KimyasalBağlar

Elektronegatiflik, kimyada bağ yapımında kullanılan elektronların, bağı oluşturan atomlar tarafından çekilme gücüdür. Bir bileşikteki atomun elektronegatifliği ne kadar büyükse, bağ elektronlarını diğerlerine göre o kadar fazla çeker. Elektronegatifliği en büyük olan element flor (F)’dur. Elektronegatiflik ile elektron ilgisi karıştırılmamalıdır.

Değerlik, hem kimya hem de finans alanında önemli bir kavramdır: Kimyada: Bir atomun diğer atomlarla kimyasal bağ kurma yeteneğini belirler. Atomların stabilitesini ve reaktiflik özelliklerini etkiler. Elementlerin farklı kimyasal reaksiyonlarda neden farklı davranışlar sergilediğini anlamada kilit bir rol oynar. Finansda: Bir varlığın veya kıymetin parasal değerini belirleme süreci olan değerleme, vergi matrahlarının doğru hesaplanması için gereklidir.

Soy gazlar, en dış elektron kabukları tamamen değerlik elektronlarla dolu olduğu için bileşik oluşturmazlar. Ancak, bazı soy gazların (örneğin ksenon ve kripton) belirli koşullarda, yüksek basınç altında veya elektronegatif atomlarla (flor veya oksijen gibi) reaksiyona girerek bileşik oluşturabildiği gözlemlenmiştir.

Bileşikler, en az iki farklı elementin kimyasal özelliklerini kaybederek belirli kütle oranlarında birleşmesiyle oluşan saf maddelerdir. Bazı bileşik örnekleri: Sodyum klorür (NaCl); Potasyum permanganat (KMnO4); Asetik asit (CH3COOH); Kalsiyum karbonat (CaCO3); Amonyum fosfat ((NH4)3PO4). Bileşik formülleri, moleküldeki elementlerin türünü ve atom sayılarını gösterir. Üç çeşit formül kullanılır: 1. Kaba formül (basit formül): Element atomlarının türünü ve en basit oranını belirtir. 2. Molekül formülü: Element atomlarının türünü ve gerçek sayılarını gösterir. 3. Yapı formülü: Atomların bağlanma düzenini gösterir. Bazı bileşik formülleri: Su (H2O); Metan (CH4); Karbondioksit (CO2).

Anorganik kimyanın bazı alt dalları: Koordinasyon Kimyası: Metal iyonlarının çeşitli ligandlarla etkileşimlerini ve oluşan kompleks bileşiklerin yapılarını ve özelliklerini inceler. Katı Hal Kimyası: Katı fazdaki malzemelerin yapılarını, özelliklerini ve reaksiyonlarını inceler. İnorganik Sentez: Anorganik bileşiklerin laboratuvar koşullarında sentezlenmesini içerir. Kimyasal Bağlar ve Yapılar: Kimyasal bağların tiplerini, moleküler yapıları ve bileşiklerin 3 boyutlu yapılarını inceler.

Orbitaller, elektronların atom çekirdeği etrafındaki konumunu ve dalga-benzeri özelliklerini tanımladıkları için önemlidir. Orbitallerin önemli olmasının bazı nedenleri: Kimya ve atom fiziğinin anlaşılması. Kimyasal bağların açıklanması. Reaktivitenin tanımlanması. Enerji hesaplamalarının yapılması.

Orbital çeşitleri: s Orbitalleri. p Orbitalleri. d Orbitalleri. f Orbitalleri.

N2 (azot gazı) molekülünün Lewis yapısı, iki azot atomu arasında bir üçlü bağ ve bu atomlardan birinde iki yalnız çiftten oluşur. Adım adım çizim yöntemi: 1. Toplam değerlik elektron sayısının belirlenmesi. 2. Merkezi atomun belirlenmesi. 3. Atomların üçlü bağ ile bağlanması. 4. Kalan elektronların dağıtılması. 5. Oktet kuralının kontrol edilmesi. 6. Lewis yapısının tamamlanması. Lewis yapısı, molekülün sadece iki boyutlu elektron paylaşımını gösterir.

Atomlar, kimyasal bağlar aracılığıyla birleştirilir. Üç ana kimyasal bağ türü: 1. Kovalent bağ: Atomlar elektronlarını paylaşarak bağlanır. 2. İyonik bağ: Bir atom elektron verip, diğer atom elektron aldığında oluşur. 3. Metalik bağ: Metal atomları serbest elektronlarını paylaşarak bağlanır. Ayrıca, atomlar taramalı tünelleme mikroskobu gibi araçlarla malzeme yüzeyinde hareket ettirilerek de birleştirilebilir.

Dipol-dipol etkileşimi, moleküller arasında kalıcı veya geçici olabilir: Kalıcı dipol-dipol etkileşimi, polar moleküllerde görülür. Geçici (indüklenmiş) dipol-dipol etkileşimi, apolar moleküllerde ve soy gazlarda görülür.

Element molekülleri, aynı tür atomların kimyasal bağlarla bir araya gelerek oluşturduğu moleküllerdir. Bazı element molekülleri: Tek atomlu elementler. Diatomik elementler. Poliatomik elementler. Örnekler: Oksijen molekülü (O2). Azot molekülü (N2). Element molekülleri, elementin fiziksel ve kimyasal özelliklerini belirler.

