buzlu.org

Bağlarını tanımlayarak ve bu suretle karakteristik özelliklerini açıklamak yoluyla bütün maddelerin yapısını tartışmak mümkündür .

Linus Pauling(1939)

Gerçekten kimya, atomların nasıl birbirine bağlandığını ve bu bağların nasıl koparak başka maddelere dönüştüğünü inceleyen bir doğa bilimidir. Sıvı su kaynarken moleküller arasındaki bağlar (Hidrojen bağları) kopar. Hidrojen yanarken hidrojen molekülleri ve oksijen molekülleri arasındaki bağlar kırılır, hidrojen ve oksijen atomları arasında yeni bağlar oluşur.

Kimyasal bağlar, maddesel değişimin her aşamasında söz konusu olan bağlardır. Kimyasal bağ, maddesel değişmelerin temelinde yatan gerçekliktir.

Çevremize baktığımızda gördüğümüz madde çeÅŸitliliÄŸi, atomların çeÅŸitli biçimlerde baÄŸlanmasının bir sonucudur. Farklı atomların baÄŸlanması sonucunda canlı ve cansız varlıklar dünyası oluÅŸmuÅŸtur. Bu durumda kimyasal bağın anlaşılması yaÅŸamsal bir önem taşımaktadır. Bugün yaÅŸamın gizinin derinliklerinin aydınlatılmasında DNA ve RNA’ nın baÄŸ yapısının anlaşılması, bir kilometre taşı iÅŸlevi,bir kaldıraç iÅŸlevi görmüştür. Sofra tuzu, NaCl, oda koÅŸullarında katı; su, sıvı ve HCl, gazdır. Bunları açıklamanın yolu, onlarda atomların nasıl baÄŸlandığını anlamaktan geçiyor.

Bağ enerjilerinin büyüklüğü ya da bağın sağlamlığı dikkate alındığında üç temel kimyasal bağ bulunduğu söylenebilir.


Temel BaÄŸlar:

1.Metalik BaÄŸ

Elementlerin çoÄŸunluÄŸu, yaklaşık yüzde 80′i metaldir. Metallerin erime ve kaynama noktaları, metalik bağın kuvveti hakkında bir fikir verir. ÖrneÄŸin alkali metallerin erime ve kaynama noktaları pek yüksek deÄŸildir, bıçakla kesilebilecek kadar yumuÅŸaktırlar. Sezyum (Cs) 28.6 derecede, sodyum (Na) 97.8 derecede erir. Oda koÅŸullarında sıvı olan tek bir metal vardır: cıva. Erime noktası -33.86 derecedir. Öte yandan wolfram (W), 3377 derecede erir. Bütün bunlar, metallerde metalik baÄŸ kuvvetinin çok deÄŸiÅŸik olduÄŸunu göstermektedir. Ayrıntılar için metalik baÄŸ linkine giriniz.

2.Ä°yonik BaÄŸ

Metallerle ametaller arasında oluşan bileşiklerin çoğunda iyonik bağ etkilidir. Bu bağlanmada metal atomlarından ametal atomlarına net elektron transferi yapıldığı kabul edilir: metal atomları katyon, ametal atomları da anyon haline geçer. Böylece elektrikçe zıt yüklü iyonlar arasındaki elektrostatik çekim, iyonik bağ dediğimiz bağı oluşturur. Konunun bu kısmında iyonik bağlı bileşiğin nasıl oluştuğunu, iyonik bağın erime ve kaynama noktasına, sudaki çözünürlüğe etkisini tartışacağız.

3.Kovalent BaÄŸ

Kovalent bağ, elektron ortaklığına dayanan bir bağdır. Bor, silisyum, germanyum gibi yarımetallerin elementel halleri ve bunların ametalli bileşikleri kovalent bağ içerir. Ayrıca soy gazlar dışındaki ametallerin elementel halleri ve amettaller arası bileşikler de kovalent bağlıdır. Örneğin karbon elementinin allotropları olan grafit ve elmasta karbon atomları kovalent bağla bağlıdır. Hidrojen, oksijen, azot gibi elementler iki atomlu moleküller halinde bulunur. Moleküldeki atomlar kovalent bağla bağlıdır. Su molekülünde de hidrojen ve oksijen atomları arasındaki bağ kovalent bağdır. Konunun bu kısmında kovalent bağların nasıl oluştuğunu, moleküllerin Lewis yapılarının nasıl yazıldığını, bu yapı ışığında molekülün geometrisini nasıl belirleyebileceğimizi göreceğiz.Molekül geometrilerini öngörmede hem VSPER kuramı, hem de hibritleşme kuramı kullanılabilir. Molekülün geometrisi ışığında molükülün polar olup olmadığını belirtebiliriz. Böylece onun fiziksel ve hatta kimyasal davranışlarıyla ilgili sağlam bir temel edinmiş oluruz.

