KĐM 207 ORGANĐK KĐMYAYA

Transkript

1 KĐM 207 ORGANĐK KĐMYAYA GĐRĐŞ Yrd. Doç. Dr. Burak ESAT Bahar 2009 KĐM 207 ORGANĐK KĐMYAYA GĐRĐŞ htm 1

2 Organik Kimya Nedir? Eski: Canlı organizmalardan elde edilen bileşiklerin kimyası Yeni:Karbonlu bileşiklerin kimyası N 2 N sis-retinal O Seratonin O O sis-jasmon Mentol O N Kinin N 2

3 Ampirik ve Moleküler Formüller Lavosier (1784)- Organik bileşikler başlıca C,, O den meydana gelmektedir. Liebig, Berzelius, Dumas ( )- Organik bileşiklerinin kompozisyonunun belirlenmesi için nicel metodları geliştirmişlerdir. Avogadro (1811) - Ampirik ve moleküler formüller hipotezi Cannizaro (1860)- Ampirik ve moleküler formüller hipotezinin doğruluğu 3

4 Yapı Teorisi Kekule, Scott, Butlerov Đki ana maddesi vardır: Organik bileşiklerdeki atomlar belirli sayıda bağ oluşturabilirler Bağ oluşturabilme ölçüsüne değerlik denir (değerlik= atomun yaptığı bağ sayısı) Bir karbon atomu değerliklerinden birini ya da daha fazlasını diğer karbon atomlarıyla bağ oluşturmakta kullanabilir. Đzomerler Yapı izomerleri: Aynı molekül formülüne sahip ancak atomlarının birbirine bağlanma sıralanmaları değişik olan farklı bileşiklerdir. Molekül Formülü= C 2 6 O Yapı Formülü= C C O C O C Etil Alkol Dimetil Eter 4

5 Van t off ve Le Bel Yapısal formüllerden 3-Boyutlu moleküler yapılara geçiş Metan- C 4 ATOMĐK YAPI AUFBAU PRENSĐBĐ - und Kuralı - Pauli Dışlama Kuralı ATOMLARIN ELEKTRON DAĞILIMLARI Genel Kimya konularını gerektikçe tekrarlayınız. 5

6 Đlk Otuz Element için i in Elektronların Orbitallere Dağı ğılım m SırasS rası 4s 3s 3p 2p 3d E N E R J Đ 2s 1s Đlk 11 Elementin Elektron Dizilimleri 1 1s 1 [Đç Kabuk] Değerlik Kabuğu e 2 1s 2 Li 3 1s 2 2s 1 [1s 2 ]2s 1 Be 4 1s 2 2s 2 [1s 2 ]2s 2 B 5 1s 2 2s 2 2p 1 [1s 2 ]2s 2 2p 1 x C 6 1s 2 2s 2 2p 2 [1s 2 ]2s 2 2p x1 2p 1 y N 7 1s 2 2s 2 2p 3 O 8 1s 2 2s 2 2p 4 F 9 1s 2 2s 2 2p 5 Ne 10 1s 2 2s 2 2p 6 Na 11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 [1s 2 2s 2 2p 6 ]3s 1 6

7 Lewis Sembolleri Değerlik elektronlarını noktalar olarak göster Değerlik elektronu sayısı= Periyodik Tablodaki Grup numarası e Li Be B C N O F Ne Grup Örneğin, Lewis Nokta Sembolleri. Be. Değerlik Elektronları Đç Kabuk Be [1s 2 ]2s 2 [Đç Kabuk] Değerlik Kabuğu 7

8 ELEMENTLERĐN LEWĐS NOKTA SEMBOLLERĐ Elementler soy gazların kararlı elektron dizilimlerine ulaşmaya çalışırlar Ne Genel olarak, atomlar 8 elektronla çevrelenene kadar elektron alır, verir veya paylaşırlar Oktet Kuralı 8

