Wantttt

2009-2010

Mehmet TÜRK | Kimya Öğretmeni

ÖZEL

KILIÇASLAN

LİSELERİ KİMYASAL TÜRLER ARASI ETKİLEŞİMLER

3. Ünite : KİMYASAL TÜRLER ARASI ETKİLEŞİMLER Önerilen Süre : 12 Saat A. Ünitenin Amacı Öğrenciler, ilköğretim Fen ve Teknoloji ile 9. sınıf Kimya derslerinde, iyonik, kovalent bağ ve polarlık kavramlarını öğrendiler. Bu ünitede öğrencilerden, iyon, atom ve moleküller arası etkileşimlerin sonuçlarını tartışmaları, bu etkileşimlerden doğan bağ tiplerini, farklı tipteki bağların madde özelliklerini belirlemedeki rolünü sezmeleri beklenmektedir. Güçlü etkileşimlerin kimyasal reaksiyonla sonuçlandığı ve yeni kimyasal türlerin meydana geldiği, bununla birlikte, kimyasal türler arasındaki her etkileşimin kimyasal tepkimeye yol açmayacağını sadece maddenin fiziksel hâl değişimleriyle sonuçlanan süreçler oluşturabileceğini fark etmeleri beklenmektedir. B. Ünitede Önerilen Konu Başlıkları 1. Kimyasal Türler ve Etkileşimleri 2. Güçlü Etkileşimler 3. Zayıf Etkileşimler C. Ünitenin Kavram Listesi 1. Kimyasal Türler arası etkileşimler

a. Kimyasal tür

b. Elektrostatik çekim

c. Bağ enerjisi

2. Güçlü Etkileşimler

a. İyonik bağ

b. Orbital örtüşmesi ve kovalent bağların oluşumu

c. Koordine kovalent bağ

d. Kovalent bağlarda Polarlık

e. Dipol moment

f. Metalik bağ

3. Zayıf Etkileşimler

a. Van der Walls bağı

b. Dipol-dipol bağı

c. İyon-dipol bağı

d. İndüklenmiş dipol

e. Hidrojen bağı

Konu 1: Kimyasal türler ve etkileşimleri

Konu 1/a: Kimyasal Türler: Kimyasal türler denildiğinde aklımıza; başta atom, molekül, iyon, anyon ve

katyon ve radikal kavramları gelmektedir. Bu başlık altında ilk öğretimde de gördüğümüz bu konuları

kısaca tekrar edip geçeceğiz.

Atom: Elementlerin özelliğini taşıyan en küçük birimine atom denir. Veya, fiziksel ve kimyasal

yöntemlerle daha basit birimlerine ayrıştırılamayan, maddenin en küçük birimine atom denir. Gözle

görülmesi imkânsız, çok küçük bir parçacıktır ve sadece taramalı tünel mikroskobu (atomik kuvvet

mikroskobu) ile incelenebilir.

Mesela; He’un özelliğini taşıyan en küçük madde He’ atomu, C’un özelliğini taşıyan en küçük madde C’ atomu, Fe’in özelliğini

taşıyan en küçük madde Fe’ atomu dur.

Özellikleri:

1. Elementlerin özelliğini taşıyan en küçük yapıtaşlarıdır.

2. Atomlar fiziksel ve kimyasal yöntemlerle daha basit birimlerine ayrıştırılamazlar. (Ancak nükleer yöntemlerle

parçalanabilirler.)

3. Atomlar p,n,e- gibi daha küçük taneciklerden oluşmuşlardır.

4. Bir elementi oluşturan tüm atomların, proton sayıları dolayısıyla kimyasal özellikleri bir birinin aynıdır.

5. Bir elementi oluşturan tüm atomların, nötron sayıları dolayısıyla fiziksel özellikleri bir birinin aynı olmaya bilir. (Bu tür

atomlara izotop atomlar denir.)

Molekül: Genel olarak molekül, saf kimyasal maddenin (Element ya da bileşik) kendi başına bütün kimyasal bileşimini ve

özelliklerini taşıyan, en küçük parçasıdır.

Atomik Moleküller; O2, N2, F2 , Cl2 , P4, S8 … gibi.

Bileşik Moleküller: CO2, NO2, SO2...gibi.

NOT: NaCl, AlCl3, NaNO3 gibi iyonik bileşikler gerçekte molekül değil

iyonik kristaller olarak bilinirler.

İyon: Bir atom, elektron verdiğinde verdiği elektron sayısı kadar + yükle

yüklenir. Elektron aldığında, aldığı elektron sayısı kadar -yükle yüklenir.

İşte bu + ve - yüklü atomlara İYON denir. + yüklü iyonlara KATYON, -

yüklü iyonlara da ANYON denir.

Radikalller: Bazı moleküller tek sayıda değerlik elektronu içerirler ve en azından atomlardan birisi okteti tamamlayamaz. Tek

elektron içeren yapılara “radikal” adı verilir. Azot monoksit (NO) ve azot dioksit (N02) de bunlara örnektir. Radikallerin çoğu

yüksek reaktivite gösterirler, çünkü radikaller paylaşılmamış tek elektronlarını bağ yapmada kullanırlar.

Bununla beraber: ….gibi örneklerde orbitallerinde tek elektron içerdiklerinden radikaller olarak bilinirler.

Radikallerde eşleşmeyi tamamlayabilmek için tek sayıda elektrona ihtiyacı olduğundan, bu tür moleküllerde oktet kuralı tüm

atomlar için geçerli olamamaktadır.

ANYON

NO3-

: Nitrat

SO3=

: Sülfit

SO4=

: Sülfat

CO3=

: Karbonat

CrO4=

: Kıromat

KATYON

H+

: Proton

Na+

: Sodyum

Mg+2

: Magnezyum

Ca+2

: Kalsiyum

Al+ 3

: Alüminyum

Konu 1/b: Elektrostatik: Elektrostatik çekim konusu kimya dersine yeni giren konulardan birisi. Bu konuyu öğrencilerimiz fizik dersinde detaylarına kadar öğreniyorlar. Bizler kimya dersinde, bağlar konusunun anlaşılmasında bir dayanak olması nedeniyle elektro statik konusunu anlatsak güzel olacaktır. Aslında bu konuyu biraz detaylı şekilde bizlerinde incelemesinde fayda var diye de düşünüyorum.

Elektrostatik Çekim: Sadece 2 cins elektrik yükü vardır. Bunlar, + ve – elektrik yükleridir. Bu elektrik yüklerine durgun elektrik ya da elektro statik denir. Aynı cins elektrik yükleri bir birlerini iterken, farklı cins elektrik yükleri bir birlerini çekerler. Bu itme ve çekme kuvvetine elektro statik kuvvet denir.

Zıt cins yüklü cisimler birbirlerini çekerler. Bu durumda da cisimler birbirlerine zıt yönde kuvvet uygularlar. Fakat bu kuvvetler çekme yönündedirler.

Yüksüz cisimler ise birbirlerine kuvvet uygulayamadıkları için, ne iter, ne de çekerler.

Cisimlerin yükleri “q1” ve “q2” aralarındaki uzaklık “r” ise, birbirlerine uyguladıkları itme ya da çekme kuvveti, bağıntısından

bulunur.

F= kr2

q1.q

2

Bu kuvvet yüklerin çarpımı ile doğru, aralarındaki uzaklığın karesi ile ters orantılıdır.

İletken Maddeler : Üzerinde serbestçe dolaşabilen yükler olan cisimlere iletken maddeler denir.

Genel olarak metaller iyi iletkenlerdir. Yarı metallere yarı iletken maddeler denile bilir.

Metallerde elektrik iletkenliği değerlik elektronların serbest hareketiyle oluştuğundan, fiziksel bir olaydır.

İnsan vücudu ve toprakta iletkendir.

Çözeltilerde (+) ve (–) yüklü iyonlar hareket eder. Çözeltilerde elektrik iletkenliği kimyasaldır.

İletken içinde hareket eden yük (–) yüktür. Yani elektronlardır. (+) yükler protonun yükü olduğu için hareket etmezler.

Yalıtkan Maddeler: Üzerinde serbestçe dolaşabilir yükler olmayan cisimlere yalıtkan

maddeler denir.

Plastik, cam, mika ve saf su bazı yalıtkan olan maddelere örneklerdir.

Yükün Kaynağı Atomlar: Bildiğimiz gibi atomlar, çekirdek ve yörüngelerden oluşmaktadır.

Çekirdekte proton (+ yüklü) ve nötron (yüksüz), yörüngelerde de hareket eden elektronlar

bulunmaktadır.

Nötr atomlarda Ps = Es olduğundan + ve – yükler eşittir, bu tür atomlara nötr atomlar denir.

Bir atom (hangi yolla olursa olsun) dışarıdan elektron aldığında atom üzerinde – yük fazlalığı olur. Kısaca – yükle yüklenmiş bu tür atomlara anyon diyoruz. Bir atom hangi yolla olursa olsun dışarı elektron verdiğinde atom üzerinde + yük fazlalığı olur. Kısaca + yükle yüklenmiş bu tür atomlara katyon diyoruz.

İşte bu + ve – yüklü atomlara iyon denir.

+ +itme

f

r

f - -itme

f

r

fçekme

- +ff

……………………………………………………………ÖZEL KONU-1………………………………………………………..

