Kimya (16)
Atom ve molekülleri bir arada tutan kuvvetlere kimyasal bağ denir. Her bileşiği elementlerine ayrıştırmak farklı miktarda enerji gerektirir. Bu moleküllerin bağlarının sağlamlıklarının farklılığından kaynaklanır. Yine her maddenin erime ve kaynama noktaları farklıdır. Buda maddelerin molekülleri arasındaki çekim kuvvetlerinin farklılığından kaynaklanır. Kimyasal bağları şöyle sınıflandırabiliriz.
KİMYASAL BAĞLAR
1) İYONİK BAĞ
İyonlar arasında elektrostatik çekimle oluşur. Bir başka ifadeyle elektron alış verişi sonucu oluşan iyonlar arasındaki elektrostatik çekimdir.
Bu şekilde oluşan (+) ve (-) yükler birbirini büyük bi kuvvetle çekerler. Bundan dolayı iyonik bağlı bileşik leri ayrıştırmak çok zordur. Bu (+) ve (-) yüklü iyonla arasındaki boşluklar son derece azdır. Oda koşullarında katı halde bulunurlar. Katı halde elektriği iletmeyip sıvı ya da çözeltileri elektrolittir. İyonik katılar da (+) ve (-) katı içerisinde belirli bir düzen içerisinde yerleşerek belirli bir kristal yapı oluştururlar.
Örneğin; NaCI, NaNO3 MgCI2 gibi bileşikler iyonik bağlı bileşiklerdir.
Örnek:
Na ile 9F arasında oluşan bağın yapısını şöyle gösterebiliriz.
11Na ile 9F arasında oBu elementlerin elektronik yapıları incelenirse, 11Na metal, 9F de ametaldir. Na bileşik oluştururken bir elektronunu vererek, F'de bir elektron alarak soygaz kararlılığına ulaşır. Bu iki atom arasında bağ oluşurken, Na'nın son yörüngesindeki tek elektronu F'nin yarı dolu orbitaline aktarılır. Bunun sonucunda;
2) KOVALENT BAĞ
Bağı oluşturan atomlar arasında elektronların ortak kullanıldığı bağ türüdür.
Aynı Cins Ametal Atomları Arasında Oluşan Kovalent Bağlar: Ametal atomları kendi aralarında bağ oluştururken elektron alışverişinde bulunmayıp elektronlarını ortaklaşa kullanırlar. Bunun sonucunda kovalent bağlar meydana gelir. Bir ametal atomu son yörüngesinde bulunan yarı dolu orbital sayısınca elektronunu kullanarak kovalent bağ oluşturur. Soygazlar ne kendi aralarında ne de başka atomlarla bağ oluşturamazlar. Çünkü bütün orbitalleri tamamen doludur ve elektronlarını uyarabilecekleri boş orbitalleri de yoktur.
Örnek olarak hidrojenin yapısındaki kovalent bağı inceleteyim. Bu bağlar apolar (Kutupsuz) dır. Ve moleküller arasında zayıf çekimler vardır.
Hidrojenin son yörüngesinde tek elektronu olduğundan hidrojen atomları arasında bir bağ oluşur. Ve bu tek elektronlar ortaklaşa kullanılır.
H - H Hidrojen bu şekilde kararlı bir yapı oluşturur ve H2 şeklinde gösterilir.
Aynı cins atomlar arasında oluşan kovalent bağlara örnek olarak F2, O2, N2 verilebilir.
Farklı Cinste Ametal Atomları Arasında Oluşan Kovalent Bağlar: Farklı cinste iki atomdan oluşan kovalent bağlı bileşiklerdir. Örnek olarak CO, NO, HCI, HI bileşikleri verilebilir. Bu tür bileşiklerin polarlığı geometrik şekillerine bağlıdır.
1. Periyodik cetvelin en sağ sütununda yer alırlar.
2. Helyum (He) hariç son yörüngelerinde 8 elektron vardır.
3. Bileşik oluşturmazlar.
4. İyonlaşma enerjileri çok yüksektir.
