Sayfa 1 / 6 01. Moleküllerin Polaritesi ve Dipol Moment

Sayfa 1 / 6
01. Moleküllerin Polaritesi ve Dipol Moment
02. İyon-Dipol Etkileşimi
03. Dipol-Dipol Etkileşimi
04. İndüklenme ile Elektriklenme
04.01. İyon- İndüklenmiş Dipol (Apolar) Etkileşimi
04.02. Dipol-İndüklenmiş Dipol Etkileşimi
04.03. İndüklenmiş Dipol-İndüklenmiş Dipol Etkileşimi
05. Hidrojen Bağı
06. Tanecikler Arasındaki Etkileşimlerin Etkileri
01. Moleküllerin Polaritesi ve Dipol Moment
Bir molekülün yük dağılımı ve şekli molekülün polaritesini belirler. İki atom arasında oluşabilecek bağlardan
birisi de kovalent bağdır. Bu kovalent bağ iki atomun ortaklaşa kullandığı bir çift elektron sayesinde oluşur. Bu
bağ elektronları elektronegativiteleri birbirinden farklı olan atomlar tarafından farklı kuvvetlerde çekilir. Örneğin
HF bileşiğini inceleyecek olursak florun elektronegativitesi hidrojen atomundan daha büyük olduğu için bağ
elektronları flor atomu tarafından daha fazla çekilecektir. Bu sebepten flor atomunun olduğu yer negatif yükleri
toplayacaktır. Pozitif yükler ise hidrojen atomunun olduğu kısımda toplanacaktır.
Böyle molekülün negatif ve pozitif uçlarının birbirinden ayrıldığı moleküllere polar moleküller denir.
H2, Cl2, N2 gibi diatomik moleküllerde elektronegativite farkı olmadığı için bağ elektronlar iki atom tarafından
eşit miktarda çekileceği için polarlıktan söz edilemez. Bu nedenle bu bileşikteki bağ apolar kovalent bağdır.
Bu açıklamalardan sonra elektronegativiteleri birbirinden farklı atomlardan oluşan her molekül polar mıdır
sorusu akıllara gelir. Bu soruyu cevaplıyabilmek için dipol ve dipol moment kavramlarını açıklamak
gerekmektedir.
Aynı büyüklükteki iki zıt yük belli bir mesafe ile ayrıldığı zaman bir dipol oluşur. Dipolün büyüklüğü dipol
moment ile ölçülür ve µ ile gösterilir. Aralarında r mesafesi bulunan eşit
büyüklükteki Q+ ve Q- yükleri için dipol moment;
µ=Qr formülü ile ifade edilir.
Formülden anlaşılacağı gibi yüklerin büyüklüğü arttıkça yükler arasındaki mesafede artacaktır. Moleküllerin dipol
momentleri genellikle debye (D) olarak verilir ve 1 D, 3.34x10-30 Coluomb metre ye eşit olan bir birimdir.
Moleküller için yük, elektron yükü birimi e ile ölçülür.
Aralarındaki uzaklık 1.00 Å ve yük yoğunluğu 1.60x10-19 C olan bir molekülün dipol momenti şu şekilde
hesaplanır.
µ=Qr = (1.60x10-19 C) x (1.00 Å )x (10-10m /1 Å) x (1D/ 3.34x10-30 Coluomb metre)
µ= 4.79 D
Polar bir kovalent bağda yük dağılımdaki farklılık dipol moment ile verilir. Dipol moment vektörel bir
büyüklüktür.
Bir molekülün polar yada apolar olduğunu belirleyen temel etmenlerden olan elektronegatiflikten sonra
molekülün geometrisi gelir. Bunu örneklerle açıklıyabiliriz.
CO2 molekülünü ele alacak olursak başlangıçta baktığımızda C-O elektronegativiteleri birbirinden farklı iki atom
olması nedeniyle bu molekülün polar bir molekül olması beklenir. Bu elektronegativite farkı bağ elektronlarının
oksijen atomuna doğru kaymasına ve bağ momenti oluşmasına neden olur. Fakat bu iki bağ momenti eşit
büyüklükte ve zıt yönde olduklarından birbirlerini yok ederler ve sonuçta molekülün momenti 0 olur.
Bu nedenle de polar olması beklenen molekül apolar olur. CO2 nin apolar bir molekül olması onun Lewis yapısına
dayalı VSEPR kuramına göre doğrusal bir yapıda olduğunu gösterir.
