İki atom da elektronu bırakmıyorsa ortak kullanırlar
Bir önceki ünitede metal elektronunu verdi, ametal aldı ve iyonik bağ kuruldu. Peki iki ametal karşılaşırsa? İkisinin de iyonlaşma enerjisi yüksek, ikisi de elektronu güçlü çekiyor; kimse vermeye razı değil. O zaman tek çıkış yol kalıyor: elektronları ortaklaşa kullanmak. Bu ünite iki hidrojen atomunun birbirine yaklaşırken yaşadığı itme-çekme yarışını, dengenin nerede kurulduğunu ve bağın neden bazen eşit bazen kayık olduğunu anlatıyor.
“Bileşiği oluşturacak elementlerin elektronegatiflikleri ve iyonlaşma enerjileri arasındaki fark elementler arasında oluşacak bağın türünü belirler.”
Tek cümlelik bir ölçüt ama üç bağ türünü birden ayırıyor. Fark büyükse elektron el değiştirir → iyonik bağ. Fark yoksa ya da küçükse ve her iki atom da elektronu güçlü çekiyorsa → elektronlar ortak kullanılır. Bu ikincisi bu ünitenin konusu.
Etkinlik 2.6’daki üç örnek ve Kontrol Noktası 2.3’ün tablosu bir arada. Bir çift seç: iki atomun iyonlaşma enerjileri ve elektronegatiflikleri yan yana çizilir, aradaki fark ölçülür ve ortaya çıkan bağ türü yazılır. Bütün sayılar ders kitabının tablolarından.
Kural net: “Ametaller metallere göre yüksek iyonlaşma enerjisine ve yüksek elektronegatiflik değerlerine sahiptir. Bu özelliklerinden dolayı ametal atomlarından elektron uzaklaştırılması nispeten zordur. Bu nedenle bir ametal atomunun diğer ametal atomunun elektronunu alarak anyon oluşturması beklenmez.”
Yani Cl₂’de bir klor Cl⁻, öteki Cl⁺ olmaz. İyonik bağdaki mantığı buraya taşımak en sık yapılan hata. Ametal-ametal ikilisinde elektron transfer edilmez, paylaşılır.
| Atom | İyonlaşma enerjisi (kJ/mol) | Elektronegatiflik |
|---|---|---|
| Hidrojen | 1312 | 2,20 |
| Flor | 1681 | 4,00 |
| Sodyum | 496 | 0,93 |
Sodyumun iyonlaşma enerjisi flordan üç kattan fazla düşük, elektronegatifliği ise dörtte biri kadar. NaF’de bu uçurum elektronun el değiştirmesine yol açıyor. H₂ ve F₂’de ise iki taraf da aynı atom — fark sıfır, elektron hiçbir yere gitmiyor.
Kaydırağı çek: iki hidrojen atomunun çekirdekleri arasındaki mesafe 300 pm’den 45 pm’ye kadar değişir. Yeşil oklar çekme, kırmızı oklar itme kuvvetlerini gösterir; kalınlıkları mesafeye göre değişir. Aşağıdaki metin o mesafede ne olduğunu yazar.
Şu cümle iki koşulu tek nefeste veriyor. Çekirdekler arasındaki mesafe:
“Çekirdeklerin elektronlara uyguladığı çekim kuvvetini en üst düzeye çıkaracak kadar kısa.”
“Çekirdekler arasındaki itme kuvvetini en aza indirecek kadar uzun.”
İki koşulun aynı anda sağlandığı tek bir mesafe var — H₂ için 74 pm. pm = pikometre; metrenin trilyonda biri. (Birimin açılımı ders kitabında yazmıyor, eklendi.)
Etkinliğin grafiği yeniden çizildi. Yatay eksen çekirdekler arası mesafe (pm), dikey eksen potansiyel enerji (kJ/mol). Kaydırağı çektikçe kırmızı işaretçi eğri üzerinde kayar ve grafiğin üç bölgesinden hangisinde olduğun yazılır. İşaretlenen dört nokta (300 · 150 · 74 · 45 pm) eğri üzerinde ayrıca gösteriliyor.
Atomlar yaklaşınca “elektron bulutları yavaş yavaş üst üste binmeye başlar. Bu durum atomlar arasında üç farklı türde etkileşim oluşmasına yol açar.”
“Atomların elektronları birbirini itmeye başlar.”
Potansiyel enerjiyi artırır.
“Atomların çekirdekleri birbirini itmeye başlar ve bu itme kuvvetleri sistemin potansiyel enerjisini artırır.”
