GENEL KİMYA Ders Notları Doç. Dr. Nilgün KIZILCAN

İÇİNDEKİLER Sayfa Giriş 1 BÖLÜM 1. ATOMUN YAPISI ve ÇAĞDAŞ ATOM TEORİLERİ 2 1.1 Dalton Atom Teorisi 2 1.2 Thomson Atom Teorisi... 2 1.3 Rutherford Atom Teorisi.. 2 1.4 Bohr Atom Teorisi 3 1.5 Elektronların Dağılımı 4 1.6 Magnetik Özellikler 4 1.7 Atom Simgeleri. 5 1.8 Atom Kütleleri 5 BÖLÜM 2. PERİYODİK ÇİZELGE ve BAZI ATOM ÖZELLİKLERİ 6 2.1 Formül Tanımları ve Hesapları..9 2.2 Deneysel Formül Tayini.9 BÖLÜM 3. KİMYASAL BAĞLAR 10 3.1 Lewis Kuramı 10 3.2 Lewis Simgeleri ve Yapıları..10 3.3 Kovalent Bağlanma...11 3.3.1 Kovalent Bağ Lewis yapılar..12 3.3.2 Çok Katlı Kovalent Bağlar 12 3.3.3 Kovalent Bileşiklerin Karakteristik Özellikler..13 3.4 İyonik Bileşiklerin Karakteristik Özellikleri.14 3.5 Lewis Yapılarının Yazılması 14 3.6 Rezonans...17 3.7 Oktet Kuralından Sapmalar. 17 3.7.1 Tek Sayılı Elektronu Olan Yapılar 17 3.7.2 Eksik Oktetler.18 3.7.3 Genişletilmiş oktetler..18 3.8 Moleküller Geometri (VSEPR) ve Hibritleşme.. 19 3.8.1 VSEPR Kuramının Uygulanması 22 3.8.2 Birden Fazla Merkez Atomlu Moleküller...22 3.9 Bağ Kuramları.23 3.10 Moleküller Arası Kuvvetler.24 3.10.1 Vander Waals Kuvveti 24 3.10.2 Dipol-Dipol Kuvvetleri 24 3.10.3 London Kuvvetleri.24 BÖLÜM 4. GAZLAR 25 4.1 Gaz Basıncı ve Ölçülmesi...25 4.2 Basit Gaz Yasaları...27 4.2.1 Boyle Yasası.27 4.2.2. Charles veya Gay-Lusssac I Yasası...27

4.2.3 Charles veya Gay Lussac II. Yasası (Amontons Yasası.28 4.2.4 Avogadro Yasası..28 4.3 İdeal Gaz Yasası...28 4.3.1 Molekül Ağırlığı Tayini..29 4.4 Birleşen Hacimler Yasası.. 30 4.5 Gaz Karışımları..30 4.6 Gazların Kinetik Kuramı 30 4.7 Graham Difüzyon (Yayılma) Yasası..31 4.8 Gerçek (İdeal Olmayan) Gazlar.31 BÖLÜM 5. SIVILAR ve KATILAR 33 5.1 Sıvılar 33 5.2 Katılar. 34 BÖLÜM 6. ÇÖZELTİLER ve ÖZELLİKLERİ 36 6.1 Çözelti Türleri.36 6.2 Çözünme Olgusu.36 6.3 Çözünme Isısı 37 6.4 Gazların Çözünürlüğü 37 6.5 Çözeltilerin Konsantrasyonu 38 6.6 Çözeltilerin Seyreltilmesi 38 6.7 Çözeltilerin Buhar Basınçları ( Rault Yasası ).38 6.8 Osmatik Basınç.39 6.9 Elektrolitik Çözeltiler 39 BÖLÜM 7. TERMOKİMYA 40 7.1 Termokimyada Bazı Terimler 40 7.2 Termokimyanın Kanunları 41 7.3 Tepkime Isıları ve Ölçülmesi.41 7.4 Termodinamiğin Birinci Yasası.42 7.5 Entalpi Değişimi 42 7.6 Standart Oluşum Entalpileri..42 7.7 Yanma Isısı ve Entalpisi 42 BÖLÜM 8. KİMYASAL KİNETİK 44 8.1 Reaksiyon Hızı..44 8.1.1. Sıfırıncı Mertebeden Reaksiyonlar..45 8.1.2. Birinci Mertebeden Reaksiyonlar 46 8.1.3 Yarılanma Süresi..46 8.1.4 İkinci Mertebeden Reaksiyonlar 46 8.2 Tepkime Hızlarının Çarpışma Kuramı..47 8.3 Aktif Kompleks Teorisi 48 BÖLÜM 9 KİMYASAL DENGE 49 9.1 Denge Sabitleri.51 9.2 Heterojen Dengeler 51 9.3 Basınçlar Cinsinden İfade edilen Denge Sabitleri 52 9.4 Dengeyi Etkileyen Faktörler..53 9.4.1 Sıcaklık Etkisi 53 9.4.2 Konsantrasyon Etkisi 53

BÖLÜM 10 ASİTLER ve BAZLAR 54 10.1 Brönsted-Lowry Asit Baz Kavramı..55 10.2 Hidroliz.56 10.3 Asitlik Kuvveti ve Molekül Yapısı...57 10.3.1 Hidrürler...57 10.3.2 Oksiasitler.57 10.4 Lewis Kuramı 58 10.5 Lux-Flood Asit Baz Teorisi...59 10.6 Asitlik Kuvveti. 60 10.7 Suyun İyonlaşması, ph ve POH.. 60 10.8 Zayıf Asit ve Zayıf Bazların İyonizasyonu.. 61 10.9 Poli Asitlerin İyonlaşma Basamakları... 61 10.10 Kuvvetli Asit ve Zayıf Bazdan Oluşan Tuzların Hidrolizi. 62 10.11 Zayıf Asit ve Zayıf Baz Tuzunun Hidrolizi........62 10.12 İndikatörler...62

Giriş Modern kimya 18 inci yüzyıldaki buluşlarla başladı. Bu buluşlar kütlenin korunumu yasası ve sabit oranlar yasasının ortaya konmasını ve sırasıyla atom kuramlarının geliştirilmesini sağladı. Katot ışını araştırmaları, bütün maddelerde bulunan bir temel tanecik ve bir negatif yük birimi olan elektronun keşfine yol açtı. X-ışınları ve radyoaktifliğin bulunması, katot ışını çalışmalarının sonucudur. İzotopların keşfi ve modern kütle spekrometresinin gelişmesine sebep de katot ışını çalışmalarıdır. parçacıklarının ince bir metal yapraktan saçılması atom çekirdeği kavramını doğurdu. Sonra proton ve nötron keşfedildi.

BÖLÜM 1. ATOMUN YAPISI ve ÇAĞDAŞ ATOM TEORİLERİ Çağdaş atom modelinde, proton ve nötronlardan oluşmuş bir çekirdek ve bu çekirdeğin dışında elektronlar vardır. Yunanca daki atamos sözcüğünden türetilmiştir. İlk önceleri bölünemeyen, sert ve içi dolu tanecik olarak bilinirdi. İlk gözleme ve deneye dayalı teori John Dalton tarafından ortaya atılmıştır. Kimyasal birleşmenin temeli olan katlı oranlar yasası ve kütlenin korunumu yasasından yararlanarak Dalton 1803-1808 yıllarında bir atom kuramı geliştirmiştir. 1.1 Dalton Atom Teorisi 1. 1. Her element atom adı verilen çok küçük ve bölünemeyen taneciklerden oluşmuştur. Atomlar kimyasal tepkimelerle oluşamaz ve bölünemezler. ( Yanlışlığı: proton, nötron ve elektronların varlığını kabul etmemesi ve kimyasal tepkime öncesi var olan atomlar tepkime sonrasında da var olmalıdır (Kütlenin Korunumu Kanunu : Tepkimeden çıkan ürünlerin kütleleri toplamı, tepkimeye giren maddelerin kütleleri toplamına eşittir. )) 2. 2. Bir elementin bütün atomlarının kütlesi (ağırlığı) ve diğer özellikleri aynıdır. Fakat bir elementin atomları diğer bütün elementin atomlarından farklıdır. ( Sabit Oranlar Yasasını destekler ( Sabit Oranlar Yasası: Bir bileşin bütün örnekleri aynı bileşime sahiptir. Yani bileşenler sabit bir oranda birleşir. Suyun %11.19 hidrojen ve % 88.81 oksijen oranlarından oluşması gibidir.) Fakat izotopların varlığını kabul etmemesi yanlışlığıdır.) Kimyasal bir bileşik iki yada daha çok sayıda elementin basit sayısal bir oranda birleşmesiyle oluşur. Bu düşünceler diğer bilim adamlarınca geliştirilmiş ve atom ve moleküllerin gerçekliği ispatlanmıştır. 1.2 Thomson Atom Teorisi r=10-8 cm olan bir küre olarak düşünmüştür. İçinde proton ve elektron bulunduğunu söylemiş ama elektronun kütlesini protonunkinin yanında ihmal etmiştir. Nötronlardan hiç bahsetmemiştir. Proton ve elektronların atomda rast gele bulunduğunu söylemesi yanlışlığıdır. 1.3 Rutherford Atom Teorisi 1. 1. Bir atomun kütlesinin çok büyük bir kısmı ve pozitif yükün tümü, çekirdek denen çok küçük bir bölgede yoğunlaşır. Atomun büyük bir kısmı boş bir uzay parçasıdır. boşluklardan ibarettir. 2. 2. Pozitif yükün büyüklüğü atomdan atoma değişir ve elementin atom ağırlığının yaklaşık yarısıdır. 3. 3. Çekirdeğin dışında, çekirdek yüküne eşit sayıda elektron bulunur. Atomun kendisi elektrik yükü bakımından nötrdür. Rutherford atom modeli bir atomun çekirdeğin çevresinde elektronların nasıl yerleştiğini göstermez. Klasik fiziğe göre sabit negatif yüklü elektronlar pozitif yüklü çekirdek etrafından çekilmekte idi. Fakat bir atomdaki elektronlar, tıpkı bir gezegenin güneş etrafındaki yörüngesel hareketi gibi hareket halindedir. 1.4 Bohr Atom Teorisi

