Kimyasal Bağlar
 

Kimyasal Bağlar

Kimyasal Bağ Nedir?

Elektron alış verişi ve ortaklaşa kullanılmasıyla oluşan bağa kimyasal bağ denir. İyonik, kovalent ve koordine kovalent bağlar kimyasal bağ tanımına uyarlar.[1] Pek çok madde farklı element atomlarının birleşmesiyle meydana gelmiştir.

Helyum, neon, argon gibi soy gazlar başka atomlarla bileşik yapmadan tek atom hâlinde bulunur.Soy gazların dışındaki diğer element atomları son yörüngelerindeki elektron sayısını soy gazlara benzetip kararlı hâle geçmek isterler.[2]

Bir bağın oluşabilmesi için atomlar tek başına bulundukları zamankinden daha kararlı (az enerjiye sahip) olmalıdırlar. Genelleme yapmak gerekirse bağlar oluşurken dışarıya enerji verirler. Atomlar bağ yaparken, elektron dizilişlerini soygazlara benzetmeye çalışırlar. Bir atomun yapabileceği bağ sayısı, sahip olduğu veya az enerji ile sahip olabileceği yarı dolu orbital sayısına eşittir. Soygazların bileşik oluşturamamasının sebebi bütün orbitallerinin dolu olmasındandır.[3]

Not: Elektron alış verişi ya da elektron ortaklaşmasının nedeni; atomların kararlı hale gelebilmek için elektron düzenlerini, soy gazlarınkine benzetme isteğidir. Soy gazların 8 değerlik elektronuna sahip oldukları için elektron sayısı 8'e tamamlanır. Buna oktet kuralı denir.[4]

İyonik Bağ

(+) ve (–) yüklü taneciklerin (iyonların) elektriksel çekim kuvvetinden doğan bağa iyonik bağ denir. İyonik bağ yapan atomlardan elektron veren (+) yüklü, elektron alan (–) yüklü iyon olur. Yemek tuzu, sodyum ve klor atomlarının iyonik bağ yapmasıyla oluşur. Atom numarası 11 olan sodyum (Na) atomu, atom numarası 17 olan klor (Cl) atomuna elektron vererek iyonik bağ oluşturur.[2]

İyonik bağlı bileşiklerin hem molekül içi, hem molekül arası bağlanmaları iyoniktir. İyonik bileşikler oda koşullarında katı halde bulunurlar. Katı halde bulunan iyonik moleküllerde (+) ve (–) yüklü iyonlar birbirine çok yakın olacağından aralarında çekim oluşacaktır. İyonik bileşikler katı halde elektrik akımını iletmezler. Sıvı halde ya da çözündüklerinde elektrik akımını iletirler. Bu katıların kristal yapısı vardır ve kırılgan özelliğe sahiptirler. (NaCl, K2S ........) [3]

Metaller Elektron vererek + , Ametaller de elektron alarak – yükle yüklenirler. Bu şekilde + ve – yükler arasında oluşan elektro statik çekime; İyonik bağ denir. Biraz daha genellersek; Pozitif ve negatif iyonlar arasındaki elektrostatik çekimden ortaya çıkan bağ türüdür.[1]

Metaller elektron vererek (+) değerlik, ametaller elektron alarak (–) değerlik alırlar. Bu şekilde oluşan (+) ve (–) yükler birbirini büyük bir kuvvetle çekerler. Bu çekim iyonik bağın oluşumuna sebep olur. Onun için iyonik bağlı bileşikleri ayrıştırmak zordur.Elektron aktarımıyla oluşan bileşiklerde, kaybedilen ve kazanılan elektron sayıları eşit olmalıdır.

  1. İyonik katılar belirli bir kristal yapı oluştururlar.
  2. İyonik bağlı bileşikler oda sıcaklığında katı halde bulunurlar.
  3. İyonik bileşikler katı halde elektriği iletmez. Sıvı halde ve çözeltileri elektriği iletir.

NaCl, MgS, BaCl2 bileşikleri iyonik bağlı bileşiklere örnek olarak verilebilir.[3]

NOT: En aktif metalle, en aktif a metal arasında gerçekleşen bağın iyonik kuvveti o kadar büyüktür.

