1. ÜNİTE KİMYASAL TÜRLER ARASI ETKİLEŞİMLER ÖZET
1.1. KİMYASAL TÜR
Harflerin farklı şekillerde bir araya
gelmesiyle kelime ve cümlelerin oluşması gibi, elementlerin farklı şekillerde
bir araya gelmesi de madde çeşitliliğinin artmasına yol açmıştır.
Maddeleri yakından incelediğimizde çok azının saf element olarak
bulunduğu (örneğin altın elementi), bir çoğunun elementlerin farklı şekillerde
bir araya gelmesiyle oluştuğu görülmektedir. Örneğin:
- Hidrojen gazı (H2 ) tek tür elementten (yalnız hidrojen) oluşan iki atomlu bir yapı,
- Sofra şekeri (C6 H12O6 ) üç farklı elementten (karbon, hidrojen ve oksijen) oluşan bir yapı,
- Sofra tuzu sayılamayacak kadar çok sayıda sodyum (Na+) ve klor (Cl- ) iyonlarından oluşan bir yapıdır.
Toprağın ve canlı organizmaların oluşumunda da farklı bileşimlerde birçok
element rol almaktadır. Örneğin, hidrojen, karbon, oksijen, azot, kükürt ve
fosfor elementleri bilinen birçok canlının yapısında bulunur.
Saf maddelerin
özelliklerini taşıyan en küçük temel yapı birimlerine kimyasal tür denir. Genel
olarak kimyasal türler;
- Atomlar
- Moleküller
- İyonlardır.
ATOM: Temel olarak
elektron, proton ve nötron parçacıklarından oluşan, elementlerin bütün
özelliklerini taşıyan en küçük birimlerdir.
- Nötr yapıya sahiptirler.
- Atomlar fiziksel veya kimyasal yöntemlerle parçalanamaz ancak nükleer tepkimelerle parçalanabilirler.
MOLEKÜL: İki ya da daha çok sayıda atomdan oluşan ve bağımsız birimler olarak
bulunan kararlı yapılara molekül denir. Atomlarda olduğu gibi moleküller de
nötr yapıdadır.
- Atomik yapıda olmayan elementler de moleküler yapıya sahiptir.
- Moleküllerden oluşan elementlerde moleküldeki atomlar aynı türdedir.
- Ametal elementleri moleküler hâlde bulunur.
- Bir ametal atomu aynı tür ametal atomlarıyla etkileştiğinde ikili, üçlü, dörtlü gibi farklı sayılarda birliktelikler oluştururlar. Ancak moleküler yapıdaki elementler daha çok ikili atomlar şeklinde bulunurlar.
Örneğin, iki hidrojen
atomu bir araya gelerek bir hidrojen molekülünü (H2
), yine iki oksijen atomu
bir araya gelerek bir oksijen molekülünü (O2
) oluşturur.
İkiden fazla sayıda atom içeren moleküllere örnek olarak ozon, kükürt ve
fosfor verilebilir. Örneğin, ozon molekülü (O3
) üç, kükürt molekülü (S8) sekiz
ve fosfor molekülü (P4
) dört atomdan oluşmaktadır.
Bazı elementlerin moleküllerden oluşması gibi bazı bileşikler de
molekülerden oluşmaktadır. Moleküler yapıdaki bileşiklerde moleküller en az
iki farklı tür atom içerir. Örneğin, iki hidrojen ve bir oksijen atomunun bir
araya gelmesi ile su molekülü (H2
O), iki oksijen ve bir karbon atomunun bir
araya gelmesiyle karbondioksit molekülü (CO2
) oluşmaktadır.
*Saf su sadece
H2
O moleküllerinden, karbondioksit gazı ise sadece CO2
moleküllerinden
oluşur.
İYON: Atomlar diğer atomlarla etkileştiklerinde elektron kazanırlarsa veya
kaybederlerse net bir elektrik yüküne sahip olur ve iyon adını alır. Atomun
kaybettiği veya kazandığı elektron sayısına iyon yükü denir
Bazı bileşik türleri moleküllerden
oluşurken, bazıları da iyonlardan oluşmaktadır. Örneğin, sofra tuzu (NaCl )
sodyum ve klor iyonlarından oluşan bir bileşiktir.
