Kimyasal bağ

Karbon (C), hidrojen (H) ve oksijen (O) arasındaki kimyasal bağların Lewis nokta tarzı temsili örnekleri. Lewis nokta diyagramları kimyasal bağları tanımlamak için erken bir girişimdi ve bugün hala yaygın olarak kullanılmaktadır.

Kimyasal bağ, kimyasal bileşiklerin oluşumunu sağlayan atomlar, iyonlar veya moleküller arasında kalıcı bir çekimdir. Bağ, iyonik bağlarda olduğu gibi karşıt yüklü iyonlar arasındaki elektrostatik çekim kuvvetinden veya kovalent bağlarda olduğu gibi elektronların paylaşılmasıyla ortaya çıkabilir. Kimyasal bağların gücü önemli ölçüde değişir; kovalent, iyonik ve metalik bağlar gibi "güçlü bağlar" veya "birincil bağlar" ve dipol-dipol etkileşimleri, Londra dağılım kuvveti ve hidrojen bağları gibi "zayıf bağlar" veya "ikincil bağlar" vardır.

Zıt yükler basit bir elektromanyetik kuvvetle çektiği için, çekirdeğin etrafında dönen negatif yüklü elektronlar ve çekirdekteki pozitif yüklü protonlar birbirini çeker. İki çekirdek arasına yerleştirilen bir elektron her ikisine de çekilecek ve çekirdekler bu pozisyondaki elektronlara çekilecektir. Bu çekim kimyasal bağı oluşturur. Elektronların madde dalgası doğası ve daha küçük kütleleri nedeniyle, çekirdeklere kıyasla çok daha fazla hacim işgal etmeleri gerekir, ve elektronların işgal ettiği bu hacim, atom çekirdeklerini, çekirdeklerin boyutlarıyla karşılaştırıldığında nispeten uzak bir bağda tutar.

Genel olarak, güçlü kimyasal bağlanma, katılan atomlar arasında elektronların paylaşılması veya aktarılması ile ilişkilidir. Moleküller, kristaller, metaller ve diatomik gazlardaki atomlar - aslında çevremizdeki fiziksel ortamın çoğu - maddenin yapısını ve yığın özelliklerini belirleyen kimyasal bağlarla bir arada tutulur.

Tüm bağlar kuantum teorisi ile açıklanabilir, ancak pratikte sadeleştirme kuralları kimyagerlerin bağların gücünü, yönünü ve polaritesini tahmin etmelerine izin verir. Sekizli kuralı ve VSEPR teorisi iki örnektir. Daha sofistike teoriler, yörünge hibridizasyonu ve rezonansı içeren değerlik bağı teorisi ve atomik orbitallerin ve ligand alan teorisinin doğrusal kombinasyonunu içeren moleküler orbital teorisidir. Elektrostatikler bağ polaritelerini ve kimyasal maddeler üzerindeki etkilerini tanımlamak için kullanılır.

Ana kimyasal bağ türlerine genel bakış

Kimyasal bir bağ, atomlar arasındaki bir çekimdir. Bu çekim, atomların en dıştaki veya değerlik elektronlarının farklı davranışlarının bir sonucu olarak görülebilir. Bu davranışlar, çeşitli durumlarda birbirleriyle sorunsuz bir şekilde birleşir, böylece aralarında net bir çizgi çizilmez. Bununla birlikte, yoğunlaştırılmış maddenin farklı özelliklerine yol açan farklı bağ türleri arasında ayrım yapmak yararlı ve gelenekseldir.

