Kimyasal Bağlar

Kimyasal Bağlar
Lewis Sembolleri
 İyonik Bağ
 Metalik Bağ
 Kovalent Bağ
 Oktet Kuralının İstisnaları
 Kovalent Bağlı Moleküllerin Özellikleri
 Kovalent Bağın Bazı Özellikleri
 Molekül Şekilleri
 Rezonans
 Bağ Kuvveti(Enerjisi) ve Bağ Uzunluğu
 Formal Yük ve Yükseltgenme Sayısı
 Valans Bağ Teorisi
 Hibridleşme(Melez Orbitaller)
 Moleküler Orbital Teorisi
 Moleküller Arası Etkileşimler

Kimyasal Bağlar





İki atom arasında bir molekül oluşturmak üzere,
etkileşme, kimyasal bağ olarak tanımlanır.
Bir kimyasal bağ, atomları veya atom gruplarını belli
bir uzaklıkta ve bir arada tutmaya yetecek kuvvettir.
Kimyasal bağlanma sonucu, atomlardan oluşan
moleküller arasında da moleküller arası bağlanma
kuvvetleri ortaya çıkar.
Atomların veya atom grupları arasındaki etkileşme,
bunları ayırmak için en az 42 kj/mol büyüklüğünde bir
enerji gerektiriyorsa, bir kimyasal bağ oluşur.
Moleküller arası etkileşme daha düşüktür.

Lewis Sembolleri
 Atomlar, bağ oluşturmak üzere bir araya geldikleri zaman,
çekirdeklerine en uzakta bulunan elektronlar etkileşir.
 Dolayısıyla bağlanma için bir atomun en dış tabakasının
elektronları önemlidir; bu tabakaya değerlik (valans) tabakası ve
bu tabakanın elektronlarına değerlik (valans) elektronlar denir.
Kimyasal Bağlar
 A grubu elementlerinin değerlik elektronları sayısı, periyodik
tablodaki grup numarasına eşittir. Lewis sembolleri (yapıları),
atomları göstermek için kullanılır ve sadece değerlik elektronları
belirtilir.
 Amerikalı bilim adamı, G.N.LEWİS tarafından bulunan ve onun adı
verilen bu sembollerde her elektron bir nokta ile belirtildiğinden
elektron nokta sembolleri olarak da bilinir.
 Bir elementin Lewis sembolü, elementin simgesi etrafında
değerlik elektronu kadar nokta koyarak veya çoğunlukta bir çift
elektron yerine bir çizgi çizerek ve tek elektron yerine bir nokta
koyarak yazılır. A grubu elementlerinin bazılarının Lewis
sembolleri Şekil 4.1.' de verilmiştir.

Lewis Sembolleri
 Lewis formülleri, atomlarda olduğu gibi moleküller içinde
elektron-nokta formülleri veya değerlik bağı formülleri olarak
bilinir.
Kimyasal Bağlar
 Basit moleküllerin ve iyonların Lewis yapılarının yazılması için
aşağıdaki genel yolun izlenmesi gerekir.
Şekil 4.1. Periyodik tablodaki bazı elementlerinin Lewis
sembolleri

Lewis Sembolleri
1- Molekül veya iyon için atomları birbirine tek bağ ile
bağlayarak bir iskelet yapı çiziniz. Çoğunlukta, molekülde hangi
atomun merkez atom olduğu ve hangi atomların birbirine
bağlandığını belirtilir. Bazı durumlarda atomların düzeni için sadece
bir şekil vardır.
Kimyasal Bağlar
2- Değerlik elektronları sayısını bulunuz. Bir atomun
değerlik elektronları sayısı atomun grup numarasına eşittir. Bir
molekül için, atomların değerlik elektronları sayısını toplayınız. Çok
atomlu bir anyon için anyonun yükünün bu toplama ekleyiniz, çok
atomlu bir katyon için katyonun yükünü bu toplamdan çıkarınız.
3- 1.Basamakta yazılan her tek bağ için iki elektron olmak
üzere tek bağların toplam elektron sayısını 2.basamakta elde edilen
toplamdan çıkarınız. Geriye kalan elektronları, ortaklanmamış
elektron çiftleri halinde eğer olanak varsa atomların etrafını diziniz.
Bütün atomlar için oktet kuralı sağlanmalı ve bütün elektronlar
çiftleşmiş olmalıdır. Elektron sayısı, ortaklanmamış elektron çiftleri
için, yeterli değilse tek bağlar yerine çift ve üçlü bağlar olabilir. İki
elektron çiftinin ortaklaşa kullanıldığı bağlara çift, üç elektron
çiftinin ortaklaşa kullanıldığı bağlara üçlü bağlar denir.

Lewis Sembolleri
Örnek: PCl3 için Lewis yapısını çiziniz.
PCl3 için toplam elekron sayısı
P  5e- 3 Cl  3 x 7 = 21e- 
5 + 21=26e-
Kimyasal Bağlar
Üç tane P-Cl bağı için 6 elektron çıkarılırsa geriye atomların
etrafına ve/veya arasına yerleştirecek 20 elektron kalır. O halde 10
elektron çifti aşağıdaki gibi yerleştirilirse hem P hem de Cl atomlarının
okteti sağlanmış olur.
Örnek: N2 için Lewis yapısını çiziniz.
N2' da toplam elektron sayısı 2x5=10' dur. N-N bağından sonra
geriye 8 elektron yani 4 elektron çifti kalır. NN üçlü bağı ve her N
üzerinde 1 elektron çifti ile oktet kuralı sağlanır. Her N üzerinde 2
elektron çifti ve N-N bağı ile Oktet kuralı sağlanamaz.

Lewis Sembolleri
Örnek: SO42-' nin Lewis yapısını yazınız.
Kimyasal Bağlar
SO42- iyonunun merkez atomunun S olduğunu belirtelim. Toplam
elektron sayısı 6+4x6+2=32' dir. 4 tane S-0 bağından sonra geriye
yerleştirilecek 24 elektron yani 12 elektron çifti kalır. Her O atomunun
etrafına üç elektron çifti yerleştirilirse oktetleri sağlanmış olur. S' ün
okteti zaten S-O bağları ile sağlanır. Fakat S' ün oktetini on iki elektron
ile de sağlandığı için S=O çift bağlı formül de yazılır.
Örnek: HCN ’in Lewis yapısını yazınız.
HCN' de merkez atomun C olduğunu belirtelim. Toplam elektron
sayısı 1+4+5=10' dur. Bağlar için 2 çift çıkarılırsa geriye kalan 3 çift
nasıl yerleştirilir? C üzerinde 1 çift ve N üzerinde 2 çift (veya tersi)
yerleştirilen formüller kabul edilemez. Çünkü ne C'un ve ne de N' un
oktedi sağlanır. Doğru yapı, N üzerinde 1 elektron çifti bırakarak CN
üçlü bağı oluşturmaktadır.

