KİMYASAL BAĞLAR VE SINIFLANDIRILMASI

“kimyasal bağlar” tanecikler arasında oluşan “çekim kuvvetleri”nden başka şeyler değildir.Fakat bu çekim kuvvetlerinin şiddeti farklılaştıkça (artıp azaldıkça) farklı isimler alırlar.Şiddetlerine ve gerçekleştiği taneciklerin cinsine göre 3’e ayıkabiliriz:

Moleküller İçin Bağlar Metalik Bağ Moleküller Arası Bağlar

1. İyonik Bağ 1. Hidrojen Bağı

2. Kovalent Bağ 2. Dipol Dipol Etkileşimi

a) Apolar Kovalent Bağ 3. Vander Wals Kuvveti

b) Polar Kovalent Bağ

I. MOLEKÜL İÇİ BAĞLAR

Moleküldeki atomları bir arada tutan, atomlar arasında

I.MOLEKÜL İÇİ BAĞLAR

Moleküldeki atomları bir arada tutan,atomlar arasında gerçekleşen bağlardır.Şiddetleri epeyce fazla olduğundan ve elektronların etkisi doğrudan söz konusu olduğundan ”gerçek bağ” diye nitelendirmek diye nitelendirmek yanlış olmaz.İyonik bağ ve kovalent bağ olmak üzere 2 çeşittir.

1.İYONİK BAĞ

Metal-ametal elementler arasında elektron alışverişi sonucu oluşan bağlardır.Bağın oluşturduğu metal elektron vermiş (katyon) halde, ametal ise elektron almış (anyon) haldedir.

Elementler bileşik oluştururlarken elektron sayısı (elektron düzeni) bakımından kendisine en yakın soygaza benzemek ister. Atom numarası (1,2,3 gibi) com küçük olan elementler, son enerji düzeyindeki elektron sayısı 8 olunca (oktet kuralı )kararlı hale gecer.

Bu iki kural aslında kendisine en yakın soygaza benzeme isteğinden başka bir şey değildir.

Metal-ametal arasında bileşik oluştururken metallerin elektron verdiğini, ametallerin

İse elektron aldığını biliyoruz.Şimdi sodyum ile klor arasında oluşan bileşikteki bağların yapısını inceleyelim.

1s 2s 2p 3s

11Na

1s 2s 2p 3s 3p

17 Cl

Orbital şemalarından anlaşıldığı gibi, birleşik oluştururken, son enerji düzeyine 1 elektronu olan Na bu 1 elektronu vererek +1, son enerji düzeyinde 7 elektronu alan Cl ise Na un verdiği bu elektronu alarak -1 değerine sahip olur ve bu iki element arasındaki elektron alış verişi sonucunda Na Cl bileşiği oluşur. Bu bileşikteki bağ iyonik bağdır.

ÖRNEK

Aşağıdaki bileşiklerden hangisini elementlerine ayrıştırmak en zordur?

(3Li, 11Na, 9F, 17Cl, 12Mg, 8O)

A) LiCl B) NaCl C) LiF

D) NaF E) MgO

Bu bileşiklerin hepsindeki bağlar iyonik bağ. İyonik bileşikleri elementlerine ayrıştırmak çok zordur.

Çünkü elektron verici element (metal)ile elektron alıcı element ametal arsında elektron alış verişi sonucu oluşan istekli bir birliktelik söz konusudur. İyonik bağda iyonlar arası uzaklık önemsenmezse elektiriksel çekim kuvveti yüklerin çarpımıyla D.O. olduğundan ,iyon yükü arttıkça bağ sağlamlaşır. Mg+² ,O-² arasındaki çekim kuvveti diğerlerinden büyüktür.

YANIT:E

İyonik bileşiklerin tamamına yakını kristal yapılıdır. Şekil olarak farklı olup da özellikleri benzeyen , cok çeşitli (kübik, tetrogonal, hegzagonal gibi) kristal biçimleri var.Fakat bunların hepsinin yapısını ayrıntıyla ele almaya gerek yok. Şimdi örnek olarak kübik istiflenme biçimi gösteren NaCl kristalinin yapısını inceleyelim.

a. Üç Boyutlu b. İki Boyutlu

Bir tek yemek tuzu kristalinde çok sayıda Na+ iyonu ve ona eşit sayıda Cl¯ iyonu bulunur.

