Kovalent bağ

Vikipedi, özgür ansiklopedi

İki hidrojen atomunun iki elektronu paylaştığı H2ni (sağda) oluşturan bir kovalent bağ

Kovalent bağ, atomlar arasında elektron çiftleri oluşturmak için elektronların paylaşımını içeren kimyasal bağdır. Bu elektron çiftlerine paylaşılan çiftler veya bağ çiftleri denir. Atomlar arasında elektronları paylaştıklarında çekici ve itici kuvvetlerin kararlı dengesine kovalent bağ denir.[1] Birçok molekül için elektronların paylaşılması her atomun kararlı elektronik gruplaşmasına denk gelen tam değerlik kabuğunun eşdeğerine ulaşmasına olanak tanır.

Organik kimyada kovalent bağ, iyonik bağdan daha çok yaygındır.

Kovalent bağlanma ayrıca σ-bağ, π-bağ, metal-metal bağı, agostik etkileşimler, bükülmüş bağlar, üç merkezli iki elektronlu bağlar ve üç merkezli dört elektronlu bağlar dahil olmak üzere birçok etkileşim türünü içerir.[2][3]

Kovalent bağ terimi 1939'dan kalmadır.[4] Ön ek, ko-, ortaklaşa eyleme katılan, daha az derecede de ortaklaşa vb. olan anlamına gelir. Dolayısıyla "ko-valent bağ", özünde, değerlik bağı teorisinde tartışıldığı gibi, atomların "değerliği" paylaştığı anlamına gelir.

H2 molekülünde hidrojen atomları iki elektronu kovalent bağ yoluyla paylaşır.[5] Kovalentlik benzer elektronegatifliği olan atomlar arasında yaygındır. Bu nedenle kovalent bağlanma, iki atomun mutlaka aynı elementlerden olmasını gerektirmez, yalnızca karşılaştırılabilir elektronegatifliğe sahip olmalarını gerektirir. Elektronların ikiden fazla atom üzerinde paylaşılmasını gerektiren kovalent bağın yöresizleştiği söylenir.

Genellikle bağ, ortaya çıkan molekülü bir arada tutan ortak çekim gücü olarak tanımlanabilir. Paylaşılan elektron ya da elektronlar, her iki çekirdek etrafında dönerler, iki çekirdek arasındaki bölgede daha uzun süre bulunduklarından bu bölgede (-) yüklü bir alan oluştururlar. Bu alan, her iki çekirdeğe bir çekme kuvveti uygulayarak bir bağ oluşturur.

Kovalent bağ, Polar Kovalent Bağ ve Apolar Kovalent Bağ olmak üzere ikiye ayrılır.

Kovalent bağ, söz konusu atomların dış yörüngelerinin dolması ile oluşur. Bu tür bağlar, moleküller arası hidrojen bağından daima daha güçlü, iyonik bağ ile ise ya aynı güçte ya da daha güçlüdür.

Bazı inorganik maddelerin hidrojen(H), amonyak(NH3),klor(Cl), su(H2O) ve azot(N) molekülleri ile tüm organik maddelerin molekülleri kovalent bağ ile bir arada tutulmaktadır.

Kovalent bağ (iyonik ve metalik bağın tersine) yönlüdür; bağ açılarının etkileşimin gücü üzerinde etkisi büyüktür. Bu etkinin kaynağı, kovalent bağların, atomik yörüngelerin üst üste binmesiyle oluşmasından ileri gelir. Atomik yörüngeler (p, d ve f yörüngeleri) hepsi yönlü karakterde olup, bağlanma esnasında önemli ölçüde yöne bağlı etkileşime neden olurlar.

Kovalent bağ, genellikle benzer elektronegatifliği olan atomlar arasında gerçekleşir. Bu nedenle ametaller, daha kolaylıkla kovalent bağı tercih eder ve metaller de kolayca yerlerinden oynatılabilen elektronların daha serbestçe dolaşabildiği metalik bağ yaparlar. Ametallerde bir elektronun serbest kalması daha zordur, dolayısıyla benzer elektronegatifliği olan bir madde ile birleşme söz konusu olduğunda o elektronun paylaşılması tek seçenek olur.

Tarihçe[değiştir | kaynağı değiştir]

Kovalent bağlanmadaki ilk kavramlar, metan molekülünün bu tür görüntüsünden ortaya çıkmıştı. Lewis yapısı'nda atomlar arasında paylaşılan elektronlar belirtilerek kovalent bağ ima edilir.

