GENEL KİMYA
Elementlerin Elektronik Yapıları Bir atomda elektronların düzenlenme şekline atomun elektronik yapısı denir. Elektronlar, orbitalleri üç kurala uyarak doldururlar. Bunlar: Elektronlar, orbitalleri en az enerjili orbitalden başlayarak doldururlar. Düşük enerji seviyeli bir orbital tamamen dolmadan, bir üst seviyedeki orbitale elektron giremez (Aufbau İlkesi). 2
Elementlerin Elektronik Yapıları Bir orbitale en fazla ters spinli iki elektron girebilir (Pauli İlkesi). ) Atom içerisinde elektronların girebileceği aynı (eş) enerjili birden fazla boş orbital varsa, elektronlar bu orbitallere önce paralel spinlerle tek tek girerler. 3
Elementlerin Elektronik Yapıları Böylece, eş enerjili orbitallerin tamamı yarı dolmuş ş (yani tek elektronlu) duruma geldikten sonra, gelen elektronlar, zıt spinlerle bu yarı dolmuş orbitalleri doldururlar (Hund Kuralı) 4
Elementlerin Elektron Konfigurasyonları (Dağılımları) ğ l Atomik orbitaller, çoğu zaman bir kare, daire yada yatay bir çizgi ile gösterilirler. Elektronlar ise çift çengelli oklar ile temsil edilirler. Orbital gösterimleri Elektron gösterimi i 5
Atom Z Temel hal elektron konfigürasyonu H 1 1s 1 He 2 1s 2 Li 3 1s 2 2s 1 Be 4 1s 2 2s 2 B 5 1s 2 2s 2 2p 1 C 6 1s 2 2s 2 2p 2 N 7 1s 2 2s 2 2p 3 O 8 1s 2 2s 2 2p 4 F 9 1s 2 2s 2 2p 5 Ne 10 1s 2 2s 2 2p 6 6 Ne 10 1s 2 2s 2 2p 6 Na 11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
Bazı Elementlerin Orbital Diyagramları atom Orbital Diyagramı 5B 6C 7NN 8O 9F 17Cl 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2 2s 2 2p 3 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 7
Aufbau İlkesinden Sapmalar Çoğu element için Aufbau Yöntemine göre öngörülen elektron dağılımları ğ deneysel olarak da doğrulanmıştır. Birkaç elementin elektron dağılımı, bazı ufak sapmalar gösterir. Bu değişiklikler, dolu ve yarı dolu orbitallerin kararlılığı ile açıklanır (küresel simetri). 8
Aufbau İlkesinden Sapmalar Atom Öngörülen Elektron Dağılımı Deneysel Elektron Dağılımı 24Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 4s 1 3d 5 29Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 4s 1 3d 10 9
Magnetik Özellikler Atomlar, iyonlar ve moleküller; magnetik alanda farklı davranış gösterirler. Eşleşmemiş elektronlar içeren maddeler, paramağnetik ğ özellik gösterirler. Paramağnetik maddeler, mağnetik alan tarafından kuvvetle çekilirler. Na atomu, hidrojen atomu veya oksijen molekülü (O 2 ) paramanyetik özellik gösterir. 10
Magnetik Özellikler Bir maddenin bütün elektronları eşleşmişse, ş ş ş o madde diamagnetik özellik gösterir. Diamagnetik maddeler, magnetik alan tarafından zayıf bir kuvvetle itilirler. Mg ve Ca atomları, diamagnetik özellik gösterip, magnetik alan tarafından zayıf bir kuvvetle itilirler. 11
Magnetik Özellikler Bazı maddeler de magnetik alan tarafından kuvvetle itilirler. Bu tür maddelere, ferromagnetik maddeler denir. Fe, Co ve Ni, bu özelliğe sahip maddelere örnek teşkil eder. 12
