Demonix

• REAKSİYON ENTALPİSİ (ISISI)
Reaksiyonlar ısı yönüyle ikiye ayrılır.
1. Ekzotermik reaksiyonlar (ısı veren)
2. Endotermik reaksiyonlar (ısı alan)
Bir kimyasal reaksiyon söz konusu ise mutlaka enerji değişimi olur. Ya dışarıya ısı verilir ya da çevreden ısı alınır.
H2+ 1/2 O2 ® H2O + 68 k.kal (Ekzotermik reaksiyon)
N2 + O2 + 42 k.kal ® 2NO (Endotermik reaksiyon)

ENTALPİ (DH)
Herhangi bir madde bir kimyasal reaksiyonda dışarıya enerji vererek başka bir maddeye dönüşüyorsa, açığa çıkan enerji önceden başlangıçtaki maddede depo edilmiş halde bulunmalıdır.
Aynı şekilde oluşan maddeler de, başka bir maddeye dönüşürken gene enerji verebildiklerine göre bu maddelerde depo edilmiş enerji vardır denilebilir.
Herhangi bir maddenin kimyasal yapısına bağlı olarak depo edilmiş olan bu enerjiye ısı kapsamı denir. Sabit basınçta H ile gösterilir.
İç enerji değişimine entalpi adı verilir. Her maddenin kendi içinde bulundurduğu bir iç enerjisi vardır.
DH ile gösterilir.
Bir maddenin katı, sıvı, gaz hallerinde entalpi değerleri farklıdır.

Entalpi;
a. Madde miktarına
b. Maddenin fiziksel haline
c. Basınca bağlıdır.
DH : (+) işaretli ise ya da DH > 0 ise olay endotermiktir.
DH : (-) işaretli ise ya da DH < 0 ise olay ekzotermiktir.



OLUŞUM ENTALPİSİ (ISISI)
Elementlerin ve tabiatta bulunan halleri ile tek cins atomdan oluşmuş moleküllerin
(Na, Fe, H2, O2…) entalpileri sıfır kabul edilmiştir.
Elementlerin bir araya gelerek 1 mol bileşik oluştururken kullanılan ısıya ya da açığa çıkan ısıya oluşum entalpisi denir.
C + O2 ® CO2 DH = -94 k.kal
C ve O2'nin entalpisi sıfır olduğundan CO2'nin oluşum entalpisi -94 k.kal/mol'dür.
2Fe + 3/2 O2 ® Fe2O3 + 190 k.kal
denklemine göre Fe ve O2'nin entalpileri sıfır olduğundan Fe2O3'ün oluşum entalpisi
–190 k.kal/mol' dür denilir.

REAKSİYON ENTALPİSİ
Ürünlerin oluşum entalpileri toplamından, girenlerin oluşum entalpileri toplamı çıkarılarak reaksiyonun DH'ı hesaplanır.

HESS KANUNU
(Reaksiyon Isılarının Toplanabilirliği)
Bir reaksiyon ister tek kademede oluşsun, isterse birden fazla tepkimenin toplamından oluşsun neticede ısı değişimi aynı olur.
Bir tepkimenin entalpisi, tepkimenin izlediği yola (kademe sayısı) bağlı değildir.

1. Reaksiyon ters çevrilince DH işaret değiştirir.
2. Reaksiyon herhangi bir katsayı ile çarpılırsa DH'da çarpılır.
3. Reaksiyonlar toplanırsa DH'lar da toplanır.

şeklinde sıralanır.

Örnek
2A + 3B ® 4C + 3D DH=+a k.kal
A + 3E ®2C + 3D DH= - b k.kal
olarak verildiğine göre;
B+D ® 2E
tepkimesinin DH değeri a ve b cinsinden nedir?

Çözüm
Verilen denklemler yardımıyla bilinmeyen denklemin DH'ı hesaplanacaktır.
Bu işlem için I. denklem 1/3 ile çarpılmalıdır.
Çünkü sorulan denklemde B bir mol'dür.

1. denklemin DH değeri a/3 olur.
2. denklem ters çevrilmeli ve 2/3 ile çarpılmalıdır.

ters çevrildiği için -b değeri b ye ve 2/3 b olur. tepkimeler toplandığından DH'lar da toplanır.

HAL DEĞİŞMELERİ
Bir maddeye verilen enerji maddenin sıcaklığını artırıyorsa maddeye verilen enerji
Q = m.c. Dt formülüyle hesaplanır. Maddeye verilen enerji maddenin sıcaklığını değiştirmeden fiziksel halini değiştiriyorsa maddeye verilen enerji Q = m.l formülü ile hesaplanır.
Katı bir maddenin ısıtılması sırasında erime noktasına kadar maddenin sıcaklığı artar ve katının ısınması sırasında aldığı ısı;

formülüyle bulunur.
Erime noktasına gelmiş olan katının erime süresince sıcaklığı değişmez, fakat maddeyi eritmek için ısı verilmektedir. Bu verilen ısı maddenin katı halden, sıvı hale geçmesini sağlamaktadır.
Q = m.le
le: Bir maddenin 1 gramının katı halden sıvı hale geçebilmesi için verilmesi gereken ısı miktarıdır.
Tamamen sıvı hale dönüşmüş olan maddeye ısı verilmeye devam edilirse sıvı ısınmaya başlar ve kaynama noktasına kadar sıcaklığı artar.
Q = m.c.Dt ile sıvının aldığı ısı bulunur.
Sıvı kaynamaya başladığı andan, tamamen buharlaşıncaya kadar geçen zaman içerisinde sıcaklığı değişmez.
Verilen ısı Q = m.lb (lb: 1 gram maddenin sıvı halden, gaz hale geçmesi için verilen ısıdır.)
Tamamen gaz haline geçen maddeye ısı verilmeye devam edilirse gazın sıcaklığı artacaktır ve gazın aldığı ısı Q = m.c.Dt formülü ile bulunur.
Bir maddeye verilen ısı, o maddenin ya sıcaklığında bir değişiklik yapar ya da halinde (durumunda) bir değişiklik yapar. Bir madde erime noktasına kadar ısıtıldıktan sonra erimesi tamamlanıncaya kadar verdiğimiz enerji sıcaklık değişimine sebep olamaz. Dolayısıyla verilen enerji maddenin hal değişimine uğramasına yol açmıştır.
Not: Farklı sıcaklıklarda iki madde karıştırıldığında sıcaklığı fazla olandan düşük olana ısı geçişi olacaktır.
Her zaman Q verilen=Q alınan

BAĞ ENERJİLERİ
İki atom arasındaki bağı koparabilmek için verilmesi gereken enerjiye bağ enerjisi denir.
Bağın koparılması endotermik bir olay olduğuna göre bağın oluşumu ekzotermiktir.
Bağ oluşurken koparmak için verdiğimiz enerji kadar ısı açığa çıkar.
Bağ enerjisi ne kadar fazla ise bileşik o kadar kararlıdır.
Bağ enerjileri kullanılarak reaksiyonun DH'ı hesaplanabilir.


