HAFTA 8. Kimyasal bağlar

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 soygazlardaki gibi kararlı elektron dizilimine ulaşma istekleridir. Buna oktet kuralı denir.

lewis simgeleri Lewis teorisi, kimyasal bağlanma ile ilgili ilk temel ilkeleri ortaya atmış olan teoridir. Bunlar; Elektronlar, özellikle valans elektronları kimyasal bağlanmada önemli bir rol oynarlar. Bir metal ile ametal birleştiğinde, valans elektronları genellikle metal atomundan ametal atomuna transfer olur. Böylece katyonlar ve anyonlar oluşur. Oluşan bu katyon ve anyonlar arasındaki elektrostatik etkileşme sonucu iyonik bağlar oluşur. Sadece ametal atomları birleştiğinde, valans elektronları paylaşılarak kovalent bağ oluşur. Atomlar elektron kazandıklarında, kaybettiklerinde veya paylaştıklarında elektron düzenlerini soygazlara benzetmeye çalışırlar. Soygazların genel elektronik dizilişleri ns2np6 olduğu için valans kabuklarında sekiz elektron bulunur ve kurala oktet kuralı denir. X . IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

ÖRNEK Magnezyum, silikon ve fosforu Lewis sembolleri ile gösteriniz. Mg . . Si . P 2A 4A 5A

iyonik bağ (elektrokovalent bağ) İyonik bağlanmayı en iyi Na ile Cl arasındaki etkileşim ile anlayabiliriz. Na atomu bir elektron kaybederek Na+ oluşturur ve soygaz düzenine geçer. Na Na+ + e Elektronik diziliş: 1s22s22p63s1 1s22s22p6 = [Ne] Klor atomu ise bir elektron alarak Cl- iyonunu oluşturur ve soygaz düzenine geçer. Cl + e Cl- Elektronik diziliş: 1s22s22p63s23p5 [Ne] 3s23p5 [Ne] 3s23p6 = [Ar] İyonik bağ yaparak oluşan maddelere iyonik yapılı maddeler denir. Metallerle ametaller iyonik bileşik oluştururlar. İyonik bileşikler oda şartlarında genellikle katı hâlde ve kristal yapıda bulunur. Sert ve kırılgan bir özelliğe sahiptir. İyonik kristaller katı hâlde elektrik akımını iletmez fakat sulu çözeltilerinde iyonlarına ayrışır ve elektrik akımını iletir. Yemek tuzu iyonik bağlı bir bileşiktir ve kristal yapıdadır.

2 Na(k) + Cl2 (g) 2NaCl(k) şeklindedir. Reaksiyonda sodyum bir elektron kaybederken, kaybedilen bu elektron klor tarafından alınır. Na, katı klor ise diatomik gaz halinde olduğuna göre reaksiyon denklemi; 2 Na(k) + Cl2 (g) 2NaCl(k) şeklindedir. Reaksiyon esnasında oluşan iki zıt yüklü iyon arasında kuvvetli bir çekme kuvveti oluşur ve bunun sonunda iyon çiftleri oluşur Na+Cl-. Katyon ve anyonları bir arada tutan net çekim kuvvetine iyon bağı denir.

İyonik Bağlanmanın lewİs sİmgelerİ İle GÖsterilmesi Lewis yapıları genel olarak kovalent bağlanmada kullanılmasına rağmen iyonik bağlanmada da bazı durumlarda kullanılabilmektedir. Bu gösterimde kazanılan ve kaybedilen elektronlar Lewis simgeleri ile ifade edilir. Na . + Cl Na+ .- Magnezyum, grup 2A elementidir. Oksijen ise grup 6A elementidir. Bu iki element birleşerek kararlı beyaz bir katı olan magnezyum oksiti (MgO) oluştururlar. Mg . + Mg2+ O -2 Bu reaksiyonda, magnezyum atomu iki elektron vererek ve oksijen atomu da iki elektron alarak soygaz düzenine geçerler.