NOT: İyonik yapılı maddeler kristal yapılı bileşiklerdir. Bu sebeple elektrik akımını iletmezler. Ancak eriyik ve çözeltileri ve geometrik yapısı bozuk olan iyonik katılar iletkendir.

NOT: Bağ oluşumu egzotermik bir olaydır. Bağın kırılması ise enerji gerektiren bir olaydır. Bu enerjiye bağ enerjisi denir.[1]

Bir Atomun Yapabileceği Bağ Sayısı

Bir atomu yapabileceği bağ sayısı; o atomun sahip olduğu veya çok az enerji ile sahip olabileceği yarı dolu orbital sayısı kadardır. Bir alt yörüngeden bir üst yörüngeye elektron uyarılarak yarı dolu orbital oluşturma çok enerji istediğinden bağ yapmaya elverişli olamaz.[4]

Bağ Enerjileri

Kimyasal bağ oluşurken açığa çıkan enerji, bu bağları kırmak için moleküle verilmesi gereken enerjiye eşittir. Bu enerjiye bağ enerjisi denir. Bağ enerjisi ne kadar büyükse oluşan bileşik o kadar sağlamdır. Moleküllerde iki atom arasındaki bağ sayısı arttıkça bağ uzunlukları azalır ve bağ enerjileri artar. Bağın iyon karakteri arttıkça, iyonlar arasındaki çekme kuvvetleri artacağından bağı koparmak daha çok enerji ister. İki atomlu moleküllerde 1 mol XY'nin ayrışması için gereken enerjiye molar bağ enerjisi denir.[4]

Lewis Yapısı

Atomların en dış kabuklarındaki değerlik elektronlarının nokta ile gösterimi kimyasal bağlanmanın anlaşılmasında büyük kolaylık sağlar. Bu gösterime Lewis sembolü denir.[1]

Okted ve Dublet Kuralı

Bir atomun elektron alarak ya da vererek ya da ortaklaşa kullanarak son yörüngesindeki elektron sayısını 2'ye tamamlamaya “Dublet Kuralı” kuralı, 8'e tamamlamaya “Okted Kuralı” denir.[1]

Kovalent Bağ

Bazı element atomları kararlı yapıya ulaşmak için son yörüngedeki bazı elektronlarını ortaklaşa kullanırlar.Atomlar arasında elektronların ortaklaşa kullanılmasıyla oluşan bağa kovalent bağ denir. Kovalent bağlar ametal-ametal elementler arasında oluşur.Örneğin iki hidrojen atomu elektronlarını ortaklaşa kullanarak aralarında kovalent bağ oluşturur. Böylece her bir hidrojen atomu helyumun kararlı yapısına ulaşır.[2]

a. Apolar Kovalet Bağ

O2, N2, H2 molekülleri aynı cins atomlardan oluşmuş iki atomlu moleküllerdir. Bu moleküllerde ortaklaşa kullanılan elektronlar her iki atom çekirdeği tarafından eşit oranda çekilir. Çünkü çekirdek yükleri aynıdır. Bu şekilde atomlar arasında elektronların eşit oranda çekilmesiyle oluşan bağa apolar kovalent bağ denir. Apolar bağ kutupsuz bağ demektir.[2]

Kutupsuz bağ, yani (+), (-) kutbu yoktur. İki hidrojen atomu elektronları ortaklaşa kullanarak bağ oluştururlar.

Elektron nokta yapısıyla;

şeklinde gösterilir. İki arasındaki bağ H—H şeklinde gösterilir ve H2 şeklinde yazılır. Aynı cins atomlar arasındaki bağ apolar kovalent bağdır.

b. Polar Kovalent Bağlar

Farklı ametaller arasında oluşan bağa polar kovalent (kutuplu) bağ diyoruz. Elektronlar iki atom arasında eşit olarak paylaşılmadığından kutuplaşma oluşur ve buna polar kovalent bağ denir. Bu polarlığı HF molekülü ile açıklamaya çalışalım: Hidrojen ve Flor elektron ortaklığı ile bileşik oluşturmuş durumdadır. Florun elektron alması yani elektronu kendisine çekme gücü hidrojenden daha fazla olduğundan elektron kısmen de olsa Flor tarafındadır. Dolayısıyla Flor kısmen (-), Hidrojen ise kısmen (+) yüklenmiş olur. Bu olaya kutuplaşma, bu tür bağa polar kovalent bağ denir.[3]

ÖRNEK: H2 nin yapısını inceleyiniz?