Bir kovalent bağın en basit görünümünde, iki atom çekirdeği arasındaki boşluğa bir veya daha fazla elektron (genellikle bir çift elektron) çekilir. Enerji, bağ oluşumu ile açığa çıkar. Bu, potansiyel enerjideki azalmanın bir sonucu değildir, çünkü iki elektronun iki protona çekilmesi, elektron-elektron ve proton-proton itilmeleri ile dengelenir. Bunun yerine, enerjinin serbest bırakılması (ve dolayısıyla bağın stabilitesi), elektronların her bir elektronun kendi çekirdeğine daha yakın tutulmasına kıyasla daha uzamsal olarak dağıtılmış (yani daha uzun de Broglie dalga boyu) orbital olması nedeniyle kinetik enerjideki azalmadan kaynaklanır. Bu bağlar, iki belirtme ile tanımlanabilir atom arasında bulunur ve uzayda bir yöne sahiptir, bu da çizimlerdeki atomlar arasında tekli bağlantı çizgileri olarak gösterilmesine izin verir veya modellerde küreler arasında çubuklar olarak modellenir.

Kutupsal bir kovalent bağda, bir veya daha fazla elektron iki çekirdek arasında eşit olarak paylaşılmaz. Kovalent bağlar genellikle, katı ve sıvılarda, molekülleri dahili olarak bir arada tutan kovalent bağlardan çok daha zayıf kuvvetlerle diğer moleküllere bağlanan, moleküller adı verilen daha iyi bağlanmış atomların küçük koleksiyonlarının oluşumuyla sonuçlanır. Bu tür zayıf moleküller arası bağlar, mumlar ve yağlar, yumuşak kütle karakterleri ve düşük erime noktaları gibi organik moleküler maddeler verir (sıvılarda, moleküller birbirleriyle en yapılandırılmış veya yönlendirilmiş teması kesmelidir). Kovalent bağlar, büyük moleküllerde (naylon gibi polimerlerde olduğu gibi) uzun atom zincirlerini bağladığında veya kovalent bağlar, ayrı moleküller (örneğin elmas veya kuvars veya silikat mineralleri gibi) içermeyen katılar yoluyla ağlarda uzandığında o zaman ortaya çıkan yapılar, en azından kovalent bağ ağları ile doğru yönlendirilmiş yönde hem güçlü hem de sert olabilir. Ayrıca, bu tür kovalent polimerlerin ve ağların erime noktaları büyük ölçüde artar.

Bir iyonik bağın basitleştirilmiş bir görünümünde, bağlanma elektronu hiç paylaşılmaz, aktarılır. Bu tip bir bağda, bir atomun dış atomik yörüngesinde bir veya daha fazla elektron eklenmesine izin veren bir boşluk bulunur. Bu yeni eklenen elektronlar potansiyel olarak farklı bir atomda yaşadıklarından daha düşük bir enerji durumuna (daha fazla nükleer yüke daha yakın) sahiptir. Böylece, bir çekirdek bir elektrona diğer bir çekirdeğe göre daha sıkı bağlı bir pozisyon sunar, bunun sonucunda bir atom bir elektronu diğerine transfer edebilir. Bu transfer bir atomun net pozitif yükü, diğerinin net negatif yükü almasına neden olur. Bağ daha sonra pozitif ve negatif yüklü iyonlar arasındaki elektrostatik çekimden kaynaklanır. İyonik bağlar, kovalent bağlarda aşırı polarizasyon örnekleri olarak görülebilir. Çoğu zaman, bu tür bağların uzayda belirli bir yönü yoktur, çünkü her iyonun etraflarındaki tüm iyonlara eşit elektrostatik çekiminden kaynaklanırlar. İyonik bağlar güçlüdür (ve bu nedenle iyonik maddeler erimek için yüksek sıcaklıklar gerektirir), aynı zamanda kırılgandır, çünkü iyonlar arasındaki kuvvetler kısa mesafelidir ve çatlakları ve kırıkları kolayca köprülemez. Bu tip bir bağ, sofra tuzu gibi klasik mineral tuzlarının kristallerinin fiziksel özelliklerine yol açar.

