BÖLÜM 6-I Kimyasal bağlar

6.1 lewis simgeleri Lewis teorisi, kimyasal bağlanma ile ilgili ilk temel ilkjeleri ortaya atmış olan teoridir. Bunlar; Elektronlar, özellikle valans elektronları kimyasal bağlanmada önemli bir rol oynarlar. Bir metal ile ametal birleştiğinde, valans elektronları genellikle metal atomundan ametal atomuna transfer olur. Böylece katyonlar ve anyonlar oluşur. Oluşan bu katyon ve anyonlar arasındaki elektrostatik etkileşme sonucu iyonik bağlar oluşur. Sadece ametal atomları birleştiğinde, valans elektronları paylaşışarak kovalent bağ oluşur. Atomlar elektron kazandıklarında, kaybettiklerinde veya paylaştıklarında elektron düzenlerini soy gazlara benzetmeye çalışırlar. Soygazların genel elektronik dizilişleri ns2np6 olduğu için valans kabuklarında sekiz elektron bulunur ve kurala oktet kuralı denir. X . IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

ÖRNEK Magnezyum, silikon ve fosforu Lewis sembolleri ile gösteriniz. Mg . . Si . P 2A 4A 5A

6.2 iyonik bağ (elektrokovalent bağ) İyonik bağlanmayı en iyi Na ile Cl arasındaki etkileşim ile anlayabiliriz. Na atomu bir elektron kaybederek Na+ oluşturur ve soygaz düzenine geçer. Na Na+ + e Elektronik diziliş: 1s22s22p63s1 1s22s22p6 = [Ne] Klor atomu ise bir elektron alarak Cl- iyonunu oluşturur ve soy gaz düzenine geçer. Cl + e Cl- Elektronik diziliş: 1s22s22p63s23p5 [Ne] 3s23p5 [Ne] 3s23p6 = [Ar]

2 Na(k) + Cl2 (g) 2NaCl(k) şeklindedir. Reaksiyonda sodyum bir elektron kaybederken, kaybedilen bu elektron klor tarafından alınır. Na, katı klor ise diatomik gaz halinde olduğuna göre reaksiyon denklemi; 2 Na(k) + Cl2 (g) 2NaCl(k) şeklindedir. Reaksiyon esnasında oluşan iki zıt yüklü iyon arasında kuvvetli bir çekme kuvveti oluşur ve bunun sonunda iyon çiftleri oluşur Na+Cl-. Ancak, bir sodyum atomunun çekim gücü bir klor iyonu ile sınırlı değildir. Her sodyum iyonu 6 klor atomunu kuvvetlice çeker. Her klor iyonu da 6 sodyum iyonunu çeker. Bu esnada bezer yükler de birbirlerini iterler. Sonuç olarak katyon ve anyonları bir arada tutan net çekim kuvvetine iyon bağı denir.

İyonik Bağlanmanın lewİs sİmgelerİ İle GÖsterilmesi Lewis yapıları genel olarak kovalent bağlanmada kullanılmasına rağmen iyonik bağlanmada da bazı durumlarda kullanılabilmektedir. Bu gösterimde kazanılan ve kaybedilen elektronlar Lewis simgeleri ile ifade edilir. Na . + Cl Na+ - Magnezyum, grup 2A elementidir. Oksijen ise grup 6A elementidir. Bu iki element birleşerek karalı beyaz bir katı olan magnezyum oksiti (MgO) oluştururlar. Mg . + Mg2+ O -2 Bu reaksiyonda, magnezyum atomu iki elektron vererek ve oksijen atomu da iki elektron alarak soy gaz düzenine geçerler.