ÇÖZÜM: 1H : 1s1, diğer H'in de benzer biçimde 1s orbitalinde 1e'u vardır. Bu iki yarı dolu atomik orbital girişim yaparak bir bağ orbitali oluştururlar. İki elektron içeren bu bağ orbitalindeki elektron artık her iki hidrojene aittir.

ÖRNEK: HCl nin yapısını inceleyiniz?

ÇÖZÜM: 1H : 1s1 ve 17Cl: 1s2 , 2s2 , 2p6, 3s2 , 3p7

H'in 1s1, Cl'un 3pz1 orbitalinde 1e'u vardır. Bu iki yarı dolu atomik orbital girişim yaparak bir bağ orbitali oluştururlar. Bu şekilde H-Cl arasında kovalent bağ oluşmuş olur.

NOT: Kovalent bağlar, Ametal-Ametal arasında gerçekleşir. Ancak gaz fazında bazı metal-ametal bileşiklerinde de kovalent bağa rastlanır.
ÖR: BeCl2, AlCl3, BH3... gibi.[1]

Hibritleşme (Melezleşme)

Bir atomun yapa bileceği kovalent bağ sayısı taşıdığı ya da az bir enerjiyle taşıya bileceği (Hibritleşme) yarı dolu orbital sayısına eşittir. Bir atomun son yörüngesinde boş orbitali varsa ve gene son yörüngede çiftleşmiş elektronları da varsa, son yörüngedeki orbitaller melezleşerek eşit orbitallere bölünürler. Bu olaya Hibritleşme denir. Bu orbitallere de Hibrit Orbitalleri diyoruz. Hibrit orbitallerinin en önemli özelliği bir birine en uzak açı yapacak şekilde uzaya yönelmeleri ve moleküle belli bir geometrik yapı kazandırmalarıdır.

Mesela

SP hibritleşmesi yapan molekül; doğrusal

Sp2 hibritleşmesi yapan molekül; düzlem üçgen

SP3 hibritleşmesi yapan molekül; üçgen piramit…gibi.[1]


Karbon Atomunun Hibritleşmesi

Karbon atomu 4 bağın tamamını tek bağ olarak yapmışsa, hiritleşmesi sp'tür. Karbon atomuna bir tane ikili bağ varsa, hibritleşmesi sp'dir. Yani bir pi bağı ise Hibritleşme sp'dir. Karbon atomu üçlü bağ yapmışsa ya da her iki tarafında ikili bağ varsa hibritleşmesi sp dir. Yani iki tane pi bağı bağlı ise Hibritleşme sp'dir.

Sp hibritleşmesi: Eğer karbon atomu, yalnız iki atoma bağlı ve kararlı molekül oluşturmuşsa, bu durumda karbon atomu sp hibritleşmesine uğramıştır.

Sp2 hiritleşmesi: Eğer karbon atomu başka bir atoma bir çift bağ ile bağlanmış ise karbon atomu sp2 hibritleşmesine uğramıştır.[5]

Tekli, İkili ve Üçlü Bağlar

Bazı moleküllerde, iki atom birbirine iki ya da üç bağ ile bağlanabilirler. İki atom arasındaki ilk oluşan bağ sigma bağıdır. Diğer bağlar ise pi bağıdır. İki atom arasında ikili bağ varsa biri sigma, diğeri pi bağıdır. Üçlü bağ varsa bir tanesi sigma, diğerleri pi bağıdır. İki atom arasında sigma bağı olmadan pi bağı oluşamaz.[4]

Karbon elementi, her zaman 4'lü bağ yapar. Eğer tüm bağlar tekli bağ ise her bir C' atomu sp³ hibritleşmesi yapmıştır. İkili bağ yapan (=) C atomları sp² hibritleşmesi yapmıştır. Üçlü bağ yapan C atomları ise sp hibritleşmesi yapmış demektir.[1]

Sigma ve Pİ Bağları

İki ametal arasındaki tekli bağlara SİGMA (σ) bağı denir. İki a metal arasında birden fazla kovalent bağ varsa bunlardan biri sigma (kuvvetli) diğeri pi (л) (zayıf) bağıdır.[1]

Bağların Polarlığı

Elektronegatiflik tablosuna bakılarak, bileşik yapan iki ayrı cins atomun elektronegatiflik değerleri birbirinden çıkartılır.

