Gece Modu

Bu yazı, Evrim Ağacı'na ait, özgün bir içeriktir. Konu akışı, anlatım ve detaylar, Evrim Ağacı yazarı/yazarları tarafından hazırlanmış ve/veya derlenmiştir. Bu içerik için kullanılan kaynaklar, yazının sonunda gösterilmiştir. Bu içerik, diğer tüm içeriklerimiz gibi, İçerik Kullanım İzinleri'ne tabidir.

Her ne kadar kimyagerler sayesinde günümüzde kimya hızla gelişmeye devam ediyor olsa da, şüphesiz ki alandaki en büyük gelişmeler 19. ve 20. yüzyılda yaşandı. Bu dönemde kimyagerler, atomlar ve moleküller üzerinde çalışmalar yapıp makro ve mikro düzeyde geçerli olan teoriler ortaya koymuşlardır.

Fakat o dönemlerde kimyasal bağlar hakkında hiçbir sistematik bilgi yoktu. Daha önce kimyasal bağlar hakkında fikirler atıldıysa da, ilk ciddi çalışma 1916-1919 yılları arasında Gilbert N. Lewis, Irving Langmuir ve Walther Kossel tarafından yapıldı. Atomların bazı atomlarla tepkime verme isteği olması veya tepkime isteğinin sıfır olmasını açıklamak için bağlanma teorilerine ihtiyaç vardı. Lewis, kimyasal bağların elektron konfigürasyonları ile ilgili olduğunu düşünüyordu.

Bu yazıda, öncelikle bugüne kadar geliştirilen atom modellerini ele alacağız, sonrasındaysa elektron konfigürasyonu kavramına geçeceğiz. Böylece kimyasal bağlanma teorilerine geçiş yapabileceğiz.

Atom Modelleri

Atomlara dair ilk düşünceler Antik Yunan filozofları tarafından öne sürülmüştür. Democritus atomların çok küçük kürecikler olduğunu ve bunların bölünemeyeceğini öne sürmüştür. Democritus'a göre atomlar hep vardı ve hep var olacaklardır. Bunun yanında Democritus atomların sürekli bir hareket içinde olduğunu öne sürmüştür.

Democritus'un Atom Modeli
Democritus'un Atom Modeli
Sketchfab

1808 yılında ise John Dalton kendi atom modelini öne sürdü. Dalton'un atom modeli de tıpkı Democritus'un modeli gibi atomları bölünemeyen küçük küreler olarak betimler. Buna ek olarak Dalton aynı elementlerin atomlarının hepsinin aynı kütlede olduğunu ama farklı elementlerin atomlarının farklı kütlede olduğunu öne sürmüştür.

Dalton'a göre atomlar tam sayıda birleşerek bileşikleri oluşturuyordu. Bu düşünceye ise 1803 yılında kendi bulduğu katlı oranlar kanunu sayesinde vardı. Democritus sadece bir takım düşünceler öne sürmüşken Dalton kendi düşüncelerini deneylerle desteklemiştir. Bundan dolayı Dalton atom modeli bilim tarihinde çok önemlidir ve doğru önerdiği şeyler vardır. Dalton atom modelinin eksiklikleri döneminden kaynaklanmaktadır. O dönemde elektron ve diğer atom altı parçacıklar daha keşfedilmemişti.

1897 yılında J. J. Thomson elektronları keşfetti. Elektronlar keşfedilen ilk atom altı parçacıklardı ve negatif yüklülerdi. Daha sonra 1904 yılında Thomson yeni bir atom modeli ortaya sürdü. Bu model “üzümlü kek” adı ile de bilinmektedir. Elektronların negatif elektrik yüküne sahip olduğu ve bir atomdan yaklaşık 1000 kat daha küçük bir hacim kapladığı biliniyordu. Atomun ise nötr olduğu biliniyordu. Thomson bunu açıklamak için elektronların atomdaki pozitif maddenin içine rastgele dağıldığını öne sürdü. Atomu üzümlü bir keke benzetti; üzümler elektronu kek ise atomdaki pozitif yükü temsil ediyordu.

