Tel:

Fax:

Email:

www.hayatiboskut.com.tr

Celal Bayar Üniversitesi

Tübitak

Y.Ö.K

ÖSYM

Resmi Gazete

İletisim

Ana Sayfa

Hakkımızda

Tüm Programlar

Makaleler

Copyright ©  Tüm hakları saklıdır. Kodlama ve Tasarım Öğretim Görevlisi: Hayati BOŞKUT

 İletişim | Üniversite Web Adresleri

7.3.2.3.1 Pauling ve Mulliken Elektronegativite Tanımları

Pauling Elektronegativite Tanımı

                     Pauling elektronegativiteyi tanımlamak için molekülde kısmi yüklerin oluşumu ile meydana gelen bağ enerjisindeki artıştan faydalanmıştır.

EA-B molekülde pozitif ve negatif kısmi yüklerin oluşumu ile ortaya çıkan bağ enerjisindeki artış, A, B A ve B atomlarının elektronegativite değerleridir. EAB  değerine iyonik rezonans enerjisi de denmektedir. Çünkü bu enerji moleküldeki iyonik karekterli rezonans yapılarından

ileri gelir. İyonik rezonans enerjisi aynı zamanda,

eşitliği ile de hesaplanabilir:

Formüldeki EA-B , EA-A ve EB-B terimleri sırasıyla; A-B, A-A ve B-B moleküllerinin denel bağ enerjileridir. Ölçülebilen bağ enerjileri yardımıyla önce iyonik rezonans enerjisi EA-B sonra A- B farkı bulunur. Bu denklemler kullanılarak sadece, iki atom arasındaki elektronegativite farkı hesaplanabilmektedir. Bir elementin gerçek elektronegativite değerlerine ulaşmak için; Pauling 2. periyot elementleri için teorik değerler kabul ederek, bu değerleri referans almıştır. (Bunlar; Li = 1, Be = 1.5, B = 2, C = 2.5, N = 3.0, O= 3.5, F = 4.0 şeklindedir.) Bir elementin elektronegativitesi, 2. periyot elementlerinden biri ile olan bileşiğinin bağ enerjisi ölçülerek bulunur. 

                 Buna göre; Pauling elektronegativite değerlerini hesaplayabilmek, iki atomlu bir molekülde atomlardan birinin elektronegativitesini bilmekle mümkün olmaktadır.

Mulliken Elektronegativite Tanımı

Mulliken'e göre elektronegativite, iyonlaşma enerjisi ile elektron ilgisinin aritmetik                                             ortalamasıdır.

(İE)V ile (Eİ)V atomun valens hali iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisidir. Valens hali bir atomun diğer bir atom ile etkileşime girdiğinde; orbitallerini kimyasal bağ yapmak üzere düzenlediği eksite durumdur. O halde; (İE)V ve (Eİ)V uyarılmış haldeki atomun iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisidir.

7.3.2.4 Polarizasyon ve Deformasyon

                 Polarizasyon pozitif yüklü katyonların negatif yüklü anyonların elektron bulutlarını elektrostatik olarak etkilemesi şeklinde tanımlanır. Özellikle, Cu2+, Zn2+, Sn2+, Hg22+, Hg2+, Ag+ gibi yarıçapları küçük ve etkin çekirdek yükleri (Z*) rölativ büyük, dolayısıyla yoğun pozitif yüke sahip katyonlar, anyonik yapıdaki iyonların kendilerine göre daha hacimli olan orbitallerini kendilerine doğru çekerler. Bu etkileşme sonunda (-) yüklü iyonların orbitalleri deforme olur. Anyonun (-) yükü ve hacmi ne kadar büyükse o kadar kolay deforme olur. Katyonların polarizasyon gücü yükün artmasıyla ve iyon yarıçapının azalmasıyla artar.

            Bu açıklamalarla; katyonların yük/yarıçap oranının büyümesi ile polarizasyon güçlerinin arttığı, anyoların yük/yarıçap oranının büyümesi ile de daha kolay deformasyona uğrayabilecekleri sonucu çıkmaktadır.Polarizasyon sebebiyle iyonik yapıdaki bağlar ideal halden saparlar. Negatif yük katyona normalden daha fazla yaklaşır ve iyon bağının enerjisi artar. Bu şekilde iki iyonun orbitalleri iyonik bağ için gerekenden daha büyük oranda ilave bir girişim yaparak ideal iyonik bağda mevcut olmayan bir durumu ortaya çıkarır. Bu orbital girişimi görünür alanda bir ışık absorbsiyonuna sebep olur ki, böyle bileşiklerin renkli oluşları polarizasyon etkisi ile açıklanır. Gümüş halojenür bileşiklerinde polarizasyon etkisi açık bir şekilde görülür.

