Bağ enerjilerinin hesaplanması

H – H (g) + F – F (g) → 2 (H – F) (g) tepkimesinde;

•

•Kırılan bağlar: H – H ve F – F bağlarıdır. Bağları kırmak için enerji veririz.

•Oluşan bağlar:iki H – F bağıdır. Bağ oluşunca enerji alırız.

•Verilen ve alınan enerjilerin farkı tepkimenin bağ entalpisini gösterir.

•Bağları kırmak için:  432+ 155 = 587 kJ/mol gerekir;

•Oluşan bağlar: İki H – F bağı oluşurken 2 x 565 = 1130 kJ/mol açığa çıkar(ekzotermik).

•Net Enerji:  1130 – 585 = 545 kJ/mol'dür.

•

              H2 (g) + F2 (g) → 2HF (g) + 545 kJ/mol

Güçlü ve zayıf bağların oluşması ve kopması

Kimyasal türler arasında meydana gelen zayıf etkileşimlerin nedeni türlerin kararlı olabilmek için daha düşük enerjili durumu tercih etmesidir.

Örneğin; H atomu tek elektrona sahip olduğu için kararsızdır. Kararsız durumda kalabilmesi için yüksek enerji gerekir. Başka bir H atomu ile kimyasal bağ yaparak hem kararlı hem de düşük enerjili hale gelir. Düşük enerjili hale geçerken bulunduğu ortama enerji verir.

H2 molekülündeki 1 mol H-H bağını kırarak H atomlarını elde etmek istersek bu defa ortama 436 kJ enerji vermemiz gerekir.

 İki atomlu bir gaz molekülünü gaz halde nötral atomlara ayırmak için verilmesi gereken enerjiye bağ enerjisi denir.

Bağ enerjisi kırılan bir mol bağ başına kJ cinsinden verilir.

Bağ enerjisi ne kadar büyükse oluşan bileşik o kadar sağlamdır.

Moleküllerde iki atom arasındaki bağ sayısı arttıkça bağ uzunlukları azalır ve bağ enerjileri artar.

Fiziksel değişmelerde de madde düşük enerjili durumu terciheder. Bu  nedenle katının erimesi, sıvının buharlaşması enerji isteyen  değişmelerdir.

 

Ancak madde gazdan sıvıya, sıvıdan katıya geçerken düşük enerjili hale geldiği için ortama enerji verir.

Kimyasal türleri birbirinden ayırmak için yaklaşık olarak 40-50 kJ mol-1 veya daha yüksek enerji gerekiyorsa bu türler arasında kimyasal bağ oluştuğu kabul edilir. 

Zayıf etkileşimleri yenmek için 40 kJ mol-1 den daha az enerji gerekir. Bunlar moleküller arası etkileşimlerdir ve maddenin fiziksel halini belirler.

Kimyasal bağlar oluştuğunda veya koptuğunda yeni kimyasal türler meydana geldiği için maddenin kimliği değişir. Fiziksel

bağlar oluştuğunda veya koptuğunda ise maddenin fiziksel halinde

değişiklik olur ancak kimliğinde değişiklik olmaz.

Kimyasal Bağların Oluşum Mekanizması

Birbirinden çok uzakta bulunan iki bağımsız kimyasal tür, birbirine yaklaştığında türlerin elektron bulutları ve çekirdekleri arasında çeşitli elektrostatik etkileşimler meydana gelir.

Aynı cins elektrik yükleri birbirlerini iterken, farklı cins elektrik yükleri bir birlerini çekerler. Bu itme ve çekme kuvvetine elektrostatik kuvvet denir.

Negatif yüklü iyonlar birbirini iter.

Pozitif yüklü iyonlar birbirini iter.

Pozitif yüklü çekirdekler komşu kimyasal türün elektronlarını çeker.

Aynı anda gerçekleşen etkileşimler karşılaştırıldığında çekme kuvvetlerinin aşırı baskın olduğu durumlarda güçlü etkileşimler oluşur. Güçlü etkileşimlere kimyasal bağ da denir.

Çekme-itme kuvvetleri farkının küçük olduğu durumlarda ise zayıf etkileşimler meydana gelir. Zayıf etkileşimlere fiziksel bağ da denir.

Güçlü Etkileşimler

1. İyonik Bağlar

2. Kovalent Bağlar

3. Metalik Bağlar

Zayıf Etkileşimler

1. Van der Waals bağları

a. Dipol-dipol bağları

b. İyon-dipol bağları

c. İndüklenmiş dipol bağlar

    i. İyon-indüklenmiş dipol bağları

    ii. Dipol-indüklenmiş dipol bağları

    iii.İndüklenmiş dipol-indüklenmiş dipol bağları

2. Hidrojen bağları

KİMYASAL TÜRLER VE ETKİLEŞİMLERİ ( Radikaller )

Pozitif ve negatif iyonlar, nötr atomlar, moleküller ve radikaller kimyasal tür olarak adlandırılır.

Soygazlar en yüksek enerji düzeyinde maksimum sayıda elektron bulundurdukları için kararlıdır ve doğada atom halindedir.

Bu atomlar kararsızdır ve doğada tek atom olarak bulunmaları güçtür.

Kararlı yapıya ulaşabilmek için birbirleriyle ya da başka kimyasal türlerle etkileşirler. Bu etkileşimler sonucunda her biri bağımsız olma özelliğini kaybederek molekül haline geçerler.

N2, O2, CO2 molekülleri örnek olarak verilebilir.

Güneşten gelen yüksek enerjili ışın ya da atom altı taneciklerin etkisiyle kararlı yapılı moleküller iyonlara dönüşerek kararsız olurlar.

Dubletini ve oktetini tamamlamamış bir ya da daha fazla ortaklaşmamış elektronu bulunan kimyasal türlere serbest radikaller veya radikaller adı verilir.