“Her bir atomun bir elektronu diğer atomun çekirdeğine doğru çekilir ve bu çekme kuvvetiyle sistemin potansiyel enerjisi azalır.”
İlk ikisi enerjiyi yukarı, üçüncüsü aşağı iter. Uzak mesafede üçüncüsü baskındır; çok yaklaşınca ilk ikisi kazanır. Aradaki denge noktası bağın kendisi.
Sıfır özellikle tanımlanıyor: “Atomların çekirdekleri arasındaki mesafenin uzak olduğu durumda atomlar arasında herhangi bir etkileşim bulunmadığı için bu mesafede sistemin potansiyel enerjisinin sıfıra eşit olduğu kabul edilir.”
Yani sıfır “enerji yok” demek değil, başlangıç noktası olarak seçilmiş bir değer. Negatif enerji de “eksi enerji” değil, “ayrı iki atomdan daha kararlı” demek. −432 kJ/mol’ün mutlak değeri, H–H bağını koparmak için gereken enerjidir; bu ad ders kitabında geçmiyor ama bilgi doğrudur: bağ enerjisi denir.
“Atomların çekirdekleri ve ortaklaşa kullanılan elektronlar arasında oluşan bu güçlü etkileşime kovalent bağ denir.”
Ortak elektronlar her iki çekirdekle etkileşir ve “Coulomb yasasına uygun olarak potansiyel enerjilerini düşürür”.
“Kovalent bağı oluşturan iki elektrona bağ elektron çifti, iki çekirdeğin merkezinin birbirine olan mesafesine ise bağ uzunluğu denir.”
H₂ için bağ uzunluğu grafikteki en düşük noktadır: 74 pm.
“Kovalent bağlarla bağlanan atom grubuna molekül adı verilir. Molekül, kovalent bağlı bir elementin (H₂, Cl₂, N₂) ya da bileşiğin (H₂O, CO₂) kimyasal özelliğini gösteren en küçük yapı taşıdır.”
Tanımın en kaygan yeri burası: her molekül bileşik değildir. H₂ bir moleküldür ama bileşik değil, çünkü tek çeşit atom içerir. Aşağıdaki panelde her maddeyi işaretle, sonra Denetleye bas.
“Aynı elektronegatifliğe sahip atomlar arasında oluşan kovalent bağa apolar (kutupsuz) kovalent bağ denir. Bu tür bağda bağ oluşumuna katılan elektronlar atomlar tarafından eşit kuvvetle çekilir. Bu nedenle molekülde elektriksel yüklerin dağılımı dengelidir.”
Açıklama ilginç bir cümleyle bitiyor: “Bu süreçte iki atom da aslında aynı elektronları kendilerine doğru çekmeye çalışır ancak elektronları diğerinden alamadığı için iki atomun birbirine çekildiği bir durum ortaya çıkar.” Yani bağ, iki tarafın da kazanamadığı bir çekişmenin sonucudur.
Görsel 2.10’daki dört örnek: H₂, O₂, N₂, Cl₂. Her birinin bağ yapısı çizilir, ortak elektronların iki çekirdek arasında eşit zaman geçirdiği gösterilir. Bağ dereceleri (tek, çift, üçlü) ders kitabında bu ünitede değil, bir sonraki ünitenin Lewis tablosunda geçiyor; buraya eklendi.
Dördü sıralandıktan sonra tek cümlelik bir ek geliyor: “Bu maddelerin her biri oda sıcaklığında gaz hâlinde bulunur.” Bu bilgi ünite 16’da işine yarayacak: molekülleri bir arada tutan kuvvetler zayıfsa madde gaz hâlinde bulunur.
“Elektronegatiflikleri arasında fark bulunan iki atom arasında oluşan kovalent bağa polar (kutuplu) kovalent bağ denir.”
Su örneği adım adım: oksijenin elektronegatifliği hidrojeninkinden büyüktür → bağ elektronları oksijen tarafından daha kuvvetli çekilir → bu elektronlar oksijen etrafında daha fazla zaman geçirir → molekülde negatif yük dengesizliği oluşur → elektronegatifliği yüksek atom kısmen negatif (δ−), düşük olan kısmen pozitif (δ+) yüklü hâle gelir.
“Bağı oluşturan atomların elektronegatiflik farkı arttıkça bağın polarlığı da artar.” Polarlık açık/kapalı bir anahtar değil, süreklilik: az polar, çok polar diye derecelendirilebilir.