1913 yılında, Niels Bohr Planck ın kuantum hipotezini kullanarak hidrojen atomu için aşağıdaki varsayımları ortaya attı. (Bir sistemin izin verilen iki enerjisi arasındaki fark belirli bir değere sahiptir ve bu fark enerji kuantumu dur. Planck eşitliği: E= h Planck sabiti h= 6,623*10-34 Js) E= Bir fotonun enerjisi = Frekans 1. 1. Elektron çekirdeğin etrafında dairesel yörüngede (orbitlerde) hareket eder. Bu yörüngelere enerji düzeyleri veya kabukları denir. 2. 2. Elektron izin verilen sabit bir yörünge dizisinde bulunabilir ve buna temel hal denir. Elektron belirli bir yörüngede ne kadar uzun kalırsa kalsın enerji yayınlamaz ve enerjisi sabit kalır. Atomlar bir elektrik akı veya bek alevi ile ısıtılınca elektronlar enerji absorblayarak daha yüksek enerji düzeyine geçerler. Bu durumdaki atomlar uyarılmış haldedir. 3. 3. Bir elektron yüksek enerji seviyesinden daha düşük enerji seviyesine geçtiğinde belli bir miktarda enerji yayınlar. Bu iki düzey arasındaki enerji farkı bir ışık kuantumu halinde yayılır. Elektronlar için izin verilen haller kuantum sayısı denen n= 1, n = 2, n= 3, gibi tam sayılarla ifade edilir. En düşük izin verilen hal temel haldir, çekirdeğe yakın yörüngede bulunur. Ana (baş) kuantum sayısı = n ; Daima tam pozitif sayı ve 1 den 7 ye kadardır ve her bir sayı periyodik cetveldeki periyotlara (yatay sıra) karşılık gelir. Çekirdekten uzaklığı belirtir. Bir atomun çekirdek etrafındaki n değeri K, L, M, N, O, P, Q alt kabuklarına eşdeğerdir ve buradaki tali yörüngeler s, p, d, f isimleri ile adlandırılır. K kabuğunda 1 s tali yörüngesi L kabuğunda 1 s ve 1 p olmak üzere 2 tali yörünge M kabuğunda 1 s, 1 p ve 1 d olmak üzere 3 tali yörünge N- kabuğunda 1 s, 1 p, 1 d, 1 f olmak üzere 4 tali yörünge Yörüngelerin aldığı elektron sayısı = 2n 2 dır. En dış kabuktaki elektronlara değerlik elektronları denir. İkinci sayı ise orbital (açısal momentum ) kuantum sayısı (l), sıfır dahil pozitif tam sayıdır ve elektron bulutunun şekillerini ifade eder; l = 0, 1, 2, 3, 4, n-1 l= 0 ise küresel, l= 1 ise labut şeklini alır. Sayı büyüdükçe şekil karışık olur. Üçüncü sayı ise magnetik kuantum (m) sayısıdır ve boşluktaki elektron bulutunun oriantasyonu ile ilgilidir. l den + l ye kadar herhangi bir sayı olabilir. 2 l +1=m dördüncü kuantum sayısı spin kuantum sayısı (s) dır ve elektronun dönüş yönünü tanımlar. Magnetik alanda elektronların (+) ve (-) spinleri olduğunu gösterir. Spin kuantum sayısı daima +½ veya -½ dır. 1.5 Elektronların Dağılımı

Elektronlar orbitallere atomun enerjisi en az olacak şekilde yerleşir. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s 5d 5f 6p 6d 6f 7s 7p 7d 7f Elektron alt kabuklarının dolma sırası Bir atomda hiç bir zaman 4 kuantum sayısı da aynı olan iki elektron bulunmaz. (Pauli dışlama ilkesi) Bir orbitalde yalnızca iki elektron bulunabilir ve bu elektronlar zıt spinlere sahip olmalıdır. Her bir orbitalde ancak iki elektron bulunabileceğinden bir alt kabuğun alabileceği elektron sayısı, alt kabuktaki orbital sayısının iki katına eşittir. Elektronlar eş enerjili orbitallere önce birer birer girerler, bütün eş enerjili orbitaller birer elektron aldıktan sonra ikinci elektronu ters spinli almaya başlarlar. (Hunt Kuralı) Tüm elektronlar aynı elektriksel yüke sahip olduğu için birbirlerini iterler. Bunun için yarı dolmuş bir orbitaldeki elektronlar eşleşmek yerine eş enerjili boş bir orbitale girmeyi tercih ederler. 1.6 Magnetik Özellikler Atom, iyon veya molekül halinde bulunan maddelerin magnetik özellikleri doğrudan doğruya elektronik biçimlenmeleri ile ilgilidir. Kararlı durumda bulunan bütün kimyasal maddeler en az bir elektron çiftine sahiptir. Bütün elektronları çiftleşmiş maddeler diyamagnetik tir. Magnetik alanda zayıf bir kuvvetle itilirler. Bir veya daha fazla çiftleşmemiş elektronu bulunan maddeler paramagnetik maddelerdir ve magnetik alan tarafından çekilirler. Ferromagnetik maddeler; bir atomdaki çiftleşmemiş elektronlar ile diğer atoma ait çiftleşmemiş elektronların karşılıklı etkileşimleri sonucu ortaya çıkar. 1.7 Atom Simgeleri Bir atomun çekirdeğinde bulunan proton sayısına atom numarası (z) denir. Nötr bir atomda elektron sayısı proton sayısına eşittir. Atom kütlesi; çekirdekte bulunan proton ve nötron sayısının toplamıdır.

Proton sayısı-nötron sayısı = Elementin yükü Elektron veren yada alan atoma iyon denir ve net bir elektron yükü taşır. İyon haline gelen atomun proton sayısı değişmez. 1.8 Atom Kütleleri Bağıl atom kütleleri karbon elementine göre düzenlenmiştir. Karbon atomunun kütlesi keyfi olarak 12 atomik kütle birimi 8akb) kabul edilmiştir. Atomik kütle birimi 12 6C atomunun kütlesinin 1/12 olarak tanımlanır. 1 H haricinde, bir atomun çekirdeğini oluşturan taneciklerin kütlelerinin toplamı daima o çekirdeğin gerçek kütlesinden büyüktür. Atom kütleleri için 12 standart alındığı halde gerçekte karbon atomunun kütlesi 12.011 akb dır. Standart alınan karbon atomları sadece 12 karbon atomlarıdır, halbuki doğada 13 karbon atomları da vardır. Bu iki izotopun varlığı karbon atom kütlesinin 122 den büyük olmasını sağlar. Aynı atom numarasına (z), farklı kütle numarasına sahip iki yada daha çok atoma izotop denir. Çoğu elementler doğada izotop halinde bulunurlar. Atom ağırlığı, doğal izotopların kütlelerinin ağırlıklı ortalamasıdır. Elementin atom kütlesi = (İzotop 1 in bulunma %) ( İzotop 1 in kütlesi) + (İzotop 2 in bulunma %) ( İzotop 2 in kütlesi) +. BÖLÜM 2. PERİYODİK ÇİZELGE ve BAZI ATOM ÖZELLİKLERİ Periyodik tablonun tamamı temelde elementlerin elektron dağılımıdır. Elementlerin atom yarı çapları, iyonlaşma enerjileri ve elektron ilgileri gibi bazı özellikleri tabloda göz önünde tutulmuştur.