9 Đki tip bağ; ĐYONĐK BAĞ genellikle bir metal ve bir ametal iyonu arasındaki çekim kuvvetinden oluşur. Atomlar arasında elektron alış-verişi olur. KOVALENT BAĞ elektronların iki atom (genellikle iki ametal atomu) arasında paylaşılmasıyla oluşur. Elektronegatiflik bir atomun elektronları kendine çekebilme yeteneğidir. Electronegatiflik, izole atomların iki özelliklerinin fonksiyonudur; Atomun iyonizasyon enerjisi (atomun kendi elektronlarını ne kadar kuvvetli tuttuğunun bir ölçüsüdür) Atomun elektron afinitesi ( atomun diğer elektronları ne kadar kuvvetli birşekilde çektiğinin ölçüsü) Örneğin, bir element: a) Büyük (negatif) elektron afinitesine ve b) Yüksek iyonizasyon enerjisine (nötr atomlar için her zaman endotermik veya pozitif) sahip ise Prof. Linus Pauling Nobel Kimya Ödülü 1954 Nobel Barış Ödülü 1962 Molekül içindeki diğer atomların elektronlarını kendine çekecek ve kendi elektronlarının diğer atomlar tarafından çekilmesine karşı koyacaktır. Bu tip atomların elektronegatifliği oldukça yüksektir 9

10 Pauling elektronegatiflik ölçeği; Flor en elektronegatif elementtir. Daha sonra sırasıyla O, N ve Cl (eşit). Cs elektronegatifliği en düşük elementtir. Elektronegatiflik periyodik tabloda soldan sağa gidildikçe artar. S &P bloğundaki elementlerin elektronegatifliği aynı grup içinde aşağı inildikçe azalır. Geçiş metalleri için bir genelleme yapılamaz. Elektronegativit tronegativiteyi eyi etkileyen faktörler: Çekirdekteki proton sayısı Aynı periyod içinde soldan sağa doğru gididikçe çekirdekteki protonların ve elektronların sayıları artar. Elektronlar aynı enerji seviyesindeki kabuk- (aynı n sayısına sahip) orbitallere yerleştirilirler.yani alt-kabuk doldurulur. Elektronların çekirdekten uzaklağı hemen hemen aynı kalmasına rağmen pozitif çekirdek yükü ve dolayısıyla elektronların çekirdeğe doğru çekilme kuvvetleri artar. Çekirdek ile elektronlar arasındaki mesafe Gruplar içinde aşağı doğru inildikçe elektronlar yeni enerji seviyelerine-kabuk (Bohr yörüngelerine) yerleştirilir ve elektron-çekirdek mesafesi artar. Elektronlar çekirdeğin çekim kuvvetini daha az hissetmeye başlarlar. Đç-elektronların dıştaki elektronları (değerlik elektronlarını) perdelemesi grup içinde aşağıya inildikçe iç-elektronların perdeleme seviyesi artar. Bu da elektronegativitenin azalmasına neden olur. Perdeleme elektronlar arasındaki itme kuvvetlerinden kaynaklanmaktadır. idrojen atomunda orbital enerjileri temelde baş kuantum sayısı (n) tarafından belirlenir. Çok elektronlu atomlarda, elektronlar arasındaki itme kuvveti alt-seviyelerin enerjilerinin farklılaşmasına neden olur. Alt-seviye enerjileri, açısal momentum kuantum sayısı (L) arttıkça artar (s<p<d) 10

11 Soy Gazlar karalı bir elektron dizilişine sahiptirler Ne; 1s 2, 2s 2, 2p 6 Ar; [Ne] 3s 2, 3p 6 Ar Đyonik Bağ örneği, Na + Na + + F F [ ] _ er iki atom da Neon un elektron dizilişine ulaşmıştır KOVALENT BAĞ Bir elektron çifti iki atom arasında paylaşılır... 11

12 KOVALENT BAĞ Bağ elektron çifti idrogen molekülü, 2 Kovalent bağda negatif yük iki atomun arasında yoğunlaşmıştır. 7A elementleri (örn. F) : 1 adet değerlik elektronu kovalent bağ yapmakta kullanarak oktete ulaşır. 6A elementleri (örn. O) : 2 adet değerlik elektronu kovalent bağ yapmakta kullanarak oktete ulaşır. 5A elementleri (örn. N) : 3 adet değerlik elektronu kovalent bağ yapmakta kullanarak oktete ulaşır. 4A elementleri (örn. C) : 4 adet değerlik elektronu kovalent bağ yapmakta kullanarak oktete ulaşır. 12

