2.1.1 Değerlik elektron sayısı ve Lewis Yapısı

1. 2.1.1 Değerlik elektron sayısı ve Lewis Yapısı Bir atomun son katmanındaki toplam elektron sayısına değerlik elektron sayısı denir. Değrlik elektronların atomların etrafında noktalar şeklinde gösterilmesine de LEWİS yapısı diyoruz. Aşağıdaki tabloda A grupları elementlerinin lewis yapıları gösterilmiştir. (İnceleyiniz?) (:)çiftleşmiş elektronu, (.)çiftleşmemiş elektronu göstermektedir.

2. 2.1.2 İyonlarda Bileşik Oluşumu ÖRNEK: Mg Cl2 bileşiğinin oluşumu: 12Mg: 2)8)2 ve Magnezyum 2 elektron vererek Mg+2 iyonunu oluşturur. 17Cl: 2)8)7 ve Klor 1 elektron alarak Cl- iyonunu oluşturur. Görüldüğü gibi bir Mg atomunun verdiği 2 elektronu, 2 Cl atomu alabildiğinden MgCl2 bileşiği oluşmuş olur. ÖRNEK: MgO bileşiğinin oluşumu: 12Mg: 2)8)2 ve Magnezyum 2 elektron vererek Mg+2 iyonunu oluşturur. 8O: 2)6 ve Oksijen 2 elektron alarak O-2- iyonunu oluşturur. Görüldüğü gibi bir Mg atomunun verdiği 2 elektronu, 1 tane O’atomu alabildiğinden MgO bileşiği oluşmuş olur.

3. 2.1.3 İyonlarda Bileşik Oluşumu (Çaparazlama Kuralı) Kat yon ve anyonların yükseltgenme basamakları bulunur. Katyonun değerliğinin anyonun altına yazılması ve anyonun değerliğinin katyonun altına yazılması ve en sade biçimde sadeleştirilmesiyle oluşacak bileşiğin formülü bulunmuş olur. Bu olaya “Çarprazlanma Kuralı” diyoruz. Çaprazlama yapılırken + ve – dikkate alınmaz. NOT: Genellikle önce pozitif yüklü iyon yazılır

4. 2.2 İyonik Bileşiklerin İsimlendirilmesi 2.2.1 Metal ametal bileşiklerinin İsimlendirilmesi Metalin adı+ Ametal iyonunun adı ÖRNEK: CaF2 : Kalsiyum Florür NaCl : Sodyum Klorür AlBr3 : Alüminyum Bromür MgI2 : Magnezyum İyodür NOT: Her ametal iyonu sonuna –ür eki almaya bilir. CaH2 : Kalsiyum Hidrür Ca2C : Kalsiyum Karbür Ca3N2 :Kalsiyum Nitrür Ca3P2 : Kalsiyum Fosfür CaO : Kalsiyum Oksit CaS : Kalsiyum Sülfür Eğer metal değişik değerlik alabiliyorsa; Metalinadı + Metalin Yükü + Ametalin iyonunun adı CuCl : Bakır –I-klorür CuCl2 : Bakır –II-klorür FeO :Demir –II-oksit Fe2O3 :Demir –III-oksit

5. 2.2.7 İyonik Bileşiklerde Örgü Yapısı: İyonik kristaller İyonik bileşikler denildiğinde, iyonların oluşturduğu bileşikler akla gelmektedir. Ancak NaCl bileşiği tabiatta NaCl şeklinde bulunmaz. Na ve Cl iyonları belli sayıda bir araya gelerek bir “kristal örgü” yapısı oluştururlar. Krıstal Örgüde; genellikle anyonların hacmi daha büyük olduğundan, anyonların aralarına katyonlar girerek belli geometrik yapıda kristal örgü oluşur. ÖRNEK: NaCl de Na+ iyonları 6 adet Cl- iyonu tarafından sarılmıştır. Her Cl- iyonu da 6 adet Na+ iyonu tarafından sıkıca çekilerek “Birim Hücre” dediğimiz iyonik kristaller oluşur. Na6Cl6şeklindeki bu kristalin formülü sadeleştirilerek NaCl şeklinde ifade edilir.

6. 2.2.8 İyonik Bileşiklerde Örgü Yapısı: İyonik kristaller ÖRNEK: CsCl de ise, Cl- iyonları Basit Kübik birim hücrelerin köşelerinde, Cs+ iyonu ise bu kübün merkezinde bulunmaktadır. Her katyon 8 anyon tarafından sarılmaktadır. Cs8Cl8 şeklindeki bu bileşiği sadeleştirerek, CsCl şeklinde förmülüze ederiz.

