Genel Kimya 1 Dersi 5. Ünite Özet

Açıköğretim ders notları öğrenciler tarafından ders çalışma esnasında hazırlanmakta olup diğer ders çalışacak öğrenciler için paylaşılmaktadır. Sizlerde hazırladığınız ders notlarını paylaşmak istiyorsanız bizlere iletebilirsiniz.

Açıköğretim derslerinden Genel Kimya 1 Dersi 5. Ünite Özet için hazırlanan  ders çalışma dokümanına (ders özeti / sorularla öğrenelim) aşağıdan erişebilirsiniz. AÖF Ders Notları ile sınavlara çok daha etkili bir şekilde çalışabilirsiniz. Sınavlarınızda başarılar dileriz.

Kimyasal Bağlanma

Kimyasal Bağ

Bir kimyasal bağın oluşması için temel ilke, bağlanan atomların oluşturduğu yeni yapının enerjisinin, bağ yapmak için biraraya gelen atomların enerjilerinden daha düşük olmasıdır yani, yapı daha kararlı bir durumda olmalıdır.

Kimyasal bağ oluşumu, atomun değerlik elektronların yani en dış kabuğunda (temel enerji seviyesinde) bulunan elektronların farklı şekillerde kullanımı ile gerçekleşir. Kimyasal bağlanmada atomlar elektron dizilimlerini soy gaz atomlarının elektron dizilimine benzeterek kararlı yapılar oluşturma eğilimindedirler. Bu yaklaşım Lewis kuramı olarak tanımlanır. Lewis kuramının temel prensipleri şöyle sıralanabilir:

  • Kimyasal bağlanmada en dış kabukta yer alan elektronlar (değerlik elektronları) rol oynar.
  • Elektronlar bir atomdan diğerine aktarılabilir. Bu durumda oluşan artı ve eksi yüke sahip iyonlar elektrostatik etkileşimle birbirlerini çekerler ve iyonik bağ oluşur.
  • Bir atomun değerlik elektronlarından biri veya birkaçı atomlar arasında ortaklaşa kullanılabilir. Bu durumda oluşan bağa kovalent bağ denir.
  • Elektronların bir atomdan diğerine aktarılmasında veya ortaklaşa kullanımında temel neden atomların değerlik elektronlarını sekize tamamlayarak soy gazlardaki gibi kararlı elektron dizilimine ulaşma istekleridir. Buna oktet kuralı denir.

Oktet kuralı na göre atomlar, elektron alarak veya vererek yani katyon ve anyonlar oluşturarak veya değerlik elektronlarını ortak kullanarak değerlik elektron sayılarını sekize tamamlayabilirler.

Lityum iyonu, berilyum iyonu ve hidrür iyonu gibi az sayıdaki iyonlar elektron alarak veya vererek elektron dizilimlerini helyumun elektron dizilimine (1s 2 ) benzetirler. Bu yapı oktet yapısı değildir ve bu yapı dublet olarak adlandırılır. Oktet kuralı genel olarak A grubu elementlerine uygulanır, geçiş metalleri elementlerine (B grubu) uygulanmaz. Bir atomun Lewis sembolü, o atomun elementinin kimyasal sembolü ile değerlik elektronlarını gösteren noktalardan oluşur. Atomların Lewis sembollerini kullanarak değerlik elektronlarını kimyasal bağlanmada gösteren gösterimlere Lewis yapısı (formülü) denir.

İyonik Bağlanma

İyonik yapılarda iyonları bir arada tutan elektrostatik kuvvete iyonik (elektrovalent) bağ denir. İyonik bileşikler katyonlar ve anyonlardan oluşur.

Kararlı iyonik bileşikler, elektron alma isteği (elektron ilgisi) büyük elementler ile elektron verme (iyonlaşma) enerjisi düşük elementlerin bir araya gelmesi ve oluşan bileşiğin kristal örgü enerjisinin büyük olması halinde oluşurlar. Bu durum, elektron ilgisi büyük ametallerin, iyonlaşma enerjisi küçük metallerle bir araya gelerek oluşturduğu bileşiklerde görülür ve bunların çoğu iyonik yapıdadır.

İyonik bir bileşiğin Lewis formülü yazılırken izlenecek yol, önce atomun grup numarasını belirlemektir. Grup numarası, atomun değerlik elektron sayısını gösterdiğinden Lewis sembolündeki nokta sayısı tespit edilmiş olur. Daha sonra metalden ametale elektron transferi ile oktet kuralı (bazı durumlarda dublet kuralı) sağlanarak yapı yazılır.

Kovalent Bağlanma

Kovalent bağ, elektronların iki atom arasında ortaklaşa kullanımıyla oluşan bağ türüdür. Kovalent bağ yapısında bağlayıcı kuvvet, ortaklaşa kullanılan elektronlar ile pozitif atom çekirdekleri arasındaki elektrostatik çekme kuvvetidir. Atom çekirdekleri ile elektron çiftleri arasındaki çekme sonucu enerji açığa çıkar.

Lewis yapılarında, kovalent bağdaki elektron çiftleri için bağ (veya bağlayıcı) elektron çifti ve bağ oluşumuna katılmayan elektron çiftlerine de ortaklanmamış elektron çifti denir. Atomlar farklı türlerde kovalent bağlar oluşturabilir.

