KĐMYASAL BAĞLAR. Molekül veya kimyasal bileşikler içerisinde atomların beraberce bulunmaları ancak kimyasal bağlar ile mümkün olmaktadır.

Transkript

1 KĐMYASAL BAĞLAR Molekül veya kimyasal bileşikler içerisinde atomların beraberce bulunmaları ancak kimyasal bağlar ile mümkün olmaktadır. Đki atom veya atom grubu arasında bir molekül oluşturmak üzere etkileşme, kimyasal bağ olarak tanımlanır. Atomlar, bağ oluşturmak üzere bir araya geldikleri zaman, çekirdeklerine en uzakta bulunan elektronlar etkileşirler. Bu etkileşim sonucunda bir atomdan diğer bir atoma elektron aktarılmasıyla ya da iki atomun elektronlarını ortak kullanmasıyla kimyasal bağ oluşur. Kimyasal bağ oluşumunsda bir atomun en dış tabakasındaki elektronları önemlidir. Bu tabakaya değerlik (Valans) tabakası bu tabakadaki elektronlara da değerlik 8Valans) elektronları denir. A grubu elementlerinin değerlik elektron sayısı periyodik sistemde grup numaralarına eşittir. Atomlar bağ oluştururken daha düşük enerjili duruma erişmek için bir araya gelirler ve bağlar oluşurken dışarıya enerji verirler. Bir kimyasal bağ oluşurken atomlar tek başına bulundukları zamankinden daha kararlı bir hale geçerler ve elektron dizilişlerini soygazlara benzetmeye çalışırlar. Bu Oktet Kuralı olarak bilinir. Oktet Kuralına göre atomlar elektron alarak veya vererek değerlik tabakalarındaki elektron sayılarını sekize çıkarırlar. Bir atomun yapabileceği bağ sayısı, sahip olduğu veya az enerji ile sahip olduğu veya az enerji ile sahip olabileceği yarı dolu orbital sayısına eşittir. Soygazların bileşik oluşturamamasının sebebi bütün orbitallerinin dolu olmasıdır.

2 1 bağ yapabilir. Orbital tam dolu olduğundan bağ yapamaz. Bir tane yarı dolu orbitali vardır. 1 bağ yapabilir. 2 bağ yapması gerekir. Ancak C'nun 4 bağ yaptığı biliniyor. O halde uyarılmış durumda; 4 tane yarı dolu orbital olur. Dolayısıyla 4 bağ yapabilir. Üç bağ yapabilir. Boş orbital olmadığından uyarma yapılamaz. 2 bağ yapabilir. Boş orbital olmadığından uyarma yapılamaz.

3 1 bağ yapabilir. Boş orbital olmadığından uyarma yapılamaz. Yarıdolu orbital olmadığından bileşik yapamaz. Kimyasal bağlarda kullanmakta olduğumuz elektro nokta formüllerine değerlik-bağ Yapıları ya da Lewis Yapıları denir. Amerikan bilim adamı G. N. Lewis in adı verilen bu gösterimde, elementin simgesi etrafında değerlik elektronu kadar nokta koyarak veya çoğunlukla bir çift elektron yerine bir çizgi çizerek ve tek elektron için nokta koyarak değerlik elektronları belirtilir. Lewis simgeleri sadece atomlar için değil atom iyonları için de kullanılır. Aşağıda bazı atomların ve iyonların Lewis simgeleri verilmiştir. A Grupları elementleri için genel Lewis simgeleri de aşağıda gösterilmiştir. Kimyasal Bağlar; 1. Đyonik Bağlar 2. Kovalent Bağlar 3. Metal Bağları 4. Hidrojen Bağları olmak üzere gruplandırılmıştır.