Diğer taraftan oksijen, oktetini tek elektronlu lityum iyonu ile de tamamlayabilir. Reaksiyonun gerçekleşebilmesi için iki lityum atomundan birer elektron alarak oksijen oktetini tamamlar. + 2Li+ O . -2 Li

Bazı Basit Moleküllerin Lewis Yapıları kovalent bağlanma Kovalent bağlanma, iki atomun elektronlarını paylaşarak oktet düzenlerini sağlamalarıyla oluşan bağlanma türüdür. H . + H . Bazı Basit Moleküllerin Lewis Yapıları H2 molekülünün şeklindeki gösterimi Lewis yapısı olarak adlandırılır. Lewis yapıları Lewis sembollerin birleşimidir ve atomlar arasındaki kovalent bağ oluşumunu gösterir. Lewis yapıları ile ilgili temel bilinmesi gereken kurallar aşağıda sıralanmıştır;

a. Bir Lewis yapısı atomların hangi oranda birleştiklerini gösterir. b. Birçok durumda Lewis yapısı bağlı atomların asal gaz elektronik dizilişlerine nasıl dönüştüğünü gösterir. Her bir klor atomunun etrafındaki elektronları saydığımızda 8 sayısını elde ederiz. Bu her klor atomunun oktet kuralına uyduğunu gösterir. Cl + Cl Bağ çiftleri Bağ yapmayan çiftler Paylaşılan elektron çiftlerine bağ çiftleri (ortaklanmış elektron çifleri) denir. Diğer elektron çiftlerine ise bağ yapmayan çiftler (ortaklanmamış elektron çiftleri) denir. Bazı durumlarda bağ çiftleri ile bağ yapmayan çiftleri ayırmak için, bağ çiftleri düz çizgi ile gösterilir. c. İkinci periyotta, bor haricindeki elementler 8A-grup numarası kadar kovalent bağ yapabilirler. Örneğin flor (7A) bir kovalent bağ yaparken, oksijen (6A) iki kovalent bağ yapar.

Koordine kovalent bağ H2, Cl2, HF, H2O, NH3 ve CH4 moleküllerinin her birinde birbirlerine bağlı atomlardan birer elektron paylaşılarak kullanılır. Ancak, bazı durumlarda bir atom her iki elektronu da sağlayarak diğer bir atom ile ortaklaşa kullanır. Bu tür bağlara koordine kovalent bağ denir. Örneğin, bir asit suya ilave edildiğinde neler olduğunu inceleyelim. Bazı su moleküllerindeki bağ yapmayan çiftler, asitten gelen H+ ile kovalent bağ yaparlar. H+ iyonunun elektronu yoktur ve bu nedenle elektronlarını paylaşmak için bağa veremez. Bu durumda elektronların hepsi, oksijenden gelerek koordine kovalent bağ oluşur. + H O H H O H H+ + O H veya H H H Kovalent bağ Koordine kovalent bağ

ÇOKLU KOVALENT BAĞLAR Şu ana kadar gördüğümüz ve birer elektronun ortaklaşa paylaşıldığı kovalent bağlarda atomlar birbirlerine tek bağ ile bağlanırlar. Ancak ataomlar birbirleri ile birden fazla elektron paylaşabilirler. Böyle durumlarda atomlar arası ikili ve üçlü bağlar oluşur. Örneğin, iki atom birbirleri ile ikişer elektronunu paylaşıyorsa ikili, üçer elektronunu paylaşıyorsa üçlü bağ oluşur.

Örneğin, CO2 molekülünün Lewis yapısını inceleyelim; + C veya 7e 6e Elektronlar ortaklaşa kullanılmasına rağmen hiçbir atom oktetini tamamlayamadı Ancak, karbon ve oksijenlerdeki toplam 4 eşleşmemiş elektronu, bağlara kaydırırsak gerçek yapıyı elde ederiz. O C 8e

Polar kovalent bağ-elektronegatİflİk Aşağıdaki Lewis yapısında hidrojen ile klor atomları birer elektronlarını paylaşarak HCl yapısını oluştururlar. Ancak Lewis yapısının burada gösteremediği, ortaklaşa kullanılan elektronların aslında atomlar tarafından eşit paylaşılamadığıdır. Klor atomunun elektronları çekme gücü hidrojene göre daha fazla olduğundan, bağ elektronlarını kendine doğru çeker. Cl H Elektronegatiflik, atomun iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisine bağlıdır ve bir atomun bağ elektronlarını kendine doğru çekebilme kuvvetini ifade eder. Molekülde yüksek elektronegatifliğe sahip atom, kovalent bağdaki elektronları kendine daha fazla çeker.

