H2O molekülü polardır. Bu demektir ki su molekülünün yapısı doğrusal değildir. Oksijen atomu üzerindeki bağ yapmayan elektronlar bulunmaktadır. Bağ elektronlar hem çekirdek tarafından hem de bağlı atomlar tarafından çekilir. Bağ yapmayan elektronlar ise sadece çekirdek tarafından çekildiği için boşluğa daha rahat yayılırlar. Bu nedenle de bağ elelektronları, bağ yapmayan elektronlar tarafından itildiği için bağ açıları beklenenden küçük olur.
Moleküllerin Polaritesi ve Dipol MomentDipol-Dipol Etkileşimiİndüklenme ile Elektriklenmeİyon- İndüklenmiş Dipol (Apolar) EtkileşimiDipol-İndüklenmiş Dipol Etkileşimiİndüklenmiş Dipol-İndüklenmiş Dipol EtkileşimiHidrojen Bağı Tanecikler Arasındaki Etkileşimlerin Etkileri
Van Der Waals Çekimleri: Kovalent bağlı apolar moleküllerde ve soygazlarda yoğun fazlarda sadece kütlelerinden kaynaklanan bir çekim kuvveti oluşmaktadır. Bu kuvvete van der waals bağları denir. Yoğun fazda sadece van der vaals bağı bulunan maddelere moleküler maddeler denir. Moleküler maddelerin mol ağırlıkları arttıkça kaynama ve erime noktaları yükselir. Örneğin oda koşullarında F2 ve Cl2 gaz, Br2 sıvı, I2 ise katıdır. Van der waals etkileşimi en fazla olan I2, en az olan ise F2 dir. Van Der Waals Çekimleri: Kovalent bağlı apolar moleküllerde ve soygazlarda yoğun fazlarda sadece kütlelerinden kaynaklanan bir çekim kuvveti oluşmaktadır. Bu kuvvete van der waals bağları denir. Yoğun fazda sadece van der vaals bağı bulunan maddelere moleküler maddeler denir. Moleküler maddelerin mol ağırlıkları arttıkça kaynama ve erime noktaları yükselir. Örneğin oda koşullarında F2 ve Cl2 gaz, Br2 sıvı, I2 ise katıdır. Van der waals etkileşimi en fazla olan I2, en az olan ise F2 dir.Sıvı ve katı halde yalnızca Van Der Waals bağları bulunduran maddeler; . Soygazlar (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) . Moleküller halinde bulunan ametaller (H2 , O2 , N2 , F2 , Cl2 , Br2 , I2 , P4 ) . Apolar olan bileşikler (CH4 , CO2 , C2 H6 )
Dipol – Dipol Etkileşimi: Bu tür etkileşim polar moleküller arasında görülür. Polar moleküller sürekli bir kısmı (+), bir kısmı (-) uca sahiptirler. İki polar molekül birbirine yaklaşırken birinin pozitif ucu diğerinin negatif ucuna yönelir. Böylece bir molekülün (+) ucu ile diğerinin (-) ucu arasında bir elektrostatik çekme oluşur. Ancak bu çekme zıt yüklü iyonlar arasındaki çekmeden çok zayıftır. . Polar moleküller arasındaki bu kuvvetler, van der Walls kuvvetlerinden daha büyüktür. Bu nedenle aynı molekül kütlesine sahip iki maddeden polar olanının erime ve kaynama noktası daha yüksektir. . Polar moleküllerin oluşturduğu katılar, su gibi polar çözücülerde iyi çözünürler. Bu çözünme polar etkileşimle sağlanır. Dipol – Dipol Etkileşimi: Bu tür etkileşim polar moleküller arasında görülür. Polar moleküller sürekli bir kısmı (+), bir kısmı (-) uca sahiptirler. İki polar molekül birbirine yaklaşırken birinin pozitif ucu diğerinin negatif ucuna yönelir. Böylece bir molekülün (+) ucu ile diğerinin (-) ucu arasında bir elektrostatik çekme oluşur. Ancak bu çekme zıt yüklü iyonlar arasındaki çekmeden çok zayıftır. . Polar moleküller arasındaki bu kuvvetler, van der Walls kuvvetlerinden daha büyüktür. Bu nedenle aynı molekül kütlesine sahip iki maddeden polar olanının erime ve kaynama noktası daha yüksektir. . Polar moleküllerin oluşturduğu katılar, su gibi polar çözücülerde iyi çözünürler. Bu çözünme polar etkileşimle sağlanır.
