KİMYASAL TÜRLER VE ETKİLEŞİMLER. Kimya Ders Notu

Transkript

1 KİMYASAL TÜRLER VE ETKİLEŞİMLER Kimya Ders Notu

2 KİMYASAL TÜRLER Atomlar, moleküller iyonlar ve radikaller genel olarak kimyasal tür adı ile bilinirler. Atom: Bir elementin bütün özelliğini taşıyan en küçük yapı taşıdır. Molekül: Birbirine kovalent bağlarla bağlı yüksüz atom gruplarıdır. Aynı tür atomlar element moleküllerini, farklı tür atomlar bileşik moleküllerini oluşturur. İyon: Pozitif (+) ya da negatif (-) yüklü atomlara iyon adı verilir. Kararsız atomlar daha kararlı bir elektron dizilimine ulaşabilmek için iyon haline gelirler. Radikal: Serbest radikaller ya da kısaca radikaller ortaklaşmamış elektronu bulunan yüksek enerjili ve kararsız ara ürünlerdir. Serbest radikallerin formülleri, eşleşmemiş elektronun bulunduğunu belirtmek için genellikle bir noktayla birlikte yazılır,

3 Örneğin; metil ( CH 3 ) ve hidroksil ( OH) radikallerinde olduğu gibi. Ayrıca oktetini tamamlamamış atomlar da radikal sayılabilirler. radikal olarak verilebilir. NO, NO 2 ve ClO 2, gibi moleküller de eşleşmemiş elektron içerdiklerinden radikal sayılabilir ve NO, NO 2, ClO 2 olarak gösterilebilir, Radikaller zincirleme reaksiyonların gerçekleştirilmesinde başlatıcı olarak görev yaparlar.

4 ÖRNEK 1:

5 ÇÖZÜM 1:

6 Bağların Oluşum Mekanizması Birbirinden uzakta bulunan iki bağımsız kimyasal tür birbirine yaklaştırıldığında türlerin elektron bulutları ve çekirdekleri arasında çeşiili elektrostatik etkileşimler meydana gelir. Bu etkileşimler; 1. Negatif yüklü elektronlar birbirini iter. 2. Pozitif yüklü çekirdekler birbirini iter. 3. Pozitif yüklü çekirdekler komşu kimyasal türün elektronlarını çeker. Aynı anda gerçekleşen etkileşimler karşılaştırıldığında çekme kuvvetlerinin aşırı baskın olduğu durumlarda güçlü etkileşimler oluşur. Güçlü etkileşimlere kimyasal bağ da denir. Çekme-itme kuvvetleri farkının küçük olduğu durumlarda ise zayıf etkileşimler meydana gelir. Zayıf etkileşimlere fiziksel bağ da denir.

7

8 GÜÇLÜ ETKİLEŞİMLER Aynı ya da farklı türden atomların kuvvetli etkileşimlerle birarada tutulmalarını sağlayan çekim kuvvetlerine kimyasal bağ denir. Kimyasal bağlanma sonucunda yeni maddeler oluşur. Kimyasal Bağ Enerjisi: Atomlar arası bağlar oluşurken açığa çıkan enerji, bu bağları kopararak molekülü atomlarına ayırmak için verilmesi gereken enerjiye eşittir. Bu enerjiye kimyasal bağ enerjisi denir.

9 * İki atom arasında bağ oluşurken açığa çıkan enerji ne kadar büyükse bağ o kadar kuvvetlidir. * Bağ enerjisi yaklaşık olarak 40 kj/mol ya da daha büyük olan bağlar kimyasal bağ olarak kabul edilir. 40 kj/mol den daha az enerjili bağlar ise zayıf etkileşimler sonucu oluşan bağlardır denilebilir. Bunlar fiziksel bağ kabul edilir. * Bir molekülde bağ enerjilerinin toplamı ne kadar büyükse, molekül o kadar kararlı bir yapıya sahiptir. * Atomların bağ oluşturma nedeni kararlılığa ulaşmaktır. En kararlı elementler soygazlardır. Bu nedenle diğer element atomları, aralarında elektron alışverişi yaparak ya da elektron ortaklığı kurarak elektron dizilişlerini soygazların elektron dizilişine benzetir

10 * Birden fazla sayıda katmana sahip olan atomların son katmanındaki elektronları 8'e tamamlamalarına oktet kuralı denir. Tek katmana sahip olan atomların katmanındaki elektron sayısını 2'ye tamamlamasına dublet kuralı denir. Bu kurallar genellikle periyodik cetvelin A grubundaki elementler için geçerlidir. * Soygaz atomları kararlı yapıda bulunduklarından kimyasal bağ oluşturmazlar.