Çeşitli kovalent bağ türleri vardır:

Apolar Kovalent Bağ : Hidrojen (H2), klor (Cl2) ve brom (Br2) moleküllerinde olduğu gibi aynı tür atomlar arasında olan kovalent bağa apolar kovalent bağ denir ve bu tür bağdaki elektronlar atomlar tarafından eşit olarak paylaşılır. Bunun temel nedeni bağ elektronlarını çeken atomların aynı olmasıdır. Bağda yük yoğunluğu eşit şekilde dağılan moleküllere apolar moleküller denir. Elektron çiftinin tek bir atomdan sağlanması halinde oluşan bağa ise koordine kovalent bağ denir

Polar Kovalent : Bağ elektronların bir atomdan diğerine aktarılmasıyla oluşan iyonik bağ ile elektron çiftlerinin atomlar arasında eşit olarak paylaşılmasıyla oluşan apolar kovalent bağ iki uç kimyasal bağlanmadır. Bu tür bağa polar kovalent bağ denir. Polar kovalent bağı tartışabilmek için elektronegatiflik kavramını bilmek gerekir.

Elektronegatiflik, atomların bağ elektronlarını çekme kabiliyeti olarak tanımlanır. Bir atomun elektronegatifliği, iyonlaşma enerjisi ile elektron ilgisine bağlıdır. Elektronegatiflikleri farklı iki atom bağ elektronlarını farklı kuvvetlerde çekerler. Elektronların iki atom arasında eşit olmayan ortaklanmasıyla oluşan bu tür kovalent bağa polar kovalent bağ denir.

Bir kovalent bağda bağı oluşturan atomların elektronegatiflik değerleri ne kadar farklı ise bağ o kadar polarlaşır (kutuplaşır) ve atomların kısmi yükleri de o kadar büyük olur. Polarlaşma bağda veya iki atomlu moleküllerde bir dipole (iki kutba) neden olur ve dipol kısmi negatif yüke yönelmiş aşağıdaki gibi bir ok işareti ile gösterilir. Bir dipolün büyüklüğü dipol momenti (µ) ile ifade edilir ve birimi debye (D) dir. Kimyasal bağ, tamamen apolar kovalent karakterde ise, yani eş iki atomdan oluşuyorsa (F 2 , N 2 gibi) dipol momenti sıfırdır.

Çok atomlu moleküller de ise molekülün dipol momenti, vektörel büyüklükler olan bağ dipol momentlerinin toplamına eşittir. Bir molekülün dipol momente sahip olabilmesi için bağların polar yani dipol momentinin olması ve moleküldeki yük dağılımının asimetrik olması gerekir. Moleküldeki bağların düzenlenmesine bağlı olarak bağları polar olan bir molekül apolar özellik de gösterebilir. Örneğin, CO 2 molekülünün yapısı doğrusaldır.

Çoklu Kovalent Bağ : Atomlar iki veya üç elektron çiftini paylaştıklarında ise çoklu kovalent bağlar oluşur.

Kovalent yapıdaki molekül veya iyonların Lewis yapılarının doğru bir şekilde yazılabilmesi için şu adımlar izlenmelidir:

  • Molekül veya çok atomlu iyonu oluşturan atomların sembolleri kullanılarak bileşiğin iskelet yapısı oluşturulur. Molekülde uç atomlar veya gruplar merkez atoma uygun şekilde tek bağla bağlanır.
  • Yapıdaki atomların toplam değerlik elektron sayısı bulunur. Çok atomlu bir anyon için anyon yükü toplam değerlik elektron sayısına eklenir ve çok atomlu bir katyon için katyon yükü toplam değerlik elektron sayısından çıkarılır
  • İskelet yapıdaki her bir tekli kovalent bağ için toplam değerlik elektron sayısından iki elektron düşülür, geriye kalan elektron sayısı okteti tamamlamak için kullanılacak ortaklanmamış elektron sayısını verir. Merkez atoma tekli bağla bağlanan uç atomlardan başlayarak merkez atomda dahil tüm atomların oktetleri tamamlanır (hidrojen için dublet yapısına tamamlanır). Eğer bütün atomların oktetlerini tamamlayacak kadar değerlik elektronları varsa bu yapı ideal bir Lewis yapısıdır.
  • Değerlik elektronlarının hepsinin dağıtımından sonra merkez atomu için oktet kuralı sağlanamamış ise, uç atomlar ile merkez atom arasında çift veya üçlü bağ oluşturularak merkez atomunun okteti tamamlanır. Bu amaç için uç atomların ortaklanmamış elektronları çoklu bağ oluşturmak için bağa elektron çifti halinde getirilir. Uygun Lewis yapısına ulaşana kadar bu işleme devam edilir.
  • Bütün atomların okteti tamamlandıktan sonra hala dağıtılmamış değerlik elektronları kalmış ise, bu elektronlar merkez atomuna verilir. Bu durumda merkez atomun okteti aşılmış olur.

Molekül ve çok atomlu iyonların Lewis yapılarının çizilmesinde temel ilke olan oktet kuralından bazı durumlarda sapmalarda görülebilmektedir. Bu sapmalar üç grupta toplanabilir: Tek sayıda elektron içeren yapılar, okteti tamamlamayan yapılar ve okteti aşan yapılar.

Rezonans yapı, tek bir Lewis yapısı ile gösterilemeyen bir molekülün veya çok atomlu iyonun iki veya daha fazla Lewis yapısından birisini ifade eder ve molekülün veya iyonun gerçek yapısı Lewis yapılarının rezonans melezidir (ortalamasıdır).