İyonik Bağ
Kimyasal bağlar, iki genel grupta toplanır.
İyon bağları (elektrovalent bağlar)
Kovalent bağlar
İyonik bağ pozitif ve negatif iyonlar arasındaki çekim
kuvvetidir. Yani bir atomun değerlik tabakasından bir veya
birkaç elektronun, diğer bir atomun değerlik tabakasına
geçmesi ile oluşur.
Kimyasal Bağlar
Bir iyon bağı oluşmasında bir atomun kaybettiği veya
kazandığı elektron sayısına valans (değerlik) denir.
Kolayca elektron kaybeden atomlar elektropozitif ve elektron
alan atomlar elektronegatif olarak tanımlanır.
İyon bağları içeren bileşiklere iyon bileşikleri denir.

İyonik Bağ
Örnek olarak lityum ve flor atomlarından lityumflorür
bileşiğinin oluşumunu inceleyelim.
Lityum ve flor atomlarının elektron dizilişleri :
Li= 1s2 2s1
ve
F= 1s2 2s2 2p5
Kimyasal Bağlar
Etkileştikleri zaman, Li değerlik tabakası olan 2s alt
tabakasından bir elektron kaybederek Li+ iyonu haline geçer ve
soygaz He ile aynı elektron dizilişine sahip olur. Li tarafından
verilen elektronu alan F,
Li: (1s22s1)  Li+: (1s2) + e- ve F: (1s22s22p5) + e-  F-: (1s22s22p6)
değerlik tabakasındaki elektron sayısını sekize çıkararak Fve asal gaz Ne ile aynı elektron dizilişine sahip olur. Li+ ve Fiyonları oluştuktan sonra birbirlerini çekerler ve bu çekme
nedeniyle iyon bağı oluşur.

İyonik Bağ
(İyon bağının iyonik bileşiklere kazandırdığı özellikler)
1- Kristal katılardır, sert ve kırılganlardır. Çünkü bir darbe ile
aynı yüklü iyonlar yan yana gelince itme meydana gelir ve
kırılırlar.
Kimyasal Bağlar
Şekil 4.2. Bir iyonik kristalin darbe ile kırılması.
2- Yüksek kaynama ve erime noktasına sahiptirler.
3- Katı halde elektriği ve ısıyı çok az iletirler.
4- Erimiş halde elektriği iyi iletirler. Fakat o zaman
elektrokimyasal reaksiyon meydana gelir ve madde bozunur.
5- Çoğunlukta suda çözünürler.
6- İyonik bileşikler en küçük birimleri olarak yazılır.

İyonik Bağ
İyonik bileşik oluşturma kuralları
 İki farklı cins atomun iyonik bir bileşik oluşturup
oluşturmayacağı iyonlaşma enerjisi, elektron ilgisi,
elektronegatiflik gibi bazı özelliklerine bakılarak anlaşılır.
Kimyasal Bağlar
1- İyonlaşma Enerjisi: Metalin iyonlaşma enerjisi ne kadar düşükse,
yani ne kadar düşük bir enerji ile elektron verebiliyorsa o kadar
kolay iyon oluşturabilir. Periyodik tabloda soldan sağa doğru
gidildikçe katyonun üzerindeki pozitif yük artacağından elektronun
atomdan ayrılması güçleşir ve iyonlaşma enerjisi de büyür. Na+,
Mg2+, Al3+.....sırasında sodyumun tüm bileşikleri iyonikken
magnezyum ve alüminyum kovalent bağlı bileşiklere sahip olabilir.
2- Elektron İlgisi: Ametalin elektron ilgisi çok büyük oldukça iyonik
bileşiğin oluşumu da o derece daha kesin olur. Yine periyodik
tabloda soldan sağa doğru gidildikçe anyon üzerindeki, negatif yük
sayısı azalır ve elektron ilgisi artarak iyonik bileşik yapmaya
meyleder. C4-, N3-, 02-, F- sırasına göre flor en yüksek iyonik
bileşik yapma şansına sahiptir.

İyonik Bağ
İyonik bileşik oluşturma kuralları
 İki farklı cins atomun iyonik bir bileşik oluşturup
oluşturmayacağı iyonlaşma enerjisi, elektron ilgisi,
elektronegatiflik gibi bazı özelliklerine bakılarak anlaşılır.
Kimyasal Bağlar
3- Kristal Yapıyı Oluşturma Enerjisi: Elektron alışverişi ile anyon ve
katyon oluştuktan sonra bu iki iyon birbirini çekerek kristal yapıyı
oluşturur. Kristal yapıyı oluşturma esnasında bir enerji açığa çıkar.
Açığa çıkan bu enerjiye kristal yapıyı oluşturma enerjisi denir ve bu
enerji ne kadar büyükse iyonik bileşik oluşturma şansıda o kadar
artar.
4- Elektronegatiflik: Periyodik tablolarda verilen elektronegatiflik
değerleri kullanılarak bileşik yapan iki ayrı cins atomun
elektronegatiflik değerleri birbirinden çıkarılır. Eğer bu fark üç
civarında olursa oluşan bileşik iyonik bir bileşik olur.
5- Yük/iyon çapı oranı büyüdükçe katyonların kovalent bağa meyli
artar.
Be2+ (iyon çapı = 0.35);
2 / 0.35 = 5.7
(Kovalent bağ meyilli)
Ca2+ (iyon çapı = 0.99)
2 / 0.99 2
(İyonik bağ meyilli)

Metalik Bağ
 Metalik bağlanmada metallerin değerlik elektronlarının bir
tanesi veya daha fazlası atomdan ayrılır ve pozitif yüklü bir
katyon oluşur.
 Böylece oluşan pozitif katyonlar tamamen serbest elektron
denizinde yüzüyor gibidir.
 Artık hangi elektron hangi atoma aittir, belli değildir. İşte
metalik bağ pozitif metal iyonları ile çevresindeki serbest
elektronlar arasındaki çekim kuvvetidir.
Li :
1s 2 2s 1

Li+ (1s2)+e-
Kimyasal Bağlar
değerlik elektronu
 Metaller, alaşımlar (metal-metal veya metal-ametal
karışımları) metalik bağlanmaya sahiptirler.