Thomson atom modeli
Thomson atom modeli
Brittanica

Bu teorinin yanlışlanması çok da uzun sürmedi. 1909 yılında Geiger - Marsden Deneyi veya bilinen adıyla Altın Folyo Deneyi yapıldı. Bu deneyin sonucunda atomun çekirdeği keşfedildi. Çekirdek atomun içinde çok küçük bir hacim kaplıyordu ve pozitif yüklüydü.

Atom modeli bu bilgiye göre güncellendi ve 1911 yılında Ernest Rutherford tarafından yeni bir model ortaya atıldı. Bu modele göre atom tıpkı güneş sistemimiz gibiydi. Çekirdek güneş gibi merkezde dururken elektronlar tıpkı gezegenler gibi çekirdeğin etrafında dönüyorlardı.  Çekirdeğin pozitif yükü elektronun negatif yükünü dengeliyor ve atom nötr oluyordu.

Rutherford atom modeli
Rutherford atom modeli
Brittanica

1913 yılında Niels Bohr ve Ernest Rutherford 1911 yılındaki modele kuantum mekaniğine uygun birkaç ekleme yaptı. Bu model Bohr Atom Modeli veya Bohr-Rutherford Atom Modeli adıyla bilinir. Bu modelin diğerlerine göre farkı, kuantum mekaniği ilkelerine uygun olmasıydı; yani enerjiyi kuantize olarak kabul etmesiydi. Bu sayede Rutherford atom modelinin açıklamakta yetersiz kaldığı birkaç konu açıklanabilir hale geldi. 

Bohr atom modeli
Bohr atom modeli
Brittanica

Bohr atom modelinin getirdiği yenilikleri açıklamak için önce kuantum mekaniği ile olan bağlantısını anlamalıyız. Bohr atom modeli enerjiyi kuantize yani kesintili olarak kabul eder. Enerji sürekli değildir ve minik paketçikler halinde taşınmaktadır. Kuantum mekaniğinin getirdiği devrim, kimyada çok büyük yankı buldu.

Atom teorileri hakkında daha fazla bilgiyi buradaki yazımızdan alabilirsiniz.

Kuantum, Kimyayı Nasıl Etkiledi?

Bohr atom modeli, tıpkı Rutherford atom modeli gibi elektronların çekirdeğin etrafında döndüğünü kabul eder ve buna ek olarak enerjinin kuantize olduğu gerçeğini de bu modelde kullanır. Elektronlar belirli enerjilere sahip yörüngelerde dolaşır. Elektronlar en kararlı olacak (en düşük enerji) şekilde bulunur.

Bohr atom modelindeki yörüngeler
Bohr atom modelindeki yörüngeler
ScienceABC

Bu yörüngelerin enerjileri çekirdekten uzaklaştıkça artmaya başlar. Bu yörüngeler baş kuantum sayısı denen bir sayı tarafından tanımlanır. NN ile ifade edilen bu sayı, bir doğal sayıdır.

Enerjinin kuantize olduğundan bahsetmiştik. Enerjiyi taşıyan parçacığın adı fotondur. Kütlesiz bir parçacıktır. Işık hem dalga hem de parçacık yapısındadır. Parçacık yapısındayken ışık fotondur. Fotonlar ve kuantize enerji seviyeleri sayesinde atomların absorbsiyon ve emisyon spektrumlarını açıklayabilir hale geldik. Elektronların üzerine gerekli enerjiye sahip foton düştüğü zaman foton enerjisinin tamamını elektrona aktarır ve elektron üst enerji seviyelerindeki yörüngelere çıkar.  Bu duruma uyarılmış atom denir.

Uyarılmış Durum
Uyarılmış Durum
Slide Serve

Tam tersi durumda da elektronlar daha üst enerji seviyesinden daha alt bir enerji seviyesine geçerken daha az enerjiye sahip olacağı için fazladan enerjiyi foton olarak gönderir. 