Radikaller, yüksek enerjili ve kararsız ara ürünlerdir.

Doğal gaz yakıldığında alev içinde ·CH3 ve ·OH radikalleri geçici yapılar olarak bulunur. Ayrıca ·OH fotokimyasal tepkimeler sonucunda, atmosferde eser miktarda oluşur. Atmosferde oluşan çoğu tepkimelerde serbest radikaller önemli bir rol oynar.

Serbest radikaller dimerleşerek kararlı molekülleri de oluşturabilir.

Ayrıca iki atomlu moleküllerin yanı sıra çok atomlu moleküller de atomlara veya radikal gruplarına ayrışabilir.

Aşağıdaki konulara da göz atmanızda fayda var...

İndüklenmiş Dipol Etkileşimler (London Kuvvetleri) 
Dipol - Dipol Etkileşimler 
İyon Dipol Etkileşimler 
Polarlık ve moleküller arası etkileşimler

Dublet ve Oktet Kuralı

Dublet Kuralı; Atomların elektron katman dizilimlerini helyumun elektron dizilimine benzetme kuralıdır.
Sadece H, Li, Be, B ile istisnai durumlarda C atomları bu kurala uyar. Bilindiği üzere helyum tek elektron katmanına sahiptir ve bu katman alabileceği maksimum elektron sayısı olan 2 elektrona sahiptir.

Oktet Kuralı;   Atomların elektron katman dizilimlerini helyum dışındaki soy gazların elektron dizilimine benzetme kuralıdır. Helyum dışındaki soy gazların son yörüngesinde 8 elektron bulunur. Atomlar elektron alarak vererek veya ortaklaşa kullanarak kararlı hale gelmek isterler.

Elektrolit Çözelti Nedir?

Bazı çözünen maddeler su içinde iyonlarına ayrışırlar ve elektrik yükünün taşınmasını sağlarlar. Bu maddelere elektrolit denir. Örneğin : Asit, baz, tuz çözeltisi.

* asitler ve bazların kuvveti arttıkça elektrik iletkenliği artar.

* Tuzların suda çözünme miktarı arttıkça elektrik iletkenliği artar. 

Çünkü ; elektrik iyonlar sayesinde taşınır ve iyon miktarı ile iletkenlik doğru orantılıdır. 

Süt Karışım mıdır ?

Süte  bakıldığında  içindeki  yağ  tabakası  fark edilmediği için homojenmiş gibi algılanır. Ancak mikroskop  altında  bakıldığında  yağ  zerrelerinin belirli  kısımlarda  daha  fazla  toplandığı  tespit edilebilir. Bu nedenle süt HETEROJEN bir karışımdır. Mikroskop yardımı ile heterojen olduğu anlaşılan bu tür karışımlar Kolloit adını alırlar. Kanda süt gibi kolloit örneğidir. 

ASİTLER ve BAZLAR

Suda çözündüğünde ortama H+ iyonu salabilen yada  ortamın H+ derişimini artıran maddelere ASİT denir. 

ÖZELLİKLERİ:

1. Tatları ekşidir.

2. Turnusol kağıdının rengini kırmızıya çevirirler.

3. Suda iyonlaşarak çözünürler.

4. Sulu çözeltileri elektrik akımını iletir.

5. Aktif metallerle tepkimeye girerek H2 gazı açığa çıkartırlar.

6. Bazlarla tepkimeye girerek Tuz+Su oluştururlar.

BAZI KUVVETLİ ASİTLER

HCl  :Klorik asit  HNO3    : Nitrik asit

HBr  :Bromik asit  H2SO4   : Sülfirik asid

HI    :İyodik asit       HClO4   : Klorat asiti

BAZI  ZAYIF ASİTLER

HF   :Florik asit  H2CO3  :Karbonik asit

H2S  :Sülfür asiti  HCN    :Siyanür asiti    CH3COOH :Asetik Asit 

Suda çözündüğünde ortama OH- iyonu salabilen yada  ortamın OH- derişimini artıran maddelere BAZ denir. 

ÖZELLİKLERİ:

1. Tatları acıdır.

2. Turnusol kağıdının rengini maviye çevirirler.

3. Suda iyonlaşarak çözünürler.

4. Sulu çözeltileri elektrik akımını iletir.

5. Amfoter metallerle tepkimeye girerek H2 gazı açığa çıkartırlar.

6. Asitlerle tepkimeye girerek Tuz+Su oluştururlar.

BAZI KUVVETLİ BAZLAR

LiOH  : Lidyum Hidroksit

NaOH  : Sodyum Hidroksit

KOH  : Potasyum Hidroksit

BAZI  ZAYIF BAZLAR

AgOH  : Gümüş Hidroksit

Al(OH)3: Alüminyum Hidroksit

NH3  : Amonyak

YANMA TEPKİMELERİ

Herhangi bir maddenin elementel haldeki Oksijen ile verdiği tepkimelerdir. 

 Çabuk Yanma: Benzin, odun, kömür gibi yakıtların yanması.

 Yavaş Yanma: Demirin paslanması, solunum olayı.

***  Yanma olayının gerçekleşebilmesi için yanıcı madde, yakıcı madde ve tutuşma sıcaklığına ihtiyaç vardır.

Yanıcı Madde (Yakıt): Yakıldığında enerji veren maddelerdir.

 

Yakıcı Madde: Oksijen (Havanın hacimce %20’si)

Tutuşma Sıcaklığı: Maddelerin yanmaya başladıkları en düşük sıcaklıktır. Her maddenin tutuşma sıcaklığı farklıdır.

Tutuşan yakıt ısı vermeye başlar. Tutuşmadan sonra verilen ısı yanma olayının sürekli olmasını sağlar.