Kimyasal Bağlar Ders Notları

• Doç. Dr. Sabahattin DENİZ tarafından hazırlanan Kimyasal Bağlar ders notları.

Bağlar ve Kimyasal Türler

• Maddeleri sınıflandırmak ve aralarındaki ilişkileri incelemek için, maddeleri oluşturan kimyasal türlerin belirlenmesi önemlidir.
• Sıklıkla karşılaşılan kimyasal türler atomlar, iyonlar ve moleküllerdir.
• Radikaller (Serbest Radikaller): Eşleşmemiş elektron içeren türlerdir, yüksek enerjili ve kararsızdırlar, tek başlarına bulunmaları zordur.

Kimyasal Türler Arasındaki Etkileşimler

• Tüm kimyasal türler arasındaki etkileşimlerde değerlik elektronları rol oynar.
• Türler birbirine yaklaştıkça farklı türde etkileşimler oluşur; bunlar güçlü (kimyasal) veya zayıf (fiziksel) olabilir.
• Aynı yükler birbirini iter, zıt yükler birbirini çeker. Çekirdekler (pozitif yükler) diğer kimyasal türlerin elektronlarını çeker.

Güçlü ve Zayıf Bağların Oluşumu ve Kopması

• Çekme kuvvetleri itme kuvvetlerinden büyükse güçlü etkileşim (kimyasal bağ) oluşur.
• Çekme kuvvetleri itme kuvvetlerinden az büyükse zayıf etkileşimler (fiziksel bağ) oluşur.
• Kimyasal bağları kırmak için daha yüksek enerji gerekir.
• Bağ enerjisi: Bir bağı oluşturmak veya kırmak için gereken enerjidir.
• Bağ enerjisi genellikle 40 kj/mol'den büyükse kimyasal bağ olduğu kabul edilebilir.
• Bir olayın kimyasal mı yoksa fiziksel mi olduğuna karar vermek için sadece enerji değişimine bakmak her zaman yeterli olmayabilir.
• Suyun buharlaşması sırasında alınan enerji 43,9 kj/mol'dür.
• Kimyasal türlerin güçlü veya zayıf bağlar oluşturmasının nedeni, oluşan maddelerin daha düşük enerjili olma eğilimidir.
• Maddeler, düşük enerjili olmayı tercih ettikleri için bağ yaparak daha kararlı yapılar oluştururlar.
• Değerlik (valens) elektronları, bir atomun en yüksek enerji seviyesinde (son katman) bulunan ve kolayca koparılabilen elektronlardır.

Kimyasal Bağ

• Aynı veya farklı atomları bir arada tutan kuvvetlere kimyasal bağ denir.
• Kimyasal bağlar, atomların kararlı olma (soy gaza benzer bir yapıya ulaşma) isteklerinden kaynaklanır ve başlıca üç türü vardır: İyonik, Kovalent ve Metalik.

İyonik Bağ

• Anyonlar ve katyonlar arasındaki elektrostatik çekim kuvvetleriyle oluşan kimyasal bağlara iyonik bağ denir.
• İyonik bağ içeren bileşiklere iyonik yapılı bileşikler denir.
• İyonik bağlı bileşiklerin tamamı oda koşullarında katı halde bulunur ve erime sıcaklıkları, yapısındaki anyon ve katyonların yükleri ve çaplarıyla belirlenir.
• İyonik bağlı bileşiklerde iyonların yük/çap oranı arttıkça bileşiğin erime noktası yükselir.

Lewis Teorisi

• Değerlik elektronları, kimyasal bağlanmada temel rol oynar.
• Elektron transferi iyonik bağlara yol açarken, elektronların paylaşılması kovalent bağlara neden olur.
• Elektronların transferi veya paylaşılması, her atomun kararlı elektron dağılımına (soy gaz yapısına) sahip olmasını sağlar.
• Gilbert Newton Lewis tarafından formüle edilmiştir (1875-1946).

Lewis Yapısı (Lewis Nokta Gösterimi)

• Son katman (değerlik) elektronlarının element sembolü etrafında noktalar (.) ile gösterilmesine Lewis yapısı veya Lewis nokta gösterimi denir.
• Noktalar sembolün etrafına önce teker teker yerleştirilirken, dörtten fazla elektron varsa oktete ulaşana kadar eşleştirilirler.

İyonik Bileşiklerin Lewis Yapılarının Yazılması

• Lewis yapıları, iyonik bileşiklerin oluşumunu ve elektron transferini göstermede kullanılır.
• Katyonlar elektron kaybederek pozitif yüklenirler ve Lewis yapılarında elektronları gösterilmez.
• Anyonlar elektron kazanarak negatif yüklenirler ve Lewis yapılarında oktetleri tamamlanmış elektronları gösterilir.

