Kimyasal bağ
Kimyasal bağ, Ayrı atomların, elektron paylaşımı ya da aktarımı yoluyla bir molekül oluşturmak için bir araya gelmesi. Kimyasal bağlar, etkileşmelerin niteliğine bağlı olarak, zayıf ya da güçlü olabilir. Bileşiklerin çoğunun fiziksel ve kimyasal özellikleri, büyük ölçüde, bu bağlanma güçlerinden ileri gelir.
İyon bağı: iki ya da daha çok atom birleşerek molekül oluşturduğunda, var olan elektronlar için bir yarışma başlar ve sonuçta bir ya da daha çok elektron aşağı yukarı tam olarak aktarılır. Geriye kalan yüklü atomlar, eksi yüklü anyonlar ile artı yüklü katyonlar arasındaki elektrostatik güçlerle sağlam biçimde bağlanır, iyon bağının oluşması için, "iyonlaşma" adı verilen süreçle bir atomdan bir elektronun uzaklaşması gerekir; bunun için gerekli enerjiye, "atomun iyonlaşma potansiyeli" adı verilir; öbür atom bir elektron kazanır ve elektron kazanma yeteneğine, "elektron ilgisi" denir. Sözgelimi, sodyum ve klor atomları biraraya geldiğinde, sofra tuzu (NaCI) oluşur; bu olay, daha doğru olarak Na+ Cl‘ biçiminde gösterilebilir.
İyon bağı, tuzlar gibi inorganik bileşiklerde yaygındır Bunlarda yükler, nispeten küçük iyonlara kolayca yerleşebilir. Daha karmaşık katilarda, iyonlar üç boyutlu düzenlemeler oluşturur; bunlarda temel bir çatı, billurlarda çok açık olarak gözlenen yapıları oluşturmak için minelenir. Tek bir anyon birkaç komşu katyon tarafından paylaşılabilir; böylece oluşan yığışım ağı, çok basit örgülü yapılara yol açar. İyon bağlan nispeten güçlü olduğu için, bu bağlan içeren katilar genellikle sağlam gereçlerdir; belirli dilinme biçimleri vardır; ergime noktalan yüksektir.
İyon bağı, var olan elektronlar için girişilen yarışmanın sonucunda oluşur. Bu özelliğin pratik bir ölçüsü, "atomun elektronegatifliği" dive adlandırılır. Bu konuda birkaç göreli ölçek önerilmiştir; bunların tümü, her atomun elektron ilgisi ile iyonlaşma potansyelini karşılaştırır. Linus Pauling'in geliştirdiği başka bir yöntemdeyse, bir atomun bir dizi bileşik içindeki bağlanma enerjileri ve o atomun kendisiyle bağlanma enerjisi karşılaştırılır.
Elektronegatifliği yüksek bir element, genellikle, kimyasal bağ oluştururken bağlanan elektronlardan daha çok pay alır. Belirli bir bileşikteki atomların elektronegatiflikleri arasında büyük uyuşmazlık varsa, eşitsiz paylaşım sonucunda bir ya da iki elektron bütünüyle aktarılabilir ve bir iyon bağı oluşabilir.
Ortaklaşma bağı: Elektronları bağlamak için girilen yarışma, iyon bağında olduğu kadar şiddetli değilse atomların varolan dış elektronları paylaşılır ve bir ortaklaşma bağı ("ortak değerlikli bağ" ya da "kovalent bağ" da denir) oluşur. Kolayca katkıda bulunan dış elektronlar, değerlik elektronları diye adlandırılır. Sözgelimi her birinin değerliği bir olan iki hidrojen atomu birleşerek iki atomlu H2!molekülünü oluşturabilir; paylaşılan iki elektron, tek bir ortaklaşma bağı oluşturur, iki atom birbirine yaklaştıkça, atomlardan birinin elektron bulutu, öbürünün artı yüklü çekirdeğinin çekim gücünü 'algılar". Atomlar arasındaki kısa uzaklıkta, bu çekim, artı yüklü iki çekirdeğin ve iki elektron bulutunun itmeleriyle karşılaşır. Dengelenmenin en çok olduğu noktada, istenen ayrılma gerçekleşir ve bu uzaklık, çekirdekler arası denge uzaklığına ya da bağ uzunluğuna eşittir. H2'de bu ayrılma uzaklığı 0,74 angströmdür (1 angström = 10-10 metredir). Ayrılan atomların enerjisi (genellikle 0 olarak alınır) ile H2'nin dengelenme enerjisi arasındaki fark, bağ enerjisidir ve her mol için 435 kilojouledir (kj/mol).
Genel olarak, atomların elektron dizilişlerinde, ortaklaşma bağına katılan s ve p yörüngeleri (yada yörüngemsileri) bulunur; ama bu katılımın oluşabilmesi için, atomların elektronegatiflikleri arasındaki fark, iyon bağına yol açacak kadar büyük olmamalıdır. Birçok kararlı bileşik, değerlik kabuğundaki açıklıkları doldurmak için elektronların paylaşılmasıyla oluşur; iki elektron, bir s yörüngesini ve altı elektron, üç p yörüngesini doldurur. Bileşiğin her atomunda toplam 8 olan kapasiteye ulaşılırsa, "sekizli kuralı" denilen kurala uyulur. Sözgelimi, flüor atomunun 7 değerlik elektronu vardır ve iki atomlu F2 molekülünde bir elektronu da paylaşarak 8 elektronlu kapalı kabuk düzenlenişini sağlar.
