MOLEKÜL GEOMETRİSİ Yrd. Doç. Dr. Ahmet Emin ÖZTÜRK

Bileşiklerin fiziksel ve kimyasal özelliklerinin incelenebilmesi için molekül yapılarının bilinmesi gerekir. Bileşikleri oluşturan atomların türü ve sayısını gösteren kapalı formüller, özelliklerin öngörülebilmeleri için yeterli değildir.

Lewis yapısı Bazı moleküller ve Kovalent bağlı çok atomlu iyonlar için yazılamaz bağ uzunluğu ve polarlığı gibi özelliklerini tam olarak açıklayamaz geometrik yapılarını ve şekillerini açıklamada başarısızdır.

Çift bağ tek bağdan kuvvetli olduğundan - - +2 O S O Çift bağ tek bağdan kuvvetli olduğundan S-0 bağlarından biri, diğer ikisinden kısa olmalıdır. Deneysel sonuçlara göre S03 molekülünde S-0 bağları eşit uzunluktadır Bağ açıları hepsi 120° şer derecedir. Bir tek Lewis nokta yapısı SO3 molekülünün yapısını açıklamada yetersiz kalmaktadır

REZONANS Bir molekülün iki veya daha çok sayıda nokta yapısının bir karışımı olarak gösterilmesine rezonans denir. . . ̶ 2 . O . ̶ . . S + . . . . . ̶ ̶ . O O . . . . .

= Rezonans melezi Rezonans sınır formülleri S O . 2 3 ̶ ─ . ─ = + 2 Molekülün gerçek yapısı, bu üçünün bir karışımıdır

Rezonans şekillerinde bağ sayısı aynı fakat, bağ yapan veya ortaklanmamış elektronların yerleri farklıdır. Rezonans yapılarının molekül yapısına katkısı birbirine eşit veya birbirinden farklı olabilir. Bir atom yada çok atomlu iyonun bütün rezonans sınır formülleri, aynı geometrik yapıda bulunmalı ve enerjileri birbirine yakın (veya eşit) olmalıdır.

- + + - -2 + + N N O N N O N N O I II III Aynı işaretli yükler birbirine komşu olmamalı, karşıt yükler birbirine yakın olmalıdır. Bir atom üzerindeki formal yük büyük olmamalıdır. Ayrıca eksi yük, elektronegatifliği yüksek atom üzerinde olmalıdır.

- - + + N N O N N O N 120 pm Tabiatta ki N2O yapısında N 109 pm II N 120 pm Tabiatta ki N2O yapısında N 109 pm N ile N arasındaki bağ 113 pm O N 115 pm O N 136 pm N ile O arasındaki bağ 119 pm Molekülün dipol momenti 0,166 D Bağ sayısının çok olması, molekülün kararlılığını artırır.

POLAR BİR MOLEKÜLÜN YÜK DAĞILIMI BELİRTMEK İÇİN REZONANS KAVRAMI KULLANILABİLİR. H Cl H Cl REZONANSA KATKI PAYI % 83 % 17

+ + OKTET KURALININ İSTİSNALARI Toplam elektron sayısı tekli moleküller oldukça etkin ve kısa ömürlüdür. N O N O 2 Değerlik elektron sayısı 5 + 6 + 5 12 11 17

Üçüncü ve daha sonra gelen peryotlarda bulunan baş grup elementleri En dış kabuklarında daha çok orbitale sahiplerdir Oluşturdukları bileşiklerin değerlik bağ yapılarında çoğu kez oktet kaidesine uyulmaz F P F B

Kovalent bağ oluşum kriteri Oktete erişme ilkesi DEĞİL Elektron çifti ilkesine dayanması uygun olacaktır.

VSEPR Valence Shell Electron Pair Repulsion Değerlik Kabuğu Elektron Çiftleri İtmesi

NEVİL SİDGWİCK 1873-1952 HERBERT MARCUS POWELL 1906-1991 1940 ta Sidgwick ve Powel, sadece tekli bağ içeren ABn genel formülündeki bileşiklerin geometrisinin bağ elektronlarının birbirini en az itecek şekilde oluştuğunu söylemişlerdir.