Metalik Bağ
Kimyasal Bağlar
Metalik bağlanma, malzemeye metalik özellikler denilen şu
özellikleri kazandırır:
1-Yüksek yoğunluğa sahiptirler.
2-Çoğunlukla serttirler, dövülebilir, tel ve levha haline
getirilebilirler.
3-Yüksek erime ve kaynama noktasına sahiptirler.
4-Işığı yansıtan parlak bir yüzeye sahiptirler.
5-Serbest elektronlar iyonlardan daha fazla hareketli
olduklarından elektriği ve ısıyı iyi iletirler.
6-Metal atomlar metalik bağ yaparak yığılmalar sonucu bir metal
parçası meydana getirir. Bunun levha ve tel haline getirilmesi için
dövülmesi esnasında meydana gelen şekil değişikliğinde sade
elektron denizinde yüzen metal katyonları yer değiştirir(Şekil
4.3.). Bu yer değiştirme herhangi bir kırılmaya sebep olmaksızın
istenen şeklin verilebilmesini mümkün kılar.
En iyi metalik bağ özelliği gösteren metaller Altın (Au), gümüş(Ag),
bakır(Cu), Platin(Pt), palladyum (Pd)' dir.

Kovalent Bağ
 Aynı veya farklı iki ametal atomu arasında bir kimyasal bağ
meydana geldiği zaman bir molekül oluşur. İki atom
arasındaki bağa kovalent bağ denir.
 Kovalent bağlanmada değerlik elektronları ortaklaşa
kullanılır. Kovalent bağ değerlik elektronlarının ortaklaşa
kullanılması sonucu bir moleküldeki atomları bir arada tutan
bağdır.
Kimyasal Bağlar
 H2, F2, Cl2, O2, P2, S8 kovalent bağlı moleküllerdir.
 Bir kovalent bağ oluşurken, örneğin F2 molekülünde, her bir
flor atomunun 2pz' deki birer elektronu çiftleşerek ortaklaşa
kullanılır ve bir kovalent bağ oluşur.
 Zaten çiftleşmiş elektronlar bağa iştirak etmezler ve aynen
kalırlar.

Kovalent Bağ
Kovalent bağı oluşturan tek elektronların bulunduğu
orbitallerin şekli çizilip girişim yaptırılarak da molekülün
oluşumu gösterilebilir.
Kimyasal Bağlar
Hidrojen ile birlikte, 4A, 5A, 6A ve 7A grubu elementleri
kovalent bağlı bileşikler oluştururlar(Tablo 4.1.).
Grubu
C
IV. grup
Örnek
Bileşik
H
H
C
N
V. grup
H
H
Özellikleri
metan(CH4)
renksiz gaz
e.n. -183 oC
k.n. -161 oC
H
N
H
O
VI. grup
H
amonyak(NH3)
renksiz gaz
e.n. - 78 oC
k.n. - 33 oC
H
O
F
VII. grup
H
H
F
su(H2O)
hidrojen
florür(HF)
renksiz sıvı
e.n. 0 oC
k.n. 100 oC
renksiz sıvı
e.n. -83,1 oC
k.n. 19,5 oC

Kovalent Bağ (Çoklu bağlar)
Aynı iki atom arasında bir elektron çiftinden daha fazla
elektron ortaklaşabilir. Buna çoklu kovalent bağ denir. Çift
bağda, iki atom arasında iki elektron çifti, üçlü bağda üç
elektron çifti bulunur.
Kimyasal Bağlar
Çift bağlar
H
H C O
H
veya
H
C
H
O H C
H
C H
veya
H
H
H
C
C H
etilen, C2 H4
(çift bag)
formaldehid, CH 2O
(çift bag)
Üçlü bağlar
H C
C H
veya
H
asetilen, C2H2
(üçlü bag)
C
C H
N
N
veya
N
azot, N2
(üçlü bag)
N

Kovalent Bağ (Koordine kovalent bağ)
 Tekli kovalent bağı oluşturan ortaklanmış elektron çifti
tek bir atomdan geliyorsa buna koordine kovalent bağ
denir.
 Kompleks iyonlarda bu tür bağlar bulunur.
Kimyasal Bağlar
 Ortaklanmamış elektron çiftli merkez atoma sahip
moleküller koordine kovalent bağ yapabilirler.

Kovalent Bağ (Oktet Kuralının İstisnaları)
Kimyasal bağların hepsinde oktet kuralına dikkat edildiğini daha
önce belirtmiştik. Ancak bu kurala uymayan bazı bağlanmalar da
vardır.
Kimyasal Bağlar
1- Bor ve Berilyum bileşiklerinde oktet tamamlanamamıştır.
2- Radikal içeren bileşiklerde de oktet tamamlanmamıştır.
(Molekülde bir atom üzerindeki çiftleşmemiş tek elektron
radikal denir.)
Radikaller paramagnetiktirler ve renklidirler. Sıvı NO, sıvı NO2
mavi renklidir; çünkü radikal moleküllerdir. Çoğu serbest radikaller kısa
ömürlü olup birleşerek kovalent bağ verir.

Kovalent Bağ (Oktet Kuralının İstisnaları)
3- Bazı geçiş elementleri ve bazı baş grup elementleri oktet
kuralına uymazlar.
e-
10
1
 Cu+ : [Ar] 3d10
29Cu : [Ar] 3d 4s
4- Bazı moleküller oktetten daha fazla sayıda elektron içerirler.
2-
F
F
F
Cl
Cl
Si
F
Kimyasal Bağlar
F
O
Cl
Cl
P
F
hekzaflorosilikat
anyonu
Cl
Cl
P
Cl
Cl
fosforpenta klorür
fosforoksiklorür
5- Çok az sayıda bileşiklerinde soy gazlar da oktet kuralına
uymazlar.
O
Xe
F
F
F
F

Kovalent Bağ (Kovalent Bağlı Moleküllerin Özellikleri)
Kimyasal Bağlar
Kovalent bağlı moleküllerin en önemli özelliği moleküllerin yığılma
şeklinde olmasıdır. İyonik ve metalik bağlı maddelerde olduğunun
aksine moleküllerin yığılması kovalent bağa nazaran çok daha az
zayıf olan moleküller arası çekim kuvvetleri ile sağlanmıştır. Bu
moleküller arası çekim kuvvetlerinin şiddetine göre moleküllerin
erime ve kaynama noktaları değişir.
Kovalent bağlı moleküllerden ibaret olan maddeler iyonik ve
metalik bağlı maddelere göre daha düşük kaynama ve erime
noktasına ve ayrıca daha düşük erime ve buharlaşma ısısına
sahiptirler. Çünkü bir iyonik bileşiği eritirken çok kuvvetli olan
iyonik bağları kırmak için çok yüksek sıcaklığa ısıtmak gerekir.
Halbuki moleküllerden ibaret bir katı maddeyi eritmek için iyonik
bağa göre çok daha zayıf olan moleküller arası çekim kuvvetini
yenmek gerekeceğinden daha düşük bir sıcaklığa ısıtmak kafi
gelecektir.
Düşük yoğunlukludurlar, gaz sıvı ve katı halde bulunurlar. Katı
halde iken kırılgan ve zayıf yumuşak veya mumsudurlar.
Elektrik ve ısıyı çok zayıf iletirler. Genellikle organik çözücülerde
çözünürler.

