â¹Ã§indekiler

‹çindekiler 

iii 


Önsöz ............................................................................................................ 

ix 

Atomun Yap›s› ve Periyodik Özellikler................................. 2 

G‹R‹fi ............................................................................................................. 3 

ATOMUN KUANTUM KURAMI.................................................................... 4 

ATOMUN DALGA FONKS‹YONLARI........................................................... 5 

Dalga Fonksiyonlar› ...................................................................................... 5 

Orbitallerin Enerji S›ralamas› ........................................................................ 10 

ELEKTRON D‹Z‹L‹MLER‹ .............................................................................. 11 

Etkin Çekirdek Yükü..................................................................................... 14 

PER‹YOD‹K Ç‹ZELGE VE ÖZELL‹KLER‹...................................................... 16 

Atom Yar›çap› (Büyüklü¤ü).......................................................................... 17 

Kovalent Yar›çap..................................................................................... 18 

‹yonik Yar›çap......................................................................................... 19 

Metalik Yar›çap ....................................................................................... 20 

Van der Waals Yar›çap› .......................................................................... 22 

‹yonlaflma Enerjisi ......................................................................................... 22 

Elektronegatiflik............................................................................................. 24 

Pauling Elektronegatifli¤i........................................................................ 24 

Mulliken Elektronegatifli¤i...................................................................... 25 

Allred-Rochow Elektronegatifli¤i............................................................ 26 

Elektron ‹lgisi................................................................................................. 27 

Özet................................................................................................................ 28 

Kendimizi S›nayal›m...................................................................................... 29 

Kendimizi S›nayal›m Yan›t Anahtar› ............................................................ 30 

S›ra Sizde Yan›t Anahtar› .............................................................................. 30 

Yararlan›lan ve Baflvurulabilecek Kaynaklar ............................................... 31 

Molekül Yap›s› .......................................................................... 32 

ELEKTRON NOKTA YAPISI (LEW‹S YAPISI).............................................. 33 

Oktet Kural› ................................................................................................... 36 

Formal Yük.................................................................................................... 36 

Yükseltgenme Say›s› ..................................................................................... 37 

Rezonans........................................................................................................ 38 

MOLEKÜL GEOMETR‹S‹ VE DE⁄ERL‹K BA⁄I ELEKTRON 

Ç‹FTLER‹ ‹TMES‹ (VSEPR) KURALI.............................................................. 39 

VSEPR Kuram› ............................................................................................... 39 

Çoklu Ba¤lar ‹çeren Yap›lar................................................................... 45 

MOLEKÜLER S‹METR‹................................................................................... 46 

Simetri Elemanlar› ve Simetri ‹fllemleri ........................................................ 47 

Özdefllik ‹fllemi (E) ................................................................................. 47 

Dönme ‹fllemi (Cn) ................................................................................. 47 

Düzlemden Yans›tma ‹fllemi (s)............................................................. 49 

Noktadan Yans›tma ‹fllemi (i)................................................................. 50 

Dönme-yans›ma ifllemi (Sn) ................................................................... 50 

Nokta Gruplar›............................................................................................... 51 

Özet ............................................................................................................... 57 

1. ÜN‹TE 

2. ÜN‹TE

iv 


Kendimizi S›nayal›m ..................................................................................... 58 




3. ÜN‹TE 

4. ÜN‹TE 

Kovalent Ba¤ ........................................................................... 62 

G‹R‹fi .............................................................................................................. 63 

KOVALENT BA⁄........................................................................................... 63 

DE⁄ERL‹K BA⁄ TEOR‹S‹ (DBT).................................................................. 65 

H‹BR‹TLEfiME ................................................................................................ 67 

sp Hibritleflmesi............................................................................................. 68 

sp 2 Hibritleflmesi ........................................................................................... 69 

sp 3 Hibritleflmesi ........................................................................................... 70 

sp 3 d Hibritleflmesi ......................................................................................... 72 

sp 3 d 2 Hibritleflmesi........................................................................................ 74 

Çoklu Ba¤ ‹çeren Moleküllerde Hibritleflme ............................................... 76 

MOLEKÜL ORB‹TAL KURAMI (MOT) ......................................................... 77 

‹ki Atomlu Moleküller................................................................................... 82 

‹ki Farkl› Atom ‹çeren Moleküller................................................................ 84 

Özet................................................................................................................ 87 




Yararlan›lan Kaynaklar.................................................................................. 91 

Kat›lar ...................................................................................... 92 

G‹R‹fi .............................................................................................................. 93 

Birim Hücre Bafl›na Düflen Tanecik Say›s› .................................................. 94 

KR‹STAL YAPISI ............................................................................................ 95 

S›k ‹stiflenme ................................................................................................. 95 

Kübik S›k ‹stiflenme (ksi)....................................................................... 95 

Hekzagonal S›k ‹stiflenme (hsi) ............................................................. 96 

X-Ifl›nlar› Yöntemi ‹le Kristal Yap› Tayini.................................................... 97 

Birim Hücrelerdeki Doluluk ve Boflluk Oranlar› ........................................ 99 

Basit Kübik Sistem (bks) ........................................................................ 99 

Yüzey Merkezli Kübik Sistem (ymk) ..................................................... 99 

‹ç Merkezli Kübik Sistem (imk) ............................................................. 100 

KATI TÜRLER‹ ............................................................................................... 100 

‹yonik Kat›lar................................................................................................. 100 

‹yonik Kat›lar›n S›n›fland›r›lmas› .................................................................. 103 

MX Tipi ‹yonik Kat›lar ............................................................................ 103 

MX 2 Tipi ‹yonik Kat›lar........................................................................... 105 

ÖRGÜ ENERJ‹S‹............................................................................................. 106 

‹yonik Bilefliklerin Örgü Enerjilerinin ve Fiziksel 

Özelliklerinin Karfl›laflt›r›lmas› ................................................................ 108 

Born-Haber Çevrimi ve Deneysel Örgü Enerjisi ................................... 109 

METAL‹K KATILAR........................................................................................ 111 

Metalik Yap›larda Kristal Yap›lar.................................................................. 112 

METAL‹K BA⁄............................................................................................... 112 

‹LETKENL‹K ................................................................................................... 114


v 

Yal›tkanlar ve Yar› ‹letkenler........................................................................ 114 

Süper ‹letkenlik ............................................................................................. 116 

KOVALENT KATILAR.................................................................................... 117 

Elmas.............................................................................................................. 117 

Grafit .............................................................................................................. 117 

MOLEKÜLER KATILAR.................................................................................. 117 

Özet................................................................................................................ 119 





Tanecikler Aras› Etkileflimler................................................. 124 

G‹R‹fi ............................................................................................................. 125 

D‹POL-D‹POL ETK‹LEfi‹M‹ (D‹POL-D‹POL KUVVETLER‹) ........................ 126 

Dipol-Dipol Kuvvetinin Moleküllerin Fiziksel Özelliklerine Etkisi ........... 127 

‹YON-D‹POL ETK‹LEfi‹M‹............................................................................. 128 

‹YON- ‹NDÜKLENM‹fi D‹POL ETK‹LEfi‹M‹ ................................................ 130 

D‹POL-‹NDÜKLENM‹fi D‹POL ETK‹LEfi‹M‹................................................. 130 

‹NDÜKLENM‹fi D‹POL-‹NDÜKLENM‹fi D‹POL ETK‹LEfi‹M‹ 

(DA⁄ILMA VEYA LONDON KUVVETLER‹) ................................................ 130 

Van Der Waals Kuvvetlerini Etkileyen Faktörler......................................... 133 

H‹DROJEN BA⁄LARI .................................................................................... 135 

Molekülleraras› Hidrojen Ba¤› (‹ntermoleküler Hidrojen Ba¤›)................. 135 

Moleküliçi Hidrojen Ba¤› (‹ntramoleküler Hidrojen Ba¤›) ......................... 137 

Hidrojen Ba¤lar›n›n Moleküllerin Fiziksel Özelliklerine Etkisi................... 138 

‹YON‹K BA⁄LAR........................................................................................... 139 

TANEC‹KLERARASI ETK‹LEfi‹MLER‹N D‹⁄ER ETK‹LER‹............................ 140 

Çözünürlük .................................................................................................... 140 

S›k›flt›r›labilme .............................................................................................. 141 

Yay›lma (Difüzyon) ...................................................................................... 141 

Yüzey Gerilimi ............................................................................................. 141 

Islanabilirlik ................................................................................................... 141 

Saf Maddelerin Buhar Bas›nçlar› ................................................................. 141 

Viskozite ........................................................................................................ 142 

Özet ............................................................................................................... 143 





Asit ve Baz Kavramlar› ........................................................... 148 

G‹R‹fi .............................................................................................................. 149 

AS‹T VE BAZ TANIMLARI ............................................................................ 150 

Arrhenius Tan›m›........................................................................................... 150 

Brönsted-Lowry Tan›m› ................................................................................ 151 

Çözücü Sistemi Tan›m› ................................................................................. 156 

Lewis Asit Baz Tan›m›................................................................................... 157 

Lux-Flood Asit Baz Tan›m› ........................................................................... 159 

Usanovich Asit Baz Tan›m›........................................................................... 159 

5. ÜN‹TE 

6. ÜN‹TE

vi 


SERT-YUMUfiAK AS‹T VE BAZLAR.............................................................. 159 

Maddelerin Kimyasal Yap›lar› ile Asit ve Bazl›klar› .................................... 162 

Metal Oksitlerin Bazl›¤›........................................................................... 162 

Oksiasitler ................................................................................................ 163 

Ametal Oksitlerin Asitli¤i ....................................................................... 165 

Aminlerin Bazl›¤›..................................................................................... 165 

Hibritleflmenin Asitlik Üzerine Etkisi ..................................................... 166 

Organik Asitler ........................................................................................ 167 

Özet ............................................................................................................... 169 





7. ÜN‹TE 

8. ÜN‹TE 

Geçifl Metalleri ve Koordinasyon Bileflikleri ........................ 174 

GEÇ‹fi METALLER‹ VE ÖZELL‹KLER‹........................................................... 175 

Renk ............................................................................................................... 175 

De¤erlik ......................................................................................................... 176 

Manyetik Özellikler ....................................................................................... 176 

KOORD‹NASYON B‹LEfi‹KLER‹ VE ‹LG‹L‹ BAZI KAVRAMLAR................. 176 

Merkez Atomu veya ‹yonu ........................................................................... 177 

Ligant.............................................................................................................. 177 

KOORD‹NASYON B‹LEfi‹KLER‹N‹N GEOMETR‹S‹ ..................................... 178 

Bilefliklerin Geometrileri Üzerine Önceden Yap›lan Çal›flmalar ................ 179 

Koordinasyon Say›s› 2................................................................................... 181 





Yüksek Koordinasyon Say›lar›...................................................................... 185 

KOORD‹NASYON B‹LEfi‹KLER‹NDE ‹ZOMERL‹K....................................... 185 

Yap›sal ‹zomerlik .......................................................................................... 186 

Stereoizomerlik.............................................................................................. 188 

KOORD‹NASYON B‹LEfi‹KLER‹N‹N ‹S‹MLEND‹R‹LMES‹ ........................... 191 

Özet................................................................................................................ 195 





Koordinasyon Bilefliklerinde Ba¤lanma Teorileri................. 202 

ETK‹N ATOM NUMARASI VE 18 ELEKTRON KURALLARI ....................... 203 

DE⁄ERL‹K BA⁄I TEOR‹S‹............................................................................ 205 

Elektronötralite ‹lkesi ve Geri Ba¤lanma .................................................. 208 

KR‹STAL ALAN TEOR‹S‹ .............................................................................. 208 

Oktahedral Komplekslerde Kristal Alan Teorisi.......................................... 209 

Kristal Alan Yar›lma Enerjisi (KAYE) .......................................................... 210 

KAYE Etkileyen Etkenler ........................................................................ 211 

Yüksek Spin-Düflük Spin Oktahedral Kompleksler ve KAKE.................... 213


vii 

Kristal Alan Kararl›l›k Enerjisinin Önemi............................................... 216 

Tetrahedral Komplekslerde Kristal Alan Teorisi ........................................ 217 

Tetragonal Bozulma (Jahn-Teller Teoremi)................................................. 219 

Kare Düzlem Komplekslerde Kristal Alan Teorisi ..................................... 221 

MOLEKÜL ORB‹TAL TEOR‹S‹ ..................................................................... 222 

Oktahedral Komplekslerde Molekül Orbital Teorisi ................................. 222 

π-Verici/Al›c› Ligantlar ............................................................................ 224 

Özet ............................................................................................................... 227 





Koordinasyon Bileflikleri ve Elektronik Spektrum, 

Manyetik Özellikler ve Anorganik Tepkime 

Mekanizmalar›.......................................................................... 234 

KOORD‹NASYON B‹LEfi‹KLER‹ VE ELEKTRON‹K SPEKTRUM ................. 235 

Elektronik Spektrum ..................................................................................... 235 

KOORD‹NASYON B‹LEfi‹KLER‹NDE ELEKTRON‹K GEÇ‹fiLER.................. 236 

Ligant ‹çi Geçifller.......................................................................................... 237 

d-d Geçiflleri .................................................................................................. 240 

Yük Aktar›m Geçiflleri............................................................................. 240 

L→M Yük Aktar›m Geçiflleri................................................................... 240 

M→L Yük Aktar›m Geçiflleri................................................................... 241 

KOORD‹NASYON B‹LEfi‹KLER‹NDE MANYET‹K ÖZELL‹KLER................. 241 

Manyetizma.................................................................................................... 241 

KOORD‹NASYON B‹LEfi‹KLER‹ VE SP‹N MANYET‹K MOMENT ............. 243 

ANORGAN‹K TEPK‹ME MEKAN‹ZMALARI ................................................ 245 

Kararl›l›k ve ‹nertlik ..................................................................................... 245 

Tepkime Mekanizmalar› ve Molekülerlik ................................................... 247 

Yer De¤ifltirme Tepkimeleri ........................................................................ 247 

Tetrahedral Komplekslerde Yer De¤ifltirme Tepkimeleri ........................... 248 

Karedüzlem Komplekslerde Yer De¤ifltirme Tepkimeleri ......................... 248 

Oktahedral Komplekslerde Yer De¤ifltirme Tepkimeleri .......................... 249 

Yer de¤ifltirme Tepkimesine Etkiyen Faktörler ........................................... 250 

Karedüzlem Komplekslerde Yer De¤ifltirme Tepkimesine 

Etkiyen Faktörler .................................................................................... 250 

Giren Ligant›n Etkisi .............................................................................. 250 

Di¤er Ligantlar›n Etkisi .......................................................................... 250 

Ayr›lan Ligant›n Etkisi ............................................................................ 251 

Merkez Atomunun Etkisi ....................................................................... 251 

Oktahedral Komplekslerde Yer De¤ifltirme Tepkimesine 

Etkiyen Faktörler .................................................................................... 251 

Di¤er Ligantlar›n Etkisi .......................................................................... 251 

Ayr›lan ligant›n etkisi .............................................................................. 252 

Özet................................................................................................................ 253 





9. ÜN‹TE

viii 

10. ÜN‹TE 


Anorganik Elektrokimya............................................................256 

G‹R‹fi .............................................................................................................. 257 

ELEKTRON TRANSFER‹ TEPK‹MELER‹........................................................ 257 

Yükseltgenme-‹ndirgenme Tepkimeleri ..................................................... 257 

Yükseltgenme Say›lar›n›n Belirlenmesi ...................................................... 258 

ELEKTROK‹MYASAL HÜCRELER ................................................................ 260 

Voltaik Hücre ............................................................................................... 260 

Hücre Potansiyeli ......................................................................................... 262 

Kendili¤inden Yürüyen Tepkimeler............................................................. 264 

P‹LLER ........................................................................................................... 268 

KOROZYON .................................................................................................. 269 

ELEKTROL‹Z.................................................................................................. 270 

Elektrolizin Nicel Yönleri ............................................................................ 272 

METALLER‹N KAPLANMASI ......................................................................... 273 

Özet................................................................................................................ 276 





Ekler ............................................................................................................... 280

Önsöz 

ix 

Önsöz 

Bu anorganik kimya kitab›, aç›k ö¤retim kimya önlisans II. s›n›f ö¤rencilerine 

okutulmak üzere haz›rlanm›flt›r. Anorganik kimya ders kitaplar›, h›zla geliflen 

teknoloji ve temel bilimlerden dolay› içerikleri sürekli de¤iflmektedir. Buda anorganik 

kimya dal›n›n kapsam›n› çok genifl alanlara yay›lmas›na sebep olmaktad›r. 

Ö¤renciler bu dersi ö¤renirken ço¤u zaman zorlanmaktad›r. Bu nedenle, temel 

bilgileri içeren bu kitap dört y›ll›k fen ve e¤itim fakültelerinde okuyan ö¤rencilere 

de önemli bir kaynak olacakt›r. 

Kitap on bölümden oluflmaktad›r ve bölümlerin birço¤u teoriler üzerinden 

yola ç›k›larak haz›rlanm›flt›r. Konular, uzaktan ö¤retim programlar› için bireysel 

ö¤renme tekniklerine uygun olacak flekilde, daha sade bir dille ele al›nmaya 

çal›fl›lm›flt›r. Ö¤rencilerin daha detayl› bilgilere ulaflmas› için internet ve baflka 

kitaplara yönlendirilmesi sa¤lanm›flt›r. Konular›n iyi anlafl›lmas› için örnek sorular 

çözülmüfl, s›ra sizde ve kendimizi s›nayal›m sorular› haz›rlanm›flt›r. Bunlar ö¤rencilerin 

kendilerini ölçmesini, konular› tekrarlamas›n› sa¤layacakt›r. 

Bu kitap, farkl› üniversitelerde görev yapan ö¤retim üyelerinin yo¤un çal›flmalar› 

sonucunda ortaya ç›km›flt›r. I. Ünitenin haz›rlanmas›nda bana destek veren Prof. 

Dr. Hamza Y›lmaz ve ünitelerin tasar›m›, dizgisi, bas›m›nda eme¤i geçen teknik 

ve destek personele teflekkür ederim. 

Sevgili k›z›m Bilge Hayat’a...... 

Editör 

Doç. Dr. Hakan DAL

1ANORGAN‹K K‹MYA 

Amaçlar›m›z 

 

Bu üniteyi tamamlad›ktan sonra; 

Kuantum kuram›n› tart›flabilecek, 

Dalga fonksiyonlar›n› ifade edebilecek, 

Kuantum say›lar›n› yorumlayabilecek, 

Atomik orbitallerin oluflumunu tart›flabilecek, 

Elektron dizilimlerini yazabilecek, 

Etkin çekirdek yükü kavram›n› aç›klayabilecek, 

Atom yar›çaplar›n› yapt›¤› ba¤ türleriyle birlikte yorumlayabilecek, 

‹yonlaflma enerjilerinin ve elektron ilgilerinin periyodik de¤iflimlerini aç›kla 

yabilecek bilgi ve beceriler kazanacaks›n›z. 

Anahtar Kavramlar 

• Radyal ve aç›sal fonksiyon 

• Perdeleme sabiti 

• ψ (psi) dalga fonksiyonu 

• De¤erlik orbitali 

• Kuantum say›lar› 

• Atom Yar›çap› 

• Orbital 

• Lantanit büzülmesi 

• Radyal da¤›l›m fonksiyonu 

• ‹yonlaflma Enerjisi 

• S›n›r yüzey diyagramlar› 

• Elektronegatiflik 

• Dü¤üm noktas› 

• Elektron ‹lgisi 

• Etkin çekirdek yükü 

‹çerik Haritas› 

Anorganik Kimya 

Atomun Yap›s› ve 

Periyodik Özellikler 

• G‹R‹fi 

• ATOMUN KUANTUM KURAMI 

• ATOMUN DALGA 

FONKS‹YONLARI 

• ELEKTRON D‹Z‹L‹MLER‹ 

• PER‹YOD‹K Ç‹ZELGE VE 

ÖZELL‹KLER‹

Atomun Yap›s› ve Periyodik 

Özellikler 

Dalga uzunluğu 

Teorik olarak 

hesaplanan 

G‹R‹fi 

Atomun yap›s› hakk›nda bilgi edinmek için elektromagnetik ›fl›nlar›n maddeyle etkileflmesinden 

yararlan›lm›flt›r. Bu yüzden, ›fl›nlar›n anlafl›lmas› ile ilgili geliflmeleri 

k›saca gözden geçirmek yararl› olur. Ifl›nlar›n dalgalar halinde yay›ld›¤›, oldukça 

eski bir yarg›d›r. Ancak bu dalgalar›n, birbirine dik elektrik ve manyetik alan vektörlerinden 

olufltu¤u, ilk kez 1873 y›l›nda James Clerk Maxwell taraf›ndan öne sürülen 

bir teori ile anlafl›lm›flt›r. Bu teoride, elektrik alan vektörü (E), manyetik alan 

vektörüde (B) ile gösterilir. 

Elektromanyetik Ifl›malar, en büyük dalga boyludan en küçü¤e do¤ru, 

s›raland›¤›nda, radyo dalgalar›, mikro dalgalar, k›rm›z› ötesi (IR), görünür bölge 

(VIS), mor ötesi (UV), X-›fl›nlar› ve gama ›fl›nlar› ad› verilen bir seri olufltururlar ve 

bu serinin tamam›, elektromanyetik spektrumu meydana getirir. 

Elektromagnetik ›fl›man›n dalga oldu¤u var say›larak, ›fl›nlar›n yans›mas›, k›r›lmas› 

ve giriflimi kolayl›kla aç›klanabilir. Baflka bir deyiflle, yans›ma, k›r›lma ve giriflim 

olaylar›, ›fl›nlar›n dalga kavakterinde oldu¤unu kan›s›n› do¤rulamaktad›r. Ancak, 

yüksek s›cakl›¤a ›s›t›lan bir cismin yayd›¤› ›fl›nlar›n fliddetlerinin dalga boyuyla 

de¤iflimini gösteren deneysel e¤riler, ›fl›nlar›n dalga karakteriyle aç›klanamaz. 

fiekilde, siyah cismin farkl› s›cakl›klarda 

yayd›¤› ›fl›nlar›n dalga boyu-fliddet 

iliflkileri ve örnek olarak, 5000 K 

de hesaplanan teorik e¤ri verilmifltir. 

Teorik e¤ri, ›fl›nlar›n sürekli dalgalar 

oldu¤u varsay›larak çizilmifltir. Ancak 

bu e¤rinin deneysel e¤ri ile çok uyumsuz 

olmas›, ›fl›nlar›n sürekli dalgalar olmad›¤›n› 

düflündürmektedir. Kuantum 

kavram›, bu sorunun çözümü için 

Planck’›n gelifltirdi¤i bir kavram olup 

›fl›k ›fl›nlar›n›n dalga paketlerinden olufltu¤unu varsayar. Yani, ›fl›ma enerjisi sürekli 

de¤il, bölünmez enerji kuantumlar›ndan (fotonlardan) oluflmufl gibi düflünülmelidir. 

Ifl›nlar›n fotonlardan olufltu¤unu gösteren bir baflka olay da foto elektrik olayd›r. 

Klasik fizi¤e göre ise, atomlar›n veya moleküllerin enerjisi istendi¤i kadar art›- 

r›labilir veya azalt›labilir. Yani, bunlar herhangi bir de¤erdeki enerjiyi so¤urabilir 

veya yayabilirler. Atomlar›n yayd›¤› ›fl›nlar bir prizmadan geçirilerek elde edilen

4 Anorganik Kimya 

SIRA S‹ZDE 

DÜfiÜNEL‹M 

SORU 

D‹KKAT 

atom spektrumlar› (çizgili spektrum, hatlardan oluflan emisyon spektrumu) atomun 

yap›s› hakk›nda bizlere bir çok bilgi vermifltir. 1913 de Niels Bohr, hidrojenin yay›nma 

spektrumundaki sonuçlar› kuantum kuram› ile iliflkilendirmifl ve kendi ad›n› tafl›yan 

bir atom kuram› ortaya atm›flt›r. Bohr, baz› varsay›mlarla yola ç›km›fl ve hidrojen 

atomunda elektronun yüksek enerjili yörüngelerden düflük enerjili yörüngelere 

yay›n›m yaparak geçti¤ini, ayn› elektronun düflük enerjili yörüngelerden yüksek 

enerjili yörüngelere belirli de¤erlerde enerjiler so¤urarak ç›kabilece¤ini ileri sürmüfltür. 

Belli iki yörünge aras›nda so¤urulan ve yay›mlanan enerjilerin miktar› (say›sal 

de¤eri) ayn›d›r ancak iflareti farkl›d›r. Böylece Lyman, Balmer, Paschen, Brackett, 

SIRA S‹ZDE 

Pfund serilerindeki enerji de¤iflimleri dalga boylar›yla iliflkilendirilerek aç›klanabilmifltir. 

Kuantum DÜfiÜNEL‹M kuram›, klasik fizi¤in atom ve elektron gibi küçük taneciklerin özelliklerinin 

aç›klanmas›nda yetersiz kalmas› üzerine gelifltirilmifltir. Kuantum kuram› 

ile elementlerin fiziksel ve kimyasal özelliklerini, buna ba¤l› olarak da kimyasal 

SORU 

ba¤lar›, periyodik özellikler gibi birçok özelli¤i aç›klamak mümkün olmufltur. 

Birinci s›n›f genel D‹KKAT kimya ders kitab›n›zdan bu konular› tekrar gözden geçiriniz 

ATOMUN KUANTUM KURAMI 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

Elektromanyetik ›fl›nlar›n hem dalga hem de tanecik temelinde modellenmesi gerekti¤ine 

iliflkin genel kimya bilgilerinizi hat›rlay›n›z. Ifl›nlar›n ikili karakter tafl›mas›, 

atom alt› taneciklerin de tanecik olmak yan›nda, dalga gibi düflünülüp düflünü- 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

lemeyece¤i sorusunu akla getirir. 

Bu konu, 1920 lerde fizikçiler aras›nda tart›fl›lm›fl, hem fizikçi hem de felsefeci 

K ‹ T A P 

olan Frans›z K bilgini ‹ T A PLuis de Broglie, her hareketli taneci¤e bir dalgan›n efllik etti¤ini, 

bu dalgan›n dalga boyunun (λ) taneci¤in momentumuna yani mv de¤erine 

TELEV‹ZYON 

Davidson ve Germer, 1925 

te, ‹NTERNET elektronun da foton gibi 

k›r›n›ma u¤rad›¤›n› 

gösterdiler. Ayn› bilim 

adamlar› 1921 y›l›nda 

yapt›klar› deneylerle 

elektronun spin hareketinide 

kan›tlam›fllard›. 

h 

λ= = TELEV‹ZYON h 

(h: planck sbt, m: kütle, V: h›z) 

p mv 

eflitli¤i ile ba¤l› oldu¤unu bir hipotez olarak öne sürmüfltür. 1930 y›llar›nda, Davidson-Germer 

‹NTERNET elektrona bir dalgan›n efllik etti¤ini kan›tlam›fl; sonuç olarak de 

Broglie hipotezinin, elektron için do¤ru oldu¤u gösterilmifltir. 

Her elektrona bir dalgan›n efllik etmesi ister istemez flu sorular› gündeme 

getirmektedir: 

• Elektrona efllik eden dalgay› karakterize edebilir miyiz? Yani, bu dalgan›n 

matematik temsili olan denklemi bulabilir miyiz? 

• Elektrona efllik eden dalgan›n denkleminden, elektrona ait baz› ölçülebilir 

büyüklükleri (enerji, belli bir uzay bölgesinde bulunma ihtimali, v.b.) saptamak 

veya tahmin etmek mümkün müdür? 

Avusturyal› bilgin Ervin Schrödinger yukar›daki sorular›n her ikisinin de cevaplar›n›n 

olumlu oldu¤unu göstermek için, elektrona efllik eden dalgalar›n denklemlerini 

bulmay› denemifl ve hidrojen (ve benzeri sistemler) için, tek elektrona efllik 

eden dalgan›n denklemini analitik olarak türetmeyi baflarm›flt›r (1927). 

Gerçekte atomun Bohr modelinde , Kuantum modelinin temeli olan fikirleri yer 

yer kullanm›flt›r. Fakat Bohr modeli, elektronu klasik anlamda bir tanecik olarak 

düflünmüfl, sadece elektronun enerji almas›-vermesi sürecini aç›klamak için elektromanyetik 

›fl›nlar›n ikili karakterini kullanm›flt›r. Kuantum modeli ise, ›fl›nlar gibi 

atom alt› tanecikleri de ikili karakterde al›p her iki karakterden de yararlanm›flt›r.

1. Ünite - Atomun Yap›s› ve Periyodik Özellikler 

5 

ATOMUN DALGA FONKS‹YONLARI 

Schrödinger’in çal›flmalar›ndan sonra oluflan fikirler ve gerçekler, atomun kuantum 

modelini ortaya ç›karm›flt›r. Bu model, hidrojen benzeri tek elektronlu sistemlerdeki 

elektronun, çekirdek merkez olmak üzere, uzayda küresel bir simetri oluflturacak 

flekilde yer de¤ifltirdi¤ini varsayar. 

Dalga Fonksiyonlar› 

Elektronun uzayda küresel bir simetride yer de¤ifltirmesi düflüncesi elektrona efllik 

eden ψ (psi) dalgas›n›n da küresel oldu¤u anlam›na gelir. Küresel bir ögenin denkleminin 

basit yoldan türetilebilmesi için, dik (kartezyen) koordinat sistemi yerine 

küresel (kutupsal) koordinat sistemini kullanmak daha uygundur. ‹ki koordinat 

sistemi aras›ndaki iliflkiyi anlamak için fiekil 

1.1’i inceleyiniz. 

P noktas›, dik koordinat sisteminde x,y,z 

de¤iflkenleriyle belirlenirken, küresel koordinat 

sisteminde r,θ,φ de¤iflkenleriyle belirlenmektedir. 

Bu iki koordinat sistemi aras›nda 

geçifl yapmak için, fleklin yan›nda yer 

alan temel eflitliklerden yararlan›l›r. Ayr›ca, 

elektrona efllik eden dalgan›n r,θ,φ de¤iflkenlerine 

ba¤l› fonksiyonu, her de¤iflkene 

ayr› bir çarpan karfl› gelmek üzere, 

(r,θ,φ) =R (r) Θ (θ) Φ (φ) 

fiekil 1.1 

Uzaydaki herhangi 

bir noktan›n 

Kartezyen ve 

kutupsal 

koordinatlar aras› 

iliflkiler 

eflitli¤ine uygun çarpanlara ayr›labilece¤i 

varsay›lm›flt›r. 

Kuantum modelinin temel problemi, burada sözü geçen R (r) , Θ (θ) ve Φ (φ) fonksiyonlar›n› 

bulmakt›r. Bu fonksiyonlar› bulmak için yap›lan ifllemler ileri düzeyde 

matematik bilmeyi gerektirir ve bu dersin kapsam› d›fl›ndad›r. Burada flu kadar›n› 

söylememiz gerekir ki R (r) , Θ (θ) ve Φ (φ) fonksiyonlar›n›n her biri birden çok tanedir 

(asl›nda her biri sonsuz tane). Çok say›daki R(r) fonksiyonunu k›saca ifade etmek 

içinde kuantum say›lar› denilen parametreler kullan›l›r. Bu parametreler, 

Schrödinger denkleminin 

kutupsal koordinat 

sisteminde çözümü ile 

(r,θ,φ) =R (r) Θ (θ) Φ (φ) 

eflitli¤i elde edilir. 

y=sinx=0 

denkleminin çözümü olan 

x=kπ 

ifadesinde ki k parametresine benzetilebilir. (Do¤ru çözümler için k tamsay› olmal›d›r) 

R (r) fonksiyonu için genel çözüm n ve l parametrelerini, Θ (θ) ve Φ (φ) fonksiyonlar›n›n 

genel çözümü ise l ve m l parametrelerini içerir. Sonuç olarak, dalga 

fonksiyonu üç parametreye ba¤l› olarak afla¤›daki gibi yaz›labilir: 

Ψ=R n,l Y l,m 

l 

Bu eflitlikteki ilk çarpan, yani R n,l terimi, radyal fonksiyon, Y l,m terimi ise aç›- 

l 

sal fonksiyon genel adlar›yla bilinir. 

Schrödinger denkleminin matematiksel çözümünden bafl kuantum say›s› (n), 

aç›sal momentum kuantum say›s› (yan kuantum say›s›) (l) ve magnetik kuantum 

say›s› (m l ) ele geçer. Bu üç kuantum say›s› s›ras›yla elektronun afla¤›daki özelliklerini 

belirler:


• n: elektronun bulundu¤u orbitalin düzeyi (baflkuantum say›s›); 

• l: elektronun bulundu¤u orbitalin tipi (geometrisi); 

• m l : elektronun bulundu¤u orbital ekseninin yönlendi¤i do¤rultu. 

Bu üç kuantum say›s›n›n alabilecekleri say›sal de¤erler afla¤›daki flekilde s›n›rl›d›r: 

• n= 1,2,3,4...., ∞ (bütün pozitif tam say›lar) 

• l= 0,1,2,..., (n-1) 

• m l = (-l),(-l+1),(-l+2),...,(+l) 

Bu s›n›rlamalara göre, örne¤in n=1 ise, l, ancak 0 de¤erini alabilir. Bu da 

n=1 olan orbital tipinin yaln›zca bir tane oldu¤u anlam›na gelir. Çünkü l sadece 

bir de¤er alabilmektedir. Buna karfl›l›k, n=2 ise, l hem 0 hem de 1 de- 

¤erlerini alabilir. Bu, n=2 olan iki tip orbital düflünebilece¤imizi gösterir. 

n=3 için orbital tipi say›s›n›n 3 olaca¤›n› (l=0, l=1 ve l=2 karfl›l›¤›), genel 

olarak da n bafl kuantum say›s›na sahip n-1 tane farkl› orbital tipi olaca¤›n› 

söyleyebiliriz. 

• Ayn› baflkuantum say›s›na sahip olan bütün orbitaller topluca bir enerji katman›n› 

olufltururlar. Bu orbitallerin n kuantum say›lar› eflit oldu¤u için enerjileri 

de eflittir. Bu orbitaller, hidrojenik sistemin dejenere orbitalleridir. 

• Ayn› l de¤erine sahip birden çok orbital olabilir. Örne¤in l=2 ise, m l =-2, 

m l =-1, m l =0, m l =+1, m l =+2 olan befl ayr› orbital var demektir. l de¤erleri 

eflit olan bu orbitallerin tamam›, bir alt katman› olufltururlar. 

• Orbital tiplerini belirlemek için, ço¤u zaman l de¤erini vermek yerine, o de- 

¤eri sembolize eden bir harf kullan›l›r. Örne¤in l=0 olan orbitaller, “s-tipi” orbitallerdir. 

l=2 olan orbitaller ise, “d-tipi” orbitallerdir. Orbitallerin harf gösterimleri 

ile l de¤erleri aras›ndaki iliflkiyi afla¤›daki efllemeden görebilirsiniz: 

l : 0 1 2 3 4 5... 

Harf sembol : s p d f g h... 

ÖRNEK 

Bafl kuantum say›s› 3 olan enerji düzeyine sahip kaç tip ve kaç tane orbital düflünülebilir? 

Çözüm 

Bafl kuantum say›s›, n=3 ise, l parametresi, 0, 1 ve 2 de¤erlerini alabilir. Bu, sözü 

geçen enerji düzeyi için üç ayr› orbital tipinin ( 3s, 3p, 3d ) mümkün olaca¤› anlam›na 

gelir. Orbital say›s›n› bulmak için befl ayr› tipin herbirinde kaç ayr› orbital 

bulunaca¤›n› hesaplamak gerekir: 

3s → 1 orbital (l=0 oldu¤u için, m l =0 d›fl›nda de¤er bulunamaz) 

3p → 3 orbital (l=1 oldu¤u için, m l =-1, 0, +1 de¤erleri mümkündür) 

3d → 5 orbital (l=2 oldu¤u için, m l =-2, -1, 0, +1, +2 de¤erleri mümkündür) 

Sonuç olarak, kuantum say›s› 3 olan enerji düzeyinde, üç tip ve dokuz adet orbital 

bulunur. 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

1 

Kuantum say›lar›n› SIRA S‹ZDE yaz›n›z ve bunlar›n her birinin, orbitallerin hangi özelliklerini ifade 

etti¤ini aç›klay›n›z. 


Yukar›da aç›klanan kurallar›n toplu bir flekilde uygulamas› Çizelge 1.1. de 

verilmifltir. 

SORU 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE


7 

Bafl kuant›um 

say›s› (n) 

Aç›sal momentum 

kuantum say›s› (l ) 

Alt kabuk 

gösterimi 

Magnetik kuantum 

say›s› (m) 

Orbital 

say›s› 

Atomik orbitaller 

(alt tabakalar) 

1 0 1s 0 1 1s 

2 

0 

1 

2s 

2p 

0 

-1,0,+1 

1 

3 

2s 

2p x ,2p y ,2p z 

3s 

3 

0 

3s 

0 

1 

3p x , 3p y , 3p z 

1 

3p -,0,+1 3 

3d 2 z , 3d 2 2 x -y , 3d xy , 

2 

3d -2,-1,0,+1,+2 5 

3d xz , 3d yz 

Çizelge 1.1 

Atomik orbitaller ve 

kuantum say›lar› 

aras›ndaki iliflki. 

4 

0 

1 

2 

3 

4s 

4p 

4d 

4f 

0 

–1,0,+1 

–2,–1,0,+1,+2 

–3,–2,1,0,+1,+2,+3 

1 

3 

5 

7 

4s 

4p x , 4p y , 4p z 

4d 2 z , 4d 2 2 x -y , 4d xy , 

4d xz , 4d yz 

(verilmemifltir) 

n=3, l=2 olan orbitallerin kuantum say›lar›n› befl farkl› tak›m halinde ifade ediniz 

ve bu orbitalleri harflerle kodlay›n›z. 

ÖRNEK 

Çözüm 

n=3 ve l=2 kuantum say›lar›, “3d” orbitaline karfl›l›k gelir. l=2 oldu¤undan, 

m l ’nin alabilece¤i befl farkl› (-2, -1, 0, +1, +2) de¤er vard›r. 

O halde, afla¤›daki befl kuantum say›s› tak›m›n› yazabiliriz: 

n=3 n=3 n=3 n=3 n=3 

l=2 l=2 l=2 l=2 l=2 

m l =-2 m l =-1 m l =0 m l =+1 m l =+2 

Bunlar, 3d x 

2 -y 

2, 3d z 

2, 3d xy , 3d yz , 3d zx orbitallerinin karfl›l›klar›d›r. 

• Her orbital tipinin geometrisi, o orbitalin l de¤eri ile, yönlendi¤i do¤rultusu 

ise m l de¤eri ile belirlenir. fiekil 1.2.’de verilen 3s, 3p ve 3d tipi orbitaller 

için n, l ve m l de¤enin ne olaca¤›n› kendiniz irdeleyebilirsiniz ( orbital do¤rultular› 

ile m l de¤erleri aras›nda iliflki kurulurken, z ekseni do¤rultusundaki 

orbitaller için m l =0 almak flartt›r; di¤er do¤rultularla de¤erleri aras›ndaki 

eflleme istendi¤i gibi yap›labilir). 

fiekil 1.2 

s, p ve d Atom 

orbitallerinin s›n›r 

yüzey diyagramlar›


Bir katman›n alabilece¤i 

maksimum elektron say›s› 

bellidir ve 2n 2 formülüyle 

hesaplan›r. 

Bir orbitale en fazla iki 

elektron girebildi¤i ve bir alt 

kabuk 2l+1 orbital 

içerdi¤ine göre elektron 

kapasitesi için 2(2l+1) 

ifadesini kullanabiliriz. 

ÖRNEK 

• Elektronun bulundu¤u orbitali bilmek yan›nda, kendi ekseni etraf›nda dönme 

(spin) hareketinin yönünü bilmek de önemlidir. Spin hareketi saat ibresi 

yönünde veya saati ibresinin tersi yönünde olabilir. Bu iki hareket tipi birer 

kuantum say›s› ile (m s kuantum say›s›) belirtilir. 

m s = +1/2, saat ibresi yönünde spin hareketini, 

m s = -1/2 ise saat ibresinin tersi yönde spin hareketini gösterir 

Bir orbitale en fazla iki elektron girebildi¤i ve bir alt kabuk 2l+1 orbital içerdi- 

¤ine göre, elektron kapasitesi için 2(2l+1) ifadesini kullanabiliriz. 

• Her bir orbitale ancak iki elektron yerleflebilir ve bu elektronlar›n spin kuantum 

say›lar› birbirine z›tt›r. Yani paralel spinli iki elektron farkl› orbitallere 

yerleflebilir; fakat ayn› orbitale yerleflemez. Bu kural, daha da genellefltirilerek 

Pauli d›flarlama ilkesi ad› alt›nda daha sonra ele al›nacakt›r. 

• Her enerji düzeyindeki orbital say›s› belirli ve kesindir. Örne¤in, n=2 düzeyinde 

4, n=3 düzeyinde 9 (3s, 3p x , 3p y , 3p z , 3 x 

2 -y 

2, 3d z 

2, 3d xy , 3d yz , 3d xz ) ayr› 

orbital bulunur. Bu genellemeler, çizelge 1.1.’den de kolayca türetilebilir. 

Her enerji düzeyinde orbital say›s›n›n s›n›rl›, her orbitale girecek elektron say›s›n›n 

da en fazla 2 olmas›, sonuçta her enerji düzeyine dolabilecek maksimum 

elektron say›lar›n›n belirli olmas›n› getirir. Baflkuantum say›s› n olan katmana, en 

fazla 2n 2 tane elektron dolabilir. 

n=2 olan bütün orbitallerin kuantum say›lar› tak›mlar›n› ve herbirinin harf 

kodlamas›n› bulunuz ve her orbital tipinin alabilece¤i toplam elektron say›s›n› 

hesaplay›n›z. 

Çözüm 

n=2 ise l=0 ve 1 de¤erlerini alabilir. l=0 için atom orbitali “s” olur. m l sadece 

0 de¤erini alabilir. Sahip olabilece¤i maksimum elektron say›s› 2(2l+1) formülünden 

2(2.0+1)=2’dir. l=1 için atom orbitali “p” olur. m l , üç farkl› ( -1, 0 ve 1) de¤er 

alabilir. Sahip olabilece¤i maksimum elektron say›s›, 2(2l+1) formülünden 2(2.1+1) 

= 6’dir. 

SIRA S‹ZDE 

n=4 tabakas›n›n SIRA S‹ZDE alabilece¤i maksimum elektron say›s› nedir? 

2 

n ve l kuantum say›lar›na ba¤l› olan R(r) çekirdekten uzakl›¤›n ‘r’ fonksiyonu 



iken, l ve m l kuantum say›lar›na ba¤l› olan Θ (θ) ise ‘θ’n›n fonksiyonudur. Di¤er taraftan 

sadece m l kuantum say›s›na ba¤l› olan Φ (φ) de ‘φ’ nin fonksiyonudur. Ψ(psi) 

SORU 

elektrona efllik SORU etmesi mümkün dalga fonksiyonlar›n›n genel gösterimidir ve bu 

fonksiyonlardan biri en düflük enerjili hali (temel hal) temsil ederken, di¤erleri, 

sonsuz say›daki uyar›lm›fl halleri temsil eder. 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

Dalga fonksiyonlar›, gerçek fizik âleminde bilinen herhangi bir fleyin karfl›l›¤› 

de¤ildir. Bu fonksiyonlar ço¤u zaman sanal terimler de içerdi¤i için bir grafikle 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

gösterilmeleri mümkün olmaz. Ancak Ψ fonksiyonlar›n›n karesi al›n›nca sanal terimler 

kalkar (i 2 = -1) ve gerçek anlam verilebilir bir fonksiyon elde edilebilir. Asl›nda 

Ψ 2 fonksiyonu, elektronun (r, θ, φ) koordinatlar›na yerlefltirilmifl birim hacimde 

bulunma AMAÇLARIMIZ 

olas›l›¤› ile orant›l›d›r. 

AMAÇLARIMIZ 

 

Her dalga fonksiyonu, bir orbitale karfl›l›k gelir. Baflka bir deyiflle orbital, elektrona 

efllik eden K ‹ dalga T A Pfonksiyonu demektir ve bu hali ile orbitalin fiziksel bir anlam› 

K ‹ T A P 

yoktur. Ancak orbital’in karesi (Ψ 2 ) üç boyutlu uzayda grafi¤i çizilebilir bir fonksiyon- 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET


9 

dur ve lise y›llar›nda flekli çizilen s, p, d orbitalleri, gerçekte, Ψ 2 ile iliflkili flekillerdir; 

yani bu flekiller orbitalleri de¤il orbitallerin karesini temsil eden flekillerdir. 

Elektronun çekirdekten uzakl›¤› r ye ba¤l›d›r. O zaman elektronun çekirdekten 

uzakl›¤›n› bulurken radyal fonksiyondan faydalanmal›y›z. Fonksiyonun karesi elektronun 

bulunma olas›l›¤›n› verece¤inden R 2 hesaplan›r. Elektron bir küre fleklinde ve 

dr kal›nl›¤›nda bir küre katman›n›n hacmi de 4πr 2 oldu¤una göre, çekirdekten r uzakl›kta 

bir elektronun bulunma olas›l›¤› R 2 4πr 2 olmal›d›r. Buna radyal da¤›l›m fonksiyonu 

denir. Hidrojen atomu için r ye karfl› radyal da¤›l›m fonksiyonlar› çizildi¤inde 

fiekil 1.3.’te görülen e¤riler ele geçer. Çekirdekten uzakl›¤a (r) ba¤l› olmay›p sadece 

yöne (θ, φ,) ba¤l› olan aç›sal fonksiyonlar›n karesi (Y 2 ) orbitallerin s›n›r düzey diyagramlar›n› 

verir (fiekil 1.2). Sonuç olarak dalga fonksiyonunun karesini kullanarak 

elektronun herhangi bir bölgedeki birim hacimde bulunma olas›l›¤›n› hesaplayabiliriz. 

Orbitaller’in flekli ve yönlenme do¤rultular› böyle bulunur. 

Radyal da¤›l›m fonksiyonu 

R 2 4πr 2 ile ifade edilir. 

fiekil 1.3 

Hidrojen 

atomunun 

orbitallerinin 

Radyal da¤›l›m 

fonksiyon grafikleri 

Bu flekilde elde edilen orbital flekilleri, üç boyutda bulut modelleri olabilece¤i gibi, 

s›n›r yüzey diyagramlar› da olabilir. S›n›r yüzey diyagramlar› ço¤u zaman, elektronun 

toplam zaman›n›n %90-95 ini geçirdi¤i bölgenin s›n›r yüzeyinin iz düflümüdür. 

E¤rilerin baz› yerlerinde fonksiyonun s›f›r de¤erlerini ald›¤›n› görürüz (Yukar›- 

daki flekilde oklar ile gösterilen noktalar). Bu da, söz konusu yerde elektronun bulunma 

olas›l›¤›n›n s›f›r oldu¤unu göstermektedir. Bu noktalara dü¤üm noktas› denir. 

Radyal da¤›l›m fonksiyonlar›n›n uzakl›kla de¤iflimini gösteren bu grafiklerde 

dü¤üm say›s› n-l-1 kadard›r. 

3s atom orbitalinin dü¤üm say›s›n› hesaplayarak Radyal da¤›l›m e¤risini çiziniz. 

ÖRNEK 

Çözüm 

Dü¤üm say›s› n-l-1 formülü ile hesaplan›r. Buna göre, Dü¤üm say›s›=3-0-1= 2 

bulunur. fiekil 1.3’e bak›ld›¤›nda iki dü¤üm noktas› (elektronun bulunma olas›l›¤›- 

n›n s›f›r oldu¤u nokta) kolayl›kla görülmektedir. 

3p atom orbitalinin dü¤üm say›s›n› hesaplay›n›z ve Radyal da¤›l›m e¤risini SIRA S‹ZDE çiziniz. 

Bu grafikte birer nokta olarak görülen dü¤ümler, üç boyutlu atomda birer yüzeydir. 

Baflka bir deyiflle, atomda, elektronun bulunma olas›l›¤›n›n s›f›r oldu¤u yü- 


zeyler mevcuttur. Dü¤üm noktalar›yla dü¤üm yüzeyleri aras›ndaki iliflkiyi daha iyi 

kavramak için afla¤›daki üç ayr› s-tipi orbitalin durumunu inceleyiniz: SORU 

3 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ


fiekil 1.4 

s atom 


Radyal da¤›l›m 

fonksiyon 

grafiklerindeki 

dü¤üm 

noktalar›n›n atom 

orbil flekillerindeki 

dü¤üm yüzey 

iliflkisi. 

Orbitallerin Enerji S›ralamas› 

Bohr’un hidrojen atom modeli ve Schrödinger denkleminin çözümünde elde edilen 

enerji ba¤›nt›s› bir çekirdekli sistemler için orbital enerjisinin sadece bafl kuantum say›s›na 

ba¤l› oldu¤unu gösterir. Tek elektronlu sistemlerde orbital enerji s›ralamas›, 

1s


11 

fiekil 1.5 

Çok atomlu 

sistemlerde atom 

orbitallerinin enerji 

s›ralamas›. 

ELEKTRON D‹Z‹L‹MLER‹ 

Elektronlar bofl orbitallere dolarken, Aufbau Kurallar› ad› verilen bir seri davran›fl 

ortakl›¤› gösterirler. Aufbau Kurallar› söyle özetlenebilir. 

• Aufbau ilkesine göre, elektronlar yerlefltirilirken en düflük enerjili orbitalden 

bafllamak gerekir. Bu genel kurala Madelung kural› (veya Klechkowski kural›) 

denir. Orbitallerin enerji s›ralamas›n›n bulunmas›nda bir seri yaklafl›m 

kullan›l›r. Bunlar, 

1. Birden fazla elektrona sahip atomlar›n elektron dizilimlerinde orbitallerin 

enerji s›ralamas› n+ l say›sal de¤erine ba¤l›d›r. Bu de¤erin büyümesiyle orbital 

enerjisi yükselir. 

1s < 2s < 3s < 4s < 5s 3s < 3p < 3d < 3f 4s < 4p < 4d 5p < 6d 6s < 4f 

n+ l = 1 2 3 4 5 3 4 5 6 4 5 6 6 7 6 7 

2. Ayn› n+ l de¤erine sahip olanlarda n de¤eri büyük olan›n enerjisi yüksektir. 

3p < 4s 3d < 4p < 5s 4d < 5p < 6s 

n+ l = 4 4 5 5 5 6 6 6 

n+ l kural› dikkate al›nd›¤›nda öngörülen orbital enerji s›ralamas› afla¤›daki gibi 

elde edilir. 

1s


fiekil 1.6 

Atomik orbitallere elektron 

doldurulma s›ras› 

Yal›t›lm›fl atom orbitalleri için elde edilen bu Aufbau 

enerji s›ralamas› bize elementlerin elektron dizilifllerini 

kolayca yazmam›z› sa¤lar. Bu s›ralama yap›l›rken 

kullan›m› kolayl›k olsun diye fiekil 1.6’dan faydalanabiliriz. 

• Pauli D›flarlama ‹lkesine göre, bir atomda hiçbir zaman 

dört kuantum say›s› ayn› olan iki elektron bulunamaz. 

Bir atomdaki iki elektronun ilk üç kuantum 

say›s› (n, l ve m l ) ayn› olsa bile (iki elektron ayn› orbitale 

girse bile) m s de¤erleri farkl›d›r. Yani bir orbital 

en fazla iki elektrona ve bu iki elektron z›t yönlü 

spinlere sahip olmak zorundad›r. s, p, d ve f alt katmanlar›n›n 

alabilecekleri elektronlara göre Çizelge 

1.2 yaz›labilir. 

• Hund kural›na göre, bir atomun temel (en düflük 

enerjili) halinde, efl enerjili (dejenere) ya da çok yak›n 

enerjili orbitallere elektron dolarken, önce teker teker 

ve paralel spinli yerleflme olur; artan elektron varsa efllenmeler 

gözlenir. En düflük enerjili düzenlenme, en 

kararl› halin karfl›l›¤›d›r. Ayn› yüke sahip elektronlar 

birbirlerini itece¤inden, en kararl› halde, elektronlar 

birbirinden olabildi¤ince uza¤a yerleflmifl durumdad›r. 

Çizelge 1.2 

Kuantum say›lar›yla 

elde edilen orbitaller 

ve alabilecekleri 

toplam elektron 

say›lar› 

Tabaka 

Baflkuantum 

say›s› (n) 

Alt tabakalar 

Elektron say›s› 

K 1 1s 2 

L 2 2s,2p 8 

M 3 3s,3p,3d 18 

N 4 4s,4p,4d,4f 32 

Tüm bu kurallar› dikkate alarak elementlerin elektronik dizilimleri yaz›labilir. 

Bir atomdaki elektronlar›n konumu ana enerji düzeyleri (1, 2, 3, 4, 5...) ve yan 

enerji düzeyleri (s, p, d, f...) kullan›larak yap›l›r. Elektron say›s› orbitali gösteren 

harfin sa¤ üst taraf›na yaz›l›r. K›sa bir gösterim olmamakla birlikte bazen orbitaller 

kutu, elektronlar da oklarla gösterilir.


13 

1 H 1s1 

2He 1s2 

3 Li 1s2 2s 1 

4 Be 1s2 2s 2 

5 B 1s2 2s 2 2p x 

1 

6 C 1s2 2s 2 2p x 1 2p y 

1 

7 N 1s2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 

1 

8 O 1s2 2s 2 2p x 2 2p y 1 2p z 

1 

9 F 1s2 2s 2 2p 2 x 2p 2 y 2p z1 

10 Ne 1s2 2s 2 2p 2 x 2p 2 y 2p 2 z 

• Madelung kural›, Pauli D›flarlama ‹lkesi ve Hund Kural› dikkate al›nd›¤›nda, 

VIB ve IB grubu elementlerin elektronik dizilimleri, s›ras›yla ns 2 (n-1)d 4 

ve ns 2 (n-1)d 9 ile biter. Alt kabuklar›n yar› dolu veya tam dolu olmas› durumu 

di¤er durumlara göre daha kararl› bir hal olmas›ndan dolay› bu elektronik 

dizilimi ns 1 (n-1)d 5 ve ns 1 (n-1)d 10 fleklinde de¤ifltirilir. 

• Elementlerin iyonik hallerinin elektron dizilimi yap›l›rken dikkatli olunmal›- 

d›r. Çünkü, elektronlar dolarken geçerli olan orbital enerji s›ralamas›, elektronlar›n 

tamam› yerlefltikten sonra az da olsa de¤iflebilir ve genellikle, bafl 

kuantum say›s› en yüksek olan orbital, en yüksek enerjili orbital olur. Elektronlar›n 

nötr atomu terketmesi de, bu enerji s›ralamas›na uygun olarak en 

d›fl orbitalden (en büyük n de¤erine sahip orbitalden) bafllar. Örne¤in geçifl 

elementlerinin katyonik hallerinde ilk önce nötr haldeki atomun elektron 

dizilimi yaz›ld›ktan sonra, en d›fl katman en sa¤a gelecek flekilde yeniden 

düzenleme yap›l›r. Elektronlar önce en d›fl orbitalden (ns), gerekiyorsa daha 

sonra (n-1) katman›ndan verilir. Çizelge 1.3’de baz› SIRA atom S‹ZDE ve iyonlar›n 

elektronik dizilimleri verilmifltir. Örnek olarak, Ni 2+ ve Fe 3+ iyonlar›n›n elektron 

dizilimlerinin nas›l belirlendi¤i, afla¤›da izlenebilir: 


26 Fe: [Ar] 3d6 4s 2 26 Fe3+ : [Ar]3d 5 4s 0 

28 Ni: [Ar]3d8 4s 2 28 Ni2+ : [Ar]3d 8 4s 0 

SORU 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

Aufbau kurallar›n›n, ad› ‘kural’ olmakla birlikte, flaflmaz kurallar olmad›¤›, D‹KKAT asl›nda kuraldan 

çok bir genel e¤ilim ifadesi oldu¤u unutulmamal›d›r. Örne¤in, Pd elementinin (Z=46) 

D‹KKAT 

elektron dizilimi bu kurala uymaz. Nadir toprak elementlerinin ço¤unun SIRA S‹ZDE elektron dizilimi 

SIRA S‹ZDE 

de bu Aufbau kurallar›na göre yaz›l›nca yanl›fl olur. Bu kurallar›, ad›na bakarak her elementin 

uymak zorunda oldu¤u kurallar gibi görmek yerine, ço¤u zaman do¤ru sonuca götüren 

bir kolayl›k gibi görmek daha do¤rudur. 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET


Çizelge 1.3 

Baz› atom ve iyonlar 

için elektron 

dizilimleri 

Atom Elektron dizilimi ‹yon Elektron dizilimi 

11 Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 7 N3- 1s 2 2s 2 2p 6 =[Ne] 

12 Mg [Ne]3s 2 11 Na+ 1s 2 2s 2 2p 6 =[Ne] 

13 Al [Ne]3s 2 3p 1 13 Al3+ [Ne] 

21 Sc [Ar]4s 2 3d 1 22 Ti2+ [Ar]3d 2 

22 Ti [Ar]4s 2 3d 2 25 Mn3+ [Ar]3d 4 

23 V [Ar]4s 2 3d 3 26 Fe3+ [Ar]3d 5 

24 Cr [Ar]4s 1 3d 5 29 Cu+ [Ar]3d 10 

25 Mn [Ar]4s 2 3d 5 29 Cu2+ [Ar]3d 9 

46 Pd [Kr]4d 10 30 Zn2+ [Ar]3d 10 

50 Sn [Kr]5s 2 4d 10 5p 2 32 Ge+ [Ar]4s 2 3d 10 4p 1 

51 Sb [Kr]5s 2 4d 10 5p 3 50 Sn2+ [Kr]5s 2 4d 10 

52 Te [Kr]5s 2 4d 10 5p 4 57 La [Xe]5d 1 6s 2 

SIRA S‹ZDE 

47 Ag+ iyonunun SIRA elektron S‹ZDE dizilimini yaz›n›z. 

Etkin Çekirdek Yükü 



Bohr Atom Modelinin tek elektronlu sistemleri aç›klayabildi¤ini ancak çok elektronlu 

sistemlerde baflar›s›z oldu¤unu biliyoruz. Çok elektronlu atomlar›n elektronlar›n›n 

SORU 

enerjisine iliflkin deneysel sonuçlar›, baz› yaklaflt›rmalar yaparak aç›kla- 

SORU 

mak mümkündür. Örne¤in, iyonlaflma enerjisi atomdan elektron kopartmak için 

D‹KKAT 

verilen enerji D‹KKAT oldu¤una göre bu enerji, o elektronun temel haldeki enerjisine büyüklükçe 

eflit olmal›d›r. Bir elektronlu sistemlerde elektronun enerjisi çekirdek yükünün 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

karesi 

SIRA 

ile 

S‹ZDE 

do¤ru orant›l›d›r. Bu durumda Helyum atomunda ikinci elektronun 

etkileflim yapmad›¤› düflünüldü¤ünde iyonlaflma enerjisinin hidrojenin enerjisinden 

2 2 = 4 kat büyük olmas›n› gerektirir. Ancak deneysel verilere bak›ld›¤›nda 

hidrojenin iyonlaflma enerjisi 1316,7 kJ/mol iken helyumun 2374,2 kJ/mol oldu¤unu 

görürüz. Çekirdek yükünü +2 ve elektron yükünü -1 olarak ald›¤›m›zda, Hel- 

AMAÇLARIMIZ 

yum için beklenen de¤er 4 x 1316,7 = 5266,8 kJ/mol olmal›yd›. Slater, bu uyuflmazl›¤› 

K ‹ T A P 

aç›klamak K ‹ için, T A Phelyumdaki elektronun, net çekirdek yükünü de¤il bir etkin çe- 

kirdek yükünü (Z*) gördü¤ünü varsaym›flt›r. Etkin çekirdek yükünü, iyonlaflma 

enerjilerinden yararlan›larak hesapland›¤›nda, 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

Z* (He) İE(He) 2374,2 

İE(H) 

1316,7 

=1,34 

‹NTERNET 

4 

bulunur. ‹NTERNET 

Bir atomun en d›fltaki bir elektronunu ele alal›m. Bu elektronun, iç elektronlar›n 

perdelemelerinden dolay›, çekirde¤in ancak belli bir k›sm›ndan etkilenece¤i 

aç›kt›r. fiekil 1.3’e bak›ld›¤›nda 3s de iki, 3p de bir ve 3d ise hiçbir dü¤üm 

noktas› bulunmad›¤›, 3s de üç, 3p de iki ve 3d de tek bir maksimum oldu¤u görülür. 

Dü¤üm say›s› ve maksimumlar orbitallerde bulunan elektronlar›n iç elektron 

bulutunu geçerek çekirde¤e yaklaflma (girginlik) özelliklerini belirler. Ör-


ne¤in, çekirde¤e yak›n maksimuma sahip 3s orbitalinin girginlik özelli¤i 3d 

elektronuna göre daha fazlad›r. Bu orbitalleri girginliklerine göre s›ralayacak 

olursak 3s > 3p > 3d oldu¤unu görürüz. Buradan ç›kan sonuç, iç elektronlar›n 

girginli¤inin büyük, perdelemesinin yüksek; d›fl elektronlar›n ise girginli¤inin 

az, perdelemesinin küçük oldu¤udur. Bu durumda orbitalden orbitale de¤iflen 

bir perdeleme sabitinden bahsedebiliriz. 

Perdeleme sabiti (σ)’nin hesaplanmas› için yaklafl›k yöntemler gelifltirilebilir. 

D›fl elektronun bulundu¤u orbitale ba¤l› olarak σ de¤erinin de¤iflece¤i aç›kt›r. Etkin 

çekirdek yükünü Z* ile gösterdi¤imizde bu de¤erin çekirde¤in gerçek yükünden 

(Z) perdeleme sabitinin (σ) ç›kar›lmas›yla elde edilir: 

Z* = Z-σ 

Slater, Z ≤ 20 olan elementler için perdeleme sabitinin yaklafl›k de¤erini veren 

bir hesaplama yöntemi önermifltir. Bu yöntemde; 

1. Atom orbitallerindeki elektron dizilimleri afla¤›daki gibi yeniden grupland›r›l›r. 

(1s) (2s,2p) (3s,3p) (3d) (4s,4p) (4d) (4f).... 

2. ( s, p ) gruplar›ndaki elektron için perdeleme sabiti hesaplan›rken; 

a) Ele al›nan elektrondan sonra gelen gruplarda bulunan elektronlar›n perdelemeye 

etkisi s›f›r al›n›r. 

b) Ele al›nan ayn› (ns, np) grubunda bulunan di¤er elektronlar›n her biri perdelemeye 

katk›s› 0,35 kadard›r. (1s elektronu için komflu 1s elektronun bu 

katk›s› 0,30’dur) 

c) Ele al›nan elektronun baflkuantum say›s›ndan bir afla¤›daki kuantum say›s›- 

na sahip orbitallerdeki elektronlar›n her birinin katk›s› 0,85 de¤erindedir. 

d) Daha içteki elektonlar›n perdelemeye katk›s› 1 dir. 

3. (d) ve (f) gruplar›ndaki her bir elektron için bu hesaplamalar yap›l›rken 2a 

ve 2b kurallar› aynen uygulan›r. Tüm iç elektronlar›n katk›lar› 1 al›n›r. 

Slater’in bu kurallar› ele al›narak yap›lan hesaplamalar bize yaklafl›k de¤erleri 

verir. Periyot cetvelde, bir periyot boyunca soldan sa¤a gidildikçe etkin çekirdek 

yükünün art›¤›, ayn› grupta yukardan afla¤› inildikçe özellikle 3. periyottan sonra 

pek de¤iflmedi¤i görülür. 

Çinko ( 30 Zn) için etkin çekirdek yükünü de¤erlik elektronu 4s için hesaplay›n›z. 3d 

elektronlardan biri için ayn› hesaplamay› yapt›ktan sonra sonuçlar› yorumlay›n›z. 

15 

Periyodik cetvelde bir periyot 

boyunca soldan sa¤a do¤ru 

etkin çekirdek yükü artar. 

ÖRNEK 

Çözüm 

‹lk önce çinko atomunun temel haldeki elektron dizlimi yaz›l›r. Daha sonra yukar›daki 

kurallar dikkate al›narak grupland›rma yap›l›p hesaplan›r. 

2 2 6 2 6 2 10 

30 

Zn: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 

2 8 8 10 2 

( ) ( , ) ( , )( ) ( ) 

1s 2s 2p 3s 3p 

3d 

4s 

4s ' de bir elektron için, 

σ = ( 1035 ., )+( 18., 0 85)+( 10., 1 00)= 

25, 

65 

Z* = Z − σ = 30− 25, 65 = 4, 

35 

3d ' de bir elektron için, 

σ=( 9., 0 35)+( 18., 

1 00) = 21, 

15 

Z* = Z − σ = 30− 21, 15 = 8, 

85


SIRA S‹ZDE 


5 

3d orbitallindeki bir elektronun gördü¤ü etkin çekirdek yükü 4s orbitalindeki 

bir elektrondan daha büyüktür. Bu da kopar›lacak ilk iki elektronun 4s orbitalinden 

daha kolay olaca¤›n› gösterir. 

Yal›n haldeki SIRA bak›r S‹ZDE atomundan bir elektron kopart›l›p Cu + elde edilmek isteniyor. Kopar›lacak 

elektronun 4s veya 3d orbitallerin den hangisinden olaca¤›n› Slater kural›n› kullanarak 

gösteriniz. 


PER‹YOD‹K Ç‹ZELGE VE ÖZELL‹KLER‹ 

SORU 

18. yüzy›l›n SORU sonlar› ve 19. yüzy›l›n bafllar›nda birçok element keflfedilmifl ve özellikleri 

belirlenmiflti. 1869 y›l›nda Mendelev ve 1870 y›l›nda Meyer, birbirlerinden 

habersiz bir flekilde, artan atom kütlelerini dikkate alarak periyodik tablolar düzenlediler. 

Mendelyeev, o y›llarda henüz keflfedilmeyen elementlerin yerlerini özellik- 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

leri hakk›nda tahminlerde bulunarak bofl b›rakt›. Daha sonra keflfedilen bu elementlerden 

galyum, skandiyum, germanyum ve polonyum tahmin edilen yerleri- 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

nin özelliklerini gösterdi¤i için Mendelyeev’in periyodik çizelgesi efsanevi bir baflar› 

kazand›. Ancak, I (126,90 gmol -1 ) ile Te’ün (127,60 gmol -1 ) ve Ar (39,95 gmol 

AMAÇLARIMIZ 

- 

1 ) ile K’un AMAÇLARIMIZ 

(39,10 gmol -1 ) özellikleri, kütle s›ralamas›ndan beklenen özelliklerle 

uyuflmuyordu. Bu aksakl›k, 1913 y›l›nda Moseley’in X-›fl›nlar› çal›flmas› sonucunda 

K ‹ T A P 

elementler K için ‹ Tatom A P numaralar›n› belirlemesi ile afl›ld›. Periyodik cetveli olufltururken 

elementleri atom kütleleri s›ras›na de¤il, atom numaralar› s›ras›na göre dizmek 

gerekiyordu. Çünkü kimyasal özellikler elektron say›s› ile ilgiliydi; elektron say›s› 

TELEV‹ZYON da atom numaras›na TELEV‹ZYONeflitti. 

Periyodik cetvelde yatay sat›rlara periyot, dikey sütunlara ise grup denir. Benzer 

özelliklerin alt alta getirildi¤i Periyodik tablo yedi adet periyot ve on sekiz 

gruptan oluflur. 

‹NTERNET 

Elementlerin ‹NTERNET elektron dizilimlerindeki son altkabu¤un simgelerine göre Periyodik 

tabloyu s, p, d ve f bloklar› olarak dört ana blo¤a ay›rabiliriz. IA ve IIA grubu s 

blo¤u, IIIA-VIIIA gruplar› p blo¤u, IB-VIIIB temel geçifl elementleri d blo¤u, iç geçifl 

elementleri olan Lantanitler ve aktinitler de f blo¤u içinde yer al›r (fiekil 1.7) 

fiekil 1.7 

Periyodik tablo.


IA grubu elementlerine alkali metaller, IIA grubu elementlerine toprak alkali 

metaller denir. VIIA grubu elementlerine halojenler ve VIIIA grubu elementlere soy 

gazlar denir. d blo¤unda yer alan geçifl elementleri üç periyottan oluflur. Elementlerin 

elektronik dizilimlerine bak›ld›¤›nda 3d ile bitenlere I. s›ra, 4d ile bitenlere II. 

s›ra ve 5d ile bitenlere III. s›ra geçifl elementleri denir. f blo¤unda bulunan elementler 

iç geçifl elementleri olarak adland›r›l›r ve elektron dizilimi 4f ile bitenlere 

Lantanitler, 5f ile bitenlere ise Aktinitler denir. 

Elementlerin elektron dizilimleri sayesinde o elementin periyodik cetveldeki 

yerini ve buna ba¤l› olarak da özelliklerini tahmin etmek mümkündür. Elementlerin 

elektron diziliminde yaz›l› olan en büyük baflkuantum say›s›na (n) sahip orbitallerdeki 

elektron say›s›, o elementin grubunu belirler. En d›fltaki ns ve np orbitalleri 

valens katman› orbitallerini gösterir. Geçifl elementlerinde, bir iç katmandaki 

(n-1)d orbitalleri de valens katman›na dahil say›l›r. Valens katman› orbitallerinde 

bulunan elektronlar de¤erlik elektronlar› olarak adland›r›l›r. De¤erlik elektronlar›n›n 

say›s›, elementin grup numaras›n› belirler. Bir iç katman› tam oktet veya 18 

elektronlu (psödo oktet) olan atomlarda, de¤erlik elektronu say›s›, grup numaras›- 

na eflittir. Bir iç katman dolu de¤ilse (geçifl elementleri) d orbitallerindeki elektron 

say›s›na bak›l›r. d orbitallerinde k tane elektron bulunan bir element (k+2) B grubundad›r. 

Yani elektron dizilimi 3d 1 ile biten element IIIB grubunda, yine elektron 

dizilimi 3d 6 ile biten element VIII B grubundad›r. Kural d›fl› olarak, d katman›ndaki 

de¤erlik elektron say›s› 7, 8, 9 ve 10 olanlar s›ras›yla VIII B, VIII B , I B ve II B 

grubunda say›l›rlar (fiekil 1.7). 

17 

ÖRNEK 

⎦⎥ s d 6 

I. s›ra geçifl elementi olan bir elementin (+2) yüklü iyonik halinde, d orbitalindeki 

elektron say›s› 6’d›r. Bu elementin atom numaras› kaçt›r? 

Çözüm 

I. s›ra geçifl elementi oldu¤una göre ‘3d’ alt kabu¤u ile sonlanmas› gerekir. +2 iyonik 

halde, d orbitalin de elektron say›s› 6 olmas› elektronik dizilimin 3d 6 ile bitmesi 

demektir. ‹yon haline getirilirken elektronlar ilk önce s orbitalinden verildi¤ine 

göre nötr haldeki elementin elektron dizilimi X : ⎡Ar⎤ 

2 

4 3 fleklin de olmal›- 

18 ⎣⎢ 

d›r. Elementimizin atom numaras› 26’d›r. 

Bir elementin (+3) yüklü iyonik halinin d orbitallerin de befl elektronu SIRA vard›r. S‹ZDE II. S›ra geçifl 

elementinin atom numaras› kaçt›r. 

6 

SIRA S‹ZDE 


Periyodik çizelgeyi genel olarak tan›mlad›k. Elementlerin periyodik çizelgeye 

yerleflme özelliklerini inceledik. fiimdi de periyodik özellikleri, 

• Atom yar›çap› 

SORU 

• ‹yonlaflma enerjisi 

• Elektronegatiflik 

D‹KKAT 

• Elektron ilgisi 

bafll›klar› alt›nda tek tek ele alal›m. 

SIRA S‹ZDE 

Atom Yar›çap› (Büyüklü¤ü) 


SORU 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

Çekirdekten çok uzaklarda bile elektron bulunma olas›l›¤›n›n mutlak anlamda 

AMAÇLARIMIZ 

s›f›r oldu¤undan bahsedemeyiz. Bu nedenle, atomlar için, önceden bir tarif yap›lmad›kça 

bir yar›çaptan söz etmek do¤ru olmaz. Bunun yerine, belirli uzakl›k- 

AMAÇLARIMIZ 

larda, o elemente ait elektron yo¤unlu¤unun çok oldu¤u bölgelerden K ‹ T A P bahsede- 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON


biliriz. Elektron yo¤unlu¤u ise atomun yal›n olmas›na, kimyasal ba¤larla baflka 

atomlara ba¤l› olmas›na veya kat› halde olmas›na ba¤l› olarak de¤iflir. Bu da, 

ayn› elemente ait atomlar›n yar›çaplar›n›n, atomun ba¤›ms›z olmas› halinde ayr›, 

kovalent veya iyonik ba¤l› olmas› hallerinde de ayr› olmas› anlam›na gelir. 

Bu nedenle, atom yar›çaplar› için, farkl› durumlarda geçerli farkl› tan›mlar vermekte 

yarar vard›r. 

Kovalent yar›çap, kovalent 

ba¤› oluflturan iki özdefl 

atomun çekirdekleri 

aras›ndaki uzakl›¤›n 

yar›s›d›r. 

ÖRNEK 

Kovalent Yar›çap 

Ayn› elementin iki atomu birbirlerine kovalent ba¤ ile ba¤lanm›fl halde iken merkezleri 

aras›ndaki uzakl›¤›n yar›s›, o elemen atomunun kovalent yar›çap› olarak 

tan›mlan›r. Kovalent yar›çap r ve iki atom aras›ndaki ba¤ mesafesi d ise, 

d 

r = 

2 

eflitli¤i geçerlidir (fiekil 1.8). Farkl› tür atomlar›n oluflturdu¤u kovalent ba¤›n uzunlu¤unu 

bulmak için, yukardaki tan›ma göre bulunan kovalent yar›çaplar› toplamak, 

ço¤u zaman do¤ru sonuca götürmez. Farkl› tür atomlar›n elektronegatiflikleri 

birbirinden farkl› olaca¤› için kovalent yar›çap, atomun yapt›¤› ba¤a göre de¤iflir. 

Bu nedenle, A ve B atomlar›n›n oluflturdu¤u tekli kovalent ba¤›n uzunlu¤u hesaplan›rken, 

elektronegatiflikler de hesaba al›narak afla¤›daki ba¤›nt› kullan›l›r 

(‹kili ve üçlü ba¤lar için bu hesaplama do¤ru sonuç vermez). 

2 

dAB = rA + rB 

−0, 07 χA−χB 

Bu ba¤›nt›da A ile B atom aras›ndaki ba¤ uzunlu¤u d AB ; A ve B atomlar›n›n s›ras›yla 

yar›çaplar› r A , r B ; A ve B atomunun elektronegatiflik de¤erleri s›ras›yla 

χA, 

χB’dir. 

Hidrojen ve klor’ün elektronegatiflikleri, s›ras›yla, 2,20 ve 3,16 dir. H 2 kovalent yar›çap› 

0,37 Å iken Cl 2 ’ün 0,95 Å’dür. Bu verilerden faydalanarak HCl’ün ba¤ 

uzunlu¤unu hesaplay›n›z. 

Çözüm: 

d = r + r −007 

, χ −χ 

d 

d 

HCl H Cl 

HCl 

HCl 

2 

Cl 

= 037 , + 095 , −007220 

, , −316 

, 

= 126 , Å 

H 

2 

SIRA S‹ZDE 

7 

HF için ba¤ SIRA uzunlu¤u S‹ZDE0,91 Å hesaplanm›flt›r. H 2 kovalent yar›çap› 0,37 Å, F 2 ’un kovalent 

yar›çap› 0,72 Å’dur. Hidrojenin elektronegatifli¤i 2,20 ise florun elektronegatifli¤i kaçt›r? 

DÜfiÜNEL‹M fiekil 1.8 

Kovalent ba¤ 

mesafelerinin 

SORU 

hesaplanmas›. 

D‹KKAT 


SORU 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P


19 

Kovalent ba¤lar›n tekli, ikili ve üçlü olma durumlar›na göre bu ba¤ mesafesi 

de¤iflir. Örne¤in tek ba¤ yapm›fl karbonun (C-C) yar›çap mesafesi 77 pm iken 

ikili (C=C) ve üçlü (C=C) yar›çap mesafeleri s›ras›yla 67 ve 60 pm’dir. Afla¤›daki 

çizelgede baz› elementlerin tekli ve çoklu ba¤lara göre kovalent yar›çaplar› 

verilmifltir. 

Kovalent yar›çap (pm) H Be B C N O Cl 

Tekli ba¤ 37 102 85 77 73 74 99 

Çizelge 1.4 

Baz› elementlerin 

kovalent yar›çaplar›. 

‹kili ba¤ 67 61 60 

Üçlü ba¤ 60 55 

‹yonik Yar›çap 

‹yonik kat›larda bir iyonun kendine özdefl ikinci bir iyonla birbirine te¤et olacak 

flekilde yanyana gelmesi, yükler aras› itme nedeniyle söz konusu olamaz. Bu nedenle, 

iyon yar›çaplar›n›, kovalent yar›çapa benzer flekilde tan›mlamak mümkün 

de¤ildir. Bunun yerine, herseferinde iki farkl› iyonun (bir katyon + bir anyon) yar›çaplar› 

toplam› bulunaca¤› için, iyon yar›çaplar›n› belirlemede, s›nama yan›lma 

benzeri bir yöntem kullan›l›r. Bu yöntemi anlamak için afla¤›daki örne¤i dikkatlice 

inceleyiniz. 

1 Å = 100 pm 

1 Å = 0,1 nm = 1× 10 -10 m 

‹yonlar aras› mesafe 

MgO 2,05 MgF 2 2,01 Li 2 O 2,00 L‹F 1,96 

CaO 2,39 CaF 2 2,35 Na 2 O 2,35 NaF 2,31 

SrO 2,53 SrF 2 2,49 K 2 O 2,73 KF 2,69 

Bu bilefliklerin hepsinin ayn› birim hücre tipinde kristallendi¤i ve birinci sütunda 

verilen çekirdekler aras› mesafelere oksit iyonlar›n›n katk›s›n›n her bileflikte 

ayn› oldu¤u varsay›larak, bir s›nama-yan›lma süreci bafllat›l›r. Örne¤in bütün 

oksit iyonlar›n›n yar›çap›n›n 1,40 Å oldu¤u kabul edilip Mg 2+ , Ca 2+ ve Sr 2+ katyonlar›n›n 

yar›çaplar› bulunur (Mg 2+ : 0,65 Å, Ca 2+ : 0,99 Å, Sr 2+ : 1,13 Å). Bu de- 

¤erler, ikinci sütundaki verilerle birlefltirilerek florür iyonunun yar›çap› hesaplan›r 

(F - : 1,36Å). Ayn› ifllem basamaklar› üçüncü sütunda yeniden bafllat›l›p Li + , 

Na + ve K + iyonlar›n›n yar›çap› bulunur (Li + : 0,60 Å, Na + : 0,95 Å, K + : 1,33 Å). Bu 

de¤erler son sütunda yerine kondu¤unda deneyle bulunan iyonlar aras› çekirdek 

mesafesi verileriyle uyum sa¤lamal›d›r. Sa¤lamam›flsa, oksit iyonu için yeni bir 

de¤er al›narak bütün ifllemler bafltan bafllat›l›r. Yeterli bir veri uyumu sa¤lan›ncaya 

kadar bu tekrarlar sürdürülür. 

Elementlerin, iyonik hallerinin yükseltgenme basamaklar› artt›kça yar›çaplar› 

küçülür. Azalan elektron say›s›na ba¤l› olarak çekirde¤in d›fltaki elektron üzerine 

çekim etkisi artar ve buna ba¤l› olarak da yar›çap küçülür. Yani, M bir elementi 

simgelerse r - 〉 r r 

M M 

〉 + 

M 

fleklinde bir s›ralama olur. Farkl› atom veya 

iyonlar›n yar›çaplar›n›n k›yaslanabilmesi için, birbirleriyle izoelektronik olmas›na 

dikkat edilmelidir. Örne¤in, O 2- , Ne ve Mg 2+ 10’ar elektrona sahiptir, yani birbirlerinin 

izoelektronik halleridir. Yar›çaplar aras›nda büyükten küçü¤e do¤ru 

r 2- 〉 r r 

O Ne 〉 2+ 

Mg bir s›ralama yapabiliriz. Gerçekten de afla¤›da baz› elementler için 

verilen atomik ve iyonik yar›çaplar k›yasland›¤›nda yaklafl›m›m›z›n do¤ru oldu- 

¤unu görürüz.


ÖRNEK 

Cl - , Ar ve K + atom ve iyonlar›n›n yar›çaplar›n› büyükten küçü¤e s›ralay›n›z 

Çözüm 

Cl - , Ar ve K + Elektronik dizilimlerini yazacak olursak birbirlerinin izoelektronik 

halleri oldu¤unu görürüz. Yükseltgenme basama¤›n›n artmas›yla birlikte yar›çap 

küçülece¤inden s›ralama r - r r fleklinde olur. 

Cl 〉 Ar 〉 K 

+ 

17 

18 

19 

- 2 2 6 2 6 

 

 

⎡ 

⎣⎢ Ar⎤ 

⎦⎥ 

2 2 6 2 6 

Cl :1s 2s 2p 3s 3p 

Ar :1s 2s 2p 3s 3p 

2 2 6 2 6 

+ 

K :1s 

 

2s 2p 

 

3s 3p 

 

⎡ 

⎣⎢ Ar⎤ 

⎦⎥ 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

8 

O 2- , F - ve N 3- SIRA iyonlar›n›n S‹ZDE yar›çaplar›n› küçükten büyü¤e do¤ru s›ralay›n›z. 

Metalik Yar›çap 


Metalik kristal yap› ayn› cins atomlardan meydana gelir. Metalik yar›çap birbirlerine 

komflu iki atomun çekirdekleri aras›ndaki uzakl›¤›n yar›s›d›r. Periyodik cetveldeki 

elementlerin SORU% 80’ini metal elementlerinin oluflturdu¤u düflünüldü¤ünde 

atom büyüklü¤ü ile ilgili birçok veri buradan yap›lan hesaplarla elde edilir. 

Periyodik D‹KKAT cetveldeki elementlerin yar›çaplar›n›n, artan atom numaras› ile periyodik 

de¤ifliklikler gösterdi¤i görülür. Bir periyotta soldan sa¤a gidildikçe atom yar›çap› 

küçülür, bir grupta yukardan afla¤›ya gidildikçe atom yar›çap› artar. Bunu 

SIRA S‹ZDE 

fiekil 1.7’de baz› elementler için verilen tablo gösteriminde, yar›çaplar› k›yaslayarak 

görebilirsiniz. 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET


21 

fiekil 1.9 


atom yar›çaplar› 

k›yaslamas› 

Atom yar›çap›nda de¤iflikli¤e sebep olan iki etken vard›r. Bunlar etkin çekirdek 

yükü ve baflkuantum say›s›ndaki de¤iflikliktir. Periyot boyunca sa¤a gidildi¤inde 

baflkuantum say›s› de¤iflmezken etkin çekirdek yükü Z* artmaktad›r. Eklenen son 

elektronlar ayn› kabu¤a girerler ve perdeleme yapamazlar. Buda çekirde¤in elektronlar 

üzerine etkisinin daha çok olmas›na ve yar›çap›n azalmas›na sebep olur. 

Afla¤›da birinci periyot elementleri için hesaplanan etkin çekirdek yükü ve baflkuantum 

say›lar›na göre de¤iflim görülmektedir. 

Li Be B C N O F Ne 

Baflkuantum say›s› (n) 2 2 2 2 2 2 2 2 

Etkin çekirdek yükü (Z*) 1,3 1,95 2,60 3,25 3,90 4,55 5,20 5,85 

Grup boyunca afla¤› do¤ru inildikçe etkin çekirdek yükü etkisi çok de¤iflmemektedir. 

Ancak baflkuantum say›s›n›n artmas› ve son elektronlar›n buraya girmesi 

ile yar›çap artar. Afla¤›da IA grup elementleri için hesaplanan etkin çekirdek yükü 

ve baflkuantum say›lar›na göre de¤iflim görülmektedir. 

H Li Na K Rb Cs 

Baflkuantum say›s› (n) 1 2 3 4 5 6 

Etkin çekirdek yükü (Z*) 1,0 1,3 3,25 3,25 2,2 2,2 

Periyodik cetveldeki 1. 2. ve 3. s›ra geçifl elementlerin yar›çaplar› karfl›laflt›r›ld›- 

¤›nda, yukardan afla¤› yar›çap art›fl›n›n düzenli olmad›¤› görülür. Örne¤in, IVB 

grubu elementlerinden Ti’un yar›çap› çok küçükken, beklenenin aksine Zr ile 

H f ’un yar›çaplar› birbirlerine çok yak›nd›r (fiekil 1.9). Bunun sebebi flöyle aç›klanabilir: 

Zr ile Rb aras›nda sadece iki element (Sr ve Y) vard›r ve bu yüzden Zr’un


Lantanit serisindeki 14 

elementin yar›çap›ndaki 

toplam azalmaya Lantanit 

büzülmesi denir. 

ÖRNEK 

yar›çap›, periyodun ilk elementi olan Rb’un yar›çap›ndan çok küçük de¤ildir. Buna 

karfl›l›k alt›nc› periyodun ilk elementi olan Cs ile Hf aras›na, IIA elementi olan 

Ba ve III B grubundaki La’un yan› s›ra, 14 tane lantanit elementi girer. 14 lantanit 

elementinde (Z=57-70) soldan sa¤a giderken çap küçülmesi olaca¤› için, Hf’a ulafl›ld›¤›nda, 

örne¤in beflinci periyottaki Rb-Zr geçifline göre çok daha fazla yar›çap 

azalmas› gerçekleflir. Sonuçta, Hf yar›çap›, Zr’a göre, ilk bak›flta daha büyük olmas› 

beklenirken daha küçüktür. Yani, Lantanitlerde ki 14 elementin yar›çap›ndaki 

toplam azalma, elektron katman›n artmas› nedeniyle ortaya ç›kan yar›çap art›fl›na 

hemen hemen denk gelir. Bu yüzden atom yar›çaplar› 72 Hf (r=149 pm) iken 40 Zr 

(r=148 pm) dir. Buna Lantanit büzülmesi denir. 

Afla¤›daki örnekte II. Periyot elementlerinin yar›çaplar› verilmifltir. Periyodik cetvelde 

soldan sa¤a do¤ru gidildikçe elektron say›s› artmas›na ra¤men neden yar›- 

çapta azalma olur? 

SIRA S‹ZDE 

Van DÜfiÜNEL‹M der Waals yar›çap, 

birbirleriyle temas halinde 

olan moleküller aras› 

uzakl›¤› SORU temel al›r. 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

9 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

Çözüm 

Bir periyot boyunca, etkin çekirdek yükü (Z*) artt›¤› için yar›çap azal›r. 

Geçifl elementlerinde SIRA S‹ZDEatom çap› büyüklü¤ünde genel e¤ilimden sapmalar gözlenir. Neden? 

van der Waals Yar›çap› 

CH 4 , CO 2 , DÜfiÜNEL‹M Cl 2 ve Soygazlar gibi baz› moleküllerin oluflturduklar› kat›larda çekirdekler 

aras› uzakl›kla hesaplanabilen yar›çaplara, van der Waals yar›çaplar› denir. 

Düflük s›cakl›k SORU ve yüksek bas›nçlarda moleküller birbirlerine yaklafl›r. Ba¤›ms›z 

moleküllerde simetrik bir yük da¤›l›m› söz konusu iken, çarp›flmalar esnas›nda 

moleküller aras› etkileflim ile elektron yo¤unlu¤u bir bölgede artarken z›t bölgede 

D‹KKAT 

azal›r. Bu ise geçici dipollerin oluflmas› demektir. Oluflan pozitif ve negatif bölgelerin 

birbirlerini çekmesiyle, yani zay›f elektrostatik çekimlerle moleküler yap›lar 

bir arada tutunur. SIRA S‹ZDE Buna London etkileflimi denir. Moleküllerin van der Waals ba¤lar› 

ile ba¤lanmas› sonucu oluflan kat›larda birbirine te¤et oldu¤u varsay›lan iki 

atom aras›ndaki çekirdekler aras› mesafe X-›fl›nlar› kristallografisi yöntemi ile bulunur 

ve atomlar›n van der Waals yar›çaplar› buradan hesaplanabilir. 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹yonlaflma Enerjisi 

K ‹ T A P 

Gaz faz›nda, bir atomdan, bir elektronu kopartarak art› yüklü bir iyon oluflturmak 

için verilmesi gereken enerjiye iyonlaflma enerjisi denir. Ayn› atomdan s›rayla daha 

fazla elektron kopart›lmas› durumunda iyonlaflma enerjileri ikinci ( I 2 ) üçüncü 

( I 3 ) dördüncü TELEV‹ZYON ( I 4 )... iyonlaflma fleklinde isimler al›r. Elektron kopart›lmas› enerji 

gerektiren bir olayd›r. Bu nedenle enerji de¤ifliminin iflareti pozitiftir. 

M(g) → M + (g) + e - Δ H = ‹E (I 1 ) 

M + (g) ‹NTERNET → M 2+ (g) + e - Δ H = ‹E (I 2 ) 

‹yonlaflma enerjisini etkileyen birçok faktör vard›r. Bunlar atom yar›çap›, çekirde¤in 

yükü, uzaklaflt›r›lan elektronun perdelenme oran› ve bulundu¤u orbitaldir. 

Bunlar› dikkate alarak baz› genellemeler yapmak mümkündür,


1. De¤erlik elektronlar›n›n çekirdek taraf›ndan çekilme gücüne ba¤l› olarak 

iyonlaflma enerjisi de¤iflir. Örne¤in, atom yar›çap› art›fl›yla, iyonlaflma enerjisi 

düfler. Bu nedenle, bir grupta yukardan afla¤› gidildikçe, iyonlaflma enerjisi 

azal›r. Periyot boyunca soldan sa¤a iyonlaflma enerjisi (baz› düzensizlikler 

olmakla birlikte) artar. Çizelge 1.5’e bak›ld›¤›nda Azot (N) ve fosforun 

(P) birinci iyonlaflma enerjileri, hemen kendilerinden sonra gelen elementlerden 

daha büyük oldu¤u görülür. Bunun sebebi, dolu ve yar› dolu elektronik 

dizilimlere sahip atomlar›n daha kararl› olmas›d›r. Böyle atomlardan 

elektron kopartmak için daha çok enerji verilmesi gerekir. 

2. Periyodik cetveldeki IA grubu elementlerin (alkali metallerin) I. ‹yonlaflma 

enerjisi en düflükken, soygazlar›n en büyüktür. IIA grubu elementlerden Be 

ve Mg birinci iyonlaflma enerjisi kendilerinden sonra gelen B ve Al’unkinden 

daha büyüktür. Bunun sebebi, bu elementlerin tam dolu s orbitallerine sahip 

olmas› ve bunlardan elektron uzaklaflt›r›lmas› için daha çok enerjiye ihtiyaç 

duyulmas›d›r. 

3. Bir elementten pefl pefle elektronlar›n kopart›lmas› için gerekli enerjilere ard›fl›k 

iyonlaflma enerjileri denir. Ard›fl›k iyonlaflma durumunda elektron say›s› 

azal›r yani perdeleme (σ) de¤eri azal›r. Atom numaras›, Z, sabittir ve 

Z*=Z-σ ba¤›nt›s›na göre etkin çekirdek yükü büyümektedir. Bu da, yükün 

artmas›yla, yar›çap›n azald›¤› anlam›na gelir. Sonuç olarak, ard›fl›k iyonlaflmada, 

iyonlaflma enerjisi artar. Oluflan iyonun elektron dizlimi tam dolu veya 

yar› dolu halde olmas› durumda, iyonlaflma enerjisi beklenen de¤erden 

daha yüksek olur. Örne¤in afla¤›da verilen tabloda görüldü¤ü üzere, Be ‘un 

ard›fl›k iyonlaflma enerjileri k›yasland›¤›nda 3. basama¤›n yani Be 2+ den 

elektron koparma ad›m›n›n çok afl›r› enerji gerektirdi¤i görülür. 

Be (1s 2 2s 2 ) Be + (1s 2 2s 1 ) Be 2+ (1s 2 ) Be 3+ (1s 1 ) 

‹yonlaflma Enerjisi (eV) 9.32 18.21 153.89 217.7 

4. Lantanit büzülmesinin etkisinden dolay› II. s›ra geçifl elementlerin iyonlaflma 

enerjisi III. s›ra geçifl elementlerinden daha küçüktür. Lantanit büzülmesi ile 

bu iki seri aras›nda yar›çap fark› çok azalmas›na karfl›n III. seride atom çekirdek 

yükü artm›flt›r. Bu da valens elektronu üzerindeki çekim kuvvetini art›r›r. 

Bu yüzden iyonlaflma enerjilerinin ayn› grupta yukardan afla¤›ya azalma e¤ilimi, 

ikinci s›ra geçifl elementlerinden üçüncü s›raya inilirken bozulur. 

Elementlerin iyonlaflma 

enerjileri karfl›laflt›r›l›rken 

elektron dizilimleri dikkate 

al›nmal›d›r. Dolu veya yar› 

dolu hallerin iyonlaflma 

enerjileri büyük olur. 

23 

H 

1312 

Li 

520 

7298 

Be 

900 

1757 

B 

801 

2427 

C 

1086 

2353 

Element 

‹E 1 

‹E 2 

N 

1402 

2856 

O 

1314 

3388 

F 

1681 

3374 

He 

2372 

5250 

Ne 

2081 

3952 

Çizelge 1.5 


I. (‹E 1 ) ve II. (‹E 2 ) 

iyonlaflma enerjileri 

(kJmol -1 ) 

Na 

496 

4562 

Mg 

738 

1451 

Al 

578 

1817 

Si 

786 

1577 

P 

1012 

1903 

S 

1000 

2251 

Cl 

1251 

2297 

Ar 

1520 

2666 

K 

419 

3069 

Ca 

590 

1145 

Ga 

579 

1979 

Ge 

762 

1537 

As 

944 

1798 

Se 

941 

3045 

Br 

1140 

2100 

Kr 

1351 

2350 

Rb 

403 

2650 

Sr 

549 

1064


ÖRNEK 

4 Be, 5 B, 6 C, 7 N, 8 O ve 9F ’un I. ‹yonlaflma enerjilerini k›yaslay›n›z. 

Bu elementlerin temel ve iyonik hallerinin elektron dizilimlerini yazacak olursak, 

2 2 

2 2 1 

2 2 2 

2 2 3 

2 2 4 

2 2 5 

4 Be : 1s 2s , 5B : 1s 2s 2p , 6C : 1s 

2s 2p , 7 N : 1s 2s 2p , 8O : 1s 2s 2p 

, 9F : 1s 2s 2p 

2 1 

2 

4 Be + : 1s 2s , 5B + 2 0 + 2 2 1 + 2 2 2 

: 1s 

2s 2p , 6C : 1s 2s 2p , 7 N : 1s 2s 2p 

, 8O 

+ 2 2 3 + 2 2 4 

: 1s 2s 2p , 9F : 1s 2s 2p 

Bir periyot boyunca soldan sa¤a do¤ru ‹yonlaflma enerjisinin artmas› beklenir. 

Ancak, Be ve N elementlerinin I. ‹yonlaflma enerjileri genel e¤ilimden sapar. Bunun 

nedeni, Be’un tam dolu s ve N’un yar› dolu p orbitallerine sahip olmalar›d›r. 

Bu elementlerden bir elektron kopartmak için verilmesi gereken enerji, hemen 

kendilerinden sonra gelen elementlerden daha çoktur. Sonuç olarak s›ralamam›z, 

F 〉 N 〉 O 〉 C 〉 Be 〉 B fleklinde olur. 

SIRA S‹ZDE 

10 

Na elementinin SIRA birinci S‹ZDE iyonlaflma enerjisi 495 kJ/mol iken ikinci iyonlaflma enerjisi 4560 

kJ/mol’dür. Bu büyük fark nereden kaynaklanmaktad›r? 


SORU 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

Elektronegatiflik 


Farkl› cins atomlar›n oluflturduklar› ba¤larda, ba¤›n elektronlar›, atomlardan birinin 

çevresinde daha SORU çok vakit geçirir. Atomlardan biri δ + k›smi yüke, di¤eri ise δ - k›smi 

yüke sahip olur. K›smi yük karakteri özelli¤i art›kça kovalent karakterde azalma olur. 

(–) k›smi yüke sahip ba¤›n elektronlar›n› daha çok kendisine çekmesiyle ba¤›n iyonik 

D‹KKAT 

karakteri artar. Bir ba¤›n kovalent yada iyonik özellik tafl›mas› ba¤› oluflturan atomlar›n 

elektronegatiflikleri aras›ndaki farkl› iliflkilidir. Atom yar›çap›, de¤erlik orbitallerinin 

doluya SIRA yak›n S‹ZDE olmas›, kimyasal çevre gibi etkenler elektronegatifli¤i etkiler. 

Elektronegatiflikle ilgili birkaç çeflit tan›m yap›lm›flt›r. Bunlardan en önemlileri, 

Pauling, Mulliken ve Allred-Rochow elektronegatiflikleridir. 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

Pauling Elektronegatifli¤i 

Bu tan›ma göre, elektronegatiflik moleküldeki atomlar›n elektronlar› kendine çekebilme 

gücüdür. Kimyasal ba¤ oluflturmufl bir atomun özelli¤ine ba¤l› oldu¤u için 

K ‹ T A P 

elektronegatiflik hesaplan›rken ba¤ enerjisi kullan›l›r. Afla¤›da verilen reaksiyonun 

ekzotermik olmas›, yani kendili¤inden oluflmas›ndan dolay›, AB molekülünün oluflum 

enerjisi, A-A ve B-B moleküllerinin tek ba¤ enerjilerinin aritmetik ortalamas›n- 

TELEV‹ZYON 

dan büyük olmas›n› gerektirir. 

‹NTERNET 

A2 + B2 

→ 2AB 

‹NTERNET 

E¤er bu ba¤ apolar olsayd› yani %100 kovalent olsayd› reaksiyonun enerjisi 

aritmetik ortalama de¤erine eflit olacakt›. Ölçülen ba¤ enerjisinin de¤eri, bu ortalama 

enerjiden fark› elektronlar›n eflit olarak paylafl›lmamas›ndan kaynaklanan enerjidir 

ve buna rezonans enerjisi denir. ∆ AB ile gösterilir. 

E 

∆ 

AA 

+ E 

AB 

= E AB 

− 

BB 

2 

Pauling ‹ki atomun elektronegatiflik fark›’n›n iyonik rezonans enerjisine ba¤l› 

olarak afla¤›daki flekilde, 

χ 

− χ = K ∆ 

A B AB


25 

ifade edilebilece¤ini söylemifltir. Bu formüldeki A ve B atomlar›n›n elektronegatiflikleri 

s›ras›yla χ A ve χ B ‘dir. K ise sabit bir de¤erdir. Ba¤ enerjilerinin de¤eri kcal 

mol -1 cinsinden al›nd›¤›nda K=0,208; kJmol -1 cinsinden al›nd›¤›nda K= 0,1017’dir. 

Pauling periyodik cetveldeki en elektronegatif atom F’un de¤erini yaklafl›k 4 kabul 

etmifl ve di¤er elementlerin elektronegatifliklerini hesaplam›flt›r. Çizelge1.6’da 

görüldü¤ü üzere, atom yar›çaplar›ndaki de¤iflikliklere paralel olarak bir periyotda 

soldan sa¤a elementlerin elektronegatiflikleri artarken, yukardan afla¤› azalmaktad›r. 

Flor atomunun Pauling elektronegatifli¤i 4 tür. H 2 , F 2 ve HF ‘ün ba¤ enerjileri s›- 

ras›yla 432,0, 154,8, 565,0 kJmol -1 ise Hidrojen atomunun Pauling elektronegatifli¤ini 

hesaplay›n›z 

ÖRNEK 

Çözüm 

E 

∆ H-H + EF-F -1 432, 

0 

H-F = E H-F − 

= 565, 

0 kJmol − 

2 

χF − χH = K ∆H-F 

4 − χH 

= 01017 , 271,6 

χH 

= 232 , 

-1 -1 

kJmol + 154, 

8 kJmol 

= 271, 

6 

2 

-1 

kJmol 

( ) + ( ) → ( ) 

denklemine göre, HF için iyonik SIRA rezonans S‹ZDE enerjisi- 

H2 g F2 

g 2HF g 

ni veren ifadeyi türetiniz. 

11 

SIRA S‹ZDE 


Mulliken Elektronegatifli¤i 

Mulliken 1934 y›l›nda, bir atomun elektronegatifli¤ini iyonlaflma enerjisi ve elektron 

ilgisinin ortalamas› olarak ifade edilebilece¤ini ileri sürmüfltür. SORU 


SORU 

χ M = İE+Eİ 

2 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

Bu denklemde, ‹E iyonlaflma enerjisini, E‹ elektron ilgisini göstermektedir. Mulliken 

elektronegatifli¤i karfl›laflt›rma yap›lmas› aç›s›ndan Pauling elektronegatifli¤i- 

SIRA S‹ZDE 

ne çevrilebilir. Elektron ilgisi ve iyonlaflma enerji birimlerini Pauling kJmol -1 cinsinden 

hesaplarken Mulliken eV cinsinden yapm›flt›r. 1 eV =96,48 AMAÇLARIMIZ kJmol -1 oldu¤u 

dikkate al›nd›¤›nda Mulliken elektronegatifli¤inin Pauling ölçe¤indeki de¤eri afla- 

SIRA S‹ZDE 

¤›daki gibi hesaplanabilir. 

χ = 0, 34χ 

−0, 

20 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

p 

M 

Baz› elementlerin Pauling (χ p) ve Mulliken (χ M ) elektronegatiflikleri Çizelge 

1.6 verilmifltir. 

TELEV‹ZYON 

H 

2,20 

3,06 

Li 

0,95 

1,28 

Be 

1,57 

1,99 

B 

2,04 

1,83 

C 

2,55 

2,67 

Element 

X P 

X M 

N 

3,04 

3,08 

O 

3,44 

3,22 

‹NTERNET 

F 

3,98 

4,43 

He 

5,5 

Ne 

4,60 

TELEV‹ZYON 

Çizelge 1.6 


Pauling (χ p ) ve 

Mulliken (χ‹NTERNET 

M ) 

elektronegatiflikleri. 

Na 

0.93 

1,21 

Mg 

1,31 

1,63 

Al 

1,61 

1,37 

Si 

1,90 

2,30 

P 

2,19 

2,39 

S 

2,19 

2,39 

Cl 

3,16 

3,54 

Ar 

3,36


ÖRNEK 

B 2+ için Mulliken elektronegatifli¤ini Pauling elektronegatifli¤i cinsinden hesaplay›n›z. 

Çözüm 

Denklemine göre B 2+ için E‹ ve ‹E’nin bulunmas› gerekir. 

B atomunun ard›fl›k iyonlaflma enerjileri yaz›labilir. Bu denklemlerden de anlafl›ld›¤› 

gibi, B 2+’ nin iyonlaflma enerjisi B atomunun üçüncü iyonlaflma enerjisine 

karfl›l›k gelir. B 2+’ nin elektron ilgisi ise 

fleklindedir. Yani elektron ilgisinin de¤eri, ikinci iyonlaflma de¤erinin eksi iflaretlisidir. 

Bu de¤erlerin eV cinsine çevrilmesi gerekir. 

χ 

p 

χ M 

= İE+Eİ 

2 

( ) → ( ) + = 

+ - 

Bg B g e I1 

801 kJ/mol 

+ 

2+ 

- 

B ( g ) → B ( g ) + e I2 

= 2427 kJ/mol 

2+ 3+ 

B ( g ) → B ( g ) + e 

- I3 

= 3660 kJ/mol 

( )+ → ( ) =− 

2+ - + 

B g e B g EI 2427 kj/mol 

1 eV 

İE 

= 3660 kJ/mol× = 37, 

93 eV 

96,48 kJ/mol 

1 eV 

Eİ 

=−2427kJ/mol× =−25, 

15 eV 

96,48 kJ/mol 

İE-Eİ 37, 93−− 

( 25, 

15) χ M 

= = 

= 31, 

54 eV 

2 

2 

Bulunan bu sonuç, Pauling elektronegatifli¤ine çevrildi¤inde, 

= 0, 34χ 

− 0, 20 = 0, 34. 31, 54 − 0, 20 = 10, 

52 

M 

de¤eri ele geçer. 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

12 

‹yonlaflma enerjisi SIRA S‹ZDE 1086 kj/mol ve elektron ilgisi -122,5 kj/mol olan nötr karbon atomu 

için Pauling elektronegatifli¤ini bulunuz. 


Allred-Rochow Elektronegatifli¤i 

Allred ve Rochow’e göre elektronegatiflik, bir atomun çekirde¤i ile de¤erlik elektronlar› 

aras›ndaki SORUelektrostatik kuvvettir. Allred-Rochow elektronegatifli¤i afla¤›- 

daki eflitlikle hesaplan›r. Bu eflitlikteki, χ AR , Allred-Rochow elektronegatifli¤ini; r, 

atomun pm cinsinden kovalent yar›çap›n›; Z*, hesaplanan etkin çekirdek yükünü; 

D‹KKAT 

e, elektronun yükünü göstermektedir. 

* * 

χ AR 

= 

SIRA Ze eS‹ZDE 

Ze 

= 

2 2 

r r 

2 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P


27 

Elde edilen elektronegatiflik de¤eri Pauling elektronegatifli¤ine afla¤›daki formül 

ile çevrilir. 

* 

0, 

359 Z 

χ AR 

= 0744 , + 

r 2 

Denklemlerden de anlafl›laca¤› üzere etkin çekirdek yükü büyük ve yar› çap› 

küçük olan atomlar›n elektronegatiflikleri büyük olmaktad›r. Gerçektende, periyodik 

cetveldeki elementler içinde, etkin çekirdek yükü en büyük, yar›çap› en küçük 

olan Flor’un elektronegatifli¤i en yüksektir. 

Elektron ‹lgisi 

Gaz faz›nda bir atoma veya iyona bir elektron eklendi¤inde aç›¤a ç›kan enerjiye elektron 

ilgisi denir. ‹yonlaflma enerjisinde oldu¤u gibi, atomlar ard›fl›k elektron ilgisi gösterebilir 

ve birinci, ikinci, üçüncü elektron ilgisi fleklinde adlar al›r. Afla¤›daki örneklerde 

de gösterildi¤i üzere, elektron ilgisi say›sal olarak tepkimenin entalpisine eflittir. 

- − 

M( g )+ e → M ( g ) ∆H= 

Eİ1 

- - 2− 

M ( g )+ e → M ( g) ∆H= 

Eİ2 

2- - 3− 

M ( g)+ e → M ( g ) ∆H= 

E 

İ 3 

Bir atom, elektron ald›¤›nda, genellikle enerji aç›¤a ç›kar. Yani birinci elektron 

ilgileri genelde negatif iflaretlidir. Ancak birden fazla elektron almalar› durumunda, 

enerji gerekir ve elektron ilgileri pozitif iflaretli olur. Yukar›da tan›mlad›¤› gibi, elektron 

ilgisi aç›¤a ç›kan enerji oldu¤una göre, entalpi de¤erinin iflareti, termodinami- 

¤in kurallar›na ayk›r› olmas›na ra¤men, pozitif iflaretli olarak al›n›r ( ∆H=−Eİ 

). 

Çizelge1.7 incelendi¤inde periyodik cetveldeki elementlerin elektron ilgilerinin 

iyonlaflma enerjisindeki de¤iflimle paralellik gösterdi¤i görülür. Elektron ilgisi baz› 

istisnai durumlar hariç bir periyotta soldan sa¤a do¤ru ilerledikçe artarken, bir 

grupta yukardan afla¤› inildikçe azal›r. Yar›çap ve etkin çekirdek yükü düflünüldü- 

¤ünde, elektron ilgisi en yüksek olan elementin flor olmas› beklenir. Ancak klor’un 

elektron ilgisi flordan büyüktür. Bunun nedeni, yar›çap› çok küçük olan flor atomunda, 

elektron-elektron itme kuvvetinin büyük olmas› ve elektronun de¤erlik orbitaline 

girmesi için daha çok enerji gereklili¤idir. Elementlerin yar› ve tam dolu 

elektron dizilimine sahip olmas› da, elektron ilgilerini etkiler. Böyle bir elektron dizilimine 

sahip bir atom veya iyona yeni bir elektron eklemekle, kararl› hali bozmufl 

oluruz. Daha çok enerji vermek gerekir. Yani aç›¤a ç›kacak enerjinin miktar› azal›r. 

Bu nedenle, Be’un elektron ilgisi B dan daha küçüktür. Ayn› flekilde, N ile O atomlar›nda 

da elektron ilgileri beklenen genel e¤ilimden sapar ( Çizelge 1.7). 

H 

-0,75 

Element 

E‹ 

He 

0,22 

Çizelge 1.7 


elektron ilgileri (eV) 

Li 

0,62 

Be 

2,5 

B 

-0,28 

C 

-1,27 

N 

-0,07 

O 

-1,46 

F 

-3,40 

Ne 

0,30 

Na 

-0,55 

Mg 

0,15 

Al 

-0,46 

Si 

-1,93 

P 

-0,74 

S 

-2,08 

Cl 

-3,62 

Ar 

0,36


Özet 

Schrödinger 1927 y›l›nda kendi ad›n› verdi¤i 

denklem ile elektronun davran›fl›n› ve enerjisini 

ifade etmifltir. Bunun için elektronun dalga ve tanecik 

özelliklerinden faydalanm›flt›r. Bu denklemin 

çözümünden Kuantum Kuram›n›n temelleri 

at›lm›fl ve elektronun dalga fonksiyonlar›ndan orbital 

kavram› gelifltirilmifltir. Elementlerin fiziksel 

ve kimyasal davran›fllar›, periyodik, moleküller 

aras› etkileflimler ve kimyasal ba¤lar gibi bir çok 

özellikleri orbital kavram› ile aç›klanabilmifltir. 

