KİMYASAL BAĞLAR ATOM YARIÇAPI İYONLAŞMA ENERJİSİ ELEKTRON İLGİSİ ELEKTRONEGATİFLİK İYONİK BAĞ KOVALENT BAĞ İYONİK VE KOVALENT BAĞ ARASINDAKİ GEÇİŞ LEWİS YAPILARI

Nötral Atomların Yarıçapları Kovalent Yarıçap 2.Metalik Yarıçap 3.Van der Waals Yarıçapı 4.İyonik Yarıçap

Metalik ve Kovalent Yarıçap Cl’nun yarıçapı ve C-Cl bağ uzunluğu bilindiği için C yarıçapı bulunabilir.

Van der Waals yarıçap, birbiri ile temas halinde olan moleküller arasındaki uzaklığı temel alır. Çekirdekler arasındaki uzaklık, VDW yarıçapları toplamından büyükse bir bağ oluşmadığı söylenebilir.

Elektron sayısı arttığı halde boyut niçin azalır ? Atom Yarıçapı Na 1.90 Mg 1.60 Al 1.43 Si 1.32 P 1.28 S 1.27 Metal yarıçapı Elektron sayısı arttığı halde boyut niçin azalır ?

Bir grup boyunca, yeni kabuk ilave edildiği için yarıçap artar Bir periyot boyunca, etkin çekirdek yükü (Z*) arttığı için yarıçap azalır Bir grup boyunca, yeni kabuk ilave edildiği için yarıçap artar İstisna: Ga’ un yarıçapı Al’ dan düşüktür Nedeni: “d-blok büzülmesi” Z*Ga > Z*Al çünkü, d orb. perdelenmesi düşüktür

Grup boyunca - Kabuk sayısı artmakta - p sayısı artar buna bağlı Z* artar ancak grup boyunca ÇAP KÜÇÜLMEZ NEDEN? En dıştaki kabukta bulunan e- lar iç kabuklarda bulunan e- ların perdeleme etkisi nedeniyle çekirdek yükünü tam olarak görmelerini engeller.

Grup boyunca Perdeleyici e- sayısı çekirdek yükünün artış hızıyla aynı derecede artar ve en dıştaki e- nın gördüğü ETKİN ÇEKİRDEK YÜKÜ aynı kalır. Atom büyüklüğü daha çok dolmuş elektron kabuklarının sayısı tarafından tayin edilir.

Periyot boyunca IA  VIIA atom r leri küçülür (baş grup elementleri) Li  F n=2 kabuğu Aynı kabuğa e eklenir ve çekirdeğe p eklenir Perdeleme etkin değil r küçülür

Rb  I olan 4. ve 5. periyotlarda; Geçiş ve iç geçiş elementlerinde atom çapı büyüklüklerinde genellemeden sapmalar gözlenir. K  Br Rb  I olan 4. ve 5. periyotlarda; Geçiş elementlerinde atom yarıçapları e lar iç d-orbitallerini doldurur  Bu e ların perdeleme etkisi ile en dıştaki e ların etkin çekirdek yükünü görmesi azalır ve çap da azalma hızı duraklar Sonrasında d-orbitalleri doldukça r tekrar artmaya başlar

LANTANİT BÜZÜLMESİ Farklılaştırıcı elektronlar; 4f orbitallerine girerler ve burdaki elektronların 6s de bulunan eletronları perdeleme etkisinin etkili olmamasından dolayı çapta sürekli bir küçülme gözlenir.Lantanitleri izleyen geçiş elementleri tipik geçiş element modeli gösterirler. Z=72 144 pm Z=40 145 pm

Elektronların perdeleme etkisi artarsa dış kabuktaki elektronların etkin çekirdek yükünü görmeleri azalır ve çap da artış gözlenir tersi durumda; Perdeleme etkisi azalırsa etkin çekirdek yükü artar ve çapta küçülme gözlenir.