Kovalent Bağ (Kovalent Bağlı Moleküllerin Özellikleri)
Kimyasal Bağlar
Kovalent bağın bir çeşidi olan ağ kovalent yapıda moleküllerin
yığılmaları moleküller arası çekim kuvvetlerinden ziyade kovalent
bağlardan meydana gelmiştir.
Bu nedenle bu tür maddelerin erime ve kaynama noktaları iyonik
ve metalik bağlı bileşiklerde olduğu gibi oldukça yüksek sıcaklık
değerlerine sahiptir.
Bu tip bileşiklere kuvarz (silisyum dioksit, SiO2 ), elmas,
karborundum (silisyum karbür, SiC) örnek verilebilir.
Kuvarz
Silisyum
karbür

Kovalent Bağ (Kovalent Bağın Bazı Özellikleri)
1- Polar ve polar olmayan kovalent bağlar
Kimyasal Bağlar
Aynı iki atom kovalent bağ ile bağlandığında her iki atom da bağ
elektronlarını aynı derecede ortaklaşa çekerler(H2, Cl2, F2 v.b.
gibi). Bu şekilde iki atom tarafından aynı derecede çekilen
bağlara polar olmayan kovalent bağlar denir.
Polar olmayan, polar ve iyonik bileşiklerde bağ elektronlarının
durumu

Kovalent Bağ (Kovalent Bağın Bazı Özellikleri)
2- Dipol moment
Pozitif ve negatif uçların elektrik yükleri, q ile yükler arasındaki
mesafe, r çarpımı olarak tarif edilir. İyonik ve polar bileşikler
dipol momente sahiptirler. Polar olmayan bileşiklerin dipol
momenti yoktur.
Tamamen iyonik sayılan bir bileşikte;
q yükü=1 pozitif yük= 1 negatif yük= 4.8x10-10 esb olur.
Kimyasal Bağlar
Atomlar arası uzaklık, r =1 oA, (1 oA = 10-8 cm) alınırsa;
dipol moment, µ(mü) = 4.8x10-18 esb cm bulunur.
Debye (Debay okunur.)' ın adına izafeten
10-18 esb cm=1 Debye (D)
denilmiştir.
Dipol moment deneysel olarak ölçülebilmektedir. Dipol moment
ölçüleri moleküllerin ne derece iyonik, ne derece kovalent bağlı
olduğunu açıklamakta kullanılır.

Kovalent Bağ (Kovalent Bağın Bazı Özellikleri)
2- Dipol moment
Örneğin HF molekülünün
deneyle bulunan dipol momenti =1.98 D' dir.
Atomlar arası mesafe 0.92 oA olduğuna göre
hesaplanan dipol moment = 0.92x10-8 cm x 4.8x10-10 esb cm =
4.42 D' dir.
Deneyle ölçülen momentin hesapla bulunan oranı bize bağın
iyoniklik derecesini verecektir.
Kimyasal Bağlar
1.98/4.42=0.45 ve %45 iyonik; %55 kovalent karakterdedir.
Aynı şekilde HCl için deneyle bulunan dipol moment = 1.03,
r = 1.28 oA olduğundan
hesaplanan dipol moment (4.8x10-10)(1.28x10-8 )= 6.1x10-18
esb cm = 6.1 D olarak bulunur.
1.03/6.1= 0.17→%17 iyonik, %83 kovalent bağlı bir bileşiktir.

Kovalent Bağ (Kovalent Bağın Bazı Özellikleri)
2- Dipol moment
Polar moleküller dipol momente sahiptir. Magnetik ve elektrik
alanda yönelirler.
Kimyasal Bağlar
Dipol moment, vektörel bir büyüklüktür, yönlüdür ve (→)ok ile
gösterilir. Okun ucu negatif ucu gösterir. Molekülün dipol
momenti tüm dipol momentlerin vektörel toplamıdır.
Bazı moleküllerin dipol momentleri
Polar moleküllerin
elektrik alandaki
yönelmeleri

Molekül Şekilleri
Kimyasal Bağlar
Çok atomlu moleküllerde tüm atomlarda kağıt düzleminde olacak
şekilde ve dik açılı olarak bağlanmamıştırlar. Üç boyutlu olarak
düzenlenmişlerdir. Eğer merkez atomda bağ yapmamış elektron
çifti yoksa kovalent bağlar tam açıyı eşit olarak bölecek şekilde
düzenlenirler. Bazı tipik molekül şekilleri şöyledir .

Rezonans
Bazı moleküllerin birden fazla Lewis formülü ile açıklanması
durumudur. Örneğin N2O tek bir Lewis formülü ile açıklanamaz.
Kimyasal Bağlar
Benzen içinde yine iki ayrı
rezonans formülü(kekuke formülü)
vardır.
Birden fazla formülle gösterilebilen bu moleküller için bu
formüllerden bir tanesi gerçek formülüdür denilemez. Ancak
molekülün gerçek formülü bu formüllerin arasında bir yapıdadır.

Bağ Kuvveti(Enerjisi) ve Bağ Uzunluğu
Kimyasal Bağlar
Kovalent bağlı iki atomlu bir molekülü nötral atomlarına ayırmak için
verilmesi gereken enerji, bağ bozunma enerjisi (bağ enerjisi) olarak
tanımlanır.
A - B (g) → A (g) + B(g)
H2, F2, Cl2, Br2 ve I2 moleküllerinin bağ enerjileri sırayla 104,
38, 58, 46 ve 36 kcal/mol' dur. Bu moleküllerin hepsi tek bağlıdır. Bağ
enerjisi bağ derecesinin artmasıyla artar.
Örneğin çift bağ içeren O2 ve üçlü bağ içeren N2 bağ enerjileri,
sırasıyla 119 ve 227 kcal/mol' dur. Genellikle tek bağların enerjisi 11
ile 104 kcal/mol arasındadır. Fakat HF için bağ enerjisi 136 kcal/mol'
dir ve bu bağın polarlığından ileri gelir; çünkü iyonlar arası çekme
kuvvetini yenmek gerekir.
Gerçekte bağ enerjisi, bağın kovalent veya iyonik oluşunun
bir ölçüsüdür, ve bağın iyonik karakteri arttıkça bağ enerjisi artar.
Elektronegatiflik ile bağın iyonik karakteri arasında elektronegatiflik
arttıkça bağın iyonik karakteri artar şeklinde bir bağıntı kurulabilir.
Aynı mantık çerçevesinde elektronegatiflik değerleri arasındaki farkın
en büyük olduğu iki atom arasındaki bağın enerjisi de en yüksek
değere sahip olur (HF > HCl > HBr > HI).