Eğer elektronegativite farkı;

0.5 den daha az ise apolar kovalent bağdır.
0.5 – 1.6 ise polar kovalent bağdır.
2.0 den daha büyük ise bağ iyoniktir.

NOT: 1.6 – 2.0 arasındaysa ve atomlardan biri metalse bağ iyonik, ametalse bağ polar kovalenttir.[1]

Koordina Kovalent Bağ

Atomlar arasında bir elektron çiftinin paylaşılması ile meydana gelir. Ancak paylaşılan her iki elektronda bir atomdan gelmektedir. Bu tür bağ özellikle organik maddelerde yaygındır ve bu şekilde bağlanan bileşimlere "koordinasyon bileşikleri" denir. Bu bağın oluşabilmesi için atomlardan birinde paylaşılmamış bir elektron çifti içeren yörünge, diğerinde ise uygun boş bir yörünge bulunmalıdır.

Karbonat, nitrat, sülfat, fosfat gibi iyonik gruplar kovalent ve koordine bağlarla yorumlanırlar. Kısaca; Kovalent bağı oluşturan elektronlardan her ikisi de aynı atom tarafından sağlanmışsa bu tür bağlara "koordine kovalent bağ" denir.

Örnek: Amonyak ve hidrojen klorürün reaksiyonu

NH3 + HCI → NH4+ + CI-

Bu renksiz gazlar birleştiklerinde katı amonyum klorürün beyaz dumanı oluşur.

Bu tepkimede N→H bağındaki her iki elektronda N atomu tarafından sağlanmıştır.[1]

Rezonans Yapı

Bazı molekül ya da iyonlar için tek bir elektron nokta yapısı mümkün değildir. Ancak birden fazla formülle gösterilirler. Bu tür formüllere rezonans yapı denir.[1]

Moleküller Arası Bağlar

Maddeler gaz halinde iken moleküller hemen hemen birbirinden bağımsız hareket ederler ve moleküller arasında herhangi bir itme ve çekme kuvveti yok denecek kadar azdır. Maddeler sıvı hale getirildiklerinde ya da katı halde bulunduklarında moleküller birbirlerine yaklaşacağından moleküller arasında bir itme ve çekme kuvveti oluşacaktır. Bu etkileşmeye molekül arası bağ denir. Bu çekim kimyasal bağ tanımına girmez. Maddelerin erime ve kaynama noktalarının yüksek ya da düşük olması molekül arasında oluşan bağların kuvvetiyle ilişkilidir.[3]

Vander Wals Kuvvetleri

Kovalent bağlı apolar moleküllerde (H2, CO2, N2 gibi) ve soygazlarda yoğun fazlarda sadece kütlelerinden kaynaklanan bir çekim kuvveti oluşmaktadır. Bu kuvvete van der waals bağları denir. yoğun fazda sadece van der waals bağı bulunan maddelere moleküler maddeler denir.
Moleküler maddelerin mol ağırlıkları arttıkça kaynama ve erime noktaları yükselir. Örneğin oda koşullarında F2 ve Cl2 gaz, Br2 sıvı, I2 ise katıdır. Van der waals etkileşimi en fazla olan I2, en az olan ise F2 dir.[3]

Kapalı kabuklu iki kararlı molekülde "Van Der Waals" güçleri ve "London" güçleri adı verilen zayıf güçler aracılığıyla etkileşmeye girebilir. İki molekülün elektron bulutları etkileştiğinde zayıf bir itme ortaya çıkar; "Van Der Waals gücü" adı verilen bu dengesizleştirici etkileşme sonucunda,elektron dağılımı kısa süre bozulabilir ve anlık (kalıcı olmayan) bir çift kutup momenti oluşabilir.