Kristal yapısını tam anlayabilmek için biraz hayal gücünü zorlamaya gerek var. “b” şeklinde ise (+) ve (-) ile simgelenmiş.

Önce “a” şeklini anlamaya çalışalım; Karşılıklı köşelerinde Na+ ve Cl¯ iyonları bulunan bir küp düşünün ve karşılıklı yan yüzeyleri “çakışık” olacak biçimde küpleri çoğaltın. “a” şeklinde böyle iki küp çizilmiş. “b” şeklinde ise böyle dört tane kübün sadece taban yüzeyleri çizilmiş. “a” şeklindeki küpleri hayalinizde çoğaltın. “b” şeklindeki küpleri ise önce üç boyutlu hale dönüştürün, sonra çoğaltın.

Kristaldeki her Na+ iyonu da 6 tane Cl- iyonu tarafından kuşatılır. Bu koordinali yapıda(+)ve(-) yüklü iyonlar arasındaki çekim kuvvetleri nedeniyle kristal yapısı çok sağlamdır.

Görüldüğü gibi,bir tek NaCI molekülünden bahsetmek yanlış olur. (NaCI)n biçiminde de moleküllerden bahsedebiliriz.

Kristal yapının sağlamlığı nedeniyle oluşan bu dev moleküller sayesinde iyonik bileşiklerin erime ve kaynama noktaları oldukça yüksektir.

Katı halde kristaldeki iyonların yerleri sabittir. Bu nedenle iyonik bileşikler katı halde elektriği iletmez. Sıvılaştırıldıklarında ise kristal yapı bozulur, iyonlar serbest hale geçer. Bu nedenle iyonik bileşikler, katı halde elektriği iletmez. Sıvılaştırıldıklarında ise kristal yapım bozulur, iyonlar serbest hale geçer. Bu nedenle iyonik bileşikler eritildiğinde elektriği iletir. İyonik bileşik suda çözündüğünde (+) ve (-) iyonların su molekülleri tarafından sarılması sonucu, suyun polarlığı sayesinde kristal yapı bozulur. İyonlar serbest hale geçtiğinden iyonik bileşiğin sulu çözeltisi de elektriği iletir.

2.KOVALENT BAĞ

İki ametal element arasında, elektron ortaklaşması sonucu oluşan bağdır. Polar ve apolar olmak üzere iki çeşittir.

a) Polar Kovalent Bağ

farklı ametaller arasında oluşan bağdır. Moleküldeki ametallerin Elektronegatiflikleri arasındaki fark arttıkça bağın polarlığı artar.

1.6

1.3

1.0

0.9

2.2

1.0

0.9

0.8

Cs.

0.8

0.7

B C N O F

2.0 2.6 3.0 3.4 4.0

Al Si P S Cl

1.6 1.9 2.2 2.6 3.2

Ga Ge As Se Br

1.8 2.0 2.2 2.6 3.0

In Sn Sb Te I

1.8 2.0 2.1 2.1 2.7

Tl Pb Bi Po At

2.0 2.3 2.0 2.0 2.2

-Bazı elementlerin elekronegativite değerleri-

Çizelgede A grubu elementlerinin elekronegativileri verilmiştir. (Bu değerleri ezberlemeyin.) elekronegatiflik, elementin elektron çelme gücünün ölçüsüdür. (Bu çizelge elektronegatifliği en yüksek olan elementin , yani florun elektronegatifliği 4 kabul edilerek hazırlanmıştır.)

Örnek olarak Hidrojen ile Klor arasında oluşacak bağı inceleyelim.

1H )

17Cl ) ) )

Hidrojen son enerji düzeyindeki elektron sayısını 2 ye Klor ise 8 e tamamlamak ister. Her ikisinin de kararlı yapıya ulaşmak için birer elektron almaya ihtiyacı var. Bu iki element karşılaştırıldığında herikisi de kararlı yapıya ulaştırmak için birer elektron almaya ihtiyacı var. Bu iki element karşılaştığtnda her ikiside karşılıklı olarak karşısındakinin birer elektronu kendine çeker. Bu karşılıklı çekimden dolayı bir çift elektron ortaklaşa kullanılır.Fakat ortaklaşa kullanılan eletronlar tam ortada değildir.Klorun elektronegatifliği daha fazla olduğundan klora daha yakındır. Bu nedenle CI kısmen (-) H ise kısmen (+) yüklü hale gelmiştir.Bahsettiğimiz oluşumunu elektron nokta yapısı ile şöyle özetleyebiliriz:

. . . .

