KİMYASAL BAĞLAR Sedat TÜRE

ÖZET İyonik Bağlar Kovalent Bağlar Polar Kovalent Bağlar Koordine Kovalent Bağlar Hiper-koordine kovalent bağlar Hibritleşme s (Sigma bağı) p (pi Bağı) Sp Hibritleşmesi Sp2 Hibritleşmesi Sp3 Hibritleşmesi  Dsp3 Hibritleşmesi   d2sp3 Hibritleşmesi intermoleküler bağlar (moleküller arası etkileşim). Vb.

İyonik Bağlar Elektronegatiflikleri farklı olan iki atom arasındaki elektron alış verişi sonucunda oluşan (+) ve  (-) yüklü iyonlar birbirlerine iyonik bağlarla bağlanır. Bu iyonlar arasındaki bağ elektrostatik çekim kuvvetidir. Örnek olarak NaCl verecek olursak  Na (sodyum) bir elektron vererek Na+ katyonunu oluşturur ve bu elektron  Cl (klor) tarafından alınır ve Cl- anyonunu oluşturur. İki zıt yüklü iyon arasındaki elektrostatik çekim nedeniyle iyonik bir bağ oluşur. Bu kuvvetli çekim kuvvetinden dolayı erime noktaları yüksektir.  

İyonik bağlı bileşikleri ayrıştırmak zordur. Elektron aktarımıyla oluşan bileşiklerde, kaybedilen ve kazanılan elektron sayıları eşit olmalıdır. İyonik katılar belirli bir kristal yapı oluştururlar. İyonik bağlı bileşikler oda sıcaklığında katı halde bulunurlar. İyonik bileşikler katı halde elektriği iletmez. Sıvı halde ve çözeltileri elektriği iletirler.

İyonik bileşik oluşturma kuralları İki farklı cins atomun iyonik bir bileşik oluşturup oluşturamayacağı iyonlaşma enerjisi, elektron ilgisi, elektronegatiftik gibi özelliklerinden yararlanılarak anlaşılır. İyonlaşma enerjisi: Metalin iyonlaşma enerjisi ne kadar küçükse, yani ne kadar düşük bir enerji ile elektron verebiliyorsa o kadar kolay iyonik bileşik oluşturabilme yeteneği vardır. Periyodik tabloda soldan sağa gidildikçe katyonun üzerindeki pozitif yük artacağı için elektronun atomdan ayrılması güçleşir iyonlaşma enerjisi de büyür: Na+, Mg2+ , Al3+,...sırasında sodyumun tüm bileşikleri iyonikken magnezyum ve alüminyum kovalent bağlı bileşikler oluşturabilir. Elektron ilgisi: Ametalin elektron ilgisi ne kadar büyük olursa iyonik bileşiğin oluşumu da o derece daha kolay olur. Yine periyodik tabloda soldan sağa gidildikçe anyon  üzerindeki  negatif yük sayısı azalır ve elektron  ilgisi artarak iyonik bileşik oluşturmaya eğilimlenir. C 4-, N3-, O 2-, F - sırasına göre flor en yüksek iyonik bileşik yapma yeteğine sahiptir.

Kristal yapıyı oluşturma enerjisi: Elektron alış verişi ile katyon  ve  anyon  oluştuktan sonra bu iki iyon birbirlerini çekerek kristal yapıyı meydana getirir. Kristal yapıyı meydana getirme esnasında bir enerji açığa çıkar. Meydana gelen bu enerjiyle kristal yapıyı oluşturma şansıda artar. Elektronegatiflik: Bileşik yapan iki ayrı cins atomun elektronegatiflik değerleri birbirinden çıkarılır. Eğer bu fark 1.7 den büyükse bağ iyonik bağdır. Atomlar arasındaki elektronegativite farkı 1.7 ile 0.5 arasında ise bağ polar kovalent bağ, 0.5 den küçük ise bağ apolarkovalent bağ olarak nitelendirilir. NaF bileşiğinde, Na atomunun elektronegativitesi 0.9, Florun ise 4.0 dır. Elektronegativite farkı: 4.0- 0.9 = 3.1 Bunun neticesinde NaF bileşiğindeki bağ iyonik bağdır.

Kovalent Bağlar Lewis kuralına göre Elektronegatiflikleri birbirine yakın veya aynı olan atomların elektronlarını ortaklaşa kullanmaları sonucunda oluşan bağa kovalent bağ denir. H2, F2, Cl2, O2, P4 , S8 kovalent bağlı moleküllerdir. Değerlik elektronları elementin simgesi çevresinde noktalarla gösterilerek elektron ortaklaşması gösterilir. Bu tür formüllere elektron nokta formülleri denir. . Periyodik cetvelin A gruplarında değerlik elektron sayısı grup numarasına eşit olduğundan grup numarası, simge çevresine konulacak elektron sayısını gösterir Lewis kuralına göre Cl ile Cl  birer elektronlarını ortaklaşa kullanarak kovalent bağ oluşturur. Bu elektron çifti bağ olarak çizgi şeklinde gösterilir. Cl-Cl Aynı iki atom arasında bir elektron çiftinden daha fazla elektron ortaklaşa kullanılabilir. Buna çoklu kovalent bağ ismi verilir. Çift bağda, iki atom arasında iki elektron çifti, üç bağda ise üç elektron çifti bulunur.

BİR ATOMUN YAPABİLECEĞİ BAĞ SAYISI Bir atomum yapabileceği bağ sayısı; o atomun sahip olduğu veya çok az enerji ile sahip olabileceği yarı dolu orbital sayısı kadardır. Bir alt yörüngeden bir üst yörüngeye elektron uyarılarak yarı dolu orbital oluşturma çok enerji istediğinden bağ yapmaya elverişli olamaz. BAĞ ENERJİLERİ Kimyasal bağ oluşurken açığa çıkan enerji, bu bağları kırmak için moleküle verilmesi gereken enerjiye eşittir. Bu enerjiye bağ enerjisi denir. Bağ enerjisi ne kadar büyükse oluşan bileşik o kadar sağlamdır. Moleküllerde iki atom arasındaki bağ sayısı arttıkça bağ uzunlukları azalır ve bağ enerjileri artar. Bağın iyon karakteri arttıkça, iyonlar arasındaki çekme kuvvetleri artacağından bağı koparmak daha çok enerji ister. İki atomlu moleküllerde 1 mol XY'nin ayrışması için gereken enerjiye molar bağ enerjisi denir.

Kovalent Bağlı Moleküllerden Oluşan Maddelerin Özellikleri Kovalent bağlı moleküllerden oluşan maddeler, iyonik ve metalik bağlı maddelere nazaran daha düşük kaynama ve erime noktasına ve ayrıca daha düşük erime ve buharlaşma ısılarına sahiptirler. Çünkü bir iyonik bileşiği eritirken çok kuvvetli olan iyonik bağları kırmak için yüksek sıcaklığa ısıtmak gereklidir. Halbuki moleküllerden oluşan bir katı maddeyi eritmek için iyonik bağa göre çok daha zayıf olan moleküller arası çekim kuvvetlerini yenmek, gerekeceğinden daha düşük bir sıcaklığa ısıtmak kafi olacaktır. Düşük yoğunlukludurlar, gaz sıvı ve katı haldedirler. Katı halde iken kırılgan ve zayıf yumuşak veya mumsu bir yapıları vardır. Elektrik ve ısıyı çok az  iletirler. Genellikle organik çözücülerle çözünebilirler. Polar Kovalent bağlar: Elektronegatiflikleri birbirinden farklı iki atomun oluşturduğu kovalent bağlarda ortak kullanılan elektron çifti eşit olarak paylaşılmaz. Daha elektronegatif olan atom tarafından bu elektron çifti daha fazla çekilir ve böylece  polar kovalent bağ oluşur.

