Genel Kimya 101
Yrd.Doç.Dr.Zeynep OBALI
e-mail: [email protected]
Ofis: z-83/2
TOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi
İyonik Bağ; İyonik bir bileşikteki pozitif
ve negatif iyonlar arasındaki etkileşime
iyonik bağ denir
Na
Na+ + e-
Cl + e-
Cl-
Cl-
Na+
TOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi
Na(g)
Na+(g) + e-
Cl(g) + eNa(g) + Cl(g)
Cl-(g)
+495,4 kJ (İyonlaşma enerjisi)
-348,8 kJ (Elektron İlgisi)
+146,6 kJ
Na+(g) + Cl-(g)
İyonik sodyum klorür
Bu hesaplamaya göre;
gaz fazında sodyum ve klor
İyonlarının, sodyum ve klor
atomlarından oluşması için
enerjiye ihtiyaç var. O zaman
Sodyum klorür nasıl meydana
geliyor.
TOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi
Kafes Enerjisi (Lattice Energy)
1 mol iyonik bileşik içindeki iyonları birbirinden ayırmak
için gerekli enerji miktarına(endotermik)/gaz halindeki
iyonlardan iyonik bileşik oluşturmak için gerekli olan
enerji miktarına(ekzotermik) denir
Na+(g) + Cl-(g)
NaCl(k)
Gaz sodyum ve klor
iyonları
Kristal sodyum klorür
Cl-
Na+
TOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi
Na(g)
Na+(g) + e-
Cl(g) + e-
+495,4 kJ (İyonlaşma enerjisi)
Cl-(g)
-348,8 kJ (Elektron İlgisi)
Na+(g) + Cl-(g)
NaCl(k)
-787,0 kJ (lattice enerjisi)
Na(g) + Cl(g)
NaCl(k)
-640,4 kJ
Kafes enerjisi, iyonların boyutu ve yüklerine bağlıdır.
TOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi
Born-Haber Döngüsü
Na(k) + ½ Cl2(g)
NaCl (k)
Na+(g) + Cl(g)
Klor atomunun elektron ilgisi(EA)
-348,8 kJ
Na+(g) + Cl-(g)
İyonlaşma enerjisi(IE)
+495,4 kJ
Na(g) + Cl(g)
Hdiss=+121,3 kJ
Na(g) + ½ Cl2(g)
Na(k) + ½ Cl2(g)
latis enerjisi(LE)
Bu döngü bir metalin (Grup
I&II) bir ametal ile birleşerek
iyonik bileşik oluşturmasıyla
ilgilidir. Bu döngü yardımı ile
iyonik bileşiklerin oluşma
entalpileri bulunur.
-787 kJ
Hsub=+107,8 kJ
ΔH˚f = -411,3 kJ
H of  H sub  H diss  IE  EA  LE
NaCl (k)
TOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi
Latis enerjisindeki etkleşimi
sağlayan kuvvet Kulomb yasası ile
tarif edilir.
z1 z 2
F k 2
d
k:8,99 x 109 J·m/C2
z1 z 2
Enerji  F  d  k 
d
Latis enerjisi yükler (z) büyük olduğunda ve bu yükler arasındaki mesafe (d)
küçük olduğunda büyük olur.
“d” nin küçük olması iyonlar arasındaki mesafenin küçük olduğu, dolayısıyla
iyon çapının da küçük olmasıdır (Küçük iyonların latis enerjisi büyüktür)
TOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi
• LiF, NaF, KF
–Katyon boyutları, K+>Na+>Li+
–Latis Enerjileri, LiF>NaF>KF
• NaI, MgI2, AlI3
–Yükler, Al3+>Mg2+>Na+
–Latis Enerjileri, AlI3>MgI2>NaI
TOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi
Elektron Paylaşılması,
Kovalent Bağ
Çekici etkileşim
Çekirdek
İtici etkileşim
Elektron
bulutu
Çekici güç itici güçten daha fazla ise
kovalent bağ oluşur
** Eşleşmiş iki ya da daha fazla elektronun atomlar arasında ortaklanması ile
oluşan bağa “kovalent bağ” denir.
TOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi
H-H Kovalent Bağı
Çekirdekler arası
uzaklık çok kısa
Enerji
Çekirdekler arası
uzun uzaklık
Minimum enerji
Çekirdekler arası
optimum uzaklık
74pm
Çekirdekler arası uzaklık
TOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi
Kovalent Bağın kuvveti bağ kırılma
enerjisi ile ifade edilir
Bağ
Tipi
Bağ
Tipi
H-H
Bağ
kırılma
enerjisi
(kJ/mol)
436
N-H
Bağ
kırılma
enerjisi
(kJ/mol)
391
H-C
410
N-C
300
H-O
463
N-O
200
TOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi
Bağ polaritesi elektronegativite(E.N)** ile
derecelendirilir
M+ X:İyonik

