Alm. Natrium (n), Fr. Sodium (m), İng. Sodium. Sembolü Na olan ve yer kabuğunda, çokluk
bakımından altıncı sırada bulunan metalik bir element. Sodyum, denizlerde çözünmüş hâlde bulunan
elementler içinde miktar olarak ikinci sırayı alır. Sembolü Lâtince “natrium” veya “soda metali”
kelimesinden alınmıştır.
Sodyum ilk olarak, eritilmiş sodyum hidroksitten 1807 senesinde Sir. H. Davy tarafından elektroliz
yoluyla saf olarak elde edilmiştir. Aktif bir metal olması hasebiyle tabiatta serbest olarak bulunmaz. En
çok sodyum klorür ve sodyum karbonat bileşiği hâlinde bulunur.
Özellikleri: Sodyum, gümüş renginde hafif bir metaldir. Bıçakla kesilebilecek kadar yumuşaktır.
İşlenmesi ve çekilmesi kolaydır. 97,8°C’de erir, 882°C’de kaynar. Yoğunluğu sudan daha düşük olup,
0°C’de 0,972 g/cm3tür. Elektrik akımını iletmesi civadan 18 kat fazladır. Isı iletkenliği 0,317 kal/m2s
°C’dir.
Sodyum, periyodik tabloda lityumla potasyum arasında 1A grubunda yer alır. Atom numarası 11, atom
ağırlığı 22,9898’dir. Tabiî izotopu yoktur. Sun’î olarak sodyum 20-21-22-24-25 ve 26 izotopları elde
edilmiştir. Diğer alkali metaller gibi en dış yörüngesinde bir elektron olduğu için bileşiklerinde 1+
değerliklidir.
Sodyum, hava ile temas edince üzeri oksitlenerek beyaz bir tabaka meydana gelir. Su ile çok âni
reaksiyona girerek sodyum hidroksit ve hidrojen meydana getirir. Hidrojenle 200°C’de reaksiyona
girerse sodyum hidrür (NaH) verir. Oksijen ile reaksiyona girerse sodyum süperoksit (NaO2) ve
sodyum peroksit (Na2O2) meydana gelir. Sodyumun sıvı amonyaktaki çözeltisinden ozon geçirilirse
sodyum ozonid (NaO3) elde edilir. Azot ile sıcakta dahi reaksiyon vermez; oda sıcaklığında flour ile
hızlı, klorla yavaş reaksiyon verir, fakat brom ve iyotla vermez.
Elde edilişi: Sodyum, en çok eritilmiş sodyumklorürün elektroliziyle elde edilir. Elektroliz olayı
neticesinde, anot üstündeki fanusta klor gazı toplanırken, katod etrafında da sodyum toplanır. Bu yolla
elde edilen sodyum % 99,8 saflıktadır. Daha ileri saflaştırma özel metal filitrelerle yapılır. Sodyum elde
etmede diğer bir metod da sodyum tuzlarını demir, karbon veya toprak alkali metaliyle termokimyevî
reaksiyona uğratmaktır.
Bileşikleri: Sodyum’un pekçok önemli bileşiği vardır. Sofralardan eksik olmayan tuz, sodyumun
tabiatta serbest hâlde bulunan klorür tuzudur. Sodyum bikarbonat (NaHCO3) kabartma tozu olarak
bilinir ve tıp, eczâcılık, seramik, kâğıt sanâyiinde de kullanılır. Sodyum bikarbonatla sülfürik asit
karışınca bol miktarda karbondioksit açığa çıktığından yangın söndürücülerde kullanılır. Sodyum
karbonat, soda olarak bilinir (Bkz. Soda). Sodyum hidroksit (NaOH) kostik soda olarak sanâyide çok
kullanılır. Kostik sodanın en çok kullanıldığı yerler sabun, kâğıt, tekstil ve petrol sanâyiidir. Sodyum
sülfür (Na2S) dericilikte tüyleri deriden dökmekte kullanılır. Sodyum nitrat (NaNO3) tabiatta bulunur ve
şili güherçilesi olarak bilinir. İyi bir gübredir. Et ve tütün işlemlerinde kullanılır. Sodyum peroksid
(Na2O2) yağların refinasyonunda, yün, ipek ve diğer elyafların işlenmesinde kullanılır. Sodyum fosfatlar
(Na3PO4, Na2HPO4 ve NaH2PO4) önemli bileşiklerdir. Na2HPO4 bilhassa pirinç kaplamada, seramikte,
yangına karşı dayanıklı malzeme yapımında ve deterjanda kullanılır. (Na3PO4) fotoğrafçılıkta, tıpta
kullanılır. Tabiî olarak bulunan sodyum sülfat (Na2SO4) Glober tuzu olarak da bilinir; Cam ve kâğıt
sanâyiinde kullanılır. Sodyum tiyosulfat (Na2S2O3H2O) tan ise fotoğrafçılıkta istifâde edilir.
Kullanılışı: Elde edilen sodyum metalinin % 60’ı, motorlarda vuruntuyu önleyen kurşun tetraetilen
üretiminde kullanılır. Kurşun tetra etil elde etmek için etil klorür Pb-Na alaşımıyla reaksiyona sokulur.
Sodyum ayrıca titan ve zirkonyum halojenürlerden titan ve zirkon metali elde etmek için indirgeme
vâsıtası olarak kullanılır. Birçok organik madde (bilhassa susuz alkol) elde edilir. Sodyumdan elde
edilen sodyum siyanür elektrolitik kaplamada indirgeme vâsıtası olarak kullanıldığı gibi, birçok organik
reaksiyonda kondansasyon, halojen çıkarma, renk giderme ve polimerizasyon vâsıtası olarak kullanılır.
Sodyum buharlı elektrik lambalarının yapımında, nükleer santrallerde ısı iletim vâsıtası olarak “sıvı
sodyum” kullanılır. Sodyumun çeşitli izotopları elde edilmiştir. Bunlardan sodyum -24 izotopunun
yarılanma müddeti 15 saattir. Bu izotoplar biyoloji ve tıp sahalarında kullanılmaktadır.
Bilmek, öğrenmek istediğiniz her şey burada
29 Nisan 2011 Cuma
Magnezyum (Mg)
Alm. Magnesium (n), Fr. Magnésium (m), İng. Magnesium. Tabiatta serbest hâlde bulunmayan,
yerkabuğunda sekizinci çoklukta olan gümüş beyazlığında, çok parlak bir metal.
Özellikleri: Atom numarası 12, atom ağırlığı 24,32’dir. Magnezyum periyodik cetvelde 2 A grubunda
olup, bileşiklerinde 2+ değerlikli olur. Kütle numaraları 24, 25 ve 26 olan izotopları vardır. Bu
izotopların sıra ile % oranı 77, 11,5 ve 11,1’dir. Yoğunluğu (20°C’de) 1,74 g/cm3, özgül ısısı (O°C ilâ
100°C arasında) 0,249 kal/g°C, erime gizli ısısı 88 kal/g, buharlaşma gizli ısısı 1260 kal/g, öz direnci
(20°C’de) 4,45 mikroohmx°C’dir. Hekzagonal kristal kafes yapısına sâhip olduğu için çok az soğuk
şekil değiştirme bile mukavemet artışına sebep olur. Havada yanabilir ve yandığı zaman beyaz ışık
verir ki bu ışık ultraviyole ışınca zengindir. Havada yandığında MgO ve Mg3N2 meydana getirir.
Tutuşma sıcaklığı 482°C’dir.
Târihçe: Magnezyum, sülfat hâlinde ilk olarak 1695 yılında bulunmuştur. Epsomda bir mâden suyunun
kaynatılması sonucu bulunan bu tuz, ilaç olarak uzun yıllar kullanılmıştır, 1808’de Sir H. Davy ilk olarak
saf olmayan magnezyum; 1829’da Antoine Bussy çok miktarda saf magnezyum elde etti. Bussy,
başlangıç maddesi olarak susuz magnezyum klorür kullandı. 1852’de erimiş magnezyum klorürün
elektrolizinden saf magnezyum elde edildi. 1866 yılında Almanya’da geliştirilmiş “Bunsen elektrolitik
hücresi” ile ticarî ölçülerde elde edilmiştir.
Tabiatta bulunuşu: Magnezyum oldukça aktif olduğu için tabiatta dâima bileşikleri hâlinde bulunur.
En önemli mineralleri üç grupta toplanır:
Karbonat mineralleri: Magnezit (MgCO3), Dolomit (CaCO3.MgCO3)tir.
Çift tuz mineralleri: Karnalit (KCl.MgCl2. 6H2O), Kizerit (MgSO4.H2O), Kainit (KCl. MgSO4.3H2O),
Langbain (K2SO4.2MgSO4), Şönit (K2SO4. MgSO4.6H2O), Epsomit (MgSO4.7H2O).
Silikat mineralleri: (Krizotil) Alivin (Mg.Fe)2.(SiO4), Serpantin (Mg2H3 (MgOH) (SiO4)2 Talk
(4MgSiO3.H2SiO3). Magnezyum ayrıca, tabiatta büyük ölçüde Spinel (MgAl2O4) hâlinde de bulunur.
Elde edilmesi: Magnezyumun elde edilmesinde başlıca iki metod vardır:
Elektrolitik metod: Saf magnezyum klorür (MgCl2) elektroliz edilerek magnezyum elde edilir.
Magnezyum klorürün elde edilmesinde ise çeşitli metodlar kullanılır. Dow metodu: Bu metodda
magnezyumun kaynağını deniz suyu teşkil eder. Deniz suyu kireçle muamele edilirse, magnezyum
hidroksit elde edilir. Bunun da klorür asidi ile reaksiyonundan kristal suyuna sahip magnezyum klorür
(MgCl2.6H2O) elde edilir. Isıtılarak kristal suyu kaybedilir. Fakat 1/2 H2O molekülde kalır. Bu da
elektroliz kabında, magnezyum klorürü eritirken uçar ve erimiş saf magnezyum klorür elde edilir. Dow
hücresine 10000 amper ve 650 volt akım tatbik edilir.
Diğer bir metodda ise magnezyum kaynağı olarak magnezit veya dolomit kullanılır. Bu minerallerin
kavrulmasından magnezyum oksit (MgO) elde edilir. Magnezyum oksit karbon berâberliğinde
klorlandırılır ve MgCl2 elde edilir. MgCl2 elektroliz hücresinde 750°C’de elektroliz edilir. Bu hücrelerde
2000 amperlik akım kullanılır. Bir kilogram magnezyum için 20 kilowat-saat elektrik enerjisi sarfedilir.
Termik (ısı ile) indirgeme metodunda ise ferrosilisyum metodu kullanılır. Dolomit 0,2 mm Hg basınç
altında ısıtılırsa kaliteli magnezyum oksit elde edilir. Bu oksit, nikel-krom çeliğinden yapılmış
korniklerde 1150-1170°C’de Si(Fe) ile ısıtılarak magnezyuma indirgenir. Bu yolla elde edilen
magnezyum % 99,982 saflıktadır. Diğer bir metodda ise magnezyum oksit 1800°C’de karbon ile
indirgenir ve saf magnezyum elde edilir.
Önemli bileşikleri ve kullanılma alanları:
Magnezyum karbonat, MgCO3: Tabiatta magnezit minerali hâlinde bulunur ve magnezyum elementi
üretiminde kullanılan en önemli cevherdir. Magnezyum karbonat, sanâyide birçok sahada; ısı
izolasyonunda, gıdâlarda, kozmetiklerde, kauçuklarda, mürekkeplerde ve camda katkı maddesi olarak
kullanılır. Ayrıca, trisilikat tuzu gibi magnezyum karbonat da bir antiasittir. Mîde-barsak ülserlerinde ilâç
olarak faydalanılır.
Magnezyum hidroksit, Mg(OH)2: Deniz suyunda çok bulunur. Magnezyum elementinin elde
edilmesinde kullanılan bir cevherdir. Suda magnezya sütü olarak bilinen bir süspansiyon teşekkül
ettirir. Bu süspansiyon bir antiasit ve müshil olarak kullanılmaktadır.
Magnezyum sülfat, MgSO4: Kizerit denilen hidratlı bileşiği (MgSO4-H2O), tabiatta mineral olarak
bulunur. Sun’î yolla üretilen magnezyum sülfat MgSO4-7H2O yapısındadır.
Magnezyum sülfat sanâyide çimento ve gübre îmâlinde, boyacılıkta; eczâcılıkta müshil olarak
kullanılır.
Magnezyum oksit, MgO: Magnezya olarak bilinen magnezyum oksit, magnezyum karbonat veya
magnezyum hidroksitin kavrulmasıyla elde edilir. Sanâyide, yüksek sıcaklığa dayanıklı tuğlalarda,
elektrik ve ısı izolatörlerinde, çimento, gübre, kauçuk ve plastik îmâlinde faydalanılır.
Magnezyum klorür, MgCl2: Magnezyum hidroksitten elde edilen magnezyum klorürden, magnezyum
elementi elde edilmesinde, özel çimentoların îmâlinde ve tekstilde katkı maddesi olarak istifâde edilir.
Eczâcılıkta da siğil ve popilom gibi bâzı cilt hastalıklarının tedâvisinde kullanılır.
Tıbbî önemi olan diğer bileşiklerden magnezyum sitrat müshil olarak, iyodür ve laktat tuzları ise
magnezyum eksikliğinde kullanılır.
Alaşımları: Magnezyum hafif ve parlak beyaz bir metal olması sebebiyle hafif alaşımların
yapılmasında kullanılır. Ayrıca gerekli sertliği ve sağlamlığı ede etmek için birden çok metal ile alaşım
hâline getirilir. Bu alaşımları ticarette toz, levha ve şerit hâlinde satılır.
En çok kullanılan alaşımı magnezyum-alüminyum alaşımıdır. Bu alaşımda magnezyum, alüminyuma
sertlik verir. Bu alaşıma çinko ilâve edilirse sertlik daha da artar. Eğer ilâve edilen çinko % 0,75 kadar
ise döküme müsâit bir alaşım elde edilir. Fakat çinko miktarı fazla olursa tersi meydana gelmeye
başlar.
Magnezyum alaşımlarına çok az miktarda (% 0,25) mangan da katılır. Böylece alaşımın korrozyona
dirençli olması sağlanır. Kalsiyum, zirkonyum, kadmiyum, gümüş, silisyum, berilyum, lityum, toryum ve
kalay gibi metallerle magnezyumdan özel alaşımlar elde edilir. Döküm hâlindeki magnezyum
alaşımının çekme mukavemeti 3200 ton/cm2 tabaka şeklindeki alaşımın gerilme mukavemeti ise 3,36
ton/cm2dir.
Magnezyum ve alaşımları çeşitli alanlarda kullanılır. Meselâ 1920’den sonra uçak yapımında kullanıldı.
Magnezyum alaşımlarının elektronikte geniş bir kullanma alanı vardır. Radar ekranlarında, antenlerde,
teyp şeritlerinde, hafıza disklerinde, telsiz cihazlarında ve çeşitli şaselerde kullanılır.
Taşımacılıkta kamyon otobüs kasalarında ve gövdelerinde de magnezyum alaşımları kullanılır. Tren
yolu taşımacılığında pek magnezyum kullanılmaz. Ancak pulman ve lokanta vagonlarında mobilya
olarak kullanılır. Magnezyum, alaşımlarının mukavemeti düşük olduğu hâlde, mukâvemet/yoğunluk
değerinin yüksek olması sebebiyle tercih edilmektedir. Manyezyum, yüksek elektropozitif karakteri
sebebiyle diğer metallerin korunmasında anod olarak kullanılır.
Biyolojik önemi: Magnezyum vücutta karbonhidrat ve kalsiyum metabolizmasında yer alır. Vücuttaki
mağnezyumun yaklaşık dörtte üçü kemiklerde, diğer kısmı ise yumuşak dokularda ve vücut sıvılarında
bulunur. Vücut sıvılarındaki Mg+2 iyonları gıdâlar ve başka maddelerin hücre içinde parçalanmasında
rol oynarlar. Ayrıca kas ve sinirlerin uyarılmasında da fonksiyonları vardır.
Magnezyum eksikliğinin, kronik böbrek hastalıklarına, şeker hastalığı gibi durumlarda ortaya çıkan
asidozlara yol açtığı belirtilmektedir. Magnezyum başlıca, tahıl ve baklagillerde, kuruyemişlerde, et ve
sütte bulunur.
yerkabuğunda sekizinci çoklukta olan gümüş beyazlığında, çok parlak bir metal.
Özellikleri: Atom numarası 12, atom ağırlığı 24,32’dir. Magnezyum periyodik cetvelde 2 A grubunda
olup, bileşiklerinde 2+ değerlikli olur. Kütle numaraları 24, 25 ve 26 olan izotopları vardır. Bu
izotopların sıra ile % oranı 77, 11,5 ve 11,1’dir. Yoğunluğu (20°C’de) 1,74 g/cm3, özgül ısısı (O°C ilâ
100°C arasında) 0,249 kal/g°C, erime gizli ısısı 88 kal/g, buharlaşma gizli ısısı 1260 kal/g, öz direnci
(20°C’de) 4,45 mikroohmx°C’dir. Hekzagonal kristal kafes yapısına sâhip olduğu için çok az soğuk
şekil değiştirme bile mukavemet artışına sebep olur. Havada yanabilir ve yandığı zaman beyaz ışık
verir ki bu ışık ultraviyole ışınca zengindir. Havada yandığında MgO ve Mg3N2 meydana getirir.
Tutuşma sıcaklığı 482°C’dir.
Târihçe: Magnezyum, sülfat hâlinde ilk olarak 1695 yılında bulunmuştur. Epsomda bir mâden suyunun
kaynatılması sonucu bulunan bu tuz, ilaç olarak uzun yıllar kullanılmıştır, 1808’de Sir H. Davy ilk olarak
saf olmayan magnezyum; 1829’da Antoine Bussy çok miktarda saf magnezyum elde etti. Bussy,
başlangıç maddesi olarak susuz magnezyum klorür kullandı. 1852’de erimiş magnezyum klorürün
elektrolizinden saf magnezyum elde edildi. 1866 yılında Almanya’da geliştirilmiş “Bunsen elektrolitik
hücresi” ile ticarî ölçülerde elde edilmiştir.
Tabiatta bulunuşu: Magnezyum oldukça aktif olduğu için tabiatta dâima bileşikleri hâlinde bulunur.
En önemli mineralleri üç grupta toplanır:
Karbonat mineralleri: Magnezit (MgCO3), Dolomit (CaCO3.MgCO3)tir.
Çift tuz mineralleri: Karnalit (KCl.MgCl2. 6H2O), Kizerit (MgSO4.H2O), Kainit (KCl. MgSO4.3H2O),
Langbain (K2SO4.2MgSO4), Şönit (K2SO4. MgSO4.6H2O), Epsomit (MgSO4.7H2O).
Silikat mineralleri: (Krizotil) Alivin (Mg.Fe)2.(SiO4), Serpantin (Mg2H3 (MgOH) (SiO4)2 Talk
(4MgSiO3.H2SiO3). Magnezyum ayrıca, tabiatta büyük ölçüde Spinel (MgAl2O4) hâlinde de bulunur.
Elde edilmesi: Magnezyumun elde edilmesinde başlıca iki metod vardır:
Elektrolitik metod: Saf magnezyum klorür (MgCl2) elektroliz edilerek magnezyum elde edilir.
Magnezyum klorürün elde edilmesinde ise çeşitli metodlar kullanılır. Dow metodu: Bu metodda
magnezyumun kaynağını deniz suyu teşkil eder. Deniz suyu kireçle muamele edilirse, magnezyum
hidroksit elde edilir. Bunun da klorür asidi ile reaksiyonundan kristal suyuna sahip magnezyum klorür
(MgCl2.6H2O) elde edilir. Isıtılarak kristal suyu kaybedilir. Fakat 1/2 H2O molekülde kalır. Bu da
elektroliz kabında, magnezyum klorürü eritirken uçar ve erimiş saf magnezyum klorür elde edilir. Dow
hücresine 10000 amper ve 650 volt akım tatbik edilir.
Diğer bir metodda ise magnezyum kaynağı olarak magnezit veya dolomit kullanılır. Bu minerallerin
kavrulmasından magnezyum oksit (MgO) elde edilir. Magnezyum oksit karbon berâberliğinde
klorlandırılır ve MgCl2 elde edilir. MgCl2 elektroliz hücresinde 750°C’de elektroliz edilir. Bu hücrelerde
2000 amperlik akım kullanılır. Bir kilogram magnezyum için 20 kilowat-saat elektrik enerjisi sarfedilir.
Termik (ısı ile) indirgeme metodunda ise ferrosilisyum metodu kullanılır. Dolomit 0,2 mm Hg basınç
altında ısıtılırsa kaliteli magnezyum oksit elde edilir. Bu oksit, nikel-krom çeliğinden yapılmış
korniklerde 1150-1170°C’de Si(Fe) ile ısıtılarak magnezyuma indirgenir. Bu yolla elde edilen
magnezyum % 99,982 saflıktadır. Diğer bir metodda ise magnezyum oksit 1800°C’de karbon ile
indirgenir ve saf magnezyum elde edilir.
