Elementlerin atomlardan oluştuğunu öğrenmiştik. Atomların bir araya toplanıp yığın (görünür boyutlarda madde) oluşturması nasıl mümkün olabilmektedir? Maddelerin özelliklerini taşıyan en küçük yapı taşları atomlar, iyonlar veya moleküller olabilir. Bazı maddelerde bu üç yapı taşından farklı, “radikal” adı verilen birimler de vardır Atom, iyon, molekül ve radikallerin ortak adı “kimyasal tür”dür.

Çoğu zaman iyonları göster-mek için elektron dizilimlerinin tamamı verilmez. Onun yerine, Lewis sembolleri dediğimiz gösterimler kullanılır. Lewis gösterimi, her türün element olarak sembolünü ve en dış katmanında var olan elektronları temsil eder.

Ancak, bu açıklama sadece I2 molekülünün nasıl oluştuğunu anlamamızı sağlar. Kristalde pek çok I2 molekülünün bir arada bulunması için başka bir sebep gerekir. Birden çok molekülün birbirine nasıl tutunduğunu ileride ele alacağız.

Çinko (Zn) metalindeki atomların birbirine bağlanması, ne elektron değişimi ne de oktete ulaşmak üzere elektron ortaklığı ile açıklanabilir. Çünkü çinko atomları arasında elektron alışverişi olamayacağı gibi, bu atomların elektronlarını ortaklaşıp oktete erişmesi de mümkün değildir. Lewis sembolünde de görüldüğü gibi çinko atomunun dış katmanında sadece iki elektron vardır. Atomlar bu elektronların hepsini ortaklaşsalar bile oktete ulaşamazlar. Çinko metalinde bu dış katman elektronları hangi atoma ait oldukları bile belli olmayacak şekilde serbest hareket eder; (-) yüklü bir elektron bulutu oluşturur ve bu bulut Zn2+ katyonlarını bir arada tutar. Böylece görünür boyutta çinko metali oluşur.

Kimyasal türler arası etkileşimler, birbirine bağlanan türe bakılarak iki ana gruba ayrılabilir: Atomlar arası bağlar Moleküller arası etkileşimler Atomlar arası bağlar denince iyonik bileşiklerde, kovalent bileşiklerde ve metallerde atomları birbirine bağlayan güçlü çekim kuvvetleri anlaşılır. Bu sınıflandırma yapılırken asal gaz atomları arasında hiçbir etkileşim olmadığı varsayılır Moleküller arası etkileşimler ise, molekül yapılı katıların ve sıvıların molekülleri arasındaki etkileşimi ifade eder ve bu etkileşimlerin atomlar arası kuvvetlere göre daha zayıf olduğu bilinir. Örneğin sudaki H2O moleküllerinin atomları sağlam bağlarla birbirine bağlanmış olup, farklı su molekülleri arasında ise daha zayıf çekim kuvvetleri etkilidir. Bu kuvvetler, moleküller arası bağ sınıfından sayılır.

Bir etkileşim güçlü ise o etkileşimin açığa çıkardığı ısı miktarı da büyüktür. Aksine, etkileşim zayıf olduğunda açığa çıkan enerji de az olur. Örneğin kükürt (S) oksijenle (O2) etkileşip aşağıdaki reaksiyona göre kükürt dioksit (SO2) oluştururken açığa çıkan enerji, S-O etkileşimlerinin gücü hakkında bilgi verir: Genelde güçlü etkileşimlerin karşılığı olan bağ enerjileri, mol başına 40 kJ’den büyüktür. SORU: Türler arası etkileşimleri güçlü ve zayıf şeklinde sınıflandırmak yerine “atomlar arası” ve “moleküller arası” şeklinde sınıflandırmanın ne gibi bir sakıncası olabilir?

Katman-elektron dizilimleri kullanılarak bir atomun başka bir atom ile etkileşirken ne tür bağ oluşturacağı tahmin edilebilir. Na, Ca ve Al gibi atomlar Na+, Ca2+ ve Al3+ katyonlarına dönüşüp kararlı hâle gelirler. F, S ve P atomları F-, S2- ve P3- anyonlarına dönüşme eğilimindedir. Na ve F atomları bir araya gelince Na+ ve F– iyonları oluşur ve bu iyonlar birbirini elektrostatik olarak çeker. Bu güçlü bir etkileşim olup “iyonik bağ” adını alır. F atomları elektron ortaklaşarak oktetlerini tamamlar. Böylece iki F atomu arasında bir “kovalent bağ” oluşur.

Na atomlarının birbirine bağlanması iyonik ve kovalent bağlarla açıklanamaz. Na atomları yan yana gelince, dış katmanlarındaki elektronlar atom kümesinin tamamında serbest dolaşıp (-) yüklü elektron bulutu (elektron denizi) oluşturur. Elektronlarını kaybetmiş Na+ iyonları da bu elektron bulutunun içerisine gömülür. Elektron bulutundaki (-) yük ile (+) yüklü sodyum iyonları arasındaki çekim kuvveti atomlar kümesinin tamamını bir arada tutan “metalik bağ”dır. Metalik bağlar da güçlü etkileşimlerdir.

