Kükürt, Oksijen, Hidrojen ve Azot Elementlerinin Elektron Dizilimleri Nasıldır?

Sponsorlu Bağlantılar

Elementlerin Elektron Dizilimleri

Kimya en basit tanımıyla  maddelerin içerdikleri özelliklere göre inceleyen bilim dalıdır. Maddelerin kategorilere yani çeşitli guruplara ayrılarak incelenmesi daha akılcı bir yöntem olduğu anlaşılmıştır.Her madde sahip olduğu özelliklere göre çeşitli guruplamalara tabi tutulmuştur. Özelliklere gelirsek maddelerin fiziki yani dış görünüşleri yada sahip oldukları elektronlar anlaşılmalıdır. Aşağıda bazı temel elementlerin temel özellikleri verilmiştir. İnceleyebilirsiniz.

Elektron Dağılımı

Atomun çekirdeği etrafında elektronların dizildiği yörünge adını verdiğimiz enerji katmanları vardır. Çekirdeğin etrafından başlayarak 1.2.3.4….. yörünge şeklinde sıralanırlar. Her yörüngede bulunacak elektron sayısı ise 2n2 ile hesaplanır.

n = yörünge sayısıdır.
1.yörünge = 2 2.yörünge = 8 3.yörünge = 18 4.yörünge = 32 Dış yörüngedeki elektronlar kolayca atomdan ayrılabilir. İlk yörüngedeki elektronlar kolayca ayrılamaz. Son yörüngede en fazla 8 bir önceki yörüngesinde ise en fazla 18 elektron bulunur. Atomlar son yörüngelerini ya 8 ya da 2 ye tamamlamak ister. Böylece soygaza benzemek ister. (okted-dukted kuralı) Hidrojen = 1 Neon = 2 8
Potasyum = 2 8 8 1 Helyum = 2 Sodyum = 2 8 1
Kalsiyum = 2 8 8 2 Lityum = 2 1 Magnezyum= 2 8 2 Berilyum = 2 2 Alüminyum= 2 8 3 Bor = 2 3 Silisyum = 2 8 4 Karbon = 2 4 Fosfor = 2 8 5 Azot = 2 5 Kükürt = 2 8 6 Oksijen = 2 6 Klor = 2 8 7 Flor = 2 7 Argon = 2 8 8

Kükürt

Kükürt temel özellikleri
Atom numarası 16
Element serisi Ametaller
Grup, periyot, blok 16, 3, p
Görünüş limon sarısı
Kükürt
Atom ağırlığı 32,066 g/mol
Elektron dizilimi [Ne]3s23p4
Enerji seviyesi başına
Elektronlar
2,8,6
Fiziksel Özellikleri
Maddenin hali Katı
Yoğunluk 2070 g/cm³
Sıvı haldeki yoğunluğu g/cm³
Ergime noktası 388,36 °K
115,36 °C
239,65 °F
Kaynama noktası 717,75 °K
444,75 °C
832,55 °F
Ergime ısısı  ? kJ/mol
Buharlaşma ısısı 3,4099 kJ/mol
Isı kapasitesi  ? (25 °C) J/(mol·K)
Atom özellikleri
Kristal yapısı Orthorhombic
Yükseltgenme seviyeleri 999,6
Elektronegatifliği 2,58 Pauling ölçeği
İyonlaşma enerjisi 999,6 kJ/mol
Atom yarıçapı 100 pm
Atom yarıçapı (hes.) 80 pm
Kovalent yarıçapı 102 pm
Van der Waals yarıçapı 180 pm
Diğer özellikleri
Elektrik direnci 5,0 nΩ·m (20°C’de)
Isıl iletkenlik 0,269 W/(m·K)
Isıl genleşme  ? µm/(m·K) (25°C’de)
Ses hızı – m/s (-‘de)
Mohs sertliği 1960
Vickers sertliği  ? MPa
Brinell sertliği  ? MPa