Önemli bileşikleri ve kullanılma alanları:
Magnezyum karbonat, MgCO3: Tabiatta magnezit minerali hâlinde bulunur ve magnezyum elementi
üretiminde kullanılan en önemli cevherdir. Magnezyum karbonat, sanâyide birçok sahada; ısı
izolasyonunda, gıdâlarda, kozmetiklerde, kauçuklarda, mürekkeplerde ve camda katkı maddesi olarak
kullanılır. Ayrıca, trisilikat tuzu gibi magnezyum karbonat da bir antiasittir. Mîde-barsak ülserlerinde ilâç
olarak faydalanılır.
Magnezyum hidroksit, Mg(OH)2: Deniz suyunda çok bulunur. Magnezyum elementinin elde
edilmesinde kullanılan bir cevherdir. Suda magnezya sütü olarak bilinen bir süspansiyon teşekkül
ettirir. Bu süspansiyon bir antiasit ve müshil olarak kullanılmaktadır.
Magnezyum sülfat, MgSO4: Kizerit denilen hidratlı bileşiği (MgSO4-H2O), tabiatta mineral olarak
bulunur. Sun’î yolla üretilen magnezyum sülfat MgSO4-7H2O yapısındadır.
Magnezyum sülfat sanâyide çimento ve gübre îmâlinde, boyacılıkta; eczâcılıkta müshil olarak
kullanılır.
Magnezyum oksit, MgO: Magnezya olarak bilinen magnezyum oksit, magnezyum karbonat veya
magnezyum hidroksitin kavrulmasıyla elde edilir. Sanâyide, yüksek sıcaklığa dayanıklı tuğlalarda,
elektrik ve ısı izolatörlerinde, çimento, gübre, kauçuk ve plastik îmâlinde faydalanılır.
Magnezyum klorür, MgCl2: Magnezyum hidroksitten elde edilen magnezyum klorürden, magnezyum
elementi elde edilmesinde, özel çimentoların îmâlinde ve tekstilde katkı maddesi olarak istifâde edilir.
Eczâcılıkta da siğil ve popilom gibi bâzı cilt hastalıklarının tedâvisinde kullanılır.
Tıbbî önemi olan diğer bileşiklerden magnezyum sitrat müshil olarak, iyodür ve laktat tuzları ise
magnezyum eksikliğinde kullanılır.
Alaşımları: Magnezyum hafif ve parlak beyaz bir metal olması sebebiyle hafif alaşımların
yapılmasında kullanılır. Ayrıca gerekli sertliği ve sağlamlığı ede etmek için birden çok metal ile alaşım
hâline getirilir. Bu alaşımları ticarette toz, levha ve şerit hâlinde satılır.
En çok kullanılan alaşımı magnezyum-alüminyum alaşımıdır. Bu alaşımda magnezyum, alüminyuma
sertlik verir. Bu alaşıma çinko ilâve edilirse sertlik daha da artar. Eğer ilâve edilen çinko % 0,75 kadar
ise döküme müsâit bir alaşım elde edilir. Fakat çinko miktarı fazla olursa tersi meydana gelmeye
başlar.
Magnezyum alaşımlarına çok az miktarda (% 0,25) mangan da katılır. Böylece alaşımın korrozyona
dirençli olması sağlanır. Kalsiyum, zirkonyum, kadmiyum, gümüş, silisyum, berilyum, lityum, toryum ve
kalay gibi metallerle magnezyumdan özel alaşımlar elde edilir. Döküm hâlindeki magnezyum
alaşımının çekme mukavemeti 3200 ton/cm2 tabaka şeklindeki alaşımın gerilme mukavemeti ise 3,36
ton/cm2dir.
Magnezyum ve alaşımları çeşitli alanlarda kullanılır. Meselâ 1920’den sonra uçak yapımında kullanıldı.
Magnezyum alaşımlarının elektronikte geniş bir kullanma alanı vardır. Radar ekranlarında, antenlerde,
teyp şeritlerinde, hafıza disklerinde, telsiz cihazlarında ve çeşitli şaselerde kullanılır.
Taşımacılıkta kamyon otobüs kasalarında ve gövdelerinde de magnezyum alaşımları kullanılır. Tren
yolu taşımacılığında pek magnezyum kullanılmaz. Ancak pulman ve lokanta vagonlarında mobilya
olarak kullanılır. Magnezyum, alaşımlarının mukavemeti düşük olduğu hâlde, mukâvemet/yoğunluk
değerinin yüksek olması sebebiyle tercih edilmektedir. Manyezyum, yüksek elektropozitif karakteri
sebebiyle diğer metallerin korunmasında anod olarak kullanılır.
Biyolojik önemi: Magnezyum vücutta karbonhidrat ve kalsiyum metabolizmasında yer alır. Vücuttaki
mağnezyumun yaklaşık dörtte üçü kemiklerde, diğer kısmı ise yumuşak dokularda ve vücut sıvılarında
bulunur. Vücut sıvılarındaki Mg+2 iyonları gıdâlar ve başka maddelerin hücre içinde parçalanmasında
rol oynarlar. Ayrıca kas ve sinirlerin uyarılmasında da fonksiyonları vardır.
Magnezyum eksikliğinin, kronik böbrek hastalıklarına, şeker hastalığı gibi durumlarda ortaya çıkan
asidozlara yol açtığı belirtilmektedir. Magnezyum başlıca, tahıl ve baklagillerde, kuruyemişlerde, et ve
sütte bulunur.
Hidrojen (H)
Alm. Wasserstoff (m), Fr. Hydrogene (m), İng. Hydrogen. Sembolü H olan renksiz, kokusuz, tatsız ve
tabîatta oldukca bol bulunan kimyâsal bir element.
Özellikleri: Peryodik cetvelde birinci elementtir. Atom ağırlığı 1,00797, yoğunluğu 0,0899 g/1,
kaynama noktası -252,76°C ve erime noktası -259,06°C’dir. Sıvı hidrojenin yoğunluğu 0,070 g/cm3tür.
Kristal hâlindeki yoğunluk ise 0,088 g/cm3tür. 1H, 2H, 3H şeklinde üç tâne izotopu vardır. En hafifi ve en
çok bulunanı kütle numarası 1 olan (1H) izotopudur. Bu izotopa protiyum da denir. Bir proton ve bir
elektrondan meydana gelmiştir.
Döteryum, 2H olup kararlı izotoptur ve çekirdeğinde bir proton ile bir nötron vardır. Tabiî olarak
meydana gelen hidrojen yaklaşık % 0,0156 kadar döteryum izotopu ihtivâ eder. Aynı şekilde tabiî su,
az oranda döteryum oksit (D2O, ağır su) ihtivâ eder.
Trityumun (3H) çekirdeğinde 2 nötron 1 proton bulunur. Trityum radyoaktif element olup, yarılanma
süresi yaklaşık 12,5 yıldır. Trityum tabiî olarak eser miktarda bulunur. Nükleer reaktörlerde elde edilir
ve “reaksiyon mekanizması”nı inceleyen ilim adamları tarafından geniş ölçüde kullanılır.
Hidrojen, iki atomlu moleküler yapıya sâhiptir. Hidrojen molekülünden serbest hidrojen atomu elde
etmek için çok büyük enerjiye ihtiyâç vardır. Serbest hidrojen atomları tekrar molekül vermek üzere
birleşirken çok miktarda ısı ve enerji salar (103,4 kcal). Bir tâne olan elektronunu kaybetmiş hidrojen
atomu 1+ yüklü olur ve buna proton denir. Proton dâimâ bileşik hâlindedir. Yalnız başına bulunmaz.
Ancak iyonlaştırılmış gaz içinde bulunabilir. Suda iyonlaşma sonucu meydana gelen proton, su
molekülü ile birleşerek hidronyum iyonunu (H3O+) meydana getirir.
Hidrojen atomları arasındaki bağ hemen hemen kovalenttir. Moleküllerde iki hidrojen çekirdeği
arasındaki mesâfe 0,74 Å’dur. Hidrojenin indirgen özelliği vardır. Metal oksidleri metale kadar
indirgeyebilir. Doymamış organik ve azot bileşikleri hidrojen ile doyurulabilir.
Bulunuşu: Hidrojen tabiatta çok yaygın olarak bulunur. Bileşikleri yönünden de en zengin elementtir.
Dünyâyı meydana getiren elementler arasında atom yüzdesi olarak, 15,5, ağırlık yüzdesi olarak da
0,8’dir. En çok, su bileşiğinde, azotlu bileşiklerde ve karbonlu bileşiklerde bulunur.
Hidrojen serbest hâlde az olarak tabiî gaz kuyularında, kömür depolarında ve organik bozulmalarda
bulunur. Atmosferin yeryüzüne yakın yerlerinde ortalama % 5.10-5 oranında bulunur. Atmosferin
yüksek kısımlarında daha yoğundur. Güneş ve yıldızlarda da mevcut olduğu spektral analizlerle
anlaşılmıştır.
Elde edilişi: Hidrojen ticârî olarak en çok hidrokarbon yakıtlarından, çeşitli metodlar uygulanarak elde
edilir. Metan, etan ve bâzı hafif hidrokarbonlar, 650 ilâ 1000°C arasında nikelin katalitik etkisi ve buhar
ile muâmele edilir. Bu işlemin sonunda hidrojen ve karbonun oksidleri elde edilir.
Kızgın kok üzerinden sıcak su buharı geçirilerek karbonmonoksit (CO) ve hidrojen elde edilir ki bu
karışıma sugazı denir.
Kömürün koklaştırılması sırasında da hidrojen elde edilir.
Laboratuvar çapında hidrojen aktif metallere asit etki ettirmekle:
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2
ve suyun elektrolizi ile elde edilir:
2H++ 2e → H2 (katodda) 2OH- -2e → H2O+ 1/2O2 (anotta)
Keşfedilişi: 1776 yılında Sir H.Cavendish tarafından çinko, kalay ve demire seyreltik sülfat veya
hidroklorik asit etki ettirilerek elde edildi. H.Cavendish hidrojenin hava ile karışımının su buharı vermek
üzere patladığını gördü ve bu elemente tutuşucu hava ismini verdi. 1783’te Atoine Lavoisier bu
elemente hidrojen ismini verdi ki bunun mânâsı su meydana getirici demektir. Hidrojenin kendinden
daha ağır iki izotopu olan D ve T, 150 yıl sonra keşfedildi. Döteryum 1931’de ağır sudan elde edildi.
Trityum ise 1934’te bulundu.
Bileşikleri: Hidrojenin bileşikleri diğer elementlerinkinden daha fazladır. Çünkü, asal (necip) gazlar
hâric bütün elementler ile reaksiyon verir. Hidrojenin herkes tarafından bilinen ve tabiatta çok miktarda
bulunan bileşiği sudur. Su ve karbondioksid bileşiklerinde hidrojen, daha elektronegatif olan elemente
kovalent bağla bağlıdır. Mamafih hidrojen atomları daha elektro pozitif olan alkali metallerle ve
kalsiyum, baryum gibi, elementlerle iyonik bileşikler teşkil edebilir.
Ortaya çıkan ve hidrür denilen bileşikler suda hidrojen vererek ayrışır.
Hidrojenin flor, klor, brom veya iyot ile yaptığı bileşiklerin sudaki çözeltileri asittir. Diğer yaygın asitlerin
bileşikleri nitrat (HNO3), sülfat (H2SO4) ve fosfat (H3PO4) asitleridir. Hidrojen iyonlarının bir çözeltideki
konsantrasyonu pH cinsinden ifâde edilir. (Bkz. PH cetveli)
Reaksiyona girme kâbiliyeti pek fazla olmamakla berâber ısı veya güneş ışığı gibi bâzı şartlar altında
oksijen ve klorla patlama şeklinde reaksiyon verir. İçerisinde % 4 ile % 74 arasında hidrojenle ihtivâ
eden hava yanıcı ve patlayıcıdır. Hidrojen, oksijen ile yakıldığında çok yüksek sıcaklıkta bir alev elde
edilir. Oda sıcaklığında hidrojenle oksijen arasındaki reaksiyon, çok tanecikli platin katalizörü
olmadığında çok yavaştır. Hidrojen 700°C’de pratik olarak ânında tutuşur.
Halojenler, bor ve benzeri elementlerle, verdiği bileşikler uçucudur. Metallerin elektropozitif
karakterlerine bağlı olarak iyon bağlı veya kovalent bağlı bileşikler verir.
Kullanılışı: Hidrojen üretiminin üçte ikisi amonyak elde edilmesinde kullanılır. İkinci derecede önemli
kullanma alanı petrol rafinasyonundaki katalitik parçalama işlemidir. Üçüncü derece kullanıldığı alan
metanol îmâlatıdır. Bundan başka yağların hidrojene edilmesinde de kullanılır. Doymamış, yağların
hidrojenlendirilmesi ile margarin elde edilir (Bkz. Hidrojenlendirme). Hidrojenlendirme işi aynı zamanda
birçok organik bileşiklerin îmâlâtında da kullanılır. Plastik madde yapımında plastifiyan olarak kullanılır.
Metalurjide kaynak işlerinde yakıt olarak kullanılır.
Hidrojen yandığı zaman çevreye kirletici artıklar vermemektedir.Bu yüzden otomobillerde yakıt olarak
kullanılmak istendiğinden bu konuda çalışmalar yapılmaktadır.
tabîatta oldukca bol bulunan kimyâsal bir element.
Özellikleri: Peryodik cetvelde birinci elementtir. Atom ağırlığı 1,00797, yoğunluğu 0,0899 g/1,
kaynama noktası -252,76°C ve erime noktası -259,06°C’dir. Sıvı hidrojenin yoğunluğu 0,070 g/cm3tür.
Kristal hâlindeki yoğunluk ise 0,088 g/cm3tür. 1H, 2H, 3H şeklinde üç tâne izotopu vardır. En hafifi ve en
çok bulunanı kütle numarası 1 olan (1H) izotopudur. Bu izotopa protiyum da denir. Bir proton ve bir
elektrondan meydana gelmiştir.
Döteryum, 2H olup kararlı izotoptur ve çekirdeğinde bir proton ile bir nötron vardır. Tabiî olarak
meydana gelen hidrojen yaklaşık % 0,0156 kadar döteryum izotopu ihtivâ eder. Aynı şekilde tabiî su,
az oranda döteryum oksit (D2O, ağır su) ihtivâ eder.
Trityumun (3H) çekirdeğinde 2 nötron 1 proton bulunur. Trityum radyoaktif element olup, yarılanma
süresi yaklaşık 12,5 yıldır. Trityum tabiî olarak eser miktarda bulunur. Nükleer reaktörlerde elde edilir
ve “reaksiyon mekanizması”nı inceleyen ilim adamları tarafından geniş ölçüde kullanılır.
Hidrojen, iki atomlu moleküler yapıya sâhiptir. Hidrojen molekülünden serbest hidrojen atomu elde
etmek için çok büyük enerjiye ihtiyâç vardır. Serbest hidrojen atomları tekrar molekül vermek üzere
birleşirken çok miktarda ısı ve enerji salar (103,4 kcal). Bir tâne olan elektronunu kaybetmiş hidrojen
atomu 1+ yüklü olur ve buna proton denir. Proton dâimâ bileşik hâlindedir. Yalnız başına bulunmaz.
Ancak iyonlaştırılmış gaz içinde bulunabilir. Suda iyonlaşma sonucu meydana gelen proton, su
molekülü ile birleşerek hidronyum iyonunu (H3O+) meydana getirir.
Hidrojen atomları arasındaki bağ hemen hemen kovalenttir. Moleküllerde iki hidrojen çekirdeği
arasındaki mesâfe 0,74 Å’dur. Hidrojenin indirgen özelliği vardır. Metal oksidleri metale kadar
indirgeyebilir. Doymamış organik ve azot bileşikleri hidrojen ile doyurulabilir.
Bulunuşu: Hidrojen tabiatta çok yaygın olarak bulunur. Bileşikleri yönünden de en zengin elementtir.
Dünyâyı meydana getiren elementler arasında atom yüzdesi olarak, 15,5, ağırlık yüzdesi olarak da
0,8’dir. En çok, su bileşiğinde, azotlu bileşiklerde ve karbonlu bileşiklerde bulunur.
Hidrojen serbest hâlde az olarak tabiî gaz kuyularında, kömür depolarında ve organik bozulmalarda
bulunur. Atmosferin yeryüzüne yakın yerlerinde ortalama % 5.10-5 oranında bulunur. Atmosferin
yüksek kısımlarında daha yoğundur. Güneş ve yıldızlarda da mevcut olduğu spektral analizlerle
anlaşılmıştır.
Elde edilişi: Hidrojen ticârî olarak en çok hidrokarbon yakıtlarından, çeşitli metodlar uygulanarak elde
edilir. Metan, etan ve bâzı hafif hidrokarbonlar, 650 ilâ 1000°C arasında nikelin katalitik etkisi ve buhar
ile muâmele edilir. Bu işlemin sonunda hidrojen ve karbonun oksidleri elde edilir.
Kızgın kok üzerinden sıcak su buharı geçirilerek karbonmonoksit (CO) ve hidrojen elde edilir ki bu
karışıma sugazı denir.
Kömürün koklaştırılması sırasında da hidrojen elde edilir.
Laboratuvar çapında hidrojen aktif metallere asit etki ettirmekle:
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2
ve suyun elektrolizi ile elde edilir:
2H++ 2e → H2 (katodda) 2OH- -2e → H2O+ 1/2O2 (anotta)
Keşfedilişi: 1776 yılında Sir H.Cavendish tarafından çinko, kalay ve demire seyreltik sülfat veya
hidroklorik asit etki ettirilerek elde edildi. H.Cavendish hidrojenin hava ile karışımının su buharı vermek
üzere patladığını gördü ve bu elemente tutuşucu hava ismini verdi. 1783’te Atoine Lavoisier bu
elemente hidrojen ismini verdi ki bunun mânâsı su meydana getirici demektir. Hidrojenin kendinden
daha ağır iki izotopu olan D ve T, 150 yıl sonra keşfedildi. Döteryum 1931’de ağır sudan elde edildi.
Trityum ise 1934’te bulundu.
Bileşikleri: Hidrojenin bileşikleri diğer elementlerinkinden daha fazladır. Çünkü, asal (necip) gazlar
hâric bütün elementler ile reaksiyon verir. Hidrojenin herkes tarafından bilinen ve tabiatta çok miktarda
bulunan bileşiği sudur. Su ve karbondioksid bileşiklerinde hidrojen, daha elektronegatif olan elemente
kovalent bağla bağlıdır. Mamafih hidrojen atomları daha elektro pozitif olan alkali metallerle ve
kalsiyum, baryum gibi, elementlerle iyonik bileşikler teşkil edebilir.
Ortaya çıkan ve hidrür denilen bileşikler suda hidrojen vererek ayrışır.
Hidrojenin flor, klor, brom veya iyot ile yaptığı bileşiklerin sudaki çözeltileri asittir. Diğer yaygın asitlerin
bileşikleri nitrat (HNO3), sülfat (H2SO4) ve fosfat (H3PO4) asitleridir. Hidrojen iyonlarının bir çözeltideki
konsantrasyonu pH cinsinden ifâde edilir. (Bkz. PH cetveli)
Reaksiyona girme kâbiliyeti pek fazla olmamakla berâber ısı veya güneş ışığı gibi bâzı şartlar altında
oksijen ve klorla patlama şeklinde reaksiyon verir. İçerisinde % 4 ile % 74 arasında hidrojenle ihtivâ
eden hava yanıcı ve patlayıcıdır. Hidrojen, oksijen ile yakıldığında çok yüksek sıcaklıkta bir alev elde
edilir. Oda sıcaklığında hidrojenle oksijen arasındaki reaksiyon, çok tanecikli platin katalizörü
olmadığında çok yavaştır. Hidrojen 700°C’de pratik olarak ânında tutuşur.
Halojenler, bor ve benzeri elementlerle, verdiği bileşikler uçucudur. Metallerin elektropozitif
karakterlerine bağlı olarak iyon bağlı veya kovalent bağlı bileşikler verir.
Kullanılışı: Hidrojen üretiminin üçte ikisi amonyak elde edilmesinde kullanılır. İkinci derecede önemli
kullanma alanı petrol rafinasyonundaki katalitik parçalama işlemidir. Üçüncü derece kullanıldığı alan
metanol îmâlatıdır. Bundan başka yağların hidrojene edilmesinde de kullanılır. Doymamış, yağların
hidrojenlendirilmesi ile margarin elde edilir (Bkz. Hidrojenlendirme). Hidrojenlendirme işi aynı zamanda
birçok organik bileşiklerin îmâlâtında da kullanılır. Plastik madde yapımında plastifiyan olarak kullanılır.
Metalurjide kaynak işlerinde yakıt olarak kullanılır.
