İyonlaşma enerjileri çok yüksek olan elementler elektron aktaramazlar ve elektron ilgisi çok düşük olan elementler elektron kazanamazlar. Bu elementlerin atomları, elektronlarını diğer elementlerin atomlarıyla veya aynı elementin diğer atomlarıyla paylaşma eğilimindedir, öyle ki her iki atom da değerlik kabuğunda stabilite sağlayan bir oktet konfigürasyonu kazanır. Farklı türler arasında veya kendi arasında elektron çiftlerinin paylaşılmasıyla oluşan bu tür ilişki, kovalent bağ olarak bilinir. Kovalent bağ iki şekilde elde edilebilir:
1. Aynı cins atomlar arasında elektron paylaşımı. H2, Cl2, O2, vb. oluşum – oluşum.
2. Elektronların farklı atom türleri arasında paylaşılması, örn. CH4, H2O, NH3, vb. oluşum – oluşum
Kovalent bağ özellikleri
Bir atomun normal değerliliği, atomlar arasında bir elektron çifti paylaşılarak elde edilemiyorsa, atomlar aralarında birden fazla elektron çifti paylaşabilir. Kovalent bağların bazı özellikleri şunlardır:
Kovalent bağ yeni elektron oluşumuna neden olmaz. Bağ sadece eşlerine aittir.
• Atomlar arasındaki çok güçlü kimyasal bağlardır.
• Bir kovalent bağ normalde mol (kcal/mol) enerji başına yaklaşık 80 kilokalori içerir.
• Kovalent bağlar, oluştuktan sonra nadiren kendiliğinden kopar.
• Kovalent bağlar, bağlı atomların birbirlerine göre belirli yönelimler gösterdiği yönlü bağlardır.
• Kovalent bağlara sahip bileşiklerin çoğu nispeten düşük erime noktaları ve kaynama noktaları gösterir.
• Kovalent bağlı bileşikler genellikle düşük buharlaşma ve birleşme entalpisine sahiptir.
• kovalent bağlardan oluşan bileşikler, serbest elektronları olmadığı için elektriği iletmezler.
• Kovalent bileşikler suda çözünmez.
Sekiz kuralı nedir?
Soy gazlar dışındaki tüm atomların değerlik kabuğunda sekizden az elektron vardır. Başka bir deyişle, bu atomların değerlik kabukları kararlı konfigürasyonlara sahip değildir. Bu nedenle, kararlı elektronik konfigürasyonlar elde etmek için birbirleriyle veya diğer atomlarla birleşirler. Bu nedenle, farklı elementlerin atomlarının değerlik kabuğunda sekiz elektronlu kararlı bir konfigürasyon elde etme eğilimi, kimyasal birleşimin nedenidir ve atomların değerlik kabuğunda en fazla sekiz elektron elde etme ilkesine sekizli kuralı denir.
Lewis, değerlik elektronları olarak bilinen bir atomun en dış kabuğundaki elektronları belirtmek için basit semboller sağladı. Bu semboller elektron nokta sembolleri olarak bilinir ve bileşiğin yapısı Lewis nokta yapısı olarak bilinir. Raster Lewis yapılarını yazmanın koşulları şunlardır:
• Atomlar arasında bir elektron çiftinin paylaşılması, kovalent bağların oluşumuna yol açar.
• Bağ oluşumu sırasında, her bir bağ, her bir bağ atomunun katkıda bulunduğu iki elektrondan oluşur.
• Karşılıklı elektron paylaşımı yoluyla, her atom değerlik kabuğunda bir sekizli konfigürasyona ulaşır.
Kovalent moleküllerin elektronik nokta yapıları sekizli kuralına göre yazılır. Bu kurala göre, bir moleküldeki tüm atomların değerlik kabuğunda hidrojen atomu dışında sekiz elektron olacaktır. Hidrojenin yalnızca iki elektronu olacaktır çünkü yalnızca iki elektron helyum oluşumunu elde etmek için ilk kabuğunu tamamlar.
Böylece, Cl gibi grup 17 elementleri, sabit bir sekizli için bir elektronu paylaşacaktır; O ve S gibi Grup 16 elementleri iki elektronu paylaşır; Grup XV elementleri üç elektronu paylaşır. Örneğin değerlik kabuğunda altı elektron bulunan bir oksijen atomu, iki hidrojen atomu ile iki elektron paylaşarak bir su molekülü oluşturarak oktetini tamamlar.
Kovalent bağ türleri
Ortak elektron çiftlerinin sayısına bağlı olarak, bir kovalent bağ aşağıdaki gibi sınıflandırılabilir:
• Bir kovalent bağ
• Çift kovalent bağ
• Üçlü kovalent bağ
bir kovalent bağ
İlgili iki atom arasında yalnızca bir elektron çifti paylaşıldığında tek bir bağ oluşur. Kısa çizgi (-) ile gösterilir. Bu kovalent bağ şekli, daha düşük bir yoğunluğa sahip olmasına ve ikili ve üçlü bağlardan daha zayıf olmasına rağmen en kararlı olanıdır. Örneğin, bir HCL molekülü, bir değerlik elektronuna sahip bir hidrojen atomu ve yedi değerlik elektronuna sahip bir klor atomu içerir. Bu durumda, hidrojen ve klor arasında bir elektron paylaşılarak tek bir bağ oluşturulur.
çift kovalent bağ
İki katılımcı atom arasında iki çift elektron paylaşıldığında bir çift bağ oluşur. İki tire (=) ile temsil edilir. Çift kovalent bağlar, tekli bağlardan çok daha güçlüdür, ancak daha az kararlıdırlar. Örneğin, bir karbon dioksit molekülü, altı değerlik elektronlu bir karbon atomu ve dört değerlik elektronlu iki oksijen atomu içerir.
