Kimyasal Etkileşim

Kimyasal Etkilesim-2

1
KİMYASAL TÜRLER VE ETKİLEŞİMLER (Ünite-3)
A-KİMYASAL TÜRLER
Atomlar: Bir elementin tüm özelliklerini gösteren en küçük parçasına atom denir. Maddelerin büyük 
çoğunluğu atomların bir araya gelmesinden oluşan molekül ya da iyonlardan oluşur.
İyonlar: Pozitif veya negatif yüklü olan atom ya da atom gruplarına denir. Nötr bir atomdan bir ya da çok 
sayıda elektron koparılması sonucunda pozitif yüklü iyon (katyon) oluşur. Nötr bir atomun elektron sayısındaki artış 
nedeniyle negatif yüklü iyon (anyon) oluşur. Atomlar bir ya da daha fazla elektron kaybedebilir ya da kazanabilir. Bu 
tür iyonlara tek atomlu iyonlar denir. Örneğin: Na
+1
, Mg
+2
, Fe
+3
, CI
-1
, S
-2
,N
-3
gibi.
Ayrıca iki yada fazla sayıda atom birleşerek, pozitif ya da negatif yüklü iyonları oluşturabilir. Bunlara çok 
atomlu ya da poliatomik iyonlar denir. Örneğin: OH
-
, NH4
+
, SO4
-2
, PO4
-3
gibi.
Moleküller: Molekül, en az iki atomun belli bir düzende, kimyasal kuvvetlerle bir arada tutulduğu atomlar 
topluluğudur. Bir molekülde tek bir elementin atomları bulunabileceği gibi, iki veya daha çok sayıda elementin 
atomları sabit oranlar yasasına uygun olarak bulunabilir. Bileşikler en az iki farklı elementten oluştuklarına göre, her 
molekül bileşik olmayabilir. Örneğin: H2 , O2 , N2 , CI2 gibi moleküller element molekülleridir ve diatomik moleküller 
olarak adlandırılır. H2O , NH3 , HNO3 , O3 gibi moleküller ikiden çok atom içerdikleri için bu moleküllere poliatomik 
moleküller denir.  H2O , NH3 , HNO3 gibi moleküller bileşik tanımına da uyduklarından bileşiktirler.
Radikaller: Bazı maddeler tek sayıda değerlik elektronu içerirler ve maddeyi oluşturan atomlardan en az birisi
oktetini tamamlayamaz. Tek elektron içeren bu tür yapılara radikal denir. Radikaller genellikle çok reaktiftirler ve 
kararsızdırlar (kısa ömürlüdürler). Örneğin metil  (•CH3)ve  hidroksil (•OH)  radikalleri yedişer değerlik elektronu 
içermektedir.
Etanın yanması sonucu sırasında H3C – CH3  H3C• + •CH3Karbon-karbon bağındaki elektron çifti, iki tek 
elektrona ayrılarak radikali oluşturabilir.
Radikaller bir çok polimerin yapımında kullanılır. Polimerizasyon tepkimesi bir radikal ile başlatılır. 
Polimerizasyon tepkimesi, uzun polimer molekülleri oluşuncaya kadar devam eder.
Otomobillerin sıcak egzos gazlarında, jet motorlarında azot ile oksijenin doğrudan yanması ile oluşan NO de 
radikaldir. 
N2(g) + O2(g)  2NO(g)
Azotmonoksit, doğal olarak nöronlarımızda oluşur ve sinir sinyallerini ileten bir nörotransmitör dür. Kan 
akışında ve cinsel uyarılarda bu radikal rol oynar.
İki tane paylaşılmamış elektron taşıyan radikallere, biradikal denir. Elektronlar farklı 
atomlar üzerinde olabileceği gibi,  bazı durumlarda her iki elektronun aynı atom üzerinde 
olması da mümkündür.
B-KİMYASAL TÜRLER ARASINDAKİ ETKİLEŞİMLER
1.Moleküller arası Kuvvetler:  Moleküller arası kuvvetler moleküllerin arasındaki çekim kuvvetleridir ve 
maddenin yoğun olan sıvı ve katılardaki etkileri çok fazladır. Molekül içi kuvvetler moleküldeki atomları bir arada 
tutar. Molekül içi kuvvetler molekülün kararlılığını sağlarken, moleküller arası kuvvetler maddenin kaynama ve 
donma noktası gibi fiziksel özelliklerini belirler.
