İÇERİK Metal ve Ametallerin Genel Karşılaştırması Atom Özellikleri ve Kimyasal Bağlar Lewis Elektron-Nokta Simgeleri: Atomların Kimyasal Bağ Gösterimleri İyonik Bağ Modeli İyonik Bağ Enerji Durumu: Örgü Enerji Önemi Örgü Enerji ve Periyodik Cetvel Kovalent Bağ Modeli Bağ ve Ortaklanmamış Elektron Çiftleri Bağ Çeşitleri ve Bağ Katları Kovalent Bağ Özellikleri: Bağ Enerjisi ve Bağ Uzunluğu Bağ Enejisi, Kimyasal Değişim ve Horxn Hesaplanması Elektronegatiflik ve Polar Bağlar Polar Kovalent Bağların Kısmi İyonik Karakterleri
Metal ve Ametallerin Genel Karşılaştırması Atomik ölçekte bir metal bir ametalden periyodik tabloda bulunduğu yerle ilişkili olarak bir çok temel özellikle ayırırız. Periyodik tabloda metalden ametale doğru periyot boyunca ve grup boyunca dereceli olarak geçiş mevcuttur. Atom Özellikleri ve Kimyasal Bağlar Neden atomlar bağ yapar? Bağ yapmak pozitif ve negatif parçacıklar arasındaki enerjiyi düşürür. Elektron dağılımı ve çekirdek-elektron çekimi atomun özelliklerini belirlerken, kimyasal bağların çeşit ve kuvveti maddenin özelliklerini belirler. Üç çeşit kimyasal bağ metal ve ametal atomlarının farklı kombinasyonlarda bir araya gelmeleriyle oluşur. 1. Metal ile Ametal : elektron transferiyle olur ve iyonik bağdır. İyonik bağ iki atom arasında elektron kaybetme ve kazanma ilgisi farkı büyük olan durumlarda (Reaktif metaller Grup 1A ve 2A ile reaktif ametaller Grup 7A ve Grup 6A nın üst elementleri) gözlenir. Metal atom (düşük IE) bir veya iki değerlik elektronunu kaybeder ve ametal atomu (yüksek negatif EI) elektron kazanır. Metalden ametale elektron transferi olur ve atomlar iyon formlarında soygaz elektron dağılımına sahip olurlar.
Atom Özellikleri ve Kimyasal Bağlar 2. Ametal ile Ametal : elektron paylaşımı ve kovalent bağ. Eğer her iki atomun elektron kaybetme ya da kazanma eğilimi farkı çok küçükse elektron paylaşımı kovalent bağ olarak gözlemlenir. Her ametal atomu kendi elektronlarını sıkıca tutar (yüksek IE) diğer elektronlara çekim eğiliminde bulunur (yüksek negatif EI). Her çekirdeğin diğer çekirdeğin elektronlarına çekim etkisi atomları beraber tutar. Paylaşılan elektronlar iki atom arasına yerleşir ve zamanlarının büyük çoğunluğunu burada geçirirler. 3. Metal ile Metal : elektron ortaklama ve metalik bağ. Dış elektronlara perdeleme nedeniyle karşılaştırmalı olarak daha kolay (düşük IE) elektronlar kaybedilir fakat elektronlarını kolayca geri kazanılmazlar (düşük negatif ya da pozitif EI). Bu özellik bir çok metal atomunun değerlik elektronlarını paylaşmayı (fakat kovalent bağlardan farklı yolla) sebep olmuştur. Basit olarak, metal atomlarının değerlik elektronları elektron denizi olarak dağılmış ve metal-iyon gövdesi (çekirdek ve iç elektronlar) etrafında ve aralarında akış durumundadır. Kovalent bağda yerleşmiş elektronların aksine burda elektronlar serbest bir şekilde hareket ederler. Üç Kimyasal Bağ Modeli Örneği
