.NO 2,.ClO 2,.NO gibi moleküller radikal

KİMYASAL TÜRLER Kimyasal türler maddelerin özelliklerini taşıyan en küçük yapı taşlarıdır. Bu türler atomlar, iyonlar, moleküller veya radikaller olabilir. Kimyasal türler Atom Molekül İyon Radikal ATOM Bir kimyasal elementin tüm özelliklerini taşıyan en küçük yapı taşı atom olarak adlandırılır. Elementlerin bir kısmı tabiatta atomları halinde bulunurlar. Bir çoğu ise bileşikleri halinde bulunur. Bir kimyasal türün atom olarak adlandırılması için nötr halde ve atomik yapıda (tek atomlu) olması gereklidir. Örneğin helyum, argon gibi soy gazlar ve altın bazı metaller tek atomludurlar. Elektron alma ve verme istekleri olmayan veya çok az olan elementler atomik yapıda bulunurlar. Soy gazlar kararlı yapıdaki elementlerdir. Son katmanları tam dolu olduğundan bileşik yapma istekleri yoktur. Bu nedenle tabiatta tek atomlu gaz halinde bulunurlar. He, Ne, Ar, Au, Fe, Na, C MOLEKÜL İki veya daha fazla atomun belirli bir oranda birleşmesiyle oluşan kimyasal türe molekül adı verilir. Bir molekülü oluşturan atom türleri aynı ise oluşan kimyasal tür element molekülü, farklı ise bileşik molekülüdür. H 2, N 2, O 2, H 2 O, CO 2, CH 4 İYON Pozitif veya negatif yüklü atom veya atom gruplarına iyon denir. İyonlarda toplam elektron sayısı, toplam proton sayısından farklıdır. Yemek tuzu gibi iyonik bağlı olarak tanımlanan bileşikler anyon ve katyon adı verilen zıt yüklü iyonların bir araya gelmesiyle oluşan bileşiklerdir. Yemek tuzu yani sodyum klorür Na + ve Cl - iyonlarından oluşmuştur. Kabartma tuzu ise Na + ve HCO - 3 iyonlarından meydana gelmiştir. Na +, K +, Ca 2+, NH 4 +, NO 3 -, PO 4 3- RADİKAL Ortaklaşmamış elektronu bulunan atom veya atom gruplarına radikal denir. Radikaller, yüksek enerjili, kararsız, kısa ömürlü ve aktif ara ürünlerdir. Radikallerdeki ortaklaşmamış elektronlar nokta ile gösterilir..h,.o.,.cl gibi oktetini tamamlamamış atomlar ve.oh,.no 2,.ClO 2,.NO gibi moleküller radikal tanımına uyar. Lewis Yapısı Lewis yapısı, elementin kimyasal sembolü ve değerlik elektronlarının her biri için birer noktadan oluşmaktadır. Örneğin değerlik elektron sayısı 5 olan 7N nin Lewis sembolünde 5 tane nokta bulunur. Lewis sembolü yazılırken önce birer elektron nokta ile gösterilerek sembolün dört kenarına yazılır. Daha sonra diğer elektron nokta ile gösterilerek diğer noktalardan birinin yanına yazılır. 1

Kimyasal türler arası etkileşimler, birbirine bağlanan türe ve itme çekme kuvvetlerine göre iki ana gruba ayrılabilirler. Bunlar güçlü ve zayıf etkileşimlerdir. KİMYASAL TÜRLER ARASI ETKİLEŞİMLERİN SINIFLANDIRILMASI Kimyasal türler birbirleri ile etkileşebilirler. Bu etkileşimlerin tümü temelde elektrostatik etkileşimlerdir. Zıt elektrik yüklerinin birbirini çekmesi ve aynı elektrik yüklerinin birbirini itmesine elektrostatik etkileşimler denir. Birbirine yaklaşan farklı veya aynı kimyasal türler arasında, Elektron bulutları arasında itme kuvvetleri Atom çekirdekleri arasında itme kuvvetleri Elektron bulutları ile atom çekirdekleri arasında ise çekme kuvvetleri oluşur. Güçlü Etkileşimler (Kimyasal Bağ) Çekme