Azərbaycanca
Беларускі
Dansk
Deutsch
Española
Français
Indonesia
Italiana
日本語
Қазақ
Lietuvos
Nederlands
Português
Русский
සිංහල
แบบไทย
Türkçe
Українська
中國人
United State
Afrikaans
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. 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.
Kovalent bağ terimi 1939'dan kalmadır. 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. 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
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."
Kovalent bağlanma fikri, 1919'dan birkaç yıl önce, 1916'da atomlar arasındaki elektron çiftlerinin paylaşımını açıklayan Gilbert N. Lewis'e kadar izlenebilir (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.
Kovalent bağ türleri
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.
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.
Kovalent yapılar
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.
1 ve 3 elektronlu bağlar
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.
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); 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. 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.
Ayrıca bakınız
Dış bağlantılar
- Kovalent bağlar ve moleküler yapı (İng.) 10 Şubat 2009 tarihinde Wayback Machine sitesinde .
Kaynakça
- ^ 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 .
- ^ March, Jerry (1992). Advanced Organic Chemistry: Reactions, Mechanisms, and Structure. John Wiley & Sons. ISBN .
- ^ Gary L. Miessler; Donald Arthur Tarr (2004). Inorganic Chemistry. Prentice Hall. ISBN .
- ^ Merriam-Webster – Collegiate Dictionary (2000).
- ^ "Chemical Bonds". Hyperphysics.phy-astr.gsu.edu. 20 Eylül 2015 tarihinde kaynağından . Erişim tarihi: 9 Haziran 2013.
- ^ 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 . Erişim tarihi: 5 Mayıs 2024.
- ^ 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 (PDF). Erişim tarihi: 5 Mayıs 2024.
- ^ a b c McMurry, John (2016). Chemistry (7 bas.). Pearson. ISBN .
- ^ 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 .
- ^ Weinhold, F.; Landis, C. (2005). Valency and Bonding. Cambridge. ss. 96-100. ISBN .
- ^ 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 .
- ^ a b Pauling, L. (1960). The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press. ss. 340-354.
wikipedia, wiki, viki, vikipedia, oku, kitap, kütüphane, kütübhane, ara, ara bul, bul, herşey, ne arasanız burada,hikayeler, makale, kitaplar, öğren, wiki, bilgi, tarih, yukle, izle, telefon için, turk, türk, türkçe, turkce, nasıl yapılır, ne demek, nasıl, yapmak, yapılır, indir, ücretsiz, ücretsiz indir, bedava, bedava indir, mp3, video, mp4, 3gp, jpg, jpeg, gif, png, resim, müzik, şarkı, film, film, oyun, oyunlar, mobil, cep telefonu, telefon, android, ios, apple, samsung, iphone, xiomi, xiaomi, redmi, honor, oppo, nokia, sonya, mi, pc, web, computer, bilgisayar
Kovalent bag atomlar arasinda elektron ciftleri olusturmak icin elektronlarin paylasimini iceren kimyasal bagdir Bu elektron ciftlerine paylasilan ciftler veya bag ciftleri denir Atomlar arasinda elektronlari paylastiklarinda cekici ve itici kuvvetlerin kararli dengesine kovalent bag denir Bircok molekul icin elektronlarin paylasilmasi her atomun kararli elektronik gruplasmasina denk gelen tam degerlik kabugunun esdegerine ulasmasina olanak tanir Iki hidrojen atomunun iki elektronu paylastigi H2ni sagda olusturan bir kovalent bag Organik kimyada kovalent bag iyonik bagdan daha cok yaygindir Kovalent baglanma ayrica s bag p bag metal metal bagi agostik etkilesimler bukulmus baglar uc merkezli iki elektronlu baglar ve uc merkezli dort elektronlu baglar dahil olmak uzere bircok etkilesim turunu icerir Kovalent bag terimi 1939 dan kalmadir On ek ko ortaklasa eyleme katilan daha az derecede de ortaklasa vb olan anlamina gelir Dolayisiyla ko valent bag ozunde degerlik bagi teorisinde tartisildigi gibi atomlarin degerligi paylastigi anlamina gelir H2 molekulunde hidrojen