Polar Kovalent bağlar: Elektronegatiflikleri birbirinden farklı iki atomun oluşturduğu kovalent bağlarda ortak kullanılan elektron çifti eşit olarak paylaşılmaz. Daha elektronegatif olan atom tarafından bu elektron çifti daha fazla çekilir ve böylece  polar kovalent bağ oluşur. İki atomlu bir molekülün polar olup olmadığını tahmin etmek kolaydır. Molekül aynı cins iki atomdan meydana gelmişse atomlar arasındaki bağ ve molekül apolardır. İki atomlu molekülde atomlar farklı ise molekül ve bağlar polardır. İkiden fazla atom ihtiva eden moleküllerinin polarlığını tahmin etmek oldukça zordur. Molekülün içindeki bağlar polar olmasına rağmen, molekülün kendisi polar olmayabilir. Bazı atomlar arasındaki elektronegatiflik sırası aşağıda verilmiştir. F>O>N>Cl>Br>C>I>H Cl (klor) atomunun elektronegatifliği H (hidrojen) atomundan çok fazla olduğu için ortak elektronlar klor atomu tarafından daha çok çekilir ve hidrojen kısmi pozitif yükle yüklenirken, klor kısmi negatif yükle yüklenir. Böylelikle dipol moment oluşur. Dipol momenti olan moleküller polardır.   H+δ  à  Cl-δ

Koordine Kovalent Bağlar Bağ yapmak için elektronlar tek atom tarafından veriliyorsa, bu tür kovalent bağlara koordine kovalent bağ  denir. N (azot) atomu üç bağ yapabilir. N atomu üzerinde bulunan ortaklanmamış elektron çifti hidrojenle dördüncü bağ yapımında kullanılır. Böylece bu bağın oluşumunda elektronlar azot tarafından sağlanmış olur.  

Dalton Atom Teorisi (Yunanca bölünmez anlamına gelmektedir). Daltonun atom kuramına göre elementler kimyasal bakımdan birbirinin aynı olan atomlar içerirler. Farklı elementlerin atomları birbirinden farklıdır. Bu atom teorisine göre kimyasal bir bileşik iki veya daha çok  sayıda elementin basit bir oranda birleşmesi sonucunda meydana gelir. Kimyasal tepkimelere giren maddeler arasındaki Kütle ilişkilerine istinaden, Dalton atomların bağıl kütlelerini de bulmuştur. Modern atom kuramı Dalton'un kuramına dayanır ancak bazı kısımları değiştirilmiştir. Atomun parçalandığını, elementlerin birbirinin aynı atomlardan değil, izotoplarının karışımından meydana geldiğini biliyoruz. Daltonun atom teorisi kimyasal reaksiyonların açıklanmasına, maddenin anlaşılmasına,  ve atomun temel özelliklerinin ortaya atılmasına oldukça büyük yararlar sağlamıştır. Bu sebeple ilk bilimsel atom teorisi olarak kabul edilir.

Dalton Atom kuramı üç varsayıma dayanır; 1. Elementler Atom adı verilen küçük bölünemeyen taneciklerden oluşmuştur. Atomlar kimyasal tepkimelerde oluşmazlar ve bölünmezler. 2. Bir elementin tüm atomlarının  kütlesi ve diğer özellikleri aynı, diğer elementlerin atomlarından farklıdır. 3. Kimyasal bir bileşik iki yada daha fazla elementin basit bir oranda birleşmesi ile oluşur.  Dalton atom teorisi kimyasal değişme konularının da daha iyi tanımlanmasına olanak sağlar: 1.    Kütlenin   korunumu:   Bir   kimyasal   reaksiyonda   reaksiyona   giren maddelerin kütleleri toplamı, çıkan maddelerin (ürünlerin) kütleleri toplamına eşittir.  2.  Sabit oranlar Yasası: İki element birden fazla bileşik oluşturuyorsa,  birleşen iki elementin farklı miktarları arasında ağırlıkça tam sayılarla ifade edilen basit bir oran bulunur.

Kuantum Sayıları Dalga mekaniğinde, bir atom birden fazla elektron içerirse elektron kabuklara dağıtılır. Bir yada daha fazla orbitallerin altkabukları, bir yada daha fazla alt kabuklarında kabukları oluşturduğu düşünülür. Schrödiner denklemi polar koordinatlara göre çözülürse, eşitliğin sağ tarafı açısal fonksiyona, sol tarafı radyal (çapla ilgili) fonksiyona eşit olur. Radyal fonksiyondan yararlanarak baş kuantum sayısı (n) ve açısal fonksiyondan alt kabuk (azümütal) (l) ve orbital magnetik, m1 kuantum sayıları elde edilir. Uhlenbeck ve Goudsmit elektronun çekirdek etrafında dolanırken aynı zamanda kendi etrafında da döndüğünü ortaya çıkardılar. ms ile yazılan elektronun spin kuantum sayısı kuantum mekaniğinden elde edilmemiştir. Elektronların saat yönünde + 1/2 (yukarıya doğru bir ok şeklinde gösterilir:↑) aksi yönde dönmesi - 1/2 (aşağı doğru bir ok şeklinde gösterilir:↓). Bunlardan yararlanarak bir atomun çekirdeği etrafında dolanan elektronların birer kimlik numaraları olarak düşünülen dört ayrı kuantum sayısı şöyledir. Bir elektron yalnızca bu dört kuantum sayısı ile tarif edilir. Bunlardan bir tanesi eksikse o elektron tam olarak belirtilmiş olmaz.

Baş Kuantum Sayısı (n): Baş kuantum sayısı(n) yaklaşık olarak Bohr'un tanımladığı n'ye karşılık gelir. Bu kuantum sayısı elektronun bulunduğu kabukları veya enerji düzeyini gösterir. 1,2,3,4,... gibi değerleri alır.n artı değerli bir tamsayıdır. Bu değerler büyük harflerle gösterilir. n=l K kabuğunu, n=2 L kabuğunu, n=3 M kabuğunu, n=4 N kabuğunu, ... gibi harflerle veya başkuantum sayıları ile de yazılan bu kabukların alt kabuklara ayrılması ile alt kabuk kuantum sayıları, bunların da alt yörüngelere ayrılması ile orbital kuantum sayıları oluşur. n, eletronun kabuğunu ve çekirdekten olan ortalama uzaklığını belilemektedir.

