📄 9. Sınıf Kimya: Lewis Elektron Yapısı, Moleküller Arası Etkileşimler Çalışma Kağıdı

💡 Çözüm Adımları:

Oksijenin (O) atom numarası 8 olduğu için elektron dizilimi 2)6'dır, yani 6 değerlik elektronu vardır. Hidrojenin (H) atom numarası 1 olduğu için 1 değerlik elektronu vardır.

1. Oksijen atomu merkez atomdur ve 6 değerlik elektronunu sembolü etrafına noktalarla yerleştiririz.
2. Her bir hidrojen atomu birer değerlik elektronu ile oksijenle tekli kovalent bağ oluşturur.
3. Lewis yapısı:
\(H - \overset{\bullet\bullet}{O} - H\)
\(\text{ }| \)
\(\text{ }| \)
\(\text{ }\bullet\bullet \)
(Oksijenin üzerinde iki çift ortaklanmamış elektron bulunmaktadır.)

Bağ Türü: Oksijen ve hidrojen atomları arasında elektron ortaklaşması olduğu için, bağ türü 'polar kovalent bağ'dır, çünkü oksijenin elektronegatifliği hidrojenden daha fazladır.

Molekülün Polarlığı: Su molekülünün Lewis yapısında oksijen atomu üzerinde iki çift ortaklanmamış elektron (elektron çifti itmeleri) bulunur. Bu durum, molekülün açılı (kırık doğru) bir geometriye sahip olmasına neden olur. Bağların polar olması ve molekülün geometrisinin simetrik olmaması nedeniyle, su molekülü 'polar' bir moleküldür.

💡 Çözüm Adımları:

London kuvvetleri (indüklenmiş dipol-indüklenmiş dipol etkileşimleri):
* Tüm moleküllerde, hatta soygazlarda bile görülen en zayıf moleküller arası etkileşimlerdir.
* Elektronların anlık ve rastgele hareketleri sonucunda oluşan geçici dipoller (indüklenmiş dipoller) nedeniyle ortaya çıkarlar.
* Apolar moleküller arasındaki tek etkileşim türüdür.
* Örnek: \(CH_4\) (metan), \(O_2\) (oksijen), \(He\) (helyum) gibi apolar maddeler arasındaki çekim kuvvetleri.

Dipol-dipol etkileşimleri:
* Sadece polar moleküller arasında görülen etkileşimlerdir.
* Moleküldeki kalıcı dipoller (kısmi pozitif ve kısmi negatif yüklü uçlar) arasındaki elektrostatik çekim kuvvetleridir.
* London kuvvetlerinden daha güçlüdürler.
* Örnek: \(HCl\) (hidrojen klorür), \(H_2S\) (hidrojen sülfür) gibi polar maddeler arasındaki çekim kuvvetleri.

💡 Çözüm Adımları:

Lewis yapısı, atomun değerlik elektronlarının sembolü etrafına noktalarla gösterilmesidir. Öncelikle atomların elektron dizilimlerini yaparak değerlik elektron sayılarını belirlememiz gerekir.

a) \(Na\) (Sodyum, atom numarası 11):
Elektron dizilimi: 2)8)1. Değerlik elektron sayısı 1'dir.
Lewis yapısı: \(Na\bullet\)

b) \(Cl\) (Klor, atom numarası 17):
Elektron dizilimi: 2)8)7. Değerlik elektron sayısı 7'dir.
Lewis yapısı: \(\bullet\overset{\bullet\bullet}{\underset{\bullet\bullet}{Cl}}\bullet\)
(Klorun etrafında 7 nokta bulunur, 3 çift ve 1 tek elektron)

c) \(N\) (Azot, atom numarası 7):
Elektron dizilimi: 2)5. Değerlik elektron sayısı 5'tir.
Lewis yapısı: \(\bullet\overset{\bullet\bullet}{N}\bullet\bullet\)
(Azotun etrafında 5 nokta bulunur, 1 çift ve 3 tek elektron)