Kimyasal bağlar ve moleküllerin oluşumu
Kimyasal değerlilik
İki ve daha çok sayıda atomun aralarında kurdukları kimyasal bağlar sonucu moleküller oluşur. Kimyasal bağ iki atomu (molekülü) birlikte tutan çekici güç olarak tanımlanabilir.
Moleküllerin oluşumunu sağlayan kovalent bağların kurulmasında özellikle dış kabuk elektronları belirleyici rol oynar. 1916 yılında Lewis tarafından ortaya atılan bir düşünceye göre, iki atom arasında kurulan kovalent bağ, He ya da Ne gibi soy (asal) gazlarda görülen, 2 ya da 8 elektron içerikli kararlı bir dış kabuk düzeni (konfigürasyonu) oluşturur. Ancak, Lewis‘in bu düşüncesi kimyasal bağ gerçekleri ve elementlerin değerliliğini sınırlı olarak açıklayabilmektedir. Kuantum mekaniğinin öngördüğü modelde ise, kimyasal bağ, atomların dış kabuk yörüngeçlerindeki spin değerlerinin tamamlanma ilkesine dayanır. İki komşu atomun ters spin değerli elektrona sahip yörüngeçlerinin kesişmesi sonucu oluşan elektromagnetik çekim burada atomları birlikte tutan gücü oluşturur. Buna göre, kimyasal değerlilik bir elementin atomunun dış kabuğundaki tamamlanabilecek spin değerlerinin toplam sayısına eşittir. Bu düşünceden hareketle Şekil 2-3‘de gösterilen elementlerin örneğinde kimyasal değerlilik (valenz) kavramı açıklanabilir:
İlk sıradaki Hidrojen atomunun tek değerliliği ve Helyum atomunun eylemsizliği (inertliği) yukarıda belirtilen ilkelerle kolayca anlaşılır.
Aynı nedenlerden periyodik sistemin birinci gubunun ikinci üyesi olan Li atomundan tek değerlilik beklenir (LiCl).
Buna karşılık, Be‘un temsil ettiği ve değerliliğinin 2 olduğu bilinen ikinci grubunun elementlerinin eylemsiz olması beklenirdi. Fakat çok az enerji gerektiren bir uyarma sonucu s yörüngecindeki bir elektron bir p yörüngecine aktarıldığında beklenen 2 değerlilik ortaya çıkar (BeO).
Periyodik sistemin üçüncü grubunun üyelerinin üç değerliliği gene bir uyarma sonucu ortaya çıkmaktadır (B2O3). Ancak, bu grubun elementlerinin zaman zaman tek değerlilik de gösterdiği bilinmektedir (B4C).
Karbonun temsilcisi olduğu grup genellikle bir uyarma sonucu oluşan dört değerliliği ( örneğin: CO2) ile tanınır.Ancak, özellikle grubun yüksek atom ağırlıklı üyelerinde iki değerlilik de görülür. İki değerlilik, CO örneğinden de bilindiği gibi, karbonda da gözlenir.
Azotun bulunduğu beşinci grupta, üç değerlilik ve, bir uyarma üzerine oluşan yeni bir dış kabuk (n = 3) sonucu, beş değerlilik olanaklıdır ( NH3 ve N2O5 ). Beş değerlilik için gerekli uyarma enerjisi oldukça yüksek olmakla birlikte bu, tepkime ile açığa çıkan enerji ile karşılanabilmektedir.
Oksijenin bulunduğu altıncı grupta, özellikle oksijen için geçerli iki değerliliğin yanısıra, sülfür ve grubun daha alt sıralarındaki elementlerde (yine uyarma sonucu) dört ve altı değerlilik de bilinir (örneğin sülfürün oluşturduğu bileşikler: H2S, SO2 ve SO3).
Yedinci grubun yani halojen elementlerin üyeleri ise, bir değerlilik ve ayrıca üç, beş, yedi değerlilik gösterirler (örneğin HCl, HClO2, HClO3 ve HClO4).