Elektron dizilimleri yap›l›rken kuantum say›lar›ndan 

faydalan›l›r. Atomun sahip oldu¤u elektronlar›n 

orbitallere belli kurallar (Aufbau kural›, Pauli 

d›fllama ilkesi, Hund kural› ) içinde da¤›t›lmas›na 

elektron dizilimi denir. Atom orbitalleride 

bulunan elektronlar›n her birinin merkezdeki çekirde¤e 

yaklaflma (girginlik) özellikleri birbirinden 

fakl›d›r. ‹ç elektronlar›n girginli¤inin büyük, 

perdelemesinin yüksek; d›fl elektronlar›n ise girginli¤inin 

az perdelemesinin küçük oldu¤unu 

görülür. Buradan orbitalden orbitale de¤iflen bir 

perdeleme sabitinden bahsedilir. Slater, perdeleme 

sabitini kullanarak Etkin Çekirdek Yükü kavram›n› 

ortaya atm›flt›r. 

Gaz faz›nda bir atomdan bir elektron kopartmak 

için verilmesi gereken enerji iyonlaflma enerjisidir. 

Gaz faz›nda bir atom veya iyona bir elektron 

eklendi¤inde aç›¤a ç›kan enerjiye elektron ilgisi 

denir. Elektronegatiflik ba¤ yap›m›nda kullan›lan 

elektronlar›n ba¤› oluflturan atomlar taraf›ndan 

çekilebilme gücünün bir ölçüsüdür. Periyodik 

cetveldeki elementlerin bir seri boyunca atom 

yar›çap›, iyonlaflma enerjisi, elektronegatiflik, 

elektron ilgisi gibi özellikleri baz› istisnayi durumlar 

d›fl›nda uyumlu özellikler gösterir. Bir periyot 

boyunca atom yar›çap› azal›rken iyonlaflma 

enerjisi, elektronegatiflik ve elektron ilgisi artar. 

Bir grupta yukardan afla¤› inildikçe atom yar›çap› 

artarken iyonlaflma enerjisi, elektronegatiflik 

ve elektron ilgisi azal›r. 

azal›r


29 

Kendimizi S›nayal›m 

1. Schrödinger denkleminin çözümünden elde edilen 

ψ (psi) dalga fonksiyonu afla¤›daki parametrelerden 

hangisine ba¤l›d›r? 

a. R 2 

b. 4πr 2 

c. RY 

d. Y 

e. r 2 

2. Bir atom orbitalinin alabilece¤i maksimum elektron 

say›s›n› veren formül afla¤›dakilerden hangisidir? 

a. l+2 

b. 2l 

c. 2l+1 

d. 2l+4 

e. 2(2l+1) 

3. n=3 kuantum say›lar›na sahip atom orbitalinin alabilece¤i 

maksimum elektron say›s› kaçt›r? 

a. 12 e - 

b. 14 e - 

c. 16 e - 

d. 18 e - 

e. 20 e - 

4. Elektrona efllik eden dalga fonksiyonuna ne ad verilir? 

a. Orbital 

b. Temel hal 

c. Enerji katman› 

d. Radyal dalga fonksiyonu 

e. Aç›sal fonksiyon 

5. Madelung kural› neyi aç›klar? 

a. Elektronlar›n orbitale teker teker yerleflmesini 

b. D›fltaki elektron üzerine çekirde¤in gerçek etkisi 

hesaplan›rken içteki elektronlar›n perdeleme 

etkisi kullanmas›n› 

c. Elektronlar›n en düflük enerjili orbitalden bafllayarak 

yerlefltirilmesini 

d. Bir atomda hiçbir zaman dört kuantum say›s› 

ayn› olan iki elektronun bulunmas›n› 

e. Tam ve yar› dolu orbitallerin enerjice en kararl› 

hal olmas›n› 

6. 23 V elementinin d orbitalindeki bir elektron için etkin 

çekirdek yükü nedir? 

a. 4,50 

b. 4,42 

c. 4,30 

d. 3,60 

e. 3,20 

7. Karbon ve klor’un elektronegatiflikleri s›ras›yla 2,55 

ve 3,16’d›r. C 2 molekülünün ba¤ uzunlu¤u 0,77 Å ve 

Cl 2 molekülünün ise 0,99 Å’dur. Buna göre C-Cl ba¤ 

uzunlu¤u kaç Å’d›r? 

a. 1,85 

b. 1,73 

c. 1,70 

d. 1,62 

e. 1,29 

8. Ar’un molekül haldeki yar›çap› (van der Waals yar›- 

çap›) 188 pm ise birim hücre kenar uzunlu¤u (a) kaç 

pm’dir? 

a. 698,4 

b. 635,1 

c. 531,7 

d. 486,4 

e. 387,9 

9. 12 Mg’un ard›fl›k ilk üç iyonlaflma enerjilerinin büyükten 

küçü¤e do¤ru s›ralamas› nas›l de¤iflir? 

a. IE 1 > IE 2 >IE 3 

b. IE 3 > IE 1 > IE 2 

c. IE 1 = IE 2 =IE 3 

d. IE 3 > IE 2 > IE 1 

e. IE 2 > IE 1 > IE 3 

10. Karbon atomunun ikinci (IE 2 ) ve üçüncü (IE 3 ) iyonlaflma 

enerjileri s›ras›yla 47,84 ve 24,38 eV’dur. C 2+ mulliken 

elektronegatifli¤inin de¤eri kaçt›r? 

a. 25,5 eV 

b. 29,4 eV 

c. 33,4 eV 

d. 36,1 eV 

e. 38,6 eV


Kendimizi S›nayal›m Yan›t Anahtar› 

1. c Yan›t›n›z yanl›fl ise “Atomun Kuantum Modeli” 

bafll›kl› k›sm› yeniden okuyunuz. 

2. e Yan›t›n›z yanl›fl ise “Kuantum Say›lar›” konusunu 

yeniden okuyunuz. 

3. d Yan›t›n›z yanl›fl ise “Kuantum Say›lar›” konusunu 


4. a Yan›t›n›z yanl›fl ise “Atomun Dalga Fonksiyonu” 

konusunu yeniden okuyunuz. 

5. c Yan›t›n›z yanl›fl ise “Elektron Dizlimleri” bafll›kl› 

k›sm› yeniden okuyunuz. 

6. c Yan›t›n›z yanl›fl ise “Etkin Çekirdek Yükü” bafll›kl› 


7. b Yan›t›n›z yanl›fl ise “Kovalent Yar›çap” konusunu 


8. c Yan›t›n›z yanl›fl ise “Van de Waals Yar›çap” bafll›kl› 


9. b Yan›t›n›z yanl›fl ise “‹yonlaflma Enerjisi” bafll›kl› 


10. d Yan›t›n›z yanl›fl ise “Mulliken Elektronegatifli¤i” 


S›ra Sizde Yan›t Anahtar› 

S›ra Sizde 1 

n: elektronun bulundu¤u orbitallerin enerji düzeyi 

l: elektronun bulundu¤u orbitalin tipi (geometrisi) 

m l : elektronun bulundu¤u orbital ekseninin yönlendi¤i 

do¤rultuyu belirler. 


n tabakas›ndaki orbitaller maksimum 2n 2 tane elektron 

alabilir. n=4 oldu¤una göre, 2n 2 =2.(4) 2 =32 elektron 

alabilir. 


Dü¤üm say›s›, n-l-1 ile hesaplan›r. 3p orbitali için dü- 

¤üm say›s›, 3-1-1=1 olur. 


47 Ag:[Kr]5s1 4d 10 


Bak›r’dan bir elektron 4s veya 3d orbitallerinden birinden 

kopart›lmas› gerekir. Slater kural›yla hesaplanan etkin çekirdek 

yükü küçük olan orbitalden elektronu uzaklaflt›rmak 

daha kolayd›r. Bu nedenle, her iki orbitaldeki bir 

elektron üzerine etkin çekirdek yükü hesaplanmal›d›r. 

2 2 6 2 6 1 10 

29Cu : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 

2 8 

( 1s) ( 2s, 2p) ( 3s,3p)( 8 3d) 10 ( 4s) 

1 

4s' de bir elektron için, 

S = ( 0.0,35) + ( 18.0,85 ) + ( 10.1,00 ) = 25,3 

Z*= Z- σ = 29,0-25,3= 3, 7 

3d' de bir elektron için, 

S = ( 9.0,35 ) + ( 18.1,00)= 21,15 

Z* = Z - σ = 30 - 21,15 = 8,85 

Bu sonuca göre, 3d’deki bir elektrona etki eden etkin 

çekirdek yükü, 4s’deki elektrondan daha büyük oldu¤u 

için, elektron 4s den verilir. 


Bir elementin +3 yüklü iyon halinde, d orbitalinde befl 

3+ elektron var ise elektron dizilimi X : ⎡Ar⎤ 

3 

18 ⎣ ⎢ ⎦⎥ d 5 

fleklindedir. Geçifl elementlerinde elektronlar ilk önce s 

orbitalinden verildi¤ine göre, nötr haldeki elementimizin 

elektron dizilimi X : ⎡ Ar⎤ 

3 olmal›d›r. Bu 

18 ⎣⎢ ⎦⎥ 4 s 

2 d 

6 

elementin atom numaras› 26 d›r. 

S›ra Sizde7 

2 

dHF = rH + rF 

−007 

, χH 

−χF 

2 

0, 91= 0, 37 + 0, 72 −0, 07 2, 

20 −χF 

χ F = 380 , 


Bu üç iyonun elektronik dizilimi yaz›ld›¤›nda birbirlerinin 

izoelektronik halleri oldu¤u görülür. Çekirdekteki 

proton say›s› en fazla olan›n yar›çap› en küçük olaca- 

¤›ndan, yar›çap s›ralamas›, r 3- 〉 

N 

r 2- 〉 

O 

r − 

F fleklindedir. 

2- 2 2 6 

8O :1s 2s 2p 

3- 2 2 6 

7 N :1s 2s 2p 

2 2 6 

9F : 1s 2s 2p 


Geçifl elementlerinde elektronlar d orbitallerini doldurur. 

Bu elektronlar›n perdeleme etkisi ile en d›fltaki 

elektronlar›n etkin çekirdek yükünü görmesi azal›r. 

Çaptaki azalma h›z› duraklar.


31 


Sodyum atomundan bir elektron kopard›¤›n›zda soygaz 

elektron dizilimine ulafl›rs›n›z. ‹kinci bir elektronu 

kopartmak isterseniz, tam dolu elektron dizilimine sahip 

soygaz yap›s›n› bozmaya çal›fl›rs›n›z. Bu durumda, 

daha çok enerjiye gereksinim olur. 

Na(g) → 

+ − 

-1 

Na ( g) 

+ e IE 1 = 495 kJmol 

⎡Ne ⎤ 

⎣⎢ ⎦⎥ 3s 

1 ⎡ 

⎣⎢ Ne⎤ 

⎦⎥ 

+ 

2+ − 

-1 

Na ( g) 

→ Na ( g) 

+ e IE 2 = 4560 kJmol 

⎡ 

⎣⎢ Ne ⎤ 

⎦⎥ 

Yararlan›lan ve Baflvurulabilecek 

Kaynaklar 

Çetinkaya, B. (1993). Anorganik Kimya, Malatya :‹nönü 

Ü. Fen Ed. Fak. 

Kaya C. (2009). ‹norganik Kimya. Ankara: Palme. 

Ölmez, H., Y›lmaz, V. T. (2004). Anorganik Kimya 

Temel Kavramlar, Samsun: Otak Form-Ofset. 

Shriver, D. F. & Atkins P. W. (2005). Anorganik Kimya 

[Inorganic Chemistry (3. bask›dan çeviri) Çeviri 

Ed. S. Özkar]. Ankara: Bilim. 

Tunal› N. K., Özkar, S.(2007). Anorganik Kimya. Ankara: 

Gazi. 


HF’ün oluflum entalpisi denklemi yaz›ld›¤›nda, 

H 2(g) + F 2(g) → 2HF ( g) 

∆H 

∆ H= 2EHF − ( EHH + EFF 

) 

∆H 

⎛ 

− 

= 2 ⎞ 

⎜ 

− 

⎝⎜ 

E EHH 

EFF 

HF 

⎠⎟ = 2 ∆ H-F 

2 

denklemi ele geçer. ‹yonik rezonans enerjisi entalpi de- 

¤ifliminin yar›s›na eflittir. 


1 eV 

İE = 1086kJ/mol× = 11, 

26 eV 

96,48 kJ/mol 

1 eV 

Eİ =−122, 5kJ/mol× =−127 

, eV 

96,48 kJ/mol 

İE-Eİ 11, 26 −− ( 1, 

27 ) χ = = 

= M 627 , eV 

2 

2 

χp 

= 034 , χm− 020 , = 034627 , . , − 020 , = 19 , eV



 

 


Elementlerin Lewis nokta yap›lar›n› yazabilecek, 

Kapal› formülü verilen moleküllerin aç›k yap›lar›n› çizebilecek, 

Moleküllerin rezonans yap›lar›n› çizebilecek, 

Yap›s›nda eflleflmemifl elektron çifti bulunduran veya bulundurmayan moleküllerin 

geometrik flekillerini belirleyebilecek, 

Simetri konusunda temel kurallar› aç›klayabilecek, 

Moleküllerin nokta gruplar›n› bulabilecek bilgi ve beceriler kazanacaks›n›z. 


• Lewis formülleri 

• Oktet Kural› 

• Formal yük 

• Yükseltgenme say›s› 

• Rezonans 

• VSEPR Teorisi 

• Simetri Elemanlar› 

• Nokta gruplar› 



Molekül Yap›s› 


• ELEKTRON NOKTA YAPISI (LEW‹S 

YAPISI) 

• MOLEKÜL GEOMETR‹S‹ VE 

DE⁄ERL‹K BA⁄I ELEKTRON 

Ç‹FTLER‹ ‹TMES‹ (VSEPR) KURALI 

• MOLEKÜLER S‹METR‹

Molekül Yap›s› 

G‹R‹fi 

Atomlar belirli kurallar çerçevesinde ve belirli bir geometrik düzende birleflerek 

molekülleri meydana getirirler. Moleküldeki atomlar›n ba¤ oluflturabilmeleri için 

çekirdekten en uzak olan de¤erlik elektronlar› ile etkileflmeleri gerekir. Bildi¤iniz 

üzere, de¤erlik elektronlar›, atomlar›n en son kabu¤undaki elektronlard›r ve çekirde¤e 

daha uzak oldu¤u için kopar›lmalar› daha kolayd›r. Bu nedenle, kimyasal 

ba¤lanmada bu elektronlar kullan›l›r. 

ELEKTRON NOKTA YAPISI (LEWIS YAPISI) 

Amerika’l› kimyac› Gilbert Lewis, atom ve moleküllerin de¤erlik elektronlar›n› belirten 

bir gösterim flekli ortaya atm›flt›r. Lewis nokta yap›s› olarak tan›mlanan bu gösterimde, 

atomlar›n etraf›na de¤erlik elektron say›s› kadar nokta konur. C, N, O ve F’un de- 

¤erlik elektron say›lar› s›ras›yla 4, 5, 6 ve 7 dir. Bu elementlerin Lewis nokta yap›lar›, 

Elektron nokta yap›s›nda, 

de¤erlik elektronlar› birer 

nokta ile simgelenir ve bu 

noktalar element 

sembolünün çevresine 

yerlefltirilir. Bu gösterim 

flekline “Lewis gösterimi” 

veya “Lewis nokta yap›s›” 

denir. 

fleklinde yaz›l›r. Periyodik sistemdeki elementlerin grup numaralar› ayn› zamanda 

onlar›n de¤erlik elektron say›lar›n› verir. Periyodik tablodaki baz› elementlerin 

grup numaralar› ve Lewis nokta yap›s› Çizelge 2.1’de verilmifltir. 

Çizelge 2.1 

Periyodik Tablodaki 

Baz› Elementlerin 

Grup Numaralar› ve 

Lewis Nokta Yap›lar›


Bir molekülün Lewis nokta yap›s›, iki atom aras›ndaki ba¤› bir elektron çifti veya 

bir çizgi, ortaklanmam›fl elektronlar› ise iki nokta veya birer çizgi fleklinde göstererek 

elde edilir. H 2 ve HF’nin Lewis nokta yap›lar›, 

Elektronegatiflikleri ayn› 

olan atomlar›n oluflturdu¤u 

kovalent ba¤lara apolar 

kovalent ba¤lar denir. 

Elektronegatiflikleri farkl› 

olan atomlar›n oluflturdu¤u 

kovalent ba¤lara polar 

kovalent ba¤lar denir. 

fleklindedir. 

Kovalent ba¤ ile bir arada tutunarak oluflmufl atomlar kümesi molekülleri oluflturur. 

Örne¤in afla¤›da gösterildi¤i gibi iki hidrojen atomu birer elektronlar›n› ortaklafla 

kullanarak H 2 molekülünü oluflturmufltur. Bu molekülde de oldu¤u gibi, 

ortak kullan›lan elektron çiftine ba¤ elektron çifti denir. Elektronegatiflikleri ayn› 

olan iki atomun ba¤ elektron çiftlerine uygulad›¤› çekim kuvveti eflit olaca¤› için, 

bu ba¤ elektron çiftlerinin her iki atoma ait oldu¤unu düflünebiliriz. Böyle ayn› tür 

atomlardan oluflmufl kovalent ba¤lara apolar kovalent ba¤lar denir. HF molekülünde 

oldu¤u gibi, elektronegatiflikleri birbirinden farkl› olan, farkl› türden atomlar›n 

oluflturmufl oldu¤u kovalent ba¤lara ise polar kovalent ba¤lar denir. 

HF gibi farkl› çekirdeklerin oluflturdu¤u ba¤larda, elektron çiftlerinde elektron 

paylafl›m› eflit de¤ildir. Elektronlar eflit olarak kullan›lmas›na ra¤men ba¤ 

elektron çifti elektronegatif atoma daha yak›nd›r. Bu nedenle elektronegatif atom 

k›smi olarak negatiflik (-), daha elektropozitif atom ise k›smi olarak pozitiflik (+) 

kazan›r. K›smi pozitiflik ve negatiflik “δ” simgesi ile gösterilir. 

fiekil 2.1 

Baz› polar ve apolar moleküllere ait Lewis nokta gösterimleri fiekil 2.1’de verilmifltir. 

Baz› Polar ve 

Apolar Kovalent 

Ba¤l› Moleküllerin 

Lewis Nokta 

Gösterimleri 

Lewis nokta yap›lar›n›n yaz›labilmesi için genel kurallar vard›r. Bunlar; 

• Genelde, molekülün en elektropozitif atomu, merkez atom olarak tayin edilir 

ve öncelikle tek ba¤l› iskelet yap›s› yaz›l›r. 

• Molekülün veya iyonun toplam de¤erlik elektron say›s› bulunur. Nötral molekülün 

de¤erlik elektron say›s›; atomlar›n de¤erlik elektron say›lar›n›n toplam›d›r. 

Anyonlar›n de¤erlik elektron say›s›; atomlar›n de¤erlik elektronlar›-

2. Ünite - Molekül Yap›s› 

35 

n›n toplam›na anyonun yükü ilave edilerek, katyonlar›n de¤erlik elektronlar›; 

atomlar›n de¤erlik elektronlar›n›n toplam›ndan katyonun yükü ç›kar›larak 

bulunur. 

• ‹skelet yap›s›nda tek ba¤› oluflturan elektronlar, toplam de¤erlik elektron say›s›ndan 

ç›kar›l›r. Geriye kalan de¤erlik elektronlar›, oktet kural›n› (bir sonraki 

bafll›kta anlat›lacak) sa¤layacak flekilde, merkez atom etraf›na ba¤ yapmam›fl 

elektron çifti olarak ve merkez atoma ba¤l› olan di¤er atomlar›n etraf›na 

yerlefltirilir. 

• Toplam de¤erlik elektronlar› fazla ise, bu elektronlar, atomlar›n periyodik 

cetveldeki yeri veya atom numaras› dikkate al›narak, merkez atomla ikili ve 

üçlü ba¤ yapacak flekilde yerlefltirilir. 

Sülfit iyonunun (SO 3 ) 2- Lewis yap›s›n› aç›klay›n›z (O ve S VIA grubu elementleridir). 

ÖRNEK 

Çözüm 

Her bir oksijen atomundan 6 de¤erlik elektronu, kükürt atomundan 6 de¤erlik 

elektronu ve d›flar›dan al›nan iki elektron ile toplam elektron say›s› 26’d›r. 

16 S:1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 VIA grubu 

8 O:1s2 2s 2 2p 4 VIA grubu 

3 

× 6 e+ 6 

e + 2e = 26e 

3O 

- 

S 

- 

- - 

‹skelet yap› çizilir. Ba¤ elektronlar› 6 tanedir, 20 elektron 

geri kal›r. 

Geri kalan elektronlar, d›fl atomlardan bafllayarak 

oktet kural›n› sa¤layacak flekilde atomlar›n etraf›na yerlefltirilir. 

Böylece her bir atom oktet kural›n› sa¤lam›fl ve 

bütün de¤erlik elektronlar› da atomlar etraf›na yerlefltirilmifl 

olur. 

_ 

Karbon dioksit (CO 2 ) molekülünün Lewis yap›s›n› aç›klay›n›z 

(Atom numaras›: 6 C, 8 O) 

ÖRNEK 

Çözüm 

6 C:1s2 2s 2 2p 2 IVA grubu 

8 O:1s2 2s 2 2p 4 VIA grubu 

- 

2 

× 6 e+ 4 

e = 16e 

2O 

C 

- 

- 

‹skelet yap› çizilir. Ba¤ elektronlar› say›s› 4’dür. 12 elektron geri kal›r ve bu 

elektronlar d›fl atomlar›n üzerine konur. Bu çizime göre C atomu oktet kural›na uymaz 

(Çünkü etraf›nda sadece 4 elektron vard›r). Bu nedenle C ve O atomlar› aras›na 

çift ba¤lar konarak, C atomunun etraf›ndaki elektron say›s› sekize tamamlan›r. 

CCl 2 F 2 molekülünün Lewis yap›s›n› aç›klay›n›z ( 6 C, 9 F, 17 Cl). 

SIRA S‹ZDE 

1 

SIRA S‹ZDE 



SORU 

SORU 

D‹KKAT 

D‹KKAT


Moleküller oluflurken, 

elektron alarak, elektron 

vererek veya elektronlar›n› 

ortaklafla kullanarak d›fl 

yörüngelerindeki elektron 

say›lar›n› sekize 

tamamlamak isterler. Bu 

kural “oktet kural›” olarak 

tan›mlan›r. 

Formal yük Lewis 

yap›s›ndaki bir atom için 

ba¤›n polarl›¤› dikkate 

al›nmadan elektron 

çiftlerinin eflit flekilde 

da¤›lmas› prensibine 

dayan›larak hesaplanan 

yüktür. 

Oktet Kural› 

Moleküllerin oluflmas› s›ras›nda atomlar, son yörüngelerindeki elektron say›lar›n›, 

soy gazlara benzetmek için sekize tamamlamak isterler. Helyum hariç, bütün soy 

gazlar›n son yörüngesinde sekiz elektron vard›r. Soy gazlar›n kararl› olmas›n›n sebebi, 

onlar›n elektron düzenidir. Lewis bu düflünce ile, etraf›nda sekiz d›fl elektrona 

sahip olan sistemlerin kararl›l›¤›n› belirtmek için Yunan dilinde sekiz anlam›na 

gelen “okta” kelimesini temel alarak “oktet kural›”n› ortaya atm›flt›r. 

Moleküller oluflurken elektron al›fl verifllerini bu kararl› hale eriflecek flekilde 

yaparlar. Yani son yörüngesinde, soy gaz yap›s›na göre elektron eksikli¤i olan, 

farkl› veya ayn› cins elementlerin atomlar›, elektronlar›n› ortaklafla kullan›p, oktet 

kural›na uyarak kararl› yap›ya ulaflmak isterler. 

Örne¤in C, N, O ve F son yörüngelerinde s›ras›yla 4, 5, 6 ve 7 elektron bulundururlar. 

Bu elektron say›lar›n› sekize tamamlamak için s›ras›yla 4, 3, 2 ve 1 elektrona 

ihtiyaçlar› vard›r. Ayn› atomlu moleküllerden oluflan (N 2 , O 2 ve F 2 ), 

molekülleri de elektronlar›n› ortaklafla kullanarak, son yörüngesinde sekiz elektron 

bulunduran Ne (Neon) elektron düzenine (1s 2 , 2p 6 ) ulafl›rlar. 

Formal Yük 

Lewis yap›s›ndaki bir atom için, elektron çiftlerinin eflit flekilde da¤›lmas› öngörülür. 

Bu prensibe dayan›larak hesaplanan yüke formal yük denir. Bunun yan›nda, 

formal yük ile yükseltgenme basama¤› terimlerini birbirine kar›flt›rmamak gerekir. 

Her ikisi de ba¤› oluflturan elektron çiftlerinin da¤›l›m›n› ifade eder. Ancak formal 

yük hesaplan›rken ba¤›n polarl›¤› dikkate al›nmadan ba¤› oluflturan elektronlar›n 

her iki atom taraf›ndan eflit olarak paylafl›ld›¤› kabul edilir. 

Formal yükün hesaplanmas› için bir formül önerilmifltir, 

Formal Yük = (Grup Numaras› veya De¤erlik Elektron Say›s›) - (Ba¤ Yapmam›fl 

Elektron Say›s› + Ba¤ Yapm›fl Elektron Say›s›) 

Bu formülü k›saca afla¤›daki flekilde de ifade etmek mümkündür. 

Formal Yük = Grup Numaras› - Ba¤ say›s› - Ortaklanmam›fl Elektron Say›s› 

Yüksüz bir molekülde, atomlar›n formal yüklerin toplam› s›f›rd›r. ‹yonik haldeki 

moleküllerde ise formal yükün toplam› iyonun yüküne eflittir. 

Bir molekül veya iyonun Lewis nokta yap›lar›n› do¤ru olarak yazabilmek için 

öncelikle formal yüklerin hesaplanmas› gerekir. Bu hesaplamalar›n yard›m› ile, en 

uygun yap›n›n hangisi oldu¤u konusunda karar verebiliriz. Molekül yap›s›n›n do¤rulu¤una 

karar verirken flunlara dikkat etmeliyiz; 

• Mutlak de¤er olarak toplamda en düflük formal yüke sahip olan yap› en 

olas› yap›d›r. 

• Elektronegativitesi yüksek olan atomlar›n formal yüklerinin düflük, elektronegativitesi 

daha düflük atomlar›n ise formal yüklerinin daha yüksek olmas› 

gerekir. 

• Mümkünse moleküldeki ayn› atomlar›n ayn› formal yüke sahip olmalar›na 

dikkat edilir. 

ÖRNEK 

CO 2 molekülünün formal yükünü hesaplayarak en geçerli Lewis nokta gösterimini 

öneriniz. ( 6 C, 8 O)


37 

Çözüm 

Öncelikle tahmin edilen Lewis nokta yap›lar› yaz›l›r. Daha sonra bu Lewis yap›lar›n›n 

her biri için formal yükler hesaplan›r. Yukar›da verilen kurallara uyan yap›, 

en uygun yap› olarak belirlenir. 

Formal Yük = Grup Numaras› - Ba¤ say›s› - Ortaklanmam›fl Elektron Say›s› 

C : 4-4-0= 0 1 O : 6-1-6=-1 1 O : 6-3-2=+1 1 O : 6-2-4= 0 

1 O : 6-2-4= 0 C : 4-4-0= 0 C : 4-4-0= 0 2 O : 6-4-0=+2 

2 O : 6-2-4= 0 2 O : 6-3-2=+1 2 O : 6-1-6=-1 C : 4-2-4=-2 

I. yap› yukar›da verilen kurallara uyarken, II., III. ve IV. yap›lar uymamaktad›r. 

Bu nedenle en olas› Lewis nokta yap›s› I numaral› yap›d›r. 

(NH 4 ) + iyonunun formal yükünü hesaplay›n›z. ( 1 H, 7 N) 

SIRA S‹ZDE 

2 

SIRA S‹ZDE 


Diazot monoksit (N 2 O) molekülünün formal yükünü hesaplayarak en ideal Lewis 

yap›s›n› öneriniz. ( 7 N, 8 O) 

SORU 

Çözüm 

D‹KKAT 


ÖRNEK 

SORU 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

1 N : 5-3-2= 0 1 N : 5-2-4= - 1 1 N : 5-1-6= -2 

N : 5-4-0= + 1 2 N : 5-4-0= + 1 2 N : 5-4-0= AMAÇLARIMIZ +1 

O : 6-1-6= - 1 O : 6-2-4= 0 O : 6-3-2= +1 AMAÇLARIMIZ 

Formal yüklere göre, bu yap›lardan en ideali I. olmal›d›r. Çünkü K ‹ Tyukar›da A P verilen 

ilk iki kurala uymaktad›r. ‹kinci yap› birinci yap›n›n rezonans›d›r (bir sonraki bafll›kta 

anlat›lacak). Fakat ikinci kurala uymad›¤› için tercih edilmez. III. Yap› ise hem birinci, 

hem de ikinci kurala uymamaktad›r, bu nedenle kabul edilemez. 

TELEV‹ZYON 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

N - 3 iyonunun formal yükünü hesaplayarak en ideal Lewis yap›s›n› öneriniz. SIRA S‹ZDE ( 7 N) 

SIRA S‹ZDE 

3 

‹NTERNET 

‹NTERNET 

Yükseltgenme Say›s› 



Bilindi¤i gibi, elektronegatiflik de¤erleri birbirinden çok farkl› atomlar aras›nda iyonik 

ba¤l› bileflikler, elektronegatiflik de¤erleri birbirinden az farkl› atomlar aras›nda 

ise polar kovalent ba¤l› bileflikler meydana gelir. Polar kovalent SORU ba¤l› yap›larda k›smi 

pozitiflik ve negatiflik oluflur. Bu durumda, hem iyonik hem de kovalent karek- 

SORU 

terde olan bilefliklerin bütün elementlerine iliflkin birer yükseltgenme D‹KKAT say›s›ndan 

D‹KKAT 

bahsedebiliriz. Bu say›lar ayn› zamanda o elementlerin yükseltgenme basamaklar›- 

d›r. Yükseltgenme say›s›n›n bulunmas› için afla¤›daki formülden yararlan›l›r. 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

Yükseltgenme Say›s› = (De¤erlik elektronlar› say›s› yani grup numaras›)- (Ba¤ 

yapmam›fl elektronlar›n say›s› + daha elektronegatif atoma ait oldu¤u düflünülen 

ba¤ yapm›fl elektronlar›n say›s›) 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON


Bilefliklerdeki elementlerin yükseltgenme say›lar›n›n belirlenmesinde baz› kurallara 

dikkat edilmelidir. Bunlar; 

• Periyodik sistemde elementlerin yükseltgenme say›s›, alabilece¤i veya verebilece¤i 

elektron say›s›na eflittir. Örne¤in Na + (+1), Be 2+ (+2), Al 3+ (+3), F - 

(-1) yükseltgenme say›lar›na sahiptir. 

• Nötral bir molekül veya bileflikteki atomlar›n hepsinin yükseltgenme say›lar› 

toplam› s›f›rd›r. Örne¤in NaBr de sodyumun yükseltgenme say›s› (+1), 

bromun yükseltgenme say›s› (-1) oldu¤u için toplam› s›f›rd›r. 

• Çok atomlu iyonlarda, atomlar›n yükseltgenme say›lar›n›n toplam›, iyonun 

yüküne eflittir. Örne¤in, hidroksit iyonunda (OH) - oksijenin yükseltgenme 

say›s› (-2), hidrojenin yükseltgenme say›s› ise (+1) dir. (-2) + (+1) = -1 toplam›ndan 

hidroksit iyonun yükü -1 olarak bulunur. 

• Hidrojenin yükseltgenme say›s›, kendinden daha az elektronegatif metallerle 

yapm›fl oldu¤u metal hidrürleri (LiH, NaH, CaH 2 vb.) hariç di¤er bütün bilefliklerinde 

(+1) dir. Örne¤in, NH 3 , H 2 O moleküllerinde oldu¤u gibi. 

• H 2 O, CO 2 , CO, Al 2 O 3 gibi oksijen içeren bilefliklerde, oksijenin yükseltgenme 

say›s› genellikle (-2) dir. Ancak oksijenin ayr›cal›kl› üç yükseltgenme basama¤› 

daha vard›r; i. (+2) yükseltgenme basama¤›; kendinden daha elektronegatif 

flor atomu ile OF 2 bilefli¤inde ii. (-1) yükseltgenme basama¤›; peroksitler 

olarak adland›r›lan ve O 2 2- fleklinde formüllendirilen yap›lar (hidrojen 

peroksit (H 2 O 2 ) molekülü), iii. (-1/2) yükseltgenme basama¤›; süperoksitler 

olarak adland›r›lan ve O 2 - fleklinde formüllendirilen yap›lar (potasyum 

süperoksit (KO 2 ) molekülü). 

• NaCl, KBr, AlCl 3 gibi halojenlerin bilefliklerinde yükseltgenme say›s› genellikle 

(-1) dir. Ancak oksijen gibi elektronegatifli¤i yüksek bir atom ile yapt›- 

¤› bilefliklerde farkl› yükseltgenme de¤erleri alabilir. Örne¤in, KClO, KClO 2 , 

KClO 3 ve KClO 4 bilefliklerinde klorun yükseltgenme say›lar› s›ra ile (+1), 

(+3), (+5) ve (+7)’dir. 

• Yükseltgenme say›lar› tam say› de¤erlerini almak zorunda de¤ildir. Örne¤in; 

süperoksitte (O 2 ) - oksijen -1/2 yükseltgenme basama¤›ndad›r. 

Rezonans: Bir molekülün 

Lewis formülünün 

yaz›lmas›nda de¤erlik 

elektronlar›n›n 

yerleflebilece¤i birden fazla 

durumun mümkün olmas› 

anlam›n› tafl›r ve çift yönlü 

ok ile gösterilir. 

ÖRNEK 

Rezonans 

Bir molekül veya iyonun molekül formülünün yaz›lmas› s›ras›nda ço¤u kez birden 

fazla molekül formülü önerilebilir, yani belirli bir bileflik için iki veya daha fazla 

Lewis yap›s› çizilebilir. Yap›lar›n birbirinin rezonans› olabilmesi için, ba¤ yapan 

veya ortaklanmam›fl elektron çiftlerinin yerlerinin farkl› olmas› gerekir. 

Ozon molekülünün rezonans yap›lar›n› gösteriniz. 

Çözüm 

‹ki farkl› Lewis yap›s›nda, sadece çift ba¤›n yeri de¤iflmektedir. Ozonun Lewis 

yap›s›, bir tek ba¤ ve bir de çift ba¤ olarak gösterilir. Bu yüzden ba¤lardan biri k›- 

sa di¤eri ise uzun olmal›d›r. Oysa deneyler, yap›daki her iki ba¤ uzunlu¤unun birbirine 

eflit oldu¤unu göstermektedir (128 pm). O halde molekülün gerçek yap›s› 

bu iki rezonans yap› aras›ndad›r.


39 

SO 3 molekülünün rezonans yap›lar›n› gösteriniz. 

ÖRNEK 

Çözüm 

Bir önceki örnekte verilen ozon molekülünde, iki farkl› rezonans hali yaz›labilirken 

SO 3 molekülü için afla¤›da gösterilen üç farkl› Lewis nokta yap›s› ve bunlar›n 

rezonans formülü yaz›labilir. 

S atomu baz› bilefliklerde oktedi aflabilir. Yani etraf›nda 10 veya 12 elektron bulundurabilir 

(3. periyot elementleri bofl 3d orbitallerine sahiptirler ve bu orbitallerin 

enerjisi 3s ve 3p orbitallerine yak›nd›r. Bu nedenle 3d orbitalleri de¤erlik orbitalleri gibi 

davranabilir ve bu orbitallere elektron alarak oktetlerini art›rabilirler). Bu yap›lardan 

hangisinin daha olas› yap› oldu¤u ancak ba¤ uzunluklar› ölçülerek söylenebilir. 

I. 

II. 

III. 

MOLEKÜL GEOMETR‹S‹ VE DE⁄ERL‹K BA⁄I 

ELEKTRON Ç‹FTLER‹ ‹TMES‹ (VSEPR) KURALI 

Molekül flekilleri, deneysel sonuçlara ba¤l› olarak, X-›fl›nlar› analizi, IR, Raman, 

Nükleer Magnetik Rezonans (NMR) gibi spektroskopik yöntemler kullan›larak 

önerilebilir. Molekül geometrisi, molekülün fiziksel ve kimyasal özelliklerini etkiler. 

Bir molekülün fleklini (geometrisini), merkez atomu etraf›ndaki atomlar›n üç 

boyutlu yerleflme düzeni ve ba¤lar aras›ndaki aç›lar, ayr›ca merkez atomu üzerinde 

ba¤ yapm›fl veya ortaklanmam›fl elektron çiftleri belirler. Bir molekülün geometrisini 

tahmin etmek için, flimdiye kadar Lewis formülünü kulland›k. Ancak, Lewis 

yap›s›, moleküldeki ba¤ yapan ve ortaklanmam›fl elektron çiftlerinin iki boyutlu 

gösterimine dayand›¤› için, atomlar düzlem üzerinde benzer flekilde gösterilmektedir. 

Bu da molekül hakk›nda kaba bir fikir verirken moleküllerin gerçek 

geometrileri hakk›nda yorum yapmam›za olanak tan›maz. Bu bölümde, molekül 

geometrisini aç›klarken Lewis gösteriminden yola ç›k›lacak, ba¤ uzunluklar› ve 

ba¤ aç›lar› dikkate al›narak, molekülleri üç boyutlu yap›lar› tahmin edilecektir. 

VSEPR Kuram› 

1957 y›l›nda, Gillespie ve Nyholm, VSEPR (Valance Shell Electron Pair Repulsion), 

“De¤erlik Tabakas› Elektron Çiftleri ‹tmesi” kuram›n› ortaya atm›fllar-


VSEPR, bir moleküldeki 

elektron çiftleri aras›ndaki 

itme kuvvetlerini dikkate 

alarak molekül geometrisini 

tahmin etmekte kullan›lan 

kurallard›r. Bu kurama göre 

elektron çiftleri aras›nda 

minimum itmenin oldu¤u 

molekül geometrisi en 

kararl› yap›d›r. 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

d›r. Bu kurama göre, kararl› bir molekül yap›s›nda, elektron çiftleri aras›nda itme 

ve çekme kuvvetleri minimum olmal›d›r. Merkez atom üzerindeki ba¤ yapan 

elektronlar ve ortaklanmam›fl elektron çiftleri molekülün geometrisini belirler 

(fiekil 2.2). 

Moleküllerin geometrileri VSEPR kuram› ile bulunurken s›ras›yla afla¤›daki yollar› 

izlemek gerekir; 

1. Molekülün Lewis nokta yap›s› yaz›l›r. 

2. Lewis yap›s›na bak›larak merkez atomu çevresindeki ortaklanmam›fl elektron 

çifti ve ba¤ elektron çifti say›lar› bulunur. 

3. Elektron çiftleri, itmeler minimum olacak flekilde (birbirinden en uzak 

konumda) merkez atomu çevresine yerlefltirilerek molekül düzeni belirlenir. 

Bunun için, molekül yap›s›na ba¤l› olarak üç kriter göz önüne al›n›r; 

i. Elektron çiftleri aras›ndaki itme kuvvetini bulurken, 

ortaklanmam›fl elektron çifti- ortaklanmam›fl elektron çifti (oeç- oeç) > ortaklanmam›fl 

elektron çifti-ba¤ elektron çifti (oeç-beç) > ba¤ elektron çifti-ba¤ elektron 

çifti (beç-beç) büyüklük s›ras› dikkate al›n›r. 

ii. Yapm›fl olduklar› tekli, ikili ve üçlü ba¤a göre, itme kuvvetindeki s›ralama, 

üçlü ba¤ > ikili ba¤ > tekli ba¤ fleklindedir. 

iii. Bir molekül veya iyonda, ba¤ yapan elektron çiftleri aras›ndaki itme kuvvetleri, 

merkez ve ona ba¤l› atomlar›n, ba¤ elektronlar›n› çekmesindeki farka da ba¤l›d›r. 

Merkez atomuna ba¤lanan atomlar›n, elektronegatiflikleri ne kadar büyük 

olursa, ba¤›n elektronlar›n› o kadar kuvvetle kendisine çeker. Elektron yo¤unlu¤unu 

merkez atomundan uzaklaflt›rarak ba¤ elektron çiftleri aras›ndaki itmeyi de o 

kadar azalt›r. Bu durum, ba¤ aç›s›n›n azalmas›na neden olur. Ayr›ca, elektronegatif 

sübstitüentler daha az hacim kaplad›¤›ndan daha küçük ba¤ aç›lar›n›n oluflma- 

SIRA S‹ZDE 

s›na sebep olur. Örne¤in piramidal yap›daki baz› VA grubu elementleri için ba¤ 

aç›lar›ndaki DÜfiÜNEL‹M de¤iflim afla¤›da belirtilmifltir. 

NH 3 (107,3°) > NF 3 (102°) 

PI 3 (102°) > PBr 3 (101,5°) > PCl 3 (100°) 

SORU 

AsI 3 (101°) > AsBr 3 (100,5°) > AsCl 3 (98,4°) 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

fiekil 2.2 

AMAÇLARIMIZ 

Metan (CH AMAÇLARIMIZ 

4 ) ve 

Amonyak (NH 3 ) 

Moleküllerinde Ba¤ 

K Elektron ‹ T A PÇiftleri ve 

K ‹ T A P 

Ortaklanmam›fl 

Elektron 

Çiftlerinden 

TELEV‹ZYON Molekül 

TELEV‹ZYON 

Geometrisinin 

Belirlenmesi; Lewis 

ve VSEPR Yap›lar› 

Geçifl metallerinden D‹KKATd 0 ve d 10 hariç di¤erlerinde (d 1 - d 9 ) bu kuram uygulanmaz. Bu metallerde 

d 0 ve d 10 elektron diziliminde, d orbitallerinin molekül geometrisine hiçbir katk›s› 

yoktur. K›smen dolu olan d orbitalleri molekül geometrisini etkiler. Bu konu Ünite 8 de 

SIRA S‹ZDE 

detayl› olarak ele al›nacakt›r. 

‹NTERNET 

‹NTERNET


41 

Merkezdeki atomu “A”, ba¤lanan ligantlar› “X” ve ortaklanmam›fl elektron çiftleri 

“E” olan bir molekülü, “AX m E n ” fleklinde ifade edebiliriz. m+n toplam›, merkez 

atomu etraf›ndaki konum say›s›n› belirtir. Ortaklanmam›fl elektron çiftlerinin bulunmad›¤› 

(E=0) oldu¤u moleküller ideal geometridedirler. Merkez atomu üzerindeki 

ba¤ yapmam›fl elektron çiftleri, molekül yap›s›n›n belirlenmesinde ba¤a kat›- 

lan elektronlar kadar önemlidir. Çünkü ba¤ yapmam›fl elektronlar ba¤ yapan elektronlardan 

daha fazla yer kaplarlar. Ayr›ca ba¤ yapmam›fl elektron çiftlerinin di¤er 

elektron çiftlerini itme gücü, ba¤ elektronlar›n›n itme gücünden daha yüksektir. 

Bu nedenle molekülde ba¤ yapmayan yani ortaklanmam›fl elektron çiftleri say›s› 

artt›kça di¤er ba¤ aç›lar› küçülür. 

Baz› yap›lar›, VSPER teorisini kullanarak, merkez atomu çevresindeki de¤erlik 

elektronlar› say›lar›na göre inceleyelim; 

‹ki elektron çifti (AX 2 ) 

BeCl 2 molekülünün Lewis yap›s› çizildi¤inde, AX 2 fleklinde bir molekül yap›s›nda 

oldu¤u görülür. Bu molekülün merkez atomu üzerinde ortaklanmam›fl elektron 

çifti yoktur, (E=O). Merkez atoma ba¤l› Cl atomlar› birbirine en uzak konum olan 

180°’lik aç›larda yer al›r. BeCl 2 do¤rusal (çizgisel) bir moleküldür (fiekil 2.3). 

AX 2 Yap›s› 

fiekil 2.3 

Çizgisel (AX 2 ) 

Yap›daki BeCl 2 

Molekülünde Ba¤ 

Aç›s› 

Üç elektron çifti (AX 3 , AX 2 E) 

Bor triflorür (BF 3 )’de bor atomu, eflkenar üçgenin merkezinde yer alacak flekilde 

üç flor atomunu ba¤lar. Merkez atomu olan bor’un üzerinde ortaklanmam›fl elektron 

çifti yoktur (E=0). Flor atomlar› aras›ndaki aç› 120°’dir. Sonuç olarak elde edilen 

yap› üçgen düzlemdir (fiekil 2.4). 

fiekil 2.4 

AX 3 Yap›s› 

CI 

Sn 

CI 

Sn 

CI CI 

AX 2 E Yap›s› 

Üçgen Düzlem 

(AX 3 ) Yap›daki 

BF 3 Molekülü ve V 

fleklindeki (AX 3 E 

yap›daki SnU 2 

molekülü 

Dört elektron çifti (AX 4 , AX 3 E, AX 2 E 2 ) 

Metan (CH 4 ) molekülünde merkez atomu etraf›ndaki elektronlar hidrojenler taraf›ndan 

tamamen ortaklanm›flt›r. Hidrojenler birbirlerinden en uzak olacak flekilde düzgün 

dörtyüzlünün köflelerine yani karbon atomu etraf›na 109,5° lik aç›lara yerleflirler 

(fiekil 2.5a). 

Ortaklanmam›fl elektron çifti ihtiva eden ve VSEPR teorisine göre incelenebilecek 

en klasik örnekler H 2 O ve NH 3 molekülleridir. NH 3 ’›n geometrik yap›s› 

AX 3 E molekül grubunda olup molekül flekli piramidaldir. H 2 O molekülü ise, 

AX 2 E 2 molekül grubunda ve molekül geometrisi V fleklindedir. Ortaklanmam›fl 

elektron çiftleri aras›ndaki itmeden dolay› en ideal yap›ya örnek olan CH 4 ’daki 

tetrahedral ba¤ aç›s› NH 3 ’ta 109,5°den 107° ye, H 2 O’da ise 104,5° ye, düflmüfltür. 

H 2 O molekülünde ortaklanmam›fl iki elektron çiftinden dolay› ba¤ aç›s› daha çok 

azalm›flt›r (fiekil 2.5b ve 2.5c).


fiekil 2.5 

CH 4 , NH 3 ve H 2 O 

Molekül Yap›lar› ve 

Ba¤ Aç›lar› 

AX 4 Yap›s› AX 3 E Yap›s› AX 2 E 2 Yap›s› 

Molekül geometrisinin 

belirlenmesinde, ba¤ 

yapmam›fl elektron çiftleri 

ba¤ yapan elektronlardan 

daha önemlidir. Ba¤ 

yapmam›fl elektronlar ba¤ 

elektronlar›ndan daha fazla 

yer kaplarlar. Bu nedenle 

ba¤ aç›lar›, ba¤ yapmayan 

elektron çiftleri say›s› 

artt›kça azal›r. 

fiekil 2.6 

Befl elektron çifti (AX 5 , AX 4 E, AX 3 E 2 , AX 2 E 3 ) 

Fosfor pentaklorür (PCl 5 ) molekülünde merkez atomu etraf›nda 5 klor atomu fosfor 

ile ba¤ yapm›flt›r ve merkez atomu etraf›nda ortaklanmam›fl elektron çifti bulunmamaktad›r. 

Bu bilefli¤e ait Lewis formülü çizilebilir. Ancak üç boyutlu olarak 

düflünüldü¤ü zaman 5 klor atomunun ba¤lanaca¤› üç farkl› ba¤ aç›s› bulunduran 

bir geometriden söz edilebilir. Üç klorun yerleflti¤i ve aralar›nda 120°’lik aç›lar›n 

bulundu¤u üçgen düzlem (ekvatoryal) ve bu üçgen düzlemin alt›nda ve üstünde 

180°’lik aç›larda iki klorun yer ald›¤› eksenel (aksiyal) konumdur. Ekvatoryal ve 

aksiyal konumlar aras›ndaki aç› ise 90°’dir (fiekil 2.6). 

Üçgen Çift Pramit 

(AX 5 ) Yap›s›ndaki 

PCl 5 Molekülünde 

Ba¤ Aç›lar› 

fiekil 2.7 

SF 4 oktedi aflan bir moleküldür ve molekül grubu AX 4 E’dir. Molekül geometrisi 

ise tahteravalli fleklindedir (fiekil 2.7). Bu yap›da, ortaklanmam›fl elektron çifti 

aksiyal bölgeye yerleflecek olursa, ekvatoryal bölgedeki florlar ile aras›ndaki aç› 

90° olaca¤› için itme çok olacakt›r. Yani ortaklanmam›fl elektron çiftinin yerleflmesi 

için bu bölge uygun de¤ildir. Elektron çiftinin yerleflebilece¤i en uygun konum, 

di¤er florlar ile itmenin minumum olaca¤› yani 120°’lik aç› ile yerleflebilece¤i ekvatoryal 

bölgedir. Ekvatoryal bölgeye yerleflen ortaklanmam›fl elektron çifti ba¤ 

elektron çiftine göre daha fazla yer kaplad›¤› için ba¤ aç›lar›n›n da de¤iflmesine sebep 

olacakt›r. fiekil 2.7’de görüldü¤ü gibi 90°’lik ba¤ aç›s› 87°’ye, ekvatoryal bölgede 

bulunan florlar aras›ndaki 120°’lik ba¤ aç›s›da 102°’ye düflmüfltür. 

SF 4 (AX 4 E) 

Molekülünün 

VSEPR Kuram›na 

Göre Molekül 

Geometrisi


43 

ClF 3 molekül grubu AX 3 E 2 olan bir moleküldür. Ortaklanmam›fl elektron çiftleri 

birbirlerinden en uzak konum olarak 120°’lik aç›ya sahip ekvatoryal bölgeye 

yerleflirler. Sonuç olarak elde edilen geometri bozulmufl T fleklindedir. Bu yap›da 

da ortaklanmam›fl elektron çiftleri ba¤ aç›lar› aras›ndaki aç›lar›n azalmas›na sebep 

olmufltur. Bu nedenle eksenel ba¤ aç›s› 90°’den 87,5°’ye düflmüfltür (fiekil 2.8). 

fiekil 2.8 

ClF 3 (AX 3 E 2 ) 




Geometrisi 

I 3 - molekül grubu AX 2 E 3 olan bir moleküldür. Merkez atomu olan I’da üç tane 

ortaklanmam›fl elektron çifti vard›r. Bu elektron çiftleri üç farkl› flekilde yerleflebilir. 

90°’lik aç›ya sahip konumlarda itme çok olaca¤› için, elektron çiftlerinin yerleflmesi 

için uygun de¤ildir (fiekil 2.9a ve 2.9b). Ortaklanmam›fl elektron çiftleri, birbirlerinden 

en uzak konum olan 120°’lik aç›l› üçgen düzlem bölgeye yerleflirler ve 

böylece meydana gelen geometri do¤rusald›r (fiekil 2.9c). 

fiekil 2.9 

− 

I 3 

(AX 2 E 3 ) 




Geometrisi 

AX 2 E 3 Yap›s› 

ICl 2 molekülünün molekül grubu ve molekül flekli konusunda bilgi SIRA veriniz. S‹ZDE 

(Cl ve I 7A grubu elementidir.) 


Alt› Elektron Çifti (AX 6 , AX 5 E, AX 4 E 2 ) 

Kükürt hekzaflorür (SF 6 ) molekülünde kükürt atomu 6 flor atomu ile elektronlar›- 

n› ortaklafla kullanm›fl ve kükürt atomu etraf›nda hiç ortaklanmam›fl SORUelektron çifti 

kalmam›flt›r. VSEPR teorisine göre bu yap›da iki farkl› aç› mevcuttur. Birincisi 6 flor 

atomundan 4’ünün yerleflti¤i ve aralar›nda 90°’lik aç›lar›n bulundu¤u D‹KKAT kare düzlem, 

di¤eri ise bu kare düzlemin alt›nda ve üstünde 180°’lik aç› ile iki flor atomunun bulundu¤u 

eksenel bölgedir (fiekil 2.10). 

SIRA S‹ZDE 

4 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON


fiekil 2.10 

Oktahedral (AX 6 ) 

Yap›s›ndaki SF 6 

Molekülünde Ba¤ 

Aç›lar› 

fiekil 2.11 

IF 5 molekülü AX 5 E molekül grubundad›r. Molekül geometrisi ise kare piramittir. 

Ortaklanmam›fl elektron çifti düzgün sekizyüzlü geometrik yap›da köflelerden 

birinde yer al›r. Di¤er ortaklanmam›fl elektron çifti içeren yap›larda oldu¤u gibi ortaklanmam›fl 

elektron çifti, ba¤ elektron çiftleri aras›ndaki aç›lar›n küçülmesine sebep 

olur yani 90°’lik ba¤ aç›s› 81.9°’ye düfler (fiekil 2.11). 

IF 5 (AX 5 E) 




Geometrisi 

fiekil 2.12 

XeF 4 molekülü AX 4 E 2 grubuna girer ve molekül geometrisi kare düzlemdir (fiekil 

2.12). Düzgün dörtyüzlü yap›da, ortaklanmam›fl iki elektron çifti itmenin minimum 

olaca¤› 180°’lik aç›n›n oldu¤u eksenel bölgeye yerleflir. Ortaklanmam›fl elektron çiftleri 

ekvatoryal bölgeye yerleflmez. Çünkü burada di¤er flor atomlar› ile 90°’lik aç›larda 

yer al›rlar. Bu durumda ortaklanmam›fl elektron çiftleri aras›ndaki itme fazlad›r. 

XeF 4 (AX 4 E 2 ) 




Geometrisi 

VSEPR kuram›n› kullanarak, molekül grubu verilen baz› moleküllerin, molekül 

geometrileri Çizelge 2.2 de verilmifltir.


45 

Çizelge 2.2 



Modelleri ve Molekül 

Geometrileri 

, 

, 

, 

Afla¤›da rezonans formülü verilen SO 2 molekülünün geometrik fleklini SIRA çiziniz S‹ZDE ve ba¤ aç›s› 

yaklafl›k kaç derece olmal›d›r belirtiniz. 


5 

SIRA S‹ZDE 


Çoklu Ba¤lar ‹çeren Yap›lar 

SORU 

‹kili ve üçlü ba¤lar içeren yap›larda π elektronlar› aras›ndaki itme tek ba¤ içeren 

yap›lardan daha büyüktür. Çoklu ba¤larda iki atom aras›nda elektron yo¤unlu¤u 

D‹KKAT 

daha fazla oldu¤u için itmede o ölçüde fazla olacakt›r. 

SIRA S‹ZDE 

SORU 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ


COF 2 molekülünde C ile O aras›nda ikili ba¤ vard›r. Bu molekül üçgen düzlem 

ve 120°’lik ba¤ aç›s›na sahip olmas› beklenen bir yap›d›r. Ancak ikili ba¤dan dolay› 

FCF ba¤ aç›s› 120°’den 108°’ye inmifl, OCF aç›s› ise 120°’den 126°’ye ç›km›flt›r. 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

Çoklu ba¤lar, ortaklanmam›fl elektron çiftlerinde oldu¤u gibi, di¤er elektronlar 

ile etkileflimin en az olaca¤› konumlar› tercih eder. 

Genel olarak itme kuvveti için flu s›ralama verilebilir; 

SIRA S‹ZDE 

ortaklanmam›fl elektron çifti > çoklu ba¤lar > tekli ba¤lar 

SOF 4 molekülünde S ile O aras›nda çift ba¤, S ve F atomlar› aras›nda ise tek ba¤ 

vard›r. Üçgen çiftpiramit olmas› beklenen bu yap›da ba¤ aç›lar› çift ba¤›n etkisi ile 


de¤iflmifltir. FSF aç›s› 120° olmas› gerekirken 110°’ye, FSO aç›s› da 120°olmas› gerekirken 

çift ba¤›n etkisi ile 125°’ye yükselmifltir. 

SORU 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

MOLEKÜLER S‹METR‹ 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

Genel olarak hepimiz simetri olay›na aflinay›zd›r ve etraf›m›zdaki pek çok nesnede 

simetri olay›n› görebiliriz. fiekil 2.13’de verilen resimler bunlardan birkaç tanesidir. 

Simetri K ‹ insan T A Ptabiat›nda da mevcuttur. ‹nsan vücudunun d›fl görünüflünde sa¤ 

K ‹ T A P 

ve sol organlar› vücudu ikiye ay›ran simetri düzlemine göre simetriktir. Moleküllerin 

de simetrilerinden yararlanarak baz› özellikleri hakk›nda bilgi sahibi olabiliriz. 

TELEV‹ZYON Örne¤in IR TELEV‹ZYON ve Raman spektrumlar›n› çizebilir, polar olup olmad›klar›n› belirleyebilir, 

kiralli¤ini tahmin edebiliriz. Simetriyi incelemek için ilk olarak simetri elemanlar›n› 

ve simetri ifllemlerini bilmeliyiz. 

‹NTERNET 

fiekil 2.13 

Taç mahal http://www.antoloji.com/siir/multimedya/redir.asp?multi=76605 ‹NTERNET 

adresinden, kar 

tanesi resmi http://www.yeniresim.com/cat1050.htm adresinden, kelebek (http://www.resimrehberi.com/katagori/58/Kelebek-Resimleri/2.html) 

adresinden, manzara http://www.resimmax.com/res-suda-cok-guzel-bi-simetri-olmus-3429.htm 

adresinden al›nm›flt›r. 

Do¤ada ve Sanatta 

Gözlenen Simetri


47 

Simetri Elemanlar› ve Simetri ‹fllemleri 

Bir cisme veya bir moleküle herhangi bir hareket verildikten sonra eflde¤er veya ilk 

durumu ile ay›rt edilemeyen bir konum elde ediliyorsa, yap›lan bu harekete simetri 

ifllemi ad› verilir. Çizelge 2.3’de gösterildi¤i üzere befl tür simetri ifllemi vard›r. 

Bunlar; Özdefllik ifllemi (E), Dönme ifllemi (C n ), Düzlemden yans›tma ifllemi ( σ ), 

Noktadan yans›tma ifllemi (i), Dönme yans›ma ifllemi (S n ). Simetri ifllemleri simetri 

elemanlar› temel al›narak elde edilir. Bileflikleri simetrilerine göre s›n›fland›rmam›z 

için yard›mc› olan geometrik kavramlara simetri elemanlar› denir. 

Dönme (360/n)° + yans›ma düzlemi (dönme eksenine dik) S n 

Dönme-yans›ma 

merkezi 

Simetri Elemanlar› 

Çizelge 2.3 

Simetri ‹fllemleri Sembol 

Simetri Elemanlar›, 

Özdefllik Molekülün bafllang›ç konumu de¤iflmez E 

Simetri ‹fllemleri ve 

Sembolleri 

Eksen Seçilen eksen etraf›nda dönme (360/n)º C n 

Düzlem Simetri düzleminden yans›ma σ 

Nokta 

Bir noktan›n tersine (evirtim) dönüflümü (x, y, z’nin -x, -y, 

-z’ye dönüflü) 

i 

Simetri elemanlar›n›, Eksen (Do¤ru), Düzlem ve Nokta olarak grupland›rabiliriz. 

Özdefllik ‹fllemi (E) 

Afla¤›daki flekilde gösterildi¤i gibi, moleküllerin 360° döndürülmesi ile ayn› anlama 

gelen özdefllik iflleminde molekülün geometrik duruflunda hiçbir de¤ifliklik 

olmaz yani molekül bafllang›ç konumundad›r. 

Özdefllik ifllemi bütün moleküllerde mevcuttur. Hiçbir simetri eleman› olmasa 

bile molekülün özdefllik ifllemi vard›r. 

Gözlerinizi kapatt›ktan sonra 

moleküle bir simetri ifllemi 

uyguland›¤›nda ve daha 

sonra gözlerinizi açt›¤›n›zda 

molekülde herhangi bir 

de¤ifliklik görmüyorsan›z 

(bafllang›ç konumundan 

ay›rt edemiyorsan›z) bu bir 

özdefllik ifllemidir. 

Dönme ‹fllemi (C n ) 

Seçilen bir eksen etraf›nda dönme hareketidir. Belli aç›larla dönme ifllemi yap›ld›- 

¤›nda molekülün bafllang›çtaki hali ile ayn› görüntü elde ediliyorsa, seçilen bu eksene 

dönme ekseni denir. Bir molekülün birden çok dönme ekseni olabilir. En büyük 

n de¤erine sahip eksene ana dönme ekseni ad› verilir. n’in de¤eri “θ“ dönme 

aç›s› olmak üzere, 

n = 360 

θ 

fleklinde hesaplan›r. Bir molekül 180°’lik dönme ile bafllang›ç konumuna ulafl›yorsa 

C 2 (n=2) eksenine, 120°’lik dönme ile bafllang›ç konumuna ulafl›yorsa C 3 (n=3) eksenine 

sahiptir. n dönme sonucu elde edilecek C n eksenleri Çizelge 2.4’te verilmifltir.


Çizelge 2.4 

n = 360 ’lik 

θ 

Dönme Sonucu 

Oluflan C n 

Eksenleri 

Aç› n = 360 

θ 

C n 

180º 360/180=2 C 2 

120º 360/120=3 C 3 

90º 360/90=4 C 4 

72º 360/72=5 C 5 

60º 360/60=6 C 6 

ÖRNEK 

H 2 O molekülünün dönme eksenini ve dönme ifllemlerini bulunuz. 

Çözüm 

H 2 O molekülünün VSPER teorisi ile geometrisi belirlenir ve daha sonra merkezdeki 

oksijen ve HOH aç›ortay›ndan geçen bir eksen etraf›nda saat yönünde veya 

tersi yönde 180° döndürülür. Bu dönme ile molekül bafllang›çtaki konumuna 

geri döner. Bu durumda, n=2 bulunur ve H 2 O molekülünün C 2 ana dönme eksenine 

sahip oldu¤u anlafl›l›r. C 2 eksenini kullanarak iki simetri ifllemi yap›l›r. Bu ifllemler 

C 2 1 ve C 2 2 ’dir. 

C 2 2 = E, ifllemine eflit 

oldu¤undan orijinal 

de¤ildir. Dolay›s› ile 

C 2 ekseni ile sadece 

C 2 1 ifllemi yap›l›r. 

SIRA S‹ZDE 

6 

NH 3 molekülünün SIRA S‹ZDE dönme eksenini ve dönme ifllemlerini bulunuz. 

ÖRNEK 


BF 3 molekülünün DÜfiÜNEL‹M dönme eksenlerini ve dönme ifllemlerini bulunuz. 

SORU 

Çözüm SORU 

BF 3 molekülünün geometrik yap›s›n›n düzlem üçgen oldu¤unu hat›rlay›n›z. Düzlemsel 

bir yap›s› olmas› bak›m›ndan bu molekül, H 2 O ve NH 3 moleküllerinden 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

farkl› bir C 3 ana ekseni ve bu ana eksene dik üç tane C 2 dönme eksenine daha sahiptir. 

Afla¤›daki flekiller üzerinden aç›klayal›m; 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

a’da bor atomunu içine alan bir C 3 ekseni vard›r (bunu daha iyi görebilmek için 

bor atomuna dik bir toplu i¤ne bat›rd›¤›n›z› ve flekilde verilen aç›larla döndürdü- 

AMAÇLARIMIZ 

¤ünüzü hayal AMAÇLARIMIZ edin). 

b’de bor ve florlardan birini içine alan bir C 2 ekseni vard›r (burada da bir nolu 

K ‹ T A P 

flor atomundan K ‹ T bir A Pi¤neyi bor atomunuda içine alacak flekilde geçirip flekilde verilen 

aç›yla döndürdü¤ünüzü hayal edin). 

c’de üç tane C 2 ekseni bir arada gösterilmifltir. b fl›kk›nda sadece bir nolu flor 

TELEV‹ZYON atomunu ele TELEV‹ZYON alm›flt›k. ‹kinci ve üçüncü flor atomlar›na da ayn› ifllemi yapt›rabiliriz. 

Bir molekülde birden fazla dönme ekseni oldu¤u zaman en yüksek olan› ana 

dönme ekseni olarak seçilece¤inden C 3 ekseni ana eksendir. 

‹NTERNET 

‹NTERNET


49 

C 3 ekseni ile C 3 1 ve C 3 2 ifllemleri, C 2 ekseni ile sadece C 2 1 ifllemi yap›l›r. C 3 3 ve 

C 2 2 ifllemleri orijinal de¤ildir ve E’ye eflittir. 

Düzlemden Yans›tma ‹fllemi ( σ ) 

Bir molekülün tamam›n›n bir düzleme göre yans›mas› al›nd›¤› zaman her iki tarafta 

da birbirinin ayn› görüntü elde edilebiliyorsa, bu düzleme yans›ma düzlemi denir. 

Yans›ma düzlemine, simetri düzlemi veya ayna düzlemi de denir. Düzlemden 

yans›tma ifllemi σ simgesi ile gösterilir ve yukar›da belirtti¤imiz gibi simetri eleman›; 

düzlem, simetri ifllemi; yans›mad›r. Bir molekül için birden fazla simetri düzlemi 

bulunabilir. Bu düzlemler simetri eksenlerini içine alabilir veya simetri eksenine 

dik olabilir. Bu nedenle simetri ekseninin durumunu anlayabilmek için simetri 

düzlemi ifadesinde alt indisler kullan›l›r. Bunlar; 

1. σ v : Ana dönme eksenini içeren simetri düzlemi, düfley (vertical) düzlem 

(fiekil 2.14a). 

2. σ h : Ana dönme eksenine dik simetri düzlemi, yatay (horizontal) düzlem 

(fiekil 2.14b). 

3. σ d : Ana dönme eksenini içeren ve aç›ortaylardan geçen simetri düzlemi, dihedral 

düzlem (fiekil 2.14c). 

Bir molekülde birden fazla 

dönme ekseni (C n ) varsa 

dönme de¤eri (n) en yüksek 

olan› ana dönme eksenidir. 

fiekil 2.14 

Simetri Düzlemleri 

a. σ v 

: H 1 OH 2 atomlar›ndan b. σ h 

: Ana dönme ekseni, c. σ h 

, tam merkezden geçen 

geçen ve C 2 eksenini içine alan C 4 ’e dik olan düzlem. ana dönme ekseni C 6 ’ya dik 

düzlem. σ v 

’: H 1 ve H 2 atomlar›n›n 

aras›ndan geçen ve C 2 ekme 

ekseni C 6 ’y› içine alan ve 

düzlem. σ d ise yine ana dönsenini 

içine alan düzlem. 

aç› ortaydan geçen düzlem.


fiekil 2.15 

Noktadan Yans›tma ‹fllemi (i) 

Bir merkezden geçecek flekilde, molekülün herhangi bir noktas›ndan bir do¤ru çizilir 

ve bu do¤runun her iki yan›nda eflit mesafede ayn› görüntü elde edilirse, bu 

molekül bir evirtim merkezine (i) sahiptir. Evirme ifllemi (inversiyon) bir nokta temel 

al›narak yap›l›r. Belirlenen bu noktaya evirtim veya inversiyon merkezi denir 

(fiekil 2.15). 

Oktahedral Bir 

Yap›da ‹nversiyon 

‹fllemi ve ‹nversiyon 

Merkezi 

SIRA S‹ZDE 

Afla¤›daki bileflikler SIRA S‹ZDE hangi simetri elemanlar›na ve simetri ifllemlerine sahiptir, aç›klay›n›z. 

7 

I. SiCl 3 Br II. HCl III. B(OH) 3 (Düzlemsel) 



Dönme-yans›ma ifllemi (S n ) 

SORU 

Dönme ve yans›ma SORU ifllemleri ardarda yap›ld›¤›nda molekül ilk hali ile ay›rt edilemeyen 

duruma geliyorsa, molekülde dönme-yans›ma ekseni vard›r ve S n ile gösterilir. 

S n ’de bulunan n harfi, dönme ekseninde oldu¤u gibi, dönme aç›s›n›n 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

360°’den kaç kat küçük oldu¤unu gösterir. 

Bu ifllemler iki farkl› flekilde uygulan›r. Birinci yöntemde molekül önce bir eksen 

çevresinde belli bir aç› ile döndürülür, daha sonra bu dönme eksenine dik 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

düzlemde yans›ma ifllemi yap›l›r. ‹kinci yöntemde ise molekülde önce yans›ma ifllemi, 

daha sonra da dönme ifllemi gerçeklefltirilir. fiekil 2.16a’da S 1 ifllemi eksen et- 

AMAÇLARIMIZ 

raf›nda 360° AMAÇLARIMIZ 

döndürüldükten sonra eksene dik düzlemde yans›ma fleklindedir. Ayn› 

durumu düzleme ( σ ) yans›ma ifllemi yaparak da elde edebilirdik. Bu durumda 

K ‹ T A P 

S 1 ifllemi düzleme K ‹ T A ( Pσ 

) göre yans›ma ile özdefltir diyebiliriz (S 1 = σ ). fiekil 2.16b’de 

S 2 ifllemi ise eksen çevresinde 180° dönme ve sonra eksene dik düzlemde yans›- 

ma fleklindedir. Bir merkeze göre ayn› mesafe ve uzakl›kta ayn› görüntü elde edilmifltir. 

Bu TELEV‹ZYON durumda S 2 ifllemi ayn› zamanda bir inversiyon (i) ifllemidir (S 2 = i). 

TELEV‹ZYON 

fiekil 2.16 

Dönme-Yans›ma 

‹fllemi 

‹NTERNET 

‹NTERNET


51 

Tetrahedral CH 4 molekülü için dönme yans›ma ifllemini gerçeklefltiriniz. 

ÖRNEK 

Çözüm 

CH 4 molekülünün tetrahedral (düzgün dörtyüzlü) geometrik yap›s›nda oldu¤unu 

biliyoruz. Kolayl›k olmas› aç›s›ndan CH 4 molekülünün afla¤›daki flekilde gösterildi¤i 

gibi, bir küpün içerisine yerlefltirildi¤ini düflünelim. Dört hidrojen atomundan 

ikisi kutunun üst çapraz köflelerinden di¤er ikisinin alt çapraz köflelerinden merkez 

atomuna ba¤land›¤›n› görürüz. Molekül ilk önce 90° çevrilir (C 4 ) ve daha sonra 

buna dik düzlemde yans›ma ( σ ) yap›l›rsa molekülün ilk hali ile ayn› görüntü elde 

edilir. Dönme aç›s› 90° oldu¤u için simetri eleman› S 4 olarak belirtilir. 

S 4 ekseni kullan›larak, S 4 1 , S 4 2 , S 4 

3 

ve S 4 4 ifllemleri yap›labilir. 

S 4 2 = C 2 1 ve S 4 4 = E’ye eflit 

oldu¤undan orijinal de¤ildir. 

Dolay›s› ile S 4 ekseni ile S 4 1 ve S 4 

3 

ifllemleri yap›labilir. 

Nokta Gruplar› 

Bir molekülün nokta grubu verilirse o molekülün geometrisi belirlenebilir. Yani 

molekül geometrileri nokta gruplar›na bak›larak yorumlanabilir. Ayn› simetri elemanlar›na 

sahip olan moleküller bir grup alt›nda toplanabilir. Bu s›n›flar nokta 

gruplar› olarak adland›r›l›r. Nokta gruplar› ayn› olan moleküllerin simetri elemanlar› 

ve simetri ifllemleri de ayn›d›r. 

Bir molekülün nokta grubu bilinirse o molekülde yap›labilecek simetri ifllemleri 

de bulunabilir. Nokta gruplar› C grubu, D grubu ve özel gruplar olmak üzere s›- 

n›fland›r›l›r. 

(1) C grubu: Ana dönme eksenini içine al›yorsa C ile adland›r›l›r. 

(2) D grubu: Ana dönme eksenine dik C 2 ’ler varsa D ile adland›r›l›r. 

Molekülün simetrisinin hangi gruptan oldu¤u bulunduktan sonra ana dönme ekseninin 

derecesi alt indis olarak yaz›l›r. Bir molekülde ayr›ca σ h , σ v ve σ d simetri ifllemlerinden 

bir veya bir kaç› olabilir. Bu durumda, alt indiste dönme derecesinden 

hemen sonra h, v, d harflerinden birini al›r. Öncelik s›ras› ise, h, v, d fleklindedir. 

Özel grup yüksek simetrili tetrahedral T d , oktahedral O h ve ikozahedral I h nokta 

gruplar›n› kapsar. Bu gruplar yüksek kimya bilgisi içine girdi¤inden detayl› bilgi 

verilmeyecektir. 

Bir molekülde mevcut simetri elemanlar›na göre bulunan nokta gruplar›; 

1. Sadece E eleman› varsa, nokta grubu: C 1 

2. Sadece bir tane simetri eksenine sahip ise, nokta grubu: C n 

Simetri eksenini içine alan düfley simetri düzlemleri varsa, nokta grubu: C nv 

Simetri eksenine dik yatay simetri düzlemi varsa, nokta grubu : C nh 

Nokta gruplar› ayn› olan 

moleküller, ayn› geometrik 

yap›ya sahiptirler. Bu 

moleküllerin simetri 

elemanlar› ve simetri 

ifllemleri de ayn›d›r.



SORU 

SORU 

52D‹KKAT 

Anorganik Kimya D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

3. Bir tane SIRA S‹ZDE C n ana eksenine ve buna dik n tane C 2 eksenine sahip ise nokta 

grubu: D n 

Ayr›ca yatay simetri düzlemi varsa nokta grubu: D nh 

AMAÇLARIMIZ 

4. Yüksek AMAÇLARIMIZ simetrili gruplar varsa nokta grubu geometrik flekline göre: 

Düzgün dörtyüzlü (tetrahedral) ise nokta grubu: T d 

Sekizyüzlü (oktahedral) ise nokta grubu: O 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

h 

Yirmi yüzlü (ikosahedral) ise nokta grubu: I h 

Do¤rusal ve simetri merkezi yoksa nokta grubu: C ∞v 

Do¤rusal ve simetri merkezi varsa nokta grubu : D ∞h 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

Çizelge 2.5’de verilen basamaklar takip edilerek moleküllerin nokta gruplar› tayin 

edilebilir. 

‹NTERNET 

Çizelge 2.5 

Moleküllerin Nokta 

Gruplar›n›n 

Tayininde Takip 

Edilecek Yol 

Nokta gruplar› ‹NTERNET için bir internet arama motoruna ‘point group’ veya ‘symmetry’veya ‘group 

theory’ terimlerini yazarsan›z çok say›da görsele ulaflabilirsiniz. 

Evet 

Molekül çizgiselmi ? Evet i evirtim merkezi var m›? 

D ∞h 

Hay›r 

C ∞v 

Hay›r 

Özel Simetri Grubu(T d , O h , I h 

gruplar›ndan herhangi biri) 

var m›? 

Hay›r 

Evet 

T d , O h , I h 

C n ana ekseni var m›? Hay›r σ düzlemi varm› ? 

Evet 

Hay›r 

Evet 

C s 

i evirtim merkezi var m›? 

Hay›r 

Evet 

C 1 

C i 

C n eksenine dik nC 2 ekseni 

var m›? 

Evet 

C n eksenine dik σ h yatay 

düzlemi var m›? 

Evet 

D nh 

Hay›r 

Hay›r 

C n eksenine dik σ h yatay 

düzlemi var m›? 

Hay›r 

C n eksenini içine alan nσ v 

düfley düzlemi var m›? 

Evet 

Evet 

Hay›r 

D nd 

D n 

C nh 

C n eksenini içine alan nσ v 

düfley düzlemi var m›? 

Evet 

Hay›r 

C nv 

C n


53 

H 2 O molekülünde simetri elemanlar›n› veya simetri ifllemlerini bularak nokta grubunu 

belirleyiniz. 

ÖRNEK 

Çözüm 

1. H 2 O molekülünde her molekülde mevcut olan özdefllik eleman› yani E vard›r. 

2. H 2 O molekülünde, ana eksen oksijen atomundan geçen ve HOH aç›s›n›n 

aç› ortay› olan eksendir yani C 2 dir. Çünkü 180° çevirdi¤imiz zaman ayn› görüntüyü 

elde ederiz. 

3. H 2 O molekülünde yatay simetri düzlemi yoktur. Ancak birbirine dik iki tane 

düfley simetri düzlemi vard›r. Bunlardan biri, her iki H atomunu içine 

alan düzlem ( σ v ), di¤eri ise HOH aç›s›n›n aç› ortay›ndan geçen düfley düzlem 

( σ v 

′ )’dür. Simetri düzlemleri birbirine benzer olmad›klar› için, bir simetri 

düzlemi σ v ile gösterilirken di¤eri σ v 

′ ile gösterilir. Her iki simetri düzlemi 

ve C 2 ekseni fiekil 2.17’de gösterilmifltir. 

Sonuç: H 2 O molekülü E, C 2 , σ v ve σ v 

′ simetri elemanlar›na sahiptir ve nokta 

grubu C 2v sembolü ile verilir. 

fiekil 2.17 

H 2 O Molekülünde 

Simetri ‹fllemleri 

NH 3 molekülünde simetri elemanlar›n› veya simetri ifllemlerini bularak nokta grubunu 

belirleyiniz. 

ÖRNEK 

Çözüm 

1. NH 3 molekülünde özdefllik eleman› (E) vard›r. 

2. Piramidal yap›daki NH 3 molekülünde elektron çifti üzerinden geçen eksen 

simetri eksenidir ve 120° lik aç› ile döndürüldü¤ü zaman ilk hali ile ay›rt edilemeyen 

bir görüntü elde edilir. Bu da bir C 3 dönme ifllemidir. 

3. Amonyak molekülünde üç tane düfley simetri düzlemi vard›r. Bu simetri düzlemlerinden 

herbiri bir N-H ba¤›n› içine al›rken H-N-H ba¤ aç›s›n›n aç› ortay›ndan 

geçer. Bu simetri düzlemleri birbirinin benzeri oldu¤u için σ v olarak 

gösterilir. Yani amonyak molekülünde 3 tane simetri düzlemi (3 σ v ) vard›r. 

Sonuç: NH 3 molekülü E, C 3 ve 3 σ v simetri elemanlar›na sahiptir (fiekil 2.18) 

ve nokta grubu C 3v sembolü ile verilir.


fiekil 2.18 

NH 3 Molekülünde 


SIRA S‹ZDE 

8 

PCl 3 molekülünde SIRA S‹ZDE simetri elemanlar›n› bularak nokta grubunu belirleyiniz. 



ÖRNEK BF 3 molekülünün simetri elemanlar›n› veya simetri ifllemlerini bularak nokta grubunu 

belirleyiniz. 

SORU 

SORU 

Çözüm 

1. Üçgen düzlem fleklindeki BF 3 molekülünde özdefllik eleman› (E) vard›r. 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

2. Ana simetri ekseni merkezde bulunan B atomu üzerinden geçen eksendir 

ve bu C 3 dönme eksenidir. 

SIRA S‹ZDE 

3. Ana SIRA eksene S‹ZDE dik B-F ba¤› ve F-B-F aç› ortay›ndan geçen üç tane C 2 dönme 

ekseni vard›r. 

4. BF 3 molekülünde üç tane düfley simetri düzlemi vard›r. Bunlar C 3 ana ekse- 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

ninden ve her bir C 2 simetri ekseninden geçen simetri düzlemleridir. Yani 

BF 3 molekülünde 3 σ v vard›r. 

K ‹ T A P 

5. Üçgen K ‹ düzlem T A P BF 3 molekülünde merkezdeki bor ve üç tane flor atomunu 

içine alan bir yatay simetri düzlemi ( σ h ) vard›r. 

6. Ana eksen olan C 3 ’e dik yatay düzlem ( σ ) oldu¤u için bir tane S 3 dönmeyans›ma 

TELEV‹ZYON ifllemi vard›r. 

Nokta grubu belirlenirken 

h 

TELEV‹ZYON 

tüm simetri ifllemlerini 

bulmaya gerek yoktur. 7. Bu molekülde oldu¤u gibi C n ana eksenine dik n tane C 2 ekseni varsa nokta 

grubu büyük D harfi ile gösterilir. Ayr›ca yatay simetri düzlemi oldu¤u 

için nokta grubundaki alt indis küçük h harfi ile belirtilir. 

‹NTERNET 

Sonuç: ‹NTERNET BF 3 molekülü E, C 3 3C 2 , 3 σ v , σ h ve S 3 simetri elemanlar›na sahiptir 

(fiekil 2.19) ve bu simetri elemanlar›n› içeren nokta grubu ise D 3h sembolü ile verilir.


55 

fiekil 2.19 

BF 3 Molekülünde 


trans-C 2 H 2 Cl 2 molekülünde simetri elemanlar›n› bularak nokta grubunu SIRA S‹ZDE belirleyiniz. 

Baz› moleküllere ait simetri elemanlar› ve nokta gruplar› Çizelge 2.6’da verilmifltir. 


SIRA S‹ZDE 


Nokta Grubu Simetri Eleman› Örnek moleküller 

Çizelge 2.6 

SORU 

Baz› Moleküllere SORUAit 

O h 

E, 3C 4 , 6C 2 , 4C 3 , i, 3 σ d , 3 σ h , 8S 6 , 

SF 6 , C 8 H 8 , OsF 8 

6S 4 

C 1 E POFClBr, CClBrHF, NHClBr 

Simetri Elemanlar› 

ve Nokta Gruplar› 

C i E, C 2 C 2 Br 2 Cl 2 H 2 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

C s E, σ CBr 2 ClH 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

C 2 E, C 2 H 2 O 2 (Düzlemsel de¤il) 

C 2v E, C 2 , σ v 

, σ v 

H 2 O, SO 2 Cl 2 , CH AMAÇLARIMIZ 2 Cl 2 , SnCl 2 , SO 2 , SF 

4 

C 3v E, C 3 , 3 σ v 

NH 3 , PCl 3 , POCl 3 , CH 3 Cl 

C 4v E, C 4 , C 2 , 2 σ v 

, 2σ d 

SF 5 Cl, BrF 5 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

C ∞v E, C ∞ , ∞ σ v CO, HCl, HI, HCN 

C 2h E, C 2 , i, σ h 

trans-C 2 H 2 Cl 2 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

D 3h E, C 3 , 3C 2 , 3 σ v 

, σ h 

, S 3 

BH 3 , BF 3 , PCl 5 

D ∞h E, C ∞ , ∞C 2 , i, S ∞ , σ h 

, ∞ σ v 

H 2 , CO 2 , C 2 H 2 , N‹NTERNET 

2 , O 2 , F 2 

‹NTERNET 

T d E, 4C 3 , 3C 2 , 3 σ d , 6S 4 

- 

CH 4 , SiCl 4 , CCl 4 , MnO 4 

9


fiekil 2.20 

Baz› nokta gruplar› ve molekül geometrileri fiekil 2.20’de verilmifltir. 

Baz› Nokta 

Gruplar› ve Molekül 

fiekilleri


57 

Özet 

Atomlar belirli kurallar çerçevesinde belirli bir 

geometrik düzende birleflerek molekülleri meydana 

getirirler. Oldukça basitlefltirilmifl olsa da 

Gilbert Lewis taraf›ndan önerilen elektron nokta 

yap›lar›, moleküllerdeki ba¤lanmay› aç›klamak 

için çok iyi bir bafllang›ç noktas› olmufltur. Lewis 

yap›lar›n›n pek ço¤u, atomlar›n molekülleri meydana 

getirirken, son tabakadaki elektron say›lar›- 

n›, soy gazlara benzer k›lmak için, sekize tamamlamalar› 

anlay›fl›na dayan›r. Soy gazlar›n elektron 

düzeni, onlar›n kararl› olmas›n›n sebebidir. Lewis 

bu düflünce ile, sekiz d›fl elektrona sahip sistemlerin 

kararl›l›¤›n› belirtmek için Yunan dilinde 

sekiz anlam›na gelen “okta” kelimesini temel 

alarak “oktet kural›” n› ortaya atm›flt›r. 

Formal yük, elektron nokta yap›s›nda elektronlar›n 

ortaklafla kullan›ld›¤› düflünülerek, bir moleküldeki 

her bir atom için görünen elektronik yüktür. 

Lewis yap›s›nda de¤erlik elektronlar›n›n yerleflebilece¤i 

birden çok durumun mümkün olmas› 

haline rezonans denir ve formal yükler rezonans 

yap›lar›n de¤erlendirilmesinde yard›mc› 

olmak üzere kullan›labilir. 

De¤erlik tabakas› elektron çiftleri itmesi kuram› 

(VSEPR), elektron çiftleri aras›ndaki elektrostatik 

itme ile moleküllerin fleklinin tahmin edilmesinde 

kullan›lan bir yöntemdir. VSEPR kuram›na 

göre, de¤erlik elektron çiftleri birbirlerinden en 

uzak konumda oldu¤u zaman molekül geometrileri 

flekillenir. VSEPR kuram› ortaklanmam›fl 

elektron çifti ihtiva etmeyen moleküllere uygulanabildi¤i 

gibi ortaklanmam›fl elektron çifti ihtiva 

eden moleküllere de uygulanabilir. Ba¤ elektron 

çiftleri ve ortaklanmam›fl elektron çiftlerine 

bakarak, AX m E n fleklinde genel bir molekül formülü 

verilebilir. Elektron çiftleri aras›ndaki itme 

flu s›ray› izler; oeç-oeç>oeç-beç>beç-beç. Ortaklanmam›fl 

elektron çiftleri iki yerine sadece bir 

çekirdek taraf›ndan çekildikleri için geniflleyerek 

daha büyük hacim kaplarlar. Yani ortaklanmam›fl 

elektron çiftlerine daha büyük yer ay›rarak 

molekül flekilleri VSEPR kuram› ile tahmin 

edilebilir. 

Moleküllerde simetri düzlemi, dönme ekseni ve 

inversiyon merkezi olmak üzere üç simetri eleman 

vard›r. Simetri ifllemleri bu simetri elemanlar› 

temel al›narak elde edilir. Bir simetri ifllemi sonras›nda 

molekülün ilk hali ile ayn› görüntü elde 

edilmesi gerekir. Simetri ifllemi herhangi bir flekilde 

molekülün ilk halinden farkl› bir görüntü verirse 

o iflleme simetri ifllemi denemez. Simetri ifllemleri; 

Özdefllik ifllemi (E), Dönme ifllemi (C n ), 

Yans›ma ifllemi ( σ ), evirme ifllemi (i) ve dönmeyans›ma 

ifllemi (S n ) olarak verilebilir. 

Molekül geometrileri nokta gruplar› ile belirtilebilir. 

Yani bir molekülün nokta grubu verilirse 

bu molekülün geometrisi belirlenebilir. Ayn› simetri 

elemanlar›na sahip olan moleküller bir grup 

alt›nda toplanabilir. Bu s›n›flar nokta gruplar› olarak 

adland›r›l›r. Nokta gruplar› ayn› olan moleküllerin 

simetri elemanlar› ve simetri ifllemleri de 

ayn›d›r.



1. Afla¤›daki Lewis formüllerinden hangisi yanl›flt›r? 

( 1 H, 6 C, 7 N, 9 F, 14 Si, 17 Cl, 50 Sn, 54 Xe). 

I II III IV V 

a. Yaln›z I 

b. Yaln›z II 

c. Yaln›z IV 

d. II ve III 

e. III ve V 

2. 

3− 

PO 4 iyonunun toplam de¤erlik elektron say›s› 

kaçt›r? ( 15 P, 16 O) 

a. 26 

b. 27 

c. 28 

d. 30 

e. 32 

3. Lewis formülü verilen (NCO) - iyonunun N, C ve O 

s›ras›nda formal yükü afla¤›dakilerden hangisinde do¤ru 

olarak verilmifltir? ( 6 C, 7 N, 8 O). 

a. -1, 0 ve 0 

b. 0, 0 ve -1 

c. 0, 0 ve +1 

d. 1, 0 ve -2 

e. 1, 0 ve 0 

− 

4. Nitrat ( NO 3 ) iyonu için en uygun Lewis nokta yap›s› 

afla¤›dakilerden hangisidir? 

I II III 

a. Yaln›z I 


c. Yaln›z III 

d. I ve II 

e. II ve III 

5. Formülleri verilen moleküllerin flekli ile ilgili afla¤›- 

daki ifadelerden hangisi yanl›flt›r? 

( 5 B, 6 C, 7 N, 15 P). 

a. PCl 5 ’ in geometrik flekli üçgen çiftpramittir. 

b. NH 3 ’ün geometrik flekli pramidaldir. 

c. CH 4 ’ün geometrik flekli düzgün dörtyüzlüdür 

(Tetrahedral). 

d. CO 2 nin geometrik flekli aç›sald›r (V flekli). 

e. BF 3 ’ün geometrik flekli üçgen düzlemdir. 

6. AX 2 E 3 molekül grubundaki bir molekülün geometrik 

flekli nedir? 

a. Üçgen çiftpramit 

b. T flekli 

c. Do¤rusal (Çizgisel) 

d. Aç›sal (V flekli) 

e. Kare pramit 

7. AX 4 E 2 molekül grubundaki bir molekülün geometrik 

flekli nedir? 

a. Oktahedral (Düzgün Sekizyüzlü) 

b. Kare düzlem 

c. Tetrehedral (Düzgün dörtyüzlü) 

d. Kare pramit 

e. T flekli 

8. CH 2 Cl 2 molekülünün simetri elemanlar› nelerdir? 

a. E, C 2 , σ v , σ h 

b. E, C 2 , σ v 

c. E, C 2 , 2 σ v 

, σ h 

d. E, C 2 , σ v 

, i 

e. E, C 2 , 2 σ v 

9. CH 3 Cl molekülünün nokta grubu afla¤›dakilerden 

hangisidir? 

a. C 2v 

b. C 3v 

c. C 2h 

d. C 2h 

e. D 2h 

10. SF 5 Cl molekülünün nokta grubu afla¤›dakilerden 

hangisidir? 

a. C 4v 

b. C 4h 

c. C 2v 

d. C 3h 

e. D 2h


59 


1. c Yan›t›n›z yanl›fl ise “Elektron Nokta Yap›s› (Lewis 

Yap›s›)” bafll›kl› k›sm› yeniden okuyunuz. 

2. e Yan›t›n›z yanl›fl ise “Elektron Nokta Yap›s› (Lewis 

Yap›s›)” konusunu yeniden okuyunuz. 

3. b Yan›t›n›z yanl›fl ise “Formal Yük” konusunu yeniden 

okuyunuz. 

4. d Yan›t›n›z yanl›fl ise “Elektron Nokta Yap›s› (Lewis 

Yap›s›) ve Oktet Kural›” konusunu yeniden 

okuyunuz. 

5. d Yan›t›n›z yanl›fl ise “VSEPR Kuram›” bafll›kl› k›sm› 


6. c Yan›t›n›z yanl›fl ise “Merkez Atomu Üzerinde 

Ortaklanmam›fl Elektron Çiftleri Bulunduran 

Moleküller” konusunu yeniden okuyunuz. 

7. b Yan›t›n›z yanl›fl ise “Merkez Atomu Üzerinde 

Ortaklanmam›fl Elektron Çiftleri Bulunduran 

Moleküller” konusunu yeniden okuyunuz. 

8. e Yan›t›n›z yanl›fl ise “Simetri ‹fllemleri ve Simetri 

Elemanlar›” konusunu yeniden okuyunuz. 

9. b Yan›t›n›z yanl›fl ise “Nokta Gruplar›” konusunu 


10. a Yan›t›n›z yanl›fl ise “Nokta Gruplar›” konusunu 



(NH 4 ) + iyonu +1 yüklüdür ve bu +1 yük formal yük hesab›na 

göre azot atomu üzerindedir. Ancak iyonlar›n 

yükü molekülün tamam›na aittir ve afla¤›daki flekilde 

gösterilir. 

N:5-4-0=+1 

H:1-1-0=0 


Formal yük -1 +1 -1 -2 +1 0 -1 0 0 

Yukar›da verilen Lewis yap›lar›ndan üçüncü yap›da azot 

atomlar›ndan biri oktet kural›na uymaz. Birinci ve ikinci 

yap› oktet kural›na uyar, ancak ikinci yap›da ayn› 

atomlar› çok farkl› formal yüke sahip olduklar› için uygun 

de¤ildir. Buna göre en uygun yap› birinci yap›d›r. 


Molekül grubu AX 2 E 2 dir. Molekül flekli ise V-fleklindedir. 

CI 



Lewis nokta 

gösterimi 

CI 

I 

2 2 2 

6C:1s 2s 2p IVA grubu 

2 2 5 

9F:1s 2s 2p VIIA grubu 

2 2 6 2 5 

17Cl:1s 2s 2p 3s 3p VIIA grubu 

VSEPR gösterimi 

- - - - 

( 

 

4e ) + ( 

 

2x 

 

7 

 

e 

 

) + ( 

 

2x 

 

7 

 

e 

 

) = 32e 

C F Cl 

‹skelet yap› çizilir. Ba¤ elektronlar› say›s› 8’dir. 

24 elektron geri kal›r ve bu elektronlar d›fl atomlar›n 

üzerine konur.



Bu molekülde kükürt atomu üzerinde bir elektron çifti 

vard›r. Böylece üçgen düzlem bir yap› meydana gelir. 

Bu nedenle aç› 120° dir. Ancak elektron çiftlerinin itmesi 

daha fazla olaca¤› için oksijenler aras›ndaki aç› 

120°'den biraz daha küçüktür (X-›fl›nlar› ile ölçülen ba¤ 

aç›s› 119° dir). 


NH 3 molekülünün geometrisi VSPER teorisi ile çizildi- 

¤inde bafllang›ç hali ile ay›rt edilemeyecek geometriler 

120°’lik çevrimlerle elde edilir. Bu durumda, n=3 bulunur 

ve C 3 dönme ifllemi vard›r. Afla¤›daki flekil incelenecek 

olursa, NH 3 molekülü C 3 ekseni etraf›nda 120° 

lik aç›larla saat yönünde veya tersi yönde üç kez döndürüldü¤ü 

zaman bafllang›ç hali ile ay›rt edilemeyen 

duruma gelir. C 3 1 ve C 3 2 orijinal ifllemlerdir. C 3 3 ise E’ye 

eflittir. Dolay›s› ile C 3 ekseni ile 2 tane orijinal dönme 

(C 3 1 , C 3 2 ) ifllemi yap›l›r. 


I. Molekül'ün geometrik 

flekli görüldü¤ü gibi tetrahedral 

yap›dad›r. Bu molekülde, 

öncelikle her molekülde 

bulunan özdefllik 

eleman› yani E vard›r. Bu 

molekülün Br ve Si atomundan 

geçen bir C 3 ekseni 

vard›r. Br, Si ve Cl atomunu 

içine alan σ v 

düfley düzlemi vard›r. Üç klor atomu 

oldu¤u için üç tane σ v 

düfley düzleme sahiptir. 

Simetri Elemanlar›: E, C 3 ve 3 σ v 

II.Molekül, çizgisel yap›dad›r. 

Özdefllik eleman› yani E 

vard›r. Çizgisel bir molekül 

oldu¤u için ∞ dönme eksenine 

ve ∞ düfley düzleme sahiptir. 

Simetri Elemanlar›: E, C ∞ ve ∞ σ v 

III.Molekül, üçgen düzlem 

yap›dad›r. Özdefllik 

eleman› yani E vard›r. 

Merkezdeki B atomundan 

geçen bir C 3 ekseni 

vard›r. C 3 eksenine dik 

yatay düzleme sahiptir. 

Ayr›ca, molekül C 3 

ekseni çevresinde 120° 

döndürüldükten sonra 

bu eksene dik düzlemde yans›mas› al›nd›¤› zaman, bafllang›çtaki 

konumunun ayn›s› elde edilir. Dönme aç›s› 

120° oldu¤u için S 3 dönme-yans›ma ifllemi yap›lm›flt›r 

ve S 3 simetri eleman›na sahiptir. 

Simetri Elemanlar›: E, C 3 , ve S 3 


Molekül’ün geometrik 

flekli görüldü¤ü gibi tetrahedral 

yap›dad›r. Bu molekülde, 

öncelikle her molekülde 

bulunan özdefllik 

eleman› yani E vard›r. Bu 

molekülün elektron çifti 

ve P atomundan geçen bir 

C 3 ekseni vard›r. Elektron 

çifti, P ve Cl atomunu içine 

alan düfley düzlemi vard›r. Üç klor atomu oldu¤u 

için üç tane σ v 

düfley düzleme sahiptir. Bu simetri elemanlar›na 

sahip molekülün nokta grubu ise C 3v ’dir. 

Simetri Elemanlar›: E, C 3 , ve σ h 

Nokta Grubu: C 3v 

σ v 

σ h 

σ h


61 



Kaynaklar 

Erdik, E. & Sar›kaya Y. (2002). Temel Üniversite Kimyas›. 

Ankara: Gazi. 

Miessler G. L. & Tarr D. A. (2002). ‹norganik Kimya 

[Inorganic Chemistry (2. bask›dan çeviri)] Çeviri 

Ed. N. Karacan & P. Gürkan. Ankara: Palme Yay›nc›l›k 

Shriver, D. F. & Atkins P. W. (2005). Anorganik Kimya 

[Inorganic Chemistry (3. bask›dan çeviri)] 

Çeviri Ed. S. Özkar. Ankara: Bilim Yay›nc›l›k. 

Özdefllik eleman› E vard›r. fiekilde görüldü¤ü gibi C 2 

eksenine sahiptir. Bu ekseni dik kesen bir yatay düzlemi 

vard›r ( σ h 

). Ayr›ca herhangi bir Cl’dan bafllay›p merkezden 

geçen bir do¤ru üzerinde ilerledi¤imiz zaman 

eflit uzakl›kta ikinci bir Cl atomunun bulunmas› molekülün 

bir evirtim merkezinin oldu¤unu gösterir. Yani 

“i” simetri eleman›na sahiptir. 

Simetri Elemanlar›: E, C 2 , i ve σ h 

Nokta Grubu: C 2h



 


Moleküllerde kovalent ba¤lanmay› De¤erlik Ba¤ Teorisi ile aç›klayabilecek, 

Molekülde merkez atomun hibritleflme türünü belirleyebilecek, 

Atomik orbitallerin hibritleflmesini aç›klayabilecek, 

Moleküllerde kovalent ba¤lanmay› Molekül Orbital Teorisi ile aç›klayabilecek, 

Basit moleküller için molekül orbital enerji dizilimini yaklafl›k olarak yapabilecek 

bilgi ve beceriler kazanacaks›n›z. 


• Kovalent Ba¤ 

• Hibritleflme 

• π-Ba¤› 

• σ-Ba¤› 

• Paramanyetik 

• De¤erlik Ba¤ Teorisi 

• Molekül Orbital Teorisi 

• Ba¤ Derecesi 

• Molekül Orbital 

• Diyamanyetik 



Kovalent Ba¤ 


• KOVALENT BA⁄ 

• DE⁄ERL‹K BA⁄ TEOR‹S‹ (DBT) 

• H‹BR‹TLEfiME 

• MOLEKÜL ORB‹TAL KURAMI (MOT)

Kovalent Ba¤ 

G‹R‹fi 

Maddeyi oluflturan atomlar› veya atom gruplar›n› bir arada tutan kuvvetlerin neler 

oldu¤u, bilim adamlar›n›n üzerinde uzun y›llar çal›flt›¤› konulardan birisidir. Atomlar 

ve moleküller aras› kuvvetlerin anlafl›lmas›yla bilefliklerin kimyasal ve fiziksel 

özellikleri aras›nda iliflki daha kolay kurulmufl ve bu durum say›s›z yeni malzemelerin 

gelifltirilmesine yol açm›flt›r. 

‹ki atom veya atom grubunun bir molekül oluflturmak üzere meydana getirdikleri 

etkileflime kimyasal ba¤ denir. Kimyasal ba¤›n oluflturulmas› için temel ilke, 

oluflan yeni yap›n›n kimyasal ba¤ enerjisinin bafllang›çta bir araya gelen atomlar›n 

toplam enerjilerinden daha düflük olmas›d›r. Oluflan yeni yap› daima bafllang›ç 

maddelerinden daha kararl› bir durumda olmal›d›r. Kimyasal ba¤ oluflumunda 

gözlenen enerji de¤iflimi, atomun de¤erlik (Valens) elektronlar› yani son tabakada 

bulunan elektronlar›n farkl› flekillerde kullan›m› ile gerçekleflir. Bu nedenle 

kimyasal ba¤lanman›n anlafl›labilmesi için daha önceki bölümlerde anlat›lan atomlar›n 

elektronik yap›lar›n›n iyi bilinmesi gerekir. 

Kimyasal ba¤lar iyonik ve kovalent ba¤lar olmak üzere iki ana grupta incelenebilir. 

‹yonik ba¤, art› ve eksi iyonlar aras›ndaki elektrostatik etkileflim kuvveti ile 

oluflan ba¤d›r. Bu yaklafl›mda kimyasal ba¤, bir atomun de¤erlik elektronlar›ndan 

bir veya birkaç elektronunu di¤er atomun de¤erlik orbitallerine aktarmas› sonucu 

oluflan art› ve eksi iyonlar›n etkileflimi sonucu oluflur. Ayn› tür atomlarda elektron 

al›flverifli olmayaca¤› düflüncesinden yola ç›kan G.N. Lewis ve I. Langmuir elektronlar›n 

ortaklafla kullan›lmas› temeline dayanan kovalent ba¤ teorisini ortaya atm›fllard›r. 

‹ki bilim adam› taraf›ndan gelifltirilen “oktet kural›” ve “Lewis yap›s›” 

kavramlar› günümüzde de halen kullan›lmaya devam etmektedir. Klasik iyonik ba- 

¤›n basit olan aç›klamas›n›n aksine daha karmafl›k olan kovalent ba¤›n aç›klanmas› 

kuvantum mekani¤inin geliflimi ile olmufltur. Bu bölümde, basit ve daha karmafl›k 

yap›l› molekülleri oluflturan atomlar aras›nda gerçekleflen kovalent ba¤ ad›n› 

verdi¤imiz etkileflimleri iki farkl› kuram olan De¤erlik Ba¤ ve Molekül Orbital Kuram› 

ile aç›klayaca¤›z. 

De¤erlik (valens) 

elektronlar› kimyasal 

reaksiyonlarda kullan›lan 

elektronlara denir (d›fl 

tabakadaki elektronlar 

olarak da tan›mlan›r). 

KOVALENT BA⁄ 

Moleküllerin ço¤unda kimyasal ba¤lar, atomlar›n elektronegatiflik fark›ndan kaynaklanan 

polarlaflma derecesine ba¤l› olarak kovalent ve iyonik ba¤ aras›nda yer 

al›rlar. ‹yonik ba¤, z›t yüklere sahip küresel olarak kabul edilen iki iyon aras›nda


fiekil 3.1 

Br 2 molekülünde kovalent ba¤ oluflumu. 

elektrostatik etkileflimle olufltu¤undan, yönden ba¤›ms›zd›r. ‹yonik yap›da, molekül 

yap›s› iyonlar›n farkl› flekillerde istiflenmesi ile aç›klan›r ve atomlar›n elektron 

düzeni etkili de¤ildir. Bu konu ünite 4 de ayr›nt›l› olarak incelenecektir. 

‹ki atom aras›nda elektronlar›n ortaklafla kullan›lmas› ile oluflan ba¤a kovalent 

ba¤ denir. Kovalent ba¤lanma iyonik ba¤lanman›n tersine, atomlar›n elektronik 

düzeni ile do¤rudan iliflkilidir ve orbitallerin belirli bir do¤rultudaki etkileflimler 

sonucu olufltu¤undan, yöne ba¤l› bir etkileflimdir. Bu durum, kovalent ba¤›n anlafl›lmas›n› 

zorlaflt›r›r. Bu nedenle, moleküllerin elektronik yap›lar›n› ve kovalent ba¤ 

oluflumunu aç›klamak için kuvantum mekani¤ine dayal› olarak gelifltirilen De¤erlik 

Ba¤ Teorisi (DBT) ve Molekül Orbital Teorisi (MOT) ile aç›klayaca¤›z. ‹ki teoride 

tek bafl›na kovalent ba¤lanmay›, molekül geometrisini ve di¤er molekülün 

özelliklerini tam olarak aç›klamaya yetmez. Ço¤u durumda amaca uygun olarak 

her iki teori de kullan›lmaktad›r. 

‹yonik ba¤, yap›s›nda elektron alan ve elektron veren iki tür aras›nda oluflur ve 

iyonlar›n de¤erlik elektron say›lar› bir asal gaz elektron diziliflini sa¤layacak kadar 

olur. Bu da her iki halin daha kararl› bir yap›ya ulaflmas›n› sa¤lar. ‹ki elektronegatif 

atom birbirleriyle etkileflime sokuldu¤unda, her ikisi de elektron almak iste¤inde 

oldu¤undan, soygaz elektron düzenine ulaflmak için de¤erlik elektronlar›n› ortaklafla 

kullanmak zorunda kal›rlar. Kimyasal ba¤ oluflumunda elektronlar›n ortak 

kullan›m› düflüncesini ilk olarak, 1916 y›l›nda Gilbert Lewis kendi ad›yla an›lan kuramla 

ortaya koymufltur. Ünite 2’de anlat›ld›¤› üzere, Lewis kuram› ile elementel 

halde hidrojen, azot ve klor gibi atomlar›n neden diatomik moleküller (H 2 , N 2 ve 

Cl 2 ) halinde bulundu¤u aç›klanm›flt›r. Bu moleküllerin her birinde bir çift elektron 

iki atom taraf›ndan ortaklafla kullan›larak, tekli kovalent ba¤ oluflturmufltur. Lewis 

yap›s›nda, kovalent ba¤daki elektron çiftlerine ba¤ (veya ba¤lay›c›) elektron çifti 

(BEÇ) ve ba¤ oluflumuna kat›lmayan elektron çiftlerine de ortaklanmam›fl elektron 

çifti (OEÇ) denir. Buna bir örnek olarak, Br 2 molekülünde oluflan kovalent ba¤›n 

Lewis nokta yap›s› ile gösterimi verilmifltir (fiekil 3.1). 

Kovalent ba¤ yap›s›nda ba¤lay›c› kuvvet, ortaklafla kullan›lan elektronlar ile pozitif 

atom çekirdekleri aras›ndaki elektrostatik çekim kuvvetidir. Atom çekirdekleri 

ile elektron çiftleri aras›ndaki çekme sonucu, enerji aç›¤a ç›kar. Bunun yan›nda 

atomlar›n etraf›ndaki elektronlar ve atom çekirdekleri birbirini itmektedir. Bu çekme 

ve itme kuvvetlerinin dengelenmesi sonucunda atomlar birbirlerinden belirli 

bir denge uzakl›¤›nda bulunmaktad›r (fiekil 3.2). Atomlar birbirlerine yaklaflt›¤› zaman 

orbitaller örtüflür ve bu bölgede elektron yo¤unlu¤u her iki atomunkinden daha 

fazla olur. Bu iki atomun valens elektronlar›, örtüflen orbitallerde dolafl›r. Kovalent 

ba¤lanmada, her iki atom birer elektronu ortaklafla kullanabilir veya elektron 

çifti yaln›zca bir atomdan sa¤lanabilir. Elektron çiftinin tek bir atomdan sa¤lanmas› 

halinde oluflan ba¤a koordine kovalent ba¤ denir. Ayn› veya farkl› yap›daki iki

3. Ünite - Kovalent Ba¤ 

65 

atom bir elektron çiftini paylaflt›¤›nda tekli bir kovalent ba¤, iki veya daha fazla 

elektron çiftini paylaflt›¤›nda çoklu kovalent ba¤lar oluflur. Çift ba¤a örnek, karbondioksit 

(CO 2 ) (fiekil 3.3) ve etilen (C 2 H 4 ) molekülleri, üçlü ba¤a örnek, hidrojen siyanür 

(HCN) (fiekil 3.3) ve azot (N 2 ) molekülü verilebilir. 

fiekil 3.2 

H 2 ba¤ 

oluflumunda 

çekirdekler aras› 

uzakl›¤a ba¤l› 

potansiyel enerji 

de¤iflimi 

fiekil 3.3 

CO 2 ve HCN moleküllerinde çoklu ba¤lar›n oluflumu. 

DE⁄ERL‹K BA⁄ TEOR‹S‹ (DBT) 

De¤erlik ba¤ teorisi, moleküllerin oluflmas›nda, atomlar›n de¤erlik elektronlar›n›n etkileflmesi, 

yani ortaklafla kullan›lmas› kuram›na dayan›r. Bu kuramda kovalent ba¤ 

oluflmas› için, A ve B gibi iki atomun de¤erlik orbitallerinin enerji seviyeleri birbirine 

yak›n ve simetrilerinin benzer olmas› gerekir. Her iki atomdan gelen elektronlar 

ters spinli olacak flekilde, örtüflen bu orbitallere dolar ve kovalent ba¤ oluflur. 