4 1. ĐYONĐK BAĞLAR Đyonik bağ, bir atomun değerlik tabakasından bir veya birkaç elektronun, diğer bir atomun değerlik tabakasına geçmesi ile oluşur. Elektron(lar) kaybeden atom pozitif iyon (katyon) ve elektron(lar) alan atom negatif iyon (anyon) haline geçer. Đyonik bağ, zıt yüklü bu iyonlar arasındaki çekme sonucu oluşur. Kolayca elektron kaybeden atomlar elektropozitif ve elektron alan atomlar elektronegatif olarak tanımlanır. Đyonik bağlar içeren bileşikler iyonik bileşikler olarak bilinir. Örnek olarak, lityum ve flor atomlarından lityum florür bileşiğinin oluşmasını inceleyelim. Lityum ve flor atomlarının elektron dizilişlerini yazalım: Li 3 : 1s 2 2s 1 ve F 9 : ls 2 2s 2 2p 5 Etkileştikleri zaman, Li, değerlik tabakası olan 2s alt tabakasından bir elektron kaybederek Li + iyonu haline geçer ve asal gaz ile ile aynı elektron dizilişinde olur. Li tarafından verilen elektronu alan F, değerlik tabakasındaki elektron sayısını sekize çıkararak F iyonu haline geçer ve asal gaz Ne ile aynı elektron dizilişinde olur. Li + ve F iyonları oluştuktan sonra birbirlerini çekerler ve bu çekme nedeniyle iyonik bağ oluşur. Đyonik bağlar, iyonik katıların oluşmasına yol açar.

5 Đyonik katılar, tek tek moleküller yerine, aynı yüklü iyonlar arasındaki itme en az ve farklı yüklü iyonlar arasındaki çekme en fazla olacak şekilde düzenlenmiş iyonlardan ibarettir. Örneğin, lityum florür, LiF kristalinde, her Li + katyonu, altı tane F anyon ve her F anyon, altı tane Li + katyonu ile çevrilmiştir. iyonik bağ oluşması sırasında atomların elektron kaybederek veya alarak iyonlar oluşturduğunu ve böylece asal gaz elektron dizilişine sahip olduklarını yukarıda belirttik. He dışında, bu diziliş, değerlik tabakasında sekiz elektrona karşılık gelir ve ns 2 np 6 ile gösterilir. He'de elektron dizilişi 1s 2 dir ve H, H + ve Be 2+ iyonları da bu dizilişe sahiptir. Đyonik bağ oluşmasında, valens yani değerlik; alınan veya verilen elektron sayısı olarak veya "atomların, değerlik tabakalarındaki elektron sayılarını sekize çıkarmak için alınan veya verilen elektron sayısı" şeklinde tanımlanabilir. Bu amaçla kullanılacak daha doğru sözcük, elektrovalens sayısı veya elektrovalensdir, Valens (elektrovalens), IA Grubu elementleri için +1, IIA Grubu elementleri için +2, VIA Grubu elementleri için -2, VIIA Grubu elementleri için -1'dir. IA ve IIA Grupları elementleri iyonlaşarak kendilerinden önce gelen ve VIA ve VIIA Grupları elementleri iyonlaşarak kendilerinden sonra gelen asal gazların elektron dizilişine sahip olurlar. Oktet kuralı, genel olarak A Grupları elementlerine uygulanır ve geçiş elementlerine uygulanmaz. Kural olarak, bir atomdan pozitif bir iyon oluşurken, baş kuantum sayısı en büyük olan tabakadan elektron(lar) verilir; onun için geçiş elementleri, bir aşağıdaki tabakanın d elektronlarını vermeden, s elektronlarını verirler. Örneğin, Zn, 4s elektronlarını vererek Zn 2+ iyonunu oluşturur. O halde, Zn 2+ iyonunun elektron dizilişi 3s 2 3p 6 3d 10 olacaktır. Değerlik tabakası için ns 2 np 6 nd 10 dizilişi, psodoasal gaz elektron dizilişi olarak bilinir.