Sekizliyi tamamlamak için karbon, iki değerlik elektronunu bir oksijen atomuyla ve iki tane başka bir oksijen atomuyla paylaşır. Her oksijen atomu karbon ile iki elektron paylaşır, bu nedenle karbondioksitte iki çift bağ vardır.
Oksijen Molekülü: Oksijen molekülünün konfigürasyonunda, her oksijen atomunun değerlik kabuğunda altı elektron vardır. Her atomun sekizlisini tamamlaması için iki elektrona daha ihtiyacı vardır. Bu nedenle, atomlar bir oksijen molekülü oluşturmak için her biri iki elektronu paylaşır. İki elektron çifti ortak olduğundan, iki oksijen atomu arasında bir çift bağ vardır.
Etilen Molekülü: Etilen, her bir karbon atomu, iki değerlik elektronu olan iki hidrojen atomunu ve iki elektron kalan diğer iki karbon atomunu paylaşır. Yani karbon atomları arasında çift bağ vardır.
üçlü kovalent bağ
Katılan iki atom arasında üç çift elektron paylaşıldığında üçlü bir bağ oluşur. Üçlü kovalent bağlar, üç çizgi (& 8801;) ile temsil edilir ve en az kararlı kovalent bağ türüdür. Örneğin: Bir nitrojen molekülünün oluşumunda, beş değerlik elektronuna sahip her bir nitrojen atomu, üç ortak elektron çifti oluşturmak için üç elektron sağlar. Böylece iki nitrojen atomu arasında üçlü bağ oluşur.
polar kovalent bağ
Bu tür kovalent bağ, bağ atomlarının elektronegatifliklerindeki farklılıktan dolayı eşit olmayan elektron paylaşımının meydana geldiği yerlerde bulunur. Daha elektronegatif atom, elektronlar için daha güçlü bir çekiciliğe sahip olacaktır. Atomlar arasındaki elektronegatiflik farkı sıfırdan büyük ve 2.0’dan küçüktür. Sonuç olarak, paylaşılan elektron çifti o atoma daha yakın olacaktır.
Örneğin, kararsız bir elektrostatik potansiyelin sonucu olarak hidrojen bağları oluşturan moleküller. Bu durumda, hidrojen atomu elektronegatif flor, hidrojen veya oksijen ile reaksiyona girer.
Apolar kovalent bağ
Bu tür kovalent bağ, atomlar arasında eşit bir elektron paylaşımı olduğunda oluşur. İki atom arasındaki elektronegatiflik farkı sıfırdır. Bağ atomlarının bir elektronu (iki atomlu elementler) paylaştığı her yerde meydana gelir.
Örnek, polar olmayan kovalent bağ, hidrojen gazı, nitrojen gazı vb. Gaz moleküllerinde bulunur.
Kovalent bağların polarizasyonu
İki farklı atom arasındaki sigma bağlarında, elektron bulutunun her zaman sigma bağına katılan iki atomdan daha elektronegatif olana daha yakın olduğu belirtilmektedir. Bundan dolayı bağda kalıcı bir dipol oluşur ve kovalent bağın polar olduğu söylenir. Yukarıdaki bir su molekülündeki kovalent bağların polaritesini gösteren bir örnek. Polar kovalent bağda daha fazla elektronegatif atom kısmi negatif yüke sahiptir ve daha az elektronegatif atom kısmi pozitif yüke sahiptir.
Kovalent ve iyonik bağlar arasındaki fark
Kovalent bağlar ve iyonik bağlar, atomik bağ türleridir. Bu bağlar özellikleri ve yapıları bakımından farklılık gösterir. Kovalent bağlar, onları sabit bir yönde bağlayan iki atom tarafından elektron çiftlerini içerir. İki iyon arasındaki bağa iyonik bağ denir. Kovalent bağlar iki metal olmayan atom arasında oluşur ve elektron çiftlerinin atomlar ve diğer kovalent bağlar arasında elektronegatiflik farkı 2.0’dan (<2.0) büyük olan paylaşımı ile karakterize edilir. Kovalent bağ oluşumu durumunda çok atomlu iyonlar oluşur. Zıt yüklü iyonlar arasındaki elektrostatik çekimin bir sonucu olarak iyonik bir bağ oluşur.
İyonik ve kovalent bağlar arasındaki fark
iyonik kovalent bağlar
İki tür benzer elektronegatifliğe sahip metal olmayanlar arasında bir kovalent bağ oluşur ve bu tür bir bağ, bir metal ile metal olmayan arasında oluşur.
Kovalent bağların belirli bir şekli vardır. İyonik bağların belirli bir şekli yoktur
düşük erime noktası ve yüksek kaynama noktası erime noktası ve kaynama noktası
Düşük polarite ve yüksek polarite daha yanıcıdır ve daha az yanıcıdır
Kovalent bağlar oda sıcaklığında sıvı veya gaz halindedir. Oda sıcaklığında iyonik bağlar katıdır.
Örnekler: metan, hidroklorik asit Örnek: sodyum klorür, sülfürik asit
İki element arasındaki bağın varlığı, iki atom arasındaki elektronegatiflik hesaplanarak belirlenebilir.
Bağ tipinin elektronegatiflik değeri
Polar kovalent bağ 0,5 ila 1,9’dur
0’dan 0,4’e polar olmayan kovalent bağlar
İyonik bağ 2,4 ila 4,0
kaynak:
https://evrimagaci.org/kimyasal-baglar-iyonik-kovalent-hidrojen-ve-van-der-waals-baglari-nasil-calisir-9972
yazar: Baskin kutusu
Diğer gönderilerimize göz at
[wpcin-random-posts]
İlk Yorumu Siz Yapın