kimyasal türler arası etkileşimler

KİMYASAL TÜRLER ARASI ETKİLEŞİMLER
1.Kimyasal Türler
Atomlar, moleküller, iyonlar ve radikaller genel olarak kimyasal tür adıyla bilinir.
ATOM: Bir elementin bütün özelliklerini taşıyan en küçük birimine denir.
MOLEKÜL: Aynı ya da farklı en az iki atomun kimyasal bağlarla bağlanarak oluşturduğu atomlar grubuna
denir.(element molekülü ve bileşik molekülü)
İYON: Pozitif ya da negatif yüklü atom ya da atom grubuna denir. (katyon ve anyon)
RADİKAL: Bir ya da daha fazla ortaklanmamış elektronları bulunan molekül parçacıklarına SERBEST
RADİKALLER ya da RADİKALLER denir. Radikaller, yüksek enerjili ve kararsız ara ürünlerdir.
Radikaller
,
,
şeklinde yazılabileceği gibi, ortaklanmamış elektron
şeklinde de yazılabilir. Molekül tanımına uyan
radikal sayılabilir.
,
2,
3,
,
2
,
,
de aynı zamanda
 Bir radikal başka radikallerin oluşumuna da yol açabilir.
 Serbest radikaller dimerleşerek kararlı molekülleri de oluşturabilir.
 İki atomlu moleküllerin yanı sıra çok atomlu moleküller de atomlara veya radikal gruplarına
ayrışabilir.
 Radikaller, zincirleme reaksiyonların gerçekleştirilmesinde başlatıcı olarak görev yapar.
Bazen istenmeyen reaksiyonlara da sebep olabilirler.
2.Kimyasal Türler Arasındaki Etkileşimler
Atomlar bağ oluşturmak için bir araya geldikleri zaman, çekirdeklerine en uzakta bulunan
elektronlar etkileşir. Dolayısıyla bağlanma için değerlik tabakası ve değerlik elektronları önemlidir.
Kimyasal türler, birbirlerine yanaştıklarında elektron bulutları ve çekirdekleri arasında itme ve çekme
kuvvetleri oluşturur.
3.Kimyasal Bağların Oluşum Mekanizması
İki bağımsız kimyasal türün elektron bulutları ve çekirdekleri arasında meydana gelen
elektrostatik çekme ve itme kuvvetleri oluşturur. Aynı anda gerçekleşen etkileşimlerde çekme kuvveti,
itme kuvvetinden baskın olduğu durumlarda “GÜÇLÜ ETKİLEŞİMLER(Kimyasal Bağlar)” oluşur.
Potansiyel enerji negatiftir.
Çekme itme farkının küçük olduğu durumlarda ise “ZAYIF ETKİLEŞİMLER(Fiziksel Bağlar)”
oluşur. Bu etkileşimler moleküller arası etkileşimdir.
GÜÇLÜ ETKİLEŞİMLER
1-İyonik Bağlar
2-Kovalent Bağlar
3-Metalik Bağlar
ZAYIF ETKİLEŞİMLER
1-Van der Waals bağları
a.Dipol-dipol bağları
b.İyon-dipol bağları
c.İndüklenmiş dipol bağlar
*İyon-indüklenmiş dipol bağları
*Dipol-indüklenmiş dipol bağları
*London kuvvetleri(indüklenmiş dipol-indüklenmiş dipol)
2-Hidrojen bağları
4.Güçlü ve Zayıf Bağların Oluşması ve Kopması
Atomlar molekül oluşturmak üzere bir araya geldiklerinde enerjilerini düşürerek kararlı hale
geçerler. H atomu tek elektrona sahip olduğu için kararsızdır. Başka bir H atomu ile kimyasal bağ
yaparak hem kararlı hem de düşük enerjili hâle gelir. Düşük enerjili hâle geçerken bulunduğu ortama
enerji verir.
