1 KİMYASAL BAĞLAR Yrd. Doç. Dr. Ahmet Emin ÖZTÜRK

2 Maddeyi oluşturan tanecikler, oluşum şekli farklı çeşitli kuvvetlerle bir arada tutulur.Bu kuvvetleri yenmek için gereken enerji yaklaşık 40 kJmol-1 den büyük ise bu etkileşimlere kimyasal bağ denir. Gereken enerji yaklaşık 40 kJmol-1 den küçük ise bu etkileşimlere zayıf etkileşimler (Van der Walls etkileşimleri) denir. Kimyasal bağın oluşumu maddenin özelliklerinde köklü değişiklikler yapar

3 Kimyasal etkileşimler iki grupta toplanabilir:Kimyasal bağlar Zayıf etkileşimler (Moleküllerarası etkileşimler) (Van der Walls etkileşimleri)

4 Kimyasal bağlar üç grupta toplanabilir:İyonik bağ Kovalent bağ Metalik bağ

5 İYONİK BAĞ

6 İyonların oluşturduğu elektrik alanı her yönde etkili olduğu için Atomlardan birinin bir veya daha çok sayıda elektronunu tamamen kaybederek artı yüklü iyon (KATYON) haline geçtiği, Diğerinin bu elektronları alarak eksi yüklü iyon (ANYON) oluşturduğu varsayılır. Böylece oluşan artı ve eksi yüklü iyonlar arasındaki elektrostatik Coulomb çekme kuvveti, iyon bağı olarak adlandırılır. İyonların oluşturduğu elektrik alanı her yönde etkili olduğu için iyon bağları yöne bağımlı değildir. İyonik bağlar, iyonları bir kristal içinde bir arada tutar.

7 İYONİK BAĞ +

8

9 + ‾ Na Cl Na Cl Na Cl + + Katyon oluşumunda kaybedilen elektronların toplam sayısı Anyon oluşumunda kazanılan elektronların toplam sayısı ═

10

11 net çekim kristali bir arada tutarKristal içerisinde iyonların düzenlenmesiyle benzer yüklü iyonların birbirlerini itmeleri, zıt yüklü iyonların birbirlerini çekmeleri tarafından bastırılarak net çekim kristali bir arada tutar

12 NaCl formülü, bileşikte bu­lunan iyonların en basit oranını (1 :1) verir. NaCl formülü, 1 tane Na+ ile 1 tane Cl ─ birleşmiştir anlamı taşımaz. Her Na + iyonuna karşılık bir tane Cl ─ iyonu vardır anlamındadır.

13 UNİT CELL yani BİRİM HÜCRE şekildeki gibidirBir birim hücrede 4 tane Na+ iyonuna karşılık 4 tane Cl‾ iyonu vardır.

14 Kristal yapıda her bir sodyum iyonu altı klorür iyonu ile KOORDİNASYON SAYISI Kristal yapıda her bir sodyum iyonu altı klorür iyonu ile ve her bir klorür iyonu da altı sodyum iyonu ile çevrilmiştir.

15

16 Sezyum klorür CsCl Sodyum klorür NaCl Çinko sülfür Çinko blend ZnS

17 KOVALENT BAĞ

18 Aynı tür atomlar arasındaki kimyasal bağlar elektron alışverişi ile açıklanamaz.Böyle hallerde, bağın oluşmasına neden olan elektronların atomlar tarafından ortaklaşa kullanıldığı varsayılır. Bu bağlara kovalent bağ denir Kimyasal bağ doğrultusunda etkin olan bu bağlar yöne bağımlıdır Moleküller birbirlerine kovalent bağlarla bağlanmış atomlardan meydana gelir.

19 KOVALENT BAĞ

20

21 METALİK BAĞ

22 Element halindeki metallerde, sonsuz sayıda diyebileceğimiz kadar çok sayıda atomdan oluşan sürekli bir yapı vardır. Bu yapıda, değerlik elektronlarından oluşan sürekli bir eksi yük bulutu içinde, atomların geri kalan kısımlarının oluşturduğu artı yüklü iyonlar (KATYON) vardır. Bu iki zıt yük arasındaki elektrostatik çekimle oluşan bağlara da metal bağları denir. Metalik bağlar metal ve alaşımlarda bulunur.

23 +

24

25 Maddelerin bir çoğunda bu üç kimyasal bağ türünün karışımlarına rastlanır.% 80 % 59 % 44 % 30 % 18 % 10 % 0

26 ATOMİK BÜYÜKLÜKLER

27 ATOM YARIÇAPI Dalga kuramı, yüksek bir yoğunluk bölgesinin ötesinde, bir atomun elektron bulutunun yoğunluğunun yavaş yavaş azalarak sadece sonsuzda sıfır olacağını söyler. Tek bir atom izole edilemez ve ölçülemez.

28 Bir atom diğer türden atomlara bağlandığı zaman atomun etkin büyüklüğü bağdan bağa biraz değişebilir.

29 Birbirine bağlanmış iki atomun çekirdekleri arasındaki ortalama uzaklığın birkaç yoldan ölçülmesi mümkündür.

30

31 rCl + rC rA + rB rC + rB

32 Periyodik cetvelde atom yarıçapının değişimini etkileyen etkenlerSon elektronun girdiği kabuk Son elektronun girdiği kabuk numarası arttıkça, elektron çekirdekten uzaklaşır bu nedenle yarıçap büyür Son elektrona etki eden etkin çekirdek yükü Son elektronu çeken etkin çekirdek yükü arttıkça, elektron çekirdeğe yaklaşır bu nedenle yarıçap küçülür

33 PERİYOTLAR ÇİZELGESİNDEYatay sıra (periyot) boyunca sağa gidildikçe Baş kuvantum sayısı n aynı kaldığı halde etkin çekirdek yükü Z* artmaktadır. ATOM YARIÇAPI KÜÇÜLÜR Bir sütun (grup) içerisinde aşağıya doğru inildikçe Baş kuvantum sayısı arttığı halde, etkin çekirdek yükü önemli ölçüde değişmemektedir. ATOM YARIÇAPI ARTAR

34

35 1 2 3 4 5 6 7 1 (1A) 2 (2A) (7A) 13 (3A) 14 (4A) 15 (5A) 16 (6A) 17 18(3B) 4 (4B) 5 (5B) 6 (6B) 7 (7B) 8 9 10 11 (1B) 12 (2B) (8B)

36

37

38

39 Geçiş elementlerinde farklılaştırıcı elektronlar, daha içte bulunan d orbitallerini doldururlar.Çekirdek yükünün, büyüklük tayin eden en dıştaki elektronlar üzerine etkisi, daha içteki elektronların perdeleme etkisiyle azaltılmış olur. Bir geçiş serisinde, ilk olarak atom yarıçapındaki azalma hızı duraklar ve sonra serinin sonuna doğru yarıçap tekrar artmaya başlar.

40 Ac Pa U Th Np Am Cm Pu Bk Es Fm Cf Md Lr No 216 200 196 206 190 180 169 187 La Pr Nd Ce Pm Eu Gd Sm Tb Ho Er Dy Tm Lu Yb 207 203 201 204 199 198 194 192 189

41 BİLGİ İÇİN Genel olarak lantanitler, lantanit bü­zülmesi denilen atom yarıçaplarında yavaş fakat önemli bir küçülme gösterirler. Bu elementlerin farklılaştırıcı elektronları, en dıştan içeri doğru üçüncü alt kabuğa (4f alt düzeyi) girerler. Bu elektronlar çekirdek yükü artışını 6s elektronlarına karşı perdelerlerse de bu tamamen etkin değildir. Bu nedenle atom hacminde sürekli bir küçülme gözlenir. Lantanit büzülmesinin etkisi, bu geçiş elementlerinin bir önceki periyodun buna karşı gelen geçiş elementleriyle yaklaşık aynı büyüklüklere sahip olmasına neden olur. Lantanitleri izleyen geçiş elementleri ise tipik bir geçiş element modeli gösterirler. Bununla beraber Böylece üçüncü geçiş elementi olan hafniyum (Z = 72) 144 pm’lik bir yarıçapa ve ikinci geçiş elementi zirkonyum (Z= 40) ise 145 pm’lik bir yarıçapa sahiptir.

42 Metal atomları, ametal atomlarından daha büyüktür.Metallerin çoğunun atom yarıçapları 120 pm den daha büyüktür. Ametallerin çoğunun atom yarıçapları 120 pm den daha küçüktür.