Moleküllerdeki ve çok atomlu iyonlardaki atomların yüklerinin tanımlanması için formal yük ve yükseltgenme sayısı gibi kavramlar geliştirilmiştir. Formal yük (FY) bir molekül veya iyon için yazılabilen birden fazla Lewis yapısının hangisinin en olası yapı, yani gerçek yapıyı en iyi temsil eden yapı olduğunu belirlemeye yarayan bir kavramdır. Formal yük hesabında, atomlar arasındaki bağın tamamen kovalent karakterli olduğu ve bağ elektronlarının her iki atom tarafından eşit olarak paylaşıldığı düşünülen ideal bir durum göz önüne alınır. Bu durumda bağ polarlı- ğı gözardı edilmiş olur. Formal yükler molekül için gerçek yük dağılımı değildir. Molekülde bir atomun formal yükü aşağıdaki eşitlikle bulunabilir.

Formal Yük = Atomun değerlik elektron sayısı – [ortaklanmamış elektron sayısı + 1/2(bağ elektronları sayısı)]

Bağ Enerjisi

Kimyasal bağ enerjisi, gaz halindeki bir molekülde atomlar arasındaki bağı kırmak için gerekli enerjidir ve bağ enerjisi veya bağ entalpisi olarak da bilinir. Bağ kırılması (ayrışması) daima enerji gerektiren bir süreçtir ve bu yüzden bağ enerjisi değerleri pozitif işaretlidir. Bunun tersine bağ oluşumunda da dışarı enerji salındığı için, bu enerji daima negatif işaretlidir

Molekül Geometrileri

Molekül şekli (geometrisi), moleküldeki atomların üç boyutlu düzenini yani molekülde hangi atomun hangi atoma bağlandığını ve atomlar arasındaki (yaklaşık) bağ açılarını gösterir. Molekül geometrilerini çeşitli yöntemler ile belirlemek mümkündür.

Bir molekülde merkez atom üzerindeki elektron dağılımına bakarak molekül geometrisini tahmin etmek için kullanılan Değerlik Kabuğu Elektron Çifti itmesi (VSEPR) Kuramı, 1960 yıllarında R. J. Gillespie tarafından ortaya konulmuştur. Bu kuram özünde, merkez atomu üzerindeki değerlik elektron çiftlerinin arasındaki itme kuvvetlerinin en az olacak şekilde düzenlenmesi esasına dayanır.

VSEPR kuramı ile bir molekülün geometrisinin doğru olarak belirlenmesinde izlenecek adımları şu şekilde sıralayabiliriz:

  • Molekül veya çok atomlu iyonun Lewis yapısı çizilir.
  • Merkez atom etrafındaki elektron çiftlerini sayısı ve bunların bağlayıcı çift ve ortaklanmamış elektron çifti olarak sayıları ayrı ayrı belirlenir. Çift ve üçlü bağlar tek bağmış gibi dikkate alınır.
  • Merkez atom etrafında elektron grubu geometrisi belirlenir.
  • Merkez atom etrafında diğer atom çekirdeklerinin oluşturduğu geometri tespit edilir Merkez atom üzerinde ortaklanmamış elektron çifti bulunmayan moleküller AXn formatında gösterilebilirler. Burada, A merkez atomu, X ise merkez atoma bağlı uç atomları ya da grupları, n ise molekülde kaç tane X atomu ya da grubu olduğunu ifade eder.

AX tipi moleküller: AX tipi moleküller iki atomlu olup doğrusaldırlar. Bu tip moleküllerde bağ açısından söz edilemez. H–H ve H–F molekülleri AX tipi moleküllere örnek olarak verilebilir.

AX 2 tipi moleküller : Merkez atoma sadece iki atomun bağlı olduğu BeCl2 gibi moleküller bu tip moleküllerdir. Berilyumun atom numarası dört olup değerlik elektron sayısı ikidir ve klor atomlarından birer elektronu ortak kullanarak iki kovalent bağ yapar. Bağ elektron çiftlerinin birbirleri minumum itme düzeni bağların 180° lik açı ile konumlanmaları ile mümkün olur. AX 2 tipi moleküllerin geometrisi doğrusal (çizgisel) dir.

AX 3 tipi moleküller : Merkez atom üzerinde üç elektron çiftine sahip olup üçünü de bağ için kullanmıştır ve hiç ortaklanmamış elektron çifti yoktur. Kurama göre, üç çift elektronun birbirini minumum itmesi, bu elektron çiftlerin birbirlerine göre 120° açıyla konumlanmaları durumunda gerçekleşir. Dolayısıyla AX 3 tipi moleküllerin geometrileri düzlem üçgendir.

AX 4 tipi moleküller : Bu tip moleküle örnek olarak metan (CH 4 ) verilebilir. Karbon merkez atomu üzerinde her biri bir H atomu ile kimyasal bağlanmayı sağlayan dört adet elektron çifti yer alır. Dört çift elektronun minumum itme ile düzenlenmesindeki yapı, C–H bağlarının birbirlerinden 109,5° lik açılarla ayrıldığı düzgün dörtyüzlü (tetrahedral) yapıdır.

AX 5 tipi moleküller : Bu tip bir molekül için örnek olarak fosfor pentaklorür (PF 5 ) verilebilir. Merkez atom P üzerindeki beş elektron çiftinin tamamı bağ oluşturmuştur. Beş çift elektronun birbirlerini itme kuvvetlerinin minumuma indiği geometri üçgen çift piramittir.