Birden çok elektron çiftinin paylaşıldığı çoklu bağlar da oluşabilir. Değerliği 6 olan oksijen atomu, iki elektron çiftini paylaşarak sekizli kuralına uyar. Azot molekülü (N2), 3 elektron çiftinin paylaşıldığı üçlü bağ oluşumuyla gerçekleşir. Ortaklaşma bağları, özellikle çoklu bağlanma gerçekleştiğinde, nispeten güçlüdürler ve bu maddelerin artan kimyasal kararlılığı dikkat çekicidir. Büyük hacimdeki maddenin fiziksel özellikleri, çok daha zayıf olan moleküllerarası güçler tarafından denetlenir; dolayısıyla, ortaklaşma bileşiklerinin çoğunun erime ve kaynama noktaları düşük ya da orta derecededir.
Periyodik çizelgedeki daha ağır elementlerde, jd elektronları da bağ oluşumuna katılabilir; bu durumda değerlik kabuğu genişleyerek sekizli sınırını aşar. Sözgelimi, kükürt heksaflüorürde (SF6), altı S-F bağı vardır ve merkezdeki kükürt atomu altı elektron çiftini paylaşır. Birçok durumda, tek bir atom, başka bir atomun boş yörüngesine tam bir elektron çifti verebilir. "Düzenleşim ortak bağı" denilen bu tür bağlar, geçiş metali bileşiklerinin ve karmaşık bileşiklerin kimyasında yaygındır.
Ayrıca bazı bağları, "iyon ortaklaşma bağı" diye adlandırmak uygun olur; çünkü elektronların paylaşılmasına karşın, bileşikteki atomların elektronegatiflikleri arasındaki fark, paylaşmanın eşitsiz olmasına yol açar. Atomlardan biri elektronları yanına çektiği için hafifçe negatif yüklü, öbür atomsa hafifçe pozitif yüklü olabilir. Küçük yüklerin bu biçimde ayrılması, moleküler çift kutup momentine yol açar ve kutupsal bağla sonuçlanır. Hidrojen klorürde (HCI), klor atomu daha elektronegatiftir ve kısmen eksi yüklüdür. Hidrojen atomuysa kısmen artı yüklüdür. Elektron tam olarak aktarılmadığı halde, artan iyon özelliği, bağın nispeten güçlü olmasını sağlar.
Metal bağı: Periyodik çizelgedeki metalik elementlerin iyonlaşma potansiyeli nispeten düşük olduğu için, elektronlar kolayca uzaklaştırılırlar ve metalik katiların çoğunda hareketlidirler. Bunun sonucu olan artı iyonlar, genişlemiş bir üçboyutiu diziliş içinde yer alırlar; ama elektronlar yöresizleşir. Bu maddelerin yüksek ısı iletkenliği, dayanıklılık, yüksek kaynama noktası, yüksek yoğunluk, renk ve elektrik iletkenliği gibi özelliklerinin birçoğu, hareketli elektronlardan kaynaklanır. Yalnızca birkaç iyon yığışması şeması uygulanabilir ve X ışını çözümlemesi, metal iyonlarının genişlemiş örgülü yapı içinde kazandığı bağ uzunlukları ve geometrik şekiller konusunda ayrıntılı bilgi sağlar. Basit küp biçimi şekiller, ortada başka bir iyonun bulunduğu küp biçimi şekiller ve altıgen yığışma, en sık rastlanan şekillerdir. Metal alaşımları, erimiş haldeki metallerin karıştırıldıktan sonra dikkatlice soğutulmasıyla elde edilir. Bu yolla oluşan gereçlerin özellikleri, bileşenlerinin özelliklerinden genellikle çok farklıdır.
Van der Waals bağı: Kapalı kabuklu iki kararlı molekül de, "Van der Waals" güçleri ve "London güçleri" adı verilen zayıf güçler aracılığıyla etkileşmeye girebilir. İki molekülün elektron bulutları etkileştiğinde zayıf bir itme ortaya çıkar; "Van der Waals gücü" adı verilen bu dengesizleştirici etkileşme sonucunda, elektron dağılımı kısa süre bozulabilir ve anlık (kalıcı olmayan) bir çift kutup momenti oluşabilir. Bu geçici çiftkutuplar (London güçleri) etkileştiğinde, "Van der Waals" itmesini alt edebilen küçük çaplı bir dengesizleşme geçekleşir ve zayıf, kimyasal olmayan bir bağ oluşur. Bu bağlanma biçimi, en çok, kapalı kabuklu ender gaz atomlarının etkileşmelerinde ve küçük moleküllerin düşük sıcaklıklarda birleşimsel bağlanmasında önem taşır. Bu bağ zayıftır (gücü genellikle ortaklaşma bağının binde biri kadardır). Sıvı azot ve helyum gibi düşük sıcaklıklı kriyojenik maddelerin ya da bunların daha da düşük sıcaklıktaki katı hallerinin özellikleri, bu tür zayıf etkileşmelerden kaynaklanır.