H2(g) + 436 kJ/mol
H(g) + H(g) tepkime denklemindeki gibi; iki atomlu bir gaz
molekülünü gaz hâlde nötral atomlara ayırmak için verilmesi gereken enerjiye “BAĞ ENERJİSİ” denir.
Bağ enerjisinin değeri yaklaşık 40 kj/mol veya daha büyük olan bağlar kimyasal bağlardır. Atom ya da
atom grupları arasındaki çekim kuvvetleri 40 kJ/mol den küçük olduğu durumlarda ise moleküller arası
çekim kuvvetleri oluşur.
Kimyasal bağlar oluştuğunda veya koptuğunda yeni kimyasal türler meydana geldiği için
maddenin kimliği değişir. Fiziksel bağlar oluştuğunda veya koptuğunda ise maddenin fiziksel halinde
değişiklik olur ancak kimliğinde değişiklik olmaz.
GÜÇLÜ ETKİLEŞİMLER
1.İyonik Bağların Sağlamlığı
Bir iyonik bağın sağlamlığı; bağı oluşturan atomların çapları ve yük büyüklüklerine bağlıdır. İyonik
bir bileşikte, iyonik bağ ne kadar kuvvetli ise bileşiğin erime noktası o kadar yüksektir.
Erime noktaları arasında NaF>NaCl>NaBr>NaI şeklinde bir ilişki vardır. Bileşiklerin iyonik
bağlarının sağlamlıkları arasındaki ilişki de NaF>NaCl>NaBr>NaI şeklindedir.
Periyodik cetvelin aynı grubunda bulunan element atomlarının atom numaraları arttıkça atom
yarıçapları da artmaktadır. Buna göre, atomların yarıçapları arasındaki ilişki I>Br>Cl>F şeklindedir. Çapı
en küçük olan element atomunun bağ elektronları çekirdek tarafından daha çok çekileceği için başka bir
element atomuyla oluşturacağı iyonik bağ çok sağlam olacaktır.
Sonuç olarak, çapı en küçük olan F atomunun Na atomuyla oluşturduğu bileşiğin içerdiği iyonik
bağ, F atomuyla aynı grupta yer alan diğer element atomlarının Na ile oluşturduğu bileşiklerin içerdikleri
iyonik bağdan daha sağlamdır.
İyonik bağın kuvveti, bileşikteki iyonların yüklerinin büyüklüğüne de bağlıdır. Zıt yüklü bir iyon çifti
arasındaki çekim kuvveti iyon yükü ile artar, iyon büyüklüğü ile azalır. Örneğin; Na+, Cl- olan NaCl iyonik
katısının erime noktası 801 °C iken Mg2+, O2- olan MgO iyonik katısının erime noktası 2852 °C dir.
2.İyonik Bağlı Bileşiklerin Özellikleri
Oda sıcaklığında katı, sert fakat kırılgan, yüksek erime ve kaynama noktalarına sahip, kristal
örgülü yapıda, suda çözündüklerinde ve eritildiklerinde iletken bileşiklerdir.
İyonik kristaller sıkıştırıldığında aynı yüklü iyonlar birbirini iter. Bu itme sonucu kristaldeki düzen
kayar ve katı kırılır.
İyonik bağlı bileşikler katı halde elektriği iletmezler çünkü iyonları katı halde bir arada tutan güçlü
elektrostatik çekim kuvvetleri vardır ve iyonlar kristal örgü içinde sabit noktalarda bulunurlar. Suda
çözündüklerinde ya da eritildiklerinde ise iyonları bir arada tutan çekim kuvveti kırılır ve bu şekilde
hareket serbestliği kazanan yüklü iyonlar vasıtasıyla elektrik akımı iletilir.