Diğer taraftan oksijen, oktetini tek elektronlu lityum iyonu ile de tamamlayabilir. Reaksiyonun gerçekleşebilmesi için iki lityum atomundan birer elektron alarak oksijen oktetini tamamlar. + 2Li+ O . -2 Li

İyonik bileşİklerin oluşumunda enerji değişiklikleri Şekilde iki hidrojen atomunun H2 molekülü oluşturmak üzere birleşmek için normal hallerinden daha düşük enerji düzenine indikleri görülmektedir. Benzer durum iyonik bileşiklerin oluşumunda da gözlenir. Sodyum klorür oluşumunu incelersek; İlk olarak sodyum atomundan bir elektron uzaklaştırılarak Na+ durumuna getirilir.Bu iyonlaşma enerjisidir (IE). Na(g) Na+(g) + e IE1=+496 kj/mol

Daha sonra klor atomunun elektron alması gelir Daha sonra klor atomunun elektron alması gelir. Bu işlem de elektron ilgisidir ve EA ile gösterilir. Cl(g) + e Cl-(g) EA=-349 kJ/mol Elektronun Na atomundan Cl atomuna transferi için gereken net yük (496-349)=+147kJ/mol dür. Bu sonuca göre Na ve Cl atolarının birleşebilmesi için dışarıdan 148 kJ/mol enerji verilmesi gerekir. Ancak NaCl molekülü kendiliğinden oluştuğu için bu enerji profili oluşumu açıklayamaz. Daha önce Na ile Cl oluşumu esnasında şiddetli alev oluştuğunu görmüştük. Oluşan bu alev bir enerjinin açığa çıktığınmı gösterir. Katının oluşumu esnasında açığa çıkan bu enerjiye oluşum entalpisi denir. Na(k) + 1/2Cl2(g) NaCl(k) Δhof=-411 kJ

BORN-HABER ÇEVRİMİ İyonik katıların oluşup oluşmayacağı bazı hesaplamalar yapılarak önceden belirlenebilir. Bu çok basamaklı uygulamaya Born-Haber prosesi denir. NaCl katısının oluşumunu Born-Haber prosesi ile inceleyelim; 1. Katı Na atomların gaz haline dönüştürülmesi Bir atomdan elektron uzaklaştırabilmek için o atomun gaz halinde olması gerektiğinden ilk adımda katı haldeki atomlar gaz haline getirilir. Bu işlem için gerekli olan enerjiye süblimleşme entalpisi denir. Na(k) Na(g) ΔH1=+107 kJ 2. Cl2 moleküllerinin Cl atomlarına dönüşümü Elektronların alınıp verilebilmesi sadece atomlar üzerinden olduğundan moleküller atomlara ayrıştırılırlar. Bu işlem için gerekli olan enerjiye bağ ayrılma enerjisi denir. 1/2Cl2(g) Cl(g) ΔH2=+112 kJ

3.Na(g) atomlarının İyonlaşarak Na+(g) haline dönüşmeleri Gaz haline geçen Na atomlarından bir elektron koparmak için gerekli olan enerjie birinci iyonlaşma enerjisi denir. Na(g) Na+(g) + e ΔH3=+496 kJ 4. Cl(g) atomlarının elektron alarak Cl-(g) iyonuna dönüşmeleri Cl atomları bir elektron alarak Cl- molekülüne dönüşürler. Bu işlem sonucu açığa çıkan enerjiye elektron ilgisi denir. Cl(g) + e Cl-(g) ΔH4=-349 kJ 5. Na+ ve Cl- iyonlarının kristal oluşturmak üzere birleşmesi 1 mol Na+ ile 1 mol Cl- birleştiğinde 1 mol NaCl(k) oluşur. Gaz iyonlarından bir mol katının oluşması esnasında açığa çıkan enerjiye örgü enerjisi denir. ΔHf ile gösterilir. Na+(g) + Cl- (g) NaCl(k) ΔH5=-787 kJ

Na(k) Na(g) ΔH1=+107 kJ 1/2Cl2(g) Cl(g) ΔH2=+1122 kJ Na(g) Na+(g) + e ΔH3=+496 kJ Cl(g) + e Cl-(g) ΔH4=-349 kJ Na+(g) + Cl- (g) NaCl(k) ΔH5=-787 kJ Na(k) + 1/2Cl2 NaCl(k) ΔHf=-411 kJ NaCl(k) molekülünün oluşması esnasında açıüa 411 kJ luk bir enerji çıkar. Reaksiyon sonrası açığa enerji çıktığı için reaksiyon enerjice tercih edilebilirdir ve reaksiyonun oluşması beklenir.