İdeal geometriden sapmaları inceleyen Nyholm ve Gillespie (1957), Sidgwick ve Powel tarafından önerilen kuralları geliştirerek VSEPR kuramını önerdiler: RONALD SYDNEY NYHOLM 1917-1971 RONALD GİLLESPİE 1924-

Molekülün şeklinin belirlenmesinde merkez atomu çevresindeki değerlik elektron çiftleri arasındaki itme dikkate alınır. İtme kuvvetleri ortaklanmamış (paylaşılmamış / yalnız) (OEÇ) veya bağ yapan (kovalent bağ yapan) (BEÇ) elektron çiftleri arasındadır. Molekül, merkez atomu çevresindeki elektron çiftleri arasında en az itmenin olduğu en kararlı şekli alır.

moleküldeki atomların (çekirdeklerin) bağıl konumları Molekülün şekli moleküldeki atomların (çekirdeklerin) bağıl konumları ile verilir.

Elektron çiftleri arasındaki itme kuvveti OEÇ-OEÇ > OEÇ-BEÇ > BEÇ-BEÇ sırasında azalır. Çift bağlar arasındaki itme, tekli bağlar arasındakinden daha kuvvetlidir. Benzer şekilde üçlü bağlar arasındaki itme, ikili bağlar arasındakinden daha kuvvetlidir. Bir molekül veya iyonda bağ yapan elektron çiftleri arasındaki itme kuvveti, merkez ve uç atomların ortak bağ elektronlarını çekmesindeki farka da bağlıdır. Uç atomlar bağ elektronlarını ne kadar kuvvetli çekerse, merkez atom çevresinde bulunan bağ elektron çiftleri arasındaki itme de o kadar azdır.

İDEAL GEOMETRİLER

120o 109,5o 180o Doğrusal Üçgen Düzlem Düzgün Dörtyüzlü lineer trigonal planar Tetrahedral 120o 90o 90o tetrahedral 90o Üçgen çift piramit Düzgün Sekizyüzlü Üçgen bi piramit Oktahedral Trigonal pyramidal octahedral

ELEKTRON ÇİFTLERİ ARASINDAKİ İTME KUVVETLERİNİN EN KÜÇÜK OLDUĞU HAL TERCİH EDİLMELİDİR. OEÇ - OEÇ OEÇ - BEÇ BEÇ - BEÇ

MERKEZ ATOM HİÇ ORTAKLANMAMIŞ ELEKTRON ÇİFTİNE (OEÇ) SAHİP DEĞİLSE MOLEKÜLÜN GEOMETRİSİ İDEAL HAL İÇİN VERİLEN GEOMETRİDİR.

VSEPR ÖZET

M X Linear MX Çizgisel M X M X 180o MX2 Linear Çizgisel

X M 120o Trigonal planar MX3 Üçgen düzlem M X <120o Bent or Angular MX2E Kıvrık veya Açısal

DÖRT ELEKTRON ÇİFTİ

4 ELEKTRON ÇİFTİ BULUNAN GEOMETRİDE ORTAKLANMAMIŞ ELEKTRON ÇİFTLERİ TETRAHEDRAL YAPIDAKİ HER KONUMA YERLEŞTİRİLEBİLİR. (BU DURUMLARIN HEPSİ DE DOĞRUDUR)

CH4 6C [He] 2s1 2s2 2p3 2p2 sp3 + hn hibritleşme BEÇ BEÇ BEÇ BEÇ 1s1 uyarılma BEÇ BEÇ BEÇ BEÇ 1s1 1H 4

TOPLAM ELEKTRON ÇİFTİ SAYISI 4 = İDEAL GEOMETRİ TETRAHEDRAL C BAĞ YAPAN ELEKTRON ÇİFTİ SAYISI 4 = ORTAKLANMAYAN ELEKTRON ÇİFTİ SAYISI = C H GEOMETRİ TETRAHEDRAL 109,5o

NH3 7N [He] 2s2 2p3 sp3 hibritleşme sp3 1H 1s1 3 OEÇ BEÇ BEÇ BEÇ 1 4 3

İDEAL GEOMETRİ TETRAHEDRAL GEOMETRİ ÜÇGENPİRAMİT TOPLAM ELEKTRON ÇİFTİ SAYISI 4 = İDEAL GEOMETRİ TETRAHEDRAL N BAĞ YAPAN ELEKTRON ÇİFTİ SAYISI 3 = ORTAKLANMAYAN ELEKTRON ÇİFTİ SAYISI 1 = 4 elektron çifti de özdeş olduğu için OEÇ olarak herhangi biri seçilebilir. GEOMETRİ ÜÇGENPİRAMİT N H 107o

