Van der Waals etkileşimleri

Bir tencerede su kaynarken kabarcıkların içinde ne vardır? Hidrojen ile oksijen gazı mı? Hayır; kabarcıklar su buharıdır, yani yine su molekülleridir. Su kaynarken H–O bağları kopmaz; kopan, su moleküllerini sıvı hâlde birbirine yakın tutan çok daha zayıf çekimlerdir. Aynı şekilde naftalin kokusunun dolaba yayılması, iyot kristalinin ısıtılınca mor bir buhara dönüşmesi ya da tereyağının elde erimesi, moleküllerin içindeki bağlara değil moleküllerin arasındaki çekimlere dokunur. Önceki derslerde atomları birbirine bağlayan güçlü etkileşimleri inceledik. Bu ders, tanecikleri birbirine yakın tutan zayıf etkileşimlerin en geniş ailesini, Van der Waals etkileşimlerini ele alıyor. Bir maddenin gaz mı, sıvı mı, katı mı olduğunu ve neyin içinde çözündüğünü büyük ölçüde bu zayıf çekimler belirler.

• Güçlü ve zayıf etkileşimleri enerji ve hangi değişimde koptuklarına göre ayırt edersin.
• Dipol–dipol, iyon–dipol, dipol–indüklenmiş dipol, iyon–indüklenmiş dipol ve London kuvvetlerini tanımlarsın.
• İki tanecik arasında hangi zayıf etkileşimin bulunduğunu taneciklerin yüküne ve polarlığına bakarak belirlersin.
• Molekül büyüklüğü ve polarlığın kaynama noktasına etkisini kullanarak maddeleri karşılaştırırsın.

Güçlü ve zayıf etkileşimler

Kimyasal türleri bir arada tutan etkileşimler iki gruba ayrılır. Atomları birbirine bağlayan üç bağ türü, yani iyonik, kovalent ve metalik bağlar, güçlü etkileşimlerdir; koparılmaları için çok enerji gerekir ve koptuklarında yeni maddeler oluşur, yani kimyasal değişim gerçekleşir. Moleküller ve atomlar arasındaki çekimler ise zayıf etkileşimlerdir; enerjileri güçlü bağlarınkinden çok daha küçüktür ve erime, kaynama, buharlaşma, çözünme gibi fiziksel değişimlerde koparlar. Su buharlaştığında maddenin kimliği değişmez, çünkü yalnız zayıf etkileşimler kopmuştur.

Zayıf etkileşimler iki başlık altında incelenir: Van der Waals etkileşimleri ve bir sonraki dersin konusu olan hidrojen bağı. Van der Waals etkileşimleri, taneciklerin yüklü ya da polar olup olmamasına göre birkaç türe ayrılır.

Dipol–dipol etkileşimi

Polar moleküllerin bir ucu kısmi artı, öteki ucu kısmi eksi yüklüdür; böyle bir moleküle dipol denir. İki polar molekül yan yana geldiğinde birinin artı ucu ötekinin eksi ucunu çeker. Polar moleküller arasındaki bu çekime dipol–dipol etkileşimi denir. Hidrojen klorür molekülleri arasında, kükürt dioksit molekülleri arasında dipol–dipol etkileşimleri vardır.

İyon–dipol etkileşimi

Bir iyon ile polar bir molekül arasındaki çekime iyon–dipol etkileşimi denir. Sofra tuzu suda çözünürken Na⁺ iyonları su moleküllerinin kısmi eksi yüklü oksijen uçlarını, Cl⁻ iyonları ise kısmi artı yüklü hidrojen uçlarını çeker. Her iyon su molekülleriyle sarılır. İyonik katıların suda çözünmesi bu etkileşim sayesinde mümkün olur.

İndüklenmiş dipol etkileşimleri

Apolar bir molekülün elektron bulutu normalde dengelidir. Yakınına bir iyon ya da polar bir molekül geldiğinde bu bulut itilir ya da çekilir, molekülde geçici bir kutuplanma oluşur. Bu yolla oluşan dipole indüklenmiş dipol denir.

• Polar bir molekül ile apolar bir molekül arasındaki çekime dipol–indüklenmiş dipol etkileşimi denir. Oksijen ve azot gibi apolar gazların suda az da olsa çözünmesi bu etkileşimle açıklanır.
• Bir iyon ile apolar bir molekül arasındaki çekime iyon–indüklenmiş dipol etkileşimi denir.

London kuvvetleri

Apolar moleküllerde bile elektronlar sürekli hareket hâlindedir ve bir an için molekülün bir tarafında daha fazla toplanabilir. Böylece çok kısa süren bir anlık dipol oluşur. Bu anlık dipol, komşu moleküllerde de dipoller indükler ve moleküller birbirini çeker. Bu çekime London kuvvetleri ya da dağılma kuvvetleri denir.

London kuvvetleri bütün atomlar ve moleküller arasında bulunur; apolar moleküllerde ise tek çekim kuvvetidir. Soy gaz atomlarını, H₂, O₂, N₂, Cl₂, CO₂ ve CH₄ gibi apolar molekülleri sıvılaştırmayı mümkün kılan kuvvet budur.

London kuvvetlerinin gücü taneciğin büyüklüğüne bağlıdır. Elektron sayısı ve molekül büyüklüğü arttıkça elektron bulutu daha kolay kutuplanır ve çekim güçlenir. Bunun en bilinen örneği halojenlerdir: oda sıcaklığında flor ve klor gaz, brom sıvı, iyot katıdır. Soy gazların kaynama noktaları da helyumdan neona, argona ve kriptona doğru yükselir. Hidrokarbonlarda da aynı eğilim görülür: metan, etan ve propan arasında en yüksek kaynama noktası en büyük molekül olan propanındır.