Alt Kabuk Kuantum Sayısı (l) l, elektronun alt kabuğu ve orbitalinin şeklini verir. Verilen bir alt kabuğun her orbitali aynı enerjiye sahip bir yapıya sahiptir.Alt kabuk kuantum sayısı, sıfırdan başlayarak kaç tane alt kabuk varsa baş kuantum sayısının bir eksiğine (n-1) kadar numaralanır. Şöyle ki, n-1 (K) tabakası için l tane alt kabuk vardır. l=0 diye numaraladığımızda ancak l=0 numaralı alt kabuk kuantum sayılı alt kabuk olduğunu görüyoruz. n=2 (L) tabakası için iki alt kabuğun kuantum numaraları l=0 ve l=1 olacaktır. n=3 (M) tabakası için üç alt kabuk vardır ve bu üç alt kabuğun kuantum ayıları l=0, l=1 ve l=2 olacaktır. Fakat bu sayılarla yetinmeyip, alt kabuk kuantum sayılarının gösterimini daha da sadeleştirmek için, sayılar yerine küçük harflerle gösterilirler. Örneğin, l=0 yerine s, l=2 yerine p, l=3 yerine f, l=4 yerine g,... harfleri kullanılır. Bu harfler, sharp, principal, diffuse. fundamental,.,. gibi atomik spektrumlardaki çizimlere ait kelimelerin baş harfleridirler.

Orbital Kuantum Sayısı (ml) ml, orbitalin yöneltisini belirtir. Magnetik kuantum sayısı diye de adlandırılan bu kuantum sayısı her bir alt kabukta bulunan orbitalleri belirler. Herbir alt kabuktaki orbital adeti o alt kabuğun kuantum numarasının iki katının bir fazlası yöntemi ile bulunur. (2l+1). ml = -1,..., 0,.. .,+1 Örnek verecek olursak; alt kabuk kuantum numarası 1=0 için önce orbital sayısını elde edelim: Orbital sayısı 21+1 kadar olacaktır yani 2x0+1 = 1 tanedir. Orbital kuantum numarası: mı = -1,...,0,...,+1 olduğundan ml= -0,...,0,...,+0 = 0 sayısı bulunacaktır. p orbitali için ( 1=1) yörünge sayısı mı=2xl+l=3 elde edilir.. mı = -l, 0, +l olmak üzere mı=-l, mı=0, mı=+l olan üç orbital kuantun sayısı belirlenir. d orbitali için (1=2), ml=-2,-l,0,+l,+2 olacak şekilde mı =-2, mı=-1, mı=0, mı=+l, mı=+2 olan beş orbital kuantum numarası elde edilir.

l=0, s, bir tane s orbitaline (mı=0) l=1, p, üç tane p orbitaline (mı=-l,0,+l) l=2, d, beş tane d orbitaline (mı=-2,-l,0,+l,+2) l=3, f, yedi tane f orbitaline (mı=-3,-2,-l,0,+l,+2,+3) s alt kabuğu bir tane s orbitaline, p alt kabuğu px(p+1),py(p-1), pz(po) olarak üç tane p orbitaline, d alt kabuğu d-2, d-ı, d0, d+ı, d+2 (veya dz2, dz2-y2 ,dxy, dyz, dxz) olarak beş tane d orbitaline sahiptir. Her orbital en fazla iki elektron bulundurabilir. Bundan faydalanarak s alt kabuğu en çok 2, p alt kabuğu en çok 3x2=6, alt kabuğu en çok 5x2=10, f alt kabuğu da en çok 7x2=14 elektron üzerinde bulundurabilir. Her alt kabuk ve orbital herzaman ait olduğu baş kuantum sayısı ile belirlenir. 1s, 3s, 4px, 3p, 3dz2 gibi.

Orbitallerin Şekilleri ve Büyüklüğü: Elektronların Bohr yörüngeleri gibi bilinen daireler üzerinde değil, bulunma ihtimallerinin en fazla olabildiği bölgelerde orbital olabileceğini ortayı koyduk. Orbitalin şekli, elektronun bulunma olasılığı ile ilgili grafiğin kesit alanını almak suretiyle elde edilir. Bu şekilde elde edilen tüm s orbitalleri küresel bir yapıda bulunur. Olasılığın kesin bir sınırı olmaması nedeniyle şekli kolay gösterebilmek için dairesel bir çizgiyle gösterilir.. Baş kuantum sayısı üstte yazıldığı gibi orbitalin büyüklüğünü belirler. Baş kuantum sayısı arttıkça orbital aynı şeklini koruyarak şekli büyür. (2s küresel orbitalinin 1s küresel orbitaline nazaran büyük olması gibi). Elektronların Yerleşim Düzeni: Elektronik dizilişte atomun elektonik yapısı 1s, 2s, 2p gibi semboller alt kabukları, sağ üst köşedeki sayılarda her alt kabukta bulunan elektronların sayısını verir. Orbital kuantum sayısı ile spin kuantum sayılarının standart gösterimde yeri yoktur. Ancak tek tek elektronlar ele alındığında dört kuantum sayısı da gösterilebilir. Diyelim ki n=2 kabuğunun 1=0 (s) alt kabuğunun orbitallerinde 1 tane elektron bulunuyor. Bu durumda, 2s1 şeklinde gösterilebilir. Elektronların bulunduğu yerler kabukların alt kabuklarına ait orbitallerdir

s, p. d, f diye harflendirilen bu orbitallerde elektronların dizilişi gelişigüzel değildir. En düşük enerjili orbitalden başlayarak elektronlar dizilmeye başlarlar, aynı enerjiye sahip orbitaller birer tane elektron almadan herhangi biri çift elektron bulundurmaz. (n+l) Kuralı: Orbitallerin birbirlerine göre enerji seviyelerini karşılaştırmaya yarar. Elektron iki orbital seçeneğinden herzaman en düşük enerjili olanını tercih edeceği için orbitallerin göreceli enerjileri (n+1) kuantum sayılarına bakarak bulunur. (n+l) si düşük olan orbital düşük enerjili kabul edilir.Elektron bu düşük enerjili orbitali doldurur. 4s ve 4porbitallerini karşılaştıralım. 4s için n=4 ve l=0'dir. n+l si 4'tür. 4p'nin ise n=4 ve 1=1'dır. n+l'si 5'tir. 4s daha düşük enerjili olduğundan, elektron 4p yerine 4s'ye yerleşmiş olacaktır. Ayrıca iki orbitalin de n+l'si eşit olursa düşük enerjili orbital "n"si küçük olan orbitaldir. 2p ve 3s'yi karşılaştırdığımızda her ikisinin de n+l değeri 3 bulunur. Elektron 3s yerine 2p orbitalini tercih eder. Hund Kuralı: Hund kralına göre elektronlar bir alt kabuğun orbitallerine en fazla sayıda paralel spinli ve eşleşmemiş olacak şekilde dağılırlar. p alt tabakasının 3 tane p orbitali, d alt tabakasının 5 tane d orbitali, f alt tabakasının 7 tane f orbitali aynı enerji seviyesinde bulunurlar.Bu aynı enerji seviyeli orbitallerin her biri birer elektrona sahip olmadan önce orbitallerden herhangi biri iki elektrona sahip olamaz. Örneğin n=3, 1=1 (3p) alt tabakasında üç elektron bulunuyor. Bu kurala göre 3px orbitali iki elektron, 3py bir elektron taşıyıp da 3pz de hiç elektron olmaması bu kurala göre imkânsızdır. Bundan dolayı bu üç elektronun orbitalleri ve yerleşimi ancak ve ancak sadece 3px de l elektron, 3py de l elektron ve 3pz de l elektron şeklinde olabilir.