kuvvetleri, itme kuvvetlerinden çok büyük olduğunda, türler arasında elektron transferi veya elektron ortaklaşması ile güçlü etkileşimler (kimyasal bağ) oluşur. Güçlü etkileşimler iyonik bileşiklerde, kovalent bileşiklerde ve metallerde, atomları birbirine bağlayan güçlü çekim kuvvetleridir. Zayıf Etkileşimler (Fiziksel Bağ) Çekme kuvvetleri itme kuvvetlerinden çok büyük değilse kimyasal türler arasında zayıf etkileşimler (fiziksel bağ) oluşur. Zayıf etkileşimler molekül yapılı katıların ve sıvıların molekülleri arasındaki (yoğun fazlardaki) etkileşimlerdir. Bir madenin katı halindeki bu etkileşimlerin en kuvvetli, sıvı halinde daha zayıf, gaz halinde ise kırılmış olduğu varsayılır. Zayıf etkileşimler atomlar arası kuvvetlere yani güçlü etkileşimlere göre daha zayıftır. Zayıf etkileşimler temelde hidrojen bağları ve Van der Waals etkileşimleri olarak iki sınıfa ayrılırlar. Etkileşimlerin Enerjileri Kimyasal türleri birbirinden ayırmak için gereklidir. İki atom, iyon veya molekül arasındaki bağın (etkileşimin) sağlamlığı, o bağın kırılması için gerekli enerji ile belirlenebilir. 2

Kimyasal türler birbirinden ayırmak için gereken enerji 40 kj.mol -1 den fazla ise etkileşim genellikle güçlü etkileşim olarak kabul edilir. 151 kj.mol -1 + I 2(s).I (g) +.I (g) 787 kj.mol -1 + NaCl (k) Na + (k) + Cl - (g) Kimyasal türleri birbirinden ayırmak için 40 kj.mol -1 den daha az enerji gerekiyorsa etkileşim zayıf etkileşim olarak kabul edilir. 6,4 kj.mol -1 + Ar (s) Ar (g) 39,2 kj.mol -1 + C 2 H 5 OH (s) C 2 H 5 OH (g) GÜÇLÜ ETKİLEŞİMLER İyonik, kovalent ve metalik bağların oluşumunda atomların son katmanlarındaki elektronların etkili olduğunu biliyoruz. Atomlar son katman elektronlarını vererek, alarak ya da ortaklaşarak dublet ( 2 He) veya oktet ( 10 Ne, 18Ar dizilimi) kararlılığına ulaşıp bağ oluşturabilirler. Metal atomlarının son katmanlarında 1, 2, ya da 3 elektron vardır. Metaller kararlı yapıya ulaşmak için bu elektronlarını verme eğilimindedirler. Ametal atomlarının son katmanlarındaki elektron sayısı 4, 5, 6 ya da 7dir. Bu nedenle ametaller elektron alarak ya da ortaklaşarak oktet kararlılığına ulaşırlar. Atomlar genellikle aldığı, verdiği veya ortaklaştığı elektron kadar bağ oluşturur. Metallerle ametaller arasında elektron transferi ile iyonik bağlı bileşik, ametallerle ametaller arasında elektron ortaklaşmasıyla kovalent bağlı bileşikler oluşur. Metallerin kendi arasında ise metalik bağlar oluşur. İYONİK BAĞLI BİLEŞİKLER Pozitif yüklü iyonlarla negatif yüklü iyonlar arasında elektrostatiksel çekim kuvvetleri ile oluşan bileşiklere iyonik bağlı bileşikler adı verilir. İyonik bağlar, metaller ile ametaller arasında oluşur. Metallerin değerlik elektron sayıları az olduğundan elektron vermeleri kolaydır. Ametallerin ise değerlik elektron sayıları fazla olduğundan elektron alma istekleri yüksektir. İyonik bileşikler oluşurken metaller ametallere elektron vererek pozitif (+) yüklü iyonları (katyon) oluşturur. Ametaller de elektron alarak negatif (-) yüklü iyonları (anyon) oluşturur. Böylece oluşan katyon ve anyonlar arasında güçlü bir etkileşim