BÖLÜM 3. KİMYASAL BAĞLAR

Kimyanın temelini atomların birbirleriyle bağlar meydana getirerek kümeler halinde birleşmeleri teşkil eder. Yeteri kadar kuvvetle bir arada tutulan atomlardan meydana gelen nötral herhangi bir birleşmeye molekül denir. Molekülleri bir arada tutan yada onların kümeleşmesine neden olan birkaç tür çekim kuvveti vardır, bunlara moleküller arası çekim kuvvetleri denir. Bir molekül içinde iki atom arasındaki çekme kuvvetine kimyasal bağ denir. Kimyasal bağlar, atomların elektron sistemlerini küresel simetrik hale getirerek kararlı bir yapıya gelmek istemleri sonucunda oluşur. Elementlerin bağ yapabilme gücü, element atomlarının en dış kabuktaki elektron sayılarına bağlıdır.

3.1 Lewis Kuramı : Elementlerin atomları, soygaz atomlarının elektron dağılımlarına benzemek amacıyla bir araya gelmektedir. Lewis kuramının bazı temel esasları şöyledir:

1. 1. Elektronlar, özellikle en dış kabuk (değerlik ) elektronları kimyasal bağlanmada temel rol oynar.

2. 2. Bazı durumlarda elektronlar bir atomdan diğerine verilir. Böylece oluşan artı ve eksi yüklü iyonlar birbirlerini iyonik bağlar adı verilen elektrostatik kuvvetlerle çekerler.

3. 3. Eşleşmemiş iki yada daha fazla elektronlar, atomlar arasında ortaklanır. Elektronların bu ortaklanmasına kovalent bağ denir.

4. 4. Elektronların bir atomdan diğer bir atoma verilmesi yada ortaklanması her atomun kararlı elektron dağılımına sahip olması şeklinde olur. Bu dağılım genellikle dış kabuk elektronlarının sekiz (oktet) olduğu soy gaz dağılımıdır.

3.2 Lewis Simgeleri ve Yapıları

Lewis simgesi, iç kabuk elektronları ve çekirdeği gösteren bir simge ile dış kabuk (değerlik) elektronlarını gösteren noktalardan oluşur. Her elektron bir nokta ile gösterilir. Lewis simgesi elementin etrafına değerlik elektron sayısı kadar nokta koyarak veya bir çift elektron yerine bir çizgi, bir tek elektron için bir nokta koyarak yazılır.

Baş grup elementlerinin değerlik elektronlarını gösteren nokta sayısının bu elementin grup numarası ile aynı olduğuna dikkat ediniz.

Lewis simgeleri baş grup elementleri için yaygın olarak kullanıldığı halde, geçiş elementleri için fazla kullanılmaz.

Kimyasal bağdaki elektron alışverişini yada ortaklanmasını gösteren lewis simgelerinin bir araya gelmesiyle Lewis yapısı oluşur.

Metal iyonun lewis simgesinde değerlik elektronlarının hepsi verildiği için nokta yoktur; sadece yükü gösterilir.

Lewis yapılarından formülün nasıl olduğunu da çıkarabiliriz. Mesela, alüminyum oksitin formülünün önceden verilmesine gerek yoktur. Üç atom veren Al atomu ile iki atom alan oksijen atomu bir araya gelince verilen elektronda bir fazlalık olur. Alınan ve verilen elektronların eşit olması, birim formülde iki Al ve üç O olmasıyla sağlanır.

a) CaI b) BaS c) LiO için uygun lewis yapılarını yazınız.

Buraya kadar yapılanlar ikili iyonik bileşiklerdir. Üçlü iyonik bileşikler genellikle tek atomlu ve çok atomlu iyonlardan oluşur ve çok atomlu iyonlar arasındaki bağlanma kovallenttir. Gaz halinde iyonik bileşiklerde her anyon katyonlarla, her katyon anyonlarla çevrilmiş olarak bulunur. Çok fazla sayıdaki bu iyonlar iyonik kristal adı verilen düzgün bir örgü içinde sıralanmıştır.

