Kimyasal BağlarI: Başlık Amacı: Kimyasal bağların temel türlerini anlamak. İyonik ve moleküler bileşiklerin özelliklerini kavramak.

Transkript

1 CHEM 1411 General Chemistry Chemistry: A Molecular Approach by Nivaldo J. Tro Kimyasal BağlarI: 9 Lewis Teorisi Başlık Amacı: Kimyasal bağların temel türlerini anlamak. İyonik ve moleküler bileşiklerin özelliklerini kavramak. Rezonans yapıları da dahil olmak üzere, moleküler bileşikler için Lewis nokta yapılarını çizebilmek. Mr. Kevin A. Boudreaux Angelo State University 1 Giriş *Elemantal maddelere günlük hayatta çok sık rastlamayız. Genellikle birleşiklerdir veya bileşiklerin kompleks karşımlarıdır. *Elementler neden birleşikleri ilk anda oluştururlar? Bağlar atomları meydana getiren yüklü parçacıklar arasındaki potansiyel enerjiyi düşürür.

2 *Kimyasal bağların 3 çeşidi vardır : -Lewis nokta yapısı -Valens bağ teorisi - Moleküler Orbital teorisi 2 Kimyasal Bağ Türleri Elementler arasında bağların üç tipi vardır: İyonik bağ :Metal ile ametal ya da çok atomlu iyon(polyatomik iyon) arasındaki elektron transferi sonucu oluşan bağ çeşididir. Kovalent bağ: 2 yada daha fazla ametal atomları arasında oluşan bağdır. Metalik bağ: Esas olarak metaller arasındaki, düzgün pozitif iyon yığını ile bu yığını kuşatan elektron denizi arasındaki biriktirme ile ortaya çıkar. 3

3 Kimyasal Bağ Türleri Figure Elementler için Lewis Nokta Yapıları Lewis kuramı değerlik elektrona odaklanır. En dıştaki elektronlar çekirdekten uzak olanlardır ve bu nedenle koparılmaları daha kolaydır. Değerlik elektronlar elementin sembolü etrafında noktalar ile gösterilir. -İlk 4 elektron sembolün 4 yönüne teker teker yerleştirilir. 4 ten sonraki elektronlar ise eşleşmemiş elektronların yanına yerleştirilir. -Her bir yönde en fazla 2 elektron bulunabilir. Li Be B C N O F N e 5

4 Elementler için Lewis Nokta Yapıları Ametaller için özellikle,izole atom üzerindeki birleşmemiş noktaların aralarında kovalent bağ oluşabileceğini gösterir. Atomlar okted kuralına uymak için en dış enerji düzeylerini 8'e tamamlamak ister. -Hidrojen ve helyum istisnadır.onlar 1.periyottadır ve sadece 1s orbitaline sahiptirler. H He 6 İYONİK BAĞLAR

5 7 İyonik Katılar oluşumu - İyonik bağlar elektron alış-verişiyle oluşur. İyonlaşma enerjisi düşük olan element elektron verir(metal),iyonlaşma enerjisi büyük olansa elektron alır(ametal). e alan katyona, e veren anyona dönüşür. Na + Cl Na+ Cl Na [He] 2s 2 2p 6 3s 1 Na + [He] 2s 2 2p 6 Cl [Ne] 3s 2 3p 5 Cl - [Ne] 3s 2 3p 6 8 İyonik Katılar İyonik bağlarda, karşıt yüklü iyonlar birbirlerini elektrostatik kuvvet ile çekerler. Oluşan madde iyonik katıdır. Bu katı üç boyutlu kristal adı verilen düzenden oluşur.

6 9 NaCl nin oluşumunun enerji dönüşümü Na(s) ve Cl2(g) dan NaCl ye enerji dönüşümünün oluşma şemesı şekil 9.6 dadır. Adım 1: Süblümleşme ısısı Na(s) dan Na(g): ΔH = kj/mol Adım 2: Ayrışma enerjisi Cl 2 (g) molekülünden 2Cl(g) atomuna: ΔH = kj/mol Adım 3: İyonlaşma potansiyeli Na(g) dan Na + (g) iyonuna: ΔH = kj/mol Adım4: Elektron ilgisi Cl(g) den Cl - (g) iyonuna: ΔH = kj/mol Şimdiye kadar toplam: Na(s) + ½Cl 2 (g) Na + Cl - (g); ΔH = +377 kj/mol 10 NaCl nin oluşumunun enerji dönüşümü

