Kimyasal Bağlar: İyonik, Kovalent, Hidrojen ve van der Waals Bağları Nasıl Çalışır?

Elementlerin birbirleri ile nasıl etkileştiği; elektronlarının nasıl sıralandığına ve atomlarda elektronların yerleştiği en dış bölgede kaç elektron için boşluk olduğuna bağlıdır. Elektronlar çekirdek etrafında katmanlar oluşturan enerji seviyelerinde bulunur. En yakın katman, iki taneye kadar elektron tutabilir. İkinci ve üçüncü enerji seviyeleri sekiz taneye kadar elektron tutabilir. Bu sekiz elektron, dörtlü çiftler halinde dizilir ve herhangi bir çift tamamlanmadan önce, her çiftin bir konumu dolar. Başka bir katman dolmadan önce, her zaman çekirdeğe en yakın katman, ilk önce dolar.

Hidrojenin bir elektronu vardır; bu da demektir ki, en düşük katmanda tek bir yeri doludur. Eğer periyodik tabloya göz atarsanız, hidrojen ile helyumun ilk satırdaki tek elementler olduğunu görürsünüz. Bunun nedeni, sadece ilk katmanlarında elektron bulundurmalarıdır. Hidrojen ile helyum, en düşük katmanı olup başka katmanı olmayan tek iki elementlerdir.

Periyodik tabloya yeniden bakarsanız, 7 satır olduğunu fark edersiniz. Bu satır numaraları, her satırdaki elementlerin katman sayılarına karşılık gelir. Sütunlar soldan sağa ilerledikçe belirli bir satırın içindeki elementlerin elektron sayıları gittikçe artar. Her elementin katman sayısı aynı olsa bile her katman tamamıyla elektron ile dolu değildir. Periyodik tablonun ikinci satırına bakarsanız lityum (Li), berilyum (Be), bor (B), karbon (C), azot (N), oksijen (O), flor (F) ve neon (Ne) elementlerini bulursunuz. Bunların hepsi yalnızca ilk ve ikinci katmanları dolduran elektronlara sahiptir. Lityumun en dış katmanında sadece bir elektron bulunur, berilyumun iki, borun üç ve bütün katman neonda olduğu gibi sekiz elektronla dolana kadar böyle devam eder.

Tüm elementler en dış katmanlarını dolduracak kadar elektrona sahip değildir; ama atomlar en dış katmanlarındaki bütün elektron konumları dolduğunda en kararlı durumlarına ulaşır. En dış katmandaki bu boşluklardan dolayı, kimyasal bağların oluşumunu ya da moleküllerin oluşumu ile sonuçlanıp aynı veya farklı elementlerin iki veya daha fazlası arasında gerçekleşen etkileşimleri gözlemleriz. Atomlar, kararlılık durumlarını arttırmak için en dış katmanlarını tamamıyla doldurmaya eğilimli olacaklardır ve bu "amaçlarını" gerçekleştirmek için de elektron paylaşarak, başka bir atomdan elektron kabul ederek ya da başka bir atoma elektron vererek başka elementlerle bağ kuracaklardır. Düşük atom numarasına sahip elementler (atom numarası 20 olan kalsiyuma kadar) en dış katmanlarında sekiz tane elektron bulundurabildikleri için, buna "sekizli" anlamında oktet kuralı denir. Bir element, dış katmanını doldurmak ve oktet kuralına uymak için diğer elementlerle elektron paylaşabilir, onlara elektron verebilir ya da onlardan elektron kabul edebilir.

Bir atom, eşit sayıda proton ve elektron barındırmıyorsa, kendisine iyon adı verilir. Bu tür atomlarda elektron sayısı proton sayısına eşit olmadığından, her bir iyonun net bir yükü vardır. Pozitif iyonlar elektron kaybetme ile oluşur ve bunlara katyon adı verilir. Negatif iyonlar elektron edinme ile oluşur ve bunlara da anyon adı verilir.

Örneğin, sodyum en dış katmanında tek bir elektron bulundurur. Sodyumun o bir elektronu vermesi, dış katmanını doldurmak için yedi tane daha elektron kabul etmesinden daha az enerji alır. Eğer sodyum bir elektron kaybederse artık on bir protonu ve yalnızca on elektronu olur, bu da kendisini toplam +1 yüküyle bırakır. Adı, artık, sodyum iyonudur.

Klor, dış katmanında yedi elektron bulundurur. Aynı şekilde klorun bir elektron edinmesi, yedi elektron kaybetmesinden daha enerji tasarrufludur. Dolayısıyla; on yedi proton ve on sekiz elektrona sahip, net (-1) yüklü bir iyon oluşturmak için bir elektron edinmeye yatkındır. Adı, artık, klorür iyonudur.