H. + . Cl : H : Cl :

. . . .

HCI Molekülü şu iki biçimde de gösterilebilir.

. . --

H ‑‑ Cl : ya da H – CII

. . --

Bu yapılarda her elektron bir nokta ile, bir çift elektron (yani bir bağ) bir çizgi ile gösterilmiştir. Bu gösterim biçiminde yalnızca son enerji düzeyindeki elektronlar işaretlenir.

b) Apolar Kovalent Bağ

Aynı cins ametal atomları arasında, elektron ortaklaşması sonucu oluşan bağdır Elektronegativiteleri eşit olduğundan,ortaklaşa kullanılan elektronlar eşit kuvvetlerle çekilir.

MOLEKÜL GEOMETRİSİ

*Genel formülü XY biçiminde gösterilebilen moleküller yalnızca çizgisel (doğrusal) geometriye sahip olur X-Y

*XY2 biçimindeki üç atomlu moleküllerin geometrisi iki biçimde olabilir:

Y – X – Y X

Çizgisel (doğrusal) /

Y Y

Açısal (kırık doğru)

* XY3 biçimindeki dört atomlu moleküllerin geometrisi iki biçimde olabilir.

I --

X X

/ / I

Y Z Y Y Y

Düzlem Üçgen Üçgen Piramit

*XY4 biçimindeki 5 atomlu moleküller düzgün dörtyüzlü (tetraedral) yapıda olur.

/ I

Y Y Y

[(düzgün dörtyüzlünün merkezinde merkez atomu (X) ve köşelerinde birer tane diğer atomlar (Y) ]

MOLEKÜLLERİN POLARLIĞI

*İki atomlu moleküller ya aynı cins atomlar arasında oluşur (X-X),ya da farklı cins atomlar arasında

oluşur (X-Y) aynı cins atomlar arasında oluşan bağların apolar,farklı cins atomlar arsında oluşan bağların

polar olduğunu biliyoruz.Bu nedenle X-X biçimindeki iki atomlu moleküller apolar X-Y biçimindeli iki atomku moleküller polardır.

*Üç atomlu moleküller çizgisel yapıda ise apolar açısal yapıda ise polardır.

Bazen bağlar tek tek polar olduğu halde molekül apolardır.

Bir dağdaki elektronların yönlenmesine dipolmomenti denir. Dipolmomenti elektronegatifliği daha büyük olan atoma doğru yönlenir.Bir molekülde dipol momentler birbirinin etkisini söndürüyor ve sıfırlıyorsa molekül apolar dipolmomentler birbirinin etkisini söndürmüyor, kuvvetlendiriliyorsa molekül polardır. (dipolmomentler vektör gibi düşünülür)

Şöylebir tanımda yapılabilir bir molekülde (+) yüklerin merkezi ile (-) yüklerin merkezi çakışıyorsa molekül apolar, çıkışmıyorsa molekül polardır.

Örneğin benzer kapalı formülü olan 3 atomlu iki molekülü inceleyelim:

O C O O

H H

CO2 molekülünde (+) ve (-) yüklerin merkezleri çakıştığından veya dipolmomentlerin etkisi birbirini sıfırladığından bağlar polar olsa bile molekül apolardır. H2O molekülünde ise (+) ve (-) yüklerin merkezleri

çakışmadığından veya dipol momentler birbirinin etkisini yok etmediğinden molekül polardır.

* XY9 biçimindeki 4 atomlu moleküller düzlem üçgen biciminde ise apolar, üçgen piramit biçiminde ise polardır.

* XY4 biçimindeki 5 atomlu moleküller düzgün dört yüzlü biçiminde ve apolardır.

Periyodik cetveli grup grup ele alıp incelemekte yarar var.Periyodik Cetvelin 2. Periyodundaki elementleri tek tek ele alıp tek bağ yapabilen bir elementle (örneğin hidrojenle) oluşturacağı bağları inceleyelim :

1A Gurubu

1s 2s 1s

3Li 1H

Li.+ .H Li. .H yada Li-H

Aynı guruptaki elementelerin özellikleri birbirine benzediğine göre, Li için geçerli olan özellikler tüm 1A için geçerlidir.