7 Fakat çok yüksek sıcaklıklar olmadığı sürece NaCl genellikle gaz fazda bulunmaz. Adım 5: gaz fazındaki Na+ ve Cl- iyonlarından NaCl katı kristaline oluşumu: ΔH = -787 kj/mol. Sonuç: Na(s) + ½Cl 2 (g) Na + Cl - (s); ΔH = kj/mol Bu enerji salımı olduğu için(ekzotermik),diğerlerinden daha fazla enerjili süreçtir. Enerji tüm NaCl oluşma sürecinde adım 5 de değişir. 11 NaCl oluşumu için Born--Haber Çevrimi 12 Figure 9.6

8 ÖRGÜ ENERJİSİ Adım 5 deki değişen enerjiye örgü enerjisi (ΔHlattice), adı verilir, gaz fazındaki yalıtılmış iyonlar kristal örgü oluşumu ile ilgilidir. Sonuçta iyonlar arasında elektrostatik etkileşimler olur ve böylece iyonik kristaller içindeki iyonik bağların dayanıklılığını ölçeriz. Yalnız iyonik katılar vardır, çünkü örgü enerjisi elverişsiz elektron transferidir. Elementlerin elektron kazanması yada kaybetmesi için gereken enerji iyonlar arasındaki çekimden karşılanır. Figure Örgü Enerjisi Kuvvetleri Elektrik yüklerinin etkişiminden kaynaklanan F gücü Coulomb Kanunu ile açıklanır: z 1 z 2 F = k d2 k sabit, z 1 ve z 2 yüklü iyonlar, d ise onların merkezlerine uzaklığıdır. F i enerjiye çevirmek için: z 1 z 2 ΔHörgü = Fd = k d İyonun boyunu artırırsam, d büyür ve örgü enerjisi azalır. Anyon ve katyonun büyüklüğünü artırırsam, örgü enerjiside büyür.(naf = kj/mol, CaO = kj/mol).

9 14 Örgü Enerjisi Kuvvetleri ΔH(kJ/mol)örgü ΔHörgü NaF (kj/mol-910) LiCl -834 CaO NaCl -787 KCl -701 CsCl İyonik Bileşiklerin Özellikleri Tipik bir iyonik bileşik, örneğin kaya tuzu (NaCl) serttir(çökmez),katıdır(eğilmez),kırılgandır(deforme olmazksızın çatlarlar). İyonik kuvvetlerin çekim kuvvetleri iyonları özel konumlarında tutar,bu kuvvetler nedeniyle iyonların pozisyonları dışında bir etki yapıldığında, çökmez veya bükülmezler,kırılırlar.

10 16 İyonik Bileşiklerin Özellikleri İyonik birleşikler yüksek erime noktasına sahiptirler. (NaCl KN 801ºC, MgO KN 2852ºC), son derece yüksek kaynama noktasına sahiptir, çünkü anyon ve katyonlar arası elektrostatik etkileşim üstesinden gelmek için çok fazla ısı enerjisi olur MP (ºC) BP (ºC) CsBr NaI MgCl KBr CaCl >1600 NaCl LiF KF MgO İyonik Bileşiklerin Özellikleri

11 Katı İyon ik birleşikler elektrik iletiminde ku llanılmazlar çünkü iyonlar serbest hareket edermezler. Eridiğ inde, veya suda çözündüğünde, iyonlar özgürce taşınır, çözelti sayesinde elektrik özgürce taşınır. 18 Kovelent bağlar Paylaşmak ve Benzer Şekilde Paylaşmak (Share and Share Alike) 19

12 Kovelent bağlar İki atom arasında, bir veya daha fazla elektronun paylaşılmasıyla karakterize edilen kimyasal bağdır. İki yalıtılmış H atomu birlikte taşınırlar, iki pozitif yük birbirini iter, iki negatif yük de birbirini iter. Ama her bir çekirdek iki elektronu çeker. Bir noktada, çekirdek ve elektronlar arasındaki konumlar çekirdekleri arasında ve elektronlar arasındaki itmelerine karşı dengelenir. H H F Paylaşılan elektron bir H2 molekülünü bir araya getirerek iki çekirdeği bağlar. Bağ içindeki her iki atomun elektronları aynı şekilde davranır. Tek Kovalent Bağlar or + H H H H H + F H F or H F + F F F or F F H + O + H H O H or H O H 20 Paylaşılmış elektron çiftlerine ortaklanmış elektron çiftleri, Paylaşılmamış elektron çiftlerine ortaklanmamış elektron çiftleri denir.