Hidrojen yandığı zaman çevreye kirletici artıklar vermemektedir.Bu yüzden otomobillerde yakıt olarak
kullanılmak istendiğinden bu konuda çalışmalar yapılmaktadır.
Helyum (He)
Alm. Helium (n), Fr. Helium (m), İng. Helium. Asal (soy) gazlar sınıfından bir element. Sembolü He’dir.
Renksiz, kokusuz ve tatsız bir gazdır. Yoğunluğu 0,178 g/l’dir. Tek atomlu moleküler özelliğe sâhib
olup, atom numarası 2, kütlesi 4,003’tür. İki tâne kararlı izotopu vardır. 3
2He olanın kütlesi 3,0170 ve
4
2He olanın kütlesi ise 4,0026’dır. Bu iki izotop tabiatta bir arada bulunur. 3
2He’ün oranı % 1,3.10-4’tür.
Kararsız izotopu olan 6
2He radyoaktif olup yarılanma süresi 0,8 sâniye ve kütlesi 6,0208’dir.
Helyum sıvılaştırılabilir. Fakat yoğunlaşma sıcaklığı, bilinen elementlerin hepsinden daha düşüktür.
Erime noktası 25,2 atm’de -272,1°C, kaynama noktası 1 atm’de -268,94°C’dir. Kaynama noktasında
sıvı helyumun yoğunluğu 0,1249 g/ml, 20°C ve 1 atm basınçta 1000 g sudaki çözünürlüğü 8,61 ml’dir.
18 Ağustos 1869’da güneş tutulması esnâsında dünyânın farklı bölgelerinde araştırma yapan 6
araştırmacı tarafından, güneşin etrâfındaki gaz atmosferlerinde parlak sarı bir spektrum çizgisi
keşfedildi. Bu spektrumu veren maddenin güneşe has bir element olduğu zannedildi ve bu yüzden
güneş mânâsına olan Helias kelimesinden Helyum ismi verildi. Daha sonra 1895’te William Ramses
bâzı uranyum filizlerinin yakınındaki gazlar arasında bu elemente rastladı. Böylece helyumun bir
element olduğu ortaya çıktı. Yine aynı târihlerde havada mevcut olduğu da keşfedildi.
Helyum, kuru havanın hacimce milyonda 5,24 kısmını teşkil eder. Kuru havada helyumun ağırlıkca
yüzdesi ise 3,9.10-5tir. Radyoaktif mineraller içinde az miktarda bulunur. Amerika’daki tabiî gaz
kuyularından büyük ölçüde elde edilir. Ayrıca Güney Afrika’daki ve Rusya’daki tabiî gazlardan da elde
edilir. Dünyâ üzerindeki helyum üretiminin çok az bir kısmı da havadan elde edilir.
Genellikle tabiî gazlardaki helyumun menşeinin arz içindeki radyoaktivite olduğu sanılmaktadır. Fakat
hâlen bu hususta cevâbı verilmemiş suâller vardır. Meselâ dünyânın kabuğunun geniş bir bölümünde
radyoaktif madde yayılmış olarak bulunduğu hâlde, helyumun neden bâzı tabiî gazlarda toplanmış
hâlde olduğuna cevap verilememektedir.
Kullanıldığı yerler: Hidrojenden sonra en hafif gaz olması sebebiyle uçuş balonları ve yükseklerde
meteoroloji gözlemleri yapan balonların doldurulmasında kullanılır. Reaksiyona girme kâbiliyeti (yanma
vb.) olmadığından hidrojen yerine tercih edilmektedir. Deniz dibinde araştırma yapanların hava
tüpünde, azot yerine helyum bulunur. Böylece dalgıcın azot vurgununa uğramasının önüne geçilir.
Helyum, bilhassa makinaların geliştirilmesi ve tecrübe esnâsında roketlerde yakıtları basınç altında
tutmak için kullanılır. Tıpta solunum yollarının kısmî tıkanma ve daralmalarında, özellikle astım krizinde
tercih edilir. Helyum, ayrıca ameliyatlarda narkoz için çok kullanılan siklopropan ve diğer anestezilerin
seyretilmesinde, hafif metallerin kaynak yapılmasında kullanır. Kırılma indeksi düşük olduğu için bir
seri olarak hazırlanmış optik merceklerin arasındaki boşlukların doldurulmasında kullanılır. Yeraltındaki
jeolojik yapılarda petrol ve gaz gücünü tâyin etmekte de helyumdan istifâde edilir.
Renksiz, kokusuz ve tatsız bir gazdır. Yoğunluğu 0,178 g/l’dir. Tek atomlu moleküler özelliğe sâhib
olup, atom numarası 2, kütlesi 4,003’tür. İki tâne kararlı izotopu vardır. 3
2He olanın kütlesi 3,0170 ve
4
2He olanın kütlesi ise 4,0026’dır. Bu iki izotop tabiatta bir arada bulunur. 3
2He’ün oranı % 1,3.10-4’tür.
Kararsız izotopu olan 6
2He radyoaktif olup yarılanma süresi 0,8 sâniye ve kütlesi 6,0208’dir.
Helyum sıvılaştırılabilir. Fakat yoğunlaşma sıcaklığı, bilinen elementlerin hepsinden daha düşüktür.
Erime noktası 25,2 atm’de -272,1°C, kaynama noktası 1 atm’de -268,94°C’dir. Kaynama noktasında
sıvı helyumun yoğunluğu 0,1249 g/ml, 20°C ve 1 atm basınçta 1000 g sudaki çözünürlüğü 8,61 ml’dir.
18 Ağustos 1869’da güneş tutulması esnâsında dünyânın farklı bölgelerinde araştırma yapan 6
araştırmacı tarafından, güneşin etrâfındaki gaz atmosferlerinde parlak sarı bir spektrum çizgisi
keşfedildi. Bu spektrumu veren maddenin güneşe has bir element olduğu zannedildi ve bu yüzden
güneş mânâsına olan Helias kelimesinden Helyum ismi verildi. Daha sonra 1895’te William Ramses
bâzı uranyum filizlerinin yakınındaki gazlar arasında bu elemente rastladı. Böylece helyumun bir
element olduğu ortaya çıktı. Yine aynı târihlerde havada mevcut olduğu da keşfedildi.
Helyum, kuru havanın hacimce milyonda 5,24 kısmını teşkil eder. Kuru havada helyumun ağırlıkca
yüzdesi ise 3,9.10-5tir. Radyoaktif mineraller içinde az miktarda bulunur. Amerika’daki tabiî gaz
kuyularından büyük ölçüde elde edilir. Ayrıca Güney Afrika’daki ve Rusya’daki tabiî gazlardan da elde
edilir. Dünyâ üzerindeki helyum üretiminin çok az bir kısmı da havadan elde edilir.
Genellikle tabiî gazlardaki helyumun menşeinin arz içindeki radyoaktivite olduğu sanılmaktadır. Fakat
hâlen bu hususta cevâbı verilmemiş suâller vardır. Meselâ dünyânın kabuğunun geniş bir bölümünde
radyoaktif madde yayılmış olarak bulunduğu hâlde, helyumun neden bâzı tabiî gazlarda toplanmış
hâlde olduğuna cevap verilememektedir.
Kullanıldığı yerler: Hidrojenden sonra en hafif gaz olması sebebiyle uçuş balonları ve yükseklerde
meteoroloji gözlemleri yapan balonların doldurulmasında kullanılır. Reaksiyona girme kâbiliyeti (yanma
vb.) olmadığından hidrojen yerine tercih edilmektedir. Deniz dibinde araştırma yapanların hava
tüpünde, azot yerine helyum bulunur. Böylece dalgıcın azot vurgununa uğramasının önüne geçilir.
Helyum, bilhassa makinaların geliştirilmesi ve tecrübe esnâsında roketlerde yakıtları basınç altında
tutmak için kullanılır. Tıpta solunum yollarının kısmî tıkanma ve daralmalarında, özellikle astım krizinde
tercih edilir. Helyum, ayrıca ameliyatlarda narkoz için çok kullanılan siklopropan ve diğer anestezilerin
seyretilmesinde, hafif metallerin kaynak yapılmasında kullanır. Kırılma indeksi düşük olduğu için bir
seri olarak hazırlanmış optik merceklerin arasındaki boşlukların doldurulmasında kullanılır. Yeraltındaki
jeolojik yapılarda petrol ve gaz gücünü tâyin etmekte de helyumdan istifâde edilir.
Lityum (Li)
Alm. Lithium (m), Fr. Lithium (m), İng. Lithium. Kimyâda Li sembolü ile gösterilen, metaller arasında
atom ağırlığı en küçük olan, metalik bir element. 1817’de J. August Arfvedson tarafından keşfedildi.
Grekçe kaya mânâsına gelen “Lithos” kelimesinden, Lityum ismi verilmiştir. 1818 yılında Sir Humphry
Davy tarafından saf olarak elde edildi.
Özellikleri: Periyodik cetvelde I A grubundadır. Alkali metaller içinde atom ağırlığı en küçük olanıdır.
Atom numarası 3, atom ağırlığı ise 6,939’dur. Kütle numaraları 5 ila 9 arasında değişen 5 tâne izotopu
vardır. Tabiatta bulunan Lityum elementinin % 92,61’i 9L, % 7,30’u da 6L, izotoplarıdır. Diğer izotoplar
radyoaktif olup, yarılanma süreleri oldukça kısadır. Yumuşak bir metal olup, gümüş beyazı rengindedir.
Mohs ölçüsüne göre sertliği 0,6’dır. Yoğunluğu 0,534 g/cm3, ergime noktası 179°C, kaynama noktası
1814°C, spesifik ısısı 1,23 kal/g’dır. Elektron dizilişi 1s22s1 şeklinde olup, bileşiklerinde 1+ değerliklidir.
Oldukça elektropozitiftir. Havada hemen reaksiyon verir. Hatta alevlenerek Li2O meydana getirir. Bu
yüzden gaz yağı veya inert gaz ortamında saklanır.
Bulunuşu: Lityum, yer kabuğunun yaklaşık olarak % 0.0065’ini meydana getirir. Kayaların çoğunda
eser miktarda bulunur. Spodumen LiAl (SiO3)2 en önemli Lityum cevheridir. Ticârî önemi olan cevheri
bir de Lepidahttir [(Li,K,Mg)2Al2(F,OH)2(SiO3)3]. Diğer cevherleri ise ambligonit, trifilit ve petalittir.
Elde edilişi: Metalik lityum, % 40-50 lityum klorür bulunduran erimiş potasyum klorür-lityum klorür
karışımının elektrolizinden elde edilir. Ayrıca lityum klorünün piridinde, etanolde veya asetondaki
çözeltilerinin elektrolizinden de saf lityum elde edilir. Elektroliz kabı olarak paslanmaz çelik, anot olarak
da grafit kullanılır.
Lityum minerallerinden lityum bileşiklerini elde etmek için çeşitli metodlar kullanılır. Spodume cevheri
1100°C’a kadar ısıtılır. Bu derecede kavrulan cevher, sert halden yumuşak hâle geçer. Kavrulan
cevher, derişik sülfat asidi ile karıştırılır ve 150-250°C’a kadar ısıtılır ve böylece çözünebilen lityum
sülfat elde edilir. Lityum sülfat soda ile eritilir ve lityum karbonat elde edilir. Bu da hidroklorik asit ile
muâmele edilir ve lityum klorür elde edilir.
Petalit cevheri, kireçtaşı ile karıştırılıp yaklaşık 1100°C’a kadar ısıtılarak kavrulur. Cevher ve sönmemiş
kireç, toz hâlindedir. Bu iki karışım sıcak su ile karıştırılıp filitre edilir. Çözeltide, lityum hidroksit
bulunur. Bu çözelti, hidroklorik asit ile reaksiyona sokulur ve lityum klorür elde edilir. Fosfatlı
minerallerindeki lityum ise klorür ve nitrat asidi karışımı ile çözeltiye geçirilir. Çözelti nötralleştirildikten
sonra amonyum karbonat ilâvesi ile lityum karbonat çöktürülür. Çökelti süzülür ve klorür asidi ile
muamele edilerek lityum klorür elde edilir.
Bileşikleri: Lityum, 500 ilâ 800°C arasında hidrojen ile birleşerek lityum hidrür bileşiğini verir. Lityum
hidrür, kristal yapıya sâhip beyaz bir katıdır ve 688°C’da erir.
Lityum, oda sıcaklığında bile azot ile birleşerek, siyah renkli lityum nitrürü verir.
Lityum karbonat, diğer lityum bileşiklerinin elde edilmesinde kullanıldığı gibi seramikçilikte, camcılıkta,
tütün zirâatinde ve tıpta kullanılır. Lityum bikarbonat suda çözünür. Lityum florür en kıymetli kararlı
bileşiğidir ve infrared spektrofotometresinde kullanılır. Lityum bromür ve klorür, nem çekici olarak
kullanılır. Lityum iyodür, fotoğrafçılıkta kullanılır.
Metalik lityum en çok organik-lityum bileşiklerinin elde edilmesinde kullanılır. Lityum, doğrudan
doğruya karbon ile kovalent bağ meydana getirir. Bu bileşikleri prolardır. n-butillityum, en önemli
bileşiklerindendir. Polibutadienin elde edilmesinde bu bileşik, katalizör olarak kullanılır. Lityum asetat,
organik sentezlerde ve alkit reçinelerinin sentezinde katalizör olarak kullanılır. Lityum asetilsalisilat,
tıpta kullanılır. Lityum amit, antihistaminlerin elde edilmesinde kullanılır. Lityum borat özel camların ve
emayelerin îmâlinde kullanılır.
Kullanılışı: Bâzı alaşımlarda çok az miktarda bulunur. Lityum, oksijen ve kükürt temizleyicidir. Bu
yüzden çelik, bakır ve bakır alaşımlarında gaz giderici olarak, yüksek voltajlı bataryalarda anot olarak
kullanılır. Isı iletkenliğinin yüksekliği sebebiyle nükleer reaktörlerde soğutucu olarak kullanılır. Erimiş
lityum çok çürütücü olduğu için erimiş lityumun konulduğu kabın özel metalden yapılmış olması
gerekir. Lityum-6 izotopundan trityum ve helyuma dönüşür. Hidrojen bombası, lityum ihtivâ eder.
Bombanın infilak etmesine sebep olur. Nötron yakalama özelliğinden dolayı reaktörlerin çevresi, lityum
ile kaplanır.
atom ağırlığı en küçük olan, metalik bir element. 1817’de J. August Arfvedson tarafından keşfedildi.
Grekçe kaya mânâsına gelen “Lithos” kelimesinden, Lityum ismi verilmiştir. 1818 yılında Sir Humphry
Davy tarafından saf olarak elde edildi.
Özellikleri: Periyodik cetvelde I A grubundadır. Alkali metaller içinde atom ağırlığı en küçük olanıdır.
Atom numarası 3, atom ağırlığı ise 6,939’dur. Kütle numaraları 5 ila 9 arasında değişen 5 tâne izotopu
vardır. Tabiatta bulunan Lityum elementinin % 92,61’i 9L, % 7,30’u da 6L, izotoplarıdır. Diğer izotoplar
radyoaktif olup, yarılanma süreleri oldukça kısadır. Yumuşak bir metal olup, gümüş beyazı rengindedir.
Mohs ölçüsüne göre sertliği 0,6’dır. Yoğunluğu 0,534 g/cm3, ergime noktası 179°C, kaynama noktası
1814°C, spesifik ısısı 1,23 kal/g’dır. Elektron dizilişi 1s22s1 şeklinde olup, bileşiklerinde 1+ değerliklidir.
Oldukça elektropozitiftir. Havada hemen reaksiyon verir. Hatta alevlenerek Li2O meydana getirir. Bu
yüzden gaz yağı veya inert gaz ortamında saklanır.
Bulunuşu: Lityum, yer kabuğunun yaklaşık olarak % 0.0065’ini meydana getirir. Kayaların çoğunda
eser miktarda bulunur. Spodumen LiAl (SiO3)2 en önemli Lityum cevheridir. Ticârî önemi olan cevheri
bir de Lepidahttir [(Li,K,Mg)2Al2(F,OH)2(SiO3)3]. Diğer cevherleri ise ambligonit, trifilit ve petalittir.
Elde edilişi: Metalik lityum, % 40-50 lityum klorür bulunduran erimiş potasyum klorür-lityum klorür
karışımının elektrolizinden elde edilir. Ayrıca lityum klorünün piridinde, etanolde veya asetondaki
çözeltilerinin elektrolizinden de saf lityum elde edilir. Elektroliz kabı olarak paslanmaz çelik, anot olarak
da grafit kullanılır.
Lityum minerallerinden lityum bileşiklerini elde etmek için çeşitli metodlar kullanılır. Spodume cevheri
1100°C’a kadar ısıtılır. Bu derecede kavrulan cevher, sert halden yumuşak hâle geçer. Kavrulan
cevher, derişik sülfat asidi ile karıştırılır ve 150-250°C’a kadar ısıtılır ve böylece çözünebilen lityum
sülfat elde edilir. Lityum sülfat soda ile eritilir ve lityum karbonat elde edilir. Bu da hidroklorik asit ile
muâmele edilir ve lityum klorür elde edilir.
Petalit cevheri, kireçtaşı ile karıştırılıp yaklaşık 1100°C’a kadar ısıtılarak kavrulur. Cevher ve sönmemiş
kireç, toz hâlindedir. Bu iki karışım sıcak su ile karıştırılıp filitre edilir. Çözeltide, lityum hidroksit
bulunur. Bu çözelti, hidroklorik asit ile reaksiyona sokulur ve lityum klorür elde edilir. Fosfatlı
minerallerindeki lityum ise klorür ve nitrat asidi karışımı ile çözeltiye geçirilir. Çözelti nötralleştirildikten
sonra amonyum karbonat ilâvesi ile lityum karbonat çöktürülür. Çökelti süzülür ve klorür asidi ile
muamele edilerek lityum klorür elde edilir.
Bileşikleri: Lityum, 500 ilâ 800°C arasında hidrojen ile birleşerek lityum hidrür bileşiğini verir. Lityum
hidrür, kristal yapıya sâhip beyaz bir katıdır ve 688°C’da erir.
Lityum, oda sıcaklığında bile azot ile birleşerek, siyah renkli lityum nitrürü verir.
Lityum karbonat, diğer lityum bileşiklerinin elde edilmesinde kullanıldığı gibi seramikçilikte, camcılıkta,
tütün zirâatinde ve tıpta kullanılır. Lityum bikarbonat suda çözünür. Lityum florür en kıymetli kararlı
bileşiğidir ve infrared spektrofotometresinde kullanılır. Lityum bromür ve klorür, nem çekici olarak
kullanılır. Lityum iyodür, fotoğrafçılıkta kullanılır.
Metalik lityum en çok organik-lityum bileşiklerinin elde edilmesinde kullanılır. Lityum, doğrudan
doğruya karbon ile kovalent bağ meydana getirir. Bu bileşikleri prolardır. n-butillityum, en önemli
bileşiklerindendir. Polibutadienin elde edilmesinde bu bileşik, katalizör olarak kullanılır. Lityum asetat,
organik sentezlerde ve alkit reçinelerinin sentezinde katalizör olarak kullanılır. Lityum asetilsalisilat,
tıpta kullanılır. Lityum amit, antihistaminlerin elde edilmesinde kullanılır. Lityum borat özel camların ve
emayelerin îmâlinde kullanılır.
Kullanılışı: Bâzı alaşımlarda çok az miktarda bulunur. Lityum, oksijen ve kükürt temizleyicidir. Bu
yüzden çelik, bakır ve bakır alaşımlarında gaz giderici olarak, yüksek voltajlı bataryalarda anot olarak
kullanılır. Isı iletkenliğinin yüksekliği sebebiyle nükleer reaktörlerde soğutucu olarak kullanılır. Erimiş
lityum çok çürütücü olduğu için erimiş lityumun konulduğu kabın özel metalden yapılmış olması
gerekir. Lityum-6 izotopundan trityum ve helyuma dönüşür. Hidrojen bombası, lityum ihtivâ eder.
Bombanın infilak etmesine sebep olur. Nötron yakalama özelliğinden dolayı reaktörlerin çevresi, lityum
ile kaplanır.
Neon (Ne)
Alm. Neon (n), Fr. Néon (m), İng. Neon. Asal gazlar sınıfından bir element. “Ne” sembolüyle gösterilir.
İlk defâ 1898 yılında, İngiliz fizikokimyâcı Sir William Ramsay tarafından, sıvılaştırılmış havanın
fraksiyonlu damıtımı ile izole(ayırma) edilmiştir. Neon, havanın çok cüzî bir kısmını (55.000’de birini)
teşkil eder.
Özellikleri: Atom numarası 10, atom ağırlığı 20,183, yoğunluğu havanınkinin 0,7 katı olan tek atomlu
bir gazdır. Renksiz ve kokusuzdur. Elektron düzeni 1s22s22p6 olup, valensi sıfırdır. Erime noktası
-248,7°C, kaynama noktası da -246,1°C’dir. Kritik basıncı 26,86 atmosfer ve kritik sıcaklığı da
-228,7°C’dir. Kimyâsal reaksiyonlara karşı atıl (inert) dır.