3.Kovalent Bağların Oluşumu
İki atom arasındaki kovalent bağ, spinleri zıt bir elektron çiftinin birbiriyle örtüşen iki atomik orbital
tarafından paylaşılması sonucu oluşur. H2, H2O, HCl gibi basit iki atomlu moleküllerin oluşumunda, tek
elektronlu orbitaller örtüşerek elektronlar eşlenir. Eşlenmiş elektron çiftinin oluşturduğu (-) yüklü bulut iki
atomu bir arada tutarak kovalent bağ oluşur.
İki hidrojen atomu birbirine yaklaştığında 1s orbitalleri birbiri içine girmeye başlar. Bu olaya
ORBİTALLERİN ÖRTÜŞMESİ denir. Pozitif yüklü iki çekirdek arasında negatif yüklü elektron yoğunluğu
artacağından çekim kuvveti artar. Böylece kovalent bağ oluşur. Hidrojen atomunun He elektron dizilimine
ulaşması için s orbitallerinin örtüşmesi yeterlidir (Dublet Kuralı).
Hidrojen dışındaki atomlar en yüksek enerji düzeyindeki elektron sayısını sekize tamamlayıncaya
kadar bağ oluşturma eğilimi gösterir(Oktet Kuralı).
4.Kimyasal Bağların İyonik-Kovalent Karakteri
AgBr
AgI
İyonik karakter azalır
AgCl
Kovalent karakter artar
AgF
Elektronegatiflik farkı azalır
Bir kimyasal bağda elektronlar elektronegatifliği yüksek olan atomun çekirdeği tarafından daha
kuvvetli çekildiğinden elektron yoğunluğu o atom tarafına kayar. İşte bu özellik bağın kısmi iyonik
karakteri ya da bağın polarlığı olarak bilinir.
Bağı oluşturan atomlar arasındaki elektronegatiflik farkı ne kadar fazla ise bağ o kadar iyoniktir.
Elektronegatiflik değerleri; bir grupta yukarıdan aşağıya inildikçe azalır, aynı periyotta soldan sağa doğru
gidildikçe artar.
ÖRNEK:
ÖRNEK:
NaF
MgF2
AlF3
SiF4
PF5
SF6
ClF7
Elektronegatiflik farkı azalır
Kovalent karakter artar
İyonik karakter azalır
5.Kovalent Bağların Polarlığı
H2, Cl2 gibi moleküllerde elektron çifti bağ atomları tarafından eşit paylaşır. Bu moleküllerde
elektron yük dağılımları tam simetrik olup bağlar apolar kovalenttir.
HF molekülünde atomların elektronegatiflik farkı nedeniyle elektronlar eşit paylaşılmaz. Elektron
yük dağılımı tam simetrik değildir. Elektronegatifliği fazla olan F atomu elektron çiftini kendine doğru
çeker ve F kısmen (δ-), H atomu da kısmen (δ+) yük kazanır. Bağ elektronları zamanının büyük
çoğunluğunu F atomunun etrafında geçirir. HF deki bu bağ polar kovalenttir.
Polar kovalent bağlarda elektronların eşit paylaşılmaması kısmi elektron transferi gibi ya da
elektron yoğunluğunun elektronegatif atoma kayması olarak düşünülebilir.
Bağ yapan atomlar arasındaki elektronegatiflik farkı 1,7 den büyük ise bağın kısmi iyonik
karakteri daha fazladır. Elektronegatiflik farkı 1,7 ise bağ %50 iyonik karakter taşır.
6.Metalik Bağın Oluşumu
Metallerin iyonlaşma enerjilerinin düşük olması yani değerlik elektronlarını yeterince çekememeleri başka bir deyişle elektronegatifliklerinin düşük olması metalik bağ oluşmasının nedenlerinden biridir.
Metal atomlarının değerlik elektronları diğer element atomlarının elektronlarına göre daha serbesttir ve
daha fazla hareket edebilir.
Değerlik elektronları sayısının değerlik orbitallerinden az olması, değerlik elektronlarının girebileceği bir çok yerin olmasıdır.