NOT : Herhangi bir kimyasal reaksiyon oluşması için reaksiyona giren maddelerin belirli bir enerjiye sahip olmaları gerekir. Bu enerji bağı koparmak için verilmesi gereken enerjidir.

Demonix

• REAKSİYON HIZI
Birim zamanda reaksiyona girenlerin yada ürünlerin miktarlarındaki değişmeye reaksiyon hızı denir.
N2 + 3H2 ® 2NH3 reaksiyona göre;

Hızlar arasındaki ilişki

Potansiyel Enerji Tepkime Koordinatı Grafikleri
Bir tepkimenin gerçekleşebilmesi için,

1. Reaksiyona giren moleküller çarpışmalıdır.
2. Her çarpışma reaksiyonla sonuçlanmaz, uygun çarpışma olması gerekir.
3. Çarpışan moleküllerin belirli bir enerjiye sahip olmaları gerekir. Bu enerji reaksiyonunun gerçekleşebilmesi için gerekli olan minimum enerjidir. (Aktifleşme enerjisidir.)

Grafiğin yorumu

1. Reaksiyona girenlerin enerjisi 0 k.kal’dir.
2. Ürünlerin enerjisi -50 k.kal’dir.
3. Eai = 70 k.kal Eag = 120 k.kal’dir. DH = -50 k.kal’dir.
4. DH = Eai - Eag
5. Yüksek sıcaklıkta girenler kararlıdır. Düşük sıcaklıkta ürünler kararlıdır.

Hız İfadesi ve Hıza Etki Eden Faktörler
Tek kademede gerçekleşen bir reaksiyonun hızı reaksiyona girenlerin derişimlerine göre yazılır. Her reaksiyonun aktifleşme enerjisi farklı olacağından her reaksiyon için farklı bir sabit kullanılmalıdır.
N2(g) + 3H2(g) ® 2NH3(g)

V = k. [N2] . [H2]3

2X(g) + Y(s) ® Z(g) + T(k)

V= k . [X]2


Not : Katı ve saf sıvıların derişimleri sabit olduğundan hız ifadesinde yazılmazlar.
k: Her reaksiyon için farklı olan bir sabittir.

1. Derişim : Reaksiyona giren maddelerin derişimleri değiştirilirse hız da değişir.
2. Basınç - Hacim : Basıncın değişmesi hacmin değişmesine bağlı olarak düşünülmelidir. Hacim değişirse reaksiyona giren tüm madde derişimleri değişeceğinden hız da değişir.
3. Sıcaklık : Sıcaklığın arttırılması bütün tepkimelerin hızını arttırır.

Sıcaklık artarsa;

1. Moleküllerinin hareket hızı artar.
2. Çarpışma sayısı artar.
3. Ortalama kinetik enerji artar.
4. Aktifleşmiş kompleks sayısı artar.
5. k sabiti büyür.

Not : Sıcaklığın değişmesi ile aktifleşme enerjisinin değeri değişmez.
Bir tepkimenin farklı iki sıcaklıktaki tanecik sayısı kinetik enerji dağılım grafiği şekildeki gibidir.

1. Katalizör : Başlamış bir reaksiyona herhangi bir anda girerek reaksiyonun aktifleşme enerjisini düşürüp reaksiyonu hızlandıran daha sonra kendisinde hiçbir değişiklik olmadan elde edilen maddeye katalizör madde denir.

Katalizörler bir tepkimeyi başlatamazlar, başlamış tepkimeyi durduramazlar. tepkimenin yönünü değiştiremezler, ürün miktarına etki etmezler, tepkimenin DH’ını değiştiremezler. Ancak; tepkimenin aktifleşme enerjisini değiştirirler, k sabitini değiştirirler ve tepkimenin mekanizmasını değiştirebilirler.
Not : Canlı organizmalarda katalizör görevi yapan enzimler vardır, bu arada reaksiyonu yavaşlatan inhibritörler vardır.

1. Temas Yüzeyi : Reaksiyona giren katı yada sıvıların temas yüzeyini arttırmak, reaksiyonun hızlanmasına sebep olur. Temas yüzeyini arttırmak derişimleri değiştirmeyeceğinden k sabitinin değişmesine sebep olur.
2. Maddenin Cinsi

1. İyon reaksiyonları diğer reaksiyonlara göre daha hızlı gerçekleşir.
2. Organik reaksiyonlar diğer reaksiyonlara göre daha yavaş gerçekleşir.
3. Reaksiyona giren madde çeşidi ve katsayı arttıkça reaksiyon daha yavaş gerçekleşir.

Kademeli (Mekanizmalı) Reaksiyon Hızı
Bir tepkime tek basamakta değil de birden fazla basamakta oluşuyorsa böyle tepkimelere kademeli reaksiyonlar denir. Kademeli reaksiyonlarda her basamağın kendine göre bir hızı vardır. Ancak net reaksiyonun hızını en yavaş kademe belirler.

Örnek
Kademeli olarak yürüyen OCl– + I– ® Cl– + OI–
tepkimesinin ara basamakları
OCl– + H2O ® HOCl + OH– (hızlı)
I– + HOCl ® HOI + Cl– (yavaş)
HOI + OH– ® H2O + OI– (hızlı)
şeklindedir.

Aşağıdaki soruları yanıtlayınız?
a. Ara ürünler hangileridir?
b. Katalizör hangi maddedir?
c. Reaksiyonun hız denklemi nasıldır?
d. Ortama saf H2O ilave edilirse hız nasıl değişir?

Çözüm

1. Ara ürün reaksiyonun birisinde ürün iken diğerinde reaktif konumun da olan maddelere denir. HOCl, OH–, HOI ara üründür.
2. Katalizör reaksiyona girip değişikliğe uğramadan çıkan maddelere denir.
   H2O katalizördür.
3. Kademeli reaksiyonlarda hız denklemi yavaş basamağa göre yazılır.

Hız denklemi J = k. [I–] . [HOCl] dir.

1. Kademeli reaksiyonlarda hızı, yavaş basamaktaki maddelerin derişimlerinin değiştirilmesi sonucunda değişir. Ancak saf H2O ilavesi çözeltisinin hacmini artıracağından yavaş basamaktaki I– ve HOCl derişimleri azalır ve hız küçülür.

Hızın Takip Edilmesi ve Ölçülmesi

1. Renk değişimi olan reaksiyonlarda renk değişimiyle hız takip edilebilir.
2. İyon reaksiyonlarında elektrik iletkenliği ölçülerek hız takip edilebilir.
3. Gaz reaksiyonlarında ise reaksiyon giren mol sayısı ürünlerin mol sayısından farklı ise basınç değişimiyle ölçülebilir.