Bir elementten diğerine olan bu elektron hareketine elektron transferi denir. Resim 1'in gösterdiği üzere, bir klor (Cl) atomu en dış katmanında 7 elektron bulundururken, bir sodyum atomu (Na) en dış katmanında 1 elektron bulundurur. Bir sodyum atomu katmanını boşaltmak için bir elektronunu verecektir ve bir klor atomu o elektronu katmanını doldurmak için kabul ederek klorüre dönüşecektir. Artık iki iyon da oktet kuralına uyuyordur ve tamamlanmış en dış katmanlara sahiptir. Bundan böyle elektron sayısı proton sayısına eşit olmadığından ikisi de iyondur ve +1 (sodyum) ile -1 (klorür) yüklerine sahiptir.

Principles of Biology

Güçlü Kimyasal Bağlar

İyonik Bağlar

Dört çeşit bağ ya da etkileşim türü vardır: iyonik, kovalent, hidrojen bağları ve van der Waals etkileşimleri. İyonik ve kovalent bağlar, kırılmaları için daha büyük bir enerji girişi gerektiren, güçlü etkileşimlerdir. Yukarıdaki sodyum atomu örneği gibi, bir element dış katmanından bir elektron verirse, pozitif bir iyon oluşur (Resim 2). Elektronu kabul eden element, artık negatif yüklüdür. Pozitif ve negatif yükler birbirlerini çektiğinden, bu iyonlar beraber kalır ve bir iyonik bağ ya da iyonlar arası bir bağ oluşturur. Elementler bağlanır ve genellikle bir elementin elektronu diğer elementle birlikte kalır. Na⁺ ve Cl^- iyonları NaCl üretmek için birleştiklerinde bir sodyum atomundaki bir elektron, klor atomundaki diğer yedi elektron ile kalır ve sodyumla klorür iyonları, net sıfır yüklü bir iyon kafesinde birbirlerini çeker.

Principles of Biology

Kovalent Bağlar

İki ya da daha fazla atom arasındaki başka bir güçlü kimyasal bağ çeşidi de kovalent bağdır. Bu bağlar, iki element arasında bir elektron paylaşıldığında oluşur ve yaşayan organizmalardaki en güçlü ile en yaygın kimyasal bağ şeklidir. Kovalent bağlar hücrelerimizdeki biyolojik molekülleri meydana getiren elementler arasında oluşur. Kovalent bağlar, iyonik bağların aksine, genellikle suda çözünmez.

Hangisi Daha Güçlü: İyonik Bağ mı, Kovalent Bağ mı?

İlginç olarak, kimyagerler ve biyologlar bağ kuvvetini farklı yollarla ölçer. Kimyagerler, bir bağın mutlak gücünü (teorik gücünü) ölçerken; biyologlar, bağların biyolojik bir sistemde nasıl davrandığıyla daha ilgilidir. Biyolojik sistemlerde bağlar, genelde suda çözünme biçimindedir (İng: "aqueous").

• Su içerisinde iyonik bağlar, kovalent bağlardan daha kolay parçalanır, bu yüzden de biyologlar iyonik bağların kovalent bağlardan daha zayıf olduğunu söyler.
• Eğer bir kimya ders kitabına bakarsanız, bunun tam aksini görürsünüz: İyonik bağların ayrışma enerjisi daha yüksektir ve bu nedenle kovalent bağlardan daha güçlüdürler.

Bu, incelediğiniz bakış açısına göre aynı bilginin nasıl farklı cevaplara yol açabileceğinin harika bir örneğidir.

Su moleküllerini oluşturmak için birleşen hidrojenle oksijen atomları birbirlerine kovalent bağlarla bağlıdır. Hidrojen atomundaki elektron, vaktini hidrojen atomunun dış katmanı ile oksijen atomunun tamamlanmamış dış katmanı arasında bölüştürür. Bir oksijen atomunun dış katmanını tamamen doldurmak için iki hidrojen atomundan iki elektrona ihtiyaç duyulur, bundan dolayı H₂O'da altsimge ''2''dir. Elektronlar atomlar arasında paylaşılır; vakitleri, her birinin dış katmanını ''doldurmak'' için bölüştürülür. Bu paylaşım durumu; dahil olan tüm atomlar için, dış katmanları dolmadan durdukları durumlarına kıyasla daha düşük enerjili bir haldir.

Apolar Kovalent Bağlar

İki çeşit kovalent bağ bulunur: polar ve apolar. Apolar kovalent bağlar ya aynı elementin iki atomu arasında ya da elektronları eşit olarak paylaşan farklı elementler arasında oluşur. Örneğin; bir oksijen atomu dış katmanlarını doldurmak için başka bir oksijen atomuyla bağlanabilir. Bu ortaklık apolardır çünkü elektronlar her bir oksijen atomu arasında eşit olarak dağılır.