AX 6 tipi moleküller : Kükürt hekzaklorür (SF 6 ) bu tip moleküle örnek olarak verilebilir. SF 6 nın merkez atomu kükürtün üzerinde altı elektron çifti bulunur ve bu elektronların birbirini itme kuvvetlerinin minumuma indiği geometri düzgün sekizyüzlü (oktahedron) dur.

Merkez atom üzerinde ortaklanmamış elektron çifti bulunduran bir molekülde, bağ elektron çiftleri ile ortaklanmamış elektron çiftlerin toplam sayısını göstermek için molekül AX n E m şeklinde gösterilir. Burada A merkez atomu, X bağ yapmış (uç) atomu veya grubu, E ise A üzerindeki ortaklanmamış elektron çiftini gösterir. n merkez atoma bağlanmış uç atom veya grup sayısını, m ise A üzerindeki ortaklanmamış elektron çifti sayısını belirtir. Böyle bir molekülde ortaklanmamış elektron çiftleri (OE), bağlayıcı (bağ yapmış) elektron (BE) çiftlerine göre daha fazla hacim kaplar ve daha büyük itme gücüne sahiptirler. Elektron çiftleri arasındaki itme kuvveti kuvvetliden zayıfa doğru şöyle sıralanabilir:

OE çifti–OE çifti > OE çifti–BE çifti > BE çifti–BE çifti

Merkez atomu etrafında ortaklanmamış elektron çifti bulunduran moleküllerin şekillerini inceleyecek olursak:

AX 2 E tipi moleküller : Molekülün bağ açısı 120° den daha küçük bir değer alır ve molekülün (gerçek) geometrisi açısal ya da bükülmüştür.

AX 3 E tipi moleküller : Molekülün ortaklanmamış elektron çiftinin itme kuvveti nedeniyle düzgün dörtyüzlü yapının 109,5° lik açıları bir miktar daralır. Molekülün geometrisi üçgen piramit olur.

AX 2 E 2 tipi moleküller : Bu tipe örnek su (H2O) molekülü verilebilir. Suda bağ açısı H–O–H 104,5° olarak ölçülmüş ve H2O un yapısı bükülmüş (açısal) bir yapıdır. Merkez atom üzerinde dört çift (bağ yapmış ve ortaklanmamış) elektron bulunan bir molekülde, ideal düzgün dörtyüzlü yapıda 109,5° olan bağ açısı, NH 3 ve H 2 O moleküllerindeki gibi ortaklanmamış elektron çiftlerinin etkisi ile biraz daralmaktadır.

AX 4 E tipi moleküller : Beş elektron grubunun ideal geometrisinin üçgen çift piramittir. Beş çift elektron grubunda ortaklanmamış elektron çifti olduğu zaman bunlar ekvatoral pozisyona yazılır, çünkü bu bölgede elektron çiftleri 120° lik açılarda (aksiyel pozisyonlardakiler 90° lik açılarda) bulunur. Ortaklanmamış elektron çiftlerinin, bağdaki elektron çiftlerinden daha fazla hacim kapladığı ve komşu elektron çiftlerini daha kuvvetli iter. Bu nedenle ortaklanmamış elektron çiftleri için ekvatoral pozisyonlar daha uygun pozisyonlardır. Bu durumda düzgün olmayan tetrahedron yapı testere (tahteravalli) olarak adlandırılır.

AX 3 E 2 , AX 2 E 3 , AX 5 E ve AX 4 E 2 tipi moleküller; sırası ile T-şekli, Doğrusal, Kare Piramit, Kare Düzlem yapılıdır.

Moleküldeki atomların orbitallerinin birbiriyle örtüşmesine dayanılarak kovalent bağ oluşumunun açıklanması değerlik bağ kuramı olarak adlandırılır. Kimyasal bağ oluşturmak için biraraya gelen iki atomun orbitalleri uygun durumda örtüşerek kovalent bağı oluşturur.

Enerji düzeyleri farklı ve şekilleri farklı atomik orbitallerin karışarak, eş enerji düzeylerine ve aynı tür şekillere sahip orbitallere dönüşmesine hibritleşme (melezleşme) denir. Hibritleşme sonunda oluşan hibrit orbitallerinin sayısı, hibritleşmeye katılan atomik orbitallerinin sayısına eşittir.

VSEPR kuramı ve değerlik bağ kuramı moleküllerin gözlenen bazı özelliklerini yeterince açıklayamamaktadır. Bu nedenle kimyasal bağğlanmaları molekül orbital yöntemiyle açıklayan Molekül Orbital Kuramı geliştirilmiştir.

Molekül orbitallerinin gerçek şekli tam olarak bilinmese de, atom orbitallerine ait dalga fonksiyonlarının toplanması veya çıkarılmasıyla elde edilirler. Atomik orbitallere ait dalga fonksiyonlarının yapıcı girişimi sonucu elde edilen orbitale bağlayıcı molekül orbitali denir ve ? sembolü ile gösterilir. Bağlayıcı molekül orbitalin enerjisi kendisini oluşturan atomik orbitallerin enerjisinden daha düşüktür. Eğer dalgaların girişimi yıkıcı girişim ise çekirdekler arasında elektron yoğunluğu azalır, bu durumda çekirdekler birbirini iter, oluşan orbitale de karşıt bağlayıcı molekül orbital denir ve ?* ile gösterilir. Karşıt bağlayıcı molekülün enerjisi kendisini oluşturan atom orbitallerini enerjisinden daha büyüktür.