H2O 8O [He] 2s2 2p4 sp3 hibritleşme sp3 1H 1s1 2 OEÇ OEÇ BEÇ BEÇ 1 4 3

İDEAL GEOMETRİ TETRAHEDRAL GEOMETRİ AÇISAL TOPLAM ELEKTRON ÇİFTİ SAYISI 4 = İDEAL GEOMETRİ TETRAHEDRAL O BAĞ YAPAN ELEKTRON ÇİFTİ SAYISI 2 = ORTAKLANMAYAN ELEKTRON ÇİFTİ SAYISI 2 = 4 elektron çifti de özdeş olduğu için 1. OEÇ olarak herhangi biri seçilebilir. Kalan 3 elektron çifti de özdeş olacağı için 2. OEÇ olarak da herhangi biri seçilebilir O H GEOMETRİ AÇISAL 104,5o

İKİ BOYUTLU OLARAK ÇİZİLEN BU ŞEKİLLER H O H İKİ BOYUTLU OLARAK ÇİZİLEN BU ŞEKİLLER BİRBİRİNDEN FARKLI GÖRÜLMEKTEDİR. FAKAT ÜÇ BOYUTLU OLARAK DÜŞÜNÜLÜRSE BU DÖRT YAPI DA BİRBİRİNİN AYNISIDIR. O H O H

X M 109o 26 ' Tetrahedral MX4 Tetrahedral Düzgün dörtyüzlü M X <109o 26 ' Trigonal pyramidal MX3E Üçgen piramit M X <<109o 26 ' Bent or Angular MX2E2 Kıvrık veya Açısal

X M 120o 90o MX5 Trigonal bipyramidal Üçgen çift piramit X M 120o > 90o > Sawhorse or Seesaw MX4E Bıçkı sehpası veya Tahteravalli

X M 90o > MX3E2 T- shape T- biçimi X M MX2E3 Linear Çizgisel

X M 90o Octahedral MX6 Oktahedral Düzgün sekizyüzlü X M 90o > MX5E Square pyramidal Kare piramit M X 90o Square planar Kare düzlem MX4E2

X M 90o > MX3E3 T- shape T- biçimi X M 180o MX2E4 Linear Çizgisel

PRATİK VSEPR KULLANIMI

Merkez atomunun değerlik elektronları sayısı ═ A Merkez atomuna bağlı halojen atomları tarafından verilen elektron sayıları ═ X ═ Y İyon yükünden dolayı için öngörülen sayı Merkez atomunun değerlik kabu­ğundaki toplam elektron sayısı ═ A X Y + Merkez atomuna bağlı toplam elektron çifti sayısı ═ Merkez atomunun değerlik kabu­ğundaki toplam elektron sayısı 2 Halojen atomlarının sayısı Bağ yapmış elektron çifti sayı­sı ═ (Her halojen atomu sadece bir elektron çiftçiyle bağ­landığı için) Bağ yapmamış elektron çifti sayısı Toplam elektron çifti sayı­sı ═ Bağ yapmış ─

PRATİK VSEPR ÖRNEKLER Elektronlar Elektron çiftleri Geometrik Şekil A + X + Y Toplam Bağ yapmış Bağ yapmamış TlCl2+ 3+2-1 4 2 Çizgisel AsF2+ 5+2-1 6 3 1 Açısal IBr2‾ 7 + 2 + 1 10 5 SnCl3‾ 4+3+1 8 Üçgen piramit ClF4‾ 7+4+1 12 Kare düzlem

AX1E0 AX2E0 AX2E1 AX2E2 AX2E3 AX3E0 AX3E1 AX3E2 AX4E0 AX4E1 AX4E2 AX5E0 AX5E1 AX6E0 AX6E1 AX7E0 İKİ ATOMLU (ÇİZGİSEL) ÇİZGİSEL AÇISAL ÜÇGEN DÜZLEM ÜÇGEN PİRAMİT T BİÇİMİ TETRAHEDRAL TAHTAREFALLİ KARE DÜZLEM ÜÇGEN ÇİFT PİRAMİT KARE PİRAMİT OKTAHEDRAL BEŞGEN PİRAMİT BEŞGEN ÇİFT PİRAMİT HF O2 BeCl2 CO2 HgCl2 NO2‾ SO2 O3 CCl2 H2O OF2 XeF2 I3‾ XeCl2 BF3 CO32‾ NO3‾ SO3 NH3 PCl3 ClF3 BrF3 CH4 PO43‾ CO42‾ ClO4‾ XeO4 SF4 XeF4 PCl5 ClF5 BrF5 XeOF4 SF6 WCl6 XeF6 IF7