Daha az sıklıkta bahsedilen bir tür bağ, metalik bağdır. Bu tip bir bağda, bir metal içindeki her atom, birçok metal atomu arasında bulunan bir "deniz" elektronuna bir veya daha fazla elektron bağışlar. Bu denizde, her elektron (dalga doğası gereği) aynı anda çok sayıda atomla ilişkilendirilmekte serbesttir. Bağ, metal elektronların elektronlarının kaybı nedeniyle bir şekilde pozitif yüklü hale geldiği için, elektronlar ise herhangi bir atomun parçası olmadan birçok atoma çekildiği için sonuçlanır. Metalik bağ, her atomun katıldığı büyük bir kovalent bağ sistemi üzerinde elektronların delokalizasyonunun aşırı bir örneği olarak görülebilir. Bu tip bir bağlanma genellikle çok kuvvetlidir (metallerin gerilme mukavemeti ile sonuçlanır). Bununla birlikte, metalik bağ, doğada diğer tiplerden daha kolektiftir ve bu nedenle metal kristallerinin daha kolay deforme olmasına izin verirler, çünkü birbirlerine çekilen atomlardan oluşurlar, ancak herhangi bir özel olarak yönlendirilmiş şekilde değildirler. Bu metallerin dövülebilirliği ile sonuçlanır. Metalik bağdaki elektron bulutu, metallerin karakteristik olarak iyi elektriksel ve termal iletkenliğine ve ayrıca beyaz ışığın çoğu frekansını yansıtan parlak parlaklıklarına neden olur.

Tarihçe

12. yüzyıldan itibaren kimyasal bağın doğası hakkındaki erken spekülasyonlar, belirli kimyasal türlerin bir tür kimyasal afinite ile birleştiğini varsayıyordu. 1704'te Sir Isaac Newton, atomik bağ teorisini Opticks'inin "Sorgu 31" nde, atomların birbirlerine bir "kuvvet" ile bağlandığı idda etti. Spesifik olarak, o sırada çeşitli popüler teorileri onayladığında, atomların birbirine nasıl bağlandığının, yani "çengel atomların", "dinlenerek yapıştırılmış" veya "komplo hareketleriyle birbirine yapışmış" olduklarını belirttikten sonra, Newton kendi yapışmalarından çıkarımda bulunmayı tercih eder, "parçacıklar birbirini kuvvetli bir şekilde çeker, bu da yakın temasta aşırı derecede güçlüdür, küçük mesafelerde kimyasal işlemleri gerçekleştirir ve herhangi bir makul etkiye sahip parçacıklardan çok uzağa ulaşmaz."

1819'da, voltaik pil buluşun hemen ardından, Jöns Jakob Berzelius, birleştirici atomların elektronegatif ve elektropozitif karakterlerini vurgulayan bir kimyasal kombinasyon teorisi geliştirdi. 19. yüzyılın ortalarında Edward Frankland, F.A. Kekulé, A.S. Radikaller teorisini temel alan Couper, Alexander Butlerov ve Hermann Kolbe, başlangıçta "birleştirici güç" olarak adlandırılan, pozitif ve negatif kutupların çekimi nedeniyle bileşiklerin birleştirildiği değerlik teorisini geliştirdiler. 1916'da kimyager Gilbert N. Lewis, iki atomun bir ila altı elektronu paylaşabileceği elektron çifti bağı kavramını geliştirdi, böylece tek elektron bağı, tek bir bağ, çift bağ veya üçlü bağ oluşturdu; Lewis'in kendi sözleriyle, "Bir elektron, iki farklı atomun kabuğunun bir parçasını oluşturabilir ve sadece ikisinden birine ait olduğu söylenemez."

Aynı yıl Walther Kossel, Lewis'in sadece modeline benzeyen bir teori öne sürdü ve atomlar arasında tam elektron transferini üstlendi ve bu nedenle iyonik bağlanma modeliydi. Hem Lewis hem de Kossel bağ modellerini Abegg'in kuralına göre yapılandırdılar (1904).