Pauli Dışarlama (exclusion) Kuralı: Bir atomun içerdiği elektronların herbirinin dört ayrı kuantum sayısı (n, l, ml. ms) ile belirlenir.Bu kural bir atomda bulunanherhangi iki elektronun 4 kuantum sayısının da aynı değerler alamayacağını, en azından birer kuantum sayılarının farklı olduğunu söyler. Örneğin 2s orbitalinde bulunan iki elektron bu kuantum sayıları n=2, l=0, ml=0 olmak üzere üçü de aynıdır. Fakat dördüncü kuantum sayıları farklıdır, bir elektronun ms = + 1/2 ve diğerinin ms = - 1/2dir. Elektronların orbitalterdeki düzenlenmesi a) elektron sayılarının orbitaller üzerine yazılması 1s22s22p63s2 şeklinde ve b) oklarla olmak üzere iki türlü olabilir. Oklarla gösterimde yatay çizgi (-) şeklinde gösterilen orbital üzerine elektron sayısı kadar ok çizilir. 1 s ↑veya 1s ↑↓ gibi. Örneğin bor atmunun elektronik yapısını gösterirsek B'un atom numarası 5 olduğundan 5 elektrona sahiptir. Bu 5 elektronun orbitallerde dizilişi aşağıdaki şekillerde gösterilebilir: a) Sayılarla gösterim: En düşük enerjili orbital 1s'den itibaren başlayarak elektronların dizilişi yapılır. Burada her kabuk ancak bir s orbitaline sahip olabilir ve maksimum 2 elektron alır, p orbitalleri üç tanedir toplam 6 elektron alabilir, d orbitalleri beş tanedir 10 elektron alabilir ve f orbitalleri yedi tanedir ve 14 elektron alabilir şekilde toplu elektron sayısı gösterilir.  5B: 1s2 2s2 2p1 b) Oklarla gösterim veya Hund kuralını uygulayarak gösterimde her bir elektron bir ok ile gösterildiğinden hangi orbitalde kaç elektron olduğu kolayca anlaşılır. 2p _↑_  ___  ___ 2s ↑↓ (5B) 1s ↑↓ Yukarı yönlü oklar ms = +1/2, aşağı yönlü oklar da ms =- 1/2 şeklinde düşünülerek elektronların dört kuantum sayısı da bu gösterimde açık bir şekilde ortaya çıkar.

Magnetik Özellikler: Bir atomun orbitallerinde tek elektron varsa buna eşleşmemiş elektron denir. Çiftleşmemiş elektron sayısı, ancak Hund Kuralına gösterimde görülebilir. Çiftleşmemiş elektrona sahip atom veya iyonların bir magnetik alan tarafından çekildiği, zayıfça mıknatıslık gösterdiği, deneysel olarak elde edilmiştir. Çiftleşmemiş elektronlara sahip maddelerin gösterdiği magnetik alana doğru çekilme özelliğine paramagnetizma denir. Bunun zıddı özellik (bütün elektronları çiftleşmiş maddelerin gösterdiği magnetik alan tarafından itilmesi) diamagnetizma adı verilir. Paramagnetizma sadece dışarıdan bir magnetik alan uygulandığı zaman gözlenenebilir. Birde kobalt, nikel, demir gibi metallerin dışarıdan bir magnetik alan uygulanmadığı halde kendiliğinden magnetik özellik göstermesi özelliği vardır ki buna da ferromagnetizma denir. Ferromagnetik malzemelerde büyük sayıda paramagnetik iyonla malzeme içinde küçük bölgelerde magnetik momentleri aynı bir yönde yönlenmiş olarak toplanmışlardır. Bu bölgeler bir defa güçlü bir dış magnetik alana maruz bırakıldıktan sonra, magnetik momentleri devamlı olarak hep aynı yönde yönelirler. Halbuki paramagnetik cisimlerde dış alan etkisi kalktıktan sonra magnetik özellik de kaybolduğu gözükür. Elementlerin isimlendirilmesi; i. o elementi keşfeden kişinin isminden  yararlanarak (Küriyum, Einsteiniutn, Fermium gibi), ii. elementlerin keşfedildiği ülke veya şehrin ismine göre (Fransium, Germanyum, Polonyum,... gibi), iii. Elementin özelliğine göre (hidrojen: nydro=su, genes=üreten) ve çoğunlukla latince kelimelerle yapılmıştır, helyum: helios=güneş, lithium: lithos=kaya, selen=ay gibi latince kelimelerden türetilmiştir.  

Atomik ve İyonik Çap:  Çekirdek etrafında elektron bulutları ile sarılmış küresel bir hacim işgal eden nötral bir atomun çapını kesin olarak bulmak oldukça güçtür. Ancak elektron bulutunun  belirli bir hacimde sınırını çizerek oluşturulan küre atomun şeklini belirler. Buna göre belirlenmiş atomun çapı periyodik tabloda periyodlarda yatay olarak ilerledikçe -atom numarası arttıkça- küçülür. Nedeni yatay olarak ilerledikçe atomun dış kabuğuna bir elektron ve çekirdeğe de bir proton eklenir. Ancak kabuğa eklenen bir elektronun atomun hacmini genişletme gücü, çekirdeğe katılan bir protonun atomun hacmini küçültme gücüne eşit değildir. Daha küçüktür. Protonun atomun hacmini küçültme gücü galip geldiğinden atom çapı yatay olarak gittikçe küçülür. Atomik çaplar gruplarda aşağı doğru indikçe büyür. Çünkü her grupta elektron bir üst kabuğa girer (n=2, n=3,... gibi) ve ilave protonların atom çapını küçültme etkisi, üst kabuğa girmiş bulunan elektronların çapı büyültme etkisinin yanında küçük kalır. 5B'da n=2 kabuğu varken 13Al'de n=3 kabuğu vardır. 5B'un atomik çapı 0.080 nm, 13Al'mun ki ise 0.143 nm'dir. Bütün bunların yanında elektron kaybettiği zaman oluşan iyonun çapının daha küçük, elektron kazandığı zaman oluşan iyonun çapının da daha büyük olacağı bilinmektedir. İyonlaşma Enerjisi: Herzaman dışarıdan ısı alan (endotermik) bir kimyasal olaydır. Gaz halindeki bir atomdan bir elektronu çıkarabilmek için gerekli minimum  enerjiye iyonlaşma enerjisiismi verilir. Bir elektronu çıkarmak için gerekli enerji birinci iyonlaşma enerjisi, ikinciyi çıkarmak için gerekli enerji ikinci iyonlaşma enerjisi üçüncüyü  çıkarmak için gerekli enerjide üçüncü iyonlaşma enerjisi ismini alır. Tabii ki birinci iyonlaşmadan sonra + yüklü bir iyon oluşur. Artık bu + yüklü iyondan ikinci bir elektronu çıkarmak veya üçüncü bir elektronu çıkarmak daha büyük bir enerji gerektirir.