Demonix

• KİMYASAL DENGE
Bu bölüme kadar kimyasal olayları tek yönlü reaksiyonlar olarak düşünmüştük. Gerçekte ise çoğu kimyasal olaylar iki yönlü tepkimelerdir.
Örnek olarak sabit sıcaklıkta kapalı bir kapta :

tepkimesini inceleyelim. Kaba önce bir miktar X ve Y koyalım. Zamanla X ve Y nin reaksiyona girmesinden dolayı miktarı azalacak, Z ve T nin miktarı artacaktır. Oluşan Z ve T reaksiyona girip tekrar X ve Y oluşturacaktır. Bir müddet sonra X ve Y’den Z ve T oluşma hızı ile, Z ve T den X ve Y oluşma hızı birbirine eşit olur. Bu duruma denge durumu denir.
Bu sırada maddelerin konsantrasyonu değişmemekle birlikte her iki yönde reaksiyon eşit hızda sürmektedir. (Dinamik denge) Denge tepkimelerinin çift okla gösterilmesinin sebebi budur.
Her iki yöndeki reaksiyon için hız bağıntısını yazalım.
İleri yöndeki RH1 = k1 [X] . [Y]
Geri yöndeki RH2 = k2 [Z] . [T]
Denge durumu RH1 = RH2 dir. Değerleri yerine koyup düzenlersek;
k1 [X] . [Y] = k2 [Z] . [T]

K’ya kimyasal denge sabiti denir.
Bu eşitlik sözle aşağıdaki şekilde ifade edilir.


Bazı reaksiyonlar için denge sabitini yazalım.







NİÇİN DENGE?
Bazı reaksiyonlar tek yönlü bazı reaksiyonlar çift yönlüdür. Bunun izahını şöyle yapabiliriz:

1. Maksimum düzensizliğe eğilim.
2. Minimum enerjiye eğilim.

Bir kimyasal reaksiyonda minimum enerjiye eğilim ilkesi denklemi bir tarafa, maksimum düzensizliğe eğilim ilkesi diğer tarafa destekliyorsa bu tür reaksiyonlar genellikle denge reaksiyonudur.
Maksimum düzensizlik: Sıvılar katılara göre daha düzensiz, gazlar sıvılara göre daha düzensizdir. Mol sayısı fazla olan gaz, az olan gaza göre daha düzensizdir. Bir katı bir sıvıda çözünürse düzensizliği artar. Bir gaz bir sıvıda çözünürse düzensizliği azalır.
Minimum Enerji: Bir reaksiyonda ısının bulunduğu taraf (endotermikte sol, ekzotermikte sağ taraf) minimum enerji eğiliminin olduğu taraftır.

denklemine göre; Maksimum düzensizlik sola doğru eğilimli ve minimum enerji sağa doğru eğilimlidir.

denklemine göre; Maksimum düzensizlik sola doğru eğilimli ve minimum enerji sağa doğru eğimlidir.

DENGE SABİTİ İLE İLGİLİ HESAPLAMALAR
Denge sabiti ile ilgili hesaplamalar yapılırken reaksiyona giren maddelerin başlangıç miktarları yazılır, dengeye ulaşıldığında harcanan ve oluşan maddeler hesaplanarak denge anındaki derişimler hesaplanır.

Örnek - 1

tepkimesine göre 1 lt'lik bir kapta 4 mol N2 ve 7 mol H2 alınarak dengeye ulaşıldığında kapta 4 mol H2 bulunuyor.
Buna göre reaksiyonun denge sabiti Kd'nin değeri kaçtır?

Çözüm





KISMİ BASINÇLAR TÜRÜNDEN DENGE SABİTİ (Kp)

Kp ile Kd arasında Kp = Kd.(RT)Dn ilişkisi vardır.
Dn : (Ürünlerin mol sayısı - Girenlerin mol sayısı)
R : Gaz sabiti
T : Mutlak sıcaklık (°K)

DENGE SABİTİNİN DEĞİŞİMİ

1. Bir denge reaksiyonu ters çevrilirse, K denge sabiti olarak alınır.

tepkimesinin denge sabiti 25 ise

tepkimesinin denge sabiti 1/25'tir.

1. Bir tepkimenin katsayıları n ile çarpılırsa, K'nın n'ninci kuvveti alınır.

tepkimesinin denge sabiti 4 ise

tepkimesinin denge sabiti (4)2 = 16'dır.

1. Herhangi bir tepkime diğer tepkimelerin toplamından oluşuyorsa, bu tepkimenin
   K (denge sabiti), diğer tepkimelerin denge sabitlerinin çarpımına eşittir.
   

DENGEYE ETKİ EDEN FAKTÖRLER
Dengedeki bir sisteme dışarıdan herhangi bir etki yapıldığında denge reaksiyonu sağa veya sola kayarak tekrar dengeye gelmek ister. Yani dışarıdan yapılan etkiye ters şekilde etki verir. Buna Le Chatelier prensibi denir.

1. Derişim

1. Tepkime dengede iken kaba X gazı eklemek hangi değişikliklere yol açar.

• Reaksiyon sağa doğru kayar.
• T miktarı ve derişimi artar.
• Z;Z miktarı artar ancak derişimi değişmez.
• Y miktarı azalır.
• X miktarı artar.
• k sabiti değişmez. (Sadece sıcaklıkla değişir.)

1. Tepkime dengede iken kaptan bir miktar Y gazı alınırsa hangi değişiklikler olur.

• Reaksiyon sola kayar.
• Z ve T’nin miktarı azalır.
• X miktarı artar.
• Y miktarı azalır.
• k sabiti değişmez.

1. Kaba Z katısı eklemek hangi değişikliklere sabep olur?

• &nbsp;Z katı olduğundan dengeyi etkilemez.

2. Basınç - Hacim
Basıncın artması hacmin azalması demektir. Basınç artarsa reaksiyon mol sayısı fazla olan taraftan az olan tarafa kayar. Mol sayısı eşit olan reaksiyonlarda basınç - hacim değişiminin dengeye etkisi olmaz.

3. Sıcaklık
Sıcaklık k sabitini değiştirir. Denge sabitleri yalnızca sıcaklıkla değişir. Denge tepkimelerinde ısı tıpkı bir madde gibi düşünülmelidir. Ekzotermik reaksiyonlarda ısı sağ tarafa yazıldığından sıcaklık arttırılınca reaksiyon sola kayar. K sabiti küçülür. Endotermik reaksiyonlarda ısı sol tarafa yazıldığından sıcaklık arttırıldığında reaksiyon sağa kayar. K sabiti büyür.
Not 1 : Dengedeki bir tepkimeye katalizör kullanılması dengeyi etkilemez. Ancak dengeye ulaşmamış reaksiyonlarda katalizör kullanılması, dengeye ulaşma hızını arttırır.
Not 2 : Dengedeki bir reaksiyona, reaksiyona girmeyen herhangi bir madde eklemek dengeyi etkilemez.