43

44

45 ATOM YARIÇAPI

46 + İYONLAŞMA ENERJİSİ Temel halde, gaz halinde izole edilmiş bir atomunen gevşek olarak bağlanmış elektronunu uzaklaştırmak için verilmesi gereken enerji miktarına birinci iyonlaşma enerjisi denir. A (g) + e

47 İyonlaşma enerjilerinin tayininde, çekirdek ile arasında oluşan çekim kuvvetini yenerek elektronu atomdan uzaklaştırmak için enerji kullanılır. Bu işlemde sistem enerji soğurduğundan (absorpladığından), iyonlaşma enerjileri pozitif işaretlidir. 1 Bir sistem enerji soğurduğu zaman buna karşı gelen enerji terimi pozitif bir işaretle verilir. Bu tür bir işleme endotermik işlem denir. 2 Bir sistem dışarı enerji verdiği zaman buna karşı gelen enerji terimi negatif bir işaretle verilir. Bu tür bir işleme de ekzotermik işlem denir.

48 İyonlaşma enerjileri atomların çizgi spektrumlarından elde edilebilirBir atomdan bir elektron uzaklaştırıldığı zaman artık o elektron kuantlaşmış enerji halleri ile kısıtlanamaz ve bu nedenle de sürekli bir spektrum oluşturur.

49

50

51 İyonlaşma enerjileri bireysel elektronlar için elektron volt (eV) cinsinden veya bir mol elektron için mol başına kilojoule (kj/mol) cin­sinden verilir. kj/mol cinsinden ifade edilen bir iyonlaşma enerjisi, 1 mol atomdan (6,022·1023 atom) 1 mol elektronu (6,022·1023 elektron) koparmak için gerekli olan enerji miktarını be­lirtir. Bir elektron-volt, vakumda potansiyel farkı 1 volt olan bir bölgeden geçen bir elektron tarafından kazanılan kinetik enerjidir. 1 eV = 1,6022· J = 96,487 kj·mol-1

52 Bir periyot boyunca soldan sa­ğa doğru gidildikçe elektronun koptuğu kabuk numarası aynı kalmaktadır. Genel olarak, bir periyot boyunca soldan sağa doğru gidildikçe atom yarıçapının gittikçe küçülmesi ve etkin çekirdek yükünün artması nedeniyle iyonlaşma enerjisi artar. Elektronun uzaklaştırılması gittikçe zorlaşır.

53 Genel olarak, baş grup elementlerinin oluşturduğu gruplarda yukardan aşağıya doğru inildikçe çekirdek yükü artar, fakat iç kabuklardaki perdeleyici elektronların sayısındaki artış çekirdek yükü etkisini büyük ölçüde yok eder. Atomlar gittikçe büyüyeceğinden elektronlar giderek daha yüksek enerji düzeylerinden çıkartılır. Bu nedenle, grup içinde yukardan aşağıya doğru inildikçe elektronun atomdan uzaklaştırılması giderek daha kolay olmakta ve iyonlaşma enerjisi azalmaktadır.

54

55 1. İYONLAŞMA ENERJİSİ

56 Bir periyot boyunca geçiş elementlerinin iyonlaşma enerjileri BİLGİ İÇİN Bir periyot boyunca geçiş elementlerinin iyonlaşma enerjileri baş grup elementlerininki kadar hızlı artmaz. İç geçiş elementlerinin iyonlaşma enerjileri ise hemen hemen sabit kalır. Bu serilerdeki farklılaştırıcı elektronlar daha içteki kabuklara girer. Böylece perdelemedeki artış, yukarıda sözü edilen etkilerin nedenini açıklar.

57 Metaller genellikle düşük iyonlaşma enerjilerine, ametaller ise yüksek iyonlaşma enerjilerine sahiptirler. Metallerin çoğunun iyonlaşma enerjileri 1000 kj·mol‾1’den az, Ametallerin çoğunun iyonlaşma enerjileri ise 1000 kj·mol‾1’den yüksektir.

58 iyonlaşma enerjisindeki düzensizliklerin elektronik yapı ile ilgisiBİLGİ İÇİN Periyodik cetvelde iyonlaşma enerjisindeki düzensizliklerin elektronik yapı ile ilgisi

59 2p 2s 1s 4Be 1s2 2s2 5B 1s2 2s2 2p1 7N 1s2 2s2 2p3 8O 1s2 2s2 2p4 Be BBİLGİ İÇİN Be B N O Mg Al P S 2s 2p 1s 4Be 1s2 2s2 5B 1s2 2s2 2p1 7N 1s2 2s2 2p3 8O 1s2 2s2 2p4

60 Asal gazların en dış elektron ka­bukları (1s2 yapısına sahip olan He hariç) ns2 np6 yapısına sahiptir. Be, Mg, Zn, Cd ve Hg elementlerinin herbirinin en dıştaki kabuklarında dolmuş bir s alt kabuğu (ns2) bulunur. N, P ve As elementlerinin herbirinin en dış kabuklarında (ns2 np3) yarı dolmuş bir p alt kabuğu bulunur. Bu durumların herbirinde, Aufbau yöntemine göre bir sonraki elementi oluşturmak üzere eklenen farklılaştırıcı elektronun uzaklaştırılması daha kolaydır.

61 + 2 Bir elementin ikinci iyonlaşma enerjisio elementin +1 yüklü iyonundan bir elektronun uzaklaştırılması için gerekli olan enerjidir A (g) + e 2 Pozitif yüklü bir iyonun yükü arttıkça elektronun uzaklaştırılması zorlaşır. Bir elementin üçüncü iyonlaşma enerjisinin üstündeki iyonlaşma enerjileri çok büyük olduğundan laboratuvar şartlarında +3 yükten daha büyük yüklere sahip iyonlarla pek karşılaşılmaz.

62

63 Her element için iyonlaşma enerjisi, beklenildiği gibi birinciden dördüncüye doğru artar.Her elementte, değerlik elektronlarının hepsi uzaklaştırıldıktan sonra, iyonlaşma enerjisinde ani bir artış olmaktadır. Değerlik elektronlarının sayısı grup numarasına eşittir.

64 En etkin (reaktif) metallerin periyodik çizelgenin sol alt köşesinde bulunmaktadır. Elektron kaybetme açısından etkinlik (re­aktivite), çizelgenin bu köşesinden yukarıya doğru ya da sağa doğru gidildikçe azalır. Ametal Karakteri Metal Karakteri

65 Bu tür işlemlerde her zaman olmamakla birlikte enerji açığa çıkar.ELEKTRON İLGİLERİ Temel halde Gaz halinde İzole edilmiş bir atoma Bir elektron katılması işlemi ile ilgili olan enerji değişimine Birinci elektron ilgisi denir. A (g) ‾ e + Bu tür işlemlerde her zaman olmamakla birlikte enerji açığa çıkar. Bu yüzden birinci elektron ilgilerinin büyük bir çoğunluğu negatif işaretlidir.

66 Elektron ilgilerinin değerleri, ancak sınırlı sayıda element için mevcut olup birçoğu da termodinamik bulgular yardımıyla hesaplanmış yaklaşık değerlerdir. Bazı elektron ilgisi değerleri pozitif işarete sahiptir

67 1. ELEKTRON İLGİLERİ (kJ/mol)2 13 14 15 16 17 18 H -74,5 He +21,2 Li -59,8 Be -36,7 B -17,3 C -122 N +20,1 O -141 F -337 Ne +28,9 Na -52,2 Mg Al -19,3 Si -131 P -68,5 S -197 Cl -349 Ar +35,7 K -45,4 Ca +186 Ga -35,3 Ge -139 As -103 Se -203 Br -324 Kr +40,5 Rb -37,6 Sr +145 In Sn -99,5 Sb -90,5 Te -189 I -295 Xe +43,5 Cs Ba +46,4 Tl -30,4 Pb Bi -91,5 Po -127 At -270 Rn

68 Bir atoma katılan elektron pozitif yüklü çekirdeğe daha yakın ise verilen enerji daha büyüktür ve elektrona ilgi de büyüktür. Buna paralel olarak periyotta elementlerin elektron ilgilerinin de sağa gittikçe daha büyük negatif değerler alması beklenir ki bu da genelde böyledir. Bu genellemeye uymayan berilyum (dolu alt kabuk), azot (yarı dolu alt kabuk) ve neon (dolu kabuk) ikinci periyotta elementlerin bulunduğu da bilinmelidir.