atomlari iki elektronu kovalent bag yoluyla paylasir Kovalentlik benzer elektronegatifligi olan atomlar arasinda yaygindir Bu nedenle kovalent baglanma iki atomun mutlaka ayni elementlerden olmasini gerektirmez yalnizca karsilastirilabilir elektronegatiflige sahip olmalarini gerektirir Elektronlarin ikiden fazla atom uzerinde paylasilmasini gerektiren kovalent bagin yoresizlestigi soylenir Genellikle bag ortaya cikan molekulu bir arada tutan ortak cekim gucu olarak tanimlanabilir Paylasilan elektron ya da elektronlar her iki cekirdek etrafinda donerler iki cekirdek arasindaki bolgede daha uzun sure bulunduklarindan bu bolgede yuklu bir alan olustururlar Bu alan her iki cekirdege bir cekme kuvveti uygulayarak bir bag olusturur Kovalent bag Polar Kovalent Bag ve Apolar Kovalent Bag olmak uzere ikiye ayrilir Kovalent bag soz konusu atomlarin dis yorungelerinin dolmasi ile olusur Bu tur baglar molekuller arasi hidrojen bagindan daima daha guclu iyonik bag ile ise ya ayni gucte ya da daha gucludur Bazi inorganik maddelerin hidrojen H amonyak NH3 klor Cl su H2O ve azot N molekulleri ile tum organik maddelerin molekulleri kovalent bag ile bir arada tutulmaktadir Kovalent bag iyonik ve metalik bagin tersine yonludur bag acilarinin etkilesimin gucu uzerinde etkisi buyuktur Bu etkinin kaynagi kovalent baglarin atomik yorungelerin ust uste binmesiyle olusmasindan ileri gelir Atomik yorungeler p d ve f yorungeleri hepsi yonlu karakterde olup baglanma esnasinda onemli olcude yone bagli etkilesime neden olurlar Kovalent bag genellikle benzer elektronegatifligi olan atomlar arasinda gerceklesir Bu nedenle ametaller daha kolaylikla kovalent bagi tercih eder ve metaller de kolayca yerlerinden oynatilabilen elektronlarin daha serbestce dolasabildigi metalik bag yaparlar Ametallerde bir elektronun serbest kalmasi daha zordur dolayisiyla benzer elektronegatifligi olan bir madde ile birlesme soz konusu oldugunda o elektronun paylasilmasi tek secenek olur TarihceKovalent baglanmadaki ilk kavramlar metan molekulunun bu tur goruntusunden ortaya cikmisti Lewis yapisi nda atomlar arasinda paylasilan elektronlar belirtilerek kovalent bag ima edilir Baglanmayla ilgili kovalentlik terimi ilk kez 1919 da Irving Langmuir tarafindan Journal of the American Chemical Society nin Atomlarda ve Molekullerde Elektronlarin Duzenlenmesi baslikli makalesinde kullanildi Langmuir sunu yazmisti Belirli bir atomun komsulariyla paylastigi elektron ciftlerinin sayisini kovalentlik terimiyle belirtecegiz Kovalent baglanma fikri 1919 dan birkac yil once 1916 da atomlar arasindaki elektron ciftlerinin paylasimini aciklayan Gilbert N Lewis e kadar izlenebilir ve 1926 da isinim enerjisinin en kucuk birimi icin foton terimini de icat etti Degerlik elektronlarinin dis kabuktakiler atom sembollerinin etrafinda noktalar olarak temsil edildigi Lewis gosterimini veya elektron nokta gosterimini veya Lewis nokta yapisini tanitti Atomlar arasinda bulunan elektron ciftleri kovalent baglari temsil eder Coklu ciftler ikili baglar ve uclu baglar gibi coklu baglari temsil eder Burada gosterilmeyen alternatif temsil bicimi duz cizgilerle temsil edilen bag olusturan elektron ciftlerine sahiptir Kovalent bag turleriAtomik yorungeler s yorungeleri haric farkli turde kovalent baglara yol acan belirli yonsel ozelliklere sahiptir Sigma s baglari en guclu kovalent baglardir ve iki farkli atom uzerindeki yorungelerin kafa kafaya ortusmesinden kaynaklanir Bir tek bag genellikle bir s bagidir Pi p baglari daha zayiftir ve p veya d yorungeleri arasindaki yanal ortusmeden kaynaklanir Belirli iki atom arasindaki ikili bag bir s ve bir p bagindan ve uclu bag ise bir s ve iki p bagindan olusur Kovalent baglar ayrica bagin kimyasal polaritesini belirleyen bagli atomlarin elektronegatifliginden de etkilenir Esit elektronegatifligi olan iki atom H H gibi polar olmayan kovalent baglar olusturur Esit olmayan bir iliski H Cl de oldugu gibi kutupsal bir kovalent bag olusturur