Sekizinci grubun üyeleri eylemsizdir; tüm yörüngeçlerin dolu olmasından kaynaklanan kalımlı dış kabuk düzeni nedeniyle kimyasal bir tepkimeye girmezler.
Kimyasal bağ çeşitleri
Yukarıda anlatılan fiziksel ilkeler, elementlerin bağ kurmalarında geçerli kuralları belirler. Bağlar ise, atomdan moleküllerin ve moleküllerden ise canlı sistemlerin oluşmasında en belirleyici rolü oynar.
Kovalent bağlar: Yukarıda belirtildiği gibi, bu bağların oluşmasında atomların dış kabuklarındaki spin değerleri tamamlanmamış değerlik elektronları rol oynar. İki atomun birbirine yaklaşması ile iki yörüngecin kesişmesi olanak kazanır. Eğer elektron spinleri ters değerli ise, bu yörüngeçlerin kaynaşması ile meydana gelen elektromagnetik çekim, iki atomun bir arada tutulmasını ve dolayısıyla kovalent bağın oluşmasını sağlar (Şekil 2-4). Bu bağlarda değerlik elektronları atomlar arasında eşit oranda paylaşılır. Kovalent bağlar, iki atom arasında oluşan en güçlü bağlardır.
İyonik bağlar: Kovalent bağların özel bir şeklini oluşturur. Kovalent bağı oluşturan atomlardan birinin elektronegatif nitelikte olması durumunda görülür. Bu tip bağlarda değerliliği belirleyen elektron çifti elektronegatif atoma kaydığı için asimetrik bir elektron paylaşımı ortaya çıkar. Örneğin, NaCl gibi bir tuz molekülünde böyle bir elektron çifti elektronegatif klor atomunun üzerinde bulunur. Bunun sonucu ortaya çıkan bağ elektronegatif klor iyonuyla, elektropozitif sodyum iyonunun arasındaki elektrostatik çekim olarak düşünülebilir. İyonik bağın kuvveti buna göre Coulomb yasasına tabidir:
......q1 . q2
F = k ————— (2-1)
........r2
F= Vakum altında iyonik bağın kuvveti (Newton)
k= Elektrostatik çekim dursayısı (kcal . C-2 . m)
q1 ve q2= Etkileşen yükler (C Coulomb)
r = Etkileşen yükler arası uzaklık (m)
Tuzun suda çözünmesi sonucu dipolar su molekülleriyle etkileşerek ayrışan bu iyonlar arasındaki elektrostatik çekim kristal yapıdakine kıyasla çok daha düşüktür. Suyun yükler arasındaki etkileşimi perdeleme etkisi dielektrik dursayısı () ile ifade edilir. Bu işlevin denkleme (2-1) katılmasıyla Coulomb eşitliğinin çözeltilerde geçerli türevi elde edilir:
......q1 . q2
F = k ————— (2-2)
..... r2
İyonik bağlar gibi salt yük esaslı etkileşimler, özel bir yönelim göstermez.
Koordinasyon bağları: Bu tip bağlarda elektron çifti, bağı kuran atomlar tarafından verilir. Elektron vericisi olarak davranan F, O, N, vb. atomların dış kabuklarındaki serbest elektron çiftleriyle, alıcı atomların boş yörüngeçleri doldurulur. Koordinasyon bağlarının özgün örneklerini, metal atomlarının (özellikle geçiş metallerinin iyonlarının) oluşturduğu kompleks yapılarda görmek olanaklıdır. Örneğin, demirin iki değerlikli iyonu (Fe2) bu tür kompleks yapılar oluşturur (Şekil 2-5). Şekilde görüldüğü gibi H2O zayıf bir ligant olarak Fe2+‘nın elektron konfigürasyonunu etkilemez. CN- ise sahip olduğu güçlü bir elektrik alanı nedeniyle Fe2+ elektronlarını 3d yörüngeçlerinde çift oluşturacak biçimde yeniden düzenlenmesine yol açar. Hemoglobin örneğinde görüleceği gibi metal iyonlarının oluşturduğu kompleksler önemli biyolojik işlevlere sahiptir.