69 BİLGİ İÇİN Flor dışında elektron çekme yeteneği, atom büyüklüğündeki artmaya uygun olarak grup içinde aşağıdan aşağıya doğru inildikçe azalır. F -337 Cl -349 Br -324 I -295 At -270 Küçük bir kabuktaki negatif yük, ayni sayıda elektronun daha büyük bir kabuğa yerleştirilmesiyle oluşan negatif yükten daha yoğundur. Florun elektron ilgisi değerindeki ayrıcalık, diğer ikinci periyot elementlerinde olduğu gibi elektronik itme kuvvetleriyle açıklanabilir.

70

71

72 O (g) ‾ e + 2 Bir elektronun negatif yüklü bir iyona katılması olayı ile ilgili ikinci elektron ilgisi değerleri de tayin edilmiştir. Negatif bir iyon ile bir elektron birbirlerini iteceklerinden bu işlem sırasında enerji açığa çıkmaz, buna karşın sisteme enerji verilmesi gerekir. Tüm ikinci elektron ilgisi değerleri pozitiftir.

73 Nötral bir atomdan çok yüklü negatif bir iyonun oluşturulmasıendotermik bir işlemdir. O (g) ‾ e + ΔH = ̶ 142 kJ/mol O (g) ‾ e + 2 ΔH = kJ/mol O (g) ‾ e + 2 ΔH = kJ/mol

74 ELEKTRON İLGİSİ

75 İyonlaşma Enerjisi Elektron İlgisi Atom Yarıçapı Ametal Karakteri Metal Karakteri Elektronegatiflik

76 ‾ ‾ ‾ ‾ ‾ + + + 2 + Na 1s2 2s2 2p6 3s1 Na 1s2 2s2 2p6 e [Ne] Cl 1s2[Ar] ‾ 2 ‾ O 1s2 2s2 2p4 2 + O 1s2 2s2 2p6 e [Ne]

77 İZOELEKTRONİK SERİ TOPLAM ELEKTRON SAYISI = 10 1s2 2s2 2p6

78 İyonik tepkimelerde, çoğu A grubu elementlerinin elektron kaybı ya da elektron kazancı ile oluşturdukları iyonlar bir asal gaz ile izoelektronik ’tir. Asal gaz yapısına sahip olan bu iyonların çoğunun en dış kabuklarında (s2 p6 yapısı) sekiz elektron (oktet) bulunur. Li +, Be2+ ve H ‾ gibi az sayıdaki iyonlar ise 1s2 yapısı olarak isimlendirilen helyum yapısına (dublet) sahiptirler.

79 O O 2 ̶̶ + 2 Na 2 Na + + Basit Formül Na O 2 İyonik bir bileşiğin formülü o bileşiğin içerdiği iyonların formüllerinden türetilebilir. + 2 + 2 2 Ca Cl ̶̶ Ca O ̶̶ Ca Cl Ca O 2

80 3 2 + Al O ̶̶ Al O 2 3 + 6 6 ̶̶

81 ‾ - 789 - 2 570 - 2 530 + - 3 890 NaCl Na2O MgCl2 MgO İYON TÜRLERİBİLGİ İÇİN Pozitif ve negatif iyonların bir kristal içinde yoğuşmasına ilişkin enerji etkisi kristal enerjisi veya örgü enerjisi olarak isimlendirilir. Bu işlemlerde enerji açığa çıktığı için örgü enerjileri negatif işaretlidir. ‾ – Örgü Enerjisi (U) + M ΔH = + X M X (g) (k) (g) İyonik bir tepkimeyi yürüten kuvvet, iyonların birbirlerini elektrostatik olarak çekmeleridir. Bu çekim örgü enerjisinin açığa çıkmasına neden olur. Örgü Enerjisi kJ/mol NaCl Na2O MgCl2 MgO

82 ‾ ‾ + + + BİLGİ İÇİN Na (g) e ΔH = + 496 kJ/mol İyonlaşma Enerjisi ClElektron İlgisi Açığa çıkan bu enerji sodyumun iyonlaşması için gerekli olan enerjiyi sağlayamaz ‾ + Cl ΔH = ̶ kJ/mol Na Na + Cl (g) (k) (g) Örgü Enerjisi (U) Böylece bu işlem bir bütün olarak enerji bakımından elverişli bir işlemdir.

83 ‾ ‾ + BİLGİ İÇİN e‾ + Li 1s2 2s1 Li 1s2 e‾ + Na [He] 2s2 2p6 3s1 NaBirçok metal s2p6 (asal gaz) yapısında katyonlar oluşturmaktadırlar. + 2e‾ 2 O [He] 2s2 2p4 O ‾ [He] 2 s2 2 p6 Tüm tek atomlu (monoatomik) anyonlar asal gaz iyonlarıdır. İyon oluşumunda, enerji açısından üçten fazla elektronun kaybı ya da kazanılması kendiliğinden mümkün değildir.

84 ‾ ‾ Bazı metaller, s2p6 yapısında katyonlar oluşturamadıkları halde,yine de iyonik tepkimeler verirler. BİLGİ İÇİN Çinkonun iyonlaşma enerjisi ve Zn2+ bileşiklerinin örgü enerjileri bu iyonun tercih edilen bir oluşum olduğunu göstermektedir. 2e‾ ‾ +2 Zn [Ne] 3s2 3p6 4s2 3d10 Zn [Ne] 3s2 3p6 3d10 Bu yapı da aynı şekilde kararlı bir yapıdır ‾ 2e‾ +2 Sn [Ar] 4s2 4p6 5s2 4d10 5p2 Sn [Ar] 4s2 4p6 4d10 5s2

85 III A grubunun daha büyük elementleri, BİLGİ İÇİN III A grubunun daha büyük elementleri, d10s2 ve d10 iyonlarının her ikisini de oluşturabilirler. Geçiş metallerinin tepkimelerinde, en dışta ki s elektronları verilebildiği gibi iç d elektronları da verilebilir Ancak öncelikle en dışta bulunan s elektronları verilir. Geçiş elementlerinin çoğu düzgün elektronik yapıların (s2, s2p6, d10 veya s2 d10) herhangi birine sahip iyonlar oluşturamazlar

86 BİLGİ İÇİN s2 ve s2 p6 iyonları d10s2 iyonları d10 iyonları

87 Bu etkenler birbirini dengelediğinden BİLGİ İÇİN Birçok geçiş metali Cu+, Cu+2; Cr+2, Cr+3 ve Fe+2, Fe+3 olduğu gibi birden çok katyon türü oluşturabilir. ΔH ΔH f,Fe+3 f,Fe+2 U U f,Fe+3 f,Fe+2 Bu etkenler birbirini dengelediğinden her iki iyonun bileşiklerinin elde edilmesi mümkündür.

88 BİLGİ İÇİN Elektronik düzen Geçiş metal katyonu 3s2 3p6 3d1 Ti+3 3s2 3p6 3d2 V+3 3s2 3p6 3d3 Cr+3,V+2 3s2 3p6 3d4 Cr+2 Mn+3 3s2 3p6 3d5 Mn+2,Fe+3 3s2 3p6 3d6 Fe+2 ,Co+3 3s2 3p6 3d7 Co+2 3s2 3p6 3d8 Ni+2 3s2 3p6 3d9 Cu+2

89 Bir kristal içinde, komşu iki iyonun merkezleri arasındaki uzaklık, İYON YARIÇAPLARI Bir kristal içinde, komşu iki iyonun merkezleri arasındaki uzaklık, X-ışınları kırınımı (difraksiyonu) ile tayin edilebilir.