3.3 Kovalent Bağlanma: Bir çift elektronun bağı oluşturan atomlar tarafından ortaklanması bir tek kovalent bağ oluşturur. Kovalent bağ, iki atom arasında atom orbitallerinin örtüşmesinden oluşan yüksek elektron yoğunluğuna sahip bir bölgedir. Bu tanıma değerlik bağ yöntemi denir. bu yöntem, bağ oluşumunun lokalize elektron modelidir. İçteki elektronlar ve ortaklanmamış değerlik elektron çiftleri kendi atomlarının orbitallerinde kalırlar ve bağ yapan elektronların yük yoğunluğunu orbital örtüşmesi bölgesinde artar.

HCl ve NaCl, bu iki bileşikte de Cl atomu ortaktır. Oda sıcaklığında NaCl katı HCl gaz neden? H2S gaz iken H2O sıvı dır neden? Su donduğunda hacmi artarken Çoğu sıvıların hacmi azalır, neden? Bu soruların cevabını bulmak için atomlar arasındaki etkileşimleri, yani kimyasal bağları tanımlayacağız.

Cl elektron alma eğiliminde acaba hidrojenden mi yoksa sodyumdan mı kolay elektron koparır. Sodyumdan elektron kopması için I= 496kJ/mol , hidrojenden elektron kopması için I= 1312KJ/mol enerji gerekmektedir. Sodyumun iyonlaşma enerjisi daha küçük, o halde sodyum hidrojenden daha metal (metal karakter , iyonlaşma enerji ) , bu nedenle hidrojen atomu elektronunu ametal bir atoma vermez. H-Cl bağı elektronların ortaklanması ile olur. Buna kovalent bağ denir.

3.3.1 Kovalent Bağ Lewis yapıları:

Lewis kuramında elektron çifti önemlidir. Bağlayıcı çiftleri (-) ile göstermek yaygındır. Kovalent bağ oluşumuna katılmayan elektron çiftine ortaklanmamış elektron çifti denir.

3.3.2 Çok Katlı Kovalent Bağlar:

N2 molekülüne Lewis kuramını uygularsak bir sorunla karşılaşırız.

Dört eşleşmemiş elektron N atomları arasında iki yeni bağ daha oluşturur ve N atomları arasında üç elektron ortaklanır. N2 molekülünde N atomları arasında bu şekilde oluşan bağ üçlü kovalent bağ dır.

N2 deki üçlü kovalent bağ çok kuvvetli olduğundan, kimyasal tepkimelerde parçalanması güçtür. Lewis yapısında çoklu bağı olan bir diğer molekül O2 dır. Burada iki çift elektron ikili kovalent bağ oluşturur.

Bağ derecesi kaçlı bağ olduğunu gösterir. Elektronları, kovalent bağlarda atomları bir arada tutan “tutkal” olarak düşünürsek bağ derecesinin yüksekliği, daha çok elektronun bulunduğunu ve böylece atomların daha sıkıca bir arada tutulduğunu gösterir.

Bağ uzunluğu ; kovalent bağı oluşturan atomların merkezleri arasındaki uzaklıktır. Atomların arasındaki kovalent bağların uzunluğunun atomların kovalent yarıçaplarının toplamının yaklaşık olarak eşit olduğu söylenir.

Elektronların iki atom arasında eşit olmayan ortaklanmasıyla oluşan kovalent bağa polar kovalent bağ denir. Lewis yapılarında +d ve -d simgeleriyle gösterilir.

