Kimyadaki yolculuğumuz boyunca moleküller arası, metaller arası etkileşime ve birbirlerini elektron denizi ve su molekülleri sayesinde nasıl çektiklerine değindik. Ama ben bütün diğer bağ tipleri ve bunların maddelerin kaynama ve donma noktalarına etkilerini hakkında bilgi sahibi olmanın iyi olacağını düşünüyorum. En güçsüz olanıyla başlıyorum. Diyelim ki birçok helyumum var. Helyumu sadece helyum atomu olarak çizeceğim. Periyodik tabloya bakacağız. Şimdi helyum için yapacağım şeyi diğer asal gazlar için de yapabiliriz. Çünkü asal gazlar 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. Tek başına memnun olduğu bir yerde bağlanması için şimdilik bir neden yoktur - Şimdi bağlanması için bir neden söyleyeceğim - Eğer bu elektronlar atomun etrafında eşit olarak dağıtılmışsa, bu atomlar nötrdür. Birbirleriyle bağ yapmak veya herhangi başka bir şey yapmak istemezler. Yani tek başlarına duracaklardır ve birbirlerini çekmeleri için veya çekmemeleri için bir neden yoktur. Eğer yeterince soğuklaştırabilirseniz, neonun sıvı bir hali de vardır. Sıvı bir hali olması neonları birbirlerine çeken bir kuvvet olduğunu gösterir. Çok soğuk olduğu için, çünkü büyük bir bölümde birbirlerini çekmeleri için çok kuvvet yok. Bu nedenle neon çoğu sıcaklıkta gaz halindedir. Ama eğer çok soğutursanız neonları birleştiren veya neon moleküllerini yakınlaştıran bir kuvvet elde edebilirsiniz. Ve o kuvvet elektronların sabit, aynı olmadığı ve yörüngelerde döndüğü bilgisinden geliyor. Onlar olasılıklı. Ve neonu hayal edelim. Elektronları güzel ve temiz noktalar halinde çizmek yerine şöyle çizebilirim. Bu bir olasılık bulutudur ve neonun atomik şeklidir. 1s2 ve dış yörüngeler 2s2 2p6 değil mi? Yani en yüksek enerjili elektron, şöyle gözükür, biliyorsunuz - Bilmiyorum. 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. Tavşan çizmeye çalışmıyorum. Ama anladığınızı düşünüyorum. Bunun hakkında daha fazla öğrenmek için elektron dağılımı videolarını izleyebilirsiniz.. Olası dağılımın arkasındaki fikir elektronların her yerde olabileceğidir. Bütün elektronların burada olduğu bir an olabilir. Ve tüm elektronların şurada olduğu bir an da olabilir. Aynı şey neon atomu için de geçerlidir. Bütün olası dağılımların arkasında, düşünürseniz, diyelim ki iki tane neon atomu var. Aslında çok az bir olasılıkla elektronlar eşit bir şekilde dağılacaktır. Elektron dağılımının bir neon atomunun diğer neon atomuna göre daha farklı olduğu durumlar çoktur. Yani bu neon atomunun en son yörüngesindeki sekiz elektron bir, iki, üç, dört, beş, altı, yedi, sekiz 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 positiftir. Benzer bir şekilde, eğer o an başka bir neon atomu bir, iki, üç, dört, beş, altı, yedi, sekiz diye olsaydı - aslında bunu daha değişik yapacağım. Bu neon atomu bir, iki, üç, dört, beş, altı, yedi, sekiz 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. Bu taraf negatif. Bu taraf pozitif. Yani o an bu 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 dağıtılmadığını anlayabilmektir. Her zaman bu rastgele dağılım olacaktır. Her zaman küçük - polarlık demek istemiyorum çünkü bu çok güçlü kalıyor. Ama her zaman atomun bir tarafında ekstra bir yük olacaktır. Bu yük diğer dengelenmemiş moleküllerin karşıt yüklü tarafını çekecektir. Ve bu çok çok çok güçsüz bir yüktür. Ve buna London dispersion force(LDF) denir. Sanırım bu isimle gelen kişi, Fritz London ama o İngiliz değildi. Galiba Alman-Amerikandı. LDF, Van der Waals kuvvetleri arasında en zayıf olanıdır. Doğru telaffuz ettiğime emin değilim. Ve van der Waals kuvvetleri tüm moleküllerarası ve bu durumda neon molekülü dahil -gerçi neon bir atom, molekül değil- atom moleküldür. -Sanırım sadece bir atomluk molekül diyebilirsiniz.