Atom büyüklüğü arttıkça iyonlaşma enerjisi azalır Atom büyüklüğü arttıkça iyonlaşma enerjisi azalır. Buna göre periyotlarda soldan sağa doğru gittikçe atom çapı küçülür ve iyonlaşma enerjisi artarken, gruplarda yukarıdan  aşağı  indikçe  atom  çapı  büyüdüğünden   iyonlaşma enerjisi azalır.  Periyodik tabloda soldan sağa gidildikçe katyonun üzerindeki pozitif yük artacağı için elektronun atomdan ayrılması güçleşir iyonlaşma enerjisi de büyür: Na+, Mg2+ , Al3+,... sırasında sodyumun tüm bileşikleri iyonikken magnezyum ve alüminyum kovalent bağlı bileşikler oluşturabilir. Bazı elementlerin I. iyonlaşma enerjileri (kJ/mol).

Elektron İlgisi: İyonlaşma olayının tersine, gaz halindeki bir atomun bir elektron yakalaması ile açığa çıkan enerjiye elektron ilgisi denir. Bu durumda eksi yüklü bir iyon oluşur. Ametalin elektron ilgisi ne kadar büyük olursa iyonik bileşiğin oluşumu da o derece daha kesin olur. Yine periyodik tabloda soldan sağa gidildikçe anyon  üzerindeki  negatif yük sayısı azalır ve elektron  ilgisi artarak iyonik bileşik oluşturmaya eğilimlenir. C 4-, N3-, O 2-, F - sırasına göre flor en yüksek iyonik bileşik yapma yeteğine sahiptir. Atoma yaklaşan elektron atoma ait elektron bulutu tarafından itilirken çekirdek tarafından da çekilir. Bu çekme itmeden büyük olursa enerji yayınlanır. Birinci elektron alma çoğunlukla enerji yayınlar (ekzotermik) fakat ikinci ve üçüncü elektron almalar daima dışarıdan enerji isteye (endotermik) olaylardır.

Bazı elementlerin elektron ilgileri.

Kristal yapıyı oluşturma enerjisi: Elektron alış verişi ile katyon  ve  anyon  oluştuktan sonra bu iki iyon birbirlerini çekerek kristal yapıyı meydana getirir. Kristal yapıyı meydana getirme esnasında bir enerji açığa çıkar. Meydana gelen bu enerjiyle kristal yapıyı oluşturma şansıda artar. İzoelektronik: Bazı elementler elektron alıp vererek diğer bazı kementlerin elektron sayısına eşit elektrona sahip olabilirler. Elektron sayıları eşit olan element veya iyonlara izoelektronik ismi verilir. Periyodik tabloda soldan sağa gidildikçe katyonun üzerindeki pozitif yük artacağı için elektronun atomdan ayrılması güçleşir iyonlaşma enerjisi de büyür: Na+, Mg2+ , Al3+,... sırasında sodyumun tüm bileşikleri iyonikken magnezyum ve alüminyum kovalent bağlı bileşikler oluşturabilir.

Elektronegatiftik: Elektronegatiflik iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisini birleştiren bir tanımdır. Bir atomun molekül içinde bir kimyasal bağda elektronları kendine doğru çekme yeteneğidir. Elektronegatiflik periyodik tabloda soldan sağa gittikçe artar, yukarıdan aşağı indikçe azalır. Elektronegatifliği en yüksek olan flor için 4.0 standart kabul edilerek buna göre diğer bazı elementlerin elektronegatiflik değerleri ve elementlerin atom numaraları ile elektronegatiflik değerlerinin değişimi grafiği aşağıda verilmiştir. Bileşik yapan iki ayrı cins atomun elektronegatiflik değerleri birbirinden çıkarılır. Eğer bu fark 1.7 den büyükse bağ iyonik bağdır. Atomlar arasındaki elektronegativite farkı 1.7 ile 0.5 arasında ise bağ polar kovalent bağ, 0.5 den küçük ise bağ apolar kovalent bağ olarak nitelendirilir. NaF bileşiğinde, Na atomunun elektronegativitesi 0.9, Florun ise 4.0 dır. Elektronegativite farkı 4.0- 0.9 = 3.1 Bunun neticesinde NaF bileşiğindeki bağ iyonik bağdır.

HİBRİTLEŞME Kovalent bağlar, orbitallerin örtüşmesi sonucunda gerçekleşirler. Orbitallerinde örtüşebilmesi için, örtüşmeye katılan orbitallerin birer elektron içermesi gerekmektedir.Her atom çiftleşmemiş elektron sayısı kadar bağ yapabilir. İki veya daha fazla atom orbitallerini, birbirleri ile hibritleşmeye uygun simetriye getiriler. Böylelikle oluşan yeni orbitallerehibritorbitalleri denir. Hibirtleşmenin gerçekleşebilmesi için orbitallerin enerjileri birbirine yakın olmalıdır. Bir atomun son periyodundaki dolu ve yarı dolu orbitallerin kaynaşarak özdeş yeni orbitaller oluşturması olayına hibritleşmedenir. yeni oluşan orbitallere hibritorbitalleri denir. Elektronlar merkez atoma en uzakta bulunacak şekilde yerleşirler. Not: Hibritleşme yalnız yarı dolmuş orbitallerin değil, dolu ve yarı dolu bütün değerlik orbitalleri arasında olur. Ancak merkezi atomun yapabileceği bağ sayısı onun sahip olabileceği yarı dolu orbital sayısı kadardır. Hibritleşme, kimyasal bağ sırasında gerçekleşir. Serbest haldeki atomlarda söz konusu değildir. Hibrit orbitalleri uzayda belirli şekilde yönlenirler ve bu durum molekülün geometrik biçimini belirler

İKİLİ VE ÜÇLÜ BAĞLAR Bazı moleküllerde, iki atom birbirine iki ya da üç bağ ile bağlanabilirler. İki atom arasındaki ilk oluşan bağ sigma bağıdır. Diğer bağlar ise pi bağıdır. İki atom arasında ikili bağ varsa biri sigma, diğeri pi bağıdır. Üçlü bağ varsa bir tanesi sigma, diğerleri pi bağıdır. İki atom arasında sigma bağı olmadan pi bağı oluşamaz.

sp-Hibritleşmesi BeF2 örneği verilerek sp-hibritleşmesi açıklanabilir sp-Hibritleşmesi  BeF2 örneği verilerek sp-hibritleşmesi açıklanabilir. Öncelikle atomların elektron dizilimleri yazılır.          Be' nin 2 tane bağ yapabilmesi için 2 tane yarı dolu orbitalinin olması gerekiyor . Bu nedenle 2s2 deki 2 elektronundan birini bir sonraki kabuğa uyarır. Aşağıdaki gibi bağ yapmaya hazır 2 tane yarı dolu orbital oluşturur.