5. Elektron ilgisi göstermezler.
6. Gaz fazındadırlar ve tabiatta atomik halde bulunurlar. (Ne, Ar, Kr,...)
7. Elektrik akımını iletmezler.
1. Periyodik cetvelin sağ kısmında bulunurlar.
2. Son yörüngelerinde 5, 6, 7 elektron bulundururlar.
3. Bileşiklerinde (-) ve (+) değerlik alırlar.
4. Kendi aralarında kovalent bağlı bileşik oluştururlar.
5. Metallerle iyonik bağlı bileşik oluştururlar.
6. Tel ve levha haline getirilemezler.
7. İyonlaşma enerjileri yüksektir.
8. Elektron ilgileri yüksektir.
9. Yükseltgen özellik gösterirler.
10. Katı, sıvı, gaz hallerinde bulunabilirler. Önemli bir kısmı tabiatta molekül halinde bulunur. (F2, N2, 02, ...)
11. Elektrik akımını iletmezler (Grafit hariç).
12. Oksitleri genelde asidik karakterlidir.
1. Periyodik cetvelin sol kısmında bulunurlar.
2. Son yörüngelerinde 1,2 ve 3 elektron bulundururlar.
3. Bileşiklerinde pozitif (+) değerlik alırlar.
4. Kendi aralarında bileşik oluşturmazlar.
5. Ametallerle iyonik bağlı bileşik oluştururlar.
6. Tel ve levha haline getirilebilirler.
7. Elektrik akımını iletirler.
8. iyonlaşma enerjileri düşüktür.
9. Elektron ilgileri önemsizdir.
10. İndirgen özellik gösterirler.
11. Oksitleri genelde bazik özellik gösterir.
12. Metal atomları arasında metalik bağ vardır.
13. Kendi aralarında alaşım oluştururlar.
1) ATOM ÇAPI
Atomların çapları karşılaştırılırken aşağıdaki sıra takip edilir:
1. Yörünge sayısına bakılır. Yörünge sayıs elektronlar çekirdekten uzaklaşacağında artar.
Atom numarası 3 olan Li ile 11 olan Na atomunun yapısı yukarıdaki gibi düşünüldüğünde Li nin 2 yörüngesi, Na nın 3 yörüngesinin olduğu görülür. Na nın yörüngesi fazla olduğundan çapı büyüktür.
2. Eğer yörünge sayıları eşit ise proton sayıları kıyaslanır. Proton sayısı büyük olanın etkin çekim gücü büyük olacağından genellikle çapı küçüktür.
11Na: 1s22s2 2p63s1
17CI: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Her ikisinin de yörünge sayısı eşittir. Na nın atom numarası 11, Cl nin atom numarası 17 dir. Cl nin atom numarası büyük olduğundan atom çapı daha küçüktür.
Not:
Periyodik tabloda, soldan sağa doğru gidildikçe atom çapı genellikle küçülür, yukarıdan aşağıya doğru inil- dikçe çap büyür.
2) İYON ÇAPI
İyon çapı karşılaştırılırken atom çaplarının kıyaslanmasında olduğu gibi periyot ve proton sayısına bakılır. Bir atom elektron verdiğinde; elektron sayısı azalırken, proton sayısı değişmez. Elektron başına düşen çekim kuvveti artar. Bundan dolayı çap küçülür.
Not:
Proton sayısı değişmediğinden (çekirdek yapısı değişmez) çekirdeğin çekim gücü de değişmez.
Bir atom elektron aldığında; elektron sayısı artarken, proton sayısı değişmez. Bu sırada elektron başına düşen çekim kuvveti azalır, (elektron sayısı, proton sayısından fazladır.) Bundan dolayı çap büyür.
Not:
Atom elektron aldıkça çapı büyür, elektron verdikçe de çapı küçülür.