- van der Waals kuvvetleri kovalent bağ veya tuzdaki gibi iyonik bağ yapmayan, ki buna da hemen değineceğim, moleküllerarası bağları içerir. En zayıf olanı da London dispersion force'dur. Yani neon, bu asal gazlar, aslında buradaki tüm asal gazların tek sahip olduğu bağ en zayıf moleküller arası bağ olan London dispersion force'dur. Ve bu nedenle onları gaz haline getirmek çok az bir enerji gerektirir. Çok çok düşük sıcaklıklarda asal gazlar gaz haline döneceklerdir. Bu yüzden onlara asal gaz denilmiştir. Ve büyük olasılıkla ideal gazlar gibi davranacaklardır birbirleriyle çok çok küçük çekimleri vardır. Beklenilir. Peki daha fazla çekim kuvveti olan veya daha polar olan durumlarda ne oluyor? Diyelim ki bir hidrojen klorürüm var. Hidrojen elektronlarını tutup tutmamakta kararsız. Klor elektronlarını tutmak istiyor. 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, yedi tane elektronu var ve bir elektronu hidrojenle paylaşıyor. Bir elektronu hidrojenle paylaşır ve bende öyle yapacağım. 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 bağ veya dipol-dipol bağ dediğimiz grubun bir içindeki bir türdür. Eğer bir klor atomum olsaydı ve eğer bir tane daha klor atomum olsaydı, diğer klor atomu şöyle gözükür. Eğer diğer klor atomum olsaydı, şunu kopyalayıp yapıştıracağım hemen şuraya, bunu çekimi elde edersiniz. 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 çekilecektir. Ve bu nedenle bu van der Waals bağı, bu dipol-dipol etkileşimi London dispersion kuvvetinden daha güçlüdür. Daha açık olmak gerekirse London dispersion kuvvetleri tüm moleküler etkileşimlerde bulunur. Diğer bağlarla karşılaştırdığınız çok zayıf kalır. Sadece asal gazlar hakkında konuştuğumuz zaman önemli olur. Burada bile elektronlar bir o tarafa bir bu tarafa doğru gittiğinden London dispersion kuvvetleri vardır. Bu dipol-dipol etkileşim çok daha güçlüdür ve çok daha güçlü olduğundan hidrojen klorür sıvı haline geçmek için, veya helyuma göre gaz haline geçmek için daha fazla enerjiye ihtiyacı vardır. 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 oluyorsunuz. Yani hidrojen ve florünüz olduğunda, etrafta bir sürü hidrojen klorür olur. Buraya flor buraya da hidrojen yazabilirim. Flor aşırı elektronegatiftir. Periyodik tabloda en elektronegatif olan üç atomdan biridir. Bu dipol-dipol etkileşimin çok güçlü olduğu, tüm elektronların florün etrafında toplandığı bir durumdur. Yani kısmi pozitif, kısmı negatif, kısmı pozitif, kısmı negatif, kısmı pozitif, kısmı negatif diye gider. Dipol bir etkileşim olan ortaya çıkar. Ama çok güçlü bir dipol etkileşimidir bu nedenle insanlar hidrojenle çok elektronegatif bir atom olduğunda, elektronegatif olan atom hidrojenin bir elektronunu kendine doğru çektiğinde hidrojen bağı ismini vermişlerdir. Hidrojen orada bir protonla duruyor ve çok pozitif oluyor ve diğer üç molekülün negatif tarafına doğru çekiliyor. Bunların hepsi van der Waals kuvvetleridir. London dispersion kuvveti en zayıf 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 dipole bir etkileşim elde etmiş oluyoruz. Dipole-dipole etkileşim oluyor. Sonra daha güçlü bir bağ olan hidrojen bağları var çünkü çok elektronegatif olan atom hidrojenin elektronunu çekiyor. Hala paylaşılıyor ama molekülün bir tarafında daha fazla duruyor. Bu daha da güçlü bir bağ olduğu için daha yüksek bir kaynama noktası olacaktır. Yani London dispersion kuvveti, dipol ve polar bağlar ve hidrojen bağları var. Bunların hepsi van der Waals kuvvetler, ama moleküller arası bağlar güçlendikçe kaynama noktası yükseliyor çünkü atomları birbirinden ayırmak için gerekli enerji miktarı artıyor. Sıradaki videoda - Zamanın kalmadığını fark ettim. Bu kovalent veya iyonik olmayan değişik moleküller arası etkileşimleri tanımak için iyi bir video oldu bence. Sonraki videoda bazı kovalent ve iyonik yapıları ve bunların kaynama noktalarına etkilerini anlatacağım.