Niels Bohr bir atom modeli ve bir kimyasal bağ modeli önerdi. Bir diatomik molekül modeline göre, molekülün atomlarının elektronları, düzlemi molekülün eksenine dik olan ve atom çekirdeğinden eşit olan dönen bir halka oluşturur. Moleküler sistemin dinamik dengesi, çekirdeklerin çekim kuvvetleri ile elektron halkasının düzlemi arasındaki kuvvetler dengesi ile çekirdeklerin karşılıklı itme kuvvetleri arasındaki kuvvetler dengesi ile elde edilir. Kimyasal bağın Bohr modeli Coulomb itmeyi hesaba kattı - halkadaki elektronlar birbirinden maksimum mesafededir.

1927'de, basit bir kimyasal bağın, yani hidrojen moleküler iyonundaki H₂⁺'daki bir elektron tarafından üretilen ilk matematiksel olarak tam kuantum açıklaması, Danimarka fizikçisi Øyvind Burrau tarafından türetildi. Bu çalışma, kimyasal bağlara kuantum yaklaşımının temelde ve niceliksel olarak doğru olabileceğini gösterdi, ancak kullanılan matematiksel yöntemler, birden fazla elektron içeren moleküllere genişletilemedi. Aynı yıl daha az niceliksel de olsa daha pratik bir yaklaşım Walter Heitler ve Fritz London tarafından ortaya atılmıştır. Heitler – Londra yöntemi, şimdi değerlik bağı teorisi olarak adlandırılan şeyin temelini oluşturmaktadır. 1929'da, atom orbitalleri moleküler orbital yöntemi (LCAO) yaklaşımının doğrusal kombinasyonu, temel kuantumdan F₂ (flor) ve O₂ (oksijen) moleküllerinin elektronik yapılarını türetmek için yöntemler öneren Sir John Lennard-Jones tarafından tanıtıldı. Bu moleküler yörünge teorisi, tek atomlarda elektronlar için varsayılan kuantum mekanik Schrödinger atomik orbitallerinin birleştirilmesiyle oluşturulan bir yörünge olarak bir kovalent bağı temsil eder. Çok elektronlu atomlarda elektronların bağlanması için denklemler matematiksel mükemmelliğe (yani analitik olarak) çözülemedi, ancak onlar için yaklaşımlar hala birçok iyi kalitatif tahmin ve sonuç verdi. Modern kuantum kimyasındaki çoğu nicel hesaplama, değerlik bağı veya moleküler orbital teorisini başlangıç ​​noktası olarak kullanır, ancak üçüncü bir yaklaşım olan yoğunluk fonksiyonel teorisi son yıllarda giderek daha popüler hale gelmiştir.

1933 yılında, H. H. James ve A. S. Coolidge, dihidrojen molekülü üzerinde, sadece elektronun atom çekirdeğinden olan uzaklığının işlevlerini kullanan önceki hesaplamanın aksine, iki elektron arasındaki mesafeyi de açıkça ekleyen işlevleri kullanan bir hesaplama gerçekleştirdi. 13'e kadar ayarlanabilir parametre ile ayrışma enerjisi için deneysel sonuca çok yakın bir sonuç elde ettiler. Daha sonraki uzantılar 54 parametreye kadar kullanmış ve deneylerle mükemmel uyum sağlamıştır. Bu hesaplama, bilimsel topluluğu kuantum teorisinin deneyle uzlaşabileceğine ikna etti. Ancak bu yaklaşım, değerlik bağı ve moleküler orbital teorilerinin fiziksel resimlerinden hiçbirine sahip değildir ve daha büyük moleküllere yayılması zordur.