13 Na + Cl - iyonik bağ H H kovalent bağ 21 sörneğin: kovalent bağın oluşumu 1. Aşağıdaki elementlerin klor ile oluşturduğu basit bileşik (yani sadece tek bağları içeren) formülü nedir: a. azot b. silisyum c. selenyum d. brom 22 Çift ve Üçlü Kovalent Bağlar Atomlar, aynı zamanda, bir çift bağ oluşturmak için iki elektron çifti paylaşabilir. Son yapıdaki her oksijen atomu etrafında 8li elektrona vardır: O + O O O O O

14 Çift bağlar tek bağdan daha kısa ve güçlüdür. Üç elektron çifti paylaşımı bir üçlü bağ oluşturur: N + N N N Üçlü bağlar çift bağlardan daha kısa ve güçlüdür. 23 Moleküler Bileşiklerin Özellikleri Iyonik bağlar yönsüz ve bir kristal örgü içinde iyonları, bütün bir dizi halinde bir arada tutar. Kovalent bağlar ise yönlü ve bir molekülde belirli atomları birlikte tutar. Moleküler bileşikler genel olarak gaz, sıvı, veya düşük erime noktasına sahip katılardır. Molekülleri içinde kovalent bağlar çok güçlü, ama ayrı moleküller arası çekim kuvvetleri oldukça zayıftır. Figure Polar Kovalent Bağlar

15 Gerçekte, tam iyonik ve kovalent bağlar bağlanma türlerinin spektrumlarının aşırını temsil eder. Çoğu kovalent bağlar polar kovalent bağdır, elektronların paylaşımı eşitsizdir, ancak bir atomdan diğerine tam aktarılamaz. Polar bağlarda, bir atom kısmi negatif yüke (δ-) sahiptir ve diğer atom kısmi pozitif yüke (δ +) sahiptir. 25 Elektronegatiflik Elektronegatiflik, "bir atomun kovalent bir bağdaki elektronları kendine çekme yeteneği" olarak tanımlanır. [Linus Pauling, 1939, Nobel Prize 1954, 1963] Elementlerin elektronegatiflikleri periyot boyunca soldan sağa, grup boyunca aşağıdan yukarı doğru artar (Elektronegatiflik atom numarası ile ters orantılıdır.) MOV: Elektronegatiflik 26

16 Elektronegatiflik Figure Bağ Çeşitleri 80 % ionic 20 % covalent 83 % covalent 17 % ionic 100 % covalent 28

17 Elektronegatiflik ve Bağ Polaritesi Kovalent bir bağ içinde polarite derecesine bağlı iki atom arasındaki elektronegatiflik farkı, ΔEN e bağlıdır: 29 Elektronegatiflik ve Bağ Polaritesi 30 Figure 9.11

18 Örnekler: Apolar / Polar / İyonik Bağlar 2. Aşağıdaki çiftlerin her biri arasında oluşan bağın polar olmayan kovalent bir bağ, bir polar kovalent bağ veya bir iyonik bağ olup olmadığını belirleyiniz. (sim. için Ex. 9.3) a. Na ve Cl b. C ve Cl c. N ve Cl d. N ve O e. Sr ve F f. Cl ve Cl 31 Elektronegatiflik ve Bağ Polaritesi 3. Periyotta bulunan klor aşağıdadır. Elektronegatiflik farkı (ΔEN) artar, bağ daha kovalent olur; sıkıca-bağlı iyonik katılar (NaCl), zorunlu kovalent sıvılardan (SiCl4) daha zayıftır. hatta gazlardan (Cl 2 ) daha zayıftır. 32

19 Dipol Moment ve Yüzde İyonik Karakter Bağ polaritesi pozitif ve negatif yük arasındaki ayrım varken oluşan bir dipol moment, μ, olarak sayısal ifade edilir. Dipol moment birimi debye, D (1 D = C m) Elektron tamamen bir atomdan diğerine transfer olsaydı, dipol momentin bağının ne olacağına ait ölçüm dipol momenti karşılaştırarak, bağın yüzde iyonik karakteri belirlenebilirdi. Bir elektronun tamamen transfer edildiği bir bağ % 100 iyonik karaktere sahip olacaktır. Genel olarak,% 50'den daha fazla iyonik karakteri olan bağlar iyonik bağ olarak kabul edilir. 33 Dipol Moment ve Yüzde İyonik Karakter Figure 9.12 Heksan gibi polar olmayan bir molekül, etkilenmemektedir, su gibi bir polar molekül, statik elektrik ile hareket ettirilir. 34 Figure 9.13