olan iyonik bağlar meydana gelir. İyonik Bağlı Bileşiklerin Oluşumu İyonik bileşiklerin oluşması sırasında elektron alışverişi olurken verilen toplam elektron sayısı alınan toplam elektron sayısına eşittir. Dolayısıyla toplam yük daima sıfırdır. İyonik Bağlı Bileşiklerde Formül Yazma İyonik bağlar elektron alışverişiyle oluşturduğundan alınan ve verilen elektron sayısı birbirine eşit olacak şekilde bileşik oluşur. İyonik bağlı bileşik formülleri yazılırken iyonların yüklerinin mutlak değerleri iyonların sağ altı köşelerine çapraz olarak en sade halleriyle yazılır. X +A Y -B => X B Y A Na + ve F - iyonları arasında oluşan bileşiğin formülü NaFtır. 3

Al 3+ ve O 2- iyonları arasında oluşan bileşiğin formülü Al 2 O 3 tür. İyonik Bağlı Bileşiklerin İsimlendirmesi İyonik bileşikleri adlandırabilmek için aşağıdaki kurala göre iyonların sembol veya formülleri değerlikleri ile birlikte bilinmelidir. Katyon metalse değişken değerlik Katyonun alıyorsa katyonun + Anyonun Adı değerliği Adı Metal-Ametal Bileşikleri Adlandırılırken önce metal iyonun adı, sonra ametal iyonunun adı söylenir. NaCl: Sodyum klorür Al 2 S 3 : Alüminyum sülfür CaF 2 : Kalsiyum florür MgBr 2 : Magnezyum bromür K 2 O: Potasyum oksit Zn 3 N 2 : Çinko nitrür Metal-Kök Bileşikleri Adlandırırken önce metal iyonun, sonra kökün adı söylenir. NaNO 3 : Sodyum nitrat BaSO 4 : Baryum sülfat Ca(CN) 2 : Kalsiyum siyanür Ba 3 (PO 4 ) 2 : Baryum fosfat Değişken Değerlikli Metal Bileşikleri Bazı metaller bileşiklerinde farklı pozitif değerlikler alabilmektedir. Bu nedenle oluşturdukları iyonik bağlı bileşikler adlandırılırken metalin iyon adı yük değeri ile birlikte söylenir. Bileşiğin adı yazılırken değişken yük değeri parantez içinde Romen rakamı ile yazılır. Örneğin Fe atomu bileşiklerinde 2+ ve 3+ değerliklerini alabilir. Demirin oksijenli bileşikleri aşağıdaki gibi adlandırılır. FeO: Demir (II) oksit (Bileşikteki Demir 2+ yüklüdür.) Fe 2 O 3 : Demir (III) oksit (Bileşikteki Demir 3+ yüklüdür.) Cu 2 O: Bakır (I) oksit Mn 2 S 5 : Mangan (V) sülfür PbO 2 : Kurşun (IV) oksit Cr 2 (SO 4 ) 3 : Krom (III) sülfat Kök-Kök Bileşikleri Pozitif yüklü ve bileşik oluşturan kök olarak yalnız amonyum (NH + 4 ) bilinmektedir. Kök-Kök bileşikleri adlandırılırken önce katyon kökü sonra anyon kök söylenir. NH 4 NO 3 : Amonyum nitrat (NH 4 ) 2 SO 4 : Amonyum sülfat (NH 4 ) 3 PO 4 : Amonyum fosfat Kök-Ametal Bileşikleri Adlandırılırken önce katyonun adı, sonra ametal iyonun adı söylenir. NH 4 Cl: (NH 4 ) 2 S: (NH 4 ) 3 P: Amonyum klorür Amonyum sülfat Amonyum fosfat 4

Hidratlı Bileşikler Bazı iyonik bağlı bileşikler kristal suyu içerirler. Bu tür bileşikler adlandırılırken yapılarındaki su hidrat olarak adlandırılır ve su moleküllerinin sayısı Latince belirtilir. CuSO 4.5H 2 O: Bakır (II) sülfat pentahidrat KAlSO 4.7H 2 O: Potasyum alüminyum sülfat heptahidrat İyonik Bileşiklerin Özelikleri İyonik bağlı bileşiklerdeki iyonlar arasındaki güçlü bağ yapısı bu tür bileşiklere bazı temel özellikler kazandırır. İyonik bağlar güçlü etkileşim olduklarından iyonik bileşikler yüksek erime ve kaynama noktasına