Atomlar, moleküller ve iyolar arsındaki etkileşimler, kurulan bağın gücüne göre güçlü ve zayıf etkleşimler olarak iki sınıfa ayrılmaktadır. Bu maddelerin yapısında bulunan yüklü parçacıklar arasında gerçekleşen itme-çekme kuvvetleri karşılaştırıldığında; aradaki çekme kuvvetleri büyükse güçlü, çekme kuvvetleri itme kuvvetlerinden biraz fazlaysa bu türler arasındaki etkileşim zayıf olur.

Güçlü etkileşimler

Elemenlerin fiziksel ve kimyasal özellikleri, element atomunun en dış katmanında yer alan elektronların (değerlik elektron) sayısı ile yakından ilişkilidir. Örneğin; en dış katmanlarında mümkün olan en fazla sayıda elektronu bulunan soygazlar, diğer atomlarla etkileşime girmeye yatkın değildirler. 1 A grubu elementleri ise son katmanlarında 1 elektron bulundurdukları için etkileşime girmek için adeta can atarlar. 🙂

Kimyasal türler arası bağ oluşumunu somut bir şekilde ifade etmek için zamanla birçok model geliştirilmiştir. Bu modellerden birisi de değerlik elektronlarının noktalarla gösterildiği Lewis Elektron Nokta Formülüdür.

Lewis elektron nokta formülü

Bu formül, atomun son katmanında yer alan elektronların, atomun sembolünün etrafında noktalarla gösterilmesidir. Bu şekilde atomun son katmanında yer alan elektron sayısı, diğer atomlarla kimyasal tepkimeye girme isteği, diğer atomlar ile etkileşirse kaç elektron alacağı, vereceği veya ortaklaşa kullanacağı durumlar daha kolaylıkla görülebilir.

  • Atom sembolünün etrafına, her bir değerlik elektronuna karşılık bir nokta konulur. Örneğin; değerlik elektron sayısı 1 olan lityum (3Li) atomunun Lewis gösterimi;

  • Değerlik elektron sayısı 2 olan atomlarda elektronlar birbirinden mümkün olan en uzak konuma yerleştirilmelidir. Örneğin; değerlik elektron sayısı 3 olan bor atomunun Lewis sembolü aşağıdaki gibidir:

  • Elektronlar sembolün 4 köşesine, herhangi bir yerinden başlanarak sırayla yerleştirilir. Elektron sayısının 4’ten fazla olduğu durumda ise noktalar sırayla çiftler hâlinde yazılmaya başlanır.

İyonların Lewis elektron nokta formulu ve iyonik bağın oluşumu

İyonların Lewis sembolleri de atomların Lewis sembolleri gibi, sahip oldukları değerlik elektronları sayısı kadar nokta ile gösterilir. Bu gösterimde iyon yükü de mutlaka yazılır. Örneğin; Ca2+ ve Cl- iyonlarının oluşumu ve bu iyonların oluşturduğu kalsiyum klorür (CaCl2) bileşiğinin Lewis formülü;

Her kalsiyum atomu değerlik elektronlarını iki klor atomuna aktardığında, pozitif yüklü kalsiyum iyonları ile negatif yüklü klor iyonları oluşur. Oluşan zıt yüklü iyonlar birbirlerine elektrostatik çekim kuvveti uygulayarak kalsiyum klorür kristalini oluşturur. Kalsiyum klorür kristalini temsil eden en küçük yapı birimi, bir kalsiyum iyonu ile iki klor iyonudur.

Aynı şekilde, magnezyum (Mg) ile oksijen (O) elementlerinin tepkimesinde, her magnezyum atomu iki elektron kaybederek tam dolu bir dış katman elde eder. Bu esnada her bir oksijen atomu da 2 elektron kazanır. Artık var olan zıt yüklü Mg2+ ve O2- iyonları birbirlerini çeker. Oluşan magnezyum oksit bileşiği için net yükü sıfır yapan yapı birimi MgO’ tir.

 

Metal atomları ile ametal atomları birbirine yaklaştığında, ametal atomları metal atomlarının değerlik elektronlarının bir kısmına ya da tamamına sahip olur. Yani metal atomlarından ametal atomlarına elektron aktarılır. Ametal atomları elektron kazandığı, metal atomları kaybettiği için zıt yüklü iyonlar oluşur. Bu iyonlar kararlı olsalar da zıt yüklerinden dolayı birbirlerini çekerler ve yeni bir etkileşim oluşur ve iyonik bağ olarak adlandırılır. Bu şekilde oluşan bileşiklere de iyonik bileşik denir.