Özet olarak atom ve iyonların çapı karşılaştırılırken ilk önce yörünge sayısına bakılır. Yörünge sayısı fazla olanın çapı büyüktür. Yörünge sayısı eşitliğinde proton sayısı az olanın çapı daha büyüktür. Proton sayısı da eşitse elektron sayısı çok olanın (elektron alanın) çapı büyüktür
3) İYONLAŞMA ENERJİSİ
Gaz halindeki nötr bir atomdan bir elektron koparabilmek için gerekli olan enerjiye 1. İyonlaşma enerjisi, ikinci bir elektronu koparmak için gerekli 2. İyonlaşma enerjisi, üçüncü elektronu koparmak için gerekli olan enerjiye de üçüncü iyonlaşma enerjisi adı verilir.
Aynı atomdan elektron kopartıldıkça elektron başına düşen çekim kuvveti artacağından iyonlaşma enerjisi de artar.
Bir atomun iyonlaşma enerjilerinin karşılaştırılması 1.İE < 2.İE < 3.İE < 4.İE.... şeklindedir.
Atom ve iyonların iyonlaşma enerjileri karşılaştırılırken aşağıdaki sıralama takip edilir.
1. İyonlaşma enerjisi bulunurken son yörüngelerindeki elektron sayısına bakılır. Son yörüngesinde elektron sayısı fazla olanın iyonlaşma enerjisi genellikle fazladır.
2. Son yörüngelerindeki elektron sayısı aynı ise yörünge sayısına bakılır. Yörünge sayısı fazla olanın iyonlaşma enerjisi düşük olur.
3. Hem son yörüngedeki elektron sayısı hem de yörünge sayısı aynı olduğunda proton sayısına bakılır.
Proton sayısı büyük olanın iyonlaşma enerjisi büyüktür.
4) ELEKTRON İLGİSİ
Gaz halindeki nötr bir atom elektron aldığında enerji açığa çıkar. Açığa çıkan enerjiye elektron ilgisi adı verilir.
Elektron ilgisi karşılaştırılırken aşağıdaki sıralama takip edilir.
1. Ametallerde genellikle son yörüngesinde elektron sayısı fazla olanın elektron ilgisi daha fazladır.
2. Son yörüngelerindeki elektron sayıları eşit ise yörünge sayısı az olanın elektron ilgisi daha fazladır.
5) AKTİFLİK
Bir elementin reaksiyona girme yatkınlığıdır. Metalik aktiflik, bir metalin elektron verme eğilimidir. Ametalik aktiflik, bir ametalin elektron alma eğilimidir.
1. Son yörüngesinde elektron sayısı ne kadar az ise metalik aktifliği o kadar fazladır.
2. Yörünge sayısı fazla olanın elektron verme eğilimi daha fazladır.
Not:
Periyodik tabloda soldan sağa doğru metalik aktiflik azalır, aynı grupta yukarıdan aşağıya inildikçe metalik aktiflik genellikle artar.
Elektron ilgisi arttıkça genellikle ametalik aktiflik artar. Periyodik tabloda sağdan sola doğru, aynı grupta yukarıdan aşağıya doğru ametalik aktiflik genellikle azalır.
Elementlerin atom numaralarına göre sıralandığı tabloya periyodik tablo denir. Periyodik tablo ilk zamanlarda atom ağırlıklarına göre dizayn edilmiş, daha sonraları atom ağırlığı aynı olan atomların bulunduğu belirlenince atom numaralarına göre düzenlenmiştir. Periyodik tabloda yatay sıralara (->) periyot ya da satır adı verilir.
Düşey sıralara da grup ya da sütun adı verilir. Günümüzde aşağıdaki periyodik tablo kullanılmaktadır
Periyodik cetvelde 7 tane periyot, 18 tane de grup vardır. J'
Periyodik tabloda bazı grupların özel isimleri ve bileşiklerinde aldıkları değerlikler verilmiştir.
1A grubu -»Alkali metaller
2A grubu -»Toprak alkali metaller
3A grubu Toprak metaller
7A grubu Halojenler
8A grubu -> Soygazlar
B grubları Geçiş metalleri
f bloğu elementleri iç geçiş metalleridir.
Soygazların atom numaraları yardımıyla diğer atomların grup ve periyotları bulunabilir.