Eşit sayıda Na+ ve Cl- iyonlarından oluşan bir küme düşünelim Eşit sayıda Na+ ve Cl- iyonlarından oluşan bir küme düşünelim. Na+ iyonlarının her birinin en yakınına 6 tane Cl- iyonu yaklaşabilir. Aynı şekilde her bir Cl- iyonunun en yakınında da 6 tane Na+ bulunabilir Sonuçta Na+ ve Cl- iyonları, Şekil 3.5’dekine benzer istiflenmiş kürelerden oluşmuş bir örgü meydana getirir. Bütün iyonik bileşiklerde böyle örgüler bulunur. İyonlar birbirini her yönden çekebildiği için Na—Cl gibi ikili birimler oluşmaz. Başka bir deyişle, oda şartlarında iyonik bileşikler molekül hâlinde bulunmaz; iyon örgüleri oluşturur.

Ametal atomları arasındaki güçlü etkileşimler sonucunda kovalent bağ oluşur. Kovalent bağın temeli elektron ortaklaşmasına dayanır. Kovalent bağlar aynı ya da farklı ametal atomları arasında oluşabilir. Bir kovalent bağdaki elektronların taraf olan iki atom arasındaki paylaşım oranına bağlı olarak iki tip kovalent bağ ayırt edilir: elektronların eşit paylaşıldığı apolar kovalent bağlar elektronların eşit paylaşılmadığı polar kovalent bağlar.

İki hidrojen atomu bir araya gelince her ikisinin birer elektronu eşleşir ve iki atom tarafından ortak ve eşit ölçüde kullanılır. Böylece bir “apolar kovalent bağ” oluşur İki hidrojen atomundan H2 molekülünün oluşumuna ilişkin Lewis gösterimi şu şekildedir:

Elektronegatiflikleri farklı ametal atomları arasındaki kovalent bağlar polar (kutuplu) kovalent bağ adını alır. Atomların elektronegatiflikleri farklı olduğundan bağ elektronları, bağı oluşturan atomların biri tarafından daha fazla çekilir. Bu da atomlardan birinin etrafında elektron yoğunluğunun daha fazla olmasına neden olur ve molekülün bu kısmı kısmen negatif, diğer kısmı ise kısmen pozitif yüklenir; yani kutuplaşma oluşturur.

İki atomlu moleküllerde bağ polar ise molekül de polardır. Örneğin HF, HCl ve NO moleküllerinin polar olduğunu tahmin etmek zor değildir İkiden çok atomu olan moleküllerin polarlığı irdelenirken bağların polarlığı yanında molekülün geometrisi de dikkate alınmalıdır. Örneğin CO2 molekülünde bağlar polar olduğu hâlde molekülün kendisi apolardır. Çünkü molekül doğrusaldır; (-) ve (+) yük merkezleri aynı noktadadır

Bir başka örnek olarak bağları polar ve molekülü açısal olan H2O molekülünü ele alalım (Şekil 3.17). Bu molekülde (+) ve (-) yüklerin merkezleri farklı olup molekül iki kutuplu yani polardır.

Aşağıda formülleri verilen kovalent bileşikleri adlandırınız.

Metal atomlarının en son katmanlarındaki elektronlar ile atomun çekirdeği arasındaki çekim kuvvetleri oldukça zayıftır. Bu elektronlar metal örgülerinde serbest hâlde dolaşabilir. Elektron kaybetmiş atomların pozitif iyonları, serbest dolaşan elektronların oluşturduğu elektron bulutunu; elektron bulutu da metal katyonlarını çeker ve böylece örgü içinde tutar. Dış katmanında iki elektron bulunan Ca gibi bir metalin örgüsüne ilişkin elektron bulutu Şekil deki gibidir. Metalik bağ, elektron bulutu ile pozitif iyonlar arasındaki elektriksel çekim kuvvetidir

Elektron bulutu içindeki katyonlar, metalik bağlar kopmadan kolayca hareket edebildikleri için metaller genelde yumuşaktır ve kolaylıkla işlenebilir (tel/levha hâline gelebilir, dövülebilir). Sert olan ve yüksek sıcaklıkta eriyen Cr, W gibi metallerde atomlar birbirine hem metalik hem de kovalent bağlarla bağlıdır. Bağlar çeşitlenip sağlamlaştıkça metal sertleşir, erime noktası yükselir.

Metal atomların çapı arttıkça çekirdeğin elektronlara uyguladığı çekim kuvveti azalır. Bu nedenle metalik bağın kuvveti azalır. Metalin değerlik elektron sayısı arttıkça, çekirdekte elektron denizindeki elektronlarla daha fazla sayıda ve daha güçlü şekilde çekim kuvveti oluşur. Bu nedenle metalik bağın kuvveti de artar.