LEWİS NOKTA SİMGELERİ 9.2. KOVALENT BAĞ 9.3.ELEKTRONEGATİFLİK Elektronegatiflik ve Yükseltgenme Basamağı 9.4. LEWİS YAPILARININ YAZILMASI 9.5. FORMAL YÜK VE LEWİS YAPISI 9.6. REZONANS KAVRAMI 9.7. OKTET KURALINDAN SAPMALAR Eksik Oktet Tek elektronlu Moleküller Genişlemiş Oktet 9.8. BAĞ ENERJİSİ Bağ Enerjilerinin Termokimyasal Kullanımı

9.1. LEWİS NOKTA SİMGELERİ Gilbert Lewis tarafından formüllendirilmiş tanımlamaya göre; atomlar çok daha kararlı bir elektron dağılımı oluşturmak için bir araya gelirler. Bir atom, bir soy gazla aynı elektron dağılımına sahip olduğunda, en kararlı dağılıma ulaşır. Atomlar, kimyasal bir bağ oluşturmak için birbirleriyle etkileştiklerinde, yalnızca enen dış kısımları temas eder. Bu nedenle, kimyasal bağlanmayı incelerken öncelikle atomların değerlik elektronları göz önüne alınır. Lewis nokta simgesi, elementin simgesi ve elementin atomundaki her bir değerlik elektronuna karşılık gelen bir noktadan oluşur.

9.2. KOVALENT BAĞ Bu konudaki ilk büyük öneri, Gilbert Lewis’in bir kimyasal bağın, elektronların paylaşımıyla gerçekleşebileceği şeklindeki açıklaması olmuştur. Lewis, H2 deki kimyasal bağ oluşumunu şu şekilde göstermiştir. Bu tür bir elektron eşleleşmesi, iki elektronun iki atom tarafından paylaşılmasıyla oluşan kovalent bağa örnektir. Kovalent bileşikler sadece kovalent bağlar içeren bileşiklerdir. Kolaylık olsun diye, paylaşılan elektron çiftleri genellikle tek bir çizgi ile gösterilir. Çok elektronlu atomlar arasındaki kovelent bağlanma sadece değerlik elektronları kullanılarak gerçekleşir. Örneğin, F2 molekülünü göz önüne alalım. F un elektron dağılımı 1s2 2s2 2p5 şeklindedir.

1s elektronları düşük enerjilidir ve zamanlarının çoğunu çekirdeğe yakın olarak geçirirler. Bu nedenle bağ oluşumuna katılmazlar. F yedi değerlik elektronuna sahiptir. F atomunda sadece bir tane eşleşmemiş elektron vardır. F2 molekülünün oluşumu aşağıdaki gibi gösterilir. FF2 oluoluşşumunaumuna yalnızca iki dedeğğerlikerlik elektronuelektronu katılır,katılır, didiğğerer babağğ yapmayanyapmayan elektronlar, yani kovalent bağlanmaya katılmayan değerlik elektron çiftleri, ortaklanmamışçiftler olarak adlandırılır. Kovalent bileşikleri göstermek için kullandığımız H2 ve F2 gibi yapılara Lewis yapılar denir.

Lewis yapısı, kovalent bağlanmanın bir gösterimidir. Bu yapıda iki atom arasında paylaşılan elektronlar nokta çiftleri ya da çizgiler, ortaklanmamış elektronlar ise atomlar üzerinde nokta çiftleri olarak gösterilir. Lewis yapısında sadece değerlik elektronları gösterilir. Suyun Lewis yapısını aşağıdaki gibi yazabiliriz: F ve H O moleküllerinde, F ve O atomları elektronlarını paylaşarak, 2 2 kararlı soy gaz elektron dağılımına ulaşmayı başarmışlardır.

Bu moleküllerin oluşumu Lewis tarafından geliştirilen oktet kuralı’nı göstermektedir. Bu kurala göre, hidrojen dışındaki atomlar sekiz değerlik elektronu ile çevrilinceye kadar bağlar oluşturma eğilimindedirler. Atomlar farklı türde kovalent bağlar oluşturabilirler. Tekli bir bağda, iki atom bir elektron çiftiyle bir arada tutulur. Bazen iki atom iki yada daha fazla elektron çiftini paylaşabilir. Böyle bağlara çoklu bağlar denir. Eğer iki atom, iki elektron çiftini paylaşırsa, oluşan kovalent bağa ikili bağ denir. Đki atom üç elektron çiftini paylaşırsa bir üçlü bağoluşur.