20 Lewis Yapıları Çizgi Çizim 35 Lewis Yapıları nasıl yazılır 1. Molekül için doğru iskelet yapısını yaz. Molekül için AB n formülü diyelim. Merkezi konumu en az elektronegatif element ve uç pozisyonlarda daha fazla elektronegatif elemanları yerleştirin. Sadece tek bir bağ oluştururlar çünkü, H, bir uç pozisyonunda, her zaman bir merkezi atom değildir. 2. Moleküldeki her bir atomun değerlik elektronları toplanmasıyla Lewis yapısı için elektron toplam sayısı hesaplanır. Iyonlar için, negatif yükün her birimi için bir elektron ekleyin ve pozitif yükün her birimi için bir elektron çıkarın. 36 Lewis Yapıları nasıl yazılır

21 3. Mümkün olduğu kadar çok atomuna oktet (veya hidrojen için çiftler) yapan, atomlar arasında elektron dağıtın. İki atom arasındaki ortalanmış elektronları çizin sonra uç atomun kenarlarını 8 e tamamlayın(veya H için 2). 4. Herhangi bir atom bir sekizli eksikliği varsa, onlara sekizli vermek gerektiğinde çift veya üçlü bağlar oluşturur...bu suretle uç atomu ve merkezi atom arasında uç atomu çiftinin hareket yapılır. Formal yük çift bağları yerleştirmek için bir kılavuz olarak kullanılabilir. Formal Yük 37 Formal Yük= değerlik e - (½bağ e - ) (ortaklanmamış e - çiftleri) Eğer bağ elektronları eşit olarak paylaşılır olsaydı formal yük bir atom yükü olurdu. Biçimsel yükleri toplamı türler üzerindeki yük eşit olmalıdır. Küçük biçimsel yükler büyük olanlardan daha iyi (daha kararlı) dır. Komşu atomların üzerindeki yükler istenen değildir. Formal yük korunmadığında negatif formal yükten daha elektronegatif atom bulunması gerekir. 38

22 Örnekler: Lewis Yapıları 3. Aşağıdaki moleküllerin Lewis yapılarını yazın. (Ex sim.. 9.4, 9.5) a. CH 4 b. NH 3 c. NH 4 + d. CCl 4 e. H 2 O 2 39 Examples: Lewis Structures 3. Aşağıdaki moleküllerin Lewis yapılarını yazın. (Ex sim.. 9.4, 9.5) f. CCl 2 F 2 g. H 2 S h. C 2 H 6 i. C 2 H 4 j. C 2 H 2 40

23 Örnekler: Lewis Yapıları 3. Aşağıdaki moleküllerin Lewis yapılarını yazın. (Ex sim.. 9.4, 9.5) k. CO 2 l. HCN m. COCl 2 n. acetamide, C 2 H 5 NO O HH C C N H H H 41 Örnekler: Lewis Yapıları 3. Aşağıdaki moleküllerin Lewis yapılarını yazın. (Ex sim.. 9.4, 9.5) o. O 3

24 İki O3 yapılarından hiçbiri kendini doğrulamadı. 42 Rezonans Yapıları

25 Bir Lewis Yapısı ne zaman Yeter li değildir? Bir molekül için birden fazla geçerli bir Lewis yapısı olduğunda, gerçek elektronik yapı, rezonans melezi olarak adlandırılan farklı olasılıklar ortalamasıdır. Rezonans formlarında değerlik elektronları değil, sadece atomların konumların yerleşimi farklıdır! Ozon da "gerçek" bir çift bağ ve "gerçek" bir tek bağ yoktur, ve bunların arasında O O bağ ve O=O bağ bir-ve-bir yarım bağ vardır. Figure Rezonans Yapıları Rezonans yapıları olarak adlandırılan iki Lewis yapıları, bu moleküller arasında iki başlı ok ile gösterimi daha doğrudur. O O O O O O bağ derecesi= 1 1 / 2 BAŞKA BİR ŞEY İÇİN DÜZ, ÇİFT-BAŞLIKLI OK(T)KULLANMAYIN!

