Kimyasal Türler Arası Etkileşimler Konu Anlatımı

24.06.2020
A+
A-

Kimya ayt konu anlatımı, Kimya tyt konu anlatımı , Kimya yks konu anlatımı… Merhaba arkadaşlar sizlere bu yazımızda Kimyasal Türler Arası Etkileşimler hakkında bilgi vereceğiz. Yazımızı okuyarak bilgi edinebilirsiniz..

Kimyasal Türler Arası Etkileşimler

Kimyasal türler arası etkileşimi anlatmadan kimyasal türler nelerdir onlara bir değinelim, özellikleri nedir bir anlatalım arkadaşlar.

Kimyasal Tür Nedir?

Bir maddenin bütün özelliklerini taşıyan yapı taşlarına kimyasal tür denir. Dört çeşit kimyasal tür vardır: atom, molekül, iyon, radikal.

Atom

Bir elementin fiziksel ve kimyasal özelliklerini gösteren en küçük birimine atom denir.

Atomlar fiziksel ve kimyasal yöntemlerle daha basit birimlerine ayrıştırılamaz.
Nükleer yöntemlerle ayrıştırılabilirler.
Proton, nötron gibi tanecikler çekirdekte; elektronlar ise elektron bulutunda yer alır.
Atomlar boyutlarının çok küçük olması nedeniyle optik mikroskoplarla görüntülenemez ancak elektron mikroskobu gibi araçlarla görüntülenebilir.

Molekül

Aynı cins veya farklı cins bir kaç atomun bir araya gelmesiyle oluşan yapılara molekül denir.

En küçük molekülü iki atomludur.
Aynı tür atomların bir araya gelmesi sonucu element molekülü, farklı tür atomların bir araya gelmesiyle bileşik molekülü oluşur.
Bileşikler kimyasal yöntemlerle kendini oluşturan bileşenlere ayrışabilir.
Moleküller iki atomlu (diatomik), üç atomlu (triatomik) veya çok atomlu (poliatomik) olabilir.

İyon

Elektron sayısı proton sayısına eşit olmayan yapılara iyon denir.

Bir atom, elektron verdiğinde verdiği elektron sayısı kadar pozitif (+), Pozitif yüklü iyonlara katyon denir.
Elektron aldığında aldığı elektron sayısı kadar negatif (-) yükle yüklenir. Negatif yüklü iyonlara anyon denir.
Birden fazla atomun tek bir atom gibi davrandığı yüklü atom gruplarına kök adı verilir.
Bir atom elektron verip katyonuna dönüştüğünde çapı küçülür.
Elektron alıp anyonuna dönüştüğünde ise çapı büyür.

Radikal

Oktedini tamamlamamış bir ya da birden fazla ortaklaşmamış elektron çifti içeren yüksek enerjili ve kararsız yapılardır.

Radikaller zincirleme reaksiyonların gerçeklemesinde başlatıcı olarak görev yaparlar.
İnsan vücudunda radikaller kendiliğinden oluşabilir ve vücuda zarar verebilirler.

Kimyasal Türler Arası Etkileşimin Sınıflandırılması

Kimyasal türler arasında meydana gelen etkileşimler güçlü etkileşimler ve zayıf etkileşimler şeklinde ikiye ayrılır.

Güçlü Etkileşimler

Kimyasal türler arasındaki itme ve çekme kuvvetleri aynı anda gerçekleşir. Çekme kuvvetleri itme kuvvetlerinden çok fazla olduğunda türler arasında bir kimyasal bağ oluşur. Kimyasal türler arasında kimyasal bağ oluşmasına neden olan bu tür etkileşimler güçlü etkileşimler olarak da adlandırılır.

Güçlü etkileşimler,

İyonik bağ
Kovalent bağ
Metalik bağ olarak sınıflandırılır.

İyonik Bağ

Elektron alışverişi gerçekleştirerek oluşan bağlara iyonik bağ denir. İyonik bağın oluşmasını, atomların elektron çekme isteğinin (elektronegativite) farklı olması sağlar. Elektron çekme isteği daha fazla olan atomun elektron sayısı proton sayısını geçer ve böylece bileşiğin anyon kısmını, elektron veren kısım ise bileşiğin katyon kısmını oluşturur. Örneğin günlük hayatta sıklıkla kullandığımız sofra tuzu (NaCl) bileşiği iyonik bir bileşiktir ve bileşikte sodyum (Na) katyon (Na+), klor (Cl) anyondur (Cl–).

