Kimyasal Bağlar ve Tanecikler Arası Kuvvetler: Genel Kimya Hafta 11 Kimyasal Bağlar ve Tanecikler Arası Kuvvetler: Zayıf Etkileşimler

Doğal olarak bulunan veya laboratuvarda yapay olarak elde edilen elementler içinde soy gazlar doğada tek atomlar hâlinde bulunur. Azot (N2) ve oksijen (O2) molekülleri iki atom içerdiği için bu tür elementlere diatomik elementler denir. Diğer diatomik elementlere H2, F2, Cl2, Br2 ve I2 örnek verilebilir. Bir molekül, farklı element atomlarının belirli oranda birleşmesiyle de oluşabilir. Örneğin, hidrojen (H2) ve oksijen (O2) elementleri belirli bir oranda birleşerek su (H2O) moleküllerini oluşturabilir. Her su molekülünde 1 tane oksijen atomu ve 2 tane hidrojen atomu vardır. Su molekülünde olduğu gibi, farklı tür atomların birleşmesiyle oluşan saf maddelere bileşik denir. Element ve bileşikler kimyasal olarak farklı türlerdir.

Kimyasal Türler Arasındaki Etkileşimler

Birbirine yaklaşan iki atomun negatif yüklü elektronları ve pozitif yüklü çekirdekleri birbirini iter. Ancak aynı zamanda her bir atomun pozitif yüklü çekirdeği diğer atomun elektronlarını çeker. Aynı anda gerçekleşen etkileşimlerden çekme kuvvetleri itme kuvvetlerinden çok daha büyük olduğunda iki kimyasal tür arasında güçlü etkileşim oluşur. İki kimyasal tür arasında güçlü etkileşimler olduğunda bu türler birbirine sıkıca çekilir ve bir arada tutulur. Kimyasal türler arasındaki güçlü etkileşimlere kimyasal bağ denir.

Kimyasal türler arasındaki zayıf etkileşimlere fiziksel bağ denir. Bazı kimyasal türler arasındaki çekme ve itme kuvvetleri arasındaki fark çok büyük değildir. Böyle durumlarda iki kimyasal tür arasında zayıf etkileşim oluşur. Güçlü etkileşimlerde yeni kimyasal türlerin oluştuğunu görmüştük; kimyasal türler arasında zayıf etkileşimler olduğunda ise yeni kimyasal türler oluşmaz. Kimyasal türler arasındaki zayıf etkileşimlere fiziksel bağ denir.

GÜÇLÜ ETKİLEŞİMLER Bir maddenin reaktifliği, onun reaksiyona girme eğilimidir. Bazı elementler çok reaktiftir ve kolayca reaksiyona girer, bazı elementler ise kararlı bir yapıya sahiptir ve bu nedenle pek reaktif değildir.

Atomlar arasında güçlü etkileşimler sonucunda kimyasal bağ oluşurken atomların çekirdeklerine en uzakta bulunan elektronlar etkileşir. Atomun en dış katmanındaki elektronlara DEĞERLİK ELEKTRONLARI denir.

Bir elementin reaktifliği element atomlarının katman-elektron dizilimine ve değerlik elektronları sayısına bağlıdır.

Bir atom, elektron aldığında veya verdiğinde yüklü bir atom oluşur. Atomların soy gaz elektron dizilimine sahip olmasının bir yolu, değerlik elektronları sayısına bağlı olarak elektron almaları veya elektron vermeleridir. Bir atom, elektron aldığında veya verdiğinde yüklü bir atom oluşur. Pozitif veya negatif yüklü atom veya moleküle iyon denir. Bir atom değerlik elektronlarını verdiğinde atomdaki proton sayısı elektron sayısından fazla olduğu için pozitif yüklü bir iyon oluşur. Pozitif yüklü iyonlara katyon denir .

Bir atom elektron aldığında ise negatif yüklü bir iyon oluşur ve negatif yüklü iyonlara anyon adı verilir.

