Kimyasal Bağlar, Zayıf Etkileşimler ve Katı-Sıvı Özellikleri (9. Sınıf)

Konu Özeti

Maddeleri oluşturan taneciklerin birbirini nasıl çektiği, maddenin fiziksel ve kimyasal özelliklerini belirler. Atomlar kararlı olmak için elektron alışverişi ya da ortaklaşması yapar ve kimyasal bağ oluşur. Molekül içi bağlar güçlüdür, moleküller arası etkileşimler ise daha zayıftır ama katı ve sıvıların özelliklerinde çok önemlidir. Bu konuda kristal ve amorf katıları, sıvıların buhar basıncı, kaynama, viskozite ve yüzey gerilimi gibi özelliklerini inceleyeceğiz.

Temel Kavramlar

Atomlar en kararlı hale, yani soy gaz düzenine ulaşmak için bağ oluşturur. Hidrojen 2 elektronla (dublet), çoğu ametal 8 elektronla (oktet) kararlı olur. Bağ türü, atomların metal veya ametal olmasına göre belirlenir.

Dublet: 2 e⁻ | Oktet: 8 e⁻

• Metalik bağ (KİM.9.2.1): Metal atomları değerlik elektronlarını verir. Pozitif metal iyonları ile serbest hareketli elektron denizi arasında oluşur. Bu yüzden metaller iletken, tel ve levha haline getirilebilir ve parlaktır.
• İyonik bağ (KİM.9.2.2): Metal elektron verip katyon, ametal elektron alıp anyon olur. Zıt yüklü iyonlar arasındaki elektrostatik çekim iyonik bağı oluşturur. Örnek: Na → Na⁺ + e⁻, Cl + e⁻ → Cl⁻ ve sonuçta NaCl oluşur. İyonik katılar serttir ve kırılgandır. Katı halde iletken değildir, erimiş hâlde ve sulu çözeltisinde iletkendir.
• Kovalent bağ (KİM.9.2.3): Ametal atomları arasında elektronların ortaklaşa kullanılmasıyla oluşur. Örnek: H₂, O₂, H₂O, CO₂. Ortaklanan elektron çifti sayısına göre tekli, çiftli veya üçlü bağ oluşur. O₂ çiftli, N₂ üçlü bağlıdır.

Lewis Nokta Yapısı (KİM.9.2.4)

Lewis yapısında element sembolünün çevresine değerlik elektronları nokta olarak yazılır. Ortaklaşılan elektronlar bağ çifti, ortaklaşılmayanlar ise yalnız (ortaklanmamış) elektron çifti olarak gösterilir. Bu gösterim, molekülün şeklini ve bağ sayısını tahmin etmeyi kolaylaştırır.

Örnek: H₂O'da O'nun 6 değerlik elektronu vardır. 2 H ile 2 bağ yapar ve 2 ortaklanmamış elektron çifti kalır. Oksijen 8, her H ise 2 elektrona ulaşır. CO₂'de C ile her O arasında çiftli bağ vardır: O=C=O.

Polarlık ve Adlandırma (KİM.9.2.5, KİM.9.2.6)

• Polar molekül: Bağ polar ve molekülün geometrisi simetrik değilse molekülde kısmi (+) ve (−) uçlar oluşur. Örnek: H₂O, NH₃, HCl.
• Apolar molekül: Aynı atomlardan oluşan moleküller (H₂, O₂, N₂, Cl₂) ile bağ polar olsa bile geometrisi simetrik olan moleküller (CO₂, CH₄) apolardır.
• Benzer benzeri çözer: Polar maddeler polar çözücülerde (su), apolar maddeler apolar çözücülerde (hekzan) çözünür.
• İyonik bileşik adlandırma: Önce katyon, sonra anyon adı okunur. NaCl sodyum klorür, MgO magnezyum oksit. Değişken yükseltgenme basamaklı metallerde Roma rakamı yazılır: FeO demir(II) oksit, Fe₂O₃ demir(III) oksit.
• Kovalent bileşik adlandırma: Atom sayıları Yunanca önekle belirtilir (mono, di, tri, tetra, penta). CO karbon monoksit, CO₂ karbon dioksit, N₂O₅ diazot pentaoksit. İlk elementin sayısı 1 ise mono yazılmaz.

