Kaynak: Fen ve Mühendislik Bölümleri için KİMYA Raymand CHANG KİMYASAL BAĞLAR Kaynak: Fen ve Mühendislik Bölümleri için KİMYA Raymand CHANG

Temsilci Elementler ve Soy Gazlar için Lewis Nokta Sembolleri

Lewis nokta sembolleri: İki atom neden elektronları paylaşır? 7e- 7e- 8e- 8e- F F + F F2 ün Lewis yapısı e çifti F Tekli kovalent bağ Tekli kovalent bağ F

Çifte bağ – İki atom iki çift elektronu paylaşır Suyun Lewis yapısı Tekli kovalent bağ 2e- 8e- 2e- H + O + H O H yada Çifte bağ – İki atom iki çift elektronu paylaşır 8e- 8e- 8e- O C Çifte bağlar yada O C Çifte bağ Üçlü bağ – iki atom üç çift elektronu paylaşır 8e- N Üçlü bağ 8e- yada N Üçlü bağ

Lewis yapısı Lewis yapısı kovalent bağ oluşumunu gösterir. Bir Lewis yapısında sadece valens e lar yer alır. Oktet kuralı: H dışındaki tüm atomlar 8 valens e-nu tamamlanıncaya kadar bağ oluşturur. Bu kural genel olarak 2.peryot için geçerlidir. Bu elementler sadece 2s ve 2p alt kabuklarına sahiptir.Ne’a benzemek isterler H için dublet kuralı geçerlidir. 2 valens e-nu tamamlanıncaya kadar bağ oluşturur. O da He a benzemek ister.

Üçlü bağ < İkili bağ < tekli bağ Bağ uzunlukları Üçlü bağ < İkili bağ < tekli bağ

Değerlik (valens) elektronları bir atomun en dış tabakasında bulunan ve kimyasal bağa katılan elektronlardır. Grup no= valens e sayısı Grup valens e- sayısı e- konfigurasyonu 1A 1 ns1 2A 2 ns2 3A 3 ns2np1 4A 4 ns2np2 5A 5 ns2np3 6A 6 ns2np4 7A 7 ns2np5

İyonik Bağ İyonik bağ: İyonik bir bileşikte iyonları bir arada tutan elektrostatik çekim kuvvetleridir. + F Li+ F - Li 1s22s1 1s22s22p5 1s2 1s22s22p6 [He] [Ne] Li Li+ + e- LiF e- + F - F - Li+ + Li+

Kovalent Bağ Çeşitleri Kovalent bağlı bileşikleri apolar kovalent ve polar kovalent bağ olmak üzere ikiye ayrrılır. Apolar Kovalent Bağ Aynı cins ametal atomları arasında kovalent bağlı bileşikler oluşur. Örneğin; Cl2, H2, O2 gibi moleküller apolar kovalent bağlıdır. Ortaklaşa kullanılan elektronlar eşit paylaşıldığından molekülün pozitif veya negatif kutbu yoktur; yani kutupsuz bir bağdır.

Polar Kovalent Bağ Farklı cins ametal atomların yapmış oldukları kutuplu  bağlardır. Elektronlar iki atom arasında eşit olarak paylaşılmadığından kutuplaşma oluşur . Ametallerden biri ortaklaşa kullanıldığından dolayı molekülün bir ucu pozitif (+), diğer ucu negatif (-) yüklenir. Örn : HCl, HF, CO2, NO, CO, H2O   gibi moleküller polar kovalent bağa örnek verilebilir

İki atomun elektron çekme yetenekleri arasındaki farkın büyüklüğü arttıkça kimyasal bağ daha polar hale gelmektedir.

Kovalent bağların elektronegativite bakımından incelenmesi Polar ve apolar kovalent bağı farklandıran özellik elektronegativi te dir. Elektronegativite : Bir kimyasal bağdaki elektronları bir atomun kendisine doğru çekme yeteneğidir. Örn: F yüksek e ilgisine sahiptir.Yani yüksek elektronegativite ye sahip Na düşük e ilgisine sahiptir.Yani düşük ye sahip Elektronegativite çok farklı ise iyonik bil.oluşur NaF iyoniktir.