sahiptir. Tamamı oda koşularında katı halde bulunur. İyonik bağ güçlü olduğundan yapısındaki iyonlar oda koşullarında serbest hareket edemez. Kristal örgü yapısı oluştururlar. Katı halde yapıdaki iyonlar yer değiştiremediğinden elektrik akımını iletemezler. Ancak sıvı hale geldiklerinde ya da suda çözündüklerinde yapılarındaki iyonlar hareketli hale gelir. Dolayısıyla sıvı haller ve sulu çözeltileri elektrik akımını iletir. Tel ve levha haline getirilemezler. Kuvvet uygulandığında kristal yapıları bozulur ve kırılır. KOVALENT BAĞLI BİLEŞİKLER Aynı ya da farklı ametal atomları arasındaki elektron ortaklaşması ile oluşan güçlü etkileşimlere sahip bileşiklere verilen addır. C, N, O, F, P, S, Cl, Br, I, H ametalleri arasındaki güçlü etkileşimler kovalent bağdır. İyonik bağlarda olduğu gibi atomlar arasında elektron alışverişi olmaz. Atomların son katmanlarında bulunan elektronlardan bir veya birkaç tanesi atomlar arasında paylaşılarak oktet veya dublete uyum sağlanır. Kovalent bağdaki elektronların bağı oluşturan iki atom arasındaki paylaşım oranına bağlı olarak apolar ve polar kovalent bağlar olarak ikiye ayrılır. Kovalent bağ aynı veya farklı atomlar arasında elektron ortaklaşması sonucu oluşur. Aynı ametal atomları arasında oluşan kovalent bağla element molekülleri (O 2, N 2, Br 2 ), farklı ametal atomlar arasında oluşan kovalent bağla bileşik molekülleri (CO 2, H 2 O, N 2 O 3 ) oluşur. Kovalent Bağlı Bileşiklerin Oluşumu Kovalent bileşikler oluşurken atomlar son katman elektron sayılarını dublet veya oktede uygun hale getirecek şekilde değerlik elektronlarını ortaklaşa kullanırlar. Kovalent bağ oluşurken ortaklaşa kullanılan karşılıklı iki elektron ortaklaşmış elektron çifti olarak adlandırılır. Son katmanlardaki diğer elektron çiftleri ise ortaklaşmamış elektron çifti olarak adlandırılır. Kovalent bağlar 2 elektronun ortaklaşması ile oluşabileceği gibi 4 ve 6 elektronun ortaklaşması ile de oluşabilir. O 2 molekülü N 2 molekülü Yukarıdaki O 2 molekülünde 4, N 2 molekülünde 6 elektron otaklaşa kullanılmıştır. Her bağ çizgisi 2 elektronu gösterir. Normal kovalent bağlarda ortaklaşılan elektronların her biri ayrı bir atomdan gelir. Koordine kovalent bağ denilen başka bir kovalent bağ türünde, ortaklaşılan elektron çifti, atomlardan sadece biri tarafından sunulur. Örneğin NH 4 + (amonyum) iyonunda bir tane N-H bağı koordine kovalent bağdır ve ortaklaşılan her iki elektron da N atomundan sağlanmıştır. Polar ve Apolar Kovalent Bağlar Kovalent bağda elektronların eşit paylaşıldığı durumlarda oluşan bağa apolar kovalent bağ ve eşit paylaşılmadığı durumlarda oluşan bağa polar kovalent bağ adı verilir. Elektronegativiteleri farklı atomlar arasında elektronlar eşit 5