İyonik Bileşiklerin Örgü Yapısı

• İyonik bağlı bileşikler, iyonlardan oluşur ve bu iyonlar düzenli bir kristal örgü yapısı oluştururlar.
• Örgü yapısı, iyonların elektrostatik çekim ve itme kuvvetleri dengesiyle kararlı bir halde bulunmasını sağlar.
• Örneğin, NaCl'de her Na+ iyonu 6 Cl- iyonu tarafından, her Cl- iyonu ise 6 Na+ iyonu tarafından çekilir.
• Kristal katılarda tekrarlanan yapısal birimlere birim hücre denir.
• Bileşiklerin formülleri, kristal örgü yapısı nedeniyle atomların sayı oranlarını yansıtan en basit formüllerdir (örneğin, Na6Cl6 yerine NaCl).

İyonik Bağların Oluşumunda Enerji

• Sodyum atomundan elektron koparmak için 495 kj/mol enerji gerekirken, klor atomu elektron aldığında 349 kj/mol enerji verir.
• Bu enerji farkı, sodyum klorür oluşumundaki ekzotermik olayı tam olarak açıklamaz.
• Örgü enerjisi, bir mol katı iyonik bileşiğin gaz fazındaki iyonlara dönüşmesi için gerekli olan enerjidir ve iyonik bileşiklerin kararlılığını açıklar.
• Örgü enerjisi, iyon yükü arttıkça artar ve iyon çapı azaldıkça da artar.

İyonik Bileşiklerin Özellikleri

• Katyonlar (+) ve anyonlar (-) arasında elektrostatik çekim ile oluşurlar.
• Genellikle metal element atomları elektron vererek katyonları, ametaller ise elektron alarak anyonları oluştururlar.
• Suda iyonlaşarak çözünürler ve sulu çözeltileri veya sıvı halleri elektriği iletir.
• Elektriği ileten sulu çözeltilere elektrolit denir.
• Erime ve kaynama noktaları yüksektir, oda sıcaklığında katı halde bulunurlar.
• Yük/çap oranı yüksek olan iyonik bağlı bileşiklerin sudaki çözünürlüğü daha düşüktür.

Kovalent Bağ

• Klor atomunun elektron ilgisi -349 kj/mol'dür, bu da elektron alma eğiliminde olduğunu gösterir.
• Sodyum için I1 = 496 kj/mol ve hidrojen için I1 = 1312 kj/mol'dür.
• Hidrojen, sodyumdan daha az metaldir ve elektronunu ametal bir atoma vermez.
• Hidrojen ve klor atomları arasındaki bağlanma, elektronların ortaklaşa kullanılmasıyla gerçekleşir; bu bağa kovalent bağ denir.
• Kovalent bağ, atomlar arasında bir çizgi ile belirtilir.

Bağlayıcı ve Ortaklanmamış Elektron Çiftleri

• Moleküllerde atomlar arasındaki kovalent bağda ortaklaşa kullanılan elektron çiftlerine bağlayıcı elektron çifti denir.
• Bağ oluşumuna katılmayan elektron çiftlerine ise ortaklanmamış elektron çifti denir.

Kovalent Bağlı Bileşiklerde Lewis Yapısı Yazma

• Bileşikteki tüm atomların toplam değerlik elektron sayıları hesaplanır.
• Anyonlar için negatif yük sayısı kadar elektron eklenirken, katyonlar için pozitif yük sayısı kadar elektron çıkarılır.
• Merkez atom (genellikle elektronegatifliği en az olan ve hidrojen olmayan atom) belirlenir.
• Diğer atomlar, merkez atoma tekli bağlarla bağlanır.
• Her tekli bağ için toplam elektron sayısından 2 elektron çıkarılır.
• Dış atomların oktetleri tamamlanır.
• Oktetleri tamamlamak için kullanılan elektronlar toplam elektron sayısından çıkarılır.
• Merkez atomun da okteti tamamlanır ve gerekli elektronlar toplam elektron sayısından çıkarılır.

Çok Katlı Kovalent Bağlar

• Kovalent kimyasal bağlanmada, bir atomun oktete ulaşabilmesi için bazen birden fazla elektron çiftine ihtiyaç duyulabilir.
• Atmosferdeki CO2 ve N2 molekülleri çoklu bağlara örnek olarak verilebilir.
• N2'deki üçlü kovalent bağ, kimyasal tepkimelerde parçalanması zor olan kuvvetli bir bağdır; bu nedenle N2(g) inerttir.

