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

Hydrogen bonding in water molecule © NICOLLE RAGER FULLER / NATIONAL SCIENCE FOUNDATION

Değerlik (valens) elektronları bir atomun en dış tabakasında bulunan ve kimyasal bağa katılan elektronlardır. 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

Temsilci elementler ve Soy Gazlar için Lewis Nokta Sembolleri

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

İki atom neden elektronları paylaşır? Kovalent bağ iki veya daha fazla elektronun iki atom tarafından paylaşılmasıdır. 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 or Çifte bağ – İki atom iki çift elektronu paylaşır 8e- 8e- 8e- Çifte bağlar O C yada O C Çifte bağ Üçlü bağ – iki atom üç çift elektronu paylaşır 8e- N Üçlü bağ 8e- yada N Üçlü bağ

Kovalent Bağların Uzunlukları Bağ uzunlukları Üçlü bağ < İkili bağ < tekli bağ

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

Elektronegativitenin Atom Numarası ile Değişimi

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 İyonic e- trasferi

Aşağıdaki bağları iyonik, polar kovalent ve ya kovalent olarak sınıflandırınız: CsCl deki bağ; H2S deki bağ; ve H2NNH2 deki NN bağı Cs – 0.7 Cl – 3.0 3.0 – 0.7 = 2.3 İyonic H – 2.1 S – 2.5 2.5 – 2.1 = 0.4 Polar Kovalent N – 3.0 N – 3.0 3.0 – 3.0 = 0 Kovalent

Lewis Yapısının Yazılması Bileşiğikteki atomların iskelet tapısı yazılır. Elektronegativitesi en düşük olan atom merkeze yerleştirilir. Valens elektronların toplam sayısı bulunur. Her bir negatif yük için toplam valens e- sayısına 1 eklenir. Herbir pozitif yük için toplam valens e- sayısından 1 çıkartılır. Tüm atomların okteti tamamlanır (Hidrojen hariç). Yapı çok fazla elektron içeriyorsa merkez atomun ikili yada üçlü bağaları yazılır.

ÖRNEK: Azot triflorürün (NF3) Lewis Yapısını yazınız 1 – N , F dan daha az elektronegatif olduğu için merkeze yazılır. 2 – Valens elektronlar sayılır:N - 5 (2s22p3) ve F - 7 (2s22p5) 5 + (3 x 7) = 26 valens elektron 3 – N ve F atomları arasına tekli bağlar çizilir ve oktetler tamamlanır. 4 - Yazılan yapıdaki valens elektronlarının sayısının toplam sayı ile aynı olup olmadığı kontrol edilir. 3 tek bağ (3x2) + 10 elektron çifti (10x2) = 26 valens elektronu F N

4 + (3 x 6) + 2 = 24 valens elektronu ÖRNEK: Karbonat (CO32-)iyonunun Lewis Yapısını yazınız 1 – En az elektrogegatif olan C merkeze yazılır. 2 – Valens elektronları sayılır: C - 4 (2s22p2) ; O - 6 (2s22p4) -2 yük için 2e- 4 + (3 x 6) + 2 = 24 valens elektronu 3 – C ve O atomları arasına tekli bağlar çizilir ve oktetler tamamlanır. 4 - Yapıdaki elektron sayısı toplam valens e- sayısı ile karşılaştırılır. 3 tek bağ (3x2) + 10 elektron çifti (10x2) = 26 valens elektron 5 - Toplam valens elektronundan fazla olduğundan çifte bağ olduğu Düşünülür. 2 tek bağ (2x2) = 4 1 çifte bağ = 4 8 e- çifti (8x2) = 16 Toplam= 24 O C

( ) - - ÖRNEK: Formaldehit (CH2O) in Lewis Yapısını yazınız. (Burada iki olası yapı vardır) H C O H C O Formal yük izole atomların valens elektronlarından Lewis yapısında, bu atoma verilmiş elektronlar sayısının çıkarılmasına eşittir. Lewis Yapısındaki bir atomun formal yükü = Serbest atomun valens e- sayısı - Bağ yapmamış elektron sayısı - 1 2 Bağ yapmış elektronların toplam sayısı ( ) Atomların formal yüklerinin toplamı molekül veya iyonun yüküne denk olmalıdır.