Li ile H arasında 1 bağ oluşur, oluşan bağ iyonik ve polardır.Molekül geometrisi doğrusaldır.

2A Grubu

1s 2s 1s

4Be 1H

Bir element, sahip olduğu yarı dolu orbital sayısı kadar bağ yapabilir.Temel haldeki elektron düzeninde hiç yarı dolu orbitali olmadığına göre Berilyumun hiç bağ yapmayacağını zannedebiliriz.

HİBRİTLEŞME (MELEZLEŞME)

1s 2s 2p

Temel Hal

1s 2s 2p

Uyarılmış Hal

Temel halde bor’un 1 yarı dolu orbitali olduğuna göre 1 bağ yapacağını zannederiz.Fakat 2s orbitalşindeki elektronlardan birinin 2p orbitallerinden birine ilerlemesinden sonra “ sp² ” hibritleşmesi gerçekleşir.(Hibritleşmeye katılan 3 orbitalden biri “s” ikisi “p” orbitali olduğundan hibrit orbitalleri sp² adını alır.) sp² hibritleşmesi sonucu 3 tane özdeş hibrit orbitali oluşur. Oluşan 3 tane bağın birbirinden en uzak konumda bulunması isteği, bağların bir eşkenar üçgenin köşelerine doğru yönlenmesi sonucu doğurur. Merkez atomu olan B, eşkenar üçgenin merkezinde bulunur. Oluşan bilerşikte tüm atomlar aynı düzlemde bulunur. Bileşiğin geometrisi “düzlemsel üçgen” (=düzlem üçgen) ve bağlar arasındaki açılar 120° dir. Bu nedenle 4 atomlu BH3 bileşiği apolardır.

Temel haldeki C atamunun 2. Bağ yapacağını zannederiz. Fakat uyarılmış haliyle 4 bağ yapabileceğini görebiliriz. 2s orbitalindeki elektronlardan yarı dolu orbital oluşur. Uyarılmış haldeki C atomu 3 tür hibritleşme yapabilir. (sp, sp2, sp3). Önce sp3 hirbitleşmesini irdeleyelim. sp3 hirbitleşmesinde 4 orbitalin 4 düde hirbitleşmeye katılır, hirbitleşmemiş orbital kalmaz. Oluşan bu 4 özdeş orbital birbirini ittiğinden, en uzak konumda bulunmak ister. Bağ açılarının en büyük olabilmesi için CH4 molekülü düzgün dörtyüzlü geometrik yapısındadır. ( düzgün dört yüzlünün 4 yüzüde eş eşkenar üçgenden oluşur. Eşit uzunlukta 6 tane ayrıtı ve dört tane köşesi vardır.) 5 atomlu CH4 molekülünde H atomları düzgün dörtyüzlünün köşelerinde, merkez atomu olan C ise düzgün dörtyüzlünün merkezinde bulunur. C ve H elementlerinden her ikiside ametal olduğundan bağlar kovalenttir. Geometrik yapısından dolayı molekül apolardır. Bağ açıları 109,5° dir.

H H

: l

4H . + . C . C ya da C

. . . /

. . . H l H

H H H H

(Molekül bütünü apolar olsa bile, farklı ametaller arasında oluştuğundan dolayı C-H bağlarının tek tek ele alındığında polar olduğunu düşünmek pek yanlış olmaz. Fakat C ile H elementlerinin elektronegatiflikleri arasındaki fark küçük olduğundan fazla polar değildir.)

Bir atomdaki elektronun bir orbitalden daha yüksek enerjili bir başka orbitale ilerlemesi sonucu oluşan yapıya uyarılmış hal denildiğini biliyoruz. (Burada, 2s orbitalindeki 2 elektronun birisi 2p orbitallerinden birine ilerlemiş durumdadır.)

Uyarılmış haldeki berilyimun 2 bağ yapacağını görebilirz. Fakat (her ne kadar enerjisi birbirine yakında olsa) s orbitali ile p orbitalinin enerjisi birbirine eşit olmadığından bu iki orbital özdeş değildir. Bu nedenle Be un oluşturduğu 2 bağın farklı yapı ve özellikte olması beklenir. Oysa bu iki bağ birbirine özdeştir.

