KİMYA 1
KİMYA MÜHENDİSLİĞİ
ÜNİTE 6: KİMYASAL BAĞLAR: TEMEL KAVRAMLAR
Dersin Öğretim Üyesi:
Yrd. Doç. Dr. Amaç Fatih TUYUN
E-mail:
[email protected]
CONTENTS
6.1.
6.2.
6.3.
6.4.
6.5.
6.6.
6.7.
6.8.
6.9.
Lewis Kuramı: Genel Bakış
Kovalent Bağlanma: Giriş
Polar Kovalent Bağlar
Lewis Yapılarının Yazılması
Rezonans
Oktet Kuralından Sapmalar
Moleküllerin Biçimleri
Bağ Derecesi ve Bağ Uzunlukları
Bağ Enerjileri
6.1. LEWIS KURAMI: GENEL BAKIŞ
 1916-1919 yılları arasında G. N. Lewis,
Ir ving Langmuir ve Walther Kossel kimyasal
bağlar hakkında bir öneride bulundular.
 Soy gazların asallıkları, soy gaz atomlarının
elektron dağılımlarına benzemek amacıyla
bir araya gelmektedir.
 Elektronlar, özellikle de dış kabuk elektronları kimyasal bağlanmada
önemli rol oynar.
 Bazı durumlarda elektronlar bir atomdan diğerinde verilir. Böylece oluşan
pozitif ve negatif yüklü iyonlar birbirlerini iyonik bağlar adı verilen
elektrostatik kuvvetlerle çekerler.
 Diğer durumlarda eşleşmiş iki yada daha fazla elektron atomlar arasında
or taklanır. Elektronların bu or taklanması ile oluşan bağa “kovalent bağ”
denir.
 Elektronların bir atomdan diğer atoma verilmesi ya da or taklanması, her
atomun kararlı elektron dağılımına sahip olması şeklinde olur. Genellikle
bu dağılım, dış kabuk elektronlarının sekiz (oktet) olduğu soy gaz
dağılımıdır.
LEWIS SİMGELERİ VE YAPILARI
 İç kabuk elektronları ve çekirdeği gösteren bir simge ile
dış kabuk elektronlarını gösteren noktalardan oluşur.
•
• Si •
•
• Al •
•
• As •
•
P•
•
••
• Se
•
•
••
••
• Bi •
•
• Sb •
•
••
I
••
•
••
Ar
••
•
••
••
•N•
•
••
••
••
••
 Lewis, kuramını öne sürdüğünde, henüz elektr on spini kavramı
bilinmediğinden, değerlik elektronları olan 3s2 elektronlarının
eşleştiğini gösterememiştir.
 En fazla 4 nokta koyacağız. Eğer değerlik elektron sayısı 4’ten
fazla olusa, oktete ulaşıncaya kadar noktaları eşleştireceğiz.
İYONİK BİLEŞİKLERİN LEWIS YAPILARI
 İyonik bir bileşiğin birim formülü katyonların ve anyonların
elektriksel olarak nötür toplamıdır.
• O•
••
2+ ••
Ba
O
••
2-
••
Ba•
••
••
BaO
•
••
••
Mg
••
• Cl
••
••
2 Cl
••
-
••
2+
••
Mg •
••
MgCl2
•
• Cl
••
6.2. KOVALENT BAĞ
 Klor elektron alma eğilimindedir.
 Na ve H atomlarının hangisinden daha kolay elektron
koparılır? – İki atom da kendiliğinden vermez.
Na iyonlaşma enerjisi: 496 kj/mol (daha metal)
H iyonlaşma enerjisi: 1312 kj/mol
 H atomu elektronunu ametal bir atoma vermez.
 İki atom arasındaki bağlanma, elektronların ortaklanmasıyla
olur. Bu ortaklanma sonucu kovalent bağ oluşur.
 Değerlik kabuğu elektronlarının sayısının 8 olması gerekir. Hidrojen
atomu ise istisnadır.
