İÇERİK Lewis Kuramı Kovalent Bağlar Polar Kovalent Bağlar Lewis Yapılarının Yazımı Oktet Kuralının Istisnaları Molekül Şekilleri Prentice-Hall 2002
LEWIS KURAMI Lewis Kuramı kimyasal bağı gösteren en basit yöntemlerden biridir Değerlik elektronları kimyasal bağlanmada temel rol oynarlar Elektronların bir atomdan diğerine verilmesi artı ve eksi yüklü iyonları oluşturur ve bu iyonlar birbirlerinin iyonik bağ isimli elektrostatik kuvvetlerle çekerler Eşleşmiş iki ya da daha fazla elektronun atomlar arasına ortaklanmasıyla Oluşan bağa kovalent bağ denir. Elektron alışverişi ya da ortaklanması sonucu atomlar soy gaz dağılımına yani dış kabuk elektron sayısını sekize ulaşır (oktet), istisnası!
LEWIS SEMBOLLERİ Lewis simgesi ; iç kabuk elektronlarını ve çekirdeği gösteren bir simge değerlik elektronlarını gösteren noktalardan oluşur Si Lewis kimyasal simgenin çevresine en fazla dört nokta koymuştur, dörtten fazla elektronu olan elementlerde noktalar oktete ulaşıncaya kadar eşleştirilir N P As Sb Bi İki çift ve bir tek değil dört üzerine ilave Baş grup elementleri için yaygındır, geçiş elementleri için fazla kullanılmazlar
İYONİK BİLEŞİKLERİN LEWİS YAPISI İyonik bileşiklerin lewis yapıları BaO Ba O Ba 2+ O 2- MgCl 2 Mg Cl Cl [Mg] 2+ 2[ Cl ]- Her iki atom için de lewis simgeleri yazılır, alınıp verilecek elektronlar belirlenir Bağ sonucu metal iyonunun simgesinde elektron yoktur çünki değerlik e - hepsini vermiştir Ametal okteti gösterilir ve her iki iyonun yükleri gösterilir Elektron sayılarının dengelenmesi önemlidir
KOVALENT BAĞLANMAYA GİRİŞ NaCl ile HCl yi düşünelim Klor elektron alma eğilimdedir ancak sodyumdan elektron koparmak hidrojene göre çok kolaydır (IE farkları) ve iyonik bağ oluşur H atomu elektronunu ametal atoma vermez, bunun yerine elektronlar ortaklaşılır ve Bunun sonucu kovalent bağ oluşur H Cl Bağlanma sonucu H toplam iki Cl ise toplam 8 elektrona sahiptir Bağı oluşturan elektronlar iki kez sayılması (ortaklık) önemlidir
KOVALENT BAĞLANMAYA GİRİŞ Lewis kuralı H ve Cl un neden diatomik moleküller halinde bulunduğunu bildirir Bağlayıcı e - çifti Tek olan e - birbirlerine bakan yöne konulur Bağlayıcı e - çifti Ortaklanmamış e- çifteleri Bağlanma sonucu sırasıyla duplet ve oktet kurallarına uyan moleküller elde edilir Yukarıdaki gibi bir çift elektronun iki atom tarafından ortaklaşılması bir tane tekli kovalent bağ oluşturur Kovalent bağdaki elektron çiftleri için bağlayıcı elektron çifti Bağ oluşumuna katılmayan elektron çiftleri içinse ortaklanmamış elektron çiftleri denir N 2 H 4 ün lewis yapısını yazınız
KOORDİNE KOVALENT BAĞLAR Ortaklaşan elektron çiftinin tamamının bir atomdan geldiği kovalent bağa koordine kovalent bağ denir. H H N H H Cl H H N H H + Cl - HCl ün H atomu, elektronunu Cl atomuna bırakır (klorun elektron ilgisinden dolayı) ve H + haline gelir, NH3 deki ortaklanmamış elektronlar bu çekirdeğe saldırır ve amonyum ve klorür iyonları oluşur. İyonik bağ değildir, elektron alış-verişi yoktur, amonyak hala elektronunu kullanmaktadır Ametaller arasında gerçekleşmektedir. Amonyumun yükük elektron dengesinden ya da formal yükten çıkarılabilir
ÇOKLU KOVALENT BAĞLAR Bir atomun oktete ulaşabilmesi için çoğu bileşikte bir çiftten fazla elektrona ihtiyaç duyulabilir O C O O C O Hiçbirinin okteti tam değil O C O O C O Lewis yapısında bağ oluşturan atomların kendi aralarında ikişer çift elektronu ortaklaşarak birer ikili kovalent bağ oluşturduğu görünmektedir
ÇOKLU KOVALENT BAĞLAR Üç çift elektronun ortaklaşıldığı durumlarda da üçlü kovalent bağ oluşur N N N N N N N N Bu üç bağ kırılması zor bir bağdır, bu yüzden bu molekül inert bir moleküldür
POLAR KOVALENT BAĞLAR Elektron çiftlerinin eşit ortaklanmasıyla oluşan kovalent bağlar vardır Çoğu zaman elektronların iki atom arasında eşit olmayan ortaklanmasıyla oluşan kovalent bağlar bulunur ve bunlara polar kovalent bağlar denilir. Apolar kovalent bağ Polar kovalent bağ δ+ δ- H Cl İlk iki durumda elektron için bir tercih söz konusu değildir, simetrik olan bu elektron dağılımı apolar bağı işaret eder HCl de elektron yoğunluğu Cl üzerindedir, Simetrik olmayan bu dağılım polar bağı işaret eder ve kısmi negatif yükler şeklinde de gösterilebilir Bu polar bağ kavramını elektronegativite denilen kavramla daha net açıklamak mümkündür.