Sodyum klorür (sofra tuzu) oluşturmak üzere sodyum ve klor atomları bir araya geldiğinde, her sodyum atomunun bir değerlik elektronu bir klor atomunun değerlik elektron katmanına aktarılır. Pratik olarak katmanlarda yer alan elektronların gösterimi;

Oluşan iyonlar, zıt yüklü olduklarından birbirlerini elektrostatik çekim kuvvetiyle çekerler ve sodyum klorür kristali oluşur. Oluşan sodyum klorür kristali sayılamayacak kadar çok sayıda sodyum ve klor iyonlarından oluşur. Bu kristali temsil eden en küçük yapı birimi ise bir sodyum iyonu ile bir klor iyonudur. Temsil eden yapı birimi her zaman nötrdür.

Kovalent Bağın Oluşumu

Ametal atomları elektron almaya yatkın olduklarından kendi aralarında elektronlarını ortaklaşa kullanırlar. Aynı ya da farklı türde ametal atomlarının elektronlarını ortaklaşa kullanmaları sonucu aralarında oluşan etkileşime kovalent bağ denir. Ortaklaşa kullanılan elektronlara her iki atomun protonları da elektrostatik çekim kuvveti uyguladığı için atomlar arasında oluşan kovalent bağ güçlü bir etkileşimdir.

Ametal atomlaro değerlik elektronlarını ortaklaşa kullandıklarında son katmanlarındaki maksimum elektron sayısına ulaşırlar.Ortak kullanılan elektronlar atomlardan her ikisine de aittir. Kovalent bağlanma ile moleküller oluşur. Değerlik elektronlarının kaç tanesinin kovalent bağ oluşturacağına karar verebilmek için atomların Lewis sembollerinden yararlanılabilir. Örneğin, son katmanında 7 elektron bulunan flor atomu (9F), bir elektrona daha sahip olabilirse katman kapasitesini doldurur. Bunun için diğer ametal atomuna ait 1 elektronu ortak kullanabilir.

Flor atomunda ortak kullanıma uygun elektron Lewis sembolündeki yalnız elektrondur. Flor atomunun Lewis sembolünde bir yalnız elektron bulunduğundan, kovalent bileşik oluştururken bir kovalent bağ yapar. Flor atomlarının, kovalent bağlarının lewis gösterimi;

Kovalent bağdaki elektron çiftlerine ortaklanmış elektron çiftleri (bağlanma çiftleri veya paylaşılan çiftler) adı verilir. Lewis formülünde iki atom arasında kalan her iki nokta, diğer bir ifadeyle ortaklaşa kullanılan her iki elektron bir kimyasal bağı temsil eder. Bu bağ bir çizgi ile de gösterilebilir. Azot ve hidrojen atomlarından oluşan amonyak molekülünü; NH3 molekülünde azot atomu üç, her bir hidrojen atomu bir kovalent bağ yapar.

Sonuç olarak azotun hidrojenle yaptığı bileşiğin formülü NH3 ‘tür. Her azot atomu sahip olduğu tek elektronları üç hidrojen atomuyla paylaşır ve hepsi elektron kapasitesini doldurur.

Metalik Bağ

Metal atomları arasında oluşan bağlantıdır. İyonlaşma enerjisi azaldıkça metalik bağ zayıflar. Değerlik elektron sayısı arttıkça metalik bağ kuvveti artar. Metalik bağda değerlik elektronları, kristal içerisinde hareket ettiğinden dolayı bağlar atoma değil, kristalin bütününe ait olur. Metaller, değerlik elektronlarının oynaklığından dolayı ısı ve elektrik akımı iletkenliği, şekil verilebilme gibi özelliklere sahip olurlar.

Metalik bağ yapısı

Kristal Bağ ve Örgüsü

Katılar, sıkıştırılamayan (basınçla hacmi değiştirilemeyen), kendilerine özgü şekilleri olan ve akışkan olmayan maddelerdir ve krisatal, geometrik yapılardan oluşmaktadırlar.

