9. Sınıf Moleküller Arası Etkileşimler — Konu Anlatımı

Tablodaki Aykırı Değer

Periyodik sistemde 6A grubundaki elementlerin hidrojenli bileşiklerine bakalım:

$\mathrm{H_2S}$'den $\mathrm{H_2Te}$'ye düzenli bir artış var: molekül büyüdükçe kaynama noktası yükseliyor. Bu eğilimi geriye doğru uzatırsak suyun −80 °C civarında kaynaması gerekirdi. Oysa su 100 °C'de kaynıyor; yani oda sıcaklığında gaz olması gereken bir madde okyanusları dolduruyor. Tek bir satırın bu kadar sapmasının nedeni, bu konunun bütünüdür.

Duralım ve soralım: su kaynarken ne kopar?

İçeride Bağ, Arada Çekim

Kimyada etkileşimler ikiye ayrılır:

• Güçlü etkileşimler: molekülün içinde, atomlar arasında. İyonik, kovalent, metalik bağ.
• Zayıf etkileşimler: moleküllerin arasında. London kuvvetleri, dipol-dipol, hidrojen bağı.

Su kaynarken hiçbir O–H bağı kopmaz; kopan, molekülleri birbirine tutturan zayıf etkileşimlerdir. Buhar hâlâ $\mathrm{H_2O}$'dur. Sayılarla: 1 mol suyu buharlaştırmak yaklaşık 41 kJ ister, 1 mol O–H bağını koparmak ise yaklaşık 463 kJ. Aradaki on kattan fazla fark, "zayıf" sözcüğünün neden kullanıldığını gösterir.

Buz eridiğinde de durum aynıdır: moleküller yerinden oynar ama bozulmaz.

Zayıf etkileşimler çözünmeyi de yönetir. Bir madde, çözücü molekülleriyle kendi molekülleri arasında kurduğu çekim, bozduğu çekimlerle yarışabiliyorsa çözünür. İyot suda çok az çözünür ama apolar hekzanda kolayca çözünüp mor bir çözelti verir. Etil alkol ise suyla her oranda karışır, çünkü onun da O–H grubu vardır ve suyla hidrojen bağı kurar. "Benzer benzeri çözer" kuralı bu gözlemlerin kısa adıdır.

London Kuvvetleri: Herkeste Var

Apolar bir molekülde elektronlar ortalamada düzgün dağılmıştır ama her an düzgün değildir. Bir anlık düzensizlik geçici bir dipol oluşturur; bu dipol komşu molekülde de dipol oluşturur ve ikisi birbirini çeker. Bu kısa ömürlü çekimlere London kuvvetleri denir.

Elektron sayısı arttıkça elektron bulutu kolay bozulur, geçici dipoller büyür, çekim güçlenir. Soy gazlar bile bu sayede sıvılaşır: helyum −269 °C'de, yani mutlak sıfıra yalnızca 4 derece kala.

Kalıcı Dipoller ve Hidrojen Bağı

Polar moleküllerin kalıcı kısmi yükleri vardır; bir molekülün pozitif ucu komşusunun negatif ucunu çeker. Buna dipol-dipol etkileşimi denir. Etkisini görmek için benzer kütleli iki molekülü karşılaştıralım: apolar $\mathrm{F_2}$ (38 g/mol) −188 °C'de, polar $\mathrm{HCl}$ (36,5 g/mol) −85 °C'de kaynar.

Hidrojen bağı ise özel ve güçlü bir dipol-dipol etkileşimidir. Koşulu kesindir: hidrojen doğrudan F, O ya da N atomuna bağlı olmalıdır. Bu üç atom küçük ve çok elektronegatif olduğu için hidrojeni neredeyse çıplak bir pozitif uç hâline getirir; bu uç komşu molekülün F, O ya da N atomundaki elektron çiftine yapışır.

Suyun tablodaki aykırılığının cevabı budur. $\mathrm{CH_4}$ de hidrojen içerir ama hidrojeni karbona bağlı olduğu için hidrojen bağı yapmaz ve −161 °C'de kaynar.