Diğer bir örnek ise BF3 molekülüdür. Burada atomlar arasında elektronegativite farkı olduğundan dolayı bağlar
polardır. Fakat aralarında 120º açı olan eşit büyüklükteki üç kuvvetin bileşkesi O olduğu için bu
molekülde apolardır.
CCl4 ve CH4 örneklerinde de aralarındaki açı eşit 109.5° dir. Aralarındaki açıları eşit olan farklı yönlerdeki dört
eşit kuvvetin bileşkesi 0 dır ve bu bileşik apolardır.
H2O molekülü polardır. Bu demektir ki su molekülünün yapısı doğrusal değildir. Oksijen atomu üzerindeki bağ
yapmayan elektronlar bulunmaktadır. Bağ elektronlar hem çekirdek tarafından hemde bağlı atomlar tarafından
çekilir. Bağ yapmayan elektronlar ise sadece çekirdek tarafından çekildiği için boşluğa daha rahat yayılırlar. Bu
nedenlede bağ elelektronları, bağ yapmayan elektronlar tarafından itildiği için bağ açıları beklenenden küçük olur.
Amonyak (NH3) içinde aynı durum söz konusudur.
Bağ yapmayan elektron sayısı arttıkça bağ açısının küçüldüğü görülmektedir.
Sayfa 2 / 6
02. İyon-Dipol Etkileşimi
Bu etkileşim, bir iyonun polar bir molekül ile etkileşimini kapsar. Ortamdaki katyonlar molekülün negatif yüklü
kutubu, anyonlar ise molekülün pozitif yüklü kutubu ile etkileşirler.
Yemek tuzunun (NaCl) su içerisinde çözünmesi olayı bu etkileşime verilebilecek en güzel örnektir. NaCl kristali
suya atıldığında polar su molekülleri karşıt yüklü uçları ile iyonlara yaklaşır ve onları kristal örgüsündan
kopararak su içerisinde dağılmasına neden olur.
Etkileşim enerjisi (E), iyon yükü (Q) ve molekülün dipol momenti (d) ile doğru orantılı iken, iyon merkezinin
molükülün negatif ve pozitif yüklenen kutuplarının tam ortasına olan uzaklığın karsei ile ters orantılıdır.
E a (Qd) / r2 formülünden de anlaşılacağı gibi iyon ve molekül arasındaki uzaklık arttıkça bu etkileşim
azalacaktır.
Sayfa 3 / 6
03. Dipol-Dipol Etkileşimi
Bu etkileşimde polar iki molekülün zıt kutupları birbirini çekerler. Ortamdaki moleküllerin polarlığının artması
dipol-dipol etkileşimin kuvvetinin artmasına neden olur. İyon-dipol etkileşiminden daha kuvvetli bir etkileşimdir.
Polar moleküllerden oluşan sıvıların birbiri içerisinde çözünmesi dipol-dipol etkileşim ile açıklanabilir. Etanol ve
suyun her oranda karışabilmesi bu olaya örnektir.
Moleküllerin bu ek düzenliliği maddenin beklenenden daha yüksek sıcaklıklarda sıvı ve katı halde kalmasına
neden olur.
Dipollerin birbirinden uzaklığı ve dipol momentlerinin büyüklüğü dipol-dipol etkileşiminin enerjisini etkiler. Bu
etkileşim sıcaklıktanda etkilenir.
Sayfa 4 / 6
04. İndüklenme ile Elektriklenme
Elektrik yüklü bir cisim çevresinde bir elektrik alanı oluşturur. Yüksüz cisimlerde bu alandan etkilenirler.
Önecelikle yüksüz bir cismin, atom çekirdeklerinden ve elektronlarından oluştuğunu hatırlatalım. Ortamda (+)
yüklü bir cisim var ise yüksüz cisimdeki elektronlar bu (+) kutup tarafından çekilir. Diğer bölgede ise elektron
noksanlığı veya (+) yük oluşur. İşte bu sayede polar olmayan (apolar) bir molekülde indüklenme yolu ile (-) ve (+)
yük kutuplaşması sağlanır ve molekül indüklenmiş dipol momente sahip olur.