Elementlerin artan atom kütlelerine (atom numaraları) göre sıralandıklarında bazı özellikler periyodik olarak tekrarlanmaktadır. Periyodik özelliklerinden biri; bir elementin atom kütlesinin katı haldeki yoğunluğuna bölünmesiyle elde edilen atom hacimleridir. Buna mol hacmi denir. Avogadro sayısı kadar atomun kapsadığı hacimdir. Atom (mol ) hacmi (cm 3 /mol ) = mol kütlesi ( g/mol ) 1/d (cm 3 /g ) Periyodik çizelge, benzer özellikteki elementleri gruplar halinde bir araya getiren, elementlerin çizelge halinde düzenlenmesidir. Benzer elementler düşey gruplar içine düşmekte ve özellikler yukarıdan aşağıya doğru düzenli olarak değişmektedir. Alkali metaller (I.A grubu) yüksek mol hacimlerine sahip ve aşağıya inildikçe azalan düşük erime noktalarına sahiptir. +1 yükseltgenme basamağında olup NaCl, KCl, Csl, Li2O v.s. iyonik bileşikler oluştururlar. Bir atomun bileşiklerinde verdiği yada aldığı elektron sayısına yükseltgenme basamağı denir. Wiliam Ramsey soygazları bulmuştur ve 0 ıncı grup denmiştir. Bu grup halojen elementleri (grup VII A ) ile alkali metaller arasında yer almaktadır. İlk periyot sadece iki elementten oluşur; hidrojen ve helyum. Sonraki iki periyot sekiz elementli; dördüncü ve beşinci periyotlar on sekizer element; altıncı periyot otuz iki üyeli olup bunun on dört üyesi altta yerleştirilmiştir ve (z=57) Lantanitler denir. Yedinci periyodun on dört üyesi altta ve aktinitler olarak adlandırılır. Her grupta elektron dağılımında benzerlik vardır. 1 A grubu (Alkali metaller): s orbitalinde tek değerlik elektronuna sahiptir; yani ns 1 7 A grubu (Halojenler): 7 değerlik elektronuna sahiptir ve elektron dağılımı s 2 p 5 dır. 8 A grubu (Soy gazlar): helyum (2 elektronlu) dışındakiler hariç en dış tabakalarında 8 elektron bulundururlar (s 2 p 6 ) s bloğu p bloğu d bloğu f bloğu : 1A ve 2A gruplarını kapsar. : 3A, 4A, 5A, 6a, 7a ve 8A : 3B, 4B, 5B, 6B, 7B, 8B, 1B, 2B : lantanitler ve aktinitler

PERİYODİK CETVEL s ve p bloğu elementlerine baş grup elementleri, d ve f bloğu elementlerine geçiş elementleri denir. f bloğuna iç geçiş elementleri de denir. Bütün B grubu, geçiş elementleridir sadece 1B ve 2B gruplarında grup numarası en dış kabuktaki elektron sayısını verir. Bir elementin özelliklerini değerlik elektronlarının dağılımı belirler. Bir elektron kabuğunun baş kuantum sayısı büyüdükçe çekirdekten çok daha uzaklarda önemli ölçüde elektron

yoğunluğu görülür. Bu nedenle, elektron kabukları çoğaldıkça atomun daha büyük olmasını bekleriz. Bir grupta periyot numarası büyüdükçe atom çapı büyür. Büyük atom numaralı elementlerde d ve f orbitallerinin perdeleme etkisi s ve p elektronlarının dış kabuk elektronlarını perdeleme etkisinden daha az olduğu için, en dış kabuktaki elektronlar çekirdeğe beklenenden daha yakın konumda bulunurlar. Genel olarak, daha çok elektron kabuğu bulunan atomlar daha büyük atomlardır. Atom yarıçapları elementlerin bir grubu içinde yukarıdan aşağıya doğru artar. Periyot boyunca soldan sağa doğru atom yarıçapları genel olarak azalmaktadır. ancak buna geçiş elementleri uymaz. Atom yarı çapları metaller için metallik yarıçap, ametaller için kovalent yarıçap olarak alınmıştır. Tablo 2.2 Periyodik Çizelgedeki Atom Özellikleri Değişimi Bir metal atomu pozitif bir iyon oluşturmak üzere bir yada daha çok elektron kaybettiğinde, çekirdekteki yük miktarı elektron sayısından daha fazla olur. Çekirdek, elektronları daha yakına çeker ve sonuç olarak, katyonlar kendini oluşturan atomlardan daha küçüktürler. Anyonlar kendilerini oluşturan atomlardan daha büyüktür. Eş elektronlu anyonlar için iyon yükü artıkça iyon yarıçapı artar. Bir ametal negatif iyon (anyon) oluşturmak üzere bir yada daha çok elektron aldığında çekirdek yükü sabit kalırken, fazla elektron nedeniyle etkin çekirdek yükü (çekirdeğin gerçek yükü ile elektronlar tarafından perdelenen yük arasındaki fark) değeri azalır. Elektronlar arasındaki itme etkisi artar, daha çok dağılır ve atom büyüklükleri artar. Bir atom elektronlarını ne kadar kolay kaybederse, metal özelliği o kadar fazladır. İyonlaşma enerjisi (I), gaz halindeki atomlardan bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli enerji miktarıdır. İyonlaşma enerjisi bireysel elektronlar için elektron volt (ev) cinsinden veya elektron bir mol elektron için mol başına düşen kj cinsinden verilir. 1 elektron volt; vakumda potansiyel farkı 1 volt olan bir bölgeden geçen bir elektron tarafından kazanılan kinetik enerjidir. (1 ev = 1,6022 10-19 J = 96,487 kj/mol ) İyonlaşma enerjisi arttıkça elektronun uzaklaştırılması gittikçe zorlaşır. Atom yarıçapı artıkça iyonlaşma enerjileri azalır. Periyodik çizelgede bir grupta yukarıdan aşağıya gidildikçe atomların elektron kaybetmeleri daha kolay olur; metallik karakter artar. 1A ve 2A grubu metallerinin indirgenme yetenekleri vardır. İndirgen madde elektron kaybederek kendisi yükseltgenir. 7a grubu (halojenler) elementlerinin yükseltgenme yetenekleri vardır. Yükseltgen bir madde yükseltgenme yarı tepkimesinde kaybedilen elektronları alır. Elektron alarak yükseltgenme yapan maddenin kendisi indirgenir. 2.1 Formül Tanımları ve Hesapları Yapı Formülü ; Bir moleküldeki atomların hangi bağ türleriyle ve hangi atomların birbirine bağlandığını gösterir. Molekül Formülü; bir bileşiğin molekülünü oluşturan atomların gerçek

sayılarını gösterir. Mol olarak en basit tam sayı oranı basit formülü (empirik formülü) verir. Eğer bir bileşiğin molekül ağırlığı biliniyorsa basit formülden bileşiğin molekül formülü türetilebilir. Molekül formülü bileşiğin gerçek formülüdür. Bir bileşiğin yüzde bileşimi, bileşiğin formülünden kolaylıkla hesaplanır. Asetik asit için; Kaba (empirik) formül : CH2O Molekül formül Yapı formülü : : C2H4O2 Yakma analizinden de bileşiğin formülü bulunabilir. Yakma analizinde belli ağırlıkta bileşik örneği, oksijen gazı akımında yakılır. Yanma sırasında oluşan su buharı ve karbondioksit gazı uygun bileşikler tarafından tutulur. Bu tutucuların artan ağırlıkları su ve karbondioksitin kütlesini verir. Örnekteki bütün karbon atomları karbondioksit haline, hidrojen atomları da suya dönüşür. 2.2 Deneysel Formül Tayini: 1. 1. Elementlerin verilen miktarları veya ağırlık yüzdeleri atom ağırlığına bölünür. 2. 2. Çıkan sayıların en küçük ortak katı alınır. 3. 3. Bu sayılar tam sayılar değil ise uygun sayılarla çarpılarak tam sayılar haline getirilir ve taslak formülde yerine konularak deneysel formül bulunur. 4. 4. Deneysel formülün molekül ağırlığı ile verilen molekül ağırlığı kıyaslanarak bileşiğin molekül formülü bulunur. BÖLÜM 3. KİMYASAL BAĞLAR Kimyanın temelini atomların birbirleriyle bağlar meydana getirerek kümeler halinde birleşmeleri teşkil eder. Yeteri kadar kuvvetle bir arada tutulan atomlardan meydana gelen nötral herhangi bir birleşmeye molekül denir. Molekülleri bir arada tutan yada onların kümeleşmesine neden olan birkaç tür çekim kuvveti vardır, bunlara moleküller arası çekim kuvvetleri denir. Bir molekül içinde iki atom arasındaki çekme kuvvetine kimyasal bağ denir. Kimyasal bağlar, atomların elektron sistemlerini küresel simetrik hale getirerek kararlı bir