MOLEKÜL ARASI BAĞLAR Maddeler gaz halinde iken moleküller hemen hemen birbirinden bağımsız hareket ederler ve moleküller arasında herhangi bir itme ve çekme kuvveti yok denecek kadar azdır. Maddeler sıvı hale getirildiklerinde ya da katı halde bulunduklarında moleküller birbirine yaklaşacağından moleküller arasında bir itme ve çekme kuvveti oluşacaktır. Bu etkileşmeye molekül arası bağ denir. Maddelerin erime ve kaynama noktalarının yüksek ya da düşük olması molekül arasında oluşan bağların kuvvetiyle ilişkilidir. Bu çekim kimyasal bağ tanımına girmez.

Moleküllerin Polaritesi ve Dipol Moment Bir molekülün yük dağılımı ve şekli molekülün polaritesini belirler. İki atom arasında oluşabilecek bağlardan birisi de kovalent bağdır. Bu kovalent bağ iki atomun ortaklaşa kullandığı bir çift elektron sayesinde oluşur. Bu bağ elektronları elektronegativiteleri birbirinden farklı olan atomlar tarafından farklı kuvvetlerde çekilir. Örneğin HF bileşiğini inceleyecek olursak florun elektronegativitesi hidrojen atomundan daha büyük olduğu için bağ elektronları flor atomu tarafından daha fazla çekilecektir. Bu sebepten flor atomunun olduğu yer negatif yükleri toplayacaktır. Pozitif yükler ise hidrojen atomunun olduğu kısımda toplanacaktır. Böyle molekülün negatif ve pozitif uçlarının birbirinden ayrıldığı moleküllere polar moleküller denir. H2, Cl2, N2 gibi diatomik moleküllerde elektronegativite farkı olmadığı için bağ elektronlar iki atom tarafından eşit miktarda çekileceği için polarlıktan söz edilemez. Bu nedenle bu bileşikteki bağ apolar kovalent bağdır.

Bu açıklamalardan sonra elektronegativiteleri birbirinden farklı atomlardan oluşan her molekül polar mıdır sorusu akıllara gelir. Bu soruyu cevaplıyabilmek için dipol ve dipol moment kavramlarını açıklamak gerekmektedir. Aynı büyüklükteki iki zıt yük belli bir mesafe ile ayrıldığı zaman bir dipol oluşur. Dipolün büyüklüğü dipol moment ile ölçülür ve µ ile gösterilir. Aralarında r mesafesi bulunan eşit büyüklükteki Q+ ve Q- yükleri için dipol moment; µ=Qr formülü ile ifade edilir.

Polar bir kovalent bağda yük dağılımındaki farklılık dipol moment ile verilir. Dipol moment vektörel bir büyüklüktür. Bir molekülün polar yada apolar olduğunu belirleyen temel etmenlerden olan elektronegatiflikten sonra molekülün geometrisi gelir. Bunu örneklerle açıklıyabiliriz.

ÖRNEK: CO2 molekülünü ele alacak olursak başlangıçta baktığımızda C-O elektronegativiteleri birbirinden farklı iki atom olması nedeniyle bu molekülün polar bir molekül olması beklenir. Bu elektronegativite farkı bağ elektronlarının oksijen atomuna doğru kaymasına ve bağ momenti oluşmasına neden olur. Fakat bu iki bağ momenti eşit büyüklükte ve zıt yönde olduklarından birbirlerini yok ederler ve sonuçta molekülün momenti 0 olur. Bu nedenle de polar olması beklenen molekül apolar olur. CO2 nin apolar bir molekül olması onun Lewis yapısına dayalı VSEPR kuramına göre doğrusal bir yapıda olduğunu gösterir. Diğer bir örnek ise BF3 molekülüdür. Burada atomlar arasında elektronegativite farkı olduğundan dolayı bağlar polardır. Fakat aralarında 120º açı olan eşit büyüklükteki üç kuvvetin bileşkesi O olduğu için bu molekülde apolardır.

H2O molekülü polardır. Bu demektir ki su molekülünün yapısı doğrusal değildir. Oksijen atomu üzerindeki bağ yapmayan elektronlar bulunmaktadır. Bağ elektronlar hem çekirdek tarafından hem de bağlı atomlar tarafından çekilir. Bağ yapmayan elektronlar ise sadece çekirdek tarafından çekildiği için boşluğa daha rahat yayılırlar. Bu nedenle de bağ elelektronları, bağ yapmayan elektronlar tarafından itildiği için bağ açıları beklenenden küçük olur.

Tanecikler Arasındaki Etkileşimlerin Etkileri Moleküllerin Polaritesi ve Dipol Moment İyon-Dipol Etkileşimi Dipol-Dipol Etkileşimi İndüklenme ile Elektriklenme İyon- İndüklenmiş Dipol (Apolar) Etkileşimi Dipol-İndüklenmiş Dipol Etkileşimi İndüklenmiş Dipol-İndüklenmiş Dipol Etkileşimi Hidrojen Bağı Tanecikler Arasındaki Etkileşimlerin Etkileri

Van Der Waals Çekimleri: Kovalent bağlı apolar moleküllerde ve soygazlarda yoğun fazlarda sadece kütlelerinden kaynaklanan bir çekim kuvveti oluşmaktadır. Bu kuvvete van der waals bağları denir. Yoğun fazda sadece van der vaals bağı bulunan maddelere moleküler maddeler denir. Moleküler maddelerin mol ağırlıkları arttıkça kaynama ve erime noktaları yükselir. Örneğin oda koşullarında F2 ve Cl2 gaz, Br2 sıvı, I2 ise katıdır. Van der waals etkileşimi en fazla olan I2, en az olan ise F2 dir. Sıvı ve katı halde yalnızca Van Der Waals bağları bulunduran maddeler; . Soygazlar (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) . Moleküller halinde bulunan ametaller (H2 , O2 , N2 , F2 , Cl2 , Br2 , I2 , P4 ) . Apolar olan bileşikler (CH4 , CO2 , C2 H6 )

Dipol – Dipol Etkileşimi: Bu tür etkileşim polar moleküller arasında görülür. Polar moleküller sürekli bir kısmı (+), bir kısmı (-) uca sahiptirler. İki polar molekül birbirine yaklaşırken birinin pozitif ucu diğerinin negatif ucuna yönelir. Böylece bir molekülün (+) ucu ile diğerinin (-) ucu arasında bir elektrostatik çekme oluşur. Ancak bu çekme zıt yüklü iyonlar arasındaki çekmeden çok zayıftır. . Polar moleküller arasındaki bu kuvvetler, van der Walls kuvvetlerinden daha büyüktür. Bu nedenle aynı molekül kütlesine sahip iki maddeden polar olanının erime ve kaynama noktası daha yüksektir. . Polar moleküllerin oluşturduğu katılar, su gibi polar çözücülerde iyi çözünürler. Bu çözünme polar etkileşimle sağlanır.

Polar moleküllerden oluşan sıvıların birbiri içerisinde çözünmesi dipol-dipol etkileşim ile açıklanabilir. Etanol ve suyun her oranda karışabilmesi bu olaya örnektir. Moleküllerin bu ek düzenliliği maddenin beklenenden daha yüksek sıcaklıklarda sıvı ve katı halde kalmasına neden olur. Dipollerin birbirinden uzaklığı ve dipol momentlerinin büyüklüğü  dipol-dipol etkileşiminin enerjisini etkiler. Bu etkileşim sıcaklıktan da etkilenir.

