TYT kimyasal türler arası etkileşimler konusu; atom, molekül ve iyonların hangi bağlarla bir arada kaldığını, bu bağların maddenin fiziksel özelliklerine nasıl yansıdığını ve fiziksel–kimyasal değişim ayrımını birlikte ele alır. Sorularda yalnız bağ adını bilmek yetmez; tanecik türü, Lewis gösterimi, elektronegatiflik farkı, molekül geometrisi ve hâl değişimi gibi verilerin aynı anda yorumlanması gerekir.
KİMYASAL TÜRLER VE LEWIS GÖSTERİMİ
Atom, Molekül ve İyon
Kimyasal olaylarda karşılaşılan temel türler atom, molekül ve iyondur. Atom, bir elementin kimyasal özelliğini taşıyan en küçük birimdir. Soy gazlar ve metal buharındaki bazı tanecikler tek atomlu bulunabilir. Molekül ise iki ya da daha fazla atomun kovalent bağlarla oluşturduğu bağımsız taneciktir. H2 ve O2 element molekülü; H2O ve CO2 bileşik molekülüdür.
Elektron veren atom veya atom grubu katyon, elektron alan atom veya atom grubu anyon hâline gelir. Na+ ve Mg2+ tek atomlu katyonlara; Cl− ve O2− tek atomlu anyonlara örnektir. NH4+, OH−, NO3−, SO42− gibi birden fazla atom içeren yüklü türler çok atomlu iyonlardır.
Değerlik Elektronları ve Lewis Nokta Yapısı
Lewis gösteriminde element sembolünün çevresine yalnız değerlik elektronları yerleştirilir. Ana grup elementlerinde A grubu numarası genel olarak değerlik elektron sayısını verir. Noktalar önce sembolün dört yanına birer birer, ardından eşleşecek biçimde dağıtılır. Helyum iki, diğer soy gazlar sekiz değerlik elektronu ile kararlı düzendedir.
Bağ oluşurken atomlar çoğunlukla en yakın soy gaz düzenine ulaşma eğilimi gösterir. Birinci katman en çok iki elektron alabildiği için hidrojen dublet, birçok ana grup atomu oktet düzenine yönelir. İyonik bağda elektron aktarımı, kovalent bağda elektron ortaklaşması Lewis yapılarıyla izlenebilir.
| Tür | Değerlik elektronu | Yaygın eğilim |
|---|---|---|
| 1A metalleri | 1 | 1 elektron vererek +1 |
| 2A metalleri | 2 | 2 elektron vererek +2 |
| 6A ametalleri | 6 | 2 elektron alarak −2 veya iki bağ |
| 7A ametalleri | 7 | 1 elektron alarak −1 veya bir bağ |
| 8A | 8; He için 2 | Kararlı değerlik katmanı |
KİMYASAL ETKİLEŞİMLERİN SINIFLANDIRILMASI
Güçlü ve Zayıf Etkileşimler
Tanecikleri bir arada tutan etkileşimler, bağlanan türlere ve bağın enerjisine göre sınıflandırılır. İyonik, kovalent ve metalik bağlar güçlü etkileşimlerdir. Bunlar maddenin temel tanecik yapısını oluşturur. Moleküller ya da atomlar arasındaki dipol–dipol, hidrojen bağı ve London kuvvetleri ile iyon–dipol gibi çekimler ise zayıf etkileşimler başlığında incelenir.
Bir mol taneciği ayırmak için gereken enerji yaklaşık 40 kJ’den çoksa etkileşim çoğu temel soruda güçlü, azsa zayıf kabul edilir. Bu değer öğretici bir karşılaştırma sınırıdır; tek başına her maddeyi sınıflandıran mutlak bir yasa değildir. Etkileşim oluşurken çekim baskın hâle gelir ve enerji açığa çıkar; bağı koparmak için enerji gerekir.
→
→
İyonik kristal örgü, metalik elektron denizi ve su molekülleri arasındaki hidrojen bağı farklı tanecik modelleriyle gösterilir.
