Alper Şahin
Ana Sayfa
Kimya
=> Temel Kavramlar
=> Atomun Yapısı
=> Kimyasal Bağlanma
=> Bileşikler ve Mol Kavramı
=> Kimyasal Reaksiyonlar ve Hesaplamalar
=> Gazlar
=> Maddenin Yoğun Hali (Sıvılar ve Katılar)
=> Kimyasal Reaksiyonlarda Hız
İletişim
Link listesi
Slaytlar
 

Kimyasal Bağlanma

1. Giriş
Hemen hemen tüm element atomları bileşikler oluşturmak için diğer atomlarla
birleşmeye yatkındırlar. Böyle durumlarda atomlar arasındaki çekim kuvvetleri
"kimyasal bağ" olarak adlandırılır. Kimyasal bağların kökenini ve doğasını anlamak,
kimyayı anlamının önemli bir parçasıdır. Çünkü eski bağların kırılması
ve yenilerinin oluşması tüm kimyasal reaksiyonların temelini oluşturur.
Kimyasal bağlanma başlıca iki gruba ayrılır. Kovalent bağlanma, moleküllerde
oluşur ve elektronların paylaşımını içerir. İyonik bağlanma ise, elektronların
atomlar arasında aktarılmasıyla oluşur ve iyonları meydana getirir. İyonik bağlanmanın
anlaşılması daha kolaydır.
2. Lewis Sembolleri
Atomlar, bağ oluşturmak üzere bir araya geldiklerinde, çekirdeklerine en uzak
olan elektronlar etkileşirler. Dolayısıyla, kimyasal bağlanmada dış kabuk elektronları
önemlidir ve bu elektronlara "değerlik elektronları" denir.
Lewis sembolleri, iç kabuk elektronları ve çekirdeği gösteren bir "simge" ile dışkabuk
(değerlik) elektronlarını gösteren noktalardan oluşur (Şekil 3.1).
Lewis sembolleri, yalnız atomlar için değil, atom iyonları için de kullanılırlar.

Şekil 3.1.'den görüldüğü gibi bir elementin Lewis sembolünü çizmek için, o
elementin kimyasal sembolünün etrafı onun değerlik (valens) elektronlarını
gösteren noktalarla donatılır. Örneğin, elektron dizilişi 1s2 2s1 olan lityum'un
Lewis sembolü şöyledir:

Gerçekten, periyodik cetveldeki IA grubunun tüm elementlerinin Lewis sembolleri
aynıdır. Çünkü hepsinin bir değerlik elektronu vardır. IA grubu metallerinin
Lewis sembolleri

Dört değerlik elektronundan fazla elektron içeren atomlarda, eklenen her elektronun
diğerleriyle eşleştirildiğine ve A - grubu elementlerinin değerlik elektronlarını
gösteren nokta sayısının bu elementlerin grup numarasıyla aynı olduğuna
dikkat ediniz.
Bu durumu genellemek üzere, geçiş elementleri dışındaki tüm diğer elementlere ilişkin
değerlik elektronları sayılarının, periyodik cetveldeki grup numaralarına eşit olduğunu
belirtebiliriz.
Elementlerin bağ yapabilme kapasiteleri, atomlarının endış kabuklarındaki
elektron sayılarına bağlıdır. En dış kabukta 1e- varsa "bir", 2e- varsa "iki", 3evarsa
"üç", 4e- varsa "dört bağ" yapabilirler. Son kabuktaki elektron sayısı dört
veya daha fazla olursa, kovalent bağ sayısı, en dış kabuktaki boş yer sayısı kadar
olur.
Çözümlü Soru 1
Aşağıdaki elementler için Lewis sembollerini yazınız?
a) N, P, As b) Al, Si, Ar
Cevap
a) N, P, As; 5A grubu elementleridir. Hepsinin 5 değerlik elektronu vardır. Buna
göre Lewis sembolleri aşağıdaki şekilde yazılmalıdır.

b) Al : 3A; Si : 4A; Ar : 8A grubundadırlar. Buna göre Lewis sembolleri aşağıdaki
gibi yazılmalıdır.

Çözümlü Soru 2
Aşağıdaki iyonların Lewis sembollerini yazınız.
N-3, O-2
Cevap

Mg, K, Ne için Lewis sembollerini yazınız.
3. İyonik Bağlanma
Düşük iyonlaşma enerjili elementlerin atomları "katyonları", yüksek elektron
ilgisi olan elementlerin atomları ise, "anyonları" oluşturmaya yatkındır. Kural
olarak, iyonik bileşiklerde katyon oluşturan elementler alkali (IA) ve toprak alkali
(IIA) metalleri; anyon oluşturan elementler ise, halojenler (VIIA) ve oksijendir.
İyonik bağ, iyonik bileşiklerde iyonları bir arada tutan elektrostatik kuvvettir.
Örneğin; lityum ve flor atomlarının LiF oluşturmasını düşünelim. Lityumun
elektronik dizilişi (düzenlenmesi) 2s2 2s1 ve florunki 1s2 2s2 2p5 'dir. Lityum ve
flor atomları bir araya geldiğinde, lityum'un 1s1 değerlik elektronu flor atomuna
aktarılır. Bu durumu Lewis sembollerini kullanarak, aşağıdaki şekilde gösterebiliriz:

Daha iyi anlaşılabilmesi için, bu reaksiyonu basamaklar halinde gösterelim.
Birinci basamak lityumun iyonizasyonu:

İkinci basamak, bir elektronun flor tarafından kabulü:

Üçüncü basamak, iki iyonun, LiF oluşturmak üzere birleşmesi:

ve üç reaksiyonun toplamı:

Görüldüğü gibi bu üç reaksiyonun toplamı, ilk eşitliğin aynısıdır.
LiF 'deki "iyonik bağ"; artı yüklü lityum iyonu ile, eksi yüklü florür iyonu arasındaki
elektrostatik çekimdir ve bileşik elektrikçe nötürdür. İyonik bağ içeren bileşikler
"iyonik bileşikler" olarak bilinirler.
Birçok durumda, bir bileşikteki katyon ve anyon aynı büyüklükte iki yükü taşı
maz. Örneğin lityum, lityum oksit (Li2 O) vermek üzere havada yakıldığında
aşağıdaki reaksiyon gerçekleşir.