Demonix

DENGEYİ KONTROL
Herhangi bir anda reaksiyonun dengede olup olmadığının incelenmesi olayıdır. Herhangi bir andaki bulunan derişimler denge ifadesinde yerine yazılır. Bulunan değer Kd'ye eşit çıkarsa sistem dengededir, denilir. Bulunan değer Kd'den büyükse reaksiyon sola doğru işliyor, bulunan değer Kd'den küçükse reaksiyon ürünler yönüne (sağa doğru) işliyor, demektir.

Örnek - 2

1 lt'lik bir kapta 2 mol X, 3 mol Y, 1 mol T ve 1 mol Z bulunduğu anda;
I. Sistem dengededir.
II. Zamanla X ve Y miktarı artar.
III. Reaksiyon sağa doğru ilerler.
ifadelerinden hangisi ya da hangileri doğrudur?

Çözüm
Dengeyi kontrol etmek için verilen derişimler yerine konularak bulunan değer K' olsun.

Gerçek denge sabiti Kd = 3 olduğundan tepkime sağa doğru kayacaktır. X ve Y miktarları azalacak, Z ve T miktarları ise artacaktır.
Buna göre Cevap Yalnız III olur.
Şayet K' = Kd olsaydı, sistem dengededir ifadesi doğru olurdu.

Demonix

• ÇÖZÜNÜRLÜK DENGESİ (Kç)
Çözeltilerde denge, kimyasal denge ile ilgili genel ilkelerin çözeltilere uygulanışıdır.
Bu nedenle çözeltilerdeki dengeyi iyi anlayabilmenin yolu kimyasal dengeyi iyi bilmeye bağlıdır.
Denge sabiti ancak, çok az çözünen iyonlu katılar için uygulanır.
Kç: Az çözünen iyonlu katıların, doygun çözeltisi içerisinde bulunan iyon derişimlerinin çarpımıdır.
Kç bir denge sabiti olduğundan yalnız sıcaklıkla değişir.
Genel olarak 1A grubunun tuzları, NH4+ ve NO3– li bileşikler suda çok iyi çözünür. Diğer tuzların suda iyi çözünüp çözünmediğini bilmemize gerek yoktur.
Bir tuzun Kç sinden bahsediliyorsa suda iyi çözünmediğini düşünebiliriz.
Mesela bir miktar su alınıp içerisine katı AgCl tuzundan azar azar eklediğimizde ilk başlarda çözündüğünü gözleriz. Bir süre sonra kabın dibinde AgCl katısının çözünmeden kaldığını görürüz. Bu noktadan sonra ne kadar AgCl eklersek ekleyelim hepsi kabın dibine çöker.
Örneğin 25 °C de 1 lt su en fazla 1,6.10–5 mol AgCl çözebilir. 1 lt su için AgCl miktarı bundan fazla olursa geri kalan kısım dibe çöker.
İlk çökelme olduktan sonra kimyasal olay durmuş değildir. Çözünme olayı yine sürer fakat çözünmüş olarak bulunan AgCl miktarı değişmez. Çünkü aynı süre içerisinde çökme olayı da devam etmektedir. Bu olay bize denge olayını hatırlatır.

ÇÖZÜNÜRLÜK
Belirli bir sıcaklıkta 1 lt çözelti içerisinde çözünmüş olan maksimum mol miktarına çözünürlük denir.
Bazı iyonlu bileşiklerin çözünürlük dengeleri ve Kç ifadeleri
Katıların denge sabiti ifadesinde yer almadığını hatırlayalım. Buna göre;


ÇÖZÜNÜRLÜK İLE Kç ARASINDAKİ İLİŞKİ
Çözünürlüğü verilen bir tuzun Kç sini, Kç si verilen bir tuzun çözünürlüğünü hesaplamak çok kolay bir işlemdir.
Çözünürlük dengesi sorularında, verilen veya sorulan tuzun iyon denklemini yazmak çok önemlidir.

Örnek - 1
25 °C de ZnF2 ün çözünürlüğü 2.10–4 mol/lt dir.
Buna göre ZnF2 nin Kç si kaçtır?

Çözüm
Önce iyon denklemini yazalım.



ÇÖZÜNÜRLÜĞE ORTAK İYON ETKİSİ
Suda az çözünen tuzlar, kendisiyle ortak iyon içeren çözeltilerde saf suya nazaran daha az çözünürler. Çözeltideki ortak iyonun derişimi ne kadar fazla ise çözünürlük o kadar küçük olur.
Ortak iyon çözünürlüğü azaltır.
Örnek olarak doymuş AgCl çözeltisine katı NaCl ilâve ederek, AgCl’nin çözünürlüğünün değişimini inceleyelim:
AgCl çözeltisine NaCl ilâve edildiğinde Cl– iyonları derişimi artar, denge AgCl nin çökme lehine kayar, bir miktar AgCl çöker. Bu durumda AgCl nin çözünürlüğü saf sudakine nazaran azalmış olur.

Örnek - 2
10–2 M NaF çözeltisinde CaF2 nin çözünürlüğü nedir?
(CaF2 nin çözünürlük çarpımı 4.10–12 dir)

Çözüm
NaF ® Na+ + F–
10–2 M 10–2 M 10–2 M
CaF2 nin çözünürlüğü x olsun.


¯
Buradaki 2x ihmal edilebilir.
x = 4.10–8 M. olarak bulunur.

DOYMUŞLUK, DOYMAMIŞLIK ve ÇÖKELME
İki çözelti karıştırıldığında çözeltilerdeki iyonların birleşmesinden oluşan tuzlarla ilgili üç durum söz konusudur.

• Bir çözeltideki, iyonların konsantrasyonları çarpımı çözünürlük çarpımından küçük ise çözelti doymamıştır. Doygunluğa ulaşıncaya kadar daha tuz çözebilir.
• İyonların konsantrasyonları çarpımı çözünürlük çarpımına eşit ise çözelti doymuştur. Artık aynı tuzdan daha çözemez.
• İyonların konsantrasyonları çarpımı çözünürlük çarpımından büyükse çözelti doymuştur, dengesizdir, karıştırma veya çalkalama sonucunda çökelme gözlenir.

Bunları, çözünürlük çarpımı (Kç) ve iyonların konsantrasyonları çarpımı (Ki) olmak üzere aşağıdaki şekilde ifade edebiliriz.
Kç > Ki Doymamıştır, çökme olmaz.
Kç = Ki Doymuştur, çökme olmaz.
Kç < Ki Doymuştur, çökme olur.

Örnek - 3
Eşit hacimlerde 0,04 M NaBr ile 0,02 M Pb(NO3)2 çözeltileri karıştırılıyor.
PbBr2 ün Kç = 4.10–15 ise;
a. Çökme olur mu?
b. Çökme denklemini yazınız?
c. Son çözeltideki iyonların derişimlerini bulunuz?

Çözüm

1. Kç si verilen tuzun iyon denklemini yazalım.

Pb+2 iyonları Pb(NO3)2 den, Br– iyonları ise NaBr den gelmektedir. Hacim iki katına çıktığından yeni derişimleri

İyonlar çarpımını bulalım.

