Kimyasal Türler Arası Etkileşimler

Kimyasal türler ve aralarındaki etkileşimler

Kimyacının uğraştığı tanecikler üç türlüdür. Atom, bir elementin özelliğini taşıyan en küçük taneciktir: He, Ne ve Ar gibi soy gazlar doğada tek tek atomlar halinde bulunur. Molekül, iki ya da daha çok atomun kovalent bağlarla bir arada tuttuğu yüksüz taneciktir; \(\text{H}_2\), \(\text{O}_2\) ve \(\text{N}_2\) element molekülleri, \(\text{H}_2\text{O}\) ve \(\text{CO}_2\) ise bileşik molekülleridir. İyon, elektron almış ya da vermiş, bu yüzden yük taşıyan taneciktir. İyon tek bir atomdan (\(\text{Na}^+\), \(\text{Cl}^-\), \(\text{O}^{2-}\)) oluşabileceği gibi birden çok atomun oluşturduğu yüklü bir grup da olabilir: \(\text{NH}_4^+\), \(\text{SO}_4^{2-}\). Bu üç tanecik türüne birlikte kimyasal türler denir.

Kimyasal türler birbirini çeker. Bu çekimlerin hepsinin kökeni elektrikseldir: zıt yükler, kısmi yükler ya da elektron bulutlarının anlık kaymaları. Ama büyüklükleri çok farklıdır. Bir su molekülünü parçalayıp hidrojen ve oksijen elde etmek için elektroliz düzeneği ve sürekli elektrik akımı gerekir; aynı suyu buharlaştırmak için ise ocakta ısıtmak yeter. Birinci durumda molekülün içindeki bağlar kopar, ikincisinde yalnızca moleküller birbirinden uzaklaşır.

Güçlü ve zayıf etkileşimler

Bir etkileşimin gücü, onu koparmak için gereken enerjiyle ölçülür. Bu enerji genellikle 1 mol etkileşim için kJ cinsinden verilir. Ders kitaplarında kabaca 40 kJ/mol bir ölçüt olarak kullanılır: bundan büyük olanlar güçlü etkileşim (kimyasal bağ), küçük olanlar zayıf etkileşim sayılır. Bu sınır keskin bir çizgi değil, sınıflandırmayı kolaylaştıran bir ölçüttür.

• Güçlü etkileşimler: iyonik bağ, kovalent bağ, metalik bağ. Atomları ve iyonları bir arada tutarak maddenin kimliğini belirler.
• Zayıf etkileşimler: van der Waals kuvvetleri (dipol-dipol, iyon-dipol, dipol-indüklenmiş dipol, iyon-indüklenmiş dipol, London kuvvetleri) ve hidrojen bağı. Çoğunlukla moleküller arasında etkindir; erime, kaynama ve çözünme gibi fiziksel olayları belirler.

Birkaç gerçek değer farkı gösterir: \(\text{H}_2\) molekülündeki H–H bağını koparmak 436 kJ/mol, \(\text{N}_2\)'deki üçlü bağı koparmak 945 kJ/mol enerji ister. Sıvı HCl'yi kaynama noktasında buharlaştırmak, yani HCl molekülleri arasındaki etkileşimleri yenmek ise yalnızca yaklaşık 16 kJ/mol gerektirir; oysa HCl molekülünün içindeki H–Cl bağı 431 kJ/mol'dür.

Lewis nokta yapıları

Bağ oluşumunda yalnızca en dış katmandaki elektronlar, yani değerlik elektronları rol oynar. Lewis, bu elektronları element simgesinin çevresine nokta olarak yazmayı önerdi. İlk 20 elementte A grubu numarası değerlik elektronu sayısına eşittir (helyum hariç: 2). Noktalar simgenin dört yanına önce birer birer, sonra çift olacak biçimde yerleştirilir.

Atomlar bağ yaparken çoğunlukla dış katmanlarını soy gaz düzenine, yani 8 elektrona tamamlamaya yönelir. Buna oktet kuralı denir; hidrojen ise helyum gibi 2 elektrona ulaşır (dublet). Molekülün Lewis yapısını yazmak için şu adımlar izlenir:

1. Atomların değerlik elektronları toplanır.
2. Atomlar birbirine tekli bağla (bir çizgi, yani bir elektron çifti) bağlanır; genellikle H dışta, sayısı az olan atom merkezde olur.
3. Kalan elektronlar çiftler halinde dış atomlardan başlanarak yerleştirilir.
4. Bir atom okteti tamamlayamadıysa komşusunun ortaklanmamış çifti ortak kullanılarak ikili ya da üçlü bağ yapılır.

