If you're seeing this message, it means we're having trouble loading external resources on our website.

Bağlandığınız bilgisayar bir web filtresi kullanıyorsa, *.kastatic.org ve *.kasandbox.org adreslerinin engellerini kaldırmayı unutmayın.

Ana içerik
Güncel saat:0:00Toplam süre:11:39

Video açıklaması

Kimyadaki yolculuğumuz boyunca moleküllerin birbiriyle olan etkileşimine ve metallerin elektron denizi sayesinde birbirini nasıl çektiğine değindik. Ama ben diğer bütün bağ tiplerinden bahsetmek ve bir maddenin kaynama ve erime noktasının ne demek olduğuna değinmek istiyorum. En güçsüz olanıyla başlıyorum. Diyelim ki birçok helyum atomum var. Helyumu sadece helyum atomu olarak olarak çizeceğim. Periyodik tabloya bakacağız. Helyum için yapacağım şeyi diğer soygazlar için de yapabiliriz. Çünkü soygazlar bulundukları şekilde mutludurlar. En son yörüngeleri tamamen doludur. Neon ve helyum olsun neonu yapalım çünkü neonun en son yörüngesinde 8 elektronu var. Yani neonu neon olarak yazabiliriz ve o böylece mutludur. Tek başına memnundur, mutludur, mesuttur. Tek başına memnun olduğu bir yerde bağ yapması için şimdilik bir neden yoktur. Bağ yapması için bir neden söyleyeceğim. Eğer bu elektronlar atomun etrafında eşit olarak dağıtılmışsa bu atomlar nötrdür. Birbirleriyle bağ yapmak veya başka bir şey yapmak istemezler. Yani tek başlarına duracaklardır ve birbirlerini çekmeleri için veya çekmemeleri için hiç bir neden yoktur. Eğer yeterince soğutabilirseniz neon sıvı hale geçer. Sıvı hale geçebilmesi, neon atomlarının aralarında birbirlerini çeken bir kuvvet olduğunu gösterir. Sadece çok soğuk olduğu zaman sıvı olması da aralarında çok büyük kuvvetler bulunmadığını gösterir. Bu nedenle neon çoğu sıcaklıkta gaz halindedir. Ama eğer çok soğutursanız neonları birleştiren veya neon moleküllerini yakınlaştıran bir kuvvet elde edebilirsiniz. Elektronların hareket halinde ve yörüngelerde bulunması bu kuvvetin oluşmasını sağlar. Neonu hayal edelim. Elektronları güzel ve temiz noktalar halinde çizmek yerine, bunu bir olasılık bulutu halinde çizeceğim. 1s2 ve dış yörüngeler de 2s2 2p6. 2s yörüngesi var. 1s yörüngesi bunun içinde ve p yörüngeleri var. P yörüngeleri farklı boyutlarda gibi duruyor, ama önemli olan o değil. Ve bir başka neonum var, sadece olasılık dağılımını çiziyorum. Bunun hakkında daha fazla öğrenmek için elektron dağılımı videolarını izleyebilirsiniz. Ancak olası dağılımın arkasındaki fikir elektronların her yerde olabileceğidir. Bütün elektronların burada olduğu bir an olabilir. Veya tüm elektronların şurada olduğu bir an da olabilir. Aynı şey neon atomu için de geçerlidir. Bütün olası dağılımların arasında eşit dağılım çok düşük bir ihtimaldir. Diyelim ki iki tane neon atomu var. Aslında çok az bir olasılıkla elektronlar eşit bir şekilde dağılacaktır. Elektron dağılımınında bir neon atomunun diğer neon atomuna göre daha farklı olduğu durumlar çoktur. Yani bu neon atomunun en son yörüngesindeki 8 elektron 1,2, 3, 4, 5, 6, 7, 8 gibi olursa bu neon atomu nasıl gözükür? Bu yöne doğru geçici bir yükü vardır, değil mi? Bu taraf diğer taraftan daha negatif, diğer taraf ise bu taraftan daha pozitiftir. Benzer bir şekilde, eğer o an başka bir neon atomu olsaydı bu neon atomu 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8 diye gidiyor diyelim. Burada koyu renk kullanacağım çünkü çok soluk bir kuvvet. Yani burası biraz negatif olacaktır. Geçici olarak, o anda burası negatif gibi olacaktır. Burası da pozitif. Yani bu taraf negatif, bu taraf pozitif. Yani o neon ve bu neon arasında bir çekim olacaktır. Ve daha sonra yok olacaktır çünkü elektronlar tekrar şekilleneceklerdir. Önemli olan neredeyse hiç bir noktada neonun elektronlarının tamamen dağılmadığını anlayabilmektir. Her zaman bu rastgele dağılım olacaktır. Her zaman küçük aslında kutuplaşma demek istemiyorum çünkü bu çok güçlü kalıyor. Ama her zaman atomun etrafında atomun bir tarafında ekstra bir yük olacaktır. Bu yük diğer dengelenmemiş moleküllerin karşıt yüklü tarafını çekecektir. Ve bu çok çok çok çok çok güçsüz bir yüktür. Ve buna London kuvveti veya LDF denir. Sanırım bu isimi veren kişi Fritz London'du ama o İngiliz değildi. Galiba Alman-Amerikandı. LDF, Van der Waals kuvvetleri arasında en zayıf olanıdır. Ve van der Waals kuvvetleri tüm moleküller ve bu durumda neon molekülü dahil gerçi neon bir atomdur, molekül değildir- tüm moleküller arasında bu Van der Waals kuvveti vardır. Sanırım sadece bir atomluk molekül diyebilirsiniz neona. Van der Waals kuvvetleri kovalent bağ veya tuzdaki gibi iyonik bağ yapmayan, ki