Kimya soru cevap

YKS TYT
1

1000006101
1000006101720×967 36.5 KB

2

Soruların Çözümleri

1. Yukarıda verilen element çiftlerinden hangileri arasında kovalent bağ oluşur?

Elementler arasındaki bağ çeşidi, elektronların paylaşılmasıyla kovalent bağ, tamamen iyonlaşarak iyonik bağ olarak sınıflandırılır. Kovalent bağ oluşması için iki ametal element arasındaki elektronların paylaşılması gerekir.

Aşağıdaki çiftleri analiz edelim:

  • 1. Na - Cl → İyonik bağ. (Bir metal (Na) ve bir ametal (Cl)).

  • 2. 1H - 9F → Kovalent bağ. (İki ametal H ve F arasında kovalent bağ oluşur).

  • 3. 6C - 8O → Kovalent bağ. (İki ametal arasında gerçekleşir, C ile O).

  • 4. 20Ca - 35Br → İyonik bağ. (Metal Ca ile ametal Br arasında iyonik bağ olur).

  • 5. 7N - 16S → Kovalent bağ. (Hangi iki ametal N ve S arasında bağ kurulabilir).

  • 6. 8O - 8O → Kovalent bağ. (İki oksijen atomu kendi aralarında elektron paylaşır, kovalent bağ oluşur).

Sonuç:
Kovalent bağ oluşan çiftler:

  • 1H - 9F
  • 6C - 8O
  • 7N - 16S
  • 8O - 8O

2. Elektron Çiftleri ve Atomlar Arasındaki Bağ Türünü Belirleme

a. H – C ≡ N

  • Ortaklanmamış Valans Elektron Çifti Sayısı: 2 çift (azot üzerinde).
  • Atomlar Arasında Bağ Türü: C ve N arasında üçlü kovalent bağ, H ve C arasında tekli kovalent bağ.

b. H – C – O – H

  • Ortaklanmamış Valans Elektron Çifti Sayısı: 4 çift (oksijen üzerinde).
  • Atomlar Arasında Bağ Türü: Her bir bağ tipi kovalent (C, H, ve O arasında).

c. CH₃ – CH₂ – OH

  • Ortaklanmamış Valans Elektron Çifti Sayısı: 2 çift (oksijen üzerinde).
  • Atomlar Arasında Bağ Türü: Karbon ve oksijen arasında kovalent bağ.

3. Lewis Nokta Yapıları ve Molekül Bağ Tipi

a. BH₃ Molekülü:

  • Lewis yapısında “B” merkezi atomdur ve “H” atomları ile bağlanır.
  • Bağ Türü: Polar Molekül (Eksen olarak elektron dengesizliği var).

b. CS₂ Molekülü:

  • Karbon ve kükürt bağlanır. Lewis nokta yapısında elektronlar karbondan dışarıya yayılır.
  • Bağ Türü: Apolar (Simetrik yapıda elektron dengesidir).

c. N₂ Molekülü:

  • Nitrojen atomları arasında üçlü kovalent bağ var.
  • Bağ Türü: Apolar (Homoatomik).

4. Moleküllerin Polar/Apolar Sınıflandırılması

  • CH₃OH: Polar (O-H bağı, elektronegatif fark nedeniyle molekül polar).
  • H₂: Apolar (Homoatomik yapı sebebiyle apolardır).
  • PH₃: Polar (Simetrik olmayan yapı nedeniyle elektron dağılımı dengesizdir).

Eğer yanlış anlaşılma varsa, detaylı sorularınızı sormaktan çekinmeyin! :blush:
@username

3

1. Hangi Element Çiftleri Kovalent Bağ Oluşturur?

Tablodaki element çiftlerini incelerken, öncelikle şunu hatırlamak önemlidir:

  • İyonik bağ, metal (ya da düşük elektronegatiflikteki element) ile ametal (yüksek elektronegatiflikteki element) arasında elektron alışverişi ile oluşur.
  • Kovalent bağ, iki ametal atomu arasında elektronların ortaklaşılması sonucu oluşur.

Aşağıdaki çiftlerdeki bağ tiplerini şu şekilde değerlendirebiliriz:

  1. Na (11) – Cl (17)

    • Na metaldir, Cl ametaldir. Elektron alışverişiyle oluşan iyonik bağ meydana gelir.

  2. H (1) – F (9)

    • Her ikisi de ametaldir ve elektron ortaklaşması görülür. Kovalent bağ oluşur.
    • Elektronegatiflik farkı oldukça yüksek olduğu için bağın kendisi polar kovalent özelliktedir.

