Bağ Çeşitleri: Kimyasal bileşiklerde atom, iyon ve molekül gibi temel kimyasal elementleri bir arada tutan kuvvetlere genel olarak kimyasal bağ denilmektedir. Kimyasal bağlanma kuantum mekaniğine göre, çekme ve itme kuvvetlerinin toplamının minimum olduğu durum olarak tanımlanır. Kimyasal bağlar, bağlanma özelliklerine göre dört ana grupta toplanır (Kittel 1971):
Elektron veya elektronların bir atomdan tamamen ayrılarak diğer atomun bünyesine geçtiği bağlara iyonik bağ denilmektedir. Bu durumda iki zıt yüklü iyon arasında karşılıklı Coulomb etkileşmesi bağı oluşur.
Van der Waals tipi bağlanmalar, genelde dışarıya karşı nötr olan gaz ortamlarında görülür. Bu tip atom yada moleküller belli bir uzaklığa geldiğinde aralarında çekici bir etkileşme oluşur. Kimyasal bağlar içinde en zayıf olan bağdır.
Elektronun veya elektronların atomlar tarafından ortaklaşa kullanıldığı bağlara kovalent bağ denilmektedir. Bu bağlanmalarda atomların enerji seviyeleri etkileşerek ortaklaşa kullanılacak elektronların yerleşeceği yeni enerji seviyeleri meydana gelir. Moleküler orbital teoriye göre, kovalent bağlanmada elektronlar molekülü oluşturan atomların çekirdekleri tarafından aynı anda çekilirler. Valans bağ teorisine göre, elektronlar atomların çekirdekleri tarafından aynı anda çekilmezler. Elektronlardan herbiri, ayrı atomun orbitallerinde bulunurlar ve belirli yerlerde ise bu elektronlar atomlar tarafından ortaklaşa kullanılmaktadır.
Bağı oluşturan elektronların herbiri birer atom tarafından sağlandığı gibi her ikiside tek bir atomdan sağlanabilir. Her iki elektron aynı atomdan alınıyorsa kovalent özellik taşıyan bu bağlara koordinatif bağ denilmektedir.
Metallerde, pozitif iyonlar bir elektron denizi içinde bulunmaktadır. Elektron denizini, metal atomunun en dış enerji seviyesindeki değerlilik elektronları meydana getirir. Elektron denizi ile pozitif metal iyonları büyük bir bağlayıcı kuvvete neden olur. Pozitif metal iyonları ve elektron denizi arasındaki çekim, elektron denizindeki elektronların ikili itmesini yendiği anda metalik bağ oluşur. Metallerin tüm özellikleri bu serbest elektronların varlığı ile açıklanmaktadır. Geçiş metallerinde ise en dış enerji seviyesindeki elektronlar yanında 3d elektronları da bu etkileşime katılmaktadır.
Valans Bağ Teorisi: Bu teoriye göre bu bağlanmada herhangi bir moleküler enerji seviyesi bulunmaz; sadece her atomdan alınan birer enerji seviyesinin birleşmesi söz
konusudur. Bir atomun enerji seviyesindeki çiftlenmemiş elektron, diğer atomun enerji seviyesindeki çiftlenmemiş elektronla etkileşir. Bu etkileşmeyle bir araya gelen elektronlar birbirinden ayırt edilemez ve karşılıklı olarak birbirlerinin yerini alabilirler. Bu etkileşme sonucunda sistemdeki enerji azalması bağ etkisini meydana getirir ve molekülü oluşturan her bir atom bağ yapmadan önceki özelliklerini büyük oranda korur.
Kristal Alan Teorisi: Zıt yüklü iyonlar arasındaki elektrostatik çekim kuvvetleri nedeniyle oluşur. Bu oluşum sırasında merkez olarak seçilen bir iyona en yakın zıt yüklü diğer iyonlar tarafından elektrostatik alan uygulanmaktadır. Zıt yüklü iyonların merkez iyona yaklaşma doğrultuları ve oluşan kristalin geometrik şeklini belirleyen bu elektrostatik alana, kristal alanı denilmektedir. Hans Bethe tarafından ilk kez 1929 yılında kristal içindeki iyonlara kristal alanın nasıl etkidiği araştırılmıştır (Söğüt 2000). Daha sonra, etrafındaki anyon ya da polar moleküllerin uyguladığı elektrostatik alanın geçiş metalleri katyonlarına etkisi incelenmiştir. Koordinasyon bileşiklerinin yapısını, geometrik şeklini ve manyetik özelliklerini belirlemede kullanılan bu yeni yönteme, önce kristal içindeki iyonlara uygulandığı için kristal alan teorisi adı verilmiştir.