Kimyasal Bağ

Bir kimyasal bağın oluşması için temel ilke, bağlanan atomların oluşturduğu yeni yapının enerjisinin, bağ yapmak için biraraya gelen atomların enerjilerinden daha düşük olmasıdır yani, yapı daha kararlı bir durumda olmalıdır.

Kimyasal bağ oluşumu, atomun değerlik elektronların yani en dış kabuğunda (temel enerji seviyesinde) bulunan elektronların farklı şekillerde kullanımı ile gerçekleşir. Kimyasal bağlanmada atomlar elektron dizilimlerini soy gaz atomlarının elektron dizilimine benzeterek kararlı yapılar oluşturma eğilimindedirler. Bu yaklaşım Lewis kuramı olarak tanımlanır. Lewis kuramının temel prensipleri şöyle sıralanabilir:

  • Kimyasal bağlanmada en dış kabukta yer alan elektronlar (değerlik elektronları) rol oynar.
  • Elektronlar bir atomdan diğerine aktarılabilir. Bu durumda oluşan artı ve eksi yüke sahip iyonlar elektrostatik etkileşimle birbirlerini çekerler ve iyonik bağ oluşur.
  • Bir atomun değerlik elektronlarından biri veya birkaçı atomlar arasında ortaklaşa kullanılabilir. Bu durumda oluşan bağa kovalent bağ denir.
  • Elektronların bir atomdan diğerine aktarılmasında veya ortaklaşa kullanımında temel neden atomların değerlik elektronlarını sekize tamamlayarak soy gazlardaki gibi kararlı elektron dizilimine ulaşma istekleridir. Buna oktet kuralı denir.

Oktet kuralı na göre atomlar, elektron alarak veya vererek yani katyon ve anyonlar oluşturarak veya değerlik elektronlarını ortak kullanarak değerlik elektron sayılarını sekize tamamlayabilirler.

Lityum iyonu, berilyum iyonu ve hidrür iyonu gibi az sayıdaki iyonlar elektron alarak veya vererek elektron dizilimlerini helyumun elektron dizilimine (1s 2 ) benzetirler. Bu yapı oktet yapısı değildir ve bu yapı dublet olarak adlandırılır. Oktet kuralı genel olarak A grubu elementlerine uygulanır, geçiş metalleri elementlerine (B grubu) uygulanmaz. Bir atomun Lewis sembolü, o atomun elementinin kimyasal sembolü ile değerlik elektronlarını gösteren noktalardan oluşur. Atomların Lewis sembollerini kullanarak değerlik elektronlarını kimyasal bağlanmada gösteren gösterimlere Lewis yapısı (formülü) denir.

İyonik Bağlanma

İyonik yapılarda iyonları bir arada tutan elektrostatik kuvvete iyonik (elektrovalent) bağ denir. İyonik bileşikler katyonlar ve anyonlardan oluşur.

Kararlı iyonik bileşikler, elektron alma isteği (elektron ilgisi) büyük elementler ile elektron verme (iyonlaşma) enerjisi düşük elementlerin bir araya gelmesi ve oluşan bileşiğin kristal örgü enerjisinin büyük olması halinde oluşurlar. Bu durum, elektron ilgisi büyük ametallerin, iyonlaşma enerjisi küçük metallerle bir araya gelerek oluşturduğu bileşiklerde görülür ve bunların çoğu iyonik yapıdadır.

İyonik bir bileşiğin Lewis formülü yazılırken izlenecek yol, önce atomun grup numarasını belirlemektir. Grup numarası, atomun değerlik elektron sayısını gösterdiğinden Lewis sembolündeki nokta sayısı tespit edilmiş olur. Daha sonra metalden ametale elektron transferi ile oktet kuralı (bazı durumlarda dublet kuralı) sağlanarak yapı yazılır.

Kovalent Bağlanma

Kovalent bağ, elektronların iki atom arasında ortaklaşa kullanımıyla oluşan bağ türüdür. Kovalent bağ yapısında bağlayıcı kuvvet, ortaklaşa kullanılan elektronlar ile pozitif atom çekirdekleri arasındaki elektrostatik çekme kuvvetidir. Atom çekirdekleri ile elektron çiftleri arasındaki çekme sonucu enerji açığa çıkar.

Lewis yapılarında, kovalent bağdaki elektron çiftleri için bağ (veya bağlayıcı) elektron çifti ve bağ oluşumuna katılmayan elektron çiftlerine de ortaklanmamış elektron çifti denir. Atomlar farklı türlerde kovalent bağlar oluşturabilir.

Çeşitli kovalent bağ türleri vardır:

Apolar Kovalent Bağ : Hidrojen (H2), klor (Cl2) ve brom (Br2) moleküllerinde olduğu gibi aynı tür atomlar arasında olan kovalent bağa apolar kovalent bağ denir ve bu tür bağdaki elektronlar atomlar tarafından eşit olarak paylaşılır. Bunun temel nedeni bağ elektronlarını çeken atomların aynı olmasıdır. Bağda yük yoğunluğu eşit şekilde dağılan moleküllere apolar moleküller denir. Elektron çiftinin tek bir atomdan sağlanması halinde oluşan bağa ise koordine kovalent bağ denir

Polar Kovalent : Bağ elektronların bir atomdan diğerine aktarılmasıyla oluşan iyonik bağ ile elektron çiftlerinin atomlar arasında eşit olarak paylaşılmasıyla oluşan apolar kovalent bağ iki uç kimyasal bağlanmadır. Bu tür bağa polar kovalent bağ denir. Polar kovalent bağı tartışabilmek için elektronegatiflik kavramını bilmek gerekir.