Bazı Basit Moleküllerin Lewis Yapıları 6.3 kovalent bağlanma Kovalent bağlanma, iki atomun elektronlarını paylaşarak oktet düzenlerini sağlamalarıyla oluşan bağlanma türüdür. H . + Bazı Basit Moleküllerin Lewis Yapıları H . H2 molekülünün şeklindeki gösterimi Lewis yapısı olarak adlandırılır. Lewis yapıları Lewis sembollerin birleşimidir ve atomlar arasındaki kovalent bağ oluşumunu gösterir. Lewis yapıları ile ilgili temel bilinmesi gereken kurallar aşağıda sıralanmıştır;

a. Bir Lewis yapısı atomların hangi oranda birleştiklerini gösterir. b. Birçok durumda Lewis yapısı bağlı atomların asal gaz elektronik dizilişlerine nasıl dönüştüğünü gösterir. Her bir klor atomunun etrafındaki elektronları saydığımızda 8 sayısını elde ederiz. Bu her klor atomunun oktet kuralına uyduğunu gösterir. Cl + Cl Bağ çiftleri Bağ yapmayan çiftler Paylaşılan elektron çiftlerine bağ çiftleri denir. Diğer elektron çiftlerine ise bağ yapmayan çiftler denir. Bazı dırımlarda bağ çiftleri ile bağ yapmayan çiftleri ayırmak için, bağ çiftleri düz çizgi ile gösterilir. c. İkinci periyotta, bor haricindeki elementler 8-grup numarası kadar kovalent bağ yapabilirler. Örneğin flor (7A) bir kovalent bağ yaparken, oksijen (6A) iki kovalent bağ yapar.

Koordine kovalent bağ H2, Cl2, HF, H2O, NH3 ve CH4 moleküllerinin her birinde birbirlerine bağlı atomlardan birer elektron paylaşılarak kullanılır. Ancak, bazı dırımlarda bir atom her iki elektronu da sağlayarak diğer bir atom ile ortaklaşa kullanır. Bu tür bağlara koordine kovalent bağ denir. Örneğin, bir asit suya ilave edildiğinde neler olduğunu inceleyelim. Bazı su moleküllerindeki bağ yapmayan çiftler, asitten gelen H+ ile kovalent bağ yaparlar. H+ iyonunun elektronu yoktur ve bu nedenle elektronlarını paylaşmak için bağa veremez. Bu durumda elktronların hepsi, oksijenden gelerek koordine kovalent bağ oluşur. + H O H H O H H+ + O H veya H H H Kovalent bağ Koordine kovalent bağ

ÇOKLU KOVALENT BAĞLAR Şu ana kadar gördüğümüz ve birer elektronun ortaklaşa paylaşıldığı kovalent bağlarda atomlar birbirlerine tek bağ ile bağlanırlar. Ancak ataomlar birbirleri ile birden fazla elektron paylaşabilirler. Böyle durumlarda atomlar arası ikili ve üçlü bağlar oluşur. Örneğin, iki atom birbirlerii ile iki şer elektronunu paylaşıyorsa ikili, üçer elektronunu paylaşıyorsa üçlü bağ oluşur.

Örneğin, CO2 molekülünün Lewis yapısını inceleyelim; + C veya 7e 6e Elektronlar ortaklaşa kullanılmasına rağmen hiçbir atom oktetini tamamlayamadı Ancak, karbon ve oksijenlerdeki toplam 4 eşleşmemiş elektronu, bağlara kaydırırsak gerçek yapıyı elde ederiz. O C 8e

Polar kovalent bağ-elektronegatİflİk Aşağıdaki Lewis yapısında hidrojen ile klor atomları birer elektronlarını paylaşarak HCl yapısını oluştururlar. Ancak Lewis yapısının burada gösteremediği, ortaklaşa kullanılan elektronların aslında atomlar tarafından eşit paylaşılamadığıdır. Klor atomunun elektronları çekme gücü hidrojene göre daha fazla olduğundan, bağ elektronlarını kendine doğru çeker. Cl H Elektronegatiflik, atomun iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisine bağlıdır ve bir atomun bağ elektronlarını kendine doğru çekebilme kuvvetini ifade eder. Molekülde yüksek elektronegatifliğe sahip atom, kovalent bağdaki elektronları kendine daha fazla çeker.