Pozitif yüklü iyonların yarıçapı, nötral atomlarından daha küçüktür, çünkü etkin çekirdek yükü( Z*) artar. ATOMİK/İYONİK ÇAP

Negatif yüklü iyonların yarıçapı nötral atomlarından daha büyüktür, çünkü Z* azalır. ATOMİK/İYONİK ÇAP

İzoelektronik Türler 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 İzoelektronik atomlar ve iyonlar aynı elektron dizilişine sahiptir 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Cl- 181 pm Ar 174 pm K+ 133 pm

Çekirdek Elektron sayısı İyon yükü yarıçapı (Å) O2+ 8 6 0.44 O 8 8 0.73 O2– 8 10 1.40 Bağıl büyüküğü açıklayınız.

verilmesi gereken enerjidir. İyonlaşma Enerjisi Birinci iyonlaşma enerjisi, IE1, izole bir atomdan bir elektron kopartmak için verilmesi gereken enerjidir. DH°ie artar DH°ie azalır

Ana grup elementlerinin 1. iyonlaşma enerjileri

Li’dan Na’a kadar olan elementlerin 1. İyonlaşma Enerjileri

I1 < I2 < I3 < I4 Al(g) Al+(g) + e- I1 = 580 kJ/mol birinci Al+(g) Al2+(g) + e- I2 = 1815 kJ/mol ikinci Al2+(g) Al3+(g) + e- I3 = 2740 kJ/mol üçüncü Al3+(g) Al4+(g) + e- I4 = 11,600 kJ/mol dördüncü İE (+) işaretli olup endotermiktir (Sistem enerji soğurur)

Atom numarasına karşılık 1. İyonlaşma Enerjisi Periyot boyunca birinci iyonlaşma enerjilerinde sapmalar Atom numarasına karşılık 1. İyonlaşma Enerjisi  B: [He]2s2 2p1 p orbitalleri, s orbitallerinden daha iyi perdelenir, bu nedenle Z* azalır ve DH°ie düşer.  O: [He]2s2 2p4 İlk eşleşen elektronlar arasında oluşan itme, bir elektronun kaybedilmesini kolaylaştırır.

F > Cl > B r > I > At Sapma yok grup boyunca birinci iyonlaşma enerjilerinde sapmalar Group 17 “normal” F > Cl > B r > I > At Sapma yok Group 13 sapma var B > Al < Ga > In < Tl Tl > Al ve Tl > Ga – Ga da Z* büyüktür, çünkü 3d orbitallerine sahiptir. − Tl da Z* büyüktür, çünkü “inert çift etkisi” (relativistik etki) mevcuttur.

İE periyot boyunca artar NEDEN? Atomlar küçülür, EÇY artar ve İE artar İE grup boyunca azalır NEDEN? ÇY artar atomlar büyür ve İE azalır(perdeleme) İEmetal < 1000 kJ , İEametal  1000 Kj İç geçiş elementlerinin IE hemen hemen sabittir.

Periyotlardaki İyonlaşma Enerjilerindeki sapmalar Periyot boyunca İE IA<3A <2A <4A <6A <5A <7A <8A şeklinde olup sapmalar; ns2 tam dolu kabuklar (Be, Mg,Zn, Cd ve Hg) ns2 np3 yarı dolmuş bir p alt kabuğu içerenler (N, P ve As) görülmektedir.

Soru: 11Na ve 10Ne elementlerinin 1. İ. E, 2. İ. E ve 3. İ. E Soru: 11Na ve 10Ne elementlerinin 1. İ.E, 2.İ.E ve 3.İ.E. lerini kıyaslayınız 11Na: 1s22s22p63s1 10Ne: 1s22s22p6 1. İ.E si Ne>Na 11Na+: 1s22s22p6 10Ne+: 1s22s22p5 2. İ.E si Na+>Ne+ 11Na2+: 1s22s22p5 10Ne2+: 1s22s22p4 3. İ.E si Na2+>Ne2+ İyonlaşma enerjileri kıyaslanırken: 1) Son yörüngelerindeki ē sayılarına bakılır, ē sayısı fazla olanın İ.E si fazladır 2) Son yörüngelerindeki ē sayılarına bakılır, ē sayıları aynı ise yörünge sayılarına bakılır, yörünge sayısı az olanın İ.E. si fazladır. 3) Hem yörünge sayısı hem de ē sayısı aynı olduğunda proton sayısına bakılır, proton sayısı fazla olanın İ.E. si fazladır. 4) Tam dolu simetri ve yarı küresel simetri durumunda İ.E si fazla olur

Örnek Problem: 1. İyonlaşma Enerjilerine Göre Sıralama PROBLEM: Sadece periyodik tabloyu kullanarak, aşağıdaki elementleri İE1 in azalış sırasına göre sıralayınız. (a) Kr, He, Ar (b) Sb, Te, Sn (c) K, Ca, Rb (d) I, Xe, Cs PLAN: IE bir grup içinde aşağıya doğru inildikçe azalır,bir periyotta sağa doğru gittikçe artar. ÇÖZÜM (a) He > Ar > Kr Group 8A(18) - IE bir grupta aşağıya doğru azalır. (b) Te > Sb > Sn 5. Periyot elementleri – IE bir periyotta sağa doğru artar. (c) Ca > K > Rb Ca , K ‘un sağındadır; Rb K’un aşağısındadır. (d) Xe > I > Cs I Xe’nun solundadır; Cs Iun bir periyot altında ve daha aşağıdadır.

