Kimyasal Bağlanma

Atomların elektronik yapıları ile oluşturdukları kimyasal bağlar arasında kuvvetli bir ilişki vardır. Periyodik çizelgede VIIIA grubu olarak bilinen soy gazlar tek atomlu yapılar olup son kabukları elektronlar tarafından tamamen doldurulmuş olduğundan farklı atomlarla normal koşullarda tepkimeye girmezler yani kimyasal bağ yapmazlar. Diğer elementlerin atomları da elektron dizilimlerini soy gaz atomlarının elektron dizilimine benzeterek kararlı yapılar oluşturma eğilimindedirler. Bu yaklaşım Lewis kuramı olarak tanımlanır.

Lewis kuramının temel prensipleri şöyle sıralanabilir:

•Kimyasal bağlanmada en dış kabukta yer alan elektronlar (değerlik elektronları) rol oynar.
• Elektronlar bir atomdan diğerine aktarılabilir. Bu durumda oluşan artı ve eksi yüke sahip iyonlar elektrostatik etkileşimle birbirlerini çekerler ve iyonik bağ oluşur.
• Bir atomun değerlik elektronlarından biri veya birkaçı atomlar arasında ortaklaşa kullanılabilir. Bu durumda oluşan bağa kovalent bağ denir.
• Elektronların bir atomdan diğerine aktarılmasında veya ortaklaşa kullanımında temel neden atomların değerlik elektronlarını sekize tamamlayarak soy gazlardaki gibi kararlı elektron dizilimine ulaşma istekleridir. Buna oktet kuralı denir.

Potasyum (K), 4. periyot ve IA grubu elementidir. Değerlik elektronları 4s1 şeklinde dizilime sahiptir. O halde Lewis sembolü  şeklindedir.

İyonik yapılarda iyonları bir arada tutan elektrostatik kuvvete iyonik (elektrovalent) bağ denir. 

Kovalent bağ, elektronların iki atom arasında ortaklaşa kullanımıyla oluşan bağ türüdür.

Lewis yapılarında, kovalent bağdaki elektron çiftleri için bağ (veya bağlayıcı) elektron çifti ve bağ oluşumuna katılmayan elektron çiftlerine de ortaklanmamış elektron çifti denir.

Daha önce tanımlamasını yaptığımız; elektronların bir atomdan diğerine aktarılmasıyla oluşan iyonik bağ ile elektron çiftlerinin atomlar arasında eşit olarak paylaşılmasıyla oluşan apolar kovalent bağ iki uç kimyasal bağlanmadır. Moleküllerdeki çoğu kimyasal bağlar bu iki uç bağlanma arasında yer alır ve bu tür bağa polar kovalent bağ denir.

Deneysel verilere göre NO3- iyonundaki üç azot-oksijen bağ uzunlukları eşittir. Bildiğiniz gibi çift bağlar tekli bağlardan daha kısadır. Bu durum, olası her üç yapının da gerçek yapıyı tam temsil etmediğini gösterir. Yani, nitrat iyonu için hem oktet kuralını sağlayan ve hem de deneysel sonuçlara uygun tek bir Lewis yapısı verilemez. Bu durumu belirtmek üzere bir molekül için olası bütün Lewis yapıları çizilir ve aralarına çift başlı oklar konur. Bu yapılara rezonans yapılar denir.

Formal yük (FY) bir molekül veya iyon için yazılabilen birden fazla Lewis yapısının hangisinin en olası yapı, yani gerçek yapıyı en iyi temsil eden yapı olduğunu belirlemeye yarayan bir kavramdır.

Bazı moleküllerdeki toplam değerlik elektron sayısı tek sayıdır ve bu durumda Lewis yapısında bir ortaklanmamış elektron bulunur. Tek ya da daha fazla sayıda ortaklanmamış elektronu olan bu yapılara radikal adı verilir.

Kimyasal bağ enerjisi, gaz halindeki bir molekülde atomlar arasındaki bağı kırmak için gerekli enerjidir ve bağ enerjisi veya bağ entalpisi olarak da bilinir.