Atomun enerji yayması
Atomun enerji yayması
Slide Serve

Atomun fotonun enerjisini emmesine absorpsiyon adı verilirken foton aracılığı ile enerji yaymasına emisyon adı verilir. Emisyon ve absorpsiyon spektrumu, atomlar için parmak izi gibidir. Her atom için özeldir. Her atomun yörüngelerinin enerji seviyesi farklı olduğu için bu değerler atomlara özeldir.

Emisyon ve absorpsiyon spekturumlarının çalışma mekanizması
Emisyon ve absorpsiyon spekturumlarının çalışma mekanizması
Science Struck

Atomun üstüne gönderilen ışınlardan sadece belirli enerji seviyelerine sahip fotonlar emilir ve emilen fotonlara karşılık gelen dalga boylarında siyah çizgiler kalır.

Absorpsiyon spektrumu
Absorpsiyon spektrumu
Physics Forum

Uyarılmış atomdaki elektron daha kararlı olmak için tekrardan daha düşük seviyeli yörüngeler geçerken foton yayar ve bu fotonun sahip olduğu dalga boyunu emisyon spektrumunda gösterebiliriz.

Emisyon Spekturumu
Emisyon Spekturumu
Packer Intersections

Atomik spektrumların açıklanması ile birlikte Bohr atom modelindeki yörünge kavramı doğrulanmış oldu. Yörünge kavramı atomların elektron konfigürasyonunu anlamamızda kilit rol oynamaktadır.

Elektron Konfigürasyonu

Bir atomun elektron konfigürasyonu elektronların dizilişine dair bize bilgi verir. Bağlanma teorilerinin temeli bu bilgiden gelir. Örnek olarak Sodyum atomunu alalım.

Sodyum atomunun elektron konfigürasyonu
Sodyum atomunun elektron konfigürasyonu
Simple English Wikipedia

Sodyum atomunun 11 elektronu vardır. Gördüğümüz gibi yörüngelere 2/8/12/8/1 şeklinde dizilmiştir. Bu atomun en kararlı halidir çünkü elektronlar olabilicek en düşük enerji düzeylerindedir. Her bir yörüngenin baş kuantum sayısı adlı bir N doğal sayısı tarafından tanımlandığından bahsetmiştik. Elektronlar, 2N2 kuralına göre dizilirler. Her bir yörünge maksimum NN'in karesinin 2 katı kadar elektron alabilir. Bundan dolayı 2. yörüngeye 9. elektronu yerleştiremeyiz ya da 3. yörüngeye 21. elektronu yerleştiremeyiz. Bunlar, bir üst yörüngeye çıkmak zorundadırlar.

Lewis Bağlanma Teorileri

Bohr atom modelini öğrenmemiz Lewis bağlanma teorilerini açıklamamız için yeterlidir. Modern bağlanma teorileri çok daha fazla bilgi gerektirir.

Lewis bağlanma teorisi, atomların değerlik elektronları veya diğer adıyla valans elektronlarını kullanarak bağ yaptığını öne sürer. Değerlik elektronları atomun sahip olduğunu en dış yörüngedeki elektronlardır.

Dublet ve Oktet adı verilen iki kural vardır. Oktet kuralı atomların son katmanındaki elektron dizilimini soy gazlara benzetmeye çalışmasıdır. Atomlar değerlik elektron sayısını 8'e tamamlamayı dener. Dublet kuralı da benzer şekilde atomların elektron konfigürasyonunu helyum (He) elementine benzemek için 2'ye tamamlamayı denemeleridir. Soy gazların özel durumlar harici reaksiyona girme isteği sıfırdır; kararlı yapıdadırlar. Diğer elementler ise kararlı yapıya ulaşmak için oktet ve dublet kuralına uyarak soy gazlara benzemek isterler; bunu kimyasal bağlar aracılığı ile yaparlar.

