Kimyasal Bağlanma ve Elektronegatiflik: Ortak Çiftlerden İyonik Örgülere

Bir bağ neden oluşur: uzaklığa karşı enerji

Birbirinden uzaktaki iki hidrojen atomu etkileşmez. Yaklaştıkça her elektron her iki çekirdek tarafından çekilir ve enerji düşer. Daha da yaklaştıklarında iki çekirdek birbirini kuvvetle iter ve enerji yükselir. Bağ uzunluğu bu enerji çukurunun dibindeki uzaklıktır, H₂ için 74 pm, ve çukurun derinliği bağ enerjisidir; OpenStax Chemistry 2e Tablo 7.2'de H–H için 436 kJ/mol.

Her bağ bir çekim ve itme dengesidir; bu yüzden bir bağı kırmak her zaman enerji gerektirir, bir bağ oluşturmak ise her zaman enerji açığa çıkarır. Oluşan bağlar toplamda kırılan bağlardan daha güçlü olduğunda tepkime ekzotermiktir.

Elektronegatiflik ve kovalentten iyoniğe ölçek

Elektronegatiflik, bir atomun bir bağdaki ortak elektronları ne kadar güçlü çektiğini ölçer. En yaygın olanı Pauling ölçeğidir. Ölçülen bir özellik değil, boyutsuz, hesaplanmış bir sayıdır. OpenStax Şekil 7.6'da en yüksek değer 4.0 ile flordadır; onu 3.5 ile oksijen ve 3.0 ile azot ve klor izler; en düşük değerler 0.9 ile sodyum gibi 1. grup metallerindedir. Değerler bir periyot boyunca artar ve bir grupta aşağı doğru azalır.

Bağlı iki atom arasındaki ΔEN farkı kaba bir bağ türü verir. OpenStax şu yol gösterici sınırları kullanır: 0.4'ün altı apolar kovalent; 0.4 ile 1.8 arası polar kovalent; 1.8'in üstü iyonik. Daha elektronegatif atom kısmi negatif yükü, δ−, taşır.

Sınırlar gerçek istisnaları olan yol göstericilerdir. HF'nin ΔEN değeri 1.9'dur ama kovalent bir moleküldür; her Si–F bağı için ΔEN = 2.2 olan SiF₄ ise moleküler bir gazdır. ΔEN'yi bir bileşiği kesin olarak sınıflandırmak için değil, bağları karşılaştırmak için kullanın.

Çözümlü örnek: altı bağı polarlığa göre sıralama

OpenStax Şekil 7.6'daki eski Pauling değerlerini kullanarak B–H, C–Br, N–O, P–Cl, Al–Cl ve K–Br bağlarını en az polardan en polara doğru sıralayın: H 2.1, B 2.0, C 2.5, N 3.0, O 3.5, Al 1.5, P 2.1, Cl 3.0, Br 2.8 ve K 0.8.

Farklar B–H 0.1, C–Br 0.3, N–O 0.5, P–Cl 0.9, Al–Cl 1.5 ve K–Br 2.0'dır; sıralama budur. İki sonuç birçok öğrenciyi şaşırtır. B–H'de negatif uç hidrojendir, çünkü bor hidrojenden daha az elektronegatiftir. Ayrıca K–Br iyonik aralığa düşer; bu, potasyum bromürün iyonik bir katı olmasıyla tutarlıdır. Al–Cl ise polar kovalent aralığın üst ucuna yakındır; alüminyum klorür bazı fazlarda iyonik, bazılarında ise moleküler olarak tanımlanır.

Dipol momentleri ve yüzde iyonik karakter

Polar bir bağın dipol momenti μ = Qr'dir; ayrılmış yükün büyüklüğü çarpı yükler arasındaki uzaklık. Dipol momentleri genellikle debye cinsinden verilir: 1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C·m. Bir elektronun tam yükü, 1.602 × 10⁻¹⁹ C, 1 Å boyunca taşınsaydı dipol momenti 4.803 D olurdu. Ölçülen μ'yü bu tamamen iyonik değerle karşılaştırmak yaklaşık bir yüzde iyonik karakter verir: (ölçülen μ / tamamen iyonik μ) × 100.

Çözümlü örnek 1. NIST Chemistry WebBook, gaz fazındaki H³⁵Cl için μ = 1.1085 D ve 1.27455 Å denge bağ uzunluğu listeler. Bu uzaklıkta tamamen iyonik bir H⁺Cl⁻'nin dipol momenti μ = 4.803 D/Å × 1.27455 Å = 6.122 D olurdu. Yüzde iyonik karakter 1.1085/6.122 × 100 = %18.1'dir. WebBook değerleri μ = 1.82618 D ve r = 0.91680 Å olan HF için tamamen iyonik değer 4.404 D ve iyonik karakter %41.5'tir.

Sıralama ΔEN ile uyumludur (HCl için 0.9, HF için 1.9), ancak sayılar büyük bir ΔEN'nin bile tam bir yük aktarımından ne kadar uzak olduğunu gösterir. HF, yalnızca ΔEN değerinin düşündüreceğinden daha çok kovalent uca yakındır.