paylaşılamayacağından bağ polar olur. Elektronegativite farkı arttıkça polarlık artar. Apolar (Kutupsuz) Kovalent Bağ H 2, O 2, N 2,Cl 2 gibi aynı iki ametal atomu arasında oluşan kovalent bağlarda her iki atom da bağ elektronlarını eşit kuvvette çeker. Bunun sonucunda elektronlar her iki atom tarafından eşit bir şekilde paylaşılmış olur. Apolar kovalent bağlar kutupsuz kovalent bağ olarak da bilinir. Çünkü bağın her iki ucundaki atomda elektron yoğunluğu eşittir. Polar (Kutuplu) Kovalent Bağ Farklı iki ametal atomu arasında oluşan bağ polar kovalent bağdır. Polar kovalent bağlarda atomların bağ elektronlarını çekme kuvvetleri birbirinden farklıdır. Bu da atomlardan birinin etrafında elektron yoğunluğunun daha fazla olmasına neden olur ve molekülün bu kısmı kısmi negatif(δ - ), diğer kısmı ise kısmi pozitif(δ + ) yükle yüklenir. HF,H 2 O,CO 2, HCl, CO moleküllerindeki bağlar polar kovalent bağlara örnek olarak verilebilir. Polar ve Apolar Kovalent Bileşikler Kovalent bağın polarlığı-apolarlığı ile kovalent bileşik molekülünün polarlığıapolarlığı birbirinden farklıdır. İki atomlu HF, HCl ve NO gibi moleküllerde bağ polar ise molekülde polardır. İkiden çok atomu olan moleküllerin polar mı apolar mı olduğuna bakılırken bağların polarlığı yanında molekülün geometrisi de dikkate alınmalıdır. Molekülünde elektriksel yönelimlerin birbirini dengelediği yani kısmi negatif ve kısmi pozitif yüklerin simetrik bir şekilde bulunduğu bileşikler apolar yapılıdır. Molekülünde elektriksel yönelimlerin birbirini dengelemediği yani kısmi negatif ve kısmi pozitif yüklerin simetrik bir şekilde bulunmadığı bileşikler polar yapılıdır. Birden fazla atom bir atoma bağlı ise diğer atomların bağlı olduğu atoma merkez atom denir. Merkez atoma diğer atomların çekimleri bileşiğin polarlığından etkilidir. Yapısında sadece karbon(c) ve hidrojen(h) atomu içeren bileşiklerin tümü apolar karakterlidir. Merkezde bulunan atomun son katmanındaki elektronlarının tümü kullanılarak oluşan ve 2 tür atom içeren CCl 4, CS 2 gibi moleküller apolar karakterli olur. Merkez atomda ortaklaşmamış değerlik elektronları bulunan NH 3, H 2 O gibi moleküller polar karakterlidir. Kovalent Bağlı Bileşiklerin Adlandırılması Kovalent bağlı bileşikler adlandırılırken, 1. Ametalin sayısı ve adı + 2. Ametal sayısı ve iyon adı Kuralına göre adlandırılır. Bileşiğin formülündeki ametallerin sayısı Latince olarak belirtilir. Latice Sayılar 1 Mono 6 Hekza 2 Di 7 Hepta 3 Tri 8 Okta 4 Tetra 9 Nona 5 Penta 10 Deka Kovalent bağlı bileşiğin formülünde bulunan 1. Ametalin sayısı 1 ise adlandırılırken Latince sayı değeri olan mono belirtilmez. 2. Ametalin sayısı 1 ise Latince sayı değeri olan bir belirtilir. N 2 O 3 : P 2 S 3 : SF 6 : CO 2 : H 2 O: Diazot trioksit Difosfor trisülfür Kükürt hekzaflorür Karbon dioksit Dihidrojen monoksit Bileşiklerin sistematik adlarının yanında bir de halk arasında yaygın olarak kullanılan isimleri vardır. Örneğin H 2 O nun sistematik adı dihidrojen monoksit iken yaygın adı sudur. Aşağıda bazı bileşiklerin yaygın adları verilmiştir. 6