London-van der Waals (ya da Dipol-Dipol) bağı: Yukarıda iyonik bağ çeşidinde değişik elektrik yüklü iki iyonu elektrostatik çekimin bir arada tutarak bir tuz molekülünü oluşturduğunu gördük. Buna benzer bir elektrostatik çekim, geçici olarak karşıt elektrik yüklerine bürünen iki molekül arasında da görülür. Bu tip bir etkileşim için iyonik bağlarda olduğu gibi Coulomb yasası geçerlidir:
.......q1 . q2
U = k
(2-3)
........ rn
U = Etkileşim kuvveti (kcal/mn-1)
r = Etkileşen yükler arası uzaklık (m).
(Etkileşime katılan grupların niteliklerine göre, n 1 ile 6 arasında bir değer taşıyabilir.)
London-van der Waals (ya da Dipol-Dipol) Bağı olarak adlandırılan bu bağın oluşabilmesi için, bu moleküllerin dipolar bir niteliğe yani bir bölgelerinde sınırlı bir elektropozitif (q1) ve diğer bir bölgelerinde ise sınırlı bir elektronegatif (q2) yüke sahip olmaları gerekir. Bu elektriksel kutuplaşma geçici nitelikli olup, komşu moleküller arasındaki etkileşmelerden doğar. Bu etkileşimlere katılan grupların niteliğine göre etkileşimlerin türü, yönelimi, gücün uzaklıkla olan ters orantılı bağlantısının boyutu belirlenir.
Dipol-dipol etkileşimlerine dayanan van der Waals bağları, iyonik bağa oranla yakın uzaklıklarda (r-4 - r-6 değerleriyle orantılı olarak) çok etkili olabilmektedir. Dolayısıyla bu tip bağlar, özellikle hücre içinin yoğun ortamında, makromoleküllerin hücre altyapılarıyla etkileşmelerinde, örneğin ribozom üzerinde gerçekleşen protein biyosentezinde, DNA üzerinde RNA moleküllerinin oluşumunda ya da enzimatik kataliz sırasında büyük önem kazanır. Düzlemsel (aromatik)moleküllerin arasında oluşan ve etkileri r-6 ile orantılı olarak değişen dispersiyon güçleri ise bu moleküllerin üstüste tabakalandığı yapıları, örneğin DNA çift sarmal yapısını, kalımlı kılmada büyük rol oynar. Ancak, etkileşim gücü için önemli bir altsınır bulunmaktadır. Molekül ya da atomların etkileşimlerinin en kalımlı olduğu bir uzaklığın (ro) ötesinde çekim gücü azalır. Dış elektron yörüngeçleri kesişmeye başlayacak ölçüde yakınlaştıklarında karşılıklı olarak bir itim gücü oluşur. Daha ileri bir yakınlaşmaya koşut olarak itim gücü r-12 ile orantılı artar. Bu tür etkileşimlerde erişilebilecek en küçük uzaklık, etkileşen molekül ya da atomların van der Waals yarı çaplarının (R) toplamına eşittir. (Şekil 2-6). Atom ve moleküllerin van der Waals yarı çapları 0,1-0,2 nm arasında değişir (Tablo 2-1).
Hidrojen bağları: Hidrojen bağı, dipol-dipol bağının özel bir şeklini oluşturur. Hidrojen atomu, kovalent olarak elektronegatif bir atoma (örneğin oksijen, sülfür ya da nitrojene) bağlandığında, ortaya çıkan A-H yapısının elektriksel olarak kalıcı biçimde kutuplaştığı görülür. Hidrojen atomu (H) sınırlı bir pozitif yük kazanarak, çevresini de kutuplaştırıcı biçimde etkiler. Eğer çevrede sınırlı bir elektronegatif yüke sahip bir atom (B) bulunuyorsa, o zaman H ve B arasında bir etkileşme olanak kazanır.