İyonlaşma Enerjisinden bir elementi tanımlamak Örnek Problem: İyonlaşma Enerjisinden bir elementi tanımlamak IE1 IE2 IE3 IE4 IE5 IE6 1012 1903 2910 4956 6278 22,230 PLAN: Valans elektronları ayrıldığını gösteren enerjideki büyük artış incelenecek ÇÖZÜM: Büyük artış IE5 den sonra oluşur bu 5. valans elektronu ayrıldıktan sonra olandır. Beş elektronunun konfigürasyonu 3s23p3 şeklindedir. Bu muhtemelen fosfor’dur, P(15). Elektronik konfigürasyonun tamamı: 1s22s22p63s23p3. Büyük artış IE5 den sonra oluşur bu 5. valans elektronu ayrıldıktan sonra olandır. Beş elektronunun konfigürasyonu 3s23p3 şeklindedir. Bu muhtemelen fosfor’dur, P(15). Elektronik konfigürasyonun tamamı:

Elektron İlgisi A(g) + e−  A - (g) elektron ilgisi = U ( veya Eİ) Gaz halindeki nötral bir atomun elektron alması ile açığa çıkan ısıdır (Genellikle Eİ ( - ) olup ekzotermiktir). (istisna: IIA ve VIIIA grupları için endotermiktir) Toprak Alkalilerde Eİ (+) dir : ns2 tam dolu simetri kararlı yapıdır. Soy gazlarda Eİ (+) dir : ns2np6 tam dolu simetri kararlı yapıdır

Eİ artar Eİ azalır Na: [Ne]3s1 – ilave elektron ile dolu altkabuk oluşur [Ne]3s2 , bu nedenle Eİ yüksektir. Si: [Ne]3s2 3p2 – ilave elektron ile [Ne]3s2 3p3 daha kararlı yarı dolu alt kabuk oluşur, bu nedenle Eİ yüksektir. P: [Ne]3s2 3p3 – ilave elektron ile [Ne]3s2 3p4 elektron dizilişi, e –e itmesi olduğu için Eİ düşüktür.

Ana Grup Elementlerinin Elektron İlgisi

İstisnalar; Be (Eİ (+)) ns2 tam dolu simetri N (Eİ (+)) ns2np3 küresel simetri Ne (Eİ (+)) ns2np6 tam dolu simetri Bu istisnalar 3p elementlerinde de görülür. Cl ün Eİ , F ün Eİ den büyüktür. NEDEN? Eİ atom çapı ve çekirdek yükü ile ilgilidir. Cl ün çekirdek yükü büyüktür. Çekirdek yükü etkisi yarıçap etkisinden büyüktür (elektron itmeleri yoğunluğu).

O(g) + e-)  O-(g) - 142 kJ/mol birinci Eİ O-(g) + e-  O2-(g) + 844 kJ/mol ikinci Eİ ÖRNEK: ikinci Eİ niçin “ısıalan (endotermik)”dir? O – (negatif yüklü iyon ile e- itmeleri)

Elektronegatiflik, χ Molekül içindeki atomların bağ elektronlarını kendine çekme yeteneğidir. X artar X azalır Kural Dχ > 1.7 : iyonik bağ 1.7 > DX > 0.5 : polar kovalent bağ DX < 0.5 : apolar kovalent Geleneksel ölçek 0 ile 4 arasındadır. F için X = 4 kabul edilmiştir.

Bağ Polarlığı Bağların polarlığı, bağ elektronlarının eşit olarak paylaşılmamasından kaynaklanır. Bütün farklı atomlu bağlar, bir miktar polariteye sahiptir.

OH bağı, OF den daha polardır polaritesi ters yönlüdür. Hangi bağ daha polardır? O—H O—F 3.5 - 2.1 3.5 - 4.0 1.4 0.5 OH bağı, OF den daha polardır ve polaritesi ters yönlüdür.