NH 3 (amonyak), NaCl (yemek tuzu), CH 3 COOH (sirke), C 2 H 4 (OH) 2 (glikol) gibi. Kovalent Bileşiklerin Özellikleri Kovalent bağlı bileşiklerdeki ortaklaşa elektron kullanımı bileşiklere kendilerine özgü bazı özellikler kazandırır. Moleküllü yapıdadırlar. Oda koşullarında katı, sıvı veya gaz olan kovalent bağlı bileşikler vardır. Örneğin, CO 2 faz, H 2 O sıvı, C 6 H 12 O 6 ise katı haldedir. Fiziksel halleri molekülleri arasında oluşan etkileşimlerin kuvvetine göre değişir. Katı ve sıvı halde genellikle elektrik akımını iletemezler. Suda çözündüklerinde iyon oluşturanların çözeltileri elektrik akımını iletirken, iyon oluşturmayanların sulu çözeltileri ise elektrik akımı iletmez. METALİK BAĞLAR Bir metal atomunun en son katmanındaki elektronlar ile atomun çekirdeği arasındaki çekim kuvvetleri oldukça zayıf olduğundan elektronlar metal katyonları arasında serbest dolaşan elektronların oluşturduğu elektron bulutunu; elektron bulutu da metal katyonlarını çeker ve böylece kristal örgü oluşur. Elektron bulutu ile katyonlar arasındaki elektriksel çekim kuvvetine metalik bağ adı verilir. Metalik bağlar güçlü etkileşimlerdendir. Metalik Bağın Metallere Kazandırdığı Özellikler Metallerdeki katyonlar, elektron bulutu içinde metalik bağlar kopmadan kolayca hareket edebilmelerinden dolayı metallere has özellikler kazandırır. Metaller genelde yumuşaktırlar ve çekişle dövülebilirler. Kuvvet etkisi altında metal atomları elektron denizinde hareket ederek yer değiştirir. Böylece metaller kırılmadan tel ve levha haline getirilebilir. Metalin yüzeyine çarpan ışık serbest hareket eden elektronları uyarır. Uyarılmış elektronlar temel hale dönerken enerji yayarak metal yüzeyinin parlak görünmesini sağlar. Bir metale elektrik akımı verildiğinde elektron denizini oluşturan serbest elektronlar hareket ederek bir elektron akımı oluştururlar. Bu elektron akımı elektriğin iletilmesini sağlar. Metallerin bu elektron akımı iletkenliği metalin türüne göre değişir. Sert olan Cr, W gibi geçiş metallerinde atomlar birbirine hem metalik hem de kovalent bağlarla bağlarla bağlıdır. Bu da bu metallere daha sert olma ve yüksek sıcaklıkta erime özelliği kazandırır. ZAYIF ETKİLEŞİMLER Güçlü etkileşimlere göre kuvvetleri daha az olan etkileşimler zayıf etkileşimlerdir. Bu etkileşimler de kendi içerisinde çekimlerine göre temel olarak Van der Waals etkileşimleri ve hidrojen bağları olarak iki sınıfa ayrılmaktadır. Zayıf etkileşimler genel olarak maddelerin yapıları ile ilgilidir. Zayıf etkileşimlerde dipol oluşumuna göre bağların türü ve kuvveti belirlenebilir. Bundan dolayı öncelikle dipol kavramını açıklayalım. DİPOL Kimyasal türlerde elektron yoğunluğunun fazla olduğu kısım kısmi negatif(δ - ) kutup; elektron yoğunluğunun az olduğu kısım ise kısmi pozitif(δ + ) kutup olarak adlandırılır. Kısmi pozitif ve kısmi negatif kutup bulunan yani polar yapılı moleküllere dipol(kutuplu) veya kalıcı dipol adı verilir. Elektronegatiglikleri farklı iki atom arasındaki kovalent bağ polardır. Bu tür miki atomlu moleküler kalıcı dipole sahiptir. Apolar maddeler birbirine veya bir apolar madde polar maddeye yaklaştırıldığında apolar molekülde ya da tanecikte elektron yük yoğunluğu geçici olarak bir yöne doğru toplanır. Bu şekilde oluşan dipollere indüklenmiş dipol(geçici dipol) adı verilir. Soy gaz atomları birbirine yaklaştığında etkileşerek indüklenmiş dipol oluştururlar. Zayıf Etkileşimler Zayıf etkileşimlerin sınıflandırması aşağıda verilmiştir. 7