Bağlanmayla ilgili kovalentlik terimi ilk kez 1919'da Irving Langmuir tarafından Journal of the American Chemical Society 'nin "Atomlarda ve Moleküllerde Elektronların Düzenlenmesi" başlıklı makalesinde kullanıldı. Langmuir şunu yazmıştı: "Belirli bir atomun komşularıyla paylaştığı elektron çiftlerinin sayısını kovalentlik terimiyle belirteceğiz."[6]

Kovalent bağlanma fikri, 1919'dan birkaç yıl önce, 1916'da atomlar arasındaki elektron çiftlerinin paylaşımını açıklayan Gilbert N. Lewis'e kadar izlenebilir[7] (ve 1926'da ışınım enerjisinin en küçük birimi için "foton" terimini de icat etti). Değerlik elektronlarının (dış kabuktakiler) atom sembollerinin etrafında noktalar olarak temsil edildiği Lewis gösterimini veya elektron nokta gösterimini veya Lewis nokta yapısını tanıttı. Atomlar arasında bulunan elektron çiftleri kovalent bağları temsil eder. Çoklu çiftler, ikili bağlar ve üçlü bağlar gibi çoklu bağları temsil eder.

Burada gösterilmeyen alternatif temsil biçimi, düz çizgilerle temsil edilen bağ- oluşturan elektron çiftlerine sahiptir.[8]

Kovalent bağ türleri[değiştir | kaynağı değiştir]

Atomik yörüngeler (s yörüngeleri hariç) farklı türde kovalent bağlara yol açan belirli yönsel özelliklere sahiptir.

Sigma (σ) bağları en güçlü kovalent bağlardır ve iki farklı atom üzerindeki yörüngelerin kafa kafaya örtüşmesinden kaynaklanır. Bir tek bağ genellikle bir σ bağıdır.

Pi (π) bağları daha zayıftır ve p (veya d) yörüngeleri arasındaki yanal örtüşmeden kaynaklanır. Belirli iki atom arasındaki ikili bağ bir σ ve bir π bağından ve üçlü bağ ise bir σ ve iki π bağından oluşur.[8]

Kovalent bağlar ayrıca bağın kimyasal polaritesini belirleyen bağlı atomların elektronegatifliğinden de etkilenir. Eşit elektronegatifliği olan iki atom, H-H gibi polar olmayan kovalent bağlar oluşturur. Eşit olmayan bir ilişki, H−Cl'de olduğu gibi kutupsal bir kovalent bağ oluşturur. Ancak polarite aynı zamanda geometrik asimetriyi de gerektirir, aksi takdirde dipoller birbirini götürebilir ve sonuçta kutupsal olmayan bir molekül ortaya çıkabilir.[8]

Kovalent yapılar[değiştir | kaynağı değiştir]

Bireysel moleküller, moleküler yapılar, makromoleküler yapılar ve dev kovalent yapılar dahil olmak üzere kovalent maddeler için çeşitli yapı türleri vardır.

Bireysel moleküllerin atomları bir arada tutan güçlü bağları vardır, ancak genellikle moleküller arasında ihmal edilebilir çekim kuvvetleri vardır. Bu tür kovalent maddeler genellikle örneğin HCl, SO2, CO2 ve CH4 gibi gazlardır.

Moleküler yapılarda zayıf çekim kuvveti vardır. Bu tür kovalent maddeler, alçak kaynama sıcaklık değerli sıvılar (etanol gibi) ve alçak erime sıcaklık değerli (iyot ve katı CO2 gibi) katılardır.

Makromoleküler yapılar, polietilen ve naylon gibi sentetik polimerler ve proteinler ve nişasta gibi biyopolimerler dahil olmak üzere zincirlerdeki kovalent bağlarla bağlanan çok sayıda atoma sahiptir.

Ağ kovalent yapıları (veya dev kovalent yapılar), tabakalara (grafit gibi) veya 3 boyutlu yapılara (elmas ve kuvars gibi) bağlı çok sayıda atom içerir.