 Bu kuram aynı zamanda elementel H ve Cl’un neden diatomik moleküller
halinde bulunduğunu açıklar.
 Kovalent bağdaki elektron çiftlerine “Bağlayıcı elektron çiftleri”, bağ
oluşumuna katılmayan elektron çiftlerine de “ortaklanmamış elektron
çiftleri” denir.
KOORDİNE KOVALENT BAĞLAR
 Lewis bağ kuramı, bir çift elektronun, ortaklaşılmasını kovalent bağ
olarak tanımlar.
 Ancak bu tanım, bağ oluşumuna iki atomun birer elektronla katkıda
bulunduğu anlamına gelmez.
 Ortaklaşan elektron çiftinin her ikisinin de bir atomdan geldiği kovalent
bağa “koordine kovalent bağ” denir.
+
H
H
Cl
H N H
H
••
Cl
••
-
••
••
H N
H
••
H
ÇOK KATLI KOVALENT BAĞLAR
 Çoğu kez bir atomun oktete ulaşabilmesi için bir çiftten fazla
elektrona gereksinimi olabilir.
•
•O
••
•
•
•
••
•
••
••
O C O
•
•
•
••
•
••
O C O
••
• C•
•
••
••
O•
••
••
••
••
••
O C O
••
•
••
•
•
•
••
N N
•
•
•
•
••
N N
N N
••
••
•
••
••
N•
••
•
•N
•
••
•
6.3. POLAR KOVALENT BAĞLAR
 Kimyasal bağları, birbirlerinden belirgin olarak 2’ye ayırdık:
elektronların tamamen aktarılmasıyla oluşan iyonik bağlar,
elektron çiftlerinin eşit ortaklanmasıyla oluşan kovalent
bağlar.
 Elektronların iki atom arasında eşit olmayan ortaklanmasıyla
oluşan kovalent bağa “polar kovalent bağ” denir. Elektronlar
çoğu kez ametal element tarafındadır.
δ+
H
Cl
δ-
ELEKTRONEGATİFLİK
 Elektron ilgisi bir atom özelliğidir ancak bağ polarlığı gibi
molekül özelliklerinin belirlenmesinde, atomların bağımsız
oldukları haller değil, bir molekül içinde bulundukları durum
göz önüne alınır.
 Elektronegatiflik bir atomun bağlı olduğu diğer atomlardan
elektron çekme yeteneğidir.
 Elektronegatiflik ne kadar küçükse, element o kadar metaldir.
 Elektronegatiflik değerlerinden, bir kovalent bağın ne kadar
polar olduğunu bilebiliriz.
 Bağlı atomların elektronegatif değerleri arasındaki farkın
mutlak değerlerinden anlayabiliriz.
Δelektronegatiflik düştükçe bağ oldukça kovalenttir.
Δelektronegatiflik arttıkça bağ iyoniktir.
6.4. LEWIS YAPILARININ YAZILMASI
 Bir Lewis yapısında bütün değerlik elektronları gösterilmeli.
 Lewis yapılarında bütün elektronlar genellikle eşleşmiştir.
 Genellikle her atom en dış kabuğunda oktet elektronlarına
ulaşır. Ancak hidrojende dış kabuk elektronları 2 olur.
 Bazen katlı kovalent bağlara ihtiyaç duyulur. Katlı kovalent
bağlar C, N, O, S ve P atomları tarafından kolaylıkla
oluşturulur.
STRATEGY FOR WRITING
LEWIS STRUCTURES
İSKELET YAPI
 Merkez atom ve uç atomlar belirlenir.
H
H C
H
H
C O H
H
İSKELET YAPI
 Merkez atomu iki ya da daha fazla atoma bağlıdır.
 Uç atom sadece bir başka atoma bağlıdır.
 Hidrojen atomları her zaman uç atomlarıdır.
 Merkez atomları genellikle elektronegatiflikleri en
düşük olandır.
 Karbon atomları her zaman merkez atomlarıdır.
FORMAL YÜK
 Lewis yapısında hangi elektronun hangi atoma bağlı
olduğu anlaşılmaz.