Ligand Alan Teorisi: İnorganik bileşiklerde, bir merkez atomu (ICİ4- gibi) veya bir
karakteristik atomu (ClO" gibi) göstermek, çok atomlu gruplarda mümkündür. Karakteristik veya merkez atoma bağlı moleküller veya atomlar, radikaller ve böyle karmaşık çok atomlu gruplara ligand denir (Weast 1980). Kristal alan teorisinde, sadece ligandlarla meydana gelen alanlar dikkate alınırken , ligand elektronlarının etkileri ihmal edilir. Ligand alan teorisinde ise merkez atomu ile ligand atomu arasında n bağı söz konusudur. Bu bağ, merkez atomunun bir d enerji seviyesi ile ligand atomunun belirli bir enerji seviyesi arasında meydana gelmektedir. Bağın bütün elektronları merkez atomu tarafından sağlanmaktadır. Ligand atomlarında bulunan her enerji seviyesi, geometrisinden dolayı böyle bir bağ yapamaz. Böyle bir bağın oluşabilmesi için ligand enerji seviyelerinin simetrisi merkez atomunun enerji seviyesinin simetrisine uygun olmalıdır.
Moleküler Orbital Teori: Kuantum mekaniğine göre iki atomlu bir molekülün değerlilik orbitali, A ve B çekirdeklerine ait orbitaldir. Bu orbital, moleküler orbital olarak tanımlanmaktadır (William 1984). Moleküler orbitaller, bağ orbitalleri (a), anti- bağ orbitalleri (a* ) ve bağ yapmayan orbitaller olarak üçe ayrılır. Bağ yapmayan orbitaller merkez atomun orbitalleridir. Moleküler orbitaller atomik orbitallerin birleşmesiyle meydana gelir ve molekülü meydana getiren atomların çekirdekleri birbirinden uzaklaştırıldığında ortadan kalkar.
Elektronegatiflik: Elementlerin birbirleri ile kimyasal tepkimeye girmeleri en kısa yoldan en yakınlarındaki asal gazın daha kararlı olan elektron dağılımına ulaşma eğiliminden kaynaklanmaktadır (William 1984). Bu nedenle, kimyasal tepkimeye giren elementler, ya elektron vererek kendilerinden önceki, ya da elektron alarak kendilerinden sonraki asal gazın elektron dağılımını alırlar. Elementlerin elektron alabilme güçlerinin ölçüsüne elektronegatiflik denir. Buna göre elektronegatifli ği daha büyük olan element, küçük olandan elektron alır.
Elektron İlgisi: Atomların elektron alma alabilme yeteneklerine, ya da gaz fazında nötr bir atomun bir elektron aldığında ortaya çıkardığı enerjiye, elektron ilgisi denilmektedir (William 1984). Ancak çok az atomun elektron ilgisi ölçülmüştür. Atom numarası küçük atomun ilgisi, büyük atom numaralı atomdan daha fazla olmasının nedeni, küçük atom numaralı atoma katılan elektronun çekirdeğe daha yakın olmasından kaynaklanmaktadır.
İyonlaşma Enerjisi: Bir atomdan elektron koparmak için gereken minimum enerjidir.
Koordinasyon Sayısı: Merkez atomuna bağlı ligandların sayısına koordinasyon sayısı adı verilir. Bu sayı 2-12 arasında değişmekle birlikte çoğu bileşiklerde 4 ya da 6’dır.
Oksidasyon Sayısı: Bir atomun oksidasyon sayısı, bileşik içerisinde paylaşılan elektronlar atomlar arasında bölüşüldüğünde, atomun payına düşen elektrik yükünün büyüklüğü ve işaretidir. Bu sayı pozitif veya negatif olabilir.
Hibritleşme: Bir atoma ait iki ya da daha çok orbitalin kendi aralarında kaynaşarak farklı yönlere doğru uzanan aynı sayıda yeni orbitaller vermesine hibritleşme denir.