Grup ve Peryot Bulunması Atom numarası verilen elementin elektron dağılımı ğ yapılır. Orbital katsayısı en yüksek olan sayı, elementin peryot numarasını verir. Son elektron s veya p orbitalinde bitmişse, element A grubundadır. s-orbitali üzerindeki sayı doğrudan A grubunun numarasını verir. 13
Grup ve Peryot Bulunması Elementin elektron dağılımı p orbiatli ile bitmişse, ş,p nin üzerindeki sayıya yy 2 ilave edilerek grup numarası bulunur. Örnekler: 11 Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3. Peryot, 1A Grubu 17 Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 3. Peryot, 7A Grubu 14
Grup ve Peryot Bulunması En son elektron d orbitalinde bitmişse, element B grubundadır. d 1 d 2 1+2 = 3 B 2+2 = 4B 9 d 9+2 = 1 B d 10 10+2 = 2 B d 10 d 6 d 7 d 8 6+2 = 8 B 7+2 = 8B 8+2 = 8B 15
Grup ve Peryot Bulunması Örnek: 25Mn: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 4. Peryot, 7B Grubu Elektron dağılımı ğ yapılan elementin en son elektronu 4f orbitalinde bitmişse Lantanitler, 5f de bitmişse Aktinitler serisinin bir üyesidir. 16
ns 1 ns 2 np 1 ns 2 np 2 ns 2 np 3 ns 2 np 4 ns 2 np 5 ns 2 np 6 Elementlerin Elektron Konfigurasyonları d 1 d 5 d 10 ns 2 4f 5f 17 8.2
Peryodik Tablo (Çizelge) Peryodik tablonun temel özelliği, elementleri artan atom numaralarına göre yan yana ve benzer özelliklerine göre de alt alta toplamasıdır. Peryodik tabloda yatay sütunlara peryot, dikey sütunlara da grup denir. Perydik tablo, 8 tane A ve 8 tane de B grubundan oluşmaktadır. 18
Peryodik Tablo Peryodik tabloda grup sayısı artmaz ama sonsuz sayıda peryot olabilir. Her peryot s ile başlar, p ile biter. Birinci i i peryot 2 (H ve He), ikinci i ve üçüncü peryotlar 8, dördüncü ve beşinci peryotlar 18 element bulundururlar. 19
Baş grup elementleri 1 s-bloku Geçiş elementleri p-bloku 2 d-bloku 3 4 5 6 7 f-bloku İçgeçiş elementleri 20
Peryodik Tablo Peryodik tabloda, bazı elementlerin özel adları vardır. 1A grubu elementlerine alkali metaller, 2A grubu elementlerine toprak alkali metaller, 7A grubu elementlerine halojenler ve 8A grubu elementlerine de soygazlar denir. 21
Peryodik Tablo Alkali Metaller Lityum Sodyum Potasyum Rubityum Sezyum Fransiyum Li Na K Rb Cs Fr Toprak Alkali Metaller Berilyum Be Magnezyum Mg Kalsiyum Ca Stronsiyum Sr Baryum Ba Radyum Ra 22
Peryodik Tablo Halojenler Soygazlar Flor F Helyum He Klor Cl Neon Ne Brom Br Argon Ar İyot I Kripton Kr Astatin At Ksenon Xe Radon Rn 23
Peryodik Tablo Elementler, fiziksel özelliklerine göre metaller ve ametaller olmak üzere iki şekilde sınıflandırılır. Elementlerin çoğu metaldir ve metaller; Elektrik ve ısıyı iyi iletirler, Cıva hariç oda sıcaklığında katıdırlar ve taze kesilmiş yüzeyleri parlaktır, Dövülerek levha haline gelebilirler, 24
Peryodik Tablo Çekilerek tel haline gelebilirler, Yüksek erime ve kaynama noktalarına sahiptirler, Bileşiklerinde ikl i daima pozitif (+) yükseltgenme basamaklarına sahiptirler, gibi özellikleri vardır. 25
Peryodik Tablo Peryodik tablonun sağ üst tarafında bulunan çok az element, metallerden farklı özelliklere sahiptir ve bunlara ametaller denir. Azot, oksijen, klor ve neon gibi bazı ametaller e oda sıcaklığında ğ gazdır. Brom sıvıdır. Karbon, fosfor ve kükürt gibi bazı ametaller katı olup kırılgandırlar. 26
