Bütün kimyasal bağlar elektrik kökenlidir; bu olgu atomun yapısıyla ilgilidir. Kimyasal bağ kuramı, atomlar arasındaki bağların sınıflandırılmasını, tanımlanmasını ve ön görünümünü konu edinir.
Belli başlı 3 tür kimyasal bağ vardır: iyon bağı, ortak değerlik(atom bağı) ve metal bağı.
Bu farklı bağ türleri, kimyasal bileşiklerin yapısıyla belirlenir.
İYON BAĞI: Bu bağ iyon bileşiklerindeki ters işaretli iyonları, elektrostatik bir çekimle birleştirir. Sodyum klorürdeki (NaCl), Na+ ve Cl iyonları buna örnek gösterilebilir. Sodyum ve klor tepkimeye girdiklerinde, Na+ ve Cl - iyonlarının oluşumu, sodyum atomunun 3s konumundaki tek elektronunun, klor atomunun 3p düzeyindeki boş bir yere geçmesi sonucunda gerçekleşir.
Ters işaretli iyonlar arasındaki statik çekim, ısıl çalkalanmaya karşın, hem kristalin yapışma gücünü sağlar, hem de karşıt işaretli komşu iki iyonu denge uzaklığında tutar; bu sonuncu olguda elektrostatik çekimi, atomların ara geçişine engel olan itici bir kuvvet dengeler. Sodyum korür (NaCl) için denge
uzaklığı, koşu Na ce Cl çekirdekleri arasında yaklaşık 2,8 A dür. Öte yandan bir dizi benzer ölçümden, iyon yarıçaplarının küresel olduğu sonucuna varılmıştır.
İyonlar arasındaki bağ, iyon kristalinin erimesiyle oluşan sıvıda ve sulu çözeltide değişmezliğini yitirir. Bu sıvı ve iyon çözeltisi, hem elektrik akımını iletir, hem de elekrolizlenebilir.
İyon bağı güçlü bir bağdır ve yüksek bir bağ enerjisi taşır; bir mol NaCl için bu enerji 750 000 joule’dir (180 kcal).
İyon bağının belirli bir yönü yoktur; elektrostatik çekim iyon merkezinden başlayarak her yönde eşit bir
kuvvet uygular. Bu iyon bileşiğinde, belirli işaretteki bir iyonun çevresinde kümelene ters işaretli iyonların sayısı ve düzenlenişi bu iyonların büyüklüklerine ve bütünü içinde yansız bir bileşik meydana
getirmelerine bağlıdır.
ORTAK DEĞERLİK(ATOM BAĞI): Sıvı ya da çözelti halinde elektrik akımı ileten, elekttrolizlenebilen iyon yapılı bileşikler dışında, aynı halde olmalarına karşın elektrik akımı iletmeyen ve elektrolizlenemeyen bileşikler de vardır. Bu bileşiklerin aynı ya da farklı atomların birleşmesinden doğmuş yansız moleküllerden oluştuğu kabul edilir. Bu molekülsel yapılanmaya hem katı, hem de gaz halinde rastlanabilir.
“Atom” ya da “ortak değerlik” bağı adı verilen bu bağ 1916 yılında G.N. Levis tarafından öne sürüldü; çok atomlu bir iyonun ya da bir
molekülün iki atomu arasındaki bağ, bir elektron çiftinin ortaklaşa kullanılmasından doğar; çiftte yer alan elektronlardan her birini bağlı atomlardan biri verir. Bağlı atomların her biri için dış elektron sayısını sekize tamamlama sonucunu doğuran bu ortak kullanıma sık sık rastlanır.
Ortak değerlik bağı genellikle bir çizgi ile bileşenleri ayrılarak gösterilir.
Bir ortak değerlik bağı, yalnızca bir elektron çifti (yalın bağ) ile değil, aynı zamanda iki ya da üç elektron çifti ile de oluşabilir; dolayısıyla bu bağlar etilen ya da asetilende olduğu gibi ikili veya üçlüdür.
Ortak değerlik bağlarına “yarı kutuplu” ya da “eş konum” adı verilen bir bağı da eklemek gerekir. Bu ortak değerlik bağının oluşumunda iki elektronu, “verici” denilen bir atom sağlar. “Alıcı” adı verilen bir başka atom ise, elektron çiftine serbest bir alan oluşturur. 6 dış elektronu bulunan oksijen atomu alıcıdır; klor, azot, fosfor ise vericidir. Bir kez oluştuktan sonra, yarı kutuplu bir bağın, gerçekte olağan ortak değerlik bağının belirgin niteliklerini taşıdığını belirtmek gerekir. Ortak değerlik bağı, iyon bağından daha kısadır; nitekim klorür iyonunun iyon yarıçapı 1,8 A iken, klor atomunun ortak değerlik yarıçapı 1 A dür. Ortak
değerlik bağı çok güçlüdür ve yüksek bir bağ enerjisi içerir:”1 mol Cl2
için bağ enerjisi 58 kcal dir.
