Kimya I · 8. Ünite: Kimyasal Bağlar ve Molekül Geometrisi
İyonik ve Kovalent Bağlar
Atomlar neden bağ yapar, ve bağ yapınca neden ya elektron alıp verir ya da elektron paylaşır? Bu konuda bağ oluşumunu enerji minimumu olarak yorumlayacak, elektronegatiflik farkıyla iyonik ve kovalent bağ arasındaki sürekliliği kuracak, iyonik katıların kararlılığını kafes enerjisi ve Born–Haber çevrimiyle hesaplayacak, kovalent bağı bağ uzunluğu, bağ enerjisi ve dipol momentiyle nicelleştireceksin. Sonunda iki atom arasındaki bağın türünü gerekçelendirebilir, kafes enerjilerini karşılaştırabilir ve dipol momentinden iyonik karakteri hesaplayabilirsin.
Öğrenme hedefleri
- İki atom arasındaki bağı Pauling elektronegatifliklerinden $\Delta EN$ hesaplayarak apolar kovalent, polar kovalent ya da iyonik olarak sınıflandırır; $0{,}4$ ve $1{,}7$ sınırlarının kaba kural olduğunu gerekçelendirir.
- İki atomun enerjisini aralarındaki uzaklığa göre çizip bağ uzunluğunu ve bağ enerjisini potansiyel enerji minimumundan yorumlar.
- Born–Haber çevrimiyle bir iyonik katının kafes enerjisini hesaplar ve $E \propto Q_1 Q_2 / r$ bağıntısıyla kafes enerjilerini karşılaştırır.
- Bağ derecesi, bağ uzunluğu ve bağ enerjisi arasındaki ilişkiyi tablo verileriyle yorumlar.
- Ölçülen dipol momentinden ($\mu = \delta \cdot e \cdot r$) kısmi yükü ve yüzde iyonik karakteri hesaplar; sonucu elektronegatiflik tahminiyle karşılaştırır.
- İyonik, kovalent ve metalik katıların erime noktası, iletkenlik ve kırılganlık gibi özelliklerini bağ modelinden çıkarır.
Konu anlatımı
1. Bağ Neden Oluşur? Enerji Minimumu
2. Elektronegatiflik ve Bağ Sınıflandırması
3. İyonik Bağ: Coulomb Enerjisi ve Kafes Enerjisi
4. Kovalent Bağ: Uzunluk, Enerji ve Bağ Derecesi
5. Polar Kovalent Bağ ve Dipol Momenti
6. Çözümlü Örnekler
7. Simülasyonla Keşif
8. Sık Yapılan Hatalar ve Kavram Yanılgıları
Anahtar terimler
- Elektronegatiflik (electronegativity)
- Bir atomun kimyasal bağdaki elektronları kendine çekme eğilimi; Pauling ölçeğinde F = 3,98 en yüksektir.
- İyonik bağ (ionic bond)
- Zıt yüklü iyonlar arasındaki elektrostatik çekim; elektron aktarımı sonucu oluşan iyonlar kristal kafeste dizilir.
- Kovalent bağ (covalent bond)
- İki atomun elektron çiftini ortak kullanması; paylaşım eşitse apolar, eşit değilse polar kovalent bağ.
- Kafes enerjisi (lattice energy)
- Bir mol iyonik katının gaz hâlindeki iyonlarına ayrışması için gereken enerji; yüklerin çarpımıyla artar, iyon yarıçapları toplamıyla azalır.
- Born–Haber çevrimi
- İyonik katının oluşum entalpisini süblimleşme, iyonlaşma, elektron ilgisi ve kafes enerjisi adımlarına ayıran, Hess yasasına dayalı hesap.
- Bağ uzunluğu ve bağ enerjisi
- Bağ uzunluğu enerji minimumunun uzaklığı, bağ enerjisi bağı koparmak için gereken enerjidir; bağ derecesi arttıkça uzunluk azalır, enerji artar.
- Dipol momenti (dipole moment)
- Yük ayrılmasının ölçüsü, $\mu = Q\,r$; yönü δ⁻ ucuna doğru olan vektör, birimi debye (1 D = 3,336×10⁻³⁰ C·m).
- Kısmi yük (partial charge, δ)
- Polar bağda atomlar üzerinde oluşan, tam elektron yükünden küçük yük; δ⁻ elektronegatif atomdadır.
Örnek soru
Pauling elektronegatiflikleri: H $2{,}20$, C $2{,}55$, Na $0{,}93$, Cl $3{,}16$, K $0{,}82$, F $3{,}98$. Aşağıdaki bağlardan hangisi ders kitabı kuralına ($0{,}4$ ve $1{,}7$ sınırları) göre polar kovalent sınıfındadır?
- Cl–Cl
- C–H
- H–Cl
- Na–Cl
- K–F
Doğru cevap: C
Çözüm
1. Her bağ için $\Delta EN$ hesaplanır: Cl–Cl $= 0$, C–H $= 0{,}35$, H–Cl $= 0{,}96$, Na–Cl $= 2{,}23$, K–F $= 3{,}16$.
2. Kural: $< 0{,}4$ apolar, $0{,}4$–$1{,}7$ polar kovalent, $> 1{,}7$ iyonik.
3. Yalnızca H–Cl ($0{,}96$) $0{,}4$–$1{,}7$ aralığındadır.
Sonuç: H–Cl. En güçlü çeldirici C–H'dir: $0{,}35 < 0{,}4$ olduğundan kuralla apolar sayılır, gerçekte çok zayıf kutupluluğu olsa da sınıflandırmada polar değildir.