Neon, havanın sıvılaştırılmasıyla, diğer soy gazlar (Argon, Kripton, Ksenon) ile birlikte ele geçer.
Sıvalaştırılmış havanın, sıvı oksijenle yıkanmasıyla saf hâlde elde edilirler. Günümüzde
laboratuvarlarda aktif kömürle yapılan adsorbsiyon ile soy gazların atom ağırlıklarına göre
ayrılabilmeleri mümkün olmaktadır.
Kullanılması: Neon gazı ihtivâ eden bir tüp, neonca seyrekleştirildiğinde, elektrik akımını iletme
hâssasına sâhip hâle gelir. Tüpteki basınç 10 mm cıva değerine düşürülmüşse, elektrik deşarjıyla
bütün tüp bir ışıkla dolar ve neona has turuncu kırmızı bir renk meydana gelir. Neon ticârî maksatlı bu
tüplerde mahdut bir kullanım görmüştür. Çok az miktardaki başka gazların bulunması, olayı olumsuz
yönde etkilediği için güçlükler mevcuttu. George Claude, mangal kömürünün absorbant (tutucu)
özelliğini geliştirerek söz konusu güçlüğe çözüm buldu: Elektrik akımı geçerken tüpte bulunan neon,
sıvı hava ile sıcaklığı düşürülmüş mangal kömürü vâsıtasıyla saflaştırılır. Bu yolla safsızlıklar giderilip,
geriye sâdece neon kaldığında tüp, kömür hücresinden ayrılır.
Neon tüpleri parlaklık ve verim bakımından azot tüplerine göre avantajlıdır. Ancak bir dezavantaj,
yaydıkları ışının mavi dalgaların olmayışından dolayı aşırı derecede kırmızı olmasıdır. Bu, göz
kamaştırıcı ışıkların kullanıldığı teşhir mahallerinde arzu edilen bir özelliktir.
Tungsten telli ampullerden daha az enerji sarfedip, daha bol ışık veren flouresans ampullerin içinde
neon gazı vardır.
İlk defâ 1898 yılında, İngiliz fizikokimyâcı Sir William Ramsay tarafından, sıvılaştırılmış havanın
fraksiyonlu damıtımı ile izole(ayırma) edilmiştir. Neon, havanın çok cüzî bir kısmını (55.000’de birini)
teşkil eder.
Özellikleri: Atom numarası 10, atom ağırlığı 20,183, yoğunluğu havanınkinin 0,7 katı olan tek atomlu
bir gazdır. Renksiz ve kokusuzdur. Elektron düzeni 1s22s22p6 olup, valensi sıfırdır. Erime noktası
-248,7°C, kaynama noktası da -246,1°C’dir. Kritik basıncı 26,86 atmosfer ve kritik sıcaklığı da
-228,7°C’dir. Kimyâsal reaksiyonlara karşı atıl (inert) dır.
Neon, havanın sıvılaştırılmasıyla, diğer soy gazlar (Argon, Kripton, Ksenon) ile birlikte ele geçer.
Sıvalaştırılmış havanın, sıvı oksijenle yıkanmasıyla saf hâlde elde edilirler. Günümüzde
laboratuvarlarda aktif kömürle yapılan adsorbsiyon ile soy gazların atom ağırlıklarına göre
ayrılabilmeleri mümkün olmaktadır.
Kullanılması: Neon gazı ihtivâ eden bir tüp, neonca seyrekleştirildiğinde, elektrik akımını iletme
hâssasına sâhip hâle gelir. Tüpteki basınç 10 mm cıva değerine düşürülmüşse, elektrik deşarjıyla
bütün tüp bir ışıkla dolar ve neona has turuncu kırmızı bir renk meydana gelir. Neon ticârî maksatlı bu
tüplerde mahdut bir kullanım görmüştür. Çok az miktardaki başka gazların bulunması, olayı olumsuz
yönde etkilediği için güçlükler mevcuttu. George Claude, mangal kömürünün absorbant (tutucu)
özelliğini geliştirerek söz konusu güçlüğe çözüm buldu: Elektrik akımı geçerken tüpte bulunan neon,
sıvı hava ile sıcaklığı düşürülmüş mangal kömürü vâsıtasıyla saflaştırılır. Bu yolla safsızlıklar giderilip,
geriye sâdece neon kaldığında tüp, kömür hücresinden ayrılır.
Neon tüpleri parlaklık ve verim bakımından azot tüplerine göre avantajlıdır. Ancak bir dezavantaj,
yaydıkları ışının mavi dalgaların olmayışından dolayı aşırı derecede kırmızı olmasıdır. Bu, göz
kamaştırıcı ışıkların kullanıldığı teşhir mahallerinde arzu edilen bir özelliktir.
Tungsten telli ampullerden daha az enerji sarfedip, daha bol ışık veren flouresans ampullerin içinde
neon gazı vardır.
Flor (F)
Alm. Fluor (n), Fr. Fluor (m), İng. Fluorine. Sembolü F olan, reaksiyon verme kâbiliyeti oldukça yüksek
bir kimyâsal element.
Özellikleri: Çürütme özelliği yüksek, zehirli, soluk sarı renkli, keskin kokulu gazdır. Peryodik cetvelde
7A grubunda bulunur. Halojenler sınıfının en küçük üyesidir. Atom numarası 9, atom ağırlığı
18,9984’tür. Serbest haldeyken iki atomlu moleküler yapıya sâhib olup, formülü F2 dir. Molekül ağırlığı
37,9968’dir. -219,62°C’da erir ve -188,14°C’de kaynar.
Fluor, elektron alma arzusu (elektronegativite) en büyük olan elementtir. Bâzı soy gazlar hâriç, bütün
elementlerle birleşir. Oksijen ile verdiği bileşiklerde oksijen (+) değerlikli olur ki bu da fluorun elektron
ilgisinin büyüklüğünü göstermektedir. Fluor atomunun çapı küçük olduğu için, bu derece elektron
ilgisine sâhiptir. Bunun sonucu olarak da birleştiği diğer elementleri alabileceği en yüksek değerliğe
çıkartır.
Bulunuşu: Fluor tabiatta bileşikler hâlinde olup, serbest halde bulunmaz. Tabiattaki elementlerin
çokluğu bakımından on üçüncüdür. Başlıca fluor kaynağı CaF2 (fluorspat), Na3AlF6 (buztaşı, kriyolit)
ve CaF2Ca3(PO4)2 (fluorapatit)dir. Kriyolit ekonomik çapta Grönland’da bulunur. Fakat fluorspat
dünyâda çok geniş alana yayılmış haldedir.
Fluorapatit % 3,8 oranında fluor ihtivâ eder ve fosfatlı kayalarda bol miktarda bulunur. Bu kaynak
dünyânın en zengin fluor deposudur. Fluor suda milyonda 0,1-7 oranında bulunur.
Elde edilişi: Fluor ilk olarak 1886 yılında potasyum fluorür çözeltisinin ve susuz hidrojen fluorürün
elektrolizinden elde edildi. Bugün de elektroliz metodu ile elde edilir.
Kullanılışı: Fluorun element hâlinde kullanılma alanı pek yoktur. Fakat fluordan başlayarak elde edilen
bileşikler birçok alanda kullanılmaktadır. Meselâ organik fluor bileşikleri soğutma teknolojisinde önemli
yer tutmaktadır.
Bileşikleri: Fluor oldukça aktif olduğundan, normal sıcaklıkta birçok metal ile fluorür bileşiklerini verir.
Yalnız alüminyum, bakır ve nikel gibi metallerle meydana getirdiği fluorür bileşikleri, metal üzerinde bir
film meydana getirir ki, bu film koruyucu bir tabaka özelliği gösterir.
Fluorun en önemli bileşiklerinden biri hidrojen fluorürdür. Formülü HF olup elementlerinden elde
edildiği gibi, fluorür bileşiklerinden de elde edilir. Susuz veya çözelti hâlinde kullanılır. Sulu çözeltisine
fluorür asidi denir. Susuz hidrojen fluorür, petrol sanâyiinde yakıtların oktan oranını ayarlamak için
katalizör olarak kullanılır. Ayrıca diğer fluorürlerin elde edilmesinde kullanılır. Cama etki eden tek asit
olup, cam üzerine yazı yazmada kullanılır.
Fluor kendinin de dâhil olduğu halojen grubu elementleri ile reaksiyon verir. Bunları (+) değerlikli
yaparken kendisi (-) değerliklidir. Bu bileşiklerden bâzıları, ClF3, ClF5, BrF3, IF5 ve IF7 dir. Ayrıca son
zamanlarda oksijen ile bileşikleri de elde edilmiştir (OF2, O2F2, O3F2 ve O4F2 gibi).
Anorganik bileşiklerinden en önemlisi uranyum ile meydana getirdiği uranyum hekzafluorürdür (UF6).
Bu bileşiğinden ve gazların diffüzyonu işleminden faydalanarak nükleer enerjide kullanılan uranyum
235 izotopu saflaştırılır. Sülfür hekzafluorür, formülü SF6 olup, kimyâca inert, zehirsiz, renksiz bir
gazdır. Fevkalâde bir gaz izolatör olup, yüksek gerilim cihazlarında kullanılır.
Antimon fluorürler (SbF3, SbF5), bor trifluorür (BF3), kükürt tetrafluorür (SF4) ve halojenfluorürler,
organik fluorür bileşiklerini elde etmek için fluorlandırma vâsıtası olarak kullanılır. Fluor organik
bileşiklerle (karbon tetrafluorür CF4) hâriç şiddetli reaksiyon verir. Reaksiyon şartlarını kontrol ederek
ve azot gibi inert bir gaz ile seyreltilerek sâdece karbon ve fluor ihtivâ eden organik bileşikler elde
etmek mümkündür. CF4 ve C7F16 gibi hidrokarbon benzerleri elde edilmiştir.
Organik bileşiklerinin çoğu susuz hidrojen fluorürden ve anorganik fluorürlerden elde edilir. Organik
fluorür bileşiklerinin en önemlilerinden bâzısı, soğutmada kullanılan diklor difluor metan (CF2Cl2) ve
plastik teflon îmâlâtında kullanılan tetrafluor etilen (C2F4)dir. Bundan başka halkalı yapıdaki C4F8
aerosol püskürtücü olarak, CF3Br ve CF2Br yangın söndürme cihazlarında kullanılmaları bakımından
önemlidir.
Fluorun biyolojk önemi: Vücudun diş ve kemik gibi bazı dokularında fluor elementinin yeterince
depolanmaması hâlinde fluor eksikliği tâbir edilen bir takım rahatsızlıklar doğar. Yapılan bâzı
incelemeler çürümüş bir dişteki fluor miktarının sağlam diştekine göre düşük olduğunu göstermiştir.
Ayrıca çocuklarda raşitizm hastalığının fluor eksikliği durumunda daha çok ortaya çıktığı ifade
edilmektedir.
Vücudun ihtiyacı olan fluor miktarı içme sularında mevcuttur. İçme suları ve yiyeceklerle alınan fluorür
miktarı ihtiyaç duyulan seviyededir. Ayrıca fluorürlerin ağızdan çok fazla miktarda alınması da fluor
zehirlenmesine yol açar. Fluor ihtiva eden sanâyilerde çalışan işçilerde kronik fluor zehirlenmesi
görülebilir.
bir kimyâsal element.
Özellikleri: Çürütme özelliği yüksek, zehirli, soluk sarı renkli, keskin kokulu gazdır. Peryodik cetvelde
7A grubunda bulunur. Halojenler sınıfının en küçük üyesidir. Atom numarası 9, atom ağırlığı
18,9984’tür. Serbest haldeyken iki atomlu moleküler yapıya sâhib olup, formülü F2 dir. Molekül ağırlığı
37,9968’dir. -219,62°C’da erir ve -188,14°C’de kaynar.
Fluor, elektron alma arzusu (elektronegativite) en büyük olan elementtir. Bâzı soy gazlar hâriç, bütün
elementlerle birleşir. Oksijen ile verdiği bileşiklerde oksijen (+) değerlikli olur ki bu da fluorun elektron
ilgisinin büyüklüğünü göstermektedir. Fluor atomunun çapı küçük olduğu için, bu derece elektron
ilgisine sâhiptir. Bunun sonucu olarak da birleştiği diğer elementleri alabileceği en yüksek değerliğe
çıkartır.
Bulunuşu: Fluor tabiatta bileşikler hâlinde olup, serbest halde bulunmaz. Tabiattaki elementlerin
çokluğu bakımından on üçüncüdür. Başlıca fluor kaynağı CaF2 (fluorspat), Na3AlF6 (buztaşı, kriyolit)
ve CaF2Ca3(PO4)2 (fluorapatit)dir. Kriyolit ekonomik çapta Grönland’da bulunur. Fakat fluorspat
dünyâda çok geniş alana yayılmış haldedir.
Fluorapatit % 3,8 oranında fluor ihtivâ eder ve fosfatlı kayalarda bol miktarda bulunur. Bu kaynak
dünyânın en zengin fluor deposudur. Fluor suda milyonda 0,1-7 oranında bulunur.
Elde edilişi: Fluor ilk olarak 1886 yılında potasyum fluorür çözeltisinin ve susuz hidrojen fluorürün
elektrolizinden elde edildi. Bugün de elektroliz metodu ile elde edilir.
Kullanılışı: Fluorun element hâlinde kullanılma alanı pek yoktur. Fakat fluordan başlayarak elde edilen
bileşikler birçok alanda kullanılmaktadır. Meselâ organik fluor bileşikleri soğutma teknolojisinde önemli
yer tutmaktadır.
Bileşikleri: Fluor oldukça aktif olduğundan, normal sıcaklıkta birçok metal ile fluorür bileşiklerini verir.
Yalnız alüminyum, bakır ve nikel gibi metallerle meydana getirdiği fluorür bileşikleri, metal üzerinde bir
film meydana getirir ki, bu film koruyucu bir tabaka özelliği gösterir.
Fluorun en önemli bileşiklerinden biri hidrojen fluorürdür. Formülü HF olup elementlerinden elde
edildiği gibi, fluorür bileşiklerinden de elde edilir. Susuz veya çözelti hâlinde kullanılır. Sulu çözeltisine
fluorür asidi denir. Susuz hidrojen fluorür, petrol sanâyiinde yakıtların oktan oranını ayarlamak için
katalizör olarak kullanılır. Ayrıca diğer fluorürlerin elde edilmesinde kullanılır. Cama etki eden tek asit
olup, cam üzerine yazı yazmada kullanılır.
Fluor kendinin de dâhil olduğu halojen grubu elementleri ile reaksiyon verir. Bunları (+) değerlikli
yaparken kendisi (-) değerliklidir. Bu bileşiklerden bâzıları, ClF3, ClF5, BrF3, IF5 ve IF7 dir. Ayrıca son
zamanlarda oksijen ile bileşikleri de elde edilmiştir (OF2, O2F2, O3F2 ve O4F2 gibi).
Anorganik bileşiklerinden en önemlisi uranyum ile meydana getirdiği uranyum hekzafluorürdür (UF6).
Bu bileşiğinden ve gazların diffüzyonu işleminden faydalanarak nükleer enerjide kullanılan uranyum
235 izotopu saflaştırılır. Sülfür hekzafluorür, formülü SF6 olup, kimyâca inert, zehirsiz, renksiz bir
gazdır. Fevkalâde bir gaz izolatör olup, yüksek gerilim cihazlarında kullanılır.
Antimon fluorürler (SbF3, SbF5), bor trifluorür (BF3), kükürt tetrafluorür (SF4) ve halojenfluorürler,
organik fluorür bileşiklerini elde etmek için fluorlandırma vâsıtası olarak kullanılır. Fluor organik
bileşiklerle (karbon tetrafluorür CF4) hâriç şiddetli reaksiyon verir. Reaksiyon şartlarını kontrol ederek
ve azot gibi inert bir gaz ile seyreltilerek sâdece karbon ve fluor ihtivâ eden organik bileşikler elde
etmek mümkündür. CF4 ve C7F16 gibi hidrokarbon benzerleri elde edilmiştir.
Organik bileşiklerinin çoğu susuz hidrojen fluorürden ve anorganik fluorürlerden elde edilir. Organik
fluorür bileşiklerinin en önemlilerinden bâzısı, soğutmada kullanılan diklor difluor metan (CF2Cl2) ve
plastik teflon îmâlâtında kullanılan tetrafluor etilen (C2F4)dir. Bundan başka halkalı yapıdaki C4F8
aerosol püskürtücü olarak, CF3Br ve CF2Br yangın söndürme cihazlarında kullanılmaları bakımından
önemlidir.
Fluorun biyolojk önemi: Vücudun diş ve kemik gibi bazı dokularında fluor elementinin yeterince
depolanmaması hâlinde fluor eksikliği tâbir edilen bir takım rahatsızlıklar doğar. Yapılan bâzı
incelemeler çürümüş bir dişteki fluor miktarının sağlam diştekine göre düşük olduğunu göstermiştir.
Ayrıca çocuklarda raşitizm hastalığının fluor eksikliği durumunda daha çok ortaya çıktığı ifade
edilmektedir.
Vücudun ihtiyacı olan fluor miktarı içme sularında mevcuttur. İçme suları ve yiyeceklerle alınan fluorür
miktarı ihtiyaç duyulan seviyededir. Ayrıca fluorürlerin ağızdan çok fazla miktarda alınması da fluor
zehirlenmesine yol açar. Fluor ihtiva eden sanâyilerde çalışan işçilerde kronik fluor zehirlenmesi
görülebilir.
Oksijen (O)
Alm. Saurestof (m), Fr. Oxygéne (m), İng. Oxygen. Elementler içinde çok bol bulunanı olduğu hâlde,
eski kimyâcıların gözünden kaçan renksiz, kokusuz ve tatsız bir gaz. İlk defâ 1774 yılında J.Priestley
tarafından, cıva oksidin ısıtılması ile elde edildi. 1781’de Lavoisier, oksijenin, havada bulunan ve
yanmayı hâsıl eden bir madde olduğunu bildirdi. Bu maddeye, asit yapısı anlamına gelen oxygenıum
ismini verdi. Çünkü Lavoisier, bütün asitlerin oksijen ihtivâ ettiğini sanıyordu.
Bulunuşu: Atmosfer, hacim olarak % 21, ağırlıkça % 23,2 oksijen ihtivâ eder. Su, ağırlıkça % 88,8
oksijen bulundurur. Yer kabuğunun ise % 50’sini teşkil eder. Oksijen, serbest hâlde, havada, suda,
çözünmüş olarak ve toprak içinde en çok nitrat, fosfat ve karbonat hâlinde yer kabuğu içinde bulunur.
Özellikleri: Kimyâda “O” sembolüyle gösterilir. Atom numarası 8 olan oksijenin tabiatta kütle
numaraları 16 (% 99,76), 17 (% 0,04) ve 18 (% 0,20) olan üç izotopu vardır. Oksijenin atom ağırlığı 16
olarak kabul edilir. (Karbon atomunun ağırlığı 12 kabul edildiği zaman, oksijenin atom ağırlığı
15,9994’tür). Kütle numaraları 14, 15 ve 19 olan izotopları radyoaktiftir. Fakat bu radyoaktif izotopların
ömrü oldukça kısadır. Yarılanma müddetleri; 014’ün 72 sâniye, 015’in 2,1 dakika 019’un ise 29 sâniyedir.
Oksijenin çekirdeğinde 8 proton bulunmaktadır. İki yörüngesi olan oksijenin en dış yörüngesinde altı
elektron bulunmaktadır. Kimyâ reaksiyonlarının hemen hemen hepsinde iki elektron alarak (2-) hâle
geçer. Oksijen, normal sıcaklıkta pasif olduğu hâlde, yüksek sıcaklıkta aktiftir.
Serbest hâlde O2 moleküler yapısına sâhip olan oksijen havadan 1,1053 defâ daha ağırdır. Oksijenin
sudaki çözünürlüğü, 100 ml suda 2,8 ml’dir (20°C). Bu çözünme olayı balıklar için zarûridir. Oksijenin
kritik sıcaklığı -118,8°C’dır. Oksijen, bu sıcaklığın üzerinde sıvılaşmaz. Yâni sâdece basınçla
sıvılaştırılamaz.
Oksijenin kritik basıncı 49,7 atmosferdir. Bir atmosfer basınçtaki erime noktası -218,8°C ve kaynama
noktası -183°C’dir. Belli miktardaki oksijen, katı ve sıvı hâllerinin her ikisinde de şeffaf ve açık mavidir.
Sıvı oksijen, kuvvetli manyetiktir. Şâyet sıvı oksijenin bir atmosfer basıncındaki bir hacmi, normal
şartlar altında (760 mm Hg ve 20°C) buharlaştırılırsa, buharın hacmi, sıvı hacminin 860 misli olur. Katı
oksijenin yoğunluğu -252,5°C’de 1,426 g/cm3tür. Sıvı oksijenin yoğunluğu -183°C’de 1,143 g/cm3tür.