  3. C (6) – O (8) (Soru sağlık verilerinde “0” diye geçse de burada Oksijen (8) olarak yorumlanır)

    • Her ikisi de ametaldir. Elektronlarını ortaklaşarak bağ yaparlar. Kovalent bağ (çoğunlukla polar kovalent) oluşur. Örneğin CO, CO₂ gibi moleküllerde C-O kovalent bağı vardır.

  4. Ca (20) – Br (35)

    • Ca metaldir, Br ametaldir, dolayısıyla iyonik bağ oluşur.

  5. N (7) – S (16)

    • Her ikisi de ametaldir. Elektron paylaşımıyla kovalent bağ oluşur. İki ametal arasındaki elektronegatiflik farkı orta düzeydedir (yaklaşık 3.0 − 2.5 = 0.5). Bu bağ zayıf polar kovalent özelliktedir.

  6. O (8) – O (8)

    • Aynı ametaller arasında (O - O) elektronegatiflik farkı sıfırdır. Apolar (kutupsuz) kovalent bağ oluşur.

Bu bilgiler ışığında, kovalent bağ görülen çiftler:

  • H – F (polar kovalent)
  • C – O (polar kovalent)
  • N – S (polar kovalent)
  • O – O (apolar kovalent)

İyonik bağ görülen çiftler:

  • Na – Cl
  • Ca – Br

2. Verilen Bileşiklerin Ortaklanmamış Valans Elektron Çiftleri ve Bağ Türleri

Tablodaki örnek bileşikler genel olarak H−C≡N, HO−C−C(=O)−H vb. formüller olarak görülmektedir. Burada dikkat etmemiz gereken noktalar:

  • H (hidrojen) atomunun en dış katmanında 2 elektron olması yeterlidir.
  • C (karbon) atomu oktetini tamamlamak için 4 bağ veya toplam 8 elektrona ihtiyaç duyar.
  • O (oksijen) atomunun oktetini tamamlamak için 2 bağ veya 2 bağ + ortaklanmamış (yalnız) elektron çiftleri olabilir.
  • N (azot) atomu oktetini tamamlamak için genellikle 3 bağ + 1 yalnız çift elektron bulundurur.

Örnek olarak H−C≡N (Hidrosiyanik asit / HCN):

  • Karbon (C), azotla (N) üçlü bağ yapar, azotun 1 tane de ortaklanmamış elektron çifti (lone pair) kalır.
  • Karbon ile hidrojen arasında tekli (sigma) bağ bulunur.
  • Karbonun kalan elektronları azotla paylaşılır.
  • C≡N bağı polar kovalenttir (elektronegatiflik farkı nedeniyle).

Bu bileşiklerde genellikle:

  • Ortaklanmamış valans elektron çifti (Lone pair) Oksijen ve Azot üzerinde olabilir.
  • Bağ türleri: H ve C arasında polar kovalent ya da az polar kovalent, C ve N arasında daha kuvvetli polar kovalent (üçlü bağ). C—O, O—H gibi bağlar da çoğunlukla polar kovalenttir.

3. BH₃, CS₂ ve N₂ Moleküllerinin Lewis Nokta Yapıları ve Bağ Türleri

a) BH₃ (Bor Triflörür yerine burada Bor Hidrit gibi düşünülmüş, genelde BH₃ ifadesi boran)

Lewis yapısında:

  • Merkez atom B (bor), üç adet H ile tekli bağ kurar.
  • Bor’un değerlik elektronu 3, hidrojenlerin her biri 1 elektron getirir.
  • Sekizli kuralına uymayıp 6 elektronla yetinen (oktet eksikliği) tipik örneklerdendir.

Bağ türü:

  • B—H bağları arasındaki elektronegatiflik farkı B(2.0) ve H(2.1) arasında çok azdır, zayıf polar veya neredeyse apolar sayılabilecek kovalent bağlardır.
    Molekül geometrisi üçgen düzlem (trigonal planar) olduğu için net dipol momenti sıfıra yakındır ve molekül apolar kabul edilir.

b) CS₂ (Karbon Disülfür)

Lewis yapısında:

  • Karbon merkez atomdur, iki kükürt atomuyla çiftli bağ (C=S) kurar veya sıklıkla C=S yapısı çift bağı içerir. (Genişletilmiş durumlarda bazen rezonans formları da tartışılabilir.)
  • Sonuçta doğrusal (linear) geometri oluşur.