Bu reaksiyonu Lewis sembollerini kullanarak yazalım.

Görüldüğü gibi bu reaksiyonda oksijen atomu her iki lityum atomunun birer
elektronunu alarak Li2 O oluşturmuştur ve Li+ iyonu helyum ile ve oksijen
iyonu (O-2) neon aynı elektronik yapıya sahiptirler.
Çözümlü Soru 3
Lewis sembollerini kullanarak alüminyum oksit (Al2 O3) oluşumunu gösteriniz.
Çözüm
Şekil 3.1 e göre Al ve O'nin nokta sembolleridir. İyonik bileşiklerde
alüminyum katyonu (Al+3) ve oksijen (O-2) anyonu oluşturmaya yatkındır
lar. Bu durumda elektron aktarımı Al 'dan O'e doğrudur. Her Al atomunda 3
değerlik elektronu her O atomunun da O-2 oluşturabilmek için 2 elektrona gereksinimi
vardır. Al+3 ve O-2 arasındaki en basit oran 2 : 3 dur. İki Al+3 iyonu
toplam +6, üç O-2 iyonu ise, -6 yüke sahiptir. Böylece alüminyum oksidin ampirik
formülü Al2 O3 dur. Bu reaksiyon aşağıda Lewis sembolleri ile gösterilmektedir.
 
Siz de baryum klorür oluşumunu Lewis sembolleriyle gösteriniz.
4. Kovalent Bağlanma
İyonlaşma enerjileri çok yüksek ve elektron ilgileri çok yakın atomların veya
aynı cins atomların elektron alışverişi sonucu bağ yapmaları çok zordur. Bu
atomlar kararlı yapı oluşturmak için, bir çift elektronu atomlar arasında ortaklaşa
kullanmayı tercih ederler. Bu durumda "kovalent bağlanma" oluşur.
Kovalent bağlanmada atomları bir arada tutan kuvvet, ortaklaşa kullanılan elektronlar
ile artı yüklü atom çekirdekleri arasındaki çekme kuvvetidir ve "kovalent bağlanma"
bir çift elektronun atomlar arasında ortaklaşa kullanılmasıyla oluşur.
Doğada atom halinde bulunamayan bazı ametal atomları, kovalent bağlanma
yaparak, iki atomlu molekülleri oluştururlar. Örneğin; H2 , O2 , N2 , Cl2 , F2 ,
Br2, I2. vb. gibi. Hidrojen molekülünde (H2) kovalent bağın oluşumu Şekil
3.2'de gösterilmektedir.
Hidrojen molekülü

Hidrojen molekülü Lewis'e göre aşağıdaki şekilde ifade edilir.

Buradaki elektron paylaşımı, kovalent bağın bir örneğidir. Bu molekülde paylaşılan
bir çift elektron, kolay gösterim için bir çizgi ile ifade edilir.
Flor molekülü (F2) ele alındığında, florun elektronik dizilişi 1s2 2s2 2p5 'dir. Düşük
enerji seviyeli 1s elektronları bağ oluşumuna katkıda bulunmazlar. Her flor
atomunda 7 (2s ve 2p elektronları) değerlik elektronu vardır. Bunlardan sadece
biri eşleşmemiş olduğu için, aralarındaki tek bağ oluşumu aşağıdaki şekilde
gösterilir.

F2 molekülü oluşumuna sadece birer değerlik elektronu katkıda bulunurlar. Katkıda bulunmayan
değerlik elektron çiftlerine "ortaklanmamış elektron çiftleri" denir. F2
molekülündeki her F atomunda üç çift ortaklanmamış elektron vardır.

Kovalent bileşikleri göstermek için kullandığımız yapılara "Lewis yapıları" denir. Lewis
yapılarında her kovalent bağ, bağlanan atomlar arasında bir "çizgi" (veya bir
çift nokta) ve ortaklanmamış elektronlar ise, atomlar üzerinde "elektron çiftleri"
olarak belirtilirler.
Su molekülünün Lewis yapısını ele aldığımızda, oksijenin iki ortaklanmamış
elektronunun olması nedeniyle, iki kovalent bağ yapmasını kavrarız. Hidrojenin
de 1 elektronu olması nedeniyle bir kovalent bağ yapacağından, suyun Lewis
yapısı

şeklinde gösterilir. F2 ve H2 O moleküllerinde F ve O atomları kararlı asal gaz
elektron düzenine elektronları paylaşarak ulaştıklarından, bu moleküllerin
oluşumu "oktet kuralı" olarak açıklanır.

Lewis yapısında, H dışında, diğer atomların değerlik kabuğunda sekiz elektron bulundurmasına
"oktet kuralı" denir.
Atomlar çeşitli kovalent bağlar oluştururlar. Bir tekli bağda, iki atom "bir
elektron çiftiyle" bir arada tutulurlar. Bir çok bileşik çoklu bağlarla bir arada
tutulur. Eğer iki atom iki elektron çiftini paylaşıyorsa buna "çift bağ", üç
elektron çiftini paylaşıyorsa "üçlü bağ" denir. CO2 molekülünde çift bağ, N2
molekülünde üçlü bağ bulunur.



Bağ uzunluğu bir moleküldeki kovalent bağlanmış iki atomun çekirdeklerinin birbirine
uzaklığıdır (Şekil 3.3). Çoklu bağlar, tekli kovalent bağlardan kısadır. Tablo
3.1 deneysel olarak saptanmış bazı bağ uzunluklarını göstermektedir.
5. Elektronegativite ve Bağların Polarlığı
H2 ve Cl2 moleküllerinde olduğu gibi eşlenik iki atom bir kovalent bağ meydana
getirdiğinde, bağdaki elektron çiftini eşit olarak paylaşırlar. Bağın iki ucundaki
elektron yoğunluğu aynıdır. Çünkü iki çekirdek bağın elektronlarını eşit
şekilde çekerler. Bununla beraber, HCl'de olduğu gibi iki değişik atom birleştiğinde,
bir çekirdek bağdaki elektronları diğerine göre daha fazla çeker. Bu da
bağda eşit olmayan elektron dağılımına neden olur. Örneğin; klor atomu
elektronları hidrojen atomundan daha fazla çektiğinden, HCl molekülündeki
elektron bulutu, klor atomunda daha yoğundur. Bu durumda klor atomunda
kısmî eksi yük, hidrojen atomunda kısmi artı yük bulunur (Şekil 3.4).