İYONİK BAĞ VE İYONİK BİLEŞİKLER
İyonik Bağın Oluşumu ve Özellikleri
İyonik bağ çoğunlukla bir metal atomunun elektron vermesiyle oluşan katyon ile bir ametal atomunun elektron almasıyla oluşan anyon arasındaki elektrostatik çekimdir. NaCl oluşurken Na bir elektron vererek Na+, Cl bir elektron alarak Cl− olur. İyonik katılar bağımsız NaCl moleküllerinden değil, zıt yüklü iyonların üç boyutlu ve düzenli kristal örgüsünden oluşur.
İyonik bileşikler oda koşullarında genellikle katı, sert ve kırılgandır; erime–kaynama noktaları çoğunlukla yüksektir. Katı hâlde iyonlar sabit konumda bulunduğundan elektrik akımını iletmez. Eritildiğinde ya da suda çözündüğünde hareketli iyonlar oluşursa elektrik iletir. İyon yüklerinin büyümesi ve iyonlar arası uzaklığın azalması çekimi genellikle güçlendirir.
İyonik Bileşik Formülü ve Adlandırma
İyonik bileşiğin toplam yükü sıfırdır. Katyon ve anyon sayıları, yüklerin toplamı birbirini götürecek en küçük tam sayılı oranla belirlenir. Mg2+ ile N3− iyonları Mg3N2; Al3+ ile SO42− iyonları Al2(SO4)3 bileşiğini oluşturur. Çok atomlu iyon birden fazla alınacaksa parantez kullanılır.
Adlandırmada önce katyonun, sonra anyonun adı söylenir: NaCl sodyum klorür, CaO kalsiyum oksit, Na2SO4 sodyum sülfat. Birden fazla yükseltgenme basamağı alabilen metalin yükü Roma rakamıyla belirtilir: FeCl2 demir(II) klorür, FeCl3 demir(III) klorürdür.
| İyon | Adı | Örnek bileşik |
|---|---|---|
| NH4+ | Amonyum | NH4Cl, amonyum klorür |
| OH− | Hidroksit | NaOH, sodyum hidroksit |
| NO3− | Nitrat | Ca(NO3)2, kalsiyum nitrat |
| CO32− | Karbonat | K2CO3, potasyum karbonat |
| SO42− | Sülfat | Al2(SO4)3, alüminyum sülfat |
KOVALENT BAĞ VE MOLEKÜLLER
Ortak Elektron Çifti ve Bağ Sayısı
Kovalent bağ, genellikle ametal atomları arasında değerlik elektronlarının ortaklaşa kullanılmasıyla oluşur. İki atom arasında bir ortak elektron çifti tekli, iki ortak çift ikili, üç ortak çift üçlü bağ oluşturur. H2‘de tekli, O2‘de ikili, N2‘de üçlü bağ vardır.
Lewis yapısında bağ yapan elektron çiftleri çizgiyle, bağa katılmayan değerlik elektronları ise ortaklanmamış elektron çifti olarak noktalarla gösterilebilir. H2O’da oksijen iki O–H bağı ve iki ortaklanmamış elektron çifti; NH3‘te azot üç N–H bağı ve bir ortaklanmamış çift taşır. CH4‘te karbon dört tekli bağ yapar, ortaklanmamış çifti yoktur.
Bağ Polarlığı ve Molekül Polarlığı
Aynı tür atomlar arasındaki elektron paylaşımı eşit olduğundan H–H, O=O ve N≡N bağları apolar kovalenttir. Farklı elektronegatiflikte atomlar arasında ortak elektronlar daha elektronegatif atoma yaklaşır; H–Cl ve O–H gibi bağlar polar kovalenttir. Bu durumda bağın uçlarında tam iyon yükü değil, kısmi yükler oluşur.
Bir molekülün polar olup olmadığı yalnız bağların polarlığıyla belirlenmez; bağ dipollerinin yönleri ve molekülün geometrisi birlikte değerlendirilir. CO2‘de C=O bağları polar olduğu hâlde doğrusal ve simetrik yapıda dipoller birbirini götürür, molekül apolardır. H2O açısal, NH3 üçgen piramidal olduğundan net dipol taşır ve polardır. CH4 ile BF3 simetrik oldukları için apolar moleküllerdir.