Peryodik Tablo Metallerle ametaller arasında bulunan bazı elementler, hem metalik hem de ametalik özellikler gösterir ve bunlara yarımetaller veya metaloidler denir. 27
Peryodik Tablo Yarımetaller (Metaloidler) Bor B Silisyum Si Germanyum Ge Arsenik As Antimon Sb Tellur Te Astatin At 28
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü Atom yarıçapları Atomlar, küresel yapılı tanecikler olarak kabul edilir. Atom yarıçapı, çekirdeğin merkezi ile en dış kabukta bulunan elektronlar arasındaki uzaklık olarak tanımlanır. Atomlar tek tek izole edilemediğinden, yarıçaplarının n doğrudan dan ölçülmesi zordur. 29
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü Atom yarıçapları, daha çok dolaylı yollardan bulunur. Örneğin, birbirine kovalent bağla bağlı iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklık (bağ uzunluğu) deneysel olarak ölçülebilir. Bu değerin uygun şekilde ikiye bölünmesi ile, atom yarıçapı bulunur. Bu şekilde bulunan yarıçapa Kovalent yarıçap denir. 30
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü Metaller için Metalik yarıçap, kristal hallerdeki katı metalde yan yana bulunan iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısı olarak belirlenir. Atom yarıçapları, daha çok pikometre (pm) cinsinden verilir. 1pm= 10-12 m 31
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü Kovalent Metalik İyonik Yarıçap Yarıçap Yarıçap (pm) (pm) (pm) Sodyum (Na) 157 186 95 Klor (Cl) 99-181 32
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü Peryodik çizelgede bir peryot boyunca soldan sağa ğ doğru ğ gidildiğinde, ğ,genel olarak atom yarıçapları küçülür. Bir grup boyunca yukardan aşağıya doğru inildiğinde ise, genel olarak atom yarıçaplarında artış olur. 33
34 8.3
Atom yarıçaplarının atom numaralarına göre değişimi 35 8.3
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü İyon yarıçapları, iyonik bağla bağlanmış iyonların çekirdekleri arasındaki uzaklık deneysel olarak ölçülüp, katyon ve anyon arasında uygun bir şekilde bölüştürülmesi ile bulunur. Her hangi bir atomdan türetilen pozitif iyon, daima o atomdan daha küçüktür. 36
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü Bir atomun +2 yüklü iyonu +3 yüklü iyonundan daha büyüktür. Örneğin; Fe 117 pm Fe +2 Fe +3 75pm 60 pm 37
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü Buna karşılık, negatif bir iyonun yarıçapı daima türediği ğ atomunkinden daha büyüktür. Örneğin; Cl 99 pm Cl - 181 pm 38
Katyon türediği nötr atomdan daima daha küçüktür Anyon türediği nötr atomdan daima daha büyüktürüktü 39 8.3
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü Soru: Peryodik çizelgeden yararlanarak, parantez içerisinde verilen atom ve iyonları büyüklüklerine göre sıralayınız (Ar, K +, Cl -, S 2-, Ca 2+ ) 40
İyonlaşma Enerjisi Gaz halindeki izole bir atomdan, bir elektron uzaklaştırarak yine gaz halinde izole bir iyon oluşturmak için gerekli olan minimum enerjiye iyonlaşma enerjisi denir. A (g) A + (g) + e - IE 41