ELEKTRONEGATİVİTE Elektronegatiflik bir atomun bağlı olduğu diğer atomlardan elektron çekme yeteneğidir Elektron ilgisi ile karıştırılmamalıdır, Eİ bağımsız atom özelliğidir Eİ ve İE ile ilgilidir Periyodik cetvelde sağa ve yukarı doğru artar
ELEKTRONEGATİVİTE Elektronegatiflik değerlerinden bir kovalet bağın ne kadar polar olduğunu bilebiliriz Bunun için bağlı atomların EN değerleri arasındaki farkın mutlak değeri alınır ΔEN ΔEN ne kadar büyükse bağ o kadar iyoniktir (polar), ΔEN azaldıkça kovalent özellik artar HF ile HCl farkını ve Cl-Cl bağını inceleyiniz
LEWİS YAPILARININ YAZILMASI Özellikle çok atomlu kovalent bileşiklerin doğru bağlanışlarını göstermede Lewis yapılarından yararlanılır Bir Lewis yapısında bütün değerlik elektronları gösterilmelidir (sadece bağ yapan değil, ortaklanmamış çiftler de) Genellikle her atom en dış kabuğunda oktet elektronlarına ulaşır H ise 2 elektrona ulaşır Bazen çoklu kovalent bağlara ihtiyaç duyulur (okteti tamamlama gibi). C, N, O, S, ve P tarafından daha kolaylık oluşturulur C (IVA) 4, N (5A) 3
Örnekler: Lewis Yapılarının Belirlenmesi
FORMAL YÜK Bu kavram daha çok alternatifli şekilde yazılabilen Lewis yapılarında hangi alternatifin en Olası olacağı hakkında bilgi verir (minimum formal yük gibi) Hesaplanması da atomun değerlik elektron sayısından bu atomun Lewis yapısında payına düşen elektron sayısının çıkarılmasıyla bulunur FY= serbest atomun değerlik e- sayısı (ortaklanmamış çiftlerdeki e- sayısı+ ½ bağlayıcı çiftlerdeki e- sayısı) Ör C- yukarıdaki açıklama daha kolaylık sağlayabilir
Formal Yük ve Uygun Lewis Yapısı Bir Lewis yapısının uygunluğunun, formal yüklere bakılarak belirlenmesinde bir takım kurallar vardır FY toplamı, toplam yüke eşittir FY olabildiğince küçük olmalıdır Negatif FY, en elektronegatif atomda olmalı Komşu atomlarda aynı işaretli formal yük olası değildir + O=N=O Nitronyum (NO 2+ )
Nitrozil klorür (NOCl) için en uygun Lewis yapısı 2+ 2- - 2+ - - +
OKTET KURALINDAN SAPMALAR Radikal yapıda bulunanlar H H C H O H
OKTET KURALINDAN SAPMALAR Eksik oktetler Merkez okteti tamamlandığında F pozitif yük alıyor!!