Nötral atomlar için olduğu gibi iyonlar için de Lewis sembolleri yazılabilir. İyonların Lewis sembolleri yazılırken iyonu oluşturan element sembolünün etrafına, iyondaki değerlik elektronu sayısı kadar nokta yerleştirilir. Element sembolü ve noktalar köşeli parantez içine alınır. İyonun yükü ise köşeli parantezin sağ üst köşesine yazılır.

elektron vermelidir. İki elektron vermek altı elektron almaktan daha Magnezyum atomu aşağıda gösterildiği gibi soy gaz katmanelektron dizilimine sahip olmak için ya altı elektron almalı ya da iki elektron vermelidir. İki elektron vermek altı elektron almaktan daha az enerji gerektirir. Bu yüzden, Mg atomu 2 değerlik elektronunu vererek soy gaz katman-elektron dizilimine sahip olma eğilimindedir.

Oksijen atomu aşağıda gösterildiği gibi, soy gaz katman-elektron dizilimine sahip olmak için ya iki elektron almalı ya da altı elektron vermelidir. Oksijen atomunun iki elektron alması altı elektronunu vermesinden daha az enerji gerektirir. Bu yüzden oksijen atomu 2 elektron alarak neonun elektron dizilimine sahip olma eğilimindedir.

Sodyum ve klor atomları arasındaki bu reaksiyon Lewis sembolleri ile aşağıdaki gibi gösterilebilir.

Bir iyonik bileşikteki katyonların ve anyonların oranı daima iyonik bileşik yüksüz olacak şekildedir. Bu bileşikte elektriksel nötralliğin sağlanması için her bir magnezyum katyonuna karşılık iki florür anyonu olduğu için bileşik MgF2 formülü ile gösterilir.

İyonik Bileşikler Moleküllerden Oluşmaz İyonik bir bileşikte, iyonlar arasındaki çekim kuvvetleri tek bir katyon ve tek bir anyonla sınırlı değildir. Her katyon etrafındaki birden fazla anyonu çeker. Aynı şekilde, her anyon da tek bir katyonu değil etrafındaki birden fazla katyonu çeker. İyonların böyle sıkı bir şekilde istiflenmesi her tuzun (örneğin sodyum klorür) ayrı bir kristal yapısına sahip olmasına neden olur.

İyonik Bileşikler Moleküllerden Oluşmaz

İyonik Bağlar Güçlüdür Bir tuz kristalinde iyonlar arasında hem itme hem de çekme kuvvetleri vardır. Aynı yüklü iyonlar birbirini iter, Sodyum klorür kristalinde her Na+ iyonu etrafındaki diğer Na+ iyonlarını iter. Aynı şey Cl - iyonları için de geçerlidir. Bir diğer itme kuvveti iyonların elektronları arasındaki itme kuvvetidir. İyonlar zıt yüklü olduğunda bile birbirine çok yaklaştığında iyonların elektronları birbirini iter. Zıt yüklü iyonlar arasında ise çekme kuvvetleri vardır. İyonlar arasındaki toplam çekim kuvvetleri itme kuvvetlerinden çok daha büyüktür ve bu nedenle iyonik bağlar çok güçlüdür.

İyonik Bileşiklerin Özellikleri Tüm iyonik bileşiklerde iyonlar arasında güçlü çekim kuvvetleri söz konusudur. Bu güçlü çekim kuvvetleri nedeniyle iyonik bileşiklerin erime ve kaynama noktaları moleküler bileşiklerden çok daha yüksektir. Zıt yüklü iyonlar arasında ise çekme kuvvetleri vardır.

İyonik Bileşiklerin Özellikleri İyonik bileşiklerin bir diğer özelliği sıvı hâldeyken veya suda çözündüklerinde elektrik akımını iletmeleridir. Bir maddenin elektrik akımını iletebilmesi için iki koşul sağlanmalıdır. Birincisi, maddede yüklü tanecikler olmalıdır. İkincisi, bu tanecikler serbestçe hareket edebilmelidir.

Katı hâldeki iyonik bileşikler genellikle elektriği iletmez, çünkü iyonlar serbest hareket edemez. İyonlar serbestçe hareket edebildiğinde ise tuzlar elektriği çok iyi iletir. İyonların hareket edebilmesi ancak tuz eridiğinde veya çözündüğünde mümkündür.

Tuz kristalindeki iyonlar, tekrarlanan bir düzende katmanlar oluşturacak şekilde düzenlenmiştir.