Periyodik tablonun sağ üstünde bulunan elementlerin atomları oldukça küçük ametal atomlarıdır ve bağ elektronlarını oldukça kuvvetli çekerler. En yüksek elektronegatifliğe sahiplerdir. Periyodik tablonun sol altındaki elementlerin atomları ise oldukça büyüklerdir ve elektronlarını oldukça zayıf tutarlar. Bu nedenle elektronegatiflikleri küçüktür.

Örnek: Aşağıdaki elementleri artan elektronegatifliklerine göre sıralayınız. Cl, Mg, Si Mg = 2A; Si = 4A; Cl=7A grubundadır. Periyodik tabloda sol üst taraftaki element atomları en elektronegatif olduğu için en kuvvetli elektronegatifliğe sahip atom Cl dur. En zayıf elektronegatifliğe sahip olan element atomları ise sol alt tarafta bulunur. Buna göre en solda bulunan Mg en zayıf elektronegatifliğe sahip atomdur. Si ise her iki atomun arasında bir değerde elektronegatifliğe sahiptir. Artan sıralama = Mg<Si<Cl

Elektronegatiflik farkI ve bağ türleri Bağlı atomlar arasındaki elektronegatiflik farkı, kimyasal bağlanmaya benzer. Oluşan elektronegatiflik farkı kovalent bağları polar kovalent ve apolar kovalent olarak sınıflandırmamızı sağlar. Eğer benzer elektronegatifliğe sahip benzer iki atom bağ yapar ise, her iki atom da bağ elektronlarını eşit çekerler. Bu tür yapılarda bağ elektronları herhangi bir atoma yakın değildir ve oluşan bağ apolar kovalent bağdır. H-H ve Cl-Cl yapılarındaki bağlar apolar kovalenttir. Eğer bağ yapan atomlar farklı ise ve atomlar arası elektronegatiflik farkı küçük ise moleküldeki bağ apolar olur. Örneğin CH4 molekülünde C (E.N.=2.5) ile H (E.N.=3.1) atomlarının elektronegatiflik farkı sadece 0.4 dür ve bağ hemen hemen apolardır. Kovalent bağlarda atomlar arası elektronegatiflik farkı arttığında, elektronlar yüksek elektronegatifliğe sahip atoma doğru kayarlar ve oluşan bağ polar kovalent bağdır. Örneğin H-Cl bağı polardır. Elektronegatiflik farkı H (E.N.=2.1) ve Cl (EN=3.0) 0.9 dur. Elektronegatiflik farkı arttıkça elektronlar tamamen metalden ametale kayar ve iyonik bağ oluşur.

Artan kovalent karakter Artan iyonik karakter ÖRNEK 0.5 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 Polar kovalent bağ İyonik Bağ Elektronegatiflik farkı Artan kovalent karakter Artan iyonik karakter ÖRNEK Elektronegatiflik değerlerini kullanarak aşağıdaki bağları artan polarlığına göre sıralayınız. Br-Cl; Cl-Cl; Cl-F; H-Cl; I-Cl Elektronegatiflik değerleri: Br = 2.8; Cl = 3.0; F = 4.0; H = 2.1; I = 2.5 Br-Cl = 2.8-3.0 = 0.2 Cl-Cl = 3.0-3.0 = 0 Cl-F = 3.0-4.0 = 1.0 H-Cl = 2.1-3.0 = 0.9 I-Cl = 2.5-3.0 =0.5 NOT: (+) veya (-) değerin bir önemi yoktur. Sıralama = Cl-Cl<Br-Cl<I-Cl<H-Cl<Cl-F