Kristaller kırılma sırasında belirli bir doğrultuda kırıldıklarından toz hâlde bile yüzey biçimleri açılarını korurlar.
Cam gibi bazı katılar, kristalyapıda değildir. Butür maddeler genellikle amorf katı olarak tanımlanır. Bir kristaldeki taneciklerin (iyon, atom, molekül) nasıl düzenlendiklerini gösteren şekle uzay örgüsü, uzay örgüsünü tanımlayan en küçük uzay örgüsü (kristal) parçasına birim hücre denir. Kristal örgüleri kübik, tetragonal, hegzagonal vb. biçimlerde olabilir. Gözle görünür bir kristal taneciği birim hücrenin üç boyutlu olarak tekrarlanmasıyla oluşur.

İyonik Yapılı Bileşiklerdeki Bağlar

İyonik bağlı bileşiklerin hem molekül içi, hem moleküller arası bağlanmaları iyoniktir. İyonik bileşikler, oda koşullarında katı halde bulunurlar. Katı halde bulunna iyonik moleküllerde (+) ve (-) yüklü iyonlar birbirine çok yakın olduğundan,aralarında çekim kuvveti olur. İyonik bileşikler katı hâlde elektrik akımını iletmezler. Sıvı hâlde ya da çözündüklerinde elektrik akımını iletirler.

Sodyum klorürün kristal yapısı

Van der Waals Bağı

Apolar bileşiklerin molekülleri arasındaki çekim kuvverleri “Van der Waals” çekim kuvvetleri olarak adlandırılır. Polar olmayan iki molekül arasında elektrostatik bir şekim etkileşiminin varlığını şu şekilde açıklayabiliriz.
Polar olmayan CCl4 gibi bir bileşiğin averaj yük dağılımının simetrik olması ve net dipol momentinin olması beklenir. Fakat averaj yük dağılımının simetrikolmasına karşın, herhangi bir ‘t’anında yük dağılımı, elektronun sürekli hareket etmesi nedeniyle simetrik olmayabilir. Bu durumda CCl4 molekülünde herhangi birt anında küçük bir geçici dipol oluştuğu söylenebilir.

Bu molekül komşusu olan diğer CCl4 molekülünün yük dağılımını etkileyerek, komşu molekülü de geçici olarak dipol yapısında olmaya sürükler. Bu örnekteki ilk molekül geçici dipol ikinci molekül ise indüklenmiş geçici dipol yapısı göstermektedir. Gerçekte bu rolleri üstlenen moleküller sürekli değişirler fakat bu olgunun net sonucu Van der Waals çekim etkileşimini sağlar. Van der Waals etkileşimleri kısa mesafelerde etkiliçok küçük etkileşimlerdir. Buna karşın, apolar bileşiklerin erime noktaları, kaynama noktaları vb. gibi birçok fiziksel ve kimyasal özellikleri, bu bileşiklerin moleküller arası Van der Waals çekim kuvvetleri ile paralellik göstermektedir.

Dipol-Dipol Bağı

Polar bileşiklerin molekülleri arasındaki çekim etkileşimi, dipol-dipol etkileşimi olarak adlandırılır. Polar moleküllerde kalıcı dipol özelliği vardır. İki polar molekül arasında, birinin negatif ucu ile ötekinin pozitif ucu arasında bir çekim etkileşimi söz konusudur. Dipol-dipol etkileşimleri van der Waals etkileşimlerinden daha kuvvetlidir. Budurum molekül ağırlıkları aynı olan polar ve apolar bileşiklerinerime,kaynamagibi fiziksel özelliklerini büyük ölçüde etkiler.

 

Hidrojen  Bağı

Organik kimyada çok önemli bir yeri olan hidrojen bağlanması, aslında iyon-dipol veya dipol-dipol etkileşimlerinin hidrojen atomuna özel bir türüdür. Hidrojenin, elektronegativiteleri yüksek N,O,F gibi atomlara bağlı olması durumunda, elektronyoğunluğu büyük ölçüde elektronegatif atom üzerine kayar. Hidrojen atomunun valans elektronundan başka bir iç elektrona sahip olmaması nedeniyle, hidrojen çekirdeğini tek bir protonmuş gibi davranır. Bu açıklamadan da anlaşılacağı gibi, bu durum yalnızca tek elektronlu bir atom olan hidrojen atomuna hastır. Elektronegativiteleri yüksek atomlara bağlanmış hidrojenlerin pozitif yük merkezi gibi davranarak negatif yüklü bir anyon ile iyon-dipol etkileşimi veya elektronca zengin bir merkezle, dipol-dipol etkileşimine hidrojen bağlanması denir.