Bağ Kuvveti(Enerjisi) ve Bağ Uzunluğu
İki atom arasındaki uzaklık, bağ uzunluğu olarak tanımlanır. Bağ
uzunluğu bir bağdan diğerine %4 kadar değişir. Bağ uzunluğu, bağ
enerjisinin artmasıyla azalır. Aynı zamanda bağ derecesinin
artması da bağ uzunluğu azalır. Aşağıdaki tabloda bazı atomlar
arasındaki bağların enerjileri ve bağ uzunlukları verilmiştir.
Kimyasal Bağlar
Çok atomlu moleküllerde ortalama bağ enerjileri ve
bağ uzunlukları
Bağ
Bağ Derecesi
C-C
C=C
CC
C-N
C=N
CN
C-0
C=0
1
2
3
1
2
3
1
2
Ortalama Bağ Enerjisi Bağ Uzunluğu
(kcal/mol)
(pm)
83
154
148
137
194
120
70
147
147
122
210
116
80
143
169
123

Formal Yük
Molekül (veya iyonlar) içinde atomların yüklerinin belirtilmesi için
formal yük ve yükseltgenme sayısı (basamağı) kavramları
geliştirilmiştir. Formal yük ve yükseltgenme sayısı, kimyasal
bağlarda elektron çiftlerinin atomlar tarafından nasıl paylaşıldığına
dayanır.
Formal yük, bir atomun molekülde, sahip olduğu (sahip olmuş
göründüğü) elektron sayısı ile nötral atomun değerlik elektronları
sayısı karşılaştırılarak bulunur. Bu durumu formüle ederek;
Kimyasal Bağlar
Formal Yük= Değerlik elektronları sayısı (Grup numarası)[Bağ yapmamış (yani ortaklanmamış) elektron sayısı+Kovalent bağların sayısı]
Örnek: Nitrit asidin formal yüklerini bulunuz.
H' in formal yükü
 0' nin formal yükü
 0' nin formal yükü
 0' nin formal yükü
N' nin formal yükü
= 1-(0+1) = 0
= 6-(4+2) = 0
= 6-(6+1) = -1
= 6-(4+2) = 0
= 5-(0+4) = +1
+
.
Molekülde formal yüklerin toplamı = 0

Yükseltgenme Sayısı
Kimyasal Bağlar
Rezonans kavramı pek gerekli olmamakla beraber, polar
moleküllerde yük dağılımını göstermek amacıyla kullanılır. Örneğin
HCl için;
yazılabilir. Dipol moment ölçümlerine göre bağın iyonik karakteri %
17 olduğundan birinci ve ikinci yapıdır gerçek rezonans formülüne
katkılarının sırasıyla 83 ve 17 olduğu söylenebilir. Birinci yapıda
atomların formal yükleri sıfırdır ve bağın polarlığı ihmal edilmiştir.
İkinci yapıda bağın elektronları Cl' a verilmiştir ve HCl, H+ve Cliyonlarından oluşmuştur. Bu yolla verilen yüklere yükseltgenme
sayısı denir ve bunlar elementlerin yükseltgenme basamaklarını
gösterirler.
İki atomdan oluşmuş iyonik bir bileşikteki bir atomun
yükseltgenme (oksidasyon) sayısı bu atomdan türetilmiş iyonun
yükü ile aynıdır. Örneğin NaCl ' de sodyum ve klorun yükseltgenme
sayıları sırasıyla +1 ve -1' dir.

Yükseltgenme Sayısı
Kimyasal Bağlar
Kovalent bir moleküldeki atomların yükseltgenme sayıları
ise her ir bağdaki elektronların elektronegatifliği daha büyük atoma
devredeceği düşünülerek bulunabilir. (Formal yük kabullerinin
aksine) HCl molekülünde klor, hidrojenden daha fazla
elektronegatif olduğundan kovalent bağın her iki elektronu klor
atomuna verilmiş gibi düşünüldüğü zaman klor ve hidrojen
atomlarının yükseltgenme sayıları sırasıyla -1 ve +1 olarak kabul
edilir. Aralarında elektronegatiflik farkı olmayan özdeş atomlar
arasında oluşan apolar bir bağda ise, yükseltgenme sayıları bağ
elektronlarının bağlı atomlar arasında eşit olarak bölünmesiyle
türetilebilir. Buna göre, örneğin
molekülünde her iki klor atomuna ilişkin yükseltgenme sayıları
sıfırdır.

Yükseltgenme Sayısı
Kimyasal Bağlar
Aşağıdaki kurallar yükseltgenme sayılarını bulmak için kullanılabilir.
1- Herhangi bir serbest atomun yada bir elementin molekülündeki
herhangi bir atomun yükseltgenme sayısı sıfırdır. Örneğin Fe, Na, H2,
O2.......
2- Bileşikler elektriksel bakımdan nötral olduğundan bir
bileşikteki atomların yükseltgenme sayıları toplamı sıfırdır.
3- Tek atomlu bir iyonun yükseltgenme sayısı, o iyonun yükü
ile aynıdır. Çok atomlu bir iyonu oluşturan atomların yükseltgenme
sayılarının toplamı o iyonun yüküne eşittir.
4- En elektronegatif element olan florun tüm flor içeren
bileşiklerdeki yükseltgenme sayısı -1' dir.
5- Oksijen içeren bileşiklerin çoğunda oksijenin
yükseltgenme sayısı -2' dir. Ancak oksijenin yükseltgenme sayısının
farklı olduğu birkaç istisna vardır.
i)Peroksitlerde her bir oksijenin yükseltgenme sayısı -1 olup,
peroksit iyonunun (O22- ) toplam yükseltgenme sayısı -2' dir.
ii) Süper oksit iyonunda (O2-) her bir oksijene ilişkin
yükseltgenme sayısı -½' dir.
iii) OF2 bileşiğinde oksijenin yükseltgenme sayısı 2+' dır.
6- Hidrojenin yükseltgenme sayısı metal hidrürler dışındaki
tüm bileşiklerde +1'dir. CaH2, LiH, NaH,.....v.b. gibi metal hidrür
bileşiklerinde ise hidrojenin yükseltgenme sayısı -1' dir.