Na +, Li +, Ca 2+, NH 4
+ gibi pozitif yüklü iyonlara katyon, O2- , CO3
2-, N3- gibi
negatif yüklü iyonlara anyon denir.
Bir atomdan oluşan; Li+, Na+, Be2+, H+, F-
, O2-, Fe2+ gibi iyonlar tek atomlu
iyonlardır. Birden fazla atomun birleşmesiyle çok atomlu iyonlar oluşur. NH4
+,
H3
O+, SO4
2-, OH-
gibi iyonlar çok atomlu iyonlardır. Çok atomlu iyonlara kök
adı da verilir.
1.2. KİMYASAL TÜRLER ARASI ETKİLEŞİMLERİN SINIFLANDIRILMASI
Kimyasal türlerin birbirleriyle etkileşmeleri sonucu milyonlarca farklı
maddeler oluşmakta veya maddeler farklı fiziksel hâllerde bulunmaktadır.
Örneğin hidrojen ve oksijen moleküllerinin etkileşmesi sonucu su
molekülü, su moleküllerinin etkileşmesi sonucu ise su damlası veya su
buharı olıuşmaktadır.
İki atom birbirine yaklaştığında;
- İki atomun elektronları arasında ve iki atomun protonları arasında itme kuvveti,
- Bir atomun protonları ile diğer atomun elektronları arasında çekme kuvveti oluşur.
Atomlarda olduğu gibi diğer kimyasal türler arasında da itme ve çekme
kuvvetleri oluşur. Kimyasal türlerin yapısında bulunan yüklü parçacıkların
aralarında meydana gelen itme ve çekme kuvvetlerinin gücüne göre
etkileşimler meydana gelir.
Kimyasal türler arası etkileşimler aşağıdaki gibi
sınıflandırılabilir:
Bağlanan türler arası sınıflandırma;
- Atomlar arası etkileşimler
- Moleküller arası etkileşimler
Bağın gücüne göre sınıflandırma;
- Güçlü etkileşimler
- Zayıf etkileşimler
BAĞLANAN TÜRLER ARASI SINIFLANDIRMA
a) Atomlar arası etkileşimler
Aynı veya farklı tür atomlar arasında gerçekleşen etkileşimdir. Örneğin
NaCl bileşiğinde "Na" ve "Cl" atomları arasında, hidrojen molekülünde "H"
atomları arasında bu etkileşim bulunur.
Metal atomları arasında gerçekleşen metalik bağ da atomlar arası
etkileşimdir. Örneğin bakır metalini oluşturan bakır atomları metalik bağdan
dolayı bir arada durur. Metalik bağ da çok güçlü bir etkileşim türüdür.
Atomlar arasındaki etkileşime bir diğer örnek de soygaz atomları arasında
gerçekleşen etkileşimdir. Örneğin neon gazında "Ne" atomları arasında da
bu etkileşim bulunur.
b) Moleküller arası etkileşimler
Moleküller arası etkileşimler ise molekülleri bir arada tutan kuvvetlerdir.
Örneğin su bileşiğinde su moleküllerini bir arada tutan kuvvet moleküller
arası etkileşimdir. Benzer şekilde hidrojen molekülleri arasında moleküller
arası etkileşim bulunur.
Kimyasal türler arasındaki etkileşimi atomlar arası ve moleküller arası
şeklinde sınıflandırmak bazı güçlüklere yol açmaktadır. Örneğin:
- Atomlar arasındaki etkileşimde, bazılarında yeni maddeler oluşurken bazılarında yeni madde oluşmaktadır.
- Atomlar arası etkileşim bazı kimyasal türlerde zayıf, bazılarında güçlüdür.
- Bazı durumlarda moleküller arası etkileşim atomlar arası etkileşimden daha güçlüdür.
BAĞIN GÜCÜNE GÖRE SINIFLANDIRMA
Kimyasal türlerin yapısında
bulunan yüklü parçacıklar arasında gerçekleşen çekme ve itme kuvvetleri
karşılaştırıldığında, çekme kuvvetleri çok büyükse güçlü etkileşimler
meydana gelir.
Çekme kuvvetleri itme kuvvetlerinden biraz fazlaysa kimyasal türler
arasındaki etkileşim zayıftır. Van der Waals bağları ve hidrojen bağları zayıf
etkileşimlere örnektir.
