Bağ Polaritesi, Dipol Momenti ve Yüzde İyonik Karakter

Bağ Polaritesi

İki bağlı atomun elektronegatifliğindeki (ΔEN) farkın mutlak değeri, bağda beklenen polaritenin ve dolayısıyla bağ türünün kaba bir ölçüsünü sağlar. Fark çok küçük veya sıfır olduğunda bağ kovalenttir ve polar değildir. Büyük olduğunda, bağ polar kovalent veya iyoniktir. H–H, H–Cl ve Na–Cl bağlarındaki atomlar arasındaki elektronegatiflik farklarının mutlak değerleri sırasıyla 0 (polar olmayan), 0,9 (polar kovalent) ve 2,1’dir (iyonik). 

Elektronların atomlar arasında paylaşılma derecesi tamamen eşit (saf kovalent bağ) ile hiç (iyonik bağ) arasında değişir. 

• Örneğin, HF’deki H ve F atomları 1,9’luk bir elektronegatiflik farkına sahiptir ve NH₃‘teki N ve H atomları 0,9’luk bir farka sahiptir, ancak bu bileşiklerin her ikisi de polar kovalent olarak kabul edilen bağlar oluşturur. 
• Benzer şekilde, NaCl’deki Na ve Cl atomlarının elektronegatiflik farkı 2.1’dir ve MnI₂‘deki Mn ve I atomları 1,0’lık bir farka sahiptir, ancak bu maddelerin her ikisi de iyonik bileşikler oluşturur.

Bir bağın kovalent veya iyonik karakterine ilişkin en iyi rehber, ilgili atom türlerini ve bunların periyodik tablodaki göreceli konumlarını dikkate almaktır. 

• İki ametal arasındaki bağlar genellikle kovalenttir.
• Bir metal ile ametal arasındaki bağ genellikle iyoniktir.

Bazı bileşikler hem kovalent hem de iyonik bağlar içerir. OH^–, NO₃⁻  ve NH₄⁺ gibi çok atomlu iyonlardaki atomlar, polar kovalent bağlarla bir arada tutulur. Bununla birlikte, bu çok atomlu iyonlar, zıt yükteki iyonlarla birleşerek iyonik bileşikler oluşturur. Örneğin, potasyum nitrat, KNO₃, K⁺ katyonunu ve çok atomlu NO₃⁻ anyonunu içerir. Bu nedenle, potasyum nitratta bağlanma iyoniktir, K⁺ ve NO₃⁻ iyonları arasındaki elektrostatik çekimden ve NO₃⁻‘daki nitrojen ve oksijen atomları arasındaki kovalenttir.

Moleküler Polarite ve Dipol Moment

Daha önce tartışıldığı gibi, polar kovalent bağlar, elektronlar daha elektronegatif atoma doğru çekildikçe, farklı elektronegatifliklere sahip iki atomu bağlayarak, bir atomu kısmi pozitif yüklü (δ+) ve diğer atomu kısmi negatif yüklü (δ–) bırakır. Bu yük ayrımı, bir bağ dipol momentine yol açar. Bir bağ dipol momentinin büyüklüğü Yunanca mu (µ) harfi ile temsil edilir ve burada gösterilen formülle verilir; burada Q, kısmi yüklerin büyüklüğüdür (elektronegatiflik farkı ile belirlenir) ve r yükler arasındaki mesafedir:

Bağ momenti, hem yön hem de büyüklüğe sahip olan bir vektör olarak gösterilebilir. Dipol vektörleri, daha az elektronegatif atomdan daha elektronegatif atoma doğru olan bağla birlikte işaret eden oklar olarak gösterilir. Bağın kısmen pozitif ucunu belirtmek için daha az elektronegatif uca küçük bir artı işareti çizilir. Okun uzunluğu, iki atom arasındaki elektronegatiflik farkının büyüklüğü ile orantılıdır.

Tam bir molekül, moleküler yapısına ve bağlarının her birinin polaritesine bağlı olarak bir yük ayrımına da sahip olabilir. Böyle bir yük ayrımı mevcutsa, molekülün bir polar molekül (veya dipol) olduğu söylenir; aksi takdirde molekülün polar olmadığı söylenir. Dipol moment, bir bütün olarak moleküldeki net yük ayrımının kapsamını ölçer. Dipol moment, moleküler yapı dikkate alınarak üç boyutlu uzayda bağ momentleri eklenerek belirlenir.

Diatomlu moleküller için yalnızca bir bağ vardır, bu nedenle bağ dipol momenti moleküler polariteyi belirler. Br₂ ve N₂ gibi homonükleer iki atomlu moleküllerin elektronegatiflikte hiçbir farkı yoktur, bu nedenle dipol momentleri sıfırdır. CO gibi heteronükleer moleküller için küçük bir dipol momenti vardır. HF için daha büyük bir dipol momenti vardır çünkü elektronegatiflikte daha büyük bir fark vardır.

Bir molekül birden fazla bağ içerdiğinde, geometri dikkate alınmalıdır. Bir moleküldeki bağlar, bağ momentleri birbirini takip edecek şekilde düzenlenmişse (vektör toplamı sıfıra eşittir), o zaman molekül polar değildir. CO₂‘deki durum budur. Bağların her biri kutupsaldır, ancak molekül bir bütün olarak kutupsuzdur. Lewis yapısından ve VSEPR teorisi kullanılarak CO₂ molekülünün, karbon atomunun zıt taraflarında polar C=O bağları ile doğrusal olduğu belirlenir. Bağ momentleri birbirini götürür çünkü zıt yönlere işaret ederler. Su molekülü durumunda, Lewis yapısı yine bir merkezi atoma iki bağ olduğunu gösterir ve elektronegatiflik farkı yine bu bağların her birinin sıfır olmayan bir bağ momentine sahip olduğunu gösterir. Ancak bu durumda, moleküler yapı O üzerindeki yalın çiftler nedeniyle bükülür ve iki bağ momenti birbirini götürmez. Bu nedenle, suyun net bir dipol momenti vardır ve bir polar moleküldür (dipol).

Bu metin bu kaynaktan uyarlanmıştır: Openstax, Chemistry 2e, Chapter 7.2: Covalent Bonding and  Openstax, Chemistry 2e, Chapter 7.6 Molecular Structure and Polarity.