HCl'de elektron aktarımı tamamlanmamıştır. Elektronlar eşit olmayan bir şekilde
paylaşılmaktadır. Bu durum

şeklinde gösterilir ve bu tür bağlara "polar kovalent bağ" veya basitçe "polar
bağ" denir. H—H ve Cl—Cl bağları ise "apolar kovalent bağlardır".
Polar olmayan bir bağın, polar bağdan ayrılmasını sağlayan özellik, elektronegativitedir.
Elektronegativite, "bir atomun kovalent bir bağdaki elektronları kendine
çekme yeteneği" olarak tanımlanır.
HCl 'de klor, hidrojene göre daha elektronegatiftir ve kovalent bağın elektron
çifti daha elektronegatif atoma kayar. Bağın bu ucu kısmî eksi yüklenir. Elek
tronegativite kavramı nicel temele oturtulmuş ve her elemente sayısal değerler
verilmiştir (Şekil 3.5). Bu değerler bağın polarlığını tahmin etmekte kullanılır.

6. Rezonans Kavramı
Çoğu kez, bir molekül veya iyon için tek bir Lewis yapısı yazılamaz. Örneğin;
ozon (O3) molekülünü ele alalım. İki farklı Lewis yapısında yalnızca çift bağın
yeri değişmektedir.

Aynı atomlar arasındaki çift bağ, tek bağdan kısadır. Ancak deneyler, ozon
molekülündeki tüm bağ uzunluklarının eşit olduğunu göstermektedir (1.28A°).
O halde, molekülün gerçek yapısı, bu iki yapı arasındadır.

Moleküldeki atomların yerleri değişmezken, elektron çiftlerinin yer değiştirmesine "rezonans"
adı verilir ve rezonans çift yönlü ok ile gösterilir.
Rezonans kavramına ilişkin bir diğer örnek karbonat iyonudur. Deneysel kanıtlara
göre, tüm CO3-2 iyonundaki C—O bağları eşittir. Bu yüzden, karbonat
iyonunun özellikleri, aşağıdaki rezonans yapıları birlikte gözönüne alındığında
açıklanabilir.

Rezonans kavramı organik moleküllere de uygulanır. Benzen molekülü (C6H6) iyi bir
örnektir.

Eğer benzenin gerçek yapısı bu iki yapıdan biri olarak kabul edilirse, iki komşu
karbon atomu arasında iki değişik bağ uzunluğu olacaktır. Bunlar tek ve çift
bağ uzunluklarıdır. Gerçekte, benzendeki tüm komşu karbon atomları arasındaki
uzaklık 1,40Å'dir. Bu da C—C tek bağından (1,54Å) biraz kısa, C=C çift
bağından (1,33Å) ise biraz daha uzundur.
Çözümlü Soru 4
Nitrat iyonu (NO3- ) için rezonans yapıları nasıl olmalıdır?
Cevap
Nitrat iyonunda azot beş, her bir oksijen altı değerlik elektronuna sahiptir ve
net bir eksi yükü vardır. Değerlik elektronlarının toplam sayısı 5+(3x6)+1 = 24
'tür. Bu durumda nitrat anyonu için aşağıdaki rezonans yapıları çizilebilir ve bu
rezonans yapılarının hepsi eşittir.

Siz de, nitrit iyonu (NO2- ) ve asetat iyonu (CH3COO-) için rezonans yapılarını
çiziniz.
7. Oktet Kuralından Sapmalar
Oktet kuralı başlıca ikinci periyod elementlerine uygulanır. Oktet kuralından
sapmalar ise,
• Tamamlanmamış oktet,
• Radikaller,
• Okteti aşanlar,
olmak üzere üç grupta toplanabilirler.
7.1. Tamamlanmamış Oktet
Bazı bileşiklerde merkez atomu saran elektronlar sekizden azdır. Örneğin; 2A
grubu elementlerinden berilyum'u gözönüne alalım. Berilyumun elektronik dizilişi
1s2 2s2 olup, 2s orbitalinde iki değerlik elektronu bulunur. Gaz fazındaki,
berilyum hidrür (BeH2) molekülünün Lewis yapısı, aşağıdaki gibidir.
H — Be — H
Gördüğünüz gibi BeH2 molekülünde Be atomu etrafında sadece dört elektron bulunur.
Bu durumda moleküldeki Be oktet kuralına uymamaktadır.
3A grubu elementlerinden bor ele alınırsa, bor'un elektronik dizilişi 1s2 2s2 2p1
olduğundan, üç değerlik elektronu vardır. Halojenlerle genel formülü BX3 olan
bileşikler oluşturur. Burada X bir halojen atomudur. Böylece, BF3 molekülündeki
bor atomu etrafında yalnız altı elektron bulunur. Bu durumda moleküldeki
B oktet kuralına uymamaktadır.

Bor triflorür'ün, (BF3 ) amonyakile reaksiyonu Lewis yapılarıyla aşağıdaki
şekilde gösterilir.

Bileşikteki B—N bağı şimdiye kadar gördüğümüz kovalent bağlardan farklıdır. Çünkü
her iki elektron da azot atomu tarafından sağlanır. Bu tip bağlara, "koordine kovalent
bağlar" denir.
7.2. Radikaller
Bazı moleküller tek sayıda değerlik elektronu içerirler ve en azından atomlardan birisi
okteti tamamlayamaz. Tek elektron içeren yapılara "radikal" adı verilir. Azot monoksit
(NO) ve azot dioksit (NO2) de bunlara örnektir. Radikallerin çoğu yüksek reaktivite
gösterirler, çünkü radikaller paylaşılmamış tek elektronlarını bağ yapmada kullanırlar.