Polar moleküllerden oluşan sıvıların birbiri içerisinde çözünmesi dipol-dipol etkileşim ile açıklanabilir. Etanol ve suyun her oranda karışabilmesi bu olaya örnektir. Polar moleküllerden oluşan sıvıların birbiri içerisinde çözünmesi dipol-dipol etkileşim ile açıklanabilir. Etanol ve suyun her oranda karışabilmesi bu olaya örnektir.Moleküllerin bu ek düzenliliği maddenin beklenenden daha yüksek sıcaklıklarda sıvı ve katı halde kalmasına neden olur. Dipollerin birbirinden uzaklığı ve dipol momentlerinin büyüklüğü dipol-dipol etkileşiminin enerjisini etkiler. Bu etkileşim sıcaklıktan da etkilenir.
Dipol-Dipol ve İyon-Dipol etkileşimleri daha kapsamlı incelersek; Dipol-Dipol ve İyon-Dipol etkileşimleri daha kapsamlı incelersek; İndüklenme ile Elektriklenme Elektrik yüklü bir cisim çevresinde bir elektrik alanı oluşturur. Yüksüz cisimlerde bu alandan etkilenirler. Öncelikle yüksüz bir cismin, atom çekirdeklerinden ve elektronlarından oluştuğunu hatırlatalım. Ortamda (+) yüklü bir cisim var ise yüksüz cisimdeki elektronlar bu (+) kutup tarafından çekilir. Diğer bölgede ise elektron noksanlığı veya (+) yük oluşur. İşte bu sayede polar olmayan (apolar) bir molekülde indüklenme yolu ile (-) ve (+) yük kutuplaşması sağlanır ve molekül indüklenmiş dipol momente sahip olur.
Dipol-İndüklenmiş Dipol Etkileşimi Bu etkileşime polar bir maddeni apolar bir maddede çözünmesi örnek olarak verilebilir. İyot (I2) menekşe rengine sahip bir maddedir. Fakat etanol içerisinde çözündüğü zaman kahverengi bir renk alır. Dipol-İndüklenmiş Dipol Etkileşimi Bu etkileşime polar bir maddeni apolar bir maddede çözünmesi örnek olarak verilebilir. İyot (I2) menekşe rengine sahip bir maddedir. Fakat etanol içerisinde çözündüğü zaman kahverengi bir renk alır. Polar molekülün dipol momenti ile apolar molekülün polarlaşabilmesi bu etkileşimin derecesini belirler. Etkileşim uzaklığın altıncı kuvveti iler ters orantılıdır. Bu nedenle de bu etkileşim çok kısa mesafeler için geçerlidir. Bu nedenle polar olan bir madde apolar bir madde içerisinde çözünmez olarak bilinir.
İndüklenmiş Dipol-İndüklenmiş Dipol Etkileşim İndüklenme ile elektriklenme konusunda elektrostatik bir etkileşimden bahsedildi. İndüklenmiş dipol-indüklenmiş dipol olayı tam olarak bu elektrostatik çekim kuvveti ile açıklanamaz. Elektronların haraket halinde olduğu düşünülürse bu hareketin bir anında (tamamen tesadüfen) moleküldeki elektron dağılımı düzgün olmayabilir. Elektronların, atomun yada molekülün bir bölgesine yığılabilme ihtimali vardır. Bu anlık kutuplaşma nedeni ile apolar olan bir molekülün polarlaşması söz konusu olur. Bir anlık dipol oluşur. Molekülün veya atomun anlık dipolü çevre molekülde veya atomda da anlık indüklenmiş dipol oluşturur. İndüklenmiş Dipol-İndüklenmiş Dipol Etkileşim İndüklenme ile elektriklenme konusunda elektrostatik bir etkileşimden bahsedildi. İndüklenmiş dipol-indüklenmiş dipol olayı tam olarak bu elektrostatik çekim kuvveti ile açıklanamaz. Elektronların haraket halinde olduğu düşünülürse bu hareketin bir anında (tamamen tesadüfen) moleküldeki elektron dağılımı düzgün olmayabilir. Elektronların, atomun yada molekülün bir bölgesine yığılabilme ihtimali vardır. Bu anlık kutuplaşma nedeni ile apolar olan bir molekülün polarlaşması söz konusu olur. Bir anlık dipol oluşur. Molekülün veya atomun anlık dipolü çevre molekülde veya atomda da anlık indüklenmiş dipol oluşturur. Bunun sonucunda moleküller arasında bir çekim kuvveti oluşur. Bu çekim kuvetine dağılma kuvveti ya da London kuvveti (van der Waals kuvvetleri) denir. Apolar bir çözücünün apolar bir çözücü içerisinde çözünmesi bu london kuvvetleri ile açıklanabilir