Ayrıca iyon bağının tersine, ortak değerlik bağının belirli bir yönü vardır. Bu durum, hem belirli bir atomun çevresinde yer alabilen atomların sayısını sınırlar, hem de iki veya daha çok atom içeren iyon ya da molekül demetleri için belirli bir yapı oluşturur.
İki atom arasında kararlı, kimyasal bir bağın oluşumu, bu iki atomun çok uzak konumlardan çekimle birbirine yaklaşması ve dolayısıyla toplam enerjilerinin azalması sonucunda gerçekleşir. Bununla birlikte bu enerji çekirdekler arası itme nedeniyle bir minumumdan geçer ve çok kısa uzaklıklarda egemen değerler alır. Olağan bağ uzaklığı, enerjinin bu minumum değerine denktir. Deneyler, hidrojen molekülü için çekirdekler arasında 0,74 A lük bir uzaklık bulunduğunu ve birbirinden maksimum uzaklıkla ayrılmış iki H atomu için 4,5 eV’un altında bir enerji gerektiğini göstermiştir; bu enerjiye “bağ enerjisi” denir (103,5 kcal/mol). Bir molekülde elektronların deviniminin betimlenmesi, Schrödinger denkleminin çözümüne bağlıdır. Bu denklemin çözümü içinse, yaklaşıklık yöntemlerini kullanmak gerekir ki bu yöntemler arasında 1927’de Heitler ve London’un tasarlayıp geliştirdiği “mezomerlik yöntemi” veya Hund ile Mulliken’in “molekül yörüngeleri yöntemi” sayılabilir.
Bununla birlikte atom bağı, yalnızca atom yörüngelerinin kazanılmasıyla elde edilmez; nitekim, metan (CH4) örneğindeki gibi kimi bileşiklerin molekül yapıları bunu kanıtlar: C atomu, düzgün dörtyüzlünün merkezinde bulunur ve H atomları bu dörtyüzlünün köşelerinde yer alır. Bu nedenle C-H bağları, kendi aralarında 109 ve 28
lik bir açı yaparak uzayda dört yöne dağılır. Oysa daha düşük enerji halinde (temel hal) C atomunun elektron biçimlenmesi, bu atomun iki değerli olduğu kanısını uyandırır; oysa karbonun metanda ve organik bileşiklerde genellikle 4 değerli olduğu göz önüne alınırsa, bir elektronun her bağdan önce 2s düzeyinden 2p düzeyine atladığını ve böylece uyarılmış dört değerli bir hal edindiğini kabul etmek gerekir.
Bununla birlikte temel hal yerine uyarılmış halin göz önüne alınması, C atomunun dört değerli olduğu kanısını doğursa bile, CH4 molekülünün bakışımlılığını yorumlamaya yetmez. Bunun için, oluşan bağı 2s ve 2p yörüngelerindeki elektronların dizilişlerine göre yorumlamak gerekir.
YÖRELİ VE YÖRESİZ BAĞLAR: Bir molekülde bir atom, öteki birçok atomla ortak değerlik bağı değiştirirse, bu bağlar birbirine etki eder; ancak ilk yaklaşımda farklı bağların bağımsız olduğu kabul edilir ve bu bağların her birinin ilgili iki atom arasına yerleştiği varsayılır. Bu yerleşme her bağa belirli bir enerji
ve belirli bir uzaklığın verilmesini sağlar; bu değerler bileşikten bağımsız olarak bağı niteleyen büyüklüklerdir.
Bununla birlikte birinci yaklaşımda bile Böyle bir yerleşmenin benimsenemeyeceği haller vardır. Örneğin benzenin hali bu türe girer. Düzlem olan benzen molekülü, 6 karbon atomlu bir halkadan oluşur; karbon atomları bir yandan bir o bağı ile birbirine öte yandan bir başka o
bağı ile de hidrojen atomuna bağlanır. Her karbon atomunun da sp2 melezliğiyle elde edilen 3 o
bağı vardır. Bütün karbon atomlarının dördüncü yörüngeleri, kazanımla halkanın bütününe yayılan ve dolayısıyla yöresiz olan bir molekül yörüngesi oluşur.