Örgü enerjisi ve Coulomb yasası

İyonik bir katı, kristaldeki her katyon ile her anyon arasındaki çekimle bir arada tutulur. Örgü enerjisi, bir mol katıyı gaz hâlindeki iyonlarına ayırmak için gereken enerjidir. OpenStax onu pozitif olarak tanımlar, ancak bazı ders kitapları ters süreci kullanır ve negatif değerler verir; bu yüzden önce işaret kuralını kontrol edin.

Coulomb yasasına göre çekim iyon yüklerinin çarpımıyla artar ve iyonlar arasındaki uzaklık arttıkça azalır. Genellikle yük baskındır. OpenStax Bölüm 7.5, LiF için 1023 kJ/mol ve iyonları 2+ ile 2− yük taşıyan MgO için neredeyse dört kat büyük olan 3900 kJ/mol listeler. Sonra boyut önem kazanır: MgF₂ 2957 kJ/mol ve MgI₂ 2327 kJ/mol'dür, çünkü daha büyük iyodür iyonu yükleri birbirinden daha uzakta tutar.

Çözümlü örnek: sodyum klorür için bir Born–Haber döngüsü

Örgü enerjileri doğrudan ölçülemez; bu yüzden bir Hess yasası döngüsüyle bulunur. NaCl(s)'yi elementlerinden, tüm adımları ölçülebilir olan dolaylı bir yolla oluşturun ve sonra bu yolun doğrudan oluşum tepkimesiyle aynı toplamı vermesini şart koşun.

Çözümlü örnek 2. Şu adımları kullanın. Sodyumu süblimleştirin, Na(s) → Na(g): +107.5 kJ/mol; OpenStax Ek G'den Na(g)'nin ΔH°f değeri. Klor atomları oluşturun, ½ Cl₂(g) → Cl(g): +121.3 kJ/mol; Cl(g)'nin ΔH°f değeri. Sodyumu iyonlaştırın, Na(g) → Na⁺(g) + e⁻: +495.8 kJ/mol; NIST'in 5.1391 eV değerinden. Klora bir elektron ekleyin, Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g): −348.6 kJ/mol; NIST Chemistry WebBook'taki 3.6131 eV'luk elektron ilgisinden. Son olarak Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s) örgü enerjisini, U, açığa çıkarır.

Toplam tepkime Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s)'dir ve ΔH°f = −411.2 kJ/mol'dür. Dolayısıyla 107.5 + 121.3 + 495.8 − 348.6 − U = −411.2; bu da U = 787.2 kJ/mol verir. İyonlaşmanın, elektron ilgisinin geri verdiğinden daha fazla enerji gerektirdiğine dikkat edin. Büyük örgü enerjisi olmasaydı NaCl'nin elementlerinden oluşumu ekzotermik olmazdı. NaCl için yayımlanmış örgü enerjileri kullanılan veri ve yönteme göre yüzde birkaç farklılık gösterir (OpenStax 769 kJ verir); bu yüzden son basamakları değil eğilimleri karşılaştırın.

Bağ enerjilerinden tepkime entalpisini tahmin etme

Gaz fazı tepkimelerinde ΔH'ı bağları sayarak tahmin edebilirsiniz: ΔH ≈ Σ(kırılan bağların enerjileri) − Σ(oluşan bağların enerjileri). Tablolaştırılmış bağ enerjileri birçok molekül üzerinden alınmış ortalamalardır; bu yüzden sonuç yalnızca bir tahmindir ve oluşum entalpilerinden elde edilen değerden onlarca kilojoule sapabilir.

Çözümlü örnek 3. C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g) için ΔH'ı tahmin edin. Etilenin dört C–H bağı korunur; bu yüzden onları göz ardı edin. Kırılan: bir C=C (611 kJ/mol) ve bir H–H (436 kJ/mol), toplam 1047 kJ. Oluşan: bir C–C (345 kJ/mol) ve iki yeni C–H (2 × 415 kJ/mol), toplam 1175 kJ. ΔH ≈ 1047 − 1175 = −128 kJ. Ek G'den oluşum entalpisi değeri −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ'dür. Tahminin işareti doğrudur ve yaklaşık %6 içindedir.

Kaçınılması gereken bağlanma yanılgıları

Hataların çoğu kaba yol göstericileri kesin kurallar gibi ele almaktan veya işaret kurallarını karıştırmaktan kaynaklanır. En yaygın olanlar şunlardır.

• ΔEN = 1.8'i kovalent ile iyonik arasında keskin bir çizgi olarak görmek. Ölçek süreklidir ve HF ile SiF₄ gibi bileşikler kuralı bozar.
• Elektronegatifliği elektron ilgisiyle karıştırmak. Elektron ilgisi gaz hâlindeki bir atom için ölçülen bir enerjidir; elektronegatiflik ise bir bağdaki atomu tanımlar.
• Daha elektronegatif atomun her zaman beklediğiniz ametal olduğunu varsaymak. Tabloyu kontrol edin: B–H ve Si–H bağlarında negatif uç hidrojendir.
• Bağ enerjisi formülünü ters çevirmek. Formül, kırılan bağlar eksi oluşan bağlardır; oluşum entalpisi formülünün tersi sıradadır.
• Tek bir Born–Haber döngüsü içinde örgü enerjisi işaret kurallarını karıştırmak.
• Bir çift bağı iki tekli bağ olarak saymak. Bir C=C bağı (611 kJ/mol), iki C–C bağından (690 kJ/mol) daha zayıftır.