3. Periyot Elementleri Arasında Bağ Değişimi Bütün ikili iyonik bileşikler metal ve ametal içerir fakat bütün metaller bütün ametaller ile ikili iyonik bileşik yapmazlar. Örneğin Berilyum (Be) metali Klor (Cl) ametal ile yaptığı bağ modeli iyonik bağdan ziyade kovalent bağa uyumludur. Lewis Elektron-Nokta Simgeleri: Atomların Kimyasal Bağ Gösterimleri Elementin semboli çekirdek ve iç elektronları gösterir, sembol çevresindeki noktalar ise değerlik elektronlarını gösterir. Bir grup elementlerin elektron-nokta gösterimi aynıdır. Temel Grup Elementlerinde Lewis Sembol Yazılışı : 1. A grup elementlerinde (1A dan 8A ya) değerlik elektronunu verir. 2. Dört yönede (aşağı, yukarı, sağa,sola) öncelikle sırasıyla birer nokta konur. 3. Tüm yönlere birer tane konulduktan sonra aynı yöne ikinci nokta konur. Örnek: G.N. Lewis (1875-1946)
Lewis Elektron-Nokta Simgeleri: Atomların Kimyasal Bağ Gösterimleri Lewis sembolleri elementin bağ davranışı hakkında bilgi verir : Metal için, toplam nokta sayısı atomun katyon olmak için kaybedeceği elektron sayısını gösterir. Ametal için, eşleşmemiş noktaların sayısı atomun anyon olurken kazanacağı elektron sayısını ya da kovalent bağlarda paylaşılacak elektron sayısını gösterir. Lewis birçok bağ davranışını oktet kuralında toplamıştır. Atomlar bağ yaptıklarında dış seviyedeki elektronlarını 8 (ya da 2) elektrona, elektron kazanarak, kaybederek ya da paylaşarak tamamlarlar. İyonik Bağ Modeli Metal atomundan ametal atomuna elektron transferi ve iyon formu katı iyonik bileşik oluşumu Li atomundan F atomuna elektron transferi 3 değişik şekilde gösterimi :
ÖRNEK Kısmi orbital diyagramlarını ve Lewis simgelerini kullanrak Na+ ve O2İyonlarını ve oluşan bileşiğin formülünü yazınız? İyonik Bağ Enerji Durumu: Örgü Enerji Önemi Elektron transferi işlemi tek başına bir enerji emme durumudur. LiF oluşumunda elektron-transfer işlemi : iki basamaktan oluşur; gaz halindeki Li atomu elektron kaybeder ve gaz F atomu kazanır. Lityum atomunun ilk iyonlaşma enerjisi (IE1) : Flor atomunun elektron ilgisi (EI) : Bu iki basamağın toplam enerjisi : Toplam enerji gereksinimi bundan çok fazladır çünkü Li atomunda gaz atomu ve ikili F atomundan tekli gaz F atomuna geçiş gerekir. Bunlara karşın, standart LiF katısı oluşum entalpisi -617 kj/mol. Yani 617 kj enerji çıkışı olur.
İyonik Bağ Enerji Durumu: Örgü Enerji Önemi Li(s) ve F2(g) dan LiF(s) oluşumu enerji salınımı ile yani bazı ekzotermik enerji reaksiyonları endotermik basamakları yenmektedir. Bu enerji reaksiyonu zıt kutuplu iyonların birbirini güçlü bir şekilde çekmesidir. Tabiki normal koşullarda LiF gaz molekülleri barındırmaz çünkü çok fazla enerji salınması gerekir gaz iyonları bir araya gelerek kristal katıyı oluştururken. Bu enerjiye LiF ün örgü(lattice) enerjisi denir. Örgü enerjisi ( HoÖrgü) 1 mol iyonik katının gaz iyonlarına ayrılırken oluşan entalpi değişimine denir ve iyonik etkileşimin gücünü ve kaynama noktası, sertlik, çözünürlük gibi özelliklerini etkiler. İyonik katıların var olmasının tek nedeni örgü enerjinin elektron transferi için gerekli enerjiden fazla olmasıdır. Örgü Enerji ve Periyodik Cetvel Örgü enerji elektrostatik etkileşim sonucu iyonlar arasında olduğundan dolayı büyüklüğü çeşitli faktörlere bağlıdır; iyon çapı, iyon yükü ve katı içindeki iyon düzeni. İyon Yarıçapı Etkisi : Bir grupta aşağıya doğru inildikçe atom çapı artar. Dolayısıyla, katyon ile anyon arasındaki elektrostatik enerji azalır çünkü iyonik mesafe artar, örgü enerjisi azalır.