OKTET KURALINDAN SAPMALAR Genişlemiş değerlik kabukları: Bazı Lewis yapıları merkez atomları üzerinde 10 ya da 12 değerlik elektronu bulundururlar Cl P Cl Cl P Cl F F S F Cl Cl Cl Cl F F F 3s ve 3p dolduktan sonra (oktet), elektronlar bu orbitallerle yakın enerjiye sahip 3d orbitallerine gittiği düşünülmektedir
MOLEKÜL GEOMETRİLERİ H O H Molekülün Lewis yapısı bize molekülün şekli hakkında ancak kısmen bilgi verebilir Bir molekülün şeklinin tam anlaşılabilmesi için Bağ uzunluklarının, yani bağlanmış atomların çekirdeklerarası uzaklığın Bağ açılarının, yani bağları gösteren komşu doğru çizgiler arası açının bilinmesi gereklidir
MOLEKÜL GEOMETRİLERİ Molekül A--B yapısında ise Tek bağ olduğu için bir bağ açısından söz edilemez dolayısıyla bütün 2 atomlu moleküller! Molekül A B--C yapısında ise Φ= 180 ise molekül doğrusaldır Bunun dışındaki bütün bağ açıları için molekül açısal ya da bükük formda bulunacaktır Üçten fazla atomdan oluşan moleküller ise düzlemsel, doğrusal, piramid gibi çoğunlukla da 3D Molekül geometrilerinin tahmini için VSEPR Kuramı denen bir kural takip edilmektedir Bu kurama göre ister kimyasal bağ (bağlayıcı çiftler), isterse ortaklanmamış halde olsun (bağ yapmayan e çiftleri) e- çiftleri birbirlerini iterler Bu çiftler atom etrafında bu itmeyi en aza indirecek şekilde yönlenirler.
MOLEKÜL GEOMETRİLERİ Buna göre metan gazı için: CH 4 Eğer düzlemsel bir molekül olsa bağlar arası açı max kaç derece olabilir? Gerçekte nasıl? Φ= 109,5 4 bağlayıcı e- çifti 0 ortaklanmamış e çifti
MOLEKÜL GEOMETRİLERİ Amonyak için 3 bağlayıcı çift, 1 ortaklanmamış çift piramidimsi ϕ = 107,8? VSEPR gösteriminde bu standart hale getirilmiştir AX 3 E 1 A merkez atom X merkeze bağlı atom ya da grup E merkezde ortaklanmamış e çifti Herhangi bir molekül için bu formulasyonu oluşturup VSEPR tablolarına başvurularak molekül geometrisi Oluşturulur Ör: Formaldehid? HCOH Formaldehid için Lewis yapısı: -Merkez ve 3 bağlı grup -Oksijendeki ortaklanmamış elektron! -Oksijen yerine OH da olsa aynı yani bağlı bulunan grup sayısı -AX 3 bunun için geometri üçgen düzlemsel
POLAR BAĞLAR VE DİPOL MOMENT Polar bir kovalent bağda yük dağılımındaki farklılık dipol moment, µ, ile gösterilir. Apolar kovalent bağ Polar kovalent bağ Dipol moment, elektronu daha çok çeken atoma yönelmiş ok olarak ifade edilir. Bu molekülde başka bağ yok, demekki toplam dipol moment, bu bağın dikte ettiği dipol momenttir, sıfırdan farklıdır Bu yüzden HCl polar bir moleküldür.
POLAR BAĞLAR VE DİPOL MOMENT Molekül içi bağ polar olduğu halde, toplamda apolar olan molekül olabilir mi? CO 2 nin doğrusal olduğunu bilmesek bu sonucu nasıl bileceğiz Molekül geometrisini bilmek şart Ör: BF 3 polar mı apolar mı? Geometrisi düzlemsel üçgen chem.latech.edu Petrucci
POLAR ve APOLAR MOLEKÜLLER Bir molekülün polar ya da apolar olduğunu anlamak için başka göstergeler de kullanılabilir Elektrik alan altında polar moleküller belli bir yönelim gösterirler
BAĞ DERECESİ & UZUNLUKLARI & ENERJİSİ Bağ derecesi arttıkça uzunluk azalır ve kırmak zorlaşır ve bağ enerjisi artar. Bağ (ayrışma) enerjisi: Gaz halindeki bileşiklerde 1 mol kovalent bağı koparmak için gerekli enerjidir. Polarite arttıkça kırmak zorlaşıyor iyonik krk. H 2 (g) 2 H (g) H= + 435.93 kj/mol 2 H (g) H 2 (g) H= - 435.93 kj/mol
BAĞ DERECESİ & UZUNLUKLARI & ENERJİSİ Herhangi bir tepkimede gaz tepken ve gaz ürünler söz konusu iken H tep = H bağ ayrışması (endo) + H bağ oluşumu (ekzo) ÖR: CH 4 + Cl 2 CH 3 Cl + HCl hepsi gaz fazında ise 1 mol C-H ayrışmış 414 kj/mol 1 mol Cl2 ayrışmış 243 kj/mol ( H bağ ayrışması ) 1 mol C-Cl oluşmuş -339 kj/mol 1 mol H-Cl oluşmuş -431 kj/mol H bağ oluşumu H tep = -113 kj/mol Kuvvetli bağlardan zayıf bağlar oluşuyorsa, bir sürü enerji harcayıp az enerji alıyorsunuz demektir Tersi de ekzotermik tepkimeler için doğru