Ki > Kç olduğundan çökme olacaktır.

1. Çöken tuz PbBr2 dir. Çökme denklemi;

Pb(NO3)2 + 2NaBr ® PbBr2(k) + 2NaNO3

1. Çökme denklemine göre reaksiyona giren maddeler ve ortamda bulunması gereken iyonları hesaplayalım.

Hacimleri 1'er litre alırsak;
Pb(NO3)2 + 2NaBr ® PbBr2(k) + 2NaNO3
0,02 mol 0,04 mol
Denkleme göre artansız bir reaksiyon olur. Ancak çökme tamamlandıktan sonra ortamdaki iyonların çarpımı Kç ye eşit olmalıdır.

Diğer iyonlar ise çökmeye uğramamıştır fakat hacim değişiminden son derişimleri,

SEÇİMLİ ÇÖKTÜRME
Bir çözelti içerisinde birden fazla tuz çözünmüş olarak bulunursa bu tuzları ayırmak için çözünürlüğü daha küçük olan tuzlar çöktürülerek bu işlem yapılabilir. Bu olaya seçimli çöktürme adı verilir.
Örnek olarak 0,01 M Cl– iyonu ve 0,1 M Br– iyonu içeren bir çözelti düşünelim. Bu iki iyonu birbirinden ayırmak için ortama azar azar Ag+ iyonu ekleyelim. Hangi tuzun Kç sine ilk önce ulaşılırsa (AgCl veya AgBr) o tuzun ilk önce çökeceğini söyleyebiliriz.

Demonix

• ASİT – BAZ KAVRAMLARI
Asit: Sulu çözeltilere H+ iyonu verebilen maddelerdir.
Baz: Sulu çözeltilere OH– iyonu verebilen maddelerdir.
Diğer bir ifadeyle H+ iyonu verebilen maddelere asit, H+ iyonu alabilen maddelere baz denir.
Bu genel tanıma göre;

denkleminde HF, H+ iyonu verebildiğinden asit, H2O, H+ iyonu alabildiğinden bazdır.
Tepkime çift yönlü olduğundan H3O+ iyonu, H+ iyonu verebildiğinden asit, F– ise H+ alabildiğinden bazdır.

Asit-1 Baz-2 Asit-2 Baz-1
şeklinde yazılabilir. Bu ise herbir asit ve bazın birer eşlenik asit-baz çiftinden oluştuğunu gösterir.

Örnek olarak:

Asit-1 Baz-2 Asit-2 Baz-1

Baz-2 Asit-1 Asit-2 Baz-1
Aynı numarayla gösterilen asit baz çiftine konjuge asit-baz çifti denir.

SUYUN İYON DENKLEMİ
Su çok az dahi olsa elektrik akımını ilettiğine göre, su içerisinde iyonların bulunduğu aklımıza gelmelidir.

şeklinde iyonlaşır.
Olay bir denge olayı olduğundan denge sabitine suyun denge sabiti (Ksu) denir.
25 °C de deneysel olarak Ksu değeri 1.10–14 olarak hesaplanmıştır.

eşitliği bütün sulu çözeltiler için geçerlidir.
Asit suya H+ iyonu vereceğine göre [H+] = [OH–] eşitliği bozularak [H+] > [OH–] olacaktır.
Baz suya OH– iyonu verecek ya da H+ iyonu alacaktır.
Baz çözeltisi için [H+] < [OH–] söz konusu olacaktır.






pH ve pOH
eşitlikleri yardımıyla bir çözeltinin [H+] derişimi ya da [OH–] derişimi bilinirse pH’ı ya da pOH'sı, pH'ı ya da pOH'ı bilinen bir çözeltinin [H+] derişimi ya da [OH–] derişimi bulunur.

Saf su için;
[H+]= [OH–]= 1.10–7 olduğundan
pH = –log[1.10–7]
pH = 7
pOH = –log[1.10–7]
pOH = 7 bulunur.




Örnek - 1
Bir asit çözeltisinin [H+] derişimi 1.10–3 M ise bu çözeltinin pH ve pOH'ı nedir?

Çözüm
[H+] = 1.10–3 M ise
pH = –log[H+]
pH = –log[1.10–3]
pH = 3
pOH = 11 olarak bulunur.

ZAYIF ASİT ve BAZLAR (Ka ve Kb)
Kuvvetli asitler ve bazlar suda % 100 iyonlaştıklarından bunlarla ilgili soruları denge sabiti kullanmadan çözüyorduk. Ancak zayıf asit ve bazlarda %100 iyonlaşma olmadığından bir denge söz konusudur.

Zayıf HA asiti için;


ya da



Şeklinde denge denklemleri yazılabilir.


Zayıf asitler için uygulanan işlemlerden hareket ederek zayıf bazlar için gerekli eşitlikler elde edilebilir.



Örnek - 2
0,1 M lık HA asitinin pH =3 tür. Buna göre, asitin Ka sı kaçtır?

Çözüm


pH = 3 ise [H+] = 1.10–3 olduğundan,
[A–] = 1.10–3 olacaktır.

9 ihmal edilir.
0,1 in yanında 1.10–3 çok küçük olduğundan ihmal edilir.
Ka = 1.10–5 olarak hesaplanır.

NÖTÜRLEŞME
Asit + Baz ® Tuz + H2O
reaksiyonuna nötrleşme reaksiyonu denir. Herhangi bir asitle herhangi bir bazın tepkimeye girerek tuz oluşturması işlemine nötrleşme olayı denir.
Genel nötürleşme denklemi
H+ + OH– ® H2O şeklindedir.
Asitten gelen H+ iyonlarıyla bazdan gelen OH– iyonlarının birleşmesi olayı nötürleşmedir. Asitten gelen H+ iyonlarının mol sayısı ile, bazdan gelen OH– iyonlarının mol sayısı birbirine eşit ise ortam nötr olur. Yani pH = 7 olur.

TAMPON ÇÖZELTİLER

1. Z;Zayıf bir asit ve bu asitin tuzunun karışımından oluşan çözeltiler tampon çözeltidir.
   
2. Z;Zayıf bir baz ve bu bazın tuzunun karışımından oluşan çözeltiler tampon çözeltidir.
   

• Kuvvetli bir baz ile zayıf bir asitin birleşmesiyle oluşan tuzlar bazik tuz özelliği gösterirler ve bu tuzların anyonu hidrolize uğrar.
• Z;Zayıf asit ile zayıf bazın birleşmesiyle oluşan tuzlarda hem katyon, hem anyon hidrolize uğrar.

Demonix

• ELEKTROKİMYA
A. AKTİFLİK
B. PİLLER
C. ELEKTROLİZ

A. AKTİFLİK
Metallerin elektron verme, ametallerin elektron alma yatkınlıklarına aktiflik denir. Yani bir metal ne kadar kolay elektron veriyorsa bir ametal ne kadar kolay elektron alıyorsa o kadar aktifdir.