Periyodik tablonun sağ üstünde bulunan elementlerin atomları oldukça küçük ametal atomlarıdır ve bağ elektronlarını oldukça kuvvetli çekerler. En yüksek elektronegatifliğe sahiplerdir. Periyodik tablonun sol altındaki elementlerin atomları ise oldukça büyüklerdir ve elektronlarını oldukça zayıf tutarlar. Bu nedenle elektronegatiflikleri küçüktür.

Örnek: Aşağıdaki elementleri artan elektronegatifliklerine göre sıralayınız. Cl, Mg, Si Mg = 2A; Si = 4A; Cl=7A grubundadır. Periyodik tabloda sol üst taraftaki element atomları en elektronegatif olduğu için en kuvvetli elektronegatifliğe sahip atom Cl dur. En zayıf elektronegatifliğe sahip olan element atomları ise sol alt tarafta bulunur. Buna göre en solda bulunan Mg en zayıf elektronegatifliğe sahip atomdur. Si ise her iki atomun arasında bir değerde elektronegatifliğe sahiptir. Artan sıralama = Mg<Si<Cl

Elektronegatiflik farkI ve bağ türleri Bağlı atomlar arasındaki elektronegatiflik farkı, kimyasal bağlanmaya benzer. Oluşan elektronegatiflik farkı kovalent bağları polar kovalent ve apolar kovalent olarak sınıflandırmamızı sağlar. Eğer benzer elektronegatifliğe sahip benzer iki atom bağ yapar ise, her iki atom da bağ elektronlarını eşit çekerler. Bu tür yapılarda bağ elektronları herhangi bir atoma yakın değildir ve oluşan bağ apolar kovalent bağdır. H-H ve Cl-Cl yapılarındaki bağlar apolar kovalenttir. Eğer bağ yapan atomlar farklı ise ve atomlar arası elektronegatiflik farkı az ise moleküldeki bağ apolar olur. Örneğin CH4 molekülünde C (E.N.=2.5) ile H (E.N.=2.1) atomlarının elektronegatiflik farkı sadece 0.4 dür ve bağ hemen hemen apolardır. Kovalent bağlarda atomlar arası elektronegatiflik farkı arttığında, elektronlar yüksek elektronegatifliğe sahip atoma doğru kayarlar ve oluşan bağ polar kovalent bağdır. Örneğin H-Cl bağı polardır. Elektronegatiflik farkı H (E.N.=2.1) ve Cl (EN=3.0) 0.9 dur. Elektronegatiflik farkı arttıkça elektronlar tamamen metalden ametale kayar ve iyonik bağ oluşur.

Artan kovalent karakter Artan iyonik karakter ÖRNEK 0.5 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 Polar kovalent bağ İyonik Bağ Elektronegatiflik farkı Artan kovalent karakter Artan iyonik karakter ÖRNEK Elektronegatiflik değerlerini kullanarak aşağıdaki bağları artan polarlığına göre sıralayınız. Br-Cl; Cl-Cl; Cl-F; H-Cl; I-Cl Elektronegatiflik değerleri: Br = 2.8; Cl = 3.0; F = 4.0; H = 2.1; I = 2.5 Br-Cl = 2.8-3.0 = 0.2 Cl-Cl = 3.0-3.0 = 0 Cl-F = 3.0-4.0 = 1.0 H-Cl = 2.1-3.0 = 0.9 I-Cl = 2.5-3.0 =0.5 NOT: (+) veya (-) değerin bir önemi yoktur. Sıralama = Cl-Cl<Br-Cl<I-Cl<H-Cl<Cl-F Flor en elektronegatif atom olup, elektronegatifliği 4.0 olarak kabul edilmiştir. Diğer atomların elektronegatiflikleri 4.0 den küçüktür (en düşük değer 0.7 dir.) Genel anlamda elektronegatiflik grupta yukarıdan aşağıya gidildikçe azalır, periyotta soldan sağa artar. 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 molekülde bir dipole (iki kutba) neden olur ve dipol kısmi negatif yüke yönelmiş aşağıdaki 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 (F2, N2 gibi) dipol momenti sıfırdır. İyonik ve kovalent bağlar arasında kesin bir sınır olduğu söylenemez. Fakat, bağ yapan iki atom arasında elektronegatiflik farkı 2 veya daha büyükse, bağ daha çok iyonik karaktere sahiptir ve iyonik bağ olarak kabul edilir. Bu fark 2 den küçük ise bağın kovalent karakteri daha baskındır ve bağ, kovalent bağ olarak kabul edilebilir.

