Kimyasal Bağlar

İyonik Bağ

• Metal ve ametal atomları arasında elektron alışverişiyle oluşan katyon ve anyonların elektrostatik çekimi. Elektronegatiflik farkı genellikle 1,7'den büyüktür.
• Özellikler: Oda koşullarında kristal katı; erime ve kaynama noktaları yüksek; katı hâlde elektrik iletmez, eriyik ve sulu çözeltide iletir; sert ve kırılgandır.
• Örgü enerjisi: İyon yükleri arttıkça ve iyon yarıçapları küçüldükçe artar (MgO > NaCl). Born-Haber döngüsü ile hesaplanır.

Kovalent Bağ

• Ametal atomlarının elektronlarını ortaklaşa kullanmasıyla oluşur. Apolar kovalent (aynı atomlar arasında: H₂, Cl₂) ve polar kovalent (farklı elektronegatiflikteki atomlar: HCl, H₂O) bağ.
• Koordine kovalent (datif) bağ: Ortaklaşılan elektron çiftinin tamamı bir atomdan gelir (NH₄⁺, H₃O⁺, kompleks iyonlar).
• Bağ derecesi ve uzunluğu: Tekli (σ), ikili (1 σ + 1 π), üçlü (1 σ + 2 π) bağ. Bağ derecesi arttıkça bağ uzunluğu kısalır, bağ enerjisi artar.
• Lewis yapıları ve oktet kuralı: İstisnalar: eksik oktet (BF₃, BeCl₂), genişlemiş oktet (PCl₅, SF₆; 3. periyot ve sonrası), tek sayıda elektronlu moleküller (NO, NO₂). Formal yük = değerlik elektronu − (bağ yapmamış elektron + bağ elektronlarının yarısı). Rezonans: Tek bir Lewis yapısıyla gösterilemeyen moleküller (O₃, CO₃²⁻, benzen).

Molekül Geometrisi (VSEPR)

• Merkez atom çevresindeki elektron çiftleri birbirini en uzak tutacak şekilde dizilir. Ortaklanmamış çiftler bağ çiftlerinden daha fazla itme yapar.
• AX₂ doğrusal (180°; CO₂, BeH₂); AX₃ düzlem üçgen (120°; BF₃); AX₂E kırık doğru (SO₂); AX₄ düzgün dörtyüzlü (109,5°; CH₄); AX₃E üçgen piramit (≈107°; NH₃); AX₂E₂ kırık doğru (≈104,5°; H₂O); AX₅ üçgen çift piramit (PCl₅); AX₆ düzgün sekizyüzlü (SF₆); AX₄E₂ kare düzlem (XeF₄).
• Molekül polarlığı: Bağ dipollerinin vektörel toplamı sıfırsa molekül apolardır (CO₂, CH₄, BF₃ simetrik); değilse polardır (H₂O, NH₃).

Hibritleşme ve Molekül Orbital Kuramı

• Hibritleşme: sp (doğrusal, 180°), sp² (düzlem üçgen, 120°), sp³ (dörtyüzlü, 109,5°), sp³d (üçgen çift piramit), sp³d² (sekizyüzlü). Etende C atomları sp², etinde sp, metanda sp³ hibritleşmesi yapar.
• Molekül orbital (MO) kuramı: Atom orbitalleri birleşerek bağ ve karşı bağ (antibağ) orbitalleri oluşturur. Bağ derecesi = (bağ elektronları − antibağ elektronları)/2. O₂ molekülünün paramanyetik olması (iki eşleşmemiş elektron) Lewis yapısıyla açıklanamaz, MO kuramıyla açıklanır. He₂ için bağ derecesi 0'dır (kararsız).

Metalik Bağ

Metal katyonları ile serbest dolaşan değerlik elektronları (elektron denizi) arasındaki çekim. Elektrik ve ısıyı iyi iletme, tel ve levha hâline getirilebilme, parlaklık bu modelle açıklanır. Değerlik elektron sayısı arttıkça ve atom yarıçapı küçüldükçe metalik bağ güçlenir. Bant teorisi iletken, yarı iletken ve yalıtkanları açıklar.

Zayıf Etkileşimler (Moleküller Arası Kuvvetler)

• Van der Waals kuvvetleri: Dipol-dipol (polar moleküller), London (dağılma) kuvvetleri (tüm moleküllerde; molekül kütlesi ve yüzey alanı arttıkça artar), dipol-indüklenmiş dipol, iyon-dipol (tuzun suda çözünmesi).
• Hidrojen bağı: H atomunun F, O veya N'ye bağlı olduğu moleküller arasında; en güçlü zayıf etkileşim. Suyun yüksek kaynama noktası, buzun suda yüzmesi, DNA sarmalının yapısı, proteinlerin ikincil yapısı hidrojen bağıyla açıklanır.
• Zayıf etkileşimler arttıkça kaynama noktası, erime noktası, viskozite ve yüzey gerilimi artar; buhar basıncı azalır.