Polar kovalent bağ yada polar bağ iki atomdan birisinin elektron yoğunluğunun diğerinden daha fazla olduğu kovalent bağ türüdür. H F electron rich region electron poor region e- zayıf e- zengin F H d+ d-

Elektron İlgisi ölçülebilir, Cl en yüksek Elektronegativite bir kimyasal bağdaki elektronların bir atom tarafından kendine çekilebilme yeteneğidir. Elektron İlgisi ölçülebilir, Cl en yüksek X (g) + e- X-(g) Elektronegativite göreceli, F en yüksek

Yaygın Elementlerin Elektronegativitesi

Elektronegativiteye göre bağ türlerinin sınıflandırılması Fark Bağ türü Kovalent  2 İyonik 0 < ve <2 Polar Kovalent Elektronegativite Artışı Kovalent e- paylaşımı Polar Kovalent Kısmi e- transferi İyonik e- trasferi

CsCl deki bağ; H2S deki bağ; ve H2NNH2 deki N-N bağı Aşağıdaki bağları iyonik, polar kovalent ve ya apolar kovalent olarak sınıflandırınız: CsCl deki bağ; H2S deki bağ; ve H2NNH2 deki N-N bağı CsCl Cs 1A Cl 7A Cs – 0.7 Cl – 3.0 3.0 – 0.7 = 2.3 İyonik H2S H – 2.1 S – 2.5 2.5 – 2.1 = 0.4 Polar Kovalent N-N Apolar Kovalent N – 3.0 N – 3.0 3.0 – 3.0 = 0

Lewis Yapısının Yazılması Bileşikteki atomların iskelet yapısı yazılır. Elektronegativitesi en düşük olan atom merkeze yerleştirilir. (H ve F en uç pozisyona konur) Valens(değerlik) elektronların toplam sayısı bulunur. Her bir negatif yük için toplam valens e- sayısına 1 eklenir. Her bir pozitif yük için toplam valens e- sayısından 1 çıkartılır. Toplam Valens(değerlik) e- sayısı=grup no 3. Tüm atomların okteti tamamlanır (Hidrojen hariç). Toplam oktet e- sayısı: 2(H atom sayısı)+8 (Diğer atom sayısı) 4. Bağ yapan e- sayısı: oktet e- sayısı- Valens(değerlik) e- sayısı 5. Bağ sayısı : Bağ yapan e- sayısı/2 6.Yapı üzerine bağ sayısı uygulanır. Bağ sayısı fazla ise merkez atomun ikili yada üçlü bağları yazılır. 7. Bağ yapmamış e- sayısı:Valens(değerlik) e- sayısı- Bağ yapan e- sayısı

8. Formal yük bulunur. Formal yük: + Grup no - Bağ sayısı - Bağ yapmamış e- sayısı Yapıdaki her bir atom için bulunur. Net yük hesaplanır.

ÖRNEK: Azot triflorürün (NF3) Lewis Yapısını yazınız 1 – N , F dan daha az elektronegatif olduğu için merkeze yazılır. 2 – Valens elektronlar sayılır: 7N 5 e-(2s22p3) 9F 7 e-(2s22p5) 5 + (3 x 7) = 26 valens elektron 3 – Toplam oktet e sayısı: 4x8:32 4 - Bağ yapan e sayısı: oktet e- sayısı- Valens(değerlik) e- sayısı =32-26=6 5-Bağ sayısı=6/2=3 6- Yapı üzerine bağ sayısı uygulanır. 7- Bağ yapmamış e sayısı: Valens(değerlik) e- - Bağ yapan e- =26-6=20 8- Formal yükler:+ Grup no - Bağ sayısı - Bağ yapmamış e- sayısı N için 5-3-2=0 F için 7-1-6=0