Kimyasal formüllerde bağlar

Atomlar ve moleküller üç boyutlu olduğundan, orbitalleri ve bağları belirtmek için tek bir yöntem kullanmak zordur. Moleküler formüllerde, atomlar arasındaki kimyasal bağlar (bağlayıcı orbitaller) tartışma türüne bağlı olarak farklı şekillerde belirtilir. Bazen bazı detaylar ihmal edilir. Örneğin, organik kimyada bazen sadece molekülün fonksiyonel grubu ile ilgilenilir. Bu nedenle, etanolün moleküler formülü konformasyonel formda, üç boyutlu formda, tam iki boyutlu formda (üç boyutlu yönleri olmayan her bağı gösterir), sıkıştırılmış iki boyutlu formda (CH₃–CH₂–OH), fonksiyonel grubun tartışılana göre molekülün başka bir kısmından (C₂H₅OH) veya bunun atom bileşenlerinden (C₂H₆O) ayrılır. Bazen, bağlanmayan değerlik kabuğu elektronları bile (iki boyutlu yaklaşık yönlerle) işaretlenir, örn. elementel karbon için. _.^'C^'. Bazı kimyagerler ilgili orbitalleri de işaretleyebilir, örn. bağ oluşumu olasılığını gösteren varsayımsal eten ⁻⁴ anyon (_\^/C=C_/^{\ −4}).

Güçlü kimyasal bağlar

PM cinsinden tipik bağ uzunlukları ve enerjileri kJ / mol cinsinden bağlar. Bağ uzunlukları Å'ye dönüştürülebilir 100'e bölünerek (1 Å = 100 pm).
Bağ	uzunluk (pm)	Enerji (kJ/mol)
H — Hidrojen
H–H	74	436
H–O	96	467
H–F	92	568
H–Cl	127	432
C — Karbon
C–H	109	413
C–C	154	347
C–C=	151
=C–C≡	147
=C–C=	148
C=C	134	614
C≡C	120	839
C–N	147	308
C–O	143	358
C=O		745
C≡O		1,072
C–F	134	488
C–Cl	177	330
N — Azot
N–H	101	391
N–N	145	170
N≡N	110	945
O — Oksijen
O–O	148	146
O=O	121	495
F, Cl, Br, I — Halojenler
F–F	142	158
Cl–Cl	199	243
Br–H	141	366
Br–Br	228	193
I–H	161	298
I–I	267	151

Güçlü kimyasal bağlar, atomları moleküllerde bir arada tutan moleküller arası kuvvetlerdir. Atomik merkezler arasında elektronların transferinden veya paylaşımından güçlü bir kimyasal bağ oluşur ve çekirdekteki protonlar ile orbitallerdeki elektronlar arasındaki elektrostatik çekime dayanır.

Güçlü bağ türleri, kurucu elementlerin elektronegatiflik farkından dolayı farklılık gösterir. Elektronegatiflikteki büyük fark bağda daha polar (iyonik) karaktere yol açar.

İyonik bağ

İyonik bağ, büyük elektronegatiflik farkına sahip atomlar arasında bir tür elektrostatik etkileşimdir. İyonik maddeyi kovalent bağdan ayıran kesin bir değer yoktur, ancak 1.7'nin üzerindeki bir elektronegatiflik farkının iyonik olması muhtemeldir, ancak 1.7'den küçük bir farkın kovalent olması muhtemeldir. İyonik bağ, ayrı pozitif ve negatif iyonlara yol açar. İyonik yükler genellikle -3e ila +3e arasındadır. İyonik bağ yaygın olarak sodyum klorür (sofra tuzu) gibi metal tuzlarında meydana gelir. İyonik bağların tipik bir özelliği, türün, hiçbir iyonun spesifik bir yönlü bağdaki herhangi bir diğer iyonla spesifik olarak eşleştirilmediği iyonik kristaller halinde oluşmasıdır. Daha ziyade, her iyon türü karşı yükün iyonları ile çevrelenmiştir ve bununla onun yakınındaki ters yüklü iyonların her biri arasındaki boşluk, aynı tipteki tüm çevre atomlar için aynıdır. Dolayısıyla, bir iyonu, yakınındaki herhangi bir başka tek iyonize atom ile ilişkilendirmek artık mümkün değildir. Bu, belirli atomlar arasındaki kovalent bağların, X-ışını kırınımı gibi tekniklerle ölçüldüğü üzere, aralarındaki daha kısa mesafelerden hala görülebildiği kovalent kristallerdekinden farklı bir durumdur.