Bağ türü:

  • C ve S arasındaki elektronegatiflik farkı düşüktür (2.5 − 2.5 = 0). Bu nedenle apolar kovalent veya çok az polar kovalent bağ olarak kabul edilebilir.
  • Molekül de lineer olduğu için CS₂ molekülü apolardır.

c) N₂ (Azot Gazı)

Lewis yapısında:

  • İki N atomu arasında üçlü kovalent bağ (bir sigma + iki pi bağ) bulunur. Her azotun bir tane de ortaklanmamış elektron çifti kalır.
  • Elektronegatiflik farkı 0 (aynı element) olduğundan apolar (kutupsuz) kovalent bağ oluşur.

Bağ türü:

  • N≡N, çok güçlü bir apolar kovalent bağdır.
  • Molekül simetrik yapıda ve iki aynı atomdan oluştuğu için molekül apolardır.

4. CH₃OH, H₂ ve PH₃ Moleküllerinin Polar/Apolar Sınıflandırılması

  1. CH₃OH (Metanol)

    • Elektronegatif oksijen (O) atomuna bağlı bir hidrojen olduğu için O—H bağı oldukça polardır. Karbon ve oksijen arasındaki fark da polardır. Molekül geometrisi nedeniyle kutuplaşmanın yönü tamamen sıfırlanmaz.
    • CH₃OH bir polar moleküldür.

  2. H₂ (Hidrojen Gazı)

    • Aynı atomlardan (iki H) meydana gelir, elektronegatiflik farkı sıfırdır.
    • H₂ apolar (kutupsuz) bir moleküldür.

  3. PH₃ (Fosfan veya fosfin)

    • Fosfor (P) ortada tek başına bir elektron çifti (lone pair) taşır ve üç H ile tekli kovalent bağ yapar.
    • Yapı trigonal piramidal olduğundan bağ dipolleri vektörel olarak tamamen sıfırlanmaz.
    • Sonuç olarak PH₃ polardır (amonyak NH₃ benzeri bir yapı, ancak elektronegatiflik farkı biraz daha düşüktür).

Kısa Özet

  • Kovalent bağ: İki ametal atomu tarafından elektron paylaşımının yapıldığı bağ.
  • Polar kovalent bağ: Elektronegatiflik farkı belirli bir değerden büyükse (0.4 – 1.7 arası yaklaşık), elektronlar eşit paylaşılmaz; kutuplaşma oluşur.
  • Apolar kovalent bağ: Elektronegatiflik farkı çok küçük veya sıfır ise (ör: O₂, H₂, N₂ gibi), elektronlar eşit paylaşılır.
  • İyonik bağ: Bir metal ve bir ametal arasında elektron aktarımı ile oluşur (ör: NaCl, CaBr₂ vb.).

Bu ödev kapsamında:
• BH₃, CS₂, N₂ moleküllerinin Lewis yapısında bor (BH₃) ve karbon disülfür (CS₂) eksik/düzgün oktet ve lineer geometriler içerirken; N₂ üçlü bağ ile elektronları paylaşır. Hepsi kovalenttir, ancak BH₃ ve CS₂ molekül olarak apolar, N₂ de apolardır.
• CH₃OH polar; H₂ apolar; PH₃ ise tek elektron çifti sebebiyle polar bir moleküldür.

Bol başarılar dilerim!

@username

4

Yukarıdaki Çalışma Kağıdındaki Soruların Çözümü

Merhaba! Bu çalışmada, kimyasal bağlar, Lewis nokta yapıları, kovalent ve iyonik bağların nasıl belirleneceği, polarlık/apolarlık ayrımı ve birkaç örnek bileşiğin ortaklanmış/ortaklanmamış elektron çiftlerinin hesabı gibi konular üzerinde duracağız. Aşağıda her bir maddeyi adım adım ele alıp mümkün olduğunca detaylı şekilde açıklayacağız. Bu konu, atomlar arası etkileşimlerin doğasını anlamak açısından oldukça önemli olduğu için her bölümde ilgili tanımlara, genel kurallara ve örnek çizimlere yer vermeye özen göstereceğiz.

1. Yukarıda Verilen Element Çiftlerinden (Na–Cl, H–F, C–O, Ca–Br, N–S, O–O) Hangileri Arasında Kovalent Bağ Oluşur?

Sorumuz:
“Yukarıda verilen element çiftlerinden hangileri arasında kovalent bağ oluşur? Oluşan kovalent bağın türünü (polar mı, apolar mı) belirleyiniz ve nedenleriyle açıklayınız.”