Bu etkileşim iyonik bağdakinin aksine özgün bir yönelim gösterir. Ortaya çıkan ve hidrojen bağı olarak tanınan bu bağın kalımlılığı B molekülünün taşıdığı elektronegatif yükle orantılıdır. Hidrojen bağı genellikle noktalı bir çizgiyle gösterilir:
Hidrojen bağlarını oluşturan atomların özgün biçimde birbirine yönelik olması, bu oldukça yüksek bağ enerjisinin bir nedenidir. Buna karşılık kovalent bağ enerjisine (genellikle 50-100 kcal.mol-1) oranla hidrojen bağının oldukça zayıf olduğu görülür.
Hidrofobik etkileşimler: Metan (CH4) gibi hidrokarbon molekülleri, bağ oluşumuna katılan elektronlarının eşit olarak hidrojen ve karbon atomları arasında paylaşılmaları nedeniyle, elektriksel bir kutuplaşma göstermez. Böyle moleküller, polar su molekülleriyle hidrojen bağları kuramadıklarından, su içinde çözünme yeteneğinden yoksundur. Su evresinden kaçıp aralarında kümelenme eğilimi gösterir (örneğin misellerin iç bölümünde) (Şekil 2-8). Böyle sudan kaçan (hidrofobik) gruplar arasındaki çekici güce hidrofobik bağ adı verilir. Hidrofobik bağların esasını apolar gruplar arasında da oluşabilen van der Waals güçleri oluşturur. Hidrofobik bağların gücü (3-4 kcal.mol-1), van der Waals bağlarının yanısıra bu grupların, su evresinden polar su molekülleri tarafından dışlanmasından kaynaklanır.
Tüm değinilen kimyasal bağ çeşitleri, Tablo 2-2‘de topluca, güçleri (oluşum enerjileri) açısından, karşılaştırmalı olarak gösterilmiştir. Ayrıca, Şekil 2-9‘da kovalent olmayan etkileşim özellikleri toplu olarak verilmiştir.
Kovalent bağların aksine, oluşumları düşük miktarda enerji salınımıyla gerçekleşen, kolayca yeniden kırılabilen ve dolayısıyla çok kısa ömürlü (10-12s) olan iyonik bağlar, van der Waals ve hidrojen bağları ile hidrofobik ilişkiler zayıf bağlar olarak gösterilir. Bu bağlar, biyomoleküllerin suyun polar ortamında özgün üçboyutlu yapılarını kazanmalarında önemli rol oynar. Ayrıca, biyolojik tepkimelerin ön aşamaları, örneğin enzimlerin tepkimeye uğrattıkları substrat molekülleriyle etkileşimleri, bu tip zayıf bağlarla gerçekleşir. Böylece, biyoloji tepkimelerin özgünlüğünün yanısıra, yüksek hızı da güvenceye alınır.
Genel Biyoloji
-
Protista Alemi ve Genel Özellikleri
-
Hücrelerdeki farklı ve benzer yapılar
-
Ses Nedir ? Ses Nasıl Oluşur?
-
Kültürü Yapılan Fitoplankton Türleri Nelerdir?
-
Apoptoz: Programlı Hücre Ölümü Nedir?
-
Ribozom ve Protein Sentezi
-
Mikrotübüller ve İplikçikler
-
Hücre Zarları
-
Lipid Çift-Katmanın Keşfi
-
Biyoreaktör
-
Telomerler ve İnsan Telomerinin Kristalik Yapısı
-
Hücre Biyolojisinin Tarihsel Gelişimi
-
Hücre biyolojisi nedir ?
-
Biyolojik Çeşitlilik Nedir ?
-
Sinir Sistemi Yapısında Bulunan Hücre Tipleri ve Özellikleri Nelerdir?