+d -d

Bir atomun bağlı olduğu diğer atomlardan elektron çekme yeteneğine elektronegatiflik(EN) denir. İyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisine bağlıdır. 1901 yılında Pauling tarafından önerilmiştir. Elektronegativite değerleri 0.7 ile 4.0 arasında değişir. Elektronegativite değeri ne kadar düşükse o kadar metal dır ve periyodik tabloda yukarıdan aşağıya inildikçe artar. Temel halde bulunan izole edilmemiş bir atoma bir elektron katılması işlemi ile ilgili olan enerji değişimine birinci elektron ilgisi denir. küçük atomun elektron kazanma eğilimi büyük atomunkinden daha fazladır. Elektron ilgileri veya elektronegatiflikleri aynı olan atomlar arasındaki kovalent bağlara apolar kovalent bağ denir. İki atom arasındaki DEN ne kadar küçükse o kadar kovalent bir bağ değilse iyonik bağ oluşturulur. Atomlar arasındaki elektonegativite farkı polar molekülleri oluşturur. Polar moleküller arasında dipol-dipol çekim kuvvetleri oluşturur. Dipol-dipol kuvvetleri moleküllerin pozitif ve negatif kutuplarının birbirlerini çekmeleri sonucu ortaya çıkar.

3.3.3 Kovalent Bileşiklerin Karakteristik Özellikler:

1. 1. Kovalent bileşikler moleküllerden oluşur.

2. 2. Küçük molekül ağırlıklı olanların ergime ve kaynama noktaları düşüktür.

3. 3. Genellikle kolay buharlaşırlar.

4. 4. Yağ, selüloz, benzen gibi bir çok kovalent bileşik suda çözünmez. Ancak alkol ve aseton gibi organik çözücülerde çözünür.

5. 5. Elektrik akımını iletmezler.

Bazı kovalent bağların oluşması sırasında paylaşılmamış elektronların her ikisi de bağlanan atomlardan biri tarafından sağlanır. Örneğin NH3 (amonyak) ile H+ arasındaki tepkimede, NH3 deki azot atomunun paylaşılmamış elektron çifti yeni bir kovalent bağ oluşturmak üzere kullanılır. Bu şekilde meydana gelen bağa koordinasyon bağı denir.

İyonik Bağ: Bir metal bir ametalle etkileştiği zaman elektronlar metal atomundan ametal atomuna aktarılır ve bunun sonucunda bir iyonik bağ (elektrokovalent bileşik) meydana gelir. Atomlardan elektron kaybıyla oluşan pozitif iyonlara katyon denir. Atomların elektron kazanarak oluşturdukları negatif iyonlarda anyon olarak isimlendirilir. Bu iyonlar bir araya geldiklerinde bir kristal oluşturmak üzere birbirlerini çekerler. Aynı elektronik yapılara sahip maddelere izoelektronik maddeler denir. Pozitif ve negatif iyonların bir kristal içinde yoğunlaşmasına ilişkin enerji etkisi kristal enerjisi veya örgü enerjisi olarak isimlendirilir. İyonik bir reaksiyonu yürüten kuvvet, iyonların birbirlerini elektrostatik olarak çekmeleridir. İyon oluşumunda, enerji açısından üçten fazla elektronun kaybı yada kazanılması kendiliğinden mümkün değildir.

3.4.1 İyonik Bileşiklerin Karakteristik Özellikleri:

1. 1. İyonik bileşikleri iyonlar oluştururlar.

2. 2. Katı haldeyken elektrik akımını iletmezler. Eritilmesi halinde veya sulu çözeltileri elektriği ileterek kimyasal değişmelere neden olur.

3. 3. Yüksek kaynama noktasına sahiptirler. Buhar basınçları ihmal edilecek kadar küçüktür. Çünkü iyonlar arası çekme kuvveti çok büyüktür.

4. 4. İyonik bileşikler suda çözünürler.

3.5 Lewis Yapılarının Yazılması

· Lewis yapısında bütün değerlik elektronları gösterilmelidir.

· Lewis yapılarında bütün elektronlar genellikle eşleşmiştir.

· Genellikle her atom en dış kabuğunda oktet elektronlarına ulaşır. Ancak hidrojende dış kabuk elektronları iki olur.

· Bazen katlı kovalent bağlara (ikili veya üçlü bağlara) gerek olur. Katlı kovalent bağlar C, N, O, P ve S atomları tarafından daha kolaylıkla oluşturulur.