Radikallerde eşleşmeyi tamamlayabilmek için tek sayıda elektrona gereksinim
olduğundan, bu tür moleküllerde oktet kuralı tüm atomlar için geçerli olamamaktadır.
7.3. Okteti Aşanlar (Genişletilmiş Oktetler)
İkinci periyod elementlerinin atomları, merkez atom çevresinde sekiz değerlik
elektronundan fazlasına sahip olamazlar. Fakat, üçüncü veya daha yüksek periyoddaki
elementlerin atomları, merkez atomu etrafında sekizden fazla elektron
bulunduran bazı bileşikler oluştururlar. Zira üçüncü (ve daha yüksek) periyod
elementlerinin bağ oluşumunda kullanabileceği s ve p orbitalleri yanısıra
d orbitalleri de vardır. Bu orbitaller atomun "genişletilmiş oktet" oluşturmasına
izin verirler. Örneğin; kükürt hekza florür'de, (SF6 ), altı tane kovalent bağ
bulunur ve S merkez atomu oniki tane elektronla çevrilmiştir.

8. Moleküler Geometri
Buraya kadar bağlanmayı Lewis teorisi ışığında tartıştık. Lewis teorisi, yararlı
ve kolay uygulanır olmasına karşın, bağların nasıl ve neden oluştuğunu, moleküllerin
geometrisini açıklayamaz.
Moleküler geometri, moleküldeki atomların üç boyutlu düzenlenmesidir. Bir molekülün
geometrisi, onun fiziksel ve kimyasal özelliklerini (erime noktası, kaynama
noktası, yoğunluk ve gireceği reaksiyonların türü vb.) etkiler.
Genelde bağ uzunlukları ve bağ açıları deneylerle belirlenmelidir. Bununla beraber
Lewis yapısındaki merkez atomu çevresindeki elektronların sayısı bilinirse,
molekül veya iyonun geometrisi hakkında yaklaşık bir tahminde bulunulabilir.
Bu yaklaşımın temeli değerlik tabakasındaki* elektronların birbirini itmesidir.
Bir moleküle ilişkin moleküler geometrinin, elektronların birbirini itmesini en aza
indirdiği varsayılır. Bu yaklaşıma "değerlik tabakası elektron çifti itme modeli
(VSEPR modeli)" denir. Bu model yardımıyla, moleküllerin (ve iyonların) geometrisini
sistematik bir şekilde tahmin edebiliriz. Bu amaçla molekülleri merkez atomunda
ortaklanmamış elektron çiftleri olan ve olmayanlar olarak ikiye ayırabiliriz.
8.1. Merkez Atomu Üzerinde Ortaklanmamış Elektron Çiftleri
İçermeyen Moleküller
Bu durumun kolay anlaşılması için, sadece iki elementin atomlarını içeren molekülleri
ele alacağız. Örneğin: A'nın merkez atom olduğu, A ve B atomlarından
oluşan moleküller.
Tablo 3.2 merkez atomu A'nın etrafındaki elektron çiftlerinin beş olası düzenlenmesini
göstermektedir. Bu tabloyu kullanarak bazı moleküllerin örneğin berilyum
klorür'ün (BeCl2) geometrisini inceleyelim.
Gaz halindeki berilyum klorürün Lewis yapısı

şeklinde gösterilir. Bağ yapan elektron çiftleri (birbirlerini ittikleri için) berilyum
atomunun zıt taraflarında yer alırlar. Böylece Cl—Be—Cl açısı 180° olarak tahmin
edilir ve molekül doğrusaldır (Tablo 3.2). Bu şekil deneyle de doğrulanmıştır.

Bor Triflorür (BF3)
Bor triflorür üç kovalent bağ (veya üç bağ yapan elektron çifti) içerir. En kararlı
düzenlemede, merkez bor atomu etrafındaki flor atomları, bir eşkenar üçgenin
köşelerinde yer alır ve BF3 'ün geometrisi üçgen düzlemseldir. (Tablo 3.2)

Böylece, üç F—B —F açısı 120° 'dir ve BF3 molekülündeki dört atomun hepsi
aynı düzlemdedir.

Metan (CH4)
Metan'ın Lewis yapısı

şeklinde gösterilir. Dört bağ yapan elektron çifti olduğu için, metan'ın geometrisi
düzgün dörtyüzlüdür (Tablo 3.2). Metan'da karbon atomu merkezde olmak
üzere dört hidrojen atomu düzgün dörtyüzlünün köşelerinde yer almaktadır.
Bundan dolayı molekülün tüm bağ açıları 109,5° 'dir. Bu şekil deneyle de doğrulanmıştır.

8.2. Merkez Atom Üzerinde Ortaklanmamış Elektron Çiftleri
İçeren Moleküller
Merkez atomunda hem bağ yapan elektronları, hem de ortaklanmamış elektronları
bulunan moleküllerin geometrilerini belirlemek, çok daha karmaşıktır.
VSEPR modeli, ortaklanmamış çiftlerin, bağ yapan çiftlere göre daha kuvvetli
itici olduğunu varsayar. Amonyak ve su, bu tür moleküllere verilebilecek iyi
birer örnektir.
Amonyak (NH3)
Amonyak molekülü üç tane bağ yapan elektron çifti ve bir tane de ortaklanmamış
elektron çifti içerir.

Tablo 3.2 'de görüldüğü gibi dört elektron çiftinin düzenlenmesi düzgün dörtyüzlüdür.
Fakat NH3 'da bir elektron çifti ortaklanmamış olduğu için, NH3 'ın
geometrisi üçgen piramittir. Çünkü elektron ortaklanmamış çifti, bağ yapan
elektron çiftlerini kuvvetli bir şekilde iter. Böylece üç NH bağı birbirlerine yaklaşırlar.

Böylece amonyaktaki HNH açısı, ideal dörtyüzlü açısı 109,5° den daha küçüktür
(Şekil 3.6).

Su (H2O)
Su molekülü iki tane bağ yapan elektron çifti, iki tane de ortaklanmamış
elektron çifti içerir.