0°C’deki gaz oksijenin yoğunluğu 1,429 g/l’dir. Metallerin çok azı, sıvı hâldeyken oksijen absorblar
(emer). Absorblanan bu oksijen, metal katılaşırken tekrar metali terk eder.
Bileşikleri: Oksijenin en önemli bileşiği sudur (H2O). Kükürt dioksit (SO2) ve karbondioksit (CO2) gibi
ametal oksitler; alkol, aldehit ve karboksilli asitler gibi organik bileşikler; sülfürik asit (H2SO4), nitrat
asidi(HNO3) gibi mineral asitler oksijenin kovalent bağ oluşturduğu bileşiklerdir. Oksijenin metallerle
yaptığı bileşikler iyonik bileşiklerdir. Tabiatta bulunan birçok kıymetli mineral, (hematit (Fe2O3), küprit
(Cu2O), alumin (Al2O3) kalsiyum oksit (CaO) gibi) oksijen ihtivâ eder.
Elde edilişi:
1. Suyun elektrolizinden elde edilir. Az miktarda baz veya asit ilâve edilmiş saf su elektroliz edilirse,
anotta, çok saf oksijen elde edilir.
2. Laboratuvarda, potasyum kloratın (KClO3) mangandioksit (MnO2) ile ısıtılmasından elde edilir.
3. Potasyum permanganat ile hidrojen peroksit, asitli ortamda oksijen verir.
4. Endüstride, havadan elde edilir. Hava, sıvı hâle getirilir. Sıvı havanın franksiyonlu destilasyonunda
önce azot buharlaşır, geriye % 99,5 saflıkta oksijen kalır.
5. Yine endüstride, çok saf oksijen, baryum peroksidin (BaO2) 800°ye kadar ısıtılmasından elde edilir.
Kullanılışı: Hidrojen ve asetilen gibi yanıcı gazlarla birleştirilerek kaynakçılıkta kullanılır. Bu alevin
sıcaklığı yaklaşık 4000°C olduğu için, metal yüzeylerini eriterek, metalleri birbirine mevzi alarak
birleştirir.
Bu sıcaklıktan faydalanılarak, metaller ve çelikler kesilir. Kaynakçılıkta ve kesme işleminde kullanılan
oksijen, % 95,5 saflıktadır. Bu oksijen, tıpta oksijen tedâvisinde kullanılır. Roketlerin tahrikinde,
dalgıçların su altında çalışmalarında, su gazı îmâlinde, yüksek fırınlarda sentetik taşların îmâlinde,
kimyevî sentezlerde kullanılır.
Oksijen çevrimi: Oksijenin değişik biçimlere dönüşerek tabiatta devamlı dolaşımıdır. Oksijen havada
gaz hâlinde suda ise bileşik olarak bulunur. İnsanlar, hayvanlar ve bâzı bitkiler teneffüs yoluyla
aldıkları oksijeni karbondioksit hâlinde havaya veya suya geri verirler. Daha sonra algler ve yeşil
bitkiler aldıkları karbondioksidi fotosentez yoluyla karbonhidratlara dönüştürürler. Bu arada yan ürün
olarak da oksijen açığa çıkar. Dünyâdaki sular biyosferin başlıca oksijen kaynağıdır. Mevcut oksijenin
yaklaşık yüzde 90’ının sularda yaşayan alglerce karşılandığı tespit edilmiştir. Tabiattaki hâdiseler
atmosferdeki oksijen miktarının sâbit kalmasına ve böylece hayâtın devam etmesine imkân
sağlayacak şekilde tezâhür eder.
eski kimyâcıların gözünden kaçan renksiz, kokusuz ve tatsız bir gaz. İlk defâ 1774 yılında J.Priestley
tarafından, cıva oksidin ısıtılması ile elde edildi. 1781’de Lavoisier, oksijenin, havada bulunan ve
yanmayı hâsıl eden bir madde olduğunu bildirdi. Bu maddeye, asit yapısı anlamına gelen oxygenıum
ismini verdi. Çünkü Lavoisier, bütün asitlerin oksijen ihtivâ ettiğini sanıyordu.
Bulunuşu: Atmosfer, hacim olarak % 21, ağırlıkça % 23,2 oksijen ihtivâ eder. Su, ağırlıkça % 88,8
oksijen bulundurur. Yer kabuğunun ise % 50’sini teşkil eder. Oksijen, serbest hâlde, havada, suda,
çözünmüş olarak ve toprak içinde en çok nitrat, fosfat ve karbonat hâlinde yer kabuğu içinde bulunur.
Özellikleri: Kimyâda “O” sembolüyle gösterilir. Atom numarası 8 olan oksijenin tabiatta kütle
numaraları 16 (% 99,76), 17 (% 0,04) ve 18 (% 0,20) olan üç izotopu vardır. Oksijenin atom ağırlığı 16
olarak kabul edilir. (Karbon atomunun ağırlığı 12 kabul edildiği zaman, oksijenin atom ağırlığı
15,9994’tür). Kütle numaraları 14, 15 ve 19 olan izotopları radyoaktiftir. Fakat bu radyoaktif izotopların
ömrü oldukça kısadır. Yarılanma müddetleri; 014’ün 72 sâniye, 015’in 2,1 dakika 019’un ise 29 sâniyedir.
Oksijenin çekirdeğinde 8 proton bulunmaktadır. İki yörüngesi olan oksijenin en dış yörüngesinde altı
elektron bulunmaktadır. Kimyâ reaksiyonlarının hemen hemen hepsinde iki elektron alarak (2-) hâle
geçer. Oksijen, normal sıcaklıkta pasif olduğu hâlde, yüksek sıcaklıkta aktiftir.
Serbest hâlde O2 moleküler yapısına sâhip olan oksijen havadan 1,1053 defâ daha ağırdır. Oksijenin
sudaki çözünürlüğü, 100 ml suda 2,8 ml’dir (20°C). Bu çözünme olayı balıklar için zarûridir. Oksijenin
kritik sıcaklığı -118,8°C’dır. Oksijen, bu sıcaklığın üzerinde sıvılaşmaz. Yâni sâdece basınçla
sıvılaştırılamaz.
Oksijenin kritik basıncı 49,7 atmosferdir. Bir atmosfer basınçtaki erime noktası -218,8°C ve kaynama
noktası -183°C’dir. Belli miktardaki oksijen, katı ve sıvı hâllerinin her ikisinde de şeffaf ve açık mavidir.
Sıvı oksijen, kuvvetli manyetiktir. Şâyet sıvı oksijenin bir atmosfer basıncındaki bir hacmi, normal
şartlar altında (760 mm Hg ve 20°C) buharlaştırılırsa, buharın hacmi, sıvı hacminin 860 misli olur. Katı
oksijenin yoğunluğu -252,5°C’de 1,426 g/cm3tür. Sıvı oksijenin yoğunluğu -183°C’de 1,143 g/cm3tür.
0°C’deki gaz oksijenin yoğunluğu 1,429 g/l’dir. Metallerin çok azı, sıvı hâldeyken oksijen absorblar
(emer). Absorblanan bu oksijen, metal katılaşırken tekrar metali terk eder.
Bileşikleri: Oksijenin en önemli bileşiği sudur (H2O). Kükürt dioksit (SO2) ve karbondioksit (CO2) gibi
ametal oksitler; alkol, aldehit ve karboksilli asitler gibi organik bileşikler; sülfürik asit (H2SO4), nitrat
asidi(HNO3) gibi mineral asitler oksijenin kovalent bağ oluşturduğu bileşiklerdir. Oksijenin metallerle
yaptığı bileşikler iyonik bileşiklerdir. Tabiatta bulunan birçok kıymetli mineral, (hematit (Fe2O3), küprit
(Cu2O), alumin (Al2O3) kalsiyum oksit (CaO) gibi) oksijen ihtivâ eder.
Elde edilişi:
1. Suyun elektrolizinden elde edilir. Az miktarda baz veya asit ilâve edilmiş saf su elektroliz edilirse,
anotta, çok saf oksijen elde edilir.
2. Laboratuvarda, potasyum kloratın (KClO3) mangandioksit (MnO2) ile ısıtılmasından elde edilir.
3. Potasyum permanganat ile hidrojen peroksit, asitli ortamda oksijen verir.
4. Endüstride, havadan elde edilir. Hava, sıvı hâle getirilir. Sıvı havanın franksiyonlu destilasyonunda
önce azot buharlaşır, geriye % 99,5 saflıkta oksijen kalır.
5. Yine endüstride, çok saf oksijen, baryum peroksidin (BaO2) 800°ye kadar ısıtılmasından elde edilir.
Kullanılışı: Hidrojen ve asetilen gibi yanıcı gazlarla birleştirilerek kaynakçılıkta kullanılır. Bu alevin
sıcaklığı yaklaşık 4000°C olduğu için, metal yüzeylerini eriterek, metalleri birbirine mevzi alarak
birleştirir.
Bu sıcaklıktan faydalanılarak, metaller ve çelikler kesilir. Kaynakçılıkta ve kesme işleminde kullanılan
oksijen, % 95,5 saflıktadır. Bu oksijen, tıpta oksijen tedâvisinde kullanılır. Roketlerin tahrikinde,
dalgıçların su altında çalışmalarında, su gazı îmâlinde, yüksek fırınlarda sentetik taşların îmâlinde,
kimyevî sentezlerde kullanılır.
Oksijen çevrimi: Oksijenin değişik biçimlere dönüşerek tabiatta devamlı dolaşımıdır. Oksijen havada
gaz hâlinde suda ise bileşik olarak bulunur. İnsanlar, hayvanlar ve bâzı bitkiler teneffüs yoluyla
aldıkları oksijeni karbondioksit hâlinde havaya veya suya geri verirler. Daha sonra algler ve yeşil
bitkiler aldıkları karbondioksidi fotosentez yoluyla karbonhidratlara dönüştürürler. Bu arada yan ürün
olarak da oksijen açığa çıkar. Dünyâdaki sular biyosferin başlıca oksijen kaynağıdır. Mevcut oksijenin
yaklaşık yüzde 90’ının sularda yaşayan alglerce karşılandığı tespit edilmiştir. Tabiattaki hâdiseler
atmosferdeki oksijen miktarının sâbit kalmasına ve böylece hayâtın devam etmesine imkân
sağlayacak şekilde tezâhür eder.
Azot (N)
Alm. Stickstoff, Fr. Azote, İng. Nitrogen. Dünya etrafındaki atmosferde oksijen ile karışım halinde
bulunan renksiz gaz. Atmosferin hacim olarak % 78.09’u azot, % 20.95'i oksijendir. Kimyada (N)
sembolü ile gösterilir. Serbest halde bulunan azot, iki atomlu moleküller halinde bulunur. Bu yüzden
kimya reaksiyon denklemlerinde azot, N2 halinde yazılır. Kabul edilen atom ağırlığı 14.008 olup, iki
tane kararlı izotopu vardır. Azot elde edildiği zaman % 99.635 N14, % 0.365 N15 izotoplarını ihtiva eder
ki, bunların ortalaması yukardaki atom ağırlığını verir. Üretilebilen dört tane radyoaktif izotopu vardır.
Bunlar N12, N13, N16 ve N17dir. Atom numarası “7” olup çekirdeğinde “7” proton bulunmaktadır. İki
tane yörüngesi olup, birincisinde iki, ikincisinde ise 5 elektron bulunmaktadır. En büyük (-) değerliği 3,
en büyük (+) değerliği 5’tir. (-3) (+5) arasında bazı değerliklere de sahiptir.
Elementel azot en az tesirli veya en atıl olan elementel gazdır. Bu, azotun başka maddelerle, yani
kolay reaksiyona giren maddelerle bile adi şartlarda (oda sıcaklığında, normal basınçta) reaksiyona
girmemesi demektir. Atıllık reaksiyon ilgisinin az olması demektir. Bunun sebebi de N2 molekülündeki
iki atomun birbirine sağlam bağlanmasındandır. Atom halindeki azot ise oldukça tesirlidir.
Elde edilmesi:
1. En önemli azot kaynağı havadır. Havanın sıvılaştırılıp fraksiyonlu destilasyona tabi tutulması ile elde
edilir. Sıvı havadan, önce -196°C’de (azotun kaynama noktası) azot buharlaşır ve geriye oksijen kalır.
Böylece azot elde edilmiş olur. (Bu işlem Linde aparatında yapılır.) Azot 150 atmosfer basınç altında
çelik tüplerde saklanabilir.
2. Amonyum nitritin (NH4NO2) ısıtılması ile saf azot ele geçer.
3. Aktif metaller hava azotu ile nitrürleri verirler. Bu metal nitrürlerin (azotürlerin) bozunmasından azot
elde edilir.
4. Amonyakın sıcakta bakır oksit (CuO) üzerinden geçirilmesinden veya kireç kaymağı ile
yükseltgenmesinden elde edilir.
Tarihçesi: 1772 yılında Priestley, ilk defa havanın yanmayan kısmının olduğunu, aynı yıl içinde
Scheele havanın azot ve oksijen karışımı olduğunu buldu. Azot ismini ilk defa Lavosier verdi.
Kullanılışı: En çok amonyak yapmada, az miktarda azotlu kireç denilen kalsiyum siyanamid
yapımında kullanılır. Kimyasal reaksiyonlarda inert atmosfer olarak, sıvı azot ise, süper soğutmada
kullanılır. Hava azotundan elde edilen amonyak, azotdioksit ve kireçli azot, gübre olarak kullanılır. Azot
bileşiklerinden faydalanarak harp mühimmatı (patlayıcı maddeler) yapılır. Ekseri bitkiler N2 molekülü
halindeki azotla bir şey yapamazlar. Yani kendi bünyelerine doğrudan alıp hazmedemezler. Bitki,
bünyesindeki proteini inşa edebilmek için lazım olan azotu topraktaki azot bileşiklerinden alır. Tabii ve
sun’i gübreler bitkilere azot vermektedir. Baklagiller ve yoncalar elementel azotu kullanırlar. Fakat bu,
bitkinin kendisi tarafından değil kökünde yaşayan bakteriler tarafından yapılır. Bu bakteriler havadaki
serbest azot molekülünü bölme sırrını bilirler ve havadan yaptıkları azot bileşiklerini azot gıdası olarak
sunarlar. Bu sebeple baklagiller azot bakımından zengindir. Azot bileşiklerince fakir olan tarlaya yonca
ekildiği zaman toprağın azot bakımından zenginleşmesine sebeb olunur.
Azotun devri: Toprakta bulunan nitratlardan bir kısmı yağmur suları ve ırmaklar vasıtasıyle denize
gider. Bu nitratlar deniz bakterileri yardımıyle N2 (gaz) haline dönerek havaya geçer. Fakat bu kayıp
şimşek ve bitki bakterileri yardımıyle tekrar nitratlar halinde döndürülerek telafi edilir. Bunun böyle
olduğunu yüce kitabımız Kur’an-ı kerim ve hadis-i şerifler açıkça haber veriyor. Nitekim Mü’min suresi
13. ayet-i kerimesinde mealen; "Size mucizelerini gösteren, size gökten rızk indiren O’dur. Allah’a
yönelenlerden başkası ibret almaz." buyrulmaktadır.
Bugün fen adamları, bu hakikati anlamaya başlamışlardır. Yağmurlu havalarda, şimşekler sebebiyle,
havanın azot gazı oksijen gazı ile kimyaca birleşerek, azot monoksid denilen, renksiz gaz hasıl eder.
Bu gaz havada serbest halde kalamaz. Tekrar oksijenle birleşerek azot dioksid haline döner. Turuncu
renkli ve boğucu olan bu gaz da, havadaki nem (su buharı) ile birleşerek, nitrik asit (yani kezzab ismi
ile satılan mayi)i teşekkül ettirir. Yine şimşeklerin tesiri ile havadaki su buharının parçalanmasından
serbest hale geçen hidrojen (müvellidülma) gazı da, havanın azotu ile birleşerek amonyak gazı hasıl
eder ki, bu gaz, o esnada hasıl olan nitrat asidi ile ve havada zaten mevcud olan karbon dioksit gazı ile
birleşerek, amonium nitrat ve amonium karbonat tuzları meydana getirir. Bu iki tuz, diğer bütün alkali
metallerin tuzları gibi, suda çözündüğünden, yağmurla toprağa iner. Toprak, bu maddeleri kalsium
nitrat haline çevirerek, bitkilere verir. Bitkiler, bu tuzları albüminli maddelere (proteinlere) çevirir.
Proteinler, bitkiden, ot yiyen hayvanlara ve insanlara geçer. İnsanlar bu proteinleri bitkilerden ve ot
yiyen hayvanlardan alır. Bu maddeler insanların ve hayvanların hücrelerinin yapı taşıdır. Kuru
proteinlerin içinde % 14 azot gazı vardır. İşte, yağmur suları vasıtası ile toprağa, her sene dört yüz
milyon tondan ziyade hava azotunun gelerek gıda haline döndüğü bugün hesab edilmiştir. Denizlere
gelen, elbette daha çoktur. Semadan (gökyüzünden) bu suretle rızk indiğini bugün fen yolu ile
anlayabiliyoruz. Daha nice şekillerde de inmektedir. Fen, ileride bu yollardan bazısını da belki
açıklayacaktır.
Topraktaki nitratların bir kısmını da bitkiler alarak kendi laboratuvarlarında bitkisel protein (azotlu
bileşikler) haline çevirirler. Bu bitkilerin bir kısmı ölüp çürür ve toprağa karışır. Bitkisel proteinler
toprakta amonyak haline döner. Amonyak da nitrifikan bakteriler tarafından tekrar nitrat haline
dönüştürülür. Yine bu bitkilerden bir kısmını hayvanlar yer ve onlar da bitkisel proteini hayvansal
protein haline çevirir. Bu proteinler kazurat halinde insan ve hayvanlardan toprağa ve denizlere geçer.
Toprakta, proteinler yine nitratlar haline dönüşürken denizde azot haline dönüşür.
Görüldüğü gibi, şehirleşme sonucu proteinlerin büyük bir kısmı kazurat halinde denize gitmekte ve
nitrat yerine azot gazının meydana gelmesine sebeb olmaktadır. Böylece denge bozulmakta ve
giderek sun’i azot gübresi ihtiyacı artmaktadır. Türkiye’de bu durum giderek kendini açıkça
göstermektedir. Gerekli yerlerde sun’i azot gübresi fabrikalarının kurulması gerekmektedir. (Bkz.
Gübre)
sıvıdır. Donma noktası 1.8°C, yoğunluğu 1.101 g/cm3tür. Su ile her oranda karışır. Saf halde kararlı
değildir. Asitlerle tuzları verir. Mesela HCI ile H2N-NH3Cl kararlı bileşiğini verir. Hidrazin, amonyaktan
iki yolla elde edilebilir. Biri, amonyağın 180°C ve 50 atm.de NaOCI ile reaksiyona sokulmasıdır.
Hidrazin ve tuzları mesela sülfatları kuvvetli indirgeme araçlarıdır.
Hidrazin, asimetrik dimetil hidrazin (H2N-N(CH3)2 roket yakıtı olarak, hidrojen peroksitle birlikte
kullanılmaktadır. Sodyum hidrazid kolayca patlar.
Hidroksil amin H2NOH: Hidroksil amin yarı hidrazin yarı hidrojen peroksit gibidir. % 50’lik sülfat asidi
içinde, nitrat tuzlarının elektrolitik olarak indirgenmesinden tuz olarak elde edilir. Sentezlerde miyoz
(belirteç) olarak kullanılır. Mesela aldehit ve keton, hidroksil amin yardımı ile belirlenir. Hidroksil amin
hem indirgen, hem yükseltgendir. Antiseptik ve fotoğrafcılıkta devolaper olarak kullanılır.
Erime noktası 33.1°C’dir. Bu derecenin üstünde kararlı olmayıp, patlama şeklinde bozunur. Asitlerle
muamelesinden tuz elde edilir. Bazik özelliği NH3’inkinden azdır.
Azotür asidi (N3H): Hidrozoik asid de denir. 37 °C’de kaynayan renksiz bir sıvıdır. Erime noktası 80
°C’dir. İlk defa Curtius tarafından bulundu. Azotür asidi çok patlayıcı ve zehirlidir. Buharı solunulursa,
burun bir kaç saat sonra şişer. Önemli tuzları: Sodyum asid (NaN3)dir. Gümüş ve Kurşun azotürler,
insiyal patlayıcı olarak kullanılır.
gazdır. Seyreltik halde renksiz, kokusuz, derişik halde ise tatlımsı bir kokuya sahiptir. Amonyum
nitratın (NH4NO3) 170 °C’ye ısıtılmasından elde edilir. Yüksek sıcaklıkta bozunarak azot (N2) ve
oksijene (O2) dönüşür. Verdiği oksijenden dolayı yanmayı şiddetlendirir. Az koklandığı zaman ilk önce
bir nevi sarhoşluk verir, çok koklanırsa bayıltır. Narkozitan tesiri en emin olan narkozdur. Hiçbir
zehirleyici özelliği yoktur. Diğer azot oksitlere nisbetle daha kararlıdır. Azotlarından biri (+5), diğeri (-3)
değerliktedir.