De¤erlik Ba¤ Kuram›n›n kuvantum mekaniksel temelleri W. Heitler ve F. London 

taraf›ndan ilk olarak 1927’de hidrojen molekülündeki kovalent ba¤lanmay› 

aç›klamak için öne sürülmüfl ve daha sonraki y›llarda J.C. Slater ve Linus Pauling 

taraf›ndan bu çal›flmalar gelifltirilmifltir. Bu kuram› aç›klamak için, ilk ad›m olarak, 

tamamen izole halde A ve B gibi iki hidrojen atomunun dalga fonksiyonlar› Ψ A ve 

Ψ B olarak ifade edilmifltir. Atomlar ba¤ yapmak için birbirine yeterince yaklaflt›¤›nda 

yeni bir dalga fonksiyonu tan›mlanabilir; 

Ψ = Ψ A(1) .Ψ B(2)


A ve B her bir hidrojen atomunu, 1 ve 2 say›lar› ise atomlar›n de¤erlik (valens) 

elektronlar›n› ifade eder. ‹ki hidrojen atomu bir araya geldi¤inde, çekirdek etraf›nda 

yer alan küresel simetrideki 1s orbitalleri üst üste çak›fl›rsa, tek elektronlar bir 

araya gelerek orbitalde z›t spinli olarak yerleflir ve σ-ba¤› oluflur. Bu sistemin potansiyel 

enerji de¤iflimi çekirdekler aras› uzakl›¤›n bir fonksiyonu olarak al›n›rsa, 

bafllang›çta birbirinden uzakta olan iki atom aras›nda hiçbir etkileflim yoktur ve 

potansiyel enerji s›f›rd›r. Atomlar birbirine yaklaflt›kça elektronlar komflu atomun 

çekirde¤i taraf›ndan çekilir. Ancak hem atom çekirdekleri hem de elektronlar ayn› 

yüklü olduklar›ndan birbirlerini iterler. Yani atomlar belli bir noktaya kadar birbirlerini 

çekerken daha sonra itme kuvvetleri bask›n olmaya bafllar. Bu durumda, 

atomlar birbirine yaklaflt›kça sistemin potansiyel enerjisi düfler ve minimum enerji 

de¤erine ulaflana kadar yaklaflmaya devam eder. En düflük potansiyel enerjili durum, 

kimyasal ba¤lanman›n tam olarak gerçekleflerek H 2 molekülünün olufltu¤u 

and›r ve bu noktada sistem en kararl› halindedir. Böylece, bafllang›ç durumlar›ndan 

daha düflük enerjili bir hal olan H 2 molekülü oluflur. Atom çekirdekleri birbirine 

fazla yaklafl›rsa itme kuvvetleri daha bask›n hale gelir ve sistemin potansiyel 

enerjisi artar (fiekil 3.3). Yap›lan teorik hesaplamada, hidrojen atomlar›n aras›ndaki 

ba¤ uzunlu¤u 90 pm, ba¤ enerjisi 458 kJmol –1 olarak bulunmufltur. 

Heitler ve London taraf›ndan elektronlar›n kendi çekirdekleri etraf›nda kalmay›p 

di¤er çekirdekler etraf›nda da bulundu¤u ve etkileflime girdi¤i varsay›l›r ve bu 

etkileflimler yap›lan hesaba kat›l›rsa dalga fonksiyonu, 

Ψ = Ψ A(1) .Ψ B(2) + Ψ A(2) .Ψ B(1) 

fleklinde yaz›labilir. Bu durumda yap›lan enerji hesab›nda 303 kJmol –1 olarak bulunmufltur. 

Görüldü¤ü gibi hesaplanan enerji de¤eri deneysel de¤ere daha fazla 

yaklaflm›flt›r ve ba¤ uzunlu¤u 86,9 pm bulunmufltur. Elektronlar›n yer de¤ifltirebilece¤i 

varsay›m›ndaki bu enerji fark›na de¤iflim enerjisi denir. Bu olay›n fiziksel 

anlam› sistemdeki elektronlar yer de¤ifltirme ile daha genifl bir hacimde dolaflabilmekte 

ve böylece enerjileri daha fazla düflmektedir. 

Hidrojen molekülü modelinde, deneysel sonuçlara yaklaflmak için yap›lan di- 

¤er bir gelifltirme atom numaras› Z’nin yerine etkin atom numaras› dedi¤imiz Z*’›n 

hesaplamalarda kullan›lmas›d›r. Bu durumda ba¤ enerjisi 365 kJmol –1 ba¤ uzunlu- 

¤u 74,3 pm bulunmufltur. Son olarak, modeli daha iyi hale getirmek için yap›lan 

varsay›m her iki elektronun da ayn› anda bir çekirdek etraf›nda yer almas› yani 

iyon hallerinde bulunmas›d›r. 

Etkin çekirdek yükü ve iyonik katk›n›n dikkate al›nmas›yla dalga fonksiyonumuz, 

Ψ = Ψ A(1) .Ψ B(2) + Ψ A(2) .Ψ B(1) + λΨ A(1) .Ψ A(2) + λΨ B(1) .Ψ B(2) 

fleklinde olur. Dalga fonksiyonunda yer alan λ katsay›s› birden küçük bir de¤erdir 

ve her iki elektronun tek bir çekirdek etraf›nda bulunma olas›l›¤›n› gösterir. Bu hesaplamada 

ba¤ enerjisi 388 kJmol –1 ve ba¤ uzunlu¤u 74,1 pm bulunmufltur. Bu de- 

¤erler deneysel verilere oldukça yak›nd›r.

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 


TELEV‹ZYON 

67 

De¤erlik ba¤ kuram› ve hibrit orbitalleri için bir internet arama motoruna ‹NTERNET ‘valence bond 

theory’ veya ‘hybrid orbitals’ terimlerini girerseniz çok say›da görsele ulaflabilirsiniz. 

‹NTERNET 

H‹BR‹TLEfiME 

De¤erlik ba¤ kuram› çok atomlu moleküllere uyguland›¤›nda, molekül geometrisi 

ile oluflan ba¤lar aras›nda bir uyumsuzluk oldu¤u görülür. Bir örnek olarak metan, 

CH 4 , molekülünü inceleyelim. C atomunun temel hal de¤erlik elektronlar› dizilimi, 

fleklindedir ve ba¤ oluflumunda kullanabilece¤i iki yar› dolu orbitali vard›r. Bu durumda 

karbon atomunun de¤erlik say›s› (yapabilece¤i ba¤ say›s›) iki gibi görünmektedir. 

Ancak, metan molekülünde karbonun dört tane sigma ba¤› yapt›¤› Lewis 

yap›s›ndan kolayca görülmektedir. Ayr›ca, CH 2 molekülü karars›z olmas›na 

karfl›n CH 4 molekülü oldukça kararl› bir yap›dad›r ve bu gözlemi desteklemektedir. 

Karbon atomu bir dolu s, bir bofl ve iki yar› dolu p orbitali olmak üzere dört 

de¤erlik orbitaline sahiptir. Dolu s orbital elektronlar› uyar›larak bir elektronun daha 

yüksek enerjili bofl p orbitaline geçmesi sa¤lan›rsa, dört tane yar›-dolu orbital 

elde edilir. Böylece dört hidrojen atomunun karbon atomuyla kovalent ba¤ yapabilece¤i 

dört tane yar› dolu orbital (bir s ve üç tane p) elde edilir (fiekil 3.4). Bu 

durum düzgün dört yüzlü geometriye sahip metan molekülünün yap›s›n› aç›klamaya 

yeterli de¤ildir. E¤er bir s ve üç p orbitalleriyle H atomlar›n›n 1s orbitalleri 

örtüflerek kovalent ba¤ olufltu¤u düflünülürse, bu ba¤lardan üçünün birbirlerine 

göre 90° lik aç›larda ve dördüncü ba¤›n di¤er üç ba¤a göre farkl› olmas› beklenir. 

Oysaki düzgün dört yüzlü geometriye sahip metan molekülünde birbirine efl olan 

dört tane kovalent ba¤da hidrojen atomlar›, merkez atomuna 109,5° lik aç›yla ba¤lanm›flt›r. 

Di¤er bir deyiflle, düzgün dörtyüzlü (tetrahedral) yap›ya sahip metanda 

dört tane C-H ba¤› özdefltir ve hidrojen atomlar› 109,5° lik ba¤ aç›larla karbon atomuna 

ba¤lanm›flt›r. Bu uyumsuzlu¤u gidermek için, s ve p orbitallerini daha detayl› 

incelememiz gerekir. Karbon atomunun 2s ve 2p orbitallerinin dalga fonksiyonlar› 

birlefltirilirse, birbirine flekil ve enerji bak›m›ndan benzer olan ve uzaydaki 

yönelmeleri bak›m›ndan farkl› olan dört tane yeni orbital oluflur. Enerji düzeyleri 

ve yörüngeleri farkl› atom orbitallerinin kar›flarak, efl enerji düzeylerine ve ayn› tür 

orbitallere dönüflmesine hibritleflme (melezleflme), yeni oluflan orbitallere hibrit 

(melez) orbitaller denir. Hibritleflme sonunda oluflan hibrit orbitallerinin say›s›, 

hibritleflmeye kat›lan de¤erlik orbitallerinin say›s›na eflit olmal›d›r. Oluflan orbitallerin 

enerjileri de kendisini oluflturan atom orbitallerinin ortalama SIRA S‹ZDE de¤eri kadard›r 

(fiekil 3.4). 

Hibritleflme kavram›, deneysel olarak bulunmufl sonuçlar›n molekül geometrisine 

uygulanmas›nda De¤erlik Ba¤ Teorisinin (DBT) zay›f kalmas› DÜfiÜNEL‹M sonucunda ortaya 

at›lm›flt›r. Gerçekte fiziksel olarak hibrit orbitallerin varl›¤›ndan söz edemeyiz, 

tamamen kuramsal bir yaklafl›md›r. Özellikle karbon kimyas›nda SORU oldukça önemli 

bilgiler verdi¤inden organik kimyac›lar›n s›kça kulland›klar› bir yöntem olmufltur. 

SIRA S‹ZDE 

Hibritleflme, de¤erlik ba¤ 

teorisinin (DBT) deneysel 

sonuçlar› aç›klamakta 

yetersiz kalmas›ndan DÜfiÜNEL‹M dolay› 

gelifltirilmifl bir yaklafl›md›r. 

SORU 

Molekül geometrisi için VSEPR teorisini tekrar okuyunuz. 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P


fiekil 3.4 

sp 3 hibrit orbitalleri oluflumu 

Atom orbitallerinin uzayda 

kaynaflarak, kendi enerji ve 

geometrilerinden SIRA S‹ZDE farkl› atom 

orbitalleri meydana 

getirmelerine hibritleflme 

denir. Oluflan orbitallere ise 

hibrit DÜfiÜNEL‹M orbitali denir ve say›s› 

hibritleflmeye kat›lan 

orbitallerin say›s› kadard›r. 

SORU 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

fiekil 3.5 

sp Hibritleflmesi 

sp hibritleflmesi için BeCl 2 bilefligini inceleyelim. ‹lk anda merkez atomu berilyumun 

temel haldeki elektron dizilimi incelendi¤inde yar› dolu orbitali olmad›¤›ndan 

(1s 2 2s 2 ), Cl 

SIRA 

atomlar›yla 

S‹ZDE 

ba¤lanmayaca¤› düflünülür. Ancak 2s dolu orbitalindeki 

elektronlardan birisi uyar›l›r ve ard›ndan yar› dolu hale gelen 2s ve 2p orbitalleri 

hibritlefltirilirse 


iki tane sp hibrit orbitali (x-ekseni boyunca 180°’lik aç› ile) oluflur 

(fiekil 3.5). Klorun elektron dizilimi yaz›ld›¤›nda, Cl: [Ne]3s 2 3p 5 (p 2 x p 2 y p 1 z ), yar› 

dolu p z orbitaline sahip oldu¤u görülür. Bu yar› orbital, berilyumun hibrit orbitalleriyle 

örtüflerek iki adet kovalent ba¤ oluflturur (fiekil 

SORU 

3.6). 

Temel halden D‹KKAT hibrit hale geçifller enerji de¤iflim grafikleri ile verilebildi¤i gibi kutucuklar 

kullan›larak da ifade edilebilir. Bundan sonraki hibritleflme türlerinde enerji de¤iflim grafikleri 

de¤il 

SIRA 

yaln›zca 

S‹ZDE 

kutucuklar kullan›lacakt›r. 

AMAÇLARIMIZ sp hibrit 

orbitallerinin AMAÇLARIMIZ 

oluflumunun 

a. orbital 

K b. ‹ Enerji T A P diyagram› 

K ‹ T A P 

c. kutucuklarla 

gösterimi 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET


69 

fiekil 3.6 

BeCl 2 molekülünde 

sp hibritleflmesi 

Berilyum diflorür (BeF 2 ) molekülündeki hibritleflme türünü bulunuz ( 4 Be, 9 F). 

ÖRNEK 

Çözüm: 

HgCl 2 molekülündeki merkez atomun hibritleflme türünü belirleyiniz SIRA ( 80 

S‹ZDE Hg, 17 Cl). 

sp 2 Hibritleflmesi 



Bu hibritleflme türünü BF 3 molekülü ile aç›klayal›m. Üçgen düzlem geometrili ve 

120° ba¤ aç›lar›na sahip molekülde merkez atom bor 1s 2 2s 2 2p 1 elektron düzenindedir. 

Üç flor atomunun etkisiyle bor atomunun 2s obitalinden SORUbir elektron 

SORU 

uyar›larak 2p orbitaline geçer ve 2s ile iki 2p orbitali hibritleflerek üç adet sp 2 sp 2 “se pe iki” fleklinde 

okunur. 

hibrit orbitali oluflturur. Uyar›lma ve hibritleflme basamaklar› afla¤›da D‹KKATgösterilmifl- 

tir. Birbirine her bak›mdan özdefl kabul edilen hibrit orbitallerin düzlem üçgen 

D‹KKAT 

geometride 120°’lik aç›larla konumlanmalar› halinde F atomunun 2p orbitali merkez 

atomu bor’un hibrit orbitalleri ile örtüflür (fiekil 3.7). Her bir Flor atomunun 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

( 9 F: 1s 2 2s 2 2p 2 x 2p 2 y 2p 1 z )P z orbitalindeki bir elektron bu hirbit orbitallerindeki tek 

elektronlar› çiftlefltirir ve üç tane kovalent ba¤ oluflturur. AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

(bir tane) 2s + (iki tane) 2p → (üç tane ) sp 2 hibrit orbitali 

1 

SIRA S‹ZDE 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET


fiekil 3.7 

sp 2 hibrit 


oluflumu ve BF 3 

molekülünde hibrit 


gösterimi. 

ÖRNEK 

Alüminyum iyodür (AlI 3 ) molekülündeki hibritleflme türünü bulunuz ( 13 Al, 53 I ). 

Çözüm 

Alüminyum iyodür (AlI 3 ) molekülünde merkez atom alüminyumun temel hal 

elektron dizilimi [Ne]3s 2 3p 1 ’dir. Afla¤›da görüldü¤ü gibi sp 2 hibritleflmesi sonucu 

oluflan üç yar› dolu hibrit orbitalleri, I atomlar›n›n yar› dolu 5p x orbitalleri ile uç 

uca örtüflerek üç kovalent ba¤ oluflturur ve geometrisi düzlem üçgendir. 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

2 

GaI 3 molekülünün SIRA S‹ZDE geometrisini ve merkez atomun hibritleflme türünü bulunuz ( 31 Ga, 53 I). 



Metan, CH 4 , molekül yap›s›nda merkez atom karbonun temel halde elektron dizilimi 

1s 2 2s 2 2p 2 (2p 1 x 2p 1 y 2p 0 z ) fleklindedir. Dört adet hidrojen atomunun merkez 

atomuna kovalent SORUba¤ ile ba¤lanabilmesi için dört adet yar› dolu orbitale ihtiyaç 

vard›r. Bu merkez atom karbonun sahip oldu¤u bir s ve üç tane p orbitallerinin 

hibritleflerek, dört yeni sp 3 hibrit orbitalini oluflturmas›yla sa¤lan›r. Sonuçta, aralar›ndaki 

aç›n›n 109,5° oldu¤u düzgündörtyüzlü (tetrahedral) bir geometriye sahip 

D‹KKAT 

molekül yap›s› elde edilir (fiekil 3.8). 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON


71 

(bir tane) 2s + (üç tane) 2p → (dört tane ) sp 3 hibrit orbitali 

fiekil 3.8 

sp 3 hibrit 

orbitallerini 

n oluflumu 

ve hibrit 

orbitallerin 

tetrahedral 

geometride 

gösterimi 

NH 3 molekülünün geometrisi ve hibritleflme türünü bulunuz ( 7 N, 1 H). 

ÖRNEK 

Çözüm 

NH 3 türü moleküllerin yap›s›n› en güzel aç›klama yollar›ndan birisi hibritleflme 

yöntemidir. Temel halde azot atomunun elektron dizilimi 7 N: 1s 2 2s 2 2p 1 x 2p1 y 2p1 z 

Azotun 2s ve 2p orbitallerinin hibritleflmesi sonucunda dört tane sp 3 hibrit orbitali 

oluflur.


Bu hibrit oritallerinden birinde elektron çifti vard›r. Teori gere¤i, tüm hibrit orbitalleri 

efl enerjili olacaklar›ndan, elektron çifti tafl›yan orbital dört hibrit orbitalden 

herhangi birisi olabilir. Üç tekli hibrit orbital, üç tane H’in 1s orbitali ile örtüflerek 

üç tane N-H ba¤›n› olufltururken, dördüncü hibrit çift elektronlu olarak ba¤ 

yapmadan azot atomu üzerinde yer al›r. NH 3 molekülünün Lewis yap›s› çizildi¤inde 

azot üzerindeki ortaklanmam›fl elektron çifti bulundu¤unu hat›rlayal›m. De¤erlik 

ba¤ teorisi (DBT) ile aç›klanan bu yap› Lewis yap›s› ile uyum içindedir. 

sp 3 d Hibritleflmesi 

Periyodik cetvelin, ikinci periyodunda yer alan elementler, de¤erlik kabu¤unda 

en fazla sekiz elektron bulundurarak genelde oktet kural›na uyarlar. 3. periyot ve 

takip eden periyotlarda bir molekülde hibrit orbital olufltururken, 3s ve 3p orbitallerinin 

yan› s›ra 3d orbitallerini de kullanabilirler. Bu durumda merkez atom 

oktet kural›n› aflarak dörtten fazla elektron çifti bulundurabilir. Bu duruma örnek 

olarak, üçgen çift piramit yap›ya sahip PCl 5 molekülünü verebiliriz. Befl tane P-Cl 

kovalent ba¤›n›n oluflumu için fosforun befl yar› dolu orbitali olmas› gerekir. Fosfor’un 

temel hal elektron dizlimi, P: [Ne]3s 2 3p 3 (p 1 x p1 y p1 z ) fleklindedir. E¤er ba¤lanan 

atomlar›n elektronegatifli¤i yeterince büyük olursa, yüksek enerjili ve büyük 

yar›çapl› d orbitallerin enerjisi düflebilir. Bu durum s, p ve d orbitallerin enerjileri 

birbirine yaklaflmas›na sebep olur. s orbitalindeki bir elektron 3d orbitaline uyar›labilir. 

Bir s, üç p ve bir d orbitalinin kar›fl›m› ile befl adet yar› dolu hibrit orbitali 

(sp 3 d) oluflur. Klor atomlar›n›n yar› dolu p orbitalleri ile bu hibrit orbitallerinin 

örtüflmesinden üçgen çift piramit yap› elde edilir. Bu geometride, atomlardan 

üçü ekvatoral bölgede, aralar›ndaki aç›n›n 120° oldu¤u eflkenar bir üçgende konumlan›rken, 

di¤er ikisi bu düzleme dik, do¤rusal bir halde eksenlere yerleflir 

(fiekil 3.9). K›saca iki farkl› bölgeden oluflan bir geometri söz konusudur. Ba¤ 

uzunlu¤u ve ba¤ aç›lar› farkl› olan bu iki bölgenin, sp 2 ve dp hibritleflmesi fleklinde 

meydana geldi¤i düflünülebilir. Bu nedenle bu tür hibritleflmelere eflde¤er olmayan 

hibritleflme denir.


73 

3 

3s + 3 p + 3 p + 3 p + 3 d → 5 tane sp d hibritorbital 

x y z 

z 2 

fiekil 3.9 

PCl 5 molekülünde 

hibrit orbitallerin 

gösterimi 

Genel olarak d orbitallerinin s ve p orbitallerinden çok daha büyük olmas› ve 

yüksek enerjili olmalar› nedeniyle hibritleflmeye kat›l›p kat›lmad›klar› konusunda 

tereddütler vard›r. Orbital büyüklü¤üne etki eden önemli faktörlerden biriside 

merkez atomunun k›smi yükü veya yükseltgenme basama¤›d›r. Pozitif yük fazlal›- 

¤› orbitallerin çekirde¤e daha fazla çekilmesine neden olur. PCl 5 molekülünde oldu¤u 

gibi elektronegatifli¤i yüksek atomlarda bu etkiden dolay› 3s ve 3p orbitallerinin 

yan›nda 3d orbitalleri de hibritleflmeye kat›l›r. Ancak benzer yap›daki PH 5 

molekülününde, hidrojenin elektronegatifli¤i yeterince büyük olmad›¤›ndan 3d orbitalleri 

çekirde¤e yeterince yaklaflamaz. Bu nedenle 3d orbitallerinin enerjisi 3s ve 

3p orbitallerinin enerjisinden yüksekte kal›r. Sonuçta, hibritleflme gerçekleflemez 

ve PH 5 molekülü oluflmaz.


ÖRNEK 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

Ksenon diflorür (XeF 2 ) molekülünün hibritleflme türünü belirleyiniz ( 54 Xe, 9 F). 

Çözüm 

Xe, de¤erlik elektron dizilimi 5s 2 5p 6 fleklindedir. Xe atomunun iki kovalent ba¤ 

oluflturabilmesi için iki yar› dolu orbitale ihtiyac› vard›r. 5p orbitalinindeki bir elektron 

bofl 5d orbitallerinden birine uyar›l›rsa, iki yar› dolu orbital ve üç tam dolu orbital 

elde edilir. Bu orbitallerin hibritleflmesinden sp 3 d hibrit orbitalleri oluflur. Befl 

hibrit orbitalden ikisi yar› doludur ve di¤er üç tanesinde ortaklanmam›fl elektron 

SIRA S‹ZDE 

çiftleri yer al›r. ‹tme çekme kuvvetlerinin en az olaca¤› kararl› hal için ortaklanmam›fl 

elektron çiftleri üçgen çift piramit yap›n›n ekvatoral bölgesinde konumlan›r. 

Yar› dolu hibrit DÜfiÜNEL‹M orbitaller ise di¤er üç dolu orbitallere dik olacak flekilde eksenlere 

yerleflir. Bu durumda, atomlar›n eksen bölgelerdeki yar› dolu hibrit orbitalleriyle 

örtüflür ve do¤rusal bir yap› ele geçer. Sonuçta, elektron grubu geometrisi üçgen 

çift piramit olan bir hibritleflmeden molekül geometrisi do¤rusal olan bir yap› 

SORU 

elde edilir. 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

SIRA S‹ZDE 

3 

TELEV‹ZYON 

Kükürt tetraflorür SIRA S‹ZDE (SF 4 ) molekülünün geometrisini DBT ile belirleyiniz ( 16 S, 9 F). 


‹NTERNET 

SORU 


www.chem1.com/acad/webtext/chembond ‹NTERNET 

sitesinden molekül geometrileri hakk›nda ayr›nt›l› 

bilgi edinebilirsiniz. 

SORU 

sp 3 d 2 Hibritleflmesi 

D‹KKAT 

Kükürt hekzaflorür, D‹KKAT SF 6 , molekülünün yap›s› incelendi¤inde, bütün S-F ba¤lar› 

birbirine eflit olan düzgün sekizyüzlü (oktahedral) yap›da oldu¤u görülür. S atomunun 

temel halde elektron dizilimi, [Ne]3s 2 3p 4 fleklindedir. Alt› tane atomun 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

merkez atomuna ba¤lanabilmesi için alt› tane yar› dolu orbitale ihtiyaç vard›r. 

Afla¤›da da gösterildi¤i gibi, 3s ve 3p orbitalindeki birer elektron d orbitallerine 

AMAÇLARIMIZ uyar›lmas› ile alt› tane yar› dolu orbital elde edilir. Yar› dolu bir tane 3s, üç tane 

AMAÇLARIMIZ 

3p ve iki tane 3d orbitalinin hibritleflmeye kat›lmas›ndan alt› tane eflde¤er sp 3 d 2 

hibrit ortialleri oluflur. Bu orbitaller, düzgün sekiz yüzlü geometrinin köflelerine 

K ‹ T A P 

yönelmifltir K ve ‹ Ther A Pbir ba¤›n aç›s› 90°’dir (fiekil 3.10). Düzgünsekizyüzlü geometri 

düflünüldü¤ünde hibritleflmeye eksenel do¤rultuda yer alan d z 2 ve ekvatoral 

bölgede x ve y eksenleri üzerinde yer alan d x 2 2 -y orbitallerinin hibritleflmeye kat›lan 

d orbitalleri TELEV‹ZYON olmas› TELEV‹ZYON 

gerekir. 

‹NTERNET 

‹NTERNET


75 

fiekil 3.10 

sp 3 d 2 hibritleflmesi 

ve SF 6 molekülünün 

yap›s› 

Ksenon tetraflorür (XeF 4 )molekülünün hibritleflme türünü ve geometrisini SIRA S‹ZDEbelirleyiniz 

( 54 Xe, 9 F). 

4 

SIRA S‹ZDE 

Hibritleflmeye 

kat›lan de¤erlik 

orbitallerinin say›s› 

Hibritleflme 

türü 

Hibrit orbital 

say›s› 


Geometrileri Örnek 

SORU 


Çizelge 3.1 

Baz› hibritleflme 

türleri ve molekül 

SORU 

flekilleri 

2 sp 2 Do¤rusal HgCl 2 , BeCl 2 

sp 

3 

2 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

Üçgen düzlem BF 3 , BH 3 

sp 2 3 

– 

Aç›sal SnCl 2 , NO 2 

sp 3 

SIRA S‹ZDE – SIRA S‹ZDE 

Düzgün dörtyüzlü BF 4 , CH4 

4 

sp 3 

4 Üçgen piramit NH 3 , PH 3 

sp 3 Aç›sal H 2 O, ICl + 

AMAÇLARIMIZ 

 

2 AMAÇLARIMIZ 

5 

6 

sp 3 d 

sp 3 d 

sp 3 d 

5 

sp 3 d 2 

sp 3 d 2 

sp 3 d 2 6 

Üçgen çift piramit PCl 5 

Bozulmufl dörtyüzlü SF 4 ,TeCl 4 

K ‹ T A P 

T-flekli ICl 3 , BrF 3 

– 

Do¤rusal XeF 2 , ICl 2 

– 

Oktahedral TELEV‹ZYON SF 6 , PF 6 

– 

Kare piramit IF 5 , SbF 5 

– 

Kare düzlem XeF 4 , ICl 4 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET


fiekil 3.11 

Çoklu Ba¤ ‹çeren Moleküllerde Hibritleflme 

‹kili ve üçlü ba¤lar içeren molekülleri de hibritleflme kuram› ile aç›klamak mümkündür. 

Örne¤in, etilen, C 2 H 4 , molekülünde karbon atomlar› aras›nda çift ba¤ 

(C=C) vard›r ve düzlemsel bir yap›dad›r. Temel halde karbon atomunun elektron 

dizilimi, 1s 2 2s 2 2p 2 (2p 1 x 2p1 y 2p0 z ) fleklindedir. 2s orbitalinden bir elektron 2p z orbitaline 

uyar›l›rsa dört adet yar› dolu (2s 1 2p 1 x 2p1 y 2p1 z ) orbital ele geçer. 2s orbitali, 

2p x ve 2p y orbitalleri ile hibritleflerek üç tane sp 2 hibrit orbitali olufltururken, x 

ve y eksenlerine dik 2p z orbitali hibritleflmeye kat›lmadan kal›r. Üç sp 2 hibrit orbitalinden 

ikisi, H atomundaki 1s orbitali ile birbirine 120°’lik aç›larda düzlem üçgen 

yap›n›n iki köflesine yerleflecek flekilde örtüflür. Böylece iki tane σ-ba¤› oluflur. 

Di¤er karbon atomunda da ayn› hibritleflmeler ve orbital örtüflmeleri gerçekleflir. 

Her iki karbon atomunda kalan birer tane sp 2 hibrit orbitali kendi aralar›nda örtüflerek 

karbon atomlar› aras›nda bir σ-ba¤› meydana getirir. Oluflan bu düzlem yap›ya 

dik konumda hibritleflmeye kat›lmayan her bir karbon atomunun 2p z orbitalleride 

düzlemin alt›nda ve üstünde örtüflerek π-ba¤› ad›n› verdi¤imiz ba¤lanma türünü 

olufltururlar. Böylece etilen molekülünde her bir karbon atomu 3 tane σ-ba- 

¤› ve bir tane π-ba¤› yapm›fl olur. Etilen molekülü için hibritleflme ve ba¤ oluflumlar› 

fiekil 3.11’de gösterilmifltir. 

C 2 H 4 yap›s›nda σ ve π ba¤lar›n›n gösterimi. 

Asetilen, C 2 H 2 molekülünde, ba¤ oluflumu, etilendekine benzer. Lewis yap›s› 

çizildi¤inde karbon atomlar› aras›nda üçlü kovalent ba¤ ve iki tane C-H ba¤› oldu- 

¤unu görürüz. VSEPR teorisinde öngörüldü¤ü gibi molekül do¤rusal geometrik yap›dad›r 

(fiekil 3.12). Bu durumda, karbon atomlar› hibritleflmesi sp türünde olmal›d›r. 

Ba¤lar›n oluflumunda, karbonun 2s ve 2p x orbitali hibritleflmeye kat›l›rken, 

2p y ve 2p z orbitalleri hibritleflmeye u¤ramadan kal›r. Her bir karbon atomunun sp 

hibrit orbitali birer tane H atomunun s orbitali ile σ-ba¤lar›n›, olufltururken di¤er 

sp hibrit orbitali komflu karbonun sp hibrit orbitali ile örtüflerek σ-ba¤› oluflturur. 

Karbon atomlar›ndaki hibritleflmeye kat›lmayan 2p y ve 2p z orbitalleri çekirdekler 

aras›ndaki eksene dik konumdad›r. Bu orbitallerin yan yana örtüflmesi sonucunda 

elektron yo¤unlu¤u çekirdekler aras› eksenin alt›nda ve üstünde kal›r. Böylece iki 

adet π ba¤› meydana gelir. Sonuçta asetilen molekülü, iki σ-ba¤› ve iki π-ba¤› içeren 

do¤rusal bir geometridedir (fiekil 3.12).


77 

fiekil 3.12 

C 2 H 2 yap›s›nda σ ve π ba¤lar›n›n gösterimi 

σ-ba¤› oluflumu 

π-ba¤› oluflumu 

Azot, N 2 , molekülünün yap›s›n› DBT ile aç›klay›n›z ( 7 N). 

MOLEKÜL ORB‹TAL KURAMI (MOT) 

SIRA S‹ZDE 


Moleküllerin yap›s›n› daha iyi aç›klaman›n yan›nda, kararl›l›k, spektroskopik ve 

manyetik özellikleri belirlemek bilim adamlar›n›n üzerinde çal›flt›klar› konulard›r. 

Bu zamana kadar anlat›lan Lewis kuram› ve De¤erlik Ba¤ Kuram› SORUmoleküllerin 

gözlenen baz› özelliklerini yeterince aç›klayamamaktad›r. Örne¤in, afla¤›da Lewis 

yap›s› verilen O 2 molekülünün, elektronlar›n›n tamam› çiftleflmifl oldu¤undan diyamanyetik 

özellik göstermesi beklenir. Ancak, yap›lan ölçümlerde molekülün 

D‹KKAT 

paramanyetik özellik gösterdi¤i bulunmufltur. Bu sonucu VSEPR ve hibritleflme 

teorisiyle aç›klamak mümkün de¤ildir. 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ Diyamanyetik madde 

AMAÇLARIMIZ 

Bu problemleri aflmak için, kimyasal ba¤lanmalar› atomik orbitallere dayanarak manyetik alan taraf›ndan 

itilen maddelere denir. 

aç›klayan De¤erlik Ba¤ Teorisi yerine, kovalent ba¤› molekül orbital yöntemiyle Manyetik duyarl›l›¤› negatif 

izah eden Molekül Orbital Teorisi gelifltirilmifltir. Bu teoriye göre, K ‹ Tmoleküllerin A P de kabul edilen bu K maddelerde ‹ T A P 

elektronlar›n hepsi 

t›pk› atomlar gibi orbitalleri vard›r ve bu orbitaller atom orbitallerinin etkileflimi ile eflleflmifltir. 

oluflur. Molekül orbitallerinin gerçek flekli tam olarak bilinmemekle birlikte, atom 

orbitallerine ait dalga fonksiyonlar›n›n toplanmas› veya ç›kar›lmas›yla TELEV‹ZYONelde edilir. 

TELEV‹ZYON 

Bunu, A ve B gibi iki atomun orbitallerinin etkileflimi üzerinden aç›klayal›m; A ve 

B atom orbitalleri için tan›mlanan Ψ A ve Ψ B dalga fonksiyonlar›, bu iki atomun birlefliminde 

elektron bulutlar›n›n örtüfltü¤ü varsay›larak, atomik orbital fonksiyonlar›n›n 

do¤rusal birleflimi ile molekül orbitali dalga fonksiyonu Ψ AB oluflturulur. 

‹NTERNET 

‹NTERNET 

Atom orbitallerinin örtüflme do¤rultusu, aksi belirtilmedi¤i sürece, genel olarak z 

ekseni do¤rultusunda olur. Atomik orbitallerin toplanmas› ile ba¤ yapan molekül 

orbital (Ψ by ), ç›kar›lmas› ile karfl› ba¤ molekül orbitali (Ψ bk ) oluflur (fiekil 3.13). 

W= W + W W = W − W W = NC ( W + CW 

) 

A B bk A B by 1 A 2 B 

N, elektronun tüm uzayda bulunma olas›l›¤›n› gösteren normalizasyon sabitidir 

ve 1’e eflittir. C 1 ve C 2 ise, her bir atomik orbitalin molekül orbital oluflumuna yapt›¤› 

katk›y› gösteren sabitler olup Ψ by ’in enerjisini minumuna indirecek flekilde hesaplan›r. 

Atomik dalga fonksiyonlar› kullan›larak oluflturulan molekül orbital fonksiyonlar›n›n 

yaklafl›k çözümleri ile C sabitleri hesaplan›r. C de¤erinin büyük olmas› 

molekül orbital oluflumuna katk›n›n büyük oldu¤unu gösterir. Belirli bir uzay 

5 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

Paramanyetizm efllenmemifl 

elektronlar›n spin D‹KKAT ve orbital 

hareketinden kaynaklan›r. 

ParamanyetikSIRA maddeS‹ZDE 

manyetik alanda çekilen 

maddelere denir.


fiekil 3.13 

Efl çekirdekli bir 

molekülde atom 

orbitalinin dalga 

fonksiyonlar›n›n 

örtüflmesi ile oluflan 

a. ba¤ yapan 

molekül orbital (by) 

b. karfl› ba¤ molekül 

orbitallinin (bk) 

gösterimi. 

hacminde (dv) bir elektronun bulunma olas›l›¤› Ψ 2 .dv oldu¤undan, bir molekül 

orbitalinde de elektronun bulunma olas›l›¤›, Ψ 2 by ’n›n karesi ile ifade edilir. 

2 

by 

2 

1 

2 

A 

2 

1 2 A B 2 

W = C W + 2 C C W W + C W 

C 1 

2 ΨA 

2 ve C2 

2 ΨB 

2 ifadeleri yaln›z bafllar›na A ve B atomlar›na ait elektronlar›n bulunma 

olas›l›¤›n› gösterir. 2C 1 C 2 Ψ A Ψ B terimi ise oluflan AB molekül orbitalindeki 

elektronlar›n bulunma olas›l›¤›n› ifade eder ve bu de¤erin büyüklü¤ü oluflan kovalent 

ba¤›n kuvvetiyle do¤ru orant›l›d›r. 

2 

B 

Orbital dilimlerinin pozitif 

veya negatif iflaretlerinin 

gösterimi koyu renk ve aç›k 

renk olarak ifade edilmifltir. 

Atom orbitallerinin dalga fonksiyonlar›n›n giriflimi sonucunda, iflaretleri (simetrileri) 

ayn› olan orbital dilimlerinin örtüflmesiyle genli¤in artmas› (yap›c› giriflim) 

veya iflaretleri farkl› olan orbitallerin örtüflmesiyle genli¤in azalmas› (yok edici giriflim) 

sözkonusudur. Atomun dalga fonksiyonlar›n›n yap›c› giriflimiyle çekirdekler 

aras›ndaki elektron yo¤unlu¤u artar ve çekirdeklerin birbirine yaklaflmas›n› sa¤layarak 

kimyasal ba¤ oluflumunu gerçeklefltirir. Yap›c› giriflim sonucu oluflan bu orbitale 

ba¤ yapan molekül orbitali (by) denir ve σ ba¤› olarak gösterilir. Yap›c› giriflimde, 

giriflim integralinin de¤eri s›f›rdan büyüktür (S>0). Ba¤ yapan molekül orbitalin 

enerjisi kendisini oluflturan atom orbitallerinden daha düflüktür. Yok edici 

giriflimde, çekirdekler aras›nda elektron yo¤unlu¤u azal›r. Bu durumda çekirdekler 

birbirini iter, oluflan orbitale karfl› ba¤ molekül orbital (bk) denir ve σ* ile gösterilir 

(fiekil 3.13). Bu örtüflme türünde giriflim integralinin de¤eri negatif olur 

(S


79 

fiekil 3.14 

Ba¤ yapmayan 

baz› atomik orbital 

örtüflmeleri (S=0) 

H 2 molekülü için, kovalent ba¤ oluflumunda 

molekülün potansiyel enerjisi 

ile atomlar aras› uzakl›¤›n bir fonksiyonu 

olarak iliflkisi fiekil 3.15’de gösterilmifltir. 

‹ki atom birbirine sonsuz uzakl›kta 

iken enerjileri s›f›r kabul edilir. H 2 

molekülünde z›t spinli iki elektron ba¤lay›c› 

orbitalde bulunur ve enerjisi H atomunda 

çiftlenmemifl halde bulunan 1s 

orbitalinden daha düflüktür. H a ve H b 

atomlar› için ba¤ oluflumu (z›t spinlerin 

bulunma hali) 1s A +1s B (σ-ba¤›) fleklinde 

gösterilirse, 1s A -1s B gösterimi ise 

spinleri ayn› karfl› ba¤ molekül orbitalini 

(σ*) ifade eder. Bu orbitalin enerjisi 

daima yüksektir ve karars›zd›r. E o , ba¤ k›r›lma enerjisidir ve molekülün en kararl› 

oldu¤u konumdur. r o ise ba¤ uzunlu¤udur. Negatif bölgede çekirdekler aras› 

yük yo¤unlu¤u fazlad›r. Ba¤ yap›c› bölge buras›d›r. Pozitif bölge, çekirdekler aras›nda 

elektron yo¤unlu¤unun az oldu¤u karfl›t ba¤lay›c› bölgeye denk gelir ve burada 

atom çekirdekleri birbirini itti¤inden yap› karars›zd›r, enerji de¤eri büyüktür. 

fiekil 3.15 

H 2 molekülünün 

çekirdekler aras› 

uzakl›¤›n›n 

fonksiyonu olarak 

potansiyel enerji 

de¤iflimi. 

Atomlarda oldu¤u gibi 

molekül orbitallerde de Pauli 

d›flarlama ilkesi uygulan›r. 

fiekil 3.16 

H 2 ve He 2 moleküllerinin σ, σ* orbitalleri ve MO enerji dizilimi. 

H 2 ve He 2 d›fl›nda iki atomlu di¤er molekülleri olufltururken 1s in yan›nda 2s 

ve 2p orbitallerinin de etkileflimleri söz konusudur. 2s orbitallerinin örtüflmesi 1s 

orbitallerinin örtüflmesiyle ayn›d›r, yaln›zca enerjileri daha büyüktür. 2p orbitallerinin 

örtüflmesi biraz daha karmafl›k olup fiekil 3.17’de gösterilmifltir.


fiekil 3.17 

σ 2p , σ ∗ 2p , π 2p ve π∗ 2p 

molekül orbitallerinin 

oluflumu. 

2p orbitallerinin örtüflmesi de uç-uca ve yan-yana olmak üzere iki türlü olur. 

Uç-uca örtüflme sonucu σ-ba¤›, yan-yana örtüflme sonucu π-ba¤› oluflur (fiekil 

3.17). Üç p orbitalinden sadece bir tanesi uç-uca örtüflebilir. Çekirdekleri birlefltiren 

eksen z ekseni olarak kabul edilirse, p x - p x örtüflmesi sonucu teori gere¤i 

düflük enerjili bir ba¤lay›c› molekül orbital, σ 2px ve bir yüksek enerjili karfl› ba¤lay›c› 

molekül orbital, σ* 2px oluflur. Di¤er iki p orbitali yan-yana örtüflme yaparak 

π 2py π* 2py ve π 2py π* 2py molekül orbitallerini olufltururlar. ‹ki tip örtüflmede iki çekirdek 

aras›nda elektron yo¤unlu¤u daha fazla olan σ-ba¤›, π-ba¤›ndan daha kuvvetlidir. 

Ba¤ eksenine göre simetrik olmayan d orbitalleri, benzer simetriye sahip p ve 

d atom orbitalleri ile giriflim yaparak π molekül orbitallerini oluflturabilir (fiekil 

3.18). Bu tür etkileflimleri, ünite 8’de geçifl metallerinin oluflturdu¤u koordinasyon 

bileflikleri incelenirken ayr›nt›l› olarak anlat›lacakt›r.


81 

fiekil 3.18 

Atom orbitallerinin 

örtüflme türleri σ, π 

ba¤› oluflumlar› ve 

σ* veya π* molekül 

orbital oluflumlar›. 

Molekül Orbital Teorisine (MOT) göre, bir molekülün MO enerji diyagram›n› 

çizerken afla¤›daki kurallara uyulmal›d›r: 

• Oluflan molekül orbitallerinin say›s› her zaman birlefltirilen atom orbitallerinin 

say›s›na eflit olur. 

• Ba¤ molekül orbitalleri atom orbitallerinden daha düflük, karfl› ba¤ orbitalleri 

daha yüksek enerjilidir. 

• Molekül orbitallerine elektron yerlefltirilmesinde önce düflük enerjili orbitalden 

bafllan›r (Madelung kural›). Kararl› moleküllerde, düflük enerjili ba¤ 

molekül orbitallerindeki elektron say›s› karfl› ba¤ molekül orbitallerinden 

daima daha fazlad›r. 

• Bir molekül orbitali en fazla z›t spinli iki elektron alabilir (Pauli d›fllama ilkesi). 

• Enerjileri ayn› molekül orbitallere elektronlar önce paralel spinli daha sonra 

z›t spinli olacak flekilde yerlefltirilir (Hund Kural›). 

• Moleküldeki toplam elektron say›s› kendisini oluflturan atomlar›n toplam 

elektron say›s›na eflittir. 

Çok elektronlu sistemlerde, 

elektronlar aras› 

etkileflimler, s›zma ve 

perdeleme etkisi ile, ayn› 

bafl kuvantum say›l› 

orbitallerin eflenerjili hali 

bozulur Bu sistemler için 

(n+l ) kural› (Madelung 

Kural›) ile orbital enerji ve 

dolay›s›yla elektron dolufl 

s›ras› bulunur. n+l de¤eri 

artt›kça orbital enerjiside 

artar.


fiekil 3.19 

Moleküllerin kararl›¤›n› belirtmek için ba¤ derecesi kavram› kullan›l›r ve afla¤›- 

daki eflitlik ile bulunur. 

Bağ derecesi = 

(Bağ MO elektron sayısı) – (Karşı bağ MO elektron sayısı) 

2 

Ba¤ kuvveti ba¤ derecesi ile ifade edilir. Yukar›daki formülden de anlafl›laca¤› 

gibi, ba¤ derecesi negatif olamaz, fakat kesirli de¤erler alabilir. Ba¤lay›c› elektronlar›n 

say›s›, karfl› ba¤lay›c› elektronlardan iki fazla ise ba¤ derecesi birdir ve tek kovalent 

ba¤ olufltu¤unu gösterir. Ba¤ derecelerinin karfl›laflt›rmas› ile moleküllerin 

kararl›l›¤› hakk›nda kalitatif bir de¤erlendirme yap›labilir. Ba¤ derecesi büyük olan 

moleküller daha kararl› yap›lard›r. 

Örne¤in, H 2 , H 2 + , He 2 ve He 2 + moleküllerinin ba¤ derecelerini karfl›laflt›r›rsak 

yap›lar›n kararl›l›¤› hakk›nda fikir yürütebiliriz (fiekil 3.19). 

H 2 , H 2 

+, He 2 ve He 2 + moleküllerinin MO dizilimleri ve ba¤ dereceleri. 

, , 

Ba¤ dereceleri karfl›laflt›r›ld›¤›nda, H 2 molekülünün en kararl› He 2 ise en karars›z 

molekül oldu¤u anlafl›l›r. H 2 + ve He 2 + iyonlar›n›n ba¤ dereceleri eflit oldu¤u 

için kararl›l›klar›n›n ayn› olmas› beklenir. Ancak, He 2 + iyonunda karfl› ba¤ molekül 

orbitalinde elektron oldu¤u için yap›n›n kararl›l›¤› H 2 + göre daha düflüktür. Sonuçta, 

bu moleküllerin kararl›l›k s›ras› büyükten küçü¤e H 2 > H 2 + > He 2 + > He 2 fleklinde 

s›ralanabilir. 

‹ki Atomlu Moleküller 

Molekül orbitalin enerjisi atomik orbitallerin örtüflme oran›na ba¤l›d›r. Enerji bak›m›ndan 

2s obitali 2p orbitallerinden daha düflük seviyede oldu¤undan, 2s orbitallerinin 

örtüflmesiyle oluflan molekül orbitallerin enerjisi, 2p orbitallerin örtüflmesiyle 

oluflan molekül orbitallerinden daha düflüktür. Üç tane 2p orbitalinin (2p x , 

2p y , 2p z ), kendi aralar›nda örtüflmesinden, bir tane σ 2p molekül orbitali ve iki tane 

π 2p molekül orbitalleri oluflaca¤›n› daha önceden göstermifltik. p x -p x orbitallerinin 

uç uca örtüflmesiyle oluflan σ 2p ’lerin enerjisi, p y - p y ve p z - p z orbitallerinin 

yan yana örtüflmesiyle oluflan iki π 2p molekül orbitallerinden daha düflük enerjilidir. 

Karfl› ba¤ (bk) molekül orbitallerindeki enerji art›fl› ayn› türe ait ba¤ molekül 

orbitallerindeki enerji düflüflü ile eflde¤erdir. O 2 , F 2 ve Ne 2 molekül orbital dizilimi 

bu gözleme uysa da, deneysel ölçümler bu s›ralaman›n Li 2 ’dan N 2 ’ye kadar olan 

moleküllerde uymad›¤›n› göstermektedir. Bunun nedeni, 2s ve 2p orbitallerinin sa-


83 

hip oldu¤u etkin çekirdek yükü farklar›n›n O, F ve Ne da çok artmas›d›r. Yani 2s 

ve 2p orbitalleri aras›ndaki enerji fark› çok büyüktür. Bu da orbital kaynaflmas›n›n 

etkisini azalt›r. 2s ve 2p orbitalleri molekül orbital olufltururken herhangi bir etkileflime 

girememektedir. Li 2 den N 2 ’ne kadar olan elementlerde 2s ve 2p atom orbitallerinde 

etkin çekirdek yük farklar› azd›r. 2s ve 2p orbital enerjileri birbirine yak›nd›r 

ve sp etkileflimi meydana gelir. Bu etkileflim 2s ve 2p orbitallerinden oluflan 

σ 2px ve σ 2 * p x 

molekül orbitallerinin beklenenden daha kararl› olmas›na neden olur. 

Bu durumda molekül orbital enerji s›ralamas›nda σ 2px orbitali, iki tane efl enerjili 

π 2p orbitallerinin alt›nda yer al›r. 

fiekil 3.20 

Efl çekirdekli iki 

atomlu ikinci 

periyot element 

moleküllerinin 

molekül orbital 

dizilimi 

a. Li’den N 2 ’na 

b. O’den Ne 2 ’ye 

kadar. 

a 

b 

Molekül orbital enerji diyagramlar›n›n fiekil 3.19’da gösterildi¤i gibi çizilmesi 

uzun ve zahmetli olmaktad›r. Orbitallerin artan enerji s›ralamalar› dikkate alarak 

simgeleri kullanmak birçok aç›dan kolayl›k sa¤lar. Örne¤in, fiekil 3.20a’da gösterilen 

basit yap›l›, efl çekirdekli ve s-p etkileflimi az olan iki atomlu moleküllerde molekül 

orbitallerini enerji s›ralamas› flu flekilde yaz›labilir: 

(σ 1s ) < (σ 1 * s ) < (σ 2s ) < (σ 2 * s ) < (π 2py ) = (π 2pz ) < (σ 2px ) < (π 2 * py 

) = (π 2 * pz 

) < (σ 2 * pz 

) 

fiekil 3.20b’de gösterilen O 2 ve F 2 gibi k›smen daha a¤›r elementlerin iki atomlu 

molekülleri için s-p etkilefliminin ihmal edilecek kadar az oldu¤u dikkate al›nd›¤›nda 

MO enerji dizilimi ise flu flekilde yaz›labilir: 

(σ 1s ) < (σ 1 * s ) < (σ 2s ) < (σ 2 * s ) < (σ 2px ) < (π 2py ) = (π 2pz ) < (π 2 * py 

) = (π 2 * pz 

) < (σ 2 * pz 

) 

O 2 molekülünün yap›s› ve magnetik özellikleri en güzel MOT ile aç›klanabilir. O 2 

molekülünün (fiekil 3.20b kullan›larak) molekül orbitalleri afla¤›daki gibi s›ralanabilir: 

(σ 1s ) 2 (σ 1 * s ) 2 (σ 2s ) 2 (σ 2 * s ) 2 (σ 2px ) 2 (π 2py ) 1 (π 2pz ) 1 

Ba¤lay›c› molekül orbitallerindeki elektron say›s› sekiz, karfl›t ba¤lay›c›larda ise 

dört oldu¤u görülür. Yap›lan hesaplamada ba¤ derecesi 2 bulunur. Buradan, O 2 

molekülünün bir σ-ba¤› bir de π-ba¤› olmak üzere iki tane kovalent ba¤ yapt›¤›


anlafl›l›r. Deneysel sonuçlara göre, O 2 molekülü paramanyetik özellik göstermektedir. 

Molekül orbital teorisinden elde edilen efl enerjili π 2py ve π 2pz orbitallerindeki 

efllenmemifl elektronlar, manyetizmaya neden olmaktad›r. 

MO enerji diziliminde oluflturulan molekül orbitallerden dolu en yüksek enerjili 

molekül orbital HOMO (Highest Occupied Molecular Orbital) ve bofl en düflük 

enerjili molekül orbital de LUMO (Lowest Unoccupied Molecular Orbital) olarak 

isimlendirilir. 

Çizelge 3.2’de periyodik cetvelin ikinci periyodunda bulunan elementlerin efl 

çekirdekli ve iki atomlu bilefliklerinin MO enerji dizilimi ve baz› fiziksel de¤erleri 

karfl›laflt›rmal› olarak verilmifltir. 

Çizelge 3.2 

‹kinci s›ra 

elementlerinin iki 

atomlu bilefliklerinin 

MO enerji dizilimi ve 

baz› fiziksel de¤erleri 

2s-2p etkileflimi büyük 

2s-2p etkileflimi küçük 

B 2 C 2 N 2 O 2 F 2 Ne 2 

σ* 2p σ* 2p 

π* 2p π* 2p 

σ 2p 

π 2p 

π 2p 

σ 2p 

σ* 2s σ* 2p 

σ 2s 

σ 2s 

Ba¤ derecesi 1 2 3 2 1 0 

Ba¤ entalpisi (kJ/mol) 209 620 941 495 155 - 

Ba¤ uzunlu¤u (Å) 1,59 1,31 1,10 1,21 1,43 - 

Manyetizma P D D P D - 

SIRA S‹ZDE 

6 

N - 2 molekülünün SIRA S‹ZDE MO enerji dizilimin yaparak ba¤ derecesini ve manyetik özelli¤ini bulunuz. 


SORU 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 


‹ki Farkl› Atom ‹çeren Moleküller 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

Molekül orbital oluflabilmesi için geçerli olan genel kural atom orbitallerinin enerjilerinin 

birbirine SORUyak›n ve simetrilerinin benzer olmas›d›r. ‹ki atomlu ve efl çekirdekli 

(H 2 , N 2 ve Cl 2 gibi) moleküllerde ayn› tür atomlar›n orbitalleri eflit miktarlarda 

katk›da bulunarak örtüfltüklerinden bu kural›n uygulanmas›nda s›k›nt› yoktur. 

D‹KKAT 

Bu tür moleküller ideal kovalent ba¤l› yap›lard›r. Yük yo¤unlu¤u eflit flekilde da- 

¤›lan bu yap›lara apolar yap›lar denir. 

Molekülü 

SIRA 

oluflturan 

S‹ZDE 

atomlar›n farkl› olmas› halinde atom orbitallerinin enerjileri 

ve simetrileri farkl› olaca¤›ndan ba¤ oluflumuna katk›lar› da farkl› olacakt›r. Oluflan 

molekül orbitalin dalga denkleminde C 1 ve C 2 katsay›lar› efl çekirdekli moleküllerde 

oldu¤u gibi birbirine efl olmay›p farkl› de¤erlere sahip olur. Hangi atom 

orbitalinin molekül orbital oluflumuna katk›s› büyük ise ona ait katsay›da büyük 

olur. Atom K orbitallerinin ‹ T A P farkl› enerjilere sahip olmalar›n›n molekül orbitallerin 

enerjilerine etkisini anlayabilmek için AB gibi bir molekülde σ-etkileflimi sonucu 

oluflan kovalent ba¤› inceleyelim: A’n›n atom orbitallerinin enerjisinin B’den çok 

büyük olmamas› TELEV‹ZYON ve simetrilerinin uygun olmas› halinde orbitaller örtüflüp molekül 

orbitallerini oluflturur. Bu durumda ba¤ yapan molekül orbital enerjisi B ato- 

‹NTERNET 

‹NTERNET


85 

muna daha yak›n ve ondan daha düflük enerjili, karfl› ba¤ molekül orbitali de A 

atomuna daha yak›n ve ondan daha yüksek enerjili olacakt›r. Yani ba¤ elektronlar›n›n 

eflit olarak paylafl›lmama durumu ortaya ç›kar. B atomu üzerinde daha çok 

elektron yo¤unlu¤u olur ve k›smi bir eksi yük oluflur. A atomu üzerinde ise az 

elektron yo¤unlu¤undan kaynaklanan k›smi pozitif yük yo¤unlu¤u olur. Bu flekilde 

oluflan ba¤lara polar kovalent ba¤lar denir. Oluflan k›smi yüklerin miktar› A ve 

B atomlar›n›n enerji fark›n›n (elektronegatiflik fark›) büyüklü¤üne ba¤l›d›r. A ve B 

atomlar›n›n orbital enerjileri fark›n›n büyük olmas› durumunda, atom orbitallerinin 

örtüflmesi çok zay›f olur oluflan molekül orbitalin enerjisi B atomuna o kadar yak›n 

olur ki kovalent ba¤ oluflumu yerine A’dan B’ye elektron aktar›larak ba¤ olufltu¤u 

düflünülebilir veya kovalent ba¤ katk›s› çok az, iyonik katk›s› fazla bir ba¤lanma 

oldu¤u kabul edilir (fiekil 3.21). 

fiekil 3.21 

Farkl› 

elektronegatifliklere 

sahip atomlar›n 

oluflturdu¤u 

bilefliklerde σ ba¤ 

oluflumu 

Hidrojen florür molekülünde H’in 1s atom 

orbitalinin enerjisi F’un 2s ve 2p atom orbitallerinin 

enerjisinden daha büyüktür. Molekül 

orbitallere yerlefltirmek üzere 1 elektron hidrojenden 

7 elektron F’dan toplam 8 de¤erlik 

elektron vard›r. H’nin 1s ve F’un 2p z (z ekseni 

do¤rultusunda atomlar›n birbirine yaklaflt›- 

¤› düflünülür) orbitalleri giriflim yaparak σ-ba¤ 

molekül orbitalini oluflturur. F’un π-simetrili 

2p x ve 2p y orbitalleri karfl›s›nda enerji ve simetrisi 

uygun H atomuna ait herhangi bir orbital 

bulamad›klar›ndan giriflim yapamazlar ve 

de¤iflime u¤ramadan kal›rlar. De¤erlik orbitalindeki 

10 elektronun 2’si ba¤ yapan (σ-orbitaline, 

di¤er 8’i ise ba¤ yapmayan molekül orbital 

olarak kalan (1s, 2p x ve 2p y ) orbitallerine 

girer (fiekil 3.22). Molekülün ba¤ derecesi, 

BD=(2-0)/2=1’dir. F atom orbitallerinin katk›- 

s›n›n fazla olmas›ndan dolay› ba¤ elektronlar› 

daha çok F atomu etraf›nda zaman geçirir. Bu 

fiekil 3.22 

HF molekülünün MO enerji dizilimi


durum, F atomunun k›smi eksi yüke sahip oldu¤u anlam›na gelir. Karfl›t ba¤ moleküllerine 

de H’in 1s atom orbitalinin katk›s› büyüktür, elektron yo¤unlu¤u H atomu 

üzerinde daha düflüktür ve k›sm› pozitif yüke sahip olur. H ve F aras›nda oluflan 

ba¤›n polar kovalent ba¤ olmas› ve deneysel ölçüm sonucu molekülün dipol 

momentinin 1,91 D bulunmas› bu elektron da¤›l›m›n› desteklemektedir. 

SIRA S‹ZDE 

LiCl molekülünün SIRA S‹ZDE MO enerji dizilimini yaz›n›z. 

7 

Karbon monoksit molekülü: CO molekülünün yap›s›n› MOT ile aç›klayal›m. 



Bildi¤iniz gibi C, IVA grubu O ise VIA grubu elementidir. ‹ki elementin elektronegatiflikleri 

birbirinden farkl›d›r. Karbon ve oksijen atom orbitallerinin ba¤›l enerjileri 

göz önüne SORU al›narak çizilen molekül orbital enerji diyagram› fiekil 3.23’de gös- 

SORU 

terilmifltir. C ve O atomlar›n›n 2s ve 2p orbitalllerinin enerjileri biribirine yak›n oldu¤u 

için etkileflime girip iki tane (h 1 ve h 2 ) hibrit orbitali oluflturur. Bu iki hibrit 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

orbitalinin enerji seviyesi hibritleflmeye kat›lmayan di¤er iki 2p orbitallerinin enerji 

seviyesinden düflüktür. C atomunun h 1 hibrit orbitali, enerjisi kendisine yak›n ve 

SIRA S‹ZDE 

simetrileri 

SIRA 

ayn› 

S‹ZDE 

olan O atomunun h 2 hibrit orbitali ile giriflim yaparak σ-ba¤›n› 

oluflturur. Simetrileri örtüflmeye uygun olmayan di¤er hibrit orbitalleri ba¤ yapmayan 

molekül orbitalleri olarak kal›r. Bu iki hibrit orbital CO molekülünün Lewis 

AMAÇLARIMIZ 

yap›s› çizildi¤inde AMAÇLARIMIZ 

C ve O atomlar› üzerinde yer alan birer çift ortaklanmam›fl elektronlara 

karfl›l›k gelir. C ve O atomlar› üzerinde hibritleflmeye kat›lmayan ve π-simetrisine 

sahip K ‹ T2p A orbitalleri P kendi aralar›nda giriflim yaparak iki tane π-ba¤› ve iki 

K ‹ T A P 

tane karfl› ba¤ (π*) molekül orbitalini olufltururlar (fiekil 3.23). 

fiekil 3.23 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

CO molekülünün MO enerji dizilimi 

‹NTERNET 

‹NTERNET 

’tür. σ 3 molekül orbitali HOMO ve π*, molekül or- 

Ba¤ derecesi, 

bitali LUMO’dir. 

BD = 6-0 = 3 

2


87 

Özet 

Elektrostatik modelle aç›klanabilen iyonik ba¤lanmas›- 

n›n aksine kovalent ba¤lanman›n aç›klanmas› için birden 

fazla teori gelifltirilmifltir: De¤erlik Ba¤ Teorisi ve 

Molekül Orbital Teorisi. Her iki teori de molekülün sahip 

oldu¤u fiziksel ve kimyasal özellikleri tek bafllar›na 

yeterince aç›klayamamaktad›r. Kovalent ba¤da ba¤lay›- 

c› kuvvet, ortaklafla kullan›lan elektronlar ile pozitif 

yüklü atom çekirdekleri aras›ndaki elektrostatik çekme 

kuvvetidir. Kovalent ba¤lanman›n gerçekleflmesi için 

ba¤lanacak atom orbitallerinin enerjilerinin birbirine 

yak›n olmas› ve uygun do¤rultularda örtüflmeleri (giriflim 

yapmalar›) gerekir. Ba¤lanma s›ras›nda her iki atom 

da birer elektron verebilir veya ba¤ elektron çifti yaln›zca 

bir atomdan da sa¤lanabilir. Kovalent ba¤ orbitallerin 

örtüflmelerine ba¤l› olarak σ ve π ba¤lanmalar› olmak 

üzere iki türlü gerçekleflebilir. De¤erlik Ba¤ Teorisi 

ise bu ba¤lar› hibritleflme kavram› ile izah eder. Hibritleflmede 

bir merkez atomun kovalent ba¤ yapmas› 

için ilk önce de¤erlik orbitallerinin birbiri ile kar›flarak 

efl enerjili yeni hibrit orbitaller oluflturmas› gerekir. Oluflan 

bu hibrit orbitaller sahip olduklar› efllenmemifl elektronlara, 

merkez atoma ba¤lanacak atomlardan gelen 

bir elektronu da kabul ederek (ortaklafla kullanarak) 

kovalent ba¤ oluflumunu sa¤lar. Hibritleflmede oluflan 

hibrit orbital say›s› hibritleflmeye kat›lan orbitallerin say›s›n›n 

toplam› kadard›r. Merkez atomun hibritleflme 

türüne bakarak molekül geometrisi hakk›nda daha iyi 

fikir yürütebiliriz. 

Kimyasal ba¤ oluflumu için Molekül Orbital Teorisi 

(MOT), De¤erlik Ba¤ Teorisinin aksine sadece de¤erlik 

orbitallerin de¤il atom orbitallerinin tamam›n›n molekül 

oluflumuna katk›da bulundu¤unu söyler. Orbital örtüflmelerinde, 

örtüflmeye kat›lan atom orbitalleri say›s› 

kadar molekül orbital oluflur. Bunlar atom orbitallerinin 

dalga fonksiyonlar›n›n toplanmas› ile düflük enerjili ba¤ 

yapan molekül orbitaller (σ veya π) ve ç›kar›lmas› ile 

yüksek enerjili karfl› ba¤ molekül orbitalleri (σ* veya 

π*)’dir. Di¤er taraftan ba¤ oluflumunda etkili olmayan 

orbitallere ba¤ yapmayan molekül orbitalleri denir. 

MOT, efl çekirdekli iki atomlu ve iki elektrona sahip bir 

molekül olan hidrojen gaz› için molekül orbitallerin matematiksel 

çözümünü tam olarak yap›labilse de, çok 

elektronlu sistemler için hiç bir zaman tam çözüme ulaflamay›p 

yaklafl›k çözümler üretebilmektedir. Molekül 

Orbital Kuram›, De¤erlik Ba¤ kuram›n›n aç›klayamad›- 

¤› moleküllerin manyetik ve spektroskopik özelliklerin 

aç›klayabilmektedir.



1. Afla¤›da verilen hibritleflme türleri ile ona karfl›l›k 

gelen ideal molekül geometrilerilerinden hangisi 

yanl›flt›r? 

a. 

b. 

c. 

d. 

e. 

Hibritleflme türü 

sp 

sp 2 

sp 3 

sp 3 d 

sp 3 d 2 

Geometri 

Do¤rusal 

Düzlem üçgen 

Düzgün dörtyüzlü 

Kare düzlem 

Oktahedral 

2. Kovalent ba¤ oluflumu ile ilgili afla¤›daki ifadelerden 

hangisi yanl›flt›r? 

a. Kovalent ba¤ oluflumunda, orbital türünden ba- 

¤›ms›z olarak, orbitallerin uc-uca örtüflmeleri sonucu 

σ ba¤› oluflur. 

b. Atom orbitallerinin paralel veya yan-yana örtüflmelerinden 

π ba¤› oluflur. 

c. Bir çift ba¤, bir σ ve bir π ba¤›ndan oluflur. 

d. Üçlü ba¤, bir σ ba¤› ve iki π ba¤›ndan oluflur. 

e. σ ba¤› ve π ba¤›n›n enerjileri birbirine eflittir. 

3. Afla¤›da verilen moleküllerden hangisinin merkez 

atomunun hibritleflme türü sp 3 de¤ildir? 

a. BF 3 

b. NH 3 

c. NH+ 

4 

d. H 2 O 

5. O 

- 

2 

iyonunun MOT elektron dizilimi ve manyetik 

özelli¤i afla¤›dakilerden hangisinde do¤ru olarak verilmifltir? 

a. (σ 2s ) 2 (σ * 2s )2 (σ 2px ) 2 (π 2px ) 2 (π 2pz ) 2 (π * 2px )(π* 2pz ) 

(σ * 2px ); paramanyetik 

b. (σ 2s ) 2 (σ * 2s )2 (σ 2px ) 2 (π 2py ) 2 (π 2pz ) 2 (π * 2py )2 (π * 2pz )1 


c. (σ 2s ) 2 (σ * 2s )2 (σ 2px ) 2 (π 2py ) 2 (π 2pz ) 2 (π * 2py )2 (π * 2pz ) 


d. (σ 2s ) 2 (σ * 2s )2 (σ 2px ) 2 (π 2py ) 2 (π 2pz ) 1 (π * 2py )1 (π * 2pz ) 


e. (σ 2s ) 2 (σ * 2s )2 (π 2px ) 2 (π 2py ) 2 (π 2pz ) 2 (π * 2py )2 (π * 2pz )1 

(σ * 2px ); diyamanyetik 

6. Afla¤›daki orbital örtüflmelerinden hangisinde kovalent 

ba¤ oluflmaz? 

.a 

.b 

.c 

.d 

e. CCl 4 

4. NH + 2 iyonunun ba¤ derecesi kaçt›r? 

a. 1,5 

b. 2 

c. 2,5 

d. 3 

e. 3,5 

.e 

7. H 2 O molekülünde gözlenen hibritleflme türü ve molekül 

geometrisi afla¤›dakilerden hangisidir? 

a. 

b. 

c. 

d. 

e. 

Hibritleflme türü 

sp 3 

sp 3 

sp 2 

sp 3 d 

sp 

Molekül Geometrisi 

Aç›l› (V-flekli) 

Tetradehral 

Düzlem üçgen 

Üçgen çift piramit 

Do¤rusal


89 


8. Afla¤›daki moleküllerden hangisi apolar kovalent 

ba¤lanmaya sahiptir? 

a. HCl 

b. CH 4 

c. CO 

d. H 2 O 

e. N 2 

9. Afla¤›daki moleküllerden hangisi polar özellik gösterir? 

a. CH 4 

b. O 2 

c. NH 3 

d. CO 2 

e. F 2 

10. sp 3 hibritleflmesine sahip CH 4 molekülü için afla¤›- 

daki ifadelerden hangisi yanl›flt›r? 

a. Hibritleflmeye bir tane s üç tane p orbitali kat›lm›flt›r. 

b. C atomu üzerinde oluflan dört tane sp 3 hibrit orbitallerinin 

tamam› kullan›larak dört tane kovalent 

ba¤ oluflturulmufltur. 

c. Molekülün geometrisi tetrahedral olup ba¤ aç›- 

lar› birbirine efl 109,6°’dir. 

d. Molekül geometrisi düzlem üçgendir ve ba¤ aç›- 

lar› 120°’dir. 

e. Oluflan kovalent ba¤lar›n ortalama enerjileri bir 

birine eflittir. 

1. d Yan›t›n›z yanl›fl ise “Hibritleflme” konusunu yeniden 

gözden geçiriniz. 

2. e Yan›t›n›z yanl›fl ise “De¤erlik Ba¤ Teorisi (DBT)” 

konusunu yeniden gözden geçiriniz. 

3. a Yan›t›n›z yanl›fl ise “Hibritleflme” konusunu yeniden 


4. c Yan›t›n›z yanl›fl ise “Molekül Orbital Teorisi 

(MOT)” konusunu yeniden gözden geçiriniz. 

5. b Yan›t›n›z yanl›fl ise “Molekül Orbital Teorisi 


6. e Yan›t›n›z yanl›fl ise “Molekül Orbital Teorisi 


7. a Yan›t›n›z yanl›fl ise “Hibritleflme” konusunu yeniden 


8. e Yan›t›n›z yanl›fl ise “Molekül Orbital Teorisi 


9. c Yan›t›n›z yanl›fl ise “Molekül Orbital Teorisi 


10. d Yan›t›n›z yanl›fl ise “Hibritleflme” konusunu yeniden 




Hg’ n›n temel hal elektron dizilimi, [Xe]6s 2 4f 14 5d 10 dur. 

HgCl 2 ’nin Lewis yap›s› 

Hg üzerinde iki elektron çiftide ba¤ yapm›flt›r ve ortaklanmam›fl 

elektron çifti olmad›¤›ndan yap› do¤rusal olmal›d›r. 

6s’de bulunan bir elektron bofl olan 6p orbitaline 

aktar›l›r. 6s ve 6p orbitalleri hirbitleflerek sp hirbit 

orbitallerini oluflturur. Klor atomlar›n sahip oldu¤u yar› 

dolu P x orbitalleri bu hibrit orbitalleriyle örtüflerek kovalent 

ba¤ oluflturur.



Galyum iyodür (GaI 3 ) molekülünde merkez atom galyumun temel hal elektron dizilimi [Ar]4s 2 4p 1 ’dir. Afla¤›da görüldü¤ü 

gibi sp 2 hibritleflmesi yapan Ga atomu üzerindeki hibrit orbitaller I’un yar› dolu 5p orbitalleri ile üst üste çak›flarak 

üç kovalent ba¤ oluflturur ve geometrisi düzlem üçgendir. 


SF 4 molekülünde merkez atom S’ün elektron dizilimi 16 S: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ’dür. S’ün dört tane kovalent ba¤ oluflturmas› 

için dört yar› dolmufl orbital oluflturmas› gerekir. Bu durumda, S’ün 3p elektronlar›ndan birisinin bofl 3d orbitaline 

uyar›lmas› gerekir. Böylece sp 3 d hibritleflmesi gerçekleflir ve bir dolu di¤er üçü yar› dolu dört hibrit orbital 

oluflarak, üçgen çift piramit geometrinin köflelerine yönelirler. Yar› dolu orbitaller F’un 2p x orbitali ile örtüflerek dört 

tane kovalent ba¤ oluflturur. Molekülün gerçek geometrisi VSEPR teorisi gere¤i tahteravalli olarak isimlendirilir. 


XeF 4 de, Xe’nun 5p orbitalinden iki elektron uyar›larak 5d orbitaline geçerse dört yar› dolu orbital ile iki dolu orbital 

ele geçer. Bu orbitallerin hibritleflmesinde sp 3 d 2 hibritleflmesi oluflur. Oluflan alt› hibrit orbitalin geometrisi düzgün 

sekizyüzlü (oktahedral) yap›d›r. Alt› hibrit orbitalden iki tanesi ortaklanmam›fl elektron çifti olarak kal›r ve 

VSEPR teorisi gere¤i ortada bulunan düzlemin alt›nda ve üstünde yer al›rlar. Di¤er dört yar› dolu hibrit orbital kare 

düzlem geometri oluflturacak flekilde ekvatoral bölgede konumlan›r ve F atomunun yar› dolu 2p x orbitali ile örtüflerek 

dört kovalent ba¤ meydana getirir.


91 


Azot, N 2 , molekülünde azot atomunun temel hal elektron 

dizilimi 1s 2 2s 2 2p 3 ’dir. Befl de¤erlik orbitalinden 

ikisi 1s orbitalinde çift halde di¤er üçü 2p orbitallerinde 

tekli haldedir. ‹ki azot atomundaki üç elektronu efllefltirip 

üç tane ba¤ yapmak mümkündür. ‹ki p orbitalinin 

uçu uça örtüflmesiyle bir σ-ba¤› oluflur. Bu durumda 

N 2 molekülünde iki tür kovalent ba¤lanma meydana 

gelir: birincisi, çekirdekler aras› eksen boyunca 

yer alan ve 2p z orbitallerinin uç uca örtüflmesiyle oluflan 

bir σ-ba¤› ve ikincisi, geriye kalan 2p x ve 2p y orbitallerinin 

yan yana örtüflmesiyle oluflan iki tane π-ba¤›- 

d›r. Toplam olarak üç ba¤ iki azot atomu aras›nda yer 

almaktad›r. Bu durum Lewis yap›s›, ile uyum 

halindedir. 



Ba¤ derecesi = 

6−1 

=2,5 

2 

Yararlan›lan Kaynaklar 

Atkins, P. W. & Jones, L. Temel kimya: Moleküller, 

maddeler ve de¤iflimler [Chemistry: Molecules, 

matter, & change (3. bask›dan çeviri) Çeviri Ed. 

E. K›l›ç, F. Köseo¤lu & H. Y›lmaz]. 1998. Ankara: 

Bilim. 

Chang, R. Kimya [Chemistry (6. bask›dan çeviri) 

Çeviri Ed. A. B. Soydan & A. Z. Aro¤uz]. 1998. 

‹stanbul: Beta. 

Erdik, E. & Sar›kaya Y. Temel Üniversite Kimyas› (11: 

Bask›). 1997. Ankara: Gazi Kitabevi. 

Miessler G. L., Tarr, D. A. ‹norganik Kimya (2.Bask›- 

dan Çeviri) Çeviri Ed. N. Karacan, P. Gürkan. 2002. 

Ankara: Palme. 

Ölmez H., Y›lmaz V. T., (2004) Anorganik Kimya (3. 

Bask›). 2004. Samsun. 

Petrucci, R. H., Harwood, W. S. & Herring, F. G. Genel 

kimya: Prensipler ve modern uygulamalar 

[General chemistry: Principles and modern 

applications (8. bask›dan çeviri) Çeviri Ed. T. 

Uyar & S. Aksoy]. 2005. Ankara: Palme. 

Shriver D. F., Atkins P. W. Anorganik Kimya (3. 

Bask›dan Çeviri) Çev. Ed. B. Çetinkaya, A. Gül, Y. 

Gök. 1999. Ankara: Bilim Yay›nc›l›k 

Tunal› N. K., Özkar S. Anorganik Kimya (5. Bask›). 

2005. Ankara: Gazi kitabevi.



 

 

 


Kat›lar› s›n›fland›rabilecek, 

Kat›lar›n tüm özelliklerini gösteren en küçük birim olan birim hücreyi tan›mlayabilecek, 

Kat›lar›n fiziksel özelliklerini (erime noktas›, kaynama noktas› gibi) karfl›laflt›rabilecek, 

Örgü enerjisi ve fiziksel özellikleri iliflkilendirebilecek, 

Kat›lar›n iletken, yar›-iletken ve yal›tkan özelliklerini aç›klayabilecek bilgi ve 

beceriler kazanacaks›n›z. 


• Kristal kat›lar 

• S›k istiflenme 

• Birim hücre 

• X-›fl›nlar› 

• Örgü enerjisi 

• Born-Haber çevrimi 

• Metaller 

• ‹letken, yar› iletken ve yal›tkan 

• Bant teorisi 



Kat›lar 


• KR‹STAL YAPISI 

• KATI TÜRLER‹ 

• ÖRGÜ ENERJ‹S‹ 

• METAL‹K KATILAR 

• METAL‹K BA⁄ 

• ‹LETKENL‹K 

• KOVALENT KATILAR 

• MOLEKÜLER KATILAR

Kat›lar 

G‹R‹fi 

Bu ünite kapsam›nda kat› türleri ve özelliklerinden bahsedilecektir. Kat›lar, atom, 

iyon veya moleküllerin bir araya gelmesiyle oluflurlar. Kat›lar› amorf ve kristal kat›lar 

olmak üzere ikiye ay›rabiliriz. Amorf kat› taneciklerin rastgele düzenlenmesiyle, 

kristal kat› ise taneciklerin düzenli bir flekilde istiflenmesiyle oluflur. 

1. Amorf kat›lar (plastik, cam) 

• Genellikle s›v›lar›n ani so¤utulmas›yla elde edilir, 

• Belli bir geometrik flekli yoktur, 

• Belli bir erime noktalar› yoktur, yumuflama aral›¤›na sahiptir, 

• Taneciklerin rastgele düzenlenmesi ile olufltu¤undan, tüm özellikler ölçme 

yönüne ba¤l› olmaks›z›n ayn›d›r. Yani Amorf kat›lar izotroptur. 

2. Kristal kat›lar (NaCl, buz, Cu) 

• Belli bir geometrik flekli vard›r, 

• Belli bir erime ve kaynama noktas›na sahiptir, 

• Taneciklerin düzenli bir flekilde istiflenmesiyle olufltu¤undan, kristalin 

özellikleri ölçme yönüne göre de¤ifliklik gösterir. Yani kristal kat›lar 

anizotroptur. 

Kat›lar çeflitli büyüklüklerde olabilirler. Kat›lar›n, tüm özelliklerini gösteren en 

küçük yap›ya birim hücre denir (fiekil 4.1). Birim hücre, a, b ve c kenarlar›, α, β 

ve γ aç›lar› olmak üzere alt› de¤iflkene göre yedi farkl› flekilde olabilir (Çizelge 4.1). 

Birim hücreler, iç merkezli, yüzey merkezli ve/veya taban merkezli olabilir. Böylece 

toplam 14 birim hücre elde edilir. Bu birim hücreler Bravais Birim Hücreleri 

olarak tan›mlan›r. 

Bir inflaat ustas›, tu¤lalar› 

düzenli bir flekilde üst üste 

dizdi¤inde bir ev yapabilir. 

Bunu kristal kat›lar›n 

oluflumuna benzetebiliriz. 

Tu¤lalar› rastgele dizdi¤inde 

ise düzensiz bir yap› elde 

eder. Bu durumu da amorf 

kat›lar›n oluflumuna 

benzetebiliriz. 

Kat›lar› bir apartmana 

benzetebilirsiniz. Nas›l 

birbirine benzeyen dairelerin 

tekrar› ile bir apartman 

meydana geliyorsa, birim 

hücrelerin tekrar› ile de 

kat›lar oluflur. Bir daire, 

apartman›n tüm özelliklerini 

gösteren en küçük bölümse, 

birim hücrede kat›lar›n tüm 

özelliklerini gösteren en 

küçük birimdir. 

fiekil 4.1 

Birim hücre


Çizelge 4.1 

Birim hücre türleri 

Birim Hücre Hücre Kenarlar› Hücre Aç›lar› Örnek 

Kübik a = b = c α = β = γ = 90° NaCl, elmas 

Rombohedral a = b = c α = β = γ ≠ 90° CaCO 3 

Tetragonal a = b ≠ c α = β = γ = 90° TiO 2 

Hekzagonal a = b ≠ c α = β = 90°, γ = 120° ZnS 

Ortorombik a ≠ b ≠ c α = β = γ = 90° KNO 3 

Monoklinik a ≠ b ≠ c α = β = 90°, γ ≠ 90° KClO 3 

Triklinik a ≠ b ≠ c α ≠ β ≠ γ ≠ 90° CuSO 4·5H 2 O 

Birim hücre parmak izi 

gibidir ve o kristale özgüdür. 

Hiçbir kristalin birim hücre 

özellikleri ayn› de¤ildir. 

Birim Hücre Bafl›na Düflen Tanecik Say›s› 

Birim hücre bafl›na düflen tanecik say›s›, birim hücrenin türüne göre de¤iflmektedir. 

Tanecikler, basit kübik sistemde (bks) küpün köflelerinde (fiekil 4.2a), yüzey 

merkezli kübik sistemde (ymk) küpün hem köflelerinde hem de yüzey ortalar›nda 

(fiekil 4.2b) ve iç merkezli kübik sistemde (imk) ise tanecikler birim hücrenin köflesinde 

ve merkezinde bulunabilir (fiekil 4.2c). 

fiekil 4.2 

a. Basit kübik 

sistem, 

b. yüzey merkezli 

kübik sistem ve 

c. iç merkezli 

kübik sistem 

fiekil 4.3 dikkatlice incelendi¤inde, köflelerde bulunan taneciklerin 8 birim hüre 

taraf›ndan yüzeyde bulunan taneciklerin ise iki birim hücre taraf›ndan paylafl›ld›¤› 

görülmektedir. Merkezdeki tanecik ise yaln›zca bulundu¤u birim hücreye aittir ve 

baflka birim hücreleri taraf›ndan paylafl›lmaz. Bu nedenle köflelerdeki taneciklerin 

1/8’i, yüzeydeki taneciklerin 1/2’si, merkezdekinin ise tamam› birim hücreye aittir 

diyebiliriz. 

fiekil 4.3 

a. Köflede 

bulunan 

taneciklerin 1/8’i, 

b. Yüzeyde 

bulunan 

taneciklerin 1/2’si, 

c. merkezde 

bulunan 

taneci¤in ise 

tamam› birim 

hücreye aittir.

4. Ünite - Kat›lar 

95 

Birim hücre türlerine göre, birim hücre bafl›na düflen tanecik say›s›n›n nas›l hesapland›¤› 

ve toplam tanecik say›s› Çizelge 4.2’de özetlenmifltir. 

Tanecik Say›s› 

Birim hücre Köfleden Yüzeyden Merkezden Kenar Ortadan Toplam 

Basit kübik 8⋅ 1 = 1 

8 

– – – 1 

Çizelge 4.2 

Birim hücre bafl›na 

düflen tanecik 

say›lar›n›n 

hesaplanmas› 

Yüzey 

merkezli 

kübik 

‹ç merkezli 

kübik 

8⋅ 1 = 1 

8 

6⋅ 1 = 3 

2 

– – 4 

8⋅ 1 = 1 

8 

– 1 – 2 

NaCl tipi 8⋅ 1 = 1 Cl – 6⋅ 1 = 3 Cl – 1 Na + 12⋅ 1 = 3 Na + 4 NaCl 

8 

2 

4 

KR‹STAL YAPISI 

Kat›lar›n yap›lar›n› daha iyi anlayabilmemiz için, kat› içinde taneciklerin nas›l istiflendi¤ini 

bilmemiz gerekir. Kat›lar oluflurken genellikle s›k istiflenmeyi tercih eder. 

S›k ‹stiflenme 

Kat›y› oluflturan tanecikler, aralar›nda boflluk kalmayacak flekilde en s›k istiflenmeyi 

tercih eder (Tanecikleri benzer sert küreler olarak düflününüz). S›k istiflenme; 

kübik s›k istiflenme (ksi) ve hekzagonal s›k istiflenme (hsi) olmak üzere iki flekilde 

olmaktad›r (fiekil 4.4 ve 4.5). 

S›k istiflenmeyi manav›n 

portakallar› tezgaha 

dizimine benzetebilirsiniz. 

fiekil 4.4 

Kübik s›k 

istiflenme (ksi) 

Kübik S›k ‹stiflenme (ksi) 

Kübik s›k istiflenme, tabakalar›n a-b-c fleklinde istiflenmesi ile oluflmaktad›r (fiekil 

4.4) Bu istiflenmeyi ad›m ad›m inceleyelim; (i) Benzer kürelerin en s›k flekilde dizilmesiyle 

“a” tabakas› oluflur, (ii) “b” tabakas›ndaki tanecikleri, a tabakas›ndaki üç 

taneci¤in ortas›na gelecek biçimde yerleflir. Böylece a tabakas›n› oluflturan üç ta-


fiekil 4.5 

Oktahedral ve 

tetrahedral 

boflluklar›n 

oluflumu 

fiekil 4.6 

Hekzagonal 

s›k istiflenme 

(hsi) 

neci¤in ve b tabakas›n› oluflturan bir taneci¤in s›k istiflenmesi s›ras›nda tetrahedral 

boflluk oluflur, (iii) “c” tabakas›ndaki taneciklerin flekildeki gibi yerleflmesiyle 

kübik s›k istiflenme oluflur. Dikkat edilirse, c tabakas›n›n, b tabakas› üzerine konulmas› 

sonucunda iki tabaka aras›nda oktahedral boflluk oluflur, (iv) tekrarlanan 

birimler kübik s›k istiflenmeyi oluflturur, (v) Bu istiflenmenin birim hücresi ise yüzey 

merkezli kübik (ymk) sistemdir. 

Ymk sistemde 1 köfle ve 3 yüzeyden 

olmak üzere toplam 4 tanecik bulunmaktad›r. 

Ayn› zamanda hem oktahedral 

hem de tetrahedral olmak 

üzere iki farkl› boflluk oluflmaktad›r 

(fiekil 4.5). Oktahedral boflluk say›s›, 

birim hücredeki tanecik say›s›na, tetrahedral 

boflluk say›s› ise tanecik say›s›n›n 

iki kat› eflittir. Dolay›s›la 

YMK’de 4 oktahetral ve 8 tetrahedral 

boflluk bulunmaktad›r. 

Hekzagonal S›k ‹stiflenme (hsi) 

Hekzagonal s›k istiflenmede ilk iki tabaka 

ksi’deki istiflenme ile ayn›d›r. 

‹ki istiflenme aras›ndaki fark üçüncü 

tabaka da görülmektedir. Bu istiflenmeyi 

ad›m ad›m inceleyelim; (i) Hekzagonal 

s›k istiflenmede, ksi’de oldu- 

¤u gibi, “b” tabakas›ndaki tanecikler, 

“a” tabakas›ndaki üç taneci¤in ortas›- 

na gelecek biçimde yerleflir, (ii) Üçüncü 

tabaka ilk tabakayla ayn› hizaya 

gelecek flekilde yerleflir (fiekil 4.6). 

KS‹’de oldu¤u gibi hsi’de de hem 

oktahedral hem de tetrahedral boflluklar 

oluflur. 

ÖRNEK 

YMK’da kristallenen kalsiyum (Ca) elementinde, birim hücre bafl›na düflen tanecik 

say›s›n›, oluflan oktahedral ve tetrahedral boflluk say›s›n› bulunuz. 

Çözüm: 

YMK sistemde Ca atomlar› birim hücrenin köflelerinde ve yüzey ortalar›nda bulunur. 

Birim hücre bafl›na düflen Ca say›s›, köflelerlerden 1 tane (8 ⋅ 

1 

– = 1), yüzeyler- 

8 

den ise 3 tane (6 ⋅ – 

1 

= 3) olmak üzere toplam 4 tanedir. Oktahedral boflluk say›- 

2 

s›, tanecik say›s› kadar, tetrahedral boflluk say›s› ise tanecik say›s›n›n iki kat› kadar 

oldu¤undan, 4 oktahedral ve 8 tetrahedral boflluk bulunur.


97 

‹MK sistemde kristallenen potasyum (K) elementinde birim hücre SIRA bafl›na S‹ZDE düflen tanecik 

say›s›n› bulunuz. 

X-Ifl›nlar› Yöntemi ‹le Kristal Yap› Tayini 


Bir kristal kat›n›n yap›s›n›n ayd›nlat›lmas›nda X-›fl›nlar› tek kristal yöntemi kullan›- 

l›r. X-›fl›nlar›, bir kristal üzerine gönderildi¤inde taneciklere çarparak SORUk›r›n›ma u¤rar. 

K›r›n›m›na u¤rayan X-›fl›nlar›ndan ayn› fazda olanlar birbirini kuvvetlendirir. 

Bu nedenle, di¤er düzlemlerden yans›yan X-›fl›nlar›, θ aç›s› de¤ifltirilerek D‹KKAT ayn› faza 

getirilir (fiekil 4.7). 

1 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

2 

1 

SIRA S‹ZDE 

fiekil SIRA 4.7 S‹ZDE 

X-›fl›nlar›n›n 

taneciklerle 

AMAÇLARIMIZ 

etkileflimi 

AMAÇLARIMIZ 

1 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

2 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

1913 y›l›nda Bragg, X-›fl›nlar›n›n dalga boyunu (λ) ve kristal düzlemi ile x- 

›fl›nlar› aras›ndaki θ aç›s›n›n kullan›larak, düzlemler aras› uzakl›¤›n (d) hesaplanabilece¤ini 

önerdi. Teorisine göre, k›r›n›ma u¤rayan X-›fl›nlar›n›n ayn› fazda olabilmesi 

için aradaki yol fark›n›n, gelen ›fl›n›n dalga boyunun tam katlar› olmas› gerekir. 

Bu durumda, fiekil 4.7’de 2 numaral› ›fl›k, 1 numaral› ›fl›ktan BC+CB' kadar daha 

fazla yol kat etti¤ine göre, bu yol fark›, λ'n›n tam katlar›na (n) eflit olmal›d›r (n 

= 1, 2, 3...). Sonuçta, 

‹NTERNET 

BC + CB' = nλ →(1) olmal›d›r. Pisagor ba¤›nt›s›ndan α 

BC = CB' = d sinθ →(2) yaz›labilir. (1) ve (2) eflitliklerinden 

2 d sinθ = nλ 

eflitli¤i elde edilir. Bu eflitli¤e Bragg eflitli¤i denir. Tabakalar aras› uzakl›k (d) ve X- 

›fl›nlar›n›n k›r›n›m aç›s› (θ), her kristal için farkl›d›r. Kullan›lan X-›fl›nlar›n›n dalga 

boyu bilindi¤inden kristalin yap›s› hakk›nda tüm bilgiler (geometrisi, birim hücrenin 

boyutlar› ve düzlemler aras› uzakl›k) hesaplanabilir. X-›fl›nlar› tek kristal çal›flmalar› 

sonucunda elde edilen veriler, bilgisayar programlar› ile çözülerek en uygun 

yap› elde edilir. 

Bragg eflitli¤i kullan›larak tabakalar aras› en yak›n uzakl›k (d) hesaplanabildi¤i 

gibi, birim hücre türüne göre “d” ile birim hücrenin kenar uzunlu¤u “a” aras›ndaki 

iliflkiden, birim hücrenin kenar uzunlu¤u da hesaplanabilir. Ayr›ca, birim hücrenin 

hacmi, birim hücreyi oluflturan taneciklerin molekül a¤›rl›¤›, kristalin yo¤unlu- 

¤u ve avogadro say›s› hesaplanabilir. Birim hücrenin bir kenar› ile kristalin yo¤unlu¤u 

veya avogadro say›s› aras›ndaki iliflki afla¤›daki gibi bulunabilir;


• 

MA 

, bir taneci¤in molekül a¤›rl›¤›, 

N 

• m⋅ 

MA 

N 

, birim hücreyi oluflturan m tane taneci¤in a¤›rl›¤›, 

• 

m⋅ 

MA 

ρ = N mMA 

⇒ v = , birim hücreyi oluflturan taneciklerin hacmi, 

v 

Nρ 

• Birim hücrenin hacmi (a 3 ), birim hücreyi oluflturan taneciklerin hacmine 

(v) eflit olmal›d›r (a 3 = V). Yukar›daki denklem yeniden düzenlendi¤inde 

3 m MA 

a = 

N ρ 

eflitli¤i elde edilir. 

Eflitlikteki, m; tanecik say›s›, a; birim hücrenin bir kenar›n›n uzunlu¤u, MA; 

molekül a¤›rl›¤›, N; avogadro say›s›, ρ; yo¤unluktur. 

ÖRNEK 

Yo¤unlu¤u 2,17 gcm –3 olan ve YMK sistemde kristallenen Na metalinde tabakalar 

aras›ndaki uzakl›¤› (d) hesaplay›n›z. Bu kristal üzerine 154 pm dalga boylu Cu 

›fl›mas› gönderildi¤inde ikinci mertebeden gözlenecek k›r›n›m›n hangi aç›da olaca¤›n› 

bulunuz (Na = 23 g/mol). 

fiekil 4.8 

YMK sistemde 

r, d ve a 

aras›ndaki iliflki 

Çözüm: 

‹lk ad›m olarak tanecik say›s› hesaplanmal›d›r. 

YMK sistemde (fiekil 4.8) birim hücre bafl›na düflen 

tanecik say›s› 4’tür. Yukar›daki eflitlik 

kullan›larak birim hücre kenar uzunlu¤u (a) 

hesaplanabilir, 

3 

a = 

3 

a = 

m MA 

N ρ 

– 1 

( 4).( 23gmol 

) 

23 

– 1 – 3 

( 6, 02× 10 mol ).( 217 , gcm ) 

⇒ 

3 – 23 3 

a = 7, 

042× 10 cm ⇒a = 4, 129× 10 – 8 cm 

bulunur. 

2 2 2 

a + a = ( 4r) 

⇒ a = 2 2r 

ve 

−8 

a 4, 

129× 

10 cm 

d = 2r ⇒ d = = 

2 141 , 

– 8 

d = 2, 

92× 

10 cm = 292 pm 

ikinci mertebeden gözlenecek k›r›n›m hangi aç›dan oldu¤u ise Bragg eflitli¤i ile 

nλ = 2 d sinθ & 2.154 = 2.292 ⋅ sinθ 

θ = 31,8° bulunur.


99 

Yo¤unlu¤u 8,93 g/cm 3 olan ve yüzey merkezli kübik örgüye sahip bak›r SIRA kristalenin S‹ZDE 154 pm 

dalga boylu X-›fl›nlar› difraksiyonu ile birinci mertebeden gözlenecek yans›ma aç›s›n› bulunuz 

(Cu = 63,54 g/mol; N = 6,022×10 23 ). 


Birim Hücrelerdeki Doluluk ve Boflluk Oranlar› 

Taneciklerin bir araya gelmesiyle oluflturulan s›k istiflenmede, oktahedral SORU ve tetrahedral 

olmak üzere iki tür bofllu¤un olufltu¤undan bahsetmifltik. Birim hücre türleri 

dikkate al›narak, birim hücrenin ne kadar›n›n tanecikler taraf›ndan dolduruldu¤unu 

veya ne kadar›n›n bofl kald›¤›n› hesaplayabiliriz. Doluluk oran› (DO), bi- 

D‹KKAT 

rim hücreyi oluflturan toplam kürelerin hacminin küpün hacmine oran› ile hesaplanabilir. 

Boflluk oran› (BO) ise %BO = 100-DO’dan 

SIRA S‹ZDE 

hesaplan›r. 

2 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

Basit Kübik Sistem (bks) 

S›k istiflenmeler yan›nda, taneciklerin a-a-a fleklinde 

s›k olmayan istiflenmelerde mevcuttur. Bu 

tür yap›larda, oluflan boflluklara kübik boflluk denir 

ve istiflenmenin birim hücresi basit kübik sistem 

olarak adland›r›l›r (fiekil 4.9). 

a: Birim hücrenin bir kenar uzunlu¤u, r: kürenin 

yar›çap›, d: tabakalar aras› en yak›n uzakl›k, 

m: birim hücredeki tanecik say›s› olmak üzere, 

a = d = 2r’dir ve afla¤›daki eflitlikte r yerine, 

( m) ⋅( 

kürenin hacmi) 

% Doluluk oranı = 

küpün hacmi 

a 

2 

. 100 = 

‹NTERNET 

yaz›larak DO hesaplanabilir; 

⎛ 

1) 4 3⎞ 

( . 

π r 

⎝⎜ 

3 ⎠⎟ 

. 100 

3 

a 

fiekil 4.9 

AMAÇLARIMIZ 

Basit kübik 

AMAÇLARIMIZ 

sistem 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

Tabakalar aras› uzakl›¤›n (d) 

tüm kristal sistemlerinde 

2r’ye (d = 2r) eflit oldu¤unu 

unutmay›n›z. 

% DO = 

3 

4 ⎛a 

⎞ 

. 3,14 . 

3 ⎝⎜ 

2⎠⎟ 418 , 7 

. 100 = 

3 

a 

8 

. 100 = 52,3 

% Boşluk oranı = 100 – 52,3 = 

47,7 

Yüzey Merkezli Kübik Sistem (ymk) 

fiekil 4.10’dan da görüldü¤ü gibi, birim hücre bir 

kenar uzunlu¤unu (a), Pisagor ba¤›nt›s›n› kullanarak 

r cinsinden yazabiliriz. 

fiekil 4.10 

YMK sistem 

2 2 2 

a + 

a = (4r) 

2 2 

⇒ 

2a = 16r ⇒ r = 

a 

2 2


fiekil 4.11 

‹MK sistem 

YMK’de tanecik say›s› 4 oldu¤una göre, 

⎛4 4 π r 

3⎞ 

. 

( m) .(kürenin hacmi) 

⎝⎜ 

3 ⎠⎟ 

% Doluluk oranı = 

. 100 = 

küpün hacmi 

3 

a 

⎡ 

3 

4 ⎛ a ⎞ 

⎤ 

3,14 4 . . 

3 ⎝⎜ 

2 2⎠⎟ 

% DO = ⎣⎢ 

⎦⎥ 

. 100 = 74 bulunur. 

3 

a 

Boşluk oranı, 

% BO = 100 - 74 = 26 bulunur. 

. 100 

‹ç Merkezli Kübik Sistem (imk) 

‹ç merkezli kübik sistemde, birim hücrenin kenar 

uzunlu¤unu, r cinsinden yazabilmek için köflegenler 

aras›na fiekil 4.11’de görüldü¤ü gibi çizgiler çizilebilir. 

Pisagor ba¤›nt›s› kullan›larak r ile a aras›ndaki 

iliflki bulunabilir. 

( m) .(kürenin hacmi) 

% DO = 

küpün hacmi 

imk’de tanecik say›s› 2 oldu¤una göre, 

. 100 = 

⎡ 

4 

2 . 

3 π a 3 

3 

⎛ ⎞ 

⎤ 

. . 

⎝⎜ 

4 ⎠⎟ 

⎢ 

⎥ 

% DO = ⎣ 

⎦ . 100 = 68 

3 

a 

% BO =100-68 = 32 bulunur. 

2 2 2 2 2 

a + (a 2) = (4r) ⇒3a = 16r ⇒r = a 3 

4 

⎛ 

2) 4 3⎞ 

( . 

π r 

⎝⎜ 

3 ⎠⎟ 

. 100 

3 

a 

KATI TÜRLER‹ 

Birim hücreyi oluflturan taneciklerin bulundu¤u yerlere örgü noktalar› denir. Örgü 

noktalar›nda bulunan tanecikler (iyon, atom veya moleküller) dikkate al›narak 

kat›lar afla¤›daki gibi s›n›fland›r›labilir; 

1. ‹yonik kat›lar (NaCl, ZnS): örgü noktalar›nda iyonlar vard›r. 

2. Metalik kat›lar (Cu, Na): örgü noktalar›nda metal atomlar› vard›r. 

3. Kovalent kat›lar (elmas): örgü noktalar›nda ametal atomlar› vard›r. 

4. Moleküler kat›lar (buz, kat› metan): örgü noktalar›nda moleküller veya 

atomlar vard›r. 

‹yonik Kat›lar 

‹yonik kat›larda örgü noktalar›nda iyonlar vard›r. Kristal örgü, yar›çap› büyük olan 

iyon (genellikle anyon) taraf›ndan oluflturulur. Di¤er iyon ise uygun büyüklükteki 

boflluklar› doldurur. Bu boflluklar tetrahedral veya oktahedral olabildi¤i gibi kübik 

boflluk da olabilir. ‹yonik kat›lar, iyonlar aras›ndaki iyonik ba¤ olarak adland›- 

r›lan elektrostatik etkileflim sonucu oluflmaktad›r. Bu boflluklardan hangisinin kat-


101 

yon (veya anyon) taraf›ndan doldurulaca¤› s›n›rlay›c› yar› çaplar oran› 

r 

hesaplanarak 

belirlenebilir. S›ras›yla bu oranlar›n nas›l bulunaca¤›n› 

r – 

inceleyelim; 

+ 

r+ 

Yar›çaplar Oran›n›n ( ) Hesaplanmas› 

r – 

Yar›çaplar oran› hesaplan›rken iyonlar sert küreler olarak kabul edilmeli ve her 

iyonun etraf›nda ise en fazla say›da z›t yüklü iyon bulundu¤u düflünülmelidir. Her 

iyonun etraf›nda bulunan z›t yüklü iyon say›s›na koordinasyon say›s› (KS) denir. 

a) Koordinasyon say›s› 3 (KS = 3) olan kat›lar 

fiekil 4.12’de KS 3 olan iyonik bir kat› görülmektedir. Katyon, üç anyon taraf›ndan 

sar›lm›flt›r. Anyonlar hem birbiri ile hem de katyon ile temas halindedir. Bu 

duruma s›n›r hal denir. Katyonun yar›çap› daha küçük olursa veya anyonun yar›- 

çap› daha büyük olursa, ayn› yüke sahip anyonlar birbirini iter ve yap› bozulur. 

Bu durumda KS 2 olan çizgisel bileflik oluflur. Bu yüzden s›n›r hal önemlidir. fiekil 

r – 

4.12’deki, s›n›r halde ABE dik üçgeni dikkate al›nd›¤›nda cos30 = 

r– 

+ r+ 

eflitli¤inden bu oran 0,155 olarak hesaplan›r. 

fiekil 4.12 

Koordinasyon 

say›s› 3 olan 

kat›larda s›n›r hal 

+ 

r 

oran› 0,155’e eflit oldu¤unda yap› idealdir ve katyon üçgen düzlem bofllur 

– 

¤a girer. Oran 0,155’den küçük ise ayn› yüklü iyonlar›n birbirini itmesinden dolay› 

yap› bozulur ve KS 2 olan do¤rusal yap› oluflur. Oran 0,155 den daha büyük olursa 

(KS 4 olana kadar yani yar›çaplar oran› 0,225 olana kadar) katyon üçgen 

düzlemdeki bofllu¤a girmeyi tercih eder. 

b) Koordinasyon say›s› 4 (KS = 4) olan kat›lar 

Koordinasyon say›s› 4 olan kat›larda, katyon düzgün dörtyüzlü bofllu¤u doldurmakta 

ve iyonlar birbirine de¤mektedir. Bu durum düzgün dörtyüzlü yap› için 

s›n›r haldir (fiekil 4.13). ABE üçgeni dikkate al›narak 

r+ 

oran› hesaplanabilir. 

r – 

fiekil 4.13 

Koordinasyon 


kat›larda s›n›r hal


fiekil 4.13’de de görüldü¤ü gibi, AB = r + +r – ’ye ve BE = r – ’ye eflittir. A noktas›ndan 

E noktas›na dik inildi¤inde, 109,28° olan aç› ikiye bölünmektedir. 

r 

r 

+ 

– 

Bu nedenle BAE aç›s› 

oran›, 

Sin54,64 = 

r 

r + r 

olarak hesaplan›r. 

– 

+ – 

+ – 

0,816 r = 0,184 r 

109, 

28 

= 54, 

64° 

’ya eflit olmaktad›r. Pisagor ba¤›nt›s›dan, 

2 

– 

r 

0,816 = r - + – 

⇒ ⇒ = 0,816(r + r ) 

+ – 

r + r 

⇒ 

r 

r 

+ 

– 

= 0,184 

0, 816 

c) Koordinasyon say›s› 6 (KS = 6) olan kat›lar 

KS 6 olan kat›larda, katyonun etraf›nda alt› anyon bulunmaktad›r. fiekil 4.14’de, 

bu tür bir kat› için yap›lacak hesaplamalar›n daha iyi anlafl›lmas› aç›s›ndan, yaln›zca 

katyon ile temasta olan dört anyon gösterilmifltir. Sayfa düzleminin alt›nda ve 

üstünde olan anyonlar gösterilmemifltir. 

+ 

r 

⇒ = 0, 

225 

– 

r 

fiekil 4.14 

Koordinasyon 


kat›larda s›n›r hal 

ABC ikizkenar üçgeni kullanarak yar›çaplar oran›n› hesaplayabiliriz. A noktas›ndan 

E noktas›na dik bir do¤ru çizdi¤imizde, AEB ve AEC fleklinde iki dik üçgen 

ele geçer. AEB dik üçgeni dikkate al›narak 

r+ 

oran›, 

r – 

Cos45 = 

0,707 = 

r 

r + r 

r 

r + r 

olarak bulunur. 

– 

+ – 

– 

+ – 

0,707 r = 0,293 r 

r 

+ 

– 

r 

+ – 

= 0, 

414 

– 

⇒ r = 0,707 (r + r ) 

r 

⇒ 

r 

+ 

– 

+ – 

= 0,293 

0,707


103 

Çizelge 4.3’de farkl› koordinasyon say›lar› için yar›çaplar oran› verilmifltir. Bu 

oranlar dikkate al›narak, katyonun hangi bofllu¤u dolduraca¤› ve bilefli¤in geometrisi 

belirlenebilir. 

Yar›çap oran› Katyonun KS fiekil Örnek 

r + /r – < 0,155 2 Do¤rusal – 

0,155 ≤ r + /r – < 0,225 3 Üçgen düzlem – 

0,225 ≤ r + /r – < 0,414 4 Terahedral ZnS, AgI 

0,414 ≤ r + /r – < 0,732 6 Oktahedral NaCl, MgO 

0,732 ≤ r + /r – < 0,999 8 Kübik yap› CsCl, TlBr 

r + /r – = 1 12 S›k istiflenme Metaller 

Çizelge 4.3 

Yar›çaplar oran›, 

koordinasyon say›s› 

ve geometrik flekil 

S›n›rlay›c› yar›çaplar oran› dikkate al›narak iyonik bir kat›n›n muhtemel kristal 

yap›s› hakk›nda bilgi edinilebildi¤i gibi yanl›fl tahminlerde yap›labilmektedir. Yar›- 

çaplar oran› kullan›larak yap›lan hesaplamalarda, iyonik yar›çaplar›n kesin olarak 

bilindi¤i, iyonlar›n bozulmayan sert küreler oldu¤u, pozitif ve negatif iyonlar›n birbirine 

de¤mesiyle koordinasyon say›s› en yüksek kararl› yap›lar›n olufltu¤u ve ba¤lar›n 

%100 iyonik oldu¤u kabul edilir. Bu nedenle, elde dilen sonuçlar kesin yap›- 

y› vermemektedir. Yap›lar›n belirlenmesinde, bu kabullerin kesin olmad›¤›n›n da 

dikkate al›nmas› gerekmektedir. 

‹yonik Kat›lar›n S›n›fland›r›lmas› 

Katyon ve anyon say›lar› dikkate al›narak iyonik kat›lar› grupland›rmak mümkündür. 

Bu kapsamda s›k karfl›lafl›lan kristal yap›lara örnekler verilecektir. 

MX Tipi ‹yonik Kat›lar 

Bu tür yap›lara sodyum klorür (NaCl), sezyum klorür (CsCl), çinko sülfür (ZnS) 

iyonik kristaller örnek verilebilir. 

(i) Sodyum Klorürün yap›s› (NaCl) 

‹yonik kristallerde istiflenmenin, genellikle anyonlar taraf›ndan gerçeklefltirildi- 

¤i daha önce bahsedilmiflti. NaCl’de, klorür iyonlar› yüzey merkezli kübik yap›y› 

olufltururken, sodyum iyonlar› düzgün sekizyüzlü boflluklar› doldurur. YMK’de birim 

hücreyi oluflturan tanecik say›s› kadar oktahedral boflluk, tanecik say›s›n›n iki 

kat› kadar da tetrahedral boflluk bulundu¤unu biliyoruz. Sodyum iyonlar›n›n düzgün 

sekiz yüzlü bofllu¤u dolduraca¤›, yar›çaplar› oran›ndan belirlenir. Na + 

iyonunun yar›çap› 95 pm (r + = 95 pm), Cl – iyonunun yar›çap› 181 pm (r – =181 

pm) oldu¤una göre, yar›çaplar› oran›, 

r 

r 

+ 

– 

95 

= = 

181 

052 , 


Çizelge 4.3 incelendi¤inde 0,52 de¤erinin karfl›l›k geldi¤i aral›k dikkate 

al›nd›¤›nda Na + iyonunun oktahedral bofllu¤u doldurdu¤u ve koordinasyon say›- 

s›n›n 6 oldu¤u görülür. Toplam dört oktahedral bofllu¤un ne kadar›n›n Na + iyonlar› 

taraf›ndan doldurulaca¤› ise stokiyometrik hesaplamalarla bulunmal›d›r. Birim


fiekil 4.15 

NaCl’ün birim 

hücresi 

hücre bafl›na düflen klorür iyonlar›n›n say›s›, köflelerden 8⋅( 1 ) = 1, 

yüzey ortalar›ndan 

6 1 8 

⋅( ) = 3 olmak üzere toplam 4’tür. Birim hücredeki Na + iyonlar›n›n say›- 

8 

s› da toplam dört olmal›d›r. Dolay›s›yla sodyum iyonlar› oktahedral boflluklar›n tamam›n› 

doldurmal›d›r. Sonuç olarak NaCl’ün yap›s› için, klorür iyonlar›n›n YMK 

sistemi oluflturdu¤u ve sodyum iyonlar›n›n ise oktahedral boflluklar›n tamam›n› 

doldurdu¤unu söyleyebiliriz (fiekil 4.15). Birim hücrede katyonun ve anyonun koordinasyon 

say›lar› (KS) verilirken önce katyonun, sonra anyonun koordinasyon 

say›lar› parantez için de verilmelidir. NaCl için KS (6:6) fleklindedir. 

(ii) Sezyum Klorürün yap›s› (CsCl) 

CsCl’de birim hücre klorür iyonlar› taraf›ndan oluflturulur. Cs + (r + = 168 pm) ve 

Cl – ’ün (r – =181 pm) yar›çaplar› oran›, 

Bu yap› iç merkezli kübik 

sisteme benzetilebilir. Ama 

kar›flt›r›lmamal›d›r. ‹MK 

sistemin metaller taraf›ndan 

oluflturuldu¤u 

unutulmamal›d›r. 

r 

r 

+ 

– 

168 

= = 

181 

093 , 


Bu oran, klorür iyonlar›n›n basit kübik sistemi oluflturdu¤unu ve Cs + iyonlar›- 

n›n ise kübik bofllu¤u doldurdu¤unu gösterir (fiekil 4.16). CsCl’de iyonlar›n KS 

(8:8)’dir. 

fiekil 4.16 

CsCl’ün birim 

hücresi 

(iii) Çinko Sülfür Yap›s› (ZnS) 

ZnS’ün iki kristal yap›s› bulunmaktad›r. Bu yap›lar, çinko blend ve vurzittir. Her 

iki yap›da da birim hücre kükürt iyonlar› taraf›ndan oluflturulur. Zn 2+ iyonlar›n›n 

ise oluflan oktahedral ve tetrahedral boflluktan hangisine girece¤i ise yar›çaplar 

oran›ndan belirlenir.


105 

Zn 2+ ve S 2– ’ün yar›çaplar› s›ras›yla 74 ve 184 pm 

oldu¤una göre, yar›çaplar› oran› 0,40 olarak bulunur. 