ELEKTRİKLENME VE ELEKTRİK YÜKÜ:

1. Sürtme ile elektriklenme:

Saçımızı tararken, yün kazağımızı çıkarırken çıtırtılar duyulur. Otomobilden inerken kapı kolu ile el arasında elektrik akışı olur. Bu ve benzeri örneklerdeki olayların nedeni elektriklenmedir. Bir madde sürtme ile elektron veriyorsa verdiği elektron sayısı kadar + yükle yüklenirken, diğer madde de aldığı elektron sayısı kadar – yükle yüklenir.

Örnek: Ebonit çubuğu yada tarağı yün kumaşa sürttüğümüzde, yün kumaş elektron kaybeder ve + yükle yüklenir. Ebonit çubukta aldığı elektron sayısı kadar - yükle yüklenmiş olur. Dolayısıyla tarak yünlü kumaşı kendine doğru çeker.

Örnek: Cam çubuğu ipek kumaşa sürttüğümüzde bu sefer cam çubuk elektron kaybeder ve + yükle yüklenir, ipek kumaş ta – yükle yüklenmiş olur. 2. Dokunma ile elektriklenme:

Yüklü bir iletken cisim, yüklü yada yüksüz aynı tür bir iletken maddeye dokundurulduğunda toplam yükü, her iki madde dış yüzeylerin büyüklüklerine göre net yükü paylaşırlar.

Şekilde yarıçapla rı r1 ve r2, yükleri q1 ve q2 olan küreler iletken telle birleştirilip anahtar kapatılırsa yük alış verişi yaparlar ve son yükleri q'1 ve q'2 olur. Bu son yükleri bulmak için toplam yük; toplam yarıçapa bölünerek yarıçap başına düşen yük ile, her bir kürenin yarıçapı ile çarpılarak son yükleri bulunur. Kürelerin dokunma sonrası yük miktarları, yukarıda verilen formüle göre bulunur.

Örnek: +9q yüklü ve r yarıçaplı bir küre, yüksüz ve yarıçapı 2r olan aynı cins ve başka bir küreye dokunduruluyor. Buna göre her iki kürenin son yükleri nedir.

Çözüm:

q1=

9q+0

1+3.1 = +3q

q2=

9q+0

1+3.2 = +6q

3. Etki ile elektriklenme ve Topraklama:

Yüksüz K ve L cisimleri birbirine temas halinde iken (+) yüklü bir M çubuğu yaklaştırılıyor. M çubuğundaki (+) yükler K

küresinden L küresine (–) yükleri çeker. K küresinin çubuğa uzak olan kısmı (+) yükle yüklenir. Daha sonra küreler yalıtkan

ayaklarından tutulup ayrılır ve M çubuğu uzaklaştırılırsa, K küresi (+), L küresi de (–) yükle yüklenmiş olur. M çubuğu

dokundurulmadan K ve L küreleri yüklenmiş olur. Böyle yüklemeye etki ile elektriklenme denir. Etki ile elektriklenmede K ve L

nin yarıçapları ne olursa olsun yük miktarları eşittir. Ayrıca çekilen ya da itilen yükler mümkün olan en uzaktan çekilir ya da

mümkün olan en uzağa itilir.

Şekildeki gibi (+) yüklü K cismi, nötr L cismine yaklaştırıldığında onu etki ile elektrikler. L nin K tarafında (–) yükler, diğer

tarafında ise (+) yükler toplanır. K cismi L deki (–) yükleri çeker, (+) yükleri ise iter. Benzer şekilde II.şeklide açıklaya biliriz.

Fakat d1 < d2 olduğu için, Fç > Fi olur ve cisim K ye doğru çekilir. K tarafından çekilen nötr L cismi K ye dokunursa, L de (+) yükle

yüklenir ve bu durumda da L küresi düşey konumun diğer tarafına doğru itilir.

Topraklama Dünya çok büyük bir küre olduğu için kapasitesi çok büyüktür. Dolayısıyla toprakla temas halinde olan cisimler nötr haldedir. (–) yüklü cisim iletken bir telle toprağa bağlanırsa cisimdeki fazla olan (–) yükler toprağa akar ve cisim nötr olur. (+) yüklü cisim iletken bir telle toprağa bağlanırsa, cisimdeki (+) yükler hareket edemeyeceği için, topraktan cisme (–) gelir ve cisim nötr olur.

Nötr bir cisim etki ve topraklama yoluyla elektriklenebilir.

(–) yüklü K cismi nötr L cismine yaklaştırılırsa, L cisminin bir tarafı (+) diğer tarafı

(–) yükle yüklenir.

L cismi iletken bir telle toprağa bağlanırsa (–) yükler mümkün olan en uzağa yani toprağa kadar itilir.

Daha sonra M cismi uzaklaştırılmadan toprak bağlantısı kesilirse, L deki (+) yükler kalır ve K cismi de uzaklaştırıldıktan sonra L

cismi (+) yükle yüklenir.

Coulomp Kuvvetleri: Aralarında d kadar uzaklık bulunan yüklü iki cisim birbirlerini, yüklerin çarpımı ile doğru, aralarındaki uzaklığın karesi ile ters orantılı olacak şekilde birbirlerine kuvvet uygularlar.

Yükler aynı işaretli ise birbirlerini iterler, zıt işaretli ise birbirlerini çekerler. Bu itme ve çekme kuvveti yüklerin değerleri ne

olursa olsun, eşit büyüklükte ve zıt yönlüdür. F1 = –F2

Yüklü cisimlerin birbirine uyguladıkları kuvvete Coulomb kuvveti denir. Coulomb kuvveti aşağıdaki

bağıntı ile hesaplanır.

Burada,

F : Coulomb kuvveti

d : Yüklü cisimlerin kütle merkezleri arasındaki uzaklık

k : Coulomb sabiti. Bu sabit, ortamın cinsine ve kullanılan birim sistemine bağlı olarak değişen bir sabittir.Boşluk ya da hava

ortamında, İkiden fazla yüklü cismin başka yüklü bir cisme uyguladığı toplam kuvvet bulunurken aşağıdaki aşamalar takip edilir.

1. Yüklerin işaretine göre her bir yüklü cismin uyguladığı kuvvet vektörleri gösterilir.

2. Coulomb bağıntısına göre, yüklerin büyüklüğüne ve aradaki uzaklığa bakılarak kuvvetlerin şiddetleri bulunur.

3. Kuvvet vektörleri arasındaki açılar bulunur.

4. Son olarakta bulunan bu kuvvet vektörlerinin vektörel toplamı yapılır.

Şekilde, –q1 ve +q2 yüklü cisimlerin –q3 yüklü cisme uyguladığı kuvvetler ve toplam kuvvet gösterilmiştir.

Konu 1/c: Bağ enerjisi: Bu konuyu ısı konusunda ya da organik kimyaya girişte bağlar konusunda kısmen anlatıyoruz.

Anlaşılması o kadar zor bir konu değil. Ancak öğrencilerin ilk defa gördükleri bir konu olması hasebiyle zorlanacakları

da kesin. Bol örnekle üzerinde durulması konunun anlaşılmasını sağlayacaktır.

Bağ enerjisi: Kimyasal bağ oluşurken açığa çıkan enerji, bu bağları kırmak için moleküle verilmesi gereken enerjiye eşittir. Bu

enerjiye bağ enerjisi denir.

Bağ enerjisi ne kadar büyükse oluşan bileşik o kadar sağlamdır. Moleküllerde iki atom arasındaki bağ sayısı arttıkça bağ

uzunlukları azalır ve bağ enerjileri artar. Bağın iyon karakteri arttıkça, iyonlararasındaki çekme kuvvetleri artacağından bağı

koparmak daha çok enerji ister. İki atomlu moleküllerde 1 mol XY’nin ayrışması için gereken enerjiye molar bağ enerjisi denir.

H (g) + H (g) → H2 (g) + 436 kJ/mol

Bu tepkimeye göre, 1 mol H2 (g) molekülü atomlarından oluşurken (432 kJ) açığa çıkar.

Aynı koşullarda 1 mol H–H bağını kırmak için aynı miktar enerji gerekir:

H2 (g) + 432 kJ/mol → H (g) + H (g)

Bağ enerjileri;

Kimyasal bağın ne derece kuvvetli olduğunun bir ölçüsüdür. Aynı iki atom arasındaki ikili ve üçlü bağların enerjileri tekli

bağlardan büyüktür. F - F, O = O ve bağlarını kırmak için sırasıyla 155, 494 ve 942 kJ/mol gerekir.

Kimyasal tepkimelerde bağ enerjisinin hesaplanması;

H – H (g) + F – F (g) → 2 (H – F) (g) tepkimesinde;

Kırılan bağlar: H – H ve F – F bağlarıdır. Bağları kırmak için enerji veririz.

Oluşan bağlar: iki H – F bağıdır. Bağ oluşunca enerji alırız.

Verilen ve alınan enerjilerin farkı tepkimenin bağ entalpisini (enerji blançosunu) gösterir.

Bağları kırmak için: 432+ 155 = 587 kJ/mol gerekir;

Oluşan bağlar: İki H – F bağı oluşurken 2 x 565 = 1130 kJ/mol açığa çıkar(ekzotermik).

Net Enerji: 1130 – 585 = 545 kJ/mol'dür.

H2 (g) + F2 (g) → 2HF (g) + 545 kJ/mol (∆ H = -131 Kkal/mol)

Not: Bağ enerjisi yaklaşık 40 kJ ve üzeri bağlar genelde güçlü etkileşimler diğer mağnada kimyasal bağlar; daha düşük enerjili etkileşimler zayıf etkileşimler ya da fiziksel etkileşimler olarak bilinirler.

