Aynı Formül, 102 Derece Fark
Etanol ile dimetil eterin kapalı formülü aynıdır: $\mathrm{C_2H_6O}$. İkisinin de mol kütlesi 46 g/mol. Buna rağmen etanol 78 °C'de, dimetil eter −24 °C'de kaynar. Oda sıcaklığında biri şişede sıvı durur, öteki gaz tüpünde taşınır.
Atomlar aynı, sayıları aynı. Değişen tek şey dizilişleri: etanolde oksijene bir hidrojen bağlıdır ($\mathrm{CH_3CH_2{-}OH}$), eterde oksijen iki karbonun arasında kalır ($\mathrm{CH_3{-}O{-}CH_3}$). Bu küçük fark, moleküllerin birbirini ne kadar güçlü çektiğini değiştirir. Suyu kaynatırken kopan şey de molekülün içindeki bağlar değil, moleküller arasındaki bu çekimlerdir.
Dört Etkileşim, Dört Büyüklük
| Etkileşim | Nerede? | Kabaca büyüklük |
|---|---|---|
| London (dağılma) | Bütün moleküllerde; apolarda tek etkileşim | Küçük moleküllerde birkaç kJ/mol |
| Dipol-dipol | Polar moleküller arasında ($\mathrm{HCl}$, $\mathrm{CH_3Cl}$) | Birkaç - 20 kJ/mol |
| Hidrojen bağı | F, O ya da N'ye bağlı H ile komşu molekülün F, O, N'si arasında | Yaklaşık 10-40 kJ/mol |
| İyon-dipol | İyonik katı polar çözücüde çözünürken ($\mathrm{NaCl}$ suda) | En güçlüsü |
Karşılaştırma için bir kovalent bağ: sudaki O–H bağı yaklaşık 460 kJ/mol. Yani en güçlü hidrojen bağı bile kovalent bağın onda biri kadardır. İki kavramı ayırmanın en kısa yolu bu sayılardır.
London kuvveti anlık dipollerden doğar. Elektron bulutu büyüdükçe kolay kutuplanır; bu yüzden mol kütlesi ve yüzey arttıkça London etkileşimi güçlenir. $\mathrm{I_2}$'nin oda sıcaklığında katı, $\mathrm{F_2}$'nin gaz olmasının nedeni budur.
Hidrür Serisindeki Sapma
| Grup 14 | Kn (°C) | Grup 16 | Kn (°C) | Grup 17 | Kn (°C) |
|---|---|---|---|---|---|
| $\mathrm{CH_4}$ | −161 | $\mathrm{H_2O}$ | 100 | $\mathrm{HF}$ | 20 |
| $\mathrm{SiH_4}$ | −112 | $\mathrm{H_2S}$ | −60 | $\mathrm{HCl}$ | −85 |
| $\mathrm{GeH_4}$ | −88 | $\mathrm{H_2Se}$ | −41 | $\mathrm{HBr}$ | −67 |
| $\mathrm{SnH_4}$ | −52 | $\mathrm{H_2Te}$ | −2 | $\mathrm{HI}$ | −35 |
Karbon grubunda düzen tertemiz: molekül büyüdükçe kaynama noktası yükselir. Bu apolar moleküllerde yalnız London kuvveti vardır, o da kütleyle artar.
16 ve 17. gruplarda ise ilk üye kuralı bozar. Eğilim devam etseydi su yaklaşık −80 °C'de kaynardı ve Dünya'da sıvı su olmazdı. Aradaki farkı hidrojen bağı açıklar: $\mathrm{H_2S}$'de kükürt yeterince elektronegatif değildir, hidrojen bağı kurulmaz.
Mini soru: $\mathrm{CH_3OH}$ ile $\mathrm{CH_3SH}$'den hangisi daha yüksek sıcaklıkta kaynar? Birkaç satır aşağıda cevabı var; önce siz karar verin.
Buharlaştırmanın Faturası
Suyun 100 °C'deki molar buharlaşma ısısı 40,7 kJ/mol. 36 g suyu kaynama noktasında tümüyle buhara çevirmek için ne kadar enerji gerekir?
$n = \dfrac{36}{18} = 2 \text{ mol} \qquad Q = 2 \cdot 40{,}7 = 81{,}4 \text{ kJ}$
Bu 81,4 kJ'in tamamı moleküller arası çekimi yenmeye gider; buhardaki molekül yine $\mathrm{H_2O}$'dur. Ter buharlaşırken derinin serinlemesi de aynı hesabın günlük hâlidir.
Mini sorunun cevabı: metanol 65 °C'de, metantiyol 6 °C'de kaynar. Oksijene bağlı hidrojen hidrojen bağı kurar; kükürde bağlı olan kuramaz.