Fiziksel ve kimyasal yollarla parçalanamayan, elementin bütün özelliklerini üzerinde taşıyan en küçük birime atom denir.
Demir (Fe), Bakır (Cu) ve Altın (Au) gibi elementler incelendiğinde, atom adı verilen çok küçük taneciklerden oluştuğu gözlenir.
Atom iki kısımdan oluşmaktadır:
1 - Çekirdek
2- Yörünge
Çekirdekte proton ve nötronlar, yörüngelerde ise elektronlar bulunur.
esyb : Elektrostatik yük birimi
akb: Atomik kütle birimi (1 akb = 1,67.10-24 gramdır.)
1) Atom Numarası
Herhangi bir atomun çekirdeğinde bulunan toplam proton sayısıdır.
Her atomun kendine özgü proton sayısı vardır.
Atomları birbirinden ayırmak için öncelikle proton sayısına bakılır.
Atomun çekirdeğinde yük sadece protonlara ait olduğundan, proton sayısına aynı zamanda çekirdek yükü de denir. O halde,
Atom Numarası = Proton Sayısı = Çekirdek Yükü
2) Kütle Numarası
Bir atomun kütle numarası; atomun proton ve nötron sayıları toplamına eşittir.
Kütle numarası = Proton Sayısı + Nötron Sayısı
Atomun kütlesi ile kütle numarası karıştırılmamalıdır.
3) Nötr Atom
Proton sayısı (p), elektron sayısına (e") eşit olan atomlardır. Örneğin,
6C . 12Mg , 3Li
Nötr atomlarda p = e dir.
birimi (1 akb = 1,67.10-24 gramdır.)
4) İyon
Elektron almış ya da vermiş taneciklerdir. Pozitif (+) veya negatif (-) değer almış atom ya da atom gruplarıdır. Örneğin,
Ca+2, NO3-, NH4+, CO3-2 gibi.
İyonlarda proton sayıları elektron sayılarına eşit değildir.
İyonlarda p≠ e" dir.
İki tür iyon vardır,
a) Katyon
Elektron vererek pozitif (+) yük ile yüklenmiş atom ya da atom gruplarıdır. Örneğin,
Ca+2, Mg+2, Cu+1, Cr+3.... gibi.
Katyonlarda proton sayıları elektron sayılarından büyüktür.
Katyonlarda p > e dir.
b) Anyon
Elektron alarak negatif (-) yük ile yüklenmiş atom ya da atom gruplarıdır.
Anyonlarda proton sayıları elektron sayılarından küçüktür.
Anyonlarda p<e dir.
Ters U Metodu
Herhangi bir elementin sembolü X olsun.
- Sağ üst köşeye yük yazılır. (+, -) nötr ise sıfır (0) genellikle yazılmaz.
- Sol alt köşeye atom numarası (Proton sayısı= Çekirdek yükü = Pozitif yük sayısı) yazılır.
- Sol üst köşeye kütle numarası yazılır.
- Hesaplamalarda kolaylık olması açısından sağ alt köşeye elektron sayısı, sol ortaya nötron sayısı yazılabilir.
Kütle Numarası = Elektron Sayısı + Yük
Kütle Numarası = Proton Sayısı + Nötron Sayısı
5) İzoelektronik
Elektron dağılımı ve sayısı eşit olan taneciklerdir.
5) İzobar
Kütle numaraları aynı atom numaraları farklı olan atomlardır.
7) İzoton
Nötron sayısı aynı atom numarası farklı olan atomlardır.
8) İzotop
Proton sayıları aynı, nötron sayılan farklı ya da proton sayıları aynı kütle numaraları farklı olan atom lardır.
İzotop atomların özellikleri:
1- Kimyasal özellikleri aynıdır.
2- Fiziksel özellikleri farklıdır.
3- Ortalama atom ağırlıkları kesirlidir.
4- Oluşturdukları bileşiklerin mol ağırlıkları farklıdır.
9) Allotrop
Maddenin farklı şekilde dizilmesiyle oluşan farklı maddelere allotrop denir.