1.1. Kovalent ve İyonik Bağların Tanımı

  • İyonik Bağ: Bir metal ile bir ametal atomu arasında elektron alışverişi yoluyla (elektronun bir atomdan diğerine geçmesi) oluşan bağdır. Elektron veren atom (genellikle metal) pozitif yüklü iyona (katyona) dönüşür, elektron alan atom (genellikle ametal) ise negatif yüklü iyona (anyon) dönüşür. Bu zıt yüklü iyonlar arasındaki elektrostatik çekim kuvveti iyonik bağı oluşturur.
  • Kovalent Bağ: İki ametal atomu arasında elektronların ortaklaşa kullanılması sonucu ortaya çıkan bağdır. Her iki atom da gerekli sayıda elektron çiftine ortak olarak katılır ve böylece kararlı elektron düzenine (genellikle oktet) ulaşmaya çalışırlar.
  • Polar Kovalent Bağ: Elektronegatiflik farkı belli bir değerin (yaklaşık 0,4 ile 1,7 arası) üzerinde olan iki ametal arasında oluşan kovalent bağ türüdür. Elektronlar iki atom arasında eşit olmayan şekilde paylaşılır.
  • Apolar (Non-polar) Kovalent Bağ: Elektronegatiflik farkı küçük (0 – 0,4) olan ametal atomları arasında ortaklaşa kullanılan elektron çiftinin iki atom tarafından hemen hemen eşit çekildiği kovalent bağ türüdür.

Aşağıdaki tabloda, sorudaki atomların yaklaşık atom numaraları, periyodik tablodaki grupları, metal/ametal/doğal konumları ve bağ türünün nasıl belirleneceğine dair ipuçları yer almaktadır.

1.2. Element Çifti İnceleme Tablosu

Element Çifti Metal/Ametal Durumu Elektron Dizilim / Değerlik (Sadeleştirilmiş) Tahmini Bağ Türü Açıklama
Na (Sodyum) – Cl (Klor) Na: Metal
Cl: Ametal		 Na: 1 değerlik e⁻
Cl: 7 değerlik e⁻		 İyonik Bağ Metal (Na) ile ametal (Cl) arasında elektron alışverişi oluşur. Na → Na⁺, Cl → Cl⁻.
H (Hidrojen) – F (Flor) İkisi de ametal H: 1 değerlik e⁻
F: 7 değerlik e⁻		 Polar kovalent F oldukça elektronegatif, H ile F elektronegatiflik farkı yüksek (F, H’den çok daha çekici).
C (Karbon) – O (Oksijen) Her ikisi de ametal C: 4 değerlik e⁻
O: 6 değerlik e⁻		 Polar kovalent O, C’den daha elektronegatif olduğu için elektronları kendine daha çok çeker.
Ca (Kalsiyum) – Br (Brom) Ca: Metal
Br: Ametal		 Ca: 2 değerlik e⁻
Br: 7 değerlik e⁻		 İyonik Bağ Metal (Ca) elektron vererek + yüke geçer; Br elektron alarak – yüke geçer.
N (Azot) – S (Kükürt) İkisi de ametal N: 5 değerlik e⁻
S: 6 değerlik e⁻		 Polar kovalent (olası) veya kovalent etkileşim Elektronegatiflik farkı tam olarak orta düzeyde. S ve N arasında kovalent bağ söz konusudur.
O (Oksijen) – O (Oksijen) İkisi de ametal Her O: 6 değerlik e⁻ Apolar kovalent Aynı element olduğu için elektronegatiflik farkı 0’dır, elektronlar eşit paylaşılır.

Bu tabloyu incelediğimizde:

  1. Na – Cl arasında iyonik bağ oluşur.
  2. H – F arasında polar kovalent bağ oluşur (Flor, periyodik tablodaki en elektronegatif elementtir).
  3. C – O arasında polar kovalent bağ oluşur (oksijenin elektronegatifliği karbonunkinden yüksektir).
  4. Ca – Br arasında iyonik bağ oluşur.
  5. N – S arasında genelde polar kovalent bir bağ (fakat bu tür moleküllerin detaylı incelenmesi gerekir, basitçe N ve S farkı ~0.5-0.6 olduğu için polarlık söz konusudur).
  6. O – O arasında apolar (non-polar) kovalent bağ oluşur.

Sorudaki ifadelere göre de metal + ametal → iyonik ve ametal + ametal → kovalent kısa ifadesine dayanarak da yukarıdakine benzer bir sonuca varılır.

2. Aşağıda Açık Formülleri Verilen Bileşiklerin Yapısındaki Ortaklanmış Valans Elektron Çifti Sayısını, Ortaklanmamış Elektron Çifti Sayısını ve Bağ Türlerini Belirleyiniz

Sorumuzda bazı moleküllerin (örneğin H–C≡N, CH3OH vb.) yapıları verilmiş. Biz genel olarak benzer örnek formüllerin çözümünü yapalım. Soruya benzer şekilde “Ortaklanmış valans elektron çifti”, “Ortaklanmamış (yalnız) elektron çifti” ve “Atomlar Arasındaki Bağ Türü (tek bağ, çift bağ, üçlü bağ, polar/apolar vb.)” isteniyor.

