Antimon bileşiklerinden antimon sülfür ( Sb2S3 ) ise kibrit yapımında kullanılır. Antimon türevleri tıpta balgam söktürücü olarak kullanılır. Kimyada da alaşımlarda kullanılır.