KİMYASAL BAĞLAR

Atomlar birleştiği zaman elektron dağılımındaki değişmelerin bir sonucu olarak kimyasal bağlar meydana gelir. Üç çeşit temel bağ vardır.

1-İyonik bağlar, elektronlar bir atomdan diğerine aktarıldığı zaman meydana gelir. Tepkimeye giren elementlerden birinin atomları,elektron kaybedip pozitif yüklü iyonlara dönüşürken,diğer elementin atomları elektron kazanıp negatif yüklü iyon oluştururlar.

Böylece zıt(artı-eksi) bir şekilde yüklenmiş iyonlar arasındaki elektrostatik çekim kuvveti,söz konusu iyonları bir kristal içinde tutar.

2- Kovalent bağlarda elektronlar, bir atomdan diğerine aktarılmaksızın ortaklaşa kullanılır. Tek kovalent bağ,iki atom tarafından bölünmüş yani ortaklaşa kullanılan bir elektron çiftinden ibarettir. Moleküller birbirlerine kovalent bağlarla bağlanmış atomlardan meydana gelir.

3-Metalik bağlar, metal ve alaşımlarda bulunur 3-Metalik bağlar, metal ve alaşımlarda bulunur. Metal atomları üç boyutlu bir yapı içinde düzenlenirler. Bu atomların  en dış elektronları, yapının her tarafında serbestçe dolaşır ve atomların birbirlerine bağlanmasını sağlarlar

1 - İYONİK BAĞ Bir metal bir ametalle etkileştiği zaman elektronlar metal atomundan ametal atomuna aktarılır ve bunun sonucunda bir iyonik(veya elektrovalent) bileşik meydana gelir.

1 - İYONİK BAĞ A gruplarındaki elementlerin bileşikleri çoğu kez elementlerin simgeleri ile birlikte değerlik elektronlarını gösteren noktalar kullanılarak ifade edilir. Değerlik elektronları baş grup(A grubu) elementlerinin kimyasal tepkimelerinde kullanılan elektronlardır.

1 - İYONİK BAĞ Atomlardan elektron kaybıyla oluşan pozitif iyonlara katyon denir. Atomların elektron kazanarak oluşturdukları negatif iyonlar da anyon olarak isimlendirilir. Bu iyonlar bir araya getirildiklerinde bir kristal oluşturmak üzere birbirlerini çekerler.

1 - İYONİK BAĞ Örnek olarak bir sodyum atomu ile bir klor atomu arasındaki tepkimeyi ele alalım. Sodyum 1A grubunda olup sadece bir değerlik elektronuna sahiptir. Klor atomu ise 7A grubunun bir üyesi olduğundan 7 değerlik elektronuna sahiptir. Bu iki atom arasındaki tepkimede sodyum atomu 1 elektron kaybeder. Sodyum atomunun kaybetmiş olduğu elektron klor atomu tarafından kazanılır.

1 - İYONİK BAĞ Sodyum çekirdeği 11 proton (11+ yük) ve sodyum iyonu da yalnız 10 elektron (bir elektron kaybetmiş oluyor) içerdiğinden sodyum atomunun bir elektron kaybetmesiyle 1+ yüklü sodyum iyonu oluşur. Diğer taraftan,klor çekirdeği 17 proton (17+ yük) ve klor iyonu da 18 elektron (bir elektron kazanılmış oluyor) içerdiğinden klor atomunun bir elektron kazanmasıyla da 1- yüklü bir klorür iyonu meydana  gelir.

1 - İYONİK BAĞ Bu tepkimede, sodyum tarafından kaybedilen elektronların toplam sayısı klor tarafından kazanılan elektronların toplam sayısına eşit olmalıdır. Böylece oluşan sodyum iyonlarının sayısı ile meydana gelen klorür iyonlarının sayısı aynı olduğundan NaCl formülü bileşikte bulunan iyonların en basit oranını (1:1) verir.Bu iyonlar bir kristal oluşturmak üzere birbirini çekerler

1 - İYONİK BAĞ Sodyum klorür kristalinde bir iyonun tümüyle diğer bir iyona ait olduğu söylenemez. Aksine, kristal yapıda her bir sodyum iyonu altı klorür iyonu ile her bir klorür iyonu da altı sodyum iyonu ile çevrilmiştir. Kristal içerisinde iyonların bu şekilde düzenlenmesiyle benzer yüklü iyonların birbirlerini itmeleri, zıt yüklü iyonların birbirlerini çekmeleri tarafından bastırıldığı için net çekim kristalibir arada tutar.