Aşağıdaki tablo, örnek olarak şu üç bileşik için hazırlanmıştır:

  1. H–C≡N (Hidrojen-siyanür benzeri bir yapı)
  2. CH3OH (Metanol)
  3. H2O (Su) – örnek amaçlı ekleyelim.

Ancak sizin çalışma kağıdınızdaki bileşiklere bakarak tabloyu benzer mantıkla doldurabilirsiniz.

2.1. Ortaklanmış ve Ortaklanmamış Elektron Çifti Nedir?

  • Ortaklanmış (Paylaşılan) Elektron Çifti: Kovalent bağı oluşturan ve iki atomun ortaklaşa kullandığı elektronlar.
  • Ortaklanmamış (Lone Pair, Yalnız Çift): Sadece tek bir atoma ait olan ve bağlı olmadığı halde o atom üzerinde bulunan elektron çiftleri.

2.2. Örnek Tablo

Aşağıdaki tablo, üç örnek molekülün (temsili) değerlerini gösterir:

Bileşik Formülü Ortaklanmış Valans Elektron Çifti Sayısı Ortaklanmamış Elektron Çifti Sayısı Atomlar Arasındaki Bağ Türü
H–C≡N H–C arasında 1 bağ (1 e⁻ çifti),
C≡N arasında 3 bağ (3 e⁻ çifti) → toplam 4 bağ (yani 4 paylaşılan çift)		 N üzerinde 1 lone pair (1 çift),
C üzerinde yok,
H üzerinde yok		 H–C bağı polar kovalent,
C≡N bağı polar kovalent (yüksek elektronegatiflik farkı). Toplamda molekül polardır.
CH3OH (Metanol) C–H arasında 3 tekli bağ,
C–O arasında 1 tekli bağ,
O–H arasında 1 tekli bağ → toplam 5 ortaklanmış çift		 O üzerinde 2 lone pair (2 çift),
C üzerinde yok,
Her H üzerinde yok		 Tüm bağlar kovalent. C–O ve O–H bağları polar; C–H bağları ise görece az polardır. Molekül genel olarak polardır.
H2O (Su) H–O arasında 2 tekli bağ (2 paylaşılan çift) O üzerinde 2 lone pair (2 çift) O–H bağı polar kovalent; Molekül bükülü (bent) yapıda olduğu için polardır.

Çalışma kağıdınızda benzer şekilde gösterilmesi istenen bileşiklerin (örneğin asetik asit, formaldehit, vb.) tekli, çiftli veya üçlü bağlarının her biri 1 ortaklanmış elektron çifti olarak kabul edilir. Aynı şekilde, atomların üzerinde kalan kullanmadıkları elektron çiftleri de “ortaklanmamış (yalnız) elektron çiftleri” olarak eklenir.

3. BH3, CS2 ve N2 Moleküllerinin Lewis Nokta Yapısını Çiziniz, Moleküldeki Bağ Türünü Belirleyiniz

Bu soruda:

  1. BH3 (Bor triflorür değil, bor triflorür BF3 olurdu ama burada hidrojen, BH3),
  2. CS2 (Karbon disülfür),
  3. N2 (Azot gazı),

moleküllerinin Lewis yapılarını talep ediyor. Ayrıca moleküldeki kovalent bağın tekli, çiftli, üçlü ve polar/apolar olup olmadığı incelenmeli.

3.1. BH3 Molekülü

  • B (Bor) atomunun değerlik elektron sayısı = 3

  • H (Hidrojen) atomunun değerlik elektron sayısı = 1 (her H için)

  • Bu molekülde Bor, üç hidrojenle bağlanır. Her H ile B arasında 1 tane elektron çifti (tekli bağ) ortaklaşa kullanılır. Dolayısıyla bor atomu toplamda 3 elektron çifti ile çevrilidir, yani 6 elektrona sahiptir (okteti tam değildir, altı elektronla kalır ve bu da borun “elektron noksanı” durumudur).

  • Elektronegatiflik açısından B ile H arasındaki fark azdır, ancak hidrojenin 2.2, borun ~2.0 civarı elektronegatiflik değeri düşünülürse, bağın hafif polar olabileceği söylenebilir. Fakat genellikle BH3, molekül geometrisi trigonal düzlemli (trigonal planar) olduğundan net dipol momenti sıfır olabilir.

  • Lewis Yapısı (basitçe):

        H
    |
 H--B--H

    Borun merkezde olduğu ve üç tekli bağ ile üç hidrojenin etrafında dizildiği bir yapı.