Çoklu bağlar tekli kovalent bağlardan daha kısadır. Bir molekülde kovalent bağla bağlı iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığa bağ uzunluğu, denir.

9.3.ELEKTRONEGATİFLİK Kovalent bağ, bir elektron çiftinin iki atom tarafından paylaşılmasıdır. H2 gibi, atomları aynı olan bir molekülde elektronların eşit paylaşılmasını; yani elektronların her bir atom etrafında aynı oranda zaman geçirmesini bekleriz. Bununla birlikte kovalent bağla bağlı HF molekülünde, H ve F atomları bağ elektronlarını eşit olarak paylaşmaz. Çünkü H ve F farklı atomlardır. HF deki bağa polar kovalent bağ yada kısaca polar bağ denir. Çünkü elektronlar bir atomun etrafında diğerinden daha çok zaman geçirirler.

Elektronegatiflik göreceli bir kavramdır ve bir elementin elektronegatifliği sadece diğer elementlerin elektronegatifliğine bağlı olarak ölçülebilir. Periyodik çizelgede, bir periyot boyunca soldan sağa doğru gidildikçe elementlerin metal özellikleri azalırken, elektronegatiflikleri artar. Gruplarda ise atom numarası ve metal özellikleri artarken elektronegatiflik azalır. Elektronegatiflikleri oldukça farklı olan elementlerin atomları, birbirleriylebirbirleriyle iyonikiyonik babağğ oluoluşşturmaturma eeğğilimindedirlerilimindedirler.. ÇünküÇünkü dahadaha azaz elektronegatifelektronegatif olan element, daha fazla elektronegatif olan elemente elektron yada elektronlar verir. Birbirine yakın elektronegatiflikteki elementlerin atomları birbiriyle polar kovalent bağlar oluştururlar. Çünkü elektron yoğunluğundaki kayma genellikle azdır. Kovalent bağların çoğu ametal elementlerin atomları arasında meydana gelir. Sadece aynı elementin atomları birbirleri ile tam kovalent bağ yaparlar.

Polar bağlar, elektronların kesinlikle eşit bir şekilde paylaşıldığı kovalent bağ (apolar) ile elektron aktarımının hemen hemen tam olduğu iyonik bağ arasında bir bağgibi düşünülebilir. Apolar bir kovalent bağı, polar bir kovalent bağdan ayırt etmemize yardımcı olacak özellik, bir atomun kimyasal bir bağdaki elektronları kendine çekme yeteneğinin bir ölçüsü olan elektronegatifliktir. Elektronegatifliği yüksek olanolan elementler,elementler, elektronegatiflielektronegatifliğğii düdüşşükük olanolan elementlereelementlere göregöre elektronlarıelektronları dahadaha fazla kendilerine çekme eğilimindedirler. Yüksek elektron ilgisi ve yüksek iyonlaşma enerjisi olan flor gibi bir atomun elektronegatifliği de yüksek olacaktır. Diğer taraftan, sodyum düşük elektron ilgisi, düşük iyonlaşma enerjisi ve dolayısıyla düşük elektronegatifliğe sahiptir.

Polar kovalent bağ ile iyonik bağ arasında kesin bir ayrım yoktur. Fakat şu kurallar kabaca yol gösterici olabilir. Bağ yapan atomlar arasındaki elektronegatiflik farkı 2.0 yada daha fazla ise iyonik bağ oluşur. Atomlar Arassındaki elektronegatiflik farkı 0.5-1.6 arasındaysa polar kovalent bağ oluşur. Eğer elektronegatiflik farkı 0.3 ün altındaysa, bağ ya tam apolar yada polarlığı çok az kovalent bağolur.

Elektronegatiflik ve Yükseltgenme Basamağı Bir molekülde, elektronlar bir atomdan daha elektronegatif olan diğer atoma tamamıyla aktarılmışsa, yükseltgenme basamağı bu işlem sonucunda atomların sahip olduğu yükün sayısıdır. Oksijen atomu, hidrojen peroksit (H O ) hariç, bileşiklerinde genellikle -2 2 2 yükseltgenme basamağına sahiptir. En elektronegatif elementler ametallerdir. (5A-7A grupları) En az elektronegatif olan elementler alkali ve toprak alkali metaller (1A-2A grubu) ve aluminyumdur.