13 Oktet Kuralı Uygulanır erbir kovalent bağ iki elektron içerir Üçlü Bağ LEWĐS S DĐAGRAMID.. O.. LEWIS NOKTA SEMBOLLERĐNDEN ELDE EDĐLMĐŞTĐR x... O... (Bağlar için çizgiler kullanılır) x KOVALENT BAĞLAR 13

14 METAN C 4. NOKTA VE ÇARPI METODU x. x C x. x. C ÇĐZĐM M KONVANSĐYONLARI 1. Paylaşılmış elektron çifti (bağ) çizgi halinde gösterilir (C:O olarak değil ) C O 2. Paylaşılmayan elektron çiftleri atomlar etrafında birer nokta çifti olarak gösterilirler noktalar. N : 3. Diagramlar formal yükleri de kapsar (daha sonra)... + O 14

15 KARBON DĐOKSD OKSĐT. O... C O O... C. O O.. C O.. Kovalent Bağ Atomlar elektronlarını paylaşırlar 15

16 Karbon dioksit, CO 2 O + C + O O C O = O C O Đkili Bağlar Lewis Yapılarının Çizilmesi için Kurallar: Öncelikle her atomun sahip olduğu değerlik elektronlarının toplam sayısını belirleyin. Formülde merkez atom (en düşük elektronegatifliğe sahip atom) genellikle ilk olarak yazılır. Diğer atomlar merkez atoma birer kovalent bağla bağlanır. Merkez atoma bağlı olan atomların herbirini oktete tamamlayın. (idrojenin sadece iki elektronu olabileceğini hatırlayınız) Kalan elektronları merkez atomun çevresine yerleştirin ( oktet için gerekenden elektron sayısı aşılmış olsa bile). Merkez atoma oktet yapısı kazandıracak kadar elektron yoksa merkez atom ile ikili bağlar oluşturun. Örnek 1-PCl 3 Toplam değerlik elektronu sayısı= 5 + (3 x 7) = 26 Cl P Cl Cl Cl P Cl Cl Cl P Cl Cl Örnek 2; CBr 3 Toplam değerlik elektronu sayısı = (3 x 7) = 26 Br Br C Br Kovalent Bağlarda Oktet Kuralının Đstisnaları 1. Moleküldeki toplam değerlik elektronu sayısı bir tek sayı ise (serbest radikaller) 2. Lewis kuralına uymayan diğer doğal radikaller, (örn. O 2 ) 3. Okteti sağlayamayacak kadar az değerlik elektronuna sahip moleküller 4. Okteti sağlayabileceğinden fazla değerlik elektronuna sahip moleküller 16

17 1. Toplam elektron sayısı bir tek sayıysa NO Toplam değerlik elektronu sayısı = 11 N O N O Belirli bir molekül için birden fazla geçerli Lewis yapısı çizildiği durumlarda Rezonans mümkündür (yani elektron dağılımı yeniden yapılır) NO 2 Toplam değerlik elektronu sayısı = 17 O N O O N O Nötür (Formal yüktaşımayan) ve eşlenmemiş elektronlara sahip olan moleküller ve atomlar Radikaller olarak adlandırılırlar. O N O O 2 2. Okteti sağlayamayacak kadar az değerlik elektronuna sahip moleküller B, Al halojenürler ve Be bilşikleri gibi Lewis asitleri BCl 3 Cl Cl B Cl Grup 3A atomlarının etrafında yalnızca 6 değerlik elektronu bulunur Lewis asitleri acids Lewis bazlarından bir çift elektron alarak kararlı bir oktet yapısı oluştururlar. 17