11 ÖRNEK 2:

12 ÇÖZÜM 1: Bağ oluşumu sırasında açığa çıkan enerji ne kadar büyükse, oluşan bağ o kadar kuvvetli olacağından bağ kuvvetleri arasındaki ilişki Z 2 > Y 2 > X 2 şeklindedir. YANIT B

13 Lewis Elektron-Nokta Yapısı Bir elementin elektron - nokta yapısı, elementin sembolü etrafına değerlik elektronu kadar nokta konularak yazılır. Bu elektronlardan eşlenmiş olanlar çift, eşlenmemiş olanlar (bağ yapımına katılanlar) tek olarak gösterilir. Değerlik elektronlarının bu şekilde gösterilmesine Lewis elektron nokta gösterimi denir.

14 İYONİK BAĞ Metal ve ametal atomları arasında elektron alışverişi sonucunda elektrostatik çekim kuvvetiyle oluşan kimyasal bağlardır. Örneğin: Na + + Cl - NaCl (iyonik bileşik) Lewis yapıları sadece atomlar için değil oluşturdukları iyonlar için de kullanılır. NaCl, MgCl2, KF, CaBr 2 gibi iyonik bileşiklerin de Lewis yapıları gösterilebilir.

15 Örneğin; NaCl iyonik bileşiğinin elektron nokta gösterimini yapalım; Na ve Cl atomlarının elektron dağılımları ve Lewis gösterimleri;

16 Na atomu soygaz kararlılılığına ulaşmak için 1 elektron vermeli, Cl atomu soygaz kararlılığına ulaşmak için 1 elektron almalıdır. Bu durumda Na atomu 1 elektronunu Cl atomuna verir. Bileşiğin Lewis gösterimi yapılırken Na atomunun 1 elektronu Cl atomunun sembolü çevresine yerleştirilir. Oluşan Na + ve Cl - iyonlarının elektrostatik çekim kuvveti ile birbirlerine uyguladıkları çekim sonucunda, iyonik bağlı yemek tuzu (NaCl) bileşiği oluşur.

17 * İyonik bileşiklerde Lewis gösterimleri yapılırken elektronlar metalden ametale yer değiştirmiş olarak gösterilir. * Son katmanında 1, 2 ve 3 elektron bulunduran (Helyum ve hidrojen hariç) atomlar metaldir. * Son katmanında 5, 6 ve 7 elektron bulunduran atomlar ametaldir. * Metaller son katmanlarındaki elektronları vererek, ametaller de son katmanlarına elektron alarak iyonik bağ oluşturur ve kararlı hale geçer. * 3A grubunda bulunan bor (B) atomu grubundaki diğer atomların aksine elektronları ortaklaşarak bağ oluşturmayı tercih eder. * Son katmanında 4 elektron bulunduran atomlardan bazıları 4 elektron vererek bazıları 4 elektron alarak bazıları da 4 elektronlarını ortak kullanarak soygaz kararlılığına ulaşırlar.

18 ÖRNEK 3:

19 ÇÖZÜM 3:

20 İyonik Bağın Kuvveti İyonik bileşiklerde, iyonik bağın kuweti (sağlamlığı) bileşikteki katyon ve anyonların yükleri ile çaplarına bağlıdır. * Zıt yüklü iki iyon arasındaki çekim kuvveti, katyon ve anyonların yük merkezlerinin arasındaki uzaklığın karesiyle ters, yük miktarı ile doğru orantılıdır. * İyonik bağı oluşturan atomların elektronegatiflik farkı arttıkça iyonik bağın kuvveti de artar. * İyonik bileşiklerin erime noktaları iyonik bağın sağlamlığı ile doğru orantılı olduğundan bağ kuvveti arttıkça bileşiğin erime noktası da artar.