Özellikleri:
1- Reaksiyona girme aktiviteleri farklıdır.
2- Fiziksel özellikleri farklıdır.
3- Uzaydaki dizilişleri farklıdır.
4- Reaksiyona girdikleri madde aynı ise aynı ürünü oluştururlar.
1- DALTON ATOM TEORİSİ
19. yüzyılın başlarında J. Dalton, şu teorileri ortaya atmıştır:
Bir element, aynı büyüklükte aynı ağırlıkta atom adı verilen içi dolu küçük küreciklerden ibarettir.
Aynı elementteki atomların gösterdiği özellikler aynıdır. Farklı elementlerin atomları farklı özellik gösterir.
Atomlar parçalanamaz.
Elementler bileşik oluştururken belirli sayı ve kütle oranlarında birleşirler.
Fakat günümüzde, atomun parçalanabildiği, elementin bütün atomlarının aynı olmadığı (izotoplar) ve atomun içi dolu bir küre
2. THOMSON ATOM TEORİSİ
J. Thomson tarafından hazırlanan düzenekte;
Negatif elektrot (katot) elektron yayar. Yayılan elektronlar havası boşaltılmış tüp içinde sağa doğru hızlandırılır. Elektronların bir kısmı pozitif yüklü elektrot (Anot) tan geçerek ZnS yüzeyine çarpar. Çarpma esnasında yüzey parlar. Bu deney sonucunda;
Atomda pozitif (+) ve negatif (-) yükler vardır.
(+) ve (-) yükler atomun her tarafında dağınık bir şekilde bulunur.
Thomson'un atom teorisinde + yüklerin dağınık bir şekilde bulunduğunu söylemesi ve nötrondan bahsetmemesi teorisinin eksik yönüdür.
3. RUTHERFORD ATOM TEORİSİ
L. Rutherford'un deney düzeneğinde,
Radyoaktif alfa (a) ışın kaynağı Polonyum (Po) elementinden gelen ışınlar kurşun levhadan geçip ince altın levhaya düşürüldüğünde ışınların çok büyük bir kısmının geçtiği çok az bir kısmının geri döndüğü gözlenmiştir.
Bunun sonucunda Rutherford,
Atomun büyük bir kısmı boşluktur.
Atomda pozitif (+) yükler çok küçük bir hacimde toplanmıştır. Eksi (-) yükler dağınıktır.
Günümüzdeki atom modeline yaklaşarak ilk defa çekirdek fikrini ortaya atmıştır. Elektronların neden çekirdeğe yapışmadığını açıklayamamıştır.
4. BOHR ATOM TEORİSİ
Elektronlar hem kendi ekseni etrafında hem de çekirdek etrafında dairesel yörüngede dönerler.
Elektronlar çekirdekten belli uzaklıkta bulunurlar. Her uzaklığın kendine özgü bir enerjisi vardır.
Bir yörüngedeki elektronu diğer yörüngeye çıkarmak için enerji gerekir.
Yüksek enerjili yörüngeden düşük enerjili yörüngeye dönerken enerji farkı ışık ya da ısı olarak verilir.
Bu teorinin eksik yönü ise elektronların belirli yörüngelerde bulunduğunu söylemesidir.
Fakat elektronlar hızlı tanecikler olduğundan ayrı ayrı hızını ve yerini tespit edemeyiz.
Bahsedilen bu teorileri model olarak özetlersek,
5. MODERN ATOM TEORİSİ
19. yüzyılın başlarından itibaren atomla ilgili çalışmalar neticesinde modern atom teorisi ortaya konmuştur.
Teoriye göre;
Elektronların kütlesi çok küçük, hızı çok büyük olduğundan elektronun yeri tam olarak bilinemez. (Heisenberg'in belirsizlik prensibi)
Elektronlar dalga özelliği gösterir.
Elektronların bulunma olasılığının fazla olduğu yerlere orbital adı verilir.