Kovalent Bileşiklerin Adlandırılması
İki ametalden oluşan moleküler bileşiklerde atom sayıları mono, di, tri, tetra, penta, heksa gibi ön eklerle belirtilir. İlk elementin bir tane olması durumunda “mono” çoğu adlandırmada söylenmez; ikinci element uygun son ekle okunur. CO karbon monoksit, CO2 karbon dioksit, N2O5 dinitrojen pentoksit, SF6 kükürt heksaflorürdür.
İyonik bileşiklerde katyon–anyon yük dengesi, moleküler bileşiklerde ise formüldeki atom sayısı belirleyicidir. Bu nedenle CO ile CO2‘nin adları farklıdır; sayı ön ekleri bileşiklerin ayırt edilmesini sağlar.
METALİK BAĞ
Elektron Denizi Modeli ve Metal Özellikleri
Metalik bağ, metal atomlarının değerlik elektronlarının belirli bir atoma bağlı kalmadan kristal yapı boyunca hareket edebilmesiyle açıklanır. Düzenli pozitif metal iyonları ile aralarında dolaşan delokalize elektronlar arasındaki çekim metalik bağı oluşturur. Bu yapı ayrı moleküllerden değil, bütün kristali kapsayan ortak bir elektron sistemi ve iyon örgüsünden oluşur.
Hareketli elektronlar metallerin katı ve sıvı hâlde elektrik iletmesini, ısıyı aktarabilmesini ve parlak görünmesini açıklar. Bağın belirli bir yöne zorunlu olmaması, metal katmanlarının kayarken yapının tamamen kopmamasına katkı sağlar; bu nedenle metaller tel ve levha hâline getirilebilir. Aynı periyotta değerlik elektron sayısı ve etkin çekim arttıkça metalik bağ çoğunlukla güçlenir; kesin karşılaştırmada iyon yarıçapı ve serbestleşen elektron sayısı birlikte düşünülür.
ZAYIF ETKİLEŞİMLER
Dipol–Dipol ve İyon–Dipol Etkileşimleri
Polar moleküllerin kalıcı kısmi pozitif ve kısmi negatif uçları arasında oluşan çekim dipol–dipol etkileşimidir. HCl moleküllerinde bir molekülün H ucu komşu molekülün Cl ucuna yönelir. Molekülün kendi içindeki H–Cl bağı güçlü kovalent bağ, farklı HCl molekülleri arasındaki çekim ise zayıf dipol–dipol etkileşimidir.
Bir iyon ile polar molekül arasındaki çekim iyon–dipol etkileşimidir. NaCl suda çözünürken Na+ iyonunun suyun kısmi negatif oksijen ucuyla, Cl− iyonunun suyun kısmi pozitif hidrojen uçlarıyla çevrelenmesi bu etkileşime örnektir. İyonun yükü ve dipolün büyüklüğü arttıkça çekim genellikle güçlenir.
İndüklenmiş Dipoller ve London Kuvvetleri
Elektron bulutu dış etkiyle anlık olarak bozulabilen apolar tanecikte geçici kutuplaşma oluşur. Bir iyon apolar taneciği kutuplaştırırsa iyon–indüklenmiş dipol, polar molekül apolar taneciği kutuplaştırırsa dipol–indüklenmiş dipol çekimi görülür. Örneğin su ile O2 arasında dipol–indüklenmiş dipol etkileşimi kurulabilir.
Elektronların anlık dağılımındaki dengesizlik bir tanecikte geçici dipol oluşturur ve komşu taneciğin elektron bulutunu etkiler. Bu çekim London kuvvetidir. London kuvvetleri bütün atom ve moleküllerde bulunur; apolar taneciklerde baskın zayıf etkileşimdir. Elektron sayısı ve kutuplanabilirlik arttıkça, ayrıca moleküllerin temas yüzeyi büyüdükçe London kuvvetleri genellikle güçlenir. Benzer mol kütleli izomerlerde daha az dallanmış yapıların temas yüzeyi daha büyük olabilir.
Hidrojen Bağı
Hidrojen atomunun aynı molekülde F, O veya N atomlarından birine kovalent bağlı olması ve komşu tanecikteki F, O ya da N atomunun ortaklanmamış elektron çiftiyle çekim kurması hidrojen bağı oluşturur. H2O, HF, NH3 ve CH3OH kendi türleri arasında hidrojen bağı kurabilir. HCl, H2S ve CH4 bu ölçütü karşılamaz.