9.4. LEWİS YAPILARININ YAZILMASI Oktet kuralı ve Lewis yapıları kovalent bağlanmayı her zaman tam olarak açıklamasa bile; moleküllerin özelliklerini, tepkimelerindeki davranışlarını ve birçok bileşikteki bağlanma şeklini açıklamakta oldukça başarılıdır. LewisLewis yapılarıyapıları şşuu kurallarakurallara göregöre yazılıryazılır:: 1- Atomların simgelerini ve aralarındaki bağları yazıp bileşiğin iskelet yapısını oluşturunuz. Genellikle elektronegatifliği en az olan atom merkez atomdur. Lewis yapısında, hidrojen ve flor genellikle uç konumlara yerleşir. 2- Toplam değerlik elektronları sayısını belirleyiniz. 3- Merkez atomu ve onu çevreleyen her bir atom arasına tekli kovalent bağı çiziniz

4- 1-3 basamakları tamamlandıktan sonra, merkez atomu sekizden daha az elektrona sahipse, bu atomun oktetini tamamlamak için diğer atomların ortaklanmamış çiftlerinin kullanınız ve merkez atomu ile onu çevreleyen atomlar arasına ikili yada üçlü bağlar ekleyiniz.

9.5. FORMAL YÜK VE LEWİS YAPISI Đzole bir atomun elektron sayısı ile aynı atomun Lewis yapısındaki elektron sayısını karşılaştırarak, moleküldeki elektron dağılımını belirleyebilir ve en uygun lewis yapısını çizebiliriz. Bir atomun formal yükü, izole bir atomdaki değerlik elektronları ile o atomunatomun LewisLewis yapısındakiyapısındaki elektronlarınelektronların sayısısayısı arasındakiarasındaki elektrikselelektriksel yükyük farkıdırfarkıdır.. Lewis yapısındaki bir atomun elektron sayısını belirlemek için şu yolu izleriz: 1- Tüm atomların bağyapmayan elektronları o atomun kendisine aittir. 2- Atom ile diğer atom (lar) arasındaki bağı (ları) eşit olarak böldüğümüzde, bağ elektronlarının yarısı o atoma ait sayıdır.

Formal yük kavramını ozon molekülünün (O ) üzerinde gösterelim. 3 Her bir atomun formal yükü aşağıdaki gibi hesaplanabilir:

Genellikle pozitif ve negatif yükler tek olduğunda 1 sayısı yazılmaz. Formal yükler yazılırken şu kurallardan yararlanılır: 1. Molekül için formal yüklerin toplamı sıfır olmalıdır. Çünkü moleküller elektriksel olarak nötür türlerdir. 2. Katyonlar için formal yüklerin toplamı pozitif yüke eşit olmalıdır. 3. Anyonlar için formal yüklerin toplamı negatif yüke eşit olmalıdır. EnEn uygunuygun LewisLewis yapısıyapısı;; 1- Molekülün formal yük içermeyen Lewis yapısı, formal yük içerene tercih edilir, çünkü bu durum daha kararlıdır. 2- Büyük formal yüklü (+2, +3 vb ya da -2, -3 vb) Lewis yapıları, düşük formal yüklülere göre daha az tercih edilir. 3- Benzer formal yük dağılımlı Lewis yapıları arasında en kabul edilebilir yapı, negatif formal yükün daha elektronegatif atomlar üzerinde olduğu yapıdır.

9.6. REZONANS KAVRAMI Rezonans yapı, tam olarak tek bir Lewis yapısıyla gösterilemeyen bir molekülün, iki yada dah fazla sayıdaki Lewis yapılarından birisidir. Đki uçlu ok, yapıların rezonans yapılar olduğunu göstermek için kullanılır. Rezonans terimi, bir molekülü göstermek için iki yada daha fazla sayıdaki Lewis yapılarının kullanılması demektir.

9.7. OKTET KURALINDAN SAPMALAR Oktet kuralı aslında ikinci grup elementleri için geçerlidir. Oktet kuralından sapmalar; eksik oktet, tek elektron sayısı ve merkez atom çevresinde sekiz değerlik elektronundan daha fazla elektron bulunması olmak üzere üç sınıfa ayrılır. Eksik Oktet Bazı durumlarda, kararlı bir molekülün merkez atomunu çevreleyen elektronların sayısı sekizden azdır. Örneğin berilyum’u (Be) ele alalım. Berilyum un 2s orbitalinde iki değerlik elektronu vardır. Gaz fazında berilyum hidrür (BeH ) 2 moleküler halde bulunur. BeH2 nin yapısı şu şekildedir. Berilyumun oktet kuralını sağlaması mümkün değildir.