Dipol-Dipol ve İyon-Dipol etkileşimleri daha kapsamlı incelersek; İndüklenme ile Elektriklenme Elektrik yüklü bir cisim çevresinde bir elektrik alanı oluşturur. Yüksüz cisimlerde bu alandan etkilenirler. Öncelikle yüksüz bir cismin, atom çekirdeklerinden ve elektronlarından oluştuğunu hatırlatalım. Ortamda (+) yüklü bir cisim var ise yüksüz cisimdeki elektronlar bu (+) kutup tarafından çekilir. Diğer bölgede ise elektron noksanlığı veya (+) yük oluşur. İşte bu sayede polar olmayan (apolar) bir molekülde indüklenme yolu ile (-) ve (+) yük kutuplaşması sağlanır ve molekül indüklenmiş dipol momente sahip olur.

Dipol-İndüklenmiş Dipol Etkileşimi Bu etkileşime polar bir maddeni apolar bir maddede çözünmesi örnek olarak verilebilir. İyot (I2) menekşe rengine sahip bir maddedir. Fakat etanol içerisinde çözündüğü zaman kahverengi bir renk alır. Polar molekülün dipol momenti ile apolar molekülün polarlaşabilmesi bu etkileşimin derecesini belirler. Etkileşim uzaklığın altıncı kuvveti iler ters orantılıdır. Bu nedenle de bu etkileşim çok kısa mesafeler için geçerlidir. Bu nedenle polar olan bir madde apolar bir madde içerisinde çözünmez olarak bilinir.

İndüklenmiş Dipol-İndüklenmiş Dipol Etkileşim İndüklenme ile elektriklenme konusunda elektrostatik bir etkileşimden bahsedildi. İndüklenmiş dipol-indüklenmiş dipol olayı tam olarak bu elektrostatik çekim kuvveti ile açıklanamaz. Elektronların haraket halinde olduğu düşünülürse bu hareketin bir anında (tamamen tesadüfen) moleküldeki elektron dağılımı düzgün olmayabilir. Elektronların, atomun yada molekülün bir bölgesine yığılabilme ihtimali vardır. Bu anlık kutuplaşma nedeni ile apolar olan bir molekülün polarlaşması söz konusu olur. Bir anlık dipol oluşur. Molekülün veya atomun anlık dipolü çevre molekülde veya atomda da anlık indüklenmiş dipol oluşturur. Bunun sonucunda moleküller arasında bir çekim kuvveti oluşur. Bu çekim kuvetine dağılma kuvveti ya da London kuvveti (van der Waals kuvvetleri) denir. Apolar bir çözücünün apolar bir çözücü içerisinde çözünmesi bu london kuvvetleri ile açıklanabilir

Bir molekülün bir dipol tarafından indüklenme kolaylığına kutuplanabilirlik denir. Kutuplanabilirlik elektron sayısı ile artar, elektron sayısı da molekül kütlesi ile artar. Kutuplanabilirğin artması ile London kuvvetleride artacağından kovalent bileşiklerin erime ve kaynama noktaları molekül kütlesi ile birlikte artacaktır. Dağılma kuvvetlerinin şiddeti molekül biçimine de bağlıdır. Zincir şeklinde bir moleküldeki elektronlar, küçük, sıkı ve simetrik yapıya sahip moleküldeki elektronlardan daha kolay haraket eder ve bu nedenle de zincir molekül daha rahat haraket eder. Bunun sonucunda da aynı tür ve sayıda atom içeren izomerlerin kaynama noktaları farklıdır.

HİDROJEN-BAĞLARI Hidrojen atomu, elektronları kuvvetli çeken N, O ve F atomları ile kimyasal bağ oluşturduğunda, elektronunu büyük ölçüde yitirir ve diğer polar moleküllerdekine göre daha etkin ir artı yük kazanır. Bu yük nedeniyle hidrojen komşu moleküllerin eksi ucuyla moleküller arası bir bağ oluşur. Bu bağa hidrojen bağı denir. Hidrojen bağı, diğer polar moleküllerdeki dipoldipol etkileşiminden farklı ve güçlüdür. . Hidrojen bağlarını koparmak için gereken enerji, 5 ile 10 kkal/mol dolaylarındadır. Hidrojen bağları kovalent bağlara göre çok zayıftır. Bu nedenle su ısıtılınca öncelikle hidrojen bağları kopar, gaz haline gelir. H2 ile O2 ‘ye ayrışmaz. . Hidrojen bağları, polar etkileşiminden çok daha güçlüdür. Moleküller arası yalnız van der Walls kuvvetlerine sahip olduğundan kaynama noktası çok düşüktür. Suda Çözünme: Hidrojen bağı oluşturabilen iki farklı molekül birbirleriyle de hidrojen bağı oluştururlar. Bu durum hidrojen bağı oluşturabilen maddelerin suda iyi çözünmelerini sağlar. Hangi tür kuvvetle bağlanırsa bağlansın oluşan katılara moleküllü katı denir. Genelde moleküllü katıların erime noktaları, katılara göre daha düşüktür.

ÖZET: Atomu elektronegativitesi yüksek bir atomla (F,O veya N) kovalent bağ ile bağlandıktan sonra, bağ elektronları elektronegativitesi büyük olan atom tarafından çekilir. Bu nedenle bir kutuplaşma sözkonusu olur. Elektronsuz kalan hidrojen komşu moleküldeki elektronegatif atomun ortaklanmamış bir çift elektronunu çeker. Böylece komşu molekül ile elektrostatik etkileşime girerek bir tür köprü atom haline gelir. Bir molekülde kısmen pozitif yüklü H atomu ile başka bir moleküldeki kısmen negatif yüklü N, O, F atomu arasındaki çekim kuvvetine hidrojen bağı denir. Bu bağ genellikle çizgi çizgi (----) olarak gösterilir. Bu bağ kovalanet bağa göre uzun ve zayıf bir bağdır. Hidrojen bağı yalnızca H atomu ile gerçekleştirilebilir. Çünkü tüm öteki atomların iç kabuk elektronları atom çekirdeklerini perdeler. H bağları moleküller arası çekim kuvvetlerinden (van der Waals, dipol-dipol etkileşim) daha kuvvetlidir. Bu bağın daha kuvvetli oluşu 4A, 5A, 6A ve 7A grubundaki bazı elementlerin hidrür bileşiklerinin kaynama noktalarının karşılaştırılması ile daha iyi anlaşılacaktır.