İyonik kristaller, örneğin sodyum siyanür, NaCN gibi kompleks asitlerin tuzları gibi bir kovalent ve iyonik türlerin bir karışımını içerebilir. X-ışını kırınımı, NaCN'de, örneğin, sodyum katyonları (Na⁺) ve siyanür anyonları (CN⁻) arasındaki bağların, herhangi bir özel siyanür ile ilişkili sodyum iyonu olmaksızın iyonik olduğunu gösterir. Bununla birlikte, siyanürdeki C ve N atomları arasındaki bağlar kovalent tiptedir, böylece her karbon, bir sodyum siyanür kristalindeki fiziksel olarak diğer karbonlara veya nitrojenlere göre çok daha yakın olduğu sadece bir azota güçlü bir şekilde bağlanır.

Bu tür kristaller sıvılara eridiğinde, ilk önce iyonik bağlar kırılır, çünkü bunlar yönsüzdür ve yüklü türlerin serbestçe hareket etmesine izin verir. Benzer şekilde, bu tür tuzlar suya çözündüğünde, iyonik bağlar tipik olarak su ile etkileşerek kırılır, ancak kovalent bağlar tutulmaya devam eder. Örneğin, çözeltide, hala tek CN⁻) iyonları olarak birbirine bağlanan siyanür iyonları, sodyum iyonları gibi Na⁺ olarak çözeltiden bağımsız olarak hareket eder. Suda yüklü iyonlar birbirlerinden ayrılır, çünkü her biri birbirinden daha fazla sayıda su molekülüne daha fazla çekilir. Bu çözeltilerdeki iyonlar ve su molekülleri arasındaki çekim, bir tür zayıf dipol-dipol tipi kimyasal bağdan kaynaklanmaktadır. Erimiş iyonik bileşiklerde, iyonlar birbirine çekilmeye devam eder, ancak düzenli veya kristalin bir şekilde değil.

Kovalent bağ

metan molekülünde kovalent olarak bağlanmış hidrojen ve karbon.

Kovalent bağ, iki veya daha fazla atomun değerlik elektronlarını az çok eşit olarak paylaştığı yaygın bir bağ türüdür. En basit ve en yaygın tip, iki atomun iki elektron paylaştığı tek bir bağdır. Diğer tipler arasında çift bağ, üçlü bağ, bir ve üç elektronlu bağlar, üç merkezli iki elektronlu bağ ve üç merkezli dört elektronlu bağ bulunur.

Polar olmayan kovalent bağlarda, bağlı atomlar arasındaki elektronegatiflik farkı küçüktür, tipik olarak 0 ila 0.3'tür. Çoğu organik bileşik içindeki bağlar kovalent olarak tanımlanır. Şekilde, her hidrojenin karbonla kovalent bir bağ oluşturduğu metan (CH₄) gösterilmektedir. Bu bağların LCAO açıklamaları için sigma bağlarına ve pi bağlarına bakın.

Öncelikle polar olmayan kovalent bağlardan oluşan moleküller genellikle su veya diğer polar çözücülerde karışmaz, ancak hekzan gibi polar olmayan çözücülerde çok daha çözünür.

Kutupsal bir kovalent bağ, önemli bir iyonik karaktere sahip bir kovalent bağdır. Bu, iki paylaşılan elektronun atomlardan birine diğerinden daha yakın olduğu ve bir yük dengesizliği yarattığı anlamına gelir. Bu bağlar, orta derecede farklı elektronegatifliklere sahip iki atom arasında meydana gelir ve dipol-dipol etkileşimlerine yol açar. Bu bağlardaki iki atom arasındaki elektronegatiflik farkı 0,3 ila 1,7'dir.

Tekli ve çoklu bağlar

İki atom arasındaki tek bir bağ, bir çift elektronun paylaşılmasına karşılık gelir. Hidrojen (H) atomunun bir değerlik elektronu vardır. Daha sonra iki Hidrojen atomu, paylaşılan elektron çifti tarafından bir arada tutulan bir molekül oluşturabilir. Her H atomu artık helyum (He) 'nin soy gaz elektron konfigürasyonuna sahiptir. Paylaşılan elektron çifti tek bir kovalent bağ oluşturur. İki atom arasındaki bölgedeki bu iki bağlayıcı elektronun elektron yoğunluğu, etkileşmeyen iki H atomunun yoğunluğundan artar.