Yükseltgenme Sayısı
Yükseltgenme Sayısı = Değerlik elektronları sayısı (Grup no) - (Bağ yapmamış
yani ortaklanmamış elektronların sayısı + Bağ
elektronlarının daha elektronegatif atomun olması
durumunda elektronların sayısı)
Örnek : H3PO4' deki P atomunu yükseltgenme sayısı nedir?
Kimyasal Bağlar
Moleküldeki atomların yükseltgenme sayılarının toplamı sıfır
olacağından 3(H' nin yükseltgenme sayıs)+(P' un yükseltgenme
sayısı)+4(O' nin yükseltgenme sayısı) = O yazılabilir. H' nin
yükseltgenme sayısı +1 (kural 6) ve O' nin yükseltgenme sayısı -2 (kural
5) olduğundan
3(+1) + X + 4(-2) = 0  X=5 bulunur.
Örnek : Dikromat iyonundaki [(Cr2O7)2-] Cr' un yükseltgenme sayısı
nedir?
2(Cr' un yükseltgenme S.) + 7(O' nin yük.s.) = -2
2 X + 7(2-) = -2
2 X = +12
X = +6

Valans Bağ Teorisi
Bu teoriye göre moleküllerin oluşumunda çekirdek etrafında atomik
orbitallerdeki elektronların ortaklaşa kullanılması ile atomik
orbitallerin birbirine girişim yapması ile bağ açıklanır. Moleküler
orbital teorisinde ise kovalent bağ oluşumuna iştirak eden elektronlar
artık ortak bir molekül orbitalde bulunurlar. Atomik orbital bulunmaz.
Hidrojen molekülünün oluşumu bu iki teoriye göre aşağıdaki şekilde
açıklanmaktadır.
Kimyasal Bağlar
Hidrojen molekülünün (a)
moleküler orbital teorisine göre
(b) valans bağ teorisine göre
oluşumunun açıklanması.

Valans Bağ Teorisi
Kimyasal Bağlar
Valans bağ teorisi molekül şekillerini atomik orbitallerin çakışması
ile açıklarken atomik orbitallerde bulunan elektronlar nokta ile
gösterilir. Bugün kullandığımız bu teoriye göre birkaç tür kovalent
bağ mevcuttur. Bunlar  (Sigma) ve (pi) bağlarıdırlar.Buna göre;
a)(Sigma) bağı: Atomik orbitallerinin başbaşa girişimi ile oluşur.
i) s (sigma es) bağı: s atomik orbitallerinin girişimi ile
ii) sp (sigma es pe) bağı: Bir s ve bir p atomik
orbitallerinin girişimi ile
iii) p (sigma pe) bağı : İki ayrı p atomik orbitalin girişimi
ile oluşur.
y ve z bağları py ve pz atomik orbitallerinin yanyana
girişimi ile meydana gelir. Ancak px atomik orbitalleri yanyana
girişim yapmayıp, sadece başbaşa girişim yaptıkları için  x bağı
olmaz  p bağı olur.

Valans Bağ Teorisi
a) s bağı :
Kimyasal Bağlar
b) sp bağı :
c) p bağı :
d)  bağları:
Valans bağ teorisine göre
oluşumu
bağlarının

Valans Bağ Teorisi
Kimyasal Bağlar
b) (pi) bağları: py ve pz orbitallerinin yan yana girişimi ile
oluşurlar. Bunlar da y ve z bağları olarak iki türdürler.
i) y bağı: İki ayrı py orbitalinin yanyana girişimi ile
ii) z bağı: İki ayrı pz orbitalinin yanyana girişimi ile
oluşurlar.
Bir py orbitali çekirdeğin altında ve üstünde iki lobut
şeklinde yanyana girişim yapar. Altta ve üstte ayrı ayrı yanyana
girişmesi şeklinde iki tane ayrı bağ oluşturuyormuş izlenimi
veriyorsa da aslında bir tek bağ olarak gözlenir. İki atom arasında
bir tek sigma () bağı olurken pi () bağlarının sayısı bir veya iki
tane olabilir. Çift bağda bir  bağı, bir  bağı, üçlü bağda, bir  bağı,
iki  bağı vardır.
Valans bağ teorisine göre  bağlarının oluşumu

Hibridleşme(Melez Orbitaller)
İki atomlu moleküller her zaman doğrusal bağ oluştururlar.
Ancak molekülü oluşturan atomların sayısı üç veya daha fazla
olunca bağların durumu ve oluşumu atomik orbitallerin
girişimi ile açıklanamaz.
Kimyasal Bağlar
Üç atomlu bir molekül olan su molekülünün meydana gelişi
incelendiğinde oksijen; 2 tane p orbitalinde birer elektronun
iki tane ayrı ayrı hidrojen atomunun birer elektronu ile girişim
yapıp bağ teşkil etmekte ve oksijenin p orbitalleri birbirine
dik eksenler üzerinde bulunduğundan oluşturacakları bağlar
arasındaki açılarda 90o olması gerekmektedir.
Fakat deneysel olarak yapılan ölçümler göstermiştir ki bu iki
bağ arasındaki açı 104.5o ' dir.
Aynı çelişkiyi yaratan sonuçlar NH3, CH4,..... gibi
moleküllerde de görülmektedir.
Bu durum ancak atomik orbitallerin tekrar düzenlenmesi ile
açıklanabilir ve oluşan yeni orbitallere Melez Orbitaller veya
Hibrid Orbitalleri adı verilir.

Hibridleşme(Melez Orbitaller)
sp3 hidridleşmesi
Karbon atomunun (CH4) metan oluşturmasını inceleyelim:
C normal elektron dağılımı yapıldığında 2s2 2px1 2py1 2pz0 elektronik
dizilimine sahiptir ve iki tane hidrojen atomu ile birleşip CH2
molekülü oluşturması beklenir. Ancak karbonun en basit bileşiği CH4'
dür. Bunun için karbon atomunun 2s orbitalindeki iki elektrondan biri
2pz' ye atlayıp 4 tane tek elektrona sahip vaziyette olur. Bu hal
karbonun bağ yapmaya hazır uyarılmış halidir.
Kimyasal Bağlar
Uyarılmış Karbon
Atomunun elektron dizilişi:
Böyle iken karbon atomunun 3 tane p orbitali ve bir tane s orbitali
ile bağ yapan farklı bağlar oluşacaktır ve C-H bağları arasındaki
açı da 900 olmalıdır. Ancak metan molekülün şeklinin tetrahedral
olduğu biliniyor ve bağlar arasındaki açı da 109,50' dir. O zaman
oluşan bu orbitallerin bütün özellikleri atomik orbitallerden farklıdır
ve eşdeğerdir. Bu orbitallere bu nedenden dolayı hidrid orbitalleri
adı verilir.

Hibridleşme(Melez Orbitaller)
Kimyasal Bağlar
sp3 hidridleşmesi
s atomik orbitalinin küresel,
p orbitallerinin lobut şeklinde
olduğunu biliyoruz. sp3 hibrid
orbitali ile beraber tüm sp2 ve sp
hibrit orbitalleri birbirine yapışık
bir büyük bir küçük veya sadece
bir lobut şeklindedir.