21 İyonik Bileşiklerin Genel ÖzelIikleri * Metal-ametal atomları arasında elektrostatik çekim kuwetiyle oluştuklarından, oldukça sağlam bir kristalik yapıya sahiptirler. * Kırılgan yapılıdırlar, işlenemezler. * Oda koşullarında genellikle katı haldedirler. * Erime ve kaynama sıcaklıkları oldukça yüksektir. * Katı halde elektrik akımını iletmezler. Ancak sıvı halde ve sulu çözeltilerinde elektrik akımını iletirler. * Genellikle suda iyi çözünürler. * Suda (+) ve (-)yüklü iyonlarına ayrışarak çözünürler. * Aktifliği fazla olan metal ile aktifliği fazla olan ametalin oluşturduğu bileşiğin iyonik karakteri daha fazla olur.

22 İyonik Bileşiklerin Örgü Yapısı İyonik bileşikleri oluşturan birimler atomlar değil, metal ve ametallerin oluşturduğu iyonlardır. Metaller elektron vererek katyon, ametaller de elektron alarak anyon oluştururlar. Oluşan metal katyonları ile ametal anyonları elektriksel itme ve çekme kuvvetlerini denk geleyecek şekilde bir araya gelerek düzenli bir kristal örgülü yapı oluşturur. İyonik yapılı bileşiklerin çeşitli geometrik şekillerde oluşturdukları düzenli örgü yapısına kristal denir. Kristalleri oluşturan birimler iyonlardır. Kristal yapıda her iyon belirli sayıda zıt yüklü komşu iyonun çekim kuweti etkisindedir. Örneğin; Yemek tuzu kristalinde her Na + iyonu çevresinde 6 Cl - iyonu ile, her Cl - iyonu da çevresinde 6 Na + iyonu ile sıkıca bağlanmıştır. İyonik bileşiklerde genellikle anyonlar katyonlardan çok büyük olduğundan, anyonların oluşturduğu bir örgüde aradaki boşluklara katyonlar girmiştir.

23 İyonik bileşiklerin formüllerine karşılık gelen bir molekülleri yoktur. Kristal örgü yapısı nedeniyle iyonik bileşiklerin içerdikleri atom sayıları oranını gösteren birer basit formülleri vardır.

24 İyonik bileşikler oda koşullarında katı halde bulunurlar. Katıların tanecikleri arasındaki boşluklar çok az olduğundan sadece titreşim hareketi yapabilirler. Bu nedenle iyonik bileşikler katı halde elektrik akımını iletmezler. İyonik bileşiklere ait kristaller ısıtıldıklarında eriyerek sıvı hale geçerler. Sıvı halde iyonlar arasındaki boşluklar arttığı için iyonlar daha hareketli hale geçerek yer değiştirebilirler. Bu durumda sıvı haldeki iyonik bileşikler elektrik akımını iletir. İyonik bileşikler suda çözünerek iyonlarına kadar ayrılır. Su molekülleri iyonlar arasına girerek iyonlara yaklaşıp, iyon arın etrafını sararlar. Su moleküllerinin (-) ucu (oksijen) pozitif iyonlara, (+) ucu (hidrolen) ise negatif iyonlara doğru yönelir. Bu durumda iyonik bileşiklerin sulu çözeltilerinde iyonlar serbestçe hareket edebilir ve iyonik bileşiklerin sulu çözeltileri de elektrik akımını iletir.

25 KOVALENT BAĞ Ametal atomları, soygaz kararlılığına ulaşmak için, elektron alarak anyon oluşturmak dışında, kendi atomları arasında son katmanlarındaki elektronları ortaklaşa kullanarak da bağ oluşturabilirler. Ametal atomları arasında elektronların ortaklaşa kullanılması sonucu oluşan kimyasal bağlara kovalent bağ denir. * Bir atomun oluşturabileceği bağ sayısı, değerlik elektronlarındaki eşleşmemiş elektron sayısı kadardır. * Kovalent bağlar apolar ve polar olmak üzere ikiye ayrılır.

26 A) Apolar Kovalent Bağ Aynı tür ametal atomları arasında oluşan kovalent bağlardır. * Apolar kovalent bağ içeren molekü lerde bağ yapımında kullanılan elektronlar, elektronları çekme gücü aynı olan iki atom taraflndan eşit kuvvetle çekildiğinden, oluşan molekülde polarlık (kutuplaşma) oluşmaz. Bu şekidde oluşan moleküller apolardır (kutupsuz). Örneğin: H 2,O 2, N 2 gibi. * Apolar moleküllerden oluşan maddeler genellikle, apolar çözücülerde daha iyi çözünürler.