Zayıf Etkileşimler (KİM.9.2.7)

• Hidrojen bağı: H'nin F, O veya N'ye bağlı olduğu moleküller arasında oluşur (HF, H₂O, NH₃). Zayıf etkileşimlerin en güçlüsüdür.
• Dipol-dipol: Polar moleküller arasında oluşur ve orta güçtedir.
• İyon-dipol: İyonik bileşik ile polar çözücü arasında oluşur (NaCl-su). Dipol-dipolden güçlüdür.
• Dipol-indüklenmiş dipol: Polar molekül ile apolar molekül arasında oluşur ve zayıftır.
• London kuvvetleri: Tüm moleküller arasında görülür. Apolar moleküllerdeki tek etkileşimdir, en zayıftır ama molekül büyüdükçe artar.

Zayıf etkileşimler erime ve kaynama gibi fiziksel değişimlerde aşılır. Kimyasal bağlar bu değişimlerde kopmaz.

Katılarda Düzen: Kristal ve Amorf Katılar (KİM.9.2.8)

• Kristal katı: Tanecikler uzayda düzenli ve tekrarlı bir yapıda dizilir. Belirli bir erime noktası vardır. Tuz ve şeker kristal katılardır.
• Amorf katı: Tanecikler düzensiz dizilir. Belirli bir erime noktası yoktur, belli bir sıcaklık aralığında yumuşar. Cam ve plastik amorf katılara örnektir.
• Etkileşim ilişkisi: Taneciklerin arasındaki çekim ne kadar güçlüyse erime ve kaynama noktası o kadar yüksektir. Genel sıralama: iyonik ve metalik katılar genelde yüksek erime noktalıdır, sonra hidrojen bağlı moleküller, dipol-dipol ve London kuvvetli apolar moleküller gelir.

Sıvıların Özellikleri (KİM.9.2.9 - KİM.9.2.13)

• Buhar basıncı (KİM.9.2.9): Kapalı bir kapta sıvının dengedeki buharının basıncıdır. Sıcaklık arttıkça artar. Moleküller arası çekim zayıfsa buhar basıncı yüksektir ve sıvı uçucudur. Sıvı miktarı ve kabın şekli buhar basıncını etkilemez.
• Kaynama sıcaklığı (KİM.9.2.10): Buhar basıncı dış basınca eşitlendiğinde sıvı kaynar. Dış basınç düşerse kaynama sıcaklığı düşer. Moleküller arası çekim güçlü ve molekül kütlesi büyükse kaynama noktası yüksektir. Su, hidrojen bağı nedeniyle molekül kütlesi daha büyük olan H₂S'ten çok daha yüksek sıcaklıkta kaynar.
• Viskozite (KİM.9.2.11): Sıvının akmaya karşı direncidir. Moleküller arası çekim arttıkça artar, sıcaklık arttıkça azalır. Bal, yağdan daha viskozdur.
• Adezyon ve kohezyon (KİM.9.2.12): Kohezyon aynı cins taneciklerin çekimidir. Adezyon farklı cins taneciklerin (sıvı-kap) çekimidir. Su-cam adezyonu kohezyondan büyük olduğu için su camda yukarı kıvrılır (iç bükey menisküs). Civada kohezyon büyüktür ve menisküs dış bükeydir. Kılcallık adezyonun sonucudur.
• Yüzey gerilimi (KİM.9.2.13): Sıvı yüzeyinin küçülme eğilimidir. Moleküller arası çekim arttıkça artar, sıcaklık arttıkça azalır. Deterjanlar yüzey gerilimini düşürür. Suyun böceğin taşıyabilmesi ve damlaların küresel olması buna örnektir.