Polar Kovalent Bağ Nedir? Özellikleri ve Örnekleri

Polar kovalent bağın tanımı ve oluşumu

Kovalent bağ, atomların elektron çiftlerini ortaklaşa kullanmasıyla oluşur. Bağı oluşturan atomlar aynı olduğunda ortak elektronlar iki çekirdek tarafından eşit çekilir. Farklı atomlar bir araya geldiğinde ise çekirdeklerin ortak elektronlara uyguladığı çekim aynı olmayabilir. Elektron çifti bir atom tarafından daha güçlü çekildiğinde paylaşım eşitliğini kaybeder ve polar kovalent bağ oluşur.

Bu süreçte elektronlar bir atomdan tamamen kopup diğerine geçmez. Ortak elektron çifti hâlâ iki atomu birbirine bağlar; yalnızca elektron yoğunluğu daha güçlü çeken atomun çevresinde artar. Böylece bağın bir ucu elektron bakımından görece zengin, diğer ucu görece fakir hâle gelir. Örneğin HCl molekülündeki ortak elektronlar klor atomunun çevresinde hidrojene göre daha fazla zaman geçirir. Bu nedenle H–Cl bağı polar kovalenttir; klor tarafı kısmi negatif, hidrojen tarafı kısmi pozitif özellik gösterir.

Dolayısıyla polar kovalent bağın oluşması için iki koşul birlikte düşünülür: Atomlar elektronlarını ortaklaşa kullanmalı ve bu ortak elektronlar iki atom arasında eşit dağılmamalıdır. Bu özellik, polar kovalent bağı hem eşit paylaşımın olduğu apolar kovalent bağdan hem de elektron aktarımının baskın olduğu iyonik bağdan ayırır.

Elektronegatiflik farkı ve ortak elektron çiftinin kayması

Elektronegatiflik, bir atomun kimyasal bağdaki ortak elektronları kendine doğru çekme eğilimidir. Kavramın ayrıntılı açıklaması için elektronegatiflik konusuna ayrılmış kaynağa bakılabilir.

İki bağlı atomun elektronegatiflikleri arasındaki fark, ortak elektron çiftinin hangi yöne kayacağını anlamaya yardımcı olur. Fark çok küçükse atomlar elektronları birbirine yakın ölçüde çeker ve bağ apolar karakter gösterir. Fark arttıkça elektron çifti daha elektronegatif atoma doğru daha fazla çekilir; bu da bağın polaritesini artırır. Bu nedenle elektronegatiflik farkı, polar kovalent bağın temel nedenidir.

H–Cl bağında klor, ortak elektronları hidrojenden daha güçlü çektiği için elektron yoğunluğu klor tarafına kayar. H–F bağında da aynı yönlü bir kayma vardır. Hidrojen ile flor arasındaki elektronegatiflik farkı H–Cl bağındakinden daha büyük olduğundan HF bağında elektronların flor tarafına çekilmesi daha belirgindir. Ancak bu bağlarda elektron çifti ortak kullanılmaya devam eder; bu durum, bağın iyonik değil polar kovalent olarak değerlendirilmesinin temelidir.

Elektronegatiflik farkı bağ türü hakkında yararlı bir yaklaşık ölçüt sunar, fakat bağın iyonik ya da kovalent karakterini değerlendirirken atomların metal veya ametal oluşu ve periyodik tablodaki konumları da dikkate alınır. Örneğin iki ametal arasındaki bağlar genellikle kovalent, metal ile ametal arasındaki bağlar ise çoğunlukla iyonik karakter taşır.

Kısmi yükler ve bağ dipolü

Polar kovalent bağda elektron yoğunluğu daha elektronegatif atoma kaydığı için atomlar tam yük kazanmaz; bunun yerine kısmi yükler oluşur. Elektronları daha güçlü çeken atom, çevresindeki elektron yoğunluğu arttığından kısmi negatif yükle gösterilir ve δ− sembolünü alır. Diğer atom elektron yoğunluğunun azalması nedeniyle kısmi pozitif yük taşır ve δ+ ile gösterilir. HCl için gösterim Hδ+–Clδ− şeklindedir.