yapıya gelmek istemleri sonucunda oluşur. Elementlerin bağ yapabilme gücü, element atomlarının en dış kabuktaki elektron sayılarına bağlıdır. 3.1 Lewis Kuramı : Elementlerin atomları, soygaz atomlarının elektron dağılımlarına benzemek amacıyla bir araya gelmektedir. Lewis kuramının bazı temel esasları şöyledir: 1. 1. Elektronlar, özellikle en dış kabuk (değerlik ) elektronları kimyasal bağlanmada temel rol oynar. 2. 2. Bazı durumlarda elektronlar bir atomdan diğerine verilir. Böylece oluşan artı ve eksi yüklü iyonlar birbirlerini iyonik bağlar adı verilen elektrostatik kuvvetlerle çekerler. 3. 3. Eşleşmemiş iki yada daha fazla elektronlar, atomlar arasında ortaklanır. Elektronların bu ortaklanmasına kovalent bağ denir. 4. 4. Elektronların bir atomdan diğer bir atoma verilmesi yada ortaklanması her atomun kararlı elektron dağılımına sahip olması şeklinde olur. Bu dağılım genellikle dış kabuk elektronlarının sekiz (oktet) olduğu soy gaz dağılımıdır. 3.2 Lewis Simgeleri ve Yapıları Lewis simgesi, iç kabuk elektronları ve çekirdeği gösteren bir simge ile dış kabuk (değerlik) elektronlarını gösteren noktalardan oluşur. Her elektron bir nokta ile gösterilir. Lewis simgesi elementin etrafına değerlik elektron sayısı kadar nokta koyarak veya bir çift elektron yerine bir çizgi, bir tek elektron için bir nokta koyarak yazılır. Baş grup elementlerinin değerlik elektronlarını gösteren nokta sayısının bu elementin grup numarası ile aynı olduğuna dikkat ediniz. Lewis simgeleri baş grup elementleri için yaygın olarak kullanıldığı halde, geçiş elementleri için fazla kullanılmaz. Kimyasal bağdaki elektron alışverişini yada ortaklanmasını gösteren lewis simgelerinin bir araya gelmesiyle Lewis yapısı oluşur.

Metal iyonun lewis simgesinde değerlik elektronlarının hepsi verildiği için nokta yoktur; sadece yükü gösterilir. Lewis yapılarından formülün nasıl olduğunu da çıkarabiliriz. Mesela, alüminyum oksitin formülünün önceden verilmesine gerek yoktur. Üç atom veren Al atomu ile iki atom alan oksijen atomu bir araya gelince verilen elektronda bir fazlalık olur. Alınan ve verilen elektronların eşit olması, birim formülde iki Al ve üç O olmasıyla sağlanır. a) CaI b) BaS c) LiO için uygun lewis yapılarını yazınız. Buraya kadar yapılanlar ikili iyonik bileşiklerdir. Üçlü iyonik bileşikler genellikle tek atomlu ve çok atomlu iyonlardan oluşur ve çok atomlu iyonlar arasındaki bağlanma kovallenttir. Gaz halinde iyonik bileşiklerde her anyon katyonlarla, her katyon anyonlarla çevrilmiş olarak bulunur. Çok fazla sayıdaki bu iyonlar iyonik kristal adı verilen düzgün bir örgü içinde sıralanmıştır. 3.3 Kovalent Bağlanma: Bir çift elektronun bağı oluşturan atomlar tarafından ortaklanması bir tek kovalent bağ oluşturur. Kovalent bağ, iki atom arasında atom orbitallerinin örtüşmesinden oluşan yüksek elektron yoğunluğuna sahip bir bölgedir. Bu tanıma değerlik bağ yöntemi denir. bu yöntem, bağ oluşumunun lokalize elektron modelidir. İçteki elektronlar ve ortaklanmamış değerlik elektron çiftleri kendi atomlarının orbitallerinde kalırlar ve bağ yapan elektronların yük yoğunluğunu orbital örtüşmesi bölgesinde artar. HCl ve NaCl, bu iki bileşikte de Cl atomu ortaktır. Oda sıcaklığında NaCl katı HCl gaz neden? H2S gaz iken H2O sıvı dır neden? Su donduğunda hacmi artarken Çoğu sıvıların hacmi azalır, neden? Bu soruların cevabını bulmak için atomlar arasındaki etkileşimleri, yani kimyasal bağları tanımlayacağız. Cl elektron alma eğiliminde acaba hidrojenden mi yoksa sodyumdan mı kolay elektron koparır. Sodyumdan elektron kopması için I= 496kJ/mol, hidrojenden elektron kopması için I= 1312KJ/mol enerji gerekmektedir. Sodyumun iyonlaşma enerjisi daha küçük, o halde sodyum hidrojenden daha metal (metal karakter, iyonlaşma enerji ), bu nedenle hidrojen

atomu elektronunu ametal bir atoma vermez. H-Cl bağı elektronların ortaklanması ile olur. Buna kovalent bağ denir. 3.3.1 Kovalent Bağ Lewis yapıları: Lewis kuramında elektron çifti önemlidir. Bağlayıcı çiftleri (-) ile göstermek yaygındır. Kovalent bağ oluşumuna katılmayan elektron çiftine ortaklanmamış elektron çifti denir. 3.3.2 Çok Katlı Kovalent Bağlar: N2 molekülüne Lewis kuramını uygularsak bir sorunla karşılaşırız. Dört eşleşmemiş elektron N atomları arasında iki yeni bağ daha oluşturur ve N atomları arasında üç elektron ortaklanır. N2 molekülünde N atomları arasında bu şekilde oluşan bağ üçlü kovalent bağ dır. N2 deki üçlü kovalent bağ çok kuvvetli olduğundan, kimyasal tepkimelerde parçalanması güçtür. Lewis yapısında çoklu bağı olan bir diğer molekül O2 dır. Burada iki çift elektron ikili kovalent bağ oluşturur. Bağ derecesi kaçlı bağ olduğunu gösterir. Elektronları, kovalent bağlarda atomları bir arada tutan tutkal olarak düşünürsek bağ derecesinin yüksekliği, daha çok elektronun bulunduğunu ve böylece atomların daha sıkıca bir arada tutulduğunu gösterir. Bağ uzunluğu ; kovalent bağı oluşturan atomların merkezleri arasındaki uzaklıktır. Atomların arasındaki kovalent bağların uzunluğunun atomların kovalent yarıçaplarının toplamının yaklaşık olarak eşit olduğu söylenir. Elektronların iki atom arasında eşit olmayan ortaklanmasıyla oluşan kovalent bağa polar kovalent bağ denir. Lewis yapılarında + ve - simgeleriyle gösterilir. + -