1.3. GÜÇLÜ ETKİLEŞİMLER
En dış katmanda yer alan ve etkileşimlere katılan bu elektronlara değerlik
elektronu denir.
Bu şekilde, değerlik elektronları kullanımı ile iki veya daha fazla
sayıda atomu, iyonu bir arada tutan etkileşimler güçlü etkileşimlerdir.
LEWIS ELEKTON NOKTA FORMÜLÜ (LEWIS SEMBOLÜ)
Lewis sembolü, atomun son katmanında bulunan elektronların, atomun
sembolünün etrafında noktalarla gösterilmesidir. Böylece atomun son katmanında kaç
elektron bulunduğu, diğer atomlarla kimyasal tepkimeye girme isteği, diğer atomlarla
etkileşirse kaç elektron alacağı, vereceği veya ortaklaşa kullanacağı vb. durumlar daha
somut olmaktadır.
Lewis elektron nokta modelinde;
- Atom sembolünün etrafına, her bir değerlik elektronuna karşılık bir nokta konulur.
- Değerlik elektron sayısı 2 olan atomlarda elektronlar birbirinden mümkün olan en uzak konuma yerleştirilmelidir.
- Elektronlar sembolün 4 köşesine, herhangi bir yerinden başlanarak sırayla yerleştirilir. Elektron sayısının 4’ten fazla olduğu durumda ise noktalar sırayla çiftler hâlinde yazılmaya başlanır.
İYONLARIN LEWIS ELEKTRON NOKTA FORMÜLÜ VE İYONIK
BAĞIN OLUŞUMU
İyonların Lewis sembolleri de atomların Lewis sembolleri gibi, sahip
oldukları değerlik elektronları sayısı kadar nokta ile gösterilir. Bu gösterimde
iyon yükü de mutlaka yazılır.
Her kalsiyum atomu değerlik elektronlarını iki klor atomuna aktardığında
pozitif yüklü kalsiyum iyonlarıyla, negatif yüklü klor iyonları oluşur. Oluşan
zıt yüklü iyonlar birbirlerine elektrostatik çekim kuvveti uygulayarak kalsiyum
klorür kristalini oluşturur.
Pratik olarak katmanlarda yer alan elektronları aşağıdaki şekilde gösterebiliriz:
İYONIK BILEŞIKLERIN ADLANDIRILMASI
Yapı birimlerini oluşturan elementlerin
sembolleri ve sayıları kullanılarak oluşturulan formüle bileşik formülü denir.
Formül; bileşiğin bileşimini, element sembollerini ve sayılarını kullanarak
gösterme şeklidir.
İyonik bileşikler artı yüklü metal iyonları (katyonlar) ile eksi yüklü
ametal iyonlarından (anyonlar) oluşur. Anyon ve katyonlar tek tür atomdan
oluşabileceği gibi birden fazla türden de oluşabilir.
Tek Atomlu İyonlardan Oluşan İyonik Bileşiklerde Adlandırma
- İyonik bileşik formülünde ilk sırada metal iyonu (katyon), daha sonra ametal iyonu (anyon) yer alır. Bu nedenle adlandırmada önce katyon adı, sonra anyon adı yazılır.
- Katyon adını elementin adından alır. Örneğin sodyum iyonunun (Na+ ) adı, bulunduğu bileşikte “sodyum” dur.
- Anyonların adlandırılmasında ise ametalin adına genellikle ‘’ –ür’’ eki getirilir. Örneğin klor iyonu (Cl- ), “klorür” olarak adlandırılır.
- İyonik bileşiklerin adlandırılmasında iyonların sayılarına yer verilmez.
Bakır ve demir metallerinde olduğu gibi metal birden fazla iyon yüküne
sahip olduğunda değişken değerlikli olarak adlandırılır. Katyonu değişken
değerlikli olan iyonik bileşiklerin adlandırılması aşağıdaki sıraya göre olur:
Değişken değerlikli metallerin oluşturduğu katyonlardan bazıları aşağıdaki tabloda yer almaktadır.