Bir molekülün bir dipol tarafından indüklenme kolaylığına kutuplanabilirlik denir. Kutuplanabilirlik elektron sayısı ile artar, elektron sayısı da molekül kütlesi ile artar. Kutuplanabilirğin artması ile London kuvvetleride artacağından kovalent bileşiklerin erime ve kaynama noktaları molekül kütlesi ile birlikte artacaktır. Dağılma kuvvetlerinin şiddeti molekül biçimine de bağlıdır. Zincir şeklinde bir moleküldeki elektronlar, küçük, sıkı ve simetrik yapıya sahip moleküldeki elektronlardan daha kolay haraket eder ve bu nedenle de zincir molekül daha rahat haraket eder. Bunun sonucunda da aynı tür ve sayıda atom içeren izomerlerin kaynama noktaları farklıdır. Bir molekülün bir dipol tarafından indüklenme kolaylığına kutuplanabilirlik denir. Kutuplanabilirlik elektron sayısı ile artar, elektron sayısı da molekül kütlesi ile artar. Kutuplanabilirğin artması ile London kuvvetleride artacağından kovalent bileşiklerin erime ve kaynama noktaları molekül kütlesi ile birlikte artacaktır. Dağılma kuvvetlerinin şiddeti molekül biçimine de bağlıdır. Zincir şeklinde bir moleküldeki elektronlar, küçük, sıkı ve simetrik yapıya sahip moleküldeki elektronlardan daha kolay haraket eder ve bu nedenle de zincir molekül daha rahat haraket eder. Bunun sonucunda da aynı tür ve sayıda atom içeren izomerlerin kaynama noktaları farklıdır.
HİDROJEN-BAĞLARI Hidrojen atomu, elektronları kuvvetli çeken N, O ve F atomları ile kimyasal bağ oluşturduğunda, elektronunu büyük ölçüde yitirir ve diğer polar moleküllerdekine göre daha etkin ir artı yük kazanır. Bu yük nedeniyle hidrojen komşu moleküllerin eksi ucuyla moleküller arası bir bağ oluşur. Bu bağa hidrojen bağı denir. Hidrojen bağı, diğer polar moleküllerdeki dipoldipol etkileşiminden farklı ve güçlüdür. . Hidrojen bağlarını koparmak için gereken enerji, 5 ile 10 kkal/mol dolaylarındadır. Hidrojen bağları kovalent bağlara göre çok zayıftır. Bu nedenle su ısıtılınca öncelikle hidrojen bağları kopar, gaz haline gelir. H2 ile O2 ‘ye ayrışmaz. . Hidrojen bağları, polar etkileşiminden çok daha güçlüdür. Moleküller arası yalnız van der Walls kuvvetlerine sahip olduğundan kaynama noktası çok düşüktür. HİDROJEN-BAĞLARI Hidrojen atomu, elektronları kuvvetli çeken N, O ve F atomları ile kimyasal bağ oluşturduğunda, elektronunu büyük ölçüde yitirir ve diğer polar moleküllerdekine göre daha etkin ir artı yük kazanır. Bu yük nedeniyle hidrojen komşu moleküllerin eksi ucuyla moleküller arası bir bağ oluşur. Bu bağa hidrojen bağı denir. Hidrojen bağı, diğer polar moleküllerdeki dipoldipol etkileşiminden farklı ve güçlüdür. . Hidrojen bağlarını koparmak için gereken enerji, 5 ile 10 kkal/mol dolaylarındadır. Hidrojen bağları kovalent bağlara göre çok zayıftır. Bu nedenle su ısıtılınca öncelikle hidrojen bağları kopar, gaz haline gelir. H2 ile O2 ‘ye ayrışmaz. . Hidrojen bağları, polar etkileşiminden çok daha güçlüdür. Moleküller arası yalnız van der Walls kuvvetlerine sahip olduğundan kaynama noktası çok düşüktür. Suda Çözünme: Hidrojen bağı oluşturabilen iki farklı molekül birbirleriyle de hidrojen bağı oluştururlar. Bu durum hidrojen bağı oluşturabilen maddelerin suda iyi çözünmelerini sağlar. Hangi tür kuvvetle bağlanırsa bağlansın oluşan katılara moleküllü katı denir. Genelde moleküllü katıların erime noktaları, katılara göre daha düşüktür.