Molekül Geometrileri

BaÄŸ enerjlerinin çok daha küçük olduÄŸu “etkileÅŸimler” de vardır. Bunlar, genel olarak moleküller arası etkileÅŸimlerdir van der Waals etkileÅŸimleri olarak anılır:

van der Waals EtkileÅŸimleri

1. London EtkileÅŸimi

Hidrojen klorür (HCl) molükülünün polar bir molekül olduÄŸunu kolayca söyleyebiliriz. Hidrojen ucu kısmen pozitif, klor ucu kısmen negatiftir. Çünkü klorun elektronegatifliÄŸi hidrojeninkinden yüksektir. Dolaysıyla bir kaba art arda HCl molekülleri attığımızda onların zıt yükteki kutupları yan yana gelecek ÅŸekilde dizileceklerini tahmin edebiliriz. Peki diyelim ki Ne için durum nedir? Yani bir soy gaz olan neonun katısı ısıtınlınca sıvı hale sıvısı da ısıtılınca gaz haline geçtiÄŸine göre katı ve sıvı fazda Ne atomları nasıl bir arada tutulmaktadır? Bu olay, yeni kuantum mekaniÄŸi ışığında - kuantum kuramı 1900 yılında doÄŸduÄŸu halde 1925′ büyük atılım yılıdır- 1928′de Fritz London ( 1900-1928) tarafından açıklandı. Buna göre katý ve sývý fazlarda atomlardaki elektronların bir anda bir bölgeye yığılma olasılığı vardır. Bu durumda bir anlık dipol oluÅŸur. Anlık dipol, komÅŸu atomları da etkiler ve böylece maddeyi bir dipol dalgası sarar. Bunun için London etkileÅŸimi için anlık dipol etkileÅŸimi, indüklenmiÅŸ dipol etkileÅŸimi, dağılma kuvveti gibi nitelemeler de yapılmaktadır. Bu etkileÅŸimin moleküldeki toplam elektron sayısına ve molekül yüzeyinin büyüklüğüne baÄŸlı olduÄŸu görülüyor.

2. Dipol-Dipol EtkileÅŸimi

Bu etkileÅŸim, zaten polar olan yani dipol momenti sıfır olmayan moleküller arasındaki etkileÅŸimdir.Elektron sayısı birbirine yakın moleküllerde polarlığın etkisi açıkça ortaya çıkar. ÖrneÄŸin azot (N2), oksijen(O2) ve azot monoksit (NO) molekülleri, elektron sayıları birbirine yakın moleküllerdir. Azot ve oksijen molekülleri apolar moleküllerdir. Onların katı ve sıvısında moleküller arasında London etkileÅŸimleri etkilidir. Bu da elektron sayısı çoÄŸaldıkça artar. Yani oksijenin kaynama noktasının azotunkinden büyük olması beklenir. Gerçekten de öyledir. Elektron sayısına bakılırsa NO’nun kaynama noktasının azotunki ile oksijeninki arasında olması beklenir. Oysa kaynama noktası N2, O2, NO sırasında artar (sırayla:77 K, 90 K ve 121 K). Ä°ÅŸte bu artış, moleküldeki dipol-dipol etkileÅŸimiyle açıklanabilir.

3. Hidrojen Bağı Bu bağ, dipol-dipol etkileşiminin doruğu olarak belirtilebilir. Çünkü hidrojen bağı (H-bağı), hidrojen atomunun doğrudan F, O ve N atomlarına bağlı olduğu moleküllerin katı ve sıvısında etkilidir. Bilindiği gibi F,O ve N, elektronegatifliği yüksek atomlardır. 15-20 kJ/mol enerjiye sahip olan hidrojen bağları,öteki moleküller arası kuvvetlerden daha kuvvetlidir.