Molekül Polaritesi Apolar Polar

Apolar moleküller

Polar moleküller

d= Yüklü tanecikler arası uzaklık Birimi Debye(D) dir. DENEYSEL BİR ÖLÇÜM; DİPOL MOMENT Dipol Moment, = Qd Q = Yük d= Yüklü tanecikler arası uzaklık Birimi Debye(D) dir.

DİPOL MOMENTİN ÖLÇÜMÜ Metal plakalar arasında voltaj uygulanmamışken d- d+

- + DİPOL MOMENTİN ÖLÇÜMÜ Metal plakalar üzerine voltaj uygulandığında d- d+

Polar kovalent:Elektronlar eşit olmayan şekilde paylaşılır Apolar kovalent bağ:Elektronlar eşit bir şekilde paylaşılmış Polar kovalent:Elektronlar eşit olmayan şekilde paylaşılır İyonik Bağ: Elektron alışverişi

ATOMİK BÜYÜKLÜK İYONLAŞMA ENERJİSİ ELEKTRON İLGİSİ

Poliatomik iyonlar İyonik Kovalent Metalik Ağ örgülü Katılar Atomlar Arasındaki Bağlar Poliatomik iyonlar İyonik Kovalent Metalik Ağ örgülü Katılar Moleküler maddeler Polar Koordinatif Kovalent Apolar

Evlilik Bir bağın oluşumu evlilik gibidir. Bir bağın kırılması boşanma ile ilgilidir. Kararlı Ekzotermik Boşanma Az kararlı Endotermik

İYONİK BAĞLAR İyonik Bağ nedir? - İyonik bağ elektronların bağ yapan atomların birinden diğerine aktarılmasıyla oluşan kimyasal bir bağdır. İyonik bağ ne zaman oluşur? - Bir katyon(pozitif iyon) elektronlarını bir anyona (negatif iyon) aktardığı zaman oluşur.

İyonik bağın bazı özellikleri nelerdir? Metallerle Ametaller arasında gerçekleşir. Elektron alış verişi esasına dayanır. + ve – yükler arasındaki elektrostatik çekimdir. En kuvvetli iyonik bağ; en aktif metalle en aktif ametal arasında bulunur. (1A-7A)

Oda sıcaklığında katıdır. Kovalent bağlarla kıyaslandığında yüksek erime ve kaynama noktalarına sahiptirler. Eriyik veya çözelti halinde elektriği iletir ancak katı halde iletmez. Polar bağlardır.

+ ve – yükler arasındaki elektrostatik çekim

BÜYÜK AÇGÖZLÜ HIRSIZ KÖPEK İYONİK BAĞ

Kovalent Bağlar Kovalent Bağ nedir? - Kovalent bağ, bağ yapan iki atom arasında elektronların paylaşılması sonucunda oluşan kimyasal bir bağdır. Bir kovalent bağ nasıl oluşur? - Bir kovalent bağ iki ametal arasında oluşur.

Kovalent Bağlar

Kovalent Bağ: Elektronlar ortaklaşa kullanılır. Oksijen Molekülü(O2)

1. Ametal-Ametal arasında gerçekleşir. KOVALENT BAĞIN ÖZELLİKLERİ 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. H : F ..... gibi. Bağ orbitalindeki 2 elektron her iki atoma aittir. DUBLETİNİ TAMAMLADI OKTEDİNİ TAMAMLADI : Ortaklaşa kullanılan elektronlar. .

3. Bir atomun yapabileceği kovalent bağ sayısı taşıdığı ya da az bir enerjiyle taşıyabileceği (Hibritleşme) 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 (2s1 2pX1 ) 2 KB 5B : 1s2 2s2 2p1 (2s1 2px1 2py1 ) 3 KB

ÖR: 7N, 8O, 9F’un yapabileceği maksimum kovalent bağ sayılarını araştırınız ? ÇÖZÜM 6C : 1s2 2s2 2p2 (2s1 2px1 2py1 2pz1 ) 4 KB 7N : 1s2 2s2 2p3 (2s2 2px1 2py1 2pz1 ) 3 KB 8O : 1s2 2s2 2p4 (2s2 2px2 2py1 2pz1 ) 2 KB 9F : 1s2 2s2 2p5 (2s2 2px2 2py2 2pz1 ) 1 KB

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

5.Aynı ametaller arasında gerçekleşen (Elektonegatiflikleri aynı) kovalent bağa APOLAR KOVALENT BAĞ denir. ÖR: H2, O2, N2... gibi A POLAR KOVALENT BAĞ : V=0

Apolar Kovalent Bağ, bağ elektronları eşit bir şekilde paylaşıldığı zaman oluşur. Bu çift apolardır çünkü içeceği eşit bir şekilde paylaşıyorlar.