buna da birazdan değineceğim, moleküllerarası bağları içerir. En zayıf olanı da London kuvvetleridir. Yani neon ve aslında buradaki tüm soygazların tek sahip olduğu bağlar en zayıf moleküller arası bağ olan London kuvvetleridir. Ve bu nedenle onları gaz haline getirmek için çok az bir enerji gerekir. Ancak çok düşük sıcaklıklarda soygazlar sıvı haline döneceklerdir. Bu yüzden onlara soygaz denilmiştir. Ve büyük olasılıkla ideal gazlar gibi davranacaklardır birbirleriyle çünkü çok çok çok çok çok küçük çekimleri vardır. En azından bu beklenir. Böyle olması beklenir. Peki daha fazla çekim kuvveti olan veya daha polar olan moleküllerde ne oluyor? Diyelim ki bir hidrojen klorürüm var. Hidrojen elektronlarını tutup tutmamakta kararsız. Klor elektronlarını tutmak ister çünkü klor oldukça elektronegatiftir. Şuradakilerden daha az elektronegatiftir. Bunlar en çok elektronegatif olanlardır. Azot, oksijen ve flor. Ama klor da oldukça elektronegatiftir. Yani eğer bir hidrojen klorürüm olsa burada klor atomu var, 7 tane elektronu var ve bir elektronu hidrojenle paylaşıyor. Bir elektronu hidrojenle paylaşır ve ben de bu şekilde çizeceğim. Klor hidrojenden daha elektronegatif olduğu için elektronlar burada daha çok zaman geçirir. Yani bu taraf, daha fazla elektron olduğu yer, negatif yüklü olur ve bu taraf pozitif yüklü olur. Ve aslında bu hidrojen bağlarına çok benzer. Hidrojen bağları dipol bağlar veya dipol-dipol bağları dediğimiz grubun bir içindeki bir türüdür. Ve eğer bir tane daha klor atomum olsaydı, diğer klor atomu şöyle gözükür. Eğer diğer klor atomum olsaydı, şunu kopyalayıp yapıştıracağım hemen şuraya, bu çekimi elde ederdik. Bu klor atomları arasında pardon hidrojen klorür atomları arasında bu çekim ortaya çıkar. Pozitif taraf hidrojenin olduğu taraftır. Çünkü elektronlar o tarafı terk etmiş gibidirler. Ve diğer molekülün klor tarafına doğru çekileceklerdir.. Ve bu nedenle de bu van der Waals bağı, dipol-dipol etkileşiminde London kuvvetlerinden daha güçlüdür. Ve daha açık olmak gerekirse London kuvvetleri tüm moleküler etkileşimlerde bulunur. Ancak diğer bağlarla karşılaştırdığınızda çok zayıf kalırlar. Sadece soygazlar hakkında konuştuğumuz zaman önemli olurar. Burada bile elektronlar bir o tarafa bir bu tarafa doğru gittiğinden London kuvvetleri vardır. Bu dipol-dipol etkileşimi çok daha güçlüdür. Ve çok daha güçlü olduğundan hidrojen klorür sıvı hale geçmek için veya helyuma göre gaz haline geçmek için daha fazla enerjiye ihtiyaç duyar. Şimdi daha elektronegatif olanlara geldiğimizde buradaki daha elektronegatif olduğunda yani azot, oksijen veya flor ile uğraştığınızda dipol-dipol etkileşimin daha özel bir türü olan hidrojen bağına geçmiş oluyoruz. Yani hidrojen ve florunuz olduğunda, etrafta bir sürü hidrojen florür olur. Buraya flor buraya da hidrojen yazabilirim. Flor aşırı elektronegatiftir. Periyodik tabloda en elektronegatif olan üç atomdan biridir. Bu dipol-dipol etkileşiminin çok güçlü olduğu tüm elektronların florün etrafında toplandığı bir durumdur. Yani kısmi pozitif, kısmi negatif kısmi pozitif, kısmi negatif, kısmi pozitif, negatif diye gider. Dipol bir etkileşim ortaya çıkar. Ama çok güçlü bir dipol etkileşimidir bu nedenle insanlar hidrojenle çok elektronegatif bir atom olduğunda ve elektronegatif olan atom hidrojenin bir elektronunu kendine doğru çektiğinde hidrojen bağı ismini vermişlerdir. Yani, hidrojen orada bir protonla duruyor, çok pozitif oluyor ve diğer üç molekülün negatif tarafına doğru çekiliyor. Bunların hepsinin nedeni van der Waals kuvvetleridir. London kuvveti en zayıf olan van der Walls kuvvetidir. Eğer daha elektronegatif bir atomunuz varsa, molekülün bir tarafı daha polar olduğunda ve pozitif ve negatif taraflar arasında bir etkileşim olduğunda dipol bir etkileşim elde etmiş oluyoruz. Dipol-dipol etkileşimi oluyor. Sonra daha güçlü bir bağ olan hidrojen bağları var. Çünkü çok elektronegatif olan atom hidrojenin elektronunu çekiyor. Hala paylaşılıyor bu elektron ama molekülün bir tarafında çok daha fazla duruyor. Bu da daha güçlü bir bağ olduğu için daha yüksek bir kaynama noktası anlamına gelecektir. Yani London kuvveti dipol ve polar bağlar ve hidrojen bağları var. Bunların hepsi van der Waals kuvvetleri ama moleküller arası bağlar güçlendikçe kaynama noktası yükseliyor. Çünkü atomları birbirinden ayırmak için gerekli enerji miktarı artıyor. Bu videoda kovalent veya iyonik olmayan değişik moleküller arası etkileşimleri tanıdık. Bir sonraki videoda bazı kovalent ve iyonik yapıları ve bunların kaynama noktalarına etkilerini anlatacağım.