18 AlX 3 Aluminyum klorür Al 3+ iyonlarının 6 adet Cl - Đyonu tarafından çevrelendiği iyonik bir katı maddedir. 192 C de süblimleşerek buhar halindeki Al 2 Cl 6 moleküllerine dönüşürler. B 2 6 Cl Cl Al Cl Cl Diboran için bir Lewis yapısı yazmak mümkün değildir. Bu üç merkezli bir bağ ile gösterilir. Tek bir elektron B--B bağları üzerinde eşit olarak dağılır. Al Cl Cl B B 3. Okteti sağlayabileceğinden fazla değerlik elektronuna sahip moleküller 3. Periyod ve daha aşağıdaki elementler ns, np ve doldurulmamış nd orbitalleri vasıtasıyla ekstra bağlar yapabilirler PCl 5 P : (Ne) 3s 2 3p 3 3d 0 Değerlik elektronu sayısı = 5 + (5 x 7) = 40 Fosforun etrfında 10 elektron var SF 4 S : (Ne) 3s 2 3p 4 3d 0 Cl Cl Cl P Cl Cl Değerlik elektronu sayısı = 6 + (4 x 7) = 34 Merkezi atom büyüdükçe etrafında kendisine bağlanan atom sayısı da artar genellikle F, Cl ve O gibi küçük atomlar P ve S gibi büyük atomların değerliklerinin oktetin ötesinde genişlemesine imkan verirler. F F S F F 18

19 Bir Atomun Formal Yükü= (değerlik elektronlarının sayısı-atomun Lewis yapısında taşıdığı elektron sayısı) Bu yükler gerçekte var olmayıp Lewis yapılarında elektronların sayısının takip edilmesine yardımcı olurlar. Örn. CN - C N _ Değerlik Elektronu Sayısı = = = = 0 Soru: NO + molekülünün Lewis yapısını çizip atomların formal yüklerini hesaplayın. Birden fazla Lewis yapısı çizilebiliyorsa hangisi tercih edilmelidir? Değerlik Elektronu Sayısı = 11-1 = N O N O N O N O Yapı tercih edilir. Çünkü, + yük elektronegativitesi en düşük atom üzerindedir. Đyonik Moleküllerin (Yük taşıyan) Lewis Yapıları: En olası yapıyı tahmin edin! Örn. NCS- Değerlik elektronlarının sayısı = =16 N C S N C S N C S Yapı tercih edilen (en olası) yapıdır- Negatif yük en elektronegatif atom üstündedir. Aynı zamanda yükler minimize edilmiştir. Ödev Soruları: 1. C (2.5) ve Cl (3.0) elementlerinin elektronegativitelerini kullanarak CCl 4 molekülündeki C-Cl kovalent bağının türünü belirleyin, ve CCl 4 molekülünün neden apolar olduğunu açıklayın. 2. CCl 3 içindeki C-Cl bağının uzunluğu 178 pm dir, ve ölçümler sonucunda dipol momenti 1.87 D olarak bulunmuştur. % Đyonik karakteri hesaplayın. Bu molekül polar mıdır? 3. NO 2 +, 2 SO 4 and SO 4 2- moleküllerinin en olası Lewis yapılarını çiziniz. 4. (ClO 2 ) - molekülü için mümkün olan üç Lewis yapısını çiziniz. Bunlardan hangisi en tercih edilenidir? 19

20 Moleküllerin llerin Şekli Lewis yapılarını moleküllerin formülünü, kovalent bağların sayısını açıklamak için kullanabiliriz. Ancak, Lewis yapıları moleküllerin şeklini açıklamakta bize yardımcı olamaz. AB n formülüne sahip molekülün şekli n sayısının değerine bağlıdır AB 2 ya lineer ya da eğik olmalıdır: Lineer molekül örnekleri Lineer Moleküllerin hiç ortaklanmamış elektronu yok Valence-Shell Electron-Pair Repulsion Theory (VSEPR) Değerlik Kabuğu Elektron Çifti Đtmesi Moleküllerde 2 tip elektron vardır: 1. Bağ çifti 2. Ortaklanmamış elektron çifti Bunların çeşitli kombinasyonları moleküllerin şeklini belirler. Tekli bağların molekül şekli üzerinde büyük etki sahibi olmasına rağmen ikili bağların molekül şeklindeki etkisi daha azdır. Kovalent bağlar yapmış atomların etrafındaki yer alan elektronlar aralarındaki etme kuvvetini minimize etmek için birbirlerinden olabildiğince uzak kalmaya çalışırlar. Bağ elektronu Bağ elektronu Bağ elektronu- Bağ Yapmamış elektron çifti Artan itme kuvveti Bağ Yapmamış elektron çifti- Bağ Yapmamış elektron çifti 20