2.Dipol-Dipol Kuvvetleri: Dipol-dipol kuvvetleri polar moleküller arasındaki çekim kuvvetleridir.
Örneğin:  HCI-HCI
                            2
3.İyon-Dipol Kuvvetleri:  Bir iyon ile (katyon veya anyon) polar molekülü 
arasındaki iyon-dipol  kuvvetleridir. Bu etkileşimin kuvveti, iyonun yükü ve 
büyüklüğü ile polar molekülün dipol momenti ve boyutuna bağlıdır. Katyonlar 
genellikle anyonlardan daha küçük boyutta olduklarından yük yoğunlukları daha 
fazladır. Buna göre aynı yüke sahip anyon ve katyonlar karşılaştırıldığında, 
katyonlar dipollerle daha kuvvetli etkileşirler.
Na
+
ve Mg
+2  
iyonları yüksek dipol momente sahip olan su  molekülü ile etkileşim 
gösteririler. Mg
+2
    iyonunun yarıçapı  Na
iyonunun yarıçapına  göre daha küçük olduğunda, 
su molekülleri ile daha kuvvetli bir etkileşim gösterir.
4.İndüklenmiş Dipol: Bir atom ya da apolar bir molekülün  yanında, bir iyon ya da polar 
molekül yer aldığında, atomun ya da apolar molekülün elektron dağılımı, iyon veya polar molekül tarafından bozulur. 
Polar olmayan molekülde geçici bir dipolleşme oluşur. Apolar moleküldeki pozitif ve negatif yüklenme, atomun 
yakınında bulunan bir iyon yada polar molekülden kaynaklandığından indüklenmiş dipol (geçici dipol) olarak 
adlandırılır. İyon ile indüklenmiş dipol arasındaki çekime, iyon-indüklenmiş dipol etkileşimi denir. Polar molekül ile 
indüklenmiş dipol arasındaki etkileşime de dipol-indüklenmiş dipol etkileşimi denir.
1-GÜÇLÜ ETKİLEŞİMLER
KİMYASAL BAĞLAR
Maddeyi oluşturan atomları birarada tutan kuvvetlere kimyasal bağ denir. Kimyasal bağlar,atomların değerlik 
elektronları tarafından oluşturulur. Kimyasal bağın oluşması ya da kırılması sürecinde atom çekirdekleri değişmez. 
Kimyasal bağlar oluşurken enerji açığa çıkar. Bir kimyasal bağı kırmak için daima enerji gerekir. Bir kimyasal bağ 
oluşurken açığa çıkan enerji ile aynı bağı kırmak için harcanan enerji birbirine eşittir. 
Güçlü etkileşimler; iyonik bağ, kovalent bağ ve metalik bağ olarak sınıflandırılır.
Örnek:
I. NaCI de, Na
+
ve CI¯ iyonları arası
II. C2H2  de, C2H2 molekülleri arası
III. CH4  de,  C ve H atomları arası
Yukarıda verilen tanecikler arası çekim kuvvetlerinden hangileri kimyasal bağ tanımına uygun örnektir.
                                                                                                                                            Cevap: I ve III
Bir kimasal bağ, bağlanan atomların oluşturduğu yeni yapının enerjisi, bağımsız atomların enerjisinden daha
az ise meydana gelebilir. Örneğin; hidrojen ve azot atomları amonyak oluşturabilirler. Çünkü amonyak 
moleküllerinden oluşan gazın enerjisi, aynı sayıda azot ve hidrojen gazları karışımının enerjisinden daha azdır. Eğer 
iyon oluşumu ile düşük enerjiye ulaşılabiliyorsa, iyonlar oluşur. Düşük enerjiye elektron paylaşımı ile ulaşılabiliyorsa 
moleküller oluşur.
Bağ Kuvvetleri:  Bir kimyasal bağın kuvveti, gaz halindeki bir molekülde söz konusu bağ koparıldığı zaman 
ortaya çıkan enerji değişimi ile ölçülür. Bu değişime bağ enerjisi (entalpisi) denir. ΔΗ  ile gösterilir.