Bir Maddenin İyonik Bir Bileşik Olup Olmadığını Belirleme Bir maddenin iyonik bir bileşik olup olmadığını belirlemek için laboratuvarda aşağıdaki işlemleri yapabilirsiniz. • Maddeyi inceleyin. Tüm iyonik bileşikler oda sıcaklığında katı hâldedir. Madde sıvı veya gaz hâlindeyse iyonik bir bileşik değildir. Madde katı hâldeyse iyonik bir bileşik olabilir de olmayabilir de. • Maddeye hafifçe vurun. İyonik bileşikler sert ve kırılgandır. Madde iyonik bir bileşikse kolayca parçalanmayacaktır. Parçalandığında ise daha küçük kristallere ayrılır, toz hâline gelmez. • Maddeden bir miktar alın ve ısıtın. İyonik bileşiklerin erime ve kaynama noktaları genellikle çok yüksektir. • Madde erirse, eriyen maddenin elektriği iletip iletmediğini görmek için iletkenlik testi yapın. İyonik bileşikler sıvı hâlde elektrik akımını iyi iletir. • Bir miktar maddeyi suda çözün. Oluşan çözeltinin elektriği iletip iletmediğini görmek için iletkenlik testi yapın. İyonik bileşikler suda çözündüklerinde elektrik akımını iletir.

Kovalent Bağ

Atomlar Arasında Elektronların Paylaşılması İki hidrojen atomu birbirine yaklaştığında oluşan itme ve çekme kuvvetleri gösterilmiştir. Görüldüğü gibi, iki atomun negatif yüklü elektronları ve pozitif yüklü çekirdekleri birbirini iter. Ancak aynı zamanda her bir atomun pozitif yüklü çekirdeği diğer atomun elektronunu çeker. Bu çekme kuvveti itme kuvvetlerinden daha büyük olduğu için iki hidrojen atomu arasında güçlü bir etkileşim olur ve bir arada tutulur.

İki hidrojen atomunun elektronlarını paylaşması sonucunda hidrojen atomundan daha kararlı olan H2 molekülü oluşur. H2 molekülünde iki hidrojen atomunu bir arada tutan bağ bir elektron çiftinin paylaşılmasıdır. Bu şekilde, iki atom arasında iki veya daha fazla değerlik elektronunun ortaklaşa kullanılmasıyla oluşan bağlara kovalent bağ denir. Bir metal ve bir ametal atomu arasında genellikle iyonik bağ oluşur; ametal atomları arasında ise genellikle kovalent bağ oluşur.

H H H2 molekülünde olduğu gibi bağ elektronları iki atom arasında eşit olarak paylaşıldığında oluşan bağa apolar kovalent bağ denir.

Birçok kovalent bağ iki farklı atom arasında oluşur ve farklı atomlar paylaşılan elektronları farklı kuvvetle çekerler. Böyle durumlarda, bağ elektronlarının hangi atom tarafından daha fazla çekileceği atomların elektronegatiflik değerlerine bağlıdır.

Atomların elektronegatiflikleri önemli derecede farklıysa farklı bir tür kovalent bağ oluşur. O atomunun elektronegatifliği (3,5), C atomunun elektronegatifliğinden (2,5) daha fazladır ve bu nedenle O atomu bağ elektronlarını C atomundan daha fazla çeker. Bunun sonucunda iki atom bağ elektronlarını eşit olarak paylaşmaz. Bağ elektronlarının iki atom tarafından eşit olarak paylaşılmadığı kovalent bağlara polar kovalent bağ denir.

Hidroflorik asit (HF) çözeltisi Resim 3. 2 Hidroflorik asit (HF) çözeltisi Resim 3.2.6’da görüldüğü gibi cama resim işlemek için kullanılır. H ve F atomlarının elektronegatiflik değerleri arasındaki fark 1,8’dir ve bu iki atom arasında polar kovalent bir bağ oluşur. Polar kelimesi kutuplu anlamındadır ve bağın birbirine zıt iki kutbu olduğunu gösterir, tıpkı bir gezegenin, mıknatısın veya pilin iki kutbu gibi. HF molekülünün iki ucunda zıt kısmi yük vardır.