Daha önce, karışımlarla bileşikler arasındaki farklardan söz edilirken fiziksel yöntemlerle bileşiklerin ayrıştırılamayacağını, ancak karışımların ayrıştırılabileceğini belirtmiştik. Şimdi karışımları ayırmada kullanılan ı önemli yöntemler ele alınacaktır.
1. Elektriklenme ile ayırma
Sürtünme ile elektrik yükü kazanan bazı cisimler, birtakım maddeleri kendilerine çekerler. Plastik veya cam çubuk yün kumaş parçasına sürtüldüğünde elektrik yükü kazanır ve böyle bir cisim, tuz - karabiber karışımına yaklaştırıldığında, karabiber tanelerini kendine çeker. Aynı şekilde yemek tuzu - kükürt karışımındaki kükürt, elektriklenme özelliği ile yemek tuzundan ayrılabilir.
2 Mıknatıs ile ayırma
Mıknatıs, demir, kobalt ve nikel metallerini kendisine çeker. Bir karışımın mıknatıs ile ayrılabilmesi için karışımdaki maddelerden birinin mıknatıs tarafından çekilmesi gerekir. Demir tozu - kükürt tozu, nikel tozu- cam tozu karışımları bu yolla ayrılabilir.
3.Özkütle farkı ile ayırma
Katı-katı karışımlarda
Kum - odun talaşı karışımı suya bırakıldığında öz- kütlesi suyun özkütlesinden büyük olan kum dibe çökerken, özkütlesi suyun özkütlesinden küçük olan odun talaşı su üstünde yüzer. Yüzen kısım bir kaşık ile dibe çöken kısım da süzme ile sıvıdan ayrılır.
Sıvı-sıvı karışımlarda
Heterojen sıvı karışımlarını ayırmak için ayırma hunisi kullanılır. Ayrılacak sıvı karışımı (örneğin zeytinyağı - su karışımı) ayırma hunisine konulduğunda özkütlesi daha küçük olan zeytinyağı üstte, özkütlesi daha büyük olan su ise altta birer faz oluşturur. Musluk açılıp alttaki sıvı toplama kabına alınarak musluk kapatılır. Böylece iki sıvı birbirinden ayrılır.
4- Çözünürlük farkı ile ayırma
a) Katı-sıvı karışımlarda
Katı - sıvı heterojen karışımları ayırmak için süzme işlemi kullanılır. Bu işlemde, katı tanecikleri geçirmeyen fakat sıvının geçebileceği incelikte gözenekleri olan süzgeç kâğıtları (filtreler) kullanılır. Deniz suyu - kum karışımı süzüldüğünde kum süzgeç kâğıdının üzerinde kalır, sıvı başka bir kapta toplanır.
b) Katı - katı karışımlarda
Çözünürlükleri birbirinden farklı olan iki maddenin karışımını ayırmak için kullanılan bir yöntemdir. Naftalin - şeker karışımını ayırmak için bu yöntem kullanılabilir. Naftalin suda çözünmeyen, şeker ise iyi çözünen maddelerdir. Bu durumda naftalin süzgeç kâğıdının üzerinde kalır. Şekerli su çözeltisi de, suyu buharlaştırılarak şeker ayrı bir kapta toplanabilir. Buna "kristallendirme" denir.
5-Kaynama Noktası Farkına Göre Ayırma
Homojen karışımları, bileşenlerinin kaynama noktalarının farkına göre ayrılabilir
Katı-sıvı homojen karışım
Bir katı - sıvı homojen karışımının ısıtılarak buharlaştırılması ve oluşan buharın soğutularak yoğunlaştırmasına "damıtma" denir. Burada ayırma, sıvının kaynama noktasının, katının kaynama noktasından çok daha düşük olması esasına dayanmaktadır. Deniz suyundan içme suyu elde edilmesi damıtma yöntemiyle gerçekleştirilmektedir.
