KİMYASAL BAĞLAR

ATOM YARIÇAPI

İYONLAŞMA ENERJİSİ

ELEKTRON İLGİSİ

ELEKTRONEGATİFLİK

İYONİK BAĞKOVALENT BAĞİYONİK VE KOVALENT BAĞ ARASINDAKİ GEÇİŞ

LEWİS YAPILARI

Nötral Atomların Yarıçapları

1.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.

Na1.90

Mg1.60

Al1.43

Si1.32

P1.28

S1.27

Metal yarıçapı

Elektron sayısı arttığı halde boyut niçin azalır ?

Atom Yarıçapı

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.

• Grup boyunca

- 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

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

İzoelektronik atomlar ve iyonlar aynıelektron dizilişine sahiptir

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Cl-

181 pm

Ar174 pm

K+

133 pm

Çekirdekyükü

Elektron sayısı

İyonyarıçapı (Å)

O2+ 8 6

O 8 8

O2– 8 10

0.73

0.44

1.40

Bağıl büyüküğü açıklayınız.

İyonlaşma Enerjisi

H°ie artar

H° ie

aza

lır

Birinci iyonlaşma enerjisi, IE1, izole bir atomdan bir elektron kopartmak için verilmesi gereken enerjidir.

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

Al+(g) Al2+(g) + e- I2 = 1815 kJ/mol

Al2+(g) Al3+(g) + e- I3 = 2740 kJ/mol

Al3+(g) Al4+(g) + e- I4 = 11,600 kJ/mol

birinci

ikinci

üçüncü

dördüncü

İE (+) işaretli olup endotermiktir (Sistem enerji soğurur)

Periyot boyunca birinci iyonlaşma enerjilerinde sapmalar

B: [He]2s2 2p1

p orbitalleri, s orbitallerinden daha iyi perdelenir, bu nedenle Z* azalır ve H°ie düşer.

O: [He]2s2 2p4

İlk eşleşen elektronlar arasında oluşan itme, bir elektronun kaybedilmesini kolaylaştırır.

Atom numarasına karşılık 1. İyonlaşma Enerjisi

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 İEazalır(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. 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 fazladır2) 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

PLAN:

ÇÖZÜM

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

IE bir grup içinde aşağıya doğru inildikçe azalır,bir periyotta sağa doğru gittikçe artar.

(a) He > Ar > Kr

(b) Te > Sb > Sn

(c) Ca > K > Rb

(d) Xe > I > Cs

Group 8A(18) - IE bir grupta aşağıya doğru azalır.

5. Periyot elementleri – IE bir periyotta sağa doğru artar.

Ca , K ‘un sağındadır; Rb K’un aşağısındadır.

I Xe’nun solundadır; Cs Iun bir periyot altında ve daha aşağıdadır.

Örnek Problem: İyonlaşma Enerjisinden bir elementi tanımlamak

PLAN:

ÇÖZÜM:

IE1 IE2 IE3 IE4 IE5 IE6

1012 1903 2910 4956 6278 22,230

Valans elektronları ayrıldığını gösteren enerjideki büyük artış incelenecek

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.

Elektron İlgisiElektron 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 artarE

İ aza

lır 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: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 a

zalır

Geleneksel ölçek 0 ile 4 arasındadır.

F için X = 4 kabul edilmiştir.

Kural

χ > 1.7 : iyonik bağ

1.7 > X > 0.5 : polar kovalent bağ

X < 0.5 : apolar kovalent

Bağ PolarlığıBağ Polarlığı

Bağların polarlığı, bağ elektronlarının eşit olarak paylaşılmamasından kaynaklanır.

Bütün farklı atomlu bağlar, bir miktar polariteye sahiptir.Bütün farklı atomlu bağlar, bir miktar polariteye sahiptir.

Hangi bağ daha polardır?

O—H O—F

3.5 - 2.13.5 - 2.1 3.5 - 4.03.5 - 4.0 1.41.4 0.5 0.5

OH bağı, OF den daha polardır ve

polaritesi ters yönlüdür.

O H+-

O F+ -

Molekül Polaritesi

Apolar Polar

Apolar moleküller

Polar moleküllerPolar moleküller

Formaldehyde = 2.33 D

directionof dipolemoment H H

C

O

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

DİPOL MOMENTİN ÖLÇÜMÜ+-

- +Metal plakalar üzerine voltaj uygulandığında

Apolar kovalent bağ:Elektronlar eşit bir şekilde paylaşılmış

Polar kovalent:Elektronlar eşit olmayan şekilde

paylaşılır

İyonik Bağ: Elektron alışverişi

ATOMİK BÜYÜKLÜK

ELEKTRON İLGİSİ

İYONLAŞMA ENERJİSİ

Atomlar Arasındaki Bağlar

Kovalent

İyonik

Poliatomik iyonlar

Metalik

Moleküler maddeler Polar

ApolarKoordinatif

Kovalent

Ağ örgülü Katılar

Evlilik

Boşanma

Bir bağın oluşumu evlilik gibidir.

