-
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.