Bu geçici çift kutuplar (London güçleri) etkileştiğinde, "Van Der Waals" itmesine alt edebilen küçük çaplı bir dengesizleşme gerçekleşir ve zayıf,kimyasal olmayan bir bağ oluşur. Bu bağlanma biçimi en çok,kapalı kabuklu ender gaz atomlarının etkileşmelerinde ve küçük moleküllerin düşük sıcaklıklarda birleşimsel bağlanmasında önem taşır. Bu bağ zayıftır (gücü genellikle ortaklaşma bağının binde biri kadardır). Sıvı azot ve helyum gibi düşük sıcaklıklı kriyojenik maddelerin yada bunların daha da düşük sıcaklıktaki kat hallerinin özellikleri, bu tür zayıf etkileşmelerden kaynaklanır.[6]

Van der Waals kuvvetleri denilen moleküller arası çekim kuvvetleri üç tanedir.

  1. Dipol – dipol kuvvetler,
  2. London kuvveti ve
  3. Hidrojen bağları.

1. Dipol-Dipol Kuvvetler

Polar moleküller birbirlerini dipol - dipol kuvveti ile çekerler. Polar kelimesi, elektronegatiflikleri farklı olan ya da daha basit bir ifade ile (+) ve (-) kutuplaşması gözlenen moleküller için kullanılır.

Moleküller arasındaki mutlak elektronegatiflik farkları, o moleküller arasındaki bağın, polar, apolar (polar olmayan) ya da iyonik bağ olup olmadığının
bilgisini verir.

Örnekler: H―H bağında elektronegatiflik farkı 0,0 olur ve apolardır. H―Cl bağında ise (Cl daha elektronegatiftir) 0,9luk bir fark vardır ve polardır.
Elektronegatiflik farkı çok yüksek olduğu durumlarda ise (Na―Cl de olduğu gibi 2,1) iyonik bağdan söz ederiz.

Sonuç Olarak: H―Cl polar bir moleküldür. Bağ elektronlarının çoğu daha elektronegatif olan Cl atomu üzerinde birikir ve Cl çevresinde daha çok zaman harcarlar. Bu yüzden (HCl nötr olduğu halde) H atomu kısmen pozitif, Cl atomu da kısmen negatif gibi gözükür. İşte bu kutuplaşma polar kelimesi ile ifade edilir. Apolar moleküllerde ise (H―H de olduğu gibi bağ elektronları eşit dağılır ve bir kutuplaşma olmaz. İşte dipol – dipol kuvveti,
polar molekülün kısmen pozitif olan ucu ile diğer molekülün kısmen negatif olan ucu arasında oluşan bir çekim kuvvetidir.[1]

2. London Kuvvetleri (dispersiyon kuvvetleri)

Apolar moleküllerde dipol – dipol kuvvetlerinden söz edemeyiz. Ancak London kuvveti (1930'da Fritz London isimli bilim adamı tarafından
bulunmuştur)

A polar moleküllerdeki atomların kısa bir süre için hatta anlık olarak polarize olması ile oluşur.

Atom çekirdeği etrafında dönen elektronlar bir anlıkta olsa, çekirdeğin belirli bir bölümünde daha fazla bulunur. Böylece atom kendi içinde kısmen polarize olur. Bu atoma komşu olan atomun ise, bu durumdan dolayı kendi elektronlarının dağılımı değişir ve o da polarize olur. Bu durum zincirleme halinde bütün molekülü etkiler. Böylece atomlar arasındaki etkileşmeden doğan bir çekim kuvveti meydana gelir.

İşte moleküller arasında, atomların elektronlarının anlık pozisyon değişimlerine bağlı olarak oluşan çekime London kuvveti diyoruz. London kuvveti, moleküler ağırlığı fazla ve molekülün etkileşme yüzeyi fazla olan moleküllerde daha fazla hissedilir. Çünkü bu moleküller daha fazla elektrona sahiptir. Fazla elektron da, olası pozisyon değişiklikleri ihtimalini artırır.

Örneğin H2 , CI2 ,CO2 , N2O4 ve CH4 moleküllerini bir arada tutan kuvvettir.

3. Hidrojen Bağı

Bir molekülde H atomu; Flor, Oksijen, Azot (FON) atomlarından birine bağlıysa, bu tür moleküllerde moleküller arası etkileşime hidrojen bağı denir.[1]

Bazı hidrojen içeren bileşiklerde moleküller arası çekim kuvvetleri olağan üstü yüksektir. Bu çekim kuvvetleri, hidrojenin atom çapı küçük ve çok elektronegatif olan elementlere kovalent bağlı olduğu bileşiklerde görülür. Bu bileşiklerde elektronegatif element bağı elektronlarını öyle kuvvetlice çeker ki hidrojen önemli miktarda kısmi + yük kazanır. Aslında,hidrojen elementinin perdeleyici elektronları olmadığından burada hidrojen hemen hemen çıplak bir protondur.