Bir atomun bağlı olduğu diğer atomlardan elektron çekme yeteneğine elektronegatiflik(en) denir. İyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisine bağlıdır. 1901 yılında Pauling tarafından önerilmiştir. Elektronegativite değerleri 0.7 ile 4.0 arasında değişir. Elektronegativite değeri ne kadar düşükse o kadar metal dır ve periyodik tabloda yukarıdan aşağıya inildikçe artar. Temel halde bulunan izole edilmemiş bir atoma bir elektron katılması işlemi ile ilgili olan enerji değişimine birinci elektron ilgisi denir. küçük atomun elektron kazanma eğilimi büyük atomunkinden daha fazladır. Elektron ilgileri veya elektronegatiflikleri aynı olan atomlar arasındaki kovalent bağlara apolar kovalent bağ denir. İki atom arasındaki EN ne kadar küçükse o kadar kovalent bir bağ değilse iyonik bağ oluşturulur. Atomlar arasındaki elektonegativite farkı polar molekülleri oluşturur. Polar moleküller arasında dipol-dipol çekim kuvvetleri oluşturur. Dipol-dipol kuvvetleri moleküllerin pozitif ve negatif kutuplarının birbirlerini çekmeleri sonucu ortaya çıkar. 3.3.3 Kovalent Bileşiklerin Karakteristik Özellikler: 1. 1. Kovalent bileşikler moleküllerden oluşur. 2. 2. Küçük molekül ağırlıklı olanların ergime ve kaynama noktaları düşüktür. 3. 3. Genellikle kolay buharlaşırlar. 4. 4. Yağ, selüloz, benzen gibi bir çok kovalent bileşik suda çözünmez. Ancak alkol ve aseton gibi organik çözücülerde çözünür. 5. 5. Elektrik akımını iletmezler. Bazı kovalent bağların oluşması sırasında paylaşılmamış elektronların her ikisi de bağlanan atomlardan biri tarafından sağlanır. Örneğin NH3 (amonyak) ile H + arasındaki tepkimede, NH3 deki azot atomunun paylaşılmamış elektron çifti yeni bir kovalent bağ oluşturmak üzere kullanılır. Bu şekilde meydana gelen bağa koordinasyon bağı denir. İyonik Bağ: Bir metal bir ametalle etkileştiği zaman elektronlar metal atomundan ametal atomuna aktarılır ve bunun sonucunda bir iyonik bağ (elektrokovalent bileşik) meydana gelir. Atomlardan elektron kaybıyla oluşan pozitif iyonlara katyon denir. Atomların elektron kazanarak oluşturdukları negatif iyonlarda anyon olarak isimlendirilir. Bu iyonlar bir araya geldiklerinde bir kristal oluşturmak üzere birbirlerini çekerler. Aynı elektronik yapılara sahip maddelere izoelektronik maddeler denir. Pozitif ve negatif iyonların bir kristal içinde yoğunlaşmasına ilişkin enerji etkisi kristal enerjisi veya örgü enerjisi olarak isimlendirilir. İyonik bir reaksiyonu yürüten kuvvet, iyonların birbirlerini elektrostatik olarak çekmeleridir. İyon oluşumunda, enerji açısından üçten fazla elektronun kaybı yada kazanılması kendiliğinden mümkün değildir. 3.4.1 İyonik Bileşiklerin Karakteristik Özellikleri: 1. 1. İyonik bileşikleri iyonlar oluştururlar.

2. 2. Katı haldeyken elektrik akımını iletmezler. Eritilmesi halinde veya sulu çözeltileri elektriği ileterek kimyasal değişmelere neden olur. 3. 3. Yüksek kaynama noktasına sahiptirler. Buhar basınçları ihmal edilecek kadar küçüktür. Çünkü iyonlar arası çekme kuvveti çok büyüktür. 4. 4. İyonik bileşikler suda çözünürler. 3.5 Lewis Yapılarının Yazılması Lewis yapısında bütün değerlik elektronları gösterilmelidir. Lewis yapılarında bütün elektronlar genellikle eşleşmiştir. Genellikle her atom en dış kabuğunda oktet elektronlarına ulaşır. Ancak hidrojende dış kabuk elektronları iki olur. Bazen katlı kovalent bağlara (ikili veya üçlü bağlara) gerek olur. Katlı kovalent bağlar C, N, O, P ve S atomları tarafından daha kolaylıkla oluşturulur. Lewis yapısının yazılmasında doğru iskelet yapısıyla başlamak ve bu iskelet yapısında merkez atom ve uç atomların belirlenmesi önemlidir. Merkez atom iki veya daha fazla atoma bağlandığı halde, uç atom sadece bir başka atoma bağlıdır. Hidrojen atomları her zaman uç atomlardır. Lewis Yapılarının Yazılmasında izlenecek Yollar: Yapıdaki değerlik elektronlarının toplam sayısını belirleyiniz. 1. 1. İskelet yapısını yazıp, atomları bu yapıda tekli kovalent bağlarla bağlayınız. 2. 2. Bu şekilde oluşturulan her tekli bağ için toplam değerlik elektronlarından iki çıkarınız. 3. 3. Kalan değerlik elektronlarından önce uç atomların oktetlerini, sonrada mümkünse merkez atomunun yada atomlarının oktetini tamamlayınız. 4. 4. Bu durumda merkez atomun okteti eksikse, uç atomların bağa girmeyen elektron çiftleriyle katlı kovalent bağlar oluşturunuz. HCN (hidrojen siyanür) ün Lewis yapısını yazınız. H 1A, C 4A, N 5A grubuna ait; toplam değerlik elektron sayıları toplamı = 10 Yukarıdaki yapıdaki yapıda bütün değerlik elektronları kullanılmasına karşılık C atomunun etrafında oktetini tamamlamayan sadece dört elektron vardır. Bu durumun N atomundaki iki tane bağa girmeyen elektron çiftini C ve N atomları arasına üçlü kovalent bağ oluşturacak şekilde yerleştirerek düzeltebiliriz.

Formal Yükün Lewis Yapısının Yazılmasında Kullanılması: Ortak elektronların eşit olarak bölüşülmesi varsayımına dayanarak hesaplanan yüklere formal yük denir. Formal yükler, Lewis yapılarındaki bazı atomların görünen yükleridir. Bu durum, atomların kovalent bağa eşit elektron katkısı yapmadıkları zaman ortaya çıkar. Moleküldeki formal yükün hesaplanmasında atomun grup numarası, ortaklanmamış elektron sayısı ve bağ sayısının bilinmesi gerekir. Formal yükün belirlenmesinde; Ortaklanmamış bütün elektron çiftlerini hangi atomda ise o atoma ait sayınız. Bağlayıcı elektronları, bağlanan atomlar arasında eşit olarak paylaştırınız. Bir atomun bağ yapmamış haldeki elektron sayısından Lewis yapısındaki elektron sayısının çıkarılmasıyla elde edilen yük olan formal yükü bulunuz. Formal Yük = Grup numarası Ortaklanmamış elektron sayısı Bağ sayısı Bağ Sayısı = ½ ( Bağlayıcı elektronların sayısı) Grup numarası = Değerlik elektronları sayısı Formal yük gerekiyorsa, mümkün olan en az değerde olmalı ( - ) Eksi yükler elektronegatifliği fazla olanda bulunmalı Lewis yapısında atomların formal yüklerinin toplamı nötr bir molekül için sıfır ve çok atomlu bir iyon için iyonik yüke eşit olmalıdır. Merkez atom genellikle elektronegatifliği en az olan atomdur. HCN için formal yükü bu şekilde belirleyelim. Kovalent bir molekülde atomların gerçek yüklerinin olmadığını açıkça görebiliriz. Formal ve gerçek yükler arasındaki farklılığı belirtmek için formal yüklerin etrafı halka ile çevrilir. Eğer kovalent bağlara bütün atomlar eşit sayıda katkıda bulunsalardı, Lewis yapılarını yazarken formal yüklerin olmayacağı veya en az olacağı yapıyı bulmaya gayret etmeliyiz. Bunu genel olarak aşağıdaki şekilde gerçekleştirebiliriz: Formal yük gerekiyorsa, mümkün olan en az değerde olmalıdır. Genellikle eksi formal yükler daha elektronegatif atomlarda ve artı formal yükler ise elektronegatifliği daha az olan atomlarda bulunur. Bir Lewis yapısında atomların formal yüklerinin toplamı, nötr bir molekül için sıfır ve çok atomlu bir iyon için iyonik yüke eşit olmalıdır.

Yukarıdaki yapılardan (b) yapısı (a) ya göre daha doğrudur. Çünkü bu yapıda hiç formal yük yoktur ve daha az elektronegatif atom karbon merkez atomdur. Lewis yapılarının yazılmasında formal yükler de kullanılabilir. Bunu bir örnekle açıklarsak; Nitrozil klorür, derişik nitrik ve hidroklorik asitlerin bir karışımı olan ve altını çözdüğü için altın suyu olarak bilinen bir yükseltgenlerden biridir. NOCl ün Lewis yapısını yazalım: Formülün yazılışından O in merkez atom ve diğer atomların buna bağlı olduğu (N-O-Cl ) olduğu görülmektedir. Bu yapıya (a) diyelim. Ancak her yazılan formül atomların bağlanma sıralamasını göstermez. Lewis yapısındaki merkez atom hakkında sıraladığımız genellemelerden çıkarak, bunun oksijen (EN=3.4) değil azot (EN=3.0) olduğunu söyleyebiliriz. Merkez atomun N olduğu yapıya (b) diyelim. Her iki yapıdaki formal yükleri belirleyelim. 1.Basamak : Toplam değerlik elektronları sayısı bulunur. N dan 5 + O den 6 + Cl dan 7 = 18 2.Basamak : Uç atomlar merkez atoma tekli kovalent bağlarla bağlanır. Sonra kalan elektronları ortaklanmamış elektron çiftleri olarak, önce uç atomlara, sonrada merkez atomlara yerleştirilir. Merkez atomun oktetini tamamlamak için ortaklanmamış elektron çiftlerinden bir çifti merkez atomla yeni bir bağ oluşturacak şekilde kaydırırız. Bu durumda (a) ve (b) yapıları için ikişer olasılık ortaya çıkar. Bu yapılara (a1), (a2), (b1), (b2), olsun. 3.Basamak : Her atom için formal yükler hesaplanır. Yapı (a1) deki N atomu için FY= 5-1/2(4)-4 = -1.diğerleride aynı şekilde hesaplanır ve aşağıdaki tablo hazırlanır. 4.Basamak : Formal yük kurallarından en uygun Lewis yapısının (b1) olduğu görülür.