METAL BAĞI: Metal bağı, çok ileri ölçüde, yani kristalin bütününe yayılan bir yöresizleşmenin örneğini oluşturur: bir metalin ısıl ya da elektriksel iletkenlik taşıması ve ısıl-iyon yayması, her zaman az sayıda olan değerlik elektronlarının, kristal örgüsü düğümlerini oluşturan katyonların alanında oldukça serbest biçimde yer değiştirmelerini sağlar. Bununla birlikte bu elektronların katyonlarla etkileşimi kristalin yüksek yapışma gücünü doğuran etkendir. “Serbest elektronların” gaz moleküllerine (elektron gazı) benzetilmesi, metal bağın açıklanmasında ilk yaklaşımı oluşturur. Ne var ki kuşaklar kuramı bu alanda daha doyurucudur.
GERÇEK BAĞ: Kimyasal bağların farklı türler biçiminde sınıflandırılması (ortak değerlikli, yarı kutuplu, iyon) tümüyle şematiktir. Bir bağın, iyon ya da ortak değerlik türüne tüm olarak uyması çok ender görülür. Nitekim çok sık karşılaşılan, farklı iki atomun bağlanması halinde daha elektronegatif olan atom, bağ elektronlarına ötekinden daha büyük bir çekim uygular; örneğin HCl in H ve Cl atomları arasında Cl daha elektronegatiftir ve daha güçlü bir çekim doğurur. Bağlı iki atom arasındaki elektronegatiflik farkı büyüdükçe, bağ ortak değerlik bağından uzaklaşır ve iyon bağına yaklaşır. Bir ortak değerlik bağının az da olsa iyon bağı niteliği, pek çok bileşikte, bağın dipolar elektrik momenti ölçülerek belirlenir. Örneğin HCl te bu bağın, %17 oranında iyon bağı olduğu kabul edilir.
ZAYIF KİMYASAL BAĞLAR: İyon, ortak değerlik ve metal bağları kuvvetli bağlardır. Bağlı elementlerin türüne göre bu bağların enerjileri çok farklı düzeyler gösterir ve çoğu kez 100 kcal/mol’ü geçer. Bununla birlikte, enerjileri genellikle 5-10 kcal/mol arasında değişen zayıf kimyasal bağlar da vardır. Bunları da Van Der Waals Kuvvetleri Bağı ve Hidrojen Bağı olarak sınıflandırabiliriz:
VAN DER WAALS KUVVETLERİ BAĞI: Gazların deneysel incelenmesi, moleküllerarası
bir çekim kuvvetinin varlığını ortaya çıkarmıştır. Bu kuvvetlerin etkisiyle, bir gazın basıncı, ideal gaz olması halinde alacağı değere oranla daha düşük olur.
Olağan basınçlı gazlarda daha zayıf olan “Van Der Waals” kuvvetleri, moleküllerarası uzaklıkların küçülmesi nedeniyle derişik gazlarda büyük önem kazanır. Dolayısıyla moleküller arasında belli bir yapışma doğuracak büyüklüğe ulaşır. Bu tür molekül birleşmeleri, belirli bir kararlılık gösterebilir.
Van Der Waals kuvvetleri, yönelme, dağılma ve kutuplanma gibi birçok kuvvet türünden oluşur. Moleküllerarası kuvvetler, genellikle bu üç tür kuvvetin bileşkesidir; bunların göreli büyüklüğü tasarlanan molekül birleşmesine göre çok değişir.
Bütün bu kuvvetlerin ortak yanı, etki yarıçaplarının kısa olmasıdır; potansiyelleri 1/r6 biçiminde verilir ve dolayısıyla uzaklığa göre hızla değişir.
HİDROJEN BAĞI: Bir molekülde hidrojen, çok kuvvetli elektronegatif bir elementle (O,F,N) bileşirse, bu element H elementi ile olan bağın elektronlarını kuvvetle kendine çeker ve pozitif ucu H olan bir dipol doğurur; bu pozitif uç da bir başka dipolün negatif ucunu elektrostatik bir bağla tutar: buna “hidrojen bağı” ve olağan kimyasal bağdan ayırmak için noktalarla gösterilir: --- A—H ... B --.
Genellikle moleküller arasında, bazen molekül içinde görülen hidrojen bağı, buhar yoğunluğu ile kaynama noktası (su) sapmalarından, buharlaşma ısısı ve akışmazlık (glikol, gliserol) artışından, kimi kristallerin (buz) yapışma gücünden sorumludur. Biyokimyada, hidrojen bağı, proteinlerin çeşitli molekülleri arasındaki birleşmede –CO—NH--- peptidik bağ grupları aracılığıyla önemli bir rol oynar.
|  anasayfa   |  sayfa başı  |   geri  |