VSEPR gösteriminde; A merkez atomu, X merkez atomuna bağlı atom (ya da atom
grupları), E ortaklanmamış elektron çiftidir. Örneğin, AX2E2 sembolü merkez atoma
(A) bağlı iki atom ya da grubu (X) ve ortaklanmamış iki elektron çiftini (E) göstermektedir.
Su (H2 O), AX2 E2 tipinde moleküllere bir örnektir.
9. Dipol Moment
Hidrojen florür (HF), polar bağa sahip kovalent bir bileşiktir. Yani elektron yoğunluğunun
H atomundan F atomuna kayması durumu vardır. Çünkü, F atomu,
H atomundan daha elektronegatiftir. Elektron yoğunluğunun kayma yönü,
Lewis yapısı üzerine
işareti konularak gösterilir.

Yük ayırımı
şeklinde gösterilir. Bu elektrik alanı uygulamasıyla
doğrulanmıştır (Şekil 3.7).

Elektrik alanında HF molekülleri eksi uçlarını artı levhaya, artı uçlarını eksi levhaya
çevirirler. Bir bağın polarlığının nicel ölçüsü onun dipol momentidir (ì). Dipol
moment Q yükü ile yükler arasındaki r uzaklığının çarpımından elde edilir.
M = Q . r
Dipol moment debye (D) birimi ile ifade edilir.
1 D = 3,33 . 10-30 cm
C : Coulomb m : metre
Tablo 3.3 de bazı polar moleküllerin dipol momentleri verilmiştir.

10. Kimyasal Bağlanma Teorileri
Lewis teorisi "kovalent bağların nasıl oluştuğu" ve "elektronların atomlar arasında
nasıl paylaşıldığı" konusunu açıklamakta yeterli değildir. Aynı şekilde
VSEPR teorisi de "moleküllerin geometrilerini tahmin etmekte faydalı" ve kesin
olmasına rağmen, "elektron çiftlerinin paylaşımını" açıklayamamaktadır.
Kovalent bağların oluşumunu ve moleküllerin elektronik yapılarını daha iyi
açıklayabilmek için geliştirilmiş iki önemli teori vardır.
Değerlik - Bağı Teorisi (Valans - Bağ); Bu teori iki atom arasındaki kovalent
bağın, spinleri zıt bir elektron çiftinin birbiriyle örtüşen* iki atomik orbital
tarafından paylaşılmasıyla oluştuğunu kabul eder.
Molekül Orbital Teorisi; Bu teori moleküllerin de atomlar gibi orbitalleri
olduğunu ve moleküldeki elektronların bu orbitallerde bulunduklarını kabul
eder.
Biz burada sadece değerlik-bağ (valans-bağ) teorisi üzerinde duracağız.
Değerlik - Bağ (Valans-Bağ) Teorisi
Değerlik-bağ teorisi tartışmasına, iki H atomundan oluşan bir hidrojen molekülünün
oluşumunu gözönüne alarak başlayalım. Lewis teorisi, H—H bağını,
"hidrojen atomlarının iki elektronunun ortaklaşması" şeklinde; değerlik-bağ
teorisi ise, H—H kovalent bağının "hidrojen atomlarındaki iki 1s orbitallerinin
örtüşmesiyle" oluştuğunu açıklar.
İki H atomu birbirine yaklaştığında ve bir bağ oluşturduğunda ne olur?

Başlangıçta, iki atom birbirinden uzakta iken etkileşim yoktur ve potansiyel
enerji sıfırdır. Atomlar birbirine yaklaştıkça, her elektron diğer atomun çekirdeği
tarafından çekilir. Aynı zamanda elektronlar ve çekirdekler birbirlerini
iterler. Atomlar birbirlerinden ayrı iken, çekme itmeden daha etkindir ve sistemin
potansiyel enerjisi atomlar yaklaştıkça azalır (Şekil 3.8). Bu durum potansiyel
enerji en düşük değerine ulaşıncaya kadar devam eder. Bu noktada, yani
sistem en düşük potansiyel enerjiye sahip iken, en kararlı durumdadır ve 1s orbitallerinin
örtüşmesiyle kararlı H2 molekülü oluşur.
Atomik orbitallerin örtüşmesi kavramı, H2 den başka diğer iki atomlu moleküllere
de iyi bir şekilde uygulanır. Kararlı bir F2 molekülü de 2F atomunun ortaklanmamış
elektron taşıyan 2p orbitallerinin örtüşerek bir kovalent bağ
oluşturmasıyla meydana gelir. Benzer şekilde HF molekülünün oluşması da,
H'in 1s orbitali ile F'ün 2p orbitalinin örtüşmesi şeklinde açıklanabilir.
Atomik Orbitallerin Melezleşmesi (Hibritleşmesi)
Buraya kadar anlatılan değerlik-bağ modeli, çok atomlu moleküllerdeki bağlanmayı
açıklayamaz. Bu nedenle çok atomlu moleküller için üç değerlik bağ
uygulamasını tartışacağız.
sp3 Hibritleşmesi (Melezleşmesi)
CH4 molekülünü gözönüne alalım. Karbonun değerlik elektronlarının dağılımını
aşağıdaki şekilde gösterebiliriz.

Karbon'un 2p orbitalinde çiftleşmemiş iki elektronu olduğundan, temel halde
H atomu ile sadece iki bağ yapabilir. Bu durumda beklenen yapı CH2 'dir. Fakat,
CH2 çok kararsızdır. Oysa C ve H 'nin oluşturduğu kararlı en basit bile
şik metan'dır. Metandaki dört C — H bağının oluşması için 2s orbitalinden
2p orbitaline bir elektronun geçtiğini (enerjiyle uyarılarak) düşünelim.

Şimdi C üzerinde dört eşleşmemiş elektron vardır ve bunlar dört C—H bağı
oluşturabilirler. Bununla beraber geometri yanlıştır. Çünkü üç tane HCH bağ
açısı 90° olmalıdır*. Oysa CH4 'da tüm açılar 109,5° dir. Metandaki bağlanmayı
değerlik bağ teoremi ile açıklayabilmek için, "hibrit orbitalleri" kavramından
yararlanır.
Hibritleşme; farklı enerji düzeyindeki atom orbitallerinin karışarak, aynı enerji düzeyinde
orbitallere dönüşmesidir. Bu yeni orbitallere "hibrit orbitalleri" denir.
Örneğin 2s orbitali ile üç 2p orbitalinin karışması (hibritleşmesi) sonunda dört
eşdeğer hibrit orbitali oluşur. Buna "sp3 hibrit orbitali" denir.