Örnek:
H2(g) 2H(g)ΔΗ: 104 kkal/mol CI2(g) 2CI
(g)           ΔΗ: 59 kkal/mol
O2(g) 2O(g)             ΔΗ: 118 kkal/mol I2(g)     2I
(g)ΔΗ: 36 kkal/mol
Bu verilere göre, bu moleküllerde atomlar arasındaki bağların kuvveti:  O2>H2>CI2>I2şeklindedir.
Bağ kuvveti;
a) Bağ sayısı arttıkça artar.
b) Komşu atomdaki ortaklaşmış elektron çifti arttıkça azalır.
c) Atomik yarıçaplar arttıkça azalır.
Bağ Uzunluğu: Bir kimyasal bağ ile birbirine bağlı iki atomun çekirdekleri arasındaki ortalama uzaklığa bağ 
uzunluğu denir.3
Aynı peryotta kovalent tekli bağların uzunluğu soldan sağa doğru azalır. Artan çekirdek yükü elektronları 
çeker ve bağ uzunluğu azalır.
Bir grupta  yukarıdan aşağı doğru inildikçe kovalent ve iyonik bağın uzunluğu artar. Değerlik elektronları 
çekirdeğe daha uzak ve iç elektronlar tarafından daha iyi perdelendiği için komşularına daha fazla yaklaşamazlar. 
Dolaysıyla uzun ve zayıf bağlar oluştururlar.
Aynı atomlar arasında çoklu bağların uzunluğu tekli bağların uzunluğundan daha kısa olur. 
Örneğin;   I.  C – C       II.   C  C       III.   C  C        örneklerinde bağ uzunluğu   I > II > III   şeklinde olur.
Bağ Açısı: Bağları oluşturan atomların çekirdeklerini birleştirilen doğrular arasındaki iç açıdır.
Örneğin;
İYONİK BAĞLAR
Zıt yüklü katyon ve anyonların çekimine iyonik bağ denir. Atomların veya 
iyonların değerlik elektronları atomun çevresinde noktalar halinde gösterilebilir. Buna 
Lewis elektron-nokta yapısı denir.
Örneğin;
11Na ile  17CI nin oluşturduğu bileşiğin Lewis elektron-nokta gösterimi aşağıdaki 
şekildedir.
Bir atomun bağ oluştururken değerlik elektron sayısını 8 elektrona 
tamamlayarak, soygaz elektron dizilişine ulaşmalarına oktet kuralı denir. 
NaCI bileşiğinde her iki iyon da s
p
6
soygaz elektron dizilişine ulaşmıştır. 
Hidrojen(1H), Lityum(3Li), Berilyum(4Be) bu kurala uymazlar. Bu atomlar kimyasal bağ oluştururlarken Helyum(2He) 
benzeri 1s
2
elektron dizilişine ulaşırlar.
Bir atomun değerlik elektron sayısını 2 elektrona tamamlayarak Helyum benzeri 1s
2
elektron dizilişi meydana 
getirmesine dublet kuralı denir.
3Li : 1s
2
2s
1
3Li
+
: 1s
2
4Be : 1s
2
2s
2
4Be
+2
: 1s
2
s ve p bloku metal atomları tüm değerlik elektronlarını kaybederek bileşik oluştururlar.
11Na : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
1                                                    
11Na
+
: 1s
2
2s
2
2p
6
13Al : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
1                                           
13Al
+3
: 1s
2
2s
2
2p
6
31Ga : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
1          
31Ga
+3
: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
Not: İyonik bağı oluşturan elementlerin elektronegatiflikleri arasındaki fark arttıkça, iyonik bağın karakteri 
artar.
Örnek: 
I. NaF
II. KF 
III. RbF  
Yukarıdaki bileşiklerdeki atomlar arası bağları iyonik karakterine göre büyükten küçüğe doğru sıralayınız. 
(11Na, 19K, 37Rb, 9F)                                                                                                                          Cevap: III > II > I   
                                                                             
Not: İyonik bağı oluşturan elementlerin  iyon  yarıçapları küçüldükçe ve iyon yükleri toplamı arttıkça  iyonik 
bağın kuvveti (şiddeti, sağlamlığı)artar ve bileşiğin erime noktası yükselir.