ÖZET: Atomu elektronegativitesi yüksek bir atomla (F,O veya N) kovalent bağ ile bağlandıktan sonra, bağ elektronları elektronegativitesi büyük olan atom tarafından çekilir. Bu nedenle bir kutuplaşma sözkonusu olur. Elektronsuz kalan hidrojen komşu moleküldeki elektronegatif atomun ortaklanmamış bir çift elektronunu çeker. Böylece komşu molekül ile elektrostatik etkileşime girerek bir tür köprü atom haline gelir. ÖZET: Atomu elektronegativitesi yüksek bir atomla (F,O veya N) kovalent bağ ile bağlandıktan sonra, bağ elektronları elektronegativitesi büyük olan atom tarafından çekilir. Bu nedenle bir kutuplaşma sözkonusu olur. Elektronsuz kalan hidrojen komşu moleküldeki elektronegatif atomun ortaklanmamış bir çift elektronunu çeker. Böylece komşu molekül ile elektrostatik etkileşime girerek bir tür köprü atom haline gelir. Bir molekülde kısmen pozitif yüklü H atomu ile başka bir moleküldeki kısmen negatif yüklü N, O, F atomu arasındaki çekim kuvvetine hidrojen bağı denir. Bu bağ genellikle çizgi çizgi (----) olarak gösterilir. Bu bağ kovalanet bağa göre uzun ve zayıf bir bağdır. Hidrojen bağı yalnızca H atomu ile gerçekleştirilebilir. Çünkü tüm öteki atomların iç kabuk elektronları atom çekirdeklerini perdeler. H bağları moleküller arası çekim kuvvetlerinden (van der Waals, dipol-dipol etkileşim) daha kuvvetlidir. Bu bağın daha kuvvetli oluşu 4A, 5A, 6A ve 7A grubundaki bazı elementlerin hidrür bileşiklerinin kaynama noktalarının karşılaştırılması ile daha iyi anlaşılacaktır.
4A grup elementlerinin hidrür bileşiklerinin (C, Si, Ge, Sn) kaynama noktaları ile ilgili grafiği inceleyecek olursak molekül kütlelerinin artması ile kaynama noktasının düzenli olarak arttığı gözlenmektedir ki beklenen de budur. 4A grup elementlerinin hidrür bileşiklerinin (C, Si, Ge, Sn) kaynama noktaları ile ilgili grafiği inceleyecek olursak molekül kütlelerinin artması ile kaynama noktasının düzenli olarak arttığı gözlenmektedir ki beklenen de budur. Bunun sebebi ise giderek büyüyen merkez atomdaki elektron sayısı arttıkça moleküller arası van der Waals kuvvetleri artar ve bu nedenle de kaynama noktaları yükselir. Fakat 6A grup elementlerinin (O, S, Se, Te) yaptığı hidrür bileşiklerin grafiğine bakacak olursak H2O bileşiğindeki uyumsuzluğu görebiliriz. H2O'nun kaynama noktası aynı grup elementlerinin yaptığı bileşiklerden daha düşük olması beklenirken daha yüksektir. Bu durum ise H2O molekülünün hidrojen bağı yapabilme özelliği ile açıklanabilir. H bağı van der Waals kuvvetlerinden daha kuvvetli olduğu için kaynama noktasında ani bir yükselme görülür.5A grubundaki NH3, PH3 AsH3, SbH3 ve 7A grubundaki HF, HCl, HBr, HI bileşiklerininde kaynama noktası grafiği, 6A grubuna ait grafikle aynıdır. Bu iki grafikte de NH3 ve HF bileşikleri H bağı nedeni ile beklenen değerlerden sapma gösterir.