POLAR KOVALENT BAĞLARIN GÖSTERİMİ İki atom arasında bağlanmayı sağlayan elektron çifti, atompların etrafını saran bir negatif elektrik bulutu olarak gösterilir. H2 molekülü gibi apolar bileşiklerde bağ elektron çiftinin dağılımı her iki atom etrafında eşit olacak şekilde dağılmışlardır. Diğer taraftan polar kovalent bağlarda ise bağ elektron çifti yoğunluğu elektronegatif atomun çevresinde daha yoğun gösterilir. Bağın polarlığı iki farklı yol ile belirtilir. a. Yükleri belirlemek için δ işareti kullanılır. Elektron yoğunluğunun çok olduğu kısım δ- ve az olduğu kısım da δ+ ile gösterilir. H-Cl H-Cl δ+ δ- b. Elektron yoğunluğunun az olduğu atomdan çok olan atoma doğru bir ok çizilerek gösterilir. Burada molekülün üstündeki elektron yoğunluğu dağılımı homojen olmasa da molekülün nötral yapıda olduğu unutulmamalıdır.

LEWİS YAPILARININ YAZILMASI Poliatomik moleküllerin Lewis yapılarının yazılabilmesi için önce iskelet yapının belirlenmesi gerekir. İskelet yapılarında iki farklı atom vardır; Merkez atomu: Yapıda iki veya daha fazla atoma bağlanan atom, Terminal atom: Yapıda sadece bir atoma bağlanan atom. Merkez atomu H N H Terminal atom H

Hidrojen Atomları Terminal Atomudur H atomunun valans kabuğunda sadece iki elektron vardır ve bu nedenle sadece bir bağ yapabilir. Örneğin CH3CH3 (etan) molekülünde iki C atomu merkez atomudur ve 6 H atomu terminal atomdur. Yapıda Merkez Atom Genellikle Elektronegatifliği En Düşük Atomdur. Hidrojen genellikle terminal atom olduğundan bu kuralın dışındadır. Yüksek elektronegatifliğinden dolayı F atomu da bu kuralın dışındadır.

Oksoasitlerde Hidrojen Atomu Genellikle Oksijen Atomuna Bağlanır FORMÜL YAZIMI 1. Valans Elektronların Sayısı Belirlenir Her atom için valans elektronları hesaplandıktan sonra bunlar toplanarak molekülün toplam valans elektron sayısı bulunur. Eğer molekül iyonik ise (-) yük kadar elektron toplam elektron sayısına ilave edilir . (+) yük kadar elektron ise çıkartılır. Örn: N2O4 N = 5A = 5 e O = 6A = 6e Toplam valans elektron sayısı = (2x5e) + (4x6e) = 34 e

2. İskelet önceki kurallar uygulanarak yazılır 3. Elektron çiftleri terminal atomların oktetleri tamamlanacak şekilde yerleştirilir. 4. Eğer açıkta elektron kalırsa bunlar merkez atomu üzerine elektron çifti olarak yerleştirilir. 5. Eğer gerekli ise, terminal atomlardaki elektron çiftlerinden bir veya fazlası kaydırılarak merkez atom ile çoklu bağ yapması sağlanır.