Bir molekülün hidrojen atomu ve diğer bir molekülün elektronegatif elementinde bulunan paylaşılmamış elektron çifti birbirini çekerek bir hidrojen bağı oluşturur. Her hidrojen atomu küçük boyutlu olduğundan ancak bir hidrojen bağı yapabilir. Bir çok ortaklaşma molekülünde bulunan çift kutup momentlerinin etkileşmesinin yol açtığı zayıf çekim güçleri, kararlılaşmaya ve birleşimsel bağlanmaya neden olabilir.

Su (H O) ya da amonyak (NH) gibi moleküllerdeki hidrojen atomları ikinci bir bileşikte bulunan oksijen yada azot atomlarının üstündeki yalnız elektron çiftleri gibi eksi yüklü bir merkezle etkileşmeye girebilirler. Etkileşme enerjileri,tipik olarak,bir ortaklaşma bağının enerjisinin yalnızca %5'i kadardır;ama bir çok fiziksel ve kimyasal süreç açısından çok önemlidir. Sözgelimi, suyun ve buzun yapısı, "hidrojen bağı" denilen bu bağların karışık etkileşmelerin sonucudur. Buz, gerçekte sıcaklığa ve uygulanan basınca bağlı olarak bir çok farklı billur yapısı oluşturur; bu çeşitlilik karmaşık hidrojen bağı şekillerinin farklı biçimlerde düzenlenebilmesinden ileri gelir.

Çoğunlukla biokimyasal sistemlerin yapıları da kısmen hidrojen bağı etkileşmelerinin sonucu olarak belirlenir; bu, DNA'da özellikle belirgindir. Ortaklaşma bağıyla bağlanmış bir çok kutupsal bileşiğin erime ve kaynama noktaları hidrojen bağlarını kırmak için ek enerji gerektiğinden anormal derecede yüksektir.[6]

NOT: Hidrojen bağı yapa bilen moleküller suda iyi çözünürler ve HİDROFİL moleküller diye bilinirler.[1]

Metalik Bağ

Metalleri bir arada tutan kuvvete denir. Metallerin Değerlik Elektronları çok az, buna karşılık boş değerlik orbitalleri çok tur. Ayrıca metallerin değerlik elektronları çekirdek tarafından çok sıkı tutulmazlar. Bu nedenle metal değerlik elektronları, boş değerlik orbitallerde serbest hareket ederler. Bu esnada kendine yaklaştırılan komşu metalin boş değerlik orbitallerine de sıçrayarak dolaşırlar.

Bu işi bir birine temas eden tüm metalin elektronları da aynı zamanda yapar. Ancak her elektron azda olsa kendi merkezi tarafından çekilirler. (Komşuluğa  gitmiş evin haylaz çocukları) Bu şekilde oluşan bağa METALİK BAĞ denir.[1]

Moleküllü katı grubuna giren ametallerle metallerin özellikleri;

Metaller;

  1. Elektrik akımını ve ısıyı iyi iletirler.
  2. Erime noktaları yüksektir.
  3. Ametallere göre değerlik elektronları çok daha hareketlidir.
  4. Dövülebilme, çekilebilme özelliğine sahiptirler ve şekil verilebilirler.
  5. Ametallerle birleşirler.
  6. İyonları daima artı yüklüdür.

Ametaller;

  1. Isı ve elektrik akımını iyi iletmezler.
  2. Erime noktaları düşüktür.
  3. Metal yumuşaklığına sahip değillerdir. Kırılgandırlar.
  4. Birbirleriyle ve metallerle birleşirler.[7]

İyonik Katılarda görülen bağlar.

Metal-Ametal bileşiklerine İyonik bileşikler denir. İyonik bileşikler oda şartlarında katı halde bulunurlar. Mesela: NaCl, CaCl2, AlCl3… gibi… İyonik bileşiklerde tüm atomlar arasında iyonik bağ vardır. Bu sebeple İyonik katıların erime ve kaynama noktaları yüksek olup, katı durumda elektrik akımını iletmezler. Ancak eriyik ve çözeltileri iletkendir.