Lewis yapısının yazılmasında doğru iskelet yapısıyla başlamak ve bu iskelet yapısında merkez atom ve uç atomların belirlenmesi önemlidir. Merkez atom iki veya daha fazla atoma bağlandığı halde, uç atom sadece bir başka atoma bağlıdır. Hidrojen atomları her zaman uç atomlardır.

Lewis Yapılarının Yazılmasında izlenecek Yollar:

Yapıdaki değerlik elektronlarının toplam sayısını belirleyiniz.

1. 1. İskelet yapısını yazıp, atomları bu yapıda tekli kovalent bağlarla bağlayınız.

2. 2. Bu şekilde oluşturulan her tekli bağ için toplam değerlik elektronlarından iki çıkarınız.

3. 3. Kalan değerlik elektronlarından önce uç atomların oktetlerini, sonrada mümkünse merkez atomunun yada atomlarının oktetini tamamlayınız.

4. 4. Bu durumda merkez atomun okteti eksikse, uç atomların bağa girmeyen elektron çiftleriyle katlı kovalent bağlar oluşturunuz.

HCN (hidrojen siyanür) ün Lewis yapısını yazınız.

H 1A, C 4A, N 5A grubuna ait; toplam değerlik elektron sayıları toplamı = 10

Yukarıdaki yapıdaki yapıda bütün değerlik elektronları kullanılmasına karşılık C atomunun etrafında oktetini tamamlamayan sadece dört elektron vardır. Bu durumun N atomundaki iki tane bağa girmeyen elektron çiftini C ve N atomları arasına üçlü kovalent bağ oluşturacak şekilde yerleştirerek düzeltebiliriz.

Formal Yükün Lewis Yapısının Yazılmasında Kullanılması:

Ortak elektronların eşit olarak bölüşülmesi varsayımına dayanarak hesaplanan yüklere formal yük denir. Formal yükler, Lewis yapılarındaki bazı atomların görünen yükleridir. Bu durum, atomların kovalent bağa eşit elektron katkısı yapmadıkları zaman ortaya çıkar. Moleküldeki formal yükün hesaplanmasında atomun grup numarası, ortaklanmamış elektron sayısı ve bağ sayısının bilinmesi gerekir. Formal yükün belirlenmesinde;

· Ortaklanmamış bütün elektron çiftlerini hangi atomda ise o atoma ait sayınız.

· Bağlayıcı elektronları, bağlanan atomlar arasında eşit olarak paylaştırınız.

· Bir atomun bağ yapmamış haldeki elektron sayısından Lewis yapısındaki elektron sayısının çıkarılmasıyla elde edilen yük olan formal yükü bulunuz.

Formal Yük = Grup numarası – Ortaklanmamış elektron sayısı – Bağ sayısı

Bağ Sayısı = ½ ( Bağlayıcı elektronların sayısı)

Grup numarası = Değerlik elektronları sayısı

· Formal yük gerekiyorsa, mümkün olan en az değerde olmalı

· ( - ) Eksi yükler elektronegatifliği fazla olanda bulunmalı

Lewis yapısında atomların formal yüklerinin toplamı nötr bir molekül için sıfır ve çok atomlu bir iyon için iyonik yüke eşit olmalıdır. Merkez atom genellikle elektronegatifliği en az olan atomdur.

HCN için formal yükü bu şekilde belirleyelim.

Kovalent bir molekülde atomların gerçek yüklerinin olmadığını açıkça görebiliriz. Formal ve gerçek yükler arasındaki farklılığı belirtmek için formal yüklerin etrafı halka ile çevrilir. Eğer kovalent bağlara bütün atomlar eşit sayıda katkıda bulunsalardı, Lewis yapılarını yazarken formal yüklerin olmayacağı veya en az olacağı yapıyı bulmaya gayret etmeliyiz. Bunu genel olarak aşağıdaki şekilde gerçekleştirebiliriz:

· Formal yük gerekiyorsa, mümkün olan en az değerde olmalıdır.