Örnek: 
I.LiF     II.  KF        II.NaF
Yukarıdaki bileşiklerdeki atomlar arası bağları iyonik bağın kuvvetine göre büyükten küçüğe doğru sıralayınız. 
(11Na, 19K, 3Li, 9F)                                                                                                                                          Cevap: I > III > II                                                                                                          4
Örnek:  NaCI (Na
+
  CI
-
)  erime noktası 801°C
               MgO (Mg
2+
  O
2-
) erime noktası 2852°C
Örnek:
X, Y, Z  elementleri halojendir ve atom numaraları  X > Y > Z  dir.  X, Y ve  Z  elementlerinin   11Na  ile 
oluşturdukları iyonik bileşiklerin erime noktalarını karşılaştırınız.                                 Cevap: NaZ > NaY > NaX
Örnek: 12X ile 7Y  nin oluşturduğu iyonik bileşik için aşağıdaki yargılardan hangileri doğrudur.
I. Formülü  X3Y2 dir.
II. Bileşikteki iyonlar izoelektroniktir.
III. Katı halde elektrik akımını iletir.                                                              Cevap: I ve II
Örnek: X elementi 3.periyot 1A grubundadır.  Y elementi 2.periyot 7A grubundadır. Buna göre, X ile Y nin 
oluşturduğu kararlı bileşik ve oluşumu için aşağıdaki yargılardan hangileri doğrudur.
I. Bileşik oluşumu sırasında  X  in atom çapı azalır.
II. Bileşik formülü  XY  dir.
III. Bileşiğin sulu çözeltisi elektrik akımını iletir.                                           Cevap: I – II ve III
Örnek: 11Na  ve16S elementlerinin oluşturacağı bileşik ile ilgili aşağıdaki yargılardan hangileri doğrudur.
I. Elektron-nokta gösterimi  ve formülü  Na2S  dir.
II. Katı ve sıvı iken elektrik akımını iletir.
III. İyonik katıdır.                                                                                                 Cevap: I ve III
KOVALENT BAĞLAR
Atomların elektron ortaklığı yaparak oluşturdukları bağlara kovalent bağ, bileşiklere ise moleküler 
bileşikler veya kovalent bileşikler denir. 
Kimyasal bağ oluşum eylemine, atomların yalnızca değerlik elektronları katılır. Yarı dolu değerlik orbitalleri, 
tam dolu olacak şekilde bağ yapmaya çalışır. 
Her kovalent bağ, zıt spinli elektronlardan oluşur. Zıt spin, atomun molekül içinde daha düşük enerjili ve daha 
kararlı olmasını sağlar.
1-APOLAR KOVALENT BAĞ
Kovalent bağ oluşurken bağı oluşturan elektron  çiftinin iki atom tarafında eşit 
paylaşılmasıdır. Bu durum yük dağılımının homojen olmasını ve molekülün kutupsuz 
(apolar) olmasını sağlar. Bir bağın apolar olması için bağı oluşturan elektronlar 
elektronegatiflikleri eşit olan atomlar tarafından kullanılmalıdır. Bu sebeple aynı tür 
ametal atomları apolar kovalent bağ oluşturur. Buna göre;   H2, F2, N2, O2   gibi aynı tür 
ametal atomları içeren moleküllerdeki bağlar apolar kovalenttir.
Örnek:
F2 molekülünün orbital şeması ile gösterimi.                F2 molekülünün elektron-nokta formülü ile gösterimi
Örnek:
O2 molekülünün orbital şeması ile gösterimi.               O2 molekülünün elektron-nokta formülü ile gösterimi5
2-POLAR KOVALENT BAĞ
Kovalent bağ oluşumunda bağı oluşturan elektron çiftlerinin moleküldeki atomlar 
tarafından eşit paylaşılmaması sonucu oluşan bağdır. Molekülde elektronegatifliği daha 
fazla olan atom, elektronların paylaşımında daha fazla pay aldığından kısmen negatif (-) 
yükle yüklenir. Diğer atom da kısmen pozitif (+) yük alır.