Lewis Yapısı Yazarken Dikkat Edilmesi Gerekenler

• Yapının en düşük yüke sahip olmasına dikkat edilmelidir.
• Molekül negatif yüklü ise, negatif yükü elektronegatifliği en fazla olan atoma verilmelidir.

Koordine Kovalent Bağ

• Bazı kovalent bağlar, ortaklaşa kullanılan elektronların her ikisinin de aynı atom tarafından sağlanmasıyla oluşur.
• Bu tür bağlara koordine kovalent bağ denir.
• Örnek: Amonyum iyonunun (NH4+) oluşumu.

Orbitallerin Örtüşmesi ve Kovalent Bağların Oluşumu

• Kovalent bağlar, bağı oluşturan atomların orbitallerinin örtüşmesiyle oluşur ve çoğunlukla s, p ve d orbitalleri örtüşür.
• Ortak kullanılan elektronların bulunduğu orbitallere moleküler orbitaller denir.
• Sigma(σ) Bağı: Atom orbitallerinin atom merkezlerini birleştiren eksen boyunca birbirine yaklaşması ve uç uca örtüşmesi sonucu oluşur.
• Pi(π) Bağı: p orbitallerinin atom merkezlerini birleştiren eksene dik konumda yandan örtüşmeleri sonucu oluşur.

Hibritleşme (Melezleşme)

• Molekül orbital kuramına göre, yarı dolu atom orbitalleri örtüşerek bağlar oluştururlar, ancak bu kurala karbon (C) atomu uymaz.
• Karbon atomu, ikinci enerji düzeyindeki tam dolu 2s orbitalinden boş 2p orbitaline bir elektron aktararak uyarılmış hale geçer.
• Uyarılmış karbon atomu, dört yarı dolu (melez) orbitali (s+p+p+p) üst üste kaynaşarak özdeş dört yeni yarı dolu orbital oluşturur.
• Oluşan melez orbitaller %25 s ve %75 p orbitallerinin özelliklerini gösterir.

Kimyasal Bağların İyonik ve Kovalent Karakteri

• Kimyasal bağ oluşturan atomların elektronegatiflikleri arasındaki fark çok büyükse, oluşan bağın iyonik karakteri yüksek olur. Bu tür bileşikler genellikle metal ve ametaller arasında oluşur.
• Elektronegatiflik farkının yüksek olması, metalin elektronunu ametale verdiği anlamına gelir.
• Çok yüksek iyonik karakterli bileşiklerde bile bağın bir miktar kovalent karakteri bulunur, çünkü bağdaki elektronlar atomların çekirdekleri tarafından çekilir.
• Elektronegatiflik farkı az ise bağ kovalent karakterli olur, ancak yine de bir miktar iyonik karakter vardır.
• Elektronegatifliği yüksek olan atom, bağ elektronlarını daha fazla çeker.
• Bu durum, atomların kısmi negatif ve pozitif yüklenmelerine neden olur ve bağ polarlaşır.

Polar Kovalent Bağlar

• Elektronların iki atom arasında eşit olmayan şekilde paylaşılmasıyla oluşan bağlara polar kovalent bağ denir.
• Bağ elektronları daha çok ametal element tarafında bulunur.
• Aynı cins ametaller arasında apolar (kutupsuz), farklı cins ametaller arasında polar (kutuplu) kovalent bağ oluşur.
• Bağın polarlığı, ametallerin bağ elektronlarını çekebilme eğilimi (elektronegatiflik) ile ilgilidir.
• Atomların elektronegatiflik sıralaması: F > O > N > C > H (bağ elektronlarını çekme gücüne göre).

Polar Kovalent Bağlarda Kısmi Yükler

• Elektronların daha fazla çekildiği taraf kısmen negatif (δ-), diğer taraf ise kısmen pozitif (δ+) olarak kabul edilir.

Rezonans

• Bazı molekül veya iyonların yapısını tek bir Lewis formülü ile tam olarak açıklamak mümkün olmayabilir.
• Örneğin, SO2 molekülü için iki farklı Lewis yapısı çizilebilir. Birinci yapıda bir S=O ikili bağ ve bir S-O teklik bağ bulunmaktadır ve diğerinde ise durum tam tersidir. Bu durum rezonanstır.
• Rezonans durumunda, elektronlar hareket halindedir ve çift bağlı elektronlar sürekli olarak her iki bağa da dağılırlar.
• O3 için yapılan çalışmalarda, rezonans yapıların tekli ve ikili bağlarının uzunluklarının aynı olduğu bulunmuştur.
• Bu doğrultuda, elektron yapısındaki yükler +1/2 ve -1/2 şeklinde dağıtılır.