Değişken değerlikli metallerden oluşan bazı iyonik bileşiklerin adları
aşağıdaki tabloda verilmiştir:
Çok Atomlu İyonlardan Oluşan İyonik Bileşiklerde Adlandırma
K+ katyonunun adı “potasyum” iken, birden çok atomdan oluşan (NO3
-
)
anyonunun adı “nitrat” dır. Oluşan bileşiğin tam ismi ise “potasyum nitrat”tır
KNO3
: Potasyum nitrat
FeSO4
bileşiğinde ise katyonun adı “demir (II)” , çok atomlu anyon olan SO4
2-
kökünün adı ise “sülfat” tır. Bu durumda bileşiğin adı “demir (II) sülfat” dır.
FeSO4
: Demir (II) sülfat
Aşağıdaki tabloda bazı çok atomlu iyonların (köklerin) adları yer almaktadır.
Eğer bileşikteki anyon ve katyonun her ikisi de çok atomlu iyonsa
adlandırmada her ikisinde de kök adı kullanılır. Örneğin NH4
+ ve PO4
3-
iyonlarından oluşan (NH4
)3
PO4
bileşiğinin adı “amonyum fosfat” tır.
(NH4
)3
PO4
: Amonyum fosfat
Aynı ya da farklı türde ametal atomlarının elektronlarını ortaklaşa kullanmaları sonucu aralarında oluşan etkileşime kovalent bağ denir.
Kovalent bağdaki elektron çiftlerine ortaklanmış elektron çiftleri (bağlanma çiftleri veya paylaşılan çiftler) adı verilir. Lewis formülünde iki atom arasında kalan her iki nokta, diğer bir ifadeyle ortaklaşa kullanılan her iki elektron bir kimyasal bağı temsil eder. Bu bağ bir çizgi ile de gösterilebilir
Aşağıdaki tabloda bazı ametal atomlarının Lewis yapısı ve oluşabilecek moleküller yer almaktadır.
Kovalent bağ, bağı oluşturan atomların bağdaki elektronlara uyguladığı çekim kuvvetine göre polar ve apolar kovalent bağ olmak üzere ikiye ayrılır:
1. Apolar Kovalent Bağ: Aynı tür atomlar arasında gerçekleşen kovalent bağa apolar kovalent bağ denir. Örneğin H2 , N2 , O2 , Cl2 vb. moleküller apolar kovalent bağ içerir.
2. Polar Kovalent Bağ: Polar kovalent bağ, farklı ametal atomları arasında gerçekleşen bağdır. Atomlar farklı türde olduklarında, protonları, ortaklaşa kullanılan elektronlara farklı güçte çekim kuvveti uygular. Bu nedenle, ortaklaşa kullanılan elektronlar bağın bir ucuna daha yakın konumda bulunur. Böylece bağın bir ucu kısmî pozitif (δ +), diğer ucu kısmî negatif (δ - ) yüklenir, yani yük dağılımında kutuplaşma olur.
Polar ve Apolar Moleküller
Hidrojen Molekülü (H2 ): İki hidrojen atomu yeterince yakınlaştığında birer tane bulunan değerlik elektronlarını ortaklaşa kullanırlar ve aralarında apolar kovalent bağ oluşur.
Oksijenin elektronegatiflik değeri hidrojenin elektronegatiflik değerinden daha büyük olduğundan bağın oksijen tarafı kısmî negatif yüke sahipken, hidrojen atomu tarafı kısmî pozitif yüke sahiptir.
Kovalent bileşikleri adlandırmada aşağıdaki kurallar geçerlidir:
- lk önce formülde ilk sırada yer alan elementin sayısı, sonra elementin adı yazılır. Ardından ikinci sırada yer alan elementin sayısı, son olarak elementin anyon adı yazılır.
- Element sayıları latince olarak yazılır
- İlk elementin sayısı bir ise “mono” ön eki kullanılmaz, ancak ikinci elementin sayısı bir ise “mono” eki kullanılır. Örneğin NO bileşiğinin ismi “azot monoksit” tir; “monoazot monoksit” şeklinde adlandırılmaz.
- Adlandırmada Latince sayı “o” harfi ile bitiyor, element ismi de “o” harfi ile başlıyorsa iki tane “o” harfi yan yana yazılmaz, sadece bir tane “o” harfi yazılır. Örneğin NO bileşiği “azot monoksit” olarak adlandırılır.
Asitler kovalent yapılı bileşiklerdir ancak asitlerin sistematik adlandırması verilen adlandırma kurallarından biraz farklıdır.