Bu nedenle Zn 2+ iyonlar› tetrahedral boflluklar› 

doldurmal›d›r. KS (4:4)’tür. 

fiekil 4.17 

Çinko blend’in 

birim hücresi 

Çinko blend yap›s› 

S 2– iyonlar› yüzey merkezli kübik sistemi oluflturur, 

Zn 2+ iyonlar› ise tetrahedral boflluklar›n yar›- 

s›n› doldurur (fiekil 4.17). Tetrahedral boflluk say›- 

s›, hücreyi oluflturan tanecik say›s›n›n iki kat› oldu- 

¤una göre, bu yap›da Zn 2+ iyonu say›s› S 2– say›s›na 

eflit olmas› gerekir. 

Vurzit yap›s› 

Bu yap›da çinko blend yap›s›ndan farkl› olarak, S 2– iyonlar› hekzagonal s›k istiflenmeyi 

tercih etmekte, Zn 2+ iyonlar› ise tetrahedral boflluklar›n yar›s›n› doldurmaktad›r, 

KS(4:4).’tür. 

MX 2 Tipi ‹yonik Kat›lar 

Bu tür yap›lara florit (CaF 2 ) ve antiflorit (K 2 O) 

örnek olarak verilebilir. 

(i) Florit yap›s› (CaF 2 ) 

Ad›n› CaF 2 ’den (florit) almaktad›r. Birim hücreyi 

(YMK) daha önce gördü¤ümüz kristallerden farkl› 

olarak, Ca 2+ katyonlar› oluflturur, anyonlar ise tetrahedral 

boflluklar›n tamam›n› doldurur. fiekil 4.18’den 

de görüldü¤ü gibi, her bir Ca 2+ katyonu, sekiz F – 

anyonu ile, her F – iyonu ise dört Ca 2+ iyonu ile 

sar›lm›flt›r. Bu nedenle KS (8:4) fleklindedir. 

fiekil 4.18 

CaF 2 ’ün birim 

hücresi 

(ii) Antiflorit yap›s› (K 2 O) 

Florit yap›s›na benzerdir. Tek fark anyonlar ile katyon yer de¤ifltirmifltir. YMK 

sistem anyonlar taraf›ndan oluflturulurken, tetrahedral boflluklar›n tamam› katyonlar 

taraf›ndan doldurulmaktad›r. Bu tür yap›lar, genel olarak alkali metal oksit ve 

sülfürlerinde görülür. Antiflorit yap›ya sahip K 2 O’da O 2- iyonlar› YMK sistemi 

oluflturur. K + iyonlar› ise tetrahedral boflluklar›n tamam›n› doldurur. KS (4:8) 

fleklindedir. 

CsCl ve NaCl kristallerinin birim hücre yap›lar› hakk›nda bilgi veriniz. Birim hücredeki 

anyon ve katyon say›lar›n›, anyon ve katyonun koordinasyon say›lar›n›, birim 

hücredeki oktahedral ve tetrahedral boflluk say›lar›n› bulunuz. 

ÖRNEK 

Çözüm 

Sezyum klorür: Klorür iyonlar› basit kübik sistemi oluflturur. Cs + iyonlar› ise kübik 

bofllu¤u doldurur. 

Sodyum klorür: Klorür iyonlar›n›n oluflturdu¤u YMK sistemde, oktahedral boflluklar›n 

tümü sodyum iyonlar› ile doldurulur.


Kristal 

Tipi 

CsCl 

NaCl 

‹yon Köfle Yüzey 

Oktahedral 

Boflluk 

Tetrahed. 

Boflluk 

Cs + - - - - 1 

Cl – 8⋅(1/8)=1 - - - - 

Na + - - 12⋅(1/4)=3 - 1 

Cl – 8⋅(1/8)=1 6⋅(1/2)=3 - - - 

Merkez Toplam 

Koord. 

Say›s› 

(K:A) 

1 CsCl (8:8) 

4 NaCl (6:6) 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

3 

Çinko blend SIRA yap›s›nda, S‹ZDE birim hücredeki anyon ve katyon say›lar›n›, anyon ve katyonun 

koordinasyon say›s›n›, birim hücredeki oktahedral ve tetrahedral boflluk say›s›n› bulunuz. 


ÖRGÜ ENERJ‹S‹ 

1 mol iyonik SORU kat›n›n, gaz halindeki iyonlar›ndan oluflumu s›ras›nda aç›¤a ç›kan 

enerjiye örgü enerjisi denir. 

M + D‹KKAT 

(g) + X – (g) → MX (k) ΔH < 0 

SIRA S‹ZDE 

Bir kat›n›n SIRA kararl›l›¤› S‹ZDE Gibbs serbest enerji (ΔG°) de¤ifliminin de¤eri ile belirlenir. 

Bir kristalin oluflum serbest enerji de¤iflimi negatif ise madde kendili¤inden 

oluflur. ΔG°, entalpi (ΔH°) ve entropi de¤iflim enerjisine (ΔS°) ba¤l›d›r; 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

ΔG° = ΔH° – TΔS° 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

formülü ile K hesaplan›r. 

‹ T A P 

Kat›n›n oluflumuyla düzenli bir yap›ya ulafl›ld›¤›ndan, entropi de¤iflimi daima 

negatif iflaretlidir ve yukar›daki denklemde entropinin önünde matematiksel olarak 

eksi iflareti TELEV‹ZYON oldu¤undan toplam sonuç pozitif olur ve entropideki de¤iflim kristal 

oluflumundan yana de¤ildir. Entalpi de¤iflimi ise ekzotermiktir ve kristalin oluflumundan 

yanad›r. Entalpi de¤iflimi, gaz faz›ndan kat› oluflumuna gidildi¤i için 

çok yüksek ‹NTERNET de¤erler almaktad›r. Ço¤u zaman entropideki de¤iflim de¤eri, entalpideki 

de¤iflimin yan›nda çok küçük kald›¤›ndan ihmal edilebilir. Sonuç olarak, kat›n›n 

oluflup oluflmayaca¤›na sadece entalpi de¤iflimine bakarak karar verebiliriz 

(çok yüksek s›cakl›klar hariç). Entalpi de¤iflimi örgü enerjisi (U) olarak da bilinmektedir. 

Teorik olarak örgü enerjisi, Born-Lande, Born-Mayer ve Kapustinskii 

eflitlikleri ile hesaplanabilir. Bu kitap kapsam›nda sadece Born-Lande eflitli¤i hakk›nda 

bilgi verilecektir. 

Born-Lande eflitli¤i: 

‹yonik bir kat›n›n örgü enerjisi iki iyon aras›ndaki elektrostatik çekim enerjisinden 

afla¤›daki gibi hesaplan›r; 

U 

+ – 2 

Z Z e 

= – 

4πεoo 

r 

(iki iyon aras› elektrostatik çekim enerjisi) 

Z; iyonlar›n mutlak yükleri, r o ; iyonlar›n çekirdekleri aras› uzakl›k (r + + r – ), e; 

elektronun yükü, ε o ; bofllu¤un dielektrik sabitidir (ε o = 8,85×10 –12 C 2 J –1 m –1 ).


Yukar›da yaz›lan eflitlikte sadece iki iyon aras›ndaki 

çekim enerjisi hesaplanmaktad›r. Tüm 

kristal için düflündü¤ümüzde, iyonlar aras› çekim 

sadece birbirine yak›n iyonlar aras›nda de¤il komflu 

Kristal yap›s› 

Sezyum klorür 

Florit 

M 

1,763 

2,519 

iyonlar aras›nda da olmaktad›r. Toplam çekim Sodyum klorür 1,748 

enerjisini tüm kristal boyunca düflündü¤ümüzde, 

birim hücrelere göre de¤ifliklik göstermektedir. 

Rutil 2,408 

Birim hücre yap›s›ndan kaynaklanan bu farkl›l›klar› 

gidermek için kristaldeki tüm iyonlar›n katk›- 

lar›n› içeren madelung sabitleri (M) hesaplanm›flt›r. 

Birim hücreler için bu de¤erler Çizelge 4.4’de 

görülmektedir. 

Çinko blend 

Wurtzit 

Kadmiyum iyodür 

1,638 

1,641 

2,191 

1 mol kristal için toplam elektrostatik çekim enerjisi, madelung sabiti ve Avogadro 

say›s›n›n da ilave edilmesiyle afla¤›daki eflitlikten bulunur (N = Avogadro say›s›, 

M = Madelung sabiti). 

Çizelge 4.4 

Madelung sabitleri 

(M) 

107 

U 

+ – 2 

NMZ Z e 

= – 

4πε r 

oo 

(1 mol kristaldeki toplam elektrostatik çekim enerjisi) 

‹yonik kristalde iyonlar denge uzakl›¤›na kadar birbirine yaklaflabilir. ‹yonlar 

aras›nda elektrostatik çekimin yan› s›ra, elektronlar›n ve çekirdeklerin birbirini itmesinden 

dolay› itme kuvvetleri oluflur. formülü ile verilen (B = Born 

NB 

sabiti, 

n = Born itme terimi) itme kuvvetleri dikkate al›nd›¤›nda toplam potansiyel enerji; 

r n 

NMZ Z e NB 

U = – + 

4πε r n 

r 

olur. 

Dengede örgü enerjisinin uzakl›¤a göre birinci türevi s›f›r olmal›d›r 

dU 

dr 

+ – 2 

oo 

+ – 

= – NMZ Z e 

– nNB 

n 

= 0 

2 + 1 

4πε 

r r 

oo 

2 

o 

o 

dU 

( ). 

dr = 0 

Bu eflitlik kullan›larak B sabiti bulunur ve yerine konursa; 

U 

+ – 2 

= – NMZ Z e 

( 1 

4 r 

– 1 ) 

πε n 

oo 

eflitli¤i elde edilir. Bu eflitlik Born-Lande eflitli¤i olarak bilinir ve iyonik kristalin 

teorik örgü enerjisinin hesaplanmas›nda kullan›l›r. Eflitlikteki n terimi, elektronlar 

aras› itme ile ilgilidir ve iyonlar›n elektron say›s›na göre de¤iflik de¤erler al›r 

(elektron say›s›na ba¤l› olarak n, [He] = 5, [Ne] = 7, [Ar] = 9, [Kr] =10, [Xe] = 12 de- 

¤erlerini al›r).


ÖRNEK 

KCl’ün teorik örgü enerjisini hesaplay›n›z (r K 

+ = 133 pm, r Cl 

– = 181 pm, [Ar] için 

n = 9, M = 1,748, ε o = 8,854×10 –12 C 2 J –1 m –1 ). 

Çözüm 

Born-Lande eflitli¤inden, 

r = r + + r – = 133 + 181 = 314 pm = 314× 

10 12 m 

o K Cl 

19 K+ = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 = [Ar] ve Cl – = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 = [Ar] ise LiCl için 

n = 9’dur (n = (9+9)/2 = 9). 

– 

U 

U 

U 

U 

+ – 2 

= – NMZ Z e 

( 1 

oo r 

– 1 ) 

4πε 

n 

23 

– 

( 6,02× 

10 ) .( 

1, 

748). (+ 1). (- 1). ( 1, 

602× 

10 19 ) 

2 

= – 

(1– 1 

4 . (3,14) . 8,854 10 . 

9 ) 

– 12 – 12 

× 314 10 

= +687118 J/mol 

= +687 kJ/mol 

( ) ( × ) 

SIRA S‹ZDE 

MgO bilefli¤inin SIRA örgü S‹ZDE enerjisini hesaplay›n›z (r MgO = 211 pm, [Ne] için n = 7 ve M = 1,747). 

4 


‹yonik Bilefliklerin Örgü Enerjilerinin ve Fiziksel Özelliklerinin 


Karfl›laflt›r›lmas› 

‹yonik kat›lar›n fiziksel özellikleri (erime noktas› (EN), kaynama noktas› (KN) ve 

SORU 

SORU 

NMZ Z e 

sertlik) teorik örgü enerjileri (Born-Lande eflitli¤i, U ( 1 ) karfl›- 

r 

) 

4πεoo 

n 

D‹KKAT 

laflt›r›larak belirlenebilir. 

D‹KKAT 

1. Örgü enerjisi, eflitlikten de görüldü¤ü gibi iyonlar aras› uzakl›kla ters orant›l›d›r 

SIRA S‹ZDE 

SIRA 

(iyonlar 

S‹ZDE 

aras› uzakl›k (r + + r – ) artt›kça örgü enerjisi azal›r), 

• LiCl ve NaCl’ün örgü enerjilerini ve kaynama noktalar›n› karfl›laflt›r›- 

lal›m, 

AMAÇLARIMIZ o Her iki bileflikte yüklerin çarp›m› (1.1=1) eflit oldu¤undan örgü 

AMAÇLARIMIZ 

enerjileri k›yaslanmas›nda sadece iyonlar aras› uzakl›¤› dikkate almak 

yeterlidir. 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

o LiCl’de iyonlar aras› uzakl›k daha azd›r (r LiCl = 60 + 181 = 241 pm ve 

r NaCl = 95 + 181 = 276 pm). Bu nedenle LiCl’ün örgü enerjisinin büyük 

olmas› gerekir. Örgü enerjisi büyük olan bilefliklerin KN’da büyük 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

olur. 

2. Örgü enerjisi, iyonlar›n yüklerinin çarp›m› ile do¤ru orant›l›d›r. Yüklerin çarp›m› 

(Z + .Z – ) artt›kça örgü enerjisi artar. 

‹NTERNET 

• LiCl ‹NTERNET ve MgO’in örgü enerjilerini, erime noktalar›n› ve sertliklerini karfl›- 

laflt›r›lal›m,


109 

o 

o 

o 

o 

LiCl ve MgO’de iyonlar aras› uzakl›k birbirine oldukça yak›nd›r. (r LiCl 

= 60 + 181 = 241 pm ve r MgO = 65 + 181 = 246 pm). Erime noktas› ve 

sertlik k›yaslamas› için yüklerin çarp›m›n› dikkate almak yeterlidir. 

LiCl ve MgO’in yüklerinin çarp›m› s›ras›yla 1.1 = 1 ve 2.2 = 4’tür. Bu 

durumda MgO’in örgü enerjisinin daha büyük olmas› beklenir. Gerçekten 

de, MgO’in örgü enerjisi LiCl’ün örgü enerjisinin yaklafl›k dört 

kat›d›r [U MgO (-3933 kj/mol) > U LiCl (-852 kj/mol)]. 

Örgü enerjisi ne kadar büyükse erime noktas› da o kadar büyüktür. 

Bu durumda, MgO’in erime noktas›n›n LiCl erime noktas›ndan daha 

büyük olmal›d›r [EN MgO (2852°C) > EN LiCl (605°C)]. 

Kat›lar›n sertlikleri de örgü enerjisi ile do¤ru orant›l›d›r. Bu nedenle 

MgO daha serttir. 

KCl, CsBr ve CaO bilefliklerini artan kaynama noktalar›na göre s›ralay›n›z. 

ÖRNEK 

Çözüm 

Üç bileflik de iyonik kristaldir. ‹yonik kristallerde örgü enerjisi ne kadar büyük ise 

kaynama noktas› da o kadar büyüktür. Örgü enerjisi; ‹yonlar›n yüklerinin çarp›m› 

ile do¤ru, ‹yonlar aras› uzakl›kla ters orant›l›d›r. Bu nedenle KN s›ralamas›, CaO > 

KCl > CsBr’dür. 

KCl ve CsBr 

Yüklerin çarp›m› ayn›d›r. ‹yonlar aras› uzakl›k KCl’de daha az oldu¤undan örgü 

enerjisi ve KN büyüktür. 

CaO ve KCl 

CaO’de yüklerin çarp›m› (2×2=4), KCl’den (1×1=1) dört kat daha büyüktür. Bu nedenle 

CaO’in örgü enerjisi daha büyüktür. 

MgO ve CaO’in kaynama noktalar›n› karfl›laflt›r›n›z. 

SIRA S‹ZDE 

Born-Haber Çevrimi ve Deneysel Örgü Enerjisi 


Born-Haber çevrimi kullan›larak, deneysel olarak örgü enerjisi hesaplanabilir. 

Born ve Haber, deneysel örgü enerjisinin, termodinamik verileri kullanarak hesaplanabilece¤ini 

önermifllerdir. fiekil 4.19’da MX kristaline ait Born-Haber SORU çevrimi görülmektedir. 

Deneysel örgü enerjisini hesaplayabilmek için, M kat›s›n› ve X gaz›n›, 

gaz halindeki iyonlar›na dönüfltürmek gerekir. Bu amaçla ilk olarak 

D‹KKAT 

M kat›s› gaz 

halindeki atomlar›na ayr›flt›r›lmal›d›r. Bunun için gerekli enerjiye atomlaflma enerjisi 

denir (ΔH a ). Atomlaflma enerjisi yerine, ölçümü daha kolay olan süblimleflme 

SIRA S‹ZDE 

enerjisi de kullan›lmaktad›r. Süblimleflme enerjisinin, atomlaflma enerjisinden fark›, 

gaz haline geçen atomlar›n iki veya daha fazla gaz atomlar›n›n kümelenmesinden 

oluflmas›d›r. Bu nedenle, süblimleflme enerjisi, atomlaflma enerjisinden biraz 

küçüktür. Di¤er taraftan X 2 molekülüne bir miktar enerji verilerek gaz halindeki 

atomlar›na ayr›flt›r›l›r. Ba¤› koparmak için gerekli olan enerjiye ba¤ enerjisi denir 

(ΔH BE ). Gaz haline getirilmifl M atomlar›n›n iyon haline getirilmesi K ‹ T Aiçin P metal atomuna 

iyonlaflma enerjisi kadar bir enerji verilmelidir (ΔH ‹E ). Metal atomundan kopar›lan 

elektronun, X(g) atomlar› taraf›ndan al›nmas› s›ras›nda elektron ilgisi kadar 

bir enerjiye ihtiyaç vard›r (ΔH E‹ ). Böyle bir reaksiyonda, birinci TELEV‹ZYON elektron ilgisi (E‹ 1 ) 

genelde ekzotermik olmas›na karfl›n, ikinci elektron ilgisi (E‹ 2 ) daima endotermik- 

5 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET


fiekil 4.19 

tir. Bu flekilde gaz haline getirilmifl iyonlar›n birleflerek MX kat›s›n› oluflturmas› s›- 

ras›nda aç›¤a ç›kan enerjiye örgü enerjisi denir (U) (fiekil 4.19). 

Tüm termodinamik veriler ve Hess yasas› kullan›larak bir iyonik kat› için deneysel 

örgü enerjisi hesaplanabilir. Ayr›ca, örgü enerjisi bilinen iyonik kat›larda 

kendisini oluflturan atomlar›n ‹E veya E‹ gibi di¤er bilgiler de bu çevrim kullan›larak 

bulunabilir. fiekil 4.19 dikkate al›nd›¤›nda, MX kat›s›n›n oluflum entalpisi için 

afla¤›daki ba¤›nt› elde edilir. 

Born-Haber 

çevrimi 

1 

1 

ΔH o ol. = Oluflum entalpisi, 

ΔH a = Atomlaflma enerjisi, 

ΔH ‹E = ‹yonlaflma enerjisi, 

ΔH BE = Ba¤ enerjisi, 

ΔH E‹ = Elektron ilgisi, 

U = Örgü enerjisi 

ÖRNEK 

Born-Haber çevrimini kullanarak KCl’ün örgü enerjisini hesaplay›n›z. 

ΔH o ol = -438 kJ/mol 

K(k) + ½ Cl 2 (g) KCl (k) 

ΔH a = 89 kJ/mol 

½ ΔH BE = 122 kJ/mol 

ΔH ‹E = 425 kJ/mol 

K(g) 

Cl(g) 

ΔH E‹ = -355 kJ/mol 

K + (g) 

Cl – (g) 

U = ? 

ΔH o ol = ΔH a + ΔH ‹E + ΔH BE + ΔH E‹ + U ba¤›nt›s›nda yukar›daki veriler yerine 

konursa, 

-438 = 89 + 425 + 122 – 355 + U 

U = -719 kJ/mol bulunur. 

Teorik ve deneysel örgü enerjisi de¤erleri aras›ndaki oran bize iyonik bilefli¤in 

ne kadar kovalent karaktere sahip oldu¤unu verir. 

Örne¤in, KCl’ün teorik (-686 kJ/mol) ve deneysel örgü enerjileri (-719 kJ/mol) 

karfl›laflt›r›ld›¤›nda de¤erlerin birbirinden farkl› oldu¤u gösterir. Bu sonuca göre, 

KCl’un %95,4 iyonik karakter tafl›d›¤›n› söyleyebiliriz.


111 

Born-Haber çevrimini çizerek, NaO ve Na 2 O bilefliklerinin oluflum SIRA entalpilerini S‹ZDE hesaplay›n›z. 

Hangi bilefli¤in kendili¤inden oluflaca¤›n› belirtiniz. Teorik örgü enerjisini hesaplay›n›z. 


(ΔH a = 108 kJ/mol, ‹E 1 = 496 kJ/mol, ‹E 2 = 4562 kJ/mol, E‹ 1 = -141 kJ/mol, E‹ 2 = 844 

kJ/mol, BE O2 

= 494 kJ/mol, U NaO = -878,6 kJ/mol, U Na2 O = -2635,8 kJ/mol) 

SORU 

METAL‹K KATILAR 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

Periyodik çizelge incelendi¤inde, elementlerin ço¤unun metal D‹KKAT oldu¤u görülür. 

D‹KKAT 

Metaller, de¤erlik elektronlar› taraf›ndan oluflturulan elektron denizinde yüzen katyonlar 

olarak düflünülebilir. Bu nedenle, metallere bas›nç uyguland›¤›nda metal 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

atomlar› tabakalar üzerinden kayabilirler. Bu özelliklerinden yararlan›larak metaller 

levha (dövülebilme özelli¤i) ve tel (çekilebilme özelli¤i) haline getirilebilir. Ayn› 

zamanda metaller elektrik ve ›s› iletimi yüksek olan elementlerdir. AMAÇLARIMIZIs› ve elektrik 

iletimi, de¤erlik elektronun metal içerinde hareketi ile olmaktad›r. De¤erlik 

AMAÇLARIMIZ 

elektronlar›, görünür ›fl›¤›n tamam›n› (tüm renkleri) absorplayarak üst enerji seviyelerine 

ç›karlar ve çok k›sa süre absorplad›klar› enerjiyi ›fl›k olarak K ‹ T Avererek P temel 

K ‹ T A P 

seviyelere inerler. Bu nedenle metaller parlak görünür. Ayr›ca ›s› ve ›fl›k kullan›larak 

(UV ›fl›nlar›) metallerden elektron koparmak mümkündür. Sezyum metali gibi 

atom yar›çap› büyük olan metallerden elektron kopartmak daha TELEV‹ZYON kolayd›r. Bu tür 

TELEV‹ZYON 

metallerden, düflük enerjili görünür bölge ›fl›¤› kullan›larak elektron kopar›labilmektedir. 

Sezyum bu özelli¤inden dolay› fotosellerde kullan›lmaktad›r. Metal 

üzerine ›fl›k düflürüldü¤ünde de elektron kopar›labilir. Bu olaya fotoelektrik etki 

‹NTERNET 

‹NTERNET 

denir. Metallerin ›s›t›lmas›yla elektron yaymas› olay›na termoiyonik etki denir ve 

lamba yap›m›nda bu özellikten faydalan›l›r. 

Bilindi¤i gibi, metalik ba¤lar, iyonik ve kovalent ba¤lara göre daha zay›ft›r. Bu 

nedenle metaller (bafl grup metalleri) genel olarak iyonik ve kovalent ba¤l› bilefliklere 

göre daha düflük erime ve kaynama noktas›na sahiptir. Metallerin erime ve 

kaynama noktas›, metal atomun yar›çap›na ve de¤erlik elektron say›s›na ba¤l›d›r. 

Metal atomlar›n›n yar›çap› ne kadar küçük ve de¤erlik elektron say›s› ne kadar fazla 

ise erime ve kaynama noktas› o kadar yüksektir. Petriyodik çetvelde grup içerisinde 

yukar›ndan afla¤› inildikçe yar›çap artaca¤›ndan atomlaflma enerjisi azal›r. 

Yar›çaptaki art›fl, metalik ba¤›n uzamas›na neden olmaktad›r. Ba¤ uzad›kça zay›flar 

ve kopar›lmas› kolaylafl›r. Buna ba¤l› olarak erime ve kaynama noktas› azal›r 

(Çizelge 4.5). Periyodik cetvelde soldan sa¤a gidildikçe de¤erlik elektron say›s› artar. 

Yani, metalik ba¤a kat›lan elektron say›s› artar. Bu nedenle atomlaflma enerjisi 

de yükselir. 

6 

11 Na ve 12Mg’un erime noktalar›n› karfl›laflt›r›n›z. 

ÖRNEK 

Çözüm: 

Mg’un elektronik da¤›l›m›n› yazd›¤›m›zda ( 12 Mg = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ) de¤erlik elektron 

say›s›n›n iki (IIA grubu) ve Na’un elektronik da¤›l›m›n› yazd›¤›m›zda ise ( 11 Na = 

1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ) de¤erlik elektronlar say›s›n›n bir (IA grubu) oldu¤unu görürüz. Ayn› 

zamanda Mg’un yar›çap› (r Mg ), Na’un yar›çap›ndan (r Na ) daha küçüktür. Sonuç 

olarak, Mg’un hem yar›çap› küçük hem de de¤erlik elektron say›s› fazla oldu¤undan 

metalik ba¤ kuvveti fazlad›r. Bu nedenle Mg’un atomlaflma enerjisi, Na’un 

atomlaflma enerjisinden daha büyüktür.


Çizelge 4.5 

IA grubu metallerin 

atomlaflma 

entalpileri, erime ve 

kaynama noktalar› 

IA grubu Li Na K Rb Cs 

ΔH° (kJ/mol) 162 108 90 82 78 

EN (°C) 181 98 64 39 29 

KN (°C) 1331 890 766 701 685 

Geçifl metallerinin erime ve kaynama noktalar›, genelde daha yüksektir ve genel 

e¤ilime uymamaktad›r. Geçifl elementlerinde d orbitallerideki elektronlarda de- 

¤erlik elektronlar›d›r ve d orbitallerindeki eflleflmemifl elektronlar kovalent ba¤ yap›m›nda 

kullan›l›r. Oluflan kovalent ba¤, metalik ba¤a katk› yapmaktad›r. Dolay›- 

s›yla d orbitallerindeki elektronlar efllefltikçe metalik ba¤a olan kovalent katk› azal›r 

ve erime ve kaynama noktas› düfler. Buna ba¤l› olarak da geçifl elementlerinde 

yar›çap önce azal›r sonra artmaya bafllar. 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

7 

20 Ca ve 56Ba’un SIRA erime S‹ZDEnoktalar›n› gerekçeleriyle karfl›laflt›r›n›z. 

Metalik Yap›larda Kristal Yap›lar 

Metaller genellikle DÜfiÜNEL‹Ms›k istiflemeyi tercih eder ve üç farkl› yap›da kristallenir. Bu yap›lar, 

kübik s›k istiflenme (yüzey merkezli kübik sistem), hekzagonal s›k istiflenme 

ve iç merkezli SORUkübik sistemdir. 

Birim hücrelerdeki metal atomlar›n›n küresel ve birbiri ile temas halinde oldu- 

¤u kabul edilirse doluluk oranlar› hesaplanabilir. Birim hücrenin kenar uzunlu¤u 

D‹KKAT 

(a), tabakalar aras› en yak›n uzakl›k (d) ve atomlar›n yar›çaplar› (r) aras›ndaki iliflkiler 

birim hücre flekilleri dikkate al›narak bulunabilir. Çizelge 4.6’da bu iliflkiler 

özetlenmifltir. SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ Çizelge 4.6 

BK, ‹MK ve YMK AMAÇLARIMIZ 

sistemlerdeki doluluk fiekil 

oran›, tanecik say›s› 

ve K uzunluklar ‹ T A P aras› 

K ‹ T A P 

iliflkiler 

Sistem BKS ‹MK YMK 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

Tanecik say›s› TELEV‹ZYON (n) 1 (köfle) 2 (köfle+merkez) 4 (köfle+yüzey) 

Doluluk oran› (%) 52 68 74 

a 

a ve r aras›ndaki ba¤›nt› r = 3 

2 

‹NTERNET 

2 r = a r = a 

4 

4 

a ve d aras›ndaki ba¤›nt› d = a 3 

2 

d = a d = a 

2 

2 

METAL‹K BA⁄ 

‹yonik, kovalent ve metalik ba¤ olmak üzere üç tür kimyasal ba¤ vard›r. Bilindi¤i 

gibi, iyonik ba¤ iyonlar aras›ndaki elektrostatik çekim sonucunda, kovalent ba¤, 

ba¤› oluflturan atomlar›n eflleflmemifl elektronlar›n›n ortaklafla kullan›m› sonucunda 

oluflmaktad›r. 

Metalik ba¤ di¤er ba¤lara nazaran daha zay›ft›r ve metalik ba¤›n oluflumu ile ilgili 

baz› teoriler ileri sürülmüfltür. Bunlar;


113 

1. Serbest elektron teorisi 

Serbest elektron teorisi, Drude (1900) taraf›ndan öne sürülmüfl ve Lorentz 

(1923) taraf›ndan gelifltirilmifltir. Bilindi¤i gibi metallerin iyonlaflma enerjileri düflüktür 

ve az bir enerji ile de¤erlik elektronlar› kopar›labilmektedir. Kopan de¤erlik 

elektronlar›, elektron denizi oluflturmaktad›r. De¤erlik elektronunu veren metal 

atomlar›, katyon haline dönüflmüfltür. Teoriye göre, oluflan metal katyonlar› ile 

elektron denizini oluflturan de¤erlik 

elektronlar› aras›nda iyonik ba¤a 

benzer bir elektrostatik çekim oluflmaktad›r 

(fiekil 4.20). 

Metal katyonlar›n› bir arada tutan 

bu çekim kuvvetine metalik ba¤ denir. 

Metalik ba¤ kuvveti metal atomunun 

yar›çap›na ve de¤erlik elektron 

say›s›na ba¤l›d›r. Yar›çap azald›kça 

ve de¤erlik elektron say›s› artt›kça 

metalik ba¤ kuvveti artar. Bu 

yaklafl›m, metal atomlar›n›n fiziksel 

özelliklerindeki de¤iflimi aç›klayabilmesine 

ra¤men, nicel sonuçlar› aç›klamada 

baflar›s›zd›r. 

fiekil 4.20 

Serbest elektron 

denizi modeli 

2. Molekül orbital teorisi 

Metalik kat›lar›, tek bir molekül olarak düflünürsek, yap›n›n çok say›da metal 

atomu taraf›ndan oluflturuldu¤unu söyleyebiliriz. S›k istiflenmifl bir yap›da her metal 

atomunun koordinasyon say›s› 12’dir. Bu atomlar›n orbitallerinin enerjisi ayn›- 

d›r ve çok say›da atomun orbitallerinin giriflimi mümkündür. Böylece, enerjileri 

birbirine yak›n molekül orbitallerin olufltu¤u düflünülür. Molekül orbitallerin enerjileri 

birbirine o kadar yak›nd›r ki bir orbital kümesi oluflur ve buna band denir. 

Band mesafesi çok küçük oldu¤undan ba¤ ve karfl›t ba¤ molekül orbitalleri fleklinde 

bir ay›r›m yapmak burada söz konusu olamamaktad›r. s orbitallerinin giriflimi 

ile S band›, p orbitallerinin giriflimi ile P band›, d orbitallerinin giriflimi ile D band› 

oluflur. Oluflan bu bandlar ayn› zamanda iletim ve de¤erlik band› olarak da adland›r›l›r 

(fiekil 4.21). Elektronlarla dolu banda de¤erlik band›, daha üst enerjili banda 

ise iletim bant› denir. 

fiekil 4.21 

S band›n›n 

flematik gösterimi


fiekil 4.22 

Metallerin iletken 

olabilmesi için 

a. ya de¤erlik 

band› yar› dolu 

b. ya da dolu 

de¤erlik band› 

iletim band› ile 

çak›fl›k olmal›d›r. 

‹LETKENL‹K 

Elektrik ve ›s› iletimi elektron hareketi ile olmaktad›r. Elektronlar›n hareket edebilmesi 

için, metalin bofl enerji düzeylerine sahip olmas› gerekir. Bunun yan›nda 

elektron hareketi için enerji gereklidir. Bu enerjinin miktar› enerji düzeyleri aras›ndaki 

farkla do¤ru orant›l›d›r. Enerji fark› ne kadar az olursa, elektron geçiflleri de o 

kadar az bir enerjiyle gerçekleflir. 

Bir metalin iletken özellik göstermesi için de¤erlik band›n›nya yar› dolu olmas› 

(fiekil 4.22a) ya da dolu de¤erlik band›n›n bofl iletim band›yla çak›flmas› gerekir 

(fiekil 4.22b). 

a 

b 

fiekil 4.23 

Yal›tkan 

Temel halde berilyum 4 Be = 1s 2 2s 2 2p elektron dizilifline sahiptir. Berilyum metalinde 

de¤erlik band› (S band›) tamamen doludur. ‹letim band› (P band›) ise tamamen 

bofltur. Yal›n Be atomunda 2s ve 2p orbitalleri aras›ndaki enerji fark› 160 

kJ/mol’dur. Bu enerji fark› iletkenlik için büyük olmas›na ra¤men metal olufltu¤unda, 

çok say›da orbitalin giriflim yapmas›yla oluflan molekül orbitaller (bandlar) genifller 

ve dolu de¤erlik band› ile bofl iletim band› 

çak›fl›r (fiekil 4.22b). De¤erlik band›ndaki elektronlar 

iletim band›na hareket eder. De¤erlik band›nda 

boflalan orbitallere ise daha düflük enerjili 

orbitallerdeki elektronlar hareket eder. Böylece 

iletkenlik sa¤lanm›fl olur. 

Yal›tkanlar ve Yar› ‹letkenler 

Yal›tkanlarda de¤erlik band› tamamen doludur. 

Bu nedenle elektron hareketi mümkün de¤ildir. 

‹letim band› ile de¤erlik band› aras›ndaki enerji 

fark› da büyük oldu¤undan iletim sa¤lanamaz (fiekil 

4.23). Örne¤in elmas da de¤erlik band› ile iletim 

band› aras›ndaki mesafe çok fazla oldu¤undan 

iletim sa¤lanamaz. Bu nedenle elmas yal›tkand›r.


115 

Yar› iletkenlerde de, de¤erlik band› tam doludur. Yal›tkanlardan 

fark›, de¤erlik band› ile iletim band› 

aras›ndaki enerji fark› küçüktür (fiekil 4.24). Az bir enerji 

ile elektronlar de¤erlik band›ndan iletim band›na geçebilir. 

Böylece iletim sa¤lan›r. S›cakl›¤›n artmas›yla iletim 

band›na geçen elektron say›s› artt›¤›ndan iletkenlikte 

artar. Ancak yar› iletkenler yap›ld›klar› maddeye göre 

belli s›cakl›¤a kadar ›s›t›labilir. Aksi halde metalin yap›s› 

bozulur. 

Yar› iletkenleri iki grupta inceleyebiliriz; 

1. Gerçek yar› iletkenler 

2. Afl›l› yar› iletkenler 

a. p-tipi 

b. n-tipi 

1. Gerçek yar› iletkenler; oda s›cakl›¤›nda birkaç 

elektronun iletim bad›na geçmesiyle az miktarda iletim 

sa¤layan metallere gerçek yar› iletken denir. Yar› iletkenlere 

silisyum örnek verilebilir. 

2. Afl›l› yar› iletkenler; safs›zl›k yar› iletkenler olarak 

da bilinmektedir. ‹lave edilen safs›zl›klar›n oluflturdu¤u 

bant de¤erlik band› ile iletim band› aras›nda bulunmaktad›r. 

Elektronlar›n iletim band›na tafl›nmas›nda 

köprü görevi görmektedir. ‹ki türlü afl›l› yar› iletken elde 

etmek mümkündür. 

a. p-tipi afl›l› yar› iletken, Yar› iletken metale, daha 

az elektron bulunduran atomlar›n eklenmesiyle elde 

edilir. Buna bir örnek olarak, IVA grubundan silisyum 

metaline, IIIA grubundan Galyum’un (Ga) eser miktarda 

ilave edilmesi verilebilir. Ga atomlar›n›n bir miktar› Si 

atomlar› ile yer de¤ifltirmifltir. Dört de¤erlik elektrona 

sahip Si yerine, üç de¤erlik elektrona sahip Ga’un geçmesiyle 

bir elektron bofllu¤u oluflmaktad›r. Bu nedenle, 

bu tür iletkenlere pozitif anlam›na gelen p-tipi yar› iletken 

denir. Ga atomlar›n›n oluflturdu¤u afl› band› küçük 

ve bofltur. Bu afl› band›, de¤erlik band›n›n hemen 

üstünde yer al›r (fiekil 4.25). De¤erlik band›ndaki elektronlar 

az bir enerji ile afl› band›na, afl› band›ndaki elektronlarda 

az bir enerji ile iletim band›na geçebilir. Böylece 

iletkenlik daha düflük s›cakl›klarda da sa¤lanm›fl 

olur. 

b. n-tipi afl›l› yar› iletken, p-tipinden fark›, afl› olarak 

ilave edilen metalin de¤erlik elektronlar›n›n say›s› 

metalin de¤erlik elektron say›s›ndan bir fazla olmas›d›r. 

Buna örnek olarak, IVA grubundan silisyum’a (Si), eser 

miktarda VA grubundan metallerinden arsenik (As) 

ilavesi verilebilir. Böylece bir miktar Si atomu yerine, Ge 

atomu geçmesi sa¤lan›r. Sonuçta elektron fazlal›¤› oluflur. 

Bu nedenle, bu tür iletkenlere fazla elektrondan dolay› 

negatif anlam›na gelen n-tipi yar› iletken denir. Elektronla 

dolu olan bu afl› band› dard›r ve iletim band›n›n 

fiekil 4.24 

Gerçek yar› 

iletken 

fiekil 4.25 

p-tipi afl›l› 

yar› iletken 

fiekil 4.26 

n-tipi afl›l› 

yar› iletken


hemen alt›nda yer al›r (fiekil 4.26). Afl› band›nda bulunan elektronlar az bir enerji 

ile iletim band›na geçer. De¤erlik band›nda bulunan elektronlar afl› band›nda boflalan 

yerlere geçmesiyle iletim sa¤lanm›fl olur. 

ÖRNEK 

Germanyum elementine ayr› ayr› alüminyum ve fosfor atomlar› afl›land›¤›nda 

germanyumun iletkenli¤i nas›l de¤iflir? Aç›klay›n›z. (Al:13, P:15, Ge:32) 

32 Ge; [Hr] 3d10 4s 2 4p 2 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 


8 

Germenyum kristali içindeki her bir Ge atomu komflu dört Ge atomuyla çevrilidir, 

yani dört ba¤ içerir. Bu nedenle, Ge kristalinin de¤erlik band› tamamen doludur 

ve oda s›cakl›¤›nda yal›tkand›r. Böyle bir yal›tkana, eser miktarda de¤erlik 

elektron say›s› kendinden bir eksik olan Al ([Ne] 3s 2 3p 1 ) ilave edildi¤inde, Ge 

atomlar›n›n birkaç› Al atomlar›yla yer de¤ifltirir. Böylece kristalde normal duruma 

göre elektron eksikli¤i oluflur ve p-tipi yar› iletken elde edilir. 

Ge’a eser miktarda de¤erlik elektron say›s› kendinden bir fazla olan P (4s 2 4p 3 ) 

afl›land›¤›nda, Ge atomlar›n›n bir k›sm› P atomlar›yla yer de¤ifltirir ve kristalde 

bafllang›ç duruma göre elektron fazlal›¤› oluflur. Böylece, n-tipi yar› iletken elde 

edilir. SIRA S‹ZDE 

Germanyum SIRA elementine S‹ZDE ayr› ayr› galyum ve arsenik atomlar› afl›land›¤›nda germanyumun 

iletkenli¤i nas›l DÜfiÜNEL‹M de¤iflir? Aç›klay›n›z. (Ga = 31, Ge = 32, As = 33) 

Süper ‹letkenlik 



SORU 

SORU 

Elektiri¤i hiç direnç göstermeden ileten maddelere süper iletken maddeler denir. 

SORU 

Metallerin süper SORU iletken oldu¤u s›cakl›k kritik s›cakl›k olarak adland›r›l›r. ‹lk olarak, 

Hg ve Pb gibi metallerin mutlak s›f›ra yak›n s›cakl›klarda süper iletken özelli- 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

¤i gösterdi¤i keflfedilmifltir. Bu s›cakl›kta elde edilen süper iletkenlerin günlük yaflamda 

kullan›lmas› SIRA S‹ZDEzor oldu¤u için daha yüksek s›cakl›klarda süper iletken malze- 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

meler yap›lmak istenmifl ve bu amaçla süper iletken özellik gösteren birçok alafl›mlar 

haz›rlanm›flt›r. SIRA S‹ZDE Nb 3 Sn, Nb 3 Ge, Nb 3 Al ve V 3 Si gibi alafl›mlar sayesinde -253 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

°C’de süper iletken malzemeler sentezlenmifltir. Alafl›mlar d›fl›nda, Perovskit yap›- 

s›na sahip ABO 3 tipinde ve belirli oranlarda BaLaCuO elementlerini içeren sistemlerden 

-223 AMAÇLARIMIZ °C’de süper iletkenler elde edilmifltir. Son yap›lan çal›flmalarla süper 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

iletkenlik s›cakl›¤› -109 °C’ye kadar yükseltilmifltir. Bu konudaki çal›flmalar dünyada 

h›zla devam K ‹ Tetmektedir. 

A P 

K ‹ T A P 

Süper iletkenli¤i tam olarak aç›klayan bir teori yoktur. Bu konudaki kabul edilen 

görüfl, süper iletkenli¤in, Cooper çifti olarak bilinen iki elektronun, ayn› anda 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

ve birlikte kristal içindeki serbest hareketinden kaynakland›¤› düflünülmektedir. 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET 

Bir internet ‹NTERNET arama motoruna Cooper çifti terimlerini girerseniz birçok bilgiye ulaflabilirsiniz. 

‹NTERNET


117 

KOVALENT KATILAR 

Örgü noktalar›nda bulunan atomlar›n birbirine kovalent ba¤larla ba¤lanarak oluflturdu¤u 

kat›ya kovalent kat› denir. Tüm örgü kovalent ba¤larla oluflturuldu¤undan 

bu tür kat›lara ayn› zamanda a¤ örgülü kovalent kat›lar da denilmektedir. Kovalent 

kat›lar›n sertlikleri, erime ve kaynama noktalar›, iyonik ve metalik kat›lara göre 

yüksektir. Bunun sebebi k›r›lmas› gereken ba¤ say›s›n›n di¤erlerinden fazla olmas›d›r. 

Elmas, grafit, SiO 2 ve siyah fosfor kovalent kat›lara örnek olarak verilebilir. 

Elmas 

Karbonun allotroplar›ndan biridir. Örgüyü sadece karbon atomlar› oluflturur. Kübik 

s›k istiflenmeyi tercih eder (a-b-c-a-b-c). Elmas yap›s› flu flekilde de düflünülebilir; 

karbon atomlar›n›n oluflturmufl oldu¤u YKM sistemde, tetrahedral boflluklar›n 

yar›s› yine karbon atomlar› taraf›ndan doldurulmufltur. Her bir karbon atomu sp 3 

hibritleflmesi ve dört kovalent ba¤ yapar. Karbon atomlar› aras›ndaki uzakl›k 154 

pm, ba¤ aç›s› 109°28'’dir. Tüm elektronlar ba¤ yap›m›nda kullan›ld›¤›ndan yal›tkand›r. 

Kaynama noktas› (4827 °C) ve erime noktas› (3930 °C) çok yüksektir. Yo- 

¤unlu¤u ise 3,51 g/cm 3 ’tür. Ayn› zamanda en sert maddedir. Mosh elmas›n sertlik 

derecesini 10 olarak kabul etmifltir. Di¤er bilefliklerin sertlikleri ise bu de¤er dikkate 

alarak belirlenmifltir. 

Grafit 

Grafitte karbon atomlar› hekzagonal s›k istiflenme (a-b-a-b) yapmaktad›r. Her karbon 

atomu, sp 2 hibritleflmesi yapm›flt›r. Üçgen düzlem geometrili karbon atomlar› 

ilk tabakay› oluflturur. Her karbon bir sigma ve 1/3 pi ba¤› içermektedir. Bu tabaka, 

kitab›n bir yapra¤› olarak düflünülebilir. Pi ba¤lar›ndan dolay› elektronlar tabaka 

içerisinde hareket etmektedir. Bu da elektrik iletiminin oluflmas›na neden olmaktad›r. 

Tabakalar aras›nda ise (iki sayfa aras›nda) sadece London etkileflimi bulunmaktad›r. 

Bu nedenle tabakalar az bir enerji ile birbiri üzerinden kayabildi¤inden 

ya¤lay›c› ve kurflun kalem yap›m›nda da kullan›lmaktad›r. Tabaka içerisindeki 

ba¤ uzunlu¤u 142 pm, tabakalar aras› uzakl›k ise 335 pm’dir. Grafit 3697 

°C’de süblimleflir ve yo¤unlu¤u ise 2,25 g/cm 3 ’tür. 

MOLEKÜLER KATILAR 

Moleküler kat›lar, örgü noktalar›nda bulunan atom veya moleküller aras›nda meydana 

gelen dipol-dipol, hidrojen ba¤› ve London etkileflimi ile oluflmaktad›r (Ünite 

5’te bu etkileflimlerden detayl› olarak bahsedilecektir). Normal koflullarda s›v› 

veya gaz olan moleküller veya atomlar so¤utulduklar›nda tanecikler aras›ndaki bu 

etkileflimler sayesinde kat› hale gelirler. HBr ve SO 2 moleküllerinde dipol-dipol etkileflimleri, 

su, amonyak ve hidrojen florür moleküllerinde ise dipol-dipol etkileflimlerinin 

yan› s›ra hidrojen ba¤lar› ile moleküler kat› oluflur. Apolar CH 4 , CO 2 ve 

O 2 moleküllerinde ise sadece London etkileflimleri söz konusudur. Bu tür kat›larda 

örgü noktalar›nda moleküller bulunurken, Ar ve Ne’un örgü noktalar›nda atomlar 

bulunur ve atomlar aras›nda sadece London etkileflimi vard›r. Tanecikler aras› 

kuvvetler iyonik, kovalent ve metalik ba¤a göre çok zay›ft›r. Bu nedenle, moleküler 

kat›lar›n erime ve kaynama noktalar› di¤er kat›larla karfl›laflt›r›ld›¤›nda daha 

düflüktür.


Moleküler kat›ya bir örnek olarak kuru buz (kat› CO 2 ) verilebilir. YMK’de kristallenen 

beyaz renkli bu kat› buhar bas›nc› -78,5 °C’de 1 atm oldu¤undan so¤utma 

ifllemlerinde ve besin teknolojisinde kullan›l›r. 

ÖRNEK 

Buz, CO 2 ve H 2 ’nin erime noktalar›n› karfl›laflt›r›n›z. 

Moleküler kat›larda etkili kuvvetler; H-Ba¤›, dipol-dipol ve london etkileflimidir. 

Büyüklük s›ralamas› genel olarak H-Ba¤› > dipol-dipol > London etkileflimi fleklindedir. 

Buz polar moleküldür. Dipol-dipol ve H-ba¤› bulunmaktad›r. Bu nedenle KN 

yüksektir. CO 2 ve H 2 apolar moleküllerdir. Moleküller aras›nda sadece London etkileflimleri 

bulunur. Bu etkileflimler moleküldeki toplam elektron say›s›na ba¤l›d›r. 

Elektron say›s› artt›kça ani dipol oluflturma flans› artar ve ani dipol-ani dipol 

(London) etkileflimi artar. CO 2 ’nin elektron say›s› H 2 ’den fazla oldu¤undan London 

etkileflimleri daha fazlad›r. Bu nedenle CO 2 ’in erime noktas› H 2 ’den daha büyüktür. 

Erime noktalar›n› Buz > CO 2 > H 2 fleklinde s›ralayabiliriz. 

SIRA S‹ZDE 

9 

CH 4 , SiH 4 ve SIRA GeHS‹ZDE 

4 ’ün kaynama noktalar›n› karfl›laflt›r›n›z. 


SIRA S‹ZDE 

10 

SORU 


D‹KKAT 

SORU 

SIRA S‹ZDE 

D‹KKAT 

MgO, CaO, Na, DÜfiÜNEL‹M 

SIRA K, S‹ZDE Mg, CO 2 , Ne ve elmas›n erime noktalar›n› gerekçeleriyle karfl›laflt›r›n›z 

(Na: 11, Mg: 12, K: 19, Ca: 20, Cs: 55, I: 53, Ar: 18, C: 12, O: 8). 

SORU 


D‹KKAT 

SORU 

SIRA S‹ZDE 

D‹KKAT 

AMAÇLARIMIZ 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

AMAÇLARIMIZ 

TELEV‹ZYON 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET 

‹NTERNET


119 

Özet 

Maddeler temel olarak kat›, s›v› ve gaz olmak üzere üç 

halde bulunur. Kat›lar, kristal ve amorf (kristal olmayan) 

olmak üzere ikiye ayr›l›r. Kristal kat›larda, örgü 

noktalar›nda iyon, atom veya moleküller bulunur ve bu 

tanecikler düzenli bir flekilde istiflenmifllerdir. Kristalin 

tüm özelliklerini tafl›yan en küçük birime birim hücre 

denir. Birim hücrelerin üç kenar uzunlu¤unun ve kenarlar 

aras›ndaki üç aç›n›n de¤ifltirilmesiyle yedi temel 

birim hücre elde edilir. Bu birim hücrelerden taban, yüzey 

ve iç (hacim) merkezli olarak yeni birim hücrelerinde 

oluflmas›yla toplam 14 birim hücre oluflur. Bu birim 

hücrelere Bravais Birim Hücreleri denir. Kristal kat›lar 

genellikle basit kübik (BKS), yüzey merkezli kübik 

(YMK) ve iç merkezli kübik (‹MK) sistemlerde kristallenirler. 

Birim hücredeki atom say›s› atomlar›n hücreye 

katk›lar›na göre belirlenir. Birim hücre bafl›na düflün tanecik 

say›s›, BKS’de 1 (köflelerden 8 . (1/8) = 1), YMK’de 

4 (köflelerden 8 . (1/8) = 1 ve yüzeylerden 6 . (1/2) = 3) 

ve ‹MK’de ise 2’dir (köflelerden 8 . (1/8) = 1 ve merkezden 

1 . 1 = 1). 

Kat›lar iki türlü s›k›fl›k istiflenme yapabilir; (1) hekzagonal 

s›k istiflenme (a-b-a-b), (2) kübik s›k istiflenme (ab-c-a-b-c). 

‹stiflenmeler sonucunda oktahedral ve tetrahedral 

boflluklar da oluflmaktad›r. 

En s›k› istiflenmede birim hücrenin %74’ü atomlarca 

doldurulur. Belirli bir kristal yap›da, bir atom, iyon veya 

molekülün ba¤ yapt›¤› veya etkileflim içinde oldu¤u 

en yak›n tanecik say›s›na koordinasyon say›s› denir. 

Kristal kat›lar›n yap›s› X-›fl›nlar› k›r›n›m yöntemi ile belirlenir. 

Kat›lar, kristalin örgü noktalar›nda bulunan kimyasal 

türlere göre iyonik kat›lar (iyonik ba¤, örgü noktalar›nda 

iyonlar bulunur), metalik kat›lar (metalik ba¤, 

örgü noktalar›nda metal atomlar› bulunur), kovalent 

kat›lar (a¤ örgülü kovalent ba¤, örgü noktalar›nda ametal 

atomlar› bulunur) ve moleküler kat›lar (kimyasal türler 

aras›ndaki etkileflimler; hidrojen ba¤›, dipo-dipol ve 

London etkileflimleri, örgü noktalar›nda moleküller veya 

atomlar (bulunur.) olmak üzere dörde ayr›labilir. Kat›lar›n 

fiziksel özellikleri, tanecikler aras›ndaki ba¤lar›n 

kuvvetine ba¤l›d›r. Genel olarak ba¤lar›n kuvvetlik s›- 

ras›; a¤ örgülü kovalent ba¤ > iyonik ba¤ > metalik ba¤ 

> tanecikler aras› etkileflimler fleklindedir. ‹yonik kat›lar›n 

kendi aras›ndaki fiziksel özelliklerin karfl›laflt›r›lmas›nda 

ise Born-Lande eflitli¤i kullan›l›r. ‹yonik ba¤›n 

kuvveti, iyonlar›n yüklerinin çarp›m› ile do¤ru, iyonlar 

aras› uzakl›kla ters orant›l›d›r. Metalik ba¤›n kuvveti ise, 

metal atomunun de¤erlik elektron say›s› ile do¤ru, atom 

yar›çap› ile ters orant›l›d›r. Moleküler kat›larda ise etkileflimlerin 

kuvvetlik s›ras› genel olarak, hidrojen ba¤› > 

dipol-dipol > London fleklindedir. Unutmamak gerekir 

ki bazen London etkileflimleri, dipol-dipol etkileflimlerinden 

daha kuvvetli olabilmektedir. 

Kristalin teorik örgü enerjisi, Born-Haber, Born-Mayer 

ve Kapustinski eflitlikleri ile bulunabildi¤i gibi, deneysel 

örgü enerjisi ise Born-Haber çevrimi ile de belirlenebilmektedir. 

Teorik olarak yap›lan hesaplamalarda ba¤lar 

%100 iyonik olarak düflünülmüfltür. Bu nedenle iyonik 

ba¤a olan kovalent katk› da hesaplanabilmektedir. 

Metallerde elektronlar›n hareketi ile ›s› ve elektrik iletimi 

sa¤lanabilmektedir. ‹letken ve süper iletkenlerde s›- 

cakl›k artt›kça iletkenlik azal›rken, yar› iletkenlerde ve 

afl›l› yar› iletkenlerde (n-tipi ve p-tipi) s›cakl›k artt›kça 

iletkenlik artmaktad›r (Yap›n›n bozulmayaca¤› s›cakl›¤a 

kadar ›s›tma yap›labilir. Aksi halde yap› bozulur).



1. (I) S›k istiflenme a-b-c fleklindedir. 

(II) Koordinasyon say›s› 12’dir. 

(III) Birim hücresi YMK’tür. 

Kübik s›k istiflenme ile ilgili söylenenlerden hangileri 

do¤rudur? 

a. Yaln›z I 


c. I ve II 

d. II ve III 

e. I, II ve III 

2. Kalsiyum florür yap›s›nda katyon (K) ve anyonun 

(A) koordinasyon say›lar› (K:A) afla¤›dakilerden hangisine 

do¤ru olarak verilmifltir? 

a. 12:12 

b. 8:8 

c. 8:4 

d. 4:8 

e. 4:4 

3. Sezyum klorür (CsCl) yap›s› ile ilgili afla¤›dakilerden 

hangisi do¤rudur? 

a. Cl – ’ün koordinasyon say›s› 8’dür. 

b. Cs + ’un koordinasyon say›s› 4’dür. 

c. Cl – iyonlar› tetrahedral boflluklar›n tamam›n› 

doldurur. 

d. Kübik s›k istiflenmifl bir yap›d›r. 

e. Birim hücredeki tanecik say›s› 2’dir. 

4. Yo¤unlu¤u 7 g/cm 3 olan TlCl bilefli¤i CsCl tipinde 

kristallenir. Buna göre Tl + ve Cl – iyonlar› aras›ndaki en 

yak›n uzakl›k kaç pm dir? 

(Tl = 204,37 g/mol, Cl = 35,5 g/mol) 

a. 272,0 

b. 333,4 

c. 419,7 

d. 528,8 

e. 666,8 

5. CsCl(k) için standart oluflum entalpisi -605 kJ mol –1 , 

Cs(k) için süblimleflme entalpisi 80 kJ mol –1 , Cs(g) için 

iyonlaflma enerjisi 374 kJ mol –1 , Cl 2 (g) için ba¤ enerjisi 

242 kJ mol –1 ve Cl(g) için elektron ilgisi, -380 kJ mol –1 

dür: (Buna göre CsCl’ün örgü enerjisi kaç kJ mol –1 dir)? 

a. -531 

b. -800 

c. -921 

d. -1560 

e. -1681 

6. Kat› türleri afla¤›daki ifadelerden hangisinde do¤ru 

olarak verilmifltir? 

a. Buz, kovalent kat› 

b. H 2 (k), metalik kat› 

c. I 2 (k), moleküler kat› 

d. Grafit, metalik kat› 

e. Kr(k), metalik kat› 

7. Afla¤›daki bilefliklerden hangisinin kaynama noktas› 

en yüksektir? 

a. NaF 

b. CsF 

c. NaCl 

d. CsBr 

e. KCl 

8. Afla¤›dakilerden hangisi p-tipi yar› iletkendir? 

(Al: 13, Si: 14, P: 15, Ge: 32, As: 33, Se: 34) 

a. Fosfor katk›land›r›lm›fl silisyum 

b. Germanyum katk›land›r›lm›fl silisyum 

c. Arsenik katk›land›r›lm›fl silisyum 

d. Alüminyum katk›land›r›lm›fl silisyum 

e. Selenyum katk›land›r›lm›fl silisyum 

9. Buz, H 2 , NaCl, CO 2 ve CaO kat›lar›n›n erime noktalar› 

afla¤›dakilerden hangisinde do¤ru olarak s›ralanm›flt›r? 

a. CaO > NaCl > buz > H 2 > CO 2 

b. NaCl > CaO > buz > CO 2 > H 2 

c. H 2 > CaO > NaCl > CO 2 > buz 

d. Buz > CO 2 > H 2 > CaO > NaCl 

e. CaO > NaCl > buz > CO 2 > H 2 

10. Afla¤›daki metallerden hangisinin kaynama noktas› 

en yüksektir? 

a. 11 Na 

b. 19 K 

c. 55 Cs 

d. 13 Al 

e. 12 Mg


121 


1. e Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Kat› Türleri” konusunu 

yeniden gözden geçiriniz. 

2. c Yan›t›n›z yanl›fl ise, “‹yonik Kat›lar” konusunu 


3. a Yan›t›n›z yanl›fl ise, “‹yonik Kat›lar” konusunu 


4. b Yan›t›n›z yanl›fl ise, “‹yonik Kat›lar” konusunu 


5. b Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Born-Haber Çevrimi” 


6. c Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Moleküler Kat›lar” 


7. a Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Örgü Enerjisi” konusunu 


8. d Yan›t›n›z yanl›fl ise, “‹letken, Yal›tkan ve Yar› 

‹letkenler” konusunu yeniden gözden geçiriniz. 

9. e Yan›t›n›z yanl›fl ise, “‹yonik Kat›lar ve Moleküler 

Kat›lar” konular›n› yeniden gözden geçiriniz. 

10. d Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Metalik Kat›lar” konusunu 




‹MK sistemde K atomlar› birim hücrenin köflelerinde ve 

küpün merkezinde bulunur. Toplam K say›s›, köflelerden 

gelen = 8 . (1/8) = 1 tane, merkezden gelen = 1 tane 

olmak üzere toplam 2 tanedir. 

= 17 5 o θ , 

Köfle Merkez Toplam tanecik 

1 

K 8 . –– = 1 

8 

1 2 


m . MA 

4 . 63, 

54 

δ = ⇒ 217 , = 

3 

a . N 

3 

( a ) . ( 6, 

02× 10 

) ⇒ 

−10 

a = 3, 

61× 

10 cm = 361 pm 

d = 

a 361 

⇒ d = = 255, 

7 pm 

2 2 

nm = 2dsin θ ⇒1 . 154 = 2 . 255, 7 . sinθ 

⇒ 

Kristal 

tipi 

ZnS 


Çinko blend: Kükürt iyonlar›n›n oluflturmufl oldu¤u 

YMK sistemde, tetrahedral boflluklar›n yar›s› çinko iyonlar› 

taraf›ndan doldurulmufltur. 

Köfle 

Yüzey 

Zn 2+ - - 4 

S 2– 1 

8 . –– = 1 

8 

1 

6 . –– = 3 

2 

Tet. 

hed. Toplam 

boflluk 

- 

Koord. 

Say›s› 

(K:A) 

4 ZnS (4:4) 


U = – NMZ + Z – e 2 

(1– 1 

4πe r n ) 

oo 

U = – 

( ) 

( ) 

( ) ( × ) 

23 

– 

6,02× 

10 . ( 1,747). ( 2). ( 2). 1, 

602× 

10 19 2 

(1– 1 

( 4) .(3,14) 

. 8,854 10 . 

7 ) 

– 12 – 12 

× 211 10 

6 

U = 3,944× 

10 kJ/mol



MgO ve CaO iyonik kristaldir. Yüklerin çarp›m› ayn›d›r 

(2 . 2 = 4). Bu nedenle iyonlar aras› uzakl›k dikkate al›- 

n›r. MgO’de iyonlar aras› uzakl›k daha az oldu¤undan 

örgü enerjisi daha büyüktür. Bu nedenle kaynama 

noktas› s›ralamas› MgO > CaO olmal›d›r. 


ΔH a 

ΔH o ol = ? 

Na(k) + ½O 2 (g) NaO(k) 

½ ΔH BE 

Na(g) O(g) U 

1. ‹E 1. E‹ 

Na + (g) + O – (g) 

ΔH ol. = ΔH a + ‹E + 1/2ΔH BE + E‹ + U 

ΔH ol. = 108 + 496 + (½ . 494) + -141 + (-878,6) 

ΔH ol. = -168 kJmol –1 

Veya, Na 2+ ve O 2– al›narak da U hesaplanabilir. 

2ΔH a 

2 ×1. ‹E 

ΔH o ol = ? 

2Na(k) + ½O 2 (g) Na 2 O(k) 

½ ΔH BE 

2Na(g) O(g) U 

2Na + (g) + 

O – (g) 

O 2– (g) 

1. E‹ 

2. E‹ 

ΔH ol. = 2ΔH a + (2 . 1.‹E) + (½ ΔH BE ) + (1.E‹) + (2.E‹) + 

U 

ΔH ol. = (2.108) + (2 . 496) + (½ . 494) + (-141) + 844 + 

(-2635,8) 

ΔH ol. = -477,8 kJmol –1 


E Ca > E Ba 

Metalik kat›lar›n erime ve kaynama noktalar› atomlaflma 

enerjisine ba¤l›d›r. Atomlaflma enerjisi ne kadar büyükse 

EN ve KN o kadar büyük olmaktad›r. 

Atomlaflma enerjisi ise de¤erlik elektron say›s› artt›kça 

ve yar›çap azald›kça artmaktad›r. 

Her iki metal de IIA grubundad›r. Yani iki de¤erlik elektronuna 

sahiptir. Yar›çaplar karfl›laflt›r›ld›¤›nda Ca’un 

yar› çap›n›n daha küçük oldu¤u görülür. Bu nedenle 

Ca’daki metalik ba¤ daha kuvvetli ve atomlaflma enerjisi 

daha büyüktür. Yani Ca’un erime noktas› Ba’dan daha 

büyüktür. 


Ge metaline Ga afl›land›¤›nda p-tipi afl›l› yar› iletken 

oluflur; 

Üç de¤erlik elektronuna sahip Ge’a, de¤erlik elektron 

say›s› bir eksik olan Ga afl›land›¤›nda, Ge atomlar›n›n 

birkaç› ile yer de¤ifltirir. Kristalde elektron eksikli¤i oluflur. 

Bu tür iletkenlere p-tipi yar› iletkenler denir. Eklenen 

Ga atomlar› az say›da oldu¤undan oluflturdu¤u 

band bofl, dar ve de¤erlik band›na yak›n olmaktad›r. 

Dolay›s›yla de¤erlik band›nda bulunan elektronlar termik 

yolla uyar›larak afl› band›na geçerek iletim sa¤lan›r. 

Ge metaline As afl›land›¤›nda ise n-tipi iletken 

oluflur; 

Ge’a de¤erlik elektron say›s› kendinden bir fazla olan 

As afl›land›¤›nda, elektron fazlal›¤› oluflur. Bu tür iletkenlere 

n-tipi yar› iletkenler denir. As atomlar›n›n oluflturdu¤u 

band dolu, dar ve iletim band›na yak›n olmaktad›r. 

Afl› band›nda bulunan elektronlar termik yolla 

uyar›larak iletim band›na geçerek iletim sa¤lan›r. 


CH 4 , SiH 4 ve GeH 4 apolar moleküllerdir. Moleküller 

aras›nda sadece London etkileflimleri bulunur. Elektron 

say›s› artt›kça ani dipol oluflturma flans› artar ve ani dipol-ani 

dipol etkileflimi artar. GeH 4 ’ün elektron say›s› 

daha fazla oldu¤undan London etkileflimleri daha fazlad›r. 

Bu nedenle GeH 4 ’ün kaynama noktas› di¤erlerinden 

daha büyüktür. 

Sonuç: GeH 4 > SiH 4 > CH 4 fleklindedir. 

Na 2 O(k)’in oluflum entalpisi daha büyük oldu¤undan 

(Na 2 O olufltu¤unda aç›¤a ç›kan enerji daha büyük) daha 

kararl›d›r ve bu nedenle Na 2 O oluflur.


123 


Molekül MgO, CaO Na, K, Mg CO 2 , Ne Elmas 

Kat› türü ‹yonik Metalik Moleküler Kovalent 

Parametre 

Örgü enerjisine 

bak›l›r, 

Yüklerin çarp›m› ile 

do¤ru, iyonlar aras› 

uzakl›kla ters 

orant›l›d›r 

Metalik ba¤ 

kuvvetine bak›l›r, 

De¤erlik elektron 

say›s› ile do¤ru, 

atom yar›çap› ile 

ters orant›l›d›r. 

London etkileflimi 

vard›r, 

Elektron say›s› 

artt›kça London 

kuvveti artar 

A¤ örgülü kovalent 

ba¤ 

U MgO > U CaO Mg > Na > K CO 2 > Ne Elmas 

KN s›ras› 

Elmas > MgO > CaO > Mg > Na > K > CO 2 > Ar 


Cottin F.A ve Wilkinson G. (1980). Advanced 

Inorganic Chemistry, New York: John Wiley & 

Sons. 

Huhey J.E. (1987). Inorganic Chemistry, New York: 

John Wiley & Sons. 

Ölmez H. ve Y›lmaz V.T. (2004). Anorganik Kimya 

Temel Kavramlar (3. Bask›), Samsun: Otak Form- 

Ofset. 

Shriver D.F., Atkins P.W. ve Langford C.H. (1990). 

Inorganic Chemistry, Oxford University Press. 

Tunal› N.K. ve Özkar S. (1993). Anorganik Kimya, 

Gazi Üniversitesi Yay›nlar›, No: 185, Ankara: Gazi 

Üniversitesi.



 

 


Atomlar ve moleküller aras› etkileflim kuvvetlerini tan›mlayabilecek, 

Atomlar ve moleküller aras› etkileflim sonucunda, maddelerin fiziksel özelliklerinin 

nas›l de¤iflti¤ini yorumlayabilecek, 

Moleküler yap›lar›n, maddelerin fiziksel özelliklerine etkisini tart›flabilek, 

Çözünme ve çözünürlük kavramlar›n›, nedenleriyle aç›klayabilecek, 

Maddelerin buhar bas›nçlar›n›, buharlaflma, yo¤unlaflma viskozite kavramlar›n› 

aç›klayabilecek bilgi ve beceriler kazanacaks›n›z. 


• Tanecikleraras› kuvvetler 

• Dipollük ve apolarl›k 

• Moleküllerin dipolmementlerinin 

bulunmas› 

• Hidrojen ba¤lar› ve moleküllere 

etkisi 



Tanecikler Aras› 

Etkileflimler 


• D‹POL-D‹POL ETK‹LEfi‹M‹ (D‹POL- 

D‹POL KUVVETLER‹) 

• ‹YON-D‹POL ETK‹LEfi‹M‹ 

• ‹YON- ‹NDÜKLENM‹fi D‹POL 

ETK‹LEfi‹M‹ 

• D‹POL-‹NDÜKLENM‹fi D‹POL 

ETK‹LEfi‹M‹ 

• ‹NDÜKLENM‹fi D‹POL- 

‹NDÜKLENM‹fi D‹POL 

ETK‹LEfi‹M‹ (DA⁄ILMA VEYA 

LONDON KUVVETLER‹) 

• H‹DROJEN BA⁄LARI 

• ‹YON‹K BA⁄LAR 

• TANEC‹KLERARASI 

ETK‹LEfi‹MLER‹N D‹⁄ER ETK‹LER‹

Tanecikler Aras› 

Etkileflimler 

G‹R‹fi 

Bir maddenin kat›, s›v› veya gaz olaca¤›n› belirleyen iki faktör vard›r. 

• Taneciklerin (atom, molekül veya iyon) kinetik enerjisi, 

• Tanecikler aras› çekim kuvvetidir. 

Kinetik enerji parametresi tanecikleri, bulunduklar› ortamdan uzaklaflt›rmaya 

çal›fl›rken, tanecikler aras› çekim kuvvetleri birarada tutmaya çal›fl›r. E¤er taneciklerin 

kinetik enerjisi, çekim kuvvetlerinden daha büyükse, madde yo¤un hale geçemez 

ve gaz halinde bulunur, E¤er kinetik enerji, çekim kuvvetlerinden daha küçükse 

tanecikler, yo¤un faza geçer ve madde kat› ya da s›v› halde bulunur. 

Konumuzun bafll›¤›nda yer alan ve bundan sonra s›k s›k üzerinde duraca¤›m›z 

“tanecik” kavram›n› aç›klayal›m: Saf maddeler do¤ada, çeflitli kimyasal formlarda 

bulunurlar, bunlar› atomik, moleküler veya iyonik formlar olarak s›n›fland›rabiliriz. 

Madde element halinde ise; enküçük birimi olan tanecik “atom”dur. Butür maddelerdeki 

etkileflim atomlararas› etkileflimdir (Örnek; soygazlar). Madde moleküller 

halde ise, en küçük birim moleküllerdir ve etkileflim molekülleraras›nda olur. Madde 

iyon yap›l› bileflik halinde ise tanecikler, bilefli¤i oluflturan iyonlard›r. Örne¤in 

NaCl bilefli¤inde Na + ve Cl – iyonlar›n›n oluflturdu¤u iki tanecikten bahsedebiliriz. 

Bunun yan›nda anyon veya katyon, sadece bir elementten oluflmayabilir, çok 

atomlu anyon ve katyonlar›nda bulundu¤unu unutmay›n›z (örn. NH 4 + , CO 3 2– , ClO 4 

– 

vb.). Ohalde yukarda bahsedilen tüm taneciklerin birbiriyle etkileflimi nas›l olmal›d›r? 

E¤er ayn› tür atom veya moleküllerin kendi aralar›ndaki etkileflim söz konusu 

ise “saf madde”, farkl› türden atom, molekül veya iyonlar›n birbirleriyle etkilefliminde 

ise, “kar›fl›m” lardan bahsederiz. 

Yukarda sözedilen tüm tanecikler hem kendi aralar›nda hemde farkl› taneciklerle 

etkileflti¤inde afla¤›daki kuvvetler ortaya ç›kar Bunlar; 

• Dipol-dipol kuvvetleri 

• London (dispersiyon) kuvvetleri, 

• Dipol-indüklenmifl dipol kuvvetleri 

• Hidrojen ba¤lar› 

• ‹yon-dipol kuvvetleri 

• ‹yon-indüklenmifl dipol kuvvetleri 

• ‹yonik ba¤ 

Bu etkileflim veya kuvvetlere; tanecikleraras› etkileflim türleri denir ve bunlardan, 

ilk dördüne topluca van der Waals kuvvetleri’de denir. Bütün etkileflim türlerininin 

temeli negatif ve pozitif yükler aras›ndaki etkileflime dayan›r. Taneciklera- 

Saf madde; fiziksel yollarla 

kendisini oluflturan enküçük 

birimlerden baflka birimlere 

ayr›lamayan maddelere 

denir. Saf maddelerin belirli 

erime ve kaynama noktalar› 

vard›r. Kar›fl›m; enaz iki saf 

maddenin birbiri içerisinde 

kar›flmas›yla oluflur. 

Kar›flan maddelerin 

tanecikleri aras›nda 

etkileflim fazla oldu¤unda; 

homojen, etkileflim az 

oldu¤unda ise heterojen 

kar›fl›mlar oluflur.


SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

ras› etkileflimde yeni kimyasal maddeler oluflmaz, sadece maddelerin özellikleri 

SIRA S‹ZDE 

belirlenir. Bu kuvvetlerin büyüklü¤ü atomlar› bir arada tutan kimyasal ba¤ ile k›- 

yasland›¤›nda oldukça küçüktür. 


D‹POL-D‹POL ETK‹LEfi‹M‹ (D‹POL-D‹POL KUVVETLER‹) 

Dipol-dipol kuvvetlerinin anlafl›labilmesi için öncelikle moleküllerin polarl›¤› ve 

SORU 

dipol moment kavram›n›n anlafl›lmas›nda yarar vard›r. 

Daha ayr›nt›l› D‹KKAT bilgi için kimyasal ba¤lar bölümüne bak›n›z. 

‹ki nötral molekülden her biri kal›c› dipol momente sahipse polar iki molekülün 

z›t kutuplar› birbirini çekecektir. Polar bir moleküldeki k›smi pozitif yüklü böl- 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

ge di¤er molekülün k›smi negatif yüklü bölgesini elektrostatik çekim kuvveti ile 

AMAÇLARIMIZ çekmesi sonucu ortaya ç›kan kuvvette dipol-dipol kuvvetleri denir. Bu kuvvetler 

iyonik veya AMAÇLARIMIZ 

kovalent ba¤ ile karfl›laflt›r›ld›¤›nda oldukça zay›ft›r. Moleküllerin polarl›¤›n›n 

artmas› ve moleküllerin birbirlerine yak›nlaflmas› dipol-dipol etkileflimi 

K ‹ T A P 

kuvvetinin K artmas›na ‹ T A P neden olur. Bu etkileflimin enerjisi yaklafl›k olarak 5-10 

kJ/mol oldu¤u göz önüne al›nd›¤›nda kovalent ba¤›n 1/40 kadar bir büyüklükte 

oldu¤u görülür. 

Polar moleküllerden oluflan s›v›lar›n birbiri içerisinde çözünmesi dipol-dipol etkileflimin 

bir sonucudur. Etilalkol ve suyun her oranda birbiri ile kar›flmas› 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

nedenlerinden biride bu kuvvetler sayesindedir. 

Dipoller aras›ndaki etkileflim fiekil 5.1’de gösterildi¤i olabilir. 

‹NTERNET 

‹NTERNET 

fiekil 5.1 

H 2 O ve HF 

Moleküleri 

Aras›ndaki 

Etkileflim 

Dipol-dipol etkileflim türleri fiekil 5.2’de gösterilmifltir, s›v› haldeki dipol moleküllerde 

bu etkileflim türlerinin tamam›na rastlan›r. Kesik çizgilerle gösterilenler, 

moleküller aras› etkileflimi ifade eder, bu çizgiler kesinlikle bir kimyasal ba¤ de¤ildir 

ve bir kimyasal ba¤ kadar kuvvetli de de¤ildir. 

fiekil 5.2 

Dipol-Dipol Etkileflim fiekilleri

5. Ünite - Tanecikler Aras› Etkileflimler 

127 

Dipol-Dipol Kuvvetinin Moleküllerin Fiziksel Özelliklerine 

Etkisi 

Bu etkiyi ICl ve Br 2 moleküllerinin baz› fiziksel özellikleri üzerinde tart›flal›m. 

Madde *T.E.S. *M.K. *E.N. *K.N. *D.M. 

Br 2 70 160 –7.2 58.8 µ = 0 

ICl 70 161 26 97 µ ≠ 0 

*T.E.S.= Toplam Elektron Say›s› M.K.= Molekül Kütlesi (akb); E.N= Erime Noktas› °C; K.N=Kaynama Noktas› 

°C; D.M. Dipol moment (D); 

Çizelge 5.1 

ICl ve Br 2 

moleküllerinin 

fiziksel özelliklerinin 

karfl›laflt›r›lmas› 

Çizelge 5.1 dikkatli bir flekilde incelendi¤inde görülece¤i üzere, elektron say›- 

lar› eflit, molekül kütleleri yaklafl›k ayn› olan iki molekülün erime kaynama noktalar›daki 

farkl›l›¤›n nedeni; dipol-dipol etkileflimidir. I-Cl molekülün de dipol-dipol 

kuvvetleri etkisi o kadar büyüktür ki 0 °C de kat› halde bulunur. Di¤er taraftan bu 

s›cakl›kta dipol-dipol kuvvetleri zay›f olan Br 2 molekülü s›v› fazdad›r. 

Madde *M. K. *D.M. *K.N. 

Propan, CH 3 CH 2 CH 3 44 0.1 –42 

Dimetil eter, CH 3 OCH 3 46 1.3 –25 

Metil klorür, CH 3 Cl 50 1.9 –24 

Çizelge 5.2 

Baz› organik 

moleküllerin 

kaynama 

noktalar›n›n, dipol 

momente ba¤l›l›¤›. 

Asetaldehit, CH 3 CHO 44 2.7 21 

Asetonitril, CH 3 CN 41 3.9 82 

*M.K. = Molekül Kütlesi (akb); *D.M. = Dipol moment (D); *K.N. = Kaynama Noktas› °C 

Çizelge 5.2’de gösterildi¤i gibi molekül kütleleri yaklafl›k ayn› olan organik moleküllerin 

kaynama noktalar›n›n, dipol momentin artmas› ile do¤ru orant›l› olarak 

artt›¤› görülebilir. Yani molekülün polarl›¤› nekadar büyük ise kaynama noktas› da 

okadar yüksektir. 

Ayn› say›da elektron bulunduran CH 3 CH 3 ve CH 3 F molekülleri karfl›laflt›r›ld›- 

¤›nda, CH 3 F molekülü polar oldu¤undan, dipol-dipol etkileflimi vard›r, ancak 

CH 3 CH 3 molekülü ise apolar oldu¤undan, bu kuvvet mevcut de¤ildir. CH 3 F molekülünün 

kaynama noktas› –78.3 °C, CH 3 CH 3 molekülünün kaynama noktas› –88.5 

°C dir. fiekil 5.3’de görüldü¤ü gibi CH 3 F molekülü dipol momente sahip ve kaynama 

noktas› CH 3 CH 3 molekülünden 10 °C küçüktür. 

Yukar›daki örne¤e paralelik aç›s›ndan flimdi, CH 3 F ile CF 4 moleküllerini karfl›- 

laflt›ral›m. CH 3 F ün kaynama noktas› (-78.3 °C), CF 4 den (–128 °C) daha yüksektir, 

moleküllerin hacimleri yaklafl›k ayn› kabul edilirse, kaynama noktas› fark›n›n, 

CH 3 F ün dipol momente sahip olmas›na ba¤layabiliriz. CF 4 molekülünün dipol 

momenti yoktur.


fiekil 5.3 

CH 3 F ve CH 3 CH 3 

Moleküllerinin 

Geometrik fiekli 

‹YON-D‹POL ETK‹LEfi‹M‹ 

Bu etkileflim, bir iyonun polar bir molekül ile etkileflimi esas›na dayan›r. ‹yon halindeki 

bir madde polar bir ortamda bulunursa, ortamdaki katyonlar molekülün negatif 

yüklü kutubu, anyonlar ise molekülün pozitif yüklü kutubu ile etkileflime girer. 

Bu etkileflimin enerjisinin büyüklü¤ü, iyonun yükü(Q) molekülün dipol momenti(µ) 

ve iyonun merkezi ile dipol molekülün ortas›ndaki uzakl›¤›n karesi ile 

ters orant›l›d›r. 

E Q µ 

= 

2 

d 

‹yonik potansiyel, bir iyonun 

yüzeyindeki elektrostatik 

yükün büyüklü¤ünün bir 

ölçüsüdür. Yüksek iyonik 

potansiyele sahip iyonlar, 

kompleks iyon oluflturma 

meyline, ayn› zamanda, 

yüksek polarizleme özelli¤ine 

sahiptirler. 

‹yon-dipol enerjisi 40 kJ/mol kadard›r, bu büyüklük, kovalent ba¤ enerjisinin 

1/10 na eflittir. 

Ancak bir iyon, birçok çözücü molekülü(dipol) taraf›ndan sar›l›rsa, aç›¤a ç›kan 

enerji çok büyük de¤erler alabilir. Kullan›lan çözücü su ise, bu enerjiye hidrasyon 

enerjisi denir. Buna örnek olarak, IA ve IIA grubu katyonlar›n›n hidrasyon enerjisini 

örnek olarak verebiliriz; Na + iyonunu hidrasyon enerjisi –405 kJ/mol, Cs + iyonunun 

–263 kJ/mol ve Mg 2+ n›n –1922 kJ/mol dür. Hidrasyon enerjilerindeki fakl›l›¤›n 

nedeni iyonlar›n, yar›çaplar› ve yükleridir. Yani iyonik potansiyelleri farkl›- 

d›r. ‹yonik potansiyel, 

z = Z r 

formülüne göre katyonun yükü (Z) ile do¤ru ve yar›çap›yla (r) ters orant›l›d›r. Katyonlar 

için iyonik potansiyel (z) önemli bir kavramd›r. Dipol bir molekül, iyonik 

potansiyeli büyük olan katyona nekadar fazla yaklafl›rsa, okadar büyük enerji aç›- 

¤a ç›kar. fiekil 5.4’den de görülebilece¤i gibi, Mg 2+ nin yükü büyük, yar›çap› küçük 

oldu¤undan su molekülleri katyon taraf›ndan daha kuvvetle çekilmifl ve katyona 

daha fazla yaklaflt›r›lm›flt›r, bu tür etkileflimlerde hidrasyon enerjiside büyüktür. 

Yemek tuzu (NaCl) gibi iyonik yap›l› bileflikler su ve benzeri polar çözücülerde 

iyon-dipol etkileflimi ile çözünürler. 

NaCl kristali su içine at›ld›¤›nda, polar su molekülleri karfl›t yüklü uçlar› ile 

iyonlara yaklafl›r ve onlar› kat› kristal örgüsünden ayr›larak su içerisinde çözünmesine 

neden olur. Günlük hayat›m›zda çok s›k karfl›laflt›¤›m›z bu olay gerçekte, bukadar 

basit de¤ildir. ‹yonik yap›da olan NaCl bilefli¤inde, sodyum ve klor iyonlar›-


n› birbirinden ay›rmak için oldukça büyük 

enerji gereklidir. Bu enerjinin büyüklü¤ü, 

NaCl’ün erime noktas›n›n yüksekli- 

¤inden anlafl›labilir. Kat› örgü içinde bulunan 

Na + ve Cl - iyonlar›ndan her biri, alt› 

z›t yüklü iyon taraf›ndan çevrelenmifltir. 

Bu iyonlar› alt› iyonun çekim etkisinden 

kurtar›p, çözelti içine çekmekte, çok 

büyük enerji gerektirir. O halde, NaCl su 

içinde nas›l çözünür? Bu soruyu yan›tlayabilmek 

için, su molekülünün baz› üstünlüklerinden 

bahsetmeliyiz. Suyun çözücü 

olarak en önemli özellikleri flu flekilde 

s›ralanabilir; 

• Su polar bir moleküldür (iyon yap›l› 

ve polar molekülleri çevreleyerek 

çözücü içine çekebilir). 

• Dielektrik sabiti oldukça yüksektir (iyon yap›l› bilefliklerin elektrostatik 

çekim gücünü zay›flatarak, iyonlar›n birbirinden ayr›lmas›n› sa¤lar). 

• Molekül hacmi küçüktür (Kat› maddeleri çözmede, iyon veya moleküller 

aras›na girerek iyon veya moleküllerin çözelti içerisine girmesini sa¤lar). 

Bu özellikleri nedeniyle suya evrensel çözücü denmifltir. fiekil 5.5. da suyun 

NaCl bilefli¤ini çözmesi gösterilmifltir. 

fiekil 5.4 

Katyonlar›n ‹yonik 

Potansiyele Ba¤l› 

Olarak, Su ‹le 

Etkileflimi (Su 

molekülünün 

iyonik potansiyeli 

büyük olan 

katyona 

yak›nl›¤›na dikkat 

ediniz). 

129 

Dielektrik sabiti, çözücünün 

z›t yükleri birbirinden ay›rma 

yetene¤inin bir ölçüsüdür. 

Suyun dielektrik sabiti 78,54 

olarak bilinir. Bu de¤er su 

içinde kalan iyonlar›n 

coulomb kuvvetinin 

havadakine nazaran 78,54 

kez azald›¤›n› gösterir. 

fiekil 5.5 

NaCl Kristalinin Suda Çözünmesi 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 



SORU 

SORU 

Suyun yukar›da belirtilen önemli özelliklerine ra¤men, iyonik kat›lar›n D‹KKAT baz›lar› suda çözünmez. 

Bunun nedeni; baz› iyonik kat›lar›n örgü enerjileri büyüktür, ayr›ca iyonlar›n, 

suyla sar›lmas› s›ras›nda aç›¤a ç›kan hidrasyon enerjileri, örgü enerjilerini SIRA S‹ZDE yenecek kadar 

büyük de¤ildirler. Butür kat›lar suda çözünmezler. 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P


Coulomb kânununa göre, aralar›ndaki uzakl›k d olan q+ ve q– elektrik yükleri 

aras›ndaki kuvvet: 

F = q 1. 

q 2 

2 

ε. d 

ε ye ortam›n “dielektrik sabiti” denir. Yâni bir cismin dielektrik sabiti iki elektrik 

yük aras›ndaki elektrostatik kuvveti azaltan miktard›r. Vakumda (tam havas›z 

boflluk) ε = 1’dir. 

Baz› metal katyonlar›da, çözelti içinde hidrat formundad›r, hidratlarda tam olarak 

koordine kovalent ba¤ bulunur (Örnek [Fe(H 2 O) 6 ] 3+ [Cr(H 2 O) 6 ] 3+ ). Ancak baz› 

metallerde [Na(H 2 O) 6 ] + iyon-dipol ba¤› mevcuttur. 

‹YON- ‹NDÜKLENM‹fi D‹POL ETK‹LEfi‹M‹ 

Elektrik yüklü bir cisim çevresinde bir elektrik alan› oluflturur. Bu alan içerisinde 

bulunan, yük da¤›l›m› simetrik olan tanecikler bu alandan etkilenirler. Ortamda art› 

yüklü bir tanecik var ise yüksüz tanecikteki elektronlar bu art› kutup taraf›ndan 

çekilir. Elektronlar› çekilen yüksüz taneci¤in bir taraf› negatif olurken, elektron 

noksanl›¤› oluflan tarafta pozitiflik oluflur. ‹flte bu sayede polar olmayan (apolar) 

bir molekül veya atomda indüklenme yolu ile negatif ve pozitif yük kutuplaflmas› 

meydana gelir ve indüklenmifl dipol momente sahip olur. Butür etkileflimler iyonlar›n 

etkisi ile meydana gelir ve iyon-indüklenmifl-dipol etkileflimi denir. 

Bu etkileflimin çok zay›f olmas›ndan dolay› iyonik maddeler apolar çözülerde 

çok az çözünürler. Apolar olan madde bir iyon taraf›ndan, indüklenme ile, dipol 

momente sahip olabilir. Bu kuvvetin büyüklü¤ü, atom veya molekülün polarizlenebilme 

özelli¤ine, iyonun yüküne ve iyon ile indüklenmifl taneci¤in aras›ndaki 

uzakl›¤a ba¤l›d›r. 

Örne¤in, NaCl ün benzen gibi apolar çözücü içerisinde çözünürlü¤ü hemen 

hemen hiç yoktur. 

D‹POL-‹NDÜKLENM‹fi D‹POL ETK‹LEfi‹M‹ 

Bu tür etkileflimler polar moleküllerin etkisi ile meydana gelir. Bu etkileflime dipolindüklenmifl-dipol 

etkileflimi denir. 

Polar molekülün dipol momenti ile apolar molekülün polarlaflabilmesi bu etkileflimin 

derecesini belirler. Etkileflim uzakl›¤›n alt›nc› kuvveti ile ters orant›l›d›r. Bu 

nedenle de etkileflim, çok k›sa mesafeler için geçerlidir. Sonuçta, polar olan bir 

madde apolar bir madde içerisinde çözünmez olarak bilinir. 

‹NDÜKLENM‹fi D‹POL-‹NDÜKLENM‹fi D‹POL 

ETK‹LEfi‹M‹ (DA⁄ILMA VEYA LONDON KUVVETLER‹) 

Bu kuvvetin varl›¤› Alman fizikçi Fritz London (1900-1954) taraf›ndan bulunmufltur 

ve kendi ad›yla London kuvvetleri olarak an›lmaktad›r. ‹ndüklenmifl dipol-indüklenmifl 

dipol olay› tam olarak elektrostatik çekim kuvveti ile aç›klanamaz. Ancak, 

apolar moleküller aras›nda bir çekim kuvvetinin oldu¤u kesindir. Aksi halde, 

apolar gazlar›n s›v› hale geçmesi mümkün olmazd›. Ayn› zamanda polar olmayan 

gazlar her koflulda ideal gaz gibi davran›rlard›.


131 

Atom ve moleküllerdeki elektronlar›n haraket halinde oldu¤u düflünülürse, bu 

hareketin bir an›nda elektron da¤›l›m› düzgün olmayabilir. Elektronlar›n atomun 

yada molekülün bir bölgesine toplanabilme ihtimali vard›r. Bu anl›k kutuplaflma 

nedeni ile apolar olan bir molekülün anl›k polarlaflmas› söz konusu olur. Oluflan 

anl›k dipol çevresindeki atom veya molekülde de anl›k indüklenmifl dipol oluflturur. 

Oluflan bu anl›k dipoller aras›nda sadece çekim kuvvetleri oluflur, itme kuvvetleri 

oluflmaz. Bu oluflan çekim kuvvetine da¤›lma (dispersiyon) kuvveti ya da 

London kuvvetleri denir. 

Bu olay› He atomlar› üzerinde aç›klamaya çal›fl›rsak; 

Helyum atomunun 1s orbitalindeki iki elektron birbirlerini iterek en uzak konumda 

bulunmay› tercih ederler, ancak bazen bu iki elektron atomun bir taraf›na 

toplanabilir. fiekil 5.6. 

fiekil 5.6 

Helyum Atomlar› Aras›ndaki Anl›k Dipol ve 

‹ndüklenmifl-Dipol Kuvvetlerinin Oluflumu. 

Bu anl›k bir durumdur ve helyum atomu polar hale gelir. Atomun bir taraf›nda 

elektron fazlal›¤› oluflurken, di¤er taraf›nda elektron noksanl›¤› meydana gelir. Anl›k 

dipole sahip olan helyum atomu yan›nda bulunan di¤er helyum atomunun 

elektronlar›n› daha uzak bölgelere iterek onunda polarlaflmas›n› sa¤lar. Da¤›lma 

kuvvetleri, anl›k dipol ve indüklenmifl dipol aras›nda çekime neden olur. Bu kuvvet 

türü, polar olsun ya da olmas›n, bütün moleküller aras›nda vard›r. 

Maddelerin erime ve kaynama noktalar›, bir kat› veya s›v› içinde moleküler 

veya atomik yap›l› maddelerin birbirlerini çekmelerinin bir ölçüsü olarak verilir. 

Erime noktas› yüksek olan maddelerin, kat› içindeki moleküllerin, birbirlerini çekme 

kuvvetleri de büyük oldu¤u anlam›na gelir. Bu çekme ölçüsünü belirleyen birçok 

faktör mevcuttur. 

Çizelge 5.3 ve 5.4 incelendi¤inde verilen maddelerin tamam›n›n apolar ve molekül 

a¤›rl›klar›n›n farkl› oldu¤u görülür. Artan molekül kütlesine ba¤l› olarak erime 

ve kaynama noktalar› artmaktad›r. Bu yaklafl›m, dipol momentleri yaklafl›k ayn› 

olan moleküller için do¤ru bir yaklafl›md›r. Fakat molekül kütlesi daha küçük 

oldu¤u halde erime kaynama noktalar› daha yüksek olan moleküller vard›r. 

Örne¤in; atom kütlesi 222 g/mol ve erime noktas› –71°C olan radon (Rn) ile 

molekül kütlesi 154 g/mol ve erime noktas› –23°C olan karbontetraklorür (CCl 4 ) 

karfl›laflt›r›lacak olursa; molekül kütlesi küçük olan karbontetraklorür’ün erime 

noktas›n›n, atom kütlesi büyük olandan, daha büyük oldu¤u görülmektedir. (burada 

atom ve molekül k›yaslamas› yap›ld›¤›na dikkat ediniz).


Çizelge 5.3 

Soygazlar›n Erime ve 

Kaynama Noktas›na, 

Molekül Kütlelerinin 

Etkisi. 

Soy Gazlar 

He Ne Ar Kr Xe Rn 

Atom Kütlesi (akb) 4 20 40 84 131 222 

Erime Noktas› °C –272 –249 –189 –157 –112 –71 

Kaynama Noktas› °C –269 –246 –186 –152 –107 –62 

Çizelge 5.4 

Düz Zincirli 

Hidrokarbonlar›n 

Erime ve Kaynama 

Noktas›na Molekül 

Kütlelerinin Etkisi. 

Madde Ad› Formül *M.K. *E.N. *K.N. 

Metan CH 4 16 –182 –164 

Etan CH 3 CH 3 30 –183 –89 

Propan CH 3 CH 2 CH 3 40 –190 –42 

Butan CH 3 (CH 2 ) 2 CH 3 58 –138 –1 

Pentan CH 3 (CH 2 ) 3 CH 3 72 –130 36 

Hekzan CH 3 (CH 2 ) 4 CH 3 86 –95 69 

Heptan CH 3 (CH 2 ) 5 CH 3 100 –91 98 

Oktan CH 3 (CH 2 ) 6 CH 3 114 –57 126 

Nonan CH 3 (CH 2 ) 7 CH 3 128 –51 151 

Dekan CH 3 (CH 2 ) 8 CH 3 142 –30 174 

*M.K.= Molekül Kütlesi (akb); E.N=Erime Noktas› °C; K.N=Kaynama Noktas› °C 

Çizelge 5.5 

Soygaz ve Halojen 

Moleküllerinin 

Kaynama Noktalar› 

Madde Atom veya Molekül Kütlesi Kaynama Noktas› °C 

Soy Gazlar 

Helyum (He) 4 –269 

Neon (Ne) 20 –246 

Argon (Ar) 40 –186 

Kripton (Kr) 84 –152 

Ksenon (Xe) 131 –107 

Radon (Rn) 222 –62 

Halojen Molekülleri 

Flor (F 2 ) 38 –188 

Klor (Cl 2 ) 71 –34 

Brom (Br 2 ) 160 59 

‹yod (I 2 ) 254 185 

Madde 

Atom veya 

Molekül Kütlesi 

Erime 

Noktas› °C 

Rn 222 -71 

CCl 4 154 -23


133 

Bu k›yaslamada atom veya molekülün hacimsel büyüklü¤ü önplana ç›kmaktad›r. 

Çizelge 5.4 de görüldü¤ü gibi hidrokarbonlar serisinde, molekül kütlesinin artmas›na 

paralel olarak, moleküllerin hacimleri de artmakta, sonuç olarak erime ve 

kaynama noktalar› da artmaktad›r. Hidrokarbonlar bu özelliklerinden yararlan›larak 

ham petrolde, bileflenlerine ayr›lmaktad›r. 

Apolar bir çözücünün apolar bir çözücü içerisinde çözünmesi, da¤›lma kuvvetleri 

ile aç›klanabilir. 

Da¤›lma kuvvetleri elektron göçünden ileri geldi¤ine göre moleküllerin polarlanabilmesine 

ba¤l›d›r. Polarlanabilirli¤i yüksek olan moleküllerde elektron göçü 

daha kolay, dolay›s› ile da¤›lma kuvveti büyük olur. Ayr›ca anl›k dipolün büyüklü¤ü 

de da¤›lma, kuvvetini etkiler. Ayn› tür moleküller için indüklenmifl dipol-indüklenmifl 

dipol etkileflim enerjisi 

E =− 2 µα 

6 

r 

ba¤›nt›s› ile gösterilebilir. Burada µ anl›k dipol moment, α polarlanabilme sabiti, r 

ise molekülleraras› uzakl›kt›r. 

Bir molekülün, bir dipol taraf›ndan indüklenme kolayl›¤›na kutuplanabilirlik 

(polarlanabilirlik) denir. Kutuplanabilirlik elektron says› ile artar. Elektron say›- 

s› ise molekül kütlesi ile artar. Kutuplanabilirli¤in artmas› ile London kuvvetleride 

artaca¤›ndan bilefliklerin erime ve kaynama noktalar› molekül veya atom kütlesi 

ile birlikte artacakt›r (Çizelge 5.5’ü incelerseniz bu karfl›laflt›rmay› kolayl›kla 

yapabilirsiniz.) 

Van Der Waals Kuvvetlerini Etkileyen Faktörler 

Daha önce iyonlar›n bulundu¤u ortamlar d›fl›ndaki etkileflimlerin tümüne Van der 

waals kuvvetleri denildi¤ini görmüfltük. 

Bir atom veya molekülün yük yo¤unlu¤unun de¤iflmesine polarizlenebilme 

denir. Polarizlenebilme; atom veya molekülün yük yo¤unlu¤unun de¤ifltirilebilmesinin 

bir ölçüsüdür. De¤iflim için gereken etki, ise polarizlenecek atom veya 

moleküle yaklaflan taneci¤in yaratt›¤› elekriksel alan›n büyüklü¤üne ba¤l›d›r. Polarizlenebilirlik 

(α) bir atom veya molekülün anl›k dipol momentinin (µ anl›k ), 

atom veya molekülün anl›k dipol momentinin yaratt›¤› elektriksel alan›na (E) oran› 


Polarizlenebilirlik (α) 

α 

= 

µ 

anlık 

E 

Büyük atom veya moleküller, büyük elektron bulutuna sahiptirler, bunlar›n 

elektron bulutlar›n›n simetrisi kolayl›kla bozunabilir, yani polarizlenebilir. Bu durum 

van der Waals kuvvetlerinin etkisini art›r›r. Ayr›ca van der Waals kuvvetlerinin 

fliddeti molekül biçimine de ba¤l›d›r. Zincir fleklinde bir moleküldeki elektronlar, 

küçük s›k› ve küresel yap›ya sahip moleküldeki elektronlara göre daha kolay 

haraket eder ve bu nedenle de zincir fleklindeki moleküllerde, anl›k dipol moment 

daha büyük olur. Uzun ve ince moleküllerin anti paralel dizilifl olas›l›¤› fazlad›r. Bu 

durumda moleküller birbirine daha çok yaklafl›r ve etkileflim daha büyük olur. Bunun 

sonucunda da ayn› tür ve say›da atom içeren izomerlerin kaynama noktalar› 

farkl› olur Çizelge 5.6.

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 


Kapal› formülleri ayn›, 

molekül yap›lar› farkl› olan 

moleküller birbirlerinin 

izomerleridir. 

Çizelge 5.6 

‹zomerlerin 

Kaynama Noktas› 

Fark› 

Örne¤in; n-pentan, 2-metilbutan ve noepentan C 5 H 12 kapal› formülüne sahip 

izomerlerdir. n-Pentan molekülünde karbon atomlar› düz zincirli iken, 2-metilbutan 

molekülünde zincir k›sa ve dallanma vard›r. Neopentan molekülünde ise zincir 

daha k›sa ve dallanma fazlad›r. n-pentan molekülü uzun zincirli oldu¤undan, 

bu zincir boyunca elektron hareketi kolay olaca¤›ndan daha büyük geçici dipollük 

oluflur. Buna karfl›n, dallanm›fl moleküllerde yükler birbirinden uzakta bulunmaktad›r. 

Bu nedenle düz zincirli n-pentan’›n kaynama noktas› di¤erlerinden daha 

yüksektir (Çizelge 5.6). 

Pentan izomerleri (MA=72 g/mol) 

n-Pentan 2-metilbutan Neopentan 

Kn = 36.4 °C Kn = 27.8 °C Kn = 9.7 °C 

ÖRNEK 

Butan’›n izomerlerinden hangisinin kaynama noktas›n›n daha yüksek olmas›n› 

beklersiniz. 

Çözüm: Butan›n iki izomeri vard›r. Bunlar n-butan ve 2-metil propand›r. Heriki 

molekülde apolard›r. Ancak n-butan, daha uzun mokekül oldu¤undan kaynama 

noktas› daha yüksektir. 

Butan izomerleri (MA=58 g/mol) 

n-Butan 

2-metilpropan 

Kn = –0.5 °C Kn = –11.7 °C 

SIRA S‹ZDE 


1 

2-metil-1-propanol SIRA S‹ZDE ile n-butanol’ kaynama noktalar›n›n k›yasland›¤›nda hangisinini kaynama 

noktas› daha yüksektir? 


SORU 

SORU 

D‹KKAT 

D‹KKAT

SORU 

SORU 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 


SIRA S‹ZDE 

135 

H‹DROJEN BA⁄LARI 

Hidrojen ba¤›n›n oluflabilmesi için, hidrojen atomu elektronegativitesi yüksek bir 

atoma, kovalent ba¤ ile ba¤lanmas› gereklidir. En yayg›n hidrojen ba¤›, hidrojen 

K ‹ T A P 

atomunun, azot, oksijen ve flora kovalent ba¤ ile ba¤land›¤› bilefliklerde ortaya 

ç›kar. 

Hidrojen ba¤› iki ana grupta toplan›r. 

• Moleküller aras› (‹ntramoleküler) hidrojen ba¤› 

TELEV‹ZYON 

• Molekül içi (‹ntermoleküler) hidrojen ba¤› 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

Bir internet arama motoruna “intermolecular hydrogen forces“ ve “intramolecular ‹NTERNET hydrogen 

forces“ terimlerini girerseniz, bu konularla ilgili birçok görsele ulaflabilirsiniz 

‹NTERNET 

Molekülleraras› Hidrojen Ba¤› (‹ntermoleküler Hidrojen 

Ba¤›) 

H atomu elektronegativitesi yüksek bir atomla (F, O veya N) kovalent ba¤ ile ba¤land›ktan 

sonra ba¤ elektronlar› elektronegativitesi büyük olan atom taraf›ndan çekilir. 

Bu nedenle bir kutuplaflma sözkonusu olur. Elektronca fakirleflen hidrojen 

komflu moleküldeki elektronegatif atomun ortaklanmam›fl bir çift elektronunu çeker. 

Böylece komflu molekül ile elektrostatik etkileflime girerek bir tür köprü atom 

haline gelir. Oluflan ba¤ hidrojen ba¤›d›r. 

Tanecikleraras› etkileflim, fiziksel özellikler üzerindeki etkisini ençok molekülleraras› 

hidrojen ba¤›nda gösterir. Afla¤›da metanol ve su moleküllerinin kendi aralar›nda 

yapt›¤› hidrojen ba¤lar› gösterilmifltir. 

Elektron çifti al›c›s› Elektron çifti vericisi Hidrojen ba¤l› mokekül 

En önemli hidrojen ba¤lar›na (bunlara basit hidrojen ba¤lar› denir) baz› biyolojik 

sistemlerde rastlan›r. Bu ba¤lar›n enerjileri 10-30 kJ/mol seviyesindedir. Hidrojen 

ba¤lar›n›n enerjisi, kovalent ba¤›n 1/10 kadard›r. Bu büyüklük canl› kimyas› 

aç›s›ndan kritik bir öneme sahiptir. 

Hidrojen ba¤›n›n daha iyi anlafl›labilmesi için Çizelge 5.7’nin incelenmesinde 

fayda vard›r. Çizelge 5.8’den de görüldü¤ü gibi, bir molekülün hidrojen ba¤› yapabilmesi 

için, elektronegatif bir atoma ba¤l› hidrojen atomuna, elektronegatif atom 

üzerine hidrojene verilebilecek elektron çiftine ihtiyaç vard›r. Aksi takdirde moleküller 

aras› hidrojen ba¤› oluflamaz. Di¤er yandan alkoller (metanol, etanol vb.),


karboksilli asitler (asetik asit vb.) kendi aralar›nda hidrojen ba¤› yapt›klar›ndan erime 

ve kaynama noktalar› oldukça yüksektir. HF ve NH 3 moleküllerinin kütleleri 

küçük oldu¤undan, van der Waals kuvvetleri çok küçüktür, buda kaynama noktas›n›n 

düflük olmas›na sebep olur. 

Çizelge 5.7 

Baz› Moleküllerin 

Hidrojen Ba¤› 

Verebilecek Yan 

Grup Say›lar› ve 


H 2 O 

Bileflik Formül *EAHAS *HKES *K.N. 

Hidrojene kat›lan 

elektron çifti 

Elektron alabilen 

hidrojen atomu 

2 2 100 

NH 3 3 1 –33 

HF 1 3 20 

C 2 H 5 OH 1 2 68 

*EAHAS= elektron alabilecek hidrojen atomu say›s›; *HKES= Hidrojene kat›labilecek elektron çifti say›s›; 

K.N.= Kaynama noktas› °C 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

2 

Asetaldehit (CH SIRA 3 CHO) S‹ZDEve aseton (CH 3 COCH 3 )moleküllerinin elektron alabilecek hidrojen 

atomu say›s›n› ve hidrojene kat›labilecek elektron say›s›n› bularak kaynama noktalar›n› 

tahmin ediniz 


Hidrojen ba¤› ayn› tür moleküller aras›nda teflekkül etmek zorunda de¤ildir, 

farkl› moleküller SORUaras›nda da olabilir ve bu hidrojen ba¤› yapabilme özelli¤i 

olan iki molekülün birbiri içerinde çözünmesini sa¤layan en önemli olgudur. 

Örne¤in su ve alkolün homojen kar›fl›m oluflturmas› bundan kaynaklan›r (bknz 

D‹KKAT 

fiekil 5.7). 

Hidrojen ba¤lar› daha çok s›v› hallerde görülmekle birlikte az da olsa gaz faz›nda 

da oluflur. SIRA Kat›larda S‹ZDE da hidrojen ba¤lar›n›n varl›¤›na rastlan›r, bu ba¤lar›n varl›- 

¤› X-›fl›nlar› difraksiyon ve nötron difraksiyon teknikleri ile belirlenebilir. 

AMAÇLARIMIZ fiekil 5.7 

AMAÇLARIMIZ 

Moleküllerin Kendi 

Aralar›nda veya 

K Di¤er ‹ T AMoleküllerle 

P 

Yapt›klar› Hidrojen 

Ba¤lar› 

TELEV‹ZYON 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET


Moleküliçi Hidrojen Ba¤› (‹ntramoleküler Hidrojen Ba¤›) 

E¤er bir molekül, kendi bünyesinde birbirlerine göre uygun aç›da konumlanm›fl 

hidrojen ba¤› yapacak hidrojen ve elektron çiftine sahipse molekül içi hidrojen ba- 

¤› yapabilir. Bu durumda, e¤er molekül içi hidrojen ba¤› oluflursa, moleküller aras› 

hidrojen ba¤› yapamaz yada çok zay›f molekülleraras› hidrojen ba¤› oluflabilir. 

Böylece maddenin fiziksel özelliklerinde önemli farkl›l›klar meydana getirir. 

Hidroksi (OH) yan grubu bulunduran benzaldehitlerin, hidrojen ba¤› türleri aç›- 

s›ndan inceleyiniz. 

137 

Moleküliçi hidrojen ba¤› 

yapabilmenin koflulu; 

oluflumunda elektron çifti ile 

hidrojenin birbirlerine göre 

konumlar› önemlidir. 

ÖRNEK 

Çözüm: fiekil 5.8’den de görülece¤i gibi, 2-hidroksibenzaldehit (salisilaldehit) 

moleküllünde –OH hidrojenin ile –CHO üzerindeki elektron çifti, hidrojen ba¤› yaparak 

alt›l› halka meydana getirir. Alt›l› halka oluflmas› moleküle kararl›l›k kazand›rd›¤›ndan 

tercih edilen bir durumdur. Bu durumda salisil aldahit moleküllerini 

birarada tutan moleküller aras› kuvvet dipol-dipol etkileflim kuvvetleridir. Bu etkileflimin 

enerjisi düflük oldu¤undan erime noktas›da düflüktür ve bu etkileflimler 

normal koflullarda molekülleri kat› halde tutmaya yetmedi¤inden, molekül oda 

s›cakl›¤›nda s›v› fazdad›r. 

3-hidroksibenzaldehit ve 4-hidroksibenzaldehit moleküllerinde –OH ve –CHO 

gruplar› aras›nda kararl› molekül içi hidrojen ba¤› oluflturmaya uygun pozisyonlarda 

olmad›¤›ndan, molekülleraras› hidrojen ba¤› tercih edilir ve erime noktalar› yükselir 

(Çizelge 5.8). Bu iki molekülün erime noktalar›n›n farkl› olmas› ise kat› haldeki 

moleküllerin istiflenme flekillerinden kaynaklan›r. 

Çizelge 5.8 

Hidroksi benzaldehitlerin olas› hidrojen ba¤lar› 

Moleküller aras› hidrojen 

ba¤› mesafe uzun 

3-hidroksibenzaldehit 

Molekülleraras› hidrojen ba¤› 

4-hidroksibenzaldehit 

Molekülleraras› hidrojen ba¤lar› 

Moleküliçi hidrojen ba- 

¤› için mesafe uzun 

Moleküller aras› hidrojen ba¤› 

3-hidroksibenzaldehit’in olas› moleküller aras› hidrojen ba¤lar› 

4-hidroksibenzaldehit’in olas› moleküller aras› 

hidrojen ba¤lar› 

Erime noktas›: 100 °C Erime noktas›: 117 °C


SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

3 

Nitrofenol’leri, SIRA hidrojen S‹ZDE ba¤› türleri aç›s›ndan inceleyiniz, birbirlerine göre erime noktalar› 

hakk›nda fikir yürütünüz. (Not: üç türlü nitro fenol bulunur bunlar: 2-nitrofenol, 3- 

nitrofenol ve 4-nitrofenol’dür) 


Hidrojen Ba¤lar›n›n Moleküllerin Fiziksel Özelliklerine 

Etkisi SORU 

Çizelge 5.9’de görüldü¤ü gibi NH 3 , H 2 O, HF molekülleri kendi aralar›nda hidrojen 

ba¤› yapabilir. D‹KKAT Özellikle suyun erime ve kaynama noktas›, ayn› grupta bulunan di- 

¤er elementlerin hidrojenli bileflikleri ile k›yasland›¤›nda, oldukça yüksektir. 