Kimyasal bağlar en temelinde 2'ye ayrılır:

  • güçlü bağlar
  • zayıf bağlar

Bu yazı, güçlü bağları anlatmaktadır. Güçlü bağlar ise 3 çeşittir:

  • kovalent,
  • iyonik,
  • metalik bağ.

Lewis teorisi, iyonik ve kovalent bağlanmayı açıklayabilir.

Sodyum ve Klor atomları arasındaki iyonik bağ
Sodyum ve Klor atomları arasındaki iyonik bağ
Wikihow

İyonik bağlanmalarda metal atomları elektron bağışlayıcısı, ametal atomları ise elektron kabul edicisidir. Yukarıdaki örnekte sodyum bir değerlik elektronunu bağışlayarak soy gaz elektron konfigürasyonuna benzer, aynı şekilde klor bu elektronu alarak soy gaz elektron konfigürasyonuna benzer. Bu işleme iyonik bağ denir.

Hidrojen ve oksijen atomları arasındaki kovalent bağ
Hidrojen ve oksijen atomları arasındaki kovalent bağ
Wikihow

Görseldeki atomlardan H atomu hidrojen elementini, O atomu ise oksijeni temsil etmektedir. Hidrojenin değerlik elektron sayısı birdir ve dublet kuralına uyarak iki elektrona sahip olmak ister. Oksijenin değerlik elektron sayısı altıdır ve oktet kuralına uyarak sekiz elektrona sahip olmak ister. Bundan dolayı 2 hidrojen atomu birer elektronlarını oksijen atomu ile paylaşır ve oksijenin sekiz değerlik elektronu olmuş olur. Aynı zamanda oksijen bir elektronunu hidrojen ile paylaşır ve hidrojen de iki değerlik elektronuna sahip olmuş olur. Bu şekilde aralarında bir bağ kurulmuş deriz.

Atomların bağlanmalarını belirlemek için Lewis yapısı denen kavramları kullanabiliriz. İlk olarak her atomun etrafına değerlik elektronları yerleştirilir. Şemadaki her bir çizgi aslında atomlar arasında paylaşılan 2 elektronu ifade eder. Bu elektron çiftine bağ çifti denir. Eğer bir atom bir bağ ile oktete ulaşamıyorsa daha fazla bağ yapabilir. Bu daha fazla elektron paylaşılması demektir. Örnek üzerinden gidelim.

Wikimedia Commons

Karbon atomu dört değerlik elektrona sahip oksijen ise altı değerlik elektrona sahiptir. Lewis yapısındaki elektron çiftleri ikiye ayrılır. Bağlanmaya katılan çiftle bağ çifti, katılmayan çifte ise yalnız çift denir.

Tüm bildiklerimizi CO2 molekülünde uygulayalım. Yukarıdaki görseldeki tüm atomlar oktet kuralına uymuştur. Oksijenlerde iki yalnız çift vardır ve iki tane de bağ çifti vardır, bu şekilde her bir oksijen sekiz elektrona sahip olmuş olur. Karbon için ise karbonun tüm elektronları bağ çiftidir, 4 bağ çifti sayesinde sekiz elektronu vardır. Daha kolay anlaşılması için bağ çiftlerini çizgi ile gösterelim:

Quora

Bu işlemi kullanarak çok daha kompleks moleküllerdeki bağlanmaları bile açıklayabiliriz. Lewis yapıları ve bağlanma teorileri modern kimyanın temelini oluşturur. Lewis teorilerinin eksik kaldığı konular vardır: oktet kuralını aşan durumlar, toplamda tek sayıda elektrona sahip moleküller ve manyetizma ile ilgili açıklayamadığı durumlar vardır. Bu konuda devreye, modern bağlanma teorileri girmektedir: Valans Bağ Teorisi ve Moleküler Orbital Teorisi. Modern bağlanma teorileri klasik bağlanma teorilerinin çok daha fazla kuantum mekaniği içeren halleridir.