b) Sıvı-sıvı homojen karışımları
İki veya daha çok sıvıdan oluşan bir homojen karışımda, sıvı bileşenleri, kaynama noktaları farkına göre ayırıp her birini ayrı ayrı elde etme işlemine "ayrımsal damıtma" denir. Alkol-su karışımı bu yolla ayrılır. Alkolün kaynama noktası sudan daha düşük olduğundan toplama kabında alkol toplanır. Ayrımsal damıtmada, bileşenlerin kaynama noktaları arasındaki fark ne kadar büyük ise ayırma o kadar kolay olur. Ham petrolün damıtılması sonucu, fuel-oil, benzin, motorin v.s. gibi ürünlerin elde edilmesi buna örnektir.
c) Gaz-gaz karışımlarında
Kaynama noktaları farkına göre ayırma, gaz karışımlarını da bileşenlerine ayırmak için kullanılabilir. Bir gazın sıvı hale geçtiği sıcaklığa "yoğunlaşma nokta sı" denir. Bu sıcaklık, aynı maddenin kaynama nokta sına eşittir. Bir gaz karışımı soğutulursa, önce kaynama noktası en yüksek olan gaz yoğunlaşmaya başla ve yoğunlaşma sırasında sıcaklık sabit kalır. Bu gaz, karışımdan ayrıldıktan sonra sıcaklık tekrar düşer. Başka bir gaz bileşeninin kaynama noktasına gelindiğinde de bu bileşen yoğunlaşır. İşlem bu şekilde sürer.
Havanın bileşimindeki azot, oksijen ve çok az oranda argon gazlarını birbirlerinden ayırmak için önce hava tamamen soğutularak sıvılaştırılır. (Kaynama noktaları: azotun - 196°C, argonun 186°C ve oksijenin - 183°C'dir.) Daha sonra da ısıtılmaya başlanarak ayrımsal damıtma uygulanır. Sırasıyla önce oksijen, sonra argon, en son olarak da azot elde edilir.
Kimyasal ayrıştırma yöntemleri
Karışımlar, fiziksel yöntemlerle bileşenlerine ayrıştırılabildiği halde bileşikler bu yolla ayrıştırılamaz. Bileşikleri kimyasal yöntemlerle ayrıştırmak için mutlaka enerji verilmelidir. Bu, ısı enerjisi, elektrik enerjisi, ışık enerjisi v.s. gibi türlerden biri olmalıdır. Bazı bileşikler, ısı etkisiyle kimyasal değişmelere uğrayabilir.
Isı etkisiyle ayrıştırılamayan pek çok bileşik, elektrik enerjisiyle ayrıştırılabilir. Bu işleme "elektroliz" denir. Suyun (H2O), sofra tuzunun (NaCI) elementlerine ayrıştırılması bu şekilde gerçekleştirilir.
Faz diyagramı, verilen sıcaklık ve basınçta, arı bir maddenin hangi fiziksel halde bulunduğunu belirler. Her maddenin kendine özgü bir faz diyagramı vardır.
Örnek olarak, suyun faz diyagramı incelenirse; DA, DB ve DC çizgileri düzlemi üç bölgeye ayırır. Her bölgenin temsil ettiği fiziksel hal şekilde gösterilmiştir. Maddenin sıcaklık ve basıncının tayin ettiği nokta hangi bölgeye düşerse madde o fiziksel haldedir. DA çizgisi, katı - sıvı denge durumunu belirler. Bu çizgiyi oluşturan noktalar, maddenin, çeşitli basınçlardaki donma noktalarını (veya erime noktalarını) gösterir. DB çizgisi, sıvı - gaz denge durumunu belirler. Bu çizgiyi oluşturan noktalar, maddenin, çeşitli basınçlardaki kaynama noktalarını (veya yoğunlaşma noktalarını) gösterir. Grafikte de görüldüğü gibi 1 atmosferde (760 mm Hg) suyun donma noktası 0°C, kaynama noktası ise 100°C dir. (D) noktasına "üçlü nokta" denir. Faz diyagramından da görüleceği üzere bu nokta üç halin bir arada bulunduğu durumu ifade eder. Ayrıca maddenin süblimleşebilmesi (yani katı halden gaz hale geçebilmesinin basıncın, üçlü noktadaki basınç değerinin altında olması gerekir.