Kontrol Noktası 2.3’ün sorusu bu panelde çözülüyor: bir bağ seç, ortak elektronların hangi atoma kaydığı çizilir ve elektronegatiflik farkı çubukla ölçülür. Elektron bulutunun kayma miktarı farkla orantılı olarak çizilir — fark ne kadar büyükse elektronlar o kadar tarafa kayar.
| Ölçüt | Apolar kovalent bağ | Polar kovalent bağ |
|---|---|---|
| Elektronegatiflik farkı | Yok (aynı elektronegatiflik) | Var |
| Bağ elektronları | İki atom tarafından eşit kuvvetle çekilir | Elektronegatifliği yüksek atom tarafından daha kuvvetli çekilir |
| Yük dağılımı | Dengeli | Dengesiz — bir uçta δ−, öteki uçta δ+ |
| Elektronların yerleşimi | Belli bir atoma yönlenmez | Elektronegatif atomun etrafında daha fazla zaman geçirir |
| Örnekler | H₂, O₂, N₂, Cl₂ | H₂O, HCl, NH₃ |
Polar bağda oksijenin üstünde yazan δ− işareti “bir elektron fazlası var” demek değildir. Elektron hâlâ ortaktır, sadece oksijenin yanında daha fazla zaman geçirir. İyonik bağdaki Cl⁻ ise gerçekten bir elektron almıştır ve tam bir birim negatif yük taşır.
Kısacası: δ = kısmi, kesirli · − / + (üst simge) = tam, bir birimlik. Sınavda “H₂O’da oksijenin yükü −2’dir” şıkkı bu yüzden yanlıştır.
Bir molekül, bir tanım ya da bir grafik noktası veriliyor; doğru cevabı seç. Sorular ve şıklar her turda karışır.
Bu ünitede geçen bütün elektronegatiflik ve iyonlaşma enerjisi değerleri. Element adı, sembolü ya da bir değer aratabilirsin.
Ciğerlerine giren havanın yaklaşık beşte biri O₂, beşte dördü N₂. İkisi de apolar kovalent bağ örneği; ikisi de bu yüzden oda sıcaklığında gaz. Şu anda saniyede milyarlarca çift ortak elektron burnundan geçiyor.
Su, polar kovalent bağ örneği. Oksijen elektronları kendine doğru daha çok çekiyor, o yüzden oksijen ucu δ−, hidrojen uçları δ+. Suyun neredeyse bütün tuhaf davranışları (donunca genleşmesi, tuzu çözmesi) bu küçük dengesizlikten çıkıyor.
Havuzda ve çamaşır suyunda kullanılan klor doğada Cl₂ molekülü hâlinde. Aynı atomdan iki tane olduğu için elektronegatiflik farkı sıfır — apolar kovalent bağ. Yine örneklerden biri.
NH₃ polar kovalent bağ örnekleri arasında sayılır. Azot 3,04, hidrojen 2,20 — arada 0,84’lük bir fark var ve bu fark azotu δ−, hidrojenleri δ+ yapıyor. Keskin kokusunun burnundaki alıcılara bu kadar hızlı yapışmasının bir sebebi de bu kutuplu yapı.
Midendeki asidin ana maddesi hidrojen klorür. Klor 3,16, hidrojen 2,20 → fark 0,96 → polar kovalent bağ. Suya girdiğinde bu kutuplu bağın kopması kolaylaşır; ünite 16’da bunun sebebini göreceksin.
Grafiğin dibi bağ uzunluğu, dibin derinliği bağ enerjisi. İkisini karıştırma: dip ne kadar derinse bağ o kadar güçlü, ne kadar soldaysa bağ o kadar kısa. H₂ için ikisi de aynı noktada: 74 pm’de −432 kJ/mol.
İnce bir su akıntısının yanına elektriklenmiş bir cetvel tutunca akıntı bükülür; zeytinyağı akıntısı bükülmez. Sebebi tam da bu ünite: su polar, yağın uzun zinciri büyük ölçüde apolar. Kutuplu moleküller elektrik alandan etkilenir.
Plastik toplarla yaptığın modelde iki top arasında sabit bir çubuk olur. Oysa bu tam olarak doğru değildir: ortak elektronlar “sabit bir noktada bulunmaz”, çekirdekler arasında sürekli hareket hâlindedir. Çubuk bir kolaylık, gerçek değil.