Bağa katılan elektron çiftine bağlayıcı elektron çifti, bir atomun üzerinde kalan ve bağa katılmayan çifte ortaklanmamış elektron çifti denir. Her atom için şu sayım tutmalıdır: bağ sayısı ile ortaklanmamış elektron sayısının toplamı, atomun değerlik elektronu sayısına eşittir. Suda O atomu 2 bağ ve 2 ortaklanmamış çift (4 elektron) taşır: \(2 + 4 = 6\), oksijenin değerlik elektronu sayısıdır.

İyonik bağ

Metal atomlarının değerlik elektronları azdır ve bunları kolayca verir; ametallerin değerlik elektronları çoktur ve elektron almaya yatkındırlar. Bir metal ile bir ametal karşılaştığında metal elektron verip katyona, ametal elektron alıp anyona dönüşür. Sodyum (2-8-1) bir elektron vererek neonun, klor (2-8-7) bir elektron alarak argonun dizilimine ulaşır. Oluşan zıt yüklü iyonlar arasındaki elektrostatik çekime iyonik bağ denir:

İyonik bileşiklerde ayrı moleküller yoktur. Katı NaCl'de her \(\text{Na}^+\) iyonunu altı \(\text{Cl}^-\), her \(\text{Cl}^-\) iyonunu altı \(\text{Na}^+\) çevreler; çekim bütün yönlerde etkindir. Bu yüzden NaCl formülü bir molekülü değil, iyonların en küçük tam sayılı oranını (1 : 1) gösterir. Bu düzenden şu özellikler çıkar:

• Oda koşullarında katıdırlar; erime noktaları yüksektir (NaCl 801 °C, MgO yaklaşık 2 850 °C). İyon yükleri büyüdükçe çekim artar: \(\text{Mg}^{2+}\) ile \(\text{O}^{2-}\) arasındaki çekim, \(\text{Na}^+\) ile \(\text{Cl}^-\) arasındakinden çok büyüktür.
• Katı halde elektriği iletmezler, çünkü iyonlar yerinde sabittir. Eritildiklerinde ya da suda çözündüklerinde iyonlar hareket edebildiği için iletirler.
• Sert ama kırılgandırlar: bir darbe katmanları kaydırınca aynı yüklü iyonlar yan yana gelir ve birbirini iter.

İyonik bileşiklerin formülleri ve adlandırılması

İyonik bileşik yüksüzdür: katyonların toplam pozitif yükü anyonların toplam negatif yüküne eşit olmalıdır. İlk 20 elementte iyon yükleri gruptan okunur: 1A +1, 2A +2, Al +3; 5A −3, 6A −2, 7A −1. Formül yazmanın kısa yolu yükleri çaprazlamaktır: \(\text{Al}^{3+}\) ve \(\text{O}^{2-}\) için alüminyuma 2, oksijene 3 alt simgesi gelir ve \(\text{Al}_2\text{O}_3\) bulunur (\(2 \cdot 3 = 3 \cdot 2 = 6\)). Çaprazlamadan sonra alt simgeler sadeleştirilir: \(\text{Mg}^{2+}\) ve \(\text{O}^{2-}\) için \(\text{Mg}_2\text{O}_2\) değil MgO yazılır.

Adlandırmada önce katyonun adı, sonra anyonun adı söylenir. Tek atomlu anyonlar elementin adının kısaltılmış kökü ve bir ek ile adlandırılır: \(\text{F}^-\) florür, \(\text{Cl}^-\) klorür, \(\text{Br}^-\) bromür, \(\text{I}^-\) iyodür, \(\text{O}^{2-}\) oksit, \(\text{S}^{2-}\) sülfür, \(\text{N}^{3-}\) nitrür, \(\text{P}^{3-}\) fosfür. Böylece NaCl sodyum klorür, \(\text{CaF}_2\) kalsiyum florür, \(\text{K}_2\text{S}\) potasyum sülfür, \(\text{Mg}_3\text{N}_2\) magnezyum nitrür olur. Demir ve bakır gibi birden fazla yük alabilen metallerde yük, adın yanına Roma rakamıyla yazılır: \(\text{FeCl}_2\) demir(II) klorür, \(\text{FeCl}_3\) demir(III) klorür.