İki oksijen atomu arasında iki kovalent bağ oluşur çünkü oksijen en dış katmanını doldurmak için paylaşılan iki elektrona gereksinim duyar. Azot atomları, her azot atomu en dış katmanını doldurmak için üç elektrona ihtiyaç duyduğundan dolayı, iki azot atomu arasında üç tane kovalent bağ (üçlü kovalent de denir) oluşturacaktır.

Başka bir apolar kovalent bağ örneği metan (CH₄) molekülünde bulunur. Karbon atomu en dış katmanında dört elektron bulundurur ve katmanını doldurmak için dört tane daha gereklidir. Bu dört taneyi, her atom bir tanesini karşılayacak şekilde dört hidrojen atomundan alır. Bu elementlerin hepsi elektronları eşit paylaşarak dört apolar kovalent bağ oluşturur (Resim 3).

Principles of Biology

Polar Kovalent Bağlar

Bir polar kovalent bağda, atomlar tarafından ortaklaşılan elektronlar bir çekirdeğe diğerinden daha yakın olarak daha çok vakit geçirir. Farklı çekirdekler arasında eşit olmayan elektron dağılımından dolayı kısmi pozitif (δ+) ya da kısmi negatif (δ–) yükleri ortaya çıkar.

Sudaki hidrojen ile oksijen arasındaki kovalent bağlar polar kovalent bağlardır. Ortak elektronlar oksijen çekirdeği yakınında daha çok vakit geçirerek ona küçük bir negatif yük, hidrojen çekirdekleri yakınında daha az vakit geçirerek bu moleküllere de küçük bir pozitif yük verir.

Daha Zayıf Bağlar

İyonik ve kovalent bağlar, kırılmaları için kayda değer bir enerji gerektiren kuvvetli bağlardır. Lakin, elementler arası bağların hepsi iyonik ya da kovalent değildir. Daha zayıf bağlar da oluşabilir. Bunlar kırılmak için çok enerji gerektirmeyen, pozitif ve negatif yükler arasında gerçekleşen çekimlerdir. Sıkça meydana gelen iki zayıf bağ, hidrojen bağları ve van der Waals etkileşimleridir. Bu bağlar suyun kendine mahsus özelliklerine ve DNA ile proteinlerin eşsiz yapılarına yol açar.

Hidrojen Bağları

Bir hidrojen atomu bulunduran polar kovalent bağlar oluştuğunda o bağdaki hidrojen atomu kısmi pozitif yüke sahip olur. Bunun nedeni paylaşılan elektronun diğer elemente doğru ve hidrojen çekirdeğinden uzağa daha güçlü çekilmesidir. Hidrojen atomu kısmi pozitif (δ+) olduğundan komşu negatif kısmi yüklere (δ–) çekilecektir. Bu gerçekleştiğinde bir molekülün hidrojen atomunun δ+ yükü ile diğer molekülün δ– yükü arasında zayıf bir etkileşim oluşur. Bu etkileşime hidrojen bağı adı verilir.

Bu bağ çeşidi yaygındır; örneğin, suyun sıvı yapısı su molekülleri arasındaki hidrojen bağlarından kaynaklanır (Resim 4). Hidrojen bağları suya yaşamı ayakta tutan eşsiz özellikler verir. Hidrojen bağları olmasaydı, su oda sıcaklığında sıvı yerine gaz olurdu.

Principles of Biology

Hidrojen bağları farklı moleküller arasında oluşabilir ve her zaman bir su molekülü içermek zorunda değildir. Herhangi bir molekül içindeki polar bağlardaki hidrojen atomları başka komşu moleküller ile bağ oluşturabilir. Örneğin; hidrojen bağları DNA molekülüne ayırt edici özelliği olan çift sarmallı yapısını vermek için iki uzun DNA sarmalını bir arada tutar. Hidrojen bağları aynı zamanda bazı üç boyutlu protein yapılarından da sorumludur.

Van der Waals Etkileşimleri

Aynı hidrojen bağları gibi, van der Waals etkileşimleri de moleküller arası zayıf çekim ya da etkileşimlerdir. Farklı moleküllerde, polar ve kovalent olarak bağlı atomlar arasında gerçekleşirler. Bu zayıf çekimlerden bazıları, elektronlar çekirdek etrafında hareket ettiklerinde oluşan geçici kısmi yüklerden kaynaklanır. Bu moleküller arası zayıf etkileşimler biyolojik sistemlerde önemlidir.

Ayrıca bazı sıra dışı bağlar da keşfedilmiştir. Bununla ilgili bir yazımızı buradan okuyabilirsiniz.