· Genellikle eksi formal yükler daha elektronegatif atomlarda ve artı formal yükler ise elektronegatifliği daha az olan atomlarda bulunur.

· Bir Lewis yapısında atomların formal yüklerinin toplamı, nötr bir molekül için sıfır ve çok atomlu bir iyon için iyonik yüke eşit olmalıdır.

Yukarıdaki yapılardan (b) yapısı (a) ya göre daha doğrudur. Çünkü bu yapıda hiç formal yük yoktur ve daha az elektronegatif atom karbon merkez atomdur.

Lewis yapılarının yazılmasında formal yükler de kullanılabilir. Bunu bir örnekle açıklarsak;

Nitrozil klorür, derişik nitrik ve hidroklorik asitlerin bir karışımı olan ve altını çözdüğü için altın suyu olarak bilinen bir yükseltgenlerden biridir. NOCl ün Lewis yapısını yazalım:

Formülün yazılışından O in merkez atom ve diğer atomların buna bağlı olduğu (N-O-Cl ) olduğu görülmektedir. Bu yapıya (a) diyelim. Ancak her yazılan formül atomların bağlanma sıralamasını göstermez. Lewis yapısındaki merkez atom hakkında sıraladığımız genellemelerden çıkarak, bunun oksijen (EN=3.4) değil azot (EN=3.0) olduğunu söyleyebiliriz. Merkez atomun N olduğu yapıya (b) diyelim. Her iki yapıdaki formal yükleri belirleyelim.

1.Basamak : Toplam değerlik elektronları sayısı bulunur.

N’dan 5 + O’den 6 + Cl’dan 7 = 18

2.Basamak : Uç atomlar merkez atoma tekli kovalent bağlarla bağlanır. Sonra kalan elektronları ortaklanmamış elektron çiftleri olarak, önce uç atomlara, sonrada merkez atomlara yerleştirilir. Merkez atomun oktetini tamamlamak için ortaklanmamış elektron çiftlerinden bir çifti merkez atomla yeni bir bağ oluşturacak şekilde kaydırırız. Bu durumda (a) ve (b) yapıları için ikişer olasılık ortaya çıkar. Bu yapılara (a1), (a2), (b1), (b2), olsun.

3.Basamak : Her atom için formal yükler hesaplanır. Yapı (a1) deki N atomu için

FY= 5-1/2(4)-4 = -1………….diğerleride aynı şekilde hesaplanır ve aşağıdaki tablo hazırlanır.

4.Basamak : Formal yük kurallarından en uygun Lewis yapısının (b1) olduğu görülür.

Ödev: Klorat (ClO3)- anyonun, sodyum peroksitin (Na2O2 ), fosfor penta oksitin (P2O5) Lewis yapılarını yazınız.

3.6 Rezonans : Bazı durumlarda iki veya daha fazla Lewis yapısında elektronlar farklı düzende olmasına rağmen atomlar aynı düzende olabilir. Rezonans bir yapıda yük merkezleri oluşumu yerine bir delokalize yüke neden olmaktadır. Örnek olarak stratosferde bulunan ve atmosferin alt tabakasında kirlilik yaratan dumanın bir bileşeni olan ozon (O3) için Lewis kuralını uygularsak iki olasılıkla karşılaşırız. Ancak bu iki yapının birbirinin rezonans melezi olduğunu görürüz.

Çünkü O-O tekli bağının uzunluğu 147.5 pm, O=O çift bağın uzunluğu 120.74 pm olduğu halde ozondaki bağlar tekli ve ikili bağ arasında bir yapıda bağ uzunluğu 127.8 pm dır.

3.7 Oktet Kuralından Sapmalar

Oktet kuralı Lewis yapılarının yazılmasında en önemli temellerdendir. Ancak bazı durumlarda sapmalar olur. Bunları üç ana başlıkta toplayabiliriz.

3.7.1 Tek Sayılı Elektronu Olan Yapılar: (.) Tek sayıda elektron içeren moleküllerin kararlı olanlarına radikal denir; genellikle çoğu kararsızdır.