İyonik bağlarda zıt yükler birbirini çektiği için diğer güçlü bağlardan genellikle daha sağlamdır. Bundan dolayı erime – kaynama sıcaklıkları yüksektir.
İyonik bağda bulunan metaller katyonları, ametaller anyonları oluşturur.
İyonik bileşiklerin katı halleri sert ve kırılgandır. İyonik katı üzerine çekiçle vurulduğunda iyonik kristalin düzenli yapısı bozulur ve kırılma olayı gerçekleşir. Fiziksel özellik bakımından seramiklere benzerler.
İyonik bağlı katılarda iyonlar hareket etmediği için elektrik akımını iletmezler.
İyonik katılar suda çözündüğünde elektrik akımını iletir. Örneğin tuzlu su.

Kovalent bağ

ovalent bağ, iki atom arasında, bir veya daha fazla elektronun paylaşılmasıyla karakterize edilen kimyasal bağın bir tanımıdır. Genellikle bağ, ortaya çıkan molekülü bir arada tutan ortak çekim gücü olarak tanımlanabilir. Paylaşılan elektron ya da elektronlar, her iki çekirdek etrafında dolanacaklar, iki çekirdek arasındaki bölgede daha uzun süre bulundukları için bu bölgede (-) yüklü bir alan oluşturacaklardır. Bu alan, her iki çekirdeğe bir çekme kuvveti uygulayarak bir bağ oluşturur. Kovalent bağ, Polar Kovalent Bağ ve Apolar Kovalent Bağ olmak üzere ikiye ayrılır.

Apolar Kovalent Bağ (Kutupsuz Kovalent Bağ): Bağı yapan atomların elektronegatiflikleri eşitse meydana gelen bağ çeşididir. Yani iki atomda elektronu aynı şiddetle çeker ve elektron üzerinde kutupsuz bir çekim meydana gelir. Aynı cins iki ametal atomunun birleşmesiyle meydana gelir. Apolar kovalent bağ örnekleri; iki oksijen atomunun elektronlarını ortaklaşa kullanarak meydana getirdikleri bağıdır.

Polar Kovalent Bağ (Kutuplu Kovalent Bağ): İki farklı cins atomun bir araya gelmesiyle oluşur. Farklı atomlar oldukları için oluşan elektronegativite farkı, atomlardan elektronegativitesi yüksek olanın kısmi negatif, diğerinin ise kısmi pozitif yüklenmesini sağlar. Örneğin suyu meydana getiren hidrojen ve oksijen moleküllerinin son orbitallerindeki elektronların ortak kullanılmasıyla polar kovalent bağ meydana gelir.

Metalik Bağ

Metalik bağ, esas olarak metaller arasındaki, bir ya da daha çok atomu bir arada tutan bir kimyasal bağ türüdür. Metal atomlarının latisindeki serbest elektronların yer değiştirmiş olarak paylaşılması esasına dayanır. Metalik bağ, kovalent bağ ve iyonik bağ ile birlikte üç güçlü etkileşimden(bağ) biridir. Kimyasal bir etkileşimdir.

Aynı periyotta sağa doğru gidildikçe metal atomları arasında, metalik bağ kuvveti artar, erime noktası yükselir.
Aynı grupta yukarı doğru gidildikçe metal atomları arasında, metalik bağ kuvveti artar, erime noktası yükselir.
Elektron denizinde serbest dolaşan değerlik elektron sayısı arttıkça metalik bağ kuvveti artar.
Metalik bağ metallerin elektrik akımını iletmesini, tel ve levha haline gelmesini ve işlenebilir olmasını sağlar.
Metaller gelen ışığı yansıttığı için parlaktır.
Oda şartlarında cıva hariç katı hâlindedirler. Cıva oda koşullarında sıvı hâldedir.

Zayıf Etkileşimler

Zayıf etkileşimler fiziksel bağlardır ve maddelerin molekülleri arasında etkilidir. Zayıf etkileşimler Van der Waals kuvvetleri ve hidrojen bağları olmak üzere ikiye ayrılır.

Van der Waals Kuvvetleri

Van der Waals kuvvetleri, hidrojen bağları dışında kalan diğer zayıf etkileşimlere verilen addır. Bu kuvvetler adını Hollandalı fizikçi Johannes Diderik van der Waals’tan (1837 -1923) almaktadır.