Hidrojen bağı: Birçok ortaklaşma molekülünde bulunan çiftkutup momentlerinin etkileşmesinin yol açtığı zayıf çekim güçleri, kararlılaşmaya ve birleşimsel bağlanmaya neden olabilir. Su (H20) ya da amonyak (NH3) gibi moleküllerdeki hidrojen atomları, ikinci bir bileşikte bulunan oksijen ya da azot atomlarının üstündeki yalnız elektron çiftleri gibi eksi yüklü bir merkezle etkileşmeye girebilirler. Etkileşme enerjileri, tipik olarak, bir ortaklaşma bağının enerjisinin yalnızca % 5'i kadardır; ama birçok fiziksel ve kimyasal süreç açısından çok önemlidir. Sözgelimi, suyun ve buzun yapısı, "hidrojen bağı" denilen bu bağların karışık etkileşmelerinin sonucudur. Buz, gerçekte, sıcaklığa ve uygulanan basınca bağlı olarak birçok farklı billur yapısı oluşturur; bu çeşitlilik, karmaşık hidrojen bağı şekillerinin farklı biçimlerde düzenlenebilmesinden ileri gelir. Çoğunlukla biyokimyasal sistemlerin yapıları da kısmen, hidrojen bağı etkileşmelerinin sonucu olarak belirlenir; bu, DNA'da özellikle belirgindir. Ortaklaşma bağıyla bağlanmış birçok kutupsal bileşiğin erime ve kaynama noktaları, hidrojen bağlarını kırmak için ek enerji gerektiğinden, anormal derecede yüksektir.
Bağ uzunlukları ve bağ enerjileri: Çeşitli bileşiklerin yapısal özellikleri ve kimyasal kararlılıkları, bağlarının güçlerini yansıtır. Bir dizi ortaklaşma bileşiği içinde, bağ gücü, genellikle, "bağ düzeni" diye adlandırılan bağların sayısıyla ilgilidir. Üçlü bağlar genellikle çift bağlardan daha güçlüdür; tek bağlarsa, ikisinden de zayıftır. Çekirdekler arası uzaklık ya da bağ uzunluğu, genellikle bir bağıntı eğilimi gösterir; bağ uzunluğu azaldıkça bağ güçlenir.
Molekül yörüngesi kuramı: Ortaklaşma bağlarında paylaşılan elektronlarla ilgili tablo, bağ oluşumu ve enerjisi konusunda niceliksel ilişkiler geliştirmek için yararlı olmakla birlikte, daha genel ve gerçekçi bir yaklaşımda, kuvantum mekaniğinden yararlanılır. Bütün atomların değerlik elektronları, bileşiğin bağ özelliğine katkıda bulunur ve bütün molekül için bir dizi enerji düzeyi, atom yörüngelerinin basit tasarımlarından yararlanılarak yaratılabilir. Nitekim, s yörüngeleri, H2'de bağlanmayı sağlayan molekül yörüngesinin oluşumuna katkıda bulunabilir; atom yörüngeleri yıkıcı bir katkıda bulunarak, bağlanmada kullanıldığında kararlılığı ortadan kaldıran başka bir molekül yörüngesi oluşturabilir; vb. Böyle bir yaklaşım, farklı atom yörüngelerinin karışarak eşdeğer yörüngeler oluşturduğu durumlarda özellikle yararlıdır. "Melezleşme" adı verilen bu olgu, çok atomlu moleküllerin bağlanma şemalarında önem taşır.
Birçok sistemde, paylaşılan elektron tablosunu oluşturmak güçtür; çünkü bütünsel olmayan bağ düzenleri, bağlanma olayını daha kolay tanımlamaktadır. Benzende (C6H6) her karbon, hidrojenle bir elektron çiftini, komşu iki karbonun her birisiyle de birer elektron çiftini paylaşır. Geriye kalan altı değerlik elektronu, sanki her karbon atomu çiftinin arasında başka bir yarım bağ varmış gibi, benzen halkasının çevresinde paylaşılır ya da yöresizleşir. Bu yöresizleşmiş elektron tasarımı, altı karbon-karbon bağının tümünün aynı uzunlukta olduğu ve bağ uzunluğunun, karbon- karbon tek bağları ile çift bağları için beklenen uzunluklar arasına düştüğü yolundaki gözlemle uyuşmaktadır. Rezonans (yankılaşım) yapılarının çoğunlukla, birbiriyle alışverişe girebilen almaşık tek ve çift bağları tanımladığı kanıtlanmış olmakla birlikte, bu yalnızca, yöresizleşmiş elektronlara ilişkin şematik bir görüştür. Basit tek ya da çoklu bağları bulunmayan moleküller ele alınırken, rezonans yapılarının kullanılması yararlı bir tekniktir.