26 Rezonans yapıları gerçek bağ tasvirleri değildir: O3 iki yapı arasında "ileri geri değiştirme" değildir; her iki formun birbirinin melezi olduğunu açıklar. 44 Delokalize Elektronlar ve Yükler Bu rezonans yapılarında, elektron çiftlerinden (dolayısıyla negatif yük) biri "yayılmış" veya tüm moleküllerin üzerine delokalize edilmiştir. Buna karşılık, sudaki oksijenin yalnız çiftleri yerelleşmiştir yani, onlar tek bir yerde sıkışmıştır. Rezonans delokalizasyon yükleri yayılan bir molekülü dengeler ve çift bağların yanında yer alan yalnız çiftler (veya pozitif yükler) sık sık meydana gelir. (Rezonans organik kimyada yapı ve tepkime anlayışımızda büyük rol oynar.) Elektron dağılımı daha doğru bir tasvir olarak moleküler orbital (MO) teorisinde bulunur. 45 Benzen içinde Rezonans Yapıları Diğer bir önemli rezonans çifti benzen : C 6 H 6, tek ve çift bağların alternatif iki rezonans yapıları vardır. Benzen, karbon-karbon bağlarının gerçek bağ sırası 1.5.

27 1.5. H H H C C C H H C C C H H C C C H H C C C H H H 46 Bir Rezonans Benzerliği Bir katır bazen bir at, bazen bir eşek değildir; mor bazen kırmızı, bazen mavi olmadığı gibi, her zaman bir şey (bir katır) var. Gerçek bir kişi, iki ya da daha fazla kurgusal karakterlerin özelliklerine sahip olarak tarif edilebilir. Kurgusal karakterler yoktur, ancak gerçek kişi vardır. 47

28 Örnekler:Rezonans ile Lewis Yapıları 4. Rezonans yapıları dahil olmak üzere aşağıdaki moleküller, için Lewis yapıları yazın. (sim. için Ex. 9.7) a. OCN - b. CO32- c. NO 3 - d. CHO 2-48 Sekizli Kural istisnaları Elektron gereksinimi olan türler, berilyum(be) ve bor(b) gibi, lewis yapısı çevresinde 8 elektrondan daha azına sahiptir, ama sıfır formal yük olabilir. Serbest radikaller değerlik elektron tek bir sayı içerir. Radikallerin her zaman bir paylaşılmamış elektronu vardır. Eşleşmemiş elektronların bulunması, tek sayılı elektronları olan yapıların paramanyetik olmasına neden olur. Bu türler genellikle kararsız ve son derece reaktiftir. Genişlemiş Değerlik Kabukları: çevresinde sekizden fazla elektron bulunur. Periyodu 3 ya da daha yüksek olan ametaller (kükürt ve fosfor gibi) boş d orbitalleri içine "ekstra" elektronlar itilerek sekizli kurala benzeyebilirler.

29 49 ÖRnekler: Sekizli Kural istisnaları 5. Aşağıdaki moleküller için rezonans yapılarını içeren lewis yapılarınız çiziniz (eğer gerekirse). (DİKKAT!Tek başına Formül, merkez atom üzerindeki yalnız çiftler hakkında bilgi vermez!) (sim. to Ex. 9.9) a. NO b. NO 2 c. BF 3 d. SO 3 50 ÖRnekler: Sekizli Kural istisnaları 5. Aşağıdaki moleküller için rezonans yapılarını içeren lewis yapılarınız çiziniz, eğer gerekirse. (DİKKAT!Tek başına Formül, merkez atom üzerindeki yalnız çiftler hakkında bilgi vermez!) e.(sim. to Ex. SF 4 9.9) f. SF 6

30 g. H 2 SO 4 h. POCl 3 51 ÖRnekler: Sekizli Kural istisnaları 5. Aşağıdaki moleküller için rezonans yapılarını içeren lewis yapılarınız çiziniz, eğer gerekirse. (DİKKAT!Tek başına Formül, merkez atom üzerindeki yalnız çiftler hakkında bilgi vermez!) i.(sim. to Ex. I3-9.9) j. XeF 2 k. XeF 5 + l. XeF 4 52

31 Bağ Enerjileri ve Bağ Uzunlukları 53 Bağ Enerjileri Bağ enerjisi (ya da bağ ayrışma enerji) gaz fazında kovalent bağın 1 mol kırmak için gerekli olan enerji miktarıdır Cl Cl için Cl 2 molekülünde bağ enerjisi 243 kj/ mol: Cl 2 (g) 2Cl(g); ΔH = +243 kj HCL içindeki H Cl bağında, bağ enerjisi 431 kj/ mol: HCl(g) H(g) + Cl(g); ΔH = +431 kj HCl bağı Cl Cl bağından güçlüdür, çünkü bu bağı kırmak için daha fazla enerji alır. 54