Birçok bileşikte anyon ya da katyon, birden çok atomun oluşturduğu yüklü bir gruptur. Bunlara çok atomlu iyonlar denir ve formülde tek bir birim gibi davranırlar:

Çok atomlu iyon formülde birden fazla kez geçiyorsa paranteze alınır: \(\text{Ca}^{2+}\) ve \(\text{OH}^-\) için \(\text{Ca(OH)}_2\), kalsiyum hidroksit; \(\text{Al}^{3+}\) ve \(\text{SO}_4^{2-}\) için \(\text{Al}_2(\text{SO}_4)_3\), alüminyum sülfat. Parantez olmadan yazılan \(\text{CaOH}_2\) bambaşka bir şey anlatırdı.

Kovalent bağ: apolar ve polar

İki ametal atomu karşılaştığında ikisi de elektron almak ister; hiçbiri vermeye yatkın değildir. Bu durumda atomlar değerlik elektronlarını ortaklaşa kullanır. Ortaklaşa kullanılan elektron çifti iki çekirdek tarafından birden çekilir ve atomları bir arada tutar: bu kovalent bağdır. Bir çift ortak kullanılırsa tekli, iki çift ikili, üç çift üçlü bağ oluşur.

Bir atomun bağdaki elektronları kendine çekme yeteneğine elektronegatiflik denir. Pauling ölçeğinde en elektronegatif element flordur (4,0). Ders kitaplarında yaygın kullanılan bazı değerler:

Bağı oluşturan iki atom aynıysa (\(\text{H}_2\), \(\text{Cl}_2\), \(\text{N}_2\)) elektronegatiflik farkı sıfırdır; bağ elektronları iki atom arasında eşit paylaşılır ve bağ apolar kovalent olur. Atomlar farklıysa bağ elektronları elektronegatifliği büyük olan atoma daha yakın durur; o uç kısmi negatif (\(\delta^-\)), diğer uç kısmi pozitif (\(\delta^+\)) yüklenir. Bu bağa polar kovalent bağ denir. HCl'de fark \(3{,}0 - 2{,}1 = 0{,}9\), HF'de \(4{,}0 - 2{,}1 = 1{,}9\)'dur; H–F bağı H–Cl bağından daha polardır.

Fark büyüdükçe bağ polar kovalentten iyoniğe doğru kayar. NaF'de fark \(4{,}0 - 0{,}9 = 3{,}1\)'dir; elektron neredeyse tamamen aktarılmıştır. TYT'de bağ türünü belirlemenin en güvenli yolu şudur: metal + ametal iyonik, farklı ametaller polar kovalent, aynı ametalin atomları apolar kovalent. Bu kuralın istisnaları vardır (bazı alüminyum ve berilyum bileşikleri gibi), ama sınav sorularında temel ölçüt budur.

Bağın polar olması molekülün polar olacağı anlamına gelmez. \(\text{CO}_2\) doğrusal ve simetrik bir moleküldür; iki polar C=O bağının etkileri birbirini götürür ve molekül apolardır. \(\text{CH}_4\) de simetrik olduğu için apolardır. \(\text{H}_2\text{O}\), \(\text{NH}_3\) ve HCl ise polar moleküllerdir: molekülün bir ucu kısmi negatif, diğer ucu kısmi pozitiftir. Molekül şekillerinin ayrıntısı AYT'de işlenir; burada bu beş molekülün polarlığını bilmen yeterlidir.

Kovalent bileşiklerin adlandırılması

İki ametalden oluşan kovalent bileşikler, atom sayılarını gösteren Yunanca öneklerle adlandırılır: 1 mono, 2 di, 3 tri, 4 tetra, 5 penta, 6 hekza. Önce formülde ilk yazılan elementin adı, sonra ikinci elementin anyon adı (oksit, klorür, florür, sülfür…) söylenir. İlk elementte tek atom varsa "mono" kullanılmaz.

• CO karbon monoksit, \(\text{CO}_2\) karbon dioksit
• \(\text{SO}_3\) kükürt trioksit, \(\text{CCl}_4\) karbon tetraklorür
• \(\text{N}_2\text{O}_5\) diazot pentaoksit, \(\text{PCl}_5\) fosfor pentaklorür, \(\text{SF}_6\) kükürt hekzaflorür

Bazı moleküllerin yaygın adları sistematik adlarının yerine kullanılır: \(\text{H}_2\text{O}\) su, \(\text{NH}_3\) amonyak, \(\text{CH}_4\) metan. Önek kuralı yalnızca kovalent bileşikler içindir. İyonik bileşiklerde iyon sayısı yükten zaten bellidir; \(\text{CaCl}_2\)'ye "kalsiyum diklorür" denmez.