Kükürt gidermek bir maddeyi bileşiminde bulunan kükürtten ya da bir sülfürden arındırmak (dökme demirde bulunan kükürt kireç ferromanganez ya da sodyum karbonat katılarak giderilir). Kükürt sütü bir asidin hiposültid üzerine etkimesi sonunda oluşan kolodal kükürt asıltısıdır. Çubuk kükürt, silindir biçiminde dökülmüş kükürttür.Doğada çeşitli bileşikler halinde bulunan kükürt dahilen hafif laksatif olarak kullanılır. Dıştan sürüldüğü zaman (losyonlar, merhemler) asalakları öldürücü seboreyi giderici ve keratin eritici nitelikler gösterir. Pek çok maddelerin moleküllerinde bir ya da birçok kükürt atomu bulunur. Kükürdün varlığı bu maddelere sülfamit örneğinde olduğu gibi bakteri öldürücü özellikler kazandırır.Kükürt, limon sarısında ametal, yalın katı cisimdir (simgesi S olan kimyasal bir elementtir). Kükürt doğada yaygın olarak bulunan bir elementtir (yer kürenin % 0,06’sını oluşturur). Özellikle en önemli kükürt yataklarının yer aldığı Sicilya, Louisiana ve Japonya’da eski volkanların yakınında, alçı taşı ya da kireç taşı katmanları arasında doğal halde bulunur. Çoğunlukla metallerle birleşmiş olarak görülür;demir, bakır, kurşun, ve çinko sülfürler, bu metallerin en önemli cevherleridir kalsiyum sülfatı ya da başka deyişle alçıtaşını saymak gerekir.

Hidrojenle kükürt giderme bir benzinin bir mazotun kükürdünü bir katalizör eşliğinde gidermek için hidrojen kullanan arıtma yöntemidir. Kükürt taşı aşırı derecede kükürtlenmiş şaraplarda duyulan hoşa gitmeyen taddır.

Kükürt, antikçağda bilinen dokuz yalın cisimden biriydi. Kükürdün kimyasal bir element olduğu 1777’de Lavoisier’dan ortaya attı. 1810’a doğru Gay Lussac ile Thenard tarafından deneysel olarak doğrulandı. Kükürt tatsız, kokusuz bir katıdır, ısı ve elektriği iyi iletmez. Sıcak suya bir parça kükürt atıldığında hafif çatırtılar çıkar ısıtıldığında 113° dereceye doğru eriyerek açık sarı bir sıvı verir, bu sıvı daha yüksek sıcaklıkta ağdalı bir kıvama erişerek esmerleşir. 220° dereceye doğru kararır ve akışkanlığını yitirir. Daha sonra akışkanlığını yeniden kazanmasına karşın rengini korur ve 446,6° derecede kaynar buharının yoğunluğu sıcaklığa göre değişir. Kükürt molekülündeki atom sayısının değiştiğini de gösterir. Suda çözünmemesine karşın benzende hafifçe çözünür ama en önemli çözücüsü karbon sülfürdür.

Kükürt kimyasal olarak oksijenle birçok benzerlik gösterir ve bileşmelerde oksijenin yerine geçer. Ama daha az elektronegatifdir; Metaller, oksijenle olduğu gibi kükürt buharında yanarak sülfürleri meydana getirir. Nitekim demir talaşı ve kükürt çiçeği hafifçe ısıtıldığında akkor hale gelerek yapay demir sülfürüne dönüşür. Kükürt oksijen ve halojenlere karşı elektropozititir.

Kükürdün birçok kullanım alanı vardır. Ham kükürdün büyük bölümü, kükürt dioksit gazı,sülfürik asit, karbon sülfür, tiyosülfat vb. üretiminde kullanılır. Arı kükürt, kara barut vehavai fişeklerin bileşimine girer. Kükürtten ayrıca kibrit yapımında, kauçuğunkükürtlenmesinde, ebonit üretiminde yararlanılır. Bu aralarda bağlarda görülen külleme hastalığına karşı yapılan kükürtleme ile deri hastalıklarının tedavisinde kullanılan pomat veşampuanların hazırlanmasında kükürtten yararlanıldığını özellikle belirtmek gerekir. Kükürt dioksit, amfizemin ve süreğen bronşitlerin oluşumunda önemli rol oynar, çocuklardasolunum hastalıklarının sayısını artırır. Bitkilerde oldukça kısa süreli temaslarda yaprak nekrozlarına neden olur. Daha düşük yoğunlukta, ama daha uzun süreli temaslardametabolizma etkinliğinde azalma yapar.