POLAR KOVALENT BAĞLARIN GÖSTERİMİ İki atom arasında bağlanmayı sağlayan elektron çifti, atompların etrafını saran bir negatif elektrik bulutu olarak gösterilir. H2 molekülü gibi apolar bileşiklerde bağ elektron çiftinin dağılımı her iki atom etrafında eşit olacak şekilde dağılmışlardır. Diğer taraftan polar kovalent bağlarda ise bağ elektron çifti yoğunluğu elektronegatif atomun çevresinde daha yoğun gösterilir. Bağın polarlığı iki farklı yol ile belirtilir. a. Yükleri belirlemek için δ işareti kullanılır. Elektron yoğunluğunun çok olduğu kısım δ- ve az olduğu kısım da δ+ ile gösterilir. H-Cl δ+ δ- b. Elektron yoğunluğunun az olduğu atomdan çok olan atoma doğru bir ok çizilerek gösterilir. H-Cl

6.4 LEWİS YAPILARININ YAZILMASI Poliatomik moleküllerin Lewis yapılarının yazılabilmesi için önce iskelet yapının belirlenmesi gerekir. İskelet yapılarında iki farklı atom vardır; Merkez atomu: Yapıda iki veya daha fazla atoma bağlanan atom, Terminal atom: Yapıda sadece bir atoma bağlanan atom. Merkez atomu H N H Terminal atom H

Hidrojen Atomları Terminal Atomudur H atomunun valans kabuğunda sadece iki elektron vardır ve bu nedenle sadece bir bağ yapabilir. Örneğin CH3CH3 (etan) molekülünde iki C atomu merkez atomudur ve 6 H atomu terminal atomdur. 2. Yapıda Merkez Atom Genellikle Elektronegatifliği En Düşük Atomdur. Hidrojen genellikle terminal atom olduğundan bu kuralın dışındadır. Yüksek elektronegatifliğinden dolayı F atomu da bu kuralın dışındadır.

3. Oksoasitlerde Hidrojen Atomu Genellikle Oksijen Atomuna Bağlanır FORMÜL YAZIMI 1. Valans Elektronların Sayısı Belirlenir Her atom için valans elektronları hesaplandıktan sonra bunlar toplanarak molekülün toplam valans elektron sayısı bulunur. Eğer molekül iyonik ise (-) yük kadar elektron toplam elektron sayısına ilave edilir . (+) yük kadar elektron ise çıkartılır. Örn: N2O4 N = 5A = 5 e O = 6A = 6e Toplam valans elektron sayısı = (2x5e) + (4x6e) = 34 e

2. İskelet önceki kurallar uygulanarak yazılır 3. Elektron çiftleri terminal atomların oktetleri tamamalanacak şekilde yerleştirilir. 4. Eğer açıkta elektron kalırsa bunlar merkez atomu üzerine elektron çifti olarak yerleştirilir. 5. Eğer gerekli ise, terminal atomlardaki elektron çiftlerinden bir veya fazlası kaydırılarak merkez atom ile çoklu bağ yapması sağlanır.

X = 2e (N üzerine yerleştirilecek) ÖRN: Nitrojen triflorür (NF3) molekülünün Lewis yapısını yazınız. Kural 1: Toplam valans elektron sayısı belirlenir. N = 5A = 5e; F = 7A =7e Toplam elektron sayısı = 5e + (3x7e) = 26 e Kural 2: Elektronegatifliklere bakılarak iskelet yapı yazılır. F, 7A grubu olduğu için elektronegatifliği en yüksek atomlardan birisidir. Ayrıca bu kuralın da istisnalarındandır. F, terminal atom N ise merkez atomdur. Kural 3: Elektronlar teminal atomların oktetlerini tamamlayacağı şekilde yerleştirilir. Toplam 18 e terminal atomu üzerine oktetleri yerleştirdikten sonra bağ elektronları da dikate alınarak kalan elektronlar merkez atomu üzerine yerleştirilir. 26 = 18 + 6 +x X = 2e (N üzerine yerleştirilecek) 3 bağ ve her bağ iki elektrondan toplam 6 elektron