Hibridleşme(Melez Orbitaller)
sp3 hidridleşmesi
Kimyasal Bağlar
Hibrit orbitalleri üzerindeki rakamlar kaçar tane atomik orbitallin
birleştiğini bize gösterir. Rakam yok ise bir kabul edilir. Buna
göre sp3' de bir tane s ve 3 tane p orbitali olmak üzere toplam
dört tane atomik orbital yeniden düzenlenerek sp3 hibrid
orbitallerini oluştururlar.
CH4 molekülü (tetrahedral)
bir kübün alt ve üst ters
köşegenlerine gelecek
şekilde çizilir

Hibridleşme(Melez Orbitaller)
sp2 hidridleşmesi
Kimyasal Bağlar
Bu tip hibridleşmenin tipik örneği BF3 molekülünün bağ yapısıdır.
Molekülünün yapısı üçgen düzlem ve bağ açısı 120o ' dir.

Hibridleşme(Melez Orbitaller)
sp hidridleşmesi
Kimyasal Bağlar
Bu tip hibridleşmenin tipik örneği BeCl2' dür. Bir s ve bir p
orbitalinin karışımından oluşur.

Hibridleşme(Melez Orbitaller)
sp3, sp2, sp hibrid orbitallerinin tümü bağ yaptıkları zaman hepsi de
tek cins bir sp bağı yaparlar. Bu orbitallerin özelliklerini topluca
şöyle gösterebiliriz.
Kimyasal Bağlar
Hibrit
orbitallerinin
özellikleri
Hibrid
Orbitalleri
sp
sp2
sp3
sp2d
sp3d
sp3d2
Hibrid orbitalleri
sp
sp2
sp3
sp2d
sp3d
sp3d2
s karakteri
%
50
33
25
25
20
17
p karakteri
%
50
66
75
50
60
51
Orbital sayısı
2
3
4
4
5
6
d karakteri
%
25
20
32
Yönelme
Çizgi
Üçgen düzlemi
Düzgündörtyüzlü
Karedüzlem
Üçgenpipramit
Düzgünsekizyüzlü
Hibrid orbitallerinin
karakter yüzdeleri

Moleküller Arası Etkileşimler
Kimyasal Bağlar
Molekülleri bir arada tutan yada onların kümeleşmesine neden
olan birkaç türlü çekim kuvveti olup bunlara moleküller arası
çekim kuvvetleri denir. Bu kuvvetler, bir maddenin gaz, sıvı
yada katı olduğunu belirttiği gibi kimyasal tepkimelerde de
önemli rol oynarlar. Bu etkileşmeler atomlar arasındaki iyonik
ve kovalent etkileşmelerinin aksine oldukça zayıftır.
moleküller arası çekim kuvvetleri en kuvvetlisinde en zayıfına
göre sıralandığında;
1234-
Dipol çekim kuvvetleri,
Hidrojen bağları,
London (Van der Waals) çekim kuvvetleri,
Sürtünme yüzeyi,
sırası elde edilir.

Moleküller Arası Etkileşimler
1- Dipol çekim kuvvetleri
Kimyasal Bağlar
Dipol çekim kuvvetleri, polar moleküller arasında görülür. Bu
moleküller devamlı dipol özelliğindedir ve elektrik alanda
yönelirler. Dipol-dipol kuvvetleri moleküllerin pozitif ve
negatif kutuplarının birbirlerini çekmeleri sonucu ortaya çıkar.
Fakat bu çekme zıt yüklü iyonlar arasındaki çekmeden çok
zayıftır. Çünkü;
a) Dipollerin ucunda kısmi yükler bulunur.
b) Atomlar ve moleküller aynı zamanda devamlı
olarak hareket halindedirler ve çarpışmalar dipollerin düzgün
bir şekilde yönelmesini engeller.
c) Dipollerin aynı yüklü kısımlar arasında itme oluşur.
Dipol çekim kuvveti, molekülün dipol özelliğinin artışı
ile artar. Bu da elektronegatif atomun elektronegatifliğine ve
her bir atomun dipol özelliğinin toplamına bağlıdır. H2O, HF,
NH3 yüksek dipol özelliği gösterirler.

Moleküller Arası Etkileşimler
1- Dipol çekim kuvvetleri
Kimyasal Bağlar
(a) Bir kristaldeki polar moleküllerin yönelmesi, (b)dipol
çekimi
Dipol çekim kuvvetlerinin şiddeti, polar moleküllerin erime ve
kaynama noktalarını belirler.
Eğer molekül şekli ve molekül kütlesi gibi diğer etkenler aynı
ise, dipol momenti sıfır olan bir bileşiğin kaynama ve erime
noktası polar bir molekülünkinden daha düşüktür.
A polar N2 ve O2' nin kaynama noktaları sırasıyla -196 oC ve 183 oC dir ancak biraz polar olan NO (µ=0.007D) -151 oC' de
kaynar.

Moleküller Arası Etkileşimler
2- Hidrojen bağı
Kimyasal Bağlar
Bazı moleküller arası çekim kuvvetleri, dipol çekim
kuvvetlerinden beklenenden daha yüksektir. Bu tür etkileşmeler,
diğer kovalent bağlı hidrojenli bileşikler ile karşılaştırıldığı zaman
erime ve kaynama noktaları çok daha yüksek olan NH3, H2O ve
HF' de görülebilir. Molekülde bulunan F, O, N, CI, Br, S, I gibi bir
elektronegatif atoma bir veya daha fazla hidrojen atomu
bağlanmışsa; (F, CI, B, I, en fazla bir hidrojen, O, S iki hidrojen N'
de üç hidrojen atomu bağlanabilir) bu hidrojen atomu diğer
molekülün elektronegatif atomu tarafından çekilir ve aralarında
kovalent bağdan daha zayıf bir bağ oluşur ki buna hidrojen bağı
denir.
HF ve H2O' da hidrojen bağların oluşumu
Hidrojen bağı enerjisi 13-40 kj/mol,
kovalent bağı enerjisi 200-1000kj/mol
arasındadır

Moleküller Arası Etkileşimler
2- Hidrojen bağı
Genellikle hidrojen bağlarına sahip bir molekül dipol çekim
kuvvetlerine de sahiptir. Bu yüzden diğerlerine göre daha yüksek
kaynarlar.
Kimyasal Bağlar
Hidrojen bağların etkisi elektronegatif atomun elektronegatifliği
arttıkça artar ve böylece daha elektronegatif atoma sahip molekül
daha yüksek sıcaklıkta kaynar.
Fakat oksijene göre elektronegatifliği daha fazla olan floru
bulunduran HF molekülü, oksijen bulunduran H2O molekülünden
beklenenin tersine daha düşük kaynar. Aslında kural burada da
geçerlidir, ama HF molekülü Şekilde görüldüğü gibi doğrusal
hidrojen bağları yaparken H2O molekülü ağ yapılı hidrojen bağı
yapar. Suyun daha yüksek kaynamasının sebebi bu ağ yapılı
hidrojen bağlarını kırmak doğrusal hidrojen bağlarını kırmaya göre
daha yüksek enerjiye ihtiyaç göstermesindendir.