İYON BAĞI: Elektronlarını kolay kaybeden atomlarla, kolay elektron alabilen atomlar arasında oluşan bağa iyon bağı denir. Artı ve eksi yüklü iyonlardan oluşan katılara iyonlu katı denir. İyonlu katılarda, her iyonun karşıt yüklü iyonlarla çevrildiği bir örgü bulunduğundan birkaç atomun bir araya geldiği moleküllerin varlığından söz edilemez. İyon kristallerinde elektronlar, iyonların çekirdekleri tarafından kuvvetli çekildiklerinden serbest halde bulunmazlar. Bir iyon kristalinin bir kısmının basınç etkisinde kalması durumunda iyonlar kayar ve aynı adlı elektrik yükleri birbirlerinin yanına gelir. Aynı yüklü iyonların birbirlerini itmesiyle kristal ikiye ayrılır. Buna göre metalik katılarda olduğu gibi iyonlu katılar dövülüp, tel ve levha haline getirilemezler. İyonlu katılar eritildiklerinde ya da suda çözündüklerinde elektrik akımını iletirler. Polar moleküllü maddeler ve iyon bileşikleri polar çözücülerde, apolar bileşikler apolar çözücülerde daha kolay çözünürler. İYON BAĞI: Elektronlarını kolay kaybeden atomlarla, kolay elektron alabilen atomlar arasında oluşan bağa iyon bağı denir. Artı ve eksi yüklü iyonlardan oluşan katılara iyonlu katı denir. İyonlu katılarda, her iyonun karşıt yüklü iyonlarla çevrildiği bir örgü bulunduğundan birkaç atomun bir araya geldiği moleküllerin varlığından söz edilemez. İyon kristallerinde elektronlar, iyonların çekirdekleri tarafından kuvvetli çekildiklerinden serbest halde bulunmazlar. Bir iyon kristalinin bir kısmının basınç etkisinde kalması durumunda iyonlar kayar ve aynı adlı elektrik yükleri birbirlerinin yanına gelir. Aynı yüklü iyonların birbirlerini itmesiyle kristal ikiye ayrılır. Buna göre metalik katılarda olduğu gibi iyonlu katılar dövülüp, tel ve levha haline getirilemezler. İyonlu katılar eritildiklerinde ya da suda çözündüklerinde elektrik akımını iletirler. Polar moleküllü maddeler ve iyon bileşikleri polar çözücülerde, apolar bileşikler apolar çözücülerde daha kolay çözünürler.
İyonik bağlı bileşiklerin hem molekül içi, hem molekül arası bağlanmaları iyoniktir. İyonik bağlı bileşiklerin hem molekül içi, hem molekül arası bağlanmaları iyoniktir.İyonik bileşikler oda koşullarında katı halde bulunurlar. Katı halde bulunan iyonik moleküllerde (+) ve (–) yüklü iyonlar birbirine çok yakın olacağından aralarında çekim oluşacaktır. İyonik bileşikler katı halde elektrik akımını iletmezler. Sıvı halde ya da çözündüklerinde elektrik akımını iletirler. Bu katıların kristal yapısı vardır ve kırılgan özelliğe sahiptirler. (NaCl, K2S ........)
İyon-dipol bağı: Bir iyon-dipol bağı, bir iyonik bağdaki iyonlardan birinin su gibi oldukça polar bir molekülle yer değiştirmesi sonucu oluşur. İyon-dipol bağı: Bir iyon-dipol bağı, bir iyonik bağdaki iyonlardan birinin su gibi oldukça polar bir molekülle yer değiştirmesi sonucu oluşur.
İyon-Dipol Etkileşimini farklı bir şekilde tanımlarsak; İyon-Dipol Etkileşimini farklı bir şekilde tanımlarsak;Ortamdaki katyonlar molekülün negatif yüklü kutbu, anyonlar ise molekülün pozitif yüklü kutbu ile etkileşirlerYemek tuzunun (NaCl) su içerisinde çözünmesi olayı bu etkileşime verilebilecek en güzel örnektir. NaCl kristali suya atıldığında polar su molekülleri karşıt yüklü uçları ile iyonlara yaklaşır ve onları kristal örgüsünden kopararak su içerisinde dağılmasına neden olur. Etkileşim enerjisi (E), iyon yükü (Q) ve molekülün dipol momenti (d) ile doğru orantılı iken, iyon merkezinin molekülün negatif ve pozitif yüklenen kutuplarının tam ortasına olan uzaklığın karşı ile ters orantılıdır.