6 Bir iyonik bileşikte elementlerin atom sayıları, iyon haline gelmek için aldıkları ve verdikleri elektron sayıları ile belirlenir. Örneğin, Ca (IIA Grubu) ve H (IA Grubu) arasındaki tepkimede, Ca, Ca 2+ iyonu ve H, H hidrür iyonu haline geçerek oktet kuralına uyarlar. O halde bir tane Ca 2+ iyonu, iki tane H iyonu ile birleşerek nötral CaH 2 bileşiğini oluşturur ve kazanılan ve kaybedilen elektron sayıları eşitlenir. Tepkimenin denklemini ve diğer birkaç örnek aşağıda verilmiştir. Birbiriyle iyonik bağ oluşturarak birleşen iki atomun iyonlaşma enerjileri birbirinden ne kadar farklı ise bunların meydana getireceği kimyasal bileşik de o kadar daha sağlamdır. Başka bir ifade ile; elektron vererek +1 yüklü iyon haline geçen atomun iyonlaşma enerjisi ne kadar düşükse ve elektron alarak -1 yüklü iyon haline geçen diğer atomun elektron ilgisi ne kadar yüksekse bu iki atom birbiri ile o kadar daha dayanıklı bileşik meydana getirmektedir. Metallerin iyonlaşma enerjileri düşüktür ve elektron vererek katyon haline geçmek eğilimindedirler Ametallerin ise elektron ilgileri büyüktür ve elektron alarak anyon haline geçmek eğilimindedirler. Bu nedenle, metaller ve ametaller arasında oluşan bileşiklerin çoğu iyoniktir. Özelikle IA ve IIA Grubu metalleri (Be dışında), periyotlu dizgede sağ üst köşedeki elementlerle (O, F, Cl ve Br, S) iyonik bileşikler oluştururlar.

7 2. KOVALENT BAĞLAR Hidrojenin ametallerle ya da ametallerin kendi aralarında elektronlarını ortaklaşa kullanarak oluşturulan bağa kovalent bağ denir. Bir iyonik bileşiğin oluşmasında pozitif ve negatif iyonlar arasındaki çekme kuvveti Coulomb yasaları ile bellidir, fakat iyonların, birbirinden, aralarında itme olmayacak kadar uzak olmaları gerekir. Đyonlar, birbirine yaklaştıkça itme kuvveti, çekme kuvvetinden daha baskın olmaya başlar. Bir katyonun oluşması için gerekli enerji (iyonlaşma enerjisi) bir anyonun oluşması sırasında salınan enerji ve iyonik bileşiğin oluşması sırasında salınan enerji (sırasıyla elektron ilgisi ve kristal enerjisi) toplamı ile karşılanamaz. Bu durumda bir kovalent bağ oluşur. Kovalent bağ, bir elektron çiftinin atomlar arasında ortaklaşa kullanılmasıyla oluşur. Bağlayıcı kuvvet, ortaklaşa kullanılan elektronlar ile pozitif atom çekirdekleri arasındaki çekme kuvvetidir. Đyonik bağda olduğu gibi, kovalent bağın da kararlılığı, bağın oluşması ile bağlanan atom çiftinin enerji düzeyindeki düşmedir. Kovalent bağın analizine geçmeden önce, oluşmasını aşağıdaki gibi de açıklayabileceğimizi belirtelim. Đyonik bağ oluşmasına yol açan neden, atomlar arasındaki elektron alışverişiydi ve iyonlaşan atomlar asal gaz elektron dizilişine sahip oluyorlardı. Fakat, asal gaz elektron dizilişine sahip olmak için her ikisinin de elektron alması gerekli iki atom etkileşirse ne olur? En basit örnek, iki tane H atomundan H 2 molekülü oluşmasıdır. Her H atomunun Đle: atomuna benzemesi için bir elektrona gereksinimi vardır; yani elektron alışverişi yoluyla her ikisi de asal gaz elektron dizilişini alamaz. Bunun yerine, H atomları, elektronlarını ortaklaşa kullanırlar.

