Chemistry, The Central Science, 10th edition Theodore L. Brown; H. Eugene LeMay, Jr.; and Bruce E. Bursten Kimyasal Bağlar
Kimyasal Bağlar 3 temel tip bağ vardır: İyonik İyonlar arası elektrostatik etkileşim Kovalent Elektron paylaşımı Metalik Metal atomlarının başka diğer atomlara bağlanması. Elektronlar çok iyi istiflenmiş metal atomlarının oluşturduğu yapıda, bir çeşit elektron denizi içerisinde yüzerler. Bu nedenle elektrik akımını çok iyi iletirler.
Lewis Sembolleri ve Oktet Kuralı Kimyasal bağlanmada rol oynayan elektronlar değerlik elektronu olarak isimlendirilirler. Bu elektronlar atomun en dış yörüngesinde bulunan elektronlardır.
Oktet Kuralı Atomlar 8 değerlik elektronuna ulaşıncaya kadar elektron almaya, vermeye veya paylaşmaya eğilimlidirler. Oktetini tamamlamış bir elektronları s ve p alt kabuklarını tamamen doldurduğu düşünülür. Oktet kuralına uymayan durumlar vardır ancak bağ kuramını açıklamak için önemli bir yasadır.
İyonik Bağlanma
İyonik Bağ Kuvvetleri Sodyumdan elektron uzaklaştırmak için 495 kj/mol enerji gerekir.
İyonik Bağ Kuvvetleri Klora elektron vererek 349 kj/mol enerjiyi geri aldık.
İyonik Bağ Kuvvetleri Ancak bunların hiçbiri neden sodyum metal ve klor gazının sodyum klorür oluşturma reaksiyonunun neden bu kadar ekzotermik olduğunu açıklamaz.
İyonik Bağ Kuvvetleri Bu puzzleın 3. bir parçası daha olmalı. Sodyum katyonu ve klor anyonu arasında yeni oluşan bu etkileşimde hesaba katılmayan nedir.
Örgü Enerjisi Puzzleın bu 4. parçası örgü enerjisidir: Katı iyonik bileşiğin gaz iyonlarına tamamen ayrılması için enerji gereklidir. Enerji Coulomb kuralıyla yönetilen elektrostatik etkileşimlerle bağlantılıdır: E el = Q 1Q 2 d
Örgü Enerjisi Örgü enerjisi, sonrasında iyon yükünü arttırır. Ayrıca bu artışı iyon büyüklüğünü azaltarak yapar.
İyonik Bağ Kuvvetleri 3 enerji hesaplandığında (iyonizasyon enerjisi, elektron afinitesi, ve örgü enerjisi), prosesin içerdiği kuvvete dair bilgiye sahip olabiliriz.
İyonik Bağ Kuvvetleri Bu fenomen oktet kuralı nı açıklamaya da yardımcı olur. Bu durum ayrıca bize neden Na 2+ olmayacağını da açıklar. Çünkü örgü enerjisi ikinci bir elektronu koparmak için yeterli olmaz!
Kovalent Bağlanma Bu bağlara da atomlar elektronları paylaşır. Bu bağlarda birkaç elektrostatik etkileşim vardır: Elektronlar ve çekirdek arasındaki çekim Elektronlar arası itme Çekirdekler arası itme
Polar Kovalent Bağlanma Atomlar bileşik oluşturmak için elektronlarını paylaşsalar bile, her zaman elektronlar eşit olarak paylaşılmaz. Flor hidrojenle yaptığı bağda paylaştığı elektronları hidrojene göre daha kuvvetli çeker. Bu nedenle molekülün flor ucu hidrojen ucundan daha fazla elektron yoğunluğuna sahiptir.
Elektronegativite: Molekül içindeki atomların elektronları kendine çekme yeteneğidir. Periyodik tabloda elektronegativite şu yöne gidildikçe artar bir satırda soldan sağa gidildikçe. bir kolonda aşağadan yukarıya gidildikçe.
Polar Kovalent Bağlanma Eğer 2 atom elektronları eşit olarak paylaşmazsa bir bağ dipolü oluşur. Mesafeyle, r, ayrılmış, 2 eşit fakat zıt yük arası Dipol moment,, şu şekilde hesaplanır: = Qr Debyes (D) ile ölçülür.
Polar Kovalent Bağlanma Elektronegativitede fark nekadar artarsa, bağ polarlığı da o kadar artar.
Lewis Yapıları Lewis yapıları moleküldeki tüm bağlanmış ve bağlanmamış elektronlar gösterilerek temsil edilir.
Lewis Yapılarının Yazılması PCl 3 5 + 3(7) = 26 1. Poliatomik iyon yada moleküldeki tüm değerlik iyonları bulunur. Eğer bir anyonsa tüm negatif yükler için bir elektron eklenir. Eğer bir katyonsa her bir pozitif yü için bir elektron çıkarılır.