90 n·λ═2·d·sin Ɵ

91

92 Kristallerin çoğunda bu uzaklık, bir katyonun yarıçapı ile bir anyonun yarıçapının toplamına eşittir. Ancak asıl problem , hesaplanan uzaklıktan anyon ve katyon yarıçaplarının bulunmasıdır. d

93

94 rI + rK - + 432 pm 349 pm 216 pm rI + rI ═ rI 133 pm rK

95 ═ ═ Herhangi bir atomdan türetilen pozitif iyondaima o atomdan daha küçüktür. 19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ═ 203 pm r 4. kabuk kaybedildi Kalan elektronlar için etkin çekirdek yükü arttı + 19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ═ 133 pm r Fe in yarıçapı = 117 pm Fe2+ nin yarıçapı = 75 pm Fe3+ ün yarıçapı = 60 pm

96

97

98

99 Negatif bir iyonun yarıçapı daima türediği ato­munkinden daha büyüktür17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ═ 99 pm r Elektron sayısı arttı Elektronlar birbirlerini daha çok iterler Kalan elektronlar için etkin çekirdek yükü küçülür 17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ═ 181 pm r

100

101

102

103 Asetat C2H3O2‾ Nitrat NO3‾ Karbonat CO3‾2 Nitrit NO2‾ Klorat ClO3‾ANYON FORMÜL Asetat C2H3O2‾ Nitrat NO3‾ Karbonat CO3‾2 Nitrit NO2‾ Klorat ClO3‾ Oksalat C2O42‾ Klorit ClO2‾ Perklorat ClO4‾ Kromat CrO4‾2 Permanganat MnO4‾ Siyanür CN ‾ Fosfat PO43‾ Dikromat Cr2O72‾ Sülfat SO42‾ Bikarbonat HCO3‾ Sülfit SO32‾ Bisülfat HSO4‾ Hidrojenfosfat HPO42‾ Bisülfit HSO3‾ Dihidrojenfosfat H2PO4‾ Hidroksit OH ‾ Peroksit O22‾ İyodat IO3‾ Tiyosiyanat SCN ‾ Hipoklorit ClO‾ Amit NH2‾ Tiyosülfat S2O32‾ Azid N3‾ Manganat MnO3‾ Siyanat OCN ‾

104 KATYON FORMÜL Amonyum NH4+ Fosfonyum PH4+

105 Kovalent bir bağ genellikle iki atom tarafından paylaşılmış KOVALENT BAĞLAR Ametal atomları etkileştiği zaman kovalent bağlarla bir arada tutulan moleküller oluşur. Bu atomlar elektron çekimi bakımından birbirlerine benzediklerinden, kovalent bağların oluşması sırasında herhangi bir elektron aktarımı olmaz, elektronlar ortaklaşa kullanılırlar. Kovalent bir bağ genellikle iki atom tarafından paylaşılmış ters spinli bir elektron çifti içerir.

106 H H2 Bir kovalent bağın kuvveti, pozitif yüklü çekirdekler ile bağa ilişkin negatif elektron bulutu arasındaki çekimden ileri gelir

107 Bağ yapan elektron çifti molekülün tümüne ait olduğu halde,Zamanlarını eşit olarak her bir atomun çevresinde harcamakta Simetrik bir dağılım oluşturmaktadır (Bu, moleküler orbital fikrinin temelidir) Paylaşılan her iki elektron, her bir atomun kararlı bir yapı oluşturabilmesine katkıda bulunur

108 Tamamen iyonik maddelerde moleküllerin varlığından bah­sedilemez.İyonik maddeler için NaCl gibi bir formül doğru değildir. Kovalent maddelerde formül, belirli bir birimi yani bir molekülü tanımlar. Kovalent maddeler için H2O gibi bir formül doğru olabilir.

109 İki atomlu moleküller halinde bulunan ametal elementleridir.H2, F2, Cl2, Br2, I2, N2 ve O2 İki atomlu moleküller halinde bulunan ametal elementleridir. Bu elementler kimyasal eşitliklerde daima bu şekilde gösterilirler.

110 LEWİS NOKTA YAPISI (1916) N Gilbert Newton Lewis 1875 –1946 Kimyasal olaylarda atomların çekirdeğe yakın elektronları etkilenmezler. Atom çekirdeği ve iç elektronlar sembollerle, Değerlik elektronları ise noktalarla gösterilir.

111 Elektron-nokta formülleriDeğerlik bağ yapıları Lewis yapıları (1916). Lewis kuramı, kovalent moleküllerdeki atomların herbirinin asal gaz yapısına ulaşacağını vurgulamaktadır. Ametallerde değerlik (valans) elektronlarının sayısı grup numarası ile aynıdır. Kararlı bir oktete varabilmeleri için VII A grubu elementleri tek bir kovalent bağ oluşturabilirler VI A grubu element­leri iki kovalent bağ oluşturabilirler V A grubu element­leri üç kovalent bağ oluşturabilirler IV A grubu element­leri dört kovalent bağ oluşturabilirler Bu yaklaşımlar sadece basit kovalent bağlar içeren pek çok bileşik için geçerlidir.

112 Hidrojen molekülü iki atomlu (diatomik) bir moleküldür.VII A grubu elementleri 7 ’şer tane değerlik elektronuna sahiptir. Kovalent bir bağ meydana gelirken her bir atom asal gazlara ilişkin karakteristik bir oktet yapısına ulaşır. F

113 İki atom arasında birden fazla kovalent bağ meydana gelebilir.Üçlü Bağ

114 Mo­leküler orbital teori, bağ üzerine elektronların tümünün etkisinin olduğunu kabul etmektedir.

115 H Cl 2 O H 3 N H 4 C H Her hidrojen atomu 1s1 yapısı dublet Diğer atomlar s2p6 yapısı oktet

116 Kovalent bağlar çizgilerle de gösterile­bilir.H C Cl P Cl O Cl H C C O H C Bu bileşiklerde her bir atom tarafından meydana getirilen kovalent bağ sayısının öngörülen sayıyla uyum içinde olduğuna dikkat ediniz Çizimlerde doğru geometrinin nasıl olacağı ve nasıl belirleneceği sonradan öğrenilecektir

117 Amonyum katyonundaki daki tüm bağlar da birbirinin eşdeğeri olduğundan KOORDİNE KOVALENT BAĞ KOORDİNATİF BAĞ KOORDİNASYON BAĞI Bu tip kovalent bağların oluşması sırasında paylaşılan elektronların her ikisi de bağlanan atomlardan yalnız birisi tarafından sağlanır. H H H N H H N H H H Amonyum katyonundaki daki tüm bağlar da birbirinin eşdeğeri olduğundan bunları birbirinden farklandırmak mümkün değildir.

118 FORMAL YÜK Ortak elektronların eşit olarak bölüşülmesi varsayımına dayanarak hesaplanan yüklere formal yük denir. Formal Yük = Grup Numarası ─ Ortaklanmamış Elektron Sayısı + Bağ Sayısı

119 N Bir azot atomu beş değerlik elektronuna (V A grubu) sahip olduğundan oktet ilkesine göre üç kovalent bağın oluşması beklenirdi NH4+ daki azot atomunun kovalent bağ sayısı, öngörülen bu sayı ile uyuşmaz. H N

120 FORMAL YÜK TOPLAM POZİTİF YÜK TOPLAM NEGATİF YÜK ═ ─ A türü bir element atomunun değerlik elek­tronları sayısı grup numarasına eşittir. TOPLAM POZİTİF YÜK GRUP NUMARASI ═ Söz konusu atomdan bütün de­ğerlik elektronları uzaklaştırılsaydı, ele geçecek iyon, grup numarası­na eşit pozitif bir yüke sahip olurdu. TOPLAM NEGATİF YÜK BAĞ SAYISI + PAYLAŞILMAMIŞ e- SAYISI ═ Söz konusu atom sahip olduğu her bir kovalent bağ için bir elektron aldığı kabul edilir (her bağ için ̶ 1 yük). Söz konusu atom molekül içerisinde sahip olduğu paylaşılmamış her elektron için, ̶ 1 yüke daha sahip olacaktır. PAYLAŞILMAMIŞ e- SAYISI FORMAL YÜK GRUP NUMARASI BAĞ SAYISI + ═ ─

121 iyonunda N ve H atomları için formal yük hesaplanırsa4 + NH iyonunda N ve H atomları için formal yük hesaplanırsa H N H N f.y. N ═ 5 (4 + 0) ─ 1 f.y. H ═ 1 (1 + 0) ─ 3 tane eşleşmemiş elektron 3 kovalent bağ yapabilir N N 4 tane eşleşmemiş elektron 4 kovalent bağ yapabilir 3 NH molekülünde N ve H atomları için formal yük hesaplanırsa H N f.y. N 5 (3 + 2) ═ ─ ═ f.y. H ═ 1 (1 + 0) ─

122 Formal yük adından da anlaşılacağı gibi sadece bir formalitedir.Bir kovalent bağdaki elektron çiftinin, bağı oluşturan atomlar tarafından eşit olarak bölüşüldüğü kabulü genellikle doğru değildir. NH4+ iyonundaki azot atomu üzerindeki elektron yoğunluğu, NH3 daki azot atomu üzerindeki elektron yoğunluğundan daha küçüktür NH4+ da bağ elektronları iki atom arasında (N ve H) eşit olarak bölüşülmediğinden gerçek yük tam bir pozitif yük değildir.