Şekil 3.9 sp3 hibrit orbitalinin oluşumunu göstermektedir.

Bu dört hibrit orbitali düzgün dört yüzlünün köşelerine doğru yönelmiştir. Şekil
3.10 'da karbon'un sp3 hibrit orbitalleri ile hidrojen'in 1s orbitalinin CH4 'da
dört kovalent bağ oluşturması gösterilmektedir. Böylece CH4 'ın şekli düzgün dörtyüzlü
ve bağ açısı 109,5° 'dir.
sp3 Hibritleşmesinin diğer bir örneği NH3 molekülüdür. Dört elektron çiftinin
düzenlenmesi Şekil 3.5 de görüldüğü gibi düzgün dörtyüzlü şeklindedir. Böylece
NH3 'daki azot, CH4 'daki karbon gibi sp3 hibritleşmiştir. N'un temel hal
elektronik dizilişi 1s2 2s2 2p3 'dür. Böylece sp3 hibritleşmesinin N atomu için
orbital diyagramı

şeklindedir. Dört hibrit orbitalinden üçü kovalent NH bağları oluşturur. Dördüncü
hibrit orbitali N üzerindeki ortaklaşmamış e- çiftini bulundurur (Şekil
3.11).
sp2 Hibritleşmesi
VSEPR modeline göre düzlemsel geometriye sahip BF3 molekülünü ele alalım.
B'un değerlik elektronlarının orbital diyagramı


şeklindedir. Bir 2s elektronu boş 2p orbitaline geçirilirse


ve 2s orbitali ile iki 2p orbitali karıştırılırsa; üç sp2 hibrit orbitalleri oluşur.


Bu üç sp2 orbitalleri aynı düzlemdedir ve bağ açıları 120° dir (Şekil 13.12).


Oluşan her BF bağları, bor'un sp2 hibrit orbitali ile flor'un 2p orbitalinin örtüşmesi
sonucu meydana gelir (Şekil 3.13). BF3 molekülü düzlemseldir ve tüm FBF
açıları 120° 'dir. Bu sonuçlar deneysel bulgulara ve VSEPR tahminlerine uyar.
sp Hibritleşmesi
VSEPR modeli ile BeCl2 molekülünün doğrusal olduğu tahmin edilir. Be'da
değerlik elektronlarının orbital diyagramı


şeklindedir. Temel halde Be atomunun 2s orbitalindeki elektronları eşleşmiş
olduğundan Cl atomu ile bağ oluşturamaz. 2s elektronlarından biri uyarılarak
2p orbitaline geçirilirse, elektron dağılımı aşağıdaki şekilde oluşur.

Şimdi Be'un 2s ve 2p orbitalleri bağ yapmak için uygundur ancak bu durumda
bağlanmayı tam açıklayamaz. Zira iki Cl atomu uyarılmış Be atomu
ile birleştiğinde, bir Cl atomu Be'nin 2s elektronu ile, diğer Cl atomu ise,
Be'nin 2p orbitali ile örtüşmek durumundadır. Yani BeCI2'de, birbirinden farklı
iki Be-Cl bağı beklenir. Ancak bu durum deneysel kanıtlara terstir. Gerçek
BeCl2 molekülünde BeCl bağları eşleniktir. Böylece 2s ile 2p orbitalleri karışmış
yani hibritleşmiş oldukları ve iki eşit sp hibrit "orbitali oluşturdukları"
görüşü desteklenmiş olur.

Şekil 3.14 sp orbitallerinin şeklini ve yönünü göstermektedir. Bu iki hibrit orbitali
X ekseni üzerindedir ve bağ açısı 180° dir.

Herbir BeCl bağı, berilyum'un sp hibrit orbitali ile klor'un 3p orbitalinin örtüşmesiyle
meydana gelmiştir. Oluşan BeCl2 molekülü doğrusal geometriye sahiptir
(Şekil 3.15).
11. Moleküller Arası Etkileşimler
Buraya kadar atomlar içinde ve moleküller içinde oluşan bağlar ve çekim kuvvetlerinden
söz ettik. Bu bölümde ise, moleküller arasındaki çekim kuvvetlerini
inceleyeceğiz.
Moleküller arası çekim kuvvetleri neden önemlidir?
Moleküller arası çekim kuvvetleri (etkileşimler) hem bir maddenin gaz, sıvı ve
katı halde oluşunu belirler hem de kimyasal reaksiyonlarda önemli rol oynarlar.
Ancak molekülleri birarada tutan kimyasal bağlanmalar (iyonik ve kovalent
bağlar) çok güçlü olduğu halde, moleküller arası etkileşimler oldukça zayıftır.
Moleküller arası etkileşimler:
Dipol-dipol etkileşimleri,
Hidrojen bağları,
London kuvvetleri (Van der Waals kuvvetleri)
olmak üzere üç grupta toplanır.
Dipol - Dipol Etkileşimleri
Dipol - dipol etkileşmeleri, polar moleküller arasında görülür. Polar moleküller
birbirlerine yaklaşırken; bir dipolun artı ucu, komşu dipollerin eksi ucuna
yönelecek biçimde istiflenmek ister. bu durumda dipoller arasında bir elektrostatik
çekme oluşur (Şekil 3.16). Bu çekme etkileşimi iyonik ve kovalent bağların
%1'i kadar güçlüdür.
Gaz halinde, normal basınçta dipol-dipol etkileşimleri çok zayıftır. Ancak gazın basıncı
arttırılırsa, moleküller birbirine yaklaşır; gazın sıcaklığı da azaltılırsa (kinetik
enerjiside azalır) dipol-dipol etkileşmeler artacağından gazın sıvılaşması ve de
katılaşması olanaklıdır.
Ayrıca, dipol-dipol etkileşimlerinin şiddeti, polar maddelerin erime ve kaynama
noktalarını belirler.
Örneğin; N2 , O2 ve NO maddelerini ele alalım. Aşağıda da görüldüğü gibi
molekül şekli ve kütlesi aynı ise, dipol momenti sıfır olan bileşiğin kaynama
noktası, polar molekülden daha düşüktür.
Hidrojen Bağları
Hidrojen bağının kendine özgü durumunu kavrayabilmek için, bir dizi benzer
bileşiğin kaynama noktalarını içeren grafiği inceleyelim (Şekil 3.17). Grafikten
de görüleceği üzere, 4A grubu elementlerinin hidrürleri CH4 'dan SnH4 'e doğru
beklenen davranışı gösterirler ve kaynama noktaları molekül kütleleriyle
düzenli olarak artar. Ancak 5A, 6A ve 7A gruplarındaki NH3 , H2O ve HF farklı
davranış gösterirler.
Bunların kaynama noktaları gruplarının en düşük değerine sahip olması gerekirken, aksine
en yüksek değerine sahiptir. Bu beklenmedik davranışın nedeni, H— bağlarıdır.