Elektronegatiflik, atomların bağ elektronlarını çekme kabiliyeti olarak tanımlanır. Bir atomun elektronegatifliği, iyonlaşma enerjisi ile elektron ilgisine bağlıdır. Elektronegatiflikleri farklı iki atom bağ elektronlarını farklı kuvvetlerde çekerler. Elektronların iki atom arasında eşit olmayan ortaklanmasıyla oluşan bu tür kovalent bağa polar kovalent bağ denir.

Bir kovalent bağda bağı oluşturan atomların elektronegatiflik değerleri ne kadar farklı ise bağ o kadar polarlaşır (kutuplaşır) ve atomların kısmi yükleri de o kadar büyük olur. Polarlaşma bağda veya iki atomlu moleküllerde bir dipole (iki kutba) neden olur ve dipol kısmi negatif yüke yönelmiş aşağıdaki gibi bir ok işareti ile gösterilir. Bir dipolün büyüklüğü dipol momenti (µ) ile ifade edilir ve birimi debye (D) dir. Kimyasal bağ, tamamen apolar kovalent karakterde ise, yani eş iki atomdan oluşuyorsa (F 2 , N 2 gibi) dipol momenti sıfırdır.

Çok atomlu moleküller de ise molekülün dipol momenti, vektörel büyüklükler olan bağ dipol momentlerinin toplamına eşittir. Bir molekülün dipol momente sahip olabilmesi için bağların polar yani dipol momentinin olması ve moleküldeki yük dağılımının asimetrik olması gerekir. Moleküldeki bağların düzenlenmesine bağlı olarak bağları polar olan bir molekül apolar özellik de gösterebilir. Örneğin, CO 2 molekülünün yapısı doğrusaldır.

Çoklu Kovalent Bağ : Atomlar iki veya üç elektron çiftini paylaştıklarında ise çoklu kovalent bağlar oluşur.

Kovalent yapıdaki molekül veya iyonların Lewis yapılarının doğru bir şekilde yazılabilmesi için şu adımlar izlenmelidir:

  • Molekül veya çok atomlu iyonu oluşturan atomların sembolleri kullanılarak bileşiğin iskelet yapısı oluşturulur. Molekülde uç atomlar veya gruplar merkez atoma uygun şekilde tek bağla bağlanır.
  • Yapıdaki atomların toplam değerlik elektron sayısı bulunur. Çok atomlu bir anyon için anyon yükü toplam değerlik elektron sayısına eklenir ve çok atomlu bir katyon için katyon yükü toplam değerlik elektron sayısından çıkarılır
  • İskelet yapıdaki her bir tekli kovalent bağ için toplam değerlik elektron sayısından iki elektron düşülür, geriye kalan elektron sayısı okteti tamamlamak için kullanılacak ortaklanmamış elektron sayısını verir. Merkez atoma tekli bağla bağlanan uç atomlardan başlayarak merkez atomda dahil tüm atomların oktetleri tamamlanır (hidrojen için dublet yapısına tamamlanır). Eğer bütün atomların oktetlerini tamamlayacak kadar değerlik elektronları varsa bu yapı ideal bir Lewis yapısıdır.
  • Değerlik elektronlarının hepsinin dağıtımından sonra merkez atomu için oktet kuralı sağlanamamış ise, uç atomlar ile merkez atom arasında çift veya üçlü bağ oluşturularak merkez atomunun okteti tamamlanır. Bu amaç için uç atomların ortaklanmamış elektronları çoklu bağ oluşturmak için bağa elektron çifti halinde getirilir. Uygun Lewis yapısına ulaşana kadar bu işleme devam edilir.
  • Bütün atomların okteti tamamlandıktan sonra hala dağıtılmamış değerlik elektronları kalmış ise, bu elektronlar merkez atomuna verilir. Bu durumda merkez atomun okteti aşılmış olur.

Molekül ve çok atomlu iyonların Lewis yapılarının çizilmesinde temel ilke olan oktet kuralından bazı durumlarda sapmalarda görülebilmektedir. Bu sapmalar üç grupta toplanabilir: Tek sayıda elektron içeren yapılar, okteti tamamlamayan yapılar ve okteti aşan yapılar.

Rezonans yapı, tek bir Lewis yapısı ile gösterilemeyen bir molekülün veya çok atomlu iyonun iki veya daha fazla Lewis yapısından birisini ifade eder ve molekülün veya iyonun gerçek yapısı Lewis yapılarının rezonans melezidir (ortalamasıdır).

Moleküllerdeki ve çok atomlu iyonlardaki atomların yüklerinin tanımlanması için formal yük ve yükseltgenme sayısı gibi kavramlar geliştirilmiştir. Formal yük (FY) bir molekül veya iyon için yazılabilen birden fazla Lewis yapısının hangisinin en olası yapı, yani gerçek yapıyı en iyi temsil eden yapı olduğunu belirlemeye yarayan bir kavramdır. Formal yük hesabında, atomlar arasındaki bağın tamamen kovalent karakterli olduğu ve bağ elektronlarının her iki atom tarafından eşit olarak paylaşıldığı düşünülen ideal bir durum göz önüne alınır. Bu durumda bağ polarlı- ğı gözardı edilmiş olur. Formal yükler molekül için gerçek yük dağılımı değildir. Molekülde bir atomun formal yükü aşağıdaki eşitlikle bulunabilir.