Çözücü-çözünen etkileşimleri şu şekilde özetlenebilir: İyon-dipol etkileşimi: İyonik bileşikler, polar çözücülerle karıştırıldığında gerçekleşir. Dipol-dipol etkileşimi: İki polar molekül arasında gerçekleşir. Dipol-indüklenmiş dipol etkileşimi: Apolar bir çözücü ile polar bir molekül karıştırıldığında oluşur. İndüklenmiş dipol-indüklenmiş dipol etkileşimi: Apolar moleküller arasında görülür. Çözünme, çözücü ve çözünen arasındaki çekim kuvvetlerinin, çözünen tanecikleri arasındaki çekim kuvvetlerinden güçlü olması durumunda gerçekleşir.

CO2 molekülünün Lewis yapısı şu şekildedir: Merkez atom: Karbon (C) atomu merkezdedir ve iki oksijen (O) atomu ile çevrilidir. Bağlar: Karbon atomu ile her oksijen atomu arasında iki çift bağ bulunur (O=C=O). Yalnız çiftler: İki oksijen atomunda iki yalnız çift bulunurken, karbon atomunda yalnız çift yoktur. Adım adım çizim: 1. Toplam değerlik elektronu sayısı: Karbon için 4, oksijen için 6 değerlik elektronu vardır; toplam 16 değerlik elektronu. 2. Atomların bağlanması: Karbon ve oksijen atomları arasında iki çift elektron yerleştirilerek kimyasal bağ temsil edilir. 3. Dış atomların oktetinin tamamlanması: Oksijen atomlarının oktetini tamamlanır; her biri 8 elektron alır. 4. Merkez atomun oktetinin kontrolü: Karbon atomunun oktetini kontrol edilir; eksikse, yalnız çiftler hareket ettirilerek çift veya üçlü bağ oluşturulur. Sonuç: Karbon ve oksijen atomlarının formal yükleri sıfırdır, bu da yapının kararlı olduğunu gösterir.

Poliatomik moleküller, ikiden fazla atom içeren moleküllerdir. Bazı poliatomik moleküller: Karbondioksit (CO2); Su (H2O); Ozon (O3); Fosfor (P4); Kükürt (S8).

Bir maddenin aktifliği, elektron alma veya verme isteğine bağlıdır. Metalik aktiflik, metallerin elektron verme isteğidir. Ametalik aktiflik, ametallerin elektron alma isteğidir. Ayrıca, aktiflik şu faktörlere de bağlı olabilir: İyonik şiddet. Tanecikler arasındaki çekim kuvvetleri. Derişim.

HCl'nin (hidrojen klorür) Lewis yapısı, aralarında tek bağ bulunan bir hidrojen (H) atomu ve bir klor (Cl) atomundan oluşur. Lewis yapısını çizmek için adımlar: 1. Toplam değerlik elektronu sayısını hesaplayın: Hidrojen için 1, klor için 7 değerlik elektronu vardır, toplam 8 elektron. 2. Merkez atomu seçin: Daha az elektronegatif olan hidrojen atomu dışarıda tutularak klor atomu merkez atom olarak seçilir. 3. Atomları bağlayın: Hidrojen ve klor atomu arasına bir çift elektron yerleştirin. 4. Dış atomları kararlı hale getirin: Kalan değerlik elektronlarını klor atomunun üzerine yerleştirin. 5. Sekizliyi kontrol edin: Her bir atomun formal yükünü hesaplayın. Özellikler: Moleküler şekil: Doğrusal, bağ açısı 180°. Elektron geometrisi: Tetrahedral. Bağ türü: Polar kovalent.

MnO4- iyonunda mangan (Mn) elementinin yükseltgenme sayısı +7'dir. Bu sonuca şu şekilde ulaşılır: Oksijenin yükseltgenme basamağı sabit olup -2'dir. Bileşiğin toplam yükünün -1 olması gerektiği dikkate alınır. Mangan için x yükseltgenme basamağı kabul edildiğinde, denklem şu şekilde kurulur: x + 4 × (-2) = -1. İşlem yapıldığında, x - 8 = -1 ve x = +7 sonucuna varılır.

Anorganik kimyada ele alınan bazı konular: Elementler ve bileşikler. Kimyasal bağlar. Atom yapısı. Asitler, bazlar ve tuzlar. Koordinasyon kimyası. Metal kompleksleri. Geçiş metal kimyası. Kataliz ve reaksiyon mekanizmaları. Yüksek basınç ve yüksek sıcaklık koşullarında bileşiklerin yapısal değişimleri. Biyoanorganik kimya (metallerin biyolojik sistemlerdeki rolü, metal içeren enzimlerin ve proteinlerin yapısı ve fonksiyonu). Anorganik kimya, ayrıca malzeme bilimi, katalizörler, yarı iletkenler, toprak-tarım, tıp, çevre bilimleri ve inşaat gibi birçok alanda da etkin olarak yararlanılan bir temel kimya bilimidir.

Kararlı atomlar, elektron kabuklarında belirli sayıda elektron bulundurarak kararlı hale gelir. Atomların kararlı hale gelmesi için: Dublet kuralına uymak. Oktet kuralına uymak. Ayrıca, kararsız atomlar elektron alıp vererek de kararlı hale gelebilir. Tüm elementler içinde yaklaşık 400 adet kararlı çekirdek bulunur.

S ve p orbitallerinin sınır yüzey diyagramlarının farklı olmasının sebebi, p orbitallerinde çekirdeğin merkezinden geçen bir simetri ekseninin bulunması, s orbitallerinde ise böyle bir simetrinin olmamasıdır. s orbitali. p orbitali.