6. Farklı ametaller arasında gerçekleşen kovalent bağa POLAR KOVALENT BAĞ denir. ÖR: HCl, AlCl3, BH3... gibi. : Polar kovalent bağ

Polar kovalent bağ bağ elektronlarının eşit olmayan bir şekilde dağılması sonucu oluşur. Çocuk yiyeceğin hepsini kendisine alıyor, hiç kimseyle eşit olarak paylaşmıyor.

Eşit olmayan bir eşleşme var ancak paylaşmaya istekli Polar Kovalent Bağ

Su polar bir moleküldür, çünkü oksijen hidrojenden daha elektronegatiftir ve bu yüzden elektronlar oksijene doğru çekilir..

7. Bir molekül üzerinde bağların oluşturduğu çekimin vektörel toplamı sıfır ise molekül APOLARdır. Tüm C-H bağları Polar kovalent bağ V = 0 OLDUĞUNDAN MOLEKÜL APOLAR

ÖRN: BeCl2, AlCl3, BH3, CH4 ... Gibi moleküllerin Apolar olup olmadığını araştırınız ? CH4’ün yapısı. AlCl3 ‘ün yapısı BeCl2’nin yapısı. V=0 V=0 apolar molekül V=0 apolar molekül V=0 apolar molekül

9. Bir molekül üzerinde bağların oluşturduğu çekimin vektörel toplamı sıfır değil ise MOLEKÜL POLAR dır. ÖR: HCl, NH3, H2O ... gibi. + -

Koordinatif Kovalent Bağ nedir? Bir kovalent bağı oluşturan elektronlardan her ikisi de aynı atom tarafından sağlanmışsa bu tür bağlara “Koordinatif Kovalent Bağ” denir. İnsanlar başka insanlara yardım etmek için kanlarını verir, atomlarsa kararlı oktet yapısına ulaşmak için elektronlarını verir.

Kovalent bağlı bileşiklerde aynı zamanda farklı moleküller arasında da kovalent bağ bulunur. Bu şekilde kovalent bağlı ağ örgülü katılar meydana gelir. Elmas ve Grafitte olduğu gibi...

Metalik Bağ Metalleri bir arada tutan kuvvete denir. Metallerin Değerlik Elektronları çok az, buna karşılık boş değerlik orbitalleri çok fazladır. Ayrıca metallerin değerlik elektronları çekirdek tarafından çok sıkı tutulmazlar. Bu nedenle metal değerlik elektronları, boş değerlik orbitallerde serbest hareket ederler.

Bu esnada kendine yaklaştırılan komşu metalin boş değerlik orbitallerine de sıçrayarak dolaşırlar. Bu işi bir birine temas eden tüm metalin elektronları da aynı zamanda yapar. Ancak her elektron azda olsa kendi merkezi tarafından çekilirler. (Komşuluğa gitmiş evin haylaz çocukları) Bu şekilde oluşan bağa METALİK BAĞ denir.

Bu sebeple metaller; İşlenebilir. (Tel ve levha haline getirilebilir.) Serbest elektronlar sayesinde elektrik akımını iletirler. (sıcaklık arttıkça titreşim artacağından iletkenlik azalır.) Erime noktaları yüksektir.

İyonik ve Kovalent Bağ arasındaki Geçiş Metal ve Ametaller asındaki bağlanmanın karakteri; Anyonun ne dereceye kadar bozulmaya uğradığına bağlıdır Bozulmaya uğramış iyonlar İyonik bağ Polarize kovalent bağ Kovalent bağ Anyonun bozulması Büyüklüğüne Yüküne bağlıdır. Örnek : I- ( r= 216 pm) F- (r=136 pm) I daha kolay bozulur.

Katyonun anyonun elektron bulutunun biçimini bozma yeteneği; Büyüklüğüne Yükün miktarına bağlıdır. Yüksek (+) yüklü, küçük katyon anyonu kolaylıkla bozar. Be2+ bileşikleri kovalenttir. B3+ bileşikleride kovalenttir. KCl CaCl2 ScCl3 TiCl4 en kovalent TiCl4 dür. Küçük katyon hacmi ve büyük katyon yükü kovalent Karakteri artırır. SnCl4 PbCl4 SbCl5 BiF5 Kovalent bileşiklerdir.