1. Yükseltgenme potansiyeli

1. Yükseltgenme potansiyeli büyük olanlar daha aktifdir.
2. Yükseltgenme potansiyeli pozitif olanlar hidrojenden daha aktif olduklarından asitlerle H2 açığa çıkarırlar.
3. Yükseltgenme potansiyeli (–) olanlar hidrojenden pasif olduklarından bu metaller asitlerle H2 gazı açığa çıkarmazlar.

2. İndirgenme potansiyeli
Yükseltgenme potansiyelinin tam tersidir.



3. Çözünme
Bir metalin çözünmesi demek yükseltgenmesi demektir. Bir metal ne kadar kolay çözülebiliyorsa o kadar aktifdir. Bir tuz çözeltisinde herhangi bir metal çözünebiliyorsa metal aktifdir. Çözünemiyorsa metal pasifdir.

B. PİLLER

1. Anot : Yükseltgenmenin olduğu yer. Yükseltgenme olayı aktif olan elektrotta gerçekleşir.

Anot reaksiyonu : Zn ® Zn+2 + 2e e° = +0,76 volt

• Z;Zn elektrodun kütlesi azalır.
• Zn+2 derişimi artar.

1. Katot : İndirgenmenin olduğu yer. İndirgenme olayı katot kabının çözeltisinde meydana gelir.

Katot reaksiyonu : Ag+ + e– ® Ag e° = +0,8 volt

• Ag elektrodunun kütlesi artar.
• Ag+ iyonlarının derişimi azalır.

1. Pil Reaksiyonu ve Pil Potansiyeli : Bir pil sistemindeki anot ve katot reaksiyonlarının toplamına pil reaksiyonu denir.

&nbsp;Zn + 2Ag+ Zn+2 + 2Ag De° = +1,56 volt

• Pil potansiyeli pozitif ise pil kendiliğinden çalışır.
• Yarı reaksiyonlardan herhangi biri bir katsayı ile çarpılırsa potansiyel değişmez.

1. Tuz Köprüsü : İyon denkliğini sağlar. Tuz köprüsü olmazsa pil çalışmaz.
2. Dış devrede elektron akımı daima anottan katota doğrudur.
3. Pil Potansiyeli Hangi Etkilerle Değiştirilebilir : Bir pil reaksiyonunda reaksiyonu sağa kaydıran faktör potansiyelin artmasına, sola kaydıran faktör potansiyelin azalmasına neden olur.

&nbsp;Zn(k) + 2Ag+(g) Zn+2(aq) + 2Ag(k)

• Anot kabına saf su eklemek Zn+2 derişimini azaltacağından reaksiyon sağa kayar potansiyel artar.
• Katot kabına katı AgNO3 eklemek Ag+ derişimini arttıracağından denge sağa kayar potansiyel artar.
• Anot kabına katı Zn(NO3)2 eklemek Zn+2 derişimini arttıracağından denge sola kayar potansiyel azalır.

ELEKTROLİZ
Pil sistemlerinde voltmetre yerine üreteç bağlanarak dışarıdan en az pil potansiyeli kadar akım uygulanırsa pilde gerçekleşen olayların tam tersi olur. Elektrik enerjisi ile kimyasal tepkimelerin oluşumunu sağlayan düzeneklere elektrolitik pil bu olaya da elektroliz denir.

denklemi soldan sağa doğru kendiliğinden oluşur. Denklem sağdan sola doğru yürüyebilmesi için dışardan en az 1,1 volt'luk e.m.k.'nın uygulanması gerekir.
Dışardan uygulanan e.m.k. 1,1 volt olursa Cu elektrotta aşınma yani Cu ® Cu+2 'ye yükseltgenme,
Zn+2 ® Zn'ye indirgenme olur. Görüldüğü gibi pilde gerçekleşen olayların tam tersi gerçekleşmektedir. Cu kabı anot, Zn kabı ise katot olur.

ELEKTROLİZ
Asit, baz ve tuzlar sıvı halde ya da çözeltileri elektrik akımını iletirler. Elektrik akımını ileten bu sıvılara elektrolit denir.
Elektrolit maddelerden, elektrik akımı geçirilirse bunların çözeltilerinde bulunan katyonlar indirgenerek katot elektrodunda, anyonlar yükseltgenerek anot elektrodunda toplanırlar.
Elektroliz kabında birden fazla cins katyon varsa bu katyonlardan ilk önce en kolay indirgenebilen, yani indirgenme potansiyeli en büyük olan indirgenir. Daha sonra sırası ile indirgenme devam eder.
Kapta birden fazla cins anyon varsa, anotta ilk önce en kolay yükseltgenebilen yani yükseltgenme potansiyeli büyük olan anyonlar toplanır.

ERİMİŞ TUZLARIN ELEKTROLİZİ
Tuzlar eritildiğinde iyonlarına ayrıştığından dolayı erimiş tuzlar elektriği iletirler.
Bir eritilmiş tuzda (+) iyonlar indirgenecek, (–) iyonlar yükseltgenecektir.
Erimiş NaCl tuzunun elektrolizi;

NaCl tuzu eritilince kapta yalnız Na+ ve Cl– iyonları bulunur.
Elektroliz edilince katotda indirgenme, anotta ise yükseltgenme olur.
Anot reaksiyonu : Cl– ® 1/2 Cl2(g) + e–
Katot reaksiyonu : Na+ + e– ® Na(k)
şeklindedir.
Anotta Cl2 gazı toplanırken, katotta Na(k) toplanır.

ÇÖZELTİ ELEKTROLİZİ
Sulu bir tuz çözeltisinde sudan gelen H+ ve OH– iyonları göz önüne alınmalıdır.
Çözünen tuzun metali hidrojenden daha aktif olan bir metal ise katotta H2 gazı toplanacaktır. Tuzun metali, hidrojenden daha pasif metal ise katotta metal toplanacaktır.
Anotta ise en kolay yükseltgenebilen anyon yükseltgenecektir.
NOT1 : Sulu bir çözeltide soy bir metalin katyonu bulunuyorsa elektroliz olayında katotta bu metal toplanır. Ancak sulu çözeltilerde diğer metallerin katyonu bulunuyorsa H+ iyonu daha kolay indirgeneceğinden katotta H2 toplanır.
NOT2 : Anyonlarda kararlılık sırası şu şekildedir buna göre sulu çözeltilerde
ortamda OH– iyonuna göre daha kararsız iyonlar olan Cl–, Br–, I– varsa anotta
önce bu iyonlar yükseltgenir. Eğer çözeltide OH– ‘den daha kararlı olan F–, NO3–1, SO4–2, PO4–3 gibi

iyonlar varsa OH– daha kolay yükseltgeneceğinden,
2OH– ® H2O + 1/2 O2 + 2e–
olayı sonucu O2 gazı toplanır.