X = 2e (N üzerine yerleştirilecek) ÖRN: Nitrojen triflorür (NF3) molekülünün Lewis yapısını yazınız. Kural 1: Toplam valans elektron sayısı belirlenir. N = 5A = 5e; F = 7A =7e Toplam elektron sayısı = 5e + (3x7e) = 26 e Kural 2: Elektronegatifliklere bakılarak iskelet yapı yazılır. F, 7A grubu olduğu için elektronegatifliği en yüksek atomlardan birisidir. Ayrıca bu kuralın da istisnalarındandır. F, terminal atom N ise merkez atomdur. Kural 3: Elektronlar teminal atomların oktetlerini tamamlayacağı şekilde yerleştirilir. Toplam 18 e terminal atomu üzerine oktetleri yerleştirdikten sonra bağ elektronları da dikate alınarak kalan elektronlar merkez atomu üzerine yerleştirilir. 26 = 18 + 6 +x X = 2e (N üzerine yerleştirilecek) 3 bağ ve her bağ iki elektrondan toplam 6 elektron

Formal yük Formal yük, serbest atom ile bağ yapmış atom arasındaki valans elektron sayısıdır. Serbest atomdaki valans elektron sayısı Ortaklanmamış elektron sayısı Bağlayıcı elektron sayısı Formal Yük = - - 1/2 H3O+ molekülünün Lewis yapısı çizilirken koordine kovalent bağdan bahsedilmişti. Eğer bir Lewis yapısında bir veya daha fazla formal yük varsa, o yapıda bir veya daha fazla koordine kovalent bağ vardır demektir.

Bir molekülde formal yükler hesaplanırken aşağıdaki kurallara dikkat edilir; Genellikle en tercih edilen Lewis yapısı, formal yükü sıfır olandır. Formal yükün gerekli olduğu durumlarda bu yük olabildiği kadar küçük olmalı, negatif formal yükler en elektronegatif atom üzerinde bulunmalıdır. Komşu atomlar, aynı işareti taşıyan yükleri taşımamalıdırlar. Nötral bir bileşik için formal yüklerin toplamı sıfır olmalıdır. Örnek : NCO- iyonu için değerlendirelim

Rezonans – delokalİze bağlanma Ozone, O3 molekülü için Lewis yazısını aşağıdaki gibi yazabiliriz. Yapıda bir tekli bağ ve bir ikili bağ bulunmaktadır. Ancak deneysel sonuçlar, ozon molekülündeki bütün bağların eşit uzunlukta olduğunu göstermektedir. Bu bulgulara göre, Lewis yapısı ile gösterilemeyen bir ara durum oluştuğu düşünülür. Bu ara duruma rezonans denir. Rezonans yapılarında tüm atomlar aynı yerlerinde dururlar. Tek farklılık elektron dağılımıdır. Rezonans yapıları iki taraflı ok ile gösterilir. Ozon molekülünün rezonans yapıları aşağıda gösterilmiştir. Rezonans yapılar arasındaki oklar, yapının bir anda bir yapıdan diğer yapıya döndüğünü göstermez. Bir molekül veya iyonun bütün rezonans yapılarında atomların uzaydaki düzenlenmelerinin her zaman aynı olduğu unutulmamalıdır.

H2O, NH3 ve CH4 gibi rezonans yapılarının söz konusu olmadığı yapılarda bağ elektron çiftleri yerlerinden kıpırdamazlar ve bu nedenle bu elektronlar lokalize elektronlardır. Oysa, örneğin O3 molekülünde oksijen-oksijen bağını oluşturabilmek için tekli ve ikili bağ arasında bir ara durum oluşması gerekir. Bunun için bağ elektronları bağ boyunca hareket eder ve bu nedenle bu elektronlara delokaliz elektron denir. ÖRNEK: SO3 molekülü için üç eşdeğer Lewis yapısını yazınız. Adım: Toplam valans elektron sayısı belirlenir 6 + (6x3) = 24 e 2. Adım: İskelet yapı yazılır (S atomunun elektronegatifliği düşük olduğu için merkez atomdur) 3. Adım: Terminal atomların oktetleri tamamlanır. Yapıda 24 e dağıtılmış ancak merkez atom oktetini tamamlayamamıştır. Bunun için merkez atom ile ikili bağ yapan bir yapı çizilerek oktetini tamamlaması sağlanır. Rezonans yapıları