7. 2.2.9 İyonik Bileşiklerde Örgü Yapısı: İyonik kristallerin suda çözünmesi • İyonik Bileşiklerin Özellikleri: • İyonik bağlı bileşikler oda şartlarında katı halde bulunurlar. • İyonik bileşiklerde katyon ve anyonlar, diğer katyon ve anyonlar tarafından sıkıca çekildikleri ve istiflendikleri için elektrik akımını iletmezler. Ancak kristal bozuklukları olan iyonik bileşikler elektrik akımını iletirler. • İyonik yapılı maddeler suda genellikle iyi çözünürler. • İyonik yapılı maddelerin sulu çözeltileri ve eriyikleri yukarıdaki sebeplerden dolayı iletkendir. Örnek: İyonik yapılı maddelerin suda çözünme denklemleri NaCl(katı) → Na+(suda)+ Cl-(suda) (Suda=aq) Ca3(PO4)2 → 3Ca+3(suda)+ 2PO4-2(suda) CaCO3 → Ca+2(suda)+ CO32(suda)

8. 2.2.10 İyonik Bileşiklerde Örgü Yapısı: İyonik kristallerin suda çözünmesi

9. 2.ÜNİTE III.BÖLÜM Kovalent Bileşiklerin Oluşumu

10. 2.3. Kovalentbağ ve ve kovalent Bileşiklerin Oluşumu A metallerin elektronlarını ortaklaşa kullanarak oluşturdukları bağa kovalent bağ denir. Şekilde oksijen atomunun Lewis yapısı gösterilmektedir. Tek noktayla gösterilen elektronlar, çiftleşmemiş elektronları, iki noktayla gösterilen elektronlara da çiftleşmiş elektronlar denir. Çiftleşmeemiş elektronlara “bağlayıcı” elektronlar denir. Kovalent bağlar bu bağlayıcı elektronların girişimiyle oluşur. Kısaca; bir atomun yapa bileceği maksimum bağ sayısı eşlenmemiş elektron sayısı kadardır. Bu açıdan bakıldığında; 1A: 1 kovalent bağ, 2A:2 kovalent bağ, 3A: 3kovalent bağ, 4A: 4kovalent bağ, 5A: 3 kovalent bağ, 6A: 2 kovalent bağ, 7A: 1 kovalent bağ, 8A: 0 kovalent bağ Ametaller, dubletlerini (son yörüngelerindeki elektron sayılarını 2 ye tamamlama) ya da oktedlerini (son yörüngelerindeki elektron sayılarını 8 e tamamlama) tamamlayarak kovalent bağ oluştururlar.

11. 2.3. 1 Kovalentbağ ve ve kovalent Bileşiklerin Oluşumu ÖRNEK: H2 molekülünün yapısının incelenmesi? Şekilde de görüldüğü gibi her iki hidrojen atomunun da 1 er elektronu var. Bu sebeple hidrojen atomları 1 er elektron verip, alabileceği gibi, 1 er elektronlarını ortaklaşa da kullana bilirler. Şekilde her iki atom elektronlarını ortaklaşa kullanarak, dubletlerini tamamlamış ve He soygazına benzemişlerdir. ÖRNEK: F2 molekülünün yapısının incelenmesi? Şekilde de görüldüğü gibi her iki Flor atomunun da 7 şer değerlik elektronu var. Bu sebeple flor atomları 1 er elektron alabileceği gibi, 1 er elektronlarını ortaklaşa da kullana bilirler. Şekilde her iki atom, elektronlarını ortaklaşa kullanarak, oktedini tamamlamış ve Ne soygazına benzemişlerdir.

12. 2.3.2 Kovalentbağ ve ve kovalent Bileşiklerin Oluşumu ÖRNEK: O2 molekülünün yapısının incelenmesi? Şekilde de görüldüğü gibi her iki oksijen atomunun da 6 şar değerlik elektronu var. Bu sebeple oksijen atomları 2 şer elektron alabileceği gibi, 2 şer elektronlarını ortaklaşa da kullana bilirler. Şekilde her iki atom, elektronlarını ortaklaşa kullanarak, oktedini tamamlamış ve Ne soygazına benzemişlerdir. ÖRNEK: H2O molekülünün yapısının incelenmesi? Şekilde de görüldüğü gibi oksijen atomunun 2 adet bağlayıcı elektronu vardır. Bu bağlayıcı elektronlar H atomunun bağlayıcı elektronlarıyla bağlanarak 2 adet kovalent bağ oluşturmaktadır. Sı molekülünde oksijen atomu oktetini, H atomu dubletini tamamlamaktadır.

