Ders 9 / 28 · TYT Kimya

Zayıf Etkileşimler

Bu salt okunur bir görünüm. Burada yaptığın hiçbir şey kaydedilmez, hiçbir puan tutulmaz.

Kalıcı ve Geçici Kutuplar

Bir spreyin kokusu havada yayılırken su neden damlacıklar hâlinde kalır? Metan gazı çok küçük olmasına rağmen, suyun kaynaması için neden çok daha fazla enerji gerekir?

Van der Waals Etkileşimleri Sınıflandırma Şeması Dipol-dipol, iyon-dipol ve London dağılım (indüklenmiş dipol - indüklenmiş dipol) kuvvetlerinin molekül türlerine göre oluşumu.

Önceki güçlü etkileşim bilgisinden şunu hatırla: Tanecikler arasındaki çekim arttıkça maddeyi birbirinden ayırmak zorlaşır.

Moleküller arasındaki geçici çekimler

Elektronlar molekül içinde tamamen hareketsiz durmaz. Bir an için elektron yoğunluğu molekülün bir tarafında artarsa, o taraf geçici olarak kısmen negatif, diğer taraf ise kısmen pozitif olur. Bu geçici dipol, komşu molekülde elektronların yerini etkileyerek indüklenmiş dipol oluşturabilir.

Bu kısa süreli çekimlere London kuvvetleri denir. London kuvvetleri, bütün atom ve moleküllerde görülür. Molekül büyüdükçe elektron sayısı ve elektron bulutu arttığından bu geçici çekimler genellikle güçlenir.

Bir molekülün kalıcı yük dağılımı varsa dipol-dipol etkileşimi oluşur. Polar moleküllerin kısmen pozitif ucu, komşu molekülün kısmen negatif ucunu çeker. Polar olmayan moleküllerde kalıcı dipol bulunmaz, fakat geçici ve indüklenmiş dipoller yine de oluşabilir.

Görsel

Su molekülü

O-H bağlarındaki kutupluluk ve oksijenin ortaklanmamış elektron çiftleri, moleküller arasında güçlü çekim kurulmasını sağlar.

Hidrojen bağının ayırt edici özelliği

Hidrojen, F, O veya N atomlarından birine bağlıysa, hidrojen bağının oluşabileceği özel bir kutupluluk ortaya çıkar. Bu atomlar elektronu güçlü çektiği için bağlı hidrojen belirgin biçimde kısmen pozitif olur. Komşu moleküldeki F, O veya N atomunun ortaklanmamış elektron çifti bu hidrojeni çeker.

Su moleküllerinin birbirini çekmesi bu duruma örnektir. Su ısıtıldığında moleküllerin hareketi artar, fakat aralarındaki hidrojen bağlarını koparmak için de enerji gerekir. Bu nedenle suyun kaynama noktası, benzer büyüklükteki birçok moleküle göre yüksektir.

Hidrojen bağı molekül içindeki O-H bağının kendisi değildir. O-H bağı güçlü etkileşimdir, farklı su molekülleri arasındaki çekim ise zayıf etkileşimler başlığındaki hidrojen bağıdır.

Uyarı

Dikkat Molekül içinde F, O veya N bulunması tek başına hidrojen bağı kanıtı değildir. Hidrojenin bu atomlardan birine bağlı olması gerekir. $CH_3OCH_3$ molekülünde oksijen vardır, ancak O-H bağı bulunmadığı için kendi molekülleri arasında hidrojen bağı kuramaz.

Kaynama noktasını karşılaştırma

Kaynama, moleküllerin sıvıdan gaza geçebilmesi için tanecikler arası çekimlerin aşılmasını gerektirir. Bu yüzden etkileşim güçlendikçe genellikle kaynama noktası yükselir.

\text{Etkileşim gücü} \uparrow \Rightarrow \text{Kaynama noktası} \uparrow

Ancak yalnızca molekülün polar olup olmadığına bakmak yeterli değildir. Etkileşimin türü, molekülün büyüklüğü ve hidrojen bağı kurup kuramadığı birlikte incelenir.

Metan ve suyun kaynama noktalarını karşılaştırma

Molekülleri incele

CH_4\quad H_2O

Metan apolar bir moleküldür ve yalnızca London kuvvetleri gösterir. Su molekülleri ise hidrojen bağı kurabilir. Etkileşimleri karşılaştır

E_{\text{H bağı}} > E_{\text{London}}

Su molekülleri arasındaki hidrojen bağları, metan molekülleri arasındaki geçici London çekimlerinden daha güçlüdür. Kaynama noktalarını sırala

T_b(CH_4) < T_b(H_2O)

Metanın kaynama noktası yaklaşık -161,5 °C, suyun kaynama noktası ise 100 °C olduğundan su daha yüksek kaynama noktasına sahiptir.

[!NOTE] Hatırla

Kaynama sırasında moleküller parçalanmaz. Moleküller arasındaki çekimler aşılır ve tanecikler gaz hâlinde birbirinden uzaklaşır.