Tek Sayılı Elektronlu Yapılar Bazı moleküllerdeki toplam değerlik elektron sayısı tek sayıdır ve bu durumda Lewis yapısında bir ortaklanmamış elektron bulunur. Tek ya da daha fazla sayıda ortaklanmamış elektronu olan bu yapılara radikal adı verilir. Radikaller genellikle kararsız ve çok aktiftirler. Radikal bir yapının formülü, örneğin CH3. (metil) ve OH. (hidroksil) radikallerinde olduğu gibi, eşlenmemiş elektronu göstermek için bir noktayla birlikte yazılır.

Okteti Aşan Yapılar Periyodik çizelgenin ikinci periyodunda yer alan atomlar değerlik kabuklarında (2s22p6) sekiz elektrondan fazlasını bulundurmaz. Ancak, üçüncü periyot ve daha sonraki periyotların elementlerinin atomları 3s ve 3p orbitallerine ilaveten 3d orbitallerine de elektron alarak (10, 12 veya daha fazla) bu orbitalleri kimyasal bağ oluşumunda kullanabilirler. Bunlara genişletilmiş değerlik orbitalleri de denir. Bu orbitaller atomun okteti aşmasına neden olur. Örneğin fosfor atomu yeteri kadar klor ile uygun şartlarda tepkimeye sokulursa, renksiz ve zehirli sıvı fosfor triklorürü (PCl3) ve açık sarı renkli fosfor pentaklorür (PCl5) oluşturur. Bu moleküllerin Lewis yapıları aşağıda verilmiştir. PCl3 molekülü oktet kuralına uymaktadır. PCl5 molekülünde ise, merkez atomuna beş klor atomu bağlanarak P atomunun etrafındaki elektron sayısı 10’a ulaşır. 160 °C de gaz halinde sublimleşen PCl5 molekülü, katı halde PCl4+ katyonu ve PCl6- anyonundan oluşur. PCl6- anyonunda da oktet kuralı aşılmıştır.

Okteti Tamamlayamayan Yapılar Kararlı yapıda bazı moleküllerin merkez atomlarının oktetinin tamamlanmadığı görülür. Örneğin, bor triflorürün (BF3) Lewis yapısı yazıldığında merkezde yer alan bor atomunun üzerinde sadece altı elektron olduğunu yani oktetinin eksik olduğunu görürüz. Bor atomunun elektron dizilimi 1s22s22p1 olduğundan toplam üç değerlik elektronuna sahiptir. Bir merkez atomu oktetini tamamlamadığında, uç atomlardaki ortaklanmamış elektronları kullanarak ikili ve üçlü bağlar yapabildiğini öğrenmiştik. Ancak bu şekilde (çift bağlı) çizilen BF3 yapısı deneysel sonuçlarla örtüşmemektedir. Bu nedenle bor atomu okteti tamamlamamış bir atom olarak yapıda bulunmaktadır.

Bağ Enerjisi Atomlar, kimyasal bağ yapmak üzere biraraya geldiğinde enerji açığa çıkar ve bu oluşan bağın kırılması gerektiğinde de aynı miktar enerjinin soğurulması gereklidir. 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. İki atomlu bir molekül için bağ enerjisi sadece bir bağ içindir. Örneğin, H2 molekülünde bağ enerjisi sadece H–H arasındaki tekli bağa aittir H2O gibi çok atomlu moleküllerde herbir bağ ayrı ayrı düşünülmelidir. Su molekülünden bir O–H bağının kırılması sonucu bir OH radikali ile bir H atomu oluşur ve bu tepkimede 1 mol O-H bağının kırılması için gerekli enerji 499 kJ/mol dür. Sudaki ikinci O-H bağının kırılması için gerekli enerji, ilk O-H bağının kırılması için gerekli olan enerjiden farklıdır ve bunun değeri 428 kJ/mol dür.

Bazı Ortalama Bağ Enerjileri