21 Değerlik Kabuğu Elektron Çifti Đtmesi (VSEPR) Prosedür 1. Değerlik elektronlarının toplam sayısını bulun Lewis Yapısının Çizilmesi 2. Genel olarak formülde ilk yazılan atom merkez atomdur. 3. Çevre ve merkez atomlar etrafında oktet oluşturun.bununla birlikte, 3. periyot ve daha sonraki periyotlardaki elementlerin ekstra elektronları barındıracak boş d-orbitalleri vardır. 4. Eğer merkez atom etrafında okteti tamamlamaya yetecek kadar elektron yoksa ikili veya üçlü bağlar oluşturun. Moleküllerin Şekillerinin Belirlenmesi 5. Merkez atomlarının etrafındaki elektron gruplarının toplam sayısını belirleyin; Tek = Đkili = Üçlü Bağlar = Ortaklanmamış Elektron Çiftleri = Bir Elektron Grubu 6. Elde edilen elektron grubu sayısını kullanarak geometri ve bağ açılarını belirleyin; Elektron Grubu Sayısı=2 (Lineer-Düzlemsel = 180º); 3 (Üçgen-Düzlem = 120º); 4 (Dörtyüzlü = 109.5º); 5 (Üçgen Bipiramit = 120º ve 90º); 6 (Sekizyüzlü=Oktahedral = 90º) 7. Bağlayıcı olmayan (bağ yapmamış) elektron çiftleri bağ elektron çiftlerine göre daha fazla itici güce sahiptirler. Çoklu bağların elektron grupları tekli bağların elektron gruplarından daha fazla itici güce sahiptirler. Bunlar bağ açısını azaltırlar. 21

22 Geometri Bağ Elektron Çifti Sayısı Bağ Yapmamış Elektron Çifti Sayısı Bağ Açısı ( ) Örnek Lineer- Doğrusal BeCl 2, CO 2, CN, C 2 2 Üçgen- Düzlem BF 3, SO 3, NO 3-, CO 3 2-, C 2 4 Dörtyüzlü N 4+, SO 4 2-, PO 4 3-, Ni(CO) 4, C 4 Üçgen Piramit P 3, SO 3 2-, N 3 Eğik S, SO 2, 2 O 22

23 Doğrusal (Lineer) Geometri Lineer Moleküllerin bağ açıları = 180 Eğik Moleküllerin bağ açıları 180 B A AX 3 formülüne sahip moleküllerde B atomları eşit kenar bir üçgenin köşelerine yerleştirilmiştir. : Üçgen Düzlemsel (Trigonal Planar) eğik B A atomu B atomları ile aynı düzlem üzerindedir. Bağ Açısı = 120 Bağlayıcı olmayan elektronu yok 23

24 AX 4 - Düzgün Dörtyüzlü (Tetrahedral) C Karbon sadece 4 değerlik elektronuna sahip olduğundan, okteti tamamlamak için bunlar 4 hidrojenin birer elektronu ile ortaklanırlar. idrojen atomları ve C- bağları arasındaki uzaklık bağ açısı 109 olduğunda maksimum olur. Bu düzgün dörtyüzlü geometri olarak adlandırılır. Molekül 3-boyutludur. Üçgen Piramit (Trigonal Pyramidal) A atomu B atomlarının bulunduğu düzlemin üstünde bulunur. Şekil eşit kenar üçgen tabanlı bir piramittir. 24

25 Düzgünün bir dört yüzlü (tetrahedron) ideal bağ açısı = VSEPR modeli moleküllerin şeklinde meyadana gelen bu değişiklikleri açıklar AX 3 E Ortaklanmamış elektron çiftleri bağ elektonları üzerinde itici bir kuvvet uygulayarak bağ açısının 107 ye doğru azalmasına (sıkışma) neden olur. Bağ elektronları iki çekirdeğe doğru çekildiklerinden birbirleri üzerinde daha az itme kuvveti uygularlar. Ortaklanmamış elektronlar ise sadece bir çekirdeğe doğru çekilirler ve daha çok hacim kaplarlar. Su molekülü eğik geometriye sahiptir. Bağ açısı=104.5 Ortaklanmamış elektron çifti sayısı arttıkça bağ açısı azalır. 2 O Sınıflandırma- AX 2 E 2 25