Fluordan iyoda doğru halojenlerin orbital hacimlerinin (yük/yarıçap oranlarının) büyümesi sonucu AgBr ve AgI bileşiklerinde Br ve I iyonlarının Ag'ün polarizasyon etkisi ile deformasyonu daha belirgin hale gelmektedir.

7.3.2.5 Polar Kovalens Bağ

           Kovalens bağlı bileşiklerde atomların elektronegativiteleri az da olsa farklı ise, bağ elektronlarının yoğunluğu her iki atoma eşit uzaklıkta değildir. Elektronlar elektronegativitesi yüksek olan atomda bulunma eğilimini daha fazla taşırlar ve bu sebeple, bu atom üzerinde negatif yük artması meydana gelir. Buna karşılık diğer atomda negatif yük fakirleşmesi sonucu pozitifleşme görülür. Kovalens bileşiklerde moleküller tüm olarak nötral yapılardır, söz konusu edilen yük artması ve azalması hiçbir zaman bir tam yüke (4.8 10-10 esyb) karşılık gelecek kadar büyük olamaz. Olduğu takdirde molekül yapısı iyonlaşma nedeniyle ortadan kalkar. O halde; molekül içindeki yük dağılımının homojenliğini kaybetmesi ile kısmi (bölümsel) yüklenme meydana gelmektedir.

           Klor ve hidrojen gibi aynı elementten meydana gelmiş diatomik moleküllerde, bağ elektronlarının elektron yoğunluğu elektron ilgileri dolayısı ile elektronegativiteleri eşit olduğu için iki atomun arasında hemen hemen homojen dağılmıştır. Bu moleküle pratikte bir elektrik yükü simetrisi sağlar. Pozitif yükün ağırlık merkezi negatif yükün ağırlık merkezi ile aynıdır. Böyle bir moleküle apolar molekül denir.

          Böyle bir molekül elektrik alanda yönelmez. Oysa iki farklı atomdan meydana gelen ve yine kovalens bağlı bir bileşik olan HCl molekülünde klor atomu ortak elektron çiftini hidrojen atomuna göre daha büyük bir kuvvetle çeker. Elektron çifti klor atomuna daha yakındır ve molekül bakımından simetrik değildir, molekülün klor yanı kısmi negatif(-), hidrojen yanı kısmi pozitif (+) yüklenir. Tam yükten ayırdetmek amacıyla kısmi yükler parentez ile gösterilir.

Mavi ok pozitif, kırmızı ok ise negatif yüklerin merkezini göstermektedir. İlk iki bağ örneği apolar üçüncüsü ise polardır.

Elektrik alanın içinde HCl molekülünün klor tarafı pozitif yüklü levhaya, hidrojen tarafı da negatif yüklü levhaya doğru yönlenir. O halde HCl molekülündeki kovalens bağ polarize, molekül de polar moleküldür. Buna göre, hidrojen ile klor arasındaki bağ polar kovalens bağdır.

7.3.2.6 Moleküllerin Polarlığı

         Polar moleküller aynı zamanda dipol kavramı ile de tanımlanır. Elektrik yükü (q) ile yüklerin ağırlık merkezleri arasındaki uzaklığın (r) çarpımı dipol momenti   (= q .r) verir. Birimi, esyb. cm olup 10-18 esb.cm büyüklüğü 1 Debye(1 D) olarak kabul edilmiştir.Ancak kovales bağın polarlığı o molekülün mutlaka polar olmasını gerektirmez, molekülün polar olmasında geometrisinin de rolü vardır. Örneğin; karbondioksit polar kovalens bağlı apolar bir moleküldür. CO2 lineer (doğrusal) geometri gösteren bir moleküldür. Oksijenin daha elektronegatif olması yüzünden karbon ile oksijen arasındaki çift bağ polardır. 

         Kovalens bağlar vektörel (yönelmiş) kuvvetler olduklarından molekülde bağ kuvveti oksijen atomlarına doğru yönlenmiştir. Oksijen atomları eşit oranda kısmi (-) yüklendiğinden aynı doğru üzerinde yer alan ters yönlü eşit iki vektör söz konusudur ve molekülün tümünde yük dağılımı simetrik olduğu için CO2 apolardır. Oysa açısal yapıda olan su molekülü polar kovalens bağlı polar bir moleküldür. Çünkü; O-H arasında elektronların oksijen üzerine olan eğilimleri ile ortaya çıkan vektörel kuvvetlerin bileşkesi yeni bir vektör olup molekülün dipol momentini oluşturur

Karbondioksidin dipol momentinin sıfır olması simetrik yapıda olduğunu gösterir. Su molekülünün bir dipol momente sahip olması ise açısal yapısını ortaya koymaktadır.

İki farklı molekülun bağlarının 3 boyutlu görünümü.