Bir çift bağ, bir sigma bağında ve bir pi bağında, içsel eksenin iki karşıt tarafına konsantre edilmiş elektron yoğunluğuna sahip iki ortak elektron çiftine sahiptir. Üçlü bağ, bir sigma ve iki pi bağı oluşturan üç paylaşılan elektron çiftinden oluşur. Bir örnek azottur. Dörtlü ve daha yüksek bağlar çok nadirdir ve sadece belirli geçiş metali atomları arasında görülür.

Koordinat kovalent bağ (dipolar bağ)

Bir koordinat kovalent bağı, iki paylaşılan bağ elektronunun bağda yer alan atomların aynısından olduğu bir kovalent bağdır. Örneğin, bor triflorür (BF₃) ve amonyak (NH₃), N üzerinde yalnız bir çift elektronun B üzerinde boş bir atom yörüngesiyle paylaşıldığı bir B–N bağı ile bir ilave veya koordinasyon kompleksi F₃B←NH₃ oluşturur. Boş bir yörüngeli BF₃, bir elektron çifti alıcısı veya Lewis asidi olarak tarif edilirken, paylaşılabilen yalnız bir çifti olan NH₃, bir elektron çifti verici veya Lewis bazı olarak tarif edilir. İyonik bağların aksine, elektronlar atomlar arasında kabaca eşit olarak paylaşılır. Bu bağlanma Lewis asidine işaret eden bir okla gösterilmiştir.

Geçiş metali kompleksleri genellikle koordinat kovalent bağlarıyla bağlanır.

Örneğin iyon Ag⁺, iki Ag←N koordinat kovalent bağına sahip kompleks iyon Ag(NH₃)₂⁺ 'yı oluşturmak için Lewis bazı NH₃ molekülü ile bir Lewis asidi olarak reaksiyona girer.

Metalik bağ

Metalik bağda, bağlanma elektronları bir atom kafesinin üzerinde delokalize edilir. Aksine, iyonik bileşiklerde, bağlayıcı elektronların yerleri ve yükleri statiktir. Bağ elektronlarının serbest dolaşımı veya delokalizasyonu, parlaklık (yüzey ışığının yansıtma), elektrik ve termal iletkenlik, süneklik ve yüksek gerilme mukavemeti gibi klasik metalik özelliklere yol açar.

Moleküller arası bağ

İki veya daha fazla (başka bir şekilde ilişkisiz) molekül, iyon veya atom arasında oluşturulabilen dört temel bağ türü vardır. Moleküller arası kuvvetler, moleküllerin birbirleri tarafından çekilmesine veya itilmesine neden olur. Bunlar genellikle bir maddenin fiziksel özelliklerinden (erime noktası gibi) bazılarını tanımlar.

• İki bağlı atom arasındaki elektronegatiflikteki büyük fark, bir molekülde veya iyonda kalıcı bir yük ayrılmasına veya dipole neden olacaktır. Kalıcı dipollü iki veya daha fazla molekül veya iyon, dipol-dipol etkileşimleri içinde etkileşime girebilir. Bir molekül veya iyondaki bağlanma elektronları, ortalama olarak, daha fazla elektronegatif atoma, daha az elektronegatif olana göre daha sık olacak ve her bir atom üzerinde kısmi yüklere neden olacak ve moleküller veya iyonlar arasında elektrostatik kuvvetlere neden olacaktır.
• Bir hidrojen bağı, iki kalıcı dipol arasındaki etkileşimin etkili bir örneğidir. Hidrojen ile flor, azot ve oksijenden herhangi biri arasındaki elektronegatifliklerdeki büyük fark, yalnız elektron çiftleriyle birleştiğinde moleküller arasında güçlü elektrostatik kuvvetlere neden olur. Hidrojen bağları, daha ağır analoglarına göre yüksek su ve amonyak kaynama noktalarından sorumludur.
• Londra yayılma kuvveti, komşu atomlardaki anlık dipoller nedeniyle ortaya çıkar. Elektronun negatif yükü tüm atomun etrafında eşit olmadığından, her zaman bir yük dengesizliği vardır. Bu küçük yük, yakındaki bir molekülde karşılık gelen bir dipolü indükleyerek ikisi arasında bir çekime neden olur. Elektron daha sonra elektron bulutunun başka bir yerine geçer ve çekim bozulur.
• Bir pi bağı ile bir katyon arasında bir katyon-pi etkileşimi meydana gelir.