Be atomundaki hibritleşme olayını şematik olarak şöyle gösterebiliriz.

Uyarılmış Hal Hibritleşmiş hal

( Hirbitleşme kuralı deneysel olarak tam kanıtlanmamış olsa bile, bağlarla ilgili bir çok hususun üstesinden gelebilmektedir.)

Yanlızca elektron ilerlemesi ile oluşan durum, yani uyarılmış hal hirbitleşme değildir. Hirbitleşme oluşabilmesi için orbitallerin oluşma düzeylerinin değişmesi sonucu özdeş orbitaller oluşması gerekir. 2s orbitali enerjisini biraz yükseltir. 2p orbitallerinden birisi enerjisini biraz düşürür ve sonuçta aynı enerji düzeyinde 2 tane hrbit orbitali oluşur. Oluşan bu hirbit orbitallerinden birisi, s diğeride p orbitali olduğundan “sp” orbitalleri diye adlandırılır. Oluşan sp orbitallerinin özelliklerine tam “s” orbitaline nede tam “p” orbitaline benzer; belki her ikisine de biraz benzer. Fakat önemli olan bu iki orbitalin özdeş oluşudur. Özdeş orbitaller birbirinden en uzak konumda bulunmak ister. Yani özdeş hirbit orbitalleri bağ yaptığında bağ açıları en büyük olacak geometriye sahip olurlar.

2H. + . Be H : Be : H yada H – Be –H

hibritleşme nedeniyle; BeH2 bileşiği doğrusal geometrik yapıda, bağlar arasındaki açılar 180 derece , bağlar iyonik fakat bileşik apolar

NOT 1: Hibritleşme endotermik olaydır. Fakat bağ oluşurken açığa çıkan enejinin bir kısmı, hibritleşme için gereken enerjiyi karşılar.

NOT 2: 1s ile 2p orbitalleri arasındaki enerji farkı epey fazla olduğundan, bir alt enerji düzeyinde olan 1s orbitalinden elektron ilerlemesi olmaz. Bu orbital hibritleşmeye katılmaz, bağ oluşturmaz.

ÖRNEK:

MgF2 bileşiği için,

I. Doğrusal geometrik yapıdadır.

II. Bağ açıları 180 derecedir.

III. Mg atomu sp hibritleşmesi yapmıştır.

Yargılarından hangileri doğrudur ? (12 Mg , 9F)

A) I ve II B) II ve III C) I ve III D) I, II ve III E)Yalnız III

CEVAP:

Mg atomunda sp hibritleşmesi gerçekleşir oluşan sp hibrit orbitleri özdeştir.

Flor 1 bağ ,Mg 2 bağ yapar.Bağlar birbirinden en uzak konumda bulunmöak isteyeceğinden doğrusal geometrik yapıdadır ve bağ açıları 180 derecedir.

YANIT:D

3A Grubu:

5B 1H

Temel hal

Karbon atomu sp² hibritleşmesi oluşturduğunda 3 tane özdeş hibrit orbitali oluşur. (1 tane s ve 2 tane p orbitali hibritleşmeye katılır.) p orbitallerinden biri hibritleşmeye katılmaz. Bu durum C atomunun çiftli bağ yaptığı durumlarda oluşur. Örneğin C2H4 ün (itilen ve eten ) yapısı şöyledir:

H H

C = C

H H

Bu moleküldeki 6 tane bağdan 5 tanesi s bağdır. Yalnızca 1 tanesi (çiftli bağın biri) n bağıdır. Molekül düzlemsel, bağ açıları 120 derece dolayında ve opolar yapılıdır.

Karbon atomu sp hibritleşmesi oluşturduğunda iki tane özdeş hibrit orbitali oluşur. P orbitallerinden ikisi hibritleşmeye katılmaz. Bu durum C un üçlü bağ yaptığı durumlarda oluşur. C2H2 (Asetilen ya da etin)

Yapısı şöyledir:

H-C C-H

Bu moleküldeki 5 tane bağdan üç tanesi “s” bağıdır. Iki tanesi ise (üçlü bağın ikisi) n bağıdır.Molekül doğrusal ve apolar yapılıdır.

