KimyasalBağlar

HCl'nin Lewis yapısı, bir hidrojen (H) atomu ve bir klor (Cl) atomunun tek bir bağ ile birleşmesinden oluşur. Adımlar: 1. Toplam değerlik elektronlarını hesapla: Hidrojen için 1, klor için 7 değerlik elektronu vardır, toplam 8 elektron. 2. Merkez atomu seç: HCl'de iki atom olduğu için, her iki atom da merkez atom olarak kabul edilebilir. 3. Elektron çiftlerini yerleştir: Klor ve hidrojen atomları arasına bir elektron çifti yerleştirerek bağı göster. 4. Dış atomları tamamla: Hidrojen atomu, düet (2 elektron) ile kararlıdır, klor atomu ise oktet (8 elektron) için kalan elektronları alır. 5. Merkez atomun oktetini kontrol et: Klor atomu 8 elektrona sahip olduğundan, okteti sağlanmıştır. 6. Formal yükü hesapla: Her iki atomun da formal yükü sıfırdır, bu da yapının kararlı olduğunu gösterir.

MnO4- yükseltgenme sayısı +7'dir.

Kararlı atomlar, birkaç farklı yolla kararlı hale gelebilir: 1. Dış Elektron Katmanı Tamamlama: Atomlar, dış elektron katmanındaki (valans katmanı) elektron sayısını 8'e tamamlayarak (oktet kuralı) kararlı hale gelir. 2. Kimyasal Bağlar: Atomlar, diğer atomlarla kimyasal bağlar oluşturarak kararlılık kazanır. 3. Enerji Düzeylerini Yeniden Düzenleme: Bazı atomlar, enerji düzeylerini yeniden düzenleyerek ve hibritleşme ile yeni orbital biçimleri oluşturarak kararlı hale gelebilirler. 4. İyonlaşma: Atomlar, elektron alarak veya vererek iyon haline gelirler.

S ve p orbitallerinin sınır yüzey diyagramları farklıdır çünkü elektronların farklı şekil ve enerji seviyelerine sahip olmaları. - S orbitalleri, çekirdekten uzaklaştıkça yoğunluğu azalan bir küre şeklindedir ve enerjileri arttıkça daha büyük küreler olarak gösterilir. - P orbitalleri ise çekirdeği zıt iki lob şeklinde elektron bulutu ile çevreleyecek şekilde sınır yüzey diyagramlarına sahiptir.

Bir molekülün titreşim frekansı, telin boyuna, gerginliğine ve kesitine bağlıdır. Ayrıca, titreşim frekansı molekül içindeki kimyasal bağların türüne de bağlıdır.

Anorganik kimyada aşağıdaki konular yer almaktadır: 1. İyonik ve Kovalent Bileşikler: Metallerin ametallerle birleşmesiyle oluşan iyonik bileşikler ve ametallerin kendi aralarında elektron paylaşımıyla oluşturduğu kovalent bileşikler. 2. Reaksiyon Mekanizmaları: Asit-baz reaksiyonları, redoks reaksiyonları ve kompleks oluşumları gibi çeşitli reaksiyon türleri. 3. Koordinasyon Kimyası: Metal iyonlarının ligandlarla etkileşimleri ve oluşan kompleks bileşiklerin yapıları. 4. Katı Hal Kimyası: Katı fazdaki malzemelerin yapıları, özellikleri ve reaksiyonları. 5. İnorganik Sentez: Anorganik bileşiklerin laboratuvar koşullarında sentezi. 6. Kimyasal Bağlar ve Yapılar: Kimyasal bağların tipleri, moleküler yapılar ve bileşiklerin 3 boyutlu yapıları. Ayrıca, anorganik kimyanın uygulamaları arasında malzeme bilimi, kataliz, biyomedikal, çevre bilimi ve tarım gibi alanlar da bulunmaktadır.

Elektron alışverişi, atomların en dış katmanlarındaki elektronların başka atomlarla etkileşime girmesi sonucu gerçekleşmesidir. Bu etkileşim, üç tür kimyasal bağın oluşmasına yol açar: 1. İyonik bağ: Elektron alışverişi yaparak oluşan bağ türüdür. 2. Kovalent bağ: Elektron ortaklaşması sonucu kurulan bağ türüdür. 3. Metalik bağ: Metal atomlarının değerlik elektronlarının serbest hareket etmesiyle oluşan bağ türüdür.

Elektron konfigürasyonu yazmak için aşağıdaki adımlar izlenir: 1. Atom numarasını belirleyin: İncelenecek elementin atom numarasını (proton sayısı) periyodik tablodan bulun. 2. Elektronları enerji seviyelerine yerleştirin: Elektronları en yakın olandan başlayarak her enerji seviyesine yerleştirin ve her seviyenin maksimum kapasitesine saygı gösterin. 3. Yörünge gösterimini kullanın: Elektronların dağılımını, yörünge adları ve üst simgelerle (her yörüngedeki elektron sayısını gösteren) yazın. Örneğin, neon elementinin (atom numarası 10) elektron konfigürasyonu şu şekilde yazılır: 1s² 2s² 2p⁶.

Oksalat formülü C2O4-2 şeklindedir.

Nükleotidlerin şeker, fosfat ve organik baz bağlanması şu şekilde gerçekleşir: 1. Şeker ve Fosfat Bağlanması: Beş karbonlu şeker (riboz veya deoksiriboz) ile fosfat arasında ester bağı (fosfoester) bulunur. 2. Baz ve Şeker Bağlanması: Azotlu organik baz (adenin, guanin, timin, sitozin veya urasil) ile şeker arasında glikozit bağı oluşur. 3. Nükleotid Oluşumu: Baz, şeker ve fosfatın bu şekilde bağlanmasıyla nükleotid oluşur.