Formal Yük = Atomun değerlik elektron sayısı – [ortaklanmamış elektron sayısı + 1/2(bağ elektronları sayısı)]

Bağ Enerjisi

Kimyasal bağ enerjisi, gaz halindeki bir molekülde atomlar arasındaki bağı kırmak için gerekli enerjidir ve bağ enerjisi veya bağ entalpisi olarak da bilinir. Bağ kırılması (ayrışması) daima enerji gerektiren bir süreçtir ve bu yüzden bağ enerjisi değerleri pozitif işaretlidir. Bunun tersine bağ oluşumunda da dışarı enerji salındığı için, bu enerji daima negatif işaretlidir

Molekül Geometrileri

Molekül şekli (geometrisi), moleküldeki atomların üç boyutlu düzenini yani molekülde hangi atomun hangi atoma bağlandığını ve atomlar arasındaki (yaklaşık) bağ açılarını gösterir. Molekül geometrilerini çeşitli yöntemler ile belirlemek mümkündür.

Bir molekülde merkez atom üzerindeki elektron dağılımına bakarak molekül geometrisini tahmin etmek için kullanılan Değerlik Kabuğu Elektron Çifti itmesi (VSEPR) Kuramı, 1960 yıllarında R. J. Gillespie tarafından ortaya konulmuştur. Bu kuram özünde, merkez atomu üzerindeki değerlik elektron çiftlerinin arasındaki itme kuvvetlerinin en az olacak şekilde düzenlenmesi esasına dayanır.

VSEPR kuramı ile bir molekülün geometrisinin doğru olarak belirlenmesinde izlenecek adımları şu şekilde sıralayabiliriz:

  • Molekül veya çok atomlu iyonun Lewis yapısı çizilir.
  • Merkez atom etrafındaki elektron çiftlerini sayısı ve bunların bağlayıcı çift ve ortaklanmamış elektron çifti olarak sayıları ayrı ayrı belirlenir. Çift ve üçlü bağlar tek bağmış gibi dikkate alınır.
  • Merkez atom etrafında elektron grubu geometrisi belirlenir.
  • Merkez atom etrafında diğer atom çekirdeklerinin oluşturduğu geometri tespit edilir Merkez atom üzerinde ortaklanmamış elektron çifti bulunmayan moleküller AXn formatında gösterilebilirler. Burada, A merkez atomu, X ise merkez atoma bağlı uç atomları ya da grupları, n ise molekülde kaç tane X atomu ya da grubu olduğunu ifade eder.

AX tipi moleküller: AX tipi moleküller iki atomlu olup doğrusaldırlar. Bu tip moleküllerde bağ açısından söz edilemez. H–H ve H–F molekülleri AX tipi moleküllere örnek olarak verilebilir.

AX 2 tipi moleküller : Merkez atoma sadece iki atomun bağlı olduğu BeCl2 gibi moleküller bu tip moleküllerdir. Berilyumun atom numarası dört olup değerlik elektron sayısı ikidir ve klor atomlarından birer elektronu ortak kullanarak iki kovalent bağ yapar. Bağ elektron çiftlerinin birbirleri minumum itme düzeni bağların 180° lik açı ile konumlanmaları ile mümkün olur. AX 2 tipi moleküllerin geometrisi doğrusal (çizgisel) dir.

AX 3 tipi moleküller : Merkez atom üzerinde üç elektron çiftine sahip olup üçünü de bağ için kullanmıştır ve hiç ortaklanmamış elektron çifti yoktur. Kurama göre, üç çift elektronun birbirini minumum itmesi, bu elektron çiftlerin birbirlerine göre 120° açıyla konumlanmaları durumunda gerçekleşir. Dolayısıyla AX 3 tipi moleküllerin geometrileri düzlem üçgendir.

AX 4 tipi moleküller : Bu tip moleküle örnek olarak metan (CH 4 ) verilebilir. Karbon merkez atomu üzerinde her biri bir H atomu ile kimyasal bağlanmayı sağlayan dört adet elektron çifti yer alır. Dört çift elektronun minumum itme ile düzenlenmesindeki yapı, C–H bağlarının birbirlerinden 109,5° lik açılarla ayrıldığı düzgün dörtyüzlü (tetrahedral) yapıdır.

AX 5 tipi moleküller : Bu tip bir molekül için örnek olarak fosfor pentaklorür (PF 5 ) verilebilir. Merkez atom P üzerindeki beş elektron çiftinin tamamı bağ oluşturmuştur. Beş çift elektronun birbirlerini itme kuvvetlerinin minumuma indiği geometri üçgen çift piramittir.

AX 6 tipi moleküller : Kükürt hekzaklorür (SF 6 ) bu tip moleküle örnek olarak verilebilir. SF 6 nın merkez atomu kükürtün üzerinde altı elektron çifti bulunur ve bu elektronların birbirini itme kuvvetlerinin minumuma indiği geometri düzgün sekizyüzlü (oktahedron) dur.