İyon Yükü Etkisi Elektrostatik etkileşim Coulomb yasası ile tanımlandığında; İyonik Bileşiklerin Özelliklerini Model Nasıl Açıklar? İyonik bağların iyonik katıların özelliklerini örneğin bir parça tuzun sertlik, eğilmez ve kırılganlığını nasıl açıkladığını görebiliriz. Bu özellikler güçlü çekim kuvvetlerinden iyonları kristal boyunca belirli pozisyonda tutarlar. İyon hareket ederek pozisyonunu değiştirmesi için bu kuvvetleri yenmesi gerekir dolayısıyla maddenin bükülmesine ve çökmesine karşıdır. Eğer yeterli basınç uygulanırsa aynı yüklü iyonlar yan yana getirilir ve itme kuvvetleri maddeyi hemen çatlatır.
İyonik Bileşiklerin Özelliklerini Model Nasıl Açıklar? Bir çok iyonik bileşik katı halde elektriği iletmezler fakat eriyik durumunda ya da suda çözüldüklerinde iletirler. İyonik bağ modeline göre, iyonik katı hareketsiz iyonlar içerir. Fakat çözündüğünde ya da eridiğinde iyonlar serbest hareket eder ve elektrik akımını taşırlar. Kovalent Bağ Modeli Hidrojen gazı H2 molekülleri içerir fakat neden atomlar birbirleri ile 1. Her H atomu diğeri yokmuş bağ yaparlar ve çift olurlar? gibi davranır. 2. Çekirdekler arasında mesafe azaldıkça, çekirdekler diğer atomun elektronlarına çekim uygular ve sistemin potansiyel enerjisi azaltmaya çalışılır. 3. Elektron-çekirdek arasındaki çekim, çekirdek-çekirdek ve elektron-elektron arasındaki itmelere eşitlendiğinde sistem minimum enerjiye sahip olur. 4. Sonraki mesafe azalması itmeleri arttırır ve potansiyel Enerji Kuyusu enerjinin artmasına neden olur.
Hidrojen Molekülünün Elektron Yoğunluğu Dağılımı Gösterimi Hidrojen molekülünün elektron yoğunluğu dağılımının üç şekilde gösterimi : Uzay-dolgu modelinin kesit yüzeyi Elektron yoğunluğu Eşyükselti eğrileri haritası düzenli artış cizgileriyle Elektron yoğunluğu Rölyef haritası Bağ ve Ortaklanmamış Elektron Çiftleri Kovalent bağlarda da her atom dış değerlik elektron seviyesini doldurmak ister ve her atom paylaşılan elektronu sanki kendisininmiş gibi sayar. Bağ elektron çifti iki nokta ya da çizgi ile gösterilir. Bağ oluşumuna katılmayan elektron çifti için, ortaklanmamış elektron çifti denir. Flor molekülü için bağ elektron çifti ve ortaklanmamış 3 elektron çifti.
Bağ Çeşitleri ve Bağ Katları Bağlı çift atomlarında paylaşılan elektron çifti sayısı katlı bağ sayısını belirtir. Kovalent H2, HF, ve F2 moleküllerinde tekli bağ yani sadece bir elektron çifti bağ yapmaktadır. Tekli bağ çiftinde bağ katı 1 dir. Bir çok molekül çok katlı bağ içerir, özellikle C, N, O ve S atomları gibi. İkili bağ iki tane bağlı elektron çiftlerini içerir ve dört elektron iki atom arasında paylaşılır. Örnek : Etilen molekülü. Üçlü bağ üç tane bağlı elektron çiftlerini içerir ve altı elektron iki atom arasında paylaşılır. Örnek : Azot (N2) molekülü. Kovalent Bağ Özellikleri: Bağ Enerjisi ve Bağ Uzunluğu Kovalent bağın gücü bağlı çekirdeklerin arasındaki çekim büyüklüğüne ve paylaşılan elektronlara bağlıdır. Bağ enerjisi (BE) çekim enerjisini yenmek için gerekli enerji miktarıdır ve 1 mol gaz molekülünün bağını koparma sırasındaki standart entalpi değişimidir. Bağ koparılması(ayrışması) endotermik bir işlemdir ve dolayısıyla pozitiftir. Bağ oluşumu ekzotermik bir işlemdir ve entalpi değişimi negatiftir.