27 H 2 molekülünün bağ yapısını incelersek; H 2 molekülünü oluşturan H atomlarının atom numarası 1'dir. H 2 moleküllerini oluşturan H atomlarının birer elektronları vardır. Bu birer elektronlarını ortaklaşa kullanarak iki H atomu aralarında bir kovalent bağ oluşturup birbirine bağlanır. H 2 molekülünde H atomları aynı periyottaki soygaz olan helyum atomunun elektron dizilimine ulaşmak için (dublet kuralı) birer elektronlarını ortak kullanırlar.

28 Kovalent bağlarda ortaklaşa kullanılan elektron çiftlerine bağlayıcı elektron çifti denir. Bağlayıcı bir çift elektron ya karşılıklı olarak gösterilir ya da bir çizgi ile "-" şeklinde gösterilir. Bağ oluşumuna katılmayan elektron çiftlerine ise ortakianmamış elektron çifti denir.

29 F 2 molekülünün bağ yapısını incelersek; F 2 molekülünü oluşturan F atomlarının atom numarası 9'dur. F atomu son katmanına 1 elektron aldığında soygaz elektron düzenine ulaşır. F 2 molekülünü oluştururken iki flor atomu birer elektronlarını ortaklaşa kullanırlar. Her iki flor atomu da son katmanlarındaki elektron sayısını sekize tamamlar (Oktet kuralı) ve kendileriyle aynı periyottaki Neon soygazının elektron dizilimine ulaşırlar.

30 Atomlar arasında ortak kullanılan elektron sayısı oluşacak bağ sayısını belirler. Bağı oluşturan iki atom birer elektronlarını ortaklaşa kullanıyorsa 1 tane kovalent bağ oluşur. Bu bağ, atomlar arasında "-" şeklinde gösterilir. Tekli kovalent bağ olarak isimlendirilir. Bağı oluşturan iki atom ikişer elektronlarını ortaklaşa kullanıyorsa 2 tane kovalent bağ oluşur. Bu bağlar atomlar arasında " = " şeklinde gösterilir. İkili kovalent bağ olarak isimlendirilir. Bağı oluşturan iki atom üçer elektronlarını ortaklaşa kullanıyorsa 3 tane kovalent bağ oluşur. Bu bağlar atomlar arasında " " şeklinde gösterilir. Üçlü kovalent bağ olarak isimlendirilir. İki atom arasında tek bağ varsa bu bağ sigma (σ) bağıdır. Birden fazla sayıda bağ varsa ilki sigma (σ) diğerleri pi (π) bağıdır. Sigma bağı oluşmadan pi bağı oluşmaz. Sigma bağları pi bağlarından daha kuvvetlidir.

31 O 2 molekülünün bağ yapısını incelersek; Oksijen atomunun son katmanında 6 elektron vardır. O 2 molekülünü oluştururken iki oksijen atomu 2 ikişer elektronlarını ortaklaşa kullanırsa; Lewis yapısında her oksijen atomunun 2 tane bağlayıcı elektronu, 4 tane de ortaklaşmış elektronu olduğu görülür. 4 bağlayıcı elektron iki oksijen atomu arasında ikili kovalent bağ (=) oluşturur.

32 N 2 molekülünün bağ yapısını incelersek; Azot atomunun son katmanında 5 elektron vardır. N 2 molekülünü oluştururken iki azot atomu üçer elektronlarını ortaklaşa kullanırsa; Lewis yapısında her azot atomunun 3 tane bağlayıcı elektronu, 2 tane ortaklaşmış elektronu olduğu görülür. 6 bağlayıcı elektron iki azot atomu arasında üçlü kovalent bağ ( ) oluşturur.