Bir sonraki karşılaştırmada yalnızca “polar mı, apolar mı?” demek yetmeyecek. Aynı tür etkileşimleri gösteren moleküllerde büyüklük ve temas yüzeyi de sonucu değiştirebilir.

London kuvvetleri yalnızca polar moleküllerde görülür. London kuvvetleri elektronların anlık dağılımından doğar ve polar olmayan moleküller dahil bütün taneciklerde görülebilir.
Aşağıdaki maddelerden hangisi kendi molekülleri arasında hidrojen bağı kurabilir? H2O molekülünde hidrojen oksijene bağlıdır ve komşu su molekülündeki oksijenin ortaklanmamış elektron çiftiyle hidrojen bağı kurabilir.
Hidrojen bağı kurabilmek için hidrojenin F, O veya ___ atomuna bağlı olması gerekir. Hidrojen bağı için hidrojenin yüksek elektronegatifliğe sahip F, O veya N atomlarından birine bağlı olması gerekir.

FON'un Gücü

Kovalent bağlarda elektronların paylaşılma biçimi, molekülün kalıcı kutuplarını ve başka moleküllerle kuracağı çekimi belirler.

Hidrojen Bağı: F, O, N Atomları ve Moleküller Arası Köprü Elektronegatifliği yüksek F, O, N atomlarına bağlı H atomunun komşu molekülün ortaklanmamış elektron çiftiyle oluşturduğu güçlü zayıf etkileşim.

F, O ve N bağlı hidrojenin özel etkisi

Bazı moleküller, sıradan dipol-dipol çekiminden çok daha güçlü bir moleküller arası çekim kurar. Bunun oluşması için hidrojen atomunun doğrudan F, O veya N atomuna bağlı olması gerekir. Bu özel çekime hidrojen bağı denir.

Flor, oksijen ve azot elektronegatifliği yüksek atomlardır. Bağ elektronlarını hidrojenden güçlü çekerler. Böylece hidrojen tarafı belirgin biçimde kısmi pozitif, F, O veya N tarafı ise kısmi negatif olur. Komşu molekülün elektronegatif atomundaki ortaklanmamış elektron çifti, pozitifleşen hidrojeni çeker.

Hidrojen bağı oluşması için iki görev gerekir:

Hidrojeni F, O veya N atomuna bağlı olan molekül, hidrojen bağı vericisidir.
Ortaklanmamış elektron çifti taşıyan F, O veya N atomu, hidrojen bağı alıcısıdır.

Su moleküllerinin birbirini güçlü çekmesinin nedeni budur. Bir su molekülündeki $O-H$ bağı, başka bir su molekülünün oksijenindeki ortaklanmamış elektron çiftiyle çekim kurar.…

Kim Daha Güçlü?

Güçlü etkileşimlerde elektron alışverişi veya ortaklaşması tanecikleri bir arada tutar. Moleküller arasındaki zayıf etkileşimlerde ise kaynama gibi fiziksel olayları açıklamak için molekülün kutupluluğu ve hidrojenin bağlı olduğu atom incelenir.

Zayıf Etkileşimlerin Karşılaştırmalı Kuvvet Sıralaması ve Kaynama Noktaları Moleküller arası çekim kuvveti hiyerarşisi: Hidrojen Bağı > Dipol-Dipol > London Kuvvetleri ve bileşiklerin kaynama noktaları grafiği.

Kaynama noktası hangi çekime bağlıdır?

Aşağıdaki maddeleri karşılaştır:

Madde	Molekül yapısındaki belirgin etkileşim	Kaynama noktası
$\mathrm{CH_4}$	London kuvvetleri	$-161{,}5^\circ\mathrm{C}$
$\mathrm{NH_3}$	Hidrojen bağı ve dipol-dipol	$-33{,}3^\circ\mathrm{C}$
$\mathrm{H_2O}$	Yoğun hidrojen bağı	$100^\circ\mathrm{C}$
$\mathrm{HF}$	Hidrojen bağı	$19{,}5^\circ\mathrm{C}$

Molekülleri sıvı hâlde tutan çekim güçlendikçe, molekülleri birbirinden ayırmak zorlaşır. Bu nedenle kaynama noktası yükselir. Kaynama sırasında molekül içindeki kovalent bağlar kopmaz. Moleküller arası çekimler büyük ölçüde aşılır ve tanecikler gaz hâline geçer.

Kaynama noktası, sıvının buhar basıncının dış basınca eşit olduğu sıcaklıktır. Dış basınç sabitse, moleküller arası çekimi daha güçlü olan sıvının kaynaması için daha fazla enerji gerekir.

Üç etkileşimi ayırt etmek

Önceden incelenen van der Waals etkileşimleri bütün taneciklerde bulunabilir. Dipol-dipol etkileşimi kalıcı kutuplu moleküller arasında görülür. İndüklenmiş dipol etkileşiminde ise bir taneciğin elektron dağılımı komşu taneciği kısa süreli kutuplaştırır.