Kısaca, polar kovalent bağ elektronegatiflik farkından dolayı kısmi elektrik yüklü 
olan iki atom arasındaki bağdır. Kısmi yükler bir elektriksel dipol momente yol açar. Buna 
göre; HCI, HBr, H2O, HF, CH4    gibi farklı tür ametal 
atomları içeren moleküllerdeki bağlar polar kovalenttir.
Örnek: HCI molekülü oluşurken Hidrojen 
atomunun 1s orbitali ile Flor atomunun 2p orbitali 
örtüşür
Örnek: H2O molekülü oluşurken iki hidrojen 
atomunun 1s orbitali ile Oksijen atomunun iki tane 2p 
orbitali örtüşür
3- KOORDİNE KOVALENT BAĞ
Bazı molekül veya iyonlarda kovalent bağ oluşurken bağ yapımına katılan 
elektron çifti yalnızca bir atom tarafından karşılanır. Bu tür kovalent bağlara 
koordine kovalent bağ denir.
Örnekler: NH4
iyonunda hidrojen atomlarından birinin  N ile yaptığı 
bağda elektronu yoktur. Bağ yapımında kullanılan elektron çifti N atomu tarafında karşılanmıştır.
(1)numaralı oksijenin S ile yaptığı bağda elektronu yoktur. Bu bağda elektron çifti S 
atomu tarafından karşılanmıştır.
BF3 molekülünde B atomunun bağ yapmamış  değerlik elektronu 
yoktur. BF3 molekülü NH3 molekülü ile N atomunun bağ  yapmamış elektron çiftini kullanarak bağ 
oluşturur.
Not:
Farklı tür atomlar arasındaki kimyasal bağın  kesinlikle iyonik ya da kovalent karakter 
taşıdığını söylemek doğru değildir.  Atomlar arasındaki bağların iyonik ya da  kovalent karakterini, atomların 
elektronegatiflik farkı belirler. Şöyle ki; kimyasal bağı  oluşturan  atomlar arasındaki elektronegatiflik farkı 1,7 den 
büyük  olan kimyasal bağlar  kısmi  iyonik karakteri daha fazladır. Kimyasal bağı oluşturan atomlar arasındaki 
elektronegatiflik farkı 1,7 ise  %50 iyonik karakter taşır.
Örnek: H2 H H  bağı, aynı elementin atomları bağ yaptığından saf kovalent bağ yani apolardır.
OF2 O F  bağı, atomların elektronegatiflik farkı 4,0 – 3,5 = 0,5 olduğundan az polardır.
HCI    H CI bağı, atomların elektronegatiflik farkı 3,0 –2,1 = 0,9 olduğundan polar kovalenttir.
LiBr   Li Br bağı, atomların elektronegatiflik farkı 2,8 – 1,0 = 1,8 olduğundan kısmi iyoniktir.
KF K F bağı, atomların elektronegatiflik farkı 4,0 – 0,8 = 3,2 olduğundan oldukça iyoniktir.
METALİK BAĞ
Metal olarak tanımlanabilen elementlerin elektron yapılarındaki iki temel özellik;
1. Metal atomlarının iyonlaşma enerjilerinin düşük olmasıdır. 
Yani atomların değerlik elektronları 
atomdan kolay uzaklaştırılabilir.
2. Atom yapılarında boş değerlik elektronlarının bulunmasıdır. 
Örneğin:     3Li : 1s
2
2s
1
2px
0
2py
0
2pz
0
20Ca : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
4px
0
4py
0
4pz
0
Katı halde metal atomlarını metalik bağ bir arada tutar. 
Metallerdeki atomların değerlik elektronları sadece bir tek atoma ait 6
olmayıp, metali oluşturan bütün atomlara aittir. Hareketli elektronlar, zamanlarının bir kısmını komşu atomlar ile 
ortaklaşa kullanırlar. Böylece az bir ölçüde de olsa, her metal atomunun oktedi tamamlanmaya çalışılır. Metallerde 
bir elektron çifti birçok atomu bir arada tutar. 
Metal bağı modeline göre metal, bir elektron denizine gömülmüş artı yüklü tanecikler topluluğudur. Bir 
metaldeki bağ elektronları tüm kristal boyunca dağılmıştır. (delokalize)
Bu delokalizasyondan kaynaklanan büyük kohezyon kuvveti metalin sertlik ve dayanıklılarını belirler ve bu 
özellikler metalik bağ elektronlarının sayısı arttıkça artar. 