33 B) Polar Kovalent Bağ Farkll tür ametal atomları arasında oluşan kimyasal bağlardır. Farklı ametal atomları arasında ortaklaşa kullanılan elektronlar kovalent bağlı bileşik moleküllerini oluşturur. Örneğin; * Periyodik cetvelde aynı periyotta soldan sağa, aynı grupta aşağıdan yukarıya doğru ametal atomlarının bağ elektronlarına sahip çıkma eğilimleri (elektronegatiflik) artar. * Polar kovalent bağ içeren moleküllerde, bağ yapımında kullanılan elektronlar, elektronları çekme gücü farklı olan iki atom tarafından çekildiğinden, bağ elektronları elektronegatifliği fazla olan atoma doğru yönlenerek bu atomu (-) kutuplu, diğerini ise (+) kutuplu yapar. Böylece kurulan bağda polarlık oluşur. Örneğin; HF molekülünde (-) kutup F, (+) kutup ise H dir. Polar moleküllerden oluşan maddeler genellikle polar çözücülerde daha iyi çözünürler.

34 HF molekülünün bağ yapısını incelersek; Hidrojen ve flor atomlarının birer tane ortaklanmamış elektronu vardır. Bu elektronlar bağlayıcı elektronlar olduğu için H ve F atomları arasında tekli kovalent bağ ile HF molekülü oluşur.

35 H 2 O molekülünün bağ yapısını incelersek; Hidrojen atomlarının birer ortaklanmamış elektronu, oksijen atomunun ise iki ortaklanmamış elektronu vardır. Oksijen atomunun bağlayıcı elektronlarından her biri, hidro.ien atomlarının bağlayıcı elektronları ile 2 tane tekli kovalent bağ yaptığında H 2 O molekülü oluşur.

36 CO 2 molekülünün bağ yapısını incelersek; Oksijen atomlarının ikişer ortaklanmamış elektronu, karbon atomunun ise dört ortaklanmamış bağlayıcı elektronu vardır. Karbon atomunun bağlayıcı elektronlarından iki tanesi, bir oksijen atomunun bağlayıcı elektronları ile; diğer iki tanesi de diğer oksijen atomunun bağlayıcı elektronları ile 4 tane kovalent bağ yaparak CO 2 molekülünü oluşturur.

37 C 2 H 2 molekülünün bağ yapısını incelersek; Hidrojen atomlarının birer, karbon atomlarının ise dörder ortaklanmamış bağlayıcı elektronu vardır. İki karbon atomu üçer bağlayıcı elektronu ile birbirlerine bağlanarak üçlü kovalent bağ, birer bağlayıcı elektronları ile de hidrojen atomlarının bağlayıcı elektronları arasında iki tekli kovalent bağ yaparak C 2 H 2 molekülünü oluşturur.

38 C) Koordine Kovalent Bağ Lewis bağ kuramı, bir çift elektronun ortaklaşılmasını kovalent bağ olarak tanımlar, Ancak bu tanım bağ oluşumuna iki atomun birer elektronla katkıda bulunduğu anlamına gelmez. Ortaklaşan elektron çiftinin her ikisinin de aynı atomdan geldiği kovalent bağa koordine kovaient bağ (koordinasyon bağı) denir. Örneğin; NH 3 molekülünün Lewis yapısına dördüncü bir H atomu bağlamaya çalışılırsa, dördüncü H atomunun elektronu ile N atomu etrafındaki değerlik elektronlarının toplam sayısı dokuza ulaşacağından oktet kuralı geçersiz olur. Bu nedenle NH 4 molekülü oluşmaz. Fakat NH + 4 iyonunun oluşması mümkündür.

39 NH 3 'ün N atomu ve H + iyonu arasında oluşan bağ bir koordine kovalent bağdır. Buna karşın, bağ oluştuktan sonra dört N-H bağından hangisinin koordine kovalent bağ olduğu bilinemez. Bu nedenle koordine kovalent bağın normal kovalent bağdan farklılığı anlaşılamaz. BF 4 ve H 3 O + iyonlarında da aynı şekilde koordine kovalent bağ oluşur.

40 Kovalent Bileşiklerin Genel Özellikleri * Genellikle ametal atomları arasında elektronların ortak kullan ılmasıyla oluşurlar. * En küçük birimleri moleküllerdir. * Katı ve sıvı halde elektrik akımını iletmezler. * Suda genellikle moleküllerine ayrışarak çözünürler. * Bu çözeltiler elektriği iletmez. (C 6 H 12 O 6, C 2 H 5 OH... gibi) * Suda iyonlaşarak çözünenler sulu çözeltilerinde elektriği iletir. (HCl, HNO 3, NH 3... gibi) * Oda koşullarında katı, sıvı ya da gaz halde bulunanları vardır. * Genellikle erime ve kaynama sıcaklıkları iyonik bileşiklerden düşüktür. Ancak bazı elementlerin oluşturduğu kovalent bağlı yapılarda, atomlar arasında sürekli bir kovalent bağ örgüsü oluşur. * Bu yapılara kovalent ağ örgülü katılar denir. Bu katıların erime ve kaynama sıcaklıkları çok yüksektir.