Hidrojen bağının bir sonucu da buzun sudan hafif olmasıdır. Donarken hidrojen bağları molekülleri boşluklu, altıgen bir örgüye yerleştirir. Buzun yoğunluğu yaklaşık 0,92 g/cm³, suyunki 1,00 g/cm³'tür. Göller üstten donar, altındaki canlılar yaşar.

Canlılığın kendisi de bu etkileşime dayanır. DNA'nın iki zinciri, karşılıklı bazlar arasındaki hidrojen bağlarıyla bir arada durur: adenin ile timin arasında 2, guanin ile sitozin arasında 3 hidrojen bağı vardır. Bu bağlar kopyalanma sırasında zincirlerin ayrılmasına izin verecek kadar zayıf, bilgiyi korumaya yetecek kadar da çoktur.

İyon-Dipol ve Güç Sıralaması

Tuz suda çözünürken su moleküllerinin kısmi negatif oksijen uçları $\mathrm{Na^+}$ iyonlarını, kısmi pozitif hidrojen uçları $\mathrm{Cl^-}$ iyonlarını sarar. Tam bir iyon yükü ile kalıcı bir dipol arasındaki bu çekim, zayıf etkileşimlerin en güçlüsüdür: iyon-dipol etkileşimi.

Genel sıralama: London < dipol-dipol < hidrojen bağı < iyon-dipol. Etkileşim güçlendikçe molekülleri ayırmak zorlaşır; kaynama noktası yükselir, buhar basıncı düşer.

Ama bu sıralama "benzer büyüklükteki moleküller için" geçerlidir. Çok büyük apolar moleküllerde London kuvvetleri toplamda hidrojen bağını geçebilir. İyot ($\mathrm{I_2}$) yalnız London kuvvetleriyle bir arada durduğu hâlde oda sıcaklığında katıdır ve 184 °C'de kaynar; hidrojen bağlı su ise 100 °C'de kaynar.

Çözümlü örnek: $\mathrm{CH_4}$, $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HF}$ ve $\mathrm{NaCl}$'yi kaynama noktasına göre sıralayın. $\mathrm{CH_4}$ apolardır, yalnız London kuvveti var: en düşük (−161 °C). $\mathrm{HCl}$ polardır ama hidrojeni klora bağlı, hidrojen bağı yok: dipol-dipol (−85 °C). $\mathrm{HF}$'de hidrojen flora bağlı: hidrojen bağı (20 °C). $\mathrm{NaCl}$ ise molekül değil iyonik örgüdür; kaynamak için iyonik bağların yenilmesi gerekir (1465 °C). Sıra: $\mathrm{CH_4} \lt \mathrm{HCl} \lt \mathrm{HF} \lt \mathrm{NaCl}$.

Mini soru: $\mathrm{NH_3}$ ile $\mathrm{PH_3}$'ten hangisinin kaynama noktası daha yüksektir? $\mathrm{NH_3}$: hidrojen azota bağlıdır, hidrojen bağı kurar. Ölçülen değerler −33 °C ve −88 °C'dir.

Sık Yapılan Hata

1. Hidrojen bağını bir kovalent bağ sanmak. Adında "bağ" geçse de moleküller arası bir çekimdir ve kovalent bağdan kat kat zayıftır.

2. Hidrojen içeren her molekülde hidrojen bağı olduğunu sanmak. $\mathrm{CH_4}$ ve $\mathrm{H_2S}$'de yoktur; hidrojen F, O ya da N'ye bağlı olmalıdır.

3. London kuvvetini yalnız apolar moleküllere özgü sanmak. Bütün moleküllerde vardır; polar moleküllerde dipol-dipol ona eklenir.

Sınav ipucu: Kaynama noktası karşılaştırmasında sırayla sorun: Hidrojen bağı var mı? Molekül polar mı? Hangisi daha büyük? İlk "evet" genellikle kazananı belirler, ama çok büyük kütle farkı olan seçeneklere dikkat edin.

Sık sorulanlar