Florun elektronegatifliği (4,0) hidrojenin elektronegatifliğinden (2,2) çok daha yüksektir. Bu nedenle iki atom arasında paylaşılan elektronlar flor atomu tarafından daha çok çekilir ve flor atomuna daha yakındır. Bunun sonucunda HF molekülünde flor atomunun kısmi negatif yükü vardır. Aynı zamanda, paylaşılan elektronlar hidrojen atomu tarafından daha az çekilir ve H atomundan daha uzaktır. Bu nedenle HF molekülünde hidrojen atomu kısmi pozitif yüke sahiptir. Bir ucu kısmi pozitif yüklü diğer ucu kısmi negatif yüklü olan bir moleküle iki kutuplu anlamında dipol denir. HF molekülü bir dipoldür. HF molekülünün bir dipol olduğunu göstermek için molekül formülü Hδ+ Fδ- şeklinde yazılabilir. Yunanca δ, delta sembolü kısmi anlamına gelir. HF gibi polar moleküllerde δ+ sembolü molekülün bir ucunda kısmi pozitif yük olduğunu göstermek için kullanılır. Benzer şekilde, δ- sembolü diğer uçta kısmi negatif yük olduğunu göstermek için kullanılır.

İyonik bağda olduğu gibi bir elektron hidrojenden flora tamamen aktarılmaz. Hidrojen ve flor atomları bir elektron çiftini paylaşırlar ve bu nedenle bağ kovalent bir bağdır. Ancak paylaşılan elektron çifti flor atomu tarafından daha çok çekildiği için yük eşit dağılmamıştır ve polar kovalent bir bağ oluşur.

Moleküllerarası Kuvvetler Moleküller arası kuvvetler molekülleri bir arada tutan çekim kuvvetleridir. Molekül içi kuvvetler bir molekül içindeki iyonları birarada tutan kuvvetlerdir. Moleküllerarası kuvvetler genel olarak Vander Waals kuvvetleri adını alırlar. Molekül içi ve Moleküller arası kuvvetlerin karşılaştırılması 1 mol suyu buharlaştırmak için 41 kJ enerji gereklidir. (moleküller arası kuvvet) 1 mol su içerisinde bulunan O-H bağını kırmak için ise 930 kJ gereklidir.(molekül içi kuvvet) Genel olarak, moleküller arası kuvvetler, molekül içi kuvvetlerden çok daha zayıftır.

Dipol-Dipol Kuvvetleri Bu etkilesim, iki polar molekülde mevcut olan dipollerin elektrostatik olarak etkilesmesidir. Bu etkilesime, polar sıvılar ve polar bir maddenin polar bir sıvıda çözünmesiyle olusan çözeltiler örnek verilebilir. Örneğin sıvı kloroformda moleküller arasındaki etkilesim ve azot monoksitin sudan çözünmesiyle olusan çözeltide NO ve H2O molekülleri arasındaki etkilesim dipol-dipol etkilesimidir.

Moleküller arası Kuvvetler Dipol-Dipol Kuvvetleri Polar moleküller arasında gelişen çekim kuvvetleridir. Katı içerisindeki polar moleküllerin düzeni

Molekül polarlığı arttıkça, kaynama noktası artar.

Moleküller Arası Kuvvetler Iyon-Dipol Kuvvetleri Bu etkilesim, bir iyon ile bir polar molekülün elektrostatik olarak etkilesmesidir. Her ne kadar Coulomp yasası yönsel değilse de, iyonun dipolü yönlendirmesi nedeniyle iyon-dipol etkilesimi yönseldir. Bu etkilesime, iyonik bilesiklerin suda çözünmesi örnek verilebilir. Bir iyon ve bir polar molekülü bir arada tutan çekim kuvvetleridir. Ion-Dipole Interaction

Kalıcı dipollerin pozitif kutbu ile negatif iyonlar ve kalıcı dipolün negatif kutbu ile pozitif iyonlar arasında bir elektriksel çekim kuvveti oluşur. Bu çekim kuvvetine iyon-dipol kuvvetleri denir. İyonik katılar ( NaCl, KF, CaBr2… ), su gibi polar çözücülerde çözündüğünde iyon - kalıcı dipol etkileşimleri oluşur.