32 Bağ Enerjileri Bağ enerjileri pozitifse endotermiktir. Çünkü kırılan bağ enerji alır. Bağ oluşumlarında, o bağ enerjisi serbest bırakılan enerji miktarıdır yani ekzotermiktir. Tablo 9.3 farklı bileşikler bir dizi bağdır, bu tür enerjilerin ortalaması alınarak elde edilen değerlerdir, ortalama bağ enerjileri listededir. 55 Ortalama Bağ Enerjileri 56

33 Bağ Enerjileri ve Entalpi Yükleri Ortalama bağ enerjileri kimyasal reaksiyonlar için entalpi değişimlerini tahmin etmek için kullanılabilir: H 3 C H + Cl Cl H 3 C Cl + H Cl = kj = -113 kj Kırılma Entalpisi C H +414 kj Cl Cl +243 kj OLUŞUM ENTALPİSİ C Cl -339 kj H Cl -431 kj ΔH = ( ) + ( ) kj Figure Bağ Enerjileri ve Entalpi Yükleri ΔHrxn = ΔH Kırılma Entalpisi + Δ Oluşum EntalpisiH pozitif değerler negatif değerler Bağın koparılması endotermik bir olay olduğuna göre bağın oluşumu ekzotermiktir. Bağ oluşurken koparmak için verdiğimiz enerji kadar ısı açığa çıkar. Bağ enerjisi ne kadar fazla ise bileşik o kadar kararlıdır.

34 58 Örnekler: Tahminen Entalpi Değişimleri 6. Hidrojen gazı, metan gazı buharı reaksiyonu ile yapılabilir. CH 4 (g) + 2H 2 O(g) 4H 2 (g) + CO 2 (g) Bu reaksiyonun ΔHnı tahmin etmek için Tablo 9.3 'te bağ enerjileri kullanın. (Ex. 9.10) cevap: +170 kj 59 Bağ Uzunlukları Çekici güçlerin en fazla yapıp, itici güçlerin en aza indirildiği çekirdek arasındaki en uygun mesafeye bağ uzunluğu denir.

35 H 2 molekülü için, bağ uzunluğu 74 pm'dir. H2 molekulünün enerjisi ayrılış atomların enerjisinden fazladır. (bir H2 molekülü ayrıldığında enrji serbest kalır. bırakılır). Yakın çekirdekler elektrostatik itmeleri nedeniyle itme potansiyel enerjisi uzunluğun artmasına neden olur. 60 Ortalama Bağ Uzunlukları 61

36 Bağ Uzunlukları Çoklu bağlar tek bağa göre daha kısa ve güçlüdür. Büyük atomlar bir araya getirildiğinde, bağ daha uzun olur... Uzun bağlar kısa bağlardan daha zayıftır. 62 Çoklu Bağlar için Bağ Uzunluğu ve Bağ Enerjisi BAĞ Bağ Uzunluğu (pm) Bağ Enerjisi (kj/mol) C O C=O CtO C C C=C CtC N N N=N NtN

37 Örnekler:Bağ uzunluğu ve Bağ Dayanıklılığı 7. Periyodik tabloyu kullanarak, bağ uzunluğu ve bağ dayanıklığını azalan sırasına göre her birini sıralayınız. a. S F, S Br, S Cl b. C=O, C O, CtO 64 Metallik Bağlar 65

38 zde elektronlar hareket erirler. iletirler çünkü Metallik Bağlar: Elektron denizi modeli Metallerde değerlik elektron sayısı az, değerlik orbital sayısı fazladır. Bu özellik sayesinde birden fazla metal atomu bir araya geldiklerinde değerlik elektronları hem ait oldukları atomların boş değerlik orbitallerine hem de komşu atomların eş enerjili boş değerlik orbitallerine rahatlıkla geçebilir. Böylece hareketli elektronlar adeta bir elektron denizi oluşturur. Negatif yüklü elektronların oluşturduğu elektron denizi, metal iyonlarını bir arada tutar. Pozitif ve negatif yükler birb irine eşittir. içi Metaller elektriksel elektronlar dağılmasına yardım Metaller dövünebilir ve biçimlendirilebilir çünkü atomlar arasındaki yerel bağlar, metalin kolayca deforme olmasına izin verir. 66