İyonlaşma Enerjisi İyonlaşma enerjisi, tanımından da anlaşılacağı gibi, bir atomdaki elektronların çekirdek tarafından ne kadar bir kuvvetle çekildiğinin bir ölçüsüdür. Aynı zamanda iyonlaşma enerjisi, elektronları çekirdeğe bağlayan kuvveti yenmek için gerekli olup, bir atomun elektronik yapısının ne kadar kararlı olduğunun da bir ölçüsüdür. 42
İyonlaşma Enerjisi Bir elektronu uzaklaştırılmış bir iyondan, ikinci bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli olan enerjiye de ikinci iyonlaşma enerjisi denir. Aynı şekilde, üçüncü, dördüncü ve daha büyük iyonlaşma aenerjileri ej e deta tanımlanır. a Bir sonraki iyonlaşma enerjisi, daima bir önceki iyonlaşma enerjisinden daha büyüktür. 43
İyonlaşma Enerjisi A (g) A + (g) + e - IE 1 (birinci iyonlaşma enerjisi) A + (g) A 2 + (g) +e - IE 2 (ikinci iyonlaşma enerjisi) A 2+ (g) A 3+ (g) + e - IE 3 (üçüncü iyonlaşma enerjisi) IE 1 < IE 2 < IE 3 <.< IE n 44
İyonlaşma Enerjisi Peryodik çizelgede bir grup boyunca, yukardan aşağıya inildikçe elementlerin birinci iyonlaşma enerjileri genel olarak azalır. Element Atom yarıçapı(pm) IE 1 (kj/mol) Li 152 520,2 Na 186 495,8 K 227 418,8 Rb 248 403,0 Cs 265 375,7 45
İyonlaşma Enerjisi Peryodik çizelgede bir peryot boyunca, soldan sağa ğ doğru ğ gidildiğinde ğ elementlerin birinci iyonlaşma enerjileri genel olarak artar. Metal atomları, ametal atomlarına kıyasla, daha düşük iyonlaşma enerjisine sahiptirler. 46
Birinci İyonlaşma Enerjisi İçin Genel Eğilim Birinci i i İ.E. EAt Artar Artar nci İ.E. A Birin 47 8.4
1. Peryot 2. Peryot 3. Peryot 4. Peryot 5. Peryot 48 8.4
3. Periyot Elementlerinin İyonlaşma Enerjileri (kj/mol) Na Mg Al Si P S Cl Ar IE 495,8 737,7 577,6 786,5 1012 999,6 1251,1 1520,5 1 IE 2 4562 1451 1817 1577 1903 2251 2297 2666 IE 3 7733 2745 3232 2912 3361 3822 3931 IE 11580 4356 4957 4564 5158 5771 4 IE 5 16090 6274 7013 6542 7238 IE 6 21270 8496 9362 8781 IE 27110 11020 12000 7 49
Elektron İlgisi İyonlaşma enerjisi elektron kaybı ile ilgilidir. Elektron ilgisi (EI) )y iyonlaşma ş enerjisinin tersi olup, gaz halindeki nötr bir atoma elektron katılarak yine gaz halindeki negatif bir iyon oluşturma işlemidir. A(g) + e - A - (g) 50
Elektron İlgisi Bu tür işlemlerde her zaman olmamakla beraber, enerji açığa çıkar. Bu nedenle, birinci elektron ilgilerinin (EI 1 ) büyük bir çoğunluğu, negatif işaretlidir. F(g) + e - F - (g) EI 1 = -322,22 kj/mol 2 2 5 F (1s 2 2s 2 2p 5 ) + e - F - (1s 2 2s 2 2p 6 ) 51
Elektron İlgisi Kararlı elektronik yapıya sahip olan elementlerin, bir elektron kazanması enerji gerektirir. Yani olay endotermiktir ve elektron ilgisi pozitif işaretlidir. Ne(g) + e - Ne - (g) EI 1 = +29,0 kj/mol Ne (1s 2 2s 2 2p 6 ) + e - Ne - (1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ) 52
Elektron İlgisi Genel olarak, peryodik çizelgede bir peryot boyunca soldan sağa ğ gidildiğinde ğ elektron ilgisi artar. Bir grupta yukarıdan aşağıya doğru inildiğinde ise elektron ilgisi azalır. Ametaller, metallere kıyasla daha yüksek elektron ilgisine sahiptirler. 53
Elektron İlgisi Bazı elementlerin birinci elektron H He İlgileri (EI 1 ) (kj/mol) - 72,8 + 21 Li Be B C N O F -59,8 +241-83 -122,5 0,0-141,4-322,2 Na Cl -52,9 K -348,7 Br - 48,3-324,5 Rb I - 46,9-295,3 Cs At - 45,5-270 54