NO molekülünde 11 değerlik elektronu (5+6) =11 vardır ve bu tek sayıdır. Yani bir eşleşmemiş elektronu vardır. Lewis kuramı, elektron çiftleri ile ilgilidir ve eşleşmemiş elektronu nereye koyacağımızı bize göstermez. Paramagnetiktirler.

3.7.2 Eksik Oktetler : Eksik oktetler bor (B) ve berilyum (Be) bileşikleri ile sınırlıdır. Bor triflorürün (BF3) Lewis yapısını yazarsak ilk aşamada B atomunun değerlik kabuğunda sadece altı elektronunun olduğu eksik bir oktet yapısında olduğu görülür. Bu durumu, uç atomlardan bağa girmeyen elektronları merkez atomla bağ yapacak şekilde kaydırırsak düzeltebileceğimizi biliyoruz. Lewis yapısında birden fazla uygun yapı mevcutsa, bunların rezonans melezlerinin gerçek yapısı olduğunu da görmüştük. Bunları yazarsak;

Kuralları uyguladığımızda, kurallara aykırı olarak B üzerinde –1 ve F üzerinde +1 yük vardır. Formal yükü olmayan,eksik oktetli Lewis yapısı bu durumda en uygun yapı olarak görülmektedir. Diğer taraftan (BF3) deki B-F bağı uzunluğu (130 pm) tekli bağdan daha kısadır ve rezonans melezindeki ikili bağ yapısının önemini vurgulamaktadır. Bu yapılardan hangisini ele alırsak alalım, BF3 ün önemli özelliği, B atomunun, elektron çifti verebilen yapılardan bir elektron çifti alarak, bir koordine kovalent bağ yapmaya kuvvetli eğilimi olmasıdır. Bu durum BF4 - iyonunun oluşmasında görülmektedir.

BF4 – de bağlar tekli bağlardır ve bağ uzunluğu 145 pm dir.

3.7.3 Genişletilmiş oktetler : Şimdiye kadar s ve p alt kabuklarının ve merkez atomun sadece sekiz elektron bulundurabileceğini biliyoruz. Halbuki üçüncü periyot ve ötesindeki ametallerin değerlik kabuğunda d alt kabukları var. böylece merkez atomda sekiz elektrondan fazla elektron bulundurma olasılığı ortaya çıkar. Fosfor , PCl3 ve PCl5 olmak üzere iki klorür oluşturur. Oktet kuralına göre, PCl3 için Lewis yapısını yazabiliriz. PCl5 de ise beş klor atomu merkez P atomuna doğrudan bağlanmıştır ve P un dış kabuğunda 10 elektron vardır. Burada oktet 10 elektrona genişlemiştir. SF6 molekülünde ise oktet 12’ye genişlemiştir.

Lewis yapılarının okteti tamam olarak yazılabildiği durumlarda bile genişletilmiş oktetli yapı, daha uygun olabilir. Oktet kuralına göre SO4-2 ın bütün bağları tekli bağdır ve bütün atomlarda formal yük vardır. Halbuki kükürt ve oksijen bağlarından bazılarını ikili yazarsak yapıdaki formal yükleri azaltabiliriz. Bu bağların bazılarının ikili bağ uzunluğunda olduğu deneysel olarak gösterilmiştir. SO4-2 da S-O uzunluğu 149 pm dir. Halbuki S-O tekli bağ uzunluğu 176 pm ve S=O çiftli bağ uzunluğu da 145 pm dir. Bu iyonun en uygun yapı verilen yapıların bir rezonans melezidir.

Ödev: SOCl2 , NaN3 ve F3SN için en uygun Lewis yapılarını belirleyerek bağların tekli, ikili veya üçlü olduğunu belirleyiniz.