KAPLAMACILIK
Elektrolizden yararlanılarak bazı metallerin üzeri bir başka metalle kaplanabilir. Kaplanacak metal katot elektroduna bağlanır. Hangi metalle kaplanacaksa bunun tuzunun çözeltisi alınır ve anot elektrot olarakta çözeltideki katyonun metali alınır.
Örneğin Fe metalini Ag ile kaplamak istersek;

Çözeltideki Ag+ iyonları Fe üzerinde Ag haline gelerek toplanır ve Fe metali Ag ile kaplanmış olur.
Anotta ise toplanan Ag metali kadar, Ag elektrot çözünür.

ELEKTROLİZDE NİCEL BÖLÜM FARADAY PRENSİPLERİ

1. Elektrolizde elektrotlarda açığa çıkan madde miktarı, devreden geçen yük miktarına bağlıdır.

96500 coulomb =1 faradaylık yük.=1 mol elektron yükü

1. Elektroliz kaplarından aynı elektrik miktarı geçirildiğinde, elektrotlarda toplanan maddelerin eşdeğer gram sayıları birbirine eşittir.

Elektrolizde toplanan madde miktarı:
m : Elektrolizde toplanan madde miktarı (gram)
I : Akım şiddeti (amper)
t : Süre (saniye)
A : Metalin ağırlığı
n : Metalin değerliği
96500 coulomb = 1 faraday = 1 mol elektron akımı 1 faraday = 1 eşdeğer gram

Demonix

• KİMYASAL BAĞLAR
Kimyasal bağ, moleküllerde atomları birarada tutan kuvvettir. Bir bağın oluşabilmesi için atomlar tek başına bulundukları zamankinden daha kararlı (az enerjiye sahip) olmalıdırlar. Genelleme yapmak gerekirse bağlar oluşurken dışarıya enerji verirler.
Atomlar bağ yaparken, elektron dizilişlerini soygazlara benzetmeye çalışırlar. Bir atomun yapabileceği bağ sayısı, sahip olduğu veya az enerji ile sahip olabileceği yarı dolu orbital sayısına eşittir.
Soygazların bileşik oluşturamamasının sebebi bütün orbitallerinin dolu olmasındandır.

İYONİK BAĞLAR
İyonik bağlar, metaller ile ametaller arasında metallerin elektron vermesi ametallerin elektron almasıyla oluşan bağlanmadır.
Metaller elektron vererek (+) değerlik, ametaller elektron alarak (–) değerlik alırlar. Bu şekilde oluşan (+) ve (–) yükler birbirini büyük bir kuvvetle çekerler. Bu çekim iyonik bağın oluşumuna sebep olur. Onun için iyonik bağlı bileşikleri ayrıştırmak zordur.
Elektron aktarımıyla oluşan bileşiklerde, kaybedilen ve kazanılan elektron sayıları eşit olmalıdır.

• İyonik katılar belirli bir kristal yapı oluştururlar.
• İyonik bağlı bileşikler oda sıcaklığında katı halde bulunurlar.
• İ;İyonik bileşikler katı halde elektriği iletmez. Sıvı halde ve çözeltileri elektriği iletir.

NaCl, MgS, BaCl2 bileşikleri iyonik bağlı bileşiklere örnek olarak verilebilir.

KOVALENT BAĞLAR
Hidrojenin ametallerle ya da ametallerin kendi aralarında elektronlarını ortaklaşa kullanarak oluşturulan bağa kovalent bağ denir.

a. Apolar Kovalet Bağ
Kutupsuz bağ, yani (+), (-) kutbu yoktur.
İ;İki hidrojen atomu elektronları ortaklaşa kullanarak bağ oluştururlar.

Elektron nokta yapısıyla;


şeklinde gösterilir. İki arasındaki bağ H—H şeklinde gösterilir ve H2 şeklinde yazılır.
Aynı cins atomlar arasındaki bağ apolar kovalent bağdır.

b. Polar Kovalent Bağlar
Farklı ametaller arasında oluşan bağa polar kovalent (kutuplu) bağ diyoruz.
Elektronlar iki atom arasında eşit olarak paylaşılmadığından kutuplaşma oluşur ve buna polar kovalent bağ denir. Bu polarlığı HF molekülü ile açıklamaya çalışalım:
Hidrojen ve Flor elektron ortaklığı ile bileşik oluşturmuş durumdadır. Florun elektron alması yani elektronu kendisine çekme gücü hidrojenden daha fazla olduğundan elektron kısmen de olsa Flor tarafındadır. Dolayısıyle Flor kısmen (-), Hidrojen ise kısmen (+) yüklenmiş olur. Bu olaya kutuplaşma, bu tür bağa polar kovalent bağ denir.


BİR ATOMUN YAPABİLECEĞİ BAĞ SAYISI

• Bir atomun yapabileceği bağ sayısı; o un sahip olduğu veya çok az enerji ile sahip olabileceği yarı dolu orbital sayısı kadardır.
• Bir alt yörüngeden bir üst yörüngeye elektron uyarılarak yarı dolu orbital oluşturma çok enerji istediğinden bağ yapmaya elverişli olamaz.

1 bağ yapabilir.

Orbital tam dolu olduğundan bağ yapamaz.

Bir tane yarı dolu orbitali vardır. 1 bağ yapabilir.

2 bağ yapması gerekir. Ancak C'nun 4 bağ yaptığı biliniyor. O halde uyarılmış durumda;

4 tane yarı dolu orbital olur. Dolayısıyla 4 bağ yapabilir.

Üç bağ yapabilir. Boş orbital olmadığından uyarma yapılamaz.

2 bağ yapabilir. Boş orbital olmadığından uyarma yapılamaz.

1 bağ yapabilir. Boş orbital olmadığından uyarma yapılamaz.

Yarıdolu orbital olmadığından bileşik yapamaz.

MOLEKÜL BİÇİMLERİ

1. XY türü moleküller

(1A ile 7A, 2A ile 6A, 3A ile 5A)
Moleküller ve bağlar polardır.
Molekül biçimi doğrusal (Açı 180° dir.)

1. XY2 türü moleküller

a. X: 2A Y: 7A veya hidrojen ise;
Moleküller apolar, bağlar polar
Molekül biçimi doğrusal (Açı 180°)
Hibritleşme sp dir.
b. X: 4A Y: 2A veya 6A ise:
Molekül apolar, bağlar polar
Molekül biçimi doğrusal (Açı 180°)
Hibritleşme sp dir.
c. X: 6A Y: 1A veya 7A ise;
Molekül ve bağlar polar
Molekül biçimi kırık doğru (Açı 105°)
Hibritleşme sp2 tür.

1. XY3 türü moleküller

a. X: 3A Y: 7A veya hidrojen ise;
Moleküller apolar, bağlar polar.
Molekül biçimi düzlem üçgen (Açı 120°)
Hibritleşme sp2 dir.
b. X: 5A Y: 7A veya 1A grubunda ise;
Molekül ve bağlar polar,
Molekül biçimi üçgen piramit (Açı 107°)
Hibritleşme sp3 tür.