Elektron İlgisi Bazı elementler için ikinci elektron ilgisi (EI 2 2) değerleri ğ de tayin edilmiştir. ş Negatif bir iyon ile bir elektron birbirlerini iteceklerinden, negatif bir iyona bir elektron katılması enerji gerektirir. Bu nedenle, bütün ikinci elektron ilgisi (EI 2 )değerleri, pozitif işaretlidir. 55
Elektron İlgisi O(g) + e - O - (g) EI 1 = - 141,4 kj/mol O - (g) + e - O 2- (g) EI 2 = + 880,00 kj/mol 56
Kimyasal Bağlar Atomları bir arada tutan kuvvete, kimya dilinde kimyasal bağğ denir. Kimyasal bağlar, aile içindeki yada akrabalar arasındaki bağlara benzetilebilir. 57
Kimyasal Bağlar 1916-1919 yılları arasında Amerikalı Kimyacı Gilbert Newton Lewis ve arkadaşları tarafından Kimyasal bağlarla ilgili önemli bir kuram geliştirilmiştir. 58
Kimyasal Bağlar Lewis Bağ Kuramı olarak da bilinen bu kuram, şu temel esasa dayanır. Soy gazların asallıkları (reaksiyon verme eğilimlerinin ğ olmayışı) ş elektron dağılımlarından dolayıdır ve diğer elementlerin ee e te atomları, a soy gaz atomlarının elektron dağılımlarına benzemek amacıyla bir araya gelmektedir. 59
Kimyasal Bağlar Lewis Simgeleri ve Lewis Yapıları Lewis, kendi kuramı için özel bir gösterim geliştirmiştir. Lewis simgesi, i iç kabuk k elektronları l ve çekirdeği gösteren bir simge ile dış kabuk (değerlik) elektronlarını gösteren noktalardan oluşur. 60
Kimyasal Bağlar Bazı Elementlerin Lewis Simgeleri i H C N O F Al Ne 61
Kimyasal Bağlar Soru: Parantez içerisinde verilen elementlerin Lewis simgelerini yazınız ( 15 P, 16 S, 53 I, 18 Ar, 12 Mg, 3 Li). 62
Kimyasal Bağlar Kimyasal Bağ Çeşitleri İyonik bağ Kovalent bağ Metalik bağ 63
İyonik Bağ Bir atomdan diğerine elektron aktarılması ile oluşan ş bağlara ğ iyonik bağğ denir. İyonik bağ, daha çok metalik özellik gösteren elementlerle ametaller arasında meydana gelir. Metaller, iyonlaşma enerjileri düşük olup elektron vermeye ve pozitif iyonlar oluşturmaya eğilimlidirler. 64
İyonik Bağ Ametallerin ise elektron ilgileri yüksek olup, negatif iyonlar oluşturmaya ş meyillidirler. Böylece elektron alışverişi sonucu oluşan bu küresel yapılı pozitif ve negatif iyonlar, birbirlerini elektrostatik çekim kuvvetleri ile çekerek iyonik bağı ğ oluştururlar. 65
İyonik Bağ İyonik Bağa ve İyonik Bileşiklerin Lewis Yapılarına Örnekler: Sodyum klorürün (NaCl) Lewis yapısı Na + Cl Na Cl Lewis yapisi 66
İyonik Bağ Bu tepkimede yer alan atom ve iyonların tam elektronik yapıları 2 2 6 1 + 2 2 6 Na (1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ) Na + (1s 2 2s 2 2p 6 ) + e - 8 e - + Cl (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ) Cl - (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ) 8 67
İyonik Bağ Örnek: Magnezyum klorür ün (MgCl 2 ) Lewis Yapısı Mg + Cl Cl Mg 2 Cl Cl Lewis yapisi 68
İyonik Bağ Örnek: Aluminyum oksit in (Al 2 O 3 ) Lewis Yapısı Al Al + O O O 2 Al 3 3 O 2 Lewis yapisi 69
İyonik Bağ Soru: Aşağıda adları verilen bileşiklerin, Lewis yapılarını yazınız. a) kalsiyum klorür b) lityum oksit c) baryum sülfür 70