Çizelgeden de görülebilece¤i gibi suyun d›fl›ndaki elementlerin hidrojenli bilefliklerinin 

kaynama noktalar›, molekül kütlelerinin art›fl›na paralel olarak düzenli bir 

SIRA S‹ZDE 

art›fl gösterir. 

Hidrojen ba¤›n›n, HF, H 2 O ve NH 3 molekülleri için, s›v› içindeki önemi belli- 

AMAÇLARIMIZ Oligomer; bir HF molekülü 

“mer” ise birden fazlas› AMAÇLARIMIZ 

“oligomer” olarak 

adland›r›l›r. Pekçok “mer” 

bir K araya ‹ T Agelirse P “polimer” 

denir. 

dir. Bu moleküller gaz halinde bile hidrojen ba¤› yapabilirler. Özellikle de HF molekülü 

için, gaz halinde, H 2 F 2 , H 3 F 3 , H 4 F 4 , H 5 F 5 H 6 F 6 (aç›k zincirli veya halkal›) 

fleklinde oligomerler K ‹ T A P halinde bulundu¤u belirlenmifltir. 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET 

fiekil 5.8 

IV, V, VI ve VII 

Grubu 

Elementlerinin 

Hidrojenli 

Bilefliklerinin 


Ba¤lar› 

fiekil 5.8’deki grafik verileri Çizelge 5.9’da verilmifltir. 

Çizelge 5.9 

Bir periyodda valans 

elektronlar›n›n ve bir 

grupta kuantum 

enerji düzeylerinin 

art›fl›na göre 

elementlerin, 

hidrojenli bilefliklerin 

kaynama 

noktalar›n›n de¤iflimi 

IVA K.N.(°C) VA K.N.(°C) VIA K.N.(°C) VIIA K.N.(°C) 

CH 4 -161 NH 3 -33 H 2 O 100 HF 20 

SiH 4 -122 PH 3 -87 H 2 S -65 HCl -85 

GeH 4 -90 AsH 3 -60 H 2 Se -45 HBr -96 

SnH 4 -50 SbH 3 -25 H 2 Te -15 HI -35


139 

H ba¤lar›, moleküller aras› etkileflim kuvvetler içinde en kuvvetli olan›d›r. Bu 

ba¤›n daha kuvvetli oluflunu IVA, VA, VIA ve VIIA grubundaki elementlerinin bilefliklerinin 

karfl›laflt›r›larak anlamak daha kolay olur. 

4A grup elementlerinin hidrojenli bilefliklerinin (C Si Ge Sn) kaynama noktalar› 

ile ilgili grafi¤i inceliyecek olursak, (fiekil 5.8) (Çizelge 5.9) molekül kütlelerinin 

artmas› ile kaynama noktas›n›n düzenli olarak artt›¤› gözlenmektedir. Bunun sebebi 

ise giderek büyüyen merkez atomdaki elektron say›s›n›n artmas›na ba¤l› olarak 

moleküller aras› van der Waals kuvvetlerinin büyümesidir. Buda kaynama noktas›n›n 

giderek yükselmesine sebep olur. Fakat VIA grup elementlerinin O, S, Se ve 

Te’ün hidrojenli bilefliklerinin kaynama noktas› grafi¤in de beklenenin tersine H 2 O 

nun kaynama noktas› di¤erlerinkinden daha yüksek oldu¤unu görürüz (fiekil 5.11). 

H 2 O nun kaynama noktas› ayn› grup elementlerinin yapt›¤› bilefliklerden daha düflük 

olmas› beklenirken daha yüksektir. Bu durum ise H 2 O molekülünün hidrojen 

ba¤› yapabilme özelli¤i ile aç›klanabilir. Hidrojen ba¤› van der Waals kuvvetlerinden 

daha kuvvetli oldu¤u için kaynama noktas›nda ani bir yükselme görülür. 

VA grubundaki NH 3 PH 3 AsH 3 SbH 3 ve VIIA grubundaki HF, HCl, HBr, HI bilefliklerininde 

kaynama noktas› grafi¤i VIA grubuna ait grafikle benzerdir. Bu iki 

grafiktede NH 3 ve HF bileflikleri hidrojen ba¤› nedeni ile beklenen de¤erlerden 

sapma gösterir (fiekil 5.8). 

CH 3 OH ve CH 3 SH moleküllerinden hangisinin kaynama noktas› daha yüksektir. 

ÖRNEK 

Çözüm: Heriki molekülünde molekül yap›lar› ayn›d›r ancak; CH 3 SH molekülünde 

S atomunun elektronegatifli¤i düflük oldu¤undan hidrojen ba¤› yapmaya 

uygun de¤ildir. Bunedenle CH 3 SH molekülleri aras›nda hidrojen ba¤› oluflamaz ve 

kaynama noktas› düflüktür. Bu molekülde sadece dipol-dipol etkileflimi vard›r. 

Ancak CH 3 OH molekülünde dipol-dipol etkileflime ilave olarak hidrojen ba¤lar› 

bulunur. 

Kaynama noktalar› CH 3 SH: 5,95 °C ve CH 3 OH: 64,7 °C 

NH 2 OH ve NH 3 meloküllerinin erime noktalar› karfl›laflt›r›ld›¤›nda hangisi SIRA S‹ZDE daha büyüktür. 

SIRA S‹ZDE 

4 

‹YON‹K BA⁄LAR 



Tanecikler aras›ndaki çekme kuvvetinin en büyük oldu¤u hallerden biri iyonik kat›lard›r. 

Elektrostatik çekme kuvveti iyonlar›n yüküne ve iyonlar aras› uzakl›¤a 

SORU 

SORU 

ba¤l›d›r. Bu konuyla ilgili detayl› bilgi ünite 4’de verilmiflti. 

NaF ve MgO kat›lar›n›n sodyum klorür yap›s›nda oldu¤unu biliyoruz. ‹yonlar 

aras› uzakl›k s›ras› ile 251 pm ve 212 pm dir. Bu de¤erlerden anlafl›labilece¤i D‹KKAT gibi 

D‹KKAT 

bu iki kat›n›n iyonlar aras›nda uzakl›¤› birbirine yak›nd›r. Bu nedenle erime ve 

kaynama noktalar›n›n birbirine yak›n olmas› beklenir. Ancak SIRA MgO S‹ZDE in iyon yüklerinin 

NaF e göre iki kat fazla olmas› erime ve kaynama noktalar› aras›ndaki fark›n 

SIRA S‹ZDE 

çok büyük olmas›na neden olur. 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

Madde Erime Noktas› (°C) Kaynama Noktas› (°C) 

NaF 933 

K ‹ T A P 

1695 

MgO 2800 3600 

TELEV‹ZYON 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET


‹yon yükleri ayn› ama iyonlar aras› uzakl›klar› birbirinden farkl› olan kat›lara 

örnek olarak NaF (251 pm) KCl (319 pm) RbBr (348 pm) verilebilir. Afla¤›daki tablodan 

da anlafl›laca¤› üzere, iyonlar aras› mesafenin az oldu¤u kat›lar›n kaynama 

noktas› yüksektir. 

Madde Erime Noktas› (°C) Kaynama Noktas› (°C) 

NaF 933 1695 

KCl 770 1500 

RbBr 693 1340 

TANEC‹KLERARASI ETK‹LEfi‹MLER‹N D‹⁄ER ETK‹LER‹ 

Tanecikler aras› etkileflim sonuçlar›n› sadece erime ve kaynama noktalar›nda göstermez. 

Bu etkileflim sonucunda verilen fiziksel olgularda belirlenir. 

Çözünürlük 

Homojen kar›fl›mlara çözelti denildi¤ini biliyoruz. Bir maddenin baflka bir madde 

içinde da¤›larak homojen kar›fl›m oluflturmas› olay›na çözünme denir. Maddelerin 

çözünebilme veya baflka bir madde içerisinde da¤›labilme özelli¤i çözünürlük ile 

belirlenir. Çözünürlü¤ün yüksek olmas› halinde çok miktarda madde çözünebilir 

Maddelerin birbiri içinde çözünmesinde molekülleraras› etkileflimin büyük etkisi 

vard›r. Aralar›nda çekme kuvveti olan moleküller daha kolay kar›fl›rlar. Molekülleri 

aras›nda hiçbir çekme kuvvetinin olmad›¤› varsay›lan ideal gazlar da birbirine 

kar›fl›rlar. 

Tanecikleraras› etkileflimin büyük oldu¤u kar›flma olaylar›na, iyon kristallerinin 

polar çözücülerde, örne¤in sodyum klorürünün su içinde çözünmesini daha önce 

örnek olarak vermifltik. 

Çizelge 5.10 

Baz› ‹yonik 

Maddelerin Sudaki 

Çözünürlü¤ü 

‹yonik 

Kat› 

H 2 O’daki 


(g/100mL) 

‹yonik 

Kat› 

H 2 O’daki 


(g/100mL) 

‹yonik 

Kat› 

H 2 O’daki 


(g/100mL) 

LiCl 64 Li 2 O 7 PbO 0.0017 

LiNO 3 90 Li 2 SO 4 26 PbSO 4 0.00425 

KCl 34 K 2 SO 4 12 CaSO 4 0.209 

NH4Cl 30 MgCl 2 54 MgO 0.00062 

NaCl 36 Na 2 S 15 CaS 0.021 

CsCl 162 Cs 2 SO 4 167 BaSO 4 0.000222 

RbOH 180 Rb 2 S 105 PbS 0.000086 

Çizelge 5.10 incelendi¤inde; katyonun ve anyonun yükseltgenme say›s›n›n 

(M 2+ ve X 2– ) artmas› ile çözünürlü¤ün azlad›¤›na dikkat ediniz. Bu azalman›n nedeni 

çözünme s›ras›nda aç›¤a ç›kan hidrasyon enerjisinin, kat› örgü enerjisinden 

küçük olmas›ndan kaynaklanmaktad›r.


141 

S›k›flt›r›labilme 

Maddenin küçük hacimlere s›k›flt›r›lma özelli¤idir. Genellikle gazlar için kullan›l›r. 

Gaz halindeki moleküllerin belli hacimlere s›k›flt›rabilmeleri tanecikleraras› etkileflimin 

bir sonucudur. Tanecikleraras› etkileflimi büyük olan moleküllerin s›k›flt›rabilmeleri 

daha kolayd›r. 

Yay›lma (Difüzyon) 

Bir maddenin birbaflka madde içinde da¤›lmas›na yay›lma (difüzyon) denir. 

Gazlar kolayl›kla yay›l›rken, s›v›lar›n yay›lma h›zlar› yavaflt›r. Bunun sebebi, gaz 

tanecikleri aras›ndaki etkileflim kuvvetlerinin zay›f, s›v›larda ise daha büyük olmas›d›r. 

Yüzey Gerilimi 

S›v›larda görülen bir özelliktir. S›v›lar›n yüzeyindeki moleküllerin potansiyel enerjileri, 

içk›s›mlarda bulunan moleküllerden daha yüksektir. Bu nedenle yüzeydeki 

moleküller potansiyel enerjiyi düflürmek için, yüzey alan›n› düflürmeye çal›fl›rlar. 

Örne¤in, ya¤mur damlalar›n›n küre fleklinde olmas› bu nedenledir. 

Islanabilirlik 

Bir s›v›n›n, bir yüzeyde ince bir film oluflturacak flekilde yay›lmas›na ›slanabilirlik 

denir. S›v› ile yüzey aras›nda, molekülleraras› kuvvet yaklafl›k ayn› büyüklükte ise 

ince bir film fleklinde s›v› yay›l›r. Örne¤in; su ile etkileflime girecek gruplar bulunursa 

butür maddeler su ile ›slan›r. Pamuklu maddelerden yap›lm›fl yüzeyler su taraf›ndan 

›slat›l›r. Çünkü pamuk içerisinde su ile etkileflime girecek yapabilecek 

hidroksil gruplar› mevcuttur. Butür maddelere hidrofil (suyu seven) maddeler denir. 

Fakat naylon kökenli maddelerde su ile etkileflime girecek gruplar bulunmad›- 

¤›ndan su ile ›slanmazlar. Butür maddelerde hidrofob (suyu sevmeyen) maddeler 

denir. Kurulanacak yüzeylerde pamuklu kumafllar›n kullan›lmas›n›n nedeni budur. 

Potansiyel enerjisi yüksek 

olan her fley, düflük 

potansiyel enerjiye do¤ru 

gitme meylindedir. Yüksekte 

bulunan su afla¤› do¤ru 

kendili¤inden akmas› gibi. 

Saf Maddelerin Buhar Bas›nçlar› 

Buhar bas›nc›, bir s›v›n›n yüzeyinden kaçan moleküllerin say›s› ile belirlenir. Tanecikleraras› 

etkiflim kuvveti zay›f olanlar veya taneciklerin birbirini itmesi ile yüzeyden 

kaçan taneciklerin say›s› artar ve butür maddelerin buhar bas›nçlar› yüksek 

olur Buharlaflma, ›s›alan bir ifllem oldu¤undan buharlaflma s›ras›nda sistemin 

s›cakl›¤› düfler ve bu ayn› zamanda molekülleraras› kuvvetlerin büyüklü¤ünün bir 

göstergesidir. 

Bir s›v› atom veya moleküllerden oluflmufltur. Bunlar farkl› h›zlarla sürekli hareket 

ederler. Bu taneciklerin ortalama h›zlar› s›v›n›n s›cakl›¤›na ba¤l›d›r. E¤er tanecikler 

yeterli enerjiye sahiplerse, h›zl› hareket eden tanecikler s›v›n›n yüzeyine 

yak›n bölgedekilere çarparak onlar› yeterli h›za ulaflt›rabilir ve s›v› fazdan ayr›larak, 

gaz faz›na geçmelerini kolaylaflt›r›r. 

Taneciklerin kinetik enerjileri h›zlar› ile do¤ru orant›l›d›r. Kinetik enerji formülü, 

Ek = 1 mV 

2 

2 

fleklindedir. Bu formülde, m; taneci¤in kütlesi, V; taneci¤in h›z›n› gösterir.


S›cakl›k; bir maddenin 

moleküllerinin ortalama 

kinetik enerjisi, Is›; bir 

maddenin bütün 

moleküllerinin toplam 

enerjisidir. 

Yüksek kinetik enerjili tanecikler s›v› içinden uzaklafl›nca (m azal›nca), geride 

kalan s›v›n›n ortalama kinetik enerjisi düflecektir. Bunu bir basketbol tak›m›n›n 

uzun boylu oyuncular›n› kaybedince geride kalan tak›m›n ortalama boy uzunlu¤unun 

azalmas›na benzetebiliriz. Bir s›v›n›n s›cakl›¤›n›, taneciklerin ortalama kinetik 

enerjisi belirler. 

Birçok s›v› moleküllerden oluflur. Molekülleraras› kuvvetleri büyük olan maddelerin 

buharlaflmalar› daha zordur. Çünkü moleküller s›v› içerisinde birbirlerini s›- 

k› flekilde tutmaktad›r. Örnek; su molekülleri aras›nda kuvvetli etkileflimler oldu¤u 

için, dietileter ile karfllaflt›r›ld›¤›nda, buhar bas›nc›n›n daha düflük oldu¤u görülür. 

Buharlaflman›n miktar›, o maddenin buhar bas›nc›n›n büyüklü¤ünün ölçüsüdür. 

Bu ise molekülleraras› kuvvetle do¤rudan ilgilidir. 

ÖRNEK 

Br 2 , Ar, PCl 5 verilen maddeleri, buhar bas›nc› yüksek olandan, küçük olana do¤ru 

s›ralay›n›z. 

Çözüm: 

Ar > Br 2 > PCl 5 

Br 2 ve Ar apolar olduklar›ndan da¤›lma kuvvetleri olmal›d›r. PCl 5 molekülünün 

geometrik flekillerinin bulunmas› gerekli oldu¤undan, öncelikle Lewis yap›lar›n›n 

çizilmesi gerekir (Bak kimyasal ba¤lar). Lewis formülünden PCl 5 molekülünün befl 

tane P-Cl ba¤› vard›r, P üzerinde elektron çifti yoktur ve molekül apolard›r. 

Buna göre; apolar moleküller molekül kütlelerinin art›fl›na göre s›ran›r (Ar= 

39.95 g/mol, PCl 5 = 208.24 g/mol, Br 2 = 159.80 g/mol. 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

5 

He, H 2 ve CHSIRA 4 moleküllerinin S‹ZDE buhar bas›nçlar›n› büyükten küçü¤e do¤ru s›ralay›n›z. 

Viskozite 

Bir s›v›n›n DÜfiÜNEL‹M akmas›na karfl› gösterilen direnç’e viskozite denir. Örne¤in, günlük hayatta 

ya¤›n sudan daha viskoz oldu¤unu biliriz. Ayr›ca viskoziteyi s›v› içsel sürtünmesi 

fleklinde SORU de tan›mlayabiliriz. Molekülleraras› kuvvetler nekadar büyükse, viskozite 

okadar büyük olur. Viskozite s›cakl›kla ters orant›l›d›r, s›cakl›k düflürülürse 

madde daha viskoz olur. 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET


143 

Özet 

Bu ünitenin tamamlanmas›ndan sonra; atom, molekül 

ve iyonlar›n hem kendi aralar›nda, hemde 

birbirleri ile kar›flt›r›ld›klar›nda, aralar›nda oluflabilecek 

kuvvetleri tahmin ediyor olmal›s›n›z. Tanecikleraras› 

kuvvetlerin tahmininden sonra bu 

etkileflimlerin saf maddelerin veya kar›fl›mlar›n 

fiziksel özelliklerine etkisi hakk›nda yorumlar›n›- 

z›n do¤rulu¤unu, çeflitli kaynaklardan test etmelisiniz. 

Tanecikler aras› etkileflim türlerinin hayat›n 

devam etmesi ve birçok kimyasal maddenin 

özelliklerini belirledi¤ini ö¤renmifl olduk. 

‹yon yap›l› bilefliklerin hemen hemen tamam› 

kat›d›r. Butür maddelerdeki etkileflim türü iyonik 

ba¤ olarak adland›r›l›r ve kimyasal ba¤lar konusunda 

detayl› olarak incelenmektedir. Ancak iyon 

yap›l› bilefliklerin kovalent yap›l› moleküllerle etkileflimi 

iyon-dipol, iyon-indüklenmifl dipol bafll›klar› 

ile anlat›lm›flt›r. 

Hidrojen ba¤lar›n›n moleküller aras›ndaki en 

kuvvetli etkileflim türlerinden biri oldu¤unu hat›rlay›n›z, 

e¤er bir molekülde hidrojen ba¤lar›n›n 

say›s› artarsa fizksel özelli¤inde çok büyük de¤iflikler 

yaratt›¤›n› hat›rlay›n›z. 

Dipol-dipol kuvvetleri molekülün polarl›¤›n›n 

artmas› ile artar. London kuvvetleri veya da¤›lma 

kuvvetleri ise molekül kütlesinin artmas› ile artar. 

Moleküllerin geometrik yap›lar›n›n bilinmesi, 

dipol momentlerinin hesaplanabilmesi için çok 

önemlidir, bunedenle kimyasal ba¤lar konusun 

çok iyi anlafl›lm›fl olmas› önemlidir.



1. Afla¤›daki moleküllerden hangisi hidrojen ba¤› 

yapar? 

a. NH 3 

b. CH 4 

c. HCHO 

d. CH 3 F 

e. CO 2 

2. Afla¤›daki moleküllerden hangisinde birden fazla 

etkileflim vard›r? 

a. CO 2 

b. PF 3 

c. F 2 

d. H 2 O 

e. N 2 

3. Afla¤›daki çiftler karfl›laflt›r›ld›¤›nda, hangisinde molekülleraras› 

etkileflim daha büyüktür? (Hangisinin kaynama 

noktas›, buharlaflma ›s›s› daha yüksektir) 

a. CH 3 OH, CH 3 SH 

b. F 2 , Kr 

c. F 2 , CO 

d. CO, HF 

e. CO 2 , NH 3 

f. N 2 , NH 3 

4. Afla¤›daki moleküllerden hangisinde dipol-dipol etkileflimi 

vard›r? 

a. N 2 

b. CH 4 

c. SO 2 

d. CO 2 

e. SF 6 

5. Afla¤›daki moleküllerden hangisinde hidrojen ba¤› 

vard›r? 

a. CH 4 

b. CH 3 OH 

c. CH 3 OCH 3 

d. CH 3 CH 2 CH 2 CH 3 

e. CH 3 CHO 

6. Afla¤›daki moleküllerden hangisinin, ayn› koflullarda 

yo¤unlu¤u daha düflüktür? 

a. Metan, CH 4 

b. Etan, CH 3 CH 3 

c. Propan, CH 3 CH 2 CH 3 

d. Butan, CH 3 CH 2 CH 2 CH 3 

e. Pentan, CH 3 CH 2 CH 2 CH 2 CH 3 

7. Afla¤›dakilerden hangisinde London kuvvetleri en 

büyüktür? 

a. H 2 

b. He 

c. Ne 

d. Ar 

e. Kr 

8. Afla¤›daki bilefliklerden hangisinin kaynama noktas› 

en büyüktür? 

a. H 2 O 

b. NH 3 

c. HF 

d. NaCl 

e. CH 3 OH 

9. ‹yod molekülünde (I 2 ), hangi tür molekülleraras› 

etkileflim vard›r? 

a. Dipol-dipol kuvvetleri 

b. ‹yonik ba¤ 

c. Kovalent ba¤ 

d. London dispersiyon kuvvetleri 

e. Metalik ba¤ 

10. Afla¤›dakilerin hangisinde CH 3 OH, Ne, F 2 , CH 3 F 

maddelerinin kaynama noktas›n›n art›fl›na göre s›ralan›- 

fl› do¤ru olarak verilmifltir? 

a. CH 3 OH


145 


1. a Yan›t›n›z yanl›fl ise lütfen “Hidrojen Ba¤lar›” konusunu 


2. d Yan›t›n›z yanl›fl ise lütfen “Hidrojen Ba¤lar›” konusunu 


3. a Yan›t›n›z yanl›fl ise lütfen “Hidrojen Ba¤lar›” konusunu 


4. c Yan›t›n›z yanl›fl ise lütfen “Dipol-Dipol 

Etkileflimi” konusunu yeniden gözden geçiriniz. 

5. b Yan›t›n›z yanl›fl ise lütfen “Hidrojen Ba¤lar›” konusunu 


6. a Yan›t›n›z yanl›fl ise lütfen “London Kuvvetleri” 


7. e Yan›t›n›z yanl›fl ise lütfen “London Kuvvetleri” 


8. d Yan›t›n›z yanl›fl ise lütfen “‹yonik Ba¤lar” konusunu 


9. d Yan›t›n›z yanl›fl ise lütfen “London Kuvvetleri” 


10. b Yan›t›n›z yanl›fl ise lütfen “Hidrojen Ba¤› ve 

London Kuvvetleri” konusunu yeniden gözden 

geçiriniz. 



Heriki molekülde alkol türevidir ve hidrojen ba¤lar›na 

ilave olarak di¤er van der Waals kuvvetleri mevcuttur. 

Ancak; dallanm›fl molekül van der Waals kuvvetlerinin 

etkisini azaltacak yönde hareket etmektedir. 

2-metil-1-propanol, 

K.N= 108 °C 

n-butanol, K.N= 117 °C 


Aldehitler ve ketonlar kendi aralar›nda hidrojen ba¤› yapamaz 

veya çokzay›f bir etkileflim olabilir. Aldehit ve ketonlar 

elektron verebilecek elektron çiftlerine sahip olmalar›na 

ra¤men, elektron alacak hidrojen atomu mevcut 

de¤ildir. Bu moleküllerdeki hidrojenler karbona ba¤l›d›r. 

Bu nedenle, yeterince pozitif olamad›klar›ndan, 

elektron alarak hidrojen ba¤› yapmaya uygun de¤ildir. 

Bileflik Formül *EAHAS *HKES K.N. 

Aldehit 

CH 3 CHO 

0 2 20 

Keton 

CH 3 COC 

H 3 0 2 56.5 

*EAHAS= elektron alabilecek hidrojen atomu say›s›; 

*HKES= Hidrojene kat›labilecek elektron say›s›; 

K.N.= Kaynama noktas› °C



Çok kuvvetli molekül içi 

Çok kuvvetli molekülleraras› hidrojen ba¤› 

hidrojen ba¤› 

Çok kuvvetli molekülleraras› hidrojen ba¤› 

2-nitrofenol 3-nitrofenol 4-nitrofenol 

Erime noktas›: 44 °C Erime noktas›: 96 °C Erime noktas›: 112 °C 

2-Nitrofenol de moleküliçi hidrojen ba¤› varken 3-Nitrofenol ve 4-nitrofenolde molekülleraras› hidrojen ba¤› bulunur 

ve eime noktalar› daha yüksektir. 


NH 2 OH ve NH 3 meloküllerinin erime noktalar› karfl›- 

laflt›r›ld›¤›nda NH 2 OH molkülünün erime noktas›n›n 

daha büyük olmas› beklenir, çünkü; NH 2 OH molekülünde 

NH 3 ’e göre hem hidrojen ba¤› yapacak atom says› 

fazla hemde daha elektronegatif olan oksijen atomu 

vard›r. 

Erime noktalar›: NH 2 OH =33 °C; NH 3 = –77.73 °C 


He, H 2 ve CH 4 taneciklerinin tamam› apolard›r, buhar 

bas›nc› fark› kütle a¤›rl›¤›na göre s›ralanmal›d›r (H 2 molekül 

2, He için 4, metan için 16 g/mol). Ancak dikkat 

edilmesi gereken en önemli konu; bir maddenin kütlesi 

artarsa, buna paralel olarak elektron say›s›da artar 

denilmiflti, fakat H 2 molekül ile He atomunun elektron 

say›lar›n›n ayn› oldu¤una dikkat ediniz. Bu nedenle H 2 

molekül küre fleklinde de¤ildir ve london kuvvetleri 

daha büyüktür. S›ralama: He >H 2 >CH 4 olmal›d›r 


Erdik E., Sar›kaya Y. (2000). Temel Üniversite Kimyas›. 

Tunal› N.K, Özkar S. (2000). Anorganik Kimya



 


Asit ve baz kavramlar›n› tan›mlayabilecek 

Asit ve bazlar›n günlük hayat›n›zdaki yerini tart›flabilecek 

Asit ve bazlarda sertlik-yumuflakl›k iliflkisini aç›klayabilecek 

Metal oksitlerin bazl›¤›n› aç›klayabilecek 

Oksiasitleri s›n›fland›rabilecek 

Çözücü sistemi kavram›n› aç›klayabilecek bilgi ve beceriler kazanacaks›n›z. 


• Asit ve baz tan›mlar› 

• Konjuge(efllenik) asit baz 

• Amfiprotik(amfoter) madde 

• Protik ve aprotik çözücü 

• Çözücü sistemi 

• HOMO, LUMO 

• Sert ve yumuflak asit-bazlar 

• Metaloksitler 

• Oksiasitler 

• S karakterinin asitli¤e etkisi 

• Organik asitlerde indüktif ve 

rezonans etki 



Asit ve Baz Kavramlar› 


• AS‹T VE BAZ TANIMLARI 

• SERT-YUMUfiAK AS‹T VE BAZLAR 

• MADDELER‹N K‹MYASAL YAPILARI 

‹LE AS‹TL‹K VE BAZLIKLARI

Asit ve Baz Kavramlar› 

G‹R‹fi 

Asitler ve bazlar insano¤lunun ilk keflfetti¤i kimyasal maddelerdendir. Çünkü insano¤lu 

var oldu¤undan beri temizlik yapma ihtiyac› duymufltur. Temizlik maddelerinin 

do¤as› da asit ve bazlardan oluflur. Buna basit bir örnek olarak içerisinde baz 

oldu¤u bilinen odun külünü verebiliriz. Bunun d›fl›nda, günlük hayat›m›zda asit ve 

bazlar› her alanda kullanmaktay›z. Bunlara birkaç örnek verecek olursak; 

Asit içerenler; aspirin (asetil salisilik asit), tuz ruhu (hidroklorik asit), sirke 

(asetik asit), kezzap (nitrik asit), limon suyu (sitrik asit), gazoz ve her türlü alkolsüz 

içecekler (karbonik asit). 

Baz içerenler; Kabartma tozu (sodyum bikarbonat), lavabo aç, (sodyum hidroksit), 

çamafl›r sodas› (sodyum karbonat), cam temizleme suyu (amonyak), kireç 

suyu (kalsiyum hidroksit). 

Biz insanlar için önemli yeri olan asit ve bazlar›n özelliklerini incelemek, kimya 

biliminde önemli bir yer teflkil eder. Asitlik ve bazl›k, maddenin kimyasal bir 

özelli¤idir. Asit kelimesi Latince asidus (ekfli) kelimesinden türetilmifltir. Tüketti¤imiz 

g›da maddelerinin birço¤unda asit vard›r. Hatta, yedi¤imiz birçok g›dan›n ad›- 

n›n ekfli olmas› yap›s›nda asit bulundurmas›ndan kaynakland›¤›n› söyleyebiliriz. 

Asitleri organik ve inorganik asitler olarak iki s›n›fa ay›rabiliriz. Yap›s›nda karbon 

bulunanlar organik, bulunmayanlar ise inorganik asitlerdir. Di¤er taraftan asitler 

canl›lar›n hayatsal faaliyetlerini yürütmede gerekli maddelerdir. Örne¤in, midede 

bulunan pepsin enzimi ile birlikte hidroklorik asit besinlerin sindiriminde önemli 

bir görev al›r (Midede hidroklorik asidinin fazla salg›lanmas› sonucu ülser hastal›¤› 

oluflur). Proteinlerin yap› tafllar›n› oluflturan amino asitler de öyledir. 

Sülfürik asit dünyada en çok üretilen kimyasal bir maddedir. Daha sonra kireç 

ve amonyak bazlar› gelir. Bu da, asit ve bazlar›n endüstriyel kimyadaki önemini 

vurgular. Sanayileflme devriminde, bir ülkenin geliflmiflli¤i, tüketmifl oldu¤u sülfürik 

asit miktar›yla ölçülmüfltür. Daha sonraki y›llarda, sanayileflmenin bir sonucu 

olarak da asit ya¤murlar›n›n bir çevre sorunu oldu¤u anlafl›lm›flt›r. Çeflitli gazlar›n 

atmosferde su buhar› ile reaksiyona girmesi sonucu asit ya¤murlar› meydana gelmifl 

bu da çevresel problemlerin do¤mas›na sebep olmufltur. 

Asit ve bazlar laboratuvar uygulamalar›nda da rutin olarak kullan›l›r. Hayat›m›- 

za bu kadar girmifl olan asit ve bazlar› bu bölümde kavramsal olarak daha yak›ndan 

inceleyece¤iz.


Bu amaçla ilk önce asit ve bazlar› tan›mlamam›z gerekir. Kimya biliminde bugüne 

kadar, farkl› asit-baz kavramlar› önerilmifl ve kullan›lm›flt›r. Kavramlardan her 

biri uygun flartlarda kolayl›kla kullan›l›r; baflka bir deyiflle, kimyac› amac›na uygun 

olan asit baz kavram›n› kullanabilir. Bugün bu tan›mlar›n hepsi de geçerlidir. Hangi 

tan›m›n en iyisi oldu¤u konusunda kesin bir kabul yoktur. 

AS‹T VE BAZ TANIMLARI 

Asit ve baz kavramlar› teori olmay›p, sadece birer tan›md›rlar. Bu tan›mlar› tarihsel 

geliflimine göre inceleyece¤iz. Günümüzde hepsi de kullan›lmaktad›r. Asit baz tan›mlar› 

birbirinden ba¤›ms›z gibi görünse de asl›nda birbirini tamamlamaktad›r. 

Yani, biri di¤erini geçersiz k›lmaz. Arrhenius’un aç›klayamad›¤› k›s›mlar› Brönsted- 

Lowry aç›klam›flt›r, onun da aç›klayamad›¤› noktalar› Lewis aç›klam›flt›r. 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

Arrhenius Tan›m› 

SIRA S‹ZDE 

Asit ve bazlarla ilgili ilk tan›m› ‹sveçli bilim adam› Svante Arrhenius 1880’lerde 

yapm›flt›r. Arrhenius’un önerdi¤i asit baz tan›m› suyun iyonlaflma dengesine dayanmaktad›r. 


+ − 

2HO 2 ⇌SORU 

HO 3 + OH 

D‹KKAT 

Arrhenius’a göre D‹KKAT asit, suda çözündü¤ünde hidrojen iyonu di¤er bir ifadeyle proton (H + ) 

vererek iyonlaflan bir madde olarak tan›mlan›r. 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

Bu tan›ma göre, asitlerin molekülleri bir ya da daha çok say›da hidrojen iyonu 

ile bir anyondan meydana gelmektedir. HCl, H 2 SO 4 , H 3 PO 4 , HClO 4 gibi. 

AMAÇLARIMIZ H Arrhenius asitleri H + veren fleklinde tan›mlasa da bugün biliyoruz ki H + 3 O (proton) 

suda tek bafl›na bulunmaz. Su molekülleri H + iyonunu sararak bir hidrat mey- 

+ iyonu ço¤u kaynakta 

AMAÇLARIMIZ 

pratik olsun diye H + fleklinde 

kullan›lmaktad›r. 

dana getirir. Oluflan bu hidrata hidronyum veya oksonyum (H 3 O + ) iyonu denir. 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

+ − 

HCl( g) + H2O → H3O ( suda) + Cl ( suda) 

TELEV‹ZYON 

SIRA S‹ZDE 

TELEV‹ZYON 

SIRA S‹ZDE 

veya 


‹NTERNET 

SORU 

D‹KKAT 

DÜfiÜNEL‹M + − 

HCl( g) → H ( suda) + Cl ( suda) 

‹NTERNET 

SORU 

gösterilir. 

Arrhenius’a göre D‹KKAT baz, suda çözündü¤ünde hidroksit iyonu (OH – ) vererek iyonlaflan madde 


SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

Bu tan›ma göre bazlar›n molekülleri, bir ya da daha çok say›da hidroksit iyonu 

ile bir metalden meydana gelmektedir. Buna örnek olarak, NaOH, Ca(OH) 2 , 

AMAÇLARIMIZ Al(OH) 3 , Fe(OH) 3 gibi verilebilir. 

AMAÇLARIMIZ 

Arrhenius’un asit ve baz için tan›m›n› dikkate ald›¤›m›zda afla¤›daki tepkimeyi 

ifade edebiliriz, 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

Asit + Baz → Tuz + Su 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET

6. Ünite - Asit ve Baz Kavramlar› 

151 

Bu tepkime gerçekte asidin H + iyonu ile baz›n, OH – iyonu reaksiyona girmifl 

ve H 2 O oluflturmufltur. Tuzlar suda çözündüklerinde ise iyonlar›na ayr›fl›rlar. Bunu 

gerçek bir örnek üzerinde görelim; 

H + ( suda) + Cl − ( suda) + K + ( suda) + OH − ( suda) → H O + K + 

2 ( suda) + Cl − ( suda) 

Asit olan HCl sulu çözeltide H + ve Cl – iyonlar›na ayr›fl›r. Baz olan KOH ise K + 

ve OH – iyonlar›na ayr›fl›r. Tepkime sonunda bir tuz (KCl) ve su SIRA (H 2 S‹ZDE O) oluflmufltur. 

Net tepkime yaz›lacak olursa, 

SIRA S‹ZDE 

H ( suda) + OH ( suda) → H2O 

fleklindedir. 

+ − 


SORU 


SORU 

Arrhenius asit baz kimyas›na katk›s›ndan dolay› bu çal›flmas›yla 1903 D‹KKAT y›l›nda Nobel ödülü 

D‹KKAT 

alm›flt›r. 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

Basit tepkimelerde Arrhenius’un tan›m› yeterli olmakla beraber birçok bak›mdan 

eksiklikler içermektedir. Bunlar› flu flekilde s›ralayabiliriz. 

• Arrhenius’un tan›m› sadece sulu çözeltilerle s›n›rl›d›r. Susuz AMAÇLARIMIZ ortamlarda, H 

+ 

veya OH – iyonunun bulunmad›¤› kat› ve gaz faz› reaksiyonlar›n› aç›klayamamaktad›r. 

• Arrhenius’un tan›m› baz› maddelerin sulu çözeltilerinin K asit ‹ Tveya A Pbaz özellik 

göstermesini aç›klayamam›flt›r. CO 2 yap›s›nda hidrojen bulundurmamas›na 

ra¤men asit; NH 3 ’da yap›s›nda hidroksit grubu bulundurmamas›na ra¤men 

K ‹ T A P 

sulu çözeltileri bazik özellik gösterir. 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

Brönsted-Lowry Tan›m› 

Danimarkal› Johannes Brönsted ile ‹ngiliz Thomas Lowry 1923’de birbirlerinden 

‹NTERNET 

ba¤›ms›z olarak yeni bir asit-baz tan›m› ortaya att›lar. Bu tan›m oldukça kapsaml› 

olup proton al›fl veriflinin oldu¤u her ortama uygulanabilir. 

Asitlere bir örnek olarak HF (hidrojen florür) verilebilir. HF suda çözündü¤ü 

zaman su molekülüne H + vererek iyonlafl›r. 

Brönsted-Lowry tan›m›na 

‹NTERNET 

göre, Asitler proton veren 

maddeler, bazlar ise proton 

alan maddelerdir. 

+ − 

HF( gaz) + H O( s) → H O ( suda) + F ( suda) 

2 3 

Bazlara ise NH 3 (amonyak) örnek verilebilir. NH 3 suda çözündü¤ünde sudan 

bir hidrojen iyonu (H + ) alarak hidroksit iyonu (OH – ) oluflturur. 

+ − 

NH3( suda) + H2O( s) → NH4 

( suda) + OH ( suda) 

Bu iki tepkime dikkatlice incelendi¤inde suyun ilk tepkimede Brönsted asidi, 

di¤erinde ise Brönsted baz› olarak davrand›¤› aç›kça görülmektedir. Böyle hem 

asit hemde baz özelli¤i gösteren maddelere amfiprotik madde denir. 

Hem Brönsted asidi hem de 

Brönsted baz› davran›fl›n› 

gösteren maddelere 

amfiprotik madde denir.


Bir Brönsted-Lowry asit baz tepkimesi flu flekilde genellefltirebiliriz. 

+ 

H− A + B ⎡H−B⎤ 

− 

: ⇌ 

⎣⎢ ⎦⎥ + A 

asit1 baz 2 asit 2 baz1 

Bir madde proton ald›¤›nda 

efllenik baz, bir madde 

proton verdi¤inde efllenik 

asit olur. Çözeltide her ikisi 

de denge halindedir. 

Birbirinden proton 

bak›m›ndan farkl› olan asit 

baz çiftine efllenik 

(konjuge) asit-baz çifti 

denir. 

‹leri tepkimede HA molekülü proton vermektedir, B molekülü ise proton almaktad›r. 

HA’n›n Brönsted-Lowry asiti, B’nin ise Brönsted-Lowry baz› oldu¤unu 

söyleyebiliriz. Geri tepkimeye bak›ld›¤›nda HB + proton verirken A – protonu almaktad›r. 

Bu durumda HB + Brönsted-Lowry asiti ve A – Brönsted-Lowry baz› oldu¤unu 

söyleyebiliriz. Görüldü¤ü gibi bu denklem için iki asit ve iki baz mevcuttur. 

Brönsted-Lowry tan›mlar›nda konunun daha iyi anlafl›lmas› için efllenik asit 

baz kavram› gelifltirilmifltir. 

Yukar›daki denkleme dikkatli bak›ld›¤›nda, baz 1 , asit 1 ’in efllenik baz›; asit 2 

ise baz 2 ’nin efllenik asidi oldu¤unu görebilirsiniz. Bu maddeler konjuge asit 

baz çifti olarak adland›r›rlar. 

Bir asit kuvvetli ise onun efllenik baz› zay›f, bir asit zay›fsa onun efllenik baz› 

kuvvetlidir. Baflka bir ifade ile bir bilefli¤in efllenik asitlik sabitiyle efllenik bazl›k 

sabitlerinin çarp›m› sabittir. 

− 

Ka. Kb = Ksu 

= 100 , x 10 14 

Brönsted-Lowry tan›m›n›n, Arrhenius asit-baz tan›m›ndan üstün taraf› sadece 

sulu çözeltiler ile s›n›rl› olmay›p, di¤er fazlardaki hidrojen iyonu aktar›m›n› da kapsamas›d›r. 

Susuz ortam tepkimelerine örnek olarak, 

NaH( g) + NH (g) → H ( amonyak) + NaNH ( amonyak) 

3 2 2 

gaz-kat› faz tepkimelerine örnek olarak, 

HCl( g) + NH ( g) → NH Cl( k) 

3 4 

verilebilir. 

Bir maddenin asidik veya bazik özellik göstermesi çözücüye göre de¤iflir. 

Brönsted-Lowry asit ve bazlar› için birkaç örnek afla¤›da gösterilmifltir. Burada asit 

baz ay›r›m› suya göre yap›lm›flt›r. Yani sulu çözeltileri temel al›nm›flt›r. Tablonun 

oluflturulmas›nda çözücü önemli bir rol oynar. Asit olarak ifade eti¤iniz bir molekül 

farkl› çözücüde baz olarak davranabilir. Ayn› flekilde baz olarak davranan bir 

molekül baflka bir çözücü içinde asidik özellik gösterebilir.


153 

Asit 

Kimyasal Özellik 

HF, HCl, HBr, HI , H2S, 

H2O 

6A ve 7A grubu hidrojen bileflikleri 

− − − − 

H2PO4 , HSO4 , ClO3 , NO3 

H3PO4, H2SO4, HClO3, 

HNO3 

Na2 O , CaO , SrO , BaO , MgO 

+ + + 

NH4 , H3O , NH2NH3 

3 

3 

⎡FeHO 

( ) ⎤ 

⎣⎢ 2 6⎦⎥ 

+ , ⎡ 

⎣⎢ AlHO ( 2 ) ⎤ 

6⎦⎥ 

+ 

Baz 

Oksianyonlar 

Oksiasitler 

Metal oksitleri 

Baz› çok atomlu katyonlar 

Sulu metal katyonlar› 

Kimyasal Özellik 

NaH, KH, CaH2, 

BaH2 1A ve 2A grubu hidrojen bileflikleri (hidrürler) 

P2O5, SO3, SO2, 

NO2 

Ametaloksitler 

− 3− 2− − 

H2PO4 , PO4 

, CO3 

, NO3 

NH2NH2,( CH3) 2NH, 

CH3NH2 

Oksianyonlar 

Amin bileflikleri 

Örne¤in, Asetik asit (CH 3 COOH) sulu çözeltisi asidik özellik gösterirken, sülfürik 

asit içerisinde asetik asit bazik özellik gösterir. Bundan dolay› CH 3 COOH suda 

asit, sülfürik asitte ise baz olarak davran›r. 

+ − 

CH3COOH + H2O → H3O + CH3COO 

+ − 

CH3COOH + H2SO4 → CH3COOH2 + HSO4 

Sulu ortam CH 3 COOH proton verdi¤i için asit 

Susuz ortam CH 3 COOH proton ald›¤› için baz 

Yukar›daki reaksiyonlar› inceledi¤imizde hep proton aktar›m› söz konusudur. 

Madde ya proton alm›flt›r ya da proton vermifltir. Bu olay bir çözücünün ayn› iki 

molekülü aras›nda da olabilir. Örne¤in, su molekülündeki reaksiyon 

+ − + − 

2HO 2 ⇌ HO 3 + OH Ksu 

= ⎡ HO 3 OH 

⎣ ⎢ ⎤ ⎡ ⎤ 

⎥ ⎢ ⎥ 

⎦ ⎣ ⎦ 

fleklindedir. K su denge sabitine suyun otoprotoliz sabiti denir. 25 °C ’de de¤eri ise 

1.00 × 10 -14 tür. Bu de¤er, saf suda H 3 O + ve OH – deriflimlerinin birbirine eflit ve 

1.00 × 10 -7 M oldu¤unu gösterir. Ayr›ca saf suyun iletken olmamas› da bunun bir 

göstergesidir. 1.00 × 10 -7 M iletkenlik için düflük bir konsantrasyondur. On milyonda 

bir su molekülü bu flekilde iyonlaflmaktad›r. 

Su gibi otoprotolizlenen çözücülere protik çözücüler denir. Bu tür yap›lara su 

d›fl›nda CH 3 COOH, NH 3 , HF gibi maddeleri örnek olarak verilebilir. 

Ayn› çözücünün iki molekülü 

aras›nda bir molekülden 

di¤er moleküle proton 

aktar›lmas›na otoprotoliz 

veya otoiyonlaflma denir.


ÖRNEK 

Suyun otoprotoliz denklemini yaz›n›z. 

Çözüm: 

Suyun otoprotoliz denkleminde iki su molekülünden, bir proton di¤er su molekülüne 

aktar›larak birinde bir proton fazlal›¤› meydana gelirken, di¤erinde bir proton 

eksikli¤i meydana gelir. Toplam atom say›s› de¤iflmez. 

+ − 

2HO 2 ⇌ HO 3 + OH 

SIRA S‹ZDE 

NH 3 otoprotolizlenme SIRA S‹ZDEdenklemini yaz›n›z. 

1 

Bir baz ne kadar kuvvetli ise efllenik asidi o kadar zay›f asit, bir asit ne kadar 

Efllenik DÜfiÜNEL‹M asit-baz çiftlerin kuvvetli ise DÜfiÜNEL‹M efllenik baz›n›n o kadar zay›f baz oldu¤unu söylemifltik. Bir çözücünün 

kuvvetleri ters orant›l›d›r. otoprotoliz sabitinin de¤eri bize, bir asidin efllenik baz›n›n veya bir baz›n efllenik 

SORU 

asidinin kuvveti SORU cinsinden ifade edebilmemize imkân sa¤lar. 

Suyun otoprotolizinde, H 3 O + en kuvvetli asit OH – ise en kuvvetli bazd›r. H 3 O + 

dan daha kuvvetli bir asit suda çözündü¤ünde asitlik kuvveti H 3 O + ’ya eflit hale gelir. 

Burada asitler tamamen iyonlafl›p H 3 O + asidine dönüflürler. Bunun anlam› su- 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

lu çözeltilerde H 3 O + dan daha kuvvetli bir asit bulunamaz demektir. Bu olaya suyun 

kuvvetli SIRA asitler S‹ZDEüzerine olan düzeyleme etkisi denir. Daha aç›k bir ifadeyle, su- 

SIRA S‹ZDE 

lu ortamda kuvvetli asitlerden HCl, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4 hangisinin daha kuvvetli 

oldu¤u sorusu, cevaplanamaz; su bunlar›n asitlik kuvvetlerini düzeylemektedir. 

AMAÇLARIMIZ 

K›sacas›, sulu AMAÇLARIMIZ ortamda hepsinin asitli¤i eflit gibi görülür. Ayn› durum, kuvvetli bazlar 

için de geçerlidir. Kuvvetli bazlar›n da hangisinin daha kuvvetli oldu¤u sorusu 

sulu ortamda cevap bulamaz. Çünkü kuvvetli bazlar da yüzde yüz iyonlaflt›klar›ndan, 

su bunlar›n bazl›k kuvvetlerini düzeyler. Hidroksit (OH – ) baz›ndan daha kuv- 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

vetli bazlar sulu çözeltilerde düzeylenerek OH – baz›na dönüflürler. Burada akla hemen 

flu soru gelmektedir. Peki, biz kuvvetli asit ve kuvvetli bazlar›, di¤er bir ifadeyle 

yüzde yüz iyonlaflan asit ve bazlar›n kuvvetlilik s›ralar›n› nas›l belirleriz? 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

Kuvvetli asitlere örnek olarak HCl, HNO 3 verilebilir. Bu asitlerin sulu ortamda 

yüzde yüz iyonlaflt›klar›n› gösteren denklemler afla¤›da verilmifltir. 

‹NTERNET 

‹NTERNET 

+ − 

HCl( aq) + H2O( s) → H3O ( aq) + Cl ( aq) 

+ − 

HNO3( aq) + H2O( s) → H3O ( aq) + NO3( aq) 

Çözücü olarak su kullan›ld›¤›nda yüzde yüz iyonlaflan asitler, çözücü olarak 

asetik asit kullan›ld›¤› zaman tamamen iyonlaflamazlar ve zay›f asit gibi davran›rlar. 

Böylece bunlar›n asitlik kuvvetlerini farkland›rabiliriz. Afla¤›daki denkleme bak›ld›¤›nda, 

asetik asit hidroklorik asit karfl›s›nda baz gibi davran›r. HCl yüzde yüz 

iyonlaflamad›¤›ndan reaksiyonda bir denge söz konusudur. Bir reaksiyon için dengeden 

bahsediyorsak o reaksiyona ait bir denge sabiti (K) de vard›r. 

+ − 

HCl + CH3COOH ⇌ CH3COOH2 

+ Cl 

⎡ 

+ 

CH COOH 

⎤ 

⎢ 

⎥ ⎡ Cl 

K = ⎣ 

⎦ ⎣ ⎢ 

−⎤ 

3 2 ⎥ 

⎦ 

⎡ 

⎣⎢ HCl⎤ 

⎦⎥ ⎡ ⎣⎢ CH COOH ⎤ 

3 ⎥⎦


155 

Denge sabitinin büyüklü¤ü reaksiyonun sa¤a veya sola do¤ru ne kadar kayd›- 

¤›n›n bir ölçüsüdür. Örne¤in, yukar›daki reaksiyonda denge sabiti (K)’n›n 1’den 

büyük bir de¤er almas› reaksiyonun sa¤a do¤ru kayd›¤›n› gösterir. Bundan faydalanarak 

yani reaksiyonlar›n denge sabitlerini dikkate alarak asitlerin kuvvetliliklerini 

birbirlerine göre k›yaslayabiliriz. Çözücü olarak kullan›lan asetik asit içerisinde, 

çözünen asitlerin denge sabitleri k›yasland›¤›nda asitlik kuvvetlilikleri afla¤›daki 

s›raya göre de¤iflti¤ini görürüz; 

H O + 3 < HCl < H2SO4 < HClO4 

Bu flekilde asitlerin veya bazlar›n kuvvetliliklerini birbirine göre k›yaslamaya 

farkland›rma etkisi denir. Sulu ortamda çok kuvvetli olmayan asit ve bazlar yani 

suda k›smen iyonlaflan asit-bazlar içinde farkland›rma etkisinden faydalan›l›r. Buna 

örnek olarak sulu ortadaki asetik asit ve hidrojen sülfürün asitliklerinin k›yaslanmas›n› 

verebiliriz 

+ − 

CH3COOH ( aq) + H2O( aq) ⇌ H3O ( aq) + CH3COO ( aq) pK a = 4, 

6 

+ − 

H2S( aq) + H2O( aq) ⇌ H3O ( aq) + HS ( aq) pK a = 70 , 

Burada K denge sabiti büyük yani pK a de¤eri küçük olan asetik asidin hidrojen 

sülfürden daha kuvvetli asit oldu¤unu söyleyebiliriz. 

Verilen bir s›cakl›kta zay›f asidin kuvveti nicel olarak K a ’n›n büyüklü¤ü ile ölçülür. 

Büyük K a , kuvvetli asit, küçük K a zay›f asit anlam›na gelir. K a de¤erleri küçük 

say›lar olduklar›ndan, yerlerine logaritmik pK a ölçe¤i kullan›l›r. pK a = –log K a 

formülü ile bulunur. 

K a de¤eri küçüldükçe pK a 

de¤eri büyür ve asitlik 

azal›r. 

⎡ 

HO 

⎤ 

CHCOO 

Ka = ⎢ ⎥ ⎡ ⎣ 

3 

⎦ ⎣ ⎢ 3 

⎡ 

⎣⎢ CH COOH ⎤ 

3 ⎦⎥ 

+ − 

⎤ 

⎥ 

⎦ 

+ − 

NH3( aq) + H2O( aq) ⇌ NH4( aq) + HO ( aq) pK b = 47 , 

+ − 

NH2− NH2( aq) + H2O( aq) ⇌ NH2− NH3( aq) + HO ( aq) pK b = 7, 

97 

Sulu ortamda zay›f baz özelli¤i gösteren amonyak ve hidrazin hidrat›n bazl›klar› 

k›yasland›¤›nda K b denge sabiti büyük yani pK b si küçük olan amonya¤›n bazl›¤›n›n 

büyük oldu¤u anlafl›l›r. 

Amonya¤›n K b de¤eri 1,76 × 10 –5 . Amonya¤›n pK b de¤erini bulunuz. 

K b de¤erleri küçük say›lar 

olduklar›ndan, yerlerine 

logaritmik pK b ölçe¤i 

kullan›l›r. pK b = –log K b 

formülü ile bulunur. Bir 

baz›n, bazl›k sabitinin eksi 

logaritmik de¤eri o baz›n 

pKb de¤erini oluflturur. 

ÖRNEK 

Çözüm: 

pK b = –log K b ⇒ pK b = –log [1,76 × 10 –5 ] 

pK b = 4,75


Çözücü Sistemi Tan›m› 

Kimyan›n birçok alan›nda oldu¤u gibi anorganik kimyada da su en çok kullan›lan 

çözücüdür. Ancak, suyun d›fl›nda baflka çözücülerin kullan›m› da giderek yayg›nlaflmaktad›r. 

Özellikle karars›z ve anhidrit yap›s›ndaki maddelerin sentezinde sulu 

çözelti ortam› zararl› oldu¤u için farkl› çözücülerin kullan›m› zorunlu olmufltur. Bu 

durumu asit baz kimyas›na uygulad›¤›m›z zaman, sulu ortam için gelifltirilen kavramlar› 

di¤er çözücüler için de kullanabiliriz. Protonlu (protik) veya protonsuz 

(aprotik) çözücülerin ço¤u otoprotoliz olurlar ve suda oldu¤u gibi pozitif ve negatif 

iyonlar olufltururlar. 

+ − 

2HF ⇌ H2F + F 

+ − 

2HO 2 ⇌ HO 3 + OH 

+ − 

2H 2 SO 4 ⇌ H 3 SO 4 + HSO 4 

2NH3⇌ NH + 4 + NH 

− 

2 

N2O4 ⇌ NO + + NO 

− 

3 

Bu reaksiyonlar›n yürüyüfl mekanizmalar›n›n daha iyi anlafl›lmas› için çözücü 

sistemlerine göre asit baz tan›m› ortaya at›lm›flt›r. Çözücü sisteminde asit ya da baz›n 

hidrojen iyonu tafl›y›p tafl›mad›¤› önemli de¤ildir, bundan ba¤›ms›zd›r. Bu tan›- 

ma göre, asitler, içinde çözündü¤ü çözücünün otoprotolizi sonucu oluflan katyonun 

deriflimini art›ran maddeler olarak tan›mlan›r. Yukar›daki verilen denklemlere 

göre, H 3 O + , H 3 SO 4 + , NH 4 + , NO + , deriflimlerini art›ran maddeler bu çözücülerde asit 

olarak davran›rlar. Ayn› flekilde, bazlar otoprotoliz sonucu oluflan anyonun deriflimini 

art›ran maddeler olarak tan›mlan›r. Yukar›daki verilen denklemlere göre OH – , 

HSO 4 – NH 2 – , NO 3 – deriflimlerini art›ran maddeler bazd›r. 

Bu tan›ma göre sulu ortam reaksiyonlar›n› da yorumlayabiliriz. Su, H 3 O + ve 

OH – iyonlar›n› vererek iyonlaflt›¤›na göre 

HCl, H 2 SO 4 , HClO 4 H + deriflimini art›rd›klar› için asit 

NaOH, NH 4 OH, KOH OH – deriflimini art›rd›klar› için bazd›r. 

Benzer flekilde amonyak (NH 3 ), NH 4 + ve NH 2 – iyonlar›n› vererek iyonlaflmaktad›r. 

Bu tan›ma göre, amonyak çözücüsü içerisinde asetik asit (CH 3 COOH), üre 

(NH 2 CONH 2 ), NH 4 + deriflimini art›rd›klar› için asittirler. 

+ − 

CH3COOH + NH3⇌ 

NH4 + CH3COO 

+ − 

NH 2CONH2+ NH3⇌ 

NH4 

+ NH2CONH


157 

Oksalik asit (H 2 C 2 O 4 ) amonyak (NH 3 ), çözücüsü içinde asidik mi yoksa bazik mi 

davrand›¤›n› gösteriniz. 

Çözüm: 

Amonyak çözücüsü içerisinde oksalik asit (H 2 C 2 O 4 ), NH 4 + deriflimini art›rd›¤› için 

asittir. 

+ − 

HCO 2 2 4+ NH3⇌ 

NH4 

+ HCO 2 4 

Lewis Asit Baz Tan›m› 

SIRA S‹ZDE 

Brönsted-Lowry kavram› proton aktar›m› temeline dayan›r ve DÜfiÜNEL‹M Arrheniusun kavram›ndan 

daha kapsaml› olmas›na ra¤men, hiç proton aktar›m› olmayan tepkimeler 

düflünüldü¤ünde yetersiz kalmaktad›r. Bu yetersizlik Brönsted-Lowry ile ayn› y›llarda 

yaflayan (1923) G.N. Lewis taraf›ndan giderilmeye 

SORU 

çal›fl›lm›flt›r. 

Lewis, elektron çifti veren maddeleri baz; elektron çifti alan maddeleri D‹KKAT ise asit olarak tan›mlanm›flt›r. 

ÖRNEK 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

Elektron al›n›p verilmesi esas›na dayanan Lewis asit-baz tan›m›, di¤er asit baz 

tan›mlar›na göre daha kapsaml›d›r. Akla hemen flu soru gelmektedir; elektron al›p 

verme nas›l olur? Redoks gibi mi olur yoksa baflka türlü bir elektron AMAÇLARIMIZ al›fl verifli mi 

AMAÇLARIMIZ 

söz konusudur? 

Elektron al›fl verifli redoks tepkimelerindeki gibi anlafl›lmamal›d›r. Elektron al›p 

verme ifllemi koordine kovalent ba¤ oluflumu fleklinde olur. Ba¤ K ‹ oluflumu T A P s›ras›nda, 

elektronlar› veren grup Lewis baz›, elektronlar› alan grup ise Lewis asitidir. 

K ‹ T A P 

Afla¤›daki elektronlar›n al›n›p verilmesi gösterilmifltir. 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

NH + H + ⇌ NH 

+ 

3 4 

Levis bazı Lewis asidi 

(L.B.) 

(L.A.) 

+ + 

HN 3 : + H →⎡HN 3 −H⎤ 

⎣⎢ ⎦⎥ 

HN 3 : + BF3→⎡ 

⎣⎢ HN 3 −BF⎤ 

3⎦⎥ 

+ 

‹NTERNET 

‹NTERNET 

Madde hangi durumda kuvvetli Lewis baz› olarak davran›r? 

SIRA S‹ZDE 

2 

SIRA S‹ZDE 



SORU 

SORU


Maddelerin Lewis asit-baz davran›fllar›n› flu flekilde s›n›fland›rabiliriz. 

Lewis asidi olarak davrananlar; 

• Elektron çifti alabildiklerinden bütün katyonlar Lewis asidi olarak davran›r. 

3 

Fe + 3 

+ 6CN − →⎡Fe CN 

− 

⎣ ⎢ ( ) ⎤ 

6⎦⎥ 

Ag + + 2NH →⎡ Ag NH ⎤ 

+ 

3 ⎣ ⎢ ( 3) 

2⎦⎥ 

3 

Co + 3 

+ 6Cl − →⎡CoCl 

⎤ 

− 

⎣ ⎢ 6 ⎦⎥ 

L.A L.B 

• De¤erlik kabu¤unda elektron eksikli¤i bulunan ve koordinasyon say›s›n› 

art›rabilen merkez atomunun bulundu¤u bileflikler Lewis asidi olarak davran›r. 

− 3− 

AlF3+ 3F →⎡ ⎣ ⎢ AlF ⎤ 

6⎦⎥ 

− 

2− 

SnCl4+ 2Cl →⎡ ⎣ ⎢SnCl 

⎤ 

6⎦⎥ 

− − 

SbF5+ F →⎡ ⎣ ⎢SbF 

⎤ 

6⎦⎥ 

L.A L.B 

• Merkez atomunda bir veya daha çok say›da çoklu ba¤ bulunan bileflikler 

Lewis asidi olarak davran›rlar. 

− − 

CO2+ 

OH ⇌ HCO3 

SO + H O ⇌ H SO 

3 2 2 4 

L.A L.B 

Lewis bazlar› olarak davrananlar;. 

• Anyonlar birer Lewis baz›d›rlar 

+ − − 

2 

3+ − 3− 

⎤ 

6 ⎦⎥ 

− 

Cl 

3+ − 3− + →⎡ ⎤ ⎣ ⎢ 6 

− 

H + OH → H O OH 

Co + 6Cl →⎡ ⎣ ⎢CoCl 

Lewis bazı 

Lewis bazı 

Fe 6 CN Fe( CN ) 

⎦⎥ CN Lewis bazı 

• Amonyak gibi yap›s›nda ortaklanmam›fl elektron çifti bulunduran, Lewis 

Baz› olarak davran›r. 

HN 

3 

+ BF3→⎡ 

HN 

3 

−BF⎤ 

⎣⎢ 

3⎦⎥ tepkimede HN 

3 

: Lewis bazıdır.


159 

• Bir grup metal iyonlar› ile koordine kovalent ba¤ oluflturabilen alken ve alkinler 

Lewis baz› olarak davran›rlar. 

Ag + + CH+→⎡ AgCH ⎤ 

+ 

2 2 ⎣ ⎢ ( 2 2) 

⎦⎥ 

Afla¤›daki iyon ya da bileflikleri Lewis asidi ve baz› olarak s›n›fland›r›n›z. 

ÖRNEK 

H 3 N:, BCl 3 , F – , SO 2 , Ni 2+ 

Çözüm: 

H 3 N : Yap›s›nda ortaklanmam›fl elektron çifti bulundurdu¤u için Lewis baz› 

SO 2 : Merkez atomunu yap›s›nda çoklu ba¤ bulundurdu¤undan Lewis baz›d›r. 

F – : Ayonlar birer Lewis baz›d›r. 

BCl 3 : Merkez atomunu yap›s›nda elektron eksikli¤i oldu¤undan Lewis asidiri 

Ni 2+ : Katyonlar birer Lewis asidir. 

Lux-Flood Asit Baz Tan›m› 

Alman bilim adam› Hermann Lux (1904-1999) ile Norveçli bilim adam› Håkon Flood 

(1905-2001) yeni bir asit baz tan›m›n› ileri sürmüfllerdir. Lux-Flood Asit Baz Tan›m›na 

göre, oksit iyonu alan maddeler asit, oksit iyonu veren maddeler de bazd›r. 

Bu tan›m, özellikle yüksek s›cakl›kta meydana gelen reaksiyonlar› aç›klamakta 

kullan›l›r. 

CaO SiO CaSiO SiO O 

+ 

→ 2− 

2 3 2 

Baz 

Asit 

CaO O 2− 

iyonu aldığı için asit 

iyonu verdiği için baz 

PbO + SO 3 

→ PbSO 4 

Denklemine göre asit ve bazlar› gösteriniz SIRA S‹ZDE 

3 

SIRA S‹ZDE 

Usanovich Asit Baz Tan›m› 


Rus bilim adam› Mikhail Usanovich’in yapt›¤› tan›ma göre, anyon veya elektron 

SORU 

alan maddeler asit, anyon veya elektron veren maddeler bazd›r. Usanovich’in asitbaz 

tan›m› bütün maddeleri içine alm›flt›r. Bütün maddeler ya asittir ya da bazd›r. 

Bu kadar genifl bir tan›m oldu¤u için, Usanovich’in asit baz tan›m› D‹KKAT bir çok bilim 

adam› taraf›ndan kabul görmemektedir. 


SORU 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

SERT-YUMUfiAK AS‹T VE BAZLAR 

Koordinasyon bilefliklerinin ba¤ oluflturmadaki tercihleri asitler ve bazlar için sertyumuflak 

kavramlar›n›n gelifltirilmesine sebep olmufltur. Bir koordinasyon AMAÇLARIMIZ bilefli¤i 

genelde, art› yüklü metal atomunun oluflturdu¤u bir merkez atoma sahiptir. 

AMAÇLARIMIZ 

Merkez 

atomuna, yap›s›nda eksi yüklü veya nötr atomlar›n oldu¤u ligantlar ba¤l›d›r. 

Lewis asit-baz tan›m› düflünüldü¤ünde merkez atomu asit, ligantlar K ‹ Tise A Pbirer baz olmal›d›r. 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET


Pt 2+ , Au + , Cd 2+ gibi dolu veya doluya yak›n d orbitallerine sahip merkez atomu 

metallerine B s›n›f› asitler (yumuflak asit) denir. K + , Ca 2+ , Ti 4+ gibi baz› metallerin 

d orbitallerinde elektron yoktur ve yar›çaplar› küçüktür. Bu tip metaller A s›- 

n›f› asitler (sert asit) s›n›f›na girer. Ligantlar da tercih ettikleri merkez atomlar›n›n 

bulundu¤u gruba göre s›n›fland›r›l›r. A s›n›f› asitleri tercih edenler A s›n›f› baz (sert 

baz) ve B s›n›f› asitleri tercih edenler de B s›n›f› baz (yumuflak baz) olarak isimlendirilir. 

Örne¤in florür, su amonyak gibi ligantlar A s›n›f› bazlar, fosfin tiyoeter 

gibi ligantlar B s›n›f› bazlard›r. 

d orbitallerinin perdeleme etkisinin düflük oldu¤unu biliyoruz. Dolu veya doluya 

yak›n d orbitalleri bulunduran katyonlar›n yar›çaplar› büyük olur. Katyon yükü 

de düflük oldu¤u zaman, bu tip merkez atomlar› yumuflak asit olarak davran›rlar. 

Bu merkez atomlar›n› tercih eden ligandlar›nda yar›çap› ve anyon yükü büyüktür 

ve yumuflak baz olarak s›n›fland›r›l›rlar. Katyonun yar›çap› ne kadar küçülür ve 

yükü büyürse sertli¤i artar. Bu tip katyonlar› tercih eden ligantlar da sert baz s›n›- 

f›na girer. K›sacas›; 

Sert kavram›nda: 

Katyonun, yar›çap› küçük, yükü büyük ise sert asit 

Anyonun, yar›çap› küçük, yükü küçük ise sert baz d›r. 

Yumuflakl›k kavram›nda: 

Yar›çap› büyük katyon yükü küçük ise yumuflak asit 

Yar›çap› büyük anyon yükü büyük ise yumuflak baz d›r. 

Sonuç olarak, yük/yar›çap oran› büyüdükçe sertlik artar diyebiliriz. 

Çizelge 6.1 

Asit ve bazlar›n sert 

ve yumuflak olarak 

s›n›fland›r›lmas› 

SERT AS‹TLER (A s›n›f›) 

IA Grubu katyonlar: H + , Li + , Na + , K + , Rb + 

SERT BAZLAR (A s›n›f›) 

Baz› Lewis Bazlar›: NH 3 , RNH 2 , H 2 O, ROH 

IIA Grubu katyonlar: Be ++ , Mg ++ , Ca ++ , Anyonlar: F – , Cl – , RO – , NO – 3 , ClO – 4 , 

Sr ++ , Sc ++ CH 3 COO – 

Baz› lantanit ve aktinitler: La 3+ , U 4+ , Pu 4+ 

Baz› geçifl metal katyonlar›: Ti 4+ , Zr 4+ , 

Hf 4+ , Cr 3+ , Mn 2+ , Fe 3+ , Co 3+ 

YUMUfiAK AS‹TLER (B s›n›f›) 

YUMUfiAK BAZLAR (B s›n›f›) 

Baz› geçifl metal katyonlar›: Pd 2+ , Ni 2+ , H – , R – , C 2 H 4 , CO, R 3 P, (RO) 3 P, R 2 S, RS – H, I – , 

Cu 2+ , Zn 2+ , Cd 2+ , Ag + , Hg + S 2 O – 3 2 

Baz› Lewis Asitleri: BH 3 , GaCl 3 , GaI 3 , 

CH 3 Hg + 

π-Eelektron al›c›lar: Kinon, Br 2 , I 2 , RS + , 

RO + , RSe +


NH 3 ve PH 3 ‘ün sertlik derecesini k›yaslay›n›z. Cr +3 katyonu ile hangisinin reaksiyon 

vermesini beklersiniz? 

161 

ÖRNEK 

Çözüm: 

NH 3 daha sert bazd›r. Bunun sebebi azotun yar›çap› fosfora göre daha küçüktür. 

(Yük/yar›çap oranlar› k›yasland›¤›nda NH 3 sertli¤i PH 3 den büyüktür). Reaksiyonlarda 

sert serti, yumuflak da yumufla¤› tercih eder. Cr +3 sert bir asit olup NH 3 ve 

PH 3 ile reaksiyona sokululdu¤unda sert olan baz› tercih edecektir. Sonuç olarak, 

Cr + 3 

NH Cr NH 

+ 3 

+ 6 →⎡ ⎤ 

3 ⎣ ⎢ ( 3) 

6⎦⎥ 

reaksiyonu meydana gelir. 

Do¤ada kalsiyum oksitleri halinde çinko ise sülfürleri halinde bulunur. SIRA S‹ZDE Bunun nedeni ne 

olabilir. 

4 

SIRA S‹ZDE 


Yumuflak asit (B s›n›f›) metal iyonlar›na yatk›nl›¤› inceleyecek olursak afla¤›daki 

örne¤i verebiliriz. 


6A grubu elementlerin yumuflak asitlerle reaksiyon verme tercihleri SORU incelendi- 

SORU 

¤inde gruptan afla¤›ya do¤ru inildikçe yumuflak asitleri tercihleri artmaktad›r. 

O < S < Se < Te yumuflak bazl›k s›ras› 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

Atomlar›n gruptan afla¤›ya do¤ru yar›çaplar›n›n büyümesi nedeniyle yumuflak Pearson 1934 kendi ad›yla 

asitleri tercih etmeleri artmaktad›r. Bu da gruptan afla¤›ya do¤ru inildikçe yumuflak an›lan ilkesini sunmufltur. 

bazl›klar›n›n artmas› anlam›na gelmektedir. 

SIRA S‹ZDE 

Pearson ilkesine SIRA göre: S‹ZDE Sert 

asitler, sert bazlar›, 

Sert veya yumuflakl›k için belirli bir s›n›r verilmez. Ancak birbiriyle karfl›laflt›r›- yumuflak asitler, yumuflak 

bazlar› tercih ederler. 

labilir. Bu bak›mdan sert ve yumuflak asit ve bazlar az sert, sert ve çok sert olarak 

AMAÇLARIMIZ 

derecelendirilebilir. Yumuflak kavram› da bu flekilde s›ralanabilir. AMAÇLARIMIZ 

Sertlik ve yumuflakl›k üzerine yar›çap ve yükün etkisini aç›klad›k. Ayr›ca π-ba- 

¤›n›n varl›¤› da sertlik ve yumuflakl›¤›n üzerine etkisi vard›r. Örne¤in K ‹ T ACN P 

– iyonu ve 

K ‹ T A P 

CO moleküllerinin yumuflak baz olmas›n›n nedeni yap›lar›nda bulunan π-ba¤lar›- 

d›r. Aminler sert baz özelli¤i göstermesine ra¤men, anilin göstermez. Sert ve yumuflakl›k 

aras›nda bulunur. Çünkü, fenil grubundaki aromatik TELEV‹ZYON halka elektronlar›n 

TELEV‹ZYON 

yay›lmas›na yard›m eder ve yumuflakl›k özelli¤ini art›r›r. Ayn› flekilde piridinde ara 

baz olarak davran›r. 

Trimetilbor, B(CH 3 ) 3 ,’da oldu¤u gibi bor atomu al›c› (akseptör) oldu¤u için, asit 

olarak davran›r. Bu yap›daki bor atomunun asitli¤i, elektronegatif ‹NTERNET atomlardan (flor 

‹NTERNET 

gibi) dolay› artar. Bunun sebebi BF 3 ’de bor üzerindeki elektronlar flor atomlar› taraf›ndan 

çekilmektedir. Böylece bor atomu bofl olan p orbitallerine elektron çiftini 

daha kolay kabul etmekte ve sert asit olarak davranmaktad›r. BH 3 ’de ise hidrür flor 

gibi elektronlar› çok çekemedi¤i için bor üzerindeki elektron yo¤unlu¤u BF 3 ’e göre 

daha fazla olmaktad›r. Bu nedenle, BH 3 yumuflak asit olarak davran›r. 

BCl 3 ile BF 3 ile sertlik aç›s›ndan karfl›laflt›r›l›rsa hangisi daha serttir. SIRA S‹ZDE 

Bir tepkimede etkileflmenin tercihi, sert asit-sert baz, yumuflak asit-yumuflak 


baz fleklinde oldu¤unu söylemifltik. Gerçektende tepkime entalpi de¤iflimi bu flekildeki 

etkileflim de¤ifliminin do¤rulu¤unu desteklemektedir. Örne¤in, afla¤›daki 

verilen örneklerde sert asit-yumuflak baz ve yumuflak asit-sert baz SORU yap›s›ndaki mo- 

5 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE


leküllerde sert-sert ve yumuflak-yumuflak etkileflimi sa¤lamak için yer de¤ifltirmeleri 

tercih edildi¤i aç›kça görülür. 

RS 2 : BF3 + RO 2 ⎯ →⎯ RO 2 − BF3 + R2 

S 

yumuşak sert sert sert sert yumuşak 

R2O : BH3 + R2S ⎯ →⎯ R2S − BH3 

+ RO 2 

sert yumuşak yumuşak yumuşak yumuşak 

sert 

ÖRNEK 

( ) − +( ) ⎯→⎯ ( ) − +( ) 

CH S AlCl CH O : CH O AlCl CH S : 

3 2 3 3 2 3 2 3 3 2 

sertlik- yumuflakl›k kavram› dikkate al›nd›¤›nda bu reaksiyon olup olmayaca¤›n› 

aç›klay›n›z. 

SIRA S‹ZDE 


6 

Çözüm: 

(CH 3 ) 2 S-AICI 3 bilefli¤inde CH 3 SCH 3 yumuflak baz AlCl 3 ise sert asittir. Bu tercih 

edilen bir durum de¤ildir. Bilefli¤in üzerine CH 3 OCH 3 ilave edildi¤i zaman AlCl 3 

sert asit oldu¤u için sert baz olan CH 3 OCH 3 tercih eder ve bir yer de¤ifltirme reaksiyonu 

meydana gelir. 

( ) +( ) ⎯→⎯ ( ) − +( ) 

CH3 S – AlCl CH O CH O AlCl CH S 

2 3 3 : 

2 3 2 3 3 : 

2 

yumuşak sert sert sert sert yumuşak 

( ) − +( ) ⎯→⎯ ( ) − +( ) 

reaksiyonu gerçek- 

CH O SIRA BH S‹ZDE 

3 CH S CH S BH CH O 

2 3 3 : 

2 3 2 3 3 : 

2 

leflir mi aç›klay›n›z. 


Maddelerin Kimyasal Yap›lar› ile Asit ve Bazl›klar› 

Buraya kadar bir çok asit baz tan›m› yap›ld›. Bu asit baz tan›mlar›na toplu bir bak›fl 

yapt›¤›m›z zaman flu flekilde bir yaklafl›m gelifltirebiliriz: asitleri hidrojen iyonu 

SORU 

SORU 

verebilen, çözücü katyonunun deriflimini art›rabilen, elektron çifti ve oksit iyonu 

D‹KKAT 

alabilen maddeler D‹KKATolarak; bazlar› da, hidroksit iyonu verebilen, çözücü anyonu deriflimini 

art›ran, elektron çifti ve oksit iyonu verebilen maddeler olarak özetleyebiliriz. 

Bu yaklafl›m, SIRA S‹ZDE elektron yo¤unlu¤unun ve maddenin molekül yap›s›n›n asitlik 

SIRA S‹ZDE 

ve bazl›k kuvvetleriyle aras›ndaki iliflkiyi ortaya ç›karabilir. Maddelerin kimyasal 

yap›lar›yla asitlik ve bazl›k iliflkileri afla¤›daki flekilde s›n›fland›r›labilir. 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

Metal Oksitlerin Bazl›¤› 

Genellikle metallerin oksijenli bileflikleri bazik oksittir. Bazik oksitlerin suyla reaksiyonundan 

K bazlar ‹ T A Pmeydana K ‹ T A P 

gelir. 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

Na2O + H2O ⎯→⎯ 2NaOH 

TELEV‹ZYON 

CaO + H2O ⎯ →⎯ Ca( OH ) 2 

Alkali metal oksitlerin hepsi suda kuvvetli baz özelli¤i gösterdi¤i için bazl›k 

kuvvetleri ‹NTERNET k›yaslanamaz. Bunun nedeni, daha önce aç›klam›fl oldu¤umuz suyun 

düzeyleme etkisidir. 

IIA grubu elementlerin oksitlerinden berilyum oksit amfoter özellik gösterirken 

magnezyum oksit (MgO), kalsiyum oksit (CaO), stronsiyum oksit (SrO) ve baryum 

oksit (BaO) baziktir.


163 

Be + O ⎯ →⎯ BeO 

Mg + O ⎯ →⎯ MgO 

Ca 

+ 2 −2 

+ 2 −2 

+ 2 −2 

+ O 

+ 2 −2 

+ 2 −2 

⎯ →⎯ 

CaO 

Sr + O ⎯ →⎯ SrO 

Ba + O ⎯ →⎯ BaO 

amfoter 

bazik 

bazik 

bazik 

bazik 

Katyon yükleri ayn› olmas›na ra¤men BeO’in özelli¤inin farkl› olmas›n›n nedeni 

berilyum atomunun yar›çap›n›n di¤erlerine nazaran daha küçük olmas›d›r. Bu 

da kovalent karakter özelli¤ini art›r›r. Kovalent karakterin artmas› da asitli¤in artmas›, 

bazl›¤›n azalmas› anlam›na gelmektedir. Buradan flu cümleyi rahatl›kla söyleyebiliriz; 

Pozitif karakter (asitlik), iyonunun yüküne ve yar›çap büyüklü¤üne 

baflka bir ifadeyle, yük/yar›çap oran›na ba¤l›d›r. Bazik oksitler daha çok iyonik 

ba¤l› bilefliklerde görülür. E¤er metal oksit bilefli¤indeki ba¤larda kovalent karakter 

mevcut ise bu tür metal oksitler daha çok asidik oksitlerdir. Baflka bir ifadeyle 

asidik oksitlerin ba¤lar› kovalent karakter tafl›maktad›r. Ayn› durumu di¤er gruplara 

da uygulayabiliriz. Benzer flekilde IIIA grubu elementlerinden B 2 O 3 asit Al 2 O 3 

amfoter Ga 2 O 3 ise bazd›r. 

Periyodik cetvelde bir 

grupta yukar›dan afla¤›ya 

inildikçe metal oksit 

bilefliklerin bazl›klar› artar. 

Oksiasitler 

Bir elektronegatif atoma bir okso ve hidroksil grubu ba¤lanmas›yla oluflan asitlere 

oksiasitler denir. Oksiasitlerde merkez atomunda çift ba¤l› oksijen atomu (okso 

grubu) yan›nda hidroksil grubu ba¤l›d›r. Oksiasitleri EO n (OH) m genel formülü ile 

gösterdi¤imizde, “E” merkez atomunu “n” oksijen atomu ve “m” hidroksil grubu 

say›s›n› gösterir. Hidroksil grubundaki hidrojen atomu asidik proton olarak davran›r. 

Molekülün yap›s›ndaki okso grubunun (n) say›s› artt›kça H–O ba¤› zay›flar ve 

molekül daha kolay hidrojen iyonu verir. Bu da asitli¤in artmas› anlam›na gelir. Di- 

¤er taraftan, E ’nin elektronegatifli¤i düflük olursa molekülün asitlik özelli¤i azal›r. 

Afla¤›da bunu birkaç örnek üzerinde görelim. n ve m say›lar›n›n de¤iflimi ile 

oksiasitlerin asitlik kuvvetlerinin nas›l de¤iflti¤i aç›kça görülmektedir. n say›s› artt›kça 

asitlik kuvvetinin de artt›¤›na dikkat ediniz. 

n = 0 ise asit çok zay›ft›r. HOCl, 

n = 1 ise asit zay›ft›r. 

HOClO, HONO, (HO) 2 SO, (HO) 3 PO 

n = 2 ise asit kuvvetlidir. HOClO 2 , HONO 2 , (HO) 2 SO 2 

n = 3 ise asit çok kuvvetlidir. HOClO 3 , HOIO 3 

Asitlik kuvvetine etki eden baflka etkenler de vard›r; 

Oksiasitlerin kuvvetlilik derecelerindeki de¤iflimi merkez atomu E’ye ba¤l› olarak 

yani indüktif etkiyle de¤iflimini flu flekilde aç›klayabiliriz; 

• E’nin elektronegatifli¤i artt›kça asitlik kuvveti de artar. Elektronegatif atom 

H–O ba¤› elektronlar›n› kendine do¤ru daha fazla çekece¤inden H–O ba¤› 

zay›flar ve hidrojen daha kolay iyonlafl›r. Afla¤›daki örnekte elektronegatifli- 

¤in asitlik üzerine etkisi görülmektedir. Parentez içinde merkez atomlar›na 

ait elektronegatiflik de¤erleri verilmifltir. 

HO − H < HO − I < HO − Br < HO−Cl 

( 2, 1) ( 25 , ) ( 28 , ) ( 30 , )


• Merkez atomu E’nin yükseltgenme basama¤› ve formal yükü artt›kça asitlik 

kuvveti artar. Bir atomun molekül içerisindeki pozitif yük say›s› artt›kça 

elektronegatifli¤i artar. Atomun pozitif yükü ne kadar fazlaysa ba¤ elektronlar›n› 

o kadar çok kendisine çeker. Dolay›s›yla pozitif yük artt›kça oksi asitlerin 

asitli¤i de buna paralel olarak artar. 

Bu etkenleri afla¤›daki tabloda görmek mümkündür. 

Çizelge 6.2 

Asitlik kuvvetine etki 

eden etkenler 

HOCl HOClO HOClO 2 HOClO 3 

Yükseltgenme Basama¤› +1 +3 +5 +7 

Formal Yük 0 +1 +2 +3 

n Say›s› 0 1 2 3 

Asitlik Kuvveti S›ras› HOCl < HOClO < HOClO 2 < HOClO 3 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

7 

• Sübstitüent etkisi; Moleküle ba¤lanan sübstitüentlerin özelli¤ine göre asitlik 

kuvveti de¤iflir. Moleküle elektronegatif sübstitüentlerin ba¤lanmas› ile asitlik 

kuvveti artar. Moleküle elektron verici gruplar›n ba¤lanmas› ile de asitlik 

kuvveti azal›r. Örne¤in; 

CH 3 COOH ile CF 3 COOH asitliklerini karfl›laflt›racak olursak; 

CF 3 COOH ’ün CH 3 COOH ’den daha asidik oldu¤unu rahatça söyleyebiliriz. 

Flor atomu hidrojenden daha elektronegatif oldu¤undan, ba¤ elektronlar›n› 

kendine do¤ru daha çok çeker O–H ba¤›n› zay›flat›r ve hidrojen atomu 

yap›dan daha kolay ayr›l›r. 

CCl 3 COOH SIRA ile CFS‹ZDE 

3 COOH asitlik kuvvetlerini k›yaslay›n›z. 

• Oksi asitler: Ayn› yükseltgenme basama¤›na sahip olan benzer yap›daki oksiasitlerin 

asitlikleri birbirlerine göre k›yaslanabilir. Merkez atomu E’nin ya- 


r›çap büyüklü¤ü artt›kça asitlik azal›r. Çünkü atomun yar›çap› artt›kça elektronegatiflik 

SORUazal›r. Afla¤›daki tabloda bir seri oksiasitin asitlik kuvvetlerinin 

karfl›laflt›r›lmas› verilmifltir. 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

Çizelge 6.3 

HlO 4 HBrO 4 HClO 4 

Ayn› yükseltgenme 

basama¤›na 

SIRA S‹ZDE 

sahip Yükseltgenme SIRA Basama¤› S‹ZDE 

+7 +7 +7 

olan benzer yap›daki 

oksiasitlerin 

Formal Yük +3 +3 +3 

asitlikleri birbirlerine 

AMAÇLARIMIZ göre k›yaslanmas› n Say›s› 

AMAÇLARIMIZ 

3 3 3 

E’nin Yar› Çap› 133 pm 114 pm 99 pm 

K ‹ T A P 

Asitlik Kuvveti K ‹ S›ras› T A P 

HlO 4 < HBrO 4 < HClO 4 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET


165 

Ametal Oksitlerin Asitli¤i 

Ametal oksitler, su ile reaksiyonlar›nda asit olarak davran›rlar. 

SO3+ H2O⎯→⎯ 

H2SO4 

SO2+ H2O⎯→⎯ 

H2SO3 

CO2+ H2O ⎯ →⎯ H2CO3 

N2O5+ H2O⎯→⎯ 2HNO3 

Bu reaksiyonlarda SO 3 , SO 2 , CO 2 ve N 2 O 5 asit, H 2 O ise baz olarak davranmaktad›r. 

Yukar›da da görüldü¤ü üzere, ametal oksitler su ile birleflerek oksiasitleri meydana 

getirirler. Ametal oksitlere susuz asit anlam›na gelen asit anhidrit de denir. 

Atmosferde, gaz halindeki ametal oksitlerin havan›n nemi ile reaksiyona girmesi 

sonucu oksiasitleri oluflturmas›n› flimdi daha kolay anlayabiliriz. Günümüzün 

çevre problemlerinin en bafl›nda gelen asit ya¤murlar› oksiasitlerin havan›n nemi 

ve ya¤murda çözünmesi sonucu oluflurlar. Bu durum tüm canl›lar› olumsuz olarak 

etkiler. Bu anlatt›klar›m›z› denklemler üzerinden aç›klayacak olursak; birer ametal 

oksit olan SO 3 , SO 2 havada gaz halindeyken havadaki nem ile afla¤›daki reaksiyon 

sonucu oksiasitler meydana getirir ve atmosferin pH n› düflürür. 

Atmosferde oluflan H 2 SO 3 ve H 2 SO 4 atmosferdeki H 2 O ’da çözünerek asit olufltururlar. 

SO 3 ,SO 2 gibi gazlar›n hava 

nemi ile oluflturdu¤u 

oksiasitler çevre problemi 

olan asit ya¤murlar›n› 

meydana getirir. 

+ − 

H2SO3+ H2O → H3O + HSO3 

+ − 

H2SO4+ H2O→ H3O + HSO4 

Aminlerin Bazl›¤› 

Aminler denince ilk akla gelen amonyakt›r. Bilindi¤i gibi amonyak sulu ortamda 

baz özelli¤i gösterir. Amonya¤›n bazl›¤› yap›s›nda bulunan ortaklanmam›fl elektron 

çiftinden ileri gelir. Bunlar› kolayca vererek Lewis baz› olarak davran›r. Amonyak 

molekülünde, elektron çiftlerinin verilmesindeki kolayl›k azot atomuna ba¤l› 

gruplara göre de¤iflir. Örne¤in, NH 3 ve NF 3 ’ün bazl›klar› k›yasland›¤›nda sulu ortamda 

NH 3 ’ün baz özelli¤i NF 3 ’in baz özelli¤inden fazla oldu¤unu görürüz. Amonyak 

molekülünde azot atomu hidrojenden daha elektronegatif oldu¤undan ba¤ 

elektronlar›n› kendine daha çok çeker ve ortaklanmam›fl elektronlar›n› daha kolay 

verir. Elektron çekici flor atomlar› yap›da hidrojen atomlar›n›n yerini almas› azot 

atomu üzerindeki elektron yo¤unlu¤unu düflürür. Buda bazl›k karakterinin azalmas›na 

sebep olur. Sonuçta amonyak molekülündeki azot atomu üzerinde elektron 

yo¤unlu¤u NF 3 molekülüne göre daha fazlad›r. Amonyak molekülünde hidrojenin 

yerine geçen gruplar hidrojenden daha çok azot atomuna elektron verici 

atom ya da grup olursa bazik özelli¤i artar. Örne¤in hidrojenden daha çok elektron 

verici grup olan alkil gruplar› ba¤lan›rsa baziklik artar. Florür, hidroksil, amino 

gibi hidrojenden daha çok elektron çeken atom ya da gruplar ba¤lan›rsa bazl›k 

azal›r.


Çizelge 6.4 

Baz› aminler ve pK b 

de¤erleri 

fiekil 6.1 

Amin Bileflikleri 

NH 3 

NH 2 OH 

pKb 

4,74 

7,97 

Yandaki çizelgede azota ba¤l› hidrojen 

atomlar› s›ras›yla metil gruplar›yla yer de- 

¤ifltirdi¤inde bazl›klar›ndaki de¤iflimi görebilirsiniz. 

Metil gruplar› elektron verici 

NH oldu¤undan bazl›¤›n artmas› beklenir. Gerçektende, 

metil amin ve dimetil aminde 

2 NH 2 5,77 

CH 3 NH 2 3,36 bazl›k kuvveti artm›flt›r. Ancak beklenenin 

(CH 3 ) 2 NH 

(CH 3 ) 3 N 

3,29 

4,28 

tersine trimetil aminin bazl›¤› di¤erlerine 

göre azalm›flt›r. Bunun nedeni, üçüncü bir 

metil gurubu azot atomuna ba¤land›¤›nda 

sterik etkiden kaynaklanan bir geometri bozulmas› meydana gelmesidir. Büyük 

gruplar›n varl›¤› azot atomunun hibrit yap›s›n› de¤ifltirir. Amonyak molekülünde 

sp 3 hibritritleflmesiyle oluflan tetragonal geometrik yap›, metil gruplar›n›n etkisiyle 

sp 2 hibrit yap›s›na do¤ru kayar (fiekil 6.1). Hibritleflmede s karakterinin artmas› 

bazl›¤›n›n azalmas› anlam›na gelir. 

Sübstitüe aminlerin 

molekül yap›lar›n›n 

de¤iflimi a’da R’ler 

küçük, b’de orta 

büyüklükte, c’de ise 

R yeterince büyük 

Bu durumu yukar›da verilen flekil üzerinden aç›klayal›m. fiekil 6.1a’da sübstitüentler 

yeterince küçük oldu¤u için bazl›k kuvveti büyük ideal sp 3 (düzgün dörtyüzlü) 

yap›dad›r. fiekil 6.1b’de sübstitüentler büyümeye bafllay›nca ideal sp 3 (düzgün 

dörtyüzlü) den sapma bafllamaktad›r bazl›k kuvveti zay›flamaktad›r. fiekil 

6.1c’de sp 3 sapma maksimuma gelerek yap› düzgün dörtyüzlüden üçgen düzlem 

yap›ya geçmifl ve hipritleflme sp 2 + p flekline dönüflmüfltür. Bu yap›da bazl›k kuvveti 

oldukça zay›ft›r. 

Hibrit orbitallerinde s 

karakteri artt›kça 

elektronegatiflik artar. 

Hibritleflmenin Asitlik Üzerine Etkisi 

Asidik hidrojen atomunun ba¤l› oldu¤u atomlardaki hibritleflme türü bilefli¤in asitli¤ini 

etkiler. Bu etki daha çok organik bilefliklerde görülür. Bu konuyu bir örnek 

üzerinden aç›klayal›m. 

Hibritleflmeleri göz önüne al›rsak C 2 H 6 de sp 3 ,C 2 H 4 de sp 2 , C 2 H 2 de sp hibritleflmesi 

söz konusudur. Bu hibritlerdeki sp orbitalinin yüzdelerine (% s) bakt›¤›m›zda 

s›ras›yla, sp 3 de % 25, sp 2 de % 33, sp de % 50 dir. Elektronegatifli¤in artmas›yla 

asitlik kuvvetinin artt›¤›n› biliyoruz. Hibritleflmede s karakteri artt›kça elektronegatiflik 

artar. Asetilendes karakterinin en fazla oldu¤u sp hibritleflmesine sahiptir. Bu 

da asetilendeki hidrojen üzerinde en yüksek k›smi pozitif yük (δ + ) meydana geldi- 

¤ini gösterir. Bu durumda, asitlik s›ras› C 2 H 6 < C 2 H 4 < C 2 H 2 fleklinde olmal›d›r. 

Asetilen o kadar kuvvetli asittir ki kalsiyum metali ile CaCl 2 ’ye benzer CaC 2 tuzunu 

oluflturur. 

Yine ayn› flekilde bazl›k kuvvetleri k›yaslan›rken hibritleflmenin s karakteri oran›na 

bak›labilir. S karakteri oran› artt›kça bazl›k azalacakt›r. Baz› azot bilefliklerinin 

bazl›klar› hibritleflmedeki s karakteri ile aç›klanabilir.

Örnek olarak, 

Metil amin (CH 3 N), piridin (C 5 H 5 N) ve asetonitrilde (CH 3 CN) azot atomunun 

bazl›klar›n› karfl›laflt›ral›m 

Metil aminin (CH 3 N) hibrit türü sp 3 (s karakteri % 25), piridinin (C 5 H 5 N) hibrit 

türü sp 2 (s karakteri % 33), asetonitrilin (CH 3 CN) hibrit türü sp (karakteri % 50) dir. 

Asetonitrildeki (CH 3 CN) azot atomunun elektronegatifli¤i en yüksektir ve bazl›¤› 

en zay›ft›r. 

SIRA S‹ZDE 

Organik Asitler 

Organik asitlerin asitliklerini etkileyen iki faktör vard›r. Bunlar, 

• ‹ndüktif etki 

• Rezonans etki 



SORU 

Organik kimya dersinde görmüfl oldu¤unuz indüktif etki ve rezonans D‹KKAT tan›mlar›na bak›n›z 

167 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

‹ndüktif etki: 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

‹ndüktif etki, elektron çekici ya da elektron sal›c› gruplar›n elektrostatik etkisidir. 

Yukar›da k›yaslad›¤›m›z asetik asit ve triflor asetik asit örne¤ini burada da verebiliriz. 

Triflor asetik asitde flor en elektronegatif atom oldu¤undan AMAÇLARIMIZ C–F ba¤ 

elektronlar›n› flor daha çok çekilir ve karbon atomunun k›smi pozitif yükü 

AMAÇLARIMIZ 

artar. 

Karbon atomu bu art›fl› gidermek için komflusunda bulunan elektronlar› daha çok 

kendine çeker ve –COOH grubundaki karbon atomunun k›smi K pozitif ‹ T A Pyükünü art›r›r. 

Sonuçta oksijen atomunun ba¤ elektronlar› karbona do¤ru olaca¤›ndan O–H 

K ‹ T A P 

ba¤› daha iyonik karakter kazan›r. Daha yüksek oranda k›smi pozitif yük kazanan 

hidrojen daha kolay oksijen atomundan kopar. Birbirini izleyen TELEV‹ZYON atomlarda giderek 

TELEV‹ZYON 

zay›flayan bu etkiye indüktif etki denir. ‹ndüktif etki daha çok üç atom aras›nda 

olur, daha uzak etkileflmede etkisi azal›r. Tersine, metil gibi elektron sal›c› gruplar 

da ters etkiyle O–H ba¤›n›n kovalent karakterini art›raca¤›ndan asitli¤i azal›r. 

‹NTERNET 

‹NTERNET 

Rezonans etki: 

Rezonans bir molekülün veya iyonun birden fazla Lewis nokta yap›s› ile gösterilmesidir. 

Organik asitlerin (Karboksilli asitlerin) kararl›l›klar›n›n bir di¤er aç›klamas› 

rezonans etkidir. Karboksilli asidin iyonlaflmas› sonucu ortaya ç›kan ürün rezonansla 

stabilize olmufltur. Negatif yük iki oksijen atomu aras›nda paylafl›lm›fl durumdad›r. 

Her bir karbon oksijen ba¤›n›n k›sm› bir çift ba¤ özelli¤i vard›r. Efllenik 

baz bu flekilde stabilize oldu¤u için denge sa¤a kaym›fl durumdad›r. Benzoik asidin 

konjuge baz›ndaki negatif yük hem iki oksijen atomu hem de benzen halkas› 

üzerinde delekolize durumdad›r. Bu yüzden benzoik asit asetik asitten daha kuvvetli 

asittir. 

Fenolün, siklohekzanol’den daha asidik olmas›n›n nedeni, fenoldeki oksijenin 

çift ba¤ karbonuna yani sp 2 hibritine sahip bir karbona ba¤l› olmas›ndan ve bu 

karbonun da sp 3 hibriti yapm›fl bir karbona göre daha elektronegatif olmas›d›r. 

K›saca kuvvetli bir indüktif etki’ye sahip olmas›d›r. Bununla birlikte kararl›l›¤a indüktif 

etki kadar olmasa da rezonans etkide katk› sa¤lamaktad›r. Rezonans etkinin 

katk›s› flu flekildeaç›klayabiliriz;


Fenolün ve siklohekzanolün sudaki asitlik de¤erlerini karfl›laflt›racak olursak, 

fenolün milyar kat (10 7 ) daha asidik oldu¤u görülüyor. Bu büyük fark›n nedenlerinden 

biri de fenolün hidrojen vermifl halindeki fazla elektronlar›n oksijenin üzerinden 

rezonans etkisiyle aromatik halka üzerine da¤›lmas› ve daha kararl› hale 

geçmesidir. Fenol’ün hidrojen verdikten sonra oksijenin üzerindeki eksi yükün 

aromatik halka üzerinde da¤›lmas›n› gösteren 2-3 rezonans yap›s› yazmak, mümkündür; 

Delokalize olan yüklerin lokal olarak kalanlara göre daha kararl› oldu¤u bilinmektedir. 

Siklohekzanol’ün de böyle bir flans› olmad›¤› için fenol hidrojen vermeye 

daha yatk›nd›r ve daha asidiktir denilebilir.


169 

Özet 

Asitler ve bazlar insan›n günlük hayatta ve sanayide 

kulland›¤› en çok kimyasal maddelerdir. Asit ve baz 

kavramlar› teori olmay›p, sadece birer tan›md›rlar. Bu 

tan›mlardan günümüzde yayg›n olarak Arrhenius, 

Brönsted-Lowry, Lewis kullan›lmaktad›r. Bunun yan›nda 

Lox-Flood, Usanovich tan›mlar›ndan da 

yararlan›lmaktad›r. Arrhenius’a göre suyla reaksiyona 

girdi¤inde H 3 O + iyonu oluflturan madde asit, OH - iyonu 

oluflturan madde bazd›r. Bronsted tan›m›na göre asit 

proton veren, baz proton alan maddelerdir. Brönsted- 

Lowry tan›m› konjuge asit baz kavram›n› ortaya atm›flt›r. 

Lewis asit-baz tan›m›na göre, elektron çifti alan bileflik 

asit, elektron çifti veren bileflik bazd›r. Lox- Flood 

tan›m›na göre oksit iyonu alan maddeler asit; oksit iyonu 

veren maddeler bazd›r. Usanovich tan›m›na göre, 

katyon veren maddeler asit, anyon veren maddeler bazd›r. 

Asit baz kimyas›nda, sulu ortam için gelifltirilen kavramlar› 

di¤er çözücüler için de kullan›l›r. Protik veya 

aprotik çözücülerin ço¤u otoprotoliz olurlar ve suda oldu¤u 

gibi pozitif ve negatif iyonlar olufltururlar. Çözücü 

sisteminde çözücü katyonunu art›ran maddeler asit; 

çözücü anyonunu art›ran maddeler bazd›r. 

Asitle baz aras›ndaki reaksiyona nötürleflme denir. 

Reaksiyon sonunda, tuz ve su oluflur. Saf suda ve sulu 

çözeltilerde su kendi kendine iyonlafl›r ve H 3 O + ile 

OH - oluflur. Suyun denge sabiti K su ‘dur. Koordinasyon 

bilefliklerinin ba¤ oluflturmadaki tercihleri asitler ve bazlar 

için sert-yumuflak kavramlar›n›n gelifltirilmesine sebep 

olmufltur. Yükü büyük yar›çap› küçük olan katyonlar 

sert asit; yükü küçük çap› da küçük anyonlar sert 

bazd›rlar. Genellikle geçifl elementleri olan katyonlar 

yumuflak asit; yükü büyük yar›çap› büyük anyonlar ise 

yumuflak bazd›rlar. Sert küçük atomlar ve iyonlar›n, polarlaflmas› 

düflük HOMO-LUMO enerji fark› büyüktür. 

Yumuflak büyük atom ve iyonlar›n polarlaflmas› büyük 

HOMO-LUMO enerji fark› küçüktür. Metal oksitler ço- 

¤unlukla bazik özellik gösterir. Amonya¤›n bazl›¤› yap›s›ndaki 

elektron çiftinden ileri gelir. Sübstitüe amonyaklar›n 

bazl›¤› sübstitüentlerin elektronegatifli¤ine göre 

de¤iflir. Hibritleflmede s karakterinin asitlik üzerine 

etkisi söz konusudur. s karakteri artt›kça asitlikte artar. 

Organik asitlerin asitliklerini indüktif etki ve rezonans 

etkiler. Buna göre elektron çekici veya sal›c› gruplara 

göre asitlik kuvvetinden bahsedilebilir.



1. Asit ve baz ile ilgili afla¤›daki ifadelerden hangisi 

yanl›flt›r? 

a. Sudaki çözeltilerine H + iyonu veren maddelere 

asit denir 

b. Sudaki çözeltilerine H 3 O + iyonu veren maddelere 

baz denir 

c. Proton alabilen maddelere baz denir 

d. Proton verebilen maddelere asit denir. 

e. Ortaklanmam›fl elektron çifti içeren maddelere 

baz denir. 

2. Afla¤›da bileflik ve adlar› ile ilgili verilen eflleflmelerden 


a. HBr Hidroklorik asit 

b. Al 2 O 3 Alüminyum oksit 

c. Ca(OH) 2 Kalsiyum oksit 

d. H 3 PO 4 Fosforik asit 

e. Fe(OH) 3 Demir oksit 

3. Asit ve bazlarla ilgili afla¤›da ifadelerden hangisi yanl›flt›r? 

a. Ayn› çözücünün iki molekülü aras›nda proton 

aktar›lmas›na otoprotoliz denir. 

b. Brönsted-Lowry asit baz tan›m› sulu çözeltiler 

ile s›n›rl› de¤ildir. 

c. Otoprotoliz sabiti asidin efllenik baz›n›n efllenik 

asidinin kuvveti cinsinden yaz›l›r. 

d. Efllenik asit baz çiftlerinin kuvvetleri ters orant›l›d›r. 

e. Lewis asidi elektron çifti veren, baz› da elektron 

çifti alan olarak tan›mlam›flt›r. 

4. NaOH, Mg(OH) 2 , Al(OH) 3 maddelerinin bazl›k kuvvetleri 

ile ilgili afla¤›daki ifadelerden hangisi do¤rudur? 

a. En zay›f baz NaOH, en kuvvetli baz Al(OH) 3 dir. 

Mg(OH) 2 ikisinin aras›ndad›r. 

b. En zay›f baz Mg(OH) 2, , en kuvvetli baz NaOHdir. 

Al(OH) 3 ikisinin aras›ndad›r. 

c. En zay›f baz Al(OH) 3 en kuvvetli baz Mg(OH) 2 , 

NaOH ikisinin aras›ndad›r. 

d. En zay›f baz NaOH en kuvvetli baz Mg(OH) 2 , 

Al(OH) 3 ikisinin aras›ndad›r. 

e. En zay›f baz Al(OH) 3 en kuvvetli baz NaOH, 

Mg(OH) 2 ikisinin aras›ndad›r. 

5. CO, CO 2 , BaO, K 2 O, N 2 O 5 oksitlerinin asidik, bazik 

ya da nötral durumlar› ile ilgili afla¤›dakilerden hangisi 

do¤rudur? 

CO CO 2 BaO K 2 O N 2 O 5 

a. Asit baz asit asit baz 

b. Asit asit asit asit baz 

c. Baz asit baz baz asit 

d. Baz baz asit asit baz 

e. Baz asit baz asit asit 

6. HClO, HClO 2 , HClO 3 , HClO 4 asitlerinin asitlik kuvveti 

artacak flekilde afla¤›dakilerin hangisinde do¤ru 

olarak verilmifltir? 

a. HClO < HClO 2 < HClO 3 < HClO 4 

b. HClO 4 < HClO 3 < HClO 2 < HClO 

c. HClO 3 < HClO 2 < HClO < HClO 4 

d. HClO < HClO 2 < HClO 4 < HClO 3 

e. HClO 4 < HClO 2 < HClO 3 < HClO 

7. Asitlik kuvvetleri ile ilgili afla¤›dakilerden hangisi 

do¤rudur? 

a. H 3 C – CH 3 < HC ≡ CH < H 2 C = CH 2 

b. H 2 C = CH 2 < H 3 C – CH 3 < HC ≡ CH 

c. HC ≡ CH < H 2 C = CH 2 < H 3 C – CH 3 

d. H 3 C – CH 3 < H 2 C = CH 2 < HC ≡ CH 

e. H 2 C = CH 2 < HC ≡ CH < H 3 C – CH 3 

8. Sert ve yumuflak asit ve baz kavram› ile ilgili 

afla¤›dakilerden hangisi do¤rudur? 

a. Yük/yar›çap› büyük olan katyonlar yumuflak 

asit; yük/yar›çap› büyükse anyonlar yumuflak 

bazd›rlar. 

b. Sert, küçük atomlar ve iyonlar›n polarlaflma düflük 

HOMO–LUMO enerji fark› küçüktür. 

c. Yumuflak, büyük atomlar ve iyonlar›n polarlaflma 

küçük HOMO–LUMO enerji fark› küçüktür 

d. Yumuflak, büyük atomlar ve iyonlar›n polarlaflma 

küçük HOMO–LUMO enerji fark› büyüktür 

e. Yük/yar›çap› büyük olan katyonlar sert asit; 

yük/yar›çap› büyük olan anyonlar sert bazd›rlar. 

9. Afla¤›daki tepkimelerden hangisi Lewis asit baz tepkimesidir? 

a. HCl + NaOH → NaCl + H 2 O 

b. BF 3 + NH 3 → H 3 N – BF 3 

c. H 2 SO 4 + 2KOH → K 2 SO 4 + 2H 2 O 

d. HNO 3 + Ba(OH) 2 → Ba(NO 3 ) 2 + 2H 2 O 

e. HCl + KOH → KCl + H 2 O


171 


10. ‹ndüktif etki ve rezonans etki hangi tür maddelerin 

asitliklerine etki eder? 

a. Oksiasitler 

b. Metal oksitler 

c. Organik asitler 

d. Ametaloksitler 

e. Halojenür asitleri 


1. b Yan›t›n›z yanl›fl ise “Asit Baz Tan›mlar›” 

konusunu tekrar gözden geçiriniz. 

2. d Yan›t›n›z yanl›fl ise “Arrhenius Asit Baz Tan›m›” 

bölümünü tekrar gözden geçiriniz. 

3. e Yan›t›n›z yanl›fl ise “Lewis Asit Baz Tan›m›” 


4. e Yan›t›n›z yanl›fl ise “Bazlar›n Kuvvetlikleri” 


5. c Yan›t›n›z yanl›fl ise “Metal ve Ametal Oksitler” 


6. a Yan›t›n›z yanl›fl ise “Oksiasitler” konusunu 

tekrar gözden geçiriniz. 

7. d Yan›t›n›z yanl›fl ise “Hibritleflmenin Asitli¤e 

Etkisi” konusunu tekrar gözden geçiriniz. 

8. e Yan›t›n›z yanl›fl ise “Sert ve Yumuflak Asit 

Bazlar” konusunu tekrar gözden geçiriniz. 

9. b Yan›t›n›z yanl›fl ise “Asit Baz Tan›m›” konusunu 


10. c Yan›t›n›z yanl›fl ise “Organik Asitler” konusunu 



2NH 3 ⇌ NH + 4 + NH– 2 


Lewis baz›n›n kuvvetlili¤i ortaklanmam›fl elektron çiftini 

kolayca vermesiyle artar. Elektron çiftinin kolay verilmesi 

ba¤l› olan gruplar›n sterik engelli ve elektronegatifli¤ine 

ba¤l› olarak de¤iflir. Sterik engelli gruplar 

bazl›¤› azalt›r. Ayn› flekilde elektronegatifli¤i yüksek 

gruplar elektron çiftini kendilerine do¤ru çekece¤i için 

bazl›¤› azalt›r. Bir maddenin Lewis baz› olarak davranabilmesi 

için kolayl›kla verebilece¤i elektronlara sahip 

olmas› gerekir. Yani yüksek enerjili dolu molekül orbitaline 

sahip olmas› gerekir. Buda moleküler orbital terimleri 

anlam›nda HOMO su yüksek enerjili maddeler 

Lewis baz› olarak davran›rlar. 


PbO + SO 3 → PbSO 4 SO 3 , O 2– iyonu ald›¤› için asit 

baz asit PbO, O 2– iyonu verdi¤i için baz 


Do¤ada Kalsiyum oksitleri, çinko sülfürleri halde bulunur. 

Sert-sert ile yumuflak yumuflak ile reaksiyona girerek 

kararl› bileflik oluflturma e¤ilimi vard›r. Ca +2 sert bir 

asit oldu¤undan Sert baz olan O –2 ile kararl› bileflik 

oluflturma e¤ilimindedir. Zn +2 ise yumuflak bir asit oldu¤undan 

yumuflak baz olan S –2 ile reaksiyona girme 

e¤ilimindedir. Ayr›ca anyonlar baz›nda düflünüldü¤ünde 

oksijen ve kükürt ikisi de 6A grubu elementleridir ve 

gruptan afla¤›ya do¤ru inildikçe yar› çap art›¤› için sertlik 

azal›r, yumuflakl›k artar. 