Kükürt, hem dahilen hem de haricen kullanılan bir halk ilacıdır. Uyuz ve egzamada mangal külüyle karıştırılan kükürt, zeytin yağıyla pomat yapılarak hasta bölgeye sürülür. Alerjiye karşı toz kükürt, leblebi unu ya da ballakarıştırılarak hastaya yedirilir. Yanıklarda bir miktar kükürt kireçle karıştırılıp pomat haline getirilerek deriye sürülür. Kulak hastalıklarını sağaltmak için, çocuk düşürmek içinde kullanılır. Anadolu’nun bazı yörelerinde hayvan uyuzunda ve hayvanların mide bağırsak parazitlerini düşürmek üzerede dahilen kükürt kullanılır.

Kükürt ve insan vücudu 

Kükürt Minerali’ nin Görevi: Bağ dokusu, deri, tırnak üretimi, kan şekeri seviyesinin kontrolu, vücudun zehirlerden temizlenmesi, safra üretimi.Sağlıklı saç,cilt ve tırnaklar için gereklidir. Oksijen dengesinin muhafazasına yardımcı olur,bu da beyin fonksiyonları için çok önemlidir. Sülfür aynı zamanda B-grubu vitaminlerinin işlevlerini yerine getirmesine ve karaciğerde safranın salgılanmasına yardımcı olur.

Kükürt yatakları 

Kükürt, doğada bol bulunan bir elementtir; taş kürenin %0,06’sını oluşturur. Özellikle en önemli kükürt yataklarının yer aldığı Sicilya,Luisiana ve Japonya’da eski volkanların yakınlarında, alçı taşı, kireç taşı katmanları arasında doğal halde bulunur. Türkiye’de Keçiborlu’da Etibank tarafından kapatılan ocaklar 2008 yılında tekrar açılmıştır.

Sponsorlu Bağlantılar

Oksijen

Oksijen
Adı, Sembolü, Atom numarası Oksijen, O, 8
Element serisi Halojenler
grup, periyot, blok 16, 2, p
Görünüş Renksiz
Atom ağırlığı 15.9994(3) g·mol−1
Elektron dizilimi 1s2 2s2 2p4
Enerji seviyesi başına
Elektronlar
2, 6
Fiziksel özellikleri
Maddenin hali Gaz
Yoğunluk (o.s.) 1.429 g/lt
Erime noktası 54.36 K
-218.79 °C, -361.82 °F)
Kaynama noktası 90.20 K
-182.95 °C, -297.31 °F)
Ergime ısısı (O2) 0.444 kJ·mol−1
Buharlaşma ısısı (O2) 6.82 kJ·mol−1
Buhar basıncı
P(Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
at T(K) 61 73 90
Atom özellikleri
Kristal yapısı Kübik
Yükseltgenme seviyeleri 2, 1,−1,−2
Elektronegatifliği 3,44 (Pauling ölçeği)<
İyonlaşma enerjileri 1313,9 kJ/mol
Diğer özellikleri
Isıl iletkenlik 0,02674 W·m−1·K−1
CAS kayıt numarası 7782-44-7
Özdirenç  ? µΩ·m
Seçilmiş izotoplar
izo TB BM BE (MeV)
16O 99.76% stabil
17O 0.039% stabil
18O 0.201% stabil

Oksijen atom numarası 8 olan ve O harfi ile simgelenen kimyasal elementtir. Oksijen ismi Yunanca ὀξύς (oksis – “asit”, tam anlamıyla “keskin”,asitlerin acı tadına değinilir) ve -γενής (-jenēs) (“üretici”, tam anlamıyla “sebep olan şey”) köklerinden gelmektedir, çünkü isimlendirildiği zamanlarda tüm asitlerin oksijen içerikli olduğu sanılırdı. Standart şartlar altında, elementin iki atomu bağlanarak çok soluk mavi renkte, kokusuz, tatsız, diatomik yapıdaki, O2 formülüne sahip dioksijen gazını oluşturur.