41 ÖRNEK 4:

42 ÇÖZÜM 4:

43 ÖRNEK 5:

44 ÇÖZÜM 5:

45 Kimyasal Bağların İyonik - KovaIent Karakteri İyonik bağ, Na ve Cl gibi elektronegatiflikleri çok farklı atomlar arasında; kovalent bağ ise elektronegatiflikleri aynı veya yakın atomlar arasında gerçekleşir. Gerçekte ise bir kimyasal bağ, iyonik bağla kovalent bağ arasında özellikler taşır. Kimyasal bağı oluşturan atomların elektronegatiflikleri arasındaki fark büyüdükçe bağın iyonik karakteri artar. * Farklı tür ametal atomları arasındaki kovalent bağ bir mikiar iyonik karakter taşır. Bağ yapan iki atom arasındaki elektronegativite farkı çok küçükse bağ oldukça kovalenttir, elektronegativite farkı çok büyükse bağ oldukça iyoniktir.

46 MOLEKÜL POLARLIĞI

47 Merkez atom olan karbon atomuna uçlarda bulunan O atomları tarafından bir çekim uygulanır. C = O bağları polar olduğu halde,molekülün her iki ucunda da oksijen atomları bulunduğundan bir yük dengesizliği yoktur. Moleküldeki üç atom aynı doğruda olduğundan elektriksel çekim kuvvetleri birbirini dengeler. Bu durumda molekül apolar yani kutupsuzdur.

48 UYARI: * Bir molekülde merkez atomun son katmanında bağ yapmayan elektron bulunuyorsa molekül polar (kutuplu) dır. * Bir molekülde merkez atomun son katmanındaki tüm elektronlar bağ yapmışsa ve bağlı olduğu tüm atomlar aynı cins ise molekül apolar (kutupsuz) dır. * Atomlar arasında elektron ortaklaşmasıyla kimyasal bağ gerçekleştiğinde moleküller oluşur. Kovalent bağlı yapılar molekülü oluştururken, iyonik bağlı yapılarda moleküllerden bahsedemeyiz.

49 ÖRNEK 6:

50 ÇÖZÜM 6:

51 METALİK BAĞ İyonlaşma enerjileri oldukça düşük olan metal atomlarının boş değerlik orbitalleri bulunmaktadır. Metal atomları değerlik elektronlarını çok güçlü çekemediğinden, metal atomlarının değerlik elektronları oldukça oynaktır. Oynak değerlik elektronları komşu atomların boş değerlik orbitallerine geçerek, komşu atomların çekim etkileri altına girerler. Bu şekilde oluşan ve metal atomiarını birarada tutan çekim kuvvetlerine metalik bağ denir. * Metalik bağ kuvveti, metalin değerlik elektron sayısı arttıkça ve çapı azaldıkça artar. * Metallerin erime sıcaklığı, metalik bağ kuvveti ile doğru orantılıdır. * Metalik bağ, metallere ısı ve elektrik iletkenliği, dövülüp işlenebilme, parlaklık, erime ve kaynama noktalarının yüksek olması gibi özellikleri kazandırır.

52 ZAYIF ETKİLEŞİMLER Bağ enerjilerinin çok daha küçük olduğu etkileşimlere moleküller arası etkileşimler (zayıf etkileşimler) denir. Bunlar, maddelerin erime ve kaynama noktası, çözünürlük gibi fiziksel özelliklerini etkileyen fiziksel bağlardır. Moleküller arası çekim kuvvetlerinin maddenin yoğun halleri olan katı ve sıvılardaki etkileri çok daha fazladır. Molekülün polarlığı ya da apolarlığı moleküller arası etkileşimin türünü belirler. Polar moleküller birbirlerini dipol - dipol kuvveti (kutupların çekimi) ile çeker. Apolar moleküllerde ise dipol dipol kuvvetlerinden söz edilmez. Apolar moleküllerde indüklenmiş dipol oluşur ve bu da moleküller arası çekim kuvveti oluşmasına yol açar.