Elementlerin Değerlik Elektronları Değerlik elektronları, elementlerin son yörüngesindeki elektronlardır. Elementin periyodik tablodaki yeri önemlidir. Lewis Nokta Gösterimi

Lewis Yapısı ve Oktet Kuralı Bileşikler oluşurken oktet kuralına uyma eğilimi gösterirler. Oktet Kuralı: Atomların değerlik elektron sayılarını sekize tamamlama isteğidir. Dublet Kuralı: Hidrojen atomunun son yörüngesindeki elektronlarını He’a benzetme isteğidir.( Son yörüngesindeki elektron sayısını ikiye tamamlama isteği

Atomların Bağlanması CH2ClF HNO3 CH3COOH H2Se H2SO4 O3 Bir molekül için atomik düzenleme genellikle verilir CH2ClF HNO3 CH3COOH H2Se H2SO4 O3 H C F Cl H N O H C C O H H O H O S O H O H Se O Genellikle molekülde bir tane merkez atom vardır, CH2ClF, SeCl2, O3 (CO2, NH3, PO43-), ve merkez atom kimyasal formüldeki ilk atomdur. İlk atomu Hidrojen (H) ya da Flor (F) olan moleküllerde ise merkez atom kimyasal formüldeki ikinci atomdur. Aşağıdaki moleküllerde merkez atomu bulunuz? 1) H2O a) H b) O 2) PCl3 a) P b) Cl 3) SO3 a) S b) O 4) CO32- a) C b) O 5) BeH2 a) Be b) H 6) IO3- a) I b) O

Bağ tablosunun oluşturulması Bağ tablosunun oluşturulması için kimyasal formülünün ve her bir atomun etrafındaki elektron sayısının bilinmesi gereklidir A) Kimyasal Formül Örn., CO2 B) Oe - Oktet Elektronları (Oe daima 8 ya da 2 (H için) dir) C) Tde – Toplam Değerlik Elektronları Kimyasal formül Oktet e- Toplam Değ. e- CO2 Oe Tde C O 1 x 8 = 8 1 x 4 = 4 2 x 8 = 16 2 x 6 = 12 16 24

Bağ sayısı ve bağ yapmadan kalan elektron sayısının hesaplanması Bağ tablosu yapıldıktan sonra bağ yapan elektron sayısı ve bağ sayısı hesaplanır. Bağ yapmadan kalan elektronlar herbir atomun etrafına oktet kuralına uyacak şekilde yerleştirilir. CO2 Oe Tde Bağ yapan e- Bağ Tablosu Bağ sayısı Bağ yapmadan kalan e- 24 - 16 = 8 8/2 = 4 Tde(16) – Bağ yapan e- (8) = 8

Molekül oluşturma ve formal yükler Formal yük= Grup no – bağ sayısı - ortaklanmamış ē sayısı O için Formal yük = 6 – 2 – 4 = 0 C için Formal yük = 4 – 4 – 0 = 0 Formal yüklere göre her bir atom için hesaplanan yük sıfır olduğundan molekül yüksüzdür.

Soru: NH4+ in Lewis yapısını bulunuz (7N; 1H) 1) değerlik ē sayısı =grup no x atom sayısı H: 4 atom değerlik ē sayısı= 1 x 4= 4 N: 1 atom değerlik ē sayısı= 5 x 1= 5 TOPLAM = 9 ē Molekül +1 yüklü olduğundan 1 ē kaybetmiş, toplam değerlik elektronu bu durumda 9-1= 8 ē olur. 2) Oktet/duplet kuralı: N nin oktet kuralına son yörüngesindeki ē sayısını 8 e tamamlaması, H nin ise duplet kuralına göre son yörüngesindeki ē sayısını 2 ye tamamlaması gerekmektedir Oktet ē sayısı= atom sayısı x 8 1 atom x 8 = 8 ē Duplet ē sayısı= atom sayısı x 2 4 atom x 2 = 8 ē TOPLAM=16 ē 3) Bağ için kullanılan ē sayısı= oktet/duplet toplam ē sayısı - değerlik ē sayısı= 16-8= 8 ē