METALIK BAĞLAR
Metal atomlarının bir arada durmasını sağlayan etkileşim türü ise metalik bağdır.
- Metal atomlarının son katmanlarında çok az sayıda elektron olduğundan başka elektronlar için de boş yer bulunur. Bu nedenle bir metal atomunun değerlik elektronları diğer atomların katmanlarında serbestçe dolaşabilir.
- Çok sayıda atomun değerlik elektronları bu şekilde serbestçe dolaştığında elektron denizi oluşur.
- Metal atomlarının değerlik elektronları başka atomların katmanına geçtiğinde metal atomları pozitif yüklü hâle gelir.
- Elektronlar negatif yüklü olduklarından, pozitif yüklü metal iyonlarıyla elektron denizindeki elektronlar arasında elektrostatik çekim kuvveti oluşur. Oluşan bu çekim kuvvetine metalik bağ denir.
1.4. ZAYIF ETKİLEŞİMLER
Zayıf etkileşimler moleküller arasındaki ve soygaz atomları arasındaki
etkileşimdir.
- Zayıf etkileşimler maddenin fiziksel hâlini belirler.
- Maddenin erime noktası, donma noktası gibi fiziksel özellikleri de tanecikler arasındaki zayıf etkileşimin gücüne bağlıdır.
- Zayıf ve güçlü etkileşimleri ayırt etmek için bu etkileşimlerin oluşması sırasında açığa çıkan veya kopması için verilmesi gereken enerji miktarından yararlanabiliriz.
Taneciklerin birbiriyle etkileşmesi sonucu açığa çıkan ve tanecikler
arasındaki etkileşimin kopması için taneciklere verilmesi gereken enerjiye
bağ enerjisi denir.
- Güçlü etkileşimlerde bağ enerjisi oldukça yüksekken, zayıf etkileşimlerde düşüktür.
- Örneğin kalsiyum oksit (CaO) bileşiğinde kalsiyum ve oksijen atomları arasındaki bağı koparmak için gereken enerji, sıvı metil alkol (CH3 OH) tanecikleri arasındaki etkileşimi koparmak için gereken enerjiden oldukça fazladır.
1. Van der Waals Etkileşimleri
a) Dipol-dipol etkileşimi
Polar moleküller arasında oluşan etkileşimdir. Polar bir molekülün pozitif
yüklü (δ +) kısmı ile diğer molekülün negatif yüklü kısmı ( δ –
) arasında
gerçekleşen bu etkileşime dipol-dipol etkileşimi denir.
b) İyon-dipol etkileşimi
Polar bir molekül ile iyonlar arasında oluşan etkileşime iyon-dipol
etkileşimi denir. İyon-dipol etkileşimi polar molekülün pozitif yüklü (δ +)
kısmı ile negatif yüklü iyon arasında, polar molekülün negatif yüklü ( δ –
) kısmı
ile pozitif yüklü iyon arasında gerçekleşir.
c) London kuvvetleri
Apolar moleküller arasında gerçekleşen indüklenmiş dipol-indüklenmiş
dipol etkileşimine London kuvvetleri denir.
Elektronlar sabit konumda
durmadıklarından yani sürekli yer değiştirdiklerinden bazı anlarda atomun bir
kısmındaki elektron yoğunluğu, diğer kısmından daha fazla olur.Bu da geçici
olarak atomun bir kısmının pozitif, diğer kısmının negatif yüke sahip olmasını
sağlar. Anlık oluşan bu yük kutuplaşmasına indüklenmiş dipol denir.
ç) Dipol-indüklenmiş dipol etkileşimleri
Dipol olayı polar moleküllerde, indüklenmiş dipol olayı da apolar
moleküllerde olduğundan dipol-indüklenmiş dipol etkileşimleri polar
moleküllerle apolar moleküller arasındaki etkileşimdir.
Çok zayıf bir etkileşimdir.
d) İyon-indüklenmiş dipol etkileşim
İyonlarla apolar moleküller arasındaki etkileşimdir. Örneğin deniz suyundaki
tuzlar, (+) ve (-) yüklü iyonlar hâlinde bulunduğundan bu iyonlar oksijen,
azot gibi apolar moleküllerle de etkileşir. Benzer şekilde soygaz atomlarıyla
iyonlar arasındaki etkileşim de iyon-indüklenmiş dipol etkileşimidir.