123 Herhangi bir molekülün formal yüklerinin toplamı sıfırdır.f.y. P ═ 5 (4 + 0) ─ 1 ̶ O O Cl P Cl Cl P Cl f.y. Cl ═ 7 (1 + 6) ─ Cl Cl f.y. O ═ 6 (1 + 6) ─ 1 ̶ ̶ Herhangi bir molekülün formal yüklerinin toplamı sıfırdır. Çok atomlu bir iyondaki atomların formal yüklerinin toplamı bu iyonun yüküne eşittir. Bir yapı içerisinde birbirlerine bağlanmış olan atomlar aynı işaretli formal yüklere sahip olamazlar

124 NOKTA YAPISININ BELİRLENMESİNDE İZLENECEK YÖNTEMBİR MOLEKÜLÜN NOKTA YAPISININ BELİRLENMESİNDE İZLENECEK YÖNTEM

125 SO3 ‾2 iyonunun Lewis yapısını gösteriniz. (8O ; 16S)Molekül de üç O atomu da merkezi bir S atomuna bağlanmıştır.

126 : SO3¯2 İYONUNUN LEWİS YAPISININ BULUNMASI1 Değerlik elektronlarının toplam sayısı hesaplanır. (1 x 6) + ( 3 x 6 ) = 24 - 2 yük, iki tane elektron aldığını belirttiği için bu sayıya eklenmelidir. = 26 2 Hidrojen atomların dublet kuralına; diğer atomların oktet kuralına uymaları için gerekli değerlik elektronlarının sayısı hesaplanır. (2 x 0) + ( 8 x 4) = 32 Atomların dublet ve oktet kuralına uymaları için değerlik elektronu açığı vardır. Bu açık elektronların atomlar tarafından ortaklaşa kullanılması ile kapatılır. 3 32 ─ 26 = 6 4 Elektronların ortak kullanılması için, atomlar arasında kovalent bağlar oluşmalıdır. Her bağ bir çift elektrondan oluşmaktadır. 6 ─ 2 = 3 :

127 SO3̶ 2 de kükürt merkez atomudur.Bağların yerleştirilmesi için atomların bağıl konumları bilinmelidir. Eğer deneysel olarak atomların konumları bilinmiyor ise, elektropozitifliği en yüksek olan atom merkeze konulur. 5 S O SO3̶ 2 de kükürt merkez atomudur. İki atom arasına birden fazla bağ gerekirse; H ve F atomunun kesinlikle çoklu bağ yapmayacağı unutulmamalıdır. 6 Bağ yapmayan yani ortaklanmamış elektronların sayısı , toplam değerlik elektronları sayısından bağ elektronları sayısı çıkarılarak hesaplanır . S O = 20 Ortaklanmamış elektronların atomların oktetlerini tamamlamak üzere dağıtılır. Ancak merkez atom bu işlemde en sona bırakılır. -2 - 7 Formal yükler hesaplanarak işlem tamamlanır. S O - + - Formal yükler toplamı molekül yada iyonun toplam yüküne eşit olmalıdır.

128 LEWİS , MOLEKÜL GEOMETRİSİ HAKKINDA BİLGİ VERMEZ.MOLEKÜL GEOMETRİSİ VSEPR KURALI UYGULANARAK BELİRLENİR.

129 SO2 molekülünün Lewis yapısını gösteriniz. (8O ; 16S)Molekül açısal olup iki O atomu merkezi bir S atomuna bağlanmıştır.

130 İYONİK VE KOVALENT BAĞ ARASINDAKİ GEÇİŞBileşiklerin çoğundaki bağlanma tam iyonik bağ ile tam kovalent bağ arasında yer alan bir bağlanma türüdür İyonik bağa ilişkin en iyi örnekler, iyonlaşma enerjisi çok küçük olan bir metalle, elektron kazanmaya karşı kuvvetli bir eğilimi olan bir ametal arasındaki bileşiklerde görülür. i CsF gibi bir bileşikte iyonlar kristal içinde ayrı ayrı birimler halinde bulunur. Tam kovalent bağlar ise sadece özdeş iki atomdan oluşmuş moleküllerde bulunur. Burada atomlarının her ikisi de elektronları aynı derecede çekerler. Bu yüzden bağın elek­tron bulutu iki çekirdek etrafında simetrik bir şekilde dağılır

131

132 Bir metal ile ametal içeren bir bileşikteki bağlanmanın karakteri, iyonlar arasındaki etkileşimler göz önüne alınarak açıklanabilir. Olağan dışı hallerde, iyon deformasyonu, iyoniğe göre daha kovalent bileşiklerin oluşumuna neden olabilir Bir bileşiğin içerdiği kovalent karakterin derecesi anyonun ne dereceye kadar biçimsel bozulmaya uğradığına bağlıdır

133 İyonik bağ Bozulmaya uğramış iyonlar Polarize kovalent bağ Kovalent bağ

134 BİR ANYONUN BİÇİMİNİN NE KADAR KOLAYLIKLA BOZULACAĞIBÜYÜKLÜĞÜNE 136 pm F ‾ 216 pm I ‾ YÜKÜNE 171 pm S ‾2 181 pm Cl ‾ BAĞLIDIR.

135 BİR KATYONUN, BİR ANYONUN ELEKTRON BULUTU­NUN BİÇİMİNİ BOZMA YETENEĞİ BÜYÜKLÜĞÜNE 95 pm Na + 148 pm Rb + YÜKÜNE 65 pm Mg +2 60 pm Li + BAĞLIDIR.

136 Periyodik çizelgedeki metal gruplarının herhangi birisindeen kü­çük katyonu oluşturan metalin diğerlerine göre yüksek derecede kovalent karakterli bileşikler oluşturma eğilimi en büyüktür. II A grubundaki elementlerin en küçük katyonunu (Be2+) oluşturan berilyumun tüm bileşikleri önemli ölçüde kovalenttir. III A grubunun en küçük üyesi olan bor ise sadece kovalent bileşikler oluşturur. B3+ şeklinde düşünülebilecek bir iyon, çok küçük bir hacim içeri­sinde oldukça yüksek bir yüke sahip olduğundan anyonda yoğun bir bozulmaya (büküme) neden olacak ve sonuçta sadece kovalent bağlanma yapabilecektir.

137 KCl büyük oranda iyonik CaCl2 ScCl3 TiCl4 kesinlikle kovalenttir +3 veya daha yüksek yüklü katyonları içeren tamamen iyonik bileşikler oldukça nadirdir. SnCl4 PbCl4 tümü kovalenttir SbCl5 BiF5

138 Pozitif ve negatif kutuplu böyle bir bağa denir.Ara karakterdeki bağlara ilişkin diğer bir yaklaşım şekli Tam bir kovalent bağ sadece özdeş iki atomun birbirine bağlanmasıyla oluşur. Bu tür bağlarda çekirdekler etrafında elektronların dağılımı simetriktir. Eğer farklı iki atom arasında kovalent bir bağ oluşmuşsa, Bağın elektron yoğunluğu iki çekirdek etrafında simetrik bir şekilde dağılmaz Bu çeşit bağlar da kutuplaşma (polarizasyon) meydana gelir. δ─ δ+ Pozitif ve negatif kutuplu böyle bir bağa denir. polar kovalent bağ

139

140 Birbirine kovalent bağla bağlanmış iki atomunelektron çekme yetenekleri arasındaki fark ne kadar büyükse bağ da o derece polar dolayısıyla kısmi yüklerin miktarı da o derece büyük olur Eğer elektronların eşit paylaşılmaması aşırı derecede olursa bağı oluşturan atomlardan biri bağ elektronlarının tümüne sahip olur sonuçta ayrı ayrı iyonlar meydana gelir.