Pozitif ve negatif kısmi yüklerin bağın iki ucunda ayrılması bağ dipolünü oluşturur. Bağ dipolü, yük ayrımının yönünü ve büyüklüğünü ifade eder; yön, daha az elektronegatif uçtan daha elektronegatif uca doğrudur. Elektronegatiflik farkı büyüdükçe bağ dipolünün büyüklüğü de genel olarak artar. Bu nedenle HF bağının dipolü, HCl bağının dipolünden daha büyük kabul edilir.

Bağ polaritesi ile molekül polaritesi aynı kavram değildir. Bir molekülün polar olup olmadığı, bağ dipollerinin birlikte değerlendirilmesine ve molekülün yapısına bağlıdır. Molekül geometrisi bu değerlendirmede belirleyici olduğundan ayrıntıları ilgili molekül geometrisi kaynağında incelenir.

Polar kovalent bağın apolar kovalent ve iyonik bağdan farkı

Apolar kovalent bağda ortak elektron çifti iki atom tarafından eşit ya da eşite çok yakın biçimde paylaşılır. Aynı tür atomlardan oluşan H₂ ve Cl₂ moleküllerindeki bağlar buna örnektir; atomların elektronegatiflikleri aynı olduğundan elektron yoğunluğu iki çekirdek arasında dengeli dağılır. Polar kovalent bağda ise atomlar farklı elektron çekme gücüne sahip olduğu için ortak çift bir tarafa kayar ve kısmi yükler ortaya çıkar. H–Cl ve H–F bağları bu gruba girer.

İyonik bağda elektronların ortaklaşa kullanılması yerine elektron aktarımı sonucunda zıt yüklü iyonlar oluşur ve bu iyonlar arasındaki elektrostatik çekim bağı oluşturur. Bu nedenle polar kovalent bağda elektron çifti iki atom arasında kalır, fakat eşit paylaşılmaz; iyonik bağda ise bağın açıklanmasında iyonların oluşumu ve aralarındaki çekim öne çıkar. Elektronegatiflik farkı sıfıra yakınsa apolar kovalent, orta düzeydeyse polar kovalent, çok büyükse iyonik karakter beklenebilir; bu sınırlar kesin bir sınıflandırma kuralı değildir.

Örneğin H–H bağı apolar kovalenttir, H–Cl bağı polar kovalenttir, Na–Cl ise iyonik bağa örnektir. Bu üçlü karşılaştırmada elektron paylaşımının eşitliği, kayması veya aktarılması ayırt edici noktadır.

Polar kovalent bağ içeren temel örnekler

HCl, HF ve H₂O polar kovalent bağları tanımak için temel örneklerdir. HCl’de hidrojen ve klor ortak bir elektron çifti kullanır; fakat elektron yoğunluğu klora kayar. Bu yüzden bağ hidrojen tarafında δ+, klor tarafında δ− olacak şekilde kutuplaşır.

HF’de hidrojen ile flor arasındaki ortak elektron çifti flor atomuna doğru çekilir. Florun elektronları çekme eğilimi daha güçlü olduğundan H–F bağı belirgin bir polar kovalent bağdır. Burada da elektronlar tamamen flordan oluşmuş bir çift hâline gelmez; iki atom arasında ortak kullanılmaya devam eder.

H₂O molekülünde oksijen ile her bir hidrojen arasındaki O–H bağı polar kovalenttir. Oksijen, ortak elektronları hidrojenlerden daha güçlü çektiği için oksijen tarafında kısmi negatif, hidrojen taraflarında kısmi pozitif özellik oluşur. Böylece H₂O, polar kovalent bağ içeren temel bir bileşik olarak incelenir. Bir molekülde birden fazla polar bağ bulunduğunda molekülün toplam polaritesini belirlemek için bağların yönlerinin birlikte değerlendirilmesi gerekir; Lewis yapıları ve molekül şekilleri bu değerlendirmeye yardımcı olan ayrı konulardır.