53 * Moleküller arası çekimler (fiziksel etkileşimler), atomlar arası çekimlerden (kimyasal bağ) çok daha zayıftır. * Maddelerin fiziksel hal değişimi sırasında kimyasal özellikleri değişmez. Sadece moleküller arasındaki bağlar değişir. Maddeleri oluşiuran atomlar ve iyonlar arasındaki bağ yapısı değişmez. Yeni maddeler oluşmaz. * Moleküller arası çekim kuvvetleri büyük olan maddeler oda koşullarında katı haldedir. Bu maddelerin tanecikleri arasındaki çekim kuvvetleri zayıfladıkça önce sıvı sonra gaz hale geçerler. * Farklı maddelerin birbiri içerisinde çözünüp çözünmemesi, maddelerin molekül yapılarının birbirine benzeyip benzememesi ile ilgilidir. Polar bir molekülün (+) kutbu diğer polar molekülün (-) kutbu ile etkileşerek moleküller arasında bir çekim kuvveti oluşturur. Molekülleri arasındaki çekim kuvvetleri birbirine yakın olan moleküller birbiri içerisinde homojen olarak dağılarak karışım oluştururlar.

54 Kalıcı DipoIlük Bir kovalent bağda pozitif yük merkezi ile negatif yük merkezinin farklı olması kalıcı bir dipol (kutupluluk) oluşturur. Örneğin; HCl molekülünde Clatomu H atomuna göre elektronları daha çok çeker ve Cl atomu yakınında elektron yoğunluğu, H atomununkinden fazla olur. Negatif (-) yükün merkezi Cl çekirdeğine daha yakındır. Yük dağılımı eşit olmadığından molekül polardır yani kalıcı dipole sahiptir.

55 Anlık ve İndüklenmiş Dipoller Maddelerin elektron yapısı açıklanırken, belli bir anda belirli bir bölgede elektron yük yoğunluğundan ya da olasılığından söz edilir. Belli bir anda elektronların bir atomun ya da molekülün bir bölgesine yığılma olasılığı vardır. Elektronların böyle hareket etmesi, normal olarak apolar olan bir molekülün polarlaşmasına yol açar. Bir anlık dipol (geçici dipol) yapı oluşur. Bunun nedeni komşu taneciklerin yükleri veya taneciklerin çarpışmasıdır. Yani molekül geçici bir dipol momentine sahiptir. Bu olaydan sonra komşu atom ya da moleküldeki elektronlar da yer değiştirerek dipol oluşturur. Bu bir indükleme olayıdır ve oluşan yeni dipole indüklenmiş dipol denir. Elektron sayısı arttıkça molekülün kutuplanabiiirliği (polarlanabilirliği) artar.

56 VAN DER WAALS BAĞLARI Genel olarak hidrojen bağları dışındaki zayıf etkileşimler Van der Waals bağı olarak tanımlanır. 1. Dipol- Dipol Bağları PCl 3, OF 2 ve HCl gibi polar moleküller arasındaki etkileşimlerdir. Çift kutuplu bir molekülün, diğer bir çift kutuplu molekülü çekmesidir. Bir molekülün (+) kutbu ile diğer molekülün (-) kutbu arasındaki elektrostatik çekim kuvvetidir. * Bu elektrostatik etkileşimden dolayı polar moleküllerin aynı ortamdaki kaynama noktaları, apolar moleküllerin kaynama noktalarından daha yüksektir. Ayrıca polar moleküllerden oluşan sıvılar birbiri içinde çözünür.

57 2. İyon - Kalıcı Dipol Bağları Bu etkileşim, bir iyonun polar bir molekül ile etkileşimini kapsar. Ortamdaki katyonlar polar molekülün negatif yüklü kutbu, anyonlar ise pozitif yüklü kutbu ile etkileşirler. Yemek tuzunun (NaCl) su içerisinde çözünmesi olayı bu etkileşime verilebilecek en güzel örnektir. Nacl kristali suya atıldığında polar su molekülleri zıt yüklü uçları ile iyonlara yaklaşır ve onları kristal örgüsünden kopararak su içerisinde dağılmasına neden olur.