Kovalent Bağ Özellikleri: Bağ Enerjisi ve Bağ Uzunluğu Bağ uzunluğu, bağ katları ve bağ enerjisi arasında bir ilişki vardır. İki çekirdek iki tane elektron çiftini bir elektron çiftinden daha fazla çekeri atomlar daha yakın olurlar ve ayrılmaları zor olur. Dolayısıyla yüksek bağ katsayısı, düşük bağ uzunluğuna ve yüksek bağ enerjisine neden olur. Kovalent Bağ Özellikleri: Bağ Enerjisi ve Bağ Uzunluğu
Kovalent Bileşiklerin Özelliklerini Model Nasıl Açıklar? Kovalent bağ, atom çiftleri arasında elektron paylaşımını ve molekül içinde güçlü, yerleşik bağlarlardan oluşur. Fakat ilk bakışta kovalent maddelerin fiziksel özellikleri kovalent bağ ile örtüşmüyormuş gibi görünür ki, bir çok kovalent bağa sahip madde örneğin metan, benzen, su, mum vb düşük erime ve kaynama noktalarına sahiptir. Bunun nedeni, kovalent maddelerde iki farklı kuvvetin bulunmasıdır: 1. Güçlü kovalent bağ kuvvetleri atomları molekül içinde bir arada tutar. 2. Zayıf moleküller arası kuvvetler molekülleri birbirlerine yakın tutarlar işte bu zayıf molekiller arası kuvvetler kovalent maddelerin fiziksel özelliklerinden sorumludur. Kovalent Bileşiklerin Özelliklerini Model Nasıl Açıklar? Pentan kaynadığında ne olur? C-C ve C-H bağlarında bir değişme olmaz. Sıvıdan gaz fazına geçişte, zayıf moleküller arası kuvvetler molekülleri birbirlerinden ayırır. Bazı Kovalent maddelerde, ağ yapılı kovalent katılar, ayrı moleküller içermezler. Madde boyunca yayılan üç boyutlu kovalent bağlarla tutulur. Kovalent bağların gücü bu maddelerin özelliklerine yansır.
Bağ Enejisi ve Kimyasal Değişim Horxn nereden gelir? Bağ kuvvetlerindeki değişim Sistemin iç enerjisi kinetik ve potansiyel enerji bileşenlerinden oluşur. Kinetik enerji reaksiyon sırasında değişmez çünkü moleküllerin boşlukta hareketi, dönmeleri ve titreşmeleri sıcaklık ile orantılıdır ve 298K de sabittir. Potansiyel enerji de ise atomlar ve çekirdek içinde değişim olmaz. Potansiyel enerjideki tek önemli değişim çekirdeğin paylaşılan elektron çiftine uyguladığı çekim kuvvetindedir ve bu da bağ enerjisidir. Kimyasal değişim sırasında enerji salınımı ya da emilimi tepkenler ve ürünlerin bağ enerjilerindeki farklardan kaynaklanır. Bağ Enerjisi ve Horxn Hesaplanması Reaksiyonun iki basamaktan oluştuğunu düşünebiliriz, ilk basamakta ısı emilir ( Ho pozitif) tepkenlerin bağlarını bozmak ve ayrı atomlar yaratmak için ve sonra ısı salınımı ( Ho negatif) atomların ürünleri oluşturmak için tekrardan bir ayarlama yapmaları. Ekzotermik reaksiyonda; ürünlerin bağları oluşması için toplam Ho, tepkenlerin bağlarının koparılması için Ho dan büyüktür dolayısıyla Horxn negatiftir. Endotermik reaksiyonda; ürünlerin bağları oluşması için toplam Ho, tepkenlerin bağlarının koparılması için Ho dan küçüktür dolayısıyla Horxn pozitiftir.