04.01. İyon- İndüklenmiş Dipol (Apolar) Etkileşimi
Bu etkileşimin çok zayıf olması nedeni ile iyonik maddeler apolar çözülerde çok az çözünürler. Sodyum klorürün
benzen içerisinde çözünürlüğü gravimetrik yöntemlerle tayin edilemiyecek kadar azdır. Apolar olan maddenin
indüklenmiş dipol mometuma sahip olması yukarıdaki elektriklenme olayı ile açıklanabilir. İndüklenmiş dipol
momentin büyüklüğü elektrik alanı kuvveti (E) ile doğru orantılıdır.
04.02. Dipol-İndüklenmiş Dipol Etkileşimi
Bu etkileşime polar bir maddeni apolar bir maddede çözünmesi örnek olarak verilebilir. İyot (I2) menekşe rengine
sahip bir maddedir. Fakat etanol içerisinde çözündüğü zaman kahverengi bir renk alır.
Polar molekülün dipol momenti ile apolar molekülün polarlaşabilmesi bu etkileşimin derecesini belirler. Etkileşim
uzaklığın altıncı kuvveti iler ters orantılıdır. Bu nedenle de bu etkileşim çok kısa mesafeler için geçerlidir. Bu
nedenle polar olan bir madde apolar bir madde içerisinde çözünmez olarak bilinir.
04.03. İndüklenmiş Dipol-İndüklenmiş Dipol Etkileşim
İndüklenme ile elektriklenme konusunda elektrostatik bir etkileşimden bahsedildi. İndüklenmiş dipolindüklenmiş dipol olayı tam olarak bu elektrostatik çekim kuvveti ile açıklanamaz.
Elektronların haraket halinde olduğu düşünülürse bu hareketin bir anında (tamamen tesadüfen) moleküldeki
elektron dağılımı düzgün olmayabilir. Elektronların, atomun yada molekülün bir bölgesine yığılabilme ihtimali
vardır. Bu anlık kutuplaşma nedeni ile apolar olan bir molekülün polarlaşması söz konusu olur. Bir anlık dipol
oluşur. Molekülün veya atomun anlık dipolü çevre molekülde veya atomda da anlık indüklenmiş dipol oluşturur.
Bunun sonucunda moleküller arasında bir çekim kuvveti oluşur. Bu çekim kuvetine dağılma kuvveti ya da
London kuvveti (van der Waals kuvvetleri) denir.
Apolar bir çözücünün apolar bir çözücü içerisinde çözünmesi bu london kuvvetleri ile açıklanabilir.
Bir molekülün bir dipol tarafından indüklenme kolaylığına kutuplanabilirlik denir. Kutuplanabilirlik elektron
sayısı ile artar, elektron sayısı da molekül kütlesi ile artar. Kutuplanabiliğin artması ile London kuvvetleride
artacağından kovalent bileşiklerin erime ve kaynama noktaları molekül kütlesi ile birlikte artacaktır. Dağılma
kuvvetlerinin şiddeti molekül biçimine de bağlıdır. Zincir şeklinde bir moleküldeki elektronlar, küçük, sıkı ve
simetrik yapıya sahip moleküldeki elektronlardan daha kolay haraket eder ve bu nedenle de zincir molekül daha
rahat haraket eder. Bunun sonucunda da aynı tür ve sayıda atom içeren izomerlerin kaynama noktaları farklıdır.
Sayfa 5 / 6
05. Hidrojen Bağı
atomu elektronegativitesi yüksek bir atomla (F,O veya N) kovalent bağ ile bağlandıktan sonra, bağ elektronları
elektronegativitesi büyük olan atom tarafından çekilir. Bu nedenle bir kutuplaşma sözkonusu olur. Elektronsuz
kalan hidrojen komşu moleküldeki elektronegatif atomun ortaklanmamış bir çift elektronunu çeker. Böylece
komşu molekül ile elektrostatik etkileşime girerek bir tür köprü atom haline gelir.
Bir molekülde kısmen pozitif yüklü H atomu ile başka bir moleküldeki kısmen negatif yüklü N, O, F atomu
arasındaki çekim kuvvetine hidrojen bağı denir. Bu bağ genellikle çizgi çizgi (----) olarak gösterilir. Bu bağ
kovalanet bağa göre uzun ve zayıf bir bağdır.
Hidrojen bağı yalnızca H atomu ile gerçekleştirilebilir. Çünkü tüm öteki atomların iç kabuk elektronları atom
çekirdeklerini perdeler.