VSEPR kuramı ile bir molekülün geometrisinin doğru olarak belirlenmesinde izlenecek adımları şu şekilde sıralayabiliriz:
• Molekül veya çok atomlu iyonun Lewis yapısı çizilir.
• Merkez atom etrafındaki elektron çiftlerini sayısı ve bunların bağlayıcı çift ve ortaklanmamış elektron çifti olarak sayıları ayrı ayrı belirlenir. Çift ve üçlü bağlar tek bağmış gibi dikkate alınır.
• Merkez atom etrafında elektron grubu geometrisi belirlenir.
• Merkez atom etrafında diğer atom çekirdeklerinin oluşturduğu geometri tespit edilir.

AX tipi moleküller: AX tipi moleküller iki atomlu olup doğrusaldırlar. Bu tip moleküllerde bağ açısından söz edilemez. H–H ve H–F molekülleri AX tipi moleküllere örnek olarak verilebilir.

AX2E2 tipi moleküller: Bu tipe örnek su (H2O) molekülü verilebilir. H2O molekülünde merkez oksijen atomu, iki bağ elektron çifti ile iki ortaklanmamış elektron çiftine yani toplam dört elektron çiftine sahiptir. Daha önce dört elektron grubunun geometrisinin düzgün dörtyüzlü olduğunu görmüştük. Ancak, sudaki iki O–H bağı, oksijen atomu üzerindeki iki ortaklanmamış elektron çifti tarafından (NH3 molekülündeki bağ yapmış elektronlara göre daha fazla) itilerek aralarındaki bağ açısı daraltılır. Suda bağ açısı H–O–H 104,5° olarak ölçülmüş ve H2O un yapısı bükülmüş (açısal) bir yapıdır.

Moleküldeki atomların orbitallerinin birbiriyle örtüşmesine dayanılarak kovalent bağ oluşumunun açıklanması değerlik bağ kuramı olarak adlandırılır.

sp Hibrit Orbitalleri: sp hibrit orbitalleri kavramını berilyum florür (BeF2) molekülünün geometrisini tartışarak açıklayalım. Merkez atomu berilyumun temel haldeki elektron dizilimine (1s2 2s2) bakıldığında bağlanma yapabilecek yarı dolu orbitali olmadığı düşünülebilir. Ancak dolu 2s orbitalindeki elektronlardan birisi uyarılarak 2p orbitalinden birine gönderilirse ve ardından yarı dolu hale gelen bu 2s ve 2p orbitalleri hibritleştirilirse iki tane bağ yapabilecek sp hibrit orbitali oluşturulur.

Enerji düzeyleri ve şekilleri farklıı atomik orbitallerin karışarak, eş enerji düzeylerine ve aynı tür şekillere sahip orbitallere dönüşmesine hibritleşme (melezleşme) denir.

İki hidrojen atomu en düşük potansiyel enerjili olarak biraraya geldiğinde, bu atomların çekirdekleri etrafında yer alan küresel simetrideki 1s orbitalleri birbirleriyle örtüşmüş durumdadır ve tek elektronlar örtüşen orbitallerde zıt spinli olarak yer alır. Sonuçta ortaya çıkan yapıdaki elektron dağılımı σ-bağı olarak isimlendirilir.

Molekül orbitallerinin gerçek şekli tam olarak bilinmese de, atom orbitallerine ait dalga fonksiyonlarının toplanması veya çıkarılmasıyla elde edilirler. Atomik orbitallere ait dalga fonksiyonlarının yapıcı girişimi sonucu elde edilen orbitale bağlayıcı molekül orbitali denir ve σ sembolü ile gösterilir.

Bağlayıcı molekül orbitalin enerjisi kendisini oluşturan atomik orbitallerin enerjisinden daha düşüktür. Eğer dalgaların girişimi yıkıcı girişim ise çekirdekler arasında elektron yoğunluğu azalır, bu durumda çekirdekler birbirini iter, oluşan orbitale de karşıt bağlayıcı molekül orbital denir ve σ* ile gösterilir.