Lewis Yapılarının Yazılması 2. Merkez atom hidrojen olmayan ve en az elektronegativiteye sahip atomdur. Dış atomlara tekli bağlarla bağlanır. Adımları takip et: 26 6 = 20
Lewis Yapılarının Yazılması 3. Dış atomların oktetleri tamamlanır. Adımları takip et: 26 6 = 20 18 = 2
Lewis Yapılarının Yazılması 4. Merkez atomun oktetini tamamla Adımları takip et: 26 6 = 20 18 = 2 2 = 0
Lewis Yapılarının Yazılması 5. Merkez atom oktete ulaşmadan seçimler tükenirse yapabildiği kadar çoklu bağ oluştur.
Lewis Yapılarının Yazılması Ardından formal yükler belirlenir. Her bir atom için, tekli çiftler halinde seçimler hesaplanır ve diğer atomla paylaşılan seçimler ikiye bölünür. Şu atomlar için değer,değerlik elektronları sayısından çıkarılır: farkı formal yük olanlar.
Lewis Yapılarının Yazılması En iyi Lewis Yapısı en düşük yüke sahip olan. en elektronegatif atoma negatif yük veren.
Rezonans Bu ozon, O 3, için çizilen Lewis yapısı. - +
Rezonans Ancak bu tek sayılar için geçerlidir, pzpnda görüldüğü gibi her iki O O bağı da eşit uzunluktadır. her iki dış oksijen 1/2 yüke sahiptir.
Rezonans Bir Lewis yapısı ozon gibi moleküllerin doğru gösterimi için yeterli değildir. Tanımlamak için çoklu yapılar, rezonans yapıları kullanılır.
Rezonans Yeşil ; sarı ve maviden sentezlenmiştir ozon ise bu 2 rezonans yapısından seentezlenmiştir.
Rezonans gerçekte, 2. aşağıdaki çiftli bağda C O bağını oluşturan seçimler her zaman bu C ve O arasında kalmaz, ancak bunun yerine 2 oksijen ve karbon arasında hareket halindedir. Lokalize değillerdir bunun yerine delokalizedirler.
Rezonans Benzen, C 6 H 6, organik bileşiği 2 rezonans yapısına sahiptir. Bir hekzagon ve içinde halkada delokalize elektronların olduğunu gösterenbir daire şeklinde gösterilir.
Oktet Kuralının Kabulu Oktet kuralına uymayan 3 tip molekül veya iyon vardır: Tek elektron sayılı iyonlar ve moleküller. Oktetden az sayılı iyonlar ve moleküller. 8 değerlik elektronundan fazla olan iyonlar ve moleküller (genişletilmiş oktet).
Kovalent Bağ Kuvveti En basit şekilde, bir bağın kuvveti o bağı kırmak için ne kadar enerji gerektiğine bağlıdır. Buna bağ entalpisi denir. Cl Cl bağı için bağ entalpisi, D(Cl Cl), 242 kj/mol olarak ölçülmüştür.
Ortalama Bağ Entalpileri Bu tablo çeşitli bağ tipleri için ortalama bağ entalpilerini göstermektedir. ortalama bağ entalpileri pozitiftir, çünkü bağ kırılması endotermik bir prosestir. Genelde bağ kırılması endotermik, bağ oluşumu ise ekzotermik bir prosestir.
Ortalama Bağ Entalpileri NOT: bunlar ortalama bağ entalpileridir, kesin bağ entalpileri değildir; metandaki,ch 4, C H bağı, kloroformdaki, CHCl 3, C H bağından farklı olacaktır.
Reaksiyon Entalpileri Bir reaksiyon da H ı belirleyebilmek için diğer bir yol bağ kırılması ve oluşması entalpilerinin karşılaştırılmasıdır. Diğer bir değişle, H rxn = (kırılmış bağ entalpisi) (oluşmuş bağ entalpisi)
Reaksiyon Entalpileri CH 4 (g) + Cl 2 (g) CH 3 Cl(g) + HCl(g) Örneğin, bir C H bağı ve bir Cl Cl bağı kırılsın; bir C Cl ve bir H Cl bağı oluşsun.
Reaksiyon Entalpileri Böylece, H rxn = [D(C H) + D(Cl Cl) [D(C Cl) + D(H Cl) = [(413 kj) + (242 kj)] [(328 kj) + (431 kj)] = (655 kj) (759 kj) = 104 kj
Bağ Entalpisi ve Bağ Uzunluğu Ayrıca farklı bağ tipleri için ortalama bağ uzunluğunun ölçülmesi de mümkündür. 2 atom arasındaki bağ sayısı artarsa bağ uzunluğu azalır.