Bu maddeler yüksek erime ve kaynama noktalarına sahiptir, sıklıkla kırılgandır ve yüksek elektriksel direnç gösterme eğilimindedir. Yüksek elektronegatiflik ve üç veya dört elektron çifti bağı oluşturma yeteneği olan elementler genellikle bu kadar büyük makromoleküler yapılar oluşturur.[9]

1 ve 3 elektronlu bağlar[değiştir | kaynağı değiştir]

Bireysel 2e- bağı ve 3e- bağının Lewis ve MO diyagramları

Tek elektronlu radikal türlerde bir veya üç elektronlu bağlar bulunabilir. 1 elektronlu bağın en basit örneği dihidrojen katyonundadır H+2. 1 elektronlu bağlar genellikle 2 elektronlu bağın yaklaşık yarısı kadar bağ enerjisine sahiptir ve bu nedenle "yarım bağlar" denilir. Ancak istisnalar da vardır: Dilityum durumunda bağ aslında 1 elektronlu Li+2 2 elektronlu Li2'ye göre daha güçlüdür. Bu istisna hibritleşme ve iç kabuk etkileri açısından açıklanabilir.[10]

3 elektronlu bağlanmanın en basit örneği helyum dimer katyonu He+2'da bulunabilir. "Yarım bağ" olarak kabul edilir çünkü yalnızca paylaşılan 1 elektrondan oluşur (2 yerine);[11] Moleküler yörünge açısından üçüncü elektron, diğer iki elektronun oluşturduğu bağın yarısını iptal eden bir anti-bağlanma yörüngesindedir. İki adet 2 elektronlu bağa ek olarak 3 elektronlu bağı olan molekülün başka bir örneği de NO formüllü azot monoksit'tir.

Oksijen O2 molekülünün ayrıca iki adet 3 elektronlu bağa ve bir adet 2 elektronlu bağı olduğu kabul edilebilir; bu onun paramanyetizmasını ve resmi bağ sıralamasının 2 olmasını açıklar.[12] Klordioksit ve onun daha ağır benzerleri bromdioksit ve iyotdioksit de 3 elektronlu bağlar vardır. 1 elektron bağlarına sahip moleküller genellikle oldukça reaktiftir. Bu tür bağlar yalnızca benzer elektronegatifliği olan atomlar arasında kararlıdır.[12]

3e bağıyla değiştirilmiş Lewis yapıları
Azot monoksit
Dioksijen

Ayrıca bakınız[değiştir | kaynağı değiştir]

Dış bağlantılar[değiştir | kaynağı değiştir]


Kaynakça[değiştir | kaynağı değiştir]

  1. ^ Whitten, Kenneth W.; Gailey, Kenneth D.; Davis, Raymond E. (1992). "7-3 Formation of covalent bonds". General Chemistry (4. bas.). Saunders College Publishing. s. 264. ISBN 0-03-072373-6. 
  2. ^ March, Jerry (1992). Advanced Organic Chemistry: Reactions, Mechanisms, and Structure. John Wiley & Sons. ISBN 0-471-60180-2. 
  3. ^ Gary L. Miessler; Donald Arthur Tarr (2004). Inorganic Chemistry. Prentice Hall. ISBN 0-13-035471-6. 
  4. ^ Merriam-Webster – Collegiate Dictionary (2000).
  5. ^ "Chemical Bonds". Hyperphysics.phy-astr.gsu.edu. 20 Eylül 2015 tarihinde kaynağından arşivlendi. Erişim tarihi: 9 Haziran 2013. 
  6. ^ Langmuir, Irving (1 Haziran 1919). "The Arrangement of Electrons in Atoms and Molecules". Journal of the American Chemical Society. 41 (6). ss. 868-934. doi:10.1021/ja02227a002. 26 Ocak 2021 tarihinde kaynağından arşivlendi. Erişim tarihi: 5 Mayıs 2024. 
  7. ^ Lewis, Gilbert N. (1 Ocak 1916). "The atom and the molecule". Journal of the American Chemical Society. 38 (4). ss. 762-785. doi:10.1021/ja02261a002. 25 Ağustos 2019 tarihinde kaynağından arşivlendi (PDF). Erişim tarihi: 5 Mayıs 2024. 
  8. ^ a b c McMurry, John (2016). Chemistry (7 bas.). Pearson. ISBN 978-0-321-94317-0. 
  9. ^ Stranks, D. R.; Heffernan, M. L.; Lee Dow, K. C.; McTigue, P. T.; Withers, G. R. A. (1970). Chemistry: A structural view. Carlton, Victoria: Melbourne University Press. s. 184. ISBN 0-522-83988-6. 
  10. ^ Weinhold, F.; Landis, C. (2005). Valency and Bonding. Cambridge. ss. 96-100. ISBN 0-521-83128-8. 
  11. ^ Harcourt, Richard D., (Ed.) (2015). "Chapter 2: Pauling "3-Electron Bonds", 4-Electron 3-Centre Bonding, and the Need for an "Increased-Valence" Theory". Bonding in Electron-Rich Molecules: Qualitative Valence-Bond Approach via Increased-Valence Structures. Springer. ISBN 9783319166766. 
  12. ^ a b Pauling, L. (1960). The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press. ss. 340-354.