Su ve Katyonlar Arasındaki Etkileşim çözeltide

KALICI VE GEÇİCİ ( İNDÜKLENMİŞ ) DİPOLLER Polar moleküllerde kalıcı dipoller oluşur. Örneğin ; HCl, HBr, NH3 ve H2O da kalıcı dipoller oluşur. Apolar moleküllerde ( N2, O2, CH4, BF3 ) geçici dipoller oluşur. Bu moleküllerde ve soygaz atomlarında elektron yoğunluğu eşit olarak dağılmıştır. Bundan dolayı kalıcı dipoller oluşmaz. Bu tür maddelere dışarıdan elektriksel etki yapıldığında elektronlar atomun veya molekülün bir bölgesinde toplanır. Bu sayede apolar moleküller veya soygazlar polar yapı kazanır. Bu şekilde oluşan dipollere indüklenmiş ( geçici dipol ) denir. Bu kuvvetlere London kuvvetleri de denir. London kuvvetleri moleküller arası etkileşimin en zayıfıdır.

Moleküller Arası Kuvvetler Dispersiyon Kuvvetleri Atom veya moleküllerde oluşan geçici indüklenmiş dipol kuvvetlerinin sonucudur. İyon-indüklenmiş dipol etkileşimi: Geçici indüklenmiş moleküller (apolar molekül) ile iyonik bir maddenin iyonları arasında oluşan anlık çekim kuvvetlerine denir. Bu etkileşim çok zayıftır ve iyonları birbirinden ayırarak çözmeye yeterli değildir. Örneğin apolar olan CH4 molekülü ile iyonik yapılı NaCl karıştırıldığında anlık çok zayıf iyon-indüklenmiş dipol bağları oluşur . fakat bu bağlar Na+ ve Cl- arasındaki kuvvetli iyonik bağları koparamadığından çözünme gerçekleşmez. iyon-indüklenmiş dipol etkileşimi

dipol-indüklenmiş dipol etkileşimi Polar moleküller ile indüklenmiş dipoller arasında oluşan anlık çekim kuvvetleri dipol- indüklenmiş dipol bağlarıdır.Dipol- indüklenmiş dipol bağları, polar moleküller arasındaki güçlü dipol –dipol bağlarını koparmaya yetmediğinden çözünme olmaz. Örneğin, polar H2O ve apolar CH4 molekülleri birbiri içinde çözünmez. dipol-indüklenmiş dipol etkileşimi

London etkileşimi tüm moleküllerde bulunur; fakat sadece London etkileşiminin bulunduğu maddeler soygazlar, moleküler elementler ( N2- O2- Cl2 ) ve apolar moleküllerdir. Atomların ve moleküllerin molekül ağırlığı ve yüzey alanı büyüdükçe (dallanma azaldıkça ) London etkileşimi güçlenir. Bu da kaynama noktasının yükselmesine neden olur. Apolar moleküllerin elektron sayısı arttıkça polarlığı artar ve kaynama noktaları yükselir. İndüklenmiş dipoller arasında sadece çekme kuvveti ardır.

ÖRNEK: Aşağıdaki moleküller arasında ne tür moleküller arası kuvvetler vardır? HBr HBr polar bir molekül olduğu için dipol-dipol etkileşimi vardır, ayrıca HBr molekülleri arasında dispersiyon kuvvetleri de söz konusudur. CH4 CH4 apolar: dispersiyon kuvvetleri. SO2 S O SO2 polar bir molekül olduğu için dipol-dipol etkileşimi vardır ayrıca dispersiyon kuvvetleri de söz konusudur.

Moleküller Arası Kuvvetler Hidrojen Bağı Hidrojen bağı hidrojen atomu ve elektronegatif F, O, N atomları arasında oluşan özel bir dipol-dipol etkileşimidir. Elektronegatifliği yüksek olan N, O ve F a bağlı hidrojen atomu bu bağı bozmadan başka bir molekülde bulunan ortaklanmamış elektron çifti taşıyan diğer bir atomla da bağlanabilmektedir. Hidrojen atomu bu durumda iki molekül arasında köprü oluşturmuş olur. Bu şekilde hidrojenin oluşturduğu bağa hidrojen bağı denir. Bileşiğin yapısında – OH,- COOH ve NH2 varsa moleküller arası hidrojen bağı oluşturabilir.