Ödev: Klorat (ClO3) - anyonun, sodyum peroksitin (Na2O2 ), fosfor penta oksitin (P2O5) Lewis yapılarını yazınız. 3.6 Rezonans : Bazı durumlarda iki veya daha fazla Lewis yapısında elektronlar farklı düzende olmasına rağmen atomlar aynı düzende olabilir. Rezonans bir yapıda yük merkezleri oluşumu yerine bir delokalize yüke neden olmaktadır. Örnek olarak stratosferde bulunan ve atmosferin alt tabakasında kirlilik yaratan dumanın bir bileşeni olan ozon (O3) için Lewis kuralını uygularsak iki olasılıkla karşılaşırız. Ancak bu iki yapının birbirinin rezonans melezi olduğunu görürüz. Çünkü O-O tekli bağının uzunluğu 147.5 pm, O=O çift bağın uzunluğu 120.74 pm olduğu halde ozondaki bağlar tekli ve ikili bağ arasında bir yapıda bağ uzunluğu 127.8 pm dır. 3.7 Oktet Kuralından Sapmalar Oktet kuralı Lewis yapılarının yazılmasında en önemli temellerdendir. Ancak bazı durumlarda sapmalar olur. Bunları üç ana başlıkta toplayabiliriz. 3.7.1 Tek Sayılı Elektronu Olan Yapılar: (.) Tek sayıda elektron içeren moleküllerin kararlı olanlarına radikal denir; genellikle çoğu kararsızdır. NO molekülünde 11 değerlik elektronu (5+6) =11 vardır ve bu tek sayıdır. Yani bir eşleşmemiş elektronu vardır. Lewis kuramı, elektron çiftleri ile ilgilidir ve eşleşmemiş elektronu nereye koyacağımızı bize göstermez. Paramagnetiktirler. 3.7.2 Eksik Oktetler : Eksik oktetler bor (B) ve berilyum (Be) bileşikleri ile sınırlıdır. Bor triflorürün (BF3) Lewis yapısını yazarsak ilk aşamada B atomunun değerlik kabuğunda sadece altı elektronunun olduğu eksik bir oktet yapısında olduğu görülür. Bu durumu, uç atomlardan bağa girmeyen elektronları merkez atomla bağ yapacak şekilde kaydırırsak düzeltebileceğimizi biliyoruz. Lewis yapısında birden fazla uygun yapı mevcutsa, bunların rezonans melezlerinin gerçek yapısı olduğunu da görmüştük. Bunları yazarsak;

Kuralları uyguladığımızda, kurallara aykırı olarak B üzerinde 1 ve F üzerinde +1 yük vardır. Formal yükü olmayan,eksik oktetli Lewis yapısı bu durumda en uygun yapı olarak görülmektedir. Diğer taraftan (BF3) deki B-F bağı uzunluğu (130 pm) tekli bağdan daha kısadır ve rezonans melezindeki ikili bağ yapısının önemini vurgulamaktadır. Bu yapılardan hangisini ele alırsak alalım, BF3 ün önemli özelliği, B atomunun, elektron çifti verebilen yapılardan bir elektron çifti alarak, bir koordine kovalent bağ yapmaya kuvvetli eğilimi olmasıdır. Bu durum BF4 - iyonunun oluşmasında görülmektedir. BF4 de bağlar tekli bağlardır ve bağ uzunluğu 145 pm dir. 3.7.3 Genişletilmiş oktetler : Şimdiye kadar s ve p alt kabuklarının ve merkez atomun sadece sekiz elektron bulundurabileceğini biliyoruz. Halbuki üçüncü periyot ve ötesindeki ametallerin değerlik kabuğunda d alt kabukları var. böylece merkez atomda sekiz elektrondan fazla elektron bulundurma olasılığı ortaya çıkar. Fosfor, PCl3 ve PCl5 olmak üzere iki klorür oluşturur. Oktet kuralına göre, PCl3 için Lewis yapısını yazabiliriz. PCl5 de ise beş klor atomu merkez P atomuna doğrudan bağlanmıştır ve P un dış kabuğunda 10 elektron vardır. Burada oktet 10 elektrona genişlemiştir. SF6 molekülünde ise oktet 12 ye genişlemiştir. Lewis yapılarının okteti tamam olarak yazılabildiği durumlarda bile genişletilmiş oktetli yapı, daha uygun olabilir. Oktet kuralına göre SO4-2 ın bütün bağları tekli bağdır ve bütün atomlarda formal yük vardır. Halbuki kükürt ve oksijen bağlarından bazılarını ikili yazarsak yapıdaki formal yükleri azaltabiliriz. Bu bağların bazılarının ikili bağ uzunluğunda olduğu deneysel olarak gösterilmiştir. SO4-2 da S-O uzunluğu 149 pm dir. Halbuki S-O tekli bağ uzunluğu 176 pm ve S=O çiftli bağ uzunluğu da 145 pm dir. Bu iyonun en uygun yapı verilen yapıların bir rezonans melezidir. Ödev: SOCl2, NaN3 ve F3SN için en uygun Lewis yapılarını belirleyerek bağların tekli, ikili veya üçlü olduğunu belirleyiniz. 3.8 Moleküller Geometri (VSEPR) ve Hibritleşme

Molekül ve çok atomlu iyonlardaki atomların geometrik düzeni, değerlik kabuğu elektron çifti itme (VSEPR) kuramı yardımıyla tahmin edilebilir. İster kimyasal bağlı, ister paylaşılmamış elektron çifti olsun elektronlar birbirlerini iterler. Elektron çiftleri, atom etrafında itmeyi en aza indirecek şekilde yönlenirler. Bunun sonucunda moleküllerin kendilerine özgü geometrik şekilleri oluşur. VSEPR ( vesper diye okunur) kuramına göre, moleküllerdeki elektron çiftleri merkez atom etrafında yönlenirken molekülün şekli bu elektron çiftleri etrafında değil, atomların çekirdeklerinin bulundukları yerlerle belirlenir. Elektron çiftlerinin dağılım geometrisine elektron çifti geometrisi ve atom çekirdeklerinin oluşturduğu geometriye de molekül geometrisi denir. VSEPR kuramı, ikinci periyot elementleri için iyi sonuç verir. VSEPR gösteriminde, A merkez atomu, X merkez atomuna bağlı uç atom ya da atomları, E ortaklanmamış elektron çiftidir. Genellikle merkez atom etrafında 2, 3, 4, 5 ya da 6 elektron çiftinin bulunduğu durumlarla karşılaşırız. Bu durumların elektron çifti geometrileri şu şekilde olabilir: 2 elektron çifti : doğrusal 3 elektron çifti : üçgen piramit 4 elektron çifti : dört yüzlü

5 elektron çifti : üçgen bipiramit 6 elektron çifti : sekizyüzlü Ortaklanmamış elektron çiftleri bağlayıcı elektron çiftlerine göre daha çok yer kaplarlar. Bunun sonucunda bağa girmeyen iki elektron çifti arasındaki itme, iki bağlayıcı çift arasındakine göre daha büyüktür.