Metalik bağ

Metal atomlarının az sayıdaki değerlik elektronu tek bir atoma bağlı kalmaz; bütün kristale yayılarak katyonların arasında serbestçe dolaşır. Düzenli dizilmiş metal katyonları ile bu elektron denizi arasındaki çekime metalik bağ denir.

Metallerin bilinen özellikleri bu modelden doğrudan çıkar:

• Elektrik ve ısı iletkenliği: Serbest elektronlar bir gerilim altında akabilir ve enerjiyi hızla taşır. Metaller katı ve sıvı halde elektriği iletir.
• Parlaklık: Serbest elektronlar ışığı soğurup geri yayar; taze kesilmiş metal yüzeyi parlaktır.
• İşlenebilirlik: Katyon katmanları birbirinin üzerinden kaydığında elektron denizi aralarında kalır ve bağ kopmaz. Bu yüzden metaller dövülerek levha, çekilerek tel haline getirilebilir; iyonik kristaller ise kırılır.
• Erime noktaları: Çok geniş bir aralıktadır. Cıva oda koşullarında sıvıdır (erime noktası −39 °C), sodyum 98 °C'ta, alüminyum 660 °C'ta, tungsten yaklaşık 3 400 °C'ta erir. Değerlik elektronu sayısı arttıkça metalik bağ genellikle güçlenir: Na (1 elektron) Mg ve Al'den çok daha düşük sıcaklıkta erir.

Zayıf etkileşimler: van der Waals kuvvetleri

Moleküller ve soy gaz atomları arasındaki zayıf çekimlerin ortak adı van der Waals kuvvetleridir. Türü, etkileşen taneciklerin yüklü, polar ya da apolar olmasına bağlıdır.

• İyon-dipol: Bir iyon ile polar bir molekül arasında. NaCl suda çözündüğünde \(\text{Na}^+\) iyonlarını su moleküllerinin kısmi negatif O uçları, \(\text{Cl}^-\) iyonlarını kısmi pozitif H uçları sarar.
• Dipol-dipol: İki polar molekül arasında; bir molekülün \(\delta^+\) ucu komşunun \(\delta^-\) ucunu çeker. Sıvı HCl ya da HBr'de etkindir.
• İyon-indüklenmiş dipol ve dipol-indüklenmiş dipol: Bir iyon ya da polar molekül, yaklaştığı apolar molekülün elektron bulutunu kaydırarak onda geçici bir dipol oluşturur (indükler) ve onu çeker. Az da olsa oksijen gazının suda çözünebilmesi dipol-indüklenmiş dipol etkileşimi sayesindedir.
• London kuvvetleri: Elektronlar sürekli hareket ettiği için her atomda ya da molekülde anlık olarak elektron bulutu bir yana kayabilir. Oluşan anlık dipol komşusunda da dipol oluşturur ve ikisi birbirini çeker. London kuvvetleri bütün tanecikler arasında vardır; apolar moleküller (\(\text{H}_2\), \(\text{O}_2\), \(\text{CH}_4\), \(\text{I}_2\)) ve soy gaz atomları arasındaki tek çekim budur.

London kuvvetlerinin büyüklüğü elektron sayısına ve molekülün büyüklüğüne bağlıdır: elektron bulutu büyük olan tanecik daha kolay kutuplanır. Bu yüzden halojen moleküllerinde mol kütlesi arttıkça çekim büyür: oda koşullarında \(\text{F}_2\) ve \(\text{Cl}_2\) gaz, \(\text{Br}_2\) sıvı, \(\text{I}_2\) katıdır.

Hidrojen bağı

Hidrojen atomu F, O ya da N gibi küçük ve çok elektronegatif bir atoma kovalent bağlıysa, bağ elektronları ondan uzağa çekilir ve H neredeyse çıplak bir proton gibi kalır. Bu H, komşu moleküldeki F, O ya da N atomunun ortaklanmamış elektron çiftine güçlü bir çekim uygular. Bu özel etkileşime hidrojen bağı denir. Hidrojen bağı dipol-dipol etkileşimlerinden belirgin biçimde güçlüdür ama yine zayıf etkileşimler arasında sayılır; molekülün içindeki kovalent bağdan çok daha zayıftır.