8 Elektron çiftinin bu şekilde ortaklaşa kullanılması ile kovalent bağ oluşur ve bir çift nokta, H H veya daha uygun olarak bir çizgi, H H ile gösterilir. Kovalent bağ oluştuktan sonra, elektron çifti, bir yerine iki atom çekirdeği tarafından çekildiği için kovalent bağlı durum, bağlanmamış atomlar durumundan daha kararlıdır. Đki atomlu moleküller halinde bulunan ametaller, H 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2, N 2 ve O 2 'dir. Özetle, atom çekirdekleri ile elektron çiftleri arasındaki çekme kuvveti sonucu enerji açığa çıkar. Atomlar üzerindeki elektronlar arasında itme kuvveti de vardır. Bu çekme ve itme kuvvetlerinin dengelenmesi sonucu atomlar birbirine belli uzaklıkta bulunurlar; yani, belli atomlar arasında oluşacak kovalent bağın uzunluğu bellidir. Đyonik bağda olduğu gibi, kovalent bağların sayısı da atomların, çoğunlukla, asal gaz elektron dizilişine sahip olmak için gereksinme duydukları elektron sayısı ile belirlenir. Bir atomun oluşturduğu kovalent bağların sayısına, yani çiftleştiği elektronların sayısına kovalens (veya kovalens sayısı) denir. Bir atomun kovalensi, asal gaz elektron dizilişine erişmek için gerekli elektron sayısıdır. Örneğin, bazı elementlerin kovalensleri: H ve Halojenler: 1, O ve S: 2, N ve P: 3, C ve Si: 4. Aşağıda bazı kovalent bileşiklerin formülleri verilmiştir. Kovalent bağlar; Polar ve Apolar Kovalent Bağ olmak üzere ikiye ayrılır.

9 BAĞIN POLARLIĞI Elektron çiftinin, moleküldeki atomlar tarafından tamamen eşit olarak kullanıldığı kovalent bağlara apolar veya nonpolar bağlar, atomlar arasında eşit olarak ortaklaşa kullanılmayan kovalent bağlara ise polar bağlar denir. Örneğin, H-H ve Cl-CI bağları tamamen kovelenttir; ; çünkü bağın elektronları atomlar arasında eşit paylaşılmıştır. Soygazlar hariç, diğer gaz halindeki elementlerin molekülleri arasındaki bağ apolar kovalent bağdır. Hidrojen gazının oluşumunda iki hidrojen atomunun yörüngeleri şekildekine benzer girişim yaparak elektronlarını ortaklaşa kullanırlar. Böylece iki hidrojen atomu apolar kovalent bağ ile bağlanarak yörüngelerindeki elektron sayılarını ikiye tamamlarlar. Elektron nokta yapısıyla; Apolar Kovalent Bağ Fakat H-Cl bağı tamamen kovalent veya tamamen iyonik değildir. H-CI bağında Cl atomunun H atomundan daha fazla elektron çekici olduğu yani daha elektronegatif olduğu bilindiğine göre H atomunda kısmi bir pozitif yük ve Cl atomunda kısmi bir negatif yük bulunacaktır. Çünkü, farklı atomlar arasında oluşan bir kovalent bağın elektronları, genellikle bir atom tarafından daha fazla çekilir ve diğer atom biraz pozitif yük kazanır.

10 HF polar kovalent bağlı bir bileşiktir. Bu polarlığı açıklamaya çalışalım. Hidrojen ve Flor elektron ortaklığı ile bileşik oluşturmuş durumdadır. Florun elektron alması yani elektronu kendisine çekme gücü hidrojenden daha fazla olduğundan elektron kısmen de olsa Flor tarafındadır. Dolayısıyle Flor kısmen (-), Hidrojen ise kısmen (+) yüklenmiş olur. Genel olarak, iki atomlu moleküllerde bulunan atomların elektron ilgileri birbirinden ne kadar farklı ise molekülün polaritesi de o kadar fazladır. Polar moleküllere dipol moleküller de denilebilir. Polar bir molekülün dipol özelliği, kantitatif olarak dipol momenti ile tayin edilir. Dipol momenti ise molekülde bulunan iki atomun kutupluktan dolayı sahip oldukları ve birbirine değerce eşit, fakat işaretçe zıt olan elektrik yüklerinin mutlak değeri ile pozitif ve negatif merkez arasındaki uzaklığın çarpımı olarak ifade edilir. µ = q.d Burada; µ: Dipol momenti q: Kutuplardaki zıt elektrik yükleri d: Kutuplar arası uzaklık