 Formal yükü, her bir elektronun nereye ait olduğunu
anlayarak belirlenebilir.
 Lewis yapılarında kovalent bağların uçlarındaki
atomların, bu bağların oluşumuna eşit elektron
katkısında bulunmadıkları durumda, bazı atomların
üzerlerinde oluşan yükler form yüklerdir.
 Lewis yapısındaki bir atomun formal yükü, bir atomun serbest
halindeki değerlik elektronu sayısından, bu atomun Lewis
yapısında payına düşen elektron sayısının çıkarılmasıyla
bulunur.
 Ortaklanmamış bütün elektron çiftlerini, hangi atomda ise o atoma
ait sayınız.
 Bağlayıcı elektron çiftlerini bağlanan atomlar arasında eşit olarak
paylaştırınız.
FY = #serbest atomdaki değerlik e- - #lortaklanmamış çiftlerideki e- 1
2
#bağlayıcı çiftlerdeki e-
Örnek
Nitronyum iyonunun, NO2+, Lewis yapısını çiziniz.
Adım 1:
Toplam elektron e- = 5 + 6 + 6 – 1 = 16 e-
Adım 2:
Muhtemel yapı:
Adım 4:
Kalan elektron:
eklenir:
••
O—N—O
••
••
••
Uç atomlara
••
••
Adım 3:
e-
O—N—O
16 – 4 – 12 = 0
Örnek
Adım 5:
Oktete ulaşmak için katlı kovalent bağların oluşumu:
••
••
••
O=N=O
••
Adım 6:
••
••
O—N—O
••
••
••
Formal yüklerin hesabı:
1
FY(O) = 6 - 4 –
(4) = 0
2
FY(N) = 5 - 0 –
+ ••
1
(8) = +1
2
ALTERNATİF LEWIS YAPISI
••
••
••
O—N—O
••
+
O
+
N
••
O
••
-
••
••
••
••
1
FC(O≡) = 6 - 2 –
(6) = +1
2
FC(N) = 5 - 0 –
1
(8) = +1
2
FC(O—) = 6 - 6 –
1
(2) = -1
2
 Lewis yapısındaki formal yüklerin toplamı nötür
molekül için sıfır ve çok atomlu iyon için iyonun
yüküne eşit olmalıdır.
 Formal yükler mümkün olabildiğince en az olmalıdır.
 Çoğu elektronegatif atomlardaki formal yükler
negatif, elektronegatiflikleri az olan atomlardaki
formal yükler pozitiftir.
 Komşu atomlarda aynı işaretli formal yüklerin
bulunduğu yapılar olası değildir.
 Burada ilk iki tutmakla birlikte, üçüncü ve dördüncü
kuralla uyuşmamaktadır.
+
+
•• -
••
••
O≡N—O
••
Örnek
Nitrozil klorür, NOCl, için en uygun Lewis yapısını yazınız.
2+
2-
-
2+
-
-
+
6.5. REZONANS
 Oksijen iki atomlu halde bulunmakla birlikte ozon
halinde de bulunabilir.
••+ •• -
••
O
O O
••
••
- ••
••+ ••
O
O O
••
••
••
••
 Deneysel verilere göre her iki bağın da eşit olduğu
anlaşılmıştır (127,8 pm).
 Bu değer tekli bağ ile çift bağ arasındadır.
 İki ya da daha fazla uygun Lewis yapısının yazılabildiği ancak
tam doğru yapının yapılamadığı duruma “rezonans” denir.
 Gerçek yapı, uygun yapıların katkılarıyla oluşan bir rezonans
melezidir.
 Rezonans yapılarında iskelet aynı olmalı, bu iki yapı içinde
sadece elektron dağılımları farklı olabilir.
 İki uçlu ok, bir anda yapılardan biri halinde bir başka anda
öbürü halinde olduğunu göstermez.
6.6. OKTET KURALINDAN SAPMALAR
 Tek sayılı elektronu olan yapılar: NO 11 elektronu vardır.