Hidrojen bağı; ortaklanmamış elektron çifti taşıyan, yüksek elektronegatiflikte bir atoma
(F , O ya da N) bağlı bir H atomu, komşu molekülün yüksek elektronegatiflikte
bir atomu tarafından eş zamanlı çekildiğinde oluşur.
H- bağları moleküller arası etkileşimlerin en kuvvetlisidir.
H- bağı oluşumunda, H atomunun kovalent olarak bağlandığı yüksek elektronegatiflikteki
atom, bağ elektronlarını kendine doğru çekerek, hidrojen çekirdeğini
yalnız bırakır. Elektronsuz kalan bu çekirdek (proton) komşu moleküldeki
elektronegatif atomun ortaklanmamış elektron çifti tarafından çekilir. Böylece
H atomu, iki molekül arasında köprü görevi görerek moleküller arası etkileşmeyi
arttırır.

H atomunun küçüklüğü nedeniyle, iki molekül arasındaki H— bağı, etkileşmesi, dipol-
dipol etkileşmesinden çok, bir bağ olarak gözönüne alınır.
Su, H- bağının oluştuğu en tanınmış bileşiktir. Şekil (3.18) bir su molekülünün,
H- bağları ile dört komşu moleküle düzgün dörtyüzlü düzeninde nasıl tutunduğunu
göstermektedir.

Buzda H— bağları, su moleküllerini oldukça seyrek tutarlar. Sıvı sudaki su molekülleri
buzdakilerden daha sıkı istiflenmiştir. Bu nedenle sıvı su buzdan daha yoğundur.
Sıvı su 3,98° ta maksimum yoğunluğa ulaşır.
Bu sıcaklığın üstünde su normal davranışına döner; yoğunluk sıcaklıkla düşer.
Tatlı su göllerinin üstten aşağıya doğru donmasının nedeni budur. Suyun sıcaklığı
4°C in altına düştüğünde, bu yoğun su gölün dibine batar ve yüzeydeki daha
soğuk su donar.
London Kuvvetleri
Herhangi bir anda elektronların bir atomun ya da molekülün bir bölgesine yığılma
olasılığı vardır. Elektronların böyle hareket etmesi, apolar olan bir molekülün
polarlaşmasına yol açar ve bir anlık dipol oluşur. Bir molekülde anlık dipol
oluşunca, komşu moleküldeki elektron yoğunluğu da asimetrik olur ve bu
molekülde de dipol oluşur. Buna "indüklenmiş dipol" denir (Çünkü birinci dipolun
oluşması ile meydana gelmiş veya indüklenmiştir).
Anlık dipol - indüklenmiş dipol, moleküller arası çekim kuvvetlerinin oluşmasına
neden olur (Şekil 3.19). Bu etkileşime yaygın olarak "London kuvvetleri" denir.