Oksijen periyodik tablodaki halojen grubunun üyesidir ve neredeyse diğer tüm elementlerle kolayca bileşik (başta oksitler olmak üzere) oluşturabilecek, büyük ölçüde reaktif olan bir ametaldir. Oksijen güçlü bir oksidanttır ve tüm elementler içinde ikinci en yüksek elektronegatifliğesahiptir (sadece florun daha yüksek bir elektronegatifliği vardır) . Kütlesel olarak, hidrojen ve helyumdan sonra evrende en bol bulunan elementtir ve yerkabuğunda en bol bulunan elementtir, bu kısmın kütlesinin neredeyse yarısını oksijen oluşturur . Serbest oksijen, sudan oksijen elde etmek için Güneş ışığını kullanan bazı fotosentetik organizmalar olmadan Dünya üzerinde bulunamayacak derecede fazla reaktiftir. O2 elementi bu organizmalar evrildiğinde, yaklaşık olarak 2.5 milyar yıl önce, atmosferde birikmeye başladı. Diatomik oksijen gazı hacimsel olarak havanın %20.8’ini oluşturur.

Suyun kütlesinin %88’i oksijendir, bu yüzden canlı organizmaların kütlesinin büyük bir bölümünü oksijen oluşturur. Organizmalardaki hem organik (proteinler, yağlar ve karbonhidratlar) hem de inorganik (dış iskelet, dişler ve kemikler) neredeyse tüm ana moleküllerin yapısında oksijen bulunur. Element halindeki oksijeni; siyanobakteriler, algler, bitkiler üretir ve tüm kompleks yaşam biçimlerindeki canlılar hücresel solunumda kullanır. O2 atmosferde birikmeye başlamadan önce, Dünya üzerinde evrimsel sürecin erken dönemlerinde dominant olan zorunlu anaerob organizmalar için oksijen toksik etki gösterir. Oksijenin başka bir formu (allotrop) Ozon (O3), biyosferin morötesi radyasyondan korunmasına yüksek irtifadaki ozon tabakası yardımcı olur, ancak yeryüzüne yakın yerlerde hava kirliliğinin yan ürünü olarak çevreyi kirletici özelliği de bulunmaktadır. Daha yüksekte alçak Dünya yörüngesi irtifasında kayda değer miktarda atomik oksijen bulunur ve uzay araçlarında erozyonaneden olur.

Oksijen Carl Wilhelm Scheele tarafından 1773 yılında veya daha erken yıllarda Uppsala’da ve Joseph Priestley tarafından 1774 yılındaWiltshire’da keşfedilmiştir. Fakat öncelik genellikle Priestley’e verilir çünkü onun çalışması daha önce yayınlanmışıtr. Oksijen ismi, bu elementle yaptığı deneylerle o zamanlar popüler olan korozyon ve yanma ile ilgili phlogiston teorisinin gözden düşmesine sebep olan Antoine Lavoisiertarafından 1777 yılında türetilmiştir.

Oksijen, sıvılaştırılmış havanın ayrımsal damıtılmasıyla, zeolitlerin basınç salınım adsorpsiyonu ile kullanılarak oksijenin havadan ayrılarak yoğunlaştırılmasıyla, suyun elektroliziyle ve diğer yollarla endüstriyel olarak üretilir. Oksijenin kullanım alanları arasında çelik, plastik ve tekstil üretimi; roket yakıtı; oksijen terapisi; ve hava taşıtlarında, denizaltılarda, insanlı uzay uçuş programlarında ve dalgıçlıkta yaşam destek üniteleridir.