KONU-2: Maddeler arasındaki güçlü etkileşimler:

Konu -2/a: İyonik Bağ: Direkt iyonik bağa girmeden, kimyasal bağ kavramını anlatmakta fayda vardır. Kimyasal bağı anladıktan sonra iyonik ve kovalent bağı anlatmak kolay olacaktır.

Kimyasal bağ: Moleküllerde atomları bir arada tutan kuvvettir. Kimyasal bağlar, genellikle kimyasal olaylar sonunda meydana gelirler. Başka bir genellemede bağ enerjilerine bakılarak söylene bilir. Bağ enerjileri 40 kj ve üzeri olan bağlar genel anlamda kimyasal bağlar sınıfına girerler.

Kimyasal bağlar; Atomların elektron almaları, vermeleri ve ortaklaşa kullanmaları sonucu kimyasal bağlar meydana gelirler. Bağlar oluşurken dışarıya enerji verirler. Bu sebeple bağ yapan atom, daha karlı ve daha az enerjili hale gelir.

Atomlar bağ yaparken, elektron dizilişlerini soy gazlara benzetmeye çalışırlar. Bu sebeple elektron verirler ya da alırlar. Yine

aynı sebepten dolayı, soygazlar bileşik oluşturmazlar.

Bir atomun yapabileceği bağ sayısı, sahip olduğu veya az enerji ile sahip olduğu veya az enerji ile sahip olabileceği yarı do lu

orbital sayısına eşittir. Soy gazların bileşik oluşturamamasının sebebi bütün orbitallerinin dolu olmasıdır. Bağlar anlatılırken

örnekler verilerek bu olay üzerinde durulacaktır.

İyonik Bağlar:

Metaller Elektron vererek (+) , Ametaller de elektron alarak (–) yükle yüklenirler. Bu şekilde (+) ve (–) yükler arasında oluşan

elektro statik çekime İyonik Bağlar denir. İyonik bağ bu temelden yola çıkılarak katyonlar ve anyonlar arasındaki kuvvetli

elektro statik çekim olarak genelleştirilir.

Örnek:

Katyon ve anyon arasında gerçekleşir. Elektron alış verişi esasına dayanır. + ve – yükler arasındaki elektrostatik çekimdir. (Katyon-Anyon) Polardır. (Kutuplu) En kuvvetli iyonik bağ; en aktif metalle en aktif ametal arasında bulunur. (1A-7A) İyonik bağlı bileşikler oda şartlarında katı halde bulunurlar. Katı halde elektrik akımını iletmezler. Ancak eriyik ve çözeltileri iletkendir.

Lityum Florür tepkimesine benzer şekilde, NaCl ;

I.aşama; Na 1 elektron vererek + yükle yüklenir. (Na+)

II.aşama;Cl 1 letron alarak – yükle yüklenir. (Cl-)

III.aşama; Na+ ve Cl

- iyonları arasında oluşan elektro statik çekime iyonik bağ denir.

İyoniklik Karakteri: Tüm iyonik bağlar, % 100 iyonik sayılmazlar.

Elektronegatiflik: Elementlerin bağ orbitallerindeki elektronları çeke bilme kabiliyetlerine denir. Bir bileşiğin iyonik karakterini anlamak için bileşik yapan iki ayrı cins atomun elektronegatiflik değerleri birbirinden çıkarılır.

Eğer bu fark 1,7 den büyükse bağ iyonik bağdır. Atomlar arasındaki elektronegativite farkı 1,7 ile 0.0 arasında ise bağ polar kovalent bağ, 0.0 ise bağ apolar kovalent bağ olarak nitelendirilir.

Örnek: NaF bileşiğinde, Na atomunun elektronegativitesi 0.9, Florun ise 4.0 dır.

Elektronegativite farkı = 4.0 - 0.9 = 3.1 olarak bulunur. Bunun neticesinde NaF bileşiğindeki bağ iyonik bağdır.

Örnek:

LiF bileşiğinde, Li atomunun elektronegativitesi 1.0, Florun ise 4.0 dır.

Elektronegativite farkı =4.0 - 1.0 = 3.1 olarak bulunur. Bunun neticesinde LiF bileşiğindeki bağ iyonik bağdır.

Örnek:

AlCl3 bileşiğinde Al-Cl bağları için, Al atomunun elektronegativitesi 1,5, klorun ise 3,2 dır.

Elektronegativite farkı = 3,2 – 1,5 = 1.7 olarak bulunur. Bunun neticesinde Al-Cl bağı % 50 kovalent karakterlidir.

ETKİNLİK: AgF,AgCl,AgBr,AgI ve NaF,MgF2,AlF3,SiF4,PF5,SF6,ClF7 gibi bileşiklerde bağların iyonikli-kovalentlik yapılarını elektronegatiflik farkından yararlanarak irdeleyiniz.

Konu-2/b: Orbitallerin Örtüşmesi ve Kovalent Bağ: Bu konuda kovalent bağ kavramı, orbitallerin örtüşmesi temelinde incelenmektedir. Hibritleşme ve molekülün geometrik yapısına girilmemiştir. Ancak bizler, özellikle polarlık kavramında moleküllerin geometrik yapılarına ihtiyaç duyacağız. Bu sebeple seviyeli sınıflarda hibritleşmeden bahsedilmelidir.

Kovalent Bağ: Elementlerin elektronlarını ortaklaşa kullanarak oluşturdukları bağa denir.

Bilindiği gibi elektronlar çekirdek etrafında bir kürede hareket etmez. Onlar orbital adı verilen belirli bir hacim parçasında hareket eder. Bir orbital maksimum 2 elektron içerir. Eğer bir orbitalde 1 elektron varsa bu orbitale sahip atom kovalent bağ yapa bilir demektir. Bu durumu beli örnekler üzerinde açıklayalım; Örnek: H2 nin yapısı. İki hidrojen atomunun bir arada durabilmesinin tek yolu iki çekirdek arasında, çekirdekleri çekerek atomları bir arada tutacak elektron yoğunluğunun oluşmasıdır. Hidrojen atomlarının elektron bulutları birbirini iterek atomların birbirine yaklaşmasına mani olur. Fakat bu itme kuvvetini yenecek hızda iki hidrojen atomu çarpısırsa yarı dolu 1s orbitalleri örtüşürler ve iki çekirdek arasında elektron yoğunluğu artar. Çekirdekler arasındaki yoğun elektron bulutu çekirdekleri belirli mesafede bir arada tutar. Kısaca kovalent bağ, yarı dolu orbitallerin örtüşmesi sonucu meydana gelir.

Yukarıdaki şekilde hidrojen atomlarını, dış yörüngedeki elektronların bir birlerini itmeleri nedeniyle, bir birlerinden uzak mesafelerde olduğu görülüyor. Ancak belli bir enerji ile bu iki atomun 1s

1 orbitalleri örtüştürüldüğünde, çekirdekler arasındaki

yük yoğunluğu artacak ve bu yük yoğunluğu iki atomun çekirdeğini bir arada tutacaktır.

+ yüklü iki maddenin bir araya gelmesi ancak aralarına – yüklü bir madde konulmasıyla mümkündür. Fakat + yükler birbirlerini ittiğinden bu kutuplar yapışmazlar. Sistem, itmelerin en az, çekmelerin en fazla olacağı konuma kendisi gelir. İki hidrojen atomunun iki elektronu olabilmesi için, her iki elektron her iki çekirdek çevresinde de hareket etmelidir. Böylece iki yarı dolu orbital örtüşüp yeni farklı bir orbital oluşur. Bu yeni durumda iki elektron arasındaki ve iki çekirdek arasındaki itme kuvveti en az, çekirdekler ile elektronlar arasındaki çekme kuvvetleri en fazla olacak şekilde elektron bulutu oluşur. Elektron bulutu tabii ki çekirdekler arasında en yoğundur. Ortaklaşılan iki elektronun iki çekirdek tarafından çekilmesiyle oluşan bu kimyasal bağa kovalent bağdenir. Atomların kovalent bağlarla birleşerek oluşturdukları taneciklere, kovalent bağlı bileşikler ya da molekül adı verilir. Doğada hidrojen atomları bulunmaz, hidrojen elementi daha az enerli olan H2 moleküllerinden oluşmuşlardır.

Lewis Yapısı yada Lewis Sembolleri: Atomlar, bağ oluşturmak üzere bir araya geldiklerinde, çekirdeklerine en uzak olan elektronlar etkileşirler. Dolayısıyla, kimyasal bağlanmada dış kabuk elektronları önemlidir ve bu elektronlara “değerlik elektronları” denir. Lewis sembolleri; iç kabuk elektronları ve çekirdeği gösteren bir “simge” ile dış kabuk (değerlik) elektronlarını gösteren noktalardan oluşur . Lewis sembolleri, yalnız atomlar için değil, atom iyonları için de kullanılırlar. Geçiş elementleri dışında, elementlerin değerlikelektronları, periyodik cetveldeki grup numaralarına eşittir.

A Grubu Elementleri ve Asal Gazların Lewis Nokta Sembolleri.

(Ortaklanmamış Noktalar, Bir Bileşikte 0 Element Atomlarının Kaç Bağ Yapabileceğini Gösterirler).