11 Örneğin HCl molekülü tam olarak iyonik olsaydı, H + ve Cl - iyonlarının birim elektrik yükleri 1, coulomb ve H-Cl molekülündeki bağ uzunluğu 1, m olduğundan, H + Cl - nin teorik dipol momentini; µ = (1, coulomb)(1, m) = 2, coul.m Dipol momentinin ifade edilmesinde kullanılan birim Debye (D) dir. Ve 1 D = 3, coul.m dir. Buna göre HCl molekülünün teorik dipol momenti µ = 6,08 D olur. HCl molekülünün deneysel olarak bulunan dipol momenti ise 1,03 D dir. Bu durumda; 1,03 D/6,08 D = 0,169 = 0,17 olur. Buna göre H-Cl bağının %17 si iyonik bağdır diyebiliriz. Koordinatif Kovalent Bağ Đki atom arasında kovalent bağlanmayı meydana getiren elektron çifti sadece bir atom tarafından temin ediliyorsa bu tip bağa koordinatif kovalent bağ denir. Burada, kovalent bağı oluşturan iki elektron aynı atomdan verilir.

12 Bağ Türleri: Tek Bağ (Single bond) atomlar arasında iki elektron bulunur. 1 çift = 2 elektron paylaşılır. Çift bağ (Double bond) atomlar arasında dört elektron bulunur. 2 çift = 4 elektron paylaşılır. Üçlü bağ (Triple bond) atomlar arasında altı elektron bulunur. 3 çift = 6 elektron paylaşılır. O = C = O H Cl C O LEWĐS YAPILARI Atomların Lewis simgeleri ile nasıl yazılacağını daha öncde göstermiştik. Şimdi ise moleküllerin Lewis yapılarının nasıl yazılacağına bakalım. Lewis fomülleri, atomlarda olduğu gibi moleküller için de elektron-nokta formülleri veya daha çok değerlik bağı formülleri olarak bilinir. Basit moleküllerin ve iyonlarını Lewis yapılarının yazılması için aşağıdaki genel yolun izlenmesi yararlıdır: 1. Đlk olarak yapıdaki bütün atomlar tarafından sağlanan değerlik elektronlarının toplam sayısı bulunur. A türü her tür element tarafından sağlanan elektron sayısı elementin grup numarasına eşittir. Negatif bir iyon için elektron sayısı iyonun yük sayısı kadar arttırılır. Pozitif bir iyon için ise elektron sayısı iyonun yükü kadar azaltılır.

13 2. Hidrojen atomlarının her birine 2 elektron (dubleti oluşturmak için) ve diğer atomların her birine de 8 elektron (okteti oluşturmak için) ait olmak üzere gereken elektron sayısı hesaplanır. Elektron Sayısı = 2 (H atomlarının sayısı) + 8 (Diğer atomların sayısı) 3. Đkinci basamakta elde edilen elektron sayısından birinci basamakta elde edilen elektron sayısı çıkarılırsa final yapıda paylaşılması gereken elektron sayısı yani bağ yapan elektron sayısı bulunur. 4. Bağ yapan elektronların sayısının yarısı son yapıdaki kovalent bağ sayısını verir. Bağ Sayısı = Bağ yapan elektron sayısı / 2 5. Molekülün yapısında bulunan atomların simgeleri yapı içerisinde bulunacakları şekilde düzenlenir. Açısal yapı olup olmadığı göz önüne alınır. Önce her simge arasında bir kovalent bağ gösterilir daha sonra belirlenen kovalent bağ sayısına göre çoklu bağlar oluşturulur. Burada yapıda olabilecek her bir hidrojen atomunun bir tek bağ yapabildiği unutulmamalıdır. 6. Toplam değerlik elektronları sayısından bağ yapan elektron sayısı çıkarılarak paylaşılmamış elektron sayısı bulunur. Bu paylaşılmamış elektronlar her bir atomun elektron oktedini tamamlamak üzere atomlar etrafında noktalar ile belirtilir. Paylaşılmamış ē Sayısı = Toplam Değerlik ē Sayısı Bağ Yapan ē Sayısı Soru: Aşağıdaki moleküllerin ve iyonların Lewis yapılarını çiziniz. (a) SO 2, (b) PCl 3, (c)c1o, (d) SO 4-2, (e) CH 2 O, (f) NH 4 + (g) HCN a) SO 2 (Bu molekül açısal olup iki O atomu merkezi bir S atomuna bağlanmıştır.) Đlk olarak atomlar tarafından sağlanan değerlik elektronlarının toplam sayısını bulalım. 6 (S atomundan) + 2x6 (2 O atomundan) = 18 (her iki atomda VIA grubu) Daha sonra okteti oluşturmak için gereken elektron sayısını bulunur. Elektron sayısı = 2 (0) + 8(3) = 24 *Yapıda H atomu olmadığı için 0 alınır.