İki kişi aynı kumandayı çekiştiriyor. İkisi de aynı güçteyse kumanda tam ortada durur — apolar bağ. Biri daha güçlüyse kumanda onun tarafına kayar ama elinden çıkmaz — polar bağ. Biri kumandayı tamamen alırsa artık ortaklık yoktur — iyonik bağ. Üç bağ türünü üç cümlede toparlayan tek sahne bu.
46 soruluk test · kovalent bağın oluşum koşulları, iki atomun yaklaşma süreci, potansiyel enerji grafiği, bağ uzunluğu ve apolar/polar kovalent bağ ayrımı
“Bileşiği oluşturacak elementlerin elektronegatiflikleri ve iyonlaşma enerjileri
arasındaki fark elementler arasında oluşacak bağın türünü belirler.”
Ametaller yüksek iyonlaşma enerjisine ve yüksek elektronegatifliğe sahiptir; onlardan
elektron uzaklaştırmak zordur. Bu yüzden bir ametalin diğer ametalin elektronunu alarak
anyon oluşturması beklenmez — elektronlar ortaklaşa kullanılır.
1. Uzakta elektrostatik etkileşim yok.
2. Yaklaşırken her atomun elektronu diğerinin protonu tarafından çekilir; aynı anda
çekirdekler arasında ve elektronlar arasında itme oluşur.
3. Yeterince yaklaşınca itme ve çekme dengelenir; valans elektronları
ortaklaşa kullanılabilir.
4. Ortak elektronlar çekirdekler arasında sürekli hareket hâlindedir, sabit
bir noktada bulunmaz.
Mesafe: çekimi en üst düzeye çıkaracak kadar kısa, itmeyi en aza indirecek kadar
uzun.
Çok uzakta (300 pm) etkileşim yok, enerji sıfır kabul edilir.
Yaklaşırken çekme baskın → enerji azalır, kararlılık artar.
74 pm: en düşük nokta, −432 kJ/mol. İtme ile çekme eşit; kararlı bağın ideal
mesafesi.
45 pm: çekirdekler arası itme baskın, enerji artar.
Üç etkileşim: elektron-elektron itmesi (↑), çekirdek-çekirdek itmesi (↑),
elektron-çekirdek çekmesi (↓).
Kovalent bağ: atomların çekirdekleri ile ortaklaşa kullanılan elektronlar arasında
oluşan güçlü etkileşim.
Bağ elektron çifti: kovalent bağı oluşturan iki elektron.
Bağ uzunluğu: iki çekirdeğin merkezleri arasındaki mesafe.
Molekül: kovalent bağlarla bağlanan atom grubu; bir elementin (H₂, Cl₂, N₂) ya da
bileşiğin (H₂O, CO₂) kimyasal özelliğini gösteren en küçük yapı taşı.
Aynı elektronegatifliğe sahip atomlar arasında oluşur. Bağ elektronları eşit
kuvvetle çekilir, yük dağılımı dengelidir, elektronlar belli bir atoma
yönlenmez.
Örnekler: H₂, O₂, N₂, Cl₂ — “her biri oda sıcaklığında gaz hâlinde bulunur”.
Elektronegatiflikleri arasında fark bulunan atomlar arasında oluşur. Bağ
elektronları elektronegatifliği yüksek atom tarafından daha kuvvetli çekilir ve onun
etrafında daha fazla zaman geçirir.
Elektronegatifliği yüksek atom δ−, düşük olan δ+.
Fark arttıkça polarlık artar.
Örnekler: H₂O, HCl, NH₃.
İyonlaşma enerjisi (kJ/mol): H 1312 · N 1402 · O 1314 · F 1681 · Cl 1255 ·
Na 496.
Elektronegatiflik: H 2,20 · N 3,04 · O 3,44 · F 4,00 · Cl 3,16 · Na 0,93.
H₂: bağ uzunluğu 74 pm, en düşük potansiyel enerji −432 kJ/mol.
Grafikteki öteki işaretli noktalar: 300 pm · 150 pm · 45 pm.
· Ametal ametalden elektron almaz; Cl₂’de Cl⁺ ve Cl⁻ yoktur.
· δ− tam yük değil, kısmi yüktür. Elektron hâlâ ortaktır.
· Negatif potansiyel enerji “enerji yok” değil, ayrı iki atomdan daha kararlı
demektir; sıfır uzak mesafede kabul edilen bir başlangıçtır.
· Her molekül bileşik değildir: H₂ moleküldür, bileşik değildir.
· Bağ ortak elektronlarla kurulur ama o elektronlar sabit bir noktada durmaz.