2. Hidrojen Bağları
F(flor), N (azot) ve O (oksijen) atomlarının elektronegatiflikleri diğer
atomlara göre oldukça yüksektir. Bu nedenle bileşiklerinde kısmî negatif yük
(δ-
) ile yüklenirler. Bu atomlar hidrojen atomlarıyla bağ yaptıklarında, hidrojen
atomu kısmi pozitif yük (δ+) kazanır.
Hidrojen bağı F, O, N atomlarına bağlanan hidrojen atomlarının komşu
moleküldeki bağa katılmayan ortaklanmamış elektron çiftlerine uyguladığı
çekim kuvvetidir.
1.5. FİZİKSEL VE KİMYASAL DEĞİŞİMLER
Yaşantımızın birçok anında örneğin çamaşırların kuruması, yağmurun
yağması, camın kırılması, şekerin suda çözünmesi, yemeğin ekşimesi, doğal
gazın ve odunun yanması, bahçe demirlerinin paslanması, pilden elektrik
üretilmesi, sütten yoğurt elde edilmesi vb. fiziksel ve kimyasal değişimlere
tanık oluyoruz. Bu olaylar kimyasal türler arasındaki bağların kopup yeni
bağların oluşması esasına dayanmaktadır.
FIZIKSEL DEĞIŞIM
Fen Bilimleri dersinden de bildiğiniz gibi maddelerin kimliğinde, kimyasal
yapısında bir değişiklik olmadan sadece fiziksel özelliklerinde meydana gelen
değişimler fiziksel değişimlerdir.
Maddenin şeklini, kütlesini, fiziksel hâlini,
akışkanlığını, sertliğini vb. bunlara bağlı olarak da görünüşünü değiştiren
özellikler fiziksel özelliklerdir. Buzun erimesi, suyun buharlaşması gibi hâl
değişimleri; camın kırılması, kağıdın yırtılması gibi olaylar; şekerin, tuzun
suda çözünmesi vb. fiziksel değişimlere örnektir.
KIMYASAL DEĞIŞIM
Maddelerin kimliğinde, yapısında meydana gelen değişimler kimyasal
değişimlerdir. Kimyasal değişimler sırasında maddeyi oluşturan kimyasal
türlerin yapısı değiştiğinden yeni maddeler oluşur.
Yemeğin pişmesi, şekerin
karamelize olması, yanma, paslanma, ekşime olayları vb. kimyasal değişimlerdir.
BAĞ ENERJILERINE GÖRE FIZIKSEL VE KIMYASAL
DEĞIŞIMLER
Sıvı hâldeki suyun buharlaşması fiziksel bir değişimdir ve bunun için ısıya
ihtiyaç vardır. Su tanecikleri arasındaki zayıf etkileşimlerin kopup suyun gaz
hâle geçmesi için bağa verilmesi gereken enerji 43,9 kj/mol’dür.
Gaz hâle geçen suyun tekrar sıvı hâle geçebilmesi için aldığı ısı enerjisini
aynen geri vermesi gerekir. Bu nedenle gaz hâldeki su sıvı hâle geçerken
tanecikleri arasında zayıf etkileşimler oluşur ve bu esnada 43,9 kj/mol ısı açığa
çıkar.
Sofra tuzunun (NaCl) oluşması sırasında sodyum ve klor iyonları arasında
oluşan güçlü etkileşimde ise 787 kj/mol enerji açığa çıkar. Sofra tuzunun
oluşması kimyasal bir değişimdir.
Oluşan sodyum klorürü tekrar kendini oluşturan iyonlara dönüştürmek
istediğimizde aynı miktar enerjiyi geri vermemiz gerekir. Bu enerji sodyum ve
klor iyonları arasında oluşan bağları kırmak için kullanılır.
Benzer şekilde, hidrojen ve oksijen elementlerinden su elde edildiğinde 242
kj/mol ısı açığa çıkar. Suyun oluşumu da kimyasal bir değişimdir.
1. ÜNİTE BİTTİ :))
ÇIKMIŞ SORULAR ÜZERİNDEN TESTLERİ ÇÖZMEYİ İHMAL ETMEYİNİZ...
0 Yorumlar