Her iki elektronun da aynı atom tarafından sağlandığı kovalent bağa koordine kovalent bağ denir.

Tek Elektronlu Moleküller Bazı moleküller tek sayıda elektron içerir. Azot monoksit ve azot dioksit bunlara örnek verilebilir. Eşleşmeyi tamamlamak için çift sayıda elektrona ihtiyaç olduğundan bu moleküllerdeki atomlar oktetoktet kuralını sasağğlamamaktadırlamamaktadır.. Tek elektronlu moleküller radikaller olarak da adlandırılır. Birçok radikal oldukça etkindir. Bunun nedeni eşleşmemiş elektronun diğer molekül üzerindeki eşleşmemiş bir elektronla kovalent bağ oluşturma eğilimidir. Örneğin iki azot dioksit molekülü birleştiğinde N ve O atomlarının her ikisinin de oktet kuralına uyduğu diazot tetraoksit oluşur.

Genişlemiş Oktet İkinci periyot elementlerinin atomları, merkez atomu çevresinde sekizden fazla değerlik elektronu bulunduramazlar.. Üçüncü periyot elementleri 3s ve 3p orbitaline ek olarak, bağlanmada kullanabileceği 3d orbitallerine de sahiptirler. Bu orbitaller bir atomun genişlemiş oktet oluşturmasına neden olur. Kükürt hegzaflorür genişlemiş oktet içeren bir 2 4 bileşiktir ve çok kararlıdır. Kükürdün elektron dağılımı [Ne]3s 3p dir. SF6 molekülünde, kükürdün 6 değerlik elektronunun her biri flor atomuyla kovalent bağ oluşturur. Dolayısıyla merkez kükürt atomu çevresinde 12 elektron vardır, yani okteti aşmıştır.

Kükürt atomu oktete uyan birçok bileşik de oluşturur. Örneğin kükürt diklorürde, S sekiz elektronla çevrilmiştir. BazenBazen üçüncüüçüncü periyotperiyot veve sonrasındakisonrasındaki elementlerinelementlerin atomlarınıatomlarını merkezmerkez atomu olarak içeren bileşiklerin Lewis yapılarını çizerken; tüm atomların oktet kuralını sağladığını, ancak hala yerleştirilecek değerlik elektronları olduğunu görürüz. Bu gibi durumlarda, fazla elektronlar merkez atomu üzerine ortaklanmamışelektron çiftleri olarak yerleştirilmelidir.

9.8. BAĞ ENERJİSİ Bağ enerjisi bir molekülün kararlılığının ölçüsüdür. Bu enerji, gaz halindeki 1 mol molekülde, belirli bir bağı kırmak için gerekli olan entalpi değişimdir. Örneğin iki atomlu hidrojen molekülünün deneysel olarak belirlenen bağenerjisi, HCl gibi farklı elementler içeren iki atomlu moleküllerin bağ enerjileri, doğrudan ölçülebilir. Đkili ve üçlü bağlar içeren moleküller için de bu enerjiler ölçülebilir.

Çok atomlu moleküllerdeki kovalent bağların kuvvetini ölçmek daha karmaşıktır. Örneğin, H O daki ilk O-H bağını kırmak için gerekli enerji, ikinci O- 2 H bağını kırmak için gerekli enerjiden farklıdır. Su molekülünde sonuçta her iki O-H bağı kırılır; ancak ilk bağın kırılması ikincisinden daha endotermiktir. Đki ∆H° değeri arasındaki fark, birinci bağın kırılmasından sonra kimyasal çevre ve ikinci O-H bağının kendi kendine değişime uğramasından kaynaklanır. Bu nedenle çok atomlu moleküllerde belirli bir bağın bağenerjisi için ortalama bağenerjisinden söz edilir.

Bağ Enerjilerinin Termokimyasal Kullanımı Çoğu kez tepkimelerin entalpisini, ortalama bağ enerjilerini kullanarak tahmin etmek mümkündür. Kimyasal bağların kırılması daima enerji gerektirir. Kimyasal bağ oluşumu ise daima enerji açığa çıkarır. Buna göre, tepkimede oluşan ve kırılan bağların toplam sayısını ve bunlara karşılık gelen tüm enerji değişimlerini belirleyerek, entalpi bulunabilir. Gaz fazındaki tepkimenin entalpi değişimi şu eeşşitlikleitlikle verilirverilir.. Burada BE ortalama bağenerjisi, Σtoplam işaretidir.

…