Bir molekülün bir dipol tarafından indüklenme kolaylığına "polarlanabilirlik" denir.
Polarlanabilirlik elektron sayısı ile artar. Elektron sayısıda molekül kütlesi ile artacağından,
polarlanabilirlik, molekül kütlesi artışına paralel artış gösterir.
Büyükçe moleküllerde, bazı elektronlar atom çekirdeğinden uzakta olduğundan
gevşek tutulurlar. Bu da elektronların kolayca hareket etmelerini sağladığından,
molekülün polarlanabilirliği artar. Kutuplanma arttıkça London kuvvetleri
arttığından, kovalent bileşiklerin erime ve kaynama noktaları molekül
kütleleriyle artar. Örneğin, halojenlerin erime ve kaynama noktaları F2, Cl2, Br2,
I2 sırasına göre artar.
Özet
Maddelerdeki atomları birbirine bağlayan çekim kuvvetlerine "kimyasal bağ" denir.
Bağlanma kuvvetleri başlıca iki sınıfa ayrılır. İyonik ve kovalent bağlanma. İyonik
bağlanma, atomlar arasında "elektronların aktarımı" ve oluşan "iyonlar
arasındaki elektrostatik çekim olarak" tanımlanır.
Kovalent bağlanma, atomlar arasında "elektronların paylaşılması" olarak tanımlanır.
Kovalent bağdaki elektronları kendine çekme kuvveti, atomun "elektronegativitesi"
olarak tanımlanır.
Bağdaki atomların elektronegatiflikleri birbirine eşit ise, elektronlar eşit olarak
paylaşılır. Bu bağ ideal bir kovalent bağdır. Elektronegativiteler farklı ise, elektronlar
eşit olarak paylaşılmaz. Böyle bağa "polar kovalent bağ" denir.
Polar kovalent bağda, yük dağılımındaki farklılık "dipol moment" ile verilir.
Lewis sembolleri, iç kabuk elektronları ve çekirdeği gösteren bir sembol ile değerlik
elektronlarını gösteren noktalardan oluşur.
Lewis yapısı, kimyasal bağlanmanın gösteriminde kullanılır.
Moleküller, yapılar için birden fazla Lewis yapısı yazılabilir. Gerçek yapı, katkıda
bulunan yapıların rezonans hibritidir.
Moleküllerin geometrisinin belirlenmesinde etkili yöntem, değerlik kabuğu elektron
çifti itmesi (VSEPR) teorisidir.
Değerlik-bağ teorisine göre kovalent bağ, bağı oluşturan atomların atom orbitallerinin
örtüşmesiyle meydana gelir. Bu teori, çok atomlu moleküllerdeki bağlanmayı
açıklayamaz.
Çok atomlu moleküllerdeki bağları tanımlayabilmek için hibritleşmeyi kullanırız.
Hibritleşme, farklı enerji düzeyindeki atomik orbitallerin karışarak, aynı enerji
düzeyindeki orbitallere dönüşmesidir. Bu yeni orbitallere hibrit orbitalleri denir.
Hibrit orbitallerinin sayısı, hidritleşmeye katılan atom orbital sayısına eşittir.
En önemli üç hibritleşme; sp3 , sp2 ve sp 'dir.
London kuvvetleri, dipol-dipol etkileşmesi ve H- bağlanması olmak üzere üç
çeşit moleküller arası etkileşim vardır.
Değerlendirme Soruları
Aşağıdaki soruların yanıtlarını seçenekler arasından bulunuz.
1. Değerlik elektron sayısı 8 olan atomun birleşme kapasitesi kaçtır?
A. 0
B. 1
C. 4
D. 6
E. 8
2. Aşağıdaki ifadelerden hangisi yanlıştır?
A. Atomların bağ elektronlarını kendilerine çekme özelliklerine "elektronegativite"
denir.
B. Düşük iyonlaşma enerjili elementlerin atomları "katyonları" oluşturmaya
yatkındır.
C. Apolar moleküllerde + ve - yüklerin ağırlık merkezleri çakışmaz.
D. CO2 apolar bir moleküldür.
E. Su polar bir moleküldür.
3. Aşağıdaki ifadelerden hangisi yanlıştır?
A. Su molekülleri arasında "H- bağlanması" sözkonusudur.
B. Dipol-dipol etkileşimi polar moleküller arasında olur.
C. London kuvvetleri apolar moleküller arasında olur.
D. H- bağı, moleküller arası etkileşimlerin en kuvvetlisidir.
E. Apolar bileşiklerin erime ve kaynama noktaları çok yüksektir.
4. Aşağıdaki ifadelerden hangisi yanlıştır?
A. NH3 'ın geometrisi, üçgen piramittir.
B. CH4 'ın geometrisi düzgün dörtyüzlüdür.
C. CO2 'in geometrisi doğrusaldır.
D. H2O 'un geometrisi üçgen piramittir.
E. BeCl2 'ün geometrisi doğrusaldır.
5. Aşağıdaki ifadelerden hangisi yanlıştır?
A. Kovalent bağı oluşturan atomların bağ elektronlarını farklı kuvvetle
çekmesi sonucu "polar bağlar" oluşur.
B. Dipol moment, + ve - yüklerin farklı kısımlarda dağılımının ölçüsü
olan bir fiziksel sabittir.
C. Apolar moleküllerin dipol momenti sıfırdır.
D. CO2 molekülü polar bağlara sahip apolar bir bileşiktir.
E. Moleküller arası etkileşimler, bileşiklerin kimyasal özelliklerini yönlendirirler.
6. Periyodik cetvelin VI A grubunda bulunan "S"nün Lewis sembolü aşağıdakilerden
hangisidir?
7. Aşağıdaki bileşiklerden hangisi iyonik bağa sahiptir?
A. BeCl2
B. NH3
C. NaCl
D. CO2
E. NO2
8. Aşağıdaki moleküllerden hangisinde bağ daha polardır? (Elementlerin
elektronegativite değerleri; H = 2,1 F = 4,0 Cl = 3,0 Br = 2,8 ve I = 2,5)
A. H—F
B. H—Cl
C. H—H
D. H—Br
E. H—I
9. Azot molekülünde (N2) aşağıdakilerden hangisi atomları birarada tutar?
A. Tekli kovalent bağ
B. Çiftli kovalent bağ
C. Üçlü kovalent bağ
D. İyonik bağ
E. Magnetik dipol bağ
10. Kovalent bağlanma aşağıdaki koşullardan hangisinde oluşur?
A. Yüksek elektron ilgisine sahip bir atom ile düşük iyonlaşma enerjisine
sahip bir atom arasında
B. Düşük elektron ilgisine sahip bir atom ile yüksek iyonlaşma enerjisine
sahip bir atom arasında
C. Yüksek elektron ilgisine ve yüksek iyonlaşma enerjisine sahip iki atom
arasında
D. Düşük elektron ilgisine ve düşük iyonlaşma enerjisine sahip iki atom
arasında
E. Düşük elektronegativiteye sahip bir atom ile yüksek iyonlaşma enerjisine
sahip bir atom arasında
11. Kovalent bağlı bir atomun değerlik tabakasındaki üç elektron çifti, en iyi bir
şekilde aşağıdaki hangi düzenlemede yer alır?
A. Üçgen düzlemsel B. Düzgün dörtyüzlü C. Doğrusal
D. Üçgen bir piramit E. Düzgün sekizyüzlü
12. VSEPR teorisine göre PCl3 molekülünün şekli aşağıdakilerden hangisidir?
A. "V" şeklinde B. Üçgen piramit C. Doğrusal
D. Üçgen düzlemsel E. Düzgün dörtyüzlü
13. Aşağıdaki moleküllerden hangisi oktet kuralına uymaz?

Yararlanılan ve Başvurulabilecek Kaynaklar
Brady, J.E. and Holum, J.R. 1996, Chemistry, John Wiley and Sons, Inc. New
York.
Atkins, P. and Jones, L. 1998, Temel Kimya, Bilim Yayıncılık, Ankara.
Petrucci, R.H. and Harwood, W.S., 1994, Genel Kimya, Palme Yayıncılık, Ankara.
Erdik, E. ve Sarıkaya, Y., 1984, Temel Üniversite Kimyası, Hacettepe - Taş Kitapçılık
Ltd. Şti., Ankara.
Değerlendirme Sorularının Yanıtları
1. A 2. C 3. E 4. D 5. E 6. B 7. C
8. A 9. C 10. C 11. A 12. B 13. C

Bugün 11 ziyaretçi (16 klik) kişi burdaydı!
=> Sen de ücretsiz bir internet sitesi kurmak ister misin? O zaman burayı tıkla! <=