14 Bağ yapan elektron sayısı = = 6 Kovalent bağ sayısı = 6/2 = 3 Toplam değerlik elektronları sayısından bağ yapan elektronların sayısı çıkarılırsa paylaşılmamış elektron sayısı bulunur. Paylaşılmamış elektronlar yapıdaki her bir atomun elektron oktetini tamamlamak üzere atomlar etrafında noktalar halinde belirtilir. Paylaşılmamış elektron sayısı = 18-6 = 12 FORMAL YÜK Molekül (veya iyonlar) içinde atomların yüklerinin belirtilmesi için formal yük ve yükseltgenme sayısı (veya basamağı) kavramları geliştirilmiştir. Formal yük ve yükseltgenme sayısı, bağlarda elektron çiftlerinin atomlar tarafindan nasıl paylaşıldığına dayanır. Formal yükde bağ elektronlarının atomlar tarafından eşit paylaşıldığı, yani bağın polarlığı gözönüne alınmadan bağın her elektronunun bir atoma ait olduğu kabul edilir. Formal yük, bir atomun bir molekülde veya bir iyonda sahip olduğu (sahip olmuş görüldüğü) elektron sayısı ile nötral atomun degerlik elektronları sayısı karşılaştırılarak bulunur. En kolayı, aşağıdaki formülü kullanmaktır. Formal yük = Değerlik elektronları sayısı (Grup numarası)-(bağ yapmamış yani ortaklanmamış elektronların sayısı + Kovalent bağların sayısı) Kovalent bağların sayısı, gerçekte bağ yapmış elektronların sayısının yarısına eşittir. Bir molekülde formal yüklerin toplamı, sıfır ve bir iyonda formal yüklerin toplamı, iyonun yüküne eşittir.

15 Örnek: Nitrik asitin (HNO 3 ) atomlarının formal yüklerini bulunuz. Çözüm: H'in formal yükü = 1 - (0 + 1) = 0 α O 'in formal yükü = 6 - (4 + 2) = 0 β O 'in formal yükü = 6 - (6 + 1) = -1 γ O 'in formal yükü = 6 - (4 + 2) = 0 N'un formal yükü = 5 - (0 + 4) = 1 Molekülde formal yüklerin toplamı = 0 Örnek: Aşağıdaki yapıların hangisi iyondur? Çözüm: SF 6 'da formal yüklerin toplamını bulalını: S'ün formal yükü = 6 - (0 + 6 )= 0 F ların formal yükü = 7 (6 + 1) = 0 Formal yüklerin toplamı = 0 ve SF6, bir moleküldür. AlF g 'da formal yüklerin toplamını bulalım:

16 Al'un formal yükü = 3 - (0 + 6) = -3 F ların formal yükü = 7 - (6 + 1) = 0 Formal yüklerin toplamı = -3 ve [AlF 6 ] -3 bir iyondur. YÜKSELTGENME SAYISI Kovalent bir molekülün atomlarına ilişkin formal yüklerin tayin edilmesinde, bağı oluşturan elektronların bağlanan atomlar arasında eşit olarak paylaşıldığı Kabul edilmiş ve elektronların eşit bir şekilde paylaşılmamasının neden olacağı herhangi bir bağ polarlığı da ihmail edilmişti. Formal yükler kovalent moleküllerin yapısını ve bazı özelliklerini incelerken yararlıysa dab u kavram tek başına sadeve bir kabulden ibarettir. Formal yük gibi yapılan bir diğer Kabul de yükseltgenme sayısı veya yükseltgenme basamağı kavramıdır. Yükseltgenme sayısı bağın polarlığını gözönünde bulunduran ve belirli kurallara gore bir bileşiğin atomlarına ilişkin tayin edilen yüklerdir. Iki atomdan oluşmuş iyonik bir bileşikte bir atomun yükseltgenme sayısı bu atomdan türetilmiş iyonun yüküyle aynıdır. Yükseltgenme sayılarının belirlenmesinde bazı kurallar vardır. Bunlar; 1. Herhangi bir serbest atomun ya da bir elementrin molekülündeki herhangi bir atomun yükseltgenme sayısı sıfırdır. Örneğin; Fe, Na 2, H 2, O 2,. v.b. 2. Bileşikler elektriksel bakımdan nötral olduğundan bir bileşikteki atomların yükseltgenme sayıları toplamı sıfırdır. 3. Tek atomlu bir iyonun yükseltgenme sayısı o iyonun yükü ile aynıdır. Çok atomlu bir iyonu oluşturan atomların yükseltgenme sayılarının toplamı o iyonun yüküne eşittir., 4. En elektronegetif element olan Flor un tüm Flor içeren bileşiklerdeki yükseltgenme sayısı -1 dir. 5. Oksijen içeren bileşiklerin çoğunda oksijenin yükseltgenme sayısı -2 dir. Ancak oksijenin yükseltgenme sayısının farklı olduğu bir kaç istisna vardır. Bunlar; - Peroksitlerde her bir oksijenin yükseltgenme sayısı -1 olup peroksit iyonunun (O 2-2 ) toplam yükseltgenme sayısı -2 dir. - Süperoksit iyonunda (O 2 -) her bir oksijene ilişkin yükseltgenme sayısı -1/2 dir.

17 - OF 2 bileşiğinde oksijenin yükseltgenme sayısı +2 dir. 6. Hidrojenin yükseltgenme sayısı metal hidrürler dışındaki tüm bileşiklerde +1 dir. CaH 2, LiH, NaH,. v.b. gibi metal hidrür bileşiklerinde ise hidrojenin yüksletgenme sayısı -1 dir. Örnek: H 3 PO 4 deki fosfor un yükseltgenme sayısı nedir? Örnek: Dikromat Cr 2 O 7-2 iyonundaki Krom un yükseltgenme sayısı nedir? 3.METALIK BAĞ Metal atomları arasındaki elektron paylaşımından kaynaklanan bağlardır. Paylaşıma konu olan elektronlar, metal atomlarının en dış yörüngelerinde bulunan ve dolayısıyla serbest olarak nitelendirilen elektronlardır. Metalik bağ, pozitif metal iyonları ile çevresindeki serbest elektronlar arasındaki çekim kuvvetidir. Aynı metale ait atomlar da, aralarında bu tür bağlar kurarak, bilinen kristal yapılara (metaller, alaşımlar gibi) yol açabiliyor. Metalik bağ, elektron paylaşımına dayanıyor olması açısından kovalent bağa benziyor. Fakat, bağı oluşturan elektronların uzaysal dağılımı, belli bir yer veya yerlerde yoğunlaşmamış olup, bir bakıma kristal yapı içerisinde dolaşmaktadır. Hangi elektronun hangi atoma ait olduğu bilinmemektedir. 4.HĐDROJEN BAĞI Bazı hidrojen içeren moleküller arası çekim kuvvetleri olağanüstü yüksektir. Bu çekim kuvvetleri, hidrojenin atom çapı küçük ve çok elektronegetif olan elelementlere kovalent bağlı olduğu durumlarda görülür. Bu bileşiklerde elektronegatif element bağ elektronlarını öyle kuvvetli çeker ki hidrojen önemli miktarda pozitif (+) yük kazanır. Bir molekülün hidrojen atomu ve diğer bir molekülün elektronegatif elementinde bulunan paylaşılmamış elektron çifti birbirini çekerek bir hidrojen bağı oluşturur. Her hidrojen atomu küçük boyutlu olduğu için bir hidrojen bağı yapabilir.

18 Hidrojenin F, O, N gibi elektron ilgisi büyük olan lar ile oluşturduğu (HF, H 2 O, NH 3 ) bileşiklerde molekülleri bir arada tutan kuvvet hidrojen bağıdır. H nin oksijene bağlı olduğu R OH (alkol) ve (Karboksilli asit) bileşiklerinde molekül arası bağlar yine hidrojen bağıdır.