Hidrojen

Hidrojen temel özellikleri
Atom numarası 1
Element serisi Ametaller
Grup, periyot, blok 1, 1, s
Görünüş renksiz
Hidrojen
Atom ağırlığı 1.00794(7) g/mol
Elektron dizilimi 1s1
Enerji seviyesi başına
Elektronlar
1
Fiziksel Özellikleri
Maddenin hali Gaz
Yoğunluk (0 °C, 101.325 kPa)0.00008988 g/cm³
Sıvı haldeki yoğunluğu 2.267 g/cm³
Ergime noktası 14.01 °K
(-259.14 °C
-434.45 °F
Kaynama noktası 20.28 °K
(-252.87 °C
-434.45 °F
Ergime ısısı (H2) 0.117 kJ/mol
Buharlaşma ısısı (H2) 0.904 kJ/mol
Isı kapasitesi (H2) 28.836 (25 °C) J/(mol·K)
Atom özellikleri
Kristal yapısı Kübik
Yükseltgenme seviyeleri 1, -1
Elektronegatifliği 2.20 Pauling ölçeği
İyonlaşma enerjisi 1312.0 kJ/mol
Atom yarıçapı 25 pm
Atom yarıçapı (hes.) 53 pm
Kovalent yarıçapı 37.3 pm
Van der Waals yarıçapı 120 pm
Diğer özellikleri
Elektrik direnci ((300 K) 180.5 m nΩ·m (20°C’de)
Isıl iletkenlik  ? W/(m·K)
Isıl genleşme  ? µm/(m·K) (25°C’de)
Ses hızı (gaz, 27 °C) 1310 m/s (?’de)
Mohs sertliği  ?
Vickers sertliği  ? MPa
Brinell sertliği  ? MPa

Hidrojen (Yunanca: ὑδρογόνο ( Ydrogono ) = su yapan; Osmanlıca müvellidülmâ = su yapan), element sembolü H olan, 1 atom sayılıametaldir. Standart sıcaklık ve basınç altında renksiz, kokusuz, metalik olmayan, tatsız, oldukça yanıcı ve H2 olarak bulunan bir biatomikgazdır. 1.00794 g/mol’lük atomik kütlesi ile tüm elementler arasında en hafif elementtir. Periyodik cetvelde sol üst köşede yer alır.

Hidrojen, evrenin kütlesinin %75’ni oluşturan ve evrende en çok bulunan elementtir. Ana hatta bulunan yıldızların çoğunluğu plazma halinde olan hidrojenden oluşur. Elementel hidrojen dünyada az bulunur. Endüstride metan gibi hidrokarbonlardan üretilebildiği gibi, pahalı olsa dasuyun elektrolizinden de üretilebilir.

Hidrojenin en yaygın doğal izotopu, nötronsuz protiyumdur. Hidrojen pek çok elementle bileşik verebilir, suda ve pek çok organik molekülde bulunur. Suda çözünen moleküller arasındaki asit-baz tepkimlerinde önemli rol oynar. Schrödinger denkleminin analitik olarak çözülebildiği tek nötral molekül olduğu için, hidrojen atomunun enerji basamakları ve bağ özellikleri kuantum mekaniğinin gelişmesinde önemli rol oynamıştır.

Hidrojenin Tarihi 

Hidrojen 1500’lü yıllarda keşfedilmiş, 1700’lü yıllarda yanabilme özelliğinin farkına varılmış, evrenin en basit ve en çok bulunan elementi olup, renksiz, kokusuz, havadan 14.4 kez daha hafif ve tamamen zehirsiz bir gazdır.

