KİMYASAL BAĞLAR Moleküllerde atomları birarada tutan kuvvettir.

... konulu sunumlar: "KİMYASAL BAĞLAR Moleküllerde atomları birarada tutan kuvvettir."— Sunum transkripti:

1 KİMYASAL BAĞLAR Moleküllerde atomları birarada tutan kuvvettir.
Atomun sembolünün çevresine valans elektronlarının yazılmasıyla oluşan yapılara Lewis yapıları veya elektron nokta yapıları denir.

2 İyonik Bağlar Bu tip bağlar elektronlardan bir veya birkaçının bir atomdan diğerine tamamen verilmesi ile meydana gelir. İyonik bağlar, iyonlaşma enerjileri birbirinden çok farklı olan atomlar arasında (metal-ametal) olur. Örneğin, sodyum ve klor atomlarından oluşan sodyum klorür bileşiğinin bağ yapısı şu şekilde açıklanabilir. a- İyonik bağlar oluşurken atomlar arasında eşit sayıda elektron alışverişi olur. b- Elektron alan veya veren atomlar elektron sayılarını kendisine en yakın olan soy gaza benzetirler (Oktet kuralı).

3 Kovalent Bağ İki aynı veya farklı ametal atomları arasında bir veya daha fazla elektronun paylaşılmasıyla oluşan bağa denir. Bazı kovalent bağlarda ortaklaşa kullanılan bağ elektronlarının her ikisi de bir atoma aittir ve bağ oluşurken diğer atomun boş orbitali kullanılır. Bu şekilde oluşan bağa koordine kovalent bağ denir Elektronegatiflikleri birbirine eşit olan yani aynı cins ametal atomları (H-H, F-F gibi) arasında oluşan kovalent bağa ise apolar kovalent bağ denir. Atomların elektronegativitelerine göre yük yoğunlukları ile farklı kutuplar oluşturması (Cl- Br+) sonucu oluşan bağa polar kovalent bağ denir.

4 Metalik Bağ Negatif yüklü elektron denizi ile pozitif yüklü metal iyonları arasında oluşan bağa denir. İyonlaşma enerjisinin küçük olması demek bir metal atomundan bu elektronu koparmak kolay demektir. Karşı karşıya gelen metal atomlarından birinin diğerinden elektron alması düşünülemez. Çünkü metallerin elektron ilgileri çok düşük olup, birbirine yakındır. Birbiriyle kovalent bağ yapmaları ise valans elektronlarının sayısının yetersiz olmasından dolayı imkansızdır. Ancak valans orbitalleri sayısı fazladır.

5 Metaller devasa yapılardır
Metaller devasa yapılardır. Metal atomlarının valans elektronları yapı boyunca serbestçe hareket ederler. Bu şekilde iyon katmanı elektron denizi ile çevrelenmiş olur. İyon ve elektronların sahip olduğu yükler sayesinde metalik yapı birarada tutulur. Serbest elektronlar sayesinde metallerin bükülebilme, elektrik ve ısıyı iletebilme özellikleri kazandırılmış olur.

6 Moleküllerarası Bağlar
Bağların Kuvvetliliği Bağ Enerji Örnek Kovalent 1000 Elmas İyonik 30-100 Tuz ve Seramik Metalik 30-150 Metaller Hidrojen 8 Buz Van der Waals 2 Politen Moleküllerarası Bağlar Dipol-Dipol Kuvveti İki polar molekül birbirine yaklaştığı zaman zıt yüklü kutupları arasında bir çekme kuvveti oluşur ve bu kuvvete dipol-dipol kuvveti denir. Bundan dolayı polar moleküllerin erime ve kaynama noktaları apolar olanlardan daha yüksektir.

7 Van der Waals Kuvvetleri
Kovalent bağlı apolar moleküller arasında oluşur. London veya Dağılma Kuvveti de denilen bu bağ türünde apolar bir molekülün bir bölgesinde tesadüfi olarak elektronlar yoğun bir şekilde bulunur. Bu durum molekülde geçici bir dipollenme oluşturur. Sonrasında ise anlık çekim kuvveti meydana gelir.Bu çekim kuvvetine de Van de Waals kuvveti denir. Uzun zincirli polimerik yapılarda bulunur. Polimerik yapı esnetildiğinde bağlar kolayca kırılarak yapının deformasyonuna neden olur.

8 Hidrojen Bağı Bu bağ türü daha çok sıvı fazda yapısında hidrojen atomu bulunduran çok polar moleküller arasında olur. Genellikle 5A, 6A ve 7A grubundaki ametallerin hidrürleri polardır ve bağ yapmamış değerlik elektronları içerirler. Özellikle N, O ve F atomlarının hidrür bileşikleri bulundukları grupların en polar molekülleridir. Bu atomlarla bağ oluşturan H, kısmi pozitiflik kazanır. Diğer molekülün bağ yapmamış elektron çifti tarafından H çekilir. Bu çekim kuvvetine H Bağı denir. Su molekülü hidrojen atomlarından dolayı pozitif yüklü olurken molekülün diğer tarafında elektronlar nedeniyle negatif yüke sahiptir. Bu dağılımdan dolayı atomlararası bağlar zayıf olup suyun buharlaşması oldukça kolaylaşır.