••
••
•
N=O
••
 Eşleşmemiş elektronların bulunması, tek sayılı elektronları
olan yapıların paramanyetik olmasına neden olur.
 Çift sayılı elektronları bulunan moleküller eşleşmiş elektron
içerdiğinden diamanyetiktir.
H
••
•
O—H
••
•
H—C—H
 Bir ya da daha fazla sayıda eşleşmemiş elektronları olanlara
“radikaller” denir.
 Eksik oktetler:
••
••
••
••
••
B
B
F
+ F
••
F
F
F
F
••
••
••
+
-
F
F
-
B
F
 B-F bağının 130 pm olduğu yani tekli bağdan daha kısa olduğu
bulunmuştur.
 + formal yük elektronegatif F atomundadır. – formal yükün
bağdaki daha elektronegatif atomda bulunması gerekir.
 Molekül özellikleri ve kimyasal davranışları ışığında bor
triflorür’ün en uygun yapısı bu üçünün rezonans melezi olduğu
görülür.
 B atomuna bir çift elektron verebilecek olanlarla, bir koordine
kovalent bağ oluşturmaya yönelik kuvvetli eğilimi vardır.
 Genişlemiş Değerlik Kabukları:
Hidrojen dışındaki bütün atomların her birinde 8 değerlik
elektronu bulunur.
Bunun dışında, merkez atom üzerinde 10 ya da 12 değerlik
elektronu bulundururlar.
P
Cl
F
S
P
Cl
Cl
Cl
F
F
F
F
••
Cl
••
••
Cl
F
••
Cl
••
••
Cl
••
••
••
••
••
••
Oktet
10’a genişler
12’ye genişler
 Bu fazla elektronlar nereye gider?
 Merkez atomda 3s ve 3p alt kabukları dolduktan sonra fazla
elektronların boş 3d alt kabuğuna gittiği düşünülür.
 3p ve 3d düzeyleri arasındaki enerji farkının fazla olmaması
mantıklıdır.
6.7. MOLEKÜLLERİN BİÇİMLERİ
 Şekli çok önemlidir.
 Bu molekülün oda sıcaklığında
gaz
değil
sıvı
olmasının
sebebidir.
 Sıvı haldeki suyun bir çok
farklı
maddeyi
çözmesinin
nedeni de budur.
Şekil tahmini için;
 Lewis kuramı
 Değerlik
kabuğu
elektron
çiftlerinin birbirlerini itmeleri
kavramı
H
O
H
 Bağ uzunlukları: Bağlanmış atomların çekirdekleri
arasındaki uzaklık
 Bağ açıları: Bağları gösteren komşu doğru çizgiler
arasındaki açıdır.
 İki atomlu bir molekülde tek bağ vardır. Doğrusaldır yani
bağ açısı yoktur.
 Üç atomlu bir molekülde 2 bağ vardır. Doğrusal ise bağ
açısı 180’dir. Bükük veya kırık ta olabilir.
VSEPR KURAMI
 Bu kuram değerlik kabuğundaki elektron çiftleriyle
ilgilidir.
“ister kimyasal bağ, isterse ortaklanmamış halde
olsun, elektron çiftleri birbirini iter. Elektron çiftleri,
atom etrafında itmeyi en aza indirmek şekilde
yönlenir. Bunun sonucunda kendine özgü geometrik
şekilleri oluşur.”
 VSEPR kuramının bir diğer özelliği de elektronların
sadece çiftleri üzerinde değil elektron grupları
üzerinde durulmasıdır. Bir elektron grubu bir çift, bir
ortaklanmamış çift ya da bir bağ çifti olabilir.
METAN, AMONYAK VE SU
 VSEPR kuramına göre, bu moleküllerdeki elektron
çiftleri
merkez
atom
etrafında
dört
yüzlü
yönlenmiştir.
 Buna karşın molekülün şekli, bu elektron çiftleri
tarafından
değil,
atomların
çekirdeklerinin
bulundukları yerlerle belirlenir.