Örneğin:  11Na için; değerlik elektron sayısı 1, Na nın erime noktası 97,6  C dir.
13Al için; değerlik elektron sayısı 3, Al nin erime noktası 660  C dir.
Delokalize elektronlarının hareketliliği metallerin ısı ve elektriği iyi iletmesini sağlar. Atom yarıçapı küçüldükçe 
metalik bağın kuvveti artar. 
Bir metalik katıda katyonlar, muntazam bir düzene göre yerleşmiştir ve elektron bulutuyla çevrilmiş olarak 
bulunur. Elektronların hareketliliğinden dolayı metallerin karakteristik parlaklıkları vardır. 
Işın  demeti metal yüzeyine çarptığında, ışının oluşturduğu elektriksel alan hareketli elektronları ileri geri 
hareket ettirir. Bu hareketli elektronlar ışın yayar ve bunu parlaklık olarak görürüz. 
Metallerin tel ve levha haline gelebilmesi ve dövülebilirliği de elektronların hareketliliği ile ilgilidir.
          İyonik yarıçap                   Kovalent yarıçap                   Metalik yarıçap
2-ZAYIF ETKİLEŞİMLER
Moleküller arası etkileşimler maddenin katı, sıvı ve gaz halinde olmasını belirler. Moleküller bileşiklerde 
moleküller arasındaki etkileşimlerin gücü katı ve sıvılarda erime ve kaynama noktalarının yüksekliğini belirlerken, gaz 
halindeki maddelerin ise ideal gaz davranışından sapma miktarını belirler.
1.VAN DER WAALS KUVVETLERİ (LONDON KUVVETLERİ)
Bir Atomun veya molekülün elektron bulutunun simetrisi bazı etkiler sonucu bozulur. Elektronların simetrisi 
bozulunca anlık geçici dipol momentler (kutuplaşma) oluşur. Bunun sonucunda  elektronların toplandığı uç kısmen 
negatif, diğer uç kısmen pozitif kazanır. Farklı atom veya moleküllerin anlık kısmi yükleri birbirini çeker ve böylece 
moleküller birbirine bağlanır. Soy gaz atomları da anlık küçük dipol momentler oluşturur.
Van der Waals kuvvetleri polar ve apolar tüm molekül türleri arasında oluşur. 
 Apolar moleküller arasında etkin olan
tek kuvvettir. Yalnızca Van der Waals kuvvetleri
bulunduran maddeler;
a) Soy gazlar: He, Ne, Ar.
b) Moleküler elementler: O2, N2, F2, CI2, I2
c) Molekülleri apolar olan bileşikler: CH4, C2H6, CCI4, BH3, CO2, CS2
 Van der Waals (London) kuvvetleri molekül yada atom büyüdükçe artar. Moleküllerin büyüklüğü,
elektron sayısı ve kütle ile paralel gider.
 Van der Waals kuvvetlerinin şiddeti erime ve kaynama noktalarını belirler. Bu sebeple moleküller
büyüdükçe erime ve kaynama noktaları yükselir.
9F,  17CI,  35Br,  53I atomlarından oluşan  F2, CI2, Br2 ve I2    moleküllerinin oluşturduğu maddelerin kaynama 
noktaları;    F2< CI2< Br2< I2  dir.  Bunun nedeni elektron bulutunun artmasıdır. Bununla birlikte molekül kütlelerinin de 
artığı görülür. Molekül kütlelerindeki artıştan da aynı sonuca varılır.
 Molekülün yapısı da Van der Waals kuvvetlerinin şiddetini etkiler. Hidrokarbonlarda elektron sayısı ve
molekül  kütlesi eşit olmasına rağmen izomerlerinin molekülleri arasındaki çekim kuvvetleri farklıdır. Uzun zincirli 
bileşiklerin molekülleri arasındaki çekim kuvvetleri, dallanmanın fazla olduğu bileşiklerin molekülleri arasındaki çekim 
kuvvetlerinden daha fazladır. Bunun nedeni, uzun zincirli bileşiklerin diğerlerine göre daha büyük yüzeyli olması ve 
bunun sonucunda da temas yüzeyinin daha fazla olmasıdır.