4A grup elementlerinin hidrür bileşiklerinin (C, Si, Ge, Sn) kaynama noktaları ile ilgili grafiği inceleyecek olursak molekül kütlelerinin artması ile kaynama noktasının düzenli olarak arttığı gözlenmektedir ki beklenen de budur. Bunun sebebi ise giderek büyüyen merkez atomdaki elektron sayısı arttıkça moleküller arası van der Waals kuvvetleri artar ve bu nedenle de kaynama noktaları yükselir. Fakat 6A grup elementlerinin (O, S, Se, Te) yaptığı hidrür bileşiklerin grafiğine bakacak olursak H2O bileşiğindeki uyumsuzluğu görebiliriz. H2O'nun kaynama noktası aynı grup elementlerinin yaptığı bileşiklerden daha düşük olması beklenirken daha yüksektir. Bu durum ise H2O molekülünün hidrojen bağı yapabilme özelliği ile açıklanabilir. H bağı van der Waals kuvvetlerinden daha kuvvetli olduğu için kaynama noktasında ani bir yükselme görülür. 5A grubundaki NH3, PH3 AsH3, SbH3 ve 7A grubundaki HF, HCl, HBr, HI bileşiklerininde kaynama noktası grafiği, 6A grubuna ait grafikle aynıdır. Bu iki grafikte de NH3 ve HF bileşikleri H bağı nedeni ile beklenen değerlerden sapma gösterir.

İYON BAĞI: Elektronlarını kolay kaybeden atomlarla, kolay elektron alabilen atomlar arasında oluşan bağa iyon bağı denir. Artı ve eksi yüklü iyonlardan oluşan katılara iyonlu katı denir. İyonlu katılarda, her iyonun karşıt yüklü iyonlarla çevrildiği bir örgü bulunduğundan birkaç atomun bir araya geldiği moleküllerin varlığından söz edilemez. İyon kristallerinde elektronlar, iyonların çekirdekleri tarafından kuvvetli çekildiklerinden serbest halde bulunmazlar. Bir iyon kristalinin bir kısmının basınç etkisinde kalması durumunda iyonlar kayar ve aynı adlı elektrik yükleri birbirlerinin yanına gelir. Aynı yüklü iyonların birbirlerini itmesiyle kristal ikiye ayrılır. Buna göre metalik katılarda olduğu gibi iyonlu katılar dövülüp, tel ve levha haline getirilemezler. İyonlu katılar eritildiklerinde ya da suda çözündüklerinde elektrik akımını iletirler. Polar moleküllü maddeler ve iyon bileşikleri polar çözücülerde, apolar bileşikler apolar çözücülerde daha kolay çözünürler.

İyonik bağlı bileşiklerin hem molekül içi, hem molekül arası bağlanmaları iyoniktir. İyonik bileşikler oda koşullarında katı halde bulunurlar. Katı halde bulunan iyonik moleküllerde (+) ve (–) yüklü iyonlar birbirine çok yakın olacağından aralarında çekim oluşacaktır. İyonik bileşikler katı halde elektrik akımını iletmezler. Sıvı halde ya da çözündüklerinde elektrik akımını iletirler. Bu katıların kristal yapısı vardır ve kırılgan özelliğe sahiptirler. (NaCl, K2S ........)

İyon-dipol bağı: Bir iyon-dipol bağı, bir iyonik bağdaki iyonlardan birinin su gibi oldukça polar bir molekülle yer değiştirmesi sonucu oluşur.

İyon-Dipol Etkileşimini farklı bir şekilde tanımlarsak; Ortamdaki  katyonlar molekülün negatif yüklü kutbu, anyonlar ise molekülün pozitif yüklü kutbu ile etkileşirler Yemek tuzunun (NaCl) su içerisinde çözünmesi olayı bu etkileşime verilebilecek en güzel örnektir. NaCl kristali suya atıldığında polar su molekülleri karşıt yüklü uçları ile iyonlara yaklaşır ve onları kristal örgüsünden kopararak su içerisinde dağılmasına neden olur. Etkileşim enerjisi (E), iyon yükü (Q) ve molekülün dipol momenti (d) ile doğru orantılı iken, iyon merkezinin molekülün negatif ve pozitif yüklenen kutuplarının tam ortasına olan uzaklığın karşı ile ters orantılıdır.

METAL BAĞI Metal atomlarını katı ve sıvı halde bir arada tutan kuvvetlere metal bağı denir. Değerlik elektronlarının serbest hareketleri nedeniyle metaller, elektrik akımı ve ısıyı iyi iletirler. Metal kristalinde basınç etkisiyle kristalin bir kısmının kayması asıl yapıyı bozmaz. Bu nedenle metaller dövülerek, tel ve levha haline getirilebilirler. Metallerin erime noktaları genelde moleküllü katılardan yüksektir. Oda koşullarında hemen tümü katıdır. Periyodik cetvelde; . Bir grupta yukarıdan aşağıya doğru atom çapı büyüdükçe genel olarak metal bağı zayıflar, dolayısıyla erime noktası düşer. . Bir sırada soldan sağa doğru atom çapı küçülüp, değerlik elektron sayısı arttıkça metal bağı kuvvetlenir, erime noktası yükselir.

İyonlaşma enerjisi azaldıkça (peryot numarası arttıkça) metalik bağlar zayıflar. Değerlik elektronları sayısı artıkça metalik bağ kuvveti artar. Metalik bağda değerlik elektronları kristal içerisinde hareket ettiğinden dolayı bağlar a değil, kristalin bütününe ait olur. Metaller, değerlik elektronlarının oynaklığından dolayı ısı ve elektrik akımı iletkenliği, şekil verilebilme gibi özelliklere sahip olurlar.

Tanecikler Arasındaki Etkileşimlerin Etkileri Erime ve Kaynama Noktaları Erime ve kaynama noktaları molekül içi bağlara değil, tanecikler arası etkileşim kuvvetlerine bağlıdır. Tanecikler arasındaki etkileşim ne kadar büyükse molekülün erime ve ya kaynama noktası o kadar yüksek olur. Polar moleküllü bileşiklerin kaynama noktaları apolar moleküllü bileşiklerin kaynama noktalarında büyüktür. Çünkü dipol-dipol etkileşmesi sıvı moleküllerinin birbirinden ayrılarak bağımsız gaz molekülleri haline gelmesini zorlaştırır. Ayrıca apolar bir moleküldeki çekim kuvvetinin kalıcı değilde anlık olduğunu bir kez daha hatırlıyalım.

Soygazlarda tanecikler arasındaki kuvvetler van der Waals kuvvetleridir. Maddenin sıcaklığı yükseldiğinde moleküllerin kinetik enerjiside artar. Kinetik enerji moleküller arası kuvveti yenecek düzeye geldiğinde sıvı kaynar. Sonuç olarak kaynama sıcaklığından moleküller arasındaki etkileşimin enerjisini tahmin etmek mümkündür. Tanecikler arasındaki çekme kuvvetinin en büyük olduğu hallerden biri iyonik katılardır. Elektrostatik çekme kuvveti, iyonların yüküne ve iyonlar arası uzaklığa bağlıdır. NaF ve MgO sodyum klorür yapısında katılardır. İyonlar arası uzaklık sırası ile 251 pm ve 212 pm dir. Bu değerlerden analaşılabileceği gibi iyonlar arasında uzaklık fazla değildir. Ancak MgO'in iyon yüklerinin NaF'e göre iki kat fazla olması erime ve kaynama noktaları arasındaki farkın çok büyük olmasına neden olur.

İyonlar arasında uzaklıkların dikkate alınacağı örnekte ise iyon yükleri aynı olan NaF (251 pm), KCl (319 pm), RbBr (348 pm) katıları incelenebilir.

Rezonans