Azot oksit (NO): Renksiz bir gazdır. 1784’te keşfedildi. Laboratuvarda az miktarda NO elde etmek
için, sulu nitrat asidi, Cu, Ag ve Hg gibi metallere etki ettirilir. Laboratuvar metodu olarak başka yolları
da vardır. Teknikte ise iki yolla havadan elde edilir.
1. Norveç metodu: Elektrik arkları ile 4000 °C’lik bir sıcaklık elde edilir. Bu sıcaklıkta hava azot ve
oksijeninden NO elde edilir.
2. Oswald metodu: Önce haber metodu ile hava azotundan amonyak elde edilir. Hususi şartlarda
hava oksijeni ile amonyak yakılırsa, azot monoksit elde edilir. Azot monoksit hava oksijeni ile hemen
reaksiyon vererek renkli azot dioksidi meydana getirir. Erime noktası -162.6°C, kaynama noktası ise
-152°C’dir.
Diazot trioksit (N2O3): Koyu mavi renkte bir gazdır. Aslında NO ve NO2 karışımıdır. Fakat N2O3
şeklinde hareket eder. -20°C’ye soğutulursa sıvı hale geçer.
Azotdioksit (NO2): Kırmızı renkli bir gazdır. Bu gazın dimeri olan N2O4, renksiz olup, kaynama
noktası 20°C civarındadır. Azotdioksidin kaynama noktası 21.3°C civarındadır. Azot monoksidin
oksidasyonu ile elde edilir.
Diazotpentaoksit (N2O5): Katı billuri bir maddedir. Nitrat asidinin anhidritidir. Su ile dumanlı nitrat
asidini verir.
Azo bileşikleri: Molekül yapısında azo grubu (– N = N –) bulunan organik bileşiklerdir. Azot
atomlarına bağlı atom grupları herhangi bir grup olabilir.Ancak sanayi açısından büyük kıymet taşıyan
ve ticari boyarmaddelerin yarıdan fazlasını teşkil eden azo bileşiklerinde, benzer grubu veya türevleri
azo atomuna bağlıdır.
Azo boyaları: Azo boyarmaddeleri olarak da bilinirler. Bu boyarmaddeler kimyasal özelliklerine bağlı
olarak en iyi sonuç verdiği elyafın cinsine ve tatbik tekniğine göre çeşitli sınıflara ayrılır.
Pamuğun azo boyalarıyla boyanmasında uygulanan en eski metod, birbirleriyle tepkimeye girerek,
boyarmaddenin elyafın içinde veya yüzeyinde tutunmasını sağlayacak olan iki kimyasal elemanlı
çözeltinin ard arda birkaç defa elyafa uygulanmasına dayanır.
Sübstantif boyalar adıyla bilinen azo boyaları, uygulanması en kolay olan gruptur. Bu boyaların
bileşiminde, suda çözünmelerini sağlayan kimyasal gruplar bulunduğu için, çözelti içindeki
boyarmaddeyi pamuk kolayca emebilir. Kongo kırmızısı bu tür boyaların ilk misalidir.
Asit azo bayaları bilhassa yün ve ipekte çok iyi netice verir. Bugün bile kullanılan eski bir boyarmadde
olan tartrazin sarı renkte bir asit azo boyasıdır.
Diğer azo boyaları metal iyonlarını bağlayan kimyasal grupları ihtiva eder. Bu boyalarla kullanılan
çeşitli metal tuzları arasında en yaygını krom ve bakır tuzlarıdır.
bulunan renksiz gaz. Atmosferin hacim olarak % 78.09’u azot, % 20.95'i oksijendir. Kimyada (N)
sembolü ile gösterilir. Serbest halde bulunan azot, iki atomlu moleküller halinde bulunur. Bu yüzden
kimya reaksiyon denklemlerinde azot, N2 halinde yazılır. Kabul edilen atom ağırlığı 14.008 olup, iki
tane kararlı izotopu vardır. Azot elde edildiği zaman % 99.635 N14, % 0.365 N15 izotoplarını ihtiva eder
ki, bunların ortalaması yukardaki atom ağırlığını verir. Üretilebilen dört tane radyoaktif izotopu vardır.
Bunlar N12, N13, N16 ve N17dir. Atom numarası “7” olup çekirdeğinde “7” proton bulunmaktadır. İki
tane yörüngesi olup, birincisinde iki, ikincisinde ise 5 elektron bulunmaktadır. En büyük (-) değerliği 3,
en büyük (+) değerliği 5’tir. (-3) (+5) arasında bazı değerliklere de sahiptir.
Elementel azot en az tesirli veya en atıl olan elementel gazdır. Bu, azotun başka maddelerle, yani
kolay reaksiyona giren maddelerle bile adi şartlarda (oda sıcaklığında, normal basınçta) reaksiyona
girmemesi demektir. Atıllık reaksiyon ilgisinin az olması demektir. Bunun sebebi de N2 molekülündeki
iki atomun birbirine sağlam bağlanmasındandır. Atom halindeki azot ise oldukça tesirlidir.
Elde edilmesi:
1. En önemli azot kaynağı havadır. Havanın sıvılaştırılıp fraksiyonlu destilasyona tabi tutulması ile elde
edilir. Sıvı havadan, önce -196°C’de (azotun kaynama noktası) azot buharlaşır ve geriye oksijen kalır.
Böylece azot elde edilmiş olur. (Bu işlem Linde aparatında yapılır.) Azot 150 atmosfer basınç altında
çelik tüplerde saklanabilir.
2. Amonyum nitritin (NH4NO2) ısıtılması ile saf azot ele geçer.
3. Aktif metaller hava azotu ile nitrürleri verirler. Bu metal nitrürlerin (azotürlerin) bozunmasından azot
elde edilir.
4. Amonyakın sıcakta bakır oksit (CuO) üzerinden geçirilmesinden veya kireç kaymağı ile
yükseltgenmesinden elde edilir.
Tarihçesi: 1772 yılında Priestley, ilk defa havanın yanmayan kısmının olduğunu, aynı yıl içinde
Scheele havanın azot ve oksijen karışımı olduğunu buldu. Azot ismini ilk defa Lavosier verdi.
Kullanılışı: En çok amonyak yapmada, az miktarda azotlu kireç denilen kalsiyum siyanamid
yapımında kullanılır. Kimyasal reaksiyonlarda inert atmosfer olarak, sıvı azot ise, süper soğutmada
kullanılır. Hava azotundan elde edilen amonyak, azotdioksit ve kireçli azot, gübre olarak kullanılır. Azot
bileşiklerinden faydalanarak harp mühimmatı (patlayıcı maddeler) yapılır. Ekseri bitkiler N2 molekülü
halindeki azotla bir şey yapamazlar. Yani kendi bünyelerine doğrudan alıp hazmedemezler. Bitki,
bünyesindeki proteini inşa edebilmek için lazım olan azotu topraktaki azot bileşiklerinden alır. Tabii ve
sun’i gübreler bitkilere azot vermektedir. Baklagiller ve yoncalar elementel azotu kullanırlar. Fakat bu,
bitkinin kendisi tarafından değil kökünde yaşayan bakteriler tarafından yapılır. Bu bakteriler havadaki
serbest azot molekülünü bölme sırrını bilirler ve havadan yaptıkları azot bileşiklerini azot gıdası olarak
sunarlar. Bu sebeple baklagiller azot bakımından zengindir. Azot bileşiklerince fakir olan tarlaya yonca
ekildiği zaman toprağın azot bakımından zenginleşmesine sebeb olunur.
Azotun devri: Toprakta bulunan nitratlardan bir kısmı yağmur suları ve ırmaklar vasıtasıyle denize
gider. Bu nitratlar deniz bakterileri yardımıyle N2 (gaz) haline dönerek havaya geçer. Fakat bu kayıp
şimşek ve bitki bakterileri yardımıyle tekrar nitratlar halinde döndürülerek telafi edilir. Bunun böyle
olduğunu yüce kitabımız Kur’an-ı kerim ve hadis-i şerifler açıkça haber veriyor. Nitekim Mü’min suresi
13. ayet-i kerimesinde mealen; "Size mucizelerini gösteren, size gökten rızk indiren O’dur. Allah’a
yönelenlerden başkası ibret almaz." buyrulmaktadır.
Bugün fen adamları, bu hakikati anlamaya başlamışlardır. Yağmurlu havalarda, şimşekler sebebiyle,
havanın azot gazı oksijen gazı ile kimyaca birleşerek, azot monoksid denilen, renksiz gaz hasıl eder.
Bu gaz havada serbest halde kalamaz. Tekrar oksijenle birleşerek azot dioksid haline döner. Turuncu
renkli ve boğucu olan bu gaz da, havadaki nem (su buharı) ile birleşerek, nitrik asit (yani kezzab ismi
ile satılan mayi)i teşekkül ettirir. Yine şimşeklerin tesiri ile havadaki su buharının parçalanmasından
serbest hale geçen hidrojen (müvellidülma) gazı da, havanın azotu ile birleşerek amonyak gazı hasıl
eder ki, bu gaz, o esnada hasıl olan nitrat asidi ile ve havada zaten mevcud olan karbon dioksit gazı ile
birleşerek, amonium nitrat ve amonium karbonat tuzları meydana getirir. Bu iki tuz, diğer bütün alkali
metallerin tuzları gibi, suda çözündüğünden, yağmurla toprağa iner. Toprak, bu maddeleri kalsium
nitrat haline çevirerek, bitkilere verir. Bitkiler, bu tuzları albüminli maddelere (proteinlere) çevirir.
Proteinler, bitkiden, ot yiyen hayvanlara ve insanlara geçer. İnsanlar bu proteinleri bitkilerden ve ot
yiyen hayvanlardan alır. Bu maddeler insanların ve hayvanların hücrelerinin yapı taşıdır. Kuru
proteinlerin içinde % 14 azot gazı vardır. İşte, yağmur suları vasıtası ile toprağa, her sene dört yüz
milyon tondan ziyade hava azotunun gelerek gıda haline döndüğü bugün hesab edilmiştir. Denizlere
gelen, elbette daha çoktur. Semadan (gökyüzünden) bu suretle rızk indiğini bugün fen yolu ile
anlayabiliyoruz. Daha nice şekillerde de inmektedir. Fen, ileride bu yollardan bazısını da belki
açıklayacaktır.
Topraktaki nitratların bir kısmını da bitkiler alarak kendi laboratuvarlarında bitkisel protein (azotlu
bileşikler) haline çevirirler. Bu bitkilerin bir kısmı ölüp çürür ve toprağa karışır. Bitkisel proteinler
toprakta amonyak haline döner. Amonyak da nitrifikan bakteriler tarafından tekrar nitrat haline
dönüştürülür. Yine bu bitkilerden bir kısmını hayvanlar yer ve onlar da bitkisel proteini hayvansal
protein haline çevirir. Bu proteinler kazurat halinde insan ve hayvanlardan toprağa ve denizlere geçer.
Toprakta, proteinler yine nitratlar haline dönüşürken denizde azot haline dönüşür.
Görüldüğü gibi, şehirleşme sonucu proteinlerin büyük bir kısmı kazurat halinde denize gitmekte ve
nitrat yerine azot gazının meydana gelmesine sebeb olmaktadır. Böylece denge bozulmakta ve
giderek sun’i azot gübresi ihtiyacı artmaktadır. Türkiye’de bu durum giderek kendini açıkça
göstermektedir. Gerekli yerlerde sun’i azot gübresi fabrikalarının kurulması gerekmektedir. (Bkz.
Gübre)
Azot Bileşikleri
Hidrazin (Diamit) H2N-NH2: Renksiz zayıfca amonyak kokulu, kaynama noktası 113.5°C olan birsıvıdır. Donma noktası 1.8°C, yoğunluğu 1.101 g/cm3tür. Su ile her oranda karışır. Saf halde kararlı
değildir. Asitlerle tuzları verir. Mesela HCI ile H2N-NH3Cl kararlı bileşiğini verir. Hidrazin, amonyaktan
iki yolla elde edilebilir. Biri, amonyağın 180°C ve 50 atm.de NaOCI ile reaksiyona sokulmasıdır.
Hidrazin ve tuzları mesela sülfatları kuvvetli indirgeme araçlarıdır.
Hidrazin, asimetrik dimetil hidrazin (H2N-N(CH3)2 roket yakıtı olarak, hidrojen peroksitle birlikte
kullanılmaktadır. Sodyum hidrazid kolayca patlar.
Hidroksil amin H2NOH: Hidroksil amin yarı hidrazin yarı hidrojen peroksit gibidir. % 50’lik sülfat asidi
içinde, nitrat tuzlarının elektrolitik olarak indirgenmesinden tuz olarak elde edilir. Sentezlerde miyoz
(belirteç) olarak kullanılır. Mesela aldehit ve keton, hidroksil amin yardımı ile belirlenir. Hidroksil amin
hem indirgen, hem yükseltgendir. Antiseptik ve fotoğrafcılıkta devolaper olarak kullanılır.
Erime noktası 33.1°C’dir. Bu derecenin üstünde kararlı olmayıp, patlama şeklinde bozunur. Asitlerle
muamelesinden tuz elde edilir. Bazik özelliği NH3’inkinden azdır.
Azotür asidi (N3H): Hidrozoik asid de denir. 37 °C’de kaynayan renksiz bir sıvıdır. Erime noktası 80
°C’dir. İlk defa Curtius tarafından bulundu. Azotür asidi çok patlayıcı ve zehirlidir. Buharı solunulursa,
burun bir kaç saat sonra şişer. Önemli tuzları: Sodyum asid (NaN3)dir. Gümüş ve Kurşun azotürler,
insiyal patlayıcı olarak kullanılır.
Azot Oksitleri
Azotoksidul (Diazot monoksit) N2O: Güldürücü gaz olarak bilinir. Anestezik olarak kullanılan en eskigazdır. Seyreltik halde renksiz, kokusuz, derişik halde ise tatlımsı bir kokuya sahiptir. Amonyum
nitratın (NH4NO3) 170 °C’ye ısıtılmasından elde edilir. Yüksek sıcaklıkta bozunarak azot (N2) ve
oksijene (O2) dönüşür. Verdiği oksijenden dolayı yanmayı şiddetlendirir. Az koklandığı zaman ilk önce
bir nevi sarhoşluk verir, çok koklanırsa bayıltır. Narkozitan tesiri en emin olan narkozdur. Hiçbir
zehirleyici özelliği yoktur. Diğer azot oksitlere nisbetle daha kararlıdır. Azotlarından biri (+5), diğeri (-3)
değerliktedir.
Azot oksit (NO): Renksiz bir gazdır. 1784’te keşfedildi. Laboratuvarda az miktarda NO elde etmek
için, sulu nitrat asidi, Cu, Ag ve Hg gibi metallere etki ettirilir. Laboratuvar metodu olarak başka yolları
da vardır. Teknikte ise iki yolla havadan elde edilir.
1. Norveç metodu: Elektrik arkları ile 4000 °C’lik bir sıcaklık elde edilir. Bu sıcaklıkta hava azot ve
oksijeninden NO elde edilir.
2. Oswald metodu: Önce haber metodu ile hava azotundan amonyak elde edilir. Hususi şartlarda
hava oksijeni ile amonyak yakılırsa, azot monoksit elde edilir. Azot monoksit hava oksijeni ile hemen
reaksiyon vererek renkli azot dioksidi meydana getirir. Erime noktası -162.6°C, kaynama noktası ise
-152°C’dir.
Diazot trioksit (N2O3): Koyu mavi renkte bir gazdır. Aslında NO ve NO2 karışımıdır. Fakat N2O3
şeklinde hareket eder. -20°C’ye soğutulursa sıvı hale geçer.
Azotdioksit (NO2): Kırmızı renkli bir gazdır. Bu gazın dimeri olan N2O4, renksiz olup, kaynama
noktası 20°C civarındadır. Azotdioksidin kaynama noktası 21.3°C civarındadır. Azot monoksidin
oksidasyonu ile elde edilir.
Diazotpentaoksit (N2O5): Katı billuri bir maddedir. Nitrat asidinin anhidritidir. Su ile dumanlı nitrat
asidini verir.
Azo bileşikleri: Molekül yapısında azo grubu (– N = N –) bulunan organik bileşiklerdir. Azot
atomlarına bağlı atom grupları herhangi bir grup olabilir.Ancak sanayi açısından büyük kıymet taşıyan
ve ticari boyarmaddelerin yarıdan fazlasını teşkil eden azo bileşiklerinde, benzer grubu veya türevleri
azo atomuna bağlıdır.
Azo boyaları: Azo boyarmaddeleri olarak da bilinirler. Bu boyarmaddeler kimyasal özelliklerine bağlı
olarak en iyi sonuç verdiği elyafın cinsine ve tatbik tekniğine göre çeşitli sınıflara ayrılır.
Pamuğun azo boyalarıyla boyanmasında uygulanan en eski metod, birbirleriyle tepkimeye girerek,
boyarmaddenin elyafın içinde veya yüzeyinde tutunmasını sağlayacak olan iki kimyasal elemanlı
çözeltinin ard arda birkaç defa elyafa uygulanmasına dayanır.
Sübstantif boyalar adıyla bilinen azo boyaları, uygulanması en kolay olan gruptur. Bu boyaların
bileşiminde, suda çözünmelerini sağlayan kimyasal gruplar bulunduğu için, çözelti içindeki
boyarmaddeyi pamuk kolayca emebilir. Kongo kırmızısı bu tür boyaların ilk misalidir.
Asit azo bayaları bilhassa yün ve ipekte çok iyi netice verir. Bugün bile kullanılan eski bir boyarmadde
olan tartrazin sarı renkte bir asit azo boyasıdır.
Diğer azo boyaları metal iyonlarını bağlayan kimyasal grupları ihtiva eder. Bu boyalarla kullanılan
çeşitli metal tuzları arasında en yaygını krom ve bakır tuzlarıdır.
Karbon (C)
Alm. Kohlenstoff (m), Fr. Carbone (m), İng. Carbon. Sembolü C, bileşikleri tabiatta çok geniş alana
dağılmış olan metalik olmayan kimyâsal bir element.
Özellikleri: Karbon, element hâlinde kömür, grafit ve elmas olarak üç şekilde bulunur. Bunlara
karbonun allotropları denir. Bunlardan elmas, saf karbon olup kristal yapıya sâhiptir. Diğer ikisi
safsızlık ihtivâ edip amorf yapıdadır. Meselâ, kömürün menşei bitkilerdir. Bu yüzden kömürde bitkiden
gelen maddeler bulunmaktadır. Karbonun atom numarası altıdır. Değerlik elektronu dörttür. En dış
yörüngesinde bulunan 4 elektrondan ikisi, 2s2 orbitalinde, diğer ikisi de 2p2 orbitalindedir. Diğer
elementlerle bağ yaparken 2s orbitalinde bulunan bir elektron boş olan 2p orbitaline geçercesine
hareket eder. Böylece aynı özellikte dört tâne çiftleşmemiş elektron meydana gelir.
Bunların enerji seviyeleri aynıdır. Bu davranış Sp3 hibridizasyonu olarak adlandırılır.
3500°C’de sublime olmaya başlayan karbon, 3550°C’de erir ve 4827°C’de kaynar. Grafit hâlindeki
karbonun yoğunluğu 2,26 g/cm3tür. Oda sıcaklığında kolay kolay reaksiyona girmez ve suda hemen
hiç çözünmez. Gerekli sıcaklığa geldiği zaman hava oksijeni ile okside olarak (yanarak) karbondioksid
verir. Grafit ve elmasın yanması kömürün yanmasından daha yüksek sıcaklıkta olur.
Karbonun, kütle numaraları 10 ilâ 16 arasında olan altı tâne izotopu vardır. 12C ve 13C izotopları
kararlıdır. Tabiatta bulunan karbonun % 98,89’u 12C ve % 1.11 de 13C izotopudur. 14C radyoaktif
izotopu da kararlılığa çok yakındır. Çünkü yarılanma müddeti 3770 yıldır. Arkeolojik araştırmalarda bu
izotoptan yararlanılır. 12C izotopu elementlerin atom ağırlıklarının hesaplanmasında bir temel kabûl
edilmiştir.
Bulunuşu: Tabiatta karbon çok çeşitli olarak her yerde bulunur. Elementer olarak, kömür ve grafit
yataklarında ve çeşitli bileşikler hâlinde petrol yataklarında bulunur. İnsan, hayvan ve bitki gibi bütün
canlıların büyük bir kısmı karbon bileşiklerinden meydana gelmiştir. Organik bileşiklerin temel maddesi
karbondur. Anorganik bileşiklerden en çok karbonat bileşiklerinde bulunur. Mermer, dolomit ve kireç
taşları birer karbonat bileşikleridir.