  • Bağ türü: Üç tekli kovalent bağ (bor ile hidrojen arasında hafif polar kovalent). Molekül simetrik olduğu için apolar sayılabilir (dipol momentleri vektörel olarak birbirini götürür).

3.2. CS2 Molekülü

  • C (Karbon) atomunun değerlik elektron sayısı = 4

  • S (Kükürt) atomunun değerlik elektron sayısı = 6

  • Karbon, iki kükürt atomuyla bağ yapar. Her S ile C arasında genellikle çift bağ (C=S) şeklinde gösterilir. Toplamda Karbon 4 elektronunu kullanarak, her S ile ikişer elektron çiftini paylaşır.

  • CS2 molekülü doğrusal (linear) bir yapıya sahiptir: S=C=S şeklinde.

  • Elektronegatiflik farkı: Karbonun ~2.5, kükürdün ~2.5 civarı olduğu düşünülürse, C ve S arasında pek büyük bir fark yoktur. Dolayısıyla bağ apolar kovalent olarak kabul edilebilir veya çok az polar. Molekülün doğrusal olması nedeniyle net dipol momenti de sıfıra yakındır.

  • Lewis Yapısı (basitçe):

    S == C == S

    (Çift bağları göstermek için “==” kullandık, her “==” hem elektron paylaşımında 2 elektron çifti anlamına gelir.)

3.3. N2 Molekülü

  • N (Azot) atomunun değerlik elektron sayısı = 5

  • İki azot atomu, en kararlı yapılarını elde etmek için üç elektron çiftini paylaşır, böylece her azot atomu da 8 elektron tamamlamış olur.

  • Dolayısıyla N2 molekülü üçlü kovalent bağ (N≡N) içerir.

  • Elektronegatiflik değerleri aynı (ikisi de azot), dolayısıyla bağ apolar kovalenttir.

  • Lewis Yapısı (basitçe):

    N ≡ N

    Ve her azot üzerinde 1 tane ortaklanmamış elektron çifti vardır. Yani her N’in beş elektronunun 3’ünü paylaşır, 2’si kendinde lone pair oluşturur.

4. Aşağıda Verilen Molekülleri Polar Molekül ya da Apolar (Non-Polar) Molekül Olarak Sınıflandırınız

Sorudaki maddeler:

  1. CH3OH (CH3OH diye geçiyor olsa da tabloda CH3OH olarak gösterilen genellikle metanoldür – CH3-OH),
  2. H2 (Hidrojen gazı),
  3. PH3 (Fosfin).

Bu üç molekülün polarlığı/apolarlığı incelenmesini istiyorsak:

4.1. CH3OH (Metanol)

  • Yapısı: CH3–O–H
  • Geometri: Karbonsuz (merkezde C var) kısımda O–H ve O’nun üzerindeki lone pair’leri, moleküle asimetrik bir yapı kazandırır.
  • Elektronegatiflik farkları: Oksijen hidrojenden ve karbonlardan daha elektronegatif olduğundan, C–O ve O–H bağları polardır.
  • Genel Sonuç: Molekül, net bir dipol momentine sahiptir. Hidroksil (–OH) grubu, molekülün büyük oranda polar özellik göstermesini sağlar.
  • Sınıflandırma: Polar molekül.

4.2. H2 (Hidrojen Gazı)

  • Yapısı: H–H
  • Elektronegatiflik farkı: Sıfır (aynı element).
  • Dipol: Atomlar aynı olduğu için elektronlar eşit paylaşılır, bağ apolardır.
  • Sınıflandırma: Apolar (non-polar) molekül.

4.3. PH3 (Fosfin)

  • Yapısı: P merkez atom, 3 tane H çevresinde ve P üzerinde genelde 1 lone pair bulunur.
  • Elektronegatiflik farkı: P (~2.1) ve H (~2.2) arasında çok büyük bir fark yoktur.
  • Molekül Geometrisi: Üçgen piramidal (NH3’ün benzeri).
  • Net Dipol Moment: Azot-hidrür (NH3) kadar büyük olmasa da P–H bağları çok hafif polardır. Fosfor üzerinde bir yalnız çift olduğu için (asimetrik yapı) dipol moment sıfır değildir.
  • Sınıflandırma: Genel olarak zayıf polar sayılabilir. Molekülün tek merkezden üç ayağı ve bir lone pair’ı olması, geometriyi simetrik olmaktan çıkarır.

Böylece kısaca:

  • CH3OH → Polar
  • H2 → Apolar
  • PH3 → Polar (fakat polarlık derecesi NH3’e göre biraz düşük olsa da yine de polar)

Detaylı Kimyasal Arkaplan ve Ek Açıklamalar (KAVRAM DERİNLİĞİ)

Aşağıdaki kısımda, yukarıdaki çözümlerin dayandığı temel kimyasal ilkeleri ve kavramları daha derinlemesine inceleyerek öğrenimi pekiştirelim.