141 Metal plakalar arasında voltaj uygulanmamışkenBİLGİ İÇİN Metal plakalar arasında voltaj uygulanmamışken d- d+

142 - + BİLGİ İÇİN Metal plakalar üzerine voltaj uygulandığında d- d+

143 BİLGİ İÇİN Bir kondansatörün levhaları arasında düzenlenmiş polar moleküller elektrikle yüklü bir çift levhanın taşıyabileceği yük miktarına etki ederler. Yani polar moleküllerin sahip oldukları pozitif ve negatif uçlar kondansatör levhaları arasındaki yükü kısmen nötralize eder ve bu nedenle kondansatör levhalarına daha fazla yük yüklene­bilir. Sonuç olarak, bu tür ölçümler dipol özelliğini nicel olarak belirtir ve dipol moment adı verilen bir değerin hesap edilmesine imkan verir

144 δ ̶ r dipol moment = (yük) (uzaklık) μ δ r ═ Apolar moleküllerin dipol momentleri sıfırdır.

145 BİLGİ İÇİN ̶ ̶ H Cl ise % 100 iyonik 127 pm μ δ r ═ 1,6 · 10 ‾19 ═ coulomb metre 1,27 · 10 ‾10 2,03 · 10 ‾29 coulomb metre ═ 6,08 ═ Debye 1 Debye (D) 3,34 · 10 ‾30 coulomb metre ═

146 BİLGİ İÇİN μ 6,08 Debye Teorik ═ μ 1,03 Debye Deneysel ═ μ 1,03 Deneysel % İyonik karakter 100 100 ═ ═ μ 6,08 Teorik 17 ═

147 BİLGİ İÇİN ̶ ̶ 127 pm μ δ r ═ 4,8 · 10 ‾10 1,27 · 10 ‾8 esyb cm ═ 6,09 · 10 ‾18 esyb cm ═ 6,09 ═ Debye

148

149 Bir molekül içindeki bir atomun, ELEKTRONEGATİFLİK Bir molekül içindeki bir atomun, bağ elektronlarını çekme yeteneğinin bir ölçüsüdür. Bir kovalent bağın veya molekülünün polarlığının, atomların elektronegatiflikleri arasındaki farktan kaynaklanmaktadır. Molekülde, daha elektrogenatif elementin olduğundan uç dipolün negatif ucudur Bir atomun elektronegatifliği sadece gözönünde tutulan atomun yapısına bağlı olmayıp aynı zamanda bağlanmış diğer atomların sayısına ve doğasına da bağlı olduğundan sabit değildir.

150 Elektronegatiflik değerlerine ilişkin basit ve doğrudan bir ölçüm yöntemi olmamasına karşın bunların tayini için çeşitli yöntemler önerilmiştir. Pauling’in elektronegatiflik eşeli bağ enerjilerine dayanır.

151 BİLGİ İÇİN H H H2 2H ΔH = 435 kJ/mol (g) (g) Br Br Br2 2Br ΔH = 193 kJ/mol (g) (g) 435 kJ/mol 193 kJ/mol H Br 314 kJ/mol 2 2 hesaplanan H Br H Br ΔH = 364 kJ/mol + (g) (g) (g) ölçülen

152 BİLGİ İÇİN Ölçülen ve hesaplanan değerler arasındaki fark, 364 kJ/mol 314 kJ/mol 50 kJ/mol δ+ δ- H Br H Br Bu fark elektronların eşit olarak paylaşılmaması sonucu oluşan kısmi yükleri ayırmak için gereken, fazladan enerji miktarını gösterir.

153 Ölçülen ve hesaplanan bağ enerjileri arasındaki farkın eV cinsinden değerinin karekökü,bağı oluşturan iki atom arasındaki elektronegatiflik farkına eşit kabul edilir. BİLGİ İÇİN HBr bağı için 50 kJ/mol ∆ 50 kJ/mol 0,52 eV = = = 96 kJ/mol √ χ H – χ Br 0,52 eV 0,72 = = Bu elektronegatiflik farkları elektronegatiflik değerlerine ilişkin bir çizelgenin oluşturulmasında kullanılır. Eşel üzerinde gösterilen değerler florun elektronegatifliği 4,0 kabul edilerek belirlenmiştir. 1 eV 96 kJ/mol =

154 Ölçülen ve hesaplanan bağ enerjileri arasındaki farkın miktarı BİLGİ İÇİN Polar bir bağın ölçülen bağ enerjisi daima hesaplanan değerden daha büyüktür. Ölçülen ve hesaplanan bağ enerjileri arasındaki farkın miktarı bağın polarlık derecesine bağlıdır. Polaritesi büyük olan bağlar, elektronegatiflikleri arasında büyük farklar bulunan atomlar arasında oluşur. Bundan dolayı büyük bir ∆ değeri elektronegatiflikleri büyük bir farkı gösterir

155

156

157 GENEL OLARAK ELEKTRONEGATİFLİKPERİYOTLARDA soldan sağa doğru gidildikçe etkin çekirdek yükünün artmasıyla GRUPLARDA aşağıdan yukarıya doğru gidildikçe atomik büyüklüğün azalmasıyla ARTAR

158 ELEKTRONEGATİFLİK ELEKTROPOZİTİFLİK

159 Elektronegatiflik değerleri kullanılarak.bir bileşikteki bağlanma türü tahmin edilebilir Elektronegatiflikleri arasında büyük fark olan iki element birleştiği zaman iyonik bir bileşik oluşur. Elektronegatiflik farkı büyük olmadığından ametaller arasında kovalent bağlanma meydana gelir. Elektronegatiflik farkları kovalent bağların polarlık derecesinin bir ölçüsünü verir Elektronegatiflik farkı sıfır ya da çok küçükse bağ apolar sayılır Elektronegatiflik farkı büyük ise, kovalent bağ daha polardır.

160 ∆χ ˂ 0,5 2 ˃ ∆χ ˃ 0,5 ∆χ ˃ 2 POLARİTE ARTIŞI BeF2 LiF CsF F2 OF2 NF3Elektronegatiflik Farkı ∆χ ˂ 0,5 2 ˃ ∆χ ˃ 0,5 ∆χ ˃ 2 POLARİTE ARTIŞI APOLAR KOVALENT İYONİK BeF2 LiF CsF F2 OF2 NF3 CF4 BF3 % İyonik Karakter %0 %10 %18 %30 % 44 % 59 % 80 % 100

161 HİDROJEN HALOJENÜR DİPOL MOMENT (D) BAĞ ENERJİSİ (kj/mol) HALOJENİN ELEKTRONEGATİFLİĞİ HİDROJEN VE HALOJEN ARASINDAKİ ELEKTRONEGATIFLİK FARKI HF 1,91 565 4,0 1,9 HCl 1,03 431 3,0 0,9 HBr 0,78 364 2,8 0,7 HI 0,38 297 2,5 0,4

162 YüKSELTGENME SAYILARIFormal yükler kovalent moleküllerin yapısını ve bazı özelliklerini incelerken yararlıysa da bu kavram tek başına sadece bir kabulden ibarettir. Yükseltgenme (oksidasyon) sayı­ları bağ polarlığının göz önünde bulunduran keyfi kurallara göre bir bileşiğin atomlarına ilişkin tayin edilen yüklerdir. kovalent maddeler olması halinde bu yükler hayalidir İki atomdan oluşmuş iyonik bir bileşikteki bir atomun yükseltgenme sayısı bu atomdan türetilmiş iyonun yüküyle aynıdır NaCl +1 -l

163 Kovalent bir moleküldeki atomların yükseltgenme sayıları ise her bir bağdaki elektronların elektronegatifliği daha büyük olan atoma devredileceği düşünülerek bulunabilir χ H χ Cl χ Cl χ Cl HCl Cl Cl +1 -l

164 YÜKSELTGENME SAYISININ BELİRLENMESİNDEBİR ATOMUN YÜKSELTGENME SAYISININ BELİRLENMESİNDE İZLENECEK YÖNTEM

165 Herhangi bir serbest atomun ya da bir elementin molekülündeki herhangi bir atomun yükseltgenme sayısı sıfırdır. Fe, O2, Na, Cl2, P4 ,He Bileşikler elektriksel bakımından nötral olduğundan, bir bileşikteki atomların yükseltgenme sayıları toplamı sıfırdır. Fe2O3, NaCl, H2O Tek atomlu bir iyonun yükseltgenme sayısı, o iyonun yükü ile aynıdır. Fe+2, O‾2, Na+, Cl‾, H+, Ti+3 Çok atomlu bir iyonu oluşturan atomların yükseltgenme sayılarının toplamı o iyonun yüküne eşittir. Cr2O7‾2, SO4‾2, NH4+ En elektronegatif element olan florun tüm flor içeren bileşiklerdeki yükseltgenme sayısı -1 dir.