tabiattaki gerçek geometrisi arasındaki uyumsuzluğu gidermek amacıyla MELEZ ORBİTALLER HİBRİTLEŞME Bir molekülün elektronik konfigürasyonuna göre tahmin edilen geometrisi ile, tabiattaki gerçek geometrisi arasındaki uyumsuzluğu gidermek amacıyla atomik orbitallerinin (s, p, d, f) karışımı ile yeni tür orbitaller (sp, sp2, sp3, dsp2, dsp3, d2sp3) oluşumunun kabul edilmesidir.

+ sp s orbitali Hibritleşme sp hibrit orbitali sp hibrit orbitalleri px orbitali sp hibrit orbitali

+ + sp2 s orbitali sp2 hibrit orbitali px orbitali Hibritleşme sp2 hibrit orbitalleri py orbitali sp2 hibrit orbitali

+ + + sp3 s orbitali sp3 hibrit orbitali px orbitali Hibritleşme sp3 hibrit orbitalleri sp3 hibrit orbitali py orbitali + pz orbitali sp3 hibrit orbitali

+ + + BİLGİ İÇİN s orbitali sp2d (dsp2) sp2d hibrit orbitali px orbitali sp2d hibrit orbitali Hibritleşme py orbitali + sp2d hibrit orbitalleri sp2d hibrit orbitali dx2y2 orbitali sp2d hibrit orbitali

+ + + + sp3d (dsp3) s orbitali dp hibrit orbitali sp2 dp + px orbitali sp2 hibrit orbitali + Hibritleşme py orbitali sp2 hibrit orbitali + sp3d hibrit orbitalleri sp2 hibrit orbitali pz orbitali dz2 orbitali dp hibrit orbitali

+ + + + + sp3d2 (d2sp3) s orbitali sp3d2 hibrit orbitali px orbitali pz orbitali Hibritleşme sp3d2 hibrit orbitali py orbitali + sp3d2 hibrit orbitali sp3d2 hibrit orbitalleri + sp3d2 hibrit orbitali dx2y2 orbitali dz2 orbitali sp3d2 hibrit orbitali

Atomik Orbital Seti Hibrit Orbital Seti Geometri Şekil Gösterimi Örnek s, p İki tane sp Çizgisel BeF2, HgCl2 s, p, p Üç tane sp2 Üçgen Düzlem BF3, SO3 s, p, p, p Dört tane sp3 Tetrahedral CH4, NH3, H2O, NH4+ s, p, p, p, d Üç tane sp2 İki tane dp Üçgen çift piramit PF5, SF4, BrF3 s, p, p, p, d, d Altı tane sp3d2 Oktahedral SF6, ClF5, XeF4, PF6‾

MOLEKÜLÜN POLARİTESİNİ TAHMİN ETME MOLEKÜLÜN DİPOL MOMENTİ

İki atomlu bir molekülde kovalent bağı oluşturan atomlar aynı ise atomların elektronegatiflikleri de aynıdır bağ elektronları iki atom arasında eşit olarak paylaşılır oluşan bağ APOLAR olur.

A A A Apolar Kovalent Bağ APOLAR MOLEKÜL μ ═

İki atomlu bir molekülde kovalent bağı oluşturan atomlar farklı ise atomların elektronegatiflikleri de farklıdır bağ elektronları iki atom arasında eşit olarak paylaşılmaz elektronegatifliği büyük olan atom biraz daha negatif (δ–) yüklenir elektronegatifliği küçük olan atom biraz daha pozitif (δ+) yüklenir oluşan bağ POLAR olur.

χA < χB ise δ+ δ– δ+ δ– δ+ δ– B A B A B A Polar Kovalent Bağ POLAR MOLEKÜL μ > χA χB farkı ile μ doğru orantılıdır –

Bir merkez atoma en az iki atom bağlı ise tüm kovalent bağlar APOLAR ise molekül APOLAR olur.