BCl 3 ile BF 3 sertlikleri k›yasland›¤›nda de¤erlendirme 

elektron al›flverifline göre yap›lmal›d›r. BF 3 de F – B ba- 

¤›nda flor elektronegatif oldu¤u için bor üzerindeki 

elektronlar› çeker ve bor daha kolay elektron alaca¤› 

için BF 3 daha sert asittir. BCl 3 ise klorür ba¤ elektronlar›n› 

daha az çekece¤inden borun elektropozitifli¤i B-F 

den daha fazla oldu¤u için bor üzerindeki elektron yo- 

¤unlu¤u BF 3 e göre daha fazla olacakt›r. Bundan dolay› 

yumuflak asittir. Klorürün florürden elektronegatifli¤i 

daha düflüktür. BF 3 sert asit BCl 3 yumuflak asittir.




CH 3 OCH 3 ile BH 3 reaksiyona girdi¤inde sert baz yumuflak 

asit reaksiyonu söz konusudur. Bu durumda tercih 

edilen de¤ildir. Fakat reaksiyon gerçekleflir. (CH 3 ) 2 O – 

BH 3 bilefli¤i oluflur. Bu bilefli¤in üzerine CH 3 SCH 3 ilave 

edildi¤i zaman sert-sert, yumuflak-yumuflak kural› ifller 

ve bazlar yer de¤ifltirir. Yani BH 3 yumuflak asit oldu¤u 

için yumuflak baz olan CH 3 SCH 3 tercih eder ve bir yer 

de¤ifltirme reaksiyonu meydana gelir. 

(CH 3 ) 2 O–BH 3 + (CH 3 ) 2 S:→ (CH 3 ) 2 S–BH 3 + (CH 3 ) 2 O: 

yumuflak sert yumuflak yumuflak yumuflak sert 


CF 3 COOH ün CCl 3 COOH ’den daha asidik oldu¤unu 

rahatça söyleyebiliriz. Flor atomu hidrojenden daha 

elektronegatif oldu¤undan flor atomu ba¤ elektronlar›- 

n› kendine do¤ru daha çok çeker, O – H ba¤›n› zay›flat›r 

ve hidrojen molekülden daha kolay ayr›l›r. Molekülden 

kolay ayr›lan hidrojen de daha asidik demektir. 

Atkins, P.W., Shriver, D.F., Çeviri Editörü: Özkar, S., 

Üçüncü bask›dan Çeviri, 1999, Bilim Yay›nc›l›k, 

Ankara. 

Chang, R., Çeviri Editörü: Uyar, T., 4. Bask›dan Çeviri, 

2006. Genel Kimya, Palme Yay›nc›l›k, Ankara. 

Çetinkaya, B., 1993, Anorganik Kimya, ‹nönü Ü. Fen 

Ed. Fak. Yay›nlar›, Malatya. 

Kaya, C., 2008, ‹norganik Kimya Cilt 2, Palme 

Yay›nc›l›k, Ankara. 

Miessler, G. L., Tarr, D. A., Çeviri Editörü: Karacan, N., 

Gürkan, P., 2. Bask›dan Çeviri, 2002, ‹norganik 

Kimya, Palme Yay›nc›l›k, Ankara. 

Ölmez, H., Y›lmaz, V. T., 2008, Anorganik Kimya, 

MKM Yay›nc›l›k, Bursa. 

Petrucci, R. H., Harwood, W.S., Çeviri Editörü: Uyar, T., 

6. Bask›dan Çeviri 1994, Genel Kimya, Palme 

Yay›nc›l›k, Ankara. 

Tunal› N. K., Özkar, S., 6. Bask›, 2007, Anorganik 

Kimya, Gazi Kitabevi, Ankara.



 


Geçifl metalleri, koordinasyon bileflikleri ve özelliklerini ifade edebilecek, 

Koordinasyon bilefliklerinin geometrilerini belirleyebilecek, 

Koordinasyon bilefliklerinde izomerli¤i aç›klayabilecek, 

Koordinasyon bilefliklerini isimlendirebilecek bilgi ve beceriler kazanacaks›n›z. 


• Geçifl Metali 

• Koordinasyon Say›s› 

• Koordinasyon Bilefli¤i 

• ‹zomerlik 

• Merkez Atom 

• Stereoizomerlik 

• Ligant 

• ‹simlendirme 



Geçifl Metalleri ve 

Koordinasyon 

Bileflikleri 

• GEÇ‹fi METALLER‹ VE ÖZELL‹KLER‹ 

• KOORD‹NASYON B‹LEfi‹KLER‹ VE 

‹LG‹L‹ BAZI KAVRAMLAR 

• KOORD‹NASYON B‹LEfi‹KLER‹N‹N 

GEOMETR‹S‹ 

• KOORD‹NASYON B‹LEfi‹KLER‹NDE 

‹ZOMERL‹K 

• KOORD‹NASYON B‹LEfi‹KLER‹N‹N 

‹S‹MLEND‹R‹LMES‹

Geçifl Metalleri ve 

Koordinasyon Bileflikleri 

GEÇ‹fi METALLER‹ VE ÖZELL‹KLER‹ 

Ünite 1’de geçifl metallerinin periyodik çizelgenin d bloku elementleri olarak gösterildi¤ini 

hat›rlay›n›z. Bu elementler k›smen dolu d orbitallerine sahiptir ve birinci 

s›ra geçifl metalleri [Ar]3d n 4s 2 , ikinci s›ra geçifl metalleri [Kr]4d n 5s 2 , üçüncü s›ra 

geçifl metalleri [Xe]4f 14 5d n 6s 2 genel elektron dizilifline sahiptir. ‹kinci ve üçüncü s›- 

ra geçifl elementleri a¤›r metaller olarak da adland›r›l›r. 

Geçifl metallerini temel grup elementlerinden ay›ran baz› belirgin özellikleri 

vard›r. 

• Genellikle renkli bileflikler olufltururlar. 

• Birden fazla farkl› de¤erli¤e sahip olabilirler. 

• Sert olmalar› yan›nda, yo¤unluklar›, erime ve kaynama noktalar› yüksektir. 

• ‹yonik halleri çeflitli molekül veya iyonlarla koordinasyon bileflikleri oluflturabilir. 

Oluflturduklar› bileflikler genelde paramanyetik özellik gösterirler. 

• Elektriksel ve termal iletkenlikleri yüksektir. 

Bu özelliklerden baz›lar›n› inceleyelim. 

Renk 

Geçifl metallerinin oluflturdu¤u bilefliklerin renklili¤i d orbitalleri aras›ndaki elektron 

geçifllerinden kaynaklan›r. Bu elektronik geçifllerin enerjisi elektromagnetik 

spektrumun görünür bölgesine (400-800 nm) rastlarsa bileflikleri renkli olarak görürüz. 

d orbitallerindeki elektronik geçifller iki türlü olmaktad›r. d-d geçiflleri olarak 

adland›r›lan birinci türde, elektron metalin d-orbitalleri aras›nda geçifl yapmaktad›r. 

Bu geçifl türünde, bir atomdan di¤er atoma elektron yo¤unlu¤u ak›fl› çok az 

olmaktad›r. ‹kinci geçifl türü olan yük-transfer geçifllerinde, elektron ya ligant a¤›rl›kl› 

bir moleküler orbitalden metal a¤›rl›kl› bir moleküler orbitale SIRA veya S‹ZDEmetal a¤›rl›kl› 

bir moleküler orbitalden ligant a¤›rl›kl› bir moleküler orbitale geçmektedir. Bu 

iki tür geçiflte geçifl metallerinin d orbitallerindeki elektron say›s› renk oluflumu 

aç›s›ndan önemlidir. Örne¤in; [Zn(H 2 O) 6 ] 2+ DÜfiÜNEL‹M 

kompleks iyonunda Zn 2+ ’nin elektron 

dizilifli d 10 ile bitmektedir. d orbitalleri tamamen dolu oldu¤u için elektronik geçifller 

oluflmaz. Bu nedenle bu bileflik 

SORU 

renksizdir. 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

Bu konu ile ilgili daha detayl› bilgi Ünite 9’da verilecektir. 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P


SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

1 

[Ni(H 2 O) 6 ] 2+ SIRA ve [Fe(CN) S‹ZDE 6 ] 3– bileflikleri renkli olarak gözlenirken [Cd(NH 3 ) 6 ] 2+ renksizdir. 

Bunun nedenini yorumlay›n›z ( 28 Ni, 26 Fe, 48 Cd). 

De¤erlik 


d orbitallerinin s›zma etkisi düflük oldu¤undan geçifl metalleri sahip olduklar› d orbitallerindeki 

SORU elektronlar› çok çeflitli say›da verebilmektedirler. Bu özelliklerinden 

dolay› da çok farkl› de¤erlikler alabilmektedirler. Baz› de¤erlikler, k›smen daha kararl› 

olduklar›ndan, di¤erlerinden daha çok gözlenmektedir. Çizelge 7.1’e bak›ld›- 

D‹KKAT 

¤›nda özellikle orta bölgedeki geçifl metallerinin de¤iflik de¤erliklerde olabildi¤ini 

kolayl›kla görebiliriz. Birinci s›ra geçifl metallerinde genellikle +2 veya +3 yüklü 

iyonlar kararl› SIRA iken, S‹ZDEikinci ve üçüncü s›ra geçifl metallerinde yüksek de¤erlikler daha 

kararl›d›r. 

AMAÇLARIMIZ 

Çizelge 7.1 AMAÇLARIMIZ 

Metalin Ad› ve d Orbitallerindeki Elektron Say›s› 

Birinci s›ra geçifl 

metallerinde 

De¤erlik Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn 

gözlenen K ‹ T A Pde¤erlikler 

K ‹ T A P 

+1 d 10 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

+2 d 3 d 5 d 6 d 7 d 8 d 9 d 10 

+3 TELEV‹ZYON d 0 d 3 d 5 d 6 

+4 d 0 d 3 

+5 d 0 

+6 

‹NTERNET 

d 0 

+7 d 0 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

Manyetik Özellikler 

Elektronlar›n spin hareketi yapt›¤›n› ve bir manyetik momente sahip oldu¤unu biliyoruz. 

Oluflan manyetik moment d›fl manyetik alandan etkilenir. Bu etkinin büyüklü¤ü 

çiftlenmemifl elektron say›s› ile de¤iflir, yani elektronlar›n orbitallere da¤›- 

l›m› maddenin manyetik özelli¤i aç›s›ndan önemlidir. Orbitallerinde çiftlenmemifl 

SIRA S‹ZDE 

elektron bulunduran maddeler paramanyetik, bütün elektronlar› çiftlenmifl maddeler 

ise diyamanyetik özellik gösterir. Diyamanyetik maddeler manyetik kuvvet çizgilerini 

iterken, DÜfiÜNEL‹M paramanyetik maddeler çeker. Kristal bir yap›da tekrarlanan paramanyetik 

atomlar›n çiftlenmemifl tek elektronlar› paralel spinli olarak yönlendi¤inde, 

spin manyetik moment vektörlerinin bileflkesi çok kuvvetli bir manyetik alan 

SORU 

oluflturur. 

Bu konu ile ilgili D‹KKAT daha detayl› bilgi Ünite 9’da verilecektir. 

SIRA S‹ZDE 

KOORD‹NASYON SIRA S‹ZDE B‹LEfi‹KLER‹ VE ‹LG‹L‹ BAZI 

KAVRAMLAR 

elektronunun K ‹ T A Pda ayn› atom 

taraf›ndan verildi¤i 

ba¤lard›r. 

Bir metal atomunun inorganik veya organik iyon ve moleküller ile verdi¤i kat›lma 

AMAÇLARIMIZ ürünlerine koordinasyon bilefli¤i denir. Ba¤lanan bu gruplar bilefli¤in koordinasyon 

bilefli¤i olma özelli¤ini belirler. Örne¤in K 3 [Fe(CN) 6 ]’da anyon, 

AMAÇLARIMIZ 

Koordine Kovalent Ba¤: Bir 

kovalent ba¤›n her iki [Co(NH 3 ) 5 Cl]Cl 2 ’de katyon, [Pt(NH 3 ) 2 Cl 2 ]’de ise bilefli¤in tümü koordinasyon bilefli¤i 

olma özelli¤ini K ‹ T A Pbelirler. Bu bilefliklerde, metal ile ba¤lanan gruplar (inorganik 

veya organik molekül ve iyonlar) aras›ndaki ba¤ koordine kovalent ba¤d›r. 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 


7. Ünite - Geçifl Metalleri ve Koordinasyon Bileflikleri 

SORU 


177 

SORU 

“Koordinasyon bilefli¤i” yerine “kompleks” terimi kullan›labilmektedir. D‹KKAT 

D‹KKAT 

Merkez Atomu veya ‹yonu 

SIRA S‹ZDE 

Koordinasyon bilefli¤inin merkezinde yer alan geçifl metalleri veya katyonlar›na 

SIRA S‹ZDE 

merkez atomu denir. Bir koordinasyon bilefli¤inin oluflumunda merkez atomu 

elektron çifti al›rken, ligantlar elektron çifti verir. Bu nedenle AMAÇLARIMIZ koordinasyon bilefli- 

¤i oluflumunu bir Lewis asit-baz reaksiyonu olarak da düflünebiliriz (fiekil 

 

7.1). 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

fiekil K 7.1‹ T A P 

Lewis Asit-baz 

reaksiyonu sonucu 

koordinasyon TELEV‹ZYON 

bilefli¤i oluflumu 

‹NTERNET 

‹NTERNET 

Ligant 

Koordinasyon bilefli¤i oluflturmak üzere merkez atomuna ba¤lanan yüklü veya 

yüksüz gruplara ligant denir. CN – , F – , Cl – , H – , C 2 O 2– 4 yüklü ligantlara, NH 3 , C 6 H 6 , 

CO, H 2 O yüksüz ligantlara örnek olarak verilebilir. Ligantlar›n elektron çifti vererek 

merkez atomuna ba¤lan›rken Lewis baz› olarak davrand›¤›ndan bahsetmifltik. 

Yüksüz ligantlar genelde polar moleküllerdir. Örne¤in H 2 O molekülünde, k›smi 

pozitif ve k›smi negatif yük da¤›l›m› vard›r. Negatif yük yo¤unlu¤u fazlal›¤› ortaklanmam›fl 

elektron çiftindedir. Bu nedenle H 2 O molekülü oksijen atomu üzerindeki 

ortaklanmam›fl elektron çiftini vererek merkez atomuna ba¤lan›r. Metal atomuna 

sadece bir atomlar› ile koordine olan molekül veya anyonlara tek diflli (monodendat) 

ligantlar denir. H – , F – , Cl – , O 2– , OH – , OR – , CN – , H 2 O, CH 3 , NH 3 , PR 3 ve 

SIRA S‹ZDE 

CO gibi anyon ve nötr moleküller tek diflli ligantlara örnektir. Etilendiamin, 

NH 2 CH 2 CH 2 NH 2 gibi ligantlar iki tane verici atoma sahiptir ve bu iki atomu kullanarak 

merkez atomuna ba¤lanabilir. Bu flekilde ba¤lanan ligantlara DÜfiÜNEL‹M iki diflli (bidendat) 

ligantlar denir. ‹ki veya daha fazla say›da verici atoma sahip olan ligantlara 

genel olarak çok diflli (polidendat) ligantlar denmektedir. fiekil 7.2’de çok diflli 

SORU 

ligantlardan baz›lar› verilmifltir. 

“Verici” yerine “donör”, “al›c›” yerine “akseptör” terimleri kullan›labilmektedir. 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 


Çok diflli ligantlar her 

zaman bütün verici 

atomlar›n› kullanarak SORU metal 

atomuna ba¤lanmayabilir. 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET


fiekil 7.2 

Baz› çok diflli 

ligantlar ve 

yap›lar› 

fiekil 7.3 

Etilendiaminin 

bir metale 

koordine 

olmas› ile befl 

üyeli flelat 

oluflumu 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

Çok diflli ligantlar›n ço¤u metal atomuna ba¤land›klar›nda 

bir halka olufltururlar ve bunlara flelatlaflt›r›c› ligantlar denir. 

Oluflan kompleks ise flelat ad›n› al›r. Örne¤in, iki diflli bir ligant 

olan etilendiamin (NH 2 CH 2 CH 2 NH 2 ) bir metale koordine oldu¤unda 

befl üyeli bir halka oluflturmaktad›r (fiekil 7.3). 

Baz› ligantlar birden fazla verici atoma sahip olmalar›na 

ra¤men koordinasyon bilefli¤i olufltururken bu verici atomlardan 

sadece birini kullan›rlar. Bunlar ambidentat ligantlar olarak 

adland›r›l›r. Örne¤in, tiyosiyanat iyonu (SCN – ) N veya S 

atomu üzerinden merkez atomuna ba¤lanabilir. N atomu arac›l›¤› ile metale ba¤land›¤›nda 

izotiyosiyanat kompleksleri, S atomundan ba¤land›¤›nda ise tiyosiyanat 

SIRA S‹ZDE 

kompleksleri oluflmaktad›r. Oluflan bu bileflikler birbirlerinin ba¤lanma izomerleridir. 

Bipiridinbis(tiyosiyanato)paladyum(II), [Pd(bpy) (SCN) 2 ] ve bipiridinbis (izotiyosiyanato)paladyum(II), 

DÜfiÜNEL‹M [Pd(bpy)(NCS) 2 ] bileflikleri bu izomerlere örnektir. Ambidentat 

ligantlarda ba¤lanmada kullan›lan atom metalin cinsine ba¤l› olarak de¤iflir. 

Di¤er baflka ambidentat ligantlara NO – 2 - ONO – ve SO 2– 3 - OSO 2– 2 ligant çiftleri 

örnek olarak 

SORU 

verilebilir. 

‹zomerlerle ilgili D‹KKAT ayr›nt›l› bilgiye bu ünitenin ilerleyen k›s›mlar›nda ulaflabilirsiniz. 

KOORD‹NASYON B‹LEfi‹KLER‹N‹N GEOMETR‹S‹ 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

Bir geçifl metali çok çeflitli koordinasyon bileflikleri oluflturabilmektedir. Bilim 

adamlar›, koordinasyon bilefliklerinin oluflmas›nda bir çok etkenin rol ald›¤›na kanaat 

getirmifltir. Bunlar; 

 

• Metalin elektron dizilifli ve de¤erli¤i 

• Ba¤ oluflumuna kat›labilecek uygun enerjili orbital say›s› 

K ‹ T A P 

• 

K ‹ T A P 

Ligantlar›n boyutu ve sterik etkileri 

• Orbitallerdeki elektronlar›n çiftlenmifl veya çiftlenmemifl olmalar› olarak 

s›ralanabilmektedir. 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET


179 

‹lk zamanlarda bilim adamlar› belirli de¤erli¤e sahip bir metal atomunun koordinasyon 

say›s› ve geometrisinin hep ayn› olmas› gerekti¤ini düflünmüfllerdir. 

[V(H 2 O) 6 ] 2+ , [Mn(H 2 O) 6 ] 3+ , [Ni(H 2 O) 6 ] 2+ ve [Zn(H 2 O) 6 ] 2+ iyonlar›n›n merkez atomlar› 

s›ras›yla d 3 , d 4 , d 8 , d 10 ile biten elektron dizilimlerine sahiptir. Elektron say›lar› 

farkl› olan bu komplekslerin hepsi düzgün sekizyüzlü yap›dad›r. 

Bilefliklerin Geometrileri Üzerine Önceden Yap›lan 

Çal›flmalar 

XX. yüzy›l›n bafllar›na kadar kimyasal ba¤lanmay› aç›klamak üzere elektrostatik 

teori veya de¤erlik kuram› kullan›lmaktayd›. Elektrostatik teoriye göre, katyon ve 

anyonlar›n elektriksel yüklerini nötrlefltirmek için karfl›t yüklü iyonlarla bileflik 

oluflturduklar› kabul edilmektedir. De¤erlik kuram›nda ise bir metal katyonu de- 

¤erli¤ini doyurmak için bileflik oluflturma e¤ilimindedir. CoCl 3 gibi basit moleküller 

bu yaklafl›mlarla aç›klanabilmekte fakat koordinasyon bilefliklerinin yap›s› aç›klanamamaktad›r. 

Koordinasyon bileflikleri üzerine günümüzde de kabul edilmekte 

olan ilk çal›flmalar A. Werner ve S.M. Jorgensen taraf›ndan yap›lm›flt›r. Elementlerin 

ço¤u, Na + , O 2– gibi belirli de¤erliklere sahiptir. Baz›lar› ise, Cu + , Cu 2+ ve P 3– , 

P 3+ , P 5+ gibi birden fazla kararl› de¤erlik alabilmektedir. Ancak, baz› metallerin bilefliklerindeki 

de¤erliklerini bu basit yaklafl›mla aç›klayamay›z. Örne¤in, kromun 

standart de¤erli¤i +3, platininki ise +2 ve +4’tür. Bu metallerin klorürlerinin amonyakla 

reaksiyona girmesinden, 

CrCl 3 + 6NH 3 $ CrCl 3 .6NH 3 

PtCl 2 + 4NH 3 $ PtCl 2 .4NH 3 

kompleksleri elde edilir. 

Jorgensen, oluflan bu bilefliklerin organik bilefliklere benzetilebilece¤ini düflünmüfl 

ve afla¤›daki yap›lar› önermifltir. 

Azot atomu etraf›nda befl ba¤ bulunmas› önerilen bu yap›lar›n bugünkü kabullerini 

güçlefltirmektedir. Daha sonraki y›llarda Werner kendisine 1913 y›l›nda Nobel 

ödülü kazand›ran ve bugün hala da kabul gören bir seri öneride bulunmufltur. 

Werner’in teorisi bafll›ca flu k›s›mlardan oluflmaktad›r: 

• Bir metal atomunun birincil ve ikincil olmak üzere iki de¤erli¤i vard›r. 

Birincil de¤erlik kompleks iyonun pozitif yük miktar› anlam›nda kullan›lmaktad›r. 

Metal iyonu birincil de¤erli¤i ile sadece anyonlarla ba¤ yapmaktad›r. 

‹kincil de¤erlik, metal atomlar›na ba¤lanan ligantlar›n say›s›n› ifade eder 

ve bu say›ya koordinasyon say›s› denir. ‹kincil de¤erlik ile ba¤lanan atom 

veya gruplar sulu çözeltide iyonlaflmazken, birincil de¤erli¤indekiler sulu 

çözeltide iyonlafl›rlar. Bunu bir örnek üzerinde gösterelim. CoCl 3 ’ün NH 3 ile 

reaksiyonu sonucu CoCl 3 .6NH 3 bilefli¤i elde edilir. Bu bilefli¤in üç mol Ag- 

NO 3 ile reaksiyonu sonucu üç mol AgCl çökmektedir. Werner bunu daha iyi


fiekil 7.4 

CoCl 3 .6NH 3 

bilefli¤i için 

Werner’in 

önerdi¤i yap› 

aç›klamak amac›yla fiekil 7.4’teki yap›y› önermifltir. Buna göre bileflikte üç 

tane Cl – iyonundan dolay› kobalt›n birincil de¤erli¤i üç, alt› tane NH 3 molekülünden 

dolay› ikincil de¤erli¤i ise alt›d›r. NH 3 

gruplar› Co 3+ merkez iyonuna Cl – gruplar›na göre 

daha yak›n konumlanm›fllard›r ve sulu çözel- 

Cl 

tide serbest hale geçemezler. fiekil 7.4’te NH 

NH 3 

3 NH 3 

moleküllerinin yer ald›¤› yani ikincil de¤erli¤i 

oluflturan gruplar›n içinde bulundu¤u hacme birincil 

koordinasyon küresi denir. Gösterilmesi ve 

NH 3 Co NH 3 

anlafl›lmas›n›n kolay olmas› aç›s›ndan birincil koordinasyon 

küresinde yer alan gruplar köfleli pa- 

Cl 

Cl 

NH 3 

NH 3 

rantez içinde, di¤er gruplar köfleli parantezin d›- 

fl›na yaz›l›r. Kobalt›n bu kompleksi [Co(NH 3 ) 6 ]Cl 3 

fleklinde ifade edilir. 

• Birincil de¤erlik sadece negatif iyonlar taraf›ndan doyuruldu¤u halde, ikincil 

de¤erlik negatif ve nötral gruplarla doyurulabilmektedir. 

CoCl 3 ’ün NH 3 ile verdi¤i di¤er kompleksler CoCl 3 .5NH 3 , CoCl 3 .4NH 3 ve 

CoCl 3 .3NH 3 ’d›r. Bu bilefliklerde birincil koordinasyon küresinin içine Cl – 

iyonlar› da girmifltir. Co 3+ ’ün koordinasyon say›s› yine alt›d›r. Bu bileflikler 

AgNO 3 ile etkilefltirildi¤inde koordinasyon küresinin içindeki Cl – iyonlar› 

AgCl bilefli¤i vermeyece¤inden yap›lar› hakk›nda yorum yapabiliriz. 

CoCl 3 .5NH 3 ve CoCl 3 .4NH 3 bileflikleri AgNO 3 ile s›ras›yla iki mol ve bir mol 

AgCl vermektedir. Bu komplekslerin yap›s› [Co(NH 3 ) 5 Cl]Cl 2 ve 

[Co(NH 3 ) 4 Cl 2 ]Cl fleklinde olmal›d›r (fiekil 7.5). CoCl 3 .3NH 3 ’ün AgNO 3 ile etkileflti¤inde 

AgCl vermedi¤i görülmüfltür. Bu durumda molekülün genel formülü 

[Co(NH 3 ) 3 Cl 3 ] fleklinde olmal›d›r. 

fiekil 7.5 

a: CoCl 3 .5NH 3 

b: CoCl 3 .4NH 3 

bileflikleri için 

Werner’in 

önerdi¤i yap›lar 

Cl 

Cl 

Cl 

NH 3 

NH 3 

H 3 N 

NH 3 

Co NH 3 

Cl Co 

Cl 

Cl 

NH 3 NH NH 3 H 3 

3 N 

a CoCl 3 .5NH 3 b CoCl 3 .4NH 3 

ÖRNEK 1 

CrCl 3 .6H 2 O formülüne sahip bir bilefli¤in 10,68 g’m› ile sulu çözeltisi haz›rlanm›flt›r. 

Bu çözeltiye afl›r› miktarda AgNO 3 ilavesi yap›lmas› sonucu 11,47 g çökelek 

olufltu¤u belirlenmifltir. Bu verilere göre, kromun koordinasyon say›s›n›n alt› oldu- 

¤unu düflünerek, kompleksin formülünü belirleyiniz. (Cr: 52,0 gmol –1 , Cl: 35,5 

gmol –1 , H: 1,0 gmol –1 , O: 16,0 gmol –1 , Ag: 107,9 gmol –1 )


181 

Çözüm 

1 mol CrCl 3 .6H 2 O = (52,0) + (3 . 35,5) + (6 . (2 + 16)) = 266,50 gmol –1 

Bafllang›çtaki kompleksin mol say›s›n› bulal›m. 

1mol 

n CrCl3 .6H 2 O = 10,68 g ––––––– = 0,04 mol 

266,50 g 

Çöken AgCl’ün mol say›s›n› bulal›m. 

1mol 

n AgCl = 11,47 g ––––––– = 0,08 mol 

143,40 g 

Bu durumda 1 mol kompleksten 2 mol AgCl çöktü¤ünü görürüz. Buradan birincil 

koordinasyon küresi d›fl›nda 2 tane klor atomunun oldu¤unu anlar›z. Genel formülümüz 

[CrCl(H 2 O) 5 ]Cl 2 .H 2 O fleklinde olmal›d›r. 

CoCl 3 .5NH 3 formülüne sahip bir bilefli¤in 6,25 g’m› ile sulu çözeltisi SIRA haz›rlanm›flt›r. S‹ZDE Bu çözeltiye 

afl›r› miktarda AgNO 3 ilavesi yap›lmas› sonucu 7,17 g AgCl çöktü¤ü belirlenmifltir. 2 

SIRA S‹ZDE 

Bu verilere göre koordinasyon bilefli¤inin formülü ne olabilir? (Co:58,93 gmol –1 , Cl:35,5 

gmol –1 , N:14,0 gmol –1 , Ag:107,9 gmol –1 , H: 1,0 g/mol) (Co 3+ ’un koordinasyon 


say›s› alt›- 


d›r.) 

SORU 

SORU 

• Birincil koordinasyon küresindeki alt› molekül veya iyonun yer ald›¤› geometride 

tüm gruplar›n merkez atoma olan uzakl›¤› ayn›d›r. 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

Alt›l› koordinasyon için düzgün sekizyüzlü, düzlem alt›gen ve üçgen prizma 

düflünülmüfltür. Deneysel sonuçlar, yap›n›n düzgün sekizyüzlü oldu¤unu 

kan›tlamaktad›r. Daha sonraki çal›flmalarda, bu bilefliklerden 

SIRA S‹ZDE 

[Co(NH 3 ) 6 ]Cl SIRA S‹ZDE 

3 

ve [Co(NH 3 ) 5 Cl]Cl 2 ’ün bir izomeri, [Co(NH 3 ) 4 Cl 2 ]Cl bilefli¤inin iki izomeri oldu¤u 

anlafl›lm›flt›r. Böylece son iki kompleksin ayn› molekül formülüne sahip 

olmas›na ra¤men, farkl› renklerde olmalar› aç›klanmaktad›r. AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

Werner’in yaklafl›m›yla komplekslerin kapal› formülleri ifade edilebilir. Ancak 

geometrik yap›lar› hakk›nda bir fley söylenemez. Spektroskopik K ‹ yöntemler T A P yap›lar 

K ‹ T A P 

hakk›nda bizlere bir çok bilgi verir. Ancak gerçek yap›lar X-›fl›nlar› k›r›n›m yöntemi 

ile belirlenir. Komplekslerin geometrilerini belirleyen bir çok etken vard›r. 

Bunlardan en önemlisi merkez atomunun koordinasyon say›s›d›r. TELEV‹ZYON Bilefliklerin geometrilerini 

koordinasyon say›lar›na göre grupland›rarak incelemek en do¤rusu 

TELEV‹ZYON 

olacakt›r. 

Koordinasyon Say›s› 2 

‹NTERNET 

Koordinasyon say›s› iki olan koordinasyon bileflikleri çok az say›dad›r. Genellikle 

bu bileflikleri, grup 1B metallerinin +1 de¤erlikli iyonlar› ve Hg 2+ bileflikleri oluflturmaktad›r. 

Yayg›n olarak bilinen komplekslere [Cu(NH 3 ) 2 ] + , [CuCl 2 ] – , [Au(CN) 2 ] – , 

[AgCl 2 ] – , [Hg(CN) 2 ] ve [HgCl 2 ] örnek olarak verilebilir. 

‹kili koordinasyona sahip bileflikler lineer (do¤rusal) geometridedir ve elektron 

dizilimleri d 10 ile biten iyonlar oldu¤undan merkez atomlar›n›n sp hibritleflmesi 

yapt›¤› düflünülür. Orgel, bu metallerin (n-1)d orbitallerinin enerjilerinin ns ve np 

orbitallerinin enerjilerine yak›n oldu¤undan d z 2 orbitallerinin hibritleflmeye kat›labilece¤ini 

ileri sürmüfltür. Böylece ligantlar üzerindeki elektron yo¤unlu¤u azal- 

‹NTERNET


SIRA S‹ZDE 

fiekil 7.6 

DÜfiÜNEL‹M ns, np z ve (n-1)d 2 

z 


hibritleflmesi 

SORU 

makta ve kompleks daha kararl› hale gelmektedir. Hibritleflmenin iki aflamada gerçekleflti¤i 

düflünülmektedir (fiekil 7.6). ‹lk aflamada xy düzleminde ve ekseninde 

a¤›rl›¤› olan iki sd hibrit orbitali oluflur. Simetrileri birbirine uygun olan sd hibrit 

orbitali (z ekseni a¤›rl›kl›) ile p z orbitali birleflerek iki tane yeni hibrit orbitali oluflturur. 

Efl enerjili olan bu iki hibrit orbitali z›t yöne yönelmifl haldedir. Bofl olan bu 

orbitaller, z ekseni do¤rultusunda yaklaflan ligantlar›n dolu orbitalleri etkileflerek 

iki adet metal-ligant SIRA S‹ZDEba¤› oluflturur. 


SORU 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

sd hidrit orbitalleri 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

fiekil 7.7 

[Cu(SPPh 3 ) 3 ] + 

iyonunun yap›s› 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

Koordinasyon K ‹ say›s› T A Piki olan bilefliklerin merkez atomlar›n›n hibritleflmesi ile ilgili daha 

ayr›nt›l› bilgiyi Anorganik Kimya kitaplar›nda bulabilirsiniz. 

‹ki koordinasyonlu TELEV‹ZYON kompleksler ligant ilavesine karfl› dayan›kl› de¤ildir ve afla- 

¤›da görüldü¤ü gibi koordinasyon say›s›n› artt›rarak yeni kompleksler oluflturabilir. 

[Cu(CN) 2 ] – + 2CN – $ [Cu(CN) 4 ] 3– 

‹NTERNET 


Üç koordinasyonlu metal kompleksleri çok az say›dad›r. Bu koordinasyon say›s›- 

na sahip olan bilefliklerin geometrileri içinde en yayg›n olan› düzlem üçgendir. Bunun 

yan›nda üçgen piramit geometride olanlar› da vard›r. Düzlem üçgen geometriye 

sahip bilefliklere örnek olarak HgI – 3 ve 

[Cu(CN) 3 ] 2– , üçgen piramit yap›s›ndaki bilefliklere 

ise SnCl – 3 verilebilir. Ayr›ca büyük hacimli ligantlar 

veya elektronik dizilifli d 10 ile biten Cu + , Au + gibi 

metal katyonlar› üç koordinasyonlu bileflikler oluflturabilir. 

Bu tür bilefliklere örnek olarak [Cu(PPh 3 ) 3 ] + 

SIRA S‹ZDE 

kompleks iyonu verilebilir (fiekil 7.7). 



Bu tür bileflikler için iki tür geometriden bahsedebiliriz. Bunlar düzgün dörtyüzlü 

ve kare düzlem SORU yap›lard›r. 

“Düzgün dörtyüzlü” D‹KKATyerine “tetrahedral” terimi de kullan›labilmektedir. 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ


183 

Düzgün dörtyüzlü yap›da merkez metal atomunun sp 3 hibritleflmesi yapt›¤› 

varsay›lmaktad›r. Kare düzlem yap›s›n›n ba¤ aç›lar› düzgün dörtyüzlü yap›ya göre 

daha küçüktür ve düzgün dörtyüzlü yap›da büyük hacimli ligantlar›n ba¤lanmas›nda 

sterik engel daha az görülür. Bu yüzden merkez atomun küçük oldu¤u veya 

büyük hacimli ligantlar›n (Cl – , Br – ve I – vb.) oluflturdu¤u bilefliklerde düzgün dörtyüzlü 

geometri tercih edilmektedir. Örne¤in Fe 3+ , Cu 2+ ve Ni 2+ gibi metal katyonlar›n›n, 

halojenürler ile düzgün dörtyüzlü kompleksler verdi¤i görülür. Yine ayn› 

flekilde elektron dizilimi d 0 ve d 10 olan merkez atom veya iyonlar daha çok düzgün 

dörtyüzlü geometriyi tercih eder. Bunlara örnek olarak, [BeCl 4 ] 2– , [BH 4 ] – , 

[AlCl 4 ] – , [ZnCl 4 ] 2– , [SnCl 4 ], [Co(CO) 4 ] – , [Ni(CO) 4 ], [CoCl 4 ] 2– , [MnO 4 ] – ve [ReO 4 ] – bileflikleri 

verilebilir. fiekil 7.8’de baz› düzgün dörtyüzlü bilefliklerin yap›lar› görülmektedir. 

fiekil 7.8 

Düzgün dörtyüzlü 

baz› bilefliklerin 

yap›lar› 

Kare düzlem yap›da merkez metal atomu dsp 2 hibritleflmesi yapar. Bu geometride, 

ba¤ aç›lar›n›n tetrahedral geometriye k›yasla daha küçük oldu¤unu söylemifltik. 

Bu durum, sterik aç›dan büyük hacimli ligantlar›n merkez atomuna ba¤lanmas›n› 

güçlefltirir. Elektronik dizilimi d 8 ile biten merkez atom ve iyonlar›n›n (Ni 2+ , 

Pd 2+ , Pt 2+ , Rh + , Ir + ve Au 3+ ) oluflturdu¤u koordinasyon bileflikleri genellikle kare 

düzlem geometriye sahiptir. Di¤er taraftan Cu 2+ (d 9 ) iyonunun oluflturdu¤u dört 

koordinasyonlu bileflikler de kare düzlem yap›dad›r. Kare düzlem geometriye sahip 

bilefliklerin oluflumunda, metal-ligant σ-ba¤› için gerekli olan d orbitali d x 2- y 2 

orbitalidir. 

Kare düzlem komplekslere örnek olarak [NiCl 2 (PMe 3 ) 2 ], [NiCl 2 (PPH 3 ) 2 ] ve 

çeflitli ligantlar ile oluflan Co + ve Ni 2+ kompleksleri verilebilir. [IrCl(CO)(PEt 3 ) 2 ], 

[PdCl 4 ] 2– , [Pt(NH 2 CH 2 CH 2 NH 2 ) 2 ] 2+ , [AgF 4 ] – , [Au 2 Cl 6 ] ve [Rh(CO) 2 Cl] 2 de karedüzlem 

komplekslerden baz›lar›d›r. fiekil 7.9’da karedüzlem geometriye sahip 

[NiCl 2 (PMe 3 ) 2 ] ve [Pt(en) 2 ] 2+ komplekslerinin aç›k yap›lar› görülmektedir. 

CI 

PMe 3 

CI PMe 3 

fiekil 7.9 

Kare düzlem 

geometride olan 

[NiCI 2 ] (Pme 3 ) 2 ] 

bilefliklerinin aç›k 

gösterimi


ÖRNEK 2 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

Dört koordinasyonlu [Li(H 2 O) 4 ] + ve [Ni(CN) 4 ] 2– bilefliklerinin geometrilerinin ne 

olaca¤›n› tahmin ediniz. 

Çözüm 

[Li(H 2 O) 4 ] + SIRA S‹ZDE 

bilefli¤inde merkez iyonunun ( 3 Li + : 1s 2 ) elektron dizilimi s 2 ile sonlanmaktad›r. 

Hibritleflmeye kat›lmaya elveriflli say›da d orbitalleri bulunmad›¤›ndan 

bu bileflik sp 3 hibritleflmesini tercih eder. Geometrik yap›s› düzgün dörtyüzlüdür. 

[Ni(CN) 4 ] 2– DÜfiÜNEL‹M 

bilefli¤inde merkez iyonu ( 28 Ni 2+ : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 ) d 8 ile sonlanmaktad›r. 

Dolay›s›yla dsp 2 hibritleflmesi yapabilecek uygun say›da d orbitaline sahiptir 

ve kare düzlem geometriye sahip bir 

SORU 

komplekstir. 

Hibritleflme ile D‹KKAT geometri tayini ünite 9’da ayr›nt›l› anlat›lmaktad›r. 

SIRA S‹ZDE 

3 

Dört koordinasyonlu SIRA S‹ZDE 

[FeCl 4 ] – , [VO 4 ] 3– ve [PtCl 4 ] 2– bilefliklerinin geometrilerini tahmin 

ediniz. 



AMAÇLARIMIZ DÜfiÜNEL‹M 

AMAÇLARIMIZ 

Koordinasyon say›s› befl olan bilefliklerde merkez atomu dsp 3 hibritleflmesi yapar. 

SORU 

Dört ve alt› SORU koordinasyonlu bilefliklere göre bu geometride bulunan kompleksler 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

fiekil 7.10 

daha azd›r. Bununla birlikte, dört ve alt› koordinasyonlu 

bilefliminde karars›z ara ürün- 

D‹KKAT Koordinasyon 

D‹KKAT 

lerin befl koordinasyonlu kompleksleri oluflturmalar› 

nedeniyle önemlidir. Beflli koordi- 

TELEV‹ZYON 

say›s› befl olan 

TELEV‹ZYON 

komplekslerin 

SIRA sahip S‹ZDEoldu¤u 

SIRA S‹ZDE 

nasyona sahip bileflikler için gözlenen iki 

geometriler 

geometri vard›r. Bunlardan biri üçgen çift 

AMAÇLARIMIZ ‹NTERNET 

piramit di¤eri ise kare piramittir (fiekil 7.10). 

AMAÇLARIMIZ 

‹NTERNET 

Bölüm 3’te üçgen çift piramit yap› aç›klanm›flt›. 

Bu geometride dsp 3 hibritleflmesinin 

dp+sp 2 K fleklinde ‹ T A P eflde¤er olmayan hibritleflme oldu¤u ifade edilmiflti. dp hibriti 

K ‹ T A P 

d z 2 ve p z orbitallerinden oluflmaktad›r. Kare piramit yap›da ise dsp 3 hibritleflmesini 

dsp 2 +p z fleklinde düflünebiliriz. Burada hibritleflmeye kat›lan d orbitali d x 2 -y 2’dir. 

TELEV‹ZYON 

Bu iki TELEV‹ZYON geometrik yap›n›n enerjilerinin birbirine oldukça yak›n olmas› ligant 

çiftlerinden birinin ekvatoryal konumdan aksiyal konuma geçmesi ile kolayl›kla 

birbirine dönüflebilmesine sebep olur. Bu nedenle, befl koordinasyonlu komplekslerin 

iki 

‹NTERNET 

‹NTERNET 

geometrik yap› aras›nda gidip geldi¤i düflünülür. Örne¤in [Fe(CO) 5 ] 

kristal halde ve çözeltide üçgen çift piramit geometriye sahiptir. Üçgen çift piramit 

yap› incelendi¤inde aksiyal ve ekvatoryal konumlar birbirinden farkl› oldu¤u için 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

ba¤l› olan CO ligantlar›n›n iki türlü olmas› beklenir. Ancak [Fe(CO) 5 ] bilefli¤inin 

oda flartlar›nda 13 C-NMR spektroskopisi ile yap›lan analizinde tek bir karbonil piki 

elde edilir. DÜfiÜNEL‹M Düflük s›cakl›klarda 13 C-NMR analizi sonucu iki farkl› karbonil piki 


yakalanabilmifltir. Bu sonuç bize bileflikte iki konum aras›ndaki geçiflin çok h›zl› 

oldu¤unu göstermektedir. [Ni(CN) 5 ] 3– iyonunun kristallerinde de her iki geometrinin 

bulundu¤u 

SORU 

SORU 

belirlenmifltir. 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

Koordinasyon D‹KKAT say›s› 5olan komplekslerin yap›lar› hakk›nda daha ayr›nt›l› bilgiye 

Anorganik kimya kitaplar›ndan ulaflabilirsiniz. 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P


185 


Geçifl metallerinde en yayg›n olarak gözlenen kompleksler 

koordinasyon say›s› alt› olanlard›r. Bu bilefliklerin geometrileri 

düzgün sekizyüzlü ve üçgen prizma olmakla birlikte 

daha çok gözlenen geometri düzgün sekizyüzlüdür. 

Birinci s›ra geçifl metallerinin +3 yüklü iyonlar› genellikle 

düzgün sekizyüzlü kompleksler oluflturmaktad›r. Ancak 

ikinci ve üçüncü s›ra geçifl elementlerinde bu oran çok 

düflüktür. Alt› koordinasyonlu komplekslere örnek olarak 

[Sc(H 2 O) 6 ] 3+ , [Cr(NH 3 ) 6 ] 3+ , [Mo(CO) 6 ], [Fe(CN) 6 ] 3– ve 

[RhCl 6 ] 3– bileflikleri verilebilir (fiekil 7.11). 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

fiekil 7.11 

Oktahedral 

[Mo(CO) 6 ] 

molekülünün aç›k 

yap›s› SIRA S‹ZDE 


SORU 

“Düzgün sekizyüzlü” yerine “oktahedral” terimi kullan›labilmektedir. D‹KKAT 

D‹KKAT 

Yüksek Koordinasyon Say›lar› 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

Çok yayg›n olmamakla birlikte koordinasyon bilefliklerinde yedi, sekiz ve dokuzlu 

koordinasyonlar da görülmektedir. Büyük ve yüksek de¤erlikli ikinci ve üçüncü 

s›ra geçifl metalleri bu tür bileflikler oluflturabilir. Bu geometrik AMAÇLARIMIZ yap›lar›n kararl›l›klar› 

birbirine yak›nd›r. 

AMAÇLARIMIZ 

Yedi koordinasyonlu bilefliklerde gözlenen geometrik yap›lar beflgen çift piramit, 

flapkal› üçgen prizma ve flapkal› düzgün sekizyüzlüdür. fiapkal› K ‹ T Adüzgün P sekizyüzlüde 

düzgün sekizyüzlü geometri yeniden düzenlenerek yedinci ligant›n ba¤- 

K ‹ T A P 

lanmas›na elveriflli bir hale gelir. fiapkal› üçgen prizmada ise yedinci ligant prizman›n 

dörtgen yüzeyinin üst ortas›ndan merkez atomuna ba¤lanmaktad›r. TELEV‹ZYONBeflgen çift 

TELEV‹ZYON 

piramit geometriye sahip bilefliklere [ReF 7 ], [Mo(CN) 7 ] 5– , [UO 2 F 5 ] 3– , flapkal› düzgün 

sekizyüzlüye [Mo(CO) 3 (PEt 3 ) 2 Cl 2 ], [W(CO) 4 Br 3 ] – , flapkal› üçgen prizma yap›s›na 

[NbF 7 ] 2– örnek olarak verilebilir. 

‹NTERNET 

‹NTERNET 

Koordinasyon say›s› sekiz olan komplekslerde gözlenen geometrik yap›lar dodekahedron 

ve kare antiprizmad›r. Büyük ve yüksek de¤erlikli metaller bu koordinasyon 

say›s›n› tercih etmektedir. ‹kinci ve üçüncü s›ra geçifl metalleri, lantanit 

ve aktinitlerin bir k›sm› bu tür bileflikler verebilmektedir. Sekiz koordinasyonlu bilefliklere 

örnek olarak [Mo(CN) 8 ] 3– , [W(CN) 8 ] 3– , [ReF 8 ] 3– , [Zr(C 2 O 4 ) 4 ] 4– bileflikleri 

verilebilir. 

KOORD‹NASYON B‹LEfi‹KLER‹NDE ‹ZOMERL‹K 

Ayn› tür ve say›da atomlardan oluflan moleküllerin üç boyutlu yap›lar› (geometrileri) 

birbirinden farkl› ise bu moleküller birbirlerinin izomerleridir. Koordinasyon 

bilefliklerindeki izomerlik “yap›sal izomerlik” ve “stereoizomerlik” olmak üzere iki 

ana gruba ayr›l›r. Bu gruplar da kendi aralar›nda alt gruplara ayr›l›r. 

Ayn› kimyasal formüle sahip 

bilefliklerdeki atomlar›n 

farkl› düzenlenmesi sonucu 

“izomerlik” oluflur. ‹zomerler 

birbirlerinden farkl› 

özellikler göstermektedirler. 

‹zomerlik 

Yap›sal ‹zomerlik 

1. Hidrat izomerli¤i 

2. ‹yonlaflma izomerli¤i 

3. Ba¤lanma izomerli¤i 

4. Koordinasyon izomerli¤i 

5. Polimerleflme izomerli¤i 

Stereoizomerlik 

1. Optik izomerlik (enantiyomerlik) 

2. Diyastereoizomerlik 

i. Geometrik izomerlik (cis, trans, fac ve mer) 

ii. Konformasyon izomerli¤i


Yap›sal ‹zomerlik 

Bu izomerlik türü ayn› molekül formülüne sahip bilefliklerde atomlar›n birbirlerine 

farkl› ba¤lanmas› ya da en az bir metal-ligant ba¤›n›n farkl› olmas›yla oluflur. Bu 

oluflumlar afla¤›da verilmifl türlerden biriyle meydana gelmifl olabilir. 

1. Hidrat ‹zomerli¤i: Ayn› mol say›s›nda su molekülü içeren koordinasyon 

bilefliklerinde su molekülleri birincil koordinasyon küresinin içinde veya d›- 

fl›nda olabilir. Bu flekildeki bilefliklere, birbirinin hidrat izomeri denir. Örnek 

olarak birincil koordinasyon küresinde s›ras›yla alt›, befl ve dört su molekülü 

içeren CrCl 3 .6H 2 O bilefli¤i verilebilir. Bu izomerler farkl› renklerdedir. 

Bunun nedeni merkez Cr 3+ iyonuna do¤rudan ba¤l› ligantlar›n her bir 

izomerde farkl› olmas›d›r. 

[Cr(H 2 O) 6 ]Cl 3 

[Cr(H 2 O) 5 Cl]Cl 2 .H 2 O 

[Cr(H 2 O) 4 Cl 2 ]Cl.2H 2 O 

mor 

mavimsi yeflil 

yeflil 

2. ‹yonlaflma ‹zomerli¤i: Kapal› formülleri ayn› olan, sulu çözeltilerine farkl› 

iyonlar veren bileflikler birbirinin iyonlaflma izomeridir. Bu izomerlik türü 

birincil koordinasyon küresindeki iyonlarla d›fl›ndaki iyonlar›n yer de¤ifltirmesinden 

ileri gelmektedir. Örne¤in kapal› formülleri ayn› olan 

[PtBr(NH 3 ) 3 ]NO 2 ve [Pt(NH 3 ) 3 (NO 2 )]Br birbirinin iyonlaflma izomeridir. Bu 

iki bileflik çözeltilerine kompleks iyonun yan›nda s›ras›yla NO 2 – ve Br – iyonlar› 

vermektedirler. 

ÖRNEK 3 

[Co(NH 3 ) 5 Br]SO 4 ve [Co(NH 3 ) 5 SO 4 ]Br bilefliklerinin s›ras›yla Ba(NO 3 ) 2 ve AgNO 3 

ile reaksiyonu sonucu hangi bileflikler çöker? 

Çözüm 

[Co(NH 3 ) 5 Br]SO 4 ve [Co(NH 3 ) 5 SO 4 ]Br de birbirinin iyonlaflma izomerleridir. Bu bilefliklerden 

ilkinin Ba(NO 3 ) 2 ile reaksiyonunda BaSO 4 çökerken, ikincinin AgNO 3 

ile reaksiyonunda AgBr çöker. Böylece kimyasal yollarla birbirlerinden bu izomerler 

kolayl›kla ay›rt edilirler. 

[Co(NH 3 ) 5 Br]SO 4 + Ba(NO 3 ) 2 $ [Co(NH 3 ) 5 Br](NO 3 ) 2 + BaSO 4 

[Co(NH 3 ) 5 SO 4 ]Br + AgNO 3 

$ [Co(NH 3 ) 5 SO 4 ] NO 3 + AgBr 

3. Ba¤lanma ‹zomerli¤i: Ambidentat ligantlar›n metal atomlar›na, birden fazla 

verici atomlar› ile ba¤lanabilece¤ini belirtmifltik. Ligant›n verici atomlar›- 

n›n her ikisinin de metal ile ba¤ yapma yatk›nl›klar› yak›n olabilir. Bu durumda 

ligant metal atomuna her iki uçtan ba¤lanabilir. Elde edilen bu kompleksler 

birbirinin ba¤lanma izomerleridir. 

Birbirinin ba¤lanma izomeri kompleksler oluflturabilen baz› ligantlar, NO 2 

– 

(N veya O verici atomlar› üzerinden ba¤lanma yapmakta SCN – (S veya N verici 

atomlar› üzerinden ba¤lanma yapmakta), R 2 S=O (S veya O verici atomlar› 

üzerinden ba¤lanma yapmakta)’d›r. SCN – ligand›n› ele al›rsak, genel 

olarak Pd 2+ ve Hg 2+ gibi yumuflak metal iyonlar› ligant ile S atomundan 

ba¤lanma yaparak tiyosiyanat komplekslerini vermektedir. Cr 3+ ve Fe 2+ gibi 

nispeten sert metal iyonlar› ise bu ligantla N atomu üzerinden ba¤lanma 

yaparak izotiyosiyanat komplekslerini oluflturmaktad›r.


187 

Pentaminnitritokobalt(III) ve pentaminnitrokobalt(III) kompleks iyonlar›n›n aç›k yap›lar›n› 

çizerek ba¤lanman›n hangi verici atomlar üzerinden oldu¤unu belirtiniz. 

ÖRNEK 4 

Çözüm 

NO – 2 ambidentat bir ligantt›r. Kobalt atomuna ba¤lanmas›, birinci komplekste N 

atomu üzerinden, olurken ikincisinde ise O atomu üzerinden olmaktad›r. 

4. Koordinasyon ‹zomerli¤i: Hem katyonu hem de anyonu kompleks iyonu 

olan, yani birden fazla koordinasyon merkezine sahip bilefliklerde gözlenen 

bir izomerlik türüdür. Bu tür izomerlerde ligantlar kompleks katyon ile 

kompleks anyon aras›nda farkl› oranlarda da¤›lmaktad›r. Örne¤in, 

[Pt(NH 3 ) 4 ][PtCl 6 ] ve [Pt(NH 3 ) 4 Cl 2 ][PtCl 4 ] kompleksleri birbirinin koordinasyon 

izomeridir. Bazen bir merkez atoma ba¤l› ligantlar yer de¤ifltirerek di- 

¤er merkez atomuna ba¤lan›p yeni kompleksler meydana getirebilir. Bunlara 

örnek olarak [Co(NH 3 ) 6 ][Cr(CN) 6 ] ve [Cr(NH 3 ) 6 ][Co(CN) 6 ] kompleksleri 

verilebilir. 

5. Polimerleflme ‹zomerli¤i: Yüzde bileflim olarak ayn› fakat molekül a¤›rl›klar› 

birbirlerinden farkl› olan kompleksler vard›r. Bu tür kompleksler birbirlerinin 

polimerleflme izomerleridir. Asl›nda izomerler tam olarak birbirinin 

polimeri de¤ildir. Çünkü polimerlerde oldu¤u gibi basit formül biriminin 

tekrar› söz konusu de¤ildir. Basit formüldeki atomlar›n say›s› tam katlar› 

fleklinde artmaktad›r. Örne¤in, [Pt(NH 3 ) 2 Cl 2 ] ve [Pt(NH 3 ) 4 ][PtCl 4 ] bileflikleri 

birbirinin polimerleflme izomerleridir. ‹kinci kompleks birincinin dimeri 

de¤ildir. 

[Pt(NH 3 ) 4 (OH) 2 ]SO 4 - [Pt(NH 3 ) 4 SO 4 ](OH) 2 ve 

ÖRNEK 5 

[Cr(NH 3 ) 6 ][Cr(C 2 O 4 ) 3 ] - [Cr(NH 3 ) 4 C 2 O 4 ][Cr(NH 3 ) 2 (C 2 O 4 ) 2 ] kompleks gruplar› hangi 

tür izomerliklere örnektir? 

Çözüm 

[Pt(NH 3 ) 4 (OH) 2 ]SO 4 - [Pt(NH 3 ) 4 SO 4 ](OH) 2 komplekslerinde birincil koordinasyon 

küresinin içindeki iyonlar ile d›fl›ndaki iyonlar yer de¤ifltirmektedir. Bu bileflikler 

birbirlerinin iyonlaflma izomerleridir. 

Hem katyonu hem de anyonu koordinasyon bilefli¤i olan [Cr(NH 3 ) 6 ][Cr(C 2 O 4 ) 3 ] - 

[Cr(NH 3 ) 4 C 2 O 4 ][Cr(NH 3 ) 2 (C 2 O 4 ) 2 ] bilefliklerinde ligantlar kompleks katyon ile 

kompleks anyon aras›nda farkl› oranlarda da¤›lmaktad›rlar. Dolay›s›yla bu iki bileflik 

birbirinin koordinasyon izomerleridir. 

Afla¤›da verilen kompleks gruplar› hangi tür izomerliklere örnektir? SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

Cis-[Pt(SCN) 2 (NH 3 ) 2 ] - Cis-[Pt(NCS) 2 (NH 3 ) 2 ] 

4 

[Co(en) 2 (NO 2 )Cl]SCN - [Co(en) 2 (NO 2 )SCN]Cl - [Co(en) 2 (SCN)Cl]NO 

DÜfiÜNEL‹M 2 DÜfiÜNEL‹M 

SORU 

SORU 

D‹KKAT 

D‹KKAT


Simetri Düzlemi: Bir 

molekülün bütün 

k›s›mlar›n›n bir düzleme 

göre yans›mas› al›nd›¤›nda 

bafllang›ç durumu ile ay›rt 

edilemeyen bir durum elde 

ediliyorsa molekülün simetri 

düzlemi vard›r. 

Stereoizomerlik 

Bir bilefli¤in merkez atom veya iyonu çevresindeki ayn› ligantlar›n farkl› yönelmelerinden 

ileri gelen izomerlik türüne stereoizomerlik denir. Birbirinin stereoizomeri 

olan bilefliklerde tüm ba¤lar ayn› olmakla birlikte uzaydaki yönelmeleri farkl›d›r. 

Stereoizomerlik, “enantiyomerlik (optik izomerlik)” ve “diyastereoizomerlik” olmak 

üzere iki türlüdür. 

1. Enantiyomerlik (Optik ‹zomerlik): Enantiyomerler birbirinin ayna görüntüsü 

olan ve üst üste çak›flt›r›lamayan moleküllerdir. Bu tür moleküllere 

kiral moleküller denir. Enantiyomerleri daha iyi anlamak için sa¤ ve sol elinize 

bak›n. Avuç içlerinizi bir araya getirdi¤inizde üst üste çak›fl›r. Yani sanki 

bir aynadan yans›yormufluz gibidir. Ellerinizin üst k›s›mlar›n› üst üste getirirseniz 

bir elinizin serçe parma¤› di¤er elinizin bafl parma¤›na gelir. Yani 

tam olarak üst üste çak›flmaz. Burada ellerinizi koordinasyon bilefli¤i olarak 

düflünürseniz, bu moleküller kiral moleküllerdir. Böyle moleküller ba¤ uzunluklar› 

ve ba¤ aç›lar› ayn› olmas›na ra¤men özdefl moleküller de¤illerdir. 

Üzerlerine düflürülen polarize ›fl›¤› enantiyomerlerden biri sa¤a çevirirken 

di¤eri eflit derecede sola çevirir. Bunun yan›nda enantiyomerlerin tüm fiziksel 

ve kimyasal özellikleri ayn›d›r. Simetri düzlemi içeren tüm moleküller 

optikçe inaktif moleküllerdir. Bu durumda düzgün dörtyüzlü MA 4 , MA 3 B, 

MA 2 B 2 ve MA 2 BC kompleksleri simetri düzlemine sahip oldu¤undan, optik 

izomerleri olamaz. Tüm ligantlar› farkl› olan MABCD türü düzgün dörtyüzlü 

moleküller optikçe aktiflik gösterirler. Fakat böyle bir kompleks 

bilinmemektedir. Kare düzlem kompleksler genellikle optikçe aktif de¤ildir. 

Optik izomerli¤e örnek olarak Co 3+ ’ün [Co(en) 2 Cl 2 ] + oktahedral kompleksi 

verilebilir. Etilendiamin yan›nda iki kloro ligant› içeren cis- izomer optikçe 

aktiftir (fiekil 7.12). Trans- izomer ise kiral (optikçe aktif) de¤ildir. 

fiekil 7.12 

Cis-[Co(en) 2 Cl 2 ] + ’nin 

enantiyomerleri 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 



SORU 

SORU 

D‹KKAT 

Cis- ve trans- D‹KKAT kavramlar› bu ünitenin “Geometrik ‹zomerlik” k›sm›nda anlat›lmaktad›r. 

SIRA S‹ZDE 

2. Diyastereoizomerlik: SIRA S‹ZDE Enantiyomerlerin d›fl›ndaki stereoizomerler diyastereoizomerler 

olarak tan›mlan›r. Diyastereoizomerlik, “geometrik izomerlik” 

ve “konformasyon izomerli¤i” olarak ikiye ayr›l›r. Konformasyon izomerli- 

AMAÇLARIMIZ ¤i koordinasyon bilefliklerinde pek görülmedi¤inden bu bölümde üstünde 

AMAÇLARIMIZ 

durulmayacakt›r. 

Geometrik izomerlik türü, merkez atom veya iyona ba¤l› ligantlar›n farkl› geometride 

düzenlenmesinden K ‹ T A P veya belirli bir geometride ligantlar›n farkl› konumlara 

K ‹ T A P 

yerleflmesinden ileri gelmektedir. Ligantlar›n farkl› geometrilerde düzenlenmesine 

örnek olarak alt› koordinasyonlu koordinasyon bilefliklerinin düzgün sekizyüzlü 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET


189 

ve üçgen prizma geometride olmalar› verilebilir. Ligantlar›n farkl› konumlarda yerleflmesinden 

ileri gelen geometrik izomerlik türü cis-trans izomerli¤i olarak da adland›r›l›r. 

Cis- ön eki iki ligant›n komflu konumlarda yer ald›¤› izomerler için, 

trans- ön eki ise iki ligant›n karfl›t konumlarda oldu¤u izomerler için kullan›l›r. 

Do¤rusal, üçgen düzlem ve düzgün dörtyüzlü komplekslerde ligantlar›n yerleflebilece¤i 

komflu ve karfl›t konumlar bulunmad›¤›ndan, bu moleküllerde geometrik 

izomerlik gözlenmez. 

Koordinasyon say›s› dört olan MA 2 B 2 ve MA 2 BC türü kare düzlem komplekslerin 

iki tür geometrik izomeri vard›r. Bunlara örnek olarak [Pt(NH 3 ) 2 Cl 2 ] ve 

[Ir(PMe 3 ) 2 COCl] bileflikleri verilebilir. Bu bilefliklerin ilkinde, cis- izomerin dipol 

momentinin oldu¤u, trans- izomerinin ise dipol momentinin olmad›¤› fiekil 7.13’ten 

kolayca görülür. Bu da izomerlerin moleküller aras› çekim kuvveti, yo¤unluk, 

donma noktas› vb. özelliklerinin farkl› olmas›na sebep olur. Bu özelliklerinden 

faydalanarak izomerleri birbirinden ay›rmak kolaylafl›r. 

fiekil 7.13 

[Pt(NH 3 ) 2 Cl 2 ] ve 

[Ir(PMe 3 ) 2 COCl]’in 

geometrik 

izomerleri 

MABCD türü kare düzlem komplekslerde üç adet geometrik izomer vard›r. 

Bunlar trans- konumdaki ligantlar belirtilerek adland›r›l›r (fiekil 7.14). 

fiekil 7.14 

MABCD türü kare 

düzlem 

komplekslerde 

geometrik 

izomerlik 

Düzgün sekizyüzlü geometriye sahip bilefliklerde komflu ve karfl›t konum say›- 

s› daha fazla oldu¤undan daha çok geometrik izomer söz konusudur. Bu bilefliklerden 

MA 4 B 2 , MA 3 B 3 ve MA 2 B 2 C 2 türündekiler geometrik izomerlik göstermektedirler. 

MA 4 B 2 tipi bilefliklere [Co(NH 3 ) 4 Cl 2 ] örnek olarak verilebilir. Bu bileflikte 

görülen cis- ve trans- izomerli¤i fiekil 7.15’te gösterilmifltir.


fiekil 7.15 

[Co(NH 3 ) 4 Cl 2 ] 

bilefli¤inde 

geometrik 

izomerlik 

MA 3 B 3 tipindeki [Co(NH 3 ) 3 (NO 2 ) 3 ] bilefli¤i iki tip geometrik izomere sahiptir. 

‹lk izomerde üç özdefl ligant merkez atomundan geçmeyen ve düzgün sekizyüzlünün 

bir yüzeyi olan bir düzlemde bulunmaktad›r. Bu izomer fasiyal kelimesinin k›- 

saltmas› fac- ön eki ile ifade edilmektedir. Di¤er izomerde özdefl üç ligant merkez 

atomundan geçen ve düzgün sekizyüzlüyü içinde bulunduran kürenin bir boylam› 

olan bir düzlem üzerindedir. Bu izomer de meridiyonal kelimesini ifade eden 

mer- ön ekini almaktad›r (fiekil 7.16). 

fiekil 7.16 

[Co(NH 3 ) 3 (NO 2 ) 3 ] 

bilefli¤inin 

geometrik 

izomerleri 

MA 2 B 2 C 2 türü komplekslerin befl adet geometrik izomeri vard›r. Bunlar fiekil 

7.17’de gösterilmifltir. 

fiekil 7.17 

MA 2 B 2 C 2 türü 

komplekslerde 

gözlenen 

geometrik 

izomerler 

Bidentat (iki diflli) ligantlar içeren komplekslerde de geometrik izomerlik görülmektedir. 

Afla¤›da görülece¤i üzere, [CrCl 2 (ox) 2 ] 3– bilefli¤inin trans- izomerinin simetri 

merkezi vard›r ve kiral de¤ildir. Cis- izomer ise kiraldir ve enantiyomerlik 

göstermektedir (fiekil 7.18).


191 

fiekil 7.18 

[CrCl 2 (ox) 2 ] 3– bilefli¤inin 

geometrik izomerleri 

[Pt(H 2 O) 3 Cl 3 ] + kompleksinin geometrik izomerlerini gösteriniz. 

ÖRNEK 6 

Çözüm 

[Pt(H 2 O) 3 Cl 3 ] + bilefli¤i iki adet geometrik izomere sahiptir. 

mer- 

fac- 

[M(ox)Cl 2 (NH 3 ) 2 ] bilefli¤inin olas› geometrik izomerlerini gösteriniz. SIRA S‹ZDE 

KOORD‹NASYON B‹LEfi‹KLER‹N‹N ‹S‹MLEND‹R‹LMES‹ 


Koordinasyon bilefliklerinin isimlendirilmesi IUPAC (Uluslararas› Teorik ve Uygulamal› 

Kimya Birli¤i) (International Union of Pure and Applied Chemistry) taraf›ndan 

belirlenen kurallara uygun olarak yap›lmaktad›r. 

SORU 

• Bilefliklerin kapal› formülleri ifade edilirken, birincil koordinasyon küresi 

köfleli parantez içinde yer alacak flekilde, önce merkez atom 

D‹KKAT 

arkas›ndan ligantlar›n 

formülleri yaz›l›r. Koordinasyon küresinin d›fl›ndaki karfl›t iyon 

katyon ise parantezin önüne, anyon ise parantezin arkas›na yaz›l›r. Afla¤›da 

SIRA S‹ZDE 

bu kurala göre yaz›lm›fl kompleks formülleri görmekteyiz. 

5 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

K 4 [Fe(CN) 6 ] [Co(en) 2 I(H 2 O)](NO 3 ) 2 

AMAÇLARIMIZ 

• Ligantlar önce negatif iyonlar, ard›ndan nötr atomlar ve pozitif iyonlar s›ralamas› 

dikkate al›narak yaz›l›r. 

AMAÇLARIMIZ 

[CrCl 2 (H 2 O) 4 ]Cl [CoN 3 (NH 3 ) 5 ]SO K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

4 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET


• Birincil koordinasyon küresinin yükü varsa köfleli parantezin sa¤ üst köflesine 

yaz›l›r. 

[Cr(H 2 O) 6 ] 3+ [PtCl 3 (C 2 H 4 )] – 

• Koordinasyon bilefliklerinde s›ras›yla önce ligantlar›n daha sonra merkez 

atomun isimleri yaz›l›r. Ligantlar yaz›l›rken say›lar›n› belirten ön eklerine bak›lmaks›z›n 

alfabetik s›ra izlenir ve merkez atomun de¤erli¤i belirtilir. De- 

¤erlik iki flekilde ifade edilir. 

1. Metalin isminin sonuna parantez içinde Roma rakamlar› kullan›larak 

(Stock sistemi) 

2. Metalin isminin sonunametal iyonun de¤erli¤i metal iyonunun de¤iflikli¤i 

birincil koordinasyon küresinin yükü Arap rakamlar› kullan›larak (Ewen- 

Basset sistemi) 

Afla¤›da bu kurallara uygun olarak isimlendirilmifl bir koordinasyon bilefli¤i 

örnek olarak verilmifltir. 

[Fe(CN) 5 CO] 3– 

Karbonilpentasiyanoferrat(II) iyonu (Stock Sistemi) 

Karbonilpentasiyanoferrat(-3) iyonu (Ewen-Basset Sistemi) 

• Birincil koordinasyon küresi art› yüklü veya nötr ise metalin ismi oldu¤u gibi 

yaz›l›r. Eksi yüklü ise metalin isminin ard›na “-at” eki getirilir. Çizelge 

7.3’te baz› metallerin isimleri ve anyonik halleri verilmifltir. 

Çizelge 7.3 

Baz› metallerin 

Latince isimleri ve 

birincil 

koordinasyon 

küresinin eksi yüklü 

olmas› durumunda 

metalin 

isimlendirilmesi 

Merkez Atom 

Merkez Atom 

Cr Krom Kromat Ag Gümüfl Arjantat 

Zn Çinko Çinkat Fe Demir Ferrat 

Au Alt›n Aurat Sb Antimon Stibat 

Sn Kalay Stannat Pb Kurflun Plumbat 

Mn Mangan Manganat Al Alüminyum Alüminat 

Pt Platin Platinat Co Kobalt Kobaltat 

Ni Nikel Nikelat Hg Civa Merkürat 

• Ligantlar isimlendirilirken nötral molekül ve katyonlar›n ismi aynen yaz›l›r. 

Anyonlar ise isimlerinin ard›na “-o” eki almaktad›r. Bilinen baz› ligantlar ve 

isimleri Çizelge 7.4’te verilmifltir. 

Çizelge 7.4 

Baz› ligantlar ve 

isimleri 

Ligant 

Formülü 

Ligant 

‹smi 

Ligant 

Formülü 

Ligant 

‹smi 

Ligant 

Formülü 

Ligant 

‹smi 

F – Floro Cl – Kloro Br – Bromo 

OH – Hidrokso O 2 

2– Perokso O 2– Okso 

CN – Siyano OCN – Siyanato SCN – Tiyosiyanato 

CO 3 

2– Karbonato CO Karbonil SO 4 

2– Sülfato 

NO Nitrozil NH 3 Amin H 2 O Akua 

NO 2 

– Nitro ONO – Nitrito N 3 

– Azido 

NH 2 

– Amido NH – ‹mido H – Hidrido 

SO 3 

2– Sülfito ClO 3 

– Klorato S 2 O 3 

2– Tiyosülfato 

CH 3 Metil C 6 H 5 Fenil (C 6 H 5 ) 3 P Trifenilfosfin


193 

• Ligantlar›n say›s›n› belirtmek için kullan›lan ön ekler Çizelge 7.5’te verilmifltir. 

Bileflikler isimlendirilirken ligant say›lar›n› belirtmek için I. ön ekler kullan›l›r. 

Ancak Ligantlar›n kendi isimleri içinde bu ekler geçiyorsa (etilendiamin 

vb.) veya I. ön ekler kullan›ld›¤›na ifade etmek istedi¤imizden farkl› bir 

anlam ortaya ç›k›yorsa II. ön ekler kullan›l›r. II. ön eklerden sonra ligant›n 

ismi parantez içine al›narak yaz›l›r. Ayn› zamanda II. ön ekler çok diflli ligantlar›n 

merkez atoma ba¤land›¤› durumlarda da kullan›l›r. 

Ligant Say›s› I. Ön Ek II. Ön Ek Ligant Say›s› I. Ön Ek II. Ön Ek 

SIRA S‹ZDE 

2 Di Bis 6 Hekza Hekzakis 

3 Tri Tris 7 Hepta Heptakis 


4 Tetra Tetrakis 8 Okta Oktakis 

5 Penta Pentakis 9 Nona SORUNonakis 

Çizelge 7.5 

Ligant say›lar›n› SIRA S‹ZDE 

belirtmek için 

kullan›lan ön ekler 


SORU 

Ligant say›s›n›n “bir” oldu¤u durumlarda ligant önüne bir önek (mono) D‹KKATkoyulmas›na 

ihtiyaç duyulmamaktad›r. 

SIRA S‹ZDE 

[Co(en) 2 Br(H 2 O)](NO 3 ) 2 kompleks bilefli¤ini isimlendiriniz. 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

ÖRNEK 7 

Çözüm 

AMAÇLARIMIZ 

 

Etilendiamin (en) isminde “di” I. ön ekini içerdi¤inden, bu ligant›n say›s›n› belirtmek 

AMAÇLARIMIZ 

üzere “bis” II. ön eki kullan›lmal›d›r. Buna göre kompleks Aquabromobis(eti- 

K ‹ T A P 

lendiamin)kobalt(III) nitrat fleklinde isimlendirilir. 

K ‹ T A P 

• Çok diflli ligantlar isimlendirilirken baz› k›saltmalar kullan›l›r. Bunlar Çizelge 

TELEV‹ZYON 

7.6’da verilmifltir. 

Ligant ‹smi Difl say›s› Ligant›n K›saltmas› 

Asetilasetonat 2 acac 

‹NTERNET 

Benzen 6 bz 

TELEV‹ZYON 

Çizelge 7.6 

Baz› çok diflli 

ligantlar ve 

k›salt›lm›fl 

‹NTERNET 

gösterimleri 

Etilendiamin 2 en 

Siklopentadienil 5 cp 

Bipiridin 2 bpy 

Etilendiamintetraasetat 6 edta 

Oksalat 2 ox 

Dietilentriamin 3 dien 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

Daha fazla çok diflli ligantlar ve k›saltmalar› için Anaorganik kimya kitaplar›na D‹KKAT bak›n›z. 

D‹KKAT 

[RuCl(cp)(PPh 3 ) 2 ] bilefli¤ini isimlendiriniz. 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

ÖRNEK 8 

Çözüm 

AMAÇLARIMIZ 

Cp “siklopentadienil” ligant›n›n PPh 3 de “trifenilfosfin” ligant›n›n k›salt›lm›fl gösterimidir. 

AMAÇLARIMIZ 

Buna göre kompleksin ismi, 

Klorosiklopentadienilbis(trifenilfosfin)rutenyum(I)’dir. K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON


• Bileflik iki kompleks iyondan olufluyorsa önce katyonik k›sm›n ismi yaz›l›r. 

Örne¤in; [Ag(NH 3 ) 2 ] 2 [PtCl 4 ] Diamingümüfl(I) tetrakloroplatinat(II) 

• Köprülü komplekslerde iki metal atomunun aras›ndaki köprü ligantlar›n›n 

isminden önce “µ-” ön eki getirilir. Buna örnek olarak afla¤›daki kompleks 

verilebilir. 

Tetraminkobalt(III)- µ-amido-µ-süperoksotetraminkobalt(III) iyonu 

veya 

µ-amido-µ-süperoksobis(tetraminkobalt(III)) iyonu 

ÖRNEK 9 

Afla¤›da isimleri verilen koordinasyon bilefliklerinin formüllerini yaz›n›z. 

Sodyum tetrakloronikelat(II) 

Diamingümüfl(I) disiyanoarjantat(I) 

Çözüm 

Na 2 [NiCl 4 ] 

[Ag(NH 3 ) 2 ][Ag(CN) 2 ] 

SIRA S‹ZDE 


D‹KKAT 

6 

ÖRNEK SORU 10 

Afla¤›da isimleri SIRA verilen S‹ZDE koordinasyon bilefliklerinin formüllerini yaz›n›z. 

Sodyum nitrozilpentasiyonoferrat (II) 

Diklorobis(etilendiamin)rutenyum(II) 


(µ-hidroksobis(pentaminkrom(III) klorür 

SORU 

Afla¤›da formülleri verilen koordinasyon bilefliklerini isimlendiriniz. 

[Fe(NH 3 ) 6 ][Cr(CN) 6 ] 

D‹KKAT 

(NH 4 ) 2 [Ni(C 2 O 4 ) 2 (H 2 O) 2 ] 

SIRA S‹ZDE 

Çözüm SIRA S‹ZDE 

Hekzamindemir(III) hekzasiyanokromat(III) 

Amonyum diaquabis(okzalato)nikelat(II) 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

SIRA S‹ZDE 

K ‹ T A P 


TELEV‹ZYON 

SORU 

7 

Afla¤›da formülleri SIRA S‹ZDE verilen koordinasyon bilefliklerini isimlendiriniz. 

[Pt(py) 4 ][PtCl K 4 ‹] 

T A P 

[Cr(NCS) 4 (NH DÜfiÜNEL‹M 3 ) 2 ) – 

TELEV‹ZYON 

SORU 

D‹KKAT 

‹NTERNET 

SIRA S‹ZDE 

D‹KKAT 

‹NTERNET 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P


195 

Özet 

Geçifl metalleri periyodik çizelgenin d bloku elementleridir 

ve k›smen dolu d orbitallerine sahiptirler. Geçifl 

metallerini temel grup elementlerinden ay›ran baz› belirgin 

özellikleri vard›r. Bu elementlerin burada inceledi¤imiz 

en önemli özelli¤i iyonik hallerinin çeflitli molekül 

veya iyonlarla kompleks bileflikler oluflturmalar›d›r. 

Bir metal atomunun inorganik veya organik iyon ve 

moleküller ile verdi¤i kat›lma ürünlerine koordinasyon 

bilefli¤i denir. Koordinasyon bilefli¤inin merkezinde yer 

alan geçifl metalleri veya katyonlar›na merkez atomu 

denir. Koordinasyon bilefli¤i oluflturmak üzere merkez 

atomuna ba¤lanan yüklü veya yüksüz gruplara ligant 

denmektedir. CN – , H – , C 2 O 2– 4 , NH 3 , CO, H 2 O, NO 2 , 

en, acac ligantlara örnek olarak verilebilir. 

Bilim adamlar›, koordinasyon bilefliklerinin oluflmas›nda 

bir çok etkenin rol ald›¤›n› düflünmektedirler. Bunlar, 

metalin elektron dizilimi ve de¤erli¤i, ba¤ oluflumuna 

kat›labilecek uygun enerjili orbital say›s›, ligantlar›n 

boyutu ve sterik etkileri, orbitallerdeki elektronlar›n 

çiftlenmifl veya çiftlenmemifl olmalar› olarak s›ralanabilir. 

Koordinasyon bileflikleri üzerine günümüzde de kabul 

edilmekte olan ilk çal›flmalar A. Werner ve S.M. Jorgensen 

taraf›ndan yap›lm›flt›r. Werner kendisine 1913 

y›l›nda Nobel ödülü kazand›ran ve bugün hala da kabul 

gören bir seri öneride bulunmufltur. Bu önerilerinde 

Werner, koordinasyon say›s› ve birincil koordinasyon 

küresi terimlerini aç›klam›flt›r. 

Komplekslerin geometrilerini belirleyen bir çok etken 

vard›r. Bunlardan en önemlisi merkez atomunun koordinasyon 

say›s›d›r. ‹kili koordinasyona sahip bileflikler 

lineer (do¤rusal) geometridedir. Bunlara örnek olarak 

[Cu(NH 3 ) 2 ] + , [Au(CN) 2 ] – , [AgCl 2 ] – ve [HgCl 2 ] verilebilir. 

Koordinasyon say›s› üç olan bilefliklerin geometrileri 

düzlem üçgen veya üçgen piramit olmaktad›r. Düzlem 

üçgen geometriye sahip bilefliklere örnek olarak HgI – 3 

ve [Cu(CN) 3 ] 2– , üçgen piramit yap›s›ndaki bilefliklere 

ise SnCl – 3 verilebilir. Koordinasyon say›s› dört olan bilefliklerde 

gözlenen geometriler düzgün dört yüzlü ve 

kare düzlemdir. Düzgün dörtyüzlü bilefliklere örnek 

olarak [BeCl 4 ] 2– ve [Co(CO) 4 ] – , kare düzlem bilefliklere 

ise [Ni(CN) 4 ] 2– ve [PdCl 4 ] 2– verilebilir. Beflli koordinasyona 

sahip bileflikler için gözlenen iki geometri üçgen 

çift piramit ve kare piramittir. Bu iki geometrik yap›n›n 

enerjileri birbirine oldukça yak›nd›r. Bu tür bilefliklere 

örnek olarak [Fe(CO) 5 ] kompleksi verilebilir. Geçifl metallerinde 

en yayg›n olarak gözlenen kompleksler koordinasyon 

say›s› alt› olanlard›r. Bu bilefliklerin geometrileri 

düzgün sekizyüzlü veya üçgen prizma olmakla birlikte 

daha çok gözlenen geometri düzgün sekizyüzlüdür. 

Alt› koordinasyonlu komplekslere örnek olarak 

[Cr(NH 3 ) 6 ] 3+ , [Mo(CO) 6 ] ve [Fe(CN) 6 ] 3– bileflikleri verilebilir. 

Çok yayg›n olmamakla birlikte koordinasyon bilefliklerinde 

yedi, sekiz ve dokuzlu koordinasyonlar da 

görülmektedir. 

Koordinasyon bilefliklerindeki izomerlik “yap›sal izomerlik” 

ve “stereoizomerlik” olmak üzere iki grupta incelenmektedir. 

Yap›sal izomerlik, ayn› molekül formülüne 

sahip bilefliklerdeki atomlar›n birbirine ba¤lanma 

s›ralar›ndaki farkl›l›ktan veya en az bir metal-ligant ba- 

¤›n›n farkl› olmas›ndan kaynaklanmaktad›r. Yap›sal izomerlik 

türleri “hidrat izomerli¤i”, “iyonlaflma izomerli- 

¤i”, “ba¤lanma izomerli¤i”, “koordinasyon izomerli¤i” 

ve “polimerleflme izomerli¤i” olmak üzere befl grupta 

toplanabilir. Bir merkez atom veya iyon çevresindeki 

ayn› ligantlar›n farkl› konumlanmalar›ndan ileri gelen 

izomerlik türüne “stereoizomerlik” denir. Birbirinin stereoizomeri 

olan yap›lar›n tüm ba¤lar› ayn› fakat ba¤lar›n 

uzaydaki yönelmeleri farkl›d›r. Stereoizomerlik 

“enantiyomerlik” ve “diyastereoizomerlik” olmak üzere 

iki grupta incelenmektedir. Enantiyomerler birbirinin 

ayna görüntüsü olan ve üst üste çak›flt›r›lamayan moleküllerdir. 

Enantiyomerlerin d›fl›ndaki stereoizomerler 

“diyastereoizomerler” olarak tan›mlan›r. Diyastereoizomerlik, 

geometrik izomerlik ve konformasyon izomerli- 

¤i olarak s›n›fland›r›lmaktad›r. 

Koordinasyon bilefliklerinin isimlendirilmesi IUPAC 

(Uluslararas› Teorik ve Uygulamal› Kimya Birli¤i) (International 

Union of Pure and Applied Chemistry) taraf›ndan 

belirlenen kurallara uygun olarak yap›lmaktad›r. 

Bilefliklerin formülleri yaz›l›rken birincil koordinasyon 

küresi köfleli parantez içine al›n›r. Önce merkez atom 

arkas›ndan ligantlar›n formülleri yaz›l›r. Birincil 

koordinasyon küresinin d›fl›ndaki karfl›t iyon katyon ise 

parantezin önüne, anyon ise parantezin arkas›na yaz›- 

l›r. Ligantlar›n önce negatif, ard›ndan nötr ve pozitif 

fleklinde s›ralanmas› tercih edilir. Birincil koordinasyon 

küresinin yükü köfleli parantezin sa¤ üst köflesine yaz›- 

l›r. Komplekslerin ve kompleks iyonlar›n›n formüllerinin 

yaz›l›fl›na [CoN 3 (NH 3 ) 5 ]SO 4 ve [PtCl 3 (C 2 H 4 )] – örnek 

olarak verilebilir.


Koordinasyon bileflikleri isimlendirilirken önce ligantlar›n 

ard›ndan merkezi atomun isimleri yaz›l›r. Ligantlar 

yaz›l›rken say›lar›n› belirten ön eklerine bak›lmaks›z›n 

alfabetik s›ra izlenir. ‹simlendirme yap›l›rken merkez 

atomun de¤erli¤i belirtilmelidir. Birincil koordinasyon 

küresi art› yüklü veya nötr ise metalin ismi oldu¤u gibi 

yaz›l›r. Eksi yüklü ise metalin isminin ard›na “-at” eki 

getirilir. Ligantlar isimlendirilirken nötral molekül ve 

katyonlar›n ismi aynen yaz›l›r. Anyonlar ise isimlerinin 

ard›na “-o” eki almaktad›r. Bileflik iki kompleks iyondan 

olufluyorsa önce katyonik k›sm›n ismi yaz›l›r. Köprülü 

komplekslerde köprü ligantlar›n›n isminden önce 

“µ-” ön eki getirilir. Komplekslerin isimlendirilmesine 

[Fe(CN) 5 CO] 3 Karbonilpentasiyanoferrat(II) iyonu ve 

[Ag(NH 3 ) 2 ] 2 [PtCl 4 ] Diamingümüfl(I) tetrakloroplatinat(II) 

örnek olarak verilebilir.


197 


5. Afla¤›da verilen bilefliklerin koordinasyon say›lar› 

1. Geçifl metallerinin özellikleri ile ilgili afla¤›daki ifadelerden 

e. [Co(py) 4 ](NO 3 ) 2 


s›ras›yla kaçt›r? 

a. Geçifl metallerinin iyonlar› çeflitli molekül veya (i) [CoCl 2 (en) 2 ]NO 2 

iyonlarla kararl› koordinasyon bileflikleri oluflturabilirler 

(ii) [AuCl 2 ] – 

(iii)[Mo(C 

b. Birden fazla farkl› de¤erli¤e sahip olabilirler 

2 O 4 ) 3 ] 

c. Bileflikleri genellikle renksizdir 

a. (i) 4, (ii) 4, (iii) 6 

d. Genellikle k›smen dolu d orbitallerine sahiplerdir 

b. (i) 6, (ii) 4, (iii) 6 

c. (i) 4, (ii) 2, (iii) 3 

e. Oluflturduklar› bileflikler genellikle paramanyetik 

d. (i) 4, (ii) 2, (iii) 6 

özellik gösterirler 

e. (i) 6, (ii) 2, (iii) 6 

2. Afla¤›daki koordinasyon bilefliklerinde merkez metal 

iyonlar›n›n d elektronlar› say›s› s›ras›yla kaçt›r? 

6. Afla¤›daki koordinasyon bilefliklerinden hangisi 

[Cr(H 2 O) 5 (NO 2 )]Cl 2 bilefli¤inin ba¤lanma izomeridir? 

K 3 [Co(CN) 6 ] 

a. [Cr(H 2 O) 3 Cl 2 (NO 2 )](H 2 O) 2 

[Mo(NH 3 ) 6 ]ClO 4 

b. [Cr(H 

[ReOF 5 ] 2– 

2 O) 4 Cl(NO 2 )]Cl.H 2 O 

c. [Cr(H 2 O) 4 Cl(ONO)]Cl.H 2 O 

a. 6, 4, 2 

d. [Cr(H 2 O) 5 (ONO)]Cl 2 

b. 6, 2, 1 

e. [Cr(H 2 O) 5 Cl]Cl.NO 2 

c. 6, 1, 2 

d. 4, 4, 2 

7. Afla¤›daki kompleks iyonlar›n›n ligantlar›n›n farkl› 

e. 4, 1, 4 

konumlara yerleflmesinden ileri gelen geometrik izomer 

say›lar› kaçt›r? 

3. Afla¤›daki koordinasyon bilefliklerinde merkez atomlar›n›n 

de¤erlikleri ve birincil koordinasyon kürelerinin 

yükleri s›ras›yla kaçt›r? 

(i) [Co(en) 2 (H 2 O) 2 ] 2+ 

(ii) [Cr(H 2 O) 2 Cl 2 Br 2 ] – 

(i) Na 3 [Co(NO 2 ) 6 ] 

a. (i) 3 (ii) 5 

(ii) [PtCl(NO 2 )(NH 3 ) 4 ](NO 2 ) b. (i) 1 (ii) 2 

2 

(iii)[Co(CO) 3 (en) 2 ]Cl 

c. (i) 2 (ii) 5 

d. (i) 0 (ii) 2 

a. (i) +2, -3; (ii) +4, +3; (iii) +2, +1 

e. (i) 2 (ii) 3 

b. (i) +3, -3; (ii) +4, +2; (iii) +1, +1 

c. (i) +3, -3; (ii) +6, +2; (iii) +2, +2 

8. Birbirinin ayna görüntüsü olan izomerlere ne ad 

d. (i) +5, +3; (ii) +4, -4, (iii) +1, -1 

verilir? 

e. (i) +2, -3; (ii) +2, -2; (iii) +2, -1 

a. Enantiyomer 

b. Kiral 

4. Bir koordinasyon bilefli¤inin 0,2 g’›n›n 0,141 g piridin 

c. Geometrik izomer 

(py), 0,026 g kobalt (Co) içerdi¤i belirlenmifltir. Ay- 

d. Rasemat 

r›ca bilefli¤in sulu çözeltisine AgNO 3 ilavesi yap›ld›¤›nda 

0,128 g AgCl çökmektedir. Buna göre, koordinasyon 

bilefli¤inin formülü afla¤›dakilerden hangisidir? 

e. Stereoizomer 

a. [Co(py) 6 (Cl)] (NO 3 ) 

b. [Co(py) 4 ]Cl 2 

c. [Co 2 (py) 5 (Cl) 2 ](NO 3 ) 2 

d. [Co 3 (py) 8 (Cl) 2 ](NO 3 ) 4



9. Afla¤›dakilerden hangisi “tetramindihidroksoalüminyum(III)” 

iyonunun formülüdür? 

a. [Al(NH 3 ) 3 (OH) 2 ] 2– 

b. [Al(NH 3 ) 4 (OH)] 2+ 

c. [Al(NH 3 ) 4 (OH) 2 ] 3– 

d. [Al(NH 3 ) 4 (OH) 2 ] + 

e. [Al(NH 3 ) 4 (OH)] 3+ 

10. IUPAC taraf›ndan belirlenen kurallara göre, 

[Cr(CN) 2 (CO) 2 (H 2 O) 2 ] kompleksinin ad› afla¤›dakilerden 

hangisidir? 

a. Diaquadikarbonildisiyanokromat(II) 

b. Dihidrodikarbonildisiyanokrom(II) 

c. Diaquadikarbonildisiyanokrom(II) 

d. Diaquadikarbonilbis(tiyosiyanato)krom(II) 

e. Dihidrodikarbonilbis(izotiyosiyanato)krom(II) 

1. c Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Geçifl Metalleri ve Özellikleri” 


2. a Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Geçifl Metalleri ve Özellikleri” 


3. b Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Koordinasyon Bileflikleri 

ve ‹lgili Baz› Kavramlar” konusunu yeniden gözden 

geçiriniz. 

4. b Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Koordinasyon Bilefliklerinin 

Geometrisi” konusunu yeniden gözden geçiriniz. 

5. e Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Koordinasyon Bilefliklerinin 

Geometrisi” konusunu yeniden gözden geçiriniz. 

6. d Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Koordinasyon Bilefliklerinde 

‹zomerlik” konusunu yeniden gözden geçiriniz. 

7. a Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Koordinasyon Bilefliklerinde 


8. a Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Koordinasyon Bilefliklerinde 


9. d Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Koordinasyon Bilefliklerinin 

‹simlendirilmesi” konusunu yeniden gözden 

geçiriniz. 

10. c Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Koordinasyon Bilefliklerinin 

‹simlendirilmesi” konusunu yeniden gözden 

geçiriniz.


199 



Söz konusu merkez atomlar›n elektron dizilimlerini incelersek Ni 2+ d 8 , Fe 3+ d 5 ile sonlanmaktad›r. d orbitallerinde 

elektron geçifli mümkündür. Cd 2+ d 10 ile sonlanmaktad›r ve elektron diziliminde d orbitalleri tamamen doludur, 

renksizdir. 


AgCl’ün mol say›s›: 

1mol 

n AgCl = 7,17 g . ––––––– = 0,05 mol 

143,32 g 

Bilefli¤in mol say›s›: 

1mol 

n Bileflik = 6,25 g . ––––––– 

250,05 g 

= 0,025 mol 

Bu durumda 1 mol bileflik 2 mol AgCl oluflturmufltur. Birincil koordinasyon küresi d›fl›nda 2 tane klor vard›r. Formül 

[CoCl(NH 3 ) 5 ]Cl 2 fleklindedir. 


[FeCl 4 ] – ve [VO 4 ] 3– bilefliklerinde merkez iyonlar›n elektron dizilimleri s›ras›yla d 5 ve p 6 ile sonlanmaktad›r. Hibritleflmeye 

kat›lmaya elveriflli say›da d orbitalleri bulunmad›¤›ndan sp 3 hibritleflmesi yaparlar ve bu bileflikler düzgün 

dörtyüzlü geometriye sahiptir. [PtCl 4 ] 2– bilefli¤inde merkez iyonunun elektron dizilimi d 8 ile sonlanmaktad›r ve dsp 2 

hibritleflmesi yapabilecek uygun say›da d orbitaline sahiptir. Buna göre [PtCl 4 ] 2– kare düzlem geometriye sahip bir 

komplekstir. 


Cis-[Pt(SCN) 2 (NH 3 ) 2 ] - Cis-[Pt(NCS) 2 (NH 3 ) 2 ] kompleks çiftinin ilk izomerinde ambidendat ligant olan SCN metale S 

verici atomundan ba¤lan›rken (tiyosiyanato kompleksi), ikinci izomerde N verici atomundan ba¤lanmaktad›r (izotiyosiyanato 

kompleksi). Bu iki bileflik ba¤lanma izomerleridir. 

[Co(en) 2 (NO 2 )Cl]SCN - [Co(en) 2 (NO 2 )SCN]Cl - [Co(en) 2 (SCN)Cl]NO 2 kompleks grubunda koordinasyon küresinin 

içindeki iyonlar ile d›fl›ndaki iyonlar yer de¤ifltirmektedir. Bu üç bileflik iyonlaflma izomerleridir. 


M(acac)Cl 2 (NH 3 ) 2 bilefli¤inin üç adet geometrik izomeri vard›r.



Sodyum nitrozilpentasiyanoferrat (II) Na 3 [Fe(CN) 5 (NO)] 

Diklorobis(etilendiamin)rutenyum(II) [RuCl 2 (en) 2 ] 

µ-hidroksobis(pentaminkrom(III)) klorür [Cr(NH 3 ) 5 -µ-OH-Cr(NH 3 ) 5 ]Cl 5 


[Pt(py) 4 ][PtCl 4 ] 

[Cr(NCS) 4 (NH 3 ) 2 )] – 

Tetrakis(piridin)platin(II) tetrakloroplatinat(II) 

Diamintetrakis(izotiyosiyanato)krom(III) iyonu 


Cotton, F.A., Wilkinson, G., Gaus, P.L. (1995). Basic 

Inorganic Chemistry (Third Edition), Canada: John 

Wiley & Sons, Inc. 

Gilreath, E.S. (1958). Fundamental Concepts of 

Inorganic Chemistry, Tokyo, Japan: McGraw-Hill 

Book Company, Inc. 

Gündüz, T. (2005). Koordinasyon Kimyas› (3. Bask›), 

Ankara: Gazi Kitabevi. 

Jolly, W.L. (1991). Modern Inorganic Chemistry 

(Second Edition), Singapore: McGraw-Hill Book 

Company, Inc. 

Kaya, C. (2008). ‹norganik Kimya 2, Ankara: Palme 

Yay›nc›l›k. 

Ölmez, H., Y›lmaz, V.T. (2004). Anorganik Kimya 

Temel Kavramlar (3. Bask›), Samsun: Otak Form- 

Ofset Bas›m San. Ve Tic. A.fi. 

Shriver, D.F., Atkins, P.W., Langford, C.H. (1994, 1995). 

Inorganic Chemistry (Second Edition), Oxford: 

Oxford University Press. 

Tunal›, N.K., Özkâr, S. (2007). Anorganik Kimya (6. 

Bask›), Ankara: Gazi Kitabevi.



 

 

 

 


De¤erlik ba¤› teorisini kullanarak koordinasyon bilefliklerinin geometri, hibritleflme 

ve manyetik özelliklerini tan›mlayabilecek, 

Kristal Alan Teorisi ile oktahedral, tetrahedral ve karedüzlem komplekslerin 

spektrokimyasal özelliklerini aç›klayabilecek, 

Koordinasyon bilefliklerinin geometrilerinde meydana gelen bozulma türlerini 

ve bozulman›n nedenini tart›flabilecek, 

Koordinasyon bilefliklerinde σ- ve π- ba¤lar›n›n oluflumunu molekül orbital 

teorisini kullanarak aç›klayabilecek bilgi ve beceriler kazanacaks›n›z. 


• Etkin Atom Numaras› 

• ‹ç Orbital-D›fl 

Orbital Kompleksleri 

• Kristal Alan Yar›lmas› 

• Tetragonal Bozulma 

• π Al›c›/Verici Ligantlar 

• Kristal Alan Kararl›l›k Enerjisi 

• Spektrokimyasal Seri 



Koordinasyon 

Bilefliklerinde 

Ba¤lanma Teorileri 


• ETK‹N ATOM NUMARASI VE 18 

ELEKTRON KURALLARI 

• DE⁄ERL‹K BA⁄I TEOR‹S‹ 

• KR‹STAL ALAN TEOR‹S‹ 

• MOLEKÜL ORB‹TAL TEOR‹S‹

Koordinasyon Bilefliklerinde 

Ba¤lanma Teorileri 

G‹R‹fi 

Bir bileflikteki elektronlar›n say›s› bilefli¤in kimyasal formülünü belirlemede kullan›lan 

önemli bir yöntemdir. Hafif elementlerde okted kural› kullan›larak bilefliklerin 

formüllerinin do¤ru olarak yaz›labildi¤ini görmüfltük. Ancak, bu yöntemle koordinasyon 

bilefliklerinin formüllendirilmesi güçtür. Koordinasyon bilefliklerinde 

merkezdeki metal atomuna ba¤l› olan ligantlar›n say›s› koordinasyon say›s› olarak 

isimlendirilir. Her bir ligant metal iyonuna bir elektron çifti vererek (Lewis baz›) 

koordine kovalent ba¤ oluflturur. Geçifl metalleri bofl d orbitallerine sahiptir ve ligantlardan 

gelen elektron çiftleri bu orbitallere aktar›l›r. Bilindi¤i gibi soygazlar›n 

elektronik düzenlenmesi en kararl› haldir. Sidgwick, metal atomu en yak›n›ndaki 

soygaz konfigürasyonuna sahip olup en kararl› hale ulaflmak için ligantlardan gelen 

elektron çiftlerini kabul eder düflüncesinden yola ç›karak etkin atom numaras› 

teorisini ortaya atm›flt›r. Etkin atom numaras› (EAN) koordinasyon bilefliklerinde 

metal atomu çevresindeki elektron say›s›d›r. Koordinasyon bilefliklerinde, merkez 

atomunun 9 tane de¤erlik orbitali bulunur. Bu dokuz orbitalin tamamen dolmas› 

halinde toplam 18 elektron say›s›na ulafl›lm›fl olur. Bu nedenle bu teoriye ayn› zamanda 

18 elektron kural› da denir. 

Bir koordinasyon bilefli¤inde 

merkez metal atomuna ba¤l› 

olan ligant say›s›na 

koordinasyon say›s› denir. 

ETK‹N ATOM NUMARASI VE 18 ELEKTRON KURALLARI 

Gerçekten de incelendi¤inde kararl› komplekslerin ço¤unun 18, 36, 54 veya 86 de- 

¤erlik elektronlar›na sahip oldu¤u görülür. Bu de¤erler periyotlar›n sonunda bulunan 

kararl› soygaz elementlerinin elektron say›lar›na eflittir. Örnek olarak 

[Co(NH 3 ) 6 ] 3+ kompleksini inceleyelim; Co 3+ merkez iyonu 24 elektrona sahiptir. 

Her bir amonyak ligant› merkez atomuna ba¤lan›rken elektron çifti (2 elektron) 

sunar. Alt› adet liganttan 12 elektron (2.6=12) çifti gelir. Kompleksin toplam elektron 

say›s› 36 (24+12=36) olur. Bu de¤er kobalt›n periyodunda bulunan soygaz atomu 

kriptonun elektron say›s›na eflittir. Di¤er taraftan, ligantlardan gelen 12 elektronla 

birlikte metalin de¤erlik orbitalleri 18 (6+12=18) elektrona ulaflm›flt›r. Dolay›s›yla 

[Co(NH 3 ) 6 ] 3+ kompleksi hem EAN hemde 18 elektron kural›na göre kararl› bir 

komplekstir. Çizelge 8.1’de baz› ligantlar›n metal atomuna ba¤lanma s›ras›nda verdikleri 

elektron say›lar› verilmifltir.


Çizelge 8.1 

Ligantlar›n metalle 

ba¤lanma s›ras›nda 

verdikleri elektron 

say›lar›. 

Ligant türleri 

H, alkiller( metil -CH 3 , etil -C 2 H 5 , fenil -C 6 H 5 

vs), NO + (nitrozil katyonu) 

Verdi¤i elektron say›s› 

1 

NR 3 (amin), PR 3 (fosfin), CO (karbonil), N≡CR 

(nitriller) R 2 C=CR 2 (alkenler), RC≡CR ( bazen 

4e - ), Halojenürler (F - , Cl - , Br - , I - ), H - (hidrür), 

RO- (alkoksit), RS (tiyolat), NO - (nitrozil 

anyonu) 

2 

NO (nitrozil, ), CH 2 =CH-CH 2 3 

Etilendiamin (en), Dienler (bütadien vs) 4 

Siklopentadienil (Cp) 5 

Benzen (bn) 6 

ÖRNEK 

[Zn(en) 3 ] 2+ kompleks bilefli¤inin EAN kural›na uyup uymad›¤›n› irdeleyiniz. 

(Zn=30) 

Çözüm 

Zn:1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 

Zn 2+ : 18 [Ar]4s 0 3d 10 

[Zn(en) 3 ] 2+ kompleks iyonunda metal atomu (Zn 2+ ) 28 elektrona sahiptir. Etilendiamin 

(en) ligantlar›ndan her biri 4 elektron sunar (Çizelge 8.1). Toplamda 

3.4=12 elektron ligantlardan gelir ve kompleksdeki toplam elektron say›s› 28+12=40 

olur. Dolay›s›yla [Zn(en) 3 ] 2+ kompleksi EAN kural›na uymaz. 

ÖRNEK 

[Mn(CO) 5 ] 2 kompleks bilefli¤inin 18 elektron kural›na uyup uymad›¤›n› irdeleyiniz. 

(Mn=25) 

[Mn(CO) 5 ] 2 kompleksinin aç›k yap›s› afla¤›daki gibidir. 

‹ki metal atomunun birbirine ba¤l› oldu¤u bu kompleks eflit iki parça gibi 

düflünebiliriz. Buna göre metal atomu mangan›n 7 de¤erlik elektronu vard›r. Karbonil 

(CO) ligantlar›n›n her biri 2 elektron sunar. Toplamda 5.2=10 elektron ligantlardan 

gelir. Bu tür komplekslerde metal-metal ba¤›ndan gelen elektron katk›s› 1 

dir.

8. Ünite - Koordinasyon Bilefliklerinde Ba¤lanma Teorileri 

205 

Mn: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 7 e - 

Mn-Mn: 1 e - 

CO: 2e - 5.2e - 10 e - 

18 e - (Kararl› kompleks) 

[Pt(NH 3 ) 2 Cl 2 ] kompleksi 18 elektron kural›na uyar m›? 

ÖRNEK 

Çözüm 

Pt: [Xe]6s 1 5d 9 

Pt 2+ : [Xe]6s 0 5d 8 8 e - 

NH 3 : 2e - 

Cl - : 2e - 2.2e - 

2.2e - 4 e - 

4 e - 

16 e - (18 e - kural›na uymaz) 

18 elektron kural›na göre IrCl(CO) (PPh 3 ) 2 [Co(CO) 4 ] - , [Fe(CN) 6 ] 4- SIRA komplekslerinin S‹ZDE kararl›l›¤›n› 

irdeleyiniz. 

1 

SIRA S‹ZDE 

DE⁄ERL‹K BA⁄I TEOR‹S‹ 



De¤erlik ba¤ teorisini (DBT) Ünite 3’de detayl› olarak aç›klam›flt›k. Bu teori ayn› 

zamanda, 1931’de Prof. Linus Pauling taraf›ndan koordinasyon SORU bilefliklerinde ba¤lanmay› 

aç›klamak için kullan›lm›flt›r. Böylece koordinasyon bilefliklerinin stere- 

SORU 

okimyas› ve manyetik özellikleri de aç›klanm›flt›r. 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

Koordinasyon bileflikleri, metallerle ligantlar›n koordine kovalent ba¤ oluflturmalar› 

sonucu oluflan yap›lard›r. Ligantlar›n metal atomuna ba¤lanmas› s›ras›nda merkez 

atomunun enerjileri birbirine yak›n olan s, p ve d orbitalleri SIRA düzenlenerek S‹ZDE yeni 

SIRA S‹ZDE 

orbitaller olufltururlar. Bu yeni orbitallere hibrit orbitaller denir. Hibritleflme sonucu 

sp, sp 2 , sp 3 , dsp 2 , dsp 3 ve d 2 sp 3 orbitalleri oluflur. Çizelge 8.2’de koordinasyon bilefliklerine 

ait baz› hibritleflme türleri ve geometrileri verilmifltir. 

AMAÇLARIMIZ AMAÇLARIMIZ 

Çizelge 8.2 

Koordinasyon Hibritleflme 

Geometri Örnek 

K ‹ T A P 

Baz› hibritleflme K ‹ T A P 

Say›s› (KS) Türü 

türleri ve geometriler. 

2 sp Do¤rusal [Ag(NH 

TELEV‹ZYON 3 ) 2 ] + 

TELEV‹ZYON 

3 sp 2 Trigonal [HgI 3 ] - 

4 sp 3 Tetrahedral [Ni(CO) 4 ] 

4 dsp 2 Karedüzlem ‹NTERNET 

‹NTERNET 

[Ni(CN) 4 ] 2- 

5 dsp 3 Üçgen çift piramit [CuCl 5 ] 3- 

5 dsp 3 Kare piramit [Ni(CN) 5 ] 3- 

Koordinasyon bilefliklerinde en yayg›n ba¤lanma flekli metal atomuna dört veya 

alt› ligant›n ba¤land›¤› yap›lard›r. Koordinasyon say›s› 4 olan kompleksler iki


tür geometriye sahiptir. Bunlar, düzgün dört yüzlü (tetrahedral) ve karedüzlem 

geometridir. d 8 elektronik konfigürasyonuna sahip Ni 2+ metal iyonunun CN - ve Cl - 

ligantlar› ile yapt›¤› [Ni(CN) 4 ] 2- ve [NiCl 4 ] 2- kompleksleri bu yap›lara örnek olarak 

verilebilir. Her iki kompleksde Ni 2+ iyonunun koordinasyon say›s› dört olmas›na 

ra¤men manyetizmalar› ve geometrilerinin farkl› oldu¤u görülür. 

Bu durumun DBT’ne göre aç›klamas› flöyledir: CN - ligant›, Ni 2+ ’in d orbitallerinde 

bulunan eflleflmemifl elektronlar› eflleflmeye zorlayacak kuvvette bir ligantd›r. 

Bu eflleflme ile birlikte Ni 2+ ’in bir tane d orbitali (d x 

2 -y 2) boflal›r. Tamamen bofl 

olan d x 

2 -y 2, s, p x ve p y orbitalleri hibritleflerek 4 adet dsp 2 hibrit orbitallerini meydana 

getirir. Bu hibrit orbitallere CN - ligantlar› elektronlar›n› vererek karedüzlem 

geometride [Ni(CN) 4 ] 2- kompleksini oluflturur. 

Klor ligant› ise d 8 orbitallindeki elektronlar› eflleflmeye zorlayacak güçte olmad›¤› 

için bofl olan s, p x , p y , p z orbitalleri hibritleflerek sp 3 hibrit orbitallerini oluflturur. 

Klor ligantlar› elektronlar›n› bu orbitallere vererek tetrahedral geometriye sahip 

[NiCl 4 ] 2- kompleksini olufltururlar. 

[Ni(CN) 4 ] 2- kompleksinde oldu¤u gibi orbitallerinde tüm elektronlar› eflleflmifl 

olan kompleksler diyamanyetik, [NiCl 4 ] 2- kompleksindeki gibi eflleflmemifl elektron 

içeren kompleksler paramanyetik özellik gösterir. De¤erlik ba¤› teorisi komplekslerin 

manyetik özelliklerini aç›klayabildi¤i için uzun y›llar kullan›lm›flt›r. 

Koordinasyon say›s› 6 olan kompleksler oktahedral geometriye sahiptir. d 6 

konfigürasyonuna sahip Co 3+ iyonunun NH 3 ve F - ligantlar›yla yapt›¤› [Co(NH 3 ) 6 ] 3+ 

ve [CoF 6 ] 3- komplekslerinin hibritleflme, geometri ve manyetik özelliklerinin DBT 

ile nas›l aç›kland›¤›n› inceleyelim: Amonyak (NH 3 ) orta kuvvette bir ligantt›r. 

Ancak, Co 3+ metaline ba¤land›¤›nda kuvvetli ligant olarak davranarak orbitallerindeki 

eflleflmemifl elektronlar› eflleflmeye zorlar ve böylelikle metalin d orbitallerinden 

ikisi boflal›r. 2 adet 3d, 1 adet 4s ve 3 adet 4p orbitalinin hibritleflmesi sonucu 

6 adet d 2 sp 3 hibrit orbitali oluflur. NH 3 ligantlar› elektronlar›n› hibrit orbitallerine


vererek [Co(NH 3 ) 6 ] 3+ kompleksini oluflturur. Kompleksin d orbitallerindeki tüm 

elektronlar eflleflti¤i için diyamanyetiktir. 

207 

Baz› ligantlar›n kuvvet 

s›ralamas›: I -


Metal atomu üzerindeki fazla 

yükü atmak için 

elektronlar›n› ligant›n bofl 

orbitallerine aktarmas›na 

geri ba¤lanma denir. 

fiekil 8.1 

Elektronötralite ‹lkesi ve Geri Ba¤lanma 

Kompleks oluflumunda elektron al›c› metal atomu (Lewis asidi) ile elektron verici 

ligantlar (Lewis baz›) aras›ndaki ba¤lanma s›ras›nda metal atomu üzerinde elektron 

yo¤unlu¤unun artmas› ve negatif yüklü olmas› beklenir. Fakat elektrostatik 

yasalar gere¤i negatif yük merkezde yani metal atomu üzerinde bulunamaz. Bu 

durumu Pauling, elektronötralite ilkesi ad› verilen yeni bir kavramla aç›klam›flt›r. 