Moleküller Arası Etkileşimler
2- Hidrojen bağı
Ayrıca bir HF molekülünü, bağımsız bir molekül haline getirmek
için ortalama bir hidrojen bağı kırmak gerekir. Normal olarak tüm
katılar sıvı hale geçtiklerinde hacimleri % 10 kadar genişler ve
yoğunlukları düşer.
Kimyasal Bağlar
Fakat suyun ağ yapılı hidrojen bağlarına sahip oluşu beklenenin
tersine buz halinin yoğunluğunun sıvı halinin yoğunluğuna nazaran
daha düşük olmasına neden olur. Bunu da şu şekilde
açıklayabiliriz: Su, ağ yapılı hidrojen bağlarını muhafaza ederek
donduğundan, moleküller birbirine iyice sokulamamıştır ve
yoğunluğu daha düşüktür.
Buz erirken bazı hidrojen bağlarını kırarak moleküller birbirlerine
sokulmaya başlar. +4 oC' ye kadar yoğunluk artar ve +4 oC' de
yoğunluk 1,0 g/cm3 olur. Bu noktalardan itibaren sıcaklık artışıyla
verilen ısı dolayısıyla moleküller birbirlerinden uzaklaşarak
yoğunluk normal olarak azalmaya başlar.

Moleküller Arası Etkileşimler
3- London çekim (Van der Waals) kuvvetleri
Kimyasal Bağlar
Devamlı dipol olma özelliği taşımayan apolar moleküller arasındaki
etkileşmeler de göz önüne alınmalıdır. Çünkü O2, N2, F2 gibi bütün
apolar moleküller ve hatta tek atomlu asal gazlar dahi sıkıştırılabilir.
Bu maddelerin kaynama noktaları çok düşüktür ve moleküller arası
etkileşmeler dipol etkileşmelerinden daha zayıftır. Bu zayıf
kuvvetlerin, 1873' de J.Van Der WAALS tarafından gaz molekülleri
arasında olduğu ortaya konulmuş ve kuvvetlerin oluşması için 1930'
de F.LONDON tarafından bir açıklama verilmiştir.
London kuvvetlerinin bir atom veya molekülde
elektronların serbest hareketleri sonucu ortaya çıktığı düşünülür.
Atom içinde elektron yoğunluğu, ortalama olarak küresel simetrik
olduğu halde, herhangi bir anda atomda yük dağılımı değişebilir.
Atomun bir tarafında, diğer tarafından daha fazla oluşu sonucu
komşu atomdaki yük dağılımı da değiştirir. Böylece geçici dipoller
oluşur ve dipoller kaybolmadan yeni dipoller oluştururlar.

Moleküller Arası Etkileşimler
3- London çekim (Van der Waals) kuvvetleri
Kimyasal Bağlar
London çekim kuvvetlerinin oluşumu
Dipoller arasındaki çekme güçlü olmakla beraber oluşma süreleri
kısa olduğundan London Kuvvetleri moleküller arası en zayıf
etkileşmelerdir. Apolar moleküller arası çekme kuvvetleri, London
kuvvetleridir ve polar moleküller arasından da diğer kuvvetlere ek
olarak da bulunurlar. Tablo 4.5.'de bazı basit moleküller için çekme
kuvvetlerine ait enerji değerleri verilmiştir; H2O ve NH3' de dipol
etkileşmesi enerjisi aynı zamanda H-bağı enerjisini de içerir.
London kuvvetleri 0,1-20 kj/mol gücündedir.

Moleküller Arası Etkileşimler
3- London çekim (Van der Waals) kuvvetleri
Kimyasal Bağlar
Bazı moleküllerin çekme kuvvetlerine ait enerji
değerleri
Molekül Dipol
Çekme Kuvvetleri(kj/mol)
Moment (D)
Dipol-dipol
London kuvveti
Ar
0,00
0
8,49
CO
0,12
0,0004
8,74
HF
0,38
0,0250
25,83
HBr
0,78
0,6860
21,90
NH3
1,49
13,290
14,72
H2O
1,85
36,320
8,99
London çekim kuvvetleri molekül ağırlıkları arttıkça artar. Asal
gazlarda molekül ağırlıkları arttıkça kaynama noktalarının
yükseldiğini tipik bir örnek olarak verilebilir.
Ne (20,2 g/mol)
Kr (83,8 g/mol)
k.n. -246 oC
k.n. -152 oC

Moleküller Arası Etkileşimler
4- Sürtünme yüzeyi
Kimyasal Bağlar
Moleküllerin birbirleriyle sürtünme yüzeyi moleküllerin yapışmasını
arttırıcı bir etkendir. Sürtünme yüzeyi fazla olan moleküllerin
birbirini çekim kuvvetleri yüksektir ve sıvı halde iken buhar haline
geçmek için daha yüksek sıcaklık gerektirirler. Sürtünme yüzeyi
farklı olan n-pentan (k.n. 36,2 oC) neopentandan (k.n. 9,5 oC) daha
yüksek kaynar.Aynı sebepten dolayı n-heptan(k.n. 98.5 oC)
triptan(izoheptan)(k.n. 81 oC) daha yüksek kaynar.
Molekül, atom veya iyonların moleküller arası çekim
kuvvetleriyle yapışarak yığılmaları sonucunda maddeler ortaya
çıkar. Maddelerin gaz, sıvı yada katı hallerde olması moleküller arası
çekim kuvvetlerine bağlıdır. Bu parçacıkların yığılımı ayrıca düzenli
ve düzensiz şekillerde olabilir. Buna göre düzenli ve düzensiz
yığılmaları sonucunda maddenin üç temel hali vardır.

Moleküller Arası Etkileşimler
Kimyasal Bağlar
4- Sürtünme yüzeyi
Sürtünme yüzeyinin oluşumu
KAYNAKLAR
1- Modern Üniversite Kimyası, C.E. MORTIMER,
Çeviri: Prof.Dr. Turhan ALTINATA v.d. Çağlayan Kitabevi, 1989.
2- Temel Üniversite Kimyası, Prof.Dr.Ender ERDİK, Prof.Dr. Yüksek
SARIKAYA, Gazi Kitabevi, 2009.
3- Genel Kimya, Prof.Dr. Baki HAZER, Karadeniz Teknik
Üniversitesi Yayınları, 3.Baskı, Trabzon, 1995.
4- Temel Kimya, Prof.Dr.Ali Osman AYDIN, Prof. Vahdettin
SEVİNÇ, Değişim Yayınları, Sakarya
5- Genel Kimya, Sabri ALPAYDIN, Abdullah ŞİMŞEK, Nobel
Yayınları, 2012.
6- Fen ve Mühendislik Bölümleri İçin Kimya, R.CHANG, Çeviri:
A.Bahattin SOYDAN ve A.Zehra AROĞUZ, Beta Yayınları, İstanbul,
2000.
7-Muhtelif web sayfaları.