A A A A A Tüm atomlar aynı Tüm bağlar APOLAR MOLEKÜL APOLAR μ ═

Bir merkez atoma en az iki farklı atom bağlı ise tüm bağlar için kısmi yükler bulunur kısmi negatif (δ–) yüklerin ağırlık merkezi bulunur kısmi pozitif (δ+) yüklerin ağırlık merkezi bulunur (δ–) ve (δ+) yüklerin ağırlık merkezleri birbiri üzerine çakışırsa molekül APOLAR olur. (δ–) ve (δ+) yüklerin ağırlık merkezleri birbiri üzerine çakışmazsa molekül POLAR olur.

δ– δ– δ+ δ– O O C O δ+ δ+ H H μ ═ μ > δ+ δ+ δ– δ+ δ– N H C N δ– δ– O O μ > μ >

δ– δ+ Cl H δ+ δ– C C δ– δ– δ– δ– Cl Cl Cl Cl δ+ δ– δ– Cl Cl μ ═ μ >

DİKKATE ALMAK GEREKMEZ Mİ ? BİLGİ İÇİN δ+ δ– N N δ+ δ– δ– δ+ H H F F δ– H δ+ F μ ═ 1,47 D μ ═ 0,24 D

MOLEKÜLER ORBİTALLER

Robert Sanderson Mulliken Molekül orbital (MO) düşüncesine göre; değerlik elektronlarının moleküldeki atomların tümüne ait orbitallerde bulunması gerekir. Robert Sanderson Mulliken 1896-1986 Friedrich Hund 1896-1997 Bu kurama göre, Moleküllerde atom orbitalleri özelliklerini kaybeder ve yerlerini bırakırlar. molekül orbitallerine

moleküler orbitaller σ (sigma) ve π (pi) , δ (delta) Atomik orbitalle­rin s, p, d, f ... gibi harflerle gösterilmesine karşın moleküler orbitaller σ (sigma) ve π (pi) , δ (delta) gibi Yunan harfleriyle gösterilir. Bir molekülün elektronik yapısı, moleküler orbitallere elektronla­rın Aufbau sırasına göre Pauli ve Hund kurallarına uygun olarak yerleştirilmesiyle türetilir.

s bağı

p bağı

(Bağ yapmak istemeyen) Molekül Orbitali (Bağ yapmak istemeyen) + E Atom Orbitali Atom Orbitali - E Molekül Orbitali (Bağ yapan)

s1s 1s 1s s1s

s* s s s A2 MOLEKÜLÜ A ATOMU A ATOMU ENERJİ BAĞA KARŞI MOLEKÜLER ORBİTAL s* ENERJİ ATOMİK ORBİTAL ATOMİK ORBİTAL s s s BAĞLAYICI MOLEKÜLER ORBİTAL

s* snb s s s AB MOLEKÜLÜ A ATOMU B ATOMU ENERJİ BAĞA KARŞI MOLEKÜLER ORBİTAL B ATOMU s* ENERJİ BAĞ YAPMAYAN MOLEKÜLER ORBİTAL ATOMİK ORBİTAL snb ATOMİK ORBİTALLER s s s BAĞLAYICI MOLEKÜLER ORBİTAL

MOLEKÜLÜNÜN ELEKTRON DİZİLİŞİ H2 (1σ)2 1H 1s 1 ( 2 ─ 0) 1 BAĞ DERECESİ ═ 2 H2 H H DİYAMAĞNETİK s1s MOLEKÜLÜNÜN ELEKTRON DİZİLİŞİ H2 1s 1s (1σ)2 s1s

2He 1s 2 He2 He He s1s 1s 1s s1s BÖYLE BİR MOLEKÜL OLUŞMAZ ( 2 ─ 2) ( 2 ─ 2) BAĞ DERECESİ ═ 2 He2 He He s1s BÖYLE BİR MOLEKÜL 1s 1s OLUŞMAZ s1s

MOLEKÜLLER ARASI ÇEKİM KUVVETLERİ Molekül içindeki atomların birarada tutulması kovalent bağlar ile olmaktadır. Molekülleri bir arada tutan ya da onların kümeleşmesine neden olan çekim kuvvetlerine moleküller arası çekim kuvvetleri (zayıf etkileşimler) (van der waals kuvvetleri) denir.