26 Ozon O 3 ; Değerlik elektronu sayısı = 18 electrons O O O O O O Rezonans yapıları AX 2 E - sınıflandırması Örnekler: Sorular : Aşağıdaki moleküllerin Lewis yapılarını çizin ve moleküler geometrilerini belirtin : 3 O +, N 4+, CS 2, SCl 2 26

27 Genişletilmiş Değerlik Kabuğuna sahip Moleküller Bir molekülün merkezi atomu 3. periyot ve daha sonraki periyotlardan ise, bu atom etrafında dörtten fazla elektron çifti barındırabilir. Merkez atom etrafında 5 çift elektron içeren moleküller Üçgensel Bipiramit yapılar oluştururlar. AX 5 : örn. PCl 5 Bunlardan 3 çift ekuatoryal üçgensel yapıyı belirlerler (Ekuatoryel elektronlar) 2 çiftse bu üçgensel düzlemin altında ve üstünde yer alırlar (Aksiel elektronlar) Birbirleriyle 90 açı yapan elektron çiftleri arasındaki itme kuvveti birbirleriyle 120 açı yapanlarınkinden daha fazladır. Ortaklanmamış elektronlar için itme kuvveti bağ elektronlarına göre daha fazla olduğundan ortaklanmamış elektronlar Üçgen piramit yapıdaki ekuatoryal pozisyonlara yerleşirler. Böylelikle bu itme kuvvetleri minimize edilmiş ve elektronlar birbirlerinden en uzak pozisyonlara yerleşmiş olur. SF 4 : Aksiyel ve Ekuatoryal S-F bağları ortaklanmamış elektronların itmesiyle bir miktar geriye doğru bükülmüştür. BrF 3 : T-ŞEKĐLLĐ 27

28 Merkez atom etrafında 6 elektron grubu bulunduğunda Sekizyüzlü bir yapı oluşur. AX 6 : Örn. SF 6 Merkezi atom bu yapının ortasında bulunur, 6 elektron grubu da sekizyüzlü yapının köşelerineyerleşir. Bütün bağ açıları 90 dir. Örn. BrF 5 Örn. XeF 4 Sekizyüzlü Kare Piramit Kare Düzlem Sorular (Sınav Sorusu Örnekleri) 1. Aşağıdakileri cevaplayınız: (i) Elektronegativiteyi tanımlayınız ve belirtilen elementleri en elektronegatif element en başta olacak şekilde elektronegativitelerine göre sıralayınız: O, Al, F, C, Si ve K. [4 puan] (ii) NO 2+ molekülü için mümkün olan bütün Lewis yapılarını çizdikten sonra en tercih edilen yapıyı belirtin.[8 puan] (iii) Değerlik Kabuğu Elektron Çifti Đtmesi Teorisi ni kullanarak aşağıda verilen moleküllerin geometrilerini çizin( Geometrilerin adlarını da belirterek). N 3 ; PCl 5 ; BrF 5 [8 puan] 2. Aşağıdakileri cevaplayınız : (i) Kovalent ve iyonik bağ termlerini tanımlayınız. [6 puan] (ii) Periyodik Tablonun 2. ve 3. periyotlarındaki elementler arasında elektronegativitenin atom numarası arttıkça yükselmesinin sebeplerini açıklayın. Aynı grup içinde atom numarası arttıkça elektronegativite azalır. Bunun nedenlerini açıklayınız. (Geçiş elementlerini önemsemeden cevap verin). [6 puan] (iii) Değerlik Kabuğu Elektron Çifti Đtmesi Teorisi ni kullanarak aşağıda verilen moleküllerin geometrilerini çizin( Geometrilerin adlarını da belirterek). :CN; BF 3 ; CCl 4 [8 puan] 3. Aşağıdakileri cevaplayınız : (i) Değerlik Kabuğu Elektron Çifti Đtmesi Teorisi ni kullanarak aşağıda verilen moleküllerin geometrilerini çizin( Geometrilerin adlarını da belirterek). : N 2, CO 3 2- ; SBr 2 ; O 3 [12 puan] (ii) %100 iyonik bir bağın dipol moment değerini belirtin. Kloroform, CCl 3 daki C-Cl bağının uzunluğu 178 pm dir, ve dipol momenti 1.87 D olarak ölçülmüştür. Bu bağın % iyonik karakterini hesaplayın. Bu molekül polar mıdır? [8 puan] 28

