Kimyasal Etkilesim-2

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

, Mg

, Fe

, CI

-1

, S

-2

-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

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.

ve Mg

iyonları yüksek dipol momente sahip olan su molekülü ile etkileşim

gösteririler. Mg

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

soygaz elektron dizilişine ulaşmıştır.

Hidrojen(1H), Lityum(3Li), Berilyum(4Be) bu kurala uymazlar. Bu atomlar kimyasal bağ oluştururlarken Helyum(2He)

benzeri 1s

elektron dizilişine ulaşırlar.

Bir atomun değerlik elektron sayısını 2 elektrona tamamlayarak Helyum benzeri 1s

elektron dizilişi meydana

getirmesine dublet kuralı denir.

3Li : 1s

3Li

: 1s

4Be : 1s

4Be

: 1s

s ve p bloku metal atomları tüm değerlik elektronlarını kaybederek bileşik oluştururlar.

11Na : 1s

11Na

: 1s

13Al : 1s

13Al

: 1s

31Ga : 1s

31Ga

: 1s

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

) erime noktası 801°C

MgO (Mg

) 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

2px

2py

2pz

20Ca : 1s

4px

4py

4pz

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