Bağ Enerjisi ve Horxn Hesaplanması Zayıf bağlar(az kararkı, yüksek reaktif) güçlü bağlara göre kolay koparılır çünkü daha yüksek enerjilidirler. HF oluşumunda ısı salınımı olur çünkü H2 ve F2 bağları HF bağlarında zayıftır. Horxn hesaplanırken tüm tepkenlerin bağlarının koparılarak tekil atomlar ve bunlardan ürünlerin bağları oluştuğu varsayılır. Her nekadar gerçek reaksiyon bu şekilde gerçekleşmesede, Hess Yasası bağ enerjilerinin toplamının reaksiyonun ısısının hesaplanmasında kullanılır. ÖRNEK Metanın yanmasıyla oluşan reaksiyon ısısının ( Horxn) hesaplanması: Metanın yanmasında elde edilen kalorimetrik sonuç:
Elektronegatiflik ve Polar Bağlar Şimdiye kadar maddelerde elektron transferi ya da elektron paylaşımı şeklinde oluşan ya iyonik ya da kovalent bağlardan bahsedildi. Fakat bir çok gerçek madde de bağ çeşidi bu iki uç bağın arasındadadır. Önemli miktarda bileşik polar kovalent bağa sahiptir yani kısmi iyonik ve kısmi kovalenttir. Elektronegatiflik(EN) bir atomun bağlı olduğu diğer atomlardan paylaşılan elektronları çekme yeteneğidir. Ortalama : Fark! L. Pauling (1901-1994) Hesaplamada ortaya çıkan farkın elektrostatik yük katkısı olduğu ve örnekte F atomunun paylaşılan elektronlara H atomundan daha fazla çekim uyguladığı yani Florun Hidrojenden daha elektronegatif olduğu dolayısıyla F atomunun ucu kısmi negatif ve H atomunun ucu kısmi pozitif yüklenir ve bu kısmi yükler bağ enerjisinin artmasına neden olur. Elektronegatiflik(EN) Bileşikte, küçük atomun çekirdeği göreceli olarak büyük atomun çekirdeğinden paylaşılan elektronlara daha fazla yakın olur ve dolayısıyla bağ elektronlarına daha fazla çekim uygular. Yani atom çapı küçük olan atomlar büyük atomlara göre daha elektronegatiftirler.
Elektronegatiflik ve Yükseltgenme Basamağı(Y.B.) Atomun Y.B. Belirlenmesinde elektronegatifliği kullanılır : 1. Bağda yüksek elektronegatifli atoma paylaşılan elektronlar verilir ve düşük elektronegatifli atoma hiçbir şey verilmez. 2. Bağdaki atomların paylaşılmayan elektronları hesaplarına yazılır. 3. Y.B. hesaplanırken değerlik elektronları saysınından atomların paylaşılan ve paylaşılmayan elektronlarının toplamı çıkartılır. Y.B. = Değerlik e- sayısı (Paylaşılan e- sayısı + Paylaşılmayan e- sayısı) Örnek: HCl asit bileşiğinde Cl atomu H atomundan daha elektronegatiftir. Cl atomu 7 değerlik elektronu ve 2 paylaşılan e- sayısı ve 6 paylaşılmayan e- sayısı. ClYB= 7 - (2 + 6)= -1 ve HYB= 1 - (0 + 0) = +1 Polar Kovalent Bağlar ve Bağ Polaritesi H2, F2 ve HF moleküllerindeki elektron yoğunluk dağılımı
ÖRNEKLER Polar ok işaretini kullanarak aşağıdaki bağların polaritelerini gösteriniz? Cevap : NEN :3 ve HEN :2,1 NEN :3 ve FEN :4 Bağ polaritesinin artış sırasına göre aşağıdaki bağları sıralayınız? Cevap : NEN : 3, HEN : 2,1, CEN : 2,5 ve OEN : 3,5 HEN - CEN : 0,4 NEN - HEN : 0,9 HEN - OEN : 1,4 Polar Kovalent Bağların Kısmi İyonik Karakterleri X-Y bağı iyonik midir? Yoksa kovalent mi? Kısmen her ikisi de kısmi iyonik karakter elektronegatiflik farkıyla ( EN) ilgilidir. Yüksek EN değeri, yüksek kısmi yüklere ve yüksek kısmi iyonik karaktere neden olur.