1. XY4 türü moleküller

(CH4, SiF4, NH4+, SO4–2 gibi)
Molekül apolar, bağlar polar
Molekül biçimi düzgün dörtyüzlü (Açı 109,5°)
Hibritleşme sp3 tür.

İKİLİ VE ÜÇLÜ BAĞLAR
Bazı moleküllerde, iki atom birbirine iki ya da üç bağ ile bağlanabilirler. İki arasındaki ilk oluşan bağ sigma (d) bağıdır. Diğer bağlar ise pi (p) bağıdır. İki atom arasında ikili bağ varsa biri d diğeri p bağıdır. Üçlü bağ varsa bir tanesi d diğerleri p bağıdır.

molekülünde 5 tane sigma bir tane p bağı vardır.
H — N = N — H
molekülünde 3 tane d, 1 tane p bağı vardır.

molekülünde 11 tane d, 1 tane p bağı vardır.
H — C º N
molekülünde 2 tane d, 2 tane p bağı vardır.
H — C º C — H
molekülünde 3 tane d, 2 tane p bağı vardır.
O = C = O
molekülünde 2 tane d, 2 tane p bağı vardır.

Karbon (C) Atomunun Hibritleşmesi
C u 4 bağın tamamını tek bağ olarak yapmışsa, hibritleşmesi sp3 tür.
C unda bir tane 2 li bağ varsa = hibritleşmesi sp2 dir. Yani bir p bağı var ise
hibritleşme sp2 dir. C u 3 lü bağ yapmışsa — C º ya da her iki tarafında 2 li bağ varsa
= C = şeklinde ise hibritleşmesi sp dir. Yani iki tane p bağı bağlı ise hibritleşme sp dir.

Demonix

MOLEKÜLLER ARASI BAĞLAR
Maddeler gaz halinde iken moleküller hemen hemen birbirinden bağımsız hareket ederler ve moleküller arasında herhangi bir itme ve çekme kuvveti yok denecek kadar azdır.
Maddeler sıvı hale getirildiklerinde ya da katı halde bulunduklarında moleküller birbirlerine yaklaşacağından moleküller arasında bir itme ve çekme kuvveti oluşacaktır. Bu etkileşmeye molekül arası bağ denir. Bu çekim kimyasal bağ tanımına girmez.
Maddelerin erime ve kaynama noktalarının yüksek ya da düşük olması molekül arasında oluşan bağların kuvvetiyle ilişkilidir.

Van Der Waals Çekimleri
Kovalent bağlı apolar moleküllerde (H2, CO2, N2 gibi) ve soygazlarda yoğun fazlarda sadece kütlelerinden kaynaklanan bir çekim kuvveti oluşmaktadır. Bu kuvvete van der waals bağları denir. yoğun fazda sadece van der waals bağı bulunan maddelere moleküler maddeler denir.
Moleküler maddelerin mol ağırlıkları arttıkça kaynama ve erime noktaları yükselir.
Örneğin oda koşullarında F2 ve Cl2 gaz, Br2 sıvı, I2 ise katıdır. Van der waals etkileşimi
en fazla olan I2, en az olan ise F2 dir.

Dipol - Dipol Etkileşimi
Polar moleküllerde (+) ve (–) yüklerin birbirini çekmesiyle oluşan bağlanmadır. Van der waals bağlarından kuvvetlidir. (HF, HCl, H2O)

molekül arası bağ dipol-dipol etkileşimi

Molekül arası bağlar dipol-dipol etkileşimi.
(- - - - - - - - -) ile gösterilen bağlardır.

Hidrojen Bağı
Hidrojenin F, O, N gibi elektron ilgisi büyük olan lar ile oluşturduğu (HF, H2O, NH3…) bileşiklerde molekülleri bir arada tutan kuvvete hidrojen bağı denir.
H’nin oksijene bağlı olduğu R — OH (alkol),

(Kar***silli asit) bileşiklerinde molekül arası bağlar, hidrojen
bağıdır.


Oksijen ve hidrojen arasında noktalı olarak gösterilen bağlanma hidrojen bağlarıdır.
Hidrojen bağları van der waals bağlarından ve dipol-dipol bağlarından daha kuvvetlidir.

Ağ Örgülü Kovalent Katılar Arasındaki Bağlar
Yarı metaller veya yarı metallere yakın bazı ametallerin katı hallerinde ortaya çıkan çekim kuvvetidir. Katı silisyum, elmas, grafit gibi kovalent katıların erime noktaları çok yüksektir. Çünkü bu katıların molekülleri arasında ağ örgülü kovalent bağ vardır.

Grafitte Ağ örgüsü Elmasta Ağ örgüsü

İyonik Bağ
İyonik bağlı bileşiklerin hem molekül içi, hem molekül arası bağlanmaları iyoniktir.
İyonik bileşikler oda koşullarında katı halde bulunurlar. Katı halde bulunan iyonik moleküllerde (+) ve (–) yüklü iyonlar birbirine çok yakın olacağından aralarında çekim oluşacaktır. İyonik bileşikler katı halde elektrik akımını iletmezler. Sıvı halde ya da çözündüklerinde elektrik akımını iletirler. Bu katıların kristal yapısı vardır ve kırılgan özelliğe sahiptirler. (NaCl, K2S ........)

Metal Bağı
Metal atomları arasında oluşan etkileşime metal bağı adı verilir.

• İ;İyonlaşma enerjisi azaldıkça (peryot numarası arttıkça) metalik bağlar zayıflar.
• Değerlik elektronları sayısı artıkça metalik bağ kuvveti artar.

Metalik bağda değerlik elektronları kristal içerisinde hareket ettiğinden dolayı bağlar a değil, kristalin bütününe ait olur. Metaller, değerlik elektronlarının oynaklığından dolayı ısı ve elektrik akımı iletkenliği, şekil verilebilme gibi özelliklere sahip olurlar.

Demonix

• HİDROKARBONLAR
Yapısında yalnızca C ve H u bulunduran bileşiklere hidrokarbon adı verilir.
Alifatik Hidrokarbonlar
Düz zincirli

veya dallanmış
olabilir.
Doymuş hidrokarbonlar :

Alifatik hidrokarbonlar düz zincirli veya dallanmış olabilir.







ALKİL (R–) Radikal
Alkanlardan bir hidrojen çıkarılması ile geri kalan köke alkil denir.
Genel formülü CnH2n+1 dir. İsimlendirme yapılırken –an eki kaldırılarak –il eki getirilir.
CH3 – Metil
C2H5 – Etil
C3H7 – Propil
C4H9 – Bütil gibi.
Alkil grubu bir köktür. Serbest olarak, yani tek başına bulunmaz. Mutlaka organik moleküldeki bir fonksiyonel gruba bağlı olarak bulunur.
R – X (Alkil halojenür)
¯
Halojen