Karbon bileşikleri: Karbon atomu elektron almaya veya vermeye, yâni iyonik bileşik yapmaya yatkın
değildir. Bu yüzden iyonik bileşikleri pek kararlı değildir. Bâzı reaksiyonlarda ortaya çıksalar bile
hemen aksi yüklü iyonlarla bağ meydana getirirler. Karbon atomları oktede varmak için bağ yapmayı
tercih ederler. Bu bağlar diğer atomların yaptığı bağlara nispetle daha sağlamdırlar. Bu yüzden uzun
zincirler meydana getirmektedirler.
İşte bu sebeptendir ki karbon bileşiklerinin sayısı diğer bütün elementlerin meydana getirdiği
bileşiklerin on misli kadardır. Karbon bileşiklerinin sayısı üç milyona ulaşmış olup, gün geçtikçe de
çoğalmaktadır.
İki sınıf karbon bileşiği vardır:
a) Organik bileşikleri: Bu bileşikler kovalent bileşikler olup elementleri bir arada tutan kuvvet elektron
bağlarıdır. Karbon dört bağ yapar. Bu bağlar karbonlar ve diğer elementler arasında olabilir. Organik
bileşikler düz zincir, dallanmış veya halkalı şekilde olabilirler. Düz ve dallanmış zincirler hâlinde olan
organik bileşiklere alifatik bileşikler denir. Bunlardan da yalnız karbon ve hidrojenden meydana gelmiş
olanlarına hidrokarbonlar denir. Bunların en basidi metandır. Metan, karbonun dış yörüngesinde
bulunan dört çiftleşmemiş elektronun, hidrojen atomlarının elektronları ile bağlanmasından meydana
gelmiştir. Burada kurulan bağların arasındaki açı 109°28’dir.
Eten (Etilen) (C2H4) doymamış hidrokarbonların en basiti olup karbonlar arasında çift bağ vardır. Bu
çift bağlardan biri esas bağ olup sigma bağı da denir ve iki karbon atomunu bir arada tutmaya yarar.
Diğer bağa, sekonder veya pi bağı denir ve kimyâsal etkilemelere karşı hassastır. Bu bağdan dolayı
doymamış hidrokarbonlar kimyâsal olarak aktiftir.
Etende (asetilen) (HC=CH), karbonlar birbirlerine üç bağla bağlı olup, her bir karbonda birbirinden
180° ayrı olan birer hidrojen atomu bağlıdır. Karbonlar arasındaki üç bağdan biri sigma, ikisi pi bağıdır.
İki pi bağından dolayı kimyâsal etkilemelere karşı gâyet duyarlıdır.
Aromatik bileşiklerin en basit üyesi benzen olup, halkalı yapıya sâhiptir ve altı karbonludur. Karbonlar
arasında sigma ve pi bağları vardır. Pi bağı muayyen (belirli) karbonlar arasında lokalize olmayıp
rezonans hâlindedir.
Benzen pi elektronuna sâhib olduğu halde elifatik doymamışlar (etilen, asetilen) gibi reaksiyon vermez.
b) Anorganik karbon bileşikleri: Çok miktardaki anorganik karbon bileşikleri arasında en bilinenleri
karbondioksit, karbon monoksit, karbon disülfür, karbonatlar, siyanürler ve karbitlerdir.
dağılmış olan metalik olmayan kimyâsal bir element.
Özellikleri: Karbon, element hâlinde kömür, grafit ve elmas olarak üç şekilde bulunur. Bunlara
karbonun allotropları denir. Bunlardan elmas, saf karbon olup kristal yapıya sâhiptir. Diğer ikisi
safsızlık ihtivâ edip amorf yapıdadır. Meselâ, kömürün menşei bitkilerdir. Bu yüzden kömürde bitkiden
gelen maddeler bulunmaktadır. Karbonun atom numarası altıdır. Değerlik elektronu dörttür. En dış
yörüngesinde bulunan 4 elektrondan ikisi, 2s2 orbitalinde, diğer ikisi de 2p2 orbitalindedir. Diğer
elementlerle bağ yaparken 2s orbitalinde bulunan bir elektron boş olan 2p orbitaline geçercesine
hareket eder. Böylece aynı özellikte dört tâne çiftleşmemiş elektron meydana gelir.
Bunların enerji seviyeleri aynıdır. Bu davranış Sp3 hibridizasyonu olarak adlandırılır.
3500°C’de sublime olmaya başlayan karbon, 3550°C’de erir ve 4827°C’de kaynar. Grafit hâlindeki
karbonun yoğunluğu 2,26 g/cm3tür. Oda sıcaklığında kolay kolay reaksiyona girmez ve suda hemen
hiç çözünmez. Gerekli sıcaklığa geldiği zaman hava oksijeni ile okside olarak (yanarak) karbondioksid
verir. Grafit ve elmasın yanması kömürün yanmasından daha yüksek sıcaklıkta olur.
Karbonun, kütle numaraları 10 ilâ 16 arasında olan altı tâne izotopu vardır. 12C ve 13C izotopları
kararlıdır. Tabiatta bulunan karbonun % 98,89’u 12C ve % 1.11 de 13C izotopudur. 14C radyoaktif
izotopu da kararlılığa çok yakındır. Çünkü yarılanma müddeti 3770 yıldır. Arkeolojik araştırmalarda bu
izotoptan yararlanılır. 12C izotopu elementlerin atom ağırlıklarının hesaplanmasında bir temel kabûl
edilmiştir.
Bulunuşu: Tabiatta karbon çok çeşitli olarak her yerde bulunur. Elementer olarak, kömür ve grafit
yataklarında ve çeşitli bileşikler hâlinde petrol yataklarında bulunur. İnsan, hayvan ve bitki gibi bütün
canlıların büyük bir kısmı karbon bileşiklerinden meydana gelmiştir. Organik bileşiklerin temel maddesi
karbondur. Anorganik bileşiklerden en çok karbonat bileşiklerinde bulunur. Mermer, dolomit ve kireç
taşları birer karbonat bileşikleridir.
Karbon bileşikleri: Karbon atomu elektron almaya veya vermeye, yâni iyonik bileşik yapmaya yatkın
değildir. Bu yüzden iyonik bileşikleri pek kararlı değildir. Bâzı reaksiyonlarda ortaya çıksalar bile
hemen aksi yüklü iyonlarla bağ meydana getirirler. Karbon atomları oktede varmak için bağ yapmayı
tercih ederler. Bu bağlar diğer atomların yaptığı bağlara nispetle daha sağlamdırlar. Bu yüzden uzun
zincirler meydana getirmektedirler.
İşte bu sebeptendir ki karbon bileşiklerinin sayısı diğer bütün elementlerin meydana getirdiği
bileşiklerin on misli kadardır. Karbon bileşiklerinin sayısı üç milyona ulaşmış olup, gün geçtikçe de
çoğalmaktadır.
İki sınıf karbon bileşiği vardır:
a) Organik bileşikleri: Bu bileşikler kovalent bileşikler olup elementleri bir arada tutan kuvvet elektron
bağlarıdır. Karbon dört bağ yapar. Bu bağlar karbonlar ve diğer elementler arasında olabilir. Organik
bileşikler düz zincir, dallanmış veya halkalı şekilde olabilirler. Düz ve dallanmış zincirler hâlinde olan
organik bileşiklere alifatik bileşikler denir. Bunlardan da yalnız karbon ve hidrojenden meydana gelmiş
olanlarına hidrokarbonlar denir. Bunların en basidi metandır. Metan, karbonun dış yörüngesinde
bulunan dört çiftleşmemiş elektronun, hidrojen atomlarının elektronları ile bağlanmasından meydana
gelmiştir. Burada kurulan bağların arasındaki açı 109°28’dir.
Eten (Etilen) (C2H4) doymamış hidrokarbonların en basiti olup karbonlar arasında çift bağ vardır. Bu
çift bağlardan biri esas bağ olup sigma bağı da denir ve iki karbon atomunu bir arada tutmaya yarar.
Diğer bağa, sekonder veya pi bağı denir ve kimyâsal etkilemelere karşı hassastır. Bu bağdan dolayı
doymamış hidrokarbonlar kimyâsal olarak aktiftir.
Etende (asetilen) (HC=CH), karbonlar birbirlerine üç bağla bağlı olup, her bir karbonda birbirinden
180° ayrı olan birer hidrojen atomu bağlıdır. Karbonlar arasındaki üç bağdan biri sigma, ikisi pi bağıdır.
İki pi bağından dolayı kimyâsal etkilemelere karşı gâyet duyarlıdır.
Aromatik bileşiklerin en basit üyesi benzen olup, halkalı yapıya sâhiptir ve altı karbonludur. Karbonlar
arasında sigma ve pi bağları vardır. Pi bağı muayyen (belirli) karbonlar arasında lokalize olmayıp
rezonans hâlindedir.
Benzen pi elektronuna sâhib olduğu halde elifatik doymamışlar (etilen, asetilen) gibi reaksiyon vermez.
b) Anorganik karbon bileşikleri: Çok miktardaki anorganik karbon bileşikleri arasında en bilinenleri
karbondioksit, karbon monoksit, karbon disülfür, karbonatlar, siyanürler ve karbitlerdir.
Bor (B)
 |
| Boraks kristali |
Alm. Bor (n), Fr. Bore (m), İng. Boron. Ametaller sınıfından, B sembolüyle gösterilen kimyasal bir
element. Aslında metal ile metal olmayanların arasındaki sınırdadır. Bor, Fransız kimyacılardan Louis
Gay-Lussac ve Louis Jacques Thenard tarafından keşfedildi. Bor ismi borun tuzu olan borakstan
türetilmiştir. Bu isim, tuzun beyazlığına atfedilerek Arapça “burak” kelimesinden değiştirilerek
gelmiştir.
Özellikleri: Periyodik cetvelin 3 A grubunun ilk ve en hafif üyesidir. Atom numarası 5'tir. Atom ağırlığı
10.811'dir. Borun erime noktası belirsizdir, fakat en iyi tahmini erime noktası 2200 ± 100°C, kaynama
noktası ise 2550 °C'dir. Tabii halde iki tane izotopu vardır. 10B % 18, 8, 11B % 81, 2 oranında bulunur.
Her ikisinin çekirdeği spine sahip olduğu için nükleer mağnetik rezonans araştırmalarında kullanılır.
Borun radyoaktif izotopları 8B ve 12B ihtiva ederler. Kristal bor, önemli ölçüde hafifliğe, sertliğe,
çizilmeye karşı mukavemete, ısıya karşı kararlılığa sahiptir. Bor kırmızı ötesi (infrared) ışığının bazı
dalga boylarına karşı saydamdır ve oda sıcaklığında zayıf elektrik iletkenliğe sahiptir. Yüksek
sıcaklıkta ise iyi bir iletkendir. Kristal bor kimyasal olarak inerttir. Bor, hidroklorik ve hidroflorik asitlerle
kaynatıldığında bozulmaz. Sadece çok ince öğütülmüş bor, konsantre (derişik) nitrat asidi ile yavaşça
oksitlenir.
Elde edilişi: Erime noktası yüksek ve erimiş halde aşındırıcı tabiatı olduğu için, boru çok saf olarak
elde etmek zordur. % 95-98 saflıkta bor, borikoksidin magnezyum ile indirgenmesinden amorf
(şekilsiz) halde elde edilir ve safsızlığı baz ve asit ile yıkayarak filitre edilir. Elde edilen bor, oksit ve bor
bulunduran bileşikleri ihtiva eder ve küçük kristaller halinde, koyu kahve renklidir. Bor, tungsten
yüzeyinde borikoksidin hidrolizi ile de elde edilir.
Bulunuşu: Bor, yer kabuğunda % 0.001 oranında bulunur. Okyanuslarda tuz halinde ve kurumuş
deniz yataklarında konsantre halde (çok miktarda) vardır. Borun sodyum tuzlarının hidrate hali ve
boraks yatakları daha ziyade Ortadoğu'da bulunur. Türkiye'de (Bandırma) bor minarllerinden
pandermit bol miktarda bulunur. Amerika (Kaliforniya) ve İtalya'nın volkanik bölümünde bulunur.
Önemli mineralleri, ortoborat asidi (B(OH)3) boraks (Na2B4O7.10H2O) Pandermit (Ca2B6O11 3H2O) ve
borasit (2Mg3B8O15.Mg Cl2)'tir.
Kullanılışı: Bor telleri plastik ve metallerle kullanılır. Bunların mukavemetini arttırır. 10B termal veya
yavaş elektronları çok iyi absorblar ve nükleer reaktörlerde kontrol çubuğu ve kılıf olarak kullanılır.
Nötron dedektörü olarak kullanıldığı gibi roket yapımında da istifade edilir. Bor bileşikleri yakıtlar gibi
yüksek enerji ile birlikte hafif bileşikler hasıl ederler. Bor ve bor bileşikleri, termo elektrik tipindeki
elektrik üreticileri ve yüksek sıcaklıkta emniyetle çalışan yarı iletkenler için, infrared (kırmızı ötesi)
ışınlara saydam olan pencereleri yapmak için malzeme olarak kullanılır. (Bkz. Boraks, Borik Asit)
Berilyum (Be)
 |
| Berilyum |
hafif bir kimyasal element. Periyodik (devri) sistemin ikinci grubunda yer alan berilyum, Be şeklinde
sembolize edilir. Atom numarası (Z) = 4, atom ağırlığı (A) = 9,01’dir. Kararlı izotopu yoktur. Birkaç
radyoaktif izotopu bilinmektedir. Bileşiklerinde +2 değerli olur. Tabiatta az rastlanan elementlerden
olup yer kabuğunda % 0,001 nisbetinde bulunur. Berilyum minerallerinin yataklarının çoğu Brezilya,
Arjantin, Afrika ve Hindistan’dadır. İlk olarak 1828’de Wöchlar tarafından elde edilmiştir. En tanınmış
minerali, kıymetli bir taş olan beril, 3BeO. Al2O3. 6SiO2 formülüne sahiptir. Zümrüt, kromoksit (Cr2O3)
ihtiva eden ve yeşil renkli olan bir berildir.
Berilyumun elde edilmesi için beril mineralinden faydalanılır. Beril öğütülerek ince toz haline getirilir.
Bir kısım beril iki kısım sodyum hekzaflorosilikat (Na2SiF6) ile karıştırılıp 850°C’ye ısıtılır. Meydana
gelen sodyum fluoroberilet (Na2BeF4), Mg ile 1000 °C’de indirgenerek berilyum elde edilir.
Metalik berilyum çok sert ve çelik gibi parlak olup oda sıcaklığında kırılgandır. Erime noktası 1283°C,
kaynama noktası 2970°C, özgül ağırlığı da 1,86 g/cm3tür.
Berilyum kimyasal özellikleri bakımından alüminyuma benzer. Kuru havada dayanıklı olup, ancak kızıl
derecede yükseltgenir. Kaynar haldeki suya karşı bile oldukça dayanıklı olan berilyum, seyreltik HCl ve
H2SO4’te çözünür. Fakat seyreltik HNO3’ten etkilenmez.
Berilyum, teknikte doğrudan doğruya kullanılmaz; bazı alaşımların bileşiminde yer alır. Mesela % 3
oranında bakırla karıştırıldığında, bakırın kopma direncini altı katına kadar arttırır. Atom numarası
küçük olduğundan röntgen ışınlarını kolayca geçirir. Bundan dolayı röntgen lambalarının pencereleri
bu metaldan yapılır.
Nükleer teknolojide berilyum ve radyum karışımı proton kaynağı olarak kullanılır. Radyum, radyoaktif
bozunmalarda devamlı bir alfa partikül kaynağıdır. Bu alfa partikülleri ile berilyum bombardıman
edildiğinde nötron üretilir.
Hafif bir element olması sebebiyle nötron reflektörü elementlerinde, güç kontrol silindirlerinde kullanılır.
Keza berilyum, mermi ve uzay araçlarında yapı malzemesi olarak kullanılır. Yüksek elastik modülü ve
elastik limiti sebebiyle roket ve uçaklarda ciroskopla idare sisteminde bu madenden istifade edilir.
Beril: Berilyum aluminosilikat yapısında [Be3 Al2 (SiO3)6] en yaygın berilyum mineralidir. Soluk mavi
yeşil renkli akvamarin koyu-yeşil zümrüt, altın sarısı helyolit ve pembe morganit gibi bazı türleri
mücevher olarak kullanıldığından eski çağlardan beri kıymet taşımıştır. Beril, gnayslarda mikalı
şistlerde görülen granit kayaçların ve bunlarla ilişkili pegmatit setlerin (dayk) tali elemanıdır. Zümrüt
mikalı şistlerde ve bitümlü kireçtaşlarında, öteki değerli taş türlerine çoğunlukla pegmatit içindeki
kovuklarda rastlanır. Değerli taş niteliği taşımayan beril ise, çoğu pegmatit kayaçta, genellikle dağınık,
küçük kristaller halinde bulunur. Brezilya'da 200 tonluk , ABD'nin Güney Dakota eyaletindeki Black
Hills'te 5,8 m uzunluğunda ve 1,5 m çapında, Maine eyaletindeki Albany'de en büyüğü (18 ton) 5 m
uzunluğunda ve 1 metre çapında olan büyük parlak kristaller de elde edilmiştir.
1925'ten önce beril yalnızca mücevher taşı olarak kullanılırdı. Bu tarihten sonra, berilyum için pekçok
önemli kullanım alanı ortaya çıktı ve beril bu nadir elementin cevheri olarak yaygın biçimde aranır oldu.
Ama geniş çökeller bulunmadığından berilin büyük bölümü feldispat ve mika madenciliğinin yan ürünü
halinde üretilir. Madenlerden çıkarılan beril miktarı yıldan yıla değişmekle birlikte, 1930'dan bu yana
devamlı artış göstermiştir.
Antrepo
Alm. Zollager, Entrepot, Fr. Entrepot, İng. Warehause. Genellikle ülkelerin gümrük binalarına yakın olan bir tür depo. Bu depoda; gümrük vergisine konu olup henüz vergi ve resimleri ödenmemiş mallar korunur veya tamamlanması gerekli bazı küçük işlemler yapılır.
Antrasen
Alm. Anthracen, Fr. Anthracèene, İng. Antracene. Alizarin boyaların yapımında kullanılan, maden kömürü katranının son damıtma ürünlerinden bir hidrokarbon. Formülü C14H10 olup üç tane aromatik halkadan meydana gelmiştir. Antrasen 213°C de eriyen 351°C'de kaynayan beyaz, kristal yapıda bir katıdır. Çözeltileri mavi bir fluor ışıllık gösterir. Antrasenin sentez yoluyla elde edilmesinde en çok başvurulan metot, dibrom metanın alüminyum klorür eşliğinde benzenle kondanse edilmesidir (yoğunlaştırılmasıdır). Antrasenin orta halkası katılma ve yükseltgenme tepkimelerine daha müsait olup meydana gelen türevler 9,10- konumunda olur. Mesela kromat asidi ile yapılan yükseltgenmede boyarmadde ve pigment üretiminde önemli bir ara ürün olan 9,10- antrakinon elde edilir. Bu reaksiyon antrasene, uzun süre büyük bir teknik önem verilmesine sebeb oldu. Ancak antrakinonun sentez yoluyla üretimi, bu tekniğe olan ilgiyi azalttı.
Antrakinon
Alm. Anthraquinon (n), Fr. Anthraquinonique, İng. Anthraquinane. Kapalı formülü C14H8O2 olan, antrasenin en önemli kinon türevi. Birçok boyarmadde ve pigment sınıfının ana maddesidir. Sanayide, antrasenin yükseltgenmesiyle veya benzen ile ftalik anhidritin kondensasyon ürününde su giderilmesiyle elde edilir.
Antrakinon yükseltgenmeye karşı son derece kararlıdır. Buna mukabil kolayca indirgenerek çeşitli ürünlere dönüşebilir. Mesela sodyum ditiyonitin alkali çözeltisi, antrokinonu antrahidrokinona indirger. Antrahidrokinon ise alkali metallerle suda çözünebilen tuzlar verir. Antrakinonların tekne boyası olarak kullanım alanı bulması bu kimyasal tepkime ile gerçekleşir. Ayrıca, antrakinonun sülfolanması, nitrolanması ve halojenlendirilmesiyle çeşitli ürünler elde edilir.
Antrakinon kristalleri sarı renkli prizmalar şeklindedir. Erime noktası 286°C ve kaynama (süblimleşme) noktası 380°C’dir. Özgül ağırlığı 1,438 gr/ml’dir. Antrakinon suda çözünmez ancak alkol, eter ve aseton gibi çözücülerde çözünür.
Antrakinon boyaları: Antrakinon molekül yapısına dayalı boyar maddeler grubudur. Bu gruptaki boyar maddeler, çeşitli dokuma elyafına uygulanma tekniklerine göre sınıflara ayrılırlar.