3.8.1 VSEPR Kuramının Uygulanması 1. 1. Molekül ya da çok atomlu iyonun uygun Lewis yapısını yazınız. 2. 2. Merkez atom etrafındaki elektron çiftlerinin sayısını ve bunların bağlayıcı çift veya ortaklanmamış çift olduklarını belirleyiniz. 3. 3. Merkez atom etrafındaki elektron çifti geometrisini doğrusal, üçgen düzlem, dört yüzlü, üçgen bipiramit ya da sekiz yüzlü olarak saptayınız. 4. 4. Merkez atom etrafındaki diğer atom çekirdeklerinin oluşturduğu molekül geometrisini belirleyiniz. ICl4 - Anyonunun molekül geometrisini belirleyiniz. 1.Basamak: Lewis yapısını belirleyelim. 53I, 17Cl.(1 7)+(4 7)+1 = 36 değerlik elektronu sayısı 2.Basamak : I atomu etrafında 4 bağlayıcı 2 ortaklanmamış olmak üzere 6 elektron çifti vardır. 3.Basamak : 6 elektron çiftinin yönlenmesiyle oluşan geometri sekizyüzlüdür. 4.Basamak : ICl4 - anyonu AX4E2 tipindedir. Molekül kare düzlemdir. Ödev: XeF2 nin molekül geometrisini belirleyiniz. Katlı kovalent bağlı bir molekülün şeklinin belirlenmesinde VSEPR kuramı uygularken genellikle katlı bağlar rezonans melezidir ve bütün elektron çiftlerinin bağlayıcı çiftler olduğu görülür ve ilk andaki tekli bağlı yapı molekül geometrisini belirler. POCl3 ve SO2 nin molekül geometrisini belirlerseniz; AX4 ve AX2E olduğunu görürsünüz. Ödev: N2O(Nitröz asit) in molekül geometrisini belirleyiniz. 3.8.2 Birden Fazla Merkez Atomlu Moleküller Her merkez atom etrafındaki atomların geometrisi o atoma göre belirlenir. Bir molekülde iki farklı geometrik şekil aynı anda molekül içinde peş peşe düzenlenerek gösterilir.

Metonol molekülü için şekil öneriniz ve bağ açılarını belirleyiniz. Kovalent bir bağ yapmış bir molekülde birine göre diğer atom daha elektronegatif ise o molekül polar bir moleküldür. Polar bir kovalent bağda, yük dağılımındaki farklılık dipol moment ( ) oluşturur ve molekül açısaldır. Farklı enerji düzeylerinde atom orbitallerinin karışarak aynı enerji düzeyinde orbitallere dönüşmesine melezleşme, bu yeni orbitallere de melez orbital denir. melezleşmeye kaç atom orbitali giriyorsa, o kadar melez orbital oluşur. Melez orbitaller bağ yaptıklarında birer elektron çiftine sahip olurlar. Bağ yapmış melez orbitaldeki elektron çiftinin bir elektronu başka bir atomun orbitalinden gelir yada elektron çifti zaten melez orbitalde mevcuttur. Melez orbitalde elektron çifti önceden mevcutsa, bu melez orbital bağ yapmaz ve merkez atomunda ortaklanmamış elektron çifti olarak kalır. Molekülde bağların doğrultuları, merkez atomun melez orbitallerinin doğrultuları ile aynıdır. Yani, bir melez orbitalin doğrultusu bağ yaparken değişmez. 2p orbitalleri yandan örtüşerek bir bağı oluşur. Sigma bağındaki örtüşme bağındakinden daha fazladır. Bir molekülün şeklini sadece - bağını oluşturan orbitaller belirler. Çift bağ etrafındaki dönme büyük ölçüde sınırlanmıştır. 3.9 Bağ Kuramları Kovalent bağ, iki atom arasında, atom orbitallerinin örtüşmesinden oluşan yüksek elektron yoğunluğuna sahip bir bölgedir. Bu tanıma, değerlik bağ yöntemi denir. Bu yöntem, bağ oluşumunun lokalize elektron modelidir. İçteki elektronlar ve ortaklanmamış değerlik elektron çiftleri kendi atomlarının orbitallerinde kalırlar ve bağ yapan elektronların yük yoğunluğu, orbital örtüşmesi bölgesinde artar. Değerlik bağ yöntemi 4 basamakta uygulanır.

1.Basamak: Her bir atomun değerlik kabuğu orbital diyagramı çizilir. Örnek PH3 için 2.Basamak: Her bir atomun örtüşen orbitalleri çizilir. 3.Basamak: Bağlı atomlar ve orbital örtüşmeleri gösterilir. 4.Basamak: Yapı tamamlanır. PH3 üçgen piramit yapısında. 3.10 Moleküller Arası Kuvvetler 3.10.1 Vander Waals Kuvveti: Molekülde bulunan her atomun bağlanma kapasitesi tamamen dolmuş olursa, moleküller arasında yalnız Vander Waals kuvvetleri veya bağları oluşur. Elektron sayısı artıkça ve periyodik sistemde yukarıdan aşağıya inildikçe Vander Waals kuvvetleri artar. 3.10.2 Dipol-Dipol Kuvvetleri: Polar moleküller arasında (+) ve (-) uçları ile birbirlerini çekmesi olayıdır. 3.10.3 London Kuvvetleri: Elektronların hareketleri sonucu ortaya çıkar. Belirli bir anda molekül elektron bulutuna negatif olacağı bir dipol oluşur. Bunu takip eden anda ise, elektron bulutunun hareketi nedeniyle dipolün (+) ve (-9 uçlarının konumu değişecektir. Toplam zamanda bu anlık dipollerin etkisi birbirini yok edeceğinden polar olmayan bir molekül kalıcı bir dipole sahip değildir. Molekülün dipolünün dalgalanmasıdır. Anlık dipol, komşu moleküller arasında eş dipoller meydana getirir. Bu anlık dipoller arasındaki çekim kuvvetleri Loondon Kuvvetlerini teşkil eder. En büyük London Kuvvetleri, kolaylıkla polarize olabilen veya bükülebilen büyük elektron bulutuna sahip, büyük ve kompleks moleküller arasında meydana gelir. BÖLÜM 4. GAZLAR

Gazlar hızlı hareket eden ve aralarında büyük uzaklıklar bulunan moleküllerden oluşur. Belirli bir gaz için bu moleküllerin kütleleri ve büyüklükleri aynıdır. Herhangi iki gaz homojen olarak her oranda karışır. Gaz molekülleri arasındaki uzaklık fazla olduğundan kolaylıkla sıkıştırılabilir. Gazlar diffüzlenebilir. Gazların davranışı hakkındaki sayısal hesaplamalar basit gaz yasaları ve ideal gaz denklemi denilen genel ifade kullanılarak gerçekleştirilir. Gazaların fiziksel davranışını dört özellik belirler: gazın miktarı, hacmi, sıcaklık ve basınç. Bunlardan üçü bilinirse diğerleri hesaplanabilir. 4.1 Gaz Basıncı ve Ölçülmesi Basınç birim yüzeye uygulanan kuvvettir. Gazın basıncı, bu gazın kabın çeperlerine uyguladığı kuvvetin, kabın yüzey alanına bölümüne eşittir. P= Basınç, birimi Pascal (Pa) : N/m 2 P= F / A = Kuvvet / Alan ; F= Kuvvet, birimi Newton (N) : kg.m/s 2 A= Alan, birimi metre kare : (m 2 ) Balon havayla dolduğunda, sabit hızdaki gaz moleküllerinin birbirleri ve içinde bulundukları kabın çeperi ile çarpışması sonucu şişer. Gaz molekülleri bu çarpışma nedeniyle kabın iç duvarlarına bir kuvvet uygularlar. Bu kuvvet balonu genişletir. Genellikle gaz basınçları atmosfer basıncı ile karşılaştırılarak ölçülür. Atmosferin yeryüzüne uyguladığı basıncı ölçmek için Barometre kullanılır. Barometre, Torricelli tarafından geliştirilmiş bir ucu kapalı yaklaşık 850 mm uzunluğunda bir cam tüpün civa ile doldurulduktan sonra ters çevrilerek açık bir kapta bulunan civa içerisine batırılması ile elde edilmiş bir düzenektir. Civa tüpte alçalır, fakat tamamen boşalmaz. Kabın içindeki civanın yüzeyine uygulanan atmosfer basıncı tüpteki civa kolonunu dengede tutar. Tüpün içindeki civanın boşluk hemen hemen tam bir vakumdur. Civa oda sıcaklığında uçucu olmadığından bu boşlukta ihmal edilebilecek kadar az civa buharı vardır. Bu nedenle pratikte kolondaki civanın üst yüzeyine hiç bir basınç uygulanmaz. ( a ) ( b ) Şekil 4.1 Bir civa barometresi ile atmosfer basıncının ölçülmesi Tüp içindeki civa yüksekliği atmosfer basıncının bir göstergesidir. Atmosfer basıncı deniz seviyesinde civa kolonunu 760 mm yüksekte tutar. Bu değer 1 atmosfer (atm) olarak isimlendirilir. 1 atm = 101325 Pa = 101.325 kpa = 760 mmhg = 760 torr