Formal yük Formal yük, serbest atom ile bağ yapmış atom arasındaki valans elektron sayısıdır. Serbest atomdaki valans elektron sayısı Bağlı atomun valan elektron sayısı Bağdaki elektron sayısı Formal Yük = - - 1/2 H3O+ molekülünün Lewis yapısı çizilirken koordine kovalent bağdan bahsedilmişti. Eğer bir Lewis yapısında bir veya daha fazla formal yük varsa, o yapıda bir veya daha fazla koordine kovalent bağ vardır demektir.

Bir molekülde formal yükler hesaplanırken aşağıdaki kurallara dikkat edilir; Genellikle en tercih edilen Lewis yapısı, formal yükü sıfır olandır. Formal yükün gerekli olduğu durumlarda bu yük olabildiği kadar küçük olmalı, negatif formal yükler en elektronegatif atom üzerinde bulunmalıdır. Komşu atomlar, aynı işareti taşıyan yükleri taşımamalıdırlar. Nötral bir bileşik için formal yüklerin toplamı sıfır olmalıdır. Örnek CS2 molekülünün Lewis yapısını çiziniz. Bu yapıda C atomu daha az elektronegatif olduğu için merkez atomda olması beklenir. C = 4A = 4e S = 6A = 6e Toplam elektron = 4 + 12 = 16 e Merkez atomu S okteti sağlayamadığı için çift bağ ile oktetinin tamamlanmasına çalışılır Merkez atomu oktetini tamamladığı için bu yapı daha uygundur. Şimdi formal yük açısından uygunluğunu inceleyelim.

C S Valans Elektronları 4 6 Bağlandıktan sonra elektron Formal yük -2 +2 Bu yapıda formal yükler çok fazla olduğu için diğer alternatifler inde incelenmesi gerelidir. Karbonun merkez atom olduğu yapıyı incelersek; S C Valans Elektronları 6 4 Bağlandıktan sonra elektron Formal yük İkinci yapı da formal yük sıfır olduğu için tercih edilecektir!!!

Rezonans – delokalİze bağlanma Ozone, O3 molekülü için Lewis yazısını aşağıdaki gibi yazabiliriz. Yapıda bir tekli bağ ve bir ikili bağ bulunmaktadır. Ancak deneysel sonuçlar, ozon molekülündeki bütün bağların eşit uzunlukta olduğunu göstermektedir. Bu bulgulara göre, Lewis yapısı ile gösterilemeyen bir ara durum oluştuğu düşünülür. Bu ara duruma rezonans denir. Rezonans yapılarında tüm atomlar aynı yerlerinde dururlar. Tek farklılık elektron dağılımıdır. Rezonans yapıları iki taraflı ok ile gösterilir. Ozon molekülünün rezonans yapıları aşağıda gösterilmiştir.

H2O, NH3 ve CH4 gibi rezonans yapılarının söz konusu olmadığı yapılarda bağ elektron çiftleri yerlerinden kıpırdamazlar ve bu nedenle bu elektronlar lokalize elektronlardır. Oysa, örneğin O3 molekülünde oksijen-oksijen basğını oluşturabilmek için tekli ve ikili bağ arasında bir ara durum oluşması gerekir. Bunun için bağ elektronları bağ boyunca hareket eder ve bu nedenle bu elektronlara delokaliz elektron denir. ÖRNEK: SO3 molekülü için üç eşdeğer Lewis yapısını yazınız. Adım: Toplam valan selektron sayısı belirlenir 6 + (6x3) = 24 e 2. Adım: İskelet yapı yazılır (S atomunun elektronegatifliği düşük olduğu için merkez atomdur) 3. Adım: Terminal atomlar ın oktetleri tamamlanır. Yapıda 24 e dağıtılmış ancak merkez atom oktetini tamamlayamamıştır. Bunun için merkez atom ile ikili bağ yapan bir yapı çizilerek oktetini tamamlaması sağlanır. Rezonans yapıları