Gündelik hayatta London kuvvetleri

Molekül büyüklüğünün etkisi mutfakta ve garajda da görülür. Şehirlere borularla gelen doğal gazın büyük kısmı metandır; metan çok küçük bir moleküldür ve ancak çok düşük sıcaklıklarda sıvılaşır. Mutfak tüplerindeki gaz ise propan ve bütan gibi daha büyük moleküllerden oluşur; bu moleküller arasındaki çekim daha güçlü olduğu için tüpün içinde basınç altında sıvı hâlde tutulabilirler. Benzindeki moleküller daha da büyüktür ve oda sıcaklığında sıvıdır. Çok uzun karbon zincirlerinden oluşan parafin, yani mum, ise oda sıcaklığında katıdır. Bu maddelerin hepsi apolar hidrokarbonlardır; gaz, sıvı ya da katı olmalarını belirleyen, zincir uzadıkça güçlenen London kuvvetleridir.

Tek tek zayıf, toplamda güçlü

Tek bir zayıf etkileşimin enerjisi bir kovalent bağın yanında küçüktür, ama bir maddede bu etkileşimlerden çok sayıda bulunur. Büyük moleküllerde komşu moleküllerin birbirine değdiği yüzey genişler ve etkileşimlerin toplamı maddeyi oda sıcaklığında katı tutacak kadar büyüyebilir. Bu yüzden zayıf etkileşimleri önemsiz saymak yanlış olur: bir maddenin erime ve kaynama noktasını, çözünürlüğünü ve yüzey davranışını çoğu zaman güçlü bağlar değil, bu küçük çekimlerin toplamı belirler.

Etkileşim türünü belirlemek

İki tanecik arasındaki zayıf etkileşimi belirlemek için önce her taneciğin ne olduğuna bakılır:

London kuvvetleri her durumda vardır; polar taneciklerde bunlara ek olarak öteki etkileşimler de bulunur. Tabloyu kullanmadan önce her taneciğin iyon mu, polar molekül mü, apolar molekül mü olduğu belirlenmelidir.

Kaynama noktalarını karşılaştırmak

Moleküler maddelerde kaynama noktası, moleküller arası çekimin gücünü yansıtır. Karşılaştırma yaparken iki soru sorulur. Birincisi, moleküllerin büyüklükleri benzer mi? Büyüklük farkı belirginse daha büyük molekülün London kuvvetleri daha güçlüdür ve kaynama noktası daha yüksektir. İkincisi, büyüklükler benzerse moleküllerden biri polar mı? Kütleleri birbirine yakın HCl ve F₂ moleküllerinde polar olan HCl'nin kaynama noktası, dipol–dipol etkileşimleri de bulunduğu için, apolar F₂'ninkinden yüksektir.

Örnek 1 — Etkileşim türü

Soru: CO₂ molekülleri arasında hangi etkileşim bulunur?

• A) İyon–dipol
• B) Dipol–dipol
• C) Yalnız London kuvvetleri
• D) Zıt iyonların çekimi
• E) Elektron denizi çekimi

Çözüm: CO₂'nin iki C=O kutbu zıt yönlere bakıp birbirini götürür ve molekül apolar kalır; apolar moleküller arasında yalnız London kuvvetleri bulunur. Cevap: C.

Örnek 2 — Soy gazlar

Soru: Helyum mu argon mu daha yüksek sıcaklıkta kaynar? Nedeni nedir?

• A) Helyum; daha hafiftir.
• B) Eşittir; ikisi de soy gazdır.
• C) Helyum; daha küçüktür.
• D) Argon; daha çok elektronu olduğu için London kuvvetleri daha güçlüdür.
• E) Argon; polar bir moleküldür.

Çözüm: Soy gaz atomları arasında yalnız London kuvvetleri vardır ve bunların gücü elektron sayısıyla artar. Cevap: D.

Örnek 3 — Tuzun çözünmesi

Soru: Sofra tuzu suda çözünürken Na⁺ iyonları ile su molekülleri arasında hangi etkileşim oluşur?

• A) İyon–dipol
• B) London kuvvetleri
• C) Kovalent bağ
• D) Dipol–indüklenmiş dipol
• E) Elektron denizi çekimi

Çözüm: Na⁺ bir iyondur, su ise polar bir moleküldür; iyon suyun kısmi eksi yüklü oksijen ucunu çeker. Cevap: A.

Örnek 4 — Benzer kütle

Soru: Kütleleri birbirine yakın HCl ve F₂ moleküllerinden hangisinin kaynama noktası daha yüksektir?

• A) F₂; daha ağırdır.
• B) Eşittir.
• C) F₂; apolardır.
• D) Karşılaştırılamaz.
• E) HCl; polar olduğu için London kuvvetlerine ek olarak dipol–dipol etkileşimi de vardır.

Çözüm: Büyüklükler benzer olduğunda polarlık fark yaratır; HCl molekülleri ek bir çekimle bir arada tutulur. Cevap: E.

• Kaynama sırasında molekül içi bağların koptuğunu sanmak. Su kaynarken H–O bağları değil, moleküller arası zayıf etkileşimler kopar.
• London kuvvetlerinin yalnız apolar moleküllerde bulunduğunu sanmak. Her tanecikte vardır; apolarlarda tek kuvvettir.
• Büyüklüğün etkisini unutmak. Elektron sayısı arttıkça London kuvvetleri ve kaynama noktası artar.
• İyon–dipol ile dipol–dipolü karıştırmak. Taneciklerden biri iyonsa etkileşim iyon–dipoldür.
• CO₂'yi polar bir molekül sanmak. CO₂ apolardır; molekülleri arasında yalnız London kuvvetleri vardır.