2 - KOVALENT BAĞ Elektronları bağlamak için girilen yarışma, iyon bağında olduğu kadar şiddetli değilse atomların var olan dış elektronlar paylaşılır ve bir ortaklaşma bağı ya da Kovalent Bağ oluşur.

2 - KOVALENT BAĞ Ametal atomları etkileştiği zaman kovalent bağlarda bir arada tutulan moleküller oluşur. Bu atomlar elektron çekimi bakımından birbirlerine benzediklerinden, kovalent bağların oluşması sırasında herhangi bir elektron aktarımı olmaz.

2 - KOVALENT BAĞ Bunun yerine elektronlar ortaklaşa kullanılırlar. Kovalent bir bağ genellikle iki atom tarafından parçalanmış ters spinli bir elektron çifti içerir. Kovalent bağlar yapısına göre ikiye ayrılır:

2 - KOVALENT BAĞ 2.a -Apolar Kovalent Bağ: Aynı cins iki ametal atomunun birleşmesiyle oluşur. Apolar kovalent bağa en iyi örneklerden biri, iki oksijen atomunun elektronlarını ortaklaşa kullanarak oluşturdukları  bağıdır. (Şekil 2) Bu bağlarda ortaklaşa kullanılan elektronlar eşit paylaşıldığından dolayı molekülün pozitif veya negatif kutbu yoktur. (hidrojen),  (oksijen), (klor)...

2 - KOVALENT BAĞ 2.b -Polar Kovalent Bağlar: İki farklı cins atomun bir araya gelmesiyle oluşur. Bu bağlarda ametallerden biri ortaklaşa kullanıldığından dolayı molekülün bir ucu pozitif (+), diğer ucu negatif (-) yüklenir. Suyu oluşturan Hidrojen  ve Oksijen  moleküllerinin son orbitallerindeki elektronların ortak kullanılmasıyla oluşan Polar Kovalent bağ şekil 3’de görülmektedir. (su), , (karbondioksit)...

2 - KOVALENT BAĞ Örnek olarak iki hidrojen atomundan oluşan bir bağ düşünülebilir. Her bir hidrojen atomu 1s orbitalinde çekirdek etrafında simetrik bir dağılım gösteren tek bir elektrona sahiptir

2 - KOVALENT BAĞ İki hidrojen atomu bir kovalent bağ oluşturduğu zaman atomik orbitaller öyle bir şekilde üst üste binerler ki çekirdekler arasındaki bölgede elektron bulutları birbirlerini destekleyip bu bölgedeki elektronun bulunma olasılığını arttırırlar.

2 - KOVALENT BAĞ Pauli dışlama ilkesine göre bağı oluşturan iki elektron mutlaka ters spinli olmalıdır. Bir kovalent bağın kuvveti,pozitif yüklü çekirdek ile bağa ilişkin negatif elektron bulutu arasındaki çekimden gelir.

3 - METALİK BAĞLAR Metallerin iyonlaşma enerjileri ile elektronegatiflikleri oldukça düşüktür. Bunun sonucu olarak metal atomlarının en dış elektronları nispeten gevşek tutulur. Metalik bir kristalde, en dış elektronları çıkarılmış atomlardan ibaret olan pozitif iyonlar kristal örgüde ilgili yerlerde bulunur ve en dış elektronların örgünün her tarafında serbestçe hareket etmesiyle de kristaldeki atomlar bir arada tutulur.

3 - METALİK BAĞLAR Diğer bir deyişle örgü içersinde dağılan ve kristalin bütününe ait olan elektron bulutu ile pozitif iyonlar arasındaki elektrostatik çekim metalik bağı oluşturmaktadır.

3 - METALİK BAĞLAR Bant kuramı bu bağlanma şeklini, tüm kristalin her tarafını kapsayan moleküler orbitaller cinsinden açıklar.

3 - METALİK BAĞLAR Metalik katıların çoğunda hareketlidirler. Bunun sonucu olan artı iyonlar,genişlemiş bir üçboyutlu diziliş içinde yer alırlar;ama elektronlar yöresizleşir. Bu maddelerin yüksek ısı, iletkenliği, dayanıklılık, yüksek kaynama noktası, yüksek yoğunluk, renk ve elektrik iletkenliği gibi özelliklerinin bir çoğu, hareketli elktronlardan kaynaklanır. Yalnızca birkaç iyon yığışması şeması uygulanabilir ve X ışını çözümlemesi,metal iyonlarının genişlemiş örgülü yapı içinde kazandığı bağ uzunlukları ve geometrik şekiller konusunda ayrıntılı bilgi sağlar.