Birden fazla metal atomu bir arada bulunduğunda değerlik elektronları hem ait oldukları atomların
boş değerlik orbitallerine hem de komşu atomların eş enerjili boş değerlik orbitallerine rahatlıkla geçebilir.
Böylece hareketli elektronlar bir elektron denizi oluşturur. Negatif yüklü elektronların oluşturduğu elektron
denizi, metal iyonlarını bir arada tutar.Pozitif ve negatif yükler birbirine eşittir. Bu elektron denizi ile pozitif
metal iyonları arasındaki elektrostatik çekime “metalik bağ” denir.
Metallerin en önemli özellikleri, ısı ve elektrik iletkenliğine sahip olmalarıdır. Bu iletkenliğin sebebi,
tüm yapıya dağılan hareketli elektronlardır.
7.Metallerin Fiziksel Özelliklerinin Metalik Bağ ile Açıklanması
Metaller, elektron hareketliliğinden dolayı önemli özellikler kazanır. Bu özeliklerden biri metalik
parlaklıktır. Metal yüzeylerin parlak olmasının nedeni; yüzeye çarpan ışın demetinin oluşturduğu
elektriksel alanın metaldeki serbest elektronları yüksek enerji katmanına uyarması sonucunda eski enerji
katmanına dönen elektronların soğurdukları ışının tamamını geri yansıtmasıdır.
Bakırın kırmızı, altının sarı renkte olmasının nedeni, bu metallerin görünür ışıktaki bu renklerden
birini yansıtırken diğerlerini soğurmasıdır.
Metallerin bir özelliği de tel ve levha haline getirilebilmeleridir. Metal katyonları, elektron denizinde
dışarıdan bir darbe uygulandığında katyon komşu atomlar tarafından itilebilir. Elektron denizi, darbe
altında kolayca kayar ve metal kristalleri parçalanmadan şekil değiştirebilir. Bu yüzden metaller esnektir,
dövülebilir ve şekillendirilebilir.
Metalik bağ, diğer moleküller arası kuvvetlerden daha güçlüdür. Fakat genelde iyon bağları ve
kovalent bağlardan daha zayıftır.
*Metalik bağın gücü metal atomunun
-çapıyla ters
-değerlik elektronları sayısıyla doğru orantılıdır.
*Güçlü metalik bağ içeren metallerin erime noktaları da yüksektir.
ZAYIF ETKİLEŞİMLER
1.Kalıcı ve İndüklenmiş Dipoller
H2, F2, O2 molekülleri apolar kovalent bağ içerir. Molekülleri de yük dağılımları simetrik olduğundan apolardır. Dolayısıyla kalıcı dipol karakterleri sıfırdır.
HF, IF molekülleri ise polar kovalent bağ içerir. Her iki molekülde de F atomu daha elektronegatif
olduğundan molekülün F ucu (δ-) diğer ucu (δ+) yükle yüklenir ve polar yani kalıcı bir dipol oluşur. Polar
moleküllerde (+) ve (-) yük merkezleri üst üste çakışmaz.
δδ+
Doğrusal
B
( molekül apolar)
Kalıcı dipoller oluşmaz.
δ+
H
H
açısal
Üçgen düzlem
( molekül apolar)
Kalıcı dipoller oluşmaz.
(molekül polar)
Kalıcı dipoller oluşur.
Apolar molekül ya da atomlarda yük dağılımı simetriktir. Atom ya da moleküllerde elektronlar
sürekli hareket halindedir ve elektron yük dağılımı her an değiştiğinden belli bir anda belli bir bölgede
elektron kaymasından dolayı yoğunluk gözlenir. Elektronların bir bölgede yığılması o bölgenin (δ-),
elektronca fakir olan diğer bölgenin de (δ+) yüklenmesine, apolar olan bir molekülün polarlaşmasına
(kutuplaşmasına) yol açar. Böylelikle bir anlık (geçici) dipol oluşur. Bu olaydan sonra komşu atom ya da
moleküldeki elektronlar da aynı şekilde davranarak dipol oluşturur. Bu durum zincirleme devam eder. Bu
olaya “İNDÜKLENME” oluşan yeni dipole de “İNDÜKLENMİŞ DİPOL” denir.