Bu İçerik Size Ne Hissettirdi?
  • Muhteşem! 3
  • Tebrikler! 5
  • Bilim Budur! 3
  • Mmm... Çok sapyoseksüel! 2
  • Güldürdü 0
  • İnanılmaz 1
  • Umut Verici! 1
  • Merak Uyandırıcı! 1
  • Üzücü! 0
  • Grrr... *@$# 0
  • İğrenç! 0
  • Korkutucu! 0
Kaynaklar ve İleri Okuma
  • R. H. Petrucci, et al. (2017). General Chemistry: Principles And Modern Applications. ISBN: 978-0132931281. Yayınevi: Pearson.
  • Britannica. Chemical Bonding. (2017, Aralık 23). Alındığı Tarih: 10 Aralık 2019. Alındığı Yer: Britannica | Arşiv Bağlantısı
  • Libretexts. Introduction To Chemical Bonding. (2019, Aralık 10). Alındığı Tarih: 10 Aralık 2019. Alındığı Yer: Libretexts | Arşiv Bağlantısı

Evrim Ağacı'na her ay sadece 1 kahve ısmarlayarak destek olmak ister misiniz?

Şu iki siteden birini kullanarak şimdi destek olabilirsiniz:

kreosus.com/evrimagaci | patreon.com/evrimagaci

Çıktı Bilgisi: Bu sayfa, Evrim Ağacı yazdırma aracı kullanılarak 05/04/2020 11:24:39 tarihinde oluşturulmuştur. Evrim Ağacı'ndaki içeriklerin tamamı, birden fazla editör tarafından, durmaksızın elden geçirilmekte, güncellenmekte ve geliştirilmektedir. Dolayısıyla bu çıktının alındığı tarihten sonra yapılan güncellemeleri görmek ve bu içeriğin en güncel halini okumak için lütfen şu adrese gidiniz: https://evrimagaci.org/s/7924

İçerik Kullanım İzinleri: Evrim Ağacı'ndaki yazılı içerikler orijinallerine hiçbir şekilde dokunulmadığı müddetçe izin alınmaksızın paylaşılabilir, kopyalanabilir, yapıştırılabilir, çoğaltılabilir, basılabilir, dağıtılabilir, yayılabilir, alıntılanabilir. Ancak bu içeriklerin hiçbiri izin alınmaksızın değiştirilemez ve değiştirilmiş halleri Evrim Ağacı'na aitmiş gibi sunulamaz. Benzer şekilde, içeriklerin hiçbiri, söz konusu içeriğin açıkça belirtilmiş yazarlarından ve Evrim Ağacı'ndan başkasına aitmiş gibi sunulamaz. Bu sayfa izin alınmaksızın düzenlenemez, Evrim Ağacı logosu, yazar/editör bilgileri ve içeriğin diğer kısımları izin alınmaksızın değiştirilemez veya kaldırılamaz.

Soru Sorun!
Öğrenmeye Devam Edin!
Evrim Ağacı %100 okur destekli bir bilim platformudur. Maddi destekte bulunarak Türkiye'de modern bilimin gelişmesine güç katmak ister misiniz?
Destek Ol
Gizle
Türkiye'deki bilimseverlerin buluşma noktasına hoşgeldiniz!

Göster

Şifrenizi mi unuttunuz? Lütfen e-posta adresinizi giriniz. E-posta adresinize şifrenizi sıfırlamak için bir bağlantı gönderilecektir.

Geri dön

Eğer aktivasyon kodunu almadıysanız lütfen e-posta adresinizi giriniz. Üyeliğinizi aktive etmek için e-posta adresinize bir bağlantı gönderilecektir.

Geri dön

Close
“Tek başımıza ne az, hep birlikte ne çok şey başarabiliriz!”
Helen Keller
İnsan Zekasının Evrimi: Neden Sadece İnsanın Beyni Bu Kadar Evrimleşmiştir?
Geri Bildirim Gönder