5A GURUBU:

1s 2s 2p

7N 1H

Azot, üçtane yarı dolu orbitali olması nedeniyle üç bağ yapar.

.. .. ..

3H . + . N . N ya da N

· ·

H · H H H

H H

Buraya kadar ki örneklerde merkez atomun son enerji düzeyinde ortaklanmamış (bağ yapmamış) hiç elektronu yoktu. Fakat burada azotun ortaklaşmamış bir çift elektronu bulunmaktadır. Bu elektron çifti bağları ittiğinden NH3 molekülü üçgen piramit geometrik yapısındadır. Bağlar polar kovalenttir. Birbirini söndürmediğinden molekül polardır. Bağ açıları 107° dir. Bağ yapan orbitaller. P orbitalleridir.

(Üçgen piramit, tabanı eşkenar üçgen, diğerleri ikiz kenar üçgenden oluşan bir geometrik yapıdır.)

NH3 molekülü H+ iyonu (elektronsuz hidrojen) ile NH4+ (amonyum) iyonu oluşturur. NH4+ iyonu düzgün dörtyüzlü yapısında olduğundan amonyum sp3 hibritleşmesi yaptığı düşünülebilir.

.. I

H+ + N N

/ /

H I H H I H

H H

NH4+ iyonun yapısında 4 tane bağ nulunur. Bu 4 bağın üçündeki ikişer elektronun birer tanesi N elementine, birer tanesi H elementine aittir. Fakat dördüncü bağdaki elektron çifti azota aittir. Bağ orbitalindeki elektron çiftinin aynı elemente ait olması durumunda oluşan bağa koordinasyon kovalent bağı denir.

2 tane N atomu N2 molekülünü oluşturur.

. . . . . . . . –– ––

2 N : N : N yada N N

Sigma (s) Bağı: İki atom arasında oluşan bağa katılan orbitaller aynı doğrultuda ve aynı doğru üzerinde ise s bağı oluşur.

Pi (n) Bağı: Bağ oluşturan oritaller aynı doğrultuda fakat farklı doğru üzerinde yani birbirine paralel ise “n” bağı oluşur.

NOT: Bu tanımları ezbere bilmek pek önemli değil, fakat şunların bilinmesinde yarar var.

1) Her iki bağda polar yada apolar olabilen kovalent bağ çeşididir. (aynı cins atomlar arasında oluşmuşsa apolar farklı cins atomlar arasında oluşmuşsa polar)

2) Iki atom arasında tekli kovalent bağ oluşmuşsa mutlaka s bağıdır.

3) Iki atom arasında ikili kovalent bağ oluşmuşsa bir tanesi s diğeri n bağıdır.

4) Iki atom arasında üç kovalent bağ oluşmuşsa bir tanesi s, diğer ikisi n bağıdır.

5) s bağları, n bağlarına oranla daha güçlü bağlardır.

6) n bağını oluşturan bir çift elektron, metallerin değerlik elektronlar gibi, (metallerdeki oynak elektronlar kadar olmasa da) dış etkilere mağruz kaldığında yer değiştirebilir. (gezici) özelliktedir. (eğer aynı moleküle ait başka n bağı varsa)

7) s bağı her türlü orbitaller arasında oluşabilir. Fakat n bağı yanlızca hibritleşmemiş p – p orbitalleri arasında oluşur.

8) n bağını oluşturan elektronlar s bağını oluşturan elektronların etrafını (bir soba borusu gibi) sarar.

6A Grubu :

80 1H

. . . .

: O : +2H . : O : ya da O

. .

H H H H

Oksijen p orbitallerinden ikisi yarı dolu olduğundan 2 bağ yapar. Üç atomlu H2O molekülünün doğrusal geometride olması beklenebilir. Ancak ortaklanmamış 2 çift elektronun H ile O arasındaki polar kovalent bağlarıitmesi nedeni ile açısal (kırık doğru) biçimindedir. Dipol momentler birbirinin etkisini söndirmediğinden molekül polardı. Bağ açısı 104,5 derecedir. Bağ yapan orbitaller oksijenin p orbitalleridir.

2 tane O atomu birleşip O2 molekülünü oluşturur.

. . . . . .

2 : O : : O : : O : ya da l O O l