Merkez atom üzerinde ortaklanmamış elektron çifti bulunduran bir molekülde, bağ elektron çiftleri ile ortaklanmamış elektron çiftlerin toplam sayısını göstermek için molekül AX n E m şeklinde gösterilir. Burada A merkez atomu, X bağ yapmış (uç) atomu veya grubu, E ise A üzerindeki ortaklanmamış elektron çiftini gösterir. n merkez atoma bağlanmış uç atom veya grup sayısını, m ise A üzerindeki ortaklanmamış elektron çifti sayısını belirtir. Böyle bir molekülde ortaklanmamış elektron çiftleri (OE), bağlayıcı (bağ yapmış) elektron (BE) çiftlerine göre daha fazla hacim kaplar ve daha büyük itme gücüne sahiptirler. Elektron çiftleri arasındaki itme kuvveti kuvvetliden zayıfa doğru şöyle sıralanabilir:

OE çifti–OE çifti > OE çifti–BE çifti > BE çifti–BE çifti

Merkez atomu etrafında ortaklanmamış elektron çifti bulunduran moleküllerin şekillerini inceleyecek olursak:

AX 2 E tipi moleküller : Molekülün bağ açısı 120° den daha küçük bir değer alır ve molekülün (gerçek) geometrisi açısal ya da bükülmüştür.

AX 3 E tipi moleküller : Molekülün ortaklanmamış elektron çiftinin itme kuvveti nedeniyle düzgün dörtyüzlü yapının 109,5° lik açıları bir miktar daralır. Molekülün geometrisi üçgen piramit olur.

AX 2 E 2 tipi moleküller : Bu tipe örnek su (H2O) molekülü verilebilir. Suda bağ açısı H–O–H 104,5° olarak ölçülmüş ve H2O un yapısı bükülmüş (açısal) bir yapıdır. Merkez atom üzerinde dört çift (bağ yapmış ve ortaklanmamış) elektron bulunan bir molekülde, ideal düzgün dörtyüzlü yapıda 109,5° olan bağ açısı, NH 3 ve H 2 O moleküllerindeki gibi ortaklanmamış elektron çiftlerinin etkisi ile biraz daralmaktadır.

AX 4 E tipi moleküller : Beş elektron grubunun ideal geometrisinin üçgen çift piramittir. Beş çift elektron grubunda ortaklanmamış elektron çifti olduğu zaman bunlar ekvatoral pozisyona yazılır, çünkü bu bölgede elektron çiftleri 120° lik açılarda (aksiyel pozisyonlardakiler 90° lik açılarda) bulunur. Ortaklanmamış elektron çiftlerinin, bağdaki elektron çiftlerinden daha fazla hacim kapladığı ve komşu elektron çiftlerini daha kuvvetli iter. Bu nedenle ortaklanmamış elektron çiftleri için ekvatoral pozisyonlar daha uygun pozisyonlardır. Bu durumda düzgün olmayan tetrahedron yapı testere (tahteravalli) olarak adlandırılır.

AX 3 E 2 , AX 2 E 3 , AX 5 E ve AX 4 E 2 tipi moleküller; sırası ile T-şekli, Doğrusal, Kare Piramit, Kare Düzlem yapılıdır.

Moleküldeki atomların orbitallerinin birbiriyle örtüşmesine dayanılarak kovalent bağ oluşumunun açıklanması değerlik bağ kuramı olarak adlandırılır. Kimyasal bağ oluşturmak için biraraya gelen iki atomun orbitalleri uygun durumda örtüşerek kovalent bağı oluşturur.

Enerji düzeyleri farklı ve şekilleri farklı atomik orbitallerin karışarak, eş enerji düzeylerine ve aynı tür şekillere sahip orbitallere dönüşmesine hibritleşme (melezleşme) denir. Hibritleşme sonunda oluşan hibrit orbitallerinin sayısı, hibritleşmeye katılan atomik orbitallerinin sayısına eşittir.

VSEPR kuramı ve değerlik bağ kuramı moleküllerin gözlenen bazı özelliklerini yeterince açıklayamamaktadır. Bu nedenle kimyasal bağğlanmaları molekül orbital yöntemiyle açıklayan Molekül Orbital Kuramı geliştirilmiştir.

Molekül orbitallerinin gerçek şekli tam olarak bilinmese de, atom orbitallerine ait dalga fonksiyonlarının toplanması veya çıkarılmasıyla elde edilirler. Atomik orbitallere ait dalga fonksiyonlarının yapıcı girişimi sonucu elde edilen orbitale bağlayıcı molekül orbitali denir ve ? sembolü ile gösterilir. Bağlayıcı molekül orbitalin enerjisi kendisini oluşturan atomik orbitallerin enerjisinden daha düşüktür. Eğer dalgaların girişimi yıkıcı girişim ise çekirdekler arasında elektron yoğunluğu azalır, bu durumda çekirdekler birbirini iter, oluşan orbitale de karşıt bağlayıcı molekül orbital denir ve ?* ile gösterilir. Karşıt bağlayıcı molekülün enerjisi kendisini oluşturan atom orbitallerini enerjisinden daha büyüktür.

0
mutlu
Mutlu
0
_zg_n
Üzgün
0
sinirli
Sinirli
0
_a_rm_
Şaşırmış
0
vir_sl_
Virüslü

E-posta hesabınız yayımlanmayacak.

Giriş Yap

Giriş Yap

AÖF Ders Notları ve Açıköğretim Sistemi ayrıcalıklarından yararlanmak için hemen giriş yapın veya hesap oluşturun, üstelik tamamen ücretsiz!