2.Dipol-Dipol Kuvvetleri
İki polar molekül birbirine yaklaşırken birinin pozitif kutbu ile diğerinin negatif kutbu arasında
elektrostatik bir çekim kuvveti oluşur. Bu şekilde polar moleküller arasında oluşan etkileşimlere “DİPOLDİPOL KUVVETLERİ” denir. Fakat bu etkileşim polar moleküllerdeki kısmi yüklerden kaynaklandığı için
zıt yüklü iyonlar arasında gerçekleşen çekim kadar kuvvetli değildir( Güçlü etkileşimlerin %1 i kadar
kuvvetlidir).
Normal şartlar altında gaz haldeki polar moleküllerin aralarındaki dipol-dipol kuvvetleri çok
zayıftır. Gazın basıncı arttıkça moleküller birbirine yaklaşır. Aynı anda ortamın sıcaklığı da düşürülerek
polar taneciklerin kinetik enerjisi azalacağı için dipol-dipol etkileşimleri artar.
indüklenmiş dipoller oluşabilir. K.N. = -78 °C
δ+
dipol-dipol kuvvetleri K.N. = -10 °C
δ-
δ-
SO2 molekülleri arasında oluşan dipol-dipol kuvvetleri nedeniyle SO2 nin KN, CO2 nin KN’ndan yüksektir. Polar
moleküllerin arasında oluşan dipol-dipol kuvvetleri sonucunda polar moleküller birbiri içinde çözünür.
3.Geçici Dipoller Arasındaki Bağlar
Soy gazlar, H2,O2, N2, CO2 veya CH4 gibi apolar maddelerin atomları arasında meydana gelen
zayıf etkileşimler, taneciklerin birbiri ile çarpışması sonucunda oluşan geçici indüklenmiş dipollerden
kaynaklanır.
Atom ve moleküllerde elektronlar sürekli olarak hareket halindedir. Elektronlar, atom ya da
molekülün bir bölgesine bir an olsa bile yığılarak atom ya da molekülün polarlaşmasına neden olarak
anlık bir dipol oluşur. Molekülün ya da atomun anlık dipolü çevre molekülde veya atomda da anlık
indüklenmiş dipol oluşturur. Anlık dipol sonucunda atom veya apolar moleküller arasında oluşan çekim
kuvvetlerine “LONDON KUVVETLERİ” denir.
Anlık dipolü olan molekül ile çevresindeki indüklenmiş dipol arasında bir çekme kuvveti oluşur.
İndüklenmiş dipol-indüklenmiş dipol arasında yalnızca çekme kuvveti vardır. Anlık dipol her molekülde
oluşur ve çevresindeki molekülleri de indükler.
 London kuvvetleri elektron hareketliliğinden kaynaklandığı için, elektron sayısı dolayısıyla atom
numarası büyük olan moleküllerde elektron hareketi daha fazla olacağından bu molekülün
polarlanabilirliği daha yüksektir.
 London kuvvetleri moleküller arası etkileşimlerin en zayıfıdır.
 İzomer bileşiklerde, dallanma arttıkça London kuvvetleri azalır.
4.İyon-Kalıcı Dipol ve İyon-İndüklenmiş Dipol Etkileşimleri
İyonik kristallerin H2O gibi polar çözünmesini bu etkileşimlere örnek verebiliriz. NaCl iyonik
katısının suda çözünmesi olayında, polar su moleküllerde karşıt yüklü uçlarıyla iyonlara yaklaşır ve
iyonları kristal örgüden kopararak su içinde dağılır. Bu etkileşime “İYON-KALICI DİPOL ETKİLEŞİMİ”
denir.