İyonik Bağ İyonik Bileşiklerin Özellikleri İyonik y bileşiklerin ş moleküler (kovalent) bileşiklerden farklı birçok özellikleri olup, bu özellikler şu şekilde sıralanabilir: İyonik bileşikler katı halde iken son derece düşük elektriksel iletkenlik gösterirler. Oysa bu bileşikler eritildiklerinde yada suda çözüldüklerinde, oldukça iyi elektriksel iletkenlik gösterirler. 71
İyonik Bağ İyonik bileşikler, yüksek erime ve kaynama noktalarına sahiptirler. İyonik bileşikler çok sert fakat kırılgandırlar. İyonik bileşikler, genellikle su gibi polar çözücüler içerisinde çözünürler. 72
Kovalent Bağ Kovalent bağ, ametal atomları arasında meydana gelir. Ametal atomları, elektron ilgileri bakımından birbirlerine benzediklerinden kovalent bağların oluşumu esnasında elektron aktarımı olmaz. Bunun yerine, elektronlar ortaklaşa kullanılır. 73
Kovalent Bağ Bu şekilde, elektronların ortaklaşa kulanımına dayalı bağ türüne kovalent bağ denir. Kovalent bağa ve kovalent moleküllerin Lewis yapılarına örnekler: 74
Örnek: H 2 kovalent bag H + H H : H veya H H bag yapan (paylasilmis) elektron çifti 75
Kovalent Bağ Örnek: Cl 2 Cl Cl Cl : Cl veya Cl Cl bag yapmamis (paylasilmamis) elektron cifti bag yapan elektron cifti i 76
Kovalent Bağ Örnek: HCl H Cl H : Cl veya H Cl Lewis yapisi 77
Kovalent Bağ Örnek: H 2 O H O H H : O : H veya H O H Lewis yapisi 78
Katlı Kovalent Bağlar Örnek: O 2 O O O : : O veya O O Lewis yapisi 79
Katlı Kovalent Bağlar Örnek: N 2 N N N N veya N N Lewis yapisi 80
Lewis Yapılarının Yazılması 81
Polar Kovalent Bağlar Elektronlerın iki atom arasında eşit olmayan ortaklanmasıyla oluşan ş kovalent bağa polar kovalent bağ denir. 82
Bağ Derecesi ve Bağ Uzunluğu Bağ derecesi; bir bağın tekli, ikili yada üçlü olduğunu gösterir. Bağ Türü Tekli 1 Bağ Derecesi İkili 2 Üçlü 3 83
Bağ Derecesi ve Bağ Uzunluğu Bağ Uzunluğu, birbirlerine kovalent bağla bağlı ğ iki atomun merkezleri arasındaki uzaklık olarak tanımlanır. 84
85
Bağ Enerjileri Lewis yapısının molekülünün deneysel olarak ölçülen özellikleri ile uyumlu olmasında; bağ uzunluğu ve bağ enerjileri ölçülerdir. Bağ enerjisi ve uzunluğu katlılığı ile yakından ilgilidir. Bağın katlılığı ne kadar artarsa bağ o kadar kısa ve bağ enerjisi de o kadar büyük olur. 86
Bağ Enerjileri Atomlar kovalent bağ yaparak bir araya geldiklerinde enerji salınır ve bağın ğ ayrışması sırasında da aynı miktarda enerji soğrulur. Bağ ayrışma enerjisi gaz haldeki bileşiklerden bir mol kovalent bağ koparmak için gerekli olan enerji miktarıdır. 87
Bağ Enerjileri İkili bağların bağ enerjileri aynı atomlar arasında tekli bağlarınkinden ğ yüksektir; fakat iki katı değildir. 88
89
Bağ oluşması ve ayrışması 90
Bağ oluşması ve ayrışması Bağ enerjilerinin bir diğer kullanımı alanı da bir tepkimenin endotermik veya ekzotermik olduğunun görülmesidir. zayıf bağlar kuvvetli bağlar H<0 (tepkenler) (ürünler) kuvvetli bağlar zayıf bağlar H>0 (tepkenler) (ürünler) 91
Teşekkür Bu sunun büyük bir bölümü Prof. Dr. Yavuz TAŞKESENLİGİL inş hazırlamış ş olduğu sunudan alınmıştır. Hocamıza teşekkür ederim. 92