Hidrojen bağı, hidrojen atomunun doğrudan $F$ , $O$ veya $N$ atomuna bağlı olduğu moleküllerde belirginleşir. Bu atomlar elektronegatif oldukları için bağlı hidrojeni kısmi pozitif hâle getirir. Komşu moleküldeki $F$ , $O$ veya $N$ atomunun ortaklanmamış elektron çifti bu hidrojeni çeker.

Durum	Moleküller arası çekim	Kaynama noktasına genel etkisi
Apolar molekül	London kuvvetleri	Genellikle daha düşük
Polar molekül	Dipol-dipol ve London kuvvetleri	Apolara göre artabilir
$F$ , $O$ veya $N$ atomuna bağlı hidrojen	Hidrojen bağı, dipol-dipol ve London kuvvetleri	Genellikle belirgin artış

Bu tablo bir sıralama ezberi değildir. Molekülün büyüklüğü ve elektron sayısı da London kuvvetlerini etkiler. Büyük bir polar olmayan molekül, çok küçük bir polar molekülden daha yüksek kaynama noktasına sahip olabilir.…

Etkileşim Eşleştirme

Aşağıdaki maddelerin kaynama noktalarını karşılaştır:

Madde	Formül	Kaynama noktası
Dimetil eter	$CH_3OCH_3$	yaklaşık $-25\,^\circ\mathrm{C}$
Metanol	$CH_3OH$	yaklaşık $65\,^\circ\mathrm{C}$
Etanol	$CH_3CH_2OH$	yaklaşık $78\,^\circ\mathrm{C}$
Su	$H_2O$	$100\,^\circ\mathrm{C}$

Dimetil eterin mol kütlesi ( $46\text{ g/mol}$ ) metanolden ( $32\text{ g/mol}$ ) daha büyük olmasına rağmen metanol çok daha yüksek sıcaklıkta kaynar. Bu farkı yalnızca mol kütlesi veya elektron sayısıyla açıklayamayız.

Metanolde oksijene bağlı bir hidrojen vardır. Bu hidrojen, başka bir metanol molekülündeki oksijenin ortaklanmamış elektron çiftine güçlü biçimde çekilebilir. Böylece moleküller arasında hidrojen bağı oluşur. Dimetil eterde oksijen bulunmasına rağmen oksijene bağlı hidrojen yoktur. Bu nedenle dimetil eter kendi molekülleri arasında hidrojen bağı kuramaz.

Her iki maddede de van der Waals etkileşimleri bulunur. Metanolde ayrıca hidrojen bağı olduğu için molekülleri sıvıdan ayırmak daha fazla enerji ister. Sonuç olarak metanolün kaynama noktası yükselir.

Karşılaştırma için karar sırası

Bir maddenin kaynama noktasını tahmin ederken şu sırayı kullan:

Moleküller arasında hidrojen bağı kurulup kurulamadığını incele.
Hidrojen bağı yoksa kalıcı dipol içeren moleküllerde dipol-dipol etkileşimini değerlendir.
Her molekülde elektron sayısından kaynaklanan geçici çekimleri, yani van der Waals etkileşimlerini düşün.
Aynı tür etkileşim baskınsa molekül büyüklüğünü ve temas yüzeyini karşılaştır.
Moleküller arası çekim güçlendikçe kaynama noktasının artacağını belirt.

Örneğin etanol ile propan karşılaştırıldığında etanolün oksijene bağlı hidrojeni olduğu görülür. Propanda yalnızca van der Waals etkileşimleri baskındır. Bu nedenle etanolün kaynama noktası propandan çok daha yüksektir. Burada belirleyici ipucu, iki molekülün yaklaşık kütlesi değil, etkileşim türüdür.

[!WARNING] Sık yapılan hata Bir molekülde oksijen veya azot bulunması tek başına hidrojen bağı için yeterli değildir. Hidrojenin doğrudan $F$ , $O$ veya $N$ atomuna bağlı olması gerekir. Dimetil eterde oksijen vardır, fakat $O-H$ bağı yoktur. Bu yüzden molekülleri arasında hidrojen bağı kurulmaz.

Taneciklerin birbirini tutma biçimi

Kaynama sırasında moleküllerin içindeki kovalent bağlar kopmaz. Moleküller arasındaki çekimler aşılır ve tanecikler sıvı fazdan gaz fazına uzaklaşır. Bu yüzden kaynama noktası, doğrudan molekül içi bağların değil, moleküller arası etkileşimlerin bir göstergesidir.

Hidrojen bağı bulunan sıvılarda moleküller, kalabalık bir grupta birbirine daha sıkı tutunan kişiler gibi davranır. Van der Waals etkileşimleri ise daha kısa süreli ve genellikle daha zayıf temaslar oluşturur. Molekül büyüdükçe elektron sayısı arttığından bu geçici çekimler güçlenebilir. Ancak küçük bir molekülde hidrojen bağı bulunması, çoğu zaman yalnızca van der Waals etkileşimine sahip daha büyük bir moleküle göre daha yüksek kaynama noktası oluşturur.…