Kimyasal bağ teorileri

"Saf" iyonik bağlanma (gerçekçi olmayan) sınırında, elektronlar bağdaki iki atomdan birinde mükemmel bir şekilde lokalizedir. Bu bağlar klasik fizik tarafından anlaşılabilir. Atomlar arasındaki kuvvetler, izotropik sürekli elektrostatik potansiyellerle karakterize edilir. Büyüklükleri, yük farkıyla basit orantılıdır.

Kovalent bağlar, değerlik bağı (VB) teorisi veya moleküler orbital (MO) teorisi ile daha iyi anlaşılır. İlgili atomların özellikleri, oksidasyon sayısı, formal yük ve elektronegatiflik gibi kavramlar kullanılarak anlaşılabilir. Bir bağ içindeki elektron yoğunluğu tek tek atomlara atanmaz, bunun yerine atomlar arasında yer değiştirir. Değerlik bağı teorisinde bağ, atomik orbitallerin üst üste binmesi yoluyla iki atom tarafından lokalize edilen ve paylaşılan elektron çiftlerinden oluşturulduğu şeklinde kavramsallaştırılır. Orbital hibridizasyon ve rezonans kavramları, elektron çifti bağının bu temel kavramını arttırır. Moleküler yörünge teorisinde bağın, molekül boyunca uzanan ve tipik olarak atomik orbitallerin (LCAO) lineer kombinasyonları göz önüne alınarak simetri özelliklerine adapte edilen orbitallerde delokalize edildiği ve dağıtıldığı görülmektedir. Değerlik bağı teorisi, uzamsal olarak lokalize olarak kimyasalın sezgiseldir ve dikkatin molekülün kimyasal değişime uğrayan kısımlarına odaklanmasına izin verir. Aksine, moleküler orbitaller kuantum mekanik açıdan daha "doğal" dırlar; orbital enerjiler fiziksel olarak önemlidir ve fotoelektron spektroskopisinden deneysel iyonizasyon enerjilerine doğrudan bağlıdır. Sonuç olarak, değerlik bağı teorisi ve moleküler orbital teorisi genellikle kimyasal sistemlere farklı bakış açıları sunan rakip ancak tamamlayıcı çerçeveler olarak görülmektedir. Elektronik yapı teorisine yönelik yaklaşımlar olarak, hem MO hem de VB yöntemleri, en azından prensipte, istenen herhangi bir doğruluk seviyesine yaklaşımlar verebilir. Bununla birlikte, daha düşük seviyelerde, yaklaşımlar farklıdır ve bir yaklaşım, belirli bir sistemi veya özelliği içeren hesaplamalar için diğerinden daha uygun olabilir.

Saf iyonik bağlardaki küresel simetrik Coulombik kuvvetlerin aksine, kovalent bağlar genellikle yönlendirilir ve anizotropiktir. Bunlar genellikle sigma bağları ve pi bağları olarak moleküler düzleme göre simetrilerine göre sınıflandırılır. Genel durumda, atomlar, ilgili atomların nispi elektronegatifliğine bağlı olarak iyonik ve kovalent arasında ara bağlar oluşturur. Bu tip bağlar polar kovalent bağlar olarak bilinir.