δ+Z:Xδ-
Polar kovalent
Kısmi yüklü
H - Cl
H : Cl
Z :X
Apolar kovalent

Bağ yapan elektronlar
Klor tarafından hidrojene
göre daha fazla çekilmekte.
**E.N:Bir atomun bağlı olduğu diğer atomlardan elektron
çekme
yeteneğidir.
TOBB
Ekonomi
ve Teknoloji Üniversitesi
Bağ polaritesi elektronegativite ile
derecelendirilir
Cl
Cl C Cl
Cl
+
Na Cl
Polar Kovalent EN (Cl)-EN(C) =3-2,5=0,5
Bağ
Büyük E.N Ametal
Küçük E.N  Metal
İyonik
Bağ
EN (Cl)-EN(Na) =3-0,9=2,1
TOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi
E.N ne kadar küçükse
bağ o kadar kovalenttir.
E.N ne kadar büyükse
bağ o kadar iyoniktir.
Bunların ortasında bir
değer ise bağ polar
kovalenttir. Böyle bir bağda
e- daha çok ametal
tarafındadır.
İyonik bağ
Na
Cl
H Cl
Cl Cl
Polar kovalent bağ
Apolar kovalent bağ
TOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi
Elektronegativite
A
Z
A
L
I
R
ARTAR
TOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi
Elektron Nokta Yapıları
(LEWİS)
.
.
H H
.
H.H
.
.
HH
TOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi
Elektron Nokta Yapıları
 Önce yapıdaki bütün elektronlar tarafından sağlanan değerlik
elektronlarının toplam sayısı bulunur. Geçiş elementleri dışında,
elementlerin değerlik elektronları periyodik cetveldeki grup
numarasına eşittir.Negatif bir iyon (anyon) için elektron sayısı iyonun
yük sayısı kadar arttırılır,pozitif iyon(katyon) için ise azaltılır.
 İskelet yapısı yazılır. İskelet yapısındaki atomlar tekli kovalent
bağlarla(tekli çizgilerle) bağlanır:
H atomları her zaman uç atomlardır.
E.N’si düşük atomlar genelde merkez atomlardır.
C atomları her zaman merkez atomlardır.
O atomu peroksi (-O-O-) ve hidroksi (-O-H) grupları dışında genelde
uç atomudur.
Moleküllerin ve çok atomlu iyonların genellikle toplu ve simetrik
yapıları vardır.
-
TOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi
Elektron Nokta Yapıları
 İskelet yapısındaki her bir bağ için, toplam elektron
sayısından iki elektron çıkarılır.
 Kalan değerlik elektronları ile önce uç atomların, sonra
ise merkez atomun oktetleri tamamlanır.
 Merkezi atomlardan biri ya da daha fazlası eksik oktetli
kalmışsa, bir önceki basamaktan sonra uç atomlarının
ortaklanmamış elektron çiftleri çoklu kovalent bağlar
oluşturacak şekilde merkezi atomlara kaydırılarak uygun
Lewis yapısına ulaşılır.
TOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi
3A grubu elementlerinin 3 tane
değerlik elektronu vardır
.
. .
.
B + 3H
H..
.
.
.
.
H BH
TOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi
İkinci Sıra Elementleri İçin Kovalent
Bağ Örnekleri
Bağ
Sayıları
Örnek
3A
Değerlik
elektronları
sayısı
3
3
BH3
4A
4
4
CH4
5A
5
3
NH3
6A
6
2
H 2O
7A
7
1
HF
8A
8
0
Ne
Grup
TOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi
Bütün kovalent bağlar birer elektron
paylaşıp tek bağ yapmazlar. Atomlar
arasında paylaşılan elektronların
sayısını bağ düzeni ile ifade edilir
..
.O.
..
..
..
..
..
.O.
..
O
O
..
.. ..
.N ...... N.
TOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi
Formal Yük
• Lewis yapılarında kovalent bağların uçlarındaki
atomların, bu bağların oluşumuna eşit e- katıkısında
bulunmadıklarında, bazı atomların üzerinde oluşan
yükler “formal yük”lerdir.
Formal yük, bir atomun serbest(bağ yapmamış) halindeki
değerlik e- sayısından, bu atomun Lewis yapısında
payına düşen e- sayısının çıkarılmasıyla bulunur:
FY=Değerlik e- sayısı-[Bağ sayısı+Bağ yapmayan e- sayısı]
Ör:
:O ; FY=O’de 6 değerlik e- - [3+2]=+1
N- ; FY= N’de 5 değerlik e- - [4+0]=+1
*Formal yükler mümkün olduğunca en az olmalıdır.*
TOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi
ALIŞTIRMALAR
TOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi
Download

Baglar - Zeynep OBALI TUTUMLU