Örnek: Aşağıdaki bileşiklerin, 
kapalı formülleri, molekül kütleleri ve 
birer moleküllerindeki elektron sayıları 
eşittir. Buna göre kaynama noktalarını 
karşılaştırınız.7
                                                                                                       Cevap: tI> tIII> tII
Örnek:CF4, CH4, CCI4  maddelerini normal kaynama noktalarına göre sıralayınız. (F:19, H:1, CI:35,5)
Cevap:   CCI4>CF4> CH4
2.DİPOL-DİPOL ETKİLEŞİMLERİ (POLAR ETKİLEŞİM)
Bir polar molekülün kısmi yüklerinin, komşu molekülün kısmi yükleri ile 
etkileşmesine dipol-dipol etkileşimi denir. Bu etkileşim Van der Waals kuvvetlerine ilave 
bir etkileşimdir. Etkileşimi, Van der Waals etkileşiminden daha fazladır.
Dipol-dipol etkileşimlerinin gücü bağ dipollerinin büyüklüğüne ve molekülün 
şekline bağlıdır. İki atomlu moleküllerde dipol-dipol etkileşiminin gücü molekülü 
oluşturan atomlar arasındaki elektronegatiflik farkına bağlıdır. Atomlar arasındaki elektronegatiflik farkı arttıkça 
dipol-dipol etkileşim gücü artar. Molekülde elektron sayısı da arttıkça dipol-dipol etkileşim artma eğilimi gösterir. 
Polar moleküller, moleküldeki dipol-dipol etkileşimden dolayı çoğu zaman sıvı ya da katıdır. 
Örnek:
I.CH3CI           II.CH4          III.CH2CI2
Yukarıda verilen bileşiklerin kaynama noktaları  t1, t2 ve t3 tür. Buna göre kaynama noktalarını karşılaştırınız.  
                                                                                                                                                           Cevap:  t3>t1>t2
3.HİDROJEN BAĞI
Bir dipol-dipol etkileşimidir. Fakat belli bir gücün üzerinde olanıdır. Hidrojen bağının oluşumu belli şartlara 
bağlıdır.
1. Moleküler bileşiğin molekülleri polar olmalıdır.
2. Bileşiğin molekülü  H  atomu içermelidir.
3. Bileşiğin molekülleri elektronegatifliği yüksek, küçük boyutlu  F, O, N gibi atomlardan en az birini
içermelidir.
4. F, O, N atomları H  atomlarıyla direkt bağlı olmalıdır.
Örneğin:H2O, HF, NH3, CH3OH  gibi maddelerin molekülleri arasında hidrojen bağı oluşur. 
  CH3OCH3   molekülleri arasında veCH3F  molekülleri arasında hidrojen bağı oluşturmaz.
           CH3OCH3                                             CH3F                                           CH3OH  
Hidrojen Bağı:
1. Suya olağan üstü özellik kazandırır.
2. Moleküler bileşiklerin molekülleri arasında oluşan bağların içinde en kuvvetli olanıdır. Bazı hallerde
buhar fazında dahi bozulmaz. Kovalent bağdan zayıf, Var der Waals ve dipol-dipol etkileşimlerinden 
kuvvetlidir.
3. Hidrojen bağı ile oluşan bileşikler suda iyi çözünür. Bu tür maddelerin molekülleri, su molekülleri ile
hidrojen bağı oluşturur.
4. Hidrojen bağı ile oluşan bileşiklerin kaynama noktaları yüksek olur.
Örnek: Kaynama  noktaları   
Örnek:Aşağıda verilen maddelerin hangisinin normal kaynama noktasının en yüksek olması beklenir.
A) CH3-CH3          B)  CH3-CH2-CH3 
   C)  CH3-O-CH3 
     D)   CH3-CH2-CH2-OH                E)   
                                                                                                                                 Cevap: E
 
Bu Site Alperen Taşdan Tarafından Hazırlanmıştır ... Bu web sitesi ücretsiz olarak Bedava-Sitem.com ile oluşturulmuştur. Siz de kendi web sitenizi kurmak ister misiniz?
Ücretsiz kaydol