Örnek: F2 un yapısının incelenmesi.

Flor molekülü (F2) ele alındığında, florun elektronik dizilişi 1s2 2s

2 2p

5 'dir. Düşük enerji seviyeli 1s elektronları bağ oluşumuna

katkıda bulunmazlar. Her flor atomunda 7 (2s ve 2p elektronları) değerlik elektronu vardır. Bunlardan sadece biri eşleşmemiş olduğu için, aralarındaki tek bağ oluşumu aşağıdaki şekildeki gibidir.

Burada hidrojene benzer şekilde, florun yarı dolu orbitelleri örtüşerek F-F kovalent bağını oluşturacaktır.

Örnek: HF nin yapısının incelenmesi

Şekilde de görüldüğü gibi bu örnekte H atomunun 1s orbitaliyle, Flor atomunun 2pz orbitalleri örtüşerek H-F bağını oluşturur. Burada H atomu dubletini, F atomu da oktedini tamamlamış olur.

Bir atomun son yörüngesindeki elektron sayısını He soygazına benzetmesine yani son yörüngesindeki elektron sayısını 2 ye tamamlamasına dubletini tamamlama, son yörüngesindeki elektron sayısını diğer soygazlara benzetmesi olayına da (8 e tamamlamasına) oktedini tamamlama enir.

Kovalent Bağın Özellikleri:

1. Ametal-Ametal arasında gerçekleşir. (Ancak gaz fazında bazı metal-ametal bileşiklerinde de kovalent bağa rastlanır.

ÖR: BeCl2, AlCl3, BH3... gibi.

2. Elektronlarının ortaklaşa kullanılması esasına dayanır.

ÖR: HF nin yapısını incelersek. Şekilde görüldüğü gibi kovalent bağı oluşturan elektronlar ortaklaşa kullanılmaktadır.

3. Bir atomun yapa bileceği kovalent bağ sayısı taşıdığı ya da az bir enerjiyle taşıya bileceği (Hibritleşme konusu ileride görülecektir) yarı dolu orbital sayısına eşittir.

ÖR: 1H, 2He, 4Be, 5B, un yapa bileceği maksimum kovalent bağ sayılarını araştırınız ?

ÇÖZÜM

1H : 1s1 1KB

2He: 1s2 KB YOK

4Be: 1s2

2s2 2p (2s

1 2pX

1 ) 2 KB

5B : 1s2 2s

2 2p

1 (2s

1 2px

1 2py

1 ) 3 KB

ÖR: 7N, 8O, 9F’un yapa bileceği maksimum kovalent bağ sayılarını araştırınız ?

ÇÖZÜM

6C : 1s2 2s

2 2p

2 (2s

1 2px

1 2py

1 2pz

1 ) 4 Kovalent Bağ

7N : 1s2 2s

2 2p

3 (2s

2 2px

1 2py

1 2pz

1 ) 3 Kovalent Bağ

8O : 1s2 2s

2 2p

4 (2s

2 2px

2 2py

1 2pz

1 ) 2 Kovalent Bağ

8O : 1s2 2s

2 2p

5 (2s

2 2px

2 2py

2 2pz

1 ) 1 Kovalent Bağ

4. İki ametal arasındaki tekli bağlara SİGMA (σ) bağı denir. İki a metal arasında birden fazla kovalent bağ varsa bunlardan biri sigma (kuvvetli) diğeri pi (л) (zayıf) bağıdır.

5. Aynı ametaller arasında gerçekleşen (Elektonegatiflikleri aynı) kovalent bağa APOLAR KOVALENT BAĞ denir.

ÖR: H2, Cl2, N2... gibi

6. Farklı ametaller arasında gerçekleşen kovalent bağa POLAR KOVALENT BAĞ denir.

ÖR: HF, HCl, AlCl3, BH3... gibi.

7. Bir molekül üzerinde bağların oluşturduğu çekimin vektörel toplamı sıfır ise molekül APOLARdır, sıfır değil ise MOLEKÜL POLAR dır.

Örnek: Aşağıdaki şekillerde verilen; HCl, BF3, CCl4, CH3Cl,NH3 moleküllerinin yapılarını inceleyiniz?

Bu konu ayrı bir başlıkta tekrar incelenecektir.

……………………………………………………………ÖZEL KONU-2………………………………………………………..

Bir atomun yapa bileceği kovalent bağ sayısı, taşıdığı ya da az bir enerjiyle taşıya bileceği (Hibritleşme) yarı dolu orbital sayısına eşittir.

Hibritleşme: Bir atomun son periyodundaki dolu ve yarı dolu orbitallerin kaynaşarak özdeş yeni orbitaller oluşturması olayına hibritleşme denir. Yeni oluşan bu orbitallere hibrit orbitalleri denir. Hibrit orbitallerinin en önemli özelliği bir birine en uzak açı yapacak şekilde uzaya yönelmeleridir. Yani lektronlar merkez atoma en uzakta bulunacak şekilde yerleşirler. Hibrit orbitallerinin uzayda belirli şekilde yönlenmeleriyle molekülün geometrik biçimi ortaya çıkar.

1 tane S + 1tane P orbitali hibritleşire, SP hibritleşmesi

1 tane S + 2 tane P orbitali hibritleşire, SP2 hibritleşmesi

1 tane S + 3 tane P orbitali hibritleşire, SP3 hibritleşmesi

Örnek: BeCl2’ün yapısını incelersek;

4Be: 1s22s

2 2p

Bir atom, yapa bileceği maximum bağı yapmak ister. Bu sebeple, az bir enerji verildiğinde yani, Be atomu uyarıldığında; Be’ un değerlik orbitalleri bir biri içine girişim yapar ve

4Be : 1s2 ( 2s

1 2px

1 2py 2pz ) şeklinde 2 farklı yarı dolu orbitale bölünürler.

1 tane S + 1 tane P orbitalinden oluşmuş bu orbitallere SP hibritleşmesi diyoruz.

Hibrit orbitallerinin en önemli özelliği, merkez atomunun etrafında bir birine en büyük açı yapacak şekilde yönelirler. Buda BeCl2 de 180

0 açıyla mümkündür. Oluşan bu şekle doğrusal diyoruz.

Özet:

Hibritleşme: sp, Bağ sayısı:2, Bağ tipi: Sigma, Bağ Açısı: 1800 Molekülün şekli: Doğrusal, Molakülün polarlığı: A polar

Örnek: BH3’ün yapısını incelersek;

5B : 1s22s

22p

1

Bir atom, yapa bileceği maximum bağı yapmak ister. Bu sebeple, az bir enerji verildiğinde yani B atomu uyarıldığında; borun değerlik orbitalleri bir biri içine girişim yapar ve

5B : 1s2 (2s

12px

12py

12p

z ) şeklinde eşit enerjili 3 farklı yarı dolu orbitale bölünürler.

1 tane S + 2 tane P orbitalinden oluşmuş bu orbitallere SP2 hibritleşmesi diyoruz.

Hibrit orbitallerinin en önemli özelliği, merkez atomunun etrafında bir birine en büyük açı yapacak şekilde yönelirler. Buda BH3 de 120

0 açıyla mümkündür. Oluşan bu şekle “Düzlem Üçgen” diyoruz.

Özet:

Hibritleşme: sp2, Bağ sayısı:3, Bağ tipi: Sigma, Bağ Açısı: 120

0 Molekülün şekli: Düzlem üçgen, Molakülün polarlığı: A polar

Örnek: CH4’ün yapısını incelersek;

6C : 1s2 2s

2 2p

2

Bir atom, yapa bileceği maximum bağı yapmak ister. Bu sebeple, az bir enerji verildiğinde yani C atomu uyarıldığında; karbonun değerlik orbitalleri bir biri içine girişim yapar ve

6C : 1s2

(2s12px

12py

12pz

1) şeklinde eşit enerjili 4 farklı yarı dolu orbitale bölünürler.

1 tane S + 3 tane P orbitalinden oluşmuş bu orbitallere SP3 hibritleşmesi diyoruz.

Hibrit orbitallerinin en önemli özelliği, merkez atomunun etrafında bir birine en büyük açı yapacak şekilde yönelirler. Buda CH4 te 109,5

0 açıyla mümkündür. Oluşan bu geometrik şekle düzgün dört yüzlü diyoruz.

Özet:

Hibritleşme: sp3, Bağ sayısı:4, Bağ tipi: Sigma, Bağ Açısı: 109,5

0 Molekülün şekli: Düzgün dörtyüzlü, Molakülün polarlığı: A polar

Örnek: NH3’ün yapısını incelersek;

7N : 1s2 2s

2 2p

3 Azotunda C gibi hibritleştiği düşünülürse,

7N : 1s2

(2s22px

12py

12pz

1) şeklinde eşit enerjili 4 farklı yarı dolu orbitale bölünürler.

1 tane S + 3 tane P orbitalinden oluşmuş bu orbitallere SP3 yada P

3 hibritleşmesi diyoruz. Ancak bu hibrit orbitallerinden birisi bağ

oluşturmaz.

Hibrit orbitallerinin en önemli özelliği, merkez atomunun etrafında bir birine en büyük açı yapacak şekilde yönelirler. Buda NH3 te 107

0 açıyla mümkündür.

Oluşan bu geometrik şekle “Üçgen Pramit” diyoruz.