•Kararlı

•Ekzotermik

Bir bağın kırılması boşanma ile ilgilidir.

•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

İYONİK BAĞ

BÜYÜK AÇGÖZLÜ HIRSIZ KÖPEKBÜYÜK AÇGÖZLÜ HIRSIZ KÖPEK

Kovalent Bağlar•Kovalent Bağ nedir?

- Kovalent bağ, bağ yapan iki atom arasında elektronların paylaşılması sonucunda oluşan kimyasal bir bağdır.

- Bir kovalent bağ iki ametal arasında oluşur.

• Bir kovalent bağ nasıl oluşur?

Oksijen Molekülü(O2)

Kovalent Bağ: Elektronlar ortaklaşa kullanılır.

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 ?

ÇÖZÜM1H : 1s1 1KB2He: 1s2 KB YOK4Be: 1s2 2s2 2p (2s1 2pX1 ) 2 KB5B : 1s2 2s2 2p1 (2s1 2px1 2py1 ) 3 KB

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

ÇÖZÜM6C : 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. 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.

Polar Kovalent Bağ

Eşit olmayan bir eşleşme var ancak paylaşmaya istekli

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

İyonik bağ Bozulmaya uğramış iyonlar

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.Değerlik elektronları, elementlerin son yörüngesindeki elektronlardır. Elementin periyodik tablodaki yeri önemlidir.

• Lewis Lewis Nokta GösterimiNokta Gösterimi

Lewis Yapısı ve Oktet Kuralı

• Bileşikler oluşurken oktet kuralına uyma eğilimi gösterirler.–Oktet Kuralı: Oktet Kuralı: Atomların değerlik elektron Atomların değerlik elektron sayılarını sekize tamamlama isteğidir.sayılarını sekize tamamlama isteğidir.

– Dublet Kuralı:Dublet Kuralı: Hidrojen atomunun son Hidrojen atomunun son yörüngesindeki elektronlarını He’a benzetme yörüngesindeki elektronlarını He’a benzetme isteğidir.( Son yörüngesindeki elektron sayısını ikiye isteğidir.( Son yörüngesindeki elektron sayısını ikiye tamamlama isteğitamamlama isteği

Atomların Bağlanması•Bir molekül için atomik düzenleme genellikle verilir

•CHCH22ClFClF HNOHNO33 CHCH33COOHCOOH HH22SeSe HH22SOSO44 OO33

H C F

Cl

HH

N OO

OH O S O H

O

OO O O

H C C

O H H

H O H Se H

Genellikle molekülde bir tane merkez atom vardır, CH2ClF, SeCl2, O3 (CO2, NH3, PO4

3-), 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 için kimyasal formülünün ve her bir Bağ tablosunun oluşturulması için kimyasal formülünün ve her bir atomun etrafındaki elektron sayısının bilinmesi gereklidir atomun etrafındaki elektron sayısının bilinmesi gereklidir

•A) A) Kimyasal FormülKimyasal Formül ÖrnÖrn., ., CCOO22

•B) Oe - OB) Oe - Okktet Eletet Elekktrontronlarıları ( (Oe daima 8 ya da 2 (H için) dir) Oe daima 8 ya da 2 (H için) dir) •C) TC) Tdde – e – Toplam Değerlik ElektronlarıToplam Değerlik Elektronları

Bağ tablosunun oluşturulması

Kimyasal formül Oktet e-Toplam Değ. e-CCOO22 OeOe TTddee

CO

1 x 8 = 8

2 x 8 = 16

1 x 4 = 4

2 x 6 = 12

24 16

•Bağ tablosu yapıldıktan sonra bağ yapan elektron Bağ tablosu yapıldıktan sonra bağ yapan elektron sayısı ve bağ sayısı hesaplanır. Bağ yapmadan kalan sayısı ve bağ sayısı hesaplanır. Bağ yapmadan kalan elektronlar herbir atomun etrafına oktet kuralına uyacak elektronlar herbir atomun etrafına oktet kuralına uyacak şekilde yerleştirilir. şekilde yerleştirilir.

Bağ sayısı ve bağ yapmadan kalan elektron sayısının hesaplanması

COO22 OeOe TTddee Bağ yapanBağ yapan e e--

Bağ TablosuBağ sayısı

Bağ yapmadan kalan e-

24 - 16 = 8

8/2 = 4

Tde(16) – Bağ yapan e-e- (8) = 8

Molekül oluşturma ve formal yükler

O..

: C O:..

Formal yük= Grup no – bağ sayısı - ortaklanmamış ē sayısı

O için Formal yük = 6 – 2 – 4 = 0C 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

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

5)

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

• 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 m2F=

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.)

• 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 BAĞIDipol Molekül Dipol Molekül

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

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. 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.)

F

F

FF

F

H H

H

F

H

HH

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.

HCl-HCl

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. 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

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