Üç tür Van der Waals kuvveti vardır:
Polar moleküller arasında meydana gelen dipol-dipol etkileşimleri
Polar moleküller ve iyonlar arasında meydana gelen iyon-dipol etkileşimleri
Apolar moleküller arasında meydana gelen London kuvvetleri

Dipol-Dipol Etkileşimleri: Kalıcı dipole sahip polar kimyasal türler birbirlerine yaklaştığında birinin kısmi pozitif (δ+) ve diğerinin kısmi negatif (δ–) kutbu arasında elektrostatik çekim kuvveti oluşur. Bu çekim kuvvetine dipol – dipol bağı (kuvveti) adı verilir.

H2S, CO, HCl, NF3 gibi polar karakterli moleküller arasında polar etkileşim vardır ve molekülleri arasında dipol – dipol bağları oluşur.

Atomlar arasındaki; elektronegatiflik farkı arttıkçadipol-dipol bağlarının kuvveti artar.
Dipol-dipol kuvveti arttıkça atomlar arasındaki bağı kırmak zorlaşır ve böylece maddenin erime ve kaynama sıcaklığı daha yüksek olur.
Polar (dipol) yapıya sahip moleküller birbiri içinde çözünebilir.

İyon – Dipol Bağları: İyon ve polar bir molekül bir araya geldiğinde iyon ile polar molekülün kısmi yüklenmiş kutupları arasında etkileşim olur. Buna iyon-dipol etkileşimi denir.

Yemek tuzu (NaCl) iyon yapılı bir bileşiktir. NaCl tuzu kristali suya atıldığında H2O moleküllerinin kısmi pozitif “δ+” yüklü uçları ile Cl– iyonları arasında ve kısmi negatif “δ+” yüklü uçları ile Na+ iyonları arasında iyon – dipol bağı oluşur. Bu şekilde H2O molekülleri iyonları çevreler ve dağıtır. Böylece çözünme gerçekleşir.

London Kuvvetleri: Birbirine yaklaşan apolar moleküller ya da soy gaz atomları arasında geçici dipoller oluşur. Bu geçici dipoller arasında indüklenmiş dipol – İndüklenmiş dipol çekim kuvvetleri meydana gelir. İndüklenmiş dipol – İndüklenmiş dipol çekim kuvvetlerine “London Kuvvetleri” adı da verilir.

Anlık sürelerde gerçekleştiği için London kuvvetleri moleküller arası etkileşimlerin en zayıfı olarak kabul edilir.
Soy gazlarda ve halojenlerde atomlar veya moleküller arasındaki tek etkileşim london bağlarıdır.
London kuvvetleri elektron hareketliliğine bağlı olduğu için elektron sayısı arttıkça etkileşimler de artar.
Dipol-dipol bağlarının oluştuğu ortamlarda da london bağlarına rastlanır. Ancak london bağı yok sayılabilecek kadar etkisiz olduğu için hesaplamaya katılmaz (bazı kovalent maddelerde london bağları ihmal edilemeyecek kadar yüksek olur.

Hidrojen Bağları

Hidrojen bağı, bir molekül oksijen, azot veya flor gibi elektronegatif bir atoma bağlı hidrojenin kısmi artı yükle yüklenmesi sonucu, başka veya aynı moleküldeki elektronegatif atom ile yaptığı kuvvetli bağdır.

Hidrojen bağı olabilmesi için molekülde kesinlikle H-O, H-N veya H-F bağları olmak zorundadır.
Hidrojen bağı dipol-dipol ve london bağları ile kıyaslandığında, hidrojen bağları yaklaşık olarak 10 kat daha güçlüdür.
Hidrojen bağı oluşturan maddeler birbiri içinde daha iyi çözünür. Bu yüzden etil alkol (C2H5OH) suda çok iyi çözünür.
Bazı hidrojen bağları atomlar arasındaki kovalent bağdan daha güçlüdür. Örneğin glikoz bir kapta ısıtıldığında erimeye başlamadan önce molekül yapısı bozulur. Bu nedenle ısıtılan şeker önce karamelleşir ısıtılmaya devam edildiğinde ise kömürleşir.
Hidrojen atomunun 1 elektronun ve 1 protonun olması, hidrojen bağının dipol-dipol bağına ek olarak elektrostatik bir kuvvetle de desteklenmesini sağlamaktadır.
HF, H2O, NH3 bileşiklerinin kaynama noktaları, hidrojen bağları nedeni ile çok yüksektir.
Buzun yoğunluğunun suyun yoğunluğundan az olmasının nedeni de hidrojen bağları ile açıklanmaktadır.

ZİYARETÇİ YORUMLARI - 0 YORUM

Henüz yorum yapılmamış.

BİR YORUM YAZIN