KİMYASAL BAĞLAR IV.DERS Benzenin altıgen yapısı ilk kez Friedrich August Kekule von Stradonitz (1829 – 1896) tarafından önerilmiştir.

Lewis Nokta Simgeleri Atomlar, çok daha kararlı bir (soy gaz) elektron dağılımına ulaşmak için bir araya gelirler (Gilbert Lewis). Kimyasal bağ oluşumunda atomların değerlik elektronları etkileşir. Lewis nokta simgesi elementin atomundaki her bir değerlik elektronuna karşılık gelen bir noktadan oluşur. 1A 1 ns1 2A 2 ns2 3A 3 ns2np1 4A 4 ns2np2 5A 5 ns2np3 6A 6 ns2np4 7A 7 ns2np5 Grup Değerlik e- e- konfigrasyonu

Baş grup elementlerinin ve soy gazların Lewis nokta simgeleri

İyonik Bağ Zıt yüklü iyonların birbirini çekmesiyle oluşur. Ürün katıdır. Düşük iyonlaşma enerjisine sahip elementlerle (metaller) yüksek elektronegativiteye sahip elementler (ametaller) arasında olur. + F Li+ F - Li 1s22s1 1s22s22p5 [He] 1s2 1s22s22p6 [Ne] Li Li+ + e- LiF e- + F - F - Li+ + Li+

Elektronegatiflik (EN) Bir atomun kimyasal bir bağdaki elektronları kendine çekme yeteneğinin bir ölçüsüdür. EN, elektron ilgisi (Eİ) ve iyonlaşma enerjisiyle (İE) ilgilidir. Buna göre yüksek Eİ ve yüksek İE’ye sahip flor (F) gibi bir atomun EN’si de yüksek olur. Eİ’si ve İE’si düşük olan sodyumun (Na) EN’si ise düşüktür. EN göreceli bir kavramdır. Yani bir elementin EN’si diğer elementlerin EN’sine bağlı olarak (hesaplamayla) ölçülebilir (Eİ ise deneysel olarak ölçülür). Amerikalı kimyacı L. Pauling, birçok elementin göreceli EN’sini hesaplamıştır. Bir periyotta soldan sağa gidildikçe EN artar (metalik karakter azalır). Gruplarda ise aşağı doğru gidilirken metalik karakter artarken EN azalır. Ancak, geçiş elementleri arasındaki farklılıklar düzenli değildir.

EN’si en yüksek olanlar elementler sağ üst köşede yer alırken, EN’si en düşük olanlar ise sol alt köşede toplanmıştır. Buna göre EN’leri birbirinden oldukça farklı olanlar (NaCl ve CaO gibi) iyonik bağ oluşturma eğilimdedirler (D(EN) ≥ 2,0). Not: Eİ izole bir atomun ek bir elektronu çekme yeteneğiyken EN ise bir atomun bağ elektronlarını çekme yeteneğidir.

Kovalent Bağ İki atom bir veya daha fazla elektron çiftini ortaklaşa paylaştıkları zaman bir kovalent bağ oluşur. H2’nin oluşumu: İki hidrojen atomu birbirine yaklaştıkça, her bir atomun elektronları diğer atomun çekirdekleri tarafından çekilir. Elektronlar zıt spinliyse iki çekirdek arasında aynı bölgeyi (orbital) kullanırlar. Çekirdekler arası itme ile elektron-çekirdek çekim kuvvetleri eşitlendiğinde (en düşük enerjili hal, - 436 kJ/mol) ise iki hidrojen atomu arasında bir elektron çifti paylaşılır yani bir kovalent bağ oluşur. H2 için çekirdekler arası mesafe 0,74 Å bulunmuştur. Bundan daha yakın mesafelerde ise itme kuvvetleri çekim kuvvetlerinden daha fazla olur ve kararsızlık artar. H2 oluşumu için gereken en düşük enerjinin mutlak değeri kadar enerji sağlandığında molekül atomlarına ayrışır (H + H).