Güneş ve diğer yıldızların termonükleer tepkimeye vermiş olduğu ısının yakıtı hidrojen olup, evrenin temel enerji kaynağıdır. -252.77 °C’de sıvı hale getirilebilir. Sıvı hidrojenin hacmi gaz halindeki hacminin sadece 1/700’ü kadardır. Hidrojen bilinen tüm yakıtlar içerisinde birim kütle başına en yüksek enerji içeriğine sahiptir. 1 kg hidrojen 2,1 kg doğalgaz veya 2,8 kg petrolün sahip olduğu enerjiye sahiptir. Ancak birim enerji başına hacmi yüksektir.

Hidrojen gazını yapay olarak ilk defa T. Von Hohenheim (ayrıca Paracelsus, 1493 – 1521, olarak da bilinir) tarafından güçlü asitlerle metalleri karıştırarak elde etmiştir. Bu kimyasal reaksiyon sonucu elde edilen bu yanıcı gazın yeni bir element olduğunun farkına varamamıştır. 1671 yılında hidrojen Robert Boyle tarafından demir çubuk ve seyreltik asit çözeltilerinin reaksiyonu sonucu üretilerek yeniden keşfedilmiştir. 1766 yılında Henry Cavendish metal asit reaksiyonuyla elde edilen, havada yanan, yandığı zaman su açığa çıkaran hidrojenin ayrı bir element olduğunun farkına varmıştır. Cavendish’in hidrojenle tanışması cıva ve asitlerle yaptığı deneyler zamanında olmuştur. Başlangıçta hidrojenin cıvayı oluşturan birimlerden biri olduğunu, cıvanın asitle reaksiyonundan ortaya çıktığını düşünmüş, buna rağmen hidrojenin pek çok önemli özelliğini gerçekci şekilde tasvir edebilmiştir. 1783’te Antoine Lavoiser Laplace ile Cavendish’in bulduklarını tekrarlarken, yandığı zaman su üreten bu gaza hidrojen adını vermiştir.

Hidrojenin Elde Edilmesi 

Hidrojen gazını yapay olarak ilk defa T. Von Hohenheim (ayrıca Paracelsus, 1493 – 1521, olarak da bilinir) tarafından güçlü asitlerle metalleri karıştırılarak elde edilmiştir. Bu kimyasal reaksiyon sonucu elde edilen bu yanıcı gazın yeni bir element olduğunun farkına varamamıştır. 1671 yılında hidrojen Robert Boyle tarafından demir çubuk ve seyreltik asit çözeltilerinin reaksiyonu sonucu üretilerek yeniden keşfedilmiştir. 1766 yılında Henry Cavendish metal asit reaksiyonuyla elde edilen, havada yanan, yandığı zaman su açığa çıkaran hidrojenin ayrı bir element olduğunun farkına varmıştır. Cavendish’in hidrojenle tanışması cıva ve asitlerle yaptığı deneyler zamanında olmuştur. Başlangıçta hidrojenin cıvayı oluşturan birimlerden biri olduğunu, cıvanın asitle reaksiyonundan ortaya çıktığını düşünmüş, buna rağmen hidrojenin pek çok önemli özelliğini gerçekci şekilde tasvir edebilmiştir. 1783’te Antoine Lavoiser Laplace ile Cavendish’in bulduklarını tekrarlarken, yandığı zaman su üreten bu gaza hidrojen adını vermiştir. Hidrojenin ilk kullanım yerlerinden biri balonlar ve daha sonraları zeplinlerdir. Bu amaçlar için hidrojen metalik demir ve sülfürik asidin reaksiyona girmesiyle elde edilmiştir. Hidrojen Hindenburg adlı, havada yanarak yok olan zeplinde kullanılmıştır. Balonlarda daha sonraları oldukça patlayıcı olan hidrojenin yerine inert helyum kullanılmıştır.