Şekil de Oy Kullanır
n-pentan ile neopentan (2,2-dimetilpropan) ikisi de $\mathrm{C_5H_{12}}$, ikisi de 72 g/mol ve ikisi de apolar. Buna karşın biri 36 °C'de, öteki yaklaşık 10 °C'de kaynar. Düz zincirli pentan molekülleri kalem gibi yan yana uzanır, temas yüzeyi geniştir. Neopentan bilyeye benzer; iki bilye birbirine tek noktadan değer. Temas azalınca London çekimi de azalır.
Polarlık için de geometri belirleyicidir. $\mathrm{CO_2}$'deki iki C=O bağı polardır ama molekül doğrusal olduğu için bağ kutupları birbirini götürür; molekül apolardır. Su açısaldır, kutuplar toplanır ve molekül polardır. "Benzer benzeri çözer" kuralı buradan çıkar: polar su iyonları ve polar molekülleri, apolar hekzan yağları çözer.
Etkileşimden Tepkimeye: Köprü
Bu konunun testi, etkileşimin öteki yüzünü de soruyor: moleküller birbirine yaklaşıp çarpıştığında ne olur? Çoğu çarpışma sadece sekmedir. Tepkime ancak çarpışma hem yeterli enerjiyle (aktifleşme enerjisini aşacak kadar) hem de uygun yönelimle olursa gerçekleşir; buna çarpışma kuramı denir. Sıcaklık, derişim ve toz hâline getirme bu yüzden hızı artırır.
Fark sayılarla görülür. 2 mol suyu buharlaştırmak 81,4 kJ ister. Aynı 2 mol suyu elementlerine ayırmak ise bağ koparmayı gerektirir:
$2\mathrm{H_2O(s)} \rightarrow 2\mathrm{H_2(g)} + \mathrm{O_2(g)} \qquad \Delta H = +572 \text{ kJ}$
Yaklaşık 7 kat fazla. Fiziksel etkileşimde moleküller ayrılır, kimyasal etkileşimde atomlar yeni düzene girer. Entalpi ve hız ayrıntısı kardeş anlatımlarda: "Kimyasal Tepkimelerde Enerji" ile "Tepkime Hızı ve Hıza Etki Eden Faktörler".
Yanılgılar ve AYT İpucu
Sık yapılan hata 1: Hidrojen bağını, molekülün içindeki H–O bağı sanmak. Suyun içindeki O–H bir kovalent bağdır; hidrojen bağı, bir molekülün H'si ile komşu molekülün O'su arasındadır. Su kaynarken kopan yalnız ikincisidir.
Sık yapılan hata 2: Formülünde H ve O bulunan her molekülde hidrojen bağı var sanmak. Dimetil eterde H'ler karbona bağlıdır; eter molekülleri kendi aralarında hidrojen bağı kuramaz. Suyla karışınca ise eterin oksijeni sudaki H'yi çekebilir, bu yüzden bir miktar çözünür.
Sık yapılan hata 3: London kuvvetini "yalnız apolarlarda olan" kuvvet sanmak. Her molekülde vardır; büyük moleküllerde toplamı hidrojen bağını bile geçebilir.
AYT ipucu: Kaynama noktası sıralaması sorusunda üç adım izleyin. (1) F, O ya da N'ye bağlı H var mı? Varsa hidrojen bağı öne geçirir. (2) Molekül polar mı? (3) Kalan eşitlikte mol kütlesi ve temas yüzeyi karar verir. Şıklarda $\mathrm{HF}$ ile $\mathrm{HI}$ yan yana geliyorsa tuzak genelde budur: kütle $\mathrm{HI}$'da büyük, ama kaynama noktası $\mathrm{HF}$'de yüksek.
Sık sorulanlar
Hidrojen bağı gerçek bir kimyasal bağ mıdır?
Hayır. Moleküller arasında kurulan güçlü bir çekimdir; yaklaşık 10-40 kJ/mol ile kovalent bağın (O–H için yaklaşık 460 kJ/mol) çok altındadır. Kaynama sırasında kopan odur, molekül bozulmaz.
HF, HI'dan hafif olduğu hâlde neden daha yüksek sıcaklıkta kaynar?
HF molekülleri arasında hidrojen bağı vardır, HI'da yoktur. HI'nın büyük elektron bulutu London kuvvetini artırsa da hidrojen bağının üstüne çıkamaz: HF 20 °C'de, HI −35 °C'de kaynar.
Aynı formüllü iki maddenin kaynama noktası neden farklı olabilir?
Atomların dizilişi değişince moleküller arası etkileşim değişir. Etanol hidrojen bağı kurar (78 °C), dimetil eter kuramaz (−24 °C). Apolar izomerlerde ise şekil belirleyicidir: düz zincir daha geniş temas yüzeyiyle daha yüksek sıcaklıkta kaynar.