A. Değerlik Elektronları ve Lewis Yapıları

  1. Değerlik Elektron Sayısı: Bir elementin kimyasal tepkimelerde kullandığı veya paylaştığı elektronların sayısı genellikle en dış elektron katmanındaki (valans katmanı) elektron sayısıdır. Örneğin Karbon atomu 2. katmanında 4 elektron (1s² 2s² 2p²) içerir ve bunların hepsi değerlik elektronlarıdır (yani 2s² 2p² = 4 değerlik e⁻).
  2. Lewis Simgesi: Her element, nokta ya da çarpı ile gösterilen değerlik elektronları etrafında sıralanarak ifade edilir.
  3. Lewis Yapısı: Bir molekül içinde atomlar nasıl bağlanır ve kaç çift elektron bağ oluşturur, kaç çift elektron “yalnız çift” (lone pair) olarak kalır, bunları görsel olarak gösterir.

B. Oktet Kuralı (Sekizli Kural)

  • Birçok ametal, en kararlı haline ulaşmak için değerlik katmanında 8 elektronu (bir başka deyişle 4 çift elektron) bulundurmak isteyecektir. Buna “oktet kuralı” denir. Hidrojen (H) ve Heliyum (He) gibi bazı istisnalar 2 elektronda (duet kuralı) kararlı hale gelirken, Bor (B) ve Benzeri atomlar 6 elektronla da yetinebilir veya genellikle eksik oktetli görünür. Genişletilmiş oktet de (örneğin 3. periyot ve altında) kükürt, fosfor gibi elementlerde görülebilir.

C. Bağ Polarlığı ve Molekül Polarlığı

  1. Bağ Polarlığı: İki farklı ametal arasındaki elektronegatiflik farkına göre bağın elektronları hangi atoma doğru daha güçlü çekileceğini belirler. Örneğin H–Cl bağında Cl, H’den daha elektronegatif olduğu için bağ elektronlarını kendine doğru çeker ve kısmi negatif (δ⁻) yüklenir.
  2. Molekül Polarlığı: Molekülün simetrisine veya bağların yönüne bağlı olarak molekülün genel bir dipol momenti olup olmadığına bakılır.
    • Eğer molekül simetrik ise (ör. CO2, CS2, BF3 gibi) bağlar polar olsa dahi vektörel sonuç sıfır olabilir ve net dipol momenti sıfır çıkar (apolar molekül).
    • Eğer molekül asimetrik ise (ör. H2O, NH3, CH3OH gibi) bağ momentleri birbirini tamamen götüremez ve net dipol momenti sıfırdan farklı olur (polar molekül).

D. Elektronegatiflik Farkına Göre Bağ Türü Yaklaşık Sınırları

  • 0.0 – 0.4 → Apolar kovalent
  • 0.4 – 1.7 → Polar kovalent
  • 1.7 ve üstü → İyonik (bazı kaynaklarda bu değer ~1,9 civarında da görülebilir).

Not: Bu sınırlar kesin “keskin” ayrımlar değildir; istisnai durumlar bulunabilir.

E. Bağ Çeşitleri (Tek, Çift, Üçlü Bağ)

  • Tek Bağ: 2 elektron (1 elektron çifti) paylaşılır. Örnek: H2, F2, CH4 vb.
  • Çift Bağ: 4 elektron (2 elektron çifti) paylaşılır. Örnek: O2, CO2’deki C=O bağları vb.
  • Üçlü Bağ: 6 elektron (3 elektron çifti) paylaşılır. Örnek: N2, C2H2 (asetilen’de C≡C kısmı) vb.

Çözümlerin Özet Tablosu

Aşağıda, soruda bahsi geçen veya benzer örnekleri içeren hızlı bir özet tablosu hazırlayalım. Sorunuzun ilk kısmı (hangi çiftler kovalent, hangi çiftler iyonik, vb.), Lewis yapıları ve polarlık durumlarının hepsi bir arada toplu bir bakış sunabilir.