3.8 Moleküller Geometri (VSEPR) ve Hibritleşme

Molekül ve çok atomlu iyonlardaki atomların geometrik düzeni, değerlik kabuğu elektron çifti itme (VSEPR) kuramı yardımıyla tahmin edilebilir. İster kimyasal bağlı, ister paylaşılmamış elektron çifti olsun elektronlar birbirlerini iterler. Elektron çiftleri, atom etrafında itmeyi en aza indirecek şekilde yönlenirler. Bunun sonucunda moleküllerin kendilerine özgü geometrik şekilleri oluşur. VSEPR (“vesper” diye okunur) kuramına göre, moleküllerdeki elektron çiftleri merkez atom etrafında yönlenirken molekülün şekli bu elektron çiftleri etrafında değil, atomların çekirdeklerinin bulundukları yerlerle belirlenir. Elektron çiftlerinin dağılım geometrisine elektron çifti geometrisi ve atom çekirdeklerinin oluşturduğu geometriye de molekül geometrisi denir. VSEPR kuramı, ikinci periyot elementleri için iyi sonuç verir. VSEPR gösteriminde, A merkez atomu, X merkez atomuna bağlı uç atom ya da atomları, E ortaklanmamış elektron çiftidir. Genellikle merkez atom etrafında 2, 3, 4, 5 ya da 6 elektron çiftinin bulunduğu durumlarla karşılaşırız. Bu durumların elektron çifti geometrileri şu şekilde olabilir:

· 2 elektron çifti : doğrusal

· 3 elektron çifti : üçgen piramit

· 4 elektron çifti : dört yüzlü

· 5 elektron çifti : üçgen bipiramit

· 6 elektron çifti : sekizyüzlü

Ortaklanmamış elektron çiftleri bağlayıcı elektron çiftlerine göre daha çok yer kaplarlar. Bunun sonucunda bağa girmeyen iki elektron çifti arasındaki itme, iki bağlayıcı çift arasındakine göre daha büyüktür.

3.8.1 VSEPR Kuramının Uygulanması

1. 1. Molekül ya da çok atomlu iyonun uygun Lewis yapısını yazınız.

2. 2. Merkez atom etrafındaki elektron çiftlerinin sayısını ve bunların bağlayıcı çift veya ortaklanmamış çift olduklarını belirleyiniz.

3. 3. Merkez atom etrafındaki elektron çifti geometrisini doğrusal, üçgen düzlem, dört yüzlü, üçgen bipiramit ya da sekiz yüzlü olarak saptayınız.

4. 4. Merkez atom etrafındaki diğer atom çekirdeklerinin oluşturduğu molekül geometrisini belirleyiniz.

ICl4- Anyonunun molekül geometrisini belirleyiniz.

1.Basamak: Lewis yapısını belirleyelim.

53I , 17Cl …….(1´7)+(4´7)+1 = 36 değerlik elektronu sayısı

2.Basamak : I atomu etrafında 4 bağlayıcı 2 ortaklanmamış olmak üzere 6 elektron çifti vardır.

3.Basamak : 6 elektron çiftinin yönlenmesiyle oluşan geometri sekizyüzlüdür.

4.Basamak : ICl4- anyonu AX4E2 tipindedir. Molekül kare düzlemdir.

Ödev: XeF2 nin molekül geometrisini belirleyiniz.

Katlı kovalent bağlı bir molekülün şeklinin belirlenmesinde VSEPR kuramı uygularken genellikle katlı bağlar rezonans melezidir ve bütün elektron çiftlerinin bağlayıcı çiftler olduğu görülür ve ilk andaki tekli bağlı yapı molekül geometrisini belirler.

POCl3 ve SO2 nin molekül geometrisini belirlerseniz; AX4 ve AX2E olduğunu görürsünüz.

Ödev: N2O(Nitröz asit) in molekül geometrisini belirleyiniz.

3.8.2 Birden Fazla Merkez Atomlu Moleküller

Her merkez atom etrafındaki atomların geometrisi o atoma göre belirlenir. Bir molekülde iki farklı geometrik şekil aynı anda molekül içinde peş peşe düzenlenerek gösterilir.

Metonol molekülü için şekil öneriniz ve bağ açılarını belirleyiniz.

