Lewis Nokta Yapısında Polar Ve Apolar Bağlar Ders Notu

Kovalent bağlar, atomlar arasında elektronların ortaklaşa kullanılmasıyla oluşur. Bu ortaklaşa kullanılan elektron çiftleri, atomları bir arada tutarak molekülleri meydana getirir. Kovalent bağların oluşumunda atomların elektronları çekme yetenekleri, yani elektronegatiflikleri önemli bir rol oynar. Bu yetenek farkı, bağın polar veya apolar olmasına neden olur.

Elektronegatiflik ve Bağ Polarlığı 🤔

Elektronegatiflik, bir atomun kovalent bağdaki elektronları kendine doğru çekme yeteneğinin bir ölçüsüdür. Farklı atomların elektronegatiflik değerleri genellikle birbirinden farklıdır. Bu farklılık, kovalent bağların karakterini belirler:

• İki atomun elektronegatiflik değerleri birbirine çok yakın veya eşitse, elektronlar atomlar arasında eşit şekilde paylaşılır.
• İki atomun elektronegatiflik değerleri farklıysa, elektronlar elektronegatifliği daha yüksek olan atoma daha yakın durur ve eşit şekilde paylaşılmaz.

Bu elektron paylaşımındaki eşitlik veya eşitsizlik durumuna göre kovalent bağlar ikiye ayrılır: Apolar Kovalent Bağ ve Polar Kovalent Bağ.

Apolar Kovalent Bağlar 🤝

Apolar kovalent bağ, aynı tür iki atom arasında oluşur. Bu durumda, bağ oluşturan atomların elektronegatiflik değerleri birbirine eşittir. Dolayısıyla, ortaklaşa kullanılan elektron çifti her iki atom tarafından eşit kuvvetle çekilir ve atomlar arasında eşit şekilde paylaşılır.

Apolar kovalent bağlarda elektronlar eşit paylaşılır. Bu nedenle bağın hiçbir bölgesinde kalıcı bir yük farklılığı oluşmaz.

Örnekler:

• Hidrojen Molekülü (\(H_2\)): İki hidrojen atomu arasında oluşur. Her iki H atomunun elektronegatifliği aynı olduğu için bağ elektronları eşit çekilir.
• Oksijen Molekülü (\(O_2\)): İki oksijen atomu arasında oluşur. Lewis yapısında oksijen atomları arasında çift bağ bulunur ve elektronlar eşit paylaşılır.
• Azot Molekülü (\(N_2\)): İki azot atomu arasında oluşur. Lewis yapısında azot atomları arasında üçlü bağ bulunur ve elektronlar eşit paylaşılır.
• Diğer örnekler: \(Cl_2\), \(F_2\), \(Br_2\), \(I_2\).

Apolar kovalent bağ oluşumu genellikle iki ametal atomu aynı olduğunda gözlenir.

Polar Kovalent Bağlar ⚡

Polar kovalent bağ, farklı tür iki ametal atomu arasında oluşur. Bu durumda, bağ oluşturan atomların elektronegatiflik değerleri birbirinden farklıdır. Elektronegatifliği daha yüksek olan atom, ortaklaşa kullanılan elektron çiftini kendine daha fazla çeker.

Polar kovalent bağlarda elektronlar eşit paylaşılmaz. Bu durum, atomlar üzerinde kısmi pozitif (\(\delta^+\)) ve kısmi negatif (\(\delta^-\)) yüklerin oluşmasına neden olur.

• Elektronları daha çok çeken (daha elektronegatif) atom kısmi negatif yük (\(\delta^-\)) kazanır.
• Elektronları daha az çeken (daha az elektronegatif) atom kısmi pozitif yük (\(\delta^+\)) kazanır.

Bu kısmi yükler, bağın bir ucu pozitif, diğer ucu negatif kutuplu olduğu için "polar" (kutuplu) olarak adlandırılır.

Örnekler:

• Hidrojen Klorür (\(HCl\)): Hidrojen ve klor atomları arasında oluşur. Klor, hidrojenden daha elektronegatiftir. Bu yüzden bağ elektronlarını kendine daha çok çeker.
  • H atomu kısmi pozitif yük (\(\delta^+\))
  • Cl atomu kısmi negatif yük (\(\delta^-\))
• Su Molekülündeki (\(H_2O\)) O-H Bağları: Oksijen, hidrojenden daha elektronegatiftir. Bu yüzden O-H bağlarında oksijen kısmi negatif, hidrojenler kısmi pozitif yüklüdür.
• Amonyak Molekülündeki (\(NH_3\)) N-H Bağları: Azot, hidrojenden daha elektronegatiftir. Bu yüzden N-H bağlarında azot kısmi negatif, hidrojenler kısmi pozitif yüklüdür.
• Diğer örnekler: \(HF\), \(HBr\), \(HI\), \(CO\), \(NO\), \(CH_4\) (C-H bağları).

Polar ve Apolar Kovalent Bağların Karşılaştırılması 📊

Özellik	Apolar Kovalent Bağ	Polar Kovalent Bağ
Oluştuğu Atomlar	Aynı tür ametal atomları	Farklı tür ametal atomları
Elektronegatiflik Farkı	Sıfır veya çok küçük	Sıfırdan farklı ve belirgin
Elektron Paylaşımı	Eşit	Eşit değil
Kısmi Yükler	Oluşmaz	Oluşur (\(\delta^+\), \(\delta^-\))
Örnekler	\(H_2\), \(O_2\), \(N_2\), \(Cl_2\)	\(HCl\), \(H_2O\) (O-H), \(NH_3\) (N-H), \(CO_2\) (C-O)

Önemli Notlar 💡

• Elektronegatiflik farkı arttıkça bağın polarlığı da artar.
• Bir bağın polar veya apolar olması ile molekülün tamamının polar veya apolar olması farklı kavramlardır. 9. sınıf düzeyinde sadece bağ polarlığına odaklanılmalıdır. Molekül polarlığı (tüm molekülün dipol momenti) daha üst sınıflarda işlenen bir konudur ve bağ geometrisi gibi ek bilgiler gerektirir.
• Lewis nokta yapısı, bağ elektronlarının ve ortaklanmamış elektron çiftlerinin yerini göstererek bağ polarlığını anlamamıza yardımcı olur.