Hidrojenin Atom Yapısı 

1 proton ve 1 elektrondan oluşan hidrojen atomu, basit atomik yapısı, ışık emilim ve yayma spekturumu sayesinde atomik yapının geliştirilmesinde önemli rol oynamıştır. Hidrojen molekülünün ve ona karşılık gelen H2+ katyonu basit yapısı kimyasal bağların doğası hakkında önemli bilgiler vermiş, bunu 1920’li yıllların ortalarında hidrojen atomunun kuantum mekaniği uygulamasıdır

Hidrojenin Evrendeki Yeri

Hidrojen evrenin kütlece %75’ini, atom sayıca %90’nı oluşturur ve bu oranlarıyla evrende en çok bulunan elementtir. Bu element yıldızlarda, dev gaz gezegenlerinde büyük miktarda bulunur. Moleküler hidrojen bulutları yıldızların oluşumuyla bağlantılıdır. Hidrojen yıldızların proton-proton nükleer füzyon reaksiyonuyla enerji üretmesinde önemli rol oynar.

Evrende hidrojen atomik ya da plazma halinde bulunur. Plasma hali atomik halinden oldukça farklıdır. Bu halde hidrojen elektronu ve protonu bağlı değildir ve bu oldukça yüksek elektrik iletkenliği ve ışık yayılımına (güneş ve diğer yıldızlar ışık yayar) sahiptir. Yüklü partiküller elektrik ve manyetik alanlarda oldukça etkilenirler. Mesala, güneş rüzgarında dünyanın magnetospheri ile etkileşerek Birkeland akımları ve auroraya yol açarlar. Uzayda hidrojen nötral atomik halde bulunur.

Normal şartlar altında hidrojen biatomik gaz (H2) halinde bulunur. Hafifliği nedeniyle diğer daha ağır gazlara göre yerçekimi kuvvetinden kolayca kurtulur. Bu nedenle dünya atmosferinde hidrojen gazı oranı oldukça düşüktür (hacimce 1 ppm). Hidrojen atomu ve H2 molekülü uzayda bolca bulunduğu halde dünya da bunların üretimi ve saflaştırılması oldukça güçtür. Bütün bunlara rağmen hidrojen dünyada en çok bulunan üçüncü elementtir. yeryüzündeki hidrojen su, hidrokarbonlar gibi kimyasal bileşiklerin içinde bulunur. Hidrojen gazı bazı bakteri ve algae tarafından üretilir. Günümüzde methan gazı önemi artan bir hidrojen kaynağıdır.

Azot

Azot temel özellikleri
Atom numarası 7
Element serisi Ametaller
Grup, periyot, blok 15, 2, p
Görünüş renksiz
Azot
Atom ağırlığı 14,0067(2) g/mol
Elektron dizilimi 1s2 2s2 2p3
Enerji seviyesi başına
Elektronlar
2, 5
Fiziksel Özellikleri
Maddenin hali gaz
Yoğunluk 0,001251 g/cm³
Sıvı haldeki yoğunluğu 0,000808 g/cm³
Ergime noktası 63,15 °K
-210,00 °C
-346,00 °F
Kaynama noktası 77,36 °K
-195,79 °C
-320,42 °F
Ergime ısısı 0,720 kJ/mol
Buharlaşma ısısı 5,57 kJ/mol
Isı kapasitesi 29,124 (25 °C) J/(mol·K)
Atom özellikleri
Kristal yapısı Hegzagonal
Yükseltgenme seviyeleri ±3, 5, 4, 2 (kuvvetli asidik oksit)
Elektronegatifliği 3,04 Pauling ölçeği
İyonlaşma enerjisi 1402,3 kJ/mol
Atom yarıçapı 65 pm
Atom yarıçapı (hes.) 56 pm
Kovalent yarıçapı 75 pm
Van der Waals yarıçapı 155 pm
Diğer özellikleri
Elektrik direnci  ? nΩ·m (20°C’de)
Isıl iletkenlik 0,02583 W/(m·K)
Isıl genleşme  ? µm/(m·K) (25°C’de)
Ses hızı 353 m/s (27 °C’de)
Mohs sertliği
Vickers sertliği — MPa
Brinell sertliği — MPa

Azot , periyodik cetvelde N simgesi ile gösterilen bir element olup atom numarası 7’dir. Renksiz, kokusuz, tatsız ve atıl bir gazdır. Azot,dünya atmosferinin yaklaşık %78’ini oluşturur ve tüm canlı dokularında bulunur. Azot ayrıca, amino asit, amonyak, nitrik asit, ve siyanür gibi önemli bileşikler de oluşturur.