Hidrojen bağı için iki koşul birlikte gerekir: bir molekülde F, O ya da N'ye doğrudan bağlı bir H bulunmalı, karşı tarafta ortaklanmamış çifti olan F, O ya da N bulunmalıdır. \(\text{H}_2\text{O}\), HF, \(\text{NH}_3\) ve etil alkol kendi molekülleri arasında hidrojen bağı yapar. \(\text{CH}_4\)'te H karbona bağlı olduğundan hidrojen bağı oluşmaz; \(\text{CH}_3\text{F}\)'de de F vardır ama H atomları F'ye değil C'ye bağlıdır.

Zayıf etkileşimler ve kaynama noktası

Bir sıvı kaynarken moleküllerin içindeki kovalent bağlar kopmaz; yalnızca moleküller arasındaki zayıf etkileşimler yenilir. Bu yüzden moleküler maddelerin kaynama noktalarını moleküller arası etkileşimlerin gücü belirler. Sıralama yaparken şu yol izlenir:

1. Hidrojen bağı yapan madde var mı? Varsa benzer büyüklükteki moleküllere göre kaynama noktası çok yüksektir.
2. Benzer büyüklükte iki molekülden polar olanın kaynama noktası (dipol-dipol eklendiği için) apolar olanınkinden yüksektir.
3. Aynı türde etkileşim gösteren maddelerde elektron sayısı ve mol kütlesi büyüdükçe London kuvvetleri ve kaynama noktası artar.

Grafikte 4A grubu hidrürleri (\(\text{CH}_4\), \(\text{SiH}_4\)…) apolardır ve kaynama noktaları büyüklükle düzenli artar. Diğer gruplarda 3. periyottan sonra aynı eğilim görülür, ama 2. periyottaki \(\text{H}_2\text{O}\) (100 °C), HF (20 °C) ve \(\text{NH}_3\) (−33 °C) eğilimin gösterdiğinden çok daha yüksek sıcaklıkta kaynar. Hidrojen bağı olmasaydı su, grubundaki eğilimin gösterdiği gibi 0 °C'un çok altında kaynardı ve yeryüzünde sıvı su bulunmazdı.

Mol kütlesi tek başına yeterli bir ölçüt değildir. Polar HCl (−85 °C) apolar \(\text{Br}_2\)'den (59 °C) daha düşük sıcaklıkta kaynar, çünkü \(\text{Br}_2\)'nin büyük elektron bulutundan gelen London kuvvetleri HCl'nin dipol-dipol çekiminden güçlüdür. Hidrojen halojenürlerde de HCl'den HI'ya polarlık azaldığı hâlde kaynama noktası artar, çünkü molekül büyüdükçe London kuvvetleri belirleyici olur; yalnızca HF hidrojen bağı nedeniyle en üstte yer alır.

Fiziksel ve kimyasal değişimler

Bir değişimin türü, hangi etkileşimlerin koptuğuna ve yeni bir madde oluşup oluşmadığına bakılarak anlaşılır. Kimyasal değişimde güçlü etkileşimler (kimyasal bağlar) kopar ve yeni bağlar oluşur; sonunda başka maddeler vardır. Suyun elektrolizinde O–H bağları kopar, H–H ve O=O bağları oluşur:

Metanın yanması, demirin paslanması ve sütün ekşimesi de kimyasal değişimdir. Fiziksel değişimde ise maddenin kimliği değişmez; erime, donma, buharlaşma, süblimleşme, şekerin suda çözünmesi gibi olaylarda çoğunlukla yalnızca zayıf etkileşimler kopar ya da oluşur. Bu yüzden fiziksel değişimlerin enerji değişimi genellikle kimyasal değişimlerinkinden küçüktür.

İyonik katılarda ölçüt dikkatle uygulanmalıdır. NaCl eridiğinde ya da suda çözündüğünde iyonlar arasındaki güçlü çekim yenilir, ama yeni bir madde oluşmaz: erimiş tuz yine NaCl'dir, suyu buharlaştırınca yine tuz kalır. Bu olaylar fiziksel değişimdir. Belirleyici soru şudur: tanecikler başka bir maddeye mi dönüştü, yoksa yalnızca düzenleri mi değişti?