H bağları moleküller arası çekim kuvvetlerinden (van der Waals, dipol-dipol etkileşim) daha kuvvetlidir. Bu bağın
daha kuvvetli oluşu 4A, 5A, 6A ve 7A grubundaki bazı elementlerin hidrür bileşiklerinin kaynama noktalarının
karşılaştırılması ile daha iyi anlaşılacaktır.
4A grup elementlerinin hidrür bileşiklerinin (C, Si, Ge, Sn) kaynama noktaları ile ilgili grafiği inceliyecek olursak
molekül kütlelerinin artması ile kaynama noktasının düzenli olarak arttığı gözlenmektedir ki beklenen de budur.
Bunun sebebi ise giderek büyüyen merkez atomdaki elektron sayısı arttıkça moleküller arası van der Waals
kuvvetleri artar ve bu nedenle de kaynama noktaları yükselir. Fakat 6A grup elementlerinin (O, S, Se, Te) yaptığı
hidrür bileşiklerin grafiğine bakacak olursak H2O bileşiğindeki uyumsuzluğu görebiliriz. H2O'nun kaynama
noktası aynı grup elementlerinin yaptığı bileşiklerden daha düşük olması beklenirken daha yüksektir. Bu durum
ise H2O molekülünün hidrojen bağı yapabilme özelliği ile açıklanabilir. H bağı van der Waals kuvvetlerinden daha
kuvvetli olduğu için kaynama noktasında ani bir yükselme görülür.
5A grubundaki NH3, PH3 AsH3, SbH3 ve 7A grubundaki HF, HCl, HBr, HI bileşiklerininde kaynama noktası
grafiği, 6A grubuna ait grafikle aynıdır. Bu iki grafiktede NH3 ve HF bileşikleri H bağı nedeni ile beklenen
değerlerden sapma gösterir.
---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------06. Tanecikler Arasındaki Etkileşimlerin Etkileri
Erime ve Kaynama Noktaları
Erime ve kaynama noktaları molekül içi bağlara değil, tanecikler arası etkileşim kuvvetlerine bağlıdır.
Tanecikler arasındaki etkileşim ne kadar büyükse molekülün erime ve ya kaynama noktası o kadar yüksek olur.
Polar moleküllü bileşiklerin kaynama noktaları apolar moleküllü bileşiklerin kaynama noktalarında büyüktür.
Çünkü dipol-dipol etkileşmesi sıvı moleküllerinin birbirinden ayrılarak bağımsız gaz molekülleri haline gelmesini
zorlaştırır. Ayrıca apolar bir moleküldeki çekim kuvvetinin kalıcı değilde anlık olduğunu bir kez daha hatırlıyalım.
Soygazlarda tanecikler arasındaki kuvvetler van der Waals kuvvetleridir. Maddenin sıcaklığı yükseldiğinde
moleküllerin kinetik enerjiside artar. Kinetik enerji moleküller arası kuvveti yenecek düzeye geldiğinde sıvı
kaynar.
Sonuç olarak kaynama sıcaklığından moleküller arasındaki etkileşimin enerjisini tahmin etmek mümkündür.
Tanecikler arasındaki çekme kuvvetinin en büyük olduğu hallerden biri iyonik katılardır. Elektrostatik çekme
kuvveti, iyonların yüküne ve iyonlar arası uzaklığa bağlıdır.
NaF ve MgO sodyum klorür yapısında katılardır. İyonlar arası uzaklık sırası ile 251 pm ve 212 pm dir. Bu
değerlerden analaşılabileceği gibi iyonlar arasında uzaklık fazla değildir. Ancak MgO'in iyon yüklerinin NaF'e göre
iki kat fazla olması erime ve kaynama noktaları arasındaki farkın çok büyük olmasına neden olur.
Erime Noktası (ºC)
Kaynama Noktası (ºC)
NaF
933
1695
MgO
2800
3600
İyonlar arasında uzaklıkların dikkate alınacağı örnekte ise iyon yükleri aynı olan NaF (251 pm), KCl (319 pm),
RbBr (348 pm) katıları incelenebilir.
NaF
Erime Noktası (ºC)
Kaynama Noktası (ºC)
933
1695
KCl
770
1500
RbBr
693
1340
Moleküller veya İyonlar Arası Etkileşimi Aşağıdaki tablo ile özetleyebiliriz.