Kovalent Bağ F2 molekülünün oluşumu 7e- 7e- 8e- 8e- F F + F F2‘nin Lewis yapısı Ortaklanmamış çiftler F Tek kovalent bağ Tek kovalent bağ F

Çift bağ : İki atom iki elektron çiftini paylaşır. Suyun Lewis yapısı Tek kovalent bağ 2e- 8e- 2e- H + O + H O H or Çift bağ : İki atom iki elektron çiftini paylaşır. 8e- 8e- 8e- O C Çift bağ ya da O C çift bağlar Üçlü bağ : İki atom üç elektron çiftini paylaşır. 8e- Üçlü bağ N 8e- ya da N üçlü bağ

Üçlü bağ < İkili bağ < Tekli bağ Bağ Uzunlukları Atomlar arasında ne kadar fazla bağ varsa atomlar birbirine o kadar yaklaşır (bağ kısalır) ve bağı kırmak zor hale gelir (bağ enerjisi artar). Bağlı iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığa bağ uzunluğu denir. Üçlü bağ < İkili bağ < Tekli bağ

H2 gibi atomları aynı olan bir molekülde elektronların eşit paylaşılması olağan bir durum iken HF gibi bir molekülde H ve F, bağ elektronlarını eşit paylaşmaz. Çünkü EN’si (F) diğerine (H) göre yüksek olan atom, bağ elektronlarını daha fazla kendine çeker (polar kovalent bağ ya da polar bağ, 0,3 ≤ D(EN):< 2,0). EN farkı 0,3’ün altındaysa apolar kovalent bağ ya da tam kovalent bağ olur. H2 tam kovalent bağdır (D(EN):0,0 ). H F e- zayıf e- zengin elektronca zengin bölge elektronca fakir bölge F H d+ d-

Elektronegativitedeki fark artar D(EN) Bağ tipi 0,3 > ve ≥ 0,0 Kovalent 0,3 ≤ ve < 2,0 Polar Kovalent  2 İyonik Elektronegativitedeki fark artar Kovalent e- paylaşımı Polar Kovalent Kısmi e- transferi İyonik e- transferi

Örnek Soru: CsCl, HF, H2S ve H2NNH2’deki NN bağını iyonik, polar kovalent ya da kovalent olarak sınıflandırınız. Cs – 0,7 Cl – 3,0 3,0 – 0,7 = 2,3 İyonik H – 2,1 F – 4,0 4,0 – 2,1 = 1,9 Polar Kovalent 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 F atomu bütün bileşiklerinde -1 değerliğini alır?

Lewis Yapılarının Yazılması Elektronegativitesi en az olan atom (H hariç) merkez atom seçilerek molekülün iskelet yapısı çizilir. Atomların değerlik elektronları toplanır. Anyonların her bir yükü için 1 e- eklenirken katyonların her bir yükü için ise 1 e- çıkarılır. Atomlar arasına tekli kovalent bağ çizilerek her bir atomun okteti tamamlanır (H hariç). Yapının elektron sayısı fazla olduğunda ikili ya da üçlü bağ çizilir.

5 + (3 x 7) = 26 değerlik elektronu Örnek: NF3’ün Lewis yapısı 1 – N’nin EN’si en az olduğu için merkez atomdur. 2 – Değerlik elektronlarının sayısı: N - 5 (2s22p3) and F - 7 (2s22p5) 5 + (3 x 7) = 26 değerlik elektronu 3 – Atomlar arasına tekli bağlar çizilir ve atomların okteti tamamlanır. 4 - Yapının elektron sayısı kontrol edilir. 3 tek bağ (3x2) + 10 e- çifti (10x2) = 26 değerlik elektronu F N

Örnek: (CO32-)’ın Lewis yapısı 1 – Merkez atom C’dir. 2 – Değerlik elektronları: C - 4 (2s22p2), O - 6 (2s22p4) ve anyonun yükü 4 + (3 x 6) + 2 = 24 değerlik elektronu 3 – Atomlar arasına tekli bağlar çizilir ve oktetleri tamamlanır. 4 - Yapının elektron sayısı kontrol edilir. 3 tek bağ (3x2) + 10 e- çifti (10x2) = 26 değerlik elektronu Elektron sayısını azaltmak için çift bağ çizilir. 2- 2 tek bağ (2x2) = 4 1 çift bağ = 4 8 e- çifti (8x2) = 16 Toplam = 24 O C