Van der Waals Etkileşimleri Dipol ve indüklenmiş dipol oluşturan taneciklerin kendi aralarında ve diğer tanecikler ile yapmış olduğu hidrojen bağı haricindeki zayıf etkileşimlerin tamamına Van der Waals etkileşimi adı verilir. Dipol-Dipol Etkileşimleri Kalıcı dipole sahip olan taneciklerin zıt kutupları arasında oluşan çekim kuvvetleri dipol-dipol etkileşimleri olarak adlandırılır. Polar tanecikler arasında oluşan dipoldipol etkileşimlerinin kuvveti polar yapılı maddelerin erime ve kaynama noktalarını belirler. Dipol-dipol etkileşimlerinin kuvveti büyük olan kimyasal türlerin erime ve kaynama noktaları da yüksektir. İyon-Dipol Etkileşimleri Polar bir molekül ile iyon arasındaki elektriksel çekim kuvveti iyon-dipol etkileşimleri olarak adlandırılır. Polar moleküllerdeki dipolün kısmi pozitif kutbu ile negatif iyonlar ve dipolün kısmi negatif kutbu ile pozitif iyonlar arasında bir elektrostatik çekim kuvveti oluşur. İyonik bağlı bileşiklerin polar çözücüler ile oluşturdukları çözeltilerde iyondipol etkileşimleri vardır. London Kuvvetleri(İndüklenmiş Dipol Bağları) Aynı ya da farklı apolar moleküler ve soy gazların yoğun fazlarında atomlar arasında oluşan çekim kuvvetlerine London kuvvetleri(indüklenmiş dipol-indüklenmiş dipol etkileşimleri) adı verilir. Soy gazların soğulduğunda sıvı hale geçmesi, soy gaz atomları arasında bir etkileşimin olduğunun göstergesidir. İşte soy gazlarda sıvı halde bulunan bu etkileşim London kuvvetleridir. Bütün maddeler arasında London kuvvetleri mevcuttur. Fakat London kuvvetleri en zayıf etkileşimler olduklarından diğer etkileşimlerin ve bağların yanında ihmal edilirler. Apolar tanecikler arasında ise London kuvvetleri vardır ve kuvveti taneciğin erime ve kaynama noktasını belirler. London kuvvetleri, maddedeki elektron sayısı arttıkça artar. Halojen grubu elementlerin (F 2, Cl 2, Br 2, I 2 ) molekülleri arasında sadece London kuvvetleri vardır. Grupta aşağıya doğru gidildikçe elektron sayısı ile birlikte erime ve kaynama noktaları yükselir. Elektron sayısı eşit olan moleküllerden düz zincirli(temas yüzeyi fazla) olanın London etkileşimleri daha fazladır. Hidrojen Bağları F, O ve N atomlarının hidrojen (H) ile kovalent bağ yapmış bileşiklerindeki hidrojen atomu, komşu polar moleküllerdeki elektron çiftlerine güçlü bir elektrostatik çekim kuvveti uygular. Bu çekime hidrojen bağı adı verilir. Hidrojen bağı F, O ve N atomlarının yüksek elektronegatifliğinden kaynaklanır. Bu atomlar hidrojen ile molekül oluştururken bu atomlar üzerinde ortaklaşmamış elektron çiftleri kalır. Bu elektron çiftleri ile diğer moleküllerde yer alan kısmi pozitif yüklü hidrojen atomlarının etkileşimi sonucu hidrojen bağı oluşur. HF, H 2 O, NH 3, C 2 H 5 OH ve HNO 3 gibi bileşiklerde moleküller arası hidrojen bağları bulunur. Hidrojen bağı, Van der Waals etkileşimlerinin hepsinden daha kuvvetlidir. Kendi molekülleri arasında hidrojen bağı oluşturan moleküller, kendi molekülleri arasında hidrojen bağı oluşturamayan moleküller ile de hidrojen bağı oluşturabilir. Örneğin H 2 O ve HCl molekülleri arasında hidrojen bağı oluşur. Hidrojen bağları molekülleri kaynama noktaları beklenenden daha yüksek sebep olur. 8