Bağ sayısı = Bağ in kullanılan ē sayısı/ 2= 8/2 =4 bağ 4) Paylaşılmamış ē sayısı=Toplam değerlik ē sayısı-bağ yapan ē sayısı= 8-8= 0 5) 6) Formal yük= Grup no – bağ sayısı - ortaklanmamış ē sayısı N için Formal yük = 5 – 4 – 0 = +1 H için Formal yük = 1 – 1 – 0 = 0 Formal yüklere göre molekül +1 yüklüdür

Moleküller arası Çekim Kuvvetleri Moleküller arası bağlar (MAB) gazlarda etkili olan tek bağdır. Katı-sıvı molekülleri bir arada tutan kuvvetler MAB dır. Maddenin oda koşullarında katı,sıvı ya da gaz oluşunu MAB belirler. Maddenin Erime ne Kaynama noktaları MAB ların kuvvetine bağlıdır. Maddenin ısı ve elektrik iletkenlikleri,suda çözünürlükleri,kristal yapıları, sertlikleri gibi özellikleri MAB kuvvetine bağlıdır.

Moleküller arası Bağlar (MAB) Van-der Waals (London) Dipol-Dipol etkileşimi H-Bağları

LONDON KUVVETLERİ (Dağılım Kuvvetleri) Van der Waals Sıvı ve katılardaki apolar moleküller birbirlerini hangi tür molekül arası kuvvetlerle çekerler? LONDON KUVVETLERİ (Dağılım Kuvvetleri) Van der Waals

MOLEKÜLLER ARASI BAĞLAR 1. Van-der Waals Etkileşimi; He, Ne, Ar... gibi soy gazlarda ; H2, O2, N2... gibi kovalent bağlı apolar moleküllerde; CH4, BH3, CCl4 ... gibi kovalent bağlı apolar moleküllerde katı ve sıvı fazlarında moleküller arasında görülen etkileşime denir. Van-der Waals Etkileşimi m1 m2

Van-der Waals etkileşimi; a.Kütlesel çekimden oluşmuştur. İki molekül bir birine yaklaştıkça moleküller arasında kütlesel çekim etkinleşir ve bir çekim oluşur. Bu çekime, Van-der Wals etkileşimi denir. Bu sebeple, Van-der Wals etkileşimi mol kütlesi arttıkça artar. ÖR: He<Ne< Ar ve H2< N2< O2 Van-der Waals Etkileşimi m1 m2 F= m1 m2 r2

b. Ani dipolleşmeden oluşmuştur. İki apolar 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 çekime Van-der Wals etkileşimi denir. Bu sebeple etkileşme yüzeyi arttıkça, Van-der Wals etkileşimi artar. Van-der Waals Etkileşimi -δ +δ -δ +δ

Kolayca biçimi bozulan veya polarize olan büyük elektron bulutlarına sahip ve kompleks moleküller arasında etkin London kuvvetleri vardır. Polar moleküller arasında da london kuv. Bulunur. Polar olmayan moleküller arasında sadece london kuvvetleri bulunur.(Apolar moleküllerde etken kuv.)

London Kuv. Artarsa Kaynama noktası yükselir ve Buhar basıncı azalır. Molekül kütlesi artarsa London Kuv. Artar. CH4 , C2H6 , C3H8 F2 , Cl2 , Br2 Organik moleküllerde dallanma artıkça london kuv. Azalır. (N-pentan ve neo-pentan) London Kuv. Artarsa Kaynama noktası yükselir ve Buhar basıncı azalır.

HI ve HCl moleküllerinin hangisinin kaynama noktası yüksektir?

2. Dipol-Dipol Etkileşimi; Kovalent bağlı polar moleküllere DİPOL moleküller diyoruz. İki dipol molekül arasındaki etkileşime DİPOL-DİPOL bağı denir. DİPOL-DİPOL BAĞI Dipol Molekül

Dipol – Dipol bağları Van-der Waals’e göre daha kuvvetli bağlardır. ÖRNEK: NH3 ,H2O, CH3Cl ...gibi çok atomlu moleküllerde ve CO, NO, HCl, HBr iki atomlu polar moleküller arasında görülür. Dipol – Dipol bağları Van-der Waals’e göre daha kuvvetli bağlardır. Molekülün polarlığı arttıkça dipol-dipol bağ kuvveti artar, erime ve kaynama noktaları yükselir.