Kovalent bir bağ yapmış bir molekülde birine göre diğer atom daha elektronegatif ise o molekül polar bir moleküldür. Polar bir kovalent bağda, yük dağılımındaki farklılık dipol moment (m) oluşturur ve molekül açısaldır.

Farklı enerji düzeylerinde atom orbitallerinin karışarak aynı enerji düzeyinde orbitallere dönüşmesine melezleşme, bu yeni orbitallere de melez orbital denir. melezleşmeye kaç atom orbitali giriyorsa, o kadar melez orbital oluşur. Melez orbitaller bağ yaptıklarında birer elektron çiftine sahip olurlar. Bağ yapmış melez orbitaldeki elektron çiftinin bir elektronu başka bir atomun orbitalinden gelir yada elektron çifti zaten melez orbitalde mevcuttur. Melez orbitalde elektron çifti önceden mevcutsa, bu melez orbital bağ yapmaz ve merkez atomunda ortaklanmamış elektron çifti olarak kalır. Molekülde bağların doğrultuları, merkez atomun melez orbitallerinin doğrultuları ile aynıdır. Yani, bir melez orbitalin doğrultusu bağ yaparken değişmez.

2p orbitalleri yandan örtüşerek bir p bağı oluşur. Sigma bağındaki örtüşme p bağındakinden daha fazladır. Bir molekülün şeklini sadece s- bağını oluşturan orbitaller belirler. Çift bağ etrafındaki dönme büyük ölçüde sınırlanmıştır.

3.9 Bağ Kuramları

Kovalent bağ, iki atom arasında, atom orbitallerinin örtüşmesinden oluşan yüksek elektron yoğunluğuna sahip bir bölgedir. Bu tanıma, değerlik bağ yöntemi denir. Bu yöntem, bağ oluşumunun lokalize elektron modelidir. İçteki elektronlar ve ortaklanmamış değerlik elektron çiftleri kendi atomlarının orbitallerinde kalırlar ve bağ yapan elektronların yük yoğunluğu, orbital örtüşmesi bölgesinde artar.

Değerlik bağ yöntemi 4 basamakta uygulanır.

1.Basamak: Her bir atomun değerlik kabuğu orbital diyagramı çizilir.

Örnek PH3 için

2.Basamak: Her bir atomun örtüşen orbitalleri çizilir.

3.Basamak: Bağlı atomlar ve orbital örtüşmeleri gösterilir.

4.Basamak: Yapı tamamlanır. PH3 üçgen piramit yapısında.

3.10 Moleküller Arası Kuvvetler

3.10.1 Vander Waals Kuvveti: Molekülde bulunan her atomun bağlanma kapasitesi tamamen dolmuş olursa, moleküller arasında yalnız Vander Waals kuvvetleri veya bağları oluşur. Elektron sayısı artıkça ve periyodik sistemde yukarıdan aşağıya inildikçe Vander Waals kuvvetleri artar.

3.10.2 Dipol-Dipol Kuvvetleri: Polar moleküller arasında (+) ve (-) uçları ile birbirlerini çekmesi olayıdır.

3.10.3 London Kuvvetleri: Elektronların hareketleri sonucu ortaya çıkar. Belirli bir anda molekül elektron bulutuna negatif olacağı bir dipol oluşur. Bunu takip eden anda ise, elektron bulutunun hareketi nedeniyle dipolün (+) ve (-9 uçlarının konumu değişecektir. Toplam zamanda bu anlık dipollerin etkisi birbirini yok edeceğinden polar olmayan bir molekül kalıcı bir dipole sahip değildir. Molekülün dipolünün dalgalanmasıdır. Anlık dipol, komşu moleküller arasında eş dipoller meydana getirir. Bu anlık dipoller arasındaki çekim kuvvetleri Loondon Kuvvetlerini teşkil eder. En büyük London Kuvvetleri, kolaylıkla polarize olabilen veya bükülebilen büyük elektron bulutuna sahip, büyük ve kompleks moleküller arasında meydana gelir.