Hidrojen bağı, genel olarak sıradan dipol–dipol etkileşiminden güçlü fakat kovalent bağdan çok daha zayıftır. Suyun benzer büyüklükteki birçok moleküle göre yüksek kaynama noktası, buzun açık örgü yapısı ve alkol–su karışımındaki çekimler hidrojen bağlarıyla ilişkilidir. Bir molekül kendi türüyle hidrojen bağı kuramasa bile uygun bir başka molekülle kurabilir; örneğin eterdeki oksijen, suyun O–H grubundaki hidrojenden bağ kabul edebilir.
ZAYIF ETKİLEŞİMLERİN FİZİKSEL ÖZELLİKLERE ETKİSİ
Kaynama Noktası, Viskozite ve Yüzey Gerilimi
Moleküller arası çekim güçlendikçe tanecikleri birbirinden uzaklaştırmak zorlaşır. Benzer koşullarda kaynama noktası, buharlaşma ısısı, viskozite ve yüzey gerilimi genellikle artarken buhar basıncı ve uçuculuk azalır. Karşılaştırmada önce baskın etkileşim türü, sonra mol kütlesi, elektron sayısı, temas yüzeyi ve molekül şekli değerlendirilir.
Farklı etkileşim türleri için tek bir evrensel sıralama kurulamaz; taneciklerin büyüklüğü ve yapısı sonucu değiştirebilir. Bununla birlikte benzer boyuttaki türlerde iyon–dipol ve hidrojen bağı, sıradan dipol–dipol ile London çekiminden çoğu kez daha belirgindir. Çok büyük apolar moleküldeki London kuvveti, küçük polar moleküldeki dipol–dipol çekiminden daha güçlü olabilir.
Çözünme ve “Benzer Benzeri Çözer” İlkesi
Çözünme, çözünen–çözünen ve çözücü–çözücü çekimlerinin bir kısmının aşılması, ardından çözünen–çözücü etkileşimlerinin kurulmasıdır. Polar ve iyonik maddeler çoğunlukla polar çözücülerde; apolar maddeler apolar çözücülerde daha iyi çözünür. Bu eğilim “benzer benzeri çözer” biçiminde özetlenir.
NaCl’nin suda çözünmesinde iyon–dipol, etanolün suyla karışmasında hidrojen bağı ve dipol–dipol, iyodun apolar bir çözücüde çözünmesinde London kuvvetleri önemlidir. İlke mutlak değildir; çözünürlüğü sıcaklık, basınç ve taneciklerin örgü enerjisi gibi başka değişkenler de etkiler.
FİZİKSEL VE KİMYASAL DEĞİŞİMLER
Tanecik Kimliği Üzerinden Değişim Ayrımı
Fiziksel değişimde maddenin kimliği korunur; hâl, biçim, tanecikler arası uzaklık veya karışım düzeni değişebilir. Erime, donma, kaynama, yoğunlaşma, süblimleşme, çözünme ve kristallenme çoğu temel örnekte fiziksel değişimdir. Hâl değişimlerinde molekül içi güçlü bağlar değil, tanecikler arasındaki etkileşimler aşılır veya yeniden kurulur.
Kimyasal değişimde atomların bağlanma düzeni değişir ve yeni maddeler oluşur. Yanma, paslanma, asit–baz tepkimesi, elektroliz ve çökelme kimyasal değişim örnekleridir. Gaz çıkışı, renk değişimi, çökelti, ısı ya da ışık oluşumu kimyasal değişime kanıt olabilir; ancak tek bir gözlem bağlamdan bağımsız kesin hüküm oluşturmaz. Esas ölçüt yeni kimyasal tür oluşmasıdır.
I. Başlangıçtaki maddelerden farklı özellikte bir katı oluşuyor.
II. Oluşan katı süzme ile sıvıdan ayrılabiliyor.
III. Atom türleri korunurken atomların bağlanma düzeni değişiyor.
Bu olayla ilgili hangisi doğrudur?