166 Hidrojenin yükseltgenme sayısı metal hidrürler dışındaki tüm bileşiklerde +1 dir.Metal hidrür bileşiklerinde ise hidrojenin yükseltgenme sayısı -1 dir CaH2, LiH, NaH Oksijen içeren bileşiklerin çoğunda oksijenin yükseltgenme sayısı -2 dir Peroksitlerde her bir oksijenin yükseltgenme sayısı -1 olup peroksit iyonunun (O2‾2) toplam yükseltgenme sayısı -2 dir. Süperoksit iyonunda (O2‾) her bir oksijene ilişkin yükseltgenme sayısı -½ dir. OF2 bileşiğinde oksijenin yükseltgenme sayısı +2 dır. Çoğu kez bir elementin bileşiklerindeki yükseltgenme sayıları değişik olabilir.

167 Bir bileşikte bir element, kesirli bir yükseltgenme sayısına sahip ise Fe3O4 Negatif yük toplamı 1 Fe atomu için yük ̶ 2 4 ̶ 8 = + 8 Pozitif yük toplamı + 8 +2⅔ = = 3 Bir bileşikte bir element, kesirli bir yükseltgenme sayısına sahip ise bu bileşikte söz konusu elementten eşdeğer olmayan iki veya daha çok atom vardır. Fe3O4 FeO Fe2O3 + = +2⅔ +2 +3

168 A TÜRÜ BİR ELEMENTİN En yüksek yükseltgenme sayısı Değerlik elektronları sayısı Grup numarasına eşittir Mümkün olabilen en yüksek pozitif yük En düşük yükseltgenme sayısı Tek atomlu iyonunun yüküyle ay­nıdır VI A grubu En yüksek yükseltgenme sa­yısı +6 H2SO4 En küçük yük­seltgenme sayısı -2 Na2S S I A grubu Na En yüksek yükseltgenme sa­yısı En küçük yük­seltgenme sayısı +1 Na2S NaCl Flor ve oksijen gibi elementler ise bu tür bir genellemenin dışında tutulmalıdır.

169 ANORGANİK BİLEŞİKLERİNİSİMLENDİRİLMELERİ

170 BİLGİ İÇİN İsimlendirme konusunda bilim adamlarının görüş birliğine varabilmelerini sağlamak amacıyla Uluslararası Temel ve Uygulama Kimya Birliği International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) çalışmalar yapmaktadır. Bu çalışmalarda kurallar geliştirilmekte ve duyurulmaktadır. Organik ve inorganik bileşiklerin adlandırılmasına dair kurallar Mavi Kitap 1 (Blue Book) ve Kırmızı Kitap 2 (Red Book) olarak bilinen iki yayında bulunurlar. Yeşil Kitap (Green Book) 2 olarak bilinen üçüncü bir yayın (IUPAP'ın ortaklığıyla) fiziksel nicelikler için kullanılacak sembolleri tarif eder, Altın Kitap 4 (Gold Book) adlı bir dördüncüsü ise kimyada geçen çok sayıda teknik terimin tanımlarını içerir. Bunlara benzer özetlemeler biyokimya 5 (IUBMB ortaklığıyla), analitik kimya 6 ve makromoleküler kimya 7 için de hazırlanmıştır. Özel durumlar için bu kitaplara zaman zaman Pure and Applied Chemistry adlı bilimsel dergide yayımlanan daha kısa önerilerle ilaveler yapılır. Bir bileşiğin ismi, o bileşiğin bileşimini ve mümkünse yapısını açık bir biçimde yansıtabilmelidir.

171 BİLGİ İÇİN 1  Nomenclature of Organic Chemistry, Oxford:Pergamon Press, 1979; A Guide to IUPAC Nomenclature of Organic Compounds, Recommendations 1993, Oxford:Blackwell Scientific Publications, 1993 2  Nomenclature of Inorganic Chemistry, Recommendations 1990, Oxford:Blackwell Scientific Publications. (1990) (I2nd ed) 3  Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry (2nd Edn.), Oxford:Blackwell Scientific Publications. (1993) 4   Compendium of Chemical Terminology, IUPAC Recommendations (2nd Edn.), Oxford:Blackwell Scientific Publications. (1997) 5   Biochemical Nomenclature and Related Documents, London:Portland Press, 1992. 6   Compendium of Analytical Nomenclature, Definitive Rules 1997 (3rd Edn.), Oxford:Blackwell Scientific Publications, 1998 7   Compendium of Macromolecular Nomenclature, Oxford:Blackwell Scientific Publications, 1991

172 Elementlerin isimleri, simgeleri ve periyodik cetveldeki yerleri (veya alabilecekleri değerlikler) ezberlenir. Ezberlenen element sayısı zamanla çoğalacaktır. İsimlendirmenin basit bir şekilde öğrenilebilmesi için öncelikle, aşağıdaki periyodik cetveldeki elementlerin ezberlenmesi iyi bir başlangıç olabilir. 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A H He Li Be B C N O F Ne 3B 4B 5B 6B 7B 8B 1B 2B Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Br Kr Rb St Pd Ag Cd I Xe Cs Ba Pt Au Hg At Rn Fr Ra

173 NEGATİF İYONLAR (ANYON)̶ 1 ̶ 2 Asetat (C2H3O2-) Karbonat (CO32-) Azid (N3-) Kromat (CrO42-) Klorat (ClO3-) Dikromat (Cr2O72-) Siyanür (CN-) Hidrojen fosfat (HPO42-) Dihidrojen fosfat (H2PO4-) Oksit (O2-) Hidrür (H-) Peroksit (O22-) Bikarbonat (HCO3-) Sülfat (SO42-) Hidroksit (OH-) Sülfür (S2-) Nitrat (NO3-) Sülfit (SO32-) Nitrit (NO2-) Perklorat (ClO4-) ̶ 3 Permanganat (MnO4-) Nitrit (N3-) Tiyosiyanat (SCN-) Fosfat (PO43-) Fosfit (P3-)

174 İKİLİ BİLEŞİKLERİN İSİMLENDİRİLMESİ

175 KATYON ANYON Metalin adı + Ametalin adı + ür elektropozitif element elektronegatif element NaI Sodyum iyodür CaF2 Kalsiyum florür Al2O3 Alüminyum oksit

176 HF Hidrojen florür H2S Hidrojen sülfür

177 Katyonlar veya kısmi artı yükü olan atomların isimleri öne yazılırKatyonlar veya kısmi artı yükü olan atomların isimleri öne yazılır. Anyonların veya kısmi eksi yükü olan atomların ismi ise sonra yazılır. NaCl Sodyum klorür CaCl2 Kalsiyum klorür

178 Sodyum klorür NaCl Alüminyum oksit A12O3 Gümüş bromür AgBr Hidrojen florür HF Çinko sülfür ZnS Kalsiyum hidrür CaH2

179 1. Ametalin 2. Ametalin adı adı ür sayısı + + sayısı + + elektronegatifliği düşük element elektronegatifliği yüksek element CO Karbon mono oksit CF4 Karbon tetra florür PCl5 Fosfor penta klorür N2O5 Di azot penta oksit Ametalin sayısı (bağıl atom sayısı) latince olarak söylenmelidir.

180 Sayı Ön takı 1 mono 2 di 3 tri 4 tetra 5 penta 6 hekza 7 hepta 8 okta 9 nona 10 deka 11 undeka 12 dodeka

181 Xe, Kr, B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, O, Fİki ametalin oluşturduğu bileşiklerin formüllerinin yazılmasında sıralamada önce gelen elementin sembolü bileşik formülünde önce yazılır. BF3, NH3, CC14, H2S, HC1, C12O, OF2, SCI2

182 AZOT OKSİTLERİN İSİMLERİN2O Diazot oksit Azot (I) oksit Nitröz oksit Azot oksidül (güldürücü gaz) NO Azot oksit Azot (II) oksit Nitrik oksit N2O3 Diazot trioksit Azot (III) oksit NO2 Azot dioksit Azot (IV) oksit N2O4 Diazot tetraoksit Azot (IV) oksidin dimeri N2O5 Diazot pentoksit Azot (V) oksit Dimer, birbirinin aynı iki basit molekülden (monomer) oluşmuş bir moleküldür.