Azot endüstriyel anlamda, sıvı hava`nın kısmi distilasyonu ile ya da gaz halindeki havadan mekanik olarak (basınçlı ters osmosyöntemi) elde edilir. Azot, hayvan dışkılarının, üre ve ürik asit halinde büyük kısmını oluşturur. Moleküler azot, büyük orandaSatürn’ün Ay’ı Titan’ın atmosferinde bulunur. Ayrıca, yıldızlar arası uzayda da varlığı David Knauth ve arkadaşlarının yaptığı çalışmalarla saptanmıştır.

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. Amonyak 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 patlayıcıyapımında kullanılırlar. Nitrik asit sıvı yakıtlı füzelerde oksitleyici olarak kullanılır. Hidrazin ve türevleri füze yakıtlarında kullanılır.

Moleküler azot (gaz ve sıvı)

Azot gazı, sıvı azotun ısınarak buharlaşmaya bırakılmasıyla kolayca elde edilebilir. Çok geniş kullanım alanları olup, oksidasyonun istenmediği ortamlarda hava yerine kullanılabilir:

  • paketlenmiş gıdaların tazeliğini korumak için,
  • güvenlik amacıyla sıvı patlayıcıların üzerini örtmek için,
  • geçirgeç (transistör), diyot ve tümleşik devre gibi elektronik bileşenlerin üretiminde,
  • paslanmaz çelik üretiminde,
  • inert, nemsiz ve oksitleyici olmayan özelliklerinden dolayı otomobil ve uçak tekerleklerinin dolumunda.

Sıvı azot endüstriyel anlamda ve büyük miktarlarda sıvılaştırılmış havadan distilasyon yoluyla üretilir ve LN2 şeklinde tanımlanırsa da doğru yazılış şekli N2(l) dir. Dondurucu bir sıvı olup canlı dokuyla temas etmesi halinde ani donmaya neden olur. Ortam sıcaklığından uygun şekilde izole edilmesi durumunda, basınç uygulaması gerektirmeyen bir azot gazı kaynağı oluşturur. Suyun donma noktasının çok altındaki sıcaklıklarda kalabilme özelliği (77 K, -196°C veya -320°F), sıvı azotun çok değişik alanlarda kullanımını mümkün kılar:

  • gıda ürünlerinin daldırılarak dondurulması ve taşınımı,
  • canlı dokuların, üreme hücrelerinin (sperm, yumurta), ve diğer biyolojik örnek ve malzemelerin dondurularak korunması,
  • bilim eğitimindeki görsel deneylerde,
  • yüksek hassasiyetteki algılayıcılar ve düşük gürültü seviyeli amplifikatörlerde soğutucu olarak,
  • dermatolojide. nahoş görünümlü siğil veya potansiyel kanser riski taşıyan cilt yaralarının alınmasında,
  • CPU veya GPU gibi bilgisayar donanımlarının soğutma sistemlerinde soğutucu olarak.

Elde edilişi 

Sponsorlu Bağlantılar

Azot, sodyum azidin (NaN3) ve amonyum dikromatın bozunması ile saf olarak elde edilebilir:

NaN3 → 2Na + 3N2 (300 °C)

(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O

Azot eldesinde kullanılan bir diğer yöntem ise, amonyağın kireç kaymağı ile reaksiyonudur:

2NH3 + 3Ca(OCl) → 3CaCl3 + N2 +3H2O

Sponsorlu Bağlantılar

Benzer Yazılar


Yorum

    biri
    01 Mart 2012 - 19:20

    keşke diğer elementlerde olsaydı.Onun haricinde harika bir siteniz var.Emeğinize sağlık 🙂 🙂

Bir Cevap Yazın

E-posta hesabınız yayımlanmayacak. Gerekli alanlar * ile işaretlenmişlerdir