Moleküler Katılarda Görülen Bağlar.

Ametaller arasında ya da, yarı metallerle ametaller arasında oluşan bileşiklere moleküler katılar denir. I2, CO2 … gibi. Bu tür moleküllerde moleküller arasında London Kuvvetleri olduğundan erime ve kaynama noktaları düşüktür.[1]

Ağ Örgülü Katılar arasında görülen bağlar.

Elmas, Grafit, SiO2…gibi ağ örgülü katılarda atomlar arasında kovalent bağlar görülür. Ağ örgülü katılar atomlar arası kovalent bağdan dolayı çok sert ve erime kaynama noktaları çok yüksektir.[1]

İlgili Makale: Kimyasal Bağların Tarihçesi (Tarihi Gelişim)

Kaynaklar

[1] kimyadersimiz.com/wp-content/uploads/2007/02/kimyasal-bağlar1.pdf
[2] fenveteknolojidunyasi.blogcu.com/kimyasal-baglar_4224338.html
[3] kimya.us/kimya-konulari/kimyasal-baglar.html
[4] www.ekimya.com/article.php?artid=70&action=part1
[5] www.ekimya.com/article.php?artid=70&action=part2
[6] www.1bilgi.com/kimya/13040/kimyasal-baglar.html
[7] www.ekimya.com/article.php?artid=70&action=part3





Bu sayfa hakkındaki son yorum:
Yorumu gönderen: recep, 14.12.2010, 14:25 (UTC):
süper dir ama ödevimde ki hiç birinde yo :D

Yorumu gönderen: mustafa, 09.12.2010, 15:11 (UTC):
yaptığınız bilğilendirmeler için çok teşekkürler

Yorumu gönderen: rumeysa, 09.12.2010, 13:06 (UTC):
insan.çözümlü.örnkte.koyarrr.bu.ne.yaaaaaaaaaa

Yorumu gönderen: burcu , 22.11.2010, 12:51 (UTC):
bu ne ya bintane konu yazdım bitanesi gelmedi

Yorumu gönderen: esra, 17.10.2010, 18:10 (UTC):
harikaydi onceden konuyu anlamamistim simdi tam oturdu kafama tesekkurlerrrr:))))

Yorumu gönderen: vahide, 07.10.2010, 18:42 (UTC):
hocam amonyakta bağ açısı 107,suda 104,5 olacak

Yorumu gönderen: ESRA, 06.10.2010, 15:20 (UTC):
ARAMADIĞIM HERŞEY VAR AMA ARADIĞIM ŞEY YOK

Yorumu gönderen: wupart, 19.04.2010, 16:22 (UTC):
ya benmde dönem ödewi kimyasal bağın gelişimi tarihçesi hiçbiyerde yok bu ne ya...

Yorumu gönderen: melis, 08.04.2010, 17:34 (UTC):
hç bişi bulamadım

Yorumu gönderen: asi, 04.02.2010, 14:10 (UTC):
ya harbiden kimyasal bağların tarihçesi yokmu?:(:(

Yorumu gönderen: xxasixx, 24.12.2009, 13:42 (UTC):
bence süperrrrrrr birsey

Yorumu gönderen: karanlık çocuk, 15.12.2009, 19:58 (UTC):
teşekkürler devam edin

Yorumu gönderen: nur, 31.10.2009, 15:59 (UTC):
ya kimyasal baglarin tarihçesi yok mu????
:(:(:(:(acele ödeve lazim:(:(:(:(:(

Yorumu gönderen: serserizozuk, 24.10.2009, 07:48 (UTC):
çoqq kötü:S

Yorumu gönderen: ela, 19.10.2009, 16:23 (UTC):
kimyasal bağın tarihsel gelişimini bulamdımm :S:S



Bu sayfa hakkında yorum ekle:
İsmin:
Mesajınız:
 
 
19 Ağustos 2007 itibariyle, toplam: 36667029 ziyaretçi (102693113 klik) tarafından görüntülenmiştir. Online ziyaretçi rekorumuz, 4626 kişi. (5 Eylül 2010)
 
 

gizli

Bu site, en iyi Firefox ve Google Chrome tarayıcılarında ve 1024 x 768 ekran çözünürlüğünde görüntülenir.