İyonik bir maddenin apolar bir çözücüde çözünmesi bu etkileşimin bir sonucudur. Fakat bu
etkileşim zayıf olduğundan iyonik bir madde apolar bir çözücüde az çözünür. NaCl’nin CCl4 ve C6H6 gibi
apolar çözücülerde çözünmesi bu etkileşim türüne örnek verilebilir.
5.Hidrojen Bağı
H2O, HF ve NH3 bileşiklerinin kaynama noktaları F, O ve N atomları ile aynı grupta bulunan
elementlerin benzer bileşiklerinden (diğer hidrürlerden) daha yüksektir. Molekül boyutuna ve elektron
sayısına göre bu bileşiklerin kaynama noktalarının beklenenden daha yüksek olması bu moleküller arası
dipol-dipol bağları ve London kuvvetleri dışında bir bağ türü olması gerektiğini ortaya koymuştur.
H atomu, elektronegatifliği çok yüksek olan F, O ve N atomları ile kimyasal bağ oluşturduğunda,
elektronunu büyük ölçüde yitirir ve diğer polar moleküllerdekine göre daha etkin bir artı yük kazanır. Bu
yük nedeniyle hidrojenin, komşu moleküllerin eksi ucuyla oluşturduğu moleküller arası çekim kuvvetine
“HİDROJEN BAĞI” denir. Hidrojen bağı, aynı ya da farklı tür moleküller arasında oluşabilir.
Verici
H
Kovalent bağ
……
Alıcı
Hidrojen bağı
*Ortaklanmamış elektron çiftiyle (-), pozitif yüklü H arasındaki çekim Hidrojen bağını oluşturur.
*Hidrojen bağı, aynı anda iki elektronegatifliği yüksek atom tarafından paylaşılmasıyla meydana gelen
hidrojen köprüsüdür.
6.Hidrojen Bağının Maddenin Fiziksel Özelliklerine Etkisi
Moleküller arasındaki etkileşimin şiddeti; yoğunluk, çözünürlük, erime ve kaynama noktası gibi
birçok fiziksel özelliği etkiler. Molekülleri arasında daha güçlü etkileşim olan maddenin kaynama noktası
daha yüksektir.

H-bağları güçlü etkileşimlerden çok daha zayıftır. Ancak Van der Waals kuvvetlerinden de
yaklaşık 10 kat daha kuvvetlidir.

H-bağı, fiziksel etkileşimlerin arasında en güçlü olan çekim kuvvetidir. Bu nedenle, H-bağı içeren
bileşiklerin kaynama noktası diğer fiziksel çekim kuvvetlerini içeren maddelere göre daha
yüksektir.
7.Kimyasal Türler Arasındaki Etkileşim Tiplerinin Belirlenmesi
Kimyasal türler kendilerine benzeyen türlerle daha çok etkileşirler. H2O polar bir moleküldür. H2O
diğer H2O molekülleri ile dipol-dipol etkileşimi, H-bağı ve London kuvvetlerinin oluşabildiği gibi H2O ile
CH3OH molekülleri arasında da oluşur.
Br2 apolar bir madde olduğu için kendine benzeyen apolar C6H6 içinde çözünür. Br2 ile H2O
arasında London kuvvetleri ve dipol-indüklenmiş dipol kuvvetleri meydana gelir. Bu etkileşimler çok zayıf
olduğundan oldukça Br2, H2O da az çözünür.
SORU: Aşağıdaki madde çiftleri arasındaki etkileşim türlerini yazınız.
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
O2 - H2O
HCl - H2O
CH3OH - H2O
Na+ - H2O
CH4 – CH4
CO2 – CO2
C6H12O6 - H2O
Cl- - C6H14
CH3OH – CHCl3
NH3 – NH3
C2H5OH - C2H5OH