29 Organik Moleküllerin Yapı ve Özellikleri Erwin Schrödinger-Dalga Mekaniği Elektronların hareketini elektronların dalga özelliğini hesaba katacak şekilde tanımlamıştır. Bir elektron ve bir protondan oluşan sistemin ( idrojen atomu) sistemin toplam enerjisini verecek matematiksel bir eşitlik geliştirmiştir- Schrödinger Eşitliği. Bu eşitliğin çözümü dalga fonksiyonu (ψ Psi) denen ve herbiri elektonun başka bir halini tanımlayan fonksiyonlar vermiştir. erbir halin, o halin dalga fonksiyonunun Schrödinger eşitliğine yerleştirilmesiyle hesaplanabilen bir enerjisi vardır. erbir hal 1 yada 2 elektron barındırabilecek bir düzeydir.( al= Düzey) idrojen atomu için elde edilen dalga eşitliği çözümlerinin bazı metotlarla modifiye edilmesiyle daha çok elektrona sahip atomların dalga fonksiyonları ve enerji düzeyleri elde edilir. Bir dalga fonksiyonu 2 özelliğin hesaplanması için kullanılan bir araçtır: Fonksiyonun ait olduğu halde bulunan elektronun enerjisini Bu düzeyde bulunan bir elektronun bir yerde (çekirdeğe herhangi bir uzaklıkta) bulunabilme olasılığını (ψ 2 ) 29

30 Elektronların Dalga Özelliği- Dalga Fonksiyonları Elektronların çekirdekten sınırlı uzaklıktaki hareketini ifade etmeye yarayan hal fonksiyonları (ψ) sabit bir bölgede titreşen durağan dalgalara benzer. Dalga fonksiyonu, ψ, elektronların bulunabileceği bölgelerin büyüklüğünün, şeklinin ve yönünün matematiksel bir tanımlamasıdır. Dalgalar bir yüksekliğe sahiptir. Bu yükseklik pozitif ya da negatif değerler alabilir. Düğüm : dalga büyüklüğü ve dalga fonksiyonunun değerinin sıfır olduğu yerlere denir. Normal dalga Durağan Dalga 30

31 Max Born-Olasılık ψ 2 elektronun uzayda herhangibir yerde (3-boyutta x,y,z koordinatları ile belirlenebilen) bulunma olasılığını belirtir. ψ 2 uzayın herhangi bir bölümünde (bir hacim= 3 boyutlu bir bölge) büyükse elektronun bu bölgede bulunma olasılığı fazladır = Elektron Olasılık Yoğunluğu. Üç boyutta ψ 2 çizimleri atomik orbitallerin (s,p,d,f) bildiğimiz şekillerini oluşturur. Bir orbital uzayın belirli bir bölgesinde bir elektronun bulunma olasılığının fazla olduğu yerdir. S ve P Orbitalleri 31

32 32

33 Dalgaların Etkileşimi Atomik Orbitallerin Doğrusal Bileşimi (Linear combination of atomic orbitals-lcao) Farklı atomlardaki orbitallerin etkileşimi moleküler orbitalleri oluşturur. Aynı atom üzerindeki orbitallerin etkileşimi melez orbitalleri verir. Aynı fazdaki dalgalar birbirleriyle etkileşimi kuvvetlenmelerine neden olur-dalga yüksekliği artar. Farklı fazdaki dalgalar birbirlerini yok ederler. Dalgaların Girişim Özelliği Đki dalga birbirine yaklaştığında ikisininde tepeleri ve olukları karşılaşırsa (aynı fazda olma durumu) bunlar birbirini kuvvetlendirir. Sonuçta ortaya çıkan dalga herbir dalgadan daha büyüktür. Eğer bu iki dalgadan birinin tepesi diğerinin oluğu ile karşılaşırsa sonuçta oluşan dalga her iki dalgadan küçük olur ve hatta dalgalar yok olabilir (zıt fazda olma durumu). 33