SOĞUK ISI veya YÜKSEK BASINÇ DÜŞÜK BASINÇ GAZ SIVI KATI

ERİME VE BUHARLAŞMA GİBİ HAL DEĞİŞMESİ OLAYLARINDA MOLEKÜL İÇİ BAĞLAR KIRILMAZ, ANCAK MOLEKÜLLERARASI KUVVETLER ETKİLİ OLURLAR.

Johannes Diderik van der WAALS He nasıl sıvılaşır ? Bu atomlar mutlaka birbirini çekmeli. Ama nasıl ? Johannes Diderik van der WAALS 1837 - 1923

Zayıf etkileşimler kimyasal bağlarda olduğu gibi yeni maddelerin oluşmasına neden olmaz, ancak onların özelliklerini etkiler.

Van der Waals çapı Kovalent çap Metalik çap İyonik çap

Kovalent Bağ (Kuvvetli) + – + – Moleküllerarası Etkileşim (Zayıf)

Karbon atomları Van der walls bağları Kovalent bağ 335 pm 142 pm

DİPOL – DİPOL ÇEKİMİ Polar moleküller arasında dipol-dipol çekim kuvvetleri oluşur Dipol-dipol kuvvetleri, yanyana gelen polar moleküllerin kısmi pozitif ve kısmi negatif kutuplarının birbirlerini çekmeleri sonucu ortaya çıkar

VİDEO Bürette indüklenme

He N2 O2

LONDON KUVVETLERİ DİSPERSİYON KUVVETLERİ LONDON DİSPERSİYON KUVVETLERİ Sıvı ve katılardaki apolar moleküller birbirlerini, hangi tür kuvvetlerle çekerler?

LONDON KUVVETLERİ (DAĞILIM KUVVETLERİ) Apolar tanecikler de birbirlerini çekerler. NASIL MI ? ŞU ŞEKİLDE … Fritz Wolfgang London 1900–1954

Elektronların hareketinden kaynaklanmaktadır Anlık olarak bir molekülün elektron bulutunun homojen dağılımı bozulabilir. Molekülün bir kısmı, diğer kısmına göre biraz negatifleşerek geçici bir dipol meydana getirir Çok kısa bir süre sonra ise elektronların hareketi nedeniyle dipolün negatif ve pozitif kutupları yer değiştirir. Kısa süreler boyunca oluşan ani dipollerin etkileri birbirini yok ettiklerinden polar olmayan bir molekül sürekli bir dipole sahip olamaz.

London Dispersion Forces VİDEO London Dispersion Forces

Bir molekül dipolünün ani bir şekilde dalgalanması komşu moleküllerdeki birbirine benzeyen dipolleri etkiler bu dipoller sürekliymiş gibi dizilirler moleküllerde elektronların hareketi senkronize olur Ani ve kararsız dipoller arasındaki çekim kuvvetleri London kuvvetlerini oluşturur. Kolay bir şekilde biçimi bozulan veya polarize olan büyük elektron bulutlarına sahip büyük ve kompleks (karmaşık) moleküller arasında daha etkin London kuvvetleri vardır.

Bütün moleküller elektron içerdiğinden polar moleküller arasında da London kuvvetleri bulunur. Apolar moleküllerden oluşmuş maddelerde molekül1er arası kuvvetler sadece London kuvvetlerinden ibarettir. Tam bir fikir birliği olmamasına rağmen bu spesifik kuvvetler London kuvvetleri ve moleküller arası kuvvetler de genellikle van der waals kuvvetleri olarak isimlendirilir.

δ– δ+ δ– δ+ δ+ δ– δ+ δ– δ+ δ– δ+ δ– δ+ δ– δ+ δ–

Dipol-dipol etkileşmenin özel bir türü olan hidrojen bağı, H2O , NH3 , HF gibi moleküllerin dipol-dipol enerjilerinin büyük olmasına sebep olmaktadır.

oC MA - 200 - 100 100 20 35 80 130 H2O H2S H2Se H2Te HF NH3 CH4 SiH4 100 oC 20 35 80 130 MA H2O H2S H2Se H2Te HF NH3 CH4 SiH4 GeH4 SnH4 PH3 SbH3 HCl HBr HI AsH3

δ– H2O δ+ δ– δ+ δ– δ+ δ+ δ–

HF 95 pm 155 pm n

NH3

HI ’ün kaynama noktası (-35°C) HCl ’ün kaynama noktası ( - 85°C)