Metalik Bağ

• Metalik bağ, metal atomlarını bir arada tutan kuvvettir.
• Metallerin birinci iyonlaşma enerjileri düşüktür, çünkü değerlik elektronları çekirdek tarafından zayıf çekilir.
• Metallerin değerlik orbitalleri, değerlik elektronlarından daha fazla olduğu için, değerlik elektronları komşu metal atomlarının orbitallerine kolayca geçebilir.
• Bu durumda metal (+) yükle yüklenir.
• (+) yüklü metal iyonları ve etraflarındaki elektron denizi arasında elektrostatik çekim oluşur, bu çekime metalik bağ denir.

Metalik Bağ: Elektron Denizi Modeli

• Katı haldeki metal, elektron denizine batırılmış pozitif iyon örgüsü olarak kabul edilir.
• Metallerin yüzeyindeki elektronlar (e-), yüzeye çarpan ışıkla aynı frekansta ışıyarak parlak görünmelerini sağlar.
• Metal iyonlarının bir tabakası darbe aldığında diğer tabakayla karşı karşıya gelmeye zorlanırsa hiçbir bağ kırılmaz ve yapısı değişmez.
• Elektron denizi, hızlıca yeni duruma uyum sağlar.

Metalik Bağın Özelliklere Etkisi

• Metalik bağ kuvveti arttıkça erime noktası ve sertlik genellikle artar.
• Değerlik elektron sayısı arttıkça metalik bağın kuvveti de artar.
• Grupta aşağıya inildikçe atom çapı büyüdüğünden metalik bağ zayıflar ve erime/kaynama noktası düşer.
• Periyotta sağa doğru gidildikçe atom çapı küçülür ve değerlik elektron sayısı arttığından metalik bağ kuvvetlenir.

Zayıf Etkileşimler

Zayıf etkileşimler genel olarak şu şekilde sınıflandırılır:

• Van der Waals Etkileşimleri

  • Dipol-Dipol Etkileşimleri: Kalıcı dipollere sahip moleküllerin etkileşimi.
  • İyon-Dipol Etkileşimleri: İyonlar ve polar moleküller arasındaki etkileşim.
  • İndüklenmiş Dipol Etkileşimleri: Anlık dipollerin neden olduğu etkileşim.
  • İyon-İndüklenmiş Dipol Etkileşimleri
  • Dipol-İndüklenmiş Dipol Etkileşimleri
  • İndüklenmiş Dipol-İndüklenmiş Dipol Etkileşimleri

• Hidrojen Bağı: Hidrojen atomunun N, O veya F gibi elektronegatif bir atoma bağlı olduğu moleküller arası etkileşim.

Moleküller Arası Etkileşimler (İntermoleküler Kuvvetler)

• Moleküller arası etkileşimler, kimyasal bağlar kadar kuvvetli değildir, ancak bileşiklerin erime noktası, kaynama noktası, buhar basıncı ve viskozite gibi özelliklerini etkilerler.
• Bu etkileşimlere Van der Waals kuvvetleri adı verilir.

Dipol-Dipol Etkileşimleri

• Kalıcı dipol momentine sahip moleküller arasında meydana gelir.
• Pozitif kutup, negatif kutbu etkiler (çekim).
• Bu etkileşimler, moleküller birbirine yakın olduğunda önemlidir.

İyon-Dipol Etkileşimleri

• İyonlar ve polar moleküller arasındaki etkileşimlerdir.
• İyonik maddelerin polar çözücülerde çözünmesini sağlar.

İndüklenmiş-Dipol Etkileşimleri

• Bir molekülün elektron dağılımının anlık olarak değişmesiyle oluşan dipol momenti, komşu bir molekülde de dipol oluşturabilir. (London kuvvetleri)

Hidrojen Bağı

• Bir moleküldeki hidrojen (H) atomu, diğer bir moleküldeki azot (N), oksijen (O) veya flor (F) gibi elektronegatif bir atoma bağlandığında oluşur.

Hidrojen Bağının Gücü

• Hidrojen bağının kuvveti, hidrojenin bağlı olduğu atomun elektronegatifliği arttıkça artar.

Molaküller Arası Etkileşimlerin Fiziksel Etkileri

• Tanecikler arasındaki etkileşimler, bir bileşik veya çözeltinin özelliklerini büyük ölçüde değiştirebilir.
• Viskozite: Bir sıvının akışkan olmaya karşı gösterdiği dirençtir. Moleküller arası etkileşimler arttıkça artar, sıcaklık arttıkça azalır.
• Yüzey Gerilimi: Bir sıvının yüzeyindeki moleküllerin birbirleriyle olan etkileşimlerinden kaynaklanır.