1 mm civa yüksekliğine eşdeğer olan basınç 1 torr dur. Barometre Gallio nun öğrencisi Toricelli tarafından yapılmıştır ve onun kısa ismi torr dur. Bir gaz basıncı sıvı basıncıyla kıyaslanarak dolaylı yoldan ölçülür. Sıvı basıncı (hidrostatik basınç); sıvının yoğunluğu ve sıvı sütununun yüksekliğine bağlıdır. Kesit alanı A olan bir silindire h yüksekliğine kadar su dolduralım. Ağırlık bir kuvvettir ve kütle ile doğru orantılıdır. W= g.m =Kütle, m= V.d, V= h.a ise; P= F/A = W/A = (g.m)/a = (g.v.d)/a = (g.h.a.d)/a = g.h.d Örnek: silindir bir kapta d yoğunluğunda h yüksekliğinde sıvı varken tabana basınç P dır. Kaba yoğunluğu 3d olan başka bir sıvıdan h/2 yüksekliğinde ilave edilirse tabana yapılan basınç kaç P olur? ( Pt = 5/2 ) Civa az bulunan, pahalı ve zehirli sıvıdır, o halde barometrede su yerine civa niye kullanılmaktadır? 760 mmhg yükseklikte civa sütunun basıncına eşdeğer basıncı oluşturabilecek su sütununun yüksekliği ne olur? Hg sütununun basıncı = g. hhg.dhg = g 76.0 cm 13.6 g/cm 3 Su sütununun basıncı = g. hsu.dsu = g hsu 1.00 g/cm 3 g hsu 1.00 g/cm 3 = g 76.0 cm 13.6 g/cm 3 hsu = 76 (13.6/1) = 1.03 10 3 Atmosfer basıncı civa barometresi, ile 1 metreden az bir yükseklikte ölçülürken su barometresiyle üç katlı bir bina yüksekliğine ulaşır. Böylece, sütun yüksekliğinin sıvı yoğunluğu ile ters orantılı olduğu görülür. Civa barometreleri atmosfer basıncını ölçtüğü halde diğer gazların basıncını ölçmede nadiren kullanılır. Bir gaz örneğinin basıncını, barometre örnek alınarak yapılmış manometreler kullanılarak ölçülür. (a)gaz basıncı barometre (b) Gaz basıncı barometre (c) Gaz basıncı barometre basıncına eşit basıncından büyük basıncından küçük Pgaz=Pbar. Pgaz=Pbar + P Pgaz=Pbar + P ( P>0 ) ( P<0 ) Şekil 4.2 Açık uçlu manometre ile gaz basıncının ölçülmesi

Manometre civa içeren bir ucu atmosfere açık, diğer kol ise gaz kabına bağlı bir U tüptür. Bar ve kilopascal arasında 100 kat fark vardır. Mili bar meterolojide çok kullanılan bir birimdir. 4.2 Basit Gaz Yasaları Basınç, hacim, sıcaklık ve gaz miktarı arasındaki ilişkilere basit gaz yasaları denir. En çok kalitatif gaz davranışlarını anlamak amacıyla kullanılır. 4.2.1 Boyle Yasası: Sabit sıcaklıkta, sabit miktardaki gazın hacmi, basıncı ile ters orantılıdır. V 1/ P V = k / P P.V = k (sabit bir sayı ) İdeal bir gaz için ; P1 V1 = P2V2 = k 4.2.2. Charles veya Gay-Lusssac I Yasası : Sabit basınçtaki belirli bir miktar gazın hacmi Kelvşn (mutlak) sıcaklığı ile orantılıdır. T (K) = t ( o C) + 273.15, V T Bir gaz örneğinin O o C da ki hacmi Vo olsun. Buna göre her 1 o C artış için gaz, Vo/273 genişleyecektir. Eğer sıcaklık o C cinsinden t ise hacmindeki toplam artış (Vo/273).t olur. Buna göre t sıcaklığındaki son hacim için ; V = Vo + (Vo/273 ).t = Vo(1+ t/273) = (273+t) / 273 Vo T = t + 273 V = Vo ( T / 273 ) = ( Vo / 273 ).T V = k.t k orantı sabiti gaz örneğinin miktarına ve basıncına bağlıdır. Basınç sabit tutulursa, hacim doğrudan mutlak sıcaklık ile doğru değişir. Gazlar önce sıvılaşırlar ve sonra mutlak sıfır sıcaklığına erişemeden katılaşırlar. İdeal bir gaz molekülleri; kütlesi olan ancak hacmi olmayan ve sıvı yada katı hale geçmeyen bir gazdır. Bir

gerçek gazın hacmi, moleküllerinin kendi hacimleri değil, gaz molekülleri arasındaki serbest hacimdir. V1 / T1 = k = V2 / T2 = sabit V1 / V2 = T1 / T2 4.2.3 Charles veya Gay Lussac II. Yasası (Amontons Yasası) Sabit hacim (izokor) de ve sabit miktardaki bir gazın, basıncı ile sıcaklığı orantılıdır. ( P / T)n,v = P / T = P / T = sabit Bir gazın sıcaklığını 1 o C arttırdığımız zaman = 1/273.15 kadar artar. 0 o C da hacim Po, t o C da hacim P P = Po+ (t/273.15) Po = Po (1+t / 273.15) = Po (273.15+t) / 273.15 = Po / 273.15.T = T. sbt P / T = sbt 4.2.4 Avogadro Yasası : Sabit sıcaklık ve basınçta, bir gazın hacmi miktarı ile doğru orantılıdır. Aynı sıcaklık ve basınçta farklı gazların eşit hacimleri eşit sayıda molekül içerir. Aynı sıcaklık ve basınçta farklı gazların eşit sayıdaki molekülleri eşit hacim kaplar. Normal koşullarda bir gazın 22.414 litresi 6.02214 10 23 molekül yada 1 mol gaz içerir. 4.3 İdeal Gaz Yasası Yukarıdaki yasalara göre bir gazın hacmi, miktarı ve sıcaklık ile doğru orantılı, basınç ile ters orantılıdır. V n.t / P P.V / nt = sbt = R P.V = n.r.t İdeal gaz denklemidir. R ideal gaz sabitinin normal koşullarda değeri; R = 1 atm. 22.1413 L / 1 mol. 273.15 K = 0.0082057 L.atm. / mol K

Kuramsal olarak, tüm koşıllardaki davranışları P.V = n.r.t eşitliğine uygan gazlara ideal gazlar denir. ( P= g.h.d 1 atm =76 cm. 13.6 g/ cm 3. 981 dyn/g = 1013961.6 dyn/cm 2 ) 1 atm = 1.01396 10 6 dyn/cm 2, V = 22.413 litre = 224213 cm 3, T = 273.15 K R = 8.314 10 7 erg / mol.k = 8.314 joule / mol.k ( 1 joule = 10 7 erg ) R = 1.987 kal / mol.k (1 kalori = 4.18 joule ) R / N = Boltzman Sabiti = 8.314.10 7 erg.mol -1 K -1 / 6.02.10 23 mol -1 = 1.88.10-16 erg / K Bir veya iki özelliğin sabit olduğu durumlarda bu sabitler yok edilerek basitleştirilir. Eğer aynı koşullarda 4 değişkenden üçü verilmişse ideal gaz denklemini seçmeliyiz. Bu değişkenler farklı iki koşulda verildiği zaman genel gaz denklemini kullanmalıyız. 4.3.1 Molekül Ağırlığı Tayini İdeal gaz denklemi ile molekül ağırlığı tayini de yapabiliriz. n = m / M P.V = m.r.t / M M = Gazın molekül Kütlesi = m.r.t / P.V 4.3.2 Gaz Yoğunlukları d = m / V = M.P / R.T Katı ve sıvı yoğunlukları arasında önemli iki fark vardır. Gaz yoğunlukları önemli ölçüde basınç ve sıcaklığa bağlıdır, basınç artıkça artar ve sıcaklık arttıkça azalır. Sıvı ve katıların yoğunlukları da sıcaklığa bağlı olmakla beraber basınca çok az bağlıdır. Gazın yoğunluğu sıcaklık ile ters orantılıdır. Bir gazın yoğunluğu onun mol kütlesi ile doğru orantılıdır. Sıvı ve katıların yoğunlukları ile mol kütleleri arasında önemli hiç bir ilişki yoktur. 4.4 Birleşen Hacimler Yasası