Özet:

Hibritleşme: sp3, Bağ sayısı:3, Bağ tipi: Sigma, Bağ Açısı: 107

0 Molekülün şekli: Üçgen pramit, Molakülün polarlığı: Polar

Örnek: H2O’ nun yapısını incelersek;

8O : 1s2 2s

2 2p

4 Oksijeninde C gibi hibritleştiği düşünülürse,

8O: 1s2

(2s22px

22py

12pz

1) şeklinde eşit enerjili 4 farklı yarı dolu orbitale bölünürler.

1 tane S + 3 tane P orbitalinden oluşmuş bu orbitallere SP3 yada P

2 hibritleşmesi diyoruz. Ancak bu hibrit orbitallerinden ikisi bağ

oluşturmaz.

Hibrit orbitallerinin en önemli özelliği, merkez atomunun etrafında bir birine en büyük açı yapacak şekilde yönelirler. Buda H2O da 104,5

0 açıyla mümkündür. Oluşan bu geometrik şekle “Kırık Doğru” diyoruz.

Özet:

Hibritleşme: sp3, Bağ sayısı:2, Bağ tipi: Sigma, Bağ Açısı: 104,5

0 Molekülün şekli: Kırık doğru, Molakülün polarlığı: Polar

Yukarıda bahsi geçen geometrik şekiller.

Yukarıda anlatılanları özetlersek

GRUP 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A

ÖRNEK LiCl BeCl2 BH3 CH4 NH3 H2O HCl

HİBRİTLRŞME - SP SP2 SP

3 SP

3-P

3 SP

3-P

2 -

BAĞ SAYISI 1 2 3 4 3 2 1

BAĞ AÇISI 0 0 180

0 120

0 109,5

0 107

0 104,5

0 0

0

GEOMETRİK ŞEKLİ

DOĞ RUSAL DOĞRUS DÜZ. ÜÇGEN

DÜZGÜN DÖRTYÜ.

ÜÇGEN PRAMİT

KIRIK DOĞRU

DOĞ RUSAL

MOLEKÜL İÇİ BAĞLAR

İYONİK İYONİK P.KOV P.KOV. P.KOV. P.KOV P.KOV.

MOLEKÜL POLARLIĞI

POLAR A POLAR A POLAR APOLAR POLAR POLAR POLAR

MOLEKÜLLER ARA.BAĞLAR

İYONİK İYONİK W-W W-W D-D HİDRO. D-D

Konu-2/c: Koordine Kovalent bağ, öğrencilerimizin ilk defa karşılaşacakları bir kavramdır. Bu sebeole örnek sayısını artırmakta ve bu konunun üzerinde durulmasında fayda vardır.

Koordine Kovalent bağ : Kovalent bağı oluşturan elektronlardan her ikisi de, aynı atom tarafından sağlanmışsa, bu tür bağlara koordine kovalent bağ denir.

Bu örnekte 4 bağ için gerekli elektronlar F- iyonu tarafından sağlandığı için bu bağa koordine kovalent bağ denilmiştir.

NH3, çiftleşmiş elektronunu hiç elektronu olmayan H+ ya sunar. Sonra aralarında bu elektronları ortaklaşa kullanarak bir bağ

oluşur. Bu tür bağlara kordine kovalent bağ denir.

Konu-2/d; Kovalent Bağlarda Polarlık konusunu geçmiş derslerde kısmen de olsa tekrar ettik. Burada biraz daha üzerinde durulmasında fayda vaedır.

Elementlerin bağ orbitallerindeki elektronları çeke bilme kabiliyetlerine elektro negatiflik diyoruz. İki atom arasında bulunan

kovalent bağın ne kadar kovalent olduğun anlamak için, bileşik yapan iki atomun elektronegatiflik değerleri birbirinden çıkarılır.

Eğer bu fark; 1.7 den büyükse bağ iyonik bağdır.

Eğer bu fark; 1.7 ile 0.0 arasında ise bağ polar kovalent bağ.

Eğer bu fark; 0.5 ten küçük ise bağ apolar kovalent bağ olarak nitelendirilir. (Biz daha çok apolar kovalent bağı aynı atomlar arasındaki bağ olarak tanımlıyoruz.)

BİLEŞİK BAğ METALİN ELEKTRONEGATİVESİ

A METALİN ELEKTRONEGATİVESİ

FARK BAĞIN POLARLIĞI

AlF3 Al-F 1,5 4 2,5 İyonik bağ

AlCl3 Al-Cl 1,5 3,2 1,7 Polar Kovalent Bağ

AlI3 Al-I 1,5 2,5 1 Polar Kovalent Bağ

SI2 S-I 2,5 2,5 0 A polar Kovalent Bağ

CH4 C-H 2,1 2,5 0,4 Polar kovalent bağ

NOT: Yukarıdaki örneklerde Al-F bağlarının iyonik karakterleri yüksektir. Al-Cl bağları iyonik karakteri olmasına rağmen tam % 50 iyoniktir. S-I bağı bağı farklı atomların oluşturduğu bağ olmasına karşılık elektro negatiflik farkı sıfır olduğu için apolar kovalent bağ içermektedir. C-H bağında elektro negatiflik farkı 0,5 ten küçük olduğundan aslında polarlaşma ihmal edilecek kadar az olur anca biz yine de bu bağı polar kovalent bağ olarak biliriz.

ELEKTRO NEGATİFLİK FARKI

0,2 0,4 0,6 0,8 1,0 1,2 1,4 1,6 1,7 1,8 2 2,2 2,4 2,6 2,8 3,0 3,2

İYONİKLİK % Sİ 1 4 9 15 22 30 39 47 51 55 63 70 76 82 86 89 92

Konu2/e: Dipol Moment konusu öğrencilerimizin ilk defa karşılaşacakları konulardan diğeri. Ancak müfredatta konu başlığı olarak verilmesine karşılık ne derece anlatılacağı üzerinde durulmamıştır. Sanırım hesaplamalara girilmeden dipol momentin genel anlamda tanıtılması istenecektir.

Hidrojen florür (HF), polar bağa sahip kovalent bir bileşiktir. Yani elektron yoğunluğunun H atomundan F atomuna kayması durumu vardır. Çünkü, F atomu, H atomundan daha elektronegatiftir. Elektron yoğunluğunun kayma yönü, Lewis yapısı üzerine aşağıdaki şekillerdeki gibi işareti konularak gösterilir.

Bu tür moleküller elektrik alanı uygulamasıyla aşağıdaki şekilde yönlenirle.

a) Elektrik Alanı uygulanmadığında Polar Moleküllerin davranışları. b) Elektrik Alanı uygulandığında Polar Moleküllerin davranışları.

Elektrik alanında HF molekülleri eksi uçlarını artı levhaya, artı uçlarını eksi levhaya çevirirler. Bir bağın polarlığının nicel ölçüsü onun dipol momentidir. (μ).

+ -

r

+q+q

Ayni büyüklükteki iki zıt yük belli bir mesafe ile ayrıldığı zaman bir dipol oluşur. Dipolün büyüklüğü dipol moment ile ölçülür ve µ ile gösterilir. Aralarında “r” mesafesi bulunan eşit büyüklükteki Q+ ve Q- yükleri için dipol moment;

µ = Q . r formülü ile ifade edilir. (1 D = 3.34 x 10-30

Coluomb metre (Cm) ye eşit olan bir birimdir)

Dipol moment vektörel bir büyüklüktür. Formülden anlaşılacağı gibi yüklerin büyüklüğü arttıkça yükler arasındaki mesafede artacaktır. Moleküllerin dipol momentleri genellikle debye (D) olarak verilir.

Örnek:

Aralarındaki uzaklık 1.00 Å ve yük yoğunluğu 1.60 x 10-19

C olan bir molekülün dipol momenti kaç debyedir?

Çözüm:

Dipol moment = µ = Qr = (1.60x10-19

C) x (10-10

m) =1.60 x 10-29

Cm

(3.34 x 10-30

cm) = (1D) ise

1.60 x 10-29

Cm X D eder

X= µ = 4.79 D

Bazı maddelerin dipol momentleri; yukarıdaki tabloda verilmiştir.

Ayrıca, bileşiğin dipol momenti arttıkça iyoniklik yüzdesi artıyor, azaldıkça azalıyor.

Konu2/f: Metalik Bağ konusunun yüzeysel olarak işlenilmesi, bant teorisi gibi detaylara inmememiz istenmiştir. Asla detaylara inilmemesi ancak bazı önemli özelliklerinin de açıklanması istenmiştir.

Metalik Bağ: Metal atomlarını katı ve sıvı fazda bir arada tutan bağa metalik bağ denir.

Metalik bağ, metallerde bulunan az sayıda değerlik elektronunun görece çok sayıda olan boş değerlik orbitallerinde serbest hareket etmeleri sonunda oluşur. Ancak diğer kimyasal bağlarda olduğu gibi metal elektron vermez. Meallerin elektron vermeye yatkın olmaları sebebiyle, metalik bağın, metal elektronun komşu metalin boş orbitaline geçmesiyle oluştuğu var sayılır. Ancak bu elektronlar zayıfta olsa komşu atomun çekirdeğinin çekim alanına gireler fakat elektron alış verişi yada ortaklaşa kullanılması gerçekleşmez. Derğerlik elektronları kristal içerisinde her yöne hareket etme imkanına sahiptir ve atoma değil kristalin bütününe aittir.

1. İyonlaşma enerjisi azaldıkça genellikle metalik bağ kuvveti azalır. 2. Değerlik elektron sayısı ve çekirdek yükü arttıkça metalik bağ kuvveti artar.

