11.19
Ağ Kovalent Katıları
Ağ kovalent katılar, elmas, grafit, silikon gibi ametallerin kristal yapılarında ve silikon dioksit (kum) ve silikon karbür (karborundum, zımpara kağı…
Ağ örgülü kovalent katılar, güçlü kovalent bağlarla bir arada tutulan tek tek atomların geniş üç boyutlu ağından oluşan kristal katılardır. Ağ örgülü kovalent katılarının örnekleri arasında, sürekli bir karbon atomları ağına sahip olan elmas ve sürekli bir silikon ve oksijen atomları ağına sahip olan kuvars bulunur. Atomlar arasındaki son derece güçlü kovalent kuvvetler, bu katıları çok yüksek erime noktaları ile sertleştirir.
Örneğin, elmasta, her bir karbon atomu sp³ hibritlenir ve tek kovalent bağlar aracılığıyla dört komşu karbon atomuna tetrahedral olarak bağlanır. Bu güçlü bir şekilde birbirine bağlı ağ, elmasın alışılmadık sertliğini ve çok yüksek erime noktasını açıklar. Yerinden uzaklaştırılmış elektronlar olmadığı için elmas zayıf bir elektrik iletkenidir.
Kuartzda her silikon atomu dört oksijen atomuna bağlanır ve her oksijen atomu bir çift silikon atomu arasında paylaşılır. Güçlü silikon oksijen kovalent bağ, kuvarsın sertliğine ve yüksek erime noktasına neden olur. Grafit alışılmadık bir ağ örgülü kovalent katıdır çünkü yumuşaktır ve elektrik iletir.
Elmas gibi, grafit bir karbon allotropudur, yani iki malzeme farklı üç boyutlu düzenlemelerde karbon atomlarından oluşur. Grafitte, karbon atomları birbirine bağlı altıgen halkaların katmanları halinde düzenlenir. Her katmanda, her bir karbon atomu sp² hibritlenir ve üç komşu karbon atomuna kovalent olarak bağlanır.
Bağlanmayan elektronlar, tüm katman boyunca yer değiştirerek grafiti iyi bir elektrik iletkeni haline getirir. Ancak bu katmanlar yalnızca zayıf dağılım kuvvetleri tarafından bir arada tutulur. Sonuç olarak, katmanlar birbirlerinden kayarak grafiti yumuşak ve pullu hale getirebilir.
Bu nedenle grafit kurşun kalemde kullanılır. Karbon tabakaları kolaylıkla kağıda geçer.
View the full transcript and gain access to JoVE Core videos
Q1: What makes network covalent solids so hard and heat-resistant?
Network covalent solids are extremely hard and have high melting points because their atoms are held together by strong covalent bonds throughout a continuous three-dimensional structure. To melt or break these solids, covalent bonds must be broken, which requires enormous energy. Diamond, for example, melts above 3500°C due to its interconnected carbon atoms bonded tetrahedrally in all directions.
Q2: Why is graphite soft and conductive while diamond is hard and insulating?
Graphite and diamond are allotropes of carbon with different atomic arrangements. In graphite, carbon atoms form layers of hexagonal rings with delocalized electrons that conduct electricity, but weak dispersion forces between layers allow them to slide easily, making graphite soft. Diamond's three-dimensional tetrahedral bonding network with no delocalized electrons makes it hard and insulating.
Q3: What is the difference between sp3 and sp2 hybridization in carbon network solids?
In diamond, each carbon atom is sp3 hybridized and forms four single covalent bonds arranged tetrahedrally to neighboring carbon atoms. In graphite, carbon atoms are sp2 hybridized and form three covalent bonds within planar hexagonal layers. This difference in hybridization and bonding geometry directly explains why diamond is hard and graphite is soft and conductive.
Q4: How does the structure of quartz differ from diamond?
Quartz is a network covalent solid composed of silicon and oxygen atoms, where each silicon atom bonds to four oxygen atoms and each oxygen is shared between two silicon atoms. Like diamond, quartz has strong covalent bonding throughout its three-dimensional network, resulting in hardness and high melting points. However, quartz's composition and atomic arrangement differ fundamentally from pure carbon diamond.
Q5: What are allotropes and why do diamond and graphite have such different properties?
Allotropes are different structural forms of the same element. Diamond and graphite are carbon allotropes with vastly different properties because their atoms arrange differently in three dimensions. Diamond's tetrahedral bonding creates hardness in all directions, while graphite's layered structure with weak interlayer forces creates softness and flakiness, making it ideal for pencil lead.
Q6: Why can graphite conduct electricity while most network covalent solids cannot?
Graphite conducts electricity because its sp2 hybridized carbon atoms in hexagonal layers have nonbonding electrons that are delocalized across the entire layer. This electron mobility allows electrical current to flow. In contrast, diamond has no delocalized electrons because each carbon atom uses all its electrons in four localized covalent bonds, making it an insulator.
Q7: What makes graphene a promising material for future technology?
Graphene is a single-atom-thick sheet of graphite discovered in 2004. It combines strength and lightweight properties with excellent electrical and thermal conductivity. These properties make graphene promising for applications including advanced computer chips, improved batteries and solar cells, and stronger structural materials, earning its discoverers the 2010 Nobel Prize in Physics.