9 Problem (2-1): Atom numarası 17 olan bir X elementinin birinci iyonlaşma enerjisi, atom numarası 35 olan Y elementinin birinci iyonlaşma enerjisinden büyüktür. Bu durum, hangi periyodik özelliğe dayanmaktadır? Elementlerin elektron düzenlerini yazarak, periyodik sistemdeki yerlerine göre belirtiniz. Çözüm : 17X = 1s2/2s22p6/3s23p periyot, 7A grubu 35Y = 1s2/2s22p6/3s23p6/4s23d104p periyot, 7A grubu Periyodik sistemde aynı grupta yer alan elementlerin iyonlaşma enerjileri aşağıdan yukarıya doğru artmaktadır. Dolayısıyla İEx  İEy olacaktır.

10 Problem (2-2): Atom numarası 17 olan X elementi ile atom numarası 35 olan bir Y elementi için,
a) Elektron düzenlerini yazarak, periyodik sistemdeki yerlerini belirtiniz ve birinci iyonlaşma enerjilerini mukayese ediniz. b) Elementlerin cinsini belirterek, aralarındaki bağ oluşumunu nokta sistemiyle gösteriniz ve bağın türünü belirtiniz. Çözüm : a) 17X = 1s2/2s22p6/3s23p periyot, 7A grubu 35Y = 1s2/2s22p6/3s23p6/4s23d104p periyot, 7A grubu b) Elementlerin her ikisi de halojen olup ametaldir.

11 Problem (2-3): Atom numarası 16 olan X elementi ile atom numarası 31 olan bir Y elementi için,
a) Elektron düzenlerini yazarak, periyodik sistemdeki yerlerini belirtiniz ve birinci iyonlaşma enerjilerini mukayese ediniz. b) Bu elementler bileşik oluşturur mu? Oluşturursa, bağ oluşumunu nokta sistemiyle göstererek bağın cinsini belirtiniz. Çözüm : a) 16X = 1s2/2s22p6/3s23p periyot, 6A grubu 31Y = 1s2/2s22p6/3s23p64s23d104p periyot, 3A grubu İEy  İEx olmaktadır. Çünkü, Y elementi tabloda daha solda ve aşağıdadır. Periyodik sistemde periyotlarda sola doğru, gruplarda ise aşağı doğru inildikçe iyonlaşma enerjisi azalır. b) Elementlerin bileşik oluşturması şöyle gösterilebilir.

12 Problem (2-6): Aşağıdaki element atomlarının ne şekilde bağ oluşturduklarını nokta sistemiyle (Lewis yapıları) göstererek, bağların cinsini belirtiniz. a) 12Mg + 9F 7N + 7N b) 1H + 7N Be + 16S Çözüm : Her bir atomun elektron düzenleri göz önüne alınarak, değerlik elektronları bulunur. Metal ile ametal arası bağlar iyonik, ametaller arası bağlar ise kovalenttir.

13 FORMAL YÜK Formal Yük: Bir molekülde her bir atomun sahip olduğu net yüke denir. Kapalı Formülü verilen bir molekülün Lewis yapısını çizmede gözönüne alınan kurallar: 1- En elektropozitif element genellikle merkezi atom olarak alınır. 2- Atomlar, ya formal yükleri sıfır olacak şekilde yada daha elektronegatif olanların formal yükleri negatif olacak şekilde düzenlenirler. 3- Aynı formal yüke sahip olanların bitişik olmamalarına dikkat edilmeli. 4- Atomların bağ sayısı, verebildikleri maksimum kovalent bağ sayısından büyük olmamalıdır. Formal Yük = (Grup No) – (Bağ Sayısı) – (Bağ Yapmamış e- Sayısı)

14 Örnek: SO2 molekülünün Lewis yapısını gösteriniz ve herbir atomun Formal Yükünü hesaplayınız.
Çözüm: (a)Moleküldeki her atomun valans kabuğundaki e- sayısının toplamı hesaplanır. “A” grubundaki elementlerin grup numaraları valans e-’larının sayısını verir. Nötr moleküllerde valans e- larının sayısı grup numaraları toplanarak bulunur. İyonlarda ise iyonun herbir negatif yükü için 1 e- fazla, herbir pozitif yük için 1 e- eksik sayılır. S  6 e- 6A grubu olduğundan valans e- O 2x6e- ları altışar tanedir. 18e-

15 (b) Hidrojen atomu için 2, diğer atomlar için 8 e- sayılarak her atomun dış kabuğunu sekize tamamlaması için gerekli e- sayısı bulunur. SO2 için  3x8e- = 24e- (c) Gerekli e- sayısından Valans e- larının sayısı çıkarılır: (24e-) – (18e-) = 6e- (d) Gerekli e- sayısı ile valans e- ları arasındaki fark ikiye bölünür. Bu sayı moleküldeki bağ sayısını verir. Moleküldeki atomlar arasına bağlar önce birer birer sonra da ikişer ikişer yerleştirilir. Bağ Sayısı = 6e-/2 = 3

16 (e) Formal Yüklerin Hesaplanması: O(1): 6-1-6 = -1 S : 6-3-2 = +1
Atomların Formal Yüklerinin Cebirsel Toplamı Molekülün Net Yüküne Eşit Olmalıdır. _____________________________________ Örnek: CO3-2 ‘ın Lewis yapısını gösterip herbir atomun formal Yüklerini hesaplayınız. (4C ; 8O)

17 Fosfat bileşiğinin olası Lewis yapıları