METAL BAĞI Metal atomlarını katı ve sıvı halde bir arada tutan kuvvetlere metal bağı denir. Değerlik elektronlarının serbest hareketleri nedeniyle metaller, elektrik akımı ve ısıyı iyi iletirler. Metal kristalinde basınç etkisiyle kristalin bir kısmının kayması asıl yapıyı bozmaz. Bu nedenle metaller dövülerek, tel ve levha haline getirilebilirler. Metallerin erime noktaları genelde moleküllü katılardan yüksektir. Oda koşullarında hemen tümü katıdır. Periyodik cetvelde; . Bir grupta yukarıdan aşağıya doğru atom çapı büyüdükçe genel olarak metal bağı zayıflar, dolayısıyla erime noktası düşer. . Bir sırada soldan sağa doğru atom çapı küçülüp, değerlik elektron sayısı arttıkça metal bağı kuvvetlenir, erime noktası yükselir. METAL BAĞI Metal atomlarını katı ve sıvı halde bir arada tutan kuvvetlere metal bağı denir. Değerlik elektronlarının serbest hareketleri nedeniyle metaller, elektrik akımı ve ısıyı iyi iletirler. Metal kristalinde basınç etkisiyle kristalin bir kısmının kayması asıl yapıyı bozmaz. Bu nedenle metaller dövülerek, tel ve levha haline getirilebilirler. Metallerin erime noktaları genelde moleküllü katılardan yüksektir. Oda koşullarında hemen tümü katıdır. Periyodik cetvelde; . Bir grupta yukarıdan aşağıya doğru atom çapı büyüdükçe genel olarak metal bağı zayıflar, dolayısıyla erime noktası düşer. . Bir sırada soldan sağa doğru atom çapı küçülüp, değerlik elektron sayısı arttıkça metal bağı kuvvetlenir, erime noktası yükselir.
İyonlaşma enerjisi azaldıkça (peryot numarası arttıkça) metalik bağlar zayıflar. İyonlaşma enerjisi azaldıkça (peryot numarası arttıkça) metalik bağlar zayıflar.Değerlik elektronları sayısı artıkça metalik bağ kuvveti artar.Metalik bağda değerlik elektronları kristal içerisinde hareket ettiğinden dolayı bağlar a değil, kristalin bütününe ait olur. Metaller, değerlik elektronlarının oynaklığından dolayı ısı ve elektrik akımı iletkenliği, şekil verilebilme gibi özelliklere sahip olurlar.
Tanecikler Arasındaki Etkileşimlerin Etkileri Erime ve Kaynama Noktaları Tanecikler Arasındaki Etkileşimlerin Etkileri Erime ve Kaynama NoktalarıErime ve kaynama noktaları molekül içi bağlara değil, tanecikler arası etkileşim kuvvetlerine bağlıdır.Tanecikler arasındaki etkileşim ne kadar büyükse molekülün erime ve ya kaynama noktası o kadar yüksek olur. Polar moleküllü bileşiklerin kaynama noktaları apolar moleküllü bileşiklerin kaynama noktalarında büyüktür. Çünkü dipol-dipol etkileşmesi sıvı moleküllerinin birbirinden ayrılarak bağımsız gaz molekülleri haline gelmesini zorlaştırır. Ayrıca apolar bir moleküldeki çekim kuvvetinin kalıcı değilde anlık olduğunu bir kez daha hatırlıyalım.
Soygazlarda tanecikler arasındaki kuvvetler van der Waals kuvvetleridir. Soygazlarda tanecikler arasındaki kuvvetler van der Waals kuvvetleridir. Maddenin sıcaklığı yükseldiğinde moleküllerin kinetik enerjiside artar. Kinetik enerji moleküller arası kuvveti yenecek düzeye geldiğinde sıvı kaynar. Sonuç olarak kaynama sıcaklığından moleküller arasındaki etkileşimin enerjisini tahmin etmek mümkündür. Tanecikler arasındaki çekme kuvvetinin en büyük olduğu hallerden biri iyonik katılardır. Elektrostatik çekme kuvveti, iyonların yüküne ve iyonlar arası uzaklığa bağlıdır.NaF ve MgO sodyum klorür yapısında katılardır. İyonlar arası uzaklık sırası ile 251 pm ve 212 pm dir. Bu değerlerden analaşılabileceği gibi iyonlar arasında uzaklık fazla değildir. Ancak MgO'in iyon yüklerinin NaF'e göre iki kat fazla olması erime ve kaynama noktaları arasındaki farkın çok büyük olmasına neden olur.
İyonlar arasında uzaklıkların dikkate alınacağı örnekte ise iyon yükleri aynı olan NaF (251 pm), KCl (319 pm), RbBr (348 pm) katıları incelenebilir. İyonlar arasında uzaklıkların dikkate alınacağı örnekte ise iyon yükleri aynı olan NaF (251 pm), KCl (319 pm), RbBr (348 pm) katıları incelenebilir.
Dostları ilə paylaş: |