İki atomlu bir molekülde; EN farkı ile + ve – kutupların yerlerinin ve polarlık tahmininde kullanılabilir. İkiden fazla atom içeren moleküllerde; Molekülün geometrik yapısı ve bağ Yapmamış elektron çiftlerinin düzenlenişi hakkında bilgi verir. Bir molekülün Dipol Momenti; Moleküldeki bağların ayrı ayrı Dipol momenti ile bağ yapmamış elektron çiftleri tarafından oluşturulur.

HAZIRLIK SORUSU CH4 , NH3 , H20 ve NF3 moleküllerinin dipol moment büyüklüklerini tartışınız. Cevap: H20  NH3 > NF3 > CH4 Polar moleküllerde kısmi yükler arasındaki dipol-dipol etkileşimi nedeniyle çoğu zaman katı veya sıvıdır.

Dipol-dipol bağlı polar moleküller, Katı iken elektriği iletmez Sıvı iken elektriği çok az iletir Sulu çözeltileri elektrik akımını iletir.

3. Hidrojen Bağı; Bir molekülde H atomu; Flor, Oksijen, Azot (FON) atomlarından birine bağlıysa, bu tür moleküllerde Van-der Wals ve Dipol-Dipol ile beraber H bağıda bulunur. Hidrojen Bağı W-W D-D

H-F..H-F..H-F..H-F..H-F..H-F..H-F..H-F Hidrojen bağının oluşması için, 3 önemli faktör vardır. 1.Hidrojen bağı oluşması için ilk şart, H atomunun FON atomlarından birine bağlı olması gerekmektedir. Bu şekilde H atomu büyük oranda + yükle yüklenirken, diğer atom, – yükle yüklenir. Molekülün polarlığı maksimuma ulaşır. Bu açıdan Hidrojen bağı Dipol-Dipol bağının farklı bir versiyonudur. 2. Diğer taraftan hidrojen bağında, hidrojenle diğer atom arasında da zayıf kovalent bağa raslanır. H-F..H-F..H-F..H-F..H-F..H-F..H-F..H-F Kovalent Bağ Hidrojen Bağı Zayıf Kovalent Bağ

3. Diğer bir faktörde H köprü bağıdır 3. Diğer bir faktörde H köprü bağıdır. Hidrojen köprü bağı sayesinde hidrojen bağı, daha sağlam bir yapıya ulaşıyor. H—F:—H+— :F Oldukça elektro negatif bir atoma bağlanmış hidrojen atomları, tamama yakın pozitif yükle yüklendiğinden, bağlı olduğu F atomundan kopar komşu durumdaki çiftleşmemiş elektron çifti içeren atoma bağlanır. Bu olayı aynı anda tüm moleküldeki hidrojen atomları yapar. Bu şekilde F-H-F köprü bağı oluşur. Hidrojen bağı içeren moleküller hidrojen bağının bu özel durumu sayesinde oldukça yüksek erime ve kaynama noktasına sahiptirler.

HF molekülünde 6 adet HF molekülü, biri biri arasında yaptıkları kuvvetli hidrojen bağından dolayı,altıgen bir yapı içersinde bulunur. (Kırmızı çizgiler hidrojen bağını göstermektedir.)

HCl-HCl ÖR: HF, H2O, NH3, R-COOH, R-OH, R-NH2 ......gibi moleküllerde, moleküller arasında diğer bağlarla birlikte hidrojen bağıda görülür. Hidrojen bağı içeren moleküllerde, molekülleri bir arada tutan kuvvet artar, bu sebeple, erime-kaynama noktalarında, diğer eşdeğer moleküllere göre ani yükselmeler görülür.

Kaynama ve Erime Noktaları 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 apolar bir moleküldeki çekim kuvvetinin kalıcı değilde anlık olduğunu bir kez daha hatırlıyalım. 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 NaF  ve MgO sodyum klorür yapısında katılardır. İyonlar arası uzaklık sırası ile 251 pm ve 212 pm dir. Bu değerlerden analaşılabileceği 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. Erime Noktası (ºC) Kaynama Nok. (ºC) NaF 933 1695 MgO 2800 3600

Erime Nok (o C) Kaynama Nok (o C) NaF 933 1695 KCl 770 1500 RbBr 693 İyonlar arasında uzaklıkların dikkate alınacağı örnekte ise iyon yükleri aynı olan NaF (251 pm), KCl (319 pm), RbBr (348 pm) katıları incelenebilir Erime Nok (o C) Kaynama Nok (o C) NaF 933 1695 KCl 770 1500 RbBr 693 1340