34 Moleküler Orbitaller Sigma Bağı Elektron yoğunluğu iki çekirdek arasında dağılmıştır. Orbitallerin s-s, p-p, s-p, veya melez orbitallerin (daha sonra bahsedilecek) örtüşmesinden bir bağ oluşabilir. Bağlayıcı MO lar onları meydana getiren atomik orbitallerin herbirinden daha düşük enerjiye sahiptir. Karşıtbağlayıcı MO lar onları meydana getiren atomik orbitallerin herbirinden daha yüksek enerjiye sahiptir. 34

35 Bağlayıcı MO Yapıcı Etkileşim- 1s orbitalleri aynı faza ve aynı işarete sahip Karşıtbağlayıcı MO Yıkıcı Etkileşim- 1s orbitalleri zıt faza ve işarete sahip 35

36 36

37 Pi Bağı Pi bağları sigma bağlarından sonra oluşur. P orbitallerinin yandan örtüşmeleri ile oluşur. 37

38 Molekül Şekilleri Bağ açıları s ve p orbital şekillerinden yola çıkılarak açıklanamaz. VSEPR teorisi kullanarak açıklanabilir. Melez orbitaller kendilerini meydana getiren orbitallere göre daha düşük enerjiye sahiptirler(melez orbitaller içindeki elektron çiftlerinin basit atomik orbitallerdekilere göre birbirlerinden daha uzktadırlar). Melezleşme bir atomun üzerindeki atomik orbitallerin bağ oluşmadan hemen önce doğrusal bileşimleri ile meydana gelirler. => sp 3 Melez Orbitalleri Merkez atom etrafında 4 elektron grubu Dörtyüzlü Elektron Grubu Geometrisi 109,5 bağ açısı 38

39 39

40 40

41 Bağ Oluşum Modeli (Bağ Oluşumunun Şematik Gösterimi) 41

42 sp 2 Melez Orbitalleri Merkez atom etrafında 3 elektron grubu Üçgen Düzlem Elektron Grubu Geometrisi 120 bağ açısı Bağ Oluşum Modeli 42

43 sp Melez Orbitalleri Merkez atom etrafında 2 elektron grubu Lineer elektron grubu geometrisi 180 bağ açısı Çoklu Bağlar Đkili Bağ=Çifte Bağ Bir sigma bağı ve bir pi bağından oluşan 2 adet paylaşılan elektron çifti. Üçlü Bağ Bir sigma bağı ve 2 pi bağından oluşan 3 adet paylaşılan elektron çifti. => 43

44 Örnek Problemler Aşağıdaki moleküllerin herbir atomu için melezleşme, geometri ve bağ açılarını tahmin ediniz: Dikkat! En iyi Lewis yapısını kullanın! N 2 N 2 C 3 -C C-CO C 3 O C _ C 2 => Bağlar Etrafında Çevrilme Tekli bağlar etrafında çevrilme serbestçe gerçekleşir. Çoklu bağlar etrafında kırılma olmadıkça çevrilme gerçekleşmez. 44

45 Đzomer Molekülün formülü aynı, atomların dizilişi farklı: Đzomerler. Yapısal izomerler atomların bağlanış sıralamasında farklılık gösterirler. Stereoizomerler sadece atomlarının uzaydaki düzenleri açısından ( atom bağlanış sıraları aynı) farklılık gösterirler => Yapısal Đzomerler 45

46 Stereoizomerler Cis-trans izomerleri geometrik izomerler olarak da adlandırılırlar.sp 2 karbonlar üzerinde 2 farklı grup olmalı. 3 C C C cis-trans izomerliği mümkün değil => 46