Örnek:

METAL Li Na K Be Mg Ca Al Ag Au Cu Fe Pt Cr w

ERİNE N (0C) 180 97 63 1283 649 849 659 961 1063 1084 1536 1770 1917 3377

Metalik bir katıda elektron denizindeki elektronlar, "kendi atomlarını unutmuş" durumda hareket eder."Elektron denizi" modeli, metalik özelliklerin birçoğunu başarıyla açıklar.

a) Bilindiği gibi metaller, parlak görünümlüdür. Bir metalin yüzeyindeki elektronlar, yüzeye çarpan ışık la(fotonla) sayesinde ileri geri titreşime uğruyorlar. Elektrikle yüklü olan metal elektronları bu sayede elektro manyatik ışık yayarlar. Metaller oynak elektronlarının titreşimleri sayesinde, ışıkları tüm açılardan ve aynı frekansta yayarlar, bu da metallerin parlak görünmesine yol açar.

b) Metaller, elektriği iyi iletir. Metalik bağı oluşturan elektronlar, herhangi bir atoma ya da iyona bağlı değildir, serbesttir. Bunun için metalin bir ucuna bir kaynaktan bir elektron girerse serbest elektronlar telin içinden geçer ve aynı hızla telin öteki ucundan çıkar. Metallerde elektron iletkenliği kimyasal olaya yol açmadan gerçekleşir.

c) Metallerin dövülebilmesi, tel ve levha haline getirilebilir olması da "elektron denizi" modeliyle kolaylıkla açıklanabilir. Metal iyonlarının bir tabakası darbe ile diğeriyle karşı karşıya gelmeye zorlanırsa, bu tabaka kayar, hiçbir bağ kırılması olmaz, elektron denizi yeni duruma uyum sağlar.

d) Metallerin iletkenliği sıcaklık arttıkça azalır. Sıcaklık artışı, hem elektronların kinetik enerjisini hem de 'pozitif iyonların' titreşim hareketlerini artırır. Bunun sonucu, sıcaklık artışı elektriksel iletkenlikte düşmeye yol açar. Elektrolitlerde yani iyon hareketiyle elektrik akımı iletiminde ise sıcaklık artışı ile elektriksel iletkenlik de artar.

e) Metaller katı halde elektrik akımını iyi, sıvı halde kötü, gaz halde ise çok kötü iletirler. Bu durumu, metal atomlarının sıcaklıkla titreşim hareketlerinin artmasıyla açıklıyoruz. Metal atomlarının titreşimleri arttıkça serbest elektronların diğre atomun orbitaline geçme şansı azalacaktır.

f) Metalik bağda kimsen de olsa kovalent bağa rastlanır. Ancak metalik bağ kovalent bağ değildir. Çünkü metalik bağda her bir atom komşu atomun orbitaliyle örtüşerek bağ yapmak zorundadır. Oysa metalik bağda elektronlar öyle belli bir yerde tutulamazlar.

g) Metallerin erime kaynama noktaları, buharlaşma ısısı, sertlik….gibi bazı fiziksel özellikleri geniş alan içersinde değişir. Bunun sebebi metalik bağın sağlam ya da zayıf olmasından kaynaklanmaktadır. Metalik bağ kuvveti arttıkça bahsettiğimiz özellikler artmaktadır. Mesela 1A grubu elementlerinin çok yumuşak ve erime kaynama noktalarının düşük olmasının sebebi metalik bağın zayıf olmasından kaynaklanmaktadır.

h) Bzı metallerin beklenilenden daha sert olmasının sebebi, atomları arasında metalik bağlarla beraber kovalent bağların da bulunmasından kaynaklanmaktadır.

i) Metallerin oluşturduğu homojen karışımlara alaşım denir. Alaşımların sert olmalarının sebebi kovalent bağlardan kaynaklanmaktadır. Bununla beraber kovalent bağın varlığı dövüle bilme gibi metalik özellikleri azaltmaktadır.

KONU-3: Maddeler arasındaki zayıf etkileşimler:

Konu -2/a: Van der Wals Bağı:

Hollanda’lı olan Johannes van der Waals (23 Kasım 1837, Leyden – 8 Mart 1923, Amsterdam), moleküller arası kuvvetlerden ve bunların öneminden ilk söz eden kişidir. Kendi kendini yetiştirmiş bir bilim adamıdır. Matematik ve Fizik öğretmenidir. 1876’da Amsterdam üniversitesinde fizik profesörü olmuştur. Johannes van der Waals ; 1910 yılında hidrojen ve helyum gazlarının sıvılaştırılması konusundaki çalışmalarıyla Nobel ödülü kazanmıştır. Van der Waals, moleküller arası kuvvetlerden yola çıkarak oluşturduğu eşitliklerle, gerçek gaz yasasının ideal gaz yasasından saptığı noktaları bulmuştur. Daha doğrusu, ideal gaz yasasından, kendine özgü bir ifade (formül) ile gerçek gaz yasasının formülünü belirlemiştir.

Van der Waals bağlarını bulan kişi, Van der Waals’ın kendisi değildir. Bu, onun çalışmalarını, katkılarını ve adını onurlandırmak için konmuş bir isimdir. Van der Waals kuvvetleri denilen moleküller arası çekim kuvvetleri hidrojen bağları hariç her türlü zayıf etkileşimler için verilmiş genel bir addır. Ancak genel bir anlayış olarak Van der Waals bağı denildiğinde bizler London kuvvetlerini anlamaktayız. Bu konuda Van der Waals bağlarından ayrı ayrı kısaca bahsetmeye çalışacağız.

1. London Kuvveti (Van der Wals Etkileşimi):

London kuvveti; (1930’da Fritz London isimli bilim adamı tarafından bulunmuştur) Apolar olan moleküllerdeki atomların kısa bir süre için hatta anlık olarak polarize olması ile oluşur. Atom çekirdeği etrafında dönen elektronlar bir anlık ta olsa, çekirdeğin belirli bir bölümünde daha fazla bulunur. Böylece atom kendi içinde kısmen polarize olur. Bu atoma komşu olan atomun ise, bu durumdan dolayı kendi elektronlarının dağılımı değişir ve o da polarize olur. Bu durum zincirleme halinde bütün molekülü etkiler. Böylece atomlar arsındaki etkileşmeden doğan bir çekim kuvveti meydana gelir. İşte moleküller arasında, atomların elektronlarının anlık pozisyon değişimlerine bağlı olarak oluşan çekime London kuvveti diyoruz. London kuvveti, moleküler ağırlığı fazla olan moleküllerde daha fazla hissedilir. Çünkü bu moleküller daha fazla elektrona sahiptir. Fazla elektron da, olası pozisyon değişiklikleri ihtimalini artırır.

Bu konuyu biraz daha anlaşılır halde anlatmak istersek; London Kuvvetleri:

He, Ne, Ar... gibi soy gazlarda ;

H2, O2, N2... gibi kovalent bağlı a polar moleküllerde;

CH4, BH3, CCl4 ... gibi kovalent bağlı a polar moleküllerde katı ve sıvı fazlarında moleküller arasında görülen etkileşime denir.

a. Maddeler arasındaki kütlesel çekimden kaynaklanmaktadır.

İki molekül bir birine yaklaştıkça moleküller arasında kütlesel çekim etkinleşir.

Bu sebeple, kütle arttıkça apolar moleküller arasındaki London Kuvveti ya da van der wals kuvveti artar.

mol kütlesi arttıkça artar.

Örnek:

He < Ne < Ar < Kr < Xe < Rn

H2< N2< O2

CH4 < C2H6< C3H8< C4H10< C5H12< C6H16< C7H16< C8H18< C9H20< C10H22

NOT: London Kuvvetleri arttıkça molekülün erime ve kaynama noktaları da artar.

b. Ani dipolleşmeden oluşmuştur.

İki a polar molekül bir birlerine yaklaştırıldıklarında - yükler bir birini itecek ve itilen taraf -δ iten +δ yükle yüklenecektir. Bu şekilde iki molekül arasında çok zayıf bir çekim oluşur.

Bu sebeple etkileşme yüzeyi arttıkça, London Kuvveti yada van der wals kuvveti artar.

BİLEŞİK CH4 C2H6 C6H14 SiH4 GeH4 SnH4

ERİME NOKTASI (0C) -184 -172 -94 -185 -166 -150

KAYNAMA NOKTASI (0C) -162 -89 36 -112 -88 -52

NOT: Tablodan da anlaşıldığı gibi molekül kütlesi arttıkça maddelerin erim eve kaynama noktaları artmaktadır. Ancak london kuvvetleri, maddelerin yüzeyine de bağlı olduğu için yüzey arttıkça erime ve kaynama noktası artmaktadır.

BİLEŞİK n-pentan İzo pentan Neo pentan

KAYNAMA NOKTALARI( 0C) 36 28 10

Konu -2/b: Dipol-Dipol etkileşimi

Polar moleküller birbirlerini dipol - dipol kuvveti ile çekerler. Polar kelimesi, elektronegatiflikleri farklı olan ya da daha basit bir ifade ile (+) ve (-) kutuplaşması gözlenen moleküller için kullanılır.

Moleküller arasındaki mutlak elektronegatiflik farkları, ileriki konularda da gördüğümüz gibi, o moleküller arasındaki bağın, polar, apolar (polar olmayan) ya da iyonik bağ olup olmadığının bilgisini verir.