ÖRNEK: Karbonat (CO32-)iyonunun Lewis Yapısını yazınız ve varsa rezonans formüllerini gösteriniz anyon 6C 8O 1 – En az elektrogegatif olan C merkeze yazılır. 2 – Valens elektronları sayılır: C 4 e- (2s22p2) ; O 6 e- (2s22p4) -2 yük için 2e- 4 + (3 x 6) + 2 = 24 valens elektronu 3 – Toplam oktet e- sayısı: 4x8=32 4 - Bağ yapan e sayısı: oktet e- sayısı- Valens(değerlik) e- sayısı =32-24=8 5- Bağ sayısı=8/2=4 6- Yapı üzerine bağ sayısı uygulanır. 7- Bağ yapmamış e sayısı: 24-8=16 8- Formal yükler: O (-) için 6-1-6= -1x2= -2 O (=) için 6-2-4=0 C için 4-4-0=0

Atomların formal yüklerinin toplamı molekül veya iyonun yüküne denk olmalıdır. Ödev: nitrat iyonu

NH4+ Lewis Yapısını yazınız 1- N merkeze yazılır. H’ler uçlara konur 2 – Valens elektronları sayısı: 7N 5 e- (2s22p3) ; 1H 1 e- (1s1) +1 yük için 1e- çıkartılır 5 + (4 x 1) -1 = 8 valens elektronu 3 – toplam oktet e sayısı: 4(2)+8=16 4 - Bağ yapan e sayısı: 16-8=8 5-Bağ sayısı=8/2=4 6- Yapı üzerine bağ sayısı uygulanır. 7- Bağ yapmamış e sayısı: 8-8=0 8- Formal yükler N için 5-4-0= 1 H için 1-1-0=0 H ametal olmasına rağmen 1A da bulunur Ödev : Nitrat anyonu

1- N , O dan daha az elektronegatif olduğu için merkeze yazılır. HNO3 1H, 7N, 8O 1- N , O dan daha az elektronegatif olduğu için merkeze yazılır. H’ uça konur 2 – Valens elektronları sayısı: N 5 e- (2s22p3) ; H 1 e- (1s1); O 6 e-(2s22p4) 5 + (6 x 3) +1 = 24 valens elektronu 3 – Toplam oktet e sayısı: 4(8)+2=34 e- 4 - Bağ yapan e sayısı: 34-24=10 e- 5-Bağ sayısı=10/2=5 6- Yapı üzerine bağ sayısı uygulanır. 7- Bağ yapmamış e sayısı: 24-10=14 e- Katkısı az

8- Formal yükler ( I yapısı için) O (-) için 6-1-6= -1 N için 5-4-0=+1 O (=) için 6-2-4=0 H için 1-1-0=0 -O- için 6-2-4=0

Lewis Yapısındaki Formal Yükler Nötral moleküller için formal yüklerin olmadığı yapı formal yüklerin olduğu yapıya tercih edilir. Büyük formal yüklü Lewis Yapıları küçük formal yüklü olanlara göre daha az uygundur. Benzer dağılımlı formal yükler için en uygun yapı negatif formal yüklerin en elektronegatif atomlar üzerinde olduğu yapıdır. Hangisi formaldehitin (CH2O) Lewis Yapısıdır? H C O -1 +1 H C O

Rezonans yapısı tek bir Lewis Yapısıyla gösterilemeyen tek bir molekülün iki veya daha fazla sayıdaki Lewis Yapısıdır. Çoklu bağ taşıyan moleküllerde söz konusudur. O + - O + - ÖRNEK: (CO32-) iyonunun rezonans yapılarını çiziniz O C - O C - O C -

Oktet Kuralından Sapmalar Tamamlanmamış oktet Be – 2e- 2H – 2x1e- 4e- BeH2 H Be B – 3e- 3F – 3x7e- 24e- 3 tek bağ (3x2) = 6 9 çift elektron (9x2)=18 Toplam = 24 F B BF3

Oktet Kuralından Sapmalar Tek-Elektronlu Moleküller N – 5e- O – 6e- 11e- NO N O Aşılmış oktet (merkez atomun asli kuantum sayısı n > 2) S F S – 6e- 6F – 42e- 48e- 6 tek bağ (6x2) = 12 18 çift elektron (18x2) = 36 Toplam = 48 SF6