Karışıklığı önlemek için;
 Elektron çiftlerinin dağılım geometrisine “elektron
grubu geometrisi” atom çekirdeklerinin oluşturduğu
geometriye de “molekül geometrisi” denir.
 İki elektron çiftinin birbirine yaklaşmaya zorlanması
aralarındaki itmeyi arttırır.
90>120>180
 Ortaklanmamış elektron çiftleri bağlayıcı elektron
çiftlerine göre daha çok yer kaplarlar. Bunun
sonucunda bağa girmeyen iki elektron çifti arasındaki
itme, iki bağlayıcı elektron çift arasındakine göre
daha büyüktür.
Ortaklanmamış e çifti - Ortaklanmamış e çifti >
Ortaklanmamış e çifti – Bağlayıcı elektron çifti >
Bağlayıcı elektron çifti - Bağlayıcı elektron çifti
VSEPR KURAMININ UYGULANMASI
 Molekül ya da çok atomlu iyonun uygun Lewis
yapısını yazınız.
 Merkez atom etrafındaki elektron gruplarının sayısını
ve bunların bağlayıcı çift veya ortaklanmamış
elektron grupları olduklarını belirleyiniz.
 Merkez atom etrafındaki elektron grubu geometrisini
doğrusal, üçgen düzlem, dörtyüzlü, üçgen piramit ya
da sekizyüzlü olarak saptayınız.
 Merkez atom etrafındaki diğer atom çekirdeklerinin
oluşturduğu molekül geometrisini belirleyiniz.
DİPOL MOMENT
 Cl atomunun H atomuna göre daha elektronegatif olması
elektronların Cl atomu etrafında daha çok bulunmalarına yol
açar.
 Polar bir kovalent bağda, yük dağılımındaki farklılık dipol
moment, μ, ile gösterilir.
μ
= f
x
d
(debye)
(yük) (uzaklık)
ELEKTRON ÇİFTLERİNİN ÖNEMİ
 Elektronegatiflik farkı, bir molekülde bağ dipollerinin olup
olmadığını ve moleküllerin biçimlerinin bağ dipollerinin
birbirlerini yok etmesini ya da dipol moment oluşturacak
şekilde bir araya gelmesini sağlar.
μ = 0,534 D
BAĞ DERECESİ VE UZUNLUKLARI
 Kovalent bağlardaki elektronları atomları birbirine bağlayan
tutkaldır. Bağ derecesi arttıkça fazla elektron bulunacak ve
bunlar da atomları daha sıkıca bir arada tutacaktır.
 Tekli bağ, derece = 1
 Çiftli bağ, derece = 2
 Üçlü bağ, derece = 3
6.9. BAĞ ENERJİLERİ
 Bağ enerjisi ve uzunluğu bağın katlılığı
ile ilgilidir.
 Katlılık ne kadar artarsa, bağ o kadar
kısa ve bağ enerjisi de o kadar
fazladır.
 Evet atomlar kovalent bağ yapacak
şekilde bir araya gelirlerse, enerji
salınır ve bu bağın ayrışması sırasında
da aynı miktarda enerji soğurulur.
 Bağ ayrışma enerjisi, gaz halindeki
bileşiklerde bir mol kovalent bağı
koparmak
için
gerekli
enerji
miktarıdır.
REAKSİYON ENTALPİLERİ
ΔHreaksiyon= Σ ΔH(ürünlerin bağları) - Σ ΔH(reaktanların bağları)
= Σ ΔH bağ oluşumu - Σ ΔH bağ ayrışması
= -770 kJ/mol – (657 kJ/mol) = -114 kJ/mol
 Bağ enerjisinin bir diğer önemli kullanımı da bir tepkimenin
endotermik veya ekzotermik olduğunun öngörülmesidir.
Zayıf bağlar
Kuvvetli bağlar
ΔH<O
Kuvvetli bağlar
Zayıf bağlar
ΔH>O
Download

kimyasal bağlar - SercanUzumcu.com