Örnek: HNO3’in Lewis yapısı (b) (a) Doğru yapının b olduğunu hesapla gösteriniz. 17

( ) - Formal Yük ve Lewis Yapısı Formaldehit (CH2O) için iki iskelet yapı çizilebilir: H C O H C O En uygun Lewis yapısını belirleyebilmek için izole bir atomdaki değerlik elektronları sayısından o atomun Lewis yapısındaki elektronların sayısı arasındaki fark (Formal yük) alınır. Lewis yapısındaki izole bir atomun formal yükü = 1 2 Bağ yapan elektronların sayısı ( ) İzole atomun değerlik elektronları - Bağ yapmayan elektronların sayısı Bir molekül ya da iyondaki her bir atomun formal yükleri toplamı, molekül ya da iyonun yüküne eşit 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 çift bağ = 4 2 e- çifti (2x2) = 4 Toplam = 12 H C O Lewis yapısındaki izole bir atomun formal yükü = 1 2 Bağ yapan elektronların sayısı ( ) İzole atomun değerlik elektronları - Bağ yapmayan elektronların sayısı C’nin formal yükü = 4 - 2 - ½ x 6 = -1 O’nun formal yükü = 6 - 2 - ½ x 6 = +1

H C O C – 4 e- O – 6 e- 2H – 2x1 e- 12 e- 2 tek bağ (2x2) = 4 1 çift bağ = 4 2 e- çifti (2x2) = 4 Toplam = 12 Lewis yapısındaki izole bir atomun formal yükü = 1 2 Bağ yapan elektronların sayısı ( ) İzole atomun değerlik elektronları - Bağ yapmayan elektronların sayısı C’nin formal yükü = 4 - 0 - ½ x 8 = 0 O’nun formal yükü = 6 - 4 - ½ x 4 = 0 Bu gösterim daha çok tercih edilir. Çünkü önceki gösterimdeki aşırı yük ayırımı kararsızlığa sebep olur.

Nötr moleküller için formal yükün sıfır olduğu yapı tercih edilir. Daha küçük formal yüklü yapılar daha büyüklerine göre tercih edilir. Benzer formal yüklere sahip moleküller içerisinden negatif formal yüklü EN’si en yüksek atomlu yapı seçilir. Örnek: Nitrozil klorür (NOCl) için hangi Lewis yapısı seçilmelidir? Cl N O +1 -1 Cl N O

Karbon dört bağ oluşturur (4 tekli, 2 ikili, 2 tekli ve 1 çift ya da 1 tekli ve 1 üçlü bağ şeklinde). Nötr türlerde, azot üçlü ve oksijen ise ikili bağ yapar. Pozitif iyonlarda, azot 4 (NH4+ gibi) ve oksijen ise 3 (H3O+ gibi) bağ yapar. Karbon, N, O ya da S ile çift ya da üçlü bağ oluşturabilir. Örnek: Bir N, bir C ve bir H atomundan oluşan bir molekülün Lewis yapısını çiziniz. Söz konusu molekül HCN’dir. H C N

Rezonans Tam olarak tek bir Lewis yapısıyla gösterilemeyen bir molekülün, iki ya da daha fazla sayıdaki Lewis yapılarından birisidir. Rezonans yapılarda bağlardaki elektronların yeri değişir. (O3)’un rezonans yapıları O + - (CO32-)’ın rezonans yapıları O C - O C - O C -

Oktet Kuralından Sapmalar Bazı kararlı moleküllerin merkez atomunu çevreleyen elektronların sayısı sekizden az olabilir (eksik oktet). Be – 2e- 2H – 2x1e- 4e- BeH2 H Be B – 3e- 3F – 3x7e- 24e- 3 tek bağ (3x2) = 6 9 e- çifti (9x2) = 18 Toplam = 24 F B BF3