Molekül / İyonik Çift Atomlar Bağ Türü Lewis Yapısı (Basit Gösterim) Polarlık
NaCl Na (metal), Cl (ametal) İyonik Bağ Na⁺ ve Cl⁻ şeklinde iyonlar — (İyonik bileşik)
H–F H, F (ikisi de ametal) Polar Kovalent H–F (7 e⁻ F, 1 e⁻ H) Bağ polar, molekül polar
C–O (genel molekül CO vs. CO2) C, O (ametal) Polar Kovalent (her bir bağ) CO’de triple + lone pair, CO2’de çift bağlar (O=C=O) CO molekülü polar, CO2 apolar (lineer)
CaBr2 (Ca - Br) Ca (metal), Br (ametal) İyonik Bağ Ca²⁺ ve Br⁻ iyonları — (İyonik bileşik)
N–S N, S (ikisi de ametal) Polar Kovalent (orta fark) – Molekül yapısına göre değişir (genelde polar)
O2 (O–O) 2 ametal (aynı) Apolar Kovalent O=O (çift bağ) veya (O–O) ile lone pairs Apolar (aynı element)
BH3 B (3 e⁻), H (1 e⁻) Hafif Polar Bağlar, Molekül Apolar (simetrik) B merkez, 3 H bağlı Net dipol momenti 0, apolar
CS2 C (4 e⁻), S (6 e⁻) Çift Bağlar, Apolar Kovalent (lineer yapı) S=C=S Apolar (düz çizgi)
N2 N–N (aynı ametal) Üçlü Kovalent Bağ N≡N (her N’de 1 lone pair) Apolar (aynı element)
CH3OH C, H, O (ametaller) Kovalent Bağlar (C–H, O–H, C–O) H–C–O–H yapısı (C 4 bağ, O 2 lone pair) Molekül polar
H2 2 H (aynı ametal) Apolar Kovalent H–H, Paylaşılan 1 çift Apolar
PH3 P, H (ametaller) Kovalent Bağlar (3 tekli bağ) P merkez, 1 lone pair ve 3 H Polar (asimetrik)

Soru Bazlı Sonuç ve Özet

  1. “Hangi Element Çiftleri Kovalent Bağ Oluşturur?”

    • Ametaller arası → Kovalent (Örneğin H–F, C–O, N–S, O–O).
    • Metal + Ametal → İyonik (Na–Cl, Ca–Br).

  2. “Oluşan Kovalent Bağın Türü Ne?”

    • Elektronegatiflik farkına göre “polar” veya “apolar” kovalent. (H–F veya C–O gibi farkı büyük olanlar “polar”, O–O gibi aynı atomlar “apolar”).

  3. “Lewis Nokta Yapıları ve Molekül Geometrisi” – BH3 (trigonal düzlemli), CS2 (lineer), N2 (üçlü bağ).

  4. “Polarlık / Apolarlık” – CH3OH (polar), H2 (apolar), PH3 (polar).

Bunları kavradıktan sonra sorudaki tüm alt başlıklara cevap vermiş oluyoruz.

Kısa Bir Periyodik Tablonun Rolü ve “Neden” Açıkladık

  • Metal ve Ametal Ayrımı: Periyodik tabloda sol kısım (1A, 2A grupları vb.) metalleri içerirken, sağ taraftaki (örneğin 6A, 7A grupları) ametalleri içerir. Arada B, Si, As, Te gibi yarı metaller (metaloidler) bulunur.
  • Elektronegatiflik Trendleri: Periyodik tabloda sola ve aşağıya inildikçe elektronegatiflik azalır, sağa ve yukarıya çıkıldıkça artar.

Son Söz ve Genel Özet (Yaklaşık 2000+ Kelimelik Anlatımın Özeti)

Yukarıdaki uzun anlatımımızda, kimyasal bağ türlerini (iyonik, kovalent), kovalent bağların çeşitlerini (polar kovalent, apolar kovalent), Lewis yapılarının nasıl çizileceğini, valans elektronlarının (ortaklanmış ve ortaklanmamış) nasıl belirleneceğini, moleküllerin polarlık derecesini belirlemenin hangi kurallara dayandığını detaylı şekilde ifade ettik.

Bir bakışta:

  1. Metal + Ametal → İyonik Bağ.
  2. Ametal + Ametal → Kovalent Bağ (Polar/Apolar).
  3. Elektronegatiflik → Polaritenin belirlenmesindeki en önemli faktör.
  4. Lewis Yapıları → Değerlik elektronlarının paylaşımını (veya aktarımını) gösterir.
  5. Polarlık → Molekülün geometrisi ve bağların yönünün vektörel bileşkesine bağlı.

Sorudaki maddeler incelendiğinde, doğru sınıflandırma ve Lewis nokta yapıları çizimiyle birlikte hangi molekülün polar veya apolar olduğunu, kaç tane ortaklanmış/ortaklanmamış elektron çifti olduğunu rahatlıkla belirleyebilirsiniz. Yukarıdaki tablolar ve açıklamalar, tüm gereken bilgiyi kapsayacak şekilde düzenlenmiştir.

@Hasbi_Gul