13. 2.3.4 Molekül oluşumunun Lewis yapısıyla gösterilmesi Ortaklaşmış ve bağlayıcı elektronların molekül üzerinde gösterilmesine, Lewis Yapısı denir. Şekilde de görüldüğü gibi bağlayıcı elektronlar “-“ ile gösterile bilir. “-“ 2 elektronu ifade etmektedir.

14. 2.3.5 Molekül oluşumunun Lewis yapısıyla gösterilmesi O2 ninLewis yapısı N2 ninLewis yapısı HClninLewis yapısı

15. 2.3.6 Molekül oluşumunun Lewis yapısıyla gösterilmesi CO2 ninLewis yapısı C2H4 ün Lewis yapısı C2H2 ninLewis yapısı

16. 2.3.7 Bileşik oluşumunun Lewis yapısıyla gösterilmesi ÖRNEK: MgCl2 molekülünün yapısının incelenmesi? Şekilde de görüldüğü gibi bir magnezyum atomu 2 elektron verir. Bu 2 elektronu ancak 2 klor atomu alır. Bu sebeple bir molekülde 1 magnezyum, 2 klor atomu bulunur. MgCl2 şeklinde ifade edilir.

17. 2.3.8 Molekül oluşumunun Lewis yapısıyla gösterilmesi (Etkinlik)

18. 2.3.9 Ametal ametal bileşiklerinin isimlendirilmesi Sayı eki+ Element adı + Sayı eki+ II.Elementin iyon adı +ür eki ÖRNEK: NO :Azot Monoksit N2O :Di Azot Monoksit NO2 : Azot Di Oksit N2O4 : Di Azot Tetra Oksit N2O5 : Di Azot Penta Oksit OF2 : Oksijen Di Florür SF6 : Kükürt Hekza Florür ClF7 : Klor Hepta Florür 1: Mono 2:Di 3:Tiri 4:Tetra 5:Penta 6:Hekza 7:Hepta 8:Okta 9: Nona 10:Deka

19. 2.3.9 Ametal ametal bileşiklerinin isimlendirilmesi

20. 2.3.10 Kovalent Örgülü Katılar Ağ örgülü katılara en güzel örnek, elmas ve grafittir. Kovalent bağlı bileşiklerin erime kaynanama noktaları genellikle düşüktür. Bununla beraber bazı kovalent yapılı maddeler oda şartlarında katı halde bulunurlar. Bu tür katılara “Kovalent Örgülü Katılar” denir.Periyodik tabloda 4A grubu elementleri ağ örgülü katıları oluştururlar. Ağ örgülü katılarda çok sayıda atom zincirleme kovalent bağ oluştururlar. Bu sebeple erime ve kaynama noktaları çok yüksektir. NOT:Bir atomun uzayda farklı dizilişlerine Allotropi, bu tür maddelere de Allotrop Maddeler denir. Allotrop maddelerin bağ yapısındaki farklılıktan dolayı fiziksel özellikleri farklıdır. Kimyasal özellikleri ise genellikle aynıdır. Örnek; Elmas-Grafit gibi. (Karbon atomlarının belli bir geometrik yapısı yoksa, Amorf Karbon diye isimlendirilir), Oksijen-Ozon, Beyaz fosfor- Kırmızı fosfor, Rombik kükürt-Monuklin kükürt

21. 2.3.11 Polarlık ve Moleküller Arası Etkileşim (Kovalent Bağlarda Polarlık • ELEKKTRONEGATİFLİK: Bir atomun bağlayıcı elektron çiftini çekme kabiliyetine denir. • Periyodik tabloda soldan sağa doğru gidildikçe A metallerin elektro negatiflikleri artar. (N < O < F)(P < S < Cl) • Aynı periyotta yukarı doğru gidildikçe a metallerin elektro negatifliği artar. Bu durum tabloda da gösterilmiştir. (P < N) (S < O) (I < Br < Cl < F) • Elektro negatifliği ip çeken farklı insanlar olarak düşüne biliriz. Ancak burada galip baştan bellidir. Çünkü bu yarışmalar fazla ölçülmüş ve galipler ilan edilmiştir. Buna göre elektronu an çok çekebilen atom FLOR, ardından OKSİJEN… şeklinde dir. Ametallerin elektronegatiflik sırasını: (F > O > Cl > N > Br > S > C > I > P) şeklinde düzenlemek mümkündür.