Bu ilkeye göre, komplekslerin kararl› olabilmeleri için ligantlar›n elektronegatifliklerinin 

(elektron çekim kuvvetlerinin) metal atomu üzerindeki formal yükü azaltacak 

güçte olmas› gerekir. Bu ilke, halojenler (F, Cl, Br, I), N ve O gibi donör atoma 

sahip kuvvetli elektron çekici ligantlar›n metallerle daha kararl› kompleksler 

vermesini aç›klamaktad›r. 

Elektronegatiflikleri yüksek olmayan karbonil (CO), nitrozil (NO) gibi ligantlar›n 

metallerle yapt›¤› kompleksler de kararl›d›r. ‹lk bak›flta elektronegatiflikleri düflük 

olan bu ligantlar›n kararl› kompleksler vermesinin yukar›daki aç›klamaya ters 

düfltü¤ü düflünülebilir. Ancak, buradaki durum biraz daha farkl›d›r. Ligantlar›n σ - 

ba¤› oluflturmak için metal atomuna verdi¤i elektronlar metal üzerinden ligantlara 

geri aktar›l›r. Bu aktar›m, metal atomunun dolu d orbitallerinde bulunan elektronlar›n, 

ligant›n bofl orbitallerine (π*) geri verilmesiyle olur. Böylece metal üzerinde 

biriken negatif yük azaltm›fl olur. Bu olaya geri ba¤lanma denir. Metal-karbonil 

(M-CO) bilefliklerinde geri ba¤lanma olgusu fiekil 8.1’de gösterilmifltir. σ- ba¤› 

oluflturmak için metale elektron veren CO ligant› geri ba¤lanma ile bofl π* orbitallerine 

metalden elektron al›r. Böylece sistemin yükü dengelenmifl olur. 

Metal-karbonil 

komplekslerinde 

geri ba¤lanma. 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

2 

DBT’ne göre SIRA [Co(NO S‹ZDE 2 ) 6 ] 4- kompleksinin hibritleflme, geometri ve manyetizmas›n› aç›klay›n›z. 

KR‹STAL DÜfiÜNEL‹M ALAN TEOR‹S‹ 

Koordinasyon bilefliklerinin spektroskopik özelliklerini, renkliliklerini ve di¤er baz› 

yap›sal özelliklerini SORU aç›klamada DBT’nin yetersiz oldu¤unun kabul edilmesinin 

ard›ndan kimyac›lar, 1930’lu y›llarda Bethe ve Van Vleck isimli fizikçiler taraf›ndan 

önerilen kristal alan teorisini (KAT) kullanmaya bafllam›fllard›r. 

D‹KKAT 

Kristal alan teorisini anlayabilmek için öncelikle d orbitallerinin x, y ve z eksenlerinde 

geometrik düzenlenmelerini hat›rlayal›m. Metal atomunda d xy , d yz , d xz , 

d x 2 -y 2 ve dSIRA z 2 olmak S‹ZDE üzere befl d orbitali vard›r. Bunlar›n koordinat eksenlerinde 

düzenlenmeleri fiekil 8.2’de verilmifltir. 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET


209 

fiekil 8.2 

Metal atomu d 

orbitalleri. 

fiekilde görüldü¤ü gibi d xy , d yz ve d xz orbitallerinin dilimleri koordinat eksenlerinin 

aç›ortaylar› üzerinde, d x 

2 -y 

2 ve d z 

2 orbitallerinin dilimleri ise koordinat eksenlerinin 

üzerinde bulunur. Serbest halde bulunan bir metal atomunda bu befl d 

orbitali eflenerjilidir. 

KAT’da ligantlar birer noktasal eksi yüktür ve pozitif yüklü metal atomu ile aralar›nda 

elektrostatik bir çekim kuvveti vard›r (fiekil 8.3.) 

fiekil 8.3 

KAT’a göre metal 

atomu ve ligantlar 

aras›ndaki 

elektrostatik 

etkileflim. 

Negatif yüklü ve sonsuz say›da ligantlar›n bir merkez atomuna yaklaflt›¤›n› düflünelim. 

Bu durumda, merkez atomunun çevresinde küresel bir elektrik alan oluflur 

ve metalin (merkez atomun) d orbitallerindeki elektronlar ile negatif elektriksel 

alan aras›nda itme meydana gelir. Böylece metalin d orbitallerinin enerjisi artar. 

d orbitallerinin hepsi küresel elektrik alandan ayn› oranda etkilendi¤inden 

enerji art›fl› orbitallerin efl enerjilili¤ini bozmaz (fiekil 8.4b). 

fiekil 8.4 

a. Serbest metal 

atomu, 

b. Küresel alan 

etkisindeki metal 

atomu d orbitalleri. 

Oktahedral Komplekslerde Kristal Alan Teorisi 

Metal atomuna alt› ligant›n yaklaflt›¤›n› yani oktahedral bir kompleksin olufltu¤unu 

düflünelim ve metal atomunun bir kübün merkezinde oldu¤unu kabul edelim. Metal 

atomunun d orbitallerininin x, y, z eksenlerindeki yönelmeleri fiekil 8. 5’de verilmifltir.


fiekil 8.5 

Oktahedral 

geometride metalin 

d orbitallerine 

ligantlar›n 

yaklafl›m›. 

fiekil 8.6 

Metal atomuna negatif yüklü alt› ligant küpün x, y ve z eksenleri do¤rultusunda 

yaklaflmas› halinde oktahedral bir alan oluflacakt›r. Metalin d orbitalleri bu ligant 

yaklafl›mdan farkl› etkilenecektir. fiöyleki metal atomunun koordinat eksenleri 

üzerinde bulunan d x 

2 -y 

2 ve d z 

2 orbitalleri eksen do¤rultusunda yaklaflan ligantlardan 

daha çok etkilenir ve enerjileri ayn› miktarda artar. Eksenlerin aç›ortaylar› 

üzerinde bulunan d xy , d yz ve d xz orbitalleri ise bu yaklaflmadan daha az etkilenir 

ve üçünün enerjiside ayn› miktarda düfler. fiekil 8.6’da oktahedral alanda metalin 

d orbitallerinin enerji de¤iflimleri görülmektedir. 

Oktahedral alanda 

metalin d 

orbitallerindeki 

düzenlenmeler. 

e g : d x 

2 -y 2 , d z 

2 

t 2g : d xy , d xz ve d yz 

d x 2 -y 2 ve d z 2 orbitallerinin O h nokta grubuna göre simetrisi e g ; d xy , d xz ve d yz 

orbitalinin ise t 2g dir. e, ikili efl enerjili orbitalleri; t, üçlü eflenerjili orbitalleri gösteren 

simgelerdir. 

Oktahedral alan etkisiyle yar›lmaya u¤rasa da d orbitallerinin toplam enerjisi 

küresel alandaki ile ayn› olmal›d›r. Enerjideki azalma -0,4 ∆ ο (-4Dq), art›fl ise +0,6 

∆ ο (+6Dq) kadard›r. Oktahedral alanda meydana gelen bu düzenlenme ile e g ve 

t 2g enerji seviyeleri aras›nda ∆ ο veya 10Dq ile gösterilen enerji fark› meydana gelir. 

Bu enerji fark›na Kristal Alan Yar›lma Enerjisi (KAYE) denir. 

Kristal Alan Yar›lma Enerjisi (KAYE) 

Ligantlar merkez atomuna ba¤lanmak üzere yaklaflt›¤›nda, metalin d orbitallerinin 

farkl› enerji seviyelerine yar›lmas› ile oluflan 10 Dq (∆ ο ) hesaplamak için çeflitli 

yöntemler kullan›l›r. Bunlardan biri UV-görünür bölge spektrumudur. Bir kompleksin 

çözeltisi üzerine gönderilen UV-görünür bölge radyasyonu kompleks taraf›ndan 

so¤urulur. Oktahedral bir kompleks so¤urma yapt›¤›nda t 2g orbitalinde bulunan 

bir elektron e g enerji düzeyine ç›kar. Bu geçifl s›ras›nda so¤urulan enerji 

miktar› ölçülerek KAYE büyüklü¤ü belirlenir. Örnek olarak [Ti(H 2 O) 6 ] 3+ kompleks 

iyonunu inceleyelim. Ti 3+ , d 1 elektronik konfigürasyonuna sahip oktahedral bir 

komplekstir.


211 

fiekil 8.7 

[Ti(H 2 O) 6 ] 3+ 

kompleksinin UVgörünür 

bölge 

spektrumu. 

[Ti (H 2 O) 6 ] 3+ kompleksinin UV görünür bölge spektrumu (fiekil 8.7) incelendi- 

¤inde 20,300 cm -1 ’de bir maksimum so¤urma band› görülmektedir. Bu bant metalin 

t 2g orbitalindeki elektronun e g orbitaline enerji absorplayarak ç›kmas›ndan kaynaklan›r 

(t 1 2g eg 0 → t 0 2g eg 1 geçifli). Bu so¤urma band›n›n enerjisini hesaplamak 

için ilk önce V max de¤erini metre cinsine çevirmemiz gerekir, 

Turuncu 

1 1 1 

ν = ⇒ λ = = = 4, 

926x10 

λ ν 

−1 

20300cm 

−5 

− 

λ = 4, 926x10 

cm= 

4, 926. 10 7 m 

−5 

cm 

K›rm›z› 

Mor 

Sar› 

Yeflil 

Buradan 10 ∆ q de¤eri, 

8 1 

34 3 00 10 

10Dq h v h c − 

− , x ms 

= . = . = 6, 

626x10 

Js 

= 4, 

03x10 

λ 

−7 

4, 

926x10 

m 

−19 

100 , kjmol 

4, 03x10 

J. 

166 , x10 

−1 

−21 

= 243 kJmol 

J 

−1 

−19 

J 

Mavi 

Hesaplanan bu KAYE de¤eri görünür bölge spektrumunun yeflil bölgesine 

karfl›l›k gelir. Fakat Ti 3+ iyonunun çözeltisini yeflilin tamamlay›c›s› olan mor renkte 

görürüz. 

ReF 6 (d 1 türü) kompleksinin 307,69 nm dalga boyunda absorbsiyon SIRA maksimumu S‹ZDE 32500 

cm -1 dir. Bu kompleksin KAYE (10Dq) de¤erini kJmol -1 cinsinden hesaplay›n›z. 

3 

SIRA S‹ZDE 


KAYE Etkileyen Etkenler 

Komplekslerin bir çok özelli¤ini KAT ile aç›klarken KAYE de¤erlerini kullanmaktay›z. 

KAYE de¤erine etki eden etkenleri s›ras›yla inceleyelim; SORU 


SORU 

i. Koordinasyon say›s›: Koordinasyon say›s›n›n yani merkez atomuna ba¤l› 

olan ligant say›s›n›n KAYE büyüklü¤üne etkisini anlamak D‹KKAT için ayn› tür ligant 

D‹KKAT 

ve metalden oluflan tetrahedral ve oktahedral kompleksler k›yaslan›r. Ligant 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

say›s› artt›¤›nda metalin d orbitalleri daha çok etkilendi¤inden KAYE büyüklü¤ü 

oktahedral komplekslerde daha fazlad›r. Yani daha az say›da ligant 

içeren tetrahedral bir kompleksde t ve e orbitalleri aras›ndaki AMAÇLARIMIZ kristal alan ya- 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON


r›lma enerjisi, ∆ t , benzer yap›daki oktahedral bir kompleksin KAYE 

de¤erinden, ∆ ο , daha küçüktür. Enerjiler aras›ndaki bu farkl›l›¤›n yaklafl›k 

4 

büyüklü¤ü ∆t 

= ∆o 

kadard›r. 

9 

ii. Kompleks geometrisi: KAYE büyüklü¤üne kompleks geometrinin etkisi koordinasyon 

say›lar› eflit olan tetrahedral ve karedüzlem komplekslerde görülebilir. 

Tetrahedral komplekslerden farkl› olarak karedüzlem komplekslerde 

ligantlar eksenler do¤rultusunda konumlan›r. Bu nedenle, karedüzlem 

komplekslerde d orbitalleri ligantlardan daha fazla etkilenir. Dolay›s›yla 

KAYE de¤eri tetrahedral komplekslerden daha büyük olur (∆ kd > ∆ t ). 

iii. Metal Atomu: Kristal alan teorisinde d orbitallerinin yar›lmas› yaln›zca kompleksin 

geometrisine de¤il, ayn› zamanda metal iyonunun do¤as›na, yüküne 

ve çevresinde bulunan ligant türüne de ba¤l›d›r. Geometri ve ligant türü sabit 

tutuldu¤unda metal atomuna ba¤l› olarak d orbitallerinin yar›lma fliddetinin 

afla¤›da verilen s›rada azald›¤› belirlenmifltir. 

Pt 4+ >Ir 3+ >Rh 3+ >Co 3+ >Cr 3+ >Fe 3+ >Fe 2+ >Co 2+ >Ni 2+ >Mn 2+ 

Kuvvetli alan iyonlar› 

Zay›f alan iyonlar› 

Bu dizinin solundaki metal iyonlar›n›n yaratt›¤› kristal alan yar›lmas› büyük oldu¤undan 

bunlar kuvvetli alan iyonlar› olarak isimlendirilir. En sa¤da kalan metal 

iyonlar› ise zay›f alan iyonlar› olarak bilinir. 

iv. Ligant türü: Geometri ve metal atomlar› ayn› olan ancak ligantlar› farkl› 

kompleksler üzerinde yap›lan çal›flmalarda d orbitallerindeki yar›lmalar›n ayn› olmad›¤› 

ve KAYE büyüklü¤ünün afla¤›da verilen s›rada artt›¤› saptanm›flt›r. 

I -


213 

Yüksek Spin-Düflük Spin Oktahedral Kompleksler ve KAKE 

Oktahedral alanda geçifl metal kompleksinin d orbitallerinin enerjilerinin nas›l de- 

¤iflti¤i ö¤rendik. Enerjileri dejenere olan bu orbitallerin elektronlar taraf›ndan doldurulmas› 

Hund kurallar›na göredir. Buna göre; de¤erlik kabu¤undaki d orbitallerinin 

her birine elektronlar paralel spinleri en fazla olacak flekilde tek tek yerleflirler. 

Bu elektronlar›n yerlefltirilmesi bittikten sonra ikinci elektronlar z›t spinli olarak 

orbitallere girerler. 

d 1 , d 2 , veya d 3 konfigürasyonuna sahip oktahedral geçifl metal iyonlar›nda 

elektronlar›n yerleflimi afla¤›daki diyagramda gösterilmifltir. 

d 1 konfigürasyonunda tek elektronun t 2g düzeyine girmesi durumunda sistemin 

enerjisi -0,4 ∆ o azal›r. Küresel alana göre kristal alanda kazan›lan bu enerjiye 

Kristal Alan Kararl›l›k Enerjisi (KAKE) denir. Benzer flekilde d 2 ve d 3 sistemlerinde 

KAKE s›ras›yla; 

− 

− 

2e .( −0, 4∆ )=−0, 8∆ ve 3e 

.( −0, 4∆ )=−1, 

2∆ 

o o o o 


Dördüncü elektronun orbitallere yerleflimi için iki olas›l›k vard›r; yüksek enerjili 

e g orbitallerinden birine girebilir veya düflük enerjili t 2g orbitallerinden birine 

girerek bir elektronla eflleflebilir. Bu düzenlenmelerin ilkinde spini ayn› do¤rultuda 

yönelmifl dört eflleflmemifl elektron bulundu¤undan yüksek spin hali, ikinci düzenlenmede 

ise yaln›zca iki eflleflmemifl elektron bulundu¤undan düflük spin hali 

ad› verilir. 

d 4 sistemlerinde KAKE yüksek ve düflük spin halleri için farkl› de¤erdedir. Örne¤in 

yüksek spinli d 4 sisteminde KAKE; 

− 

− 

3e 

.( −04 , ∆o)+ 1e 

.( + 06 , ∆o)=−06 

, ∆o 

düflük spin halinde KAKE; 

4e − .( −0, 4∆ 

)+ P=− 1, 

6∆ 

+ P 

o 

o 

olarak hesaplan›r. Burada P elektron eflleflme enerjisidir. Bir orbitalde bulunan iki 

elektron aras›nda e - -e - itmesi söz konusudur. Orbital içinde iki elektronun birarada 

durabilmesi için gereken enerji bu itme kuvvetini karfl›layacak güçte olmal›d›r. 

Bunu karfl›lamaya yeterli olan enerjiye elektron eflleflme enerjisi denir. 

Benzer durum oktahedral d 5 , d 6 ve d 7 komplekslerinde de bulunur. Çizelge 

8.3’de d 4 , d 5 , d 6 ve d 7 komplekslerinin düflük spin ve yüksek spin halleri ve KA- 

KE de¤erleri verilmifltir.


Çizelge 8.3 

Düflük spin ve 

yüksek spin 

kompleksleri ve 

KAKE de¤erleri. 

SIRA S‹ZDE 

4 

d 7 konfigürasyonuna SIRA S‹ZDEsahip bir metal atomunun düflük spin ve yüksek spin hali için KAKE 

de¤erini hesaplay›n›z. 



Kristal alan yar›lma enerjisinin (∆ o ) elektronlar›n eflleflme enerjisinden (P) büyük 

SORU 

olmas› durumunda (∆ 0 >P) elektronlar e g düzeyine ç›kamaz, t 2g düzeyinde bu- 

lunan elektronlardan SORU biri ile ters spinli olarak eflleflir. E¤er ∆ o de¤eri P den küçük 

ise (∆ o


Sonuç olarak düflük spin-yüksek spin oktahedral kompleks kavram› d orbitallerinde 

4, 5, 6 ve 7 elektron oldu¤unda geçerlidir. Oktahedral d 4 , d 5 , d 6 ve d 7 

komplekslerinde ligant türüne ba¤l› olarak yüksek ve düflük spin hallerinden her 

ikiside mümkündür. 

KAT koordinasyon bilefliklerinin manyetizmas› hakk›nda da bilgi verir. Tüm 

elektronlar›n eflleflti¤i bileflikler diyamanyetik, bir veya daha fazla say›da eflleflmemifl 

elektron içeren bileflikler ise paramanyetik özellik göstermektedir. 

[Fe(H 2 O) 6 ] 2+ ve [Fe(CN) 6 ] 4- komplekslerine ait KAKE de¤erlerini hesaplayarak kararl›l›klar›n› 

k›yaslay›n›z. 

Çözüm: Her iki komplekste de metal atomu (Fe 2+ ) d 6 konfigürasyonuna sahiptir. 

[Fe(H 2 O) 6 ] 2+ ’de elektronlar t 2g orbitalinden bafllayarak diyagrama yerleflir. 

H 2 O zay›f alan ligant› oldu¤u için KAYE de¤eri küçüktür; dolay›s›yla üçüncü elektron 

t 2g orbitallerine yerlefltikten sonra dördüncü ve beflinci elektronlar e g orbitaline 

ç›kabilirler. Alt›nc› elektron ise t 2g orbitalinde eflleflir. 

215 

Diyamanyetik bileflikler m›knat›s›n 

her iki kutbu taraf›ndan 

itilir, paramanyetik bileflikler 

ise çekilirler. 

ÖRNEK 

− 

− 

Buna göre; KAKE: 4e 

.( −04 , ∆o)+ 2e 

.( + 06 , ∆o)=−04 

, ∆o 


Diyagramdaki eflleflmemifl elektron say›s›ndan teorik olarak kompleksin 

spin manyetik momenti (µ s ) hesaplanabilir. 

(n: eflleflmemifl elektron say›s› paraman- 

µ s 

= nn ( + 2)= 44 ( + 2)= 

490 , 

yetik kompleks) 

[Fe(CN) 6 ] 4- kompleksinde CN - kuvvetli alan ligant› oldu¤u için KAYE de¤eri büyüktür. 

Bu nedenle elektronlar e g düzeyine ç›kamaz, alt›nc› elektron t 2g orbitaline 

yerleflir. 

− 

KAKE: 6e .( − 0 , 4 ∆ 

o )+ 2P =− 2 , 4 ∆ 

o + 2P 

olarak hesaplan›r. Diyagramda 

eflleflmemifl elektron bulunmad›¤› için kompleks diyamanyetiktir. Kompleksin spin 

manyetik momenti, 

µ s 

= nn ( + 2)= 00 ( + 2)= 

0 


[CoF 6 ] 3- kompleks iyonu paramanyetik ve yüksek spinli olmas›na SIRA ra¤men S‹ZDE [Co(NH 3 ) 6 ] 3+ 

iyonu diyamanyetik ve düflük spinlidir. Bu durumun nedenini aç›klay›n›z. 


5 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

SORU


fiekil 8.8 

Kristal Alan Kararl›l›k Enerjisinin Önemi 

Geçifl metallerinin iyonik yar›çap, hidrasyon ve örgü enerjisi gibi özelliklerini belirleyici 

etkenlerden birinin de kristal alan kararl›l›k enerjisi (KAKE) oldu¤u anlafl›lm›flt›r. 

Ünite 1’de elektron say›s›ndaki art›fltan dolay› çekirde¤in etkin çekirdek 

yükünün artt›¤› ve buna ba¤l› olarak atom yar›çaplar›n›n bir periyotta soldan sa¤a 

gidildikçe azald›¤› anlat›lm›flt›. 

KAT’a göre t 2g orbitallerinde elektron bulunduran Sc 2+ (t 2g 1 ), Ti 2+ (t 2g 2 ), V 2+ 

(t 2g 3 ) metallerinin zay›f alan komplekslerinde metal atomu yar›çap›ndaki azalma 

beklendi¤i gibidir. Fakat d 4 konfigürasyonundaki Cr 2+ iyonunda dördüncü elektron 

e g orbitaline girer. Oktahedral komplekslerde eksenler üzerinde yönelen e g 

orbitallerindeki elektronlar ile bu do¤rultuda yaklaflan ligantlar aras›ndaki itme yar›çap›n 

artmas›na neden olur (fiekil 8.8 a). e g orbitallerinde elektron bulunan Cu 2+ 

ve Zn 2+ iyonlar›n›n yar›çaplar›nda gözlenen art›fl da bundan kaynaklan›r. 

Kuvvetli alan komplekslerinde metal atomlar›n›n yar›çaplar› ise d 6 konfigürasyonundan 

sonra artar. Alt›nc› elektron t 2g orbitaline yerleflti¤inde bu orbital tak›m› 

tam dolu hale gelir. Daha sonraki elektronlar e g orbitallerine girmeye bafllar ve e - 

-e - itme etkisi artar, yar›çap büyür. d 7 , d 8 , d 9 ve d 10 konfigürasyonuna sahip komplekslerin 

yar›çap›ndaki anormal art›fl bundan kaynaklan›r (fiekil 8.8 b). fiekil 8.8’de 

Bofl daireler zay›f alan,dolu daireler kuvvetli alan içindir. 

a. M 2+ iyonlar›n›n 

zay›f oktahedral 

alandaki iyonik 

yar›çaplar› 

b. M +3 iyonlar›n›n 

kuvvetli oktahedral 

alandaki iyonik 

yar›çaplar› grafi¤i: 

Örgü Enerjisinin, gaz halindeki anyon ve katyonlardan kristal oluflumu s›ras›nda 

aç›¤a ç›kan enerji oldu¤unu biliyoruz. 

Mn + (g) + nX - (g) → MX n (s) 

Periyot boyunca soldan sa¤a gidildikçe atom yar›çaplar›ndaki azal›fla ba¤l› olarak 

örgü enerjisinin düzenli bir flekilde artmas› beklenir. Ayn› tür ligantlara sahip 

birinci s›ra geçifl komplekslerinin örgü enerjisi incelendi¤inde (fiekil 8.9) bu art›fl›n 

Ca 2+ (d 0 ), Mn 2+ (d 5 ) ve Zn 2+ (d 10 ) metal komplekslerinde düzenli oldu¤u ancak di- 

¤erlerinde sapmalar›n oldu¤u anlafl›l›r. Ca 2+ (d 0 ), Mn 2+ (d 5 ) ve Zn 2+ (d 10 ) metallerinin 

halojenli bilefliklerinde KAKE de¤eri s›f›rd›r. Kesikli çizgiden sapmalar›n yani 

örgü enerjisindeki düzensizliklerin KAKE’den kaynaklanabilece¤i kuflkusu 

do¤mufltur. Gerçektende, KAKE de¤eri artt›kça örgü enerjisinden daha fazla sapma 

oldu¤u görülmektedir. Grafiktende görüldü¤ü gibi KAKE de¤eri en yüksek 

olan V 2+ (d 3 ) ve Ni 2+ (d 8 ) halojenürlerine ait örgü enerjisi daha büyüktür.


217 

fiekil 8.9 

M 2+ metal 

iyonlar›n›n 

halojenürlü 

bilefliklerinin örgü 

enerjisinin d 

elektronlar› say›s› 

ile de¤iflimi. 

Birinci s›ra geçifl elementlerinin hidratlaflmas›na ait reaksiyon; 

M 2+ (g) + 6H 2 O→[M(H 2 o) 6 ] 2+ (sulu) fleklindedir. 

I. S›ra geçifl metallerinin hidrasyon enerjisi (∆H hid ) grafi¤i fiekil 8.10’da verilmifltir. 

Görüldü¤ü gibi periyot boyunca yar›çap azald›¤› için ∆H hid artar. KAKE de¤eri 

s›f›r olan Ca 2+ , Mn 2+ ve Zn 2+ iyonlar›n›n hidratlar›n›n hidrasyon enerjisi düzenli 

art›fl gösterirken KAKE de¤eri s›f›rdan farkl› olan komplekslerde sapmalar gözlenmifltir. 

KAKE de¤erleri yüksek olan [V(H 2 O) 6 ] ve [Ni(H 2 O) 6 ] komplekslerinin hidrasyon 

enerjileri en büyüktür. 

fiekil 8.10 

Hidratasyon Enerjisi 

2986 2989 M 2+ metal 

kJmol -1 2904 

iyonlar›n›n hidratl› 

bilefliklerinin 

2843 

hidrasyon 

2814 

2799 

enerjisinin d 

2800 

elektronlar› say›s› 

2743 

ile de¤iflimi. 

2600 

2468 

2400 

Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn 

Tetrahedral Komplekslerde Kristal Alan Teorisi 

Tetrahedral komplekslerde negatif iyonlar›n etkisi ile geçifl metal iyonunun d orbitalleri 

oktahedral komplekslerde oldu¤u gibi iki farkl› enerji düzeyine yar›l›r. 

Enerji düzeyleri aç›s›ndan bak›ld›¤›nda oktahedral kompleksten farkl› olarak e simetrili 

orbitallerin enerjisi t 2 simetrili orbitallerin enerjisinden daha düflüktür. fiekil 

8.11’de tetrahedral alanda d orbitallerinin düzenlenmesi görülmektedir.


fiekil 8.11 

Tetrahedral alanda 

metalin d 

orbitallerindeki 

düzenlenmeler. 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 



SORU 

SORU 

D‹KKAT 

Tetrahedral kompleksler D‹KKAT T d nokta grubundad›r. g ve u alt indisleri kullan›lmaz. 

SIRA S‹ZDE 

fiekil 8.12 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

Tetrahedral 

geometride metal 

atomu ve 

K ligantlar›n ‹ T A P 

K ‹ T A P 

düzenlenmesi. 

Tetrahedral komplekslerdeki bu düzenlenmenin daha iyi anlafl›lmas› için fiekil 

SIRA S‹ZDE 

8.12’deki gibi bir küp düflünelim. 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET 

Merkezde bulunan metal atomunun d x 

2 -y 2 ve d z 2 orbitalleri küpün yüzeylerine, 

d xy , d xz ve d yz ise kübün kenar ortalar›na do¤ru konufllanm›flt›r. Tetrahedral komplekslerde 

ligantlar metal orbitallerine do¤rudan yaklaflmaz. Yani merkez atomunun 

hiçbir orbitalini direkt olarak etkileyemezler. Ancak, küpün köflelerinden metale 

yaklaflan dört ligant en fazla t 2 simetrili orbitalleri etkiler ve t 2 orbitallerinin enerjilerinde 

art›fla neden olurlar. e orbitallerinin enerjilerinde ise düflüfl olur. Sonuçta 

tetrahedral kristal alanda gözlenen düzenlenme oktahedral kristal alandakinin tam 

tersi olur. Daha öncede de¤inildi¤i gibi tetrahedral kristal alan yar›lma enerjisi (∆ t ) 

oktahedral kristal alan yar›lma enerjisinden daha düflüktür (∆ t ~ 4/9 ∆ ο ). 

ÖRNEK 

KAT’a göre tetrahedral geometrideki [CoCl 4 ] 2- ve [FeCl 4 ] 2- komplekslerinin kristal 

alan kararl›l›k enerjilerini hesaplay›n›z 

Çözüm: [CoCl 4 ] 2- kompleksinde metal atomu d 7 , [FeCl 4 ] 2- kompleksinde d 6 

konfigürasyonuna sahiptir. Öncelikle her iki kompleks için kristal alan yar›lma diyagram›n› 

çizerek sahip olduklar› elektronlar› diyagramda yerlefltirelim.


219 

Elektronlar düflük enerjili e orbitallerinden bafllayarak orbitallere Hund kural›- 

na göre yerlefltirildikten sonra elde edilen diyagramda KAKE de¤erleri afla¤›daki 

gibi hesaplan›r: 

KAKE (Co 2+ )= 

KAKE (Fe 2+ )= 

− 

− 

4e 

.( −0, 6∆t) + 3e 

.( + 0, 4∆t)=−1, 

2∆t 

− 

− 

3e .( −0, 6∆t) + 3e .( + 0, 4∆t)= 

0, 

6 ∆t 

[CoCl 4 ] 2- kompleksinin KAKE de¤eri daha küçük oldu¤undan daha kararl›d›r. 

Tetragonal Bozulma (Jahn-Teller Teoremi) 

Jahn-Teller, 1937 y›l›nda eflenerjili olmayan elektronik düzenlenmeye sahip sistemlerin 

karars›z oldu¤unu söylemifltir. Karars›z halden kurtulmak için daha düflük 

simetrili ve daha düflük enerjili olacak flekilde geometrilerinde bir bozunma olaca¤› 

teoremini ileri sürmüfllerdir. Koordinasyon bileflikleri için teoremde bahsi geçen 

eflenerjili olmayan elektronik düzenlenme ifadesi e g veya t 2g orbital tak›mlar›n›n 

eflit veya simetrik dolmamas› olarak aç›klanabilir. Orbitallerin eflit dolmamas› haline 

örnek olarak t 3 2g e 1 g , t 6 2g e 1 g , t 6 2g e 3 g elektronik konfigürasyonlar› verilebilir. 

Bu konfigürasyonlarda e g simetrili iki orbitale elektronlar eflit say›da yerleflmedi- 

¤inden orbitallerin özdeflli¤i bozulmufl olur. 

Bu durumu daha iyi aç›klamak için de¤erlik elektron say›s› yedi olan (d 7 ) 

sistemi inceleyelim. t 6 2g e 1 g fleklindeki düzenlenmede tek elektronun d 2 z orbitalinde 

olmas› durumunda z ekseni do¤rultusunda yaklaflan ligantlar (KAT’a göre noktasal 

eksi yük) ile bu elektron aras›nda itme olacakt›r. Bu itmenin etkisiyle z ekseni 

do¤rultusundaki iki metal ligant ba¤› uzayacak dolay›s›yla oktahedral yap› uzama 

fleklinde bozulmaya u¤rayacakt›r. Tek elektronun d 2 2 

x -y orbitalinde olmas› durumunda 

ise x ve y do¤rultusundaki dört ligant metale yeterince yaklaflamazken, 

z ekseni do¤rultusundaki ligant metale daha kolay yaklaflacak, z ekseni 

do¤rultusunda M-L ba¤› k›salacak ve oktahedral yap›da bas›klaflma fleklinde bozulma 

meydana gelecektir (fiekil 8.13). 

Oktahedral geometride meydana gelen uzama ve bas›klaflma fleklindeki bu bo-


fiekil 8.13 

Tetragonal 

bozulma 

a. Uzama 

b. Yass›laflma. 

fiekil 8.14 

zulmalara tetragonal bozulma denir. Bozunma sonucunda 

e g ve t 2g simetrili orbital tak›mlar› art›k 

eflenerjili olamazlar. fiimdi bu durumu aç›klayal›m: 

Uzama fleklindeki tetragonal bozulmada z ekseni 

do¤rultusunda gelen ligantlar›n metale yeterince 

yaklaflamamas› bu eksen üzerinde dilimleri olan 

d z 2 , d xz ve d yz orbitallerinin enerjilerinin düflmesine 

neden olur. d x 

2 -y 2 ve d xy orbitallerinin enerjisi 

ise ortalama enerji de¤erinin korunabilmesi için 

yükselir. 

Bas›klaflma fleklindeki tetragonal bozulmada ise 

x ve y eksenlerinde dilimleri olan d x 

2 

-y 2 , d xy orbitallerine 

ligantlar yeterince yaklaflamad›¤› için bu orbitallerin 

enerjisi düfler. Sistemin enerjisi d z 2 , d xz ve d yz orbitallerin enerjilerinin 

yükselmesi ile korunur. Yani efl enerjili e g ve t 2g simetrili orbitaller eflenerjililiklerini 

yar›lmaya u¤rayarak kaybederler. Bu yar›lmalara Jahn-Teller Enerji Yar›lmas› 

denir. 

fiekil 8.14’de oktahedral t 2g 1 e g 

0 sisteminde Jahn-Teller etkisi nedeniyle meydana 

gelen enerji düzeyi yar›lmalar› görülmektedir. 

Oktahedral 

geometride Jahn- 

Teller etkisi 

nedeniyle meydana 

gelen enerji düzeyi 

yar›lmalar›. 

e g orbitalleri olan 

d x 

2 

-y 

2 

ile d z 

2 

aras›ndaki 

yar›lma δ 1, 

t 2g orbitalleri olan 

d xy , d xz ve d yz 

orbitalleri 

aras›ndaki yar›lma 

δ 2 (δ 1

d n 

Elektronik 

düzenlenme 


Eflenerjilili¤in 

bozuldu¤u düzey 

Tetragonal 

bozulma türü 

d 1 t 2g 

1 e g 

0 t 2g Bas›klaflma 

221 

Çizelge 8.4 

Tetragonal bozulma 

türleri. 

d 2 t 2g 

2 e g 

0 t 2g Uzama 

d 3 t 2g 

3 e g 

0 Yok Yok 

t 3 2g e 1 g 

d 4 t 4 2g e 0 g 

d 5 t 3 2g e 2 g 

t 5 2g e 0 g 

t 4 

d 6 2g e 2 g 

t 6 2g e 0 g 

e g 

t 2g 

Yok 

t 2g 

t 2g 

Yok 

Uzama ya da 

Bas›klaflma 

Yok 

Uzama 

Bas›klaflma 

Yok 

d 7 t 2g 5 e g 

2 

t 2g 

6 eg 1 

t 2g 

e g 

Uzama 

Uzama yada 

SIRA S‹ZDE Bas›klaflma 

d 8 t 6 2g e 2 g Yok Yok 

d 9 t 6 2g e 3 g 

e g 

DÜfiÜNEL‹M Uzama yada 

Bas›klaflma 

d 10 t 6 2g e 4 g Yok SORU Yok 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

Simetrik düzenlenmeye sahip t 3 2g e 0 g , t 3 2g e 2 g , t 6 2g e 0 g , t 6 2g e 2 g , t 6 2g eD‹KKAT 

4 g yap›larda tetragonal 

bozulma yoktur. 

D‹KKAT 

t 6 2g e 1 SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

g düzenlenmesine sahip oktahedral bir kompleksin bozulma SIRA türünü S‹ZDEJahn-Teller 

SIRA S‹ZDE 

enerji yar›lmas› diyagram›n› kullanarak hesaplay›n›z. 

6 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 



Kare Düzlem Komplekslerde Kristal Alan Teorisi 

Oktahedral komplekste uzama türündeki bozulmada z ekseni do¤rultusundaki iki 

ligant›n metalden tamamen uzaklaflt›¤›n› düflünelim. Bu durumunda K SORU ‹ T Akompleks P kare 

düzlem geometriye sahip olur. Bu olay oktahedral geometrideki merkez atomunun 

d orbitallerinin enerji seviyelerinde de¤ifliklikler meydana getirir. fiekil 8.15’de 

D‹KKAT 

oktahedral geometride iki ligant›n yap›dan tamamen ayr›lmas› TELEV‹ZYON ile karedüzlem geometriye 

geçifl ve d orbitallerinin enerjilerindeki de¤iflim görülmektedir. 

SIRA S‹ZDE 

‹NTERNET 

K SORU ‹ T A P 

D‹KKAT 

TELEV‹ZYON 

SIRA S‹ZDE 

‹NTERNET 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET


fiekil 8.15 

Oktahedral 

geometriden 

karedüzlem 

geometriye geçifl ve 

d orbitallerinin 

düzenlenmesi. 

Yukar›daki flekil bize d 8 konfigürasyonuna sahip merkez atomlar›n›n kararl› 

karedüzlem kompleksler oluflturaca¤›n› göstermektedir. Çünkü ∆ kd yar›lmas›n›n 

alt›nda dört orbital (d xz , d yz ,d xy ,d 2 z ) bulunmaktad›r ve KAT’a göre bunlar›n tamamen 

dolmas› sisteme kararl›l›k kazand›r›r. Bu tür komplekslere [PtCl 4 ] 2- , [Ni(CN) 4 ] 2- , 

[AuCl 4 ] - bileflikleri örnek verilebilir. 

MOLEKÜL ORB‹TAL TEOR‹S‹ 

De¤erlik ba¤› ve kristal alan teorileri geçifl metal komplekslerinin kimyas› ile ilgili 

baz› kavramlar› aç›klamalar›na ra¤men bunlar›n tüm özelliklerini aç›klamada yetersizdirler. 

Üçüncü bir model olan molekül orbital teorisi bu özellikleri aç›klamada 

oldukça baflar›l›d›r. Molekül orbital kuram›nda, simetrileri uygun metal atom orbitalleri 

ile ligant atom orbitallerinin örtüflmesi sonucu molekül orbitallerinin olufltu¤u 

kabul edilir. M-L σ-ba¤› oluflturmak üzere metalden ve ligantan gelen elektronlar 

molekül orbitallerine düflük enerjili orbitalden bafllayarak yerleflirler. 

Oktahedral Komplekslerde Molekül Orbital Teorisi 

Oktahedral komplekslerin simetrileri (O h ) basit oldu¤undan MOT’ni bu kompleksler 

üzerinde aç›klayal›m. ML 6 genel formülüne sahip oktahedral bir komplekste σ- 

ba¤› oluflumunda görev alan metal atomu orbitalleri 3d, 4s ve 4p orbitalleridir. 

Afla¤›da bu orbitallere ait simetri sembolleri verilmifltir. 

Orbitaller 

d x 2 -y 2, d z 2 

Simetri Sembolleri 

e g 

d xy , d xz , d yz 

s 

p x , p y , p z 

t 2g 

a 1g 

t 1u


223 

Diyagramda görüldü¤ü gibi ligant orbitalleri enerjice metal orbitallerinden daha 

düflük enerji düzeyinde bulunurlar. σ-etkileflimi sonucu oluflan ba¤ molekül orbitalleri 

enerjice ligant orbitallerine yak›n iken, karfl› ba¤ molekül orbitalleri metale 

daha yak›nd›r. Ba¤ yapmayan molekül orbitalleri ise tamamen metal a¤›rl›kl›d›r. 

Örnek olarak, oktahedral bir geometriye sahip olan [Co(NH 3 ) 6 ] 3+ kompleksinde 

MOT’nin uygulanmas›na bakal›m: Kompleks oluflumunda 3d (5 adet), 4s (1 

adet) ve 4p (3 adet) metal orbitalleri ile 6 adet ligant orbitali örtüflerek toplam 15 

adet molekül orbitali oluflur. Bu molekül orbitallerinden 6 tanesi ba¤ molekül orbitalidir 

ve bunlar›n enerjileri olufltuklar› atomik orbitallerin enerjilerinden daha 

düflüktür. Di¤er alt› orbital ise karfl› ba¤ molekül orbitalleridir ve enerjileri atomik 

orbitallerininkinden daha büyüktür. Geri kalan 3 orbital ise ba¤ yapmayan mole- 

d orbitallerinin uzaydaki konumlar› düflünüldü¤ünde, d z 

2 ve d x 

2 -y 

2 (e g ) koordinat 

eksenleri üzerinde dilimleri olan orbitallerdir. Di¤er taraftan 4s (a 1g ) ve 4p x , 

4p y , 4p z (t 1u ) orbitallerinin dilimleri de eksenler üzerindedir. Bu da, bu orbitallerin 

kompleks oluflumunda ligantlardan do¤rudan etkilenmesi anlam›na gelir. a 1g , 

t 1u ve e g simetrili orbitallere sahip alt› ligant, x, y, z ekseninde metalle yaklaflarak 

etkileflime girerler. Metal ile ligant etkilefliminde simetrileri benzer olan orbitaller 

örtüflür ve ba¤ molekül orbitallerini olufltururlar. Bunu biraz daha açacak olursak 

a 1g simetrili ligant orbitali a 1g simetrili metal orbitali ile, t 1u simetrili ligant orbitalleri 

t 1u simetrili metal orbitalleri ile, e g simetrili ligant orbitali e g simetrili metal orbitalleri 

ile örtüflür ve bu örtüflmeler sonucunda metal-ligant σ-ba¤› (6 adet) oluflur. 

Ba¤ molekül orbitalinin oluflumu s›ras›nda bunlara ait karfl› ba¤ molekül orbitalleri 

ad› verilen yüksek enerjili orbitallerde oluflur (bknz Ünite 3). Metal-ligant 

ba¤lanmas›nda oluflan karfl› ba¤ orbitalleri * * * 

a ile gösterilen orbitallerdir. 

1g, t1 

u 

ve eg 

Metalin di¤er d orbitalleri yani eksenlerin aç›ortaylar› üzerinde bulunan d xz , d xy , 

d yz (t 2g ) orbitalleri ise ligantlarda örtüflebilecekleri uygun simetrili orbital olmad›¤› 

için yani ligantlar›n t 2g simetrisindeki orbitali olmad›¤› için ba¤ yapmayan molekül 

orbitaller olarak kal›rlar (fiekil 8.16). 

fiekil 8.16 

Oktahedral 

kompleksler σ- ba¤› 

oluflumuna ait 


enerji diyagram›.


fiekil 8.17 

kül orbitalleridir. Co 3+ iyonunun d orbitallerinde 6 elektron bulunur. Metalden gelen 

6 elektron ve her birinden ikifler olmak üzere ligantlardan gelen 12 elektron 

(toplam 18 elektron) oluflan molekül orbitallerine düflük enerjiliden bafllayarak 

Hund kural›na göre yerlefltirilir. Sonuçta ba¤ molekül orbitallerinde 12, ba¤ yapmayan 

molekül orbitallerinde 6 elektron içeren [Co(NH 3 ) 6 ] 3+ kompleksine ait molekül 

orbital diyagram› (fiekil 8.17) elde edilir. 

[Co(NH 3 ) 6 ] 3+ 

kompleksinde σ- 

ba¤› oluflumuna ait 


enerji diyagram›. 

SIRA S‹ZDE 

7 

fiekilde görüldü¤ü gibi t 2g orbitalleri elektronla dolu olan en yüksek enerjili 

molekül orbitallerdir ve HOMO (Highest Occupied Molecular Orbitals) olarak, e g 

* 

orbitalleri ise en düflük enerjili bofl molekül orbitallerdir ve LUMO (Lowest Unoccupied 

Molecular Orbitals) olarak isimlendirilirler. 

[CoCl 6 ] 3- kompleksine SIRA S‹ZDE ait molekül orbital diyagram›n› oluflturarak elektronlar›n› diyagram 

üzerinde yerlefltiriniz. 


SORU 

D‹KKAT 

SIRA fiekil S‹ZDE8.18 


π-Verici/Al›c› Ligantlar 

Kompleks bilefliklerde baz› ligantlar metal ile π etkileflimine de girebilir. σ-ba¤› 

oluflumunda SORU metalin t 2g simetrili üç orbitalinin ligantlarla σ-ba¤› oluflumuna kat›lmad›¤› 

aç›klanm›flt›. t 2g (d xz , d xy , d yz ) orbitalleri π-ba¤› oluflturma e¤iliminde olan 

orbitallerdir. D‹KKAT Metal-ligant π-ba¤› oluflumunda etkileflime giren orbitaller fiekil 

8.18’de gösterilmifltir. 

SIRA S‹ZDE 

Metal-ligant π ba¤› 

oluflumu 

AMAÇLARIMIZ 

a. p orbitalleri 

 

ile, 

AMAÇLARIMIZ 

b. π * orbitalleri ile. 

c. d orbitalleri ile, 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET


225 

Buna göre π- ba¤› oluflturabilen ligantlar› 3 s›n›fa ay›rabiliriz: 

i. p orbitallerine sahip ligantlar: Spektrokimyasal serinin solunda bulunan F - , 

Cl - , O 2- , OH - , CO 2- 3 gibi zay›f alan ligantlar› bu s›n›fa girer ve genel olarak 

π-verici ligantlar olarak isimlendirilirler. Bu ligantlar›n p orbitalleri doludur. 

p orbitalleri ile metalin π-simetrili orbitalleri (t 2g ) örtüflür ve oluflan molekül 

orbitallerine ligant orbitallerindeki elektronlar π− ba¤› oluflturmak üzere aktar›l›r. 

π-verici ligantlar›n molekül orbital diyagram› fiekil 8.19’da verilmifltir. 

fiekil 8.19 

π-verici ligantlarla 

π-ba¤› oluflumuna 

ait molekül orbital 


π-verici ligantlar daha elektronegatif oldu¤undan t 2g ligant orbitallerinin enerjisi, 

t 2g metal orbitallerinin enerjisinden daha düflüktür. Metal ve ligant›n simetrileri 

ayn› olan t 2g orbitallerinin örtüflmesi sonucu t 2g ve t * 2g molekül orbitalleri oluflur. 

e * g orbitali ise herhangi bir etkileflime girmedi¤i için enerjisi de¤iflmeden kal›r. Diyagramdan 

görüldü¤ü gibi π etkileflimi sonucunda ∆ ο de¤eri küçüldü¤ü için kompleksin 

kararl›l›¤› azal›r. 

ii. π * orbitallerine sahip ligantlar: Spektrokimyasal serinin sa¤›nda bulunan CO, 

CN - , NO + gibi kuvvetli alan ligantlar› bu s›n›ftad›r. π-al›c› ligantlar olarak da isimlendirilen 

bu ligantlar›n π-simetrili bofl π * (karfl› ba¤) orbitalleri bulunur. π * ligant 

orbitallerinden t 2g simetrisine sahip olanlar metalin t 2g orbitalleri ile örtüflür. Ligant›n 

bofl orbitallerine metalin t 2g orbitallerinden elektron aktar›lmas›yla π-ba¤› 

oluflur. 

π * orbitalleri ile π- etkileflimine giren ligantlar›n molekül orbital diyagram› fiekil 

8.20’de verilmifltir.


fiekil 8.20 

π-al›c› ligantlarla 

π-ba¤› oluflumuna 

ait molekül orbital 


Ligant›n π-etkileflimine giren orbitalleri yüksek enerjili π * orbitalleri oldu¤u için 

enerji düzeyleri metalin e g * orbitallerinden daha yukar›dad›r. Metal ve ligant›n t 2g 

simetrili orbitallerinin örtüflmesi sonucu t 2g ve t 2g * molekül orbitalleri oluflur. Etkileflime 

girmeyen e g * orbitalinin enerjisi ise de¤iflmeden kal›r. π-al›c› ligantlar›n metalle 

π etkileflimine girmesi ∆ o de¤erinin büyümesine neden oldu¤u için kompleksin 

kararl›l›¤› artar. 

iii. d orbitallerine sahip ligantlar: Bu ligantlarda π-simetrili bofl d orbitalleri bulunur. 

Ligant›n d orbitalleri ile metalin t 2g orbitalleri örtüflerek π-ba¤› oluflturabilirler. 

d orbitallerine elektron ald›klar› için bu ligantlarda π-al›c› ligantlar olarak 

isimlendirilir. Trialkilfosfinler (PR 3 ) bu tür ligantlara örnek olarak verilebilir. 

ÖRNEK 

MOT kullanarak [MnCl 6 ] 4- kompleksinin kararl›l›¤›n› aç›klay›n›z. 

Çözüm: Cl - zay›f ligant özelli¤inde oldu¤u için [MnCl 6 ] 4- kompleksi yüksek 

spinlidir. Merkez atom (Mn 2+ ) d orbitalinde bulunan elektronlar›n da¤›l›m› KAT’a 

göre t 2g 3 e g 2 fleklindedir. π-verici ligant olan klorun dolu p orbitalleri ile metal atomu 

orbitalleri aras›ndaki etkileflim sonucu ba¤ ve karfl› ba¤ molekül orbitalleri oluflur. 

Ligantdan gelen 6 elektron t 2g molekül orbitaline girer. Metalin t 2g orbitalinde 

bulunan 3 elektron ise yüksek enerjili t 2g * molekül orbitaline girer. ∆ o2


227 

Özet 

Koordinasyon bileflikleri, metallerle ligantlar›n 

koordine kovalent ba¤ oluflturmalar› sonucu oluflan 

yap›lard›r. Ligantlar›n metal atomuna ba¤lanmas› 

s›ras›nda merkez atomunun enerjileri birbirine 

yak›n olan s, p ve d orbitalleri düzenlenerek 

sp (do¤rusal) , sp 2 (üçgen düzlem), sp 3 (tetrahedral), 

dsp 2 (karedüzlem), dsp 3 (üçgen çiftpiramit) 

ve d 2 sp 3 (oktahedral) hibrit orbitalleri oluflur. 

DBT’ne göre metal atomu hibrit orbitallerine 

ligantlar elektron çiftlerini sunarak ba¤lan›r ve 

orbitallerin hibritleflme türü kompleks bilefli¤in 

geometrisini belirler. Teoriye göre eflleflmemifl 

elektron bulunduran kompleksler paramanyetik, 

tüm elektronlar›n eflleflti¤i kompleksler diyamanyetik 

özellik gösterirler. 

Kristal Alan Teroisi metal atomlar›n› art› yük, ligandlar› 

ise noktasal eksi yükler olarak kabul 

eden ve aralar›ndaki elektrostatik çekim kuvvetlerinin 

etkisi ile bir arada bulunduklar› temeline 

dayal› bir teoridir. Teoride komplekslerin oluflumu 

s›ras›nda ligant etkisinde kalan metal orbitallerinin 

enerjilerinin farkl› etkilenece¤i ve orbitallerin 

eflenerjilili¤inin bozularak yeniden düzenlenece¤i 

ileri sürülür. Oktahedral komplekslerdeki 

düzenlenme tetrahedral düzenlenmenin tam 

tersidir ve oktahedral komplekslerde kristal alan 

yar›lma enerjisi de¤eri en yüksektir. KAT’a göre 

kristal alanda meydana gelen yar›lmalar koordinasyon 

say›s›, kompleks geometrisi, metal iyonunun 

türü ve ligant türüne ba¤l› olarak de¤iflmektedir. 

Bu etkenlere ba¤l› olarak bir kompleksin 

kristal alanda kazand›¤› enerji (KAKE) hesaplamalar› 

yap›l›r. Hesaplamalar›n sonuçlar›n›n deneysel 

sonuçlara uygunlu¤u teorinin komplekslerin 

spektroskopik özellikleri aç›klamadaki baflar›s›n› 

gösterir. 

Jahn-Teller eflenerjili olmayan elektronik düzenlenmeye 

sahip sistemlerin karars›z oldu¤unu ve 

bu karars›z halden kurtulmak için daha düflük simetrili 

ve daha düflük enerjili olacak flekilde tetragonal 

bozulmaya u¤rayaca¤› teoremini ileri sürmüfllerdir. 

Teoremdeki eflenerjili olmayan 

elektronik düzenlenme orbital tak›mlar›n›n eflit 

veya simetrik dolmamas› halidir. Bu enerji düzensizli¤inden 

kurtulmak için kompleks bileflikler 

geometrilerini bozulmaya u¤rayarak düzenler 

ve daha kararl› hale gelirler. ‹ki tür bozulma vard›r: 

Uzama fleklindeki bozulmada M-L ba¤› z koordinat 

ekseni do¤rusunda uzarken bas›klaflma 

türündeki bozulmada M-L ba¤› z do¤rultusunda 

daha k›sad›r. 

Molekül orbital teorisi metal-ligant etkilefliminde 

orbital örtüflmelerini temel alan bir teoridir. Buna 

göre metal ve ligantlar›n enerjileri birbirine 

yak›n ve uygun simetrili orbitalleri örtüflme yaparak 

σ- ve π- molekül orbitalleri oluflturabilir. 

σ- ba¤› oluflumunda ligantlardan gelen elektronlar 

ba¤ molekül orbitallerine yerleflir. π- ba¤› oluflumu 

ise ligantlar›n (π verici ligantlar) π simetrili 

dolu orbitallerinden elektronlar›n metalin bofl 

orbitallerine aktar›lmas› veya metalin dolu d orbitallerindeki 

elektronlar›n ligantlar›n (π al›c› ligantlar) 

bofl orbitallerine aktar›lmas› fleklinde 

olur.



1. Afla¤›daki bilefliklerden hangisi 18 elektron kural›na 

uymaz? 

a. [ZrF 6 ] 2- 

b. [PtF 6 ] 2- 

c. [Cr(CO) 6 ] 

d. [MnCl(CO) 5 ] 

e. [FeH(CO) 4 ] - 

5. Oktahedral kristal alanda d orbitalleri enerjilerinde 

yar›lma oldu¤unda hangi orbitallerin enerjileri artar? 

a. d xy ve d x 2 -y 2 

b. d xy , d xz ve d yz 

c. d xz ved yz 

d. d xz , d yz ve d 2 z 

e. d x 2 -y 2 ve d 2 z 

2. Manyetik ölçümleri yap›ld›¤›nda [Co(H 2 o) 6 ] 2+ kompleksinin 

3 eflleflmemifl elektron içerdi¤i saptanm›flt›r. 

Buna göre kompleksteki metal orbitallerinin hibritleflme 

türü afla¤›dakilerden hangisidir? 

a. sp 3 

b. sp 2 d 

c. dsp 2 

d. sp 3 d 2 

e. d 2 sp 3 

3. I. Kompleks oktahedral geometridedir. 

II. Kompleks bir d›fl orbital kompleksidir. 

III. Kompleks d 2 sp 3 hibritleflmesine sahiptir. 

IV. Kompleks diyamanyetiktir. 

V. Kompleksin koordinasyon say›s› 6’d›r. 

[Cu(H 2 o) 6 ] 2+ kompleksi 1 tane eflleflmemifl elektrona 

sahiptir. Buna göre yukar›daki ifadelerden hangileri 

do¤rudur? 

a. I ve IV 

b. II ve III 

c. IV ve V 

d. I, II ve V 

e. II, III ve V 

4. Kristal Alan Teorisi ile ilgili afla¤›daki ifadelerden 


a. Oktahedral kristal alanda bir metal iyonunun d 

elektronlar› t 2g orbitallerini doldurmadan önce 

e g orbitallerini doldurur. 

b. Diyamanyetik metal iyonlar› çift say›da elektron 

içerir. 

c. Düflük spin kompleksleri paramanyetik olabilir. 

d. Yüksek spin oktahedral komplekslerin ∆ o de¤eri 

elektron eflleflme enerjisinden (P) daha küçüktür. 

e. Düflük spin kompleksleri kuvvetli alan ligandlar›ndan 

oluflur. 

6. I. Kompleks diyamanyetiktir. 

II. Düflük spin kompleksidir. 

III. Metal iyonu d 5 konfigürasyonuna sahiptir. 

IV. Ligandlar zay›f alan ligandlard›r. 

V. Kompleks oktahedraldir. 

[Mn(H 2 O) 6 ] 2+ kompleksi 5 adet eflleflmemifl elektrona 

sahiptir. Buna göre yukar›daki ifadelerden hangisi do¤rudur? 

a. I, II 

b. I, IV 

c. II, V 

d. III, IV 

e. III, IV, V 

7. CN - türü kuvvetli alan ligandlar›yla ilgili afla¤›daki 

ifadelerden hangisi do¤rudur? 

a. Genellikle yüksek spin kompleksleri oluflturur 

ve küçük kristal alan yar›lmas›na neden olurlar. 

b. Genellikle düflük spin kompleksleri oluflturur ve 

küçük kristal alan yar›lmas›na neden olurlar. 

c. Genellikle düflük spin kompleksleri oluflturur ve 

büyük kristal alan yar›lmas›na neden olurlar. 

d. Genellikle yüksek spin kompleksleri oluflturur 

ve yüksek kristal alan yar›lmas›na neden olurlar. 

e. Düflük spin kompleksleri oluflturamazlar.


229 

8. π-verici ligantlarla π-ba¤› oluflumuna ait molekül orbital 

enerji diyagram› afla¤›dakilerden hangisidir? 

a. 

9. [Fe(H 2 0) 6 ] 2+ komplesine ait de¤erlik elektronlar›n›n 

molekül orbitallerine yerleflme s›ras› afla¤›dakilerden 

hangisidir? 

a. (t 1u ) 6 (a 1g ) 2 (e g ) 4 (t 2g ) 6 

b. (a 1g ) 2 (t 1u ) 6 (e) 4 (t 2g ) 6 

c. (a 1g ) 2 (t 1u ) 4 (e g ) 6 (t 2g ) 4 

d. (e g ) 2 (a 1g ) 2 (t 1u ) 6 (t 2g ) 6 (e * g ) 4 

e. (t 1 u) 4 (a 1g ) 2 (t 2g ) 6 (e g ) 4 

b. 

c. 

10. Molekül orbital teorisi ile ilgili afla¤›daki ifadelerden 


a. π-al›c› ligantlar›n π* orbitalleri metalin e g * orbitallerinden 

daha yüksek enerjilidir. 

b. CO, CN - , NO + gibi kuvvetli alan ligantlar› π-verici 

ligantlard›r. 

c. Oktahedral komplekslerin molekül orbitallerinin 

enerjileri (a 1g )(e g )(t 2g )(t 1u )(e g * )(a 1g * )(t 1u * ) 

fleklinde s›ralan›r. 

d. Molekül orbital teorisi metal atomu ile ligantlar 

aras›nda elektrostatik etkileflim oldu¤u prensibine 

dayan›r. 

e. Molekül orbital teorisine göre F - , Cl - , H 2 O gibi 

zay›f alan ligantlar›n›n kompleksleri d›fl orbital 

kompleksleridir. 

d. 

e.



1. a Yan›t›n›z yanl›fl ise “Etkin Atom Numaras› ve 18 

Elektron Kurallar›” bafll›kl› k›sm› yeniden okuyunuz. 

2. d Yan›t›n›z yanl›fl ise “De¤erlik Ba¤› Teorisi” bafll›kl› 


3. d Yan›t›n›z yanl›fl ise “De¤erlik Ba¤› Teorisi” bafll›kl› 


4. a Yan›t›n›z yanl›fl ise “Kristal Alan Teorisi” bafll›kl› 


5. e Yan›t›n›z yanl›fl ise “Kristal Alan Teorisi” bafll›kl› 


6. e Yan›t›n›z yanl›fl ise “Kristal Alan Teorisi” bafll›kl› 


7. c Yan›t›n›z yanl›fl ise “Kristal Alan Teorisi” bafll›kl› 


8. d Yan›t›n›z yanl›fl ise “Molekül Orbital Teorisi” bafll›kl› 


9. b Yan›t›n›z yanl›fl ise “Molekül Orbital Teorisi” 


10. a Yan›t›n›z yanl›fl ise “Molekül Orbital Teorisi” 




IrCl(CO)(PPh 3 ) 2 için; 

77 Ir: [Xe]6s2 5d 7 

Ir + : [Xe]6s 1 5d 7 8 e- 

Cl - : 2e - 2 e - 

CO: 2e - 2.2e - 4 e - 

PPh 3 : 2e - 2.2e - 4 e - 

Toplam 18 e - (18 e - kural›na uyar) 

[Co(CO) 4 ] - için; 

27 Co: [Ar]4s2 3d 7 

Co - : [Ar]4s 2 3d 8 10 e - 

CO: 2e - 4.2e - 8 e - 


[Fe(CN) 6 ] 4- için; 

26 Fe: [Ar]4s2 3d 6 

Fe 2+ : [Ar]4s 0 3d 6 6 e - 

CN - : 2e - 6.2e - 12 e - 



[Co(NO 2 ) 6 ] 4- bilefli¤inde Co 3+ iyonu d 7 konfigürasyonuna 

sahiptir. NO 2 - ligant›n›n etkisiyle 3d orbitallerinde 

bulunan eflleflmemifl elektronlardan biri di¤eri ile eflleflir. 

Eflleflmeden kalan di¤er elektronun ise 4d orbitaline 

geçti¤i kabul edilir. Böylelikle kompleks d 2 sp 3 hibritleflmifltir. 

Metal atomuna alt› ligand ba¤land›¤› için geometri 

oktahedraldir. 4d orbitallerinde eflleflmemifl elektron 

bulundu¤u için kompleks paramanyetiktir. 


8 1 

34 310 

10Dq h h c − 

− . ms 

= ν = = 6, 

626x10 

Js 

λ 

−7 

3, 

0769x10 

m 

-19 -1 

= 6,46.10 J = 389 kJmol 



Komplekslerin yap›s›nda metal atomu (Co 3+ ) d 6 elektronik 

konfigürasyonuna sahiptir. F - ligand› bir zay›f 

alan ligant›d›r ve KAYE de¤eri küçüktür. Dolay›s›yla 4. 

ve 5. elektronlar e g orbitaline ç›kabilirler. 6. elektron 

ise t 2g orbitalinde eflleflir.


231 

Diyagramdaki eflleflmemifl elektron say›s›ndan teorik 

olarak kompleksin spin manyetik momenti (µ s ) hesaplanabilir. 

µ s 

= nn ( + 2)= 44 ( + 2)= 

490 , 

(Paramanyetik kompleks) 

[Co(NH 3 ) 6 ] 3+ kompleksinde CN - kuvvetli alan ligant› 

oldu¤u için KAYE de¤eri büyüktür. Bu nedenle elektronlar 

e g düzeyine ç›kamaz, 6 elektron t 2g orbitalinde 

yerleflirler. 

t 2g 6 e g 

1 düzenlenmesinde uzama yada bas›klaflma fleklinde 

fleklinde bozulma olabilir. 

S›ra Sizde 7 [CoCl 6 ] 3- kompleksinde metal atomu d 6 

konfigürasyonuna sahiptir. Cl - ligandlar› σ-verici ve p 

orbitallerine sahip (π-verici) ligantlard›r. Bu ligantlar›n 

p orbitalleri doludur. p orbitalleri ile metalin π-simetrili 

orbitalleri (t 2g ) örtüflür. Çizilen molekül orbital diyagram›nda 

metal t 2g orbitallerine uygun simetride ligant orbitallerinin 

oldu¤una dikkat edilmelidir. 

Kompleksin diyamanyetik oldu¤u diyagramdanda görülmektedir. 

µ = n( n + 2)= 0( 0+ 

2)= 

0 

S›ra Sizde 6 Tetragonal bozulmaya ait uzama ve bas›klaflma 

diyagramlar›nda elektronlar yerine konuldu¤unda 

afla¤›daki diyagram çizilir. 

Uzama fleklindeki bozulma için enerji: 

⎛ 1 2 1 

4. ⎜− 

2 2. 

2 1 

⎝⎜ 

3 

δ ⎞ 

⎠⎟ + ⎛ ⎜ 

⎝⎜ 

+ 3 

δ ⎞ 

⎠⎟ +− 

⎛ ⎝ 2 

δ 

⎞ 

⎜ 

⎜ ⎠⎟ =−1 2 δ1 

Bas›klaflma fleklindeki bozulma için enerji: 

⎛ 2 ⎞ 1 1 

2. − 2 4. 

2 1 

⎝⎜ 

3 

δ ⎠⎟ + ⎛ ⎝⎜ 

+ 

⎞ 

3 

δ ⎠⎟ +− 

⎛ ⎜ ⎝ 2 

δ 

⎞ 

⎠⎟ =−1 2 δ1 

Hesaplanan enerji de¤erleri birbirine eflit oldu¤u için



[Fe(CN) 6 ] 4- kompleksi CN - kuvvetli bir ligant oldu¤u 

için düflük spin kompleksidir. Fe 2+ d 6 yap›s›ndad›r ve 

elektron dizilimi t 6 2g e 0 g fleklindedir. Demirin t 2g orbitali 

ile ligant›n bofl π* simetrili grup orbitalleri etkileflerek 

t 2g ve t * 2g molekül orbitallerini oluflturur. π etkileflimiyle 

oluflan t 2g molekül orbitallerine Fe 2+ ’n›n 

elektronlar› girer ve böylece metalden liganta elektron 

transfer edilmifl olur. Bu flekilde metalin elektronlar› 

daha düflük enerjili molekül orbitallere girdi¤i ve ∆ o yar›lma 

enerjisi nispeten artt›¤› için kompleksin karal›l›¤› 

artar. (∆ o2 >∆ o1 ) 


Kaynaklar 

Gispert, J. R. (2008) Coordination Chemistry, Wiley- 

VCH. 

Lawrance, G. A. (2010) Introduction to Coordination 

Chemistry, John Wiley and Sons. 

Li, W-K., Zhou, G-D., Mak, T. (2008), Advanced 

Structural Inorganic Chemistry, Cilt 10, Oxford 

University Pres. 

Ölmez, H., Y›lmaz V.T., (2004) Anorganik Kimya (3. 

Bask›), Marmara Kitap Merkezi Yay›nlar›, ‹stanbul. 

Sharma, R. K. (2007) Text Book Of Coordination 

Chemistry, Discovery Publishing House. 

Tunal›, N. K., Özkar, S. (1999) Anorganik Kimya (4. 

Bask›), Gazi Kitapevi, Ankara. 

Wulfsberg, G. (2000) Inorganic Chemistry, University 

Science Boks. 

http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/3313/3393071/blb2405.html, 

Eriflim Tarihi: 

23/01/2010



 

 

 

 


Spektroskopiyi ve spektroskopide kullan›lacak elektromagnetik ›fl›malar› tan›mlayabilecek, 

Elektronik spektroskopiyi ve elektronik geçiflleri tan›mlayabilecek, 

Koordinasyon bilefliklerinin yap›s›n›, bilefli¤in elektronik spektrumu ile aç›klayabilecek, 

Manyetik özellikler ve çeflitlerini ifade edebilecek, 

Yap›-Manyetik özellik iliflkisi ile bilefli¤in geometrik yap›s›n› aç›klayabilecek, 

Kararl›l›k ve inertli¤i ifade edebilecek, 

Anorganik tepkimeleri s›n›fland›rabilecek, 

Tepkime kineti¤i ve mekanizmas›n› aç›klayabilecek bilgi ve beceriler 

kazanacaks›n›z. 


• Spektroskopi 

• Spektrometre 

• Ligant ‹çi Geçifller 

• d-d Geçiflleri 

• Yük Aktar›m Geçiflleri 

• ‹zinli Geçifl 

• Yasakl› Geçifl 

• Manyetik Moment 

• Paramanyetizma 

• Diyamanyetizma 

• ‹stemli Tepkime 

• Labil 

• ‹nert 

• Yer De¤ifltirme Tepkimeleri 

• Birleflme Mekanizmas› 

• Ayr›fl›m Mekanizmas› 

• Trans Etkisi 



Koordinasyon Bileflikleri 

ve Elektronik Spektrum, 

Manyetik Özellikler ve 

Anorganik Tepkime 

Mekanizmalar› 


• KOORD‹NASYON B‹LEfi‹KLER‹ VE 

ELEKTRON‹K SPEKTRUM 


ELEKTRON‹K GEÇ‹fiLER 


MANYET‹K ÖZELL‹KLER 

• KOORD‹NASYON B‹LEfi‹KLER‹ VE SP‹N 

MANYET‹K MOMENT 

• ANORGAN‹K TEPK‹ME MEKAN‹ZMALARI

Koordinasyon Bileflikleri ve 

Elektronik Spektrum, 

Manyetik Özellikler ve 

Anorganik Tepkime 

Mekanizmalar› 

G‹R‹fi 

Maddeyi oluflturan tanecikler hakk›ndaki bir çok bilgiler, elektromagnetik dalga ile 

maddenin etkileflmesinden elde edilmifltir. Madde ile elektromagnetik dalgan›n etkileflimini 

inceleyen bilim dal›na spektroskopi denir. Bir madde üzerine düflürülen 

çeflitli dalga boylar›ndaki ›fl›nlardan ancak baz›lar›n› so¤urur (absorplar). Bütün 

frekanslar› kapsayan elektromanyetik ›fl›n›m dizisine elektromagnetik dalga spektrumu 

veya ›fl›k spektrumu denildi¤ini biliyoruz. Elektromagnetik dalgalardan; düflük 

enerjili mikrodalgalar maddedeki taneciklerin dönme hareketlerini, daha yüksek 

enerjili k›rm›z› ötesi ›fl›nlar› titreflim hareketlerini, daha yüksek enerjili görünür 

bölge ve morötesi ›fl›nlar› d›fl elektronlar›n (valens elektronlar›) enerjilerini, 

bunlardan daha yüksek enerjili X ›fl›nlar› ise iç elektronlar›n enerjilerini etkiler. 

Dolay›s›yla maddeyi daha iyi incelemek için elektromagnetik dalgan›n bu özellikleri 

dikkate al›narak uygun spektroskopik yöntemler kullan›l›r. Bu amaçla kullan›- 

lan cihazlara spektrofotometre veya k›saca spektrometre denir. 

KOORD‹NASYON B‹LEfi‹KLER‹ VE ELEKTRON‹K 

SPEKTRUM 

Görünür bölge ve morötesi ›fl›nlar›n›n elektronlar›n enerjilerini etkiledi¤ini söylemifltik. 

Bu ›fl›nlar›n enerjisi de¤erlik orbitalleri aras›ndaki elektron geçifllerinin 

enerjileri düzeyindedir. Böylece, fotonlar›n (›fl›nlar›n) so¤urulmas› (absorplanmas›) 

ile elektronik enerji düzeyleri aras›nda geçifl olur ve madde uyar›l›r. Bundan 

dolay› da maddenin bu bölgedeki spektrumlar› genel olarak elektronik spektrum 

olarak adland›r›l›r. Elektronlar›n en düflük enerjili dizilifline temel hal denir. Elektromanyetik 

dalgalar›n uygun enerjili fotonunu so¤uran maddenin bir elektronu, 

daha yüksek enerjili bir düzeye ç›kar. Daha yüksek enerjili elektron dizilifline, uyar›lm›fl 

hal denir. Elektronun uyar›lmas› için gerekli olan enerji uygun enerjili fotonun 

elektron taraf›ndan so¤urulmas› ile sa¤lan›r. Maddenin enerjiyi so¤urmas› ile 

buna karfl› gelen dalga boyunda bir so¤urma piki (bant)’nin olufltu¤u spektrum elde 

edilir. Spektrumlarda yatay eksen (x ekseni) fotonlar›n enerjisini (frekans veya 

dalga boyu biriminde), düfley eksen (y ekseni) ise so¤urma fliddetini gösterir. So- 

¤urma fliddeti, uyar›lan atom veya moleküllerin say›s› ile orant›l›d›r. Böylece spektrumda, 

geçifl yapan elektronlar›n azl›¤› veya çoklu¤u pik (bant) yüksekli¤i ile, 

elektron geçiflinin enerjisi ise pikin yatay eksendeki konumu ile belirlenir.


fiekil 9.1 

KOORD‹NASYON B‹LEfi‹KLER‹NDE ELEKTRON‹K 

GEÇ‹fiLER 

Koordinasyon bilefliklerinin büyük bir k›sm› elektromagnetik spektrumun mor ötesi 

(UV) veya görünür bölge (VIS) ›fl›nlar›n› so¤urur (absorplar). fiekil 9.1’ e bakt›- 

¤›m›zda, elektronik spektrumu ölçülecek bir maddenin spektrometrede bulunan 

küvetteki seyreltik çözeltisine I o fliddetinde ›fl›k gönderilmifltir. Ifl›¤›n bir k›sm› çözelti 

taraf›ndan absorplan›r (I a ), bir k›sm› çözelti taraf›ndan da¤›t›l›r (I d ), bir k›sm› 

çözelti taraf›ndan yans›t›l›r (I y ) ve bir k›sm› da çözeltiden geçmektedir (I). 

fieffaf bir kap 

içindeki çözeltiye I 0 

fliddetinde gelen 

›fl›¤›n çözeltideki 

davran›fl› 

Buna göre I o , 

I o = I + I a + I d + I y 

formülü ile ifade edilebilir. Buradaki I d ve I a ’ i ihmal edebilmek için I o fliddetindeki 

›fl›n demeti bir defa saf çözücüden, bir defada çözeltiden geçirilir. Böylece bu 

iki faktör ortadan kald›r›ld›ktan sonra yukar›daki denklem, 

I o = I + I a fleklinde olur. 

I a ile I o aras›ndaki ba¤›nt› 

ile ilgilenen ilk bilim 

adamlar› Beer ve Lambert- 

Bouger olmufltur. 

Ba¤›nt›da absorplanan ›fl›k miktar› (I a ), geçirgenlik (T), yüzde geçirgenlik (%T) 

ve absorbans (A) ile ifade edilir. Buna göre, 

T= I %T=100×T, 

I 0 

A= I =log 1 I T =log100 T =2-log%T 

0 

ba¤›nt›lar› verilir. 

Yukar›daki A=2-log%T eflitli¤i yard›m›yla, yüzde geçirgenlik de¤erlerinden absorbans 

hesaplanabilir. Bu ba¤›nt›lardan ›fl›¤›n (I o ) tamam› absorplanmadan çözeltiden 

geçerse, geçirgenlik (T) yüzde yüz ve absorbans (A) s›f›r veya ›fl›¤›n tamam› 

absorplan›rsa geçirgenli¤in yüzde s›f›r ve absorbans›n sonsuz oldu¤u görülür. 

Beer-Lambert yasas›na göre absorbans A, 

A=log I I = l C, 

ε = A lC 

0 

ε 

eflitli¤i ile ifade edilir. Bu eflitlikteki ε; molar absorpsiyon katsay›s› (L mol -1 cm -1 ), C; 

molarite (mol/L) ve l; kullan›lan küvetin kal›nl›¤›d›r (1 cm). Absorbans boyutsuz ve

9. Ünite - Koordinasyon Bileflikleri ve Elektronik Spektrum, Manyetik Özellikler ve Anorganik Tepkime Mekanizmalar› 

237 

l= 1 cm al›nd›¤›nda, çözeltideki taneciklerin miktar› (C) ve ε ile do¤ru orant›l›d›r. 

Molar absorpsiyon katsay›s› (ε) çözeltideki maddeye ve ›fl›¤›n dalga boyuna ba¤l›- 

d›r. Bu kat say› (ε) 1 M çözeltinin absorpsiyonu oldu¤u için her bir bileflik için sabittir. 

Her bir de¤iflik molekül farkl› dalga boyundaki ›fl›¤› absorblar. Bir molekülün 

UV-VIS ›fl›nlar›n› so¤urmas› ile de¤erlik tabakas›nda temel halde bulunan elektronlar 

uyar›lm›fl hale geçifl yapar. Spektrometre ile UV-VIS spektrumu kaydedilen bir 

bilefli¤in spektrumunda x-ekseninde dalga boyu (λ), dalga say›s› (1/λ) veya frekans› 

(ν), y-ekseninde ise absorpsiyonu (A) veya molar absorpsiyon katsay›s› (ε) 

yer al›r (fiekil 9.2). 

fiekil 9.2 

Örnek UV-VIS 

spektrumu 

Yukar›daki gibi bir spektrum koordinasyon bilesiklerindeki elektronik 

geçifllerden dolay› oluflur. Koordinasyon bilefliklerinde üç tür elektronik geçifl vard›r. 

Bunlar; ligant içi geçifller, d-d geçiflleri ve yük aktar›m geçiflleridir. Bu geçifllere 

ait elektromagnetik dalga spektrumun görünür bölgesine(VIS) (400-800 nm) 

karfl›l›k geliyorsa kompleksler renkli gözükür. 

Ligant ‹çi Geçifller 

Moleküllerde ba¤ (σ ve π), karfl›t ba¤ (σ* ve π*) ve ba¤ yapmayan (n) olmak üzere 

befl tür molekül orbitali vard›r. Elektron geçiflleri bu orbitaller aras›nda olmaktad›r. 

Ligant içi geçifller bir koordinasyon bilefli¤inde merkez atomuna ba¤l› olan ligant 

molekül orbitalleri aras›ndaki geçifllerle ilgilidir. Bu geçiflleri s›ras›yla σ→σ*, 

n→σ*, n→π* ve π→π* fleklinde ifade edebiliriz (fiekil 9.3). Bu geçifllerden σ→σ* 

geçifli yüksek enerjilidir ve UV-VIS spektrumunda gözlenmez. Molar absorpsiyon 

katsay›s› (ε) n → π* geçifllerinde 10 1 -10 2 L mol -1 cm -1 aras›nda iken π→π* geçifllerinde 

10 3 -10 5 L mol -1 cm -1 aras›ndad›r. Bu nedenle en çok rastlan›lan› ve yap› tayininde 

kullan›lan› n→π* ve π→π* geçiflleridir. Di¤er taraftan bilefliklerin UV-VIS 

spektrumunun al›nmas› için kullan›lan çözücülerin polariteside çok önemlidir. Çözücünün 

polarl›¤› artt›kça, π → π* geçifllerinde yüksek dalga boyuna (k›rm›z›ya) 

kayma gözlenir. Kullan›lan çözücünün dipol momenti maddeyi etkileyerek maddenin 

π ve π* orbitallerinin enerjisini düflürür. Bu olayda π* orbitalinin enerjisi π orbitaline 

göre daha çok düfler. Sonuç olarak π → π* geçiflinin enerjisi düfler ve π → π* 

absorpsiyonu daha uzun dalga boyuna (k›rm›z›ya) kayar (fiekil 9.4).


Çözücülerden en çok n orbitalinin etkilendi¤ini unutmamak gerekir. Çözücü 

polarl›¤›n›n artmas› n → π* geçifllerini π → π* geçifllerinin aksine daha k›sa dalga 

boyuna (maviye) kaymas›na sebep olur. Bu olay› flöyle aç›klayabiliriz; polar çözücüde 

n orbitali π* orbitaline göre daha çok polarizlenir ve enerjisi iyice düfler. Böylece 

n → π* geçifli daha düflük dalga boyuna kaym›fl olur (fiekil 9.4). 

fiekil 9.3 fiekil 9.4 

Molekül 


ba¤›l enerji 

seviyeleri ve bu 

enerji seviyeleri 

aras›ndaki 

muhtemel 

geçifller 

Çözücünün 

orbitallerin ba¤›l 

enerji seviyelerine 

etkisi ve π → π* 

geçiflinin 

k›rm›z›ya, n → π* 

geçiflinin maviye 

kaymas› 

ÖRNEK 

Metanol (CH 3 OH)’ ün UV-vis spektrumunda en uzun dalga boyundaki absorpsiyon 

(pik) 184 nm’ de gözlenmifltir. Bu absorpsiyona ait molar absorpsiyon katsay›s›, 

ε= 150 L mol -1 cm -1 oldu¤una göre metanol molekülündeki absorpsiyon’ un 

hangi geçifle ait oldu¤unu ve bu geçifle karfl›l›k gelen enerjiyi hesaplay›n›z. 

Çözüm 

Metanol molekülünde π orbitali (molekül π-ba¤› içermiyor) olmad›¤› için π* orbitali 

de yoktur. Dolay›s›yla molekülde π* geçiflleri olamaz. Bu geçifli eledikten sonra geriye 

σ→σ* ve n→σ* geçiflleri kal›r. σ→σ* geçifli yüksek enerjili ve molar absorpsiyon 

katsay›s› (ε)’ n›n fliddeti de oldukça yüksek oldu¤undan bu pik n→σ* geçifline aittir. 

E=h υ =h c 

λ 

-34 8 -1 

-9 

h=6,63× 10 J s, C=3,0× 10 m s , λ =184× 

10 m 

8 -1 

-34 3,0× 

10 m s 

-17 

E = 6,63× 

10 J s = 0,10809× 

10 J foton 

-9 

184×10 m 

-17 

23 

E = (0,10809× 10 J foton) ( 6,02× 10 foton mol) = 650701,8J mol = 155447, 15 cal mol 

veya 

= 1 1 

-1 

υ = 

= 54347 cm 

λ -7 

184× 

10 cm 

-1 -1 1kJ / mol 

83,6 cm , 1kJ mol ise; E = 54347cm =650KJ mol 

-1 

83,6cm


239 

Afla¤›daki tabloda baz› moleküllerin formülleri, molar absorpsiyon katsay›s› (ε) 

de¤erleri ve en uzun dalga boyundaki absorpsiyonlar› verilmifltir. Bu tablodan 

faydalanarak bu dalga boyundaki absorpsiyonlar›na karfl›l›k gelen geçifller ile 

enerjilerini hesaplay›n›z. 

ÖRNEK 

Bileflik λ maks. (nm) ε (L. Mol -1 . cm -1 ) 

1 215 600 

2 217 21000 

3 207 9100 

Çözüm 

Bu sorular›n çözümünde ilk olarak moleküllerin içerdi¤i orbitaller tespit edilir. 

Daha sonra bu orbitallerden en düflük enerjili olan orbitallerin geçifli dikkate al›- 

n›r. Bu üç bileflikten üçüncüsünü çözelim. Bilefli¤in yap›s›na bak›ld›¤›nda σ, n ve 

π orbitallerini içerdi¤ini görmekteyiz. Dolay›s›yla molekülde σ* ve π* orbitalleri de 

mevcuttur. Bu moleküldeki muhtemel geçifller ise σ→σ*, n→σ*, n→π* ve π→π* 

geçiflleri olmal›d›r. Bu geçifller aras›nda enerjisi en düflük geçifl n→π* geçiflidir. Fakat 

bu moleküldeki geçifl enerjisi en düflük olan n→π* geçifli de¤il de daha yüksek 

enerjili olan π→π* geçiflidir. Bunun nedeni ise π orbitalinin n orbitalinden 

uzakta olmas›d›r. 

υ = 1 1 

-1 

= 

= 48309 cm 

λ 

-7 

207× 

10 cm 

-1 

83,6 cm ,1kJ mol ise; 

-1 1kJ / mol 

E = 48309 cm 

= 577,85kJ / mol 

-1 

83,6 cm 

n→π* geçiflinin olabilmesi 

için π orbitalinin n 

orbitaline yak›n veya ayn› 

atomda olmas› gerekir. 

Ayr›ca bu geçifller yasakl› 

geçifllerdir. 

Yukar›daki 1. ve 2. bileflikleri siz çözünüz. 

SIRA S‹ZDE 

1 

SIRA S‹ZDE 



SORU 

SORU 

D‹KKAT 

D‹KKAT


d-d Geçiflleri 

Ünite 8’de kristal alan teorisine göre merkez atomu d orbitallerinin iki farkl› enerji 

seviyesine yar›ld›¤›n› aç›klam›flt›k. Bu iki farkl› gruptaki d orbitalleri aras›nda 

elektronik geçifller olur. Elektronik geçifller oktahedral komplekslerde üç efl enerjili 

t 2g orbitallerinden iki efl enerjili e g orbitallerine, tetrahedral komplekslerde ise 

iki efl enerjili e orbitallerinden üç efl enerjili t 2 orbitallerine olur. Bu geçifller için 

L→M Yük Aktar›m Geçiflleri 

Bu geçifller oktahedral bilefliklerde daha kolay aç›klan›r. Yükseltgenme basama¤› 

yüksek metal atomu ve yüksek enerjili ortaklanmam›fl elektron çiftlerine sahip ligantlar›n 

meydana getirdi¤i komplekslerde L→M yük aktar›m geçiflleri gözlenmektedir. 

L→M geçifl enerjisi metalin yükseltgenme basama¤›na ba¤l›d›r. Yükseltgenme 

basama¤› artt›kça L→M geçifl enerjisi azal›r. Çünkü yüksek de¤erde pozitif yüke 

sahip olan metal, daha çok elektrona ihtiyaç duydu¤u için ligant’ ›n verece¤i 

elektronlar› daha kolay al›r. 

Örne¤in, [VO 4 ] 3- > [CrO 4 ] 2- > [MnO 4 ] - fleklinde verilen okso bilefliklerinde metalin 

yükseltgenme basama¤› s›ras›yla V 5+ , Cr 6+ ve Mn 7+ fleklindedir. Görüldü¤ü 

gibi yükselgenme basama¤› en büyük olan [MnO 4 ] - bilefli¤inin L→M geçifl enerjisi 

en düflüktür. 

Oktahedral halojenür MCl 6 , MBr 6 ve MI 6 bilefliklerinde bir M metali için L→M 

geçifllerinin enerjisi yukar›dan afla¤›ya do¤ru azalmaktad›r. Bunun nedeni bir grupta 

yukar›dan afla¤›ya do¤ru inildikçe iyonlaflma enerjisinin azalmas›ndan dolay› halojen 

atomunun daha kolay elektron vererek yükseltgenmesidir. Ayn› flekilde tet- 

absorplanan enerji kristal alan yar›lma enerjisi (KAYE) ile iliflkilidir. Molekül orbital 

teorisinde (MOT) ise bu geçifller, metalin t 2g orbitallerindeki elektronlar›n e g 

* 

karfl›t ba¤ molekül orbitallerine geçmesi olarak aç›klanmaktad›r. 

d-d Geçiflleri ligant içi ve yük aktar›m geçifllerinden daha düflük enerjilidir. 

Elektronik geçifller izinli ve yasakl› geçifller olarak ikiye ayr›l›r. ‹zinli geçifllerde ε 

de¤eri büyük, yasakl› geçifllerde ise ε de¤eri küçüktür. Buna göre d-d geçiflleri genelde 

yasakl› geçifllerdir. Elektron geçifllerinde so¤urulan enerji spektrumun görünür 

bölgesine (400-800 nm) rastlarsa bileflik renkli görülür. d-d Geçifllerinde ›fl›¤›n 

so¤urulmas› daha zay›ft›r. Bundan dolay› bileflik soluk renkli olur. 

Yük Aktar›m Geçiflleri 

Yukar›da anlat›lan d-d geçifllerinde elektronlar metalin d orbitalleri aras›nda hareket 

ettikleri için kompleksin yük da¤›l›m›nda herhangi bir de¤ifliklik olmaz. Fakat 

yük aktar›m geçifllerinde durum farkl› olup yük da¤›l›m› de¤iflmektedir. Komplekslerde 

yük aktar›m geçiflleri ligantdan metale (L→Μ)veya metalden liganta (M→L) 

fleklinde olur. K›sacas› ligant’›n ligant a¤›rl›kl› molekül orbitallerin de bulunan 

elektronlar, metalin metal a¤›rl›kl› molekül orbitallerine (L→M) veya tam tersine 

metalin metal a¤›rl›kl› molekül orbitallerin de bulunan elektronlar ligant’ ›n ligant 

a¤›rl›kl› molekül orbitallerine (M→L) geçerek yük da¤›l›m›nda de¤ifliklik meydana 

getirir. Yük aktar›m geçiflleri sonucu komplekste merkez atomu elektron al›p veya 

verdi¤i için, yük aktar›m spektrumlar› redoks spektrumlar› olarak da adland›r›l›r. 

Yük aktar›m geçiflleri d-d geçifllerinden daha yüksek enerjili oldu¤u için daha küçük 

dalga boylar›nda (Mor ötesi) gözlenir. Molar absorpsiyon kaysay›s› (ε) yüksek 

olup 10 3 -10 5 L mol -1 cm -1 aras›ndad›r. Yük aktar›m geçiflleri izinli geçifllerdir ve bilefliklerin 

absorbsiyon pikleri görünür bölge veya mor ötesi bölgesinden görünür 

bölgeye uzan›yorsa söz konusu bileflikler koyu keskin renkli görünürler.


241 

rahedral halojenür [MX 4 ] 2- bilefliklerinde de L→M geçiflleri gözlenmekte olup enerjileri 

yukar›dan afla¤›ya do¤ru Cl, Br ve I s›ras›nda azal›r. 

M→L Yük Aktar›m Geçiflleri 

Yükseltgenme basama¤› düflük metal atomu ile bofl ve düflük enerjili π* karfl›t ba¤ 

molekül orbitallerine sahip ligantlar›n meydana getirdi¤i komplekslerde M→L yük 

aktar›m geçiflleri gözlenir. Bu tür ligantlara nötral CO, iyonik CN - ve piridin gibi 

aromatik aminleri örnek verebiliriz. Metal atomu ne kadar düflük yükseltgenme 

basama¤›na sahip ise M→L geçifli o kadar düflük enerjilidir. Örne¤in [Cr(CO) 6 ] 

kompleksinde 224.71 ve 279.32 nm’ de fliddetli absorpsiyon (pikler) gözlenir. Bu 

absorpsiyonlara karfl›l›k gelen pikler metalin metal karakterli ba¤ molekül orbitallerindeki 

elektronunun, ligant’ ›n ligant karakterli π* karfl›t ba¤ molekül orbitaline 

geçifli (M→L) ile olur. 

KOORD‹NASYON B‹LEfi‹KLER‹NDE MANYET‹K 

ÖZELL‹KLER 

Bütün maddeler manyetik özelli¤e sahiptir. Manyetik alan madde ile etkileflir. Bir 

maddeye etki eden manyetik alan kuvvetinin ölçüsü manyetik süsseptibilite ile verilir. 

Manyetik süsseptibilite hacim (κ) gram (χ) ve molar (χ Μ ) olmak üzere üç s›- 

n›fa ayr›l›r. Bunlar aras›ndaki ba¤›nt›lar afla¤›daki gibidir. 

χ = κ ρ, χM 

= κM ρ = χ 

Bu formüllerde ρ; maddenin yo¤unlu¤u, M ise mol kütlesidir. 

Manyetik süsseptibilite Gouy terazisi denen bir cihazla (fiekil 9.5) ölçülür ve 

koordinasyon bilefliklerinin geometrik yap›lar›n›n ayd›nlat›lmas›nda çok önemli ip 

uçlar› verir. 

Cihazda N ve S ile gösterilen k›s›m 

özel olarak yap›lm›fl bir elektrom›knat›s 

olup kutuplar› göstermektedir. T ile gösterilen 

k›s›m 0.01 mg a¤›rl›¤a duyarl› bir 

terazidir. M ise boyu 10-12 cm, iç çap› 2- 

3 mm olan numune tüpüdür. Bu tüpe yar›s›na 

kadar numune s›k› bir flekilde doldurulur 

ve daha sonra m›knat›s›n kutuplar› 

aras›na yerlefltirilir. Bu yöntem, maddenin 

havadaki ve manyetik alandaki 

a¤›rl›klar›n›n farkl› olmas› esas›na dayan›r. 

E¤er tüpteki madde paramanyetik ise 

manyetik alanda numunenin a¤›rl›¤›nda artma olur. E¤er diyamanyetik ise manyetik 

alanda numunenin a¤›rl›¤›nda bir azalma olur. 

fiekil 9.5 

Gouy Terazisi 

Manyetizma 

Maddelerde en çok befl tür manyetizmaya rastlanmaktad›r. Bunlar; 

• Paramanyetizma 

• Diyamanyetizma 

• Ferromanyetizma 

• Antiferromanyetizma 

• Ferrimanyetizma


fiekil 9.6 

Baz› 

manyetizmalar›n 

flematik olarak 

gösterimi 

fleklinde s›ralanabilir. Bunlar›n büyüklükleri ve s›cakl›¤a ba¤›ml›l›klar› birbirinden 

farkl›d›r. Yukarda da aç›klad›¤›m›z gibi manyetik alanda bulunan bir madde alan taraf›ndan 

ya itilir, ya da çekilir. Alan taraf›ndan zay›fça itilen maddeler diyamanyetik 

maddelerdir. Bu maddelerdeki elektronlar›n tamam› eflleflmifltir. Diyamanyetik 

maddelerin manyetik duyarl›l›¤› s›cakl›¤a çok az ba¤›ml›d›r. Alan taraf›ndan çekilen 

maddeleri ise artan manyetik duyarl›l›klar›na göre antiferromanyetik, paramanyetik 

ve ferromanyetik maddeler olarak s›n›fland›rabiliriz. Bu maddelerde eflleflmemifl 

elektronlar bulunur. Maddedeki eflleflmemifl elektron say›s› art›kça paramanyetik 

özellikte artar. Paramanyetik özellik s›cakl›k art›fl›yla Curie-Weiss (χ= C / (T-θ) kanununa 

göre azal›r. fiekil 9.6’ da baz› manyetizmalar flematik olarak gösterilmifltir. 

fiekil 9.7 

Baz› Fe, Co ve Ni gibi elementlerin oluflturdu¤u kompleksler ferromanyetik özellik 

gösterirler. Bu tür maddeler paralel spinli çok fazla elektron içerdiklerinden dolay› 

manyetik duyarl›l›klar› çok güçlüdür ve manyetik alan taraf›ndan çok fliddetli 

çekilirler. Curie s›cakl›¤›n›n (T C ) alt›nda kal›c› manyetik özelli¤e sahiptirler. S›cakl›- 

¤›n art›fl›yla birlikte Curie s›cakl›¤›na kadar manyetik duyarl›l›klar› azal›r. Bu s›cakl›ktan 

sonra ferromanyetik madde paramanyetik maddeye dönüflür (fiekil 9.7). 

Ferrimanyetizma, ferromanyetizmaya benzer. Bu tür maddelerde elektronlar 

z›t spinli olarak düzenlenmifl olmakla birlikte bileflke manyetik moment oldukça 

yüksektir. Parelel spinlerin yan› s›ra z›t spinler de söz konusudur. 

Antiferromanyetizma gösteren maddelerde manyetik momentlerin yar›s› ayn› 

spinli, yar›s› da z›t spinli olarak düzenlenmifltir. Yaklafl›k olarak s›f›r net manyetik 

moment gözlenir. S›cakl›¤›n art›fl›yla manyetik duyarl›l›k Nèel s›cakl›¤›na (T N ) kadar 

artar. Bu s›cakl›ktan sonra antiferromanyetik madde paramanyetik maddeye 

dönüflür (fiekil 9.7). Bu özellik baz› koordinasyon bileflikleri ile Cr 3+ , Mn 2+ , Fe 3+ 

ve Gd 3+ gibi iyonlar›n basit tuzlar›nda görülür. Ferromanyetizma ve antiferromanyetizma 

özelli¤i çözelti ortam›nda gözlenmez. 

Manyetik 

duyarl›l›¤›n 

s›cakl›¤a ba¤l› 

olarak de¤iflimi, 

T C = Curie s›cakl›¤›, 

T N = Nèel s›cakl›¤›


243 

Maddelerin manyetik momentleri afla¤›da verilen formül yard›m›yla bulunur. 

χ 

µ = 3k M 

T 

N 

Formüldeki μ; Bohr manyetonu (BM) cinsinden manyetik momenti, k; Boltzman 

sabitini, χ Μ; ölçülen molar manyetik süsseptibilite, T; mutlak s›cakl›k ve N 

ise Avogadro say›s›d›r. Yukar›daki formülde say›sal de¤erler yerine konulduktan 

sonra afla¤›daki eflitlik bulunur. 

µ = 2,83 χMT 

KOORD‹NASYON B‹LEfi‹KLER‹ VE SP‹N MANYET‹K 

MOMENT 

Bir elektronun spin manyetik momenti (μ S ) BM cinsinden afla¤›daki formülle verilir. 

µ s = 2 s (s + 1) 

Formüldeki s; elektronun spin kuantum say›s›n›n mutlak de¤eridir. Bir atom 

veya iyonun manyetik momenti (μ S ), yukar›da bir elektron için verilen eflitlikteki 

elektronun spin kuantum say›s›n›n (s) yerine toplam spin kuantum say›s› (S) de- 

¤eri konularak hesaplan›r. 

µ s = 2 S (S+ 

2) 

1 

s de¤eri elektron için oldu¤u için ve bir atomda n tane tek elektron oldu¤unu 

2 

düflündü¤ümüzde S de¤eri; n ⋅ 

1 olur. Bu de¤er yukar›daki eflitlikte yerine 

2 = n 2 

konursa atom veya iyon için manyetik moment (μ S ) için afla¤›daki formül 

µ s = n(n + 2) 

elde edilir. Bu formülde n de¤eri atom veya iyondaki eflleflmemifl elektronlar›n say›s›n› 

verir. Koordinasyon bilefliklerinde yukar›daki formülle hesaplanan manyetik 

moment ile deneysel olarak ölçülen manyetik moment karfl›laflt›r›l›r. Bu karfl›laflt›rman›n 

sonuçlar› bilefliklerin yap›lar›n›n ayd›nlat›lmas›nda kullan›l›r. Özellikle 

komplekslerin düflük spinli (kuvvetli alan kompleksi) veya yüksek spinli (zay›f 

alan kompleksi) kompleksler olup olmad›¤› deneysel olarak ölçülen manyetik momente 

bak›larak anlafl›l›r. Afla¤›da baz› geçifl elementi komplekslerinin manyetik 

momentleri verilmifltir (Çizelge 9.1).


Çizelge 9.1 

Baz› birinci s›ra 

geçifl elementleri 

komplekslerinin 

manyetik 

momentleri 

ÖRNEK 

Dört koordinasyonlu [MX 4 ] 

fleklindeki kompleksler kare 

düzlem veya tetrahedral 

yap›dan birini tercih eder. 

Bu tür komplekslerin 

manyetik moment 

ölçümlerinden hangi 

geometrik yap›da bulundu¤u 

tespit edilebilir. Ancak d 9 

sisteminde bulunan Cu(II) 

için manyetik momentine 

bakarak bu tespiti yapmak 

olanaks›zd›r. 

ÖRNEK 

‹yon 

d 

Elektronu 

say›s› 

Yüksek spinli kompleks 

Eflleflmemifl 

elektron 

say›s› 

Hesaplanan 

manyetik 

momenti 

(BM) 

Ölçülen 

manyetik 

momenti 

(BM) 

Düflük spinli kompleks 

Eflleflmemifl 

elektron 

say›s› 

Ölçülen 

manyetik 

momenti (BM) 

Ti 3+ 1 1 1,73 1,73 - - 

V 3+ 2 2 2,83 2,75-2,85 - - 

Cr 3+ 3 3 3,88 3,70-3,90 - - 

Mn 4+ 3 3 3,88 3,80-4,00 - - 

Mn 3+ 4 4 4,90 4,90-5,00 2 3,18 

Mn 2+ 5 5 5,92 5,65-6,10 1 1,80-2,20 

Fe 3+ 5 5 5,92 5,30-6,00 1 2,00-2,50 

Fe 2+ 6 4 4,90 5,10-5,70 - - 

Co 3+ 6 4 4,90 5,40 - - 

Co 2+ 7 3 3,88 4,30-5,20 1 1,80 

Ni 2+ 8 2 2,83 2,80-3,50 - - 

Afla¤›da verilen iki ayr› demir kompleksi için ölçülen manyetik moment de¤erleri 

s›ras›yla K 3 [Fe(CN) 6 ] için μ S =2,30 BM ve [Fe(H 2 O) 6 ] 3+ için μ S =5,30 BM dir. Bu 

komplekslerin hangi tür spinli kompleks (zay›f alan veya kuvvetli alan) oldu¤unu 

gösteriniz (Fe: 26). 

Çözüm 

Her iki komplekste de Fe 3+ yükseltgenme basama¤›ndad›r. Dolay›s›yla her iki 

kompleksteki d elektronlar› say›s› 5 tir. Ölçülen manyetik moment de¤erinin 

(μ S =2,3 BM) K 3 [Fe(CN) 6 ] kompleksi için 5,92’ nin alt›nda olmas› Tablo 9.1’ den de 

görüldü¤ü gibi bilefli¤in düflük spinli kompleks oldu¤unu, yani d orbitalinde bulunan 

elektronlar›n eflleflti¤ini gösterir. Buradan elektron dizilimine geçildi¤inde t 5 2g 

0 

e olur. Ayn› flekilde [Fe(H 2 O) 6 ] 3+ g kompleksini inceledi¤imizde ölçülen manyetik 

moment de¤erinin (μ=5.3 BM) 2.50 BM’ den büyük olmas› bize bilefli¤in yüksek 

spinli kompleks oldu¤unu, yani elektronlar›n eflleflmedi¤ini gösterir. Kompleks 

için elektron dizilimi ise t 3 2 

2g 

e g fleklindedir. 

Dört koordinasyonlu [Ni(CN) 4 ] 2- ve [NiCl 4 ] 2- komplekslerinin manyetik momentleri 

ölçülerek [Ni(CN) 4 ] 2- kompleksi için s›f›r (μ s =0) ve [NiCl 4 ] 2- kompleksi için s›f›rdan 

büyük (μ s >0) bulunmufltur. Buna göre komplekslerin geometrik yap›lar›n› aç›klay›n›z 

(Ni: 28). 

Çözüm 

[MX 4 ] n fleklindeki bir kompleks tetrahedral veya kare düzlem yap›dan birini tercih 

edece¤ini biliyoruz. Her iki kompleks için VB teorisine göre temel hal ve uyar›lm›fl 

halin elektron dizilimlerini yaz›p hibritleflme türünden geometrik yap›s›n› 

bulabiliriz. Uyar›lm›fl halin elektron dizilimi yaz›l›rken ligant’ ›n merkez atomuna 

karfl› kuvvetli veya zay›f etki gösterip göstermedi¤i dikkate al›n›r. E¤er ligant kuvvetli 

ise merkez atomunun elektronlar›n› s›k›flt›racak, zay›f ise merkez atomunun 

elektronlar› ayn› kalacakt›r. Bunlar› dikkate alarak afla¤›da verildi¤i gibi çözüm


245 

yapt›¤›m›zda, tamam› eflleflmifl elektrona sahip ve dsp 2 hibritleflmesi yapan 

[Ni(CN) 4 ] 2- kompleksi karedüzlem, iki tane eflleflmemifl elektrona sahip olan ve sp 3 

hibritleflmesi yapan [NiCl 4 ] 2- kompleksinin ise tetrahedral yap›da oldu¤u görülür. 

[Ni(CN) 4 

] 2- 

Ni: [Ar]4s 2 3d 8 

Ni 2+: [Ar]4s 0 3d 8 

3d 

2 

3d 

2 

x 

-y 

2 

z 

3d xy 

3d xz 

3d yz 

4s 

4p x 

4p y 

4p z 

Ni 

Temel Hal 

Ni 2+ 

Ni 2+ 

Uyar›lm›fl Hal 

[NiCI 4 

] 2- 

Ni: [Ar]4s 2 3d 8 

Ni 2+: [Ar]4s 0 3d 8 

Hibritleflmifl Hal 

dsp 2 Hibritleflmesi 

Karedüzlem Yap›, Diyamanyetik 

3d 

2 

3d 

2 

x 

-y 

2 

z 

3d xy 

3d xz 

3d yz 

4s 

4p x 

4p y 

4p z 

Ni 

Temel Hal 

Ni 2+ 

Ni 2+ 

Uyar›lm›fl Hal 

Hibritleflmifl Hal 


Terahedral Yap›, Paramanyetik 

[Ni(CO) 4 ] Kompleksinin manyetik momenti (μ s =0) s›f›r oldu¤una göre SIRA geometrik S‹ZDE yap›s›- 

n›n tetrahedral mi yoksa karedüzlem mi olaca¤›n› bulunuz (Ni:28). 

2 

SIRA S‹ZDE 

ANORGAN‹K TEPK‹ME MEKAN‹ZMALARI 

Anorganik tepkime mekanizmalar›n›n anlafl›lmas› biraz kar›fl›kt›r. Bunun nedeni 

koordinasyon bilefli¤i yapacak metalin, birden fazla yükseltgenme SORUbasama¤›nda 

bulunmas› ve bu yükseltgenme basamaklar›n›n da farkl› say›da koordinasyon yapmas›d›r. 

Buda tepkime mekanizmalar›n›n çal›fl›lmas›n› güçlefltirir. 

D‹KKAT 

Kararl›l›k ve ‹nertlik 



SORU 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

Maddelerin kimyasal tepkimelere girme yatk›nl›klar› termodinamik ve kinetik 

yönden incelenir. Termodinamik tepkimelerin bafllang›ç ve son halleri ile ilgilenir, 

izlenen yolu dikkate almaz. Bir reaksiyon için serbest enerji AMAÇLARIMIZ de¤iflimi s›f›rdan küçük 

ise reaksiyon kendili¤inden olur ve bu tür tepkimelere istemli tepkimeler denir. 

‹stemli olarak yürüyen bir tepkimede, tepkimeye giren maddeler termodina- 

AMAÇLARIMIZ 

mik yönden karars›z, tepkime sonucu oluflan maddeler (ürünler) K ‹ T ise A Ptermodina- 

mik yönden kararl›d›r. Bir tepkimenin istemli olarak yürüyece¤i termodinamik 

K ‹ T A P 

olarak bulunmuflsa, tepkime meydana gelir. Fakat tepkimenin hangi h›zla olaca¤› 

belli de¤ildir. ‹stemli olaylar›n baz›lar› izlenemeyecek kadar yavafl TELEV‹ZYON yürür. 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

‹NTERNET


1 dakika içinde tam olarak 

tepkime veren komplekslere 

labil, daha uzun sürede 

tepkime verenlere de inert 

denir. 

Komplekslerin kinetik kararl›l›¤›, tepkime h›zlar› ile iliflkilidir. Tepkimelerin 

h›zlar› ile ilgilenen bilim dal› kimyasal kinetik’tir. Dolay›s›yla maddelerin tepkime 

verme yatk›nl›klar› kinetik olarak incelenir. Baz› tepkimeler çok h›zl› iken baz›lar› 

çok yavaflt›r ve tamamlanmas› çok zaman al›r. H›zl› olarak tepkimeye giren maddelere 

kinetik yönden karars›z (labil), yavafl tepkimeye girenlere de inert denir. 

Dolay›s›yla, koordinasyon bilefliklerinde 1 dakika içinde tam olarak tepkime verenler 

labil, daha uzun sürede tepkime verenlere ise inert olarak grupland›r›lm›flt›r. 

Bir kompleksin labilli¤i veya inertli¤i kompleksi oluflturan merkez metal atomuna 

ba¤l›d›r. Periyodik cetveldeki Be ve Mg d›fl›ndaki tüm s-blok’ u metallerinin 

kompleksleri labil dir. Birinci s›ra geçifl metallerinin M 2+ iyonlar›n›n kompleksleri 

labil, M 3+ iyonlar›n›n kompleksleri ise inert tir. ‹kinci ve üçüncü s›ra geçifl metallerinin 

komplekslerinde ise inertlik daha yayg›nd›r. 

Labil geçifl metali iyonlar›n›n, oktahedral komplekslerinde t 2g orbitalinin bofl 

veya e g orbitalinin en az bir elektrona sahip olmas› gerekir. Ayn› flekilde inert geçifl 

metali iyonlar›n›n oktahedral komplekslerinde t 2g orbitalleri tam veya yar› dolu 

ve e g orbitalleri bofl olmal›d›r. Bu yaklafl›m tüm geçifl metali komplekslerini 

aç›klayamaz. Fakat baz› komplekslerin aç›klanmas›nda uygundur. 

Afla¤›da yar›lanma süreleri (t 

12) 

verilen yer de¤ifltirme reaksiyonlar›ndan hangisi 

veya hangileri labil dir, aç›klay›n›z. 

(t 

Yar›lanma süresi 12) 

bir tepkimede, reaksiyona 

giren maddenin 

bafllang›çtaki miktar›n›n 

tepkimeye girerek yar›ya 

indi¤i süredir. 

a) [Ni(CN) 4 ] 2- + 4 14 CN - → [Ni( 14 CN) 4 ] 2- + 4 CN - , 

b) [Mn(CN) 6 ] 3- + 6 14 CN - → [Ni( 14 CN) 6 ] 3- + 6 CN - , 

c) [Cr(CN) 6 ] 3- + 6 14 CN - → [Cr( 14 CN) 6 ] 3- + 6 CN - , 

t 

t 

12 = 

12 = 

30 s 

1 saat 

t12 = 2 4 dak 

Çözüm 

Bu üç reaksiyon için yar›lanma sürelerine bakt›¤›m›zda sadece a reaksiyonunun 

bir dakika içinde tamamlanaca¤›n› söyleyebiliriz. Dolay›s›yla a reaksiyonu labil, 

b ve c ise inert tir. 

ÖRNEK 

Oktahedral yüksek spinli (zay›f alan) Cr 2+ , Cr 3+ ve düflük spinli (kuvvetli alan) 

Fe 2+ komplekslerin den hangisi veya hangileri labil dir aç›klay›n›z (Cr:24, Fe:26). 

Çözüm 

Yine yukar›da verilen aç›klamay› dikkate ald›¤›m›zda geçifl metali iyonlar›n›n 

oktahedral labil komplekslerinde bofl t 2g veya en az bir elektron içeren e g orbitalleri, 

inert komplekslerinde ise t 2g orbitalleri tam veya yar› dolu ve e g orbitalleri bofl 

olmal›d›r. Buna göre verilen iyonlar›n oktahedral alandaki elektron dizilimlerini 

yazal›m.


247 

Yukar›da görüldü¤ü gibi Cr 3+ yar› dolu t 2g 3 ve Fe 2+ tam dolu t 2g 6 orbitallerine, 

Cr 2+ ise en az bir elektron içeren e g orbitaline sahiptir. Bundan dolay› Cr 2+ labil, 

Cr 3+ ve Fe 2+ kompleksi inerttir. 

Tepkime Mekanizmalar› ve Molekülerlik 

Bir kimyasal tepkimenin olmas› için moleküllerin çarp›flmas› gerekir. Fakat her 

çarp›flma tepkimeyle sonuçlanmaz. Tepkime h›z›, birim zamanda ürüne dönüflen 

madde miktar› olarak tan›mlanabilir. Yani tepkimeye giren maddelerin deriflimlerindeki 

azalma olarak gösterilir. 