Bazı moleküller tek sayıda elektron içerebilir Bazı moleküller tek sayıda elektron içerebilir. Oktetin tamamlanmasında çift sayıda elektron olması gerekirken NO ve NO2 moleküllerinde bu kural geçerli değildir. N O + - Tek elektronlu moleküllere radikal denir. Radikaller eşleşmemiş elektronları sebebiyle kovalent bağ oluşturmaya meyillidir. 3. periyot elementleri ise 3s ve 3p orbitallerine ilave olarak bağlanmada kullanabilecekleri 3d orbitallerine de sahip olduklarından merkez atom olarak oluşturdukları bazı moleküllerde okteti aşarlar (genişlemiş oktet). S F Örneğin SF6 molekülünde merkez kükürt atomu ([Ne]3s23p4) çevresinde 12 elektron vardır. Not: Soygazlar sadece genişlemiş oktet verir.

Tekli bağ < İkili bağ < Üçlü bağ Bağ Enerjisi Gaz halindeki 1 mol molekülde, belirli bir bağı kırmak için gereken entalpi (maddenin yapısında depoladığı her türden enerjilerin toplamı) değişimidir. H2 (g) H (g) + DH0 = 436,4 kJ Cl2 (g) Cl (g) DH0 = 242,7 kJ HCl (g) DH0 = 431,9 kJ O2 (g) O (g) DH0 = 498,7 kJ O N2 (g) N (g) DH0 = 941,4 kJ N Bağ Enerjisi Tekli bağ < İkili bağ < Üçlü bağ

Çok atomlu moleküllerin ortalama bağ enerjileri H2O (g) H (g) + OH (g) DH0 = 502 kJ OH (g) H (g) + O (g) DH0 = 427 kJ Ortalama OH bağı entalpisi = 502 + 427 2 = 464 kJ Su molekülünde sonuçta her iki O-H bağı kırılır. Ancak birinci kırılma ikinciden daha endotermiktir. Çünkü 1. kırılma öncesindeki kimyasal çevre ile sonrasındaki kimyasal çevre aynı değildir. Buna göre, metanol (CH3OH) ve su moleküllerindeki O-H bağ enerjileri aynı olamaz.

Reaksiyonlardaki Bağ Entalpileri ve Entalpi Değişimleri Bazı reaksiyonlar ekzotermik bazılarıysa endotermik olabilir. H2 (g) 1/2O2 (g) H2O (g) DH0 = -285,8 kJ + 6CO2 (g) 6H2O(s) + H2O (g) DH0 = 2801 kJ + C6H12O6 (k) Reaksiyonların entalpisi, ortalama bağ enerjileri kullanılarak belirlenebilir. Bağların kırılması daima enerji gerektirirken bağ oluşumunda ise daima enerji açığa çıkar. DH0 = giren toplam enerji – çıkan toplam enerji = SBE(reaktantlar) – SBE(ürünler)

endotermik ekzotermik Bu yaklaşımda, reaksiyona girenlerin bağlarının kırıldığı ve ürünlerde ise gaz fazındaki atomların bağ yaptığı kabul edilir.

Örnek: Aşağıdaki reaksiyon için entalpi değişimini bulunuz. H2 (g) + F2 (g) 2HF (g) DH0 = SBE(reaktantlar) – SBE(ürünler) Kırılan bağ türü Kırılan bağ sayısı Bağ entalpisi (kJ/mol) Entalpi değişimi (kJ/mol) H 1 436,4 F 1 156,9 Oluşan bağ türü Oluşan bağ sayısı Bağ entalpisi (kJ/mol) Entalpi değişimi (kJ/mol) H F 2 568,2 1136,4 DH0 = 436,4 + 156,9 – 2 x 568,2 = -543,1 kJ/mol

Alıştırmalar 1. N2H4, PF5, XeF4, O22- ve NH4+ için Lewis yapılarını çiziniz. 2. CNO- ve ClO3- iyonlarının rezonans yapılarını formal yüklerini göstererek çiziniz. 3. Aşağıdaki moleküllerden hangisi en kısa azot-azot bağına sahiptir? a) N2H4 b) N2O c) N2 d) N2O4 4. Aşağıdaki türlerden hangileri izoelektroniktir? NH4, C6H6, CO, CH4, N2, B3N3H6