183 KATYON ANYON Metalin adı + Ametalin adı + ür FeCl Demir klorür FeCl Demir klorür

184 KATYON ANYON Metalin adı + (Metalin yükü) + Ametalin adı + ür FeCl Demir (III) klorür FeCl Demir (II) klorür Albert STOCK 1897 – 1969 ÖNERDİ Metalin Latince adı + (-ik eki -öz eki) + Ametalin adı + ür FeCl3 Ferrik klorür FeCl Ferröz klorür

185 FORMÜL FeO Demir (II) oksit Ferröz oksit Fe2O3 Demir (III) oksit Ferrik oksit Cu2S Bakır(I) sülfür Kupröz sülfür CuS Bakır (II) sülfür Kuprik sülfür SnF2 Kalay (II) florür Stannoz florür SnF4 Kalay (IV) florür Stannik florür Hg2Br2 Civa(I) bromür Merküröz bromür HgBr2 Civa (II)bromür Merkürik bromür

186 Civa(I) iyonu (veya merküröz iyonu) yaygın olmayıp daha çok Hg22+ halinde bulunur. Bu yapıda iki civa atomu kovalent bir bağla birbirlerine bağlanmıştır, iyon yükü 2+ olduğundan her bir civa atomu 1+ yükseltgenme sayısına sahiptir.

187 Bazı bileşiklerde ise alışılagelmiş isimler kullanılır.H2O Su (oksan) H2S Hidrojen sülfür (sülfan) NH3 Amonyak (azan) PH3 Fosfin (fosfan) N2H4 Hidrazin Hidrojen pozitif yükseltgenme sayısına sahip olduğundan sistematik isimlendirmede H simgesi formülde sol tarafta bulunmalıydı

188 Tek atomlu katyonlar, elementin ismi ile adlandırılır ve değerliği parantez içinde Roma Rakamları ile belirtilir. Fe+2 Demir(II) iyonu Co+3 Kobalt(III) iyonu I+ İyot (I) katyonu

189 Oksijen dışındaki diğer elementlerin tek atomlu anyonları, elementin isminin sonuna -ür takısı eklenerek isimlendirilir. H ‾ Hidrür F ‾ Florür N3‒ Nitrür O2‒ Oksit Bazı çok atomlu anyonların isimlerinde de -ür takısı kullanılır. Ancak bu kurala uymayan örnekler vardır. S22− Disülfür HF2− Hidrojen di florür OH− Hidroksit CN− Siyanür I3− Triiyodür N3− Azid O22− Peroksit C22− Asetilenür (karbür) O2− Süperoksit NH2− Amid

190 Asitler hidrojenin kovalent bileşikleri olup suda H+(aq) iyonu oluşturmak üzere ayrışırlar.HA (g) + H2O H3O+ (aq) + A‾ (aq) Molekül başına sadece bir proton verebilen asitlere bir protonlu (monoprotik) asitler denir. Molekül başına birden fazla proton verebilen asitlere de çok protonlu (poliprotik) asitler denir. Suda ayrışan H+ iyonlarının her birisi en az bir tane su molekülüne bağlıdır. Genellikle H3O+ (H+∙H2O) formü­lüyle gösterilen bu tür iyona hidronyum iyonu denir.

191 ASİTLER İkili bileşikler MERKEZ ATOMUN İSMİ Hidro + + ik + asitBir Protonlu Asitler Çok Protonlu Asitler HF hidroflorik asit H2S hidrosülfürik asit HC1 hidroklorik asit HBr hidrobromik asit HI hidroiyodik asit HC2H3O2 asetik asit

192 Oksoasitler Üçlü asitler bünyelerinde üç element içerirler. Eğer üçüncü element oksijen ise bileşik okso asit olarak isimlendirilir. MERKEZ ATOMUN İSMİ + ik asit Borik asit H3BO3 Karbonik asit H2CO3 Fosforik asit H3PO4

193 MERKEZ ATOMUN İSMİ + ik öz asit per hipo +7 HC1O4 Perklorik asit +5 +5 +6 HC1O3 Klorik asit HNO3 Nitrik asit H2SO4 Sülfürik asit +3 +3 +4 HC1O2 Kloröz asit HNO2 Nitröz asit H2SO3 Sülfüröz asit +1 HCIO Hipokloröz asit

194 Kuralların dışında kalan oksoasitler de vardır.H2CO3 Karbonik asit HOCN Siyanik asit HNCO İzosiyanik asit HONC Fulminik asit H2S2O6 Ditiyonik asit H2S2O4 Ditiyonöz asit

195 H H ClO4 ClO4 Perklor Perklor ik ik asit asit ─ at anyonu H H ClO3 ClO3 Klor Klor ik ik asit asit ─ at anyonu H H ClO2 ClO2 Klor Klor öz öz asit asit ─ it anyonu H H ClO ClO Hipoklor Hipoklor öz öz asit asit ─ it anyonu H H NO3 NO3 Nitr Nitr ik ik asit asit ─ at anyonu H H NO2 NO2 Nitr Nitr öz öz asit asit ─ it anyonu 2 ─ 2 H 2 H SO4 SO4 Sülf Sülf ür ür ik ik asit asit at anyonu 2 ─ 2 H 2 H SO3 SO3 Sülf Sülf ür ür öz öz asit asit it anyonu

196 Bir asidin mümkün olabilen tüm protonlarının kaybedilmesi ile meydana gelen anyonun oluşturduğu bileşiklere normal tuzlar denir. Na2SO4 Ca3(PO4)2 Çok protonlu asitlerin tam olmayan nötralleşmesi sonucu meydana gelen anyonların oluşturduğu tuzlara da asit tuzlar denir. Bu tür tuzların anyonlarında ana asidin bir veya daha çok hidrojen atomu bulunur. NaHSO4 CaHPO4 Ca(H2PO4)2

197 Hidroksit iyonu (OH ‾ ) içeren bileşiklere hidroksilli bazlar ya da alkaliler denir. Bu tür hidroksitler bünyelerinde üç element içerdiğinden üçlü bileşikler olarak sınıflandırılırlar. NaOH Sodyum hidroksit Ca(OH)2 Kalsiyum hidroksit MOH (k) M+ (aq) + OH‾ (aq) Metal hidroksitler üçlü bileşikler olmalarına karşın daha önce ikili bileşikler için tanımlanan şekilde isimlendirilirler. Mg(OH)2 Magnezyum hidroksit Fe(OH)2 Demir(II) hidroksit OH ‾ iyonu içeren her bileşik baz olmayabilir.

198 Sulu bir asit çözeltisiyle sulu bir baz çözeltisi karıştırıldığı zaman bir nötralleşme tepkimesi meydana gelir. Bu sırada asit çözeltisinden gelen H3O+ ile baz çözeltisinden gelen OH‾ etkileşir. H3O+(aq) + OH ‾(aq) H2O Bir tuz, bir baz ile bir asidin birleşmesi sonucu meydana gelen bir bileşiktir. Tuzlar bazın katyonu ile asidin anyonunu içerirler. HA (aq) + MOH (aq) MA (k) + H2O

199 İkili asitlerin tuzları da ikili bileşikler olduğundan bunların isimlendirilmesi, daha önce iki elementten oluşan bileşikler için verilen kurallara göre yapılır. Tuzun ismi, kendisini oluşturan katyon (bazdan gelen) ve anyon (asitten gelen) isimlerinin birleştirilmesiyle elde edilir. NaCl Sodyum klorür CaI2 Kalsiyum iyodür KNO2 Potasyum nitrit Fe(C1O4)3 Demir (III) perklorat Ferrik per klorat

200 Bir asit tuzun anyonunun isimlendirilmesinde anyon tarafından alıkonan asit hidrojenlerinin sayısı kesinlikle gösterilmelidir. Böyle bir isimlendirmede genellikle mono- öneki kullanılmaz. 3 H PO4 Fosfor ik asit Dihidrojen fosf 2 H PO4 at ─ anyonu PO4 2 ─ Hidrojen fosf H at anyonu PO4 3 ─ Fosf at anyonu

201 İki protonlu bir asitten türetilmiş bir asit tuzunun anyonunun isminde hidrojen kelimesinin yerine "bi" öneki kullanılabilir. 2 H SO4 Sülfür ik asit sülf H SO4 Hidrojen at ─ anyonu bi sülf at anyonu SO4 2 ─ Sülf at anyonu 2 H CO3 Karbon ik asit bi karbon at H CO3 ─ anyonu karbon CO3 2 ─ at anyonu