3 - METALİK BAĞLAR Basit küp biçimi şekiller, ortada başka bir iyonun bulunduğu küp biçimi şekiller ve altıgen yığışma, en sık rastlanan şekillerdir. Metal alaşımları,erimiş haldeki metallerin karıştırıldıktan sonra dikkatlice soğutulmasıyla elde edilir. Bu yolla oluşan gereçlerin özellikleri bileşenlerinin özelliklerinden genellikle çok farklıdır.

4 - VAN DER WAALS BAĞLARI Kapalı kabuklu iki kararlı molekülde ‘Van Der Waals’ güçleri ve ‘London’ güçleri adı verilen zayıf güçler aracılığıyla etkileşmeye girebilir. İki molekülün elktron bulutları etkileştiğinde zayıf bir itme ortaya çıkar; ‘Van Der Waals gücü’ adı verilen bu dengesizleştirici etkileşme sonucunda,elektron dağılımı kısa süre bozulabilir ve anlık(kalıcı olmayan) bir çift kutup momenti oluşabilir.

4 - VAN DER WAALS BAĞLARI Bu geçici çift kutuplar(London güçleri) etkileştiğinde, ‘Van Der Waals’ itmesine alt edebilen küçük çaplı bir dengesizleşme gerçekleşir ve zayıf,kimyasal olmayan  bir bağ oluşur. Bu bağlanma biçimi en çok,kapalı kabuklu ender gaz atomlarının etkileşmelerinde ve küçük moleküllerin düşük sıcaklıklarda birleşimsel bağlanmasında önem taşır. Bu bağ zayıftır (gücü genellikle ortaklaşma bağının binde biri kadardır).

4 - VAN DER WAALS BAĞLARI Sıvı azot ve helyum gibi düşük sıcaklıklı kriyojenik maddelerin yada bunların daha da düşük sıcaklıktaki kat hallerinin özellikleri, bu tür zayıf etkileşmelerden kaynaklanır.

5 - HİDROJEN BAĞLARI Bazı hidrojen içeren bileşiklerde moleküller arası çekim kuvvetleri olağan üstü yüksektir. Bu çekim kuvvetleri, hidrojenin atom çapı küçük ve çok elektronegatif olan elementlere kovalent bağlı olduğu bileşiklerde görülür. Bu bileşiklerde elektronegatif element bağı elektronlarını öyle kuvvetlice çeker ki hidrojen önemli miktarda kısmi + yük kazanır. Aslında,hidrojen elementinin perdeleyici elektronları olmadığından burada hidrojen hemen hemen çıplak bir protondur

5 - HİDROJEN BAĞLARI Bir molekülün hidrojen atomu ve diğer bir molekülün elektronegatif elementinde bulunan paylaşılmamış elektron çifti birbirini çekerek bir hidrojen bağı oluşturur. Her hidrojen atomu küçük boyutlu olduğundan ancak bir hidrojen bağı yapabilir.

5 - HİDROJEN BAĞLARI Bir çok ortaklaşma molekülünde bulunan çift kutup momentlerinin etkileşmesinin  yol açtığı zayıf çekim güçleri, kararlılaşmaya ve birleşimsel bağlanmaya neden olabilir

5 - HİDROJEN BAĞLARI Su(H O) yada amonyak(NH ) gibi moleküllerdeki hidrojen atomları ikinci bir bileşikte bulunan oksijen yada azot atomlarının üstündeki yalnız elektron çiftleri gibi eksi yüklü bir merkezle etkileşmeye girebilirler. Etkileşme enerjileri,tipik olarak,bir ortaklaşma bağının enerjisinin yalnızca %5’i kadardır;ama bir çok fiziksel ve kimyasal süreç açısından çok önemlidir.

5 - HİDROJEN BAĞLARI Söz gelimi,suyun ve buzun yapısı ‘hidrojen bağı’ denilen bu bağların karışık etkileşmelerin sonucudur. Buz, gerçekte sıcaklığa ve uygulanan basınca bağlı olarak bir çok farklı billur yapısı oluşturur; bu çeşitlilik karmaşık hidrojen bağı şekillerinin farklı biçimlerde düzenlenebilmesinden ileri gelir.

5 - HİDROJEN BAĞLARI Çoğunlukla biokimyasal sistemlerin yapıları da kısmen hidrojen bağı etkileşmelerinin sonucu olarak belirlenir; bu, DNA’da özellikle belirgindir. Ortaklaşma bağıyla bağlanmış bir çok kutupsal bileşiğin erime ve kaynama noktaları hidrojen bağlarını kırmak için ek enerji gerektiğinden anormal derecede yüksektir.