Antrakinon asit boyalarının terkibinde -SO3H grubu bulunur. Bu grup hem boyanın suda çözünmesini hem de yün ve ipek elyafı üstünde sabitleşmesini sağlar. Böylece mordan kullanmaya gerek olmadan yün ve ipek lifleri bu boyar maddelerle boyanabilir.
Antrakinon dağılım boyalarında asit boyalarındaki suda çözünebilir gruplar yoktur. Bu boyalar, uygulama banyosuna katılan ve boyanın kalloidal halde dağılmasını sağlayan sabun veya benzeri katkı maddeleriyle naylon ve sun’i ipek gibi liflerin üzerinde tutunabilir.
Antrakinon tekne boyaları, renklerin canlılığı, güneş ışığı ve yıkama ile solmama özellikleriyle çok değerli boyar maddelerdir.
Antrakinon yükseltgenmeye karşı son derece kararlıdır. Buna mukabil kolayca indirgenerek çeşitli ürünlere dönüşebilir. Mesela sodyum ditiyonitin alkali çözeltisi, antrokinonu antrahidrokinona indirger. Antrahidrokinon ise alkali metallerle suda çözünebilen tuzlar verir. Antrakinonların tekne boyası olarak kullanım alanı bulması bu kimyasal tepkime ile gerçekleşir. Ayrıca, antrakinonun sülfolanması, nitrolanması ve halojenlendirilmesiyle çeşitli ürünler elde edilir.
Antrakinon kristalleri sarı renkli prizmalar şeklindedir. Erime noktası 286°C ve kaynama (süblimleşme) noktası 380°C’dir. Özgül ağırlığı 1,438 gr/ml’dir. Antrakinon suda çözünmez ancak alkol, eter ve aseton gibi çözücülerde çözünür.
Antrakinon boyaları: Antrakinon molekül yapısına dayalı boyar maddeler grubudur. Bu gruptaki boyar maddeler, çeşitli dokuma elyafına uygulanma tekniklerine göre sınıflara ayrılırlar.
Antrakinon asit boyalarının terkibinde -SO3H grubu bulunur. Bu grup hem boyanın suda çözünmesini hem de yün ve ipek elyafı üstünde sabitleşmesini sağlar. Böylece mordan kullanmaya gerek olmadan yün ve ipek lifleri bu boyar maddelerle boyanabilir.
Antrakinon dağılım boyalarında asit boyalarındaki suda çözünebilir gruplar yoktur. Bu boyalar, uygulama banyosuna katılan ve boyanın kalloidal halde dağılmasını sağlayan sabun veya benzeri katkı maddeleriyle naylon ve sun’i ipek gibi liflerin üzerinde tutunabilir.
Antrakinon tekne boyaları, renklerin canlılığı, güneş ışığı ve yıkama ile solmama özellikleriyle çok değerli boyar maddelerdir.
Antitoksin
Alm. Antitoxin (n), Fr. Antitoxine, İng. Antitoxin. Vücuda giren bir bakteriyel toksini (zehir) yok etmek için, kan plazmasında meydana gelen bir madde. Zehire karşı koyan antikorlara "antitoksin" denir. Her bir bakteriyel toksinin kendine has antitoksini vardır. Bu antitoksin, kendi toksini (zehiri) ile birleşir ve zehiri tesirsiz hale sokar.
Antitoksinler, toksinleri etkisiz hale getirmelerinden dolayı tıpta önemli uygulama alanı bulmuştur. Mesela difteri botulizm (gıda zehirlenmesi) ve tetanos gibi hastalıkları önlemekte antitoksin tedavisinden faydalanılır. Bu tedavi edici antitoksinler, at vb. hayvanlardan üretilir.
Antitoksinler, toksinleri etkisiz hale getirmelerinden dolayı tıpta önemli uygulama alanı bulmuştur. Mesela difteri botulizm (gıda zehirlenmesi) ve tetanos gibi hastalıkları önlemekte antitoksin tedavisinden faydalanılır. Bu tedavi edici antitoksinler, at vb. hayvanlardan üretilir.
Antikor
Alm. Antikörper, Fr. Anticorps, İng. Antibody. Vücuda giren herhangi bir yabancı maddeye karşı vücudun meydana getirdiği savunma maddeleri. Mikrop, toksin (mikropların salgıladığı zehirler) veya herhangi bir yabancı madde vücuda girdiğinde, vücut otomatik olarak bu maddeleri yok etmek için koruyucu maddeler imal eder. İşte bunlara “Antikor” denir. Vücut için yabancı olan ve antikor yapımına sebeb olan maddelere de “Antijen” denir.
Antikorla olan savunma, akyuvar hücrelerinin yaptığı hücresel savunmaya benzemez. Her antikor “spesifik”tir; yani, belli mikrop, toksin veya maddeye karşı özel olarak imal edilir ve ona etkilidir. Antikorların bir kısmı mikrobu çökeltir, bazıları birbirine yapıştırarak etkisizleştirir, bir kısmı ise eritir. Toksinlere yapılan antikorlara ise “antitoksin” denir. Antikorları esas olarak “Plazma hücreleri” denilen bir çeşit akyuvar grubu imal eder.
Vücuda aşı yolu ile zayıflatılmış veya öldürülmüş mikrop verilirse, vücut bu mikropların maddelerine karşı antikor yaparak o mikrobun hastalandırıcı olanına karşı da mukavemet kazanmış olur. Bu duruma "bağışıklık" denir. Bağışıklığı sağlayan, antikorlardır.
Antikorla olan savunma, akyuvar hücrelerinin yaptığı hücresel savunmaya benzemez. Her antikor “spesifik”tir; yani, belli mikrop, toksin veya maddeye karşı özel olarak imal edilir ve ona etkilidir. Antikorların bir kısmı mikrobu çökeltir, bazıları birbirine yapıştırarak etkisizleştirir, bir kısmı ise eritir. Toksinlere yapılan antikorlara ise “antitoksin” denir. Antikorları esas olarak “Plazma hücreleri” denilen bir çeşit akyuvar grubu imal eder.
Vücuda aşı yolu ile zayıflatılmış veya öldürülmüş mikrop verilirse, vücut bu mikropların maddelerine karşı antikor yaparak o mikrobun hastalandırıcı olanına karşı da mukavemet kazanmış olur. Bu duruma "bağışıklık" denir. Bağışıklığı sağlayan, antikorlardır.
Antifriz
Alm. Frostschutz, mittel (n), Fr. Antigel, İng. Antifreeze. Bir motorun soğutma suyuna katılan bir madde. Suyun donma sıcaklığını düşürüp, motorun soğuk havalarda zarar görmesini önlemek gayesiyle katılır. Bazan başka bir sıvının donma sıcaklığını düşüren bir faktörü belirtmek için de antifriz deyimi kullanılır.
Su donma sıcaklığına yaklaştığı zaman, diğer maddelerin tersine genleşir. Radyatör, silindir blokları ve diğer motor parçaları, genleşerek donan suyun meydana getirdiği basıncın te’siriyle çatlayabilir. Bu tehlikeleri önlemek için soğutma suyuna sıvı antifriz olarak etanol, metanol ve etilen glikol katılır. Antifriz, kışın beklenen en düşük sıcaklıkta donmayı önleyecek miktardadır. Antifriz ne kadar artarsa donma sıcaklığı o kadar düşer.
Antifriz olarak kullanılan etanol ve metanol buharlaştığından sudaki miktarları azalır. Bunun için antifriz ayarını iyi yaptırmalıdır. “Permanent” yani etilen glikol antifrizler daha te’sirlidir. Ancak çok pahalıdır. Piyasada kullanılan antifrizlere genellikle bir pas önleyici ve bir de su pompası yağlayıcısı eklenir.
Bazı böcekler kış mevsimi yaklaştığı zaman donmaya karşı korunmak için gliserol (glycerol) salgısını artırırlar. Gliserol organizmadaki sıvının donma sıcaklığını düşürür.
Su donma sıcaklığına yaklaştığı zaman, diğer maddelerin tersine genleşir. Radyatör, silindir blokları ve diğer motor parçaları, genleşerek donan suyun meydana getirdiği basıncın te’siriyle çatlayabilir. Bu tehlikeleri önlemek için soğutma suyuna sıvı antifriz olarak etanol, metanol ve etilen glikol katılır. Antifriz, kışın beklenen en düşük sıcaklıkta donmayı önleyecek miktardadır. Antifriz ne kadar artarsa donma sıcaklığı o kadar düşer.
Antifriz olarak kullanılan etanol ve metanol buharlaştığından sudaki miktarları azalır. Bunun için antifriz ayarını iyi yaptırmalıdır. “Permanent” yani etilen glikol antifrizler daha te’sirlidir. Ancak çok pahalıdır. Piyasada kullanılan antifrizlere genellikle bir pas önleyici ve bir de su pompası yağlayıcısı eklenir.
Bazı böcekler kış mevsimi yaklaştığı zaman donmaya karşı korunmak için gliserol (glycerol) salgısını artırırlar. Gliserol organizmadaki sıvının donma sıcaklığını düşürür.
Antibiyogram
Alm. Antibiogramm, Fr. Antibiogramme, İng. Antibiogram. Belli bir mikrop veya bir kaç türünün gelişmesini ve üremesini hangi antibiyotiğin önleyeceği veya hangi oranda azaltacağını ortaya koyan biyolojik metod. Bir mikrobun alt gruplarının veya sonraki değişik döllerinin antibiyotiklere karşı aynı cevabı vermediği bilinmektedir. Halbuki muayyen bir mikroba veya bir mikrobun muayyen dölüne karşı hangi antibiyotiğin (veya antibiyotiklerin) te'sirli olduğunu bilmek hem tedavi olan hasta açısından, hem ekonomik açıdan, hem de sağlıklı toplum açısından önemlidir. Hasta daha çabuk tedavi olur. Daha az antibiyotik (dolayısıyla para) harcanır ve daha ilerisi için direnç kazanmış mikrop dölleri bırakılmamış olur.
Bazan antibiyogram veya mikrop cinsini belirlemek imkansız olabilir. Hasta organ veya hastalıklı materyalden numune alınamaz veya enfeksiyon çok şiddetli olduğu için beklemeye tahammül olmayabilir. Böyle durumlarda (yani antibiyogram elde edilemeyecek veya gecikecek durumlarda) kuvvetli antibiyotiklerden (veya hasta sistem için özellik kazanmış antibiyotiklerden) ikisi kombine olarak kullanılır. Bu arada bir yandan mümkün olursa, antibiyogram çareleri yine (her ihtimale karşı) aranır. Kullanılan antibiyotikler enfeksiyonu kısmen hafifletir, mikrobun üremesini kısmen azaltır, fakat tam müessir olmazsa, antibiyogram sonucunda belirlenen müessir antibiyotiklere geçilir.
Antibiyogram yapılırken, çeşitli antibiyotik mayilerinin içine şüpheli mikroplar konulur. Mikrobun hangi sıvıda ne derece ürediği, hangisinde üremediği anlaşılır. Neticeler standardize edilir. Genellikle mikroplar (antibiyogramda kullanılan antibiyotiklere karşı) etkilenenler, az etkilenenler ve dirençli olanlar diye derecelendirilir.
Antibiyogram yapımında halen en çok disk metodu kullanılmaktadır. Bu usülde mikrop petri kutusu içinde hazırlanan katı (jeloz) besi yerine ekildikten sonra üzerine çeşitli antibiyotik sıvılarına batırılmış yuvarlak kağıt parçaları konulur. Besi yerinde üreyen mikrop etkili olan antibiyotiğin çevresinde üremediğinden yasak bölge meydana gelir. Yasak bölgenin genişliği antibiyotiğin te’sir kuvvetinin fazlalığına işarettir. Eğer antibiyotikli kağıdın hemen etrafında dahi (çepeçevre) mikrop kolonileri ortaya çıkabilmişse, mikrobun bu antibiyotiğe dirençli olduğu gösterilmiş olur.
Antibiyogramın verdiği neticelerin inandırıcı ve güvenli olabilmesi için besi yerinin, besi değerinin, mikrobun üreme gücünün, mikrop ekiminin standart değerlere göre olması gerekir.
Antibiyogram sonuçlarına göre bile tedavi yapılmış olsa, mikropların direnç kazanmaması için, hastalık belirtileri tamamen kayboluncaya kadar hatta düzeldikten 1-2 gün sonra bile tedaviyi kesmemek ve kısmamak lazımdır.
Bazan antibiyogram veya mikrop cinsini belirlemek imkansız olabilir. Hasta organ veya hastalıklı materyalden numune alınamaz veya enfeksiyon çok şiddetli olduğu için beklemeye tahammül olmayabilir. Böyle durumlarda (yani antibiyogram elde edilemeyecek veya gecikecek durumlarda) kuvvetli antibiyotiklerden (veya hasta sistem için özellik kazanmış antibiyotiklerden) ikisi kombine olarak kullanılır. Bu arada bir yandan mümkün olursa, antibiyogram çareleri yine (her ihtimale karşı) aranır. Kullanılan antibiyotikler enfeksiyonu kısmen hafifletir, mikrobun üremesini kısmen azaltır, fakat tam müessir olmazsa, antibiyogram sonucunda belirlenen müessir antibiyotiklere geçilir.
Antibiyogram yapılırken, çeşitli antibiyotik mayilerinin içine şüpheli mikroplar konulur. Mikrobun hangi sıvıda ne derece ürediği, hangisinde üremediği anlaşılır. Neticeler standardize edilir. Genellikle mikroplar (antibiyogramda kullanılan antibiyotiklere karşı) etkilenenler, az etkilenenler ve dirençli olanlar diye derecelendirilir.
Antibiyogram yapımında halen en çok disk metodu kullanılmaktadır. Bu usülde mikrop petri kutusu içinde hazırlanan katı (jeloz) besi yerine ekildikten sonra üzerine çeşitli antibiyotik sıvılarına batırılmış yuvarlak kağıt parçaları konulur. Besi yerinde üreyen mikrop etkili olan antibiyotiğin çevresinde üremediğinden yasak bölge meydana gelir. Yasak bölgenin genişliği antibiyotiğin te’sir kuvvetinin fazlalığına işarettir. Eğer antibiyotikli kağıdın hemen etrafında dahi (çepeçevre) mikrop kolonileri ortaya çıkabilmişse, mikrobun bu antibiyotiğe dirençli olduğu gösterilmiş olur.
Antibiyogramın verdiği neticelerin inandırıcı ve güvenli olabilmesi için besi yerinin, besi değerinin, mikrobun üreme gücünün, mikrop ekiminin standart değerlere göre olması gerekir.
Antibiyogram sonuçlarına göre bile tedavi yapılmış olsa, mikropların direnç kazanmaması için, hastalık belirtileri tamamen kayboluncaya kadar hatta düzeldikten 1-2 gün sonra bile tedaviyi kesmemek ve kısmamak lazımdır.
Elektroliz
 |
| Elektrolizle arıtılmış (%99,97+) saflıktademir parçaları ve karşılaştırma için yüksek saflıkta (99,9999 % = 6N) 1 cm3hacminde demirden bir küp. |
Elektrotlar, birinci sınıftan iletkenlerdir. Bunlara metalik veya elektronik iletken de denir. Bu tür iletkenlerde akım, serbest hâlde bulunan veya zayıfça bağlı olan elektronların hareketi sâyesinde geçer. Akım geçişi sırasında sıcaklık yükselir. İletkenin etrâfında bir manyetik alan meydana gelir. Fakat tartılabilir miktarda madde taşınması olmaz. Elektrotlar anot ve katot olarak isimlendirilir. Anot, oksidasyonun (elektron verme olayının); katot, redüksiyonun (elektron alma olayının) olduğu elektrottur. Elektrolitler, katı, sıvı ve çözelti hâlinde, ikinci sınıftan iletkenlerdir. Bunlara iyonik iletkenler de denir. Katı elektrolite, RbAg5I6 (oda sıcaklığında iletkenliği 0,27 ohm-1 cm-1) bileşiğini; sıvı elektrolite, alüminyumun eldesinde kullanılan takriben 1000°C’de erimiş kriyolit (Na3AIF6) ve florit (CaF2) karışımını; çözelti hâlindeki elektrolite, sodyum klorürün (NaCl) sulu çözeltisini örnek olarak verebiliriz. Bu tür iletkenlerde akım anyon ve katyonlarla taşınır. Bu iletkenlerden akım geçtiği zaman elektrotlar üzerinde görülen olaylar dışında dâimâ bir madde taşınması vardır. Elektrolitle akımın taşınmasında rol alan anyonlar, net bir negatif yüke sâhip atom veya atom gruplarıdır (F-, CI-, NO-3, ...). Katyonlar ise net pozitif yüke sâhip atom veya atom gruplarıdır (Cu2+, Zn2+, ...).
Meselâ elektrolitik olarak çinko eldesi şöyledir:
Elektrotlara doğru akım uygulandığı zaman şu elektro-kimyâsal olaylar olur:
Anot: 2CI—2e ® CI°2 (yükseltgenme)
Katot: Zn2++2e ® Zn° (indirgenme)
Teori: Elektroliz ürünlerinin miktarı, meydana gelme hızı ve tabiatı, elektroliz şartlarına bağlıdır. Faraday, elektroliz kânunlarına göre; 1) Elektrolitten elektrik akımı geçirildiği zaman serbest hale geçen veya çözünen madde miktarı elektrolitten geçen elektrik miktarı ile orantılıdır. 2) Çeşitli elektrolitlerden aynı miktar elektrik akımının geçirilmesiyle ayrılan veya çözünen madde miktarı bu cismin kimyâsal eşdeğeri ile orantılıdır. Kimyâsal eşdeğer, bir atomun atom tartısının veya bir atom grubunun mol tartısının, bunların dâhil oldukları bileşikteki değerliğe oranıdır. Bir kulon (coulomb) luk elektrik miktarının serbest hâle geçirdiği veya çözdüğü maddenin gram miktarı, bu maddenin elektrokimyâsal eşdeğeridir. Faraday’ın elektroliz kânunlarına göre:
A Q
m = ¾¾¾¾ bağıntısı yazılabilir. Burada:
n F
m = Ayrılan veya çözünen madde miktarı.
A = Ayrılan maddenin atom ağırlığı (İyon gramı).
n = Ayrılan maddenin bileşikteki değerliği.
Q = Elektroliz sırasında devreden geçen akım miktarı.
F = Faraday (96500) kulon.
Devreden geçen akım miktarı Q, uygulanan akım şiddeti ve elektroliz süresiyle orantılıdır. Eğer akım şiddeti sâbit ise Q= i.t’dir. Devreden geçen akım miktarını hassas olarak ölçmek için kulonmetrelerden faydalanılır. Kulonmetre; gazlı, tartımlı ve titrajlı olmak üzere üç tiptir. Ayrıca elektronik cihazlar yardımıyle de akım miktarı tâyin edilebilmektedir.
Elektrolizin başlıyabilmesi, yâni elektrotlarda indirgenme ve yükseltgenme olaylarının başlayabilmesi, elektrot potansiyeline bağlıdır. Bâzan madde toplanmasının başlayabilmesi için teorik olarak hesaplanan potansiyel değerinden daha büyük potansiyel değerine ihtiyâç duyulabilir. Bu takdirde aşırı potansiyel söz konusudur. Aşırı potansiyel üç sebepten ortaya çıkar ve ohmik, konsantrasyon ve aktivasyon aşırı potansiyeli olmak üzere üç çeşittir. Eğer, toplanan veya ayrılan madde miktarı Faraday’ın elektroliz kânunları ile hesaplanan teorik değere eşitse, akım verimi % 100, eğer değilse % 100’ün altındadır denir.
Elektrolizin birçok uygulama alanı vardır. Başlıcaları analitik ve endüstriyel uygulamalardır. Analitik uygulamaları elektro analizler, voltametrik ve potansiyometrik analizlerdir. Endüstride çok çeşitli uygulama alanları vardır. Bunlar, elektrolitik kaplama, metallerin elektrolitik saflaştırılması, çeşitli kimyâsal maddelerin eldesi, elektrolitik aşındırma, piller ve elektrolitik parlatma alanlarıdır.
Tıpta elektroliz, elektrik akımı ile dokuların yok edilmesinde kullanılır. Genellikle, lüzumsuz kılları, bâzı deri yaralarını ve deri yüzeyindeki kabarmış kan damarlarının yok edilmesinde kullanılır.
Kılları yok etmek için, negatif elektrot olarak görev yapan son derece ince plâtin tel kıl sapı boyunca takriben 3-4 mm, deri altındaki kıl bezciğine kadar geçirilir. Platin tel burada kıl yapan hücrelerle temâsa gelir. Tedricen akım uygulanır. 5-10 saniye sonra kılın mukoza uzantısı harap olur, kıl kolayca çekilip dışarı alınır.
Uygulama sırasında çok az ağrı olur. Anesteziye gerek duyulmaz. Elektroliz, traş olma veya kıl dökücü ilâçların kullanımı gibi değildir. Böyle uygulamanın netîcesinde kıllar tekrar çıkmaz ve uygun şekilde yapılırsa korkutucu değildir.
Kaydol:
Kayıtlar (Atom)