( ) - -1 +1 H C O = 1 2 = 4 - 2 - ½ x 6 = -1 = 6 - 2 - ½ x 6 = +1 C – 4 e- O – 6 e- 2H – 2x1 e- 12 e- 2 Tek bağ (2x2) = 4 1 çifte bağ = 4 2 e çifti (2x2) = 4 Toplam = 12 H C O Lewis Yapısındaki atomların formal yükleri = 1 2 Bağ yapısındaki elektronların toplam sayısı ( ) Serbest atomun toplam valens e sayısı - Bağ yapmamış elektronların toplam sayısı C un Formal Yükü = 4 - 2 - ½ x 6 = -1 O in Formal Yükü = 6 - 2 - ½ x 6 = +1

( ) - H C O = 1 2 = 4 - 0 - ½ x 8 = 0 = 6 - 4 - ½ x 4 = 0 C – 4 e- H C O C – 4 e- O – 6 e- 2H – 2x1 e- 12 e- 2 tek bağ (2x2) = 4 1 çifte = 4 2 e çifti (2x2) = 4 Toplam = 12 Lewis Yapısındaki atomların formal yükleri = 1 2 Bağ yapısındaki elektronların toplam sayısı ( ) Serbest atomun toplam valens e sayısı - Bağ yapmamış elektronların toplam sayısı C un Formal Yükü = 4 - 0 - ½ x 8 = 0 O in Formal Yükü = 6 - 4 - ½ x 4 = 0

Lewis Yapısındaki Formal Yükler Nötral moleküller için formal yüklerin olmadığı yapı formal yüklerin olduğu yapıya tercih edilir. Büyük formal yükleri ile 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

Rezonas yapısı tek bir Lewis yapısıyla gösterilemeyen tek bir moleküiün iki veya daha fazla sayıdaki Lewis Yapısıdır. 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

Chemistry In Action: Just Say NO NO2- (aq) + Fe2+ (aq) + 2H+ (aq) NO (g) + Fe3+ (aq) + H2O (l) N2 (g) + O2 (g) 2NO (g)

Single bond < Double bond < Triple bond The enthalpy change required to break a particular bond in one mole of gaseous molecules is the bond enthalpy. Bond Enthalpy H2 (g) H (g) + DH0 = 436.4 kJ Cl2 (g) Cl (g) + DH0 = 242.7 kJ HCl (g) H (g) + Cl (g) DH0 = 431.9 kJ O2 (g) O (g) + DH0 = 498.7 kJ O N2 (g) N (g) + DH0 = 941.4 kJ N Bond Enthalpies Single bond < Double bond < Triple bond

Average bond enthapy in polyatomic molecules H2O (g) H (g) + OH (g) DH0 = 502 kJ OH (g) H (g) + O (g) DH0 = 427 kJ Average OH bond enthalpy = 502 + 427 2 = 464 kJ

Bond Enthalpies (BE) and Enthalpy changes in reactions Imagine reaction proceeding by breaking all bonds in the reactants and then using the gaseous atoms to form all the bonds in the products. DH0 = total energy input – total energy released = SBE(reactants) – SBE(products) exothermic endothermic

H2 (g) + Cl2 (g) 2HCl (g) 2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (g)

Use bond enthalpies to calculate the enthalpy change for: H2 (g) + F2 (g) 2HF (g) DH0 = SBE(reactants) – SBE(products) Type of bonds broken Number of bonds broken Bond enthalpy (kJ/mol) Enthalpy change (kJ/mol) H 1 436.4 F 1 156.9 Type of bonds formed Number of bonds formed Bond enthalpy (kJ/mol) Enthalpy change (kJ/mol) H F 2 568.2 1136.4 DH0 = 436.4 + 156.9 – 2 x 568.2 = -543.1 kJ/mol