A H … B veya A & B =F, O, yada N dir.

Hidrojen bağının varlığını gösteren ilk kanıt kaynama noktasıdır Hidrojen bağının varlığını gösteren ilk kanıt kaynama noktasıdır. Aynı periyottaki elementleri içeren bir seri benzer bileşiğin kaynama noktaları artan kütle ile artar. Fakat şekilde görüldüğü gibi 5A, 6A, 7A gruplarındaki elementlerin hidrojenli bileşikleri beklenin aksine çok yüksek kaynama noktasına sahiptir. Azalan mol kütlesi Azalan kaynama noktası

Hidrojen bağının olduğu moleküllerde dipol- dipol ve London etkileşimi de bulunur. Hidrojen bağı, dipol – dipol ve London etkileşimlerinden daha kuvvetlidir. Örneğin; alkol ( C2H5-OH ) su ( H2O ) içinde çözündüğünde moleküller arasında hidrojen bağı, dipol- dipol etkileşimleri ve London kuvvetleri oluşur. O2 apolar molekülleri H2O polar moleküller içinde çok az çözünür. Çözünme sırasında London kuvvetleri ve dipol – indüklenmiş dipol kuvvetleri meydana gelir. Örnek: A) CCl4 – H2O kalıcı dipol – indüklenmiş dipol B) H2O – C2H5OH dipol-dipol etkileşimi C) CCl4- I2 London kuvvetleri D) NaCl – H2O iyon – dipol E) NaCl – CCl4 hidrojen bağı – dipol etkileşimi Yukarıdaki bileşikler arasında oluşan zayıf etkileşimlerden hangisi yanlıştır ? Çözüm: E şıkkında iyon-indüklenmiş dipol bağları olmalıdır. Cevap:E

A ) CH4 – CH4 B ) Na – H2O C ) K – C2H5OH ÖRNEK: Dispersiyon kuvvetleri aşağıda verilen türlerden hangilerinin arasında görülür? A ) CH4 – CH4 B ) Na – H2O C ) K – C2H5OH D ) CH4 – NaCl E ) C2H5OH-H2O Çözüm: Bu kuvvetler apolar moleküller arasında görüldüğünden CEVAP : A ÖRNEK: I. CH3CH2CH3 II. CH3CH(CH3)CH3 III.CH3CH2CH2CH2CH3 Verilen bileşiklerin kaynamaya sıcaklıkları nasıl sıralanır? ÇÖZÜM: Karbon sayısı arttıkça kaynama noktası yükselir, dallanma arttıkça da düşer. Cevap:III>I>II

ÇÖZÜM: I, II ve III. de hidrojen bağı IV. de London kuvveti etkindir. Örnek: Aşağıda verilen bileşiklerden hangilerinin moleküller arası hidrojen bağı oluşmaz? A ) C2H5OH B ) HN3 C) CH4 D ) HCOOH E) C3H7OH ÇÖZÜM: CH4 apolar molekül olduğundan moleküller arası dispersiyon kuvveti etkindir. CEVAP:C Örnek: I - NH3 II - H2O III - HF IV - C2H6 Verilen bileşiklerin kaynama noktaları sıralaması büyükten küçüğe nasıldır? ÇÖZÜM: I, II ve III. de hidrojen bağı IV. de London kuvveti etkindir. Kaynama noktaları H2O> HF > NH3 > C2H6 dir.

Sıvıların Özellikleri Yüzey Gerilimi bir sıvının yüzeyinde birim yüzey kadar artışa yada gerilmeye neden olan enerji miktarıdır. Moleküller arası kuvvetli çekim Yüksek Yüzey Gerilimi

Sıvıların Özellikleri Kohezyon Aynı moleküller arasındaki çekim kuvvetleridir. Adhezyon Farklı moleküller arasındaki çekim kuvvetleridir. Adhesion Cohesion

Sıvıların Özellikleri Viskozite bir sıvının akmaya karşı gösterdiği dirençtir. Moleküller arasında kuvvetli çekim Yüksek viskozite