A + B →Ürünler fleklindeki bir tepkime için h›z ifadesi, 

⎡ ⎤ ⎡ ⎤ 

− ⎣⎢ ⎦⎥ = ⎣ ⎢ 

d A k A ⎦⎥ 

fleklindedir. 

dt ⎡ 

⎣⎢ B⎤ 

⎦⎥ 

Bu ba¤›nt› denklemle uyumludur. Fakat bu uyumluluk her zaman olmayabilir. 

Yani tepkime h›z› tepkime denklemine göre yaz›landan farkl› olabilir. Bunun için 

deneysel veriler önemlidir. Deneysel sonuçlardan elde edilen h›z ifadesi do¤rudur. 

Dolay›s›yla deneysel sonuçlardan elde edilen ile teorik yaz›lan h›z ifadesi birbiriyle 

uyumlu olmayabilir. Bundan dolay› h›z ba¤›nt›lar›n›n aç›klanabilmesi için tepkime 

mekanizmalar›n›n önerilmesi gerekir. 

Tepkime mekanizmalar›nda en yavafl yürüyen basamak h›z› belirler. Enerji profilinde 

bu basama¤›n enerjisi en yüksektir. Bu basamakta kovalent ba¤ oluflturmak 

için de¤iflikli¤e u¤rayan molekül say›s›na molekülerlik denir. E¤er bir tepkimede 

sadece bir molekül de¤iflikli¤e u¤ruyorsa unimoleküler, iki molekül de¤iflikli¤e 

u¤ruyorsa bimoleküler tepkime olarak adland›r›l›r. 

Anorganik tepkimeler genel olarak yer de¤ifltirme, elektron transfer ve 

ligantlar›n aktifleflmesi fleklinde üçe ayr›l›r. Bu bölümde yaln›z yer de¤ifltirme 

tepkimeleri incelenecektir. 

Yer De¤ifltirme Tepkimeleri 

Bir kompleksteki bir ligant’ ›n baflka bir ligant ile yer de¤ifltirmesine yer de¤ifltirme 

tepkimeleri denir. Ayr›ca bu tepkimelere nükleofilik sübstitüsyon reaksiyonlar› da 

denir. Yer de¤ifltirme tepkimelerini genel olarak afla¤›daki gibi gösterebiliriz.


L n M-X + Y → L n M-Y + X 

Denklemde M, merkez metal atomunu, L n , ba¤l› di¤er ligantlar›, Y ba¤lanan ligant 

ve X ise ayr›lan yani de¤iflen ligant’ › gösterir. Yer de¤ifltirme tepkimeleri ikiye 

ayr›l›r. E¤er h›z› belirleyen basamakta, merkez atomundan ayr›lan ligant koparak 

merkez atomunun koordinasyon say›s›n› azalt›yorsa tepkime ayr›flmal› (D) 

mekanizma üzerinden yürür. Afla¤›da verildi¤i gibi ayn› zamanda bu tepkimeye 

unimoleküler nükleofilik yer de¤ifltirme (S N 1 ) tepkimesi de denir. 

L MX ⎯⎯⎯→L M ⎯⎯⎯ →L MY 

D Mekanizması 

E¤er h›z› belirleyen basamakta, merkez atomuna ba¤lanacak olan ligant ba¤lanarak 

merkez atomunun koordinasyon say›s›n› art›r›yorsa tepkime birleflmeli (A) 

mekanizma üzerinden yürür. Afla¤›da verilen bu tepkimeye bimoleküler nükleofilik 

yer de¤ifltirme (S N 2 ) tepkimesi de denir. 

L MX ⎯⎯⎯→ 

L MXY ⎯⎯⎯ →L MY 

A Mekanizması 

n 

n 

− X 

+ Y 

n 

+ Y 

−X 

n 

n 

n 

Tetrahedral Komplekslerde Yer De¤ifltirme Tepkimeleri 

Tetrahedral komplekslerde yer de¤ifltirme tepkimeleri iki mekanizma üzerinden yürür. 

Bunlar afla¤›da gösterildi¤i gibi ayr›flma (D) ve birleflme (A) mekanizmalar›d›r. 

Karedüzlem komplekslerde 

cis-karedüzlem kompleksin 

yer de¤ifltirme 

reaksiyonundan cis, transkaredüzlem 

kompleksin yer 

de¤ifltirme reaksiyonundan 

ise trans ürünler meydana 

gelir. 

Karedüzlem Komplekslerde Yer De¤ifltirme Tepkimeleri 

Karedüzlem komplekslerdeki yer de¤ifltirme tepkimeleri ile ilgili en fazla çal›flma 

Pt 2+ kompleksleri üzerine yap›lm›flt›r. Di¤er d 8 düzenindeki geçifl metali iyonlar›- 

n›n kompleksleri daha az çal›fl›lm›flt›r. Yap›lan çal›flmalarda reaksiyonlar›n daha 

çok birleflme (A) mekanizmas› üzerinden yürüdü¤ü görülmüfltür. Ortam›n çözücüsü 

tepkimenin yürüyüflünü etkiler. E¤er çözücü komplekse ba¤lan›yorsa reaksiyon 

k 1 , ba¤lanm›yorsa k 2 basama¤› üzerinden yürür.


249 

M 

M 

Oktahedral Komplekslerde Yer De¤ifltirme Tepkimeleri 

Koordinasyon bilefliklerinin büyük ço¤unlu¤u oktahedral yap›da oldu¤u için bu 

konuda oldukça çok çal›flma yap›lm›flt›r. Karedüzlem komplekslerdeki yer de¤ifltirme 

tepkimeleri ile oktahedral komplekslerdeki yer de¤ifltirme tepkimeleri aras›nda 

baz› benzerlikler ve farkl›l›klar vard›r. Özellikle mekanizma yönünden ele 

al›rsak, karedüzlem komplekslerde tepkime daha çok birleflme (A) mekanizmas› 

üzerinden yürürken, oktahedral komplekslerde ayr›flma (D) mekanizmas› üzerinden 

yürür. Çözücü molekülleri bu tepkimede de, karedüzlem komplekslerin yer 

de¤ifltirme tepkimesinde oldu¤u gibi önemlidir. Fakat bu tepkimede olay daha 

farkl›d›r. Oktahedral komplekslerde yer de¤ifltirme tepkimeleri iki flekilde yürüyebilir. 

Afla¤›da verildi¤i gibi ba¤lanacak Y ile kompleksteki X direkt olarak, yada önce 

çözücü molekülleri X, sonrada ba¤lanacak Y grup’ u ile yer de¤ifltirir. Görüldü- 

¤ü gibi karedüzlem komplekslerde çözücü X ayr›lmadan ba¤lan›rken, oktahedral 

komplekslerde X ayr›ld›ktan sonra ba¤lanmaktad›r. 

E¤er çözücü olarak su kullan›l›rsa hidroliz meydana gelir. Yani kompleksteki 

ligant su ile yer de¤ifltirir. Hidroliz tepkimeleri asidik veya bazik olmak üzere iki 

ortamda da yürüyebilir.


Asidik ortamda hidroliz 

Bazik ortamda hidroliz 

Yer de¤ifltirme Tepkimesine Etkiyen Faktörler 

Yer de¤ifltirme tepkimesine etkiyen faktörleri, karedüzlem komplekslerde yer 

de¤ifltirme tepkimesine etkiyen faktörler ve oktahedral komplekslerde yer 

de¤istirme tepkimesine etkiyen faktörler olmak üzere iki k›s›mda inceleyece¤iz. 

Karedüzlem Komplekslerde Yer De¤ifltirme Tepkimesine 

Etkiyen Faktörler 

Karedüzlem komplekslerin yer de¤ifltirme tepkimelerini etkileyen faktörler afla¤›- 

daki gibidir. 

1. Giren ligant›n etkisi 

2. Di¤er ligantlar›n etkisi 

i) trans etkisi ii) cis etkisi 

3. Ayr›lan ligant›n etkisi 

4. Merkez atomunun etkisi 

Giren Ligant›n Etkisi 

Birleflme (A) tepkime mekanizmas› ile yürüyen tepkimelerde, tepkime h›z› reaksiyona 

giren ligant’ ›n özelliklerinden etkilenir. Giren grup’a nükleofil denir. Nükleofiller 

polar moleküller veya negatif yüklü iyonlar olabilir. Ba¤lanan grup’un tepkime 

yatk›nl›¤›na nükleofillik denir. Dolay›s›yla nükleofilli¤i etkileyen birçok faktörler 

vard›r. Nükleofillik gücü yüksek olan ligantlar çok daha kolay ve h›zl› reaksiyon 

verir. 

Di¤er Ligantlar›n Etkisi 

Bir karedüzlem yap›da ayr›lan ligant’a göre di¤er ligantlardan biri karfl› (trans), ikiside 

komflu (cis) konumundad›r. Dolay›s›yla ligantlar›n cis ve trans konumlar›n›n 

etkisi ayr› ayr› olacakt›r. Cis etkisi trans etkisinden daha zay›ft›r. Karedüzlem komplekslerdeki 

tepkime mekanizmalar› bak›m›ndan önemli de¤ildir. Ancak trans etki 

birçok bilefli¤in eldesinde kullan›lmaktad›r. 

Bir ligant’›n kendisine trans konumundaki baflka bir ligant’ ›n merkez atomundan 

kolayca kopmas›na neden olmas›na trans etkisi denir. Trans etkisine örnek 

olarak [Pt(NH 3 ) 2 Cl 2 ] bilefli¤inin eldesi verilebilir. Ç›k›fl maddesi olarak [PtCl 4 ] 2- 

kompleks iyonu kullan›ld›¤›nda afla¤›daki reaksiyona göre cis-[Pt(NH 3 ) 2 Cl 2 ] bilefli- 

¤i elde edilir.


251 

E¤er ç›k›fl maddesi olarak [Pt(NH 3 ) 4 ] 2+ kompleks iyonu kullan›l›rsa afla¤›daki 

reaksiyona göre trans-[Pt(NH 3 ) 2 Cl 2 ] bilefli¤i elde edilir. 

Bu reaksiyonlar incelendi¤inde Cl - iyonunun, NH 3 molekülüne göre daha güçlü 

trans yönlendirici oldu¤u söylenebilir. Deneysel sonuçlara dayanarak elde edilen 

baz› ligantlar›n trans yönlendirme kuvvetleri afla¤›da s›ralanm›flt›r 

CN - , CO, NO > NO 2 

- > I - > Br - > Cl - > NH3 > OH - > H 2 O 

Ayr›lan Ligant›n Etkisi 

Ayr›lan ligant›n etkisi, trans yönlendirici ligant ve giren ligant’ a ba¤l›d›r. Özellikle 

ayr›flma (D) mekanizmas›nda belirginleflir. 

Merkez Atomunun Etkisi 

Yer de¤ifltirme tepkimelerinde merkez atomunun etkisi büyüktür. Tepkime h›zlar› 

karfl›laflt›r›ld›¤›nda Ni 2+ >> Pd 2+ >> Pt 2+ s›ralamas› söz konusudur. H›z oranlar›na bak›ld›¤›nda 

10 7 /10 5 /1 oran› görülür. Buna göre Pt 2+ komplekslerinin kineti¤i kolayl›kla 

izlenebilirken, Ni 2+ komplekslerinin tepkime kineti¤ini izlemek çok güçtür. 

Oktahedral Komplekslerde Yer De¤ifltirme Tepkimesine 

Etkiyen Faktörler 

Oktahedral komplekslerde yer de¤ifltirme tepkimelerini etkileyen faktörler k›saca 

afla¤›daki gibidir. 

1. Di¤er ligantlar›n etkisi 

2. Ayr›lan ligant›n etkisi 

Birinci s›ra geçifl 

metallerinin M 2+ iyonlar›n›n 

komplekslerinde labillik, 

ikinci ve üçüncü s›ra geçifl 

metallerinin 

komplekslerinde ise inertlik 

daha yayg›nd›r. 

Di¤er Ligantlar›n Etkisi 

Bütün yer de¤ifltirme tepkimelerinde metalin elektron yo¤unlu¤u etkilenece¤i için, 

ba¤l› di¤er ligantlar önem arz etmektedir. Fakat bu etki karedüzlem komplekslere 

göre daha önemsizdir. Karedüzlem komplekslerde gözlenen trans etkisi, oktahedral 

komplekslerde hidrido, nitrido ve sulfido ligantlar› oldu¤u zaman gözlenir. 

Komplekste ayr›lan ligant’ a cis konumunda π- ba¤› verebilecek ligantlar›n olmas›, 

ligant’ ›n kolay ayr›lmas›n› sa¤lar ve buna cis etkisi denir. Baz› ligantlar›n cis etkisi 

s›ralamas› afla¤›daki gibidir. 

NO 3 

- > CH3 COO - > Cl - > Br - > I - > CO


Bu ligantlar, metalin ayr›lan ligantla ba¤ yapt›¤› orbitallerdeki elektron yo¤unlu¤unu 

art›rarak ligant’ ›n metalden kolay ayr›lmas›n› sa¤larlar. 

Ayr›lan ligant›n etkisi 

Ayr›flma (D) mekanizmas› ile yürüyen tepkimelerde ayr›lan ligant’ ›n bazl›¤› (sertli¤i-yumuflakl›¤›) 

tepkime h›z›n› etkiler. Çünkü ligant’ ›n ayr›lma e¤ilimi Metal-Ligant 

(M-L) ba¤›n›n kuvveti ile iliflkilidir. E¤er komplekste metal atomu sert ise, sert 

ligantlar›n ayr›lmas› daha zordur. Dolay›s›yla yumuflak olan ligantlar yer de¤ifltirir. 

Ayn› flekilde metal atomu yumuflaksa, yumuflak olan ligantlar›n ayr›lmas› zorlafl›r 

ve sert ligantlar ayr›l›r. 

ÖRNEK 

Art› yükü büyük yar›çap› 

küçük katyonlar sert asit, 

eksi yükü küçük yar›çap› 

küçük anyonlarda sert baz 

d›r. Sert asit sert baz›, 

yumuflak asit yumuflak baz› 

tercih eder. 

SIRA S‹ZDE 


3 

Halojenürlerde sertlik yukar›dan afla¤›ya do¤ru azal›r. Buna göre [Co(NH 3 ) 5 X] n+ fleklindeki 

bir komplekste Kobalt (Co) sert ve X’ halojenür ise ligant de¤ifltirme h›z› grupta 

yukar›dan afla¤›ya do¤ru nas›l olur. 

Çözüm 

Sertlik yukar›dan afla¤›ya do¤ru azald›¤›na göre grubun bafl›ndaki F en sert sonundaki 

I ise en yumuflak olacakt›r. Komplekste Co merkez iyonu sert oldu¤una 

göre sert ligant’›n ayr›lmas› daha zordur. Dolay›s›yla ayr›lma en yumuflak olandan 

bafllayarak devam edecektir. Buna göre ligant de¤ifltirme h›z›; F


253 

Özet 

Koordinasyon bilefliklerinin büyük bir k›sm› elektromagnetik 

spektrumun mor ötesi (UV) veya görünür bölge 

(VIS) ›fl›nlar›n› so¤urur (absorplar). Her bir de¤iflik 

molekül farkl› dalga boyundaki ›fl›¤› absorblar. Bir molekülün 

UV-VIS ›fl›nlar›n› so¤urmas› ile de¤erlik tabakas›nda 

temel halde bulunan elektronlar uyar›lm›fl hale 

geçifl yapar. Koordinasyon bilefliklerinde üç tür elektronik 

geçifl vard›r. Bunlar; ligant içi geçifller, d-d geçiflleri 

ve yük aktar›m geçiflleridir. Bu geçifllere ait elektromagnetik 

dalga spektrumun görünür bölgesine(VIS) (400- 

800 nm) karfl›l›k geliyorsa kompleksler renkli gözükür. 

Kristal alan teorisine göre merkez atomunun d orbitalleri 

iki farkl› enerji seviyesine yar›l›r. Bu iki farkl› gruptaki 

d orbitalleri aras›nda elektronik geçifller olur. d-d 

Geçiflleri ligant içi ve yük aktar›m geçifllerinden daha 

düflük enerjilidir. Elektronik geçifller izinli ve yasakl› 

olmak üzere iki k›sma ayr›l›r. ‹zinli geçifllerde ε de¤eri 

büyük, yasakl› geçifllerde ise ε de¤eri küçüktür. Buna 

göre d-d geçiflleri genelde yasakl› geçifllerdir. d-d Geçifllerinde 

›fl›¤›n so¤urulmas› daha zay›ft›r. Bundan dolay› 

bileflik soluk renkli olur. 

Komplekslerde yük aktar›m geçiflleri iki flekilde olur. 

Buna göre ligant’ ›n ligant a¤›rl›kl› molekül orbitallerin 

de bulunan elektronlar, metalin metal a¤›rl›kl› molekül 

orbitallerine (L→M) veya tam tersine metalin metal a¤›rl›kl› 

molekül orbitallerin de bulunan elektronlar ligant’ 

›n ligant a¤›rl›kl› molekül orbitallerine (M→L) geçerek 

yük da¤›l›m›nda de¤ifliklik meydana getirir. Yük aktar›m 

geçiflleri sonucu komplekste merkez atomu elektron 

al›p veya verdi¤i için, yük aktar›m spektrumlar› redoks 

spektrumlar› olarak ta adland›r›l›r. Yük aktar›m 

geçiflleri d-d geçifllerinden daha yüksek enerjili oldu¤u 

için daha küçük dalga boylar›nda (Mor ötesi) gözlenir. 

Yük aktar›m geçiflleri izinli geçifllerdir ve bilefliklerin 

absorbsiyon pikleri görünür bölge veya mor ötesi bölgesinden 

görünür bölgeye uzan›yorsa söz konusu bileflikler 

koyu keskin renkli görünürler. 

Bütün maddeler manyetik özelli¤e sahiptir. Manyetik 

alan madde ile etkileflir. Bir maddeye etki eden manyetik 

alan kuvvetinin ölçüsü manyetik süsseptibilite ile 

verilir. Manyetik süsseptibilite hacim (κ), gram (κ) ve 

molar (χ M )olmak üzere üç s›n›fa ayr›l›r 

Maddelerde en çok befl tür manyetizmaya rastlanmaktad›r. 

Bunlar; paramanyetizma, diyamanyetizma, ferromanyetizma, 

antiferromanyetizma ve ferrimanyetizma 

fleklinde s›ralan›r. Manyetik alanda bulunan bir madde 

alan taraf›ndan ya itilir, yada çekilir. Alan taraf›ndan 

zay›fça itilen maddeler diyamanyetik maddelerdir. Bu 

maddelerdeki elektronlar›n tamam› eflleflmifltir. Diyamanyetik 

maddelerin manyetik duyarl›l›¤› s›cakl›¤a çok 

az ba¤›ml›d›r. Alan taraf›ndan çekilen maddeleri ise artan 

manyetik duyarl›l›klar›na göre antiferromanyetik, 

para manyetik ve ferromanyetik maddeler olarak s›ralayabiliriz. 

Bu maddelerde eflleflmemifl elektronlar bulunur. 

Maddedeki eflleflmemifl elektron say›s› art›kça paramanyetik 

özellikte artar. 

Bir atom veya iyonun manyetik momenti (μ S ) BM cinsinden, 

n tek elektron say›s›n› belirtmek üzere 

µ s = n(n + 2) 

formülü ile hesaplan›r. Koordinasyon 

bilefliklerinde hesaplanan manyetik moment ile deneysel 

olarak ölçülen manyetik moment karfl›laflt›r›l›r. Bu 

karfl›laflt›rman›n sonuçlar› bilefliklerin yap›lar›n›n ayd›nlat›lmas›nda 

kullan›l›r. 

Maddelerin kimyasal tepkimelere girme yatk›nl›klar› 

termodinamik ve kinetik olarak incelenir. Bir reaksiyon 

için serbest enerji de¤iflimi s›f›rdan küçük ise reaksiyon 

kendili¤inden olur ve bu tür tepkimelere istemli tepkimeler 

denir. Bir tepkimenin istemli olarak yürüyece¤i 

termodinamik olarak bulunmuflsa, tepkime meydana 

gelir. Fakat tepkimenin hangi h›zla olaca¤› belli de¤ildir. 

‹stemli olaylar›n baz›lar› izlenemeyecek kadar yavafl 

yürür. 

Komplekslerin kinetik kararl›l›¤›, tepkime h›zlar› ile iliflkilidir. 

Tepkimelerin h›zlar› ile ilgilenen bilim dal› kimyasal 

kinetik tir. Tepkime h›z›, birim zamanda ürüne dönüflen 

madde miktar› olarak tan›mlanabilir. Yani tepkimeye 

giren maddelerin deriflimlerindeki azalma olarak 

gösterilir. Dolay›s›yla maddelerin tepkime verme yatk›nl›klar› 

kinetik olarak incelenir. Baz› tepkimeler çok h›zl› 

iken baz›lar› çok yavaflt›r ve tamamlanmas› çok zaman 

al›r. H›zl› olarak tepkimeye giren maddelere kinetik yönden 

karars›z (labil), yavafl tepkimeye girenlere de inert 

denir. Dolay›s›yla, koordinasyon bilefliklerinde 1 dakika 

içinde tam olarak tepkime verenler labil, daha uzun sürede 

tepkime verenlere ise inert olarak grupland›r›lm›flt›r. 

Anorganik tepkimeler genel olarak üçe ayr›l›r. Bu 

tepkimeler; yer de¤ifltirme, elektron transfer ve ligantlar›n 

aktifleflmesi fleklinde s›n›fland›r›l›r.



6. [CoL 6 ] kompleksinin manyetik moment ölçümü sonucu 

1. Üç kompleksin UV–VIS spektrumlar› ile ilgili bilgiler 

e. σ→ σ ∗ ve n →σ ∗ e. Facial 

flöyledir: 

diyamanyetik (μ s =0) oldu¤u bulunmufltur. Buna 

I. Kompleks 240 ve 320 nm 

göre, komplekste kobalt hangi yükseltgenme basama- 

II. Kompleks 430 ve 550 nm 

¤›nda bulunur? (Co:27) 

III. Kompleks 250 nm 

a. Co 2+ 

Absorpsiyon yapt›¤› görülmüfltür. Buna göre komplekslerden 

b. Co + 

hangileri renklidir? 

c. Co 

a. Yaln›z I 

d. Co 4+ 


c. Yaln›z III 

e. Co 3+ 

d. I ve II 

7. [Mn(H 2 O) 6 ] 3+ kompleksinin manyetik momenti, 

e. I ve III 

μ=4.90 BM olarak ölçülmüfltür. Bu kompleksin hangi 

tür spinli kompleks (zay›f alan veya kuvvetli alan) ve 

2. Bir bilefli¤in UV-VIS spektrumunda absorbans (A) 

buna karfl›l›k gelen elektron dizilifli afla¤›dakilerden 

de¤eri s›f›r olarak ölçülmüfltür. Buna göre afla¤›daki 

hangisidir? (Mn:25) 

ifalerden hangisi do¤rudur? 

4 

a. Geçirgenlik de¤eri 0’d›r. 

a. Yüksek spinli, t e 0 

2g 

g 

b. Ifl›¤›n tamam› çözelti taraf›ndan absorblanm›flt›r. 

4 

b. Düflük spinli, e 0 t 2g 

g 

c. εDe¤eri 100’dür. 

3 

c. Düflük spinli, t e 1 

d. εDe¤eri ∞’dir. 

2g 

g 

e. Geçirgenlik % 100’dür. 

d. Yüksek spinli, 

3 

t 2g 

e 1 

g 

2 

e. Yüksek spinli, t 

3. Bilefliklerin UV-VIS spektrumunun polar çözücüde 

2g 

e 2 

g 

al›nmas› afla¤›daki geçiflleri nas›l etkiler? 

8. [Fe(CN) 

a. π → π* geçiflleri yüksek dalga boyuna kayar 

6 ] 4- kompleksi düflük spinli (kuvvetli alan) 

oktahedral yap›dad›r. Buna göre kompleksin hesaplanan 

ve ölçülen manyetik momenti ne olur? (Fe:26) 

b. π → π* geçiflleri düflük dalga boyuna kayar 

c. n → π* geçiflleri yüksek dalga boyuna kayar 

a. 1 

d. π → π* geçiflleri etkilenmez 

b. 2 

e. n → π* geçiflleri etkilenmez 

c. 5 

4. CrO 2- 4 ve MnO - 4 kompleks iyonlar›nda Cr 6+ ve Mn 7+ d. 4 

yükseltgenme basama¤›ndad›r. Her iki kompleks iyonda 

e. 0 

koyu renklidir. Buna göre bu komplekslere renklilik 

sa¤layan geçifl afla¤›dakilerden hangisidir? 

(Cr:24, Mn:25) 

9. [Co(CN) 5 Cl] 3- + H 2 O ( [Co(CN) 5 H 2 O] 2- + Cl - tepkimesi 

ne tür tepkimedir? 

a. t 2g -e g geçiflleri 

a. Elektron transfer 

b. L-M geçiflleri 

b. Ligantlar›n aktifleflmesi 

c. M-L geçiflleri 

c. Yer de¤ifltirme 

d. e g -t 2g geçiflleri 

d. Redoks 

e. Yasaklanm›fl geçifller 

e. ‹stemli tepkime 

5. CrO 2- 4 Kompleks iyonu koyu sar› renkli iken, 10. ‹ki mol CO ve iki mol NH 3 moleküllerinin ayr› ayr› 

[Cr(H 2 O) 6 ] 3+ kompleksi soluk mavi-yeflil renklidir. K 2 [PtCl 4 ] kompleksi ile tepkimesinden ne tür izomer 

Komplekslerdeki renge neden olan geçiflleri belirtiniz. 

a. L → M ve M → L 

b. Yasak Geçifller 

c. L → M ve d–d 

d. π → n ∗ ve n → π ∗ 

platin kompleksi oluflur? 

a. Cis 

b. Trans 

c. Optik 

d. Meridiyonal


255 


1. b Yan›t›n›z yanl›fl ise “Koordinasyon Bilefliklerinde 

Elektronik Geçifller” konusunu yeniden okuyunuz. 

2. e Yan›t›n›z yanl›fl ise “Koordinasyon Bilefliklerinde 


3. a Yan›t›n›z yanl›fl ise “Koordinasyon Bilefliklerinde 


4. b Yan›t›n›z yanl›fl ise “L→M yük aktar›m geçiflleri” 

konusunu yeniden okuyunuz. 

5. c Yan›t›n›z yanl›fl ise “d-d Geçiflleri ve L→M yük aktar›m 

geçiflleri” konusunu yeniden okuyunuz. 

6. e Yan›t›n›z yanl›fl ise “Koordinasyon Bileflikleri ve 

Spin Manyetik Moment” konusunu yeniden 

okuyunuz. 

7. d Yan›t›n›z yanl›fl ise “Koordinasyon Bileflikleri ve 


okuyunuz. 

8. e Yan›t›n›z yanl›fl ise “Koordinasyon Bileflikleri ve 


okuyunuz. 

9. c Yan›t›n›z yanl›fl ise “Komplekslerde Yer De¤ifltirme 

Tepkimeleri” konusunu yeniden okuyunuz. 

10. a Yan›t›n›z yanl›fl ise “Di¤er ligantlar›n etkisi” konusunu 




Birinci bilefli¤in yap›s›na bak›ld›¤›nda σ ve n, ikinci bilefli¤in 

ise σ ve π orbitalleri içerdi¤ini görmekteyiz. Dolay›s›yla 

moleküllerde σ* ve π* orbitalleri de mevcuttur. 

Birinci moleküldeki geçifl n→σ*, ikinci moleküldeki 

ise π→π* geçiflidir 


Kompleksin manyetik momentinin (μ s =0) s›f›r olmas›, 

elektronlar›n tamam›n›n eflleflti¤ini gösterir. Bu komplekste 

Ni s›f›r yükseltgenme basama¤›ndad›r. Nikelin 4s 

ve 3d orbitalindeki elektronlar› CO taraf›ndan s›k›flt›r›- 

larak 3d orbitalinin tamam› dolar. Böylece CO ligant’ 

›n›n her birinden gelecek iki, toplam sekiz elektron 4s’ 

ten itibaren yerleflmeye bafllayarak 4p orbitallerinin tamam›n› 

doldurur. Kompleks sp 3 hibritleflmesi yapar ve 

tetrahedral yap›dad›r. 

[Ni(CO 4) ] 


Merkez atomu yumuflak oldu¤u için yumuflak iyon daha 

zor, sert iyon daha kolay ayr›lacakt›r. Buna göre s›- 

ralama: F>Cl>Br>I fleklinde olur 


Gündüz, T. (2005). ‹nstrümental Analiz (9. bask›). 

Ankara: Gazi. 

Ölmez, H. Y›lmaz V. T. (2008). Anorganik Kimya (4. 

bask›). ‹stanbul: mkm. 

Özkar, S. (2005). Anorganik Kimya (5. bask›). Ankara: 

Gazi.

ANORGAN‹K K‹MYA 

10 


 

 

 


Elektron transfer tepkimelerini tan›mlayabilecek, 

Bir elektrotta elektron transferlerini yorumlayabilecek, 

Elektrokimyasal hücreyi tan›mlayabilecek, 

Standart hücre potansiyelini ve standart serbest enerji de¤iflimini hesaplayabilecek, 

Bir hücre tepkimesinin kendili¤inden gerçekleflip-gerçekleflmeyece¤ini bulabilecek, 

Hücre potansiyelini ve serbest enerji de¤iflimini hesaplayabilecek, 

Pil tepkimelerini ve korozyonu sorgulayabilecek, 

Elektroliz ve Galvanoteknik iliflkisini yorumlayabilecek bilgi ve becerileri 

kazanacaks›n›z. 


• Yükseltgenme 

• ‹ndirgenme 

• Hücre Potansiyeli 

• Hücre flemas› 

• Anot 

• Katot 

• Standart Elektrot Potansiyeli 

• Standart Hücre Potansiyeli 

• Standart Serbest Enerji De¤iflimi 

• Nernst Eflitli¤i 

• Pil 

• Korozyon 

• Elektroliz 

• Faraday Yasas› 

• Galvanoteknik 



Anorganik 

Elektrokimya 


• ELEKTRON TRANSFER 

TEPK‹MELER‹ 

• ELEKTROK‹MYASAL HÜCRELER 

• P‹LLER 

• KOROZYON 

• ELEKTROL‹Z 

• METALLER‹N KAPLANMASI

Anorganik Elektrokimya 

G‹R‹fi 

Elektrokimyasal süreçler, kendili¤inden yürüyen tepkimeler sonucu aç›¤a ç›kan 

enerjinin elektrik enerjisine dönüfltürüldü¤ü, kendili¤inden yürümeyen tepkimelerin 

ise olabilirli¤ini sa¤lamak için elektrik enerjisinin kullan›ld›¤› tepkimelerden 

oluflur. Bu bölümde anorganik elektrokimyan›n en temel bilgileriyle; elektrokimyasal 

hücrelerin ve tepkimelerinin aç›klanmas›na, pil reaksiyonlar›n›n anlafl›lmas›- 

na, korozyonun nedenlerine ve önlenmesine, sanayide korozyonun önlenmesiyle 

ilgili önemli bir çal›flma alan› olan galvanoteknik konunusunun temel prensiplerinin 

anlafl›lmas›na örnekler verilmifltir. 

ELEKTRON TRANSFER‹ TEPK‹MELER‹ 

Bir kimyasal tepkime reaktiflerin elektron aktar›m›yla yürüyorsa, bu tepkime yükseltgenme-indirgenme 

tepkimesi olarak adland›r›l›r. Bu tepkimeler kendili¤inden 

yürüyen tepkimeler olabildi¤i gibi, yürüyebilmesi için elektrik enerjisini de gerektirebilir. 

‹kinci durum elektroliz olarak adland›r›l›r. Elektrokimyan›n ilgi alan›nda 

olan her iki durum da gerçekte, reaktiflerin valens tabakas›ndaki elektronlar›yla 

iliflkilendirilebilir basit kurallar üzerinden irdelenebilir. Bu ünite kapsam›nda her 

iki tepkime tipinden de bahsedilecektir. 

Yükseltgenme-‹ndirgenme Tepkimeleri 

Bir yükseltgenme-indirgenme tepkimesi reaktifler aras›nda elektronlar›n aktar›ld›- 

¤› tepkimedir. Böyle bir tepkimedeki elektron aktar›m› biçimsel olarak iki yar› tepkimeyle, 

yükseltgenme ve indirgenme ifade edilir. Bir örnek vermek gerekirse, bir 

çözeltideki seryum(IV) iyonlar›n›n indirgenmesini düflünelim. ‹ndirgenme iki biçimde 

gerçeklefltirilebilir: 

1. Kolayca elektron verebilen bir indirgen ile (homojen fazda redoks tepkimesi) 

4+ 

2+ 

3+ 

3+ 

⎡Ce(H O) ⎤ + ⎡Fe(H O) ⎤ 

⎣⎢ 2 6⎦⎥ 

⎣⎢ 2 6⎦⎥ ⇌ ⎡Ce(H O) ⎤ 

⎣⎢ 2 6 ⎦⎥ + ⎡ 

⎣⎢ Fe(H ⎤ 

2O) 

6⎦⎥ 

2. Bir elektrot ile (heterojen fazda redoks tepkimesi) 

4+ _ 

3+ 

⎡ 

⎣⎢ Ce(H2O) ⎤ 

6⎦⎥ 

+ e ⇌ ⎡ 

⎣⎢ Ce(H2O) 

⎤ 

6 ⎦⎥ 

Birinci örnekteki tepkime, yükseltgenme ve indirgenme iki yar› tepkimesinin 

toplam› olarak düflünülebilir: 

Yükseltgenme-indirgenme 

tepkimeleri redoks 

tepkimeleri olarak da 

adland›r›l›r.


Yükseltgenen / indirgen bir 

elektron vericisidir. 

‹ndirgenen / yükseltgen bir 

elektron al›c›s›d›r. 

2+ 

3+ 

⎡Fe(H O) ⎤ 

⎣⎢ 2 6⎦⎥ → ⎡Fe(H2O) ⎤ − 

⎣ ⎢ 6⎦⎥ 

+ e 

4+ 

3+ 

⎡Ce(H O) ⎤ − 

⎣⎢ 2 6⎦⎥ 

+ e → ⎡Ce(H O) ⎤ ⎣ ⎢ 2 6 ⎦⎥ 

Birinci yar› tepkimede demir(II) iyonlar› elektron vererek demir (III) iyonlar›na 

dönüflür, bu tepkime yükseltgenme yar› tepkimesi olarak adland›r›l›r. ‹kinci yar› tepkimede 

ise seryum (IV) iyonlar› demir (II) taraf›ndan verilen elektronlar› alarak seryum 

(III) iyonlar› haline gelir, bu tepkimede seryum indirgenmifltir ve indirgenme 

yar› tepkimesi olarak adland›r›l›r. 

‹kinci örnekteki tepkime, bir elektrokimyasal hücre içerisinde ve katot olarak 

adland›r›lan elektrot yüzeyinde yürümektedir. Seryum (IV) iyonlar› elektrot yüzeyinde 

elektron alarak seryum (III) iyonlar›na indirgenmektedir. Bu elektrokimyasal 

hücrede, elektrikçe nötralli¤i sa¤layan yükseltgenme reaksiyonu ise anot olarak 

adland›r›lan elektrot yüzeyinde yürümektedir. 

Yükseltgenme Say›lar›n›n Belirlenmesi 

Bir yükseltgenme-indirgenme tepkimesiyle ilgili kimyasal hesaplamalar, reaktiflerin 

tepkimedeki kütlelerinin korunmas› dikkate al›narak denklefltirilmifl olarak yaz›labilen 

son tepkime üzerinden yap›l›r. Böyle bir tepkimenin denklefltirilmesi için, reaktiflerin 

atom yükseltgenme say›lar›n›n bulunmas›yla bafllayan bir seri ifllem 

gereklidir. Bir atomun sahip olmufl göründü¤ü elektron yükü say›s› olarak da tan›mlanan 

yükseltgenme say›s›n›n bulunmas› için, deneysel bulgular›n de¤erlendirilmesiyle 

afla¤›da verilen basit kurallar gelifltirilmifltir. 

1. Bir elementte, atomun yükseltgenme say›s› s›f›rd›r. Örnek: Fe, N 2 , H 2 , P 4 ’ deki 

atomlar›n yükseltgenme say›lar› s›f›rd›r. 

2. Tek atomlu basit bir iyonun yükü, atomun yükseltgenme say›s›na eflittir. Örnek: 

Fe 3+ , H + , Cu 2+ ve Cu 1+ iyonlar›n›n yükseltgenme say›lar› s›ras›yla +3, 

+1, +2 ve +1 dir. 

3. Çok atomlu bir iyonun yükü, atomlar›n yükseltgenme say›lar›n›n toplam›na 

eflittir. Örnek: SO 4 2- iyonunun yükü -2 dir. Bu de¤er S ve O atomlar›n›n yüksletgenme 

say›lar›n›n toplam›na eflittir [(+6) + (4.-2)]. 

4. Nötral bir bileflikte atomlar›n yükseltgenme say›lar›n›n toplam› s›f›rd›r. Örnek: 

CuSO 4 ’ taki Cu atomlar›n›n yükseltgenme say›s› +2, S atomlar›n›n yükseltgenme 

say›s› +6 ve O atomlar›n›n yükseltgenme say›s› da (4. -2) dir. 

5. VIIA grubu elementlerinden florür’ün bütün bilefliklerinde yükseltgenme 

says› -1 dir. Di¤er elementlerin (Cl, Br, I) yükseltgenme say›lar› genel kural 

olarak -1 olmakla beraber (Örnek: NaCl’de Cl’un yükseltgenme say›s› -1 dir) 

baz› bilefliklerinde farkl› yükseltgenme basamaklar›nda olabilir (KClO, KClO 2 , 

KClO 3 ve KClO 4 ’ te s›ras›yla +1, +3, +5 ve +7 dir). 

6. Hidrojenin metal hidrürlerinde (LiH, lityum hidrür) yükseltgenme say›s› -1, 

di¤er bilefliklerinde ise +1 dir. 

7. IA grubu elementlerinde yükseltgenme say›s› +1, IIA grubu elementlerinde 

yükseltgenme say›s› +2 dir. 

8. Oksijenin yükseltgenme say›s› s›ras›yla; OF 2 ’ de +2, oksitlerde (CaO, kalsiyum 

oksit) -2, peroksitlerde (H 2 O 2 , hidrojen peroksit) -1 ve süperoksitlerde 

(KO 2 , potasyum süperoksit) -1/2 dir. 

9. Yükseltgenme say›s›n›n tam say› olmak zorunda de¤ildir.

SORU 

SORU 

D‹KKAT 

10. Ünite - Anorganik Elektrokimya 

SIRA S‹ZDE 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 259 

Bu kurallar›n uygulanamad›¤› kompleks tepkimelerde reaktifler aras›nda aktar›- 

lan elektron yükünün de¤eri elektrokimyasal tekniklerle bulunur. AMAÇLARIMIZ Bir tepkime, bu 

AMAÇLARIMIZ 

tepkimedeki reaktiflerin yükseltgenme say›lar›n›n bilinmesiyle denklefltirilebilir. 

Kimyasal Tepkimeler ve Stokiyometri ile ilgili ayr›nt›l› bilgi için Genel K ‹ TKimya A P kitab›n›z›n 

2. ünitesini gözden geçiriniz. 

TELEV‹ZYON 

Bak›r’›n nitrik asitte çözünme tepkimesi Cu + HNO 

3 

→ Cu(NO 

3) 2 

+ NO + H2O 

olarak verilmektedir. Yükseltgenme say›lar›n› bularak yükseltgenen ve indirgenen 

yar› tepkimeleri tan›mlay›n›z. Bu yar› tepkimelerin toplanmas›yla yaz›labilen son 

tepkimeyi denklefltiriniz. 

‹NTERNET 

Çözüm: 

1. Atomlar›n yükseltgenme say›lar› bulunur 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

ÖRNEK 

‹NTERNET 

Cu + HNO 

→ 

Cu(NO ) + NO + H O 

3 3 2 2 

0 + 1+ 5-2 + 2 + 5-2 + 2-2 + 1-2 

2. Yükseltgenme ve indirgenme tepkimeleri tan›mlan›r 

Cu 0 -2e 

− → Cu 

2+ (yükseltgenen) 

N 5+ +3e − → N 

2+ (indirgenen) 

3. Yükseltgenme ve indirgenme tepkimelerinde aktar›lan elektron yükü eflitlenir 

ve yar› reaksiyonlar toplan›r 

3 / Cu -2e → Cu 

2 / N 5+ +3e − → N 

2+ 

——————————————- 

0 − 

2+ 

3Cu -6e 

0 − 2+ 

→ 

3Cu 

5+ − 2+ 

2N +6e → 2N 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

Yar› tepkimelerin yeni katsay›lar› toplam tepkimede yerine 

D‹KKAT 

konursa, 

3Cu + HNO 

3 

→ 3Cu(NO 

3) 2 

+ 2NO + H2O 

SIRA S‹ZDE 

4. Yaz›lan son tepkimede reaktiflerdeki atom say›lar› kontrol edilerek eflitlenir 

ve son tepkime bulunur. 

3Cu + 8HNO 

→ 

3Cu(NO ) + 2NO + 4H O 

3 3 2 2 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

Kütlenin korumunu yasas› ile ilgili bilgi için Genel Kimya kitab›n›z›n K ‹ 1. T ünitesini A P gözden 

geçiriniz. 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

Permanganat’›n sülfürik asit’te demir ile olan tepkimesi 

SIRA S‹ZDE 

KMnO 

4 

+ H2SO 4 

+ FeSO 

4 

→ K2SO 4 

+ MnSO 

4 

+ Fe 

2(SO 4) 3+ H2O 

olarak verilmektedir. 

Yükseltgenme say›lar›n› bularak yükseltgenen ve indirgenen yar› tepkimeleri 


tan›mlay›n›z. Bu yar› tepkimelerin toplanmas›yla yaz›labilen son tepkimeyi ‹NTERNET denklefltiriniz. 

SORU 

1 

TELEV‹ZYON 

SIRA S‹ZDE 


‹NTERNET 

SORU 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE


fiekil 10.1 

Elektrokimyasal 

hücre 

ELEKTROK‹MYASAL HÜCRELER 

En genel anlamda, elektrokimyasal hücre (fiekil 10.1) içinde yükseltgenme-indirgenme 

tepkimelerinin gerçekleflti¤i bir düzenek olarak tarif edilebilir. Bir elektrokimyasal 

hücre iki elektrot ve bu elektrotlar›n içinde bulundu¤u bir elektrolit çözeltiden 

oluflur. Elektrolit (veya elektrolitik) çözelti, elektrik ak›m›n› ileten çözeltidir. 

Hücre içinde yükseltgenme yar› tepkimesinin meydana geldi¤i elektroda anot, 

indirgenme yar› tepkimesinin meydana geldi¤i elektroda ise katot denir. 

Böyle bir düzenek içinde tepkime kendili¤inden yürüyor ve kimyasal enerji 

elektrik enerjisine dönüfltürülüyorsa bu hücre voltaik hücre veya galvanik hücre 

olarak adland›r›l›r. Tersine, düzenek içindeki tepkimenin yürümesi için elektrik 

enerjisi veriliyorsa baflka bir ifadeyle elektrik enerjisi kimyasal enerjiye dönüfltürülüyorsa, 

bu hücre elektrolitik hücre olarak adland›r›l›r. Birincisine örnek olarak pilleri 

ikincisine ise, bir metali baflka bir metalle kaplamak için kulland›¤›m›z elektrolizi 

verebiliriz. 

Voltaik (veya Galvanik) 

hücrelerle ilgili çal›flmalar 

ilk olarak Luigi Galvani 

(1780) ve Alessandro Volta 

(1800) taraf›ndan 

yap›lm›flt›r. 

Voltaik Hücre 

Voltaik hücre kavram›n›n anlafl›lmas›n› kolaylaflt›ran en güzel örnek pil’ dir. Kulland›¤›m›z 

piller gerçekte birer voltaik hücredir. Asl›nda voltaik hücreler kendili- 

¤inden yürüyen yükseltgenme-indirgenme tepkimesiyle elektrik enerjisi üretti¤imiz 

bir düzenektir. Bu düzenekler genellikle poröz bir malzeme veya tuz köprüsüyle 

birbirinden ayr›lm›fl iki hücreden (veya iki k›s›mdan) oluflmaktad›r. Anot yar› 

tepkimesiyle aç›¤a ç›kan elektronlar bir d›fl devre (veya tel) üzerinden katot yar› 

tepkimesinin yürüdü¤ü hücreye do¤ru hareket ettirilerek, d›fl deverede elektrik 

ak›m› elde edilir. Böyle bir düzene¤e örnek olarak, Daniell pilinin düzenlenmesiyle 

oluflturulmufl, genel amaçl› bir voltaik hücreyi verebiliriz (fiekil 10.2). Bu pilde 

çinko (Zn) daha iyi bir elektron donörü (vericisi) oldu¤undan anot olarak kullan›lm›flt›r.


261 

fiekil 10.2 

Voltaik hücre 

Hücre için net tepkime iki yar› tepkimenin toplam› olarak yaz›l›rsa: 

2+ 

Zn(k) → Zn (sulu) + 2e 

− 

2+ − 

Cu (sulu) + 2e → Cu(k) 

——————————————————- 

2+ 2+ 

Zn(k) + Cu (sulu) → Zn (sulu) + Cu(k) 

bulunur. Bu hücrede anot olarak kullan›lan çinko (Zn) metali çinko sülfat çözeltisi 

içeren bir kaba, katot olarak kullan›lan bak›r (Cu) metali ise bak›r sülfat içeren 

ikinci kaba dald›r›l›r. Kaplar aras›ndaki katyon ve anyon hareketlili¤i de elektrotlarla 

tepkimeye girmeyen elektrolit içeren bir tuz köprüsü ile sa¤lan›r. Tuz köprüsü 

doygun potasyum klorür (KCl), potasyum nitrat (KNO 3 ) veya potasyum/sodyum 

sülfat (Na 2 SO 4 ) çözeltisi içerir. Bu elektrolitik çözeltiler içindeki anyonlar›n yönü 

anot’a do¤ru, katyonlar›n yönü de katot’a do¤rudur. Zn elektrodun (anot) bulundu¤u 

hücrede oluflan 2e - bir d›fl devre üzerinden Cu elektrodun (katot) oldu¤u 

hücreye aktar›larak d›fl deverede elektrik ak›m› oluflturulur. 

Voltaik hücrelerde hücre özelliklerini ifade eden ve hücre diyagram› olarak adland›r›lan 

kurall› bir gösterim kullan›l›r. fiekil 10.2’deki pil hücresi bu kurallara uygun 

olarak afla¤›daki gibi gösterilir: 

2+ 2+ 

Zn(k)|Zn (sulu) (1M) || Cu (sulu) (1M)|Cu(k) 

Bu gösterimde tekli dik çizgiler faz s›n›r›n›, çift dik çizgi ise tuz köprüsünü ifade 

eder. Hücre diyagram›n›n sol taraf›na anot, sa¤ taraf›na katot reaksiyonu yaz›- 

l›r. Bu gösterimin bizim için anlam›: Bu hücrede kat› çinko (elektrot) ile çözeltideki 

çinko iyonlar› ve kat› bak›r (elektrot) ile çözeltideki bak›r iyonlar› ayr› fazlardad›r 

ve çinko iyonlar›n› bulunduran çözelti ile bak›r iyonlar›n› bulunduran çözelti 

aras›ndaki elektrik iletimi tuz köprüsüyle sa¤lanmaktad›r. Pil hücresinde 

2+ − 

Zn → Zn + 2e 

2+ 

’ye yükseltgenirken Cu +2e − → Cu ’a indirgenmektedir. 

O 

O 

1836 y›l›nda John Frederic 

Daniell taraf›ndan icat 

edilmifltir. Daniell pilinde 

Zn-Cu hücreler aras›na 

poröz gerekmemektedir. 

ZnSO 4 ve CuSO 4 ’›n yo¤unluk 

farklar› iki çözeltiyi 

birbirinden ayr› tutmaktad›r. 

25°C’ta ZnSO 4 ve CuSO 4 

deriflimleri 1 Molar 

oldu¤unda hücre gerilimi 

1.10 V tur.


Bir elektrokimyasal hücrede 

ak›m geçmedi¤i durumda, 

hücrenin anot ve katodu 

aras›nda ölçülen potansiyel 

fark›na hücre potansiyeli 

veya hücre gerilimi denir. 

Hidrojen elektrodu standart 

hidrojen elektrot (SHE) 

olarak adland›r›l›r. 

Hücre Potansiyeli 

fiekil 10.2’de hücreler, tuz köprüsü ile birlefltirilmeden önce, (hücreler aras›nda 

elektron ak›m› yokken) bir voltmetre ile hücreler aras›ndaki potansiyel fark ölçülecek 

olursa 1.10 V de¤eri gözlenir. Bu potansiyel fark hücre potansiyeli (E) veya 

elektromotor kuvveti (emk) olarak adland›r›l›r. 

Hücre potansiyeli ne kadar büyükse, hücre tepkimesinin kendili¤inden yürüme 

e¤ilimi de o kadar büyüktür. Tepkime hücreler aras›ndaki potansiyel fark dengeleninceye 

kadar devam eder. Genel bir ifadeyle, bir voltaik hücrenin potansiyeli, 

kullan›lan elektrolit çözeltideki iyon deriflimine, hücre tepkimesine kar›flm›fl herhangi 

bir gaz›n k›smi bas›nc›na ve hücre tepkimesinin s›cakl›¤›na ba¤l›d›r. Tepkime 

s›cakl›¤› 25 °C, bas›nç 1 atm ve iyon deriflimi 1 M oldu¤unda ölçülen de¤er 

standart hücre potansiyeli olarak adland›r›l›r ve E° ile gösterilir. fiekil 10.2 için ölçülen 

1.10 V de¤eri standart hücre potansiyelidir. Bu de¤er, tepkime s›cakl›¤› 25 

°C, Zn 2+ ve Cu 2+ deriflimi 1M (hücre diyagram›nda verilen deriflimlere dikkat ediniz) 

iken ve 1 atm bas›nçta ölçülmüfltür. Bir hücrenin standart hücre potansiyelini 

ölçmek yerine hesaplamak istendi¤imizde ise, E° hücre = E° katot - E° anot formülünü 

kullan›l›r›z. Ancak dikkat edilirse, bu formülde her bir elektrodun standart hücre 

potansiyelini bilmek gerekmektedir. Fakat bu potansiyeli do¤rudan ölçmek olanaks›zd›r. 

Bu nedenle 2H (sulu) (1M) + 2e − → H 2(gaz) 

(1 atm) indirgenme tep- 

+ 

kimesinin standart potansiyeli (E°), keyfi olarak 0,00 V kabul edilmifl ve di¤er elektrotlar›n 

standart potansiyelleri fiekil 10.3’ te verilen bir elektrokimyasal devre ile, 

25 °C sabit s›cakl›kta, göreceli olarak ölçülmüfltür. 

fiekil 10.3 

Standart elektrot 

potansiyellerinin 

ölçülmesi 

Tuz çözeltisi 

Yükseltgenme 

Potansiyeli tayin 

edilmek istenen metal 

fiekil 10.3’te SHE katot 

olarak davranmaktad›r 

ancak, SHE bir kural olarak, 

sol tarafta (anot gibi) çizilir, 

hücre diyagram›nda da sol 

tarafta gösterilir. 

fiimdi, böyle bir elektrokimyasal devreyi dikkate alarak, Zn ve Cu’›n hücre diyagramlar› 

yard›m›yla, standart hidrojen elektroduna göre indirgenme potansiyellerini 

hesaplayal›m. fiekil 10.2 ile verilen Zn-Cu elektrokimyasal hücresinin 1.10 V 

olarak okunan hücre potansiyelini hücre içinde yürüyen redoks tepkimeleriyle iliflkilendirelim. 

fiekil 10.3’deki elektrokimyasal devreyi Zn ve Cu elektrotlar ile kurarsak, 

bu devrelerde Zn anot (SHE katot) ve Cu katot (SHE anot) gibi davran›r. Bu 

elektrokimyasal hücrelerin diyagramlar› afla¤›daki gibi yaz›l›r:


263 

-3 

-3 

Pt, H 2(g)|H 2SO 4(sulu)(0,5 mol.dm ) || ZnSO 4(sulu)(1,0 mol.dm )|Zn(k) 

-3 

-3 

Pt, H 2(g)|H 2SO 4(sulu)(0,5 mol.dm ) || CuSO 4(sulu)(1,0 mol.dm )|Cu(k) 

Hücre fiekil 10.3’e uygun olarak kuruldu¤unda, potansiyelini ölçtü¤ümüz voltmetre 

ile Zn için -0.76 V ve Cu için 0.34 V de¤erlerini okuruz. Okudu¤umuz de- 

¤erlerden Zn ve Cu için standart elektrot potansiyelleri: 

Zn 

E° hücre = E° katot - E° anot 

E° hücre = E°(Zn) - E°(H 2 ) 

-0,76 V = E°(Zn) - 0,00 V 

E°(Zn) = -0,76 V 

Cu 


E° hücre = E°(Cu) - E°(H 2 ) 

0,34 V = E°(Cu) - 0,00 V 

E°(Cu) = 0,34 V 

olarak hesaplan›r. fiekil 10.2’de verilen elektrokimyasal hücrede Zn anot Cu ise katot 

olarak davranmaktad›r. Dolay›s›yla E° hücre = E°(Cu) - E°(Zn) = 0,34 - (-0,76) = 

1.10 V’ tur. Zn ve Cu’›n standart indirgenme potansiyellerinden hesaplanan bu de- 

¤er ölçülen hücre potansiyeline eflittir. Çizelge 10.1’de baz› metallerin indirgenme 

potansiyelleri verilmifltir. 

Elektrot ‹ndirgenme yar› tepkimesi E° (V) 

Co 3+ ; Co 2+ Co 3+ (sulu) + e - → Co 2+ (k) +1,82 

Ce 4+ ; Ce 3+ Ce 4+ (sulu) + e - → Ce 3+ (k) +1,61 

Au 3+ ; Au Au 3+ (sulu) + 3e - → Au(k) +1,50 

Ag + ; Ag Ag + (sulu) + e - → Ag(k) +0,80 

Fe 3+ ; Fe 2+ Fe 3+ (sulu) + e - → Fe 2+ (k) +0,77 

Pt ; O 2 H + ; H 2 O O 2 (g) + 4H + (sulu) + 4e - → 2H 2 O(s) +1,23 

Cu 2+ ; Cu Cu 2+ (sulu) + 2e - → Cu(k) +0,34 

Cu 2+ ; Cu + Cu 2+ (sulu) + e - → Cu+(k) +0,15 

Sn 4+ ; Sn 2+ Sn 4+ (sulu) + 2e - → Sn 2+ (k) +0,13 

H + ;H 2 ;Pt 2H + (sulu) + 2e - → H 2 (g) 0,00 

Pb 2+ ; Pb Pb 2+ (sulu) + 2e - → Pb(k) –0,13 

Sn 2+ ; Sn Sn 2+ (sulu) + 2e - → Sn(k) –0,14 

Ni 2+ ; Ni Ni 2+ (sulu) + 2e - → Ni(k) –0,25 

Co 2+ ; Co Co 2+ (sulu) + 2e - → Co(k) –0,28 

Cd 2+ ; Cd Cd 2+ (sulu) + 2e - → Cd(k) –0,40 

Fe 2+ ; Fe Fe 2+ (sulu) + 2e - → Fe(k) –0,44 

Cr 3+ ; Cr Cr 3+ (sulu) + 3e - → Cr(k) –0,74 

Zn 2+ ; Zn Zn 2+ (sulu) + 2e - → Zn(k) –0,76 

Mn 2+ ; Mn Mn 2+ (sulu) + 2e - → Mn(k) –1,18 

Al 3+ ; Al Al 3+ (sulu) + 3e - → Al(k) -1,66 

Mg 2+ ; Mg Mg 2+ (sulu) + 2e - → Mg(k) -2,37 

Çizelge 10.1 

Baz› metallerin 

standart indirgenme 

potansiyelleri


ÖRNEK 

2+ + 

Cu(k) | Cu (0,024 M) || Ag (0,048 M) | Ag(k) olarak verilen diyagram için anot, 

katot yar› tepkimelerini ve hücre için net tepkimeyi yaz›n›z. Hücrenin 25 °C’ta 

standart potansiyelini hesaplay›n›z. 

SIRA S‹ZDE 


2 

Çözüm 

Hücre yar› tepkimeleri ve net tepkime 

2+ 

− 

Anot : Cu(k) → Cu (sulu) + 2e 

+ − 

Katot : Ag (sulu) + e → Ag(k) (Dikkat! Elektron say›lar› eflitlenirken 

katot yar› reaksiyonu 2 ile çarp›lmal›d›r.) 

+ 2+ 

Net tepkime : Cu(k) + 2 Ag (sulu) → Cu (sulu) + 2 Ag(k) 

Standart hücre potansiyeli 


= E°(Ag) - E°(Cu) 

= 0,80 V - 0,34 V 

= 0,46 V 

3+ 2+ 

Al(k)|Al (1 SIRA M) S‹ZDE || Cu (1 M)|Cu(k) olarak verilen diyagram için anot, katot yar› tepkimelerini 

ve hücre için net tepkimeyi yaz›n›z. Hücrenin 25 °C’ta standart potansiyelini hesaplay›n›z. 


Kendili¤inden Yürüyen Tepkimeler 

Faraday SORU sabiti, 1 mol Bir elektrokimyasal SORU hücrede kendili¤inden yürüyen yükseltgenme-indirgenme 

elektronun (e - ) sahip oldu¤u 

tepkimesiyle kimyasal enerji elektrik enerjisine dönüfltürülmektedir. Böyle bir hücrede 

elektrik D‹KKAT enerjisi, hücre potansiyeli (volt, V) ile hücreden geçen toplam elek- 

elektrik yüküdür ve de¤eri 

96487 D‹KKAT C’dur. 1 e - yükü 

-1.602x10 -19 C d›r. trik yükünün (coulomb, C) çarp›m›na eflittir. 

SIRA S‹ZDE 

elektrik enerjisi (joule) = [hücre potansiyeli (v)].[toplam elektrik yükü (c)] 

SIRA S‹ZDE 

Hücreden geçen toplam elektrik yükü ise, devreden geçen elektronlar›n mol 

say›s›yla (n) Faraday sabitinin (F) çarp›m›ndan bulunur. 

AMAÇLARIMIZ 

toplam AMAÇLARIMIZ yük = n.F 

Ölçülebilen hücre potansiyeli (E hücre ) hücrenin ulaflabildi¤i maksimum potansiyeldir. 

Bu K de¤er ‹ T A ayn› P zamanda kimyasal tepkimeden elde edilebilecek elektrik- 

K ‹ T A P 

sel ifl ve dolay›s›yla serbest enerji de¤iflimini hesaplamak için de kullan›l›r. 

TELEV‹ZYON 

Gibbs serbest enerji 

de¤iflimi ‹NTERNET 

W mak = -n.F.E hücre 

Burada TELEV‹ZYON W mak çevreye yap›labilen maksimum ifltir. Bu de¤er ayn› zamanda serbest 

enerji de¤iflimine (∆G) eflittir ve tepkimeden elde edilebilecek maksimum 

enerjiyi de gösterir. 

∆G = W‹NTERNET 

mak 

dolay›s›yla, 

∆G = -n.F.E hücre 

yazabiliriz. Kendili¤inden yürüyen tepkimelerde ∆G negatiftir. Bu eflitli¤e göre 

∆G’nin negatif olmas› için E hücre ’nin pozitif de¤erde olmas› gerekir. Standart koflullarda 

yürüyen hücre tepkimelerinde de standart serbest enerji de¤iflimi (∆G°) ayn› 

formülle ifade edilir. 

∆G° = -n.F.E° hücre (1)

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 



SORU 


SORU 

265 

Standart koflullarda tepkimenin kendili¤inden yürüyebilmesi D‹KKAT için standart hücre 

potansiyelinin (E° hücre ) pozitif de¤erde olmas› gerekir. ∆G° ayn› zamanda denge 

sabiti (K) ile de iliflkilidir ve bu iliflki, 

SIRA S‹ZDE 

∆G° = -R.T.1nK (2) 

aA + bB ⇌ cC D‹KKAT + dD 

tepkimesi için 

K = [ C ].[ D ] SIRA dir. S‹ZDE 

a b 

[ A].[ B] 

denklemi ile ifade edilir. (1) ve (2) denklemleri birlefltirilir ve yeniden düzenlenirse; 

 

AMAÇLARIMIZ AMAÇLARIMIZ 

c 

d 

Kimyasal Denge ile ilgili ayr›nt›l› bilgi için Genel Kimya kitab›n›z›n K 10. ‹ Tünitesini A P gözden 

geçiriniz. 

-n.F.E° hücre = -R.T.1nK TELEV‹ZYON (3) 

E° = R.T 

hücre 

n.F . lnK 

(3) denklemi elde edilir. (3) denkleminde bilinen de¤erler (F = ‹NTERNET 96487 C, T = 298,15 

K, R = 8,314 Jmol -1 K -1 ) yerine konularak eflitlik sadelefltirilirse, 

E ° (V) = 0,0257 

hücre 

. lnK elde edilir. Böylece, kendili¤inden yürüyen bir kimyasal 

tepkimede E° hücre , ∆G° veya K’den herhangi biri bilindi¤inde di¤er ikisi he- 

n 

saplanabilir (fiekil 10.4). 

l 

K ‹ T A P 

R evrensel gaz TELEV‹ZYON 

sabiti olarak 

adland›r›l›r ve 8.314 

Jmol -1 K -1 ; S›cakl›k (T) Kelvin 

olarak 

(25°C+273,15=298,15 K) 

hesaplan›r. ‹NTERNET 

fiekil 10.4 

E° hücre , ∆G° ve K 

aras›ndaki iliflkiler 

l 

Buraya kadar, hücre potansiyelinin ölçülmesi yada hesaplanmas›n› standart koflullar 

için (25 °C, 1 atm ve 1 M) tart›flt›k. Bununla birlikte, standart koflullarda olmayan 

tepkimelerin de hücre potansiyelini (E hücre ) tepkimeye giren reaktiflerin ve 

tepkimede oluflan ürünlerin deriflimi ile iliflkilendirerek hesaplayabiliriz. Bunun 

için, 

aA + bB ⇌ cC + dD 

redoks tepkimesini dikkate alal›m. Bu tepkimenin serbest enerji de¤iflimi, 

∆G = ΣnG(ürünler) - ΣnG(reaktifler) 

dir. devamla 

∆G = [cG(C)+dG(D)] - [aG(A)+bG(B)] 

∆G = [c(G° C+cRTlnP C)+ d(G° D+dRTlnP D)] - [a(G° A+ 

aRTlnP A)+ b(G° B+bRTlnP B)] 

... 

⎛ 

o PCPD⎞ 

∆G = ∆G + RTln 

c . d 

⎝⎜ 

PAPB a . b ⎠⎟


Nernst eflitli¤i daha çok 25 

°C ve log 10 taban›na göre 

yaz›l›r 

E = E ° - 0,059 .logQ 

n 

∆G = ∆G° + R.T.1nQ ; Q tepkime oran› (4) 

d›r. ∆G = -n.F.E hücre ve ∆G° = -n.F.E° hücre oldu¤undan (4) eflitli¤i, 

-n.F.E = -n.F.E° + RT1nQ (5) 

olarak yaz›labilir. (5) eflitli¤inin her iki taraf› -nF’ye bölünürse 

o R T 

E = E − . .ln Q 

nF . 

elde edilir. Bu son eflitlik, (6), Nernst eflitli¤i olarak bilinmektedir. 

Böylece Nernst eflitli¤iyle hücredeki redoks tepkimesinde E hücre ’yi reaktif ve ürün 

deriflimlerinin fonksiyonu olarak hesaplayabiliriz (hücre dengeye eriflti¤inde E=0 

ve Q=K d›r). 

Deriflim hücreleri: Nernst eflitli¤inden hareketle, elektrot potansiyelinin iyon 

deriflimiyle de iliflkili oldu¤unu söyeleyebiliriz. Ayn› maddeden haz›rlanm›fl ve 

iyon deriflimleri farkl› çözeltileri içeren iki yar› hücrenin uygun flekilde ba¤lanmas›yla 

oluflturulmufl hücreye deriflim hücresi denir. Haz›rlanm›fl böyle bir elektrokimyasal 

düzenekte, deriflik çözeltili hücrede indirgenme seyreltik çözeltili hücrede 

ise, yükseltgenme meydana gelecektir. Bunu flematik gösterimi 

2+ 2+ 

Zn(k)|Zn (0,01M)|| Zn (0,10 M)|Zn(k) olan bir hücre ile inceleyelim: 

(6) 

Yükseltgenme 

2+ 

Zn(k) → Zn (0,01M) + 2e 

− 

2+ 

‹ndirgenme 

Zn (0,1M) + 2e − → Zn(k) 

—————————————————— 

2+ 2+ 

Toplam tepkime Zn (0,1M) → Zn (0,01M) 

Hücrenin potansiyeli, E = E° - 0,0257 V 2+ 

[Zn ]seyreltik 

ve ayn› 

hücre hücre 

. ln 

2 

2+ 

[Zn ]derişik 

tür iyonlardan meydana geldi¤i için E° hücre = 0 d›r. Dolay›s›yla: 

E = 0 - 0,02557 . ln 0,01 

hücre 

2 0,1 = 0,0295 V 

bulunur. ‹ki bölmedeki iyon deriflimleri eflitlendi¤inde E hücre = 0 olur ve hücrede 

daha fazla de¤iflim olmaz. Kendili¤inden yürüyen tepkimeler için buraya kadar verilen 

eflitliklerdeki de¤iflkenlerin birbiriyle olan iliflkisi özet olarak Çizelge 10.2’de 

verilmifltir. 

Çizelge 10.2 aA + bB ⇌ cC + dD tepkimesinde ∆G, ∆G°, Q, K, E hücre ve 

E° hücre aras›ndaki iliflkiler. 

∆G°, ∆G K, Q E° hücre , E Kendili¤inden Tepkime Yönü 

>0 (pozitif) KK


267 

2+ 2+ 

Cd + Pb ⇌ Cd + Pb tepkimesi için 25 °C’ta standart serbest enerji de¤iflimini 

(∆G°) hesaplay›n›z ve tepkimenin yönünü belirtiniz. 

ÖRNEK 

Çözüm 

2+ − 

Cd ⇌ Cd + 2e 

E° hücre = +0,40 V 

2+ − 

Pb + 2e ⇌ Pb 

E° hücre = -0,13 V 

————————— ———————— 

2+ 2+ 

Cd + Pb ⇌ Cd + Pb E° hücre = +0,27 V 

-1 

∆G° = -nFE° hücre = -(96,487 kJV )(0,27 V) = -52 kJ 

Standart serbest enerji de¤iflimi negatif oldu¤u için kendili¤inden tepkime ileri 

yöndedir. 

Aç›k havada, asidik bir çözelti içinde Fe 2+ Fe 3+ ’e yükseltgenir mi? Standart 

serbest enerji de¤iflimini (∆G°) ve denge sabiti (K)’ni hesaplayarak belirtiniz. 

ÖRNEK 

Çözüm 

i. Yükseltgenen ve indirgenen’i belirleyiniz 

Fe yükseltgenir, oksijen indirgenir 

ii. Standart indirgenme potansiyelleri çizelgesini (Çizelge 10.1) kullanarak 

E° hücre bulunuz ve toplam hücre reaksiyonunu yaz›n›z ve toplam 

E° hücre ‘yi hesaplay›n›z. 

2+ 3+ 

− 

4 [Fe → Fe + e ] 

E° yükseltgenme = -0.77 V 

+ − 

O 2 + 4H + 4e → 2H2O 

E° indirgenme = 1.23 V 

————————————— 

2+ 

+ 3+ 

4Fe + O 2 + 4H → 4Fe + 2H2O 

——————————— 

E° hücre = 0.46 V 

E° hücre pozitif de¤erde oldu¤u için bu tepkime kendili¤inden yürür. 

iii. Standart enerji de¤iflimini hesaplay›n›z. 

∆G° = -nFE° hücre n=4 (ii basama¤›ndan) 

-1 

∆G° = -(4 mol) . (96487 C mol ). (0,46 V) = -177536 J = -177,536 kJ 

∆G° negatif (0) de¤erde oldu¤u için bu tepkime kendili¤inden yürür. 

v. Yorum 

Tepkime kendili¤inden yürür ve aç›k havada asidik bir çözelti içinde 

Fe 2+ → Fe 3+ ’e yükseltgenir.


SIRA S‹ZDE 

3 

2+ 2+ 

Zn + Cu SIRA (0,2 S‹ZDE M) ⇌ Zn (0,50 M) + Cu tepkimesi için 25 °C’ta serbest enerji de¤iflimi 

(∆G°) ve denge sabiti (K)’ni hesaplay›n›z. Tepkimenin yönünü belirtiniz. 


P‹LLER 


Elektrokimyan›n en eski ve en önemli uygulamalar›ndan birisi enerjinin dönüfltürülmesi 

ve depolanmas›d›r. SORU Art›k biliyorsunuz ki voltaik (galvanik) hücre kimyasal ener- 

SORU 

jiyi elektriksel enerjiye dönüfltürür, benzer biçimde elektrolitik hücre de elektriksel 

enerjiyi kimyasal enerjiye dönüfltürür. Bu dönüfltürme ifllemini yapabilen cihazlara pil 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

denir. Piller, birincil, ikincil (veya akümülatör) ve yak›t hücreleri olarak s›n›fland›r›l›r. 

Tersinir hücrede, ak›m›n ters Birincil pillerde hücre tepkimesi tersinmez dir. Hücre içindeki tepkime dengeye ulaflt›¤›nda 

pil art›k enerji üretmez. 

çevrilmesiyle SIRA S‹ZDE hücre 

SIRA S‹ZDE 

reaksiyonu tersine döner. 

Tersinmez hücrede ise, En çok bilinen örnek Leclanché tipi kuru pillerdir. Bu piller en fazla 1,5 V civar›nda 

bir potansiyele sahiptir. Elektrolit olarak nemlendirilmifl amonyum klorür, (NH 4 Cl) 

ak›m›n yönünün ters 

AMAÇLARIMIZ çevrilmesi elektrotlar›n biri 

anot olarak AMAÇLARIMIZ 

veya her ikisinde farkl› yar›- 

Zn ve katot olarakta karbon (veya grafit) kullan›lmaktad›r. 

reaksiyon oluflmas›na neden Tepkimeleri: 

olur. 

2+ − 

K ‹ T A P 

Eksi kutup: K ‹ Zn(k) T A P → Zn + 2e 

Eksi kutupta yükseltgenme 

2+ 

- 

Elektrolit: Zn + 2NH4Cl + 2OH → [ZnCl (NH ) ] + 2H O 

yar› tepkimesi, art› kutupta 

2 3 2 2 

indirgenme yar› tepkimesi 

− 

Art› kutup: 2MnO 2 + 2H2O + 2e → 

- 

2MnO(OH) + 2OH 

TELEV‹ZYON 

yürümektedir. 

——————————————————————————— 

TELEV‹ZYON 

Toplam tepkime: Zn + 2NH4Cl + 2MnO 

2 

→ [ZnCl 

2(NH 3) 2] + 2MnO(OH) 

Günümüzde bu pillerin muadili olan alkalin piller kullan›lmaktad›r. Alkalin pillerde 

‹NTERNET 

NH 4 Cl yerine ‹NTERNET KOH, Zn yerinede Zn-tozu kullan›l›r. 

Tepkimeleri: 

- 

− 

Eksi kutup: Zn + 2OH → ZnO + H2O + 2e 

− - 

Art› kutup: 2MnO 2 + H2O + 2e → Mn2O 3 + 2OH 

———————————————————————————————— 

Toplam tepkime: Zn + 2MnO 

2 

→ ZnO + Mn2O3 

‹kincil piller yükleme (flarj) yap›labilen pillerdir. Bu pillerde elektrot reaksiyonlar› 

tersinirdir. Yükleme iflleminde, pil tepkimesini kendili¤inden yürüyen yönüne dönüfltürmek 

için elektriksel ifl ile serbest enerji üretilir. Yükleme ifllemi tamamland›ktan 

sonra pil kullan›ma haz›rd›r. Bu s›n›fta yeralan en çok bilinen piller kurflun asit ve nikel-kadmiyum 

pilleridir. 

Kurflun-asit pili hücre diyagram›: 

Yal›tkan tabaka 

Katot (Art› kutup) 

Kurflun oksit içerir, 

Anot (Eksi kutup) 

Kurflun içerir, Pb(k) 

Kurflun-asit pili 

(akümülatörü) Kurflun blok 

6M sülfürik asit (H 2 SO 4 ) 

içerisine konulmufltur. 

Pb(k) | PbSO 

4(k) | H2SO 4(sulu) || PbSO 

4(k), PbO2 (k) | Pb(k) 

Toplam hücre tepkimesi: 

Pb(k) + PbO (k) + 2H SO (sulu) 

→ 

2 2 4 4 

2PbSO (k) + 2H 

Kurflun-asit pili yükleme iflleminde iken tepkime sola do¤ru, enerji kayna¤› olarak 

kullan›ld›¤›nda ise tepkime sa¤a do¤rudur. Nikel-kadmiyum hücre reaksiyonlar› ise: 

Eksi kutup: Cd(OH) + 2e 

− 

- 

2 → Cd + 2OH 

- 

− 

Art› kutup: Ni(OH) 2 + 2OH → NiO(OH) + 2H2O + 2e 

—————————————————————————— 

Toplam tepkime: Ni(OH) 

2 

+ Cd(OH) 

2 

→ NiO(OH) + Cd + 2H2O 

‘dir. Nikelkadmiyum 

akümülatörünün verimi kurflun-asit akümülatöründen daha büyüktür. 

2 O


Yak›t pilleri, yanma tepkimeleridir. Geleneksel pillerde (birincil ve ikincil) 

elektrik enerjisi, nihayet, kimyasal reaktantlardan elde edilmektedir. Dolay›s›yla 

hücre içindeki reaktant tükendi¤inde enerji üretimi de sona ermektedir. Alternatif 

bir yaklafl›m, reaktantlar›n sürekli eklenebilece¤i hücreler tasarlamakt›r. Bu durumda 

reaktantlar hücre içerisine kat›lan bir yak›t gibi düflünülebilir. SIRA Bu S‹ZDE amaçla tasarlanm›fl 

hücrelere yak›t hücreleri denir (fiekil 10.5). 


SORU 

269 

‹lk yak›t pilleri fosil 

yak›tlardan elde edilmifltir. 

Örnek, metan (CH 4 ) gaz›n›n 

oksijen ile yanma reaksiyonu 

CH 4(g) +20 2(g) → CO 2(g) 

+2H 2 O (g) + enerji’dir. 

Burada aç›¤a ç›kan SIRA enerjiyle, S‹ZDE 

su buhar haline getirilir ve 

jeneratörü çal›flt›ran türbine 

yönlendirilir. DÜfiÜNEL‹M 

fiekil 10.5 

Yak›t hücresi 

SORU 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

− 

− 

Anot: H 2(g) + 2OH → 2H2O + 2e E° hücre = 0 V 

− 

− 

Katot: 1/2O 2(g) + H2O + 2e → 2OH E° hücre = +1,23 V 

TELEV‹ZYON 

———————————————————————————————- 

Toplam tepkime: H 

2(g) + 1/2O 

2(g) 

→ H2O 

E° = +1,23 V 

Bir internet arama motoruna ‘pil’ veya ‘enerji depolama’ ifadelerini ‹NTERNET girerseniz, görselleri 

de içeren aç›klay›c› dokümanlara ulaflabilirsiniz. 

K ‹ T A P 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

KOROZYON 

Korozyon metal ve alafl›mlar›n kimyasal süreçlerle bozunmas› olarak tan›mlanabilir. 

Çevremizde hemen herfleyin metalik oldu¤unu (otomobil, gemi, köprü, vb.) ya 

da metalik bir malzeme içerdi¤ini (içinde yaflad›¤›m›z evimiz ve kulland›¤›m›z eflyalar›m›z) 

düflünürsek, gerçekte korozyonun maddi aç›dan ne kadar zarar verdi¤ini 

ve korunmam›z gerekti¤ini anlar›z. Çevresiyle temasta olan metallerin korozyon 

sürecinin genel karakteristi¤i, metal yüzeyinin farkl› bölgelerinde oluflan yükseltgenme 

ve indirgenme tepkimeleridir. Korozyonda yürüyen bu tepkimelerin mekanizmas› 

tam olarak anlafl›lamam›fl olmakla beraber önerilen baz› tepkimeler vard›r. 

Örne¤in, hava ile temasta olan demir için önerilen (fiekil 10.6a), metal yüzeyinin 

anot olarak davranan k›sm›nda yükseltgenen demir taraf›ndan verilen elektronlar, 

metal yüzeyinin baflka bir bölümünde olan katotta atmosferik oksijeni suya indirger. 

Ayr›ca, anotta oluflan demir 2+ iyonlar› havan›n oksijeni taraf›ndan demir 3+ 

iyonuna bir daha yükseltgenir ve sonuçta kahverengi bir kat› olan demir (III) oksit 

oluflur.


fiekil 10.6a fiekil 10.6b 

a. 

Demirin 

korozyonu 

b. 

Korozyona 

u¤ram›fl 

demir 

yüzeyinin 

elektron mikroskobuyla 

çekilmifl görüntüsü, 

x1500 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

2+ 

− 

Anot: Fe(k) → Fe (sulu) + 2e 


+ 

Katot: O (g) + 2H (sulu) + 4e 

− 

2 

→ 2H2O(s) 

+ 2+ 

Toplam tepkime: + O 2(g) + 4H (sulu) → 2Fe (sulu) + 2H O(s) 

SORU 

2 

Ayr›ca: 

2+ 

+ 

4Fe (sulu) + O 2(g) + (4+x)H2O(s) → 2Fe2O 3.xH2O(k) + 8H (sulu) 

D‹KKAT 

Metalleri korozyondan korumak için uygulanan en basit yöntem metal yüzeyinin 

boyanmas›d›r. SIRA S‹ZDE Ancak boyama (vd.) gibi basit uygulamalar›n mümkün olmad›- 

SIRA S‹ZDE 

¤› durumlarda genel olarak 3 yöntem uygulanmaktad›r: 1) Anodik koruma 2) Katodik 

koruma 3) Elektronik koruma. Anodik korumada metal yüzeyi; indirgenme 

AMAÇLARIMIZ 

potansiyeli AMAÇLARIMIZ metalin indirgenme potansiyelinden daha küçük (Fe’in Zn ile) ya da indirgenme 

potansiyeli metalin indirgenme potansiyelinden daha büyük (Fe’in Sn 

ile) bir metalle (Çizelge 10.1) kaplan›r. Katodik korumada metal indirgenme potansiyeli 

kendisinden daha küçük olan baflka bir metal (genellikle Mg veya Zn) ile 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

irtibatland›r›l›r. Petrol boru hatlar›n›n korozyondan korunmas› bu yöntemle yap›- 

l›r. Elektronik korumada harici bir güç kayna¤›ndan korozyon potansiyeli kadar 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

bir potansiyel ters potansiyel olarak uygulan›r. Böylece toplam hücre potansiyeli 

s›f›r yap›lm›fl olur. 

‹NTERNET 

Bir internet ‹NTERNET arama motoruna ‘korozyon’ ifadesini girerseniz, görselleri de içeren aç›klay›- 

c› dokümanlara ulaflabilirsiniz. 

ELEKTROL‹Z 

Elektroliz, kendili¤inden yürümeyen tepkimelerin elektrik ak›m› uygulanarak yürütülmesi 

veya elektrik enerjisini kimyasal enerjiye dönüfltürme ifllemi olarak tan›mlanabilir. 

Elektrolizde, ifllemin gerçeklefltirildi¤i hücre elektrolitik hücre veya 

elektroliz hücresi olarak adland›r›l›r. fiekil 10.7’de bir elektrolitik hücre verilmifltir.


271 

fiekil 10.7 

SIRA S‹ZDE 


Elektroliz hücresinde bir 

d›fl kaynaktan katoda 

elektron aktar›lmaktad›r, 

voltaik hücrede ise 

yükseltgenme tepkimesiyle 

aç›¤a ç›kan elektronlar bir 

d›fl devre yard›m›yla 

katoda aktar›lmaktad›r. 

Her iki hücrede de anotta 

yükseltgenme katotta SIRA S‹ZDE 

indirgenme oldu¤una 

dikkat ediniz. 


SORU 

SORU 

fiekil 10.7 ile elektrolitik hücre fiekil 10.2 ile karfl›laflt›r›n›z. 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

Elektrolitik hücrede, elektrik ak›m›n›n içinden geçti¤i çözeltiye SIRA S‹ZDE elektrolit, elektrolit 

ile temasta olan ve güç kayna¤›na ba¤l› olan metallere elektrot, güç kayna¤›- 

SIRA S‹ZDE 

n›n art› kutbuna ba¤l› olan elektrot anot ve eksi kutbuna ba¤l› olan elektrot katot 

olarak adland›r›l›r. Elektroliz iflleminde anotta yükseltgenme, AMAÇLARIMIZ katotta ise indirgenme 

olur. Elektroliz endüstriyel kullan›m› da olan önemli bir uygulamad›r. Bafll›ca 

AMAÇLARIMIZ 

kullan›m yerleri metallerin ekstraksiyonu (özellikle alüminyum, magnezyum ve 

sodyum), halojenlerin elde edilmesi, metallerin saflaflt›r›lmas› ve K ‹ metallerin T A P kaplanmas›d›r. 

Afla¤›da bu kullan›m yerlerini özetleyen genel örnekler verdikten sonra, 

K ‹ T A P 

elektrolizi kantitatif bak›mdan inceleyece¤iz. 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

Ergimifl sodyum klorürün elektrolizi 

Ergimifl haldeki NaCl’ün elektroliziyle sodyum metali ve klor elde edilir. Sanayide 

bu ifllem Down hücresi ile yap›l›r. Elektrolitik hücre bir güç kayna¤›na ba¤l› 

elektrot çiftlerini içerir. Güç kayna¤› indirgenmenin oldu¤u katoda ‹NTERNET elektron aktar›rken, 

yükseltgenmenin oldu¤u anottan elektron çeker. Elektrot reaksiyonlar›: 

‹NTERNET 

- 

− 

Anot: Cl (s) → 1/2Cl 2(g) + e 

E° hücre = -1,36 V 

+ 

Katot: Na (s) + e 

− → Na(s) 

E° hücre = -2,71 V 

———————————————————————————————— 

+ - 

Na (s) + Cl (s) → Na(s) + 1/2 Cl 2(g) 

E° hücre = -4,07 V 

Suyun elektrolizi 

Suyun serbest enerji de¤iflimi çok büyük (∆G° = 474,4 kJ) oldu¤undan su atmosferik 

koflullarda (25 °C ve 1 atm) kendili¤inden H 2 (g) ve O 2 (g) vermek üzere 

ayr›flmaz. Ancak platin gibi iki inert elektrot yard›m›yla elektroliz ile ayr›flt›r›labilir. 

Suyun elektrolizinde elektrolit çözelti, elektriksel iletkenli¤i art›rmak için 0,10 M 

H 2 SO 4 ile haz›rlan›r. Elektrot reaksiyonlar›: 

+ 

− 

Anot: 2H2O(s) 

→ O 2(g) + 4H (sulu) + 4e 

E° hücre = -1,23 V 

+ 

Katot: 4[H (sulu) + e − → 1/2H 2(g)] 

E° hücre = 0,00 V 

———————————————————————————————— 

2H2O(s) 

→ 2H 

2(g) + O 

2(g) 

E° hücre = -1,23 V

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 



SORU 

SORU 


D‹KKAT 

Bak›r›n D‹KKAT saflaflt›r›lmas› 

Do¤adan elde edilen ve saf olmayan bak›r›n (blister bak›r) saflaflt›rma ifllemi 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

elektroliz ile yap›l›r. Bunun için bak›r›n sülfat çözeltisi içerisine katot olarak platin 

gibi inert bir metal tel anot olarakta saf olmayan bak›r dald›r›l›r. Dikkatle ayarlanan 

AMAÇLARIMIZ potansiyel uyguland›¤›nda anotta ba¤l› saf olmayan bak›r çubuk yükseltgenerek 

AMAÇLARIMIZ 

⎡ 

Cu( k) → 2+ 

Cu( sulu) 

+ − 

⎢ 

2e 

⎤ 

⎥ çözeltiye kar›fl›rken, katotta çözeltiyle temas halinde bulunan 

platin üzerinde bak›r indirgenmeye Cu sulu + 2e → Cu 

⎣ 

⎦ 

⎡ 2+ − ⎤ 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

⎢ 

k bafllar. Böylece 

katotta çok saf bak›r elde edilmifl olur. Bu ifllemde bak›r mineralinde safs›zl›k 

⎣ ( ) ( )⎥ 

⎦ 

olarak bulunan di¤er elementler (demir, çinko, gümüfl, alt›n, platin vd.) elektroliz 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

hücresinin dibinde anot çamuru olarak çöker. 

‹NTERNET 

SIRA S‹ZDE 

Bir internet ‹NTERNET arama motoruna “Down prosesi”, “suyun elektrolizi” veya “bak›r›n saflaflt›r›lmas›” 

gibi anahtar kelimeleri yazarak verilen örneklerle ilgili daha aç›klay›c› dokümanlara 

ulaflabilirsiniz. 

SIRA S‹ZDE 

Elektrolizin Nicel Yönleri 

DÜfiÜNEL‹M Elektrik ve DÜfiÜNEL‹M kimyasal de¤iflme aras›ndaki nicel iliflki ilk defa Michael Faraday (1791- 

1857) taraf›ndan denel olarak gösterilmifltir. Faraday deneysel bulgular›n› iki temel 

yasa ile ifade etmifltir: 

SORU 

SORU 

Birinci Faraday yasas›: Elektroliz s›ras›nda elektrotlarda indirgenerek veya 

yükseltgenerek ayr›lan madde miktar› devreden geçen elektrik yükü ile do¤ru 

D‹KKAT 

orant›l›d›r. D‹KKAT 

Verilen bir zamanda (t) devreden geçen elektrik miktar› devreden geçen elektron 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

say›s›d›r ve devreden aktar›lan yük (Q) ile ak›m (I) aras›ndaki iliflki Q = I.t ola- 

SIRA S‹ZDE 

rak yaz›labilir. 

‹kinci Faraday yasas›: Farkl› elektrolitlerin elektrolizi s›ras›nda her hücreden 

geçen elektrik miktar› ayn› ise, her hücre elektrotlar›nda indirgenerek veya yükseltgenerek 

ayr›lan maddelerin eflde¤er madde miktarlar› da ayn›d›r (fiekil AMAÇLARIMIZ 

10.8). 

K ‹ T A P 

fiekil 10.8 

TELEV‹ZYON 

Seri ba¤l› elektroliz 

hücreleri. Devereden 

1 Faraday 

‹NTERNET (96487 C) yük geçti¤inde 

katotta ayr›- 

lan madde miktarlar› 

s›ras›yla 

107,868 g Ag, 

31,77 g Cu, 65,655 

g Au ve 1,008 g H 2 

d›r. 

Deriflim, molarite, K ‹ T Amolalite P ve normalite ile ilgili ayr›nt›l› bilgi için Genel Kimya kitab›n›z›n 

8.ünitesini gözden geçiriniz. 

TELEV‹ZYON 

‹NTERNET 

Gümüfl nitrat Bak›r (››) sülfat Alt›n (›››) klorür Hidroklorik asit


273 

CuSO 4 ’›n elektrolizinde, hücreden 1 saat (sa) süreyle 1.6 amper (A) ak›m geçiriliyor. ÖRNEK 

Cu 2+ iyonunun katodik indirgenmesiyle elde edilen bak›r›n kütlesini hesaplay›n›z. 

Çözüm 

2+ − 

Katot tepkimesi: Cu + 2e → Cu(k) 

Denklemden, 1 mol Cu’›n indirgenmesi için 2 mol e - gerekir, (1mol Cu / 2mol e - ). 

Devreden geçen elektronlar›n mol say›s› 

Q = I.t 

Q = 1,6 A . 1 sa . 

1F 

Q = 5760 C 5760 C . 

96487 C = 5,970x10 -2 

⇒ F = 5,970x10 mol.e 

Bak›r miktar› 

60 dk 

1 sa 

. 60 s 

1 dk 

-2 − 

Cu miktarı = 5,970x10 mol.e . 

-2 

− 

1mol Cu 

− 

2 mol e 

-2 

=2,985x10 mol Cu 

Cu miktarı = 2,985x10 mol Cu . 

bulunur. 

-2 

63,55 g Cu 

1 mol Cu 

= 1,897 g 

Ergimifl MgCl 2 ’ün elektrolizinde, hücreden 1 saat süreyle 1,6 A’lik SIRA ak›m S‹ZDE geçirilmektedir. 

Anotta oluflan Cl 2 (g) miktar›n› hesaplay›n›z. 

4 

SIRA S‹ZDE 

METALLER‹N KAPLANMASI 



Anorganik elektrokimyan›n bu k›sm›, Galvano Teknik olarak bilinen SORUve sanayide 

SORU 

genifl bir uygulama alan›na sahip metal kaplamac›l›¤›yla ilgilidir. Sanayide metal ve 

alafl›mlar›n›n kaplanmas›nda kullan›lan yöntemlerden en yayg›n olan› elektroliz 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

dir. Dolay›s›yla bu k›s›m, buraya kadar okuduklar›n›z›n uygulamas› niteli¤indedir. 

Kaplama amac›yla haz›rlanan elektroliz hücresi (fiekil 10.9a), 

SIRA 

metal 

S‹ZDE 

tuzundan haz›rlanm›fl 

elektrolit (kaplama banyosu), katotta as›l› olarak kaplanacak objeyi ve 

SIRA S‹ZDE 

anotta as›l› olarak kaplanmak istenen metali içermektedir. Kaplama ifllemi yap›lmadan 

önce kaplanacak obje (malzeme) ön ifllemden geçirilerek temizlenir. Kap- 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

lanmak istenen metal, çal›flma an›nda ya¤lanm›fl ve oksitlenmifltir. Bu nedenle yüzeyindeki 

ya¤ ve oksit tabakas›n›n temizlenmesi gerekir. Yüzey K ‹ temizleme T A P ifllemi 

K ‹ T A P 

iki biçimde yap›lmaktad›r; 1-Kimyasal 2-Mekanik. Kimyasal temizleme asit {HCl(sulu)}, 

baz {NaOH(sulu)} veya organik çözücü (karbon tetraklörür, trikloroetilen vb.) 

TELEV‹ZYON 

TELEV‹ZYON 

içeren banyolarda yap›l›r. Mekanik temizleme ise z›mpara tafl› ile tafllama ve demir 

tel (veya pirinç tel) f›rçayla f›rçalama ifllemlerinden oluflmaktad›r. Yüzeyi temizlenmifl 

malzemeler kaplama tanklar›na yerlefltirilir (fiekil 10.9b) ve kaplan›r. 

‹NTERNET 

‹NTERNET


ÖRNEK 

ST-42 yumuflak çelik yüzeyine NiSO 4 .7H 2 O (31 g/L), NiCl 2 .6H 2 O (0,68 g/L), 

ZnCl 2 .6H 2 O (25 g/L), H 3 BO 3 (1,3 g/L), NH 4 Cl (60 g/L) kaplama banyosu bileflimiyle 

yap›lm›fl Ni-Zn alafl›m kaplamas›na ait elektron mikroskobu görüntüsü ve yüzey 

analizi sonucu fiekil 10.10’da verilmifltir. Yüzey resmi bize kaplaman›n düzgün 

yap›ld›¤›n›, analiz sonucu da yüzeye yaklafl›k olarak %30 Ni %70 Zn kapland›¤›n› 

göstermektedir. 

fiekil 10.9 

Kaplama a. 

elektroliz hücresi 

b. tank› 

Güç kayna¤› 

Güç kayna¤› 

Kaplama 

metali 

Demir (Fe) 

Kafl›k 

Kaplanacak 

parça 

Kaplama 

metali 

Kaplama 

tank› 

a 

b 

fiekil 10.10 

Ni-Zn alafl›m› 

kaplanm›fl yüzeyin 

elektron 

mikroskobuyla 

çekilmifl görüntüsü, 

x4000 ve yüzey 

analizi 

ni 

Zn 

Bileflen Hesaplanan (%) 

ni 32,092 

Zn 67,908 

100,00 Toplam 

ni Zn 

ni Zn 

ni 

Zn 

Zn 

5. 10 

Galvanoteknikte, kaplama ifllemi amper-saat ile kontrol edilerek yap›l›r (96487 C / 

3600 s = 26,8 Amper-saat). Buna göre; 26,8 Amper-saat’te katotta ayr›lacak madde 

miktar› 1 eflde¤er gramd›r (fiekil 10.8). Kaplanan madde miktar›n› afla¤›daki formülle 

do¤rudan hesaplayabiliriz: 

g = I.t.A.f. ηk 

burada 

g kaplanan madde miktar› gram, 

I ak›m yo¤unlu¤u A/dm 2 , 

t kaplama zaman› saat, 

A katotta teorik olarak toplanacak 1 amper-saatlik miktar, 

f kaplanacak alan dm 2 , 

η k kaplama rand›man› 

d›r. Kaplama kal›nl›¤›n›da (kk) hesaplamak istersek:


275 

kk = 

g 

yogunluk . f . 10 (mm) 

formülünü kullanabiliriz. 

Kapalanacak yüzeyi (KY) 20 dm 2 olan bir metal, ak›m yo¤unlu¤u (i) 2 amper/dm 2 

olan bir Cu kaplama banyosunda 30 dakika (t) süre ile tutulmaktad›r. (i) Ak›m 

rand›man›n›n, ( η ) %100 oldu¤unu kabul ederek yüzeye kaplanan Cu miktar›n› 

gram cinsinden (ii) gerçekte ak›m rand›man›n›n %95 oldu¤u bilindi¤ine göre 

kaplanan Cu miktar›n› tekrar ve (iii) kaplama kal›nl›¤›n› hesaplay›n›z. 

Çözüm 

i) Önce 1 amper-saatlik süreyle katotta toplanacak Cu miktar›n› (M Cu ) teorik 

olarak hesaplayal›m: 

Faraday kanundan, 96487 amper/saniye de aç›¤a ç›kan Cu’›n eflde¤er gram say›s› 

63,57/2 = 31,78 g d›r. 96487 amper/saniye’yi amper/saat olarak hesaplamak istersek 

= 96487/3600 = 26,80 amper/saat buluruz. O halde 1 saatte aç›¤a ç›kan Cu 

miktar› 31,78/26,80 = 1,19 g d›r. 

η 

Kaplanacak madde miktar› M 

Cu 

= (1,19) ⋅ (KY) ⋅ (i ) ⋅ (t) ⋅( ) 

100 

= (1,19) ⋅ (20) ⋅ (2) ⋅ (0,50) ⋅ (1) 

SIRA S‹ZDE 

= 23,8 g 

ii) Devreden geçen ak›m›n tamam› katotta Cu oluflumu için DÜfiÜNEL‹M harcanmaz. Bir k›sm› 

oksijen gaz› ve hidrojen gaz› oluflumu s›ras›nda harcan›r. Dolay›s›yla ak›m rand›man› 

hiçbirzaman %100 de¤ildir. O halde; 

SORU 

Kaplanacak madde miktar› M 

Cu 

= (1,19) ⋅ (20) ⋅ (2) ⋅ (0,50) ⋅ (0,95) 

= 22,61 g 

D‹KKAT 

ÖRNEK 

SIRA S‹ZDE 


SORU 

D‹KKAT 

M 

iii) kk 

Cu 

( g) 

= 

; 

yogunluk ⋅yüzeyalanı⋅10( mm) 

Cu’nun yo¤unlu¤u 8,9 gcm -3 d›r. 

22, 

61 22, 

61 

kk = 

= 

(, 8 96)( ⋅ 20)( ⋅ 10) 

1792 

kk= 0,0126 mm = 12,6 µ m 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P 

Ayn› ifllemi Ni için tekrarlay›n›z. Ni’in yo¤unlu¤u 8,9 gcm -3 d›r. 

TELEV‹ZYON 

SIRA S‹ZDE 

5 

TELEV‹ZYON 

SIRA S‹ZDE 


Bir internet arama motoruna “galvano teknik” anahtar kelimesini yazarak ‹NTERNET di¤er kaplama 

yöntemlerini de içeren dokümanlara ulaflabilirsiniz. 

SORU 


‹NTERNET 

SORU 

D‹KKAT 

D‹KKAT 

SIRA S‹ZDE 

SIRA S‹ZDE 

AMAÇLARIMIZ 

AMAÇLARIMIZ 

K ‹ T A P 

K ‹ T A P


Özet 

Genel bir ifadeyle elektrokimyasal tepkimeler yükseltgenme-indirgenme 

(redoks) tepkimeleridir. Dolay›s›yla 

redoks tepkimelerinin denklefltirilmesi ifllemlerinin ö¤renilmesi, 

elektrokimyasal hücrede yürüyen tepkimelerin 

daha kolay aç›klanabilmesine yard›mc› olacakt›r. 

Elektrokimyasal hücreler iki k›sma ayr›l›r. 1-Kimyasal 

enerjinin elektrik enerjisine dönüfltürüldü¤ü voltaik 

hücreler. 2-Elektrik enerjisinin kimyasal enerjiye dönüfltürüldü¤ü 

elektrolitik hücreler. Bu iki hücre aras›ndaki 

fark; voltaik hücrelerde kendili¤inden yürüyen tepkimeler 

sonucu oluflan elektronlar bir d›fl devre yard›- 

m›yla katoda yönlendirilir, böylece d›fl devrede elektrik 

enerjisi elde edilmifl olur. Elektrolitik hücrelerde ise, bir 

d›fl kaynaktan katoda elektron aktar›l›rken anottan elektron 

çekilir, böylece katotta istenilen indirgenme reaksiyonu 

gerçeklefltirilir. Her iki hücre tipi de temel olarak 

üç bileflenden oluflur; yükseltgenme reaksiyonlar›- 

n›n meydana geldi¤i anot, indirgenme reaksiyonlar›n›n 

meydana geldi¤i katot ve anot-katot aras›ndaki iletkenli¤i 

sa¤layan çözelti. 

Elektrokimyasal hücrelerde yürüyen tepkimelerin kontrol 

edilebilmesi için elektrotlar›n indirgenme potansiyellerinin 

bilinmesi önemlidir. Elektrotlar aras›ndaki 

potansiyel fark hücre potansiyeli olarak adland›r›l›r ve 

hücrenin voltaik veya elektrolitik olarak davranmas› 

bu fark›n iflaretine ba¤l›d›r. Bunlardan baflka elektrokimyasal 

hücrelerin say›sal ifllemlerle kontrolünde 

Nernst eflitli¤i ve Faraday yasalar› da iyi anlafl›lm›fl olmal›d›r. 

Voltaik hücrelerle çal›flma alternatif enerji üreteçleri olarak 

pillerin gelifltirilmesini sa¤larken, elektrolitik hücrelerle 

çal›flma ise endüstride galvano tekni¤in geliflmesine 

katk› sa¤lamaktad›r.


277 


1. Cr O + Cl 2 7 → Cr + Cl2 

(asitli ortam) tepkimesi 

denklefltirildi¤inde ortamdaki H + say›s› nedir? 

a. 6 

b. 12 

c. 14 

d. 8 

e. 16 

2. Bir elektrokimyasal hücrede ANOT ile ilgili ifadelerden 


a. Yükseltgenme tepkimesi yürür. 

b. D›fl kayna¤›n negatif kutbuna ba¤l›d›r. 

c. ‹ndirgenme tepkimesi yürür. 

d. Elektronlar elektrolite aktar›l›r. 

e. Galvanik hücrede d›fl kaynaktan gelen elektronlar›n 

yönü anota do¤rudur. 

3. 

2+ 

Sn ⇌ 

4+ _ 

Sn + 2e E° hücre = -0.15 V 

3+ _ 

2Fe + 2e ⇌ 

2+ 

2Fe E° hücre = +0.77 V 

———————————————————— 

2+ 3+ 

Sn + 2Fe ⇌ 

4+ 2+ 

Sn + 2Fe 

Hücre tepkimesi için hesaplanan standart hücre potansiyeli 

kaç V’ tur? 

a. +0,92 

b. +0,62 

c. +0,77 

d. -0,15 

e. -0,77 

4. Sn + 2e → Sn yar› tepkimesi için 25°C’ta 

2+ 

[Sn ] 

=4 oldu¤u bilindi¤ine göre E kaç V’ tur? 

4+ 

[Sn ] 

a. 0,10 

b. 0,26 

c. 0,20 

d. 0,13 

e. 0,19 

4+ _ 2+ 

5. 

2+ 2+ 

Mg|Mg (1 M) || Cu (1 M)|Cu elektrokimyasal 

hücresinin standart hücre potansiyeli kaç V’ tur? 

a. +2,03 

b. -2,03 

c. +2,71 

d. -2,71 

e. +3,02 

6. 

2+ 

Cd + Pb ⇌ 

2+ 

Cd + Pb tepkimesi için 25 °C’ta 

standart hücre potansiyeli (E°) +0.27 V’tur. Hesaplanan 

denge sabiti (K) kaçt›r? 

a. 1,3x10 9 

b. 1,3 

c. 9,13 

d. 2,6 

e. 18,26 

7. H + , nun H 2 ’ na indirgenme tepkimesi 

+ _ 

2H + 2e ⇌ H2 

d›r. 1.0 atm bas›nçta 1x10 -7 M 

H + ‘nun indirgenmesi için gereken hücre potansiyeli 

kaç V’ tur? 

a. +0,41 

b. -0,41 

c. +0,82 

d. -0,82 

e. +0,92 

8. Bir kurflun pili (akümülatörü) bafllang›çta afl›r› H 2 SO 4 

ile birlikte 200 g kurflun (Pb) ve 200 g kurflun oksit 

(PbO 2 ) içermektedir. Teorik olarak bu hücre, 10 A’lik 

ak›m› kaç saat süreyle verebilir? 

a. 4,48 

b. 2,24 

c. 8,96 

d. 1,12 

e. 3,26 

9. Krom metali, CrO 3 ’in asidik çözeltisinden kaplan›r. 

+ 

Geçerli yar› tepkime CrO 3 + 6H → Cr + 3H2O 

d›r. 

20 dakika süreyle 2,5 A’lik ak›m uyguland›¤›nda katotta 

kaç gram krom birikir? 

a. 0,135 

b. 0,145 

c. 0,249 

d. 0,269 

e. 0,289 

10. Nikel sülfat (NiSO 4 ) ile haz›rlanan bir elektrolitik 

hücreden 3 saat süreyle 0,2 A’lik ak›m geçirilirse katotta 

kaç gram nikel (Ni) birikir? (Ni = 58,69 g/mol) 

a. 0,3285 

b. 1,314 

c. 0,657 

d. 0,0112 

e. 0,284



1. c Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Yükseltgenme ‹ndirgenme 

Tepkimeleri” konusunu yeniden gözden geçiriniz. 

2. a Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Elektrokimyasal Hücreler” 


3. b Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Elektrokimyasal Hücreler” 


4. d Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Elektrokimyasal Hücreler” 


5. c Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Elektrokimyasal Hücreler” 


6. a Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Kendili¤inden Yürüyen 

Tepkimeler” konusunu yeniden gözden geçiriniz. 

7. b Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Kendili¤inden Yürüyen 


8. a Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Kendili¤inden Yürüyen 


9. d Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Elektroliz” konusunu yeniden 


10. c Yan›t›n›z yanl›fl ise, “Elektroliz” konusunu yeniden 




1. Atomlar›n yükseltgenme say›lar› bulunur 

KMnO 4 + H2SO 4 + FeSO 4 → K2SO 4 + MnSO 4 + Fe 2(SO) 4 3+ HO 2 

+1+7-2 ; +1+6-2 ; +2+6-2 ; +1+6-2 ; +2+6-2 ; +3+6-2 ; +1-2 

2.Yükseltgenme ve indirgenme tepkimeleri tan›mlan›r 

7+ 

Mn +5e − 2+ 

→ Mn 

2+ − 

2Fe -2 e → 

3+ 

Fe2 

(indirgenen) 

(yükseltgenen) 

(Fe 3+ ’ün 2 mol oldu¤una dikkat ediniz) 

3.Yükseltgenme ve indirgenme tepkimelerinde aktar›- 

lan elektron yükü eflitlenir ve yar› reaksiyonlar toplan›r 

7+ 

2/Mn +5e − 2+ 

→ Mn 

2+ − 

5/2Fe -2 e → 

3+ 

Fe2 

—————————————- 

7+ 

2Mn +10e − 2+ 

→ 2Mn 

2+ − 

10Fe -10e → 

3+ 

5Fe2 

4. Yar› tepkimelerin yeni katsay›lar› toplam tepkimede 

yerine konur, tepkimede reaktiflerdeki atom say›lar› 

kontrol edilerek eflitlenir ve son tepkime bulunur. 

2KMnO + 8H SO + 10FeSO 

4 2 4 4 → 

K SO + 2MnSO + 5Fe (SO ) + 8H O 

2 4 4 2 4 3 2 


3+ 2+ 

Al(k)|Al (1 M) || Cu (1 M)|Cu(k) 

Çizelge 10.1’den standart indirgenme potansiyelleri 

bulunur. 


= E°(Cu) - E°(Al) 

= (0,34 V) - (-1,66 V) 

= +2 V 


i. Çizelge 10.1’i kullanarak standart indirgenme potansiyelleri 

bulunur ve toplam hücre reaksiyonunu için 

E° hücre ve E hücre hesaplan›r. 

2+ 2+ 

Zn + Cu (0,2 M) ↔ Zn (0,5 M) + Cu 

2+ − 

Zn ⇌ Zn +2e 

E° yükseltgenme = +0,76 V 

2+ 

Cu +2e − ⇌ Cu E° indirgenme = +0,34 V 

——————————————————————— 

2+ 2+ 

Zn + Cu ⇌ Zn + Cu E° hücre = +1,10 V 

Zn yar› reaksiyonu 

E = E° - 0,05915 

⎡ 2+ 

Zn 

⎤ 

⎢ ⎥ 

yükseltgenme . log ⎣ ⎦ 

n ⎡ 

⎣⎢ Zn⎤ 

⎦⎥ 

= +0.76 - 0,05915 

2 

= +0.77 V 

Cu yar› reaksiyonu 

E = E° - 0,05915 [Cu] 

indirgenme . log 

n ⎡ 2+ 

Cu 

⎤ 

⎢ ⎥ 

⎣ ⎦ 

= +0,34 - 0,05915 

2 

= +0,32 V 

. log 0,5 

1 .1 

. log 

1 

0,2 

E = (+0,77 V) + (+0,32 V) = +1,09 V 

hücre 

ii. ∆G serbest enerji de¤iflimi hesaplan›r 

∆G = -nFE = -2.(96487).(1,09) = -210 kJ 

hücre


279 

iii. K denge sabiti hesaplan›r 

E° = 0,05915 

hücre . logK 

n 

1,10 = 0,05915 . logK 

2 

K = 1,6x10 37 


- 

_ 

Anot tepkimesi: 2Cl (s) → Cl 2(g) + 2e 

1 mol Cl 2 (g) oluflunca 2 mol e - aç›¤a ç›kmaktad›r, devreden 

geçen elektronlar›n mol say›s›n› bulal›m 

Q = I.t 

Q = (1,6 A) . (1 sa) . ( 

60 dk 

1 sa 

) . ( 60 s ) 

1 dk 

1F 

Q = 5760 C 5760 C . 

96487 C = 5,970x10 -2 

⇒ 

-2 − 

F = 5,970x10 mol.e 

Cl 2 (g) miktar›n› hesaplayalm 

-2 − 1 mol Cl 

-2 

Cl 2(g) miktarı = 5,970x10 mol.e . =2,985x10 mol Cl 

− 

2 mol e 

-2 71 g Cl 

Cl 2(g) miktarı = 2,985x10 mol Cl . = 2,119 g 

1 mol Cl 


Erdik, E., Sar›kaya, Y. (1999). Temel Üniversite Kimyas› 

(13. Bask›). Gazi Büro Kitabevi. ISBN 975- 

7313-01-7. 

Genel Kimya (1. Bask›). Aç›k Ö¤retim Fakültesi Yay›- 

n› No.: 1046. Anadolu Üniversitesi. ISBN 978-975- 

06-0655-7. 

Nebergall, W. H., Holtzclaw JR., H. F., Robinson, W. R. 

(1980). General Chemistry (sixth edition). D. C. 

Heath and Company. ISBN 0-669-02218-7. 

Sar›kaya, Y. (2003). Fizikokimya (3. Bask›). Gazi Büro 

Kitabevi. ISBN 975-7313-00-9. 

Yonar, K. ‹. (1979). Galvano Teknik (1. Bas›m). Milli 

E¤itim Bas›mevi. ‹stanbul. Yay›n no.27. 

Zanello, P. (2003). Inorganic Electrochemistry - 

theory, practice and application. The Royal 

Society of Chemistry. ISBN 0-85404-661-5. 


i. 96487 amper/saniye de aç›¤a ç›kan Ni 58,71/2 = 29.36 

eflde¤er gramd›r. 96487 amper/saniye, 96487/3600 = 

26,80 amper/saat’tir. O halde 1 saatte aç›¤a ç›kan Ni 

miktar› 29,36/26.80 = 1,10 g d›r. 

Kaplanacak madde miktar› 

η 

M Ni = (1,10) ⋅ (KY) ⋅ (i) ⋅ (t) ⋅( ) 

100 

= (1,10) ⋅ (20) ⋅ (2) ⋅ (0,50) ⋅ (1) 

= 22 g 

ii. Ak›m rand›man› 0,95 ise, 

Kaplanacak madde miktar› 

M Ni = (1,10) ⋅ (20) ⋅ (2) ⋅ (0,50) ⋅ (0,95) 

= 20,9 g 

iii. 

M g 

kk 

Ni( ) 

= 

yogunluk ⋅yüzeyalani 

⋅10( mm) 

20,9 

= 

8,9) (20) (10) = 20,9 

( ⋅ ⋅ 1780 

= 0,0117 mm = 11,7 µ m


Ekler 

EK 1


281 

EK 2

â¹Ã§indekiler

Create successful ePaper yourself

Delete template?

Save as template?

â¹Ã§indekiler