58 3. İndüklenmiş Dipol Bağları a) İyon - İndüklenmiş Dipol Bağları Bu etkileşim, bir iyonun apolar bir molekül ile etkileşimini kapsar. Apolar bir molekülün yanında bir iyon yer aldığında, iyon tarafından uygulanan kuvvetle apolar molekülün elektron dağılımı bozulur. Apolar molekülde geçici bir dipolleşme (indüklenmiş dipol) oluşur. İyon ile indüklenmiş dipol arasındaki bu etkileşime, iyon - indüklenmiş dipoi bağları adı verilir. Bu etkileşimin çok zayıf olması dolayısıyla iyonik maddeler apolar çözücülerde çok az çözünürler.

59 b) Dipol- İndüklenmiş Dipol Bağları: Bir atomun ya da apolar bir molekülün yanında bir polar molekül yer aldığında atomun ya da apolar molekülün elektron dağılımı, polar molekül tarafından uygulanan kuvvete bağlı olarak bozulur. Bunun sonucunda da farklı bir dipol şekli ortaya çıkar. Apolar molekülde geçici bir dipollük oluşur. Apolar moleküldeki pozitif ve negatif yüklenme, atomun yakınında bulunan bir polar molekülden kaynaklandığından indüklenmiş dipol (geçici dipol) oluşur. Polar molekül ile indüklenmiş dipol arasındaki etkileşime de dipoi- indüklenmiş dipol etkileşimi adı veriiir.

60 c) İndüklenmiş Dipol- İndüklenmiş Dipol Bağları (London Kuvvetleri) Apolar moleküller ve soygazlar arasındaki zayıf etkileşimlerdir. London kuvvetleri, elektronların kinetik ve potansiyel enerjiye sahip olmalarından kaynaklanır. Elektronlar, hareket halinde olduğundan herhangi bir anda moleküldeki elektron dağılımı düzgün olmayabilir ve molekülde anlık dipoller oluşur. Başka bir anda anlık dipolün yönü farklı olacaktır. Çünkü elektronlar sürekli olarak hareket halindedir. En zayıf bağlardır. Bu bağların kuvveti molekülü oluşturan atomların elektron sayısı, tanecik büyüklüğü ve taneciklerin birbirine değme yüzeyi ile doğru orantılıdır. London kuvvetleri arttıkça moleküllerin erime ve kaynama noktaları da artar.

61 Örneğin; Oda koşullarında; halojenlerden F 2 ve Cl 2, Br 2 sıvı, l 2 ise katı haldedir. Bunun nedeni, molekül büyüdükçe London çekim kuvvetlerinin artması ve artan bu çekim kuwetlerinin etkisiyle maddenin fiziksel halinin değişmesidir. * Tüm moleküller arasında London çekim kuvvetleri bulunur. Ancak zayıf etkileşimler olduklarından ihmal edilebilirler. * Apolar moleküllerin birbiri içinde çözünmesinde London kuvvetleri etkindir. Örneğin: CCl 4 içinde l 2 nin çözünmesi

62 HiDROJEN BAĞLARI Hidrojen atomunun F, O ve N gibi elektronegatifliği fazla olan atomlarla bağ yaparak oluşturduğu bileşiklerin molekülleri arasında hidrojen bağları oluşur. Bu tür moleküllerden birinin hidrojeni diğer molekülün (-) kutbunu çeker. Örneğin: NH 3, HF, H 2 O, C 2 H 5 OH * Hidrojen bağları, bileşiklerin kendi molekülleri ya da farklı bileşiklerin molekülleri arasında oluşabilir. Hidrojen bağları, moleküller arası etkileşimler arasında en kuvvetli olanıdır. * Hidrojen bağı içeren moleküller suda iyi çözünürler ve kaynama noktaları oldukça yüksektir. * Hidrojene bağlanan atomun elektronegatifliği arttıkça hidrojen bağının kuweti artar. Ayrıca elektronegatiflikleri aşağı yukarı eşit olanlarda ise molekülün küçük olması hidrojen bağının kuvvetlenmesine neden olur.

63 ÖRNEK 7:

64 ÇÖZÜM 7:

65 ÖRNEK 8:

66 ÇÖZÜM 8:

67 ÖRNEK 9:

68 ÇÖZÜM 9:

69 ÖRNEK 10:

70 ÇÖZÜM 10:

71 Siteye gitmek için