KATILARIN ÖZELLİK VE YAPILARI

İYONİK KRİSTALLER KOVALENT KRİSTALLER MOLEKÜLER KRİSTALLER ATOMİK KRİSTALLER METALİK KRİSTALLER

İYONİK KRİSTALLER

iyonlar arası elektrostatik çekim kuvvetleri oldukça kuvvetlidir serttirler oldukça yüksek erime noktalarına sahiptirler kaynama noktaları da yüksektir iyonlar belirli geometrik şekillerde bulunurlar pozitif ve negatif iyonlar arasındaki elektrostatik çe­kim kuvvetleri benzer iyonların birbirlerini itmelerinden daha fazladır

İyonik bileşikler ısı et­kisiyle doğrudan eritildiklerinde veya polar bir çözücüde çözüldüklerin­de elektriği iyi iletirler. Kristal halinde iken iyonlar serbestçe hareket edemediklerinden elektriği iletmezler.

Polar moleküllü maddelerin sıvıları iyonik bileşikler için en iyi çö­zücülerdir.

İyonik kristaller kırılgandır İyonik kristaller kırılgandır. Dövülerek veya basınç uygulanarak şekilleri değiştirilemez. Kristallerde artı ve eksi iyonlar, en büyük çekme kuvvetini sağlayacak şekilde düzenlenmişlerdir. Basınç uygulandığında bu düzen bozulur ve birbirine doğru yaklaşan aynı yüklü iyonlar arasındaki itme kuvveti nedeniyle katı, kristal düzlemi denilen belirli yüzeyler boyunca kırılır.

KOVALENT KRİSTALLER

Örgü noktalarında molekül­ler bulunur Polar olmayan moleküller örgü içinde London kuvvetleriyle bir arada tutulurlar Polar molekülleri de ise London kuvvetleri, dipol-dipol kuvvetleriyle desteklenir Elektrostatik çekim kuvvetleri küçük olup moleküler kristaller yumuşak ve erime noktaları düşüktür. Polar bileşikler mo­lekül biçimi ve büyüklüğü benzer ancak polar olmayan bileşiklerden biraz daha yüksek sıcaklıklarda erir ve kaynarlar Bileşiklerin çoğunda London kuvvet­leri dipol-dipol kuvvetlerinden daha büyüktür

Genel olarak kovalent maddeler sıvı halde elektrik akımını iletmez­ler Polar olmayan moleküller elektriksel bir alana cevap verecek elek­triksel yüklere sahip değillerdir. Polar moleküllerde ise dipolün pozitif ve negatif yüklerinin her ikisi de aynı tanecikte bulunur ve taneciğin elektrik alanının her iki kutbuna doğru eşit olarak çekilmesine neden olur.

Örgü noktalarında atomlar bulunan ve örgü oluşumu bu atomlar arasındaki kovalent bağlarla gerçekleştirilen kristallere ağ örgülü kris­taller denir. Bu tür kristaller atomik kristaller olarak da isimlendirilir C

Örgü noktalarında moleküller bulunan ve örgü oluşumu bu moleküller arasındaki zayıf kuvvetlerle gerçekleştirilen kristallere de ağ örgülü kris­taller denir. Bu tür kristaller moleküler kristaller olarak da isimlendirilir

Bu tür kristallerde molekül veya iyonları ayırt etmek imkansızdır. Kristalin yapısını parçalamak için çok sayıda kova­lent bağın koparılması gerektiğinden bu tür maddeler yüksek erime noktasına, yüksek kaynama noktasına, düşük buhar basıncına aşırı derecede bir sertliğe sahip olurlar. Elektrik akı­mını iletmezler.

METALİK KRİSTALLER

Kristal örgüsündeki metalik bağlar, kristal örgüsündeki pozitif iyonların çok sıkı bir şekilde düzenlenmesinin sonucu olarak kuvvetli olup çoğu me­taller (tümü değil; atomik yarıçap ve boş orbital sayısı gibi düşünül­mesi gereken diğer faktörler de vardır) yüksek erime noktasına ve yük­sek yoğunluğa sahiptir. Metalik kristaller kolayca biçimsel bozunmaya uğra­tılabilir. Metallerin çoğu dövülerek veya çekilerek ince tel ve levha haline getirilebilirler. Serbestçe hareket eden elektronlar metallerin yüksek ısısal ve elektriksel iletkenliklerinden sorumludur.