Örnek:

H-H bağında elektronegatiflik farkı 0,0 olur ve H2 molekülü apolardır.

H-Cl bağında ise (Cl daha elektronegatiftir) 0,9 luk bir fark vardır ve polardır.

Elektronegatiflik farkı çok yüksek olduğu durumlarda ise (Na-Cl de olduğu gibi 2,1) iyonik bağdan söz ederiz.

Netice olarak:

H―Cl polar bir moleküldür. Bağ elektronlarının çoğu daha elektronegatif olan Cl atomu üzerinde birikir ve Cl çevresinde daha çok zaman harcarlar. Bu yüzden (HCl nötr olduğu halde) H atomu kısmen pozitif, Cl atomu da kısmen negatif gibi gözükür. İşte bu kutuplaşma polar kelimesi ile ifade edilir.

İşte dipol – dipol kuvveti, polar molekülün kısmen pozitif olan ucu ile diğer molekülün kısmen negatif olan ucu arasında oluşan bir çekim kuvvetidir.

Konu -2/c: Iyon-Dipol Etkileşimi

Bu etkileşim, bir iyonun polar bir molekül tarafından sarılması anlamına gelir.

Ortamdaki katyonlar, molekülün negatif yüklü kutbu ile, anyonlar ise molekülün pozitif yüklü kutbu ile şekilde görüldüğü gibi

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.

Konu -2/d: İndiüklenmiş Dipol

Indüklenme ile Elektriklenme

Elektrik yüklü bir cisim çevresinde bir elektrik alanı oluşturur. Yüksüz cisimlerde bu alandan etkilenirler. Öncelikle yüksüz bir

cismin, atom çekirdeklerinden ve elektronlarından oluştuğunu hatırlarsak. Ortamda (+) yüklü bir cisim var ise yüksüz cisimdeki

elektronlar bu (+) kutup tarafından çekilir. Diğer bölgede ise elektron noksanlığı veya (+) yük oluşur. İşte bu sayede polar

olmayan (apolar) bir molekülde indüklenme yolu ile (-) ve (+) yük kutuplaşması sağlanır ve molekül indüklenmiş dipol momente

sahip olur.

a) Iyon- Indüklenmis Dipol (Apolar) Etkilesimi

Bu etkileşimin çok zayıf olması nedeni ile, iyonik maddeler apolar çözücülerde çok az çözünürler.

Sodyum klorürün benzen içerisinde çözünürlüğü gravimetrik yöntemlerle tayin edilemeyecek kadar azdır.

Apolar olan maddenin indüklenmiş dipol momentuma sahip olması yukarıdaki elektriklenme olayı ile açıklanabilir. İndüklenmiş

dipol momentin büyüklüğü elektrik alanı kuvveti (E) ile doğru orantılıdır.

b) Dipol-Indüklenmis Dipol Etkilesimi

Bu etkileşime; polar bir maddeni apolar bir maddede çözünmesi örnek olarak verilebilir.

Iyot (I2) menekşe rengine sahip bir maddedir. Fakat etanol içerisinde çözündüğü zaman kahverengi bir renk alır.

Polar molekülün dipol momenti ile apolar molekülün polarlaşabilmesi bu etkilesimin derecesini belirler.

Etkileşim uzaklığın altıncı kuvveti iler ters orantılıdır. Bu nedenle de bu etkileşim çok kısa mesafeler için geçerlidir.

Bu nedenle polar olan bir madde apolar bir madde içerisinde çözünmez olarak bilinir.

c) Indüklenmis Dipol-Indüklenmis Dipol Etkilesimi

Indüklenme ile elektriklenme konusunda elektrostatik bir etkileşimden bahsedildi. Indüklenmiş dipol-indüklenmis dipol olayı

tam olarak bu elektrostatik çekim kuvveti ile açıklanamaz.

Elektronların hareket halinde olduğu düşünülürse bu hareketin bir anında (tamamen tesadüfen) moleküldeki elektron dağılımı

düzgün olmayabilir. Elektronların, atomun yada molekülün bir bölgesine yığıla bilme ihtimali vardır. Bu anlık kutuplaşma

nedeni ile apolar olan bir molekülün polarlaşması söz konusu olur. Bir anlık dipol oluşur. Molekülün veya atomun anlık dipolü

çevre molekülde veya atomda da anlık indüklenmiş dipol oluşturur. Bunun sonucunda moleküller arasında bir çekim kuvveti

oluşur. Bu çekim kuvvetine, dağılma kuvveti ya da London kuvveti (van der Waals kuvvetleri) denir.

Apolar bir çözücünün apolar bir çözücü içerisinde çözünmesi bu london kuvvetleri ile açıklanabilir.

Ayrıca bu etkileşim olmasaydı, soy gazlar ya da apolar moleküllerin sıvaı fazları oluşturulamazdı.

Bir molekülün bir dipol tarafından indüklenme kolaylığına kutuplanabilirlik denir.

Kutuplanabilirlik;

Elektron sayısı ile artar

Elektron sayısı da molekül kütlesi ile artar.

Kutuplanabilirliğin artması ile London kuvvetleri de artacağından kovalent bileşiklerin erime ve kaynama noktaları

molekül kütlesi ile birlikte artacaktır.

Dağılma kuvvetlerinin şiddeti molekül biçimine de bağlıdır. Zincir seklinde bir moleküldeki elektronlar, küçük, sıkı ve

simetrik yapıya sahip moleküldeki elektronlardan daha kolay hareket eder ve bu nedenle de zincir molekül daha rahat

hareket eder. Bunun sonucunda da ayni tür ve sayıda atom içeren izomerlerin kaynama noktaları farklıdır.

Hidrojen Bağı:

H atomu elektronegativitesi yüksek bir atomla (F,O veya N) kovalent bağ ile bağlandıktan sonra, bağ elektronları elektronegativitesi büyük olan atom tarafından daha fazla kuvvetle çekilir. Bu nedenle bir kutuplaşma söz konusu olur. Gereğinden fazla pozitif yükle yüklenen hidrojen atomu, komsu moleküldeki elektronegatif atomun ortaklanmamıs bir çift elektronunu çeker. Böylece komşu molekül ile elektrostatik etkileşime girerek bir tür köprü atom haline gelir. Bir molekülde kısmen pozitif yüklü H atomu ile başka bir moleküldeki kısmen negatif yüklü N, O, F

atomu arasındaki çekim kuvvetine hidrojen bağı denir. Bu bağ genellikle çizgi çizgi (----) olarak gösterilir. Bu bağ kovalent bağa göre uzun ve zayıf bir bağdır. Hidrojen bağı yalnızca H atomu ile gerçekleştirilebilir. Çünkü tüm öteki atomların iç kabuk

elektronları atom çekirdeklerini perdeler.

H bağları moleküller arası çekim kuvvetlerinden (van der Waals) daha kuvvetlidir. Bu bağın daha kuvvetli oluşu 4A, 5A, 6A ve 7A grubundaki bazı elementlerin hidrür bileşiklerinin kaynama noktalarını karşılaştırılması ile daha iyi anlaşılacaktır. 4A grup elementlerinin hidrür bileşiklerinin (C, Si, Ge, Sn) kaynama noktaları ile ilgili grafiği inceleyecek olursak molekül kütlelerinin artması ile kaynama noktasının düzenli olarak arttığı gözlenmektedir. Bu durum beklenen de budur. Bunun sebebi ise giderek büyüyen merkez atomdaki elektron sayısı arttıkça moleküller arası London kuvvetleri artar ve bu nedenle de kaynama noktaları yükselir.

Fakat 6A grup elementlerinin (O, S, Se, Te) yaptığı hidrür bileşiklerin grafiğine bakacak olursak görebiliriz. H2O nun kaynama noktası ayni grup elementlerinin yaptığı bileşiklerden daha düşük olması beklenirken daha yüksektir. Bu durum ise H2O molekülünün hidrojen bağı yapabilme özelliği ile açıklanabilir. H bağı van der Waals kuvvetlerinden daha kuvvetli olduğu için kaynama noktasında ani bir yükselme görülür.

5A grubundaki NH3, PH3 AsH3, SbH3 ve 7A grubundaki HF, HCl, HBr, HI bileşiklerinin de kaynama noktası grafiği, 6A grubuna ait grafikle aynidir. Bu iki grafikte de NH3 ve HF bileşikleri H bağı nedeni ile beklenen değerlerden sapma gösterir.

……………………………………………………………ÖZEL KONU-3………………………………………………………..

Moleküllerin Polaritesi

Bir molekülün yük dağılımı ve şekli molekülün polaritesini belirler.

Kovalent bağ, iki atomun ortaklaşa kullandığı bir çift elektron sayesinde oluşur. Bu bağ elektronegativiteleri birbirinden farklı

olan atomlar tarafından farklı kuvvetlerde çekilir.

Örneğin, HF bileşiğini inceleyecek olursak florun elektronegativitesi hidrojen atomundan daha büyük olduğu için bağ

elektronları flor atomu tarafından daha fazla çekilecektir. Bu sebepten flor atomunun olduğu yer negatif yükleri toplayacaktır.

Pozitif yükler ise hidrojen atomunun olduğu kısımda toplanacaktır.

Böyle molekülün negatif ve pozitif uçlarının birbirinden ayrıldığı moleküllere polar moleküller denir .