Ancak polarite ayni zamanda geometrik asimetriyi de gerektirir aksi takdirde dipoller birbirini goturebilir ve sonucta kutupsal olmayan bir molekul ortaya cikabilir Kovalent yapilarBireysel molekuller molekuler yapilar makromolekuler yapilar ve dev kovalent yapilar dahil olmak uzere kovalent maddeler icin cesitli yapi turleri vardir Bireysel molekullerin atomlari bir arada tutan guclu baglari vardir ancak genellikle molekuller arasinda ihmal edilebilir cekim kuvvetleri vardir Bu tur kovalent maddeler genellikle ornegin HCl SO2 CO2 ve CH4 gibi gazlardir Molekuler yapilarda zayif cekim kuvveti vardir Bu tur kovalent maddeler alcak kaynama sicaklik degerli sivilar etanol gibi ve alcak erime sicaklik degerli iyot ve kati CO2 gibi katilardir Makromolekuler yapilar polietilen ve naylon gibi sentetik polimerler ve proteinler ve nisasta gibi biyopolimerler dahil olmak uzere zincirlerdeki kovalent baglarla baglanan cok sayida atoma sahiptir Ag kovalent yapilari veya dev kovalent yapilar tabakalara grafit gibi veya 3 boyutlu yapilara elmas ve kuvars gibi bagli cok sayida atom icerir Bu maddeler yuksek erime ve kaynama noktalarina sahiptir siklikla kirilgandir ve yuksek elektriksel direnc gosterme egilimindedir Yuksek elektronegatiflik ve uc veya dort elektron cifti bagi olusturma yetenegi olan elementler genellikle bu kadar buyuk makromolekuler yapilar olusturur 1 ve 3 elektronlu baglarBireysel 2e bagi ve 3e baginin Lewis ve MO diyagramlari Tek elektronlu radikal turlerde bir veya uc elektronlu baglar bulunabilir 1 elektronlu bagin en basit ornegi dihidrojen katyonundadir H 2 1 elektronlu baglar genellikle 2 elektronlu bagin yaklasik yarisi kadar bag enerjisine sahiptir ve bu nedenle yarim baglar denilir Ancak istisnalar da vardir Dilityum durumunda bag aslinda 1 elektronlu Li 2 2 elektronlu Li2 ye gore daha gucludur Bu istisna hibritlesme ve ic kabuk etkileri acisindan aciklanabilir 3 elektronlu baglanmanin en basit ornegi helyum dimer katyonu He 2 da bulunabilir Yarim bag olarak kabul edilir cunku yalnizca paylasilan 1 elektrondan olusur 2 yerine Molekuler yorunge acisindan ucuncu elektron diger iki elektronun olusturdugu bagin yarisini iptal eden bir anti baglanma yorungesindedir Iki adet 2 elektronlu baga ek olarak 3 elektronlu bagi olan molekulun baska bir ornegi de NO formullu azot monoksit tir Oksijen O2 molekulunun ayrica iki adet 3 elektronlu baga ve bir adet 2 elektronlu bagi oldugu kabul edilebilir bu onun paramanyetizmasini ve resmi bag siralamasinin 2 olmasini aciklar Klordioksit ve onun daha agir benzerleri bromdioksit ve iyotdioksit de 3 elektronlu baglar vardir 1 elektron baglarina sahip molekuller genellikle oldukca reaktiftir Bu tur baglar yalnizca benzer elektronegatifligi olan atomlar arasinda kararlidir 3e bagiyla degistirilmis Lewis yapilariAzot monoksitDioksijenAyrica bakinizKovalent olmayan bagDis baglantilarKovalent baglar ve molekuler yapi Ing 10 Subat 2009 tarihinde Wayback Machine sitesinde Kaynakca 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 March Jerry 1992 Advanced Organic Chemistry Reactions Mechanisms and Structure John Wiley amp Sons ISBN 0 471 60180 2 Gary L Miessler Donald Arthur Tarr 2004 Inorganic Chemistry Prentice Hall ISBN 0 13 035471 6 Merriam Webster Collegiate Dictionary 2000 Chemical Bonds Hyperphysics phy astr gsu edu 20 Eylul 2015 tarihinde kaynagindan Erisim tarihi 9 Haziran 2013 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 kaynagindan Erisim tarihi 5 Mayis 2024 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 Agustos 2019 tarihinde kaynagindan PDF Erisim tarihi 5 Mayis 2024 a b c McMurry John 2016 Chemistry 7 bas Pearson ISBN 978 0 321 94317 0 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 Weinhold F Landis C 2005 Valency and Bonding Cambridge ss 96 100 ISBN 0 521 83128 8 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 a b Pauling L 1960 The Nature of the Chemical Bond Cornell University Press ss 340 354