Kovalent bağlı bileşikler, farklı elementlere ait atomların belirli oranlarda bir araya gelerek bağ yapmasıyla oluşan yeni ve saf maddelerdir. Bazı kovalent bağlı bileşikler: - Su (H₂O): Hidrojen ve oksijen atomları arasında elektron ortaklaşmasıyla oluşur. - Amonyak (NH₃): Azot ve hidrojen atomları arasındaki polar kovalent bağ ile oluşur. - Karbondioksit (CO₂): Karbon ve oksijen atomları arasındaki polar kovalent bağ ile oluşur. - Metan (CH₄): Bir karbon atomu ile dört hidrojen atomu arasındaki kovalent bağ ile oluşur. - Basit şeker.

Etilen, doymamış bir hidrokarbon olarak kabul edilir çünkü molekülünde en az bir çift bağ bulunur.

9. sınıf kimya ders kitabı sayfa 120'de genellikle kimyasal bağlar konusu işlenir. Bu sayfada yer alabilecek diğer konular şunlardır: İyonik ve kovalent bağlar: Bağ türleri, elektron paylaşımı ve transferi. Lewis yapıları ve VSEPR teorisi: Molekül geometrisi. Metal bağları ve alaşımlar: Metalik bağ hakkında genel bilgiler. Kimyasal tepkimeler: Tepkime denklemleri ve türleri. Atomun yapısı: Atom modelleri, atomaltı parçacıklar ve izotoplar.

Çözünme sürecinde çözünen maddenin tanecikleri arasındaki bağlar kopar.

İyonik ve moleküler iyonlar şu şekilde tanımlanabilir: 1. İyonik İyonlar: Pozitif (katyon) ve negatif (anyon) iyonların elektrostatik çekim kuvvetleriyle bir araya gelmesiyle oluşan bileşiklerdir. 2. Moleküler İyonlar: Kovalent bağlarla birbirine bağlı atomlardan oluşan bileşiklerdir.

Moleküler yapı modelleri genel olarak dört ana türe ayrılır: 1. Küre ve Çubuk Modelleri: Atomlar toplar, bağlar ise çubuklarla temsil edilir. 2. Uzay Dolgulu Modeller: Atomlar, birbirine dokunan küreler olarak gösterilir ve moleküler hacmi ve yoğunluğu görselleştirir. 3. Yapısal Formül Modelleri: Molekül, düz yüzeyde çizgiler ve sembollerle gösterilir. 4. Kristal Lattice Modelleri: Katı hal kimyasında, iyonların veya moleküllerin kristal yapısını gösterir.

Molekül yapılı ve iyonik yapılı bileşikler, kimyasal bağlarla oluşan iki temel bileşik türüdür. 1. Molekül Yapılı Bileşikler: Kovalent bağla oluşan, moleküllerden oluşan bileşiklerdir. Özellikleri: - Suda iyonlarına ayrışmaz. - Sulu çözeltileri genellikle elektriği iletmez. - Örnekler: Su (H2O), amonyak (NH3), karbondioksit (CO2). 2. İyonik Yapılı Bileşikler: İyonik bağla oluşan, iyon yığınlarından oluşan bileşiklerdir. Özellikleri: - Sulu çözeltileri elektrik akımını iletir. - Katı halde elektriği iletmez. - Genellikle oda sıcaklığında katıdır. - Örnekler: Sodyum klorür (NaCl), alüminyum klorür (AlCl3).

Elektron sayısı aynı olan atomlara "izoelektronik atomlar" denir.

Bir bileşiğin molekül yapılı olup olmadığını anlamak için aşağıdaki kriterlere bakılabilir: 1. Kimyasal Bağlar: Moleküller, atomlar arasındaki kovalent bağlarla oluşur. Eğer bir bileşikte bu tür bağlar varsa, moleküler bir yapı olduğu söylenebilir. 2. Formül: Moleküler bileşikler, belirli bir formüle sahiptir ve belirli atomların sabit bir oranı ile bir araya gelerek oluşur. 3. Fiziksel Durum: Moleküler bileşikler genellikle gaz, sıvı veya düşük erime noktasına sahip katı halinde bulunur. 4. İyonik Yapı: Eğer bileşikte metal ve ametal atomlarının birleşimi varsa, bu genellikle iyonik bir bileşiktir ve moleküler yapıdan ziyade bir kristal yapı oluşturur. Ayrıca, laboratuvar ortamında spektroskopi ve diğer analitik yöntemler kullanılarak da bileşiğin moleküler yapısı belirlenebilir.

Kimya teorileri şu ana başlıklar altında toplanabilir: 1. Atom Teorisi: Maddenin atomlardan oluştuğunu öne süren teori, John Dalton tarafından geliştirilmiştir. 2. Periyodik Tablo: Elementlerin atom numarasına, kimyasal özelliklerine ve benzerliklerine göre sıralandığı tablodur. 3. Kimyasal Bağlar: Atomların elektronları paylaşarak veya tam olarak transfer ederek oluşturduğu bağlardır. 4. Termodinamik ve Kimya: Enerji ve ısı ile ilgili yasaları inceleyen bir bilim dalıdır. 5. Asit-Baz Teorileri: Arrhenius, Bronsted-Lowry ve Lewis gibi farklı teoriler, asitlerin ve bazların tanımlarını ve etkileşimlerini açıklamak için geliştirilmiştir. Ayrıca, teorik kimya gibi daha spesifik teoriler de bulunmaktadır.