H2, Cl2, N2 gibi diatomik moleküllerde elektronegative farkı olmadığı için bağ elektronlar iki atom tarafından eşit miktarda

çekileceği için polarlıktan söz edilemez. Bu tür bağlara a polar kovalent bağ denir.

İyonik bağlı bileşiklerde metaller + yükle, a metallerde – yükle yüklenirler. LiF’deki “iyonik bağ”; artı yüklü lityum iyonu ile,

eksi yüklü florür iyonu arasındaki elektrostatik çekimdir ve bileşik elektrikçe nötürdür. İyonik bağ içeren bile şikler “iyonik

bileşikler” olarak bilinirler.

Olayı biraz daha açarsak;

Herhangi iki atom arasında elektron paylaşımı ile (kovalent bağ) oluşan bağlar söz konusu olduğunda, bu paylaşılan

elektronlar atomlar arasında eşit zaman harcamayabilirler. Elektronlar bir atomun çevresinde daha çok bulunurken; diğer

atomun çevresinde daha az vakit harcayabilirler. Bunun en önemli sebebi tabi ki elektronegativitedir. Yani atomların

elektronegatiflikleri farklı olduğu için elektronlara uyguladıkları çekim kuvveti de farklı olacaktır. Bunun yanı sıra atom çapının

büyüklüğü de etken faktörlerden biri olarak sayılabilir.

Atomlar arasında elektronegatiflik farkı yok ise, başka bir deyişle bu iki atom aynı ise, bu iki atomun oluşturacağı bağların

polar olmasını bekleyemeyiz. Mono atomik (tek cins atoma sahip) moleküller bu yüzden polar değil apolar olurlar. Aralarında

yüksel anlamda bir denge olduğundan, paylaştıkları elektronlar her iki atom çevresinde de eşit zaman harcarlar diyebiliriz.

Örnek verecek olursak, O2, N2, H2, Cl2, F2, I2, Br2 … gibi daha birçok örnek sıralamak mümkündür.

Bazen çoklu atomlardan oluşan moleküller arasında elektronlar dengeli bir şekilde dağılım gösterebiliyor ve molekülün

herhangi bir ucunda kısmi olarak artı ya da eksi yüklü olma durumu gözlemlenmiyor. Bu tür moleküllere de “apolar

molekül” adını veriyoruz. Örneğin CO2 molekülünde oksijen atomları ile karbon atomu arasında elektronlar eşit ve dengeli bir

biçimde dizilmiş olduklarından CO2 apolar moleküldür diyoruz. Hidrokarbonlar (karbon ve hidrojen atomundan oluşan

moleküller) yine benzer sebeplerden dolayı genelde apolar moleküllerdir.

Eğer iki atom arasındaki elektronegatiflik farkı çok fazla (2,0'dan büyük) ise, bu atomlar arasında elektron ya da elektronların

ortak kullanımından ziyade elektronun bir atomdan kopup diğerine geçmesi durumu gözleniyor. İki atom arasında oluşan bu

tür bağa bildiğiniz gibi iyonik bağ diyoruz. Örneğin LiF molekülünde atomlar arasındaki elektronegatiflik farkı yaklaşık 3

olduğundan molekülün iyonik bağlı olduğunu tahmin edebiliriz.

Eğer atomlar arasındaki elektronegatiflik farkı çok büyük değil ise (2,0'dan küçük ise) atomlar elektron paylaşımına gidiyor

yani kovalent bağ oluşuyor. Bu şekilde oluşan kovalent bağa da “polar kovalent bağ” adını veriyoruz. Su molekülü en çok

bilinen polar molekül örneğidir. Oksijen atomu ile hidrojen atomları arasındaki elektronegatiflik farkından dolayı elektronlar

merkezde bulunan oksijen atomu çevresinde daha çok zaman harcarken; uçlardaki hidrojenlerde daha az zaman harcarlar.

Oksijen atomu kısmi olarak eksi, hidrojenler ise kısmi olarak artı yüklü gibi gözlenir.

Örnek: Neden CO2 apolar da, H2O polar bir moleküldür?

Bunun da sebebi moleküllerin geometrisi. Yukarda şekilde olduğu gibi, CO2 molekülü doğrusal (linear) bir şekilde (bağ açısı 180

derece) iken; H2O molekülü doğrusal değildir. Hidrojen ve oksijen arasındaki bağlar dar açı oluşturacak şekildedir. Bu da CO2 de

kısmi yükün sıfır olmasını yani apolar molekül olmasını sağlarken; H2O nun kısmi olarak yüklü yani polar olmasını sağlamaktadır.

Örnek: CO2 molekülünü ele alacak olursak başlangıçta baktığımızda C-O elektronegativiteleri birbirinden farklı iki atom olması

nedeniyle bu molekülün polar bir molekül olması beklenir. Bu elektronegativite farkı bağ elektronlarının oksijen atomuna

doğru kaymasına ve bağ momenti oluşmasına neden olur. Fakat bu iki bağ momenti eşit büyüklükte ve zıt yönde olduklarından

birbirlerini yok ederler ve sonuçta molekülün momenti 0 olur. Bu nedenle de polar olması beklenen molekül apolar olur. CO2

nin apolar bir molekül olması onun Lewis yapısına dayalı VSEPR kuramına göre doğrusal bir yapıda olduğunu gösterir.

Örnek: BF3 molekülüyle ilgili olarak. Burada atomlar arasında elektronegativite farkı oldğundan dolayı bağlar polardır. Fakat

aralarinda 120º açi olan esit büyüklükteki üç kuvvetin bileşkesi O olduğu için bu molekülde apolardır.

Örnek: CCl4 ve CH4 örneklerinde de aralarındaki açı eşit 109,5° dir. Aralarındaki açıları eşit olan farklı yönlerdeki dört eşit

kuvvetin bileşkesi 0 dır ve bu bileşik apolardır.

Örnek: H2O molekülü polardır. Bu demektir ki su molekülünün yapısı doğrusal değildir. Oksijen atomu üzerindeki bağ

yapmayan elektronlar bulunmaktadır. Bağ elektronlar hem çekirdek tarafından hem de bağlı atomlar tarafından çekilir. Bağ

yapmayan elektronlar ise sadece çekirdek tarafından çekildiği için boşluğa daha rahat yayılırlar. Bu nedenle de bağ elektronları,

bağ yapmayan elektronlar tarafından itildiği için bağ açıları beklenenden küçük olur.

Amonyak (NH3) içinde ayni durum söz konusudur. Bağ yapmayan elektron sayısı arttıkça bağ açısının küçüldüğü görülmektedir.

……………………………………………………………ÖZEL KONU-4………………………………………………………..

Tanecikler Arasındaki Etkileşimlerin Erime ve Kaynama Noktalarına Etkileri

Erime ve kaynama noktaları molekül içi bağlara değil, tanecikler arası etkileşim kuvvetlerine bağlıdır. Tanecikler arasındaki etkileşim ne kadar büyükse molekülün erime ve ya kaynama noktası o kadar yüksek olur. Polar moleküllü bileşiklerin kaynama noktaları apolar moleküllü bileşiklerin kaynama noktalarında büyüktür. Çünkü dipol-dipol etkileşmesi sıvı moleküllerinin birbirinden ayrılarak bağımsız gaz molekülleri haline gelmesini zorlaştırır. Ayrıca apolar bir moleküldeki çekim kuvvetinin kalıcı değil de anlık olduğunu biliyoruz.

Soygazlarda tanecikler arasındaki kuvvetler London kuvvetleridir. Maddenin sıcaklığı yükseldiğinde moleküllerin kinetik enerjisi de artar. Kinetik enerji moleküller arası kuvveti yenecek düzeye geldiğinde sıvı kaynar. Sonuç olarak kaynama sıcaklığından moleküller arasındaki etkileşimin enerjisini tahmin etmek mümkündür.

Tanecikler arasındaki çekme kuvvetinin en büyük olduğu hallerden biri iyonik katılardır. Elektrostatik çekme kuvveti, iyonların yüküne ve iyonlar arası uzaklığa bağlıdır. NaF ve MgO sodyum klorür yapısında katılardır. İyonlar arası uzaklık sırası ile 251 pm ve 212 pm dir. Bu değerlerden anlaşılabileceği gibi iyonlar arasında uzaklık fazla değildir. Ancak MgO’in iyon yüklerinin NaF’e göre iki kat fazla olması erime ve kaynama noktaları arasındaki farkın çok büyük olmasına neden olur.

İyonlar arasında uzaklıkların dikkate alınacağı örnekte ise iyon yükleri ayni olan NaF (251 pm), KCl (319 pm), RbBr (348 pm) katıları incelenebilir.

Erime Noktası (ºC) Kaynama Noktası (ºC)

NaF 933 1695

KCl 770 1500

RbBr 693 1340

Erime Noktası (ºC) Kaynama Noktası (ºC)

NaF 933 1695

MgO 2800 3600

Sevgili arkadaşlar.

Bu konuyu elimden geldiğince müfredata uygun olarak anlatmaya çalıştım.

Zaman darlığı sebebiyle her konuya gereği kadar zaman ayıramamış olabilirim ancak, bu konuyu araştırırken aslında bir çok şeyi çok yüzeysel olarak bildiğimi fark ettim.

Umarım sizler için bir başlangıç olur.

Özellikle tashih için zamanım olmadığı için bazı hatalardan dolayı mazur göreceğinizi umarım

MT